11 faktów na temat struktury Lewisa IF5: szczegółowe wyjaśnienia

IF₅ lub pentafluorek jodu jest międzyhalogenowy związek o masie molowej ok X. Skupmy się na niektórych właściwościach molekularnych IF₅ szczegółowo.

IF₅ otrzymuje się w reakcji jodu i fluoru w stosunku 1:5. Zarówno jod, jak i fluor są pierwiastkami halogenowymi należącymi do grupy 17 iz tego powodu ten typ cząsteczki odnosi się do związku międzyhalogenowego. Może szybko reagować z wodą, tworząc kwas fluorowodorowy i jodowy.

Związek ma Jednoskośny struktura krystaliczna w postaci sieci. Teraz omówimy hybrydyzację, strukturę Lewisa, kąt wiązania i kształt IF₅ z odpowiednim wyjaśnieniem w dalszej części artykułu.

1. Jak narysować JEŻELI₅ struktura Lewisa

Za pomocą reguły oktetu, wartościowości, orientacji cząsteczki i atomu centralnego możemy narysować strukturę Lewisa w wielu krokach. Narysujmy strukturę Lewisa funkcji JEŻELI₅.

Zliczanie całkowitych elektronów walencyjnych

IF₅ to 42, gdzie zarówno jod, jak i F mają po siedem elektronów walencyjnych i wystarczy je dodać, aby uzyskać całkowitą liczbę elektronów walencyjnych.

Wybór centralnego atomu

Do konstrukcji struktury Lewisa potrzebny jest atom centralny, ponieważ wszystkie atomy są połączone odpowiednią liczbą wiązań z tym konkretnym atomem. Na podstawie rozmiaru i mniejszej elektroujemności musimy wybrać atom centralny.

Zaspokojenie oktetu

Każdy atom, niezależnie od tego, czy należy do bloku s, czy p, musi zostać wypełniony swoim orbitalem walencyjnym, przyjmując odpowiednią liczbę elektronów do późniejszego tworzenia wiązań. Aby ukończyć oktet I i F, oba potrzebują 1 elektronu więcej, ponieważ należą do oktetu 17^th element odpowiednio p bloków.

Zaspokojenie wartościowości

Podczas tworzenia oktetu każdy atom powinien mieć świadomość, że może utworzyć taką liczbę trwałych wiązań, jaka jest ich stabilna wartościowość. Jak na oktet wymagane elektrony 8*6 = 48 dla IF₅ formacji, ale elektronów walencyjnych jest 42, więc pozostałe elektrony powinny być wypełnione odpowiednimi wiązaniami każdego atomu.

Przypisz samotne pary

Po utworzeniu wiązania, jeśli elektrony pozostaną w powłoce walencyjnej każdego atomu, wówczas elektrony te istnieją jako samotne pary nad tym konkretnym atomem w cząsteczce. w JEŻELI₅, zarówno I, jak i F mają wolne pary i po prostu dodajemy je razem, aby uzyskać całkowitą liczbę samotnych par w cząsteczce. Jod ma 1, a F ma 3 pary samotnych par.

2. JEŚLI₅ elektrony walencyjne

Elektrony są obecne w powłoce walencyjnej każdego atomu i odpowiadają za jego właściwości chemiczne i nazywane są elektronami walencyjnymi. Policzmy elektrony walencyjne IF₅.

Całkowita liczba elektronów walencyjnych dla IF₅ cząsteczka ma 42. Jest 7 elektronów walencyjnych z miejsca jodu i 7 elektronów z każdego miejsca F, więc po prostu policzyliśmy elektrony walencyjne poszczególnych atomów i po prostu dodaliśmy je razem, aby uzyskać całkowitą liczbę elektronów walencyjnych dla IF₅ cząsteczka.  

• Elektrony walencyjne dla jodu to 7 (5s²5p⁵)
• Elektrony walencyjne dla F to 7 (2s²2p⁵)
• Zatem całkowita liczba elektronów walencyjnych dla IF₅ wynosi 7+(7*5) = 32 elektrony.

3. JEŚLI₅ samotne pary struktury Lewisa

Elektrony, które istnieją w postaci pary w powłoce walencyjnej po utworzeniu wiązania w nadmiarze, nazywane są wolnymi parami. Przewidujmy samotne pary na podstawie JEŻELI₅.

W IF występuje 16 par samotnych par₅ co oznacza, że ​​w powłoce walencyjnej znajdują się 32 elektrony, które nie mają udziału w tworzeniu wiązań. Te elektrony tworzą miejsce jodu, a także F, ponieważ oba mają nadmiar elektronów w swojej powłoce walencyjnej po utworzeniu wiązania i istnieją jako samotne pary.

• Możemy przewidzieć samotne pary nad każdym atomem, korzystając ze wzoru, samotne pary = elektrony obecne na orbicie walencyjnej – elektrony zaangażowane w tworzenie wiązań
• Tak więc samotne pary są obecne nad atomem jodu, 7-5 = 2
• Samotne pary obecne nad atomem F, 7-1 = 6
• Tak więc całkowita liczba samotnych par obecnych w IF₅ cząsteczka to 1+(5*3) = 16 par lub 32 elektrony.

4. JEŚLI₅ Reguła oktetu struktury Lewisa

Aby uzupełnić orbital walencyjny każdego atomu, każdy atom przyjmuje odpowiednią liczbę elektronów, nazywa się regułą oktetu. Zobaczmy oktet funkcji IF₅ cząsteczka.

IF₅ jest zgodny z regułą oktetu, ponieważ zarówno jod, jak i F nie są jeszcze zakończone orbitalem walencyjnym. Próbują więc uzupełnić swoje elektrony walencyjne poprzez tworzenie wiązań. F potrzebuje jeszcze jednego elektronu, aby uzupełnić oktet, ponieważ należy do elementu bloku p, więc potrzebuje 8 elektronów na swoim orbicie walencyjnym.

Jod to grupa 17^th pierwiastek i tworzy pięć wiązań z pięcioma atomami F i jedną samotną parą, więc potrzebuje jeszcze jednego elektronu do skompletowania oktetu. Ale podczas IF₅ tworzenie cząsteczek, jod dzieli 10 elektronów w pięciu wiązaniach i jednej samotnej parze, więc naruszył oktet i również przekroczył oktet.

5. JEŚLI₅ kształt struktury Lewisa

Kształt cząsteczki to odpowiednie ułożenie pierwiastków przez atomy podstawników w celu uzyskania idealnej struktury geometrycznej. Przewidujmy kształt JEŻELI₅.

IF₅ jest kwadratową strukturą piramidalną bez jej samotnych par, a jeśli uwzględnimy pojedyncze pary nad jodem, to istnieje jako geometria oktaedryczna zgodnie z poniższą tabelą,

Geometria lub kształt cząsteczki jest przewidywana przez teorię VSEPR (Valence Shell Electrons Pair Repulsion), a teoria mówi, że jeśli cząsteczka ma typ AX₅E i jest jedna samotna para, to nie przyjmuje idealnego ośmiościanu i zamienia się w piramidę kwadratową.

6. JEŚLI₅ kąt struktury Lewisa

Kąt wiązania jest tworzony przez atomy centralne i atomy podstawników w celu właściwej orientacji w określonej geometrii. Obliczmy kąt wiązania IF₅.

Kąt wiązania między FIF jest bliski około 72⁰ ponieważ przyjmuje kwadratową piramidę, a dla cząsteczki koordynowanej Penta lepszy kąt wiązania wynosi 72⁰. Rozmiar jodu jest zbyt duży, aby mógł z łatwością pomieścić pięć atomów F bez odpychania sterycznego lub odpychania wolnych par - wiązań.

• Wartość kąta wiązania można obliczyć na podstawie wartości hybrydyzacji.
• Wzór na kąt wiązania zgodnie z regułą Benta to COSθ = s/(s-1).
• Tutaj centralnym atomem jodu jest sp³d zhybrydyzowany, więc znak p wynosi 1/5
• Zatem kąt wiązania wynosi COSθ = {(1/5)} / {(1/5)-1} =-(1/4)
• Θ = KOS^-1(-1/4) = 72⁰
• Zatem z wartości hybrydyzacji kąt wiązania dla wartości obliczonej i teoretycznej jest taki sam.

7. JEŚLI₅ formalna opłata za strukturę Lewisa

Ładunek formalny jest hipotetyczną koncepcją, w której elektroujemność wszystkich atomów jest równa i przewiduje ładunek atomu. obliczmy formalny ładunek IF₅.

Opłata formalna netto FI₅ wynosi 0, ponieważ ładunek netto nad centralnym jodem wynosi 0 z powodu wykorzystania wszystkich elektronów w tworzeniu wiązań wraz z wolnymi parami.

• Formalny zarzut IF₅ można obliczyć ze wzoru FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp
• Formalny ładunek jodu to 7-2-(10/2) = 0
• Formalny ładunek fluoru wynosi 7-6-(2/2) = 0
• Tak więc zarówno jod, jak i fluor indywidualnie wykazują zerowy ładunek formalny iz tego powodu ogólny ładunek formalny cząsteczki wynosi 0.

8. JEŚLI₅ hybrydyzacja

Ze względu na różną energię orbitali centralny atom ulega hybrydyzacji, tworząc orbital hybrydowy o równoważnej energii. Przewidujmy hybrydyzację IF₅.

Centralny jod to sp³d hybrydyzował, tworząc wiązanie kowalencyjne w IF₅ cząsteczka, którą można omówić poniżej.

• Hybrydyzację możemy obliczyć ze wzoru umownego, H = 0.5(V+M-C+A),
• Tak więc hybrydyzacja centralnego jodu wynosi ½(5+5+0+0) = 5 (sp³d)
• W hybrydyzacji bierze udział jeden orbital s, trzy orbitale p i jeden orbital d jodu.
• Samotne pary nad centralnym jodem są również zaangażowane w hybrydyzację.

9. JEŚLI₅ rezonans struktury Lewisa

Rezonans to proces delokalizacji obłoków elektronowych pomiędzy różnymi formami szkieletu cząsteczki. Zobaczmy strukturę rezonansową IF₅.

Cząsteczka IF₅ pokazuje rezonans ze względu na obecność większej gęstości elektronów nad atomami F. Gęstość elektronów nad każdym atomem F może przenieść się do miejsca jodu i utworzyć różne formy szkieletu IF₅ Struktura. JEŚLI₅ ma dwie struktury rezonansowe, które są narysowane poniżej -

Struktura I i struktura II mają ten sam wkład, ponieważ pierwsza struktura nie ma nad nią ładunku, ale w strukturze II występuje większa liczba wiązań kowalencyjnych wraz z ładunkiem dodatnim obecnym również nad elektroujemnymi atomami F, z tego powodu , oba mają ten sam wkład.

10. Czy JEŻELI₅ jonowy czy kowalencyjny?

Cząsteczka jest kowalencyjna lub jonowa, zależy to od charakteru tworzenia wiązań między kationem a anionem tej cząsteczki. Zobaczmy, czy JEŻELI₅ jest jonowy lub kowalencyjny.

IF₅ jest cząsteczką kowalencyjną, ponieważ

• In IF₅ centralny atom tworzy wiązanie, dzieląc elektrony z otaczającymi atomami.
• w IF₅ wiązanie między jodem i F jest niepolarne
• In IF₅Centralny atom przechodzi hybrydyzację, aby zminimalizować poziom energii wymaganych orbitali.
• In IF₅ polaryzowalność F jest bardzo niska, a siła polaryzacyjna potencjału jonowego jodu jest również zła, więc nie był w stanie utworzyć wiązania jonowego.

Zgodnie z regułą Fajana żadna cząsteczka nie jest w 100% jonowa ani kowalencyjna, zależy to od teorii polaryzowalności, aw przypadku IF_5, jest bardziej kowalencyjny i ma mniej jonowy charakter.

11. Czy JEŻELI₅ stabilny?

IF₅ jest niestabilną cząsteczką, ponieważ jest związkiem międzyhalogenowym, a każdy związek międzyhalogenowy ma różnicę elektroujemności. W przypadku tych różnic elektroujemności gęstość elektronów sigma zostanie odciągnięta do najbardziej elektroujemnego atomu halogenu, wiązanie staje się słabsze i łatwo rozszczepiane.

12. JEŚLI₅ zastosowania

• IF₅ jest używany jako środek fluorujący – za pomocą tego odczynnika możemy włączyć fluor do innej cząsteczki.
• IF₅ jest również stosowany jako rozpuszczalnik innej cząsteczki niepolarnej.

Wnioski

IF₅ jest najczęstszym związkiem międzyhalogenowym i można go łatwo przygotować w laboratorium. W reakcji z fluorem możemy otrzymać heptafluorek jodu. Związki międzyhalogenowe są bardziej reaktywne niż normalne atomy halogenowe iz tego powodu mogą być używane w wielu reakcjach i uczestniczyć w wielu reakcjach organicznych, w których wymagane są zarówno nukleofile, jak i elektrofile.

Przeczytaj także:

• Struktura Lewisa Asf6
• Struktura Lewisa Alcl3
• Struktura Lewisa Hpo4 2
• Struktura Lewisa N2o
• Struktura Lewisa H2co
• Struktura Lewisa Snf3
• Brak struktury Lewisa
• Struktura Lewisa Sibr4
• Struktura Lewisa Pbr3
• Struktura Lewisa Nh4

Biswarup Chandra Dey

Cześć… Nazywam się Biswarup Chandra Dey i ukończyłem studia magisterskie z chemii na Uniwersytecie Centralnym w Pendżabie. Moją specjalizacją jest Chemia Nieorganiczna. Chemia to nie tylko czytanie linijka po linijce i zapamiętywanie, to koncepcja, którą można łatwo zrozumieć i tutaj dzielę się z Wami koncepcją chemii, której się uczę, bo warto się nią dzielić.