Struktura IO2- Lewis, charakterystyka: 11 faktów, które powinieneś wiedzieć

IO2- oznacza oksyanion halogenu o masie molowej 185.91 g/mol. Wyjaśnijmy pokrótce strukturę IO2-Lewisa poniżej.

Centralnym atomem jodu jest sp3 zhybrydyzowany wraz z dwiema parami samotnej pary. Kąt wiązania jest mniejszy niż oczekiwano z powodu odpychania sterycznego. IO2- jest halogenem oksyanionowym jodu, a jod ma ładunek ujemny w strukturze IO2-Lewis.

Ma wygięty kształt ze względu na obecność samotnej pary. Odpychanie samotnej pary par powoduje, że geometria IO2 wygina się jak cząsteczka wody. Skupmy się na niektórych ważne fakty o IO2-podobnych, samotnych parach, elektronach walencyjnych, hybrydyzacji.

1.    Jak narysować strukturę IO2-Lewisa

Musimy wykonać kilka podstawowych kroków, aby narysować strukturę IO2-Lewis. Omówmy poniżej, jak narysować strukturę Lewisa.

Liczenie elektronów walencyjnych –

Musimy policzyć całkowite elektrony walencyjne dla struktury IO2-Lewisa. Elektrony walencyjne dla jodu i tlenu to 7 i 6, ponieważ są grupą 17th i 16th elementy odpowiednio. Tak więc całkowita liczba elektronów walencyjnych wynosi 7+6+6+1 =20 elektronów. Dodawany jest jeden elektron, aby uzyskać dodatkowy ładunek ujemny.

Wybór centralnego atomu –

Teraz wybieramy jeden atom jako centralny atom w oparciu o rozmiar i elektroujemność. Wielkość I jest większa niż O, więc jod jest tutaj uważany za centralny atom. Dwa atomy O otaczają centralny I.

Spełnienie reguły oktetu –

Każdy atom w cząsteczce kowalencyjnej podlega zasadzie oktetu. Zgodnie z tą zasadą, każdy atom wypełnia orbital walencyjny. Tak więc elektrony wymagane do pełnego oktetu to 3*8 = 24. Stąd brak 24-20 = 4 elektrony są zaspokajane przez 4/2 = 2 wiązania. Tak więc wymagane są co najmniej dwa wiązania.

Dodawanie wielu obligacji –

Teraz połącz wszystkie otaczające i końcowe atomy z centralnym atomem wymaganą liczbą pojedynczych wiązań, aby utworzyć strukturę molekularną. Po połączeniu wszystkich atomów musimy sprawdzić, czy wartościowość wszystkich atomów jest spełniona, czy nie. W razie potrzeby dodajemy wiązania wielokrotne między takimi atomami.

Przypisywanie samotnych par –

Po dodaniu wielu wiązań, w razie potrzeby przypisujemy samotne pary nad odpowiednimi atomami. Dodajemy również samotne pary nad atomami I oraz O.

2.    Kształt struktury IO2-Lewis

Kształt cząsteczki jest zależny od teorii VSEPR i obecności sterycznego stłoczenia otaczających atomów. Poznajmy szczegółowo kształt IO2-.

Kształt struktury IO2-Lewisa nie jest liniowy. Kształt jest lekko wygięty wokół centralnego atomu. IO2-Lewis ma strukturę AX2 cząsteczka typu, która na ogół przyjmuje geometrię liniową. Ale tutaj kształt jest wygięty z powodu odpychania samotnych par.

IO2-Kształt

Z tego powodu cząsteczka wygięła swoją geometrię, aby uniknąć takiego odpychania, jak cząsteczka wody. Tak więc kształt struktury IO2-Lewis jest wygięty. Jest to wyjątkowy przypadek teorii VSEPR ze względu na unikanie odpychania. Zmienia się również kąt wiązania cząsteczki.

3.    IO2- elektrony walencyjne

W IO2 występują również elektrony walencyjne dla I i O osobno. Obliczmy całkowitą liczbę elektronów walencyjnych w strukturze IO2- Lewis

IO2- ma łącznie 20 elektronów walencyjnych. Liczby te są sumą elektronów walencyjnych poszczególnych atomów. Jod ma siedem elektronów walencyjnych, a tlen ma sześć elektronów walencyjnych na swoich najbardziej zewnętrznych orbitach. Jeden dodatkowy elektron jest liczony dla ujemnego ładunku obecnego na cząsteczce.

Elektroniczna konfiguracja jodu i tlenu to [Kr]4d105s25p5 i [He]2s22p4. Mają więc siedem i sześć elektronów walencyjnych na swoich orbitach walencyjnych. Tak więc całkowita liczba elektronów walencyjnych wynosi 7+6+6+1=20 elektronów, ponieważ występują tam również dwa atomy tlenu i jeden ładunek ujemny.

4.    Pojedyncze pary struktury IO2- Lewis

Samotne pary to niezwiązane elektrony walencyjne, które znajdują się na skrajnych orbitalach poszczególnych atomów. Sprawdźmy samotne pary IO2-.

Jod ma cztery pary samotnej pary, ponieważ ma siedem elektronów walencyjnych. Wśród nich trzy elektrony biorą udział w tworzeniu wiązań. Ponownie, O ma cztery samotne pary wśród sześciu elektronów walencyjnych, a dwa elektrony są zaangażowane w tworzenie wiązania. Tak więc zarówno jod, jak i tlen zawierają tutaj pojedyncze pary.

W IO2- całkowita liczba samotnych par jest sumą samotnych par atomów I i dwóch atomów O. I zawiera dwie pary samotnych par, a każdy atom O zawiera dwie pary samotnych par. Tak więc całkowita liczba par samotnych par obecnych nad strukturą IO2-Lewis wynosi 2+2+2 = 6 par samotnych par, w tym atomy jodu i tlenu.

Dowiedz się więcej o Przykłady hydrofobowe

5.    IO2 - ładunek formalny struktury Lewisa

Aby obliczyć ładunek formalny struktury IO2-Lewis zakładamy taką samą elektroujemność wszystkich atomów dla O i I. Sprawdźmy ładunek formalny IO2-.

Wzór, którego możemy użyć do obliczenia ładunku formalnego, FC = Nv - Nlp -1/2 Nbp gdzie N.v to liczba elektronów w powłoce walencyjnej lub najbardziej zewnętrznym orbicie, Nlp to liczba elektronów w pojedynczej parze, a Nbp  to całkowita liczba elektronów biorących udział tylko w tworzeniu wiązania.

Opłatę formalną obliczamy indywidualnie dla jodu i O.

Formalny ładunek nad I to 7-4-(8/4) = -1

Formalny ładunek nad O to, 6-4-(4/2) = 0

Stąd wynika z obliczenia ładunku formalnego struktury IO2-Lewisa, że ​​jod ma wartość ładunku formalnego -1. To z kolei sugeruje, że nad jodkiem występuje ładunek ujemny.

6.    IO2- kąt struktury Lewisa

Kąt wiązania struktury IO2-Lewis jest mniejszy niż 1090 ze względu na wygięty kształt. Znajdźmy przyczynę odchylenia od idealnej wartości.

Dokładny kąt wiązania OIO IO2- wynosi około 1050. Normalny kąt wiązania dla AX2 typ cząsteczki to 1800 jeśli cząsteczka przyjmuje geometrię liniową. Ale tutaj IO2- nie jest liniowe, więc tutaj kąt wiązania jest odchylony. Głównym powodem zmiany wartości kąta jest uniknięcie odpychania wokół centralnego atomu.

IO2-Kąt wiązania

W strukturze IO2 występuje masywne odpychanie par wiązań pojedynczych par. Tak więc stabilność cząsteczki jest również utrudniona. Aby uniknąć tego typu odpychania, cząsteczka zmienia swoją geometrię oraz kąt wiązania tak, aby uzyskać minimalne odpychanie steryczne.

7.    IO2 – reguła oktetu struktury Lewisa

Każdy atom w układzie okresowym jest zgodny z regułą oktetu, uzupełniając powłokę walencyjną odpowiednią liczbą elektronów. Pozwól nam zrozumieć, jak IO2- podąża za regułą oktetu.

W przypadku jodu konfiguracja elektroniczna to [Kr]4d105s25p5. Potrzebuje więc jeszcze jednego elektronu, aby uzupełnić swój oktet. Podobnie dla atomu O (który jest grupą 16th i należy do elementu VIA), ma konfigurację elektroniczną [He]2s22p4, więc potrzebuje jeszcze dwóch elektronów, aby wypełnić swój oktet.

Jod potrzebuje jeszcze jednego elektronu, aby skompletować swój oktet, więc gromadzi ładunek ujemny na swoim orbicie 5p i uzupełnia swój oktet. Kiedy O tworzy dwa wiązania, dzieli dwa kolejne elektrony z miejsca jodu i uzupełnia swój orbital 2p o sześć elektronów, a na koniec kończy swój oktet.

8.    Rezonans struktury IO2-Lewisa

Delokalizacja chmur elektronowych za pomocą innej formy kanonicznej jest znana jako rezonans. Teraz widzimy, jak IO2- stabilizuje się dzięki różnym strukturom rezonansowym.

Istnieją trzy możliwe struktury rezonansowe struktury IO2-Lewis. Ale spośród trzech struktur struktura I jest najbardziej stabilną i kanoniczną formą, ponieważ zawiera większą liczbę wiązań kowalencyjnych, a rozkład ładunku nie powoduje destabilizacji.

Struktury rezonansowe IO2

Struktura II zawiera również taką samą liczbę wiązań kowalencyjnych, jak struktura I, ale tutaj na tej samej cząsteczce występują dwa ładunki ujemne, co jest czynnikiem niestabilnym. Struktura III zawiera najmniejszą liczbę wiązań kowalencyjnych. Jego stabilizacja rezonansu jest więc najniższa.

9.    Hybrydyzacja IO2

Różne orbitale pod napięciem nie mogą stworzyć stabilnego wiązania, więc atomy ulegają hybrydyzacji, tworząc orbital hybrydowy. Zrozummy pokrótce hybrydyzację IO2.

Hybrydyzacja centralnego I w strukturze IO2-Lewis wynosi ½(7+0+0+1) = 4

Structure     Wartość hybrydyzacji  Stan hybrydyzacji centralnego atomu         Kąt wiązania
Liniowy    2sp / sd / pd   1800
Planer trygonalny    3sp      1200
Czworościenny  4sd3/ sp3 109.50
Trygonalny bipiramidalny 5sp3d/dsp   900 (osiowe), 1200(równikowy)
Oktaedryczny   6sp3d2/ D2sp3   900
Pięciokątny dwupiramidowy7sp3d3/d3sp3    900, 720
IO2- Hybrydyzacja

Tak więc z powyższej tabeli możemy wywnioskować, że centralny jod to sp3 zhybrydyzowany tutaj.

Z trybu hybrydyzacji i wiązania jodku wynika, że ​​w hybrydyzację zaangażowane są tylko wiązania sigma. W hybrydyzację zaangażowane są również pojedyncze pary jodu, które są obecne w sp3 orbitalny hybrydowy.

IO2- Hybrydyzacja

10. Czy IO2 jest polarny czy niepolarny?

Generowanie momentu dipolowego od atomu elektroujemnego do atomu elektrododatniego sprawia, że ​​cząsteczka staje się polarna. zobaczmy, czy IO2- jest polarny, czy nie.

IO2- to cząsteczka polarna. Ze względu na asymetryczny kształt IO2- jest polarny, ponieważ występuje wypadkowa wartość momentu dipolowego, a także obserwuje się różnice ładunków. Różnica elektroujemności między atomami O i I nie jest bardzo duża, ale wystarcza do wygenerowania momentu dipolowego w cząsteczce.

Dlaczego i jak IO2- jest polarny?

Atomy jodu i tlenu tworzą moment dipolowy w cząsteczce IO2, aby nadać IO2 polarność.

Cząsteczka jest polarna jak cząsteczka ma pewien wypadkowy moment dipolowy. Moment dipolowy przepływa z miejsca I do O i ze względu na wygięty kształt, wartości momentu dipolowego nie mogą się wzajemnie znosić i sprawić, że cząsteczka stanie się polarna.

11. Czy IO2 jest jonowy czy kowalencyjny?

Zgodnie z regułą Fajana żadna cząsteczka kowalencyjna nie jest w 100% czysta. Każda cząsteczka kowalencyjna ma jakiś % charakteru jonowego. Zobaczmy, czy IO2- jest jonowe czy kowalencyjne.

IO2- jest cząsteczką kowalencyjną, chociaż w cząsteczce występuje ładunek ujemny. Polaryzowalność anionu jest bardzo wysoka, ale potencjał jonowy jest bardzo mniejszy. W związku z tym cząsteczka ma bardzo mniej jonowy charakter, raczej ma charakter bardziej kowalencyjny.

Dlaczego i jak IO2- jest kowalencyjny?

Polaryzowalność jodu jest bardzo wyższa, dzięki czemu można go łatwo polaryzować i tworzyć kowalencyjne IO2.

Kowalencyjna natura cząsteczki wynika z większy rozmiar jodu z ładunkiem ujemnym sprawia, że ​​anion jodu jest bardziej polaryzowalny. Zależy to również od potencjału jonowego kationu oraz polaryzowalności anionu. Większa polaryzowalność anionu, wyższy kowalencyjny charakter anionu.

Wnioski

IO2- jest kowalencyjną cząsteczką polarną, dzięki czemu jest rozpuszczalna w wodzie i innym rozpuszczalniku polarnym. W rzeczywistości jest to raczej sprzężona zasada niż cząsteczka. Jest sprzężoną zasadą Kwas jodowy.

Przewiń do góry