Ten artykuł zawiera informacje o strukturze Lewisa XeO4, hybrydyzacji, kącie wiązania i 13 innych ważnych szczegółowych faktów.
Struktura Lewisa XeO4 ma kształt czworościenny o kącie wiązania 109.50. Jest to bardzo stabilny związek gazu szlachetnego, co jest przypadkiem bardzo wyjątkowym. Ze względu na geometrię czworościenną centralny Xe jest sp3 zhybrydyzowany. Wszystkie elektrony walencyjne Xe są wykorzystywane do tworzenia wiązań sigma i π, więc nie ma wolnych par dla Xe w tej cząsteczce.
Bartlett xnumxst odkrył gaz szlachetny jako związek, którym był XeF. Ze względu na obecność elektroujemnych podstawników O gęstość ładunku dodatniego nad Xe wzrasta do tego stopnia, że energia 5s i 5p maleje i stają się one porównywalne z O.
Kilka ważnych faktów na temat XeO4
XeO4 to żółta stała krystaliczna cząsteczka, która jest stabilna w temperaturze poniżej temperatury, w temperaturze pokojowej ulega rozkładowi. Temperatura topnienia i temperatury wrzenia wynoszą odpowiednio 237.1 K i 273 K. Stopień utlenienia Xe w Xeo4 struktura Lewisa wynosi +8, więc ma najbardziej stabilny stan utlenienia.
XeO4 powstaje w reakcji stężonego kwasu siarkowego z nadksenianami sodu i baru.
4XeF6 + 18Ba(OH)2 =3 Ba2XeO6 + Xe +12BaF2 + 18H2O
Ba2XeO6 + 2H2SO4 = 2BaSOXNUMX4 + XeO4 + 2H2O
Jak narysować strukturę Lewisa dla XeO4?
Struktura Lewisa jest bardzo przydatnym narzędziem, za pomocą tej struktury możemy znaleźć elektrony walencyjne, kształt i samotne pary dowolnej cząsteczki kowalencyjnej. Dlatego ważne jest, aby narysować strukturę Lewisa XeO4. Jest kilka technik, o których powinniśmy pamiętać, aby narysować strukturę Lewisa XeO4.
Tak więc na początku liczymy całkowitą elektrony walencyjne dla atomów Xe i O. Następnie identyfikujemy centralny atom po jego elektroujemności, wiemy, że Xe jest mniej elektroujemny niż O, więc w XeO4 struktura Lewisa, Xe jest centralnym atomem. Cząsteczka nie ma na sobie żadnego dodatkowego ładunku, więc nie ma tu potrzeby dodawania dodatkowych elektronów ani odejmowania elektronów. Teraz Xe i cztery atomy O są połączone pojedynczym wiązaniem, a także podwójnym wiązaniem, aby uzupełnić oktet. Samotne pary istnieją tylko nad atomami O.
Kształt struktury Lewisa XeO4
Elektrony walencyjne dla Xe w tworzeniu wiązania sigma będą wynosić cztery, a każdy z czterech atomów O wniesie po jednym elektronie, zatem całkowita liczba elektronów wyniesie 4+(1*4) =8. Zgodnie z teorią VSEPR (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) cząsteczki kowalencyjnej, jeśli całkowita liczba elektronów wiążących wyniesie 8, wówczas kształt cząsteczki będzie czworościenny.
Cała gęstość elektronowa leży nad Xe w XeO4 struktura Lewisa ponieważ Xe jest tutaj centralnym atomem. Wszystkie cztery atomy O są obecne w czterech rogach geometrii czworościennej. Kąt wiązania utworzony przez centralny Xe i cztery atomy O w ugrupowaniu tetraedrycznym wynosi 109.50.
Pojedyncze pary struktury Lewisa XeO4
W XeO4 struktura Lewisa, Xe tworzy osiem wiązań z czterema atomami O. Z ośmiu wiązań cztery wiązania są wiązaniami sigma, a cztery wiązaniami są wiązaniami π. Tak więc nie ma dostępnych elektronów walencyjnych dla Xe, które mogłyby istnieć jako samotna para.
Z XeO4 struktura Lewisa, widzimy, że samotne pary są przypisane tylko nad atomami O. O to VIA lub grupa 16th i z konfiguracji elektronowej możemy powiedzieć, że w powłoce walencyjnej O znajduje się tylko sześć elektronów, które biorą udział w tworzeniu wiązania z centralnym atomem Xe. O użył tylko dwóch elektronów walencyjnych dla jednej sigma i jednego wiązania π z Xe. Tak więc w jego powłoce walencyjnej pozostały cztery elektrony, które istnieją jako samotne pary. Tak więc całkowita liczba samotnych pary w strukturze Lewisa XeO4 is (4*2) = 8 par, które są tylko z witryny O.
XeO4 lewis struktury opłat formalnych
Zakładając tę samą elektroujemność wszystkich atomów w cząsteczce, możemy obliczyć konkretny ładunek obecny na określonym atomie lub cząsteczce, który nazywamy ładunkiem formalnym. Więc tutaj w XeO4 struktura Lewisa, bierzemy pod uwagę tę samą elektroujemność dla Xe i O.
Wzór, którego możemy użyć do obliczenia formalnego ładunku XeO4, FC = Nv - Nlp -1/2 Nbp
Gdzie Nv 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.
Musimy osobno obliczyć opłatę formalną za Xe i O.
Ładunek formalny nad Xe, 8-0-(16/2) = 0
Ładunek formalny nad O, 6-4-(4/2) = 0
Możemy więc powiedzieć, że nie ma ładunku formalnego nad Xe i O, ponieważ cząsteczka jest obojętna. Tak więc, obliczając ładunek formalny, możemy również powiedzieć, czy cząsteczka jest naładowana, czy nie.
Rezonans struktury Lewisa XeO4
Rezonans to hipotetyczna koncepcja, dzięki której chmura elektronów dowolnej cząsteczki może się przemieszczać między różnymi formami szkieletu tej cząsteczki w Xeo4 struktura Lewisa, chmury elektronowe ulegają delokalizacji między atomami O i Xe w różnych formach kanonicznych.
Z XeO4 struktura Lewisa, wszystkie pięć to różne struktury rezonansowe XeO4. Wśród nich struktura V jest strukturą najbardziej wnoszącą wkład, ponieważ zawiera większą liczbę wiązań kowalencyjnych, więc jej udział jest największy. Po tej strukturze IV potem III, II, a najmniej wnosząca wkład to Struktura I.
Reguła oktetu struktury Lewisa XeO4
W XeO4 struktura Lewisa, Xe i O obaj próbują uzupełnić swój oktet, oddając lub przyjmując odpowiednią liczbę elektronów ze swojej powłoki walencyjnej lub do powłoki walencyjnej i uzyskując najbliższą konfigurację gazu szlachetnego.
W XeO4 struktura Lewisa, Xe jest elementem grupy 18, więc ma wypełnioną powłokę walencyjną i nie ma potrzeby uzupełniania swojego oktetu. Ale O jest grupą 16 pierwiastków, więc ma sześć elektronów w swoich najbardziej zewnętrznych elektronach, a jego oktet nie jest ukończony. Tak więc O tworzy podwójne wiązanie z Xe, dzieląc dwa z jego elektronów, a dwa elektrony Xe i cztery elektrony są obecne w jego samotnych parach. W ten sposób Oxygen dopełnia swój oktet.
Xe sam w sobie jest gazem szlachetnym i uczestniczy w tworzeniu wiązań z O obejmującym wszystkie osiem elektronów w powłoce walencyjnej.
Hybrydyzacja XeO4
W strukturze Lewisa XeO4 energia orbitali molekularnych Xe i O nie jest taka sama, więc Xe i O muszą przejść hybrydyzację, aby utworzyć hybrydowy orbital o równoważnej energii i utworzyć wiązanie kowalencyjne.
Hybrydyzację XeO4 obliczamy za pomocą następującego wzoru:
H = 0.5(V+M-C+A), gdzie H= wartość hybrydyzacji, V to liczba elektronów walencyjnych w centralnym atomie, M = jednowartościowe atomy otoczone, C=nie. kationu, A=nr. anionu.
Dla XeO4 struktura Lewisa, Xe ma cztery elektrony, które tworzą wiązanie sigma, a cztery atomy O są otoczone.
Zatem hybrydyzacja centralnego Xe w XeO4 wynosi ½(4+4+0+0)= 4 (sp3)
| Structure | Wartość hybrydyzacji | Stan hybrydyzacji centralnego atomu | Kąt wiązania |
| Liniowy | 2 | sp / sd / pd | 1800 |
| Planer trygonalny | 3 | sp2 | 1200 |
| Czworościenny | 4 | sd3/ sp3 | 109.50 |
| Trygonalny bipiramidalny | 5 | sp3d/dsp3 | 900 (osiowe), 1200(równikowy) |
| Oktaedryczny | 6 | sp3d2/ D2sp3 | 900 |
| Pięciokątny dwupiramidowy | 7 | sp3d3/d3sp3 | 900, 720 |
Z powyższej tabeli hybrydyzacji możemy powiedzieć, że jeśli wartość hybrydyzacji centralnego atomu wynosi 4, to centralne atomy są oczywiście sp3 zhybrydyzowany z udziałem jednego s i trzech p orbitali poprzez mieszanie.
Z diagramu pudełkowego XeO4 struktura Lewisa, jest oczywiste, że w hybrydyzacji bierzemy pod uwagę tylko wiązanie sigma, a nie wiązanie π lub wiązania wielokrotne. W wiązaniu kowalencyjnym rozważamy również wiązanie sigma.
Xe ma osiem elektronów na swojej najbardziej zewnętrznej orbicie w stanie podstawowym. Po wzbudzeniu cztery elektrony są przenoszone na wolne orbitale 5d. Wtedy Xe ma cztery niesparowane elektrony na orbitalu 5s i 5p. Te cztery niesparowane elektrony ulegają hybrydyzacji z czterema atomami O i tworzą wiązanie kowalencyjne.
Tutaj w hybrydyzację zaangażowane są orbitale One 5s i 3 5p. Tak więc hybrydyzacja jest sp3. Ta sp3 zhybrydyzowany orbital ma równoważną energię Xe i O, dzięki czemu mogą tworzyć wiązania. Pozostałe cztery elektrony Xe na orbicie 5d biorą udział w tworzeniu wiązania π z O i nie biorą udziału w hybrydyzacji.
Na podstawie wartości hybrydyzacji możemy przewidzieć kąt wiązania tej cząsteczki. W XeO4 struktura Lewisa, hybrydyzacja to sp3, więc tutaj % znaku s wynosi 1/4 lub 25%. Teraz z reguły Benta kąt wiązania cząsteczki wynosi, COSθ =s/s-1, gdzie s to % znaku s w hybrydyzacji, a θ to kąt wiązania.
Teraz korzystając z formuły, otrzymujemy, COSθ = (¼)/(1/4)-1
Θ= 1090, więc możemy powiedzieć, że z wartości hybrydyzacji możemy ocenić kąt wiązania cząsteczki lub odwrotnie. Ponownie, z teorii VSEPR kąt wiązania dla czworościennej cząsteczki będzie wynosił 109.50.
Zatem VSEPR i teoria hybrydyzacji mogą być skorelowane. Kąt wiązania to idealnie 109.50 co jest idealne dla cząsteczek czworościennych. Właściwie w XeO4 struktura Lewisa, nie ma współczynnika odchylenia dla kąta wiązania. Xe nie ma samotnych par, a rozmiar Xe jest bardzo duży w porównaniu z O. Chociaż cztery O tworzą podwójne wiązanie z centralnym Xe, w ugrupowaniu czworościennym jest wystarczająco dużo miejsca, aby zminimalizować odpychanie samotnych par wiązań. Tak więc nie ma odchylenia w kącie wiązania.
Czy XeO4 jest polarny?
wiemy, że polarność każdej cząsteczki zależy od wartości wypadkowego momentu dipolowego. Aby zrozumieć polaryzację XeO4 struktura Lewisa musimy znaleźć jego wartość momentu dipolowego.
W strukturze Lewisa XeO4 kształt cząsteczki jest czworościenny. Kształt jest symetryczny, co oznacza, że wszystkie atomy O są obecne i dokładnie neutralizują wzajemnie wartość momentu dipolowego. Tak więc w strukturze Lewisa XeO4 ostateczna wypadkowa wartość momentu dipolowego wynosi zero, co sprawia, że cała cząsteczka jest niepolarna.
Bycie Xe jest gazem szlachetnym, chociaż może tworzyć związki takie jak XeO4. Czemu?
Na podstawie wartości energii jonizacji można stwierdzić, że próg reaktywności chemicznej został osiągnięty przy Kr i stwierdzono, że Xe może tworzyć dość dużą liczbę związków o silnie elektroujemnych podstawnikach, takich jak atomy O i F.
Wynika to z obecności elektroujemnych podstawników F i O gęstość ładunku dodatniego nad Xe wzrasta do tego stopnia, że energia 5s i 5p maleje i stają się one porównywalne z O i F. Zatem orbitale 5s i 5p Xe może zachodzić na 2p z F i O.
Oczekuje się, że długość wiązania Xe-O będzie krótsza. Dlaczego?
Długość pojedynczego wiązania Xe-O jest bliska około 160 µm. Ale w XeO4 struktura Lewisacząsteczka ma charakter wiązania podwójnego, więc długość wiązania jest zmniejszona.
Xe to grupa 18th pierwiastek będący gazem szlachetnym i generalnie powłoka walencyjna jest całkowicie zajęta. Z konfiguracji elektronowej Xe ma osiem elektronów w powłoce walencyjnej, które zakończyły swój najbardziej zewnętrzny orbital, a wszystkie elektrony biorą udział w tworzeniu wiązań z czterema atomami O (wiązania Sigma oraz π) z O. O może tworzyć stabilne podwójne wiązanie z odpowiednimi podstawnikami, takimi jak Xe iz tego powodu nie występują pojedyncze pary lub pojedynczy charakter wiązania pomiędzy wiązaniem Xe-O.
Xe tworzy cztery wiązania sigma oraz cztery wiązania π z atomami O. Tworzenie wiązania podwójnego sprawia, że cząsteczka jest bardziej stabilna. Wiązanie podwójne jest zawsze krótsze niż wiązanie pojedyncze i silniejsze niż wiązanie pojedyncze.
Wnioski
Z powyższej dyskusji na temat XeO4 struktura Lewisa, możemy powiedzieć, że gaz szlachetny może również brać udział w reakcji w obecności silnych podstawników elektroujemnych. Cząsteczka jest najbardziej stabilna dzięki tworzeniu podwójnego wiązania, więc nie może dalej uczestniczyć w żadnej innej reakcji. Nie ma pojedynczego czynnika odpychania wiązania par, więc kąt wiązania nie odbiega i jest idealny dla czworościanu, który wynosi 109.50.
Przeczytaj także:
- Struktura Lewisa Bro2
- Struktura Lewisa N2h4
- Struktura Lewisa Clf5
- Struktura Chclo Lewisa
- Struktura Lewisa Po4 3
- Struktura Lewisa kwasu karboksylowego
- Struktura Lewisa Baf2
- Struktura Bao Lewisa
- Struktura Lewisa Icl2
- Struktura Lewisa If7
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.