Struktura Hg2+, vlastnosti: 17 rychlých úplných faktů

V tomto článku bychom měli podrobně probrat strukturu Hg2+ a její důležitá fakta. Začněme článek elektronickou konfigurací Hg2+.

Struktura Hg2+ se skládá z deseti 5d elektronů. Je to post-přechodový prvek nebo hraniční prvek. Elektronická konfigurace Hg je [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s². Ale elektronická konfigurace struktury Hg2+ je [Xe]4f¹⁴5d¹⁰ dva elektrony z orbitalů 6s jsou odstraněny a získávají konfiguraci ušlechtilé kapaliny.

I když Hg2+ struktura je kationt kvůli úplnosti Orbitální „d“ získává extra stabilitu. Struktura Hg2+ je pro člověka velmi toxická. Způsobuje různé zdravotní problémy.

Několik faktů o struktuře Hg2+

Struktura Hg2+ pochází z redukce Hg kovu. Když Hg uvolní dva elektrony, vznikne Hg2+. Redukční potenciál tohoto procesu je velmi nízká záporná hodnota. V kapalině Hg uvolnila 2 elektrony ve vodném prostředí.

Hg – 2e = Hg²⁺ , E⁰ = -0.85V

Mezi Hg existuje rovnováha₂²⁺ a Hg²⁺. Protože ve vodném roztoku je Hg₂²⁺ iont má sklon k disproporcionaci na Hg(II) a Hg. Protože může disproporcionovat své dva oxidační stavy, protože Hg(I) je ve středním oxidačním stavu.

Rovnováha mezi Hg(I) a Hg(II) je velmi delikátní, jak lze snadno pochopit z následujícího E⁰ hodnoty:

Odečtením druhého od prvního dostaneme,

Hg₂²⁺ = Hg(l) + Hg²⁺, E⁰ = -0.115V

To ukazuje, že v jakémkoli roztoku obsahujícím Hg(I) bude v rovnováze spíše více než 1 % Hg(II).

CFT Hg(II)

Komplexy Hg(II) nezískají žádnou stabilizaci z ligandového pole (LFSE), protože jeho d orbital je vyplněn elektrony.

Přitom stabilita d¹⁰ jádro způsobuje, že Hg(II) ionty se zdráhají zpětné vazbě a nenacházíme jeho komplexy s π-akceptorové ligandy jako Co, NO nebo alkeny. Kyanid Hg(II) je stabilizován především samotnou ϭ-vazbou.

Podobně naplněný d-shell neumožňuje přijetí elektronů do těchto orbitalů, takže i dobré Π-donorové ligandy jako tvoří se také cyklopentadienid ϭ-spojený komplexy s kovy.

Protože komplexy tohoto kovu nemohou získat žádnou stabilizaci pod svou geometrií (LFSE = 0), stereochemie je určena sterickými požadavky na ligandy a velikostí a polarizační silou kationtu.

Dva ligandy se blíží Hg²⁺ ion ze dvou stran podél osy Z a populace d-elektronů bude deformována nebo tlačena v rovině XY. Zvýšená elektronová hustota nyní bude odpuzovat další ligandy přibližující se k této rovině.

V souladu se svými podobnostmi s hlavními prvky skupiny II je Hg(II) kovem třídy B, protože tvoří stabilní komplexy s hlavně donorové ligandy P a S.

Přečtěte si více o Struktura a vlastnosti hexanolu

Hg(II) komplex ligandů slabého pole

HgO, který přijímá pouze formu zinkové směsi, může být žlutý nebo červený v závislosti na velikosti částic. Červená forma se získává pomalým zahříváním rtuti v O₂ asi 350⁰C nebo zahřátím Hg(NO₃)₂. Žlutá forma se vysráží zásadou z vodného roztoku Hg(II).

Hg (č₃)₂ + 2KOH = HgO↓ +2KNO₃ + H₂O

Obě formy mají stejné cik cak řetězová struktura s virtuálně lineární jednotky O-Hg-O.

Hydroxid rtuťnatý (II) není znám. Když vodné roztoky obsahující Hg(II) strukturu reagují s alkálií, žlutý HgO se vysráží.

Čím menší je stabilita HgS, při zahřívání se přímo přeměňuje na Hg. Fluorid Hg(II) je čistě iontový s vysokou teplotou tání.

chlorid rtuťnatý, HgCl2 je žíravý sublimát připravený zahřátím Hg v chloru nebo zahřátím suché směsi síranu rtuťnatého a NaCl, kdy se chlorid rtuťnatý získá jako bílý sublimát.

Je těžce rozpustný ve studené vodě, ale volně v horké vodě, hlavně nedisociovaný. Je lépe rozpustný v methanol a ether.

Při varu s vodným roztokem amoniaku poskytuje chlorid rtuťnatý „netavitelná bílá sraženina"Hg(NH2)Cl, který je hydrolyzován trávením za vzniku"Na bázi chlorid Millon", NH2HgO.HgCl.

HgCl₂ + 2nh₃ = Hg(NH₂)Cl + NH₄Cl

2Hg(NH₂Cl + H₂O = (NH₂)HgOHgCl + NH₄Cl

HgCl2 reaguje s plynným amoniakem za vzniku „tavitelná bílá sraženina“ HgCl₂.2NH₃.

Chlorid rtuťnatý oxiduje chlorid cínatý na chlorid cíničitý, což je reakce běžně používaná při tradičním objemovém odhadu železa (III) po redukci SnCl2.

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄

Krystalické komplexní soli K[HgCl₃] a Na₂[HgCl₄] lze získat reakčním roztokem chloridů alkalických kovů s HgCl₂.

Jodid draselný dává iniciál chloridu rtuťnatého žlutá sraženina HgI2 který rychle zčervená a nakonec se rozpustí v přebytku KI a K₂HgI₄.

Nesslerovo činidlo je alkalický roztok K₂HgI₄ což dává a hnědá sraženina s amoniakem, který je a detekční test NH₃.

2K₂HgI₄ +NH₃ + 3 KOH = Hg₂NIH₂7 + 2KI + XNUMXH₂O

Vlastně Hg₂NIH₂O se nazývá jodid z Millonova základna.

Dusičnan rtuťnatý, Hg(NO₃)₂.H₂O se ukládá jako bezbarvé rozplývavé krystaly z roztoku rtuti v horké koncentrované HNO₃. Je rozpustný ve vodě obsahující kyselinu dusičnou, ale jinak se značně hydrolyzuje a ve zředěném roztoku se zcela rozpadá na HgO a HNO._3.

HgSO₄ krystalizuje ve stříbřitých destičkách z roztoku Hg koncentrované kyseliny sírové. Vodou se hydrolyzuje na a citronově zbarvený zásaditý sulfát.

Přečtěte si více o H₂CO Lewisova struktura

Hg(II) komplex ligandů silného pole

Hg (CN)₂ vzniká reakcí mezi kyanidem alkalického kovu a roztokem rtuti (II) – výsledný roztok po koncentraci poskytuje bezbarvé krystaly. Je dobře rozpustný ve vodě, ale ne v ethanolu. Hg(CN)2 je v roztoku prakticky nedisociovaný, protože s roztoky KOH nebo KI nedává žádnou sraženinu.

Při zahřívání se rozkládá na Hg a (CN)2. S přebytkem kyanidového iontu vznikají komplexy typu [Hg (CN)₃]^- a [Hg(CN)₄]^2- jsou vytvořeny.

Hg (SCN)₂ vzniká jako těžko rozpustná bílá sraženina z reakce Hg(II) a SCN^- ionty v roztoku. Sloučenina je v roztoku prakticky nedisociovaná, jak ukazuje její mizivá malá elektrická vodivost.

Přebytek thiokyanátu tvoří rozpustné komplexy [Hg (SCN)₃]^- a [Hg(SCN)₄]^2-.

Při vznícení na vzduchu vznikají pelety Hg(SCN)₂ enormně bobtnat do kudrnatých hadovitých zbytků houbovitého popela, a proto se používá jako ohňostroj (Faraonův had). Konečným produktem je nějaká polymerovaná kyanogenní sloučenina.

Krystalický Hg(SCN)2 je tvořen zkreslenými oktaedrickými jednotkami s přemosťování SCN skupin.

Fulminát rtuťnatý, Hg (ONC)₂ Získá se jako bílá sraženina zahřátím roztoku dusičnanu rtuťnatého s přebytkem kyseliny dusičné a methanolu. Sloučenina exploduje, a proto se používá při výrobě rozbušek.

Vznik kovalentních vazeb Hg(II)-N při reakci Hg(II) s vodným amoniakem.

Hg²⁺ + 2nh₃ = [Hg-NH₂]⁺ +NH₄⁺

Ve skutečnosti takové reakce poskytují různé produkty v závislosti na podmínkách. Reakce mezi HgCl₂ a vodný NH₃ produkuje řadu produktů, ve kterých jsou vodíky NH₃ jsou nahrazeny Hg. Lze identifikovat tři hlavní reakce:

HgCl₂ + 2NH₃ = Hg(NH₃)₂Cl₂ s) „tavitelná bílá sraženina“

Hg (NH₃)₂Cl₂ = Hg(NH₂)Cl + NH₄Cl „netavitelná bílá sraženina“

2Hg(NH₂Cl + H₂O = [Hg₂NCI(H₂O)] + NH₄Cl "chlorid Millonovy báze"

V přítomnosti přebytku NH₄Cl, HgCl2 reaguje s vroucím roztokem amoniaku za vzniku bílé sraženiny Hg(NH3)Cl2 – následné reakce jsou potlačeny přítomností NH₄⁺.

Stejná sloučenina vzniká také reakcí mezi HgCl2 a NH3(g). sraženina taje při zahřívání a podléhá rozkladu, a proto byla pojmenována jako tavitelná bílá sraženina.

Rentgenové studie ukazují, že sloučenina se skládá z lineárních jednotek NH3-Hg-NH3 vložených do kubické mřížky Cl- iontů, každá Hg(II) dosáhne šesti koordinace ze čtyř Cl- a dvou NH3 v deformovaném oktaedrickém uspořádání.

1.    Hg2+ Lewisova struktura formální náboj

Formální náboj se uplatňuje v molekule, ale u kationtů můžeme také předpovědět formální náboj pro strukturu Hg2+.

použijeme vzorec k výpočtu formálního náboje pro strukturu Hg2+,

FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp Kde N_v je počet elektronů ve valenčním obalu nebo nejvzdálenějším orbitalu, N_lp je počet elektronů v osamoceném páru a N_bp  je celkový počet elektronů, které se podílejí pouze na tvorbě vazby.

Ve struktuře Hg2+ jsou přítomny pouze dva valenční elektrony a není přítomen žádný osamocený pár, a jelikož existuje v elementární formě, nejsou přítomny žádné elektrony vazebného páru.

Takže formální náboj struktury Hg2+ je 2-0-0 = 2

Z hodnoty formálního náboje Hg2+ je zřejmé, že se jedná o nabitou částici a hodnota je +2, protože obsahuje dikaci.

2.    Valenční elektrony Hg2+

Pro predikci valenčních elektronů struktury Hg2+ bychom měli spočítat valenční elektrony pro hg a poté předpovědět valenční elektrony pro strukturu Hg2+.

Elektronická konfigurace Hg2+ struktury je, [Xe] 4f¹⁴5d¹⁰, takže má prázdný 6s orbital a může vázat dva ligandy za vzniku stabilního komplexu. Samotný kation je stabilní, protože přijímá a konfigurace ušlechtilé kapaliny kvůli naplněnému 5d orbitalu.

 Ale díky dvěma kladným nábojům může vázat dva anionty a valence bude dvě pro strukturu Hg2+.

3.    Hg2+ pravidlo oktetu Lewisovy struktury

Přestože struktura Hg2+ je z prvku bloku d, řídí se oktetovým pravidlem. Má plně d orbital s deseti elektrony.

Elektronická konfigurace Hg2+ struktury je [Xe] 4f¹⁴5d¹⁰. Takže už má deset elektronů v orbitalu d. Víme, že orbital d obsahuje maximálně deset elektronů, protože obsahuje pět podslupek a každá podslupka může akumulovat maximálně dva elektrony.

Prvek bloku d obsahuje 18 elektronů k dokončení jeho oktetu. V orbitalu 5s jsou dva elektrony, v orbitalu 5p šest elektronů a v orbitalu 5d deset elektronů. Má tedy ve svém valenčním obalu 18 elektronů a doplňuje svůj oktet, protože je přechodovým prvkem reklamního bloku.

4.    Hg2+ Lewisova struktura osamělé páry

Ve struktuře Hg2+ se jedná o elementární formu, takže všechny elektrony přítomné ve valenčním obalu jsou přítomny jako párová forma, takže není potřeba osamocených párů nebo párů vazeb.

Hg2 + struktura dokončuje jeho prázdný d orbital o deset elektronů. V 6s orbitalu v Hg jsou dva elektrony, ale tyto dva elektrony jsou odstraněny pro strukturu Hg2+. Ve skutečnosti jsou ve struktuře Hg2+ přítomny dva kladné náboje a nad strukturou Hg2+ nejsou žádné osamocené páry.

Ve struktuře Hg2+ není přítomna žádná vazba, takže nemůžeme předpovědět, kolik elektronů je přítomno ve valenčním obalu po vytvoření vazby, takže je obtížné předpovědět osamocené páry dikace.

5.    Rozpustnost Hg2+

Hg2+ struktura rozpustná v,

• Chlorid
• Dusičnan
• Chromát

6.    Je Hg2+ rozpustný ve vodě?

Ne, struktura Hg2+ je nerozpustná ve vodě.

Je to velmi těžký ion a je to kation skupiny IA.

7.    Je Hg2+ paramagnetická nebo diamagnetická?

Hg2+ je diamagnetické povahy.

Všechny d elektrony ve struktuře Hg2+ jsou v párové formě a nejsou přítomny žádné nepárové elektrony, takže je diamagnetická.

8.    Je Hg2+ Lewisova kyselina?

Hg2+ se může chovat jako Lewisova kyselina.

Orbital 6s pro strukturu Hg2+ je nyní prázdný a může přijímat elektrony, takže se chová jako Lewisova kyselina.

9.    Je Hg2+ denaturační činidlo?

Ano, Hg2+ je denaturační činidlo.

Může denaturovat primární proteinovou strukturu, takže je to denaturační činidlo.

10.  Je Hg2(no3)2 rozpustný ve vodě?

Ano, Hg₂(NE₃)₂ je rozpustný ve vodě.

Ionizovaná forma Hg₂(NE₃)₂ je dusičnan, který může být rozpustný ve vodě.

11.  Je Hg2+ monoatomický nebo polyatomický?

Hg2+ je dvouatomový.

Protože ve struktuře je přítomen pouze tažný kation.

12.  Je Hg2(clo3)2 rozpustný?

Ano, Hg₂(ClO₃)₂ je rozpustný ve vodě.

Je přítomna hydrofilní část, kterou je ClO₃^-, který může být snadno rozpustný ve vodě.

13.  Je Hg2(c2h3o2)2 rozpustný ve vodě?

Ne, Hg(C₂H₃O₂)₂ je nerozpustný ve vodě.

Vzhledem k přítomnosti hydrofobní části, as C₂H₃O₂  je organická skupina, takže je nerozpustná ve vodě.

14.  Co je Hg2(cr2o7)?

Fluorescenční kovovo-organická konstrukce.

Díky přítomnosti fluorescenčních částí se může chovat jako světlosběrné činidlo.

15.  Je Hg2+ iontový nebo kovalentní?

Má kovalentní povahu.

Přítomnost desetid elektronu způsobuje, že Hg2+ je v přírodě kovalentní.

16.  Je Hg2+ tvrdý nebo měkký?

Hg²⁺ Je měkká, ale většinou hraniční kyselina.

Díky přítomnosti deseti d elektronů je velikost Hg2+ menší, ale nábojový potenciál je také nízký, takže je měkká. je výhodné vázat měkkou bázi.

17.  Je Hg2(no3)2 elektrolyt nebo neelektrolyt?

Ano, Hg₂(NE₃)₂ je elektrolyt.

Protože ve vodném roztoku je to ionizovaný a vytvořený dusičnan, který může přenášet elektřinu, čímž se molekula stává elektrolytem.

Proč investovat do čističky vzduchu?

Hg²⁺ struktura je jedním z kovalentních kationtů a díky vyššímu d elektronu je měkká kyselina a nejvíce vnitřní organokovovým ligandům. Dokáže ale vytvořit vazbu s vhodnými ligandy a není zdravotně nezávadné povahy.

Biswarup Chandra Dey

Ahoj……já jsem Biswarup Chandra Dey, dokončil jsem magisterské studium chemie na Central University of Punjab. Mým oborem je anorganická chemie. Chemie není jen o čtení řádek po řádku a memorování, je to koncept, kterému lze snadno porozumět, a zde s vámi sdílím koncept chemie, který se učím, protože o znalosti stojí za to se o ně podělit.