Struktura IO2- Lewis, charakteristika: 11 faktů, které byste měli vědět

IO2- je oxyaniont halogenu s molární hmotností 185.91 g/mol. Níže stručně vysvětlíme strukturu IO2-lewise.

Centrální atom jódu je sp3 hybridizované spolu se dvěma páry osamělého páru. Vazebný úhel je menší, než se očekávalo kvůli sterickému odpuzování. IO2- je oxyaniontový halogen jódu a jód nese záporný náboj ve struktuře IO2- Lewis.

Má ohnutý tvar kvůli přítomnosti osamoceného páru. Odpuzování osamělých párů-vazeb způsobuje, že geometrie IO2- se ohýbá jako molekula vody. Zaměřme se na některé důležitá fakta o IO2-like, osamocené páry, valenční elektrony, hybridizace.

1.    Jak nakreslit IO2- Lewisovu strukturu

Abychom nakreslili IO2-lewisovu strukturu, musíme provést několik základních kroků. Níže si proberme, jak nakreslit Lewisovu strukturu.

Počítání valenčních elektronů -

Musíme spočítat celkové valenční elektrony pro IO2- Lewisovu strukturu. Valenční elektrony pro jód a kyslík jsou 7 a 6, protože patří do skupiny 17th a 16th prvky resp. Celkový počet valenčních elektronů je tedy 7+6+6+1 = 20 elektronů. Jeden elektron je přidán pro extra negativní náboj.

Výběr centrálního atomu -

Nyní vybereme jeden atom jako centrální atom na základě velikosti a elektronegativity. Velikost I je větší než O, takže jód je zde považován za centrální atom. Dva atomy O obklopují centrální I.

Splnění oktetového pravidla –

Každý atom v kovalentní molekule se řídí pravidlem oktetu. Podle tohoto pravidla každý atom dotváří valenční orbital. Elektrony, které jsou potřebné k dokončení oktetu, jsou tedy 3*8 = 24. Nedostatek 24-20 = 4 elektronů je tedy uspokojen 4/2 = 2 vazbami. Jsou tedy nutné minimálně dvě vazby.

Přidání více dluhopisů -

Nyní spojte všechny okolní a koncové atomy s centrálním atomem požadovaným počtem jednoduchých vazeb, abyste vytvořili molekulární strukturu. Po spojení všech atomů musíme zkontrolovat, zda je splněna valence všech atomů či nikoliv. V případě potřeby přidáme mezi takové atomy vícenásobné vazby.

Přiřazení osamělých dvojic –

Po přidání více vazeb přiřadíme v případě potřeby osamocené páry přes příslušné atomy. Také přidáváme osamocené páry nad atomy I a O.

2.    IO2- tvar Lewisovy struktury

Tvar molekuly je závislý na teorii VSEPR a přítomnosti sterického shlukování okolních atomů. Pojďme podrobně pochopit tvar IO2-.

IO2- tvar Lewisovy struktury není lineární. Tvar je mírně ohnutý kolem centrálního atomu. IO2- Lewisova struktura je z AX2 typu molekuly, která obecně přijímá lineární geometrii. Ale zde je tvar ohnutý kvůli odpuzování osamělých párů.

IO2- Tvar

Z tohoto důvodu molekula ohnula svou geometrii, aby se vyhnula takovému odpuzování jako molekula vody. Tvar IO2- Lewisovy struktury je tedy ohnutý. Je to výjimečný případ teorie VSEPR kvůli zamezení odpuzování. Změní se i vazebný úhel molekuly.

3.    IO2- valenční elektrony

V IO2- jsou také přítomny valenční elektrony pro I a O odděleně. Vypočítejme celkový počet valenčních elektronů v IO2- Lewisově struktuře

IO2- má celkem 20 valenčních elektronů. Tato čísla jsou součtem valenčních elektronů jednotlivých atomů. Jód má sedm valenčních elektronů a kyslík má šest valenčních elektronů v jejich příslušném nejvzdálenějším orbitálu. Jeden elektron navíc se počítá za záporný náboj přítomný na molekule.

Elektronická konfigurace jódu a kyslíku je [Kr]4d105s25p5 a [On] 2s22p4. Mají tedy sedm a šest valenčních elektronů ve svém příslušném valenčním orbitalu. Celkový počet valenčních elektronů je tedy 7+6+6+1=20 elektronů, protože jsou zde také dva atomy kyslíku a jeden záporný náboj.

4.    IO2- Lewisova struktura osamocených párů

Osamělé páry jsou nevázané valenční elektrony, které jsou přítomny v nejvzdálenějších orbitalech konkrétních atomů. Pojďme zkontrolovat osamocené páry IO2-.

Jód má čtyři páry osamělého páru, protože má sedm valenčních elektronů. Mezi nimi se na tvorbě vazby podílejí tři elektrony. Opět platí, že O má čtyři osamocené páry mezi šesti valenčními elektrony a dva elektrony se účastní tvorby vazby. Jód i kyslík zde tedy obsahují osamocené páry.

V IO2- je celkový počet osamělých párů součtem osamělých párů atomů I a dvou atomů O. I obsahuje dva páry osamělých párů a každý atom O obsahuje dva páry osamělých párů. Celkový počet párů osamocených párů přítomných v IO2-lewisově struktuře je tedy 2+2+2 = 6 párů osamělých párů včetně atomů jódu a kyslíku.

Dozvědět se více o Hydrofobní příklady

5.    IO2- formální náboj Lewisovy struktury

Pro výpočet formálního náboje IO2- Lewisovy struktury předpokládáme stejnou elektronegativitu všech atomů pro O a I. Zjistěme formální náboj IO2-.

Vzorec, který můžeme použít k výpočtu formálního náboje, FC = Nv - Nlp -1/2 Nbp kde Nv je počet elektronů ve valenčním obalu nebo nejvzdálenějším orbitalu, Nlp je počet elektronů v osamoceném páru a Nbp  je celkový počet elektronů, které se podílejí pouze na tvorbě vazby.

Formální náboj počítáme individuálně pro jód i O.

Formální náboj nad I je, 7-4-(8/4) = -1

Formální náboj nad O je 6-4-(4/2) = 0

Z výpočtu formálního náboje IO2- Lewisovy struktury tedy bylo prokázáno, že jód má hodnotu formálního náboje -1. Tento obrat naznačuje, že nad jodidem je přítomen záporný náboj.

6.    IO2- úhel Lewisovy struktury

Vazebný úhel IO2-lewisovy struktury je menší než 1090 díky svému ohnutému tvaru. Pojďme zjistit důvod odchylky od ideální hodnoty.

Přesný úhel vazby OIO IO2- je asi 1050. Normální úhel vazby pro AX2 typ molekuly je 1800 pokud molekula přijme lineární geometrii. Ale zde IO2- není lineární, takže zde je úhel vazby odchýlen. Hlavním důvodem pro změnu hodnoty úhlu je vyhnout se odpuzování kolem centrálního atomu.

IO2- Úhel vazby

Ve struktuře IO2- dochází k masivnímu odpuzování osamělých párových vazeb. Stabilita molekuly je tedy také narušena. Aby se zabránilo tomuto typu odpuzování, molekula mění svou geometrii i úhel vazby tak, aby výsledkem bylo minimální sterické odpuzování.

7.    IO2- pravidlo oktetu Lewisovy struktury

Každý atom v periodické tabulce se řídí oktetovým pravidlem doplněním valenčního obalu vhodným počtem elektronů. Pojďme pochopit, jak IO2- následuje oktetové pravidlo.

Pro jód je elektronická konfigurace [Kr]4d105s25p5. Potřebuje tedy ještě jeden elektron, aby dokončil svůj oktet. Podobně pro atom O (což je skupina 16th a patří k prvku VIA), má elektronickou konfiguraci [He]2s22p4, takže potřebuje další dva elektrony, aby splnil svůj oktet.

Jód potřebuje ještě jeden elektron, aby dokončil svůj oktet, takže akumuluje záporný náboj ve svém 5p orbitalu a dokončí svůj oktet. Když O vytvořil dvě vazby, sdílí další dva elektrony z jodového místa a dokončí svůj 2p orbital o šest elektronů a nakonec dokončí svůj oktet.

8.    IO2- rezonance Lewisovy struktury

Delokalizace elektronových mraků prostřednictvím různých kanonických forem je známá jako rezonance. Nyní vidíme, jak se IO2- stabilizuje prostřednictvím svých různých rezonančních struktur.

Existují tři možné rezonanční struktury IO2- Lewisovy struktury. Ale mezi těmito třemi strukturami je struktura I nejstabilnější a nejkanoničtější formou, protože obsahuje vyšší počet kovalentních vazeb a distribuce náboje nemá žádný vliv na destabilizaci.

IO2- Rezonanční struktury

Struktura II také obsahuje stejný počet kovalentních vazeb jako struktura I, ale zde jsou na stejné molekule přítomny dva záporné náboje, což je nestabilní faktor. Struktura III obsahuje nejnižší počet kovalentních vazeb. Jeho rezonanční stabilizace je tedy nejnižší.

9.    IO2- hybridizace

Různé energizované orbitaly nemohou vytvořit stabilní vazbu, takže atomy podléhají hybridizaci za vzniku hybridního orbitalu. Pojďme stručně pochopit hybridizaci IO2.

Hybridizace centrálního I v IO2- Lewisově struktuře je, ½(7+0+0+1) = 4

Struktura     Hybridizační hodnota  Stav hybridizace centrálního atomu         Úhel vazby
Lineární    2sp /sd / pd   1800
Planner trigonal    3sp      1200
Tetrahedrální  4sd3/ sp3 109.50
Trigonální bipyramidový 5sp3d/dsp   900 (axiální), 1200(rovníkový)
Osmistěn   6sp3d2/d2sp3   900
Pětiúhelníkový bipyramidový7sp3d3/d3sp3    900, 720
IO2- Hybridizace

Takže z výše uvedené tabulky můžeme usoudit, že centrální jód je sp3 zde hybridizované.

Z hybridizačního a vazebného způsobu jodidu je zřejmé, že hybridizace se účastní pouze sigma vazby. Na hybridizaci se podílejí i osamocené páry jódu, které jsou přítomny v sp3 hybridní orbital.

IO2- Hybridizace

10. Je IO2- polární nebo nepolární?

Generování dipólového momentu z elektro negativního atomu na elektropozitivní atom dělá molekulu polární. uvidíme, zda je IO2- polární nebo ne.

IO2- je polární molekula. Vzhledem k asymetrickému tvaru je IO2- polární, protože je přítomna výsledná hodnota dipólového momentu a jsou také pozorovány rozdíly v náboji. Rozdíl elektronegativity mezi atomy O a I není příliš vysoký, ale stačí k vytvoření dipólového momentu v molekule.

Proč a jak je IO2- polární?

Atomy jódu a kyslíku vytvářejí dipólový moment v molekule IO2-, aby se IO2- polární.

Molekula je polární jako molekula má nějaký výsledný dipólový moment. Dipólový moment proudí z místa I do O a díky ohnutému tvaru se hodnota dipólového momentu nemohla vzájemně vyrušit a učinit molekulu polární.

11. Je IO2- iontový nebo kovalentní?

Podle Fajanova pravidla není žádná kovalentní molekula 100% čistá. Každá kovalentní molekula má nějaké % iontového charakteru. Podívejme se, zda je IO2- iontový nebo kovalentní.

IO2- je kovalentní molekula, i když je v molekule přítomen negativní náboj. Polarizovatelnost aniontu je velmi vysoká, ale iontový potenciál je velmi menší. Molekula proto vykazuje velmi méně iontové povahy, spíše má více kovalentní charakter.

Proč a jak je IO2- kovalentní?

Polarizovatelnost jódu je velmi vyšší, takže může být snadno polarizovatelný a učinit IO2- kovalentní.

Kovalentní povaha molekuly je to kvůli větší velikost jodu se záporným nábojem činí jodový anion lépe polarizovatelný. Závisí také na iontovém potenciálu kationtu a také na polarizaci aniontu. Čím vyšší je polarizovatelnost aniontu, tím vyšší je kovalentní charakter aniontu.

závěr

IO2- je kovalentní polární molekula, takže je rozpustná ve vodě a jiném polárním rozpouštědle. Ve skutečnosti je to spíše konjugovaná báze než molekula. Je to konjugovaná báze kyselina jodová.

Přejděte na začátek