CuO Lewis-structuur en -kenmerken (13 volledige feiten)

CuO of koperoxide is het grenselementoxide met een molecuulgewicht van 79.54 g/mol. We zullen in detail over CuO leren.

In de CuO vertoont Cu een oxidatietoestand van +2 en om deze reden heeft Cu hier ad⁹ systeem. Het is een overgangsmetaalatoom en CuO is het overgangsmetaaloxide, dat basisch van aard is wanneer het reageert met water uit de basis. Door de d⁹ systeem, het toont tetragonale rek.

Door Jahn Teller-vervorming verandert de geometrie rond het Cu(II)-centrum van octaëdrisch naar tetraëdrisch. Het kan ook het Cu-metaal worden gereduceerd in aanwezigheid van waterstof. Nu zullen we de hybridisatie, Lewis-structuur, bindingshoek en vorm bespreken met de juiste uitleg in het volgende deel van het artikel.

1. Hoe de CuO lewis-structuur te tekenen?

Met behulp van de octetregel, valentie, moleculaire oriëntatie en centraal atoom kunnen we de lewisstructuur in vele stappen tekenen. Laten we de lewisstructuur van CuO tekenen.

De totale valentie-elektronen tellen

We moeten de totale valentie-elektronen voor de CuO tellen door de individuele valentie-elektronen voor Cu en O te tellen. de totale valentie-elektronen voor het koperoxide zijn 15, waarbij 9 3d-elektronen van koper betrokken zijn, omdat Cu hier is +2 oxidatietoestand .

Het centrale atoom kiezen

Voor de constructie van de Lewis-structuur hebben we een centraal atoom nodig omdat alle atomen door een geschikt aantal bindingen met dat specifieke atoom zijn verbonden. Op basis van de grootte en elektropositiviteit moeten we het centrale atoom selecteren. alle overweging in acht nemend, wordt hier Cu gekozen als het centrale atoom.

Het octet bevredigen

Elk atoom, of het nu tot het d- of p-blok behoort, moet worden gevuld met zijn valentie-orbitaal door een geschikt aantal elektronen te accepteren voor de opeenvolgende bindingsvorming. Om het octet te voltooien, heeft Cu 10 nodig en O heeft 8 elektronen nodig, aangezien deze respectievelijk tot het d- en p-blok behoren.

Voldoen aan de valentie

Tijdens de octetvorming moet elk atoom zich ervan bewust zijn dat ze dat aantal stabiele bindingen kunnen vormen dat hun stabiele valentie is. Per octet hebben elektronen 10+8 = 18 nodig voor de CuO-vorming, maar de valentie-elektronen zijn 15, dus de resterende elektronen moeten worden gevuld door de stabiele valentie van elk atoom.

Wijs de eenzame paren toe

Als er na octet- en bindingsvorming elektronen in de valentieschil van elk respectievelijk atoom achterblijven, dan bestaan ​​​​die elektronen als eenzame paren boven dat specifieke atoom in een molecuul. In CuO bevat alleen O 2 paar eenzame paren omdat het 4 overtollige elektronen heeft na de bindingsvorming in zijn valentieschil.

2. CuO-valentie-elektronen

Elektronen zijn aanwezig in de valentieschil van elk atoom en zijn verantwoordelijk voor de chemische eigenschap ervan en worden valentie-elektronen genoemd. Laten we de valentie-elektronen van CuO tellen.

Het totale aantal valentie-elektronen voor het CuO-molecuul is 15. Er zijn 9 3d-elektronen van de Cu-plaats en 6 elektronen van de O-plaats, dus we tellen de valentie-elektronen van de individuele atomen en tellen ze bij elkaar op om de totale valentie te krijgen elektronen voor het CuO-molecuul.  

• De valentie-elektronen voor de Cu is 9 (Cu²⁺ - 3d⁹)
• De valentie-elektronen voor de O zijn 6 ([He]2s²2p⁴)
• Het totale aantal valentie-elektronen voor CuO is dus 9+6 = 15 elektronen.

3. CuO Lewis-structuur eenzame paren

De elektronen die in de [gepaarde vorm in de valentieschil bestaan ​​na de bindingsvorming in overmaat, worden eenzame paren genoemd. Laten we de eenzame paren over CuO voorspellen.

Er zijn slechts 2 paar eenzame paren aanwezig, wat betekent dat er 4 elektronen aanwezig zijn in de valentieschil die geen bijdrage levert aan de binding. Die elektronen vormen de O-site omdat O zes valentie-elektronen heeft; onder hen zijn slechts twee elektronen betrokken bij Cu²⁺ bij bindingsvorming.

• We kunnen de eenzame paren over elk atoom voorspellen met behulp van de formule, eenzame paren = elektronen aanwezig in de valentie-orbitaal - elektronen die betrokken zijn bij de vorming van bindingen
• Dus de eenzame paren zijn aanwezig over het Cu-atoom, 2-1 = 1
• De eenzame paren die aanwezig zijn over het O-atoom, 6-2 = 4
• Een ongepaard elektron kan geen eenzaam paar zijn, dus Cu heeft nul eenzame paren en O heeft 2 eenzame paren of 4 elektronen.

4. CuO lewis structuur octet regel

Om de valentie-orbitaal van elk atoom te voltooien, accepteert elk atoom een ​​geschikt aantal elektronen, de octetregel. Laten we het octet van het CuO-molecuul bekijken.

CuO volgt de octetregel omdat zowel Cu als O hun valentie-orbitaal nog niet hebben voltooid. Dus proberen ze hun valentie-elektronen te voltooien door middel van bindingsvorming. O heeft nog twee elektronen nodig om het octet te voltooien, want omdat het tot het p-blokelement behoort, heeft het 8 elektronen nodig in zijn valentie-orbitaal.

Cu is een overgangsmetaalelement, dus het voltooide zijn octet om de d-orbitaal volledig te vullen met de elektronen, maar hier bestaat Cu als Cu (II), dus het heeft al 9 elektronen in zijn valentieschil, het heeft slechts één elektron nodig om te voltooien de valentie-orbitaal en volg de octetregel.

5. CuO Lewis-structuurvorm:

De moleculaire vorm is de juiste rangschikking van de elementen door substituerende atomen om een ​​perfecte geometrische structuur te krijgen. Laten we de vorm van CuO voorspellen.

CuO is lineair van vorm, waarbij Cu door een dubbele binding aan O is bevestigd. Er is dus geen kans op afwijking van de hechtingsvorm, wat kan worden bevestigd aan de hand van de volgende tabel.

De geometrie of vorm van een molecuul wordt voorspeld door de VSEPR-theorie (Valence Shell Electrons Pair Repulsion), en de theorie stelde dat als een molecuul type AX heeft en er geen eenzame paren boven het centrale atoom zijn, ze lineair van vorm en geen verandering in geometrie optreedt.

6. CuO Lewis-structuurhoek:

Bindingshoek gemaakt door de centrale en substituent atomen voor een juiste oriëntatie in bepaalde geometrie. Laten we de bindingshoek van CuO berekenen.

De bindingshoek tussen Cu en O in CuO is 180⁰ omdat de bindingshoek van de lineaire geometrie altijd 180 . is⁰. Er zijn geen eenzame paren - afstoting van bindingsparen treedt op, dus het is niet nodig om de bindingshoek te veranderen. Twee atomen maken de bindingshoek altijd op 180⁰ omdat ze altijd een lineaire vorm of rechte lijn aannamen.

• De bindingshoekwaarde kan worden berekend door de hybridisatiewaarde.
• De bindingshoekformule volgens de regel van Bent is COSθ = s/(s-1).
• Hier is het centrale atoom Cu pd gehybridiseerd, dus het p-teken is 1/2th
• Dus de bindingshoek is, COSθ = {(1/2)} / {(1/2)-1} =-( 1)
• Θ = COS^-1(-1) = 180⁰
• Dus van de hybridisatiewaarde is de bindingshoek voor berekende en theoretische waarde hetzelfde.

7. CuO lewis structuur formele lading

De formele lading is een hypothetisch concept, waarbij de elektronegativiteit van alle atomen gelijk is en de lading van het atoom kan voorspellen. laten we de formele lading van CuO berekenen.

Het net formele aanklacht van het CuO nul is omdat het ion Cu²⁺ wordt geneutraliseerd door de lading van het oxide-ion. Omdat die ladingen gelijk maar tegengesteld zijn in teken. In het koperoxide kunnen zowel Cu als O in di-ionvorm breken en we moeten de individuele lading berekenen.

• De formele aanklacht van de NaH₂PO₄ kan worden berekend met de formule, FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp
• De formele lading bezit door de Cu²⁺ is, 4-0-(4/2) = +2
• De formele lading bezit door de O^2- zijn, 6-4-(8/2) = -2
• Dus, Cu²⁺ En o^2- met een di-ionische vorm en de grootte van de lading is hetzelfde, maar vanwege hun tegengestelde aard heffen ze elkaar op en houden ze rekening met de neutrale vorm van de CuO.

8. CuO-hybridisatie

 Door de verschillende energie van de orbitalen ondergaat het centrale atoom hybridisatie om een ​​hybride orbitaal van equivalente energie te vormen. Laten we de hybridisatie van CuO voorspellen.

Het centrale Cu wordt pd gehybridiseerd om een ​​covalente binding te vormen in het CuO-molecuul dat hieronder kan worden besproken.

• We kunnen de hybridisatie berekenen met de conventieformule, H = 0.5(V+M-C+A),
• Dus de hybridisatie van centraal Cu is, ½(2+2+0+0) = 2 (pd)
• Eén p-orbitaal en één d-orbitalen van Cu zijn betrokken bij de hybridisatie.
• De π-binding tussen Cu en O is niet betrokken bij de hybridisatie.

9. CuO-oplosbaarheid

De oplosbaarheid van het molecuul hangt af van de neiging tot dissociatie in ionen en wordt oplosbaar in dat oplosmiddel. Laten we eens kijken of CuO oplosbaar is in water dat niet is.

CuO is onoplosbaar in water omdat de ionische interactie tussen Cu en O erg sterk is omdat er een dubbele binding aanwezig is. Dus de bindingsenthalpie van CuO is sterker dan hydratatie-energie, dus watermoleculen kunnen de binding tussen CuO-moleculen verbreken, en ook Cu²⁺ is onoplosbaar vanwege zijn zachte karakter.

Lijst van enkele oplosmiddelen waarin CuO oplosbaar is

• Ammoniumchloride
• Kaliumcyanide
• Ammoniumcarbonaat (Gedeeltelijk oplosbaar)

10. Is CuO vast of vloeibaar?

De fysieke toestand van een molecuul hangt af van de aard van de binding en de toegepaste temperatuur en druk. Laten we eens kijken of CuO vast is of niet.

CuO is een solide zwarte macht omdat er meer roosterenergie aanwezig is met het koperoxidemolecuul. In de kristalvorm nam het een monokliene structuur aan waarbij twee eenheidscellen aanwezig zijn en het rooster erg sterk is bij kamertemperatuur vanwege ionische binding, dus CuO bestaat als vast bij kamertemperatuur.

11. Is CuO polair of niet-polair?

De polariteit van een molecuul hangt af van de waarde van de resulterende dipool-momentwaarde en het elektronegativiteitsverschil. Laten we eens kijken of CuO polair is of niet.

CuO is een polair molecuul omdat er een resulterend dipoolmoment aanwezig is en vanwege het elektronegativiteitsverschil zijn er ook stromen van dipoolmoment van het Cu naar O waargenomen. Vanwege de lineaire structuur is er geen manier om het dipoolmoment tussen Cu en O te annuleren en om deze reden is CuO polair.

De vorm van de voering is niet asymmetrisch, maar er is geen ander dipoolmoment dat werkt in het CuO-molecuul dat het dipoolmoment kan opheffen.

12. Is CuO zuur of basisch of zout?

De zuurgraad van de basiciteit van een molecuul hangt af van de aanwezigheid van een zuur proton of hydroxide-anion. Laten we eens kijken of CuO zuur is of niet.

CuO is noch zuur noch base, het is eerder een basisch oxide, omdat wanneer het reageert met water om een ​​sterke base van koperhydroxide te vormen. Alle metaaloxiden zijn basisch van aard, dus CuO is ook basisch, maar neemt zelf niet deel aan een zuur-basereactie omdat het geen zuur proton heeft.

Volgens het HARD SOFT ACID BASE-principe is Cu²⁺ is een grenszuur dat noch sterk noch zwak is, maar oxide is van nature een harde base.

13. Is CuO-elektrolyt?

Elektrolyt kan in de oplossing worden geïoniseerd wanneer het wordt gedissocieerd en elektriciteit door de oplossing transporteren. Laten we eens kijken of CuO een elektrolyt is of niet.

CuO is van nature een elektrolyt, want wanneer het dissocieert in een waterige oplossing, vormt het Cu²⁺ En o^2- en door de vorming van die geladen deeltjes kan het elektriciteit door de oplossing voeren. De ladingsdichtheid van oxide-ionen is erg hoog.

14. Is CuO ionisch of covalent?

Op basis van de theorie van polariseerbaarheid volgens de regel van Fajan kunnen we voorspellen of een molecuul ionisch of covalent van aard is. Laten we nagaan of CuO ionisch of covalent van aard is.

CuO is ionisch van aard omdat er ionische interactie aanwezig is tussen Cu- en O-atomen. Ook vanwege de polariseerbaarheidsregel, Cu²⁺ kan worden gepolariseerd in het anionoxide en een ionische binding vormen, en vanwege het elektronegativiteitsverschil tussen Cu en O, is de binding meer polair als een ionisch molecuul.

De binding wordt gevormd tussen Cu en O door de totale donatie van elektronen.

Conclusie

CuO is het basisoxide van een grensovergangselement. Cu bevindt zich in een +2-oxidatietoestand, zodat het kan worden geoxideerd en zich als een reductiemiddel kan gedragen.

Lees ook:

• Geh4 Lewis-structuur
• Nch33 Lewis-structuur
• Lewis-structuur van koolzuur
• Koh Lewis-structuur
• Cu2 Lewis-structuur
• Pbr5 Lewis-structuur
• F2 Lewis-structuur
• O2 Lewis-structuur
• Hof Lewis-structuur
• Fecl2 Lewis-structuur

Biswarup Chandra Dey

Hallo……Ik ben Biswarup Chandra Dey, ik heb mijn master in scheikunde behaald aan de Centrale Universiteit van Punjab. Mijn specialisatiegebied is Anorganische Chemie. Bij scheikunde gaat het niet alleen om het regel voor regel lezen en onthouden, het is een concept dat je op een gemakkelijke manier kunt begrijpen en hier deel ik het concept over scheikunde dat ik leer, omdat kennis de moeite waard is om het te delen.