LiH Lewis-structuur en kenmerken (13 volledige feiten)

LiH of lithiumhydride is een alkalimetaalhydride met een molecuulgewicht van 7.95 g/mol. In dit artikel zullen we meer details over LiH te weten komen.

LiH verschijnt als een grijs of kleurloos vast molecuul. Het is onoplosbaar maar reactief met organisch protisch oplosmiddel en oplosbaar in verschillende gesmolten zouten, maar niet reactief voor hen. Het is zeer geleidend van aard en de waarde van de thermische geleidbaarheid van het molecuul is 0.125 W/(cm·K) voor het vaste kristal.

Het is diamagnetisch van aard en zacht materiaal met samendrukkende kruip en bandafstand. Nu bespreken we de structuur, hybridisatie, polariteit, ionische aard en oplosbaarheid van LiH in het volgende deel met de juiste uitleg.

1. Hoe de LiH Lewis-structuur te tekenen?

Met behulp van de Lewis-structuur kunnen we de valentie-elektronen, eenzame paren en andere eigenschappen met betrekking tot een molecuul voorspellen. Laten we de lewisstructuur van LiH tekenen.

De valentie-elektronen tellen

Voor het tekenen van de Lewis-structuur van een molecuul moeten we de totale valentie-elektronen van het molecuul tellen door de valentie-elektronen van de substituentatomen te tellen. De totale valentie-elektronen die aanwezig zijn in de LIH is 2, en er is één van Li en één voor H, we hebben ze gewoon bij elkaar opgeteld.

Het centrale atoom kiezen

In de 2^nd stap voor de lewis, structuurtekening wordt gekozen voor het centrale atoom. In het LiH-molecuul wordt Li gekozen als het centrale atoom omdat het meer elektropositief is dan H en ook groter in omvang dan H. Het atoom eromheen is via de binding verbonden met het centrale atoom in het molecuul.

Voldoen aan de octetregel

Elk atoom in een molecuul moet tijdens de bindingsvorming de octetregel gehoorzamen door hun valentie-elektronen te voltooien met een geschikt aantal elektronen. De elektronen die nodig zijn voor het octet in de LiH zijn 4, twee voor Li en twee voor H omdat ze behoren tot het s-blokelement en het accumuleert twee elektronen.

Voldoen aan de valentie

Tijdens de bindingsvorming moet aan elk atoom worden voldaan door valentie. De elektronen die nodig zijn voor het octet zijn 4 en de beschikbare valentie-elektronen zijn 2, dus de resterende elektronen worden gebruikt in de 2/2 = 1-binding via het voldoen aan de valentie. Li en H hebben beide valentie 1 en ze vormden slechts één binding tussen hen.

Wijs de eenzame paren toe

Eenzame paren bestaan alleen in die gevallen als er meer valentie-elektronen aanwezig zijn in de valentie-orbitaal van een atoom dan de bindingsdeelname-elektronen. In het LiH-molecuul zijn er geen eenzame paren aanwezig, noch boven Li of H omdat ze één elektron hebben.

LiH Lewis-structuur

2. LiH-valentie-elektronen

De elektronen die aanwezig zijn in de buitenste schil van een atoom en verantwoordelijk zijn voor de chemische aard van het atoom, worden valentie-elektronen genoemd. Laten we de totale valentie-elektronen voor LiH tellen.

Het totale aantal valentie-elektronen dat aanwezig is in de buitenste schil van NaH is 2. Waarbij één elektron van de Na-plaats komt en één elektron van de H-plaats omdat ze slechts één valentie-elektron in hun buitenste schil hebben.

De elektronische configuratie van de H is 1s¹
Dus de valentie-elektronen die aanwezig zijn over het H-atoom is 1, aangezien 1s de valentie-orbitaal is van H
De elektronische configuratie van de Li is [He]2s¹
Dus de valentie-elektronen die aanwezig zijn over het Li-atoom is 1, omdat de valentie-orbitaal voor Li 3s-orbitaal is.
Het totale aantal valentie-elektronen voor de LiH is dus 1+1 = 2

Zie ook 7 eenvoudige stappen voor Brf3 Lewis-structuur, hybridisatie (opgelost)

3. LiH Lewis-structuur eenzame paren

De eenzame paren zijn die valentie-elektronen die aanwezig zijn over de valentie-orbitaal als overblijvend na het vormen van de binding. Laten we het totale aantal eenzame paren van LiH tellen.

Het aantal eenzame paren dat aanwezig is over het LiH-molecuul is nul omdat het geen eenzame paren heeft. De samenstellende atomen Li en H hebben slechts één elektron in de valentie-orbitaal ervan en dat ene elektron wordt gebruikt in de bindingsvorming, dus ze hebben nul elektronen over.

Het aantal eenzame paren wordt berekend met de formule, eenzame paren = elektronen aanwezig in de valentie-orbitaal - elektronen die betrokken zijn bij de vorming van bindingen
De eenzame paren die aanwezig zijn over het Li-atoom zijn, 1-1 = 0
De eenzame paren die aanwezig zijn over het H-atoom zijn, 1-1 = 0
Dus het totale aantal eenzame paren dat aanwezig is over het LiH-molecuul is 0+0 = 0

4. LiH Lewis-structuur: byte regeren

De octetregel is de voltooiing van de valentie-orbitaal door geschikte aantallen elektronen tijdens de vorming van de binding. Laten we controleren of octet wordt toegepast op LiH of niet.

In de LiH-octetregel wordt toegepast, hoewel Li en H beide s-blokelementen zijn. De elektronische configuratie van de H en Li is 1s¹ en [Hij]2s¹respectievelijk. Beide hebben dus maar één elektron in de s-orbitaal en kunnen nog een elektron accepteren omdat in de s-orbitaal het maximale aantal elektronen op twee aanwezig zal zijn.

Het vereiste aantal elektronen voor het voltooien van het octet is dus 4 en de beschikbare valentie-elektronen zijn twee. Dus, om de resterende elektronen te accumuleren door de 2/2 = 1 binding en er moet één bindingsminimum aanwezig zijn tussen Li en H om een binding te vormen en het octet te voltooien.

5. LiH Lewis-structuurvorm:

De moleculaire vorm van het molecuul is een rangschikking van het centrale atoom met andere atomen in een geometrie. Laten we de moleculaire vorm van de LiH voorspellen.

De moleculaire vorm van het LiH is lineair rond de centrale Li- en terminale H-atomen, wat kan worden voorspeld uit de volgende tabel.

Moleculair Formule	Nee bindingsparen	Nee eenzame paren	Vorm	Geometrie
AX	1	0	Lineair	Lineair
AX₂	2	0	Lineair	Lineair
BIJL	1	1	Lineair	Lineair
AX₃	3	0	Trigonaal planair	Trigonaal Planar
AX₂E	2	1	Krom	Trigonaal Planar
BIJL₂	1	2	Lineair	Trigonaal Planar
AX₄	4	0	Tetraëdrische	Tetraëdrische
AX₃E	3	1	Trigonaal piramidaal	Tetraëdrische
AX₂E₂	2	2	Krom	Tetraëdrische
BIJL₃	1	3	Lineair	Tetraëdrische
AX₅	5	0	trigonale bipiramidaal	trigonale bipiramidaal
AX₄E	4	1	wip	trigonale bipiramidaal
AX₃E₂	3	2	t-vormig	trigonale bipiramidaal
AX₂E₃	2	3	lineair	trigonale bipiramidaal
AX₆	6	0	achtvlakkig	achtvlakkig
AX₅E	5	1	vierkant piramidaal	achtvlakkig
AX₄E₂	4	2	vierkant piramidaal	achtvlakkig

VSEPR-tabel

De moleculaire vorm van een ionisch molecuul wordt bepaald door de kristalstructuur en het covalente molecuul wordt voorspeld door de VSEPR-theorie (Valence Shell Electrons Pair Repulsion), en volgens deze theorie is het AX-type molecuul met geometrie lineair.

Zie ook 7 eenvoudige stappen voor BBr3 Lewis-structuur, hybridisatie (opgelost!)

6. LiH Lewis-structuurhoek:

De bindingshoek is de hoek die de atomen in een bepaalde vorm maken voor een juiste oriëntatie in die opstelling. Laten we de bindingshoek voor het LiH-molecuul berekenen.

LiH heeft een lineaire geometrie, dus het heeft een bindingshoek van 180⁰ want voor een lineaire geometrie is de bindingshoek altijd 180⁰ uit de wiskundige berekening. Er is geen sterische afstoting aanwezig, dus er is geen kans op afwijking van de perfecte bindingshoek voor het lineaire molecuul tussen Li en H.

Nu voegen we de theoretische bindingshoek samen met de berekende bindingshoekwaarde door de hybridisatiewaarde.
De bindingshoekformule volgens de regel van Bent is COSθ = s/(s-1).
De Li is niet-gehybridiseerd, maar vanwege de lineaire geometrie neemt het sp-hybridisatie aan.
Het centrale atoom Li is sp gehybridiseerd, dus het s-karakter is hier 1/2^th
Dus de bindingshoek is, COSθ = {(1/2)} / {(1/2)-1} =-( 1)
Θ = COS^-1(-1/2) = 180⁰

7. LiH Lewis structureert formele lading

Met behulp van formele lading kan de gedeeltelijke lading die aanwezig is over elk atoom in een molecuul door gelijke elektronegativiteit voorspellen. Laten we de formele lading van het LiH-atoom voorspellen.

De formele lading van LiH is nul omdat het schijnbaar neutraal lijkt, maar er is een lading aanwezig op het Li- en H-atoom. die ladingen zijn even groot maar tegengesteld van richting, dus ze kunnen worden opgeheven en het molecuul neutraal maken. Dus, voorspel die gedeeltelijke lading die aanwezig is over elk atoom.

Het molecuul is neutraal bij de berekening van formele lading door de formule, Formele lading = N_v - N_lp -1/2 N_bp
De formele lading die aanwezig is over het Li-atoom is 1-0-(0/2) = +1
De over het H-atoom aanwezige formele lading is 0-1-(0/2) = -1
Dus elk kation en anion dragen één lading en de waarde is hetzelfde, maar ze zijn tegengesteld van aard en annuleren om de formele lading nul te maken voor het LiH-molecuul.

8. LiH-hybridisatie

Het centrale atoom ondergaat hybridisatie om een hybride orbitaal van equivalente energie uit de atomaire orbitalen te vormen. Laat het ons weten over de hybridisatie van LiH.

Het centrale Li is sp-gehybridiseerd in het LiH-molecuul, wat kan worden bevestigd door de volgende tabel.

Structuur	Hybridisatie waarde	Toestand van hybridisatie van centraal atoom	Bond hoek:
1.Lineair	2	sp /sd /pd	180⁰
2. Planner trigonale	3	sp²	120⁰
3.Tetraëdrische	4	sd³/ sp³	109.5⁰
4.Trigonaal bipiramidaal	5	sp³d/dsp³	90⁰ (axiaal), 120⁰(equatoriaal)
5. Octaëdrische	6	sp³d²/ NS²sp³	90⁰
6. Vijfhoekige bipiramidaal	7	sp³d³/d³sp³	90⁰, 72⁰

Hybridisatietabel

We kunnen de hybridisatie berekenen met de conventieformule, H = 0.5(V+M-C+A),
Dus de hybridisatie van centrale Li is, ½(3+1+0+0) = 2 (sp)
Een orbitaal en een orbitaal van Li zijn betrokken bij de hybridisatie.
De eenzame paren over de atomen zijn niet betrokken bij de hybridisatie.

9. LiH-oplosbaarheid

Het grootste deel van het ionische molecuul is oplosbaar in water omdat ze kunnen worden gedissocieerd en oplosbaar worden in water. Laten we eens kijken of LiH oplosbaar is in water of niet.

LiH is oplosbaar in water omdat het kan worden geïoniseerd om twee ionen te vormen en die ionen zijn oplosbaar in water. Wanneer LiH in de ionen wordt gedissocieerd, vormt het Li⁺ en dit ion kan het watermolecuul aantrekken dat het omringt door zijn ionische potentiaal, en het hydride-ion kan een H-binding vormen met het watermolecuul.

Zie ook N2H4 Lewis-structuur, kenmerken: 23 snelle feiten

Afgezien van een watermolecuul is LiH oplosbaar in de volgende oplosmiddelen:

CCI₄
CS₂
Benzine
methanol
CHCl₃
ammonia

10. Is LiH vast of vloeibaar?

Ionische verbindingen zijn meestal vast van aard omdat ze een goede kristalstructuur en sterke binding hebben. Laten we eens kijken of LiH vast is of niet.

LiH is een vast molecuul met een kubusvormig kristal in het midden en de energie van het kristal is erg sterk om in vaste vorm te blijven. Door de aanwezigheid van het kristal is de entropie erg laag voor het molecuul, en om deze reden zijn alle atomen dicht opeengepakt in het kristal. Het verschijnt als een grijze kristallijne vaste stof.

De roosterconstante voor het LiH-molecuul is hoger, wat betekent dat het bij kamertemperatuur in vaste kristalvorm bestaat.

11. Is LiH polair of niet-polair?

Ionische verbindingen zijn polair van aard omdat de bindingsvorming daartussen polair van karakter is. Laten we eens kijken of het LiH-molecuul polair is of niet.

LiH is een polair molecuul omdat er voldoende elektronegativiteitsverschil aanwezig is in twee atomen en omdat het een lineaire structuur is, is er geen manier om het dipoolmoment van Li naar H op te heffen. Het heeft dus een resulterende dipoolmomentwaarde en maakt de molecuul polair.

Ook is de binding gevormd tussen Li en I door de donatie van elektronen en door elektronische interactie heeft de binding een meer polair karakter.

12. Is LiH zuur of basisch?

Als een molecuul een proton- of hydroxide-ion in een waterige oplossing kan afgeven, wordt het respectievelijk zuur of base genoemd. Laten we eens kijken of LiH basisch is of niet.

LiH is een sterke base, hoewel het geen H . heeft⁺ of OH^- het heeft een hydride-ion dat het proton uit andere daaropvolgende kan trekken en geconjugeerd zuur kan vormen. hydride-ion heeft een hogere affiniteit om het proton te trekken om een waterstofmolecuul te vormen en gedraagt zich als een sterke bronstedbase.

13. Is LiH elektrolyt?

Ionische moleculen hebben een hogere elektrolytische aard omdat ze worden gevormd door de sterke interactie van ionen. Laten we eens kijken of LiH een elektrolyt is of niet.

LiH is een sterke elektrolyt, want wanneer het in een waterige oplossing dissocieert, vormt het Li⁺ en H^-, die sterke ionen zijn en de mobiliteit van die ionen is erg hoog. De ionische potentiaal ook die ionen zijn zeer hoger en voeren elektriciteit zeer snel door de waterige oplossing.

14. Is LiH ionisch of covalent?

Het ionische molecuul heeft een sterke interactie tussen de samenstellende atomen en heeft een hoger polariserend vermogen. Laten we eens kijken of LiH ionisch is of niet.

LiH is een ionisch molecuul omdat het molecuul wordt gevormd door het mechanisme voor elektronendonatie en -acceptatie, niet door te delen. Ook Li⁺ heeft een hoger ionenpotentieel vanwege de ladingsdichtheid, zodat het het anion gemakkelijk kan polariseren en het hydride-ion een grotere polariseerbaarheid heeft volgens de regel van Fajan. Het is een ionisch molecuul.

Conclusie

LiH is een sterke anorganische Bronsted-base en kan in veel organische reacties worden gebruikt om het zure proton uit het gewenste molecuul te halen. l

Lees ook:

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.