Na2O Lewis-structuur en kenmerken: 17 volledige feiten

Na₂O of natriumoxide is een basisch oxide van een alkalimetaal met een ionische eigenschap met een molecuulgewicht van 61.97 g/mol. Laten we meer details over Na . bespreken₂O.

De roosterstructuur van natriumoxide is antifluoriet wat blijkt uit kristallografiestudie. Wanneer elk Na-ion tetraëdrisch is gecoördineerd tot vier oxide-ionen en elk oxide-ion kubisch wordt gecoördineerd door acht Na-ionen. Aan de valentie van de ionen is voldaan en kan de basis vormen met water.

Twee Na-atomen zijn aanwezig op de eindpositie en O is aanwezig in de centrale in Na₂O. er zijn twee enkele bindingen aanwezig en twee paren alleenstaande paren over alleen het O-atoom. We kunnen meer ontdekken over Na₂O binding, Lewis-structuur, hybridisatie en andere belangrijke feiten in detail in de volgende paragrafen.

1. Hoe teken je Na₂O lewisstructuur?

Lewis-structuur van elk covalent molecuul kan niet-bindende elektronen en andere moleculaire eigenschappen ontdekken. Nu proberen we de Na2O-lewisstructuur in een paar stappen te tekenen.

De valentie-elektronen tellen

Het tellen van de valentie-elektronen zou een duidelijk idee moeten geven van het aantal bindingen dat aanwezig zal zijn in het molecuul of het aantal aanwezige niet-gebonden elektronen. Het totale aantal valentie-elektronen voor Na₂O is 8, waarbij 6 elektronen van de O-site komen (groep 16^th) en uit elk Na-atoom komt één elektron.

Het centrale atoom kiezen

Op basis van elektronegativiteit en grootte hebben we één atoom gekozen als het centrale atoom in een molecuul. Het centrale atoom kan de bindingshoek, het reactiecentrum, enz. van een molecuul bepalen, dus het is een belangrijke stap bij het tekenen van de Lewis-structuur. O is hier het centrale atoom omdat het groter is dan Na.

Het octet bevredigen

Per octet heeft Na of een s-blokelement twee elektronen nodig in hun valentieschil en heeft O of een ander p-blokelement acht elektronen nodig. Dus de totale elektronen die nodig zijn om aan het octet te voldoen, vormden een stabiele binding 2+2+8 =12. De resterende elektronen voor het octet worden verzameld door het geschikte aantal bindingen.

Voldoen aan de valentie

O is tweewaardig en Na is eenwaardig. Dus O kan twee bindingen vormen waarbij Na respectievelijk één binding kan vormen. De extra elektronen die voldoen aan het octet 12-8 =4 worden geaccumuleerd door 4/2 = 2 bindingen. Deze twee bindingen worden gemaakt door O- en twee Na-atomen om hun valentie te vervullen en een stabiele binding te maken door elektronen te delen.

Wijs de eenzame paren toe

De niet-gebonden elektronen nadat ze aan de valentie hebben voldaan door een geschikt aantal bindingen te maken, worden toegewezen als eenzame paren over het O-atoom. Omdat O meer valentie-elektronen heeft dan zijn bindingselektronen en ook hoger is dan zijn valentie. Na heeft slechts één elektron dat wordt gedeeld in een binding en mist een eenzaam paar.

2. Nee₂O valentie-elektronen

De elektronen die aanwezig zijn in de buitenste orbitaal van elk atoom worden valentie-elektronen genoemd en nemen deel aan bindingen. Laten we de valentie-elektronen voor Na . berekenen₂O.

De totale valentie-elektronen van Na₂O zijn 8. O draag er zes bij omdat het groep 16 is^th element en elk Na-atoom draagt ​​1 elektron bij omdat het een groep IA-element is. Dus we tellen ze bij elkaar op om het totale aantal valentie-elektronen voor het molecuul te krijgen.

• Laten we de totale valentie-elektronen voor Na . berekenen₂O
• De valentie-elektronen voor O zijn 6
• Het valentie-elektron voor elke Na is 1
• Dus de totale valentie-elektronen voor Na₂O = 1+1+6 = 8 (omdat er twee Na-atomen aanwezig zijn).

3. Nee₂O lewis structuur alleenstaande paren

De eenzame paren zijn de niet-gebonden elektronen die aanwezig zijn in de buitenste schil, het zijn de resterende valentie-elektronen. Bereken nu de eenzame paren van Na₂O.

De totale eenzame paren van de Na₂O is vier en de waarde komt van de O-site. O bevat zes valentie-elektronen uit zijn elektronische configuratie en slechts twee van hen worden gebruikt bij de vorming van bindingen. Dus de resterende vier elektronen bestaan ​​​​als twee paar eenzame paren boven O en beide Na hebben geen alleenstaande paren.

• Bereken nu de totale eenzame paren van de Na₂o molecuul volgens de formule, niet-gebonden elektronen = valentie-elektronen - gebonden elektronen.
• De eenzame paren boven het O-atoom zijn, 6-2 = 4
• De eenzame paren boven het Na-atoom zijn, 1-1 = 0
• Dus de eenzame paren dragen alleen bij van O en het aantal is 4.

4. Nee₂O lewisstructuur octetregel

Met behulp van een octet kunnen we de stabiele valentie van elk atoom in een bindingsvorming voorspellen door de valentieschil te voltooien. Laten we het octet van Na . begrijpen₂O.

Na₂O gehoorzaam octet door tevreden te zijn met zijn waardigheid. De stabiele valentie van Na en O is respectievelijk 2 en 1. Omdat O zes elektronen in zijn valentieschil heeft en het heeft nog twee elektronen nodig om zijn octet te voltooien en opnieuw heeft Na slechts één elektron en heeft het nog een elektron nodig om het octet te voltooien.

O-atoom vormt twee enkele bindingen met twee Na-atomen om te voldoen aan zijn stabiele divalentie, waarbij elk Na-atoom één enkele binding vormt vanwege zijn monovalentie. Door elektronen te delen via de bindingsformatie O en Na voltooit hun valentie-orbitaal en voltooit ook het octet.

5. Nee₂O lewis structuurvorm:

De vorm van het molecuul is afhankelijk van het centrale atoom en de aanwezigheid van enige vorm van afstoting met omringende atomen. Laten we de vorm van Na . voorspellen₂O.

De moleculaire vorm van de Na₂O is gebogen over centrale O, wat wordt bevestigd door de volgende tabel.

De vorm en geometrie zijn niet hetzelfde voor de Na₂O molecuul. Volgens de VSEPR-theorie (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) is de AX₂E₂ type molecuul neemt een gebogen vorm aan in plaats van tetraëdrische geometrie. Door afstoting tussen alleenstaande paren en bindingsparen verandert de vorm van zijn ideale geometrie.

6. Nee₂O bindingshoek

Een bindingshoek is die hoek die wordt gemaakt door de atomen die aanwezig zijn in een molecuul voor een juiste oriëntatie en vorm. Bereken nu de bindingshoek van Na₂O in het volgende deel.

De bindingshoek van Na₂O is kleiner dan 104⁰. Hoewel de geometrie tetraëdrisch is en het tetraëdrische molecuul 109.5 . is⁰ volgens de VSEPR-theorie, als gevolg van afstoting van alleenstaande paren, vermindert het de bindingshoek om afstoting te voorkomen. De vorm is vergelijkbaar met een watermolecuul, dus de bindingshoek is hetzelfde als die van water.

• Uit de hybridisatiewaarde kan de bindingshoek worden berekend voor Na₂O volgens de regel van gebogen.
• Eigenlijk wordt de bindingshoek voorspeld door de buigingsregel van de hybridisatieformule, COSθ = s/(s-1).
• De hybridisatie van O₂ is sp³, dus s karakter is 1/4^th.
• Dus de bindingshoek is, COSθ = {(1/4)} / {1-(1/4)} = -.33
• Θ = COS^-1(-.33) = 109.5⁰
• Maar door afstoting neemt de bindingshoek af tot 104⁰

7. Nee₂O lewis structuur formele lading

Met het concept van formele lading kunnen we de grootte van de lading voorspellen en welk atoom zich ophoopt dat kan worden berekend. Laten we de formele lading voor Na . berekenen₂O.

De formele lading van Na₂O is nul omdat het een neutraal molecuul is. Noch O, noch Na draagt ​​enige vorm van lading over hen. De di-valentie van Oxide wordt volledig bevredigd door de mono-valentie van Na+ elektrisch, dus geen kans op lading in het molecuul. Er zijn twee enkele bindingen aanwezig en er is geen lading verschenen.

• Laten we de waarde van de formele lading die aanwezig is over H of P controleren met de formule FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp
• De formele lading over het O-atoom is 6-4-(4/2) = 0
• De formele lading over elk Na-atoom is 1-0-(2/2) = 0
• Dus de algehele formele lading over de Na₂O-molecuul is nul.

8. Nee₂O lewis structuurresonantie

Delokalisatie van elektronenwolken tussen twee of vele skeletvormen van moleculen, die skeletten staan ​​bekend als resonantie. Laten we de resonantie van Na . onderzoeken₂O.

Er is geen resonantie waargenomen in de Na₂O omdat er geen overmatige elektronendichtheid in het molecuul aanwezig is. O is meer elektronegatief, dus het kan de elektronendichtheid niet gemakkelijk afgeven aan de Na en om deze reden is er geen kans op delokalisatie van elektronenwolken. Geen kans op het vormen van skeletvormen.

O en Na zijn beide tevreden met hun valentie, dus geen kans op het vormen van meerdere bindingen. Door de afwezigheid van meervoudige bindingen is er geen kans op delokalisatie van de π-elektronendichtheid. Er worden dus geen resonerende structuren waargenomen in de Na₂O molecuul.

9. Nee₂O hybridisatie

Het mengen van atomaire orbitalen om een ​​nieuwe hybride orbitaal met equivalente energie te krijgen, staat bekend als hybridisatie voor de vorming van covalente binding. Laten we de hybridisatie van Na . vinden₂O.

De hybridisatie van Na₂O is sp³ die in de volgende tabel kan worden weergegeven.

• We kunnen de hybridisatie berekenen met de conventieformule, H = 0.5(V+M-C+A),
• Dus de hybridisatie van centrale O is, ½(6+2+0+0) = 3 (sp³)
• Een s orbitaal en drie p orbitalen van O zijn betrokken bij de hybridisatie.
• De eenzame paren van O zijn ook opgenomen in de hybridisatie.

10. Is Na₂O een vaste stof?

Wanneer een molecuul een sterke interactie heeft tussen zijn atomen en door een sterke kracht wordt vastgehouden, bestaat het als een vaste vorm met lage entropie. Laten we eens kijken of Na₂O is vast of niet.

Na₂O is een wit kristallijn vast molecuul. Het wordt vastgehouden door een sterke ionische kracht, zodat de atomen stevig opeengepakt zijn in een antifluoriet-roosterstructuur. Bij kamertemperatuur is elk Na-atoom tetra-coördinerend omringd door de vier O-atomen, en elke O is kubisch omgeven door acht Na-atoom in het rooster.

Waarom en hoe Na₂O is vast?

Na₂O is vast omdat de atomen zeer dichtbij aanwezig zijn en worden vastgehouden door een sterke ionische kracht. Er wordt sterk met Van der Waals interactiekracht gewerkt. nee₂O is een wit vast kristal. De kleur van het molecuul is voor de interactie van atomen in het roosterkristal en bij kamertemperatuur bestaat het als een vaste stof.

11. Is Na₂O oplosbaar in water?

De oplosbaarheid van water is afhankelijk van de temperatuur en de aard van de opgeloste stof die polair of niet-polair is. Laten we eens kijken of Na₂O is oplosbaar in water of niet.

Na₂O is niet oplosbaar in water, maar reageert explosief met water en vormt de NaOH als product. Wanneer een oxide reageert met water en een base vormt, staat het bekend als basisch oxide en Na₂O doet hetzelfde en is dus basisch oxide. Om deze reden blijft het onoplosbaar onder alle fysieke omstandigheden.

Waarom en hoe Na₂O is niet oplosbaar in water?

Na₂O is onoplosbaar in water omdat het, wanneer het wordt opgelost in water, reageert met water en NaOH als product vormt. Deze reactie vond plaats via explosie omdat Li-metaal explosief reageert met water. Het kan dus niet zeggen dat het niet oplosbaar is in water, maar reageert met water.

12. Is Na₂O een moleculaire verbinding?

Bij het mengen van twee of meer atomen in een vaste verhouding staat het handhaven van de valentie door een chemische reactie bekend als de verbinding. Eens kijken of Na₂O is een moleculaire verbinding of niet.

Na₂O is een moleculaire verbinding. De valentie van Na en O is volledig vervuld en de verhouding van het mengen van twee atomen is altijd vast. Want als de verhouding verandert, zal het molecuul niet langer Na2O zijn en NaO worden. Dat is een ander molecuul met andere karakters.

Waarom en hoe Na₂O is een moleculaire verbinding?

Na₂O is een vaste moleculaire verbinding omdat hier volledig wordt voldaan aan de bivalentie van O-atomen en monovalentie van Na-atomen. Ook is de verhouding van Na en O altijd 2:1 en ligt deze vast voor de Na₂o molecuul. Dus om deze reden is het een moleculaire verbinding die wordt vastgehouden door ionische kracht.

13. Is Na₂O een zuur of base?

De zuurgraad of basiciteit van een molecuul hangt af van het vermogen om H+ of OH- te doneren in een waterige oplossing volgens de theorie van Arrheneius. Eens kijken of Na₂O is zuur of base.

Na₂O is noch zuur, noch een base, het is eerder een basisch oxide. in de Na₂O, het oxide-anion is erg sterk en reageert gemakkelijk met het proton H-atoom om sterk OH . te vormen^- en vormt een sterke basis. wanneer nee₂o reageert met water dan het oxide van Na₂O reageert met het proton van water en vormt een sterke base zoals NaOH.

wanneer het reageert met water of een protonbevattende soort dan is het oxide-anion van Na₂O reageert heftig met dat proton en vormt een sterke base.

14. Is Na₂O een elektrolyt?

Elektrolyten zijn die stoffen die kunnen worden geïoniseerd wanneer ze worden opgelost in water en die elektriciteit transporteren door oplossing. Laten we eens kijken of Na₂O is een elektrolyt of niet.

Na₂O werkt als een elektrolyt wanneer het wordt opgelost in water. Na opgelost in het water zal er een ionische scheiding zijn opgetreden tussen Na⁺ En o^2-. Hoewel dit proces zeer explosief is, kunnen we het mechanisme niet voorspellen.

Na²O is een sterke elektrolyt omdat wanneer het wordt opgelost in water en de binding verbreekt om Na . te genereren⁺ en dit kation heeft een hogere mobiliteit. Het kan dus op een veel snellere manier elektriciteit door de oplossing geleiden.

15. Is Na₂O een zout?

De definitie van zout is het vormen van andere kationen dan H⁺ en anionen anders dan OH^- en gebonden door ionische interacties wanneer geïoniseerd. Laten we eens kijken of Na₂O is zout of niet.

Na₂o is eerder een zout, het is een oxide en meer in het bijzonder basisch oxide dat een base kan vormen die reageert met water. Er is de afwezigheid van H⁺ en OH^- maar de aanwezigheid van andere kationen en anionen, wat een teken is dat het zout is. Ook zijn er ionische interacties aanwezig tussen twee ionen.

16. Is Na₂O polair of niet-polair?

De polariteit van een molecuul is afhankelijk van de aanwezigheid van dipoolmoment- en elektronegativiteitsverschillen tussen twee atomen. Laten we de polariteit van Na . onderzoeken₂O.

Na₂O is een polair molecuul omdat er een resulterend dipoolmoment aanwezig is. De aanwezige binding tussen Na en O is meer polair van karakter. Er is ook een enorm elektronegativiteitsverschil tussen Na⁺ En o^2-. De vorm van het molecuul is asymmetrisch, dus er is geen kans om het dipoolmoment op te heffen.

Het dipoolmoment zal van het elektropositieve Na naar het elektronegatieve O-atoom stromen.

17. Is Na₂O ionisch of covalent?

Volgens de regel van Fajan kan geen enkel molecuul 100% ionisch zijn, het heeft een covalent karakter en vice versa. Eens kijken of Na₂O is covalent of ionisch.

Na₂O is een ionisch molecuul en de belangrijkste reden is dat Na en o worden vastgehouden door ionische kracht. Ook de ladingsdichtheid van Na⁺ is erg hoog en is klein, zodat het het oxide-anion gemakkelijk kan polariseren. Het heeft dus het meeste ionische karakter.

Waarom en hoe Na₂O is ionisch?

Na₂O is ionisch omdat de binding tussen hen wordt gevormd door totale donatie van Na en wordt geaccepteerd door het O-atoom. Er is geen aandeel van elektronen wanneer een binding wordt gevormd. Nogmaals, volgens de regel van Fajan, de hogere ionenpotentiaal Na⁺ polariseert gemakkelijk het oxide-anion en maakt het molecuul ionisch van aard.

Conclusie

Na₂O is een alkalisch basisch oxide. Het reageert met water en vormt een sterke base, NaOH. Het is een zuiver ionisch vast kristallijn molecuul. Het keurt antifluorietstructuur in de roostervorm goed.

Lees ook:

• Cn Lewis-structuur
• Ccl2o Lewis-structuur
• Ali3 Lewis-structuur
• Cuo Lewis-structuur
• Naoh Lewis-structuur
• Pf5 Lewis-structuur
• Of2 Lewis-structuur
• Cai2 Lewis-structuur
• Seh2 Lewis-structuur
• Xecl2 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.