Oxybromide (OBr2) heeft een centraal zuurstofatoom (O) met 6 valentie-elektronen en vormt enkele bindingen met twee broomatomen (Br), die elk 7 valentie-elektronen bijdragen. De Lewis-structuur toont twee enkele O-Br-bindingen en twee vrije paren op het zuurstofatoom, waarbij in totaal 20 valentie-elektronen worden gebruikt. OBr2 neemt een gebogen moleculaire geometrie aan met een bindingshoek van iets minder dan 109.5 °, beïnvloed door afstoting van een enkel paar-bindingspaar. De O-Br-bindingen zijn polair vanwege het elektronegativiteitsverschil (O: 3.44, Br: 2.96), waardoor het molecuul over het geheel genomen polair is. Deze structuur beïnvloedt de chemische reactiviteit en het mogelijke gebruik ervan bij halogeneringsreacties.
Door de rangschikking van de buitenste schilelektronen kan de meest energetisch gestabiliseerde structuur van de obr2 lewis-structuur worden bepaald. In een Lewis-structuur worden losjes begrensde elektronen door kernkracht weergegeven rond de atoomsymbolen.
Hoe een Lewis-structuur te tekenen voor OBR2
In obr2 Lewis-structuur zien we een basisdiagram waarin het O-Br-bindingsskelet van het molecuul wordt getoond.
Met behulp van de atomaire symbolen van zuurstof en broom, de obr2 lewis structuur toont de positie van de atomen in het molecuul met overtollige elektronen (naast bindingselektronen) rond het betreffende atoom.
In het moderne Periodiek systeem Zuurstof zit in groep 16 en broom zit in groep 17. De elektronen in de laatste baan van het zuurstofatoom zijn [He] 2s2 2p4. Elektronische rangschikking van broomatoom is [Ar] 3d10 4s2 4p5.
In de buitenste baan-energieniveaus van de zuurstof- en broomatomen zijn in totaal twintig negatief geladen deeltjes (7 + 7 + 6) beschikbaar, wat betekent tien paar elektronen voor de vorming van bindingen in de obr2 lewis structuur.
Zuurstof bevindt zich in het midden van de obr2-elektronenpuntstructuur en twee broomatomen zijn verbonden met de andere kant van het centrale atoom. Na deze regeling; valentie-elektronen worden geplaatst volgens hun ouderatoom.
Om de laatste baan met acht elektronen te bedekken, delen zuurstof- en broomatomen een elektronenwolk. Om een enkele binding te maken, worden twee elektronenwolken samengevoegd, dat wordt weergegeven door een enkele lijn in obr2 lewis structuur.
In deze bovenstaande obr2 lewis structuur, hebben zowel zuurstof- als broomatomen in totaal acht paren overtollige ongedeelde elektronen.
OBR2 Lewis-structuurvorm:
Volgens de Valence-bindingstheorie is de vorm van een molecuul de vervormde vorm van de geometrie van het molecuul als het centrale atoom een ongedeeld elektronenpaar bevat.
De VSEPR-theorie staten met een grotere ladingsdichtheid is het afstotingsvermogen van een lone pair-elektronenwolk groter dan de bindende elektronenpaarwolk. Het middelste atoom Zuurstof heeft twee paar niet-bindende elektronenwolken die veel ruimte innemen om sterische afstoting op de bindende elektronenwolk te creëren.
Zuurstofatoom in obr2-molecuul heeft sp3-hybride orbitaal, dus de gerelateerde geometrie zou als tetraëdrisch zijn. Maar de elektronenwolk die sterische afstoting veroorzaakt, verstoort de geometrie en vormt een gebogen gevormd molecuul.
OBR2 Lewis structureert formele ladingen
Formele lading is de ladingsdichtheid van een atoom in een bepaalde elektronenstipconfiguratie, waarbij wordt aangenomen dat de bindingselektronenwolk gelijkmatig is verdeeld.
Formele lading van de atomen in obr2 lewis structuur kan worden berekend met de vergelijking, f = (n – lp – (bp/2)). Waar 'n' het aantal elektronen in de laatste baan is, is lp ongedeelde elektronen en is bp het elektronenpaar van een bepaald atoom.
Uit het periodiek systeem weten we dat het zuurstofatoom zes elektronen heeft en het broomatoom zeven elektronen in hun laatst gevulde elektronische schil. In de obr2 lewis structuur elk broomatoom heeft drie eenzame paren waar het zuurstofatoom twee paren niet-bindende elektronenwolk heeft.
Broomatoom formele lading in bovenstaande obr2 elektronenpuntstructuur, {7- 6 - (1/2×2)} = 0.
Voor zuurstofatoom in de lewis structuur formele lading is, {6- 4- (1/2×4)} = 0.
Aangezien de atomen van deze bovenstaande obr2 elektronenpuntstructuur "nul" formele lading hebben, is deze obr2 Lewis-structuur energetisch zeer stabiel in vergelijking met de andere mogelijke structuren.
OBR2 lewis-structuur alleenstaande paren
Een paar elektronen dat ongedeeld blijft in een chemische bindingsformatie, wordt eenzaam paar genoemd. De eenzame elektronenwolkdichtheid concentreert zich alleen op het bevattende atoom.
Obr2 . vormen lewis structuur, zijn twintig laatst gevulde baanelektronen van de drie atomen betrokken. Hiervan resulteren twee elektronenparen (vier elektronen) in de vorming van O-Br-bindingen. Acht paar elektronen zijn een overmaat, dit zijn eenzame paar elektronen van het dibroommonoxidemolecuul.
Een eenzame elektronenwolk blijft in de controle van slechts één atoom, zo dicht bij zijn kern dan de bindende elektronenwolk die zich over de gemiddelde afstand van de twee bindende atomen verspreidt. Deze negatief geladen wolk heeft dus een hoge ladingsdichtheid in vergelijking met de bindende elektronenwolk.
Dat is de reden waarom Lone pair cloud omvangrijk van aard is en een sterke sterische afstoting creëert. Als het centrale atoom het enige elektronenpaar heeft, wordt de geometrie ervan vervormd.
OBR2-hybridisatie
Volgens de Valence-bindingstheorie zijn atomaire orbitalen vermengd om nieuwe te produceren hybride orbitaal met verschillende vorm en energie die de capaciteit van overlapping met andere atomaire orbitaal versterken.
Op het laagste energieniveau heeft het zuurstofatoom twee gepaarde elektronen in 2s en één 2p-orbitaal. Het bevat ook een enkele spin-elektron in de twee 2p-orbitalen. Deze 2s- en 2p-orbitalen van zuurstofatoom vermengen zich om sp3 . te geven gehybridiseerde orbitaal.
Deze sp3-hybride orbitaal maakt nu een grotere overlap met de 4p broom-orbitaal.
OBR2 lewis structuurresonantie
Als de elektronen die niet deelnemen aan de vorming van bindingen verschuiven naar een lege baan van een aangrenzend atoom, krijgen we een andere elektronenpuntstructuur, die resonantiestructuur wordt genoemd.
In de obr2 lewis structuur zowel zuurstof als broom hebben extra elektronen die niet deelnemen aan de vorming van bindingen. Voor het verschuiven van de elektronenwolk heeft alleen het broomatoom een lege 4d-orbitaal in de 4e schil.
Van de neutrale elektronenpuntstructuur delokaliseert één niet-bindend elektronenpaar van zuurstofatoom naar de lege orbitaal van het broomatoom. Aangezien de verschuiving van de elektronenwolk plaatsvindt van het centrale atoom naar het ligandatoom, wordt dit genoemd rugbinding.
Voor deze 2pπ (O) – 4dπ (Br) back bonding, gedeeltelijke dubbele bindingsvormen en we krijgen de resonerende structuren van het dibrominemonoxidemolecuul.
OBR2 lewisstructuur octetregel
Deze regel stelt dat de betrokken atomen van een elektronenpuntstructuur zich oriënteren op een manier dat ze een elektronenwolk delen en dat hun buitenste energieschaal acht elektronen bevat. Deze opstelling van de elektronische wolk geeft stabilisatie.
Zuurstof heeft zes elektronen in de buitenste s en p orbitaal od 2nd schil, waar het broomatoom zeven elektronen heeft in de s- en p-orbitaal van de 4e schil.
Ze delen de elektronenwolk op zo'n manier dat elk van hen de marge tot acht elektronen in de buitenste schil volledig vult. Vandaar dat de sp3-orbitaal van het zuurstofatoom overlapt met de 4p-orbitaal van broom om aan de regel te voldoen.
OBR2 polair of niet-polair
dipoolmoment (µ) veroorzaakt polariteit in een binding, die kan worden berekend door het product van de gescheiden lading (δ) en afstand tussen ladingen (r) in de binding.
In het dibrominemonoxidemolecuul, elektro-negativiteit van zuurstof (O) is 3.44 en die van broom is 2.96 op basis van de Pauling-schaal. Dit verschil in de capaciteit van het trekken van de elektronenwolk aan de binding creëert ladingsscheiding in binding en dibroommonoxide wordt een polair molecuul.
Als dit elektro-negativiteitsverschil 0.4 of meer is dan dat er een ladingsscheiding optreedt in de binding, wat resulteert in een dipool, betekent dat het ene uiteinde van de binding iets negatief wordt dan het andere uiteinde. Deze dipool is een vectorcomponent die naar het negatieve uiteinde is gericht.
De richting van de dipool is naar het atoom toe met een grotere neiging om de bindende elektronenwolk, het zuurstofatoom, te trekken. Bovendien heeft dit atoom een eenzame elektronenparenwolk die ook de hoeveelheid elektronendipool ernaartoe verhoogt.
Voor de sterische elektronische afstoting wordt de vorm van het molecuul gebogen. Vandaar de obr2 lewis structuur heeft een netto elektronische dipoolvector die het molecuul polair maakt.
OBR2 lewis structuur bindingshoek:
In een elektronenpuntstructuur van een molecuul kan de hoek tussen twee aangrenzende bindingen (bindingshoek) wiskundig worden berekend door het puntproduct van vectoren.
Het centrale atoom Zuurstof is sp3 gehybridiseerd, dus de mogelijke bindingshoek in de obr2 lewis structuren is 109.5̊. Maar door de aanwezigheid van de elektronenparen boven dit atoom die niet deelnemen aan de binding, vervormde de geometrische hoek.
De niet-bindende elektronen van het zuurstofatoom hebben betrekking op de 2pπ (O) - 4dπ (Br) rugbinding met het broomatoom. De afstoting van het eenzame paar op de bindende elektronenwolk daalt. Naarmate zich een gedeeltelijke dubbele binding vormt, produceert sterische afstoting van de bindingselektronenwolk.
Broom zit in de 4th periode in periodiek systeem met omvangrijke elektronische configuratie. In het molecuul hebben beide broomatomen drie paar ongedeelde elektronenwolken. Het verhoogt de sterische afstoting van de bindingselektronenwolk.
Als geheel neemt de bindingshoek van het molecuul toe tot 112̊.
OBR2 lewis structuur elektronengeometrie
Theoretisch kunnen we de geometrie van obr2 . voorspellen lewis structuur door de aannames van de Valence Shell Electron Pair Repulsion-theorie.
Met behulp van de hybridisatie van centraal atoom, bindingslengte, bindingshoek, algemene vorm van het molecuul kunnen we de mogelijke atomaire positie in een molecuul voorspellen. Verschillende spectroscopische methoden zoals UV-zichtbaar, IR, Raman, NMR, Elektronisch of massaspectra kan helpen bij het identificeren van de geometrie obr2 lewis-structuur.
In de obr2 lewis structuur sigma (σ) binding is aanwezig aan beide zijden van het centrale zuurstofatoom dat sp3 is gehybridiseerd met twee paren ongedeelde elektronenwolk. Dus dit molecuul kan worden gegeneraliseerd als AX2-type molecuul met twee enkele bindingen en twee niet-bindende elektronenpaarwolken.
Uit de VSEPR-theorie kan worden gezegd dat dit molecuul tot de tetraëdrische meetkundegroep behoort.
OBR2 valentie-elektronen
De laatst gevulde energetische schilelektronen worden valentie-elektronen genoemd die energie kunnen absorberen om in aangeslagen toestand te komen waar ze chemische reacties kunnen veroorzaken.
In Obr2 lewis structuur de drie atomen bevatten twintig van dat type elektronen. Elk broomatoom heeft zeven elektronen in de laatste gevulde 4s- en 4p-orbitalen, terwijl het zuurstofatoom dat type van zes negatief geladen deeltjes in de 2e baan heeft.
De elektronen van de kernorbitalen in een atomair structuurmodel zijn nauw aan de kern begrensd door sterke kernkracht. Met het verhogen van het elektronische energieniveau vanuit de kern, neemt de bindende kracht af.
Om deze reden zijn de buitenste schilelektronen losjes vastgebonden en kunnen ze naar een hoger energieniveau gaan door de geleverde energie op te nemen.
OBR2 gebruikt
Dibroommonoxide wordt gebruikt voor bromeringsreacties waarbij de radicaalvorm wordt geproduceerd om de reactie verder te laten verlopen.
De verbinding is alleen in een stabiele toestand bij zeer lage temperaturen zoals (-40 ̊) of lager dan dit. Zelfs het ontleedt bij kamertemperatuur. Er zijn dus niet veel toepassingen van de verbinding bekend.
- Lewis-structuren: feiten die u moet weten
- H2SO4 + NaOH: een krachtige chemische reactie onthuld
- Valentie-elektronen: de sleutel tot het begrijpen van chemische reacties
- Natriumcarbonaat: inzicht in het gebruik, de voordelen en de veiligheid ervan
- Elektronegativiteit blootgelegd: een diepe duik in chemische binding
- Elektronegativiteit onthuld: de impact ervan op chemische bindingen begrijpen
Lees ook:
- Sbf3 Lewis-structuur
- Cunh34 2 Lewis-structuur
- Cai2 Lewis-structuur
- Nee Lewis-structuur
- Krcl4 Lewis-structuur
- N2 Lewis-structuur
- Clo2 Lewis-structuur
- Hio3 lewis-structuur
- Brcl5 Lewis-structuur
- Ca2 Lewis-structuur
Hallo...Ik ben Triyasha Mondal en volg een M.Sc in scheikunde. Ik ben een enthousiaste leerling. Mijn specialisatie ligt in de fysische chemie.
Laten we verbinding maken via LinkedIn: