Dichloormonoxide (OCl2) heeft een centraal zuurstofatoom (O) met zes valentie-elektronen, gebonden aan twee chlooratomen (Cl), die elk zeven valentie-elektronen bijdragen. De Lewis-structuur toont twee enkele O-Cl-bindingen en twee alleenstaande paren op zuurstof, met behulp van 6 bindende elektronen. Het molecuul neemt een gebogen geometrie aan met een bindingshoek van iets minder dan 7°, als gevolg van afstoting van een enkel paar-bindingspaar, typisch voor sp³-hybridisatie. De O-Cl-bindingen zijn polair vanwege het elektronegativiteitsverschil (O: 20, Cl: 109.5), waardoor het molecuul over het algemeen polair is. Deze structuur beïnvloedt de reactiviteit en eigenschappen ervan, alsof het een reactief oxidatiemiddel is.
De buitenste schilelektronen van de betrokken atomen zijn weergegeven in de ocl2 lewis-structuur. Deze elektronen beïnvloeden de eigenschappen van het molecuul. Dus deze structuur van ocl2 lewis geeft uitleg over de hybridisatie, geometrie, vorm en andere dingen van het molecuul.
Hoe de Lewis-structuur voor OCL2 te tekenen?
OCl2 Lewis-structuur geeft een idee over hoe de moleculaire geometrie zou moeten zijn.
In de ocl2 lewis structuur, de atomaire symbolen van het zuurstofatoom worden geschreven als 'O' en voor het chlooratoom wordt het geschreven als 'Cl'. De buitenste schilelektronen van atomen worden weergegeven door puntsymbolen rond de atomen in het dichloormonoxidemolecuul.
Zuurstof zit in groep 16 en Chloor zit in groep 17 in de moderne Periodiek systeem. De elektronische configuratie van het zuurstofatoom is 1s2 2s2 2p4. De elektronische configuratie van het chlooratoom is [Ne] 3s2 3p5. Dus het zuurstofatoom heeft zes negatief geladen deeltjes en het chlooratoom heeft zeven negatief geladen deeltjes in de laatste elektronische schil.
Het totale aantal negatief geladen deeltjes in de laatste baan is dus {6 + (7×2)} = 20 in het molecuul. Dus tien paar elektronen nemen deel aan de vorming van moleculen.
Zuurstofatoom neemt het midden van het molecuul in. Twee chlooratomen bevinden zich aan beide zijden van het centrale atoom. Twee elektronenparen vormen Sigma-obligaties (enkele binding) tussen het zuurstofatoom en de twee chlooratomen. De resterende acht elektronenparen zijn ongedeelde elektronen.
De sigma (σ) bindende elektronenwolk tussen de zuurstof- en chlooratomen in het OCl2-molecuul wordt getekend door een enkele rechte lijn. Centraal atoom Zuurstof heeft vier ongedeelde elektronen, dat zijn twee paar elektronenwolken.
OCL2 Lewis-structuurvorm:
VSEPR-theorie (Valence-schil-elektronenpaar-afstotingstheorie) kan helpen om de feiten over de vorm van de ocl2 lewis-structuur te begrijpen.
Minimale afstoting tussen elektronenwolk van de laatste baan, kan alleen de structuur van een molecuul stabiliseren. Dus de elektronenwolk van de buitenste schil van het OCl2-molecuul verspreidde zich dienovereenkomstig over het molecuul.
Deze theorie gaat ervan uit dat de elektronen die niet deelnemen aan de vorming van bindingen (lone pair) boven het oorspronkelijke atoom blijven. Deze verspreiden zich over meer ruimte dan de elektronenwolk van binding.
Hiervoor is de afstoting tussen ongedeelde elektronenwolk groter dan de elektronenwolk van bindingspaar. De geometrie van de moleculaire structuur wordt hierdoor ontregeld.
Na atomaire orbitale vermenging van het centrale atoom zuurstof, ontstaat een nieuwe sp3-gehybridiseerde orbitaal in het molecuul. Deze hybridisatie van atomaire orbitaal verwijst naar de tetraëdrische moleculaire geometrie. Maar centraal atoom Zuurstofatoom heeft twee paar ongedeelde elektronen.
Voor de afstoting wordt de structuur van het OCl2-molecuul verstoord. Om de sterische afstoting te regelen, neemt de hoek tussen de twee bindingen af. Vandaar dat de vorm van het molecuul verandert in een "V" -achtige vorm.
OCL2 lewis structureert formele kosten
Als een lewis dot structuur "0" formele lading heeft, is het de structuur die grotendeels bijdraagt aan de molecuulconfiguratie.
Formele aanklacht = (totaal aantal laatste schilelektronen -ongedeelde elektronen - (1/2× elektronen in bindingsparen))
Uit het periodiek systeem weten we dat het aantal laatste bezettende schilelektronen van zuurstof zes is en dat chloor zeven elektronen heeft. Zuurstofatoom heeft vier elektronen die niet betrokken zijn bij sigma (σ) binding, terwijl elk chlooratoom zes van dat type elektronen heeft.
Zuurstofatoom formele lading = {6- 4- (1/2×4)} = 0.
Voor elk chlooratoom formele lading = {7- 6- (1/2×2)} = 0.
Aangezien de atomen van het molecuul een formele lading "0" (nul) hebben, is de formele lading van dichloormonoxide (OCl2) ook nul.
OCL2 lewis structuur eenzame paren
Lone pair bevat de elektronen die niet betrokken zijn bij de binding. Deze elektronenpaarwolk blijft boven de moederkern.
In de OCl2-lewisstructuur zijn twintig buitenste schilelektronen aanwezig. Van deze vier elektronen (twee paren) nemen deel aan het bindingspaar van O-Cl. Alle zestien resterende elektronen zijn niet-bindende elektronen die worden genoemd eenzaam paar.
Uit de orbitale hybridisatie weten we dat de eenzame elektronenwolk van het zuurstofatoom tot de 2s- en 2p-orbitaal behoort. Daarnaast heeft elk chlooratoom 3 elektronenparen die niet deelnemen aan de binding in het OCl2-molecuul.
De vorm van het molecuul is afhankelijk van deze niet-bindende elektronen of lone pairs.
OCL2-hybridisatie
Hybridisatie is een belangrijk concept omdat het de geometrie en vorm van een molecuul beschrijft.
Atoomorbitalen worden samengesmolten in hybridisatie. De nieuwe gehybridiseerde orbitaal heeft een andere energie, vorm dan voorheen. In het dichloormonoxidemolecuul beschouwen we de hybridisatie van het zuurstofatoom. Hybridisatie zal helpen om de moleculaire structuur te begrijpen.
In het energieniveau van de grondtoestand heeft het zuurstofatoom twee 2p orbitale elektronen die niet paren. Deze elektronen kunnen dus twee sigma-bindingen vormen met chlooratomen. Zuurstofatoom heeft vier 2s en 2p orbitale elektronen die paren. Deze elektronen kunnen niet deelnemen aan binding.
Na hybridisatie van de buitenste orbitaal wordt orbitale overlapping groter bij de vorming van bindingen. De nieuwe gehybridiseerde zuurstof-orbitaal van het OCl2-molecuul is van nature sp3. Deze sp3-zuurstoforbitaal vermengt zich met de chloor 3p-orbitaal om een molecuul te vormen.
OCL2 lewis structuurresonantie
OCl2 lewis-structuur kan er veel hebben resonantie vormen. De resonerende elektronenpuntstructuren worden gevormd door delokalisatie van de niet-bindende elektronen.
In het dichloormonoxidemolecuul hebben zowel de zuurstof- als de chlooratomen een paar niet-bindende elektronen. De elektronenwolk kan verschuiven om een resonerende structuur te produceren. Van deze structuren, waarvan de formele lading 'nul' zal zijn, zou dat de grootste bijdragende configuratie zijn.
Chlooratoom heeft een lege 3D-orbitaal in de buitenste schil. Het kan dus gemakkelijk de negatieve lading van het zuurstofatoom accepteren. Zuurstof accepteert als centraal atoom een elektron dus Pi (π) rugbinding komt ie2pπ (O) – 3dπ (Cl) voor in het molecuul.
Het betekent dat de elektronenwolk wordt overgedragen van het zuurstofatoom naar de beschikbare lege chlooratoom 3d-orbitaal. Vandaar dat partiële pi (π) binding in het molecuul wordt gegenereerd en we de resonerende structuur van het dichloormonoxidemolecuul krijgen.
De resonerende structuur van het OCl2-molecuul heeft een groot effect op de bindingshoek en vorm van het molecuul.
OCL2 lewis structuur octet regel
De elektronische stabiliteit van de orbitaal van een molecuul kan hiermee worden beschreven: Octetregel. Deze regel geeft het maximale vermogen van elektronen in de buitenste baan van het atoom aan.
Alle hoofdgroepselementen van het periodiek systeem geven de voorkeur aan acht elektronen in de laatste energetische schil. Dus de naam van de regel is Octet-regel. Alleen waterstofatoom kan de regel niet handhaven. Zijn baan bevat alleen een "s"-orbitaal met een maximale capaciteit van twee elektronen.
Zuurstofatoom heeft zes elektronen in de 2s en 2p orbitaal. Het heeft de neiging om nog twee elektronen te accepteren. Het chlooratoom heeft zeven elektronen in de 3s- en 3p-orbitaal, dus het accepteert één elektron van het donoratoom om stabiel te worden zoals Argon-gas.
Op deze manier bedekken zowel zuurstof als chloor de buitenste banen met acht elektronen. Voor deze volledig gevulde baan neemt de energie van het molecuul af. De configuratie van het molecuul stabiliseert.
OCL2 polair of niet-polair
Polariteit wordt waargenomen in een molecuul als het molecuul polaire bindingen heeft. Bond dipoolmoment (µ) kan worden berekend door de gescheiden lading (δ) en afstand tussen ladingen (r).
In het dichloormonoxidemolecuul, elektro-negativiteit van zuurstof (O) is 3.44 en die van chloor is 3.16 op de Pauling-schaal. Voor dit verschil tussen de elektro-negativiteit van de atomen treedt een ongelijke ladingsscheiding op in het molecuul. Hiervoor genereert een netto dipoolmoment en OCl2 wordt een polair molecuul.
De elektro-negativiteit van een atoom wordt gemeten door de potentiaal die aangeeft hoe sterk het de elektronenwolk van een covalente binding ernaartoe kan trekken. Het is een richtingsvectorcomponent.
Uit de hybridisatie weten we dat het zuurstofatoom een elektronenwolk met twee eenzame paren heeft met een grotere elektro-negativiteit. Het heeft een bepaalde richtingsvector van het dipoolmoment. Twee chlooratomen hebben ook een specifieke richting van het dipoolmoment.
Uit de VSEPR-theorie weten we dat voor sterische afstoting de vorm "V" wordt. Voor de gebogen vorm blijft een netto richtingsvector van het dipoolmoment over. Daarom is OCl2 een polair molecuul.
OCL2 lewis structuur bindingshoek:
De hoek tussen de bindingselektronenwolk wordt de bindingshoek genoemd en speelt een belangrijke rol in de vorm van het molecuul.
Aangezien het molecuul sp3 is gehybridiseerd, zou de theoretisch berekende bindingshoek 109.5 . moeten zijn ̊. Maar voor de afstoting van de elektronenwolk die in het molecuul aanwezig is, wordt de bindingshoek 110.9 .
De ongedeelde elektronen van het zuurstofatoom vormen de 2pπ (O) – 3dπ (Cl) rugbinding. De sterische afstoting tussen deze elektronenwolk neemt af. Als gevolg van de vorming van de partiële pi-binding (dubbele binding), neemt de afstoting tussen de bindingsparen elektronenwolk toe.
Als resultaat krijgen we een grotere bindingshoek dan de berekende.
OCL2 lewis structuur elektronengeometrie
De VSEPR-theorie (Valence-schil-elektronenpaarafstotingstheorie) kan de geometrie van OCl2 . bepalen lewis structuur.
Uit de hybridisatie weten we dat het molecuul twee bindingspaar heeft en dat het centrale atoom twee niet-bindende elektronenpaarwolken heeft. Dus ocl2-molecuul heeft tetraëdrische geometrie.
geometrie van a lewis structuur is een ideale structuur beschouwd voor het molecuul. Maar eigenlijk bestaat het niet voor feiten zoals afstoting van het elektron wolk in het molecuul. De verstoorde structuur wordt de vorm van het molecuul genoemd.
Geometrie is de rangschikking van de bindende elektronenparen in de driedimensionale ruimte. OCl2 is sp3 gehybridiseerd. Voor de vier belangrijkste elektronenparen is de ideale geometrie tetraëdrisch.
OCL2 valentie-elektronen
De elektronen die de energetische toestand van de buitenste baan van een atoom innemen, worden de genoemd valentie-elektronen van dat atoom.
OCl2 lewis structuur heeft twintig buitenste schilelektronen. Deze elektronen nemen deel aan de molecuulvorming en zijn ook verantwoordelijk voor de chemische eigenschappen van het molecuul.
Zuurstof heeft zes elektronen in de laatste energieschil en het chlooratoom heeft dat van zeven. Dus één zuurstof- en twee chlooratomen hebben twintig elektronen in de buitenste banen van de atomen. Daarom is het aantal valentie-elektronen in het molecuul twintig.
OCL2 gebruikt
OCl2 is een anorganische verbinding. Het is Oplosbaar in water en evenals in de organische oplosmiddelen.
Het molecuul heeft zowel een zuurstof- als een chlooratoom. Voor de aanwezigheid van de zuurstof is het een oxidatiemiddelmolecuul. Voor het chlooratoom is het ook een chloreringsmiddel. Het kan worden gebruikt in het chloreringsproces voor het zuiveren van water om te drinken. Het kan worden gebruikt bij de ring- of zijketenchlorering van elke organische reactie.
Het molecuul heeft ook explosieve eigenschappen. Het molecuul kan ondergaan voor de fotochemische ontledingsreactie.
Lees ook:
- Clo3 Lewis-structuur
- Ali3 Lewis-structuur
- Nobr Lewis-structuur
- Ccl2o Lewis-structuur
- Pcl3 Lewis-structuur
- Nf3 Lewis-structuur
- Krcl4 Lewis-structuur
- H2so4 Lewis-structuur
- Mgs Lewis-structuur
- Ccl2h2 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:
Hallo medelezer,
We zijn een klein team bij Techiescience, dat hard werkt tussen de grote spelers. Als je het leuk vindt wat je ziet, deel dan onze inhoud op sociale media. Uw steun maakt een groot verschil. Bedankt!