XeF2 Lewis-structuur: tekening, hybridisatie, vorm, ladingen, paar en gedetailleerde feiten

by

XeF2 lewis structuur is de afkorting van xenondifluoride. Het is een van die zeldzame verbindingen die ondanks hun sterke stabiliteit edelgassen bevatten. XeF2 Lewis-structuur en zijn eigenschappen worden in dit artikel geïllustreerd.

XeF2 Lewis-structuur omvat 1 atoom xenon en 2 fluoratomen. Xenon heeft 8 valentie-elektronen en fluor heeft 7 valentie-elektronen. Dus om een ​​betrouwbare Lewis-structuur te vormen, zal xenon zijn 2 elektronen delen met fluor en een enkele covalente Xe-F-binding vormen. Dit voltooit de octetstabiliteit van fluoratomen.

XeF2 is op zichzelf een sterk fluorerend en oxidatiemiddel. Xenon is het enige edelgas dat ondanks zijn sterke stabiliteit reageert en verschillende verbindingen vormt, zoals XeF4 (Xenontetrafluoride) en XeF6 (Xenonhexafluoride), enz. Maar uit deze XeF2 lewis structuur is de meest stabiele.

Zoals alle fluorerende verbindingen is het vochtgevoelig. Wanneer het in contact komt met waterdamp, vertoont het onmiddellijk ontbinding. Dus de opslag ervan is erg belangrijk. Behalve dat het gemakkelijk op te slaan is en niet in de categorie van voorzichtige verbindingen valt

XeF2 is een dichte, kleurloze, kristallijne vaste stof en heeft een misselijkmakende geur. Omdat het een kristallijne vaste structuur is, is de bindingslengte 200 pm. De opstelling van de pakking is erg stijf en sterk, waarbij fluoratomen van aangrenzende XeF2-moleculen het equatoriale gebied van elkaar vermijden. Het is een zeer belangrijk bestanddeel van de coördinatiechemie. Het bindingstype is een drie-center vier-elektronenbinding. Het werkt als een potentieel sterk ligand in verschillende metaalcoördinatiecomplexen. Enkele voorbeelden waarbij XeF2 als een ligand heeft gewerkt en is gecoördineerd met metalen zijn: [Mg(XeF2)4](AlsF6)2 en Ca2(Xef2)9(AsF6)4.

XeF2 lewis structuur heeft een aanzienlijke bijdrage op het gebied van kristallografische analyse en supramoleculaire chemie. De belangrijkste toepassing ervan is in laboratoriumopstellingen en elektrochemische procedures als fluoreringsmiddel in verschillende organische synthetische reacties waar direct gebruik van fluor verboden is vanwege de explosieve aard ervan.

Om de chemische en fysische eigenschappen van XeF2 te analyseren en te begrijpen, is het belangrijk om: ken zijn lewisstructuur en de bijbehorende eigenschappen. De eigenschappen en de structurele vorming worden hieronder besproken:

XeF2 Lewis-structuur

XeF2 lewis structuur eenzaam paar

Eenzame elektronenparen zijn die paren die niet deelnemen aan de vorming van chemische bindingen. Wanneer een eenzaam elektronenpaar wordt besproken, gaat het meestal om het centrale atoom, omdat dat de geometrie van de structuur van Lewis beïnvloedt.

In de XeF2 lewis structuur, krijgen het enige paar rond Xe belangrijkheid. De terminale fluoratomen zijn niet inbegrepen. Om erop terug te komen, er zijn 2 bindingsparen gevormd tussen Xe en F. Xenon kan een geëxpandeerd octet vormen en kan meer dan 8 elektronen bevatten, waardoor het 3 eenzame elektronenparen eromheen heeft.

xef2 eenzaam paar

XeF2 lewis-structuurhybridisatie

Hybridisatie is een essentieel concept voor het bepalen van de geometrie van het molecuul. Het is het mengen van 2 of meer orbitalen tijdens de vorming van een binding om een ​​nieuwe hybride orbitaal te maken. De elektronische configuratie van Xenon is [Kr]4d105s25p6 en dit is in de grondtoestand.

Tijdens de vorming van een binding zal de XeF2 lewis structuur zal zich in een aangeslagen toestand bevinden die de rangschikking van elektronen rond xenon zal veranderen in s2p5d1 en 2 ongepaarde elektronen zal opleveren. Dus de hybridisatie van XeF2 zal sp . zijn3d.

xef2 hybride

XeF2 lewis structuurvorm

Lewis-structuur helpt meestal bij het voorspellen van de vorm van het molecuul, maar de XeF2-lewis-structuur is een uitzonderlijk geval. Zijn vorm en geometrie kan worden begrepen met behulp van de VSEPR-theorie.

XeF2 lewisstructuur heeft 5 elektronenparen. Van deze 2 elektronenparen zijn bindingsparen omdat ze een enkele covalente binding vormen met 2 fluoratomen en de rest zijn 3 eenzame paren. Dus volgens de regel moeten de vorm en geometrie trigonaal bipyramidaal zijn, maar dat is het niet. XeF2 lewis structuur is een molecuul met een lineaire vorm omdat de 3 eenzame paren zich in een equatoriale rangschikking bevinden met fluoratomen waardoor het een symmetrische vorm krijgt. Daarom is het van trigonale bipyramidale geometrie en lineaire vorm.

xeF2 3d

XeF2 lewis structuur formele lading

Zoals hierboven vermeld in XeF2 lewis-structuurhybridisatie, is er het delen van elektronen tussen atomen, dus het wordt cruciaal om te weten de formele aanklacht.

De minst mogelijke formele lading van elk combinerend atoom geeft ons de perfecte schematische weergave van een molecuul.

Formele lading = Valentie-elektronen - ½ Bindende elektronen - Niet-bindende elektronen

Voor Xenon

              FC = 8 – 1/2* 4 – 6 = 0

Voor fluor

             FC = 7 – 1/2* 2 – 6 = 0

Omdat ze allebei 0 formele kosten hebben, is XeF2 de meest authentieke en meest betrouwbare lewis structuur.

Na het doorlopen van alle eigenschappen, is het gemakkelijk geworden om 2 dimensionale XeF2 lewis structuur tekenen die hieronder schematisch wordt beschreven:

Hoe XeF2 Lewis-structuur te tekenen?

Xenon (atoomnummer = 54 en elektronische configuratie = 2,8,18,18,8) is een edelgas met 8 valentie-elektronen. Fluor (atoomnummer = 9 en elektronische configuratie = 2,7) heeft 7 valentie-elektronen. Het totale aantal valentie-elektronen is dus 8 + 7×2 = 22.

Xenon is een edelgas en is minder elektronegatief dan fluor. Het krijgt dus de positie van het centrale atoom. Nu zullen fluoratomen voldoen aan hun octetstabiliteitscriteria door elk van hun elektronen te delen met het centrale xenon-atoom. Dit leidt tot de vorming van 2 Xe-F enkelvoudige covalente bindingen

Xenon daarentegen heeft meer valentie-elektronen om zich heen na de vorming van een chemische binding. Xenon is een hypervalente soort en kan meer dan 8 valentie-elektronen aanpassen vanwege de beschikbaarheid van lege d-orbitalen en kan een geëxpandeerd octet vormen.

De stabiliteit en het bestaan ​​van de XeF2 lewis-structuur kan worden berekend door middel van formele lading (wat 0 blijkt te zijn voor zowel xenon als fluor) wat het bestaan ​​en de authenticiteit van de structuur bevestigt.

XeF2 lewis-structuur (gerelateerde veelgestelde vragen)

Leg de polariteit van de XeF2 lewis-structuur uit.

Zoals hierboven uitgelegd is xenondifluoride een symmetrisch molecuul met een lineaire vorm en trigonale bipyramidale geometrie. Er is een ongelijke verdeling van elektronen in de structuur en ook veel anomalieën. Maar vanwege de symmetrische vorm zijn de afzonderlijke bindingen gelijkmatig verdeeld, waardoor elkaars ladingen teniet worden gedaan. Dit leidt tot een netto dipoolmoment nul en dus XeF2 lewis structuur is een niet-polair molecuul.

Waarom kan xenon verbindingen vormen ondanks dat het een edelgas is?

Xenon is het enige element van de edelgasfamilie dat verbindingen kan vormen. Dit komt omdat Xenon een zeer groot molecuul is met atoomnummer 54. Dit houdt in dat het meer schillen en orbitalen heeft. Hierdoor wordt de aantrekkingskracht van het elektron op de kern zwak en is de interactie met de laatste schil het zwakst. Vanwege deze zwakke aantrekkingskracht kan het reageren met kleine, zeer elektronegatieve atomen zoals fluor, waardoor het deelneemt aan reacties en de vorming van chemische bindingen.

Waarom wordt Xenon als een belangrijk element beschouwd?

Xenon kan blauw gloeiend licht produceren wanneer het wordt opgewonden door een elektrische lading en kan worden gebruikt als een speciale lichtbron. De xenonlampen hebben omvangrijke toepassingen als snelle elektronische flitslampen, bacteriedodende lampen en zonnebanklammeren die respectievelijk worden gebruikt in de fotografie- en voedselverwerkende industrie.

Lees ook: