XeO2F2 Lewis-structuur: tekeningen, hybridisatie, vorm, ladingen, paar en gedetailleerde feiten

In dit artikel zullen we de xeo2f2 Lewis-structuur, hybridisatie, formele lading en de geometrie ervan bespreken.

Xenondioxidedifluoride, ook wel bekend als XeO₂F₂, is een anorganisch molecuul met de chemische formule XeO₂F₂. De gedeeltelijke hydrolyse van Xenonhexafluoride produceert het, zoals blijkt uit de volgende reactie: XeF₆+ 2H₂O -> XeO₂F₂ + 4HF

1. Lewis-structuur van XeO₂F₂
2. Formele aanklacht
3. Valentie-elektronen
4. XeO₂F₂ Moleculaire Geometrie
5. Hybridisatie van XeO₂F₂
6. Octetregel

Het molecuulgewicht van deze stof is 201.289 g.

Een xenonatoom, twee zuurstofatomen en twee fluoratomen vormen XeO₂F₂ (xenondioxydifluoride). Twee enkele bindingen en twee dubbele bindingen omringen het xenon-atoom in de Lewis-structuur van XeO2F2, dat is omgeven door twee fluoratomen en twee zuurstofatomen. Er zijn drie eenzame paren in elk fluoratoom, twee eenzame paren in elk zuurstofatoom en één eenzaam paar in elk xenon-atoom.

1. Lewis-structuur van XeO₂F₂:

De Lewis-structuur van een atoom is een vereenvoudigde weergave van de kern en valentie elektronen in zijn atomaire structuur. Het geeft de elektronenconfiguratie weer: in een atoom.

Elektronen worden weergegeven door stippen, terwijl de kern wordt weergegeven door het atomaire symbool van het atoom. Een lijn wordt gebruikt om de verbinding tussen twee atomen weer te geven.

XeO2F2 heeft het volgende: Lewis-structuur:

Het is te zien vanaf de Lewis-structuur van XeO2F2 dat alle atomen hun octet hebben bereikt.

Als edelgas heeft xenon al acht valentie-elektronen. Bovendien zijn door het bereiken van octet zowel fluor- als zuurstofatomen die respectievelijk één en twee elektronen misten, stabiel geworden.

Je kunt je echter afvragen waarom, aangezien Xenon al acht elektronen had, het verbindingen vormde met andere atomen.

Je hebt gelijk; de meeste atomen zijn daartoe niet in staat. Xenon en andere edelgassen zijn daarentegen uitzonderingen omdat ze lege d-orbitalen bevatten om de extra elektronen te accepteren.

Vanwege de beschikbaarheid van onbezette 5d-orbitalen, kan xenon zijn octet uitbreiden en meer dan acht elektronen in zijn valentieschil huisvesten.

De Lewis-structuur van XeO₂F₂ kan als volgt worden getekend:

Stap voor stap ontwerpen we de Lewis-structuur van XeO2F2

Stap 1: Eerst zullen we uitzoeken hoeveel valentie-elektronen elk van de individuele atomen in een enkel molecuul XeO₂F₂ heeft.

Aantal valentie-elektronen = 8 voor Xenon, een element uit groep 18.

Aantal valentie-elektronen = 6 voor zuurstof, een element uit groep 16.

Als gevolg hiervan is het totale aantal valentie e^- = 12 voor twee zuurstofatomen.

Evenzo is voor een fluoratoom uit groep 17 het aantal valentie-elektronen 7.

Als resultaat is voor twee fluoratomen het totale aantal valentie-elektronen 14.

Het totale aantal valentie-elektronen in het systeem is 34.

Stap 2: We kiezen nu een centraal atoom voor dit molecuul. Hiervoor wordt meestal het minst elektronegatieve en meest stabiele atoom gekozen.

Het meest stabiele atoom, Xenon, is in dit voorbeeld als kernatoom gekozen.

Stap 3: We gebruiken dan een enkele binding om alle deelnemende atomen met het kernatoom te verbinden.

Dit wordt gedaan om te zien of een van de betrokken atomen extra elektronen nodig heeft. Als dit het geval is, worden er meer plannen gemaakt om het octet af te maken.

Stap 4: Het octet voor Xenon- en fluoratomen is compleet, zoals te zien is in het bovenstaande diagram.

Elk zuurstofatoom heeft echter nog steeds een extra elektron nodig, dat kan worden afgegeven door een dubbele binding tussen xenon- en zuurstofatomen te vormen.

Stap 5: Na deze fase zijn alle octetten van de deelnemende atomen compleet, waardoor het middelste atoom met vier bindingsparen en één alleenstaand paar overblijft.

Dientengevolge, de lewis structuur van XeO2F2 is als volgt:

2. Formele aanklacht:

De formele lading van een molecuul wordt gebruikt om te bepalen hoe stabiel zijn Lewis-structuur is. Hoewel het een hypothetisch idee is, helpt het ons om te bepalen of onze afgeleide structuur nauwkeurig is.

De formule is als volgt:

Formele Charge (FC) = Aantal valentie e^- in een atoom - Aantal niet-bindende e^-– 1/2 (Aantal bonding e^-)

De formele lading van een molecuul van nul toont zijn stabiliteit aan.

We berekenen nu de formele lading van elk atoom in de XeO₂F₂ molecule.

Voor het atoom van Xenon

Het aantal valentie-elektronen is gelijk aan acht.

Het aantal niet-bindende elektronen is gelijk aan twee.

Het aantal bindingselektronen is gelijk aan 12.

Als resultaat is de formele lading gelijk aan 8 – 2 – ½ (12) = 0.

Voor fluoratoom.

Het aantal valentie-elektronen in een molecuul is 7.

Het aantal niet-bindende elektronen is gelijk aan zes.

Het aantal bindingselektronen is gelijk aan twee.

Als resultaat is de formele lading gelijk aan 7 – 6 – ½ (2) = 0.

Voor zuurstofatoom,

Het aantal valentie-elektronen in een zuurstofatoom is 6.

Het aantal niet-bindende elektronen is gelijk aan vier.

Het aantal bindingselektronen is gelijk aan vier.

Als resultaat is de formele lading gelijk aan 8 – 4 – ½ (4) = 0.

Omdat de formele lading van elk atoomatoom nul is. Hierdoor is de XeO₂F₂ totale formele lading van het molecuul wordt nul.

Dientengevolge, de Lewis-structuur voor het hierboven getoonde XeO2F2-molecuul nauwkeurig is.

3. Valentie-elektronen:

De elektronen in een atoom cirkelen rond de kern, de kern van het atoom. Elk elektron bevat een negatieve lading en is gerelateerd aan een precieze hoeveelheid energie.

Naarmate het elektron van de kern weggaat, stijgt de hoeveelheid energie die het heeft. Dientengevolge hebben de elektronen die het verst van de kern in een atoom verwijderd zijn de hoogste energie en worden valentie-elektronen genoemd.

De valentie-elektronen, die ook deelnemen aan chemische bindingen, zijn ondergebracht in de valentieschil, de buitenste schil.

4. XeO₂F₂ Moleculaire Geometrie:

De postulaten van de Valence Shell Electron Pair (VSEPR)-theorie worden gebruikt om de moleculaire geometrie van een verbinding te voorspellen.

Volgens deze hypothese wordt de geometrie van een molecuul bepaald door het aantal bindingsparen en eenzame elektronenparen dat aanwezig is op het kernatoom van het molecuul.

Het basisconcept is dat alle elektronen negatief geladen zijn, en omdat gelijkaardige ladingen elkaar afstoten, stoten elektronen elkaar ook af. De VSEPR-hypothese gebruikt de hoeveelheid afstoting om de vorm van een molecuul te bepalen.

Volgens de VSEPR-hypothese verschilt de mate van afstoting tussen bindende en niet-bindende elektronenparen. De afstotende kracht tussen niet-bindende elektronen is het grootst omdat ze vrij kunnen bewegen.

Bovendien, omdat de bindingselektronen al aan twee atomen zijn gekoppeld, is hun bewegingsvrijheid beperkt, waardoor de afstotingskracht ertussen afneemt.

Als gevolg hiervan heeft elk molecuul twee soorten geometrie. De eerste is de elektronengeometrie, die wordt verwacht op basis van de bindende atomen, en de tweede is de moleculaire geometrie, die rekening houdt met de functie van eenzame elektronenparen bij het bepalen van de vorm van een molecuul.

We kunnen het aantal bindingsparen en eenzame elektronenparen op het centrale atoom van een molecuul berekenen met behulp van de VSEPR-theorie om zowel de elektronengeometrie als de moleculaire geometrie van dat molecuul te voorspellen.

We weten al dat het kernelement, Xenon, vier bindingsparen elektronen bevat en één eenzaam elektronenpaar in het geval van XeO₂F₂.

We kunnen nu de geometrie van XeO . bepalen₂F₂ met behulp van de onderstaande grafiek, die is gebaseerd op de postulaten van de VSEPR-theorie.

Hierdoor is de XeO₂F₂ de elektronengeometrie van het molecuul is trigonaal bipyramidaal, maar de moleculaire geometrie is een wip. Verder zijn de bindingshoeken tussen de verschillende atomen 91^o, 105^oen 174^o, Respectievelijk.

5. Hybridisatie van XeO₂F₂:

Als we de hoeveelheid valentie-elektronen kennen en de fundamentele hybridisatieformule gebruiken, kunnen we de hybridisatie van XeO gemakkelijk schatten₂F₂. Aantal elektronen = ½ [V+N-C+A].

Het aantal valentie-elektronen in het middelste atoom wordt aangegeven met V. (xenon).

Het aantal eenwaardige (fluor)atomen gekoppeld aan het centrale atoom zal N zijn. De kationlading zal C zijn, terwijl de anionlading A zal zijn.

Hieronder gaan we dieper in op de procedure.

Het kernatoom in Xenon Dioxide Difluoride zal xenon zijn, dat 8 valentie-elektronen zal bevatten. Het eenwaardige omringende atoom zal fluor zijn, terwijl het tweewaardige omringende atoom zuurstof zal zijn. We verwijderen de acht valentie-elektronen van Xenon en vervangen ze door twee eenwaardige fluoratomen. Aan het einde wordt het totaal door twee gedeeld.

Als we naar de getallen kijken, kunnen we zien dat het aantal elektronen ½ [8+2-0+0] = 5 is

Als resultaat is de uiteindelijke waarde 5, wat wijst op sp³d hybridisatie. Er zullen 5 sp . zijn³d hybride orbitalen in Xenon Dioxide Difluoride. Rond het centrale atoom bevinden zich 5 elektronenparen, met 4 bindingsparen en 1 eenzaam paar.

6. Octetregel:

Zoals eerder vermeld, gebruiken atomen hun valentie-elektronen om chemische bindingen tot stand te brengen. De hoeveelheid en soort bindingen die een atoom aangaat, worden daarentegen bepaald door de elektronen die in de buitenste schil aanwezig zijn.

Om stabiel te worden, probeert elk atoom de elektrische configuratie van zijn naburige edelgas te bereiken.

Omdat, met uitzondering van helium, alle edelgassen acht elektronen in hun buitenste schil hebben, streven atomen van andere elementen ernaar om acht elektronen in hun valentieschil te krijgen. De octetregel is de naam voor deze regel.

Dit idee werd voorgesteld door Walther Kossel en Gilbert N. Lewis, en het dient als basis voor alle andere atoomgerelateerde concepten zoals hybridisatie, moleculaire geometrie, enzovoort.

Lees ook:

• Beh2 Lewis-structuur
• Caoh2 Lewis-structuur
• Seo3 Lewis-structuur
• F2 Lewis-structuur
• H2co Lewis-structuur
• Brf2 Lewis-structuur
• Alh4 Lewis-structuur
• Ccl3f Lewis-structuur
• Ibr4 Lewis-structuur
• Clf5 Lewis-structuur