XeO4 Lewis-structuur: tekeningen, hybridisatie, vorm, ladingen, paren en gedetailleerde feiten

Dit artikel bevat over de XeO4-lewisstructuur, hybridisatie, bindingshoek en andere 13 belangrijke gedetailleerde feiten.

De XeO4-lewisstructuur heeft een tetraëdrische vorm met een bindingshoek van 109.5⁰. Het is een zeer stabiele verbinding van een edelgas, wat een zeer uitzonderlijk geval is. Vanwege de tetraëdrische geometrie is de centrale Xe sp³ gehybridiseerd. Alle valentie-elektronen van Xe worden gebruikt voor de vorming van sigma- en π-bindingen, dus er zijn geen eenzame paren beschikbaar voor Xe in dit molecuul.

Bartlett xnumx^st ontdekte het edelgas als een verbinding die XeF was. Door de aanwezigheid van elektronegatieve substituenten O neemt de positieve ladingsdichtheid over Xe zodanig toe dat de energie van 5s en 5p afneemt en ze vergelijkbaar worden met de O.

Enkele belangrijke feiten over XeO4

XeO4 is een geel vast kristallijn molecuul dat stabiel is onder temperatuur, bij kamertemperatuur ontleedt het. Het smeltpunt en kookpunt zijn respectievelijk 237.1 K en 273 K. De oxidatietoestand van Xe in de Xeo4 lewis structuur is +8, dus het heeft zijn meest stabiele oxidatietoestand.

XeO4 wordt gevormd door de reactie van geconcentreerd zwavelzuur op natrium- en bariumperxenaten.

4XeF₆ + 18Ba(OH)₂ =3Ba₂XeO₆ + Xe +12BaF₂ + 18H₂O

Ba₂XeO₆ + 2H₂SO₄ = 2BaSO₄ + XeO₄ + 2H₂O

Hoe de Lewis-structuur voor XeO4 te tekenen?

Lewis-structuur is een zeer nuttig hulpmiddel. Met behulp van deze structuur kunnen we de valentie-elektronen, vorm en eenzame paren van elk covalent molecuul achterhalen. Het is dus belangrijk om de XeO4-lewisstructuur te tekenen. Er zijn enkele technieken die we in gedachten moeten houden om de Lewis-structuur van XeO4 te tekenen.

Dus eerst tellen we de totale valentie-elektronen voor Xe- en O-atomen. Dan identificeren we het centrale atoom aan de hand van zijn elektronegativiteit, we weten dat Xe minder elektronegatief is dan O, dus in de XeO4 lewis structuur, Xe is het centrale atoom. Het molecuul draagt geen extra lading, dus het is niet nodig om hier extra elektronen toe te voegen of elektronen af te trekken. Nu zijn Xe en vier O-atomen verbonden door een enkele binding en een dubbele binding om het octet te voltooien. De eenzame paren bestaan alleen over O-atomen.

XeO4 lewis structuurvorm

De valentie-elektronen voor Xe in de vorming van de sigma-binding zullen vier zijn en er zijn vier O-atomen die elk één elektron bijdragen, dus het totale aantal elektronen zal 4+(1*4) =8 zijn. Volgens de VSEPR-theorie (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) van een covalent molecuul als het totale aantal bindende elektronen 8 is, zal de vorm van het molecuul tetraëdrisch zijn.

De hele elektronendichtheid ligt over de Xe in de XeO4 lewis structuur aangezien Xe hier het centrale atoom is. Alle vier de O-atomen zijn aanwezig op de vier hoeken van een tetraëdrische geometrie. De bindingshoek gemaakt door centrale Xe en vier O-atomen in de tetraëdrische eenheid is 109.5⁰.

XeO4 lewis structuur eenzame paren

In de XeO4 lewis structuur, Xe vormt acht bindingen met vier O-atomen. Van de acht obligaties zijn vier obligaties sigma-obligaties en vier obligaties zijn π-obligaties. Er zijn dus geen valentie-elektronen beschikbaar voor Xe die als eenzaam paar kunnen bestaan.

Van de XeO4 lewis structuur, kunnen we zien dat de eenzame paren alleen zijn toegewezen aan O-atomen. O is VIA of groep 16^th element en uit de elektronische configuratie kunnen we zeggen dat er slechts zes elektronen aanwezig zijn in de valentieschil van O en die elektronen zijn betrokken bij de vorming van bindingen met het centrale Xe-atoom. O gebruikte slechts twee valentie-elektronen voor één sigma en één π-binding met Xe. Het heeft dus nog vier elektronen in zijn valentieschil die als eenzame paren bestaan. Dus het totale aantal alleenstaande paren in de XeO4 lewis-structuur is (4*2)= 8 paar die alleen zijn van de O-site.

Zie ook 3 Voorbeeld van superoxide: feiten die u moet weten

XeO4 lewis structureert formele ladingen

Door dezelfde elektronegativiteit van alle atomen in een molecuul aan te nemen, kunnen we berekenen welke specifieke lading die aanwezig is over een specifiek atoom of molecuul een formele lading wordt genoemd. Dus hier in de XeO4 lewis structuur, beschouwen we dezelfde elektronegativiteit voor Xe en O.

De formule die we kunnen gebruiken om de formele lading van XeO4 te berekenen, FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp

waar nr_vis het aantal elektronen in de valentieschil of buitenste orbitaal, N_lpis het aantal elektronen in het eenzame paar, en N_bp is het totale aantal elektronen dat alleen bij de vorming van de binding is betrokken.

We moeten de formele lading voor zowel Xe als O apart berekenen.

De formele lading over Xe, 8-0-(16/2) = 0

De formele lading over O, 6-4-(4/2) = 0

We kunnen dus zeggen dat er geen formele lading is over Xe en O, omdat het molecuul neutraal is. Dus door de formele lading te berekenen, kunnen we ook zeggen of het molecuul geladen is of niet.

XeO4 lewis structuurresonantie

Resonantie is een hypothetisch concept, waardoor een elektronenwolk van een molecuul kan delokaliseren tussen verschillende skeletvormen van dat molecuul. lewis structuur, de elektronenwolken delokaliseren tussen O- en Xe-atomen in verschillende canonieke vormen.

beeld 66 — **XeO4 resonerende structuur**

Van de XeO4 lewis structuur, zijn alle vijf de verschillende resonerende structuren van XeO4. Onder hen is structuur V de structuur die het meest bijdraagt, omdat deze een groter aantal covalente bindingen bevat, dus de bijdrage ervan is het hoogst. Na die structuur IV dan III, II, en de minst bijdragende is structuur I.

XeO4 lewis structuur octet regel

In de XeO4 lewis structuur, Xe en O proberen allebei hun octet te voltooien door een geschikt aantal elektronen van hun valentieschil of naar de valentieschil te doneren of te accepteren en de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie te verkrijgen.

In de XeO4 lewis structuur, Xe is een element uit groep 18, dus het heeft een gevulde valentieschaal en het is niet nodig om het octet te voltooien. Maar O is een groep van 16 elementen, dus het heeft zes elektronen in zijn buitenste elektronen en het octet is niet voltooid. Dus O vormt een dubbele binding met Xe door twee van zijn elektronen te delen en twee van Xe-elektronen en vier elektronen zijn aanwezig in zijn eenzame paren. Zo vervolledigt Oxygen zijn octet.

Xe is zelf een edelgas en het neemt deel aan de vorming van bindingen met O waarbij alle acht elektronen in de valentieschil betrokken zijn.

Zie ook FeCl3 Lewis-structuur, kenmerken: 13 feiten die u moet weten

XeO4-hybridisatie

In de XeO4-lewisstructuur is de moleculaire orbitale energie van Xe en O niet hetzelfde, dus moeten Xe en O hybridisatie ondergaan om een hybride orbitaal met equivalente energie te vormen en een covalente binding te vormen.

We berekenen de XeO4-hybridisatie met behulp van de volgende formule,

H = 0.5(V+M-C+A), waarbij H= hybridisatiewaarde, V is het aantal valentie-elektronen in het centrale atoom, M = monovalente atomen omgeven, C = nee. van kation, A = nee. van het anion.

Voor de XeO4 lewis structuur, Xe heeft vier elektronen die een sigma-binding vormen en vier O-atomen zijn omringd.

Dus de hybridisatie van centraal Xe in XeO4 is, ½(4+4+0+0)= 4 (sp³)

Structuur	Hybridisatiewaarde	Staat van hybridisatie van centraal atoom	Bond hoek:
Lineair	2	sp /sd /pd	180⁰
planner trigonaal	3	sp²	120⁰
Tetraëdrische	4	sd³/ sp³	109.5⁰
Trigonaal bipyramidaal	5	sp³d/dsp³	90⁰ (axiaal), 120⁰(equatoriaal)
Achtvlakkig	6	sp³d²/ NS²sp³	90⁰
vijfhoekige bipiramidale	7	sp³d³/d³sp³	90⁰, 72⁰

Uit de bovenstaande tabel met hybridisatie kunnen we zeggen dat als de hybridisatiewaarde van het centrale atoom 4 is, de centrale atomen duidelijk sp³ gehybridiseerd met één s- en drie p-orbitalen via mengen.

Uit het doosdiagram van de XeO4 lewis structuur, is het duidelijk dat we alleen de sigma-binding in hybridisatie beschouwen, niet de π-binding of meerdere bindingen. Bij de covalente binding beschouwen we ook de sigmabinding.

Xe heeft acht elektronen in zijn buitenste orbitaal in de grondtoestand. Wanneer het wordt opgewonden, worden vier elektronen overgebracht naar de lege 5d-orbitalen. Dan heeft Xe vier ongepaarde elektronen in 5s en 5p orbitaal. Deze vier ongepaarde elektronen ondergaan hybridisatie met vier O-atomen en vormen een covalente binding.

Hier zijn One 5s orbital en 3 5p orbitalen betrokken bij de hybridisatie. Dus de hybridisatie is sp³. Deze sp³ gehybridiseerde orbitaal heeft een equivalente energie van zowel Xe als O, zodat ze bindingen kunnen maken. De resterende vier elektronen van Xe in de 5d-orbitaal zijn betrokken bij de vorming van π-bindingen met O en ze zijn niet betrokken bij hybridisatie.

Uit de hybridisatiewaarde kunnen we de bindingshoek van dit molecuul voorspellen. In de XeO4 lewis structuur, de hybridisatie is sp3, dus hier is het % van het karakter 1/4 of 25%. Nu van de regel van Bent is de bindingshoek van een molecuul, COSθ =s/s-1, waarbij s het % van het s-karakter in hybridisatie is en θ de bindingshoek is.

Als we nu de formule gebruiken, krijgen we, COSθ = (¼)/(1/4)-1

Θ= 109⁰, dus we kunnen zeggen dat we uit de hybridisatiewaarde de bindingshoek van een molecuul kunnen evalueren of omgekeerd. Nogmaals, vanuit de VSEPR-theorie zal de bindingshoek voor een tetraëdrisch-vormig molecuul 109.5 . zijn⁰.

Dus VSEPR en hybridisatietheorie kunnen worden gecorreleerd. De bindingshoek is perfect 109.5⁰ wat ideaal is voor tetraëdrische moleculen. Eigenlijk in de XeO4 lewis structuur, er is geen afwijkingsfactor aanwezig voor de bindingshoek. Xe heeft geen eenzame paren en de grootte van de Xe is erg groot in vergelijking met O. Hoewel vier O de dubbele binding maken met centrale Xe, is er voldoende ruimte in de tetraëdrische eenheid om de afstoting van het eenzame paar-bindingspaar te minimaliseren. Er is dus geen afwijking in de bindingshoek.

Zie ook 11 Ontledingsreactie Voorbeeld: Gedetailleerde uitleg

Is XeO4 polair?

we weten dat de polariteit van elk molecuul afhangt van de waarde van het resulterende dipoolmoment. De polariteit van de XeO4 . begrijpen lewis structuur we moeten de dipoolmomentwaarde ervan achterhalen.

In de XeO4-lewisstructuur is de vorm van het molecuul tetraëdrisch. De vorm is symmetrisch, wat betekent dat alle O-atomen aanwezig zijn, ze neutraliseren precies de dipool-momentwaarde van elkaar. Dus in de XeO4-lewisstructuur is de uiteindelijke resulterende dipoolmomentwaarde nul, waardoor het hele molecuul niet-polair is.

Xe zijn is een edelgas, hoewel het verbindingen zoals XeO4 kan vormen. Waarom?

Uit de waarden van ionisatie-energie kan worden gezegd dat de drempel van chemische reactiviteit wordt bereikt bij Kr en er is gevonden dat Xe een behoorlijk groot aantal verbindingen kan vormen met sterk elektronegatieve substituenten zoals O- en F-atomen.

Dit komt door de aanwezigheid van elektronegatieve substituenten F en O, de positieve ladingsdichtheid over Xe neemt zodanig toe dat de energie van 5s en 5p afneemt en ze vergelijkbaar worden met de O en F. Dus de 5s en 5p orbitaal van Xe mag 2p van de F en O overlappen.

De bindingslengte Xe-O zal naar verwachting korter zijn. waarom?

De lengte van de enkele Xe-O-binding is ongeveer 160 pm. Maar in de XeO4 lewis structuur, het molecuul heeft een dubbel bindingskarakter, dus de bindingslengte wordt verminderd.

Xe is groep 18^th element dat een edelgas is en in het algemeen is de valentieschaal volledig bezet. Van de elektronische configuratie heeft Xe acht elektronen in zijn valentieschil die zijn buitenste baan voltooide, en alle elektronen zijn betrokken bij de vorming van bindingen met vier O-atomen (zowel sigma- als π-bindingen) met O. O kan een stabiele dubbele binding met geschikte substituenten zoals Xe en om deze reden zijn er geen eenzame paren of een enkel bindingskarakter aanwezig tussen Xe-O-binding.

Xe vormt vier sigma-bindingen en vier π-bindingen met O-atomen. Het maken van de dubbele binding maakt het molecuul stabieler. De dubbele binding is altijd korter dan de enkele binding en ook sterker dan de enkele binding.

Conclusie

Uit de bovenstaande bespreking van de XeO4 lewis structuur, kunnen we zeggen dat edelgas ook kan deelnemen aan een reactie in aanwezigheid van sterke elektronegatieve substituenten. Het molecuul is het meest stabiel vanwege de vorming van een dubbele binding, zodat het niet verder kan deelnemen aan een andere reactie. Er is geen lone pair-bond afstotingsfactor aanwezig, dus de bindingshoek wijkt niet af en ideaal voor tetraëdrische die 109.5 is⁰.

Lees ook:

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.