In diesem Artikel „icl3 Lewis-Struktur“ verschiedene Fakten zu ICl3 wie Lewis-Struktur, Hybridisierung, Form, formale Ladungsberechnung, Stabilität und Verwendungen mit detaillierten Erklärungen werden kurz diskutiert.
Jodtrichlorid oder ICl3 ist eine hellgelb gefärbte Interhalogenverbindung, die aus einem Jodatom und drei Chloratomen besteht. Es ist ein T-förmiges Molekül mit einem sp3d Hybridisierung. Im festen Zustand bildet es das Dimer (I2Cl6) mit zwei verbrückenden Chloratomen. Dieses Dimer hat eine planare Struktur.
Werfen wir einen Blick auf die folgenden Themen auf ICl3.
Wie zeichnet man ICl3 Lewis-Struktur?
Der Name dieser strukturellen Darstellung ist Lewis-Struktur nach ihrer Entdeckung durch den Wissenschaftler Gilbert. N. Lewis im Jahr 1916. Eines der Merkmale dieser Struktur ist, dass nichtbindende Elektronen um die jeweiligen Atome gezeigt werden.
Zeichnungsschritte der Lewis-Struktur sind unten beschrieben-
- Bestimmung des Valenzschalenelektrons: Jod (I) und Chlor (Cl) haben in ihrer Valenzschale die gleiche Anzahl von Elektronen, nämlich sieben.
- Bestimmung von Bindung und Bindungselektronen: In ICl3sind insgesamt drei kovalente Bindungen vorhanden. Diese Bindungen bestehen zwischen einem Jodatom und den drei Chloratomen. Somit sind insgesamt sechs Elektronen (jede Bindung enthält zwei Elektronen) als Bindungselektronen beteiligt.
- Bestimmung nichtbindender Elektronen: Jod hat vier nichtbindende Elektronen oder zwei Paare einsamer Elektronen und jedes der Chloratome hat drei Paare oder sechs nichtbindende Elektronen. Somit Gesamtzahl der nichtbindenden Elektronen in ICl3 sind = {4 + (3×6)} = 22. Diese nichtbindenden Elektronen sind um die Atome geschrieben.
ICl3 Lewis-Strukturform
Die Form jeder molekularen Spezies kann durch Hybridisierung bestimmt werden des Zentralatoms. Wie sich die Form eines Moleküls mit der Änderung der Hybridisierung ändert, wird unten durch das folgende Diagramm gezeigt.
| Hybridisierung des Zentralatoms | Struktur |
| sp | Linear |
| sp2 | Trigonal planar |
| sp3 | Tetraeder |
| sp3d | Trigonale Bipyramide |
| sp3d2 | Oktaeder |
Diesem Diagramm kann jedoch nur gefolgt werden, wenn im Molekül keine Abstoßung vorliegt. Andernfalls weicht die Form von ihrer eigentlichen geometrischen Struktur ab. In jedem Molekül können drei Arten von Abstoßung vorhanden sein. Sie sind-
- Einsames Paar-einsames Paar Abstoßung
- Einsames Paar - Bindungspaar-Abstoßung
- Bindungspaar-Bindungspaar-Abstoßung
Die zunehmende Ordnung in der Größe der obigen Abstoßung ist-
Bindungspaar-Bindungspaar-Abstoßung < Einzelpaar-Bindungspaar-Abstoßung < Bindungspaar-Bindungspaar-Abstoßung.
In ICl3, die oben genannten drei Arten der Abstoßung sind vorhanden, weil sie das einsame Paar des Zentralatoms (Iod) haben. Aus seiner Hybridisierung (sp3d) Es wird vorhergesagt, dass die Struktur TBP (trigonal bipyramidal) sein sollte. Aufgrund des Vorhandenseins des Abstoßungsfaktors zeigt es jedoch eine T-förmige Struktur.
Die beiden freien Jodpaare befinden sich in äquatorialer Position, und der Rest der Position der TBP-Struktur wird durch drei Chloratome (eine äquatoriale und zwei axiale Positionen) ersetzt. Gemäß der VSEPR-Theorie sollte das einsame Paar aufgrund größerer Stabilität in äquatorialer Position platziert werden.
Der Bindungswinkel muss enthalten sein, um die Form eines Moleküls zu erklären. Diese T-förmige Struktur zeigt einen Bindungswinkel zwischen Cl-I-Cl von etwas mehr als 1800 und kleiner als 900 aufgrund der Dominanz der Abstoßung von Einzelpaaren – Einzelpaaren gegenüber Bindungspaaren – Bindungspaaren.
ICl3 Formale Ladung der Lewis-Struktur
Die Berechnung der formalen Ladung ist sehr wichtig, um die Chemie zu identifizieren Lewis-Struktur mit der niedrigsten Energie oder größer Stabilisierungsfaktor. Die formale Ladungsberechnung hilft auch, die Ladung des einzelnen Atoms zu bestimmen, das in der Molekülspezies vorhanden ist.
- Formelle Ladung = Gesamtzahl der Valenzelektronen – Anzahl der Elektronen, die ungebunden bleiben – (Anzahl der an der Bindungsbildung beteiligten Elektronen/2)
- Formale Ladung von Jod = 7 – 4 – (6/2) = 0
- Formale Ladung jedes Chloratoms = 7 – 6 – (2/2) = 0
Da Cl über eine Einfachbindung mit Jod verbunden ist, sind die Bindungselektronen für Chlor 2. Jod ist mit drei Chloratomen über drei Sigma-Bindungen verbunden. So binden Elektronen von Jod in ICl3 ist 6 (3×2).
ICl3 Lewis-Struktur Bindungswinkel
Hybridisierung hilft, den Bindungswinkel in jedem Molekül herauszufinden. ICl3 hat eine T-förmige Struktur mit zwei Einzelpaaren und drei Bindungspaaren und sp3d Hybridisierung.
Die beiden freien Elektronenpaare befinden sich in den beiden äquatorialen Positionen der TBP-Struktur und drei Cl-Atome befinden sich in den beiden axialen Positionen und einer äquatorialen Position von TBP. Obwohl die zwei Einzelpaare, die in zwei axialen Positionen angeordnet sind, dem Molekül die geringste Abstoßung zwischen ihnen verleihen, stabilisiert die oben beschriebene Struktur das Molekül am stärksten.
Der Winkel zwischen den beiden Einzelpaaren beträgt 1200 (ungefähr) und etwas weniger als 900 mit den beiden Bindungspaaren und wieder 1200 zum Rest des in äquatorialer Position platzierten Bindungspaares.
ICl3 Lewis-Struktur-Oktett-Regel
Oktettregel wird in der Chemie als zu haben beschrieben Elektronenkonfiguration jedes Atoms in ihrer Valance-Hülle wie ihr nächstgelegenes Edelgas. Diese spezielle Konfiguration verleiht dem Atom eine zusätzliche Stabilität.
In ICl3, wird die Oktettregel verletzt, weil Jod mehr als acht Elektronen in seiner Volantschale hat. Es hat sieben Valenzelektronen. Nach der Bindung mit drei Cl-Atomen gewinnt es drei weitere Elektronen aus der Valenzschale von Cl. Somit ist das Gesamtelektron von Jod in ICl3 wird 10 (7+3). Diese Elektronenkonfiguration ähnelt nicht der Elektronenkonfiguration des nächsten Edelgases (Xe) (5s2 5p6).
Chloratome verletzen die Oktettregel nicht, da sie sieben Elektronen in ihrer äußersten Schale haben und nach Bildung einer Bindung mit Jod ein weiteres Elektron in ihrer Volantschale gewinnen. Somit wird die Gesamtzahl der Valenzschalenelektronen acht, was mit der nächsten Edelgas(Ne)-Elektronenkonfiguration (2s2 2p6) im Periodensystem.
ICl3 Einsame Paare der Lewis-Struktur
Es gibt wenige Elektronen oder Elektronenpaare in der Lewis-Struktur (dargestellt als Elektronenpunkt), die nicht an der Bindungsbildung mit einem anderen Molekül beteiligt sind. Diese Elektronen werden als nichtbindende Elektronen bezeichnet und die Elektronenpaare sind als einsames Paar bekannt. Einsame Elektronenpaare sind auch die Valenzelektronen der Atome.
- Nichtgebundenes Elektron = Gesamtzahl der Valenzelektronen – Anzahl der gebundenen Elektronen.
- Nichtbindende Elektronen auf Jod (I) = 7 – 3 = 4 oder 2 Einzelpaare
- Nichtbindende Elektronen an jedem der Chloratome (Cl) = 7 – 1 = 6 oder drei freie Elektronenpaare.
Da sowohl Jod als auch Chlor Halogenverbindungen sind, haben sie die gleiche Anzahl von (sieben) Elektronen in ihrer Valenzschale (ns2 np5).
Somit sind die gesamten nichtbindenden Elektronen in ICl3 = {4 + (3×6)} = 22 oder 11 Paare einsamer Elektronen.
ICl3 Valenzelektronen
Valenzelektronen sind im Grunde die äußersten Schalenelektronen eines Atoms. In den meisten Fällen nehmen Valenzelektronen aufgrund ihrer Verfügbarkeit an der chemischen Reaktion teil und nicht die Elektronen der inneren Schale, da die Anziehung des Kerns auf der Valenzschale im Vergleich zu den Elektronen der inneren Schale am geringsten ist.
In dieser Interhalogenverbindung ist ICl3haben beide beteiligten Atome (Jod und Chlor) die gleiche Anzahl an Valenzelektronen. Beide haben sieben Elektronen in ihrer jeweiligen Valenzschale. Die Volantschale Elektronenkonfiguration von Chlor und Jod sind 3s2 3p5 bzw. 5s2 5p5.
Somit ist die Gesamtzahl der Valenzelektronen in ICl3 = {7 + (3×7)} = 28
ICl3 Hybridisation
Wenn sich zwei oder mehr als zwei Orbitale mit vergleichbarer Größe und Energiedifferenz vermischen, spricht man von Hybridisierung. Die Bestimmung der Hybridisierung des Zentralatoms hat in der Chemie unterschiedliche Bedeutung, hauptsächlich bei der Struktur- oder Formbestimmung eines beliebigen Moleküls.
Aus der Hybridisierung ist die vorhergesagte Struktur trigonal-bipyramidal. Aber aufgrund der Abstoßung wird die eigentliche geometrische Struktur abgelenkt und die Form des Moleküls wird T-förmig.
Ist ICl3 ionisch oder kovalent?
Der Hauptunterschied zwischen einer kovalenten Verbindung und einer ionischen Verbindung besteht darin, dass in einer kovalenten Verbindung Valenzelektronen zwischen den Atomen geteilt werden und in einer ionischen Verbindung Valenzelektronen von einem Atom an ein anderes Atom abgegeben werden. In kovalenten Verbindungen findet die gemeinsame Nutzung von Elektronen nicht gleichmäßig statt. Ein elektronegativeres Atom wird von den Elektronen mehr zu sich hingezogen als ein weniger elektronegatives Atom.
ICl3 ist definitiv eine kovalente Verbindung. Zwischen Jod und drei Chloratomen sind drei kovalente Bindungen vorhanden. Einige der großen Beweise für die Kovalenz von ICl3 sind-
- Kleinere Elektronegativitätsdifferenz zwischen Jod und Chlor. Die Elektronegativität von Jod und Chlor beträgt 2.66 bzw. 3.16 auf der Pauling-Skala.
- Sowohl Jod als auch Chlor sind Nichtmetalle.
- Valenzelektronen von Jod und Chlor werden nicht von Jod an Chlor abgegeben, sondern zwischen diesen beiden Atomen geteilt.
Ist ICl3 stabil?
ICl3 ist vergleichsweise reaktiv als die normale Halogenverbindung I2. Der Grund für diese Reaktivität ist, dass die I-Cl-Bindung aufgrund des Elektronegativitätsunterschieds zwischen Jod und Chlor schwächer ist.
Aber ICl3 ist stabiler als die anderen Interhalogenverbindungen weil die Größe von Jod. Die große Größe verringert seine Reaktivität und macht das Molekül im Vergleich zu anderen Interhalogenverbindungen stabil.
ICl3 Verwendung
Jodtrichlorid (ICl3) ist eine Interhalogenverbindung und hat verschiedene Verwendungen in der Industrie, wie z.
- Es wird als Chlorierungsmittel in der organischen Synthese verwendet.
- Es wird auch als Jodierungsmittel verwendet, um Jod in organische Verbindungen zur Herstellung ihrer Halogenderivate einzufügen.
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