IO2- Lewis-Struktur, Eigenschaften: 11 Fakten, die Sie kennen sollten


IO2- ist ein Halogenoxyanion mit einer Molmasse von 185.91 g/mol. Lassen Sie uns unten kurz die IO2-Lewis-Struktur erklären.

Das Zentralatom Jod ist sp3 zusammen mit zwei Paaren von Einzelpaaren hybridisiert. Der Bindungswinkel ist aufgrund sterischer Abstoßung kleiner als erwartet. IO2- ist ein Oxyanion-Halogen von Jod und Jod trägt eine negative Ladung in der IO2-Lewis-Struktur.

Es hat eine gebogene Form aufgrund des Vorhandenseins von Einzelpaaren. Die Abstoßung zwischen freien Paaren und Bindungspaaren macht die Geometrie von IO2- gebogen wie ein Wassermolekül. Konzentrieren wir uns auf einige wichtige Fakten über IO2-ähnliche, freie Elektronenpaare, Valenzelektronen, Hybridisierung.

1.    Wie zeichnet man eine IO2-Lewis-Struktur?

Wir müssen einige grundlegende Schritte befolgen, um die IO2-Lewis-Struktur zu zeichnen. Lassen Sie uns unten diskutieren, wie man eine Lewis-Struktur zeichnet.

Zählen der Valenzelektronen –

Wir müssen die gesamten Valenzelektronen für die IO2-Lewis-Struktur zählen. Die Valenzelektronen für Jod und Sauerstoff sind 7 und 6, da sie zur Gruppe 17 gehörenth und 16th Elemente bzw. Die Gesamtzahl der Valenzelektronen beträgt also 7 + 6 + 6 + 1 = 20 Elektronen. Ein Elektron wird für zusätzliche negative Ladung hinzugefügt.

Die Wahl des Zentralatoms –

Nun wählen wir basierend auf Größe und Elektronegativität ein Atom als Zentralatom aus. Die Größe von I ist größer als O, daher wird Jod hier als Zentralatom betrachtet. Zwei O-Atome umgeben das zentrale I.

Erfüllung der Oktettregel –

Jedes Atom im kovalenten Molekül folgt der Oktettregel. Nach dieser Regel vervollständigt jedes Atom das Valenzorbital. Die Elektronen, die zur Vervollständigung des Oktetts erforderlich sind, sind also 3 * 8 = 24. Daher wird der Mangel an 24-20 = 4 Elektronen durch 4/2 = 2 Bindungen befriedigt. Es sind also mindestens zwei Bindungen erforderlich.

Hinzufügen mehrerer Bindungen –

Verbinden Sie nun alle umgebenden und endständigen Atome mit dem Zentralatom durch die erforderliche Anzahl von Einfachbindungen, um die Molekülstruktur zu bilden. Nachdem wir alle Atome verbunden haben, müssen wir prüfen, ob die Wertigkeit aller Atome erfüllt ist oder nicht. Bei Bedarf fügen wir dann mehrere Bindungen zwischen solchen Atomen hinzu.

Zuordnung der Einzelpaare –

Nach dem Hinzufügen mehrerer Bindungen ordnen wir die freien Elektronenpaare bei Bedarf den jeweiligen Atomen zu. Wir fügen auch freie Elektronenpaare über I- sowie O-Atomen hinzu.

2.    IO2-Lewis-Strukturform

Die Molekülform hängt von der VSEPR-Theorie und dem Vorhandensein einer sterischen Überfüllung umgebender Atome ab. Lassen Sie uns die Form von IO2- im Detail verstehen.

Die Form der IO2-Lewis-Struktur ist nicht linear. Die Form ist um das Zentralatom herum leicht gebogen. IO2-Lewis-Struktur ist von AX2 Typ Molekül, das im Allgemeinen lineare Geometrie annimmt. Aber hier ist die Form aufgrund der Abstoßung einsamer Paare gebogen.

IO2- Form

Aus diesem Grund hat das Molekül seine Geometrie gebogen, um eine solche Abstoßung wie ein Wassermolekül zu vermeiden. Die Form der IO2-Lewis-Struktur ist also gebogen. Es ist ein Ausnahmefall der VSEPR-Theorie, da Abstoßung vermieden wird. Auch der Bindungswinkel des Moleküls wird ebenfalls verändert.

3.    IO2- Valenzelektronen

Im IO2- sind auch Valenzelektronen für I und O getrennt vorhanden. Lassen Sie uns die Gesamtzahl der Valenzelektronen in der IO2-Lewis-Struktur berechnen

IO2- hat insgesamt 20 Valenzelektronen. Diese Zahl ist die Summe der Valenzelektronen einzelner Atome. Jod hat sieben Valenzelektronen und Sauerstoff hat sechs Valenzelektronen in ihrem jeweiligen äußersten Orbital. Ein zusätzliches Elektron wird für die auf dem Molekül vorhandene negative Ladung gezählt.

Die elektronische Konfiguration von Jod und Sauerstoff ist [Kr]4d105s25p5 und [He]2s22p4. Sie haben also sieben und sechs Valenzelektronen in ihrem jeweiligen Valenzorbital. Die Gesamtzahl der Valenzelektronen beträgt also 7 + 6 + 6 + 1 = 20 Elektronen, da dort auch zwei Sauerstoffatome und eine negative Ladung vorhanden sind.

4.    IO2-Lewis-Struktur Einzelpaare

Einzelpaare sind die nicht gebundenen Valenzelektronen, die in den äußersten Orbitalen bestimmter Atome vorhanden sind. Lassen Sie uns die einsamen Paare des IO2- überprüfen.

Jod hat vier freie Elektronenpaare, weil es sieben Valenzelektronen hat. Darunter sind drei Elektronen an der Bindungsbildung beteiligt. Auch hier hat O vier freie Elektronenpaare unter sechs Valenzelektronen und zwei Elektronen sind an der Bindungsbildung beteiligt. Sowohl Jod als auch Sauerstoff enthalten hier also Einzelpaare.

In IO2- ist die Gesamtzahl der freien Elektronenpaare die Summe der freien Elektronenpaare von I- und zwei O-Atomen. I enthält zwei Paare von freien Elektronenpaaren und jedes O-Atom enthält zwei Paare von freien Elektronenpaaren. Somit beträgt die Gesamtzahl der freien Elektronenpaare, die über der IO2-Lewis-Struktur vorhanden sind, 2 + 2 + 2 = 6 Paare von freien Elektronenpaaren, einschließlich Jod- und Sauerstoffatomen.

5.    IO2-Lewis-Struktur Formalgebühr

Um die formale Ladung der IO2-Lewis-Struktur zu berechnen, nehmen wir die gleiche Elektronegativität aller Atome für O und I an. Lassen Sie uns die formale Ladung von IO2- herausfinden.

Die Formel, die wir verwenden können, um die formale Gebühr zu berechnen, ist FC = Nv - Nlp -1/2 Nbp wo N.v ist die Anzahl der Elektronen in der Valenzschale oder dem äußersten Orbital, Nlp die Anzahl der Elektronen im freien Elektronenpaar ist und Nbp  ist die Gesamtzahl der Elektronen, die nur an der Bindungsbildung beteiligt sind.

Die Formalgebühr berechnen wir individuell für Jod sowie O.

Die formelle Ladung über I ist 7-4-(8/4) = -1

Die formale Ladung über O ist 6-4-(4/2) = 0

Somit bewies die Berechnung der Formalladung der IO2-Lewis-Struktur, dass Jod einen Formalladungswert von -1 hat. Dies deutet wiederum darauf hin, dass über Jodid eine negative Ladung vorhanden ist.

6.    IO2- Lewis-Strukturwinkel

Der Bindungswinkel der IO2-Lewis-Struktur beträgt weniger als 1090 aufgrund seiner gebogenen Form. Lassen Sie uns den Grund für die Abweichung von seinem Idealwert herausfinden.

Der genaue OIO-Bindungswinkel von IO2- beträgt etwa 1050. Der normale Bindungswinkel für AX2 Typ Molekül ist 1800 wenn das Molekül lineare Geometrie annimmt. Aber hier ist IO2- nicht linear, also ist hier der Bindungswinkel abweichend. Der Hauptgrund für die Änderung des Winkelwerts besteht darin, eine Abstoßung um das Zentralatom herum zu vermeiden.

IO2- Bindungswinkel

In der IO2-Struktur tritt eine massive Bindungspaarabstoßung des einsamen Paares auf. Dadurch wird auch die Stabilität des Moleküls beeinträchtigt. Um diese Art der Abstoßung zu vermeiden, ändert das Molekül seine Geometrie sowie seinen Bindungswinkel so, dass es zu einer minimalen sterischen Abstoßung kommt.

7.    IO2-Lewis-Struktur-Oktett-Regel

Jedes Atom im Periodensystem folgt der Oktettregel, indem es die Valenzschale mit einer geeigneten Anzahl von Elektronen vervollständigt. Lassen Sie uns verstehen, wie IO2- der Oktettregel folgt.

Für Jod ist die elektronische Konfiguration [Kr]4d105s25p5. Es braucht also ein weiteres Elektron, um sein Oktett zu vervollständigen. In ähnlicher Weise gilt für das O-Atom (das Gruppe 16 istth und gehört zum VIA-Element), hat eine elektronische Konfiguration [He]2s22p4, also braucht es zwei weitere Elektronen, um sein Oktett zu erfüllen.

Jod benötigt ein weiteres Elektron, um sein Oktett zu vervollständigen, also sammelt es negative Ladung in seinem 5p-Orbital und vervollständigt sein Oktett. Wenn O zwei Bindungen bildet, teilt es zwei weitere Elektronen von der Jodstelle und vervollständigt sein 2p-Orbital um sechs Elektronen und vervollständigt schließlich sein Oktett.

8.    IO2-Resonanz der Lewis-Struktur

Die Delokalisierung von Elektronenwolken über verschiedene kanonische Formen wird als Resonanz bezeichnet. Jetzt sehen wir, wie sich IO2- über seine unterschiedlichen Resonanzstrukturen stabilisiert.

Es gibt drei mögliche Resonanzstrukturen der IO2-Lewis-Struktur. Aber unter den drei Strukturen ist die Struktur I die stabilste und kanonischste Form, da sie eine höhere Anzahl an kovalenten Bindungen enthält und die Ladungsverteilung keinen Einfluss auf die Destabilisierung hat.

IO2 – Resonanzstrukturen

Struktur II enthält auch dieselbe Anzahl kovalenter Bindungen wie Struktur I, aber hier sind zwei negative Ladungen über demselben Molekül vorhanden, was ein instabiler Faktor ist. Struktur III enthält die niedrigste Anzahl kovalenter Bindungen. Daher ist seine Resonanzstabilisierung am geringsten.

9.    IO2-Hybridisierung

Unterschiedlich erregte Orbitale können keine stabile Bindung eingehen, daher werden die Atome hybridisiert, um ein Hybridorbital zu bilden. Lassen Sie uns kurz die IO2-Hybridisierung verstehen.

Die Hybridisierung des zentralen I in der IO2-Lewis-Struktur ist ½(7+0+0+1) = 4

Struktur     Hybridisierungswert  Zustand der Hybridisierung des Zentralatoms         Bindungswinkel
Linear    2sp/sd/pd   1800
Planer trigonal    3sp      1200
Tetraeder  4sd3/sp3 109.50
Trigonal bipyramidal 5sp3d/dsp   900 (axial), 1200(äquatorial)
Oktaeder   6sp3d2/ D2sp3   900
Fünfeckig bipyramidal7sp3d3/d3sp3    900, 720
IO2-Hybridisierung

Aus der obigen Tabelle können wir also schließen, dass Zentraljod sp3 hier hybridisiert.

Aus dem Hybridisierungs- und Bindungsmodus von Iodid ist ersichtlich, dass nur Sigma-Bindungen an der Hybridisierung beteiligt sind. Freie Jodpaare sind auch an der Hybridisierung beteiligt und sie sind in der sp vorhanden3 hybrides Orbital.

IO2-Hybridisierung

10 Ist IO2- polar oder unpolar?

Das Erzeugen eines Dipolmoments von einem elektronegativen Atom zu einem elektropositiven Atom macht ein Molekül polar. Lassen Sie uns sehen, ob IO2- polar ist oder nicht.

IO2- ist ein polares Molekül. Aufgrund der asymmetrischen Form ist IO2- polar, da ein resultierender Dipolmomentwert vorhanden ist und auch Ladungsunterschiede beobachtet werden. Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen O- und I-Atomen ist nicht sehr hoch, reicht aber aus, um ein Dipolmoment im Molekül zu erzeugen.

Warum und wie ist IO2- polar?

Jod- und Sauerstoffatome erzeugen ein Dipolmoment innerhalb des IO2-Moleküls, um IO2- polar zu machen.

Das Molekül ist polar wie das Molekül hat ein gewisses resultierendes Dipolmoment. Das Dipolmoment fließt von der I- zur O-Stelle und aufgrund der gebogenen Form konnten sich die Dipolmomentwerte nicht gegenseitig aufheben und das Molekül polar machen.

11 Ist IO2-ionisch oder kovalent?

Gemäß der Fajan-Regel ist kein kovalentes Molekül 100 % rein. Jedes kovalente Molekül hat einen gewissen Prozentsatz an ionischem Charakter. Lassen Sie uns sehen, ob IO2- ionisch oder kovalent ist.

IO2- ist ein kovalentes Molekül, obwohl im Molekül eine negative Ladung vorhanden ist. Die Polarisierbarkeit von Anionen ist sehr hoch, aber das Ionenpotential ist sehr gering. Daher weist das Molekül sehr weniger ionischen Charakter auf, eher hat es einen kovalenteren Charakter.

Warum und wie ist IO2- kovalent?

Die Polarisierbarkeit von Jod ist sehr viel höher, so dass es leicht polarisierbar ist und das IO2-kovalent macht.

Die kovalente Natur eines Moleküls beruht auf Die größere Größe von Jod mit negativer Ladung macht das Jodanion polarisierbarer. Es hängt auch vom Ionenpotential des Kations sowie der Polarisierbarkeit des Anions ab. Je höher die Polarisierbarkeit des Anions ist, desto höher ist der kovalente Charakter des Anions.

Fazit

IO2- ist ein kovalentes polares Molekül, daher ist es in Wasser und anderen polaren Lösungsmitteln löslich. Tatsächlich ist es eher eine konjugierte Base als ein Molekül. Es ist konjugierte Base Jodsäure.

Biswarup Chandra Dey

Bei Chemie geht es nicht nur darum, Zeile für Zeile zu lesen und auswendig zu lernen, es ist ein Konzept, das auf einfache Weise zu verstehen ist, und hier teile ich mit Ihnen das Konzept über Chemie, das ich lerne, weil Wissen es wert ist, es zu teilen.

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