Oxybromid (OBr2) hat ein zentrales Sauerstoffatom (O) mit 6 Valenzelektronen, das Einfachbindungen mit zwei Bromatomen (Br) bildet, die jeweils 7 Valenzelektronen beisteuern. Die Lewis-Struktur zeigt zwei einzelne O-Br-Bindungen und zwei freie Elektronenpaare am Sauerstoffatom, die insgesamt 20 Valenzelektronen nutzen. OBr2 nimmt eine gebogene Molekülgeometrie mit einem Bindungswinkel von etwas weniger als 109.5° an, der durch die Abstoßung einzelner Elektronenpaare zwischen Bindungspaaren beeinflusst wird. Die O-Br-Bindungen sind aufgrund des Elektronegativitätsunterschieds polar (O: 3.44, Br: 2.96), wodurch das Molekül insgesamt polar ist. Diese Struktur beeinflusst seine chemische Reaktivität und seinen möglichen Einsatz in Halogenierungsreaktionen.
Durch die Anordnung der äußersten Schalenelektronen kann die energetisch am stärksten stabilisierte Struktur der obr2-Lewis-Struktur bestimmt werden. In einer Lewis-Struktur sind durch Kernkraft lose gebundene Elektronen um die Atomsymbole herum dargestellt.
Wie man eine Lewis-Struktur für OBR2 zeichnet
In der obr2-Lewis-Struktur sehen wir ein grundlegendes Diagramm, in dem das O-Br-Bindungsskelett des Moleküls gezeigt wird.
Unter Verwendung der Atomsymbole Sauerstoff und Brom wird das obr2 Lewis-Struktur zeigt die Position der Atome im Molekül mit überschüssigen Elektronen (neben Bindungselektronen) um das jeweilige Atom herum.
In der modernen Periodensystem Sauerstoff ist in Gruppe 16 und Brom in Gruppe 17. Die Elektronen in der letzten Umlaufbahn des Sauerstoffatoms sind [He] 2s2 2p4. Die elektronische Anordnung des Bromatoms ist [Ar] 3d10 4s2 4p5.
In den Energieniveaus der äußeren Umlaufbahn der Sauerstoff- und Bromatome sind insgesamt zwanzig negativ geladene Teilchen (7 + 7 + 6) verfügbar, was zehn Elektronenpaare für die Bindungsbildung im obr2 bedeutet Lewis-Struktur.
Sauerstoff befindet sich im Zentrum der obr2-Elektronenpunktstruktur und zwei Bromatome sind mit der gegenüberliegenden Seite des Zentralatoms verbunden. Nach dieser Anordnung; Valenzelektronen werden entsprechend ihrem Mutteratom platziert.
Um die letzte Umlaufbahn mit acht Elektronen abzudecken, teilen sich Sauerstoff- und Bromatome eine Elektronenwolke. Um eine Einfachbindung herzustellen, werden zwei Elektronenwolken verbunden, was durch eine einzelne Linie in obr2 angezeigt wird Lewis-Struktur.
In diesem obigen obr2 Lewis-Strukturhaben sowohl Sauerstoff- als auch Bromatome insgesamt acht Paare von überschüssigen, nicht geteilten Elektronen.
OBR2 Lewis-Strukturform
Nach der Valenzbindungstheorie ist die Form eines Moleküls die verzerrte Form der Geometrie des Moleküls, wenn das Zentralatom ein ungeteiltes Elektronenpaar enthält.
Das VSEPR-Theorie Zuständen mit größerer Ladungsdichte ist die Abstoßungsfähigkeit der Elektronenwolke der einsamen Paare größer als die der Bindungselektronenpaarwolke. Das zentrale Atom Sauerstoff hat zwei Paare von nicht bindenden Elektronenwolken, die viel Platz einnehmen, um eine sterische Abstoßung auf der bindenden Elektronenwolke zu erzeugen.
Das Sauerstoffatom im obr2-Molekül hat ein sp3-Hybridorbital, sodass die zugehörige Geometrie wie ein Tetraeder wäre. Aber die sterische Abstoßung der Elektronenwolke stört die Geometrie und bildet ein gebogenes Molekül.
Formalgebühren für die OBR2-Lewis-Struktur
Formelle Ladung ist die Ladungsdichte eines Atoms in einer bestimmten Elektronenpunktkonfiguration, wobei angenommen wird, dass die bindende Elektronenwolke gleichmäßig verteilt ist.
Formale Ladung der Atome in obr2 Lewis-Struktur kann mit der Gleichung f = (n – lp – (bp/2)) berechnet werden. Wobei 'n' die Anzahl der Elektronen auf der letzten Umlaufbahn ist, lp ungeteilte Elektronen sind und bp die Elektronenpaare eines bestimmten Atoms sind.
Aus dem Periodensystem wissen wir, dass das Sauerstoffatom sechs Elektronen und das Bromatom sieben Elektronen in ihrer letzten gefüllten Elektronenhülle hat. Im obr2 Lewis-Struktur Jedes Bromatom hat drei freie Elektronenpaare, während das Sauerstoffatom zwei Paare nicht bindender Elektronenwolken hat.
Formelle Ladung des Bromatoms in obr2-Elektronenpunktstruktur, {7- 6 – (1/2×2)} = 0.
Für Sauerstoffatom in der Lewis-Struktur formelle Gebühr ist {6- 4- (1/2×4)} = 0.
Da die Atome dieser obigen obr2-Elektronenpunktstruktur eine formale Ladung von „null“ haben, ist diese obr2-Lewis-Struktur im Vergleich zu den anderen möglichen Strukturen energetisch sehr stabil.
OBR2 Lewis-Struktur Einzelpaare
Ein Elektronenpaar, das bei einer chemischen Bindungsbildung ungeteilt bleibt, wird als einsames Elektronenpaar bezeichnet. Die Elektronenwolkendichte der einsamen Paare konzentriert sich nur über das enthaltende Atom.
Obr2 bilden Lewis-Struktursind die zwanzig letzten gefüllten Bahnelektronen der drei Atome beteiligt. Unter diesen führen zwei Elektronenpaare (vier Elektronen) zur O-Br-Bindungsbildung. Acht Elektronenpaare sind überschüssige, dies sind einsame Elektronenpaare des Dibrominmonoxid-Moleküls.
Die Elektronenwolke des einsamen Paares bleibt unter der Kontrolle nur eines Atoms, das so nahe an seinem Kern liegt wie die bindende Elektronenwolke, die sich über den durchschnittlichen Abstand der beiden bindenden Atome ausbreitet. Diese negativ geladene Wolke hat also im Vergleich zur bindenden Elektronenwolke eine hohe Ladungsdichte.
Aus diesem Grund ist die Lone-Pair-Wolke von Natur aus voluminös und erzeugt eine starke sterische Abstoßung. Wenn das Zentralatom das einsame Elektronenpaar hat, wird seine Geometrie verzerrt.
OBR2-Hybridisierung
Nach der Valenzbindungstheorie sind Atomorbitale neu zu vermischen Hybrid-Orbital mit unterschiedlicher Form und Energie, die die Fähigkeit zur Überlappung mit anderen Atomorbitalen verbessern.
Auf dem niedrigsten Energieniveau hat das Sauerstoffatom zwei gepaarte Elektronen im 2s- und ein 2p-Orbital. Es enthält auch einzelne Spinelektronen in den beiden 2p-Orbitalen. Diese 2s- und 2p-Orbitale des Sauerstoffatoms vermischen sich zu sp3 hybridisiertes Orbital.
Dieses sp3-Hybridorbital überlappt nun stärker mit dem 4p-Brom-Orbital.
OBR2 Lewis-Struktur-Resonanz
Wenn sich die Elektronen, die nicht an der Bindungsbildung teilnehmen, zu einem freien Orbital des benachbarten Atoms verschieben, erhalten wir eine andere Elektronenpunktstruktur, die als Resonanzstruktur bezeichnet wird.
Im obr2 Lewis-Struktur Sowohl Sauerstoff als auch Brom haben zusätzliche Elektronen, die nicht an der Bindungsbildung teilnehmen. Zum Verschieben der Elektronenwolke hat nur das Bromatom ein vakantes 4d-Orbital in der 4. Schale.
Aus der neutralen Elektronenpunktstruktur delokalisiert ein nicht bindendes Elektronenpaar des Sauerstoffatoms zum freien Orbital des Bromatoms. Da die Verschiebung der Elektronenwolke vom Zentralatom zum Ligandenatom auftritt, wird dies genannt Rückenbindung.
Dafür 2pπ (O) – 4dπ (Br) Rückbindung, partiell Es bildet sich eine Doppelbindung und wir erhalten die Resonanzstrukturen des Dibrominmonoxid-Moleküls.
OBR2 Lewis-Struktur-Oktett-Regel
Diese Regel besagt, dass sich die beteiligten Atome einer Elektronenpunktstruktur so orientieren, dass sie eine Elektronenwolke teilen und ihre äußere Energieniveauhülle acht Elektronen enthält. Diese Anordnung der elektronischen Wolke gibt Stabilisierung.
Sauerstoff hat sechs Elektronen in seinem äußeren s- und p-Orbital od 2nd Schale, wobei das Bromatom sieben Elektronen im s- und p-Orbital der 4. Schale hat.
Sie teilen sich die Elektronenwolke so auf, dass jede von ihnen den Rand bis zu acht Elektronen in der äußeren Hülle vollständig ausfüllt. Daher überlappt das sp3-Orbital des Sauerstoffatoms mit dem 4p-Orbital von Brom, um die Regel zu erfüllen.
OBR2 polar oder unpolar
Dipolmoment (µ) verursacht Polarität in einer Bindung, die sich aus dem Produkt der getrennten Ladung (δ) und Abstand zwischen Ladungen (r) in der Bindung.
Im Dibrominmonoxid-Molekül Elektronegativität von Sauerstoff (O) ist 3.44 und der von Brom ist 2.96 auf der Grundlage der Pauling-Skala. Dieser Unterschied in der Kapazität des Ziehens der Bindungselektronenwolke erzeugt eine Ladungstrennung in der Bindung und Dibrominmonoxid wird zu einem polaren Molekül.
Wenn diese Elektronegativitätsdifferenz 0.4 oder mehr beträgt, tritt eine Ladungstrennung in der Bindung auf, was zu einem Dipol führt, was bedeutet, dass ein Ende der Bindung etwas negativ wird als das andere Ende. Dieser Dipol ist eine zum negativen Ende gerichtete Vektorkomponente.
Die Richtung des Dipols ist in Richtung des Atoms mit größerer Tendenz, die Bindungselektronenwolke, das Sauerstoffatom, zu ziehen. Darüber hinaus hat dieses Atom eine Wolke von einsamen Elektronenpaaren, die auch die Menge an Elektronendipolen zu ihm erhöht.
Für die sterische elektronische Abstoßung wird die Form des Moleküls gebogen. Daher das obr2 Lewis-Struktur hat einen elektronischen Netto-Dipolvektor, der das Molekül polar macht.
Bindungswinkel der OBR2-Lewis-Struktur
Bei einer Elektronenpunktstruktur eines Moleküls lässt sich der Winkel zwischen zwei benachbarten Bindungen (Bindungswinkel) mathematisch aus dem Skalarprodukt von Vektoren berechnen.
Das Zentralatom Sauerstoff ist sp3 hybridisiert, also der mögliche Bindungswinkel im obr2 Lewis-Strukturen ist 109.5̊. Aber wegen der Anwesenheit der Elektronenpaare über diesem Atom, die nicht an der Bindung teilnehmen, wird der geometrische Winkel verzerrt.
Die nicht bindenden Elektronen des Sauerstoffatoms sind an der 2pπ (O) – 4dπ (Br)-Rückbindung mit dem Bromatom beteiligt. Die Abstoßung der einsamen Elektronenpaare auf der bindenden Elektronenwolke sinkt. Wenn sich partielle Doppelbindungen bilden, entsteht eine sterische Abstoßung der Bindungselektronenwolke.
Brom ist in der 4th Periode im Periodensystem mit sperriger elektronischer Konfiguration. Im Molekül haben beide Bromatome drei Paare ungeteilter Elektronenwolken. Es erhöht die sterische Abstoßung der Bindungselektronenwolke.
Insgesamt erhöht sich der Bindungswinkel des Moleküls auf 112̊.
OBR2 Lewis-Struktur Elektronengeometrie
Theoretisch können wir die Geometrie von obr2 vorhersagen Lewis-Struktur durch die Annahmen der Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßungstheorie.
Mit Hilfe der Hybridisierung von Zentralatom, Bindungslänge, Bindungswinkel, allgemeiner Form des Moleküls können wir die mögliche Atomposition in einem Molekül vorhersagen. Verschiedene spektroskopische Methoden wie UV-Vis, IR, Ramann, NMR, elektronisch bzw Massenspektren kann helfen, die Geometrie obr2 Lewis-Struktur zu identifizieren.
Im obr2 Lewis-Struktur Sigma (σ)-Bindung ist auf beiden Seiten des zentralen Sauerstoffatoms vorhanden, das sp3-hybridisiert ist mit zwei Paaren einer nicht geteilten Elektronenwolke. Dieses Molekül kann also als Molekül vom Typ AX2 mit zwei Einfachbindungen und zwei nicht bindenden Elektronenpaarwolken verallgemeinert werden.
Aus der VSEPR-Theorie kann gesagt werden, dass dieses Molekül zur Gruppe der tetraedrischen Geometrie gehört.
OBR2 Valenzelektronen
Die letzten gefüllten energetischen Schalenelektronen werden als Valenzelektronen bezeichnet, die Energie absorbieren können, um in einem angeregten Zustand zu sein, wo sie an chemischen Reaktionen beteiligt sein können.
In Obr2 Lewis-Struktur Die drei Atome enthalten zwanzig dieser Art von Elektronen. Jedes Bromatom hat sieben Elektronen in den letzten gefüllten 4s- und 4p-Orbitalen, während das Sauerstoffatom diese Art von sechs negativ geladenen Teilchen in der 2. Umlaufbahn hat.
Die Elektronen der Kernorbitale in einem atomaren Strukturmodell sind durch starke stark an den Kern gebunden Kernkraft. Mit zunehmender elektronischer Energie aus dem Kern sinkt die Bindungskraft.
Aus diesem Grund sind die Elektronen der äußeren Hülle lose angebunden und können durch Aufnahme der bereitgestellten Energie auf ein höheres Energieniveau gelangen.
OBR2 verwendet
Dibrommonoxid wird für Bromierungsreaktionen verwendet, bei denen die Radikalform erzeugt wird, um die Reaktion weiter voranzutreiben.
Die Verbindung befindet sich nur bei sehr niedrigen Temperaturen wie (-40 ̊) oder darunter in einem stabilen Zustand. Es zersetzt sich sogar bei Raumtemperatur. Es ist also nicht viel Verwendung der Verbindung bekannt.
- Lewis-Strukturen: Fakten, die Sie kennen müssen
- H2SO4 + NaOH: Eine leistungsstarke chemische Reaktion enthüllt
- Valenzelektronen: Der Schlüssel zum Verständnis chemischer Reaktionen
- Natriumcarbonat: Seine Verwendung, Vorteile und Sicherheit verstehen
- Aufgedeckte Elektronegativität: Ein tiefer Einblick in die chemische Bindung
- Enthüllte Elektronegativität: Verständnis ihrer Auswirkungen auf chemische Bindungen
Lesen Sie auch:
- Sbf3-Lewis-Struktur
- Cunh34 2 Lewis-Struktur
- Cai2-Lewis-Struktur
- Nein, Lewis-Struktur
- Krcl4-Lewis-Struktur
- N2-Lewis-Struktur
- Clo2-Lewis-Struktur
- Hio3 Lewis-Struktur
- Brcl5 Lewis-Struktur
- Ca2-Lewis-Struktur
Hallo ... ich bin Triyasha Mondal und studiere Chemie im M.Sc. Ich bin ein begeisterter Lerner. Mein Spezialgebiet ist die physikalische Chemie.
Vernetzen wir uns über LinkedIn: