XeO4-Lewis-Struktur: Zeichnungen, Hybridisierung, Form, Ladungen, Paare und detaillierte Fakten

Dieser Artikel enthält Informationen über die XeO4-Lewis-Struktur, Hybridisierung, Bindungswinkel und weitere 13 wichtige detaillierte Fakten.

Die XeO4-Lewis-Struktur ist tetraedrisch geformt und hat einen Bindungswinkel von 109.5⁰. Es ist eine sehr stabile Verbindung eines Edelgases, was ein sehr außergewöhnlicher Fall ist. Aufgrund der tetraedrischen Geometrie ist das zentrale Xe sp³ hybridisiert. Alle Valenzelektronen von Xe werden für die Bildung von Sigma- und π-Bindungen verwendet, daher sind in diesem Molekül keine freien Elektronenpaare für Xe verfügbar.

Bartlett xnumx^st entdeckte das Edelgas als eine Verbindung, die XeF war. Durch das Vorhandensein von elektronegativen Substituenten O steigt die positive Ladungsdichte über Xe so stark an, dass die Energie von 5s und 5p abnimmt und sie mit dem O vergleichbar werden.

Einige wichtige Fakten über XeO4

XeO4 ist ein gelbes festes kristallines Molekül, das bei niedriger Temperatur stabil ist, bei Raumtemperatur zersetzt es sich. Der Schmelzpunkt und Siedepunkt sind 237.1 K bzw. 273 K. Der Oxidationszustand von Xe im Xeo4 Lewis-Struktur ist +8, also hat es seinen stabilsten Oxidationszustand.

XeO4 entsteht durch die Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure mit Natrium- und Bariumperxenaten.

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

Ba₂XeO₆ + 2H₂SO₄ = 2BaSO₄ + Xeo₄ + 2H₂O

Wie zeichnet man eine Lewis-Struktur für XeO4?

Die Lewis-Struktur ist ein sehr nützliches Werkzeug, mit dessen Hilfe wir die Valenzelektronen, die Form und die freien Paare jedes kovalenten Moleküls herausfinden können. Daher ist es wichtig, die XeO4-Lewis-Struktur zu zeichnen. Es gibt einige Techniken, die wir beachten sollten, um die Lewis-Struktur von XeO4 zu zeichnen.

Also zählen wir zunächst die gesamten Valenzelektronen für Xe- und O-Atome. Dann identifizieren wir das Zentralatom anhand seiner Elektronegativität, wir wissen, dass Xe weniger elektronegativ ist als O, also im XeO4 Lewis-Struktur, Xe ist das Zentralatom. Das Molekül trägt keine zusätzliche Ladung, sodass hier keine zusätzlichen Elektronen hinzugefügt oder Elektronen abgezogen werden müssen. Jetzt sind Xe und vier O-Atome durch eine Einfachbindung sowie eine Doppelbindung verbunden, um das Oktett zu vervollständigen. Die freien Elektronenpaare existieren nur über O-Atomen.

XeO4 Lewis-Strukturform

Die Valenzelektronen für Xe bei der Bildung der Sigma-Bindung betragen vier und es gibt vier O-Atome, die jeweils ein Elektron beisteuern, sodass die Gesamtzahl der Elektronen 4+(1*4) =8 beträgt. Gemäß der VSEPR-Theorie (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) eines kovalenten Moleküls ist die Form des Moleküls tetraedrisch, wenn die Gesamtzahl der Bindungselektronen 8 beträgt.

Die gesamte Elektronendichte liegt im XeO4 über dem Xe Lewis-Struktur da Xe hier das Zentralatom ist. Alle vier O-Atome sind an den vier Ecken einer tetraedrischen Geometrie vorhanden. Der Bindungswinkel, der durch zentrales Xe und vier O-Atome in der tetraedrischen Einheit gebildet wird, beträgt 109.5⁰.

Einzelpaare der XeO4-Lewis-Struktur

Im XeO4 Lewis-Struktur, Xe bildet acht Bindungen mit vier O-Atomen. Von acht Bindungen sind vier Bindungen Sigma-Bindungen und vier Bindungen sind π-Bindungen. Es sind also keine Valenzelektronen für Xe verfügbar, die als einsames Paar existieren können.

Von der XeO4 Lewis-Struktur, können wir sehen, dass die freien Elektronenpaare nur O-Atomen zugeordnet sind. O ist VIA oder Gruppe 16^th Element und aus der elektronischen Konfiguration können wir sagen, dass nur sechs Elektronen an der Valenzschale von O vorhanden sind und diese Elektronen an der Bindungsbildung mit dem zentralen Xe-Atom beteiligt sind. O verwendete nur zwei Valenzelektronen für eine Sigma- und eine π-Bindung mit Xe. Es verbleiben also vier Elektronen in seiner Valenzschale, die als einsame Paare existieren. Also die Gesamtzahl der Einzelgänger Paare in der XeO4-Lewis-Struktur is (4*2)= 8 Paare, die nur sind von der O-Seite.

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Formale Ladungen der XeO4-Lewis-Struktur

Indem wir die gleiche Elektronegativität aller Atome in einem Molekül annehmen, können wir berechnen, dass die bestimmte Ladung, die über einem bestimmten Atom oder Molekül vorhanden ist, eine formale Ladung genannt wird. Also hier im XeO4 Lewis-Struktur, betrachten wir die gleiche Elektronegativität für Xe und O.

Die Formel, mit der wir die formale Ladung von XeO4 berechnen können, FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp

Wo n_vist die Anzahl der Elektronen in der Valenzschale oder dem äußersten Orbital, N_lpdie Anzahl der Elektronen im freien Elektronenpaar ist und N_bp ist die Gesamtzahl der Elektronen, die nur an der Bindungsbildung beteiligt sind.

Wir müssen die Formalgebühr für Xe sowie O separat berechnen.

Die formelle Ladung über Xe, 8-0-(16/2) = 0

Die formelle Ladung über O, 6-4-(4/2) = 0

Wir können also sagen, dass sowohl Xe als auch O keine formale Ladung haben, da das Molekül neutral ist. Durch die Berechnung der Formalladung können wir also auch sagen, ob das Molekül geladen ist oder nicht.

XeO4 Lewis-Strukturresonanz

Resonanz ist ein hypothetisches Konzept, durch das eine Elektronenwolke eines beliebigen Moleküls zwischen verschiedenen Skelettformen dieses Moleküls im Xeo4 delokalisieren kann Lewis-Strukturdelokalisieren sich die Elektronenwolken zwischen O- und Xe-Atomen in verschiedenen kanonischen Formen.

Von der XeO4 Lewis-Struktursind alle fünf die unterschiedlichen Resonanzstrukturen von XeO4. Unter diesen ist Struktur V die am meisten beitragende Struktur, da sie eine höhere Anzahl an kovalenten Bindungen enthält, so dass ihr Beitrag am höchsten ist. Danach Struktur IV, dann III, II, und am wenigsten trägt Struktur I bei.

XeO4 Lewis-Struktur-Oktett-Regel

Im XeO4 Lewis-Struktur, Xe und O versuchen beide, ihr Oktett zu vervollständigen, indem sie eine geeignete Anzahl von Elektronen von ihrer Valenzschale oder an die Valenzschale abgeben oder aufnehmen und die nächste Edelgaskonfiguration erhalten.

Im XeO4 Lewis-Struktur, Xe ist ein Element der Gruppe 18, daher hat es eine gefüllte Valenzschale und muss sein Oktett nicht vervollständigen. Aber O ist eine Gruppe von 16 Elementen, also hat es sechs Elektronen in seinen äußersten Elektronen und sein Oktett ist nicht vollständig. O bildet also eine Doppelbindung mit Xe, indem es zwei seiner Elektronen und zwei von Xe-Elektronen teilt, und vier Elektronen sind in seinen Einzelpaaren vorhanden. Auf diese Weise vervollständigt Oxygen sein Oktett.

Xe ist selbst ein Edelgas und beteiligt sich an der Bindungsbildung mit O, an der alle acht Elektronen in der Valenzschale beteiligt sind.

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XeO4-Hybridisierung

In der XeO4-Lewis-Struktur sind die Molekülorbitalenergien von Xe und O nicht gleich, daher müssen Xe und O einer Hybridisierung unterzogen werden, um ein Hybridorbital mit äquivalenter Energie zu bilden und eine kovalente Bindung zu bilden.

Wir berechnen die XeO4-Hybridisierung mit der folgenden Formel:

H = 0.5 (V+M-C+A), wobei H = Hybridisierungswert, V ist die Anzahl der Valenzelektronen im Zentralatom, M = einwertige Atome umgeben, C=nr. des Kations, A=Nr. des Anions.

Für das XeO4 Lewis-Struktur, Xe hat vier Elektronen, die eine Sigma-Bindung bilden, und vier O-Atome sind umgeben.

Die Hybridisierung von zentralem Xe in XeO4 ist also ½(4+4+0+0)= 4 (sp³)

Struktur	Hybridisierungswert	Zustand der Hybridisierung des Zentralatoms	Bindungswinkel
Linear	2	sp/sd/pd	180⁰
Planer trigonal	3	sp²	120⁰
Tetraeder	4	sd³/sp³	109.5⁰
Trigonale Bipyramide	5	sp³d/dsp³	90⁰ (axial), 120⁰(äquatorial)
Oktaeder	6	sp³d²/ D²sp³	90⁰
Fünfeckig bipyramidal	7	sp³d³/d³sp³	90⁰, 72⁰

Aus der obigen Hybridisierungstabelle können wir sagen, dass, wenn der Hybridisierungswert des Zentralatoms 4 ist, das Zentralatom offensichtlich sp ist³ hybridisiert mit einem s- und drei p-Orbitalen durch Mischen.

Aus dem Kastendiagramm des XeO4 Lewis-Struktur, ist es offensichtlich, dass wir bei der Hybridisierung nur die Sigma-Bindung berücksichtigen, nicht die π-Bindung oder Mehrfachbindungen. Bei der kovalenten Bindung betrachten wir auch die Sigma-Bindung.

Xe hat im Grundzustand acht Elektronen in seinem äußersten Orbital. Wenn es angeregt wird, werden vier Elektronen auf die freien 5d-Orbitale übertragen. Dann hat Xe vier ungepaarte Elektronen im 5s- und 5p-Orbital. Diese vier ungepaarten Elektronen hybridisieren mit vier O-Atomen und gehen eine kovalente Bindung ein.

Hier sind ein 5s-Orbital und 3 5p-Orbitale an der Hybridisierung beteiligt. Die Hybridisierung ist also sp³. Diese sp³ Das hybridisierte Orbital hat die gleiche Energie wie Xe und O, so dass sie Bindungen eingehen können. Die verbleibenden vier Elektronen von Xe im 5d-Orbital sind an der π-Bindungsbildung mit O beteiligt und nicht an der Hybridisierung beteiligt.

Aus dem Hybridisierungswert können wir den Bindungswinkel dieses Moleküls vorhersagen. Im XeO4 Lewis-Struktur, die Hybridisierung ist sp3, also beträgt hier der % des s-Charakters 1/4 oder 25 %. Nun ist nach Bents Regel der Bindungswinkel eines Moleküls: COSθ = s/s-1, wobei s der % des s-Charakters bei der Hybridisierung und θ der Bindungswinkel ist.

Wenn wir nun die Formel verwenden, erhalten wir COSθ = (¼)/(1/4)-1

Θ= 109⁰, wir können also sagen, dass wir aus dem Hybridisierungswert den Bindungswinkel eines Moleküls abschätzen können oder umgekehrt. Aus der VSEPR-Theorie ergibt sich wiederum, dass der Bindungswinkel für ein tetraedrisch geformtes Molekül 109.5 beträgt⁰.

VSEPR und Hybridisierungstheorie können also korreliert werden. Der Bindungswinkel beträgt perfekt 109.5⁰ was ideal für tetraedrische Moleküle ist. Eigentlich im XeO4 Lewis-Struktur, gibt es keinen Abweichungsfaktor für den Bindungswinkel. Xe hat keine einsamen Paare und die Größe des Xe ist im Vergleich zu O sehr groß. Obwohl vier O die Doppelbindung mit zentralem Xe bilden, ist in der tetraedrischen Einheit genügend Platz vorhanden, um die Abstoßung des einsamen Paars zwischen den Bindungspaaren zu minimieren. Es gibt also keine Abweichung im Bindungswinkel.

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Ist XeO4 polar?

wir wissen, dass die Polarität jedes Moleküls vom Wert des resultierenden Dipolmoments abhängt. Um die Polarität des XeO4 zu verstehen Lewis-Struktur wir müssen seinen Dipolmomentwert herausfinden.

In der XeO4-Lewis-Struktur ist die Form des Moleküls tetraedrisch. Die Form ist symmetrisch, was bedeutet, dass alle O-Atome vorhanden sind und den Dipolmomentwert genau neutralisieren. In der XeO4-Lewis-Struktur ist der endgültige resultierende Dipolmomentwert also Null, was das gesamte Molekül unpolar macht.

Xe ist ein Edelgas, obwohl es Verbindungen wie XeO4 bilden kann. Wieso den?

Aus den Werten der Ionisierungsenergie kann gesagt werden, dass die Schwelle der chemischen Reaktivität bei Kr erreicht ist und es wurde festgestellt, dass Xe eine ziemlich große Anzahl von Verbindungen mit stark elektronegativen Substituenten wie O- und F-Atomen bilden kann.

Dies liegt daran, dass durch das Vorhandensein der elektronegativen Substituenten F und O die positive Ladungsdichte über Xe so stark ansteigt, dass die Energie von 5s und 5p abnimmt und sie mit O und F vergleichbar werden. Somit das 5s- und 5p-Orbital von Xe kann 2p von F und O überlappen.

Es wird erwartet, dass die Bindungslänge Xe-O kürzer ist. warum?

Die einzelne Xe-O-Bindungslänge liegt bei etwa 160 pm. Aber im XeO4 Lewis-Strukturbesitzt das Molekül einen Doppelbindungscharakter, so dass die Bindungslänge verringert wird.

Xe ist Gruppe 18^th Element, das ein Edelgas ist, und im Allgemeinen ist die Valenzschale vollständig besetzt. Aus der elektronischen Konfiguration hat Xe acht Elektronen in seiner Valenzschale, die sein äußerstes Orbital vervollständigt, und alle Elektronen sind an der Bindungsbildung mit vier O-Atomen (Sigma- sowie π-Bindungen) mit O beteiligt. O kann ein stabiles Doppel bilden Bindung mit geeigneten Substituenten wie Xe und aus diesem Grund gibt es zwischen der Xe-O-Bindung keine Einzelpaare oder Einzelbindungscharakter.

Xe bildet vier Sigma-Bindungen sowie vier π-Bindungen mit O-Atomen. Durch die Doppelbindung wird das Molekül stabiler. Die Doppelbindung ist immer kürzer als die Einfachbindung und auch stärker als die Einfachbindung.

Zusammenfassung

Aus der obigen Diskussion des XeO4 Lewis-Struktur, können wir sagen, dass Edelgas auch in Gegenwart starker elektronegativer Substituenten an der Reaktion teilnehmen kann. Das Molekül ist aufgrund der Bildung einer Doppelbindung am stabilsten, sodass es an keiner anderen Reaktion mehr teilnehmen kann. Es ist kein Abstoßungsfaktor für Einzelpaarbindungen vorhanden, sodass der Bindungswinkel nicht abweicht und ideal für Tetraeder ist, der 109.5 beträgt⁰.

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Biswarup Chandra Dey

Hallo……ich bin Biswarup Chandra Dey, ich habe meinen Master in Chemie an der Central University of Punjab abgeschlossen. Mein Spezialgebiet ist Anorganische Chemie. In der Chemie geht es nicht nur darum, Zeile für Zeile zu lesen und auswendig zu lernen, es ist ein Konzept, das leicht zu verstehen ist, und hier teile ich mit Ihnen das Konzept der Chemie, das ich lerne, weil es sich lohnt, Wissen zu teilen.