ICL2- struttura lewis: Disegni, Ibridazione, Forma, Cariche, Coppie

In questo articolo, "struttura icl2- lewis", diversi fatti come l'ibridazione, la forma, il calcolo formale della carica, la stabilità di ICl₂^- con alcune spiegazioni dettagliate sono discussi a fondo.

ICI₂^- è un composto interalogeno in cui lo iodio è collegato a due atomi di cloro da due legami covalenti. In esso, lo iodio è sp³d ibridato con una struttura lineare. Ha due coppie di legami e tre coppie solitarie e l'angolo tra due I-Cl è 180⁰. Per la sua forma lineare, è una molecola non polare.

Concentriamoci sui seguenti argomenti rilevanti su ICl₂^-.

Come disegnare ICl₂^- struttura lewis?

Struttura di Lewis è una delle rappresentazioni strutturali di qualsiasi molecola in cui gli elettroni non leganti sono mostrati attorno a ciascuno degli atomi e ai legami tra gli atomi.

Il processo di disegnare la struttura di lewis è descritto di seguito-

1. Trovare fuori gli elettroni di mantovana: Il primo passo di disegno della struttura di lewis è quello di determinare l'elettrone del guscio di mantovana. In CI₂^-, sia l'atomo di alogeno che lo iodio e il cloro hanno sette elettroni nel rispettivo guscio più esterno. Lo iodio è in uno stato di ossidazione -1. Pertanto, ha otto elettroni nel suo guscio di mantovana.
2. Determina gli elettroni di legame: ICI₂^- ha un totale di due legami covalenti in esso. Pertanto, (2 × 2 = 4) gli elettroni sono coinvolti nella formazione di due legami covalenti
3. Determina gli elettroni di non legame: In CI₂^-, sono presenti in totale tre coppie solitarie e due coppie di legami tra iodio e due atomi di cloro. Pertanto, lo iodio ha (3 × 2 = 6) elettroni non leganti e ciascuno degli atomi di cloro ha sei elettroni che rimangono come non leganti.

Elettroni totali di non legame in ICl₂^- è { 6 + (6×2) } = 18

ICI₂^- Forma della struttura di Lewis

Il fattore "ibridazione" gioca il ruolo più significativo nella determinazione della struttura. La forma molecolare viene modificata con il cambiamento dell'ibridazione dell'atomo centrale (mostrato sotto).

 Non solo ibridazione, a volte solitario coppia legame coppia repulsione determina anche la struttura di qualsiasi molecola. Tre tipi di repulsione sono responsabili nella determinazione della struttura:

• Repulsione della coppia solitaria
• Repulsione della coppia di legami solitari
• Repulsione della coppia obbligazionaria

L'ordine crescente della repulsione di cui sopra è-

Coppia solitaria - repulsione di coppia solitaria > Coppia solitaria - repulsione di coppia di legami > Coppia di legami - repulsione di coppia di legami.

In CI₂^-, lo iodio ha tre coppie solitarie. Queste coppie solitarie affrontano la repulsione l'una dall'altra e anche dagli elettroni di legame. Lo iodio è sp³d ibridato in ICl₂^-. Pertanto, la sua effettiva struttura geometrica dovrebbe essere bipiramidale trigonale o TBP. Ma a causa della presenza di queste coppie solitarie, la struttura attuale è distorta e diventa lineare.

In TBP, ci sono due tipi di posizione per gli atomi sostituenti. Uno è la posizione assiale e un altro è la posizione equatoriale. Tre coppie solitarie sono poste nelle tre posizioni equatoriali e due atomi di Cl sono posti nelle due posizioni assiali della struttura TBP secondo la teoria VSEPR per ridurre al minimo la repulsione della coppia di legami solitari. Posizionando i due atomi di Cl in posizione assiale si ottiene la molecola, ICl₂^- un angolo di forma lineare e di legame tra due legami I-Cl diventa 180⁰.

ICI₂^- Carica formale della struttura di Lewis

La carica formale di qualsiasi molecola viene calcolata per verificare se gli elettroni in tutti i legami chimici sono condivisi equamente con tutti gli atomi o meno. Il calcolo dell'addebito formale aiuta anche a scoprire il più stabile struttura legislativa di qualsiasi molecola.

• Carica formale = numero totale di elettroni di mantovana – numero di elettroni che rimangono non legati – (numero di elettroni coinvolti nella formazione del legame/2)
• Carica formale di iodio = 7 – 6 – (4/2) = -1
• Carica formale di ciascuno degli atomi di cloro = 7 – 6 – (2/2) = 0

Lo iodio è nello stato di ossidazione -1 in ICl₃^-. Pertanto, contiene otto elettroni nel suo guscio di mantovana e ciascuno dei due atomi di cloro ha sette elettroni nel loro guscio di mantovana. Lo iodio è collegato da due legami covalenti con due atomi di cloro. Quindi, 4 elettroni (2×2) e 2 elettroni (2×1) sono coinvolti nella formazione del legame rispettivamente per l'atomo di iodio e di cloro.

ICI₂^- Angolo della struttura di Lewis

L'angolo di legame non è altro che l'angolo tra due legami covalenti. L'ibridazione aiuta anche a determinare l'angolo di legame in una molecola. L'ibridazione è responsabile di modificare l'angolo di legame in qualsiasi molecola.

 In ICl sono presenti tre coppie solitarie e due coppie solitarie₂^- molecola. A causa della presenza di due coppie solitarie di iodio, due atomi di cloro sono posti nelle due posizioni assiali della struttura TBP. I tre atomi, iodio e due cloro sono orientati in linea retta mantenendo le tre coppie solitarie in tre posizioni equatoriali.

A causa della struttura lineare, l'angolo tra due legami I-Cl è 180⁰ e l'angolo tra una coppia solitaria con una coppia di legami è 90⁰ (angolo retto).

ICI₂^- Regola dell'ottetto della struttura di Lewis

La regola dell'ottetto è una delle regole più significative in chimica in quanto afferma che ogni atomo dovrebbe avere otto elettroni nel suo guscio di mantovana per abbinare la configurazione elettronica con il suo gas nobile più vicino. Questa speciale configurazione elettronica conferisce a qualsiasi atomo una stabilità extra.

La regola dell'ottetto non è soddisfatta in ICl₂^- molecola. Tre coppie solitarie e due coppie di legami sono coinvolte in questa specie molecolare. Pertanto, ha dieci elettroni nel suo guscio di mantovana (inclusi elettroni di non legame e di legame). Questo numero di elettroni non assomiglia al gas nobile più vicino Xenon o Xe (5s² 5p⁶).

Ma ciascuno degli atomi di cloro obbedisce alla regola dell'ottetto in ICl₂^- molecola. L'atomo di cloro ha tre coppie di elettroni non leganti e uno degli elettroni di mantovana è coinvolto nella formazione del legame covalente con l'atomo di iodio. Quindi, guadagna otto elettroni in totale nel suo guscio di mantovana che corrisponde alla configurazione elettronica del gas nobile più vicino Argon o Ar (3s² 3p⁶).

ICI₂^- Le coppie solitarie della struttura di Lewis

Le coppie solitarie o gli elettroni non leganti sono due parole simili. Entrambe queste parole hanno lo stesso significato in chimica. Le coppie solitarie sono quegli elettroni di mantovana che non sono responsabili della formazione del legame. Fondamentalmente, gli elettroni non leganti o le coppie solitarie sono quegli elettroni di mantovana rimasti dopo la formazione del legame.

• Elettrone non legato = numero totale di elettroni di mantovana – numero di elettroni legati.
• Elettroni di non legame su iodio (I) = 8 – 2 = 6 o 3 coppie solitarie
• Elettroni di non legame su ciascuno degli atomi di cloro (Cl) = 7 – 1 = 6 o tre coppie solitarie.

Essendo un atomo di alogeno, sia lo iodio che il cloro hanno lo stesso numero di elettroni nel loro guscio di mantovana (ns² np⁵). Ma lo iodio è caricato negativamente in ICl₂^- e io^- ha otto elettroni nel suo guscio di mantovana.

Pertanto, il numero totale di elettroni non leganti in ICl₂^- è { 6 + (2×6)} = 18 o 9 coppie solitarie.

ICI₂^- Elettroni di valenza

Gli elettroni di mantovana sono quelli che ruotano attorno al nucleo dal guscio più esterno di qualsiasi atomo. Gli atomi prendono parte a qualsiasi reazione proprio a causa di questi elettroni di mantovana a causa della minore attrazione del nucleo su di essi. Gli elettroni del guscio interno sono fortemente attratti dal nucleo. Pertanto, non possono partecipare a nessuna reazione.

Poiché lo iodio e l'alogeno sono due composti alogeni, hanno gli stessi elettroni nel loro guscio di mantovana. Iodio e cloro hanno configurazione elettronica nel loro guscio di mantovana ci sono 5s2 5p5 e 3s2 3p5. A causa del raggiungimento dello stato di ossidazione -1, I^- ha otto elettroni nel suo guscio più esterno.

Pertanto, il numero totale di elettroni di valance in ICl₂^- sono {8 + (7×2)} = 22.

ICI₂^- ibridazione

ibridazione viene introdotto in chimica come la miscelazione di due orbitali atomici aventi energie, dimensioni e simmetria simili. Esistono cinque tipi fondamentali di ibridazione. Tu sei-

1.  Planare (sp)
2. Trigonale Planare (sp²)
3. tetraedrico (sp³)
4. Bipiramidale trigonale (sp³d²)
5. ottaedrico (sp³d²)

In CI₂^-, atomo centrale, lo iodio è sp³d ibridato con tre coppie solitarie e due coppie di legami. Un orbitale s, tre orbitali p e un orbitale d di iodio sono coinvolti in questo sp³d ibridazione. Ciascuno degli atomi di cloro condivide il loro unico elettrone di mantovana con lo iodio in questa ibridazione.

Sp³d l'ibridazione fa sì che una molecola sia strutturata in TBP ma a causa della presenza di tre coppie solitarie, la sua effettiva struttura geometrica viene violata e diventa lineare.

è l'ICL₂^- ionico o covalente?

La principale differenza tra un composto covalente e ionico è che gli elettroni sono condivisi nel composto covalente ma sono completamente donati nel composto ionico dall'elemento elettropositivo all'elemento elettronegativo.

In CI₂^-, gli elettroni sono condivisi tra iodio e due atomi di cloro. Non solo ha una delle caratteristiche più importanti del composto covalente che lo iodio e il cloro sono entrambi composti non metallici. Anche la differenza di elettronegatività tra iodio e cloro non è elevata (l'elettronegatività di iodio e cloro sono rispettivamente 2.66 e 3.16). Ma per essere un composto ionico questa differenza deve essere elevata e gli atomi partecipanti devono essere una combinazione di metallo e non metallo.

Così, ICl₂^- è un composto covalente.

è l'ICL₂^- stabile?

ICI₂^- è un composto moderatamente stabile. È meno stabile di qualsiasi composto dialogeno come I₂ o Cl₂ a causa della sovrapposizione relativamente scarsa degli orbitali atomici.

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Aditi Roy

Ciao,
Sono Aditi Ray, una PMI chimica su questa piattaforma. Ho completato la laurea in Chimica presso l'Università di Calcutta e la laurea presso la Techno India University con una specializzazione in Chimica Inorganica. Sono molto felice di far parte della famiglia Lambdageeks e vorrei spiegare l'argomento in modo semplicistico.
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