IF4- Struttura di Lewis con 3 guide dettagliate, ibridazione

La struttura di Lewis dell'IF4- (ione tetrafluoruro di iodio) prevede un atomo di iodio centrale legato a quattro atomi di fluoro con una coppia solitaria, per un totale di 36 elettroni di valenza (7 dallo iodio, 7 da ciascuno dei quattro fluoro, più 1 aggiuntivo per la carica negativa ). Ciò si traduce in una geometria piramidale quadrata. Ogni legame IF è un legame singolo, con 2 elettroni condivisi, che soddisfa l'ottetto del fluoro. L'elettrone in più conferisce allo ione una carica -1, concentrata sullo iodio.

IF₄^- è un composto interalogeno con sp³d² ibridazione dell'atomo centrale. In questa molecola lo iodio è in uno stato di ossidazione -1 ed è collegato da quattro legami con i quattro atomi di fluoro. La struttura effettiva di questa molecola è quadrata planare con un angolo di legame 90⁰. Sebbene l'effettiva geometria di IF₄^- è ottaedrico.

Diamo un'occhiata ai seguenti argomenti dell'IF₄^- scritto sotto.

Come disegnare SE₄^- struttura lewis?

Struttura di Lewis, introdotto da Gilbert. N. Lewis, è fondamentalmente una rappresentazione strutturale molto semplificata in cui gli elettroni del guscio di valance giocano un ruolo significativo.

• Scoprire l'elettrone di mantovana: IF₄^- è costituito da due tipi di atomi, iodio e fluoro. Entrambi sono composti alogeni ed entrambi hanno lo stesso numero di elettroni (sette) nel rispettivo guscio di mantovana.
• Determinazione di legami ed elettroni di legame: Totale quattro legami covalenti sono presenti in IF₄^- molecola tra un atomo di iodio e quattro composti di fluoro. Pertanto, gli elettroni totali (4 × 2 = 8) sono coinvolti nella formazione del legame.
• Scoprire gli elettroni non leganti: In SE₄^-, entrambi gli atomi, lo iodio e il fluoro hanno elettroni non leganti. Lo iodio ha quattro elettroni non leganti o due coppie solitarie e il fluoro ha sei elettroni non leganti o tre coppie di elettroni solitari.

IF₄^- lewis Forma della struttura

La forma geometrica di qualsiasi molecola può essere facilmente determinata dall'ibridazione dell'atomo centrale solo se è assente qualsiasi coppia solitaria e repulsione della coppia di legami. La forma di qualsiasi specie molecolare viene modificata con il cambiamento dell'ibridazione dell'atomo centrale.

In caso contrario, la forma della molecola viene deviata dalla sua effettiva struttura geometrica. Pertanto, ci sono due strutture che determinano il parametro:

• ibridazione
• Repulsione

Fondamentalmente, tre tipi di repulsione sono responsabili nella determinazione della struttura. Sono-

• 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 SE₄^-, lo iodio ha due coppie solitarie. Ma queste coppie solitarie non sono coinvolte nella repulsione reciproca delle coppie solitarie. Non solo, queste coppie solitarie non sono anche respinte dagli elettroni di legame del legame covalente IF a causa della loro posizione. Queste coppie solitarie sono la ragione della deviazione dalla sua effettiva geometria.

In SE₄^-, l'atomo centrale di iodio è sp³d² ibridato. Pertanto, la forma effettiva della molecola dovrebbe essere ottaedrica. Ma a causa della presenza delle due coppie solitarie di iodio, la forma osservata della molecola è quadrata planare con due coppie solitarie e quattro coppie di legami. Le coppie solitarie sono poste in posizione assiale per ridurre al minimo la repulsione tra di loro e le coppie di legame sono planari tra loro e poste nella posizione equatoriale dell'ottaedrico.

A causa della struttura planare, l'angolo di legame di un legame IF con un altro legame IF è 90⁰.

Nell'immagine sopra la geometria effettiva di IF₄^- è mostrato. Per se₄^-, l'area circolare gialla sarà sostituita dalla coppia solitaria di iodio e l'area circolare bianca sarà sostituita da quattro atomi di fluoro.

IF₄^- Carica formale della struttura di Lewis

La carica formale viene calcolata principalmente in chimica per identificare la più stabile struttura legislativa della molecola. Il calcolo formale della carica aiuta anche a determinare la carica complessiva della molecola e la carica del singolo atomo.

• 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 (I) = 7 – 4 – (8/2) = -1
• Carica formale di ciascuno degli atomi di fluoro (F) = 7 – 6 – (2/2) = 0

Conchiglia a mantovana configurazione elettronica di iodio e fluoro sono 5s2 5p5 e 2s2 2p5. Lo iodio è collegato da 4 legami con i quattro atomi di fluoro. Pertanto, gli elettroni di legame dello iodio sono 8 (4 × 2 = 8) e per il fluoro 2 (1 × 2 = 2)

Dal calcolo della carica formale, è chiaro che lo iodio è caricato negativamente ma gli atomi di fluoro sono neutri.

IF₄^- Angolo della struttura di Lewis

L'angolo di legame può anche essere determinato dall'ibridazione dell'atomo centrale. Se la repulsione (descritta nel punto di forma di IF₄^-) sono presenti, quindi l'angolo di legame non corrisponde all'ibridazione.

In questa molecola, l'atomo centrale di iodio è sp³d ibridato. Pertanto, la struttura prevista sarà ottaedrica. Ma a causa della presenza di una coppia solitaria, la forma effettiva di IF₄^- è quadrato planare. Tutti i legami IF sono posti su un piano. Quindi, IF4- raggiunge a struttura completamente planare e l'angolo di legame tra (posto ai quattro angoli di un quadrato) due legami IF è 900 e l'angolo tra due coppie solitarie (poste in due posizioni assiali) è 1800.

IF₄^- Regola dell'ottetto della struttura di Lewis

La regola dell'ottetto è introdotta in chimica perché ha un grande significato. Questa regola afferma che qualsiasi atomo in una molecola dovrebbe avere la configurazione elettronica nella rispettiva configurazione che assomiglia alla configurazione del guscio di mantovana del gas nobile più vicino.

In generale, lo iodio in IF₄^- la dose non obbedisce alla regola dell'ottetto perché dopo aver calcolato gli elettroni del guscio di mantovana e gli elettroni di legame dello iodio, il numero totale di elettroni diventa 12 (otto elettroni da quattro legami covalenti e il resto dei quattro elettroni provengono da due coppie solitarie). Questo numero di elettroni non corrisponde alla configurazione elettronica del gas nobile più vicina, Xenon (5s² 5p⁶).

Ma la regola dell'ottetto è soddisfatta nel caso del fluoro. Ciascuno degli atomi di fluoro ha sette elettroni nel suo guscio di mantovana. Dopo aver formato il legame con l'atomo di iodio in IF₄^- ciascuno degli atomi di fluoro raggiunge otto elettroni nel loro guscio di mantovana. Questa configurazione elettronica corrisponde al conteggio degli elettroni del guscio di mantovana del gas nobile più vicino, che è Ne (2s² 2p⁵).

IF₄^- Le coppie solitarie della struttura di Lewis

Esistono due tipi di elettroni di mantovana che un atomo può avere, elettroni di legame ed elettroni di non legame. Gli elettroni di legame sono coinvolti nella formazione del legame chimico. Gli elettroni non leganti non possono partecipare alla reazione chimica.

• Elettrone non legato = numero totale di elettroni di mantovana – numero di elettroni legati.
• Elettroni di non legame su iodio (I) = 8 – 4 = 4 o 2 coppie solitarie
• Elettroni di non legame su ciascuno degli atomi di fluoro (F) = 7 – 1 = 6 o tre coppie solitarie.

Numero totale di elettroni non leganti in IF₄^- = {4 + (6×4)} = 28 o 14 coppie di elettroni solitari.

IF₄^- Elettroni di valenza

Gli elettroni di mantovana non sono altro che gli elettroni che ruotano nel guscio di mantovana o nel guscio più esterno di qualsiasi atomo. Qualsiasi atomo partecipa a diversi tipi di reazione a causa di questo elettrone del guscio di mantovana, non degli elettroni del guscio interno perché l'attrazione nucleare sugli elettroni di mantovana è la minima in qualsiasi atomo.

In SE₄^-, sia lo iodio che il fluoro hanno sette elettroni (ns² np⁵). In SE₄^-, lo iodio è nello stato di ossidazione -1.

Pertanto, il numero totale di elettroni di valance in IF₄^- è {8 + (7×4)} = 36

IF₄^- ibridazione

ibridazione di atomo centrale in qualsiasi molecola è definito come la combinazione di due orbitali atomici e viene generato un nuovo orbitale ibrido. Questi orbitali atomici devono avere energie, forme e simmetria quasi simili. La sovrapposizione tra gli orbitali sarà molto efficace se queste proprietà saranno soddisfatte.

In SE₄^-, lo iodio è sp³d² ibridato con due coppie solitarie (su iodio) e quattro coppie di legami (quattro legami IF). In questa ibridazione, il proprio orbitale. Partecipano tre p orbitali e due d orbitali. L'orbitale s e l'orbitale p contengono le due coppie solitarie.

Lo iodio in questa molecola è in ossidazione -1 stato quindi mantovana di elettroni sono mostrati otto nell'ibridazione IF4. L'ibridazione predice la struttura di IF₄^- come ottaedrico ma a causa dell'avere due coppie solitarie in posizione assiale, IF₄^- mostra la sua attuale struttura, quadrata planare.

È SE₄^- Ionico o covalente?

IF₄^- è sicuramente un composto covalente. La covalenza non è altro che la condivisione di elettroni tra due atomi. In questa molecola sono presenti quattro legami covalenti tra atomi di iodio e fluoro.

Queste sono le seguenti evidenze dietro la sua covalenza-

• Condivisione di elettroni di mantovana tra iodio e fluoro. Nei composti ionici, gli elettroni di valance vengono donati da atomi meno elettronegativi
• Sia lo iodio che il fluoro sono atomi non metallici. Per essere un composto ionico almeno un atomo deve essere metallico
• La differenza di elettronegatività tra iodio e fluoro non è così alta. Questa differenza deve essere alta per essere un composto ionico.

In conclusione, si può affermare che IF₄^- è un composto covalente.

È SE₄^- stabile?

IF₄^- è un composto stabile in cui lo iodio esiste come I^-. È un composto interalogeno contenente iodio e fluoro. Pertanto, è meno stabile di qualsiasi normale composto alogeno come I₂. La ragione di questa minore stabilità è la buona sovrapposizione in I₂ rispetto a qualsiasi composto interalogeno.

Per favore, clicca per sapere SBr2 Struttura di Lewis ed SbCl5 Struttura di Lewis.

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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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