11 fatti sulla struttura IF5 Lewis: spiegazioni dettagliate

IF₅ o pentafluoruro di iodio è un interalogena composto avente una massa molare di X. Concentriamoci su alcune proprietà molecolari di IF₅ in dettaglio.

IF₅ è preparato dalla reazione tra iodio e fluoro in un rapporto di 1:5. Sia lo iodio che il fluoro sono elementi alogeni appartenenti al gruppo 17 e per questo motivo questo tipo di molecola si riferisce a un composto interalogeno. Può reagire rapidamente con l'acqua per formare acido fluoridrico e iodico.

Il composto ha a monoclinico struttura cristallina nella sua forma reticolare. Ora discuteremo l'ibridazione, la struttura di Lewis, l'angolo di legame e la forma dell'IF₅ con opportuna spiegazione nella parte successiva dell'articolo.

1. Come disegnare l'IF₅ struttura legislativa

Con l'aiuto della regola dell'ottetto, della valenza, dell'orientamento molecolare e dell'atomo centrale possiamo disegnare la struttura di Lewis in molti passaggi. Disegniamo la struttura di Lewis di IF₅.

Contando gli elettroni di valenza totali

L'IF₅ sono 42, dove sia lo iodio che F hanno sette elettroni di valenza ciascuno, e basta sommarli insieme per ottenere il totale degli elettroni di valenza.

Scegliere l'atomo centrale

Per la costruzione della struttura di Lewis, abbiamo bisogno di un atomo centrale perché tutti gli atomi sono collegati da un numero adeguato di legami con quel particolare atomo. In base alle dimensioni e alla minore elettronegatività dobbiamo selezionare l'atomo centrale.

Soddisfacente l'ottetto

Ogni atomo sia esso appartenente al blocco s o p necessita di essere riempito con il suo orbitale di valenza accettando un numero adeguato di elettroni per la successiva formazione del legame. Per completare l'ottetto I ed F entrambi hanno bisogno di 1 elettrone in più in quanto appartengono all'ottetto 17^th elemento rispettivamente di p blocchi.

Soddisfare la valenza

Durante la formazione dell'ottetto, ogni atomo dovrebbe essere consapevole di poter formare quel numero di legami stabili che è la loro valenza stabile. Secondo l'ottetto, gli elettroni richiedevano 8*6 = 48 per l'IF₅ formazione, ma gli elettroni di valenza sono 42, quindi gli elettroni rimanenti dovrebbero essere riempiti da opportuni legami di ciascun atomo.

Assegna le coppie solitarie

Dopo la formazione del legame, se gli elettroni vengono lasciati nel guscio di valenza di ciascun atomo, allora quegli elettroni esistono come coppie solitarie su quel particolare atomo in una molecola. Nel SE₅, sia I che F hanno coppie solitarie e le sommiamo semplicemente per ottenere coppie solitarie totali sulla molecola. Lo iodio ha 1 e F ha 3 coppie di coppie solitarie.

2. SE₅ elettroni di valenza

Gli elettroni sono presenti nel guscio di valenza di ciascun atomo e sono responsabili delle sue proprietà chimiche e sono chiamati elettroni di valenza. Contiamo gli elettroni di valenza di IF₅.

Il numero totale di elettroni di valenza per l'IF₅ la molecola è 42. Ci sono 7 elettroni di valenza dal sito di iodio e 7 elettroni da ciascun sito F, quindi contiamo solo gli elettroni di valenza dei singoli atomi e li sommiamo per ottenere gli elettroni di valenza totali per l'IF₅ molecola.  

• Gli elettroni di valenza per lo iodio sono 7 (5s²5p⁵)
• Gli elettroni di valenza per la F sono 7 (2s²2p⁵)
• Quindi, il numero totale di elettroni di valenza per IF₅ è 7+(7*5) = 32 elettroni.

3. SE₅ lewis struttura coppie solitarie

Gli elettroni che esistono nella [forma accoppiata nel guscio di valenza dopo la formazione del legame in eccesso sono chiamati coppie solitarie. Prevediamo le coppie solitarie su IF₅.

Ci sono 16 coppie di coppie solitarie presenti in IF₅ il che significa che 32 elettroni sono presenti nel guscio di valenza che non ha alcun contributo alla formazione del legame. Questi elettroni formano il sito di iodio così come F perché entrambi hanno elettroni in eccesso nel loro guscio di valenza dopo la formazione del legame ed esistono come coppie solitarie.

• Possiamo prevedere le coppie solitarie su ciascun atomo usando la formula, coppie solitarie = elettroni presenti nell'orbitale di valenza - elettroni coinvolti nella formazione del legame
• Quindi, le coppie solitarie sono presenti sull'atomo di iodio, 7-5 = 2
• Le coppie solitarie presenti sull'atomo F, 7-1 = 6
• Quindi, le coppie solitarie totali presenti sull'IF₅ molecola è, 1+(5*3) =16 coppie o 32 elettroni.

4. SE₅ regola dell'ottetto della struttura di lewis

Per completare l'orbitale di valenza di ogni atomo ogni atomo accetta un numero adeguato di elettroni si chiama regola dell'ottetto. Vediamo l'ottetto dell'IF₅ molecola.

IF₅ segue la regola dell'ottetto perché sia ​​Iodio che F non hanno ancora completato il loro orbitale di valenza. Quindi, cercano di completare i loro elettroni di valenza attraverso la formazione del legame. F ha bisogno di un elettrone in più per completare l'ottetto, poiché appartiene all'elemento di blocco p quindi ha bisogno di 8 elettroni nel suo orbitale di valenza.

Lo iodio è il gruppo 17^th elemento e forma cinque legami con cinque atomi di F e una coppia solitaria, quindi ha bisogno anche di un elettrone in più per completare l'ottetto. Ma durante l'IF₅ formazione della molecola, lo iodio condivide 10 elettroni in cinque legami e una coppia solitaria, quindi ha violato l'ottetto e supera anche l'ottetto.

5. SE₅ forma della struttura lewis

La forma molecolare è la corretta disposizione degli elementi mediante atomi sostituenti per ottenere una struttura geometrica perfetta. Prevediamo la forma di IF₅.

IF₅ è una struttura piramidale quadrata senza le sue coppie solitarie e se abbiamo coinvolto le coppie solitarie sullo iodio allora esiste come geometria ottaedrica come da tabella seguente,

La geometria o la forma di una molecola è prevista dalla teoria VSEPR (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) e la teoria afferma che se una molecola ha il tipo AX₅E e c'è una coppia solitaria presente allora non adotta un perfetto ottaedrico e diventa quadrato piramidale.

6. SE₅ angolo della struttura di lewis

Un angolo di legame è formato dagli atomi centrali e sostituenti per il corretto orientamento in una particolare geometria. Calcoliamo l'angolo di legame di IF₅.

L'angolo di legame tra FIF è vicino a circa 72⁰ perché adotta il quadrato piramidale e per la molecola Penta-coordinata l'angolo di legame migliore è 72⁰. La dimensione dello iodio è troppo grande per poter contenere facilmente cinque atomi di F senza alcuna repulsione sterica o repulsione di coppie solitarie-coppie di legami.

• Il valore dell'angolo di legame può essere calcolato dal valore di ibridazione.
• La formula dell'angolo di legame secondo la regola di Bent è COSθ = s/(s-1).
• Qui l'atomo centrale di iodio è sp³d ibridato, quindi il carattere p è 1/5
• Quindi, l'angolo di legame è, COSθ = {(1/5)} / {(1/5)-1} =-(1/4)
• Θ = COS^-1(-1/4) = 72⁰
• Quindi, dal valore di ibridazione, l'angolo di legame per il valore calcolato e teorico è lo stesso.

7. SE₅ carica formale della struttura di lewis

La carica formale è un concetto ipotetico, in cui l'elettronegatività di tutti gli atomi è uguale e prevede la carica dell'atomo. calcoliamo l'onere formale di IF₅.

L'onere formale netto dell'IF₅ è 0 perché la carica netta sullo iodio centrale è 0 a causa dell'utilizzo di tutti gli elettroni nella formazione del legame insieme alle coppie solitarie.

• L'incarico formale dell'IF₅ può essere calcolato con la formula FC = N_v - N_lp -1/2 n_bp
• La carica formale posseduta dallo iodio è, 7-2-(10/2) = 0
• La carica formale posseduta dal fluoro è, 7-6-(2/2) = 0
• Quindi, sia lo iodio che il fluoro mostrano individualmente zero cariche formali e per questo motivo la carica formale complessiva della molecola è 0.

8. SE₅ ibridazione

A causa della diversa energia degli orbitali, l'atomo centrale subisce l'ibridazione per formare un orbitale ibrido di energia equivalente. Prevediamo l'ibridazione di IF₅.

Lo iodio centrale è sp³d ibridato per formare un legame covalente nell'IF₅ molecola che può essere discussa di seguito.

• Possiamo calcolare l'ibridazione con la formula della convenzione, H = 0.5(V+M-C+A),
• Quindi, l'ibridazione dello iodio centrale è, ½(5+5+0+0) = 5 (sp³d)
• Un orbitale s, tre orbitali p e un orbitale d dello iodio sono coinvolti nell'ibridazione.
• Anche le coppie solitarie sullo iodio centrale sono coinvolte nell'ibridazione.

9. SE₅ risonanza della struttura di lewis

La risonanza è il processo di delocalizzazione delle nuvole elettroniche tra diverse forme scheletriche della molecola. Vediamo la struttura risonante di IF₅.

La molecola SE₅ mostra risonanza dovuta alla presenza di una maggiore densità elettronica sugli atomi F. La densità elettronica su ciascun atomo F può delocalizzarsi nel sito di iodio e formare diverse forme scheletriche dell'IF₅ struttura. SE₅ ha due strutture risonanti che sono disegnate sotto -

La struttura I e la struttura II hanno entrambe lo stesso contributo perché la prima struttura non ha carica presente su di essa, ma nella struttura II sono presenti un numero maggiore di legami covalenti insieme a una carica positiva presente anche sugli atomi F elettronegativi, per questo motivo , entrambi hanno lo stesso contributo.

10. È SE₅ ionico o covalente?

Una molecola è covalente o ionica dipende dalla natura della formazione del legame tra il catione e l'anione di quella molecola. Vediamo se IF₅ è ionico o covalente.

IF₅ è una molecola covalente perché,

• In IF₅ l'atomo centrale crea un legame condividendo gli elettroni con gli atomi circostanti.
• in ioF₅ il legame tra iodio e F è apolare
• In IF₅L'atomo centrale subisce l'ibridazione per ridurre al minimo il livello di energia degli orbitali richiesti.
• In IF₅ la polarizzabilità di F è molto bassa e anche il potere polarizzante del potenziale ionico dello iodio è cattivo, quindi non è stato in grado di formare un legame ionico.

Secondo la regola di Fajan, nessuna molecola è ionica o covalente al 100% dipende dalla teoria della polarizzabilità e nel caso di IF_5, è più covalente e ha carattere meno ionico.

11. È SE₅ stabile?

IF₅ è una molecola instabile perché è un composto interalogeno e ogni composto interalogeno ha una differenza di elettronegatività. Per quelle differenze di elettronegatività, la densità dell'elettrone sigma verrà trascinata via dall'atomo di alogeno più elettronegativo, il legame diventa più debole e facilmente scisso.

12. SE₅ usa

• IF₅ viene utilizzato come agente fluorurante: utilizzando questo reagente possiamo incorporare il fluoro in un'altra molecola.
• IF₅ è anche usato come solvente di una diversa molecola non polare.

Conclusione

IF₅ è il composto interalogeno più comune e può essere facilmente preparato in laboratorio. Dalla reazione con il fluoro, possiamo ottenere l'eptafluoruro di iodio. I composti interalogeni sono più reattivi dei normali atomi di alogeno e per questo motivo possono essere utilizzati in molte reazioni e partecipare a molte reazioni organiche in cui sono richiesti sia nucleofilo che elettrofilo.

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Biswarup Chandra Dey

Ciao……Sono Biswarup Chandra Dey, ho completato il mio Master in Chimica presso l'Università Centrale del Punjab. La mia area di specializzazione è la Chimica Inorganica. La chimica non è solo leggere riga per riga e memorizzare, è un concetto da comprendere in modo semplice e qui condivido con voi il concetto di chimica che imparo perché vale la pena condividere la conoscenza.