HIO3 Lewis Structure, Χαρακτηριστικά: 19 γεγονότα που πρέπει να γνωρίζετε

Σε αυτό το άρθρο, η "δομή του hio3 lewis" συζητούνται εν συντομία διάφορα γεγονότα όπως η δομή lewis, ο τυπικός υπολογισμός φορτίου, η διαλυτότητα, η οξύτητα κ.λπ.

Γεια3, γνωστό ως ιωδικό οξύ είναι μια λευκή και υδατοδιαλυτή ένωση με μοριακό βάρος 175.91 g/mol. Είναι ένα από τα πιο σταθερά οξοξέα μεταξύ όλων των αλογόνων. Το ιώδιο βρίσκεται σε κατάσταση οξείδωσης +5 στο HIO3. Το ιωδικό οξύ χρησιμοποιείται στη σύνθεση ιωδικού καλίου νατρίου για την αύξηση της περιεκτικότητας σε ιώδιο στο αλάτι.

Ας επικεντρωθούμε στην ακόλουθη συζήτηση του HIO3.

Πώς να σχεδιάσετε το HIO3 δομή lewis;

Δομή Lewis επίσης γνωστή ως δομή κουκίδων ηλεκτρονίων lewis δείχνει τη σύνδεση μεταξύ των ατόμων καθώς και τα μεμονωμένα ζεύγη ή τα μη δεσμευτικά ηλεκτρόνια στο μόριο.

  1. Προσδιορισμός των ηλεκτρονίων σθένους: Το υδρογόνο, το ιώδιο, το οξυγόνο έχουν ένα, επτά και έξι ηλεκτρόνια στο αντίστοιχο κέλυφος σθένους.
  2. Ανακαλύψτε τα ηλεκτρόνια σύνδεσης:  Το ιώδιο συνδέεται με δύο άτομα οξυγόνου με δύο διπλούς δεσμούς και με μια ομάδα υδροξυλίου με έναν απλό δεσμό. Επομένως, πέντε ηλεκτρόνια σθένους ιωδίου και δύο ηλεκτρόνια από καθένα από το οξυγόνο εμπλέκονται στο σχηματισμό δεσμών.
  3. Προσδιορισμός των μη δεσμευτικών ηλεκτρονίων:  Δύο ηλεκτρόνια σθένους ιωδίου και τέσσερα ηλεκτρόνια σθένους καθενός από το οξυγόνο δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών. Παραμένουν ως μη δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων.
δομή hio3 lewis
Γεια3 Δομή Lewis

Γεια3 Σχήμα δομής Lewis

Ο υβριδισμός του κεντρικού ατόμου είναι ο κύριος όρος για τον προσδιορισμό του μοριακού σχήματος ή της γεωμετρίας απουσία οποιασδήποτε απώθησης που περιλαμβάνει ζεύγη δεσμών και μεμονωμένα ζεύγη. Αυτοί οι απωθητικοί παράγοντες έχουν μεγάλη επίδραση στο μοριακό σχήμα.

Για την παραπάνω απόκρουση η ΗΙΟ3 αποκλίνει από τη γεωμετρική του δομή. Στο HIO3, υπάρχουν συνολικά δύο διπλοί δεσμοί και ένας απλός δεσμός μεταξύ ατόμου ιωδίου και οξυγόνου. Το ιώδιο είναι sp3 υβριδοποιημένο σε HIO3 μόριο. Η γεωμετρία οποιουδήποτε υβριδοποιημένου ατόμου sp3 θα πρέπει να είναι τετραεδρική αλλά λόγω της παρουσίας μοναχικού ζεύγους, η πραγματική δομή του HIO3 είναι τριγωνική πυραμιδική.

Σχήμα HIO3 jpeg
Σχήμα HIO3.
Image Credit: Τριγάκι.

Γεια3 Επίσημη χρέωση Lewis Structure

Τυπικό φορτίο είναι το φορτίο οποιουδήποτε ατόμου που βρισκόταν σε αυτό το άτομο εάν όλα τα συνδετικά ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου. Εισάγεται ένας τύπος για τον υπολογισμό της επίσημης χρέωσης.

  • Τυπικό φορτίο = Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους – αριθμός ηλεκτρονίων παραμένει ως μη συνδεδεμένος – (αριθμός ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στο σχηματισμό δεσμού/2)
  • Επίσημο φορτίο ιωδίου = 7 – 2 – (10/2) = 0
  • Τυπικό φορτίο καθενός από τα άτομα οξυγόνου = 6 – 4 – (4/2) = 0
  • Τυπικό φορτίο ατόμου υδρογόνου = 1 – 0 – (2/2) = 0

Γεια3 Γωνία δομής Lewis

Δομή Lewis Η γωνία υποδηλώνει τη γωνία δεσμού, η οποία εξαρτάται από το κεντρικό άτομο του υβριδισμού. Στο HIO3, το κεντρικό άτομο ιώδιο είναι sp3 υβριδοποιημένο. Η ιδανική γεωμετρία ενός sp3 Το υβριδοποιημένο άτομο είναι τετραεδρικό.

Το ιώδιο έχει δύο ηλεκτρόνια σθένους ως μη δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων. Πραγματική γεωμετρία του HIO3 είναι τετραεδρικό σύμφωνα με τον υβριδισμό του. Αλλά η τέταρτη κορυφή του τετραέδρου αντικαθίσταται από ένα μοναχικό ζεύγος αντί για οποιοδήποτε άτομο. Έτσι, το σχήμα του μορίου γίνεται τριγωνικό πυραμιδικό και το Η γωνία σύνδεσης θα είναι 1200.

Διαβάστε περισσότερα για H2Δομή CO lewis

Γεια3 Κανόνας Οκτάδας Δομής Lewis

Ο κανόνας της Οκτάδας ορίζει ότι κάθε άτομο πρέπει να αποκτήσει τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων που θα πρέπει να μοιάζει με τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων του πλησιέστερου ευγενούς αερίου του σύμφωνα με τον περιοδικό πίνακα.

Ο κανόνας της οκτάδας παραβιάζεται στο HIO3 επειδή το ιώδιο έχει ήδη επτά ηλεκτρόνια στο εξωτερικό του περίβλημα. Αφού σχηματίσει δεσμό με τρία άτομα οξυγόνου (δύο άτομα οξυγόνου και μία ομάδα υδροξυλίου) το ιώδιο αποκτά άλλα πέντε ηλεκτρόνια στο κέλυφος σθένους του. Αλλά το πλησιέστερο ευγενές αέριο ιωδίου είναι το Xenon με διαμόρφωση ηλεκτρονίων 5s2 5p6. Έτσι, ο αριθμός των ηλεκτρονίων του φλοιού σθένους δεν ταιριάζει με τα ηλεκτρόνια του φλοιού σθένους Xenon.

Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται στα άτομα οξυγόνου. Το οξυγόνο έχει ήδη έξι ηλεκτρόνια εξωτερικού κελύφους και αφού σχηματίσει δύο δεσμούς, μοιράζεται οκτώ ηλεκτρόνια και ταιριάζει με την πλησιέστερη διαμόρφωση ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου (νέον) (2s2 2p6).

Το υδρογόνο δεν υπακούει στον κανόνα της οκτάδας, μάλλον υπακούει στο διπλό. Έχει ένα ηλεκτρόνιο και μετά το σχηματισμό δεσμού, αποκτά ένα άλλο ηλεκτρόνιο στο κέλυφος σθένους του, το οποίο ταιριάζει με τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων του ηλίου (1s2).

Γεια3 Lewis Structure Lone Pairs

Τα μοναχικά ζεύγη γενικά δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών με άλλα άτομα. Διαδραματίζουν σημαντικό ρόλο στον προσδιορισμό της δομής οποιουδήποτε μορίου επειδή εμπλέκονται σε διαφορετική απώθηση που επηρεάζει τη δομή.

  • Nonbonded electron = Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους – αριθμός συνδεδεμένων ηλεκτρονίων.
  • Μη δεσμευτικό ηλεκτρόνιο καθενός από τα άτομα οξυγόνου = 6 – 2 = 4 ή 2 μεμονωμένα ζεύγη.
  • Μη δεσμευτικό ηλεκτρόνιο ιωδίου = 7 – 5 = 2 ή 1 ζεύγος μεμονωμένων ηλεκτρονίων.
  • Μη δεσμευτικό ηλεκτρόνιο υδρογόνου = 1 – 1 = 0

Γεια3 Ηλεκτρόνια σθένους

Οποιοδήποτε άτομο περιβάλλεται από ηλεκτρόνια στο αντίστοιχο περίβλημά του. Μεταξύ αυτών τα ηλεκτρόνια σθένους είναι τα εξωτερικά ηλεκτρόνια με το μεγαλύτερο κέλυφος που είναι πιο χαλαρά συνδεδεμένα με τον πυρήνα (λόγω μεγαλύτερης απόστασης από τον πυρήνα) και πιο αντιδραστικά σε σύγκριση με τα ηλεκτρόνια του εσωτερικού κελύφους επειδή τα ηλεκτρόνια του εσωτερικού κελύφους είναι στενά συνδεδεμένα με τον πυρήνα λόγω της δύναμης έλξης .

Το ιώδιο έχει επτά ηλεκτρόνια στα ηλεκτρόνια του 5s και 5p (5s2 5p5). Κάθε ένα από το οξυγόνο έχει έξι ηλεκτρόνια στα τροχιακά του 2s και 2p (2s2 2p4). Το υδρογόνο έχει ένα ηλεκτρόνιο (1s1) και είναι τα μόνα του ηλεκτρόνια σθένους.

Επομένως, ολικά ηλεκτρόνια σθένους στο HIO3 = [1+7+ (3×6)] = 26.

Γεια3 Διαλυτότητα

 Γεια3 είναι μια λευκή, υδατοδιαλυτή ένωση. Διαλύεται στο νερό. Η διαλυτότητα του HIO3 σε νερό είναι 269 g/100 ml, πράγμα που δείχνει ότι είναι πολύ διαλυτό στο νερό. Το υδατικό του διάλυμα είναι όξινο στη φύση.

Είναι HIO3 ισχυρό οξύ;

Ναι, HIO3 είναι ένα ισχυρό οξύ. Ιώδιο στο HIO3 είναι ένα ηλεκτραρνητικό άτομο. Έτσι, ο δεσμός ΟΗ γίνεται πολικός και το ιόν υδρογόνου μπορεί να εξαλειφθεί εύκολα από το HIO3. Μετά την εξάλειψη του H+ ιόν η συζευγμένη βάση IO3-που σχηματίζεται σταθεροποιείται μέσω της σύζευξης.

Επομένως, το ιόν υδρογόνου μπορεί να εξαλειφθεί εύκολα από το HIO3. Από την παραπάνω επεξήγηση, συνάγεται το συμπέρασμα ότι η HIO3 είναι ένα ισχυρό οξύ.

Είναι HIO3 ένας οξειδωτικός παράγοντας;

Ναι, HIO3 είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Μπορεί να οξειδώσει το HI για να σχηματίσει μοριακό ιώδιο. Αυτός ο οξειδωτικός παράγοντας χρησιμοποιείται στην αντίδραση ιωδίωσης του αλκανίου για την καταστροφή του παραπροϊόντος ΗΙ.

CH3CH3 + Ι CH3CH3I + HI (παρουσία φωτός).

Γεια είναι πολύ δυνατός αναγωγικό μέσο που μετατρέπει ξανά το αλκυλοϊωδίδιο σε αλκάνιο και η επιθυμητή αντίδραση παρεμποδίζεται. Έτσι, HIO3 χρησιμοποιείται για την οξείδωση του HI σε μοριακό ιώδιο (I2) για να αφαιρεθεί από το μέσο αντίδρασης.

Το HIO3 είναι ιοντικό ή μοριακό;

Γεια3 είναι μια ιοντική ένωση. Το ιώδιο βρίσκεται σε κατάσταση οξείδωσης +5 στο HIO3. Μπορεί να διαχωριστεί σε δύο αντίθετα ιόντα Η+ και ΙΟ3-.

Γεια3= Η+ + ΙΟ3-.

Είναι HIO3 ισχυρότερο από το HBrO3?

Όχι, HBrO3 είναι ισχυρότερο οξύ από το HIO3. Ο λόγος πίσω από αυτό η μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα του Br από το I. Το Br έλκει το συνδεδεμένο ζεύγος ηλεκτρονίων Br-O προς τον εαυτό του από το ιώδιο. Για τη μεγαλύτερη μετατόπιση των συνδεδεμένων ζευγών ηλεκτρονίων προς το κεντρικό άτομο, ο δεσμός ΟΗ γίνεται πιο πολικός στο HBrO3 παρά HIO3.

Έτσι ο Χ+ Το ιόν μπορεί να απομακρυνθεί εύκολα από το HBrO3 σε σχέση με το HIO3. Καθώς η οξύτητα εξαρτάται από την αποβολή του H+ HBrO3 παρουσιάζει ισχυρότερη οξύτητα από το HIO3.

Είναι HIO3 δυαδικό ή οξυοξύ;

Τα δυαδικά οξέα είναι εκείνα στα οποία το υδρογόνο συνδυάζεται με ένα δεύτερο μη μεταλλικό άτομο όπως HCl, HI, HBr κ.λπ. και το οξυοξύ ορίζεται ως το οξύ στο οποίο υπάρχει άτομο οξυγόνου και τουλάχιστον ένα άτομο υδρογόνου είναι συνδεδεμένο με οξυγόνο που μπορεί να διασπαστεί σε H+ κατιόν και ένα ανιόν που περιέχει οξυγόνο.

Από τον παραπάνω ορισμό, είναι σαφές ότι το HIO3 είναι ένα οξυοξύ (οξυοξύ ιωδίου), επειδή περιέχει οξυγόνο και μπορεί να διαχωριστεί σε Η+ και ΙΟ3-. Είναι γνωστό ως ιωδικό οξύ.

Είναι HIO3 αμφοτερικός?

Ως αμφοτερικές ορίζονται εκείνες οι ενώσεις που μπορούν να δράσουν τόσο ως οξύ όσο και ως βάση. Το HIO3 δεν είναι αμφοτερική ένωση. Είναι ένα ισχυρό οξύ.

Είναι HIO3 ή HIO2 ισχυρότερο οξύ;

Γεια3 είναι ισχυρότερο οξύ από το HIO2 επειδή HIO3 περιέχει περισσότερο αριθμό οξυγόνου από το HIO2. Μετά τον Χ+ εξάλειψη, το συζυγές οξύ που σχηματίζεται σταθεροποιείται με το αποτέλεσμα συντονισμού. Στο HIO3, ΙΟ3-σχηματίζεται συζυγής βάση και ΙΟ2- σχηματίζεται για το HIO2. Η συζυγής βάση του HIO3 σταθεροποιείται σε μεγαλύτερο βαθμό από τη συζυγή βάση του ΗΙΟ3 λόγω της μετεγκατάστασης της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε περισσότερα άτομα στο HIO3 (τρία άτομα οξυγόνου και ένα άτομο ιωδίου) σε σχέση με το HIO2 (δύο άτομα οξυγόνου και ένα άτομο ιωδίου).

Συμπέρασμα

Από το παραπάνω άρθρο για το HIO3, μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι HIO3 είναι ένα ιονικό οξύ με sp3 υβριδισμός και τριγωνική επίπεδη δομή. Είναι ένα δυνατό μέσο οξείδωσης και χρησιμοποιείται στη βιομηχανία αλατιού για τη σύνθεση ιωδικού καλίου νατρίου που είναι ένα πολύ σημαντικό αντιδραστήριο για την αναλυτική χημεία.

Διαβάστε επίσης: