Σε αυτό το άρθρο θα συζητήσουμε πώς να σχεδιάσουμε τη δομή KCl Lewis, τον συντονισμό, το σχήμα, το επίσημο φορτίο, τη γωνία, τον κανόνα οκτάδας και το μοναδικό ζεύγος δομής KCl Lewis. Μελετάται επίσης το ηλεκτρόνιο σθένους, ο υβριδισμός, οι χρήσεις, η σταθερότητα και η ιοντική φύση του KCl.
Η δομή KCl Lewis δίνει τις πληροφορίες μιας δισδιάστατης μοριακής σύνθεσης καλίου και χλωρίου μαζί με κουκκίδες ηλεκτρονίων και σχηματισμό δεσμών. Στη δομή Lewis, οι τελείες αντιπροσωπεύουν το ηλεκτρόνιο σθένους του ατόμου και οι γραμμές αντιπροσωπεύουν τους δεσμούς μεταξύ των ατόμων.
Πώς να σχεδιάσετε τη δομή KCl Lewis;
Προς την σχεδιάστε τη δομή KCl Lewis ακολουθούνται από τρία βήματα:
Βήμα 1: Μετρήστε το διαθέσιμο ηλεκτρόνιο σθένους
Στον περιοδικό πίνακα, το χλώριο και το κάλιο ταξινομούνται ως αλογόνο που υπάρχουν στη 17η ομάδα και αλκαλικό μέταλλο παρόντες στην πρώτη ομάδα αντίστοιχα.
Το εξωτερικό περίβλημα του καλίου περιέχει ένα ηλεκτρόνιο, επομένως η δομή ηλεκτρονίων του καλίου αντιπροσωπεύεται από το Κ με μία κουκκίδα, ενώ το εξωτερικό περίβλημα του χλωρίου περιέχει επτά ηλεκτρόνια, επομένως η δομή ηλεκτρονίων κουκκίδων του χλωρίου γράφεται ως Cl με επτά κουκκίδες.
Συνολικά διαθέσιμα ηλεκτρόνια σθένους=1+7=8
Lewis dot δομή του καλίου από Wikimedia Commons και χλώριο από Wikedia Commons
Βήμα 2: Το άτομο μετάλλου δίνει ηλεκτρόνια ενώ το μη μέταλλο τα δέχεται σε ιοντική ένωση.
Στο KCl, το κάλιο είναι το μέταλλο που δίνει ένα ηλεκτρόνιο και σχηματίζει κατιόν καλίου, ενώ το χλώριο είναι το αμέταλλο που δέχεται ένα ηλεκτρόνιο και σχηματίζει ανιόν χλωρίου.
Βήμα 3: Συνδυάζοντας δύο αντίθετα φορτία, για να πάρετε KCl Λουδοβίκος δομή.
Για να επιτευχθεί σταθερότητα, το άτομο καλίου δίνει ένα ηλεκτρόνιο και το άτομο χλωρίου λαμβάνει ένα ηλεκτρόνιο, με αποτέλεσμα και τα δύο ιόντα να έχουν διαμόρφωση ηλεκτρονίων ευγενούς αερίου με κέλυφος πλήρους σθένους. Επομένως KCl Δομή Lewis μπορεί να αναπαρασταθεί ως K+ και Cl- με οκτώ τελείες.
Συντονισμός δομής KCl lewis:
Μια πολλαπλή δομή Lewis περιγράφει την μετεγκατάσταση ηλεκτρονίων σε ένα μόριο που ονομάζεται δομή συντονισμού. Στη δομή KCl Lewis, λόγω της απουσίας διπλού δεσμού δεν είναι δυνατό να γραφεί δομή συντονισμού για αυτό το μόριο.
Σχήμα δομής KCl Lewis:
Το KCl είναι μια ιοντική ένωση. Δεν υπάρχει σύνδεση μεταξύ του Κ και του Cl, υπάρχει πλήρης μεταφορά του ηλεκτρόνια μέσα στο μόριο. Έτσι το KCl Δομή Lewis δεν έχει σχήμα.
Επίσημη χρέωση δομής KCl Lewis:
Τυπικό φορτίο είναι το φορτίο που αποδίδεται σε ένα άτομο έτσι ώστε τα ηλεκτρόνια να μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων ενός μορίου.
Τυπικό φορτίο=[Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους σε ελεύθερη κατάσταση]-{[συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων μεμονωμένου ζεύγους] + 1/2[συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων δεσμού]}
Για το κάλιο:
Αριθμός ηλεκτρονίων σθένους σε κάλιο =1
Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων μόνου ζεύγους = 0
Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σύνδεσης = 0
Επίσημη χρέωση καλίου= 1-{0+1/2(0)}
= +1
Τύπος φορτίο σε άτομο καλίου στη δομή Lewis χλωριούχου καλίου είναι +1
Για το χλώριο:
Αριθμός ηλεκτρονίων σθένους στο χλώριο = 7
Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων μόνου ζεύγους σε χλώριο= 8
Συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σύνδεσης = 0
Επίσημη χρέωση χλωρίου=7-{8+1/2(0)}
= -1
Το άτομο χλωρίου στο χλωριούχο κάλιο Η δομή Lewis έχει μια επίσημη χρέωση από -1.
KCl Γωνία δομής Lewis:
Δομή Lewis του μορίου KCl δεν έχει γωνία δεσμού καθώς δεν υπάρχει δεσμός μέσα στο μόριο καθώς αρχικά είναι μια ιοντική ένωση με την παρουσία μετάλλου και μη μετάλλου.
Κανόνας οκτάδας δομής KCl Lewis:
Τα άτομα χάνουν, μοιράζονται ή κερδίζουν ηλεκτρόνια για να έχουν μια οκτάδα ηλεκτρονική διαμόρφωση στο πιο εξωτερικό κέλυφος σθένους τους για να επιτύχουν τη σταθερότητα.
Στο KCl Δομή Lewis Για να επιτευχθεί σταθερότητα, το κάλιο δίνει ένα ηλεκτρόνιο σθένους ως αποτέλεσμα θετικό φορτίο για το κάλιο, ενώ το άτομο χλωρίου το δέχεται, οπότε το χλώριο έχει οκτώ ηλεκτρόνια ως αποτέλεσμα αρνητικό φορτίο για το χλώριο.
Μοναχικό ζεύγος δομής KCl Lewis:
Το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων είναι ένα ζεύγος ηλεκτρονίων που δεν εμπλέκονται σε δεσμούς.
μοναχικός ζεύγος ηλεκτρονίων καλίου στη δομή KCl Lewis = 0
Μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων χλωρίου σε KCl Δομή Lewis = 4
Ηλεκτρόνιο σθένους KCl:
Το ηλεκτρόνιο που υπάρχει στο πιο εξωτερικό κέλυφος του στοιχείου καθορίζει το σθένος ενός ατόμου.
Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του καλίου είναι 1s22s22p63s23p64s1
Το εξώτατο ηλεκτρόνιο που υπάρχει στο κάλιο είναι 1
Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του χλωρίου είναι 1s22s22p63s23p5
Το εξώτατο ηλεκτρόνιο που υπάρχει στο χλώριο είναι 7
Επομένως, ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων σθένους του KCl είναι 1+7=8
Υβριδισμός KCl:
Ο αριθμός υβριδισμού στο KCL καθορίζει τον μοριακό υβριδισμό του KCl.
Αριθμός υβριδισμού στο KCL = Αριθμός δεσμού K-Cl + μεμονωμένο ζεύγος στο κεντρικό άτομο χλωρίου
= 1 + 3
=4
Ο αριθμός υβριδισμού στο μόριο KCl είναι τέσσερις, επομένως ο υβριδισμός είναι sp3. Το άτομο καλίου και χλωρίου έχουν s και p τροχιακά στο εξώτατο κέλυφος τους. Στο μοριακό τροχιακό KCl, ένα s και τρία τροχιακά p ενώνονται για να σχηματίσουν τέσσερα νέα sp3 παραγωγή μικτών γενών
Το KCl χρησιμοποιεί:
- Το χλωριούχο κάλιο έχει εφαρμογή σε βιομηχανίες όπως ο σχηματισμός μετάλλου καλίου, η παραγωγή γυαλιού, η σαπωνοποιία και χρησιμοποιείται ως ροή στη συγκόλληση με οξυ-καύσιμα
- Το χλωριούχο κάλιο χρησιμοποιείται επίσης στη θεραπεία συνθηκών χαμηλής αρτηριακής πίεσης και στη βαθμονόμηση του εξοπλισμού παρακολούθησης ακτινοβολίας.
- Το χλωριούχο κάλιο χρησιμοποιείται σε λίπασμα που εμπλουτίζει το έδαφος για την ανάπτυξη των φυτών.
- Το χλωριούχο κάλιο χρησιμοποιείται επίσης ως πρόσθετα τροφίμων.
Το KCl είναι ιοντικό ή ομοιοπολικό;
Το KCl είναι ιοντικής φύσης επειδή η τιμή ηλεκτραρνητικότητας του χλωρίου είναι 3.16 και η τιμή ηλεκτραρνητικότητας του καλίου είναι 0.82, η διαφορά μεταξύ ηλεκτραρνητικότητας καλίου και χλωρίου στο μόριο KCL είναι 2.34 μεγαλύτερη από 2.1 που απαιτείται για το σχηματισμό ιοντικού δεσμού.
Λόγω της μεγάλης διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας, αντίθετα φορτισμένα ιόντα καλίου και χλωρίου έλκονται μεταξύ τους και σχηματίζουν χημικό δεσμό με αποτέλεσμα το σχηματισμό μορίου KCl μέσω ιοντικής αλληλεπίδρασης.
Είναι σταθερό το KCl;
Ναι, το KCl είναι μια σταθερή ιοντική ένωση γιατί η σταθερότητα των ιοντικών ενώσεων εξαρτάται από το πόσο εύκολα ένα άτομο μπορεί να αποκτήσει ηλεκτρόνια σε μια ένωση και ένα άλλο άτομο μπορεί να χάσει ηλεκτρόνια. Εδώ, το άτομο καλίου και χλωρίου παρουσιάζει σημαντική διαφορά στην τιμή ηλεκτραρνητικότητας τους, επομένως το άτομο καλίου χάνει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο και σχηματίζει Κ+ ιόν ενώ το άτομο χλωρίου αποκτά εύκολα ένα ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει Cl- ιόν.
ΠΑΡΑΓΓΕΛΙΑΣ
Σε αυτό το άρθρο κατανοήσαμε εν συντομία την έννοια του KCl Δομή Lewis με δομή κουκίδων Lewis ακολουθούμενη από συντονισμό, σχήμα, τυπικό φορτίο, γωνία, κανόνα οκτάδας και ηλεκτρόνιο σθένους. Οι εφαρμογές του KCl, ο υβριδισμός, η ιοντική φύση του KCl και η σταθερότητα περιγράφονται επίσης.
