11 faits sur la structure de Lewis IF5 : explications détaillées

IF₅ ou le pentafluorure d'iode est un interhalogène composé ayant une masse molaire de X. Concentrons-nous sur quelques propriétés moléculaires de IF₅ en détail.

IF₅ est préparé par la réaction entre l'iode et le fluor dans un rapport de 1:5. L'iode et le fluor sont des éléments halogénés appartenant au groupe 17 et pour cette raison, ce type de molécule fait référence à un composé interhalogène. Il peut rapidement réagir avec l'eau pour former de l'acide fluorhydrique et iodique.

Le composé a une monoclinique structure cristalline sous sa forme réticulaire. Nous allons maintenant discuter de l'hybridation, de la structure de Lewis, de l'angle de liaison et de la forme de l'IF₅ avec une explication appropriée dans la partie suivante de l'article.

1. Comment dessiner le SI₅ structure de lewis

À l'aide de la règle de l'octet, de la valence, de l'orientation moléculaire et de l'atome central, nous pouvons dessiner la structure de Lewis en plusieurs étapes. Dessinons la structure de Lewis de SI₅.

Compter les électrons de valence totaux

Le SI₅ sont 42, où l'iode et le F ont chacun sept électrons de valence, et il suffit de les additionner pour obtenir le total des électrons de valence.

Choisir l'atome central

Pour la construction de la structure de Lewis, nous avons besoin d'un atome central car tous les atomes sont reliés par un nombre approprié de liaisons avec cet atome particulier. En fonction de la taille et de la moindre électronégativité, nous devons sélectionner l'atome central.

Satisfaire l'octet

Chaque atome, qu'il appartienne au bloc s ou p, doit être rempli de son orbitale de valence en acceptant un nombre approprié d'électrons pour la formation successive de liaisons. Pour compléter l'octet I et F ont tous deux besoin d'un électron de plus car ils appartiennent au 17^th élément de p blocs respectivement.

Satisfaire la valence

Lors de la formation de l'octet, chaque atome doit être conscient qu'il peut former ce nombre de liaisons stables qui est leur valence stable. Selon les électrons de l'octet requis 8 * 6 = 48 pour le SI₅ formation, mais les électrons de valence sont 42, donc les électrons restants doivent être remplis par des liaisons appropriées de chaque atome.

Attribuez les paires isolées

Après la formation de la liaison, s'il reste des électrons dans la couche de valence de chaque atome, ces électrons existent sous forme de paires isolées sur cet atome particulier dans une molécule. Dans SI₅, I et F ont des paires isolées et nous les additionnons simplement pour obtenir le nombre total de paires isolées sur la molécule. L'iode a 1 et F a 3 paires de paires isolées.

2. SI₅ électrons de valence

Les électrons sont présents dans la couche de valence de chaque atome et responsables de sa propriété chimique et sont appelés électrons de valence. Comptons les électrons de valence de IF₅.

Le nombre total d'électrons de valence pour le SI₅ molécule est 42. Il y a 7 électrons de valence du site d'iode et 7 électrons de chaque site F, nous comptons donc simplement les électrons de valence des atomes individuels et nous les additionnons simplement pour obtenir le total des électrons de valence pour le SI₅ molécule.  

• Les électrons de valence pour l'iode sont 7 (5s²5p⁵)
• Les électrons de valence pour le F sont 7 (2s²2p⁵)
• Ainsi, le nombre total d'électrons de valence pour IF₅ est 7+(7*5) = 32 électrons.

3. SI₅ paires isolées de structure de lewis

Les électrons qui existent sous la forme appariée dans la couche de valence après la formation de la liaison en excès sont appelés paires isolées. Prédisons les paires isolées sur IF₅.

Il y a 16 paires de paires isolées présentes dans IF₅ ce qui signifie que 32 électrons sont présents dans la couche de valence qui ne contribue pas à la formation de la liaison. Ces électrons forment le site d'iode ainsi que F car les deux ont des électrons en excès dans leur coquille de valence après la formation de la liaison et existent sous forme de paires isolées.

• Nous pouvons prédire les paires isolées sur chaque atome en utilisant la formule, paires isolées = électrons présents dans l'orbitale de valence - électrons impliqués dans la formation de la liaison
• Ainsi, les paires isolées sont présentes sur l'atome d'iode, 7-5 = 2
• Les paires isolées présentes sur l'atome F, 7-1 = 6
• Ainsi, le total des paires isolées présentes sur le SI₅ molécule est, 1+(5*3) =16 paires ou 32 électrons.

4. SI₅ règle d'octet de structure de lewis

Pour compléter l'orbitale de valence de chaque atome, chaque atome accepte un nombre approprié d'électrons est appelée la règle de l'octet. Voyons l'octet du SI₅ molécule.

IF₅ suit la règle de l'octet car l'iode et le F n'ont pas encore terminé leur orbite de valence. Ainsi, ils essaient de compléter leurs électrons de valence par la formation de liaisons. F a besoin d'un électron de plus pour compléter l'octet, car parce qu'il appartient à l'élément de bloc p, il a donc besoin de 8 électrons dans son orbitale de valence.

L'iode est le groupe 17^th élément et il forme cinq liaisons avec cinq atomes F et une paire isolée, il a donc également besoin d'un électron de plus pour compléter l'octet. Mais pendant le SI₅ formation de molécules, l'iode partage 10 électrons dans cinq liaisons et une seule paire, il a donc violé l'octet et dépasse également l'octet.

5. SI₅ forme de structure lewis

La forme moléculaire est l'arrangement approprié des éléments par des atomes substituants pour obtenir une structure géométrique parfaite. Prédisons la forme de SI₅.

IF₅ est une structure pyramidale carrée sans ses paires isolées et si nous impliquons les paires isolées sur l'iode, elle existe alors sous forme de géométrie octaédrique selon le tableau suivant,

La géométrie ou la forme d'une molécule est prédite par la théorie VSEPR (Valence Shell Electrons Pair Repulsion), et la théorie stipule que si une molécule a le type AX₅E et il y a une seule paire présente alors il n'adopte pas un octaèdre parfait et se transforme en carré pyramidal.

6. SI₅ angle de structure de lewis

Un angle de liaison est formé par les atomes centraux et substituants pour une orientation appropriée dans une géométrie particulière. Calculons l'angle de liaison de IF₅.

L'angle de liaison entre FIF est proche d'environ 72⁰ parce qu'il adopte la pyramide carrée et que pour la molécule coordonnée Penta, le meilleur angle de liaison est de 72⁰. La taille de l'iode est trop grande pour qu'il puisse facilement contenir cinq atomes F sans aucune répulsion stérique ni répulsion de paires isolées-paires de liaisons.

• La valeur de l'angle de liaison peut être calculée par la valeur d'hybridation.
• La formule de l'angle de liaison selon la règle de Bent est COSθ = s/(s-1).
• Ici l'atome central d'iode est sp³d hybridé, donc le caractère p est 1/5ème
• Ainsi, l'angle de liaison est, COSθ = {(1/5)} / {(1/5)-1} =-(1/4)
• Θ = COS^-1(-1/4) = 72⁰
• Ainsi, à partir de la valeur d'hybridation, l'angle de liaison pour la valeur calculée et théorique est le même.

7. SI₅ charge formelle de la structure de lewis

La charge formelle est un concept hypothétique, où l'électronégativité de tous les atomes est égale et prédit la charge de l'atome. calculons la charge formelle de SI₅.

La charge formelle nette de la FI₅ est 0 car la charge nette sur l'iode central est 0 en raison de l'utilisation de tous les électrons dans la formation de la liaison avec les paires isolées.

• La charge formelle de la FI₅ peut être calculé par la formule, FC = N_v - N_lp -1/2N_pb
• La charge formelle que possède l'iode est 7-2-(10/2) = 0
• La charge formelle que possède le fluor est, 7-6-(2/2) = 0
• Ainsi, l'iode et le fluor présentent individuellement des charges formelles nulles et pour cette raison, la charge formelle globale de la molécule est de 0.

8. SI₅ hybridation

En raison de l'énergie différente des orbitales, l'atome central subit une hybridation pour former une orbitale hybride d'énergie équivalente. Prédisons l'hybridation de IF₅.

L'iode central est sp³d hybridé pour former une liaison covalente dans le SI₅ molécule qui peut être discutée ci-dessous.

• Nous pouvons calculer l'hybridation par la formule de convention, H = 0.5(V+M-C+A),
• Ainsi, l'hybridation de l'iode central est, ½(5+5+0+0) = 5 (sp³d)
• Une orbitale s, trois orbitales p et une orbitale d d'iode sont impliquées dans l'hybridation.
• Les paires isolées sur l'iode central sont également impliquées dans l'hybridation.

9. SI₅ résonance de la structure de lewis

La résonance est le processus de délocalisation des nuages ​​électroniques entre différentes formes de squelette de la molécule. Voyons la structure résonnante de SI₅.

La molécule SI₅ montre une résonance due à la présence de plus de densité électronique sur les atomes F. La densité électronique sur chaque atome F peut se délocaliser vers le site de l'iode et former différentes formes de squelette de l'IF₅ structure. SI₅ a deux structures résonnantes qui sont dessinées ci-dessous -

La structure I et la structure II ont toutes deux la même contribution car la première structure n'a pas de charge présente dessus, mais dans la structure II, un nombre plus élevé de liaisons covalentes sont présentes avec une charge positive également présente sur les atomes F électronégatifs, pour cette raison , les deux ont la même contribution.

10. Est-ce que SI₅ ionique ou covalente ?

Une molécule est covalente ou ionique cela dépend de la nature de la formation de liaison entre le cation et l'anion de cette molécule. Voyons si SI₅ est ionique ou covalente.

IF₅ est une molécule covalente car,

• In IF₅ l'atome central crée une liaison en partageant des électrons avec les atomes environnants.
• En jeF₅ la liaison entre l'iode et F est non polaire
• In IF₅L'atome central subit une hybridation pour minimiser le niveau d'énergie des orbitales requises.
• In IF₅ la polarisabilité de F est très faible et le pouvoir polarisant du potentiel ionique de l'iode est également mauvais, il n'a donc pas pu former de liaison ionique.

Selon la règle de Fajan, aucune molécule n'est ionique ou covalente à 100%, cela dépend de la théorie de la polarisabilité et dans le cas de IF_5, il est plus covalent et a moins de caractère ionique.

11. Est-ce que SI₅ stable?

IF₅ est une molécule instable car c'est un composé interhalogène, et chaque composé interhalogène a une différence d'électronégativité. Pour ces différences d'électronégativité, la densité d'électrons sigma sera entraînée vers l'atome d'halogène le plus électronégatif, la liaison devient plus faible et facilement clivée.

12. SI₅ Usages

• IF₅ est utilisé comme agent de fluoration - en utilisant ce réactif, nous pouvons incorporer du fluor dans une autre molécule.
• IF₅ est également utilisé comme solvant d'une molécule non polaire différente.

Conclusion

IF₅ est le composé interhalogène le plus courant et il peut être facilement préparé en laboratoire. Par la réaction avec le fluor, on peut obtenir de l'heptafluorure d'iode. Les composés interhalogènes sont plus réactifs que les atomes d'halogène normaux et pour cette raison, ils peuvent être utilisés dans de nombreuses réactions et participer à de nombreuses réactions organiques où les nucléophiles et les électrophiles sont tous deux nécessaires.

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Biswarup Chandra Dey

Salut……Je m'appelle Biswarup Chandra Dey, j'ai terminé ma maîtrise en chimie à l'Université centrale du Pendjab. Mon domaine de spécialisation est la chimie inorganique. La chimie ne consiste pas seulement à lire ligne par ligne et à mémoriser, c'est un concept à comprendre de manière simple et je partage ici avec vous le concept de chimie que j'apprends parce que la connaissance vaut la peine d'être partagée.