Structure de Lewis XeO4 : dessins, hybridation, forme, charges, paire et faits détaillés

Cet article contient des informations sur la structure de XeO4 Lewis, l'hybridation, l'angle de liaison et 13 autres faits détaillés importants.

La structure XeO4 Lewis a une forme tétraédrique avec un angle de liaison de 109.5⁰. C'est un composé très stable d'un gaz rare qui est un cas très exceptionnel. En raison de la géométrie tétraédrique, le Xe central est sp³ hybridé. Tous les électrons de valence de Xe sont utilisés pour la formation de liaisons sigma et π, il n'y a donc pas de paires isolées disponibles pour Xe dans cette molécule.

Bartlett xnumx^st découvert le gaz noble comme un composé qui était XeF. En raison de la présence de substituants électronégatifs O, la densité de charge positive sur Xe augmente à tel point que l'énergie de 5s et 5p diminue et ils deviennent comparables à O.

Quelques faits importants sur XeO4

XeO4 est une molécule cristalline solide jaune qui est stable en dessous de la température, à température ambiante, elle se décompose. Les points de fusion et d'ébullition sont respectivement de 237.1 K et 273 K. L'état d'oxydation du Xe dans le Xeo4 structure de lewis est +8 donc il a son état d'oxydation le plus stable.

XeO4 est formé par la réaction de l'acide sulfurique concentré sur les perxénates de sodium et de baryum.

4XeF₆ + 18Ba(OH)₂ =3Ba₂XeO₆ +Xe +12BaF₂ + 18H₂O

Ba₂XeO₆ + 2H₂SO₄ = 2BaSO₄ + XeO₄ + 2H₂O

Comment dessiner la structure de Lewis pour XeO4 ?

La structure de Lewis est un outil très utile à l'aide de cette structure, nous pouvons découvrir les électrons de valence, la forme et les paires isolées de toute molécule covalente. Il est donc important de dessiner la structure de Lewis XeO4. Il existe certaines techniques que nous devons garder à l'esprit pour dessiner la structure de Lewis de XeO4.

Ainsi, dans un premier temps, nous comptons le nombre total d'électrons de valence pour les atomes Xe et O. Ensuite on identifie l'atome central par son électronégativité, on sait que Xe est moins électronégatif que O, donc dans le XeO4 structure de lewis, Xe est l'atome central. La molécule ne porte aucune charge supplémentaire, donc pas besoin d'ajouter des électrons supplémentaires ou de soustraire des électrons ici. Maintenant, Xe et quatre atomes O sont attachés par une simple liaison ainsi qu'une double liaison pour compléter l'octet. Les paires isolées n'existent que sur les atomes O.

Forme de la structure de Lewis XeO4

Les électrons de valence pour Xe dans la formation de la liaison sigma seront de quatre et il y aura quatre atomes O contribuant chacun à un électron, donc le nombre total d'électrons sera de 4+(1*4) =8. Selon la théorie VSEPR (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) d'une molécule covalente, si le nombre total d'électrons de liaison est de 8, alors la forme de la molécule sera tétraédrique.

Toute la densité électronique est située sur le Xe dans le XeO4 structure de lewis car Xe est l'atome central ici. Tous les quatre atomes O sont présents aux quatre coins d'une géométrie tétraédrique. L'angle de liaison formé par le Xe central et quatre atomes d'O dans le fragment tétraédrique est de 109.5⁰.

XeO4 paires isolées de structure de Lewis

Dans le XeO4 structure de lewis, Xe forme huit liaisons avec quatre atomes O. Sur huit liaisons, quatre liaisons sont des liaisons sigma et quatre liaisons sont des liaisons π. Ainsi, il n'y a pas d'électrons de valence disponibles pour Xe qui peuvent exister en tant que paire isolée.

Du XeO4 structure de lewis, nous pouvons voir que les paires isolées ne sont attribuées qu'aux atomes O. O est VIA ou groupe 16^th élément et de la configuration électronique, nous pouvons dire qu'il n'y a que six électrons sont présents à la couche de valence de O et ces électrons sont impliqués dans la formation de la liaison avec l'atome central Xe. O n'a utilisé que deux électrons de valence pour une liaison sigma et une liaison π avec Xe. Ainsi, il reste quatre électrons dans sa couche de valence qui existent sous forme de paires isolées. Ainsi, le nombre total de solitaires paires dans la structure de Lewis XeO4 is (4*2)= 8 paires qui sont seulement du site O.

Voir aussi 3 Exemple de superoxyde : faits que vous devez savoir

XeO4 lewis structure des charges formelles

En supposant la même électronégativité de tous les atomes d'une molécule, nous pouvons calculer la charge particulière présente sur un atome ou une molécule spécifique, appelée charge formelle. Donc ici dans le XeO4 structure de lewis, on considère la même électronégativité pour Xe et O.

La formule que nous pouvons utiliser pour calculer la charge formelle de XeO4, FC = N_v - N_lp -1/2N_bp

Où N_vest le nombre d'électrons dans la couche de valence ou l'orbite la plus externe, N_LPest le nombre d'électrons dans la paire isolée, et N_pb est le nombre total d'électrons impliqués uniquement dans la formation de la liaison.

Nous devons calculer séparément la charge formelle pour Xe ainsi que pour O.

La charge formelle sur Xe, 8-0-(16/2) = 0

La charge formelle sur O, 6-4-(4/2) = 0

Ainsi, nous pouvons dire qu'il n'y a pas de charge formelle sur Xe ainsi que sur O car la molécule est neutre. Ainsi, en calculant la charge formelle, nous pouvons également dire si la molécule est chargée ou non.

Résonance de la structure de Lewis XeO4

La résonance est un concept hypothétique, par lequel un nuage d'électrons de n'importe quelle molécule peut se délocaliser entre différentes formes de squelette de cette molécule dans le Xeo4 structure de lewis, les nuages d'électrons se délocalisent entre les atomes O et Xe sous différentes formes canoniques.

Du XeO4 structure de lewis, tous les cinq sont les différentes structures de résonance de XeO4. Parmi elles, la structure V est la structure la plus contributive car elle contient un nombre plus élevé de liaisons covalentes, sa contribution est donc la plus élevée. Après cette structure IV puis III, II, et la moins contributive est la Structure I.

Règle d'octet de structure de Lewis XeO4

Dans le XeO4 structure de lewis, Xe et O essaient tous deux de compléter leur octet en donnant ou en acceptant un nombre approprié d'électrons de leur couche de valence ou vers la couche de valence et en obtenant la configuration de gaz rare la plus proche.

Dans le XeO4 structure de lewis, Xe est un élément du groupe 18, il a donc une coquille de valence remplie et il n'est pas nécessaire de compléter son octet. Mais O est un groupe de 16 éléments, il a donc six électrons dans ses électrons les plus externes et son octet n'est pas complet. Ainsi, O forme une double liaison avec Xe en partageant deux de ses électrons et deux des électrons Xe et quatre électrons sont présents dans ses paires isolées. De cette façon, Oxygen complète son octet.

Xe est lui-même un gaz rare et il participe à la formation de liaisons avec O impliquant les huit électrons de la couche de valence.

Voir aussi Structure de FeCl3 Lewis, caractéristiques : 13 faits à connaître

Hybridation XeO4

Dans la structure de Lewis XeO4, l'énergie orbitale moléculaire de Xe et O n'est pas la même, donc Xe et O doivent subir une hybridation pour former une orbitale hybride d'énergie équivalente et former une liaison covalente.

Nous calculons l'hybridation XeO4 en utilisant la formule suivante,

H = 0.5(V+M-C+A), où H = valeur d'hybridation, V est le nombre d'électrons de valence dans l'atome central, M = atomes monovalents entourés, C=non. de cation, A=non. de l'anion.

Pour le XeO4 structure de lewis, Xe a quatre électrons qui forment une liaison sigma et quatre atomes O sont entourés.

Ainsi, l'hybridation de Xe central dans XeO4 est, ½(4+4+0+0)= 4 (sp³)

Structure	Valeur d'hybridation	État d'hybridation de l'atome central	Angle de liaison
luminaires Néon Del	2	sp/sd/pd	180⁰
Planificateur trigone	3	sp²	120⁰
Tétraédrique	4	sd³/ sp³	109.5⁰
Bipyramidale trigonale	5	sp³j/dsp³	90⁰ (axiale), 120⁰(équatorial)
Octaédrique	6	sp³d²/ ré²sp³	90⁰
Bipyramidale pentagonale	7	sp³d³/d³sp³	90⁰, 72⁰

D'après le tableau d'hybridation ci-dessus, nous pouvons dire que si la valeur d'hybridation de l'atome central est de 4, alors les atomes centraux sont évidemment sp³ hybridé impliquant un s et trois orbitales p via le mélange.

D'après le diagramme en boîte du XeO4 structure de lewis, il est évident que nous ne considérons que la liaison sigma dans l'hybridation, pas la liaison π ou les liaisons multiples. Dans la liaison covalente, on considère également la liaison sigma.

Xe a huit électrons dans son orbitale la plus externe à l'état fondamental. Lorsqu'il est excité, quatre électrons sont transférés vers les orbitales 5d vacantes. Alors Xe a quatre électrons non appariés en orbite 5s et 5p. Ces quatre électrons non appariés subissent une hybridation avec quatre atomes O et forment une liaison covalente.

Ici, une orbitale 5s et 3 orbitales 5p sont impliquées dans l'hybridation. Ainsi, l'hybridation est sp³. Ce sp³ orbitale hybridée est d'énergie équivalente de Xe ainsi que O afin qu'ils puissent faire des liaisons. Les quatre électrons restants de Xe dans l'orbitale 5d sont impliqués dans la formation de liaisons π avec O et ils ne sont pas impliqués dans l'hybridation.

A partir de la valeur d'hybridation, on peut prédire l'angle de liaison de cette molécule. Dans le XeO4 structure de lewis, l'hybridation est sp3, donc ici le % de caractère s est de 1/4 soit 25%. Maintenant, d'après la règle de Bent, l'angle de liaison d'une molécule est, COSθ = s/s-1, où s est le % de caractère s dans l'hybridation et θ est l'angle de liaison.

Maintenant, en utilisant la formule, nous obtenons, COSθ = (¼)/(1/4)-1

Θ= 109⁰, on peut donc dire qu'à partir de la valeur d'hybridation on peut évaluer l'angle de liaison d'une molécule ou vice versa. Encore une fois, d'après la théorie VSEPR, l'angle de liaison pour une molécule de forme tétraédrique sera de 109.5⁰.

Ainsi VSEPR et la théorie de l'hybridation peuvent être corrélées. L'angle de liaison est parfaitement de 109.5⁰ ce qui est idéal pour les molécules tétraédriques. En fait, dans le XeO4 structure de lewis, aucun facteur d'écart n'est présent pour l'angle de liaison. Xe n'a pas de paires isolées et la taille de Xe est très grande par rapport à O. Bien que quatre O forment la double liaison avec le Xe central, il y a suffisamment d'espace dans la fraction tétraédrique pour minimiser la répulsion de la paire isolée paire-liaison. Ainsi, il n'y a pas d'écart dans l'angle de liaison.

Voir aussi 11 Exemple de réaction de décomposition : explications détaillées

XeO4 est-il polaire ?

nous savons que la polarité de toute molécule dépend de la valeur du moment dipolaire résultant. Comprendre la polarité du XeO4 structure de lewis nous devons en connaître la valeur du moment dipolaire.

Dans la structure de Lewis XeO4, la forme de la molécule est tétraédrique. La forme est symétrique, ce qui signifie que tous les atomes O sont présents, ils neutralisent exactement la valeur du moment dipolaire les uns des autres. Ainsi, dans la structure de Lewis XeO4, la valeur finale du moment dipolaire résultant est nulle, ce qui rend la molécule entière non polaire.

Être Xe est un gaz rare bien qu'il puisse former des composés comme XeO4. Pourquoi?

D'après les valeurs de l'énergie d'ionisation, on peut dire que le seuil de réactivité chimique est atteint à Kr et il a été constaté que Xe peut former un assez grand nombre de composés avec des substituants hautement électronégatifs comme les atomes O et F.

Cela est dû à la présence de substituants électronégatifs F et O, la densité de charge positive sur Xe augmente à un point tel que l'énergie de 5s et 5p diminue et ils deviennent comparables à O et F. Ainsi, les orbitales 5s et 5p de Xe peut chevaucher 2p des F et O.

La longueur de liaison Xe-O devrait être plus courte. Pourquoi?

La longueur de la liaison Xe-O unique est proche d'environ 160 pm. Mais dans le XeO4 structure de lewis, la molécule possède un caractère de double liaison, donc la longueur de la liaison est diminuée.

Xe est le groupe 18^th élément qui est un gaz noble et généralement, la coquille de valence est entièrement occupée. De la configuration électronique, Xe a huit électrons dans sa couche de valence qui a complété son orbitale la plus externe, et tous les électrons sont impliqués dans la formation de liaisons avec quatre atomes O (Sigma ainsi que des liaisons π) avec O. O peut former un double stable liaison avec des substituants appropriés comme Xe et pour cette raison, il n'y a pas de paires isolées ou de caractère de liaison simple présents entre la liaison Xe-O.

Xe forme quatre liaisons sigma ainsi que quatre liaisons π avec des atomes O. Rendre la double liaison rend la molécule plus stable. La double liaison est toujours plus courte que la liaison simple et plus forte que la liaison simple également.

Conclusion

De la discussion ci-dessus du XeO4 structure de lewis, on peut dire que le gaz rare peut également participer à la réaction en présence de substituants électronégatifs forts. La molécule est la plus stable en raison de la formation d'une double liaison, elle ne peut donc plus participer à aucune autre réaction. Il n'y a pas de facteur de répulsion de liaison de paire isolée, de sorte que l'angle de liaison ne dévie pas et est idéal pour le tétraèdre qui est de 109.5.⁰.

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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.