Quindi hai già visto l’immagine qui sopra, giusto?
Lasciatemi spiegare brevemente l’immagine sopra.
La struttura IF5 Lewis ha un atomo di iodio (I) al centro circondato da cinque atomi di fluoro (F). Ci sono 5 legami singoli tra l’atomo di iodio (I) e ciascun atomo di fluoro (F). Ci sono 3 coppie solitarie su tutti gli atomi di fluoro (F) e 1 coppia solitaria sull’atomo di iodio (I).
Se non hai capito nulla dall’immagine sopra della struttura di Lewis di IF5 (pentafluoruro di iodio), resta con me e otterrai la spiegazione dettagliata passo passo su come disegnare una struttura di Lewis di IF5 .
Passiamo quindi ai passaggi per disegnare la struttura di Lewis di IF5.
Passaggi per disegnare la struttura di Lewis IF5
Passaggio 1: trovare il numero totale di elettroni di valenza nella molecola IF5
Per trovare il numero totale di elettroni di valenza in una molecola IF5 (pentafluoruro di iodio), è necessario prima conoscere gli elettroni di valenza presenti nell’atomo di iodio e nell’atomo di fluoro.
(Gli elettroni di valenza sono gli elettroni presenti nell’orbita più esterna di qualsiasi atomo.)
Qui ti dirò come trovare facilmente gli elettroni di valenza dello iodio e del fluoro utilizzando una tavola periodica .
Elettroni di valenza totali nella molecola IF5
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di iodio:
Lo iodio è un elemento del gruppo 17 della tavola periodica. [1] Pertanto, gli elettroni di valenza presenti nello iodio sono 7 .
Puoi vedere i 7 elettroni di valenza presenti nell’atomo di iodio, come mostrato nell’immagine sopra.
→ Elettroni di valenza dati dall’atomo di fluoro:
La fluorite è un elemento del gruppo 17 della tavola periodica. [1] Pertanto, l’elettrone di valenza presente nella fluorite è 7 .
Puoi vedere i 7 elettroni di valenza presenti nell’atomo di fluoro come mostrato nell’immagine sopra.
COSÌ,
Elettroni di valenza totali nella molecola IF5 = elettroni di valenza donati da 1 atomo di iodio + elettroni di valenza donati da 5 atomi di fluoro = 7 + 7(5) = 42 .
Passaggio 2: seleziona l’atomo centrale
Per selezionare l’atomo centrale dobbiamo ricordare che al centro rimane l’atomo meno elettronegativo .
Ora qui la molecola data è IF5 (pentafluoruro di iodio) e contiene atomi di iodio (I) e atomi di fluoro (F).
Puoi vedere i valori di elettronegatività dell’atomo di iodio (I) e dell’atomo di fluoro (F) nella tavola periodica qui sopra.
Se confrontiamo i valori di elettronegatività dello iodio (I) e del fluoro (F), allora l’ atomo di iodio è meno elettronegativo .
Qui, l’atomo di iodio (I) è l’atomo centrale e gli atomi di fluoro (F) sono gli atomi esterni.
Passaggio 3: collega ciascun atomo posizionando una coppia di elettroni tra di loro
Ora nella molecola IF5, dobbiamo mettere le coppie di elettroni tra l’atomo di iodio (I) e gli atomi di fluoro (F).
Ciò indica che lo iodio (I) e il fluoro (F) sono legati chimicamente tra loro in una molecola IF5.
Passaggio 4: rendere stabili gli atomi esterni. Posiziona la coppia di elettroni di valenza rimanente sull’atomo centrale.
In questo passaggio è necessario verificare la stabilità degli atomi esterni.
Qui nello schizzo della molecola IF5 puoi vedere che gli atomi esterni sono atomi di fluoro.
Questi atomi di fluoro esterni formano un ottetto e sono quindi stabili.
Inoltre, nel passaggio 1, abbiamo calcolato il numero totale di elettroni di valenza presenti nella molecola IF5.
La molecola IF5 ha un totale di 42 elettroni di valenza e di questi, solo 40 elettroni di valenza vengono utilizzati nel diagramma sopra.
Quindi il numero di elettroni rimanenti = 42 – 40 = 2 .
Devi mettere questi 2 elettroni sull’atomo di iodio centrale nel diagramma sopra della molecola IF5.
Ora passiamo al passaggio successivo.
Passaggio 5: verificare la stabilità della struttura di Lewis
Ora sei arrivato all’ultimo passaggio in cui devi verificare la stabilità della struttura di Lewis di IF5.
La stabilità della struttura di Lewis può essere verificata utilizzando un concetto formale di carica .
In breve, dobbiamo ora trovare la carica formale sia sugli atomi di iodio (I) che su quelli di fluoro (F) presenti nella molecola IF5.
Per calcolare l’imposta formale, è necessario utilizzare la seguente formula:
Carica formale = Elettroni di valenza – (Elettroni di legame)/2 – Elettroni non di legame
Puoi vedere il numero di elettroni di legame e di elettroni non di legame per ciascun atomo della molecola IF5 nell’immagine qui sotto.
Per l’atomo di iodio (I):
Elettroni di valenza = 7 (perché lo iodio è nel gruppo 17)
Elettroni di legame = 10
Elettroni non leganti = 2
Per l’atomo di fluorite (F):
Elettroni di valenza = 7 (perché la fluorite è nel gruppo 17)
Elettroni di legame = 2
Elettroni non leganti = 6
| Accusa formale | = | elettroni di valenza | – | (Elettroni leganti)/2 | – | Elettroni non leganti | ||
| IO | = | 7 | – | 10/2 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
Dai calcoli sulla carica formale di cui sopra, puoi vedere che l’atomo di iodio (I) così come gli atomi di fluoro (F) hanno carica formale “zero” .
Ciò indica che la struttura di Lewis di IF5 sopra è stabile e non vi sono ulteriori cambiamenti nella struttura di IF5 di cui sopra.
Nella struttura a punti di Lewis di IF5 sopra, puoi anche rappresentare ciascuna coppia di elettroni di legame (:) come un singolo legame (|). In questo modo si otterrà la seguente struttura di Lewis di IF5.
Spero che tu abbia compreso completamente tutti i passaggi precedenti.
Per fare più pratica e comprendere meglio, puoi provare altre strutture di Lewis elencate di seguito.
Prova (o almeno vedi) queste strutture di Lewis per una migliore comprensione: