CuO-Lewis-Struktur und -Eigenschaften (13 vollständige Fakten)

CuO oder Kupferoxid ist das Grenzelementoxid mit einem Molekulargewicht von 79.54 g/mol. Wir werden CuO im Detail kennenlernen.

Im CuO zeigt Cu eine Oxidationsstufe von +2 und aus diesem Grund hat Cu hier d9 System. Es ist ein Übergangsmetallatom und CuO ist das Übergangsmetalloxid, das von Natur aus basisch ist, wenn es mit Wasser aus der Base reagiert. Aufgrund des d9 System zeigt es eine tetragonale Dehnung.

Aufgrund der Jahn-Teller-Verzerrung ändert sich die Geometrie um das Cu(II)-Zentrum von oktaedrisch zu tetraedrisch. Es kann auch das Cu-Metall in Gegenwart von Wasserstoff reduziert werden. Nun werden wir die Hybridisierung, die Lewis-Struktur, den Bindungswinkel und die Form mit der richtigen Erklärung im folgenden Teil des Artikels diskutieren.

1. Wie man die CuO-Lewis-Struktur zeichnet

Mit Hilfe der Oktettregel, Valenz, Molekülorientierung und Zentralatom können wir die Lewis-Struktur in vielen Schritten zeichnen. Lassen Sie uns die Lewis-Struktur von CuO zeichnen.

Zählen der gesamten Valenzelektronen

Wir müssen die gesamten Valenzelektronen für CuO zählen, indem wir die einzelnen Valenzelektronen für Cu und O zählen. Die gesamten Valenzelektronen für das Kupferoxid sind 15, wobei 9 3d-Elektronen von Kupfer beteiligt sind, da Cu hier die Oxidationsstufe +2 hat .

Wahl des Zentralatoms

Für die Konstruktion der Lewis-Struktur benötigen wir ein Zentralatom, da alle Atome durch eine geeignete Anzahl von Bindungen mit diesem bestimmten Atom verbunden sind. Anhand der Größe und Elektropositivität müssen wir das Zentralatom auswählen. Bei aller Überlegung wird hier Cu als Zentralatom gewählt.

Befriedigung des Oktetts

Jedes Atom, ob es zum d- oder p-Block gehört, muss mit seinem Valenzorbital gefüllt werden, indem es eine geeignete Anzahl von Elektronen für die sukzessive Bindungsbildung aufnimmt. Um das Oktett zu vervollständigen, benötigt Cu 10 und O 8 Elektronen, da sie zum d- bzw. p-Block gehören.

Befriedigung der Wertigkeit

Während der Oktettbildung sollte sich jedes Atom bewusst sein, dass es die Anzahl stabiler Bindungen bilden kann, die seiner stabilen Valenz entspricht. Da pro Oktett 10 + 8 = 18 Elektronen für die CuO-Bildung benötigt werden, aber die Valenzelektronen 15 sind, sollten die verbleibenden Elektronen durch die stabile Valenz jedes Atoms aufgefüllt werden.

Weisen Sie die einsamen Paare zu

Wenn nach Oktett- und Bindungsbildung Elektronen in der Valenzschale jedes jeweiligen Atoms verbleiben, dann existieren diese Elektronen als einsame Paare über diesem bestimmten Atom in einem Molekül. In CuO enthält nur O 2 freie Elektronenpaare, weil es nach der Bindungsbildung in seiner Valenzschale 4 überschüssige Elektronen hat.

2. CuO-Valenzelektronen

Elektronen sind in der Valenzschale jedes Atoms vorhanden und sind für seine chemischen Eigenschaften verantwortlich und werden Valenzelektronen genannt. Zählen wir die Valenzelektronen von CuO.

Die Gesamtzahl der Valenzelektronen für das CuO-Molekül beträgt 15. Es gibt 9 3d-Elektronen von der Cu-Stelle und 6 Elektronen von der O-Stelle, also zählen wir einfach die Valenzelektronen der einzelnen Atome und addieren sie einfach, um die Gesamtvalenz zu erhalten Elektronen für das CuO-Molekül.  

  • Die Valenzelektronen für das Cu sind 9 (Cu2+ - 3d9)
  • Die Valenzelektronen für das O sind 6 ([He]2s22p4)
  • Die Gesamtzahl der Valenzelektronen für CuO beträgt also 9 + 6 = 15 Elektronen.

3. Elektronenpaare der CuO-Lewis-Struktur

Die Elektronen, die nach der Bindungsbildung im Überschuss in der gepaarten Form in der Valenzschale vorliegen, werden als freie Elektronenpaare bezeichnet. Lassen Sie uns die freien Elektronenpaare über CuO vorhersagen.

Es sind nur 2 Paare von Einzelpaaren vorhanden, was bedeutet, dass 4 Elektronen in der Valenzschale vorhanden sind, die keinen Beitrag zur Bindung leistet. Diese Elektronen bilden die O-Stelle, weil O sechs Valenzelektronen hat; unter ihnen sind nur zwei Elektronen an Cu beteiligt2+ bei der Bindungsbildung.

  • Wir können die freien Elektronenpaare über jedem Atom vorhersagen, indem wir die Formel verwenden: freie Elektronenpaare = im Valenzorbital vorhandene Elektronen – Elektronen, die an der Bindungsbildung beteiligt sind
  • Die freien Elektronenpaare sind also über dem Cu-Atom vorhanden, 2-1 = 1
  • Die freien Elektronenpaare, die über dem O-Atom vorhanden sind, 6-2 = 4
  • Ein ungepaartes Elektron kann kein einsames Elektronenpaar sein, also hat Cu null freie Elektronenpaare und O hat 2 freie Elektronenpaare oder 4 Elektronen.

4. Oktettregel der CuO-Lewis-Struktur

Um das Valenzorbital jedes Atoms zu vervollständigen, nimmt jedes Atom eine geeignete Anzahl von Elektronen auf, was als Oktettregel bezeichnet wird. Sehen wir uns das Oktett des CuO-Moleküls an.

CuO folgt der Oktettregel, da sowohl Cu als auch O ihr Valenzorbital noch nicht abgeschlossen haben. Sie versuchen also, ihre Valenzelektronen durch Bindungsbildung zu vervollständigen. O benötigt zwei weitere Elektronen, um das Oktett zu vervollständigen, denn weil es zum p-Blockelement gehört, benötigt es 8 Elektronen in seinem Valenzorbital.

Cu ist ein Übergangsmetallelement, also vervollständigte es sein Oktett, um das d-Orbital vollständig mit den Elektronen zu füllen, aber hier existiert Cu als Cu(II), also hat es bereits 9 Elektronen in seiner Valenzschale, es benötigt nur ein Elektron, um es zu vervollständigen das Valenzorbital und folgen der Oktettregel.

5. CuO-Lewis-Strukturform

Die Molekülform ist die richtige Anordnung der Elemente durch Substituentenatome, um eine perfekte geometrische Struktur zu erhalten. Lassen Sie uns die Form von CuO vorhersagen.

CuO hat eine lineare Form, wobei Cu durch eine Doppelbindung an O gebunden ist. Daher besteht keine Möglichkeit einer Abweichung der Bindungsform, was aus der folgenden Tabelle bestätigt werden kann.

Molekular-
Formel
Anzahl der
Bindungspaare
Anzahl der
einsame Paare
Form   Geometrie    
AX 1 0 Linear   Linear
AX2         2 0 Linear   Linear  
AXE        1 1 Linear   Linear  
AX3 3 0 trigonal
planar
trigonal
Planar
AX2E      2 1 Gebogen trigonal
Planar
AXE2      1 2 Linear   trigonal
Planar
AX4 4 0 Tetraeder Tetraeder
AX3E      3 1 trigonal
pyramidenförmig        
Tetraeder
AX2E2                  2 Gebogen Tetraeder
AXE3                      1 3 Linear   Tetraeder
AX5 5 0 trigonal
bipyramidal
trigonal
bipyramidal
AX4E      4 1 Wippe trigonal
bipyramidal
AX3E2     3 2 T-förmig          trigonal
bipyramidal
AX2E3     2 3 linear    trigonal
bipyramidenförmig
AX6 6 0 oktaedrisch oktaedrisch
AX5E      5 1              quadratisch
pyramidenförmig   
oktaedrisch
AX4E2                     4 2 quadratisch
pyramidenförmig 
oktaedrisch
VSEPR-Tabelle
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Molekulare Form von CuO

Die Geometrie oder Form eines Moleküls wird durch die VSEPR-Theorie (Valence Shell Electrons Pair Repulsion) vorhergesagt, und die Theorie besagt, dass, wenn ein Molekül den Typ AX hat und es keine Einzelpaare über dem Zentralatom gibt, sie eine lineare Form haben sollten und es tritt keine Änderung der Geometrie auf.

6. CuO-Lewis-Strukturwinkel

Bindungswinkel, der von den Zentral- und Substituentenatomen für die richtige Orientierung in einer bestimmten Geometrie gebildet wird. Berechnen wir den Bindungswinkel von CuO.

Der Bindungswinkel zwischen Cu und O in CuO beträgt 1800 weil der Bindungswinkel der linearen Geometrie immer 180 beträgt0. Es gibt keine Einzelpaare – es kommt zu einer Abstoßung der Bindungspaare, sodass der Bindungswinkel nicht geändert werden muss. Zwei Atome bilden immer den Bindungswinkel bei 1800 da sie immer eine lineare Form oder gerade Linie annahmen.

Screenshots von 2022 09 26 194047
CuO-Bindungswinkel
  • Der Bindungswinkelwert kann durch den Hybridisierungswert berechnet werden.
  • Die Bindungswinkelformel gemäß der Bentschen Regel lautet COSθ = s/(s-1).
  • Hier ist das Zentralatom Cu pd-hybridisiert, also ist der p-Charakter 1/2
  • Der Bindungswinkel ist also COSθ = {(1/2)} / {(1/2)-1} =-( 1)
  • Θ = KOS-1(-1) = 1800
  • Aus dem Hybridisierungswert ist also der Bindungswinkel für berechneten und theoretischen Wert gleich.

7. Formelle Ladung der CuO-Lewis-Struktur

Die formale Ladung ist ein hypothetisches Konzept, bei dem die Elektronegativität aller Atome gleich ist und die Ladung des Atoms vorhersagen kann. berechnen wir die Formalladung von CuO.

Das Netz formale Ladung des CuO ist Null, weil das Ion Cu2+ wird durch die Ladung des Oxidions neutralisiert. Weil diese Ladungen gleich, aber mit entgegengesetztem Vorzeichen sind. Im Kupferoxid können sowohl Cu als auch O in di-Ionenform zerfallen und wir müssen die individuelle Ladung berechnen.

  • Die formelle Anklage der NaH2PO4 kann nach der Formel FC = N berechnet werdenv - Nlp -1/2 Nbp
  • Die formelle Ladung besitzt durch das Cu2+ ist, 4-0-(4/2) = +2
  • Die formale Ladung besitzt durch die O2- sind, 6-4-(8/2) = -2
  • Also Cu2+ und O2- die diionische Form zeigen und die Größe der Ladung gleich ist, aber aufgrund ihrer gegensätzlichen Natur heben sie sich gegenseitig auf und stellen die neutrale Form des CuO dar.

8. CuO-Hybridisierung

 Aufgrund der unterschiedlichen Energie der Orbitale erfährt das Zentralatom Hybridisierung um ein hybrides Orbital gleicher Energie zu bilden. Lassen Sie uns die Hybridisierung von CuO vorhersagen.

Das zentrale Cu wird pd-hybridisiert, um eine kovalente Bindung im CuO-Molekül zu bilden, die unten diskutiert werden kann.

Struktur    Hybridisation
Wert  
State of AI
Hybridisierung
des Zentralatoms
Bindungswinkel
1. Linear          2          sp/sd/pd 1800
2. Planer
trigonal      
3 sp2                    1200
3. Tetraeder  4 sd3/sp3 109.50
4.Trigonal
bipyramidal
5 sp3d/dsp3 900 (axial),
1200(äquatorial)
5. Oktaeder    6         sp3d2/ D2sp3 900
6.Fünfeckig
bipyramidal
7 sp3d3/d3sp3 900, 720
Hybridisierungstabelle
  • Wir können die Hybridisierung nach der Konventionsformel berechnen, H = 0.5 (V + M-C + A),
  • Die Hybridisierung von zentralem Cu ist also ½(2+2+0+0) = 2 (pd)
  • Ein p-Orbital und ein d-Orbital von Cu sind an der Hybridisierung beteiligt.
  • Die π-Bindung zwischen Cu und O ist an der Hybridisierung nicht beteiligt.

9. CuO-Löslichkeit

Die Löslichkeit des Moleküls hängt von der Neigung zur Dissoziation in Ionen ab und wird in diesem Lösungsmittel löslich. Lassen Sie uns sehen, ob CuO in Wasser löslich ist oder nicht.

CuO ist in Wasser unlöslich, da die ionische Wechselwirkung zwischen Cu und O sehr stark ist, da eine Doppelbindung vorhanden ist. Die Bindungsenthalpie von CuO ist also stärker als die Hydratationsenergie, sodass Wassermoleküle die Bindung zwischen CuO-Molekülen und auch Cu aufbrechen können2+ ist aufgrund seiner weichen Beschaffenheit unlöslich.

Liste einiger Lösungsmittel, in denen CuO löslich ist

  • Ammoniumchlorid
  • Kaliumcyanid
  • Ammoniumcarbonat (teilweise löslich)

10. Ist CuO fest oder flüssig?

Der physikalische Zustand eines Moleküls hängt von der Art der Bindung und der angewandten Temperatur und dem angewandten Druck ab. Lassen Sie uns sehen, ob CuO fest ist oder nicht.

CuO ist ein festes schwarzes Pulver, da mit dem Kupferoxidmolekül mehr Gitterenergie vorhanden ist. In der Kristallform nahm es eine monokline Struktur an, in der zwei Einheitszellen vorhanden sind und das Gitter bei Raumtemperatur aufgrund der Ionenbindung sehr stark ist, so dass CuO bei Raumtemperatur als Feststoff vorliegt.

11. Ist CuO polar oder unpolar?

Die Polarität eines Moleküls hängt vom Wert des resultierenden Dipolmomentwerts und der Elektronegativitätsdifferenz ab. Lassen Sie uns sehen, ob CuO polar ist oder nicht.

CuO ist ein polares Molekül, da ein resultierendes Dipolmoment vorhanden ist und aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz auch Dipolmomentflüsse von Cu zu O beobachtet werden. Aufgrund der linearen Struktur gibt es keine Möglichkeit, das Dipolmoment zwischen Cu und O aufzuheben, und aus diesem Grund ist CuO polar.

Die Auskleidungsform ist nicht asymmetrisch, aber es gibt kein anderes Dipolmoment, das im CuO-Molekül wirkt und das Dipolmoment aufheben kann.

12. Ist CuO sauer oder basisch oder salzig?

Die Acidität oder Basizität eines Moleküls hängt von der Anwesenheit eines sauren Protons oder Hydroxidanions ab. Sehen wir uns an, ob CuO sauer ist oder nicht.

CuO ist weder sauer noch basisch, sondern ein basisches Oxid, denn wenn es mit Wasser reagiert, bildet es eine starke Base aus Kupferhydroxid. Alle Metalloxide sind von Natur aus basisch, also ist CuO ebenfalls basisch, nimmt aber selbst an keiner Säure-Base-Reaktion teil, da es kein saures Proton hat.

Nach dem HARD SOFT ACID BASE-Prinzip wird Cu2+ ist eine Grenzsäure, die weder stark noch schwach ist, aber Oxid ist von Natur aus eine harte Base.

13. Ist CuO Elektrolyt?

Elektrolyt kann in der Lösung ionisiert werden, wenn er dissoziiert wird und Elektrizität durch die Lösung transportiert. Sehen wir uns an, ob CuO ein Elektrolyt ist oder nicht.

CuO ist von Natur aus ein Elektrolyt, denn wenn es in einer wässrigen Lösung dissoziiert, bildet es Cu2+ und O2- und aufgrund der Bildung dieser geladenen Teilchen kann es Elektrizität durch die Lösung transportieren. Die Ladungsdichte von Oxidionen ist sehr hoch.

14. Ist CuO ionisch oder kovalent?

Mit der Theorie der Polarisierbarkeit nach Fajans Regel können wir vorhersagen, ob ein Molekül ionischer oder kovalenter Natur ist. Lassen Sie uns prüfen, ob CuO ionischer oder kovalenter Natur ist.

CuO ist von Natur aus ionisch, da zwischen Cu- und O-Atomen eine ionische Wechselwirkung vorhanden ist. Auch aufgrund der Polarisierbarkeitsregel ist Cu2+ können im Anionenoxid polarisiert werden und eine ionische Bindung bilden, und aufgrund des Elektronegativitätsunterschieds zwischen Cu und O ist die Bindung polarer wie ein ionisches Molekül.

Die Bindung wird zwischen Cu und O durch die Gesamtabgabe von Elektronen gebildet.

Zusammenfassung

CuO ist das basische Oxid eines Grenzübergangselements. Cu befindet sich in einem Oxidationszustand von +2, sodass es oxidiert werden kann und sich wie ein Reduktionsmittel verhält.

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