Hio4 লুইস স্ট্রাকচার, বৈশিষ্ট্য: 17 তথ্য আপনার জানা উচিত

HIO4, পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড নামেও পরিচিত, হল একটি রাসায়নিক যৌগ সঙ্গে আণবিক সূত্র HIO4। এইটা একটি অক্সোঅ্যাসিড আয়োডিনের এবং সাধারণত বিভিন্ন রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অক্সিডাইজিং এজেন্ট হিসাবে ব্যবহৃত হয়। HIO4 এর লুইস কাঠামো বোঝা এর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য এবং প্রতিক্রিয়া বোঝার জন্য অত্যন্ত গুরুত্বপূর্ণ। ভিতরে এই নিবন্ধটি, আমরা HIO4 এর লুইস কাঠামো অন্বেষণ করব, আলোচনা করব এর আণবিক জ্যামিতি, এবং মধ্যে delve এর তাত্পর্য রাসায়নিক বিক্রিয়ায়। সুতরাং, এর মধ্যে ডুব এবং উন্মোচন করা যাক জটিলতা HIO4 এর!

কী Takeaways

  • HIO4 এর লুইস কাঠামো দেখায় যে এটি গঠিত একটি আয়োডিন পরমাণু (I), চারটি অক্সিজেন পরমাণু (O), এবং একটি হাইড্রোজেন পরমাণু (এইচ)
  • আয়োডিন (I) হল কেন্দ্রীয় পরমাণু HIO4 অণু, মাধ্যমে চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ একক বন্ড.
  • HIO4 এর লুইস কাঠামো আমাদের পরমাণুর বিন্যাস এবং অণুতে ইলেকট্রনের বন্টন বুঝতে সাহায্য করে।
  • লুইস কাঠামো নির্ধারণ করতে ব্যবহার করা যেতে পারে দ্য আণবিক জ্যামিতি এবং ভবিষ্যদ্বাণী রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য HIO4 এর।

Hio4 এর লুইস স্ট্রাকচার

HIO4 এর লুইস গঠন, যা পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড নামেও পরিচিত, হল একটি প্রতিনিধিত্ব ব্যবহার করে তার আণবিক গঠন লুইস প্রতীক এবং চিত্রিত করার জন্য লাইন বন্ড পরমাণুর মধ্যে। HIO4 এর লুইস কাঠামো বোঝা আমাদের এর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য এবং আচরণ বুঝতে সাহায্য করে।

HIO4 লুইস স্ট্রাকচার আঁকার ধাপ

স্ক্রিনশট 2022 07 14 154938

HIO4 এর লুইস কাঠামো আঁকতে, আমরা অনুসরণ করি একটি সিরিজ ধাপের:

  1. অণুতে ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা নির্ণয় কর।
  2. থেকে ইলেকট্রন কাটা কঙ্কাল গঠন বন্ড.
  3. দায়িত্ব অর্পণ করা অবশিষ্ট ভ্যালেন্স ইলেকট্রন অক্টেট সম্পূর্ণ করতে।
  4. নির্ধারণ আকৃতি HIO4 লুইস কাঠামোর।
  5. নির্ধারণ বন্ধন কোণ.

ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা

HIO4 এ ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা নির্ধারণ করতে, আমাদের অণুর প্রতিটি পরমাণুর ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বিবেচনা করতে হবে। আয়োডিন (I) গ্রুপ 7 এ রয়েছে, তাই এতে 7 টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। অক্সিজেন (O) গ্রুপ 6 এ রয়েছে, তাই এতে 6 টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। যেহেতু HIO4 এ চারটি অক্সিজেন পরমাণু রয়েছে, তাই ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা হল:

7 (আয়োডিন) + 4 × 6 (অক্সিজেন) = 31 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন

কঙ্কাল স্ট্রাকচার বন্ড থেকে ইলেকট্রন কাটা

কঙ্কালের গঠন HIO4-এর মধ্যে একটি আয়োডিন পরমাণু থাকে যা চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে যুক্ত থাকে। প্রতিটি বন্ড প্রতিনিধিত্ব করে দুটি ইলেক্ট্রন. যেহেতু চারটি অক্সিজেন পরমাণু রয়েছে, তাই আমরা ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা থেকে 8টি ইলেকট্রন বাদ দিই:

31 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন – 8 ইলেকট্রন = 23 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন

অক্টেট সম্পূর্ণ করার জন্য অবশিষ্ট ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বরাদ্দ করা

থেকে ইলেকট্রন বাদ দেওয়ার পর কঙ্কাল গঠন বন্ড, আমাদের আছে 23 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বাকি আছে। এই ইলেকট্রন তারপর বরাদ্দ করা হয় পরমাণুs শেষ করতে তাদের অক্টেট. যেহেতু অক্সিজেন সম্পূর্ণ করতে 8টি ইলেকট্রন প্রয়োজন এর অক্টেট, HIO4 এর প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু থাকবে 2 একক জোড়া ইলেকট্রন এর আয়োডিন পরমাণু থাকবে 3 একক জোড়া ইলেকট্রন এর

HIO4 লুইস স্ট্রাকচারের টেট্রাহেড্রাল আকৃতি

HIO4 অণু আছে টেট্রাহেড্রাল আকৃতি. আয়োডিন পরমাণু কেন্দ্রে অবস্থিত, চারটি অক্সিজেন পরমাণু এটিকে ঘিরে থাকে। দ্য টেট্রাহেড্রাল আকৃতি কারণে গঠিত হয় বিকর্ষণ মধ্যে একা জোড়া অক্সিজেন পরমাণুর ইলেক্ট্রন।

109.8 ডিগ্রির বন্ধন কোণ

বন্ধন কোণ in HIO4 অণু is প্রায় 109.8 ডিগ্রি. এই কোণ থেকে সামান্য কম আদর্শ টেট্রাহেড্রাল কোণ of 109.5 ডিগ্রি কারণে বিকর্ষণ মধ্যে একা জোড়া অক্সিজেন পরমাণুর ইলেক্ট্রন।

সংক্ষেপে, HIO4 এর লুইস কাঠামো আমাদের সরবরাহ করে একটি চাক্ষুষ উপস্থাপনা এর আণবিক গঠন এবং এর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য বুঝতে সাহায্য করে। অনুসরণ করে পদক্ষেপ উপরে বর্ণিত, আমরা সঠিকভাবে HIO4 এর লুইস কাঠামো আঁকতে পারি এবং নির্ধারণ করতে পারি এর আকৃতি এবং বন্ধন কোণ.

Hio4 লুইস স্ট্রাকচারে অনুরণন

Hio4 লুইস কাঠামো অনুরণন প্রদর্শন করে, যা হলো একটি গুরুত্বপূর্ণ ধারণা এর রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য বুঝতে। অনুরণন বলতে একটি অণুর মধ্যে ইলেক্ট্রনগুলির ডিলোকালাইজেশনকে বোঝায়, যার ফলে একাধিক গঠন হয় অনুরণন কাঠামো. Hio4 এর ক্ষেত্রে, অনুরণন কাজ করে একটি উল্লেখযোগ্য ভূমিকা এর স্থিতিশীলতা এবং প্রতিক্রিয়াশীলতা নির্ধারণে।

Hio4 একটি পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড হিসাবে সর্বাধিক জারণ অবস্থায় +7

Hio4, পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড নামেও পরিচিত, হল একটি অজৈব যৌগ আয়োডিন, অক্সিজেন এবং এর সমন্বয়ে গঠিত হাইড্রোজেন পরমাণু. এর মালিক দলটি অক্সিসিড, যা অক্সিজেন ধারণ করে এমন অ্যাসিড। Hio4 এর মধ্যে অনন্য অক্সিসিড যেমন এটি প্রদর্শন করে সর্বোচ্চ সম্ভাব্য জারণ অবস্থা আয়োডিনের জন্য, যা +7।

উপস্থিতি সাতটি অক্সিজেন পরমাণু Hio4 এ আয়োডিন অর্জন করতে দেয় এর সর্বোচ্চ জারণ অবস্থা. এই উচ্চ জারণ রাষ্ট্র Hio4 কে একটি শক্তিশালী অক্সিডাইজিং এজেন্ট করে তোলে, যা থেকে ইলেকট্রন গ্রহণ করতে সক্ষম অন্যান্য পদার্থ রাসায়নিক বিক্রিয়ার সময়।

Hio4 লুইস স্ট্রাকচারের অনুরণিত কাঠামো

Hio4 লুইস কাঠামো একাধিক দ্বারা প্রতিনিধিত্ব করা যেতে পারে অনুরণন কাঠামো ইলেকট্রন ডিলোকালাইজেশনের কারণে। ভিতরে প্রতিটি অনুরণন কাঠামো, পরমাণুর বিন্যাস একই থাকে, কিন্তু ইলেকট্রনের বন্টন ভিন্ন। এই ঘটনা ঘটে কারণ Hio4 এর ইলেকট্রন স্থানীয়করণ করা হয় না নির্দিষ্ট বন্ড বা পরমাণু কিন্তু পরিবর্তে ছড়িয়ে আছে সম্পূর্ণ অণু.

অন্যতম অনুরণন কাঠামো Hio4 এর সাথে জড়িত একটি ডবল বন্ড অক্সিজেন পরমাণুর একটি এবং কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর মধ্যে। ভিতরে আরেকটি অনুরণন কাঠামো, ডবল বন্ড মধ্যে গঠিত হয় একটি ভিন্ন অক্সিজেন পরমাণু এবং কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণু। এইগুলো অনুরণন কাঠামো অবদান রাখা সামগ্রিক স্থিতিশীলতা Hio4 এর।

জৈব রসায়নে একটি অক্সিডাইজিং এজেন্ট হিসাবে Hio4 এর গুরুত্ব

Hio4 ব্যাপকভাবে একটি অক্সিডাইজিং এজেন্ট হিসাবে ব্যবহৃত হয় জৈব রসায়ন কারণে এর শক্তিশালী অক্সিডাইজিং বৈশিষ্ট্য. এটি অক্সিডাইজ করতে পারে বিভিন্ন of কার্যকরী গ্রুপঅ্যালকোহল, অ্যালডিহাইড এবং কিটোন সহ। জারণ বিক্রিয়া জড়িত ট্রান্সফার থেকে ইলেকট্রন জৈব যৌগ Hio4 থেকে, এর গঠনের ফলে নতুন পণ্য.

সক্ষমতা ইলেকট্রন গ্রহণ করার জন্য Hio4 এর জন্য দায়ী করা হয় উপস্থিতি of অত্যন্ত ইলেক্ট্রোনেগেটিভ অক্সিজেন পরমাণু কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুকে ঘিরে। এই অক্সিজেন পরমাণু টান বৈদ্যুতিন ঘনত্ব আয়োডিন পরমাণু থেকে দূরে, এটি আরও ইলেকট্রনের ঘাটতি তৈরি করে এবং এইভাবে ইলেকট্রন গ্রহণ করতে আরও সক্ষম অন্যান্য পদার্থ.

এ ছাড়াও এর ভূমিকা একটি অক্সিডাইজিং এজেন্ট হিসাবে, Hio4 এছাড়াও ব্যবহৃত হয় পরীক্ষাগার পদ্ধতি উন্নত সনাক্তকরণ এবং এর পরিমাণ নির্ধারণ নির্দিষ্ট যৌগ. এর শক্তিশালী অক্সিডাইজিং বৈশিষ্ট্য এটি একটি মূল্যবান হাতিয়ার করা বিশ্লেষণী রসায়ন.

উপসংহার ইন, অনুরণন in Hio4 লুইস কাঠামো এর স্থিতিশীলতা এবং প্রতিক্রিয়াশীলতায় অবদান রাখে। একাধিক উপস্থিতি অনুরণন কাঠামো ইলেকট্রন ডিলোকালাইজেশনের জন্য অনুমতি দেয়, যার ফলে একটি আরো স্থিতিশীল অণু. Hio4 এর উচ্চ জারণ অবস্থা এবং শক্তিশালী অক্সিডাইজিং বৈশিষ্ট্য বানাও একটি গুরুত্বপূর্ণ যৌগ in জৈব রসায়ন, যেখানে এটি একটি অক্সিডাইজিং এজেন্ট হিসাবে ব্যবহার করা হয় বিভিন্ন প্রতিক্রিয়া। বোঝা অনুরণন in Hio4 লুইস কাঠামো ব্যাখ্যা করতে সাহায্য করে তার রাসায়নিক আচরণ এবং অ্যাপ্লিকেশন বিভিন্ন ক্ষেত্র.

Hio4 লুইস স্ট্রাকচারের আকৃতি

4b863d75 9cc4 45f5 b073 d94c194b64ee
8544391f e2d3 45cf 93e3 a66bb74b4c4b
স্ক্রিনশট 2022 07 14 154407

কাঠামো একটি অণু দ্বারা নির্ধারিত হয় এর লুইস কাঠামো, যা অণুর মধ্যে পরমাণু এবং ইলেকট্রনের বিন্যাসকে প্রতিনিধিত্ব করে। HIO4 (অর্থোপেরিওডিক অ্যাসিড) এর ক্ষেত্রে রয়েছে দুটি ভিন্ন রূপ: অর্থোপেরিওডিক অ্যাসিড এবং মেটাপেরিওডিক অ্যাসিড। এর অন্বেষণ করা যাক গঠন of প্রতিটি ফর্ম এবং বুঝতে দ্য টেট্রাহেড্রাল আকৃতি HIO4 লুইস কাঠামোর।

অর্থোপেরিওডিক অ্যাসিড এবং মেটাপেরিওডিক অ্যাসিডের গঠন

অর্থোপেরিওডিক অ্যাসিড (H5IO6) এবং মেটাপেরিওডিক অ্যাসিড (HIO4) উভয়ই এর সদস্য পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড পরিবার. এই অ্যাসিডগুলি আয়োডিন, অক্সিজেন এবং ধারণ করে হাইড্রোজেন পরমাণু. পার্থক্য মধ্যে দুটি মিথ্যা এর ব্যবস্থায় এই পরমাণু.

অর্থোপেরিওডিক অ্যাসিড (H5IO6) পাঁচটি নিয়ে গঠিত হাইড্রোজেন পরমাণু একটি আয়োডিন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ হয়, যার সাথে পালাক্রমে আবদ্ধ হয় ছয়টি অক্সিজেন পরমাণু. এই কাঠামো গঠন করে একটি চক্রীয় ব্যবস্থা, কেন্দ্রে আয়োডিন পরমাণু সহ।

মেটাপিরিওডিক অ্যাসিড (HIO4), চালু অন্য দিকে, গঠিত একটি একক হাইড্রোজেন পরমাণু একটি আয়োডিন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ, যা তারপর চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ হয়। এই কাঠামো গঠন করে না একটি চক্রীয় ব্যবস্থা অর্থোপেরিওডিক অ্যাসিডের মতো।

HIO4 লুইস স্ট্রাকচারের টেট্রাহেড্রাল আকৃতি

HIO4 (মেটাপেরিওডিক অ্যাসিড) এর লুইস গঠন একটি প্রকাশ করে টেট্রাহেড্রাল আকৃতি. A টেট্রাহেড্রাল আকৃতি দ্বারা চিহ্নিত করা একটি কেন্দ্রীয় পরমাণু দ্বারা বেষ্টিত আরও চারটি পরমাণু বা পরমাণুর গ্রুপ, সঙ্গে বন্ধন কোণs তাদের মধ্যে প্রায় পরিমাপ 109.5 ডিগ্রি.

HIO4 এর ক্ষেত্রে, কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণু চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ হয়, ফলে একটি টেট্রাহেড্রাল ব্যবস্থা. অক্সিজেন পরমাণু এ অবস্থান করা হয় চার কোণ of একটি কাল্পনিক টেট্রাহেড্রন, কেন্দ্রে আয়োডিন পরমাণু সহ।

সার্জারির টেট্রাহেড্রাল আকৃতি HIO4 এর লুইস কাঠামো ফলাফল কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর চারপাশে ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের বিন্যাস। আয়োডিন পরমাণু আছে একটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন গণনা সাতটি, এবং প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু অবদান রাখে দুটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন. এই ইলেকট্রন আয়োডিন পরমাণুর সাথে বন্ধন তৈরি করে, যার ফলে একটি টেট্রাহেড্রাল আকৃতি.

সংক্ষেপে, HIO4 লুইস কাঠামো প্রদর্শন করে একটি টেট্রাহেড্রাল আকৃতি কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর বিন্যাসের কারণে এবং চারপাশের অক্সিজেন পরমাণু। বোঝা আকৃতি ভবিষ্যদ্বাণী করার ক্ষেত্রে অণুগুলি গুরুত্বপূর্ণ তাদের বৈশিষ্ট্য এবং রাসায়নিক বিক্রিয়ায় আচরণ।

Hio4 লুইস স্ট্রাকচারে আনুষ্ঠানিক চার্জ

HIO4 এর লুইস কাঠামোতে, আনুষ্ঠানিক চার্জ ইলেকট্রনের বন্টন বোঝার ক্ষেত্রে গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে এবং স্থিতিশীলতা অণুর আনুষ্ঠানিক অভিযোগs কোন পরমাণু বহন করে তা নির্ধারণ করতে আমাদের সাহায্য করুন একটি ইতিবাচক বা নেতিবাচক চার্জ, মধ্যে অন্তর্দৃষ্টি প্রদান সামগ্রিক চার্জ বিতরণ অণুর মধ্যে।

লুইস স্ট্রাকচারে আনুষ্ঠানিক চার্জের ব্যাখ্যা

আনুষ্ঠানিক অভিযোগ is একটি ধারণা চার্জ বরাদ্দ করতে রসায়নে ব্যবহৃত হয় স্বতন্ত্র পরমাণু একটি অণুর মধ্যে। এটি আমাদের ইলেকট্রন বিতরণ বুঝতে সাহায্য করে এবং স্থিতিশীলতা অণুর আনুষ্ঠানিক চার্জ একটি পরমাণুর গণনা করা হয় ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের সংখ্যার সাথে পর্যায় সারণী অনুসারে লুইস কাঠামোতে থাকা ইলেকট্রনের সংখ্যার সাথে তুলনা করে।

সূত্রটি একটি পরমাণুর আনুষ্ঠানিক চার্জ গণনা করা হল:

আনুষ্ঠানিক চার্জ = ভ্যালেন্স ইলেকট্রন - নন-বন্ডিং ইলেকট্রন - 1/2 * বন্ধন ইলেকট্রন

ভ্যালেন্স ইলেকট্রন হল একটি পরমাণুর মধ্যে থাকা ইলেকট্রন এর বাইরের শক্তির স্তর. বন্ধনহীন ইলেকট্রন ইলেকট্রন যা জড়িত নয় কোন রাসায়নিক বন্ধন, বন্ধন ইলেকট্রন যখন মধ্যে ভাগ ইলেকট্রন হয় দুটি পরমাণু in একটি রাসায়নিক বন্ধন.

HIO4 লুইস স্ট্রাকচারে আনুষ্ঠানিক চার্জের গণনা

গণনা করতে আনুষ্ঠানিক চার্জ HIO4 লুইস কাঠামোতে, আমাদের প্রতিটি পরমাণুর জন্য ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের সংখ্যা নির্ধারণ করতে হবে এবং সেই অনুযায়ী তাদের বিতরণ করতে হবে। আসুন এটি ভেঙে দেওয়া যাক:

  1. আয়োডিন (I): আয়োডিন এর অন্তর্গত গ্রুপ 7 এ পর্যায় সারণির, তাই এটিতে 7 টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। HIO4 এর লুইস কাঠামোতে, আয়োডিন হল কেন্দ্রীয় পরমাণু এবং চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ।

  2. অক্সিজেন (O): অক্সিজেন এর অন্তর্গত গ্রুপ 6 এ পর্যায় সারণির, তাই এটিতে 6 টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। HIO4 এর লুইস কাঠামোতে, প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ থাকে।

  3. হাইড্রোজেন (H): হাইড্রোজেন এর অন্তর্গত গ্রুপ 1 এ পর্যায় সারণির, তাই এটিতে 1 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। HIO4 এর লুইস কাঠামোতে, হাইড্রোজেন সরাসরি কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ হয় না তবে অক্সিজেন পরমাণুর একটির সাথে আবদ্ধ হয়।

ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বিতরণ করে এবং অক্টেট নিয়ম অনুসরণ করে (হাইড্রোজেন ছাড়া, যা শুধুমাত্র থাকতে পারে 2 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন), আমরা নির্ধারণ করতে পারি আনুষ্ঠানিক চার্জ প্রতিটি পরমাণুর উপর।

HIO4 এ আয়োডিন, অক্সিজেন এবং হাইড্রোজেনের উপর আনুষ্ঠানিক চার্জ

এর বিশ্লেষণ করা যাক আনুষ্ঠানিক চার্জ HIO4 লুইস কাঠামোর প্রতিটি পরমাণুর উপর:

  1. আয়োডিন (I): HIO4 এর লুইস কাঠামোতে, আয়োডিন চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ হয়। ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বিতরণ করে, আয়োডিন 8টি ইলেকট্রন দ্বারা বেষ্টিত থাকে (4 একক জোড়া এবং 4 বন্ধন ইলেকট্রন) যেহেতু আয়োডিনে 7 টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে, তাই আয়োডিনের আনুষ্ঠানিক চার্জ গণনা করা যেতে পারে:

আনুষ্ঠানিক চার্জ = 7 – 8 – 1/2 * 8 = 7 – 8 – 4 = -5

অতএব, HIO5 লুইস কাঠামোতে আয়োডিন -4 এর আনুষ্ঠানিক চার্জ বহন করে।

  1. অক্সিজেন (O): HIO4 লুইস কাঠামোর প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ। ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বিতরণ করে, প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু 8টি ইলেকট্রন দ্বারা বেষ্টিত থাকে (2 একক জোড়া এবং 2 বন্ধন ইলেকট্রন) যেহেতু অক্সিজেনের 6 টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন আছে, তাই অক্সিজেনের আনুষ্ঠানিক চার্জ হিসাবে গণনা করা যেতে পারে:

আনুষ্ঠানিক চার্জ = 6 – 8 – 1/2 * 2 = 6 – 8 – 1 = -3

অতএব, প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু HIO3 লুইস কাঠামোতে -4 এর একটি আনুষ্ঠানিক চার্জ বহন করে।

  1. হাইড্রোজেন (H): হাইড্রোজেন HIO4 লুইস কাঠামোর একটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ। ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বিতরণ করে, হাইড্রোজেন দ্বারা বেষ্টিত হয় 2 ইলেক্ট্রন (1 একা জোড়া) যেহেতু হাইড্রোজেনের 1 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন আছে, তাই হাইড্রোজেনের উপর আনুষ্ঠানিক চার্জ গণনা করা যেতে পারে:

আনুষ্ঠানিক চার্জ = 1 – 2 – 0 = -1

অতএব, হাইড্রোজেন HIO1 লুইস কাঠামোতে -4 এর আনুষ্ঠানিক চার্জ বহন করে।

সংক্ষেপে, আনুষ্ঠানিক চার্জ HIO4 লুইস কাঠামোতে নিম্নরূপ:

  • আয়োডিন (I):-5
  • অক্সিজেন (O):-3
  • হাইড্রোজেন (H):-1

এইগুলো আনুষ্ঠানিক চার্জ অণুর মধ্যে চার্জের বন্টন বুঝতে এবং এর স্থিতিশীলতার অন্তর্দৃষ্টি প্রদান করতে আমাদের সাহায্য করুন।

Hio4 লুইস স্ট্রাকচারে ভ্যালেন্স ইলেকট্রন

HIO4 এর লুইস গঠন বোঝার জন্য, প্রথমে এটি উপলব্ধি করা গুরুত্বপূর্ণ ধারণাটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন এর। ভ্যালেন্স ইলেকট্রন হয় সবচেয়ে বাইরের ইলেকট্রন অংশগ্রহণকারী একটি পরমাণুতে রাসায়নিক বন্ধনে. তারা নির্ধারণে গুরুত্বপূর্ণ প্রতিক্রিয়াশীলতা এবং রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য of একটি উপাদান.

ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের সংজ্ঞা

ভ্যালেন্স ইলেকট্রন হল ইলেকট্রন যেখানে অবস্থিত বাইরের শক্তির স্তর বা একটি পরমাণুর শেল। এই ইলেকট্রন গঠনের সাথে জড়িত রাসায়নিক বন্ধনের এবং এর জন্য দায়ী উপাদানের ক্ষমতা অর্জন করতে, হারাতে বা ভাগ করে নিতে ইলেকট্রন অর্জন করতে একটি স্থিতিশীল ইলেক্ট্রন কনফিগারেশন.

HIO4 এ ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা

HIO4 তে ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা নির্ধারণ করতে, আমাদের ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বিবেচনা করতে হবে প্রতিটি পৃথক পরমাণু অণুতে

HIO4 একটি আয়োডিন (I) পরমাণু, চারটি অক্সিজেন (O) পরমাণু এবং চারটি হাইড্রোজেন (H) পরমাণু.

আয়োডিন হয় একজন সদস্য গ্রুপ 17 এর (গ্রুপ VIIA) পর্যায় সারণীতে, যার মানে এতে সাতটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। অক্সিজেন, চালু অন্য দিকে, হয় একজন সদস্য গ্রুপ 16 এর (ভিআইএ গ্রুপ) এবং ছয়টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। হাইড্রোজেন, গ্রুপ 1 এ থাকা (গ্রুপ আইএ), আছে কেবল একটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন.

অতএব, HIO4 এর মোট ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের সংখ্যা নিম্নরূপ গণনা করা যেতে পারে:

(1 × 7) + (4 × 6) + (4 × 1) = 7 + 24 + 4 = 35

HIO4 আছে মোট of 35 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন.

HIO4 এ আয়োডিন, অক্সিজেন এবং হাইড্রোজেনের ভ্যালেন্স ইলেকট্রন

HIO4 এ, আয়োডিন পরমাণু হল কেন্দ্রীয় পরমাণু, চারটি অক্সিজেন পরমাণু এবং চারটি দ্বারা বেষ্টিত হাইড্রোজেন পরমাণু. আসুন HIO4 এ প্রতিটি পরমাণুর ভ্যালেন্স ইলেকট্রন পরীক্ষা করি।

  • আয়োডিন (I): আয়োডিন গ্রুপ 17 এ রয়েছে, তাই এতে সাতটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে।

  • অক্সিজেন (O): HIO4 এর প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণুতে ছয়টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে।

  • হাইড্রোজেন (H): প্রতিটি হাইড্রোজেন পরমাণু HIO4 এ আছে একটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন.

HIO4-এ প্রতিটি পরমাণুর ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বোঝার মাধ্যমে, আমরা এখন লুইস কাঠামো তৈরি করতে এগিয়ে যেতে পারি, যা এই বিষয়ে অন্তর্দৃষ্টি প্রদান করবে অণুর বন্ধন এবং জ্যামিতি।

সংক্ষেপে, ভ্যালেন্স ইলেকট্রন নির্ধারণে একটি গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে রাসায়নিক আচরণ উপাদানগুলির HIO4-এর ক্ষেত্রে, আয়োডিন, অক্সিজেন এবং হাইড্রোজেনের ভ্যালেন্স ইলেকট্রন বোঝার জন্য প্রয়োজনীয় এর লুইস কাঠামো এবং অন্তর্দৃষ্টি অর্জন এর বৈশিষ্ট্য.

Hio4 লুইস স্ট্রাকচারে হাইব্রিডাইজেশন

In বিশ্ব রসায়ন, ধারণাটি হাইব্রিডাইজেশন বোঝার ক্ষেত্রে একটি গুরুত্বপূর্ণ ভূমিকা পালন করে গঠন এবং অণুর বৈশিষ্ট্য। সংকরকরণের মিশ্রণ বোঝায় পারমাণবিক কক্ষপথ গঠন করতে নতুন হাইব্রিড অরবিটাল, যা ঘুরেফিরে প্রভাবিত করে জ্যামিতি এবং একটি অণু মধ্যে বন্ধন. HIO4-এর লুইস কাঠামোতে সংকরকরণ কীভাবে প্রকাশ পায় তা অন্বেষণ করা যাক।

লুইস স্ট্রাকচারে হাইব্রিডাইজেশনের ব্যাখ্যা

লুইস স্ট্রাকচার প্রদান একটি সরলীকৃত উপস্থাপনা অণু, পরমাণুর বিন্যাস চিত্রিত করে এবং তাদের ভ্যালেন্স ইলেকট্রন. HIO4 এর ক্ষেত্রে, আমাদের কাছে চারটি অক্সিজেন (O) পরমাণু দ্বারা বেষ্টিত কেন্দ্রীয় পরমাণু হিসাবে আয়োডিন (I) রয়েছে। HIO4 এ সংকরকরণ নির্ধারণ করতে, আমাদের সংখ্যা বিবেচনা করতে হবে ইলেক্ট্রন গ্রুপ কেন্দ্রীয় পরমাণুর চারপাশে।

HIO4 লুইস স্ট্রাকচারে আয়োডিনের হাইব্রিডাইজেশন

HIO4-এ, আয়োডিন (I) হল কেন্দ্রীয় পরমাণু, এবং এটি চারটি অক্সিজেন (O) পরমাণুর সাথে যুক্ত। যেহেতু আয়োডিন পর্যায় সারণীর গ্রুপ 7 এর অন্তর্গত, এতে সাতটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু ছয় ভ্যালেন্স ইলেকট্রন অবদান, ফলে মোট of 31 ভ্যালেন্স ইলেকট্রন HIO4 এর জন্য।

আয়োডিনের সংকরকরণ নির্ধারণ করতে, আমরা সংখ্যা গণনা করি ইলেক্ট্রন গ্রুপ অতার চারপাশে. ভিতরে এই ক্ষেত্রে, সেখানে চার ইলেক্ট্রন গ্রুপ, তিনটি নিয়ে গঠিত একক বন্ড এবং এক একা জোড়া. চারজনের উপস্থিতি ইলেক্ট্রন গ্রুপ ইঙ্গিত করে যে আয়োডিন হয় sp3 সংকরকরণ.

Sp3 হাইব্রিডাইজেশন এবং HIO4 এর টেট্রাহেড্রাল আকৃতি

Sp3 হাইব্রিডাইজেশন এর মিশ্রণ জড়িত একটি অরবিটাল এবং তিনটি পি অরবিটাল গঠন করতে চারটি sp3 হাইব্রিড অরবিটাল. এই হাইব্রিড অরবিটাল ব্যবস্থা করা হয় একটি টেট্রাহেড্রাল জ্যামিতি কেন্দ্রীয় পরমাণুর চারপাশে। HIO4 এর ক্ষেত্রে, চারটি sp3 হাইব্রিড অরবিটাল আয়োডিন গঠনে ব্যবহৃত হয় সিগমা বন্ড চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে।

সার্জারির টেট্রাহেড্রাল আকৃতি কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর চারপাশে চারটি অক্সিজেন পরমাণুর বিন্যাস থেকে HIO4 এর উৎপত্তি। বন্ধন কোণএর মধ্যে আয়োডিন-অক্সিজেন বন্ধন প্রায় হয় 109.5 ডিগ্রি, এর সাথে সামঞ্জস্যপূর্ণ একটি টেট্রাহেড্রাল জ্যামিতি.

sp3 সংকরকরণ এবং টেট্রাহেড্রাল আকৃতি HIO4 এর স্থিতিশীলতায় অবদান রাখে এবং সামগ্রিক আণবিক গঠন. এই ব্যবস্থা জন্য করতে পারবেন সর্বোত্তম ওভারল্যাপ অরবিটাল এর, শক্তিশালী ফলে সিগমা বন্ড আয়োডিন এবং অক্সিজেনের মধ্যে।

সংক্ষেপে, HIO4-এর লুইস কাঠামোতে সংকরকরণে কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর sp3 সংকরায়ন জড়িত, যার ফলে একটি টেট্রাহেড্রাল আকৃতি. সংকরকরণ বোঝা এবং আণবিক জ্যামিতি HIO4 প্রদান করে মূল্যবান অন্তর্দৃষ্টি তার রাসায়নিক বৈশিষ্ট্য এবং আচরণ মধ্যে.

HIO4 এর দ্রাব্যতা

HIO4, পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড নামেও পরিচিত, হল একটি গুরুত্বপূর্ণ যৌগ কারণে রসায়নে এর শক্তিশালী অক্সিডাইজিং বৈশিষ্ট্য. মধ্যে এই শাখা, আমরা HIO4 এর দ্রবণীয়তা অন্বেষণ করব, ফোকাস করে এর আচরণ জলে এবং এর মিথস্ক্রিয়া -OH গ্রুপের সাথে।

দ্রাব্যতার সংজ্ঞা

HIO4 এর দ্রবণীয়তা নিয়ে আলোচনা করার আগে, আসুন প্রথমে বুঝতে পারি দ্রবণীয়তা বলতে কী বোঝায়। দ্রাব্যতা বোঝায় সক্ষমতা of একটি পদার্থ দ্রবীভূত করা একটি দ্রাবক গঠন করতে একটি সমজাতীয় সমাধান. এটি সাধারণত দ্রবীভূত হতে পারে এমন গ্রামগুলির পরিপ্রেক্ষিতে প্রকাশ করা হয় একটি প্রদত্ত পরিমাণ দ্রাবক এ একটি নির্দিষ্ট তাপমাত্রা.

জলে HIO4 এর দ্রবণীয়তা

জল প্রায়ই হিসাবে উল্লেখ করা হয় "সর্বজনীন দ্রাবক" কারণ এর আছে সক্ষমতা দ্রবীভূত বিস্তৃত পদার্থের যাহোক, সব যৌগ নয় পানিতে সমানভাবে দ্রবণীয়। পানিতে HIO4 এর দ্রবণীয়তা দ্বারা প্রভাবিত হয় অনেকগুলো শর্ততাপমাত্রা এবং সহ প্রকৃতি of যৌগ.

HIO4 পানিতে অত্যন্ত দ্রবণীয়। এ কক্ষ তাপমাত্রায়, এটি জলে দ্রবীভূত হতে পারে একটি পরিষ্কার, বর্ণহীন সমাধান. HIO4 এর দ্রবণীয়তা বৃদ্ধি পায় বৃদ্ধি তাপমাত্রায়, যার মানে আরও HIO4 পানিতে দ্রবীভূত হতে পারে তাপমাত্রা রি।

HIO4 এবং -OH গ্রুপের দ্রাব্যতা

-OH গ্রুপ, এই নামেও পরিচিত হাইড্রক্সিল গ্রুপ, হয় একটি কার্যকরী দল যে গঠিত একটি অক্সিজেন পরমাণু জোড়া একটি হাইড্রোজেন পরমাণু. এই দল উপস্থিত আছে অনেক যৌগঅ্যালকোহল এবং অ্যাসিড সহ। যখন HIO4 -OH গ্রুপের সংস্পর্শে আসে, আকর্ষণীয় রাসায়নিক বিক্রিয়া ঘটতে পারে।

HIO4 হল একটি শক্তিশালী অ্যাসিড এবং সহজেই দান করতে পারেন একটি প্রোটন -OH গ্রুপে। এই প্রতিক্রিয়া জল গঠনের ফলে এবং একটি আয়োডেট আয়ন (IO3-)। আয়োডেট আয়ন জলে দ্রবণীয় এবং আউট অবক্ষয় না, অবদান সামগ্রিক দ্রবণীয়তা HIO4 এর।

এটি লক্ষ করা গুরুত্বপূর্ণ যে -OH গ্রুপ ধারণকারী যৌগগুলিতে HIO4 এর দ্রবণীয়তা এর উপর নির্ভর করে পরিবর্তিত হতে পারে নির্দিষ্ট যৌগ এবং এর গঠন. ফ্যাক্টর যেমন উপস্থিতি অন্যের কার্যকরী গ্রুপ এবং শক্তি of হাইড্রোজেন বন্ধন -OH গ্রুপের মধ্যে এবং যৌগ দ্রবণীয়তা প্রভাবিত করতে পারে।

সংক্ষেপে, HIO4 জলে অত্যন্ত দ্রবণীয় এবং সহজেই -OH গ্রুপ ধারণকারী যৌগগুলির সাথে যোগাযোগ করতে পারে। এর দ্রবণীয়তা in পানি বৃদ্ধি পায় তাপমাত্রা সহ, এবং যখন এটি -OH গ্রুপের মুখোমুখি হয়, তখন এটি দান করতে পারে একটি প্রোটন এবং ফর্ম একটি আয়োডেট আয়ন. HIO4 এর দ্রবণীয়তা বোঝা বিভিন্ন রাসায়নিক বিক্রিয়া এবং প্রয়োগের ক্ষেত্রে অত্যন্ত গুরুত্বপূর্ণ এই যৌগ.
উপসংহার

উপসংহারে, HIO4 এর লুইস কাঠামো, যা পর্যায়ক্রমিক অ্যাসিড নামেও পরিচিত, আমাদের অণুর মধ্যে পরমাণু এবং ইলেকট্রনের বিন্যাস বুঝতে সাহায্য করে। অক্টেট নিয়ম অনুসরণ করে এবং বিবেচনা করে তড়িৎ ঋণাত্মকতা প্রতিটি পরমাণুর, আমরা নির্ধারণ করতে পারি সঠিক বসানো বন্ধন এবং একা জোড়া. HIO4 এর লুইস কাঠামো গঠিত একটি আয়োডিন পরমাণু চারটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথে আবদ্ধ, প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণুর সাথেও বন্ধন রয়েছে একটি হাইড্রোজেন পরমাণু. এই কাঠামোটি আমাদের ইলেকট্রনের বন্টন কল্পনা করতে এবং ভবিষ্যদ্বাণী করতে দেয় অণুর আকৃতি এবং বৈশিষ্ট্য। HIO4 এর লুইস কাঠামো বোঝা অধ্যয়নের জন্য অপরিহার্য এর প্রতিক্রিয়াশীলতা এবং বুঝতেছি এর ভূমিকা বিভিন্ন রাসায়নিক বিক্রিয়ায়।

সচরাচর জিজ্ঞাস্য

1. HIO4 এর লুইস গঠন কি?

HIO4 এর লুইস কাঠামো একটি প্রতিনিধিত্ব এর আণবিক গঠন, পরমাণু এবং বন্ধনের বিন্যাস দেখাচ্ছে। এটি একটি আয়োডিন (I) পরমাণু নিয়ে গঠিত যা চারটি অক্সিজেন (O) পরমাণুর সাথে সংযুক্ত থাকে, প্রতিটি অক্সিজেন পরমাণু গঠন করে একটি একক বন্ধন আয়োডিন দিয়ে।

2. আমি কিভাবে লুইস কাঠামো থেকে আনুষ্ঠানিক চার্জ নির্ধারণ করব?

নির্ধারণ আনুষ্ঠানিক চার্জ লুইস কাঠামো থেকে, আপনাকে প্রতিটি পরমাণুতে ইলেকট্রন বরাদ্দ করতে হবে এবং গণনা করতে হবে পার্থক্য ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের সংখ্যা এবং নির্ধারিত ইলেকট্রনের সংখ্যার মধ্যে পরমাণু. আনুষ্ঠানিক চার্জ একটি পরমাণুর সংখ্যা বিয়োগ করে গণনা করা হয় একা জোড়া ইলেকট্রন এবং অর্ধেক সংখ্যা ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের সংখ্যা থেকে বন্ধন ইলেকট্রন।

3. HIO4 এর সংকরায়ন কি?

হাইব্রিডাইজেশন HIO4 এর মিশ্রণ বোঝায় পারমাণবিক কক্ষপথ গঠন করতে নতুন হাইব্রিড অরবিটাল যে মিটমাট বন্ধন অণুতে HIO4 এর ক্ষেত্রে, আয়োডিন পরমাণু sp3 সংকরায়নের মধ্য দিয়ে যায়, যার ফলে চারটি হাইব্রিড অরবিটাল যা গঠন করতে ব্যবহৃত হয় সিগমা বন্ড অক্সিজেন পরমাণু সঙ্গে।

4. HIO4 এর আকৃতি কি?

কাঠামো HIO4 এর, নামেও পরিচিত এর আণবিক জ্যামিতি, টেট্রাহেড্রাল। এর অর্থ হল চারটি অক্সিজেন পরমাণু কেন্দ্রীয় আয়োডিন পরমাণুর চারপাশে সাজানো হয়েছে একটি উপায় যে সর্বোচ্চ দূরত্ব তাদের মধ্যে, ফলে a টেট্রাহেড্রাল আকৃতি.

5. HIO4 এ বন্ধন কোণ কত?

বন্ধন কোণ HIO4 এ, যা বোঝায় কোণ মধ্যে দুটি সংলগ্ন বন্ড, প্রায় 109.5 ডিগ্রি. এই কোণ একটি টেট্রাহেড্রাল বৈশিষ্ট্য আণবিক জ্যামিতি.

6. HIO4 কি অনুরণন কাঠামো প্রদর্শন করে?

হ্যাঁ, HIO4 প্রদর্শন করে অনুরণন কাঠামো. অনুরণন ঘটে যখন একাধিক লুইস স্ট্রাকচার ইলেক্ট্রন ঘুরিয়ে একটি অণুর জন্য আঁকা যেতে পারে। HIO4 এর ক্ষেত্রে, আন্দোলন অক্সিজেন পরমাণুর মধ্যে ইলেকট্রন গঠনের অনুমতি দেয় অনুরণন কাঠামো.

7. HIO4 এর দ্রবণীয়তা কি?

HIO4 এর দ্রবণীয়তা, যা বোঝায় এর ক্ষমতা দ্রবীভূত করা একটি দ্রাবক, অপেক্ষাকৃত কম। HIO4 অল্প পরিমাণে জলে দ্রবণীয়, যার অর্থ এটি শুধুমাত্র দ্রবীভূত হয় একটি সীমিত পরিমাণে.

8. HIO4 এর আণবিক সূত্র কি?

আণবিক সূত্র HIO4 এর প্রতিনিধিত্ব করে প্রকৃত সংখ্যা এবং একটি অণুতে পরমাণুর প্রকার। HIO4 এর জন্য, আণবিক সূত্র HIO4, ইঙ্গিত করে যে এটি একটি আয়োডিন (I) পরমাণু, চারটি অক্সিজেন (O) পরমাণু এবং একটি হাইড্রোজেন (H) পরমাণু.

9. HIO4 কি একটি পোলার অণু?

হ্যাঁ, HIO4 হল একটি মেরু অণু। উপস্থিতি মেরু বন্ধন মধ্যে আয়োডিন এবং অক্সিজেন পরমাণু, টেট্রাহেড্রাল বরাবর আণবিক জ্যামিতি, ফলাফল in একটি সামগ্রিক আণবিক ডাইপোল মুহূর্ত, HIO4 তৈরি করছে একটি মেরু অণু.

10. আমি কিভাবে একটি অণুর লুইস গঠন সনাক্ত করতে পারি?

একটি অণুর লুইস গঠন সনাক্ত করতে, অনুসরণ করুন এই পদক্ষেপ:
1. ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা নির্ণয় কর সমস্ত পরমাণু অণুতে
2. কেন্দ্রীয় পরমাণু সনাক্ত করুন, সাধারণত সর্বনিম্ন তড়িৎ ঋণাত্মক পরমাণু, এবং এটি সংযুক্ত করুন দ্য পার্শ্ববর্তী পরমাণু সঙ্গে একক বন্ড.
3. বিতরণ করুন অবশিষ্ট ইলেকট্রন জন্য অক্টেট নিয়ম সন্তুষ্ট করতে সমস্ত পরমাণুহাইড্রোজেন ছাড়া, যা অনুসরণ করে যুগল নিয়ম.
4. যদি অবশিষ্ট ইলেকট্রন থাকে, তবে সেগুলিকে কেন্দ্রীয় পরমাণুর উপর একক জোড়া হিসাবে রাখুন বা পার্শ্ববর্তী পরমাণু.
5. কেন্দ্রীয় পরমাণু আছে কিনা পরীক্ষা করুন একটি অক্টেট বা ডুয়েট যদি না হয়, ফর্ম একাধিক বন্ড একা জোড়া রূপান্তর করে বন্ধন জোড়া কেন্দ্রীয় পরমাণু অর্জন না হওয়া পর্যন্ত একটি অক্টেট বা ডুয়েট
6. যাচাই করুন যে ব্যবহৃত ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মোট সংখ্যা ধাপ 1 এ নির্ধারিত সংখ্যার সমান।

এছাড়াও পড়ুন: