Como posso prever os ângulos de união para #IF_4 "" ^ (-) #?

Primeiro, comece desenhando o Estrutura de Lewis para o #IF_4""^(-)# íon.

O #IF_4""^(-)# tem um número total de 36 elétrons de valência: 7 de iodo, 7 de cada um dos quatro átomos de flúor e 1 da carga negativa.

O átomo de iodo será o átomo central. Formará quatro ligações simples com os átomos de flúor, para um total de 8 fora do 36 elétrons de valência disponível.

Cada um dos quatro átomos de flúor terá 3 pares solitários de elétrons conectados, o que eleva o número total de elétrons de valência costumava 32.

O restante 4 elétrons de valência serão colocados no átomo de iodo como pares solitários.

O átomo central é cercado por 6 regiões da densidade de elétrons - 4 títulos simples e 2 pares solitários. Isso significa que sua número estérico é igual a 6.

Está número de coordenação, que é dado pelo número de átomos ligados ao iodo, é igual a 4.

O geometria molecular do íon, que não leva em consideração a pares solitários presente no átomo central, será quadrado plano, #AX_4E_2#.

O arranjo de domínio eletrônico, que inclui quaisquer pares solitários conectados ao átomo central, será octaédrico.

Como você pode ver na imagem acima, os dois pares solitários presentes no átomo central ocupam posses oposto uns aos outros.

Essa configuração realmente fornece a repulsão mínima entre os pares solitários e os ligação elétrons. Mais especificamente, a repulsão proveniente dos pares solitários é cancelada, uma vez que pressionando e o outro é pressionando nos elétrons de ligação.

Isso significa que você pode esperar que os ângulos de ligação da molécula estejam muito próximos do ideal.

Para uma quadrado plano molécula, medida ideal dos ângulos de ligação #90""^@#, para que você possa prever que o #IF_4""^(-)# para todos os fins, ângulos de ligação de #90""^@#.