7 eenvoudige stappen voor de HClO Lewis-structuur, hybridisatie (opgelost)

by

Hypochloorzuur (HClO) heeft een Lewis-structuur met een chlooratoom (Cl) in het midden, gebonden aan een zuurstofatoom (O) en een waterstofatoom (H). Cl heeft 7 valentie-elektronen, O heeft 6 en H heeft 1, in totaal 14 elektronen. De structuur toont een enkele Cl-O-binding, een enkele OH-binding en drie alleenstaande paren op Cl. Het molecuul neemt een gebogen geometrie aan met een O-Cl-H-bindingshoek van iets minder dan 120 °, als gevolg van de afstoting van een enkel paar-bindingspaar. Het elektronegativiteitsverschil tussen Cl (3.16) en O (3.44) creëert een polaire binding, die de reactiviteit van HClO beïnvloedt, vooral bij oxidatie- en desinfectieprocessen.

HClO of hypochloorzuur wordt ontdekt door een Franse chemicus, Antoine Jerome in 1834. HOCl is een zwak zuur met een molaire massa van 52.46 g/mol. Het is een gebogen molecuul met twee eenzame elektronenparen op het centrale atoom (zuurstof) en het wordt opgelost in water om chloor te geven, omdat het een oxyzuur van chloor is.

Laten we ons concentreren op de volgende discussieonderwerpen over HClO.

Hoe de HClO lewis-structuur te tekenen?

Lewis-structuur wordt gedefinieerd als de structurele representatie van elk molecuul waarin de eenzame paren worden weergegeven rond de deelnemende atomen als de elektronenstippen.

  1. Bepalen van het aantal volant-elektronen: Valance-elektronen spelen een grote rol bij het bepalen van de Lewis-structuur. H, Cl en O hebben 1, 7 en 6 elektronen in hun respectievelijke buitenste schil.
  2. De bindingselektronen vinden: In HClO zijn in totaal twee sigma (enkele) bindingen aanwezig. Dus 2 × 2 = 4 elektronen zijn betrokken bij de vorming van covalente bindingen.
  3. De niet-bindende elektronen vinden: In hypochloorzuur hebben chloor en zuurstof in totaal respectievelijk drie en twee paar niet-bindende elektronen die eromheen worden weergegeven.
hclo lewis structuur
HClO Lewis-structuur

HClO Lewis-structuurvorm

Moleculaire vorm wordt bepaald door rekening te houden met de volgende factoren-

  • Hybridisatie van centraal atoom
  • Elke afstoting van een enkel paar bindingspaar aanwezig of niet.

In HClO, het centrale atoom, is zuurstof sp3gehybridiseerd en elke volgens de theorie, elke sp3gehybridiseerd atoom zal tetraëdrisch gevormd zijn als er geen type bindingspaar lone pair afstoting aanwezig is.

Maar in HClO zijn vier niet-bindende elektronen aanwezig in het zuurstofatoom. Deze eenzame paren zijn betrokken bij deze afstoting-

  1. Lone pair-lone pair afstoting
  2. Lone pair-bond pair afstoting

Naast deze is er ook nog een andere afstoting, binding paar-binding paar afstoting. Omdat afstoting van een enkel paar-een-paar krachtiger is dan afstoting van een enkel paar-bindpaar, zal de vorm van HClO in vorm worden gebogen (waardoor de bindingshoek kleiner wordt dan ideaal)

HOCl-vorm
Vorm van HOCl

HClO Lewis-structuur Formele lading

Formele kosten worden berekend om de meest stabiele te vinden lewis structuur. Lewis-structuur met het maximale aantal formele ladingen is nul, is de meest stabiele configuratie.

  • Formele lading = Totaal aantal valance-elektronen - aantal elektronen blijft als niet-gebonden - (aantal elektronen betrokken bij bindingsvorming / 2)
  • Formele lading waterstof = 1 –0 – (2/2) = 0
  • Formele lading zuurstof = 6 – 4 – (4/2) = 0
  • Formele chloorlading = 7 – 6 – (2/2) = 0

Waterstof en chloor zijn afzonderlijk betrokken bij een enkele binding met een zuurstofatoom, terwijl zuurstof betrokken is bij de vorming van twee bindingen. Dus de bindingselektronen voor zuurstof is 4 en voor waterstof en chloor is 1.

 HClO Lewis-structuurhoek

Hoek geeft in feite de bindingshoek aan die afhangt van de hybridisatie van het centrale atoom en de afstoting waarbij bindingsparen en alleenstaande paren in het molecuul betrokken zijn.

In HClO hebben zowel het zuurstof- als het chlooratoom eenzame paren. Zuurstof heeft twee eenzame paren die betrokken zijn bij afstoting van het eenzame paar, waardoor de hoek tussen de O-Cl- en OH-bindingen kleiner wordt.

Centraal atoom, zuurstof is sp3 gehybridiseerd. De ideale structuur zal dus tetraëdrisch zijn en de ideale bindingshoek moet 109.5 . zijn0. Door de aanwezigheid van de afstoting is de ideale bindingshoek (109.5 .)0) wordt afgeweken en de werkelijke hoek wordt 1030 omdat de afstoting van het eenzame paar-eenzame paar de bindingshoek sluit en de afstoting van het bindingspaar en het bindingspaar de bindingshoek opent.

Lone pair-lone pair-afstoting is een grotere afstotende factor dan de afstoting van een lone pair-bond pair. Dus, afstoting van alleen paar-een paar sluit de bindingshoek meer dan de opening van de bindingshoek door afstoting van bindingspaar-bindingspaar.

HClO Lewis-structuuroctetregel

Octetregel is een van de belangrijkste regels die stelt dat elk atoom in een molecuul een elektronenconfiguratie moet bevatten die overeenkomt met hun dichtstbijzijnde edelgasvalentie-schilelektronenconfiguratie. In HClO voldoen alle samenstellende atomen, waterstof, zuurstof en chloor aan de octetregel.

Waterstof heeft slechts één valentie-schilelektron. Na binding met zuurstof heeft het twee elektronen gedeeld met zuurstof en komt overeen met het dichtstbijzijnde edelgas, de elektronenconfiguratie van helium. Zuurstof heeft zes valentie-elektronen en na vorming van twee bindingen met waterstof en chloor, vervult het zijn octet met de acht elektronen. Chloor heeft zeven buitenste schilelektronen en het vervult ook zijn octet na binding met zuurstof.

De octetregel is dus volledig vervuld in het HClO-molecuul.

HClO Lewis-structuur alleenstaande paren

Eenzame paren en niet-bindende elektronenparen zijn vergelijkbare termen. Ze geven die buitenste schilelektronen aan die niet betrokken zijn bij de vorming van bindingen met de andere atoMevr. Een van de belangrijkste rollen van eenzame paren is het bepalen van de vorm van een molecuul.

  • Niet-gebonden elektron = Totaal aantal valance-elektronen - aantal gebonden elektronen.
  • Niet-bindende elektronen van waterstof = 1 – 1 = 0
  • Niet-bindende elektronen van zuurstof = 6 – 2 = 4
  • Niet-bindende elektronen van chloor = 7 – 1 = 6

Dus de totale niet-bindende elektronen in HClO zijn = 0+4+6 = 10

HClO-valentie-elektronen

Valentie-elektronen zijn in feite de buitenste schilelektronen van elk atoom die het meest losjes aan de kern zijn gebonden en het meest reactief zijn in vergelijking met de binnenste schilelektronen.

Waterstof heeft slechts één elektron in zijn eerste 1s-orbitaal, namelijk het valentie-schilelektron. Zuurstof heeft atoomnummer acht (1s2 2s2 2p4). Binnen deze acht elektronen worden zes elektronen beschouwd als de valentie-schilelektronen.

Chloor heeft in totaal 17 elektronen van deze 17, zeven elektronen zijn de valentie-schilelektronen (3s2 3p5).

HClO-oplosbaarheid

Hypochloorzuur of HClO is een zwak zuur met de zuurdissociatieconstante (ka) is 3.0 × 10-8. Het is dus oplosbaar in water. HClO ontstaat wanneer chloor oplost in water. Na vorming dissocieert het snel in hypochloriet.

Is HClO een elektrolyt?

Elektrolyten zijn degenen die kunnen worden gedissocieerd in de samenstellende ionen na oplossen in water. Elektrolyten zijn in principe twee soorten-

  1. Sterk elektrolyt
  2. Zwakke elektrolyt

Sterke elektrolyten worden bijna 100% gedissocieerd in water, maar het percentage dissociatie is veel minder voor een zwakke elektrolyt.

HClO is een zwak zuur. Wanneer het in water wordt opgelost, is het dissociatiepercentage veel lager. Maximale HClO-moleculen blijven in een niet-gedissocieerde toestand. HClO is dus een zwak elektrolyt.

Is HClO zuur of basisch?

Hypochloorzuur of HClO is een zwak zuur. Het doneert proton in waterige oplossing. Het wordt gevormd na het oplossen van chloor in water. Door gedeeltelijke dissociatie genereert HClO ClO- en H+ in water.

HClO is een lewis monoprotisch zuur. Lewis-zuren doneren H+ ionen in water. Het is monoprotisch zuur omdat van een enkel HClO-molecuul slechts één H+ ion wordt verkregen. Polyprotische zuren zijn die welke meer dan één H . geven+ ion zoals H2SO4.

 Is HClO polair of niet-polair?

Polariteit van elk molecuul hangt af van de volgende parameters-

  • Elektronegativiteitsverschil tussen de atomen
  • Oriëntatie van de bindingen die aanwezig zijn in het molecuul

HClO is een gebogen gevormd molecuul met de bindingshoek 1030. Er is ook een verschil in elektronegativiteit tussen H, Cl en zuurstof (elektronegativiteit van waterstof, zuurstof en chloor zijn respectievelijk 2.2, 3.4 en 3.16 op Pauling-schaal). Daarnaast genereren de eenzame paren een ongelijke verdeling van de lasten.

Het is dus zeker een polair molecuul.

Is HClO ionisch of covalent?

HClO is een covalent molecuul. Zuurstof is verbonden met waterstof- en chlooratoom door twee covalente bindingen. In deze verbinding worden de valentie-elektronen van elk van de atomen niet volledig overgedragen van het ene atoom naar het andere atoom. Ze delen hun valentie-elektronen met elkaar om hun respectieve octet te vullen.

Ionische verbindingen zijn verbindingen die permanent hun valentie-schilelektronen overdragen en niet met elkaar delen. Dit is niet gebeurd in HClO. Het elektronegativiteitsverschil tussen de atomen is ook niet groot. Maar in elke ionische verbinding moet de ene een elektropositieve verbinding zijn zoals elk metaal en de andere moet een elektronegatief metaal zijn. In HClO is er geen combinatie van metaal en niet-metaal aanwezig.

Is HClO waterstofbinding?

Waterstofbindingen worden gevormd tussen waterstofatoom (bevestigd met elk elektronegatief atoom) met elk zeer elektronegatief atoom zoals zuurstof, stikstof. Waterstofbinding kan twee soorten zijn-

  1. Intermoleculaire waterstofbinding
  2. Intramoleculaire waterstofbinding

In HClO zijn zuurstof en chloor beide elektronegatief. Maar zuurstof is meer elektronegatief dan chloor. Het kan dus deelnemen aan intermoleculaire waterstofbinding met de waterstof van een ander HClO-atoom.

Maar intramoleculaire waterstofbinding is niet mogelijk in HClO.

Is HClO sterker dan HBrO?

Ja, HClO is sterker zuur dan HBrO.

De belangrijkste reden voor de grotere zuurgraad van HClO is te wijten aan de hogere elektronegativiteit van chloor in vergelijking met broom. De polariteit van de OH-binding wordt dus groter in HClO dan in HBrO. Omdat chloor de gebonden elektronen van de O-Cl-binding in grotere mate aantrekt. Dus de eliminatie van H+ ion zal gemakkelijker zijn in HClO met betrekking tot HBrO.

Om dezelfde reden is HClO sterker zuur dan HIO en zwakker zuur dan HFO, omdat jodium minder elektronegatief is en fluor meer elektronegatief dan chloor.

 Is HClO sterker dan HClO4?

Nee, HClO4 is sterker zuur dan HClO.

Stabiliteit van de geconjugeerde base is de belangrijkste reden voor de grotere stabiliteit van HClO4. H+ kan gemakkelijk uit HClO4 worden verwijderd om ClO4 . te vormen- vanwege de extra stabiliteit. Deze extra stabiliteit van clo4- is te wijten aan de conjugatie die aanwezig is in de geconjugeerde base. Maar de geconjugeerde base ClO- heeft zo'n extra stabilisatie niet.

HClO4 ⇌ H+ +ClO4-

HClO ⇌ H+ + Cl-

Dit evenwicht is meer naar rechts verschoven in HCl4 dan in HClO. De eliminatie van H+ zal dus gemakkelijker zijn in HClO4 dan in HClO.

Uit dit artikel wordt over HClO geconcludeerd dat het een gebogen gevormd molecuul is met de centrale atoomhybridisatie sp2. Het is zowel een zwak zuur als een zwak elektrolyt.

Lees ook: