HCO3-Lewis-structuur, kenmerken: 31 volledige snelle feiten

by

HCO3-Lewis-structuur is betrouwbaar in het aanduiden van aanzienlijke chemische en fysische eigenschappen van bicarbonaat. Aangezien de Lewis-structuur een fundamentele schets van HCO3- naar voren brengt, is het effectief in het benadrukken van het elektronische feit over de verbinding.

HCO3-Lewis-structuur en de kenmerken van deze organische verbinding zullen in dit artikel op een goed gestructureerde manier worden gepresenteerd. Verschillende fysische eigenschappen en chemische feiten zullen in deze studie worden geïllustreerd om de betekenis van het tekenen van de Lewis-structuur te verduidelijken.

Tekening HCO3- Lewis-structuur

tekening Lewis-structuur van bicarbonaat-ion (HCO3-) is vrij eenvoudig. Deze Lewis-structuur verwijst naar de elektronische structuur van de verbinding die het deelproces oplegt. Het benadrukt de keuze van het centrale atoom en het bindingstype dat wordt gegenereerd door de gedeelde elektronen. De vorming van de Lewis-structuur wordt gevolgd door enkele eenvoudige stappen. De systematische voortgang van de procedure voor het delen van elektronen helpt om enkele chemische feiten over HCO3- te identificeren.

Stap 1: Het vinden van het aantal valentie-elektronen dat aanwezig is in het element dat deelneemt aan de vorming van HCO3-ionen is de fundamentele stap bij het tekenen van de Lewis-structuur.

Stap 2: De tweede stap benadrukt de berekening van bindingsparen die door de elementen worden samengesteld door hun valentie-elektronen met elkaar te delen.

Stap 3: In deze stap wordt het atoom dat in staat is om de centrale positie te behouden, gevonden door de elektronegativiteit en het aantal van de deelnemende atomen te evalueren. In HCO3-ion neemt koolstof deze positie in omdat de elektronegativiteit van waterstof lager is dan die van koolstof. Zuurstof kan niet in het midden blijven omdat drie atomen deelnemen aan binding.

Stap 4: De vierde stap verwerkt het skelet van de Lewis-structuur aanzienlijk door de positie van atomen te bepalen. Het verbinden van de gepaarde elektronen van verschillende atomen door Sigma- en Pi-bindingen in HCO3 wordt in deze stap gedaan.

Stap 5: Plaatsen van de overige resterende elektronen van zuurstof rond de atomen in de structuur voltooit de hele Lewis structuur. De elektronen zijn aangegeven met stippen.

HCO3-Lewis-structuurresonantie

Lewis-structuur van verbindingen die negatieve ionen en pi-bindingen bevatten, zijn betrouwbaar en ontwikkelen meer dan één resonerende structuur. Resonantie vindt plaats in een verbinding vanwege de neiging van extra negatieve ionen om pi-bindingen te creëren door een andere pi-binding in de verbinding te verbreken.

In HCO3- creëert één zuurstofatoom een ​​dubbele binding met koolstof en nog eens twee creëren enkele bindingen met hetzelfde en een daarvan heeft een negatieve lading met de aanwezigheid van extra elektron. Dat elektron beïnvloedt de verbinding om resonantie op te leggen.

HCO3-Lewis-structuurvorm

De positie van het centrale atoom en de bindingshoek zijn de factoren die de vorm van de verbinding bepalen. Lewis-structuur is een betrouwbare schets van verbindingen, die informatie over de vorm van de verbindingen bevat.

hco3-lewis-structuur
HCO3-Lewisstructuur van Wikipedia

Volgens de VSEPR-theorie (Valence Shell Electron Pair Repulsion) is de vorm van het bicarbonaat-ion Trigonal-planner. De verbinding om het probleem van afstoting van elektronenparen te minimaliseren krijgt deze vorm.

HCO3- Lewis-structuur formele lading

Lewis-structuur van verbinding identificeert de formele lading van de afzonderlijke elementen die deelnemen aan de vorming van de verbinding. Er is een specifieke formule die door de chemici wordt gevolgd om de formele lading van individuele elementen te identificeren.

De formule is Formele lading = aantal valentie-elektronen - aantal niet-bindende valentie-elektronen - (bindende elektronen / 2)

Formele lading van koolstof = (4-0-(4/2)) = 2

Formele lading van zuurstof met negatieve lading = -1

Formele lading van andere twee zuurstof = (7-6-(1/2)) =0.5

Formele lading van waterstof = (1-0-(1/2)) = 0.5

De bovenstaande berekening laat zien dat dit grote ion een netto lading heeft van -1.

HCO3- Lewis-structuurhoek

De vorm of geometrie van de verbindingen is verantwoordelijk voor het herkennen van de bindingshoek die wordt vastgehouden door de algehele structuur. Lewis-structuur initieert het proces van het identificeren van de hoek tussen de bindingen gecreëerd door element via elektronenaandeel.

Een ideale hoek van 120 ° is bezeten door bicarbonaation. HCO3- is verkregen met een ideevorm van Triginal-planner die aangeeft dat de verbinding een bindingshoek van 120 ° heeft.

HCO3- Lewis-structuuroctetregel

Octetregel is de belangrijkste drijfveer voor het manipuleren van de elementen om mechanismen voor het delen van elektronen te ondergaan. Deze regel voert het feit uit dat elk element in het periodiek systeem acht elektronen in zijn laatste energieniveau wil aannemen om ultieme stabiliteit te bereiken zoals hun dichtstbijzijnde edelgaselement (zoals Helium, Argon, Redon, Xenon en Krypton).

Octetregel wordt vervuld door de verbinding door het extra elektron uit de valentieschil te doneren of elektronen van andere elektronen te adopteren om het tekort aan elektron in te pakken. In HCO3-, koolstof, de centrale; atoom deelt zijn vier elektronen met zuurstofatomen en neemt er vier elektronen van over om het laatste energieniveau gevuld te maken met acht elektronen.

HCO3- Lewis-structuur alleenstaande paren

Detectie van de aanwezigheid van de eenzame paren in de verbindingen wordt ondersteund door de Lewis-structuur, omdat deze structuur betrouwbaar is bij het implementeren van het aantal en de positie van elektronen in de verbinding.

Bicarbonaationen bevatten alleen een enkel paar op zuurstofatomen omdat alle acht elektronenparen van koolstof gebonden zijn. In rechter zuurstof zijn twee alleenstaande paren en in linker zuurstof drie alleenstaande paren aanwezig. De met waterstof gehechte zuurstof bevat ook slechts twee eenzame paren. Daarom is het totale aantal eenzame paren dat aanwezig is in de structuur van HCO3- zeven.

HCO3-valentie-elektronen

Het berekenen van het aantal valentie-elektronen is de belangrijkste factor voor elk atoom om zijn tekort of overschot aan elektronen te identificeren. Deze berekening start het proces van het tekenen van de Lewis-structuur van een verbinding.

Het aantal valentie-elektronen dat aanwezig is in koolstof is vier, in elk van de zuurstof is het zeven. Waterstof bevat één valentie-elektron. Het totale aantal valentie-elektronen in HCO3- is (4+(3*7)+1) = 26.

HCO3-hybridisatie

De aanwezigheid van lone pairs en bindingsparen bepalen de hybridisatie van de verbindingen. Geometrisch vorm van de verbindingen wordt verkregen uit de Lewis-structuur van ionen of verbindingen. Dit is een kenmerk dat betrekking heeft op het feit van hybridisatie.

Sp2-hybridisatie wordt opgemerkt in HCO3-ion. Het aantal eenzame paren op het centrale atoom (C) is nul en het heeft drie sigma-bindingen met een sterisch aantal van drie. Deze criteria duiden op sp2-hybridisatie van bicarbonaationen.

HCO3-oplosbaarheid

De oplosbaarheid van ionen is sterk afhankelijk van de lading die de ionen bevatten. De ladingsdichtheid en energie in de verbindingen zijn een belangrijke factor om de oplosbaarheid van de verbindingen te identificeren.

HCO3- is zeer goed oplosbaar in water en enigszins oplosbaar in oplosmiddel dat de OH (Hydroxyl) groep bevat. De bicarbonaatzouten zijn onoplosbaar in zure oplosmiddelen.

HCO3-oplosbaar in water

Een enkel anion kan niet oplosbaar zijn in water, het moet altijd gebonden zijn aan een kation en zout vormen om oplosbaarheid in water aan te tonen. Bindingssterkte is het kenmerk dat de oplosbare aard van een verbinding of zout bepaalt.

Maximale zouten met bicarbonaat-ionen zijn zeer goed oplosbaar in water. Carbonaten zoals Ca(HCO3), Mg(HCO3) en nog veel meer zijn goed oplosbaar in water.

HCO3- een elektrolyt

Goof dissociatievermogen in oplossing verwijst naar een goede elektrolyt. Na dissociëren in afzonderlijke ionen, helpt het de oplossing om elektriciteit superieur te geleiden, wat wordt beschouwd als de meest levensvatbare eigenschap van een elektrolyt.

Bicarbonaat is een elektrolyt (22-29 mmol/L) omdat het de dissociatie van H+-ionen van de complexe ionenstructuur laat zien. Dit negatief geladen ion is nuttig voor het handhaven van de pH-balans in het lichaam en geleidt ook elektriciteit in gesmolten toestand.

HCO3- een sterke elektrolyt

Bicarbonaationen zijn ongetwijfeld een elektrolyt omdat het H+-ionen kan achterlaten. het vrijgeven van vrije ionen kan het vermogen in de verbindingen opnemen om competentie als elektrolyt te schoen door ze elektriciteit te laten geleiden.

Geconjugeerd zuur van HCO3- (H2CO3) en bicarbonaationen zijn beide geen sterke elektrolyt, aangezien het bestaan ​​van vrije H+-ionen in gesmolten toestand onstabiel is, waardoor het ook een zwakke base is.

HCO3- zuur of basisch

De zure of basische aard van verbindingen of ionen hangt af van de factor H+ en OH-ionen. Het aantal H+ en OH- bepaalt de pH-waarde van de verbinding die de aard van de verbinding of het ion zou moeten beschrijven.

HCO3- bevat zowel H+- als OH-ionen, wat de hybride aard van het ion aangeeft. Over het algemeen wordt opgemerkt dat bicarbonaat-ionen basisch van aard zijn, maar soms vertoont het ook zuur gedrag.

HCO3- een sterk zuur

De zuurgraad hangt af van de vrije beweging van H+-ionen in een verbinding. in HCO3- de H + -ionen leggen geen vrije bewegingen in oplossing op, wat verwijst naar het tegenovergestelde kenmerk omdat het een sterk zuur is.

HCO3- is zowel een zwak zuur als een zwakke base. Natuurlijk vertoont het geen dramatische verandering in pH-niveau nadat het in water is oplosbaar. De H+-ionen bevestigd met bicarbonaat-ionen, wat het basisuiterlijk benadrukt. Waterstofionen worden niet in grote hoeveelheden gedissocieerd, wat afhankelijk is van het feit dat het ion ook een zwak zuur is.

HCO3-polyprotisch zuur

Polyprotische zuren verwijzen naar die zuren die in staat zijn meer dan één proton (H+) af te staan. Het vermogen om respectievelijk twee of drie of meer dan drie protonen af ​​te staan, maakt polyprotische zuren te onderscheiden van diprotische en triprotische zuren.

HCO3- is van nature een zwakke base, maar de zure vorm kan één H+ afstaan, maar niet meer dan dat. Daarom kan bicarbonaat-ion niet worden beschouwd als polyprotisch zuur, maar kan worden aangenomen dat het een paar mogelijkheden heeft om de monoprotische natuur bloot te leggen.

HCO3- een Lewis-zuur

Een Lewis-zuur verwijst naar de elementen die lege orbitalen bevatten waar het elektronenparen kan accepteren. Lewis-zuren hebben het vermogen om elektronen te accepteren, terwijl Lewis-basen elektronen kunnen doneren.

Bicarbonaat is een Bonsted-Lowry-zuur, dat geen elektronen kan opnemen. Het kan proton van HCL accepteren om het geconjugeerde zuur te vormen dat koolzuur is, H2CO3. Daarom is HCO3- geen Lewis-zuur.

HCO3- een Arrhenius-zuur

Arrheniuszuren zijn die elementen die gemakkelijk protonen (H+) kunnen verliezen. Het enige criterium voor het verliezen van H+ is dat het element zich in gesmolten toestand moet bevinden dat zich in dissociatie bevindt in water dat H+-ionen zou kunnen vrijgeven.

Van bicarbonaationen is vastgesteld dat ze één H+-ion per keer in gesmolten toestand doneren en CO32-ionen vormen. Bovendien is het ion ook actief in het doneren van OH-ionen om CO2 af te geven. Daarom kan het worden beschouwd als zowel Arrhenius-zuur als -base.

HCO3- polair of niet-polair

Polariteit hangt af van vorm en binding van de verbindingen. Aan de andere kant levert het verschil tussen elektronegativiteit van de elementen ook een bepaalde hoeveelheid polariteit op aan de verbindingen.

In HCO3- hebben de elementen een enorm verschil in elektronegativiteit en de vorm van de verbinding is ook niet symmetrisch. Daarom vindt er een dipool-dipool interactie plaats tussen de elementen, waardoor het van nature polair is.

HCO3- lineair

Lineaire vorm kan worden opgemerkt op die verbindingen waar twee atomen zijn bevestigd aan één centraal atoom en de hoek van de verbinding is 180 °. Horizontale uitlijning is aanwezig in de lineaire verbindingen.

HCO3- is absoluut anders dan lineair het centrale atoom, koolstof bevat drie zuurstofatomen eromheen. Eén zuurstof is bevestigd met dubbele bindingen en nog eens twee creëert een enkele binding met koolstof.

HCO3- paramagnetisch of diamagnetisch

De aanwezigheid van alleen ongepaarde elektronen in een verbinding maakt het diamagnetisch, terwijl de aanwezigheid van slechts één ongepaard elektron verwijst naar de paramagnetische aard van een verbinding.

HCO3- is noch diamagnetisch, noch paramagnetisch, aangezien alle elektronen in de verbinding gepaard zijn, het heeft in totaal 12 paren elektronen waarbij acht paren behoren tot de categorie met alleenstaande paren.

HCO3-kookpunt

de specifieke temperatuur waarbij een verbinding zijn vloeibare toestand in damp kan veranderen, wordt het kookpunt van die verbinding genoemd.

Bicarbonaat-ion zelf kan de fysieke eigenschap van koken niet vertonen. Wanneer het wordt geconjugeerd met een metaal zoals natrium, kan de algehele gesmolten toestand van die verbinding een specifiek kookpunt opleggen dat 851 ° C is.

HCO3-bindingshoek:

Lewis-structuur is een geldige factor die de hoek van de bindingen in elke verbinding onthult. Bovendien dringt de VSEPR-theorie ook effectief aan op het feit dat er een geschikte bindingshoek wordt aangehouden die wordt aangenomen door de composietstructuur van elementen.

De bindingshoek van bicarbonaat-ion (HCO3-) is geïdentificeerd 120 ° door VSEPR-theorie. Deze theorie zegt dat deze HCO3- het effect van lone pair lone pair en lone pair afstoting van zijn geometrie wil afsnijden. Daarom voor het hebben van stabiele Trigonal Planner-vormen met een hoek van 120°.

HCO3- diprotisch

Diprotische zuren zijn die zuren die twee proton- of H+-ionen bevatten als een belangrijk onderdeel van verbindingen. Koolzuur is een goed voorbeeld van diprotische zuren, het bevat twee H+-ionen en kan er één doneren om HCO3-, bicarbonaationen af ​​te geven. 

HCO3- is niet diprotisch omdat het slechts één proton heeft, dat niet eens gemakkelijk door het ion wordt gedoneerd in plaats van in gesmolten toestand.

HCO3- ionisch of covalent

Wanneer de atomen hun elektronen permanent aan andere atomen doneren, maken ze ionische bindingen, wanneer gedeeltelijk elektronenaandeel plaatsvindt tussen atomen, vormen ze covalente bindingen. Volgens dit bindingsvermogen wordt de chemische aard van verbindingen in de chemie beoordeeld.

Bicarbonaationen worden gevormd door waterstof, zuurstof en koolstof door valentie-elektronen met elkaar te delen om de octettoestand te vullen. Het helpt hen om sigma-bindingen met een covalente structuur te genereren. Daarom kan het complexe ion worden beschouwd als een covalente verbinding.

HCO3- amfiprotisch

Water is een goed voorbeeld van een amfiprotische verbinding, die verwijst naar de eigenschap van zowel het accepteren als het doneren van protonen. Water kan beide H+- en OH-ionen afgeven. Evenzo is HCO3- ook in staat om zowel H+- als OH-ionen af ​​te staan.

Bicarbonaationen kunnen H+-ionen accepteren en doneren, die opzettelijk de informatie opleggen dat dit ion amfiprotisch is zoals water. Door proton te verliezen, geeft het carbonaationen en hetzelfde te krijgen geeft het koolzuur.

HCO3- een geconjugeerd zuur of base

Think Bronsted-Lowry zuur-base theorie, wanneer een zuur een of meer protonen aan een base doneert, wordt het beschouwd als geconjugeerd zuur van die specifieke base. Evenzo, wanneer een base zijn waterstofionen verliest als een omgekeerde reactie die geconjugeerde base wordt genoemd.

Bicarbonaat is een geconjugeerde base van koolzuur, omdat wanneer koolzuur het verliest Waterstofionen HCO3-ionen vormen zich gemakkelijk. Bovendien, wanneer CO32- wordt gevormd door dissociatie van H+-ionen van zuur HCO3-.

HCO3- een protondonor

Protondonor verwijst naar die verbindingen die een goede donor zijn van H+-ionen. Volgens chemische feiten van koolzuur, kan worden gezegd dat koolzuur in staat is protonen te verliezen en vloeiend HCO3-ionen te produceren. Daarom is H2CO3 een protondonor.

Zure HCO3- verliest ook proton (H+) in gesmolten toestand, maar kan niet lang in de gedissocieerde vorm worden gestabiliseerd, waardoor het een slechte protondonor is. Het werkt als een goede geconjugeerde base.

HCO3- een elektrolyt

Bicarbonaat-ion is betrouwbaar in het benadrukken van het vermogen om vrije H + -elektronen te verliezen. Hoewel de vrije elektronen niet stabiel genoeg zijn in oplossingen, is het complexe ion in staat om elektriciteit te geleiden.

HCO3- is een regulerende stof in het menselijk lichaam, die helpt om de zuurgraad in de nieren in evenwicht te brengen. De complexe structuur van bicarbonaat na binding met natrium, kalium en chloriden wordt het een elektrolyt en reguleert het de pH-balans in het lichaam.

HCO3- een polyatomair ion

Polyatomaire ionen hebben meer dan twee verschillende atomen in hun geometrie. Verschillende fysische eigenschappen van verschillende elementen verwijzen naar de polyatomaire structuur van de verbindingen.

HCO3- is een polyatomair ion omdat het drie zuurstofatomen, één koolstofatoom en één waterstofatoom bevat. Hydrocarbonaat bevat koolstofoxoanion, dat het resultaat is van de verwijdering van proton uit koolzuur.

HCO3- een neerslag

Hydrocabonaat is zelf geen precipitaat, maar het heeft de eigenschap om precipitatie te geven van sommige verbindingen na toevoeging van metalen zoals natrium, kalium en enkele meer.

220px Natriumbicarbonaat
Natriumbicarbonaatzout (NaHCO3) van Wikipedia

Wanneer NaCl wordt toegevoegd met NH4HCO3, geeft het een neerslag van NaHCO3 dat natriumkoolwaterstof is. Hier toont het ion zijn vermogen om precipitaat te vormen.

We kunnen concluderen dat de Lewis-structuur van bicarbonaat-ion (HCO3-) is trouw om interne feiten met betrekking tot elektronische rangschikking van het ion te onthullen. De VSEPR-theorie is geëvalueerd om de vorm en hoek van de verbinding te identificeren door de structuur van een enkel paar en een bindingspaar van de HCO3- te beschrijven. Ik heb in dit artikel zowel fysische als chemische eigenschappen van bicarbonaationen geïmplementeerd. 

Laatste berichten in Scheikunde

Lees ook: