HPO4 2- Lewis-structuur: 3 eenvoudige stapsgewijze handleiding

waterstoffosfaat of HP42- is de geconjugeerde base van diwaterstoffosfaat met een molecuulgewicht van 95.98 g/mol. Het is een tweewaardig anorganisch fosfaatanion. Het heeft één waterstof-, één fosfaat- en vier zuurstofatomen verbonden door één dubbele binding en drie enkele bindingen rond het fosforatoom.

De Lewis-structuur van HPO4 2- heeft een fosforatoom (P) in het midden, gebonden aan één waterstofatoom (H) en drie zuurstofatomen (O). Twee van de O-atomen zijn dubbel gebonden aan P en dragen elk twee paren niet-bindende elektronen. Het derde O-atoom is enkelvoudig gebonden aan P en draagt ​​drie paar niet-bindende elektronen, en is ook gebonden aan het H-atoom. Dit resulteert in een formele lading van -2 op het molecuul, waarbij het P-atoom een ​​formele lading van +1 heeft, één O-atoom (dat aan H gebonden is) een -1 lading heeft en de overige atomen neutraal zijn.

Laten we de volgende onderwerpen op HPO onder de aandacht brengen₄^2-.

Hoe teken je HPO₄ ^2- lewis structuur?

Om de Lewis-structuur van een ion of molecuul te tekenen, moeten de volgende factoren perfect bekend zijn.

1. Het aantal valentie-elektronen bepalen: Fosfor is een element uit groep 15. Het heeft dus vijf valentie-elektronen, terwijl het een elektron van groep 16 is, zuurstof 6 elektronen in de buitenste schil heeft en waterstof één valentie-elektron in zijn 1s-orbitaal.
2. De bindingselektronen vinden:  Totaal drie enkele (sigma) en één dubbele binding zijn aanwezig in HPO₄^2-. Daarom is het aantal elektronen dat betrokken is bij binding = (3×2) + (2×2) = 10
3. De niet-bindende elektronen vinden:  Elk van de enkelvoudig gebonden zuurstof (met fosfor) heeft zes elektronen en de twee zuurstofatomen (één is verbonden met fosfor door dubbele binding en andere is bevestigd door twee enkelvoudige bindingen met fosfor- en waterstofatoom) heeft vier elektronen als niet-gebonden elektronenparen.

HPO₄^2- Lewis-structuur Vorm

Lewis-structuur vorm van een molecuul geeft de geometrische structuur van een molecuul aan die kan worden bepaald door de hybridisatie van het centrale atoom en de eenzame paren (indien aanwezig in het centrale atoom). In de volgende tabel worden de veranderingen van geometrie met de verandering van hybridisatie getoond-

Daarom, om de structuur of vorm van HPO . te bepalen₄^2-, moet eerst de hybridisatie van het centrale atoom (fosfor) worden bepaald. De hybridisatie van fosfor in dit molecuul is sp³. De geometrische structuur moet dus tetraëdrisch zijn. Omdat fosfor geen elektronen meer heeft als niet-bindend, wijken afstoting als eenzaam paar-eenzaam paar, alleenstaand paar-bindingspaar en bindingspaar-bindingspaar niet af van de structuur van de ideale geometrie.

Anders beïnvloeden deze afstotelijke factoren de structuur en de bindingshoek van elk molecuul uit het ideale geval.

HPO₄ ^2- lewis structuur Formele lading

Formele ladingsberekening helpt bij het identificeren van de meest stabiele Lewis-structuur tussen verschillende mogelijke Lewis-structuren. Het bepaalt ook de totale lading die in het molecuul aanwezig is.

• Formele lading = Totaal aantal valance-elektronen - aantal elektronen blijft als niet-gebonden - (aantal elektronen betrokken bij bindingsvorming / 2)
• Formele lading van centraal atoom, fosfor = 5 – 0 – (10/2) = 0
• Formele lading van elk van de twee zuurstofatomen, verbonden met fosfor door enkelvoudige bindingen = 6 – 6 – (2/2) = -1
• Formele lading van nog twee zuurstofatomen (één is OH-zuurstof en een andere is door een dubbele binding met fosfor verbonden) = 6 – 4 – (4/2) = 0

Uit de berekening van de formele lading is bewezen dat dit molecuul twee negatieve ladingen heeft op twee zuurstofatomen, maar deze twee negatieve ladingen zijn gedelokaliseerd over het hele molecuul.

HPO₄ ^2- Lewis-structuurhoek

Net als de geometrische moleculaire structuur hangt de bindingshoek in elk molecuul ook af van de hybridisatie van het centrale atoom. Er is een bepaalde bindingshoek voor elk van de hybridisaties.

Aangezien het centrale atoom fosfor sp . is³ gehybridiseerd in HPO₄^2-, de bindingshoek moet 109.5 . zijn⁰. Vanwege de afwezigheid van enige afstoting waarbij bindingsparen en alleenstaande paren betrokken zijn, toont het zijn werkelijke bindingshoek zonder enige afwijking, omdat fosfor geen niet-bindende elektronen meer heeft om deel te nemen aan de afstoting van eenzaam paar-eenzaam paar en eenzaam paar-bindingspaar.

HPO₄ ^2- Lewis Structuur Octet Regel

Octetregel vertelt over de valentie-schilelektronenconfiguratie van elk atoom dat zou moeten overeenkomen met zijn dichtstbijzijnde edelgas (volgens periodiek systeem) valentieschilelektronenconfiguratie.

In HPO₄ ^2-octetregel wordt niet nageleefd als fosfor voldoet niet aan de octetregel. Fosfor bevat al vijf elektronen in zijn valentieschil (3s²3p⁵). Na de vorming van een binding bereikt het nog vijf elektronen in zijn valentieschil. Daarom wordt het totale aantal elektronen in de valentieschil van fosfor 10, wat niet overeenkomt met de valentie-elektronenaantallen van het dichtstbijzijnde edelgas, argon (3s² 3p⁶).

Maar de octetregel wordt niet geschonden voor zuurstofatoom. Het heeft zes elektronen en na binding met het aangrenzende fosfor- en waterstofatoom bereikt het nog twee elektronen in zijn buitenste schil die lijkt op zijn dichtstbijzijnde edelgas, neon (2s² 2p⁶).

Waterstof heeft één elektron en na de vorming van een binding met zuurstof is de valentieschil gevuld met twee elektronen, zoals het dichtstbijzijnde edelgas helium (1s²).

HPO₄ ^2- Lewis-structuur alleenstaande paren

Eenzame paren zijn eigenlijk die valentie-elektronen die worden weergegeven als de elektronenstip in de Lewis-structuur. Ze nemen niet deel aan de vorming van bindingen met andere atomen.

• Niet-gebonden elektron = Totaal aantal valance-elektronen - aantal gebonden elektronen.
• Niet-bindende elektronen in fosfor = 5 – 5 = 0
• Niet-bindende elektronen van elk van de twee zuurstofatomen, verbonden met fosfor door enkelvoudige bindingen = 6 – 2 = 4 of twee paar eenzame elektronen.
• Niet-bindende elektronen van nog twee zuurstofatomen (een is OH-zuurstof en een andere is met fosfor verbonden door een dubbele binding) = 6 – 0 = 6 of drie eenzame paren.

Daarom is het totale aantal niet-bindende elektronen in HPO₄^2- = (2×4) + (2×6) = 20

HPO₄ ^2- Valentie-elektronen

Valance-elektronen geven de buitenste schilelektronen in elk atoom aan. De reactiviteit van valentie-elektronen is het meest en ze nemen voornamelijk deel aan de vorming van bindingen. De reden achter deze grotere reactiviteit van valentie-elektron is te wijten aan een kleinere aantrekkingskracht van de kern op de valentieschil.

Fosfor is een stikstofgroep (groep 15) element. Het heeft vijf elektronen in de buitenste schil en alle valentie-elektronen worden opgebruikt voor de vorming van bindingen. Waterstof heeft één elektron (1s¹) en het wordt beschouwd als het valentie-elektron van waterstof. Zuurstof is een groep 16-element. Het heeft in totaal acht elektronen en van deze acht elektronen bevinden zes elektronen zich in de valentieschil en worden beschouwd als valentie-elektronen.

Daarom is het aantal valentie-elektronen in HPO₄^2- = 5 + (4×6) + 1 = 30

HPO₄ ^2- oplosbaarheid

Alle fosfaten zijn in principe onoplosbaar, met uitzondering van natrium-, kalium- en ammoniumfosfaten in water, maar sommige waterstoffosfaten zijn oplosbaar zoals dinatriumdiwaterstoffosfaat. De oplosbaarheid van dinatriumdiwaterstof fosfaat is 7.7 g/100 ml bij 20⁰ C en 11.8 g/100 ml bij 25⁰ C wat aangaf dat de oplosbaarheid in water van diwaterstofdifosfaat toeneemt met toenemende temperatuur.

Is HPO₄ ^2- polair of niet-polair?

Polariteit of dipoolmoment hangt af van de volgende factoren-

• Elektronegativiteitsverschil tussen de atomen
• Vorm van het molecuul of oriëntatie van de bindingen ten opzichte van elkaar.

HPO₄^2- is tetraëdrisch gevormd met de bindingshoek 109.5⁰. Er is een verschil in elektronegativiteit tussen zuurstof, fosfor en waterstof. De OP-bindingen zijn dus polair. Door de tetraëdrische vorm worden de bindingsmomenten niet door elkaar opgeheven en bezit het anion een permanent dipoolmoment.

Daarom HPO₄^2- is een polair molecuul.

 Is HPO₄ ^2- een zuur of base?

Fosforzuur (H₃PO₄) is een zuur. Na eliminatie van twee waterstofatomen, HPO₄^2-wordt gevormd wat de geconjugeerde base is van H₂PO₄^-(gevormd na eliminatie van één waterstofatoom uit H₃PO₄). Daarom kan het twee protonen opnemen. Het kan ook zijn laatste proton doneren en PO . vormen₄^3-.

Het werkt dus zowel als zuur als als base.

Is HPO₄ ^2- amfiprotisch?

Ja, HPO₄^2-is een amfiprotisch ion wat betekent dat het zowel protonen kan accepteren als doneren. Het is de geconjugeerde basis van H₂PO₄^-, en het geconjugeerde zuur van PO₄^3-. Na acceptatie van twee protonen vormt het stabiel fosforzuur (H₃PO₄).

H₂PO₄^- Lewis-structuur

Het is eigenlijk de geconjugeerde base van fosforzuur. Na het elimineren van één proton uit fosforzuur, H₂PO₄^- is verkregen. In dit mono-negatieve molecuul is fosfor gebonden met twee OH-groepen door twee enkele bindingen en met twee zuurstofatomen door respectievelijk een enkele binding en dubbele binding.

is H₂PO₄^- een zuur of base?

Het is ook een amfiprotische stof omdat het de geconjugeerde base van fosforzuur is. Aan de andere kant kan het zijn twee protonen doneren om PO . te vormen₄^3-. Het werkt dus ook als Bronsted-zuur. Voor dit dubbele gedrag als zuur en base wordt het gedefinieerd als een amfiprotische stof.

is H₂PO₄^- sterker dan HPO₄^2-?

H₂PO₄^- is sterker dan HPO₄^2-want na acceptatie van één waterstofatoom, H₂PO₄^- wordt fosforzuur. Omdat fosforzuur een zwak zuur is en na eliminatie van één proton wordt het zwakker en verdere donatie van proton HPO₄^2-wordt de zwakste.

Conclusie

Dat blijkt uit bovenstaand artikel over HPO₄^2- dat het een geconjugeerde basis is van H₂PO₄^- en het is een tetraëdrisch anion met bindingshoek 109.5⁰. Het is een polair molecuul met een permanent dipoolmoment.

Lees ook:

• Licl Lewis-structuur
• So2cl2 Lewis-structuur
• Icl2 Lewis-structuur
• Ccl3f Lewis-structuur
• FCN Lewis-structuur
• Brf5 Lewis-structuur
• Scl2 Lewis-structuur
• O2 Lewis-structuur
• S2o Lewis-structuur
• Gah3 Lewis-structuur

Aditi Roy

Hallo,
Ik ben Aditi Ray, een chemie-KMO op dit platform. Ik heb mijn diploma scheikunde behaald aan de Universiteit van Calcutta en een postdoctorale opleiding aan de Techno India University met een specialisatie in anorganische chemie. Ik ben erg blij om deel uit te maken van de Lambdageeks-familie en ik wil het onderwerp graag op een simplistische manier uitleggen.
Laten we verbinding maken via LinkedIn-https://www.linkedin.com/in/aditi-ray-a7a946202