HPO4 2-Lewis-Struktur: 3 einfache Schritt-für-Schritt-Anleitung

Hydrogenphosphat oder HPO42- ist die konjugierte Base von Dihydrogenphosphat mit einem Molekulargewicht von 95.98 g/mol. Es ist ein zweiwertiges anorganisches Phosphatanion. Es hat ein Wasserstoff-, ein Phosphat- und vier Sauerstoffatome, die durch eine Doppelbindung und drei Einfachbindungen um das Phosphoratom gebunden sind.

Die Lewis-Struktur von HPO4 2- weist im Zentrum ein Phosphoratom (P) auf, das an ein Wasserstoffatom (H) und drei Sauerstoffatome (O) gebunden ist. Zwei der O-Atome sind doppelt an P gebunden und tragen jeweils zwei Paare nichtbindender Elektronen. Das dritte O-Atom ist einfach an P gebunden und trägt drei Paare nichtbindender Elektronen und ist außerdem an das H-Atom gebunden. Dies führt zu einer formalen Ladung des Moleküls von -2, wobei das P-Atom eine formale Ladung von +1 hat, ein O-Atom (das an H gebundene) eine Ladung von -1 hat und die übrigen Atome neutral sind.

Lassen Sie uns die folgenden Themen zu HPO hervorheben₄^2-.

Wie zeichnet man HPO₄ ^2- Lewis-Struktur?

Um die Lewis-Struktur eines Ions oder Moleküls zu zeichnen, sollten die folgenden Faktoren genau bekannt sein.

1. Bestimmung der Zahl der Valenzelektronen: Phosphor ist ein Element der Gruppe 15. Somit hat es fünf Valenzelektronen, während Sauerstoff als Elektron der Gruppe 16 6 Elektronen in seiner äußersten Schale und Wasserstoff ein Valenzelektron in seinem 1s-Orbital hat.
2. Bestimmung der Bindungselektronen:  In HPO sind insgesamt drei Einfach- (Sigma) und eine Doppelbindung vorhanden₄^2-. Daher ist die Anzahl der an der Bindung beteiligten Elektronen = (3 × 2) + (2 × 2) = 10
3. Herausfinden der nichtbindenden Elektronen:  Jeder einfach gebundene Sauerstoff (mit Phosphor) hat sechs Elektronen und die zwei Sauerstoffatome (eines ist mit Phosphor durch eine Doppelbindung verbunden und das andere ist mit zwei Einfachbindungen mit einem Phosphor- und einem Wasserstoffatom verbunden) haben vier Elektronen als nicht gebundene Elektronenpaare.

HPO₄^2- Lewis-Struktur Form

Lewis-Struktur Die Form eines beliebigen Moleküls bezeichnet die geometrische Struktur eines beliebigen Moleküls, die durch die Hybridisierung des Zentralatoms und der freien Elektronenpaare (falls im Zentralatom vorhanden) bestimmt werden kann. In der folgenden Tabelle sind die Änderungen der Geometrie bei der Änderung der Hybridisierung dargestellt.

Daher, um die Struktur oder Form von HPO zu bestimmen₄^2-, sollte zuerst die Hybridisierung des Zentralatoms (Phosphor) bestimmt werden. Die Hybridisierung von Phosphor in diesem Molekül ist sp³. Somit sollte die geometrische Struktur tetraedrisch sein. Da Phosphor keine Elektronen als nicht bindende übrig hat, weichen Abstoßungen wie Einzelpaar-Einzelpaar, Einzelpaar-Bindungspaar und Bindungspaar-Bindungspaar nicht von der idealen Geometrie ab.

Ansonsten weichen diese Abstoßungsfaktoren der Struktur sowie dem Bindungswinkel eines beliebigen Moleküls vom Idealfall ab.

HPO₄ ^2- Lewis-Struktur Formelle Gebühr

Formale Ladungsberechnung hilft, die stabilste Lewis-Struktur unter verschiedenen möglichen Lewis-Strukturen zu identifizieren. Es entscheidet auch über die im Molekül vorhandene Gesamtladung.

• Formelle Ladung = Gesamtzahl der Valenzelektronen – Anzahl der Elektronen, die ungebunden bleiben – (Anzahl der an der Bindungsbildung beteiligten Elektronen/2)
• Formale Ladung des Zentralatoms, Phosphor = 5 – 0 – (10/2) = 0
• Formale Ladung jedes der beiden Sauerstoffatome, verbunden mit Phosphor durch Einfachbindungen = 6 – 6 – (2/2) = -1
• Formale Ladung von zwei weiteren Sauerstoffatomen (eines ist OH-Sauerstoff und ein anderes ist mit Phosphor durch eine Doppelbindung verbunden) = 6 – 4 – (4/2) = 0

Aus der Berechnung der Formalladung ist bewiesen, dass dieses Molekül zwei negative Ladungen an zwei Sauerstoffatomen hat, aber diese zwei negativen Ladungen sind über das ganze Molekül delokalisiert.

HPO₄ ^2- Lewis-Strukturwinkel

Wie die geometrische Molekülstruktur hängt auch der Bindungswinkel in jedem Molekül von der Hybridisierung des Zentralatoms ab. Für jede Hybridisierung gibt es einen bestimmten Bindungswinkel.

Als Zentralatom ist Phosphor sp³ in HPO hybridisiert₄^2-, sollte der Bindungswinkel 109.5 betragen⁰. Aufgrund des Fehlens einer Abstoßung zwischen Bindungspaaren und Einzelpaaren zeigt es seinen tatsächlichen Bindungswinkel ohne Abweichung, da Phosphor keine nichtbindenden Elektronen mehr hat, um an der Abstoßung zwischen Einzelpaaren und Einzelpaaren teilzunehmen.

HPO₄ ^2- Lewis-Struktur-Oktett-Regel

Oktettregel sagt über die Valenzschalen-Elektronenkonfiguration jedes Atoms, das mit der Valenzschalen-Elektronenkonfiguration seines nächsten Edelgases (gemäß Periodensystem) übereinstimmen sollte.

Im HPO₄ ^2-Oktettregel wird nicht befolgt Phosphor erfüllt die Oktettregel nicht. Phosphor enthält bereits fünf Elektronen in seiner Valenzschale (3s²3p⁵). Nach der Bindungsbildung erreicht es fünf weitere Elektronen in seiner Valenzschale. Daher wird die Gesamtzahl der Elektronen in der Valenzschale von Phosphor 10, was nicht mit der Zahl der Valenzelektronen des nächstgelegenen Edelgases Argon übereinstimmt (3s² 3p⁶).

Aber die Oktettregel wird für Sauerstoffatome nicht verletzt. Es hat sechs Elektronen und erreicht nach Bindung mit benachbarten Phosphor- und Wasserstoffatomen zwei weitere Elektronen in seiner äußersten Schale, die seinem nächsten Edelgas, Neon (2s² 2p⁶).

Wasserstoff hat ein Elektron und nach Bindungsbildung mit Sauerstoff ist seine Valenzschale mit zwei Elektronen gefüllt wie sein nächstgelegenes Edelgas Helium (1s²).

HPO₄ ^2- Einsame Paare der Lewis-Struktur

Einzelpaare sind eigentlich jene Valenzelektronen, die in der Lewis-Struktur als Elektronenpunkt dargestellt sind. Sie nehmen nicht an der Bindungsbildung mit anderen Atomen teil.

• Nichtgebundenes Elektron = Gesamtzahl der Valenzelektronen – Anzahl der gebundenen Elektronen.
• Nichtbindende Elektronen in Phosphor = 5 – 5 = 0
• Nichtbindende Elektronen jedes der beiden Sauerstoffatome, die mit Phosphor durch Einfachbindungen verbunden sind = 6 – 2 = 4 oder zwei Paare einsamer Elektronen.
• Nichtbindende Elektronen von zwei weiteren Sauerstoffatomen (eines ist OH-Sauerstoff und ein anderes ist mit Phosphor durch eine Doppelbindung verbunden) = 6 – 0 = 6 oder drei freie Elektronenpaare.

Daher die Gesamtzahl der nichtbindenden Elektronen in HPO₄^2- = (2×4) + (2×6) = 20

HPO₄ ^2- Valenzelektronen

Valenzelektronen zeigen die äußersten Schalenelektronen in jedem Atom an. Die Reaktivität der Valenzelektronen ist am größten und sie sind hauptsächlich an der Bindungsbildung beteiligt. Der Grund für diese größere Reaktivität des Valenzelektrons liegt in der geringeren Anziehungskraft des Kerns auf der Valenzschale.

Phosphor ist ein Element der Stickstoffgruppe (Gruppe 15). Es hat fünf Elektronen in seiner äußersten Schale und alle Valenzelektronen werden für die Bindungsbildung verbraucht. Wasserstoff hat ein Elektron (1s¹) und wird als Valenzelektron von Wasserstoff angesehen. Sauerstoff ist ein Element der Gruppe 16. Es hat insgesamt acht Elektronen und von diesen acht Elektronen befinden sich sechs Elektronen in der Valenzschale und werden als Valenzelektronen betrachtet.

Daher die Anzahl der Valenzelektronen in HPO₄^2- = 5 + (4×6) + 1 = 30

HPO₄ ^2- Löslichkeit

Alle Phosphate mit Ausnahme von Natrium-, Kalium- und Ammoniumphosphaten sind grundsätzlich in Wasser unlöslich, aber einige Hydrogenphosphate sind löslich, wie Dinatriumdihydrogenphosphat. Die Löslichkeit von Dinatriumdihydrogen Phosphat beträgt 7.7 g/100 ml bei 20⁰ C und 11.8 g/100 ml bei 25⁰ C was anzeigte, dass die Löslichkeit von Dihydrogendiphosphat in Wasser mit steigender Temperatur zunimmt.

Ist HPO₄ ^2- polar oder unpolar?

Polarität oder Dipolmoment hängt von folgenden Faktoren ab:

• Elektronegativitätsunterschied zwischen den Atomen
• Form des Moleküls oder Orientierung der Bindungen zueinander.

HPO₄^2- ist tetraederförmig mit dem Bindungswinkel 109.5⁰. Zwischen Sauerstoff, Phosphor und Wasserstoff besteht ein Unterschied in der Elektronegativität. Somit sind die OP-Bindungen polar. Aufgrund der Tetraederform heben sich die Bindungsmomente nicht gegenseitig auf und das Anion besitzt ein permanentes Dipolmoment.

Deshalb HPO₄^2- ist ein polares Molekül.

 Ist HPO₄ ^2- eine Säure oder Base?

Phosphorsäure (H₃PO₄) ist eine Säure. Nach Abspaltung von zwei Wasserstoffatomen entsteht HPO₄^2-gebildet, die die konjugierte Base von H ist₂PO₄^-(entstanden nach Abspaltung eines Wasserstoffatoms aus H₃PO₄). Daher kann es zwei Protonen aufnehmen. Es kann auch sein letztes Proton abgeben und PO bilden₄^3-.

Es wirkt also sowohl als Säure als auch als Base.

Ist HPO₄ ^2- amphiprotisch?

Ja HPO₄^2-ist ein amphiprotisches Ion was bedeutet, dass es Protonen sowohl aufnehmen als auch abgeben kann. Es ist die konjugierte Base von H₂PO₄^-, und die konjugierte Säure von PO₄^3-. Nach Aufnahme von zwei Protonen bildet es stabile Phosphorsäure (H₃PO₄).

H₂PO₄^- Lewis-Struktur

Es ist im Grunde die konjugierte Base von Phosphorsäure. Nach Eliminierung eines Protons aus Phosphorsäure bildet H₂PO₄^- erhalten wird. In diesem mononegativen Molekül ist Phosphor mit zwei OH-Gruppen durch zwei Einfachbindungen und mit zwei Sauerstoffatomen durch eine Einfachbindung bzw. Doppelbindung verbunden.

Ist H₂PO₄^- eine Säure oder Base?

Es ist auch eine amphiprotische Substanz weil es die konjugierte Base von Phosphorsäure ist. Andererseits kann es seine beiden Protonen abgeben, um PO zu bilden₄^3-. Somit wirkt es auch als Brönstedt-Säure. Für dieses duale Verhalten als Säure und Base wird es als amphiprotische Substanz definiert.

Ist H₂PO₄^- stärker als HPO₄^2-?

H₂PO₄^- ist stärker als HPO₄^2-denn nach Aufnahme eines Wasserstoffatoms ist H₂PO₄^- wird zu Phosphorsäure. Da Phosphorsäure eine schwache Säure ist, wird sie nach der Eliminierung eines Protons schwächer und gibt weitere Protonen HPO ab₄^2-wird am schwächsten.

Zusammenfassung

Es kann aus dem obigen Artikel über HPO geschlossen werden₄^2- dass es eine konjugierte Base von H ist₂PO₄^- und es ist ein tetraedrisches Anion mit einem Bindungswinkel von 109.5⁰. Es ist ein polares Molekül mit einem permanenten Dipolmoment.

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Aditi Roy

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Ich bin Aditi Ray, ein Chemie-KMU auf dieser Plattform. Ich habe meinen Abschluss in Chemie an der Universität von Kalkutta gemacht und einen weiteren Abschluss an der Techno India University mit Spezialisierung auf Anorganische Chemie. Ich freue mich sehr, Teil der Lambdageeks-Familie zu sein und möchte das Thema auf einfache Weise erklären.
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