HSO3-Lewis-Struktur, Eigenschaften:21 Schnelle Fakten

Dieser Artikel befasst sich mit der HSO3-Lewis-Struktur und anderen wichtigen Eigenschaften und Merkmalen. Beginnen wir mit der HSO3-Lewis-Struktur.

HSO3- ist ein nichtmetallisches Sulfitmolekül. Es ist ein Oxoanion des Schwefels. Es ist auch eine konjugierte Base der schwefligen Säure. das zentrale S ist sp³ hybridisiert wie in schwefliger Säure. Eine der -OH-Bindungen ist in der schwefligen Säure durch O ersetzt^-, als h⁺ wird aus schwefliger Säure freigesetzt. Es kann sowohl als Säure als auch als Base wirken, da es H freisetzt⁺ ebenso OH^- unter geeigneten Bedingungen.

Das zentrale S ist über ein ketonisches O, eine -OH-Gruppe und ein anderes O verbunden, das eine negative Ladung trägt. Die negative Ladung kann zwischen S- und O-Atomen delokalisiert werden, da sie die negative Ladung als elektronegatives Atom ansammeln können.

Einige Fakten dazu HSO3-

Zwischen Bisulfit-Anionen besteht immer eine Tautomerie. Dieses Phänomen wird in der NMR-Spektroskopie beobachtet. Ein Tautomer hat doppelt gebundenes O und das andere hat eine -OH-Gruppe. HSO3- kann aus schwefliger Säure durch Protonenverlust oder aus Calciumbisulfit durch Calciumkationenverlust hergestellt werden.

H2SO3 = H⁺ + HSO3^-

CaHSO3 = Ca⁺ + HSO3^-

Auch hier ergibt die Reaktion von Schwefeldioxid mit einer basischen Lösung einer starken Base HSO3^-.

SO₂ + OH^- = HSO₃^-

HSO₃^- ist die konjugierte Base mit schwefeliger Säure Preis 6.97, also weniger basisch und weniger sauer. Als HSO₃^- ist eine sehr schwache Säure, daher ist ihre konjugierte Base SO₃^2-.

HSO₃^- = H⁺ + SO₃^-

Bisulfit ist auch gut Reduktionsmittel, es kann leicht Wasserstoff abgeben.

2HSO^-₃ + O₂ → 2SO²⁻₄ + 2H⁺

1.    Wie zeichnet man eine HSO3-Lewis-Struktur?

Die HSO3-Lewis-Struktur spielt eine entscheidende Rolle bei der Vorhersage der unterschiedlichen kovalenten Eigenschaften des Anions. Also versuchen wir zu lernen, wie die HSO3-Lewis-Struktur gezeichnet werden kann.

Zuerst zählen wir die gesamten Valenzelektronen für die HSO3-Lewis-Struktur. Die drei Bestandteile der HSO3-Lewis-Struktur sind S, O und H. Die Valenzelektronen für S, O und H sind 6,6, 1 bzw. 3. Die gesamten Valenzelektronen für die HSOXNUMX-Lewis-Struktur sind also (4*6) + 1 + 1 = 26 Elektronen.

Die Anwesenheit von Eine zusätzliche negative Ladung ist ein Zeichen für das Vorhandensein eines zusätzlichen Elektrons und so addieren wir 1 zu den Valenzelektronen.

Jetzt wählen wir S als Zentralatom, da es größer und weniger elektronegativ ist als O.

Nach der Oktettregel sind die für die HSO3-Lewis-Struktur erforderlichen Elektronen, 4*8 + 2 +1 = 35 Elektronen, aber die Valenzelektronen der HSO3-Lewis-Struktur sind 26 Elektronen. Der Elektronenmangel beträgt also 35-26 = 9 Elektronen.

Diese fehlenden 9 Elektronen werden durch eine geeignete Anzahl von Bindungen angesammelt, dh 4 Bindungen, und 1 zusätzliches Elektron verbleibt als negative Ladung.

Da O elektronegativer ist negative Ladung auf O ist der günstigste Fall. Nachdem wir alle Bindungen zugewiesen haben, sollten wir sicherstellen, dass alle Atome durch ihre Wertigkeit erfüllt sein sollten.

O ist ein zweiwertiges Atom, also fügen wir zur Befriedigung seiner Wertigkeit eine Doppelbindung zwischen S und O hinzu. Alle freien Elektronenpaare werden S- und o-Atomen zugeordnet, da sie mehr Elektronen in ihrer Valenzschale enthalten.

2.    HSO3-Lewis-Strukturform

Die Form der HSO3-Lewis-Struktur entspricht der molekularen Form von H2SO3, die trigonal-pyramidenförmig ist. Aber die molekulare Geometrie der HSO3-Lewis-Struktur ist gemäß der VSEPR-Theorie und dem Hybridisierungswert tetraedrisch.

In der HSO3-Lewis-Struktur erfährt das zentrale S sp³ Hybridisierung zusammen mit seinem freien Elektronenpaar und bildet eine π-Bindung mit dem 3d-Orbital. Also gem VSEPR (Valenzschalen-Elektronenpaar) Theoretisch sollte das Molekül eine tetraedrische Geometrie annehmen, um jede Art von sterischer Abstoßung zu vermeiden, da es ein tetrakoordiniertes Molekül ist, aber die Form des Moleküls ist trigonal planar.

In der Form prüfen wir die Geometrie ohne das einsame Paar, nur Bindungspaare sind beteiligt und es gibt drei Bindungspaare, die für die Geometrie verantwortlich sind, und die beste Geometrie ist trigonal-pyramidal.

3.    HSO3- Valenzelektronen

Die Gesamtzahl der Valenzelektronen für die HSO3-Lewis-Struktur beträgt 26. Diese 26 Elektronen sind die Summe der einzelnen Atome, die im Anion vorhanden sind.

Das Zentralatom S hat sechs Valenzelektronen, weil es zur 16. Gruppe gehört, darunter zwei aus dem 3s- und vier aus dem 3p-Orbital.

O hat auch sechs Valenzelektronen, da es zur Gruppe VIA des Periodensystems gehört, zwei Elektronen von O stammen aus dem 2s-Orbital und die restlichen vier Elektronen gehören zu einem anderen Valenzschalen-2p-Orbital.

H hat nur ein Valenzelektron, da es ein Element der Gruppe IA und der 1. Periode ist. Die negative Ladung über dem Anion wird ebenfalls als ein Elektron gezählt.

Somit sind die gesamten in der HSO3-Lewis-Struktur vorhandenen Valenzelektronen (6*4) + 1 + 1 = 26.

4.    HSO3-Lewis-Struktur Einzelpaare

Nur S und O enthalten freie Elektronenpaare in der HSO3-Lewis-Struktur. Die gesamten freien Elektronenpaare sind die Summe der einzelnen freien Elektronenpaare, die über O- und S-Atomen vorhanden sind.

S hat sechs Valenzelektronen, aber S hat vier Bindungen Paare in der HSO3-Lewis-Struktur durch Teilen von vier Elektronen. Die verbleibenden zwei Valenzelektronen existieren also als ein freies Elektronenpaar über dem S.

O hat auch sechs Valenzelektronen und zwei O haben zwei Bindungspaare, indem sie zwei Elektronen und den Rest der vier Valenzelektronen teilen zwei Paare von einsamen Paaren.

Aber ein O hat nur ein Bindungspaar mit S und es enthält auch ein zusätzliches Elektron in seiner Valenzschale. Also bekommt es ein negative Ladung und jetzt hat es sieben Elektronen und nur ein Bindungspaar, indem es ein Elektron teilt.

Die verbleibenden sechs Elektronen existieren also als drei Paare von Einzelpaaren für dieses O-Atom.

Die gesamten freien Elektronenpaare für die HSO3-Lewis-Struktur sind also 1+2+2+3 = 8 Paare von freien Elektronenpaaren.

5.    HSO3-Lewis-Struktur-Oktett-Regel

Jedes Atom nach der Bindungsbildung folgt der Oktettregel zur Stabilisierung und erhält die Edelgaskonfiguration. Jedes einzelne Atom in der HSO3-Lewis-Struktur gehorcht also auch der Oktettregel zur Stabilisierung.

Die elektronische Konfiguration von S ist [Ne] 3s²3p⁴. Aus der elektronischen Struktur von S geht also hervor, dass es sechs Elektronen in seinem äußersten Orbital hat, die 3s und 3p sind. Es ist ein Atom der Gruppe VIA der 3. Periode des Periodensystems, also hat es sechs Valenzelektronen.

S benötigt zwei weitere Elektronen in seinem 3p-Orbital, damit sein 3p-Orbital gefüllt ist, da das p-Orbital maximal sechs Elektronen enthalten kann, da es drei Teilmengen hat. Nach der Gewinnung von zwei Elektronen im p-Orbital von S ist sein p-Orbital wie das nächste Edelgas gefüllt und ebenfalls stabil.

Dann hat S sechs Elektronen im p-Orbital und zwei Elektronen im s-Orbital, also hätte S acht Elektronen in seinem Valenzorbital und vervollständige sein Oktett.

In der HSO3-Lewis-Struktur macht S drei Sigma- und eine π-Bindung mit H- bzw. O-Atomen. Ein Elektron soll in ein vakantes 3d-Orbital befördert werden, und dieses Elektron bildet eine π-Bindung. Jetzt hat S drei ungepaarte Elektronen in seinem 3p-Orbital und diese drei Elektronen gehen Bindungen ein, indem sie Elektronen teilen.

Jetzt hat S sechs gepaarte Elektronen in seinem 3p-Orbital und zwei Elektronen im 3s-Orbital. Schließlich hat S acht Elektronen in seiner Valenzschale, die sich in 3s- und 3p-Orbitalen befindet, und vervollständigt sein Oktett wie ein Edelgas.

 O hat eine elektronische Konfiguration [Er] 2s²2p⁴, also hat es auch sechs Elektronen in seinem Valenzorbital, die 2s und 2p sind. Da O zur Gruppe gehört 16^th 2. Periode des Periodensystems, also hat es auch sechs Valenzelektronen wie S. O hat mehr als die Hälfte seines 2p-Orbitals gefüllt und benötigt zwei weitere Elektronen für die vollständige Oktettregel.

Zwei O-Atome bildeten zwei Bindungen in der HSO3-Lewis-Struktur, indem sie zwei Elektronen verwendeten, und jetzt hat O drei gepaarte Elektronen in seinem p-Orbital und es hat zwei Elektronen in seinem 2s-Orbital. Also hat O jetzt acht Elektronen und vervollständigt auch sein Oktett.

Ein O-Atom enthält eine negative Ladung und hat fünf Elektronen in sich 2p-Orbital und benötigt ein weiteres Elektron.

Dieses O bildete eine Einfachbindung mit S, indem es eines seiner Elektronen teilte, und jetzt hat es auch bereits sechs Elektronen in seinem 2p-Orbital und zwei Elektronen im 2s-Orbital. Das O hat also auch acht Elektronen in seinem Valenzorbital Gruppe 18^th Element und vervollständigt sein Oktett, um die Stabilisierung zu erreichen

H hat nur ein Elektron im 1s-Orbital und das s-Orbital enthält maximal zwei Elektronen, also braucht es ein weiteres Elektron, damit es eine elektronische Konfiguration wie He bilden kann. H bildet mit eine Einfachbindung O teilt sich ein Elektron und sein 1s-Orbital ist abgeschlossen.

6.    Formelle Ladung der HSO3-Lewis-Struktur

Da die HSO3-Lewis-Struktur eine negative Ladung enthält, müssen wir die formale Ladung berechnen, um zu zeigen, welches Atom eine negative Ladung enthält. Wir nehmen für alle im Molekül vorhandenen Atome die gleiche Elektronegativität an.

Die Formel, mit der wir die Formalgebühr berechnen können, FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp

Wo n_v ist die Anzahl der Elektronen in der Valenzschale oder dem äußersten Orbital, N_lp die Anzahl der Elektronen im freien Elektronenpaar ist und N_bp  ist die Gesamtzahl der Elektronen, die nur an der Bindungsbildung beteiligt sind.

Die formale Ladung über S ist 6-2-(8/2) = 0

Die formale Ladung über O ist 6-4-(4/2) =0

Die formale Ladung über O ist 6-6-(2/2) = -1

Die formale Ladung über H ist 1-0-(2/2) = 0

SO enthält eines der O-Atome eine negative Ladung darüber, weil O eine formale Ladung mit dem Wert -1 hat.

7.    HSO3-Lewis-Strukturwinkel

Der OSO-Bindungswinkel in der HSO3-Lewis-Struktur ist größer als erwartet. Es sollte ungefähr 109.5 sein⁰ als zentrales S ist sp³ hybridisierte und geometrieähnliche Tetraeder.

Der Bindungswinkel hängt sowohl von der Hybridisierung als auch von der VSEPR-Theorie ab. Also natürlich die AXE₃ Typ Molekül mit Einzelpaar zeigt tetraedrische Geometrie und der Bindungswinkel wird sein 109.5⁰. Einzelpaare benötigten mehr Platz und aus diesem Grund wird die Geometrie tetraedrisch sein.

Wenn jedoch innerhalb des Moleküls ein Abweichungsfaktor vorhanden ist, wird der Bindungswinkel geändert und zeigt die Ausnahme der VSEPR-Theorie. In der HSO3-Lewis-Struktur gibt es ein freies Elektronenpaar zusammen mit einer Doppelbindung. Also da ist Es tritt eine massive Abstoßung zwischen freien Elektronenpaaren und Bindungspaaren auf. Um diese Abstoßung zu minimieren, ändert das Molekül seine Geometrie in eine trigonale Pyramide.

Aber der Bindungswinkel für trigonal planar ist 120⁰. Aber es gibt ein einsames Paar und eine Bindungspaarabstoßung, das zentrale Molekül richtet den Bindungswinkel aus niedriger als 120⁰ Das ist 113⁰ für eine stabile Konfiguration, aber der Bindungswinkel ist höher als 109.5⁰.

8.    HSO3-Lewis-Struktur-Resonanz

Aufgrund des Vorhandenseins einer überschüssigen Elektronendichte in der HSO3-Lewis-Struktur wird eine Delokalisierung der Elektronenwolke auftreten. Dieses Phänomen bezieht sich auf Resonanz.

Es wird drei verschiedene Resonanzstrukturen der HSO3-Lewis-Struktur geben, die möglich sein werden. Unter allen ist nur die Struktur III die stabilste kanonische Form des Moleküls, da sie eine höhere Anzahl kovalenter Bindungen enthält, also die stabilste und auch am meisten beitragende ist.

Die Struktur I und II sind ähnlich, sie haben also eine geringere Stabilität als Struktur I.

9.    HSO3-Hybridisierung

In der HSO3-Lewis-Struktur sollte das zentrale S-Atom sp sein³ hybridisiert. Es sind verschiedene Atome mit verschiedenen Orbitalen mit unterschiedlicher Energie vorhanden. Sie werden also hybridisiert, um Hybridorbitale mit gleicher Energie zu bilden, um eine stabile Bindung zu bilden.

Die Hybridisierung von N wird nach folgender Formel berechnet:

H = 0.5 (V+M-C+A), wobei H= Hybridisierungswert, V Zahl der Valenzelektronen im Zentralatom, M = umgebende einwertige Atome, C=Nr. des Kations, A=Nr. des Anions.

Die Hybridisierung des zentralen S ist also ½(6+1+1) = 4(sp³)

Wir können also aus der obigen Tabelle schließen, wenn die Hybridisierung innerhalb von 4 Orbitalen beteiligt ist, dann sollte der zentrale Tom sp sein³ hybridisiert.

Jetzt können wir die Hybridisierung von S und die Bindungsbildung verstehen.

Auch hier können wir aus dem Kastendiagramm sehen, dass eines der Elektronen von S aus dem p-Orbital in das freie 3d-Orbital befördert wird und dieses Elektron eine π-Bindung mit O bildet, die nicht an der Hybridisierung beteiligt ist. In der HSO3-Lewis-Struktur wird es also geben einer d_π-p_π Bindung entsteht.

10  HSO3- Löslichkeit

HSO3- ist größtenteils wasserlöslich, aber auch in folgenden Lösungen löslich:

• CCl4
• Methanol
• Benzol
• Toluol

11  Ist HSO3- wasserlöslich

Ja, HSO3- ist wasserlöslich.

Das Molekül ist ein Anion und aus diesem Grund hat es eine gewisse Polarität und ist aus diesem Grund in polaren Lösungsmitteln wie Wasser löslich (Gleiches löst Gleiches).

12  Ist HSo3- eine Säure oder Base?

HSO3- wirkt sowohl als Säure als auch als Base.

HSO3- ist eine konjugierte Base von H2SO3, also kann es hier als Base fungieren und -OH abgeben.

Aber in einer wässrigen Lösung kann HSO3- H freisetzen⁺ und wirkt als Säure. seine konjugierte Basis ist SO₃^2-.

13  Ist HSO3- eine starke Säure?

Nein, HSO3- ist eine sehr schwache Säure.

Der pka-Wert dieses Moleküls ist sehr hoch und positiv, was es schwach und sauer macht. In Wasserlösung dissoziiert es sehr langsam. Aber ihre konjugierte schweflige Säure ist eine mäßig starke Säure.

14  Ist HSO3- eine starke Base?

Nein, HSO3- ist keine starke Base.

Der pka-Wert von HSO3- ist nahezu neutral. Es ist also weder eine starke Säure noch eine sehr starke Base.

15  Ist HSO3- eine Bronsted Base?

Nein, HSO3- ist keine Bronsted-Base.

Es kann angenommen werden, dass HSO3- als Proton oder H akzeptiert werden kann⁺ leicht, aber nach Aufnahme von Protonen wird es in schweflige Säure überführt. Also, sobald es das Proton akzeptiert hat, aber nachdem es das Proton akzeptiert hat, wird es nicht länger eine Basenveränderung zu einer Säure sein.

16  Ist HSO3-wässrig?

Nein. HSO3- ist nicht wässrig.

Es ist im physikalischen Zustand eine farblose Flüssigkeit, aber in einer wässrigen Lösung dissoziiert sein Proton sehr langsam und bleibt nicht mehr in seiner ursprünglichen Form.

17  Ist HSO3- eine Lewis-Säure?

Ja, HSO3- wirkt als Lewis-Säure.

S hat ein energetisch zugängliches unbesetztes 3d-Orbital. So können dort freie Elektronenpaare von der geeigneten Lewis-Base aufgenommen werden und HSO3- als Lewis-Säure bilden.

18  Ist HSO3- neutral?

Nein, HSO3- ist ein geladenes Anion.

Über dem Molekül wird eine negative Ladung vorhanden sein, genauer gesagt befindet sich die negative Ladung auf dem O-Atom. Das Molekül ist also ein Säureradikal.

19  Ist HSO3- polar oder unpolar?

HSO3- ist ein polares Molekül.

Es gibt einen Ladungsunterschied zwischen S- und O-Atomen. Somit fließt ein Netto-Dipolmoment von der S- zur O-Stelle, und aufgrund der asymmetrischen Form des Moleküls besteht keine Möglichkeit, das Dipolmoment aufzuheben, und das Molekül hat ein resultierendes Dipolmoment. HSO3- ist also ein polares Molekül.

20  Ist HSO3- eine konjugierte Säure oder Base?

HSO3- ist sowohl konjugierte Säure als auch konjugierte Base.

HSO3- ist die konjugierte Base der schwefligen Säure. wohingegen es selbst eine Säure ist, wobei die konjugierte Base SO ist₃^2-. HSO3- kann also sowohl eine konjugierte Säure als auch eine konjugierte Base sein.

21  Ist HSO3- ein mehratomiges Ion?

Ja, HSO3- ist ein mehratomiges Ion.

HSO3- besteht aus drei Ionenarten, die negative Ladung liegt über dem O-Atom. Es ist also ein mehratomiges Anion.

Zusammenfassung

HSO3- ist eine konjugierte Base der schwefligen Säure. aber hSo3- selbst ist eine Säure, aber sehr schwach. Es ionisiert langsam in einer Wasserlösung.

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Biswarup Chandra Dey

Hallo……ich bin Biswarup Chandra Dey, ich habe meinen Master in Chemie an der Central University of Punjab abgeschlossen. Mein Spezialgebiet ist Anorganische Chemie. In der Chemie geht es nicht nur darum, Zeile für Zeile zu lesen und auswendig zu lernen, es ist ein Konzept, das leicht zu verstehen ist, und hier teile ich mit Ihnen das Konzept der Chemie, das ich lerne, weil es sich lohnt, Wissen zu teilen.