7 snadných kroků ke struktuře HClO Lewis, hybridizace (vyřešeno)

by

Kyselina chlorná (HClO) má Lewisovu strukturu s atomem chloru (Cl) ve středu, vázaným na atom kyslíku (O) a atom vodíku (H). Cl má 7 valenčních elektronů, O má 6 a H má 1, celkem 14 elektronů. Struktura ukazuje jednoduchou vazbu Cl-O, jednoduchou vazbu OH a tři volné páry na Cl. Molekula má ohnutou geometrii s úhlem vazby O-Cl-H o něco menším než 120° v důsledku odpuzování osamělých párů-vazeb. Rozdíl elektronegativity mezi Cl (3.16) a O (3.44) vytváří polární vazbu, která ovlivňuje reaktivitu HClO, zejména při oxidačních a dezinfekčních procesech.

HClO nebo kyselina chlorná je objeven francouzským chemikem Antoinem Jeromem v roce 1834. HOCl je slabá kyselina s molární hmotností 52.46 g/mol. Je to ohnutá molekula, která má dva osamocené páry elektronů na centrálním atomu (kyslíku) a je rozpuštěna ve vodě za vzniku chlóru, protože je to oxykyselina chloru.

Zaměřme se na následující témata diskuse o HClO.

Jak nakreslit Lewisovu strukturu HClO?

Lewisova struktura je definována jako strukturní reprezentace jakékoli molekuly, ve které budou osamocené páry znázorněny kolem zúčastněných atomů jako elektronové tečky.

  1. Určení počtu valenčních elektronů: Valance elektrony mají velkou roli při určování Lewisovy struktury. H, Cl a O má 1, 7 a 6 elektronů ve svých příslušných vnějších obalech.
  2. Zjištění vazebných elektronů: V HClO jsou přítomny celkem dvě sigma (jednoduché) vazby. Na tvorbě kovalentní vazby se tedy podílejí 2×2 =4 elektrony.
  3. Zjištění nevazebných elektronů: V kyselině chlorné mají chlor a kyslík celkem tři a dva páry nevazebných elektronů, které jsou znázorněny kolem nich.
hclo Lewisova struktura
HClO Lewisova struktura

HClO Lewis Structure Shape

Molekulární tvar je určen zvážením následujících faktorů:

  • Hybridizace centrálního atomu
  • Jakékoli odpuzování vazebných párů osamělých párů je přítomno nebo není.

V HClO, centrálním atomu, je kyslík sp3hybridizované a jakékoli podle teorie jakékoli sp3hybridizovaný atom bude mít čtyřstěnný tvar, pokud není přítomen žádný typ odpuzování osamělého páru vazeb.

Ale v HCXNUMXO jsou čtyři nevazebné elektrony přítomny v atomu kyslíku. Tyto osamělé páry se podílejí na těchto odpuzování-

  1. Osamělý pár-osamělý pár odpuzování
  2. Odpuzování osamělého páru-páru vazby

Kromě toho je přítomno ještě další odpuzování, odpuzování páru vazba-vazba. Vzhledem k tomu, že odpuzování osamělého páru-osamělého páru je silnější než odpuzování páru osamělého páru-vazba, tvar HClO bude ohnutý (snižuje úhel vazby, než je ideální)

tvaru HOCl
Tvar HOCl

HClO Lewis Structure Formal Charge

Formální náboj je vypočítán tak, aby zjistil nejstabilnější Lewisova struktura. Lewisova struktura s maximálním počtem formálních nábojů nula bude nejstabilnější konfigurací.

  • Formální náboj = Celkový počet valenčních elektronů – počet elektronů, které zůstávají nevázané – (počet elektronů zapojených do tvorby vazby/2)
  • Formální náboj vodíku = 1 – 0 – (2/2) = 0
  • Formální náplň kyslíku = 6 – 4 – (4/2) = 0
  • Formální náplň chloru = 7 – 6 – (2/2) = 0

Vodík a chlor se účastní jednoduché vazby s atomem kyslíku jednotlivě, zatímco kyslík se podílí na tvorbě dvou vazeb. Vazebné elektrony pro kyslík jsou tedy 4 a pro vodík a chlor 1.

 HClO Lewis strukturní úhel

Úhel v podstatě označuje vazebný úhel, který závisí na hybridizaci centrálního atomu a také na odpuzování zahrnujících vazebné páry a osamocené páry přítomné v molekule.

V HClO mají jak atom kyslíku, tak atom chloru osamocené páry. Kyslík má dva osamocené páry zahrnující odpuzování osamělého páru-osamělého páru, což zmenšuje úhel mezi vazbami O-Cl a OH.

Centrální atom, kyslík je sp3 hybridizované. Ideální struktura tedy bude čtyřstěnná a ideální úhel vazby by měl být 109.50. Díky přítomnosti odpuzování je ideální úhel vazby (109.50) se odchýlí a skutečný úhel bude 1030 protože odpuzování osamělého páru-osamělého páru uzavírá vazebný úhel a odpuzování páru vazba-vazba otevírá vazebný úhel.

Odpuzování osamělého páru-osamělého páru je větší odpudivý faktor než odpuzování páru osamělý pár-vazba. Takže odpuzování osamělého páru-osamělého páru uzavírá vazebný úhel více než otevření úhlu vazby odpuzováním páru vazba-vazba.

HClO Lewis Structure Octet Rule

Oktetové pravidlo je jedním z nejdůležitějších pravidel, které říká, že jakýkoli atom v molekule by měl obsahovat takovou elektronovou konfiguraci, která se shoduje s jejich nejbližší konfigurací valenčního obalu elektronu ušlechtilého plynu. V HCXNUMXO se všechny atomy, vodík, kyslík a chlor řídí oktetem.

Vodík má pouze jeden valenční obalový elektron. Po spojení s kyslíkem má dva elektrony sdílené s kyslíkem a shoduje se s nejbližším vzácným plynem, elektronovou konfigurací helia. Kyslík má šest valenčních elektronů a po vytvoření dvou vazeb s vodíkem a chlorem plní svůj oktet s osmi elektrony. Chlór má sedm nejvzdálenějších elektronů a také plní svůj oktet po vazbě s kyslíkem.

V molekule HClO je tedy plně splněno oktetové pravidlo.

Osamocené páry struktury HClO Lewis

Osamocené páry a nevazebné elektronové páry jsou podobný termín. Označují ty nejvzdálenější elektrony, které se nepodílejí na tvorbě vazby s druhým atomemslečna. Jednou z nejvýznamnějších rolí osamělých párů je určovat tvar jakékoli molekuly.

  • Nevazebný elektron = Celkový počet valenčních elektronů – počet vázaných elektronů.
  • Nevazebné elektrony vodíku = 1 – 1 = 0
  • Nevazebné elektrony kyslíku = 6 – 2 = 4
  • Nevazebné elektrony chloru = 7 – 1 = 6

Celkový počet nevazebných elektronů v HClO je tedy = 0+4+6 = 10

Valenční elektrony HClO

Valenční elektrony jsou v podstatě nejvzdálenější elektrony jakéhokoli atomu, které jsou nejvolněji vázané k jádru a nejreaktivnější ve srovnání s elektrony vnitřního obalu.

Vodík má ve svém prvním 1s orbitalu pouze jeden elektron, což je jeho valenční obalový elektron. Kyslík má atomové číslo osm (1s2 2s2 2p4). V rámci těchto osmi elektronů je šest elektronů považováno za elektrony valenčního obalu.

Chlór má celkem 17 elektronů z těchto 17, sedm elektronů jsou elektrony valenčního obalu (3s2 3p5).

Rozpustnost HClO

Kyselina chlorná neboli HClO je slabá kyselina s disociační konstantou kyseliny (ka) je 3.0×10-8. Je tedy rozpustný ve vodě. HClO vzniká, když se chlor rozpustí ve vodě. Po vytvoření rychle disociuje na chlornan.

Je HClO elektrolyt?

Elektrolyty jsou ty, které se mohou po rozpuštění ve vodě disociovat na ionty. Elektrolyty jsou v zásadě dva typy -

  1. Silný elektrolyt
  2. Slabý elektrolyt

Silné elektrolyty se ve vodě disociují téměř ze 100 %, ale u slabého elektrolytu je procento disociace velmi menší.

HClO je slabá kyselina. Když je rozpuštěn ve vodě, procento disociace je velmi menší. Maximum molekul HClO zůstává jako nedisociovaný stav. HClO je tedy slabý elektrolyt.

Je HClO kyselá nebo zásaditá?

Kyselina chlorná neboli HClO je slabá kyselina. Daruje proton ve vodném roztoku. Vzniká po rozpuštění chloru ve vodě. V důsledku částečné disociace HClO vytváří ClO- a H+ ve vodě.

HCXNUMXO je Lewisova monoprotická kyselina. Lewisovy kyseliny darují H+ ionty ve vodě. Je to monoprotická kyselina, protože z jedné molekuly HClO je pouze jeden H+ se získá iont. Polyprotické kyseliny jsou ty, které poskytují více než jeden H+ ion jako H2SO4.

 Je HClO polární nebo nepolární?

Polarita jakékoli molekuly závisí na následujících parametrech:

  • Rozdíl elektronegativity mezi atomy
  • Orientace vazeb přítomných v molekule

HC103O je ohnutá molekula s vazebným úhlem XNUMX0. Existuje také rozdíl v elektronegativitě mezi H, Cl a kyslíkem (elektronegativita vodíku, kyslíku a chloru je 2.2, 3.4 a 3.16 v Paulingově stupnici). Kromě toho osamocené páry generují nerovnoměrné rozložení poplatků.

Je to tedy rozhodně polární molekula.

Je HClO iontový nebo kovalentní?

HCXNUMXO je kovalentní molekula. Kyslík je připojen k atomu vodíku a chloru dvěma kovalentními vazbami. V této sloučenině nejsou valenční elektrony každého z atomů zcela přeneseny z jednoho atomu na druhý. Sdílejí své valenční elektrony mezi sebou, aby naplnily svůj příslušný oktet.

Iontové sloučeniny jsou ty, které trvale přenášejí své valenční obalové elektrony, které spolu nesdílejí. To se v HClO nestává. Rozdíl elektronegativity mezi atomy také není vysoký. Ale v jakékoli iontové sloučenině musí být jedna elektropozitivní sloučenina jako jakýkoli kov a druhá by měla být elektronegativní kov. V HCXNUMXO není přítomna žádná kombinace kovu a nekovu.

Je HClO vodíková vazba?

Vodíkové vazby se tvoří mezi atomem vodíku (připojeným k jakémukoli elektronegativnímu atomu) s jakýmkoli vysoce elektronegativním atomem, jako je kyslík, dusík. Vodíková vazba může být dvou typů -

  1. Mezimolekulární vodíkové vazby
  2. Intramolekulární vodíkové vazby

V HClO jsou kyslík i chlor elektronegativní. Ale kyslík je elektronegativnější než chlor. Může se tedy účastnit intermolekulárních vodíkových vazeb s vodíkem jakéhokoli jiného atomu HCXNUMXO.

Ale intramolekulární vodíková vazba není v HClO možná.

Je HClO silnější než HBrO?

Ano, HClO je silnější kyselina než HBrO.

Hlavní příčinou vyšší kyselosti HClO je vyšší elektronegativita chloru ve srovnání s bromem. Polarita vazby OH se tak stává větší v HCXNUMXO než HBrO. Protože chlor ve větší míře přitahuje vázané elektrony vazby O-Cl. Takže odstranění H+ iont bude jednodušší v HClO s ohledem na HBrO.

Ze stejného důvodu je HClO silnější kyselina než HIO a slabší kyselina než HFO, protože jód je méně elektronegativní a fluor je elektronegativnější než chlor.

 Je HClO silnější než HClO4?

Ne, HCXNUMXO4 je silnější kyselina než HClO.

Stabilita konjugované báze je hlavním důvodem větší stability HClO4. H+ lze snadno odstranit z HClO4 za vzniku ClO4- kvůli jeho mimořádné stabilitě. Tato mimořádná stabilita clo4- je způsobena konjugací přítomnou v konjugované bázi. Ale konjugovaná báze ClO- nemá takovou extra stabilizaci.

HClO4 ⇌ H+ +ClO4-

HClO ⇌ H+ +Cl-

Tato rovnováha je posunuta doprava více v HC4 než HClO. Eliminace H+ bude tedy snadnější v HClO4 než HClO.

Z tohoto článku se o HClO usuzuje, že se jedná o zahnutou molekulu s hybridizací centrálního atomu sp2. Je to slabá kyselina a také slabý elektrolyt.

Také čtení: