BH2- is die chemiese formule vir dihidridoboraat(-1) wat ook bekend staan as boranied.
BH2- bestaan uit een booratoom en twee waterstofatome. BH2- is 'n boorhidried wat 'n paar meer sinonieme soos dihidridoboraat(-1), Borananion, Boranied en BH2-anioon het. Molekulêre gewig van BH2-ioon is 12.83. Hier in hierdie hoofartikel leer ons oor die BH2-lewis-struktuur en kenmerke.
Die twee hoofreëls vir die teken van enige Lewis-struktuur is soos volg:
- Let op of tel die valensieskil-elektrongetal van elke atoom of element, insluitend die molekule of ione of chemiese verbinding. As daar ione teenwoordig is, tel dan ladings.
- Na binding tussen elemente plaas die oorblywende elektronpare op die atome of elemente van die molekule om sy oktet te voltooi.
Hoe om BH2-lewis-struktuur te teken?
Terwyl ons Lewis-struktuur teken, moet ons 'n paar reëls volg soos die tel van valenselektrone van elke atoom, dan binding tussen atome, dan voltooi die oktet van alle elemente en bereken die formele lading teenwoordig op elke atoom in die molekule.
In BH2-lewis-struktuur is daar slegs twee atome teenwoordig, naamlik boor- en waterstofatoom. Daar is net een boor-atoom en twee waterstofatome is teenwoordig. Kontroleer eers die posisie van groepe boor- en waterstofatoom in die periodieke tabel. Dus kom boortoom onder die 3rd groep periodieke tabel en waterstofatoom kom onder 1st groep periodieke tabel.
Dus, booratoom bevat 3 valenselektrone en waterstofatoom bevat 1 valenselektron in hul buitenste dop orbitale. Nadat ons valenselektrone getel het, moet ons binding maak tussen al die boor- en waterstofatome en na binding moet die oorblywende valenselektrone op die B- en H-atome sit om hul oktette te voltooi en later sal ons die formele lading op B- en H-atome tel.
BH2- valenselektrone
Om die valenselektrone teenwoordig op BH2- te tel lewis struktuur, kontroleer eers die groepposisie van boor en waterstofatoom in die periodieke tabel. Dus, boor behoort aan die 3de groep van die periodieke tabel en het drie valenselektrone in sy buitenste doporbitaal. Net so behoort waterstofatoom aan die 1ste groep van die periodieke tabel en het een valenselektron in sy buitenste doporbitaal.
In BH2-lewis-struktuur is een boor- en twee waterstofatome teenwoordig. Ons moet dus die valenselektrone van boor- en waterstofatome byvoeg. Ons moet ook nog een elektron byvoeg vir die negatiewe lading teenwoordig op BH2-molekule terwyl die valenselektrone bygevoeg word.
Dus, valenselektrone in BH2- = 3 (B) + 1 x 2 (H) + 1 (-) = 6
Daarom is altesaam ses valenselektrone teenwoordig op BH2- lewis struktuur.
Soos daar binding tussen boor- en waterstofatome is, raak vier elektrone uit ses elektrone betrokke by binding en is bindingspare. Ons bly dus met slegs twee valenselektrone vir verdere deling van elektrone in BH2- lewis struktuur.
BH2- lewis struktuur oktet reël
Oktet beteken teenwoordigheid van agt elektrone in die buitenste dop van enige atoom. Hier in BH2- molekule moet ons nou probeer om die oktet van elke boor- en waterstofatoom te voltooi. Daar is altesaam ses valenselektrone in BH2-ioon, dws drie valenselektrone van boor, twee valenselektrone van twee waterstofatoom en een valenselektron word bygevoeg vir minus lading teenwoordig daarop.
Soos ons die binding tussen die een sentrale boor-atoom en twee buitenste waterstofatome skep, sal daar twee BH-bindings geskep word. In hierdie binding word totaal vier valenselektrone gebruik, twee elektrone teenwoordig in elke enkele BH-kovalente bindings. Nou het ons net twee valenselektrone oor vir verdere deling om die oktet te voltooi.
Waterstofatoom kan slegs maksimum twee elektrone in sy valensiedop bevat, so ons kan nie meer elektrone op H-atoom plaas nie aangesien daar reeds twee bindingselektrone op H-atoom teenwoordig is. Dus, die oorblywende twee valenselektrone sal op sentrale booratoom gaan. Daarom bevat B-atoom nou altesaam ses elektrone, dws twee bindingspare en een alleenpaarelektron. Aangesien die boor-atoom slegs ses elektrone bevat, het dit dus onvolledige oktet- en oktetreël word nie op H-atoom toegepas nie.
BH2- lewis struktuur formele lading
Formele hef vir enige Lewis-struktuur kan deur die volgende formule bereken word:
Formele lading = (valenselektrone – nie-bindende elektrone – ½ bindingselektrone)
Formele lading vir boor- en waterstofatome van BH2-ioon word soos volg bereken:
Booratoom: Valenselektrone op booratome = 03
Eensame paar elektrone op booratome = 01
Bindingselektrone op booratome = 04 (twee enkelbinding)
Boor atoom Formele lading is = (03 – 01 – 4/2) = -1
Dus, die boortoom het -1 formeel lading in BH2- lewis struktuur.
Waterstofatoom: Valenselektrone op waterstofatoom = 01
Eensame paar elektrone op waterstofatoom = 00
Bindingselektrone op waterstofatoom = 02 (een enkelbinding elk)
Formele lading op jodium = (1 – 0 – 2/2) = 0
Dus, al die twee waterstofatome in BH2- ioon het nul formele ladings.
BH2- lewis struktuur alleenpare
BH2-ioon het ses valenselektrone, waaruit vier elektrone betrokke raak by binding tussen boor- en waterstofatome, dws twee BH-bindingspaarelektrone is teenwoordig in BH2-ioon. Nou word die oorblywende twee valensies op die sentrale boor-atoom geplaas, aangesien die waterstofatoom nie meer as twee elektrone in sy buitenste valensskilorbitaal kan bevat nie.
Die een enkele boorwaterstof (BH) binding behels twee elektrone, dus 2 (bindings) x 2 (elektrone) = 4. OF 4 (valenselektrone) / 2 (elektrone) = 2 bindings (BH). Daarom bly 6 (valenselektrone) – 4 (bindingselektrone) = 2 valenselektrone oor. Daar is dus slegs een eensame paar elektrone teenwoordig in B-atoom in BH2- lewis struktuur. Gevolglik word die twee oorblywende valenselektrone op 'n sentrale booratoom geplaas, so daar is slegs een alleenstaande elektronpaar teenwoordig op die sentrale booratoom in BH2- lewis struktuur.
BH2- Lewis struktuur vorm
Die BH2-lewis struktuur bevat twee enkel BH kovalente bindings wat tussen sentrale boor atoom en buitenste twee waterstof atome vorm. Daar is ook een eensame elektronpaar teenwoordig op die sentrale booratoom. As gevolg van die teenwoordigheid van een lob-elektronpaar ontstaan daar 'n afstoting tussen die boor- en waterstofatome en die alleenpaar op booratoom stoot die twee boorwaterstof-BH-bindings weg daarvan, maak die vorm van die molekule gebuig en dit het trigonale planêre molekulêre meetkunde.
Ook volgens VSEPR-teorie is die molekule wat drie atome bevat wat met mekaar verbind is met kovalente bindings en die eensame elektronpaar teenwoordig is op sentrale atoom, dan het dit 'n gebuigde molekulêre geometrie. Die generiese formule van VSEPR-teorie wat op BH2-ioon van toepassing is, is AX2E. Waar, A sentrale atoom is, X is bindingsatome met sentrale atoom en E is eensame elektronpare teenwoordig op sentrale atoom. Gevolglik het die BH2- trigonale planêre geometrie en gebuigde vorm volgens VSEPR teorie.
BH2- hibridisasie
Hibridisering van enige Lewis-struktuur of molekule word bepaal deur die steriese getal van sy sentrale atoom. Daar is 'n formule om die steriese getal soos volg te bereken:
Steriese getal = optelling van nr. van sentrale atome gekoppelde gebonde atome en sentrale atoom eensame elektronpaar teenwoordig daarop.
Steriese getal van BH2- ioon = 2 (H-atome) + 1 (eenvoudige elektronpaar) = 3
Gevolglik het die BH2-ioon 3 steriese getalle dus het dit sp2 hibridisasie volgens VSEPR teorie. Dus, die BH2- Lewis-struktuur het sp2 hibridisasie.
BH2- Lewis struktuur hoek
Die molekulêre geometrie van BH2-ioon is trigonaal plat en dit het gebuigde vorm as gevolg van die afstotingsoorsaak tussen twee buitenste waterstofatome en sentrale booratoom. Volgens VSEPR-teorie word dit beskou dat enige molekule met drie elemente met alleenpaar elektrone op sentrale atoom driehoekige planêre geometrie het met gebuigde vorm met 'n hoek van 120 grade tussen sentrale atoom en buitenste aangehegte atome. Dus, BH2-lewis struktuur het 120 grade bindingshoek binne waterstof boor waterstof (HBH) binding.
BH2- lewis struktuur resonansie
Resonansiestrukture van enige molekule het variasie in elektronverspreiding van een vorm van struktuur na 'n ander vorm. Daar is 'n paar reëls om die resonansiestruktuur van enige molekule of Lewis-struktuur te teken, maw daar moet 'n meervoudige binding (dubbel- of drievoudige binding) in die molekule teenwoordig wees en die omliggende element of atoom moet ten minste een eensame elektronpaar hê.
In die geval van BH2-lewis-struktuur, is daar een enkele elektronpaar op die sentrale B-atoom teenwoordig, maar al die boor- en waterstofatome is met 'n enkele kovalent met mekaar verbind. Dus, daar is geen veelvuldige (dubbel drievoudige) bindings teenwoordig in die BH2-ioon nie.
Daar is ook net formele lading op die sentrale booratoom en daar is geen formele ladings op beide waterstofatome nie. Dus, die resonansiestruktuur van BH2-ioon is nie moontlik nie aangesien al die voorwaardes nie in BH2-ion vervul word om die resonansiestruktuur te teken nie.
BH2- oplosbaarheid
Die oplosbaarheid van BH2-(boranied)-ioon word nog nie in enige literatuur of artikel genoem nie. Dus, ons oorweeg nie die oplosbaarheid van BH2-ioon in enige oplossing nie.
Is BH2-ionies?
Ja, BH2-ioon is veral ionies van aard aangesien daar 'n formele lading aanwesig is op die sentrale booratoom.
Hoekom is BH2- ionies?
In BH2-ioon is die sentrale boor-atoom geheg aan twee H-atome met geen formele lading, maar die sentrale boor-atoom het minus een (-1) formele lading teenwoordig daarop. Dus, die negatiewe lading teenwoordig op sentrale boortoom moet aan die buitekant van hakie van BH2-struktuur met negatiewe lading wys, wat die BH2- maak lewis struktuur ionies van aard.
Hoe is BH2- ionies?
As gevolg van die teenwoordigheid van minus een (-1) formele lading op die sentrale boor-atoom is die hele BH2-ioon ionies van aard. Aangesien daar selfs 'n kovalente binding tussen alle B- en H-atome teenwoordig is, wat 'n sterker binding is en nie maklik kan breek nie, en die atome is nie eintlik ionies van aard van BH2- ioon nie.
Aangesien die enigste sentrale B-atoom lading op het en geen lading op beide H-atome teenwoordig is nie. Dus, die hele BH2- ioon is ionies van aard as gevolg van die teenwoordigheid van -1 lading op sentrale boor atoom en die lading word buite die hakie getoon terwyl die BH2- geskryf word lewis struktuur.
Is BH2- suur of basies?
BH2-ioon kan as 'n Lewis-basis in die natuur optree, aangesien dit 'n eensame paar elektrone op dit het wat dit maklik aan ander atome kan skenk en basies van aard is. Dit kan 'n koördinaat kovalente binding vorm wanneer dit met water of ander oplosmiddels reageer.
Hoekom is BH2- basies?
Dit is bekend dat die atoom of molekule wat die elektronskenkingskapasiteit toon, 'n basiese atoom of molekule van aard is. In BH2-ioon het die sentrale booratoom een enkele elektronpaar daarop, wat dit maklik aan ander atome kan skenk wat op ander atome reageer, dus toon dit 'n basiese aard.
Hoe BH2- is basies?
Aangesien die boor-atoom aan 3 behoortrd groep van periodieke tabel dit het drie valenselektrone in sy buitenste wentelbaan. Dus, boor-atoom kan die elektronskenkingskapasiteit toon, waardeur dit reeds die basiese aard toon. Ook in BH2-ioon het die sentrale B-atoom een eensame elektronpaar teenwoordig wat maklik aan ander molekules geskenk kan word om 'n ander verbinding te vorm. Dus, BH2- is basies van aard.
Is BH2- polêr of nie-polêr?
BH2-ioon is nie-polêr van aard. Dit is nie-polêr as gevolg van sy asimmetriese struktuur en gebuigde vorm.
Waarom is BH2- nie-polêr?
Al die B- en H-atome is nie op simmetriese wyse gerangskik nie en as gevolg van die teenwoordigheid van eensame elektronpare is daar afstoting tussen atome en skep 120 grade bindingshoek en het gebuigde vorm, wat die molekule nie-polêr maak.
Hoe is BH2- nie-polêr?
In BH2-ioon is daar 'n minder elektronegatiwiteitsverskil tussen B- en H-atome en ook die -1 lading en eensame elektronpaar teenwoordig op sentrale B-atoom as gevolg waarvan afstoting veroorsaak en die BH2-ioon het gebuigde vorm met trigonale planêre geometrie met 120 graadbindingshoek wat BH2- ioon 'n nie-polêre ioon maak.
Gevolgtrekking:
BH2-ioon bestaan uit slegs twee elemente, naamlik B- en H-atome, wat deur enkelkovalente bindings met mekaar verbind word. BH2- het gebuigde vorm en sy molekulêre geometrie is trigonaal plat. Dit is sp2 gehibridiseer met 120 grade HBH bindingshoek. Dit is ionies van aard. BH2-ioon toon basiese aard en 'n nie-polêre ioon.
