PH4 + هيكل لويس وخصائصه: 17 حقائق كاملة

PH4+ هيدريد الفوسفور له كتلة مولارية 35.006 جم / مول ، وهو كاتيوني للفوسفور بينتاهيدراتي. دعنا نستكشف المزيد عن هذا في هذه المقالة.

ذرة P المركزية في PH4+ هو sp3 مهجن بشكل رباعي السطوح. بسبب هذا الشكل المعين ، فإن زاوية الرابطة للجزيء هي 1090. P في حالة أكسدة -3 في جزيء هيدرات الكاتيون هذا. الشحنة الموجبة تكمن فوق ذرة P فقط لأنها غير راضية عن خماسي التكافؤ هنا.

PH4+ هو شكل غير متناسب من PH3 و PH5. تكون حالة الأكسدة في هذا الجزيء وسيطة مقارنة بالمركبين الآخرين. دعونا نناقش بعض الموضوعات المهمة في PH4 + like هيكل لويسوالتهجين وزاوية الرابطة وإلكترونات التكافؤ مع التفسيرات المناسبة في المقالة التالية.

1. كيفية رسم PH4+ هيكل لويس

هيكل لويس PH4+ يمكن أن يعطينا فكرة واضحة عن الخاصية الجزيئية لـ PH4+. دعونا نحاول رسم هيكل لويس PH4 + في مختلف الخطوات التالية.

حساب إلكترونات التكافؤ

يعد حساب إلكترونات التكافؤ لجزيء ما هو الخطوة الأولى لرسم هيكل لويس بشكل صحيح. هنا إجمالي إلكترونات التكافؤ هي 8. الآن يمكننا شرح إلكترونات التكافؤ هذه ، عن طريق إضافة إلكترونات التكافؤ لـ P كـ 5 ولأربع ذرات H كـ 1 لكل منها ، وسيتم خصم 1 للشحنة الموجبة الحالية.

اختيار الذرة المركزية

اختيار الذرة المركزية لرسم هيكل لويس خطوة مهمة أخرى. هنا يتم اختيار P على أنها الذرة المركزية لسببين. السبب الأول هو أن حجم P أكبر من H لذلك يمكن أن تتراكم جميع الذرات المحيطة به والسبب الثاني هو أن P أكثر حساسية للكهرباء من H.

إرضاء الثماني

يجب التحقق دائمًا أثناء رسم بنية لويس من أن كل ذرة يجب أن تمتثل لقاعدة الثمانيات من خلال إكمال مدار التكافؤ إما بقبول أو مشاركة الإلكترونات من الآخرين. إذن ، لدى P هنا أربعة إلكترونات بسبب الشحنة الموجبة وتشترك في أربعة إلكترونات ، و H يشترك في إلكترون واحد.

إرضاء التكافؤ

لطاعة مجموع الإلكترونات الثمانية المطلوبة لـ PH4+ هي 8+ (4 * 2) = 16 لكن إلكترونات التكافؤ الكلية هي 8 ، لذلك لإرضاء تكافؤ كل ذرة يجب أن نضيف ½ (16-8) = 4 روابط ، لكن P خماسي التكافؤ لذا توجد شحنة موجبة واحدة فوقها و يتم استيفاء التكافؤ الأحادي لكل ذرة H أيضًا من خلال مشاركة رابطة واحدة مع P.

عيّن الأزواج المنفردة

في الخطوة الأخيرة ، قمنا بتعيين الإلكترونات غير المرتبطة على ذرات كل منها. تأتي هذه الإلكترونات أخيرًا بعد إرضاء الثماني وكذلك التكافؤ. يحتوي P على خمسة إلكترونات تكافؤ وبسبب الشحنة الموجبة ، فإنه يحتوي الآن على أربعة إلكترونات وجميع الإلكترونات مرتبطة. لذلك ، لم يتم ملاحظة أي أزواج وحيدة.

2. PH4 + شكل هيكل لويس

هيكل لويس الشكل خاص جدًا لهذا الجزيء الذي له نفس البيئة. الآن نحاول التعرف على شكل PH4+ في القسم التالي.

شكل PH4+ هو رباعي السطوح حسب الجدول التالي.

جزيئي
المعادلة 
  رقم
أزواج السندات  
    رقم
ثنائي وحيد   
      الشكل    علم الهندسة   
 AX  0   خطي      خطي
AX2     2  1  خطي خطي 
AX  1  خطيخطي 
AX3    1ثلاثي الزوايا
مستو
ثلاثي الزوايا
مستو
AX2E   2  انحنى ثلاثي الزوايا
مستو
AX21خطي ثلاثي الزوايا
مستو
AX4    4رباعي السطوح   رباعي السطوح
AX3E      32  ثلاثي الزوايا
هرمي   
رباعي السطوح
AX2E2  22انحنى   رباعي السطوح
AX3  13  خطيرباعي السطوح
جدول VSEPR
PH4+ الشكل الجزيئي

PH4+ له هندسة مشابهة لـ PH3 مثل رباعي السطوح. لأن PH3 و PH4+ لها نفس البيئة مثل كلاهما جزيئات منسقة بشكل رباعي. بالنسبة إلى PH3 ، يوجد زوج واحد و PH4+ لديها زوج سندات إضافي واحد بدلاً من أزواج منفردة. تم تأكيد هذه الهندسة وفقًا لنظرية VSEPR.                                                                                                                                                     

3. PH4 + إلكترونات التكافؤ

بمساعدة إلكترونات التكافؤ ، يمكن لكل ذرة تكوين رابطة مستقرة مع أخرى ، وأيضًا سيتم تبرير التكافؤ. دعونا نحسب إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ PH4+.

إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ PH4+ هي 8 لأن 5 إلكترونات تأتي من P ولكل H تساوي 1 ، لذا فإن 4 ذرات H هي 4 ، وبسبب وجود شحنة موجبة واحدة ، سيتم خصم واحد من القيمة الإجمالية. لذلك ، تكافؤ إلكترونات PH4+ هي مجموع كل ذرة.

  • دعونا نحسب إجمالي إلكترونات التكافؤ للنظام بشكل منفصل.
  • إلكترونات التكافؤ للمركز P هي 5
  • إلكترونات التكافؤ لذرة H المحيطة هي 1
  • نتيجة لشحنة موجبة واحدة ، يكون خصم الإلكترون 1
  • إذن ، إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ PH4 + هي 5+ (1 * 4) + 1 = 8

4. PH4 + لويس هيكل الثماني حكم

لإرضاء تكافؤ كل ذرة يطيعون الثماني بعد تكوين الرابطة من خلال إكمال مدار التكافؤ. الآن ناقش الثماني حول الرقم الهيدروجيني4+ بالتفصيل.

أكمل كل من P و H ثماني بتات في PH4+ من خلال تقاسم الترابط. تم تأكيد التكافؤ المستقر لـ P 5 من تكوينه الإلكتروني [Ne] 3s23p3. لذلك ، يمكن أن تشكل 5 روابط مستقرة ولكن هنا تشكل أربعة روابط فقط ولهذا السبب ، تظهر شحنة موجبة عليها لإرضاء ثماني وحداتها. شكلت H أيضًا رابطة واحدة.

لطاعة الثماني لكتلة p و p و s block H ، ستكون الحاجة الإجمالية للإلكترونات 8+ (4 * 2) = 16. لكن إلكترونات التكافؤ هي 8 ، لذا فإن الإلكترونات المتبقية تتراكم بمقدار 8/2 = 4 روابط لإرضاء تكافؤهم. P هو خماسي التكافؤ الذي يرضيه أربعة روابط وشحنة موجبة لإكمال الثمانية.

5. PH4 + أزواج هيكل لويس الوحيد

الأزواج الوحيدة هي إلكترونات التكافؤ التي لا تشارك في تكوين الرابطة فهي إلكترونات غير مرتبطة. دعونا نحسب أزواج PH الوحيدة4+.

PH4 + ليس له أزواج وحيدة. لأن كل إلكترونات التكافؤ لـ PH4+ التي تأتي من P و H تشارك في تكوين الرابطة. حتى P مشحونة إيجابياً مما يعني أنها تفتقر إلى إلكترونات التكافؤ في غلاف التكافؤ. يمتلك H إلكترونًا واحدًا ، لذلك لا توجد فرصة للأزواج المنفردة.

  • يتم حساب الأزواج المنفردة بالصيغة التالية ، الإلكترونات غير المرتبطة = إلكترونات التكافؤ - الإلكترونات الرابطة.
  • الزوج الوحيد فوق P هو ، 4-4 = 0 (حيث يحمل P شحنة موجبة)
  • الأزواج الوحيدة فوق H تساوي 1-1 = 0
  • إذن ، مجموع أزواج PH4 + صفر.

6. الرقم الهيدروجيني4+ زاوية هيكل لويس

زاوية الرابطة هي تلك الزاوية التي تصنعها الذرات الموجودة في الجزيء من أجل التوجيه والشكل المناسبين. الآن احسب زاوية رابطة PH4+ في الجزء التالي.

زاوية رابطة PH4+ هو 109.50 لأنه جزيء رباعي السطوح. حجم P كبير جدًا من H ، لذلك يمكن أن يتراكم أربعة H في جزء رباعي السطوح دون أي تنافر ستيريكي. أيضًا ، لا توجد أزواج وحيدة فوق مركز P ، لذلك لا توجد فرصة لعدم انحراف زاوية التنافر والرابطة.

PH4+ زاوية السندات
  • في الواقع ، يتم التنبؤ بزاوية الرابطة من خلال قاعدة bents للتهجين ، COSθ = s / (s-1).
  • تهجين PH4+ هو sp3، لذا فإن حرف s هو 1/4th.
  • إذن ، زاوية الرابطة هي COSθ = {(1/4)} / {1- (1/4)} = -0.333
  • Θ = COS-1(-033) = 109.50
  • وهي زاوية الرابطة المثالية لجزيئات رباعي السطوح مثل PH4 +

7. رسوم رسمية PH4 + هيكل لويس

من خلال مفهوم الشحنة الرسمية ، يمكننا التنبؤ بحجم الشحنة والذرة التي تتراكم والتي يمكن حسابها. دعونا نحسب الرسم الرسمي ل PH4+.

المسؤول الرسمي عن PH4+ هي 1 لأنها تحتوي بالفعل على شحنة موجودة على الجزيء. H أحادي التكافؤ ، وإذا كانت الشحنة موجودة فوقه ، فلا يوجد إلكترون لـ H ، وهو أمر مستحيل. لكن P خماسي التكافؤ وإذا كانت الشحنة موجودة فوقه ، فإنها تصبح رباعي التكافؤ وهو أمر ممكن.

  • دعونا نتحقق من قيمة الشحنة الرسمية الموجودة على H أو P بالصيغة ، FC = Nv - نليرة لبنانية -1/2 نبي بي
  • الشحنة الرسمية على ذرة P هي ، 5-0- (8/2) = +1
  • الشحنة الرسمية على ذرة H هي ، 1-0- (2/2) = 0
  • لذلك ، من البيانات أعلاه ، تم التأكيد على وجود الشحنة الموجبة على P والقيمة هي +1.

8. صدى PH4 + هيكل لويس

الرنين هو عدم تمركز السحب الإلكترونية من خلال أشكال الهيكل العظمي المختلفة للجزيء. دعونا نرى ما إذا كان من الممكن أن يكون الرقم الهيدروجيني4+ صدى هيكل أم لا.

بالنسبة لدرجة الحموضة4+ جزيء ، لا يوجد صدى هيكل ممكن. على الرغم من أنه مفهوم نظري ، إلا أن الرنين ممكن فقط في حالة وجود سحب إلكترون إضافية وكثافة إلكترون. لكن في PH4+ لا توجد مثل هذه الحالة كما أن P مشحونة إيجابياً مما يعني أنها تفتقر إلى الإلكترونات.

ترتبط P و H برابطة سيجما وطبيعة تدفق الإلكترون هي سيجما إلكترون ، لذلك لا توجد سحب إلكترونية زائدة يمكن أن يتردد صداها من واحد إلى آخر. أيضًا ، p مشحونة إيجابًا ، لذا فهي تحافظ على كثافة الإلكترون بإحكام شديد ولا يمكن فصل كثافة الإلكترون.

9. الرقم الهيدروجيني4+ تهجين

التهجين هو مفهوم نظري يؤدي من خلاله خلط المدارات الذرية إلى تكوين مدار هجين جديد للطاقة المكافئة. دعونا نتوقع تهجين PH4+.

PH4+ هو sp3 مهجن والذي تم تأكيده في الجدول التالي.


الهيكلية  
تهجين
القيمة 
  حالة من
تهجين
من الذرة المركزية  
زاوية السندات
1. الخطي    2sp / sd / pd   1800
2-المخطط
ثلاثي الزوايا   
3sp2             1200
3. رباعي السطوح   4sd3/ س3     109.50
4 ثلاثي الزوايا
ثنائي الهرمي
5sp3د / دسب3      900 (محوري)،
1200(استوائي)
5. الاوكتاهدرا 6sp3d2/ د2sp3         900
6. خماسي
ثنائي الهرمي  
7sp3d3/d3sp3        900، 720
جدول التهجين
  • يمكننا حساب التهجين بواسطة صيغة الاصطلاح ، H = 0.5 (V + M-C + A) ،
  • لذا ، فإن تهجين المركز P هو ، ½ (5 + 4-1) = 4 (س3)
  • يشارك مداري واحد s وثلاثة مدارات p في التهجين.
  • يتم تضمين الشحنة الموجبة أيضًا في التهجين.
PH4+ تهجين

10. هل الرقم الهيدروجيني4+ يذوب في الماء؟

يجب إذابة قابلية الذوبان في الماء لأي مادة عن طريق التأين ثم تصبح قابلة للذوبان في الماء. دعونا نناقش قابلية ذوبان PH4+ في الماء.

PH4+ عمليا غير قابل للذوبان في الماء. لا يمكن أن يشكل P رابطة هيدروجينية بالماء. حجم P أكبر كما أن الكهربية الكهربية لـ P أقل أيضًا لذا فهي غير متوافقة مع الرابطة الهيدروجينية. PH4+ يمكن أن يتأين في الماء بسهولة لأنه يحمل شحنة ولكنه غير قابل للذوبان في الماء.

لماذا وكيف PH4+ غير قابل للذوبان في الماء؟

PH4+ غير قابل للذوبان في الماء لأن إنه جزيء غازي ولجزيء غازي تكون فرصة الذوبان في وسط مائي ضعيفة للغاية. على الرغم من أنه يحمل شحنة موجبة ولهذا السبب يمكنه جذب جزيئات الماء. مرة أخرى ، نظرًا لعدم وجود قطبية ، فإنه لا يذوب في الماء.

11. هل الرقم الهيدروجيني4+ صلب؟

عندما تكون التفاعلات الذرية في الجزيء عالية جدًا مثل قوة فان دير وال أو قوة لندن ، فإن الجزيء يتواجد كمادة صلبة. دعونا نرى ما إذا كان PH4+ صلبة أم لا.

PH4+ ليست صلبة ويمكن أن توجد بشكل غازي في درجة حرارة الغرفة. تفاعل الرابطة بين P و H منخفض جدًا. كلاهما من الفئات غير المعدنية ، ومرة ​​أخرى H عبارة عن ذرة غازية لذلك لا يمكن تجميد H في درجة حرارة الغرفة. لذا ، فإن الطاقة الشبكية بينهما ضعيفة للغاية.

لماذا وكيف PH4+ غازي؟

PH4+ غازي لأن الرابطة بين P و H ضعيفة للغاية وهناك قوى تفاعل ضعيفة حدثت. عندما يوجد جزيء في الشكل الغازي ، فإن إنتروبياها ستزداد وتكون مواتية من حيث الديناميكا الحرارية. إذن ، PH4+ يوجد في صورة غازية وليست صلبة في درجة حرارة الغرفة.

12. هل الرقم الهيدروجيني4+ مركب جزيئي؟

عند خلط ذرتين أو أكثر في نسبة ثابتة ، يُعرف الحفاظ على التكافؤ عن طريق تفاعل كيميائي باسم المركب. دعونا نرى ما إذا كان PH4+ مركب جزيئي أم لا.

PH4+ يتكون من P و H مع الحفاظ على التكافؤ المناسب وكذلك نسبة ثابتة. إذا تم تغيير نسبة P أو H فلن تكون PH بعد ذلك4+، فإنه يتحول إلى مركبات أخرى لها خصائص مختلفة. أيضا ، PH4+ يتشكل عن طريق تفاعل كيميائي.

لماذا وكيف PH4+ هو مركب جزيئي؟

PH4+ هو مركب جزيئي لأنه يتكون من رابطة تساهمية مناسبة بين P وأربع ذرات H من خلال الحفاظ على النسبة الثابتة لهاتين الذرتين. هنا يتم الحفاظ على خماسي التكافؤ لـ P بواسطة أزواج السندات الأربعة ويتم أيضًا استيفاء شحنة موجبة وأحادية التكافؤ لـ H. إذن ، PH4+ مركب جزيئي.

13. هل الرقم الهيدروجيني4+ حمض أم قاعدة؟

تعتمد حموضة أو قاعدية الجزيء على القدرة على التبرع بـ H + أو OH- في محلول مائي وفقًا لـ نظرية أرهينيوس. دعونا نرى ما إذا كان PH4+ هو حمض أو قاعدة.

PH4+ هو حمض ويمكن التبرع بـ H + في محلول مائي. يعتبر تفاعل الرابطة بين P و H ضعيفًا جدًا بحيث يمكنه بسهولة التبرع بأيون H + ويعمل كحمض. أيضًا ، بسبب الشحنة الموجبة ، يمكنه قبول كثافة الإلكترون بسرعة ويعمل كحمض لويس. من قيمة الرقم الهيدروجيني PH4+، إنه حمض ضعيف.

لماذا وكيف4+ هو حمض لويس؟

PH4+ هو حمض لويس لأن يمكنه قبول أزواج وحيدة أو كثافة إلكترون من قاعدة لويس المناسبة أو مركز غني بالإلكترون. يحتوي P على مدار d شاغر حيث يمكنه قبول كثافة الإلكترون وأيضًا بسبب الشحنة الموجبة ، فإن تقارب الإلكترون في مركز P يزيد من النتائج التي تنخفض في الطاقة المدارية.

14. هل الرقم الهيدروجيني4+ بالكهرباء؟

الإلكتروليتات هي تلك المادة التي يمكن أن تتأين في المحلول المائي وتحمل الكهرباء بواسطة هذا المحلول. دعونا نرى ما إذا كان PH4+ هو المنحل بالكهرباء أم لا.

PH4+ هو منحل بالكهرباء ويحمل شحنة فوقه. لذلك ، عندما يذوب في محلول مائي وإذا لم يتأين بالكامل على الرغم من أنه يمكن أن يحمل الكهرباء بواسطة هذا المحلول. PH4+ يتأين في محلول مائي ويشكل كاتيون واحد ويمكن لهذا الجسيم المشحون أن يحمل الكهرباء.

لماذا وكيف PH4+ هو "الإلكتروليت"?

PH4+ هو إلكتروليت لأنه يمكن أن يتأين بسهولة عندما يذوب في محلول مائي. عندما يتأين فإنه يشكل جزيء فوسفين وهو جزيء محايد إلى جانب H +. إن قابلية تنقل H + عالية جدًا نظرًا لصغر حجمها وإمكاناتها الأيونية ، لذلك يمكنها حمل الكهرباء.

15. هل الرقم الهيدروجيني4+ ملح؟

في الكيمياء ، تعريف الملح هو تكوين كاتيونات غير H.+ والأنيونات بخلاف OH- وتربطها التفاعلات الأيونية. دعنا نتحقق مما إذا كان PH4+ هل هو ملح أم لا.

PH4+ ليس ملحًا ، والسبب الرئيسي هو أنه لا يمكنه إنتاج الكاتيون بخلاف H+ والسبب الثاني أنه لا يتشكل بالتفاعل الأيوني. إنه جزيء تساهمي ويتشكل بطريقة مشاركة الإلكترون. بالفعل يتصرف كحمض ، لذلك لا يمكن أن يكون ملحًا بعد الآن.

لماذا وكيف PH4+ ليس ملح؟

PH4+ ليس ملحًا لأنه لا يمكن أن ينتج كاتيون وأنيون غير H.+ و OH-. لأنه عندما يتأين فإنه يشكل الجزيء المحايد PH3 مع H+. من أجل هذا الإفراج عن H.+ يتصرف بالفعل كحمض وعندما يتفاعل جزيء الحمض مع القاعدة ، يتم إنتاج الملح.

16. هل الرقم الهيدروجيني4+ الأيونية أو التساهمية؟

حسب حكم فجان، لا يمكن أن يكون أي جزيء أيوني بنسبة 100٪ ، بل له طابع تساهمي والعكس صحيح. دعونا نرى ما إذا كانت PH4 + تساهمية أم أيونية.

PH4+ تساهمية و السبب الرئيسي وراء تشكل الجزيء الأيوني هو التفاعل الأيوني وطريقة التبرع بالإلكترونات الكلية. لكن ال PH4+ يتكون الجزيء من حصة الإلكترونات بين P و H. مرة أخرى ، الجهد الأيوني لـ H+ ليست عالية ولا يمكنها استقطاب نظيرتها للجزيء.

لماذا وكيف PH4+ تساهمية؟

PH4+ تساهمية لأن P عبارة عن مادة غير معدنية وتشكل دائمًا رابطة من خلال مشاركة الإلكترون مع الآخرين. مرة أخرى ، رابطة PH ليست قطبية لأنه لا يوجد فرق في الكهربية ، لذا فإن الرابطة تساهمية في طبيعتها. لا توجد فرصة لاستقطاب الأنيون عن طريق الموجبة والاستقطاب.

17. هل الرقم الهيدروجيني4+ قطبي أم غير قطبي؟

تعتمد قطبية الجزيء على وجود فروق عزم ثنائي القطب والكهرباء بين ذرتين. يتيح لنا استكشاف قطبية PH4+.

PH4+ هو جزيء غير قطبي ، وتكاد تكون السالبية الكهربية لـ P و H متماثلة ولهذا السبب ، لا يوجد فرق في الكهربية. لذلك ، لا يوجد تدفق للعزم ثنائي القطب داخل الجزيء على الرغم من أنه جزيء غير متماثل.

لماذا وكيف PH4+ غير قطبية؟

PH4+ غير قطبي لأن الكهربية هي نفسها لكل من ذرات P و H ، لذلك لا يوجد أصل لعزم ثنائي القطب تجاه ذرة كهربية أقل. بشكل عام ، تتدفق العزم ثنائي القطب من بديل أكثر كهرسلبية إلى عنصر أقل كهرسلبية ، ولكن هنا هذه الحالة غير متوفرة.

في الختام

PH4+ هو جزيء غازي وكاتيون من PH5 أو يمكن اعتباره أن PH3 قبل بروتونًا آخر. إنه جزيء تساهمي وغير قطبي ، كما أنه ليس إلكتروليتًا على الرغم من أنه يحمل شحنة فوقه.

انتقل إلى الأعلى