15 faktów na temat H2SO3 + LiOH: co, jak równoważyć i często zadawane pytania

Kwas siarkawy może łatwo reagować z mocną zasadą, taką jak wodorotlenek litu w normalnych warunkach. Zobaczmy mechanizm reakcji między H₂SO₃ i LiOH w tym artykule.

LiOH lub wodorotlenek litu jest silnym związkiem nieorganicznym metal alkaliczny zasady i może łatwo uwalniać jony wodorotlenkowe. H₂SO₃ jest silnym kwasem nieorganicznym, który może łatwo uwalniać protony podczas hydrolizy. w H₂SO₃ będzie obecny jeden podwójnie związany atom O wraz z dwiema grupami hydroksylowymi przyłączonymi do siarki.

Ponieważ reakcja zachodzi między mocnym kwasem a mocną zasadą, nie wymaga żadnego katalizatora ani temperatury. W dalszej części artykułu omówimy mechanizm reakcji kwasu siarkowego z żelazem, entalpię reakcji, rodzaj reakcji, powstawanie produktów itp.

1. Jaki jest produkt H₂SO₃ i LiOH?

Siarczyn litu powstaje jako główny produkt, gdy H₂SO₃ i LiOH reagują razem z niektórymi cząsteczkami wody.

H₂SO₃ + LiOH = Li₂SO₃ + H₂O

2. Jakim rodzajem reakcji jest H₂SO₃ + LiOH?

H₂SO₃ + Reakcja LiOH jest przykładem reakcji podwójnego wypierania wraz z reakcjami redoks i wytrącania. Jest to również reakcja zobojętniania kwasowo-zasadowego.

3. Jak zrównoważyć H₂SO₃ + LiOH?

H₂SO₃ + LiOH = Li₂SO₃ + H₂O, musimy zbilansować równanie w następujący sposób,

• Oznakowanie wszystkich reagentów i produktów wymaganą liczbą alfabetów.
• Najpierw oznaczyliśmy wszystkie reagenty i produkty A, B, C i D, ponieważ w tej reakcji otrzymuje się cztery różne atomy, a reakcja wygląda tak,
• AH₂SO₃ + B LiOH = C Li₂SO₃ + DH₂O
• Zrównanie wszystkich współczynników dla wszystkich elementów tego samego typu poprzez ich przestawienie.
• Po przestawieniu wszystkich współczynników tych samych pierwiastków według ich proporcji stechiometrycznej otrzymujemy,
• H = 2A = B = 2D, S = A = C, O = 3A = B = 3C = D, Li = B = C.
• Wykorzystanie eliminacji Gaussa do wyznaczenia wartości współczynników
• Stosując eliminację Gaussa i zrównując wszystkie równania, otrzymujemy A = 1, B = 2, C = 1 i D = 2.
• Teraz napisz całe równanie w postaci zbilansowanej
•  Ogólne zrównoważone równanie będzie wyglądać następująco:
• H₂SO₃ +2 LiOH = Li₂SO₃ + 2H₂O

4. H₂SO₃ + Miareczkowanie LiOH

Aby ustandaryzować zarówno kwas, jak i zasadę, możemy wykonać miareczkowanie między LiOH a H₂SO₃

Używane urządzenie

Do tego miareczkowania potrzebujemy biurety, kolby stożkowej, uchwytu biurety, kolby miarowej i zlewek.

Miano i titrant

H₂SO₃ w porównaniu z LiOH, H₂SO₃ Dzieje Apostolskie jako titrant pobrany do biurety, a cząsteczka do analizy to LiOH pobrany do kolby stożkowej.

Wskaźnik

Całość miareczkowania przeprowadza się w odczynie kwaśnym i dla odczynu kwasowo-zasadowego, Fenoloftaleina jest najbardziej odpowiednim wskaźnikiem, który można zastosować.

Procedura

Biuretę wypełniono niestandaryzowanym H₂SO₃ i LiOH wzięto do kolby stożkowej wraz z odpowiednim wskaźnikiem. H₂SO₃ wkrapla się do kolby stożkowej i kolbę stale wstrząsa. Po pewnym czasie od dotarcia do punktu końcowego LiOH zmienia kolor.

5. H₂SO₃+ Równanie jonowe netto LiOH

Równanie jonowe netto między H₂SO₃ + LiOH jest następujący,

H⁺(wodny) + OH^-(wodny) + SO₂(g) + Li⁺(wodny) + OH^-(wodny) = 2 Li⁺(wodny) + SO₃^2-(wodny) + H⁺(wodny) + OH^-(wodny)

• Aby wyprowadzić równanie jonowe netto, wymagane są następujące kroki:
• Najpierw zjonizowaliśmy wszystkie możliwe związki w ich obecnym stanie, takim jak postać wodna lub gazowa.
• Po tym H₂SO₃ będzie jonizowany w protonach i jonach siarczynowych, ponieważ jest silnym elektrolitem
• Po tym LiOH jest również dysocjowany do Li⁺ jon i OH^- ponieważ jest to mocna baza.
• Następnie produkt Li₂SO₃ zdysocjowany w Li⁺ a więc₃^2-.
• Woda jest również jonizowana do H⁺ i OH^-.
• SO₂ jest istniejącą formą gazową, więc nie może być zjonizowany.

6. H₂SO₃ + Pary koniugatu LiOH

W reakcji H₂SO₃ + Pary koniugatów LiOH będą odpowiednimi zdeprotonowanymi i protonowanymi postaciami tego konkretnego gatunku, które są wymienione poniżej-

• Koniugat par H₂SO₃ = SO₃^2-
• Sprzężona para OH^- = H₂O
• Sprzężone pary SO₄^2- = H.₂SO₄

7. H₂SO₃ i siły międzycząsteczkowe LiOH

Siła międzycząsteczkowa między H₂SO₃ jest siłą elektrostatyczną, kowalencyjną. W wodorotlenku litu będą obecne wiązania jonowe wraz z siłą elektrostatyczną.

8.H₂SO₃ + Entalpia reakcji LiOH

W reakcji H₂SO₃ + LiOH entalpia reakcji wynosi -83.99 KJ/mol, co można otrzymać ze wzoru entalpia produktów – entalpia reagentów i tutaj zmiana entalpii jest ujemna.

9. Czy H₂SO₃ + LiOH roztwór buforowy?

Reakcja między H₂SO₃ + LiOH daje roztwór buforowy siarczynu litu, który jest solą, ale może kontrolować pH.

10. Czy H₂SO₃ + LiOH pełna reakcja?

H₂SO₃ + LiOH jest kompletną reakcją, ponieważ daje jeden główny produkt Li₂SO₃ wraz z wodą. Reakcja wymaga trochę czasu, zanim wszystkie reagenty całkowicie przereagują, a produkty nie zostaną utworzone.

11. Czy H₂SO₃ + LiOH reakcja egzotermiczna czy endotermiczna?

H₂SO₃ + LiOH jest egzotermiczny pod względem pierwszego prawa termodynamiki. Tak więc reakcja uwolniła więcej energii i temperatury do otoczenia, gdzie δH jest zawsze ujemne.

12. Czy H₂SO₃ + LiOH reakcja redoks?

H₂SO₃ + LiOH jest reakcja redoks ponieważ w tej reakcji Li ulega redukcji, podczas gdy siarka ulega utlenieniu. W tej reakcji LiOH działa jako środek utleniający, podczas gdy H₂SO₃ działa jako środek redukujący.

13. Czy H₂SO₃ + LiOH reakcja wytrącania

H₂SO₃ + LiOH jest reakcją wytrącania, ponieważ Li₂SO₃ wytrąca się w roztworze przy kwaśnym pH i nie rozpuszcza się w mieszaninie reakcyjnej.

14. Czy H₂SO₃ + Odwracalna lub nieodwracalna reakcja LiOH?

H₂SO₃+ LiOH jest nieodwracalną reakcją kwasowo-zasadową i zawsze jest reakcją zobojętniania. Tutaj równowaga chemiczna reakcji przesunęła się tylko w prawą stronę.

H₂SO₃ + 2LiOH —–> Li₂SO₃ + 2H₂O

15. Czy H₂SO₃ + Reakcja wypierania LiOH?

H₂SO₃+ Przykładem jest LiOH podwójne przemieszczenie reakcja, ponieważ w powyższej reakcji Li⁺ zostaje zastąpiony przez H⁺ w godz₂SO₃ tworząc odpowiedni siarczan i Li⁺ kationy również wyparły H⁺ i utworzył H₂O.

Wnioski

Powyższa reakcja jest reakcją zobojętniania kwasowo-zasadowego. Dzięki tej reakcji możemy standaryzować odpowiedni kwas lub zasadę. W tej reakcji powstała sól siarczynu litu, dzięki czemu ma zastosowanie przemysłowe.

Biswarup Chandra Dey

Cześć… Nazywam się Biswarup Chandra Dey i ukończyłem studia magisterskie z chemii na Uniwersytecie Centralnym w Pendżabie. Moją specjalizacją jest Chemia Nieorganiczna. Chemia to nie tylko czytanie linijka po linijce i zapamiętywanie, to koncepcja, którą można łatwo zrozumieć i tutaj dzielę się z Wami koncepcją chemii, której się uczę, bo warto się nią dzielić.