H2SO4 Struktura Lewisa, charakterystyka: 51 Kompletne szybkie fakty

Ten artykuł dotyczy najważniejszego kwasu, struktury Lewisa H2SO4 i jego ważnych faktów. Zacznijmy o tym dyskutować.

Struktura Lewisa H2SO4 jest często znana jako kwas siarkowy. Jest znany jako olejek witriolu. W większości reakcji w chemii używaliśmy kwasu siarkowego jako odczynnika. Kwasowość H2SO4 jest bardzo silna. Jest to kwas tlenowy S. centralny S to sp³ zhybrydyzowany. Geometria cząsteczki wokół centralnych atomów S jest czworościenna. Obecne są dwie grupy tlenu ketonowego i dwie grupy tlenu -OH.

Kwas siarkowy jest dobrym rozpuszczalnikiem kwasowym dla wielu reakcji organicznych. Wśród wszystkich chemikaliów więcej stosuje się kwasu siarkowego. Aby utrzymać kwasowość wielu reakcji użyliśmy rozcieńczonego kwasu siarkowego. Kwas siarkowy ma silne powinowactwo do cząsteczek wody.

Kilka ważnych faktów na temat H2SO4

H2SO4 jest silnym kwasem mineralnym, w stanie fizycznym jest bezbarwną, bezwonną lepką cieczą. H2SO4 jest silnym środkiem utleniającym i ma właściwości odwodnienia. Temperatura topnienia i temperatura wrzenia H2SO4 wynosi odpowiednio 283.46 K i 610 K. Jest mieszalny z wodą, a proces jest egzotermiczny, ponieważ wytwarzana jest pewna ilość ciepła.

Ciśnienie pary H2SO4 wynosi 0.001 mmHg przy 20⁰C. pKa₁ i pKa₂ H2SO4 wynoszą -2.8 i 1.9. więc z wartości pKa możemy powiedzieć, że jest to bardzo mocny kwas. Lepkość kwasu wynosi 26.7 centypuazów (20 °C). Gęstość H2SO4 wynosi 1.8302 g/cm³. Masa cząsteczkowa kwasu siarkowego wynosi 98.079 g/mol.

Kwas siarkowy wytwarzany jest głównie w procesie Contact. Jest to metoda trzyetapowa.

Proces kontaktu

W pierwszym etapie procesu kontaktu siarka elementarna jest spalana w celu wytworzenia dwutlenku siarki.

S (s) + O₂ → NA₂

W obecności tlenku pentatlenku wanadu (V2O5) jako katalizatora dwutlenek siarki jest utleniany tlenem do trójtlenku siarki.

2 SO₂ +O₂ ⇌ 2 TAK₃

Trójtlenek siarki jest następnie absorbowany przez kwas siarkowy w 97-98% i tworzy oleum (H2S2O7), znany również jako dymiący kwas siarkowy lub kwas pirosiarkowy. To oleum jest następnie rozcieńczane, aby uzyskać stężoną formę kwasu siarkowego.

H2SO4 + SO₃ → H.₂S₂O₇

H₂S₂O₇ + H₂O → 2H2SO4

1.    Jak narysować strukturę Lewisa H2SO4?

Aby narysować strukturę Lewisa H2SO4, musimy wykonać kilka kroków. Z centralnymi atomami S związane są dwa rodzaje tlenu i zgodnie z tym musimy narysować strukturę Lewisa H2SO4. Po narysowaniu struktury Lewisa H2SO4 możemy przewidzieć różne cechy kowalencyjne i właściwości wiązania H2SO4.

Krok 1 - w pierwszym kroku powinniśmy policzyć elektrony walencyjne dla struktury Lewisa H2SO4. W strukturze Lewisa H2SO4 występują trzy rodzaje atomów S, O i H. Teraz S to grupa 16^th i należy do rodziny O, więc ma sześć elektronów w powłoce walencyjnej dla S. Teraz O jest również pierwiastkiem grupy VIA i ma również sześć elektronów na orbicie walencyjnej. H jest pierwiastkiem grupy IA i ma tylko jeden elektron i jeden elektron może zachowywać się jak elektron walencyjny.

Teraz jest jeden atom S, cztery O i dwa atomy H. Dodaliśmy więc całkowitą liczbę elektronów walencyjnych dla poszczególnych atomów. Całkowite elektrony walencyjne dla struktury Lewisa H2SO4 wynoszą [(5*6) +(1*2)] = 32 elektrony.

Krok 2 - Teraz wybieramy centralny atom dla struktury Lewisa H2SO4. W oparciu o rozmiar i ładunek istnieje pomylenie między S i O, które można wybrać jako centralny atom. Teraz rozmiar S jest większy niż O, ponieważ wiemy, że w dół grupy w tym samym okresie rozmiar atomu rośnie wraz ze wzrostem głównej liczby kwantowej. Tak więc rozmiar S jest większy niż O.

Ponownie wiemy, że w dół elektroujemność grupy maleje. S znajduje się w dół O w grupie 16^th. Tak więc elektroujemność S jest mniejsza niż O. Tak więc w strukturze Lewisa H2SO4 S jest wybrany jako atom centralny.

Krok 3 – Wszystkie atomy w strukturze Lewisa H2SO4 należą do bloku s i p. Tak więc tutaj zastosowano regułę oktetu. Zgodnie z oktetową zasadą w elemencie blokowym s, że maksymalna liczba elektronów może przebywać na orbicie s wynosi dwa, ponieważ orbital s jest powłoką walencyjną dla elementu blokowego s, więc w powłoce walencyjnej elementu blokowego s można ukończyć poprzez przyjęcie jednego lub dwuelektronowy. Na orbicie p może pozostać maksymalnie sześć elektronów.

Więc, zgodnie z zasadą oktetu w elemencie blokowym p mogą uzupełnić swoją powłokę walencyjną ośmioma elektronami, dwa dla orbitalu s i sześć dla orbitalu p. Dla elementu blokowego p musi istnieć orbital s.

Zgodnie z regułą Okteta, w strukturze Lewisa H2SO4 wymagana liczba elektronów walencyjnych będzie wynosić [(2*2)+(5*8)]=44 elektrony. Ale w H2SO4 elektrony walencyjne wynoszą 32. Tak więc wymagana liczba elektronów będzie 44*32 =12 elektronów. Te niedobory 12 elektronów mogą być akumulowane przez odpowiednią liczbę wiązań. Tak więc wymagana liczba wiązań w strukturze Lewisa H2SO4 wynosi 12/2 = 6 obligacji. Tak więc w strukturze Lewisa H2SO4 wymaganych będzie co najmniej sześć wiązań.

Krok 4 -  W tym kroku powinniśmy połączyć wszystkie atomy w strukturze Lewisa H2SO4 za pomocą wymaganej liczby wiązań. S znajduje się w centralnej pozycji. Teraz są cztery atomy O połączone z S czterema wiązaniami sigma. Pozostały tylko dwa wiązania i te dwa wiązania spełniają dwa atomy H połączone tymi dwoma wiązaniami z dwoma atomami O.

Krok 5 – W ostatnim kroku powinniśmy sprawdzić, czy wszystkie atomy spełniają regułę oktetu w strukturze Lewisa H2SO4. Oktet dwóch atomów H jest kompletny poprzez wiązania z dwoma atomami O. Teraz dwa atomy O, które tworzą jedno wiązanie z S i jedno wiązanie z O, również są zadowolone ze swojego oktetu.

Ale oktet S w strukturze Lewisa H2SO4 nie jest jeszcze spełniony. Te dwa atomy O tworzą tylko pojedyncze wiązania z atomami S, ich oktet jest nawet niekompletny. Teraz uzupełnij oktet dwóch atomów O i atomu S, dodajemy wiązanie podwójne między dwoma atomami O i atomem S. Aby uzupełnić oktet, używamy wiązań wielokrotnych i samotnych par w H2SO4 struktura Lewisa.

2.    Kształt struktury Lewisa H2SO4

Kształt H2SO4 Struktura Lewisa zależy od liczby elektronów centralnego atomu, a także od hybrydyzacji centralnego atomu. W strukturze Lewisa H2SO4 centralnym atomem jest S, a geometria wokół S jest czworościenna. Liczymy tylko elektron, który bierze udział tylko w tworzeniu wiązania sigma z centralnym atomem S w strukturze Lewisa H2SO4.

W strukturze Lewisa H2SO4 są cztery otaczające atomy dla centralnego S. Wnoszą one jeden elektron, a S również dostarcza jeden elektron na cztery wiązania, więc liczba elektronów w centralnym atomie S będzie wynosić osiem. Nie powinniśmy liczyć elektronu atomów h. Ponieważ atomy H nie są bezpośrednio związane z centralnym atomem S. Wprawdzie przyczyniają się one do elektronów walencyjnych dla struktury Lewisa H2SO4, ale nie w kształcie cząsteczki.

Zgodnie z teorią VSEPR (Valence Shell Electrons Pairs Repulsion) jeśli liczba elektronów dla centralnego atomu wynosi osiem, to geometria wokół centralnego atomu będzie czworościenna. Wiązania podwójne wymagały więcej miejsca, aby przyjąć czworościany, jeśli przyjmie strukturę kwadratowego planowania, nastąpi masowe odpychanie par wiązań i par wiązań.

3.    elektrony walencyjne H2SO4

W strukturze Lewisa H2SO4 elektrony walencyjne są sumą pojedynczych elektronów walencyjnych dla każdego obecnego atomu. Istnieją trzy różne atomy S, O i H. Teraz musimy osobno obliczyć elektrony walencyjne dla tych trzech tomów. Środowisko dwóch atomów O różni się od pozostałych dwóch, więc musimy inaczej obliczyć elektrony walencyjne dla tych atomów O.

S jest pierwiastkiem VIA, więc w jego powłoce walencyjnej jest obecnych sześć elektronów. H ma tylko jeden elektron i ten elektron jest obecny jako elektron walencyjny dla atomu H. Teraz O to także grupa VIA 16^th element. Tak więc ma również sześć elektronów na swoim najbardziej zewnętrznym orbicie. Konfiguracja elektronowa S, O i H to [Ne]3s²3p⁴, [On] 2s²2p⁴, lata 1.¹ odpowiednio. Tak więc z konfiguracji elektronowej tych trzech atomów znamy liczbę elektronów walencyjnych dla każdego atomu.

W strukturze Lewisa H2SO4 występują cztery atomy O i dwa atomy h. Zatem całkowite elektrony walencyjne dla struktury Lewisa H2SO4 wynoszą [(2*1) + (4*6) + 6] = 32 elektrony. Ten elektron walencyjny w strukturze Lewisa H2SO4 bierze udział w tworzeniu struktury H2SO4.

4.    Pojedyncze pary struktury Lewisa H2SO4

W strukturze Lewisa H2SO4 pojedyncze pary są dostępne tylko nad atomami O. S i H zawierają zero samotnej pary, ponieważ wszystkie elektrony walencyjne dla S biorą udział w tworzeniu wiązania, a H ma tylko jeden elektron w swojej powłoce walencyjnej.

W strukturze Lewisa H2SO4 liczymy pojedyncze pary po utworzeniu kolejnych wiązań każdego atomu i ile elektronów jest obecnych w powłoce walencyjnej. H ma tylko jeden elektron w swojej powłoce walencyjnej, który bierze udział w tworzeniu wiązania sigma z atomem O, więc nie ma szans na samotne pary nad atomami H.

 Konfiguracja elektroniczna S to [Ne]3s²3p⁴ i wiemy, że s to grupa 16^th pierwiastka, więc ma sześć elektronów w swojej powłoce walencyjnej a S tworzy sześć wiązań w strukturze Lewisa H2SO4. Tak więc wszystkie elektrony walencyjne S są zaangażowane w tworzenie wiązań, więc nie ma dostępnych elektronów walencyjnych dla S, więc siarka również nie ma samotnych par w strukturze Lewisa H2SO4.

Teraz w strukturze Lewisa H2SO4 znajdują się cztery atomy O. Dwa atomy O tworzą wiązania sigma dwa sigma z atomami S i H, a kolejne dwa atomy O tworzą jedno wiązanie sigma z S i jedno wiązanie π z S. Tak więc wszystkie cztery atomy O tworzą dwa wiązania w strukturze Lewisa H2SO4. Teraz wiemy, że O to grupa 16^th pierwiastka, więc ma elektrony sei w swojej powłoce walencyjnej. O używa dwóch elektronów ze swojej powłoki walencyjnej dla par wiązań, więc pozostałe cztery elektrony istnieją jako samotne pary dla O.

Tak więc całkowita liczba samotnych par dostępnych w strukturze Lewisa H2SO4 wynosi 4*2 = 8 par samotnych par.

5.    Formalny ładunek struktury Lewisa H2SO4

Ze struktury Lewisa H2SO4 jasno wynika, że ​​na cząsteczce nie pojawia się ładunek. Teraz za pomocą ładunku formalnego powinniśmy udowodnić, że cząsteczka jest obojętna lub naładowana. Pojęcie ładunku formalnego jest pojęciem hipotetycznym uwzględniającym tę samą elektroujemność dla wszystkich atomów obecnych w strukturze Lewisa H2SO4.

Wzór, którego możemy użyć do obliczenia opłaty formalnej, FC = N_v - N_lp -1/2 N_bp

Gdzie N_v to liczba elektronów w powłoce walencyjnej lub najbardziej zewnętrznym orbicie, N_lp to liczba elektronów w pojedynczej parze, a N_bp  to całkowita liczba elektronów biorących udział tylko w tworzeniu wiązania.

Musimy obliczyć ładunek formalny osobno dla atomów S, O i H. t środowisko atomów O nie jest takie samo dla wszystkich, więc obliczamy indywidualnie ładunek formalny dla atomów O, których środowiska są takie same.

Ładunek formalny nad atomem S wynosi 6-0-(12/2) = 0

Ładunek formalny nad atomem H wynosi 1-0-(2/2) = 0

Formalny ładunek nad atomem O jest. 6-4-(4/2) = 0

Z formalnego ładunku struktury Lewisa H2SO4 wynika, że ​​nie ma ładunku nad poszczególnymi atomami. Tak więc struktura Lewisa H2SO4 jest neutralna.

6.    Kąt struktury Lewisa H2SO4

Kąt wiązania struktury Lewisa H2SO4 to kąt wiązania wokół centralnych atomów S i otaczających atomów O. Kąt wiązania wokół centralnego S wynosi 109.5⁰. dane pochodzą z teorii VSEPR oraz teorii hybrydyzacji.

Ze struktury Lewisa H2SO4 widzimy, że środowisko wokół centralnego atomu S jest czworościenne. Z teorii VSEPR możemy powiedzieć, że jeśli cząsteczka przyjmuje geometrię czworościenną i nie ma samotnych par nad centralnym atomem, to kąt wiązania wokół centralnego atomu wynosi 109.5⁰. co jest idealnym kątem wiązania dla ugrupowania czworościennego. Rozmiar S jest wystarczająco duży i może łatwo akumulować cztery atomy O bez odpychania. Podwójnie wiązane atomy O są daleko od pojedynczych atomów O wiązaniach.

Wiemy, że podwójne wiązania wymagają więcej miejsca, w czworościennym ugrupowaniu jest wystarczająco dużo miejsca, aby dwa podwójnie związane atomy O i dwa pojedyncze atomy O mogły pozostać bez odpychania. Tak więc w strukturze Lewisa H2SO4 nie ma odpychania pojedynczych par wiązań ani odpychania par wiązań. Tak więc kąt wiązania nie odbiegał i wartość wynosi 109.5⁰.

7.    Reguła oktetu struktury Lewisa H2SO4

W strukturze Lewisa H2SO4 wszystkie atomy uzupełniają swój oktet poprzez współdzielenie odpowiedniej liczby elektronów. Wszystkie atomy w strukturze Lewisa H2SO4 są elementami bloku s i p. W przypadku bloku s maksymalnie dwa elektrony mogą leżeć, a element bloku s uzupełnia swój oktet o dwa elektrony. Elementy bloku P mogą przyjąć maksymalnie sześć elektronów i uzupełnić swój oktet ośmioma elektronami, ponieważ blok p zawiera orbital s.

Centralny atom S w strukturze Lewisa H2SO4 ma sześć elektronów w zewnętrznej powłoce. S to grupa 16^th VIA element. S jest elementem bloku ap, więc do ukończenia oktetu potrzeba ośmiu elektronów. S tworzy sześć wiązań w strukturze Lewisa H2SO4, w tych sześciu wiązaniach dzieli sześć elektronów i sześć elektronów z czterech miejsc O. Więc teraz ma dwanaście elektronów walencyjnych. Jest to więc przypadek naruszenia zasady oktetu. S może rozszerzyć swój oktet i tworzy wiele wiązań, rozmiar S jest większy jest powodem rozszerzenia jego oktetu.

H ma tylko jeden elektron i ten elektron jest elektronem walencyjnym dla H. Jest to element OW. Bycie elementem H bloku s wymaga dwóch elektronów w powłoce walencyjnej. H dzieli jeden elektron z atomami O, tworząc wiązania sigma. W ten sposób H może uzupełnić swoją powłokę walencyjną i uzupełnić swój oktet.

Dla O jest to również element grupy VIA, taki jak atom S. Ma sześć elektronów w powłoce walencyjnej. Aby ukończyć swój oktet, potrzebował dwóch dodatkowych elektronów, ponieważ O jest elementem bloku ap, a dla elementu bloku ap wymaga ośmiu elektronów do ukończenia oktetu.

W przypadku podwójnie wiązanych atomów O w strukturze Lewisa H2SO4 dzieli dwa elektrony od siebie i dwa elektrony od S, oraz teraz ma osiem elektronów w powłoce walencyjnej wśród których cztery elektrony istnieją jako dwie pary samotnych par.

W przypadku atomów O z pojedynczym wiązaniem tworzy dwa wiązania, jedno z H, a drugie z S, aby dzielić z nimi swój dwuelektron. Ale już ma dwie pary samotnych par, a pozostałe cztery elektrony to para wiązań. W ten sposób pojedyncze O dopełnia również swój oktet.

8.    Rezonans struktury Lewisa H2SO4

W strukturze Lewisa H2SO4 występuje więcej chmur elektronowych, które można zdelokalizować nad cząsteczką w różnych formach szkieletu. Występuje wiązanie podwójne i obecne są atomy elektroujemne S i O, a nawet siarczan przeciwanionowy jest bardziej stabilizowany rezonansowo niż struktura Lewisa H2SO4.

Wszystkie trzy struktury są strukturą rezonansową struktury Lewisa H2SO4. Struktura III jest najbardziej znaczącą strukturą rezonansową struktury Lewisa H2SO4. Ponieważ ma większą liczbę wiązań kowalencyjnych i nie ma dyspersji ładunku w tej strukturze. Te dwa powody są czynnikiem stabilizacji. Jest to więc bardziej ustabilizowana i przyczyniająca się struktura.

Struktura II ma mniejszy wkład niż struktura III, a większy niż struktura I, ponieważ ma mniejszą liczbę wiązań kowalencyjnych niż struktura III, ale większą liczbę wiązań kowalencyjnych niż struktura I. ma również dyspersję ładunku na cząsteczce.

Struktura I jest strukturą najmniej wnoszącą wkład, ponieważ zawiera mniej wiązań kowalencyjnych, a nad atomem S, który jest atomem elektroujemnym, występuje ładunek dodatni. Nad S. występuje podwójny ładunek, więc ma najmniejszy udział w rezonansie struktury Lewisa H2SO4.

Tak więc kolejność struktury wnoszącej to III>II>I.

9.    Hybrydyzacja H2SO4

W strukturze Lewisa H2SO4 występują różne atomy o różnych orbitalach, których energia jest różna. Aby utworzyć kolejne wiązanie kowalencyjne, przechodzą hybrydyzację, tworząc nową, równą liczbę orbitali hybrydowych o równoważnej energii. Tutaj przewidujemy hybrydyzację atomu centralnego struktury Lewisa H2SO4, która jest sp³ zhybrydyzowany.

Wykorzystaliśmy wzór do przewidywania hybrydyzacji struktury Lewisa H2SO4:

H = 0.5(V+M-C+A), gdzie H= wartość hybrydyzacji, V to liczba elektronów walencyjnych w centralnym atomie, M = jednowartościowe atomy otoczone, C=nie. kationu, A=nr. anionu.

W strukturze Lewisa H2SO4 centralny atom S ma sześć elektronów walencyjnych i tylko cztery elektrony biorą udział w tworzeniu wiązania sigma, a cztery atomy O są obecne w otaczającej pozycji.

Zatem hybrydyzacja centralnego S w strukturze Lewisa H2SO4 wynosi ½(4+4+0+) = 4 (sp³)

Z tabeli hybrydyzacji możemy wywnioskować, że jeśli liczba orbitali biorących udział w hybrydyzacji wynosi cztery, to centralny atom to sp³ zhybrydyzowany.

Rozumiemy tryb hybrydyzacji struktury Lewisa H2SO4.

Ze schematu pudełkowego H2SO4 struktura Lewisa, widać, że rozważamy tylko więź sigma. wiązanie Π lub wiązania wielokrotne nie są zaangażowane w hybrydyzację. S ma wolny orbital d, więc może rozszerzyć swój oktet i utworzyć wiązania wielokrotne. Tak więc, S nie przestrzega tu zasady oktetu i jest to również udowadniane za pomocą diagramu pudełkowego.

Z wykresu hybrydyzacji możemy zobaczyć, że jeśli hybrydyzacja jest sp³ wtedy przewidywany kąt wiązania wynosi 109.5⁰. więc tutaj kąt wiązania dla struktury Lewisa H2SO4 wynosi 109.5⁰. tę wartość kąta wiązania można wytłumaczyć regułą zgięcia, COSθ =s/s-1, gdzie s to % znaku s w hybrydyzacji, a θ to kąt wiązania.

10. Rozpuszczalność H2SO4

H2SO4 jest rozpuszczalny w następującym rozpuszczalniku.

• Woda
• etanol
• Metanol
• benzen

11. Czy H2SO4 jest rozpuszczalny w wodzie?

Kwas siarkowy ma większe powinowactwo do cząsteczek wody. Może rozpuszczać się w wodzie, jest mieszalny z wodą. Po rozpuszczeniu kwasu siarkowego w wodzie powstaje duża ilość ciepła. We wszystkich stężeniach kwas siarkowy może być rozpuszczony w wodzie. Energia hydratacji entalpii dla procesu uzyskiwania rozpuszczonego kwasu siarkowego w wodzie wynosi -814 KJ/mol. Znak – dotyczy procesu egzotermicznego, ponieważ w tym procesie wytwarzane jest ciepło.

12. Czy H2SO4 jest polarny czy niepolarny?

H2SO4 to bardzo polarna cząsteczka. W strukturze Lewisa H2SO4 występują głównie O i S wraz z H. Różnica elektroujemności między S i O jest wystarczająca, aby cząsteczka stała się polarna. Ponownie, kształt struktury Lewisa H2SO4 jest czworościenny, co jest formą asymetryczną, a zatem wypadkowy moment dipolowy występuje w cząsteczce. Zatem H2SO4 jest cząsteczką polarną.

Z wykresu widać kierunek momentu dipolowego id od miejsca S do O. O jest bardziej elektroujemny niż S, więc następuje przepływ momentu dipolowego od S do O. Powyższa geometria jest asymetryczna, więc nie ma szans na zniesienie jakiegokolwiek momentu dipolowego, wartość momentu dipolowego jest inna dla podwójnie i pojedynczo wiązanych atomów O, ze względu na udział orbitalu S i p. Tak więc w strukturze Lewisa H2SO4 występuje pewna wypadkowa wartość momentu dipolowego, która sprawia, że ​​cząsteczka jest polarna. Cząsteczka jest polarna, co ponownie potwierdza jej rozpuszczalność w cząsteczce polarnej, takiej jak woda.

13. Czy H2SO4 to elektrolit?

Tak, H2SO4 jest elektrolitem, może rozpuszczać się w wodzie i jonizować roztwór wodny.

14. Czy H2SO4 to silny elektrolit?

Po rozpuszczeniu w wodzie kwas siarkowy jest jonizowany do H⁺ jon i HSO4^- bardzo szybko. Po pewnym czasie może dalej jonizować, tworząc H⁺ i SO4^2-. Powstaje H⁺ który ma większą mobilność i z tego powodu całe rozwiązanie staje się przewodzące. Kwas siarkowy bardzo szybko jonizuje się w roztworze wodnym i sprawia, że ​​cały roztwór ma bardzo dobrą przewodność elektryczną. Jest to więc mocny elektrolit.

15. Czy H2SO4 jest kwaśny czy zasadowy?

H2SO4 jest czystym kwasem. Może uwolnić H⁺ jon, który sprawia, że ​​jest kwaśny. Stężenie H⁺ jest bardzo wysoko. Po rozpuszczeniu w wodzie H⁺ jest bardzo wysoka, dzięki czemu jest silnie kwaśna.

Jako kwas może reagować z wieloma mocnymi zasadami, tworząc odpowiednią cząsteczkę soli i wody.

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O

W reakcji z super kwasem kwas siarkowy zachowuje się jak zasada i ulega protonowaniu.

[(CH₃)₃SiO]₂SO₂ + 3HF + SbF₅ → [H₃SO₄]⁺[SbF₆]^- + 2 (kan₃)₃SiF

16. Czy H2SO4 to mocny kwas?

Uwalnianie jonów H+ z siarki kwas jest bardzo łatwy. Kwasowość cząsteczki zależy od tendencji do uwalniania z niej jonu H+ do roztworu wodnego. W strukturze Lewisa H2SO4 występuje elektroujemny atom O i S. H jest związany z elektroujemnymi atomami O, więc O próbuje przyciągnąć gęstość elektronową sigma do siebie, więc wiązanie HO staje się słabsze i łatwo rozrywane. Tak więc uwolnienie jonów H+ z kwasu siarkowego jest bardzo łatwe i szybkie proces i z tego powodu jest bardzo mocnym kwasem.

17. Czy kwas poliprotonowy H2SO4?

Przykładem kwasu poliprotonowego jest H2SO4. To kwas diprotonowy uwalnia oba protony o różnych wartościach pka. Tak więc obecność więcej niż jednego kwaśnego protonu nazywana jest kwasem poliprotonowym.

18. Czy H2SO4 jest diprotyczny?

W H2SO4 występują dwa kwasowe protony. Te dwa protony można przekazać przy odpowiedniej wartości pka. Jest to więc kwas diprotonowy.

19. Czy kwas dwuzasadowy H2SO4?

Tak, H2SO4 to kwas dwuzasadowy. W strukturze Lewisa H2SO4 występują dwa kwasowe protony. Wartość pH dwóch kwasowych wodorów jest różna, właściwie przy różnych wartościach pka te dwa protony mogą być oddane.

Im niższa wartość pka, tym wyższa będzie kwasowość protonu. Tak więc pierwszy proton jest bardziej kwaśny niż drugi proton.

20. Czy H2SO4 jest bardziej kwaśny niż HNO3?

H2SO4 jest bardziej kwaśny niż HNO3, ponieważ H2SO4 jest kwasem dwuzasadowym, a pierwsza wartość pka dla H2SO4 jest bardzo niższa niż HNO3.

21. Czy H2SO4 jest bardziej kwaśny niż H3PO4?

Chociaż H3PO4 jest kwasem trójzasadowym, wyższa wartość pka H2SO4 czyni go silniejszym niż H3PO4.

22. Czy H2SO4 lub H2SO3 to silniejszy kwas?

Sprzężona zasada H2SO4 jest siarczanem, który jest bardziej stabilizowany rezonansowo niż sprzężona zasada H2SO3. Wiemy, że im wyższa stabilizacja zasady koniugatu tym silniejsza będzie kwasowość odpowiedniego kwasu. Tak więc H2SO4 jest silniejszym kwasem niż H2SO3.

23. Czy H2SO4 lub HCl są silniejszym kwasem?

HCl jest silniejszy niż H2SO4. Wartość pka HCl wynosi -6.3, czyli jest mniejsza niż H2SO4. Wiemy, że mniejsza wartość pka większa będzie kwasowością. Więc HCl jest silniejszym kwasem niż H2SO4.

24. Czy H2SO4 lub H2SeO4 to mocniejszy kwas?

H2SO4 jest silniejszym kwasem niż H2SeO4, ponieważ S jest bardziej elektroujemny niż Se, więc może przyciągać gęstość elektronową sigma do siebie bardziej niż Se, prowadząc do rozerwania wiązania OH i uwolnienia H⁺ będąc bardzo szybkim i szybkim.

25. Czy H2SO4 to kwas Lewisa?

S ma wolny orbital d po utworzeniu wiązań podwójnych. Tak więc może przyjmować samotne pary z odpowiedniej zasady Lewisa i działa jak kwas Lewisa.

26. Czy H2SO4 jest kwasem Arrheniusa?

Zgodnie z teorią Arrheniusa te gatunki są uważane za kwasy, które mogą uwalniać H⁺ wodny roztwór jonów. H2SO4 może łatwo uwolnić H⁺ jony w roztworze wodnym. Więc H2SO4 jest kwasem Arrheniusa.

27. Czy H2SO4 jest liniowy?

Nie, geometria H2SO4 wokół centralnego S jest czworościenna.

28. Czy H2SO4 jest paramagnetyczny czy diamagnetyczny?

Wszystkie elektrony w H2SO4 są sparowane, więc H2SO4 jest diamagnetyczny.

29. Temperatura wrzenia H2SO4

Temperatura wrzenia H2SO4 jest bardzo wysoka powyżej 300⁰C, z tego powodu używamy kąpieli w kwasie siarkowym do topienia kryształów dowolnej cząsteczki organicznej.

30. Kąt wiązania H2SO4

Hybrydyzacja centralnego atomu w strukturze Lewisa H2SO4 to sp³ a kształt jest czworościenny, więc kąt wiązania OSO wynosi 109.5⁰.

31. Czy H2SO4 jest jonowy czy kowalencyjny?

H2SO4 jest cząsteczką czysto kowalencyjną, ale wykazuje zachowanie jonowe po rozpuszczeniu w roztworze wodnym.

32. Czy H2SO4 jest amfiprotyczny?

Na ogół tlenki lub wodorotlenki metali są amfoteryczne. Związek metalu może działać jako kwas lub zasada w zależności od stopnia utlenienia tlenku. Kwas siarkowy (H2SO4) jest kwasem w wodzie, ale jest amfoteryczny w superkwasach, zachowuje się wtedy zasadowo.

33. Czy H2SO4 jest binarny czy trójskładnikowy?

H2SO4 to binarny kwas tlenowy siarki.

34. Czy H2SO4 jest zrównoważony?

Tak, wzór cząsteczkowy kwasu siarkowego jest czysto zrównoważony w postaci H2SO4.

35. Czy H2SO4 przewodzi?

W roztworze wodnym H2SO4 dysocjuje tworząc H⁺ jonowy i anion siarczanowy. Dla tych dwóch jonów wodny roztwór staje się przewodzący.

36. Czy H2SO4 jest zasadą sprzężoną?

Nie, H2SO4 jest kwasem, sprzężoną zasadą H2SO4 jest SO₄^2-. Dla stabilizacji tej sprzężonej zasady kwasowość H2SO4 jest tak wysoka.

37. Czy H2SO4 jest żrący?

H2SO4 jest bardzo żrący, może również uszkadzać skórę, oczy, zęby i płuca.

38. Czy H2SO4 jest stężony?

Ogólnie kwas siarkowy ma czystość w 97-98%. Stężony H2SO4 wynosi 36.8 N.

39. Czy H2SO4 jest stałym płynem czy gazem?

Temperatura pokojowa H2SO4 jest w stanie ciekłym. Ale dymiący H2SO4 jest formą gazową.

40. Czy H2SO4 jest higroskopijny?

H2SO4 jest substancją wysoce higroskopijną. Właściwości odwadniające H2SO4 są bardzo wysokie.

41. Czy wiązanie wodorowe H2SO4?

W H2SO4 nie ma takiego wiązania H, ale w stanie ciekłym istnieje szansa na utworzenie międzycząsteczkowego wiązania H przez samotne pary atomów O.

42. Czy H2SO4 jest metalem czy niemetalem?

H2SO4 jest kwasem niemetalicznym, wszystkie substancje obecne w H2SO4 są niemetalami.

43. Czy H2SO4 jest neutralny?

Nie, H2SO4 ma charakter kwaśny.

44. Czy H2SO4 jest nukleofilem?

H2SO4 działa jako nukleofil w wielu reakcjach organicznych, ponieważ ma pojedyncze pary, które można przekazać.

45. Czy H2SO4 jest organiczny czy nieorganiczny?

H2SO4 jest kwasem nieorganicznym, dlatego jest bardzo mocnym kwasem.

46. Czy jest utleniaczem H2SO4?

H2SO4 może działać jako środek utleniający, może utleniać kilka grup funkcyjnych w reakcjach organicznych.

47. Czy H2SO4 jest wieloatomowy?

Tak, H2SO4 jest wieloatomowy, istnieją trzy rodzaje atomów H, S i O.

48. Czy H2SO4 jest niestabilny?

H2SO4 jest bardzo stabilną cząsteczką, chyba że zostanie wzbudzona przez ciepło, dwa podwójne wiązania sprawiają, że cząsteczka jest bardzo stabilna.

49. Czy H2SO4 lotny?

Tak, H2SO4 ma charakter lotny.

50. Czy H2SO4 jest bardzo lepki?

H2SO4 ma wysoką lepkość w stanie ciekłym, ponieważ obserwuje się dużą ilość wiązania H.

51. Dlaczego do miareczkowania stosuje się rozcieńczony H2SO4?

Rozcieńczony H2SO4 nie jest Środek utleniający ani środka redukującego, więc miareczkowanie redoks jest idealne.

Wnioski

H2SO4 to bardzo silny nieorganiczny kwas mineralny. jest bardzo żrący dla człowieka. W wielu przemianach organicznych, syntetyzowanych i utrzymujących kwasowość możemy wykorzystać H2SO4. Ale należy zachować środki ostrożności, gdy jest używany. H2SO4 jest przyczyną kwaśnych deszczy.

Przeczytaj Więcej 11 Fakty na temat H2SO4 + Al(OH)3.

Przeczytaj także:

• Struktura Lewisa Ci4
• Struktura Hf Lewisa
• Struktura Lewisa Nh2cooh
• Struktura Lewisa Fe3
• Struktura Lewisa Pcl5 2
• Struktura Lewisa Naocha3
• Struktura Lewisa Kno3
• Struktura Lewisa Pocl3
• Struktura Lewisa Hscn
• Struktura Lewisa Clo4

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.