Dit artikel gaat over het belangrijkste zuur, de H2SO4-lewisstructuur en de belangrijkste feiten. Laten we beginnen om het te bespreken.
De structuur van H2SO4 lewis is vaak bekend als zwavelzuur. Het staat bekend als Vitrioololie. Bij de meeste reacties in de chemie gebruikten we zwavelzuur als reagens. De zuurgraad van H2SO4 is erg sterk. Het is een oxozuur van S. de centrale S is sp3 gehybridiseerd. De geometrie van het molecuul rond de centrale S-atomen is tetraëdrisch. Er zijn twee ketonzuurstofgroepen en twee -OH-zuurstofgroepen aanwezig.
Zwavelzuur is een goed zuur oplosmiddel voor veel organische reacties. Van alle chemicaliën wordt zwavelzuur meer gebruikt. Om de zuurgraad van veel reacties te behouden, gebruikten we verdund zwavelzuur. Zwavelzuur heeft een sterke affiniteit voor watermoleculen.
Enkele belangrijke feiten over H2SO4
H2SO4 is een sterk mineraal zuur, het is een kleurloze, geurloze viskeuze vloeistof in fysische toestand. H2SO4 is een sterk oxidatiemiddel en heeft gedehydrateerde eigenschappen. Het smeltpunt en het kookpunt van H2SO4 zijn respectievelijk 283.46 K en 610 K. Het is mengbaar in water en het proces is exotherm omdat er een bepaalde hoeveelheid warmte wordt gegenereerd.
De dampdruk van H2SO4 is 0.001 mmHg bij 200C. de pKa1 en pKa2 van H2SO4 zijn -2.8 en 1.9. dus uit de waarde van pKa kunnen we zeggen dat het een heel sterk zuur is. De viscositeit van het zuur is 26.7 centipoise (20 °C). De dichtheid van H2SO4 is 1.8302 g/cm3. Het molecuulgewicht van zwavelzuur is 98.079 g/mol.
Zwavelzuur wordt voornamelijk bereid via het contactproces. Het is een methode in drie stappen.
Contactproces
In de eerste stap van het contactproces wordt elementaire zwavel verbrand om zwaveldioxide te produceren.
S (s) + O2 → Nvt2
In aanwezigheid van vanadiumpentaoxide (V2O5)-oxide als katalysator wordt zwaveldioxide door zuurstof geoxideerd tot zwaveltrioxide.
2 DUS2 + OF2 ⇌ 2 DUS3
Zwaveltrioxide wordt vervolgens voor 97-98% door zwavelzuur geabsorbeerd en vormt oleum (H2S2O7), ook bekend als rokend zwavelzuur of pyrozwavelzuur. Dit oleum wordt vervolgens verdund om een geconcentreerde vorm van zwavelzuur te krijgen.
H2SO4 + SO3 → H.2S2O7
H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4
1. Hoe de H2SO4 lewis-structuur te tekenen?
Om de H2SO4-lewisstructuur te tekenen, zijn er een paar stappen die we moeten volgen. Twee soorten zuurstof zijn gebonden aan centrale S-atomen, en volgens deze moeten we de H2SO4-lewisstructuur tekenen. Na het tekenen van de H2SO4-lewisstructuur kunnen we de verschillende covalente karakters en bindingseigenschappen van H2SO4 voorspellen.
Stap 1 - in de eerste stap moeten we de valentie-elektronen tellen voor de H2SO4-lewisstructuur. In de H2SO4-lewisstructuur zijn er drie soorten atomen S, O en H aanwezig. Nu is S de groep 16th element en behoort tot de O-familie, dus het heeft zes elektronen in de valentieschil voor S. Nu is O ook een groep VIA-element en heeft het ook zes elektronen in de valentie-orbitaal. H is het groep IA-element en het heeft maar één elektron en dat ene elektron kan zich gedragen als een valentie-elektron.
Nu zijn er één S-, vier O- en twee H-atomen aanwezig. Dus hebben we de totale valentie-elektronen voor individuele atomen toegevoegd. De totale valentie-elektronen voor de H2SO4-lewisstructuur zijn, [(5*6) +(1*2)] = 32 elektronen.
Stap 2 - Nu selecteren we het centrale atoom voor de H2SO4-lewisstructuur. Op basis van grootte en lading is er verwarring tussen S en O, die kunnen worden geselecteerd als het centrale atoom. Nu is de grootte van S groter dan O, zoals we weten, neemt de groep in dezelfde periode toe naarmate het hoofdkwantumgetal toeneemt. De maat van S is dus groter dan O.
Nogmaals, we weten dat de elektronegativiteit van de groep afneemt. S wordt onderaan de O geplaatst in groep 16th. Dus de elektronegativiteit van S is kleiner dan O. Dus in de H2SO4 lewisstructuur is S geselecteerd als het centrale atoom.
Stap 3 – Alle atomen in de H2SO4-lewisstructuur behoren tot het s- en p-blok. Dus hier is de octetregel van toepassing. Volgens de octetregel in s blokelement dat het maximale aantal van een elektron dat in s-orbitaal kan blijven twee is, aangezien s-orbitaal de valentieschil is voor s blokelement, dus in de valentieschil van s blokelement kan worden voltooid door er een te accepteren of twee elektronen. In de p-orbitaal kunnen maximaal zes elektronen verblijven.
Dus, volgens de octetregel in het p-blokelement kunnen ze hun valentieschil voltooien met acht elektronen, twee voor de s-orbitaal en zes voor de p-orbitaal. Voor het p blokelement moet er s orbitaal aanwezig zijn.
Volgens de Octet-regel zal in de H2SO4-lewisstructuur het vereiste aantal valentie-elektronen [(2*2)+(5*8)]=44 elektronen zijn. Maar in de H2SO4 zijn de valentie-elektronen 32. Het vereiste aantal elektronen is dus 44*32 =12 elektronen. Deze tekorten van 12 elektronen kunnen worden geaccumuleerd door een geschikt aantal bindingen. Het vereiste aantal bindingen in de H2SO4-lewisstructuur is dus 12/2 =6 bindingen. Dus in de H2SO4-lewisstructuur zullen er minimaal zes bindingen nodig zijn.
Stap 4 - In deze stap moeten we alle atomen in de H2SO4-lewisstructuur verbinden via het vereiste aantal bindingen. S is geplaatst op de centrale positie. Nu zijn er vier O-atomen verbonden met S met vier sigma-bindingen. Er zijn nog maar twee bindingen over en die twee bindingen voldoen via twee H-atomen die verbonden zijn via die twee bindingen met twee O-atomen.
Stap 5 – In de laatste stap moeten we controleren of alle atomen voldoen aan de octetregel in de H2SO4-lewisstructuur. Het octet van twee H-atomen is compleet via bindingen met twee O-atomen. Nu zijn ook twee O-atomen die één binding aangaan met S en één binding met O tevreden met hun octet.
Maar het octet van S in de H2SO4-lewisstructuur is nog niet voldaan. Die twee O-atomen maken alleen enkele bindingen met S-atomen, hun octet is zelfs niet voltooid. Voltooi nu het octet van twee O-atomen en een S-atoom, we voegen een dubbele binding toe tussen twee O-atomen en een S-atoom. Om het octet te voltooien, gebruiken we meerdere bindingen en alleenstaande paren in de H2SO4 lewis structuur.
2. H2SO4 lewis structuurvorm:
In de H2SO4-lewisstructuur zijn er vier omringende atomen aanwezig voor centrale S. ze dragen één elektron bij en S draagt ook één elektron bij voor vier bindingen, dus het aantal elektronen zal acht zijn in het centrale S-atoom. We moeten het elektron van h-atomen niet tellen. Omdat H-atomen niet direct aan het centrale S-atoom zijn gebonden. Hoewel ze bijdragen aan valentie-elektronen voor de H2SO4-lewisstructuur, maar niet in de vorm van het molecuul.
Volgens de VSEPR-theorie (Valence Shell Electrons Pairs Repulsion), als het aantal elektronen acht is voor het centrale atoom, zal de geometrie rond het centrale atoom tetraëdrisch zijn. Dubbele bindingen hadden meer ruimte nodig, zodat ze tetraëders adopteren, als het een vierkante plannerstructuur aanneemt, zal er een enorme afstoting van bindingspaar-bindingparen optreden.
3. H2SO4-valentie-elektronen
In de H2SO4-lewisstructuur zijn de valentie-elektronen de som van individuele valentie-elektronen voor elk aanwezig atoom. Er zijn drie verschillende atomen S, O en H aanwezig. Nu moeten we de valentie-elektronen voor die drie toms afzonderlijk berekenen. De omgeving van twee O-atomen is anders dan de andere twee, dus we moeten de valentie-elektronen voor die O-atomen anders berekenen.
S een VIA-element is, dan zijn er zes elektronen aanwezig in zijn valentieschil. H heeft maar één elektron en dat elektron is aanwezig als valentie-elektron voor het H-atoom. Nu is O ook VIA groep 16th element. Het heeft dus ook zes elektronen in zijn buitenste baan. De elektronische configuratie van S, O en H is [Ne]3s23p4, [Hij]2s22p4, 1s1 respectievelijk. Dus uit de elektronische configuratie van deze drie atomen weten we het aantal valentie-elektronen voor elk atoom.
Er zijn vier O-atomen en twee h-atomen aanwezig in de H2SO4-lewisstructuur. Dus de totale valentie-elektronen voor de H2SO4-lewisstructuur zijn [(2*1) + (4*6) + 6] = 32 elektronen. Dit valentie-elektron in de H2SO4-lewisstructuur is betrokken bij de vorming van de H2SO4-structuur.
4. H2SO4 lewis structuur eenzame paren
In de H2SO4-lewisstructuur zijn de eenzame paren alleen beschikbaar over O-atomen. S en H bevatten nul eenzaam paar omdat alle valentie-elektronen voor S betrokken zijn bij de vorming van bindingen en H slechts één elektron in zijn valentieschil heeft.
In de H2SO4-lewisstructuur tellen we de eenzame paren na de opeenvolgende bindingsvorming van elk atoom, en hoeveel elektronen er in de valentieschil aanwezig zijn. H heeft slechts één elektron in zijn valentieschil dat betrokken is bij de vorming van sigma-bindingen met het O-atoom, dus er is geen kans op alleenstaande paren over de H-atomen.
De elektronische configuratie van S is [Ne]3s23p4 en we weten dat s de groep is 16th element, dus het heeft zes elektronen in zijn valentieschil en S maakt zes bindingen in de H2SO4-lewisstructuur. Dus alle valentie-elektronen van S zijn betrokken bij de vorming van bindingen, dus er zijn geen beschikbare valentie-elektronen voor S, dus zwavel mist ook eenzame paren in de H2SO4-lewisstructuur.
Nu zijn er vier O-atomen in de H2SO4-lewisstructuur. Twee O-atomen maken sigma twee sigma-bindingen met S- en H-atomen en nog eens twee O-atomen maken één sigma-binding met S en één π-binding met S. Dus alle vier O-atomen maken twee bindingen in de H2SO4-lewisstructuur. Nu weten we dat O groep 16 . isth element zodat het sei-elektronen in zijn valentieschil heeft. O gebruikt twee elektronen uit zijn valentieschil voor bindingsparen, dus de resterende vier elektronen bestaan als eenzame paren voor O.
Het totale aantal alleenstaande paren dat beschikbaar is via de H2SO4 Lewis-structuur is dus 4*2 = 8 paar alleenstaande paren.
5. H2SO4 lewis structuur formele lading
Uit de H2SO4-lewisstructuur blijkt dat er geen lading op het molecuul verschijnt. Nu moeten we met behulp van de formele lading bewijzen dat het molecuul neutraal of geladen is. Het concept van formele lading is een hypothetisch concept dat dezelfde elektronegativiteit verklaart voor alle atomen die aanwezig zijn in de H2SO4-lewisstructuur.
De formule die we kunnen gebruiken om de formele lading te berekenen, FC = Nv - Nlp -1/2 Nbp
waar nrv is het aantal elektronen in de valentieschil of buitenste orbitaal, Nlp is het aantal elektronen in het eenzame paar, en Nbp is het totale aantal elektronen dat alleen bij de vorming van de binding is betrokken.
We moeten de formele lading apart berekenen voor S-, O- en H-atomen.t De omgeving van O-atomen is niet voor iedereen hetzelfde, dus berekenen we de individuele formele lading voor O-atomen waarvan de omgeving hetzelfde is.
De formele lading over het S-atoom is, 6-0-(12/2) = 0
De formele lading over het H-atoom is, 1-0-(2/2) = 0
De formele lading over het O-atoom is. 6-4-(4/2) = 0
Uit de formele lading van de H2SO4-lewisstructuur zien we dat er geen lading verschijnt over de individuele atomen. De structuur van H2SO4 lewis is dus neutraal.
6. H2SO4 lewis-structuurhoek:
De bindingshoek van de H2SO4-lewisstructuur is de bindingshoek rond de centrale S en omringende O-atomen. De bindingshoek rond de centrale S is 109.50. de gegevens zijn afkomstig uit de VSEPR-theorie en de hybridisatietheorie.
Uit de H2SO4-lewisstructuur zien we dat de omgeving rond het centrale S-atoom tetraëdrisch is. Uit de VSEPR-theorie kunnen we zeggen dat als een molecuul een tetraëdrische geometrie aanneemt en geen eenzame paren over het centrale atoom, de bindingshoek rond het centrale atoom 109.5 is.0. wat de ideale bindingshoek is voor een tetraëdrische eenheid. De grootte van S is groot genoeg en kan gemakkelijk vier O-atomen accumuleren zonder afstoting. De dubbelgebonden O-atomen zijn ver verwijderd van de enkelvoudige O-atomen.
We weten dat dubbele bindingen meer ruimte nodig hadden, in een tetraëdrische eenheid is er voldoende ruimte voor twee dubbelgebonden O-atomen en twee enkelvoudig gebonden O-atomen zonder afstoting. Dus in de H2SO4-lewisstructuur is er geen afstoting van bindingspaar-eenzame paren of afstoting van bindingspaar-bindingsparen. De bindingshoek is dus niet afgeweken en de waarde is 109.50.
7. H2SO4 lewis structuur octet regel
In de H2SO4-lewisstructuur hebben alle atomen hun octet voltooid door een geschikt aantal elektronen te delen. Alle atomen in de H2SO4-lewisstructuur zijn vorm s- en p-blokelementen. Voor s-blok zijn er maximaal twee elektronen die kunnen liggen, en s-blokelement voltooit hun octet met twee elektronen. P-blokelementen kunnen maximaal zes elektronen accepteren en hun octet via acht elektronen voltooien, aangezien p-blok s-orbitaal bevat.
Het centrale S-atoom in de H2SO4-lewisstructuur heeft zes elektronen in de buitenste schil. S is de groep 16th VIA-element. S is een ap-blokelement, dus het heeft acht elektronen nodig om zijn octet te voltooien. S maakt zes bindingen in de H2SO4-lewisstructuur, in die zes bindingen deelt het zijn zes elektronen en zes elektronen van de vier O-plaatsen. Dus nu heeft het twaalf valentie-elektronen. Er is dus sprake van een overtreding van de octetregel. S kan zijn octet uitbreiden en maakt meerdere bindingen, de grootte van S is groter is de reden voor het uitbreiden van zijn octet.
H heeft maar één elektron en dat elektron is het valentie-elektron voor H. Het is een IA-element. Omdat het een s-blokelement is, heeft H twee elektronen nodig in zijn valentieschil. H deelt één elektron met O-atomen om sigma-bindingen te maken. Op deze manier kan H zijn valentieschil voltooien en zijn octet voltooien.
Voor de O is het ook een groep VIA-element zoals het S-atoom. Het heeft zes elektronen in zijn valentieschil. Om zijn octet te voltooien, had het nog twee elektronen nodig omdat O een ap-blokelement is en voor ap-blokelement zijn er acht elektronen nodig om het octet te voltooien.
Voor dubbel gebonden O-atomen in de H2SO4-lewisstructuur deelt het twee elektronen van zichzelf en twee elektronen van S, en nu heeft het acht elektronen in zijn valentieschil waaronder vier elektronen bestaan als twee paar eenzame paren.
Voor de enkelvoudig gebonden O-atomen maakt het twee bindingen, één met H en één met S om zijn twee elektronen met hen te delen. nutsvoorzieningen het heeft twee paar eenzame paren en de rest van de vier elektronen is het bindingspaar. Op deze manier voltooit enkelvoudig gebonden O ook zijn octet.
8. H2SO4 lewis structuurresonantie
In de H2SO4-lewisstructuur zijn meer elektronenwolken aanwezig die in verschillende skeletvormen over het molecuul kunnen worden gedelokaliseerd. Er is een dubbele binding en elektronegatieve atomen S en O zijn aanwezig en zelfs het tegenanionsulfaat is meer resonantie gestabiliseerd dan de H2SO4-lewisstructuur.
Alle drie de structuren zijn de resonerende structuur van de H2SO4 lewis-structuur. Structuur III is de meest bijdragende resonerende structuur van de H2SO4 lewis-structuur. Omdat het een groter aantal covalente bindingen heeft en er geen ladingsdispersie is over die structuur. Deze twee redenen zijn de stabilisatiefactor. Het is dus de meer gestabiliseerde en bijdragende structuur.
Structuur II draagt minder bij dan structuur III en draagt meer bij dan structuur I omdat het minder covalente bindingen heeft dan structuur III maar een groter aantal covalente bindingen dan structuur I. heeft het ook ladingsdispersie over het molecuul.
Structuur I is de minst bijdragende structuur, omdat deze minder covalente bindingen bevat, en er is ook een positieve lading over het S-atoom dat een elektronegatief atoom is. Er is een dubbele lading aanwezig over S. dus deze heeft de minste bijdrage aan de H2SO4 lewisstructuurresonantie.
Dus de volgorde van bijdragende structuur is, III>II>I.
9. H2SO4-hybridisatie
In de H2SO4-lewisstructuur zijn er verschillende atomen aanwezig met verschillende orbitalen, waarvan de energie verschillend is. Om een opeenvolgende covalente binding te maken ondergaan ze hybridisatie om een nieuw gelijk aantal hybride orbitalen met equivalente energie te vormen. Hier voorspellen we de centrale atoomhybridisatie van de H2SO4-lewisstructuur, die sp . is3 gehybridiseerd.
We gebruikten de formule om te voorspellen dat de hybridisatie van de H2SO4-lewisstructuur is,
H = 0.5(V+M-C+A), waarbij H= hybridisatiewaarde, V is het aantal valentie-elektronen in het centrale atoom, M = monovalente atomen omgeven, C = nee. van kation, A = nee. van het anion.
In de H2SO4-lewisstructuur heeft het centrale atoom S zes valentie-elektronen en zijn slechts vier elektronen betrokken bij de vorming van sigma-bindingen en zijn vier O-atomen aanwezig op de omringende positie.
Dus de hybridisatie van centrale S in de H2SO4 Lewis-structuur is, ½(4+4+0+) = 4 (sp3)
| Structuur | Hybridisatiewaarde | Staat van hybridisatie van centraal atoom | Bond hoek: |
| Lineair | 2 | sp /sd /pd | 1800 |
| planner trigonaal | 3 | sp2 | 1200 |
| Tetraëdrische | 4 | sd3/ sp3 | 109.50 |
| Trigonaal bipyramidaal | 5 | sp3d/dsp3 | 900 (axiaal), 1200(equatoriaal) |
| Achtvlakkig | 6 | sp3d2/ NS2sp3 | 900 |
| vijfhoekige bipiramidale | 7 | sp3d3/d3sp3 | 900, 720 |
Uit de hybridisatietabel kunnen we concluderen dat als het aantal orbitalen dat bij de hybridisatie betrokken is vier is, dan is het centrale atoom sp3 gehybridiseerd.
Laten we de hybridisatiemodus van de H2SO4-lewisstructuur begrijpen.
Uit het doosdiagram van de H2SO4 lewis structuur, is het duidelijk dat we alleen kijken naar de sigma-obligatie. Π binding of meerdere bindingen zijn niet betrokken bij de hybridisatie. S heeft een lege d-orbitaal, zodat het zijn octet kan uitbreiden en meerdere bindingen kan vormen. S heeft zich hier dus niet aan de octetregel gehouden en dit wordt ook bewezen via het boxdiagram.
Uit de hybridisatiekaart kunnen we zien dat als de hybridisatie sp . is3 dan is de voorspelde bindingshoek 109.50. dus hier is de bindingshoek voor de H2SO4-lewisstructuur 109.50. deze waarde van bindingshoek kan worden verklaard via de regel van gebogen, COSθ =s/s-1, waarbij s het % van het s-karakter in hybridisatie is en θ de bindingshoek is.
10. H2SO4 oplosbaarheid
H2SO4 is oplosbaar in het volgende oplosmiddel.
- Water
- ethanol
- methanol
- benzine
11. Is H2SO4 oplosbaar in water?
Zwavelzuur heeft een grotere affiniteit voor watermoleculen. Het kan oplosbaar zijn in water, het is mengbaar in water. Bij het oplossen van zwavelzuur in water ontstaat er een grote hoeveelheid warmte. In alle concentraties kan zwavelzuur worden opgelost in water. De hydratatie-energie van enthalpie voor het proces om opgelost zwavelzuur in water te krijgen is -814 KJ/mol. Het – teken staat voor het exotherme proces omdat daarbij warmte wordt geproduceerd.
12. Is H2SO4 polair of niet-polair?
H2SO4 is een zeer polair molecuul. In de H2SO4-lewisstructuur zijn O en S voornamelijk aanwezig samen met H. het elektronegativiteitsverschil tussen S en O is voldoende om een molecuul polair te maken. Nogmaals, de vorm van de H2SO4-lewisstructuur is tetraëdrisch, wat een asymmetrische vorm is, en daarom is er een resulterend dipoolmoment in het molecuul. Dus H2SO4 is een polair molecuul.
Uit het diagram blijkt de richting van het dipoolmoment id van de S naar de O-plaats. O is meer elektronegatief dan S, dus de stroom van dipoolmoment van S naar O vindt plaats. De bovenstaande geometrie is asymmetrisch, dus er is geen kans om een dipoolmoment teniet te doen. De waarde van het dipoolmoment is anders voor dubbelgebonden en enkelvoudig gebonden O-atomen, vanwege de bijdrage van S- en p-orbitaal. Dus in de H2SO4-lewisstructuur is er een resulterende dipoolmomentwaarde aanwezig en maakt het molecuul polair. Het molecuul is polair, nogmaals bewezen door zijn oplosbaarheid in een polair molecuul zoals water.
13. Is H2SO4 een elektrolyt?
Ja, H2SO4 is een elektrolyt, het kan oplosbaar zijn in water en maakt de waterige oplossing ionisch.
14. Is H2SO4 een sterke elektrolyt?
Nadat het in water is opgelost, wordt zwavelzuur geïoniseerd tot H+ ion en HSO4- heel snel. Na verloop van tijd kan het verder ioniseren om H . te vormen+ en SO42-. Er is de vorming van H+ die een grotere mobiliteit heeft en om deze reden wordt de hele oplossing geleidend. Zwavelzuur wordt zeer snel geïoniseerd in de waterige oplossing en maakt de hele oplossing zeer goed geleidend voor elektriciteit. Het is dus een sterk elektrolyt.
15. Is H2SO4 zuur of basisch?
H2SO4 is een zuivere zuur. Het kan een H . afgeven+ ion waardoor het zuur wordt. De concentratie van H+ is heel hoog. Wanneer het wordt opgelost in water, wordt de H+ is zeer hoog waardoor het sterk zuur is.
Als zuur kan het reageren met veel sterke basen om het overeenkomstige zout- en watermolecuul te vormen.
H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O
Bij reactie met superzuur gedraagt zwavelzuur zich als een base en wordt geprotoneerd.
[(CH3)3SiO]2SO2 + 3 HF + SbF5 → [H3SO4]+[SbF6]- + 2 (KAN3)3SiF
16. Is H2SO4 een sterk zuur?
Het vrijkomen van H+-ionen uit zwavelzuur zuur is heel gemakkelijk. De zuurgraad van een molecuul hangt af van de neiging om het H+-ion ervan af te geven in een waterige oplossing. Er is een elektronegatief atoom O en S aanwezig in de H2SO4-lewisstructuur. De H is gebonden met elektronegatieve O-atomen, dus O probeert de sigma-elektronendichtheid naar zich toe te trekken, zodat de HO-binding zwakker wordt en gemakkelijk wordt gesplitst. Het vrijkomen van H+-ionen uit zwavelzuur is dus een zeer gemakkelijke en snelle proces en om deze reden is het een zeer sterk zuur.
17. Is H2SO4 polyprotisch zuur?
H2SO4 is een voorbeeld van een polyprotisch zuur. Het is diprotisch zuur dat beide protonen in verschillende pka-waarden afgeeft. Dus de aanwezigheid van meer dan één zuur proton wordt polyprotisch zuur genoemd.
18. Is H2SO4 diprotisch?
Er zijn twee zure protonen aanwezig in het H2SO4. Deze twee protonen kunnen worden gedoneerd tegen een geschikte pka-waarde. Het is dus een diprotisch zuur.
19. Is H2SO4 dibasisch zuur?
Ja, H2SO4 is dibasisch zuur. er zijn twee zure protonen aanwezig in de H2SO4-lewisstructuur. De pH-waarde van twee zure waterstofatomen is anders, eigenlijk kunnen deze twee protonen in verschillende pka-waarden worden gedoneerd.
Hoe lager de waarde van pka, hoe hoger de zuurgraad van het proton. Het eerste proton is dus zuurder dan het 2e proton.
20. Is H2SO4 zuurder dan HNO3?
H2SO4 is zuurder dan HNO3, aangezien H2SO4 dibasisch zuur is en de eerste pka-waarde voor H2SO4 erg lager is dan HNO3.
21. Is H2SO4 zuurder dan H3PO4?
Hoewel H3PO4 tribasisch zuur is, maakt de hogere pka-waarde van H2SO4 het sterker dan H3PO4.
22. Is H2SO4 of H2SO3 een sterker zuur?
De geconjugeerde base van H2SO4 is sulfaat dat meer resonantie gestabiliseerd is dan de geconjugeerde base van H2SO3. We weten dat hoe hoger de stabilisatie van de geconjugeerde base, hoe sterker de zuurgraad van het overeenkomstige zuur zal zijn. H2SO4 is dus een sterker zuur dan H2SO3.
23. Is H2SO4 of HCl een sterker zuur?
HCl is sterker dan H2SO4. De pka-waarde van HCl is -6.3 wat lager is dan H2SO4. We weten dat minder de waarde van pka hoger zal zijn zuurgraad. Dus HCl is een sterker zuur dan H2SO4.
24. Is H2SO4 of H2SeO4 een sterker zuur?
H2SO4 is een sterker zuur dan H2SeO4 omdat S meer elektronegatief is dan Se, dus het kan de sigma-elektronendichtheid meer naar zich toe trekken dan Se, wat leidt tot de splitsing van de OH-binding en het vrijkomen van H+ erg snel en snel zijn.
25. Is H2SO4 een Lewiszuur?
S heeft een lege d-orbitaal na het vormen van dubbele bindingen. Het kan dus alleenstaande paren van een geschikte Lewis-base accepteren en werkt als Lewis-zuur.
26. Is H2SO4 een Arrhenius-zuur?
Volgens de theorie van Arrhenius worden die soorten beschouwd als zuren die H . kunnen afgeven+ ionen waterige oplossing. H2SO4 kan gemakkelijk H . vrijgeven+ ionen in een waterige oplossing. Dus H2SO4 is een Arrhenius-zuur.
27. Is H2SO4 lineair?
Nee, de geometrie van H2SO4 rond centrale S is tetraëdrisch.
28. Is H2SO4 paramagnetisch of diamagnetisch?
Alle elektronen in de H2SO4 zijn gepaarde vorm, dus H2SO4 is diamagnetisch.
29. H2SO4 kookpunt
Het kookpunt van H2SO4 is zeer hoog boven 3000C, om deze reden gebruiken we een zwavelzuurbad voor het smelten van kristallen van elk organisch molecuul.
30. H2SO4-bindingshoek:
De hybridisatie van het centrale atoom in de H2SO4-lewisstructuur is sp3 en de vorm is tetraëdrisch, dus de OSO-bindingshoek is 109.50.
31. Is H2SO4 ionisch of covalent?
H2SO4 is een puur covalent molecuul, maar het vertoont ionisch gedrag wanneer het wordt opgelost in een waterige oplossing.
32. Is H2SO4 amfiprotisch?
Over het algemeen zijn metaaloxiden of -hydroxiden amfoteer. Een metaalverbinding kan werken als een zuur of een base, afhankelijk van de oxidatietoestand van het oxide. Zwavelzuur (H2SO4) is zuur in water maar is amfoteer in superzuren, het gedraagt zich dan base.
33. Is H2SO4 binair of ternair?
H2SO4 is een binair oxozuur van zwavel.
34. Is H2SO4 gebalanceerd?
Ja, de molecuulformule van zwavelzuur is puur uitgebalanceerd in de H2SO4-vorm.
35. Is H2SO4 geleidend?
In de waterige oplossing dissocieert H2SO4 om een H . te vormen+ ion en sulfaatanion. Voor deze twee ionen wordt de waterige oplossing geleidend.
36. Is H2SO4 een geconjugeerde base?
Nee, H2SO4 is een zuur, de geconjugeerde base van H2SO4 is SO42-. Voor de stabilisatie van deze geconjugeerde base is de zuurgraad van H2SO4 zo hoog.
37. Is H2SO4 corrosief?
H2SO4 is zeer corrosief, het kan ook de huid, ogen, tanden en longen beschadigen.
38. Is H2SO4 geconcentreerd?
Over het algemeen is zwavelzuur 97-98% zuiver van vorm. Het geconcentreerde H2SO4 is 36.8 N.
39. Is H2SO4 vast vloeibaar of gasvormig?
In-kamertemperatuur H2SO4 is vloeibaar in de staat. Maar het rokende H2SO4 is een gasvorm.
40. Is H2SO4 hygroscopisch?
H2SO4 is een sterk hygroscopische stof. De dehydraterende eigenschap van H2SO4 is zeer hoog.
41. Is H2SO4 waterstofbinding?
In het H2SO4 is zo'n H-binding niet aanwezig maar in vloeibare toestand is er kans op intermoleculaire H-binding door de eenzame paren O-atomen.
42. Is H2SO4 metaal of niet-metaal?
H2SO4 is een niet-metaalzuur, alle stoffen die aanwezig zijn in de H2SO4 zijn niet-metalen.
43. Is H2SO4 neutraal?
Nee, H2SO4 is zuur van aard.
44. Is H2SO4 een nucleofiel?
H2SO4 werkt als een nucleofiel in veel organische reacties omdat het alleenstaande paren heeft die kunnen worden gedoneerd.
45. Is H2SO4 organisch of anorganisch?
H2SO4 is een anorganisch zuur, daarom is het een zeer sterk zuur.
46. Is H2SO4 een oxidatiemiddel?
H2SO4 kan een oxidatiemiddel zijn, het kan verschillende functionele groepen oxideren in organische reacties.
47. Is H2SO4 polyatomisch?
Ja, H2SO4 is polyatomisch, er zijn drie soorten atomen H, S en O aanwezig.
48. Is H2SO4 instabiel?
H2SO4 is een zeer stabiel molecuul, tenzij het wordt opgewonden door warmte, twee dubbele bindingen maken het molecuul erg stabiel.
49. Is H2SO4 vluchtig?
Ja, H2SO4 is vluchtig van aard.
50. Is H2SO4 hoog viskeus?
H2SO4 is in vloeibare toestand zeer viskeus omdat er een grote hoeveelheid H-binding wordt waargenomen.
51. Waarom wordt verdund H2SO4 gebruikt bij titratie?
Verdunde H2SO4 is ook niet de oxidatiemiddel noch het reductiemiddel, dus redoxtitratie is ideaal.
Conclusie
H2SO4 is een zeer sterk mineraal anorganisch zuur. het is zeer bijtend voor de mens. In veel organische transformaties, gesynthetiseerd en met behoud van de zuurgraad, kunnen we H2SO4 gebruiken. Maar er moeten voorzorgsmaatregelen worden genomen wanneer het wordt gebruikt. H2SO4 is de oorzaak van zure regen.
Lees meer over 11 Feiten over H2SO4 + Al(OH)3.
Lees ook:
- Ci4 Lewis-structuur
- Hf Lewis-structuur
- Nh2cooh Lewis-structuur
- Fe3 Lewis-structuur
- Pcl5 Lewis-structuur 2
- Naoch3 Lewis-structuur
- Kno3 Lewis-structuur
- Pocl3 Lewis-structuur
- Hscn Lewis-structuur
- Clo4 Lewis-structuur
Hallo……Ik ben Biswarup Chandra Dey, ik heb mijn master in scheikunde behaald aan de Centrale Universiteit van Punjab. Mijn specialisatiegebied is Anorganische Chemie. Bij scheikunde gaat het niet alleen om het regel voor regel lezen en onthouden, het is een concept dat je op een gemakkelijke manier kunt begrijpen en hier deel ik het concept over scheikunde dat ik leer, omdat kennis de moeite waard is om het te delen.