هيكل لويس H2SO4 ، الخصائص: 51 حقائق سريعة كاملة


تتناول هذه المقالة أهم حمض ، وهيكل H2SO4 lewis ، وحقائقه المهمة. لنبدأ في مناقشته.

غالبًا ما يُعرف هيكل H2SO4 lewis باسم حمض الكبريتيك. ومن المعروف باسم زيت فيتريول. في معظم التفاعلات في الكيمياء ، استخدمنا حامض الكبريتيك ككاشف. حموضة H2SO4 قوية جدا. إنه حامض أوكسيد S. و S المركزي هو sp3 مهجن. هندسة الجزيء حول ذرات S المركزية هي رباعي السطوح. يوجد نوعان من الأكسجين الكيتون ومجموعتان من الأكسجين المكونان من OH.

حمض الكبريتيك مذيب حمضي جيد للعديد من التفاعلات العضوية. من بين جميع المواد الكيميائية يستخدم حامض الكبريتيك أكثر. للحفاظ على حموضة العديد من التفاعلات استخدمنا حامض الكبريتيك المخفف. حامض الكبريتيك له صلة قوية بجزيئات الماء.

بعض الحقائق الهامة عن H2SO4

H2SO4 هو حمض معدني قوي ، وهو سائل لزج عديم اللون والرائحة في الحالة الفيزيائية. H2SO4 هو عامل مؤكسد قوي وله خاصية مجففة. نقطة الانصهار ونقطة غليان H2SO4 هي 283.46 كلفن و 610 كلفن على التوالي. إنه قابل للامتزاج في الماء والعملية طاردة للحرارة لأن بعض الحرارة تتولد.

ضغط بخار H2SO4 هو 0.001 مم زئبق عند 200C. ال pKa1 و pKa2 من H2SO4 هي -2.8 و 1.9. لذلك ، من قيمة pKa ، يمكننا القول أنه حمض قوي جدًا. تبلغ لزوجة الحمض 26.7 سنتيبواز (20 درجة مئوية). كثافة H2SO4 1.8302 جم / سم3. الوزن الجزيئي لحمض الكبريتيك هو 98.079 جم / مول.

يتم تحضير حامض الكبريتيك بشكل أساسي من خلال عملية التلامس. إنها طريقة من ثلاث خطوات.

عملية الاتصال

في الخطوة الأولى من عملية التلامس ، يتم حرق عنصر الكبريت لإنتاج ثاني أكسيد الكبريت.

S (ق) + O2 → لا ينطبق2

في وجود أكسيد خامس أكسيد الفاناديوم (V2O5) كمحفز ، يتأكسد ثاني أكسيد الكبريت إلى ثالث أكسيد الكبريت بواسطة الأكسجين.

2 نظام تشغيل2 + س2 ⇌ 2 SO3

ثم يتم امتصاص ثالث أكسيد الكبريت بواسطة حمض الكبريتيك بنسبة 97-98٪ ويشكل زيتًا (H2S2O7) ، ويُعرف أيضًا باسم حامض الكبريتيك المدخن أو حمض الكبريتيك. ثم يتم تخفيف هذا الزيت للحصول على شكل مركّز من حامض الكبريتيك.

H2SO4 + سو3 → ح2S2O7

H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4

1.    كيفية رسم هيكل لويس H2SO4؟

لرسم هيكل لويس H2SO4 ، هناك عدة خطوات علينا اتباعها. يرتبط نوعان من الأكسجين بذرات S المركزية ، وبناءً على ذلك ، يتعين علينا رسم هيكل H2SO4 لويس. بعد رسم هيكل لويس H2SO4 ، يمكننا التنبؤ بالأحرف التساهمية المختلفة وخصائص الرابطة لـ H2SO4.

هيكل H2SO4 لويس
هيكل لويس H2SO4

خطوة 1 - في الخطوة الأولى ، يجب أن نحسب إلكترونات التكافؤ لهيكل لويس H2SO4. في هيكل لويس H2SO4 ، توجد ثلاثة أنواع من الذرات S و O و H. الآن S هي المجموعة 16th عنصر وينتمي إلى عائلة O ، لذلك فهو يحتوي على ستة إلكترونات في غلاف التكافؤ لـ S. الآن O هو أيضًا عنصر مجموعة VIA ولديه أيضًا ستة إلكترونات في مدار التكافؤ. H هو عنصر المجموعة IA وله إلكترون واحد فقط ويمكن أن يتصرف إلكترون واحد كإلكترون تكافؤ.

يوجد الآن ذرتان S و 2 O واثنتان من H. لذلك ، أضفنا إجمالي إلكترونات التكافؤ للذرات الفردية. إجمالي إلكترونات التكافؤ لهيكل لويس H4SO5 هي ، [(6 * 1) + (2 * 32)] = XNUMX إلكترونًا.

خطوة 2 - الآن نختار الذرة المركزية لهيكل لويس H2SO4. بناءً على الحجم والشحنة ، هناك خلط بين S و O ، والتي يمكن تحديدها على أنها الذرة المركزية. الآن حجم S أكبر من O ، كما نعلم أسفل المجموعة في نفس حجم الفترة الزمنية للذرة ، حيث يزداد الرقم الكمي الأساسي. لذا ، فإن حجم S أكبر من O.

مرة أخرى ، نعلم أن الطاقة الكهربية الكهربية تتناقص في المجموعة. يتم وضع S أسفل O في المجموعة 16th. لذا ، فإن الكهربية لـ S أقل من O. لذلك ، في هيكل لويس H2SO4 ، يتم تحديد S على أنها الذرة المركزية.

الخطوة3 - تنتمي جميع الذرات في هيكل لويس H2SO4 إلى الكتلة s و p. لذلك ، تطبق هنا قاعدة الثمانيات. وفقًا لقاعدة الثمانيات في عنصر الكتلة s أن الحد الأقصى لعدد الإلكترون الذي يمكن أن يبقى في المدار s هو اثنان ، حيث أن s المداري هو غلاف التكافؤ لعنصر كتلة s ، لذلك ، في غلاف التكافؤ لعنصر الكتلة s يمكن إكماله عن طريق قبول واحد أو إلكترونين. في المدار p ، يمكن أن تبقى ستة إلكترونات كحد أقصى.

وبالتالي، وفقًا لقاعدة الثمانيات في عنصر كتلة p ، يمكنهم إكمال غلاف التكافؤ بثمانية إلكترونات ، اثنان للمدار s وستة للمدار p. بالنسبة لعنصر الكتلة p ، يجب أن يكون هناك مدار s سيكون موجودًا.

وفقًا لقاعدة الثمانية ، في هيكل لويس H2SO4 ، سيكون العدد المطلوب من إلكترونات التكافؤ ، [(2 * 2) + (5 * 8)] = 44 إلكترونًا. لكن في H2SO4 تكون إلكترونات التكافؤ 32. لذا ، فإن العدد المطلوب من الإلكترونات سيكون 44 * 32 = 12 إلكترونًا. يمكن أن يتراكم هذا النقص في 12 إلكترونًا بواسطة عدد مناسب من الروابط. لذا ، فإن العدد المطلوب من الروابط في هيكل لويس H2SO4 هو 12/2 = 6 سندات. لذلك ، في هيكل لويس H2SO4 ، سيكون هناك ما لا يقل عن ستة سندات مطلوبة.

خطوة 4 -  في هذه الخطوة ، يجب أن نربط جميع الذرات في هيكل لويس H2SO4 عبر العدد المطلوب من الروابط. يتم وضع S في الموضع المركزي. الآن هناك أربع ذرات O متصلة بـ S بأربعة روابط سيجما. بقي رابطان فقط وهذان الرابطان يرضيان من خلال ذرتين من H متصلتين من خلال هذين الرابطين مع ذرتين من O.

الخطوة5 - في الخطوة الأخيرة ، يجب أن نتحقق مما إذا كانت جميع الذرات راضية عن قاعدة الثمانيات في هيكل لويس H2SO4. تكتمل ثماني ذرتين من H من خلال روابط مع ذرتين من O. الآن ذرتان O اللتان تربطهما رابطة واحدة مع S ورابطة واحدة مع O راضيتان أيضًا عن الثماني.

لكن ثماني بتات S في هيكل لويس H2SO4 ليست راضية حتى الآن. هاتان الذرتان O تشكلان روابط مفردة فقط مع ذرات S ، حتى أن ثماني بتاتها لم تكتمل. الآن أكمل ثماني بتات ذرتين O وذرة S ، نضيف رابطة مزدوجة بين ذرتين O وذرة S. لإكمال الثماني ، نستخدم روابط متعددة وأزواج وحيدة في هيكل لويس H2SO4.

2.    شكل هيكل لويس H2SO4

يعتمد شكل هيكل لويس H2SO4 على عدد الإلكترونات للذرة المركزية وأيضًا على تهجين الذرة المركزية. في هيكل لويس H2SO4 ، الذرة المركزية هي S والهندسة حول S هي رباعي السطوح. نحن نحسب فقط الإلكترون الذي يشارك فقط في تكوين رابطة سيجما مع ذرة S المركزية في هيكل H2SO4 لويس.

شكل H2SO4

في هيكل لويس H2SO4 ، هناك أربع ذرات محيطة موجودة في وسط S. فهي تساهم بإلكترون واحد ، كما تساهم S أيضًا بإلكترون واحد لأربعة روابط ، وبالتالي فإن عدد الإلكترونات سيكون ثمانية في ذرة S. يجب ألا نحسب إلكترون ذرات h. لأن ذرات H ليست مرتبطة مباشرة بذرة S. على الرغم من أنها تساهم في إلكترونات التكافؤ لهيكل لويس H2SO4 ولكن ليس في شكل الجزيء.

وفقًا لنظرية VSEPR (تنافر أزواج الإلكترونات من Valence Shell) ، إذا كان عدد الإلكترونات هو ثمانية للذرة المركزية ، فإن الهندسة حول الذرة المركزية ستكون رباعية السطوح. تتطلب الروابط المزدوجة مساحة أكبر حتى تتبنى رباعي الأسطح ، إذا تبنى هيكل مخطط مربع ، فسيحدث تنافر هائل لأزواج السندات الزوجية والسندات.

3.    إلكترونات تكافؤ H2SO4

في هيكل لويس H2SO4 ، إلكترونات التكافؤ هي مجموع إلكترونات التكافؤ الفردية لكل ذرة موجودة. توجد ثلاث ذرات مختلفة S و O و H. الآن علينا حساب إلكترونات التكافؤ لتلك المكونات الثلاثة بشكل منفصل. تختلف بيئة ذرتين من O عن الذرتين الأخريين ، لذلك علينا أن نحسب بشكل مختلف إلكترونات التكافؤ لتلك الذرات O.

H2SO4 إلكترونات التكافؤ

S هو عنصر فيا ، ثم ستة إلكترونات موجودة في غلاف التكافؤ. يمتلك H إلكترونًا واحدًا فقط وهذا الإلكترون موجود كإلكترون تكافؤ للذرة H. الآن ، O هي أيضًا مجموعة VIA 16th عنصر. لذلك ، لديه أيضًا ستة إلكترونات في مداره الخارجي. التكوين الإلكتروني لـ S و O و H هو [Ne] 3s23p4، [هو] 2 ثانية22p4، 1s1 على التوالى. لذلك ، من التكوين الإلكتروني لهذه الذرات الثلاث ، نعرف عدد إلكترونات التكافؤ لكل ذرة.

هناك أربع ذرات O واثنين من ذرات h موجودة في هيكل H2SO4 لويس. إذن ، إجمالي إلكترونات التكافؤ لهيكل لويس H2SO4 هي ، [(2 * 1) + (4 * 6) + 6] = 32 إلكترونًا. يشارك إلكترون التكافؤ هذا في هيكل لويس H2SO4 في تكوين هيكل H2SO4.

4.    أزواج H2SO4 هيكل لويس وحيد

في هيكل لويس H2SO4 ، لا تتوفر الأزواج الوحيدة إلا عبر ذرات O. تحتوي S و H على زوج وحيد صفري لأن جميع إلكترونات التكافؤ لـ S متورطة في تكوين الرابطة ولدى H إلكترون واحد فقط في غلاف التكافؤ.

أزواج H2SO4 الوحيدة

في بنية H2SO4 لويس ، نحسب الأزواج الوحيدة بعد تكوين الرابطة المتتالية لكل ذرة ، وعدد الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ. يحتوي H على إلكترون واحد فقط في غلاف التكافؤ الخاص به والذي يشارك في تكوين رابطة سيجما مع ذرة O ، لذلك لا توجد فرصة لأزواج وحيدة فوق ذرات H.

 التكوين الإلكتروني لـ S هو [Ne] 3s23p4 ونعلم أن s هي المجموعة 16th عنصر ، لذلك لديه ستة إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص به و S يصنع ستة روابط في هيكل لويس H2SO4. لذلك ، تشارك جميع إلكترونات التكافؤ لـ S في تكوين الرابطة ، لذلك لا توجد إلكترونات تكافؤ متاحة لـ S ، لذلك يفتقر الكبريت أيضًا إلى أزواج وحيدة في هيكل H2SO4 لويس.

الآن هناك أربع ذرات O في هيكل لويس H2SO4. تقوم ذرتان من O بتكوين روابط سيجما ثنائية سيجما مع ذرات S و H وذرتين أخريين من O تجعل رابطة سيجما واحدة مع S ورابطة واحدة مع S. لذا ، فإن جميع ذرات O الأربعة تصنع رابطين في هيكل H2SO4 لويس. نعلم الآن أن O هي المجموعة 16th عنصر لذلك يحتوي على إلكترونات sei في غلاف التكافؤ الخاص به. يستخدم O إلكترونين من غلاف التكافؤ لأزواج السندات بحيث توجد الإلكترونات الأربعة المتبقية كأزواج وحيدة لـ O.

لذا ، فإن العدد الإجمالي للأزواج المنفردة المتاحة على هيكل لويس H2SO4 هو 4 * 2 = 8 أزواج من الأزواج المنفردة.

5.    H2SO4 رسوم رسمية لهيكل لويس

من هيكل H2SO4 لويس ، من الواضح أنه لا توجد شحنة تظهر على الجزيء. الآن بمساعدة الشحنة الرسمية ، يجب أن نثبت أن الجزيء متعادل أو مشحون. يعد مفهوم الشحنة الرسمية مفهومًا افتراضيًا يمثل نفس القدرة الكهربية لجميع الذرات الموجودة في هيكل H2SO4 لويس.

الصيغة التي يمكننا استخدامها لحساب الرسوم الرسمية ، FC = Nv - نليرة لبنانية -1/2 نبي بي

حيث نv هو عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ أو المدار الخارجي ، Nليرة لبنانية هو عدد الإلكترونات في الزوج الوحيد ، و Nبي بي  هو العدد الإجمالي للإلكترونات التي تشارك في تكوين الرابطة فقط.

علينا حساب الشحنة الرسمية بشكل منفصل للذرات S و O و H. بيئة ذرات O ليست هي نفسها للجميع ، لذلك نحسب الشحنة الرسمية الفردية لذرات O التي تكون بيئاتها متشابهة.

الشحنة الرسمية على ذرة S هي ، 6-0- (12/2) = 0

الشحنة الرسمية على ذرة H هي ، 1-0- (2/2) = 0

الشحنة الرسمية على ذرة O هي. 6-4- (4/2) = 0

من الشحنة الرسمية لهيكل H2SO4 لويس ، نرى أنه لا توجد شحنة تظهر فوق الذرات الفردية. لذلك ، فإن هيكل لويس H2SO4 محايد.

6.    زاوية هيكل لويس H2SO4

زاوية الرابطة لهيكل لويس H2SO4 هي زاوية الرابطة حول مركز S وذرات O المحيطة. زاوية الرابطة حول الوسط S تساوي 109.50. البيانات مأخوذة من نظرية VSEPR وكذلك نظرية التهجين.

زاوية السندات H2SO4

من هيكل H2SO4 لويس ، نرى أن البيئة المحيطة بذرة S المركزية هي رباعي السطوح. من نظرية VSEPR ، يمكننا القول أنه إذا كان الجزيء يتبنى هندسة رباعية السطوح ولا توجد أزواج وحيدة فوق الذرة المركزية ، فإن زاوية الرابطة حول الذرة المركزية هي 109.50. وهي زاوية الرابطة المثالية لشق رباعي السطوح. حجم S كبير بما يكفي ويمكنه تجميع أربع ذرات O بسهولة دون تنافر. ذرات O مزدوجة الرابطة بعيدة عن ذرات O الرابطة المفردة.

نحن نعلم أن الروابط المزدوجة تتطلب مساحة أكبر ، في جزء رباعي السطوح ، هناك مساحة كافية بحيث يمكن لذرتين من O ثنائية الترابط واثنين من ذرات O أحادية الترابط أن تبقى دون تنافر. لذلك ، في هيكل لويس H2SO4 ، لا يوجد تنافر أزواج وحيدة من السندات أو أزواج السندات الزوجية. إذن ، زاوية الرابطة لم تنحرف والقيمة 109.50.

7.    H2SO4 لويس هيكل الثماني القاعدة

في هيكل لويس H2SO4 ، تكتمل جميع الذرات من ثماني بتات من خلال مشاركة عدد مناسب من الإلكترونات. جميع الذرات في هيكل لويس H2SO4 هي عناصر كتلة ص و ص. بالنسبة للكتلة s ، يوجد إلكترونان كحد أقصى يمكنهما الكذب ، ويكمل عنصر كتلة s ثماني بتاتهما بواسطة إلكترونين. يمكن لعناصر كتلة P قبول ستة إلكترونات كحد أقصى وإكمال الثمانيات الخاصة بهم عبر ثمانية إلكترونات حيث تحتوي الكتلة p على مدار s.

H2SO4 ثماني

تحتوي ذرة S المركزية في هيكل لويس H2SO4 على ستة إلكترونات في غلافها الخارجي. S هي المجموعة 16th عنصر فيا. S هو عنصر كتلة ap لذا فهو يتطلب ثمانية إلكترونات لإكمال ثماني بتات. S يصنع ستة روابط في هيكل لويس H2SO4 ، في تلك الروابط الستة يشترك في ستة إلكترونات وستة إلكترونات من مواقع O الأربعة. إذن ، لديها الآن اثني عشر إلكترونًا تكافؤًا. لذلك ، فهي حالة انتهاك لقاعدة الثمانيات. يمكن لـ S أن توسع ثماني بتات لها وأن تصنع روابط متعددة ، وحجم S أكبر هو السبب في توسيع ثماني بتاتها.

H لديه إلكترون واحد فقط وهذا الإلكترون هو إلكترون التكافؤ لـ H. إنه عنصر IA. يتطلب وجود عنصر كتلة s H إلكترونين في غلاف التكافؤ. يشارك H إلكترونًا واحدًا مع ذرات O لعمل روابط سيجما. بهذه الطريقة يمكن لـ H أن يكمل غلاف التكافؤ ويكمل ثماني بتات.

بالنسبة لـ O ، فهو أيضًا عنصر مجموعة VIA مثل S. atom. لديها ستة إلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بها. لإكمال ثماني بتات ، تطلب الأمر إلكترونين آخرين لأن O هو عنصر كتلة ap ولعنصر كتلة ap يتطلب ثمانية إلكترونات لإكمال الثمانية.

بالنسبة لذرات O المزدوجة الرابطة في هيكل لويس H2SO4 ، فإنها تشترك في إلكترونين من نفسها وإلكترونين من S ، و الآن لديها ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ من بينها أربعة إلكترونات موجودة كزوجين من أزواج منفردة.

بالنسبة لذرات O أحادية الترابط ، فإنها تصنع رابطين ، أحدهما مع H والآخر مع S لمشاركة إلكترونين معه. حاليا لها زوجان من الأزواج المنفردة وبقية الإلكترونات الأربعة هي زوج السندات. وبهذه الطريقة تكمل O أحادية الترابط أيضًا ثماني بتاتها.

8.    صدى هيكل لويس H2SO4

في هيكل لويس H2SO4 ، يوجد المزيد من الغيوم الإلكترونية التي يمكن فصلها عن الجزيء في أشكال هيكلية مختلفة. هناك رابطة مزدوجة وذرات كهرسلبية S و O موجودة وحتى كبريتات الأنيون المضادة تكون أكثر استقرارًا في الرنين من هيكل لويس H2SO4.

هيكل الرنين H2SO4

جميع الهياكل الثلاثة هي البنية الرنانة لهيكل H2SO4 لويس. الهيكل الثالث هو الهيكل الرنيني الأكثر مساهمة لهيكل H2SO4 لويس. لأنه يحتوي على عدد أكبر من الروابط التساهمية ولا يوجد تشتت شحنة على هذا الهيكل. هذان السببان هما عامل الاستقرار. لذلك ، فهو الهيكل الأكثر استقرارًا ومساهمًا.

الهيكل الثاني أقل مساهمة من الهيكل الثالث وأكثر مساهمة من الهيكل الأول لأنه يحتوي على عدد أقل من الروابط التساهمية من الهيكل الثالث ولكن عددًا أكبر من الروابط التساهمية من الهيكل الأول كما أنه يحتوي على تشتت شحنة على الجزيء.

الهيكل الأول هو أقل الهياكل المساهمة ، لأنه يحتوي على عدد أقل من الروابط التساهمية ، وهناك أيضًا شحنة موجبة على ذرة S وهي ذرة كهربية. توجد شحنة مزدوجة موجودة على S. لذا فهي تمتلك أقل مساهمة في صدى هيكل لويس H2SO4.

إذن ، ترتيب البنية المساهمة هو III> II> I.

9.    تهجين H2SO4

في هيكل لويس H2SO4 ، توجد ذرات مختلفة مع مدارات مختلفة ، طاقتها مختلفة. لعمل رابطة تساهمية متتالية ، يخضعون للتهجين لتشكيل عدد متساوٍ من المدارات الهجينة ذات الطاقة المكافئة. هنا نتوقع تهجين الذرة المركزي لهيكل H2SO4 لويس ، وهو sp3 مهجن.

استخدمنا الصيغة للتنبؤ بتهجين هيكل لويس H2SO4 ،

H = 0.5 (V + M-C + A) أين H = قيمة التهجين ، V هو عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة المركزية, M = ذرات أحادية التكافؤ محاطة, ج = لا. الكاتيون ، أ = لا. من الأنيون.

في بنية H2SO4 لويس ، تحتوي الذرة المركزية S على ستة إلكترونات تكافؤ وأربعة إلكترونات فقط تشارك في تكوين رابطة سيجما وأربع ذرات O موجودة في الموضع المحيط.

لذا ، فإن تهجين مركز S في هيكل لويس H2SO4 هو ، ½ (4 + 4 + 0 +) = 4 (س3)

الهيكلية         قيمة التهجين     حالة تهجين الذرة المركزية  زاوية السندات
خطي               2sp / sd / pd       1800
مخطط ثلاثي الزوايا       3sp2                   1200
رباعي السطوح    4sd3/ س3             109.50
ثلاثي الزوايا ثنائي الهرمية 5sp3د / دسب3   900 (محوري) ، 1200(استوائي)
ثماني السطوح    6sp3d2/ د2sp3     900
خماسي ثنائي الهرمي  7sp3d3/d3sp3      900، 720

          

من جدول التهجين يمكننا أن نستنتج أنه إذا كان عدد المدارات المشاركة في التهجين أربعة ، فإن الذرة المركزية هي sp3 مهجن.

دعونا نفهم طريقة تهجين هيكل لويس H2SO4.

تهجين H2SO4

من المخطط الصندوقي لهيكل H2SO4 لويس ، من الواضح أننا نعتبر رابطة سيجما فقط. Π السندات أو الروابط المتعددة لا تشارك في التهجين. يحتوي S على مدار d شاغر حتى يتمكن من توسيع ثماني بتاته وتشكيل روابط متعددة. لذلك ، لم يلتزم S بقاعدة الثمانيات هنا وقد تم إثبات ذلك أيضًا من خلال مخطط الصندوق.

من مخطط التهجين ، يمكننا أن نرى أنه إذا كان التهجين هو sp3 ثم زاوية الرابطة المتوقعة هي 109.50. لذلك ، هنا زاوية الرابطة لهيكل لويس H2SO4 هي 109.50. يمكن تفسير قيمة زاوية الرابطة هذه من خلال قاعدة بنت ، COSθ = s / s-1 ، حيث s هي٪ من حرف s في التهجين و هي زاوية الرابطة.

10. الذوبان في H2SO4

H2SO4 قابل للذوبان في المذيب التالي.

  • Water
  • الإيثانول
  • الميثانول
  • البنزين

11. هل H2SO4 قابل للذوبان في الماء؟

حامض الكبريتيك لديه تقارب أكبر تجاه جزيئات الماء. يمكن أن يذوب في الماء فهو قابل للامتزاج في الماء. تتولد كمية كبيرة من الحرارة عند إذابة حامض الكبريتيك في الماء. في جميع التركيزات ، يمكن إذابة حامض الكبريتيك في الماء. طاقة الترطيب من المحتوى الحراري لعملية الحصول على حامض الكبريتيك المذاب في الماء هي -814 KJ / mol. علامة - للعملية الطاردة للحرارة لأن الحرارة تنتج في هذه العملية.

12. هل H2SO4 قطبي أم غير قطبي؟

H2SO4 جزيء قطبي للغاية. في هيكل لويس H2SO4 ، هناك O و S موجودان بشكل أساسي إلى جانب H. فرق الكهربية بين S و O كافٍ لصنع جزيء قطبي. مرة أخرى ، شكل هيكل لويس H2SO4 هو رباعي السطوح ، وهو شكل غير متماثل ، وبالتالي فإن العزم ثنائي القطب الناتج موجود في الجزيء. إذن H2SO4 جزيء قطبي.

لحظة ثنائي القطب H2SO4

من المخطط ، يتضح اتجاه معرف العزم ثنائي القطب من موقع S إلى O. O أكثر كهرسلبية من S ، لذلك يحدث تدفق العزم ثنائي القطب من S إلى O. الهندسة المذكورة أعلاه غير متماثلة ، لذلك لا توجد فرصة لإلغاء أي لحظة ثنائية القطب ، حيث تختلف قيمة العزم ثنائي القطب لذرات O ثنائية الأقطاب ومترابطة ، بسبب مساهمة S و p المداري. لذلك ، في هيكل لويس H2SO4 ، توجد بعض قيمة العزم ثنائي القطب الناتجة وتجعل الجزيء قطبيًا. تم إثبات أن الجزيء قطبي مرة أخرى من خلال قابليته للذوبان في جزيء قطبي مثل الماء.

13. هل H2SO4 إلكتروليت؟

نعم ، H2SO4 هو إلكتروليت ، يمكن أن يذوب في الماء ويجعل المحلول المائي أيوني.

14. هل H2SO4 إلكتروليت قوي؟

بعد أن يذوب في الماء ، يتأين حامض الكبريتيك في H+ أيون و HSO4- سريع جدا. بعد مرور الوقت يمكن أن تتأين أكثر لتشكيل H.+ و SO42-. هناك تكوين H+ التي لديها قدر أكبر من الحركة ولهذا السبب ، يصبح الحل كله موصلًا. يتأين حامض الكبريتيك بسرعة كبيرة في المحلول المائي ويجعل المحلول بأكمله عالي التوصيل للكهرباء. لذلك ، فهو إلكتروليت قوي.

15. هل H2SO4 حمضي أم أساسي؟

H2SO4 هو حمض نقي. يمكنه تحرير H+ أيون مما يجعلها حمضية. تركيز H+ انه عالي جدا. عندما يذوب في الماء ، فإن H+ عالية جدا مما يجعلها حمضية قوية.

كحمض ، يمكن أن يتفاعل مع العديد من القواعد القوية لتكوين جزيء ملح وماء مطابق.

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

عندما يتفاعل مع حمض الكبريتيك الفائق يتصرف كقاعدة ويتحول إلى بروتونات.

[(CH3)3SiO]2SO2 + 3 HF + SbF5 → [H.3SO4]+[SbF6]- + 2 (CH3)3SIF

16. هل H2SO4 حمض قوي؟

إطلاق سراح H.+ الأيونات من حامض الكبريتيك سهلة للغاية. تعتمد حموضة الجزيء على ميل إطلاق HXNUMX+ أيون منه إلى محلول مائي. توجد ذرة كهرسلبية O و S في هيكل لويس H2SO4. يرتبط H مع ذرات O الكهربية ، لذلك تحاول O سحب كثافة الإلكترون سيجما نحو نفسها ، لذلك تصبح رابطة H O ضعيفة وتنقسم بسهولة. لذا ، فإن إطلاق H+ تعتبر الأيونات من حامض الكبريتيك عملية سهلة وسريعة للغاية ولهذا السبب فهو حمض قوي جدًا.

17. هو حمض البوليروتيك H2SO4؟

H2SO4 هو مثال على حمض متعدد البروتينات. إنه حمض ثنائي البروتونات يطلق كلا البروتونات بقيم pka مختلفة. لذلك ، فإن وجود أكثر من بروتون حمضي يسمى حمض البوليبروتيك.

18. هل H2SO4 ثنائي البروتين؟

يوجد نوعان من البروتونات الحمضية في H2SO4. يمكن التبرع بهذين البروتونات بقيمة pka مناسبة. لذلك ، فهو حمض ثنائي البروتين.

19. هل H2SO4 حمض ثنائي القاعدة؟

نعم ، H2SO4 هو حمض ثنائي القاعدة. هناك نوعان من البروتونات الحمضية موجودة في هيكل لويس H2SO4. تختلف قيمة الرقم الهيدروجيني لاثنين من الهيدروجين الحمضي ، في الواقع يمكن التبرع بهذين البروتونات في قيم pka المختلفة.

كلما انخفضت قيمة pka ، كلما زادت حموضة البروتون. لذا ، فإن البروتون الأول أكثر حمضية من البروتون الثاني.

20. هل H2SO4 أكثر حمضية من HNO3؟

H2SO4 هو أكثر حمضية من HNO3 ، لأن H2SO4 هو حمض ثنائي القاعدة وقيمة pka الأولى لـ H2SO4 أقل بكثير من HNO3.

21. هل H2SO4 أكثر حمضية من H3PO4؟

على الرغم من أن H3PO4 هو حمض تريباسيك ، إلا أن قيمة pka الأعلى لـ H2SO4 تجعله أقوى من H3PO4.

22. هل H2SO4 أو H2SO3 حمض أقوى؟

القاعدة المترافقة لـ H2SO4 عبارة عن كبريتات أكثر استقرارًا في الرنين من القاعدة المترافقة لـ H2SO3. نحن نعلم أنه كلما زاد استقرار القاعدة المترافقة ، زادت حموضة الحمض المقابل. لذلك ، H2SO4 هو حمض أقوى من H2SO3.

23. هل H2SO4 أو HCl حمض أقوى؟

حمض الهيدروكلوريك أقوى من H2SO4. قيمة pka لـ HCl هي -6.3 وهي أقل من H2SO4. نحن نعلم أن قيمة pka الأعلى ستكون أقل حموضة. لذا فإن حمض الهيدروكلوريك هو حمض أقوى من H2SO4.

24. هل H2SO4 أو H2SeO4 حمض أقوى؟

H2SO4 هو حمض أقوى من H2SeO4 لأن S أكثر كهرسلبية من Se ، لذلك يمكنه سحب كثافة إلكترون سيجما نحو نفسه أكثر من Se ، مما يؤدي إلى انقسام رابطة OH وإطلاق H+ أن تكون سريعًا وسريعًا جدًا.

25. هل H2SO4 حمض لويس؟

يحتوي S على مدار d شاغر بعد تكوين روابط مزدوجة. لذلك ، يمكنه قبول أزواج وحيدة من قاعدة لويس مناسبة ويعمل كحمض لويس.

26. هل H2SO4 حمض أرهينيوس؟

وفقًا لنظرية أرهينيوس ، تعتبر هذه الأنواع أحماض يمكنها إطلاق H.+ محلول مائي أيوني. يمكن لـ H2SO4 إطلاق HXNUMXSOXNUMX بسهولة+ أيونات في محلول مائي. لذا فإن H2SO4 هو حمض أرهينيوس.

27. هل H2SO4 خطي؟

لا ، هندسة H2SO4 حول وسط S هي رباعي السطوح.

28. هل H2SO4 مغناطيسي أم مغناطيسي؟

يتم إقران جميع الإلكترونات الموجودة في H2SO4 ، لذلك يكون H2SO4 مغناطيسيًا.

29. نقطة غليان H2SO4

درجة غليان H2SO4 عالية جدًا فوق 3000لهذا السبب ، نستخدم حمام حامض الكبريتيك لإذابة الكريستال لأي جزيء عضوي.

30. زاوية رابطة H2SO4

تهجين الذرة المركزية في هيكل لويس H2SO4 هو sp3 والشكل رباعي السطوح ، وبالتالي فإن زاوية رابطة OSO تساوي 109.50.

31. هل H2SO4 أيوني أم تساهمي؟

H2SO4 هو جزيء تساهمي بحت ، لكنه يظهر سلوكًا أيونيًا عندما يذوب في محلول مائي.

32. هل H2SO4 برمائي؟

بشكل عام ، تكون أكاسيد الفلزات أو الهيدروكسيدات مذبذبة. يمكن أن يعمل المركب المعدني كحمض أو قاعدة اعتمادًا على حالة الأكسدة. حامض الكبريتيك (H2SO4) هو حمض في الماء ولكنه مذبذب في الحموضة الفائقة ، يتصرف في الأساس بعد ذلك.

33. هل H2SO4 ثنائي أم ثلاثي؟

H2SO4 هو حمض أكسجين ثنائي من الكبريت.

34. هل H2SO4 متوازن؟

نعم ، الصيغة الجزيئية لحمض الكبريتيك متوازنة تمامًا في شكل H2SO4.

35. هل H2SO4 موصل؟

في المحلول المائي ، يتفكك H2SO4 لتشكيل H+ أيون وكبريتات أنيون. بالنسبة لهذين الأيونات ، يصبح المحلول المائي موصلًا.

36. هل H2SO4 قاعدة مترافقة؟

لا ، H2SO4 هو حمض ، والقاعدة المترافقة لـ H2SO4 هي SO42-. لتثبيت هذه القاعدة المترافقة ، تكون حموضة H2SO4 عالية جدًا.

37. هل H2SO4 مادة أكالة؟

H2SO4 مادة أكالة للغاية ، يمكن أن تلحق الضرر بالجلد والعينين والأسنان والرئتين أيضًا.

38. هل H2SO4 مركّز؟

بشكل عام حمض الكبريتيك نقي بنسبة 97-98٪. H2SO4 المركز هو 36.8 نيوتن.

39. هل H2SO4 صلب سائل أم غاز؟

درجة حرارة الغرفة يكون H2SO4 سائلًا في الحالة. لكن الدخان H2SO4 هو شكل غازي.

40. هل H2SO4 استرطابي؟

H2SO4 هو مادة استرطابية للغاية. خاصية التجفيف في H2SO4 عالية جدًا.

41. هل H2SO4 رابطة هيدروجينية؟

في H2SO4 لا توجد رابطة H ولكن في الحالة السائلة ، هناك فرصة لتكوين رابطة H بين الجزيئات بواسطة أزواج وحيدة من ذرات O.

42. هل H2SO4 معدن أم لا فلزي؟

H2SO4 هو حمض غير معدني ، وجميع المواد الموجودة في H2SO4 من غير المعادن.

43. هل H2SO4 محايد؟

لا ، H2SO4 حمضي بطبيعته.

44. هل H2SO4 محب للنواة؟

يعمل H2SO4 كملف نووي في العديد من التفاعلات العضوية لأنه يحتوي على أزواج وحيدة يمكن التبرع بها.

45. هل H2SO4 عضوي أم غير عضوي؟

H2SO4 هو حمض غير عضوي ، ولهذا فهو حمض قوي جدًا.

46. هو عامل مؤكسد H2SO4؟

يمكن أن يعمل H2SO4 كعامل مؤكسد ، ويمكن أن يؤكسد عدة مجموعات وظيفية في التفاعلات العضوية.

47. هل H2SO4 متعدد الذرات؟

نعم ، H2SO4 متعدد الذرات ، وهناك ثلاثة أنواع من الذرات H و S و O موجودة.

48. هل H2SO4 غير مستقر؟

H2SO4 هو جزيء مستقر جدًا ما لم يتم تحفيزه بالحرارة ، فإن رابطتين مزدوجتين تجعل الجزيء مستقرًا للغاية.

49. هل H2SO4 متطايره؟

نعم ، H2SO4 متقلب بطبيعته.

50. هل H2SO4 شديد اللزوجة؟

H2SO4 لزج للغاية في حالة سائلة لأنه لوحظ وجود كمية كبيرة من الترابط H.

51. لماذا يتم استخدام H2SO4 المخفف في المعايرة بالتحليل الحجمي؟

لا يعتبر H2SO4 المخفف عامل مؤكسد ولا عامل اختزال ، لذا فإن معايرة الأكسدة والاختزال مثالية.

في الختام

H2SO4 هو معدن قوي جدا حمض غير عضوي. انها تآكل جدا للإنسان. في العديد من التحولات العضوية ، المركبة والمحافظة على الحموضة يمكننا استخدام H2SO4. ولكن يجب أن تكون هناك احتياطات عند استخدامه. H2SO4 هو سبب المطر الحمضي.

بيسواروب شاندرا داي

الكيمياء لا تتعلق فقط بالقراءة سطرًا بسطر والحفظ ، إنه مفهوم يجب فهمه بطريقة سهلة ، وهنا أشارككم مفهوم الكيمياء الذي أتعلمه لأن المعرفة تستحق مشاركتها.

آخر المقالات