ZWAVELIG ZUUR: STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, NOMENCLATUUR, GEBRUIK - CHEMIE - 2026

Het zwaveligzuur is een oxyzuur dat wordt gevormd door zwaveldioxide, SO ₂ , water op te lossen . Het is een zwak en onstabiel anorganisch zuur, dat niet in oplossing is gedetecteerd, aangezien de reactie van zijn vorming omkeerbaar is en het zuur snel ontleedt in de reagentia die het hebben geproduceerd (SO ₂ en H ₂ O).

Het zwavelzuurmolecuul is tot nu toe alleen in de gasfase gedetecteerd. De geconjugeerde basen van dit zuur zijn gewone anionen in de vorm van sulfieten en bisulfieten.

Bron: Benjah-bmm27, van Wikimedia Commons Het Raman-spectrum van SO ₂ -oplossingen toont alleen signalen vanwege het SO ₂ -molecuul en het bisulfietion, HSO ₃ ^- , consistent met het volgende evenwicht:

SO ₂ + H ₂ O <=> HSO ₃ ^- + H ⁺

Dit geeft aan dat het met het Raman-spectrum niet mogelijk is om de aanwezigheid van zwaveligzuur in een oplossing van zwaveldioxide in water te detecteren.

Bij blootstelling aan de atmosfeer verandert het snel in zwavelzuur. Zwavelig zuur wordt gereduceerd tot waterstofsulfide door de werking van verdund zwavelzuur en zink.

De poging om een ​​oplossing van SO ₂ te concentreren door het water te verdampen om zwavelig zuur vrij van water te verkrijgen, leverde geen resultaten op, aangezien het zuur snel ontleedt (waardoor de vormingsreactie wordt omgekeerd), dus het zuur kan niet geïsoleerd zijn.

Natuurlijke vorming

Zwavelig zuur wordt in de natuur gevormd door de combinatie van zwaveldioxide, een product van de activiteit van grote fabrieken, met atmosferisch water. Om deze reden wordt het beschouwd als een tussenproduct van zure regen, dat grote schade aan de landbouw en het milieu veroorzaakt.

Zijn zure vorm is niet bruikbaar in de natuur, maar wordt gewoonlijk bereid in zijn natrium- en kaliumzouten, sulfiet en bisulfiet.

Sulfiet wordt endogeen in het lichaam aangemaakt als gevolg van het metabolisme van zwavelhoudende aminozuren. Evenzo wordt sulfiet geproduceerd als een product van de fermentatie van voedingsmiddelen en dranken. Sulfiet is allergeen, neurotoxisch en metabolisch. Het wordt gemetaboliseerd door het enzym sulfietoxidase dat het omzet in sulfaat, een onschadelijke verbinding.

Structuur

Geïsoleerde molecuul

In de afbeelding zie je de structuur van een geïsoleerd molecuul zwaveligzuur in gasvormige toestand. De gele bol in het midden komt overeen met het zwavelatoom, de rode met de zuurstofatomen en de witte met de waterstofatomen. De moleculaire geometrie rond het S-atoom is een trigonale piramide, waarbij de O-atomen de basis tekenen.

Dus, in gasvormige toestand, H ₂ SO ₃ moleculen kan worden gezien als kleine trigonale piramiden zwevend in de lucht, in de veronderstelling dat het stabiel genoeg duren enige tijd zonder te reageren.

De structuur maakt duidelijk waar de twee zure waterstofatomen vandaan komen: van de zwavelgebonden hydroxylgroepen, HO-SO-OH. Daarom is het voor deze verbinding niet correct om aan te nemen dat een van de zure protonen, H ⁺ , vrijkomt uit het zwavelatoom, H-SO ₂ (OH).

De twee OH-groepen laten zwaveligzuur te reageren via waterstofbruggen en bovendien de zuurstof van de S = O binding waterstofacceptor, waarbij H maakt ₂ SO ₃ zowel een goede donor en acceptor van deze bindingen.

Volgens het bovenstaande zou H ₂ SO ₃ moeten kunnen condenseren tot een vloeistof, zoals zwavelzuur doet, H ₂ SO ₄ . Toch is dat niet hoe het gebeurt.

Molecuul omgeven door water

Tot op heden was het niet mogelijk geweest om watervrij zwavelzuur, d.w.z. verkrijgen H ₂ SO ₃ (1); terwijl H ₂ SO ₄ (aq), aan de andere kant, na uitdroging verandert in zijn watervrije vorm, H ₂ SO ₄ (l), wat een dichte en stroperige vloeistof is.

Als wordt aangenomen dat het H ₂ SO ₃ -molecuul ongewijzigd blijft, zal het grotendeels in water kunnen oplossen. De interacties die zouden regeren in genoemde waterige oplossingen zouden opnieuw waterstofbruggen zijn; er zouden echter ook elektrostatische interacties bestaan ​​als gevolg van het hydrolyse-evenwicht:

H ₂ SO ₃ (aq) + H ₂ O (l) <=> HSO ₃ ^- (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

HSO ₃ ^- (aq) + H ₂ O (l) <=> SO ₃ ^2- (aq) + H ₃ O ⁺

Het sulfietion, SO ₃ ^2- zou hetzelfde molecuul zijn als hierboven, maar zonder de witte bollen; en het waterstofsulfiet (of bisulfiet) ion, HSO ₃ ^- , behoudt een witte bol. Uit beide anionen kunnen oneindig veel zouten voortkomen, sommige instabieler dan andere.

In werkelijkheid is bevestigd dat een extreem klein deel van de oplossingen bestaat uit H ₂ SO ₃ ; dat wil zeggen, het verklaarde molecuul is niet het molecuul dat rechtstreeks in wisselwerking staat met de watermoleculen. De reden hiervoor is te wijten aan het feit dat het een ontleding ondergaat die afkomstig is van SO ₂ en H ₂ O, wat thermodynamisch gunstig is.

SW

De echte structuur van zwavelig zuur bestaat uit een molecuul zwaveldioxide omgeven door een bol water die bestaat uit n moleculen.

Dus SO ₂ , waarvan de structuur hoekig is (boemerangtype), samen met zijn waterige bol, is verantwoordelijk voor de zure protonen die de zuurgraad kenmerken:

SO ₂ ∙ nH ₂ O (aq) + H ₂ O (l) <=> H ₃ O ⁺ (aq) + HSO ₃ ^- (aq) + nH ₂ O (l)

HSO ₃ ^- (aq) + H ₂ O (l) <=> SO ₃ ^2- (aq) + H ₃ O ⁺

Naast deze balans is er ook een oplosbaarheidsbalans voor SO ₂ , waarvan het molecuul uit het water in de gasfase kan ontsnappen:

SO ₂ (g) <=> SO ₂ (ac)

Fysische en chemische eigenschappen

Moleculaire formule

H ₂ SO ₃

Molecuulgewicht

82,073 g / mol.

Fysiek uiterlijk

Het is een kleurloze vloeistof met een doordringende zwavelgeur.

Dichtheid

1,03 g / ml.

Dampdichtheid

2.3 (met betrekking tot lucht genomen als 1)

Corrosiviteit

Het is bijtend voor metalen en weefsels.

Oplosbaarheid in water

Mengbaar met water.

Gevoeligheid

Het is gevoelig voor lucht.

Stabiliteit

Stabiel, maar niet compatibel met sterke bases.

Zuurconstante (Ka)

1,54 x ^10-2

pKa

1,81

pH

1.5 op de pH-schaal.

ontstekingspunt

Niet brandbaar.

Ontleding

Wanneer zwaveligzuur wordt verwarmd, kan het ontleden en giftige zwaveloxiderook uitstoten.

Nomenclatuur

Zwavel heeft de volgende valenties: ± 2, +4 en +6. Met de formule H ₂ SO ₃ kan worden berekend welke valentie of oxidatiegetal de zwavel in de verbinding heeft. Om dit te doen, lost u gewoon een algebraïsche som op:

2 (+1) + 1v + 3 (-2) = 0

Omdat het een neutrale verbinding is, moet de som van de ladingen van de atomen waaruit het bestaat 0 zijn. Oplossend voor v voor de vorige vergelijking, hebben we:

v = (6-2) / 1

Dus v is gelijk aan +4. Dat wil zeggen, zwavel neemt deel met zijn tweede valentie, en volgens de traditionele nomenclatuur moet het achtervoegsel –oso aan de naam worden toegevoegd. Om deze reden staat H ₂ SO ₃ bekend als zwavelzuur .

Een andere snellere manier om deze valentie te bepalen, is door H ₂ SO _{3 te vergelijken} met H ₂ SO ₄ . In H ₂ SO ₄ heeft zwavel een valentie van +6, dus als een O wordt verwijderd, daalt de valentie tot +4; en indien een andere wordt verwijderd, de lagere valentie 2 (wat het geval zou zijn voor zure hypo zwavel draagt , H ₂ SO ₂ ).

Hoewel minder bekend, kan H ₂ SO ₃ volgens de voorraadnomenclatuur ook trioxozwavelzuur (IV) worden genoemd.

Synthese

Technisch gezien wordt het gevormd door zwavel te verbranden om zwaveldioxide te vormen. Vervolgens lost het op in water om zwavelig zuur te vormen. De reactie is echter omkeerbaar en het zuur ontleedt snel weer in de reactanten.

Dit is een verklaring waarom zwaveligzuur niet wordt aangetroffen in waterige oplossing (zoals al vermeld in het gedeelte over de chemische structuur).

Toepassingen

Bron: Pxhere

In het algemeen verwijzen de toepassingen en toepassingen van zwavelzuur, aangezien de aanwezigheid ervan niet kan worden gedetecteerd, naar de toepassingen en toepassingen van oplossingen van zwaveldioxide en de basen en zouten van het zuur.

In het bos

Bij het sulfietproces wordt houtpulp geproduceerd in de vorm van bijna zuivere cellulosevezels. Verschillende zouten van zwaveligzuur worden gebruikt om lignine uit houtsnippers te extraheren, met behulp van hogedrukvaten die digistors worden genoemd.

De zouten die worden gebruikt bij het verkrijgen van de houtpulp zijn sulfiet (SO ₃ ^2- ) of bisulfiet (HSO ₃ ^- ), afhankelijk van de pH. Het tegenion kan Na ⁺ , Ca ²⁺ , K ⁺ of NH ₄ ^{+ zijn} .

Desinfecterend en bleekmiddel

-Zwavelig zuur wordt gebruikt als ontsmettingsmiddel. Het wordt ook gebruikt als een mild bleekmiddel, vooral voor chloorgevoelige materialen. Bovendien wordt het gebruikt als tandenbleekmiddel en als voedingsadditief.

-Het is een ingrediënt in verschillende cosmetica voor huidverzorging en werd gebruikt als pesticide element bij de eliminatie van ratten. Verwijdert vlekken veroorzaakt door wijn of fruit op verschillende stoffen.

-Het dient als antisepticum en is effectief om huidinfecties te voorkomen. Soms werd het gebruikt in fumigaties om schepen, bezittingen van zieke slachtoffers van epidemieën, enz. Te desinfecteren.

Conserveermiddel

Zwavelig zuur wordt gebruikt als conserveermiddel voor fruit en groenten en om de fermentatie van dranken zoals wijn en bier te voorkomen, omdat het een antioxidant, antibacterieel en fungicide element is.

Andere gebruiken

-Zwavelig zuur wordt gebruikt bij de synthese van medicijnen en chemicaliën; bij de productie van wijn en bier; raffinage van aardolieproducten; en wordt gebruikt als een analytisch reagens.

-De bisulfiet reageert met de pyrimidinenucleosiden en draagt ​​bij aan de dubbele binding tussen de 5- en 6-positie van de pyrimidine, waardoor de binding verandert. Bisulfiettransformatie wordt gebruikt om te testen op secundaire of hogere structuren van polynucleotiden.

Referenties

1. Wikipedia. (2018). Zwaveligzuur. Hersteld van: en.wikipedia.org
2. Nomenclatuur van zuren. . Hersteld van: 2. chemistry.gatech.edu
3. Voegele F. Andreas & col. (2002). Over de stabiliteit van zwaveligzuur (H ₂ SO ₃ ) en het dimeer. Chem, Eur. J. 2002. 8, nr. 24.
4. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde editie., P. 393). Mc Graw Hill.
5. Calvo Flores FG (zd). Formulering van anorganische chemie. . Hersteld van: ugr.es
6. PubChem. (2018). Zwaveligzuur. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. Steven S. Zumdahl. (15 augustus 2008). Oxyzuur. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com