Zwavelzuurstructuur, eigenschappen, nomenclatuur, toepassingen

de  zwavelig zuur is een oxzuur dat wordt gevormd door het oplossen van zwaveldioxide, SO₂, in water Het is een zwak en onstabiel anorganisch zuur, dat niet in oplossing is gedetecteerd, aangezien de reactie van de vorming ervan reversibel is en het zuur snel ontleedt in de reactanten die het produceren (SO₂ en H₂O).

Het zwavelzuurmolecuul is op dit moment alleen in de gasfase gedetecteerd. De geconjugeerde basen van dit zuur zijn gebruikelijke anionen onder de vormen van sulfieten en bisulfieten.

Het Raman-spectrum van SO-oplossingen₂ toont alleen signalen als gevolg van het SO-molecuul₂ en het bisulfiet-ion, HSO₃^-, in overeenstemming met het volgende saldo:

SW₂    +  H₂O    <=> HSO₃^-     +       H⁺

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

Wanneer het wordt blootgesteld aan de atmosfeer, verandert het snel in zwavelzuur. Zwavelzuur wordt gereduceerd tot waterstofsulfide door de werking van verdund zwavelzuur en zink.

De poging om een ​​SO-oplossing te concentreren₂ Door het water te verdampen om zwavelzuur vrij van water te verkrijgen, produceerde het geen resultaat, omdat het zuur snel ontleedt (de vormingsreactie omgekeerd), zodat het zuur niet geïsoleerd kan worden.

index

• 1 Natuurlijke formatie
• 2 Structuur
  • 2.1 Geïsoleerd molecuul
  • 2.2 Molecuul omgeven door water
  • 2.3 SO2 ∙ nH2O
• 3 Fysische en chemische eigenschappen
  • 3.1 Molecuulformule
  • 3.2 Molecuulgewicht
  • 3.3 Fysieke verschijning
  • 3.4 Dichtheid
  • 3.5 Dampdichtheid
  • 3.6 Corrosiviteit
  • 3.7 Oplosbaarheid in water
  • 3.8 Gevoeligheid
  • 3.9 Stabiliteit
  • 3.10 Zuurgraadconstante (Ka)
  • 3,11 pKa
  • 3.12 pH
  • 3.13 Vlampunt
  • 3.14 Ontleding
• 4 nomenclatuur
• 5 Synthese
• 6 Gebruik
  • 6.1 Op hout
  • 6.2 Desinfectiemiddel en bleekmiddel
  • 6.3 Conserveermiddel
  • 6.4 Andere toepassingen
• 7 Referenties

Natuurlijke formatie

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

De zure vorm is niet bruikbaar in de natuur, maar wordt gewoonlijk bereid in zijn natrium-, kalium-, sulfiet- en bisulfietzouten.

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

structuur

Geïsoleerde molecuul

Afbeelding kan worden gezien dat de structuur van een enkel molecuul van zwavelig zuur in gasvormige toestand. De gele bol in het midden komt overeen met het zwavelatoom, de rode bol met de zuurstofatomen en de witte met de waterstofatomen. De moleculaire geometrie rond het S-atoom is de trigonale piramide, waarbij de O-atomen de basis tekenen.

Vervolgens, in de gasvormige toestand, de H-moleculen₂SW₃ kunnen worden beschouwd als kleine trigonale piramides die in de lucht zweven, ervan uitgaande dat het stabiel genoeg is om enige tijd mee te gaan zonder te reageren.

De structuur maakt duidelijk waar de twee zure waterstofatomen vandaan komen: de hydroxylgroepen gebonden aan zwavel, HO-SO-OH. Daarom is het voor deze verbinding niet correct om aan te nemen dat een van de zure protonen, H⁺, wordt vrijgemaakt uit het zwavelatoom, H-SO₂(OH).

De twee OH-groepen staan ​​het zwavelzuur toe om in wisselwerking te treden door waterstofbruggen en bovendien is de zuurstof van de S = O-binding een waterstofacceptor, die de H omzet.₂SW₃ zowel een goede donor als acceptor van dergelijke bruggen.

Volgens het bovenstaande is de H₂SW₃ zou in een vloeistof moeten kunnen condenseren, net zoals zwavelzuur dat doet,₂SW₄. Dit is echter niet het geval.

Molecule omgeven door water

Tot op heden was het niet mogelijk om het watervrije zwavelzuur, dat wil zeggen H, te verkrijgen₂SW₃(L); terwijl de H₂SW₄(ac), aan de andere kant, na dehydratatie wordt het omgezet in zijn watervrije vorm, H₂SW₄(l), wat een dichte en viskeuze vloeistof is.

Ervan uitgaande dat de H-molecuul₂SW₃ blijft onveranderd, dan zal het in staat zijn om grotendeels in het water op te lossen. De interacties die in genoemde waterige oplossingen zouden regeren zouden opnieuw de waterstofbruggen zijn; er zouden echter ook elektrostatische interacties zijn als gevolg van de hydrolysebalans:

H₂SW₃(ac) + H₂O (l) <=> HSO₃^-(ac) + H₃O⁺(Aq)

HSO₃^-(ac) + H₂O (l) <=> SW₃^2-(ac) + H₃O⁺

Het sulfietion, SO₃^2- het zou hetzelfde molecuul hierboven zijn, maar zonder de witte bollen; en het waterstofsulfiet (of bisulfiet) ion, HSO₃^-, behoudt een witte bol. De oneindigheden van zouten kunnen voortkomen uit beide anionen, sommige meer onstabiel dan andere.

In werkelijkheid is bevestigd dat een uiterst klein deel van de oplossingen uit H bestaat₂SW₃; dat wil zeggen dat de beschreven molecule niet degene is die direct interageert met de watermoleculen. De reden hiervoor is omdat het lijdt aan een ontbinding van SO₂ en H₂Of, wat thermodynamisch de voorkeur geniet.

SW₂∙nH₂O

De ware structuur van zwavelig zuur bestaat uit een molecuul zwaveldioxide omgeven door een waterbol die is samengesteld uit n moleculen.

Dus de SO₂, waarvan de structuur hoekvormig is (boemerangtype), naast de waterige bol, verantwoordelijk is voor de zure protonen die de zuurgraad kenmerken:

SW₂∙ nH₂O (ac) + H₂O (l) <=> H₃O⁺(ac) + HSO₃^-(ac) + nH₂O (l)

HSO₃^-(ac) + H₂O (l) <=> SW₃^2-(ac) + H₃O⁺

Naast deze balans is er ook een oplosbaarheidssaldo voor de SO₂, wiens molecuul uit water kan ontsnappen naar de gasfase:

SW₂(G) <=> SW₂(Aq)

Fysische en chemische eigenschappen

Moleculaire formule

H₂SW₃

Moleculair gewicht

82.073 g / mol.

Uiterlijke verschijning

Het is een kleurloze vloeistof met een pittige zwavelgeur.

dichtheid

1,03 g / ml.

Dampdichtheid

2.3 (in relatie tot de lucht die wordt ingenomen als 1)

bijtende

Het is corrosief voor metalen en stoffen.

Oplosbaarheid in water

Mengbaar met water.

gevoeligheid

Het is gevoelig voor lucht.

stabiliteit

Stabiel, maar niet compatibel met sterke basen.

Zuurgraad constante (Ka)

1,54 x 10^-2

pKa

1.81

pH

1,5 op de pH-schaal.

Ontstekingspunt

Niet ontvlambaar.

ontleding

Wanneer verwarmd zwavelig zuur kan ontbinden, waardoor een giftige rook van zwaveloxide vrijkomt.

nomenclatuur

Zwavel heeft de volgende valenties: ± 2, +4 en +6. Van formule H₂SW₃, er kan worden berekend welk valentie- of oxidatiegetal de zwavel in de verbinding heeft. Om dit te doen, volstaat het om een ​​algebraïsche som op te lossen:

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. Als we v oplossen voor de bovenstaande vergelijking, hebben we:

v = (6-2) / 1

Dus is v gelijk aan +4. Dat wil zeggen, zwavel neemt deel met zijn tweede valentie, en volgens de traditionele nomenclatuur moet het achtervoegsel -oze worden toegevoegd aan de naam. Om deze reden naar H₂SW₃ het staat bekend als zwavelzuurdragen.

Een andere snellere manier om deze valentie te bepalen, is het vergelijken van de H₂SW₃ met de H₂SW₄. In de H₂SW₄ de zwavel heeft valentie +6, dus als een O wordt verwijderd, daalt de valentie naar +4; en als een andere wordt verwijderd, daalt de valentie naar +2 (wat het geval zou zijn voor het zuur hikzwaveldragen, H₂SW₂).

Hoewel minder bekend, de H₂SW₃ het kan ook trioxosulfuurzuur (IV) worden genoemd, volgens de voorraadnomenclatuur.

synthese

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

Dit is een verklaring waarom zwavelig zuur niet wordt gevonden in een waterige oplossing (zoals vermeld in de paragraaf over de chemische structuur).

toepassingen

Over het algemeen verwijzen de toepassingen en toepassingen van zwavelzuur, omdat de aanwezigheid ervan niet kan worden gedetecteerd, naar het gebruik en de toepassingen van zwaveldioxide-oplossingen 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 voor de extractie van de lignine uit houtsnippers, met behulp van hogedrukvaten genaamd digistors..

De zouten die worden gebruikt bij het verkrijgen van de pulp van het hout zijn sulfiet (SO₃^2-) of bisulfiet (HSO)₃^-), afhankelijk van de pH. Het tegenion kan Na zijn⁺, Ca²⁺, K⁺ of NH₄⁺.

Desinfectiemiddel en bleekmiddel

-Zwavelzuur wordt gebruikt als een ontsmettingsmiddel. Het wordt ook gebruikt als mild bleekmiddel, vooral voor chloorgevoelige materialen. Bovendien wordt het gebruikt als een bleekmiddel voor tanden en als toevoeging aan levensmiddelen.

-Het is een ingrediënt van verschillende cosmetica voor huidverzorging en werd gebruikt als een bestrijdingsmiddel in de eliminatie van ratten. Elimineert vlekken veroorzaakt door wijn of fruit in verschillende stoffen.

-Het dient als een antisepticum en is effectief om huidinfecties te voorkomen. In sommige ogenblikken werd het gebruikt in ontsmettingsmiddelen om schepen te desinfecteren, bezittingen van zieke slachtoffers van epidemieën, enz..

Conserveermiddel

Zwavelzuur wordt gebruikt als conserveermiddel voor fruit en groenten en om de gisting van dranken zoals wijn en bier te voorkomen, als een antioxidant, antibacterieel en fungicide element.

Andere toepassingen

-Zwavelzuur wordt gebruikt bij de synthese van geneesmiddelen en chemische producten; bij de productie van wijn en bier; raffinage van aardolieproducten; en het wordt gebruikt als een analytisch reagens.

-Het bisulfiet reageert met de pyrimidine nucleosiden en wordt toegevoegd aan de dubbele binding tussen positie 5 en 6 van het pyrimidine, waardoor de binding wordt gemodificeerd. De bisulfiettransformatie wordt gebruikt om de secundaire of hogere structuren van de polynucleotiden te testen.

referenties

1. Wikipedia. (2018). Zwavelig zuur. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
2. Naamgeving van zuren. [PDF]. Teruggeplaatst van: 2.chemistry.gatech.edu
3. Voegele F. Andreas & col. (2002). Over de stabiliteit van zwavelzuur (H.₂SW₃) en zijn dimeer. Chem., Eur., J. 2002. 8, No.24.
4. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie (Vierde editie., Pagina 393). Mc Graw Hill.
5. Calvo Flores F.G. (s.f.). Formulering van anorganische chemie. [PDF]. Opgehaald van: ugr.es
6. PubChem. (2018). Zwavelig zuur. Teruggeplaatst van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. Steven S. Zumdahl. (15 augustus 2008). Oxyzuur. Encyclopædia Britannica. Teruggeplaatst van: britannica.com