a)

Wzór elektronowy H₂S:

W cząsteczce H₂S znajdują się dwa wiązania kowalencyjne spolaryzowane, a na atomie siarki dwie wolne pary elektronowe. H₂S ma budowę zbliżoną do budowy cząsteczki wody i na tej samej zasadzie co cząsteczka wody jest polarny (moment dipolowy cząsteczki jest różny od 0), choć jest słabszym dipolem (mniejsza różnica elektroujemności pomiędzy S a H, niż pomiędzy O a H).

Wzór elektronowy SO₂:

W cząsteczce SO₂ występują dwa wiązania kowalencyjne spolaryzowane i jedno wiązanie koordynacyjne, cząsteczka ta ma budowę kątową i wypadkowy moment dipolowy tej cząsteczki jest również różny od 0, więc jest polarna.

 

b)

Świadczy o tym, że kwas siarkowy(IV) jest kwasem nietrwałym, rozkłada się do tlenku siarki(IV) i wody.

 

c)

Reakcja numer 9.

Kwas siarkowy(VI) jest mocniejszym kwasem niż kwas siarkowodorowy ponieważ wypiera go z jego soli.

 

d)

Schemat doświadczenia:

Obserwacje:

Miedź wrzucona do roztworu kwasu roztwarza się, roztwór przyjmuje niebieską barwę. Wydziela się bezbarwny gaz o ostrym, duszącym zapachu.

Wniosek:

Stężony kwas siarkowy(VI) wykazuje właściwości utleniające.

Równanie reakcji w zapisie jonowym skróconym:

$\mathrm{Cu}+4\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}{}^{+}+\mathrm{SO}{}_4{}^{2-}\to \mathrm{Cu}{}^{2+}+\mathrm{SO}{}_2+6\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$

 

Należy użyć stężonego roztworu kwasu siarkowego(VI), aby potencjał standardowy redukcji w jego półogniwie był wyższy od potencjału standardowego półogniwa miedziowego.

 

 

---

Wyjaśnienie:

Wzór elektronowy danego związku zawiera prawidłowo połączone ze sobą symbole pierwiastków oraz rozrysowane wszystkie elektrony walencyjne każdego pierwiastka wchodzącego w skład danego związku chemicznego. Możemy rozróżnić trzy rodzaje wzorów elektronowych:

• wzór elektronowy kropkowy - wszystkie elektrony zaznaczone są w postaci kropek.
• wzór elektronowy kreskowy - każde dwa elektrony tworzące parę elektronową zaznaczone są w postaci kreski.
• wzór elektronowy kreskowo-kropkowy - elektrony tworzące udział w wiązaniu zaznaczony są w postaci kreski (jedna kreska = jedna para elektronowa) natomiast pozostałe elektrony walencyjne pierwiastków nie biorące udziału w tworzeniu wiązań zaznaczone są w postaci kropek.

Wiązanie koordynacyjne tworzy się, gdy oba elektrony tworzące wiązanie pochodzą od jednego atomu (donora). Elektrony walencyjne drugiego atomu nie biorą udziału w tworzeniu tego wiązania, a atom ten jest akceptorem wiązania koordynacyjnego. Strzałka obrazująca wiązanie koordynacyjne jest skierowana od donora do akceptora.

Moment dipolowy to wektor, którego wartość równa jest iloczynowi ładunku (q) i odległości (r) między ładunkami o przeciwnych znakach. Moment dipolowy wskazuje kierunek i wielkość niesymetrycznego rozkładu ładunków w cząsteczce.

• Cząsteczki polarne mają niezerowy moment dipolowy, co oznacza, że ładunki w cząsteczce są rozmieszczone niesymetrycznie. Przykłady: H₂O, HCl, CO.
• Cząsteczki niepolarne mają moment dipolowy równy zero. Ładunki w cząsteczce są rozmieszczone symetrycznie. Przykłady: CH₄, N₂, CO₂.

Czynniki wpływające na moment dipolowy:

• Różnica elektroujemności atomów tworzących wiązania w cząsteczce: Im większa różnica, tym większy moment dipolowy wiązania.
• Geometria cząsteczki: Symetria lub asymetria rozmieszczenia atomów wpływa na wypadkowy moment dipolowy cząsteczki.
• Obecność atomów pierwiastka o dużej elektroujemności (np. O, N, Cl) zwiększa moment dipolowy cząsteczki.