Сульфатна кислота

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Сульфатна кислота
Sulphuric acid 96 percent extra pure.jpg
Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg
Інші назви Купоросне масло
Ідентифікатори
Номер CAS 7664-93-9
Властивості
Молекулярна формула H2SO4
Молярна маса 98,08 г/моль
Зовнішній вигляд Прозора масляниста речовина
Густина 1,8356 г/см³
Тпл 10,38 °C
Ткип 279,6 °C
Небезпеки
Класифікація ЄС Їдка речовина C Небезпечно для навколишнього середовища N
Токсично T
S-фрази Шаблон:(S1/2) S26 Шаблон:S30 S45
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Сульфатна кислота (сірчана кислота, IUPAC — дигідрогенсульфат, застаріла назва — купоросне масло) — сполука сірки з формулою H2SO4.Безбарвна масляниста, дуже в'язка і гігроскопічна рідина.Сірчана кислота одна з найсильніших неорганічних кислот і є дуже їдкою та небезпечною. Ця кислота утворює два ряди солей: сульфати і гідрогенсульфати, в яких у порівнянні з сульфатною кислотою замінюються один або два атоми гідрогену на катіони металів.Сірчана кислота є однією з найважливіших технічних речовин у світі і лідирує за кількістю виробництва.Вона в основному використовується для виробництва добрив і інших неорганічних кислот. В основному використовуються водні розчини цієї кислоти.

Історія[ред.ред. код]

Джабір ібн Хайян

Сульфатна кислота (або стара назва — купоросне масло) була відома з давніх часів. Перші згадки про неї можна знайти в текстах алхіміка Джабіра ібн Хайяна 8-го століття.Можливі методи виробництва описані в працях Альберта Великого (12001280) і Василя Валентина (1600).В основі цього методу лежить утворення кислоти з хальканинту, та галунів.Застаріла назва походить від застарілої назви мінералів з яких вона отримувалася — купороси. Перші наукові дослідження, за допомогою сірчаної кислоти провів Йоганн Рудольф Ґляубер. Він провів реакцію між сірчаною кислотою і сіллю та отримав соляну кислоту і сіль яка була названа на його честь — глауберова сіль[1] . Методи, у яких були використані сульфати, були дуже складними і дорогими. Для отримання великих кількостей цієї речовини, в 18-му столітті, розробили процес, в якому було використовувалося спалення сірки і селітри у скляній тарі. Так як скляні посудини були дуже крихкими, то перша реакція була проведена в 1746 році Джоном Робаком, у свинцевих контейнерах. Сірчана кислота створених процесом Джона Робака мала концентрацію тільки 35-40%. Пізніше поліпшення методу, французьким хіміком Жозефом Луї Гей-Люссаком і англійськім Джоном Гловером, дало вихід речовини 78% концентрації. Тим не менше, виробництво деяких барвників та інших хімічних речовин вимагають більш концентрований продукт. Протягом 18-го століття, сірчана кислота отримувалася сухою перегонкою мінералів, процес схожий на оригінальні алхімічні процеси. Пірит (дисульфід заліза, FeS2) нагрівали в повітрі для отримання заліза(II)сульфат, FeSO4, який окислюється при подальшому нагріванні до заліза(III)сульфат Fe2(SO4)3, який, при нагріванні до 480 ° С, розкладається до заліза(III)оксид і триоксида сірки, який може бути використаний для отримання сірчаної кислоти в будь-якої концентрації. У 1831 році британський купець Перегрін Філліпс запатентував контактний процес, який був набагато більш економічний. Сьогодні, майже вся сірчана кислота у світі виробляється з використанням цього методу.

Знаходження в природі[ред.ред. код]

Земля[ред.ред. код]

Ліс пошкоджений кислотним дощем

Вільна сірчана кислота зустрічається в природі дуже рідко. В атмосфері вона утворюється з діоксиду сірки, який утворюється при згоранні сірковмісних речовин або вулканічних вивержень. Діоксид сірки окислюється гідроксильними радикалами та киснем з утворенням триоксиду сірки, який вступаючи в реакцію з атмосферною вологою утворює кислоту. У кислотних дощах вона виступає в розбавленому виді. Невелику кількість вільної сірчаної кислоти також можна знайти в деяких вулканічних джерелах, які називаються сольфатари. Найбільшу кількість сірчаної кислоти у світі містить озеро в кратері вулкана Іджен в Індонезії. На відміну від вільної кислоти, її солі, зокрема, сульфати, зустрічається в природі набагато частіше. Існує багато різних мінералів сульфатів. Серед них найвідомішими й найважливішими є гіпс (CaSO4 · 2 H2O), барит (BaSO4), Халькантит (CuSO4 · 5 H2O) і глауберова сіль (Na2SO4 · 10 H2O).

Знаходження поза межами землі[ред.ред. код]

Темні хмари сірчаної кислоти в атмосфері Венери, сфотографовані космічним апаратом Галілео.

Сірчана кислота знаходиться за межами Землі в верхніх шарах атмосфери Венери. Вона утворюється в результаті фотохімічних реакцій діоксиду сірки і води, які утворюють краплі 80-85% кислоти. У більш глибоких шарах, кислота розпадається через високі температури знову на діоксид сірки, і воду, які піднімаючись догори знову можуть утворювати сірчану кислоту.[2] Інфрачервоні спектри які були отримані апаратом Галілео показують різні ступені поглинань на супутнику Юпітера, які були віднесені до одного або кількох видів гідратів сульфатної кислоти.[3]

Виробництво[ред.ред. код]

Виробництво сірчаної кислоти по країнам 1970–2003 роки

Сировиною для виробництва сірчаної кислоти є елементарна сірка яку отримують в величезних кільскостях на нафто- та газовопереробних заводах, з сірководню, за допомогою процесу, який відомий як процес Клауса. Потім сірку оксилюють до діоксиду сірки:

\mathrm{S + O_2 \longrightarrow SO_2}
Реакція сірки з киснем

Ще одним джерелом діоксиду сірки є виплавлення руд, що містять сірку. Прикладами є мідні, цинкові і свинцові сульфіди. Діоксид сірки утворюється при випаленні з киснем повітря.

\mathrm{2\ ZnS + 3\ O_2 \longrightarrow 2\ ZnO + 2\ SO_2}
Реакція під час випалу сульфіду цинку

У 1999 році в Європі було випалено близько 3 млн тонн піриту для виробництва сульфатної кислоти. В Азії ця цифра більша, оскільки і запаси його більші.[4] Для бідних ресурсами країнах, які не мають ні сірки, ні сульфідних руд, існує процес Мюллера-Кюне. В цьому процесі діоксид сірки утворюється при випаленні гіпсу і вугілля в печі. Цей процес можна зробити прибутковішим, якщо в піч додавати пісок і глину для утворення цементу як побічного продукту. Для подальшого виробництва потребується сірчаний ангідрид. Прямої реакції діоксиду сірки і кисню в триоксид сірки не існує, так як рівновага лежить на стороні діоксиду сірки. Тому для проведення цієї реакції потрібні каталізатори.

\mathrm{2 \ SO_2 + O_2 \ \rightleftharpoons \ 2 \ SO_3}
Окиснення діоксиду сірки до триоксиду

Триоксид сірки не розбавляється у воді відразу ж. Спочатку його вводять у концентровану сірчану кислоту, цей розчин називають — олеумом. Потім олеум розчиняють у воді до утворення сірчаної кислоти.

\mathrm{SO_3 + H_2SO_4 \longrightarrow H_2S_2O_7}
Розчинення сірчаного ангідриту в концентрованій сірчаній кислоті з утворення дисульфатної кислоти
\mathrm{H_2S_2O_7 + H_2O \longrightarrow 2\ H_2SO_4}
Розчинення дисульфатної кислоти у воді

В останні роки виробництво сірчаної кислоти зросло в основному в Китаї, у той час як в європейських країнах, виробництво скоротилося.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Майже вся 99% сірчана кислота втрачає SO3 при кипінні з утворенням 98,3% кислоти. 98% кислота є стабільнішою при зберіганні, і зазвичай також називається концентрованою. Інші концентрації використовуються для різних цілей. Дані про різні концентрації:

Масова частка
H2SO4
Щільність
(кг/л)
Концентрація
(моль/л)
Назва
10% 1,07 ~1 Розведена сульфатна кислота
29-32% 1,25-1,28 4,2-5 акумуляторна кислота
(використовується в свинцево-кислотних акумуляторних батареях)
62-70% 1,52-1,60 9,6-11,5 Фотопаратна кислота
Добривна кислота
78-80% 1,70-1,73 13,5-14 Вежова кислота
Гловерова кислота
95-98% 1,83 ~18 Концентрована сульфатна кислота

Хімічно чиста сульфатна кислота являє собою важку безбарвну маслянисту рідину. Продають, зазвичай, 96,5% — ий водний розчин густиною 1,84 г/см3 або так званий «олеум», тобто розчин SO3 в H2SO4. У воді H2SO4 розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H2SO4 треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Концентрована сульфатна кислота як і чиста вода погано проводить струм внаслідок малої дисоціаціїї, питома електропровідність 1,044 · 10−2 S/см

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Дисоціація у водному розчині йде в декілька етапів:

\mathrm{H_2SO_4 + H_2O \longrightarrow HSO_4^- + H_3O^+}
Перший етап дисоціації;K2 = 2.4 x 106   (сильна кислота)

Це значення кислотності взяте як основне при визначені суперкислот.

\mathrm{HSO_4^- + H_2O \longrightarrow SO_4^{2-} + H_3O^+}
Друга стадія дисоціаціїї;K1 = 1.0 x 10−2
Обвуглення паперу сірчаною кислотою

Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовуються залізні цистерни.

\mathrm{Cu + 2\ H_2SO_4 \longrightarrow CuSO_4 + SO_2 + 2\ H_2O}
Реакція міді з концентрованою сульфатною кислотою

Застосування[ред.ред. код]

Сірчана кислота є дуже важливим товаром хімічної промисловості і є індикатором її промислової потужності.[5] Світове виробництво в 2004 році склало близько 180 млн тон, при наступному географічному розподілі: Азія 35%, Північна Америка 24%, Африка 11%, Західна Європа 10%, Східна Європа і Росія 10%, Австралія і Океанія 7%, Південна Америка 7%.[6] Більша частина виробленої кислоти (~ 60%) витрачається на виробництво добрив, суперфосфату фосфату амонію,сульфатів, сульфату амонію. Близько 20% використовується в хімічній промисловості для виробництва миючих засобів, синтетичних смол, барвників, фармацевтичних препаратів, інсектицидів, антифризу, а також для різних технічних процесів. Близько 6% використовують для виробництва пігментів, фарб, емалей, типографських фарб. Використовується також як осушувач газів.

Електроліт[ред.ред. код]

Сірчана кислота діє як електроліт в свинцево-кислотних акумуляторах:

На аноді:

Pb + 3 SO2−4 PbSO4 + 2 e

На катоді:

PbO2 + 4 H+ + SO2−4 + 2 e PbSO4 + 2 H2O

Загалом:

Pb + PbO2 + 4 H+ + 2 SO2−4 2 PbSO4 + 2 H2O

Каталізатор[ред.ред. код]

Сірчана кислота використовується, також, для інших цілей в хімічній промисловості. Наприклад, вона є кислотним каталізатором для перетворення циклогексанону оксиму в капролактам, який використовується для виготовлення нейлону. Вона використовується для виготовлення соляної кислоти з солі. Сульфатна кислота використовується в нафтопереробній промисловості, в якості каталізатора реакції ізобутану з ізобутилену, для утворення ізооктану, з'єднання, що підвищує октанове число бензину.

Безпека[ред.ред. код]

Hazard C.svg Dangclass8.png

Сірчана кислота дуже їдка. Окрім звичайних властивостей сильної кислоти, вона має корозійні властивості, які виявляються у високо екзотермічній реакції з водою (тобто її зневодненні власності). Опіки від сірчаної кислоти потенційно небезпечніші, ніж від інших сильних кислот (соляної, азотної кислот), так як вона не тільки викликає опік, а й вторинний термічний опік, який створює додаткові пошкодження тканин за рахунок тепла, яке виділяється в результаті реакції з водою. Якщо занурити шматки м'язів тварин в концентровану сірчану кислоту, тканини розчиняться і весь розчин стане прозорим або чорними, в результаті виділення вуглецю. Ця реакція іноді використовується для демонстрації корозійних властивостей кислоти. Крім того, сірчана кислота у високих концентраціях є сильним окислювачем, і повинна зберігатися дуже ретельно.

Примітки[ред.ред. код]

  1. Walter Jansen: Zum Gedenken: Johann Rudolph Glauber, in: Chemikon, 2004, 11, 3, S. 155; doi:10.1002/ckon.200490022.
  2. V. A. Krasnopolsky, V. A. Parshev: Chemical composition of the atmosphere of Venus, in: Nature, 1981, 292, S. 610-613; doi:10.1038/292610a0.
  3. Orlando T. M. The chemical nature of Europa surface material and the relation to a subsurface ocean // Icarus (journal), 177 (2005) (2) С. 528–533. — Bibcode:2005Icar..177..528O. — DOI:10.1016/j.icarus.2005.05.009.
  4. E. R. Riegel und J. A. Kent: Riegel's Handbook of Industrial Chemistry. Springer 2003. ISBN 0-306-47411-5, S. 503.
  5. Chenier, Philip J. (1987). Survey of Industrial Chemistry. New York: John Wiley & Sons. с. 45–57. ISBN 0471010774. 
  6. Davenport, William George and King, Matthew J. (2006). Sulfuric acid manufacture: analysis, control and optimization. Elsevier. с. 8, 13. ISBN 978-0-08-044428-4. Процитовано 23 December 2011. 
Розчинність кислот, основ і солей у воді
H+ Li+ K+ Na+ NH4+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Hg22+ Pb2+ Sr2+ Sn2+ Cu+
OH P P P - P М Н М Н Н Н - Н Н Н Н - - - Н Н - Н
F- P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Р ?
Cl- P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М - Н Р
Br- P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р
I- P P P P Р Р Р Р Р Р ? Р - Р Р Р Р Н Н Н Н М Н -
S2- P P P P - Р М Н Р - - Н - Н Н Н Н Н Н - Н Н Н Н
SO32- P P P P Р М М М Н ? ? М ? Н Н Н М Н Н Н Н ? Н ?
SO42- P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М - Н Н Р Р Р
NO3- P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р - Р - Р Р
NO2- P P P P Р Р Р Р Р ? ? ? ? Р М ? ? М ? ? ? ? ? ?
PO43- P Н P P - Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н ? Н Н Н Н
CO32- М Р P P Р Н Н Н Н - - - - Н Н - - Н - Н - - ? -
CH3COO- P Р P P Р Р Р Р Р - Р Р - Р Р Р Р Р Р М Р - Р Р
CN- P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н - Н Н Н Н Н Р Н Р - - Н
SiO32- H Н P P ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ? ? Н ? ? ?