Właściwości fizyczne
Czysty 100% kwas siarkowy (monohydrat) to bezbarwna oleista ciecz, która zestala się w krystaliczną masę w temperaturze + 10 ° C. Reaktywny kwas siarkowy ma zwykle gęstość 1,84 g/cm 3 i zawiera około 95% H 2 SO 4. Twardnieje dopiero poniżej -20°C.
Temperatura topnienia monohydratu wynosi 10,37 ° C przy cieple topnienia 10,5 kJ / mol. W normalnych warunkach jest to bardzo lepka ciecz o bardzo wysokiej stałej dielektrycznej (e = 100 przy 25°C). Nieznaczna samoistna dysocjacja elektrolityczna monohydratu przebiega równolegle w dwóch kierunkach: [H 3 SO 4 +] · [HSO 4 -] = 2 · 10 -4 i [H 3 O +] · [HS 2 O 7 -] = 4 · 10-5. Jego molekularny skład jonowy można w przybliżeniu scharakteryzować następującymi danymi (w%):
H 2 SO 4 HSO 4 - H 3 SO 4 + H 3 O + HS 2 O 7 - H 2 S 2 O 7
99,50,180,140,090,050,04
Przy dodaniu nawet niewielkich ilości wody dominuje dysocjacja według schematu: Н 2 О + Н 2 SO 4<==>H 3 O + + HSO 4 -
Właściwości chemiczne
H 2 SO 4 jest silnym kwasem dwuzasadowym.
H2SO4<-->H + + HSO 4 -<-->2H + + SO 4 2-
Pierwszy etap (dla średnich stężeń) prowadzi do 100% dysocjacji:
K2 = () / = 1,2 10-2
1) Interakcja z metalami:
a) rozcieńczony kwas siarkowy rozpuszcza tylko metale w szeregu napięć na lewo od wodoru:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (rozszczepiony) -> Zn +2 SO 4 + H 2 O
b) stężony H2+6SO4 jest silnym środkiem utleniającym; w interakcji z metalami (oprócz Au, Pt) można go zredukować do S +4 O 2, S 0 lub H 2 S -2 (Fe, Al, Cr również nie reagują bez ogrzewania - są pasywowane):
- 2Ag 0 + 2H 2 +6 SO 4 -> Ag 2 +1 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
- 8Na 0 + 5H 2 +6 SO 4 -> 4Na 2 +1 SO 4 + H 2 S -2 + 4H 2 O
- 2) stężony H 2 S +6 O 4 reaguje po podgrzaniu z niektórymi niemetalami ze względu na jego silne właściwości utleniające, zamieniając się w związki siarki o niższym stopniu utlenienia (na przykład S +4 O 2):
С 0 + 2H2S +6O4 (stęż.) -> C +4O2 + 2S +4O2 + 2H2O
S0 + 2H2S +6O4 (stęż.) -> 3S +4O2 + 2H2O
- 2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (stęż.) -> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O
- 3) z podstawowymi tlenkami:
CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O
CuO + 2H + -> Cu 2+ + H 2 O
4) z wodorotlenkami:
H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O
H + + OH -> H 2 O
H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 -> CuSO 4 + 2H 2 O
- 2H + + Cu (OH) 2 -> Cu 2+ + 2H 2 O
- 5) reakcje wymiany z solami:
BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- -> BaSO 4
Powstawanie białego osadu BaSO 4 (nierozpuszczalnego w kwasach) służy do identyfikacji kwasu siarkowego i rozpuszczalnych siarczanów.
MgCO 3 + H 2 SO 4 -> MgSO 4 + H 2 O + CO 2 H 2 CO 3
Monohydrat (czysty, 100% kwas siarkowy) to rozpuszczalnik jonizujący o charakterze kwasowym. Siarczany wielu metali dobrze się w nim rozpuszczają (przechodząc w wodorosiarczany), podczas gdy sole innych kwasów rozpuszczają się z reguły tylko wtedy, gdy możliwa jest ich solwoliza (z przekształceniem w wodorosiarczany). Kwas azotowy zachowuje się w monohydracie jak słaba zasada HNO 3 + 2 H 2 SO 4<==>H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 - chlorowy - jako bardzo słaby kwas H 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 - Kwasy fluorosulfonowy i chlorosulfonowy są nieco silniejsze (HSO 3 F > HSO 3Cl>HCIO4). Monohydrat dobrze rozpuszcza wiele substancji organicznych zawierających atomy o samotnych parach elektronowych (zdolne do przyłączania protonu). Niektóre z nich można następnie odzyskać w postaci niezmienionej, po prostu rozcieńczając roztwór wodą. Monohydrat ma wysoką stałą krioskopową (6,12 °) i czasami jest używany jako medium do określania mas cząsteczkowych.
Stężony H 2 SO 4 jest dość silnym środkiem utleniającym, zwłaszcza po podgrzaniu (zwykle zredukowany do SO 2). Na przykład utlenia HI i częściowo HBr (ale nie HCl) do wolnych halogenów. Utlenia się przez nią również wiele metali - Cu, Hg itp. (podczas gdy złoto i platyna są stabilne w stosunku do H 2 SO 4). Zatem interakcja z miedzią przebiega zgodnie z równaniem:
Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Działając jako środek utleniający, kwas siarkowy jest zwykle redukowany do SO 2. Jednak przy najsilniejszych środkach redukujących można go zredukować do S, a nawet H 2 S. Stężony kwas siarkowy reaguje z siarkowodorem zgodnie z równaniem:
H2SO4 + H2S = 2H2O + SO2 + S
Należy zauważyć, że jest on również częściowo redukowany przez gazowy wodór i dlatego nie można go stosować do jego suszenia.
Ryż. trzynaście.
Rozpuszczaniu stężonego kwasu siarkowego w wodzie towarzyszy znaczne wydzielanie ciepła (i pewne zmniejszenie całkowitej objętości układu). Monohydrat jest prawie nieprzewodzący. Natomiast wodne roztwory kwasu siarkowego są dobrymi przewodnikami. Jak widać na ryc. 13, około 30% kwasu ma maksymalną przewodność elektryczną. Minimum krzywej odpowiada hydratowi kompozycji H 2 SO 4 · H 2 O.
Uwalnianie ciepła po rozpuszczeniu monohydratu w wodzie wynosi (w zależności od końcowego stężenia roztworu) do 84 kJ/mol H 2 SO 4. Wręcz przeciwnie, mieszając 66% kwas siarkowy wstępnie schłodzony do 0°C ze śniegiem (1:1 wagowo) można obniżyć temperaturę do -37°C.
Poniżej podano zmianę gęstości wodnych roztworów H 2 SO 4 wraz z jego stężeniem (% wag.):
Jak widać z tych danych, oznaczanie gęstością stężenia kwasu siarkowego wynosi powyżej 90% wag. % staje się bardzo nieprecyzyjny. Ciśnienie pary wodnej nad roztworami H 2 SO 4 o różnych stężeniach w różnych temperaturach pokazano na ryc. 15. Kwas siarkowy może działać jako środek suszący tylko tak długo, jak ciśnienie pary wodnej nad jego roztworem jest mniejsze niż jego ciśnienie cząstkowe w wysuszonym gazie.
Ryż. 15.
Ryż. szesnaście. Temperatura wrzenia nad roztworami H 2 SO 4. roztwory H 2 SO 4.
Po zagotowaniu rozcieńczonego roztworu kwasu siarkowego woda jest oddestylowywana, a temperatura wrzenia wzrasta do 337 ° C, gdy zaczyna destylować 98,3% H 2 SO 4 (ryc. 16). Wręcz przeciwnie, nadmiar bezwodnika siarkowego odparowuje z bardziej stężonych roztworów. Para kwasu siarkowego wrząca w temperaturze 337 ° C częściowo dysocjuje na H 2 O i SO 3, które łączą się ponownie po ochłodzeniu. Wysoka temperatura wrzenia kwasu siarkowego pozwala na stosowanie go do oddzielania lotnych kwasów od ich soli (na przykład HCl od NaCl) po podgrzaniu.
Otrzymujący
Monohydrat można otrzymać przez krystalizację stężonego kwasu siarkowego w temperaturze -10 ° C.
Produkcja kwasu siarkowego.
- I etap. Piec pirytowy.
- 4FeS 2 + 11O 2 -> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q
Proces jest niejednorodny:
- 1) mielenie pirytu żelaznego (pirytu)
- 2) metoda „złoża fluidalnego”
- 3) 800 ° C; usuwanie nadmiaru ciepła
- 4) wzrost stężenia tlenu w powietrzu
- II etap. Po oczyszczeniu, wysuszeniu i wymianie ciepła dwutlenek siarki wchodzi do aparatu kontaktowego, gdzie jest utleniany do bezwodnika siarkowego (450 ° C - 500 ° C; katalizator V 2 O 5):
- 2SO 2 + O 2
- III etap. Wieża absorpcyjna:
nSO 3 + H 2 SO 4 (stęż.) -> (H 2 SO 4 nSO 3) (oleum)
Woda nie może być używana z powodu tworzenia się mgły. Wykorzystują dysze ceramiczne i zasadę przeciwprądu.
Podanie.
Pamiętać! Kwas siarkowy należy wlewać do wody małymi porcjami, a nie odwrotnie. W przeciwnym razie może dojść do gwałtownej reakcji chemicznej, w wyniku której osoba może doznać poważnych oparzeń.
Kwas siarkowy jest jednym z głównych produktów przemysłu chemicznego. Przechodzi do produkcji nawozów mineralnych (superfosfat, siarczan amonu), różnych kwasów i soli, leków i detergentów, barwników, włókien sztucznych, materiałów wybuchowych. Znajduje zastosowanie w metalurgii (rozkład rud, np. rud uranu), do oczyszczania produktów naftowych, jako środek osuszający itp.
Praktyczne znaczenie ma fakt, że bardzo silny (powyżej 75%) kwas siarkowy nie działa na żelazo. Dzięki temu może być przechowywany i transportowany w stalowych zbiornikach. W przeciwieństwie do tego rozcieńczony H2SO4 łatwo rozpuszcza żelazo z wydzielaniem wodoru. Właściwości utleniające nie są dla niego typowe.
Silny kwas siarkowy silnie pochłania wilgoć i dlatego jest często używany do osuszania gazów. Zabiera wodę z wielu substancji organicznych zawierających wodór i tlen, co jest często wykorzystywane w technologii. Z tym (jak również z utleniającymi właściwościami silnego H 2 SO 4) wiąże się jego destrukcyjny wpływ na tkanki roślinne i zwierzęce. Kwas siarkowy przypadkowo uderzony w skórę lub ubranie podczas pracy należy natychmiast zmyć dużą ilością wody, a następnie zwilżyć zaatakowany obszar rozcieńczonym roztworem amoniaku i ponownie spłukać wodą.
Siarka to pierwiastek chemiczny, który znajduje się w szóstej grupie i trzecim okresie układu okresowego. W tym artykule przyjrzymy się bliżej jego chemii, przygotowaniu, zastosowaniu i tak dalej. Charakterystyka fizyczna obejmuje takie cechy, jak kolor, poziom przewodności elektrycznej, temperatura wrzenia siarki itp. Substancja chemiczna opisuje jej interakcję z innymi substancjami.
Siarka z punktu widzenia fizyki
To delikatna substancja. W normalnych warunkach jest w stałym stanie skupienia. Siarka ma cytrynowożółty kolor.
I w większości wszystkie jego związki są żółte. Nie rozpuszcza się w wodzie. Ma niską przewodność cieplną i elektryczną. Cechy te charakteryzują go jako typowy niemetal. Pomimo tego, że skład chemiczny siarki wcale nie jest złożony, substancja ta może mieć kilka odmian. Wszystko zależy od struktury sieci krystalicznej, za pomocą której atomy są połączone, ale nie tworzą cząsteczek.
Tak więc pierwszą opcją jest rombowa siarka. Ona jest najbardziej stabilna. Temperatura wrzenia tego typu siarki wynosi czterysta czterdzieści pięć stopni Celsjusza. Aby jednak dana substancja przeszła w stan skupienia w stanie gazowym, musi najpierw przejść przez ciekły. Tak więc siarka topi się w temperaturze stu trzynastu stopni Celsjusza.
Druga opcja to siarka jednoskośna. Jest to iglaste kryształy o ciemnożółtym kolorze. Topienie siarki pierwszego typu, a następnie powolne jej schłodzenie prowadzi do powstania tego typu. Ta odmiana ma prawie takie same cechy fizyczne. Na przykład temperatura wrzenia tego rodzaju siarki jest taka sama czterysta czterdzieści pięć stopni. Ponadto istnieje taka różnorodność tej substancji jak plastik. Uzyskuje się go wlewając wodę w kształcie rombów do zimnej wody podgrzanej do prawie wrzenia. Temperatura wrzenia tego typu siarki jest taka sama. Ale substancja ma właściwość rozciągania się jak guma.
Kolejnym elementem charakterystyki fizycznej, o którym chciałbym opowiedzieć, jest temperatura zapłonu siarki.
Ten wskaźnik może się różnić w zależności od rodzaju materiału i jego pochodzenia. Na przykład temperatura zapłonu siarki technicznej wynosi sto dziewięćdziesiąt stopni. To dość niska liczba. W innych przypadkach temperatura zapłonu siarki może wynosić dwieście czterdzieści osiem stopni, a nawet dwieście pięćdziesiąt sześć. Wszystko zależy od tego, z jakiego materiału został wydobyty, jaką ma gęstość. Możemy jednak stwierdzić, że temperatura spalania siarki jest dość niska, w porównaniu z innymi pierwiastkami chemicznymi jest to substancja palna. Ponadto czasami siarka może łączyć się w cząsteczki składające się z ośmiu, sześciu, czterech lub dwóch atomów. Teraz, po rozważeniu siarki z punktu widzenia fizyki, przejdźmy do następnej sekcji.
Charakterystyka chemiczna siarki
Ten pierwiastek ma stosunkowo niską masę atomową, wynosi trzydzieści dwa gramy na mol. Charakterystyka siarki pierwiastkowej obejmuje taką cechę tej substancji, jak zdolność do posiadania innego stopnia utlenienia. Tym różni się na przykład od wodoru czy tlenu. Rozważając pytanie, jaka jest chemiczna charakterystyka siarki pierwiastkowej, nie sposób nie wspomnieć, że w zależności od warunków wykazuje ona zarówno właściwości redukujące, jak i utleniające. Aby więc rozważyć interakcję danej substancji z różnymi związkami chemicznymi.
Siarka i substancje proste
Substancje proste to substancje zawierające tylko jeden pierwiastek chemiczny. Jego atomy mogą łączyć się w cząsteczki, jak np. tlen, lub nie łączyć się, jak ma to miejsce w przypadku metali. Tak więc siarka może reagować z metalami, innymi niemetalami i halogenami.
Interakcja z metalami
Do przeprowadzenia tego rodzaju procesu wymagana jest wysoka temperatura. W tych warunkach zachodzi reakcja addycji. Oznacza to, że atomy metali łączą się z atomami siarki, tworząc złożone substancje, siarczki. Na przykład, jeśli podgrzejesz dwa mole potasu, mieszając je z jednym molem siarki, otrzymasz jeden mol siarczku tego metalu. Równanie można zapisać w następujący sposób: 2K + S = K 2 S.
Reakcja z tlenem
To jest spalanie siarki. W wyniku tego procesu powstaje jego tlenek. Te ostatnie mogą być dwojakiego rodzaju. Dlatego spalanie siarki może odbywać się dwuetapowo. Po pierwsze, gdy jeden mol dwutlenku siarki powstaje z jednego mola siarki i jednego mola tlenu. Równanie tej reakcji chemicznej można zapisać w następujący sposób: S + O 2 = SO 2. Drugim etapem jest dodanie do dwutlenku jeszcze jednego atomu tlenu. Dzieje się tak, jeśli dodasz jeden mol tlenu do dwóch moli w warunkach wysokiej temperatury. W rezultacie otrzymujemy dwa mole trójtlenku siarki. Równanie dla tego oddziaływania chemicznego wygląda tak: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. W wyniku tej reakcji powstaje kwas siarkowy. Tak więc, po przeprowadzeniu dwóch opisanych procesów, powstały trójtlenek można przepuścić przez strumień pary wodnej. I otrzymujemy równanie takiej reakcji jest zapisane w następujący sposób: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4.
6interakcje z halogenami
Chemikalia, podobnie jak inne niemetale, pozwalają mu reagować z daną grupą substancji. Zawiera związki takie jak fluor, brom, chlor, jod. Siarka reaguje z każdym z nich oprócz ostatniego. Przykładem jest proces fluoryzacji rozważanego przez nas pierwiastka układu okresowego pierwiastków. Ogrzewając ten niemetal za pomocą halogenu, można otrzymać dwie odmiany fluorku. Pierwszy przypadek: jeśli weźmiemy jeden mol siarki i trzy mole fluoru, otrzymamy jeden mol fluoru, którego wzór to SF 6. Równanie wygląda tak: S + 3F 2 = SF 6. Ponadto jest druga opcja: jeśli weźmiemy jeden mol siarki i dwa mole fluoru, otrzymamy jeden mol fluoru o wzorze chemicznym SF 4. Równanie jest zapisane w następujący sposób: S + 2F 2 = SF 4. Jak widać, wszystko zależy od proporcji mieszania składników. Dokładnie w ten sam sposób można przeprowadzić proces chlorowania siarki (mogą też powstać dwie różne substancje) lub bromowania.
Interakcja z innymi prostymi substancjami
To nie koniec charakterystyki pierwiastka siarki. Może również reagować chemicznie z wodorem, fosforem i węglem. W wyniku oddziaływania z wodorem powstaje kwas siarczkowy. W wyniku jej reakcji z metalami można otrzymać ich siarczki, które z kolei są również otrzymywane przez bezpośrednie oddziaływanie siarki z tym samym metalem. Przyłączenie atomów wodoru do atomów siarki następuje tylko w warunkach bardzo wysokiej temperatury. Gdy siarka reaguje z fosforem, powstaje jej fosforek. Ma następujący wzór: P 2 S 3. Aby otrzymać jeden mol tej substancji, należy wziąć dwa mole fosforu i trzy mole siarki. Gdy siarka wchodzi w interakcję z węglem, powstaje węglik rozpatrywanego niemetalu. Jego wzór chemiczny wygląda tak: CS 2. Aby uzyskać jeden mol danej substancji, trzeba wziąć jeden mol węgla i dwa mole siarki. Wszystkie opisane powyżej reakcje addycji zachodzą tylko wtedy, gdy reagenty są ogrzewane do wysokich temperatur. Zbadaliśmy oddziaływanie siarki z prostymi substancjami, teraz przejdźmy do następnego punktu.
Siarka i związki złożone
Substancje złożone to te substancje, których cząsteczki składają się z dwóch (lub więcej) różnych elementów. Właściwości chemiczne siarki pozwalają jej reagować ze związkami takimi jak zasady i stężony kwas siarczanowy. Jego reakcje z tymi substancjami są dość osobliwe. Najpierw zastanów się, co się dzieje, gdy dany niemetal zostanie zmieszany z zasadą. Na przykład, jeśli weźmiesz sześć moli i dodasz do nich trzy mole siarki, otrzymasz dwa mole siarczku potasu, jeden mol siarczynu metalu i trzy mole wody. Ten rodzaj reakcji można wyrazić następującym równaniem: 6KOH + 3S = 2K 2 S + K2SO 3 + 3H 2 O. Jeśli dodasz, oddziaływanie przebiega według tej samej zasady. Następnie rozważ zachowanie siarki w dodaje się do niego roztwór kwasu siarczanowego. Jeśli weźmiemy jeden mol pierwszego i dwa mole drugiej substancji, otrzymamy następujące produkty: trójtlenek siarki w ilości trzech moli i wodę - dwa mole. Ta reakcja chemiczna może mieć miejsce tylko wtedy, gdy odczynniki zostaną podgrzane do wysokiej temperatury.
Uzyskanie przedmiotowego niemetalu
Istnieje kilka głównych sposobów ekstrakcji siarki z różnych substancji. Pierwsza metoda polega na wydobyciu go z pirytu. Wzór chemiczny tego ostatniego to FeS 2. Po podgrzaniu danej substancji do wysokiej temperatury bez dostępu tlenu można otrzymać kolejny siarczek żelaza - FeS - i siarkę. Równanie reakcji zapisane jest w postaci: FeS 2 = FeS + S. Drugim sposobem wytwarzania siarki, często stosowanym w przemyśle, jest spalanie siarczku siarki, pod warunkiem, że jest w nim niewielka ilość tlenu. W takim przypadku można otrzymać przedmiotowy niemetal i wodę. Aby przeprowadzić reakcję, musisz wziąć składniki w stosunku molowym dwa do jednego. W efekcie otrzymujemy finalne produkty w proporcjach od dwóch do dwóch. Równanie tej reakcji chemicznej można zapisać w następujący sposób: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O. Ponadto siarkę można otrzymać w trakcie różnych procesów metalurgicznych, na przykład przy produkcji metali takich jak nikiel, miedź i inne.
Użytek przemysłowy
Rozważany przez nas niemetal znalazł najszersze zastosowanie w przemyśle chemicznym. Jak wspomniano powyżej, tutaj służy do uzyskiwania z niego kwasu siarczanowego. Ponadto siarka jest używana jako składnik do produkcji zapałek, ponieważ jest materiałem palnym. Jest również niezastąpiona przy produkcji materiałów wybuchowych, prochu, ognie, itp. Ponadto siarka jest wykorzystywana jako jeden ze składników do zwalczania szkodników. W medycynie wykorzystywany jest jako składnik do produkcji leków na choroby skóry. Ponadto przedmiotowa substancja jest wykorzystywana do produkcji różnych barwników. Ponadto znajduje zastosowanie w produkcji luminoforów.
Elektroniczna struktura siarki
Jak wiadomo, wszystkie atomy składają się z jądra, w którym znajdują się protony – dodatnio naładowane cząstki – oraz neutrony, czyli cząstki o zerowym ładunku. Elektrony krążą wokół jądra, którego ładunek jest ujemny. Aby atom był obojętny, jego struktura musi mieć taką samą liczbę protonów i elektronów. Jeśli tych ostatnich jest więcej, to jest to już jon ujemny – anion. Jeśli wręcz przeciwnie, jest więcej protonów niż elektronów, jest to jon dodatni, czyli kation. Anion siarki może działać jako kwasowa reszta. Jest częścią cząsteczek substancji takich jak kwas siarczkowy (siarkowodór) i siarczki metali. Anion powstaje podczas dysocjacji elektrolitycznej, która ma miejsce, gdy substancja rozpuszcza się w wodzie. W tym przypadku cząsteczka rozkłada się na kation, który może występować w postaci jonu metalu lub wodoru, a także kation - jon reszty kwasowej lub grupy hydroksylowej (OH-).
Ponieważ liczba porządkowa siarki w układzie okresowym pierwiastków wynosi szesnaście, możemy wywnioskować, że w jej jądrze znajduje się właśnie taka liczba protonów. Na tej podstawie możemy powiedzieć, że wokół krąży również szesnaście elektronów. Liczbę neutronów można określić odejmując liczbę porządkową pierwiastka chemicznego od masy molowej: 32 - 16 = 16. Każdy elektron obraca się nie chaotycznie, ale po określonej orbicie. Ponieważ siarka jest pierwiastkiem chemicznym należącym do trzeciego okresu układu okresowego, wokół jądra znajdują się trzy orbity. Pierwszy z nich ma dwa elektrony, drugi osiem, a trzeci sześć. Wzór elektroniczny atomu siarki jest zapisany w następujący sposób: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Rozpowszechnienie w przyrodzie
Zasadniczo rozważany pierwiastek chemiczny znajduje się w składzie minerałów, które są siarczkami różnych metali. Przede wszystkim jest to piryt – sól żelaza; to także ołów, srebro, połysk miedzi, blenda cynkowa, cynober – siarczek rtęci. Ponadto siarka może również wchodzić w skład minerałów, których strukturę reprezentują trzy lub więcej pierwiastków chemicznych.
Na przykład chalkopiryt, mirabilit, kizeryt, gips. Możesz rozważyć każdy z nich bardziej szczegółowo. Piryt to siarczek żelaza lub FeS 2. Ma jasnożółty kolor ze złotym połyskiem. Ten minerał często można znaleźć jako zanieczyszczenie w lapis lazuli, który jest powszechnie używany do wyrobu biżuterii. Wynika to z faktu, że te dwa minerały często mają wspólne złoże. Miedziany połysk - chalkocyt lub chalkocyt - jest niebieskawo-szarą substancją podobną do metalu. i srebrny połysk (argentyt) mają podobne właściwości: oba wyglądem przypominają metale, mają szary kolor. Cynober to brązowo-czerwony, matowy minerał z szarymi plamami. Chalkopiryt, którego wzór chemiczny to CuFeS 2, jest złotożółty, nazywany jest również złotą blendą. Mieszanka cynkowa (sfaleryt) może mieć kolor od bursztynowego do ognistego pomarańczowego. Mirabilite - Na 2 SO 4 x10H 2 O - przezroczyste lub białe kryształki. Nazywany jest również stosowany w medycynie. Wzór chemiczny kizerytu to MgSO 4 x H 2 O. Wygląda jak biały lub bezbarwny proszek. Wzór chemiczny gipsu to CaSO 4 x 2 H 2 O. Ponadto ten pierwiastek chemiczny wchodzi w skład komórek organizmów żywych i jest ważnym pierwiastkiem śladowym.
Właściwości fizyczne.Czysty 100% kwas siarkowy (monohydrat) to bezbarwna oleista ciecz, która zestala się w krystaliczną masę w temperaturze + 10 ° C. Reaktywny kwas siarkowy ma zwykle gęstość 1,84 g/cm 3 i zawiera około 95% H 2 SO 4. Twardnieje dopiero poniżej -20°C.
Temperatura topnienia monohydratu wynosi 10,37 ° C przy cieple topnienia 10,5 kJ / mol. W normalnych warunkach jest to bardzo lepka ciecz o bardzo wysokiej stałej dielektrycznej (e = 100 przy 25°C). Nieznaczna samoistna dysocjacja elektrolityczna monohydratu przebiega równolegle w dwóch kierunkach: [Н 3 SO 4 +] · [НSO 4 -] = 2 · 10 -4 oraz [Н 3 О +] · [НS 2 О 7 -] = 4 · 10-5. Jego molekularny skład jonowy można w przybliżeniu scharakteryzować następującymi danymi (w%):
|
Po dodaniu nawet niewielkich ilości wody dominuje dysocjacja według schematu:
H2O + H2SO4<==>H 3 O + + HSO 4 -
Właściwości chemiczne.
H 2 SO 4 jest silnym kwasem dwuzasadowym.
H2SO4<-->H + + HSO 4 -<-->2H + + SO 4 2-
Pierwszy etap (dla średnich stężeń) prowadzi do 100% dysocjacji:
K2 = (·) / = 1,2 · 10 -2
1) Interakcja z metalami:
a) rozcieńczony kwas siarkowy rozpuszcza tylko metale stojące w szeregu napięć na lewo od wodoru:
Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (rozszczepiony) -> Zn +2 SO 4 + H 2 O
b) stężony H 2 +6 SO 4 jest silnym środkiem utleniającym; przy interakcji z metalami (oprócz Au, Pt) można go zredukować do S +4 O 2, S 0 lub H 2 S -2 (bez ogrzewania Fe, Al, Cr również nie reagują - są pasywowane):
2Ag 0 + 2H 2 +6 SO 4 -> Ag 2 +1 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
8Na 0 + 5H 2 +6 SO 4 -> 4Na 2 +1 SO 4 + H 2 S -2 + 4H 2 O
2) stężony H 2 S +6 O 4 reaguje po podgrzaniu z niektóre niemetale ze względu na silne właściwości utleniające, zamieniające się w związki siarki o niższym stopniu utlenienia (na przykład S +4 O 2):
С 0 + 2H2S +6O4 (stęż.) -> C +4O2 + 2S +4O2 + 2H2O
S0 + 2H2S +6O4 (stęż.) -> 3S +4O2 + 2H2O
2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (stęż.) -> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O
3) z podstawowymi tlenkami:
CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O
CuO + 2H + -> Cu 2+ + H 2 O
4) z wodorotlenkami:
H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O
H + + OH -> H 2 O
H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 -> CuSO 4 + 2H 2 O
2H + + Cu (OH) 2 -> Cu 2+ + 2H 2 O
5) reakcje wymiany z solami:
BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 + 2HCl
Ba 2+ + SO 4 2- -> BaSO 4
Powstawanie białego osadu BaSO 4 (nierozpuszczalnego w kwasach) służy do identyfikacji kwasu siarkowego i rozpuszczalnych siarczanów.
Monohydrat (czysty, 100% kwas siarkowy) to rozpuszczalnik jonizujący o charakterze kwasowym. Siarczany wielu metali rozpuszczają się w nim (przechodząc w wodorosiarczany), podczas gdy sole innych kwasów rozpuszczają się z reguły tylko wtedy, gdy możliwa jest ich solwoliza (z przekształceniem w wodorosiarczany). Kwas azotowy zachowuje się jak słaba zasada w monohydracie
HNO 3 + 2 H 2 SO 4<==>H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 -
nadchlorowy - jako bardzo słaby kwas
H 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 -
Fluorosulfonowy i chlorosulfonowy to nieco mocniejsze kwasy (HSO 3 F > HSO 3 Cl > HClO 4). Monohydrat dobrze rozpuszcza wiele substancji organicznych zawierających atomy o samotnych parach elektronowych (zdolne do przyłączania protonu). Niektóre z nich można następnie odzyskać w postaci niezmienionej, po prostu rozcieńczając roztwór wodą. Monohydrat ma wysoką stałą krioskopową (6,12 °) i czasami jest używany jako medium do określania mas cząsteczkowych.
Stężony H 2 SO 4 jest dość silnym środkiem utleniającym, zwłaszcza po podgrzaniu (zwykle zredukowany do SO 2). Na przykład utlenia HI i częściowo HBr (ale nie HCl) do wolnych halogenów. Utlenia się przez nią również wiele metali - Cu, Hg itp. (podczas gdy złoto i platyna są stabilne w stosunku do H 2 SO 4). Zatem interakcja z miedzią przebiega zgodnie z równaniem:
Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Działając jako środek utleniający, kwas siarkowy jest zwykle redukowany do SO 2. Jednak przy najsilniejszych środkach redukujących można go zredukować do S, a nawet H 2 S. Stężony kwas siarkowy reaguje z siarkowodorem zgodnie z równaniem:
H2SO4 + H2S = 2H2O + SO2 + S
Należy zauważyć, że jest on również częściowo redukowany przez gazowy wodór i dlatego nie można go stosować do jego suszenia.
Ryż. 13. Przewodnictwo elektryczne roztworów kwasu siarkowego.
Rozpuszczaniu stężonego kwasu siarkowego w wodzie towarzyszy znaczne wydzielanie ciepła (i pewne zmniejszenie całkowitej objętości układu). Monohydrat jest prawie nieprzewodzący. Natomiast wodne roztwory kwasu siarkowego są dobrymi przewodnikami. Jak widać na ryc. 13, około 30% kwasu ma maksymalną przewodność elektryczną. Minimum krzywej odpowiada hydratowi kompozycji H 2 SO 4 · H 2 O.
Uwalnianie ciepła po rozpuszczeniu monohydratu w wodzie wynosi (w zależności od końcowego stężenia roztworu) do 84 kJ/mol H 2 SO 4. Wręcz przeciwnie, mieszając 66% kwas siarkowy wstępnie schłodzony do 0°C ze śniegiem (1:1 wagowo) można obniżyć temperaturę do -37°C.
Poniżej podano zmianę gęstości wodnych roztworów H 2 SO 4 wraz z jego stężeniem (% wag.):
|
|
Jak widać z tych danych, oznaczanie gęstością stężenia kwasu siarkowego wynosi powyżej 90% wag. % staje się bardzo nieprecyzyjny.
Ciśnienie pary wodnej nad roztworami H 2 SO 4 o różnych stężeniach w różnych temperaturach pokazano na ryc. 15. Kwas siarkowy może działać jako środek suszący tylko tak długo, jak ciśnienie pary wodnej nad jego roztworem jest mniejsze niż jego ciśnienie cząstkowe w wysuszonym gazie.
Ryż. 15. Ciśnienie pary wodnej.
Ryż. 16. Punkty wrzenia nad roztworami H 2 SO 4. roztwory H 2 SO 4.
Po zagotowaniu rozcieńczonego roztworu kwasu siarkowego woda jest oddestylowywana, a temperatura wrzenia wzrasta do 337 ° C, gdy zaczyna destylować 98,3% H 2 SO 4 (ryc. 16). Wręcz przeciwnie, nadmiar bezwodnika siarkowego odparowuje z bardziej stężonych roztworów. Para kwasu siarkowego wrząca w temperaturze 337 ° C częściowo dysocjuje na H 2 O i SO 3, które łączą się ponownie po ochłodzeniu. Wysoka temperatura wrzenia kwasu siarkowego pozwala na stosowanie go do oddzielania lotnych kwasów od ich soli (na przykład HCl od NaCl) po podgrzaniu.
Otrzymujący.
Monohydrat można otrzymać przez krystalizację stężonego kwasu siarkowego w temperaturze -10 ° C.
Produkcja kwasu siarkowego.
I etap. Piec pirytowy.
4FeS 2 + 11O 2 -> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q
Proces jest niejednorodny:
1) mielenie pirytu żelaznego (pirytu)
2) metoda „złoża fluidalnego”
3) 800 ° C; usuwanie nadmiaru ciepła
4) wzrost stężenia tlenu w powietrzu
II etap.Po oczyszczeniu, wysuszeniu i wymianie ciepła dwutlenek siarki wchodzi do aparatu kontaktowego, gdzie jest utleniany do bezwodnika siarkowego (450 ° C - 500 ° C; katalizator V 2 O 5):
2SO 2 + O 2<-->2SO 3
III etap. Wieża absorpcyjna:
nSO 3 + H 2 SO 4 (stęż.) -> (H 2 SO 4 nSO 3) (oleum)
Woda nie może być używana z powodu tworzenia się mgły. Wykorzystują dysze ceramiczne i zasadę przeciwprądu.
Podanie.
Pamiętać! Kwas siarkowy należy wlewać do wody małymi porcjami, a nie odwrotnie. W przeciwnym razie może dojść do gwałtownej reakcji chemicznej, w wyniku której osoba może doznać poważnych oparzeń.
Kwas siarkowy jest jednym z głównych produktów przemysłu chemicznego. Przechodzi do produkcji nawozów mineralnych (superfosfat, siarczan amonu), różnych kwasów i soli, leków i detergentów, barwników, włókien sztucznych, materiałów wybuchowych. Znajduje zastosowanie w metalurgii (rozkład rud, np. rud uranu), do oczyszczania produktów naftowych, jako środek osuszający itp.
Praktyczne znaczenie ma fakt, że bardzo silny (powyżej 75%) kwas siarkowy nie działa na żelazo. Dzięki temu może być przechowywany i transportowany w stalowych zbiornikach. W przeciwieństwie do tego rozcieńczony H2SO4 łatwo rozpuszcza żelazo z wydzielaniem wodoru. Właściwości utleniające nie są dla niego typowe.
Silny kwas siarkowy silnie pochłania wilgoć i dlatego jest często używany do osuszania gazów. Zabiera wodę z wielu substancji organicznych zawierających wodór i tlen, co jest często wykorzystywane w technologii. Z tym (jak również z utleniającymi właściwościami silnego H 2 SO 4) wiąże się jego destrukcyjny wpływ na tkanki roślinne i zwierzęce. Kwas siarkowy przypadkowo uderzony w skórę lub ubranie podczas pracy należy natychmiast zmyć dużą ilością wody, a następnie zwilżyć zaatakowany obszar rozcieńczonym roztworem amoniaku i ponownie spłukać wodą.
Cząsteczki czystego kwasu siarkowego.
Rys. 1. Schemat wiązań wodorowych w krysztale H 2 SO 4 .
Cząsteczki tworzące kryształ monohydratu (HO) 2 SO 2 są połączone ze sobą dość silnymi (25 kJ / mol) wiązaniami wodorowymi, jak pokazano schematycznie na ryc. 1. Sama cząsteczka (HO) 2 SO 2 ma strukturę zniekształconego czworościanu z atomem siarki w pobliżu środka i charakteryzuje się następującymi parametrami: (d (S-OH) = 154 pm, PHO-S-OH = 104 °, d (S = O) = 143 pm, POSO = 119 ° W jonie HOSO 3 - d (S-OH) = 161 i d (SO) = 145 pm, a po przejściu do jonu SO 4 , 2-czworościan uzyskuje prawidłowy kształt, a parametry są wyrównane.
Krystaliczne hydraty kwasu siarkowego.
Kilka krystalicznych hydratów jest znanych z kwasu siarkowego, którego skład pokazano na ryc. 14. Spośród nich najbiedniejsza w wodzie jest sól oksoniowa: H 3 O + HSO 4 -. Ponieważ rozważany system jest bardzo podatny na przechłodzenie, faktycznie obserwowane w nim temperatury zamarzania są znacznie niższe niż temperatury topnienia.
Ryż. 14. Temperatury topnienia w układzie H 2 O · H 2 SO 4 .
Kwas siarkowy H2SO4, masa molowa 98,082; bezbarwny, oleisty, bezwonny. Bardzo silny kwas dwuzasadowy, w temperaturze 18 ° С p Ka 1 - 2,8, K 2 1,2 10 -2, pK a 2 1,92; długości wiązań w S = O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, kąt HOSOH 104°, OSO 119°; wrze z rozkładem, tworząc (98,3% H 2 SO 4 i 1,7% H 2 O o temperaturze wrzenia 338,8 ° C; patrz także Tabela 1). Kwas siarkowy, odpowiadający 100% zawartości H 2 SO 4, ma skład (%): H 2 SO 4 99,5%, HSO 4 - 0,18%, H 3 SO 4 + 0,14%, H 3 O + 0 , 09%, H 2S2O7 0,04%, HS2O7 0,05%. Miesza się z SO 3 we wszystkich proporcjach. W roztworach wodnych Kwas siarkowy prawie całkowicie dysocjuje na H +, HSO 4 - i SO 4 2-. Formy H 2 SO 4 · n H 2 O, gdzie n= 1, 2, 3, 4 i 6,5.
roztwory SO 3 w kwasie siarkowym nazywane są oleum, tworzą dwa związki H 2 SO 4 · SO 3 i H 2 SO 4 · 2SO 3. Oleum zawiera również kwas pirosiarkowy, otrzymany w reakcji: H 2 SO 4 + SO 3 = H 2 S 2 O 7.
Produkcja kwasu siarkowego
Surowce do uzyskania Kwas Siarkowy służą: S, siarczki metali, H 2 S, ciepłownie odpadowe, siarczany Fe, Ca itp. Główne etapy produkcji Kwas Siarkowy: 1) surowce z otrzymaniem SO 2; 2) SO2 do SO3 (konwersja); 3) SO 3. Branża stosuje dwie metody pozyskiwania Kwas Siarkowy, różniących się sposobem utleniania SO 2 - kontakt z zastosowaniem katalizatorów stałych (kontaktów) i azotu - z tlenkami azotu. Za zdobycie Kwas Siarkowy Katalizatory wanadowe są stosowane w nowoczesnych fabrykach metodą kontaktową, wypierając tlenki Pt i Fe. Czysty V 2 O 5 ma słabą aktywność katalityczną, która gwałtownie wzrasta w obecności metali alkalicznych, przy czym największy wpływ mają sole K. Promująca rola metali alkalicznych wynika z tworzenia się niskotopliwych pirosulfowanadanów (3K 2 S 2 O 7 V 2 O 5, 2K 2 S 2 O 7 · V 2 O 5 i K 2 S 2 O 7 · V 2 O 5, rozkładające się odpowiednio przy 315-330, 365-380 i 400-405 ° C). Składnik aktywny jest w stanie stopionym w warunkach katalizy.
Schemat utleniania SO 2 do SO 3 można przedstawić w następujący sposób:
Na pierwszym etapie osiągana jest równowaga, drugi etap jest powolny i determinuje szybkość procesu.
Produkcja Kwas Siarkowy z siarki metodą podwójnego kontaktu i podwójnej absorpcji (ryc. 1) składa się z następujących etapów. Powietrze po oczyszczeniu z kurzu dostarczane jest dmuchawą gazową do wieży suszarniczej, gdzie jest osuszane w 93-98% Kwas Siarkowy do zawartości wilgoci 0,01% obj. Osuszone powietrze wchodzi do pieca siarkowego po podgrzaniu w jednym z wymienników ciepła jednostki stykowej. Siarka dostarczana przez dysze jest spalana w piecu: S + О 2 = SO 2 + 297,028 kJ. Gaz zawierający 10-14% obj. SO 2 jest schładzany w kotle i po rozcieńczeniu powietrzem do zawartości SO 2 9-10% obj. w temperaturze 420°C trafia do aparatu kontaktowego pierwszego stopnia konwersji, który odbywa się na trzech złożach katalitycznych (SO 2 + V 2 O 2 = SO 3 + 96,296 kJ), po czym gaz jest schładzany w wymiennikach ciepła. Następnie gaz zawierający 8,5-9,5% SO 3 w temperaturze 200°C wchodzi w pierwszy stopień absorpcji do absorbera, nawadniany i 98% Kwas Siarkowy: SO3 + H2O = H2SO4 + 130,56 kJ. Następnie gaz jest oczyszczany z rozprysków Kwas Siarkowy, nagrzewa się do 420°C i wchodzi w drugi stopień konwersji, który odbywa się na dwóch złożach katalizatora. Przed drugim etapem absorpcji gaz jest schładzany w ekonomizerze i podawany do absorbera drugiego etapu nawadnianego 98% Kwas Siarkowy, a następnie po oczyszczeniu z rozprysków jest uwalniany do atmosfery.
1 - piec siarkowy; 2 - kocioł odzysknicowy; 3 - ekonomizer; 4 - piec rozruchowy; 5, 6 - rozruchowe wymienniki ciepła pieca; 7 - urządzenie kontaktowe; 8 - wymienniki ciepła; 9 - pochłaniacz oleum; 10 - wieża suszarnicza; 11 i 12, odpowiednio, pierwszy i drugi absorber monohydratu; 13 - kolektory kwasu.
1 - podajnik tarczowy; 2 - piekarnik; 3 - kocioł odzysknicowy; 4 - cyklony; 5 - elektrofiltry; 6 - wieże myjące; 7 - mokre elektrofiltry; 8 - wieża nadmuchowa; 9 - wieża suszarnicza; 10 - pułapka zraszająca; 11 - pierwszy absorber monohydratu; 12 - wymienniki ciepła; 13 - urządzenie kontaktowe; 14 - pochłaniacz oleum; 15 - drugi absorber monohydratu; 16 - lodówki; 17 - kolekcje.
1 - wieża denitracyjna; 2, 3 - pierwsza i druga wieża produkcyjna; 4 - wieża utleniająca; 5, 6, 7 - wieże absorpcyjne; 8 - elektrofiltry.
Produkcja Kwas Siarkowy z siarczków metali (ryc. 2) jest znacznie bardziej skomplikowany i składa się z następujących operacji. Prażenie FeS 2 odbywa się w piecu fluidyzacyjnym z nadmuchem powietrza: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + 13476 kJ. Gaz rozpałkowy o zawartości SO 2 13-14% o temperaturze 900°C trafia do kotła, gdzie jest schładzany do 450°C. Odpylanie odbywa się w cyklonie i elektrofiltrze. Następnie gaz przechodzi przez dwie wieże myjące, nawadniane 40% i 10% Kwas Siarkowy... W takim przypadku gaz zostaje ostatecznie oczyszczony z kurzu, fluoru i arsenu. Do oczyszczania gazu z aerozolu Kwas Siarkowy utworzone w wieżach myjących, występują dwa stopnie elektrofiltrów mokrych. Po wysuszeniu w wieży suszarniczej, przed którą gaz jest rozcieńczany do zawartości 9% SO 2 , jest dostarczany wdmuchem gazu do pierwszego stopnia konwersji (3 złoża katalizatora). W wymiennikach ciepła gaz jest podgrzewany do 420°C dzięki ciepłu gazu pochodzącego z pierwszego stopnia konwersji. SO 2 utleniony w 92-95% w SO 3 trafia do pierwszego etapu absorpcji w absorberach oleum i monohydratu, gdzie zostaje uwolniony od SO 3. Ponadto gaz o zawartości SO 2 ~ 0,5% przechodzi do drugiego etapu konwersji, który odbywa się na jednym lub dwóch złożach katalizatora. Gaz jest wstępnie podgrzewany w kolejnej grupie wymienników ciepła do 420°C dzięki ciepłu gazów pochodzących z drugiego stopnia katalizy. Po oddzieleniu SO3 w drugim etapie absorpcji, gaz jest odprowadzany do atmosfery.
Stopień konwersji SO 2 do SO 3 metodą kontaktową 99,7%, stopień absorpcji SO 3 99,97%. Produkcja Kwas Siarkowy prowadzone w jednym etapie katalizy, a stopień konwersji SO 2 do SO 3 nie przekracza 98,5%. Przed uwolnieniem do atmosfery gaz jest oczyszczany z pozostałego SO 2 (patrz). Wydajność nowoczesnych zakładów wynosi 1500-3100 ton/dobę.
Istota metody azotowej (rys. 3) polega na tym, że gaz do wypalania po schłodzeniu i oczyszczeniu z kurzu jest traktowany tak zwaną nitrozą - Kwas Siarkowy, w którym rozpuszczają się tlenki azotu. SO 2 jest absorbowany przez nitrozę, a następnie utleniany: SO 2 + N 2 O 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + NO. Powstały NO jest słabo rozpuszczalny w nitrozie i jest z niej uwalniany, a następnie częściowo utleniany tlenem w fazie gazowej do NO 2. Mieszanina NO i NO 2 jest ponownie absorbowana Kwas Siarkowy itp. Tlenki azotu nie są zużywane w procesie azotowania i wracają do cyklu produkcyjnego ze względu na ich niepełną absorpcję Kwas Siarkowy są one częściowo odprowadzane przez gazy odlotowe. Zalety metody azotowej: prostota konstrukcji sprzętu, niższy koszt (10-15% niższy niż kontaktowy), możliwość 100% przetworzenia SO 2.
Wyposażenie wieżowego procesu azotowego nie jest skomplikowane: SO 2 jest przetwarzany w 7-8 wieżach wyłożonych wypełnieniem ceramicznym, jedna z wież (pusta) ma regulowaną objętość utleniania. Wieże posiadają kolektory kwasu, lodówki, pompy dostarczające kwas do zbiorników ciśnieniowych nad wieżami. Wentylator ogonowy jest zainstalowany przed dwiema ostatnimi wieżami. Do oczyszczania gazu z aerozolu Kwas Siarkowy służy jako odpylacz elektrostatyczny. Niezbędne do procesu tlenki azotu uzyskuje się z HNO 3. W celu ograniczenia emisji tlenków azotu do atmosfery i 100% recyklingu SO 2, pomiędzy strefą produkcyjną i absorpcyjną ustanawia się bezazotowy cykl recyklingu SO 2 w połączeniu z metodą wodno-kwasową głębokiego wychwytywania tlenków azotu. Wadą metody azotowej jest niska jakość produktu: stężenie Kwas Siarkowy 75%, obecność tlenków azotu, Fe i innych zanieczyszczeń.
Aby zmniejszyć możliwość krystalizacji Kwas Siarkowy podczas transportu i przechowywania ustalane są normy dla odmian handlowych Kwas Siarkowy, którego stężenie odpowiada najniższym temperaturom krystalizacji. Zawartość Kwas Siarkowy w gatunkach technicznych (%): wieża (podazotowa) 75, kontakt 92,5-98,0, oleum 104,5, wysokoprocentowy oleum 114,6, bateria 92-94. Kwas Siarkowy składowane w stalowych zbiornikach o pojemności do 5000 m 3 , ich łączna pojemność magazynowa przeznaczona jest na dziesięciodniową produkcję. oleum i Kwas Siarkowy przewożone w stalowych cysternach kolejowych. Skoncentrowany i ładowalny Kwas Siarkowy przewożone w cysternach ze stali kwasoodpornej. Zbiorniki do transportu oleum są pokrywane izolacją termiczną i podgrzewane przed wylaniem oleum.
Definiować Kwas Siarkowy kolorymetrycznie i fotometrycznie w postaci zawiesiny BaSO 4 - metoda fototurbidymetryczna oraz kulometryczna.
Zastosowanie kwasu siarkowego
Kwas siarkowy znajduje zastosowanie w produkcji nawozów mineralnych, jako elektrolit w akumulatorach ołowiowych, do produkcji różnych kwasów i soli mineralnych, włókien chemicznych, barwników, substancji dymotwórczych i materiałów wybuchowych, w przemyśle olejowym, metalurgicznym, tekstylnym, skórzanym i inne branże. Znajduje zastosowanie w przemysłowej syntezie organicznej w reakcjach odwodnienia (otrzymywanie eteru dietylowego, estrów), hydratacji (etanol z etylenu), sulfonowaniu (i produkty pośrednie w produkcji barwników), alkilacji (otrzymywanie izooktanu, glikolu polietylenowego, kaprolaktamu) itp. Największy konsument Kwas Siarkowy- produkcja nawozów mineralnych. Na 1 tonę nawozów fosforowych P 2 O 5 zużywa się 2,2-3,4 tony Kwas Siarkowy, a dla 1 t (NH 4) 2 SO 4 - 0,75 t Kwas Siarkowy... Dlatego starają się budować zakłady kwasu siarkowego w połączeniu z zakładami do produkcji nawozów mineralnych. Produkcja światowa Kwas Siarkowy w 1987 roku osiągnął 152 miliony ton.
Kwas siarkowy i oleum - niezwykle agresywne substancje, które wpływają na drogi oddechowe, skórę, błony śluzowe, powodują trudności w oddychaniu, kaszel, często - zapalenie krtani, tchawicy, oskrzeli itp. MPC aerozolu kwasu siarkowego w powietrzu obszaru roboczego wynosi 1,0 mg/m 3, w powietrzu atmosferycznym 0,3 mg/m 3 (maksymalnie jednorazowo) i 0,1 mg/m 3 (średnio dobowe). Niesamowita koncentracja pary Kwas Siarkowy 0,008 mg/l (ekspozycja 60 min), śmiertelna 0,18 mg/l (60 min). Klasa zagrożenia 2. Aerozol Kwas Siarkowy mogą powstawać w atmosferze w wyniku emisji z przemysłu chemicznego i metalurgicznego zawierających tlenki S oraz wylewać się w postaci kwaśnych deszczy.
Właściwości kwasu siarkowego
Bezwodny kwas siarkowy (monohydrat) to ciężka oleista ciecz, która miesza się z wodą w dowolnych proporcjach, uwalniając dużą ilość ciepła. Gęstość w 0°C wynosi 1,85 g/cm3. Wrze w 296 ° C i zamarza w temperaturze -10 ° C. Kwas siarkowy nazywany jest nie tylko monohydratem, ale także jego roztworami wodnymi (), a także roztworami trójtlenku siarki w monohydracie (), zwanym oleum. Oleum „dymi” w powietrzu z powodu desorpcji z niego. Czysty kwas siarkowy jest bezbarwny, techniczny zabarwiony zanieczyszczeniami na ciemny kolor.
Właściwości fizyczne kwasu siarkowego, takie jak gęstość, temperatura krystalizacji, temperatura wrzenia, zależą od jego składu. Na ryc. 1 przedstawia schemat krystalizacji układu. Maksima w nim odpowiadają składowi związków lub obecność minimów tłumaczy się tym, że temperatura krystalizacji mieszanin dwóch substancji jest niższa niż temperatura krystalizacji każdej z nich.
Ryż. jeden
Bezwodny 100% kwas siarkowy ma stosunkowo wysoką temperaturę krystalizacji 10,7 °C. Aby zmniejszyć możliwość zamarzania produktu handlowego podczas transportu i przechowywania, stężenie technicznego kwasu siarkowego dobiera się tak, aby miało wystarczająco niską temperaturę krystalizacji. Przemysł produkuje trzy rodzaje komercyjnego kwasu siarkowego.
Kwas siarkowy jest bardzo aktywny. Rozpuszcza tlenki metali i większość czystych metali, w podwyższonych temperaturach wypiera wszystkie inne kwasy z soli. Kwas siarkowy szczególnie chętnie łączy się z wodą ze względu na swoją zdolność do hydratacji. Odciąga wodę od innych kwasów, krystalicznych soli soli, a nawet tlenowych pochodnych węglowodorów, które nie zawierają wody, ale wodór i tlen w połączeniu H:O = 2.drewno i inne tkanki roślinne i zwierzęce zawierające celulozę, skrobia i cukier są niszczone w stężonym kwasie siarkowym; woda wiąże się z kwasami, a z tkaniny pozostaje tylko drobno zdyspergowany węgiel. W rozcieńczonym kwasie celuloza i skrobia rozkładają się, tworząc cukry. Stężony kwas siarkowy powoduje oparzenia w przypadku kontaktu z ludzką skórą.
Wysoka aktywność kwasu siarkowego w połączeniu z relatywnie niskimi kosztami produkcji przesądziły o ogromnej skali i ekstremalnej różnorodności jego zastosowania (rys. 2). Trudno znaleźć branżę, w której kwas siarkowy lub produkty z niego wytworzone nie zostały spożyte w określonych ilościach.
Ryż. 2
Największym konsumentem kwasu siarkowego jest produkcja nawozów mineralnych: superfosfatu, siarczanu amonu itp. Wiele kwasów (np. fosforowego, octowego, solnego) i soli wytwarza się w dużej mierze za pomocą kwasu siarkowego. Kwas siarkowy jest szeroko stosowany w produkcji metali nieżelaznych i rzadkich. W przemyśle metalowym kwas siarkowy lub jego sole stosuje się do wytrawiania wyrobów stalowych przed malowaniem, cynowaniem, niklowaniem, chromowaniem itp. znaczne ilości kwasu siarkowego zużywane są na rafinację produktów naftowych. Z wykorzystaniem kwasu siarkowego wiąże się również produkcja szeregu barwników (do tkanin), lakierów i farb (do budynków i maszyn), substancji leczniczych oraz niektórych tworzyw sztucznych. Za pomocą kwasu siarkowego, alkoholu etylowego i innych wytwarza się niektóre estry, syntetyczne detergenty i szereg pestycydów do zwalczania szkodników rolniczych i chwastów. Rozcieńczone roztwory kwasu siarkowego i jego soli stosowane są w produkcji sztucznego jedwabiu, w przemyśle włókienniczym do obróbki włókien lub tkanin przed ich barwieniem, a także w innych gałęziach przemysłu lekkiego. W przemyśle spożywczym kwas siarkowy wykorzystywany jest do produkcji skrobi, melasy i szeregu innych produktów. Transport wykorzystuje akumulatory ołowiowe kwasowo-siarkowe. Kwas siarkowy służy do osuszania gazów oraz do zatężania kwasów. Wreszcie kwas siarkowy jest wykorzystywany w procesach nitrowania oraz w produkcji większości materiałów wybuchowych.
Ciąża
