propriétés de l'acide sulfurique. Acide sulfurique concentré: propriétés, réactions Point d'ébullition de l'acide sulfurique

Le soufre est élément chimique, qui appartient au sixième groupe et à la troisième période du tableau périodique. Dans cet article, nous examinerons en détail sa composition chimique, sa production, son utilisation, etc. La caractéristique physique comprend des caractéristiques telles que la couleur, le niveau de conductivité électrique, le point d'ébullition du soufre, etc. La caractéristique chimique décrit son interaction avec d'autres substances.

Soufre en termes de physique

C'est une substance fragile. Dans des conditions normales, il est dans un état solide d'agrégation. Le soufre a une couleur jaune citron.

Et pour la plupart, tous ses composés ont des teintes jaunes. Ne se dissout pas dans l'eau. Il a une faible conductivité thermique et électrique. Ces caractéristiques le caractérisent comme un non-métal typique. Bien que composition chimique le soufre n'est pas du tout compliqué, cette substance peut avoir plusieurs variantes. Tout dépend de la structure du réseau cristallin, à l'aide duquel les atomes sont connectés, mais ils ne forment pas de molécules.

Ainsi, la première option est le soufre rhombique. Elle est la plus stable. Le point d'ébullition de ce type de soufre est de quatre cent quarante-cinq degrés Celsius. Mais pour qu'une substance donnée passe à l'état gazeux d'agrégation, elle doit d'abord passer par l'état liquide. Ainsi, la fusion du soufre se produit à une température de cent treize degrés Celsius.

La deuxième option est le soufre monoclinique. C'est un cristal en forme d'aiguille avec une couleur jaune foncé. La fusion du soufre du premier type, puis son lent refroidissement conduit à la formation de ce type. Cette variété a presque les mêmes caractéristiques physiques. Par exemple, le point d'ébullition du soufre de ce type est toujours le même quatre cent quarante-cinq degrés. De plus, il existe une telle variété de cette substance que le plastique. Il est obtenu en versant dans eau froide chauffé presque à ébullition rhombique. Le point d'ébullition du soufre de ce type est le même. Mais la substance a la propriété de s'étirer comme du caoutchouc.

Une autre composante de la caractéristique physique dont j'aimerais parler est la température d'inflammation du soufre.

Cet indicateur peut varier en fonction du type de matériau et de son origine. Par exemple, la température d'inflammation du soufre technique est de cent quatre-vingt-dix degrés. C'est un chiffre plutôt faible. Dans d'autres cas, le point d'éclair du soufre peut être de deux cent quarante-huit degrés et même de deux cent cinquante-six. Tout dépend de quel matériau il a été extrait, de sa densité. Mais nous pouvons conclure que la température de combustion du soufre est assez basse, comparée à d'autres éléments chimiques, c'est une substance inflammable. De plus, le soufre peut parfois se combiner en molécules composées de huit, six, quatre ou deux atomes. Maintenant, après avoir considéré le soufre du point de vue de la physique, passons à la section suivante.

Caractérisation chimique du soufre

Cet élément a une valeur relativement faible masse atomique, il est égal à trente-deux grammes par mole. La caractéristique de l'élément soufre comprend une caractéristique de cette substance telle que la capacité d'avoir différents degrés d'oxydation. En cela, il diffère, disons, de l'hydrogène ou de l'oxygène. Considérant la question de savoir quelle est la caractéristique chimique de l'élément soufre, il est impossible de ne pas mentionner que, selon les conditions, il présente à la fois des propriétés réductrices et oxydantes. Considérons donc, dans l'ordre, l'interaction d'une substance donnée avec divers composés chimiques.

Soufre et substances simples

Les substances simples sont des substances qui ne contiennent qu'un seul élément chimique. Ses atomes peuvent se combiner en molécules, comme, par exemple, dans le cas de l'oxygène, ou ils peuvent ne pas se combiner, comme c'est le cas avec les métaux. Ainsi, le soufre peut réagir avec les métaux, d'autres non-métaux et les halogènes.

Interaction avec les métaux

Une température élevée est nécessaire pour réaliser ce genre de procédé. Dans ces conditions, une réaction d'addition se produit. C'est-à-dire que les atomes de métal se combinent avec des atomes de soufre, formant ainsi des sulfures de substances complexes. Par exemple, si vous chauffez deux moles de potassium en les mélangeant avec une mole de soufre, vous obtenez une mole du sulfure de ce métal. L'équation peut s'écrire sous la forme suivante : 2K + S = K 2 S.

Réaction avec l'oxygène

C'est la combustion du soufre. À la suite de ce processus, son oxyde est formé. Cette dernière peut être de deux types. Par conséquent, la combustion du soufre peut se produire en deux étapes. La première est lorsqu'une mole de soufre et une mole d'oxygène forment une mole de dioxyde de soufre. Vous pouvez écrire l'équation de cette réaction chimique comme suit : S + O 2 \u003d SO 2. La deuxième étape est l'ajout d'un atome d'oxygène supplémentaire au dioxyde. Cela se produit si une mole d'oxygène est ajoutée à deux moles à haute température. Le résultat est deux moles de trioxyde de soufre. L'équation de cette interaction chimique ressemble à ceci : 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. À la suite de cette réaction, de l'acide sulfurique se forme. Ainsi, en mettant en oeuvre les deux procédés décrits, il est possible de faire passer le trioxyde obtenu à travers un jet de vapeur d'eau. Et nous obtenons L'équation d'une telle réaction s'écrit comme suit: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Interaction avec les halogènes

Chimique comme les autres non-métaux, lui permettre de réagir avec ce groupe de substances. Il comprend des composés tels que le fluor, le brome, le chlore, l'iode. Le soufre réagit avec n'importe lequel d'entre eux, à l'exception du dernier. A titre d'exemple, on peut citer le processus de fluoration de l'élément du tableau périodique que nous considérons. En chauffant le non-métal mentionné avec un halogène, deux variations de fluorure peuvent être obtenues. Le premier cas : si on prend une mole de soufre et trois moles de fluor, on obtient une mole de fluor dont la formule est SF 6. L'équation ressemble à ceci : S + 3F 2 = SF 6. De plus, il existe une deuxième option : si nous prenons une mole de soufre et deux moles de fluor, nous obtenons une mole de fluorure de formule chimique SF 4 . L'équation s'écrit sous la forme suivante : S + 2F 2 = SF 4 . Comme vous pouvez le voir, tout dépend des proportions dans lesquelles les composants sont mélangés. Exactement de la même manière, il est possible de réaliser le procédé de chloration du soufre (deux substances différentes peuvent également se former) ou de bromation.

Interaction avec d'autres substances simples

La caractérisation de l'élément soufre ne s'arrête pas là. La substance peut également entrer en réaction chimique avec l'hydrogène, le phosphore et le carbone. En raison de l'interaction avec l'hydrogène, un acide sulfurique se forme. En raison de sa réaction avec les métaux, leurs sulfures peuvent être obtenus, qui, à leur tour, sont également obtenus par réaction directe du soufre avec le même métal. L'addition d'atomes d'hydrogène aux atomes de soufre ne se produit que dans des conditions de très haute température. Lorsque le soufre réagit avec le phosphore, son phosphure se forme. Il a la formule suivante : P 2 S 3. Pour obtenir une mole de cette substance, vous devez prendre deux moles de phosphore et trois moles de soufre. Lorsque le soufre interagit avec le carbone, le carbure du non-métal considéré se forme. Sa formule chimique ressemble à ceci : CS 2. Pour obtenir une mole de cette substance, vous devez prendre une mole de carbone et deux moles de soufre. Toutes les réactions d'addition décrites ci-dessus ne se produisent que lorsque les réactifs sont chauffés à des températures élevées. Nous avons considéré l'interaction du soufre avec substances simples, passons maintenant à l'élément suivant.

Soufre et composés complexes

Les composés sont les substances dont les molécules sont constituées de deux éléments différents (ou plus). Propriétés chimiques le soufre lui permet de réagir avec des composés tels que les alcalis, ainsi que l'acide sulfaté concentré. Ses réactions avec ces substances sont plutôt particulières. Considérons d'abord ce qui se passe lorsque le non-métal en question est mélangé avec de l'alcali. Par exemple, si vous prenez six moles et que vous y ajoutez trois moles de soufre, vous obtenez deux moles de sulfure de potassium, une mole du sulfite métallique donné et trois moles d'eau. Ce type de réaction peut être exprimé par l'équation suivante: 6KOH + 3S \u003d 2K 2 S + K2SO 3 + 3H 2 O. Par le même principe, l'interaction se produit si vous ajoutez Ensuite, considérez le comportement du soufre lorsqu'une solution concentrée d'acide sulfaté y est ajouté. Si nous prenons une mole de la première et deux moles de la seconde substance, nous obtenons les produits suivants: trioxyde de soufre à raison de trois moles, ainsi que de l'eau - deux moles. Cette réaction chimique ne peut avoir lieu que lorsque les réactifs sont chauffés à haute température.

Obtention du non-métal considéré

Il existe plusieurs méthodes principales par lesquelles le soufre peut être extrait d'une variété de substances. La première méthode consiste à l'isoler de la pyrite. La formule chimique de ce dernier est FeS 2 . Lorsque cette substance est chauffée à haute température sans accès à l'oxygène, un autre sulfure de fer - FeS - et du soufre peuvent être obtenus. L'équation de réaction s'écrit comme suit: FeS 2 \u003d FeS + S. La deuxième méthode d'obtention de soufre, souvent utilisée dans l'industrie, est la combustion du sulfure de soufre sous la condition d'une petite quantité d'oxygène. Dans ce cas, vous pouvez obtenir le non-métal et l'eau considérés. Pour effectuer la réaction, vous devez prendre les composants dans un rapport molaire de deux à un. En conséquence, nous obtenons les produits finaux dans des proportions de deux à deux. L'équation de cette réaction chimique peut s'écrire comme suit: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O. De plus, le soufre peut être obtenu au cours de divers procédés métallurgiques, par exemple lors de la production de métaux tels que le nickel, cuivre et autres.

Usage industriel

Le non-métal que nous envisageons a trouvé son application la plus large dans l'industrie chimique. Comme mentionné ci-dessus, il est utilisé ici pour en obtenir de l'acide sulfate. De plus, le soufre est utilisé comme composant pour la fabrication d'allumettes, du fait qu'il s'agit d'un matériau inflammable. Il est également indispensable dans la production d'explosifs, de poudre à canon, de cierges magiques, etc. De plus, le soufre est utilisé comme l'un des ingrédients des produits antiparasitaires. En médecine, il est utilisé comme composant dans la fabrication de médicaments pour maladies de la peau. En outre, la substance en question est utilisée dans la production de divers colorants. De plus, il est utilisé dans la fabrication de luminophores.

Structure électronique du soufre

Comme vous le savez, tous les atomes sont constitués d'un noyau, dans lequel se trouvent des protons - des particules chargées positivement - et des neutrons, c'est-à-dire des particules qui ont une charge nulle. Les électrons tournent autour du noyau avec une charge négative. Pour qu'un atome soit neutre, il doit avoir le même nombre de protons et d'électrons dans sa structure. S'il y a plus de ces derniers, c'est déjà un ion négatif - un anion. Si, au contraire, le nombre de protons est supérieur au nombre d'électrons, il s'agit d'un ion positif, ou cation. L'anion soufre peut agir comme un résidu acide. Il fait partie des molécules de substances telles que l'acide sulfurique (sulfure d'hydrogène) et les sulfures métalliques. Un anion se forme lors de la dissociation électrolytique, qui se produit lorsqu'une substance est dissoute dans l'eau. Dans ce cas, la molécule se décompose en un cation, qui peut être représenté par un ion métal ou hydrogène, ainsi qu'un cation - un ion d'un résidu acide ou un groupe hydroxyle (OH-).

Puisque le numéro de série du soufre dans le tableau périodique est seize, nous pouvons conclure que ce nombre exact de protons se trouve dans son noyau. Sur cette base, nous pouvons dire qu'il y a aussi seize électrons qui tournent autour. Le nombre de neutrons peut être trouvé en soustrayant le numéro de série de l'élément chimique de la masse molaire: 32 - 16 \u003d 16. Chaque électron ne tourne pas au hasard, mais le long d'une certaine orbite. Le soufre étant un élément chimique appartenant à la troisième période du tableau périodique, il existe trois orbites autour du noyau. Le premier a deux électrons, le second en a huit et le troisième en a six. La formule électronique de l'atome de soufre s'écrit : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Prévalence dans la nature

Fondamentalement, l'élément chimique considéré se trouve dans la composition des minéraux, qui sont des sulfures de divers métaux. Tout d'abord, c'est de la pyrite - sel de fer; c'est aussi du plomb, de l'argent, du cuivre lustré, de la blende de zinc, du cinabre - sulfure de mercure. De plus, le soufre peut également être inclus dans la composition des minéraux, dont la structure est représentée par trois éléments chimiques ou plus.

Par exemple, chalcopyrite, mirabilite, kiesérite, gypse. Vous pouvez examiner chacun d'eux plus en détail. La pyrite est un sulfure de fer ou FeS 2 . Il a une couleur jaune clair avec un éclat doré. Ce minéral se trouve souvent sous forme d'impureté dans le lapis-lazuli, qui est largement utilisé pour fabriquer des bijoux. Cela est dû au fait que ces deux minéraux ont souvent un gisement commun. L'éclat du cuivre - chalcocite ou chalcosine - est une substance gris bleuâtre, semblable au métal. et le lustre argenté (argentite) ont des propriétés similaires : ils ressemblent tous deux à des métaux, ont une couleur grise. Le cinabre est un minéral brun-rouge terne avec des taches grises. La chalcopyrite, dont la formule chimique est CuFeS 2 , est jaune d'or, on l'appelle aussi golden blende. La blende de zinc (sphalérite) peut avoir une couleur allant de l'ambre à l'orange feu. Mirabilite - Na 2 SO 4 x10H 2 O - cristaux transparents ou blancs. Il est aussi appelé utilisé en médecine. La formule chimique de la kiesérite est MgSO 4 xH 2 O. Elle ressemble à une poudre blanche ou incolore. La formule chimique du gypse est CaSO 4 x2H 2 O. De plus, cet élément chimique fait partie des cellules des organismes vivants et est un oligo-élément important.

L'acide sulfurique pur à 100 % (monohydraté) est un liquide huileux incolore qui se solidifie en une masse cristalline à +10 °C. L'acide sulfurique réactif a généralement une densité de 1,84 g/cm 3 et contient environ 95 % de H 2 SO 4 . Il ne durcit qu'en dessous de -20 °C.

Le point de fusion du monohydrate est de 10,37 °C avec une chaleur de fusion de 10,5 kJ/mol. Dans des conditions normales, c'est un liquide très visqueux avec une constante diélectrique très élevée (e = 100 à 25 °C). La propre dissociation électrolytique insignifiante du monohydrate se déroule en parallèle dans deux directions : [Н 3 SO 4 + ]·[НSO 4 - ] = 2 10 -4 et [Н 3 О + ]·[НS 2 О 7 - ] = 4 10 - 5 . Sa composition moléculaire-ionique peut être approximativement caractérisée par les données suivantes (en %) :

Lorsque même de petites quantités d'eau sont ajoutées, la dissociation devient prédominante selon le schéma :

H2O + H2SO4<==>H 3 O + + HSO 4 -

Propriétés chimiques.

H 2 SO 4 est un acide dibasique fort.

H2SO4<-->H + + H SO 4 -<-->2H + + SO 4 2-

La première étape (pour les moyennes concentrations) conduit à 100% de dissociation :

K 2 \u003d ( ) / \u003d 1,2 10 -2

1) Interaction avec les métaux :

un) l'acide sulfurique dilué ne dissout que les métaux qui se trouvent dans la série de tensions à gauche de l'hydrogène :

Zn 0 + H 2 +1 SO 4 (razb) --> Zn +2 SO 4 + H 2 O

b) concentré H 2 +6 SO 4 - un agent oxydant fort; lorsqu'il interagit avec des métaux (sauf Au, Pt), il peut être réduit en S +4 O 2, S 0 ou H 2 S -2 (Fe, Al, Cr ne réagissent pas non plus sans chauffage - ils sont passivés):

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) concentré H 2 S + 6 O 4 réagit lorsqu'il est chauffé avec certains non-métaux en raison de ses fortes propriétés oxydantes, se transformant en composés soufrés d'un état d'oxydation inférieur (par exemple, S + 4 O 2):

C 0 + 2H 2 S +6 O 4 (conc) --> C +4 O 2 + 2S +4 O 2 + 2H 2 O

S 0 + 2H 2 S +6 O 4 (conc) --> 3S +4 O 2 + 2H 2 O

2P 0 + 5H 2 S +6 O 4 (conc) --> 5S +4 O 2 + 2H 3 P +5 O 4 + 2H 2 O

3) avec des oxydes basiques :

CuO + H2SO4 --> CuSO4 + H2O

CuO + 2H + --> Cu 2+ + H 2 O

4) avec des hydroxydes :

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) réactions d'échange avec les sels :

BaCl 2 + H 2 SO 4 --> BaSO 4 + 2HCl

Ba 2+ + SO 4 2- --> BaSO 4

La formation d'un précipité blanc de BaSO 4 (insoluble dans les acides) permet d'identifier l'acide sulfurique et les sulfates solubles.

Le monohydrate (acide sulfurique pur à 100 %) est un solvant ionisant à caractère acide. Les sulfates de nombreux métaux s'y dissolvent bien (se transformant en bisulfates), tandis que les sels d'autres acides ne se dissolvent, en règle générale, que s'ils peuvent être solvolysés (avec conversion en bisulfates). L'acide nitrique se comporte comme une base faible en monohydrate

HNO 3 + 2 H 2 SO 4<==>H 3 O + + NO 2 + + 2 HSO 4 -

perchlorique - comme un acide très faible

H 2 SO 4 + HClO 4 = H 3 SO 4 + + ClO 4 -

Les acides fluorosulfoniques et chlorosulfoniques sont un peu plus forts (HSO 3 F> HSO 3 Cl> HClO 4). Le monohydrate dissout bien de nombreuses substances organiques contenant des atomes avec des paires d'électrons non partagées (capables de fixer un proton). Certains d'entre eux peuvent ensuite être isolés sans modification en diluant simplement la solution avec de l'eau. Le monohydrate a une constante cryoscopique élevée (6,12°) et est parfois utilisé comme milieu pour déterminer les poids moléculaires.

Le H 2 SO 4 concentré est un agent oxydant assez puissant, surtout lorsqu'il est chauffé (il est généralement réduit en SO 2). Par exemple, il oxyde HI et partiellement HBr (mais pas HCl) en halogènes libres. Il oxyde également de nombreux métaux - Cu, Hg, etc. (alors que l'or et le platine sont stables vis-à-vis de H 2 SO 4). Ainsi, l'interaction avec le cuivre suit l'équation :

Cu + 2 H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

Agissant comme agent oxydant, l'acide sulfurique est généralement réduit en SO 2 . Cependant, il peut être réduit en S et même en H 2 S avec les agents réducteurs les plus puissants.L'acide sulfurique concentré réagit avec le sulfure d'hydrogène selon l'équation :

H 2 SO 4 + H 2 S \u003d 2H 2 O + SO 2 + S

A noter qu'il est également partiellement réduit par l'hydrogène gazeux et ne peut donc pas être utilisé pour le sécher.

Riz. 13. Conductivité électrique des solutions d'acide sulfurique.

La dissolution de l'acide sulfurique concentré dans l'eau s'accompagne d'un important dégagement de chaleur (et d'une certaine diminution du volume total du système). Le monohydrate ne conduit presque pas l'électricité. En revanche, les solutions aqueuses d'acide sulfurique sont de bons conducteurs. Comme on le voit sur la fig. 13, environ 30% d'acide a la conductivité électrique maximale. Le minimum de la courbe correspond à un hydrate de composition H 2 SO 4 ·H 2 O.

Le dégagement de chaleur lors de la dissolution du monohydrate dans l'eau est (selon la concentration finale de la solution) jusqu'à 84 kJ/mol H 2 SO 4 . Au contraire, en mélangeant de l'acide sulfurique à 66%, pré-refroidi à 0 ° C, avec de la neige (1: 1 en poids), une diminution de la température peut être obtenue, jusqu'à -37 ° C.

L'évolution de la densité des solutions aqueuses de H 2 SO 4 avec sa concentration (% en poids) est donnée ci-dessous :

Comme on peut le voir à partir de ces données, la détermination de la densité de la concentration d'acide sulfurique au-dessus de 90 % en poids. % devient assez imprécis.

La pression de vapeur d'eau sur des solutions de H 2 SO 4 de différentes concentrations à différentes températures est illustrée à la fig. 15. L'acide sulfurique ne peut agir comme agent de séchage que tant que la pression de vapeur d'eau sur sa solution est inférieure à sa pression partielle dans le gaz à sécher.

Riz. 15. Pression de vapeur d'eau.

Riz. 16. Points d'ébullition sur des solutions de H 2 SO 4 . solutions H2SO4.

Lorsqu'une solution diluée d'acide sulfurique est bouillie, l'eau en est distillée et le point d'ébullition monte jusqu'à 337 ° C, lorsque 98,3% H 2 SO 4 commence à distiller (Fig. 16). Au contraire, l'excès d'anhydride sulfurique se volatilise à partir de solutions plus concentrées. La vapeur d'acide sulfurique bouillant à 337°C est partiellement dissociée en H 2 O et SO 3 qui se recombinent lors du refroidissement. Le point d'ébullition élevé de l'acide sulfurique lui permet d'être utilisé pour isoler les acides volatils de leurs sels (par exemple, HCl de NaCl) lorsqu'il est chauffé.

Reçu.

Le monohydrate peut être obtenu par cristallisation d'acide sulfurique concentré à -10°C.

Production d'acide sulfurique.

1ère étape. Four à pyrite.

4FeS 2 + 11O 2 --> 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q

Le processus est hétérogène :

1) broyage de la pyrite de fer (pyrite)

2) méthode "lit fluidisé"

3) 800°С ; élimination de l'excès de chaleur

4) augmentation de la concentration d'oxygène dans l'air

2ème étape.Après nettoyage, séchage et échange thermique, le dioxyde de soufre pénètre dans l'appareil de contact, où il est oxydé en anhydride sulfurique (450°C - 500°C ; catalyseur V 2 O 5) :

2SO2 + O2<-->2SO3

3ème étape. Tour d'absorption :

nSO 3 + H 2 SO 4 (conc) --> (H 2 SO 4 nSO 3) (oléum)

L'eau ne peut pas être utilisée en raison de la formation de brouillard. Appliquez des buses en céramique et le principe du contre-courant.

Application.

Se souvenir! L'acide sulfurique doit être versé dans l'eau en petites portions, et non l'inverse. Sinon, une réaction chimique violente peut se produire, à la suite de laquelle une personne peut subir de graves brûlures.

L'acide sulfurique est l'un des principaux produits de l'industrie chimique. Il va à la production d'engrais minéraux (superphosphate, sulfate d'ammonium), d'acides et de sels divers, de médicaments et de détergents, de colorants, de fibres artificielles, d'explosifs. Il est utilisé en métallurgie (décomposition des minerais, par exemple l'uranium), pour la purification des produits pétroliers, comme déshydratant, etc.

Pratiquement important est le fait que l'acide sulfurique très fort (supérieur à 75%) n'agit pas sur le fer. Cela vous permet de le stocker et de le transporter dans des réservoirs en acier. Au contraire, H 2 SO 4 dilué dissout facilement le fer avec dégagement d'hydrogène. Les propriétés oxydantes ne lui sont pas du tout typiques.

L'acide sulfurique fort absorbe vigoureusement l'humidité et est donc souvent utilisé pour sécher les gaz. De nombreuses substances organiques contenant de l'hydrogène et de l'oxygène, il enlève de l'eau, qui est souvent utilisée dans la technologie. Avec le même (ainsi qu'avec les propriétés oxydantes du H 2 SO 4 fort), son effet destructeur sur les tissus végétaux et animaux est associé. L'acide sulfurique qui pénètre accidentellement sur la peau ou les vêtements pendant le travail doit être immédiatement lavé à grande eau, puis humidifier la zone affectée avec une solution d'ammoniaque diluée et rincer à nouveau à l'eau.

Molécules d'acide sulfurique pur.

Fig. 1. Schéma des liaisons hydrogène dans un cristal H 2 SO 4 .

Les molécules qui forment le cristal monohydraté, (HO) 2 SO 2 sont reliées entre elles par des liaisons hydrogène assez fortes (25 kJ/mol), comme le montre schématiquement la Fig. 1. La molécule (HO) 2 SO 2 elle-même a la structure d'un tétraèdre déformé avec un atome de soufre près du centre et se caractérise par les paramètres suivants: (d (S-OH) \u003d 154 pm, PHO-S-OH \u003d 104 °, d (S \u003d O) \u003d 143 pm, ROSO \u003d 119 °.Dans l'ion HOSO 3 -, d (S-OH) \u003d 161 et d (SO) \u003d 145 pm, et en passant à l'ion SO 4, le 2-tétraèdre acquiert la forme correcte et les paramètres sont alignés.

L'acide sulfurique s'hydrate.

Pour l'acide sulfurique, plusieurs hydrates cristallins sont connus, dont la composition est illustrée à la Fig. 14. Parmi ceux-ci, le plus pauvre en eau est le sel d'oxonium : H 3 O + HSO 4 -. Étant donné que le système considéré est très sujet à la surfusion, les températures de congélation réellement observées dans celui-ci sont bien inférieures aux points de fusion.

Riz. 14. Points de fusion dans le système H 2 O·H 2 SO 4.

Chaque personne en classe de chimie a étudié les acides. L'un d'eux est appelé acide sulfurique et est désigné HSO 4. À propos de quelles sont les propriétés de l'acide sulfurique, notre article le dira.

Propriétés physiques de l'acide sulfurique

L'acide sulfurique pur ou monohydraté est un liquide huileux incolore qui se solidifie en une masse cristalline à +10°C. L'acide sulfurique destiné aux réactions contient 95% de H 2 SO 4 et a une densité de 1,84 g/cm 3 . 1 litre d'un tel acide pèse 2 kg. L'acide durcit à -20°C. La chaleur de fusion est de 10,5 kJ/mol à une température de 10,37°C.

Les propriétés de l'acide sulfurique concentré sont variées. Par exemple, lorsque cet acide est dissous dans l'eau, un grand nombre de chaleur (19kcal/mol) due à la formation d'hydrates. Ces hydrates peuvent être isolés de la solution à basses températures sous forme solide.

L'acide sulfurique est l'un des produits les plus basiques de l'industrie chimique. Il est conçu pour la production engrais minéraux(sulfate d'ammonium, superphosphate), divers sels et acides, détergents et médicaments, fibres artificielles, colorants, explosifs. L'acide sulfurique est également utilisé en métallurgie (par exemple, la décomposition des minerais d'uranium), pour la purification des produits pétroliers, pour le séchage des gaz, etc.

Propriétés chimiques de l'acide sulfurique

Les propriétés chimiques de l'acide sulfurique sont :

1. Interaction avec les métaux :
   • l'acide dilué ne dissout que les métaux situés à gauche de l'hydrogène dans une série de tensions, par exemple H 2 +1 SO 4 + Zn 0 \u003d H 2 O + Zn + 2 SO 4;
   • les propriétés oxydantes de l'acide sulfurique sont grandes. Lors de l'interaction avec divers métaux (sauf Pt, Au), il peut être réduit en H 2 S -2, S +4 O 2 ou S 0, par exemple :
   • 2H 2 +6 SO 4 + 2Ag 0 = S +4 O 2 + Ag 2 + 1 SO 4 + 2H 2 O;
   • 5H 2 +6 SO 4 + 8Na 0 \u003d H 2 S -2 + 4Na 2 +1 SO 4 + 4H 2 O;
2. L'acide concentré H 2 S +6 O 4 réagit également (lorsqu'il est chauffé) avec certains non-métaux, tout en se transformant en composés soufrés avec un état d'oxydation inférieur, par exemple :
   • 2H 2 S + 6 O 4 + C 0 = 2 S + 4 O 2 + C + 4 O 2 + 2H 2 O;
   • 2H 2 S +6 O 4 + S 0 \u003d 3S +4 O 2 + 2H 2 O;
   • 5H 2 S + 6 O 4 + 2P 0 = 2H 3 P + 5 O 4 + 5S + 4 O 2 + 2H 2 O;
3. Avec des oxydes basiques :
   • H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O;
4. Aux hydroxydes :
   • Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O;
   • 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O;
5. Interaction avec les sels dans les réactions d'échange :
   • H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2HCl + BaSO 4;

La formation de BaSO 4 (précipité blanc, insoluble dans les acides) permet de déterminer cet acide et les sulfates solubles.

Un monohydrate est un solvant ionisant ayant un caractère acide. Il est très bon d'y dissoudre des sulfates de nombreux métaux, par exemple:

• 2H 2 SO 4 + HNO 3 \u003d NO 2 + + H 3 O + + 2HSO 4 -;
• HClO 4 + H 2 SO 4 \u003d ClO 4 - + H 3 SO 4 +.

Un acide concentré est un oxydant assez fort, surtout lorsqu'il est chauffé, par exemple 2H 2 SO 4 + Cu = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.

Agissant comme agent oxydant, l'acide sulfurique est généralement réduit en SO 2 . Mais il peut être réduit à S et même à H 2 S, par exemple H 2 S + H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + S.

Le monohydrate ne peut presque pas conduire l'électricité. A l'inverse, les solutions aqueuses acides sont de bons conducteurs. L'acide sulfurique absorbe fortement l'humidité, il est donc utilisé pour sécher divers gaz. En tant que déshydratant, l'acide sulfurique agit tant que la pression de vapeur d'eau au-dessus de sa solution est inférieure à sa pression dans le gaz en cours de séchage.

Si une solution diluée d'acide sulfurique est bouillie, l'eau en sera retirée, tandis que le point d'ébullition montera à 337 ° C, par exemple, lorsque l'acide sulfurique à une concentration de 98,3% commencera à être distillé. A l'inverse, à partir de solutions plus concentrées, l'excès d'anhydride sulfurique s'évapore. La vapeur bouillant à une température de 337 °C l'acide est partiellement décomposée en SO 3 et H 2 O qui, lors du refroidissement, seront à nouveau combinés. Le point d'ébullition élevé de cet acide convient pour une utilisation dans la séparation des acides volatils de leurs sels lorsqu'ils sont chauffés.

Précautions de manipulation de l'acide

Lors de la manipulation d'acide sulfurique, des précautions extrêmes doivent être prises. Lorsque cet acide entre en contact avec la peau, la peau devient blanche, puis brunâtre et des rougeurs apparaissent. Les tissus environnants gonflent. Si cet acide entre en contact avec une partie du corps, il doit être rapidement lavé à l'eau et la zone brûlée doit être lubrifiée avec une solution de soude.

Vous savez maintenant que l'acide sulfurique, dont les propriétés sont bien étudiées, est tout simplement indispensable pour une variété de production et d'exploitation minière.

L'acide sulfurique (H2SO4) est l'un des acides les plus caustiques et des réactifs dangereux, connu de l'homme surtout sous forme concentrée. L'acide sulfurique chimiquement pur est un liquide toxique lourd de consistance huileuse, inodore et incolore. Il est obtenu par oxydation du dioxyde de soufre (SO2) par la méthode de contact.

À une température de + 10,5 ° C, l'acide sulfurique se transforme en une masse cristalline vitreuse congelée, avidement, comme une éponge, absorbant l'humidité de environnement. Dans l'industrie et la chimie, l'acide sulfurique est l'un des principaux composés chimiques et occupe une position de leader en termes de production en tonnes. C'est pourquoi l'acide sulfurique est appelé le "sang de la chimie". Avec l'aide d'acide sulfurique, des engrais, des médicaments, d'autres acides, de gros engrais et bien plus encore sont obtenus.

Propriétés physiques et chimiques de base de l'acide sulfurique

1. L'acide sulfurique sous sa forme pure (formule H2SO4), à une concentration de 100%, est un liquide épais incolore. La propriété la plus importante de H2SO4 est sa forte hygroscopicité - la capacité d'éliminer l'eau de l'air. Ce processus s'accompagne d'un dégagement massif de chaleur.
2. H2SO4 est un acide fort.
3. L'acide sulfurique est appelé monohydrate - il contient 1 mol de H2O (eau) pour 1 mol de SO3. En raison de ses propriétés hygroscopiques impressionnantes, il est utilisé pour extraire l'humidité des gaz.
4. Point d'ébullition - 330 ° C. Dans ce cas, l'acide est décomposé en SO3 et en eau. Densité - 1,84. Point de fusion - 10,3 ° C /.
5. L'acide sulfurique concentré est un puissant agent oxydant. Pour démarrer la réaction redox, l'acide doit être chauffé. Le résultat de la réaction est SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. Selon la concentration, l'acide sulfurique réagit différemment avec les métaux. À l'état dilué, l'acide sulfurique est capable d'oxyder tous les métaux qui se trouvent dans la série de tensions en hydrogène. Une exception est faite comme la plus résistante à l'oxydation. L'acide sulfurique dilué réagit avec les sels, les bases, les oxydes amphotères et basiques. L'acide sulfurique concentré est capable d'oxyder tous les métaux de la série de tensions, ainsi que l'argent.
7. L'acide sulfurique forme deux types de sels : acides (hydrosulfates) et moyens (sulfates)
8. Le H2SO4 entre en réaction active avec les substances organiques et les non-métaux, et il peut transformer certains d'entre eux en charbon.
9. L'anhydrite sulfurique est parfaitement soluble dans H2SO4 et, dans ce cas, de l'oléum se forme - une solution de SO3 dans de l'acide sulfurique. Extérieurement, cela ressemble à ceci : de l'acide sulfurique fumant, libérant de l'anhydrite sulfurique.
10. L'acide sulfurique dans les solutions aqueuses est un acide dibasique fort, et lorsqu'il est ajouté à l'eau, une énorme quantité de chaleur est dégagée. Lors de la préparation de solutions diluées de H2SO4 à partir de solutions concentrées, il est nécessaire d'ajouter un acide plus lourd à l'eau dans un petit courant, et non l'inverse. Ceci est fait pour éviter l'eau bouillante et les éclaboussures d'acide.

Acides sulfuriques concentrés et dilués

Les solutions concentrées d'acide sulfurique comprennent des solutions à partir de 40%, capables de dissoudre l'argent ou le palladium.

L'acide sulfurique dilué comprend des solutions dont la concentration est inférieure à 40 %. Ce ne sont pas de telles solutions actives, mais elles sont capables de réagir avec le laiton et le cuivre.

Obtenir de l'acide sulfurique

La production d'acide sulfurique à l'échelle industrielle a été lancée au XVème siècle, mais à cette époque on l'appelait "vitriol". Si l'humanité antérieure ne consommait que quelques dizaines de litres d'acide sulfurique, alors dans monde moderne le calcul va à des millions de tonnes par an.

La production d'acide sulfurique est réalisée industriellement, et il en existe trois:

1. Méthode de contact.
2. méthode nitreuse
3. Autres méthodes

Parlons en détail de chacun d'eux.

méthode de production

La méthode de production par contact est la plus courante et effectue les tâches suivantes :

• Il s'avère un produit qui satisfait les besoins du nombre maximum de consommateurs.
• Pendant la production, les dommages à l'environnement sont réduits.

Dans la méthode de contact, les substances suivantes sont utilisées comme matières premières :

• pyrite (pyrite soufrée);
• soufre;
• oxyde de vanadium (cette substance joue le rôle de catalyseur);
• sulfure d'hydrogène;
• sulfures de divers métaux.

Avant de commencer le processus de production, les matières premières sont pré-préparées. Pour commencer, dans des installations de concassage spéciales, la pyrite est soumise à un broyage, ce qui permet, en raison d'une augmentation de la surface de contact des substances actives, d'accélérer la réaction. La pyrite subit une épuration : elle est descendue dans de grands bacs d'eau, au cours desquels des stériles et toutes sortes d'impuretés flottent à la surface. Ils sont supprimés à la fin du processus.

La partie production se décompose en plusieurs étapes :

1. Après broyage, la pyrite est nettoyée et envoyée au four - où elle est cuite à des températures allant jusqu'à 800 ° C. Selon le principe du contre-courant, l'air est fourni à la chambre par le bas, ce qui garantit que la pyrite est à l'état suspendu. Aujourd'hui, ce processus prend quelques secondes, mais auparavant, il fallait plusieurs heures pour se déclencher. Au cours du processus de torréfaction, des déchets apparaissent sous forme d'oxyde de fer, qui sont éliminés puis transférés aux entreprises de l'industrie métallurgique. Pendant la cuisson, de la vapeur d'eau, des gaz O2 et SO2 sont libérés. Lorsque la purification de la vapeur d'eau et des plus petites impuretés est terminée, de l'oxyde de soufre pur et de l'oxygène sont obtenus.
2. Dans la deuxième étape, une réaction exothermique a lieu sous pression à l'aide d'un catalyseur au vanadium. Le début de la réaction commence lorsque la température atteint 420 °C, mais elle peut être portée à 550 °C afin d'augmenter l'efficacité. Au cours de la réaction, une oxydation catalytique se produit et SO2 devient SO3.
3. L'essence de la troisième étape de production est la suivante : l'absorption de SO3 dans la tour d'absorption, au cours de laquelle l'oléum H2SO4 se forme. Sous cette forme, H2SO4 est versé dans des conteneurs spéciaux (il ne réagit pas avec l'acier) et est prêt à rencontrer l'utilisateur final.

Pendant la production, comme nous l'avons dit plus haut, beaucoup d'énergie thermique est générée, qui est utilisée à des fins de chauffage. De nombreuses usines d'acide sulfurique installent des turbines à vapeur qui utilisent la vapeur d'échappement pour produire de l'électricité supplémentaire.

Procédé nitreux pour la production d'acide sulfurique

Malgré les avantages de la méthode de production par contact, qui produit de l'acide sulfurique et de l'oléum plus concentrés et plus purs, une grande quantité de H2SO4 est produite par la méthode nitreuse. En particulier, dans les usines de superphosphate.

Pour la production de H2SO4, le dioxyde de soufre agit comme substance initiale, à la fois dans le contact et dans la méthode nitreuse. Il est obtenu spécifiquement à ces fins en brûlant du soufre ou en grillant des métaux sulfureux.

La conversion du dioxyde de soufre en acide sulfureux consiste en l'oxydation du dioxyde de soufre et l'addition d'eau. La formule ressemble à ceci :
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Mais le dioxyde de soufre ne réagit pas directement avec l'oxygène, par conséquent, avec la méthode nitreuse, l'oxydation du dioxyde de soufre est réalisée à l'aide d'oxydes d'azote. Les oxydes d'azote supérieurs (nous parlons de dioxyde d'azote NO2, de trioxyde d'azote NO3) dans ce processus sont réduits en oxyde nitrique NO, qui est ensuite à nouveau oxydé avec de l'oxygène en oxydes supérieurs.

La production d'acide sulfurique par voie nitreuse est techniquement formalisée de deux manières :

• Chambre.
• La tour.

La méthode nitreuse présente un certain nombre d'avantages et d'inconvénients.

Inconvénients de la méthode nitreuse :

• Il s'avère que 75% d'acide sulfurique.
• La qualité du produit est faible.
• Retour incomplet des oxydes d'azote (ajout de HNO3). Leurs émissions sont nocives.
• L'acide contient du fer, des oxydes d'azote et d'autres impuretés.

Avantages de la méthode nitreuse :

• Le coût du processus est inférieur.
• La possibilité de traiter le SO2 à 100%.
• Simplicité de la conception matérielle.

Principales usines russes d'acide sulfurique

La production annuelle de H2SO4 dans notre pays est calculée en six chiffres - environ 10 millions de tonnes. Les principaux producteurs d'acide sulfurique en Russie sont des entreprises qui sont, en outre, ses principaux consommateurs. Nous parlons d'entreprises dont le domaine d'activité est la production d'engrais minéraux. Par exemple, "Engrais minéraux Balakovo", "Ammophos".

En Crimée, à Armyansk, le plus grand producteur de dioxyde de titane opère sur le territoire d'Europe de l'Est Titan de Crimée. De plus, l'usine est engagée dans la production d'acide sulfurique, d'engrais minéraux, de sulfate de fer, etc.

acide sulfurique diverses sortes produit par de nombreuses usines. Par exemple, l'acide sulfurique de batterie est produit par : Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom, etc.

Oleum est produit par UCC Shchekinoazot, FKP Biysk Oleum Plant, Ural Mining and Metallurgical Company, Kirishinefteorgsintez Production Association, etc.

L'acide sulfurique de haute pureté est produit par UCC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

L'acide sulfurique usé peut être acheté dans les usines ZSS, HaloPolymer Kirovo-Chepetsk.

Les fabricants d'acide sulfurique technique sont Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Zinc Plant, Electrozinc, etc.

En raison du fait que la pyrite est la principale matière première dans la production de H2SO4, et qu'il s'agit d'un gaspillage des entreprises d'enrichissement, ses fournisseurs sont les usines d'enrichissement de Norilsk et Talnakh.

Les premières positions mondiales dans la production de H2SO4 sont occupées par les États-Unis et la Chine, qui représentent respectivement 30 millions de tonnes et 60 millions de tonnes.

Portée de l'acide sulfurique

Le monde consomme annuellement environ 200 millions de tonnes de H2SO4, à partir duquel une large gamme de produits est fabriquée. L'acide sulfurique tient légitimement la palme parmi d'autres acides en termes d'utilisation industrielle.

Comme vous le savez déjà, l'acide sulfurique est l'un des produits essentiels l'industrie chimique, de sorte que la portée de l'acide sulfurique est assez large. Les principales utilisations du H2SO4 sont les suivantes :

• L'acide sulfurique est utilisé en grandes quantités pour la production d'engrais minéraux, et il représente environ 40 % du tonnage total. Pour cette raison, des usines produisant du H2SO4 sont construites à côté d'usines d'engrais. Ce sont le sulfate d'ammonium, le superphosphate, etc. Dans leur production, l'acide sulfurique est pris sous sa forme pure (concentration à 100%). Il faudra 600 litres de H2SO4 pour produire une tonne d'ammophos ou de superphosphate. Ce sont ces engrais qui sont le plus souvent utilisés dans agriculture.
• H2SO4 est utilisé pour fabriquer des explosifs.
• Purification des produits pétroliers. Pour obtenir du kérosène, de l'essence, des huiles minérales, une purification des hydrocarbures est nécessaire, ce qui se produit avec l'utilisation d'acide sulfurique. Dans le processus de raffinage du pétrole pour la purification des hydrocarbures, cette industrie "absorbe" jusqu'à 30% du tonnage mondial de H2SO4. De plus, l'indice d'octane du carburant est augmenté avec de l'acide sulfurique et les puits sont traités lors de la production de pétrole.
• dans l'industrie métallurgique. L'acide sulfurique est utilisé en métallurgie pour éliminer le tartre et la rouille des fils, des tôles, ainsi que pour réduire l'aluminium dans la production de métaux non ferreux. Avant de revêtir des surfaces métalliques de cuivre, de chrome ou de nickel, la surface est mordancée avec de l'acide sulfurique.
• Dans la fabrication de médicaments.
• dans la production de peintures.
• dans l'industrie chimique. H2SO4 est utilisé dans la production de détergents, de détergents éthyliques, d'insecticides, etc., et ces processus sont impossibles sans lui.
• Pour obtenir d'autres acides connus, des composés organiques et inorganiques utilisés à des fins industrielles.

Sels d'acide sulfurique et leurs utilisations

Les sels les plus importants de l'acide sulfurique sont :

• Sel de Glauber Na2SO4 10H2O (sulfate de sodium cristallin). Le champ d'application est assez vaste: la production de verre, de soude, en médecine vétérinaire et en médecine.
• Le sulfate de baryum BaSO4 est utilisé dans la production de caoutchouc, de papier et de peinture minérale blanche. De plus, il est indispensable en médecine pour la fluoroscopie de l'estomac. Il est utilisé pour faire de la "bouillie de baryum" pour cette procédure.
• Sulfate de calcium CaSO4. Dans la nature, on le trouve sous forme de gypse CaSO4 2H2O et d'anhydrite CaSO4. Le gypse CaSO4 2H2O et le sulfate de calcium sont utilisés en médecine et dans la construction. Avec le gypse, lorsqu'il est chauffé à une température de 150 à 170 ° C, une déshydratation partielle se produit, à la suite de quoi du gypse brûlé, connu sous le nom d'albâtre, est obtenu. En pétrissant l'albâtre avec de l'eau jusqu'à la consistance d'une pâte, la masse durcit rapidement et se transforme en une sorte de pierre. C'est cette propriété de l'albâtre qui est activement utilisée dans les travaux de construction: des moulages et des moules en sont fabriqués. Dans les travaux de plâtrage, l'albâtre est indispensable comme liant. Les patients des services de traumatologie reçoivent des bandages solides de fixation spéciaux - ils sont fabriqués à base d'albâtre.
• Le vitriol ferreux FeSO4 7H2O est utilisé pour la préparation de l'encre, l'imprégnation du bois, ainsi que dans les activités agricoles pour la destruction des nuisibles.
• L'alun KCr(SO4)2 12H2O, KAl(SO4)2 12H2O, etc. sont utilisés dans la production de peintures et l'industrie du cuir (tannage).
• Beaucoup d'entre vous connaissent de première main le sulfate de cuivre CuSO4 5H2O. C'est un assistant actif en agriculture dans la lutte contre les maladies et les ravageurs des plantes - une solution aqueuse de CuSO4 5H2O est utilisée pour décaper les céréales et pulvériser les plantes. Il est également utilisé pour préparer certaines peintures minérales. Et dans la vie de tous les jours, il est utilisé pour éliminer la moisissure des murs.
• Sulfate d'aluminium - il est utilisé dans l'industrie des pâtes et papiers.

L'acide sulfurique sous forme diluée est utilisé comme électrolyte dans les batteries au plomb. De plus, il est utilisé pour fabriquer des détergents et des engrais. Mais dans la plupart des cas, il se présente sous la forme d'oléum - il s'agit d'une solution de SO3 dans H2SO4 (d'autres formules d'oléum peuvent également être trouvées).

Fait incroyable! L'oléum est plus réactif que l'acide sulfurique concentré, mais malgré cela, il ne réagit pas avec l'acier ! C'est pour cette raison qu'il est plus facile à transporter que l'acide sulfurique lui-même.

Le domaine d'utilisation de la « reine des acides » est vraiment à grande échelle, et il est difficile de raconter toutes les manières dont elle est utilisée dans l'industrie. Il est également utilisé comme émulsifiant dans Industrie alimentaire, pour la purification de l'eau, dans la synthèse d'explosifs et à de nombreuses autres fins.

Histoire de l'acide sulfurique

Qui d'entre nous n'a jamais entendu parler du vitriol bleu ? Ainsi, il a été étudié dans l'Antiquité, et dans certains travaux du début d'une nouvelle ère, les scientifiques ont discuté de l'origine du vitriol et de ses propriétés. Le vitriol a été étudié par le médecin grec Dioscoride, l'explorateur romain de la nature Pline l'Ancien, et dans leurs écrits, ils ont écrit sur les expériences en cours. À des fins médicales, diverses substances de vitriol ont été utilisées par l'ancien guérisseur Ibn Sina. Comment le vitriol était utilisé dans la métallurgie, a été dit dans les travaux des alchimistes La Grèce ancienne Zosime de Panopolis.

La première façon d'obtenir de l'acide sulfurique est le processus de chauffage de l'alun de potassium, et il existe des informations à ce sujet dans la littérature alchimique du XIIIe siècle. À cette époque, la composition de l'alun et l'essence du processus n'étaient pas connues des alchimistes, mais déjà au XVe siècle, ils ont commencé à s'engager délibérément dans la synthèse chimique de l'acide sulfurique. Le processus était le suivant : les alchimistes traitaient un mélange de sulfure de soufre et d'antimoine (III) Sb2S3 en le chauffant avec de l'acide nitrique.

À l'époque médiévale en Europe, l'acide sulfurique était appelé "huile de vitriol", mais le nom a ensuite été changé en vitriol.

Au XVIIe siècle, Johann Glauber obtenait de l'acide sulfurique en brûlant du nitrate de potassium et du soufre natif en présence de vapeur d'eau. À la suite de l'oxydation du soufre avec du nitrate, de l'oxyde de soufre a été obtenu, qui a réagi avec de la vapeur d'eau, et en conséquence, un liquide huileux a été obtenu. C'était de l'huile de vitriol, et ce nom pour l'acide sulfurique existe encore aujourd'hui.

Le pharmacien londonien Ward Joshua utilisa cette réaction pour la production industrielle d'acide sulfurique dans les années trente du XVIIIe siècle, mais au Moyen Âge sa consommation était limitée à quelques dizaines de kilogrammes. Le champ d'utilisation était restreint : pour les expériences alchimiques, la purification des métaux précieux et dans le secteur pharmaceutique. L'acide sulfurique concentré était utilisé en petites quantités dans la fabrication d'allumettes spéciales contenant du sel de bertolet.

En Rus', le vitriol n'est apparu qu'au XVIIe siècle.

À Birmingham, en Angleterre, John Roebuck a adapté la méthode ci-dessus pour produire de l'acide sulfurique en 1746 et a lancé la production. En même temps, il utilisait de grandes chambres solides doublées de plomb, moins chères que les récipients en verre.

Dans l'industrie, cette méthode a occupé des positions pendant près de 200 ans et de l'acide sulfurique à 65% a été obtenu dans les chambres.

Au bout d'un moment, l'anglais Glover et le chimiste français Gay-Lussac ont amélioré le procédé lui-même et l'acide sulfurique a commencé à être obtenu avec une concentration de 78%. Mais un tel acide ne convenait pas à la production, par exemple, de colorants.

Au début du 19e siècle, de nouvelles méthodes ont été découvertes pour oxyder le dioxyde de soufre en anhydride sulfurique.

Initialement, cela a été fait en utilisant des oxydes d'azote, puis le platine a été utilisé comme catalyseur. Ces deux méthodes d'oxydation du dioxyde de soufre se sont encore améliorées. L'oxydation du dioxyde de soufre sur le platine et d'autres catalyseurs est devenue connue sous le nom de méthode de contact. Et l'oxydation de ce gaz avec des oxydes d'azote s'appelait la méthode nitreuse pour produire de l'acide sulfurique.

Ce n'est qu'en 1831 que le marchand britannique d'acide acétique Peregrine Philips brevète un procédé économique de production d'oxyde de soufre (VI) et d'acide sulfurique concentré, et c'est lui qui est aujourd'hui connu dans le monde comme méthode de contact pour l'obtenir.

La production de superphosphate a commencé en 1864.

Dans les années quatre-vingt du XIXe siècle en Europe, la production d'acide sulfurique atteignait 1 million de tonnes. Les principaux producteurs étaient l'Allemagne et l'Angleterre, produisant 72% du volume total d'acide sulfurique dans le monde.

Le transport de l'acide sulfurique est une entreprise à forte intensité de main-d'œuvre et responsable.

L'acide sulfurique appartient à la classe des produits chimiques dangereux et, au contact de la peau, provoque de graves brûlures. De plus, cela peut provoquer un empoisonnement chimique d'une personne. Si certaines règles ne sont pas respectées pendant le transport, l'acide sulfurique, en raison de sa nature explosive, peut causer beaucoup de dommages aux personnes et à l'environnement.

L'acide sulfurique a été classé dans la classe de danger 8 et le transport doit être effectué par des professionnels spécialement formés et formés. Une condition importante pour la livraison d'acide sulfurique est le respect des règles spécialement élaborées pour le transport de marchandises dangereuses.

Le transport par route s'effectue selon les règles suivantes :

1. Pour le transport, des conteneurs spéciaux sont constitués d'un alliage d'acier spécial qui ne réagit pas avec l'acide sulfurique ou le titane. De tels récipients ne s'oxydent pas. L'acide sulfurique dangereux est transporté dans des réservoirs chimiques spéciaux d'acide sulfurique. Ils diffèrent par leur conception et sont sélectionnés lors du transport en fonction du type d'acide sulfurique.
2. Lors du transport d'acide fumant, des réservoirs thermos isothermes spécialisés sont utilisés, dans lesquels le régime de température nécessaire est maintenu pour préserver les propriétés chimiques de l'acide.
3. Si de l'acide ordinaire est transporté, un réservoir d'acide sulfurique est sélectionné.
4. Le transport de l'acide sulfurique par route, tel que fumant, anhydre, concentré, pour batteries, gantier, s'effectue dans des conteneurs spéciaux : citernes, fûts, conteneurs.
5. Le transport de marchandises dangereuses ne peut être effectué que par des chauffeurs munis d'un certificat ADR.
6. Le temps de trajet n'a aucune restriction, car pendant le transport, il est nécessaire de respecter strictement la vitesse autorisée.
7. Pendant le transport, un itinéraire spécial est construit, qui devrait fonctionner, en contournant les endroits bondés et les installations de production.
8. Le transport doit avoir des marquages ​​​​spéciaux et des signes de danger.

Propriétés dangereuses de l'acide sulfurique pour l'homme

L'acide sulfurique présente un danger accru pour le corps humain. Son effet toxique se produit non seulement par contact direct avec la peau, mais par inhalation de ses vapeurs, lorsque du dioxyde de soufre est libéré. Le danger concerne :

• système respiratoire;
• Téguments ;
• Muqueuses.

L'intoxication du corps peut être renforcée par l'arsenic, qui fait souvent partie de l'acide sulfurique.

Important! Comme vous le savez, lorsque l'acide entre en contact avec la peau, de graves brûlures se produisent. L'empoisonnement aux vapeurs d'acide sulfurique n'est pas moins dangereux. Une dose sûre d'acide sulfurique dans l'air n'est que de 0,3 mg par mètre carré.

Si l'acide sulfurique pénètre sur les muqueuses ou sur la peau, une brûlure grave apparaît, qui ne guérit pas bien. Si la brûlure est d'une ampleur impressionnante, la victime développe une brûlure, qui peut même entraîner la mort si des soins médicaux qualifiés ne sont pas fournis en temps opportun.

Important! Pour un adulte, la dose mortelle d'acide sulfurique n'est que de 0,18 cm pour 1 litre.

Bien sûr, il est problématique de "faire l'expérience par soi-même" de l'effet toxique de l'acide dans la vie ordinaire. Le plus souvent, l'empoisonnement acide se produit en raison de la négligence de la sécurité industrielle lors de l'utilisation d'une solution.

Un empoisonnement de masse avec de la vapeur d'acide sulfurique peut survenir en raison de problèmes techniques de production ou de négligence, et un rejet massif dans l'atmosphère se produit. Pour prévenir de telles situations, des services spéciaux travaillent, dont la tâche est de contrôler le fonctionnement de la production où l'acide dangereux est utilisé.

Quels sont les symptômes d'une intoxication à l'acide sulfurique ?

Si l'acide a été ingéré :

• Douleur dans la région des organes digestifs.
• Nausée et vomissements.
• Violation des selles, à la suite de troubles intestinaux graves.
• Forte sécrétion de salive.
• En raison des effets toxiques sur les reins, l'urine devient rougeâtre.
• Gonflement du larynx et de la gorge. Il y a une respiration sifflante, un enrouement. Cela peut entraîner la mort par suffocation.
• Des taches brunes apparaissent sur les gencives.
• La peau devient bleue.

Avec une brûlure de la peau, il peut y avoir toutes les complications inhérentes à une brûlure.

Lors d'un empoisonnement par paires, l'image suivante est observée:

• Brûlure de la muqueuse des yeux.
• Saignement de nez.
• Brûlure des muqueuses voies respiratoires. Dans ce cas, la victime ressent un fort symptôme de douleur.
• Gonflement du larynx avec symptômes d'étouffement (manque d'oxygène, la peau devient bleue).
• Si l'empoisonnement est grave, il peut y avoir des nausées et des vomissements.

C'est important de savoir ! L'intoxication acide après ingestion est beaucoup plus dangereuse que l'intoxication par inhalation de vapeurs.

Premiers secours et procédures thérapeutiques pour les dommages causés par l'acide sulfurique

Procéder comme suit en cas de contact avec de l'acide sulfurique :

• Appelez d'abord une ambulance. Si le liquide pénètre à l'intérieur, faites un lavage gastrique à l'eau tiède. Après cela, par petites gorgées, vous devrez boire 100 grammes de tournesol ou huile d'olive. De plus, vous devez avaler un morceau de glace, boire du lait ou de la magnésie brûlée. Cela doit être fait pour réduire la concentration d'acide sulfurique et améliorer la condition humaine.
• Si de l'acide pénètre dans les yeux, rincez-les à l'eau courante, puis égouttez-les avec une solution de dicaïne et de novocaïne.
• Si de l'acide entre en contact avec la peau, la zone brûlée doit être bien lavée à l'eau courante et bandée avec de la soude. Rincer pendant environ 10-15 minutes.
• En cas d'empoisonnement à la vapeur, vous devez sortir à l'air frais et rincer autant que possible les muqueuses affectées avec de l'eau.

En milieu hospitalier, le traitement dépendra de la zone de la brûlure et du degré d'intoxication. L'anesthésie est réalisée uniquement avec de la novocaïne. Afin d'éviter le développement d'une infection dans la zone touchée, un traitement antibiotique est sélectionné pour le patient.

Dans les saignements gastriques, du plasma est injecté ou du sang est transfusé. La source du saignement peut être enlevée chirurgicalement.

1. L'acide sulfurique sous sa forme pure à 100% se trouve dans la nature. Par exemple, en Italie, en Sicile dans la mer Morte, vous pouvez voir un phénomène unique - l'acide sulfurique s'infiltre directement du fond ! Et voici ce qui se passe : la pyrite issue de la croûte terrestre sert dans ce cas de matière première à sa formation. Cet endroit est aussi appelé le Lac de la Mort, et même les insectes ont peur de s'y envoler !
2. Après de grandes éruptions volcaniques, des gouttes d'acide sulfurique peuvent souvent être trouvées dans l'atmosphère terrestre, et dans de tels cas, le "coupable" peut avoir des conséquences négatives pour l'environnement et provoquer de graves changements climatiques.
3. L'acide sulfurique est un absorbeur d'eau actif, il est donc utilisé comme séchoir à gaz. Autrefois, afin d'éviter que les fenêtres ne s'embuent dans les pièces, cet acide était versé dans des bocaux et placé entre les vitres des ouvertures des fenêtres.
4. L'acide sulfurique est la principale cause des pluies acides. La principale cause des pluies acides est la pollution de l'air par le dioxyde de soufre, et lorsqu'il est dissous dans l'eau, il forme de l'acide sulfurique. À son tour, du dioxyde de soufre est émis lorsque des combustibles fossiles sont brûlés. Dans les pluies acides étudiées pour dernières années, la teneur en acide nitrique a augmenté. La raison de ce phénomène est la réduction des émissions de dioxyde de soufre. Malgré ce fait, l'acide sulfurique reste la principale cause des pluies acides.

Nous vous proposons une sélection vidéo d'expériences intéressantes avec l'acide sulfurique.

Considérez la réaction de l'acide sulfurique lorsqu'il est versé dans du sucre. Dans les premières secondes d'acide sulfurique entrant dans le ballon avec du sucre, le mélange s'assombrit. Après quelques secondes, la substance devient noire. La chose la plus intéressante se produit ensuite. La masse commence à croître rapidement et à sortir du flacon. A la sortie, on obtient une matière fière, semblable à du charbon de bois poreux, dépassant de 3-4 fois le volume d'origine.

L'auteur de la vidéo propose de comparer la réaction du Coca-Cola avec l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique. Lorsque Coca-Cola est mélangé avec de l'acide chlorhydrique, aucun changement visuel n'est observé, mais lorsqu'il est mélangé avec de l'acide sulfurique, Coca-Cola commence à bouillir.

Une interaction intéressante peut être observée lorsque l'acide sulfurique pénètre sur du papier hygiénique. Le papier toilette est fabriqué à partir de cellulose. Lorsque l'acide pénètre, les molécules de cellulose se décomposent instantanément avec la libération de carbone libre. Une carbonisation similaire peut être observée lorsque l'acide pénètre dans le bois.

J'ajoute un petit morceau de potassium dans un flacon avec de l'acide concentré. Dans la première seconde, de la fumée est libérée, après quoi le métal s'enflamme instantanément, s'allume et explose, se coupant en morceaux.

Dans l'expérience suivante, lorsque l'acide sulfurique frappe une allumette, il s'embrase. Dans la deuxième partie de l'expérience, une feuille d'aluminium est immergée avec de l'acétone et une allumette à l'intérieur. Il y a un échauffement instantané de la feuille avec dégagement d'une énorme quantité de fumée et sa dissolution complète.

Un effet intéressant est observé lors de l'ajout bicarbonate de soude en acide sulfurique. Le soda se transforme instantanément en jaune. La réaction se déroule avec une ébullition rapide et une augmentation de volume.

Nous déconseillons catégoriquement de réaliser toutes les expériences ci-dessus à la maison. L'acide sulfurique est une substance très corrosive et toxique. Ces expériences doivent être effectuées dans des salles spéciales équipées d'une ventilation forcée. Les gaz libérés lors des réactions avec l'acide sulfurique sont hautement toxiques et peuvent endommager les voies respiratoires et empoisonner le corps. De plus, de telles expériences sont réalisées dans des équipements de protection individuelle pour la peau et les organes respiratoires. Prends soin de toi!

Le trioxyde de soufre est généralement un liquide incolore. Il peut également exister sous forme de glace, de cristaux fibreux ou de gaz. Lorsque le trioxyde de soufre est exposé à l'air, une fumée blanche commence à se dégager. Il est élément constitutif un tel produit chimique substance active comme l'acide sulfurique concentré. C'est un liquide clair, incolore, huileux et très corrosif. Il est utilisé dans la fabrication d'engrais, d'explosifs, d'autres acides, dans l'industrie pétrolière et dans les batteries au plomb des automobiles.

Acide sulfurique concentré : propriétés

L'acide sulfurique se dissout bien dans l'eau, est corrosif pour les métaux et les tissus et carbonise le bois et la plupart des autres substances organiques au contact. L'exposition à long terme à de faibles concentrations ou l'exposition à court terme à des concentrations élevées peut entraîner des effets nocifs sur la santé par inhalation.

L'acide sulfurique concentré est utilisé pour fabriquer des engrais et d'autres produits chimiques, dans le raffinage du pétrole, dans la fabrication du fer et de l'acier et à de nombreuses autres fins. Parce qu'il a un point d'ébullition suffisamment élevé, il peut être utilisé pour libérer des acides plus volatils de leurs sels. L'acide sulfurique concentré a une forte propriété hygroscopique. Il est parfois utilisé comme agent de séchage pour déshydrater (éliminer l'eau par des moyens chimiques) de nombreux composés, tels que les glucides.

Réactions d'acide sulfurique

L'acide sulfurique concentré réagit d'une manière inhabituelle au sucre, laissant derrière lui une masse noire spongieuse et cassante de carbone. Une réaction similaire est observée lors d'une exposition à la peau, à la cellulose et à d'autres fibres végétales et animales. Lorsque l'acide concentré est mélangé à de l'eau, une grande quantité de chaleur est libérée, suffisamment pour faire bouillir instantanément. Pour la dilution, il doit être ajouté lentement à de l'eau froide en remuant constamment pour limiter l'accumulation de chaleur. L'acide sulfurique réagit avec le liquide, formant des hydrates aux propriétés prononcées.

caractéristiques physiques

Un liquide incolore et inodore dans une solution diluée a un goût amer. L'acide sulfurique est extrêmement agressif lorsqu'il est exposé à la peau et à tous les tissus du corps, provoquant de graves brûlures au contact direct. Dans sa forme pure, H 2 SO4 n'est pas conducteur d'électricité, mais la situation change en sens inverse avec l'ajout d'eau.

Certaines propriétés sont que le poids moléculaire est de 98,08. Le point d'ébullition est de 327 degrés Celsius, le point de fusion est de -2 degrés Celsius. L'acide sulfurique est un acide minéral fort et l'un des principaux produits de l'industrie chimique en raison de sa large utilisation commerciale. Il se forme naturellement à partir de l'oxydation de matériaux sulfurés tels que le sulfure de fer.

Les propriétés chimiques de l'acide sulfurique (H 2 SO4) se manifestent par diverses réactions chimiques :

1. Lors de l'interaction avec les alcalis, deux séries de sels se forment, dont les sulfates.
2. Réagit avec les carbonates et les bicarbonates pour former des sels et du dioxyde de carbone (CO 2).
3. Il affecte les métaux différemment, selon la température et le degré de dilution. Froid et dilué donne de l'hydrogène, chaud et concentré donne des émissions de SO 2 .
4. Lors de l'ébullition, une solution de H 2 SO4 (acide sulfurique concentré) se décompose en trioxyde de soufre (SO 3) et en eau (H 2 O). Les propriétés chimiques incluent également le rôle d'un agent oxydant fort.

risque d'incendie

L'acide sulfurique est très réactif pour enflammer les matières combustibles fines au contact. Lorsqu'il est chauffé, des gaz hautement toxiques commencent à être libérés. Il est explosif et incompatible avec un grand nombre de substances. À des températures et des pressions élevées, des modifications chimiques et des déformations assez agressives peuvent se produire. Peut réagir violemment avec l'eau et d'autres liquides, provoquant des éclaboussures.

danger pour la santé

L'acide sulfurique corrode tous les tissus du corps. L'inhalation de vapeurs peut causer de graves dommages aux poumons. Les dommages à la membrane muqueuse des yeux peuvent entraîner une perte complète de la vision. Le contact avec la peau peut provoquer une nécrose sévère. Même quelques gouttes peuvent être mortelles si l'acide pénètre dans la trachée. Une exposition chronique peut provoquer une trachéobronchite, une stomatite, une conjonctivite, une gastrite. Des perforations gastriques et une péritonite peuvent survenir, accompagnées d'un collapsus circulatoire. L'acide sulfurique est une substance hautement caustique qui doit être manipulée avec une extrême prudence. Les signes et symptômes lors de l'exposition peuvent être graves et comprennent la bave, une soif intense, des difficultés à avaler, des douleurs, des chocs et des brûlures. Le vomi a généralement la couleur du café moulu. Une exposition aiguë par inhalation peut entraîner des éternuements, un enrouement, un étouffement, une laryngite, une dyspnée, une irritation des voies respiratoires et des douleurs thoraciques. Saignement du nez et des gencives, œdème pulmonaire, Bronchite chronique et une pneumonie peut également survenir. L'exposition à la peau peut entraîner de graves brûlures douloureuses et une dermatite.

PREMIERS SECOURS

1. Amener les victimes à l'air frais. Le personnel d'urgence doit éviter l'exposition à l'acide sulfurique pendant cette opération.
2. Évaluez les signes vitaux, y compris le pouls et la fréquence respiratoire. Si une impulsion n'est pas détectée, effectuez une réanimation, en fonction des blessures supplémentaires subies. Si la respiration est présente et difficile, fournir une assistance respiratoire.
3. Retirez les vêtements souillés dès que possible.
4. En cas de contact avec les yeux, rincer à l'eau tiède pendant au moins 15 minutes ; pour la peau, laver à l'eau et au savon.
5. Lorsque vous inhalez des vapeurs toxiques, rincez-vous la bouche gros montant il est interdit de boire de l'eau, de boire et de faire vomir indépendamment.
6. Transportez les blessés vers un établissement médical.