Todas as pessoas na aula de química estudavam ácidos. Um deles é chamado de ácido sulfúrico e é designado HSO 4. Sobre quais são as propriedades do ácido sulfúrico, nosso artigo dirá.

Propriedades físicas do ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico puro ou monohidrato é um líquido oleoso incolor que se solidifica em uma massa cristalina a +10°C. O ácido sulfúrico destinado a reações contém 95% de H 2 SO 4 e tem uma densidade de 1,84 g/cm 3 . 1 litro desse ácido pesa 2 kg. O ácido endurece a -20°C. O calor de fusão é 10,5 kJ/mol a uma temperatura de 10,37°C.

As propriedades do ácido sulfúrico concentrado são variadas. Por exemplo, ao dissolver este ácido em água, uma grande quantidade de calor (19 kcal/mol) será liberada devido à formação de hidratos. Esses hidratos podem ser isolados da solução a baixas temperaturas na forma sólida.

O ácido sulfúrico é um dos produtos mais básicos da indústria química. Destina-se à produção de fertilizantes minerais (sulfato de amônio, superfosfato), sais e ácidos diversos, detergentes e medicamentos, fibras artificiais, corantes, explosivos. O ácido sulfúrico também é usado na metalurgia (por exemplo, na decomposição de minérios de urânio), na purificação de produtos petrolíferos, na secagem de gases e assim por diante.

Propriedades químicas do ácido sulfúrico

As propriedades químicas do ácido sulfúrico são:

1. Interação com metais:
   • o ácido diluído dissolve apenas os metais que estão à esquerda do hidrogênio em uma série de voltagens, por exemplo H 2 +1 SO 4 + Zn 0 \u003d H 2 O + Zn + 2 SO 4;
   • as propriedades oxidantes do ácido sulfúrico são ótimas. Ao interagir com vários metais (exceto Pt, Au), pode ser reduzido a H 2 S -2, S +4 O 2 ou S 0, por exemplo:
   • 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. O ácido concentrado H 2 S +6 O 4 também reage (quando aquecido) com alguns não metais, transformando-se em compostos de enxofre com menor estado de oxidação, por exemplo:
   • 2H 2 S +6 O 4 + C 0 = 2S +4 O 2 + C +4 O 2 + 2H 2 O;
   • 2H 2 S +6 O 4 + S 0 = 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. Com óxidos básicos:
   • H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O;
4. Com hidróxidos:
   • Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
   • 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
5. Interação com sais em reações de troca:
   • H 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2HCl + BaSO 4;

A formação de BaSO 4 (precipitado branco, insolúvel em ácidos) é utilizada para determinar este ácido e os sulfatos solúveis.

Um monohidrato é um solvente ionizante com caráter ácido. É muito bom dissolver sulfatos de muitos metais, por exemplo:

• 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 +.

Um ácido concentrado é um agente oxidante bastante forte, especialmente quando aquecido, por exemplo 2H 2 SO 4 + Cu = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.

Atuando como agente oxidante, o ácido sulfúrico é geralmente reduzido a SO 2 . Mas pode ser reduzido a S e até mesmo a H 2 S, por exemplo H 2 S + H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + S.

O monohidrato quase não pode conduzir eletricidade. Por outro lado, soluções aquosas ácidas são bons condutores. O ácido sulfúrico absorve fortemente a umidade, por isso é usado para secar vários gases. Como dessecante, o ácido sulfúrico atua desde que a pressão do vapor de água acima de sua solução seja menor que sua pressão no gás que está sendo seco.

Se uma solução diluída de ácido sulfúrico for fervida, a água será removida dela, enquanto o ponto de ebulição subirá para 337 ° C, por exemplo, quando o ácido sulfúrico a uma concentração de 98,3% for destilado. Por outro lado, a partir de soluções mais concentradas, o excesso de anidrido sulfúrico evapora. O vapor de ebulição a uma temperatura de 337 ° C do ácido é parcialmente decomposto em SO 3 e H 2 O, que, após resfriamento, será novamente combinado. O alto ponto de ebulição deste ácido é adequado para uso na separação de ácidos voláteis de seus sais quando aquecidos.

Precauções de manuseio de ácido

Ao manusear o ácido sulfúrico, deve-se ter extremo cuidado. Quando esse ácido entra em contato com a pele, a pele fica branca, depois acastanhada e aparece vermelhidão. O tecido circundante incha. Se este ácido entrar em contato com qualquer parte do corpo, deve ser lavado rapidamente com água, e a área queimada deve ser lubrificada com uma solução de soda.

Agora você sabe que o ácido sulfúrico, cujas propriedades são bem estudadas, é simplesmente indispensável para uma variedade de produção e mineração.

O enxofre é um elemento químico que está no sexto grupo e terceiro período da tabela periódica. Neste artigo, examinaremos detalhadamente sua química e produção, uso e assim por diante. A característica física inclui características como cor, nível de condutividade elétrica, ponto de ebulição do enxofre, etc. A química descreve sua interação com outras substâncias.

Enxofre em termos de física

Esta é uma substância frágil. Em condições normais, está em estado sólido de agregação. O enxofre tem uma cor amarelo-limão.

E, na maioria das vezes, todos os seus compostos têm tons amarelos. Não se dissolve em água. Possui baixa condutividade térmica e elétrica. Essas características o caracterizam como um não-metal típico. Apesar do fato de que a composição química do enxofre não é nada complicada, essa substância pode ter várias variações. Tudo depende da estrutura da rede cristalina, com a qual os átomos estão conectados, mas não formam moléculas.

Então, a primeira opção é o enxofre rômbico. Ela é a mais estável. O ponto de ebulição deste tipo de enxofre é de quatrocentos e quarenta e cinco graus Celsius. Mas para que uma determinada substância passe para um estado gasoso de agregação, ela deve primeiro passar por um estado líquido. Assim, a fusão do enxofre ocorre a uma temperatura de cento e treze graus Celsius.

A segunda opção é o enxofre monoclínico. É um cristais em forma de agulha com uma cor amarela escura. A fusão do enxofre do primeiro tipo e, em seguida, seu resfriamento lento leva à formação desse tipo. Esta variedade tem quase as mesmas características físicas. Por exemplo, o ponto de ebulição do enxofre desse tipo ainda é o mesmo quatrocentos e quarenta e cinco graus. Além disso, existe uma variedade dessa substância como plástico. É obtido despejando em água fria aquecida quase a uma fervura rômbica. O ponto de ebulição do enxofre deste tipo é o mesmo. Mas a substância tem a propriedade de se esticar como a borracha.

Outro componente da característica física que eu gostaria de falar é a temperatura de ignição do enxofre.

Este indicador pode variar de acordo com o tipo de material e sua origem. Por exemplo, a temperatura de ignição do enxofre técnico é de cento e noventa graus. Este é um número bastante baixo. Em outros casos, o ponto de fulgor do enxofre pode ser duzentos e quarenta e oito graus e até duzentos e cinquenta e seis. Tudo depende de que material foi extraído, qual a densidade que tem. Mas podemos concluir que a temperatura de combustão do enxofre é bastante baixa, em comparação com outros elementos químicos, é uma substância inflamável. Além disso, às vezes o enxofre pode se combinar em moléculas que consistem em oito, seis, quatro ou dois átomos. Agora, tendo considerado o enxofre do ponto de vista da física, vamos para a próxima seção.

Caracterização química do enxofre

Este elemento tem uma massa atômica relativamente baixa, é igual a trinta e dois gramas por mol. A característica do elemento enxofre inclui uma característica desta substância como a capacidade de ter diferentes graus de oxidação. Nisto difere de, digamos, hidrogênio ou oxigênio. Considerando a questão de qual é a característica química do elemento enxofre, é impossível não mencionar que, dependendo das condições, ele apresenta propriedades tanto redutoras quanto oxidantes. Então, em ordem, considere a interação de uma determinada substância com vários compostos químicos.

Enxofre e substâncias simples

Substâncias simples são substâncias que contêm apenas um elemento químico. Seus átomos podem se combinar em moléculas, como, por exemplo, no caso do oxigênio, ou podem não se combinar, como é o caso dos metais. Assim, o enxofre pode reagir com metais, outros não metais e halogênios.

Interação com metais

Uma alta temperatura é necessária para realizar este tipo de processo. Nestas condições, ocorre uma reação de adição. Ou seja, átomos de metal se combinam com átomos de enxofre, formando assim sulfetos de substâncias complexas. Por exemplo, se você aquecer dois mols de potássio misturando-os com um mol de enxofre, você obtém um mol do sulfeto desse metal. A equação pode ser escrita da seguinte forma: 2K + S = K 2 S.

Reação com oxigênio

Isso é queima de enxofre. Como resultado desse processo, seu óxido é formado. Este último pode ser de dois tipos. Portanto, a combustão do enxofre pode ocorrer em duas etapas. A primeira é quando um mol de enxofre e um mol de oxigênio formam um mol de dióxido de enxofre. Você pode escrever a equação para esta reação química da seguinte forma: S + O 2 \u003d SO 2. A segunda etapa é a adição de mais um átomo de oxigênio ao dióxido. Isso acontece se você adicionar um mol de oxigênio a dois mols em alta temperatura. O resultado são dois mols de trióxido de enxofre. A equação para esta interação química é assim: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. Como resultado desta reação, o ácido sulfúrico é formado. Assim, realizando os dois processos descritos, é possível passar o trióxido resultante através de um jato de vapor de água. E obtemos A equação para tal reação é escrita da seguinte forma: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Interação com halogênios

Químico como outros não metais, permitem que reaja com este grupo de substâncias. Inclui compostos como flúor, bromo, cloro, iodo. O enxofre reage com qualquer um deles, exceto o último. Como exemplo, podemos citar o processo de fluoração do elemento da tabela periódica que estamos considerando. Aquecendo o não-metal mencionado com um halogênio, duas variações de fluoreto podem ser obtidas. O primeiro caso: se pegarmos um mol de enxofre e três moles de flúor, obtemos um mol de flúor, cuja fórmula é SF 6. A equação fica assim: S + 3F 2 = SF 6. Além disso, existe uma segunda opção: se pegarmos um mol de enxofre e dois moles de flúor, obtemos um mol de flúor com a fórmula química SF 4 . A equação é escrita da seguinte forma: S + 2F 2 = SF 4 . Como você pode ver, tudo depende das proporções em que os componentes são misturados. Exatamente da mesma forma, é possível realizar o processo de cloração do enxofre (duas substâncias diferentes também podem ser formadas) ou bromação.

Interação com outras substâncias simples

A caracterização do elemento enxofre não termina aí. A substância também pode entrar em uma reação química com hidrogênio, fósforo e carbono. Devido à interação com o hidrogênio, o ácido sulfeto é formado. Como resultado de sua reação com metais, podem ser obtidos seus sulfetos, que, por sua vez, também são obtidos pela reação direta do enxofre com o mesmo metal. A adição de átomos de hidrogênio a átomos de enxofre ocorre apenas sob condições de temperatura muito alta. Quando o enxofre reage com o fósforo, seu fosforeto é formado. Tem a seguinte fórmula: P 2 S 3. Para obter um mol dessa substância, você precisa tomar dois mols de fósforo e três mols de enxofre. Quando o enxofre interage com o carbono, o carboneto do não metal considerado é formado. Sua fórmula química se parece com isso: CS 2. Para obter um mol dessa substância, você precisa pegar um mol de carbono e dois mols de enxofre. Todas as reações de adição descritas acima ocorrem apenas quando os reagentes são aquecidos a altas temperaturas. Consideramos a interação do enxofre com substâncias simples, agora vamos para o próximo ponto.

Enxofre e compostos complexos

Compostos são aquelas substâncias cujas moléculas consistem em dois (ou mais) elementos diferentes. As propriedades químicas do enxofre permitem que ele reaja com compostos como álcalis, bem como ácido sulfato concentrado. Suas reações com essas substâncias são bastante peculiares. Primeiro, considere o que acontece quando o não metal em questão é misturado com álcali. Por exemplo, se pegarmos seis moles e adicionarmos três moles de enxofre a eles, obtemos dois mols de sulfeto de potássio, um mol desse sulfito metálico e três mols de água. Esse tipo de reação pode ser expresso pela seguinte equação: 6KOH + 3S \u003d 2K 2 S + K2SO 3 + 3H 2 O. Pelo mesmo princípio, a interação ocorre se você adicionar Em seguida, considere o comportamento do enxofre quando uma solução concentrada de ácido sulfato é adicionado a ele. Se pegarmos um mol da primeira e dois moles da segunda substância, obtemos os seguintes produtos: trióxido de enxofre na quantidade de três mols e também água - dois mols. Esta reação química só pode ocorrer quando os reagentes são aquecidos a uma temperatura elevada.

Obtenção do não-metal considerado

Existem vários métodos principais pelos quais o enxofre pode ser extraído de uma variedade de substâncias. O primeiro método é isolá-lo da pirita. A fórmula química deste último é FeS 2 . Quando essa substância é aquecida a alta temperatura sem acesso ao oxigênio, outro sulfeto de ferro - FeS - e enxofre podem ser obtidos. A equação da reação é escrita da seguinte forma: FeS 2 \u003d FeS + S. O segundo método de obtenção de enxofre, que é frequentemente usado na indústria, é a combustão de sulfeto de enxofre sob a condição de uma pequena quantidade de oxigênio. Nesse caso, você pode obter o não metal e a água considerados. Para realizar a reação, você precisa levar os componentes em uma proporção molar de dois para um. Como resultado, obtemos os produtos finais em proporções de dois para dois. A equação para esta reação química pode ser escrita da seguinte forma: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O. Além disso, o enxofre pode ser obtido durante vários processos metalúrgicos, por exemplo, na produção de metais como níquel, cobre e outros.

Uso industrial

O não-metal que estamos considerando encontrou sua aplicação mais ampla na indústria química. Como mencionado acima, aqui é usado para obter ácido sulfato a partir dele. Além disso, o enxofre é utilizado como componente para a fabricação de fósforos, por ser um material inflamável. Também é indispensável na produção de explosivos, pólvora, estrelinhas, etc. Além disso, o enxofre é utilizado como um dos ingredientes em produtos de controle de pragas. Na medicina, é usado como componente na fabricação de medicamentos para doenças de pele. Além disso, a substância em questão é utilizada na produção de diversos corantes. Além disso, é usado na fabricação de fósforos.

Estrutura eletrônica de enxofre

Como você sabe, todos os átomos consistem em um núcleo, no qual existem prótons - partículas carregadas positivamente - e nêutrons, ou seja, partículas que têm carga zero. Os elétrons giram em torno do núcleo com carga negativa. Para um átomo ser neutro, ele deve ter o mesmo número de prótons e elétrons em sua estrutura. Se houver mais deste último, isso já é um íon negativo - um ânion. Se, pelo contrário, o número de prótons for maior que o número de elétrons, este é um íon positivo ou cátion. O ânion enxofre pode atuar como um resíduo ácido. Faz parte das moléculas de substâncias como ácido sulfídrico (sulfeto de hidrogênio) e sulfetos metálicos. Um ânion é formado durante a dissociação eletrolítica, que ocorre quando uma substância é dissolvida em água. Nesse caso, a molécula se decompõe em um cátion, que pode ser representado como um íon metálico ou hidrogênio, bem como um cátion - um íon de um resíduo ácido ou um grupo hidroxila (OH-).

Como o número de série do enxofre na tabela periódica é dezesseis, podemos concluir que exatamente esse número de prótons está localizado em seu núcleo. Com base nisso, podemos dizer que também há dezesseis elétrons girando ao redor. O número de nêutrons pode ser encontrado subtraindo o número de série do elemento químico da massa molar: 32 - 16 \u003d 16. Cada elétron não gira aleatoriamente, mas ao longo de uma determinada órbita. Como o enxofre é um elemento químico que pertence ao terceiro período da tabela periódica, existem três órbitas ao redor do núcleo. O primeiro tem dois elétrons, o segundo tem oito e o terceiro tem seis. A fórmula eletrônica do átomo de enxofre é escrita da seguinte forma: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Prevalência na natureza

Basicamente, o elemento químico considerado é encontrado na composição dos minerais, que são sulfetos de diversos metais. Em primeiro lugar, é pirita - sal de ferro; também é chumbo, prata, brilho de cobre, blenda de zinco, cinábrio - sulfeto de mercúrio. Além disso, o enxofre também pode ser incluído na composição de minerais, cuja estrutura é representada por três ou mais elementos químicos.

Por exemplo, calcopirita, mirabilite, kieserite, gesso. Você pode considerar cada um deles com mais detalhes. Pirita é um sulfeto de ferro, ou FeS 2 . Tem uma cor amarelo claro com um brilho dourado. Este mineral muitas vezes pode ser encontrado como uma impureza no lápis-lazúli, que é amplamente utilizado para fazer joias. Isso se deve ao fato de que esses dois minerais geralmente têm um depósito comum. O brilho de cobre - calcocita ou chalcosina - é uma substância cinza-azulada, semelhante ao metal. e o brilho prateado (argentita) têm propriedades semelhantes: ambos se parecem com metais, têm uma cor cinza. O cinábrio é um mineral opaco vermelho-acastanhado com manchas cinzentas. A calcopirita, cuja fórmula química é CuFeS 2 , é amarela dourada, também chamada de blenda dourada. A blenda de zinco (esfalerita) pode ter uma cor de âmbar a laranja ardente. Mirabilite - Na 2 SO 4 x10H 2 O - cristais transparentes ou brancos. Também é chamado de usado na medicina. A fórmula química da kieserite é MgSO 4 xH 2 O. Parece um pó branco ou incolor. A fórmula química do gesso é CaSO 4 x2H 2 O. Além disso, esse elemento químico faz parte das células dos organismos vivos e é um importante oligoelemento.

Autor Chemical Encyclopedia b.b. N.S. Zefirov

ÁCIDO SULFÚRICO H2SO4, peso molecular 98,082; incolor líquido oleoso inodoro. Ácido dibásico muito forte, a 18°C ​​pK a 1 - 2,8, K 2 1,2 10 -2, pK a 2 l,92; comprimentos de ligação na molécula S=O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, ângulo HOSOH 104°, OSO 119°; ferve com vários, formando uma mistura azeotrópica (98,3% H 2 SO 4 e 1,7% H 2 O com ponto de ebulição de 338,8 ° C; ver também Tabela 1). O ÁCIDO SULFÚRICO, correspondente a 100% de teor de H2SO4, tem a composição (%): H2SO4 99,5, 0,18, 0,14, H3O + 0,09, H2S2O7 0,04, HS2O7 0,05. Miscível com água e SO 3 em todas as proporções. Em soluções aquosas, o ÁCIDO SULFÚRICO é quase completamente dissociado em H + e . Forma hidratos H 2 SO 4 nH 2 O, onde n = 1, 2, 3, 4 e 6,5.

As soluções de SO 3 em ÁCIDO SULFÚRICO são chamadas de oleum, elas formam dois compostos H 2 SO 4 SO 3 e H 2 SO 4 2SO 3. Oleum também contém ácido pirossulfúrico, que é obtido pela reação: H 2 SO 4 + + SO 3: H 2 S 2 O 7.

O ponto de ebulição das soluções aquosas de ÁCIDO SULFÚRICO aumenta com o aumento de sua concentração e atinge um máximo no teor de 98,3% de H 2 SO 4 (Tabela 2). O ponto de ebulição do oleum diminui com o aumento do teor de SO 3 . Com o aumento da concentração das soluções aquosas de ÁCIDO SULFÚRICO, a pressão total de vapor sobre as soluções diminui e, no teor de 98,3% de H 2 SO 4, atinge um mínimo. Com o aumento da concentração de SO 3 no óleo, a pressão total de vapor acima dela aumenta. A pressão de vapor sobre soluções aquosas de ÁCIDO SULFÚRICO c. e oleum pode ser calculada pela equação: lgp (Pa) \u003d A - B / T + 2,126, os valores dos coeficientes A e B dependem do concentração de ÁCIDO SULFÚRICO c. Vapor sobre soluções aquosas de ÁCIDO SULFÚRICO c. consiste em uma mistura de vapor de água, H 2 SO 4 e SO 3, enquanto a composição do vapor difere da composição do líquido em todas as concentrações de ÁCIDO SULFÚRICO c., exceto para a mistura azeotrópica correspondente.

Com o aumento da temperatura, a dissociação de H 2 SO 4 H 2 O + SO 3 - Q aumenta, a equação para a dependência da temperatura da constante de equilíbrio lnК p = 14,74965 - 6,71464ln (298 / T) - 8, 10161 10 4 T 2 -9643,04/T-9,4577 10 -3 T+2,19062 x 10 -6 T2. À pressão normal, o grau de dissociação: 10-5 (373 K), 2,5 (473 K), 27,1 (573 K), 69,1 (673 K). A densidade do ÁCIDO SULFÚRICO 100% pode ser determinada pela equação: d = 1,8517 - - 1,1 10 -3 t + 2 10 -6 t 2 g/cm 3. Com o aumento da concentração das soluções de ÁCIDO SULFÚRICO, sua capacidade calorífica diminui e atinge um mínimo para 100% de ÁCIDO SULFÚRICO, enquanto a capacidade calorífica do oleum aumenta com o aumento do teor de SO 3 .

Com um aumento na concentração e uma diminuição na temperatura, a condutividade térmica l diminui: l \u003d 0,518 + 0,0016t - (0,25 + + t / 1293) C / 100, onde C é a concentração de ÁCIDO SULFÚRICO c., em% . Máx. viscosidade tem oleum H 2 SO 4 SO 3, com o aumento da temperatura h diminui. Elétrico a resistência do ÁCIDO SULFÚRICO é mínima na concentração de 30 e 92% de H 2 SO 4 e máxima na concentração de 84 e 99,8% de H 2 SO 4 . Para oleum min. r a uma concentração de 10% SO 3 . Com o aumento da temperatura, o ÁCIDO SULFÚRICO aumenta. Dielétrico permeabilidade 100% ÁCIDO SULFÚRICO sala 101 (298,15 K), 122 (281,15 K); crioscópico constante 6,12, ebulioscopia. constante 5,33; coeficiente de difusão do vapor ÁCIDO SULFÚRICO nas variações do ar com a temperatura; D \u003d 1,67 10 -5 T 3/2 cm 2 / s.

O ÁCIDO SULFÚRICO é um agente oxidante bastante forte, especialmente quando aquecido; oxida HI e parcialmente HBr em halogênios livres, carbono em CO 2, S em SO 2, oxida muitos metais (Cu, Hg, etc.). Neste caso, o ÁCIDO SULFÚRICO é reduzido a SO 2 e os agentes redutores mais poderosos são reduzidos a S e H 2 S. Conc. O H 2 SO 4 é parcialmente reduzido pelo H 2 , razão pela qual não pode ser utilizado para secá-lo. Dif. H 2 SO 4 interação com todos os metais que estão na série eletroquímica de voltagens à esquerda do hidrogênio, com liberação de H 2 . Oxidar propriedades para H 2 SO 4 diluído não são características. O ÁCIDO SULFÚRICO dá duas séries de sais: sulfatos médios e hidrossulfatos ácidos (ver sulfatos inorgânicos), bem como éteres (ver sulfatos orgânicos). São conhecidos os ácidos peroxomonossulfúrico (ácido de Caro) H 2 SO 5 e peroxodissulfúrico H 2 S 2 O 8 (ver Enxofre).

Recibo. As matérias-primas para obtenção do ÁCIDO SULFÚRICO são: S, sulfetos metálicos, H 2 S, gases de exaustão de usinas termelétricas, sulfatos de Fe, Ca, etc. Principal. etapas de obtenção do ÁCIDO SULFÚRICO k.: 1) torrefação da matéria-prima para obtenção do SO 2 ; 2) oxidação de SO 2 em SO 3 (conversão); 3) Absorção de SO3. Na indústria, são utilizados dois métodos para obtenção do ÁCIDO SULFÚRICO, que diferem na forma como o SO 2 é oxidado, contato com catalisadores sólidos (contatos) e nitroso, com óxidos de nitrogênio. Para obter ÁCIDO SULFÚRICO pelo método de contato, as plantas modernas utilizam catalisadores de vanádio que deslocaram os óxidos de Pt e Fe. O V 2 O 5 puro tem uma atividade catalítica fraca, que aumenta acentuadamente na presença de sais de metais alcalinos, sendo os sais de K os mais influentes. -330, 365-380 e 400-405°C, respectivamente). O componente ativo sob catálise está em estado fundido.

O esquema para a oxidação de SO 2 a SO 3 pode ser representado da seguinte forma:

No primeiro estágio, o equilíbrio é alcançado, o segundo estágio é lento e determina a velocidade do processo.

A produção de ÁCIDO SULFÚRICO a partir do enxofre pelo método de duplo contato e dupla absorção (Fig. 1) consiste nas seguintes etapas. O ar após a limpeza do pó é fornecido por um soprador de gás para a torre de secagem, onde é seco com 93-98% de ÁCIDO SULFÚRICO até um teor de umidade de 0,01% em volume. O ar seco entra no forno de enxofre após o pré-aquecimento. aquecimento em um dos trocadores de calor da unidade de contato. O forno queima o enxofre fornecido pelos bicos: S + O 2 : SO 2 + + 297,028 kJ. O gás contendo 10-14% em volume de SO 2 é resfriado na caldeira e, após diluição com ar até um teor de SO 2 de 9-10% em volume a 420 ° C, entra no aparelho de contato para o primeiro estágio de conversão , que prossegue em três camadas de catalisador (SO 2 + V 2 O 2 : : SO 3 + 96,296 kJ), após o que o gás é resfriado em trocadores de calor. Em seguida, o gás contendo 8,5-9,5% SO 3 a 200 ° C entra no primeiro estágio de absorção no absorvedor, irrigado com oleum e 98% de ÁCIDO SULFÚRICO a .: SO 3 + H 2 O: H 2 SO 4 + + 130,56 kJ . Em seguida, o gás é limpo de respingos de ÁCIDO SULFÚRICO, aquecido a 420°C e entra na segunda etapa de conversão, que ocorre sobre duas camadas de catalisador. Antes do segundo estágio de absorção, o gás é resfriado no economizador e alimentado no absorvedor do segundo estágio, irrigado com 98% de ÁCIDO SULFÚRICO, e então, após a limpeza dos respingos, é liberado na atmosfera.

Arroz. 1. Esquema para a produção de ácido sulfúrico a partir de enxofre: forno 1-sulfúrico; 2-caldeira de recuperação de calor; 3 - economizador; fornalha de 4 partidas; 5, 6 trocadores de calor do forno de partida; dispositivo de 7 pinos; 8 trocadores de calor; absorvedor de 9-oleum; 10 torre de secagem; 11 e 12, respectivamente, o primeiro e o segundo absorvedores de monohidrato; 13-coletores de ácido.

Figura 2. Esquema para a produção de ácido sulfúrico a partir de pirita: alimentador de 1 prato; 2-forno; 3-caldeira de recuperação de calor; 4-ciclones; 5-precipitadores eletrostáticos; 6 torres de lavagem; 7-precipitadores eletrostáticos úmidos; 8 torre de sopro; 9-torre de secagem; armadilha de 10 respingos; 11-primeiro absorvedor de monohidrato; wiki de troca de calor de 12; 13 - dispositivo de contato; absorvedor de 14 oleum; absorvedor de monohidrato de 15 segundos; 16 geladeiras; 17 coleções.

Arroz. 3. Esquema para a produção de ácido sulfúrico pelo método nitroso: 1 - denitratz. torre; 2, 3-primeiro e segundo produtos. torres; 4-oxidar. torre; 5, 6, 7-absorção. torres; 8 - precipitadores eletrostáticos.

A produção de ÁCIDO SULFÚRICO a partir de sulfetos metálicos (Fig. 2) é muito mais complicada e consiste nas seguintes operações. A torrefação do FeS 2 é realizada em um forno de leito fluidizado com jato de ar: 4FeS 2 + 11O 2: 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + 13476 kJ. Gás de torrefação com um teor de SO 2 de 13-14%, com uma temperatura de 900 °C, entra na caldeira, onde é resfriado a 450 °C. A remoção de poeira é realizada em um ciclone e um precipitador eletrostático. Além disso, o gás passa por duas torres de lavagem, irrigadas com 40% e 10% de ÁCIDO SULFÚRICO, ao mesmo tempo em que o gás é finalmente purificado do pó, flúor e arsênico. Dois estágios de precipitadores eletrostáticos úmidos são fornecidos para purificação de gás a partir de aerossol de ÁCIDO SULFÚRICO formado em torres de lavagem. Após a secagem em uma torre de secagem, antes da qual o gás é diluído a um teor de 9% SO 2 , ele é alimentado ao primeiro estágio de conversão (3 leitos de catalisador) por um soprador. Nos trocadores de calor, o gás é aquecido até 420°C devido ao calor do gás proveniente do primeiro estágio da conversão. O SO 2 , oxidado a 92-95% em SO 3 , vai para o primeiro estágio de absorção em absorvedores de oleum e monohidrato, onde é liberado do SO 3 . Em seguida, o gás contendo SO 2 ~ 0,5% entra no segundo estágio de conversão, que ocorre em uma ou duas camadas de catalisador. O gás é aquecido preliminarmente em outro grupo de trocadores de calor até 420 °C devido ao calor dos gases provenientes da segunda etapa da catálise. Após a separação do SO 3 no segundo estágio de absorção, o gás é liberado na atmosfera.

O grau de conversão de SO 2 em SO 3 no método de contato é de 99,7%, o grau de absorção de SO 3 é de 99,97%. A produção de ÁCIDO SULFÚRICO também é realizada em uma etapa de catálise, enquanto o grau de conversão de SO 2 em SO 3 não ultrapassa 98,5%. Antes de ser lançado na atmosfera, o gás é purificado do SO 2 restante (ver Purificação do gás). A produtividade das instalações modernas é de 1500-3100 toneladas/dia.

A essência do método nitroso (Fig. 3) é que o gás de torrefação, após resfriamento e limpeza do pó, é tratado com a chamada nitrose-C. para., em que sol. óxidos de nitrogênio. O SO 2 é absorvido pela nitrose e depois oxidado: SO 2 + N 2 O 3 + H 2 O: H 2 SO 4 + NO. O NO resultante é pouco solúvel em nitrose e é liberado dela, sendo então parcialmente oxidado pelo oxigênio na fase gasosa a NO 2 . A mistura de NO e NO 2 é reabsorvida pelo ÁCIDO SULFÚRICO. etc. Os óxidos de nitrogênio não são consumidos no processo nitroso e são devolvidos à produção. ciclo, devido à absorção incompleta do seu ÁCIDO SULFÚRICO, são parcialmente arrastados pelos gases de escape. Vantagens do método nitroso: simplicidade de projeto de hardware, menor custo (10-15% menor que o de contato), possibilidade de processamento 100% SO 2.

A instrumentação do processo de torre nitrosa é simples: SO 2 é processado em 7-8 torres revestidas com cerâmica. bocal, uma das torres (oca) é um oxidante ajustável. volume. As torres possuem coletores de ácido, refrigeradores, bombas que fornecem ácido aos tanques de pressão acima das torres. Um ventilador de cauda é instalado na frente das duas últimas torres. Um precipitador eletrostático serve para purificar o gás do aerossol de ÁCIDO SULFÚRICO. Os óxidos de nitrogênio necessários para o processo são obtidos a partir de HNO 3 . Para reduzir a emissão de óxidos de nitrogênio na atmosfera e o processamento de 100% de SO 2, um ciclo de processamento de SO 2 livre de nitro é instalado entre as zonas de produção e absorção em combinação com um método água-ácido para aprisionamento profundo de óxidos de nitrogênio. A desvantagem do método nitroso é a baixa qualidade dos produtos: a concentração de ÁCIDO SULFÚRICO é de 75%, a presença de óxidos de nitrogênio, Fe e outras impurezas.

Para reduzir a possibilidade de cristalização do ÁCIDO SULFÚRICO, durante o transporte e armazenamento, foram estabelecidos padrões para graus comerciais de ÁCIDO SULFÚRICO, cuja concentração corresponde às temperaturas de cristalização mais baixas. Conteúdo ÁCIDO SULFÚRICO c. in tech. graus (%): torre (nitrosa) 75, contato 92,5-98,0, oleum 104,5, oleum de alta porcentagem 114,6, bateria 92-94. O ÁCIDO SULFÚRICO é armazenado em tanques de aço de até 5.000 m 3 de volume, sua capacidade total no armazém é projetada para dez dias de produção. Oleum e ÁCIDO SULFÚRICO são transportados em tanques ferroviários de aço. Conc. e a bateria de ÁCIDO SULFÚRICO são transportados em tanques de aço resistentes a ácidos. Os tanques para o transporte de oleum são cobertos com isolamento térmico e o oleum é aquecido antes do enchimento.

O ÁCIDO SULFÚRICO é determinado colorimetricamente e fotometricamente, na forma de uma suspensão de BaSO 4 - fototurbidimetricamente, bem como coulometricamente. método.

Inscrição. O ÁCIDO SULFÚRICO é utilizado na produção de fertilizantes minerais, como eletrólito em baterias de chumbo, para a produção de vários ácidos e sais minerais, fibras químicas, corantes, substâncias formadoras de fumaça e explosivos, na indústria de petróleo, metalurgia, têxtil, couro, e outras indústrias. É usado no baile. síntese orgânica em reações de desidratação (obtenção de éter dietílico, ésteres), hidratação (etanol a partir de etileno), sulfonação (detergentes sintéticos e produtos intermediários na produção de corantes), alquilação (obtenção de isooctano, polietilenoglicol, caprolactama), etc. maior consumidor de ÁCIDO SULFÚRICO é a produção de fertilizantes minerais. Para 1 tonelada de fertilizantes fosfatados P 2 O 5 são consumidas 2,2-3,4 toneladas de ÁCIDO SULFÚRICO, e para 1 tonelada de (NH 4) 2 SO 4 -0,75 toneladas de ÁCIDO SULFÚRICO. complexo com fábricas para a produção de fertilizantes minerais. A produção mundial de ÁCIDO SULFÚRICO em 1987 atingiu 152 milhões de toneladas.

Ácido SULFÚRICO ácido e oleum são substâncias extremamente agressivas que afetam o trato respiratório, pele, mucosas, causam dificuldade para respirar, tosse, muitas vezes laringite, traqueíte, bronquite, etc. 0 mg/m3, em atm. ar 0,3 mg / m 3 (máx. único) e 0,1 mg / m 3 (média diária). A concentração prejudicial de vapores de ÁCIDO SULFÚRICO é de 0,008 mg/l (exposição 60 minutos), letal 0,18 mg/l (60 minutos). Classe de perigo 2. Aerossol ÁCIDO SULFÚRICO pode ser formado na atmosfera como resultado de emissões químicas e metalúrgicas. indústrias contendo óxidos de S e caem como chuva ácida.

Literatura: Manual de ácido sulfúrico, ed. K.M. Malina, 2a ed., M., 1971; Amelin A.G., Technology of sulfuric acid, 2a ed., M., 1983; Vasiliev B.T., Otvagina M.I., Technology of sulfuric acid, M., 1985. Yu.V. Filatov.

Enciclopédia Química. Volume 4 >>

O ácido sulfúrico (H2SO4) é um dos produtos químicos mais corrosivos e perigosos conhecidos pelo homem, especialmente na forma concentrada. O ácido sulfúrico quimicamente puro é um líquido tóxico pesado de consistência oleosa, inodoro e incolor. É obtido pela oxidação do dióxido de enxofre (SO2) pelo método de contato.

A uma temperatura de + 10,5°C, o ácido sulfúrico se transforma em uma massa cristalina vítrea congelada, avidamente, como uma esponja, absorvendo a umidade do ambiente. Na indústria e na química, o ácido sulfúrico é um dos principais compostos químicos e ocupa uma posição de liderança em termos de produção em toneladas. É por isso que o ácido sulfúrico é chamado de "sangue da química". Com a ajuda de ácido sulfúrico, fertilizantes, medicamentos, outros ácidos, grandes fertilizantes e muito mais são obtidos.

Propriedades físicas e químicas básicas do ácido sulfúrico

1. O ácido sulfúrico em sua forma pura (fórmula H2SO4), na concentração de 100%, é um líquido espesso incolor. A propriedade mais importante do H2SO4 é sua alta higroscopicidade - a capacidade de remover água do ar. Este processo é acompanhado por uma liberação maciça de calor.
2. H2SO4 é um ácido forte.
3. O ácido sulfúrico é chamado de monohidrato - contém 1 mol de H2O (água) por 1 mol de SO3. Devido às suas impressionantes propriedades higroscópicas, é usado para extrair a umidade dos gases.
4. Ponto de ebulição - 330 ° C. Neste caso, o ácido é decomposto em SO3 e água. Densidade - 1,84. Ponto de fusão - 10,3 ° C /.
5. O ácido sulfúrico concentrado é um poderoso agente oxidante. Para iniciar a reação redox, o ácido deve ser aquecido. O resultado da reação é SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. Dependendo da concentração, o ácido sulfúrico reage de forma diferente com os metais. Em estado diluído, o ácido sulfúrico é capaz de oxidar todos os metais que estão na série de voltagens ao hidrogênio. Uma exceção é feita como o mais resistente à oxidação. O ácido sulfúrico diluído reage com sais, bases, óxidos anfotéricos e básicos. O ácido sulfúrico concentrado é capaz de oxidar todos os metais na série de voltagens, e a prata também.
7. O ácido sulfúrico forma dois tipos de sais: ácidos (hidrosulfatos) e médios (sulfatos).
8. O H2SO4 entra em uma reação ativa com substâncias orgânicas e não-metais, podendo transformar alguns deles em carvão.
9. A anidrita sulfúrica é perfeitamente solúvel em H2SO4 e, neste caso, é formado oleum - uma solução de SO3 em ácido sulfúrico. Externamente, é assim: ácido sulfúrico fumegante, liberando anidrita sulfúrica.
10. O ácido sulfúrico em soluções aquosas é um ácido dibásico forte e, quando adicionado à água, uma enorme quantidade de calor é liberada. Ao preparar soluções diluídas de H2SO4 a partir de soluções concentradas, é necessário adicionar um ácido mais pesado à água em um pequeno fluxo, e não vice-versa. Isso é feito para evitar água fervente e respingos de ácido.

Ácidos sulfúricos concentrados e diluídos

As soluções concentradas de ácido sulfúrico incluem soluções a partir de 40%, capazes de dissolver prata ou paládio.

O ácido sulfúrico diluído inclui soluções cuja concentração é inferior a 40%. Estas não são soluções tão ativas, mas são capazes de reagir com latão e cobre.

Obtendo ácido sulfúrico

A produção de ácido sulfúrico em escala industrial foi lançada no século XV, mas na época era chamada de "vitríolo". Se a humanidade anterior consumia apenas algumas dezenas de litros de ácido sulfúrico, no mundo moderno o cálculo chega a milhões de toneladas por ano.

A produção de ácido sulfúrico é realizada industrialmente, e são três:

1. Método de contato.
2. método nitroso
3. Outros métodos

Vamos falar detalhadamente sobre cada um deles.

método de produção de contato

O método de produção por contato é o mais comum e realiza as seguintes tarefas:

• Acontece um produto que satisfaz as necessidades do número máximo de consumidores.
• Durante a produção, os danos ao meio ambiente são reduzidos.

No método de contato, as seguintes substâncias são usadas como matérias-primas:

• pirita (piritas de enxofre);
• enxofre;
• óxido de vanádio (esta substância faz o papel de um catalisador);
• sulfato de hidrogênio;
• sulfuretos de vários metais.

Antes de iniciar o processo de produção, as matérias-primas são pré-preparadas. Para começar, em plantas de britagem especiais, a pirita é submetida à moagem, o que permite, devido ao aumento da área de contato das substâncias ativas, acelerar a reação. A pirita passa por purificação: é baixada em grandes recipientes de água, durante os quais os resíduos de rocha e todos os tipos de impurezas flutuam na superfície. Eles são removidos no final do processo.

A parte de produção é dividida em várias etapas:

1. Após a britagem, a pirita é limpa e enviada para o forno - onde é queimada em temperaturas de até 800°C. De acordo com o princípio do contrafluxo, o ar é fornecido à câmara por baixo, e isso garante que a pirita esteja em estado suspenso. Hoje, esse processo leva alguns segundos, mas antes levava várias horas para disparar. Durante o processo de torrefação, os resíduos aparecem na forma de óxido de ferro, que são removidos e posteriormente transferidos para as empresas da indústria metalúrgica. Durante a queima, são liberados vapor de água, gases O2 e SO2. Quando a purificação do vapor de água e das menores impurezas é concluída, obtém-se óxido de enxofre puro e oxigênio.
2. Na segunda etapa, ocorre uma reação exotérmica sob pressão usando um catalisador de vanádio. O início da reação começa quando a temperatura atinge 420°C, mas pode ser aumentada para 550°C para aumentar a eficiência. Durante a reação, ocorre oxidação catalítica e SO2 torna-se SO3.
3. A essência da terceira etapa de produção é a seguinte: a absorção de SO3 na torre de absorção, durante a qual o oleum H2SO4 é formado. Desta forma, o H2SO4 é despejado em recipientes especiais (não reage com o aço) e está pronto para atender o usuário final.

Durante a produção, como dissemos acima, é gerada muita energia térmica, que é usada para fins de aquecimento. Muitas usinas de ácido sulfúrico instalam turbinas a vapor que usam o vapor de exaustão para gerar eletricidade adicional.

Processo nitroso para a produção de ácido sulfúrico

Apesar das vantagens do método de produção de contato, que produz ácido sulfúrico e oleum mais concentrados e puros, bastante H2SO4 é produzido pelo método nitroso. Em particular, em plantas de superfosfato.

Para a produção de H2SO4, o dióxido de enxofre atua como substância inicial, tanto no método de contato quanto no nitroso. É obtido especificamente para esses fins queimando enxofre ou torrando metais sulfurosos.

A conversão do dióxido de enxofre em ácido sulfuroso consiste na oxidação do dióxido de enxofre e na adição de água. A fórmula fica assim:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Mas o dióxido de enxofre não reage diretamente com o oxigênio, portanto, com o método nitroso, a oxidação do dióxido de enxofre é realizada usando óxidos de nitrogênio. Óxidos superiores de nitrogênio (estamos falando de dióxido de nitrogênio NO2, trióxido de nitrogênio NO3) neste processo são reduzidos a óxido nítrico NO, que é posteriormente oxidado novamente com oxigênio para óxidos superiores.

A produção de ácido sulfúrico pelo método nitroso é formalizada tecnicamente de duas maneiras:

• Câmara.
• Torre.

O método nitroso tem uma série de vantagens e desvantagens.

Desvantagens do método nitroso:

• Acontece 75% de ácido sulfúrico.
• A qualidade do produto é baixa.
• Retorno incompleto de óxidos de nitrogênio (adição de HNO3). Suas emissões são prejudiciais.
• O ácido contém ferro, óxidos de nitrogênio e outras impurezas.

Vantagens do método nitroso:

• O custo do processo é menor.
• A possibilidade de processar SO2 a 100%.
• Simplicidade do projeto de hardware.

Principais plantas russas de ácido sulfúrico

A produção anual de H2SO4 em nosso país é calculada em seis dígitos - cerca de 10 milhões de toneladas. Os principais produtores de ácido sulfúrico na Rússia são empresas que são, além disso, seus principais consumidores. Estamos falando de empresas cujo ramo de atividade é a produção de fertilizantes minerais. Por exemplo, "fertilizantes minerais Balakovo", "Ammophos".

Crimean Titan, o maior produtor de dióxido de titânio na Europa Oriental, opera em Armyansk, Crimeia. Além disso, a planta está envolvida na produção de ácido sulfúrico, fertilizantes minerais, sulfato de ferro, etc.

O ácido sulfúrico de vários tipos é produzido por muitas plantas. Por exemplo, o ácido sulfúrico da bateria é produzido por: Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom, etc.

Oleum é produzido pela UCC Shchekinoazot, FKP Biysk Oleum Plant, Ural Mining and Metallurgical Company, Kirishinefteorgsintez Production Association, etc.

O ácido sulfúrico de alta pureza é produzido pela UCC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

O ácido sulfúrico gasto pode ser comprado nas plantas ZSS, HaloPolymer Kirovo-Chepetsk.

Os produtores comerciais de ácido sulfúrico são Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Zinc Plant, Electrozinc, etc.

Devido ao fato de que a pirita é a principal matéria-prima na produção de H2SO4, e isso é um desperdício de empresas de enriquecimento, seus fornecedores são as usinas de enriquecimento de Norilsk e Talnakh.

As primeiras posições mundiais na produção de H2SO4 são ocupadas pelos EUA e China, que respondem por 30 milhões de toneladas e 60 milhões de toneladas, respectivamente.

Escopo do ácido sulfúrico

O mundo consome anualmente cerca de 200 milhões de toneladas de H2SO4, a partir do qual é produzida uma vasta gama de produtos. O ácido sulfúrico detém legitimamente a palma entre outros ácidos em termos de uso industrial.

Como você já sabe, o ácido sulfúrico é um dos produtos mais importantes da indústria química, portanto, o escopo do ácido sulfúrico é bastante amplo. Os principais usos do H2SO4 são os seguintes:

• O ácido sulfúrico é usado em grandes volumes para a produção de fertilizantes minerais e ocupa cerca de 40% da tonelagem total. Por isso, estão sendo construídas usinas produtoras de H2SO4 ao lado de fábricas de fertilizantes. Estes são sulfato de amônio, superfosfato, etc. Na sua produção, o ácido sulfúrico é tomado em sua forma pura (concentração de 100%). Serão necessários 600 litros de H2SO4 para produzir uma tonelada de amfos ou superfosfato. Esses fertilizantes são usados ​​principalmente na agricultura.
• H2SO4 é usado para fazer explosivos.
• Purificação de produtos petrolíferos. Para obter querosene, gasolina, óleos minerais, é necessária a purificação de hidrocarbonetos, que ocorre com o uso de ácido sulfúrico. No processo de refino de petróleo para purificação de hidrocarbonetos, essa indústria “consome” até 30% da tonelagem mundial de H2SO4. Além disso, o índice de octanas do combustível é aumentado com ácido sulfúrico e os poços são tratados durante a produção de petróleo.
• na indústria metalúrgica. O ácido sulfúrico é usado na metalurgia para remover incrustações e ferrugem de fios, chapas metálicas, bem como para reduzir o alumínio na produção de metais não ferrosos. Antes de revestir superfícies metálicas com cobre, cromo ou níquel, a superfície é gravada com ácido sulfúrico.
• Na fabricação de medicamentos.
• na produção de tintas.
• na indústria química. O H2SO4 é utilizado na produção de detergentes, detergentes etílicos, inseticidas, etc., e esses processos são impossíveis sem ele.
• Para obter outros ácidos conhecidos, compostos orgânicos e inorgânicos utilizados para fins industriais.

Sais de ácido sulfúrico e seus usos

Os sais mais importantes do ácido sulfúrico são:

• Sal de Glauber Na2SO4 10H2O (sulfato de sódio cristalino). O escopo de sua aplicação é bastante amplo: a produção de vidro, refrigerante, medicina veterinária e medicina.
• O sulfato de bário BaSO4 é usado na produção de borracha, papel, tinta mineral branca. Além disso, é indispensável na medicina para fluoroscopia do estômago. É usado para fazer "mingau de bário" para este procedimento.
• Sulfato de cálcio CaSO4. Na natureza, pode ser encontrado na forma de gesso CaSO4 2H2O e anidrita CaSO4. O gesso CaSO4 2H2O e o sulfato de cálcio são usados ​​na medicina e na construção. Com gesso, quando aquecido a uma temperatura de 150 - 170 ° C, ocorre desidratação parcial, como resultado da obtenção de gesso queimado, conhecido por nós como alabastro. Amassando o alabastro com água até a consistência da massa, a massa endurece rapidamente e se transforma em uma espécie de pedra. É essa propriedade do alabastro que é usada ativamente nos trabalhos de construção: moldes e moldes são feitos a partir dele. No trabalho de gesso, o alabastro é indispensável como aglutinante. Os pacientes nos departamentos de trauma recebem bandagens duras de fixação especiais - são feitas com base em alabastro.
• Vitriol ferroso FeSO4 7H2O é utilizado para a preparação de tinta, impregnação de madeira, e também em atividades agrícolas para a destruição de pragas.
• Alúmen KCr(SO4)2 12H2O, KAl(SO4)2 12H2O, etc. são utilizados na produção de tintas e na indústria do couro (curtimento).
• Muitos de vocês conhecem o sulfato de cobre CuSO4 5H2O em primeira mão. É um assistente ativo na agricultura na luta contra doenças e pragas de plantas - uma solução aquosa de CuSO4 5H2O é usada para conservar grãos e pulverizar plantas. Também é usado para preparar algumas tintas minerais. E na vida cotidiana é usado para remover o mofo das paredes.
• Sulfato de alumínio - é usado na indústria de celulose e papel.

O ácido sulfúrico na forma diluída é usado como eletrólito em baterias de chumbo-ácido. Além disso, é usado para produzir detergentes e fertilizantes. Mas na maioria dos casos, vem na forma de oleum - esta é uma solução de SO3 em H2SO4 (outras fórmulas de oleum também podem ser encontradas).

Fato incrível! Oleum é mais reativo que o ácido sulfúrico concentrado, mas apesar disso, não reage com o aço! É por esta razão que é mais fácil de transportar do que o próprio ácido sulfúrico.

A esfera de uso da “rainha dos ácidos” é realmente em larga escala, e é difícil contar sobre todas as maneiras pelas quais ela é usada na indústria. Também é usado como emulsificante na indústria alimentícia, para tratamento de água, na síntese de explosivos e para muitos outros fins.

História do ácido sulfúrico

Quem de nós nunca ouviu falar de vitríolo azul? Assim, foi estudado na antiguidade e, em alguns trabalhos do início de uma nova era, os cientistas discutiram a origem do vitríolo e suas propriedades. O vitríolo foi estudado pelo médico grego Dioscórides, o explorador romano da natureza Plínio, o Velho, e em seus escritos eles escreveram sobre os experimentos que estavam sendo realizados. Para fins médicos, várias substâncias vitrícolas foram usadas pelo antigo médico Ibn Sina. Como o vitríolo foi usado na metalurgia foi mencionado nas obras dos alquimistas da Grécia Antiga Zósima de Panópolis.

O primeiro método de obtenção de ácido sulfúrico é o processo de aquecimento de alúmen de potássio, e há informações sobre isso na literatura alquímica do século XIII. Naquela época, a composição do alúmen e a essência do processo não eram conhecidas pelos alquimistas, mas já no século XV eles começaram a se envolver na síntese química do ácido sulfúrico propositalmente. O processo foi o seguinte: os alquimistas trataram uma mistura de enxofre e sulfeto de antimônio (III) Sb2S3 por aquecimento com ácido nítrico.

Nos tempos medievais na Europa, o ácido sulfúrico era chamado de "óleo de vitríolo", mas depois o nome mudou para vitríolo.

No século XVII, Johann Glauber obteve ácido sulfúrico queimando nitrato de potássio e enxofre nativo na presença de vapor de água. Como resultado da oxidação do enxofre com nitrato, obteve-se o óxido de enxofre, que reagiu com o vapor de água e, como resultado, obteve-se um líquido oleoso. Era óleo de vitríolo, e esse nome para ácido sulfúrico existe até hoje.

O farmacêutico londrino, Ward Joshua, utilizou essa reação para a produção industrial de ácido sulfúrico nos anos trinta do século XVIII, mas na Idade Média seu consumo era limitado a algumas dezenas de quilogramas. O escopo de uso era estreito: para experimentos alquímicos, purificação de metais preciosos e no negócio farmacêutico. O ácido sulfúrico concentrado era usado em pequenas quantidades na fabricação de fósforos especiais que continham sal bertolet.

Na Rússia apenas no século XVII apareceu o vitríolo.

Em Birmingham, Inglaterra, John Roebuck adaptou o método acima para produzir ácido sulfúrico em 1746 e iniciou a produção. Ao mesmo tempo, ele usou grandes e fortes câmaras revestidas de chumbo, que eram mais baratas do que recipientes de vidro.

Na indústria, este método ocupou posições por quase 200 anos, e 65% de ácido sulfúrico foi obtido nas câmaras.

Depois de um tempo, o inglês Glover e o químico francês Gay-Lussac aprimoraram o próprio processo, e o ácido sulfúrico começou a ser obtido com concentração de 78%. Mas esse ácido não era adequado para a produção, por exemplo, de corantes.

No início do século 19, novos métodos foram descobertos para oxidar o dióxido de enxofre em anidrido sulfúrico.

Inicialmente, isso foi feito usando óxidos de nitrogênio e, em seguida, a platina foi usada como catalisador. Estes dois métodos de oxidação de dióxido de enxofre melhoraram ainda mais. A oxidação do dióxido de enxofre em platina e outros catalisadores ficou conhecido como método de contato. E a oxidação desse gás com óxidos de nitrogênio foi chamada de método nitroso para a produção de ácido sulfúrico.

Foi só em 1831 que o negociante de ácido acético britânico Peregrine Philips patenteou um processo econômico para a produção de óxido de enxofre (VI) e ácido sulfúrico concentrado, e é ele que é hoje conhecido no mundo como um método de contato para obtê-lo.

A produção de superfosfato começou em 1864.

Na década de oitenta do século XIX na Europa, a produção de ácido sulfúrico atingiu 1 milhão de toneladas. Os principais produtores foram Alemanha e Inglaterra, produzindo 72% do volume total de ácido sulfúrico no mundo.

O transporte de ácido sulfúrico é uma tarefa responsável e trabalhosa.

O ácido sulfúrico pertence à classe de produtos químicos perigosos e, em contato com a pele, causa queimaduras graves. Além disso, pode causar envenenamento químico de uma pessoa. Se certas regras não forem seguidas durante o transporte, o ácido sulfúrico, devido à sua natureza explosiva, pode causar muitos danos às pessoas e ao meio ambiente.

O ácido sulfúrico foi classificado como classe de perigo 8 e o transporte deve ser realizado por profissionais especialmente treinados e treinados. Uma condição importante para a entrega de ácido sulfúrico é o cumprimento de regras especialmente desenvolvidas para o transporte de mercadorias perigosas.

O transporte rodoviário é realizado de acordo com as seguintes regras:

1. Para o transporte, os contêineres especiais são feitos de uma liga de aço especial que não reage com ácido sulfúrico ou titânio. Tais recipientes não oxidam. O ácido sulfúrico perigoso é transportado em tanques químicos especiais de ácido sulfúrico. Eles diferem em design e são selecionados durante o transporte, dependendo do tipo de ácido sulfúrico.
2. Ao transportar o ácido fumegante, são levados tanques térmicos isotérmicos especializados, nos quais o regime de temperatura necessário é mantido para preservar as propriedades químicas do ácido.
3. Se o ácido comum estiver sendo transportado, um tanque de ácido sulfúrico é selecionado.
4. O transporte rodoviário de ácido sulfúrico, como fumegante, anidro, concentrado, para baterias, glover, é realizado em contêineres especiais: tanques, barris, contêineres.
5. O transporte de mercadorias perigosas só pode ser realizado por motoristas que tenham em mãos um certificado ADR.
6. O tempo de viagem não tem restrições, pois durante o transporte é necessário respeitar rigorosamente a velocidade permitida.
7. Durante o transporte, uma rota especial é construída, que deve ser executada, contornando locais lotados e instalações de produção.
8. O transporte deve ter marcações especiais e sinais de perigo.

Propriedades perigosas do ácido sulfúrico para os seres humanos

O ácido sulfúrico representa um perigo aumentado para o corpo humano. Seu efeito tóxico ocorre não apenas pelo contato direto com a pele, mas pela inalação de seus vapores, quando é liberado o dióxido de enxofre. O perigo se aplica a:

• sistema respiratório;
• Tegumentos;
• Membranas mucosas.

A intoxicação do corpo pode ser aumentada pelo arsênico, que geralmente faz parte do ácido sulfúrico.

Importante! Como você sabe, quando o ácido entra em contato com a pele, ocorrem queimaduras graves. Não menos perigoso é o envenenamento com vapores de ácido sulfúrico. Uma dose segura de ácido sulfúrico no ar é de apenas 0,3 mg por 1 metro quadrado.

Se o ácido sulfúrico entrar nas membranas mucosas ou na pele, aparece uma queimadura grave, que não cura bem. Se a queimadura for impressionante em escala, a vítima desenvolve uma doença de queimadura, que pode até levar à morte se não houver atendimento médico qualificado em tempo hábil.

Importante! Para um adulto, a dose letal de ácido sulfúrico é de apenas 0,18 cm por 1 litro.

Claro, é problemático “experimentar por si mesmo” o efeito tóxico do ácido na vida cotidiana. Na maioria das vezes, o envenenamento por ácido ocorre devido à negligência da segurança industrial ao trabalhar com uma solução.

O envenenamento em massa com vapor de ácido sulfúrico pode ocorrer devido a problemas técnicos na produção ou negligência, e ocorre uma liberação maciça na atmosfera. Para evitar tais situações, estão trabalhando serviços especiais, cuja tarefa é controlar o funcionamento da produção onde é usado ácido perigoso.

Quais são os sintomas da intoxicação por ácido sulfúrico?

Se o ácido foi ingerido:

• Dor na região dos órgãos digestivos.
• Nausea e vomito.
• Violação das fezes, como resultado de distúrbios intestinais graves.
• Secreção forte de saliva.
• Devido aos efeitos tóxicos nos rins, a urina fica avermelhada.
• Inchaço da laringe e garganta. Há chiado, rouquidão. Isso pode levar à morte por asfixia.
• Manchas marrons aparecem nas gengivas.
• A pele fica azul.

Com uma queimadura da pele, pode haver todas as complicações inerentes a uma doença de queimadura.

Ao envenenar em pares, observa-se o seguinte quadro:

• Queimadura da membrana mucosa dos olhos.
• Sangramento nasal.
• Queimaduras das membranas mucosas do trato respiratório. Neste caso, a vítima experimenta um forte sintoma de dor.
• Inchaço da laringe com sintomas de asfixia (falta de oxigênio, a pele fica azul).
• Se o envenenamento for grave, pode haver náusea e vômito.

É importante saber! A intoxicação por ácido após a ingestão é muito mais perigosa do que a intoxicação por inalação de vapores.

Primeiros socorros e procedimentos terapêuticos para danos por ácido sulfúrico

Proceda da seguinte forma quando em contato com ácido sulfúrico:

• Chame uma ambulância primeiro. Se o líquido entrar, faça uma lavagem gástrica com água morna. Depois disso, em pequenos goles, você precisará beber 100 gramas de girassol ou azeite. Além disso, você deve engolir um pedaço de gelo, beber leite ou magnésia queimada. Isso deve ser feito para reduzir a concentração de ácido sulfúrico e aliviar a condição humana.
• Se o ácido entrar nos olhos, lave-os com água corrente e goteje com uma solução de dicaína e novocaína.
• Se o ácido entrar em contato com a pele, a área queimada deve ser bem lavada com água corrente e enfaixada com refrigerante. Enxágue por cerca de 10-15 minutos.
• Em caso de envenenamento por vapor, você precisa sair para o ar fresco e também enxaguar as membranas mucosas afetadas com água o máximo possível.

Em ambiente hospitalar, o tratamento dependerá da área da queimadura e do grau de envenenamento. A anestesia é realizada apenas com novocaína. Para evitar o desenvolvimento de uma infecção na área afetada, um curso de antibioticoterapia é selecionado para o paciente.

No sangramento gástrico, o plasma é injetado ou o sangue é transfundido. A fonte de sangramento pode ser removida cirurgicamente.

1. O ácido sulfúrico em sua forma 100% pura é encontrado na natureza. Por exemplo, na Itália, na Sicília, no Mar Morto, você pode ver um fenômeno único - o ácido sulfúrico vaza do fundo! E eis o que acontece: a pirita da crosta terrestre serve, neste caso, como matéria-prima para sua formação. Este lugar também é chamado de Lago da Morte, e até os insetos têm medo de voar até ele!
2. Após grandes erupções vulcânicas, gotículas de ácido sulfúrico muitas vezes podem ser encontradas na atmosfera terrestre e, nesses casos, o “culpado” pode trazer consequências negativas para o meio ambiente e causar sérias mudanças climáticas.
3. O ácido sulfúrico é um absorvedor de água ativo, por isso é usado como secador de gás. Antigamente, para evitar o embaçamento das janelas dos quartos, esse ácido era despejado em potes e colocado entre as vidraças das aberturas das janelas.
4. O ácido sulfúrico é a principal causa da chuva ácida. A principal causa da chuva ácida é a poluição do ar com dióxido de enxofre e, quando dissolvido em água, forma ácido sulfúrico. Por sua vez, o dióxido de enxofre é emitido quando os combustíveis fósseis são queimados. Nas chuvas ácidas estudadas nos últimos anos, o teor de ácido nítrico aumentou. A razão para este fenômeno é a redução das emissões de dióxido de enxofre. Apesar deste fato, o ácido sulfúrico continua sendo a principal causa da chuva ácida.

Oferecemos a você uma seleção de vídeos de experimentos interessantes com ácido sulfúrico.

Considere a reação do ácido sulfúrico quando é despejado no açúcar. Nos primeiros segundos de ácido sulfúrico entrando no frasco com açúcar, a mistura escurece. Após alguns segundos, a substância fica preta. A coisa mais interessante acontece a seguir. A massa começa a crescer rapidamente e a sair do frasco. Na saída, obtemos uma substância orgulhosa, semelhante ao carvão poroso, excedendo o volume original em 3-4 vezes.

O autor do vídeo sugere comparar a reação da Coca-Cola com ácido clorídrico e ácido sulfúrico. Ao misturar Coca-Cola com ácido clorídrico, não são observadas alterações visuais, mas quando misturada com ácido sulfúrico, a Coca-Cola começa a ferver.

Uma interação interessante pode ser observada quando o ácido sulfúrico entra no papel higiênico. O papel higiênico é feito de celulose. Quando o ácido entra, as moléculas de celulose se decompõem instantaneamente com a liberação de carbono livre. A carbonização semelhante pode ser observada quando o ácido atinge a madeira.

Eu adiciono um pequeno pedaço de potássio a um frasco com ácido concentrado. No primeiro segundo, a fumaça é liberada, após o que o metal instantaneamente incendeia, acende e explode, cortando em pedaços.

No experimento seguinte, quando o ácido sulfúrico atinge um fósforo, ele se inflama. Na segunda parte do experimento, uma folha de alumínio é imersa com acetona e um fósforo dentro. Há um aquecimento instantâneo da folha com a liberação de uma enorme quantidade de fumaça e sua completa dissolução.

Um efeito interessante é observado quando o bicarbonato de sódio é adicionado ao ácido sulfúrico. O refrigerante fica amarelo instantaneamente. A reação prossegue com ebulição rápida e aumento de volume.

Nós categoricamente não aconselhamos realizar todos os experimentos acima em casa. O ácido sulfúrico é uma substância muito corrosiva e tóxica. Tais experimentos devem ser realizados em salas especiais equipadas com ventilação forçada. Os gases liberados nas reações com o ácido sulfúrico são altamente tóxicos e podem causar danos ao trato respiratório e envenenar o organismo. Além disso, tais experimentos são realizados em equipamentos de proteção individual para a pele e órgãos respiratórios. Se cuida!

O ácido sulfúrico (H₂SO₄) é um dos ácidos dibásicos mais fortes.

Em termos de propriedades físicas, o ácido sulfúrico parece um líquido oleoso espesso, inodoro e transparente. Dependendo da concentração, o ácido sulfúrico tem muitas propriedades e aplicações diferentes:

• processamento de metal;
• processamento de minério;
• produção de fertilizantes minerais;
• síntese química.

História da descoberta do ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico de contato tem uma concentração de 92 a 94 por cento:

2SO2 + O2 = 2SO2;

H2O + SO3 = H2SO4.

Propriedades físicas e físico-químicas do ácido sulfúrico

H₂SO₄ é miscível com água e SO₃ em todas as proporções.

Em soluções aquosas H2SO4 forma hidratos do tipo H2SO4 nH2O

O ponto de ebulição do ácido sulfúrico depende do grau de concentração da solução e atinge um máximo em uma concentração de mais de 98%.

Composto cáustico oleumé uma solução de SO3 em ácido sulfúrico.

Com um aumento na concentração de trióxido de enxofre no óleo, o ponto de ebulição diminui.

Propriedades químicas do ácido sulfúrico

Quando aquecido, o ácido sulfúrico concentrado é o agente oxidante mais forte que pode oxidar muitos metais. As únicas exceções são alguns metais:

• ouro (Au);
• platina (Pt);
• irídio (Ir);
• ródio (Rh);
• tântalo (Ta).

Ao oxidar metais, o ácido sulfúrico concentrado pode ser reduzido a H₂S, S e SO₂.

Metais ativos:

8Al + 15H₂SO₄(conc.) → 4Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O + 3H₂S

Metal de atividade média:

2Cr + 4 H2SO4(conc.) → Cr2(SO4)3 + 4 H2O + S

Metal inativo:

2Bi + 6H₂SO₄(conc.) → Bi₂(SO₄)₃ + 6H₂O + 3SO₂

O ferro não reage com ácido sulfúrico concentrado a frio, porque é coberto por um filme de óxido. Esse processo é chamado passivação.

Reação de ácido sulfúrico e H₂O

Quando H₂SO₄ é misturado com água, ocorre um processo exotérmico: uma quantidade tão grande de calor é liberada que a solução pode até ferver. Ao realizar experimentos químicos, deve-se sempre adicionar ácido sulfúrico aos poucos à água, e não vice-versa.

O ácido sulfúrico é um forte agente desidratante. O ácido sulfúrico concentrado desloca a água de vários compostos. É frequentemente usado como um dessecante.

reação de ácido sulfúrico e açúcar

A ganância do ácido sulfúrico pela água pode ser demonstrada no experimento clássico - misturando H₂SO₄ concentrado e que é um composto orgânico (carboidrato). Para extrair água de uma substância, o ácido sulfúrico destrói as moléculas.

Para realizar o experimento, adicione algumas gotas de água ao açúcar e misture. Em seguida, despeje cuidadosamente o ácido sulfúrico. Após um curto período de tempo, uma reação violenta pode ser observada com a formação de carvão e a liberação de enxofre e.

Ácido sulfúrico e cubo de açúcar:

Lembre-se que trabalhar com ácido sulfúrico é muito perigoso. O ácido sulfúrico é uma substância cáustica que deixa instantaneamente queimaduras graves na pele.

você encontrará experiências seguras com açúcar que você pode fazer em casa.

Reação de ácido sulfúrico e zinco

Essa reação é bastante popular e é um dos métodos laboratoriais mais comuns para a produção de hidrogênio. Se grânulos de zinco forem adicionados ao ácido sulfúrico diluído, o metal se dissolverá com a liberação de gás:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.

O ácido sulfúrico diluído reage com os metais que estão à esquerda do hidrogênio na série de atividades:

Me + H₂SO₄(dec.) → sal + H₂

Reação do ácido sulfúrico com íons de bário

Uma reação qualitativa para e seus sais é uma reação com íons de bário. É amplamente utilizado na análise quantitativa, em particular na gravimetria:

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl

ZnSO4 + BaCl2 → BaSO4 + ZnCl2

Atenção! Não tente repetir esses experimentos você mesmo!