Svovlsyre. Svovlsyre: kemiske egenskaber, karakteristika, produktion af svovlsyre i produktionen

Når svovldioxid (SO2) opløses i vand, producerer det en kemisk forbindelse kendt som svovlsyrling. Formlen for dette stof er skrevet som følger: H 2 SO 3. I sandhed, denne forbindelse er ekstremt ustabil, med en vis antagelse kan man endda hævde, at den faktisk ikke eksisterer. Ikke desto mindre bruges denne formel ofte for at gøre det nemmere at skrive ligninger for kemiske reaktioner.

Svovlsyre: grundlæggende egenskaber

En vandig opløsning af svovldioxid er karakteriseret ved et surt miljø. Det har selv alle de egenskaber, der er iboende i syrer, inklusive neutraliseringsreaktionen. Svovlsyre er i stand til at danne to typer salte: hydrosulfitter og almindelige sulfitter. Begge tilhører gruppen af reduktionsmidler. Den første type opnås normalt, når svovlsyrling er til stede i ganske store mængder: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Ellers fås almindelig sulfit: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. En kvalitativ reaktion på disse salte er deres vekselvirkning med stærk syre. Som følge heraf frigives SO 2 -gas, som let kan skelnes ved sin karakteristiske skarpe lugt.

Svovlsyre kan virke blegende. Det er ingen hemmelighed, at en lignende effekt også giver klorvand. Imidlertid har den pågældende forbindelse en vigtig fordel: i modsætning til klor fører svovlsyrling ikke til ødelæggelse af farvestoffer og danner farveløse kemiske forbindelser med dem. Denne ejendom Det bruges ofte til blegning af stoffer lavet af silke, uld, plantemateriale samt alt, der ødelægges af oxidationsmidler indeholdende Cl. I gamle dage blev denne forbindelse endda brugt til at genoprette damernes stråhatte til deres oprindelige udseende. H 2 SO 3 er et ret stærkt reduktionsmiddel. Med adgang til oxygen bliver dets opløsninger gradvist til svovlsyre. I de tilfælde, hvor det interagerer med et stærkere reduktionsmiddel (for eksempel hydrogensulfid), udviser svovlsyre tværtimod oxiderende egenskaber. Dissociationen af dette stof sker i to trin. Først dannes hydrosulfit-anionen, og derefter sker det andet trin, og det bliver til sulfit-anionen.

Hvor bruges svovlsyre?

Produktionen af dette stof spiller en stor rolle i produktionen af alle slags vinmaterialer, især som et antiseptisk middel, med dets hjælp er det muligt at forhindre gæringsprocessen af produktet i tønder og derved sikre dets sikkerhed. Det bruges også til at forhindre korngæring under udvindingen af stivelse fra det. Svovlsyre og præparater baseret på den har brede antimikrobielle egenskaber, og derfor bruges de ofte i frugt- og grøntsagsindustrien til konserves. Calciumhydrosulfit, også kaldet sulfitlud, bruges til at forarbejde træ til sulfitmasse, hvorfra der efterfølgende fremstilles papir. Det er stadig at tilføje, at denne forbindelse er giftig for mennesker, og derfor kræver ethvert laboratoriearbejde og eksperimenter med det forsigtighed og øget opmærksomhed.

I redoxprocesser kan svovldioxid både være et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel, fordi atomet i denne forbindelse har en mellemliggende oxidationstilstand på +4.

Hvordan SO 2 reagerer med stærkere reduktionsmidler, såsom:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Hvordan reagerer reduktionsmidlet SO 2 med stærkere oxidationsmidler, for eksempel med i nærværelse af en katalysator, med osv.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Modtagelse

1) Svovldioxid dannes, når svovl brænder:

2) I industrien opnås det ved at riste pyrit:

3) I laboratoriet kan svovldioxid fås:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Anvendelse

Svovldioxid er meget brugt i tekstilindustrien til blegning af forskellige produkter. Derudover bruges den i landbrug til destruktion af skadelige mikroorganismer i drivhuse og kældre. Store mængder SO 2 bruges til at fremstille svovlsyre.

Svovloxid (VI) – SÅ 3 (svovlsyreanhydrid)

Svovlsyreanhydrid SO 3 er en farveløs væske, som ved temperaturer under 17 o C bliver til en hvid krystallinsk masse. Absorberer fugt meget godt (hygroskopisk).

Kemiske egenskaber

Syre-base egenskaber

Hvordan et typisk syreoxid, svovlsyreanhydrid, reagerer:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) med vand:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En særlig egenskab ved SO 3 er dens evne til at opløses godt i svovlsyre. En opløsning af SO 3 i svovlsyre kaldes oleum.

Dannelse af oleum: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Redox egenskaber

Svovloxid (VI) er karakteriseret ved stærke oxiderende egenskaber (normalt reduceret til SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Kvittering og brug

Svovlsyreanhydrid dannes ved oxidation af svovldioxid:

2SO2 + O2 = 2SO3

I sin rene form har svovlsyreanhydrid ingen praktisk betydning. Det opnås som et mellemprodukt ved fremstilling af svovlsyre.

H2SO4

Omtale af svovlsyre er først fundet blandt arabiske og europæiske alkymister. Det blev opnået ved at kalcinere jernsulfat (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) i luft: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 eller en blanding med: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, og de frigjorte svovlsyreanhydriddampe kondenseredes. Absorberende fugt blev de til oleum. Afhængigt af fremstillingsmetoden blev H 2 SO 4 kaldt olie af vitriol eller svovlolie. I 1595 etablerede alkymisten Andreas Liebavius identiteten af begge stoffer.

I lang tid blev vitriololie ikke udbredt. Interessen for det steg meget efter i 1700-tallet. Processen med at opnå indigokarmin, et stabilt blåt farvestof, fra indigo blev opdaget. Den første fabrik til fremstilling af svovlsyre blev grundlagt nær London i 1736. Processen blev udført i blykamre, i bunden af hvilke vand blev hældt. En smeltet blanding af saltpeter og svovl blev brændt i den øverste del af kammeret, hvorefter luft blev indført i det. Fremgangsmåden blev gentaget, indtil en syre med den nødvendige koncentration blev dannet i bunden af beholderen.

I det 19. århundrede metoden blev forbedret: i stedet for salpeter begyndte de at bruge salpetersyre (det giver, når det nedbrydes i kammeret). For at returnere nitrøse gasser til systemet blev der konstrueret specielle tårne, som gav navnet til hele processen - tårnprocessen. Fabrikker, der opererer efter tårnmetoden, eksisterer stadig i dag.

Svovlsyre– det er en tung olieagtig væske, farveløs og lugtfri, hygroskopisk; opløses godt i vand. Når koncentreret svovlsyre opløses i vand, frigives en stor mængde varme, så den skal forsigtigt hældes i vandet (og ikke omvendt!), og opløsningen skal blandes.

En opløsning af svovlsyre i vand med et H 2 SO 4 indhold på mindre end 70 % kaldes normalt fortyndet svovlsyre, og en opløsning på mere end 70 % er koncentreret svovlsyre.

Kemiske egenskaber

Syre-base egenskaber

Fortyndet svovlsyre afslører alt karakteristiske egenskaber stærke syrer. Hun reagerer:

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Processen med vekselvirkning af Ba 2+ ioner med SO 4 2+ sulfationer fører til dannelsen af et hvidt uopløseligt præcipitat BaSO 4 . Denne kvalitativ reaktion på sulfation.

Redox egenskaber

I fortyndet H 2 SO 4 er oxidationsmidlerne H + ioner, og i koncentreret H 2 SO 4 er oxidationsmidlerne SO 4 2+ sulfationer. SO 4 2+ ioner er stærkere oxidationsmidler end H + ioner (se diagram).

I fortyndet svovlsyre metaller, der er i den elektrokemiske spændingsrække, opløses til brint. I dette tilfælde dannes metalsulfater, og følgende frigives:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Metaller, der er placeret efter brint i den elektrokemiske spændingsserie, reagerer ikke med fortyndet svovlsyre:

Cu + H2SO4 ≠

Koncentreret svovlsyre er et stærkt oxidationsmiddel, især ved opvarmning. Det oxiderer mange og nogle organiske stoffer.

Når koncentreret svovlsyre interagerer med metaller, der er placeret efter brint i den elektrokemiske spændingsserie (Cu, Ag, Hg), dannes der metalsulfater, såvel som reduktionsproduktet af svovlsyre - SO 2.

Reaktion af svovlsyre med zink

Med mere aktive metaller (Zn, Al, Mg) kan koncentreret svovlsyre reduceres til fri svovlsyre. For eksempel, når svovlsyre reagerer med, afhængigt af koncentrationen af syren, kan forskellige reduktionsprodukter af svovlsyre - SO 2, S, H 2 S - dannes samtidigt:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

I kulden passiverer koncentreret svovlsyre nogle metaller, for eksempel og transporteres derfor i jerntanke:

Fe + H2SO4 ≠

Koncentreret svovlsyre oxiderer nogle ikke-metaller (osv.) og reducerer til svovloxid (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O

Kvittering og brug

I industrien fremstilles svovlsyre ved kontaktmetode. Indhentningsprocessen foregår i tre faser:

Opnåelse af SO 2 ved at riste pyrit:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Oxidation af SO 2 til SO 3 i nærværelse af en katalysator – vanadium (V) oxid:

2SO2 + O2 = 2SO3

Opløsning af SO 3 i svovlsyre:

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3

Det resulterende oleum transporteres i jerntanke. Svovlsyre med den nødvendige koncentration opnås fra oleum ved at tilsætte det til vand. Dette kan udtrykkes ved diagrammet:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Svovlsyre har en række anvendelser i en lang række anvendelser national økonomi. Det bruges til tørring af gasser, til fremstilling af andre syrer, til fremstilling af gødning, forskellige farvestoffer og medicin.

Svovlsyresalte

De fleste sulfater er meget opløselige i vand (CaSO 4 er svagt opløseligt, PbSO 4 er endnu mindre opløseligt, og BaSO 4 er praktisk talt uopløseligt). Nogle sulfater, der indeholder krystallisationsvand, kaldes vitrioler:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O kobbersulfat

FeSO 4 ∙ 7H 2 O jernsulfat

Alle har salte af svovlsyre. Deres forhold til varme er specielt.

Sulfater af aktive metaller (,) nedbrydes ikke selv ved 1000 o C, mens andre (Cu, Al, Fe) nedbrydes ved let opvarmning til metaloxid og SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Download:

Download et gratis abstrakt om emnet: "Produktion af svovlsyre ved kontaktmetode"

Du kan downloade abstracts om andre emner

*på optagelsesbilledet er et fotografi af kobbersulfat

DEFINITION

Vandfri svovlsyre er en tung, tyktflydende væske, der er let blandbar med vand i alle forhold: Interaktionen er karakteriseret ved en ekstremt stor eksoterm effekt (~880 kJ/mol ved uendelig fortynding) og kan føre til eksplosiv kogning og sprøjt af blandingen, hvis vand er tilsat syren; Det er derfor, det er så vigtigt altid at vende rækkefølgen ved fremstilling af opløsninger og tilsætte syren til vandet, langsomt og under omrøring.

Nogle fysiske egenskaber af svovlsyre er angivet i tabellen.

Vandfri H 2 SO 4 er en bemærkelsesværdig forbindelse med usædvanlig høj dielektrisk konstant og meget høj elektrisk ledningsevne, som skyldes ionisk autodissociation (autoprotolyse) af forbindelsen, samt relæmekanismen for ledningsevne med protonoverførsel, som sikrer forekomsten af elektrisk strøm gennem en viskøs væske med et stort antal brintbindinger.

Tabel 1. Svovlsyres fysiske egenskaber.

Fremstilling af svovlsyre

Svovlsyre er det vigtigste industrielle kemikalie og den billigste syre, der produceres i store mængder overalt i verden.

Koncentreret svovlsyre ("olie af vitriol") blev først opnået ved at opvarme "grøn vitriol" FeSO 4 × nH 2 O og blev forbrugt i store mængder til at producere Na 2 SO 4 og NaCl.

Den moderne proces til fremstilling af svovlsyre bruger en katalysator bestående af vanadium(V)oxid med tilsætning af kaliumsulfat på en silica- eller kiselgurbærer. Svovldioxid SO2 fremstilles ved at brænde rent svovl eller ved at riste sulfidmalm (primært pyrit eller malme af Cu, Ni og Zn) i processen med at udvinde disse metaller, oxideres SO2 til trioxid, hvorefter svovlsyre opnås ved at opløses i vand:

S + O2 -> S02 (AH0 - 297 kJ/mol);

SO2 + ½ O2 -> SO3 (AH0 - 9,8 kJ/mol);

SO3 + H2O → H2S04 (AH 0 - 130 kJ/mol).

Svovlsyres kemiske egenskaber

Svovlsyre er en stærk dibasisk syre. I det første trin, i opløsninger med lav koncentration, dissocieres det næsten fuldstændigt:

H2SO4 ↔H+ + HSO4-.

Anden fase dissociation

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

forekommer i mindre omfang. Dissociationskonstanten for svovlsyre i andet trin, udtrykt som ionaktivitet, K 2 = 10 -2.

Som en dibasisk syre danner svovlsyre to serier af salte: medium og sur. Gennemsnitlige salte af svovlsyre kaldes sulfater, og sure salte kaldes hydrosulfater.

Svovlsyre absorberer grådigt vanddamp og bruges derfor ofte til at tørre gasser. Evnen til at absorbere vand forklarer også forkulningen af mange organiske stoffer, især dem, der tilhører klassen af kulhydrater (fibre, sukker osv.), når de udsættes for koncentreret svovlsyre. Svovlsyre fjerner brint og ilt fra kulhydrater, som danner vand, og kulstoffet frigives i form af kul.

Koncentreret svovlsyre, især varm, er et kraftigt oxidationsmiddel. Det oxiderer HI og HBr (men ikke HCl) til frie halogener, kul til CO 2, svovl til SO 2. Disse reaktioner er udtrykt ved ligningerne:

8HI + H2S04 = 4I2 + H2S + 4H20;

2HBr + H2S04 = Br2 + SO2 + 2H20;

C + 2H2S04 = CO2 + 2S02 + 2H20;

S + 2H2SO4 = 3S02 + 2H2O.

Svovlsyres vekselvirkning med metaller forekommer forskelligt afhængigt af dens koncentration. Fortyndet svovlsyre oxiderer med sin hydrogenion. Derfor interagerer det kun med de metaller, der er i spændingsserien kun op til brint, for eksempel:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Bly opløses dog ikke i fortyndet syre, da det resulterende salt PbSO 4 er uopløseligt.

Koncentreret svovlsyre er et oxidationsmiddel på grund af svovl (VI). Det oxiderer metaller i spændingsområdet op til og med sølv. Produkterne af dets reduktion kan variere afhængigt af metallets aktivitet og betingelserne (syrekoncentration, temperatur). Ved vekselvirkning med lavaktive metaller, for eksempel kobber, reduceres syren til SO 2:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

Ved interaktion med mere aktive metaller kan reduktionsprodukter både være dioxid og frit svovl og hydrogensulfid. For eksempel, når de interagerer med zink, kan følgende reaktioner forekomme:

Zn + 2H2S04 = ZnS04 + S02 + 2H20;

3Zn + 4H2S04 = 3ZnS04 + S↓ + 4H2O;

4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.

Anvendelse af svovlsyre

Anvendelsen af svovlsyre varierer fra land til land og fra årti til årti. For eksempel i USA er hovedforbruget af H 2 SO 4 i øjeblikket produktion af gødning (70%), efterfulgt af kemisk produktion, metallurgi, olieraffinering (~5% i hvert område). I Storbritannien er fordelingen af forbruget på industrien anderledes: kun 30 % af produceret H2SO4 bruges til produktion af gødning, men 18 % går til maling, pigmenter og halvprodukter fra farveproduktion, 16 % til kemisk produktion, 12 % til produktion af sæber og rengøringsmidler, 10 % til produktion af naturlige og kunstige fibre og 2,5 % anvendes i metallurgi.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Øvelse

Bestem massen af svovlsyre, der kan opnås fra et ton svovlkis, hvis udbyttet af svovl (IV) oxid i ristningsreaktionen er 90 %, og svovl (VI) oxid i den katalytiske oxidation af svovl (IV) er 95 % af teoretiske.

Løsning

Lad os skrive ligningen for pyritbrændingsreaktionen:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Lad os beregne mængden af pyritstof:

n(FeS2) = m(FeS2)/M(FeS2);

M(FeS2) = Ar(Fe) + 2xAr(S) = 56 + 2x32 = 120 g/mol;

n(FeS 2) = 1000 kg / 120 = 8,33 kmol.

Da koefficienten for svovldioxid i reaktionsligningen er dobbelt så stor som koefficienten for FeS 2, så er den teoretisk mulige mængde svovloxid (IV) stof lig med:

n(SO 2) teor = 2 × n(FeS 2) = 2 × 8,33 = 16,66 kmol.

Og den praktisk taget opnåede mængde af mol svovloxid (IV) er:

n(SO 2) pract = η × n(SO 2) teor = 0,9 × 16,66 = 15 kmol.

Lad os skrive reaktionsligningen for oxidationen af svovloxid (IV) til svovloxid (VI):

2SO2 + O2 = 2SO3.

Den teoretisk mulige mængde svovloxid (VI) er lig med:

n(SO 3) teor = n(SO 2) pract = 15 kmol.

Og den praktisk taget opnåede mængde af mol svovloxid (VI) er:

n(SO 3) pract = η × n(SO 3) teor = 0,5 × 15 = 14,25 kmol.

Lad os skrive reaktionsligningen for fremstilling af svovlsyre:

SO3 + H2O = H2SO4.

Lad os finde mængden af svovlsyre:

n(H2SO4) = n(SO3) pract = 14,25 kmol.

Reaktionsudbyttet er 100%. Massen af svovlsyre er lig med:

m(H2S04) = n(H2S04) x M(H2S04);

M(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 g/mol;

m(H2SO4) = 14,25 x 98 = 1397 kg.

Svar

Massen af svovlsyre er 1397 kg

Russiske Folks Venskabsuniversitet

Fakultet for fremmedsprog og almenpædagogiske discipliner

Svovl. Dets anvendelse i medicin.

Afsluttet

elev af gruppe SV-53

Leder af kemi seminarer

Institut for kemi

Professor V.F. Zakharov

Moskva, 2002

At finde svovl i naturen.

Svovls fysiske egenskaber.

Kemiske egenskaber af svovl og dets forbindelser.

1) Egenskaber ved et simpelt stof.

Oxiders egenskaber:

svovl(IV)oxid;

svovl(VI)oxid.

Egenskaber ved syrer og deres salte:

svovlsyrling og salte deraf;

hydrogensulfid og sulfider;

svovlsyre og dens salte.

Brug af svovl i medicin.

Generelle karakteristika for iltundergruppen

Iltundergruppen omfatter fem grundstoffer: oxygen, svovl, selen, tellur og polonium (polonium er et radioaktivt grundstof). Disse er p-elementer af VI-gruppen i det periodiske system af D.I. Mendeleev. De har et gruppenavn - chalcogens, som betyder "malmdannende".

Egenskaber af ilt undergruppe elementer

Egenskaber
Serienummer
Valenselektroner
Atomioniseringsenergi, eV
Relativ elektronegativitet
Oxidationstilstand i forbindelser
Atomradius, nm

Chalcogenatomer har samme struktur som det ydre energiniveau - ns 2 np 4. Dette forklarer ligheden mellem deres kemiske egenskaber. Alle chalcogener i forbindelser med brint og metaller udviser en oxidationstilstand på -2, og i forbindelser med oxygen og andre aktive ikke-metaller - normalt +4 og +6. For oxygen, som for fluor, er en oxidationstilstand lig med gruppetallet ikke typisk. Det udviser en oxidationstilstand på normalt –2 og i forbindelser med fluor +2.

Hydrogenforbindelser af elementer i iltundergruppen svarer til formlen H 2 R(R– element symbol ): H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. De kaldes chalcohydrogener. Når de opløses i vand, dannes der syrer (formlerne er de samme). Styrken af disse syrer stiger med stigende serienummer grundstof, hvilket forklares ved et fald i bindingsenergi i en række forbindelser H 2 R. Vand opløses til ioner H + Og HAN - , er en amfoter elektrolyt.

Svovl, selen og tellur danner de samme former for forbindelser med oxygentype R.O. 2 Og R.O. 3 . De svarer til syrer af typen H 2 R.O. 3 Og H 2 R.O. 4 . Når et grundstofs atomnummer stiger, falder styrken af disse syrer. Alle af dem udviser oxiderende egenskaber, og syrer som H 2 R.O. 3 også genoprettende.

Egenskaberne af simple stoffer ændres naturligt: med en stigning i ladningen af kernen svækkes ikke-metalliske egenskaber, og metalliske egenskaber øges. Ilt og tellur er således ikke-metaller, men sidstnævnte har en metallisk glans og leder elektricitet.

At finde svovl i naturen

Svovl er vidt udbredt i naturen. Det udgør 0,05 % af massen af jordskorpen. I en fri stat (indfødt svovl) findes det i store mængder i Italien (øen Sicilien) og USA. Forekomster af naturligt svovl er tilgængelige i Kuibyshev-regionen (Volga-regionen), i staterne i Centralasien, på Krim og andre områder.

Svovl forekommer ofte i forbindelser med andre grundstoffer. Dets vigtigste naturlige forbindelser er metalsulfider: FeS 2 – jernkis eller pyrit; HgS – cinnober osv., samt svovlsyresalte (krystallinske hydrater): CaSO 4 ּ 2 H 2 O - gips, Na 2 SÅ 4 ּ 10 H 2 O- Glaubers salt, MgSO 4 ּ 7 H 2 O– bittert salt osv.

Svovls fysiske egenskaber

Naturligt svovl består af en blanding af fire stabile isotoper: ,
,
,
.

Svovl danner flere allotrope modifikationer. Stabil ved stuetemperatur rombisk svovl Det er et gult pulver, dårligt opløseligt i vand, men meget opløseligt i kulstofdisulfid, anilin og nogle andre opløsningsmidler. Leder varme og el dårligt. Når det krystalliseres fra chloroform CHCI 3 eller fra kulstofdisulfid C.S. 2 det skiller sig ud i form af gennemsigtige krystaller af oktaedrisk form. Orthorhombisk svovl består af cykliske molekyler S 8 formet som en krone. Ved 113 0 smelter Sona og bliver til en gul, let mobil væske. Ved yderligere opvarmning bliver smelten tykkere, da der dannes lange polymerkæder i den. Og opvarmer man svovl til 444,6 0 C, koger det. Hæld kogende svovl i en tynd stråle i koldt vand, kan du få plast svovl - gummilignende modifikation bestående af polymerkæder. Når smelten langsomt afkøles, dannes mørkegule nåleformede krystaller monoklinisk svovl.(tpl = 119°C). Ligesom rombisk svovl består denne modifikation af molekyler S 8 . På stuetemperatur plastik og monoklinisk svovl er ustabilt og omdannes spontant til ortorhombisk svovlpulver.

Kemiske egenskaber af svovl og dets forbindelser

Egenskaber af et simpelt stof.

Svovlatomet, der har et ufuldstændigt eksternt energiniveau, kan binde to elektroner og udvise en oxidationstilstand på -2. Svovl udviser denne grad af oxidation i forbindelser med metaller og brint (f.eks. Na 2 S Og H 2 S). Når elektroner opgives eller trækkes tilbage til et atom af et mere elektronegativt grundstof, kan oxidationstilstanden for svovl være +2, +4 og +6.

Svovl danner let forbindelser med mange grundstoffer. Når det brænder i luft eller ilt, dannes svovloxid (IV). SÅ 2 og delvist svovl(VI)oxid SÅ 3 :

S+O 2 = SÅ 3

2S + 3O 2 = 2SO 3

Disse er de vigtigste svovloxider.

Ved opvarmning kombineres svovl direkte med brint, halogener (undtagen jod), fosfor, kul og alle metaller undtagen guld, platin og iridium. For eksempel:

S+H 2 =H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S+Cl 2 = SCI 2

2S+C=CS 2

S + Fe = FeS

Som det følger af eksemplerne, er svovl i reaktioner med metaller og nogle ikke-metaller et oxidationsmiddel, og i reaktioner med mere aktive ikke-metaller, såsom oxygen, klor, er det et reduktionsmiddel.

Oxiders egenskaber

Svovloxid (IV)

Svovldioxid SÅ 2 - en farveløs gas med en kvælende, stikkende lugt. Når det er opløst i vand (ved 0 0 C, opløser 1 volumen vand mere end 70 volumener SÅ 2 ) dannes svovlsyrling H 2 SÅ 3 , som kun kendes i løsninger.

I laboratorieforhold at opnå SÅ 2 virke på fast natriumsulfit med koncentreret svovlsyre:

Na 2 SÅ 3 + 2H 2 SÅ 4 = 2NaHSO 4 + SÅ 2 +H 2 O

I industrien SÅ 2 opnået ved ristning af sulfidmalme, såsom pyrit:

4FeS 2 +11O 2 = 2 Fe 2 O 3 +8SO 2 ,

eller ved afbrænding af svovl. Svovldioxid er et mellemprodukt i produktionen af svovlsyre. Det bruges også (sammen med natriumhydrosulfitter NaHSO 3 og calcium Ca(HSO 3) 2) til at adskille cellulose fra træ. Denne gas bruges til at desinficere træer og buske for at dræbe skadedyr i landbruget.

Kemiske reaktioner karakteristiske for SÅ 2 , kan opdeles i 3 grupper:

Reaktioner, der opstår uden at ændre oxidationstilstanden, for eksempel:

SÅ 2 +Ca(OH) 2 = CaSO 3  +H 2 O

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Reaktioner, der opstår med et fald i svovls oxidationstilstand, for eksempel:

SÅ 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Således, SÅ 2 kan udvise både oxiderende og reducerende egenskaber.

Svovloxid (VI)

Svovlsyreanhydrid SÅ 3 ved stuetemperatur er det en farveløs, let flygtig væske (t koge = 44,8 0 C, t pl = 16,8 0 C), som med tiden bliver til en asbestlignende modifikation bestående af skinnende silkeagtige krystaller. Svovlsyreanhydridfibre er kun stabile i en forseglet beholder. De absorberer fugt fra luften og bliver til en tyk, farveløs væske - oleum (fra latin oleum - "olie"). Selvom formelt oleum kan betragtes som en løsning SÅ 3 V H 2 SÅ 4 faktisk er det en blanding af forskellige pyrosulfuric syrer: H 2 S 2 O 7 ,H 2 S 3 O 10 osv. Med vand SÅ 3 interagerer meget energisk: det frigiver så meget varme, at de resulterende små dråber af svovlsyre danner en tåge. Du skal arbejde med dette stof med ekstrem forsigtighed.

Svovl (VI) oxid fremstilles ved oxidation SÅ 2 oxygen kun i nærværelse af en katalysator:

2SO 2 + O 2  2SO 3 +Q.

Behovet for at bruge en katalysator i denne reversible reaktion skyldes, at det gode udbytte SÅ 3 (dvs. et skift af ligevægt til højre) kan kun opnås med et fald i temperaturen, dog med lave temperaturer Reaktionshastigheden falder meget betydeligt.

Svovl (VI) oxid kombinerer kraftigt med vand for at danne svovlsyre:

SÅ 3 + H 2 O = H 2 SÅ 4

Egenskaber af syrer og deres salte

Svovlsyre og dens salte

Svovl(IV)oxid er meget opløseligt i vand (i 1 40 volumener SO 2 opløses i et volumen vand ved 20 0 C). I dette tilfælde dannes svovlsyre, som kun findes i vandig opløsning:

SÅ 2 + N 2 O = N 2 SÅ 3

Sammensat reaktion SÅ 2 reversibel med vand. I en vandig opløsning er svovloxid (IV) og svovlsyrling i kemisk ligevægt, som kan fortrænges. Ved binding N 2 SÅ 3 med alkali (neutralisering af syre) skrider reaktionen frem mod dannelsen af svovlsyrling; ved sletning SÅ 2 (blæser gennem en nitrogenopløsning eller opvarmning) fortsætter reaktionen mod udgangsstofferne. En opløsning af svovlsyre indeholder altid svovloxid (IV), som giver den en skarp lugt.

Svovlsyre har alle syres egenskaber. I opløsning N 2 SO 3 adskiller sig trinvist:

N 2 SOM 3  H + + HSO 4 –

HSO 3 -  H + + SÅ 3 2-

Som en dibasisk syre danner den to serier af salte - sulfitter og hydrosulfitter. Sulfitter dannes, når en syre neutraliseres fuldstændigt med en alkali:

N 2 SÅ 3 + 2 NaOH =NENH.S.OM 4 + 2H 2 OM

Hydrosulfitter opnås, når der er mangel på alkali (sammenlignet med den mængde, der kræves for fuldstændigt at neutralisere syren):

N 2 SÅ 3 + NaOH = NaHSO 3 + N 2 OM

Ligesom svovl(IV)oxid er svovlsyrling og dens salte stærke reduktionsmidler. Samtidig stiger graden af svovloxidation. Så, N 2 SOM 3 oxideres let til svovlsyre selv af atmosfærisk oxygen:

2H 2 SÅ 3 + O 2 = 2H 2 SÅ 4

Derfor indeholder opløsninger af svovlsyre, der har været lagret i lang tid, altid svovlsyre.

Oxidationen af svovlsyrling med brom og kaliumpermanganat sker endnu lettere:

N 2 SOM 3 + Br 2 + N 2 O = N 2 SÅ 4 + 2НВr

5H 2 S0 3 + 2 kmnOM 4 = 2H 2 SÅ 4 + 2MnSO 4 + K 2 SOM 4 + 2H 2 OM

Svovl(IV)oxid og svovlsyrling affarver mange farvestoffer og danner farveløse forbindelser. Sidstnævnte kan nedbrydes igen, når den opvarmes eller udsættes for lys, hvilket resulterer i, at farven genoprettes. Derfor blegningseffekten SÅ 2 Og N 2 SÅ 4 adskiller sig fra klorens blegende effekt. Typisk bruges svovl(IV)oxid til at blege uld, silke og halm (disse materialer ødelægges af klorvand).

Calciumhydrosulfitopløsning har vigtige anvendelser. Ca(HSO 3 ) 2 (sulfitlud), som bruges til at behandle træfibre og papirmasse.

Svovlbrinte og sulfider

Svovlbrinte N 2 S - farveløs gas med lugt af rådne æg. Det er meget opløseligt i vand (ved 20 °C er 2,5 volumener svovlbrinte opløst i 1 volumen vand En opløsning af svovlbrinte i vand kaldes svovlbrintevand eller hydrosulfidsyre (det udviser egenskaberne af en svag syre). ).

Svovlbrinte er en meget giftig gas, der kan skade nervesystemet. Derfor er det nødvendigt at arbejde med det i stinkskabe eller med hermetisk lukkede enheder. Tilladt indhold af H 2 Sv produktionslokaler er 0,01 mg i 1 liter luft.

Svovlbrinte forekommer naturligt i vulkanske gasser og i vandet i nogle mineralske kilder, for eksempel Pyatigorsk; Matsesta. Det dannes under henfaldet af svovlholdige organiske stoffer af forskellige plante- og dyrerester. Dette forklarer karakteristikken dårlig lugt spildevand, afløbsbrønde og lossepladser.

Svovlbrinte kan fremstilles ved direkte at kombinere svovl med brint, når det opvarmes:

S+ N 2 = H 2 S

Men det fremstilles normalt ved indvirkning af fortyndet saltsyre eller svovlsyre på jern(II)sulfid:

2HCl + FeS =FEUl 2 + N 2 S

Denne reaktion udføres ofte i et Kipp-apparat.

H 2 S er en mindre stærk forbindelse end vand. Dette skyldes den store størrelse af svovlatomet sammenlignet med oxygenatomet. Derfor er H-0-bindingen kortere og stærkere end H-S-bindingen. Ved kraftig opvarmning nedbrydes svovlbrinte næsten fuldstændigt til svovl og brint:

N 2 S = S + N 2

Gasformig H 2 S brænder i luften med en blå flamme og danner svovloxid (IV) og vand:

2H 2 S + 3 O 2 = 2 SÅ 2 + 2H 2 OM

Ved mangel på ilt dannes svovl og vand:

2H 2 S + O 2 = 2 S+ 2H 2 OM

Denne reaktion bruges til at fremstille svovl fra svovlbrinte i industriel skala.

Svovlbrinte er et ret stærkt reduktionsmiddel. Denne vigtige kemiske egenskab ved det kan forklares som følger. I opløsning N 2 S giver relativt let elektroner til iltmolekyler i luften:

N 2 S - 2e- = S + 2H + 2

O 2 + 4 e- = 2O 2- 1

I dette tilfælde oxideres H 2 S af atmosfærisk oxygen til svovl, hvilket gør svovlbrintevand uklart. Overordnet reaktionsligning:

2 N 2 S+O 2 = 2S + 2N 2 O

Dette forklarer også, at svovlbrinte ikke ophobes i særlig store mængder i naturen under nedbrydningen af organiske stoffer - luftilten oxiderer det til frit svovl.

Svovlbrinte reagerer kraftigt med opløsninger af halogener. For eksempel:

N 2 S+I 2 = 2HI + S

Svovl frigives, og jodopløsningen bliver misfarvet.

Hydrogensulfidsyre, som en dibasisk syre, danner to serier af salte - medium (sulfider) og sur (hydrosulfider). f.eks. Na 2 S - natriumsulfid, NaHS- natriumhydrosulfid. Hydrosulfider er næsten alle meget opløselige i vand. Sulfider af alkali- og jordalkalimetaller er også opløselige i vand, mens andre metaller er praktisk talt uopløselige eller svagt opløselige; nogle af dem opløses ikke i fortyndede syrer. Derfor kan sådanne sulfider let opnås ved at føre hydrogensulfid gennem salte af det tilsvarende metal, for eksempel:

MEDuSO 4 + N 2 S = CuS + H 2 SÅ 4

Nogle sulfider har en karakteristisk farve: CuS Og RbS - sort, MEDdS- gul, ZnS- hvid, MnS- lyserød, SnS- brun, Sb 2 S 3 - orange osv. Kvalitativ analyse af kationer er baseret på sulfiders forskellige opløselighed og de forskellige farver af mange af dem.

Svovlsyre og dens salte

Svovlsyre er en tung, farveløs, olieagtig væske. Ekstremt hygroskopisk. Det absorberer fugt med frigivelse af en stor mængde varme, så du kan ikke tilsætte vand til koncentreret syre - syren vil sprøjte. For at fortynde, tilsæt små mængder svovlsyre til vandet.

Vandfri svovlsyre opløser op til 70 % svovl (VI) oxid. Ved almindelige temperaturer er den ikke-flygtig og lugtfri. Ved opvarmning flækker den af SÅ 3 indtil en opløsning indeholdende 98,3% er dannet N 2 SÅ 4 . Vandfri H 2 SÅ 4 leder næsten ikke elektrisk strøm.

Koncentreret svovlsyre forkuller organiske stoffer - sukker, papir, træ, fibre osv., og fjerner vandelementer fra dem. I dette tilfælde dannes svovlsyrehydrater. Forkullingen af sukker kan udtrykkes ved ligningen

MED 12 N 22 OM 11 + nN 2 SÅ 4 = 12C + H 2 SÅ 4 ּ nN 2 OM

Det resulterende kulstof reagerer delvist med syren:

C + 2H 2 SÅ 4 = CO 2 + 2 SÅ 2 + 2H 2 OM

Derfor har syren, der kommer til salg, en brun farve på grund af støv og organiske stoffer, der ved et uheld er faldet ned i den og er blevet forkullet i den.

Gastørring er baseret på absorption (fjernelse) af vand med svovlsyre.

Som en stærk ikke-flygtig syre N 2 SÅ 4 fortrænger andre syrer fra tørre salte. For eksempel:

NaNO3 + H 2 SÅ 4 = NaHSÅ 4 + NINGEN 3

Men hvis N 2 SOM 4 tilsættes saltopløsninger, så sker der ikke fortrængning af syrer.

En meget vigtig kemisk egenskab ved svovlsyre er dens forhold til metaller. Fortyndet og koncentreret svovlsyre reagerer forskelligt med dem. Fortyndet svovlsyre oxiderer kun metaller placeret i spændingsrækken til venstre for brint på grund af ioner H + , For eksempel:

Zn+H 2 SÅ 4 ( razb ) = ZnSO 4 +H 2

Koncentreret Svovlsyre reagerer ikke med mange metaller ved almindelige temperaturer. Derfor kan vandfri svovlsyre opbevares i jernbeholdere og transporteres i ståltanke. Men når opvarmet, koncentreret N 2 SÅ 4 interagerer med næsten alle metaller (undtagen Rt, Au og nogle andre), såvel som med ikke-metaller. I dette tilfælde fungerer det som et oxidationsmiddel og reduceres normalt til SÅ 2 . I dette tilfælde frigives brint ikke, men der dannes vand. For eksempel:

MEDu+2N 2 SÅ 4 = MEDuSO 4 + SÅ 2  + 2 N 2 O

2Ag + 2H 2 SÅ 4 = Ag 2 SÅ 4 + SÅ 2  + 2H 2 O

C+2H 2 SÅ 4 + = CO 2  +2SO 2  + 2H 2 O

2P+5H 2 SÅ 4 = 2H 3 P.O. 4 +5SO 2 

Svovlsyre har alle syres egenskaber.

Svovlsyre, der er dibasisk, danner to serier af salte: medium, kaldet sulfater, og sur, kaldet hydrosulfater. Sulfater dannes, når en syre er fuldstændig neutraliseret af en alkali (for 1 mol syre er der 2 mol alkali), og hydrosulfater dannes, når der er mangel på alkali (for 1 mol syre er der 1 mol alkali) :

N 2 SÅ 4 + 2 NENÅh= Na 2 SÅ 4 + 2H 2 OM

N 2 SÅ 4 + NaOH = NENHSO 4 + N 2 OM

Mange salte af svovlsyre er af stor praktisk betydning.

De fleste svovlsyresalte er opløselige i vand. Salte SaSÅ 4 Og RbSO 4 er lidt opløselige i vand, og VaSÅ 4 praktisk talt uopløseligt i både vand og syrer. Denne egenskab tillader f.eks. brugen af ethvert opløseligt bariumsalt Dul 2 , som et reagens for svovlsyre og dens salte (mere præcist, for ionen SÅ 4 2- ):

H 2 SÅ 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2 NaCl

I dette tilfælde udfældes et hvidt bundfald af bariumsulfat, uopløseligt i vand og syrer.

Svovlsyre er det vigtigste produkt fra den grundlæggende kemiske industri, som producerer uorganiske syrer, baser, salte, mineralsk gødning og klor.

Med hensyn til forskellige anvendelser rangerer svovlsyre først blandt syrer. Den største mængde af det forbruges til fremstilling af fosfor- og kvælstofgødning. Da svovlsyre er en ikke-flygtig syre, bruges svovlsyre til at producere andre syrer - saltsyre, flussyre, fosforsyre, eddikesyre osv. Meget af det bruges til rensning af olieprodukter - benzin, petroleum og smøreolier - fra skadelige urenheder. Inden for maskinteknik bruges svovlsyre til at rense metaloverfladen for oxider før belægning (nikkelbelægning, forkromning osv.). Svovlsyre bruges til fremstilling af sprængstoffer, kunstige fibre, farvestoffer, plast og mange andre. Det bruges til at fylde batterier. I landbruget bruges det til at bekæmpe ukrudt (herbicid).

Dette bestemmer betydningen af svovlsyre i vores nationale økonomi.

Brug af svovl i medicin

Oprenset svovl (Sulfurdepuratum) - et fint citrongult pulver - bruges til enterobiasis som anthelmintikum. Det er også et mildt afføringsmiddel og er en del af det komplekse lakridsrodspulver. En steril 1-2% opløsning af renset svovl i ferskenolie (sulfozin) bruges nogle gange til pyrogen terapi for syfilis.

Derudover er svovlforbindelser, både organiske og uorganiske, meget udbredte i medicin. Svovlatomer findes i mange lægemidler med meget forskellige virkninger. Da det ikke er muligt at dække dem alle, vil vi begrænse os til et par eksempler.

Svovlsyre (H2SO4) er en af de mest kaustiske syrer og farlige reagenser, som mennesket kender, især i koncentreret form. Kemisk ren svovlsyre er en tung giftig væske af olieagtig konsistens, lugtfri og farveløs. Det opnås ved kontaktoxidation af svovldioxid (SO2).

Ved en temperatur på + 10,5 °C bliver svovlsyre til en frossen glasagtig krystallinsk masse, der grådigt, som en svamp, absorberer fugt fra miljø. I industri og kemi er svovlsyre en af de vigtigste kemiske forbindelser og indtager en førende position med hensyn til produktionsvolumen i tons. Det er derfor, svovlsyre kaldes "kemiens blod". Gødning fremstilles ved hjælp af svovlsyre. lægemidler, andre syrer, store gødninger og meget mere.

Svovlsyres grundlæggende fysiske og kemiske egenskaber

Svovlsyre i sin rene form (formel H2SO4), i en koncentration på 100 %, er en farveløs, tyk væske. Den vigtigste egenskab ved H2SO4 er dens høje hygroskopicitet - evnen til at fjerne vand fra luften. Denne proces er ledsaget af en storstilet frigivelse af varme.
H2SO4 er en stærk syre.
Svovlsyre kaldes et monohydrat - det indeholder 1 mol H2O (vand) pr. 1 mol SO3. På grund af dets imponerende hygroskopiske egenskaber bruges det til at udvinde fugt fra gasser.
Kogepunkt – 330 °C. I dette tilfælde nedbrydes syren til SO3 og vand. Massefylde – 1,84. Smeltepunkt – 10,3 °C/.
Koncentreret svovlsyre er et kraftigt oxidationsmiddel. For at starte en redoxreaktion skal syren opvarmes. Resultatet af reaktionen er SO2. S+2H2SO4=3S02+2H2O
Afhængigt af koncentrationen reagerer svovlsyre forskelligt med metaller. I fortyndet tilstand er svovlsyre i stand til at oxidere alle metaller, der er i spændingsrækken før brint. Undtagelsen er den mest modstandsdygtige over for oxidation. Fortyndet svovlsyre reagerer med salte, baser, amfotere og basiske oxider. Koncentreret svovlsyre er i stand til at oxidere alle metaller i spændingsserien, inklusive sølv.
Svovlsyre danner to typer salte: sure (disse er hydrosulfater) og mellemprodukter (sulfater)
H2SO4 reagerer aktivt med organiske stoffer og ikke-metaller, hvoraf nogle kan blive til kul.
Svovlsyreanhydrit opløses godt i H2SO4, og i dette tilfælde dannes oleum - en opløsning af SO3 i svovlsyre. Udadtil ser det sådan ud: rygende svovlsyre, frigivelse af svovlsyreanhydrit.
Svovlsyre i vandige opløsninger er en stærk dibasisk syre, og når den tilsættes vand, frigives en enorm mængde varme. Når man fremstiller fortyndede opløsninger af H2SO4 fra koncentrerede, er det nødvendigt at tilføje en tungere syre til vandet i en lille strøm og ikke omvendt. Dette gøres for at forhindre vandet i at koge og sprøjte syren.

Koncentrerede og fortyndede svovlsyrer

Koncentrerede opløsninger af svovlsyre omfatter opløsninger fra 40 %, der kan opløse sølv eller palladium.

Fortyndet svovlsyre omfatter opløsninger, hvis koncentration er mindre end 40%. Disse er ikke sådanne aktive løsninger, men de er i stand til at reagere med messing og kobber.

Fremstilling af svovlsyre

Produktion af svovlsyre i industriel skala blev lanceret i det 15. århundrede, men på det tidspunkt blev det kaldt "vitriololie". Hvis tidligere menneskeheden kun indtog et par titusvis af liter svovlsyre, nu moderne verden beregningen er i millioner af tons om året.

Svovlsyreproduktion udføres industrielt, og der er tre af dem:

Kontaktmetode.
Nitrose metode
Andre metoder

Lad os tale i detaljer om hver af dem.

Kontakt produktionsmetode

Kontaktproduktionsmetoden er den mest almindelige, og den udfører følgende opgaver:

Resultatet er et produkt, der opfylder behovene hos det maksimale antal forbrugere.
Under produktionen reduceres miljøskader.

I kontaktmetoden anvendes følgende stoffer som råvarer:

pyrit (svovlkis);
svovl;
vanadiumoxid (dette stof fungerer som en katalysator);
hydrogensulfid;
sulfider af forskellige metaller.

Inden produktionsprocessen påbegyndes, forberedes råvarer på forhånd. Til at begynde med, i specielle knuseanlæg, knuses pyriten, hvilket gør det muligt, ved at øge kontaktarealet af de aktive stoffer, at fremskynde reaktionen. Pyrit gennemgår rensning: det sænkes ned i store beholdere med vand, hvor gråsten og alle slags urenheder flyder til overfladen. I slutningen af processen fjernes de.

Produktionsdelen er opdelt i flere faser:

Efter knusningen renses pyritten og sendes til ovnen, hvor den brændes ved temperaturer op til 800 °C. Ifølge modstrømsprincippet tilføres luft ind i kammeret nedefra, og det sikrer, at pyritten er i suspenderet tilstand. I dag tager denne proces et par sekunder, men tidligere tog det flere timer at fyre. Under ristningsprocessen opstår der affald i form af jernoxid, som fjernes og efterfølgende overføres til den metallurgiske industri. Ved fyring frigives vanddamp, O2 og SO2 gasser. Når rensningen fra vanddamp og små urenheder er afsluttet, opnås ren svovloxid og oxygen.
I det andet trin opstår en eksoterm reaktion under tryk under anvendelse af en vanadiumkatalysator. Reaktionen starter, når temperaturen når 420 °C, men den kan øges til 550 °C for at øge effektiviteten. Under reaktionen sker der katalytisk oxidation, og SO2 bliver til SO3.
Essensen af det tredje produktionstrin er som følger: absorption af SO3 i et absorptionstårn, hvor oleum H2SO4 dannes. I denne form hældes H2SO4 i specielle beholdere (det reagerer ikke med stål) og er klar til at møde slutforbrugeren.

Under produktionen, som vi sagde ovenfor, genereres der meget termisk energi, som bruges til opvarmning. Mange svovlsyreanlæg installerer dampturbiner, som bruger den frigivne damp til at generere yderligere elektricitet.

Nitrøs metode til fremstilling af svovlsyre

På trods af fordelene ved kontaktproduktionsmetoden, som producerer mere koncentreret og ren svovlsyre og oleum, produceres der ret meget H2SO4 ved salpetermetoden. Især ved superfosfatanlæg.

Til fremstilling af H2SO4 er udgangsmaterialet, både i kontakt- og nitrosemetoderne, svovldioxid. Det opnås specifikt til disse formål ved at brænde svovl eller riste svovlmetaller.

Forarbejdning af svovldioxid til svovlsyre involverer oxidation af svovldioxid og tilsætning af vand. Formlen ser således ud:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Men svovldioxid reagerer ikke direkte med oxygen, derfor oxideres svovldioxid med nitrogenmetoden ved hjælp af nitrogenoxider. Højere oxider af nitrogen (vi taler om nitrogendioxid NO2, nitrogentrioxid NO3) reduceres under denne proces til nitrogenoxid NO, som efterfølgende oxideres igen af oxygen til højere oxider.

Produktionen af svovlsyre ved salpetermetoden er teknisk formaliseret på to måder:

Kammer.
Tårn.

Den nitrøse metode har en række fordele og ulemper.

Ulemper ved den nitrøse metode:

Resultatet er 75% svovlsyre.
Produktkvaliteten er lav.
Ufuldstændig retur af nitrogenoxider (tilsætning af HNO3). Deres emissioner er skadelige.
Syren indeholder jern, nitrogenoxider og andre urenheder.

Fordele ved nitrøse metoden:

Omkostningerne ved processen er lavere.
Mulighed for SO2-genanvendelse ved 100 %.
Enkelhed af hardwaredesign.

De vigtigste russiske svovlsyreanlæg

Den årlige produktion af H2SO4 i vores land er i det sekscifrede område - omkring 10 millioner tons. De førende producenter af svovlsyre i Rusland er virksomheder, der desuden er dets vigtigste forbrugere. Det handler om om virksomheder, hvis aktivitetsområde er produktion af mineralsk gødning. For eksempel "Balakovo mineralgødning", "Ammophos".

Arbejder i Armyansk, Krim største producent titaniumdioxid i Østeuropa "Crimean Titan". Derudover producerer anlægget svovlsyre, mineralsk gødning, jernsulfat mv.

Mange fabrikker producerer forskellige typer svovlsyre. For eksempel fremstilles batteri svovlsyre af: Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom, etc.

Oleum er produceret af UCC Shchekinoazot, FKP Biysk Oleum Plant, Ural Mining and Metallurgical Company, Kirishinefteorgsintez PA, etc.

Svovlsyre af særlig renhed produceres af OHC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

Brugt svovlsyre kan købes på ZSS og HaloPolymer Kirovo-Chepetsk fabrikkerne.

Producenter af teknisk svovlsyre er Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Zink Plant, Electrozinc osv.

På grund af det faktum, at pyrit er det vigtigste råmateriale i produktionen af H2SO4, og dette er spild af berigelsesvirksomheder, er dets leverandører Norilsk- og Talnakh-berigelsesfabrikkerne.

Verdens førende positioner inden for H2SO4-produktion er besat af USA og Kina, som tegner sig for henholdsvis 30 millioner tons og 60 millioner tons.

Anvendelsesområde for svovlsyre

Verden forbruger omkring 200 millioner tons H2SO4 årligt, hvorfra der produceres en lang række produkter. Svovlsyre holder med rette håndfladen blandt andre syrer i forhold til omfanget af brug til industrielle formål.

Som du allerede ved, er svovlsyre et af de vigtigste produkter kemisk industri, derfor er omfanget af svovlsyre ret bredt. De vigtigste anvendelsesområder for H2SO4 er som følger:

Svovlsyre bruges i enorme mængder til produktion af mineralsk gødning, og denne forbruger omkring 40 % af den samlede tonnage. Af denne grund bygges fabrikker, der producerer H2SO4, ved siden af fabrikker, der producerer gødning. Disse er ammoniumsulfat, superphosphat osv. Under deres produktion tages svovlsyre i sin rene form (100% koncentration). For at producere et ton ammophos eller superphosphat skal du bruge 600 liter H2SO4. Disse gødninger bruges i de fleste tilfælde i landbruget.
H2SO4 bruges til at fremstille sprængstoffer.
Oprensning af olieprodukter. For at opnå petroleum, benzin og mineralolier kræves rensning af kulbrinter, hvilket sker ved hjælp af svovlsyre. I processen med at raffinere olie for at rense kulbrinter, "tager" denne industri så meget som 30% af verdens tonnage af H2SO4. Derudover øges oktantallet i brændstof med svovlsyre, og brønde behandles under olieproduktion.
I den metallurgiske industri. Svovlsyre i metallurgi bruges til at fjerne kalk og rust fra tråd og metalplader samt til at genoprette aluminium i produktionen af ikke-jernholdige metaller. Før belægning af metaloverflader med kobber, krom eller nikkel, ætses overfladen med svovlsyre.
I produktionen af medicin.
I produktion af maling.
I den kemiske industri. H2SO4 bruges til fremstilling af rengøringsmidler, ethylen, insekticider osv., og uden det er disse processer umulige.
Til fremstilling af andre kendte syrer, organiske og uorganiske forbindelser, der anvendes til industrielle formål.

Salte af svovlsyre og deres anvendelse

De vigtigste salte af svovlsyre:

Glaubers salt Na2SO4 · 10H2O (krystallinsk natriumsulfat). Omfanget af dets anvendelse er ret rummeligt: produktion af glas, sodavand, i veterinærmedicin og medicin.
Bariumsulfat BaSO4 bruges til fremstilling af gummi, papir og hvid mineralsk maling. Derudover er det uundværligt i medicin til fluoroskopi af maven. Det bruges til at lave "bariumgrød" til denne procedure.
Calciumsulfat CaSO4. I naturen kan det findes i form af gips CaSO4 2H2O og anhydrit CaSO4. Gips CaSO4 · 2H2O og calciumsulfat bruges i medicin og byggeri. Når gips opvarmes til en temperatur på 150 - 170 °C, opstår der delvis dehydrering, hvilket resulterer i brændt gips, kendt for os som alabast. Ved at blande alabast med vand til en dejs konsistens, hærder massen hurtigt og bliver til en slags sten. Det er denne egenskab af alabaster, der aktivt bruges i byggearbejde: støbte og støbeforme er lavet af det. Ved pudsarbejde er alabast uundværligt som bindemateriale. Patienter på traumeafdelinger får specielle fikserende hårde bandager - de er lavet på basis af alabast.
Jernsulfat FeSO4 · 7H2O bruges til at forberede blæk, imprægnere træ og også i landbrugsaktiviteter til at dræbe skadedyr.
Alun KCr(SO4)2 · 12H2O, KAl(SO4)2 · 12H2O osv. anvendes til fremstilling af maling og læderindustrien (lædergarvning).
Mange af jer kender kobbersulfat CuSO4 · 5H2O på egen hånd. Dette er en aktiv assistent i landbruget i kampen mod plantesygdomme og skadedyr - korn behandles med en vandig opløsning af CuSO4 · 5H2O og sprøjtes på planter. Det bruges også til at forberede nogle mineralske malinger. Og i hverdagen bruges det til at fjerne skimmelsvamp fra vægge.
Aluminiumsulfat – det bruges i papirmasse- og papirindustrien.

Svovlsyre i fortyndet form bruges som elektrolyt i blybatterier. Derudover bruges det til fremstilling af rengøringsmidler og gødning. Men i de fleste tilfælde kommer det i form af oleum - dette er en opløsning af SO3 i H2SO4 (du kan også finde andre formler for oleum).

Fantastisk faktum! Oleum er mere kemisk aktivt end koncentreret svovlsyre, men på trods af dette reagerer det ikke med stål! Det er af denne grund, at det er lettere at transportere end svovlsyre i sig selv.

Anvendelsesområdet for "syrernes dronning" er virkelig storstilet, og det er svært at tale om alle de måder, det bruges i industrien. Det bruges også som emulgator i fødevareindustrien, til vandrensning, i syntese af sprængstoffer og mange andre formål.

Svovlsyrens historie

Hvem af os har ikke mindst én gang hørt om kobbersulfat? Så det blev undersøgt i oldtiden, og i nogle værker fra begyndelsen af den nye æra diskuterede videnskabsmænd oprindelsen af vitriol og deres egenskaber. Vitriol blev undersøgt af den græske læge Dioscorides og den romerske naturforsker Plinius den Ældre, og i deres værker skrev de om de eksperimenter, de udførte. Til medicinske formål blev forskellige vitriolstoffer brugt af den gamle læge Ibn Sina. Hvordan vitriol blev brugt i metallurgi blev diskuteret i alkymisters værker Oldtidens Grækenland Zosima fra Panopolis.

Den første måde at opnå svovlsyre på er processen med opvarmning af kaliumalun, og der er information om dette i den alkymistiske litteratur fra det 13. århundrede. På det tidspunkt var sammensætningen af alun og essensen af processen ukendt for alkymister, men allerede i det 15. århundrede kemisk syntese svovlsyre begyndte at blive undersøgt målrettet. Processen var som følger: alkymister behandlede en blanding af svovl og antimon (III) sulfid Sb2S3 ved opvarmning med salpetersyre.

I middelalderen i Europa blev svovlsyre kaldt "vitriololie", men så blev navnet ændret til vitriolsyre.

I det 17. århundrede opnåede Johann Glauber svovlsyre som et resultat af afbrænding af kaliumnitrat og naturligt svovl i nærværelse af vanddamp. Som et resultat af oxidationen af svovl med salpeter opnåedes svovloxid, som reagerede med vanddamp, hvilket resulterede i en væske med en olieagtig konsistens. Dette var olie af vitriol, og dette navn for svovlsyre eksisterer stadig i dag.

I trediverne af det 18. århundrede brugte en farmaceut fra London, Ward Joshua, denne reaktion til industriel produktion svovlsyre, men i middelalderen var dens forbrug begrænset til flere titusinder kilo. Anvendelsesomfanget var snævert: til alkymistiske eksperimenter, rensning af ædle metaller og i apotek. Koncentreret svovlsyre i små mængder blev brugt til fremstilling af specielle tændstikker, der indeholdt bertholitsalt.

Vitriolsyre dukkede først op i Rusland i det 17. århundrede.

I Birmingham, England, tilpassede John Roebuck ovenstående metode til fremstilling af svovlsyre i 1746 og startede produktionen. Samtidig brugte han holdbare store blyholdige kamre, som var billigere end glasbeholdere.

Denne metode holdt sin position i industrien i næsten 200 år, og 65% svovlsyre blev opnået i kamre.

Efter et stykke tid forbedrede den engelske Glover og den franske kemiker Gay-Lussac selve processen, og man begyndte at opnå svovlsyre med en koncentration på 78%. Men sådan en syre var ikke egnet til fremstilling af for eksempel farvestoffer.

I begyndelsen af det 19. århundrede blev der opdaget nye metoder til oxidation af svovldioxid til svovlsyreanhydrid.

I første omgang blev dette gjort ved hjælp af nitrogenoxider, og derefter blev platin brugt som katalysator. Disse to metoder til oxidation af svovldioxid er blevet yderligere forbedret. Oxidationen af svovldioxid på platin og andre katalysatorer blev kendt som kontaktmetoden. Og oxidationen af denne gas med nitrogenoxider kaldes nitrøse metode til fremstilling af svovlsyre.

Den britiske eddikesyrehandler Peregrine Philips patenterede først i 1831 en økonomisk proces til fremstilling af svovloxid (VI) og koncentreret svovlsyre, og det er denne metode, der i dag er kendt af verden som kontaktmetode til dens produktion.

Superfosfatproduktion begyndte i 1864.

I firserne af det nittende århundrede i Europa nåede produktionen af svovlsyre 1 million tons. De vigtigste producenter var Tyskland og England, der producerede 72 % af den samlede mængde svovlsyre i verden.

Transport af svovlsyre er en arbejdskrævende og ansvarlig virksomhed.

Svovlsyre tilhører klassen af farlige kemikalier, og ved kontakt med huden forårsager det alvorlige forbrændinger. Derudover kan det forårsage kemisk forgiftning hos mennesker. Hvis der under transporten visse regler, så kan svovlsyre på grund af sin eksplosivitet forårsage meget skade på både mennesker og miljø.

Svovlsyre er klassificeret som fareklasse 8 og skal transporteres af specialuddannede og uddannede fagfolk. En vigtig betingelse for levering af svovlsyre er overholdelse af specielt udviklede regler for transport af farligt gods.

Transport ad landevej udføres i overensstemmelse med følgende regler:

Til transport er specielle beholdere lavet af en speciel stållegering, der ikke reagerer med svovlsyre eller titanium. Sådanne beholdere oxiderer ikke. Farlig svovlsyre transporteres i specielle svovlsyrekemikalietanke. De adskiller sig i design og er udvalgt til transport afhængigt af typen af svovlsyre.
Ved transport af rygende syre tages der specialiserede isotermiske termotanke, hvori det nødvendige temperaturregime opretholdes for at bevare syrens kemiske egenskaber.
Hvis almindelig syre transporteres, så vælges svovlsyretank.
Transport af svovlsyre ad landevejen, såsom rygende, vandfri, koncentreret, til batterier, handsker, udføres i specielle beholdere: tanke, tønder, beholdere.
Transport af farligt gods kan kun udføres af chauffører, der har et ADR-bevis.
Rejsetiden har ingen begrænsninger, da du under transport skal nøje overholde den tilladte hastighed.
Under transport bygges en speciel rute, som skal passere steder med store menneskemængder og produktionsfaciliteter.
Transport skal have særlige markeringer og fareskilte.

Svovlsyres farlige egenskaber for mennesker

Svovlsyre er øget fare for den menneskelige krop. Dens toksiske virkning opstår ikke kun ved direkte kontakt med huden, men ved indånding af dens dampe, når svovldioxid frigives. Farlige virkninger omfatter:

Åndedrætssystem;
Hud;
Slimhinder.

Forgiftning af kroppen kan forstærkes af arsen, som ofte indgår i svovlsyre.

Vigtig! Som bekendt opstår der alvorlige forbrændinger, når syre kommer i kontakt med huden. Forgiftning med svovlsyredampe er ikke mindre farlig. Den sikre dosis svovlsyre i luften er kun 0,3 mg pr. 1 kvadratmeter.

Hvis der kommer svovlsyre på slimhinderne eller huden, opstår der en alvorlig forbrænding, som ikke heler godt. Hvis omfanget af forbrændingen er imponerende, udvikler offeret forbrændingssygdom, som endda kan føre til fatalt udfald, hvis kvalificeret lægehjælp ikke ydes rettidigt.

Vigtig! Til en voksen dødelig dosis svovlsyre er kun 0,18 cm pr 1 liter.

Selvfølgelig er det problematisk at "opleve" syres toksiske virkninger i hverdagen. Oftest opstår syreforgiftning på grund af forsømmelse af industrielle sikkerhedsforanstaltninger, når du arbejder med opløsningen.

Masseforgiftning med svovlsyredamp kan forekomme på grund af tekniske problemer på arbejdet eller uagtsomhed, og der sker en massiv udslip til atmosfæren. For at forhindre sådanne situationer virker de særlige tjenester, hvis opgave er at kontrollere funktionen af produktionen, hvor der anvendes farlig syre.

Hvilke symptomer observeres under svovlsyreforgiftning?

Hvis syren blev indtaget:

Smerter i området af fordøjelsesorganerne.
Kvalme og opkastning.
Unormale afføringer som følge af alvorlige tarmlidelser.
Kraftig sekretion af spyt.
På grund af toksiske virkninger på nyrerne bliver urinen rødlig.
Hævelse af strubehovedet og halsen. Hvæsen og hæshed forekommer. Dette kan være dødeligt ved kvælning.
Brune pletter vises på tandkødet.
Huden bliver blå.

For en forbrænding hud Der kan være alle de komplikationer, der er forbundet med en forbrændingssygdom.

I tilfælde af dampforgiftning observeres følgende billede:

Forbrænding af slimhinden i øjnene.
Næseblod.
Forbrænding af slimhinderne i luftvejene. I dette tilfælde oplever offeret stærke smerter.
Hævelse af strubehovedet med symptomer på kvælning (iltmangel, huden bliver blå).
Hvis forgiftningen er alvorlig, kan der være kvalme og opkastning.

Vigtigt at vide! Syreforgiftning efter indtagelse er meget farligere end forgiftning fra indånding af dampe.

Førstehjælp og terapeutiske procedurer for svovlsyreskader

Gå frem som følger ved kontakt med svovlsyre:

Først og fremmest, ring til en ambulance. Hvis der kommer væske ind i maven, lav maveskylning varmt vand. Herefter skal du drikke 100 gram solsikke- eller olivenolie i små slurke. Derudover bør du sluge et stykke is, drikke mælk eller brændt magnesia. Dette skal gøres for at reducere koncentrationen af svovlsyre og lindre den menneskelige tilstand.
Hvis syre kommer ind i dine øjne, skal du skylle dem med rindende vand og derefter dryppe dem med en opløsning af dicain og novocain.
Hvis der kommer syre på huden, skyl det forbrændte område godt under rindende vand og påfør en bandage med sodavand. Du skal skylle i cirka 10-15 minutter.
I tilfælde af dampforgiftning skal du gå til frisk luft, og skyl også de berørte slimhinder med vand, når det er tilgængeligt.

I et hospitalsmiljø vil behandlingen afhænge af området for forbrændingen og graden af forgiftning. Smertelindring udføres kun med novocain. For at undgå udvikling af infektion i det berørte område får patienten et kursus med antibiotikabehandling.

I tilfælde af gastrisk blødning administreres plasma eller blodtransfusion. Kilden til blødning kan elimineres kirurgisk.

Svovlsyre forekommer i naturen i sin 100% rene form. For eksempel i Italien, Sicilien, i Det Døde Hav, kan du se et unikt fænomen - svovlsyre siver lige fra bunden! Hvad der sker er dette: pyrit fra jordskorpen tjener i dette tilfælde som et råmateriale til dets dannelse. Dette sted kaldes også Dødens Sø, og selv insekter er bange for at flyve i nærheden af det!
Efter store vulkanudbrud i jordens atmosfære dråber af svovlsyre kan ofte findes, og i sådanne tilfælde kan "skyldige" bringe negative konsekvenser miljøet og forårsage alvorlige klimaændringer.
Svovlsyre er en aktiv absorbent af vand, så den bruges som gastørremiddel. I gamle dage, for at forhindre indendørs vinduer i at dugge til, blev denne syre hældt i krukker og placeret mellem glasset med vinduesåbninger.
Det er svovlsyre, der er hovedårsagen til aflejring. sur regn. Hovedårsagen Dannelsen af sur regn er luftforurening med svovldioxid, og når den opløses i vand, danner den svovlsyre. Svovldioxid frigives til gengæld, når fossile brændstoffer afbrændes. I syreregn undersøgt i de senere år er indholdet steget salpetersyre. Årsagen til dette fænomen er reduktionen af svovldioxidemissioner. På trods af dette faktum forbliver hovedårsagen til sur regn svovlsyre.

Vi tilbyder dig et videoudvalg interessante eksperimenter med svovlsyre.

Lad os overveje reaktionen af svovlsyre, når den hældes i sukker. I de første sekunder af svovlsyre, der kommer ind i kolben med sukker, bliver blandingen mørkere. Efter et par sekunder bliver stoffet sort. Så sker det mest interessante. Massen begynder at vokse hurtigt og kravler uden for kolben. Outputtet er et stolt stof, der ligner porøst trækul, 3-4 gange større end det oprindelige volumen.

Forfatteren af videoen foreslår at sammenligne reaktionen fra Coca-Cola med saltsyre og svovlsyre. Når Coca-Cola blandes med saltsyre, observeres ingen visuelle ændringer, men ved blanding med svovlsyre begynder Coca-Cola at koge.

En interessant interaktion kan observeres, når svovlsyre kommer i kontakt med toiletpapir. Toiletpapir består af cellulose. Når syre rammer cellulosemolekylet, nedbrydes det øjeblikkeligt og frigiver frit kulstof. Lignende forkulning kan observeres, når syre kommer i kontakt med træ.

I en kolbe med koncentreret syre Jeg tilføjer et lille stykke kalium. I det første sekund frigives røg, hvorefter metallet øjeblikkeligt blusser op, antændes og eksploderer og brækker i stykker.

I det følgende eksperiment, når svovlsyre rammer en tændstik, antændes den. I anden del af forsøget nedsænkes aluminiumsfolie med acetone og en tændstik indeni. Folien opvarmes øjeblikkeligt, frigiver en enorm mængde røg og opløser den fuldstændigt.

En interessant effekt observeres ved tilføjelse bagepulver til svovlsyre. Sodavand bliver øjeblikkeligt farvet gul. Reaktionen forløber med hurtig kogning og en stigning i volumen.

Vi fraråder på det kraftigste at udføre alle ovenstående eksperimenter derhjemme. Svovlsyre er meget aggressiv og giftigt stof. Sådanne forsøg skal udføres i særlige rum udstyret med tvungen ventilation. De gasser, der frigives ved reaktioner med svovlsyre, er meget giftige og kan forårsage skader på luftvejene og forgiftning af kroppen. Derudover udføres lignende forsøg i anlæg personlig beskyttelse hud og åndedrætsorganer. Pas på dig selv!