Acido solforico. Acido solforico: proprietà chimiche, caratteristiche, produzione di acido solforico nella produzione

Quando l'anidride solforosa (SO 2 ) viene sciolta in acqua, produce un composto chimico noto come acido solforoso. La formula di questa sostanza è scritta come segue: H 2 SO 3. In verità, questa connessioneè estremamente instabile, partendo da un certo presupposto si può addirittura sostenere che in realtà non esista. Tuttavia, questa formula viene spesso utilizzata per comodità di scrivere equazioni di reazioni chimiche.

Acido solforoso: proprietà fondamentali

Una soluzione acquosa di anidride solforosa è caratterizzata da un ambiente acido. Di per sé ha tutte le proprietà inerenti agli acidi, inclusa la reazione di neutralizzazione. L'acido solforoso è in grado di formare due tipi di sali: idrosolfiti e solfiti ordinari. Entrambi appartengono al gruppo degli agenti riducenti. Il primo tipo si ottiene solitamente quando nell'acqua è presente acido solforoso grandi quantità: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Altrimenti si ottiene il solfito ordinario: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. Una reazione qualitativa a questi sali è la loro interazione con acido forte. Di conseguenza, viene rilasciato gas SO 2, che si distingue facilmente per il suo caratteristico odore pungente.

L'acido solforoso può avere un effetto sbiancante. Non è un segreto che dia anche un effetto simile acqua clorata. Tuttavia, il composto in questione presenta un importante vantaggio: a differenza del cloro, l'acido solforoso non porta alla distruzione dei coloranti, formando con essi composti chimici incolori; Questa proprietà Viene spesso utilizzato per sbiancare tessuti di seta, lana, materiale vegetale e tutto ciò che viene distrutto da agenti ossidanti contenenti Cl. Anticamente questo composto veniva utilizzato anche per riportare all'aspetto originario i cappelli di paglia delle signore. H 2 SO 3 è un agente riducente abbastanza forte. Con l'accesso dell'ossigeno, le sue soluzioni si trasformano gradualmente in acido solforico. Nei casi in cui interagisce con un agente riducente più forte (ad esempio l'idrogeno solforato), l'acido solforico, al contrario, presenta proprietà ossidanti. La dissociazione di questa sostanza avviene in due fasi. Innanzitutto si forma l'anione idrosolfito, quindi avviene la seconda fase e si trasforma nell'anione solfito.

Dove viene utilizzato l'acido solforoso?

La produzione di questa sostanza gioca un ruolo importante nella produzione di tutti i tipi di materiali enologici, in particolare come antisettico, con il suo aiuto è possibile impedire il processo di fermentazione del prodotto in botti e quindi garantirne la sicurezza; Viene anche utilizzato per prevenire la fermentazione del grano durante l'estrazione dell'amido da esso. L'acido solforoso e i preparati a base di esso hanno ampie proprietà antimicrobiche e pertanto vengono spesso utilizzati nell'industria ortofrutticola per l'inscatolamento. L'idrosolfito di calcio, chiamato anche liquore al solfito, viene utilizzato per trasformare il legno in pasta di solfito, dalla quale viene successivamente prodotta la carta. Resta da aggiungere che questo composto è velenoso per l'uomo, e quindi qualsiasi lavoro di laboratorio ed esperimento con esso richiede cautela e maggiore attenzione.

Nei processi redox, l'anidride solforosa può essere sia un agente ossidante che un agente riducente perché l'atomo in questo composto ha uno stato di ossidazione intermedio pari a +4.

Come reagisce l'SO 2 con agenti riducenti più forti, come:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Come reagisce l'agente riducente SO 2 con agenti ossidanti più forti, ad esempio con in presenza di un catalizzatore, con, ecc.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

Ricevuta

1) L'anidride solforosa si forma quando lo zolfo brucia:

2) Nell'industria si ottiene dalla tostatura della pirite:

3) In laboratorio l'anidride solforosa può essere ottenuta:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Applicazione

L'anidride solforosa è ampiamente utilizzata nell'industria tessile per sbiancare vari prodotti. Inoltre, è utilizzato in agricoltura per la distruzione di microrganismi dannosi nelle serre e nelle cantine. Grandi quantità di SO 2 vengono utilizzate per produrre acido solforico.

Ossido di zolfo (VI) – COSÌ 3 (anidride solforica)

L'anidride solforica SO 3 è un liquido incolore che a temperature inferiori a 17 o C si trasforma in una massa cristallina bianca. Assorbe molto bene l'umidità (igroscopico).

Proprietà chimiche

Proprietà acido-base

Come reagisce un tipico ossido acido, l'anidride solforica:

SO3 + CaO = CaSO4

c) con acqua:

SO3 + H2O = H2SO4

Una proprietà speciale dell'SO 3 è la sua capacità di dissolversi bene nell'acido solforico. Una soluzione di SO 3 in acido solforico è chiamata oleum.

Formazione di oleum: H 2 SO 4 + N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N COSÌ 3

Proprietà redox

L'ossido di zolfo (VI) è caratterizzato da forti proprietà ossidanti (solitamente ridotto a SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Ricezione e utilizzo

L'anidride solforica si forma dall'ossidazione dell'anidride solforosa:

2SO2 + O2 = 2SO3

Nella sua forma pura, l'anidride solforica non ha alcun significato pratico. Si ottiene come prodotto intermedio nella produzione di acido solforico.

H2SO4

La menzione dell'acido solforico fu trovata per la prima volta tra gli alchimisti arabi ed europei. È stato ottenuto calcinando il solfato di ferro (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) in aria: 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 o una miscela con: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, e i vapori di anidride solforica rilasciati si condensano. Assorbendo l'umidità, si trasformarono in oleum. A seconda del metodo di preparazione, l'H 2 SO 4 veniva chiamato olio di vetriolo o olio di zolfo. Nel 1595 l'alchimista Andreas Libavius ​​stabilì l'identità di entrambe le sostanze.

Per molto tempo l'olio di vetriolo non fu ampiamente utilizzato. L'interesse per esso aumentò notevolmente nel XVIII secolo. È stato scoperto il processo per ottenere l'indaco carminio, un colorante blu stabile, dall'indaco. La prima fabbrica per la produzione di acido solforico fu fondata vicino a Londra nel 1736. Il processo veniva effettuato in camere di piombo, sul fondo delle quali veniva versata l'acqua. Una miscela fusa di salnitro e zolfo veniva bruciata nella parte superiore della camera, quindi vi veniva introdotta l'aria. La procedura è stata ripetuta finché sul fondo del contenitore non si è formato un acido della concentrazione richiesta.

Nel 19° secolo il metodo fu migliorato: al posto del salnitro iniziarono a usare l'acido nitrico (dà quando si decompone nella camera). Per reimmettere i gas nitrosi nel sistema furono costruite torri speciali, che diedero il nome all'intero processo: il processo a torre. Oggi esistono ancora fabbriche che utilizzano il metodo della torre.

Acido solforico– è un liquido oleoso pesante, incolore e inodore, igroscopico; si scioglie bene in acqua. Quando l'acido solforico concentrato viene sciolto in acqua, viene rilasciata una grande quantità di calore, quindi deve essere versato con attenzione nell'acqua (e non viceversa!) e la soluzione deve essere miscelata.

Una soluzione di acido solforico in acqua con un contenuto di H 2 SO 4 inferiore al 70% è solitamente chiamata acido solforico diluito e una soluzione superiore al 70% è acido solforico concentrato.

Proprietà chimiche

Proprietà acido-base

L'acido solforico diluito rivela tutto proprietà caratteristiche acidi forti. Lei reagisce:

H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Il processo di interazione degli ioni Ba 2+ con gli ioni solfato SO 4 2+ porta alla formazione di un precipitato insolubile bianco BaSO 4 . Questo reazione qualitativa allo ione solfato.

Proprietà redox

In H 2 SO 4 diluito gli agenti ossidanti sono ioni H +, e in H 2 SO 4 concentrato gli agenti ossidanti sono ioni solfato SO 4 2+. Gli ioni SO 4 2+ sono agenti ossidanti più forti degli ioni H + (vedi diagramma).

IN acido solforico diluito i metalli che si trovano nella serie di tensione elettrochimica vengono disciolti all'idrogeno. In questo caso si formano solfati metallici e viene rilasciato:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

I metalli che si trovano dopo l'idrogeno nella serie di tensioni elettrochimiche non reagiscono con l'acido solforico diluito:

Cu + H2SO4 ≠

Acido solforico concentratoè un forte agente ossidante, soprattutto se riscaldato. Ossida molte ed alcune sostanze organiche.

Quando l'acido solforico concentrato interagisce con i metalli che si trovano dopo l'idrogeno nella serie di tensioni elettrochimiche (Cu, Ag, Hg), si formano solfati metallici e il prodotto di riduzione dell'acido solforico - SO 2.

Reazione dell'acido solforico con lo zinco

Con metalli più attivi (Zn, Al, Mg), l'acido solforico concentrato può essere ridotto ad acido solforico libero. Ad esempio, quando l'acido solforico reagisce con, a seconda della concentrazione dell'acido, possono formarsi contemporaneamente diversi prodotti di riduzione dell'acido solforico: SO 2, S, H 2 S:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

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

Al freddo, l'acido solforico concentrato, ad esempio, passiva alcuni metalli e quindi viene trasportato in cisterne di ferro:

Fe+H2SO4 ≠

L'acido solforico concentrato ossida alcuni non metalli (, ecc.), Riducendo a ossido di zolfo (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

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

Ricezione e utilizzo

Nell'industria, l'acido solforico viene prodotto mediante il metodo di contatto. Il processo di ottenimento avviene in tre fasi:

1. Ottenere SO 2 tostando la pirite:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

1. Ossidazione di SO 2 in SO 3 in presenza di un catalizzatore – ossido di vanadio (V):

2SO2 + O2 = 2SO3

1. Dissoluzione di SO 3 in acido solforico:

H2SO4+ N SO 3 = H 2 SO 4 ∙ N COSÌ 3

L'oleum risultante viene trasportato in cisterne di ferro. L'acido solforico della concentrazione richiesta si ottiene dall'oleum aggiungendolo all'acqua. Ciò può essere espresso dal diagramma:

H2SO4∙ N SO3 + H2O = H2SO4

L'acido solforico ha una varietà di usi in un'ampia gamma di applicazioni economia nazionale. Viene utilizzato per l'essiccazione dei gas, nella produzione di altri acidi, per la produzione di fertilizzanti, coloranti vari e medicinali.

Sali dell'acido solforico

La maggior parte dei solfati sono altamente solubili in acqua (CaSO 4 è leggermente solubile, PbSO 4 è ancora meno solubile e BaSO 4 è praticamente insolubile). Alcuni solfati contenenti acqua di cristallizzazione sono chiamati vetrioli:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O solfato di rame

FeSO 4 ∙ 7H 2 O solfato di ferro

Tutti hanno sali di acido solforico. Il loro rapporto con il calore è speciale.

I solfati dei metalli attivi (,) non si decompongono nemmeno a 1000 o C, mentre altri (Cu, Al, Fe) si decompongono con leggero riscaldamento in ossido metallico e SO 3:

CuSO4 = CuO + SO3

Scaricamento:

Scarica un abstract gratuito sull'argomento: “Produzione di acido solforico mediante metodo di contatto”

Puoi scaricare abstract su altri argomenti

*nell'immagine registrata c'è una fotografia del solfato di rame

DEFINIZIONE

Anidro acido solforicoè un liquido pesante e viscoso, facilmente miscibile con acqua in qualsiasi proporzione: l'interazione è caratterizzata da un effetto esotermico estremamente elevato (~880 kJ/mol a diluizione infinita) e può portare ad ebollizione esplosiva e spruzzi della miscela se l'acqua viene aggiunto all'acido; Ecco perché è così importante invertire sempre l'ordine nella preparazione delle soluzioni e aggiungere l'acido all'acqua, lentamente e agitando.

Alcune proprietà fisiche dell'acido solforico sono riportate nella tabella.

L'H 2 SO 4 anidro è un composto notevole con insolitamente alto costante dielettrica e una conduttività elettrica molto elevata, dovuta all'autodissociazione ionica (autoprotolisi) del composto, nonché al meccanismo di relè di conduttività con trasferimento di protoni, che garantisce il verificarsi di corrente elettrica attraverso un liquido viscoso con un gran numero di legami idrogeno.

Tabella 1. Proprietà fisiche dell'acido solforico.

Preparazione dell'acido solforico

L'acido solforico è il prodotto chimico industriale più importante e l'acido più economico prodotto in grandi volumi in qualsiasi parte del mondo.

L'acido solforico concentrato (“olio di vetriolo”) è stato inizialmente ottenuto riscaldando il “vetriolo verde” FeSO 4 × nH 2 O ed è stato consumato in grandi quantità per produrre Na 2 SO 4 e NaCl.

Il moderno processo per la produzione di acido solforico utilizza un catalizzatore costituito da ossido di vanadio (V) con aggiunta di solfato di potassio su un supporto di silice o farina fossile. L'anidride solforosa SO2 viene prodotta bruciando zolfo puro o arrostendo minerali solforati (principalmente pirite o minerali di Cu, Ni e Zn) nel processo di estrazione di questi metalli, l'SO2 viene quindi ossidato in triossido e quindi si ottiene acido solforico sciogliendosi acqua:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 - 297 kJ/mol);

SO2 + ½ O2 → SO3 (ΔH0 - 9,8 kJ/mol);

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (ΔH 0 - 130 kJ/mol).

Proprietà chimiche dell'acido solforico

L'acido solforico è un acido dibasico forte. Nella prima fase, in soluzioni a bassa concentrazione, si dissocia quasi completamente:

H2SO4 ↔H + + HSO4 - .

Dissociazione del secondo stadio

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

avviene in misura minore. La costante di dissociazione dell'acido solforico nel secondo stadio, espressa in termini di attività ionica, K 2 = 10 -2.

Come acido dibasico, l'acido solforico forma due serie di sali: medio e acido. I sali medi dell'acido solforico sono chiamati solfati, mentre i sali acidi sono chiamati idrosolfati.

L'acido solforico assorbe avidamente il vapore acqueo e viene quindi spesso utilizzato per essiccare i gas. La capacità di assorbire acqua spiega anche la carbonizzazione di molte sostanze organiche, soprattutto di quelle appartenenti alla classe dei carboidrati (fibre, zucchero, ecc.), quando esposte all'acido solforico concentrato. L'acido solforico rimuove l'idrogeno e l'ossigeno dai carboidrati, che formano acqua, e il carbonio viene rilasciato sotto forma di carbone.

L'acido solforico concentrato, soprattutto caldo, è un vigoroso agente ossidante. Ossida HI e HBr (ma non HCl) per liberare alogeni, il carbone in CO 2, lo zolfo in SO 2. Queste reazioni sono espresse dalle equazioni:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O;

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;

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

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O.

L'interazione dell'acido solforico con i metalli avviene in modo diverso a seconda della sua concentrazione. L'acido solforico diluito si ossida con il suo ione idrogeno. Pertanto, interagisce solo con quei metalli che si trovano nella serie di tensioni solo fino all'idrogeno, ad esempio:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Tuttavia, il piombo non si dissolve nell'acido diluito perché il sale risultante, PbSO 4, è insolubile.

L'acido solforico concentrato è un agente ossidante dovuto allo zolfo (VI). Ossida i metalli nell'intervallo di tensione fino all'argento compreso. I prodotti della sua riduzione possono variare a seconda dell'attività del metallo e delle condizioni (concentrazione di acido, temperatura). Quando interagisce con metalli a bassa attività, come il rame, l'acido viene ridotto a SO 2:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Quando interagiscono con metalli più attivi, i prodotti di riduzione possono essere sia biossido che zolfo libero e idrogeno solforato. Ad esempio, quando si interagisce con lo zinco, possono verificarsi le seguenti reazioni:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;

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

Applicazione dell'acido solforico

L'uso dell'acido solforico varia da paese a paese e da decennio a decennio. Negli USA, ad esempio, il principale ambito di consumo di H 2 SO 4 è attualmente la produzione di fertilizzanti (70%), seguita da produzione chimica, metallurgia, raffinazione del petrolio (~5% in ciascuna area). Nel Regno Unito la distribuzione dei consumi per industria è diversa: solo il 30% dell’H2SO4 prodotto viene utilizzato nella produzione di fertilizzanti, ma il 18% va a vernici, pigmenti e semiprodotti della produzione di coloranti, il 16% alla produzione chimica, il 12% % alla produzione di saponi e detergenti, il 10% alla produzione di fibre naturali e artificiali e il 2,5% viene utilizzato nella metallurgia.

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio	Determinare la massa di acido solforico che può essere ottenuta da una tonnellata di pirite se la resa dell'ossido di zolfo (IV) nella reazione di tostatura è del 90% e l'ossido di zolfo (VI) nell'ossidazione catalitica dello zolfo (IV) è del 95% di teorico.
Soluzione	Scriviamo l'equazione per la reazione di cottura della pirite: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Calcoliamo la quantità di sostanza pirite: n(FeS2) = m(FeS2) / M(FeS2); M(FeS2) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120 g/mol; n(FeS2) = 1000 kg / 120 = 8,33 kmol. Poiché nell'equazione di reazione il coefficiente per l'anidride solforosa è due volte più grande del coefficiente per FeS 2, la quantità teoricamente possibile di sostanza ossido di zolfo (IV) è uguale a: n(SO 2) teore = 2 ×n(FeS 2) = 2 ×8,33 = 16,66 kmol. E la quantità praticamente ottenuta di moli di ossido di zolfo (IV) è: n(SO 2) pratica = η × n(SO 2) theor = 0,9 × 16,66 = 15 kmol. Scriviamo l'equazione di reazione per l'ossidazione dell'ossido di zolfo (IV) in ossido di zolfo (VI): 2SO2 + O2 = 2SO3. La quantità teoricamente possibile di ossido di zolfo (VI) è pari a: n(SO 3) teore = n(SO 2) pratica = 15 kmol. E la quantità praticamente ottenuta di moli di ossido di zolfo (VI) è: n(SO 3) pratica = η × n(SO 3) theor = 0,5 × 15 = 14,25 kmol. Scriviamo l'equazione di reazione per la produzione di acido solforico: SO3 + H2O = H2SO4. Troviamo la quantità di acido solforico: n(H2SO4) = n(SO3) pratica = 14,25 kmol. La resa della reazione è del 100%. La massa dell'acido solforico è pari a: m(H2SO4) = n(H2SO4) × M(H2SO4); M(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 g/mol; m(H2SO4) = 14,25 × 98 = 1397 kg.
Risposta	La massa dell'acido solforico è 1397 kg

Università russa dell'amicizia popolare

Facoltà di Lingue Straniere e Discipline della Formazione Generale

Zolfo. Il suo utilizzo in medicina.

Completato

studente del gruppo SV-53

Responsabile seminari di chimica

Dipartimenti di Chimica

Il professor V.F. Zakharov

Mosca, 2002

Trovare lo zolfo in natura.

Proprietà fisiche dello zolfo.

Proprietà chimiche dello zolfo e dei suoi composti.

1) Proprietà di una sostanza semplice.

Proprietà degli ossidi:

ossido di zolfo (IV);

ossido di zolfo (VI).

Proprietà degli acidi e dei loro sali:

acido solforoso e suoi sali;

idrogeno solforato e solfuri;

acido solforico e suoi sali.

Uso dello zolfo in medicina.

Caratteristiche generali del sottogruppo dell'ossigeno

Il sottogruppo dell'ossigeno comprende cinque elementi: ossigeno, zolfo, selenio, tellurio e polonio (il polonio è un elemento radioattivo). Questi sono elementi p del gruppo VI del sistema periodico di D.I. Mendeleev. Hanno un nome di gruppo: calcogeni, che significa "formazione di minerali".

Proprietà degli elementi del sottogruppo dell'ossigeno

Proprietà
Numero di serie
Elettroni di valenza
Energia di ionizzazione dell'atomo, eV
Elettronegatività relativa
Stato di ossidazione nei composti
Raggio atomico, nm

Gli atomi di calcogeno hanno la stessa struttura del livello di energia esterna - ns 2 np 4. Questo spiega la somiglianza delle loro proprietà chimiche. Tutti i calcogeni nei composti con idrogeno e metalli mostrano uno stato di ossidazione pari a –2, e nei composti con ossigeno e altri non metalli attivi – solitamente +4 e +6. Per l'ossigeno, come per il fluoro, non è tipico uno stato di ossidazione pari al numero del gruppo. Presenta uno stato di ossidazione solitamente –2 e nei composti con fluoro +2.

I composti dell'idrogeno degli elementi del sottogruppo dell'ossigeno corrispondono alla formula H 2 R(R– simbolo dell'elemento ): H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Si chiamano calcoidrogeni. Quando si sciolgono in acqua si formano acidi (le formule sono le stesse). La forza di questi acidi aumenta con l'aumentare numero di serie elemento, che si spiega con una diminuzione dell'energia legante in una serie di composti H 2 R. L'acqua si dissocia in ioni H + E LUI - , è un elettrolita anfotero.

Lo zolfo, il selenio e il tellurio formano le stesse forme di composti di tipo ossigeno R.O. 2 E R.O. 3 . Corrispondono agli acidi del tipo H 2 R.O. 3 E H 2 R.O. 4 . All’aumentare del numero atomico di un elemento, la forza di questi acidi diminuisce. Tutti presentano proprietà ossidanti e simili agli acidi H 2 R.O. 3 anche riparativo.

Le proprietà delle sostanze semplici cambiano naturalmente: con un aumento della carica del nucleo, le proprietà non metalliche si indeboliscono e le proprietà metalliche aumentano. Pertanto, l'ossigeno e il tellurio sono non metalli, ma quest'ultimo ha una lucentezza metallica e conduce l'elettricità.

Trovare lo zolfo in natura

Lo zolfo è ampiamente distribuito in natura. Costituisce lo 0,05% della massa della crosta terrestre. Allo stato libero (zolfo nativo) si trova in grandi quantità in Italia (Isola di Sicilia) e negli USA. Depositi di zolfo nativo sono disponibili nella regione di Kuibyshev (regione del Volga), negli stati dell'Asia centrale, in Crimea e in altre aree.

Lo zolfo si trova spesso in composti con altri elementi. I suoi composti naturali più importanti sono i solfuri metallici: FeS 2 – pirite di ferro, o pirite; HgS – cinabro, ecc., nonché sali dell'acido solforico (idrati cristallini): CaSO 4 ּ 2 H 2 O - malta, N / a 2 COSÌ 4 ּ 10 H 2 O- Sale di Glauber, MgSO 4 ּ 7 H 2 O– sale amaro, ecc.

Proprietà fisiche dello zolfo

Lo zolfo naturale è costituito da una miscela di quattro isotopi stabili: ,
,
,
.

Lo zolfo forma diverse modifiche allotropiche. Stabile a temperatura ambiente zolfo rombicoÈ una polvere gialla, scarsamente solubile in acqua, ma altamente solubile in disolfuro di carbonio, anilina e alcuni altri solventi. Conduce male il calore e l'elettricità. Quando cristallizzato dal cloroformio CHCl 3 o dal disolfuro di carbonio C.S. 2 risalta sotto forma di cristalli trasparenti di forma ottaedrica. Lo zolfo ortorombico è costituito da molecole cicliche S 8 a forma di corona. A 113 0 Sona si scioglie, trasformandosi in un liquido giallo, facilmente mobile. Con un ulteriore riscaldamento, la massa fusa si addensa, poiché al suo interno si formano lunghe catene polimeriche. E se riscaldi lo zolfo a 444,6 0 C, bolle. Versare lo zolfo bollente in un flusso sottile acqua fredda, puoi ottenere zolfo plastico – modifica simile alla gomma costituita da catene polimeriche. Mentre la massa fusa si raffredda lentamente, si formano cristalli aghiformi di colore giallo scuro zolfo monoclino.(tpl =119 0 C). Come lo zolfo rombico, questa modifica è costituita da molecole S 8 . A temperatura ambiente lo zolfo plastico e monoclino sono instabili e si trasformano spontaneamente in polvere di zolfo ortorombico.

Proprietà chimiche dello zolfo e dei suoi composti

Proprietà di una sostanza semplice.

L'atomo di zolfo, avendo un livello di energia esterna incompleto, può aggiungere due elettroni e mostrare uno stato di ossidazione pari a –2. Lo zolfo mostra questo grado di ossidazione nei composti con metalli e idrogeno (ad esempio, N / a 2 S E H 2 S). Quando gli elettroni vengono ceduti o ritirati ad un atomo di un elemento più elettronegativo, lo stato di ossidazione dello zolfo può essere +2, +4 e +6.

Lo zolfo forma facilmente composti con molti elementi. Quando brucia in aria o ossigeno, si forma ossido di zolfo (IV). COSÌ 2 e parzialmente ossido di zolfo (VI). COSÌ 3 :

S+O 2 =COSÌ 3

2S + 3O 2 =2SO 3

Questi sono gli ossidi di zolfo più importanti.

Quando riscaldato, lo zolfo si combina direttamente con idrogeno, alogeni (eccetto iodio), fosforo, carbone e tutti i metalli tranne oro, platino e iridio. Per esempio:

S+H 2 =H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S+Cl 2 = SCl 2

2S+C=CS 2

S + Fe = FeS

Come segue dagli esempi, nelle reazioni con metalli e alcuni non metalli, lo zolfo è un agente ossidante e nelle reazioni con non metalli più attivi, come ossigeno, cloro, è un agente riducente.

Proprietà degli ossidi

Ossido di zolfo (IV)

Anidride solforosa COSÌ 2 - un gas incolore dall'odore soffocante e pungente. Quando disciolto in acqua (a 0 0 C, 1 volume di acqua dissolve più di 70 volumi COSÌ 2 ) si forma acido solforoso H 2 COSÌ 3 , che è noto solo nelle soluzioni.

In condizioni di laboratorio per ottenere COSÌ 2 agire sul solfito di sodio solido con acido solforico concentrato:

N / a 2 COSÌ 3 + 2 ore 2 COSÌ 4 = 2NaHSO 4 + COSÌ 2 +H 2 O

Nell'industria COSÌ 2 ottenuto dalla arrostimento di minerali solforati, come la pirite:

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

o quando si brucia lo zolfo. L'anidride solforosa è un prodotto intermedio nella produzione di acido solforico. Viene anche utilizzato (insieme agli idrosolfiti di sodio NaHSO 3 e calcio Ca(HSO 3) 2) per separare la cellulosa dal legno. Questo gas viene utilizzato per fumigare alberi e arbusti per uccidere i parassiti agricoli.

Reazioni chimiche caratteristiche di COSÌ 2 , possono essere divisi in 3 gruppi:

Reazioni che avvengono senza modificare lo stato di ossidazione, ad esempio:

COSÌ 2 +Ca(OH) 2 = CaSO 3  +H 2 O

2SO 2 +O 2 =2SO 3

Reazioni che si verificano con una diminuzione dello stato di ossidazione dello zolfo, ad esempio:

COSÌ 2 + 2 ore 2 S = 3S + 2H 2 O

Così, COSÌ 2 può mostrare proprietà sia ossidanti che riducenti.

Ossido di zolfo (VI)

Anidride solforica COSÌ 3 a temperatura ambiente è un liquido incolore, facilmente volatile (t bollire = 44,8 0 C, t pl = 16,8 0 C), che col tempo si trasforma in una modificazione simile all'amianto costituita da cristalli lucenti e setosi. Le fibre di anidride solforica sono stabili solo in un contenitore sigillato. Assorbendo l'umidità dall'aria, si trasformano in un liquido denso e incolore - oleum (dal latino oleum - "olio"). Anche se formalmente l'oleum può essere considerata una soluzione COSÌ 3 V H 2 COSÌ 4 , infatti, si tratta di una miscela di vari acidi pirosolforici: H 2 S 2 O 7 ,H 2 S 3 O 10 ecc. Con acqua COSÌ 3 interagisce in modo molto energetico: rilascia così tanto calore che le minuscole goccioline di acido solforico che ne derivano creano una nebbia. Devi lavorare con questa sostanza con estrema cautela.

L'ossido di zolfo (VI) è prodotto mediante ossidazione COSÌ 2 ossigeno solo in presenza di un catalizzatore:

2SO 2 +O 2  2SO 3 +Q.

La necessità di utilizzare un catalizzatore in questa reazione reversibile è dovuta al fatto che ha una buona resa COSÌ 3 (cioè uno spostamento dell'equilibrio a destra) può essere ottenuto solo con una diminuzione della temperatura, tuttavia, con basse temperature La velocità di reazione diminuisce in modo molto significativo.

L'ossido di zolfo (VI) si combina vigorosamente con l'acqua per formare acido solforico:

COSÌ 3 + H 2 O = H 2 COSÌ 4

Proprietà degli acidi e dei loro sali

Acido solforoso e suoi sali

L'ossido di zolfo (IV) è altamente solubile in acqua (in 1 In un volume d'acqua a 20 0 C si sciolgono 40 volumi di SO 2). In questo caso si forma acido solforoso, che esiste solo in soluzione acquosa:

COSÌ 2 +N 2 O = N 2 COSÌ 3

Reazione composta COSÌ 2 reversibile con acqua. In una soluzione acquosa, l'ossido di zolfo (IV) e l'acido solforoso sono in equilibrio chimico e possono essere spostati. Quando si lega N 2 COSÌ 3 con gli alcali (neutralizzazione dell'acido), la reazione procede verso la formazione di acido solforoso; durante l'eliminazione COSÌ 2 (soffiaggio attraverso una soluzione di azoto o riscaldamento) la reazione procede verso le sostanze di partenza. Una soluzione di acido solforoso contiene sempre ossido di zolfo (IV), che le conferisce un odore pungente.

L'acido solforoso ha tutte le proprietà degli acidi. In soluzione N 2 SO 3 si dissocia gradualmente:

N 2 SDI 3  H + + HSSO 4 –

HSSO 3 -  H + + COSÌ 3 2-

Come acido dibasico, forma due serie di sali: solfiti e idrosolfiti. I solfiti si formano quando un acido viene completamente neutralizzato con un alcali:

N 2 COSÌ 3 + 2 NaOH =NUNH.S.DI 4 + 2 ore 2 DI

Gli idrosolfiti si ottengono quando mancano gli alcali (rispetto alla quantità necessaria per neutralizzare completamente l'acido):

N 2 COSÌ 3 + NaOH = NaHSO 3 +N 2 DI

Come l'ossido di zolfo (IV), l'acido solforoso e i suoi sali sono forti agenti riducenti. Allo stesso tempo aumenta il grado di ossidazione dello zolfo. COSÌ, N 2 SDI 3 facilmente ossidabile in acido solforico anche dall'ossigeno atmosferico:

2H 2 COSÌ 3 + O 2 = 2 ore 2 COSÌ 4

Pertanto, le soluzioni di acido solforoso conservate per lungo tempo contengono sempre acido solforico.

L'ossidazione dell'acido solforoso con bromo e permanganato di potassio avviene ancora più facilmente:

N 2 SDI 3 + BR 2 +N 2 O = N 2 COSÌ 4 + 2НВr

5H 2 S0 3 +2KmNDI 4 = 2 ore 2 COSÌ 4 +2MnSO 4 +K 2 SDI 4 + 2 ore 2 DI

L'ossido di zolfo (IV) e l'acido solforoso decolorano molti coloranti, formando composti incolori. Quest'ultimo può decomporsi nuovamente se riscaldato o esposto alla luce, ripristinando così il colore. Pertanto, l'effetto sbiancante COSÌ 2 E N 2 COSÌ 4 differisce dall'effetto sbiancante del cloro. Tipicamente, l'ossido di zolfo (IV) viene utilizzato per sbiancare lana, seta e paglia (questi materiali vengono distrutti dall'acqua clorata).

La soluzione di idrosolfito di calcio ha importanti applicazioni. Ca(HSSO 3 ) 2 (liquore solfitato), utilizzato per trattare le fibre di legno e la pasta di carta.

Solfuro di idrogeno e solfuri

Solfuro di idrogeno N 2 S - gas incolore con odore di uova marce. È altamente solubile in acqua (a 20 °C, 2,5 volumi di idrogeno solforato sono sciolti in 1 volume di acqua). Una soluzione di idrogeno solforato in acqua è chiamata acqua di idrogeno solforato o acido idrosolfuro (presenta le proprietà di un acido debole). ).

L'idrogeno solforato è un gas molto velenoso che può causare danni sistema nervoso. Pertanto, è necessario lavorare con esso in cappe chimiche o con dispositivi ermeticamente chiusi. Contenuto consentito di H 2 Sv locali di produzioneè 0,01 mg in 1 litro d'aria.

L'idrogeno solforato si trova naturalmente nei gas vulcanici e nelle acque di alcune sorgenti minerali, ad esempio Pyatigorsk; Matsesta. Si forma durante la decomposizione di sostanze organiche contenenti zolfo di vari residui vegetali e animali. Questo spiega la caratteristica cattivo odore fognature, pozzi neri e discariche di rifiuti.

L'idrogeno solforato può essere prodotto combinando direttamente lo zolfo con l'idrogeno quando riscaldato:

S+N 2 = H 2 S

Ma di solito viene preparato mediante l'azione dell'acido cloridrico o solforico diluito sul solfuro di ferro (II):

2HCl + FeS =FUnione Europeal 2 +N 2 S

Questa reazione viene spesso eseguita in un apparato Kipp.

L'H 2 S è un composto meno forte dell'acqua. Ciò è dovuto alle grandi dimensioni dell'atomo di zolfo rispetto all'atomo di ossigeno. Pertanto, il legame H-0 è più corto e più forte del legame HS. Se riscaldato fortemente, l'idrogeno solforato si decompone quasi completamente in zolfo e idrogeno:

N 2 S = S + N 2

L'H 2 S gassoso brucia nell'aria con una fiamma blu per formare ossido di zolfo (IV) e acqua:

2H 2 S + 3 O 2 = 2 COSÌ 2 + 2 ore 2 DI

In mancanza di ossigeno si formano zolfo e acqua:

2H 2 S + O 2 = 2 S+ 2 ore 2 DI

Questa reazione viene utilizzata per produrre zolfo dall'idrogeno solforato su scala industriale.

L'idrogeno solforato è un agente riducente abbastanza forte. Questa importante proprietà chimica può essere spiegata come segue. In soluzione N 2 S cede con relativa facilità elettroni alle molecole di ossigeno nell'aria:

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

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

In questo caso, l'H 2 S viene ossidato dall'ossigeno atmosferico in zolfo, il che rende torbida l'acqua di idrogeno solforato. Equazione di reazione complessiva:

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

Ciò spiega anche il fatto che l'idrogeno solforato non si accumula in natura in grandi quantità durante il decadimento delle sostanze organiche: l'ossigeno dell'aria lo ossida in zolfo libero.

L'idrogeno solforato reagisce vigorosamente con soluzioni di alogeni. Per esempio:

N 2 S+I 2 = 2HI + S

Viene rilasciato zolfo e la soluzione di iodio diventa scolorita.

L'acido idrogeno solforato, come acido dibasico, forma due serie di sali: media (solfuri) e acida (idrosolfuri). Per esempio, N / a 2 S - solfuro di sodio, NaHS- idrosolfuro di sodio. Gli idrosolfuri sono quasi tutti altamente solubili in acqua. Anche i solfuri dei metalli alcalini e alcalino terrosi sono solubili in acqua, mentre gli altri metalli sono praticamente insolubili o poco solubili; alcuni di essi non si sciolgono negli acidi diluiti. Pertanto, tali solfuri possono essere facilmente ottenuti facendo passare l'idrogeno solforato attraverso i sali del metallo corrispondente, ad esempio:

CONuSO 4 + N 2 S = CuS + H 2 COSÌ 4

Alcuni solfuri hanno un colore caratteristico: CuS E RbS - nero, CONdS- giallo, ZnS- bianco, MnS- rosa, SnS- marrone, Sb 2 S 3 - arancio, ecc. L'analisi qualitativa dei cationi si basa sulla diversa solubilità dei solfuri e sui diversi colori di molti di essi.

Acido solforico e suoi sali

L'acido solforico è un liquido pesante, incolore e oleoso. Estremamente igroscopico. Assorbe l'umidità rilasciando una grande quantità di calore, quindi non è possibile aggiungere acqua all'acido concentrato: l'acido schizzerà. Per diluire, aggiungere piccole quantità di acido solforico all'acqua.

L'acido solforico anidro dissolve fino al 70% di ossido di zolfo (VI). A temperature ordinarie non è volatile e inodore. Quando riscaldato si divide COSÌ 3 fino a formare una soluzione contenente il 98,3%. N 2 COSÌ 4 . Anidro H 2 COSÌ 4 quasi non conduce corrente elettrica.

L'acido solforico concentrato carbonizza le sostanze organiche: zucchero, carta, legno, fibre, ecc., rimuovendo da esse gli elementi acqua. In questo caso si formano idrati di acido solforico. La carbonizzazione dello zucchero può essere espressa dall'equazione

CON 12 N 22 DI 11 + NN 2 COSÌ 4 = 12C + H 2 COSÌ 4 ּ NN 2 DI

Il carbonio risultante reagisce parzialmente con l'acido:

C+2H 2 COSÌ 4 =CO 2 + 2 COSÌ 2 + 2 ore 2 DI

Pertanto l'acido messo in vendita ha un colore marrone dovuto alla polvere e alle sostanze organiche cadute accidentalmente al suo interno e che al suo interno si sono carbonizzate.

L'essiccazione del gas si basa sull'assorbimento (rimozione) dell'acqua da parte dell'acido solforico.

Come un acido forte non volatile N 2 COSÌ 4 sposta altri acidi dai sali secchi. Per esempio:

NaNO3+H 2 COSÌ 4 = NaHCOSÌ 4 +NNO 3

Tuttavia, se N 2 SDI 4 viene aggiunto alle soluzioni saline, quindi non si verifica lo spostamento degli acidi.

Una proprietà chimica molto importante dell'acido solforico è la sua relazione con i metalli. L'acido solforico diluito e concentrato reagiscono con loro in modo diverso. Diluito l'acido solforico ossida solo i metalli situati nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno, a causa degli ioni H + , Per esempio:

Zn+H 2 COSÌ 4 ( razb ) = ZnSO 4 +H 2

Concentrato L'acido solforico non reagisce con molti metalli a temperature normali. Pertanto l'acido solforico anidro può essere stoccato in contenitori di ferro e trasportato in cisterne di acciaio. Tuttavia, quando riscaldato, concentrato N 2 COSÌ 4 interagisce con quasi tutti i metalli (eccetto RT, UNtu e alcuni altri), così come con i non metalli. Allo stesso tempo, agisce come un agente ossidante e solitamente viene ridotto a COSÌ 2 . In questo caso non viene rilasciato idrogeno, ma si forma acqua. Per esempio:

CONu+2N 2 COSÌ 4 = CONuSO 4 + COSÌ 2  + 2 N 2 O

2Ag + 2H 2 COSÌ 4 =Ag 2 COSÌ 4 + COSÌ 2  + 2 ore 2 O

C+2H 2 COSÌ 4 + =CO 2  +2SO 2  + 2 ore 2 O

2P+5H 2 COSÌ 4 = 2 ore 3 P.O. 4 +5SO 2 

L'acido solforico ha tutte le proprietà degli acidi.

L'acido solforico, essendo dibasico, forma due serie di sali: medi, detti solfati, e acidi, detti idrosolfati. I solfati si formano quando un acido è completamente neutralizzato da un alcali (per 1 mole di acido ci sono 2 moli di alcali), mentre gli idrosolfati si formano quando mancano gli alcali (per 1 mole di acido c'è 1 mole di alcali). :

N 2 COSÌ 4 + 2 NUNOH= Na 2 COSÌ 4 + 2 ore 2 DI

N 2 COSÌ 4 + NaOH = NUNHSSO 4 +N 2 DI

Molti sali dell'acido solforico sono di grande importanza pratica.

La maggior parte dei sali dell'acido solforico sono solubili in acqua. Sali CaCOSÌ 4 E RbSO 4 sono leggermente solubili in acqua, e VaCOSÌ 4 praticamente insolubile sia in acqua che in acidi. Questa proprietà consente, ad esempio, l'utilizzo di qualsiasi sale di bario solubile Voil 2 , come reagente per l'acido solforico e i suoi sali (più precisamente, per lo ione COSÌ 4 2- ):

H 2 COSÌ 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2NaCl

In questo caso precipita un precipitato bianco di solfato di bario, insolubile in acqua e acidi.

L'acido solforico è il prodotto più importante dell'industria chimica di base, che produce acidi inorganici, alcali, sali, fertilizzanti minerali e cloro.

In termini di varietà di applicazioni, l'acido solforico è al primo posto tra gli acidi. La maggior parte viene consumata per produrre fertilizzanti a base di fosforo e azoto. Essendo un acido non volatile, l'acido solforico viene utilizzato per produrre altri acidi: cloridrico, fluoridrico, fosforico, acetico, ecc. Viene utilizzato in gran parte per purificare i prodotti petroliferi - benzina, cherosene e oli lubrificanti - da impurità nocive. Nell'ingegneria meccanica l'acido solforico viene utilizzato per pulire la superficie metallica dagli ossidi prima del rivestimento (nichelatura, cromatura, ecc.). L'acido solforico viene utilizzato nella produzione di esplosivi, fibre artificiali, coloranti, plastica e molti altri. Viene utilizzato per riempire le batterie. In agricoltura viene utilizzato per il controllo delle erbe infestanti (erbicida).

Ciò determina l'importanza dell'acido solforico nella nostra economia nazionale.

Uso dello zolfo in medicina

Lo zolfo purificato (Sulfurdepuratum), una polvere fine di colore giallo limone, viene utilizzato come antielmintico contro l'enterobiasi. È anche un blando lassativo e fa parte del complesso polvere di radice di liquirizia. Una soluzione sterile all'1-2% di zolfo purificato in olio di pesca (sulfozina) viene talvolta utilizzata per la terapia pirogenica per la sifilide.

Inoltre, i composti dello zolfo, sia organici che inorganici, sono ampiamente utilizzati in medicina. Gli atomi di zolfo si trovano in molti farmaci con effetti molto diversi. Poiché non è possibile enumerarli tutti, ci limiteremo ad alcuni esempi.

L'acido solforico (H2SO4) è uno degli acidi più caustici e dei reagenti pericolosi conosciuti dall'uomo, soprattutto in forma concentrata. L'acido solforico chimicamente puro è un liquido pesante e tossico di consistenza oleosa, inodore e incolore. Si ottiene per ossidazione per contatto dell'anidride solforosa (SO2).

Ad una temperatura di + 10,5 °C, l'acido solforico si trasforma in una massa cristallina vetrosa congelata, che avidamente, come una spugna, assorbe l'umidità da ambiente. Nell'industria e nella chimica, l'acido solforico è uno dei principali composti chimici e occupa una posizione di leadership in termini di volume di produzione in tonnellate. Ecco perché l’acido solforico è chiamato il “sangue della chimica”. I fertilizzanti sono prodotti utilizzando acido solforico. medicinali, altri acidi, fertilizzanti di grandi dimensioni e molto altro.

Proprietà fisiche e chimiche fondamentali dell'acido solforico

1. L'acido solforico nella sua forma pura (formula H2SO4), ad una concentrazione del 100%, è un liquido denso incolore. La proprietà più importante dell'H2SO4 è la sua elevata igroscopicità, ovvero la capacità di rimuovere l'acqua dall'aria. Questo processo è accompagnato da un rilascio di calore su larga scala.
2. H2SO4 è un acido forte.
3. L'acido solforico è chiamato monoidrato: contiene 1 mole di H2O (acqua) per 1 mole di SO3. Grazie alle sue impressionanti proprietà igroscopiche, viene utilizzato per estrarre l'umidità dai gas.
4. Punto di ebollizione – 330 °C. In questo caso l'acido si decompone in SO3 e acqua. Densità – 1,84. Punto di fusione – 10,3 °C/.
5. L'acido solforico concentrato è un potente agente ossidante. Per avviare una reazione redox, l'acido deve essere riscaldato. Il risultato della reazione è SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. A seconda della concentrazione, l'acido solforico reagisce diversamente con i metalli. Allo stato diluito, l'acido solforico è in grado di ossidare tutti i metalli che si trovano nella serie di tensione prima dell'idrogeno. L'eccezione è la più resistente all'ossidazione. L'acido solforico diluito reagisce con sali, basi, anfoteri e ossidi basici. L'acido solforico concentrato è in grado di ossidare tutti i metalli nella serie di tensioni, compreso l'argento.
7. L'acido solforico forma due tipi di sali: acidi (sono idrosolfati) e intermedi (solfati)
8. H2SO4 reagisce attivamente con sostanze organiche e non metalli, alcuni dei quali possono trasformarsi in carbone.
9. L'anidride solforica si dissolve bene in H2SO4 e in questo caso si forma oleum, una soluzione di SO3 in acido solforico. Esternamente, appare così: acido solforico fumante, rilascio di anidride solforica.
10. L'acido solforico nelle soluzioni acquose è un forte acido dibasico e quando viene aggiunto all'acqua viene rilasciata un'enorme quantità di calore. Quando si preparano soluzioni diluite di H2SO4 da soluzioni concentrate, è necessario aggiungere un acido più pesante all'acqua in un piccolo flusso e non viceversa. Questo viene fatto per evitare che l'acqua bolle e schizzi l'acido.

Acidi solforici concentrati e diluiti

Le soluzioni concentrate di acido solforico includono soluzioni dal 40% che possono dissolvere argento o palladio.

L'acido solforico diluito comprende soluzioni la cui concentrazione è inferiore al 40%. Queste non sono soluzioni così attive, ma sono in grado di reagire con ottone e rame.

Preparazione dell'acido solforico

Produzione di acido solforico in scala industriale fu lanciato nel XV secolo, ma a quel tempo era chiamato “olio di vetriolo”. Se prima l'umanità consumava solo poche decine di litri di acido solforico, adesso mondo moderno il calcolo è in milioni di tonnellate all'anno.

Viene effettuata la produzione di acido solforico industrialmente, e ce ne sono tre:

1. Metodo di contatto.
2. Metodo del nitrosio
3. Altri metodi

Parliamo in dettaglio di ciascuno di essi.

Metodo di produzione del contatto

Il metodo di produzione dei contatti è il più comune e svolge le seguenti attività:

• Il risultato è un prodotto che soddisfa le esigenze del massimo numero di consumatori.
• Durante la produzione, il danno ambientale è ridotto.

Nel metodo di contatto, le seguenti sostanze vengono utilizzate come materie prime:

• pirite (pirite di zolfo);
• zolfo;
• ossido di vanadio (questa sostanza agisce da catalizzatore);
• idrogeno solforato;
• solfuri di vari metalli.

Prima di iniziare il processo di produzione, le materie prime vengono pre-preparate. Per cominciare, in appositi impianti di frantumazione, viene frantumata la pirite, che consente, aumentando l'area di contatto delle sostanze attive, di accelerare la reazione. La pirite viene sottoposta a purificazione: viene calata in grandi contenitori d'acqua, durante i quali galleggiano in superficie rocce di scarto e ogni sorta di impurità. Alla fine del processo vengono rimossi.

La parte produttiva è suddivisa in più fasi:

1. Dopo la frantumazione, la pirite viene pulita e inviata al forno, dove viene cotta a temperature fino a 800 °C. Secondo il principio del controcorrente, l'aria viene immessa nella camera dal basso e ciò garantisce che la pirite si trovi in ​​uno stato sospeso. Oggi questo processo richiede pochi secondi, ma in precedenza l'attivazione richiedeva diverse ore. Durante il processo di tostatura compaiono rifiuti sotto forma di ossido di ferro, che viene rimosso e successivamente conferito all'industria metallurgica. Durante la cottura vengono rilasciati vapore acqueo, O2 e gas SO2. Una volta completata la purificazione dal vapore acqueo e dalle minuscole impurità, si ottengono ossido di zolfo puro e ossigeno.
2. Nella seconda fase avviene una reazione esotermica sotto pressione utilizzando un catalizzatore al vanadio. La reazione inizia quando la temperatura raggiunge i 420 °C, ma può essere aumentata fino a 550 °C per aumentare l'efficienza. Durante la reazione avviene l'ossidazione catalitica e la SO2 diventa SO3.
3. L'essenza della terza fase di produzione è la seguente: assorbimento di SO3 in una torre di assorbimento, durante la quale si forma oleum H2SO4. In questa forma, H2SO4 viene versato in contenitori speciali (non reagisce con l'acciaio) ed è pronto per incontrare il consumatore finale.

Durante la produzione, come abbiamo detto in precedenza, viene generata molta energia termica, che viene utilizzata per il riscaldamento. Molti impianti di acido solforico installano turbine a vapore, che utilizzano il vapore rilasciato per generare ulteriore elettricità.

Metodo nitroso per la produzione di acido solforico

Nonostante i vantaggi del metodo di produzione per contatto, che produce acido solforico e oleum più concentrati e puri, una notevole quantità di H2SO4 viene prodotta con il metodo nitroso. In particolare, negli impianti di superfosfato.

Per la produzione di H2SO4 il materiale di partenza, sia nel metodo a contatto che in quello al nitrosio, è l'anidride solforosa. Si ottiene appositamente per questi scopi bruciando lo zolfo o arrostendo i metalli solforati.

La trasformazione dell'anidride solforosa in acido solforoso comporta l'ossidazione dell'anidride solforosa e l'aggiunta di acqua. La formula è simile alla seguente:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Ma l'anidride solforosa non reagisce direttamente con l'ossigeno, quindi, con il metodo nitroso, l'anidride solforosa viene ossidata utilizzando ossidi di azoto. Gli ossidi di azoto superiori (si tratta del biossido di azoto NO2, del triossido di azoto NO3) durante questo processo vengono ridotti in ossido di azoto NO, che viene successivamente ossidato nuovamente dall'ossigeno in ossidi superiori.

La produzione di acido solforico con il metodo nitroso è tecnicamente formalizzata in due modi:

• Camera.
• Torre.

Il metodo nitroso presenta numerosi vantaggi e svantaggi.

Svantaggi del metodo nitroso:

• Il risultato è acido solforico al 75%.
• La qualità del prodotto è bassa.
• Ritorno incompleto degli ossidi di azoto (aggiunta di HNO3). Le loro emissioni sono dannose.
• L'acido contiene ferro, ossidi di azoto e altre impurità.

Vantaggi del metodo nitroso:

• Il costo del processo è inferiore.
• Possibilità di riciclo SO2 al 100%.
• Semplicità del design dell'hardware.

Principali impianti russi di acido solforico

La produzione annuale di H2SO4 nel nostro paese è nell'ordine delle sei cifre: circa 10 milioni di tonnellate. I principali produttori di acido solforico in Russia sono aziende che ne sono, inoltre, i principali consumatori. Si tratta di sulle aziende il cui campo di attività è la produzione di fertilizzanti minerali. Ad esempio, "fertilizzanti minerali Balakovo", "Ammophos".

Lavora ad Armyansk, Crimea più grande produttore biossido di titanio nell'Europa orientale "Crimean Titan". Inoltre, l'impianto produce acido solforico, fertilizzanti minerali, solfato di ferro, ecc.

Molte fabbriche producono vari tipi di acido solforico. Ad esempio, l'acido solforico della batteria è prodotto da: Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom, ecc.

Oleum è prodotto da UCC Shchekinoazot, FKP Biysk Oleum Plant, Ural Mining and Metallurgical Company, Kirishinefteorgsintez PA, ecc.

L'acido solforico di purezza speciale è prodotto da OHC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

L'acido solforico esaurito può essere acquistato presso gli stabilimenti ZSS e HaloPolymer Kirovo-Chepetsk.

I produttori di acido solforico tecnico sono Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Zinc Plant, Electrozinc, ecc.

A causa del fatto che la pirite è la principale materia prima nella produzione di H2SO4, e questo è uno spreco di imprese di arricchimento, i suoi fornitori sono le fabbriche di arricchimento di Norilsk e Talnakh.

Le posizioni leader a livello mondiale nella produzione di H2SO4 sono occupate da Stati Uniti e Cina, che rappresentano rispettivamente 30 e 60 milioni di tonnellate.

Ambito di applicazione dell'acido solforico

Il mondo consuma circa 200 milioni di tonnellate di H2SO4 ogni anno, da cui viene ricavata un’ampia gamma di prodotti. L'acido solforico detiene giustamente la palma tra gli altri acidi in termini di scala di utilizzo per scopi industriali.

Come già sapete, l'acido solforico è uno dei prodotti più importanti industria chimica, quindi l'ambito dell'acido solforico è piuttosto ampio. I principali ambiti di utilizzo di H2SO4 sono i seguenti:

• L'acido solforico viene utilizzato in enormi quantità per la produzione di fertilizzanti minerali e questo consuma circa il 40% del tonnellaggio totale. Per questo motivo, accanto alle fabbriche che producono fertilizzanti, vengono costruite fabbriche che producono H2SO4. Questi sono solfato di ammonio, superfosfato, ecc. Durante la loro produzione l'acido solforico viene assunto nella sua forma pura (concentrazione al 100%). Per produrre una tonnellata di ammofos o superfosfato avrai bisogno di 600 litri di H2SO4. Questi fertilizzanti sono nella maggior parte dei casi utilizzati in agricoltura.
• L'H2SO4 viene utilizzato per produrre esplosivi.
• Purificazione dei prodotti petroliferi. Per ottenere cherosene, benzina e oli minerali è necessaria la purificazione degli idrocarburi, che avviene utilizzando acido solforico. Nel processo di raffinazione del petrolio per purificare gli idrocarburi, questa industria “assorbisce” fino al 30% del tonnellaggio mondiale di H2SO4. Inoltre, il numero di ottano del carburante viene aumentato con l'acido solforico e i pozzi vengono trattati durante la produzione di petrolio.
• Nell'industria metallurgica. L'acido solforico in metallurgia viene utilizzato per rimuovere incrostazioni e ruggine da fili e lamiere, nonché per ripristinare l'alluminio nella produzione di metalli non ferrosi. Prima di rivestire le superfici metalliche con rame, cromo o nichel, la superficie viene mordenzata con acido solforico.
• Nella produzione di medicinali.
• Nella produzione di vernici.
• Nell'industria chimica. L'H2SO4 viene utilizzato nella produzione di detergenti, etilene, insetticidi, ecc. e senza di esso questi processi sono impossibili.
• Per la produzione di altri acidi noti, composti organici e inorganici utilizzati per scopi industriali.

Sali dell'acido solforico e loro utilizzo

I sali più importanti dell'acido solforico:

• Sale di Glauber Na2SO4·10H2O (solfato di sodio cristallino). L'ambito della sua applicazione è piuttosto ampio: la produzione di vetro, soda, in medicina veterinaria e medica.
• Il solfato di bario BaSO4 viene utilizzato nella produzione di gomma, carta e vernice minerale bianca. Inoltre, è indispensabile in medicina per la fluoroscopia dello stomaco. Per questa procedura viene utilizzato per preparare il "porridge di bario".
• Solfato di calcio CaSO4. In natura si trova sotto forma di gesso CaSO4 · 2H2O e anidrite CaSO4. Il gesso CaSO4 · 2H2O e il solfato di calcio sono utilizzati in medicina e nell'edilizia. Quando il gesso viene riscaldato ad una temperatura di 150 - 170 °C, si verifica una parziale disidratazione, con conseguente gesso bruciato, a noi noto come alabastro. Mescolando l'alabastro con acqua fino alla consistenza di una pastella, la massa si indurisce rapidamente e si trasforma in una specie di pietra. È questa proprietà dell'alabastro che viene utilizzata attivamente nei lavori di costruzione: da esso vengono realizzati calchi e stampi per fusione. Nei lavori di intonacatura l'alabastro è indispensabile come materiale legante. Ai pazienti nei reparti traumatologici vengono fornite speciali bende dure di fissaggio: sono realizzate sulla base dell'alabastro.
• Il solfato di ferro FeSO4 · 7H2O viene utilizzato per preparare l'inchiostro, impregnare il legno e anche nelle attività agricole per uccidere i parassiti.
• L'allume KCr(SO4)2 · 12H2O, KAl(SO4)2 · 12H2O, ecc. sono utilizzati nella produzione di vernici e nell'industria della pelle (concia della pelle).
• Molti di voi conoscono in prima persona il solfato di rame CuSO4 · 5H2O. Questo è un assistente attivo in agricoltura nella lotta contro le malattie delle piante e i parassiti: il grano viene trattato con una soluzione acquosa di CuSO4 · 5H2O e spruzzato sulle piante. Viene utilizzato anche per preparare alcune vernici minerali. E nella vita di tutti i giorni viene utilizzato per rimuovere la muffa dai muri.
• Solfato di alluminio: viene utilizzato nell'industria della pasta e della carta.

L'acido solforico in forma diluita viene utilizzato come elettrolita nelle batterie al piombo. Inoltre, viene utilizzato per produrre detersivi e fertilizzanti. Ma nella maggior parte dei casi si presenta sotto forma di oleum: si tratta di una soluzione di SO3 in H2SO4 (puoi trovare anche altre formule di oleum).

Fatto sorprendente! L'oleum è chimicamente più attivo dell'acido solforico concentrato, ma nonostante ciò non reagisce con l'acciaio! È per questo motivo che è più facile da trasportare rispetto all'acido solforico stesso.

L'ambito di utilizzo della "regina degli acidi" è veramente ampio ed è difficile parlare di tutti i modi in cui viene utilizzato nell'industria. Viene utilizzato anche come emulsionante industria alimentare, per la purificazione dell'acqua, nella sintesi di esplosivi e molti altri scopi.

La storia dell'acido solforico

Chi di noi non ha sentito parlare almeno una volta di solfato di rame? Quindi, è stato studiato nei tempi antichi e in alcuni lavori dell'inizio della nuova era gli scienziati hanno discusso l'origine del vetriolo e le sue proprietà. Il vetriolo fu studiato dal medico greco Dioscoride e dall'esploratore romano Plinio il Vecchio, e nelle loro opere scrissero degli esperimenti condotti. Per scopi medici, varie sostanze al vetriolo furono usate dall'antico medico Ibn Sina. Il modo in cui il vetriolo veniva usato nella metallurgia è stato discusso nelle opere degli alchimisti Antica Grecia Zosima di Panopoli.

Il primo modo per ottenere l'acido solforico è il processo di riscaldamento dell'allume di potassio, e ci sono informazioni a riguardo nella letteratura alchemica del XIII secolo. A quel tempo, la composizione dell'allume e l'essenza del processo erano sconosciute agli alchimisti, ma già nel XV secolo sintesi chimica l'acido solforico cominciò a essere studiato in modo mirato. Il processo era il seguente: gli alchimisti trattavano una miscela di zolfo e solfuro di antimonio (III) Sb2S3 riscaldandola con acido nitrico.

Nel medioevo in Europa l'acido solforico era chiamato "olio di vetriolo", ma poi il nome cambiò in acido vetriolo.

Nel XVII secolo Johann Glauber ottenne l'acido solforico bruciando nitrato di potassio e zolfo nativo in presenza di vapore acqueo. Come risultato dell'ossidazione dello zolfo con il salnitro, si otteneva l'ossido di zolfo, che reagiva con il vapore acqueo, risultando in un liquido dalla consistenza oleosa. Questo era olio di vetriolo e questo nome per l'acido solforico esiste ancora oggi.

Negli anni Trenta del XVIII secolo, un farmacista londinese, Ward Joshua, utilizzò questa reazione per produzione industriale acido solforico, ma nel Medioevo il suo consumo era limitato a diverse decine di chilogrammi. L'ambito di utilizzo era ristretto: per esperimenti alchemici, purificazione di metalli preziosi e in farmacia. L'acido solforico concentrato in piccoli volumi veniva utilizzato nella produzione di fiammiferi speciali che contenevano sale di bertolite.

L'acido vetriolo apparve in Rus' solo nel XVII secolo.

A Birmingham, in Inghilterra, John Roebuck adattò il metodo sopra descritto per produrre acido solforico nel 1746 e ne avviò la produzione. Allo stesso tempo, usò grandi camere di piombo durevoli, che erano più economiche dei contenitori di vetro.

Questo metodo ha mantenuto la sua posizione nell'industria per quasi 200 anni e nelle camere è stato ottenuto il 65% di acido solforico.

Dopo un po ', l'inglese Glover e il chimico francese Gay-Lussac migliorarono il processo stesso e si iniziò a ottenere acido solforico con una concentrazione del 78%. Ma un tale acido non era adatto, ad esempio, alla produzione di coloranti.

All'inizio del XIX secolo furono scoperti nuovi metodi per ossidare l'anidride solforosa in anidride solforica.

Inizialmente questo è stato fatto utilizzando ossidi di azoto, quindi il platino è stato utilizzato come catalizzatore. Questi due metodi di ossidazione dell'anidride solforosa sono stati ulteriormente migliorati. L'ossidazione dell'anidride solforosa su platino e altri catalizzatori divenne nota come metodo di contatto. E l'ossidazione di questo gas con ossidi di azoto è chiamata metodo nitroso per produrre acido solforico.

Il commerciante britannico di acido acetico Peregrine Philips brevettò un processo economico per la produzione di ossido di zolfo (VI) e acido solforico concentrato solo nel 1831, ed è questo metodo che oggi è familiare al mondo come metodo di contatto per la sua produzione.

La produzione del superfosfato iniziò nel 1864.

Negli anni Ottanta del XIX secolo in Europa la produzione di acido solforico raggiunse 1 milione di tonnellate. I principali produttori erano Germania e Inghilterra, che producevano il 72% del volume totale di acido solforico nel mondo.

Il trasporto di acido solforico è un'impresa responsabile e ad alta intensità di manodopera.

L'acido solforico appartiene alla classe delle sostanze chimiche pericolose e, a contatto con la pelle, provoca gravi ustioni. Inoltre, può causare avvelenamento chimico negli esseri umani. Se durante il trasporto il certe regole, quindi l'acido solforico, a causa della sua esplosività, può causare molti danni sia alle persone che all'ambiente.

L'acido solforico è classificato come classe di pericolo 8 e deve essere trasportato da professionisti appositamente formati e formati. Una condizione importante per la consegna di acido solforico è il rispetto delle norme appositamente sviluppate per il trasporto di merci pericolose.

Il trasporto su strada viene effettuato nel rispetto delle seguenti regole:

1. Per il trasporto vengono utilizzati contenitori speciali realizzati con una speciale lega di acciaio che non reagisce con l'acido solforico o il titanio. Tali contenitori non si ossidano. L'acido solforico pericoloso viene trasportato in speciali serbatoi chimici per acido solforico. Differiscono nel design e sono selezionati per il trasporto in base al tipo di acido solforico.
2. Quando si trasporta acido fumante, vengono utilizzati serbatoi thermos isotermici specializzati, in cui viene mantenuto il regime di temperatura richiesto per preservare le proprietà chimiche dell'acido.
3. Se viene trasportato acido ordinario, viene selezionato un serbatoio di acido solforico.
4. Il trasporto di acido solforico su strada, di tipo fumante, anidro, concentrato, per batterie e per guanti, viene effettuato in contenitori speciali: cisterne, fusti, contenitori.
5. Il trasporto di merci pericolose può essere effettuato solo da autisti muniti di certificato ADR.
6. Il tempo di viaggio non ha restrizioni, poiché durante il trasporto è necessario rispettare rigorosamente la velocità consentita.
7. Durante il trasporto viene costruito un percorso speciale che dovrebbe attraversare luoghi con grandi folle di persone e strutture di produzione.
8. Il trasporto deve avere marcature speciali e segnali di pericolo.

Proprietà pericolose dell'acido solforico per l'uomo

L'acido solforico lo è aumento del pericolo per il corpo umano. Il suo effetto tossico si manifesta non solo per contatto diretto con la pelle, ma per inalazione dei suoi vapori, quando viene liberata anidride solforosa. Gli effetti pericolosi includono:

• Sistema respiratorio;
• Pelle;
• Mucose.

L'intossicazione del corpo può essere rafforzata dall'arsenico, che spesso è incluso nell'acido solforico.

Importante! Come sapete, si verificano gravi ustioni quando l'acido entra in contatto con la pelle. L'avvelenamento da vapori di acido solforico non è meno pericoloso. La dose sicura di acido solforico nell'aria è di soli 0,3 mg per 1 metro quadrato.

Se l'acido solforico viene a contatto con le mucose o la pelle, appare una grave ustione che non guarisce bene. Se l'entità dell'ustione è impressionante, la vittima sviluppa una malattia da ustione, che può anche portare a esito fatale, se l'assistenza medica qualificata non viene fornita in modo tempestivo.

Importante! Per un adulto dose letale l'acido solforico è di soli 0,18 cm per 1 litro.

Naturalmente, “sperimentare” gli effetti tossici dell’acido nella vita di tutti i giorni è problematico. Molto spesso, l'avvelenamento da acido si verifica a causa della negligenza delle precauzioni di sicurezza industriale quando si lavora con la soluzione.

L'avvelenamento di massa con vapori di acido solforico può verificarsi a causa di problemi tecnici sul lavoro o negligenza e si verifica un massiccio rilascio nell'atmosfera. Per prevenire tali situazioni funzionano servizi speciali, il cui compito è controllare il funzionamento della produzione in cui viene utilizzato acido pericoloso.

Quali sintomi si osservano durante l'intossicazione da acido solforico?

Se l'acido è stato ingerito:

• Dolore nella zona degli organi digestivi.
• Nausea e vomito.
• Movimenti intestinali anomali a causa di gravi disturbi intestinali.
• Forte secrezione di saliva.
• A causa degli effetti tossici sui reni, l'urina diventa rossastra.
• Gonfiore della laringe e della gola. Si verificano respiro sibilante e raucedine. Questo può essere fatale per soffocamento.
• Sulle gengive compaiono macchie marroni.
• La pelle diventa blu.

Per un'ustione pelle Potrebbero esserci tutte le complicazioni inerenti a una malattia da ustione.

In caso di avvelenamento da vapori, si osserva la seguente immagine:

• Bruciore della mucosa degli occhi.
• Sangue dal naso.
• Bruciore delle mucose delle vie respiratorie. In questo caso, la vittima avverte un forte dolore.
• Gonfiore della laringe con sintomi di soffocamento (mancanza di ossigeno, la pelle diventa blu).
• Se l'avvelenamento è grave, potrebbero verificarsi nausea e vomito.

Importante da sapere! L'avvelenamento da acido dopo l'ingestione è molto più pericoloso dell'intossicazione da inalazione di vapori.

Pronto soccorso e procedure terapeutiche per le lesioni da acido solforico

In caso di contatto con acido solforico procedere come segue:

• Prima di tutto chiama un'ambulanza. Se del liquido penetra all'interno, eseguire la lavanda gastrica acqua calda. Successivamente, dovrai bere a piccoli sorsi 100 grammi di olio di girasole o di oliva. Inoltre, dovresti ingoiare un pezzo di ghiaccio, bere latte o magnesia bruciata. Questo deve essere fatto per ridurre la concentrazione di acido solforico e alleviare la condizione umana.
• Se l'acido viene a contatto con gli occhi, è necessario sciacquarli con acqua corrente e poi gocciolarli con una soluzione di dicaina e novocaina.
• Se l'acido viene a contatto con la pelle, sciacquare bene la zona bruciata sotto l'acqua corrente e applicare una benda con soda. È necessario risciacquare per circa 10-15 minuti.
• In caso di avvelenamento da vapori, devi andare a aria fresca, e sciacquare anche le mucose interessate con acqua quando disponibile.

In ambiente ospedaliero, il trattamento dipenderà dall'area dell'ustione e dal grado di avvelenamento. Il sollievo dal dolore viene effettuato solo con la novocaina. Per evitare lo sviluppo di infezioni nell'area interessata, al paziente viene somministrato un ciclo di terapia antibiotica.

In caso di sanguinamento gastrico, viene somministrata una trasfusione di plasma o sangue. La fonte del sanguinamento può essere eliminata chirurgicamente.

1. L'acido solforico si trova in natura nella sua forma pura al 100%. Ad esempio, in Italia, in Sicilia, nel Mar Morto, puoi vedere un fenomeno unico: l'acido solforico filtra direttamente dal fondo! Ciò che accade è questo: la pirite della crosta terrestre serve in questo caso come materia prima per la sua formazione. Questo posto è anche chiamato il Lago della Morte e persino gli insetti hanno paura di volarci vicino!
2. Dopo le grandi eruzioni vulcaniche in atmosfera terrestre Spesso si possono trovare gocce di acido solforico e in questi casi il "colpevole" può portare conseguenze negative all’ambiente e causare gravi cambiamenti climatici.
3. L'acido solforico è un assorbente attivo dell'acqua, quindi viene utilizzato come gas essiccante. Ai vecchi tempi, per evitare che le finestre interne si appannassero, questo acido veniva versato in barattoli e posto tra i vetri delle aperture delle finestre.
4. È l'acido solforico la principale causa di deposizione. pioggia acida. Motivo principale La formazione di piogge acide è l'inquinamento atmosferico da anidride solforosa e, quando disciolta in acqua, forma acido solforico. L’anidride solforosa, a sua volta, viene rilasciata quando i combustibili fossili vengono bruciati. Nelle piogge acide studiate negli ultimi anni, il contenuto è aumentato acido nitrico. La ragione di questo fenomeno è la riduzione delle emissioni di anidride solforosa. Nonostante ciò, la principale causa delle piogge acide rimane l’acido solforico.

Ti offriamo una selezione di video esperimenti interessanti con acido solforico.

Consideriamo la reazione dell'acido solforico quando viene versato nello zucchero. Nei primi secondi in cui l'acido solforico entra nel pallone con lo zucchero, la miscela si scurisce. Dopo pochi secondi la sostanza diventa nera. Poi succede la cosa più interessante. La massa inizia a crescere rapidamente e ad arrampicarsi fuori dal pallone. Il risultato è una sostanza orgogliosa, simile al carbone poroso, 3-4 volte più grande del volume originale.

L'autore del video suggerisce di confrontare la reazione della Coca-Cola con acido cloridrico e acido solforico. Quando la Coca-Cola viene miscelata con acido cloridrico, non si osservano cambiamenti visivi, ma quando viene miscelata con acido solforico, la Coca-Cola inizia a bollire.

Un'interessante interazione può essere osservata quando l'acido solforico entra in contatto con la carta igienica. Carta igienicaè costituito da cellulosa. Quando l'acido colpisce la molecola di cellulosa, questa si scompone istantaneamente rilasciando carbonio libero. Una carbonizzazione simile può essere osservata quando l'acido entra in contatto con il legno.

In una fiaschetta con acido concentrato Aggiungo un pezzetto di potassio. Nel primo secondo viene rilasciato del fumo, dopodiché il metallo divampa istantaneamente, si accende ed esplode, rompendosi in pezzi.

Nell'esperimento seguente, quando l'acido solforico colpisce un fiammifero, si accende. Nella seconda parte dell'esperimento viene immerso un foglio di alluminio con acetone e un fiammifero all'interno. La lamina si riscalda istantaneamente, rilasciando un'enorme quantità di fumo e dissolvendolo completamente.

Un effetto interessante si osserva durante l'aggiunta bicarbonato di sodio in acido solforico. La soda diventa immediatamente colorata giallo. La reazione procede con rapida ebollizione e aumento di volume.

Sconsigliamo vivamente di eseguire tutti gli esperimenti di cui sopra a casa. L'acido solforico è molto aggressivo e sostanza tossica. Tali esperimenti devono essere eseguiti in locali speciali dotati di ventilazione forzata. I gas rilasciati nelle reazioni con l'acido solforico sono molto tossici e possono causare danni alle vie respiratorie e avvelenamenti dell'organismo. Inoltre, esperimenti simili vengono condotti nelle strutture protezione personale pelle e organi respiratori. Prendersi cura di se stessi!