Svovelsyre. Svovelsyre: kjemiske egenskaper, egenskaper, produksjon av svovelsyre i produksjon

Når svoveldioksid (SO 2 ) løses i vann, produserer det en kjemisk forbindelse kjent som svovelsyre. Formelen til dette stoffet er skrevet som følger: H 2 SO 3. I sannhet, denne forbindelsen er ekstremt ustabil, med en viss antagelse kan det til og med hevdes at det faktisk ikke eksisterer. Ikke desto mindre brukes denne formelen ofte for å gjøre det enklere å skrive ligninger for kjemiske reaksjoner.

Svovelholdig syre: grunnleggende egenskaper

En vandig løsning av svoveldioksid er preget av et surt miljø. Den har i seg selv alle egenskapene som er iboende i syrer, inkludert nøytraliseringsreaksjonen. Svovelsyre er i stand til å danne to typer salter: hydrosulfitter og vanlige sulfitter. Begge tilhører gruppen av reduksjonsmidler. Den første typen oppnås vanligvis når svovelsyre er tilstede i ganske store mengder: H 2 SO 3 + KOH -> KHSO 3 + H 2 O. Ellers får man vanlig sulfitt: H 2 SO 3 + 2KOH -> K 2 SO 3 + 2H 2 O. En kvalitativ reaksjon på disse saltene er deres interaksjon med sterk syre. Som et resultat frigjøres SO 2 -gass, som lett kan skilles ut med sin karakteristiske skarpe lukt.

Svovelsyre kan virke blekende. Det er ingen hemmelighet at en lignende effekt også gir klorvann. Imidlertid har den aktuelle forbindelsen en viktig fordel: i motsetning til klor, fører svovelsyre ikke til ødeleggelse av fargestoffer, danner svoveldioksid fargeløse kjemiske forbindelser med dem. Denne eiendommen Det brukes ofte til å bleke tekstiler laget av silke, ull, plantemateriale, samt alt som er ødelagt av oksidasjonsmidler som inneholder Cl. I gamle dager ble denne forbindelsen til og med brukt til å gjenopprette damers stråhatter til sitt opprinnelige utseende. H 2 SO 3 er et ganske sterkt reduksjonsmiddel. Med tilgang til oksygen blir løsningene gradvis til svovelsyre. I de tilfellene når den interagerer med et sterkere reduksjonsmiddel (for eksempel hydrogensulfid), viser svovelsyre tvert imot oksiderende egenskaper. Dissosiasjonen av dette stoffet skjer i to stadier. Først dannes hydrosulfittanionet, og deretter skjer det andre trinnet, og det blir til sulfittanionet.

Hvor brukes svovelsyre?

Produksjonen av dette stoffet spiller en stor rolle i produksjonen av alle slags vinmaterialer, spesielt som et antiseptisk middel, med dets hjelp er det mulig å forhindre gjæringsprosessen av produktet i fat og dermed sikre dets sikkerhet. Det brukes også for å forhindre gjæring av korn under utvinning av stivelse fra det. Svovelsyre og preparater basert på den har brede antimikrobielle egenskaper, og derfor brukes de ofte i frukt- og grønnsaksindustrien til hermetikk. Kalsiumhydrosulfitt, også kalt sulfittlut, brukes til å bearbeide tre til sulfittmasse, som deretter lages papir av. Det gjenstår å legge til at denne forbindelsen er giftig for mennesker, og derfor krever ethvert laboratoriearbeid og eksperimenter med det forsiktighet og økt oppmerksomhet.

I redoksprosesser kan svoveldioksid være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel fordi atomet i denne forbindelsen har en mellomliggende oksidasjonstilstand på +4.

Hvordan SO 2 reagerer med sterkere reduksjonsmidler, for eksempel:

SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O

Hvordan reagerer reduksjonsmidlet SO 2 med sterkere oksidasjonsmidler, for eksempel med i nærvær av en katalysator, med osv.:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2 HCl

Kvittering

1) Svoveldioksid dannes når svovel brenner:

2) I industrien oppnås det ved å brenne pyritt:

3) I laboratoriet kan svoveldioksid fås:

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

applikasjon

Svoveldioksid er mye brukt i tekstilindustrien for bleking av ulike produkter. I tillegg brukes den i jordbruk for destruksjon av skadelige mikroorganismer i drivhus og kjellere. Store mengder SO 2 brukes til å produsere svovelsyre.

Svoveloksid (VI) – SÅ 3 (svovelsyreanhydrid)

Svovelsyreanhydrid SO 3 er en fargeløs væske, som ved temperaturer under 17 o C blir til en hvit krystallinsk masse. Absorberer fuktighet meget godt (hygroskopisk).

Kjemiske egenskaper

Syre-base egenskaper

Hvordan et typisk syreoksid, svovelsyreanhydrid, reagerer:

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) med vann:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

En spesiell egenskap ved SO 3 er dens evne til å løse seg godt i svovelsyre. En løsning av SO 3 i svovelsyre kalles oleum.

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

Redoksegenskaper

Svoveloksid (VI) er preget av sterke oksiderende egenskaper (vanligvis redusert til SO 2):

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Kvittering og bruk

Svovelsyreanhydrid dannes ved oksidasjon av svoveldioksid:

2SO2 + O2 = 2SO3

I sin rene form har svovelsyreanhydrid ingen praktisk betydning. Det oppnås som et mellomprodukt ved produksjon av svovelsyre.

H2SO4

Omtale av svovelsyre er først funnet blant arabiske og europeiske alkymister. Det ble oppnådd ved å kalsinere 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 svovelsyreanhydriddampene kondenserte. De absorberte fuktighet og ble til oleum. Avhengig av fremstillingsmetoden ble H 2 SO 4 kalt olje av vitriol eller svovelolje. I 1595 etablerte alkymisten Andreas Liebavius ​​identiteten til begge stoffene.

I lang tid ble olje av vitriol ikke mye brukt. Interessen for det økte sterkt etter på 1700-tallet. Prosessen med å skaffe indigokarmin, et stabilt blått fargestoff, fra indigo ble oppdaget. Den første fabrikken for produksjon av svovelsyre ble grunnlagt nær London i 1736. Prosessen ble utført i blykamre, i bunnen av hvilke vann ble hellet. En smeltet blanding av salpeter og svovel ble brent i den øvre delen av kammeret, deretter ble luft ført inn i den. Prosedyren ble gjentatt inntil en syre med ønsket konsentrasjon ble dannet i bunnen av beholderen.

På 1800-tallet metoden ble forbedret: i stedet for salpeter begynte de å bruke salpetersyre (det gir når det spaltes i kammeret). For å returnere nitrøse gasser til systemet ble det konstruert spesielle tårn, som ga navnet til hele prosessen - tårnprosessen. Fabrikker som opererer etter tårnmetoden eksisterer fortsatt i dag.

Svovelsyre– det er en tung oljeaktig væske, fargeløs og luktfri, hygroskopisk; løses godt opp i vann. Når konsentrert svovelsyre løses opp i vann, frigjøres en stor mengde varme, så den må forsiktig helles i vannet (og ikke omvendt!) og løsningen må blandes.

En løsning av svovelsyre i vann med et H 2 SO 4-innhold på mindre enn 70 % kalles vanligvis fortynnet svovelsyre, og en løsning på mer enn 70 % er konsentrert svovelsyre.

Kjemiske egenskaper

Syre-base egenskaper

Fortynnet svovelsyre avslører alt karakteristiske egenskaper sterke syrer. Hun reagerer:

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

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Prosessen med interaksjon av Ba 2+ ioner med SO 4 2+ sulfationer fører til dannelsen av et hvitt uløselig bunnfall BaSO 4 . Dette kvalitativ reaksjon på sulfation.

Redoksegenskaper

I fortynnet H 2 SO 4 er oksidasjonsmidlene H + ioner, og i konsentrert H 2 SO 4 er oksidasjonsmidlene SO 4 2+ sulfationer. SO 4 2+ ioner er sterkere oksidasjonsmidler enn H + ioner (se diagram).

I fortynnet svovelsyre metaller som er i den elektrokjemiske spenningsserien blir oppløst til hydrogen. I dette tilfellet dannes metallsulfater og følgende frigjøres:

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

Metaller som er plassert etter hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien reagerer ikke med fortynnet svovelsyre:

Cu + H2SO4 ≠

Konsentrert svovelsyre er et sterkt oksidasjonsmiddel, spesielt ved oppvarming. Det oksiderer mange og noen organiske stoffer.

Når konsentrert svovelsyre interagerer med metaller som er lokalisert etter hydrogen i den elektrokjemiske spenningsserien (Cu, Ag, Hg), dannes metallsulfater, samt reduksjonsproduktet av svovelsyre - SO 2.

Reaksjon av svovelsyre med sink

Med mer aktive metaller (Zn, Al, Mg) kan konsentrert svovelsyre reduseres til fri svovelsyre. For eksempel, når svovelsyre reagerer med, avhengig av konsentrasjonen av syren, kan ulike reduksjonsprodukter av svovelsyre - SO 2, S, H 2 S - dannes samtidig:

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

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

I kulden passiverer konsentrert svovelsyre noen metaller, for eksempel og transporteres i jerntanker:

Fe + H2SO4 ≠

Konsentrert svovelsyre oksiderer noen ikke-metaller (osv.), og reduserer til svoveloksid (IV) SO 2:

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

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

Kvittering og bruk

I industrien produseres svovelsyre ved kontaktmetode. Innhentingsprosessen skjer i tre stadier:

1. Å oppnå SO 2 ved å brenne pyritt:

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

1. Oksidasjon av SO 2 til SO 3 i nærvær av en katalysator – vanadium (V) oksid:

2SO2 + O2 = 2SO3

1. Oppløsning av SO 3 i svovelsyre:

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SÅ 3

Det resulterende oleumet transporteres i jerntanker. Svovelsyre med den nødvendige konsentrasjonen oppnås fra oleum ved å tilsette den til vann. Dette kan uttrykkes med diagrammet:

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Svovelsyre har en rekke bruksområder i en lang rekke bruksområder. Nasjonal økonomi. Den brukes til tørking av gasser, i produksjon av andre syrer, til produksjon av gjødsel, ulike fargestoffer og medisiner.

Svovelsyresalter

De fleste sulfater er svært løselige i vann (CaSO 4 er svakt løselig, PbSO 4 er enda mindre løselig og BaSO 4 er praktisk talt uløselig). Noen sulfater som inneholder krystallvann kalles vitrioler:

CuSO 4 ∙ 5H 2 O kobbersulfat

FeSO 4 ∙ 7H 2 O jernsulfat

Alle har salter av svovelsyre. Forholdet deres til varme er spesielt.

Sulfater av aktive metaller (,) spaltes ikke selv ved 1000 o C, mens andre (Cu, Al, Fe) spaltes ved lett oppvarming til metalloksid og SO 3:

CuSO 4 = CuO + SO 3

Nedlasting:

Last ned et gratis sammendrag om emnet: "Produksjon av svovelsyre ved kontaktmetode"

Du kan laste ned sammendrag om andre emner

*i opptaksbildet er et fotografi av kobbersulfat

DEFINISJON

Vannfri svovelsyre er en tung, tyktflytende væske som er lett blandbar med vann i alle forhold: interaksjonen er preget av en ekstremt stor eksoterm effekt (~880 kJ/mol ved uendelig fortynning) og kan føre til eksplosiv koking og sprut av blandingen hvis vann er tilsatt til syren; Dette er grunnen til at det er så viktig å alltid snu rekkefølgen når du tilbereder løsninger og tilsett syren til vannet, sakte og under omrøring.

Noen fysiske egenskaper til svovelsyre er gitt i tabellen.

Vannfri H 2 SO 4 er en bemerkelsesverdig forbindelse med uvanlig høy dielektrisk konstant og svært høy elektrisk ledningsevne, som skyldes ionisk autodissosiasjon (autoprotolyse) av forbindelsen, samt relémekanismen for ledningsevne med protonoverføring, som sikrer forekomst av elektrisk strøm gjennom en viskøs væske med et stort antall hydrogenbindinger.

Tabell 1. Fysiske egenskaper til svovelsyre.

Fremstilling av svovelsyre

Svovelsyre er det viktigste industrielle kjemikaliet og den billigste syren produsert i store volum hvor som helst i verden.

Konsentrert svovelsyre ("olje av vitriol") ble først oppnådd ved å varme opp "grønn vitriol" FeSO 4 × nH 2 O og ble konsumert i store mengder for å produsere Na 2 SO 4 og NaCl.

Den moderne prosessen for fremstilling av svovelsyre bruker en katalysator bestående av vanadium(V)oksid med tilsetning av kaliumsulfat på en silika- eller kiselgurbærer. Svoveldioksid SO2 produseres ved å brenne rent svovel eller ved å brenne sulfidmalm (primært pyritt eller malmer av Cu, Ni og Zn) i prosessen med å ekstrahere disse metallene oksideres deretter til trioksid, og svovelsyre oppnås ved oppløsning i vann:

S + O2 -> SO2 (AH 0 - 297 kJ/mol);

SO 2 + ½ O 2 → SO 3 (AH 0 - 9,8 kJ/mol);

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

Kjemiske egenskaper til svovelsyre

Svovelsyre er en sterk dibasisk syre. I det første trinnet, i løsninger med lav konsentrasjon, dissosieres det nesten fullstendig:

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - .

Andre trinns dissosiasjon

HSO 4 — ↔H + + SO 4 2-

forekommer i mindre grad. Dissosiasjonskonstanten til svovelsyre i andre trinn, uttrykt i form av ioneaktivitet, K 2 = 10 -2.

Som en dibasisk syre danner svovelsyre to serier salter: medium og sur. Gjennomsnittlige salter av svovelsyre kalles sulfater, og sure salter kalles hydrosulfater.

Svovelsyre absorberer grådig vanndamp og brukes derfor ofte til å tørke gasser. Evnen til å absorbere vann forklarer også forkullingen av mange organiske stoffer, spesielt de som tilhører klassen karbohydrater (fiber, sukker, etc.), når de utsettes for konsentrert svovelsyre. Svovelsyre fjerner hydrogen og oksygen fra karbohydrater, som danner vann, og karbon frigjøres i form av kull.

Konsentrert svovelsyre, spesielt varm, er et kraftig oksidasjonsmiddel. Den oksiderer HI og HBr (men ikke HCl) til frie halogener, kull til CO 2, svovel til SO 2. Disse reaksjonene uttrykkes ved ligningene:

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

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H20;

C + 2H2SO4 = CO2 + 2S02 + 2H20;

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O.

Samspillet mellom svovelsyre og metaller skjer forskjellig avhengig av konsentrasjonen. Fortynnet svovelsyre oksiderer med sitt hydrogenion. Derfor samhandler det bare med de metallene som er i spenningsserien bare opp til hydrogen, for eksempel:

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

Bly løses imidlertid ikke opp i fortynnet syre, siden det resulterende saltet PbSO 4 er uløselig.

Konsentrert svovelsyre er et oksidasjonsmiddel på grunn av svovel (VI). Den oksiderer metaller i spenningsområdet opp til og med sølv. Produktene av dets reduksjon kan variere avhengig av aktiviteten til metallet og forholdene (syrekonsentrasjon, temperatur). Ved interaksjon med lavaktive metaller, for eksempel kobber, reduseres syren til SO 2:

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

Ved interaksjon med mer aktive metaller kan reduksjonsprodukter være både dioksid og fritt svovel og hydrogensulfid. For eksempel, når du samhandler med sink, kan følgende reaksjoner oppstå:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H20;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H20;

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

Påføring av svovelsyre

Bruken av svovelsyre varierer fra land til land og fra tiår til tiår. For eksempel, i USA er hovedområdet for forbruk av H 2 SO 4 for tiden produksjon av gjødsel (70%), etterfulgt av kjemisk produksjon, metallurgi, oljeraffinering (~5 % i hvert område). I Storbritannia er fordelingen av forbruket forskjellig etter industri: bare 30 % av produsert H2SO4 brukes til produksjon av gjødsel, men 18 % går til maling, pigmenter og halvprodukter fra fargestoffproduksjon, 16 % til kjemisk produksjon, 12 % til produksjon av såper og vaskemidler, 10 % til produksjon av naturlige og kunstige fibre og 2,5 % brukes i metallurgi.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Bestem massen av svovelsyre som kan oppnås fra ett tonn svovelkis hvis utbyttet av svovel (IV) oksid i stekereaksjonen er 90 %, og svovel (VI) oksid i katalytisk oksidasjon av svovel (IV) er 95 % av teoretisk.
Løsning	La oss skrive ligningen for pyrittbrenningsreaksjonen: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2. La oss beregne mengden pyrittstoff: n(FeS2) = m(FeS2)/M(FeS2); M(FeS 2) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120g/mol; n(FeS 2) = 1000 kg / 120 = 8,33 kmol. Siden i reaksjonsligningen er koeffisienten for svoveldioksid dobbelt så stor som koeffisienten for FeS 2, så er den teoretisk mulige mengden svoveloksid (IV) substans lik: n(SO 2) teor = 2 × n(FeS 2) = 2 × 8,33 = 16,66 kmol. Og den praktisk talt oppnådde mengden mol svoveloksid (IV) er: n(SO 2) pract = η × n(SO 2) teor = 0,9 × 16,66 = 15 kmol. La oss skrive reaksjonsligningen for oksidasjon av svoveloksid (IV) til svoveloksid (VI): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. Den teoretisk mulige mengden svoveloksid (VI) er lik: n(SO 3) teor = n(SO 2) pract = 15 kmol. Og den praktisk talt oppnådde mengden mol svoveloksid (VI) er: n(SO 3) pract = η × n(SO 3) teor = 0,5 × 15 = 14,25 kmol. La oss skrive reaksjonsligningen for produksjon av svovelsyre: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4. La oss finne mengden svovelsyre: n(H 2 SO 4) = n(SO 3) pract = 14,25 kmol. Reaksjonsutbyttet er 100%. Massen av svovelsyre er lik: m(H2SO4) = n(H2SO4) x M(H2SO4); M(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 g/mol; m(H2SO4) = 14,25 × 98 = 1397 kg.
Svar	Massen av svovelsyre er 1397 kg

Russian People's Friendship University

Fakultet for fremmedspråk og allmennpedagogiske disipliner

Svovel. Dens bruk i medisin.

Utført

elev av gruppe SV-53

Leder for kjemiseminarer

Institutt for kjemi

Professor V.F. Zakharov

Moskva, 2002

Finne svovel i naturen.

Fysiske egenskaper til svovel.

Kjemiske egenskaper til svovel og dets forbindelser.

1) Egenskaper til et enkelt stoff.

Egenskaper til oksider:

svovel(IV)oksid;

svovel(VI)oksid.

Egenskaper til syrer og deres salter:

svovelsyrling og dens salter;

hydrogensulfid og sulfider;

svovelsyre og dens salter.

Bruk av svovel i medisin.

Generelle kjennetegn ved oksygenundergruppen

Oksygenundergruppen inkluderer fem grunnstoffer: oksygen, svovel, selen, tellur og polonium (polonium er et radioaktivt grunnstoff). Dette er p-elementer i VI-gruppen i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev. De har et gruppenavn - chalcogens, som betyr "malmdannende".

Egenskaper til oksygenundergruppeelementer

Egenskaper
Serienummer
Valenselektroner
Atomioniseringsenergi, eV
Relativ elektronegativitet
Oksidasjonstilstand i forbindelser
Atomradius, nm

Kalkogenatomer har samme struktur som det ytre energinivået - ns 2 np 4. Dette forklarer likheten mellom deres kjemiske egenskaper. Alle kalkogener i forbindelser med hydrogen og metaller viser en oksidasjonstilstand på -2, og i forbindelser med oksygen og andre aktive ikke-metaller - vanligvis +4 og +6. For oksygen, som for fluor, er en oksidasjonstilstand lik gruppetallet ikke typisk. Den viser en oksidasjonstilstand på vanligvis –2 og i forbindelser med fluor +2.

Hydrogenforbindelser av elementer i oksygenundergruppen tilsvarer formelen H 2 R(R– elementsymbol ): H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. De kalles kalkohydrogener. Når de løses opp i vann, dannes det syrer (formlene er de samme). Styrken til disse syrene øker med økende serienummer element, som forklares av en reduksjon i bindingsenergi i en rekke forbindelser H 2 R. Vann dissosieres til ioner H + Og HAN - , er en amfoter elektrolytt.

Svovel, selen og tellur danner de samme formene for forbindelser med oksygentype R.O. 2 Og R.O. 3 . De tilsvarer syrer av typen H 2 R.O. 3 Og H 2 R.O. 4 . Når atomnummeret til et grunnstoff øker, reduseres styrken til disse syrene. Alle av dem viser oksiderende egenskaper, og syrer liker H 2 R.O. 3 også gjenopprettende.

Egenskapene til enkle stoffer endres naturlig: med en økning i ladningen til kjernen, svekkes ikke-metalliske egenskaper og metalliske egenskaper øker. Dermed er oksygen og tellur ikke-metaller, men sistnevnte har en metallisk glans og leder elektrisitet.

Finne svovel i naturen

Svovel er vidt distribuert i naturen. Den utgjør 0,05 % av massen til jordskorpen. I en fri stat (innfødt svovel) finnes det i store mengder i Italia (øya Sicilia) og USA. Forekomster av naturlig svovel er tilgjengelig i Kuibyshev-regionen (Volga-regionen), i statene i Sentral-Asia, på Krim og andre områder.

Svovel forekommer ofte i forbindelser med andre grunnstoffer. Dens viktigste naturlige forbindelser er metallsulfider: FeS 2 – jernkis, eller pyritt; HgS – kanel, etc., samt svovelsyresalter (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, etc.

Fysiske egenskaper til svovel

Naturlig svovel består av en blanding av fire stabile isotoper: ,
,
,
.

Svovel danner flere allotropiske modifikasjoner. Stabil ved romtemperatur rombisk svovel Det er et gult pulver, lite løselig i vann, men svært løselig i karbondisulfid, anilin og noen andre løsningsmidler. Leder varme og strøm dårlig. Når det krystalliseres fra kloroform CHCl 3 eller fra karbondisulfid C.S. 2 den skiller seg ut i form av gjennomsiktige krystaller med oktaedrisk form. Ortorhombisk svovel består av sykliske molekyler S 8 formet som en krone. Ved 113 0 smelter Sona og blir til en gul, lett bevegelig væske. Ved ytterligere oppvarming tykner smelten, da det dannes lange polymerkjeder i den. Og hvis du varmer svovel til 444,6 0 C, koker det. Hell kokende svovel i en tynn stråle i kaldt vann, tilgjengelig plast svovel - gummilignende modifikasjon bestående av polymerkjeder. Når smelten sakte avkjøles, dannes det mørkegule nåleformede krystaller monoklinisk svovel.(tpl = 119°C). I likhet med rombisk svovel består denne modifikasjonen av molekyler S 8 . På romtemperatur plast og monoklinisk svovel er ustabile og forvandles spontant til ortorhombisk svovelpulver.

Kjemiske egenskaper til svovel og dets forbindelser

Egenskaper til et enkelt stoff.

Svovelatomet, som har et ufullstendig eksternt energinivå, kan tilføre to elektroner og ha en oksidasjonstilstand på -2. Svovel viser denne graden av oksidasjon i forbindelser med metaller og hydrogen (f.eks. Na 2 S Og H 2 S). Når elektroner blir gitt opp eller trukket tilbake til et atom av et mer elektronegativt element, kan oksidasjonstilstanden til svovel være +2, +4 og +6.

Svovel danner lett forbindelser med mange grunnstoffer. Når det brenner i luft eller oksygen, dannes svoveloksid (IV). SÅ 2 og delvis svovel(VI)oksid SÅ 3 :

S+O 2 =SO 3

2S + 3O 2 = 2SO 3

Dette er de viktigste svoveloksidene.

Ved oppvarming kombineres svovel direkte med hydrogen, halogener (unntatt jod), fosfor, kull og alle metaller unntatt gull, platina og iridium. For eksempel:

S+H 2 = H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S+Cl 2 = SCl 2

2S+C=CS 2

S + Fe = FeS

Som det følger av eksemplene, i reaksjoner med metaller og noen ikke-metaller, er svovel et oksidasjonsmiddel, og i reaksjoner med mer aktive ikke-metaller, som oksygen, klor, er det et reduksjonsmiddel.

Egenskaper til oksider

Svoveloksid (IV)

Svoveldioksid SÅ 2 - en fargeløs gass med en kvelende, stikkende lukt. Når det er oppløst i vann (ved 0 0 C, løser 1 volum vann opp mer enn 70 volumer SÅ 2 ) dannes svovelsyrling H 2 SÅ 3 , som bare er kjent i løsninger.

I laboratorieforhold å få SÅ 2 virke på fast natriumsulfitt med konsentrert svovelsyre:

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

I industrien SÅ 2 oppnådd ved brenning av sulfidmalm, for eksempel pyritt:

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

eller ved brenning av svovel. Svoveldioksid er et mellomprodukt i produksjonen av svovelsyre. Den brukes også (sammen med natriumhydrosulfitter NaHSO 3 og kalsium Ca(HSO 3) 2) for å skille cellulose fra tre. Denne gassen brukes til å desinficere trær og busker for å drepe skadedyr i landbruket.

Kjemiske reaksjoner karakteristiske for SÅ 2 , kan deles inn i 3 grupper:

Reaksjoner som oppstår uten å endre oksidasjonstilstanden, for eksempel:

SÅ 2 +Ca(OH) 2 = CaSO 3  +H 2 O

2SO 2 +O 2 = 2SO 3

Reaksjoner som oppstår med en reduksjon i oksidasjonstilstanden til svovel, for eksempel:

SÅ 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Dermed, SÅ 2 kan oppvise både oksiderende og reduserende egenskaper.

Svoveloksid (VI)

Svovelsyreanhydrid SÅ 3 ved romtemperatur er det en fargeløs, lett flyktig væske (t kok = 44,8 0 C, t pl = 16,8 0 C), som over tid blir til en asbestlignende modifikasjon bestående av skinnende silkeaktige krystaller. Svovelsyreanhydridfibre er kun stabile i en forseglet beholder. De absorberer fuktighet fra luften og blir til en tykk, fargeløs væske - oleum (fra latin oleum - "olje"). Selv om formelt sett kan oleum betraktes som en løsning SÅ 3 V H 2 SÅ 4 faktisk er det en blanding av forskjellige pyrosulfuric syrer: H 2 S 2 O 7 ,H 2 S 3 O 10 etc. Med vann SÅ 3 interagerer veldig energisk: det frigjør så mye varme at de resulterende små dråpene av svovelsyre danner en tåke. Du må arbeide med dette stoffet med ekstrem forsiktighet.

Svovel (VI) oksid produseres ved oksidasjon SÅ 2 oksygen bare i nærvær av en katalysator:

2SO 2 +O 2  2SO 3 +Q.

Behovet for å bruke en katalysator i denne reversible reaksjonen skyldes det faktum at det gode utbyttet SÅ 3 (dvs. en forskyvning av likevekt til høyre) kan bare oppnås med en reduksjon i temperaturen, men med lave temperaturer Reaksjonshastigheten synker veldig betydelig.

Svovel (VI) oksid kombineres kraftig med vann for å danne svovelsyre:

SÅ 3 + H 2 O = H 2 SÅ 4

Egenskaper til syrer og deres salter

Svovelsyre og dens salter

Svovel (IV) oksid er svært løselig i vann (i 1 40 volumer SO 2 løses opp i et volum vann ved 20 0 C). I dette tilfellet dannes svovelsyre, som bare eksisterer i vandig løsning:

SÅ 2 + N 2 O = N 2 SÅ 3

Sammensatt reaksjon SÅ 2 reversibel med vann. I en vandig løsning er svoveloksid (IV) og svovelsyrling i kjemisk likevekt, som kan fortrenges. Ved binding N 2 SÅ 3 med alkali (nøytralisering av syre) fortsetter reaksjonen mot dannelsen av svovelsyre; ved sletting SÅ 2 (blåser gjennom en nitrogenløsning eller oppvarming) fortsetter reaksjonen mot utgangsstoffene. En løsning av svovelsyre inneholder alltid svoveloksid (IV), som gir den en skarp lukt.

Svovelsyre har alle egenskapene til syrer. I løsning N 2 SO 3 dissosierer trinnvis:

N 2 SOM 3  H + + HSO 4 –

HSO 3 -  H + + SÅ 3 2-

Som en dibasisk syre danner den to serier med salter - sulfitter og hydrosulfitter. Sulfitter dannes når en syre er fullstendig nøytralisert med en alkali:

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

Hydrosulfitter oppnås når det er mangel på alkali (sammenlignet med mengden som kreves for å fullstendig nøytralisere syren):

N 2 SÅ 3 + NaOH = NaHSO 3 + N 2 OM

I likhet med svovel(IV)oksid er svovelsyrling og dens salter sterke reduksjonsmidler. Samtidig øker graden av svoveloksidasjon. Så, N 2 SOM 3 lett oksidert til svovelsyre selv av atmosfærisk oksygen:

2H 2 SÅ 3 + O 2 = 2H 2 SÅ 4

Derfor inneholder løsninger av svovelsyre som har vært lagret i lang tid alltid svovelsyre.

Oksydasjonen av svovelsyre med brom og kaliumpermanganat skjer enda 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

Svovel (IV) oksid og svovelsyrling avfarger mange fargestoffer, og danner fargeløse forbindelser. Sistnevnte kan brytes ned igjen når den varmes opp eller utsettes for lys, som et resultat av at fargen gjenopprettes. Derfor blekeeffekten SÅ 2 Og N 2 SÅ 4 skiller seg fra blekeeffekten til klor. Vanligvis brukes svoveloksid (IV) til å bleke ull, silke og halm (disse materialene blir ødelagt av klorvann).

Kalsiumhydrosulfittløsning har viktige bruksområder. Ca(HSO 3 ) 2 (sulfittlut), som brukes til å behandle trefibre og papirmasse.

Hydrogensulfid og sulfider

Hydrogensulfid N 2 S - fargeløs gass med lukt av råtne egg. Det er svært løselig i vann (ved 20 °C er 2,5 volumer hydrogensulfid oppløst i 1 volum vann En løsning av hydrogensulfid i vann kalles hydrogensulfidvann eller hydrosulfidsyre (den har egenskapene til en svak syre). ).

Hydrogensulfid er en svært giftig gass som kan skade nervesystemet. Derfor er det nødvendig å jobbe med det i avtrekkshetter eller med hermetisk lukkede enheter. Tillatt innhold av H 2 Sv produksjonslokaler er 0,01 mg i 1 liter luft.

Hydrogensulfid forekommer naturlig i vulkanske gasser og i vannet i noen mineralkilder, for eksempel Pyatigorsk; Matsesta. Det dannes under forfallet av svovelholdige organiske stoffer av forskjellige plante- og dyrerester. Dette forklarer karakteristikken dårlig lukt kloakk, avløpsbrønner og søppelfyllinger.

Hydrogensulfid kan produseres ved direkte å kombinere svovel med hydrogen ved oppvarming:

S+ N 2 = H 2 S

Men det er vanligvis fremstilt ved virkningen av fortynnet saltsyre eller svovelsyre på jern (II) sulfid:

2HCl + FeS =FEUl 2 + N 2 S

Denne reaksjonen utføres ofte i et Kipp-apparat.

H 2 S er en mindre sterk forbindelse enn vann. Dette skyldes den store størrelsen på svovelatomet sammenlignet med oksygenatomet. Derfor er H-0-bindingen kortere og sterkere enn H-S-bindingen. Ved sterk oppvarming brytes hydrogensulfid nesten fullstendig ned til svovel og hydrogen:

N 2 S = S + N 2

Gassformig H 2 S brenner i luft med en blå flamme for å danne svovel (IV) oksid og vann:

2H 2 S + 3 O 2 = 2 SÅ 2 + 2H 2 OM

Ved mangel på oksygen dannes svovel og vann:

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

Denne reaksjonen brukes til å produsere svovel fra hydrogensulfid i industriell skala.

Hydrogensulfid er et ganske sterkt reduksjonsmiddel. Denne viktige kjemiske egenskapen til den kan forklares som følger. I løsning N 2 S gir relativt lett elektroner til oksygenmolekyler i luften:

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

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

I dette tilfellet oksideres H 2 S av atmosfærisk oksygen til svovel, noe som gjør hydrogensulfidvann grumsete. Generell reaksjonsligning:

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

Dette forklarer også det faktum at hydrogensulfid ikke akkumuleres i veldig store mengder i naturen under forfallet av organiske stoffer - luftoksygen oksiderer det til fritt svovel.

Hydrogensulfid reagerer kraftig med løsninger av halogener. For eksempel:

N 2 S+I 2 = 2HI + S

Svovel frigjøres og jodløsningen blir misfarget.

Hydrogensulfidsyre, som en dibasisk syre, danner to serier salter - medium (sulfider) og sure (hydrosulfider). For eksempel, Na 2 S - natriumsulfid, NaHS- natriumhydrosulfid. Hydrosulfider er nesten alle svært løselige i vann. Sulfider av alkali- og jordalkalimetaller er også løselige i vann, mens andre metaller er praktisk talt uløselige eller svakt løselige; noen av dem løses ikke opp i fortynnede syrer. Derfor kan slike sulfider lett oppnås ved å føre hydrogensulfid gjennom salter av det tilsvarende metallet, for eksempel:

MEDuSO 4 + N 2 S = CuS + H 2 SÅ 4

Noen sulfider har en karakteristisk farge: CuS Og RbS - svart, MEDdS- gul, ZnS- hvit, MnS- rosa, SnS- brun, Sb 2 S 3 - oransje osv. Kvalitativ analyse av kationer er basert på sulfiders forskjellige løselighet og de forskjellige fargene til mange av dem.

Svovelsyre og dens salter

Svovelsyre er en tung, fargeløs, oljeaktig væske. Ekstremt hygroskopisk. Den absorberer fuktighet med frigjøring av en stor mengde varme, så du kan ikke tilsette vann til konsentrert syre - syren vil sprute. For å fortynne, tilsett små mengder svovelsyre til vann.

Vannfri svovelsyre løser opp til 70 % av svovel (VI) oksid. Ved vanlige temperaturer er den ikke-flyktig og luktfri. Ved oppvarming deler den seg av SÅ 3 inntil en løsning som inneholder 98,3 % er dannet N 2 SÅ 4 . Vannfri H 2 SÅ 4 leder nesten ikke elektrisk strøm.

Konsentrert svovelsyre forkuller organiske stoffer - sukker, papir, tre, fibre, etc., og fjerner vannelementer fra dem. I dette tilfellet dannes svovelsyrehydrater. Forkullingen av sukker kan uttrykkes ved ligningen

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

Det resulterende karbonet reagerer delvis med syren:

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

Derfor har syren som kommer i salg en brun farge på grunn av støv og organiske stoffer som ved et uhell har falt ned i den og blitt forkullet i den.

Gasstørking er basert på absorpsjon (fjerning) av vann med svovelsyre.

Som en sterk ikke-flyktig syre N 2 SÅ 4 fortrenger andre syrer fra tørre salter. For eksempel:

NaNO3 + H 2 SÅ 4 = NaHSÅ 4 + NNEI 3

Imidlertid, hvis N 2 SOM 4 tilsettes saltløsninger, så skjer ikke fortrengning av syrer.

En svært viktig kjemisk egenskap ved svovelsyre er dens forhold til metaller. Fortynnet og konsentrert svovelsyre reagerer forskjellig med dem. Fortynnet svovelsyre oksiderer kun metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen, på grunn av ioner H + , For eksempel:

Zn+H 2 SÅ 4 ( razb ) = ZnSO 4 +H 2

Konsentrert Svovelsyre reagerer ikke med mange metaller ved vanlige temperaturer. Derfor kan vannfri svovelsyre lagres i jernbeholdere og transporteres i ståltanker. Men når oppvarmet, konsentrert N 2 SÅ 4 interagerer med nesten alle metaller (unntatt Rt, Au og noen andre), så vel som med ikke-metaller. Samtidig fungerer det som et oksidasjonsmiddel og reduseres vanligvis til SÅ 2 . I dette tilfellet frigjøres ikke hydrogen, men vann dannes. 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 

Svovelsyre har alle egenskapene til syrer.

Svovelsyre, som er tobasisk, danner to serier med salter: medium, kalt sulfater, og surt, kalt hydrosulfater. Sulfater dannes når en syre er fullstendig nøytralisert av en alkali (for 1 mol syre er det 2 mol alkali), og hydrosulfater dannes når det er mangel på alkali (for 1 mol syre er det 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 salter av svovelsyre er av stor praktisk betydning.

De fleste svovelsyresalter er løselige i vann. Salter SaSÅ 4 Og RbSO 4 er litt løselig i vann, og VaSÅ 4 praktisk talt uløselig i både vann og syrer. Denne egenskapen tillater bruk av ethvert løselig bariumsalt, for eksempel Dul 2 , som et reagens for svovelsyre og dens salter (mer presist, for ionet SÅ 4 2- ):

H 2 SÅ 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2 NaCl

I dette tilfellet utfelles et hvitt bunnfall av bariumsulfat, uløselig i vann og syrer.

Svovelsyre er det viktigste produktet i den grunnleggende kjemiske industrien, som produserer uorganiske syrer, alkalier, salter, mineralgjødsel og klor.

Når det gjelder forskjellige bruksområder, rangerer svovelsyre først blant syrer. Den største mengden av det forbrukes for å produsere fosfor- og nitrogengjødsel. Ettersom svovelsyre er en ikke-flyktig syre, brukes svovelsyre til å produsere andre syrer - saltsyre, flussyre, fosforsyre, eddiksyre osv. Mye av den brukes til å rense petroleumsprodukter - bensin, parafin og smøreoljer - fra skadelige urenheter. I maskinteknikk brukes svovelsyre til å rense metalloverflaten fra oksider før belegg (nikkelbelegg, forkromning, etc.). Svovelsyre brukes i produksjon av eksplosiver, kunstige fibre, fargestoffer, plast og mange andre. Den brukes til å fylle batterier. I landbruket brukes det til å bekjempe ugress (ugressmiddel).

Dette bestemmer betydningen av svovelsyre i vår nasjonale økonomi.

Bruk av svovel i medisin

Renset svovel (Sulfurdepuratum) - et fint sitrongult pulver - brukes til enterobiasis som et anthelmintikum. Det er også et mildt avføringsmiddel og er en del av det komplekse lakrisrotpulveret. En steril 1-2% løsning av renset svovel i ferskenolje (sulfozin) brukes noen ganger til pyrogen terapi for syfilis.

I tillegg er svovelforbindelser, både organiske og uorganiske, mye brukt i medisin. Svovelatomer finnes i mange legemidler med svært ulik effekt. Siden det ikke er mulig å dekke alle, vil vi begrense oss til noen få eksempler.

Svovelsyre (H2SO4) er en av de mest kaustiske syrer og farlige reagenser kjent for mennesker, spesielt i konsentrert form. Kjemisk ren svovelsyre er en tung giftig væske med oljeaktig konsistens, luktfri og fargeløs. Det oppnås ved kontaktoksidasjon av svoveldioksid (SO2).

Ved en temperatur på + 10,5 °C blir svovelsyre til en frossen glassaktig krystallinsk masse, grådig, som en svamp, absorberer fuktighet fra miljø. I industri og kjemi er svovelsyre en av de viktigste kjemiske forbindelser og inntar en ledende posisjon når det gjelder produksjonsvolum i tonn. Det er derfor svovelsyre kalles "kjemiens blod." Gjødsel produseres ved hjelp av svovelsyre. medisiner, andre syrer, stor gjødsel og mye mer.

Grunnleggende fysiske og kjemiske egenskaper til svovelsyre

1. Svovelsyre i sin rene form (formel H2SO4), i en konsentrasjon på 100 %, er en fargeløs, tykk væske. Den viktigste egenskapen til H2SO4 er dens høye hygroskopisitet - evnen til å fjerne vann fra luften. Denne prosessen er ledsaget av en storskala frigjøring av varme.
2. H2SO4 er en sterk syre.
3. Svovelsyre kalles et monohydrat - den inneholder 1 mol H2O (vann) per 1 mol SO3. På grunn av sine imponerende hygroskopiske egenskaper, brukes den til å trekke ut fuktighet fra gasser.
4. Kokepunkt – 330 °C. I dette tilfellet spaltes syren til SO3 og vann. Tetthet – 1,84. Smeltepunkt – 10,3 °C/.
5. Konsentrert svovelsyre er et kraftig oksidasjonsmiddel. For å sette i gang en redoksreaksjon må syren varmes opp. Resultatet av reaksjonen er SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. Avhengig av konsentrasjonen reagerer svovelsyre med metaller forskjellig. I fortynnet tilstand er svovelsyre i stand til å oksidere alle metaller som er i spenningsserien før hydrogen. Unntaket er den mest motstandsdyktige mot oksidasjon. Fortynnet svovelsyre reagerer med salter, baser, amfotere og basiske oksider. Konsentrert svovelsyre er i stand til å oksidere alle metaller i spenningsserien, inkludert sølv.
7. Svovelsyre danner to typer salter: sure (disse er hydrosulfater) og mellomprodukter (sulfater)
8. H2SO4 reagerer aktivt med organiske stoffer og ikke-metaller, hvorav noen kan bli til kull.
9. Svovelsyreanhydritt løses godt opp i H2SO4, og i dette tilfellet dannes oleum - en løsning av SO3 i svovelsyre. Utad ser det slik ut: rykende svovelsyre, frigjør svovelsyreanhydritt.
10. Svovelsyre i vandige løsninger er en sterk dibasisk syre, og når den tilsettes vann, frigjøres en enorm mengde varme. Når du tilbereder fortynnede løsninger av H2SO4 fra konsentrerte, er det nødvendig å tilsette en tyngre syre til vannet i en liten bekk, og ikke omvendt. Dette gjøres for å unngå at vannet koker og spruter syren.

Konsentrerte og fortynnede svovelsyrer

Konsentrerte løsninger av svovelsyre inkluderer løsninger fra 40 % som kan løse opp sølv eller palladium.

Fortynnet svovelsyre inkluderer løsninger hvis konsentrasjon er mindre enn 40 %. Dette er ikke så aktive løsninger, men de er i stand til å reagere med messing og kobber.

Fremstilling av svovelsyre

Produksjon av svovelsyre i industriell skala ble lansert på 1400-tallet, men på den tiden ble den kalt "vitriololje". Hvis tidligere menneskeheten bare konsumerte noen få titalls liter svovelsyre, nå moderne verden beregningen er i millioner tonn per år.

Svovelsyreproduksjon utføres industrielt, og det er tre av dem:

1. Kontaktmetode.
2. Nitrosemetoden
3. Andre metoder

La oss snakke i detalj om hver av dem.

Kontakt produksjonsmetode

Kontaktproduksjonsmetoden er den vanligste, og den utfører følgende oppgaver:

• Resultatet er et produkt som tilfredsstiller behovene til det maksimale antallet forbrukere.
• Under produksjonen reduseres miljøskadene.

I kontaktmetoden brukes følgende stoffer som råvarer:

• pyritt (svovelkis);
• svovel;
• vanadiumoksid (dette stoffet fungerer som en katalysator);
• hydrogensulfid;
• sulfider av forskjellige metaller.

Før produksjonsprosessen startes, blir råvarene klargjort på forhånd. Til å begynne med, i spesielle knuseanlegg, knuses pyritten, noe som gjør det mulig, ved å øke kontaktområdet til de aktive stoffene, å fremskynde reaksjonen. Pyritt gjennomgår rensing: det senkes ned i store beholdere med vann, hvor gråberg og alle slags urenheter flyter til overflaten. På slutten av prosessen fjernes de.

Produksjonsdelen er delt inn i flere stadier:

1. Etter knusing renses pyritten og sendes til ovnen, hvor den brennes ved temperaturer opp til 800 °C. I henhold til motstrømsprinsippet tilføres luft inn i kammeret nedenfra, og dette sikrer at pyritten er i suspendert tilstand. I dag tar denne prosessen noen sekunder, men tidligere tok det flere timer å fyre. Under brenneprosessen oppstår avfall i form av jernoksid, som fjernes og deretter overføres til metallurgisk industri. Ved fyring frigjøres vanndamp, O2 og SO2 gasser. Når rensingen fra vanndamp og små urenheter er fullført, oppnås rent svoveloksid og oksygen.
2. I det andre trinnet skjer en eksoterm reaksjon under trykk ved bruk av en vanadiumkatalysator. Reaksjonen starter når temperaturen når 420 °C, men den kan økes til 550 °C for å øke effektiviteten. Under reaksjonen skjer katalytisk oksidasjon og SO2 blir til SO3.
3. Essensen av det tredje produksjonstrinnet er som følger: absorpsjon av SO3 i et absorpsjonstårn, hvor oleum H2SO4 dannes. I denne formen helles H2SO4 i spesielle beholdere (det reagerer ikke med stål) og er klar til å møte sluttforbrukeren.

Under produksjonen, som vi sa ovenfor, genereres det mye termisk energi, som brukes til oppvarmingsformål. Mange svovelsyreanlegg installerer dampturbiner, som bruker den frigjorte dampen til å generere ekstra elektrisitet.

Salpetermetode for fremstilling av svovelsyre

Til tross for fordelene med kontaktproduksjonsmetoden, som produserer mer konsentrert og ren svovelsyre og oleum, produseres ganske mye H2SO4 ved nitrøse metoden. Spesielt ved superfosfatplanter.

For produksjon av H2SO4 er utgangsmaterialet, både i kontakt- og nitrosemetoden, svoveldioksid. Det oppnås spesielt for disse formålene ved å brenne svovel eller brenne svovelmetaller.

Bearbeiding av svoveldioksid til svoveldioksid innebærer oksidasjon av svoveldioksid og tilsetning av vann. Formelen ser slik ut:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Men svoveldioksid reagerer ikke direkte med oksygen, derfor oksideres svoveldioksid med nitrogenmetoden ved hjelp av nitrogenoksider. Høyere oksider av nitrogen (vi snakker om nitrogendioksid NO2, nitrogentrioksid NO3) reduseres under denne prosessen til nitrogenoksid NO, som deretter oksideres igjen av oksygen til høyere oksider.

Produksjonen av svovelsyre ved salpetermetoden er teknisk formalisert på to måter:

• Kammer.
• Tårn.

Den nitrøse metoden har en rekke fordeler og ulemper.

Ulemper med nitrøse metoden:

• Resultatet er 75 % svovelsyre.
• Produktkvaliteten er lav.
• Ufullstendig retur av nitrogenoksider (tilsetning av HNO3). Utslippene deres er skadelige.
• Syren inneholder jern, nitrogenoksider og andre urenheter.

Fordeler med nitrøse metoden:

• Kostnaden for prosessen er lavere.
• Mulighet for SO2 resirkulering ved 100 %.
• Enkelhet i maskinvaredesign.

De viktigste russiske svovelsyreanleggene

Den årlige produksjonen av H2SO4 i vårt land er i det sekssifrede området - omtrent 10 millioner tonn. De ledende produsentene av svovelsyre i Russland er selskaper som i tillegg er hovedforbrukerne. Det handler om om bedrifter som har produksjon av mineralgjødsel som virksomhetsområde. For eksempel "Balakovo mineralgjødsel", "Ammophos".

Jobber i Armyansk, Krim største produsent titandioksid i Øst-Europa "Crimean Titan". I tillegg produserer anlegget svovelsyre, mineralgjødsel, jernsulfat, etc.

Mange fabrikker produserer ulike typer svovelsyre. For eksempel produseres batteri svovelsyre av: Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom, etc.

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

Svovelsyre av spesiell renhet er produsert av OHC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

Brukt svovelsyre kan kjøpes på ZSS- og HaloPolymer Kirovo-Chepetsk-anleggene.

Produsenter av teknisk svovelsyre er Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Sink Plant, Electrozinc, etc.

På grunn av det faktum at pyritt er hovedråstoffet i produksjonen av H2SO4, og dette er sløsing med anrikningsbedrifter, er leverandørene Norilsk og Talnakh anrikningsfabrikkene.

Verdens ledende posisjoner innen H2SO4-produksjon er okkupert av USA og Kina, som står for henholdsvis 30 millioner tonn og 60 millioner tonn.

Anvendelsesområde for svovelsyre

Verden forbruker rundt 200 millioner tonn H2SO4 årlig, hvorfra et bredt spekter av produkter produseres. Svovelsyre holder med rette håndflaten blant andre syrer når det gjelder omfanget av bruk til industrielle formål.

Som du allerede vet, er svovelsyre et av de viktigste produktene kjemisk industri, derfor er omfanget av svovelsyre ganske bredt. De viktigste bruksområdene for H2SO4 er som følger:

• Svovelsyre brukes i enorme mengder til produksjon av mineralgjødsel, og denne bruker ca 40 % av den totale tonnasjen. Av denne grunn bygges fabrikker som produserer H2SO4 ved siden av fabrikker som produserer gjødsel. Disse er ammoniumsulfat, superfosfat, etc. Under produksjonen tas svovelsyre i sin rene form (100% konsentrasjon). For å produsere et tonn ammofos eller superfosfat trenger du 600 liter H2SO4. Disse gjødselene brukes i de fleste tilfeller i landbruket.
• H2SO4 brukes til å produsere eksplosiver.
• Rensing av petroleumsprodukter. For å oppnå parafin, bensin og mineraloljer er det nødvendig med rensing av hydrokarboner, som skjer ved bruk av svovelsyre. I prosessen med å raffinere olje for å rense hydrokarboner, "tar" denne industrien så mye som 30 % av verdens tonnasje av H2SO4. I tillegg økes oktantallet til drivstoff med svovelsyre og brønner behandles under oljeproduksjon.
• I metallurgisk industri. Svovelsyre i metallurgi brukes til å fjerne avleiringer og rust fra wire og platemetall, samt for å gjenopprette aluminium i produksjon av ikke-jernholdige metaller. Før man belegger metalloverflater med kobber, krom eller nikkel, etses overflaten med svovelsyre.
• I produksjon av medisiner.
• I produksjon av maling.
• I kjemisk industri. H2SO4 brukes i produksjon av vaskemidler, etylen, insektmidler, etc., og uten det er disse prosessene umulige.
• For produksjon av andre kjente syrer, organiske og uorganiske forbindelser brukt til industrielle formål.

Salter av svovelsyre og deres bruk

De viktigste saltene av svovelsyre:

• Glaubers salt Na2SO4 · 10H2O (krystallinsk natriumsulfat). Omfanget av applikasjonen er ganske romslig: produksjon av glass, brus, i veterinærmedisin og medisin.
• Bariumsulfat BaSO4 brukes i produksjon av gummi, papir og hvit mineralmaling. I tillegg er det uunnværlig i medisin for fluoroskopi av magen. Den brukes til å lage "bariumgrøt" for denne prosedyren.
• Kalsiumsulfat CaSO4. I naturen kan det finnes i form av gips CaSO4 2H2O og anhydritt CaSO4. Gips CaSO4 · 2H2O og kalsiumsulfat brukes i medisin og konstruksjon. Når gips varmes opp til en temperatur på 150 - 170 °C, oppstår delvis dehydrering, noe som resulterer i brent gips, kjent for oss som alabast. Ved å blande alabast med vann til en røre konsistens, stivner massen raskt og blir til en slags stein. Det er denne egenskapen til alabaster som brukes aktivt i byggearbeid: støper og støpeformer er laget av den. Ved pussarbeid er alabast uunnværlig som bindemateriale. Pasienter på traumeavdelinger får spesielle festeharde bandasjer - de er laget på basis av alabast.
• Jernsulfat FeSO4 · 7H2O brukes til å forberede blekk, impregnere tre, og også i landbruksaktiviteter for å drepe skadedyr.
• Alun KCr(SO4)2 · 12H2O, KAl(SO4)2 · 12H2O osv. brukes i produksjon av maling og lærindustrien (lærgarving).
• Mange av dere kjenner til kobbersulfat CuSO4 · 5H2O. Dette er en aktiv assistent i landbruket i kampen mot plantesykdommer og skadedyr - korn behandles med en vandig løsning av CuSO4 · 5H2O og sprayes på planter. Det brukes også til å forberede noen mineralmaling. Og i hverdagen brukes den til å fjerne mugg fra vegger.
• Aluminiumsulfat – det brukes i tremasse- og papirindustrien.

Svovelsyre i fortynnet form brukes som elektrolytt i blybatterier. I tillegg brukes det til å produsere vaskemidler og gjødsel. Men i de fleste tilfeller kommer det i form av oleum - dette er en løsning av SO3 i H2SO4 (du kan også finne andre formler for oleum).

Utrolig faktum! Oleum er mer kjemisk aktivt enn konsentrert svovelsyre, men til tross for dette reagerer det ikke med stål! Det er av denne grunn at det er lettere å transportere enn svovelsyre i seg selv.

Omfanget av bruken av "dronningen av syrer" er virkelig storskala, og det er vanskelig å snakke om alle måtene den brukes i industrien. Den brukes også som emulgator i Mat industri, for vannrensing, i syntese av eksplosiver og mange andre formål.

Historien om svovelsyre

Hvem av oss har ikke minst en gang hørt om kobbersulfat? Så det ble studert i eldgamle tider, og i noen verk fra begynnelsen av den nye æra diskuterte forskere opprinnelsen til vitriol og deres egenskaper. Vitriol ble studert av den greske legen Dioscorides og den romerske naturforskeren Plinius den eldre, og i sine arbeider skrev de om eksperimentene de utførte. For medisinske formål ble forskjellige vitriolstoffer brukt av den gamle legen Ibn Sina. Hvordan vitriol ble brukt i metallurgi ble diskutert i alkymistenes verk Antikkens Hellas Zosima fra Panopolis.

Den første måten å få svovelsyre på er prosessen med å varme opp kaliumalun, og det er informasjon om dette i den alkymistiske litteraturen på 1200-tallet. På den tiden var sammensetningen av alun og essensen av prosessen ukjent for alkymister, men allerede på 1400-tallet kjemisk syntese svovelsyre begynte å bli studert målrettet. Prosessen var som følger: alkymister behandlet en blanding av svovel og antimon (III) sulfid Sb2S3 ved oppvarming med salpetersyre.

I middelalderen i Europa ble svovelsyre kalt "vitriolens olje", men så endret navnet til vitriolsyre.

På 1600-tallet oppnådde Johann Glauber svovelsyre som et resultat av å brenne kaliumnitrat og naturlig svovel i nærvær av vanndamp. Som et resultat av oksidasjonen av svovel med salpeter, ble svoveloksid oppnådd, som reagerte med vanndamp, noe som resulterte i en væske med en oljeaktig konsistens. Dette var olje av vitriol, og dette navnet for svovelsyre eksisterer fortsatt i dag.

På 30-tallet av 1700-tallet brukte en farmasøyt fra London, Ward Joshua, denne reaksjonen til industriell produksjon svovelsyre, men i middelalderen var forbruket begrenset til flere titalls kilo. Bruksomfanget var snevert: for alkymistiske eksperimenter, rensing av edle metaller og i apotek. Konsentrert svovelsyre i små volum ble brukt i produksjonen av spesielle fyrstikker som inneholdt bertholittsalt.

Vitriolsyre dukket opp i Rus først på 1600-tallet.

I Birmingham, England, tilpasset John Roebuck metoden ovenfor for å produsere svovelsyre i 1746 og startet produksjonen. Samtidig brukte han holdbare store blykammer, som var billigere enn glassbeholdere.

Denne metoden holdt sin posisjon i industrien i nesten 200 år, og 65 % svovelsyre ble oppnådd i kamre.

Etter en stund forbedret den engelske Glover og den franske kjemikeren Gay-Lussac selve prosessen, og svovelsyre begynte å bli oppnådd med en konsentrasjon på 78%. Men en slik syre var ikke egnet til produksjon av for eksempel fargestoffer.

På begynnelsen av 1800-tallet ble det oppdaget nye metoder for å oksidere svoveldioksid til svovelsyreanhydrid.

Opprinnelig ble dette gjort ved bruk av nitrogenoksider, og deretter ble platina brukt som katalysator. Disse to metodene for oksidering av svoveldioksid er blitt ytterligere forbedret. Oksydasjonen av svoveldioksid på platina og andre katalysatorer ble kjent som kontaktmetoden. Og oksidasjonen av denne gassen med nitrogenoksider kalles nitrøse metoden for å produsere svovelsyre.

Den britiske eddiksyrehandleren Peregrine Philips patenterte en økonomisk prosess for produksjon av svoveloksid (VI) og konsentrert svovelsyre først i 1831, og det er denne metoden som er kjent for verden i dag som en kontaktmetode for produksjonen.

Superfosfatproduksjonen startet i 1864.

På åttitallet av det nittende århundre i Europa nådde produksjonen av svovelsyre 1 million tonn. Hovedprodusentene var Tyskland og England, og produserte 72 % av det totale volumet av svovelsyre i verden.

Transport av svovelsyre er en arbeidskrevende og ansvarlig foretak.

Svovelsyre tilhører klassen av farlige kjemikalier, og ved kontakt med huden forårsaker det alvorlige brannskader. I tillegg kan det forårsake kjemisk forgiftning hos mennesker. Hvis under transport visse regler, så kan svovelsyre, på grunn av sin eksplosivitet, forårsake mye skade på både mennesker og miljø.

Svovelsyre er klassifisert som fareklasse 8 og skal transporteres av spesialutdannede og utdannede fagfolk. En viktig betingelse for levering av svovelsyre er overholdelse av spesialutviklede regler for transport av farlig gods.

Transport på vei utføres i henhold til følgende regler:

1. For transport er spesielle beholdere laget av en spesiell stållegering som ikke reagerer med svovelsyre eller titan. Slike beholdere oksiderer ikke. Farlig svovelsyre transporteres i spesielle kjemikalietanker for svovelsyre. De er forskjellige i design og velges for transport avhengig av typen svovelsyre.
2. Ved transport av rykende syre tas spesialiserte isotermiske termostanker, der det nødvendige temperaturregimet opprettholdes for å bevare de kjemiske egenskapene til syren.
3. Hvis vanlig syre transporteres, velges svovelsyretank.
4. Transport av svovelsyre på vei, slike typer som rykende, vannfri, konsentrert, for batterier, hanske, utføres i spesielle beholdere: tanker, tønner, beholdere.
5. Transport av farlig gods kan kun utføres av sjåfører som har ADR-sertifikat.
6. Reisetiden har ingen begrensninger, siden du under transport må overholde den tillatte hastigheten strengt.
7. Under transport bygges en spesiell rute, som skal passere steder med store folkemengder og produksjonsanlegg.
8. Transport skal ha spesiell merking og fareskilt.

Farlige egenskaper av svovelsyre for mennesker

Svovelsyre er økt fare for menneskekroppen. Dens giftige effekt oppstår ikke bare ved direkte kontakt med huden, men ved innånding av dampene, når svoveldioksid frigjøres. Farlige effekter inkluderer:

• Luftveiene;
• Hud;
• Slimhinner.

Forgiftning av kroppen kan forsterkes av arsen, som ofte inngår i svovelsyre.

Viktig! Som du vet oppstår det alvorlige brannskader når syre kommer i kontakt med huden. Forgiftning med svovelsyredamp er ikke mindre farlig. Den sikre dosen av svovelsyre i luften er kun 0,3 mg per 1 kvadratmeter.

Hvis svovelsyre kommer på slimhinner eller hud, oppstår det en alvorlig brannskade som ikke gror godt. Hvis omfanget av forbrenningen er imponerende, utvikler offeret brannsårsykdom, som til og med kan føre til dødelig utfall, hvis kvalifisert medisinsk hjelp ikke gis i tide.

Viktig! For en voksen dødelig dose svovelsyre er bare 0,18 cm per 1 liter.

Selvfølgelig er det problematisk å "oppleve" de giftige effektene av syre i hverdagen. Oftest oppstår syreforgiftning på grunn av forsømmelse av industrielle sikkerhetstiltak når du arbeider med løsningen.

Masseforgiftning med svovelsyredamp kan oppstå på grunn av tekniske problemer på jobben eller uaktsomhet, og det skjer en massiv utslipp til atmosfæren. For å forhindre slike situasjoner jobber de spesielle tjenester, hvis oppgave er å kontrollere funksjonen til produksjonen der farlig syre brukes.

Hvilke symptomer observeres under svovelsyreforgiftning?

Hvis syren ble inntatt:

• Smerter i området av fordøyelsesorganene.
• Kvalme og oppkast.
• Unormale avføringer som følge av alvorlige tarmsykdommer.
• Kraftig sekresjon av spytt.
• På grunn av toksiske effekter på nyrene blir urinen rødlig.
• Hevelse i strupehodet og halsen. Piping og heshet forekommer. Dette kan være dødelig ved kvelning.
• Brune flekker vises på tannkjøttet.
• Huden blir blå.

For en forbrenning hud Det kan være alle komplikasjonene som ligger i en brannsårsykdom.

Ved dampforgiftning observeres følgende bilde:

• Forbrenning av slimhinnen i øynene.
• Neseblod.
• Forbrenning av slimhinnene i luftveiene. I dette tilfellet opplever offeret sterke smerter.
• Hevelse i strupehodet med symptomer på kvelning (mangel på oksygen, huden blir blå).
• Hvis forgiftningen er alvorlig, kan det være kvalme og oppkast.

Det er viktig å vite! Syreforgiftning etter inntak er mye farligere enn rus ved innånding av damper.

Førstehjelp og terapeutiske prosedyrer for svovelsyreskader

Gå frem som følger ved kontakt med svovelsyre:

• Først av alt, ring en ambulanse. Hvis væske kommer inn, gjør mageskylling varmt vann. Etter dette må du drikke 100 gram solsikke- eller olivenolje i små slurker. I tillegg bør du svelge en isbit, drikke melk eller brent magnesia. Dette må gjøres for å redusere konsentrasjonen av svovelsyre og lindre den menneskelige tilstanden.
• Hvis syre kommer inn i øynene dine, må du skylle dem med rennende vann og deretter dryppe dem med en løsning av dicain og novokain.
• Hvis det kommer syre på huden, skyll det forbrente området godt under rennende vann og påfør en bandasje med brus. Du må skylle i ca 10-15 minutter.
• Ved dampforgiftning må du gå til Frisk luft, og skyll også de berørte slimhinnene med vann når tilgjengelig.

I en sykehusinnstilling vil behandlingen avhenge av forbrenningsområdet og graden av forgiftning. Smertelindring utføres kun med novokain. For å unngå utvikling av infeksjon i det berørte området, får pasienten et kurs med antibiotikabehandling.

Ved mageblødning gis plasma eller blodtransfusjon. Kilden til blødning kan elimineres kirurgisk.

1. Svovelsyre forekommer i naturen i sin 100% rene form. For eksempel, i Italia, Sicilia, i Dødehavet kan du se et unikt fenomen - svovelsyre siver rett fra bunnen! Det som skjer er dette: svovelkis fra jordskorpen fungerer i dette tilfellet som et råmateriale for dannelsen. Dette stedet kalles også Dødens innsjø, og til og med insekter er redde for å fly i nærheten av det!
2. Etter store vulkanutbrudd i jordens atmosfære dråper svovelsyre kan ofte finnes, og i slike tilfeller kan "skyldige" bringe Negative konsekvenser miljøet og forårsake alvorlige klimaendringer.
3. Svovelsyre er en aktiv absorbent av vann, så den brukes som et tørkemiddel for gass. I gamle dager ble denne syren hellet i glass og plassert mellom glasset med vindusåpninger, for å hindre at vinduene dugg til.
4. Det er svovelsyre som er hovedårsaken til avleiring. sur nedbør. hovedårsaken Dannelsen av sur nedbør er luftforurensning med svoveldioksid, og når det oppløses i vann danner det svovelsyre. Svoveldioksid på sin side frigjøres når fossilt brensel brennes. I sur nedbør studert de siste årene har innholdet økt salpetersyre. Årsaken til dette fenomenet er reduksjonen av svoveldioksidutslipp. Til tross for dette faktum forblir hovedårsaken til sur nedbør svovelsyre.

Vi tilbyr deg et videoutvalg interessante eksperimenter med svovelsyre.

La oss vurdere reaksjonen til svovelsyre når den helles i sukker. I de første sekundene av svovelsyre som kommer inn i kolben med sukker, blir blandingen mørkere. Etter noen sekunder blir stoffet svart. Så skjer det mest interessante. Massen begynner å vokse raskt og klatre utenfor kolben. Utgangen er et stolt stoff, lik porøst kull, 3-4 ganger større enn det opprinnelige volumet.

Forfatteren av videoen foreslår å sammenligne reaksjonen til Coca-Cola med saltsyre og svovelsyre. Når Coca-Cola blandes med saltsyre, observeres ingen visuelle endringer, men når det blandes med svovelsyre begynner Coca-Cola å koke.

En interessant interaksjon kan observeres når svovelsyre kommer i kontakt med toalettpapir. Toalettpapir består av cellulose. Når syre treffer cellulosemolekylet, brytes den øyeblikkelig ned og frigjør fritt karbon. Tilsvarende forkulling kan observeres når syre kommer i kontakt med tre.

I en kolbe med konsentrert syre Jeg legger til et lite stykke kalium. I det første sekundet frigjøres røyk, hvoretter metallet øyeblikkelig blusser opp, antennes og eksploderer, og brytes i stykker.

I det følgende eksperimentet, når svovelsyre treffer en fyrstikk, antennes den. I andre del av forsøket dyppes aluminiumsfolie med aceton og en fyrstikk inni. Folien blir øyeblikkelig oppvarmet, frigjør en enorm mengde røyk og løser den helt opp.

En interessant effekt observeres når du legger til bakepulver til svovelsyre. Brus blir umiddelbart farget gul. Reaksjonen fortsetter med rask koking og volumøkning.

Vi fraråder på det sterkeste å utføre alle de ovennevnte forsøkene hjemme. Svovelsyre er svært aggressiv og giftig stoff. Slike forsøk må utføres i spesielle rom utstyrt med tvungen ventilasjon. Gassene som frigjøres i reaksjoner med svovelsyre er svært giftige og kan forårsake skade på luftveiene og forgiftning av kroppen. I tillegg utføres lignende forsøk i anlegg personlig beskyttelse hud og luftveisorganer. Ta vare på deg selv!