Acide sulfurique

L'acide sulfurique (ou sulfurique) , le S [[l'oxygène O]] ₄ de du H ₂, est un acide minéral fort. Il est soluble dans l'eau à toutes les concentrations. On l'a par le passé connu comme huile de du vitriol , inventée par l'ibn musulman Hayyan (Geber) de Jabir de de l'alchimiste du 8th-century après sa découverte du produit chimique. L'acide sulfurique a beaucoup d'applications, et est l'un des produits supérieurs de l'industrie chimique . La production du monde en 2001 était 165 millions de tonnes avec une valeur approximative d'US$8 milliard. Les principales utilisations incluent le minerai traitement de , fabrication de l'engrais , raffinage de pétrole , eau usagée de traitant , et synthèse chimique .

Beaucoup de protéines sont faites de soufre - contenant les acides aminés (tel que cystéine et méthionine ) qui produisent l'acide sulfurique quand le a métabolisé par le corps.

Fabrication

voient également :

du procédé de contact

L'acide sulfurique est produit à partir du soufre , de l'oxygène et de l'eau par l'intermédiaire du procédé de contact .

Dans la première étape, le soufre est brûlé pour produire l'anhydride sulfureux . (1) ulfur ( s ) + SO₂ (G) de → du O₂ ( g )

Ceci est alors oxydé au trioxyde de soufre using l'oxygène en présence d'un vanadium de (V) catalyseur d'oxyde . (2) 2 SO₂ + O₂(g) du 2 SO₃ (G) de → ; ; (en présence de V₂O₅ )

Enfin le trioxyde de soufre est préparé avec de l'eau (habituellement en tant que 97-98% H₂SO₄ contenant de l'eau 2-3%) pour produire l'acide 98-99% sulfurique.

(3) SO₃(g) + → du H₂O ( l ) H₂SO₄(l)

Noter cela SO₃ directement de dissolution dans l'eau n'est pas dû pratique fortement à la nature exothermique du de la réaction , formant une brume corrosive au lieu d'un liquide. Alternativement, SO₃ peut être absorbé dans H₂SO₄ pour produire l'oléum (H₂S₂O₇) de , qui peut alors être mélangé avec de l'eau pour former l'acide sulfurique. du

(3) H₂SO₄ ( l ) + de → H₂S₂O₇ de SO₃ (l)

L'oléum est mis à réagir avec l'eau à H₂SO₄ concentré par forme. du (4) H₂S₂O₇ (l) + du → 2 H₂SO₄ de de H₂O (l) (l)

Propriétés physiques

Formes d'acide sulfurique

Bien que l'acide sulfurique presque de 100% puisse être fait, ceci perd le SO₃ au point d'ébullition pour produire l'acide 98. La catégorie de 98% est plus stable dans le stockage, et est la forme habituelle de ce qui est décrit en tant qu'acide sulfurique concentré par . D'autres concentrations sont employées pour différents buts. Quelques concentrations communes sont
10%, acide sulfurique dilué de pour l'usage de laboratoire,
33.5%, acide de batterie de (utilisé dans des batteries d'acide de plomb ),
62.18%, chambre de ou acide d'engrais de ,
77.67%, tour de ou acide de gantier de ,
98%, a concentré l'acide .

Les différentes puretés sont également disponibles. La catégorie technique H₂SO₄ est impure et souvent colorée, mais convient à faire l'engrais. Des catégories pures telles que la catégorie de la pharmacopée (USP) de des USA sont employées pour faire les pharmaceutiques et les colorants

Quand des concentrations élevées du SO_{3 ( g )} sont ajoutées à l'acide sulfurique, H₂S₂O₇, appelé le l'acide Pyrosulfuric , émettant de la vapeur l'acide sulfurique ou l'oléum de ou, moins généralement, l'acide de Nordhausen de , est formé. Les concentrations de l'oléum sont en % SO₃ exprimés (oléum de called%) ou as% H₂SO₄ (la quantité a fait si H₂O étaient ajoutés) ; les concentrations communes sont l'oléum de 40% (109% H₂SO₄) et l'oléum de 65% (114.6% H₂SO₄). H₂S₂O₇ pur est un solide avec le point de fusion 36°C.

Polarité et conductivité

Le anhydre H₂SO₄ est très un liquide polaire du , ayant une constante diélectrique environ de 100. Il fait provoquer une conductivité électrique élevée, par dissociation par le protonating lui-même, un processus connu sous le nom de Autoprotolysis .
2 H₂SO₄ de
⇌ H₃SO₄⁺ + HSO₄⁻ La constante d'équilibre pour l'autoprotolysis est

Histoire d'acide sulfurique

La découverte de l'acide sulfurique est créditée au chimiste et à l'alchimiste Arabes , ibn Hayyan (Geber) du 8ème de siècle de Jabir de . L'acide plus tard a été étudié par le médecin persan du 9ème de siècle et l'Al-Razi (Rhazes) d'Ibn Zakariya de d'alchimiste, qui ont obtenu la substance par la distillation sèche des minerais comprenant le fer de (II) heptahydrate de sulfate , FeSO₄ • 7H₂O, et cuivre de (II) pentahydrate de sulfate , CuSO₄ • 5H₂O. Une fois de chauffage, ces composés se décomposent en fer de (II) oxyde et cuivre de (II) oxyde , respectivement, dégageant l'eau et trioxyde de soufre , qui combinent pour produire une solution diluée d'acide sulfurique. Cette méthode a été popularisée en Europe par des traductions des traités arabes et persans, aussi bien que des livres par les alchimistes européens, tels que le allemand Albertus Magnus du 13ème siècle.

L'acide sulfurique a été connu aux alchimistes européens médiévaux comme huile de du vitriol , esprit de du vitriol , ou simplement vitriol de , entre d'autres noms. Le vitriol de mot dérive du vitreus latin, « verre », se rapportant à l'aspect vitreux des sels de sulfate, qui ont également porté le vitriol nommé. Les sels ont appelé par ce cuivre inclus nommé de (II) sulfate (vitriol bleu, ou rarement vitriol romain ), sulfate de zinc (vitriol blanc), fer de (II) sulfate (vitriol vert), fer de (III) sulfate (vitriol de Mars), et cobalt de (II) sulfate (vitriol rouge).

Le vitriol a été largement considéré le le plus important substance alchimique de , prévue pour être employé en tant que pierre d'un philosophe de . Le vitriol fortement purifié a été employé comme milieu pour réagir d'autres substances. C'était en grande partie parce que l'acide ne réagit pas avec de l'or , production dont était souvent l'objectif final des processus alchimiques. L'importance du vitriol à l'alchimie est accentuée dans la devise alchimique, Terrae Rectificando Invenies Occultum Lapidem de Visita Interiora de qui est une signification de Backronym (« visiter l'intérieur de la terre et vous rectifiant (c. épurant) trouvera pierre cachée/secrète "), a trouvé dans DES Philosophes de L'Azoth de par le Basilius Valentinus d'alchimiste de XVème siècle.

En XVIIème siècle, le Allemand-Hollandais Johann Glauber de chimiste a préparé l'acide sulfurique en brûlant le soufre ainsi que le salpêtre (nitrate de potassium , KNO₃) de , en présence de la vapeur. Pendant que le salpêtre se décompose, il oxyde le soufre à SO₃, qui combine avec de l'eau pour produire l'acide sulfurique. En 1736, la salle de Joshua, un pharmacien de Londres , a employé cette méthode pour commencer la première production à grande échelle de l'acide sulfurique.

En 1746 dans le Birmingham , le Roebuck de John de a adapté cette méthode pour produire l'acide sulfurique en fil - les chambres rayées de , qui étaient plus fortes, moins chères, et pourraient être rendues plus grands que les récipients en verre précédemment utilisés. Ce processus de chambre de plomb de a permis l'industrialisation efficace de la production acide sulfurique. Après plusieurs améliorations, cette méthode est demeurée la norme pour la production acide sulfurique pendant presque deux siècles.

L'acide sulfurique créé par le processus de John Roebuck a seulement approché un 35&ndash ; concentration de 40%. Les améliorations postérieures au processus de mener-chambre par le français Joseph-Louis Gay-Lussac de chimiste et le gantier britannique de John de de chimiste ont amélioré le rendement à 78%. Cependant, la fabrication de quelques colorants et d'autres processus chimiques exigent un produit plus concentré. Tout au long du XVIIIème siècle, ceci a pu seulement être fait par les minerais de distillation secs du dans une technique semblable aux processus alchimiques du original . La pyrite (le bisulfure de fer , FeS₂) de a été chauffée en air pour rapporter le sulfate , FeSO₄ du fer de (ii), qui a été oxydé par davantage de chauffage en air pour former le fer de (III) sulfate , Fe₂ (SO₄) ₃, qui, une fois de chauffage au °C 480, décomposé en fer de (III) oxyde et trioxyde de soufre , qui pourraient être passés par l'eau à l'acide sulfurique de rendement dans n'importe quelle concentration. Cependant, les dépenses de ce processus ont empêché l'utilisation à grande échelle de l'acide sulfurique concentré.

En 1831, le vinaigre britannique Phillips pérégrin marchand de a breveté le procédé de contact , qui était un procédé bien plus économique pour produire le trioxyde de soufre et l'acide sulfurique concentré. Aujourd'hui, l'acide sulfurique du presque tout les monde est produit suivre cette méthode.

Utilisations

L'acide sulfurique est un produit chimique très important des produits de , et en effet, la production acide sulfurique d'une nation est un bon indicateur de sa force industrielle. L'utilisation principale (60% de production totale dans le monde entier) pour l'acide sulfurique est dans le " ; method" humide ; pour la production de l'acide phosphorique , utilisée pour la fabrication des engrais du phosphate aussi bien que le phosphate trisodique pour des détergents. Dans cette méthode, le phosphate naturel est employé, et plus de 100 millions de tonnes sont traités annuellement. Cette matière première première est montrée ci-dessous comme Fluorapatite , bien que la composition exacte puisse varier. Ceci est traité avec de l'acide sulfurique de 93% pour produire le sulfate de calcium , le fluorure d'hydrogène (à haute fréquence) et l'acide phosphorique . L'à haute fréquence est enlevé comme acide fluorhydrique . Le processus global peut être représenté comme : Ca₅F (PO₄) ₃ de

+ 5 H₂SO₄ + 10 CaSO₄ du → 5 du H₂O •2 H₂O + à haute fréquence + 3 H₃PO₄ .

L'acide sulfurique est employé en grande quantité par le fer et industrie de la sidérurgie pour enlever l'oxydation, la rouille et la balance de la feuille et des billettes roulées avant la vente à l'automobile et à l'industrie de blanc-marchandises. L'acide utilisé est souvent réutilisé using une usine acide épuisée (SAR) de régénération. Ces usines brûlent l'acide épuisé avec le gaz naturel, le gaz de raffinerie, le carburant- ou d'autres sources de carburant. Ce processus de combustion produit l'anhydride sulfureux gazeux (SO₂) et le trioxyde de soufre (SO₃) qui sont alors employés pour fabriquer le " ; new" ; acide sulfurique. Les usines de SAR sont les additions communes aux fonderies en métal, aux raffineries de pétrole, et à d'autres industries où l'acide sulfurique est consommé en vrac, car le fonctionnement d'une usine de SAR est beaucoup meilleur marché que les dépenses renouvelables de disposition acide épuisée et de nouveaux achats d'acide.

Le sulfate , un engrais important d'ammonium de d'azote, le plus généralement est produit comme sous-produit à partir des cokeries fournissant le fer et les aciéries. La réaction de l'ammoniaque produite dans la décomposition thermique du charbon avec de l'acide sulfurique de rebut permet à l'ammoniaque d'être cristallisée dehors comme sel (souvent brun en raison de contamination de fer) et d'être vendue dans les agro-produits chimiques l'industrie.

Une autre utilisation importante pour l'acide sulfurique est pour la fabrication du sulfate en aluminium , également connue sous le nom d'alun de fabricant de papier. Ceci peut réagir avec un peu de savon sur les fibres de la pulpe de papier pour donner le en aluminium gélatineux Carboxylates qui aident à coaguler les fibres de pulpe dans une surface de papier dure. Il est également employé pour préparer l'hydroxyde d'aluminium , qui est employé aux usines du traitement de l'eau aux impuretés du filtre dehors, comme pour améliorer le goût de l'eau . Du sulfate en aluminium est fait en réagissant la bauxite avec de l'acide sulfurique : Al₂O₃ de

de + Al₂ (SO₄) ₃ de → 3 H₂SO₄ + 3 H₂O .

L'acide sulfurique est employé pour une série d'autres buts dans l'industrie chimique. Par exemple, c'est le catalyseur acide habituel pour la conversion du Cyclohexanoneoxime en caprolactame , utilisée pour faire le nylon . Il est employé pour préparer à l'acide chlorhydrique à partir du sel par l'intermédiaire du Mannheim de processus. Beaucoup de H₂SO₄ est employé dans le raffinage du pétrole , par exemple comme catalyseur pour la réaction de l'isobutane avec de l'isobutylène pour donner à isooctane, un composé qui soulève l'estimation d'octane de l'essence (essence) de . L'acide sulfurique est également important dans la fabrication des solutions des colorants et est le " ; acid" ; dans des batteries d'acide de plomb (de voiture).

L'acide sulfurique est également employé comme déshydratant général sous sa forme concentrée. Voir la réaction de avec de l'eau .

cycle de Soufre-iode

Le cycle de Soufre-iode de est une série de processus thermochimiques employés pour obtenir l'hydrogène . Il se compose de trois réactions chimiques dont le réactif net est l'eau et dont les produits nets sont hydrogène et l'oxygène .

Sûreté

Risques de laboratoire

Les propriétés corrosives de l'acide sulfurique sont accentuées par sa fortement réaction exothermique avec de l'eau . Par conséquent les brûlures causées par l'acide sulfurique sont potentiellement plus sérieuses que ceux des acides forts comparables (par exemple acide chlorhydrique ), car il y a des dommages de tissu additionnels dus à la déshydratation et particulièrement dus à la chaleur libérée par la réaction avec de l'eau ; c. dommages thermiques secondaires. Le danger est évidemment plus grand avec les préparations plus concentrées de l'acide sulfurique, mais il devrait se rappeler que même le " normal de laboratoire ; dilute" ; catégorie (approximativement 1 ; M, 10%) carbonisera le papier par déshydratation si parti en contact pour un suffisamment tandis que. Solutions égales ou plus fortes qu'à 1.5 ; M devrait être marqué CORROSIF, alors que des solutions plus grandes que 0.5 ; M mais moins que 1.5 ; M devrait être marqué IRRITANT. L'acide sulfurique émettant de la vapeur (oléum) n'est pas recommandé pour l'usage dans les écoles dues à lui étant tout à fait dangereux. Le traitement standard des premiers soins pour des flaques acides sur la peau est, quant à d'autres agents corrosifs du , irrigation avec de grandes quantités de l'eau : Le lavage devrait être continué pendant au moins dix à quinze minutes afin de refroidir le tissu entourant la brûlure acide et empêcher des dommages secondaires. L'habillement souillé doit être enlevé immédiatement et la peau fondamentale lavée complètement.

La préparation de l'acide dilué peut également être due dangereux à la chaleur libérée dans le processus de dilution. Il est essentiel que l'acide concentré n'est ajouté à l'eau et pas au contraire, de tirer profit de la capacité de chaleur relativement élevée de l'eau. Addition de l'eau aux mener acides sulfuriques concentrés au mieux à la dispersion d'un aérosol d'acide sulfurique, au pis aller à une explosion . Préparation des solutions plus grandes que 6 ; M (35%) dans la concentration est le plus dangereux, car la chaleur produite peut être suffisante pour bouillir l'acide dilué : le stirring efficace et l'external mécaniques se refroidissant (par exemple un bain de glace) sont essentiels.

Risques industriels

Bien que l'acide sulfurique soit inflammable, le contact avec des métaux en cas d'un débordement peut mener à la libération du gaz de l'hydrogène . La dispersion des aérosols acides et de l'anhydride sulfureux gazeux est un risque additionnel des feux impliquant l'acide sulfurique.

L'acide sulfurique n'est pas considéré toxique sans compter que son risque corrosif évident, et les risques professionnels principaux sont contact de peau menant aux brûlures (voir ci-dessus) et l'inhalation des aérosols. L'exposition aux aérosols aux concentrations élevées mène à l'irritation immédiate et grave des yeux, de la région respiratoire et des muqueuses : ceci cesse rapidement après exposition, bien qu'il y ait un risque de l'oedème pulmonaire suivant si les dommages de tissu ont été plus graves. Aux concentrations inférieures, tout le symptôme le plus généralement rapporté de l'exposition chronique aux aérosols d'acide sulfurique est érosion des dents, trouvée dans pratiquement étudie : les indications des dommages chroniques possibles à la région respiratoire sont peu concluantes à partir de 1997. Dans le Etats-Unis , la limite d'exposition permise (pel) pour l'acide sulfurique est fixe à 1 ; ³ de mg/m : les limites dans d'autres pays sont semblables. Là ont intéressant été des rapports de l'ingestion d'acide sulfurique menant à l'insuffisance de la vitamine B12 de avec la dégénération combinée subaiguë. La moelle épinière le plus souvent est affectée dans ces cas-ci, mais les nerfs optiques peuvent montrer le Demyelination , la perte des axones et le Gliosis .

Aspects sociaux et culturels

Utilisation métaphorique

Le vitriol de peut être employé métaphorique, comme dans une diatribe ou reprocher verbal.

Dans la fiction

L'utilisation de l'acide sulfurique comme arme dans les crimes de l'assaut, connus sous le nom de " ; vitriol de jetant le " de ; , a parfois été suffisamment commun (si sensationnel) pour transformer sa manière en romans et histoires courtes. Les exemples incluent le l'aventure du client illustre , par le Arthur Conan Doyle , l'amour il y a bien longtemps de , par le Guy de Maupassant et la roche de Brighton de par le Graham Greene . Une bande, mon vitriol , prennent leur nom de son utilisation comme arme dans la roche de Brighton de . Un épisode du samedi soir de phase de accueilli par le Mel Gibson a inclus un croquis occidental de parodie au sujet de " ; Acide de Jeff de shérif, " ; qui porte un flacon d'acide au lieu d'un tireur six. Le visage du deux de bandit des bandes dessinées de C.C de a été défiguré en raison d'un jet de vitriol. Ce crime est également mentionné dans le mille neuf cent quatre-vingt-quatre par le George Orwell ; le protagoniste Winston Smith accepte de jeter le vitriol dans le visage d'un enfant si ce serait " ; le Brotherhood's" ; l'ordre, et l'O'Brien ennemi de Winston emploie plus tard ces mots barbares pour miner sa logique. Le original Veronika de décide de mourir par des entretiens de Paulo Coelho d'une fille qui a essayé de commettre le suicide et finit vers le haut avec l'empoisonnement de vitriol. Le médecin/thérapeute en ce roman écrit également une thèse sur traiter l'empoisonnement de vitriol. La substance a été également employée par un jeune bandit 6B de saison, l'épisode 5 du les sopranos comme forme de torture.

Commandes et règlement légaux

Le commerce international de l'acide sulfurique est commandé sous la convention des Nations Unies de contre le trafic illicite dans les stupéfiants et la Substances psychotrope, 1988 , qui énumère l'acide sulfurique sous le tableau II de la convention comme produit chimique fréquemment utilisé dans la fabrication illicite des stupéfiants ou des substances psychotropes.

Dans le Etats-Unis d'Amérique , l'acide sulfurique est inclus dans la liste II de la liste de des produits chimiques essentiels ou de précurseur établis conformément à la déviation chimique et à la Loi de trafic . En conséquence, les transactions du l'acide-tel sulfurique comme ventes, les transferts, les exportations de et les importations au uni État-sont sujet au règlement et à la surveillance par l'administration d'application de drogue .

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