Доброго времени, многим будет интересно разобраться в своем здоровье и близких, и поведую Вам свой опыт, и поговорим мы о Серная кислота; химические свойства и промышленное производство. Скорее всего какие-то детали могут отличаться, как это было с Вами. Внимание, что всегда нужно консультироваться у узкопрофильных специалистов и не заниматься самолечением. Естественно на самые простые вопросы, можно быстро найти ответ и продиагностировать себя. Пишите свои вопросы/пожелания в комменты, совместными усилиями улучшим и дополним качество предоставляемого материала.
Теплота гидратации настолько велика, что смесь может вскипать, разбрызгиваться и вызывать ожоги. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении воды к кислоте более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота.
Химические свойства серной кислоты:
H2SO4 — сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.
1) В водном растворе серная кислота диссоциирует, образуя ион водорода и кислотный остаток:
H2SO4 = H + + HSO4 — ;
HSO4 — = H + + SO4 2- .
Суммарное уравнение:
H2SO4 = 2H + + SO4 2- .
2) Взаимодействие серной кислоты с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn 0 + H2 +1 SO4(разб) → Zn +2 SO4 + H2
3) Взаимодействие серной кислоты с основными оксидами:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
5) Обменные реакции с солями:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для обнаружения серной кислоты и растворимых сульфатов (качественная реакция на сульфат ион).
Промышленное производство серной кислоты (контактный способ):
Измельчённый очищенный влажный пирит (серный колчедан) сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое«. Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом.
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2, O2, пары воды (пирит был влажный) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Газ очищают от примесей твёрдых частиц (в циклоне и электрофильтре) и паров воды (в сушильной башне).
В контактном аппарате происходит окисление сернистого газа с использованием катализатора V 2 O 5 ( пятиокись ванадия) для увеличения скорости реакции. Процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому подбирают оптимальные условия протекания прямой реакции — повышенное давление (т.к прямая реакция идет с уменьшением общего объема) и температура не выше 500 С ( т.к реакция экзотермическая).
В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы (VI) концентрированной серной кислотой.
Поглощение водой не используют, т.к оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, поэтому образующаяся серная кислота закипает и превращается в пар. Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3
Особые свойства концентрированной H2SO4 :
1) Концентрированная серная кислота является сильным окислителем; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) восстанавливаться до S +4 O2, S 0 или H2S -2 в зависимости от активности металла. Без нагревания не реагирует с Fe, Al, Cr – пассивация. При взаимодействии с металлами, обладающими переменной валентностью, последние окисляются до более высоких степеней окисления, чем в случае с разбавленным раствором кислоты: Fe 0 → Fe 3+ , Cr 0 → Cr 3+ , Mn 0 → Mn 4+ ,Sn 0 → Sn 4+
Активный металл
8 Al + 15 H2SO4(конц.)→4Al2(SO4)3 + 12H2O + 3 H2S
4│2Al 0 – 6e — → 2Al 3+ — окисление
3│ S 6+ + 8e → S 2– восстановление
Металл средней активности
2Cr + 4 H2SO4(конц.)→ Cr2(SO4)3 + 4 H2O + S
1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ — окисление
1│ S 6+ + 6e → S 0 – восстановление
Металл малоактивный
2Bi + 6H2SO4(конц.)→ Bi2(SO4)3 + 6H2O + 3 SO2
1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – окисление
3│ S 6+ + 2e →S 4+ — восстановление
2) Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы как правило до максимальной степени окисления, сама восстанавливается до S +4 O2:
3) Окисление сложных веществ:
Серная кислота окисляет HI и НВг до свободных галогенов:
2 КВr + 2Н2SO4 = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О
2 КI + 2Н2SО4 = К2SO4 + SO2 + I2 + 2Н2О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции обмена:
NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl
Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена:
С2Н5ОН = С2Н4 + Н2О.
Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и др. углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием:
C6H12O6 + 12H2SO4 = 18H2O + 12SO2↑ + 6CO2↑.
H2SO4 — сильная двухосновная кислота, одна из самых сильных минеральных кислот, из-за высокой полярности связь Н – О легко разрывается.
Серная кислота
Серная кислота H2SO4 — одна из сильных двухосновных кислот. В разбавленном состоянии она окисляет почти все металлы, кроме золота и платины. Интенсивно реагирует с неметаллами и органическими веществами, превращая некоторые из них в уголь. При приготовлении раствора серной кислоты всегда надо её приливать к воде, а не наоборот, во избежание разбрызгивания и вскипания воды. При 10 °С затвердевает, образуя прозрачную стекловидную массу. При нагревании 100-процентная серная кислота легко теряет серный ангидрид (триокись серы SO3) до тех пор, пока её концентрация не составит 98 %. Именно в таком состоянии её обычно и используют в лабораториях. В концентрированном (безводном) состоянии серная кислота — бесцветная, дымящаяся на воздухе (из-за паров), маслянистая жидкость с характерным запахом (Т кипения=338 °С). Она является очень сильным окислителем. Это вещество обладает всеми свойствами кислот:
Химические свойства серной кислоты
2H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 +2H2O — в этом случае кислота является концентрированной.
Получающийся раствор синего цвета — CuSO4 — раствор медного купороса. Серную кислоту еще называют купоросным маслом, так как при реакциях с металлами и их оксидами образуются купоросы. Например, при химической реакции с железом (Fe) — образуется светло-зелёный раствор железного купороса.
— химическая реакция с основаниями и щелочами (или реакция нейтрализации)
— химическая реакция с серой (кислота — концентрированная, реакция — при нагревании):
— химическая реакция с солями (например, со стиральной содой Na2CO3):
Серную кислоту получают окислением серы (S) сначала до оксида серы (сернистого газа SO2), а затем окислением сернистого газа до триоксида серы (сернистого ангидрида SO3) (на рисунке слева):
S + O2 → SO2
— сернистый газ — с удушливым запахом серы.
SO2 + O2 → SO3. Эта химическая реакция производится на катализаторе (оксиде ванадия V2O5). Вещество SO3 — сернистый ангидрид — очень гигроскопичное кристаллическое прозрачное вещество, жадно поглощающее воду с образованием серной кислоты:
Получение серной кислоты
Сернистая кислота
Сернистая кислота — или Н2SO3 — так называют водный раствор оксида серы (SO2) в воде. На самом деле такого химического вещества не существует, его используют лишь для удобства составления химических уравнений реакций.
Раствор SO2 в воде, имеет кислую среду. Такому раствору присущи все свойства кислот, в том числе реакция нейтрализации.
Сернистая кислота (или правильнее сказать — раствор сернистого газа в воде) образует два вида солей: сульфиты и гидросульфиты. Эти соли являются восстановителями.
Н2SO4 + NaOH → NaНSO3 + Н2O — такая реакция протекает при избытке сернистой кислоты
Сернистая кислота обладает отбеливающим действием. Всем известно, что подобным действием обладает и хлорная вода. Но отличие заключается в том, что в отличии от хлора сернистый газ не разрушает красители, а образует с ними неокрашенные химические соединения!
Кроме основных свойств кислот сернистая кислота способна обесцвечивать раствор марганцовки по следующему уравнению:
В этой реакции образуется бледно-розовый раствор, состоящий из сульфатов калия, марганца. Окраска обусловлена именно сульфатом марганца.
Сернистая кислота способна обесцветить бром
В этой реакции образуется раствор, состоящий сразу из 2-х сильных кислот: серной и бромной.
Если хранить сернистую кислоту при доступе воздуха, то этот раствор окисляется и превращается в серную кислоту
Н2SO4 + NaOH → NaНSO3 + Н2O — такая реакция протекает при избытке сернистой кислоты
Применение серной кислоты в производстве
Серная кислота, области применение которой разнообразны, используется так же при производстве минеральных удобрений. Для более удобного сотрудничества, заводы,что занимаются производством серной кислоты и минеральных удобрений, в основном, расположены поблизости друг от друга. Этот момент создает непрерывное производство.
Применение серной кислоты в изготовлении красителей и синтетических волокон занимает второе место по распространенности после производства минеральных удобрений. Многие отрасли промышленности используют серную кислоту в некоторых процессах на производстве. Применение серной кислоты нашло спрос и в быту. Люди пользуются химическим веществом для обслуживания своих автомобилей. Приобрести серную кислоту возможно в магазинах, что имеют специализацию по продаже химических веществ, в том числе у нас по ссылке. Серная кислота транспортируется соответственно правилам перевозки подобного груза. Железнодорожный или автомобильный транспорт перевозит кислоту в соответствующих емкостях. В первом случае в качестве емкости выступает цистерна, во втором – бочка или контейнер.
Применение серной кислоты в медицине
В медицине нашлось широкое применение солей серной кислоты. К примеру, магний сульфат назначается людям с целью достичь слабительного эффекта. Еще одним производным серной кислоты есть натрий тиосульфат. Лекарственное средство используется в роли противоядия в случае отправления следующими веществами: ртуть, свинец, галогены, цианид. Тиосульфат натрий вместе с соляной кислотой используется для лечения дерматологических заболеваний. Профессор Демьянович предложил союз этих двух препаратов для лечения чесотки. В виде водного раствора, натрий тиосульфат вводят людям, которые страдают аллергическими недугами.
Магния сульфат обладает широким спектром возможностей. Поэтому применяется врачами различных специальностей. В качестве спазмолитика магний сульфат вводят больным при гипертонической болезни. Если у человека присутствуют заболевания желчного пузыря, вещество вводится внутрь для улучшение желчеотделения. Применение серной кислоты в медицине в виде магния сульфата в гинекологической практике встречается часто. Гинекологи помогают роженицам посредством введения магния сульфата внутримышечно, таким способом они обезболивают роды. Помимо всех выше указанных свойств, магний сульфат обладает антисудорожным эффектом.
Применение серной кислоты в промышленности
Пищевая промышленность знакома с серной кислотой в виде пищевой добавки Е513. Кислота выступает в качестве эмульгатора. Данная пищевая добавка используется для изготовления напитков. С её помощью регулируется кислотность. Помимо пищи, Е513 входит в состав минеральных удобрений. Применение серной кислоты в промышленности имеет широкое распространение. Промышленный органический синтез использует серную кислоту для проведения следующих реакций: алкилирование, дегидратация, гидратация. С помощью данной кислоты восстанавливается необходимое количество смол на фильтрах, что используются на производстве дистилированной воды.
H2SO4 ,лат. Acidum sulfuricum — сильная двухосновная кислота, молярная масса около 98 г/моль.
Чистая серная кислота — бесцветная едкая маслянистая жидкость без запаха, плотностью 1,84 г/см3, превращающаяся при 10,4°С в твёрдую кристаллическую массу. Температура кипения водных растворов серной кислоты повышается с ростом ее концентрации и достигает максимума при содержании около 98% H2SO4.
Концентрированная серная кислота очень бурно реагирует с водой, так как при этом выделяется большое количество тепла (19 ккал на моль кислоты) вследствие образования гидратов. По этой причине следует всегда разбавлять серную кислоту, наливая её в воду, а не наоборот.
Серная кислота обладает высокой гигроскопичностью, то есть хорошо поглощает водные пары из воздуха, поэтому может применяться для осушения газов, не реагирующих с нею. Гигроскопичностью обьясняется и обугливание органических веществ, к примеру, сахара или дерева, при воздействии на них концентрированной серной кислотой. При этом образуются гидраты серной кислоты. Также из-за малой летучести её используют для вытеснения других, более летучих кислот из их солей.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно, а продукты реакции зависят от условий ее проведения и активности самого металла. Образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры.
Разбавленная серная кислота взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (H), с выделением Н2, окислительные свойства для нее нехарактерны.
В промышленности серная кислота получают двумя методами: контактный метод с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный — с оксидами азота. Сырьём служат сера, сульфиды металлов и т.п. Выпускается кислота нескольких сортов, в зависимости от чистоты и концентрации: аккумуляторная(самая чистая), техническая,башенная, купоросное масло, олеум(раствор серного ангидрида в серной кислоте).
Применение серной кислоты:
- Производство минеральных удобрений — самая крупная область применения
- Электролит в свинцовых аккумуляторах
- Производство синтетических моющих средств,красителей, пластмасс, фтороводорода и других реактивов
- Обогащение руд в горнодобывающей промышленности
- Очистка нефтепродуктов
- Металлообрабатывающая, текстильная, кожевенная и другие отрасли промышленности
- Производство лекарственных препаратов
- В пищевой промышленности зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513
- Промышленный органический синтез
Серная кислота и близкие к ней продукты — чрезвычайно токсичные вещества, которым присвоен класс опасностиII. Их пары поражают дыхательные пути, кожу, слизистые оболочки, вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко – ларингит, трахеит, бронхит. Предельно допустимая концентрация паров серной кислоты в воздухе рабочей зоны производственных помещений — 1 мг/м3 . Люди, работающие с токсичными кислотами, снабжаются спецодеждой и средствами личной защиты. Концентрированная серная кислота при неаккуратном обращении с ней может вызвать химический ожог.
Производство кислот
Серная кислота является одним из важнейших продуктов, характеризующий общий уровень развития химической промышленности страны. Объем производства серной кислоты исчисляется десятками миллионов тонн и среди продуктов химической промышленности она по праву занимает первое место. Это объясняется ее широким использованием в различных отраслях промышленности. Серная кислота одна из самых сильных минеральных кислот и самая дешевая. Самый крупный ее потребитель – производство минеральных удобрений (≈41% вырабатываемой в России кислоты): она необходима для получения двойного суперфосфата, фосфорной кислоты и сульфата аммония.
Другие области применения серной кислоты: нефтепереработка, производство синтетических волокон, металлургия, производство красителей и пигментов, текстильная и кожевенная промышленности, гальваника, производство взрывчатых веществ и т.д.
Исходным веществом для производства серной кислоты является сернистый ангидрид SO2, который образуется в результате сжигания серы или серосодержащего сырья. Переработка сернистого ангидрида в серную кислоту включает обязательное его окисление до серного ангидрида и последующую адсорбцию его водой.
Скорость взаимодействия сернистого ангидрида с кислородом в обычных условиях очень мала, поэтому в промышленности эту реакцию проводят:
1. Контактным методом – это окисление SO2 кислородом на катализаторе
2. Нитрозным методом окисления с помощью оксидов азота, содержащихся в серной кислоте.
В настоящее время контактным методом получают более 80% всего объема серной кислоты и олеума.
Серную кислоту получают уже более 1000 лет.
Первое упоминание о серной кислоте обнаружено в сочинениях персидского алхимика в 940 году.
В 13 веке серную кислоту получали алхимики из «зеленого камня» (железный купорос) или квасцов путем сильного нагревания (прокаливания). Так, например, из железного купороса получали тяжелую маслянистую жидкость – купоросное масло:
Первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или купороса, встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джафар аль-Суфи (Гебер), жившему в VIII в. Некоторые ученые приписывают честь открытия серной кислоты персидскому алхимику Абубекеру аль-Рази, жившему в Х в. Более определенно говорит о серной кислоте алхимик Альберт Великий.
В 15 веке серную кислоту получали совместным сжиганием серы и селитры в сосудах большого объема, стенки которого смачивали водой. Этим способом ее и получали более 300 лет, но небольшими количествами в ретортах – стеклянных колбах.
Таким способом получали кислоту на первом промышленном заводе в Англии. Сжигали в металлических сосудах, а выделяющиеся газы поглощали водой в другом аппарате – стеклянном.
И только в середине XVIII в. (в 1746гю), когда обнаружили, что свинец является материалом весьма стойким против серной кислоты, стали постепенно переходить от стеклянной лабораторной аппаратуры к большим свинцовым коробкам или камерам, отчего пошло название – камерный способ.. В них сжигалась смесь серы и селитры. Образовавшийся оксид серы(VI) SO3 здесь же поглощался водой или раствором кислоты, налитой в камеры. Процесс приходилось прерывать для загрузки камер.
Контактный метод возник в 1831г. когда англичанин Филипс предложил окислять SO2 кислородом, пропуская через раскаленный платиновый катализатор.
Промышленное производство серной кислоты получило быстрое развитие в начале XIX в. Этот рост был вызван развитием производства соды и других продуктов, для которых была необходима серная кислота. В это время химики Н. Клеман и Ш. Б. Дезорм выяснили сущность процесса. Они показали, что оксиды азота играют роль передатчиков кислорода воздуха диоксиду серы, и предложили питать камеры непрерывным током сернистого газа SO2, для чего стали сжигать серу в отдельных печах. Вместо селитры употребляли азотную кислоту. Кроме того, в камеры вводили водяной пар. Производство стало непрерывным, однако кислота обходилась дорого до тех пор, пока единственным сырьем для него была сера, а расход азотной кислоты был велик, т.к. оксиды азота безвозвратно терялись с отходящими газами.
Рис. 1 Установка для получения серной кислоты сжиганием серы в присутствии селитры, XVIII в.: 1 – печь, разогреваемая углями; 2 – стеклянный сосуд, где образующиеся газы взаимодействуют с парами воды; 3 – колбы, в которые собирают олеум
Дальнейшие работы химиков устранили эти недостатки. Ж.Л.Гей-Люссак предложил улавливать оксиды азота при помощи серной кислоты, стекающей в установленную после камер башню навстречу отходящим газам.
Получающуюся в башнях кислоту называют нитрозой. Английский технолог Дж. Гловер предложил выделять оксиды азота из нитрозы в башне, в которой навстречу кислоте проходят газы обжига. Эту башню ставят перед камерами. Оксиды азота поступают в камеры, и таким образом совершается их круговорот. Таким образом, осуществлялся нитрозный способ (оксиды азота выделялись за счет разложения селитры).
Еще в XV–XVI вв. извлекать серу умели из пирита FeS2 – более дешевого и распространенного сырья, чем сера. В 1833 г. было предложено использовать этот минерал для получения из него сернистого газа и построить для этой цели специальную печь.
Благодаря всем этим усовершенствованиям серная кислота стала дешевым продуктом.
В 13 веке серную кислоту получали алхимики из «зеленого камня» (железный купорос) или квасцов путем сильного нагревания (прокаливания). Так, например, из железного купороса получали тяжелую маслянистую жидкость – купоросное масло:
В городе Ревда с рельсов сошли 15 вагонов с серной кислотой. Груз принадлежал Среднеуральскому медеплавильному заводу.
ЧП произошло на ведомственных железнодорожных путях в 2013-ом году. Кислота разлилась на площади в 1000 квадратных километров.
Это указывает на масштабы потребности промышленников в реагенте. В Средние века, к примеру, в год требовались лишь десятки литров серной кислоты.
В 21-ом же веке мировая выработка вещества в год – десятки миллионов тонн. По объему производства и применения судят о развитии химических отраслей стран. Так что, реагент достоин внимания. Описание начнем со свойств вещества.
Свойства серной кислоты
Внешне 100-процентная серная кислота – маслянистая жидкость. Она бесцветна и тяжела, отличается крайней гигроскопичностью.
Это значит, что вещество поглощает из атмосферы пары воды. При этом, кислота выделяет тепло.
Поэтому, к концентрированной форме вещества воду добавляют малыми дозами. Влей много и быстро, полетят брызги кислоты.
Учитывая ее свойство разъедать материи, в том числе, и живые ткани, ситуация опасна.
Концентрированной серной кислотой называют раствор, в котором реагента больше 40%. Такой способен растворить серебро , палладий .
Раствор серной кислоты до 40% — неконцентрированный, химически проявляет себя иначе. Воду в него доливать можно достаточно быстро.
Палладий с серебром не растворятся, зато, распадутся железо , латунь и медь . А вот концентрату кислоты все три металла не подвластны.
Если смотреть на таблицу Менделеева , серная кислота в растворе реагирует с активными металлами, стоящими до водорода.
Насыщенное же вещество взаимодействует и с неактивными. Исключение – благородные металлы. Почему же концентрат не «трогает» железо, медь?
Причина в их пассивации. Так называют процесс покрытия металлов защитной пленкой оксидов.
Она-то и препятствует растворению поверхностей, правда, лишь в обычных условиях. При нагреве реакция возможна.
Разбавленная серная кислота больше похожа на воду, нежели масло. Концентрат же, отличим не только по тягучести и плотности, но и дыму, исходящему от вещества на воздухе.
Однако, из дна сочится опасный реагент, образующийся в породах земной коры. Сырьем может служить, к примеру, пирит .
Этот минерал еще зовут серным колчеданом . При контакте с воздухом и водой распадается на 2-ух и 3-ех валентное железо.
Второй продукт реакции – серная кислота. Формула героини статьи , соответственно: — H2SO3. Нет ни специфического цвета, ни запаха.
Опустив, по незнанию, руку в воды сицилийского озера Смерти на пару минут, люди лишаются кожи .
Учитывая разъедающую способность водоема, местные преступники взялись сбрасывать в него трупы. Несколько дней, и от органики не остается и следа.
Продуктом реакции серной кислоты с органикой нередко является уголь . Реагент отщепляет от органики воду. Вот и остается черный углерод.
В итоге, топливо можно получить из «сырой» древесины, сахара . Человеческие ткани – не исключение. Но, это уже сюжет для фильма ужасов.
Качество горючего получаемого из обработанной органики низкое. Кислота в реакции является окислителем, хотя, может быть и восстановителем.
В последней роли вещество выступает, к примеру, взаимодействуя с галогенами. Это элементы 17-ой группы таблицы Менделеева.
Все эти вещества сами не являются сильными восстановителями. Если же кислота встречается с таковыми, выступает лишь в роли окислителя.
Пример: — реакция с сероводородом. А какие реакции дают саму серную кислоту, как ее добывают и производят?
Добыча серной кислоты
В прошлые века реагент добывали не только из железной руды, называемой пиритом, но и из железного купороса, а так же, квасцов.
Под последним понятием скрываются кристаллогидраты сульфатов, двойные соли .
В принципе, все перечисленные минералы являются серосодержащим сырьем, поэтому, могут применяться для производства серной кислоты и в современности.
Минеральная основа бывает разной, но итог ее обработки один – серный ангидрит с формулой SO2. Образуется при реакции серы с кислородом. Получается, нужно сжечь основу.
Полученный ангидрит проходит абсорбцию водой. Формула реакции такова: SO2+1/2O2+H2) -àH2SO4. Как видно, в процессе участвует кислород.
В обычных условиях сернистый ангидрид с ним взаимодействует медленно. Поэтому, промышленники окисляют сырье на катализаторах.
Метод именуется контактным. Есть еще нитрозный подход. Это окисление оксидами азота .
Однако, за последний метод «голосуют» лишь 20% промышленников. Основная же масса серной кислоты получается по контактной схеме.
Если подсчитать практику человечества по получению серной кислоты, «накапает» более 1000 лет.
Первые упоминания о реагенте и его добыче содержит труд, датируемый 940-ым годом.
Это записи одного из персидских алхимиков по имени Абубекер аль-Рази. Однако, о кислых газах, получаемых путем прокаливания квасцов, говорил и Джафар аль-Суфи.
Этот арабский алхимик жил еще в 8-ом веке. Однако, судя по записям, в чистом виде серную кислоту не получил.
Применение серной кислоты
Более 40% кислоты идут на производство минеральных удобрений. В ходу суперфосфат, сульфат аммония, аммофос.
Все это комплексные подкормки, на которые делают ставки фермеры и крупные производители.
В удобрения добавляют моногидрат. Это чистая, 100-процентная кислота. Кристаллизуется уже при 10 градусах Цельсия.
Если используют раствор, берут 65-процентный. Такой, к примеру, добавляют в суперфосфат, получаемый из минерала апатит .
На производство всего одной тонны удобрения уходят 600 кило концентрата кислоты.
Около 30% серной кислоты тратятся на очистку углеводородов. Реагент улучшает качество смазочных масел, керосина, парафина.
К ним примыкают минеральные масла и жиры. Их тоже очищают с помощью серного концентрата.
Способность реагента растворять металлы применяется при переработке руд. Их разложение столь же бюджетно, как и сама кислота.
Не растворяя железо, она не растворяет и содержащую его сталь . Значит, можно использовать аппаратуру из нее, а не дорогих сплавов .
Подойдет, так же, дешевый чугун , тоже сделанный на основе феррума. Что же касается растворяемых, добываемых с помощью серной кислоты металлов, можно получить ниобий , титан, цирконий , ванадий , литий . Останется осадить их из раствора.
В главе «Свойства» указывалось, что при нагреве серная кислота справляется с оксидными пленками на латуни, меди, железе.
Поэтому, горячий реагент используют для их травления. Так именуют очистку металлических поверхностей. После обработки, сплавы и изделия из них выглядят как новые.
Способность кислоты поглощать воду из атмосферы, делает реагент отличным осушителем.
Если воздействовать на воздух 95-процентным раствором, остаточная влажность составит всего 0,003 миллиграмма паров воды на литр осушаемого газа. Метод применяют в лабораториях и на промышленных производствах.
Стоит отметить роль не только чистого вещества, но и его соединений. Они пригождаются, в основном, в медицине.
Бариевая каша, к примеру, задерживает рентгеновское излучение. Врачи заполняют веществом полые органы, облегчая исследования рентгенологов. Формула бариевой каши: — BaSO4.
Природный гипс , кстати, тоже содержит серную кислоту, и тоже нужен медикам, но уже при фиксации переломов.
Необходим минерал и строителям, использующим его в качестве связующего, скрепляющего материала, а так же, для декоративной отделки.
Цена серной кислоты
Цена на реагент – одна из причин его популярности. Килограмм технической серной кислоты можно приобрести всего за 7 рублей.
Столько за свою продукцию просят, к примеру, менеджеры одного из предприятий Ростова на Дону. Разливают канистрами по 37 кило.
Это стандартный объем тары. Встречаются, так же, канистры в 35 и 36 килограммов.
Купить серную кислоту специализированного плана, к примеру, аккумуляторную, немногим дороже.
За 36-килограммовую канистру просят, как правило, от 2000 рублей. Вот, кстати, еще одна сфера применения реагента.
Не секрет, что разбавленная дистиллированной водой кислота – это электролит. Он нужен не только для обычных батареек, но и машинных аккумуляторов.
Разряжаются они, поскольку серная кислота расходуется, при этом, выделяется более легкая вода. Падает плотность электролита, а значит, и его эффективность.
Это указывает на масштабы потребности промышленников в реагенте. В Средние века, к примеру, в год требовались лишь десятки литров серной кислоты.
Давайте будем совместно делать уникальный материал еще лучше, и после его прочтения, просим Вас сделать репост в удобную для Вас соц. сеть.