Acido solforoso e suoi sali. acido solforoso

ACIDO SOLFORICO- H2SO3, un acido bibasico debole. Non è isolato in forma libera, esiste in soluzioni acquose. Sali di solfiti di acidi solforosi ... Grande dizionario enciclopedico

ACIDO SOLFORICO- (H2SO3) acido bibasico debole. Esiste solo in soluzioni acquose. Sali da S. a solfiti. Utilizzato nell'industria della cellulosa e della carta e alimentare. Vedi anche Acidi e anidridi... Enciclopedia russa della protezione del lavoro

acido solforoso- - [AS Goldberg. Dizionario energetico inglese russo. 2006] Temi energia in generale EN acido solforoso … Manuale tecnico del traduttore

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acido solforoso- sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. acido solforoso. acido solforoso ryšiai: sinonimas - vandenilio trioksosulfas (2–) ... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

acido solforoso- H2SO3, un acido bibasico debole corrispondente allo stato di ossidazione dello zolfo +4. Conosciuto solo in soluzioni acquose diluite. Costanti di dissociazione: K1 = 1,6 10 2, K2 = 1,0 10 7 (18°C). Dà due serie di sali: solfiti normali e acidi ... ... Grande enciclopedia sovietica

ACIDO SOLFORICO- H2SO3, un acido bibasico debole. Non è isolato in forma libera, esiste nell'acqua. rah. Sali da S. a solfiti ... Scienze naturali. dizionario enciclopedico

acido solforoso- vedi Zolfo... Dizionario Enciclopedico F.A. Brockhaus e I.A. Efron

Università dell'amicizia tra i popoli della Russia

Facoltà di Lingue Straniere e Discipline Educative Generali

Zolfo. Il suo uso in medicina.

Eseguita

studente del gruppo SV-53

Responsabile dei Seminari di Chimica

Dipartimenti di Chimica

Professor V.F. Zacharov

Mosca, 2002

Trovare zolfo in natura.

Proprietà fisiche dello zolfo.

Proprietà chimiche dello zolfo e dei suoi composti.

1) Proprietà di una sostanza semplice.

Proprietà degli ossidi:

ossido di zolfo (IV);

ossido di zolfo (VI).

Proprietà degli acidi e dei loro sali:

acido solforoso e suoi sali;

acido solfidrico e solfuri;

acido solforico e suoi sali.

L'uso dello zolfo in medicina.

Caratteristiche generali del sottogruppo ossigeno

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

Proprietà degli elementi del sottogruppo dell'ossigeno

Proprietà
Numero di serie
elettroni di valenza
Energia di ionizzazione dell'atomo, eV
Elettronegatività relativa
Lo stato di ossidazione nei composti
Raggio di un atomo, nm

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

I composti dell'idrogeno degli elementi del sottogruppo dell'ossigeno corrispondono alla formula H 2 R(R- simbolo dell'elemento ): H 2 o, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. Sono chiamati calcicidi di idrogeno. Quando si sciolgono in acqua, si formano degli acidi (le formule sono le stesse). La forza di questi acidi aumenta con un aumento del numero atomico dell'elemento, che è spiegato da una diminuzione dell'energia di legame in un certo numero di composti H 2 R. Acqua che si dissocia in ioni H + e LUI - , è un elettrolita anfotero.

Zolfo, selenio e tellurio formano le stesse forme di composti con ossigeno del tipo RO 2 e RO 3 . Corrispondono ad acidi del tipo H 2 RO 3 e H 2 RO 4 . All'aumentare del numero atomico dell'elemento, la forza di questi acidi diminuisce. Tutti loro mostrano proprietà ossidanti e acidi del tipo H 2 RO 3 anche riparatore.

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

Trovare zolfo in natura

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

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

Proprietà fisiche dello zolfo

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

Lo zolfo forma diverse modificazioni allotropiche. Stabile a temperatura ambiente zolfo rombicoè una polvere gialla, poco solubile in acqua, ma altamente solubile in disolfuro di carbonio, anilina e alcuni altri solventi. Cattivo conduttore di calore ed elettricità. Quando cristallizzato dal cloroformio CHCl 3 o solfuro di carbonio CS 2 si distingue sotto forma di cristalli ottaedrici trasparenti. Lo zolfo rombico è costituito da molecole cicliche S 8 avente la forma di una corona. A 113 0 il cono si scioglie, trasformandosi in un liquido giallo altamente mobile. Con un ulteriore riscaldamento, il fuso si addensa, poiché al suo interno si formano lunghe catene polimeriche. E se riscaldi lo zolfo a 444,6 0 C, bolle. Versando zolfo bollente in un flusso sottile in acqua fredda, puoi ottenere zolfo plastico - modifica simile alla gomma, costituita da catene polimeriche. Dopo un lento raffreddamento del fuso, si formano cristalli aghiformi giallo scuro. zolfo monoclino.(t pl \u003d 119 0 C). Come lo zolfo rombico, questa modifica consiste in molecole S 8 . A temperatura ambiente, lo zolfo plastico e monoclino sono instabili e si trasformano spontaneamente in polvere di zolfo rombico.

Proprietà chimiche dello zolfo e dei suoi composti

Proprietà di una sostanza semplice.

L'atomo di zolfo, avendo un livello di energia esterna incompleto, può attaccare due elettroni e mostrare uno stato di ossidazione di -2. Lo zolfo mostra questo grado di ossidazione nei composti con metalli e idrogeno (ad esempio, N / a 2 S e H 2 S). Quando si danno o si attirano elettroni a un atomo di un elemento più elettronegativo, lo stato di ossidazione dello zolfo può essere +2, +4 e +6.

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

S+O 2 = COSÌ 3

2S+3O 2 = 2SO 3

Questi sono i più importanti ossidi di zolfo.

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

S+H 2 = H 2 S

3S+2P=P 2 S 3

S+Cl 2 = SCl 2

2S+C=CS 2

S + Fe = FeS

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

Proprietà degli ossidi

Ossido di zolfo (IV)

Diossido di zolfo COSÌ 2 È un gas incolore con un odore pungente soffocante. Quando è disciolto in acqua (a 0 0 C 1, il volume dell'acqua dissolve più di 70 volumi COSÌ 2 ) forma acido solforoso H 2 COSÌ 3 , che è noto solo nelle soluzioni.

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

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

Nell'industria COSÌ 2 ottenuto dalla tostatura di minerali di solfuro, come la pirite:

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

o bruciando zolfo. L'anidride solforosa è un intermedio nella produzione di acido solforico. Viene anche utilizzato (insieme agli idrosolfiti di sodio NaHSO 3 e calcio Ca (HSO 3) 2) per isolare la cellulosa dal legno. Alberi e arbusti vengono sottoposti a fumigazione con questo gas per distruggere i parassiti agricoli.

Reazioni chimiche caratteristiche di COSÌ 2 può essere diviso in 3 gruppi:

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

COSÌ 2 + Ca(OH) 2 = CaSO 3  + H 2 o

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

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

COSÌ 2 + 2 ore 2 S=3S+2H 2 o

In questo modo, COSÌ 2 può presentare proprietà sia ossidanti che riducenti.

Ossido di zolfo (VI)

Anidride solforica COSÌ 3 a temperatura ambiente è un liquido incolore, facilmente volatile (t bp = 44,8 0 C, t pl = 16,8 0 C), che alla fine si trasforma in una modificazione simile all'amianto costituita da cristalli lucidi e setosi. Le fibre di anidride solforica sono stabili solo in un recipiente sigillato. Assorbendo l'umidità dall'aria, si trasformano in un liquido denso e incolore - oleum (dal latino oleum - "olio"). Sebbene formalmente oleum possa essere considerato una soluzione COSÌ 3 in H 2 COSÌ 4 , infatti, è una miscela di vari acidi pirosolforici: H 2 S 2 o 7 ,H 2 S 3 o 10 eccetera. Con acqua COSÌ 3 interagisce in modo molto vigoroso: in questo caso viene rilasciato così tanto calore che le più piccole goccioline di acido solforico che si formano creano una nebbia. Questa sostanza deve essere maneggiata con estrema cautela.

L'ossido di zolfo (VI) si ottiene per ossidazione COSÌ 2 ossigeno solo in presenza di un catalizzatore:

2SO 2 + O 2  2SO 3 +Q.

La necessità di utilizzare un catalizzatore in questa reazione reversibile è dovuta al fatto che ha una buona resa COSÌ 3 (cioè spostando l'equilibrio a destra) può essere ottenuto solo abbassando la temperatura, tuttavia, a basse temperature, la velocità della reazione diminuisce notevolmente.

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

COSÌ 3 + H 2 o = H 2 COSÌ 4

Proprietà degli acidi e dei loro sali

Acido solforoso e suoi sali

L'ossido di zolfo (IV) è altamente solubile in acqua (in 1 volume di acqua a 20 0 C dissolve 40 volumi di SO 2). In questo caso, l'acido solforoso esiste solo in una soluzione acquosa:

COSÌ 2 + H 2 O = H 2 COSÌ 3

Reazione di connessione COSÌ 2 reversibile con acqua. In una soluzione acquosa, l'ossido di zolfo (IV) e l'acido solforoso sono in equilibrio chimico, che può essere spostato. Quando vincolante H 2 COSÌ 3 alcali (neutralizzazione degli acidi) la reazione procede verso la formazione di acido solforoso; quando rimosso COSÌ 2 (soffiando attraverso una soluzione di azoto o riscaldando) la reazione procede verso i materiali di partenza. La soluzione di acido solforico contiene sempre ossido di zolfo (IV), che gli conferisce un odore pungente.

L'acido solforoso ha tutte le proprietà degli acidi. in soluzione H 2 So 3 si dissocia in passi:

H 2 So 3  H + + HSO 4 –

HSO 3 -  H + + SO 3 2-

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

H 2 COSÌ 3 + 2 NaOH =NunHSo 4 + 2 ore 2 o

Gli idrosolfiti si ottengono con una mancanza di alcali (rispetto alla quantità necessaria per neutralizzare completamente l'acido):

H 2 COSÌ 3 + NaOH = NaHSo 3 + H 2 o

Come l'ossido di zolfo (IV), l'acido solforoso ei suoi sali sono forti agenti riducenti. Allo stesso tempo, aumenta il grado di ossidazione dello zolfo. Così, H 2 So 3 facilmente ossidabile ad acido solforico anche dall'ossigeno atmosferico:

2H 2 COSÌ 3 + o 2 = 2H 2 COSÌ 4

Pertanto, le soluzioni di acido solforico che sono state conservate a lungo contengono sempre acido solforico.

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

H 2 So 3 + Vr 2 + H 2 O = H 2 COSÌ 4 + 2НВr

5N 2 S0 3 + 2 Kmno 4 = 2H 2 COSÌ 4 + 2 milioninSO 4 + K 2 So 4 + 2 ore 2 o

L'ossido di zolfo (IV) e l'acido solforoso decolorano molti coloranti, formando composti incolori. Quest'ultimo può decomporsi nuovamente se riscaldato o alla luce, a seguito del quale viene ripristinato il colore. Pertanto, l'azione sbiancante COSÌ 2 e H 2 COSÌ 4 diverso dall'azione sbiancante del cloro. Di solito, lana, seta e paglia vengono sbiancate con ossido di zolfo (IV) (questi materiali vengono distrutti dall'acqua di cloro).

Un'applicazione importante è la soluzione di idrosolfito di calcio Circa(HSO 3 ) 2 (liquore solfito), che viene utilizzato per la lavorazione di fibre di legno e polpa di carta.

Solfuro di idrogeno e solfuri

idrogeno solforato H 2 S Un gas incolore con un odore di uovo marcio. È altamente solubile in acqua (a 20 ° C, 2,5 volumi di idrogeno solforato si dissolvono in 1 volume di acqua).Una soluzione di idrogeno solforato in acqua è chiamata acqua solfidrica o acido idrosolfuro (esibisce le proprietà di un acido debole) .

L'idrogeno solforato è un gas altamente tossico che colpisce il sistema nervoso. Pertanto, è necessario lavorare con esso in cappe chimiche o con dispositivi ermeticamente chiusi. Il contenuto consentito di H 2 S nei locali industriali è di 0,01 mg per 1 litro di aria.

L'idrogeno solforato si trova naturalmente nei gas vulcanici e nelle acque di alcune sorgenti minerali, come Pjatigorsk; Matsesta. Si forma durante il decadimento di sostanze organiche contenenti zolfo di vari residui vegetali e animali. Questo spiega il caratteristico odore sgradevole di liquami, pozzi neri e discariche.

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

S+ H 2 = H 2 S

Ma di solito si ottiene per azione di acido cloridrico o solforico diluito sul solfuro di ferro (II):

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

Questa reazione viene spesso eseguita in un apparato Kipp.

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

H 2 S = S + H 2

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

2H 2 S + 3 o 2 = 2 COSÌ 2 + 2 ore 2 o

Con una mancanza di ossigeno, si formano zolfo e acqua:

2H 2 S + o 2 = 2 S+ 2 ore 2 o

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

Il solfuro di idrogeno è un agente riducente abbastanza forte. Questa importante proprietà chimica può essere spiegata come segue. in soluzione H 2 S dona elettroni in modo relativamente facile alle molecole di ossigeno nell'aria:

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

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

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

2 H 2 S+O 2 = 2S + 2H 2 o

Ciò spiega il fatto che l'idrogeno solforato non si accumula in grandi quantità in natura durante il decadimento della materia organica: l'ossigeno dell'aria lo ossida in zolfo libero.

L'idrogeno solforato reagisce vigorosamente con le soluzioni alogene. Per esempio:

H 2 S+I 2 = 2HI + S

Lo zolfo viene rilasciato e la soluzione di iodio si scolorisce.

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

DAUSO 4 + H 2 S = CuS + H 2 COSÌ 4

Alcuni solfuri hanno un colore caratteristico: CuS e RbS - Nero, DAdS- giallo, ZnS- bianca, MnS- rosa, sns- Marrone, Sb 2 S 3 - arancio, ecc. L'analisi qualitativa dei cationi si basa sulla diversa solubilità dei solfuri e sui diversi colori di molti di essi.

Acido solforico e suoi sali

L'acido solforico è un liquido oleoso incolore pesante. Estremamente igroscopico. Assorbe l'umidità con il rilascio di una grande quantità di calore, quindi non è possibile aggiungere acqua all'acido concentrato - l'acido schizzerà. Per la diluizione, l'acido solforico deve essere aggiunto in piccole quantità all'acqua.

L'acido solforico anidro dissolve fino al 70% di ossido di zolfo (VI). A temperature normali non è volatile e inodore. Si rompe quando riscaldato COSÌ 3 fino a una soluzione contenente il 98,3% H 2 COSÌ 4 . anidro H 2 COSÌ 4 quasi non conduce elettricità.

L'acido solforico concentrato carbonizza sostanze organiche - zucchero, carta, legno, fibre, ecc., sottraendo loro gli elementi dell'acqua. In questo caso si formano idrati di acido solforico. La carbonizzazione dello zucchero può essere espressa dall'equazione

DA 12 H 22 o 11 + nH 2 COSÌ 4 = 12°C + A 2 COSÌ 4 ּ nH 2 o

Il carbone risultante interagisce parzialmente con l'acido:

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

Pertanto, l'acido che va in vendita ha un colore marrone a causa della polvere e delle sostanze organiche catturate e carbonizzate accidentalmente in esso.

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

Come acido forte non volatile H 2 COSÌ 4 rimuove gli altri acidi dai sali secchi. Per esempio:

NaNOz + H 2 COSÌ 4 = NaHCOSÌ 4 + HNO 3

Tuttavia, se H 2 So 4 aggiunto alle soluzioni saline, non si verifica alcuno spostamento degli acidi.

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

Zn+H 2 COSÌ 4 ( razb ) = ZnSO 4 + H 2

concentrato L'acido solforico non reagisce con molti metalli a temperature normali. Pertanto, l'acido solforico anidro può essere conservato in contenitori di ferro e trasportato in serbatoi di acciaio. Tuttavia, una volta riscaldato, concentrato H 2 COSÌ 4 interagisce con quasi tutti i metalli (tranne Rt, MAtu e alcuni altri), nonché con i non metalli. Allo stesso tempo, agisce come un agente ossidante, di solito si riduce a COSÌ 2 . In questo caso, l'idrogeno non viene rilasciato, ma si forma acqua. Per esempio:

DAtu + 2H 2 COSÌ 4 = DAUSO 4 + SO 2  + 2 H 2 o

2Ag + 2H 2 COSÌ 4 = Ag 2 COSÌ 4 + SO 2  + 2 ore 2 o

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

2P+5H 2 COSÌ 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 

L'acido solforico ha tutte le proprietà degli acidi.

L'acido solforico, essendo dibasico, forma due serie di sali: medio, detti solfati, e acido, detti idrosolfati. I solfati si formano quando l'acido è completamente neutralizzato con alcali (per 1 mol di acido ci sono 2 mol di alcali) e idrosolfati - con una mancanza di alcali (per 1 mol di acido - 1 mol di alcali):

H 2 COSÌ 4 + 2 NunOh= Na 2 COSÌ 4 + 2 ore 2 o

H 2 COSÌ 4 + NaOH = NunHSO 4 + H 2 o

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

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

H 2 COSÌ 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2NaCl

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

L'acido solforico è il prodotto più importante della principale industria chimica impegnata nella produzione di acidi inorganici, alcali, sali, fertilizzanti minerali e cloro.

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

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

L'uso dello zolfo in medicina

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

Inoltre, i composti dello zolfo, sia organici che inorganici, sono ampiamente utilizzati in medicina. Gli atomi di zolfo fanno parte di molti farmaci con azioni molto diverse. Dal momento che non è possibile coprirli tutti, ci limitiamo a pochi esempi.

L'acido solforico (H2SO4) è una delle sostanze chimiche più corrosive e pericolose conosciute dall'uomo, soprattutto in forma concentrata. L'acido solforico chimicamente puro è un liquido tossico pesante di consistenza oleosa, inodore e incolore. Si ottiene per ossidazione dell'anidride solforosa (SO2) con il metodo del contatto.

Ad una temperatura di + 10,5 °C, l'acido solforico si trasforma in una massa cristallina vetrosa congelata, avidamente, come una spugna, assorbendo l'umidità dall'ambiente. Nell'industria e nella chimica, l'acido solforico è uno dei principali composti chimici e occupa una posizione di primo piano in termini di produzione in tonnellate. Ecco perché l'acido solforico è chiamato il "sangue della chimica". Con l'aiuto dell'acido solforico si ottengono fertilizzanti, medicinali, altri acidi, grandi fertilizzanti e molto altro.

Proprietà fisiche e chimiche fondamentali dell'acido solforico

1. L'acido solforico nella sua forma pura (formula H2SO4), ad una concentrazione del 100%, è un liquido denso incolore. La proprietà più importante di H2SO4 è la sua elevata igroscopicità: la capacità di rimuovere l'acqua dall'aria. Questo processo è accompagnato da un massiccio rilascio di calore.
2. H2SO4 è un acido forte.
3. L'acido solforico è chiamato monoidrato - contiene 1 mole di H2O (acqua) per 1 mole di SO3. A causa delle sue impressionanti proprietà igroscopiche, viene utilizzato per estrarre l'umidità dai gas.
4. Punto di ebollizione - 330 ° C. In questo caso, l'acido viene decomposto in SO3 e acqua. Densità - 1.84. Punto di fusione - 10,3 ° C /.
5. L'acido solforico concentrato è un potente agente ossidante. Per avviare la reazione redox, l'acido deve essere riscaldato. Il risultato della reazione è SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. A seconda della concentrazione, l'acido solforico reagisce in modo diverso con i metalli. Allo stato diluito, l'acido solforico è in grado di ossidare a idrogeno tutti i metalli che si trovano nella serie di tensioni. Un'eccezione è fatta come la più resistente all'ossidazione. L'acido solforico diluito reagisce con sali, basi, ossidi anfoteri e basici. L'acido solforico concentrato è in grado di ossidare tutti i metalli nella serie di voltaggi, e anche l'argento.
7. L'acido solforico forma due tipi di sali: acido (idrosolfati) e medio (solfati)
8. H2SO4 entra in una reazione attiva con sostanze organiche e non metalli e può trasformarne alcune in carbone.
9. L'anidride solforica è perfettamente solubile in H2SO4 e in questo caso si forma oleum, una soluzione di SO3 in acido solforico. Esternamente, si presenta così: acido solforico fumante, rilascio di anidride solforica.
10. L'acido solforico in soluzioni acquose è un forte acido dibasico e quando viene aggiunto all'acqua viene rilasciata un'enorme quantità di calore. Quando si preparano soluzioni diluite di H2SO4 da quelle concentrate, è necessario aggiungere un acido più pesante all'acqua in un piccolo flusso e non viceversa. Questo viene fatto per evitare l'ebollizione dell'acqua e schizzi di acido.

Acidi solforici concentrati e diluiti

Le soluzioni concentrate di acido solforico includono soluzioni dal 40%, in grado di dissolvere argento o palladio.

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

Ottenere acido solforico

La produzione di acido solforico su scala industriale fu avviata nel XV secolo, ma a quel tempo era chiamata "vetriolo". Se prima l'umanità consumava solo poche decine di litri di acido solforico, nel mondo moderno il calcolo arriva a milioni di tonnellate all'anno.

La produzione di acido solforico viene effettuata industrialmente e ce ne sono tre:

1. metodo di contatto.
2. metodo nitroso
3. Altri metodi

Parliamo in dettaglio di ciascuno di essi.

metodo di produzione a contatto

Il metodo di produzione del contatto è il più comune e svolge le seguenti attività:

• Si scopre un prodotto che soddisfa le esigenze del numero massimo di consumatori.
• Durante la produzione, i danni all'ambiente sono ridotti.

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

• pirite (piriti di zolfo);
• zolfo;
• ossido di vanadio (questa sostanza provoca il ruolo di catalizzatore);
• idrogeno solforato;
• solfuri di vari metalli.

Prima di iniziare il processo produttivo, le materie prime vengono pre-preparate. Per cominciare, la pirite viene sottoposta a macinazione in appositi impianti di frantumazione, che consentono, grazie ad un aumento dell'area di contatto delle sostanze attive, di accelerare la reazione. La pirite subisce una purificazione: viene calata in grandi contenitori d'acqua, durante i quali affiorano in superficie rocce di scarto e ogni tipo di impurità. Vengono rimossi alla fine del processo.

La parte produttiva è suddivisa in più fasi:

1. Dopo la frantumazione, la pirite viene pulita e inviata al forno, dove viene cotta a temperature fino a 800 ° C. Secondo il principio del controflusso, l'aria viene fornita alla camera dal basso e ciò garantisce che la pirite sia in uno stato sospeso. Oggi, questo processo richiede alcuni secondi, ma prima ci volevano diverse ore per attivarsi. Durante il processo di tostatura, i rifiuti appaiono sotto forma di ossido di ferro, che vengono rimossi e successivamente trasferiti alle imprese dell'industria metallurgica. Durante la cottura vengono rilasciati vapore acqueo, gas O2 e SO2. Quando la purificazione dal vapore acqueo e dalle impurità più piccole è completata, si ottengono ossido di zolfo e ossigeno puri.
2. Nella seconda fase, avviene una reazione esotermica sotto pressione utilizzando un catalizzatore al vanadio. L'inizio della reazione inizia quando la temperatura raggiunge i 420 °C, ma può essere aumentata a 550 °C per aumentare l'efficienza. Durante la reazione avviene l'ossidazione catalitica e SO2 diventa SO.
3. L'essenza della terza fase di produzione è la seguente: l'assorbimento di SO3 nella torre di assorbimento, durante la quale si forma l'oleum H2SO4. In questa forma, H2SO4 viene versato in appositi contenitori (non reagisce con l'acciaio) ed è pronto per soddisfare l'utente finale.

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

Processo nitroso per la produzione di acido solforico

Nonostante i vantaggi del metodo di produzione a contatto, che produce acido solforico e oleum più concentrato e puro, con il metodo nitroso viene prodotta una buona parte di H2SO4. In particolare, negli impianti di superfosfato.

Per la produzione di H2SO4, l'anidride solforosa funge da sostanza iniziale, sia nel metodo a contatto che in quello nitroso. Si ottiene appositamente per questi scopi bruciando zolfo o arrostendo metalli sulfurei.

La conversione dell'anidride solforosa in acido solforoso consiste nell'ossidazione dell'anidride solforosa e nell'aggiunta di acqua. La formula si presenta così:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Ma l'anidride solforosa non reagisce direttamente con l'ossigeno, quindi, con il metodo nitroso, l'ossidazione dell'anidride solforosa viene effettuata utilizzando ossidi di azoto. Gli ossidi di azoto superiori (stiamo parlando di biossido di azoto NO2, triossido di azoto NO3) in questo processo vengono ridotti a ossido nitrico NO, che viene successivamente nuovamente ossidato dall'ossigeno a ossidi superiori.

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

• Camera.
• Torre.

Il metodo nitroso presenta una serie di vantaggi e svantaggi.

Svantaggi del metodo nitroso:

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

Vantaggi del metodo nitroso:

• Il costo del processo è inferiore.
• La possibilità di elaborare SO2 al 100%.
• Semplicità di progettazione dell'hardware.

Principali piante russe di acido solforico

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

Crimean Titan, il più grande produttore di biossido di titanio nell'Europa orientale, opera ad Armyansk, in Crimea. Inoltre, l'impianto è impegnato nella produzione di acido solforico, fertilizzanti minerali, solfato di ferro, ecc.

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

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

L'acido solforico di elevata purezza è prodotto da UCC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

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

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

A causa del fatto che la pirite è la principale materia prima nella produzione di H2SO4, e questo è un prodotto di scarto delle imprese di arricchimento, i suoi fornitori sono gli impianti di arricchimento di Norilsk e Talnakh.

Le prime posizioni mondiali nella produzione di H2SO4 sono occupate da USA e Cina, che rappresentano rispettivamente 30 milioni di tonnellate e 60 milioni di tonnellate.

Ambito di acido solforico

Il mondo consuma ogni anno circa 200 milioni di tonnellate di H2SO4, da cui viene prodotta un'ampia gamma di prodotti. L'acido solforico tiene giustamente il palmo tra gli altri acidi in termini di uso industriale.

Come già sapete, l'acido solforico è uno dei prodotti più importanti dell'industria chimica, quindi la portata dell'acido solforico è piuttosto ampia. I principali usi di H2SO4 sono i seguenti:

• L'acido solforico viene utilizzato in grandi volumi per la produzione di fertilizzanti minerali e assorbe circa il 40% del tonnellaggio totale. Per questo motivo, accanto agli impianti di fertilizzazione, vengono costruiti impianti per la produzione di H2SO4. Questi sono solfato di ammonio, superfosfato, ecc. Nella loro produzione, l'acido solforico viene assunto nella sua forma pura (concentrazione del 100%). Ci vorranno 600 litri di H2SO4 per produrre una tonnellata di ammofos o superfosfato. Questi fertilizzanti sono usati principalmente in agricoltura.
• H2SO4 è usato per produrre esplosivi.
• Purificazione di prodotti petroliferi. Per ottenere cherosene, benzina, oli minerali è necessaria la purificazione degli idrocarburi, che avviene con l'uso di acido solforico. Nel processo di raffinazione del petrolio per la purificazione degli idrocarburi, questa industria "prende" fino al 30% del tonnellaggio mondiale di H2SO4. Inoltre, il numero di ottano del carburante viene aumentato con acido solforico e i pozzi vengono trattati durante la produzione di petrolio.
• nell'industria metallurgica. L'acido solforico viene utilizzato in metallurgia per rimuovere incrostazioni e ruggine da fili, lamiere e per ridurre l'alluminio nella produzione di metalli non ferrosi. Prima di rivestire le superfici metalliche con rame, cromo o nichel, la superficie viene incisa con acido solforico.
• Nella produzione di medicinali.
• nella produzione di vernici.
• nell'industria chimica. L'H2SO4 viene utilizzato nella produzione di detersivi, detergenti etilici, insetticidi, ecc. e senza di esso questi processi sono impossibili.
• Per ottenere altri acidi noti, composti organici e inorganici utilizzati per scopi industriali.

Sali di acido solforico e loro usi

I sali più importanti dell'acido solforico sono:

• Sale di Glauber Na2SO4 10H2O (solfato di sodio cristallino). Lo scopo della sua applicazione è abbastanza capiente: la produzione di vetro, soda, in medicina veterinaria e medicina.
• Il solfato di bario BaSO4 viene utilizzato nella produzione di gomma, carta, vernice minerale bianca. Inoltre, è indispensabile in medicina per la fluoroscopia dello stomaco. Viene utilizzato per preparare il "porridge di bario" per questa procedura.
• Solfato di calcio CaSO4. In natura si trova sotto forma di gesso CaSO4 2H2O e anidrite CaSO4. Il gesso CaSO4 2H2O e il solfato di calcio sono usati in medicina e nell'edilizia. Con il gesso, quando riscaldato a una temperatura di 150 - 170 ° C, si verifica una parziale disidratazione, a seguito della quale si ottiene il gesso bruciato, noto a noi come alabastro. Impastando l'alabastro con acqua fino alla consistenza della pastella, la massa si indurisce rapidamente e si trasforma in una specie di pietra. È questa proprietà dell'alabastro che viene utilizzata attivamente nei lavori di costruzione: da essa vengono ricavati calchi e stampi. Nei lavori di intonacatura, l'alabastro è indispensabile come legante. Ai pazienti dei reparti traumatologici vengono fornite speciali bende solide di fissaggio: sono realizzate sulla base dell'alabastro.
• Il vetriolo ferroso FeSO4 7H2O viene utilizzato per la preparazione dell'inchiostro, l'impregnazione del legno e anche nelle attività agricole per la distruzione dei parassiti.
• L'allume KCr(SO4)2 12H2O, KAl(SO4)2 12H2O, ecc. sono utilizzati nella produzione di vernici e nell'industria della pelle (concia).
• Molti di voi conoscono in prima persona il solfato di rame CuSO4 5H2O. È un assistente attivo in agricoltura nella lotta contro le malattie delle piante e i parassiti: una soluzione acquosa di CuSO4 5H2O viene utilizzata per decapare i cereali e spruzzare le piante. Viene anche utilizzato per preparare alcune pitture minerali. E nella vita di tutti i giorni si usa per togliere la muffa dalle pareti.
• Solfato di alluminio: viene utilizzato nell'industria della cellulosa e della carta.

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

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

La sfera d'uso della “regina degli acidi” è veramente ampia, ed è difficile raccontare tutti i modi in cui essa viene utilizzata nell'industria. Viene anche utilizzato come emulsionante nell'industria alimentare, per il trattamento delle acque, nella sintesi di esplosivi e per molti altri scopi.

Storia dell'acido solforico

Chi di noi non ha mai sentito parlare del vetriolo blu? Quindi, è stato studiato nell'antichità e in alcune opere dell'inizio di una nuova era, gli scienziati hanno discusso dell'origine del vetriolo e delle loro proprietà. Il vetriolo fu studiato dal medico greco Dioscoride, l'esploratore romano della natura Plinio il Vecchio, e nei loro scritti scrissero degli esperimenti in corso. Per scopi medici, l'antico guaritore Ibn Sina usava varie sostanze al vetriolo. L'uso del vetriolo nella metallurgia è stato menzionato nelle opere degli alchimisti dell'antica Grecia Zosima di Panopolis.

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

In epoca medievale in Europa, l'acido solforico era chiamato "olio di vetriolo", ma poi il nome cambiò in vetriolo.

Nel XVII secolo Johann Glauber ottenne acido solforico bruciando nitrato di potassio e zolfo nativo in presenza di vapore acqueo. Come risultato dell'ossidazione dello zolfo con il nitrato, è stato ottenuto l'ossido di zolfo, che ha reagito con il vapore acqueo e, di conseguenza, è stato ottenuto un liquido oleoso. Era olio di vetriolo e questo nome per l'acido solforico esiste ancora oggi.

Il farmacista londinese, Ward Joshua, utilizzò questa reazione per la produzione industriale di acido solforico negli anni Trenta del XVIII secolo, ma nel medioevo il suo consumo si limitò a poche decine di chilogrammi. L'ambito di utilizzo era ristretto: per esperimenti alchemici, purificazione di metalli preziosi e nel settore farmaceutico. L'acido solforico concentrato veniva utilizzato in piccole quantità nella fabbricazione di fiammiferi speciali che contenevano sale bertolet.

In Russia, il vetriolo è apparso solo nel XVII secolo.

A Birmingham, in Inghilterra, John Roebuck adattò il metodo di cui sopra per la produzione di acido solforico nel 1746 e avviò la produzione. Allo stesso tempo, usava grandi e robuste camere rivestite di piombo, che erano più economiche dei contenitori di vetro.

Nell'industria, questo metodo ha ricoperto posizioni per quasi 200 anni e nelle camere è stato ottenuto il 65% di acido solforico.

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

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

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

Solo nel 1831 il commerciante britannico di acido acetico Peregrine Philips brevettò un processo economico per la produzione di ossido di zolfo (VI) e acido solforico concentrato, ed è lui che oggi è conosciuto nel mondo come metodo di contatto per ottenerlo.

La produzione di superfosfato iniziò nel 1864.

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

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

L'acido solforico appartiene alla classe delle sostanze chimiche pericolose e al contatto con la pelle provoca gravi ustioni. Inoltre, può causare avvelenamento chimico di una persona. Se alcune regole non vengono seguite durante il trasporto, l'acido solforico, a causa della sua natura esplosiva, può causare molti danni sia alle persone che all'ambiente.

All'acido solforico è stata assegnata una classe di pericolo 8 e il trasporto deve essere effettuato da professionisti appositamente formati e formati. Una condizione importante per la consegna dell'acido solforico è il rispetto di Norme appositamente sviluppate per il trasporto di merci pericolose.

Il trasporto su strada viene effettuato secondo le seguenti regole:

1. Per il trasporto, contenitori speciali sono realizzati in una speciale lega di acciaio che non reagisce con acido solforico o titanio. Tali contenitori non si ossidano. L'acido solforico pericoloso viene trasportato in speciali serbatoi chimici di acido solforico. Differiscono nel design e vengono selezionati durante il trasporto in base al tipo di acido solforico.
2. Durante il trasporto di acido fumante, vengono presi serbatoi termos isotermici specializzati, in cui viene mantenuto il regime di temperatura necessario per preservare le proprietà chimiche dell'acido.
3. Se viene trasportato acido normale, viene selezionato un serbatoio di acido solforico.
4. Il trasporto di acido solforico su strada, come fumante, anidro, concentrato, per batterie, guanti, viene effettuato in appositi contenitori: cisterne, fusti, contenitori.
5. Il trasporto di merci pericolose può essere effettuato solo da conducenti muniti di certificato ADR.
6. Il tempo di viaggio non ha restrizioni, poiché durante il trasporto è necessario attenersi rigorosamente alla velocità consentita.
7. Durante il trasporto, viene costruito un percorso speciale, che dovrebbe essere eseguito, aggirando i luoghi affollati e gli impianti di produzione.
8. Il trasporto deve avere contrassegni speciali e segnali di pericolo.

Proprietà pericolose dell'acido solforico per l'uomo

L'acido solforico rappresenta un pericolo maggiore per il corpo umano. Il suo effetto tossico si verifica non solo per contatto diretto con la pelle, ma per inalazione dei suoi vapori, quando viene rilasciata anidride solforosa. Il pericolo si applica a:

• sistema respiratorio;
• tegumenti;
• Membrane mucose.

L'intossicazione del corpo può essere aumentata dall'arsenico, che spesso fa parte dell'acido solforico.

Importante! Come sapete, quando l'acido viene a contatto con la pelle, si verificano gravi ustioni. Non meno pericoloso è l'avvelenamento con vapori di acido solforico. Una dose sicura di acido solforico nell'aria è di soli 0,3 mg per 1 metro quadrato.

Se l'acido solforico entra sulle mucose o sulla pelle, appare una grave ustione, che non guarisce bene. Se l'ustione è di dimensioni impressionanti, la vittima sviluppa una malattia da ustione, che può persino portare alla morte se non vengono fornite cure mediche qualificate in modo tempestivo.

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

Naturalmente, è problematico "sperimentare di persona" l'effetto tossico dell'acido nella vita ordinaria. Molto spesso, l'avvelenamento da acido si verifica a causa della negligenza della sicurezza sul lavoro quando si lavora con una soluzione.

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

Quali sono i sintomi dell'intossicazione da acido solforico?

Se l'acido è stato ingerito:

• Dolore nella regione degli organi digestivi.
• Nausea e vomito.
• Violazione delle feci, a causa di gravi disturbi intestinali.
• Forte secrezione di saliva.
• A causa degli effetti tossici sui reni, l'urina diventa rossastra.
• Gonfiore della laringe e della gola. Ci sono sibili, raucedine. Questo può portare alla morte per soffocamento.
• Macchie marroni compaiono sulle gengive.
• La pelle diventa blu.

Con un'ustione della pelle, possono esserci tutte le complicazioni inerenti a una malattia da ustione.

Quando si avvelena in coppia, si osserva la seguente immagine:

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

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

Pronto soccorso e procedure terapeutiche per danni da acido solforico

Procedere come segue a contatto con acido solforico:

• Chiama prima un'ambulanza. Se il liquido è entrato, fai una lavanda gastrica con acqua tiepida. Dopodiché, a piccoli sorsi dovrai bere 100 grammi di girasole o olio d'oliva. Inoltre, dovresti ingoiare un pezzo di ghiaccio, bere latte o magnesia bruciata. Questo deve essere fatto per ridurre la concentrazione di acido solforico e alleviare la condizione umana.
• Se l'acido entra negli occhi, sciacquali con acqua corrente e poi gocciola con una soluzione di dicaina e novocaina.
• Se l'acido viene a contatto con la pelle, l'area ustionata deve essere lavata bene sotto l'acqua corrente e fasciata con soda. Sciacquare per circa 10-15 minuti.
• In caso di avvelenamento da vapore, è necessario uscire all'aria aperta e sciacquare anche le mucose interessate con acqua il più lontano possibile.

In un ambiente ospedaliero, il trattamento dipenderà dall'area dell'ustione e dal grado di avvelenamento. L'anestesia viene eseguita solo con novocaina. Al fine di evitare lo sviluppo di un'infezione nell'area interessata, viene selezionato un ciclo di terapia antibiotica per il paziente.

Nell'emorragia gastrica, il plasma viene iniettato o il sangue viene trasfuso. La fonte di sanguinamento può essere rimossa chirurgicamente.

1. L'acido solforico nella sua forma pura al 100% si trova in natura. Ad esempio, in Italia, in Sicilia nel Mar Morto, puoi vedere un fenomeno unico: l'acido solforico filtra proprio dal fondo! Ed ecco cosa succede: la pirite della crosta terrestre serve in questo caso come materia prima per la sua formazione. Questo luogo è anche chiamato il Lago della Morte e persino gli insetti hanno paura di raggiungerlo in volo!
2. Dopo grandi eruzioni vulcaniche, spesso nell'atmosfera terrestre si possono trovare goccioline di acido solforico e, in questi casi, il “colpevole” può portare conseguenze negative per l'ambiente e causare gravi cambiamenti climatici.
3. L'acido solforico è un assorbitore d'acqua attivo, quindi viene utilizzato come essiccatore di gas. In passato, per evitare l'appannamento delle finestre nelle stanze, questo acido veniva versato in vasi e posto tra i vetri delle aperture delle finestre.
4. L'acido solforico è la principale causa delle piogge acide. La causa principale delle piogge acide è l'inquinamento atmosferico dovuto al biossido di zolfo e, quando disciolto in acqua, forma acido solforico. A sua volta, l'anidride solforosa viene emessa quando vengono bruciati combustibili fossili. Nelle piogge acide studiate negli ultimi anni, il contenuto di acido nitrico è aumentato. La ragione di questo fenomeno è la riduzione delle emissioni di anidride solforosa. Nonostante questo, l'acido solforico rimane la principale causa delle piogge acide.

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

Considera la reazione dell'acido solforico quando viene versato nello zucchero. Nei primi secondi di acido solforico che entra nel pallone con lo zucchero, il composto si scurisce. Dopo alcuni secondi, la sostanza diventa nera. La cosa più interessante accade dopo. La massa inizia a crescere rapidamente e ad uscire dal pallone. In uscita, otteniamo una sostanza orgogliosa, simile al carbone poroso, che supera il volume originale di 3-4 volte.

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

Un'interazione interessante può essere osservata quando l'acido solforico viene a contatto con la carta igienica. La carta igienica è di cellulosa. Quando l'acido entra, le molecole di cellulosa si rompono istantaneamente con il rilascio di carbonio libero. Una carbonizzazione simile può essere osservata quando l'acido viene a contatto con il legno.

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

Nell'esperimento successivo, quando l'acido solforico colpisce un fiammifero, si accende. Nella seconda parte dell'esperimento, un foglio di alluminio viene immerso con acetone e un fiammifero all'interno. C'è un riscaldamento istantaneo della lamina con il rilascio di un'enorme quantità di fumo e la sua completa dissoluzione.

Un effetto interessante si osserva quando il bicarbonato di sodio viene aggiunto all'acido solforico. La soda diventa immediatamente gialla. La reazione procede con una rapida ebollizione e un aumento di volume.

Non consigliamo categoricamente di eseguire tutti gli esperimenti di cui sopra a casa. L'acido solforico è una sostanza molto corrosiva e tossica. Tali esperimenti devono essere eseguiti in locali speciali dotati di ventilazione forzata. I gas rilasciati nelle reazioni con l'acido solforico sono altamente tossici e possono causare danni alle vie respiratorie e avvelenare l'organismo. Inoltre, tali esperimenti vengono effettuati su dispositivi di protezione individuale per la pelle e gli organi respiratori. Prenditi cura di te!

L'acido solforoso è in grado di reagire con l'ossigeno. Questo produce acido solforico. Tale reazione richiede molto tempo ed è possibile solo se le regole di archiviazione vengono violate. L'acido solforoso ha proprietà sia ossidanti che riducenti. Con il suo aiuto si possono ottenere acidi alogeni. Una soluzione acquosa reagisce con il cloro per formare acido cloridrico e solforico.

Quando reagisce con forti agenti riducenti, l'acido solforoso svolge il ruolo di agente ossidante. Una di queste sostanze è l'idrogeno solforato, un gas dall'odore molto sgradevole. Interagendo con una soluzione acquosa di acido solforico, forma zolfo e acqua. I sali dell'acido solforoso hanno anche proprietà riducenti. Si dividono in solfiti e idrosolfiti. L'ossidazione di questi sali produce acido solforico.

Ottenere acido solforico

L'acido solforoso è formato solo dall'interazione di anidride solforosa e acqua. Devi prendere l'anidride solforosa. Questo può essere fatto con rame e acido solforico. Versare con cautela l'acido solforico concentrato in una provetta e farvi cadere un pezzo di rame. Riscalda la provetta con una lampada ad alcool.

Come risultato del riscaldamento, si formano solfato di rame (solfato di rame), acqua e anidride solforosa che, utilizzando un tubo speciale, devono essere portati in un pallone con acqua pulita. In questo modo si ottiene acido solforoso.

Ricorda che l'anidride solforosa è dannosa per l'uomo. Provoca danni alle vie respiratorie, perdita di appetito e mal di testa. L'inalazione prolungata può causare svenimento. Devi stare attento quando lavori con esso.

L'uso dell'acido solforico

L'acido solforoso ha proprietà antisettiche. È usato per la disinfezione delle superfici, la fermentazione del grano. Con il suo aiuto, alcune sostanze possono essere decomposte quando interagiscono con forti agenti ossidanti (ad esempio il cloro). Queste sostanze includono lana, seta, carta e alcune altre. Le sue proprietà antibatteriche sono utilizzate per impedire la fermentazione del vino. Pertanto, una bevanda nobile può essere conservata a lungo, acquisendo un gusto nobile e un aroma unico.

L'acido solforico è utilizzato nella produzione della carta. L'aggiunta di questo acido è inclusa nella tecnologia per la produzione di cellulosa solfito. Viene quindi trattato con una soluzione di idrosolfito di calcio per legare insieme le fibre.

DEFINIZIONE

anidro acido solforicoè un liquido pesante e viscoso che è facilmente miscibile con acqua in qualsiasi proporzione: l'interazione è caratterizzata da un effetto esotermico eccezionalmente ampio (~880 kJ / mol a diluizione infinita) e può portare a ebollizione e schizzi esplosivi della miscela se l'acqua è aggiunto all'acido; ecco perché è così importante usare sempre l'ordine inverso nella preparazione delle soluzioni e aggiungere l'acido all'acqua, lentamente e mescolando.

Nella tabella sono riportate alcune proprietà fisiche dell'acido solforico.

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

Tabella 1. Proprietà fisiche dell'acido solforico.

Ottenere acido solforico

L'acido solforico è la sostanza chimica industriale più importante e l'acido sfuso più economico prodotto in qualsiasi parte del mondo.

L'acido solforico concentrato ("olio di vetriolo") è stato ottenuto per la prima volta riscaldando il "vetriolo verde" FeSO 4 × nH 2 O e speso in grandi quantità per ottenere Na 2 SO 4 e NaCl.

Il moderno processo per la produzione di acido solforico utilizza un catalizzatore costituito da ossido di vanadio (V) con l'aggiunta di solfato di potassio su un supporto di biossido di silicio o farina fossile. L'anidride solforosa SO 2 si ottiene bruciando zolfo puro o arrostindo minerale di solfuro (principalmente pirite o minerali di Cu, Ni e Zn) nel processo di estrazione di questi metalli. Quindi SO 2 viene ossidato a triossido e quindi si ottiene acido solforico mediante sciogliendo in acqua:

S + O 2 → SO 2 (ΔH 0 - 297 kJ / mol);

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

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

Proprietà chimiche dell'acido solforico

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

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 -.

Dissociazione al secondo stadio

HSO 4 - ↔H + + SO 4 2-

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

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

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

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

8HI + H 2 SO 4 \u003d 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O;

2HBr + H 2 SO 4 \u003d Br 2 + SO 2 + 2H 2 O;

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;

S + 2H 2 SO 4 \u003d 3SO 2 + 2H 2 O.

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

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2.

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

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

Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

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

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

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

4Zn + 5H 2 SO 4 \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

L'uso dell'acido solforico

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

Esempi di problem solving

ESEMPIO 1

Esercizio	Determinare la massa di acido solforico che si può ottenere da una tonnellata di pirite se la resa di ossido di zolfo (IV) nella reazione di tostatura è del 90% e di ossido di zolfo (VI) nell'ossidazione catalitica dello zolfo (IV) è del 95% del teorico.
Soluzione	Scriviamo l'equazione di reazione per la cottura della pirite: 4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2. Calcola la quantità di sostanza pirite: n(FeS2) = m(FeS2) / M(FeS2); M (FeS 2) \u003d Ar (Fe) + 2 × Ar (S) \u003d 56 + 2 × 32 \u003d 120 g / mol; n (FeS 2) \u003d 1000 kg / 120 \u003d 8,33 kmol. Poiché nell'equazione di reazione il coefficiente per l'anidride solforosa è due volte più grande del coefficiente per FeS 2, la quantità teoricamente possibile di sostanza di ossido di zolfo (IV) è: n (SO 2) teoria \u003d 2 × n (FeS 2) \u003d 2 × 8,33 \u003d 16,66 kmol. E praticamente la quantità di mole di ossido di zolfo (IV) ottenuta è: n (SO 2) pratica \u003d η × n (SO 2) teoria \u003d 0,9 × 16,66 \u003d 15 kmol. Scriviamo l'equazione di reazione per l'ossidazione dell'ossido di zolfo (IV) in ossido di zolfo (VI): 2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3. La quantità teoricamente possibile di sostanza a base di ossido di zolfo (VI) è: n(SO 3) teoria \u003d n (SO 2) pratica \u003d 15 kmol. E praticamente la quantità di mole di ossido di zolfo (VI) ottenuta è: n(SO 3) pratica \u003d η × n (SO 3) teoria \u003d 0,5 × 15 \u003d 14,25 kmol. Scriviamo l'equazione di reazione per la produzione di acido solforico: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4. Trova la quantità di sostanza di acido solforico: n (H 2 SO 4) \u003d n (SO 3) pratica \u003d 14,25 kmol. La resa di reazione è del 100%. La massa dell'acido solforico è: m (H 2 SO 4) \u003d n (H 2 SO 4) × M (H 2 SO 4); M(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 g/mol; m (H 2 SO 4) \u003d 14,25 × 98 \u003d 1397 kg.
Risposta	La massa dell'acido solforico è 1397 kg