Bod varu kyseliny sírové versus koncentrace. vlastnosti kyseliny sírové

Kyselina sírová (H2SO4) je jednou z nejžíravějších a nejnebezpečnějších chemických látek, které člověk zná, zejména v koncentrované formě. Chemicky čistá kyselina sírová je těžká toxická kapalina olejovité konzistence, bez zápachu a barvy. Získává se oxidací oxidu siřičitého (SO2) kontaktní metodou.

Při teplotě + 10,5 °C se kyselina sírová mění ve zmrzlou sklovitou krystalickou hmotu, hltavě jako houba absorbující vlhkost z okolí. V průmyslu a chemii je kyselina sírová jednou z hlavních chemických sloučenin a zaujímá vedoucí postavení z hlediska produkce v tunách. Proto je kyselina sírová nazývána „krev chemie“. Pomocí kyseliny sírové se získávají hnojiva, léky, jiné kyseliny, velká hnojiva a mnoho dalšího.

Základní fyzikální a chemické vlastnosti kyseliny sírové

1. Kyselina sírová ve své čisté formě (vzorec H2SO4), v koncentraci 100%, je bezbarvá hustá kapalina. Nejdůležitější vlastností H2SO4 je její vysoká hygroskopičnost – schopnost odstraňovat vodu ze vzduchu. Tento proces je doprovázen masivním uvolňováním tepla.
2. H2SO4 je silná kyselina.
3. Kyselina sírová se nazývá monohydrát - obsahuje 1 mol H2O (vody) na 1 mol SO3. Díky svým působivým hygroskopickým vlastnostem se používá k extrakci vlhkosti z plynů.
4. Bod varu - 330 °C. V tomto případě se kyselina rozloží na SO3 a vodu. Hustota - 1,84. Teplota tání - 10,3 °C/.
5. Koncentrovaná kyselina sírová je silné oxidační činidlo. Pro zahájení redoxní reakce je třeba kyselinu zahřát. Výsledkem reakce je SO2. S+2H2SO4=3S02+2H20
6. V závislosti na koncentraci reaguje kyselina sírová s kovy různě. Ve zředěném stavu je kyselina sírová schopna oxidovat všechny kovy, které jsou v sérii napětí, na vodík. Výjimku tvoří jako nejodolnější vůči oxidaci. Zředěná kyselina sírová reaguje se solemi, zásadami, amfoterními a zásaditými oxidy. Koncentrovaná kyselina sírová je schopna oxidovat všechny kovy v sérii napětí a také stříbro.
7. Kyselina sírová tvoří dva typy solí: kyselé (hydrosírany) a střední (sírany)
8. H2SO4 vstupuje do aktivní reakce s organickými látkami a nekovy a některé z nich dokáže přeměnit na uhlí.
9. Anhydrit sírový je dokonale rozpustný v H2SO4 a v tomto případě vzniká oleum - roztok SO3 v kyselině sírové. Navenek to vypadá takto: dýmavá kyselina sírová, uvolňující anhydrit sírový.
10. Kyselina sírová ve vodných roztocích je silná dvojsytná kyselina a při jejím přidání do vody se uvolňuje obrovské množství tepla. Při přípravě zředěných roztoků H2SO4 z koncentrovaných je nutné do vody přidávat těžší kyselinu v malém proudu a ne naopak. To se provádí, aby se zabránilo vroucí vodě a stříkající kyselině.

Koncentrované a zředěné kyseliny sírové

Koncentrované roztoky kyseliny sírové zahrnují roztoky od 40 %, schopné rozpouštět stříbro nebo palladium.

Zředěná kyselina sírová zahrnuje roztoky, jejichž koncentrace je nižší než 40 %. Nejsou to tak aktivní roztoky, ale jsou schopny reagovat s mosazí a mědí.

Získání kyseliny sírové

Výroba kyseliny sírové v průmyslovém měřítku byla zahájena v 15. století, ale v té době se nazývala "vitriol". Jestliže dříve lidstvo spotřebovalo pouze několik desítek litrů kyseliny sírové, pak v moderním světě jde výpočet na miliony tun ročně.

Výroba kyseliny sírové se provádí průmyslově a existují tři z nich:

1. kontaktní způsob.
2. nitrosovou metodou
3. Jiné metody

Promluvme si podrobně o každém z nich.

kontaktní způsob výroby

Kontaktní způsob výroby je nejběžnější a plní následující úkoly:

• Ukazuje se produkt, který uspokojuje potřeby maximálního počtu spotřebitelů.
• Při výrobě se snižuje poškození životního prostředí.

Při kontaktní metodě se jako suroviny používají následující látky:

• pyrit (sírové pyrity);
• síra;
• oxid vanadičný (tato látka působí jako katalyzátor);
• sirovodík;
• sulfidy různých kovů.

Před zahájením výrobního procesu jsou suroviny předpřipraveny. Nejprve se ve speciálních drtících zařízeních pyrit mele, což v důsledku zvětšení plochy kontaktu účinných látek umožňuje urychlit reakci. Pyrit prochází čištěním: je spouštěn do velkých nádob s vodou, při které odpadní hornina a všechny druhy nečistot vyplavou na povrch. Na konci procesu jsou odstraněny.

Výrobní část je rozdělena do několika etap:

1. Po rozdrcení se pyrit čistí a posílá do pece - kde se vypaluje při teplotách až 800 °C. Podle principu protiproudu je vzduch do komory přiváděn zespodu a tím je zajištěno, že pyrit je v zavěšeném stavu. Dnes tento proces trvá několik sekund, ale dříve to trvalo několik hodin. Při pražení se objevují odpady ve formě oxidů železa, které jsou odstraněny a následně převedeny do podniků hutního průmyslu. Při výpalu se uvolňuje vodní pára, plyny O2 a SO2. Po dokončení čištění od vodní páry a nejmenších nečistot se získá čistý oxid síry a kyslík.
2. Ve druhém stupni probíhá exotermická reakce pod tlakem za použití vanadového katalyzátoru. Začátek reakce začíná, když teplota dosáhne 420 °C, ale lze ji zvýšit až na 550 °C, aby se zvýšila účinnost. Během reakce dochází ke katalytické oxidaci a SO2 se stává SO3.
3. Podstata třetího stupně výroby je následující: absorpce SO3 v absorpční věži, při které vzniká oleum H2SO4. V této formě se H2SO4 nalije do speciálních nádob (nereaguje s ocelí) a je připravena vyjít vstříc konečnému uživateli.

Při výrobě, jak jsme si řekli výše, vzniká velké množství tepelné energie, která se využívá pro účely vytápění. Mnoho závodů na výrobu kyseliny sírové instaluje parní turbíny, které využívají odpadní páru k výrobě další elektřiny.

Dusitý proces výroby kyseliny sírové

Navzdory výhodám kontaktního způsobu výroby, při kterém se vyrábí koncentrovanější a čistší kyselina sírová a oleum, se poměrně hodně H2SO4 vyrábí nitrousovou metodou. Zejména v superfosfátových závodech.

Pro výrobu H2SO4 působí jako výchozí látka oxid siřičitý, a to jak při kontaktním, tak i při nitrózním způsobu. Získává se speciálně pro tyto účely spalováním síry nebo pražením sirných kovů.

Přeměna oxidu siřičitého na kyselinu siřičitou spočívá v oxidaci oxidu siřičitého a přidání vody. Vzorec vypadá takto:
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Oxid siřičitý však nereaguje přímo s kyslíkem, proto se oxidace oxidu siřičitého provádí dusičnanem pomocí oxidů dusíku. Vyšší oxidy dusíku (hovoříme o oxidu dusičitém NO2, oxidu dusnatém NO3) se při tomto procesu redukují na oxid dusnatý NO, který se následně opět oxiduje kyslíkem na vyšší oxidy.

Výroba kyseliny sírové nitrosovou metodou je technicky formalizována dvěma způsoby:

• Komora.
• Věž.

Dusitá metoda má řadu výhod a nevýhod.

Nevýhody nitrózní metody:

• Ukazuje se 75% kyselina sírová.
• Kvalita produktu je nízká.
• Neúplný návrat oxidů dusíku (přídavek HNO3). Jejich emise jsou škodlivé.
• Kyselina obsahuje železo, oxidy dusíku a další nečistoty.

Výhody nitrózní metody:

• Cena procesu je nižší.
• Možnost zpracování SO2 na 100%.
• Jednoduchost hardwarového designu.

Hlavní ruské závody na výrobu kyseliny sírové

Roční produkce H2SO4 se u nás počítá v šesticiferných číslech – asi 10 milionů tun. Předními výrobci kyseliny sírové v Rusku jsou společnosti, které jsou navíc jejími hlavními spotřebiteli. Řeč je o firmách, jejichž oborem činnosti je výroba minerálních hnojiv. Například "Balakovo minerální hnojiva", "Ammophos".

Crimean Titan, největší výrobce oxidu titaničitého ve východní Evropě, působí v Armjansku na Krymu. Kromě toho se závod zabývá výrobou kyseliny sírové, minerálních hnojiv, síranu železa atd.

Kyselinu sírovou různého typu vyrábí mnoho továren. Například kyselina sírová pro baterie vyrábí: Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom atd.

Oleum vyrábí UCC Shchekinoazot, FKP Biysk Oleum Plant, Ural Mining and Metallurgical Company, Kirishinefteorgsintez Production Association atd.

Kyselinu sírovou o vysoké čistotě vyrábí UCC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

Vyčerpanou kyselinu sírovou lze koupit v závodech ZSS, HaloPolymer Kirovo-Chepetsk.

Komerční výrobci kyseliny sírové jsou Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Čeljabinsk zinkovna, Electrozinc atd.

Vzhledem k tomu, že pyrit je hlavní surovinou při výrobě H2SO4 a jedná se o plýtvání podniků obohacování, jeho dodavateli jsou obohacovací závody Norilsk a Talnakh.

Přední světové pozice ve výrobě H2SO4 zaujímají USA a Čína, které představují 30 milionů tun, respektive 60 milionů tun.

Rozsah kyseliny sírové

Svět ročně spotřebuje asi 200 milionů tun H2SO4, ze které se vyrábí široká škála produktů. Kyselina sírová právem drží palmu mezi ostatními kyselinami z hlediska průmyslového využití.

Jak již víte, kyselina sírová je jedním z nejdůležitějších produktů chemického průmyslu, takže rozsah kyseliny sírové je poměrně široký. Hlavní použití H2SO4 jsou následující:

• Kyselina sírová se používá v obrovských objemech pro výrobu minerálních hnojiv a zabírá asi 40 % z celkové tonáže. Z tohoto důvodu se vedle továren na hnojiva staví závody produkující H2SO4. Jedná se o síran amonný, superfosfát atd. Při jejich výrobě je kyselina sírová přijímána v čisté formě (100% koncentrace). K výrobě tuny ammofosu nebo superfosfátu bude zapotřebí 600 litrů H2SO4. Tato hnojiva se většinou používají v zemědělství.
• H2SO4 se používá k výrobě výbušnin.
• Čištění ropných produktů. K získání petroleje, benzínu, minerálních olejů je zapotřebí čištění uhlovodíků, ke kterému dochází při použití kyseliny sírové. V procesu rafinace ropy pro čištění uhlovodíků tento průmysl „bere“ až 30 % světové tonáže H2SO4. Kromě toho se oktanové číslo paliva zvyšuje kyselinou sírovou a vrty se upravují při těžbě ropy.
• v hutním průmyslu. Kyselina sírová se používá v metalurgii k odstraňování okují a rzi z drátů, plechů a také k redukci hliníku při výrobě neželezných kovů. Před potažením kovových povrchů mědí, chromem nebo niklem se povrch leptá kyselinou sírovou.
• Při výrobě léků.
• při výrobě nátěrových hmot.
• v chemickém průmyslu. H2SO4 se používá při výrobě detergentů, ethyl detergentu, insekticidů atd. a bez ní tyto procesy nejsou možné.
• K získání dalších známých kyselin, organických a anorganických sloučenin používaných pro průmyslové účely.

Soli kyseliny sírové a jejich použití

Nejdůležitější soli kyseliny sírové jsou:

• Glauberova sůl Na2SO4 10H2O (krystalický síran sodný). Rozsah jeho použití je poměrně velký: výroba skla, sody, ve veterinární medicíně a lékařství.
• Síran barnatý BaSO4 se používá při výrobě pryže, papíru, bílé minerální barvy. Kromě toho je v lékařství nepostradatelný pro skiaskopii žaludku. Pro tuto proceduru se z ní vyrábí "baryová kaše".
• Síran vápenatý CaSO4. V přírodě se vyskytuje ve formě sádrovce CaSO4 2H2O a anhydritu CaSO4. Sádra CaSO4 2H2O a síran vápenatý se používají v lékařství a stavebnictví. U sádry dochází při zahřátí na teplotu 150 - 170 °C k částečné dehydrataci, v jejímž důsledku se získává pálená sádra, u nás známá jako alabastr. Hnětením alabastru s vodou do konzistence těsta hmota rychle ztuhne a změní se v jakýsi kámen. Právě tato vlastnost alabastru se aktivně využívá při stavebních pracích: vyrábí se z ní odlitky a formy. Při štukatérských pracích je alabastr jako pojivo nepostradatelný. Pacienti traumatologických oddělení dostávají speciální fixační pevné obvazy - jsou vyrobeny na bázi alabastru.
• Železný vitriol FeSO4 7H2O se používá k přípravě inkoustu, impregnaci dřeva a také v zemědělské činnosti k ničení škůdců.
• Kamenec KCr(SO4)2 12H2O, KAl(SO4)2 12H2O aj. se používají při výrobě barev a kožedělném průmyslu (kožedělství).
• Mnozí z vás zná síran měďnatý CuSO4 5H2O z první ruky. Je aktivním pomocníkem v zemědělství v boji proti chorobám rostlin a škůdcům - vodný roztok CuSO4 5H2O se používá k moření obilí a postřiku rostlin. Používá se také k přípravě některých minerálních barev. A v každodenním životě se používá k odstranění plísní ze stěn.
• Síran hlinitý - používá se v celulózovém a papírenském průmyslu.

Kyselina sírová ve zředěné formě se používá jako elektrolyt v olověných bateriích. Kromě toho se používá k výrobě detergentů a hnojiv. Ale ve většině případů přichází ve formě olea - to je roztok SO3 v H2SO4 (lze najít i jiné vzorce olea).

Úžasný fakt! Oleum je reaktivnější než koncentrovaná kyselina sírová, ale navzdory tomu nereaguje s ocelí! Z tohoto důvodu je přeprava jednodušší než samotná kyselina sírová.

Oblast použití „královny kyselin“ je skutečně široká a je obtížné říci o všech způsobech, jak se používá v průmyslu. Používá se také jako emulgátor v potravinářském průmyslu, k úpravě vody, při syntéze výbušnin a k mnoha dalším účelům.

Historie kyseliny sírové

Kdo z nás nikdy neslyšel o modré vitriolu? Takže to bylo studováno ve starověku a v některých dílech začátku nové éry vědci diskutovali o původu vitriolu a jeho vlastnostech. Vitriol studoval řecký lékař Dioscorides, římský průzkumník přírody Plinius Starší a ve svých spisech psali o probíhajících experimentech. Pro léčebné účely používal různé vitriolové látky starověký léčitel Ibn Sina. Jak se vitriol používal v metalurgii, bylo zmíněno v dílech alchymistů starověkého Řecka Zosima z Panopole.

Prvním způsobem, jak získat kyselinu sírovou, je proces zahřívání kamence draselného a o tom jsou informace v alchymistické literatuře 13. století. Složení kamence ani podstatu procesu tehdy alchymisté neznali, ale již v 15. století se začali chemickou syntézou kyseliny sírové cíleně zabývat. Postup byl následující: alchymisté upravovali směs síry a sulfidu antimonitého Sb2S3 zahříváním s kyselinou dusičnou.

Ve středověku v Evropě se kyselina sírová nazývala „vitriolový olej“, ale pak se název změnil na vitriol.

V 17. století získával Johann Glauber kyselinu sírovou spalováním dusičnanu draselného a přírodní síry v přítomnosti vodní páry. V důsledku oxidace síry dusičnanem byl získán oxid sírový, který reagoval s vodní párou a v důsledku toho se získala olejovitá kapalina. Byl to vitriolový olej a tento název pro kyselinu sírovou existuje dodnes.

Londýnský lékárník Ward Joshua používal tuto reakci k průmyslové výrobě kyseliny sírové ve 30. letech 18. století, ale ve středověku byla její spotřeba omezena na několik desítek kilogramů. Rozsah použití byl úzký: pro alchymistické pokusy, čištění drahých kovů a ve farmaceutickém průmyslu. Koncentrovaná kyselina sírová se v malých množstvích používala při výrobě speciálních zápalek, které obsahovaly bertoletovou sůl.

Na Rusi se vitriol objevil až v 17. století.

V Birminghamu v Anglii upravil John Roebuck v roce 1746 výše uvedený způsob výroby kyseliny sírové a zahájil výrobu. Používal přitom silné velké olovem vyložené komory, které byly levnější než skleněné nádoby.

V průmyslu si tato metoda udržela pozice téměř 200 let a v komorách se získávala 65% kyselina sírová.

Po čase anglický Glover a francouzský chemik Gay-Lussac vylepšili samotný proces a začala se získávat kyselina sírová o koncentraci 78 %. Ale taková kyselina nebyla vhodná pro výrobu například barviv.

Na počátku 19. století byly objeveny nové metody oxidace oxidu siřičitého na anhydrid kyseliny sírové.

Zpočátku se to dělalo pomocí oxidů dusíku a poté byla jako katalyzátor použita platina. Tyto dva způsoby oxidace oxidu siřičitého se dále zlepšily. Oxidace oxidu siřičitého na platině a dalších katalyzátorech se stala známou jako kontaktní metoda. A oxidace tohoto plynu oxidy dusíku se nazývala nitrózní metoda výroby kyseliny sírové.

Až v roce 1831 si britský obchodník s kyselinou octovou Peregrine Philips patentoval ekonomický proces výroby oxidu sírového (VI) a koncentrované kyseliny sírové a je to právě on, kdo je dnes světu znám jako kontaktní metoda jejich získávání.

Výroba superfosfátu začala v roce 1864.

V osmdesátých letech devatenáctého století dosáhla produkce kyseliny sírové v Evropě 1 milionu tun. Hlavními producenty byly Německo a Anglie, produkující 72 % celkového objemu kyseliny sírové na světě.

Přeprava kyseliny sírové je pracný a odpovědný podnik.

Kyselina sírová patří do třídy nebezpečných chemikálií a při kontaktu s pokožkou způsobuje těžké popáleniny. Navíc může způsobit chemickou otravu člověka. Pokud se během přepravy nedodržují určitá pravidla, může kyselina sírová vzhledem ke své výbušné povaze způsobit mnoho škod jak lidem, tak životnímu prostředí.

Kyselině sírové byla přiřazena třída nebezpečnosti 8 a přepravu musí provádět speciálně vyškolení a vyškolení odborníci. Důležitou podmínkou pro dodávku kyseliny sírové je dodržování speciálně vypracovaných Pravidel pro přepravu nebezpečných věcí.

Přeprava po silnici se provádí podle následujících pravidel:

1. Pro přepravu jsou speciální kontejnery vyrobeny ze speciální ocelové slitiny, která nereaguje s kyselinou sírovou ani titanem. Takové nádoby neoxidují. Nebezpečná kyselina sírová se přepravuje ve speciálních chemických nádržích na kyselinu sírovou. Liší se konstrukcí a vybírají se během přepravy v závislosti na typu kyseliny sírové.
2. Při přepravě dýmavé kyseliny se odebírají specializované izotermické termosky, ve kterých je udržován potřebný teplotní režim pro zachování chemických vlastností kyseliny.
3. Pokud se přepravuje běžná kyselina, zvolí se nádrž na kyselinu sírovou.
4. Přeprava kyseliny sírové po silnici, jako je dýmavá, bezvodá, koncentrovaná, pro baterie, rukavice, se provádí ve speciálních kontejnerech: cisterny, sudy, kontejnery.
5. Přepravu nebezpečných věcí mohou provádět pouze řidiči, kteří mají v rukou osvědčení ADR.
6. Doba jízdy nemá žádná omezení, protože během přepravy je nutné přísně dodržovat povolenou rychlost.
7. Během přepravy je postavena speciální trasa, která by měla vést a obcházet přeplněná místa a výrobní zařízení.
8. Přeprava musí mít zvláštní označení a značky nebezpečí.

Nebezpečné vlastnosti kyseliny sírové pro člověka

Kyselina sírová představuje pro lidský organismus zvýšené nebezpečí. K jeho toxickému účinku dochází nejen přímým kontaktem s pokožkou, ale vdechováním jeho par, kdy se uvolňuje oxid siřičitý. Nebezpečí se týká:

• dýchací systém;
• Integumenty;
• Sliznice.

Intoxikaci organismu může zvýšit arsen, který je často součástí kyseliny sírové.

Důležité! Jak víte, když se kyselina dostane do kontaktu s pokožkou, dochází k těžkým popáleninám. Neméně nebezpečná je otrava parami kyseliny sírové. Bezpečná dávka kyseliny sírové ve vzduchu je pouze 0,3 mg na 1 metr čtvereční.

Pokud se kyselina sírová dostane na sliznice nebo na kůži, objeví se těžká popálenina, která se špatně hojí. Pokud je popálenina působivá co do rozsahu, u oběti se rozvine popáleninové onemocnění, které může vést i ke smrti, pokud není včas poskytnuta kvalifikovaná lékařská péče.

Důležité! Pro dospělého člověka je smrtelná dávka kyseliny sírové pouze 0,18 cm na 1 litr.

Samozřejmě je problematické „zažít na vlastní kůži“ toxický účinek kyseliny v běžném životě. Nejčastěji dochází k otravě kyselinou v důsledku zanedbání průmyslové bezpečnosti při práci s roztokem.

V důsledku technických problémů při výrobě nebo nedbalosti může dojít k hromadné otravě parami kyseliny sírové a dojde k masivnímu úniku do atmosféry. Aby k takovým situacím nedocházelo, pracují speciální služby, jejichž úkolem je kontrolovat fungování výroby, kde se používá nebezpečná kyselina.

Jaké jsou příznaky intoxikace kyselinou sírovou?

Pokud byla kyselina požita:

• Bolest v oblasti trávicích orgánů.
• Nevolnost a zvracení.
• Porušení stolice v důsledku těžkých střevních poruch.
• Silná sekrece slin.
• Kvůli toxickým účinkům na ledviny se moč stává načervenalou.
• Otok hrtanu a hrdla. Objevuje se sípání, chrapot. To může vést ke smrti udušením.
• Na dásních se objevují hnědé skvrny.
• Kůže zmodrá.

Při popálení kůže mohou nastat všechny komplikace spojené s popáleninami.

Při otravě ve dvojicích je pozorován následující obrázek:

• Popálení sliznice očí.
• Krvácení z nosu.
• Popáleniny sliznic dýchacích cest. V tomto případě oběť zažívá silný symptom bolesti.
• Otok hrtanu s příznaky dušení (nedostatek kyslíku, kůže zmodrá).
• Pokud je otrava závažná, může se objevit nevolnost a zvracení.

Je důležité vědět! Otrava kyselinou po požití je mnohem nebezpečnější než intoxikace z vdechování výparů.

První pomoc a léčebné postupy při poškození kyselinou sírovou

Při kontaktu s kyselinou sírovou postupujte následovně:

• Nejprve zavolejte sanitku. Pokud se tekutina dostala dovnitř, proveďte výplach žaludku teplou vodou. Poté v malých doušcích budete muset vypít 100 gramů slunečnicového nebo olivového oleje. Kromě toho byste měli spolknout kousek ledu, vypít mléko nebo spálenou magnézii. To musí být provedeno pro snížení koncentrace kyseliny sírové a zmírnění lidského stavu.
• Pokud se kyselina dostane do očí, vypláchněte je tekoucí vodou a poté zakápněte roztokem dikainu a novokainu.
• Pokud se kyselina dostane na kůži, je třeba popálené místo dobře omýt pod tekoucí vodou a obvázat sodou. Opláchněte asi 10-15 minut.
• V případě otravy výpary musíte vyjít na čerstvý vzduch a také opláchnout postižené sliznice vodou, pokud je to možné.

V nemocničním prostředí bude léčba záviset na oblasti popáleniny a stupni otravy. Anestezie se provádí pouze novokainem. Aby se zabránilo rozvoji infekce v postižené oblasti, je pro pacienta zvolen průběh antibiotické terapie.

Při žaludečním krvácení je aplikována plazma nebo transfuze krve. Zdroj krvácení lze odstranit chirurgicky.

1. Kyselina sírová ve své čisté 100% formě se nachází v přírodě. Například v Itálii, na Sicílii v Mrtvém moři, můžete vidět unikátní jev – kyselina sírová prosakuje přímo ze dna! A stane se toto: pyrit ze zemské kůry v tomto případě slouží jako surovina pro jeho vznik. Tomuto místu se také říká Jezero smrti a bojí se k němu přiletět i hmyz!
2. Po velkých sopečných erupcích lze často v zemské atmosféře nalézt kapky kyseliny sírové a v takových případech může „viník“ přinést negativní důsledky pro životní prostředí a způsobit vážné klimatické změny.
3. Kyselina sírová je aktivní absorbér vody, proto se používá jako sušička plynu. V dávných dobách, aby se zabránilo zamlžování oken v místnostech, byla tato kyselina nalévána do sklenic a umístěna mezi tabule okenních otvorů.
4. Kyselina sírová je hlavní příčinou kyselých dešťů. Hlavní příčinou kyselých dešťů je znečištění ovzduší oxidem siřičitým a po rozpuštění ve vodě tvoří kyselinu sírovou. Oxid siřičitý se zase uvolňuje při spalování fosilních paliv. V kyselých deštích studovaných v posledních letech se obsah kyseliny dusičné zvýšil. Důvodem tohoto jevu je snižování emisí oxidu siřičitého. Navzdory této skutečnosti zůstává kyselina sírová hlavní příčinou kyselých dešťů.

Nabízíme vám videovýběr zajímavých pokusů s kyselinou sírovou.

Zvažte reakci kyseliny sírové, když je nalita do cukru. V prvních sekundách vstupu kyseliny sírové do baňky s cukrem směs ztmavne. Po několika sekundách hmota zčerná. Nejzajímavější věc se stane dál. Hmota začíná rychle růst a vylézat z baňky. Na výstupu získáme hrdou hmotu, podobnou poréznímu dřevěnému uhlí, převyšující původní objem 3-4krát.

Autor videa navrhuje porovnat reakci Coca-Coly s kyselinou chlorovodíkovou a sírovou. Při smíchání Coca-Coly s kyselinou chlorovodíkovou nejsou pozorovány žádné vizuální změny, ale při smíchání s kyselinou sírovou se Coca-Cola začne vařit.

Zajímavou interakci lze pozorovat, když se kyselina sírová dostane na toaletní papír. Toaletní papír je vyroben z celulózy. Když kyselina vstoupí, molekuly celulózy se okamžitě rozpadají a uvolňují volný uhlík. Podobné zuhelnatění lze pozorovat, když se na dřevo dostane kyselina.

Do baňky s koncentrovanou kyselinou přidám malý kousek draslíku. V první sekundě se uvolní kouř, po kterém se kov okamžitě rozhoří, rozsvítí se a exploduje a rozřeže se na kusy.

V dalším experimentu, když kyselina sírová zasáhne zápalku, vzplane. V druhé části experimentu je hliníková fólie ponořena s acetonem a zápalkou uvnitř. Dochází k okamžitému zahřátí fólie s uvolněním obrovského množství kouře a jejímu úplnému rozpuštění.

Zajímavý efekt je pozorován při přidání jedlé sody do kyseliny sírové. Soda okamžitě zežloutne. Reakce probíhá rychlým varem a zvětšováním objemu.

Kategoricky nedoporučujeme provádět všechny výše uvedené experimenty doma. Kyselina sírová je velmi žíravá a toxická látka. Takové experimenty musí být prováděny ve speciálních místnostech, které jsou vybaveny nuceným větráním. Plyny uvolňované při reakcích s kyselinou sírovou jsou vysoce toxické a mohou způsobit poškození dýchacích cest a otravu organismu. Kromě toho se takové experimenty provádějí v osobních ochranných pomůckách pro kůži a dýchací orgány. Opatruj se!

Síra je chemický prvek, který se nachází v šesté skupině a třetí periodě periodické tabulky. V tomto článku se podrobně podíváme na jeho chemii a výrobu, použití a tak dále. Fyzikální charakteristika zahrnuje takové vlastnosti, jako je barva, úroveň elektrické vodivosti, bod varu síry atd. Chemická charakteristika popisuje její interakci s jinými látkami.

Síra z hlediska fyziky

Jedná se o křehkou látku. Za normálních podmínek je v pevném stavu agregace. Síra má citronově žlutou barvu.

A z větší části mají všechny jeho sloučeniny žluté odstíny. Nerozpouští se ve vodě. Má nízkou tepelnou a elektrickou vodivost. Tyto vlastnosti jej charakterizují jako typický nekov. Navzdory skutečnosti, že chemické složení síry není vůbec složité, může mít tato látka několik variací. Vše závisí na struktuře krystalové mřížky, s jejíž pomocí jsou atomy spojeny, ale netvoří molekuly.

Takže první možností je kosočtverečná síra. Je nejstabilnější. Bod varu tohoto typu síry je čtyři sta čtyřicet pět stupňů Celsia. Ale aby daná látka přešla do plynného skupenství agregace, musí nejprve projít kapalným skupenstvím. K tání síry tedy dochází při teplotě, která je sto třináct stupňů Celsia.

Druhou možností je monoklinická síra. Jedná se o jehličkovité krystaly tmavě žluté barvy. Tavení síry prvního typu a pak její pomalé ochlazování vede ke vzniku tohoto typu. Tato odrůda má téměř stejné fyzikální vlastnosti. Například bod varu síry tohoto typu je stále stejných čtyři sta čtyřicet pět stupňů. Kromě toho existuje taková rozmanitost této látky jako plast. Získává se zalitím do studené vody ohřáté téměř k varu kosočtverec. Bod varu síry tohoto typu je stejný. Ale látka má tu vlastnost, že se natahuje jako guma.

Další složkou fyzikální charakteristiky, o které bych chtěl mluvit, je teplota vznícení síry.

Tento indikátor se může lišit v závislosti na typu materiálu a jeho původu. Například teplota vznícení technické síry je sto devadesát stupňů. Toto je poměrně nízké číslo. V jiných případech může být bod vzplanutí síry dvě stě čtyřicet osm stupňů a dokonce dvě stě padesát šest. Vše záleží na tom, z jakého materiálu byl těžen, jakou má hustotu. Můžeme však konstatovat, že teplota spalování síry je poměrně nízká, ve srovnání s jinými chemickými prvky se jedná o hořlavou látku. Kromě toho se někdy síra může sloučit do molekul skládajících se z osmi, šesti, čtyř nebo dvou atomů. Nyní, když jsme zvážili síru z hlediska fyziky, přejděme k další části.

Chemická charakterizace síry

Tento prvek má relativně nízkou atomovou hmotnost, rovná se třiceti dvěma gramům na mol. Charakteristika sirného prvku zahrnuje takovou vlastnost této látky, jako je schopnost mít různé stupně oxidace. V tom se liší například od vodíku nebo kyslíku. Vzhledem k otázce, jaká je chemická charakteristika sirného prvku, nelze nezmínit, že v závislosti na podmínkách vykazuje jak redukční, tak oxidační vlastnosti. Takže, v pořadí, zvažte interakci dané látky s různými chemickými sloučeninami.

Síra a jednoduché látky

Jednoduché látky jsou látky, které obsahují pouze jeden chemický prvek. Jeho atomy se mohou slučovat do molekul, jako například v případě kyslíku, nebo se nemusí slučovat, jako je tomu u kovů. Takže síra může reagovat s kovy, jinými nekovy a halogeny.

Interakce s kovy

K provedení tohoto druhu procesu je nutná vysoká teplota. Za těchto podmínek probíhá adiční reakce. To znamená, že atomy kovů se spojují s atomy síry, a tak tvoří složité látky sulfidy. Pokud například zahřejete dva moly draslíku smícháním s jedním molem síry, získáte jeden mol sulfidu tohoto kovu. Rovnici lze zapsat v následujícím tvaru: 2K + S = K 2 S.

Reakce s kyslíkem

Toto je spalování síry. V důsledku tohoto procesu vzniká jeho oxid. Posledně jmenované mohou být dvou typů. Spalování síry tedy může probíhat ve dvou fázích. První je, když jeden mol síry a jeden mol kyslíku tvoří jeden mol oxidu siřičitého. Rovnici pro tuto chemickou reakci můžete napsat takto: S + O 2 \u003d SO 2. Druhým stupněm je přidání jednoho dalšího atomu kyslíku k oxidu. To se stane, když přidáte jeden mol kyslíku ke dvěma molům při vysoké teplotě. Výsledkem jsou dva moly oxidu sírového. Rovnice pro tuto chemickou interakci vypadá takto: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. V důsledku této reakce vzniká kyselina sírová. Provedením obou popsaných procesů je tedy možné nechat procházet výsledný trioxid proudem vodní páry. A dostaneme Rovnice pro takovou reakci je napsána takto: SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Interakce s halogeny

Chemické látky, stejně jako jiné nekovy, umožňují reagovat s touto skupinou látek. Zahrnuje sloučeniny jako fluor, brom, chlor, jód. Síra reaguje s kterýmkoli z nich, kromě posledního. Jako příklad můžeme uvést proces fluorace prvku periodické tabulky, o kterém uvažujeme. Zahříváním zmíněného nekovu s halogenem lze získat dvě varianty fluoridu. První případ: vezmeme-li jeden mol síry a tři moly fluoru, dostaneme jeden mol fluoridu, jehož vzorec je SF 6. Rovnice vypadá takto: S + 3F 2 = SF 6. Navíc je tu druhá možnost: vezmeme-li jeden mol síry a dva moly fluoru, dostaneme jeden mol fluoru s chemickým vzorcem SF 4 . Rovnice je zapsána v následujícím tvaru: S + 2F 2 = SF 4 . Jak vidíte, vše závisí na poměrech, ve kterých jsou složky smíchány. Úplně stejným způsobem je možné provést proces chlorace síry (mohou vzniknout i dvě různé látky) nebo bromace.

Interakce s jinými jednoduchými látkami

Tím charakterizace prvku síry nekončí. Látka může také vstoupit do chemické reakce s vodíkem, fosforem a uhlíkem. Díky interakci s vodíkem vzniká sulfidová kyselina. V důsledku jeho reakce s kovy lze získat jejich sulfidy, které se zase získají přímou reakcí síry se stejným kovem. K přidávání atomů vodíku k atomům síry dochází pouze za podmínek velmi vysoké teploty. Když síra reaguje s fosforem, vzniká jeho fosfid. Má následující vzorec: P 2 S 3. Abyste získali jeden mol této látky, musíte vzít dva moly fosforu a tři moly síry. Při interakci síry s uhlíkem vzniká karbid uvažovaného nekovu. Jeho chemický vzorec vypadá takto: CS 2. Abyste získali jeden mol této látky, musíte vzít jeden mol uhlíku a dva moly síry. Všechny výše popsané adiční reakce probíhají pouze tehdy, když jsou reaktanty zahřívány na vysoké teploty. Uvažovali jsme o interakci síry s jednoduchými látkami, nyní přejdeme k dalšímu bodu.

Síra a komplexní sloučeniny

Sloučeniny jsou látky, jejichž molekuly se skládají ze dvou (nebo více) různých prvků. Chemické vlastnosti síry jí umožňují reagovat se sloučeninami, jako jsou alkálie, stejně jako koncentrovaná síranová kyselina. Jeho reakce s těmito látkami jsou poněkud zvláštní. Nejprve zvažte, co se stane, když se dotyčný nekov smíchá s alkálií. Například, když vezmete šest molů a přidáte k nim tři moly síry, dostanete dva moly sulfidu draselného, ​​jeden mol daného siřičitanu kovu a tři moly vody. Tento druh reakce lze vyjádřit následující rovnicí: 6KOH + 3S \u003d 2K 2 S + K2SO 3 + 3H 2 O. Podle stejného principu k interakci dojde, pokud přidáte Dále zvažte chování síry, když koncentrovaný roztok přidá se k ní síranové kyseliny. Pokud vezmeme jeden mol první a dva moly druhé látky, dostaneme následující produkty: oxid sírový v množství tří molů a také vodu - dva moly. Tato chemická reakce může proběhnout pouze při zahřátí reaktantů na vysokou teplotu.

Získání uvažovaného nekovu

Existuje několik hlavních metod, kterými lze síru extrahovat z různých látek. První metodou je izolace od pyritu. Chemický vzorec posledně jmenovaného je FeS2. Když se tato látka zahřeje na vysokou teplotu bez přístupu kyslíku, lze získat další sulfid železa - FeS - a síru. Reakční rovnice je napsána následovně: FeS 2 \u003d FeS + S. Druhý způsob získávání síry, který se často používá v průmyslu, je spalování sulfidu síry za podmínek malého množství kyslíku. V tomto případě můžete získat uvažovaný nekov a vodu. Chcete-li provést reakci, musíte vzít složky v molárním poměru dvě ku jedné. V důsledku toho získáme konečné produkty v poměru dva až dva. Rovnici pro tuto chemickou reakci lze napsat takto: 2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O. Kromě toho lze síru získat během různých metalurgických procesů, například při výrobě kovů, jako je nikl, měď a další.

Průmyslové využití

Nekov, o kterém uvažujeme, našel své nejširší uplatnění v chemickém průmyslu. Jak bylo uvedeno výše, zde se používá k získání síranové kyseliny z ní. Kromě toho se síra používá jako složka pro výrobu zápalek, protože jde o hořlavý materiál. Nepostradatelný je také při výrobě výbušnin, střelného prachu, prskavek atd. Kromě toho se síra používá jako jedna ze složek přípravků na hubení škůdců. V lékařství se používá jako složka při výrobě léků na kožní onemocnění. Dotyčná látka se také používá při výrobě různých barviv. Kromě toho se používá při výrobě fosforů.

Elektronová struktura síry

Jak víte, všechny atomy se skládají z jádra, ve kterém jsou protony – kladně nabité částice – a neutrony, tedy částice, které mají nulový náboj. Elektrony obíhají kolem jádra se záporným nábojem. Aby byl atom neutrální, musí mít ve své struktuře stejný počet protonů a elektronů. Pokud jich je více, jedná se již o záporný iont - anion. Pokud je naopak počet protonů větší než počet elektronů, jedná se o kladný iont neboli kationt. Anion síry může působit jako zbytek kyseliny. Je součástí molekul látek, jako je sulfidová kyselina (sirovodík) a sulfidy kovů. Aniont vzniká při elektrolytické disociaci, ke které dochází, když se látka rozpustí ve vodě. V tomto případě se molekula rozkládá na kationt, který může být reprezentován jako kovový nebo vodíkový iont, stejně jako kationt - iont kyselého zbytku nebo hydroxylové skupiny (OH-).

Protože pořadové číslo síry v periodické tabulce je šestnáct, můžeme usoudit, že přesně tento počet protonů je v jejím jádru. Na základě toho můžeme říci, že kolem rotuje také šestnáct elektronů. Počet neutronů lze zjistit odečtením sériového čísla chemického prvku od molární hmotnosti: 32 - 16 \u003d 16. Každý elektron se neotáčí náhodně, ale po určité oběžné dráze. Vzhledem k tomu, že síra je chemický prvek, který patří do třetí periody periodické tabulky, existují tři oběžné dráhy kolem jádra. První má dva elektrony, druhý má osm a třetí má šest. Elektronový vzorec atomu síry je zapsán takto: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Prevalence v přírodě

V zásadě se uvažovaný chemický prvek nachází ve složení minerálů, což jsou sulfidy různých kovů. Především je to pyrit – sůl železa; dále je to olovo, stříbro, lesk mědi, směs zinku, rumělka - sulfid rtuťnatý. Kromě toho lze síru zahrnout také do složení minerálů, jejichž struktura je reprezentována třemi nebo více chemickými prvky.

Například chalkopyrit, mirabilit, kieserit, sádrovec. Každý z nich můžete zvážit podrobněji. Pyrit je sulfid železitý nebo FeS2. Má světle žlutou barvu se zlatým leskem. Tento minerál lze často nalézt jako nečistotu v lapis lazuli, který se široce používá k výrobě šperků. Je to dáno tím, že tyto dva minerály mají často společné ložisko. Měděný lesk – chalkocit, neboli chalkosin – je modravě šedá látka, podobná kovu. a stříbrný lesk (argentit) mají podobné vlastnosti: oba vypadají jako kovy, mají šedou barvu. Rumělka je hnědočervený matný minerál s šedými skvrnami. Chalkopyrit, jehož chemický vzorec je CuFeS 2 , je zlatožlutý, nazývá se také zlatá směs. Zinková směs (sfalerit) může mít barvu od jantarové až po ohnivě oranžovou. Mirabilite - Na 2 SO 4 x10H 2 O - průhledné nebo bílé krystaly. Říká se mu také používaný v medicíně. Chemický vzorec kieseritu je MgSO 4 x H 2 O. Vypadá jako bílý nebo bezbarvý prášek. Chemický vzorec sádrovce je CaSO 4 x2H 2 O. Kromě toho je tento chemický prvek součástí buněk živých organismů a je důležitým stopovým prvkem.

Oxid sírový je obvykle bezbarvá kapalina. Může existovat také jako led, vláknité krystaly nebo plyn. Když je oxid sírový vystaven vzduchu, začne se uvolňovat bílý kouř. Je nedílnou součástí takové reaktivní látky, jako je koncentrovaná kyselina sírová. Je to čirá, bezbarvá, olejovitá a vysoce žíravá kapalina. Používá se při výrobě hnojiv, výbušnin, jiných kyselin, ropném průmyslu a olověných akumulátorů v automobilech.

Koncentrovaná kyselina sírová: vlastnosti

Kyselina sírová se dobře rozpouští ve vodě, je korozivní pro kovy a tkaniny a při kontaktu spálí dřevo a většinu dalších organických látek. Dlouhodobá expozice nízkým koncentracím nebo krátkodobá expozice vysokým koncentracím může mít nepříznivé účinky na zdraví při vdechování.

Koncentrovaná kyselina sírová se používá k výrobě hnojiv a dalších chemikálií, při rafinaci ropy, při výrobě železa a oceli ak mnoha dalším účelům. Protože má dostatečně vysoký bod varu, lze jej použít k uvolnění těkavějších kyselin z jejich solí. Koncentrovaná kyselina sírová má silné hygroskopické vlastnosti. Někdy se používá jako sušící činidlo k dehydrataci (odstranění vody chemickými prostředky) mnoha sloučenin, jako jsou sacharidy.

Reakce kyseliny sírové

Koncentrovaná kyselina sírová reaguje neobvyklým způsobem na cukr a zanechává za sebou křehkou houbovitou černou hmotu uhlíku. Podobná reakce je pozorována při kontaktu s pokožkou, celulózou a jinými rostlinnými a živočišnými vlákny. Když se koncentrovaná kyselina smíchá s vodou, uvolní se velké množství tepla, které stačí k okamžitému varu. Pro zředění by se měl pomalu přidávat do studené vody za stálého míchání, aby se omezilo hromadění tepla. Kyselina sírová reaguje s kapalinou a vytváří hydráty s výraznými vlastnostmi.

fyzikální vlastnosti

Bezbarvá kapalina bez zápachu ve zředěném roztoku má kyselou chuť. Kyselina sírová je extrémně agresivní, když je vystavena pokožce a všem tkáním těla a způsobuje vážné popáleniny při přímém kontaktu. Ve své čisté formě není H 2 SO4 vodičem elektřiny, ale s přidáním vody se situace mění v opačném směru.

Některé vlastnosti jsou, že molekulová hmotnost je 98,08. Bod varu je 327 stupňů Celsia, bod tání -2 stupně Celsia. Kyselina sírová je silná minerální kyselina a díky svému širokému komerčnímu využití je jedním z hlavních produktů chemického průmyslu. Vzniká přirozeně oxidací sulfidových materiálů, jako je sulfid železa.

Chemické vlastnosti kyseliny sírové (H 2 SO4) se projevují v různých chemických reakcích:

1. Při interakci s alkáliemi se tvoří dvě řady solí, včetně síranů.
2. Reaguje s uhličitany a hydrogenuhličitany za vzniku solí a oxidu uhličitého (CO 2).
3. Na kovy působí různě, v závislosti na teplotě a stupni zředění. Studený a zředěný poskytuje vodík, horký a koncentrovaný dává emise SO 2 .
4. Při varu se roztok H 2 SO4 (koncentrovaná kyselina sírová) rozkládá na oxid sírový (SO 3) a vodu (H 2 O). K chemickým vlastnostem patří i role silného oxidačního činidla.

nebezpečí ohně

Kyselina sírová je vysoce reaktivní pro zapálení jemných hořlavých materiálů při kontaktu. Při zahřátí se začnou uvolňovat vysoce toxické plyny. Je výbušný a neslučitelný s velkým množstvím látek. Při zvýšených teplotách a tlacích může docházet k agresivním chemickým změnám a deformacím. Může prudce reagovat s vodou a jinými kapalinami a způsobit stříkání.

hazardování se zdravím

Kyselina sírová leptá všechny tkáně těla. Vdechování par může způsobit vážné poškození plic. Poškození sliznice očí může vést k úplné ztrátě zraku. Kontakt s kůží může způsobit závažnou nekrózu. I pár kapek může být smrtelných, pokud se kyselina dostane do průdušnice. Chronická expozice může způsobit tracheobronchitidu, stomatitidu, konjunktivitidu, gastritidu. Může dojít k perforaci žaludku a zánětu pobřišnice, doprovázené kolapsem krevního oběhu. Kyselina sírová je vysoce žíravá látka, se kterou je nutné zacházet s extrémní opatrností. Příznaky a symptomy po expozici mohou být závažné a zahrnují slintání, intenzivní žízeň, potíže s polykáním, bolest, šok a popáleniny. Zvratky mají většinou barvu mleté ​​kávy. Akutní inhalační expozice může způsobit kýchání, chrapot, dušení, laryngitidu, dušnost, podráždění dýchacích cest a bolest na hrudi. Může se také objevit krvácení z nosu a dásní, plicní edém, chronická bronchitida a zápal plic. Vystavení se kůži může mít za následek těžké bolestivé popáleniny a dermatitidu.

První pomoc

1. Přesuňte postižené na čerstvý vzduch. Pohotovostní pracovníci by se přitom měli vyhýbat působení kyseliny sírové.
2. Zhodnoťte vitální funkce, včetně pulsu a dechové frekvence. Pokud není puls detekován, proveďte resuscitaci v závislosti na dalších obdržených zraněních. Pokud je dýchání přítomné a obtížné, poskytněte podporu dýchání.
3. Odstraňte znečištěný oděv co nejdříve.
4. Při zasažení očí vyplachujte teplou vodou alespoň 15 minut, pokožku omyjte mýdlem a vodou.
5. Při vdechování toxických výparů si vypláchněte ústa velkým množstvím vody, vypijte a je zakázáno si samovolně vyvolávat zvracení.
6. Dopravit zraněného do zdravotnického zařízení.

Kyselina sírová H2S04, molární hmotnost 98,082; bezbarvý olejový, bez zápachu. Velmi silná dikyselina, při 18°C ​​s K a 1 - 2,8, K2 1,2 10-2, pK A 2 1,92; délky vazeb v S=O 0,143 nm, S-OH 0,154 nm, úhel HOSOH 104°, OSO 119°; vře za rozkladu, tvoří se (98,3 % H 2 SO 4 a 1,7 % H 2 O s bodem varu 338,8 °C; viz též tab. 1). Kyselina sírová, odpovídající 100% obsahu H2SO4, má složení (%): H2SO4 99,5%, HSO 4 - 0,18%, H3SO4 + 0,14%, H30 + 0 09%, H2S 207 0,04 %, HS207 0,05 %. Mísitelný s a SO 3 ve všech poměrech. Ve vodných roztocích kyselina sírová téměř úplně disociuje na H +, HSO 4 - a SO 4 2-. Tvoří H 2 SO 4 · n H 2 O, kde n= 1, 2, 3, 4 a 6,5.

roztoky SO 3 v kyselině sírové se nazývají oleum, tvoří dvě sloučeniny H 2 SO 4 SO 3 a H 2 SO 4 2SO 3. Oleum obsahuje také kyselinu pyrosírovou, která se získává reakcí: H 2 SO 4 +SO 3 =H 2 S 2 O 7 .

Získání kyseliny sírové

Surovina pro příjem kyselina sírová slouží jako: S, sulfidy kovů, H 2 S, odpady z tepelných elektráren, sírany Fe, Ca atd. Hlavní etapy získávání kyselina sírová: 1) suroviny pro získání SO2; 2) S02 na S03 (konverze); 3) SO3. V průmyslu se k získání používají dva způsoby kyselina sírová, lišící se způsobem oxidace SO 2 - kontaktní pomocí pevných katalyzátorů (kontaktů) a nitrous - s oxidy dusíku. Pro získání kyselina sírová Při kontaktní metodě moderní závody používají vanadové katalyzátory, které vytlačily oxidy Pt a Fe. Čistý V 2 O 5 má slabou katalytickou aktivitu, která se prudce zvyšuje v přítomnosti alkalických kovů, přičemž největší účinek mají soli K. 7 V 2 O 5 a K 2 S 2 O 7 V 2 O 5 rozkládající se při 315-330 365-380 a 400-405 °C, v daném pořadí). Katalyzovaná aktivní složka je v roztaveném stavu.

Schéma oxidace S02 na S03 lze znázornit následovně:

V první fázi je dosaženo rovnováhy, druhá fáze je pomalá a určuje rychlost procesu.

Výroba kyselina sírová ze síry metodou dvojího kontaktu a dvojité absorpce (obr. 1) se skládá z následujících stupňů. Vzduch po vyčištění od prachu je přiváděn plynovým dmychadlem do sušící věže, kde je vysušen z 93-98% kyselina sírová na obsah vlhkosti 0,01 % obj. Vysušený vzduch vstupuje do sirné pece po předehřátí v jednom z výměníků tepla kontaktní jednotky. Síra se spaluje v peci, dodávaná tryskami: S + O 2 \u003d SO 2 + 297,028 kJ. Plyn obsahující 10-14 % obj. SO 2 se v kotli ochladí a po zředění vzduchem na obsah SO 2 9-10 % obj. při 420 °C vstupuje do kontaktního aparátu pro první stupeň přeměny, který probíhá na třech vrstvách katalyzátoru (SO 2 + V 2 O 2 = SO 3 + 96,296 kJ), načež se plyn ochladí ve výměnících tepla. Poté plyn obsahující 8,5-9,5 % SO 3 při 200 °C vstupuje do prvního stupně absorpce do absorbéru, je irigován a 98 % kyselina sírová: SO3 + H20 \u003d H2SO4 + 130,56 kJ. Plyn je poté rozstřikován. kyselina sírová, zahřátý na 420 °C a vstupuje do druhého stupně konverze, proudí na dvou vrstvách katalyzátoru. Před druhým absorpčním stupněm je plyn ochlazen v ekonomizéru a přiváděn do druhého stupně absorbéru, zavlažován 98% kyselina sírová a poté, po vyčištění od potřísnění, se uvolní do atmosféry.

1 - sirná pec; 2 - kotel na odpadní teplo; 3 - ekonomizér; 4 - spouštěcí pec; 5, 6 - výměníky tepla spouštěcí pece; 7 - kontaktní zařízení; 8 - výměníky tepla; 9 - absorbér olea; 10 - sušící věž; 11 a 12, v tomto pořadí, první a druhý absorbér monohydrátu; 13 - sběrače kyselin.

1 - podavač desek; 2 - trouba; 3 - kotel na odpadní teplo; 4 - cyklony; 5 - elektrostatické odlučovače; 6 - mycí věže; 7 - mokré elektrostatické odlučovače; 8 - foukací věž; 9 - sušící věž; 10 - lapač postřiku; 11 - první absorbér monohydrátu; 12 - výměníky tepla; 13 - kontaktní zařízení; 14 - absorbér olea; 15 - druhý absorbér monohydrátu; 16 - chladničky; 17 - sbírky.

1 - denitrační věž; 2, 3 - první a druhá výrobní věž; 4 - oxidační věž; 5, 6, 7 - absorpční věže; 8 - elektrostatické odlučovače.

Výroba kyselina sírová ze sulfidů kovů (obr. 2) je mnohem složitější a skládá se z následujících operací. Pražení FeS 2 se provádí ve vzduchové fluidní peci: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + 13476 kJ. Pečicí plyn s obsahem SO 2 13-14% o teplotě 900°C vstupuje do kotle, kde je ochlazen na 450°C. Odstraňování prachu se provádí v cyklonu a elektrostatickém odlučovači. Dále plyn prochází dvěma mycími věžemi, zavlažovanými 40 % a 10 % kyselina sírová. Zároveň se plyn konečně čistí od prachu, fluoru a arsenu. Pro čištění plynu z aerosolu kyselina sírová V pracích věžích jsou vytvořeny dva stupně mokrých elektrostatických odlučovačů. Po vysušení v sušící věži, před kterým je plyn zředěn na obsah 9 % SO 2 , je dmychadlem přiváděn do prvního konverzního stupně (3 lože katalyzátoru). Ve výměnících tepla se plyn ohřívá na 420 °C v důsledku tepla plynu přicházejícího z prvního stupně konverze. SO 2 oxidovaný na 92-95 % v SO 3 přechází do prvního stupně absorpce v absorbérech olea a monohydrátu, kde se uvolňuje z SO 3 . Dále plyn obsahující SO 2 ~ 0,5 % vstupuje do druhého stupně konverze, který probíhá na jedné nebo dvou vrstvách katalyzátoru. Plyn je předběžně ohříván v další skupině výměníků až na 420 °C vlivem tepla plynů přicházejících z druhého stupně katalýzy. Po oddělení SO 3 ve druhém stupni absorpce se plyn uvolňuje do atmosféry.

Stupeň konverze SO 2 na SO 3 při kontaktní metodě je 99,7 %, stupeň absorpce SO 3 je 99,97 %. Výroba kyselina sírová prováděné v jednom stupni katalýzy, přičemž stupeň konverze SO 2 na SO 3 nepřesahuje 98,5 %. Před vypuštěním do atmosféry se plyn čistí od zbývajícího SO 2 (viz). Produktivita moderních závodů je 1500-3100 tun/den.

Podstatou nitrózní metody (obr. 3) je, že pražící plyn se po ochlazení a vyčištění od prachu ošetří tzv. nitrosou - kyselina sírová ve kterém jsou rozpuštěny oxidy dusíku. SO 2 je absorbován nitrosou a poté oxidován: SO 2 + N 2 O 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + NO. Vzniklý NO je špatně rozpustný v nitrose a uvolňuje se z ní a poté částečně oxiduje kyslíkem v plynné fázi na NO 2 . Směs NO a NO 2 se reabsorbuje kyselina sírová atd. Oxidy dusíku se v procesu dusíku nespotřebovávají a v důsledku jejich neúplné absorpce se vracejí do výrobního cyklu. kyselina sírová jsou částečně unášeny výfukovými plyny. Výhody nitrózní metody: jednoduchost provedení hardwaru, nižší cena (o 10-15% nižší než kontaktní), možnost 100% zpracování SO 2 .

Instrumentace věžového nitrousového procesu je jednoduchá: SO 2 se zpracovává v 7-8 vyložených věžích s keramickou náplní, jedna z věží (dutá) má nastavitelný oxidační objem. Věže mají sběrače kyselin, chladničky, čerpadla, která dodávají kyselinu do tlakových nádrží nad věžemi. Před posledními dvěma věžemi je instalován ocasní ventilátor. Pro čištění plynu z aerosolu kyselina sírová slouží jako elektrostatický odlučovač. Oxidy dusíku potřebné pro proces se získávají z HN03. Pro snížení emisí oxidů dusíku do atmosféry a 100% zpracování SO 2 je mezi výrobní a absorpční zónou instalován cyklus bezdusitého zpracování SO 2 v kombinaci s vodně-kyselinovou metodou pro hloubkové zachycení oxidů dusíku. Nevýhodou nitrózní metody je nízká kvalita produktu: koncentrace kyselina sírová 75 %, přítomnost oxidů dusíku, Fe a dalších nečistot.

Aby se snížila možnost krystalizace kyselina sírová během přepravy a skladování jsou stanoveny normy pro komerční jakosti kyselina sírová, jehož koncentrace odpovídá nejnižším krystalizačním teplotám. Obsah kyselina sírová v technických stupních (%): věžová (dusitá) 75, kontaktní 92,5-98,0, oleum 104,5, vysokoprocentní oleum 114,6, baterie 92-94. kyselina sírová skladovány v ocelových nádržích o objemu až 5000 m 3, jejich celková kapacita ve skladu je dimenzována na desetidenní výrobu. Oleum a kyselina sírová přepravovány v ocelových železničních cisternách. Koncentrovaný a bateriový kyselina sírová přepravováno v kyselinovzdorných ocelových cisternách. Nádrže pro přepravu olea jsou pokryty tepelnou izolací a oleum je před plněním ohříváno.

Určit kyselina sírová kolorimetricky a fotometricky, ve formě suspenze BaSO 4 - fototurbidimetricky i coulometrickou metodou.

Použití kyseliny sírové

Kyselina sírová se používá při výrobě minerálních hnojiv, jako elektrolyt v olověných bateriích, k výrobě různých minerálních kyselin a solí, chemických vláken, barviv, dýmotvorných látek a výbušnin, v ropném, kovodělném, textilním, kožedělném a jiná odvětví. Používá se v průmyslové organické syntéze při dehydratačních reakcích (získání diethyletheru, esterů), hydrataci (etanol z ethylenu), sulfonaci (a meziprodukty při výrobě barviv), alkylaci (získání isooktanu, polyethylenglykolu, kaprolaktamu) atd. Největší spotřebitel kyselina sírová- výroba minerálních hnojiv. Na 1 tunu fosfátových hnojiv P 2 O 5 se spotřebuje 2,2-3,4 tuny kyselina sírová a pro 1 t (NH4)2S04 - 0,75 t kyselina sírová. Proto bývají závody na výrobu kyseliny sírové stavěny ve spojení se závody na výrobu minerálních hnojiv. Světová produkce kyselina sírová v roce 1987 dosáhl 152 milionů tun.

Kyselina sírová a oleum - extrémně agresivní látky, které postihují dýchací cesty, kůži, sliznice, způsobují potíže s dýcháním, kašel, často - laryngitida, tracheitida, bronchitida atd. MPC aerosolu kyseliny sírové ve vzduchu pracovního prostoru je 1,0 mg/m 3 , v atmosféře 0,3 mg/m 3 (maximálně jednorázově) a 0,1 mg/m 3 (denní průměr). Nápadná koncentrace par kyselina sírová 0,008 mg/l (60 min expozice), smrtelně 0,18 mg/l (60 min). Třída nebezpečnosti 2. Aerosol kyselina sírová se může tvořit v atmosféře v důsledku emisí z chemického a metalurgického průmyslu obsahujících oxidy S a vypadávat jako kyselé deště.

Každý člověk v hodině chemie studoval kyseliny. Jedna z nich se nazývá kyselina sírová a má označení HSO 4. O tom, jaké jsou vlastnosti kyseliny sírové, náš článek řekne.

Fyzikální vlastnosti kyseliny sírové

Čistá kyselina sírová nebo monohydrát je bezbarvá olejovitá kapalina, která při +10 °C tuhne na krystalickou hmotu. Kyselina sírová určená pro reakce obsahuje 95 % H 2 SO 4 a má hustotu 1,84 g/cm 3 . 1 litr takové kyseliny váží 2 kg. Kyselina tvrdne při -20°C. Skupenské teplo tání je 10,5 kJ/mol při teplotě 10,37°C.

Vlastnosti koncentrované kyseliny sírové jsou různé. Například při rozpuštění této kyseliny ve vodě se uvolní velké množství tepla (19 kcal / mol) v důsledku tvorby hydrátů. Tyto hydráty lze izolovat z roztoku při nízkých teplotách v pevné formě.

Kyselina sírová je jedním z nejzákladnějších produktů chemického průmyslu. Je určen k výrobě minerálních hnojiv (síran amonný, superfosfát), různých solí a kyselin, detergentů a léčiv, umělých vláken, barviv, výbušnin. Kyselina sírová se také používá v metalurgii (například rozklad uranových rud), k čištění ropných produktů, k sušení plynů a tak dále.

Chemické vlastnosti kyseliny sírové

Chemické vlastnosti kyseliny sírové jsou:

1. Interakce s kovy:
   • zředěná kyselina rozpouští pouze ty kovy, které jsou nalevo od vodíku v sérii napětí, například H 2 + 1 SO 4 + Zn 0 \u003d H 2 O + Zn + 2 SO 4;
   • oxidační vlastnosti kyseliny sírové jsou skvělé. Při interakci s různými kovy (kromě Pt, Au) může být redukován na H 2 S -2, S +4 O 2 nebo S 0, například:
   • 2H2+6S04 + 2Ag0 = S +402 + Ag2 + 1 S04 + 2H20;
   • 5H2+6S04 + 8Nao \u003d H2S-2 + 4Na2+1 SO4 + 4H20;
2. Koncentrovaná kyselina H 2 S +6 O 4 také reaguje (při zahřívání) s některými nekovy, přičemž se mění na sloučeniny síry s nižším oxidačním stavem, např.:
   • 2H2S + 604 + Co = 2S +402 + C +402 + 2H20;
   • 2H2S + 604 + S 0 = 3S +402 + 2H20;
   • 5H2S + 604 + 2P0 = 2H3P +504 + 5S +402 + 2H20;
3. Se zásaditými oxidy:
   • H2S04 + CuO = CuS04 + H20;
4. S hydroxidy:
   • Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20;
   • 2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20;
5. Interakce se solemi při výměnných reakcích:
   • H2S04 + BaCl2 \u003d 2HCl + BaS04;

Ke stanovení této kyseliny a rozpustných síranů se využívá tvorba BaSO 4 (bílá sraženina, nerozpustná v kyselinách).

Monohydrát je ionizační rozpouštědlo kyselého charakteru. Je velmi dobré v něm rozpustit sírany mnoha kovů, například:

• 2H2S04 + HN03 \u003d N02 + + H30 + + 2HS04-;
• HCl04 + H2SO4 \u003d Cl04 - + H3SO4+.

Koncentrovaná kyselina je poměrně silné oxidační činidlo, zejména při zahřívání, například 2H 2 SO 4 + Cu = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.

Kyselina sírová, která působí jako oxidační činidlo, se obvykle redukuje na SO 2 . Ale může být redukován na S a dokonce na H2S, například H2S + H2SO4 = SO2 + 2H20 + S.

Monohydrát téměř nemůže vést elektřinu. Vodné roztoky kyselin jsou naopak dobrými vodiči. Kyselina sírová silně absorbuje vlhkost, proto se používá k sušení různých plynů. Jako vysoušedlo působí kyselina sírová tak dlouho, dokud je tlak vodní páry nad jejím roztokem nižší než její tlak v plynu, který se suší.

Pokud se vaří zředěný roztok kyseliny sírové, odebere se z něj voda, přičemž bod varu stoupne například na 337 °C, když se začne destilovat kyselina sírová o koncentraci 98,3 %. Naopak z roztoků, které jsou koncentrovanější, se přebytečný anhydrid kyseliny sírové odpařuje. Pára vroucí při teplotě 337 °C kyselina se částečně rozloží na SO 3 a H 2 O, které se po ochlazení opět spojí. Vysoký bod varu této kyseliny je vhodný pro použití při oddělování těkavých kyselin od jejich solí při zahřívání.

Opatření pro manipulaci s kyselinami

Při manipulaci s kyselinou sírovou je třeba dbát zvýšené opatrnosti. Když se tato kyselina dostane do kontaktu s pokožkou, kůže zbělá, poté zhnědne a objeví se zarudnutí. Okolní tkáň oteče. Pokud se tato kyselina dostane do kontaktu s jakoukoli částí těla, je třeba ji rychle omýt vodou a popálené místo namazat roztokem sody.

Nyní víte, že kyselina sírová, jejíž vlastnosti jsou dobře studovány, je prostě nepostradatelná pro různé druhy výroby a těžby.