황산 및 그 화학적 특성. 황산의 산화 특성

황산의 산업적 생산은 15세기에 시작되었습니다. 당시 이 물질은 "vitriol"이라고 불렸습니다. 오늘날 그것은 산업에서 널리 사용되는 요구되는 물질입니다. 황산 발견의 새벽에이 물질에 대한 인류의 전체 필요가 수십 리터였다면 오늘날 청구서는 연간 수백만 톤에 이릅니다.

100% 농도의 순수한 황산(공식 H2SO4)은 걸쭉한 무색 액체입니다. 그것의 주요 속성은 높은 열 방출과 함께 높은 흡습성입니다. 농축 용액에는 40%의 용액이 포함됩니다. 팔라듐이나 은을 녹일 수 있습니다. 농도가 낮을수록 물질은 덜 활성적이고 예를 들어 구리 또는 황동과 반응합니다.

H2SO4는 자연에서 순수한 형태로 발생합니다. 예를 들어, 시칠리아의 데드 레이크에서는 황산이 바닥에서 스며 나옵니다. 이 경우 황철석은 지각. 또한, 대규모 화산 폭발 후에 작은 방울의 황산이 종종 지구 대기 중으로 떨어지며, 이 경우 H2SO4는 심각한 기후 변화를 일으킬 수 있습니다.

황산을 얻습니다.

자연계에 황산이 존재함에도 불구하고 대부분은 황산이 생성된다. 산업 방식.

오늘날 가장 흔한 것은 연락 방법생산: 피해를 줄입니다. 환경모든 소비자에게 가장 적합한 제품을 얻으십시오. 덜 인기있는 것은 산화 질소로 산화를 포함하는 아산화질소 생산 방법입니다.

다음 물질은 접촉 생산에서 원료로 작용합니다.

황;
황철광(황철광);
산화바나듐(촉매로 사용);
다양한 금속의 황화물;
황화수소.

시작하기 전에 생산 과정원료가 준비 중이며 우선 황철광이 특수 분쇄 기계에서 분쇄됩니다. 이렇게하면 활성 물질의 접촉 면적이 증가하여 반응 속도를 높일 수 있습니다. 그런 다음 황철광을 청소합니다. 이를 위해 큰 물 용기에 담그고 불순물과 폐석이 표면에 떠서 제거됩니다.

생산 자체는 여러 단계로 나눌 수 있습니다.

연삭 후 정제된 황철광은 로에 로드되어 최대 800도의 온도에서 소성됩니다. 아래에서 공기는 역류 원리에 따라 챔버로 공급되며, 이로 인해 Perit은 정지 상태에 있습니다. 이전에는 이러한 발사가 몇 시간 내에 발생했지만 이제는 프로세스가 몇 초가 걸립니다. 로스팅 과정에서 형성된 산화철 형태의 폐기물은 제거되어 야금 기업으로 보내집니다. 소성 중 SO2 및 O2 가스와 수증기가 방출됩니다. 가장 작은 입자와 수증기로부터 세척한 후 산소와 순수한 황산화물을 얻습니다.
두 번째 단계에서는 바나듐 촉매가 포함된 압력 하에서 발열 반응이 발생합니다. 반응은 420도의 온도에서 시작되지만 효율성을 높이기 위해 550도까지 올릴 수 있습니다. 반응 중 촉매 산화가 일어나 SO2가 SO로 전환
세 번째 생산 단계는 흡수탑에서 SO3를 흡수하여 H2SO4 oleum을 형성하고 탱크에 채워 소비자에게 보내는 것입니다. 생산 중 과도한 열은 난방에 사용됩니다.

러시아에서는 연간 약 1천만 톤의 H2SO4가 생산됩니다. 동시에 주요 생산자는 주요 소비자이기도 한 회사입니다. 기본적으로 이들은 Ammophos, Balakovo Mineral Fertilizers와 같은 광물질 비료를 생산하는 기업입니다. 주요 원료인 황철석은 농축 기업의 폐기물이기 때문에 공급 업체는 Talnakh 및 Norilsk 농축 공장입니다.

세계에서 H2SO4 생산의 선두 주자는 중국과 미국으로 연간 각각 6000만 톤과 3000만 톤의 물질을 생산합니다.

황산의 사용.

세계 산업은 다양한 유형의 제품을 생산하기 위해 연간 약 2억 톤의 황산을 소비합니다. 산업적 사용 측면에서 모든 산 중에서 1위입니다.

비료 생산. 황산의 주요 소비자(약 40%)는 비료 생산입니다. 이것이 H2SO4를 생산하는 식물이 비료를 생산하는 식물 근처에 건설되는 이유입니다. 때로는 공통 생산 주기를 가진 동일한 기업의 일부입니다. 이 생산에는 100% 농도의 순수한 산이 사용됩니다. 1톤의 과인산염 또는 탄약을 생산하기 위해 가장 자주 사용됩니다. 농업, 약 600리터의 황산이 필요합니다.
탄화수소의 정제. 휘발유, 등유 생산, 미네랄 오일또한 황산 없이는하지 않습니다. 이 산업은 또한 세계에서 생산되는 모든 H2SO4의 약 30%를 소비하며, 이 경우 정유 공정에서 정제에 사용됩니다. 또한 석유 생산 중 유정을 처리하고 연료의 옥탄가를 증가시킵니다.
야금. 황산청소를 위한 야금술에서 사용되는 판금, 철사 및 녹, 스케일의 모든 종류의 블랭크 및 비철 금속 생산시 알루미늄 복원. 니켈, 크롬 또는 구리로 코팅하기 전에 금속 표면을 에칭하는 데 사용됩니다.
화학 산업. H2SO4의 도움으로 인산, 불화수소산 및 기타 산, 황산알루미늄과 같은 많은 유기 및 무기 화합물이 생성됩니다. 펄프 및 제지 산업. 그것 없이는 에틸 알코올, 의약품, 세제, 살충제 및 기타 물질.

H2SO4의 범위는 실로 방대하여 산업적으로 사용되는 모든 방법을 나열하는 것은 불가능합니다. 또한 정수, 염료 생산, 식품 산업의 유화제, 폭발물 합성 및 기타 여러 용도로 사용됩니다.

산은 예를 들어 SO4, SO3, PO4 등과 같이 수소 원자와 산성 잔기로 구성된 화합물입니다. 이들은 무기 및 유기입니다. 전자는 염산, 인산, 황화물, 질산, 황산을 포함합니다. 두 번째 - 아세트산, 팔미트산, 포름산, 스테아르산 등

황산이란 무엇인가

이 산은 두 개의 수소 원자와 산 잔기 SO4로 구성됩니다. 그것은 공식 H2SO4를 가지고 있습니다.

황산 또는 황산염이라고도 하는 황산은 무기 산소 함유 이염기산을 나타냅니다. 이 물질은 가장 공격적이고 화학적으로 활성인 물질 중 하나로 간주됩니다. 대부분의 화학 반응에서 산화제로 작용합니다. 이 산은 농축되거나 희석된 형태로 사용될 수 있으며, 이 두 경우에는 약간 다릅니다. 화학적 특성.

물리적 특성

정상적인 조건에서 황산은 액체 상태이며 끓는점은 약 섭씨 279.6도, 고체 결정으로 변할 때의 어는점은 100 %에서 약 -10도, 95 %에서 약 -20도입니다.

순수한 100% 황산염은 유성입니다. 액체 물질무색 무색으로 물보다 밀도가 거의 두 배 - 1840kg / m3입니다.

황산염의 화학적 성질

황산은 금속, 그 산화물, 수산화물 및 염과 반응합니다. 다양한 비율의 물로 희석하면 다르게 작용할 수 있으므로 농축된 황산과 약한 황산 용액의 특성을 별도로 자세히 살펴보겠습니다.

진한 황산 용액

농축 용액은 90% 황산염을 포함하는 용액으로 간주됩니다. 이러한 황산 용액은 적은 양으로도 반응할 수 있습니다. 활성 금속, 뿐만 아니라 비금속, 수산화물, 산화물, 염. 이러한 황산염 용액의 특성은 진한 질산의 특성과 유사합니다.

금속과의 상호작용

황산염의 농축 용액과 금속 전압의 전기화학적 계열(즉, 가장 활성이 아닌)에서 수소 오른쪽에 위치한 금속과 화학 반응을 하는 동안 다음 물질이 형성됩니다. 물과 이산화황의 상호 작용이 일어납니다. 나열된 물질이 형성되는 상호 작용의 결과로 금속에는 구리(구리), 수은, 비스무트, 은(아르젠툼), 백금 및 금(오룸)이 포함됩니다.

비활성 금속과의 상호 작용

전압 계열에서 수소의 왼쪽에 있는 금속의 경우 진한 황산은 약간 다르게 작용합니다. 이러한 화학 반응의 결과로 특정 금속의 황산염, 황화수소 또는 순수한 황과 물과 같은 물질이 형성됩니다. 그러한 반응이 일어나는 금속에는 철(페륨), 마그네슘, 망간, 베릴륨, 리튬, 바륨, 칼슘 및 알루미늄, 크롬, 니켈 및 티타늄 - 농축 황산염은 반응하지 않습니다.

비금속과의 상호작용

이 물질은 강력한 산화제이므로 탄소(탄소) 및 황과 같은 비금속과 산화 환원 화학 반응에 참여할 수 있습니다. 이러한 반응의 결과로 반드시 물이 방출됩니다. 이 물질이 탄소에 첨가되면 이산화탄소와 이산화황도 함께 방출됩니다. 그리고 유황에 산을 넣으면 이산화황과 물만 나옵니다. 이러한 화학 반응에서 황산염은 산화제의 역할을 합니다.

유기 물질과의 상호 작용

탄화는 황산과 유기 물질의 반응으로 구분할 수 있습니다. 이러한 과정은 주어진 물질이 종이, 설탕, 섬유, 나무 등과 충돌할 때 발생합니다. 이 경우 어떤 경우에도 탄소가 방출됩니다. 반응 중에 형성된 탄소는 과량의 황산과 부분적으로 상호작용할 수 있습니다. 사진은 중간 농도의 황산염 용액과 설탕의 반응을 보여줍니다.

염류와의 반응

또한 H2SO4의 농축 용액은 건조 염과 반응합니다. 이 경우 염의 구조에 존재하는 금속 황산염과 염의 조성에 있던 잔류물이 있는 산이 형성되는 표준 교환 반응이 발생합니다. 그러나 진한 황산은 염 용액과 반응하지 않습니다.

다른 물질과의 상호 작용

또한이 물질은 금속 산화물 및 그 수산화물과 반응 할 수 있습니다. 이러한 경우 교환 반응이 발생하고 첫 번째 금속 황산염과 물은 두 번째에서 동일하게 방출됩니다.

약한 황산염 용액의 화학적 성질

묽은 황산은 많은 물질과 반응하며 모든 산과 동일한 특성을 가지고 있습니다. 농축된 것과 달리 활성 금속, 즉 일련의 전압에서 수소 왼쪽에 있는 금속과만 상호 작용합니다. 이 경우 모든 산의 경우와 마찬가지로 동일한 치환 반응이 발생합니다. 이것은 수소를 방출합니다. 또한, 이러한 산성 용액은 염 용액과 상호 작용하며, 그 결과 이미 위에서 논의한 바와 같이 산화물과의 교환 반응이 발생합니다. 농축된 수산화물과도 마찬가지입니다. 일반 황산염 외에도 수산화물과 황산의 상호 작용 산물인 황산수소염도 있습니다.

용액에 황산 또는 황산염이 포함되어 있는지 확인하는 방법

이러한 물질이 용액에 존재하는지 확인하기 위해 황산염 이온에 대한 특별한 정성 반응이 사용되어 찾을 수 있습니다. 그것은 용액에 바륨 또는 그 화합물을 첨가하는 것으로 구성됩니다. 결과적으로 침전물이 형성될 수 있습니다. 흰색(바륨 황산염), 황산염 또는 황산의 존재를 나타냅니다.

황산은 어떻게 생성됩니까?

이 물질을 산업적으로 생산하는 가장 일반적인 방법은 황철광에서 추출하는 것입니다. 이 프로세스는 3단계로 진행되며 각 단계는 특정 화학 반응. 그들을 고려해 봅시다. 첫째, 산소가 황철석에 첨가되어 추가 반응에 사용되는 산화철과 이산화황이 형성됩니다. 이 상호 작용은 고온에서 발생합니다. 다음으로 산화바나듐인 촉매의 존재하에서 산소를 첨가하여 삼산화황을 얻는 단계가 이어진다. 이제 마지막 단계에서 생성 된 물질에 물을 첨가하여 황산염을 얻습니다. 이것은 황산염의 산업적 추출을 위한 가장 일반적인 공정이며 황철석이 이 기사에서 설명된 물질의 합성에 적합한 가장 접근하기 쉬운 원료이기 때문에 가장 자주 사용됩니다. 이러한 공정을 사용하여 얻은 황산은 화학 산업 및 기타 여러 산업(예: 정유, 광석 드레싱 등)에서 다양한 산업 분야에서 사용됩니다. 또한 많은 합성 섬유의 제조 기술에도 자주 사용됩니다.

정의

무수 황산무겁다 점성 액체, 어떤 비율로든 쉽게 물과 섞일 수 있음: 상호 작용은 예외적으로 큰 발열 효과(무한 희석에서 ~880kJ/mol)를 특징으로 하며 물이 산에 추가되면 혼합물이 폭발적으로 끓고 튀는 결과를 초래할 수 있습니다. 그래서 항상 사용하는 것이 중요합니다. 역순으로용액을 준비할 때 물에 산을 천천히 저으면서 첨가하십시오.

황산의 일부 물리적 특성이 표에 나와 있습니다.

무수 H 2 SO 4 는 화합물의 이온 자가 해리(autoprotolysis)뿐만 아니라 흐름을 보장하는 proton 전달 릴레이 전도 메커니즘으로 인해 비정상적으로 높은 유전 상수와 매우 높은 전기 전도도를 갖는 놀라운 화합물입니다. 전류점성 액체를 통해 큰 수수소 결합.

1 번 테이블. 물리적 특성황산.

황산 얻기

황산은 가장 중요한 공업용 화학물질이며 우리나라에서 가장 저렴하게 생산됩니다. 대용량세계 어느 나라의 산.

진한 황산("바이트리올 오일")은 "그린 바이트리올" FeSO 4 × nH 2 O를 가열하여 먼저 얻어지고 많은 수로 Na 2 SO 4 및 NaCl을 얻기 위해.

황산을 생산하는 현대적인 공정은 이산화규소 또는 규조토의 담체에 황산칼륨을 첨가한 산화바나듐(V)으로 구성된 촉매를 사용합니다. 이산화황 SO 2 는 이들 금속을 추출하는 과정에서 순수한 황을 연소시키거나 황화물 광석(주로 황철광 또는 Cu, Ni 및 Zn의 광석)을 배소하여 얻습니다.그런 다음 SO 2를 산화하여 삼산화물로 만든 다음 황산을 얻습니다. 물에 용해:

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).

황산의 화학적 성질

황산은 강한 이염기산입니다. 첫 번째 단계에서는 농도가 낮은 용액에서 거의 완전히 해리됩니다.

H 2 SO 4 ↔H + + HSO 4 -.

두 번째 단계의 해리

H2SO4 - ↔H + + SO4 2-

덜 진행됩니다. 이온 활성으로 표현되는 두 번째 단계의 황산 해리 상수, K 2 = 10 -2.

이염기산으로서 황산은 중간 염과 산성 염의 두 가지 계열을 형성합니다. 황산의 중간염은 황산염이라고 하고 산성 염은 황산수소염이라고 합니다.

황산은 수증기를 탐욕스럽게 흡수하므로 가스를 건조시키는 데 자주 사용됩니다. 물을 흡수하는 능력은 또한 농축된 황산에 노출되었을 때 많은 유기 물질, 특히 탄수화물 계열(섬유질, 설탕 등)에 속하는 유기 물질의 탄화 현상을 설명합니다. 황산은 물을 형성하는 탄수화물에서 수소와 산소를 제거하고 탄소는 석탄의 형태로 방출됩니다.

특히 뜨거운 농축 황산은 강력한 산화제입니다. 그것은 HI와 HBr(HCl이 아님)을 자유 할로겐으로, 석탄을 CO 2로, 황을 SO 2로 산화시킵니다. 이러한 반응은 다음 방정식으로 표현됩니다.

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.

황산과 금속의 상호 작용은 농도에 따라 다르게 진행됩니다. 묽은 황산은 수소 이온으로 산화됩니다. 따라서 수소까지만 일련의 전압에 있는 금속과만 상호 작용합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

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

그러나 생성된 PbSO 4 염은 불용성이기 때문에 납은 묽은 산에 용해되지 않습니다.

진한 황산은 황(VI)으로 인한 산화제입니다. 은을 포함한 전압 계열의 금속을 산화시킵니다. 환원 생성물은 금속의 활성과 조건(산 농도, 온도)에 따라 다를 수 있습니다. 구리와 같은 저활성 금속과 상호 작용할 때 산은 SO2로 환원됩니다.

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

더 많은 활성 금속과 상호 작용할 때 환원 생성물은 이산화물과 유리 황 및 황화수소가 될 수 있습니다. 예를 들어, 아연과 상호 작용할 때 다음과 같은 반응이 발생할 수 있습니다.

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.

황산의 사용

황산의 사용은 국가마다 그리고 10년에서 10년까지 다양합니다. 따라서 예를 들어 미국에서는 H 2 SO 4 소비의 주요 영역이 비료 생산(70%)이고 그 다음이 화학 생산, 야금, 정유(각 영역에서 ~5%). 영국에서는 산업별 소비 분포가 다릅니다. 생산된 H 2 SO 4 중 30%만이 비료 생산에 사용되지만 18%는 페인트, 안료 및 염료 중간체로, 16%는 화학 생산으로, 12%는 생산에 사용됩니다. 비누와 세제에 10%는 천연 및 인조 섬유 생산에, 2.5%는 야금에 사용됩니다.

문제 해결의 예

실시예 1

연습

배소 반응에서 황산화물(IV)의 수율이 90%이고 황(IV)의 촉매 산화에서 황산화물(VI)이 95%일 때 황철석 1톤에서 얻을 수 있는 황산의 질량을 구하라. 이론상의.

결정

황철광 소성에 대한 반응식을 작성해 보겠습니다.

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

황철광 물질의 양을 계산하십시오.

n(FeS2) = m(FeS2) / M(FeS2);

M (FeS 2) \u003d Ar (Fe) + 2 × Ar (S) \u003d 56 + 2 × 32 \u003d 120g / mol;

n (FeS 2) \u003d 1000kg / 120 \u003d 8.33kmol.

반응식에서 이산화황에 대한 계수가 FeS 2 에 대한 계수의 두 배이므로 이론적으로 가능한 황산화물(IV) 물질의 양은 다음과 같습니다.

n (SO 2) 이론 \u003d 2 × n (FeS 2) \u003d 2 × 8.33 \u003d 16.66 kmol.

그리고 실질적으로 얻어지는 황산화물(IV)의 몰량은 다음과 같습니다.

n (SO 2) 실제 \u003d η × n (SO 2) 이론 \u003d 0.9 × 16.66 \u003d 15 kmol.

황산화물(IV)이 황산화물(VI)로 산화되는 반응식을 작성해 보겠습니다.

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3.

이론적으로 가능한 황산화물 물질(VI)의 양은 다음과 같습니다.

n(SO 3) 이론 \u003d n (SO 2) 실천 \u003d 15 kmol.

그리고 실질적으로 얻어지는 황산화물(VI)의 몰량은 다음과 같습니다.

n(SO 3) 실제 \u003d η × n (SO 3) 이론 \u003d 0.5 × 15 \u003d 14.25 kmol.

황산 생성을 위한 반응식을 작성합니다.

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

황산 물질의 양을 찾으십시오.

n (H 2 SO 4) \u003d n (SO 3) 실천 \u003d 14.25 kmol.

반응 수율은 100%입니다. 황산의 질량은 다음과 같습니다.

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 = 98g/mol;

m (H 2 SO 4) \u003d 14.25 × 98 \u003d 1397 kg.

답변

황산의 질량은 1397kg입니다.

황산, H2SO4, 황의 가장 높은 산화 상태(+6)에 해당하는 강한 이염기산. 정상적인 조건에서 - 무거운 유성 액체, 무색 및 무취. 공학에서 황산은 물과 황산 무수물과의 혼합물이라고 합니다. SO3:H2O의 몰비가 1보다 작으면 황산 수용액이고, 1보다 크면 황산에 SO3의 용액이다.

천연 황의 천연 매장량은 비교적 적습니다. 지각의 총 황 함량은 0.1%입니다. 유황은 석유, 석탄, 가연성 및 연도 가스에서 발견됩니다. 유황은 아연, 구리 및 기타 금속과의 화합물 형태로 자연에서 가장 자주 발견됩니다. 황산 원료의 전체 균형에서 황철광과 황의 비율은 점차 감소하고 있으며 다양한 폐기물에서 추출한 황의 비율은 점차 증가하고 있습니다. 폐기물에서 황산을 얻을 가능성은 매우 중요합니다. 비철 야금에서 나오는 폐가스를 사용하면 특별한 비용 없이 황 함유 원료를 소성하기 위한 황산 시스템에서 얻을 수 있습니다.

황산의 물리화학적 성질

100% H2SO4(SO3 x H2O)를 일수화물이라고 합니다. 화합물은 연기가 나지 않으며 농축된 형태로 철 금속을 파괴하지 않으며 가장 강한 산 중 하나입니다.

이 물질은 식물과 동물의 조직에 해로운 영향을 미치고 그 조직에서 수분을 빼앗아 그 결과 탄화됩니다.
10.45"C에서 결정화됨;
tkip 296.2 "C;
밀도 1.9203g/cm3;
열용량 1.62 J/g.

황산 H2O 및 SO3와 어떤 비율로든 혼합되어 화합물을 형성합니다.

H2SO4 x 4 H2O(용융 - 28.36"C),
H2SO4 x 3 H2O(용융 - 36.31"C),
H2SO4 x 2 H2O(용융 - 39.60 "C),
H2SO4 x H2O(용융 - 8.48 "C),
H2SO4 x SO3 (H2S2O7 - 이황산 또는 피로황산, mp 35.15 "C) - 발연황,
H2SO x 2 SO3(H2S3O10 - 삼황산, mp 1.20"C).

최대 70% H2SO4를 포함하는 황산 수용액을 가열하고 끓일 때 수증기만 증기상으로 방출됩니다. 황산 증기는 더 농축된 용액 위에도 나타납니다. 98.3% H2SO4(공비 혼합물) 용액은 끓는 온도(336.5°C)에서 완전히 증류됩니다. 98.3% 이상의 H2SO4를 함유한 황산은 가열될 때 SO3 증기를 방출합니다.
진한 황산은 강한 산화제입니다. HI와 HBr을 산화시켜 할로겐을 제거합니다. 가열하면 Au 및 백금 금속(Pd 제외)을 제외한 모든 금속을 산화시킵니다. 차갑고 진한 황산은 Pb, Cr, Ni, 강철, 주철을 포함한 많은 금속을 부동태화합니다. 묽은 황산은 전압 계열에서 수소 앞에 있는 모든 금속(Pb 제외)과 반응합니다(예: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2).

어떻게 강산 H2SO4는 붕사의 붕산과 같이 염에서 약한 산을 대체합니다.

Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O = Na2SO4 + 4 H2BO3,

가열되면 더 많은 휘발성 산을 대체합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

황산하이드록실 그룹 - OH를 포함하는 유기 화합물에서 화학적으로 결합된 물을 제거합니다. 진한 황산이 있는 상태에서 에틸 알코올을 탈수하면 에틸렌 또는 디에틸 에테르가 생성됩니다. 황산과 접촉 시 설탕, 셀룰로오스, 전분 및 기타 탄수화물이 타는 것은 탈수로 설명됩니다. 이염기성 황산은 황산염과 황산수소염의 두 가지 유형의 염을 형성합니다.

황산의 어는점:
집중, %	영하 온도, "C
74,7	-20
76,4	-20
78,1	-20
79,5	-7,5
80,1	-8,5
81,5	-0,2
83,5	1,6
84,3	8,5
85,7	4,6
87,9	-9
90,4	-20
92,1	-35
95,6	-20

황산 생산을 위한 원료

황산 생산을 위한 원료는 황, 황철광 FeS2, 황화물 광석 Zn, Cu, Pb 및 SO2를 포함하는 기타 금속의 산화 배소에서 나오는 배기 가스일 수 있습니다. 러시아에서는 황산의 주요 양을 황철광에서 얻습니다. FeS2는 유동층 상태인 용광로에서 연소됩니다. 이것은 미세하게 분쇄된 황철석 층을 통해 빠르게 공기를 불어넣음으로써 달성됩니다. 결과 가스 혼합물은 SO2, O2, N2, SO3의 불순물, H2O, As2O3, SiO2 증기 등을 포함하고 전기 집진기에서 가스가 청소되는 많은 콘크리트 먼지를 운반합니다.

황산 제조 방법

황산은 아질산(탑)과 접촉의 두 가지 방식으로 SO2에서 얻습니다.

아질산법

아질산법에 의한 SO2의 황산으로의 처리는 세라믹 링 패킹으로 채워진 원통형 탱크(높이 15m 이상)인 생산 타워에서 수행됩니다. 위에서 가스 흐름을 향해 "니트로스"가 분무됩니다. 반응에 의해 얻어진 니트로실 황산 NOOSO3H를 함유하는 묽은 황산:

N2O3 + 2 H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O.

질소 산화물에 의한 SO2의 산화는 니트로오스에 의해 흡수된 후 용액에서 발생합니다. 니트로즈는 물에 의해 가수분해됩니다.

NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

타워에 들어가는 이산화황은 물과 함께 아황산을 형성합니다.

SO2 + H2O = H2SO3.

HNO2와 H2SO3의 상호작용으로 황산이 생성됩니다.

2 HNO2 + H2SO3 = H2SO4 + 2 NO + H2O.

유리된 NO는 산화탑에서 N2O3(더 정확하게는 NO + NO2의 혼합물)로 변환됩니다. 거기에서 가스는 흡수 탑으로 들어가고 황산은 위에서 만나기 위해 공급됩니다. 생산 타워로 펌핑되는 니트로즈가 형성됩니다. 따라서 생산의 연속성과 질소 산화물의 순환이 보장됩니다. 배기 가스로 인한 불가피한 손실은 HNO3의 추가로 보충됩니다.

아질산법으로 얻은 황산은 농도가 충분히 높지 않고 유해한 불순물(예: As)을 함유하고 있습니다. 그것의 생산은 대기 중으로 질소 산화물의 방출을 동반합니다("여우 꼬리", NO2의 색으로 명명됨).

연락 방법

황산 생산을 위한 접촉 방법의 원리는 1831년 P. Philips(영국)에 의해 발견되었습니다. 첫 번째 촉매는 백금이었습니다. 19세기 말 - 20세기 초. 바나듐 무수물 V2O5에 의한 SO2의 SO3로의 산화 촉진이 발견되었습니다. 소비에트 과학자 A. E. Adadurov, G. K. Boreskov 및 F. N. Yushkevich의 연구는 바나듐 촉매의 작용 및 선택에 대한 연구에서 특히 중요한 역할을 했습니다.

현대의 황산 공장은 접촉 방식에 따라 작동하도록 만들어졌습니다. 다양한 비율의 SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO가 첨가된 산화바나듐이 촉매의 기초로 사용됩니다. 모든 바나듐 접촉 덩어리는 ~ 420 ° C 이상의 온도에서만 활성을 나타냅니다. 접촉 장치에서 가스는 일반적으로 접촉 덩어리의 4 또는 5 층을 통과합니다. 가스는 촉매를 독살시키는 불순물로부터 미리 정화됩니다. 먼지 잔류물은 황산으로 관개된 세척 타워에서 제거됩니다. 안개는 습식 전기 집진기의 황산(가스 혼합물에 존재하는 SO3 및 H2O에서 형성됨)에서 제거됩니다.H2O 증기는 흡수됩니다. 건조탑에서 농축된 황산에 의해. SO2-공기 혼합물은 촉매(접촉 질량)를 통과하여 SO3로 산화됩니다.

SO2 + 1/2 O2 = SO3.

SO3 + H2O = H2SO4.

공정에 들어가는 물의 양에 따라 물 또는 발연황산 용액이 얻어진다.
현재 전 세계 H2SO4의 약 80%가 이 방법으로 생산됩니다.

황산의 사용

황산은 유황, 불포화 유기 화합물로부터 석유 제품을 정제하는 데 사용할 수 있습니다.

야금에서 황산은 주석도금 및 아연도금(희석) 전에 철사에서 스케일을 제거하는 데 사용되며 다양한 금속 표면을 크롬, 구리, 니켈 등으로 코팅하기 전에 산세척하는 데 사용됩니다. 복합 광석도 황산으로 분해됩니다. (특히, 우라늄).

유기 합성에서 진한 황산은 질화 혼합물의 필수 성분일 뿐만 아니라 많은 염료 및 의약 물질 생산에 사용되는 황화제입니다.

황산은 비료, 에틸 알코올, 인공 섬유, 카프로락탐, 이산화티타늄, 아닐린 염료 및 기타 여러 제품의 생산에 널리 사용됩니다. 화합물.

폐황산(폐기물)은 화학, 야금, 목공 및 기타 산업에 사용되며 배터리 황산은 납산 전류원 생산에 사용됩니다.

황산(H2SO4)은 가장 부식성 있는 산이자 위험한 시약 중 하나이며, 사람에게 알려진특히 집중된 형태로. 화학적으로 순수한 황산은 유성 일관성, 무취, 무색의 무거운 독성 액체입니다. 산화에 의해 획득 사워 가스(SO2) 접촉 방식.

+ 10.5 ° C의 온도에서 황산은 스폰지처럼 탐욕스럽게 얼어 붙은 유리 결정질 덩어리로 변하여 환경의 수분을 흡수합니다. 산업 및 화학에서 황산은 주요 화합물 중 하나이며 톤 단위 생산 측면에서 선도적 인 위치를 차지합니다. 이것이 황산을 "화학의 혈액"이라고 부르는 이유입니다. 황산은 비료를 만드는 데 사용됩니다. 약물, 기타 산, 대형 , 비료 등.

황산의 기본 물리화학적 성질

100% 농도의 순수한 형태(식 H2SO4)의 황산은 무색의 걸쭉한 액체입니다. H2SO4의 가장 중요한 특성은 높은 흡습성(공기에서 물을 제거하는 능력)입니다. 이 과정에는 엄청난 열 방출이 수반됩니다.
H2SO4는 강산입니다.
황산은 일수화물이라고 합니다. 이는 SO3 1몰당 1몰의 H2O(물)를 포함합니다. 인상적인 흡습성으로 인해 가스에서 수분을 추출하는 데 사용됩니다.
끓는점 - 330 ° C 이 경우 산은 SO3와 물로 분해됩니다. 밀도 - 1.84. 융점 - 10.3 ° C /.
진한 황산은 강력한 산화제입니다. 산화 환원 반응을 시작하려면 산을 가열해야 합니다. 반응의 결과는 SO2입니다. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
농도에 따라 황산은 금속과 다르게 반응합니다. 묽은 상태에서 황산은 일련의 전압에 있는 모든 금속을 수소로 산화시킬 수 있습니다. 산화에 가장 강한 것은 예외입니다. 묽은 황산은 염, 염기, 양쪽성 및 염기성 산화물과 반응합니다. 농축 황산은 일련의 전압에서 모든 금속과 은을 산화시킬 수 있습니다.
황산은 두 가지 유형의 염을 형성합니다: 산성(수황산염) 및 중간(황산염)
H2SO4는 유기물 및 비금속과 활발한 반응을 일으키며, 그 중 일부를 석탄으로 만들 수 있습니다.
무수 황산은 H2SO4에 완벽하게 용해되며, 이 경우 황산의 SO3 용액인 발연황이 형성됩니다. 외부 적으로는 황산을 발연하고 황산 무수석을 방출하는 것과 같습니다.
수용액 속의 황산은 강한 이염기산으로 물에 넣으면 엄청난 양의 열이 방출된다. 농축된 용액에서 H2SO4의 묽은 용액을 준비할 때 물에 더 무거운 산을 소량의 흐름으로 첨가해야 하며 그 반대의 경우도 마찬가지입니다. 이것은 끓는 물과 튀는 산을 피하기 위해 수행됩니다.

농축 및 묽은 황산

황산의 농축 용액에는 은 또는 팔라듐을 용해할 수 있는 40% 용액이 포함됩니다.

묽은 황산에는 농도가 40% 미만인 용액이 포함됩니다. 이러한 활성 솔루션은 아니지만 황동 및 구리와 반응할 수 있습니다.

황산 얻기

산업적 규모의 황산 생산은 15세기에 시작되었지만 그 당시에는 "비트리올"이라고 불렸습니다. 초기 인류가 수십 리터의 황산만 소비했다면, 현대 세계계산은 연간 수백만 톤에 이릅니다.

황산의 생산은 산업적으로 수행되며 그 중 세 가지가 있습니다.

연락 방법.
아질산법
기타 방법

각각에 대해 자세히 이야기합시다.

접점 생산 방식

생산의 접촉 방법이 가장 일반적이며 다음과 같은 작업을 수행합니다.

최대 소비자 수의 요구를 충족시키는 제품이 나옵니다.
생산하는 동안 환경에 대한 피해가 줄어듭니다.

접촉 방법에서 다음 물질이 원료로 사용됩니다.

황철광(황철광);
황;
바나듐 산화물(이 물질은 촉매 역할을 함);
황화수소;
다양한 금속의 황화물.

생산 공정을 시작하기 전에 원료를 미리 준비합니다. 우선 황철석은 특수 분쇄 공장에서 분쇄되어 활성 물질의 접촉 면적이 증가하여 반응을 가속화합니다. 황철석은 정화 과정을 거칩니다. 큰 물 용기에 담그는 동안 폐석과 모든 종류의 불순물이 표면으로 떠오릅니다. 프로세스가 끝나면 제거됩니다.

생산 부분은 여러 단계로 나뉩니다.

파쇄 후 황철광을 세척하고 용광로로 보내 최대 800 ° C의 온도에서 해고합니다. 역류의 원리에 따라 아래에서 챔버로 공기가 공급되어 황철석이 매달린 상태가 됩니다. 오늘날 이 프로세스는 몇 초가 걸리지만 이전에는 실행하는 데 몇 시간이 걸렸습니다. 로스팅 과정에서 산화철 형태의 폐기물이 나타나 제거되어 기업으로 이전됩니다. 야금 산업. 소성 중 수증기, O2 및 SO2 가스가 방출됩니다. 수증기와 가장 작은 불순물로부터 정화가 완료되면 순수한 황산화물과 산소가 얻어진다.
두 번째 단계에서는 바나듐 촉매를 사용하여 압력 하에서 발열 반응이 발생합니다. 반응의 시작은 온도가 420 °C에 도달하면 시작되지만 효율을 높이기 위해 550 °C까지 올릴 수 있습니다. 반응 동안 촉매 산화가 일어나고 SO2는 SO가 된다.
생산의 세 번째 단계의 본질은 다음과 같습니다. 흡수탑에서 SO3의 흡수, 그 동안 올륨 H2SO4가 형성됩니다. 이 형태에서 H2SO4는 특수 용기(강과 반응하지 않음)에 부어 최종 사용자를 만날 준비가 되었습니다.

위에서 말했듯이 생산 과정에서 많은 열에너지가 발생하여 난방용으로 사용됩니다. 많은 황산 공장은 추가 전기를 생성하기 위해 배기 증기를 사용하는 증기 터빈을 설치합니다.

황산 생산을 위한 아질산 공정

보다 농축되고 순수한 황산과 발연황산을 생산하는 접촉식 생산방식의 장점에도 불구하고 아질산법에서는 상당히 많은 양의 H2SO4가 생산된다. 특히, 과인산염 공장에서.

H2SO4 생산을 위해 이산화황은 접촉 및 아질산 방법 모두에서 초기 물질로 작용합니다. 특히 이러한 목적을 위해 유황을 태우거나 유황 금속을 구워서 얻습니다.

이산화황의 아황산으로의 전환은 이산화황의 산화와 물의 첨가로 구성됩니다. 공식은 다음과 같습니다.
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

그러나 이산화황은 산소와 직접 반응하지 않으므로 아질산법에서는 질소 산화물을 사용하여 이산화황의 산화가 수행됩니다. 더 높은 질소 산화물(우리는 이산화질소 NO2, 삼산화질소 NO3에 대해 이야기하고 있음)에서 이 과정산화질소 NO로 환원되고, 이는 후속적으로 산소에 의해 더 높은 산화물로 다시 산화됩니다.

아질산법에 의한 황산 생산은 기술적으로 두 가지 방식으로 공식화됩니다.

방.
탑.

아질산염 방법에는 여러 가지 장점과 단점이 있습니다.

니트로 방법의 단점:

그것은 75 % 황산으로 밝혀졌습니다.
제품 품질이 낮습니다.
질소 산화물의 불완전한 반환(HNO3의 추가). 그들의 배출은 유해합니다.
산에는 철, 질소 산화물 및 기타 불순물이 포함되어 있습니다.

질소 방법의 장점:

프로세스 비용이 더 저렴합니다.
100%에서 SO2를 처리할 가능성.
하드웨어 설계의 단순성.

러시아 주요 황산 공장

우리나라의 연간 H2SO4 생산량은 약 1천만 톤으로 6자리로 계산됩니다. 러시아의 주요 황산 생산 업체는 주요 소비자이기도 한 회사입니다. 그것은 관하여활동 분야가 발행인 회사에 대해 광물질 비료. 예를 들어 "Balakovo 광물질 비료", "Ammophos".

크림 반도의 아미안스크에서 가장 큰 이산화티타늄 생산업체가 해당 지역에서 운영되고 있습니다. 동유럽의크림 타이탄. 또한 공장은 황산, 광물질 비료, 황산철등.

황산 다양한 종류많은 공장에서 생산됩니다. 예를 들어 배터리 황산은 Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom 등에서 생산됩니다.

Oleum은 UCC Shchekinoazot, FKP Biysk Oleum Plant, Ural Mining and Metallurgical Company, Kirishinefteorgsintez Production Association 등에서 생산합니다.

고순도 황산은 UCC Shchekinoazot, Component-Reaktiv에서 생산합니다.

사용한 황산은 ZSS, HaloPolymer Kirovo-Chepetsk 공장에서 구입할 수 있습니다.

기술 황산 제조업체는 Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Zinc Plant, Electrozinc 등입니다.

황철석이 H2SO4 생산의 주요 원료이고 이것이 농축 기업의 폐기물이라는 사실 때문에 공급자는 Norilsk 및 Talnakh 농축 공장입니다.

H2SO4 생산의 주요 세계 위치는 각각 3천만 톤과 6천만 톤을 차지하는 미국과 중국이 차지하고 있습니다.

황산의 범위

세계는 연간 약 2억 톤의 H2SO4를 소비하며 이로부터 다양한 제품이 생산됩니다. 황산은 산업적 사용 측면에서 다른 산들 중에서 손바닥을 정당하게 보유합니다.

이미 아시다시피 황산은 필수 제품 화학 산업, 그래서 황산의 범위는 상당히 넓습니다. H2SO4의 주요 용도는 다음과 같습니다.

황산은 광물질 비료 생산에 막대한 양으로 사용되며 전체 톤수의 약 40%를 차지합니다. 이러한 이유로 H2SO4를 생산하는 공장은 비료 공장 옆에 건설되고 있습니다. 이들은 황산 암모늄, 과인산 염 등입니다. 생산 과정에서 황산은 순수한 형태(100% 농도)로 사용됩니다. 1톤의 암모포스 또는 과인산염을 생산하려면 600리터의 H2SO4가 필요합니다. 이 비료는 주로 농업에 사용됩니다.
H2SO4는 폭발물을 만드는 데 사용됩니다.
석유 제품의 정제. 등유, 휘발유, 광유를 얻으려면 황산을 사용하여 발생하는 탄화수소 정제가 필요합니다. 탄화수소 정제를 위해 오일을 정제하는 과정에서 이 산업은 세계 H2SO4 톤수의 30%를 "채취"합니다. 또한 연료의 옥탄가는 황산으로 증가하고 유정은 석유 생산 중에 처리됩니다.
야금 산업에서. 황산은 철사, 판금에서 스케일과 녹을 제거하고 비철 금속 생산에서 알루미늄을 줄이기 위해 야금에 사용됩니다. 덮기 전에 금속 표면구리, 크롬 또는 니켈, 표면은 황산으로 에칭됩니다.
의약품 제조.
페인트 생산에서.
화학 산업에서. H2SO4는 세제, 에틸 세제, 살충제 등의 생산에 사용되며 이러한 공정은 그것 없이는 불가능합니다.
기타 알려진 산을 얻기 위해 산업적 목적으로 사용되는 유기 및 무기 화합물.

황산염 및 그 용도

황산의 가장 중요한 염은 다음과 같습니다.

Glauber's salt Na2SO4 10H2O(결정질 황산나트륨). 적용 범위는 매우 넓습니다. 유리, 소다, 수의학 및 의약품 생산.
황산바륨 BaSO4는 고무, 종이, 백색 광물 도료 생산에 사용됩니다. 또한, 위장의 투시를 위해 의학에서 빠뜨릴 수 없습니다. 이 절차를 위해 "바륨 죽"을 만드는 데 사용됩니다.
황산칼슘 CaSO4. 자연에서는 석고 CaSO4 2H2O와 무수석고 CaSO4의 형태로 발견될 수 있습니다. 석고 CaSO4 2H2O 및 황산칼슘은 의약 및 건축에 사용됩니다. 석고의 경우 150 - 170 ° C의 온도로 가열하면 부분 탈수가 발생하여 우리에게 설화 석고로 알려진 탄 석고가 생성됩니다. 물과 함께 설화 석고 반죽하기 액체 반죽, 덩어리는 빠르게 굳어 일종의 돌로 변합니다. 건설 작업에 적극적으로 사용되는 것은 설화 석고의 속성입니다. 캐스트와 금형이 만들어집니다. 석고 작업에서 결합재로 설화 석고는 필수 불가결합니다. 외상 부서의 환자에게는 특수 고정 단단한 붕대가 제공됩니다. 그들은 설화 석고를 기반으로 만들어집니다.
철 vitriol FeSO4 7H2O는 잉크 준비, 목재 함침 및 해충 박멸을위한 농업 활동에 사용됩니다.
명반 KCr(SO4)2 12H2O, KAl(SO4)2 12H2O 등은 도료 생산 및 피혁공업(무두질)에 사용된다.
많은 사람들이 황산구리 CuSO4 5H2O를 직접 알고 있습니다. 그것은 식물 질병 및 해충과의 싸움에서 농업의 적극적인 조력자입니다. CuSO4 5H2O 수용액은 곡물을 피클하고 식물을 살포하는 데 사용됩니다. 또한 일부 미네랄 페인트를 준비하는 데 사용됩니다. 그리고 일상 생활에서 벽에서 곰팡이를 제거하는 데 사용됩니다.
황산 알루미늄 - 펄프 및 제지 산업에서 사용됩니다.

묽은 형태의 황산은 납축전지의 전해질로 사용됩니다. 또한 세제와 비료를 생산하는 데 사용됩니다. 그러나 대부분의 경우, 이것은 oleum의 형태로 제공됩니다. 이것은 H2SO4에서 SO3의 솔루션입니다(다른 oleum 공식도 찾을 수 있음).

놀라운 사실! 올륨은 진한 황산보다 반응성이 높지만 그럼에도 불구하고 강철과 반응하지 않습니다! 이러한 이유로 황산 자체보다 운송이 용이합니다.

"산의 여왕"의 사용 영역은 실제로 대규모이며 산업에서 사용되는 모든 방법에 대해 말하기 어렵습니다. 또한 식품 산업, 수처리, 폭발물 합성 및 기타 여러 용도로 유화제로 사용됩니다.

황산의 역사

우리 중 누가 들어 본 적이 없습니까? 블루 vitriol? 따라서 고대에 연구되었으며 일부 작품에서는 새로운 시대과학자들은 vitriol의 기원과 그 특성에 대해 논의했습니다. Vitriol은 고대 로마의 자연 탐험가인 Pliny The Elder인 그리스 의사 Dioscorides에 의해 연구되었으며 그들의 글에서 진행 중인 실험에 대해 썼습니다. 의학적 목적으로 고대 치료사 Ibn Sina는 다양한 vitriol 물질을 사용했습니다. 야금술에서 vitriol이 어떻게 사용되었는지는 Panopolis의 고대 그리스 Zosima의 연금술사들의 작품에서 언급되었습니다.

황산을 얻는 첫 번째 방법은 칼륨 명반을 가열하는 과정이며 XIII 세기의 연금술 문헌에 이에 대한 정보가 있습니다. 그 당시 연금술사들은 명반의 구성과 과정의 본질을 알지 못했지만 이미 15 세기에 의도적으로 황산의 화학적 합성에 참여하기 시작했습니다. 그 과정은 다음과 같았다: 연금술사는 질산으로 가열하여 황과 안티몬(III) 황화물 Sb2S3의 혼합물을 처리했습니다.

중세 유럽에서는 황산을 "바이트리올 오일"이라고 불렀으나 이후 바이트리올로 이름이 바뀌었습니다.

17세기에 요한 글라우버(Johann Glauber)는 불에 탄 결과 질산칼륨그리고 수증기의 존재 하에 천연 황은 황산을 받았다. 황을 질산염으로 산화시킨 결과, 수증기와 반응한 황산화물이 얻어지고, 그 결과 유성 액체가 얻어졌다. 그것은 vitriol 기름이었고 황산의이 이름은 오늘날까지 존재합니다.

18세기 30년대 런던의 약사 Ward Joshua는 이 반응을 다음과 같이 사용했습니다. 산업 생산품황산이지만 중세에는 소비량이 수십 킬로그램으로 제한되었습니다. 사용 범위는 좁았습니다. 연금술 실험, 귀금속 정제 및 제약 사업. 농축 황산은 베르톨레 소금을 함유한 특수 성냥 제조에 소량으로 사용되었습니다.

러시아에서는 vitriol이 17 세기에만 나타났습니다.

영국 버밍엄에서 John Roebuck은 1746년 위의 황산 생산 방법을 적용하여 생산을 시작했습니다. 동시에 그는 유리 용기보다 저렴한 강력한 대형 납 라이닝 챔버를 사용했습니다.

업계에서 이 방법은 거의 200년 동안 자리를 잡았으며 챔버에서 65%의 황산이 얻어졌습니다.

잠시 후 영국의 글로버와 프랑스의 화학자 게이뤼삭이 공정 자체를 개선해 황산 농도가 78%로 나오기 시작했다. 그러나 그러한 산은 예를 들어 염료의 생산에 적합하지 않았습니다.

19세기 초에 이산화황을 무수 황산으로 산화시키는 새로운 방법이 발견되었습니다.

처음에는 산화질소를 사용하여 수행한 다음 백금을 촉매로 사용했습니다. 이 두 가지 이산화황 산화 방법은 더욱 개선되었습니다. 백금 및 기타 촉매에 대한 이산화황의 산화는 접촉 방법으로 알려지게 되었습니다. 그리고 이 가스를 질소 산화물로 산화시키는 것을 아질산 황산 제조법이라고 했습니다.

1831년이 되어서야 영국의 아세트산 딜러인 Peregrine Philips가 황산화물(VI)과 농축 황산을 생산하는 경제적인 방법에 대한 특허를 얻었으며 오늘날 이를 얻기 위한 접촉 방법으로 세계에 알려진 사람이 바로 그 사람입니다.

과인산염의 생산은 1864년에 시작되었습니다.

19세기 80년대 유럽에서는 황산 생산량이 100만 톤에 달했습니다. 주요 생산국은 독일과 영국으로 전 세계 황산 총량의 72%를 생산합니다.

황산 운송은 노동 집약적이며 책임 있는 작업입니다.

황산은 위험한 화학 물질의 종류에 속하며 피부와 접촉하면 심한 화상을 입습니다. 또한 사람에게 화학 중독을 일으킬 수 있습니다. 운송 중 관찰되지 않은 경우 특정 규칙, 황산은 폭발성으로 인해 사람과 환경 모두에 많은 피해를 줄 수 있습니다.

황산은 위험 등급 8로 지정되었으며 운송은 특별히 훈련을 받고 훈련을 받은 전문가가 수행해야 합니다. 황산 운송을 위한 중요한 조건은 특별히 개발된 위험물 운송 규칙을 준수하는 것입니다.

배송 자동차로다음 규칙에 따라 수행됩니다.

운송을 위해 특수 용기는 황산이나 티타늄과 반응하지 않는 특수 강철 합금으로 만들어집니다. 이러한 용기는 산화되지 않습니다. 유해 황산은 특수 황산 화학 탱크로 운송됩니다. 그들은 디자인이 다르며 황산의 종류에 따라 운송 중에 선택됩니다.
발연산을 운송할 때 산의 화학적 특성을 보존하기 위해 필요한 온도 체계가 유지되는 특수 등온 보온병 탱크를 사용합니다.
일반 산이 운송되는 경우 황산 탱크가 선택됩니다.
배터리, 글러브 용 발연, 무수, 농축과 같은 도로를 통한 황산 운송은 탱크, 배럴, 컨테이너와 같은 특수 용기에서 수행됩니다.
위험물 운송은 ADR 인증서를 소지한 운전자만 수행할 수 있습니다.
운송 중에는 허용 속도를 엄격히 준수해야 하기 때문에 이동 시간에는 제한이 없습니다.
운송하는 동안 붐비는 장소와 생산 시설을 우회하여 실행해야 하는 특수 경로가 구축됩니다.
운송에는 특별한 표시와 위험 표지판이 있어야 합니다.

인간을 위한 황산의 위험한 특성

황산은 인체에 대한 위험을 증가시킵니다. 그것의 독성 효과는 피부와의 직접적인 접촉뿐만 아니라 이산화황이 방출될 때 증기의 흡입에 의해 발생합니다. 위험은 다음에 적용됩니다.

호흡기 체계;
외피;
점막.

신체의 중독은 종종 황산의 일부인 비소에 의해 강화될 수 있습니다.

중요한! 아시다시피 산이 피부에 닿으면 심한 화상을 입습니다. 덜 위험한 것은 황산 증기로 인한 중독입니다. 공기 중 황산의 안전한 복용량은 1제곱미터당 0.3mg에 불과합니다.

황산이 점막이나 피부에 묻으면 심한 화상을 입어 잘 낫지 않는다. 화상의 규모가 크면 피해자는 화상 질환에 걸리고 적시에 적절한 의료 서비스가 제공되지 않으면 사망에 이를 수도 있습니다.

중요한! 성인의 경우 황산의 치사량은 1리터당 0.18cm에 불과합니다.

물론 "직접 체험"에서 산의 독성 효과 평범한 인생문제. 대부분의 경우 용액으로 작업할 때 산업 안전을 소홀히 하여 산 중독이 발생합니다.

황산 증기에 의한 대량 중독은 생산상의 기술적 문제 또는 부주의로 인해 발생할 수 있으며 대기 중으로 대량 방출이 발생합니다. 이러한 상황을 방지하기 위해 위험한 산이 사용되는 생산 기능을 제어하는 특수 서비스가 작동하고 있습니다.

황산 중독의 증상은 무엇입니까?

산을 섭취한 경우:

소화 기관 부위의 통증.
메스꺼움과 구토.
심각한 장 장애로 인한 대변 위반.
타액의 강한 분비.
신장에 대한 독성 영향으로 인해 소변이 붉어집니다.
후두와 인후의 붓기. 쌕쌕거림, 쉰 목소리가 있습니다. 질식으로 사망에 이를 수 있습니다.
잇몸에 갈색 반점이 나타납니다.
피부가 파랗게 변합니다.

화상으로 피부화상 질환에 고유한 모든 합병증이 있을 수 있습니다.

쌍으로 중독되면 다음 그림이 관찰됩니다.

눈의 점막 화상.
코피.
호흡기 점막의 화상. 이 경우 피해자는 강한 통증 증상을 경험합니다.
질식 증상과 함께 후두가 부어오름(산소 부족, 피부가 파랗게 변함).
중독이 심하면 메스꺼움과 구토가있을 수 있습니다.

아는 것이 중요합니다! 섭취 후 산성 중독은 증기 흡입으로 인한 중독보다 훨씬 위험합니다.

황산에 의한 손상에 대한 응급 처치 및 치료 절차

황산과 접촉 시 다음과 같이 진행하십시오.

먼저 구급차를 부르십시오. 액체가 내부에 들어간 경우 따뜻한 물로 위 세척을 수행하십시오. 그 후, 작은 모금으로 100g의 해바라기 또는 올리브유. 또한 얼음 조각을 삼키거나 우유 또는 탄 마그네시아를 마셔야합니다. 이것은 황산의 농도를 낮추고 인간의 상태를 완화하기 위해 수행되어야 합니다.
산이 눈에 들어간 경우에는 씻어내십시오. 흐르는 물, 그런 다음 디카인과 노보카인 용액을 떨어뜨립니다.
산이 피부에 묻으면 화상 부위를 흐르는 물에 잘 씻고 소다수로 붕대를 감는다. 약 10-15분 동안 헹굽니다.
증기 중독의 경우 다음으로 가야합니다. 맑은 공기, 또한 영향을 받은 점막을 가능한 한 물로 헹굽니다.

병원 환경에서 치료는 화상 부위와 중독 정도에 따라 다릅니다. 마취는 노보카인으로 만 수행됩니다. 영향을받는 지역에서 감염의 발병을 피하기 위해 항생제 치료 과정이 환자에게 선택됩니다.

위 출혈의 경우 혈장을 주입하거나 혈액을 수혈합니다. 출혈의 원인은 수술로 제거할 수 있습니다.

순수한 100% 형태의 황산은 자연에서 발견됩니다. 예를 들어 이탈리아 사해의 시칠리아에서는 독특한 현상을 볼 수 있습니다. 황산이 바닥에서 바로 스며 나오는 것입니다! 그리고 일어나는 일은 다음과 같습니다. 지각의 황철석은 이 경우 형성을 위한 원료로 사용됩니다. 죽음의 호수라고도 불리는 이곳은 벌레도 올라오기 겁난다!
대규모 화산 폭발 이후에는 지구 대기에서 종종 황산 방울이 발견될 수 있으며, 이러한 경우 "주인자"는 환경에 부정적인 영향을 미치고 심각한 기후 변화를 일으킬 수 있습니다.
황산은 활성 흡수제이므로 가스 건조기로 사용됩니다. 에 옛날창문에 김이 서리지 않도록 이 산을 항아리에 붓고 창문 틈 사이에 넣었습니다.
황산은 산성비의 주요 원인입니다. 주된 이유산성비는 이산화황으로 인한 대기오염으로 물에 녹으면 황산이 된다. 차례로, 화석 연료가 연소될 때 이산화황이 방출됩니다. 산성비에서 연구 지난 몇 년, 콘텐츠 증가 질산. 이 현상의 원인은 이산화황 배출량의 감소입니다. 이러한 사실에도 불구하고 황산은 산성비의 주요 원인으로 남아 있습니다.

우리는 당신에게 비디오 편집을 제공합니다 흥미로운 경험황산으로.

황산을 설탕에 부었을 때의 반응을 고려하십시오. 황산이 설탕과 함께 플라스크에 들어가는 첫 몇 초 동안 혼합물이 어두워집니다. 몇 초 후에 물질이 검게 변합니다. 가장 흥미로운 일이 다음에 발생합니다. 덩어리가 빠르게 성장하기 시작하고 플라스크 밖으로 올라갑니다. 출력에서 우리는 자랑스러운 물질을 얻습니다. 다공성처럼 보입니다. 숯, 초기 볼륨을 3-4 배 초과합니다.

동영상 작성자는 코카콜라와 염산 및 황산의 반응을 비교하는 것을 제안합니다. 코카콜라와 염산을 섞으면 육안으로 보이는 변화가 없으나 황산과 섞이면 코카콜라가 끓기 시작한다.

황산이 화장지에 묻을 때 흥미로운 상호 작용을 관찰할 수 있습니다. 휴지셀룰로오스로 구성되어 있습니다. 산이 들어가면 셀룰로오스 분자는 유리 탄소를 방출하면서 즉시 분해됩니다. 산이 목재에 닿으면 유사한 탄화가 관찰될 수 있습니다.

진한 산이 있는 플라스크에 첨가 작은 조각칼륨. 첫 번째 순간에 연기가 방출되고 그 후 금속이 즉시 타오르고 점화되어 폭발하여 조각으로 절단됩니다.

다음 실험에서는 황산이 성냥에 부딪히면 폭발합니다. 실험의 두 번째 부분에서는 알루미늄 호일에 아세톤과 성냥을 담근다. 엄청난 양의 연기가 방출되고 완전히 용해되면서 호일이 순간적으로 가열됩니다.

추가할 때 흥미로운 효과가 관찰됩니다. 베이킹 소다황산으로. 소다는 즉시 노란색으로 변합니다. 반응은 빠르게 끓고 부피가 증가하면서 진행됩니다.

우리는 집에서 위의 모든 실험을 수행하는 것을 절대적으로 권장하지 않습니다. 황산은 부식성이 강하고 독성이 강한 물질입니다. 유사한 실험이 다음에서 수행되어야 합니다. 특별실갖추고 있는 강제 환기. 황산과 반응하여 방출되는 가스는 독성이 강하고 호흡기에 손상을 입히고 신체를 중독시킬 수 있습니다. 또한 유사한 실험이 수단에서 수행됩니다. 개인 보호피부와 호흡기. 몸조심하세요!