(황산, IUPAC - 황산이수소,오래된 이름 - 황산기름)- 화학식 H 2 SO 4의 황 화합물. 무색, 유성, 매우 점성이 있고 흡습성인 액체. 황산- 가장 강한 무기산 중 하나이며 매우 부식성이 있고 위험합니다. 이 산은 황산염과 황산수소염이라는 두 가지 염을 형성하며, 황산과 비교하여 1~2개의 수소 원자가 금속 양이온으로 대체됩니다. 황산은 세계에서 가장 중요한 기술 물질 중 하나이며 생산을 주도합니다. 이는 주로 비료 및 기타 무기산 생산을 위한 수용액 형태로 사용됩니다.
이야기
(또는 옛 이름-vitriol 오일)은 고대부터 알려져 왔습니다. 이에 대한 첫 번째 언급은 8세기 연금술사 Jabir ibn Hayyan의 문헌에서 찾을 수 있습니다. 가능한 방법생산은 Albertus Magnus(1200-1280)와 Basil Valentine(1600)의 작품에 설명되어 있습니다. 이 방법은 칼카닌과 명반으로 산을 형성하는 것을 기반으로 합니다. 오래된 이름은 그것이 획득된 광물의 오래된 이름인 vitriol에서 유래되었습니다. 황산을 사용한 최초의 과학 연구는 Johann Rudolf Glauber에 의해 수행되었습니다. 그는 황산과 소금 사이에 반응하여 염산과 그의 이름을 딴 소금, 즉 Glauber의 소금을 얻었습니다. 황산염을 사용하는 방법은 매우 복잡하고 비용이 많이 듭니다. 이 물질을 대량으로 얻기 위해 18세기에 황과 질산염을 연소시키는 공정이 개발되었습니다. 유리 용기. 유리 용기는 매우 깨지기 쉬웠기 때문에 1746년 John Roebuck이 납 용기에서 첫 번째 반응을 수행했습니다. John Roebuck의 방법으로 생성된 황산의 농도는 35~40%에 불과했습니다. 나중에 프랑스 화학자 Joseph Louis Gay-Lussac과 영국인 John Glover가 방법을 개선하여 물질 수율이 78%가 되었습니다. 그러나 일부 염료 및 기타 염료의 경우 화학 물질좀 더 집중된 제품이 필요합니다. 18세기에는 원래의 연금술 공정과 유사한 공정인 광물의 건식 증류를 통해 황산이 생산되었습니다. 황철석(이황화철, FeS2)을 공기 중에서 가열하여 황산철(II)인 FeSO4를 생성하고, 이를 추가로 가열하면 산화되어 황산철(III)인 Fe2(SO4)3로 바뀌며, 480°C로 가열하면 다음으로 분해됩니다. 산화철(III) 및 삼산화황은 모든 농도의 황산을 생성하는 데 사용할 수 있습니다. 1831년 영국 상인 페레그린 필립스(Peregrine Phillips)는 훨씬 더 경제적인 접촉 공정에 대한 특허를 받았습니다. 오늘날 전 세계 거의 모든 황산이 이 방법을 사용하여 생산됩니다.
자연 속에 존재하기
지구
유리 황산은 자연에서 매우 드뭅니다. 대기에서는 황 함유 물질의 연소 또는 화산 폭발 중에 형성되는 이산화황으로 형성됩니다. 이산화황은 수산화 라디칼과 산소에 의해 산화되어 삼산화황을 형성하고, 이는 대기 수분과 반응하여 산을 형성합니다. 산성비에서는 희석된 형태로 나타납니다. 솔파타레스(solfatares)라고 불리는 일부 화산천에서도 소량의 유리 황산이 발견될 수 있습니다. 세계에서 가장 많은 양의 황산이 있는 곳은 인도네시아 이제산(Ijen) 분화구에 있는 호수입니다. 유리산과 달리 그 염, 특히 황산염은 자연에서 훨씬 더 흔합니다. 다양한 황산염 광물이 있습니다. 그중 가장 유명하고 중요한 것은 석고(CaSO 4 2 H 2 O), 중정석(BaSO 4), 황동석(CuSO 4 5 H 2 O) 및 Glauber 염(Na 2 SO 4 10 H 2 O)입니다.
땅에서 벗어난 것
황산은 지구 밖에서 발견됩니다. 상위 레이어금성의 분위기. 이는 이산화황과 물의 광화학 반응의 결과로 형성되며, 80-85%의 산성 방울을 형성합니다. 더 깊은 층에서 산은 고온으로 인해 다시 이산화황과 물로 분해되고, 위로 올라가면 다시 황산을 형성할 수 있습니다. 갈릴레오가 얻은 적외선 스펙트럼은 목성의 달에서 다양한 수준의 흡수를 보여 주며, 이는 하나 이상의 황산 수화물 유형에 기인합니다.
생산
황산 생산을 위한 원료는 클라우스(Claus) 공정으로 알려진 공정을 사용하여 석유 및 가스 정제소의 거대한 탱크에서 황화수소로부터 얻어지는 황 원소입니다. 그런 다음 황을 이산화황으로 산화시킵니다.
황과 산소의 반응
이산화황의 또 다른 원인은 황을 함유한 광석을 제련하는 것입니다. 구리, 아연, 황화납 등이 그 예입니다. 공기 중의 산소와 함께 연소될 때 이산화황이 형성됩니다.
황화아연을 로스팅할 때의 반응1999년 유럽에서는 황산을 생산하기 위해 약 300만 톤의 황철석이 연소되었습니다. 아시아에서는 매장량이 더 많기 때문에 이 수치는 더 높습니다. 황이나 황화물 광석이 없는 자원이 부족한 국가의 경우 Müller-Kühne 공정이 있습니다. 이 공정에서는 석고와 석탄을 가마에 태워 이산화황을 생성한다. 이 공정은 모래와 점토를 가마에 추가하여 부산물로 시멘트를 형성함으로써 수익성을 높일 수 있습니다. 추가 생산을 위해서는 무수 황산이 필요합니다. 저온에서는 기체상에서는 상대적으로 드문 삼중 충돌이 필요하기 때문에 반응이 느리게 진행되고, 고온에서는 평형이 무수황산의 분해 방향으로 이동합니다. 따라서 이 반응을 수행하려면 촉매가 필요합니다. 초기에는 백금이 사용되었지만 나중에 무수 바나듐 V 2 O 5 또는 알칼리 금속 바나데이트 KVO 3으로 전환되었습니다.
이산화황을 삼산화물로 산화삼산화황은 즉시 물에 희석됩니다. 물과 접촉할 때 너무 격렬한 초기 반응으로 인해 황산 안개 필름이 형성되어 추가 반응을 방지합니다. 먼저 진한 황산에 첨가하는데, 이 용액을 올레움이라고 합니다. 그런 다음 발연황은 물에 용해되어 황산을 형성합니다.
진한 황산에 무수황산을 용해시켜 이황산을 생성하는 과정 이황산을 물에 용해시키는 과정안에 지난 몇 년황산 생산량은 중국을 중심으로 증가한 반면, 유럽 국가, 생산량이 감소했습니다.
집에서 소량묽은 황산은 용액을 전기분해하여 얻을 수 있다 황산동납 양극 사용 (양극 표면에 형성되는 이산화 납의 산소 발생에 대한 큰 과전압으로 인해 전압은 2V보다 높아야하지만 과열되지 않도록 5V를 넘지 않아야 함).
물리적 특성
거의 모든 99% 황산은 끓으면 SO3를 잃어 98.3%의 산을 형성합니다. 98% 산은 보관 안정성이 높으며 일반적으로 농축산이라고도 합니다. 다른 농도는 다른 목적으로 사용됩니다. 다양한 농도에 대한 데이터:
화학적으로 순수한 황산은 무색의 유성 액체입니다. 일반적으로 밀도가 1.84 g / cm 3 인 96.5 % 수용액 또는 소위 "올레 움", 즉 H 2 SO 4에 SO 3 용액을 판매합니다. H 2 SO 4는 매우 잘 용해됩니다. 물에 (물과 섞인다) 수량 무제한). 이 경우 열이 방출되고 용액이 매우 뜨거워집니다(물이 끓는 지점까지). 따라서 진한 황산에 물을 첨가하면 물이 증기로 빠르게 전환되어 후자가 튀게 됩니다. 따라서 농축 된 H 2 SO 4를 희석하는 경우 유리 막대로 용액을 완전히 저어 주면서 산을 물에 얇은 흐름으로 부어야합니다 (그 반대는 아닙니다!). 농축황산과 같은 순수한 물낮은 해리로 인해 전류 전도율이 낮고 특정 전기 전도도 1.044 10 -2 S/cm
화학적 특성
수용액에서의 해리는 여러 단계로 발생합니다.
해리의 첫 번째 단계; K 2 = 2.4 x 10월 6일(강산)이 산도 값은 초강산을 결정할 때 주요 값으로 사용됩니다.
해리의 두 번째 단계; K 1 = 1.0 x 10 -2황산은 또한 많은 유기 물질, 특히 탄수화물(목재, 종이, 면직물, 설탕 등)을 파괴합니다. 이러한 물질의 파괴는 농축 황산이 물 형태로 수소와 산소를 제거하고 탄소는 다공성 석탄 형태로 남아 있다는 사실로 설명됩니다. 전기화학적 일련의 금속 활동에서 수소 왼쪽에 위치한 금속에 묽은 황산이 작용하면 수소가 방출됩니다. 농축 황산은 강한 산화 효과를 가지며, 철과는 반응하지 않지만 가열하면 구리, 수은, 은과 같은 귀금속과도 반응할 수 있습니다. 따라서 철제 탱크는 진한 황산을 운반하는 데 사용됩니다.
구리와 진한 황산의 반응애플리케이션
황산은 매우 중요한 상품입니다. 화학 산업산업능력을 나타내는 지표이다. 2004년 세계 생산량은 약 1억 8천만 톤이었으며 지리적 분포는 아시아 35%, 북아메리카 24%, 아프리카 11%, 서유럽 10%, 동유럽러시아 10%, 호주 및 오세아니아 7%, 남아메리카 7%. 생산된 대부분의 산(~60%)은 비료, 과인산인산암모늄, 황산염, 황산암모늄 생산에 사용됩니다. 약 20%는 화학 산업에서 생산에 사용됩니다. 세제, 합성수지, 염료, 의약품, 살충제, 부동액 등 다양한 기술 공정에 사용됩니다. 약 6%는 안료, 페인트, 에나멜, 인쇄 잉크 생산에 사용됩니다. 가스 건조기로도 사용됩니다.
전해질
황산은 납산 배터리에서 전해질 역할을 합니다.
양극에서:
Pb + 3 SO2-4 ⇌ PbSO 4 + 2 e -
음극에서:
PbO 2 + 4 H + + SO2-4 + 2 e - ⇌ PbSO 4 + 2 H 2 O
Pb + PbO 2 + 4 H + + 2 SO2-4 ⇌ 2 PbSO 4 + 2 H 2 O
촉매
황산은 화학 산업에서 다른 목적으로도 사용됩니다. 예를 들어, 카프론을 만드는 데 사용되는 시클로헥사논 옥시를 카프로락탐으로 전환하기 위한 산 촉매입니다. 소금으로 염산을 만드는 데 사용됩니다. 황산은 정유 산업에서 이소부탄과 이소부틸렌이 반응하여 이소옥탄을 형성하는 촉매로 사용됩니다. 이 화합물은 기준 옥탄가를 갖고 금속 첨가제 없이 고옥탄 가솔린을 만드는 데 적합한 화합물입니다.
안전
황산은 부식성이 있지만 상당한 점도로 인해 산이 피부에서 씻어낼 수 있을 만큼 오랫동안 화상을 입을 수 있습니다. 이런 의미에서 올레움과 클로로술폰산은 더 위험하며 빠르게 심각한 화상을 일으킬 수 있습니다. 부식성이 있기 때문에 소금이나 소금보다 덜 위험합니다. 질산상온에서는 휘발성이 적고 활성이 매우 낮은 산화제가 아니기 때문입니다. 가장 위험한 접촉은 열린 점막에 있습니다. 물을 첨가하여 농축산을 희석하려고 할 때(농축 황산 취급 규칙을 직접 위반하는 경우) 눈에 닿을 수 있으며, 물은 산과 함께 끓고 튀게 됩니다. 영향을 받은 부위는 세척됩니다. 큰 금액물과 5% 베이킹 소다 용액.
관련 이미지
산은 수소 원자와 산성 잔류물로 구성된 화합물(예: SO4, SO3, PO4 등)입니다. 이들은 무기 및 유기입니다. 첫 번째에는 염산, 인산, 황화물, 질산 및 황산이 포함됩니다. 두 번째에는 아세트산, 팔미트산, 포름산, 스테아르산 등이 포함됩니다.
황산이란 무엇입니까?
이 산은 두 개의 수소 원자와 산성 잔류물 SO4로 구성됩니다. 그것은 H2SO4라는 공식을 가지고 있습니다.
황산 또는 황산이라고도 불리는 무기 산소 함유 이염기산을 말합니다. 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
황산 정상적인 조건액체 상태이고 끓는점은 섭씨 약 279.6도이며 고체 결정으로 변할 때 어는점은 100%의 경우 약 -10도, 95%의 경우 약 -20도입니다.
순수한 100% 황산염산은 기름진 산입니다. 액체 물질무취, 무색으로 물의 밀도(1840kg/m3)의 거의 두 배입니다.
황산염의 화학적 성질
황산은 금속, 금속의 산화물, 수산화물 및 염과 반응합니다. 서로 다른 비율로 물로 희석하면 다르게 행동할 수 있으므로 농축된 황산 용액과 약한 황산 용액의 특성을 별도로 자세히 살펴보겠습니다.
농축 황산 용액
황산염이 90% 이상 함유된 용액은 농축된 것으로 간주됩니다. 이러한 황산 용액은 활성이 낮은 금속뿐만 아니라 비금속, 수산화물, 산화물 및 염과도 반응할 수 있습니다. 이러한 황산염 용액의 특성은 농축된 질산의 특성과 유사합니다.
금속과의 상호 작용
전기화학적 전압 계열의 금속(즉, 가장 활성이 없는 금속)에서 수소 오른쪽에 위치한 금속과 황산염의 농축 용액의 화학 반응 중에 다음 물질이 형성됩니다. 물과 이산화황의 상호 작용이 발생합니다. 나열된 물질이 형성되는 상호 작용의 결과로 금속에는 구리(구리), 수은, 비스무트, 은(아르겐툼), 백금 및 금(오럼)이 포함됩니다.
비활성 금속과의 상호 작용
전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 금속의 경우 진한 황산은 약간 다르게 반응합니다. 이 화학 반응의 결과로 특정 금속의 황산염, 황화수소 또는 순수한 황과 물과 같은 물질이 형성됩니다. 유사한 반응이 일어나는 금속에는 철(페럼), 마그네슘, 망간, 베릴륨, 리튬, 바륨, 칼슘 및 알루미늄, 크롬, 니켈 및 티타늄을 제외하고 전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 기타 모든 금속이 포함됩니다. 농축된 황산염은 그들과 상호작용하지 않습니다.
비금속과의 상호작용
이 물질은 강력한 산화제이므로 탄소(탄소), 황 등 비금속과 산화환원 화학반응에 참여할 수 있다. 이러한 반응의 결과로 물이 반드시 방출됩니다. 이 물질이 탄소에 첨가되면 이산화탄소와 이산화황도 방출됩니다. 그리고 황에 산을 첨가하면 이산화황과 물만 얻게 됩니다. 이러한 화학반응에서 황산염은 산화제 역할을 한다.
유기 물질과의 상호 작용
황산과 유기 물질의 반응 중에서 탄화를 구별할 수 있습니다. 이 과정은 이 물질이 종이, 설탕, 섬유, 목재 등과 충돌할 때 발생합니다. 이 경우 어떤 경우에도 탄소가 방출됩니다. 반응 중에 형성된 탄소가 과잉인 경우 황산과 부분적으로 반응할 수 있습니다. 사진은 중간 농도의 황산염 용액과 설탕의 반응을 보여줍니다.
염과의 반응
또한 H2SO4의 농축 용액은 건조 염과 반응합니다. 이 경우, 염 구조에 존재했던 금속 황산염과 염에 있던 잔류물과 함께 산이 형성되는 표준 교환 반응이 발생합니다. 그러나 진한 황산은 염 용액과 반응하지 않습니다.
다른 물질과의 상호 작용
또한 이 물질은 금속 산화물 및 그 수산화물과 반응할 수 있으며, 이 경우 교환 반응이 발생하고 첫 번째에서는 금속 황산염과 물이 방출되고 두 번째에서는 동일합니다.
약한 황산염 용액의 화학적 성질
묽은 황산은 많은 물질과 반응하며 모든 산과 동일한 특성을 갖습니다. 이는 농축된 금속과 달리 활성 금속, 즉 전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 금속과만 상호 작용합니다. 이 경우 모든 산의 경우와 동일한 치환반응이 일어난다. 이것은 수소를 방출합니다. 또한 이러한 산성 용액은 염 용액과 상호 작용하여 위에서 이미 논의한 바와 같이 산화물(농축된 것과 동일) 및 수산화물과 교환 반응을 일으킵니다. 일반적인 황산염 외에도 수산화물과 황산의 상호 작용의 산물인 하이드로설페이트도 있습니다.
용액에 황산이나 황산염이 포함되어 있는지 확인하는 방법
이러한 물질이 용액에 존재하는지 확인하기 위해 황산염 이온에 대한 특별한 정성 반응을 사용하여 알아낼 수 있습니다. 이는 용액에 바륨 또는 그 화합물을 첨가하는 것으로 구성됩니다. 이로 인해 강수량이 발생할 수 있습니다. 하얀색(황산 바륨)은 황산염 또는 황산의 존재를 나타냅니다.
황산은 어떻게 생산되나요?
이 물질을 산업적으로 생산하는 가장 일반적인 방법은 황철석에서 추출하는 것입니다. 이 과정은 세 단계로 이루어지며, 각 단계에서는 특정 단계가 수행됩니다. 화학 반응. 그들을 살펴보자. 먼저 황철석에 산소를 첨가하면 산화철과 이산화황이 형성되어 추가 반응에 사용됩니다. 이 상호 작용은 고온에서 발생합니다. 다음 단계는 산화바나듐인 촉매가 있는 상태에서 산소를 첨가하여 삼산화황을 얻는 단계입니다. 이제 마지막 단계에서 결과물에 물을 첨가하여 황산염을 얻습니다. 이는 산업적으로 황산염을 추출하는 가장 일반적인 공정이며, 황철석이 이 기사에 설명된 물질의 합성에 적합한 가장 접근하기 쉬운 원료이기 때문에 가장 자주 사용됩니다. 이 과정을 통해 얻은 황산은 다음과 같은 용도로 사용됩니다. 다양한 분야산업 - 화학 및 기타 여러 분야(예: 정유, 광석 드레싱 등)에서 사용됩니다. 또한 많은 합성 섬유의 제조 기술에 종종 사용됩니다.
황산 H 2 SO 4, 몰 질량 98.082; 무색, 유성, 무취. 18°C p에서 매우 강한 이염기산 카 1 - 2.8, K 2 1.2 10 -2, pK ㅏ 2 1.92; S=O의 결합 길이 0.143 nm, S-OH 0.154 nm, HOSOH 각도 104°, OSO 119°; 분해되어 끓여서 형성됩니다 (비등점이 338.8 ° C 인 98.3 % H 2 SO 4 및 1.7 % H 2 O, 표 1 참조). 황산, H 2 SO 4 100% 함량에 해당, 조성(%): H 2 SO 4 99.5%, HSO 4 - 0.18%, H 3 SO 4 + 0.14%, H 3 O + 0.09%, H 2S2O7 0.04%, H2S2O7 0.05%. 및 SO 3와 모든 비율로 혼합됩니다. 수용액에서 황산거의 완전히 H +, HSO 4 - 및 SO 4 2-로 해리됩니다. H2SO4 형태 N H2O, 여기서 N=1, 2, 3, 4 및 6.5.
황산에 있는 SO 3 용액을 올레움이라고 하며, H 2 SO 4 ·SO 3 및 H 2 SO 4 ·2SO 3 두 가지 화합물을 형성합니다. 올레움에는 H 2 SO 4 +SO 3 =H 2 S 2 O 7 반응으로 얻은 피로황산도 포함되어 있습니다.
황산의 제조
얻기 위한 원료 황산서브 : S, 금속 황화물, H 2 S, 화력 발전소 폐기물, Fe, Ca 황산염 등 주요 생산 단계 황산: 1) SO2를 생산하는 원료; 2) SO 2 에서 SO 3 로(전환); 3) 그래서 3. 업계에서는 두 가지 방법을 사용하여 획득합니다. 황산, SO 2 산화 방법이 다릅니다 - 고체 촉매 (접촉)를 사용하는 접촉과 아질산 - 질소 산화물과의 접촉. 얻기 위해 황산접촉 방식으로 현대 공장에서는 Pt 및 Fe 산화물을 대체하는 바나듐 촉매를 사용합니다. 순수한 V 2 O 5 는 촉매 활성이 약하여 알칼리 금속 존재 시 급격하게 증가하며 K 염이 가장 큰 효과를 나타냅니다. 알칼리 금속의 촉진 역할은 저융점 피로술폰산염(3K 2 S 2 O)의 형성에 기인합니다. 7 V 2 O 5, 2K 2 S 2 O 7 · V 2 O 5 및 K 2 S 2 O 7 · V 2 O 5 , 각각 315-330, 365-380 및 400-405 °C에서 분해됨). 촉매작용 조건에서 활성 성분은 용융 상태입니다.
SO 2 에서 SO 3 로의 산화 방식은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.
첫 번째 단계에서는 평형이 이루어지고, 두 번째 단계에서는 속도가 느리며 프로세스 속도가 결정됩니다.
생산 황산이중 접촉 및 이중 흡수 방법(그림 1)을 사용하여 황으로부터 분리하는 방법은 다음 단계로 구성됩니다. 먼지를 제거한 공기는 가스 송풍기를 통해 건조탑으로 공급되어 93~98%까지 건조됩니다. 황산수분 함량이 0.01%가 되도록 합니다. 건조된 공기는 접촉 장치의 열교환기 중 하나에서 예열된 후 유황로로 들어갑니다. 퍼니스는 노즐을 통해 공급되는 황을 연소합니다: S + O 2 = SO 2 + 297.028 kJ. 10-14 부피%의 SO 2 를 함유한 가스는 보일러에서 냉각되고, 420°C에서 9-10 부피%의 SO 2 함량으로 공기로 희석된 후 첫 번째 변환 단계를 위한 접촉 장치로 들어갑니다. 3개 층의 촉매(SO 2 + V 2 O 2 = SO 3 + 96.296 kJ)에서 발생하며 그 후 가스는 열 교환기에서 냉각됩니다. 그런 다음 200°C에서 8.5-9.5% SO 3를 포함하는 가스는 흡수 장치로 흡수의 첫 번째 단계로 들어가 관개되고 98% 황산: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + 130.56 kJ. 다음으로 가스는 스플래시 세정(Splash Cleaning)을 거칩니다. 황산, 420°C로 가열되어 두 번째 촉매층에서 발생하는 전환의 두 번째 단계에 들어갑니다. 두 번째 흡수 단계 이전에 가스는 이코노마이저에서 냉각되어 두 번째 단계 흡수기로 공급되어 98%로 관개됩니다. 황산, 그리고 튀는 것을 청소한 후 대기 중으로 방출됩니다.
1 - 유황로; 2 - 폐열 보일러; 3 - 이코노마이저; 4 - 화실 시작; 5, 6 - 출발로의 열교환기; 7 - 접촉 장치; 8 - 열교환기; 9 - 발연 흡수제; 10 - 건조탑; 11 및 12 - 각각 제1 및 제2 일수화물 흡수제; 13 - 산성 수집.
1 - 디스크 피더; 2 - 오븐; 3 - 폐열 보일러; 4 - 사이클론; 5 - 전기 집진기; 6 - 세척탑; 7 - 습식 전기 집진기; 8 - 블로우오프 타워; 9 - 건조탑; 10 - 스플래시 트랩; 11 - 제1 일수화물 흡수제; 12 - 열교환기; 13 - 접촉 장치; 14 - 발연 흡수제; 15 - 제2 일수화물 흡수제; 16 - 냉장고; 17 - 컬렉션.
1 - 탈질탑; 2, 3 - 첫 번째 및 두 번째 생산 타워; 4 - 산화탑; 5, 6, 7 - 흡수탑; 8 - 전기 집진기.
생산 황산금속 황화물로부터의 분석(그림 2)은 훨씬 더 복잡하며 다음 작업으로 구성됩니다. FeS 2는 공기 분사를 사용하여 유동층로에서 연소됩니다: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + 13476 kJ. SO 2 함량이 13-14%이고 온도가 900°C인 로스팅 가스는 보일러로 유입되어 450°C로 냉각됩니다. 먼지 제거는 사이클론과 전기집진기에서 수행됩니다. 다음으로 가스는 40%와 10%로 관개되는 두 개의 세척탑을 통과합니다. 황산. 이 경우 가스는 최종적으로 먼지, 불소 및 비소를 제거합니다. 에어로졸의 가스 정화용 황산세척탑에서 발생하는 전기집진기는 2단계의 습식 전기집진기가 제공됩니다. 가스를 9% SO 2 함량으로 희석하기 전에 건조탑에서 건조시킨 후 가스 송풍기를 통해 첫 번째 전환 단계(촉매 3층)로 공급됩니다. 열 교환기에서 가스는 첫 번째 변환 단계에서 나오는 가스 열 덕분에 420°C까지 가열됩니다. SO 3에서 92-95% 산화된 SO 2는 발연황 흡수제와 일수화물 흡수체로 흡수의 첫 번째 단계로 진행되어 SO 3가 제거됩니다. 다음으로, SO 2 ~ 0.5%를 함유한 가스는 촉매의 한두 층에서 발생하는 전환의 두 번째 단계로 들어갑니다. 가스는 두 번째 촉매 단계에서 나오는 가스 열 덕분에 다른 열 교환기 그룹에서 420°C로 예열됩니다. SO3가 두 번째 흡수 단계에서 분리된 후 가스는 대기로 방출됩니다.
접촉법을 이용한 SO 2 의 SO 3 전환율은 99.7%, SO 3 흡수율은 99.97%이다. 생산 황산한 단계의 촉매 작용으로 수행되며 SO 2 에서 SO 3 로의 전환 정도는 98.5%를 초과하지 않습니다. 대기로 방출되기 전에 가스에서 남은 SO2를 제거합니다(참조). 성능 현대적인 시설 1500-3100t/일.
니트로스 방법(그림 3)의 핵심은 로스팅 가스를 냉각하고 먼지를 제거한 후 소위 니트로스로 처리한다는 것입니다. 황산, 질소 산화물이 용해되어 있습니다. SO 2는 니트로스에 흡수된 후 산화됩니다. SO 2 + N 2 O 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + NO. 생성된 NO는 니트로스에 잘 녹지 않고 이로부터 방출된 다음 기상의 산소에 의해 부분적으로 NO 2로 산화됩니다. NO와 NO 2의 혼합물이 재흡수됩니다. 황산등. 질소산화물은 아산화질소 공정에서 소비되지 않으며 불완전한 흡수로 인해 생산 주기로 되돌아갑니다. 황산배기 가스에 의해 부분적으로 제거됩니다. 니트로즈 방법의 장점: 계측의 단순성, 저렴한 비용(접촉보다 10-15% 저렴), SO2의 100% 재활용 가능성.
타워 니트로스 공정의 하드웨어 설계는 간단합니다. SO 2는 세라믹 패킹이 있는 7-8개의 라인 타워에서 처리되며, 타워 중 하나(중공)는 조정 가능한 산화량입니다. 탑에는 산 수집기, 냉장고, 산을 공급하는 펌프가 있습니다. 압력 탱크타워 위에. 마지막 두 타워 앞에는 테일 팬이 설치되어 있습니다. 에어로졸의 가스 정화용 황산전기집진기 역할을 한다. 공정에 필요한 질소산화물은 HNO 3 에서 얻습니다. 대기 중으로의 질소산화물 배출을 줄이고 SO 2 를 100% 재활용하기 위해, 질소산화물을 심층 포집하는 산성 방법과 함께 생산 구역과 흡수 구역 사이에 무아질 SO 2 처리 사이클을 설치합니다. 니트로오스 방법의 단점은 제품 품질이 낮다는 것입니다: 농도 황산 75%, 질소산화물, Fe 및 기타 불순물이 존재합니다.
결정화 가능성을 줄이기 위해 황산운송 및 보관 중에 상업 등급에 대한 표준이 설정됩니다. 황산, 농도가 가장 일치합니다. 저온결정화. 콘텐츠 황산 V 기술 등급(%): 타워(질소) 75, 접촉 92.5-98.0, 올레움 104.5, 고비율 올레움 114.6, 배터리 92-94. 황산최대 5000m 3의 강철 탱크에 저장되며 창고의 총 용량은 10일 생산 출력을 위해 설계되었습니다. 올레움과 황산강철 철도 탱크로 운송됩니다. 집중 및 배터리 황산내산성 강철로 만들어진 탱크로 운송됩니다. 올레움을 운반하는 탱크는 단열재로 덮여 있으며, 올레움은 채우기 전에 가열됩니다.
정의하다 황산비색법 및 광도법, BaSO 4 현탁액 형태 - 광탁도법 및 전기량법.
황산의 적용
생산에 황산이 사용됩니다. 광물질 비료전해질로서 납산 배터리, 다양한 무기산과 염, 화학섬유, 염료, 연기를 형성하는 물질그리고 폭발물, 석유, 금속 가공, 섬유, 가죽 및 기타 산업 분야. 탈수 반응(디에틸 에테르 생산, 에스테르), 수화(에틸렌의 에탄올), 술폰화(및 염료 생산의 중간 생성물), 알킬화(이소옥탄, 폴리에틸렌 글리콜, 카프로락탐 생산) 등. 최대 소비자 황산- 광물질 비료 생산. P2O5 인비료 1t당 2.2~3.4톤 소모 황산, 1 t (NH 4) 2 SO 4 - 0.75 t 황산. 따라서 광물질비료 생산공장과 연계하여 황산공장을 건설하는 경향이 있다. 세계 생산 황산 1987년에는 그 양이 1억 5200만 톤에 이르렀습니다.
황산발연황은 호흡기, 피부, 점막에 영향을 미치고 호흡 곤란, 기침, 종종 후두염, 기관염, 기관지염 등을 유발하는 매우 공격적인 물질입니다. 공기 중 황산 에어로졸의 MPC 업무 공간 1.0 mg/m 3, 대기 중 0.3 mg/m 3 (최대 1회) 및 0.1 mg/m 3 (평균 일일). 놀라운 증기 농도 황산 0.008mg/l(60분 노출), 치명적 0.18mg/l(60분). 위험 등급 2. 에어로졸 황산 S 산화물을 함유한 화학 및 야금 산업의 배출로 인해 대기 중에 형성되어 산성비의 형태로 떨어질 수 있습니다.
레브다(Revda) 시에서는 황산을 실은 객차 15대가 탈선했습니다. 화물은 Sredneuralsk Copper Smelter의 소유였습니다.
2013년 부서별 철도 선로에서 비상사태가 발생했습니다. 1000평방킬로미터에 달하는 지역에 산성이 유출되었습니다.
이는 산업가의 시약 수요 규모를 나타냅니다. 예를 들어, 중세 시대에는 연간 수십 리터의 황산만 필요했습니다.
21세기에 연간 물질의 전 세계 생산량은 수천만 톤에 달합니다. 각 국가의 화학산업 발전은 생산량과 사용량으로 판단됩니다. 따라서 시약은 주목할 가치가 있습니다. 물질의 특성으로 설명을 시작하겠습니다.
황산의 성질
외부적으로는 100% 황산- 기름진 액체. 무색이고 무겁고 흡습성이 매우 높습니다.
이는 물질이 대기로부터 수증기를 흡수한다는 것을 의미합니다. 동시에 산은 열을 발생시킵니다.
따라서 농축된 형태의 물질에 물을 소량 첨가합니다. 많이 부으면 빠르게 산이 튀게 됩니다.
생체 조직을 포함한 물질을 부식시키는 능력을 고려하면 상황은 위험합니다.
농축황산시약이 40% 이상인 용액이라고 합니다. 이것은 , 를 용해시킬 수 있습니다.
황산 용액최대 40% - 농축되지 않고 화학적으로 다르게 나타납니다. 아주 빠르게 물을 추가할 수 있습니다.
팔라듐은 용해되지 않지만 분해됩니다. 그러나 세 가지 금속 모두 산 농축이 적용되지 않습니다.
당신이 보면 용액 중의 황산수소 상류의 활성 금속과 반응합니다.
포화 물질은 또한 비활성 물질과 상호 작용합니다. 귀금속은 예외입니다. 정광이 철과 구리와 "접촉"하지 않는 이유는 무엇입니까?
그 이유는 그들의 패시베이션 때문입니다. 이것은 금속 코팅 공정에 부여된 이름입니다. 보호 필름산화물
이는 정상적인 조건에서만 표면의 용해를 방지하는 것입니다. 가열하면 반응이 가능하다.
묽은황산기름보다는 물에 가깝습니다. 농축물은 점도와 밀도뿐만 아니라 공기 중 물질에서 나오는 연기로도 구별됩니다.
불행하게도 시칠리아의 데드 레이크(Dead Lake)는 산성 함량이 40% 미만입니다. 에 의해 모습수역은 위험하다고 말할 수 없습니다.
그러나 바위에서 형성된 위험한 시약이 바닥에서 스며 나옵니다. 지각. 예를 들어 원료는 다음과 같습니다.
이 광물은 유황이라고도 합니다. 공기 및 물과 접촉하면 2가 및 3가 철로 분해됩니다.
두 번째 반응 생성물은 황산. 공식여주인공은 각각 - H 2 SO 3입니다. 특별한 색이나 냄새는 없습니다.
무지로 인해 시칠리아 죽음의 호수 물에 몇 분 동안 손을 담그면 사람들은 박 탈당합니다.
저수지의 부식성을 고려하여 지역 범죄자들은 시체를 저수지에 버리기 시작했습니다. 며칠이 지나도 유기물의 흔적이 남지 않습니다.
황산과 유기물이 반응하여 생성되는 경우가 많습니다. 시약은 유기물에서 물을 분리합니다. 탄소가 남아 있는 곳입니다.
결과적으로 "원목"에서 연료를 얻을 수 있습니다. 인간 조직도 예외는 아닙니다. 그러나 이것은 이미 공포 영화의 음모입니다.
가공된 유기물에서 얻은 연료의 품질은 낮습니다. 반응에서 산은 산화제이지만 환원제가 될 수도 있습니다.
물질은 예를 들어 할로겐과 상호작용하여 후자의 역할을 합니다. 주기율표 17족의 원소들입니다.
이 모든 물질은 그 자체로는 강력한 환원제가 아닙니다. 산이 이들과 만나면 산화제로만 작용합니다.
예: - 황화수소와의 반응. 어떤 반응으로 황산 자체가 생성되며, 어떻게 채굴되고 생산되나요?
황산 생산
지난 수세기 동안 시약은 황철석이라고 불리는 철광석뿐만 아니라 황산철과 명반에서도 추출되었습니다.
후자의 개념은 이중 황산염 결정 수화물을 숨깁니다.
원칙적으로 나열된 광물은 모두 유황을 함유한 원료이므로 다음과 같은 용도로 사용할 수 있습니다. 황산 생산그리고 현대에는.
미네랄 베이스다를 수 있지만 처리 결과는 동일합니다. 공식 SO 2를 사용하는 황산 무수석고입니다. 산소와 반응하여 형성됩니다. 기지를 태워야한다는 것이 밝혀졌습니다.
생성된 경석고는 물에 흡수됩니다. 반응식은 SO 2 +1/2O 2 +H 2) -àH 2 SO 4 입니다. 보시다시피 산소가 이 과정에 관여합니다.
정상적인 조건에서는 이산화황이 천천히 반응합니다. 따라서 산업가들은 촉매를 사용하여 원료를 산화시킵니다.
방법을 접촉이라고 합니다. 아질산 접근법도 있습니다. 이것은 산화물에 의한 산화입니다.
시약과 그 생산에 대한 첫 번째 언급은 940년으로 거슬러 올라가는 작품에 포함되어 있습니다.
이것은 Abubeker al-Razi라는 페르시아 연금술사 중 한 사람의 메모입니다. 그러나 Jafar al-Sufi는 명반을 소성하여 얻은 산성 가스에 대해서도 언급했습니다.
이 아랍 연금술사는 8세기에 살았습니다. 그러나 기록에 따르면, 순수한 형태황산을 받지 않았습니다.
황산의 적용
산의 40% 이상이 광물질 비료 생산에 사용됩니다. 과인산염, 황산암모늄, 탄약이 사용됩니다.
이 모든 것은 농부와 대규모 생산자가 의존하는 복잡한 보충제입니다.
비료에 일수화물이 첨가됩니다. 이것은 순수한 100% 산성입니다. 이미 섭씨 10도에서 결정화됩니다.
용액을 사용하는 경우 65% 용액을 사용하십시오. 예를 들어, 이는 광물에서 얻은 과인산염에 첨가됩니다.
단지 1톤의 비료를 생산하려면 600kg의 산성 농축물이 필요합니다.
황산의 약 30%가 탄화수소 정제에 사용됩니다. 이 시약은 윤활유, 등유, 파라핀의 품질을 향상시킵니다.
여기에는 미네랄 오일과 지방이 포함됩니다. 또한 유황 농축액을 사용하여 청소합니다.
금속을 용해하는 시약의 능력은 광석 처리에 사용됩니다. 그들의 분해는 산 자체만큼 저렴합니다.
철을 녹이지 않으면 철을 함유한 철은 녹지 않습니다. 이는 값비싼 장비가 아닌 그것으로 만든 장비를 사용할 수 있다는 것을 의미합니다.
페럼을 기반으로 만들어진 값싼 제품도 작동합니다. 황산을 사용하여 추출한 용존 금속은 다음과 같습니다.
대기로부터 물을 흡수하는 산의 능력은 시약을 탁월한 건조제로 만듭니다.
공기가 95% 용액에 노출되면 잔류 수분은 건조되는 가스 1리터당 수증기 0.003mg에 불과합니다. 이 방법은 실험실 및 산업 생산에 사용됩니다.
역할뿐만 아니라 주목할 가치가 있습니다. 순수한 물질, 뿐만 아니라 그 연결도 마찬가지입니다. 그들은 주로 의학에 유용합니다.
예를 들어 바륨 죽은 엑스레이를 차단합니다. 의사는 속이 빈 장기에 물질을 채워 방사선 전문의의 검사를 용이하게 합니다. 바륨 죽의 공식: - BaSO 4.
그런데 천연에는 황산도 포함되어 있으며 의사에게도 필요하지만 골절을 고치는 데 필요합니다.
미네랄은 바인딩, 고정 재료 및 장식 마감재로 사용하는 건축업자에게도 필요합니다.
황산 가격
가격시약에 대한 인기 이유 중 하나입니다. 1kg의 기술 황산은 7 루블에 구입할 수 있습니다.
예를 들어 로스토프나도누에 있는 한 기업의 관리자는 자사 제품에 대해 이 정도의 금액을 요구합니다. 37kg짜리 용기에 담겨있습니다.
이는 표준 컨테이너 용량입니다. 35kg과 36kg의 캐니스터도 있습니다.
황산 구매예를 들어 배터리 계획과 같은 전문 계획은 조금 더 비쌉니다.
36kg 용기의 경우 일반적으로 2,000 루블을 요구합니다. 그건 그렇고, 여기에 시약의 또 다른 적용 영역이 있습니다.
증류수로 희석한 산이 전해질이라는 것은 비밀이 아닙니다. 일반 배터리뿐만 아니라 자동차 배터리에도 필요합니다.
황산이 소비되고 더 가벼운 물이 방출되기 때문에 배출됩니다. 전해질의 밀도가 감소하여 효율성이 저하됩니다.
정의
무수물 황산어떤 비율로든 물과 쉽게 섞일 수 있는 무겁고 점성이 있는 액체입니다. 상호 작용은 극도로 큰 발열 효과(무한 희석 시 ~880 kJ/mol)를 특징으로 하며 물이 다음과 같은 경우 혼합물이 폭발적으로 끓거나 튀는 현상을 일으킬 수 있습니다. 산에 첨가; 그렇기 때문에 항상 사용하는 것이 중요합니다. 역순으로용액을 준비하고 천천히 저으면서 물에 산을 첨가합니다.
황산의 일부 물리적 특성이 표에 나와 있습니다.
무수 H 2 SO 4 는 비정상적으로 높은 유전 상수와 매우 높은 전기 전도도를 갖는 놀라운 화합물로, 이는 화합물의 이온 자가해리(자가프로토리시스)뿐만 아니라 양성자 전달을 통한 중계 전도 메커니즘으로 인해 다음과 같은 흐름을 보장합니다. 전류점성이 있는 액체를 통해 큰 수수소결합.
1 번 테이블. 물리적 특성황산.
황산의 제조
황산이 가장 중요하다 산업용 화학세계 어느 나라에서나 대량으로 생산되는 가장 저렴한 산입니다.
농축된 황산("황산 오일")은 "녹색 황산염" FeSO 4 x nH 2 O를 가열하여 처음 얻었으며 Na 2 SO 4 및 NaCl을 생성하기 위해 대량으로 소비되었습니다.
현대의 황산 생산 공정은 실리카 또는 규조토 지지체에 황산칼륨을 첨가한 산화바나듐(V)으로 구성된 촉매를 사용합니다. 이들 금속을 추출하는 과정에서 순수한 유황을 연소시키거나 황화물광석(주로 황철석 또는 Cu, Ni, Zn 등의 광석)을 연소시켜 이산화황 SO2를 생성하고, 이 SO2를 삼산화물로 산화시킨 후 황산에 용해시켜 황산을 얻는다. 물:
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 이염기산이다. 첫 번째 단계에서는 농도가 낮은 용액에서는 거의 완전히 해리됩니다.
H 2 SO 4 ← H + + HSO 4 - .
두 번째 단계 해리
HSO 4 — ←H + + SO 4 2-
덜 발생합니다. 두 번째 단계에서 황산의 해리 상수는 이온 활성으로 표현되며 K 2 = 10 -2입니다.
이염기산으로서 황산은 중간염과 산성염의 두 가지 계열의 염을 형성합니다. 황산의 평균 염을 황산염이라고 하고, 산성 염을 황산염이라고 합니다.
황산은 수증기를 탐욕스럽게 흡수하므로 가스를 건조시키는 데 자주 사용됩니다. 물을 흡수하는 능력은 또한 농축된 황산에 노출될 때 많은 유기 물질, 특히 탄수화물 종류(섬유질, 설탕 등)에 속하는 유기 물질이 탄화되는 현상을 설명합니다. 황산은 탄수화물에서 수소와 산소를 제거하여 물을 형성하고, 탄소는 석탄의 형태로 방출됩니다.
특히 뜨거운 농축 황산은 강력한 산화제입니다. 이는 HI와 HBr(HCl은 아님)을 산화시켜 할로겐을 제거하고, 석탄을 CO 2로, 황을 SO 2로 산화시킵니다. 이러한 반응은 방정식으로 표현됩니다.
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O;
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;
C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O;
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O.
황산과 금속의 상호작용은 농도에 따라 다르게 발생합니다. 묽은 황산은 수소 이온으로 산화됩니다. 따라서 이는 수소까지만 전압 계열에 있는 금속과만 상호 작용합니다. 예를 들면 다음과 같습니다.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.
그러나 생성된 염 PbSO 4는 불용성이므로 납은 묽은 산에 용해되지 않습니다.
농축 황산은 황(VI)으로 인한 산화제입니다. 이는 은을 포함한 최대 전압 범위의 금속을 산화시킵니다. 환원산물은 금속의 활성과 조건(산 농도, 온도)에 따라 달라질 수 있습니다. 구리와 같은 저활성 금속과 상호작용할 때 산은 SO2로 환원됩니다.
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
보다 활성이 높은 금속과 상호 작용할 때 환원 생성물은 이산화물과 유리 황 및 황화수소일 수 있습니다. 예를 들어, 아연과 상호작용할 때 다음과 같은 반응이 발생할 수 있습니다.
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O;
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
황산의 적용
황산의 사용은 국가마다, 그리고 10년에서 10년까지 다양합니다. 예를 들어, 미국에서 H 2 SO 4의 주요 소비 영역은 현재 비료 생산(70%)이며, 화학 생산, 야금, 정유(각 분야에서 ~5%). 영국에서는 산업별 소비 분포가 다릅니다. 생산된 H2SO4의 30%만이 비료 생산에 사용되지만 18%는 페인트, 안료 및 염료 생산 반제품에 사용되며 16%는 화학 생산에 사용됩니다. 비누와 세제 생산에 10%, 천연 및 인공 섬유 생산에 10%, 야금에 2.5%가 사용됩니다.
문제 해결의 예
실시예 1
| 운동 | 로스팅 반응에서 산화황(IV)의 수율이 90%이고, 황(IV)의 촉매 산화에서 산화황(VI)의 수율이 95%일 때 황철석 1톤에서 얻을 수 있는 황산의 질량을 구하십시오. 이론적. |
| 해결책 | 황철석 연소 반응에 대한 방정식을 작성해 보겠습니다. 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2. 황철석 물질의 양을 계산해 봅시다. n(FeS2) = m(FeS2) / M(FeS2); M(FeS2) = Ar(Fe) + 2×Ar(S) = 56 + 2×32 = 120g/mol; n(FeS2) = 1000kg / 120 = 8.33kmol. 반응식에서 이산화황 계수는 FeS 2 계수의 두 배이므로 이론적으로 가능한 황산화물(IV) 물질의 양은 다음과 같습니다. n(SO 2) 이론 = 2 ×n(FeS 2) = 2 ×8.33 = 16.66kmol. 그리고 실제로 구해지는 황산화물(IV)의 몰수는 다음과 같습니다. n(SO 2) pract = eta × n(SO 2) 이론 = 0.9 × 16.66 = 15kmol. 황산화물(IV)이 황산화물(VI)로 산화되는 반응식을 작성해 보겠습니다. 2SO 2 + O 2 = 2SO 3. 이론적으로 가능한 황산화물(VI)의 양은 다음과 같습니다. n(SO 3) 이론 = n(SO 2) pract = 15kmol. 그리고 실제로 구해지는 황산화물(VI)의 몰수는 다음과 같습니다. n(SO 3) pract = eta × n(SO 3) 이론 = 0.5 × 15 = 14.25kmol. 황산 생산 반응식을 작성해 보겠습니다. SO3 + H2O = H2SO4. 황산의 양을 구해 봅시다: n(H 2 SO 4) = n(SO 3) pract = 14.25kmol. 반응 수율은 100%이다. 황산의 질량은 다음과 같습니다. m(H2SO4) = n(H2SO4) × M(H2SO4); M(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 g/mol; m(H2SO4) = 14.25 × 98 = 1397kg. |
| 답변 | 황산의 질량은 1397kg입니다. |
