Ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico (ácido sulfúrico de ortografía alternativo) es un ácido mineral fuerte muy cáustico con la fórmula molecular HSO. Es un incoloro al líquido viscoso ligeramente amarillo que es soluble en el agua en todas las concentraciones. El nombre histórico de este ácido es el petróleo de vitriolo.

Es un ácido diprotic que puede mostrar propiedades diferentes según su concentración. El corrosivo de ello en metales, piedras, tejidos de los animales u otros materiales se puede principalmente asignar a su naturaleza ácida fuerte y de ser concentrado propiedad deshidratante fuerte y propiedad de oxidación fuerte.

Poseyendo propiedades químicas diferentes, el ácido sulfúrico tiene una amplia gama de aplicaciones incluso limpiador del desagüe ácido doméstico, electrólito en baterías de plomo y varios agentes de limpieza. También es una sustancia central en la industria química. Los usos principales incluyen el procesamiento mineral, la fabricación de fertilizante, la refinación del petróleo, wastewater procesamiento y síntesis química. Extensamente se produce con métodos diferentes, como proceso de contacto, proceso ácido sulfúrico mojado y algunos otros métodos.

Historia

El estudio de vitriolo comenzó en la antigüedad. Los sumerios tenían una lista de tipos de vitriolo que clasificaron según el color de la sustancia. Algunas discusiones más tempranas sobre el origen y propiedades del vitriolo están con los trabajos del médico griego Dioscorides (el primer siglo d. C.) y el naturalista romano Pliny el Mayor (23–79 d. C.). Galen también habló de su uso médico. Los usos metalúrgicos para sustancias vitriólicas se registraron con los trabajos alchemical helenísticos de Zosimos de Panopolis, en el tratado Phisica y Mystica y el "papiro de Leyden X".

Alquimistas islámicos Jābir ibn Hayyān (c. 721 – c. 815 d. C.), Razi (865 – 925 d. C.), y Jamal Din al-Watwat (d. 1318, escribió el libro Mabāhij al-fikar wa-manāhij al-'ibar), el vitriolo incluido en sus listas de la clasificación minerales. Ibn Sina se concentró en sus usos médicos y variedades diferentes de vitriolo.

El ácido sulfúrico fue llamado "el petróleo de vitriolo" por alquimistas europeos medievales. Hay referencias a ello con los trabajos de Vincent de Beauvais y en el Compositum de Compositis asignado a Albertus Magnus. Se consideró mucho tiempo que un paso de Summa Perfectionis de Pseudo-Geber era la primera receta para el ácido sulfúrico, pero esto era una mala interpretación.

En el 17mo siglo, el químico alemán-holandés Johann Glauber preparó el ácido sulfúrico por el azufre ardiente juntos con el salitre (nitrato del potasio,), en la presencia de vapor. Como el salitre se descompone, oxida el azufre a, que se combina con el agua para producir el ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico de Londres, usó este método de comenzar la primera producción en gran escala de ácido sulfúrico.

En 1746 en Birmingham, John Roebuck adaptó este método de producir el ácido sulfúrico en cámaras rayadas por el plomo, que eran más fuertes, menos caras, y se podrían hacer más grandes que los contenedores de cristal antes usados. Este proceso de la cámara de plomo permitió la industrialización eficaz de la producción ácida sulfúrica. Después de que varios refinamientos, este método, llamaron el "proceso de la cámara de plomo" o "proceso de la cámara", permaneció el estándar para la producción ácida sulfúrica durante casi dos siglos.

El ácido sulfúrico creado por el proceso de John Roebuck se acercó a una concentración del 65%. Los refinamientos posteriores al proceso de la cámara de plomo por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el químico británico John Glover mejoraron la producción hasta el 78%. Sin embargo, la fabricación de algunos tintes y otros procesos químicos requieren un producto más concentrado. A lo largo del 18vo siglo, esto sólo podría ser hecho por minerales de destilación secos en una técnica similar a los procesos de alchemical originales. La pirita (hierro disulfide,) se calentó en el aire para ceder el hierro (II) sulfato, que fue oxidado por la calefacción adicional en el aire para formar el hierro (III) sulfato, Fe (TAN), que, cuando calentado a 480 °C, descompuestos para planchar (III) óxido y azufre trioxide, que se podría pasar a través del agua para ceder el ácido sulfúrico en cualquier concentración. Sin embargo, el gasto de este proceso previno el uso en gran escala de ácido sulfúrico concentrado.

En 1831, el comerciante del vinagre británico Peregrine Phillips patentó el proceso de contacto, que era un proceso mucho más económico para producir el azufre trioxide y concentró el ácido sulfúrico. Hoy, el casi todo el ácido sulfúrico del mundo se produce usando este método.

Propiedades físicas

Calidades de ácido sulfúrico

Aunque el ácido sulfúrico de casi el 99% se pueda hacer, esto pierde en el punto de ebullición para producir el ácido del 98.3%. El grado del 98% es más estable en el almacenaje y es la forma habitual de lo que se describe como "el ácido sulfúrico concentrado." Otras concentraciones se usan con objetivos diferentes. Algunas concentraciones comunes son:

"El ácido de la cámara" y "el ácido de la torre" eran las dos concentraciones de ácido sulfúrico producido por el proceso de la cámara de plomo, ácido de la cámara que es el ácido producido en la propia cámara de plomo (Son obsoletos ahora como concentraciones comerciales de ácido sulfúrico, aunque puedan estar preparados en el laboratorio del ácido sulfúrico concentrado de ser necesario. En particular, "10M" el ácido sulfúrico (el equivalente moderno de ácido de la cámara, usado en muchas titulaciones) está preparado añadiendo despacio el ácido sulfúrico del 98% a un volumen igual del agua, con el incentivo bueno: la temperatura de la mezcla se puede elevar a 80 °C (176 °F) o más alto.

Cuando las altas concentraciones de gas se añaden al ácido sulfúrico, llamó el ácido pyrosulfuric, el ácido sulfúrico que echa humo u oleum o, menos comúnmente, ácido de Nordhausen, se forman. Las concentraciones de oleum o se expresan en términos de % (llamado el % oleum) o como el % (la cantidad hecha si se añadieron); las concentraciones comunes son el 40% oleum (el 109%) y el 65% oleum (el 114.6%). Puro es un sólido con el punto de fusión 36 °C.

El ácido sulfúrico puro es un líquido claro viscoso, como el petróleo, y esto explica el viejo nombre del ácido ('petróleo de vitriolo').

El ácido sulfúrico comercial se vende en varios grados de la pureza diferentes. El grado técnico es contaminado y a menudo coloreado, pero es conveniente para hacer el fertilizante. Los grados puros como el grado de United States Pharmacopeia (USP) se usan para hacer productos farmacéuticos y colorantes. Los grados analíticos también están disponibles.

Polaridad y conductividad

Anhidro es un líquido muy polar, teniendo una constante dieléctrica de aproximadamente 100. Tiene una conductividad eléctrica alta, causada por la disolución a través de propio protonating, un proceso conocido como autoprotolysis.

: 2 +

El equilibrio constante para el autoprotolysis es

:K (25 °C) = [] [] =.

El equilibrio comparable constante para el agua, K es 10, un factor de 10 (10 mil millones) más pequeño.

A pesar de la viscosidad del ácido, las conductividades eficaces del e iones son alto debido a un mecanismo del interruptor del protón intramolecular (análogas al mecanismo de Grotthuss en el agua), haciendo el ácido sulfúrico un conductor bueno. También es un solvente excelente para muchas reacciones.

El equilibrio realmente es más complejo que mostrado encima; el 100% contiene las especies siguientes en el equilibrio (cifras mostradas como millimoles por kilogramo del solvente):

(15.0), (11.3), (8.0), (4.4), (3.6), (0.1).

Propiedades químicas

Reacción con el agua y propiedad deshidratante

La reacción de la hidratación de ácido sulfúrico es muy exothermic. Siempre habría que añadir el ácido al agua, más bien que el agua al ácido. Como la reacción está en un equilibrio que favorece protonation rápido del agua, la adición de ácido al agua asegura que el ácido sea el reactivo restrictivo. Piensan mejor de esta reacción como la formación de iones hydronium:

: + → + HSO K = 2.4 (ácido fuerte)

: HSO + → + TAN K = 1.0

HSO es el anión bisulfate y TAN es el anión del sulfato. El K y K son las constantes de la disolución ácidas.

Como la hidratación de ácido sulfúrico es termodinámicamente favorable y la afinidad de ello para el agua es suficientemente fuerte, el ácido sulfúrico es un reactivo deshidratante excelente. El ácido sulfúrico concentrado tiene una propiedad deshidratante muy potente, quitando el agua (HO) de otros compuestos incluso el azúcar y otros hidratos de carbono y produciendo el carbón, el calor, el vapor y un ácido más diluido que contiene cantidades aumentadas de hydronium e iones bisulfate.

En el laboratorio, esto a menudo se demuestra mezclando el azúcar de la mesa (sacarosa) en el ácido sulfúrico. El azúcar cambia del blanco para broncear y luego al negro ya que el carbón se forma. Una columna rígida de carbón negro, poroso surgirá también.

:CHO (sacarosa blanca) + ácido sulfúrico → 12 C + 11 HO (vapor) + mezcla ácida/acuática sulfúrica

El almidón que se mezcla del mismo modo, en el ácido sulfúrico concentrado dará el carbón elemental y el agua como absorbido por el ácido sulfúrico (que se hace ligeramente diluido). El efecto de esto se puede ver cuando concentrado el ácido sulfúrico se derrama en el papel que se forma de la celulosa; la celulosa reacciona para dar un aspecto quemado, el carbón aparece mucho como el hollín iba en un fuego.

El carbón olerá fuertemente al caramelo debido al calor generado. Aunque menos dramático, la acción del ácido en el algodón, hasta en la forma diluida, destruirá la tela.

: n + ácido sulfúrico → 6n C + 5n

La reacción con el cobre (II) sulfato también puede demostrar la propiedad de la deshidratación de ácido sulfúrico. El cristal azul se cambia en el polvo blanco cuando el agua se quita.

:CuSO · 5HO (cristal azul) + ácido sulfúrico → CuSO (polvo blanco) + 5 HO

Propiedades ácidas y bajas

Como un ácido, el ácido sulfúrico reacciona con la mayor parte de bases para dar el sulfato correspondiente. Por ejemplo, el cobre de sal de cobre azul (II) sulfato, comúnmente usado para la electrodeposición y como un fungicida, está preparado por la reacción de cobre (II) óxido con el ácido sulfúrico:

: CuO (s) + (aq) → (aq) + (l)

El ácido sulfúrico también puede ser usado para desplazar ácidos más débiles de sus sales. La reacción con el acetato de sodio, por ejemplo, desplaza el ácido acético, y forma el sodio bisulfate:

: + → +

El ácido sulfúrico que reacciona del mismo modo, con el nitrato del potasio puede ser usado para producir el ácido nítrico y un precipitado del potasio bisulfate. Cuando combinado con el ácido nítrico, el ácido sulfúrico sirve de un ácido como como un reactivo deshidratante, formando el ión nitronium, que es importante en reacciones nitration que implican electrophilic substitución aromática. Este tipo de la reacción, donde protonation ocurre en un átomo de oxígeno, es importante en muchas reacciones de la química orgánicas, como Fischer esterification y deshidratación de alcohols.

Reacciones con metales y propiedad de oxidación fuerte

Dilúyase el ácido sulfúrico reacciona con metales vía una reacción del desplazamiento sola como con otros ácidos típicos, produciendo gas de hidrógeno y sales (el sulfato metálico). Ataca metales reactivos (metales en posiciones encima del cobre en la serie de la reactividad) como hierro, aluminio, zinc, manganeso, magnesio y níquel.

: Fe (s) + (aq) → (g) + (aq)

Sin embargo, el ácido sulfúrico concentrado es un reactivo de oxidación fuerte en el cual no reacciona con metales del mismo modo como otros ácidos típicos. El dióxido de azufre, el agua y TAN iones se desarrollan en vez del hidrógeno y sales.

: 2 HSO + 2 e → TAN + 2 HO + TAN

Puede oxidar metales no activos como lata y cobre, según la temperatura de ello como el ácido nítrico.

:Cu + 2 HSO → TAN + 2 HO + TAN + Cu

Como mostrado encima, el ácido sulfúrico concentrado está un reactivo de oxidación fuerte, sobre todo cuando caliente de que el propio ácido realiza la reducción mientras que el diluido interpreta un ácido típico donde el H es el agente que se oxida por tanto la propiedad que se oxida de ello no es tan importante como el concentrado.

El plomo y el tungsteno, sin embargo, son resistentes al ácido sulfúrico.

Reacciones con metaloides

El ácido sulfúrico concentrado caliente oxida metaloides como carbón y azufre.

:C + 2 HSO → CO + 2 TAN + 2 HO

:S + 2 HSO → 3 TAN + 2 HO

Reacción con cloruro de sodio

Reacciona con el cloruro de sodio y da el gas del cloruro de hidrógeno y el sodio bisulfate:

:NaCl + HSO → NaHSO + HCl

Electrophilic substitución aromática

El benceno se somete a la substitución aromática electrophilic con el ácido sulfúrico para dar los ácidos sulfonic correspondientes:

:

Acontecimiento

El ácido sulfúrico puro no se encuentra naturalmente en la Tierra en la forma anhidra, debido a su gran afinidad para el agua. Dilúyase el ácido sulfúrico es un componente de la lluvia ácida, que es formada por oxidación atmosférica de dióxido de azufre en la presencia del agua – es decir, oxidación de ácido sulfuroso. El dióxido de azufre es el subproducto principal producido cuando los combustibles que contienen el azufre como carbón o petróleo se queman.

El ácido sulfúrico es formado naturalmente por la oxidación de minerales del sulfito, como el sulfito de hierro. El agua que resulta puede ser muy ácida y se llama el avenamiento de la mina ácida (AMD) o el avenamiento de la roca ácida (ARD). Este agua ácida es capaz de metales que se disuelven presentes en menas del sulfito, que causa corrientes alegremente coloreadas, tóxicas. La oxidación de pirita (sulfito de hierro) por el oxígeno molecular produce el hierro (II), o:

:2 (s) + 7 + 2 → 2 (aq) + 4 (aq) + 4

La lata oxidarse adelante a:

:4 + + 4 → 4 + 2

El producido se puede precipitar como el hidróxido u óxido hydrous:

: (aq) + 3 → (s) + 3

El hierro (III) ión ("ferric hierro") también puede oxidar la pirita:

: (s) + 14 + 8 → 15 (aq) + 2 (aq) + 16

Cuando hierro (III) la oxidación de la pirita ocurre, el proceso se puede hacer rápido. el pH valora bajo cero se han medido en ARD producido por este proceso.

ARD también puede producir el ácido sulfúrico a un precio más lento, de modo que la capacidad de neutralización de ácido (ANC) del acuífero pueda neutralizar el ácido producido. En tales casos, la concentración de sólidos disueltos totales (TDS) del agua se puede aumentar de la disolución de minerales de la reacción de neutralización ácida con los minerales.

El ácido sulfúrico es usado como una defensa por ciertas especies marítimas, por ejemplo, el alga Desmarestia munda phaeophyte (ordene Desmarestiales) concentra el ácido sulfúrico en la célula vacuoles.

Ácido sulfúrico extraterrestre

Venus

El ácido sulfúrico es producido en la atmósfera superior de Venus por la acción fotoquímica del Sol en dióxido de carbono, dióxido de azufre y vapor acuático. Los fotones ultravioletas de longitudes de onda menos de 169 nm pueden fotodisociar el dióxido de carbono en monóxido de carbono y oxígeno atómico. El oxígeno atómico es muy reactivo. Cuando reacciona con el dióxido de azufre, un componente del rastro de la atmósfera de Venusian, el resultado es el azufre trioxide, que se puede combinar con el vapor acuático, otro componente del rastro de la atmósfera de Venus, para ceder el ácido sulfúrico. En las partes superiores, más chulas de la atmósfera de Venus, el ácido sulfúrico existe como un líquido y nubes ácidas sulfúricas gruesas completamente obscuras la superficie del planeta cuando visto desde encima. La capa de la nube principal se extiende de 45-70 kilómetros encima de la superficie del planeta, con neblinas más delgadas que amplían tan sólo 30 kilómetros y hasta 90 kilómetros encima de la superficie. Las nubes de Venusian permanentes producen una lluvia ácida concentrada, como las nubes en la atmósfera de Tierra producen la lluvia acuática.

La atmósfera expone un ciclo ácido sulfúrico. Como las gotitas de lluvias ácidas sulfúricas se caen a través de las capas más calientes del declive de temperaturas de la atmósfera, se calientan y sueltan el vapor acuático, haciéndose cada vez más concentrados. Cuando alcanzan temperaturas encima de 300 °C, el ácido sulfúrico comienza a descomponerse en azufre trioxide y agua, ambos en la fase de gas. El azufre trioxide es muy reactivo y se disocia en dióxido de azufre y oxígeno atómico, que oxida rastros del monóxido de carbono para formar el dióxido de carbono. El dióxido de azufre y el vapor acuático se elevan en corrientes de la convección del mediados del nivel capas atmosféricas a altitudes más altas, donde se transformarán otra vez en el ácido sulfúrico y las repeticiones del ciclo.

Europa

Los espectros infrarrojos de la misión de Galileo de la NASA muestran absorciones distintas en la luna de Júpiter Europa que se han atribuido a uno o varios hidratos ácidos sulfúricos. Ácido sulfúrico en la solución con causas acuáticas la depresión del punto de congelación significativa del punto de fusión del agua, abajo a, y esto haría más probablemente la existencia de soluciones líquidas bajo la corteza helada de Europa. La interpretación de los espectros es algo polémica. Algunos científicos planetarios prefieren asignar los rasgos espectrales al ión del sulfato, quizás como la parte de uno o varios minerales en la superficie de Europa.

Fabricación

El ácido sulfúrico se produce de azufre, oxígeno y agua vía el proceso de contacto convencional (DCDA) o el proceso ácido sulfúrico mojado (WSA).

Póngase en contacto con proceso

En el primer paso, el azufre se quema para producir el dióxido de azufre.

: S (s) + (g) → (g)

Esto se oxida entonces al azufre trioxide utilización del oxígeno en la presencia de un vanadio (V) catalizador de óxido. Esta reacción es reversible y la formación del azufre el trioxide es exothermic.

: 2 (g) + (g) 2 (g) (en presencia de)

El azufre trioxide se absorbe en el 97-98% para formar oleum , también se conoce como echar humo ácido sulfúrico. El oleum se diluye entonces con el agua para formar el ácido sulfúrico concentrado.

: (l) + (g) → (l)

: (l) + (l) → 2 (l)

Note que directamente la disolución en el agua no es práctica debido al muy exothermic la naturaleza de la reacción entre azufre trioxide y agua. La reacción forma un aerosol corrosivo que es muy difícil de separarse, en vez de un líquido.

: (g) + (l) → (l)

Proceso ácido sulfúrico mojado

En el primer paso, el azufre se quema para producir el dióxido de azufre:

: S (s) + (g) → (g)

o, o bien, el sulfito de hidrógeno gas se incinera al gas:

: 2 + 3 → 2 + 2 (518 kJ/mol)

Esto se oxida entonces al azufre trioxide utilización del oxígeno con el vanadio (V) óxido como el catalizador.

: 2 + → 2 (99 kJ/mol) (la reacción es reversible)

El azufre trioxide se hidrata en el ácido sulfúrico:

: + → (g) (101 kJ/mol)

El último paso es la condensación del ácido sulfúrico al 97-98% líquido:

: (g) → (l) (69 kJ/mol)

Otros métodos

Otro método es el método metabisulfite menos famoso, en el cual metabisulfite se coloca en el fondo de una taza alta, y 12.6 ácido clorhídrico de concentración de la muela se añade. El gas que resulta se burbujea a través del ácido nítrico, que soltará vapores marrones/rojos. La finalización de la reacción es indicada por el cese de los vapores. Este método no produce una niebla inseparable, que es completamente conveniente.

El ácido sulfúrico puede ser producido en el laboratorio por el azufre ardiente en aire y disolución del gas producido en una solución de agua oxigenada.

: TAN + HO → HSO

Antes de 1900, la mayor parte de ácido sulfúrico fue fabricado por el proceso de la cámara de plomo. Aún en 1940, hasta el 50% de ácido sulfúrico fabricado en los Estados Unidos fue producido por plantas de proceso de la cámara.

En temprano a plantas "de vitriolo" del mediados del 19no siglo existió, entre otros sitios, en Escocia Prestonpans, Shropshire y el Valle Lagan en condado Anrim Irlanda donde se usó como una lejía para el lino. Temprano el blanqueo del lino se hizo usando la leche pero esto era un proceso lento y el uso de vitriolo aceleró el proceso de blanqueo.

Usos

El ácido sulfúrico es unas sustancias químicas en materias primas muy importantes, y en efecto, una producción ácida sulfúrica nacional es un indicador bueno de su fuerza industrial. La producción mundial en 2004 era aproximadamente 180 millones de toneladas, con la distribución geográfica siguiente: Asia el 35%, Norteamérica (incluso México) el 24%, África el 11%, Europa Occidental el 10%, Europa Oriental y Rusia el 10%, Australia y Oceanía el 7%, Sudamérica el 7%. La mayor parte de esta cantidad (el ~60%) se consume para fertilizantes, en particular superfosfatos, fosfato de amonio y sulfatos de amonio. Aproximadamente el 20% se usa en la industria química para la producción de detergentes, resinas sintéticas, colorantes, productos farmacéuticos, catalizadores de petróleo, insecticidas y anticongelante, así como en varios procesos como pozo de petróleo acidicizing, reducción de aluminio, apresto de papel, tratamiento de aguas. Aproximadamente el 6% de usos se relaciona con pigmentos e incluye pinturas, los esmaltes, tintas tipográficas, cubrieron telas y papel, y el resto se dispersa en aplicaciones múltiples como la producción de explosivos, celofán, acetato y tejidos de viscosa, lubricantes, metales no ferrosos y baterías.

Producción industrial de productos químicos

El uso principal para el ácido sulfúrico está en el "método mojado" para la producción de ácido fosfórico, usado para la fabricación de fertilizantes de fosfato. En este método, la roca de fosfato se usa, y más de 100 millones de toneladas se tratan anualmente. Esta materia prima se muestra abajo como fluorapatite, aunque la composición exacta pueda variar. Esto se trata con el ácido sulfúrico del 93% para producir el sulfato de calcio, el fluoruro de hidrógeno (HF) y el ácido fosfórico. El HF se quita como hydrofluoric ácido. El proceso total se puede representar como:

: + 5 + 10 → 5 + HF + 3

El sulfato de amonio, un fertilizante del nitrógeno importante, el más comúnmente se produce como un subproducto de plantas coking que proveen las plantas de fabricación de acero e hierro. Reaccionando el amoníaco producido en la descomposición termal de carbón con el ácido sulfúrico de desecho permite que el amoníaco se cristalice como una sal (a menudo marrón debido a la contaminación de hierro) y se venda en la industria de agro-productos-químicos.

Otro uso importante para el ácido sulfúrico es para la fabricación del sulfato de aluminio, también conocido como el alumbre del fabricante de papel. Esto puede reaccionar con pequeñas cantidades de jabón en fibras de pulpa de papel para dar el aluminio gelatinoso carboxylates, que ayudan a coagular las fibras de pulpa en una superficie de papel difícil. También se usa para hacer el hidróxido de aluminio, que se usa en plantas de tratamiento de agua para eliminar impurezas, así como mejorar el gusto del agua. El sulfato de aluminio se hace reaccionando la bauxita con el ácido sulfúrico:

: + 3 → + 3

El ácido sulfúrico también es importante en la fabricación de soluciones de colorantes.

Ciclo del yodo del azufre

El ciclo del yodo del azufre es una serie de procesos thermo-químicos usados para obtener el hidrógeno. Consiste en tres reacciones químicas cuyo reactivo neto es el agua y cuyos productos netos son el hidrógeno y el oxígeno.

:

El azufre y los compuestos del yodo se recuperan y se reutilizan, de ahí la consideración del proceso como un ciclo. Este proceso es endothermic y debe ocurrir en altas temperaturas, por tanto la energía en la forma de calor se tiene que suministrar.

El ciclo del yodo del azufre se ha propuesto como una manera de suministrar el hidrógeno para una economía basada en el hidrógeno. No requiere hidrocarbonos como métodos corrientes de la reformación del vapor. Pero note que toda la energía disponible en el hidrógeno así producido es suministrada por el calor usado para hacerlo.

El ciclo del yodo del azufre se está investigando actualmente como un método factible de obtener el hidrógeno, pero el ácido concentrado, corrosivo en altas temperaturas plantea peligros para la seguridad actualmente insuperables si el proceso se construyera a gran escala.

Limpieza de reactivo

El ácido sulfúrico es usado en cantidades grandes por el hierro e industria de la acería para quitar la oxidación, la herrumbre y escalando de hoja hecha rodar y billetes antes de la venta al coche e industria de aplicaciones principal. El ácido usado a menudo se recicla usando una planta de regeneración ácida gastada (SAR). Estas plantas queman el ácido gastado con gas natural, gas de la refinería, fuel-oil u otras fuentes de combustible. Este proceso de la combustión produce el dióxido de azufre gaseoso y azufre trioxide que son usados entonces para fabricar "el nuevo" ácido sulfúrico. Las plantas de SAR son adiciones comunes a plantas de la fusión metálicas, refinerías de petróleo y otras industrias donde el ácido sulfúrico se consume al por mayor, ya que el funcionamiento de una planta SAR es mucho más barato que los gastos que se repiten de disposición ácida gastada y nuevas compras ácidas.

Catalizador

El ácido sulfúrico se usa para una variedad de otros objetivos en la industria química. Por ejemplo, es el catalizador ácido habitual para la conversión de cyclohexanone oxime a caprolactam, usado para hacer el nilón. Se usa para hacer el ácido clorhídrico de la sal vía el proceso de Mannheim. Mucho se usa en el refinado de petróleo, por ejemplo como un catalizador para la reacción de isobutane con isobutylene para dar isooctane, un compuesto que levanta la posición del octano de gasolina (gasolina).

Electrólito

El ácido sulfúrico interpreta como el electrólito en el ácido de plomo (coche) baterías (acumulador de plomo y ácido):

En ánodo:

: + + 2 e

En cátodo:

: + 4 H + + 2 e + 2 HO

En general:

: + + 4 H + 2 2 + 2 HO

Usos domésticos

El ácido sulfúrico es higroscópico que fácilmente absorbe el vapor de agua atmosférico y de ahí por lo general se usa como un agente secante. Además, se usa como un agente deshidratante general en su forma concentrada debido a su propiedad deshidratante fuerte.

El ácido sulfúrico concentrado es con frecuencia el ingrediente principal en encargados de limpieza del desagüe ácidos que son usados para quitar la grasa, el pelo, el papel de seda, etc. Pero se aconsejan ser usados por fontaneros autorizados debido a consideraciones de seguridad.

Seguridad

Riesgos de laboratorio

El ácido sulfúrico es muy corrosivo y puede causar la quemadura química muy severa sobre el contacto ya que descompone proteínas y lípidos vía hidrólisis amide e hidrólisis ester, como lo que otros ácidos cáusticos y álcalis hacen. Aún, la propiedad corrosiva de ácido sulfúrico también es acentuada por su muy exothermic reacción con el agua (es decir su propiedad deshidratante) en que puede deshidratar los hidratos de carbono en los tejidos de los organismos que liberan el calor y plantean la quemadura térmica secundaria. Debido a tales motivos, el daño causado por el ácido sulfúrico es potencialmente más serio que aquellos de otros ácidos fuertes comparables (p.ej ácido clorhídrico, ácido nítrico).

Además, el ácido sulfúrico en una alta concentración es un reactivo de oxidación fuerte que se debería almacenar con cuidado.

El peligro es mayor con preparaciones más concentradas de ácido sulfúrico, pero hasta el grado "diluido" de laboratorio normal (aproximadamente 1 m, el 10%) carbonizará el artículo de la deshidratación de ser dejada en el contacto para un tiempo suficiente. Por lo tanto, las soluciones iguales a o más fuerte que 1.5 M se marcan "CORROSIVAS", mientras las soluciones mayores que 0.5 M pero menos de 1.5 m se marca "IRRITANTE".

El tratamiento de primeros auxilios estándar por caídas ácidas en la piel es, en cuanto a otros agentes corrosivos, irrigación con cantidades grandes del agua. El lavado se sigue durante al menos diez a quince minutos para refrescar el tejido que rodea la quemadura ácida y prevenir el daño secundario. La ropa contaminada se quita inmediatamente y la piel subyacente lavada a fondo.

La preparación del ácido diluido también puede ser peligrosa debido al calor soltado en el proceso de la dilución. El ácido concentrado siempre se añade al agua y no al revés, para aprovechar la capacidad de relativamente alta temperatura del agua. La adición del agua al ácido sulfúrico concentrado lleva a la dispersión de un aerosol ácido sulfúrico o peor, una explosión. La preparación de soluciones mayores que 6 M (el 35%) en la concentración es la más peligrosa, ya que el calor producido puede ser suficiente para hervir el ácido diluido: el incentivo mecánico eficiente y la refrigeración externa (como un baño del hielo) son esenciales.

En una escala de laboratorio, el ácido sulfúrico se puede diluir por verter el ácido concentrado en el hielo aplastado hecho del agua de ionizada. El hielo se derrite en un proceso de endothermic disolviendo el ácido. La cantidad de calor se tenía que derretir el hielo en este proceso es mayor que la cantidad de calor desarrollada disolviendo el ácido por tanto la solución permanece fría. Después de que todo el hielo se ha derretido, la dilución adicional puede ocurrir usando el agua.

El ácido sulfúrico puro se debería sin peligro almacenar en buques de cristal o botellas.

Riesgos industriales

Aunque el ácido sulfúrico sea ininflamable, póngase en contacto con metales en caso de un derramamiento puede llevar a la liberación de gas de hidrógeno. La dispersión de aerosoles ácidos y dióxido de azufre gaseoso es un riesgo adicional de fuegos que implican el ácido sulfúrico.

Los ocupacionales principales de riesgos planteados por este ácido son el contacto de piel que lleva a quemaduras (ver encima) y la inhalación de aerosoles. La exposición a aerosoles en altas concentraciones lleva a la irritación inmediata y severa de los ojos, vías respiratorias y membranas mucosas: esto cesa rápidamente después de la exposición, aunque haya un riesgo del edema pulmonar subsecuente si el daño del tejido ha sido más severo. En concentraciones inferiores, el síntoma el más comúnmente relatado de la exposición crónica a aerosoles ácidos sulfúricos es la erosión de los dientes, encontrados en prácticamente todos los estudios: las indicaciones del daño crónico posible a las vías respiratorias son inconcluyentes desde 1997. En los Estados Unidos, el límite de exposición permisible (PEL) para el ácido sulfúrico se fija en 1 mg./m: los límites en otros países son similares. Hubo informes de la ingestión ácida sulfúrica que lleva a la deficiencia de la vitamina B12 con la degeneración combinada subaguda. La médula espinal el más a menudo se afecta en tales casos, pero los nervios ópticos pueden mostrar demyelination, pérdida de axons y gliosis.

Restricciones legales

El comercio internacional de ácido sulfúrico se controla según la Convención de las Naciones Unidas Contra el Comercio Ilícito de Medicinas Narcóticas y Sustancias Psychotropic, 1988, que pone el ácido sulfúrico en una lista según la Tabla II de la convención como unas sustancias químicas con frecuencia usadas en la fabricación ilícita de medicinas narcóticas o sustancias psychotropic.

En el ácido sulfúrico estadounidense se incluye en la Lista II de la lista de esencial o productos químicos del precursor establecidos de acuerdo con el Acto del Tráfico y la Desviación Químico. En consecuencia, las transacciones de ácido sulfúrico — como ventas, transferencias, exportan de e importan a los Estados Unidos — son sujetos a regulación y escucha por la Administración Antidrogas.

Véase también

Adelante lectura

  • Una Nueva Química del Certificado por Holderness y J Lambert, Heinemann 1976.
  • Institut National de Recherche et de Sécurité. (1997). "Acide sulfurique". Fiche toxicologique n°30, París: INRS, 5 pps.
  • Guía de Química y Física, 71ra edición, Prensa de CRC, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  • Agamanolis DP. Desórdenes metabólicos y tóxicos. En: Prayson R, redactor. Neuropathology: un volumen en las fundaciones en serie de la patología diagnóstica. Filadelfia: Elsevier/Churchill Livingstone, 2005; 413-315.

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