Acide sulfurique concentré avec oxydes. L'acide sulfurique et ses utilisations

Acide sulfurique est un acide minéral fort hautement corrosif de formule moléculaire H 2 SO 4. C'est un liquide incolore et visqueux pouvant avoir une teinte légèrement jaune, soluble dans l'eau à toutes concentrations. L'acide sulfurique peut être coloré en brun foncé au cours du processus de production industrielle pour avertir les gens de ses dangers. Le nom historique de l'acide sulfurique est huile de vitriol.

L'acide sulfurique est un acide dibasique et possède des propriétés différentes selon sa concentration. Sa corrosivité envers d’autres matériaux, tels que les métaux, les tissus vivants (comme la peau et la chair) ou encore les pierres, peut être largement attribuée à sa forte nature acide et, sous forme concentrée, à ses fortes propriétés de déshydratation et d’oxydation. L'acide sulfurique en concentrations élevées peut provoquer des dommages très graves au contact, car il provoque non seulement des brûlures chimiques par hydrolyse, mais également des brûlures thermiques secondaires par déshydratation. L'acide sulfurique brûle la cornée et peut provoquer une cécité permanente s'il est projeté dans les yeux. Par conséquent, de sérieuses précautions de sécurité doivent être prises lors de son utilisation. De plus, il est hygroscopique et absorbe rapidement la vapeur d’eau de l’air.

Ayant diverses propriétés chimiques, l'acide sulfurique a un large éventail d'utilisations, notamment comme nettoyant acide pour les canalisations domestiques, comme électrolyte dans les batteries au plomb et comme divers agents de nettoyage. C'est également une substance clé dans l'industrie chimique. Les principales applications comprennent le traitement des minéraux, la production d'engrais, le raffinage du pétrole, le traitement des eaux usées et la synthèse chimique. L'acide sulfurique est largement produit par diverses méthodes telles que le processus de contact, le processus de catalyse humide et certaines autres méthodes.

Histoire de l'acide sulfurique

L’étude du vitriol a commencé dans l’Antiquité. Les Sumériens avaient une liste de types de vitriol, qu'ils classaient en fonction de la couleur de la substance. Certaines des premières discussions sur les origines et les propriétés du vitriol se trouvent dans les travaux du médecin grec Dioscoride (premier siècle après JC) et du naturaliste romain Pline l'Ancien (23-79 après JC). Galen a également discuté de ses utilisations médicales. L'utilisation du vitriol en métallurgie est décrite dans les anciens ouvrages alchimiques grecs. Zosime depuis Panopolis, dans la thèse "Physique et Mystique» et Papyrus X de Leiden.

Alchimistes islamiques Jabir ibn Hayyan(721-815 après JC), Razi (865-925 après JC) et Jamal Din al-Watwat(1318, a écrit le livre " Mabāhij al-fikar wa-manāhij al-"ibar"), ont inclus le vitriol dans leurs listes de classification des minéraux. Ibn Sina s'est concentré sur les usages médicinaux et les variétés de vitriol.

L’acide sulfurique était appelé « huile de vitriol » par les alchimistes européens médiévaux. Ce nom est référencé dans les ouvrages de Vincent de Beauvais et dans l'essai « Compositum de Compositis", attribué à Albert le Grand. Extrait de l'ouvrage de Pseudo-Gerber " La summum de la perfection" a longtemps été considérée comme la première recette de l'acide sulfurique, mais ce fut une interprétation erronée.

Au XVIIe siècle, le chimiste germano-danois Johann Glauber préparait de l'acide sulfurique en brûlant du soufre avec du salpêtre (nitrate de potassium, KNO 3) en présence de vapeur. Lorsque le salpêtre se décompose, il oxyde le soufre en composé SO3, qui se combine à l'eau pour produire de l'acide sulfurique. En 1736, Joshua Ward, un pharmacien de Londres, utilisa cette méthode pour lancer la production à grande échelle d’acide sulfurique.

En 1746, à Birmingham, John Roebuck adapte cette méthode pour produire de l'acide sulfurique dans des chambres au plomb, plus résistantes, moins chères et plus grandes que les récipients en verre utilisés auparavant. Ce procédé en chambre de plomb assuré l’industrialisation efficace de la production d’acide sulfurique. Après quelques améliorations, cette méthode, appelée « procédé en chambre de plomb » ou « procédé en chambre », est restée la norme pour la production d'acide sulfurique pendant près de deux siècles.

L'acide sulfurique créé dans le procédé de John Roebuck approchait la concentration de 65 %. Améliorations ultérieures du processus de chambre de plomb apportées par un chimiste français José Louis Gay-Lussac et le chimiste britannique John Glover ont amélioré la concentration à 78 %. Cependant, certains colorants et autres procédés chimiques nécessitent un produit plus concentré. Au XVIIIe siècle, cela ne pouvait être réalisé qu'au moyen de minéraux distillés à sec selon une technique similaire aux processus alchimiques originaux. La pyrite (disulfure de fer, FeS2) a été chauffée dans l'air pour produire du sulfate de fer (II), FeSO4, qui a été oxydé par un chauffage supplémentaire dans l'air pour former du sulfate de fer (III), Fe2(SO4)3. Lorsqu'il est chauffé à 480 °C, il se décompose en oxyde de fer (III) et en trioxyde de soufre, qui peuvent être passés dans l'eau pour obtenir de l'acide sulfurique à n'importe quelle concentration. Cependant, le coût de ce procédé empêchait l’utilisation à grande échelle d’acide sulfurique concentré.

En 1831, le marchand de vinaigre britannique Peregrine Phillips a breveté le procédé par contact, qui était un procédé beaucoup plus économique pour produire du trioxyde de soufre et de l'acide sulfurique concentré. Aujourd'hui, la quasi-totalité de l'acide sulfurique mondial est produite à l'aide de cette méthode.

Propriétés physiques de l'acide sulfurique

C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O

S + 2 H 2 SO 4 → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Réaction avec le chlorure de sodium

Il réagit avec le chlorure de sodium pour produire du chlorure d'hydrogène gazeux et du bisulfate de sodium :

NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl

Substitution électrophile dans la série aromatique

Le benzène subit une substitution électrophile dans la série aromatique par l'acide sulfurique pour former les acides sulfoniques correspondants.

Prévalence

L'acide sulfurique pur n'est pas présent naturellement sur Terre sous forme anhydre en raison de sa grande affinité pour l'eau. L'acide sulfurique liquéfié est un composant des pluies acides, formées par l'oxydation atmosphérique du dioxyde de soufre en présence d'eau, c'est-à-dire oxydation de l'acide sulfureux. Le dioxyde de soufre est un sous-produit majeur créé lors de la combustion de combustibles contenant du soufre, comme le charbon ou le pétrole.

L'acide sulfurique se forme naturellement par l'oxydation de minéraux sulfurés tels que le sulfure de fer. L’eau qui en résulte peut être très acide et est appelée drainage acide des eaux minières (AMWD) ou drainage rocheux acide (ARD). Cette eau acide est capable de dissoudre les métaux présents dans la roche sulfurée, entraînant des jets toxiques aux couleurs vives. Lors de l'oxydation de la pyrite (sulfure de fer) avec de l'oxygène moléculaire, du fer (II) ou Fe 2+ se forme :

2 FeS 2 (t.v.) + 7 O 2 + 2 H 2 O → 2 Fe 2+ (t.r.) + 4 SO 4 2− (t.r.) + 4 H +

4 Fe 2+ + O 2 + 4 H + → 4 Fe 3+ + 2 H 2 O

Le Fe 3+ résultant peut être précipité sous forme d'hydroxyde ou d'oxyde hydraté :

Fe 3+ (v.r.) + 3 H 2 O → Fe(OH) 3 (s.v.) + 3 H +

L'ion fer (III) (« fer ferrique ») peut également oxyder la pyrite :

FeS 2 (g.) + 14 Fe 3+ + 8 H 2 O → 15 Fe 2+ (w.r.) + 2 SO 4 2− (w.r.) + 16 H +

Lorsque l’oxydation de la pyrite par le fer(III) se produit, le processus peut s’accélérer. Dans le DCP formé par ce procédé, des valeurs de pH inférieures à zéro ont été mesurées.

Le DCP peut également produire de l’acide sulfurique à un taux inférieur, de sorte que la capacité de neutralisation de l’acide (ANC) de l’aquifère peut neutraliser l’acide résultant. Dans de tels cas, la concentration totale de matières dissoutes (TDS) de l'eau peut être augmentée à partir de la solution minérale à partir de la réaction de neutralisation acide avec les minéraux.

L'acide sulfurique est utilisé comme moyen de défense par certaines espèces marines, comme le varech. Desmarestia munda(ordre des Desmarestiaceae) concentrent l'acide sulfurique dans les vacuoles cellulaires.

Acide sulfurique extraterrestre

Vénus

L'acide sulfurique se forme dans la haute atmosphère de Vénus par une réaction photochimique du dioxyde de carbone, du dioxyde de soufre et de la vapeur d'eau. Les protons ultraviolets dont les longueurs d'onde sont inférieures à 169 nm peuvent photodissocier le dioxyde de carbone en monoxyde de carbone et en oxygène atomique. L'oxygène atomique est très réactif. Lorsqu'il réagit avec le dioxyde de soufre, un composant présent en quantités infimes dans l'atmosphère de Vénus, il en résulte du trioxyde de soufre, qui peut se combiner avec la vapeur d'eau, un autre composant mineur de l'atmosphère de Vénus, pour former de l'acide sulfurique. Dans les couches supérieures et plus froides de l'atmosphère de Vénus, l'acide sulfurique existe sous forme liquide, et d'épais nuages ​​​​d'acide sulfurique obscurcissent complètement la surface de la planète vue d'en haut. La couche principale de nuages ​​s'étend de 45 à 70 km au-dessus de la surface de la planète, les brouillards moins denses s'étendent plus bas à 30 km et plus haut à 90 km au-dessus de sa surface. Les nuages ​​​​vénusiens persistants forment des pluies acides concentrées, tout comme les nuages ​​​​dans l’atmosphère terrestre forment des pluies d’eau.

L'atmosphère présente le cycle de l'acide sulfurique. À mesure que les gouttes de pluie d’acide sulfurique tombent à travers le gradient de température des couches les plus chaudes de l’atmosphère, elles se réchauffent et libèrent de la vapeur d’eau, devenant de plus en plus concentrée. Lorsqu’ils atteignent des températures supérieures à 300 °C, l’acide sulfurique commence à se décomposer en anhydride sulfureux et en eau, en phase gazeuse. Le trioxyde de soufre est très réactif et se décompose en dioxyde de soufre et en oxygène atomique, ce qui oxyde les traces de monoxyde de carbone pour former du dioxyde de carbone. Le dioxyde de soufre et la vapeur d'eau montent grâce aux courants convectifs depuis les couches atmosphériques moyennes vers les couches supérieures, où ils sont à nouveau transformés en acide sulfurique - le cycle se répète.

L'Europe 

Le spectre infrarouge de la mission Galileo de la NASA montre une absorption distincte sur la lune Europe de Jupiter qui a été attribuée à un ou plusieurs hydrates d'acide sulfurique. L'acide sulfurique en solution avec l'eau provoque une diminution significative du point de congélation du point de fusion de l'eau, à -63 °C, ce qui rendrait plus probable l'existence de solutions liquides sous la croûte glacée d'Europe. L'interprétation du spectre est quelque peu discutable. Certains planétologues préfèrent attribuer des propriétés spectrales à un ion sulfate, peut-être en tant que partie d'un ou plusieurs minéraux à la surface d'Europe.

Production d'acide sulfurique

L'acide sulfurique est formé à partir de soufre, d'oxygène et d'eau par le processus de contact traditionnel (DCDA - double contacter - double absorption) ou procédé de catalyse humide à l'acide sulfurique (WSC).

Processus de contact

S (g.) + O 2 (g.) → SO 2 (g.)

Il est ensuite oxydé en trioxyde de soufre à l'aide d'oxygène en présence d'un catalyseur à base d'oxyde de vanadium (V). Cette réaction est réversible et la formation de trioxyde de soufre est une réaction exothermique.

2 SO 2 (g.) + O 2 (g.) ≡ 2 SO 3 (g.) (en présence de V 2 O 5)

Le trioxyde de soufre est absorbé par 97 à 98 % de H 2 SO 4 pour former de l'oléum (H 2 S 2 O 7), également connu sous le nom de acide sulfurique fumant. L'oléum est ensuite dilué avec de l'eau pour former de l'acide sulfurique concentré.

H 2 SO 4 (l) + SO 3 (g) → H 2 S 2 O 7 (l)

H 2 S 2 O 7 (l) + H 2 O (l) → 2 H 2 SO 4 (l)

Il convient de noter que la dissolution directe du SO3 dans l’eau n’est pas pratique en raison de la nature hautement exothermique de la réaction entre le trioxyde de soufre et l’eau. La réaction produit un aérosol corrosif au lieu d’un liquide très difficile à séparer.

SO 3 (g.) + H 2 O (l) → H 2 SO 4 (l)

Procédé de catalyse humide à l'acide sulfurique

Dans un premier temps, le soufre est brûlé pour former du dioxyde de soufre.

S(sol) + O 2 (g) → SO 2 (g)

Ou bien, le sulfure d’hydrogène gazeux (H2S) est brûlé en gaz SO2 :

2 H 2 S + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 SO 2 (−518 kJ/mol)

Il est ensuite oxydé en trioxyde de soufre en utilisant de l'oxygène avec de l'oxyde de vanadium (V) comme catalyseur.

2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3 (−99 kJ/mol) (la réaction est réversible)

Le trioxyde de soufre est hydraté dans l'acide sulfurique H 2 SO 4 :

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 (g) (−101 kJ/mol)

La dernière étape est la condensation de l'acide sulfurique en un liquide à 97-98 % H 2 SO 4 :

H 2 SO 4 (g) → H 2 SO 4 (l) (−69 kJ/mol)

Autres méthodes

Une autre méthode est la méthode au métabisulfite, moins bien étudiée, dans laquelle le métabisulfite est placé au fond d'un bécher et de l'acide chlorhydrique y est ajouté à une concentration molaire de 12,6. Le gaz résultant bouillonne à travers l’acide nitrique, libérant des fumées brunes/rouges. La fin de la réaction est marquée par l'arrêt de la fumée. Cette méthode ne crée pas de brouillard indissociable, ce qui est très pratique.

L'acide sulfurique peut être produit en laboratoire en brûlant du soufre dans l'air et en dissolvant le gaz résultant dans une solution de peroxyde d'hydrogène.

SO 2 + H 2 O 2 → H 2 SO 4

Avant 1900, la majeure partie de l’acide sulfurique était produite dans un procédé en chambre de plomb. Dès 1940, jusqu’à 50 % de l’acide sulfurique produit aux États-Unis l’était par le procédé en chambre de plomb.

Du début au milieu du XIXe siècle, il y avait des installations de « vitriol », entre autres endroits à Prestonpans, en Écosse, dans le Shropshire et dans la vallée de Lagen dans le comté d'Antrim, en Irlande, où le vitriol était utilisé pour blanchir les vêtements. Auparavant, le linge était blanchi avec du lait, mais c'était un processus lent et l'utilisation de vitriol accélérait le processus de blanchiment.

Application d'acide sulfurique

L'acide sulfurique est un produit chimique très important et, en effet, la production nationale d'acide sulfurique est un bon indicateur de la puissance industrielle. La production mondiale en 2004 était d'environ 180 millions de tonnes avec la répartition géographique suivante : Asie 35 %, Amérique du Nord (y compris le Mexique) 24 %, Afrique 11 %, Europe occidentale 10 %, Europe orientale et Russie 10 %, Australie et Océanie 7 %, Amérique du Sud 7%. La majeure partie de ce volume (~ 60 %) est utilisée pour les engrais, notamment les superphosphates, le phosphate d'ammonium et les sulfates d'ammonium. Environ 20 % sont utilisés dans l'industrie chimique pour la production de détergents, de résines synthétiques, de colorants, de produits pharmaceutiques, de catalyseurs pétroliers, d'insecticides et d'antigels, et dans divers procédés tels que l'acidification des puits de pétrole, la récupération de l'aluminium, l'encollage du papier et le traitement de l'eau. Environ 6 % de l'utilisation concerne les pigments, notamment les peintures, les émaux, les encres à colorant, les tissus et le papier couché ; le reste est consacré à diverses utilisations, telles que la production d'explosifs, de cellophane, de tissus en acétate et en rayonne, de lubrifiants, de métaux non ferreux et de batteries.

Production industrielle de produits chimiques

L'acide sulfurique est principalement utilisé dans la « méthode humide » pour produire de l'acide phosphorique, qui est utilisé pour produire des engrais phosphatés. Cette méthode utilise du phosphate naturel, dont plus de 100 millions de tonnes sont traitées chaque année. Cette matière première est présentée ci-dessous sous le nom de fluoroapatite, bien que la composition exacte puisse varier. Il est traité avec de l'acide sulfurique à 93 % pour produire du sulfate de calcium, du fluorure d'hydrogène (HF) et de l'acide phosphorique. Le HF est éliminé comme l’acide fluorhydrique. L'ensemble du processus peut être représenté comme suit :

Ca 5 F(PO 4) 3 + 5 H 2 SO 4 + 10 H 2 O → 5 CaSO 4 2 H 2 O + HF + 3 H 3 PO 4

Le sulfate d'ammonium, un engrais azoté important, est le plus souvent produit comme sous-produit des fours à coke qui approvisionnent les usines sidérurgiques. La réaction de l'ammoniac produit lors de la décomposition thermique du charbon avec l'acide sulfurique résiduel permet à l'ammoniac de cristalliser sous forme de sel (souvent de couleur brune en raison d'une contamination par le fer) destiné à être vendu à l'industrie agrochimique.

Une autre utilisation importante de l'acide sulfurique est la production de sulfate d'aluminium, également connu sous le nom d'alun de papeterie. Il peut réagir avec de petites quantités de savon sur les fibres de la pâte à papier pour produire des carboxylates d'aluminium gélatineux, qui aident à coaguler les fibres de cellulose pour former une surface de papier dure. Il est également utilisé pour fabriquer de l'hydroxyde d'aluminium, qui est utilisé dans les usines de traitement de l'eau pour filtrer les eaux usées et également pour améliorer le goût de l'eau. Le sulfate d'aluminium est produit par réaction de la bauxite avec de l'acide sulfurique :

Al 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

L'acide sulfurique est également important dans la production de solutions colorantes.

Cycle soufre-iode

Le cycle soufre-iode est une série de processus thermochimiques utilisés pour produire de l'hydrogène. Il se compose de trois réactions chimiques dont le réactif du réseau est l’eau et les produits du réseau sont l’hydrogène et l’oxygène.

Les composés soufrés et iodés sont récupérés et réutilisés, le processus est donc considéré comme un cycle. Ce processus endothermique doit se produire à des températures élevées, l’énergie doit donc être fournie sous forme de chaleur.

Le cycle soufre-iode a été proposé comme moyen de fournir de l’hydrogène pour une économie basée sur l’hydrogène. Il ne nécessite pas d’hydrocarbures comme les méthodes modernes de reformage à la vapeur. Mais il faut savoir que toute l’énergie disponible dans l’hydrogène ainsi produit est fournie par la chaleur utilisée pour le produire.

Le cycle soufre-iode est actuellement étudié comme méthode possible de production d'hydrogène, mais l'acide corrosif concentré à haute température présente un risque de sécurité insurmontable si le processus est construit à grande échelle.

Produit de nettoyage industriel

L'acide sulfurique est utilisé en grande quantité dans l'industrie sidérurgique pour éliminer l'oxydation, la corrosion et le tartre des tôles laminées et des billettes avant leur vente pour une utilisation dans les industries de l'automobile et des instruments critiques. L'acide usé est souvent retraité à l'aide d'une usine de récupération d'acide usé (WAR). Ces usines brûlent les déchets acides avec du gaz naturel, du gaz de raffinerie, du mazout ou d’autres sources de combustible. Ce processus de combustion produit des gaz de dioxyde de soufre (SO 2 ) et de trioxyde de soufre (SO 3 ), qui sont ensuite utilisés pour produire un « nouvel » acide sulfurique. Les unités ROC sont courantes dans les fonderies de métaux, les raffineries de pétrole et d'autres industries où l'acide sulfurique est consommé en grande quantité, car une unité ROC est beaucoup moins chère que les coûts répétés d'élimination de l'acide épuisé et d'achat d'un nouvel acide.

Catalyseur

L'acide sulfurique est utilisé à diverses fins dans l'industrie chimique. Par exemple, il s’agit d’un catalyseur acide courant pour convertir l’oxime de cyclohexanone en caprolactame, utilisé pour fabriquer du nylon. Il est utilisé pour produire de l'acide chlorhydrique à partir du sel selon le procédé de Mannheim. H 2 SO 4 a des utilisations importantes dans le raffinage du pétrole, par exemple comme catalyseur pour la réaction de l'isobutane avec l'isobutylène pour former de l'isooctane, un composé qui augmente l'indice d'octane de l'essence.

Électrolyte

L'acide sulfurique agit comme catalyseur dans les batteries au plomb (de voiture) (batterie au plomb) :

A l'anode :

Pb + SO 4 2- ⇌ PbSO 4 + 2 e -

A la cathode :

PbO 2 + 4 H + + SO 4 2- + 2 e - ⇌ PbSO 4 + 2 H 2 O

Pb + PbO 2 + 4 H + + 2 SO 4 2- ⇌ 2 PbSO 4 + 2 H 2 O

Utilisation au quotidien

L'acide sulfurique concentré est souvent l'ingrédient principal des nettoyants acides pour canalisations, qui sont utilisés pour enlever la graisse, les cheveux, le papier d'emballage, etc. Semblables aux options alcalines, ces déboucheurs peuvent dissoudre les graisses et les protéines par hydrolyse. De plus, étant donné que l’acide sulfurique concentré possède une forte propriété déshydratante, il peut également dissoudre le papier d’emballage via le processus de déshydratation. Étant donné que l’acide peut réagir vigoureusement avec l’eau, ces nettoyants acides pour canalisations doivent être ajoutés lentement au tuyau pour le nettoyage.

Santé

L'acide sulfurique et les résines phénoliques sulfonées sont les principaux ingrédients de Debacterol, un liquide topique utilisé dans le traitement de la stomatite aphteuse récurrente (ulcères gangreneux) ou pour toute procédure orale nécessitant un débridement contrôlé et ciblé des tissus nécrotiques.

Sécurité de l'acide sulfurique

Danger en laboratoire

L'acide sulfurique est dangereusement corrosif et peut provoquer de graves brûlures. Avec d'autres acides forts corrosifs et alcalis forts, il provoque des brûlures chimiques car il décompose rapidement les protéines et les graisses des tissus vivants par hydrolyse des aminés et des esters. En outre, il présente également des propriétés de déshydratation, qui déshydrogénent les hydrocarbures, générant un excès de chaleur et conduisant à des brûlures thermiques secondaires, en plus des brûlures chimiques. Pour cette raison, les dommages causés par l'acide sulfurique sont potentiellement plus dangereux ou plus graves que les dommages causés par de nombreux autres acides forts comparables trouvés dans les laboratoires, tels que l'acide sulfurique et l'acide nitrique. Il attaque rapidement la cornée lorsqu’il pénètre dans l’œil, provoquant une cécité permanente. De plus, il peut provoquer une destruction irréversible des organes internes et être mortel en cas d’ingestion. Lors du transport d'acide sulfurique, un équipement de protection doit toujours être utilisé. De plus, cet agent oxydant puissant en forte concentration est corrosif pour de nombreux métaux et doit être conservé avec précaution.

Le danger est plus grand avec des préparations d'acide sulfurique plus concentrées. Les solutions égales ou supérieures à 1,5 M sont étiquetées « Corrosives », tandis que les solutions supérieures à 0,5 M mais inférieures à 1,5 M sont étiquetées « Irritant ». Cependant, même des niveaux « fins » normaux de laboratoire (environ 1 M, 10 %) carboniseront le papier par déshydratation s'il est laissé en contact pendant une période de temps suffisante.

Le traitement de premiers secours standard en cas de déversement d'acide sur la peau, comme pour d'autres produits corrosifs, consiste à rincer abondamment à l'eau. L'irrigation se poursuit pendant au moins dix à quinze minutes pour refroidir les tissus entourant la brûlure acide et éviter des dommages secondaires. Les vêtements contaminés sont immédiatement retirés et la peau en dessous est soigneusement lavée.

La préparation d'acide liquéfié peut également être dangereuse en raison de la chaleur générée lors du processus de liquéfaction. L'acide sulfurique concentré est toujours ajouté à l'eau, plutôt que l'inverse, pour tirer parti de la capacité thermique relativement élevée de l'eau. L'ajout d'eau à de l'acide sulfurique concentré provoque la dispersion des aérosols d'acide sulfurique ou, pire encore, une explosion. La préparation de solutions dont la concentration est supérieure à 6 M (35 %) est la plus dangereuse, car la chaleur générée peut être suffisante pour faire bouillir l'acide liquéfié : une agitation mécanique efficace et un refroidissement externe (par exemple, un bain de glace) sont nécessaires.

À l'échelle du laboratoire, l'acide sulfurique peut être dissous en versant de l'acide concentré sur de la glace pilée à partir d'eau déminéralisée. La glace fond selon un processus endothermique, dissolvant en même temps l'acide. La quantité de chaleur nécessaire pour faire fondre la glace dans ce processus est supérieure à la quantité de chaleur générée par la dissolution de l'acide, de sorte que la solution reste froide. Une fois la glace fondue, une liquéfaction supplémentaire peut se produire avec de l'eau.

L'acide sulfurique pur doit être conservé en toute sécurité dans des récipients ou des bouteilles en verre.

Risque industriel

Bien que l'acide sulfurique ne soit pas inflammable, le contact avec des métaux en cas de déversement peut libérer de l'hydrogène gazeux. La dispersion d'aérosols acides et de dioxyde de soufre gazeux constitue un risque supplémentaire d'incendie impliquant l'acide sulfurique.

Les principaux risques professionnels posés par cet acide sont le contact cutané entraînant des brûlures (voir ci-dessus) et l'inhalation d'aérosols. L'exposition à de fortes concentrations d'aérosols entraîne une irritation immédiate et sévère des yeux, des voies respiratoires et des muqueuses : celle-ci disparaît rapidement après l'exposition, bien qu'il existe un risque d'œdème pulmonaire ultérieur si les lésions tissulaires ont été plus graves. À des concentrations plus faibles, le symptôme le plus fréquemment signalé en cas d'exposition chronique aux aérosols d'acide sulfurique est la carie dentaire, que l'on retrouve dans presque toutes les études : les preuves d'éventuelles lésions chroniques des voies respiratoires ne sont pas concluantes, selon les données de 1997. Aux États-Unis, la limite d'exposition admissible (PEL) ) pour l'acide sulfurique est fixée à 1 mg /m3 : les limites des autres pays sont similaires. Des rapports font état d'une absorption d'acide sulfurique conduisant à une carence en vitamine B12 accompagnée d'une dégénérescence combinée subaiguë. Dans de tels cas, la moelle épinière est le plus souvent touchée, mais les nerfs optiques peuvent présenter une démyélinisation, une perte axonale et une gliose.

Restrictions légales

Les ventes internationales d'acide sulfurique sont contrôlées par la Convention des Nations Unies contre le trafic illicite de stupéfiants et de substances psychotropes de 1988, qui répertorie le soufre dans le tableau II de la Convention comme produit chimique fréquemment utilisé dans la fabrication illicite de stupéfiants et de substances psychotropes.

Aux États-Unis, l'acide sulfurique est inscrit à l'annexe II de la liste des produits chimiques essentiels ou parentaux établie conformément à la loi sur le sabotage chimique et le trafic de marchandises interdites. Par conséquent, les transactions relatives à l'acide sulfurique, telles que les ventes, les mouvements, les exportations en provenance des États-Unis et les importations aux États-Unis, sont soumises à la réglementation et à la surveillance de la Drug Enforcement Administration des États-Unis.

Les acides sont des composés chimiques constitués d'atomes d'hydrogène et de résidus acides, par exemple SO4, SO3, PO4, etc. Ils sont inorganiques et organiques. Les premiers comprennent l’acide chlorhydrique, phosphorique, sulfuré, nitrique et sulfurique. Les seconds comprennent l'acide acétique, l'acide palmitique, l'acide formique, l'acide stéarique, etc.

Qu'est-ce que l'acide sulfurique

Cet acide est constitué de deux atomes d’hydrogène et du résidu acide SO4. Il a la formule H2SO4.

L'acide sulfurique ou, comme on l'appelle également, l'acide sulfate, fait référence aux acides dibasiques inorganiques contenant de l'oxygène. Cette substance est considérée comme l’une des plus agressives et chimiquement actives. Dans la plupart des réactions chimiques, il agit comme agent oxydant. Cet acide peut être utilisé sous forme concentrée ou diluée, auquel cas il possède des propriétés chimiques légèrement différentes.

Propriétés physiques

L'acide sulfurique dans des conditions normales est liquide, son point d'ébullition est d'environ 279,6 degrés Celsius, son point de congélation lorsqu'il se transforme en cristaux solides est d'environ -10 degrés pour cent pour cent et d'environ -20 pour 95 pour cent.

L'acide sulfate pur à cent pour cent est une substance liquide huileuse, inodore et incolore qui a presque deux fois la densité de l'eau - 1840 kg/m3.

Propriétés chimiques de l'acide sulfate

L'acide sulfurique réagit avec les métaux, leurs oxydes, hydroxydes et sels. Dilué avec de l'eau dans différentes proportions, il peut se comporter différemment, examinons donc séparément les propriétés des solutions concentrées et faibles d'acide sulfurique.

Solution d'acide sulfurique concentrée

Une solution contenant au moins 90 pour cent d’acide sulfate est considérée comme concentrée. Une telle solution d'acide sulfurique est capable de réagir même avec des métaux peu actifs, ainsi qu'avec des non-métaux, des hydroxydes, des oxydes et des sels. Les propriétés d'une telle solution d'acide sulfate sont similaires à celles de l'acide nitrate concentré.

Interaction avec les métaux

Lors de la réaction chimique d'une solution concentrée d'acide sulfate avec des métaux situés à droite de l'hydrogène dans la série de tension électrochimique des métaux (c'est-à-dire sans les plus actifs), les substances suivantes se forment : sulfate du métal avec lequel l'interaction se produit, l'eau et le dioxyde de soufre. Les métaux, résultant de l'interaction avec lesquels les substances répertoriées se forment, comprennent le cuivre (cuprum), le mercure, le bismuth, l'argent (argentum), le platine et l'or (aurum).

Interaction avec des métaux inactifs

Avec les métaux situés à gauche de l’hydrogène dans la série de tensions, l’acide sulfurique concentré se comporte légèrement différemment. À la suite de cette réaction chimique, les substances suivantes se forment : sulfate d'un certain métal, sulfure d'hydrogène ou soufre pur et eau. Les métaux avec lesquels une réaction similaire se produit comprennent également le fer (ferum), le magnésium, le manganèse, le béryllium, le lithium, le baryum, le calcium et tous les autres qui se trouvent dans la série de tensions à gauche de l'hydrogène, à l'exception de l'aluminium, du chrome, du nickel et du titane. avec eux, l'acide sulfate concentré n'interagit pas.

Interaction avec les non-métaux

Cette substance est un agent oxydant puissant, elle est donc capable de participer à des réactions chimiques redox avec des non-métaux, comme par exemple le carbone (carbone) et le soufre. À la suite de telles réactions, de l'eau est nécessairement libérée. Lorsque cette substance est ajoutée au carbone, du dioxyde de carbone et du dioxyde de soufre sont également libérés. Et si vous ajoutez de l'acide au soufre, vous n'obtenez que du dioxyde de soufre et de l'eau. Dans une telle réaction chimique, l'acide sulfate joue le rôle d'agent oxydant.

Interaction avec des substances organiques

Parmi les réactions de l'acide sulfurique avec les substances organiques, on peut distinguer la carbonisation. Ce processus se produit lorsque cette substance entre en collision avec du papier, du sucre, des fibres, du bois, etc. Dans ce cas, du carbone est de toute façon libéré. Le carbone formé lors de la réaction peut réagir partiellement avec l'acide sulfurique s'il est en excès. La photo montre la réaction du sucre avec une solution d'acide sulfate de concentration moyenne.

Réactions avec les sels

De plus, une solution concentrée de H2SO4 réagit avec les sels secs. Dans ce cas, une réaction d'échange standard se produit, dans laquelle se forment le sulfate métallique présent dans la structure du sel et l'acide avec le résidu présent dans le sel. Cependant, l'acide sulfurique concentré ne réagit pas avec les solutions salines.

Interaction avec d'autres substances

En outre, cette substance peut réagir avec des oxydes métalliques et leurs hydroxydes, dans ces cas des réactions d'échange se produisent, dans le premier, du sulfate métallique et de l'eau sont libérés, dans le second - les mêmes.

Propriétés chimiques d'une solution faible d'acide sulfate

L'acide sulfurique dilué réagit avec de nombreuses substances et possède les mêmes propriétés que tous les acides. Contrairement au métal concentré, il n'interagit qu'avec les métaux actifs, c'est-à-dire ceux qui se trouvent à gauche de l'hydrogène dans la série de tensions. Dans ce cas, la même réaction de substitution se produit que dans le cas de n'importe quel acide. Cela libère de l'hydrogène. En outre, une telle solution acide interagit avec des solutions salines, entraînant une réaction d'échange, déjà évoquée ci-dessus, avec des oxydes - les mêmes qu'une solution concentrée, et avec des hydroxydes - également les mêmes. En plus des sulfates ordinaires, il existe également des hydrosulfates, qui sont le produit de l'interaction de l'hydroxyde et de l'acide sulfurique.

Comment savoir si une solution contient de l'acide sulfurique ou des sulfates

Pour déterminer si ces substances sont présentes dans une solution, une réaction qualitative spéciale aux ions sulfate est utilisée, ce qui permet de le savoir. Elle consiste à ajouter du baryum ou ses composés à la solution. Il peut en résulter un précipité blanc (sulfate de baryum), indiquant la présence de sulfates ou d'acide sulfurique.

Comment est produit l’acide sulfurique ?

La méthode de production industrielle la plus courante de cette substance est son extraction de la pyrite de fer. Ce processus se déroule en trois étapes, chacune impliquant une réaction chimique spécifique. Regardons-les. Tout d'abord, de l'oxygène est ajouté à la pyrite, entraînant la formation d'oxyde de fer et de dioxyde de soufre, qui sont utilisés pour d'autres réactions. Cette interaction se produit à haute température. Vient ensuite l’étape où le trioxyde de soufre est obtenu par ajout d’oxygène en présence d’un catalyseur, qui est l’oxyde de vanadium. Maintenant, à la dernière étape, de l'eau est ajoutée à la substance résultante et de l'acide sulfate est obtenu. Il s'agit du procédé le plus courant pour l'extraction industrielle de l'acide sulfate, il est le plus souvent utilisé car la pyrite est la matière première la plus accessible et adaptée à la synthèse de la substance décrite dans cet article. L'acide sulfurique obtenu par ce procédé est utilisé dans divers domaines industriels - à la fois dans l'industrie chimique et dans bien d'autres, par exemple dans le raffinage du pétrole, le traitement des minerais, etc. Son utilisation est également souvent prévue dans la technologie de fabrication de nombreuses fibres synthétiques. .

Dans la ville de Revda, 15 wagons transportant de l'acide sulfurique ont déraillé. La cargaison appartenait à la fonderie de cuivre de Sredneuralsk.

La situation d'urgence s'est produite sur les voies ferrées départementales en 2013. L'acide s'est répandu sur une superficie de 1 000 kilomètres carrés.

Cela indique l’ampleur des besoins des industriels en réactif. Au Moyen Âge, par exemple, il suffisait de quelques dizaines de litres d’acide sulfurique par an.

Au 21e siècle, la production mondiale de cette substance par an s'élève à des dizaines de millions de tonnes. Le développement des industries chimiques dans les pays est jugé par le volume de production et d'utilisation. Le réactif mérite donc notre attention. Commençons la description par les propriétés de la substance.

Propriétés de l'acide sulfurique

Extérieurement 100 pour cent acide sulfurique- liquide huileux. Il est incolore et lourd et extrêmement hygroscopique.

Cela signifie que la substance absorbe la vapeur d'eau de l'atmosphère. En même temps, l’acide génère de la chaleur.

Par conséquent, de l'eau est ajoutée à la forme concentrée de la substance à petites doses. Versez beaucoup et rapidement, des éclaboussures d'acide voleront.

Compte tenu de sa capacité à corroder la matière, y compris les tissus vivants, la situation est dangereuse.

Acide sulfurique concentré appelé une solution dans laquelle le réactif est supérieur à 40%. Celui-ci est capable de se dissoudre.

Solution d'acide sulfurique jusqu'à 40% - non concentré, se manifeste chimiquement différemment. Vous pouvez y ajouter de l'eau assez rapidement.

Le palladium et ne se dissoudront pas, mais ils se désintégreront, et. Mais les trois métaux ne sont pas soumis au concentré d'acide.

Si tu regardes acide sulfurique en solution réagit avec les métaux actifs en amont de l'hydrogène.

La substance saturée interagit également avec les substances inactives. L'exception concerne les métaux nobles. Pourquoi le concentré ne « touche-t-il » pas le fer et le cuivre ?

La raison en est leur passivation. C'est le nom donné au processus de revêtement des métaux avec un film protecteur d'oxydes.

C'est cela qui empêche la dissolution des surfaces, mais seulement dans des conditions normales. Lorsqu'il est chauffé, une réaction est possible.

Diluer l'acide sulfurique ressemble plus à de l'eau qu'à de l'huile. Le concentré se distingue non seulement par sa viscosité et sa densité, mais également par la fumée émanant de la substance présente dans l'air.

Malheureusement, le Lac Mort en Sicile a une teneur en acide inférieure à 40 %. L'apparence du réservoir ne permet pas de dire qu'il est dangereux.

Cependant, un réactif dangereux, formé dans les roches de la croûte terrestre, suinte du fond. La matière première peut être, par exemple.

Ce minéral est aussi appelé soufre. Au contact de l'air et de l'eau, il se décompose en fer 2 et 3 valents.

Le deuxième produit de réaction est acide sulfurique. Formule héroïnes, respectivement : - H 2 SO 3. Il n'y a pas de couleur ou d'odeur spécifique.

Ayant, par ignorance, plongé pendant quelques minutes la main dans les eaux du lac sicilien de la mort, les gens sont privés.

Compte tenu de la capacité corrosive du réservoir, les criminels locaux ont commencé à y jeter des cadavres. Quelques jours, et il ne reste plus aucune trace de matière organique.

Le produit de la réaction de l'acide sulfurique avec la matière organique est souvent. Le réactif sépare l'eau de la matière organique. C'est là que le carbone reste.

Ainsi, le combustible peut être obtenu à partir du bois « brut ». Les tissus humains ne font pas exception. Mais c'est déjà l'intrigue d'un film d'horreur.

La qualité du carburant obtenu à partir de matière organique transformée est faible. L'acide présent dans la réaction est un agent oxydant, bien qu'il puisse également être un agent réducteur.

La substance joue ce dernier rôle, par exemple en interagissant avec les halogènes. Ce sont des éléments du 17ème groupe du tableau périodique.

Toutes ces substances ne sont pas elles-mêmes des agents réducteurs puissants. Si l'acide les rencontre, il agit uniquement comme agent oxydant.

Exemple : - réaction avec le sulfure d'hydrogène. Quelles réactions produisent l’acide sulfurique lui-même, comment est-il extrait et produit ?

Production d'acide sulfurique

Au cours des siècles passés, le réactif était extrait non seulement du minerai de fer, appelé pyrite, mais également du sulfate de fer et de l'alun.

Ce dernier concept cache des cristaux de sulfate double hydratés.

En principe, tous les minéraux répertoriés sont des matières premières contenant du soufre et peuvent donc être utilisés pour production d'acide sulfurique et dans les temps modernes.

La base minérale peut être différente, mais le résultat de son traitement est le même - l'anhydrite sulfurique de formule SO 2. Formé par réaction avec l'oxygène. Il s'avère que vous devez brûler la base.

L'anhydrite résultante est absorbée par l'eau. La formule de la réaction est : SO 2 +1/2O 2 +H 2) -àH 2 SO 4. Comme vous pouvez le constater, l’oxygène est impliqué dans le processus.

Dans des conditions normales, le dioxyde de soufre réagit lentement avec lui. Les industriels oxydent donc les matières premières à l’aide de catalyseurs.

La méthode s'appelle contact. Il existe également une approche nitreuse. C'est l'oxydation par les oxydes.

La première mention du réactif et de sa production est contenue dans un ouvrage datant de l'année 940.

Ce sont les notes d'un des alchimistes persans nommé Abubeker al-Razi. Cependant, Jafar al-Sufi a également parlé des gaz acides obtenus par la calcination de l'alun.

Cet alchimiste arabe vivait au VIIIe siècle. Cependant, à en juger par les archives, je n'ai pas reçu d'acide sulfurique sous sa forme pure.

Application d'acide sulfurique

Plus de 40 % de l'acide est utilisé dans la production d'engrais minéraux. Du superphosphate, du sulfate d'ammonium et de l'ammophos sont utilisés.

Ce sont tous des compléments complexes sur lesquels comptent les agriculteurs et les grands producteurs.

Le monohydrate est ajouté aux engrais. C'est pur, 100 pour cent d'acide. Il cristallise déjà à 10 degrés Celsius.

Si une solution est utilisée, utilisez une solution à 65 pour cent. Celui-ci est par exemple ajouté au superphosphate obtenu à partir du minéral.

Il faut 600 kilos de concentré d’acide pour produire une seule tonne d’engrais.

Environ 30 % de l'acide sulfurique est consacré à la purification des hydrocarbures. Le réactif améliore la qualité des huiles lubrifiantes, du kérosène et de la paraffine.

Il s'agit notamment des huiles et graisses minérales. Ils sont également nettoyés à l'aide de concentré de soufre.

La capacité du réactif à dissoudre les métaux est utilisée dans le traitement du minerai. Leur décomposition est aussi peu coûteuse que l’acide lui-même.

Sans dissoudre le fer, il ne dissout pas le fer qui le contient. Cela signifie que vous pouvez utiliser des équipements fabriqués à partir de celui-ci plutôt que des équipements coûteux.

Un modèle bon marché, également fabriqué à base de ferrum, fera également l'affaire. Quant aux métaux dissous extraits à l’aide de l’acide sulfurique, vous pouvez obtenir,

La capacité de l'acide à absorber l'eau de l'atmosphère fait de ce réactif un excellent dessicant.

Si l'air est exposé à une solution à 95 pour cent, l'humidité résiduelle ne sera que de 0,003 milligramme de vapeur d'eau par litre de gaz séché. La méthode est utilisée dans les laboratoires et la production industrielle.

Il convient de noter le rôle non seulement de la substance pure, mais également de ses composés. Ils sont utiles principalement en médecine.

La bouillie de baryum, par exemple, bloque les rayons X. Les médecins remplissent les organes creux avec cette substance, facilitant ainsi les examens par les radiologues. Formule de la bouillie de baryum : - BaSO 4.

Soit dit en passant, Natural contient également de l'acide sulfurique et est également nécessaire aux médecins, mais pour réparer les fractures.

Le minéral est également nécessaire aux constructeurs qui l'utilisent comme matériau de liaison, de fixation, ainsi que pour la finition décorative.

Prix ​​de l'acide sulfurique

Prix sur le réactif est l’une des raisons de sa popularité. Un kilogramme d'acide sulfurique technique peut être acheté pour seulement 7 roubles.

Par exemple, les dirigeants d'une des entreprises de Rostov-sur-le-Don demandent autant pour leurs produits. Ils sont conditionnés en bidons de 37 kilos.

Il s'agit du volume standard du conteneur. Il existe également des bidons de 35 et 36 kilogrammes.

Acheter de l'acide sulfurique un forfait spécialisé, par exemple celui sur batterie, est un peu plus cher.

Pour un bidon de 36 kilogrammes, ils demandent généralement 2 000 roubles. Au fait, voici un autre domaine d'application du réactif.

Ce n’est un secret pour personne que l’acide dilué avec de l’eau distillée est un électrolyte. Il est nécessaire non seulement pour les batteries ordinaires, mais également pour les batteries de voiture.

Ils sont évacués car l'acide sulfurique est consommé et de l'eau plus légère est libérée. La densité de l'électrolyte diminue, et donc son efficacité.

Dans les processus redox, le dioxyde de soufre peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur car l'atome de ce composé a un état d'oxydation intermédiaire de +4.

Comment le SO 2 réagit avec des agents réducteurs plus puissants, tels que :

SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

Comment l'agent réducteur SO 2 réagit-il avec des oxydants plus forts, par exemple avec en présence d'un catalyseur, avec, etc. :

2SO2 + O2 = 2SO3

SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl

Reçu

1) Le dioxyde de soufre se forme lorsque le soufre brûle :

2) Dans l'industrie, on l'obtient par torréfaction de la pyrite :

3) En laboratoire, le dioxyde de soufre peut être obtenu :

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Application

Le dioxyde de soufre est largement utilisé dans l’industrie textile pour blanchir divers produits. De plus, il est utilisé en agriculture pour détruire les micro-organismes nuisibles dans les serres et les caves. De grandes quantités de SO 2 sont utilisées pour produire de l'acide sulfurique.

Oxyde de soufre (VI) – DONC 3 (anhydride sulfurique)

L'anhydride sulfurique SO 3 est un liquide incolore qui, à des températures inférieures à 17 ° C, se transforme en une masse cristalline blanche. Absorbe très bien l'humidité (hygroscopique).

Propriétés chimiques

Propriétés acido-basiques

Comment réagit un oxyde d’acide typique, l’anhydride sulfurique :

SO 3 + CaO = CaSO 4

c) avec de l'eau :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Une propriété particulière du SO 3 est sa capacité à bien se dissoudre dans l'acide sulfurique. Une solution de SO 3 dans l'acide sulfurique est appelée oléum.

Formation d'oléum : H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SỐ 3

Propriétés rédox

L'oxyde de soufre (VI) se caractérise par de fortes propriétés oxydantes (généralement réduites en SO 2) :

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

Réception et utilisation

L'anhydride sulfurique est formé par l'oxydation du dioxyde de soufre :

2SO2 + O2 = 2SO3

Sous sa forme pure, l'anhydride sulfurique n'a aucune signification pratique. Il est obtenu comme produit intermédiaire dans la production d'acide sulfurique.

H2SO4

La mention de l'acide sulfurique se retrouve pour la première fois parmi les alchimistes arabes et européens. Il a été obtenu en calcinant du sulfate de fer (FeSO 4 ∙ 7H 2 O) dans l'air : 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 ou en mélange avec : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2, et les vapeurs d'anhydride sulfurique libérées se sont condensées. Absorbant l'humidité, ils se sont transformés en oléum. Selon la méthode de préparation, H 2 SO 4 était appelé huile de vitriol ou huile de soufre. En 1595, l'alchimiste Andreas Liebavius ​​​​établit l'identité des deux substances.

Pendant longtemps, l’huile de vitriol n’a pas été largement utilisée. L'intérêt pour ce produit s'est considérablement accru après le XVIIIe siècle. Le processus d'obtention du carmin d'indigo, un colorant bleu stable, à partir de l'indigo a été découvert. La première usine de production d'acide sulfurique a été fondée près de Londres en 1736. Le processus était réalisé dans des chambres en plomb, au fond desquelles de l'eau était versée. Un mélange fondu de salpêtre et de soufre était brûlé dans la partie supérieure de la chambre, puis de l'air y était introduit. La procédure a été répétée jusqu'à ce qu'un acide de la concentration requise se forme au fond du récipient.

Dans le 19ème siècle la méthode a été améliorée : à la place du salpêtre, ils ont commencé à utiliser de l'acide nitrique (il donne lorsqu'il est décomposé dans la chambre). Pour renvoyer les gaz nitreux dans le système, des tours spéciales ont été construites, ce qui a donné le nom à l'ensemble du processus : le processus à tour. Des usines fonctionnant selon la méthode de la tour existent encore aujourd'hui.

L'acide sulfurique est un liquide huileux lourd, incolore et inodore, hygroscopique ; se dissout bien dans l'eau. Lorsque l'acide sulfurique concentré est dissous dans l'eau, une grande quantité de chaleur est libérée, il faut donc le verser soigneusement dans l'eau (et non l'inverse !) et la solution doit être mélangée.

Une solution d'acide sulfurique dans l'eau avec une teneur en H 2 SO 4 inférieure à 70 % est généralement appelée acide sulfurique dilué, et une solution à plus de 70 % est de l'acide sulfurique concentré.

Propriétés chimiques

Propriétés acido-basiques

L'acide sulfurique dilué présente toutes les propriétés caractéristiques des acides forts. Elle réagit :

H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Le processus d'interaction des ions Ba 2+ avec les ions sulfate SO 4 2+ conduit à la formation d'un précipité blanc insoluble BaSO 4 . Ce réaction qualitative à l'ion sulfate.

Propriétés rédox

Dans H 2 SO 4 dilué, les agents oxydants sont des ions H +, et dans H 2 SO 4 concentré, les agents oxydants sont des ions sulfate SO 4 2+. Les ions SO 4 2+ sont des agents oxydants plus puissants que les ions H + (voir schéma).

DANS diluer l'acide sulfurique les métaux qui appartiennent à la série de tensions électrochimiques sont dissous à l'hydrogène. Dans ce cas, des sulfates métalliques se forment et sont libérés :

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Les métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques ne réagissent pas avec l'acide sulfurique dilué :

Cu + H 2 SO 4 ≠

Acide sulfurique concentré est un agent oxydant puissant, surtout lorsqu’il est chauffé. Il oxyde de nombreuses substances organiques.

Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec des métaux situés après l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques (Cu, Ag, Hg), des sulfates métalliques se forment, ainsi qu'un produit de réduction de l'acide sulfurique - SO 2.

Avec des métaux plus actifs (Zn, Al, Mg), l'acide sulfurique concentré peut être réduit en acide sulfurique libre. Par exemple, lorsque l'acide sulfurique réagit avec, en fonction de la concentration de l'acide, divers produits de réduction de l'acide sulfurique - SO 2, S, H 2 S - peuvent se former simultanément :

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

À froid, l'acide sulfurique concentré passive par exemple certains métaux et est ainsi transporté dans des réservoirs en fer :

Fe + H 2 SO 4 ≠

L'acide sulfurique concentré oxyde certains non-métaux (, etc.), les réduisant en oxyde de soufre (IV) SO 2 :

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

Réception et utilisation

Dans l'industrie, l'acide sulfurique est produit par contact. Le processus d'obtention se déroule en trois étapes :

1. Obtention du SO 2 par torréfaction de la pyrite :

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

1. Oxydation du SO 2 en SO 3 en présence d'un catalyseur – oxyde de vanadium (V) :

2SO2 + O2 = 2SO3

1. Dissolution du SO 3 dans l'acide sulfurique :

H2SO4+ n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SỐ 3

L'oléum obtenu est transporté dans des cuves en fer. L'acide sulfurique de la concentration requise est obtenu à partir d'oléum en l'ajoutant à de l'eau. Cela peut être exprimé par le diagramme :

H2SO4∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

L'acide sulfurique trouve de nombreuses applications dans une grande variété de domaines de l'économie nationale. Il est utilisé pour sécher les gaz, dans la production d'autres acides, pour la production d'engrais, de divers colorants et de médicaments.

Sels d'acide sulfurique

La plupart des sulfates sont très solubles dans l'eau (CaSO 4 est légèrement soluble, PbSO 4 est encore moins soluble et BaSO 4 est pratiquement insoluble). Certains sulfates contenant de l'eau de cristallisation sont appelés vitriols :

CuSO 4 ∙ 5H 2 O sulfate de cuivre

FeSO 4 ∙ 7H 2 O sulfate de fer

Tout le monde a des sels d'acide sulfurique. Leur rapport à la chaleur est particulier.

Les sulfates de métaux actifs (,) ne se décomposent pas même à 1000 o C, tandis que d'autres (Cu, Al, Fe) se décomposent avec un léger chauffage en oxyde métallique et SO 3 :

CuSO 4 = CuO + SO 3

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*dans l'image enregistrée se trouve une photographie de sulfate de cuivre

L'acide sulfurique (H2SO4) est l'un des acides caustiques et des réactifs les plus dangereux connus de l'homme, notamment sous forme concentrée. L'acide sulfurique chimiquement pur est un liquide lourd et toxique, de consistance huileuse, inodore et incolore. Il est obtenu par oxydation par contact du dioxyde de soufre (SO2).

À une température de + 10,5 °C, l'acide sulfurique se transforme en une masse cristalline vitreuse gelée, absorbant avidement, comme une éponge, l'humidité de l'environnement. Dans l'industrie et la chimie, l'acide sulfurique est l'un des principaux composés chimiques et occupe une position de leader en termes de volume de production en tonnes. C’est pourquoi l’acide sulfurique est appelé « le sang de la chimie ». Avec l'aide de l'acide sulfurique, on obtient des engrais, des médicaments, d'autres acides, de grandes quantités d'engrais et bien plus encore.

Propriétés physiques et chimiques de base de l'acide sulfurique

1. L'acide sulfurique sous sa forme pure (formule H2SO4), à une concentration de 100 %, est un liquide incolore et épais. La propriété la plus importante du H2SO4 est sa forte hygroscopique, c'est-à-dire sa capacité à éliminer l'eau de l'air. Ce processus s'accompagne d'un dégagement de chaleur à grande échelle.
2. H2SO4 est un acide fort.
3. L'acide sulfurique est appelé monohydrate : il contient 1 mole de H2O (eau) pour 1 mole de SO3. En raison de ses propriétés hygroscopiques impressionnantes, il est utilisé pour extraire l’humidité des gaz.
4. Point d'ébullition – 330 °C. Dans ce cas, l'acide se décompose en SO3 et en eau. Densité – 1,84. Point de fusion – 10,3 °C/.
5. L'acide sulfurique concentré est un puissant agent oxydant. Pour initier une réaction redox, l'acide doit être chauffé. Le résultat de la réaction est du SO2. S+2H2SO4=3SO2+2H2O
6. Selon la concentration, l'acide sulfurique réagit différemment avec les métaux. À l'état dilué, l'acide sulfurique est capable d'oxyder tous les métaux qui se trouvent dans la série de tension avant l'hydrogène. L'exception est la plus résistante à l'oxydation. L'acide sulfurique dilué réagit avec les sels, les bases, les oxydes amphotères et basiques. L'acide sulfurique concentré est capable d'oxyder tous les métaux de la série de tension, y compris l'argent.
7. L'acide sulfurique forme deux types de sels : acides (ce sont des hydrosulfates) et intermédiaires (sulfates).
8. Le H2SO4 réagit activement avec les substances organiques et les non-métaux et peut en transformer certains en charbon.
9. L'anhydrite sulfurique se dissout bien dans H2SO4 et, dans ce cas, de l'oléum se forme - une solution de SO3 dans l'acide sulfurique. Extérieurement, cela ressemble à ceci : de l'acide sulfurique fumant, libérant de l'anhydrite sulfurique.
10. L'acide sulfurique dans les solutions aqueuses est un acide dibasique fort et lorsqu'il est ajouté à l'eau, une énorme quantité de chaleur est libérée. Lors de la préparation de solutions diluées de H2SO4 à partir de solutions concentrées, il est nécessaire d'ajouter un acide plus lourd à l'eau en un petit filet, et non l'inverse. Ceci est fait pour empêcher l'eau de bouillir et d'éclabousser l'acide.

Acides sulfuriques concentrés et dilués

Les solutions concentrées d'acide sulfurique comprennent des solutions à 40 % capables de dissoudre l'argent ou le palladium.

L'acide sulfurique dilué comprend les solutions dont la concentration est inférieure à 40 %. Ce ne sont pas des solutions aussi actives, mais elles sont capables de réagir avec le laiton et le cuivre.

Préparation de l'acide sulfurique

La production industrielle d’acide sulfurique a commencé au XVe siècle, mais à cette époque on l’appelait « huile de vitriol ». Si auparavant l'humanité ne consommait que quelques dizaines de litres d'acide sulfurique, dans le monde moderne, le calcul s'élève à des millions de tonnes par an.

La production d'acide sulfurique est réalisée industriellement, et il en existe trois :

1. Méthode de contact.
2. Méthode nitreuse
3. Autres méthodes

Parlons en détail de chacun d'eux.

Méthode de production

La méthode de production de contacts est la plus courante et elle effectue les tâches suivantes :

• Le résultat est un produit qui satisfait les besoins du maximum de consommateurs.
• Pendant la production, les dommages environnementaux sont réduits.

Dans la méthode par contact, les substances suivantes sont utilisées comme matières premières :

• pyrite (pyrite de soufre);
• soufre;
• oxyde de vanadium (cette substance agit comme un catalyseur) ;
• sulfure d'hydrogène;
• sulfures de divers métaux.

Avant de commencer le processus de production, les matières premières sont préparées. Pour commencer, dans des installations de concassage spéciales, la pyrite est broyée, ce qui permet, en augmentant la surface de contact des substances actives, d'accélérer la réaction. La pyrite subit une purification : elle est descendue dans de grands récipients d'eau, pendant lesquels des stériles et toutes sortes d'impuretés flottent à la surface. A la fin du processus, ils sont supprimés.

La partie production est divisée en plusieurs étapes :

1. Après broyage, la pyrite est nettoyée et envoyée au four, où elle est cuite à des températures allant jusqu'à 800 °C. Selon le principe du contre-courant, l'air est introduit dans la chambre par le bas, ce qui garantit que la pyrite est en suspension. Aujourd’hui, ce processus prend quelques secondes, mais auparavant, il fallait plusieurs heures pour le déclencher. Lors du processus de torréfaction, des déchets apparaissent sous forme d'oxyde de fer, qui sont éliminés puis transférés vers l'industrie métallurgique. Pendant la cuisson, de la vapeur d'eau, des gaz O2 et SO2 sont libérés. Lorsque la purification de la vapeur d’eau et des minuscules impuretés est terminée, de l’oxyde de soufre pur et de l’oxygène sont obtenus.
2. Dans la deuxième étape, une réaction exothermique se produit sous pression à l’aide d’un catalyseur au vanadium. La réaction démarre lorsque la température atteint 420 °C, mais elle peut être augmentée jusqu'à 550 °C pour augmenter l'efficacité. Au cours de la réaction, une oxydation catalytique se produit et le SO2 devient SO3.
3. L'essence de la troisième étape de production est la suivante : absorption de SO3 dans une tour d'absorption, au cours de laquelle se forme de l'oléum H2SO4. Sous cette forme, H2SO4 est versé dans des conteneurs spéciaux (il ne réagit pas avec l'acier) et est prêt à être livré au consommateur final.

Pendant la production, comme nous l'avons dit plus haut, une grande quantité d'énergie thermique est générée, qui est utilisée à des fins de chauffage. De nombreuses usines d’acide sulfurique installent des turbines à vapeur qui utilisent la vapeur libérée pour produire de l’électricité supplémentaire.

Méthode nitreuse pour produire de l'acide sulfurique

Malgré les avantages de la méthode de production par contact, qui produit de l'acide sulfurique et de l'oléum plus concentrés et plus purs, une grande quantité de H2SO4 est produite par la méthode nitreuse. En particulier dans les usines de superphosphate.

Pour la production de H2SO4, la matière première, tant dans la méthode par contact que dans la méthode au nitrose, est le dioxyde de soufre. Il est obtenu spécifiquement à ces fins en brûlant du soufre ou en grillant des métaux soufrés.

La transformation du dioxyde de soufre en acide sulfureux implique l'oxydation du dioxyde de soufre et l'ajout d'eau. La formule ressemble à ceci :
SO2 + 1|2 O2 + H2O = H2SO4

Mais le dioxyde de soufre ne réagit pas directement avec l'oxygène, c'est pourquoi, avec la méthode nitreuse, le dioxyde de soufre est oxydé à l'aide d'oxydes d'azote. Les oxydes d'azote supérieurs (nous parlons du dioxyde d'azote NO2, du trioxyde d'azote NO3) au cours de ce processus sont réduits en oxyde d'azote NO, qui est ensuite à nouveau oxydé par l'oxygène en oxydes supérieurs.

La production d'acide sulfurique par voie nitreuse est techniquement formalisée de deux manières :

• Chambre.
• La tour.

La méthode nitreuse présente un certain nombre d'avantages et d'inconvénients.

Inconvénients de la méthode nitreuse :

• Le résultat est 75% d'acide sulfurique.
• La qualité du produit est faible.
• Restitution incomplète des oxydes d'azote (ajout de HNO3). Leurs émissions sont nocives.
• L'acide contient du fer, des oxydes d'azote et d'autres impuretés.

Avantages de la méthode nitreuse :

• Le coût du processus est inférieur.
• Possibilité de recyclage du SO2 à 100%.
• Simplicité de conception matérielle.

Principales usines russes d'acide sulfurique

La production annuelle de H2SO4 dans notre pays se situe dans une fourchette à six chiffres, soit environ 10 millions de tonnes. Les principaux producteurs d'acide sulfurique en Russie sont des entreprises qui en sont également les principales consommatrices. Nous parlons d'entreprises dont le domaine d'activité est la production d'engrais minéraux. Par exemple, « Engrais minéraux Balakovo », « Ammophos ».

En Crimée, à Armiansk, opère le plus grand producteur de dioxyde de titane d'Europe de l'Est, Crimean Titan. De plus, l'usine produit de l'acide sulfurique, des engrais minéraux, du sulfate de fer, etc.

De nombreuses usines produisent différents types d’acide sulfurique. Par exemple, l'acide sulfurique pour batteries est produit par : Karabashmed, FKP Biysk Oleum Plant, Svyatogor, Slavia, Severkhimprom, etc.

L'oléum est produit par l'UCC Shchekinoazot, l'usine d'oléum FKP Biysk, la société minière et métallurgique de l'Oural, Kirishinefteorgsintez PA, etc.

L'acide sulfurique d'une pureté particulière est produit par OHC Shchekinoazot, Component-Reaktiv.

L'acide sulfurique usé peut être acheté dans les usines ZSS et HaloPolymer Kirovo-Chepetsk.

Les fabricants d'acide sulfurique technique sont Promsintez, Khiprom, Svyatogor, Apatit, Karabashmed, Slavia, Lukoil-Permnefteorgsintez, Chelyabinsk Zinc Plant, Electrozinc, etc.

Étant donné que la pyrite est la principale matière première dans la production de H2SO4 et qu'il s'agit d'un gaspillage des entreprises d'enrichissement, ses fournisseurs sont les usines d'enrichissement de Norilsk et Talnakh.

Les principales positions mondiales dans la production de H2SO4 sont occupées par les États-Unis et la Chine, qui représentent respectivement 30 millions de tonnes et 60 millions de tonnes.

Champ d'application de l'acide sulfurique

Le monde consomme environ 200 millions de tonnes de H2SO4 par an, à partir desquelles sont fabriqués une large gamme de produits. L'acide sulfurique occupe à juste titre la palme parmi les autres acides en termes d'échelle d'utilisation à des fins industrielles.

Comme vous le savez déjà, l'acide sulfurique est l'un des produits les plus importants de l'industrie chimique, le champ d'application de l'acide sulfurique est donc assez large. Les principaux domaines d’utilisation du H2SO4 sont les suivants :

• L'acide sulfurique est utilisé en quantités énormes pour la production d'engrais minéraux, et cela consomme environ 40 % du tonnage total. C’est pour cette raison que les usines produisant du H2SO4 sont construites à côté des usines produisant des engrais. Ce sont le sulfate d'ammonium, le superphosphate, etc. Lors de leur production, l'acide sulfurique est prélevé sous sa forme pure (concentration à 100%). Pour produire une tonne d’ammophos ou de superphosphate, vous aurez besoin de 600 litres de H2SO4. Ces engrais sont dans la plupart des cas utilisés en agriculture.
• Le H2SO4 est utilisé pour produire des explosifs.
• Purification des produits pétroliers. Pour obtenir du kérosène, de l'essence et des huiles minérales, une purification des hydrocarbures est nécessaire, ce qui se fait à l'aide d'acide sulfurique. Dans le processus de raffinage du pétrole pour purifier les hydrocarbures, cette industrie « prélève » jusqu’à 30 % du tonnage mondial de H2SO4. De plus, l'indice d'octane du carburant est augmenté avec de l'acide sulfurique et les puits sont traités pendant la production de pétrole.
• Dans l'industrie métallurgique. L'acide sulfurique en métallurgie est utilisé pour éliminer le tartre et la rouille des fils et des tôles, ainsi que pour restaurer l'aluminium dans la production de métaux non ferreux. Avant de revêtir des surfaces métalliques avec du cuivre, du chrome ou du nickel, la surface est gravée avec de l'acide sulfurique.
• Dans la production de médicaments.
• Dans la production de peintures.
• Dans l'industrie chimique. Le H2SO4 est utilisé dans la production de détergents, d'éthylène, d'insecticides, etc., et sans lui, ces processus sont impossibles.
• Pour la production d'autres acides connus, composés organiques et inorganiques utilisés à des fins industrielles.

Sels d'acide sulfurique et leur utilisation

Les sels les plus importants de l'acide sulfurique :

• Sel de Glauber Na2SO4 · 10H2O (sulfate de sodium cristallin). Le champ d'application de son application est assez vaste : la production de verre, de soude, en médecine vétérinaire et en médecine.
• Le sulfate de baryum BaSO4 est utilisé dans la production de caoutchouc, de papier et de peinture minérale blanche. De plus, il est indispensable en médecine pour la fluoroscopie de l'estomac. Il est utilisé pour préparer de la « bouillie de baryum » pour cette procédure.
• Sulfate de calcium CaSO4. Dans la nature, on le trouve sous forme de gypse CaSO4 2H2O et d'anhydrite CaSO4. Le gypse CaSO4 · 2H2O et le sulfate de calcium sont utilisés en médecine et dans la construction. Lorsque le gypse est chauffé à une température de 150 à 170 °C, une déshydratation partielle se produit, ce qui entraîne un gypse brûlé, que nous appelons albâtre. En mélangeant l'albâtre avec de l'eau jusqu'à obtenir la consistance d'une pâte, la masse durcit rapidement et se transforme en une sorte de pierre. C'est cette propriété de l'albâtre qui est activement utilisée dans les travaux de construction : des moulages et des moules de coulée en sont fabriqués. Dans les travaux de plâtrerie, l'albâtre est indispensable comme matériau de liaison. Les patients des services de traumatologie reçoivent des bandages durs de fixation spéciaux - ils sont fabriqués à base d'albâtre.
• Le sulfate de fer FeSO4 · 7H2O est utilisé pour préparer l'encre, imprégner le bois et également dans les activités agricoles pour tuer les parasites.
• L'alun KCr(SO4)2 · 12H2O, KAl(SO4)2 · 12H2O, etc. sont utilisés dans la production de peintures et dans l'industrie du cuir (tannage du cuir).
• Beaucoup d'entre vous connaissent le sulfate de cuivre CuSO4 · 5H2O. Il s'agit d'un assistant actif en agriculture dans la lutte contre les maladies et les ravageurs des plantes - le grain est traité avec une solution aqueuse de CuSO4 · 5H2O et pulvérisé sur les plantes. Il est également utilisé pour préparer certaines peintures minérales. Et dans la vie de tous les jours, il est utilisé pour éliminer la moisissure des murs.
• Sulfate d'aluminium – il est utilisé dans l'industrie des pâtes et papiers.

L'acide sulfurique sous forme diluée est utilisé comme électrolyte dans les batteries au plomb. De plus, il est utilisé pour produire des détergents et des engrais. Mais dans la plupart des cas, il se présente sous forme d'oléum - il s'agit d'une solution de SO3 dans H2SO4 (vous pouvez également trouver d'autres formules d'oléum).

Fait incroyable! L'oléum est chimiquement plus actif que l'acide sulfurique concentré, mais malgré cela, il ne réagit pas avec l'acier ! C’est pour cette raison qu’il est plus facile à transporter que l’acide sulfurique lui-même.

Le champ d'application de la « reine des acides » est véritablement à grande échelle et il est difficile de parler de toutes les manières dont elle est utilisée dans l'industrie. Il est également utilisé comme émulsifiant dans l’industrie alimentaire, pour la purification de l’eau, dans la synthèse d’explosifs et bien d’autres fins.

L'histoire de l'acide sulfurique

Qui d’entre nous n’a pas entendu parler au moins une fois du sulfate de cuivre ? Ainsi, il a été étudié dans les temps anciens et dans certains ouvrages du début de la nouvelle ère, les scientifiques ont discuté de l'origine du vitriol et de ses propriétés. Le vitriol a été étudié par le médecin grec Dioscoride et l'explorateur romain Pline l'Ancien, et dans leurs ouvrages, ils ont décrit les expériences qu'ils ont menées. À des fins médicales, diverses substances au vitriol étaient utilisées par l'ancien médecin Ibn Sina. La manière dont le vitriol était utilisé en métallurgie a été discutée dans les travaux des alchimistes de la Grèce antique Zosimas de Panopolis.

La première façon d'obtenir de l'acide sulfurique est le processus de chauffage de l'alun de potassium, et il existe des informations à ce sujet dans la littérature alchimique du XIIIe siècle. À cette époque, la composition de l'alun et l'essence du processus étaient inconnues des alchimistes, mais déjà au XVe siècle, la synthèse chimique de l'acide sulfurique commençait à être délibérément étudiée. Le processus était le suivant : les alchimistes traitaient un mélange de soufre et de sulfure d'antimoine (III) Sb2S3 en chauffant avec de l'acide nitrique.

À l'époque médiévale en Europe, l'acide sulfurique était appelé « huile de vitriol », mais son nom a ensuite été changé en acide vitriol.

Au XVIIe siècle, Johann Glauber obtenait de l'acide sulfurique en brûlant du nitrate de potassium et du soufre natif en présence de vapeur d'eau. À la suite de l'oxydation du soufre avec le salpêtre, on a obtenu de l'oxyde de soufre qui a réagi avec la vapeur d'eau, donnant lieu à un liquide de consistance huileuse. Il s’agissait d’huile de vitriol, et ce nom pour l’acide sulfurique existe encore aujourd’hui.

Dans les années trente du XVIIIe siècle, un pharmacien londonien, Ward Joshua, utilisait cette réaction pour la production industrielle d'acide sulfurique, mais au Moyen Âge sa consommation se limitait à plusieurs dizaines de kilogrammes. Le domaine d'utilisation était restreint : pour les expériences alchimiques, la purification des métaux précieux et en pharmacie. L'acide sulfurique concentré en petits volumes était utilisé dans la production d'allumettes spéciales contenant du sel de bertholite.

L'acide vitriol n'est apparu en Russie qu'au XVIIe siècle.

À Birmingham, en Angleterre, John Roebuck a adapté la méthode ci-dessus pour produire de l'acide sulfurique en 1746 et a lancé la production. Dans le même temps, il utilisait de grandes chambres au plomb durables, moins chères que les récipients en verre.

Cette méthode a tenu sa place dans l'industrie pendant près de 200 ans et 65 % d'acide sulfurique était obtenu dans des chambres.

Après un certain temps, l'anglais Glover et le chimiste français Gay-Lussac ont amélioré le procédé lui-même et l'acide sulfurique a commencé à être obtenu avec une concentration de 78 %. Mais un tel acide ne convenait pas à la production, par exemple, de colorants.

Au début du XIXe siècle, de nouvelles méthodes ont été découvertes pour oxyder le dioxyde de soufre en anhydride sulfurique.

Initialement, cela se faisait à l’aide d’oxydes d’azote, puis le platine a été utilisé comme catalyseur. Ces deux méthodes d'oxydation du dioxyde de soufre ont encore été améliorées. L'oxydation du dioxyde de soufre sur le platine et d'autres catalyseurs est devenue connue sous le nom de méthode de contact. Et l'oxydation de ce gaz avec des oxydes d'azote est appelée méthode nitreuse pour produire de l'acide sulfurique.

Le marchand britannique d'acide acétique Peregrine Philips n'a breveté un procédé économique de production d'oxyde de soufre (VI) et d'acide sulfurique concentré qu'en 1831, et c'est cette méthode qui est aujourd'hui connue dans le monde entier comme méthode de contact pour sa production.

La production de superphosphate a commencé en 1864.

Dans les années 80 du XIXe siècle, en Europe, la production d'acide sulfurique atteignait 1 million de tonnes. Les principaux producteurs étaient l'Allemagne et l'Angleterre, produisant 72 % du volume total d'acide sulfurique dans le monde.

Le transport de l’acide sulfurique est une entreprise responsable et à forte intensité de main-d’œuvre.

L'acide sulfurique appartient à la classe des produits chimiques dangereux et, au contact de la peau, provoque de graves brûlures. De plus, cela peut provoquer une intoxication chimique chez l’homme. Si certaines règles ne sont pas respectées lors du transport, l'acide sulfurique, en raison de son caractère explosif, peut causer de nombreux dommages aux personnes et à l'environnement.

L'acide sulfurique s'est vu attribuer une classe de danger de 8 et doit être transporté par des professionnels spécialement formés et formés. Une condition importante pour la livraison d'acide sulfurique est le respect des règles spécialement élaborées pour le transport des marchandises dangereuses.

Le transport par route s'effectue selon les règles suivantes :

1. Pour le transport, des conteneurs spéciaux sont fabriqués à partir d'un alliage d'acier spécial qui ne réagit pas avec l'acide sulfurique ou le titane. De tels récipients ne s'oxydent pas. L'acide sulfurique dangereux est transporté dans des réservoirs chimiques spéciaux pour acide sulfurique. Ils diffèrent par leur conception et sont sélectionnés pour le transport en fonction du type d'acide sulfurique.
2. Lors du transport d'acide fumant, des réservoirs thermos isothermes spécialisés sont utilisés, dans lesquels le régime de température requis est maintenu pour préserver les propriétés chimiques de l'acide.
3. Si de l'acide ordinaire est transporté, un réservoir d'acide sulfurique est sélectionné.
4. Le transport de l'acide sulfurique par route, tel que fumant, anhydre, concentré, pour batteries et gantier, s'effectue dans des conteneurs spéciaux : citernes, fûts, conteneurs.
5. Le transport de marchandises dangereuses ne peut être effectué que par des conducteurs disposant d'un certificat ADR.
6. Le temps de trajet n'a aucune restriction, puisque pendant le transport, vous devez strictement respecter la vitesse autorisée.
7. Pendant le transport, un itinéraire spécial est construit, qui doit traverser des lieux très fréquentés et des installations de production.
8. Le transport doit avoir des marquages ​​spéciaux et des panneaux de danger.

Propriétés dangereuses de l'acide sulfurique pour l'homme

L'acide sulfurique présente un danger accru pour le corps humain. Son effet toxique se produit non seulement par contact direct avec la peau, mais également par inhalation de ses vapeurs, lorsque du dioxyde de soufre est libéré. Les effets dangereux comprennent :

• Système respiratoire;
• Peau;
• Muqueuses.

L'intoxication du corps peut être renforcée par l'arsenic, qui est souvent contenu dans l'acide sulfurique.

Important! Comme vous le savez, de graves brûlures surviennent lorsque l'acide entre en contact avec la peau. L'empoisonnement par les vapeurs d'acide sulfurique n'est pas moins dangereux. La dose sûre d'acide sulfurique dans l'air n'est que de 0,3 mg par mètre carré.

Si de l'acide sulfurique entre en contact avec les muqueuses ou la peau, une brûlure grave apparaît et ne guérit pas bien. Si la brûlure est importante, la victime développe une maladie de brûlure, qui peut même entraîner la mort si des soins médicaux qualifiés ne sont pas prodigués en temps opportun.

Important! Pour un adulte, la dose mortelle d'acide sulfurique n'est que de 0,18 cm pour 1 litre.

Bien entendu, « éprouver » les effets toxiques de l’acide dans la vie quotidienne est problématique. Le plus souvent, l'intoxication acide se produit en raison de la négligence des précautions de sécurité industrielle lors du travail avec la solution.

Un empoisonnement massif aux vapeurs d'acide sulfurique peut survenir en raison de problèmes techniques au travail ou d'une négligence, et un rejet massif dans l'atmosphère se produit. Pour éviter de telles situations, opèrent des services spéciaux dont la tâche est de surveiller le fonctionnement de la production où de l'acide dangereux est utilisé.

Quels symptômes sont observés lors d'une intoxication à l'acide sulfurique ?

Si l'acide a été ingéré :

• Douleur au niveau des organes digestifs.
• Nausée et vomissements.
• Selles anormales résultant de troubles intestinaux graves.
• Forte sécrétion de salive.
• En raison des effets toxiques sur les reins, l'urine devient rougeâtre.
• Gonflement du larynx et de la gorge. Une respiration sifflante et un enrouement apparaissent. Cela peut être mortel par suffocation.
• Des taches brunes apparaissent sur les gencives.
• La peau devient bleue.

Lorsque la peau est brûlée, toutes les complications inhérentes à une brûlure peuvent survenir.

En cas d'intoxication par les vapeurs, l'image suivante est observée :

• Brûlure de la muqueuse des yeux.
• Saignement de nez.
• Brûlure des muqueuses des voies respiratoires. Dans ce cas, la victime ressent une douleur intense.
• Gonflement du larynx avec symptômes d'étouffement (manque d'oxygène, la peau devient bleue).
• Si l'intoxication est grave, des nausées et des vomissements peuvent survenir.

Il est important de le savoir ! L'intoxication acide après ingestion est beaucoup plus dangereuse que l'intoxication par inhalation de vapeurs.

Premiers secours et procédures thérapeutiques en cas de blessure par l'acide sulfurique

Procéder comme suit en cas de contact avec de l'acide sulfurique :

• Tout d’abord, appelez une ambulance. Si du liquide pénètre à l'intérieur, rincez l'estomac à l'eau tiède. Après cela, vous devrez boire 100 grammes d'huile de tournesol ou d'olive par petites gorgées. De plus, vous devez avaler un morceau de glace, boire du lait ou de la magnésie brûlée. Cela doit être fait pour réduire la concentration d'acide sulfurique et améliorer la condition humaine.
• Si de l'acide pénètre dans vos yeux, vous devez les rincer à l'eau courante, puis les égoutter avec une solution de dicaïne et de novocaïne.
• Si de l'acide entre en contact avec la peau, rincez bien la zone brûlée sous l'eau courante et appliquez un pansement avec de la soude. Vous devez rincer pendant environ 10 à 15 minutes.
• En cas d'intoxication par les vapeurs, vous devez sortir à l'air frais et rincer également les muqueuses affectées avec de l'eau dès que possible.

En milieu hospitalier, le traitement dépendra de la zone de la brûlure et du degré d'intoxication. Le soulagement de la douleur est effectué uniquement avec de la novocaïne. Pour éviter le développement d'une infection dans la zone touchée, le patient reçoit un traitement antibiotique.

En cas d'hémorragie gastrique, une transfusion de plasma ou de sang est administrée. La source du saignement peut être éliminée chirurgicalement.

1. L'acide sulfurique est présent dans la nature sous sa forme pure à 100 %. Par exemple, en Italie, en Sicile, dans la mer Morte, vous pouvez observer un phénomène unique : l'acide sulfurique s'infiltre directement du fond ! Voici ce qui se passe : la pyrite de la croûte terrestre sert dans ce cas de matière première à sa formation. Cet endroit est aussi appelé le Lac de la Mort, et même les insectes ont peur de voler à proximité !
2. Après de grandes éruptions volcaniques, des gouttelettes d'acide sulfurique peuvent souvent être trouvées dans l'atmosphère terrestre, et dans de tels cas, le coupable peut avoir des conséquences environnementales négatives et provoquer de graves changements climatiques.
3. L'acide sulfurique est un absorbant actif de l'eau, il est donc utilisé comme dessicant de gaz. Autrefois, pour éviter la formation de buée sur les fenêtres intérieures, cet acide était versé dans des bocaux et placé entre les vitres des ouvertures des fenêtres.
4. L'acide sulfurique est la principale cause des pluies acides. La principale cause des pluies acides est la pollution de l’air causée par le dioxyde de soufre qui, une fois dissous dans l’eau, forme de l’acide sulfurique. Le dioxyde de soufre, quant à lui, est libéré lors de la combustion de combustibles fossiles. Dans les pluies acides étudiées ces dernières années, la teneur en acide nitrique a augmenté. La raison de ce phénomène est la réduction des émissions de dioxyde de soufre. Malgré cela, la principale cause des pluies acides reste l’acide sulfurique.

Nous vous proposons une sélection vidéo d'expériences intéressantes avec l'acide sulfurique.

Considérons la réaction de l'acide sulfurique lorsqu'il est versé dans le sucre. Dans les premières secondes où l'acide sulfurique pénètre dans le ballon avec le sucre, le mélange s'assombrit. Après quelques secondes, la substance devient noire. C’est alors que se produit la chose la plus intéressante. La masse commence à croître rapidement et à sortir du ballon. Le résultat est une substance fière, semblable au charbon de bois poreux, 3 à 4 fois plus grande que le volume d'origine.

L'auteur de la vidéo propose de comparer la réaction du Coca-Cola avec l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique. Lorsque le Coca-Cola est mélangé avec de l'acide chlorhydrique, aucun changement visuel n'est observé, mais lorsqu'il est mélangé avec de l'acide sulfurique, le Coca-Cola commence à bouillir.

Une interaction intéressante peut être observée lorsque l’acide sulfurique entre en contact avec du papier toilette. Le papier toilette est composé de cellulose. Lorsque l’acide entre en contact avec la molécule de cellulose, celle-ci se décompose instantanément en libérant du carbone libre. Une carbonisation similaire peut être observée lorsque l’acide entre en contact avec le bois.

J'ajoute un petit morceau de potassium dans un flacon contenant de l'acide concentré. Dans la première seconde, de la fumée se dégage, après quoi le métal s'enflamme instantanément, s'enflamme et explose, se brisant en morceaux.

Dans l’expérience suivante, lorsque l’acide sulfurique entre en contact avec une allumette, celle-ci s’enflamme. Dans la deuxième partie de l'expérience, une feuille d'aluminium contenant de l'acétone et une allumette à l'intérieur est immergée. La feuille est instantanément chauffée, libérant une énorme quantité de fumée et la dissolvant complètement.

Un effet intéressant est observé lorsque du bicarbonate de soude est ajouté à l’acide sulfurique. Le bicarbonate de soude jaunit instantanément. La réaction se déroule avec une ébullition rapide et une augmentation de volume.

Nous vous déconseillons fortement de réaliser toutes les expériences ci-dessus à la maison. L'acide sulfurique est une substance très agressive et toxique. De telles expériences doivent être réalisées dans des salles spéciales équipées d'une ventilation forcée. Les gaz libérés lors des réactions avec l'acide sulfurique sont très toxiques et peuvent provoquer des lésions des voies respiratoires et des intoxications corporelles. De plus, des expériences similaires sont réalisées en utilisant des équipements de protection individuelle pour la peau et le système respiratoire. Prends soin de toi!