اسید سولفوریک

ترکیب شیمیایی (H2SO4)

Chemical compound

اسید سولفوریک ( املای آمریکایی و نام ترجیحی IUPAC ) یا اسید سولفوریک ( املای مشترک المنافع ) که در قدیم به عنوان روغن ویتریول شناخته می شد ، یک اسید معدنی است که از عناصر گوگرد ، اکسیژن و هیدروژن با فرمول مولکولی H ₂ SO ₄ تشکیل شده است. . این مایع بی رنگ، بی بو و چسبناک است که در آب محلول است. ^[6]

ساختار اسید سولفوریک

اسید سولفوریک خالص به دلیل میل ترکیبی قوی به بخار آب به طور طبیعی وجود ندارد . رطوبت سنجی است و به راحتی بخار آب را از هوا جذب می کند . ^[6] اسید سولفوریک غلیظ نسبت به سایر مواد، از سنگ‌ها گرفته تا فلزات، بسیار خورنده است، زیرا یک اکسیدان با خواص کم‌آبی قوی است. پنتوکسید فسفر یک استثنای قابل توجه است زیرا توسط اسید سولفوریک آبگیری نمی شود، بلکه برعکس، اسید سولفوریک را به تری اکسید گوگرد تبدیل می کند . با افزودن اسید سولفوریک به آب، مقدار قابل توجهی گرما آزاد می شود. بنابراین، از روش معکوس افزودن آب به اسید به طور کلی اجتناب می شود زیرا گرمای آزاد شده ممکن است محلول را بجوشاند و قطرات اسید داغ را در طول فرآیند پاشش کند. در صورت تماس با بافت بدن، اسید سولفوریک می تواند باعث سوختگی شدید شیمیایی اسیدی و سوختگی حرارتی ثانویه ناشی از کم آبی بدن شود. ^{[7] [8]} اسید سولفوریک رقیق بدون خاصیت اکسیداتیو و کم‌آبی به طور قابل ملاحظه‌ای خطرناک‌تر است. با این حال، آن را با مراقبت از اسیدیته آن استفاده می شود.

اسید سولفوریک یک ماده شیمیایی بسیار مهم است. تولید اسید سولفوریک یک کشور شاخص خوبی برای قدرت صنعتی آن کشور است. ^[9] روش های زیادی برای تولید آن شناخته شده است، از جمله فرآیند تماس ، فرآیند اسید سولفوریک مرطوب و فرآیند اتاقک سرب . ^[10] اسید سولفوریک نیز یک ماده کلیدی در صنایع شیمیایی است . بیشتر در تولید کود استفاده می شود ^{، اما در} فرآوری مواد معدنی ، پالایش نفت ، پردازش فاضلاب و سنتز شیمیایی نیز مهم است . این طیف گسترده ای از کاربردهای نهایی، از جمله در پاک کننده های تخلیه اسیدی خانگی ، ^[12] به عنوان یک الکترولیت در باتری های اسید سرب ، به عنوان یک ترکیب خشک کننده، و در عوامل تمیز کننده مختلف دارد . اسید سولفوریک را می توان با حل کردن تری اکسید گوگرد در آب به دست آورد.

خواص فیزیکی

درجات اسید سولفوریک

اگرچه تقریباً 100٪ محلول اسید سولفوریک می تواند ساخته شود، از دست دادن بعدی SO 3 در نقطه جوش، غلظت آن را به 98.3٪ اسید می رساند. عیار 98.3% که در ذخیره سازی پایدارتر است، شکل معمول چیزی است که به عنوان "اسید سولفوریک غلیظ" توصیف می شود. غلظت های دیگر برای اهداف مختلف استفاده می شود. برخی از غلظت های رایج عبارتند از: ^{[13] [14]}

«اسید محفظه» و «اسید برج» دو غلظت اسید سولفوریک تولید شده توسط فرآیند محفظه سرب بودند ، اسید محفظه اسید تولید شده در خود محفظه سرب (<70% برای جلوگیری از آلودگی با اسید نیتروسیل سولفوریک ) و اسید برج است. اسید از پایین برج گلاور به دست آمد. ^{[13] [14]} آنها در حال حاضر به دلیل غلظت های تجاری اسید سولفوریک منسوخ شده اند، اگرچه در صورت نیاز ممکن است در آزمایشگاه از اسید سولفوریک غلیظ تهیه شوند. به طور خاص، اسید سولفوریک "10 M" (معادل مدرن اسید محفظه ای که در بسیاری از تیتراسیون ها استفاده می شود )، با افزودن آهسته اسید سولفوریک 98٪ به حجم مساوی آب، با هم زدن خوب تهیه می شود: دمای مخلوط می تواند افزایش یابد. تا 80 درجه سانتیگراد (176 درجه فارنهایت) یا بالاتر. ^[14]

اسید سولفوریک

اسید سولفوریک نه تنها حاوی مولکول های H ₂ SO ₄ است ، بلکه در واقع تعادل بسیاری از گونه های شیمیایی دیگر است، همانطور که در جدول زیر نشان داده شده است.

اسید سولفوریک یک مایع روغنی بی رنگ است و دارای فشار بخار کمتر از 001/0 میلی متر جیوه در دمای 25 درجه سانتی گراد و 1 میلی متر جیوه در دمای 8/145 درجه سانتی گراد است، ^[16] و اسید سولفوریک 98 درصد دارای فشار بخار کمتر از 1 میلی متر جیوه در دمای 40 درجه سانتی گراد است. ^[17]

در حالت جامد، اسید سولفوریک یک جامد مولکولی است که بلورهای مونوکلینیک با پارامترهای شبکه تقریباً مثلثی تشکیل می دهد. این ساختار از لایه های موازی با صفحه (010) تشکیل شده است که در آن هر مولکول با پیوند هیدروژنی به دو پیوند دیگر متصل است. ^[3] هیدرات های H ₂ SO ₄ · n H ₂ O با n = 1، 2، 3، 4، 6.5 و 8 شناخته می شوند ، اگرچه اکثر هیدرات های میانی در برابر عدم تناسب پایدار هستند . ^[18]

قطبیت و رسانایی

H ₂ SO ₄ بی آب یک مایع بسیار قطبی است که دارای ثابت دی الکتریک حدود 100 است. دارای رسانایی الکتریکی بالایی است که نتیجه اتوپروتولیز یعنی خودپروتون شدن است  : ^[15]

2 H ₂ SO ₄ ⇌ H ₃ SO+4+ HSO-4

ثابت تعادل برای اتوپروتولیز (25 درجه سانتیگراد) است: ^[15]

[H ₃ SO ₄ ] ⁺ [HSO ₄ ] ^- = 2.7 × ^10-4

ثابت تعادل مربوطه برای آب ، Kw ^10-14 است _، ضریب 1010 ⁽ 10 میلیارد) کوچکتر.

با وجود ویسکوزیته اسید، رسانایی موثر H ₃ SO+4و HSO-4یون‌ها به دلیل مکانیسم سوئیچ پروتون درون مولکولی (مشابه مکانیسم گروتوس در آب) زیاد هستند و اسید سولفوریک را رسانای خوبی برای الکتریسیته می‌کند. همچنین یک حلال عالی برای بسیاری از واکنش ها است.

خواص شیمیایی

اسیدیته

آزمایشی که خواص کم آبی اسید سولفوریک غلیظ را نشان می دهد. هنگامی که اسید سولفوریک غلیظ با ساکارز تماس پیدا می کند ، کربنیکاسیون آهسته ساکارز انجام می شود. این واکنش با تکامل محصولات گازی همراه است که به تشکیل ستون کربنی کف آلود که از بالای بشر بالا می رود کمک می کند.

قطرات اسید سولفوریک غلیظ به سرعت یک تکه حوله پنبه ای را با کم آبی تجزیه می کند.

واکنش هیدراتاسیون اسید سولفوریک بسیار گرمازا و رقیق است. ^[19]

همانطور که با ثابت تفکیک اسید آن مشخص می شود ، اسید سولفوریک یک اسید قوی است:

H ₂ SO ₄ → H ₃ O ⁺ + HSO-4Ka1 = ₁₀₀₀ (pK _a1 = -3)

محصول این یونیزاسیون HSO است-4، آنیون بی سولفات . بی سولفات اسید بسیار ضعیف تری است:

HSO-4+ H ₂ O → H ₃ O ⁺ + SO2-4Ka2 = 0.01 (pK _{a2 =} 2) ^[20]

حاصلضرب این تفکیک دوم SO است2-4، آنیون سولفات .

کم آبی بدن

اسید سولفوریک غلیظ دارای خاصیت کم‌آبی قوی است _و آب ( H2O ) را از سایر ترکیبات شیمیایی مانند قند سفره ( ساکارز ) و سایر کربوهیدرات‌ها برای تولید کربن ، بخار و گرما حذف می‌کند . کم آبی قند سفره (ساکارز) یک نمونه آزمایشگاهی رایج است. ^[21] قند با تشکیل کربن تیره می شود و ستونی سفت و سخت از کربن سیاه و متخلخل به نام مار کربنی ممکن است ظاهر شود ^[22] همانطور که در شکل نشان داده شده است.

${\displaystyle {\underset {\text{sucrose}}{{\ce {C12H22O11}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{black}} \atop {\text{graphitic foam}}}{{\ce {12 C}}}}+{\ce {11 H2O_{(g,l)}}}}$

به طور مشابه، مخلوط کردن نشاسته با اسید سولفوریک غلیظ کربن عنصری و آب به دست می‌آورد. اثر این امر زمانی قابل مشاهده است که اسید سولفوریک غلیظ روی کاغذی که از سلولز تشکیل شده است ریخته شود . سلولز واکنش نشان می دهد و ظاهری سوخته به دست می دهد که در آن کربن بسیار شبیه دوده حاصل از آتش است. اگرچه تأثیر اسید بر روی پنبه کمتر است ، حتی به صورت رقیق شده، پارچه را از بین می برد.

${\displaystyle {\underset {\text{polysaccharide}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}}\longrightarrow 6n\ {\ce {C}}+5n\ {\ce {H2O}}}$

واکنش با سولفات مس (II) همچنین می تواند خاصیت کم آبی اسید سولفوریک را نشان دهد. کریستال های آبی با حذف آب به پودر سفید تبدیل می شوند:

${\displaystyle {\underset {{\text{copper(II) sulfate}} \atop {\text{pentahydrate}}}{{\ce {CuSO4*5H2O}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{anhydrous}} \atop {\text{copper(II) sulfate}}}{{\ce {CuSO4}}}}+{\ce {5 H2O}}}$

واکنش با نمک

اسید سولفوریک با اکثر بازها واکنش می دهد و سولفات یا بی سولفات مربوطه را می دهد.

اسید سولفوریک با کلرید سدیم واکنش می دهد و گاز هیدروژن کلرید و بی سولفات سدیم می دهد :

NaCl + H ₂ SO ₄ → NaHSO ₄ + HCl

سولفات آلومینیوم که به عنوان زاج کاغذساز نیز شناخته می شود، از تصفیه بوکسیت با اسید سولفوریک به دست می آید:

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

همچنین می توان از اسید سولفوریک برای جابجایی اسیدهای ضعیف تر از نمک آنها استفاده کرد. برای مثال، واکنش با استات سدیم ، اسید استیک ، CH ₃ COOH را جایگزین می‌کند و بی سولفات سدیم را تشکیل می‌دهد :

H ₂ SO ₄ + CH ₃ CO ₂ Na → NaHSO ₄ + CH ₃ COOH

به طور مشابه، تیمار نیترات پتاسیم با اسید سولفوریک باعث تولید اسید نیتریک می شود .

هنگامی که با اسید نیتریک ترکیب می شود ، اسید سولفوریک هم به عنوان یک اسید و هم به عنوان یک عامل خشک کننده عمل می کند و یون نیترونیوم NO را تشکیل می دهد.+2که در واکنش های نیتراسیون شامل جایگزینی آروماتیک الکتروفیل مهم است . این نوع واکنش، که در آن پروتوناسیون روی یک اتم اکسیژن رخ می دهد، در بسیاری از واکنش های شیمی آلی مانند استریفیشن فیشر و کم آبی الکل ها مهم است .

ساختار حالت جامد [D ₃ SO ₄ ] ⁺ یون موجود در [D ₃ SO ₄ ] ⁺ [SbF ₆ ] ^- ، با استفاده از DF به جای HF سنتز شده است .

هنگامی که اجازه داده _شود با سوپراسیدها واکنش دهد ، اسید سولفوریک می تواند به عنوان یک باز عمل کند و می تواند پروتونه شود و یون [ _H3SO4 ] ⁺ را تشکیل دهد . نمک های [H ₃ SO ₄ ] ⁺ (به عنوان مثال تری هیدروکسی سولفونیوم هگزافلوئوروآنتیمونات (V) [H3 _SO 4 _] + ^[ SbF ₆ ] ^- ) با استفاده از واکنش زیر در HF مایع تهیه شده اند :

[(CH ₃ ) ₃ SiO] ₂ SO ₂ + 3 HF + SbF ₅ → [H ₃ SO ₄ ] ⁺ [SbF ₆ ] ^- + 2 (CH ₃ ) ₃ SiF

واکنش فوق از نظر ترمودینامیکی به دلیل آنتالپی باند بالای پیوند Si-F در محصول جانبی مورد علاقه است. پروتوناسیون با استفاده از اسید فلوئوروآنتیمونیک ، با این حال، با شکست مواجه شده است، زیرا اسید سولفوریک خالص تحت خودیونیزاسیون قرار می گیرد و یون های [H3O _] + ^را می دهد :

2 H ₂ SO ₄ ⇌ H ₃ O ⁺ + HS ₂ O-7

که از تبدیل H ₂ SO ₄ به [H ₃ SO ₄ ] ⁺ توسط سیستم HF / SbF ₅ جلوگیری می کند . ^[23]

واکنش با فلزات

حتی اسید سولفوریک رقیق با بسیاری از فلزات از طریق یک واکنش جابجایی منفرد مانند سایر اسیدهای معمولی واکنش می دهد و گاز هیدروژن و نمک (سولفات فلز) تولید می کند . به فلزات واکنش پذیر (فلزات در موقعیت های بالاتر از مس در سری واکنش پذیری ) مانند آهن ، آلومینیوم ، روی ، منگنز ، منیزیم و نیکل حمله می کند .

Fe + H ₂ SO ₄ → H ₂ + FeSO ₄

اسید سولفوریک غلیظ می تواند به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل کند و دی اکسید گوگرد را آزاد کند: ^[7]

Cu + 2 H ₂ SO ₄ → SO ₂ + 2 H ₂ O + SO2-4+ Cu ²⁺

با این حال، سرب و تنگستن در برابر اسید سولفوریک مقاوم هستند.

واکنش با کربن و گوگرد

اسید سولفوریک غلیظ داغ کربن ^[24] (به عنوان زغال سنگ قیر ) و گوگرد را اکسید می کند :

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

جایگزینی معطر الکتروفیلیک

بنزن و بسیاری از مشتقات آن تحت تعویض معطر الکتروفیلیک با اسید سولفوریک قرار می گیرند تا اسیدهای سولفونیک مربوطه را به دست آورند : ^[25]

چرخه گوگرد – ید

از اسید سولفوریک می توان برای تولید هیدروژن از آب استفاده کرد :

ترکیبات گوگرد و ید بازیافت شده و مجددا مورد استفاده قرار می گیرند، از این رو این فرآیند چرخه گوگرد-ید نامیده می شود . این فرآیند گرماگیر است و باید در دماهای بالا رخ دهد، بنابراین انرژی به شکل گرما باید تامین شود. چرخه گوگرد-ید به عنوان راهی برای تامین هیدروژن برای اقتصاد مبتنی بر هیدروژن پیشنهاد شده است . این یک جایگزین برای الکترولیز است و مانند روشهای فعلی اصلاح بخار نیازی به هیدروکربن ندارد . اما توجه داشته باشید که تمام انرژی موجود در هیدروژن تولید شده از گرمای استفاده شده برای ساخت آن تامین می شود. ^{[26] [27]}

وقوع

ریوتینتو با آب بسیار اسیدی اش

اسید سولفوریک به ندرت به طور طبیعی روی زمین به شکل بی آب یافت می شود، زیرا میل زیادی به آب دارد . اسید سولفوریک رقیق یکی از اجزای تشکیل دهنده باران اسیدی است که از اکسیداسیون اتمسفر دی اکسید گوگرد در مجاورت آب یعنی اکسیداسیون اسید گوگرد تشکیل می شود . هنگامی که سوخت های حاوی گوگرد مانند زغال سنگ یا نفت سوزانده می شوند، دی اکسید گوگرد محصول جانبی اصلی است (علاوه بر محصولات اصلی اکسید کربن و آب).

اسید سولفوریک به طور طبیعی از اکسیداسیون مواد معدنی سولفیدی مانند پیریت تشکیل می شود :

2 FeS ₂ (s) + 7 O ₂ + 2 H ₂ O → 2 Fe ^{2 +} + 4 SO2-4+ 4 H ⁺

آب بسیار اسیدی حاصل، زهکشی معدن اسیدی (AMD) یا زهکشی سنگ اسیدی (ARD) نامیده می شود.

Fe ^{2+ را} می توان بیشتر به Fe ³⁺ اکسید کرد :

4 Fe ^{2 +} + O ₂ + 4 H ⁺ → 4 Fe ³ + + 2 H ₂ O

Fe ³⁺ تولید شده را می توان به صورت هیدروکسید یا اکسید آهن آبدار رسوب داد :

Fe ^{3 +} + 3 H ₂ O → Fe(OH) ₃ ↓ + 3 H ⁺

یون آهن (III) ("آهن آهن") همچنین می تواند پیریت را اکسید کند:

FeS ₂ (s) + 14 Fe ³ + + 8 H ₂ O → 15 Fe ² + + 2 SO2-4+ 16 H ⁺

هنگامی که اکسیداسیون آهن (III) پیریت اتفاق می افتد، فرآیند می تواند سریع شود. مقادیر pH زیر صفر در ARD تولید شده توسط این فرآیند اندازه گیری شده است.

ARD همچنین می تواند اسید سولفوریک را با سرعت کمتری تولید کند، به طوری که ظرفیت خنثی کننده اسید (ANC) آبخوان می تواند اسید تولید شده را خنثی کند. در چنین مواردی، غلظت کل جامدات محلول (TDS) آب را می توان از انحلال مواد معدنی ناشی از واکنش خنثی سازی اسید با مواد معدنی افزایش داد.

اسید سولفوریک به عنوان یک دفاع توسط گونه های دریایی خاصی استفاده می شود، به عنوان مثال، جلبک فئوفیت Desmarestia munda (راست Desmarestiales ) اسید سولفوریک را در واکوئل های سلولی متمرکز می کند. ^[28]

آئروسل استراتوسفر

در استراتوسفر ، لایه دوم جو که به طور کلی بین 10 تا 50 کیلومتر از سطح زمین قرار دارد، اسید سولفوریک از اکسیداسیون دی اکسید گوگرد آتشفشانی توسط رادیکال هیدروکسیل تشکیل می شود : ^[29]

SO ₂ + HO ^• → HSO ₃

HSO ₃ + O ₂ → SO ₃ + HO ₂

SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄

از آنجایی که اسید سولفوریک در استراتوسفر به حالت فوق اشباع می رسد، می تواند ذرات آئروسل را هسته کند و سطحی را برای رشد آئروسل از طریق تراکم و انعقاد با سایر آئروسل های اسید سولفوریک آب فراهم کند. این منجر به لایه آئروسل استراتوسفر می شود . ^[29]

اسید سولفوریک فرازمینی

ابرهای زهره دائمی باران اسیدی غلیظی تولید می کنند، همانطور که ابرهای موجود در جو زمین باران آب تولید می کنند. ^[30] قمر مشتری اروپا نیز تصور می‌شود که جوی حاوی هیدرات‌های اسید سولفوریک دارد. ^[31]

تولید

اسید سولفوریک از گوگرد ، اکسیژن و آب از طریق فرآیند تماس معمولی (DCDA) یا فرآیند اسید سولفوریک مرطوب (WSA) تولید می‌شود .

فرآیند تماس

در مرحله اول گوگرد را می سوزانند تا دی اکسید گوگرد تولید شود.

S(s) + O ₂ → SO ₂

دی اکسید گوگرد توسط اکسیژن در حضور یک کاتالیزور اکسید وانادیوم (V) به تری اکسید گوگرد اکسید می شود . این واکنش برگشت پذیر است و تشکیل تری اکسید گوگرد گرمازا است.

2 SO ₂ + O ₂ ⇌ 2 SO ₃

تری اکسید گوگرد به 97 تا 98 درصد H ₂ SO ₄ جذب می شود تا اولئوم ( H ₂ S ₂ O ₇ ) را تشکیل دهد که به نام اسید سولفوریک بخار یا اسید پیروسولفوریک نیز شناخته می شود. سپس اولئوم با آب رقیق می شود تا اسید سولفوریک غلیظ تشکیل شود.

H ₂ SO ₄ + SO ₃ → H ₂ S ₂ O ₇

H ₂ S ₂ O ₇ + H ₂ O → 2 H ₂ SO ₄

انحلال مستقیم SO ₃ در آب که « فرایند اسید سولفوریک مرطوب » نامیده می‌شود، به ندرت انجام می‌شود، زیرا واکنش بسیار گرمازا است و در نتیجه یک آئروسل داغ از اسید سولفوریک ایجاد می‌شود که نیاز به تراکم و جداسازی دارد.

فرآیند اسید سولفوریک مرطوب

در مرحله اول، گوگرد برای تولید دی اکسید گوگرد سوزانده می شود:

S + O ₂ → SO ₂ (-297 کیلوژول بر مول)

یا به طور متناوب، _{گاز سولفید هیدروژن (H2S} ) به گاز SO2 سوزانده _می شود :

2 H ₂ S + 3 O ₂ → 2 H ₂ O + 2 SO ₂ (-1036 کیلوژول بر مول)

سپس دی اکسید گوگرد با استفاده از اکسیژن با اکسید وانادیم (V) به عنوان کاتالیزور به تری اکسید گوگرد اکسید شد .

2 SO ₂ + O ₂ ⇌ 2 SO ₃ (-198 کیلوژول بر مول) (واکنش برگشت پذیر است)

تری اکسید گوگرد به اسید سولفوریک H ₂ SO ₄ هیدراته می شود :

SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄ (گرم) (-101 کیلوژول بر مول)

آخرین مرحله تراکم اسید سولفوریک به مایع 97-98٪ H ₂ SO ₄ است :

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

روش های دیگر

روشی که کمتر شناخته شده است روش متابی سولفیت است که در آن متابی سولفیت در ته فنجان قرار می گیرد و اسید کلریدریک با غلظت 12.6 مولی به آن اضافه می شود. گاز حاصل از طریق اسید نیتریک حباب می شود ، که در ادامه واکنش بخارات قهوه ای/قرمز دی اکسید نیتروژن آزاد می کند. اتمام واکنش با توقف بخارها نشان داده می شود. این روش مه جدا نشدنی تولید نمی کند که کاملا راحت است.

3 SO ₂ + 2 HNO ₃ + 2 H ₂ O → 3 H ₂ SO ₄ + 2 NO

سوزاندن گوگرد همراه با نیترات ( نیترات پتاسیم ، KNO ₃ )، در حضور بخار، در طول تاریخ مورد استفاده قرار گرفته است. با تجزیه نمک نمک، گوگرد را به SO ₃ اکسید می کند که با آب ترکیب می شود و اسید سولفوریک تولید می کند.

روش دیگر، حل دی اکسید گوگرد در محلول آبی نمک فلز اکسید کننده مانند مس (II) یا کلرید آهن (III):

2 FeCl ₃ + 2 H ₂ O + SO ₂ → 2 FeCl ₂ + H ₂ SO ₄ + 2 HCl

2 CuCl ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ → 2 CuCl + H ₂ SO ₄ + 2 HCl

دو روش آزمایشگاهی کمتر شناخته شده برای تولید اسید سولفوریک، البته به شکل رقیق و نیازمند مقداری تلاش اضافی برای تصفیه. محلول سولفات مس (II) را می توان با یک کاتد مس و آند پلاتین/گرافیت الکترولیز کرد تا مس اسفنجی در کاتد و تکامل گاز اکسیژن در آند ایجاد شود، محلول اسید سولفوریک رقیق نشان دهنده تکمیل واکنش زمانی است که از آن خارج می شود. آبی تا شفاف (تولید هیدروژن در کاتد نشانه دیگری است):

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

پرهزینه‌تر، خطرناک‌تر و دردسرسازتر و در عین حال جدیدتر، روش الکتروبرومین است که از مخلوطی از گوگرد ، آب و اسید هیدروبرومیک به عنوان محلول الکترولیتی استفاده می‌کند. گوگرد به پایین ظرف در زیر محلول اسید فشار داده می شود. سپس کاتد مس و آند پلاتین/گرافیت با کاتد در نزدیکی سطح استفاده می شود و آند در پایین الکترولیت قرار می گیرد تا جریان را اعمال کند. این ممکن است بیشتر طول بکشد و بخارات سمی برم / گوگرد برومید ساطع می کند، اما اسید واکنش دهنده قابل بازیافت است. به طور کلی، تنها گوگرد و آب به اسید سولفوریک و هیدروژن تبدیل می شوند (با حذف تلفات اسید به عنوان بخار):

2 HBr → H ₂ + Br ₂ (الکترولیز هیدروژن برمید آبی)

Br ₂ + Br ⁻ ↔ Br-3( تولید اولیه تری بروماید ، در نهایت با ^کاهش Br- معکوس می شود )

2 S + Br ₂ → S ₂ Br ₂ (برم با گوگرد واکنش می دهد و دی سولفور دی برومید تشکیل می دهد )

S ₂ Br ₂ + 8 H ₂ O + 5 Br ₂ → 2 H ₂ SO ₄ + 12 HBr (اکسیداسیون و هیدراتاسیون دی سولفور دی برومید)

قبل از سال 1900، بیشتر اسید سولفوریک توسط فرآیند محفظه سرب تولید می شد . ^[32] در اواخر سال 1940، تا 50 درصد از اسید سولفوریک تولید شده در ایالات متحده توسط کارخانه های فرآیند اتاقکی تولید می شد.

در اوایل تا اواسط قرن نوزدهم، گیاهان «ویتریول»، در میان جاهای دیگر، در پرستونپانس در اسکاتلند، شروپشر و دره لاگان در شهرستان آنتریم ایرلند وجود داشتند، جایی که از آن به عنوان سفیدکننده برای کتان استفاده می‌شد. سفید کردن اولیه کتانی با استفاده از اسید لاکتیک از شیر ترش انجام می شد، اما این فرآیند کند بود و استفاده از ویتریول روند سفید شدن را تسریع می کرد. ^[33]

استفاده می کند

تولید اسید سولفوریک در سال 2000

اسید سولفوریک یک ماده شیمیایی کالایی بسیار مهم است و در واقع، تولید اسید سولفوریک یک کشور شاخص خوبی برای قدرت صنعتی آن کشور است. ^[9] تولید جهانی در سال 2004 حدود 180 میلیون تن بود ، با توزیع جغرافیایی زیر: آسیا 35٪، آمریکای شمالی (از جمله مکزیک) 24٪، آفریقا 11٪، اروپای غربی 10٪، اروپای شرقی و روسیه 10٪. استرالیا و اقیانوسیه 7 درصد، آمریکای جنوبی 7 درصد. ^[34] بیشتر این مقدار (≈60٪) برای کودها، به ویژه سوپر فسفات ها، فسفات آمونیوم و سولفات های آمونیوم مصرف می شود. حدود 20 درصد در صنایع شیمیایی برای تولید مواد شوینده، رزین های مصنوعی، مواد رنگزا، دارویی، کاتالیزورهای نفتی، حشره کش ها و ضد یخ ها و همچنین در فرآیندهای مختلف مانند اسیدی کردن چاه نفت، کاهش آلومینیوم، اندازه کاغذ و تصفیه آب استفاده می شود. حدود 6 درصد از کاربردها مربوط به رنگدانه ها است و شامل رنگ، لعاب ، جوهر چاپ، پارچه های پوشش داده شده و کاغذ است، در حالی که بقیه در کاربردهای متعددی مانند تولید مواد منفجره، سلفون ، منسوجات استات و ویسکوز، روان کننده ها، مواد غیر قابل استفاده است. فلزات آهنی و باتری ها ^[35]

تولید صنعتی مواد شیمیایی

کاربرد غالب اسید سولفوریک در "روش مرطوب" برای تولید اسید فسفریک است که برای تولید کودهای فسفاته استفاده می شود . در این روش از سنگ فسفات استفاده می شود و سالانه بیش از 100 میلیون تن فرآوری می شود. این ماده خام در زیر به عنوان فلوراپاتیت نشان داده شده است ، اگرچه ترکیب دقیق ممکن است متفاوت باشد. این با اسید سولفوریک 93 درصد برای تولید سولفات کلسیم ، هیدروژن فلوراید (HF) و اسید فسفریک تصفیه می شود . HF به عنوان اسید هیدروفلوئوریک حذف می شود . فرآیند کلی را می توان به صورت زیر نشان داد:

${\displaystyle {\underset {\text{fluorapatite}}{{\ce {Ca5(PO4)3F}}}}+{\ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}\longrightarrow {\underset {{\text{calcium sulfate}} \atop {\text{dihydrate}}}{{\ce {5 CaSO4*2H2O}}}}+{\ce {HF + 3 H3PO4}}}$

سولفات آمونیوم ، یک کود نیتروژن مهم، معمولاً به عنوان یک محصول جانبی از کارخانه‌های کک‌سازی که کارخانه‌های تولید آهن و فولاد را تامین می‌کنند، تولید می‌شود. واکنش آمونیاک تولید شده در تجزیه حرارتی زغال سنگ با ضایعات اسید سولفوریک به آمونیاک اجازه می دهد تا به صورت نمک (اغلب به دلیل آلودگی آهن قهوه ای رنگ) متبلور شده و به صنایع شیمیایی کشاورزی فروخته شود.

اسید سولفوریک نیز در ساخت محلول های رنگزا مهم است .

عامل تمیز کننده صنعتی

اسید سولفوریک در فولادسازی و سایر صنایع متالورژی به عنوان ترشی برای زدودن زنگ زدگی و رسوب استفاده می شود . ^[36] اسید استفاده شده اغلب با استفاده از یک کارخانه بازسازی اسید مصرف شده (SAR) بازیافت می شود. این نیروگاه ها اسید مصرف شده را ^{با گاز} طبیعی، گاز پالایشگاه، نفت کوره یا سایر منابع سوخت می ^{سوزانند} . این فرآیند احتراق دی اکسید گوگرد گازی ( SO ₂ ) و تری اکسید گوگرد ( SO ₃ ) تولید می کند که سپس برای تولید اسید سولفوریک "جدید" استفاده می شود.

پراکسید هیدروژن ( H ₂ O ₂ ) را می توان به اسید سولفوریک اضافه کرد تا محلول پیرانا تولید شود ، یک محلول تمیزکننده قوی اما بسیار سمی که با آن سطوح بستر را می توان تمیز کرد. محلول پیرانا معمولاً در صنعت میکروالکترونیک و همچنین در تنظیمات آزمایشگاهی برای تمیز کردن ظروف شیشه ای استفاده می شود.

کاتالیزور

اسید سولفوریک برای اهداف مختلف دیگری در صنایع شیمیایی استفاده می شود. به عنوان مثال، این کاتالیزور اسیدی معمول برای تبدیل سیکلوهگزانون اکسیم به کاپرولاکتام است که برای ساخت نایلون استفاده می شود . برای ساخت اسید هیدروکلریک از نمک از طریق فرآیند مانهایم استفاده می شود . مقدار زیادی H ₂ SO ₄ در پالایش نفت استفاده می شود ، به عنوان مثال به عنوان یک کاتالیزور برای واکنش ایزوبوتان با ایزوبوتیلن برای ایجاد ایزواکتان ، ترکیبی که رتبه اکتان بنزین ( بنزین ) را افزایش می دهد. اسید سولفوریک همچنین اغلب به عنوان یک عامل خشک‌کننده یا اکسید کننده در واکنش‌های صنعتی مانند آب‌گیری قندهای مختلف برای تشکیل کربن جامد استفاده می‌شود.

الکترولیت

پاک کننده های زهکش اسیدی خانگی معمولاً حاوی اسید سولفوریک با غلظت بالایی هستند که یک تکه کاغذ PH را قرمز می کند و فوراً آن را زغال می کند و هم ماهیت اسیدی قوی و هم خاصیت کم آبی را نشان می دهد.

اسید سولفوریک به عنوان الکترولیت در باتری های سرب-اسید (انباشته کننده سرب-اسید) عمل می کند:

در آند :

Pb + SO2-4⇌ PbSO ₄ + 2 e ^-

در کاتد :

PbO ₂ + 4 H ⁺ + SO2-4+ 2 e ^- ⇌ PbSO ₄ + 2 H ₂ O

از پاک کننده های زهکش اسیدی خانگی می توان برای حل کردن چربی، مو و حتی دستمال کاغذی داخل لوله های آب استفاده کرد.

به طور کلی:

Pb + PbO ₂ + 4 H ⁺ + 2 SO2-4⇌ 2 PbSO ₄ + 2 H ₂ O

مصارف خانگی

اسید سولفوریک در غلظت‌های بالا غالباً جزء اصلی پاک‌کننده‌های فاضلاب اسیدی خانگی است ^{[12] که برای از بین بردن} چربی ، مو ، دستمال کاغذی و غیره استفاده می‌شود . مشابه نسخه‌های قلیایی‌شان ، چنین زه‌بازها می‌توانند چربی‌ها و پروتئین‌ها را از طریق هیدرولیز حل کنند . علاوه بر این، از آنجایی که اسید سولفوریک غلیظ دارای خاصیت کم‌آبی قوی است، می‌تواند دستمال کاغذی را از طریق فرآیند آب‌گیری نیز حذف کند. از آنجایی که اسید ممکن است به شدت با آب واکنش نشان دهد، چنین درن بازکن های اسیدی باید به آرامی به لوله تمیز شود.

تاریخچه

مولکول 1808 اسید سولفوریک جان دالتون یک اتم مرکزی گوگرد را نشان می دهد که به سه اتم اکسیژن یا تری اکسید گوگرد ، انیدرید اسید سولفوریک پیوند خورده است.

ویتریول ها

مطالعه ویتریول‌ها ( سولفات‌های هیدراته فلزات مختلف که مواد معدنی شیشه‌ای را تشکیل می‌دهند که اسید سولفوریک از آنها استخراج می‌شود) در دوران باستان آغاز شد . سومریان فهرستی از انواع ویتریول داشتند که آنها را بر اساس رنگ مواد طبقه بندی می کردند. برخی از اولین بحث ها در مورد منشا و خواص ویتریول در آثار پزشک یونانی دیوسکوریدس (قرن اول پس از میلاد) و طبیعت شناس رومی پلینی بزرگ (23-79 پس از میلاد) است. جالینوس همچنین درباره کاربرد پزشکی آن صحبت کرد. کاربردهای متالورژیکی مواد شیشه‌ای در آثار کیمیاگری هلنیستی زوسیموس پانوپلیس ، در رساله Phisica et Mystica و پاپیروس X لیدن ثبت شده است . ^[37] شیمیدانان اسلامی قرون وسطی مانند نویسندگانی که به نام جابر بن حیان (متوفی حدود 806 - حدود 816 پس از میلاد، معروف به لاتین به نام Geber)، ابوبکر رازی (865 - 925 پس از میلاد، در لاتین به نام) می نویسند . رازس)، ابن سینا (980 - 1037 پس از میلاد، معروف به لاتین ابن سینا)، و محمد بن ابراهیم الوطوات (1234 - 1318 پس از میلاد) ویتریول را در فهرست‌های طبقه‌بندی مواد معدنی خود گنجانده‌اند. ^[38]

جابر بن حیان، ابوبکر رازی، ابن سینا و دیگران.

نویسندگان جابیری و رازی به طور گسترده ای با تقطیر مواد مختلف از جمله ویتریول ها آزمایش کردند. ^[39] رازی در یکی از دستورهایی که در کتاب الاسرار ( «کتاب اسرار» ) خود ثبت شده است، ممکن است اسید سولفوریک را بدون آگاهی از آن ایجاد کرده باشد: ^[40]

زاج سفید (یمنی) را بگیرید و حل کنید و با صاف کردن خالص کنید. سپس ویتریول (سبز؟) را با مس-سبز (استات) تقطیر کنید، و (محلول تقطیر) را با محلول صاف شده زاج خالص شده مخلوط کنید، سپس اجازه دهید در لیوان شیشه ای جامد (یا کریستال شود). بهترین قلقادی (زاج سفید) را که ممکن است داشته باشید، خواهید داشت. ^[41]

-  ابوبکر رازی، کتاب الاسرار

در یک اثر لاتین ناشناس که به‌طور گوناگون به ارسطو (تحت عنوان Liber Aristotilis ، «کتاب ارسطو»)، ^[42] به الرازی (تحت عنوان Lumen luminum magnum ، «نور عظیم الأنوار») یا ابن سینا نسبت داده شده است. ، ^[43] نویسنده از یک "روغن" ( اولئوم ) صحبت می کند که از طریق تقطیر سولفات آهن (II) (ویتریول سبز) به دست می آید که احتمالاً "روغن ویتریول" یا اسید سولفوریک است. ^{[44] این اثر چندین بار به} کتاب هفتاد جابر بن حیان ( Liber de septuaginta )، یکی از معدود آثار عربی جابر که به لاتین ترجمه شده است، اشاره دارد. ^[45] نویسنده نسخه منسوب به رازی نیز به Liber de Septuaginta به عنوان اثر خود اشاره می کند و نشان می دهد که او به اشتباه Liber de septuaginta را اثری از رازی می داند. ^[46] نشانه‌های متعددی وجود دارد که اثر ناشناس یک ترکیب اصلی به زبان لاتین بوده است، ^[47] اگرچه طبق یک نسخه خطی این اثر توسط ریموند از مارسی ترجمه شده است، به این معنی که ممکن است ترجمه‌ای از عربی نیز باشد. ^[48]

به گفته احمد ی.الحسن ، سه دستور العمل برای اسید سولفوریک در یک دستنوشته ناشناس کارشونی که حاوی مجموعه‌ای است که از چندین نویسنده برگرفته شده و قدمت آن به قبل از میالدی می‌رسد، وجود دارد .  1100 بعد از میلاد ^[49] یکی از آنها به شرح زیر است:

آب ویتریول و گوگرد که برای آبیاری داروها استفاده می شود: ویتریول زرد سه قسمت، گوگرد زرد یک قسمت آنها را آسیاب کرده و به روش گلاب تقطیر کنید. ^[50]

دستور تهیه اسید سولفوریک در رساله جعفر الصادق فی علم الصنعة ، رساله ای عربی که به دروغ به امام شیعیان جعفر صادق (متوفی 765) نسبت داده شده است، ذکر شده است. جولیوس روسکا تاریخ این رساله را به قرن سیزدهم می‌داند، اما به گفته احمد ی.الحسن احتمالاً مربوط به دوره‌های قبلی است: ^[51]

سپس با استفاده از آتش متوسط، ویتریول سبز را در یک کدو و آلمبیک تقطیر کنید. آنچه را از تقطیر به دست می آورید، آن را با رنگ مایل به سبز روشن خواهید دید. ^[50]

وینسنت بووا، آلبرتوس مگنوس و شبه گبر

اسید سولفوریک توسط کیمیاگران اروپایی قرون وسطی «روغن ویتریول» نامیده می‌شد، زیرا از برشته کردن سولفات آهن (II) یا ویتریول سبز در قفسه‌ای آهنی تهیه می‌شد . اولین اشارات به آن در آثاری که منشأ اروپایی دارند در قرن سیزدهم پس از میلاد ظاهر می‌شود، برای مثال در آثار وینسنت بووه ، در Compositum de Compositis منسوب به آلبرتوس مگنوس ، و در Summa perfectionis شبه گبر . ^[52]

تولید اسید سولفوریک از گوگرد

روشی برای تولید اولئوم سولفوریس در کامپانام یا «روغن گوگرد با زنگ» در قرن شانزدهم شناخته شد: این روش شامل سوزاندن گوگرد زیر زنگ شیشه ای در هوای مرطوب (یا بعداً زیر زنگ مرطوب) بود. با این حال، بسیار ناکارآمد بود (طبق گفته Gesner ، 5 پوند (2.3 کیلوگرم) گوگرد به کمتر از 1 اونس (0.03 کیلوگرم) اسید تبدیل شد)، و محصول به دست آمده توسط اسید سولفوره (یا بهتر است بگوییم، محلول دی اکسید گوگرد) آلوده شد. بنابراین اکثر کیمیاگران (از جمله، برای مثال، اسحاق نیوتن) آن را معادل "روغن ویتریول" نمی دانستند.

در قرن هفدهم، یوهان گلابر کشف کرد که افزودن نمک نمک ( نیترات پتاسیم ، KNO ₃ ) به طور قابل توجهی خروجی را بهبود می بخشد و همچنین رطوبت را با بخار جایگزین می کند. با تجزیه نمک نمک، گوگرد را به SO ₃ اکسید می کند که با آب ترکیب می شود و اسید سولفوریک تولید می کند. در سال 1736، جاشوا وارد ، داروساز لندنی، از این روش برای شروع اولین تولید اسید سولفوریک در مقیاس بزرگ استفاده کرد.

فرآیند اتاق سرب

در سال 1746 در بیرمنگام، جان روباک این روش را برای تولید اسید سولفوریک در محفظه‌های سرب دار، که قوی‌تر، کم‌هزینه‌تر بودند و می‌توانستند بزرگ‌تر از ظروف شیشه‌ای که قبلاً استفاده می‌شد ساخته شوند، اقتباس کرد. این فرآیند امکان صنعتی سازی موثر تولید اسید سولفوریک را فراهم کرد. پس از اصلاحات متعدد، این روش که فرآیند محفظه سرب یا "فرایند محفظه ای" نامیده می شود، برای تقریبا دو قرن استاندارد تولید اسید سولفوریک باقی ماند. ^[4]

تقطیر پیریت

اسید سولفوریک ایجاد شده توسط فرآیند جان روباک به غلظت 65 درصد نزدیک شد. اصلاحات بعدی در فرآیند محفظه سرب توسط شیمیدان فرانسوی جوزف لوئیس گی-لوساک و شیمیدان بریتانیایی جان گلاور، غلظت را تا 78% بهبود بخشید. با این حال، ساخت برخی از رنگ ها و سایر فرآیندهای شیمیایی نیاز به محصول غلیظ تری دارد. در طول قرن هجدهم، این کار تنها با تقطیر خشک مواد معدنی با تکنیکی مشابه فرآیندهای کیمیاگری اولیه امکان پذیر بود . پیریت (دی سولفید آهن، FeS ₂ ) در هوا حرارت داده شد تا سولفات آهن (II) FeSO ₄ تولید شود که با حرارت دادن بیشتر در هوا اکسید شده و سولفات آهن (III) ، Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ را تشکیل می دهد . تا دمای 480 درجه سانتیگراد، به اکسید آهن (III) و تری اکسید گوگرد تجزیه می شود، که می تواند از آب عبور داده شود تا اسید سولفوریک در هر غلظتی تولید شود. با این حال، هزینه این فرآیند از استفاده در مقیاس بزرگ از اسید سولفوریک غلیظ جلوگیری کرد. ^[4]

فرآیند تماس

در سال 1831، پرگرین فیلیپس، تاجر بریتانیایی سرکه، فرآیند تماس را به ثبت رساند که فرآیندی بسیار مقرون به صرفه برای تولید تری اکسید گوگرد و اسید سولفوریک غلیظ بود. امروزه تقریباً تمام اسید سولفوریک جهان با این روش تولید می شود. ^[53]

ایمنی

خطرات آزمایشگاهی

قطرات اسید سولفوریک 98 درصد فوراً یک تکه دستمال کاغذی را زغال می کند. کربن پس از واکنش کم آبی و رنگ آمیزی کاغذ سیاه باقی می ماند.

دستکش نیتریل در معرض قطرات اسید سولفوریک 98 درصد به مدت 10 دقیقه

سوختگی شیمیایی سطحی ناشی از دو پاشش اسید سولفوریک 98 درصد (پوست ساعد)

اسید سولفوریک قادر به ایجاد سوختگی های بسیار شدید است، به خصوص زمانی که در غلظت های بالا باشد . همانند سایر اسیدها و قلیاهای خورنده ، به راحتی پروتئین ها و لیپیدها را از طریق هیدرولیز آمید و استر در تماس با بافت های زنده مانند پوست و گوشت تجزیه می کند . علاوه بر این، خاصیت کم‌آبی قوی روی کربوهیدرات‌ها نشان می‌دهد، گرمای اضافی را آزاد می‌کند و باعث سوختگی حرارتی ثانویه می‌شود . ^{[7] [8] بر این اساس، به سرعت به} قرنیه حمله می‌کند و در صورت پاشیدن به چشم می‌تواند باعث کوری دائمی شود . اگر بلعیده شود، به طور غیر قابل برگشتی به اندام های داخلی آسیب می رساند و حتی ممکن است کشنده باشد. ^{[6] بنابراین همیشه باید} از تجهیزات حفاظتی هنگام دست زدن به آن استفاده شود. علاوه بر این، خاصیت اکسید کنندگی قوی آن ، آن را به بسیاری از فلزات بسیار خورنده می کند و ممکن است تخریب آن را بر روی مواد دیگر گسترش دهد. ^[7] به دلیل چنین دلایلی، آسیب ناشی از اسید سولفوریک به طور بالقوه شدیدتر از سایر اسیدهای قوی مشابه ، مانند اسید هیدروکلریک و اسید نیتریک است .

اسید سولفوریک باید با دقت در ظروف ساخته شده از مواد غیر واکنشی (مانند شیشه) نگهداری شود. محلول های مساوی یا قوی تر از 1.5 M برچسب "خورنده" هستند، در حالی که محلول های بزرگتر از 0.5 M اما کمتر از 1.5 M برچسب "IRITANT" دارند. با این حال، حتی گرید معمولی "رقیق" آزمایشگاهی (تقریباً 1 M، 10٪) اگر برای مدت کافی در تماس باقی بماند، کاغذ زغال می شود.

درمان استاندارد کمک های اولیه برای ریختن اسید روی پوست، مانند سایر عوامل خورنده ، آبیاری با مقدار زیادی آب است. شستشو حداقل ده تا پانزده دقیقه ادامه می یابد تا بافت اطراف محل سوختگی اسیدی خنک شود و از آسیب ثانویه جلوگیری شود. لباس های آلوده بلافاصله برداشته می شوند و پوست زیر آن کاملا شسته می شود.

خطرات رقیق سازی

تهیه اسید رقیق شده به دلیل گرمای آزاد شده در فرآیند رقیق سازی می تواند خطرناک باشد. برای جلوگیری از پاشیدن، اسید غلیظ معمولاً به آب اضافه می شود و نه برعکس. ضرب المثلی که برای به خاطر سپردن این مورد استفاده می شود این است: «همانطور که باید انجام بده، اسید را به آب اضافه کن». ^{[54] [ منبع بهتر مورد نیاز ]} آب ظرفیت گرمایی بالاتری نسبت به اسید دارد و بنابراین یک ظرف آب سرد با اضافه شدن اسید گرما را جذب می کند.

همچنین چون اسید چگالی تر از آب است، به پایین فرو می رود. گرما در سطح مشترک بین اسید و آب که در انتهای ظرف است تولید می شود. اسید به دلیل نقطه جوش بالاتر آن نمی جوشد. آب گرم در نزدیکی رابط به دلیل همرفت بالا می‌آید ، که سطح مشترک را خنک می‌کند و از جوشیدن اسید یا آب جلوگیری می‌کند.

در مقابل، افزودن آب به اسید سولفوریک غلیظ باعث ایجاد لایه نازکی از آب در بالای اسید می شود. گرمای تولید شده در این لایه نازک آب می تواند بجوشد و منجر به پراکندگی یک آئروسل اسید سولفوریک یا بدتر از آن انفجار شود .

تهیه محلول هایی با غلظت بیش از 6 مولار (35%) خطرناک است، مگر اینکه اسید به آرامی به آن اضافه شود تا زمان کافی برای خنک شدن مخلوط داشته باشد. در غیر این صورت، حرارت تولید شده ممکن است برای جوشاندن مخلوط کافی باشد. هم زدن مکانیکی کارآمد و خنک سازی خارجی (مانند حمام یخ) ضروری است.

سرعت واکنش به ازای هر 10 درجه سانتیگراد افزایش دما دو برابر می شود . ^[55] بنابراین، با ادامه رقیق‌سازی، واکنش شدیدتر می‌شود، مگر اینکه به مخلوط زمان داده شود تا خنک شود. افزودن اسید به آب گرم باعث واکنش شدید می شود.

در مقیاس آزمایشگاهی، اسید سولفوریک را می توان با ریختن اسید غلیظ روی یخ خرد شده از آب یونیزه شده رقیق کرد. یخ در یک فرآیند گرماگیر در حالی که اسید را حل می کند ذوب می شود. مقدار حرارت مورد نیاز برای ذوب یخ در این فرآیند بیشتر از مقدار گرمایی است که با حل کردن اسید حاصل می شود بنابراین محلول سرد باقی می ماند. پس از ذوب شدن تمام یخ، رقیق شدن بیشتر می تواند با استفاده از آب انجام شود.

خطرات صنعتی

اسید سولفوریک غیر قابل اشتعال است.

خطرات شغلی اصلی ناشی از این اسید تماس با پوست است که منجر به سوختگی می شود (به بالا مراجعه کنید) و استنشاق آئروسل ها. قرار گرفتن در معرض ذرات معلق در هوا در غلظت های بالا منجر به تحریک فوری و شدید چشم ها، دستگاه تنفسی و غشاهای مخاطی می شود: این امر پس از قرار گرفتن در معرض به سرعت متوقف می شود، اگرچه اگر آسیب بافتی شدیدتر باشد، خطر ادم ریوی بعدی وجود دارد. در غلظت‌های پایین‌تر، شایع‌ترین علامت گزارش‌شده مواجهه مزمن با آئروسل‌های اسید سولفوریک، فرسایش دندان‌ها است که تقریباً در تمام مطالعات یافت می‌شود: نشانه‌های آسیب مزمن احتمالی به دستگاه تنفسی تا سال 1997 قطعی نیست. مواجهه شغلی مکرر با غبار اسید سولفوریک ممکن است شانس ابتلا به سرطان ریه را تا 64 درصد افزایش دهد. ^[56] در ایالات متحده، حد مجاز قرار گرفتن در معرض (PEL) برای اسید سولفوریک 1 میلی گرم بر متر ^مکعب است : محدودیت ها در کشورهای دیگر مشابه است. گزارش هایی از مصرف اسید سولفوریک که منجر به کمبود ویتامین B12 همراه با دژنراسیون ترکیبی تحت حاد می شود، گزارش شده است . طناب نخاعی اغلب در چنین مواردی تحت تأثیر قرار می گیرد، اما اعصاب بینایی ممکن است دمیلیناسیون ، از دست دادن آکسون ها و گلیوز را نشان دهند .

محدودیت های قانونی

تجارت بین المللی اسید سولفوریک تحت کنوانسیون سازمان ملل متحد علیه قاچاق غیرقانونی مواد مخدر و مواد روانگردان، 1988 کنترل می شود که اسید سولفوریک را در جدول II کنوانسیون به عنوان یک ماده شیمیایی که اغلب در ساخت غیرقانونی مواد مخدر یا مواد مخدر روانگردان استفاده می شود، فهرست می کند. ^[57]

همچنین ببینید

• آبی رژیا
• دی اتیل اتر - همچنین به عنوان "روغن شیرین ویتریول" شناخته می شود.
• محلول پیرانا
• اکسواسید گوگرد
• مسمومیت با اسید سولفوریک

مراجع

1. Haynes, William M. (2014). CRC Handbook of Chemistry and Physics (ویرایش 95). مطبوعات CRC. ص 4-92. شابک 9781482208689. بازبینی شده در 18 نوامبر 2018 .
2. برای خطرات شیمیایی. "#0577". موسسه ملی ایمنی و بهداشت شغلی (NIOSH).
3. کمنیتس، ای. ورنر، سی. Trojanov, S. (15 نوامبر 1996). "بررسی مجدد اسید سولفوریک کریستالی و هیدروژن سولفات اکسونیوم". بخش C Crystal Structure Communications Acta Crystallographica . 52 (11): 2665-2668. Bibcode :1996AcCrC..52.2665K. doi :10.1107/S0108270196006749.
4. Zumdahl، Steven S. (2009). اصول شیمیایی ویرایش ششم . شرکت هوتون میفلین ص A23. شابک 978-0-618-94690-7.
5. "اسید سولفوریک". فوراً خطرناک برای زندگی یا غلظت سلامت (IDLH) . موسسه ملی ایمنی و بهداشت شغلی (NIOSH).
6. "برگ اطلاعات ایمنی اسید سولفوریک" (PDF) . arkema-inc.com ​بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 17 ژوئن 2012. مایع روغنی شفاف تا کدر بدون بو، بی رنگ تا کمی زرد.
7. "اسید سولفوریک - موارد استفاده". dynamicscience.com.au . بایگانی شده از نسخه اصلی در 9 مه 2013.
8. "BASF Chemical Emergency Medical Guidelines - Sulfuric acid (H2SO4)" (PDF) . شرکت شیمیایی BASF. 2012. بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 14 ژوئن 2019 . بازبینی شده در 18 دسامبر 2014 .
9. چنیر، فیلیپ جی. (1987). بررسی شیمی صنعتی. نیویورک: جان وایلی و پسران. صص 45-57. شابک 978-0-471-01077-7.
10. هرمان مولر "اسید سولفوریک و تری اکسید گوگرد" در دایره المعارف شیمی صنعتی اولمان ، Wiley-VCH، Weinheim. 2000 doi :10.1002/14356007.a25_635
11. «اسید سولفوریک». Essentialchemicalindustry.org​
12. "پاک کننده تخلیه اسید سولفوریک" (PDF) . herchem.com. بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 29 اکتبر 2013.
13. "اسید سولفوریک". دایره المعارف کلمبیا (ویرایش ششم). 2009 . بازبینی شده در 16 مارس 2010 .
14. "اسید سولفوریک". دایره المعارف بریتانیکا . جلد 26 (ویرایش یازدهم). 1910-1911. صص 65-69.لطفاً توجه داشته باشید که هیچ پیوند ویکی EB1911 برای این مقاله موجود نیست
15. گرین وود، نورمن ن . ارنشاو، آلن (1997). شیمی عناصر (ویرایش دوم). باترورث-هاینمن . شابک 978-0-08-037941-8.
16. «اسید سولفوریک» (PDF) . تعیین سطوح مواجهه مرجع مزمن غیر سرطانی دسته 2B دسامبر 2001 . 2001. بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 22 مه 2003 . بازیابی شده در 1 اکتبر 2012 .
17. «سولفوریک اسید 98 درصد» (PDF) . rhodia.com. 2009. بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 7 ژانویه 2011 . بازبینی شده در 2 جولای 2014 .
18. Giauque، WF; Hornung، EW; کونزلر، جی. روبین، تی آر (ژانویه 1960). "ویژگی های ترمودینامیکی محلول ها و هیدرات های اسید سولفوریک آبی از 15 تا 300K. 1". مجله انجمن شیمی آمریکا . 82 (1): 62-70. doi : 10.1021/ja01486a014.
19. "کنسرسیوم مقامات آموزشی محلی برای تهیه تجهیزات علمی - برگه های ایمنی دانش آموزان 22 اسید سولفوریک (VI)" (PDF) . بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 31 مارس 2013.
20. «ثابت یونیزاسیون اسیدهای معدنی». .شیمی.msu.edu . بازیابی شده در 30 مه 2011 .
21. دولسون، دیوید ای. و همکاران (1995). "تظاهرات کم آبی کربوهیدرات". جی. شیمی. آموزش . 72 (10): 927. Bibcode :1995JChEd..72..927D. doi :10.1021/ed072p927. ISSN  0021-9584.
22. هلمنستین، آن (18 فوریه 2020). "نمایش مار کربنی (قند و اسید سولفوریک)". یادداشت ها و پروژه های علمی . بازبینی شده در 5 ژوئیه 2022 .
23. هاوسکرافت، کاترین ای. شارپ، آلن جی (2008). "فصل 16: عناصر گروه 16". شیمی معدنی، ویرایش سوم . پیرسون. ص 523. شابک 978-0-13-175553-6.
24. کینی، کورلیس رابرت؛ گری، VE (1959). واکنش یک زغال سنگ قیر با اسید سولفوریک (PDF) . دانشگاه ایالتی پنسیلوانیا بایگانی شده از نسخه اصلی (PDF) در 28 آوریل 2017.
25. کری، FA "واکنش های آرن. جایگزینی معطر الکتروفیل". مرکز آموزش آنلاین شیمی آلی . دانشگاه کلگری بایگانی شده از نسخه اصلی در 6 ژوئیه 2008 . بازیابی شده در 27 ژانویه 2008 .{{cite web}}: CS1 maint: unfit URL (link)
26. نگو، مسیحی؛ ناتوویتز، جوزف (2016). آینده انرژی ما: منابع، جایگزین ها و محیط زیست جان وایلی و پسران ص 418-419. شابک 9781119213369.
27. پیکارد، پل (25 مه 2005). "2005 بررسی برنامه هیدروژن DOE: چرخه ترموشیمیایی گوگرد-ید" (PDF) . آزمایشگاه ملی ساندیا بازبینی شده در 8 اکتبر 2021 .
28. پلترو، ک. مولر-پارکر، جی (2002). "اسید سولفوریک موجود در جلبک فائوفیت Desmarestia munda از تغذیه توسط جوجه تیغی دریایی Strongylocentrotus droebachiensis جلوگیری می کند." زیست شناسی دریایی . 141 (1): 1-9. Bibcode :2002MarBi.141....1K. doi :10.1007/s00227-002-0809-6. S2CID  83697676.
29. کرمسر، اس. تامسون، LW (2016). "آئروسل استراتوسفر - مشاهدات، فرآیندها و تاثیر بر آب و هوا" (PDF) . بررسی های ژئوفیزیک . 54 (2): 278-335. Bibcode :2016RvGeo..54..278K. doi : 10.1002/2015RG000511 .
30. کراسنوپلسکی، ولادیمیر آ. (2006). "ترکیب شیمیایی جو زهره و ابرها: برخی مشکلات حل نشده". علوم سیاره ای و فضایی . 54 (13–14): 1352–1359. Bibcode : 2006P&SS...54.1352K. doi :10.1016/j.pss.2006.04.019.
31. اورلاندو، TM؛ مک کورد، سل؛ گریوز، GA (2005). "ماهیت شیمیایی مواد سطح اروپا و ارتباط با یک اقیانوس زیر سطحی". ایکاروس . 177 (2): 528-533. Bibcode :2005Icar..177..528O. doi :10.1016/j.icarus.2005.05.009.
32. جونز، ادوارد ام (1950). "تولید محفظه ای اسید سولفوریک". شیمی صنعتی و مهندسی . 42 (11): 2208-2210. doi : 10.1021/ie50491a016.
33. (Harm), Benninga, H. (1990). تاریخچه ساخت اسید لاکتیک: فصلی در تاریخ بیوتکنولوژی دوردرخت [هلند]: ناشران آکادمیک Kluwer. ص 4. ISBN 9780792306252. OCLC  20852966.{{cite book}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)
34. داونپورت، ویلیام جورج؛ کینگ، متیو جی (2006). تولید اسید سولفوریک: تجزیه و تحلیل، کنترل و بهینه سازی الزویر. ص 8، 13. شابک 978-0-08-044428-4. بازیابی شده در 23 دسامبر 2011 .
35. گرین وود، نورمن ن . ارنشاو، آلن (1997). شیمی عناصر (ویرایش دوم). باترورث-هاینمن . ص 653. شابک 978-0-08-037941-8.
36. مولر، هرمان (2012). "اسید سولفوریک و تری اکسید گوگرد". دایره المعارف اولمان شیمی صنعتی . واینهایم: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a25_635. شابک 978-3527306732.
37. کارپنکو، ولادیمیر؛ نوریس، جان آ (2002). "ویتریول در تاریخ شیمی". لیست شیمی . 96 (12): 997-1005.
38. Karpenko & Norris 2002, pp. 999-1000.
39. Multhauf, Robert P. (1966). ریشه های شیمی . لندن: اولدبورن.ص 140-142.
40. نیدهام، جوزف ؛ پینگ یو، هو؛ گوئی-جن، لو؛ سیوین، ناتان (1980). علم و تمدن در چین جلد 5، شیمی و فناوری شیمیایی. بخش چهارم، کشف و اختراع اسپاژیریک: دستگاه، نظریه ها و هدایا. کمبریج: انتشارات دانشگاه کمبریج. شابک 978-0-521-08573-1.ص 195، یادداشت د. استپلتون، هنری ای . آزو، RF؛ هدایت حسین، م (1927). "شیمی در عراق و ایران در قرن دهم میلادی" خاطرات انجمن آسیایی بنگال . هشتم (6): 317–418. OCLC  706947607.ص 333 (درباره Liber Bubacaris ، ر.ک. ص 369، یادداشت 3)، 393. نقل قول از ص. 393: "بسیار کنجکاو است که ببینیم رازی تا چه حد به کشف اسید سولفوریک نزدیک شده است، بدون اینکه واقعاً خواص حلال قوی تقطیر ویتریول ها و آلوم را تشخیص دهد. قدرت سولفید آرسنیک و سال-آمونیاک، "ارواح" که او باید تقطیر حاصل از آلوم را با آنها مرتبط کرده باشد.
41. نیدهام و همکاران 1980، ص. 195، یادداشت د.
42. پتین، آدریان (1972). "Un recueil alchimique: le manuscrit Firenze, Bibl. Riccardiana, L. III. 13. 119 - توضیحات و مستندات". Bulletin de Philosophie Médiévale . 14 : 89-107. doi :10.1484/J.BPM.3.143.ص 93-94.
43. مورو، سباستین (2020). "من الکیمیاء عدل الکیم. انتقال کیمیا از جهان عرب-اسلام به غرب لاتین در قرون وسطی". میکرولوگ . 28 : 87-141. hdl : 2078.1/211340.ص 114 (شماره 20). Moureau اشاره می کند که کار گاهی اوقات به صورت ناشناس رخ می دهد. او شروع آن را به عنوان " cum de sublimiori atque precipuo rerum effectum ... " می دهد . بخشهایی از آن را روسکا، جولیوس (1939) منتشر کرده است. "Pseudepigraphe Rasis-Schriften". اوزیریس​ 7 : 31-94. doi : 10.1086/368502. S2CID  143373785.صص 56-65.
44. هوفر، فردیناند (1866). Histoire de la chimie (ویرایش دوم). پاریس: Librairie de Firmin Didot.ص 341.
45. Ruska 1939، ص. 58; پتین 1972، ص. 93; هالوکس، رابرت (1996). « استقبال از کیمیاگری عربی در غرب». در راشد، رشدی (ویرایش). دایره المعارف تاریخ علم عربی . جلد 3. لندن: روتلج. صص 886-902. شابک 9780415020633.ص 892. در مورد لاتین Liber de septuaginta و دو ترجمه معروف لاتین دیگر از آثار عربی جابر، به Moureau 2020، صفحات 111-112 مراجعه کنید.
46. Ruska 1939، ص. 58.
47. Ruska 1939، صص 58-61.
48. هالوکس 1996، ص. 892; Moureau 2020، ص. 114. Moureau اشاره می کند که "ریموند مارسی" ممکن است منجمی به این نام باشد (fl. 1141). هوفر 1866، ص. 343 هنوز اعتقاد راسخ داشتند که این اثر متعلق به رازی است، اما این دیدگاه از زمان مطالعات انجام شده توسط روسکا 1939 کنار گذاشته شده است. رجوع کنید به Moureau 2020، ص. 117، نقل قول «اگرچه بسیاری از متون لاتین کیمیاگری به رازی نسبت داده شده است، اما در وضعیت فعلی تحقیق، تنها یکی از آنها به عنوان ترجمه پزشک و کیمیاگر معروف شناخته شده است» (یعنی Liber secretorum Bubacaris ، نقل قول al- کتاب الاسرار رازی ); فراریو، گابریل (2009). "فرهنگ عربی اصطلاحات فنی کیمیاگری: MS Sprenger 1908 از Staatsbibliothek zu Berlin (نقاط 3r–6r)". آمبیکس . 56 (1): 36-48. doi :10.1179/174582309X405219. PMID  19831258. S2CID  41045827.ص 42، نقل قول "نقدی قوی و هنوز رد نشده از این انتساب سنتی توسط روسکا [...] ارائه شد".
49. الحسن، 2001، ص 60، 63. درباره تاریخ گذاری این دست نوشته نیز رجوع کنید به Berthelot, Marcellin ; Houdas, Octave V. (1893). La Chimie au Moyen Âge . پاریس: Imprimerie Nationale.جلد II، ص. xvii.
50. الحسن، 1380، ص. 60.
51. ویلیامز، آلن (2012). شمشیر و بوته: تاریخچه متالورژی شمشیرهای اروپایی تا قرن شانزدهم. لیدن: بریل. شابک 978-90-04-22783-5.ص 104. الحسن، احمد ی (1380). علم و فناوری در اسلام: فناوری و علوم کاربردی. یونسکو شابک 978-92-3-103831-0.ص 60.
52. Karpenko & Norris 2002, pp. 1002-1004.
53. فیلیپ جی. چنیر (1 آوریل 2002). بررسی شیمی صنعتی. اسپرینگر. ص 28–. شابک 978-0-306-47246-6. بازیابی شده در 23 دسامبر 2011 .
54. اسنایدر، لوسی ای. (4 نوامبر 2005). همانطور که باید انجام دهید، اسید به آب اضافه کنید. لوسی ای اسنایدر بازبینی شده در 23 ژانویه 2022 .
55. پاولینگ، ال سی (1988) شیمی عمومی ، انتشارات دوور
56. بومونت، جی جی؛ لوتون، ج. ناکس، ک. بلوم، T; مک کویستون، تی. جوان، م. گلداسمیت، آر. استینلند، NK; براون، DP; هالپرین، WE (1987). مرگ و میر ناشی از سرطان ریه در کارگرانی که در معرض غبار اسید سولفوریک و سایر مه های اسیدی قرار دارند. J Natl Cancer Inst . 79 (5): 911-21. doi :10.1093/jnci/79.5.911. PMID  3479642.
57. «ضمیمه فرم D («فهرست قرمز»)، ویرایش یازدهم» (PDF) . وین، اتریش: هیئت بین المللی کنترل مواد مخدر . ژانویه 2007. ص. 4. بایگانی شده (PDF) از نسخه اصلی در 27 فوریه 2008.

لینک های خارجی

• کارت بین المللی ایمنی شیمیایی 0362
• اسید سولفوریک در جدول تناوبی ویدیوها (دانشگاه ناتینگهام)
• راهنمای جیبی NIOSH برای خطرات شیمیایی
• CDC – اسید سولفوریک – موضوع ایمنی و بهداشت محل کار NIOSH
• برگه اطلاعات ایمنی مواد خارجی در 11 اکتبر 2007 در Wayback Machine بایگانی شد
• ماشین‌حساب: کشش‌های سطحی، و چگالی، مولاریته‌ها و مولالیته‌های اسید سولفوریک آبی
• تجزیه و تحلیل اسید سولفوریک – تیتراسیون رایگان
• برگه فرآیند تولید اسید سولفوریک توسط فرآیند محفظه سرب