تورم الأعضاء

ماذا يتفاعل مع حمض الكبريتيك المخفف؟ حمض الكبريتيك. الخواص الكيميائية للمخفف و. مبادئ تفاعلات الأحماض مع المعادن

واحدة من الروابط الرئيسية في الصناعة هي حمض الكبريتيك - له الصيغة الكيميائية H2SO4. يتكون جزيئه من أربع ذرات أكسجين وذرتين هيدروجين وذرة كبريت واحدة. هذا السائل الزيتي السام الكثيف عديم الرائحة عديم اللون في حالته النقية وله طعم "نحاسي" مميز. الكثافة في الظروف العادية هي 1.84 جم / متر مكعب. سم الشوائب تعطي المنتج الخام لون أصفر أو بني مصفر.

يغلي المركب عند +296 درجة مئوية ويذوب عند +10.3 درجة مئوية. بلوراته استرطابية وتسحب الماء من كل شيء حولها، وتفحم الورق والخشب والسكر. تكون حرارة الماء أثناء الذوبان عالية جدًا بحيث تؤدي إلى غليان الخليط وتناثره. ولهذا يضاف الحمض إلى الماء للخلط وليس العكس. يشير الاسم القديم "زيت الزاج" إلى القرنين الثامن عشر والتاسع عشر. ، عندما تم الحصول على الكبريت لصنع البارود عن طريق تحلل البيريت في مصانع الزاج. وحتى يومنا هذا، تسمى الهيدرات البلورية لأملاحها الزاج.

لقد عرف الأطباء والبناؤون منذ فترة طويلة عن الجبس الطبيعي - هيدرات بلورية كبريتات الكالسيوم. يحب البستانيون والبستانيون كبريتات النحاس - وهو مساعد قيم في مكافحة الآفات والأمراض النباتية المختلفة. الشبة لا غنى عنها في إنتاج الأصباغ ودباغة الجلود. يتم استخدام هيدرات كبريتات الصوديوم الكريستالية ديكاهيدرات - "ملح جلوبر" - في الصناعة الكيميائية ومعالجة الأخشاب والطب (ملين ومفرز الصفراء للإنسان والحيوان).

تتمتع كبريتات الباريوم أو "طين الباريوم" بقدرة فريدة على التفاعل مع الأشعة السينية وحجبها، وهذه إضافة كبيرة عند دراسة الأعضاء المجوفة في جسم الإنسان.

طرق الإنتاج الصناعي

تم استخدام البيريت المعدني الطبيعي - "بيريت الكبريت" - كمادة خام لفترة طويلة. واليوم تم استبداله بالكبريت العنصري أو مركباته: كبريتيد الهيدروجين والأملاح - الكبريتيتات والكبريتات، وكذلك نفايات الغاز الناتجة عن محطات الطاقة الحرارية التي تعمل بالنفط غير المكرر. يمر الإنتاج بعدد من المراحل المتعاقبة:

إنتاج أكسيد الكبريت (II)، ثاني أكسيد الكبريت، عن طريق حرق المواد الخام المحتوية على الكبريت أو تحميصها في الأكسجين.
تنقية الطور الغازي للكواشف من الشوائب الصلبة.
الأكسدة إلى أكسيد الكبريت (III). يتم وصف العملية بالمعادلة: 2SO2 + O2 = 2SO3.
الامتصاص بالماء: H2O + SO3 = H2SO4.

في الحجم الإجمالي للأحماض المعدنية التي تنتجها الصناعة الكيميائية اليوم، يحتل H2SO4 المرتبة الأولى المشرفة. وفي الوقت نفسه، فهو الأرخص والأكثر تقدمًا من الناحية التكنولوجية ولا يدمر المعادن الحديدية في حالة مركزة.

طريقة إنتاج الغرفة

في العصور الوسطى، قام الكيميائيون بتصنيع ما يسمى بزيت الزاج. طريقة الغرفة. ولهذا الغرض، استخدمت غرف خاصة كبيرة بحجم غرفة كاملة، مبطنة بالرصاص من الداخل. ونتيجة للأكسدة تمت تغطية أسطح الجدران بطبقة واقية من كبريتات الرصاص. عند حرق خليط يتكون من نترات الكبريت والبوتاسيوم في وجود الهواء، تتكون بقايا صلبة من أكاسيد النيتروجين وأملاح البوتاسيوم وينطلق أكسيد الكبريت الغازي (III).

تم امتصاصه بواسطة الماء الموجود في الغرفة وجعل من الممكن الحصول على منتج منخفض القوة يتطلب مزيدًا من التركيز. بعد اكتشاف الخصائص التحفيزية لأكاسيد النيتروجين، أفسحت طريقة الغرفة المجال لتقنيات إنتاج أقل كثافة في العمالة وأكثر كفاءة.

طرق التوليف الحديثة

"لا يكاد يوجد أي مادة أخرى منتجة صناعيًا تُستخدم في كثير من الأحيان في التكنولوجيا" - هذه كلمات العالم الروسي اللامع D. I. مندليف يميز بوضوح قيمة حمض الكبريتيك. اليوم، يتم استخدام طريقتين في إنتاجه لأكسدة ثاني أكسيد الكبريت:

الاتصال باستخدام المحفزات الصلبة.
البرج (النيتروز)، حيث تعمل أكاسيد النيتروجين الغازية كمحفزات ويعمل الأكسجين كعامل مؤكسد.

في طريقة الاتصال، يتم تمرير خليط من الكواشف من خلال محفز صلب مرتب في طبقات لزيادة السطح. تتضمن طريقة النيتروز ري المادة الخام بالماء أو الحمض المخفف في مفاعلات البرج. الطريقة الأولى هي أكثر إنتاجية وإحكاما، وتسمح للمرء بالحصول على منتج أكثر نقاء بتكاليف أقل، ويحل تدريجيا محل منافسه النيتروز.

تم اكتشاف العديد من مسرعات عملية الأكسدة. يتم عرض التأثير الأكبر بواسطة البلاتين وأكاسيد الفاناديوم V2O5 وأكاسيد الحديد Fe2O3. لكن الأول باهظ الثمن وسرعان ما يتسمم بشوائب الزرنيخ الموجودة في مرحلة غاز ثاني أكسيد الكبريت. للحفاظ على النشاط التحفيزي لأكسيد الحديد، يلزم درجات حرارة أعلى من 600 درجة مئوية. يعتبر محفز الفاناديوم هو الأكثر اقتصادا - فهو يستخدم في الإنتاج.

عندما يتم التقاط ثاني أكسيد الكبريت في الماء، يتم توليد الكثير من الحرارة ويغلي المنتج ليشكل رذاذًا. ولذلك، يتم استخدام حمض مركز بنسبة 100% لإنتاج الزيت، والذي يتم بعد ذلك تخفيفه إلى النسب المطلوبة.

الخصائص الكيميائية للمنتج

يحتل حمض الكبريتيك مكانة متميزة بين أقوى الأحماض المعدنية. يمكن وصف هذا النشاط بسهولة بالقطبية العالية لرابطة الهيدروجين والأكسجين الجزيئية، وبالتالي سهولة كسرها. وهذا يعطي H2SO4 ليس فقط عددًا من الخصائص المشتركة بين جميع المركبات من فئته، على سبيل المثال، تفاعل الأحماض مع المعادن، ولكن أيضًا صفات محددة. من بين الخصائص الكيميائية الرئيسية تجدر الإشارة إلى:

العمل على المؤشرات. تغير البيئة الحمضية للمحاليل المائية لون عباد الشمس البنفسجي وبرتقالي الميثيل والمؤشر العالمي - حيث تصبح حمراء.
رد فعل التفكك. وفي المحلول المائي تظهر خواص إلكتروليت قوي، ونتيجة لتفككه على خطوتين، يتفكك المركب إلى أيوني هيدروجين موجب الشحنة منفردًا وأيون كبريتات بشحنة سالبة مزدوجة.
التفاعل مع المعادن. يمكن أن يتفاعل حمض الكبريتيك المخفف مع المعادن الموجودة على يسار الهيدروجين في سلسلة النشاط الكهروكيميائي. وينتج عن ذلك ملح الكبريتات، الذي يسمى الكبريتات، والهيدروجين. الكبريتات عديمة اللون، شديدة الذوبان في الماء وتتبلور بسهولة.
تفاعل التعادل. ونتيجة للتفاعل مع القواعد القابلة للذوبان وغير القابلة للذوبان يتكون ملح الكبريتات والماء. يحتوي جزيء H2SO4 على ذرتين هيدروجين، لذا فهو حمض ديباسيك ويتطلب جزيئين قاعديين للتحييد الكامل.
التفاعل مع الأكاسيد الأساسية. تشارك أيضًا مركبات المعادن الأحادية والثنائية مع الأكسجين (MgO، FeO، Li2O، Na2O) في تفاعل التعادل. في هذه الحالة، يتم تشكيل كبريتات المعدن من تكوين الأكسيد والماء.
تبادل التفاعلات مع أملاح الأحماض الأضعف أو الأكثر تطايراً. ويحدث الإزاحة ونتيجة لذلك يتكون ملح وحامض الكبريتات (أو يتحرر غاز متطاير ويبقى الماء في المحلول). يعد ترسيب الراسب الأبيض غير القابل للذوبان من BaSO4 بمثابة تفاعل نوعي لأيونات الكبريتات.

خصائص محددة من المحاليل المركزة بسبب السمات الهيكلية لصيغة حمض الكبريتيك: في جزيء H2SO4، تكون ذرة الكبريت موجبة الشحنة في حالة الأكسدة الرابعة القصوى. لذلك، يمكنه فقط قبول الإلكترونات ونقل خصائص الأكسدة العالية إلى المركب. بعضها جدير بالملاحظة:

أكسدة معظم المعادن، بما في ذلك المعادن السلبية (الزنك والنحاس). في هذه التفاعلات، يتوقف إطلاق الهيدروجين، ويتم اختزال H2SO4 إلى كبريتيد الهيدروجين أو الكبريت أو أكسيد الكبريت (II). يتم تحديد ذلك من خلال تركيز مكونات البداية والمكان الذي يشغله المعدن في سلسلة النشاط الكهروكيميائي. الاستثناء هو معادن مجموعة الذهب والحديد والألمنيوم والبلاتين، لذلك تستخدم الخزانات الفولاذية للنقل البري والسكك الحديدية.
أكسدة العديد من اللافلزات. نتيجة للتفاعل، تشكل اللافلزية مركبًا له أكبر عدد أكسدة، ويتم اختزال H2SO4 إلى أكسيد الكبريت (IV).
أكسدة المركبات المعقدة. عند معالجة أملاح البوتاسيوم من الأحماض الهيدروهاليكية (KBr أو KI)، يتكون ملح كبريتات ويتم إطلاق الهالوجين الحر. لا تتأكسد أيونات الكلوريد إلى الكلور وتسمح بإنتاج حمض الهيدروكلوريك عن طريق تفاعل التبادل.
تجفيف المواد العضوية. تتم إزالة الماء المرتبط كيميائيًا بسهولة من مجموعات الهيدروكسيل في وجود H2SO4 المركز: يتكون الإيثيلين من الكحول الإيثيلي. تفحم الكربوهيدرات يرجع أيضًا إلى الجفاف.

ومن المثير للاهتمام أن هذا الحمض الكاوي موجود في الطبيعة في شكله النقي بنسبة 100٪: توجد بحيرة الموت الفريدة في جزيرة صقلية الإيطالية، والتي لا تقترب منها حتى الحشرات والطيور. في هذه الأماكن، يعمل ثاني كبريتيد الحديد من القشرة الأرضية كمادة خام لتخليق H2SO4، وينضح المنتج مباشرة من القاع! وتساهم البراكين النشطة أيضًا في ذلك، فهي تقذف انبعاثات حمض الكبريتيك إلى الغلاف الجوي للأرض، مما يتسبب في ضرر لا يمكن إصلاحه للبيئة ويتسبب في تغير مناخي خطير.

التطبيق في الاقتصاد الوطني

لقد خدمت إنجازات الكيمياء دائمًا التقدم العلمي والتكنولوجي. لقد سمحت قدرات الأكسدة العالية لـ H2SO4 بأن يصبح عنصرًا مهمًا في عدد من الصناعات. يتم استخدامها:

استخراج العناصر النادرة (تنقية خامات اليورانيوم والإيريديوم والزركونيوم والأوزميوم)؛
إنتاج الأسمدة المعدنية، والخيوط عالية الجزيئية، والدهانات والألعاب النارية؛
التوليف غير العضوي للأملاح والأحماض.
صناعات النسيج والجلود.
البتروكيماويات وتشغيل المعادن.
صناعة المواد الغذائية (المستحلب المضافة E513)؛
صناعة السيارات (المنحل بالكهرباء في البطاريات)؛
تقطير الماء (كاشف لاستعادة الراتنجات في المرشحات).

بشكل منفصل، تجدر الإشارة إلى التوليف العضوي الصناعي - مصدر الاسترات والكحوليات والمنظفات الاصطناعية والألياف الاصطناعية. تفاعلات الجفاف، والترطيب، والسلفنة، والألكلة لا يمكن تصورها. تقوم مصانع تشغيل المعادن بتنظيف أسطح المنتجات من الأكاسيد المتكونة أثناء التسخين القوي. لكن قطاع المستهلكين الرئيسي هو إنتاج الأسمدة المعدنية (معظمها من الفوسفور). ولهذا السبب، يوصى بأن تكون مصانع حمض الكبريتيك قريبة من الشركات التي تنتج هذه المنتجات الكيميائية القيمة.

جميع الخصائص الإيجابية المذكورة أعلاه ستكون ناقصة إذا لم نتذكر ذلك حمض الكبريتيك والزيت خطيرانمنتجات عدوانية للغاية. تتشكل الهباء الجوي الحمضي بشكل دوري نتيجة للانبعاثات الصادرة عن المصانع المعدنية والكيميائية وتسقط على شكل هطول للأمطار. أنها تؤثر على الجلد والأغشية المخاطية، مما يؤدي إلى صعوبة في التنفس، ويثير السعال والأمراض القصبية الرئوية مع تورم الحنجرة.

تحدث الحروق الكيميائية عند ملامسة الجلد.تعتمد شدتها بشكل مباشر على التركيز ومنطقة الاتصال. عند البلع يظهر ألم حاد في الفم والمريء ثم يبدأ القيء والسعال ويصعب التنفس ويضعف نشاط القلب، وتعتبر جرعة 5 ملغ قاتلة. الإسعافات الأولية للتسمم بالبخار هي توفير الهواء النقي وشطف الأغشية المخاطية بمحلول الصودا. عند انتشاره على الجلد، يتم ري المنطقة المصابة بكمية كبيرة من الماء، ويتطلب تناوله غسل المعدة وتناول ماء الليمون.

حمض الكبريتيك، H2SO4، وهو حمض ديباسيك قوي يتوافق مع أعلى حالة أكسدة للكبريت (+6). وفي الظروف العادية يكون سائلاً زيتيًا ثقيلًا بدون لون أو رائحة. في التكنولوجيا، يسمى حمض الكبريتيك خليطه مع كل من الماء وأنهيدريد الكبريتيك. إذا كانت النسبة المولية لـ SO3:H2O أقل من 1، فهو محلول مائي لحمض الكبريتيك، وإذا كانت أكبر من 1، فهو محلول SO3 في حامض الكبريتيك.

الرواسب الطبيعية للكبريت الأصلي صغيرة نسبيا. يبلغ إجمالي محتوى الكبريت في القشرة الأرضية 0.1٪. يوجد الكبريت في النفط والفحم والغازات القابلة للاحتراق والمداخن. يوجد الكبريت غالبًا في الطبيعة على شكل مركبات تحتوي على الزنك والنحاس ومعادن أخرى. وتجدر الإشارة إلى أن حصة البيريت والكبريت في التوازن العام للمواد الخام لحمض الكبريتيك تتناقص تدريجياً، كما أن حصة الكبريت المستخرج من النفايات المختلفة تتزايد تدريجياً. إن إمكانيات الحصول على حامض الكبريتيك من النفايات كبيرة جدًا. إن استخدام غازات النفايات الناتجة عن المعادن غير الحديدية يجعل من الممكن الحصول، دون تكاليف خاصة في أنظمة حمض الكبريتيك، على تحميص المواد الخام المحتوية على الكبريت.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية لحمض الكبريتيك

يُطلق على مائة بالمائة من H2SO4 (SO3 x H2O) اسم مونوهيدرات. المركب لا يدخن، وفي شكله المركز لا يدمر المعادن الحديدية، في حين أنه من أقوى الأحماض؛

فلهذه المادة تأثير ضار على أنسجة النبات والحيوان، حيث تسحب الماء منها، مما يؤدي إلى تفحمها.
يتبلور عند 10.45 درجة مئوية؛
تكيب 296.2 "ج؛
الكثافة 1.9203 جم/سم3؛
القدرة الحرارية 1.62 جول/جم.

حمض الكبريتيكيمتزج مع H2O وSO3 بأي نسبة مكوناً مركبات:

H2SO4 × 4 H2O (mp - 28.36 "C)،
H2SO4 × 3 H2O (mp - 36.31 "ج)،
H2SO4 × 2 H2O (mp - 39.60 "C)،
H2SO4 × H2O (تذوب - 8.48 "C)،
H2SO4 x SO3 (H2S2O7 - حمض ثنائي الكبريتيك أو حمض البيروكبرتيك، نقطة الانصهار 35.15 "C) - الزيت،
H2SO x 2 SO3 (H2S3O10 - حمض ثلاثي الكبريتيك، نقطة الانصهار 1.20 "C).

عند تسخين وغلي المحاليل المائية لحمض الكبريتيك التي تحتوي على ما يصل إلى 70% من حمض الكبريتيك، يتم إطلاق بخار الماء فقط في مرحلة البخار. يظهر بخار حمض الكبريتيك أيضًا فوق المحاليل الأكثر تركيزًا. يتم تقطير محلول بنسبة 98.3% من H2SO4 (خليط أزيوتروبي) عند الغليان (336.5 درجة مئوية) بالكامل. ويطلق حمض الكبريتيك الذي يحتوي على أكثر من 98.3% من H2SO4 بخار SO3 عند تسخينه.
حمض الكبريتيك المركز هو عامل مؤكسد قوي. يقوم بأكسدة HI وHBr لتحرير الهالوجينات. عند تسخينه، فإنه يؤكسد جميع المعادن باستثناء النحاس والمعادن البلاتينية (باستثناء Pd). في البرد، يعمل حمض الكبريتيك المركز على تخميل العديد من المعادن، بما في ذلك الرصاص والكروم والنيكل والصلب والحديد الزهر. يتفاعل حمض الكبريتيك المخفف مع جميع المعادن (ما عدا Pb) التي تسبق الهيدروجين في سلسلة الجهد، على سبيل المثال: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

كيف يزيح الحمض القوي H2SO4 الأحماض الأضعف من أملاحها، مثل حمض البوريك من البوراكس:

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

وعند تسخينه فإنه يزيح المزيد من الأحماض المتطايرة، على سبيل المثال:

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

حمض الكبريتيكيزيل الماء المرتبط كيميائيا من المركبات العضوية التي تحتوي على مجموعات الهيدروكسيل - OH. يؤدي تجفيف الكحول الإيثيلي في وجود حمض الكبريتيك المركز إلى إنتاج الإيثيلين أو ثنائي إيثيل الأثير. إن تفحم السكر والسليلوز والنشا والكربوهيدرات الأخرى عند ملامستها لحمض الكبريتيك يرجع أيضًا إلى جفافها. كحمض ديباسيك، يشكل حمض الكبريتيك نوعين من الأملاح: الكبريتات والكبريتات المائية.

نقطة تجمد حمض الكبريتيك:
تركيز، ٪	درجة حرارة التجمد "ج
74,7	-20
76,4	-20
78,1	-20
79,5	-7,5
80,1	-8,5
81,5	-0,2
83,5	1,6
84,3	8,5
85,7	4,6
87,9	-9
90,4	-20
92,1	-35
95,6	-20

المواد الخام لإنتاج حامض الكبريتيك

يمكن أن تكون المواد الخام لإنتاج حامض الكبريتيك: الكبريت وبيريت الكبريت FeS2 وغازات العادم من أفران التحميص المؤكسد لخامات كبريتيد الزنك والنحاس والرصاص والمعادن الأخرى التي تحتوي على ثاني أكسيد الكبريت. في روسيا، يتم الحصول على الكمية الرئيسية من حمض الكبريتيك من بيريت الكبريت. يتم حرق FeS2 في الأفران، حيث يكون في حالة طبقة مميعة. يتم تحقيق ذلك عن طريق نفخ الهواء بسرعة عبر طبقة من البيريت المطحون جيدًا. يحتوي خليط الغاز الناتج على شوائب SO2، O2، N2، SO3، أبخرة H2O، As2O3، SiO2 وغيرها، ويحمل الكثير من غبار الرماد، الذي يتم تنقية الغازات منه في المرسبات الكهربائية.

طرق إنتاج حامض الكبريتيك

يتم الحصول على حمض الكبريتيك من ثاني أكسيد الكبريت بطريقتين: النيتروز (البرج) والاتصال.

طريقة النتروز

تتم معالجة ثاني أكسيد الكبريت إلى حامض الكبريتيك باستخدام طريقة النيتروز في أبراج الإنتاج - خزانات أسطوانية (ارتفاعها 15 مترًا أو أكثر) مملوءة بحشوة من الحلقات الخزفية. يتم رش "النيتروز" من الأعلى باتجاه تدفق الغاز - حمض الكبريتيك المخفف الذي يحتوي على حمض الكبريتيك النتروسيل NOOSO3H، الناتج عن التفاعل:

N2O3 + 2 H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O.

تحدث أكسدة ثاني أكسيد الكبريت بواسطة أكاسيد النيتروجين في المحلول بعد امتصاصه بواسطة النتروز. يتم تحلل النتروز بالماء:

NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

ثاني أكسيد الكبريت الذي يدخل إلى الأبراج يشكل حامض الكبريتيك مع الماء:

SO2 + H2O = H2SO3.

يؤدي تفاعل HNO2 وH2SO3 إلى إنتاج حامض الكبريتيك:

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

يتم تحويل NO المنطلق في برج الأكسدة إلى N2O3 (بتعبير أدق، إلى خليط من NO + NO2). ومن هناك تدخل الغازات إلى أبراج الامتصاص، حيث يتم إمدادها بحمض الكبريتيك من الأعلى لمقابلتها. ويتكون مادة النتروز، والتي يتم ضخها في أبراج الإنتاج. وهذا يضمن استمرارية إنتاج وتداول أكاسيد النيتروجين. يتم تعويض خسائرهم الحتمية مع غازات العادم بإضافة HNO3.

يحتوي حمض الكبريتيك الناتج بطريقة النيتروز على تركيز عالٍ غير كافٍ ويحتوي على شوائب ضارة (على سبيل المثال، As). ويصاحب إنتاجه إطلاق أكاسيد النيتروجين في الغلاف الجوي ("ذيل الثعلب"، الذي سمي على اسم لون NO2).

طريقة الاتصال

تم اكتشاف مبدأ طريقة التلامس لإنتاج حامض الكبريتيك في عام 1831 على يد ب. فيليبس (بريطانيا العظمى). المحفز الأول كان البلاتين. في نهاية التاسع عشر - بداية القرن العشرين. تم اكتشاف تسارع أكسدة ثاني أكسيد الكبريت إلى ثاني أكسيد الكبريت بواسطة أنهيدريد الفاناديوم V2O5. لعبت دراسات العلماء السوفييت A. E. Adadurov، G. K. Boreskov، F. N. Yushkevich دورًا مهمًا بشكل خاص في دراسة عمل محفزات الفاناديوم واختيارها.

تم بناء محطات حمض الكبريتيك الحديثة لتعمل بطريقة التلامس. يتم استخدام أكاسيد الفاناديوم مع المواد المضافة SiO2، Al2O3، K2O، CaO، BaO بنسب مختلفة كقاعدة محفز. تظهر جميع كتل التلامس الخاصة بالفاناديوم نشاطها فقط عند درجة حرارة لا تقل عن ~ 420 درجة مئوية. في جهاز التلامس، يمر الغاز عادة عبر 4 أو 5 طبقات من كتلة التلامس. في إنتاج حمض الكبريتيك بطريقة التلامس، يمر غاز التحميص تتم تنقيته مبدئيًا من الشوائب التي تسمم المحفز، حيث تتم إزالة Se والغبار المتبقي في أبراج الغسيل المروية بحمض الكبريتيك، ومن الضباب، يتم إطلاق حمض الكبريتيك (المتكون من SO3 وH2O الموجود في خليط الغاز) في المرسبات الكهروستاتيكية الرطبة. يتم امتصاص أبخرة H2O بواسطة حامض الكبريتيك المركز في أبراج التجفيف، ثم يمر خليط SO2 مع الهواء عبر عامل محفز (كتلة التلامس) ويتأكسد إلى SO3:

SO2 + 1/2 O2 = SO3.

SO3 + H2O = H2SO4.

اعتمادًا على كمية الماء التي تدخل العملية، يتم الحصول على محلول حمض الكبريتيك في الماء أو الزيت.
يتم الآن إنتاج حوالي 80% من H2SO4 في العالم من خلال هذه الطريقة.

تطبيق حامض الكبريتيك

يمكن استخدام حمض الكبريتيك في تنقية المنتجات البترولية من المركبات العضوية الكبريتية غير المشبعة.

في علم المعادن، يستخدم حمض الكبريتيك لإزالة القشور من الأسلاك، وكذلك الصفائح قبل التعليب والجلفنة (المخففة)، لحفر الأسطح المعدنية المختلفة قبل طلاءها بالكروم والنحاس والنيكل، إلخ. الخامات المعقدة (على وجه الخصوص، اليورانيوم) .

في التخليق العضوي، يعد حمض الكبريتيك المركز مكونًا ضروريًا في مخاليط النترات، وكذلك عامل سلفنة في تحضير العديد من الأصباغ والمواد الطبية.

يستخدم حمض الكبريتيك على نطاق واسع لإنتاج الأسمدة والكحول الإيثيلي والألياف الاصطناعية والكابرولاكتام وثاني أكسيد التيتانيوم وأصباغ الأنيلين وعدد من المركبات الكيميائية الأخرى.

يُستخدم حمض الكبريتيك المستهلك (النفايات) في الصناعات الكيميائية والتعدينية وأعمال النجارة وغيرها من الصناعات، ويستخدم حمض الكبريتيك الموجود في البطاريات في إنتاج مصادر الطاقة التي تحتوي على حمض الرصاص.

حمض الكبريتيك غير المخفف هو مركب تساهمي.

في الجزيء، حمض الكبريتيك محاط بشكل رباعي بأربع ذرات أكسجين، اثنتان منها جزء من مجموعات الهيدروكسيل. روابط S–O مزدوجة، وروابط S–OH فردية.

تحتوي البلورات عديمة اللون الشبيهة بالجليد على بنية متعددة الطبقات: كل جزيء H 2 SO 4 متصل بأربع روابط هيدروجينية قوية مجاورة، مما يشكل إطارًا مكانيًا واحدًا.

يشبه هيكل حمض الكبريتيك السائل هيكل الصلب، فقط سلامة الإطار المكاني مكسورة.

الخصائص الفيزيائية لحمض الكبريتيك

في الظروف العادية، يكون حمض الكبريتيك سائلًا زيتيًا ثقيلًا بدون لون أو رائحة. في التكنولوجيا، حمض الكبريتيك هو خليط من الماء وأنهيدريد الكبريتيك. إذا كانت النسبة المولية لـ SO 3: H 2 O أقل من 1، فهو محلول مائي لحمض الكبريتيك، وإذا كانت أكبر من 1، فهو محلول SO 3 في حامض الكبريتيك.

100% H 2 SO 4 يتبلور عند 10.45 درجة مئوية؛ تكيب = 296.2 درجة مئوية؛ الكثافة 1.98 جم/سم3. يمتزج H2SO4 مع H2O وSO3 بأي نسبة لتكوين الهيدرات؛ وتكون حرارة الإماهة عالية جدًا لدرجة أن الخليط يمكن أن يغلي ويتناثر ويسبب الحروق. لذلك، من الضروري إضافة الحمض إلى الماء، وليس العكس، لأنه عند إضافة الماء إلى الحمض، سينتهي الماء الأخف على سطح الحمض، حيث ستتركز كل الحرارة المتولدة.

عندما يتم تسخين وغلي المحاليل المائية لحمض الكبريتيك التي تحتوي على ما يصل إلى 70% من H2SO4، يتم إطلاق بخار الماء فقط في مرحلة البخار. يظهر بخار حمض الكبريتيك أيضًا فوق المحاليل الأكثر تركيزًا.

من حيث الخصائص الهيكلية والشذوذات، حمض الكبريتيك السائل يشبه الماء. هناك نفس نظام الروابط الهيدروجينية، ونفس الإطار المكاني تقريبًا.

الخواص الكيميائية لحمض الكبريتيك

حمض الكبريتيك هو أحد أقوى الأحماض المعدنية، وبسبب قطبيته العالية، فإن الرابطة H–O تنكسر بسهولة.

يتفكك حمض الكبريتيك في محلول مائي ، تشكيل أيون الهيدروجين وبقايا حمضية:

ح 2 SO 4 = H + + H SO 4 - ;

HSO 4 - = H + + SO 4 2- .

معادلة ملخصة:

ح 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2- .

يبين خصائص الأحماض يتفاعل مع المعادن وأكاسيد المعادن والقواعد والأملاح.

لا يُظهر حمض الكبريتيك المخفف خصائص مؤكسدة، فعندما يتفاعل مع المعادن، يتم إطلاق الهيدروجين والملح الذي يحتوي على المعدن في أقل حالة أكسدة. في البرد، يكون الحمض خاملًا تجاه المعادن مثل الحديد والألومنيوم وحتى الباريوم.

الحمض المركز له خصائص مؤكسدة. يوضح الجدول المنتجات المحتملة لتفاعل المواد البسيطة مع حامض الكبريتيك المركز. يظهر اعتماد منتج الاختزال على تركيز الحمض ودرجة نشاط المعدن: كلما زاد نشاط المعدن، كلما زاد عمقه في تقليل أيون كبريتات حمض الكبريتيك.

التفاعل مع الأكاسيد:

CaO + H2SO4 = CaSO4 = H2O.

التفاعل مع القواعد:

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

التفاعل مع الأملاح:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

خصائص الأكسدة

يقوم حمض الكبريتيك بأكسدة HI وHBr لتحرير الهالوجينات:

ح 2 SO 4 + 2 H = I 2 + 2 H 2 O + SO 2.

يزيل حمض الكبريتيك الماء المرتبط كيميائيًا من المركبات العضوية التي تحتوي على مجموعات الهيدروكسيل. يؤدي تجفيف الكحول الإيثيلي في وجود حامض الكبريتيك المركز إلى إنتاج الإيثيلين:

ج 2 ح 5 أوه = ج 2 ح 4 + ح 2 أو.

يتم أيضًا تفسير تفحم السكر والسليلوز والنشا والكربوهيدرات الأخرى عند ملامستها لحمض الكبريتيك من خلال تجفيفها:

ج 6 ح 12 يا 6 + 12 ح 2 SO 4 = 18 ح 2 O + 12 SO 2 + 6 CO 2.

حمض الكبريتيكح 2 لذا 4 - سائل ثقيل غير متطاير، شديد الذوبان في الماء (عند تسخينه). ر ر. = 10.3 درجة مئوية، نقطة الغليان = 296 درجة مئوية،

يمتص الرطوبة جيدًا، لذلك غالبًا ما يعمل كمجفف.

إنتاج حامض الكبريتيك H2SO4.

إنتاج حمض الكبريتيكهي عملية الاتصال. ويمكن تقسيمها إلى 3 مراحل:

1. الاستلام SO 2عن طريق حرق الكبريت أو تحميص الكبريتيدات.

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

الزنك + ح 2 لذا 4 = زنسو 4 + ح 2 ,

في التفاعلات مع القلويات أو الأكاسيد الأساسية فإنه يشكل كبريتات أو هيدروفيلفات:

تساو + H2SO4(رازب) = معأسو 4 + ح 2 يا،

نا 2 O + H 2 SO 4(رازب) = ناهسو 4 + هيدروكسيد الصوديوم،

تجدر الإشارة إلى أن كبريتات الباريوم هي كبريتات غير قابلة للذوبان، لذلك يتم استخدامها كمؤشر لوجود أيونات الكبريتات.

مركزةح 2 لذا 4 أكسدة النحاس والفضة والكربون والفوسفور:

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O،

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 ص 4 + 5SO 2 + 2H 2 O،

مركزة ح 2 لذا 4 في ظل الظروف العادية لا يتفاعل معها آل، الكروم، الحديدولكنه يتفاعل عند تسخينه.

مركزة ح 2 لذا 4 يتفاعل بسرعة مع الماء، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة.

الخواص الكيميائية لحمض الكبريتيك هي:

1. التفاعل مع المعادن:

يذيب الحمض المخفف فقط تلك المعادن الموجودة على يسار الهيدروجين في سلسلة الجهد، على سبيل المثال H 2 +1 SO 4 + Zn 0 = H 2 O + Zn +2 SO 4؛

الخصائص المؤكسدة لحمض الكبريتيك رائعة. عند التفاعل مع المعادن المختلفة (باستثناء Pt، Au)، يمكن اختزالها إلى H 2 S -2 أو S +4 O 2 أو S 0، على سبيل المثال:

2H 2 +6 SO 4 + 2Ag 0 = S +4 O 2 + Ag 2 +1 SO 4 + 2H 2 O؛

5H 2 +6 SO 4 +8Na 0 = H 2 S -2 + 4Na 2 +1 SO 4 + 4H 2 O؛

2. كما يتفاعل الحمض المركز H2S +6O4 (عند تسخينه) مع بعض اللافلزات فيتحول إلى مركبات كبريتية ذات حالة أكسدة أقل، على سبيل المثال:

2 ح 2 ق +6 س 4 + ج 0 = 2 س +4 س 2 + ج +4 س 2 + 2 ح 2 س؛

2H2S +6O4 + S0 = 3S +4O2 + 2H2O;

5H 2 S +6 O 4 + 2P 0 = 2H 3 P +5 O 4 + 5S +4 O 2 + 2H 2 O؛

3. مع الأكاسيد الأساسية:

H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O؛

4. مع هيدروكسيدات:

Cu(OH) 2 + H2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O؛

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

5. التفاعل مع الأملاح أثناء التفاعلات الأيضية:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = 2HCl + BaSO 4؛

يتم استخدام تكوين BaSO 4 (راسب أبيض غير قابل للذوبان في الأحماض) لتحديد هذا الحمض والكبريتات القابلة للذوبان.

تم التعبير عن فكرة أن ذرة العنصر لديها القدرة على "التشبع" في عام 1853 من قبل إي. فرانكلاند عند النظر في تكوين المركبات المعدنية العضوية. تطوير هذه الفكرة، في عام 1854، أعرب كيكولي لأول مرة عن فكرة "ثنائية القاعدة"، أو "ثنائية الذرة" (بدأ لاحقًا في استخدام مصطلح "التكافؤ") للكبريت والأكسجين، وفي عام 1857 قام بتقسيم جميع العناصر إلى عنصر واحد، ثنائي وتريباسيك. حدد كيكولي (بالتزامن مع الكيميائي الألماني ج. كولبي) الكربون كعنصر رباعي الذرة. في عام 1858، أشار كيكولي (في نفس الوقت الذي أشار فيه الكيميائي الاسكتلندي أ. كوبر) إلى قدرة ذرات الكربون على تكوين سلاسل عندما تكون "وحدات الألفة" الخاصة بها مشبعة. هذه العقيدة الميكانيكية لربط الذرات في سلسلة لتكوين جزيئات شكلت أساس نظرية التركيب الكيميائي.

في عام 1865، اقترح كيكولي أن جزيء البنزين له شكل مسدس منتظم يتكون من ست ذرات كربون ترتبط بها ست ذرات هيدروجين. من خلال الجمع بين فكرة تكوين السلاسل ومبدأ وجود روابط متعددة، توصل إلى فكرة تناوب الروابط المفردة والمزدوجة في حلقة البنزين (تم اقتراح صيغ هيكلية مماثلة قبل فترة وجيزة بواسطة I. Loschmidt) . وعلى الرغم من أن هذه النظرية واجهت اعتراضات على الفور، إلا أنها سرعان ما ترسخت في العلم والممارسة.

فتح مفهوم كيكولي الطريق لتأسيس بنية العديد من المركبات الحلقية (العطرية). لشرح عدم قدرة البنزين على إضافة هاليدات الهيدروجين، طرح كيكولي في عام 1872 فرضية تذبذبية، مفادها أن الروابط المفردة والمزدوجة في البنزين تتغير أماكنها باستمرار. في عام 1867، نشر كيكولي بحثًا عن الترتيب المكاني للذرات في الجزيء، حيث أشار إلى أن روابط ذرة الكربون قد لا تكون في نفس المستوى.

كان كيكولي رئيسًا للجمعية الكيميائية الألمانية لعدة سنوات. كان أحد منظمي المؤتمر الدولي للكيميائيين في كارلسروه (1860). كان النشاط التربوي لـ Kekule مثمرًا للغاية. وهو مؤلف كتاب الكيمياء العضوية الذي نال استحسانًا واسعًا (1859-1861). أصبح عدد من طلاب كيكولي كيميائيين متميزين. من بينهم يمكننا أن نلاحظ بشكل خاص L. Meyer، J. Van't Hoff، A. Bayer و E. Fischer.

بتليروف، ألكسندر ميخائيلوفيتش

ولد الكيميائي الروسي ألكسندر ميخائيلوفيتش بتلروف في تشيستوبول بمقاطعة كازان لعائلة مالك أرض وضابط متقاعد. بعد أن فقد والدته في وقت مبكر، نشأ بتلروف في إحدى المدارس الداخلية الخاصة في قازان، ثم درس في صالة كازان للألعاب الرياضية. في سن السادسة عشرة، التحق بقسم الفيزياء والرياضيات في جامعة كازان، التي كانت في ذلك الوقت مركزًا لأبحاث العلوم الطبيعية في روسيا.

في السنوات الأولى من حياته الطلابية، كان بتلروف مهتمًا بعلم النبات وعلم الحيوان، ولكن بعد ذلك، تحت تأثير محاضرات K. K. Klaus و N. N. Zinin، أصبح مهتمًا بالكيمياء وقرر تكريس نفسه لهذا العلم. في عام 1849، تخرج بتلروف من الجامعة وبناءً على اقتراح كلاوس، تم الاحتفاظ به في القسم كمدرس. في عام 1851 دافع عن أطروحة الماجستير "عن أكسدة المركبات العضوية"، وفي عام 1854 - عن أطروحة الدكتوراه "عن الزيوت الأساسية". في عام 1854 أصبح بتلروف غير عادي، وفي عام 1857 - أستاذ الكيمياء العادي في جامعة كازان.

خلال رحلة إلى الخارج عام 1857-1858. التقى بتليروف بالعديد من الكيميائيين البارزين في أوروبا وشارك في اجتماعات جمعية باريس الكيميائية المنظمة حديثًا. في مختبر S. A. Wurtz، بدأ بتليروف سلسلة من الدراسات التجريبية، التي كانت بمثابة الأساس لنظرية التركيب الكيميائي. وقد صاغ أحكامه الرئيسية في تقرير "حول البنية الكيميائية للمادة"، الذي قرأ في مؤتمر علماء الطبيعة والأطباء الألمان في شباير (سبتمبر 1861).

وتتم صياغة أسس هذه النظرية على النحو التالي: 1) “بافتراض أن كل ذرة كيميائية تتميز فقط بقدر معين ومحدود من القوة الكيميائية (الألفة) التي تشارك بها في تكوين الجسم، فإنني سأسمي هذه المادة الكيميائية الرابطة، أو طريقة الارتباط المتبادل، للذرات ذات البنية الكيميائية في جسم معقد"؛ 2) "... يتم تحديد الطبيعة الكيميائية للجسيم المعقد من خلال طبيعة مكوناته الأولية وكميتها وبنيتها الكيميائية."

ترتبط جميع الأحكام الأخرى للنظرية الكلاسيكية للتركيب الكيميائي بشكل مباشر أو غير مباشر بهذه المسلمات. يحدد بتليروف المسار لتحديد التركيب الكيميائي ويصوغ القواعد التي يمكن اتباعها في هذه الحالة. إنه يعطي الأفضلية للتفاعلات الاصطناعية التي يتم إجراؤها في ظل ظروف تحتفظ فيها المتطرفون المتورطون فيها ببنيتها الكيميائية.

ترك السؤال مفتوحًا حول الشكل المفضل لصيغ التركيب الكيميائي ، وتحدث بتلروف عن معناها: "... عندما تصبح القوانين العامة لاعتماد الخواص الكيميائية للأجسام على بنيتها الكيميائية معروفة ، فإن هذه الصيغة ستكون معروفة" تعبيراً عن كل هذه الخصائص." في الوقت نفسه، كان بتلروف مقتنعًا بأن الصيغ البنائية لا يمكن أن تكون مجرد صورة تقليدية للجزيئات، بل يجب أن تعكس بنيتها الحقيقية. وشدد على أن كل جزيء له بنية محددة للغاية ولا يمكنه الجمع بين عدة مثل هذه الهياكل.

كان من الأهمية بمكان لتطوير نظرية التركيب الكيميائي تأكيدها التجريبي في أعمال كل من بتليروف نفسه ومدرسته. تنبأ بتليروف ثم أثبت وجود الأيزومرية الموضعية والهيكلية. بعد حصوله على كحول البوتيل الثالث، تمكن من فك تركيبه وأثبت (مع طلابه) وجود الأيزومرات. في عام 1864، تنبأ بتليروف بوجود اثنين من البيوتان وثلاثة بنتان، ولاحقًا الأيزوبيوتيلين.

كما اقترح وجود أربعة أحماض فاليريك؛ تم تحديد هيكل الثلاثة الأولى في عام 1871 من قبل E. Erlenmeyer، والرابع حصل عليه بتليروف نفسه في عام 1872. ومن أجل تنفيذ أفكار نظرية التركيب الكيميائي عبر الكيمياء العضوية بأكملها، نشر بتليروف في 1864-1866. في قازان كتاب "مقدمة للدراسة الكاملة للكيمياء العضوية"، الطبعة الثانية. الذي تم نشره بالفعل في 1867-1868. في المانيا.

في عام 1868، بناء على توصية D. I. تم انتخاب منديليف بتلروف أستاذا عاديا في جامعة سانت بطرسبرغ، حيث عمل حتى نهاية حياته. في عام 1870، أصبح غير عادي، وفي عام 1874 - أكاديمي عادي لأكاديمية سانت بطرسبرغ للعلوم. ومن عام 1878 إلى عام 1882 كان رئيسًا ورئيسًا لقسم الكيمياء في الجمعية الفيزيائية والكيميائية الروسية.

استمرت مسيرة بتلروف التعليمية لمدة 35 عامًا وتمت في ثلاث مؤسسات للتعليم العالي: جامعات كازان وسانت بطرسبرغ والدورات النسائية العليا (شارك في تنظيمها عام 1878). عمل العديد من طلابه تحت قيادة بتليروف، ومن بينهم V.V. ماركوفنيكوف، ف. M. Flavitsky، A. M. Zaitsev (في كازان)، A. E. Favorsky، I. L. Kondakov (في سانت بطرسبرغ). أصبح بتلروف مؤسس مدرسة كازان الشهيرة ("بتليروف") للكيميائيين العضويين. كما ألقى بتليروف العديد من المحاضرات الشعبية، خاصة حول الموضوعات الكيميائية والتقنية.

بالإضافة إلى الكيمياء، أولى بتليروف الكثير من الاهتمام للقضايا العملية المتعلقة بالزراعة والبستنة وتربية النحل، ثم لاحقًا أيضًا زراعة الشاي في القوقاز. منذ أواخر ستينيات القرن التاسع عشر. كان بتليروف مهتمًا بنشاط بالروحانية والوساطة، حيث خصص لها عدة مقالات؛ أصبح شغف بتليروف ومحاولاته لإعطاء الروحانية أساسًا علميًا سببًا لجداله مع مندليف. توفي بتليروف في القرية. بتليروفكا من مقاطعة كازان، قبل الاعتراف النهائي بنظريته. أهم الكيميائيين الروس - D. I. Mendeleev و N. A. Menshutkin - بعد عشر سنوات فقط من وفاة بتلروف اعترفوا بصحة نظرية التركيب الكيميائي.