기사의 OVR은 특별히 색상으로 강조 표시되어 있습니다. 그들에게 특별한 관심을 기울이십시오. 이러한 방정식은 시험에 걸릴 수 있습니다.

묽은 황산은 다른 산처럼 작용하여 산화 능력을 숨깁니다.

그리고 또 한 가지 기억해야 할 점은 묽은황산: 그녀 납과 반응하지 않습니다. 묽은 H2SO4에 던져진 납 조각은 불용성 황산납(용해도 표 참조) 층으로 덮이고 반응은 즉시 중단됩니다.

황산의 산화성

- 중유성 액체, 비휘발성, 무미, 무취

+6(더 높은) 산화 상태의 황으로 인해 황산은 강한 산화 특성을 얻습니다.

황산 용액을 준비할 때 작업 24(기존 A24)에 대한 규칙 절대 물을 붓지 마세요. 농축된 황산을 얇은 흐름으로 물에 붓고 계속 저어주어야 합니다.

진한 황산과 금속의 상호 작용

이러한 반응은 엄격하게 표준화되어 있으며 다음 계획을 따릅니다.

H2SO4(농축) + 금속 → 금속 황산염 + H2O + 환원 황 생성물.

두 가지 뉘앙스가 있습니다.

1) 알루미늄, 철그리고 크롬부동태화로 인해 정상적인 조건에서는 H2SO4(농도)와 반응하지 않습니다. 가열해야합니다.

2) 다 백금그리고 금 H2SO4(농도)는 전혀 반응하지 않습니다.

황 V 진한 황산- 산화제

• 그것은 그녀가 자신을 회복할 것임을 의미합니다.
• 황이 환원되는 산화 정도는 금속에 따라 다릅니다.

고려하다 황 산화 상태 다이어그램:

• 전에 -2 황은 일련의 전압에서 매우 활성이 높은 금속에 의해서만 감소될 수 있습니다. 알루미늄까지 포함.

반응은 다음과 같습니다.

8Li + 5H 2 그래서 4( 농도 .) → 4Li 2 그래서 4 + 4시간 2 O+H 2 에스

4Mg + 5H 2 그래서 4( 농도 .) → 4MgSO 4 + 4시간 2 O+H 2 에스

8Al + 15H 2 그래서 4( 농도 .) (t) → 4Al 2 (그래서 4 ) 3 + 12시간 2 O+3H 2 에스

• 일련의 전압에서 H2SO4(농도)와 금속의 상호 작용 알루미늄 다음, 철 이전즉, 평균 활성을 갖는 금속의 경우 황은 0 :

300만+4시간 2 그래서 4( 농도 .) → 3MnSO 4 + 4시간 2 O+S↓

2Cr+4H 2 그래서 4( 농도 .) (t) → Cr 2 (그래서 4 ) 3 + 4시간 2 O+S↓

3Zn + 4H 2 그래서 4( 농도 .) → 3ZnSO 4 + 4시간 2 O+S↓

• 다른 모든 금속 철로 시작해서일련의 전압 (물론 금과 백금을 제외한 수소 이후의 전압 포함)에서는 황을 최대 +4까지만 줄일 수 있습니다. 이들은 비활성 금속이므로:

2 철 + 6 시간 2 그래서 4(계속) ( 티)→ 철 2 ( 그래서 4 ) 3 + 6 시간 2 영형 + 3 그래서 2

(철은 강한 산화제를 다루기 때문에 가능한 가장 높은 산화 상태인 +3으로 산화됩니다.)

구리+2H 2 그래서 4( 농도 .) → CuSO 4 + 2시간 2 O+SO 2

2Ag + 2H 2 그래서 4( 농도 .) → Ag 2 그래서 4 + 2시간 2 O+SO 2

물론 모든 것은 상대적이다. 환원 깊이는 산 농도(90%, 80%, 60%), 온도 등 여러 요인에 따라 달라집니다. 따라서 제품을 정확하게 예측하는 것은 불가능합니다. 위의 표에는 자체적인 근사 비율이 있지만 이를 사용할 수 있습니다. 또한 통합 상태 시험에서 환원된 황의 생성물이 표시되지 않고 금속이 특별히 활성이 아닌 경우 컴파일러는 SO 2를 의미할 가능성이 높다는 점을 기억해야 합니다. 상황을 살펴보고 조건에서 단서를 찾아야 합니다.

그래서 2 - 일반적으로 conc가 참여하는 OVR의 빈번한 제품입니다. 황산.

H2SO4(농도)는 일부를 산화시킵니다. 비금속(환원 특성을 나타냄) 일반적으로 최대-최고 수준의 산화 (이 비금속 산화물이 형성됨). 황도 SO 2로 감소됩니다.

C+2H 2 그래서 4( 농도 .) → 콜로라도 2 + 2시간 2 O+2SO 2

2P+5H 2 그래서 4( 농도 .) → 피 2 영형 5 + 5시간 2 O+5SO 2

새로 형성된 산화인(V)은 물과 반응하여 오르토인산을 얻습니다. 따라서 반응은 즉시 기록됩니다.

2P+5H 2 그래서 4( 농도 ) → 2시간 3 포 4 + 2시간 2 O+5SO 2

붕소와 마찬가지로 오르토붕산으로 변합니다.

2B+3H 2 그래서 4( 농도 ) → 2시간 3 악 3 + 3SO 2

매우 흥미로운 점은 산화 상태가 +6인 황(황산에서)과 "다른" 황(다른 화합물에 위치함)의 상호 작용입니다. 시험 프레임워크 내에서 H2SO4(농도)의 상호 작용이 고려됩니다. 황(단순물질)과 황화수소로.

상호작용부터 시작해보자 황(단일 물질)과 진한 황산. 단순한 물질에서 산화 상태는 0이고 산에서는 +6입니다. 이 OVR에서 황 +6은 황 0을 산화시킵니다. 황 산화 상태 다이어그램을 살펴보겠습니다.

황 0은 산화되고, 황 +6은 환원됩니다. 즉, 산화 상태가 낮아집니다. 이산화황이 방출됩니다:

2 시간 2 그래서 4(계속) + 에스 → 3 그래서 2 + 2 시간 2 영형

그러나 황화수소의 경우:

황(단일 물질)과 이산화황이 모두 형성됩니다.

시간 2 그래서 4( 농도 .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2시간 2 영형

이 원리는 산화제와 환원제가 서로 다른 산화 상태에서 동일한 원소인 OVR 제품을 결정하는 데 도움이 될 수 있습니다. 산화 상태 다이어그램에서 산화제와 환원제는 "서로를 향해 이동"합니다.

H2SO4(농도), 어떤 식으로든, 할로겐화물과 상호 작용. 여기서만 불소와 염소가 "콧수염이 있는 자체"라는 것을 이해해야 합니다. OVR은 불화물 및 염화물이 누출되지 않습니다., 일반적인 이온 교환 과정을 거치며, 그 동안 기체 할로겐화수소가 형성됩니다.

CaCl 2 + H 2 SO 4 (농축) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4(농도) → CaSO 4 + 2HF

그러나 브롬화물과 요오드화물 조성의 할로겐(및 해당 할로겐화수소의 조성)은 산화되어 유리 할로겐으로 생성됩니다. 이제 황은 다른 방식으로 환원됩니다. 요오드화물은 브롬화물보다 더 강한 환원제입니다. 따라서 요오드화물은 황을 황화수소로, 브롬화물을 이산화황으로 감소시킵니다.

2시간 2 그래서 4( 농도 .) + 2NaBr → Na 2 그래서 4 + 2시간 2 O+SO 2 +Br 2

시간 2 그래서 4( 농도 .) + 2HBr → 2H 2 O+SO 2 +Br 2

5시간 2 그래서 4( 농도 .) + 8NaI → 4Na 2 그래서 4 + 4시간 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

시간 2 그래서 4( 농도 .) + 8HI → 4H 2 O+H 2 S+4I 2 ↓

염화수소와 불화수소(및 그 염)는 H2SO4(농도)의 산화 작용에 저항합니다.

그리고 마지막으로, 농축 황산의 경우 이것은 독특하며 다른 누구도 할 수 없습니다. 그녀는 소유 물 제거 속성.

이를 통해 농축 황산을 다양한 방법으로 사용할 수 있습니다.

첫째, 물질의 탈수입니다. 농축된 황산은 물질에서 물을 제거하여 "건조하게 됩니다".

둘째, 물이 분리되는 반응(예: 탈수 및 에스테르화)의 촉매:

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (농축)) → H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (농축)) → H 2 C \u003d CH 2 + H 2 O

황산은 밀도가 1.84g/cm3로 다소 무거운 액체입니다. 가스에서 물을 끌어오는 능력이 있습니다. 황산이 물에 용해되면 엄청난 양의 열이 방출되어 산이 튀는 것이 가능합니다. 사람의 피부에 닿으면 소량이라도 심한 화상을 입을 수 있습니다. 이를 방지하려면 물에 산을 추가해야 하며 그 반대의 경우도 마찬가지입니다.

황산 얻기

산업적 규모로 황산을 생산하는 방법을 접촉이라고 합니다. 먼저, 습식(황화철)을 특수로에서 소성합니다. 이 반응의 결과로 젖은 황철석이 사용되었기 때문에 이산화황(이산화황), 산소 및 수증기가 방출됩니다. 방출된 가스는 건조실로 들어가 수증기를 제거하고 특수 원심분리기를 통해 고체 입자의 가능한 모든 불순물을 제거합니다.

또한, 산화반응을 통해 황산화물(IV)로부터 황산가스를 얻는다. 이 경우 5가 촉매가 사용됩니다. 반응은 양방향으로 진행될 수 있으며 가역적입니다. 한 방향으로만 흐르기 위해 반응기에는 특정 온도와 압력이 생성됩니다. 황산가스는 미리 준비된 황산에 용해되어 올레움을 얻은 후 완제품 창고로 보내집니다.

황산의 화학적 성질

황산은 전자를 받아들이는 능력이 있으며 강력한 산화제입니다. 진한 황산과 묽은 황산은 화학적 성질이 다릅니다.

묽은 황산은 전압 계열에서 수소 왼쪽에 있는 금속을 용해할 수 있습니다. 그중에는 아연, 마그네슘, 리튬 등이 있습니다. 농축 황산은 일부 할로겐산을 분해할 수 있습니다(염산은 제외. 황산은 염소 이온을 환원시킬 수 없기 때문입니다).

황산의 사용

물을 끌어당기는 독특한 능력으로 인해 황산은 종종 가스를 건조시키는 데 사용됩니다. 이를 통해 염료, 광물질 비료(인 및 질소), 연기 생성 물질 및 다양한 합성 세제가 생산됩니다. 황산은 납을 용해시킬 수 없기 때문에 종종 전해질로 사용됩니다.

오늘날 황산은 주로 접촉식과 아질산이라는 두 가지 산업적 방법으로 생산됩니다. 접촉 방식은 보다 진보적이며 러시아에서는 아질산 방식, 즉 타워 방식보다 더 널리 사용됩니다.

황산 생산은 유황 원료를 연소하는 것으로 시작됩니다. 예를 들어 특수 황철석 용광로에서는 약 9%의 이산화황을 포함하는 소위 로스팅 가스가 얻어집니다. 이 단계는 접촉법과 아질산염법 모두 동일합니다.

다음으로, 생성된 무수황화물을 무수황산으로 산화시키는 것이 필요합니다. 그러나 먼저 추가 공정을 방해하는 여러 불순물을 제거해야 합니다. 로스팅 가스는 전기 집진기 또는 사이클론 장치에서 먼지를 제거한 다음 고체 접촉 물질이 포함된 장치로 공급되어 이산화황 SO 2 가 무수 황산 SO 3 으로 산화됩니다.

이 발열 반응은 가역적입니다. 온도가 증가하면 형성된 무수황이 분해됩니다. 반면, 온도가 낮아질수록 직접반응의 속도는 매우 낮다. 따라서 접촉장치의 온도는 혼합가스의 통과율을 조절하여 480°C 이내로 유지됩니다.

앞으로는 접촉법을 사용하여 무수황화물과 물을 결합하여 형성됩니다.

아질산법은 산화되는 것이 특징이며, 이 방법에 의한 황산 생성은 로스팅 가스와 물의 상호작용 중에 아황산이 형성되면서 촉발됩니다. 또한 생성된 아황산은 질산으로 산화되어 일산화질소와 황산이 생성됩니다.

이 반응 혼합물은 특수 타워에 공급됩니다. 동시에, 가스 흐름을 조정함으로써 흡수탑으로 유입되는 가스 혼합물에는 무수 아질산을 얻는 데 필요한 이산화질소와 일산화탄소가 1:1 비율로 포함되도록 보장됩니다.

마지막으로, 황산과 아질산 무수물의 상호작용은 NOHSO 4 - 니트로실황산을 생성합니다.

생성된 니트로실황산은 생산탑으로 공급되어 물과 함께 분해되어 무수질소를 방출합니다.

2NOHSO4 + H2O \u003d N2O3 + 2H2SO4,

이는 탑에 형성된 아황산을 산화시킵니다.

반응의 결과로 방출된 산화질소는 산화탑으로 돌아가 새로운 사이클에 들어갑니다.

현재 러시아에서는 주로 접촉법으로 황산을 생산하고 있다. 아질산 방법은 거의 사용되지 않습니다.

황산의 사용은 매우 광범위하고 다양합니다.

대부분은 화학섬유와 광물질 비료 생산에 사용되며, 의약품과 염료 생산에 필요합니다. 황산, 에틸 및 기타 알코올의 도움으로 세제 및 살충제가 얻어집니다.

이 솔루션은 섬유 및 식품 산업, 니트로화 공정 및 운송에 널리 사용되는 납산 배터리에 주입하기 위한 전해질로 사용되는 황산 축전지 생산에 사용됩니다.

황산은 국민경제에서 가장 폭넓게 활용되며 기초화학공업의 주요 생산품이다. 이에 따라 황산 생산량도 지속적으로 증가하고 있다. 따라서 1900년에 세계 황산 생산량이 420만 g에 달했다면 1937년에는 1,880만 g, 1960년에는 4,700만 톤 이상을 받았습니다.
현재 소련은 황산 생산량에서 세계 2위를 차지하고 있다. 1960년 소련은 540만g의 황산을 생산했는데, 1965년에는 1958년에 비해 황산 생산량이 두 배로 늘었다.
황산의 적용 분야는 그 특성과 저렴한 비용 때문입니다. 황산은 강하고 휘발성이 거의 없으며 안정적인 산으로 적당한 온도에서는 산화력이 매우 약하고 수분 제거 특성이 강합니다.

황산의 주요 소비자는 과인산염과 황산암모늄과 같은 광물질 비료의 생산입니다. 예를 들어, 흡습성 물을 포함하지 않는 과인산염(형광인회석에서) 1톤을 생산하려면 65% 황산 600kg이 소비됩니다. 광물질 비료 생산에는 생산된 전체 산의 약 절반이 소비됩니다.
콜타르 가공에서 등유, 파라핀, 유황 및 불포화 화합물의 윤활유를 정제하기 위해 액체 연료 가공에서 상당한 양의 황산이 소비됩니다. 또한 다양한 미네랄 오일과 지방의 정제에도 사용됩니다.
황산은 다양한 유기 합성, 예를 들어 술폰산, 다양한 염료 및 사카린 생산에서 유기 화합물의 술폰화에 널리 사용됩니다. 이를 위해 농축산과 발연산, 클로로술폰산이 모두 사용됩니다. 황산은 니트로벤젠, 니트로셀룰로오스, 니트로글리세린 등의 생산에서 니트로화 반응에서 수분 제거제로 사용됩니다.
비휘발성 산인 황산은 불화수소, 염화수소 및 과염소산 생산에 사용되는 염에서 휘발성 산을 대체할 수 있습니다.
황산은 티타늄, 지르코늄, 바나듐, 때로는 니오븀, 리튬 및 기타 금속과 같은 특정 광석 및 정광의 가공(분해)에 종종 사용됩니다. 진한 황산은 상당히 높은 온도에서 끓고 주철과 강철에는 거의 영향을 미치지 않기 때문에 이러한 분해는 이러한 재료로 만든 값싼 장비를 사용하여 완전히 수행될 수 있습니다.
묽은 뜨거운 황산은 금속 산화물을 잘 용해시키며 소위 금속 에칭에 사용됩니다.< особенно железа, от окислов.
황산은 우수한 건조제이며 이러한 목적으로 실험실 및 산업에서 널리 사용됩니다. 95% 황산을 사용할 때의 잔류 습도는 건조된 가스 1리터당 수증기 0.003mg과 같습니다.

(황산, IUPAC- 황산이수소,옛 이름 - 황산기름)- 화학식 H 2 SO 4의 황 화합물. 무색 유성, 점성 및 흡습성이 매우 높은 액체. 황산은 가장 강한 무기산 중 하나이며 매우 부식성이 있고 위험합니다. 이 산은 황산염과 황산수소염이라는 두 가지 계열의 염을 형성하며, 황산과 비교하여 1개 또는 2개의 수소 원자가 금속 양이온으로 대체됩니다. 황산은 세계에서 가장 중요한 기술 물질 중 하나이며 생산 측면에서 선두를 달리고 있습니다. 주로 비료 및 기타 무기산 생산을 위한 수용액 형태로 사용됩니다.

이야기

(또는 옛 이름-vitriol oil)은 고대부터 알려져 왔습니다. 그녀에 대한 첫 번째 언급은 8세기 연금술사 Jabir ibn Haiyan의 문헌에서 찾을 수 있습니다. 가능한 생산 방법은 Albert the Great(1200-1280)와 Basil Valentine(1600)의 저서에 설명되어 있습니다. 이 방법은 칼카닌과 명반으로 산을 형성하는 것을 기반으로 합니다. 구식 이름은 그것이 획득된 광물의 구식 이름인 vitriol에서 유래되었습니다. 황산을 사용한 최초의 과학 연구는 Johann Rudolf Glauber에 의해 수행되었습니다. 그는 황산과 소금 사이의 반응을 수행하고 그의 이름을 딴 염산과 소금을 얻었습니다 - Glauber의 소금. 황산염을 사용하는 방법은 매우 복잡하고 비용이 많이 듭니다. 이 물질을 대량으로 얻기 위해 18세기에는 유리 용기에서 황과 질산염을 연소하는 공정이 개발되었습니다. 유리 용기는 매우 깨지기 쉬웠기 때문에 1746년 John Roebuck이 납 용기에서 첫 번째 반응을 수행했습니다. John Roebuck의 방법으로 생성된 황산의 농도는 35~40%에 불과했습니다. 나중에 프랑스 화학자 Joseph Louis Gay-Lussac과 영국인 John Glover가 방법을 개선하여 78% 농도의 물질을 생산했습니다. 그러나 일부 염료 및 기타 화학 물질에는 더 농축된 제품이 필요합니다. 18세기에는 원래의 연금술 공정과 유사한 공정인 광물의 건식 증류를 통해 황산을 얻었습니다. 황철석(이황화철, FeS 2)을 공기 중에서 가열하여 황산철(II), FeSO 4를 생성하고, 추가 가열 시 산화되어 황산철(III) Fe 2(SO 4) 3으로 가열되며, 480°C로 가열하면 , 산화철(III) 및 삼산화황으로 분해되어 모든 농도의 황산을 생성하는 데 사용할 수 있습니다. 1831년 영국 상인 페레그린 필립스(Peregrine Phillips)는 훨씬 더 경제적인 접촉 공정에 대한 특허를 취득했습니다. 오늘날 전 세계 거의 모든 황산이 이 방법을 사용하여 생산됩니다.

자연 속에 존재하기

지구

유리 황산은 자연에서 매우 드뭅니다. 대기에서는 황 함유 물질의 연소 또는 화산 폭발 중에 형성되는 이산화황으로 형성됩니다. 이산화황은 수산화 라디칼과 산소에 의해 산화되어 삼산화황을 형성하고, 이는 대기 수분과 반응하여 산을 형성합니다. 산성비에서는 희석된 형태로 나타납니다. 솔파타레스(solfatares)라고 불리는 일부 화산천에서도 소량의 유리 황산이 발견될 수 있습니다. 세계에서 가장 많은 양의 황산이 있는 곳은 인도네시아 이제(Ijen) 화산 분화구에 있는 호수입니다. 유리산과 달리 그 염, 특히 황산염은 자연에서 훨씬 더 흔합니다. 다양한 황산염 광물이 있습니다. 그 중에서 가장 유명하고 중요한 것은 석고(CaSO 4 2 H 2 O), 중정석(BaSO 4), Chalcanthite(CuSO 4 5 H 2 O) 및 Glauber 염(Na 2 SO 4 10 H 2 O)입니다.

땅에서 벗어난 것

황산은 지구 밖 금성의 상층 대기에서 발견됩니다. 이는 이산화황과 물의 광화학 반응의 결과로 형성되며, 80-85%의 산성 방울을 형성합니다. 더 깊은 층에서는 고온으로 인해 산이 다시 이산화황으로 분해되고, 물이 상승하여 다시 황산을 형성할 수 있습니다. 갈릴레오 우주선이 촬영한 적외선 스펙트럼은 목성의 달에서 다양한 수준의 흡수를 보여 주며, 이는 하나 이상의 유형의 황산 수화물에 기인합니다.

생산

황산 생산을 위한 원료는 황 원소이며, 이는 클라우스 공정(Claus process)으로 알려진 공정을 사용하여 석유 및 가스 정제소에서 황화수소로부터 대량으로 얻어집니다. 그런 다음 황은 이산화황으로 산화됩니다.

황과 산소의 반응

이산화황의 또 다른 원인은 황을 함유한 광석을 제련하는 것입니다. 구리, 아연, 황화납 등이 그 예입니다. 대기 산소로 로스팅하는 동안 이산화황이 형성됩니다.

1999년 유럽에서는 황산을 생산하기 위해 약 300만 톤의 황철석이 연소되었습니다. 아시아에서는 매장량이 더 많기 때문에 이 수치는 더 높습니다. 황이나 황화물 광석이 없는 자원이 부족한 국가의 경우 Müller-Kuhne 공정이 있습니다. 이 과정에서 석고와 석탄을 가마에서 태울 때 이산화황이 생성된다. 이 공정은 모래와 점토를 가마에 추가하여 부산물로 시멘트를 형성함으로써 수익성을 높일 수 있습니다. 추가 생산에는 무수 황산이 필요합니다. 저온에서는 기상에서 삼중 충돌이 상대적으로 드물게 필요하기 때문에 반응이 천천히 진행되고, 고온에서는 평형이 무수황산의 분해 방향으로 이동합니다. 따라서 이 반응을 수행하려면 촉매가 필요합니다. 초기에는 백금이 사용되었지만 나중에는 무수 바나듐 V 2 O 5 또는 알칼리 금속 바나데이트 KVO 3으로 전환되었습니다.

삼산화황은 즉시 물에 희석됩니다. 물과 접촉 시 너무 격렬한 초기 반응으로 인해 황산 미스트 필름이 형성되어 추가 반응을 방지합니다. 먼저 진한 황산에 첨가하는데, 이 용액을 올레움이라고 합니다. 그런 다음 발연황은 물에 용해되어 황산을 형성합니다.

최근 몇 년 동안 황산 생산량은 중국을 중심으로 증가한 반면, 유럽 국가에서는 생산량이 감소했습니다.

집에서는 납 양극이 있는 황산구리 용액을 전기분해하여 소량의 묽은 황산을 얻을 수 있습니다(표면에 형성되는 이산화납에서 산소 발생의 큰 과전압으로 인해 전압은 2V 이상이어야 함). 양극은 과열되지 않도록 5V를 넘지 않아야 합니다.

물리적 특성

거의 모든 99% 황산은 끓으면 SO3를 잃어 98.3% 산을 형성합니다. 98% 산은 저장에 안정하며 일반적으로 농축이라고도 합니다. 다른 농도는 다양한 목적으로 사용됩니다. 다양한 농도에 대한 데이터:

화학적으로 순수한 황산은 무색의 유성 액체입니다. 그들은 일반적으로 밀도가 1.84 g / cm 3 인 96.5 % 수용액 또는 소위 "올레 움", 즉 H 2 SO 4에 SO 3 용액을 판매합니다. H 2 SO 4는 매우 용해됩니다. 물에 잘 담그십시오 (물과 무제한으로 혼합). 이 경우 열이 방출되고 용액이 매우 강하게 가열됩니다 (끓는 물까지). 따라서 진한 황산에 물을 첨가하면 물이 증기로 빠르게 전환되어 후자가 분사됩니다. 따라서 농축된 H 2 SO 4를 희석하는 경우 용액을 유리 막대로 완전히 혼합하면서 얇은 흐름으로 산을 물에 부어야합니다 (그 반대는 아닙니다!). 농축황산은 순수한 물과 마찬가지로 해리도가 낮고 전기전도도가 1.044 · 10 -2 S/cm로 전류 전도율이 낮습니다.

화학적 특성

수용액에서의 해리는 여러 단계로 진행됩니다.

이 산도 값은 초강산 측정의 주요 값으로 사용됩니다.

황산은 또한 많은 유기 물질, 특히 탄수화물(목재, 종이, 면직물, 설탕 등)을 파괴합니다. 이러한 물질의 파괴는 농축 황산이 물의 형태로 수소와 산소를 제거하고 탄소는 다공성 석탄 형태로 남아 있다는 사실로 설명됩니다. 금속의 전기화학적 활동 시리즈에서 수소의 왼쪽에 위치한 금속에 묽은 황산이 작용하면 수소가 방출됩니다. 농축 황산은 강한 산화 효과를 가지며, 철과는 반응하지 않지만 가열하면 구리, 수은, 은과 같은 귀금속과도 반응할 수 있습니다. 따라서 철제 탱크는 진한 황산을 운반하는 데 사용됩니다.

애플리케이션

황산은 화학산업에서 매우 중요한 원자재이자 산업력의 지표이다. 2004년 세계 생산량은 약 1억 8천만 톤으로 지리적 분포는 아시아 35%, 북미 24%, 아프리카 11%, 서유럽 10%, 동유럽 및 러시아 10%, 호주 및 오세아니아 7%, 남미 7%입니다. %. 생산된 산의 대부분(~60%)은 비료, 과인산인산암모늄, 황산염, 황산암모늄 생산에 사용됩니다. 약 20%는 세제, 합성수지, 염료, 의약품, 살충제, 부동액 생산을 위한 화학 산업뿐만 아니라 다양한 기술 공정에 사용됩니다. 약 6%는 안료, 페인트, 에나멜, 인쇄 잉크 생산에 사용됩니다. 가스 건조기로도 사용됩니다.

전해질

황산은 납산 배터리에서 전해질 역할을 합니다.

양극에서:

Pb + 3 SO2-4 ⇌ PbSO 4 + 2 e —

음극에서:

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

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

촉매

황산은 화학 산업에서 다른 목적으로도 사용됩니다. 예를 들어, 이는 카프론을 만드는 데 사용되는 시클로헥사논 옥시를 카프로락탐으로 전환하기 위한 산 촉매입니다. 소금으로 염산을 만드는 데 사용됩니다. 황산은 정유 산업에서 이소부탄과 이소부틸렌의 반응을 위한 촉매제로 사용되어 기준 옥탄가를 갖는 화합물인 이소옥탄을 형성하며 금속 함유 첨가제 없이 고옥탄 가솔린을 만드는 데 적합합니다.

안전

황산은 부식성이 있지만 상당한 점도로 인해 피부에 닿은 산을 씻어낼 만큼 충분한 시간이 지나면 화상을 입을 수 있습니다. 이런 의미에서 올레움과 클로로술폰산은 더 위험하며 빠르게 심각한 화상을 일으킬 수 있습니다. 부식성 측면에서 볼 때 염산이나 질산보다 덜 위험합니다. 상온에서 휘발성이 적고 활성 산화제가 아니기 때문입니다. 열린 점막과의 가장 위험한 접촉. 물을 첨가하여 농축된 산을 희석하려고 할 때(진한 황산 취급 규칙을 직접 위반하는 경우) 눈 접촉이 발생할 수 있으며, 물은 산과 함께 끓고 튀게 됩니다. 영향을 받은 부위는 다량의 물과 5% 베이킹 소다 용액으로 씻어냅니다.

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