Kiến thức

Axit sunfuric – Wikipedia tiếng Việt

Axit sunfuric

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia

Bước tới điều hướng

Bước tới tìm kiếm

Axit sunfuric

Cấu trúc phân tử của acid sulfuric

Cấu trúc phân tử của acid sulfuric

Tổng quan

Danh pháp IUPAC

Acid sulfuric
Tên khác Dầu sulfate, Hydro sulfate

Công thức phân tử

H2SO4

Phân tử gam

98,078 g/mol
Biểu hiện Dầu trong suốt, không màu,
không mùi

Số CAS

[7664-93-9]
Thuộc tính

Tỷ trọng

pha

1,84 g/cm3, lỏng

Độ hòa tan

trong

nước

Có thể trộn lẫn
(

tỏa nhiệt

)

Nhiệt độ nóng chảy

{{{Nhiệt độ nóng chảy}}}

Điểm sôi

3384C (dung dịch axit 98%)

pKa

{{{Hằng số điện ly axit}}}

pKb

Độ nhớt

26,7 c

P

ở 20 °C

Nguy hiểm

MSDS

MSDS ngoài

Các

nguy hiểm

chính

Tính ăn mòn và hấp thụ nước mạnh

NFPA 704

Nfpa h3.png

Nfpa f0 w.png

Nfpa r2.png

Điểm bắt lửa

Không cháy

Rủi ro/An toàn

R: 35 S: 26, 30, 45
Số

RTECS

WS5600000

Trang dữ liệu bổ sung

Cấu trúc & thuộc tính

n εr, v.v.

Dữ liệu nhiệt động lực

Các trạng thái
rắn, lỏng, khí

Dữ liệu quang phổ

UV

,

IR

,

NMR

,

MS

Các hợp chất liên quan
Các

hợp chất

tương tự

axít sulfurơ

Axít selenic

Axít teluric

axít polonic

axít clohiđric

axít nitric

axít phốtphoric

Các hợp chất liên quan

Hydro sulfur

axít perôximônôsulfuric

Ngoại trừ có thông báo khác, các dữ liệu
được lấy ở

25 °C, 100 kPa

Thông tin về sự phủ nhận và tham chiếu

Axit sunfuric, còn được gọi là vitriol (thông thường là dùng để gọi muối sulfate đôi khi là dùng để gọi cho loại axit này), là một

axit vô cơ

gồm các nguyên tố

lưu huỳnh

,

oxy

hydro

, có

công thức phân tử

H2

SO4

. Nó là một

chất lỏng

không màu, không mùi và sánh, hòa tan trong

nước

, trong một phản ứng tỏa nhiệt cao.

[1]

Tính ăn mòn của nó có thể được quy định chủ yếu là có tính axit mạnh và nếu ở nồng độ cao, có tính chất khử nước và

oxy hóa

. Nó cũng hút ẩm, dễ dàng hấp thụ

hơi nước

từ

không khí

.

[1]

Khi tiếp xúc, axit sulfuric có thể gây bỏng hóa chất nghiêm trọng và thậm chí

bỏng nhiệt

thứ cấp; nó rất nguy hiểm ngay cả ở

nồng độ

vừa phải.

[2]

[3]

Axit sulfuric là một hóa chất công nghiệp rất quan trọng, và sản lượng axit sunfuric của một quốc gia là một chỉ số tốt về sức mạnh công nghiệp của quốc gia đó.

[4]

Nó được sản xuất rộng rãi với các phương pháp khác nhau, như

quy trình tiếp xúc

, quy trình axit sunfuric ướt, quy trình buồng chì và một số phương pháp khác.

[5]

Ứng dụng phổ biến nhất của axit sulfuric là sản xuất phân bón.

[6]

Nó cũng là một chất trung tâm trong

công nghiệp hóa chất

. Ứng dụng chính bao gồm sản xuất

phân bón

(và chế biến khoáng sản khác), lọc dầu,

xử lý nước thải

, hóa muối các kim loại mạnh hơn Cu và

tổng hợp hóa học

. Nó có một loạt các ứng dụng cuối cùng bao gồm cả chất tẩy rửa có tính axit trong nước,

[7]

và làm

chất điện phân

trong pin axit-chì và trong các chất tẩy rửa khác nhau.

Trạng thái[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Axit sulfuric tinh khiết hoàn toàn không được tìm thấy trên Trái Đất, do áp lực rất lớn giữa axít sulfuric và nước. Ngoài ra, axít sulfuric là thành phần của

mưa axít

, được tạo thành từ

điôxít lưu huỳnh

trong nước bị ôxi hoá, hay là axít sulfurơ bị ôxi hoá. Lưu huỳnh điôxit được sản xuất khi nhiên liệu chứa lưu huỳnh (

than đá

hoặc

dầu

) bị đốt cháy.

Axít sulfuric được tạo thành trong tự nhiên bởi quá trình ôxi hoá quặng

pyrit

, ví dụ như quặng pyrit sắt. Phân tử ôxy ôxi hoá quặng pirit sắt (FeS2) thành ion sắt (II) hay Fe2+:

2FeS2 + 7O2 + 2H2O → 2Fe2+ + 4SO42- + 2H2+

Fe2+ có thể bị ôxi hoá lên Fe3+:

4Fe2+ + O2 + 4H+ → 4 Fe3++ 2H2O

và Fe3+ tạo ra có thể kết tủa dưới dạng hiđrôxit. Phương trình tạo thành hiđrôxit là

Fe3+ + 3H2O → Fe(OH)3↓ + 3H+

Ion sắt (III) cũng có thể ôxi hóa pirit. Khi sắt (III) xuất hiện, quá trình có thể trở nên nhanh chóng.

Axít sulfuric ở ngoài Trái Đất[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Axít sulfuric được tạo thành ở tầng khí quyển trên cao của

Sao Kim

nhờ quá trình quang hoá của mặt trời lên

điôxít cacbon

, điôxít lưu huỳnh và hơi nước (hoặc nước mưa của

Sao Kim

). Độ dài sóng của

tia cực tím

nhỏ hơn 169 nm có thể phân tách điôxít cacbon thành

mônôxít cacbon

và ôxy nguyên tử là một chất rất hoạt động. Khi ôxy nguyên tử phản ứng với điôxít lưu huỳnh trong khí quyển của Sao Kim sẽ tạo ra

triôxít lưu huỳnh

, và chất này có thể hợp thành với hơi nước, cũng là một thành phần trong khí quyển của Sao Kim, tạo thành axít sulfuric:

S + O2 → SO2
2 SO2 + O2 → 2 SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Ở trên cao, phần có nhiệt độ cao hơn của khí quyển Sao Kim, axít sulfuric chỉ tồn tại dưới dạng lỏng, và các đám mây axít sulfuric dày hoàn toàn che khuất bề mặt hành tinh khi nhìn từ trên xuống. Lớp mây chính dàn ra khoảng 45 đến 70 km trên bề mặt hành tinh, với lớp bụi mỏng hơn từ 30 đến 90 km trên bề mặt.

Ứng dụng[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Axít sulfuric là hóa chất hàng đầu được dùng trong nhiều ngành công nghiệp sản xuất. Hàng năm, các nước trên thế giới sản xuất khoảng 160 triệu tấn H2SO4 dùng để sản xuất phân bón, thuốc trừ sâu, chất giặt tẩy rửa tổng hợp, tơ sợi hóa học, chất dẻo, sơn màu,….

Axít sulfuric được sản xuất trong công nghiệp từ lưu huỳnh, ôxy và nước theo phương pháp tiếp xúc; hoặc có thể sản xuất axit sulfuric từ quặng pirit sắt.

Trong giai đoạn đầu lưu huỳnh bị đốt để tạo ra điôxít lưu huỳnh.

(1) S(r) + O2(k) → SO2(k)

Đối với quặng pirit sắt, quặng sẽ bị đốt trong môi trường giàu oxi tạo ra đioxit lưu huỳnh

(1′) 4FeS2(r) + 11O2(k) → 2Fe2O3(r) + 8SO2(k)

Sau đó nó bị ôxi hóa thành triôxít lưu huỳnh bởi ôxy với sự có mặt của

chất xúc tác

ôxít vanadi (V)

.

(2) 2SO2 + O2(k) → 2SO3(k) (với sự có mặt của V2O5,t450-500oC)

Cuối cùng triôxít lưu huỳnh được xử lý bằng nước (trong dạng 97-98% H2SO4 chứa 2-3% nước) để sản xuất axít sulfuric 98-99%.

(3) SO3(k) + H2O(l) → H2SO4(l)

Bên cạnh đó, SO3 cũng bị hấp thụ bởi H2SO4 để tạo ra

ôleum

(H2S2O7), chất này sau đó bị làm loãng để tạo thành axít sulfuric.

(4) H2SO4(l) + SO3 → H2S2O7(l)

Ôleum sau đó phản ứng với nước để tạo H2SO4 đậm đặc.

(5) H2S2O7(l) + H2O(l) → 2 H2SO4(đ)

Xem thêm: Giải Toán 12 Bài 4: Hàm số mũ. Hàm số lôgarit

Các thuộc tính vật lý[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Các dạng của axít sulfuric[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Mặc dù có thể sản xuất axít sulfuric 100%, nhưng nó sẽ mất

SO3

ở điểm sôi để tạo ra axít 98,3%. Axít 98% cũng ổn định hơn khi lưu trữ, vì nó là dạng thông thường của axít sulfuric đậm đặc. Các

nồng độ

khác của axít sulfuric được sử dụng cho các mục đích khác nhau. Một số nồng độ phổ biến là:

  • 10%, axít sulfuric loãng dùng trong phòng thí nghiệm.
  • 33,5%, axít cho ắc quy (sử dụng trong các

    ắc quy axít-chì

    )

  • 62,18%, axít trong bể (chì) hay để sản xuất phân bón
  • 77,67%, axít trong tháp sản xuất hay axít

    Glover

    .

  • 98%, đậm đặc

Cũng có nhiều loại cấp độ tinh khiết khác nhau. Loại H2SO4 kỹ thuật là không tinh khiết và thường có màu, nhưng nó thích hợp cho việc sản xuất phân bón. Loại tinh khiết như loại US Pharmacopoeia (USP) được sử dụng để sản xuất các loại

dược phẩm

thuốc nhuộm

.

Khi có SO3(

khí

) nồng độ cao được bổ sung vào axít sulfuric, thì H2S2O7 được tạo ra. Nó được gọi là axít sulfuric bốc khói hay

ôleum

, hoặc ít thông dụng hơn là axít Nordhausen. Nồng độ của ôleum hoặc được biểu diễn theo % SO3 (gọi là % ôleum) hoặc như là “% H2SO4 (lượng được tạo thành nếu đã bổ sung thêm nước H2O); các nồng độ chủ yếu là 40% ôleum (109% H2SO4) và 65% ôleum (114,6% H2SO4). H2S2O7 tinh khiết trên thực tế là một chất rắn có nhiệt độ nóng chảy là 36 °C.

Tính phân cực và tính dẫn điện[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

H2SO4 khan là một chất lỏng phân cực, với

hằng số điện môi

khoảng 100. Điều này là do nó có thể phân ly bằng cách tự

proton hóa

chính nó, một quá trình được biết đến như là tự proton hóa.

2 H2SO4 → H3SO4+ + HSO4

Hằng số cân bằng của quá trình này là

K(25 °C) = [H3SO4+][HSO4] = 2.7 × 10−4.

So với hằng số cân bằng của quá trình phân li nước, hằng số cân bằng của quá trình này gấp 10 tỉ lần. Dù axít có độ nhớt, sự phân li tạo H3SO4+ và HSO4 vẫn cao. Vì vậy axít sulfuric là một chất dẫn điện tốt. Nó cũng là một dung môi rất tốt cho nhiều phản ứng.

Trên thực tế,

cân bằng hóa học

phức tạp hơn so với điều nêu trên. 100% H2SO4 chứa các loại ion sau ở trạng thái cân bằng (số được nêu tính theo milimol trên 1 kg dung môi): HSO4 (15,0), H3SO4+ (11,3), H3O+ (8,0), HS2O7 (4,4),

H2S2O7

(3,6), H2O (0,1).

Thuộc tính hóa học[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Phản ứng với nước[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Phản ứng

ngậm nước

(hyđrat hóa) của axít sulfuric là một

phản ứng tỏa nhiệt

cao. Nếu nước được thêm vào axít sulfuric đậm đặc thì nó bị sôi và bắn ra rất nguy hiểm. Do vậy, khi pha loãng axít phải thêm axít vào nước chứ không phải thêm nước vào axít. Hiện tượng này xảy ra là do tỷ trọng tương đối của hai chất lỏng, trong khi nước có

tỷ trọng

thấp hơn axít sulfuric nên sẽ có xu hướng nổi lên trên. Phản ứng này nói chính xác hơn là phản ứng tạo ra các ion

hiđrôni

, như sau:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4.

Sau đó:

HSO4 + H2O → H3O+ + SO42-

Do sự

hyđrat hóa

của axít sulfuric là phản ứng thuận xét theo

nhiệt động lực học

(

ΔH

= 880 k

J

/

mol

), axít sulfuric là một chất hấp thụ nước rất tốt, và nó được sử dụng trong sản xuất nhiều loại hoa quả khô. Áp lực của axít sulfuric đối với nước là đủ mạnh để chiếm lấy các nguyên tử hiđrô và ôxy từ các hợp chất chứa chúng; ví dụ, đường

glucoza

(C6H12O6) sẽ bị axít sulfuric đậm đặc hút nước tạo ra

cacbon

nguyên tố và dung dịch axít sẽ loãng ra một chút: C6H12O6 → 6C + 6H2O.

Các phản ứng khác[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Mang tính chất của một

axit

, axit sulfuric phản ứng với phần lớn các

bazơ

để tạo ra muối

sulfat

tương ứng. Ví dụ,

đồng(II) sulfat

, một muối màu xanh lam quen thuộc của đồng được sử dụng trong

mạ điện

và làm

thuốc diệt nấm

, được điều chế bằng phản ứng của

ôxít đồng (II)

với axít sulfuric:

CuO

+ H2SO4

CuSO4

+

H2O

Axít sulfuric cũng có thể sử dụng để đẩy các axít yếu hơn ra khỏi muối của chúng, ví dụ

natri axetat

tạo ra

axít axetic

:

H2SO4 +

CH3COONa

NaHSO4

+

CH3COOH

Tương tự, phản ứng của axít sulfuric với

kali nitrat

có thể sử dụng để sản xuất axít nitric, cùng với sự tạo thành của

bisulfat kali

. Với chính bản thân axít nitric thì axít sulfuric có phản ứng như là một axít cũng như là một chất khử nước, tạo ra các ion

nitronium

NO2+, là quan trọng trong các phản ứng

nitrat hóa

có diễn ra

thay thế vòng thơm ái lực điện tử

. Loại phản ứng này có sự proton hóa diễn ra trên nguyên tử ôxy, là quan trọng trong nhiều phản ứng của

hóa hữu cơ

, chẳng hạn

este hóa Fischer

khử nước của rượu

.

Axít sulfuric phản ứng với phần lớn các kim loại trong phản ứng thế đơn để tạo ra khí

hiđrô

và muối sulfat của kim loại. Axít H2SO4 loãng phản ứng với

sắt

,

nhôm

,

kẽm

,

mangan

niken

, nhưng

thiếc

đồng

thì cần phải dùng axít đặc nóng.

Chì

vonfram

lại có khả năng chống lại sự ăn mòn của axít sulfuric. Phản ứng của sắt chỉ ra dưới đây là phổ biến cho nhiều kim loại, nhưng phản ứng với thiếc là không bình thường trong đó

lưu huỳnh điôxit

được tạo ra chứ không phải

hiđrô

.

Fe

(r) + H2SO4(dd) →

H2

(k) +

FeSO4

(dd)

Sn

(r) + 2 H2SO4(dd) →

SnSO4

(dd) + 2 H2O(l) +

SO2

(k)

Kim loại đứng sau H trong dãy điện hóa khó tham gia phản ứng với H2SO4 loãng nhưng tan trong axit H2SO4 đặc nóng. Ví dụ phản ứng với

chì

:

Pb + 3H2SO4(đđ) → Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O

H2SO4 đặc nguội thường không phản ứng được với Al, Fe và Cr do axit bị

thụ động hóa

.

Sử dụng[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Axít sulfuric là

hóa chất thương mại

rất quan trọng, và thực vậy sản lượng axít sulfuric của một quốc gia là một chỉ số tốt về sức mạnh công nghiệp của quốc gia đó. Sử dụng chủ yếu của axít sulfuric (60% sản lượng toàn thế giới) là trong “phương pháp ướt” của việc sản xuất

axít phốtphoric

, là chất được sử dụng để sản xuất các loại

phân hóa học

phốtphat

cũng như

natri triphốtphat

để làm bột giặt. Trong phương pháp này đá phốtphat được sử dụng, và hơn 100 triệu tấn được sản xuất hàng năm. Nguyên liệu thô được chỉ ra dưới đây là

floro-apatit

, mặc dù thành phần chính xác có thể dao động nhiều. Nó được xử lý bằng axít sulfuric 93% để tạo ra

sulfat canxi

,

hiđrô florua

(HF) và axít phốtphoric. HF được loại ra trong dạng

axít florosilicic

. Quy trình tổng quan có thể biểu diễn như sau:

Ca5F(PO4)3

+ 5 H2SO4 + 10

H2O

→ 5

CaSO4

·2 H2O +

HF

+ 3

H3PO4

Các loại phân bón sulfat như

amoni sunfat

được sản xuất từ axít sulfuric, mặc dù với sản lượng ít hơn so với các phốtphat.

Một ứng dụng quan trọng khác của axít sulfuric là để sản xuất

nhôm sulfat

, còn được biết như là phèn làm giấy. Nó có thể phản ứng với một lượng nhỏ xà phòng trên các sợi

bột giấy nhão

để tạo ra cacbon nhôm dạng giêlatin, nó giúp làm đông lại các sợi bột giấy thành bề mặt cứng của giấy. Nó cũng được sử dụng để sản xuất

nhôm hiđrôxít

, là chất được sử dụng trong các nhà máy

xử lý nước

để

lọc

các tạp chất, cũng như để cải thiện mùi vị của nước. Sulfat nhôm được tạo ra từ phản ứng của

bô xít

với axít sulfuric:

Al2O3

+ 3 H2SO4

Al2(SO4)3

+ 3

H2O

Axít sulfuric cũng được sử dụng cho các mục đích khác trong công nghiệp hóa chất. Ví dụ, nó là chất xúc tác axít thông thường để chuyển hóa

cyclohexanoneoxim

thành

caprolactam

, sử dụng để sản xuất

nylon

(nilông). Nó cũng được sử dụng để sản xuất

axít clohiđric

từ

muối ăn

bằng

công nghệ Mannheim

. Phần nhiều H2SO4 được sử dụng trong công nghiệp hóa dầu để tinh luyện

dầu mỏ

, ví dụ làm chất xúc tác cho phản ứng của

isobutan

với

isobutylen

để tạo ra

isooctan

, là hợp chất làm tăng

chỉ số octan

của

xăng

. Axít sulfuric cũng là quan trọng cho sản xuất các loại

thuốc nhuộm

.

Hỗn hợp của axít sulfuric với nước được sử dụng làm chất điện giải trong hàng loạt các dạng

ắc quy axít-chì

trong đó nó tham gia vào phản ứng thuận nghịch để

chì

(Pb) và

chì điôxít

(PbO2) chuyển hóa thành

chì(II) sulfat

. Axít sulfuric cũng là thành phần cơ bản của một số chất làm sạch các cống rãnh, được sử dụng để làm sạch các vật cản có chứa giấy, giẻ rách và các vật liệu khác mà không dễ làm sạch bằng các dung dịch

xút ăn da

.

Hằng năm sản xuất 160 triệu tấn H2SO4. Axit sunfuric là hóa chất hàng đầu trong nhiều ngành sản xuất

  • Phẩm nhuộm 2%
  • Luyện kim 2%
  • Chất dẻo 5%
  • Chất tẩy rửa 14%
  • Giấy, sợi 8%
    • Sợi visco
    • Sợi axetat
  • Sơn 11 %
  • Phân bón 30%
    • Phân lân
    • Amoni sunfat
    • Phân NPK
  • Những ứng dụng khác 28%
    • Dầu mỏ
    • Thuốc nổ
    • Acquy
    • Dược phẩm
    • Thuốc trừ sâu

Xem thêm: Cấu hình 4

Lịch sử[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Sự phát hiện ra axít sulfuric được gắn với nhà hoá học và là

nhà giả kim thuật

Hồi giáo

, Jabir ibn Hayyan vào thế kỷ thứ VIII. Trong thế kỷ thứ IX, bác sĩ và nhà giả kim thuật người Ba Tư Ibn Zakariya al-Razi là người đã thu được chất này bằng cách

chưng cất

khô các loại khoáng chất như

sulfat sắt (II)

ngậm 7 phân tử nước (FeSO4 • 7H2O và

đồng (II) sunfat

ngậm 5 phân tử nước (CuSO4 • 5H2O. Khi bị nung nóng, các hợp chất này bị phân hủy tương ứng thành

Sắt (II)Oxit

Đồng (II)Oxit

, giải phóng

nước

triôxít lưu huỳnh

, chúng kết hợp với nhau tạo thành một dung dịch loãng của axít sulfuric. Phương pháp này đã được phổ biến tới châu Âu thông qua việc dịch các luận thuyết và sách Hồi giáo bởi các nhà giả kim thuật châu Âu, chẳng hạn như người Đức

Albertus Magnus

(thế kỷ XIII).

Axit sunfuric được các nhà giả kim thuật châu Âu thời trung cổ biết tới như dầu sunfat, linh hồn của sunfat hay đơn giản là sunfat. Từ sunfat (vitriol) có nguồn gốc từ Latinh, nghĩa là ‘kính’, gợi đến bề ngoài trong suốt của muối sunfat, những chất cũng được gọi bằng cái tên này. Muối được gọi là sunfat bao gồm đồng (II) sunfat (sunfat xanh lam hay sunfat La Mã), kẽm sunfat (sunfat trắng), sắt (II) sunfat (sunfat lam), sắt (III) sunfat (sunfat của sao Hoả) và coban sunfat (sunfat đỏ).

Sunfat được coi như chất căn bản quan trọng trong giả kim thuật, được dùng để tạo ra đá trường sinh. Sunfat đậm đặc được dùng như chất trung gian khi phản ứng với các chất khác, do axit không phản ứng với

vàng

, sản phẩm cuối cùng của quá trình giả kim. Tầm quan trọng của sunfat đối với giả kim thuật được nhấn mạnh trong phương châm của giả kim thuật Visita Interiora Terrae Rectificando Invenies Occultum Lapidem nghĩa là “Đi sâu vào lòng đất, bạn sẽ tìm ra viên đá bí mật/ được cất giấu”, trong L’Azoth des Philosophes được viết bởi nhà giả kim thuật thế kỷ thứ XV

Basilius Valentinus

.

Trong

thế kỷ XVII

, nhà hóa học người Đức-Hà Lan

Johann Glauber

đã điều chế axít sulfuric bằng cách đốt

lưu huỳnh

cùng với

kali nitrat

(KNO3), với sự có mặt của hơi nước. Khi KNO3 bị phân hủy, nó ôxi hóa lưu huỳnh thành SO3, là chất kết hợp với nước để tạo ra axít sulfuric. Trong năm 1736, Joshua Ward, một dược sĩ người

Luân Đôn

đã sử dụng phương pháp này để bắt đầu việc sản xuất hàng loạt axít sulfuric lần đầu tiên.

Năm

1746

Birmingham

,

John Roebuck

bắt đầu sản xuất axít sulfuric theo cách này trong các bể

chì

, là những thiết bị khỏe hơn và ít đắt tiền hơn cũng như có thể chế tạo lớn hơn so với các loại đồ chứa bằng thủy tinh đã sử dụng trước đây.

Công nghệ bể chì

này cho phép công nghiệp hóa việc sản xuất axít sulfuric hiệu quả hơn và cùng với một số cách làm tinh khiết thì nó đã là phương pháp chuẩn để sản xuất trong gần như hai thế kỷ.

Axít sulfuric của John Roebuck chỉ chứa khoảng 35–40% a xít. Các phương thức làm tinh khiết sau này trong công nghệ bể chì của nhà hóa học người Pháp

Joseph-Louis Gay-Lussac

và nhà hóa học người Anh

John Glover

đã cải thiện nó tới 78%. Tuy nhiên, việc sản xuất một số

thuốc nhuộm

và các hóa chất khác đòi hỏi phải có sản phẩm đậm đặc hơn, và trong suốt thế kỷ XVIII điều này chỉ có thể thực hiện bằng cách

chưng cất

khô các khoáng chất với kỹ thuật tương tự như các công nghệ nguyên thủy của

giả kim thuật

.

Pyrit

(đisulfua sắt, FeS2) đã bị nung nóng trong không khí để tạo ra

sắt(II)sunfat

(FeSO4), chất này bị ôxi hóa bằng cách nung nóng tiếp trong không khí để tạo ra

sắt (III) sulfat

(Fe2(SO4)3), là chất khi bị nung tới 480 °C bị phân hủy để tạo ra

sắt(III) oxit

triôxít lưu huỳnh

, chất này cho qua nước để tạo thành axít sulfuric với nồng độ bất kỳ. Chi phí cao của công nghệ này đã ngăn cản việc sản xuất/sử dụng đại trà axít sulfuric đậm đặc.

Năm 1831, nhà buôn

dấm

người Anh

Peregrine Phillips

đã lấy bằng sáng chế cho công nghệ kinh tế hơn để sản xuất triôxít lưu huỳnh và axít sulfuric đậm đặc, ngày nay được biết đến như là

công nghệ tiếp xúc

. Cuối cùng thì tất cả các nguồn cung cấp axít sulfuric trên thế giới ngày nay đều sản xuất theo phương pháp này.

Nguy hiểm[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Sự sôi của axít sulfuric khi thêm nước vào thường sinh ra các đám khói chứa hơi axít sulfuric, hơi này cực nóng cũng như có tính axít cao. Các đám cháy gần nơi có axít sulfuric thông thường được dập bằng các loại

bình bọt

hay các chất

đất khô

để tránh khả năng làm sôi axít. Ở những chỗ bắt buộc phải dùng nước thì mục tiêu là phải đổ nước thật nhiều và thật nhanh để có thể làm nguội nhanh nhiệt do phản ứng sinh ra.

Những người chữa cháy phải mặc

quần áo chống bắn tóe

khi làm việc với axít sulfuric, để bảo vệ chính họ chống lại cả hơi và sự bắn tung tóe hay lan tràn.

Cảnh báo[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

Khi cần phải pha loãng axit sufuric với nước thì phải cho từ từ axit vào nước, khuấy đều, tuyệt đối không được làm ngược lại. Xem

trên đây

để có thêm thông tin. Vì là một axit và một chất ôxi hóa mạnh, axit sulfuric cần được bảo quản tránh xa

bazơ

và các chất khử. Nó là một chất ăn mòn mạnh thậm chí ngay cả khi bị pha loãng, nó ăn mòn nhiều kim loại chẳng hạn như sắt và nhôm.

Cần sử dụng găng tay và kính khi tiếp xúc với H2SO4 loãng, và khi tiếp xúc với axit đậm đặc thì phải có các tấm bảo vệ mặt và tạp dề PVC.

Xem thêm: Tia hồng ngoại, phương pháp chăm sóc sắc đẹp hiệu quả

Tham khảo[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  1. ^

    a

    ă

    “Sulfuric acid safety data sheet”

    (PDF). arkema-inc.com.

    Bản gốc

    (PDF) lưu trữ ngày 17 tháng 6 năm 2012. Clear to turbid oily odorless liquid, colorless to slightly yellow.

  2. ^

    “Sulfuric acid – uses”

    . dynamicscience.com.au.

    Bản gốc

    lưu trữ ngày 9 tháng 5 năm 2013.

  3. ^

    “BASF Chemical Emergency Medical Guidelines – Sulfuric acid (H2SO4)”

    (PDF). BASF Chemical Company. 2012. Truy cập ngày 18 tháng 12 năm 2014.

  4. ^

    Chenier, Philip J. (1987). Survey of Industrial Chemistry. New York: John Wiley & Sons. tr. 45–57.

    ISBN

     

    978-0-471-01077-7

    .

  5. ^

    Hermann Müller “Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide” in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim. 2000

    doi

    :

    10.1002/14356007.a25_635

  6. ^

    http://essentialchemicalindustry.org/chemicals/sulfuric-acid.html

    . |title= trống hay bị thiếu (

    trợ giúp

    )

  7. ^

    “Sulphuric acid drain cleaner”

    (PDF). herchem.com.

    Bản gốc

    (PDF) lưu trữ ngày 29 tháng 10 năm 2015.

Liên kết ngoài[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  • MSDS của axít sulfuric

  • Danh mục các nhà cung cấp hóa chất của Chemexper

  • Tổng quan thương mại về công nghiệp axit sulfuric

Tham chiếu[

sửa

|

sửa mã nguồn

]

  1. Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
  2. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, pp 837–845, Pergamon Press, Oxford, UK, 1984.

    ISBN 0-08-022057-6

    .

  3. Philip J. Chenier, Survey of Industrial Chemistry, pp 45–57, John Wiley & Sons, New York, 1987.

    ISBN 0-471-01077-4

    .

Lấy từ “

https://vi.wikipedia.org/w/index.php?title=Axit_sunfuric&oldid=64788075

Chuyên mục: Kiến thức