Sulfuric acid

Министерство образования и науки РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное  учреждение

высшего профессионального образования

Волгоградский государственный технический университет

Кафедра иностранных языков

Семестровая работа

по английскому языку

Тема: « Sulfuric acid»

Источник : http://en.wikipedia.org/wiki/Sulfuric_acid

Выполнила:

студентка группы ХТ-245

Кудинова Анастасия

Проверила: Дегальцева Е.Н.

Краткая рецензия …………………………..............................................................

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Количество баллов ___________

Волгоград 2012

Содержание.

1.Sulfuric acid

2.Серная кислота

3.Словарь

Sulfuric acid.

Introduction.

Sulfuric acid is a highly corrosive strong mineral acid with the molecular formula H2SO4. The historical name of this acid is oil of vitriol.

It is a colorless to slightly yellow viscous liquid and is soluble in water at all concentrations. The corrosiveness of it is mainly due to its strong acidic nature, strong dehydrating property and if concentrated strong oxidizing property.

It has many applications and is a central substance in the chemical industry. Principal uses include lead-acid batteries for cars and other vehicles, mineral processing, fertilizer manufacturing, oil refining, wastewater processing, and chemical synthesis.

History.

The study of vitriol began in ancient times. Sumerians had a list of types of vitriol that they classified according to substance's color. Some of the earliest discussions on the origin and properties of vitriol are in the works of the Greek physician Dioscorides (first century AD) and the Roman naturalist Pliny the Elder (23–79 AD). Galen also discussed its medical use.

Sulfuric acid was called "oil of vitriol" by medieval European alchemists. There are references to it in the works ofVincent of Beauvais and in the Compositum de Compositis ascribed to Albertus Magnus.

In the 17th century, the German-Dutch chemist Johann Glauber prepared sulfuric acid by burning sulfur together with saltpeter (potassium nitrate, KNO3), in the presence of steam. As saltpeter decomposes, it oxidizes the sulfur to SO3, which combines with water to produce sulfuric acid. In 1736, Joshua Ward, a London pharmacist, used this method to begin the first large-scale production of sulfuric acid.

In 1746 in Birmingham, John Roebuck adapted this method to produce sulfuric acid in lead-lined chambers, which were stronger, less expensive, and could be made larger than the previously used glass containers. This lead chamber process allowed the effective industrialization of sulfuric acid production. After several refinements, this method, called the "lead chamber process" or "chamber process", remained the standard for sulfuric acid production for almost two centuries.

Sulfuric acid created by John Roebuck's process approached a 65% concentration. Later refinements to the lead chamber process by French chemist Joseph Louis Gay-Lussac and British chemist John Glover improved the yield to 78%. However, the manufacture of some dyes and other chemical processes require a more concentrated product. Throughout the 18th century, this could only be made by dry distilling minerals in a technique similar to the original alchemical processes.

Physical properties

Pure sulfuric acid is a viscous clear liquid, like oil, and this explains the old name of the acid ('oil of vitriol').

Commercial sulfuric acid is sold in several different purity grades. Technical grade H2SO4 is impure and often colored, but is suitable for making fertilizer. Pure grades such as United States Pharmacopeia (USP) grade are used for making pharmaceuticals and dyestuffs. Analytical grades are also available.

Polarity and conductivity

Anhydrous H2SO4 is a very polar liquid, having a dielectric constant of around 100. It has a high electrical conductivity, caused by dissociation through protonating itself, a process known asautoprotolysis.

The equilibrium constant for the autoprotolysis is :

The comparable equilibrium constant for water, Kw is 10−14, a factor of 1010 (10 billion) smaller.

Chemical properties

Reaction with water and dehydrating property

The hydration reaction of sulfuric acid is highly exothermic. One should always add the acid to the water rather than the water to the acid. Because the reaction is in an equilibrium that favors the rapid protonation of water, addition of acid to the water ensures that the acid is the limiting reagent. This reaction is best thought of as the formation of hydronium ions:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4−   

Because the hydration of sulfuric acid is thermodynamically favorable and the affinity of it for water is sufficiently strong, sulfuric acid is an excellent dehydrating agent. Concentrated sulfuric acid has a very powerful dehydrating property, removing water (H2O) from other compounds including sugar and other carbohydrates and producing carbon, heat, steam, and a more dilute acid containing increased amounts of hydronium and bisulfate ions.

In laboratory, this is often demonstrated by mixing table sugar (sucrose) into sulfuric acid. The sugar changes from white to dark brown and then to black as carbon is formed. A rigid column of black, porous carbon will emerge as well.[8]

Similarly, mixing starch into concentrated sulfuric acid will give elemental carbon and water as absorbed by the sulfuric acid (which becomes slightly diluted). The effect of this can be seen when concentrated sulfuric acid is spilled on paper which is composed of cellulose; the cellulose reacts to give a burnt appearance, the carbon appears much as soot would in a fire. The carbon will smell strongly of caramel due to the heat generated. Although less dramatic, the action of the acid on cotton, even in diluted form, will destroy the fabric.

The reaction with copper(II) sulfate can also demonstrate the dehydration property of sulfuric acid. The blue crystal is changed into white powder as water is removed.

Acid-base properties

As an acid, sulfuric acid reacts with most bases to give the corresponding sulfate. For example, the blue copper salt copper(II) sulfate, commonly used for electroplating and as a fungicide, is prepared by the reaction of copper(II) oxide with sulfuric acid:

CuO (s) + H2SO4 (aq) → CuSO4 (aq) + H2O (l)

Sulfuric acid can also be used to displace weaker acids from their salts. Reaction with sodium acetate, for example, displaces acetic acid, CH3COOH, and forms sodium bisulfate:

H2SO4 + CH3COONa → NaHSO4 + CH3COOH

Similarly, reacting sulfuric acid with potassium nitrate can be used to produce nitric acid and a precipitate of potassium bisulfate. When combined with nitric acid, sulfuric acid acts both as an acid and a dehydrating agent, forming the nitronium ion NO (+), which is important in nitration reactions involving electrophilic aromatic substitution. This type of reaction, where protonation occurs on an oxygenatom, is important in many organic chemistry reactions, such as Fischer esterification and dehydration of alcohols.

Uses.

Sulfuric acid is a very important commodity chemical, and indeed, a nation's sulfuric acid production is a good indicator of its industrial strength.]World production in 2004 was about 180 million tonnes, with the following geographic distribution: Asia 35%, North America (including Mexico) 24%, Africa 11%, Western Europe 10%, Eastern Europe and Russia 10%, Australia and Oceania 7%, South America 7%. Most of this amount (~60%) is consumed for fertilizers, particularly super phosphates, ammonium phosphate and ammonium sulfates. About 20% is used in chemical industry for production of detergents, synthetic resins, dyestuffs, pharmaceuticals, petroleum catalysts, insecticides and antifreeze, as well as in various processes . About 6% of uses are related to pigments and include paints, enamels, printing inks, coated fabrics and paper, and the rest is dispersed into a multitude of applications such as production of explosives, cellophane, acetate and viscose textiles, lubricants, non-ferrous metals and batteries.

Industrial production of chemicals

The major use for sulfuric acid is in the "wet method" for the production of phosphoric acid, used for manufacture of phosphate fertilizers. In this method, phosphate rock is used, and more than 100 million tonnes are processed annually. This raw material is shown below as fluorapatite, though the exact composition may vary. This is treated with 93% sulfuric acid to produce calcium sulfate,hydrogen fluoride (HF) and phosphoric acid. Ammonium sulfate, an important nitrogen fertilizer, is most commonly produced as a byproduct from coking plants supplying the iron and steel making plants. Reacting the ammonia produced in the thermal decomposition of coal with waste sulfuric acid allows the ammonia to be crystallized out as a salt (often brown because of iron contamination) and sold into the agro-chemicals industry.

Safety.

Sulfuric acid is highly caustic. Apart from its normal strong acid nature in which it decomposes animals' muscles due to its acid hydrolysis with proteins (chemically known as amides) and fats (chemically known as ester), the corrosive properties of sulfuric acid are also accentuated by its highly exothermic reaction with water (i.e. its dehydrating property). Burns from sulfuric acid are potentially more serious than those of other comparable strong acids (e.g. hydrochloric acid, nitric acid), as not only does it cause chemical burn but also secondary thermal burn which poses additional tissue damage due to the heat liberated by the reaction with water. If submerging pieces of animals' muscles into concentrated sulfuric acid, the tissues are dissolved and the whole solution becomes translucent and tends to be black as carbon is left. This is sometimes used to demonstrate the corrosive property of the acid. Moreover, sulfuric acid at a high concentration is a strong oxidizing agent  which should be carefully stored.

The danger is greater with more concentrated preparations of sulfuric acid, but even the normal laboratory "dilute" grade (approximately 1 M, 10%) will char paper by dehydration if left in contact for a sufficient time.

The standard first aid treatment for acid spills on the skin is, as for other corrosive agents, irrigation with large quantities of water. Washing is continued for at least ten to fifteen minutes to cool the tissue surrounding the acid burn and to prevent secondary damage. Contaminated clothing is removed immediately and the underlying skin washed thoroughly.

Preparation of the diluted acid can also be dangerous due to the heat released in the dilution process. The concentrated acid is always added to water and not the other way around, to take advantage of the relatively high heat capacity of water. Addition of water to concentrated sulfuric acid leads to the dispersal of a sulfuric acid aerosol or worse, an explosion. Preparation of solutions greater than 6 M (35%) in concentration is most dangerous, as the heat produced may be sufficient to boil the diluted acid: efficient mechanical stirring and external cooling (such as an ice bath) are essential.

On a laboratory scale, sulfuric acid can be diluted by pouring concentrated acid onto crushed ice made from de-ionized water. The ice melts in an endothermic process while dissolving the acid. The amount of heat needed to melt the ice in this process is greater than the amount of heat evolved by dissolving the acid so the solution remains cold. After all the ice has melted, further dilution can take place using water.

Pure sulfuric acid should be safely stored in glass vessels or bottles.

Серная кислота.

Введение.

Серная кислота – это сильная минеральная кислота с высокой коррозионной стойкостью с молекулярной формулой . Историческое название этой кислоты – купоросное масло.

Это бесцветная или слегка желтоватая вязкая жидкость, растворимая в воде в любых концентрациях. Своей коррозионной способностью она обладает благодаря повышенной кислотности, сильным обезвоживающим свойством и сильно концентрированным окислителем.

У нее множество применений и является одним из главных веществ в химической промышленности. В основные области ее применения включают: свинцово- кислотные аккумуляторы для автомобилей и других транспортных средств, переработку минерального сырья, производство удобрений, нефтепереработку, переработку сточных вод и химический синтез.

История.

Изучение купороса началось в глубокой древности. У шумеров был перечень видов купороса, и их классификация в соответствии с цветом вещества. Одни из самых ранних обсуждений о происхождении и свойствах купороса были в работах греческого врача Диоскорида ( первый век н.э.) и римского натуралиста  Плиния Старшего (23-79 гг). Гален также обсудил его медицинское применение.

«Купоросным маслом» серная кислота была названа средневековыми европейскими алхимиками. Ее упоминание есть в работах Винсента Бове  и Альберта Великого.

В 17 веке, немецко- голландский химик Иоганн Глаубер приготовил серную кислоту путем сжигания серы с селитрой  ( нитрат калия, ), в присутствии водяного пара. Когда селитра разлагается, она окисляет серу до , соединяясь с водой оно образует серную кислоту. В 1736 году Джошуа Уорд, фармацевт из Лондона, использовал этот метод для начала первого крупномасштабного производства серной кислоты.

В 1746 году в Бирмингеме, Джон Робак приспособил этот метод поучения серной кислота для камеры со свинцовой подкладкой, что было дешевле и можно было произвести больше чем в стеклянной таре, как делалось ранее. Этот камерный процесс привел к более эффективному производству серной кислоты и индустриализации. После некоторых уточнений этот метод стал назваться «ведущим камерным процессом» или просто «процессом в камере», оставшись стандартом для производства кислоты в течение почти двух веков.

Серная кислота , произведенная по процессу Джона Робака сохранила 65%-ю концентрацию. Позже, после уточнения камерного процесса , французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак и английский химик Джон Гловер улучшил выход до 78%. Тем не менее, производство некоторых красителей и других химических процессов требовало более концентрированный продукт. На протяжении 18- го века это можно было сделать только путем сухой перегонки минералов, техникой, похожей на алхимические процессы.

Физические свойства.

Чистая серная кислота представляет собой вязкую прозрачную жидкость, как и масло, это и объясняет старое название кислоты («масло купороса»). Коммерческая серная кислота продается нескольких видов чистоты. Техническая кислота нечистая, часто окрашена , но подходит для изготовления удобрений. Чистые виды класса USP используются для изготовления лекарственных средств и красителей. Аналитические классы также доступны.

Полярность и проводимость

Безводная очень полярная жидкость, имеющая диэлектрическую проницаемость около 100. Она обладает высокой электропроводностью, и результатом диссоциации через протонирование будет процесс, известный как автопротолиз.

Константой равновесия для автопротолиза является :

Для сравнения константа равновесия воды = , то есть константа кислоты меньше в .

Химические свойства.

Реакция с водой и обезвоживание.

Реакции гидратации серной кислоты сильно экзотермические. Необходимо всегда добавлять  кислоту в воду ,а не воду в кислоту. Так как реакция находится в равновесии, что способствует быстрому протонированию воды, а добавление кислоты в воду гарантирует, что кислота является предельным реагентом. Эту реакцию лучше всего рассматривать как образование ионов гидроксония:

Поскольку гидратация серной кислоты термодинамически выгодна и связь с водой достаточна сильная , серная кислота является прекрасным осушителем. Концентрированная серная кислота имеет очень мощное обезвоживающее свойство, удаление воды от других соединений , в том числе сахара и других углеводов, угля, пара ,а также из разбавленной серной кислоты содержащей повышенное количество гидроксония и бисульфат ионов.

В лаборатории часто демонстрируют смешение сахарозы и серной кислоты. Сахар  меняется от белого до темно-коричневого, а затем черного как уголь цвета.

Кроме того, смешивание крахмала и концентрированной серной кислоты дает элементарный углерод и воду, поглощенный серной кислотой ( которая становится слегка разбавленной).

Этот эффект можно увидеть, если пролить концентрированную серную кислоту на бумагу, состоящую из целлюлозы. Целлюлоза сгорит, а углерод будет выглядеть как сажа. У углерода будет сильный запах карамели.  Не столь страшно, но действие серной кислоты, даже разбавленной на хлопок , уничтожит ткань.