Zwavelzuur

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Zwavelzuur
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van zwavelzuur
Structuurformule van zwavelzuur
Molecuulmodel van zwavelzuur
Molecuulmodel van zwavelzuur
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)		 H2SO4
IUPAC-naam zwavelzuur
Andere namen vitrioololie, vitriool
Molmassa 98,08 g/mol
CAS-nummer 7664-93-9
EG-nummer 231-639-5
Beschrijving Sterk zuur, zeer corrosieve vloeistof
Vergelijkbaar met Salpeterzuur
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Corrosief
Gevaar
H-zinnen H314
EUH-zinnen geen
P-zinnen P260 - P264 - P280 - P363
Omgang Uiterst voorzichtig behandelen, draag zuurbestendige handschoenen en een gezichtsmasker
Opslag In een afgesloten glazen fles in een goed geventileerde ruimte. Let op: reageert heftig met water, basen, metalen en organische stoffen
EG-Index-nummer 016-020-00-8
VN-nummer 1830
ADR-klasse Gevarenklasse 8
LD50 (ratten) (oraal) 2140[1] mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vloeibaar bij kamertemperatuur
Kleur kleurloos tot geel
Dichtheid 1,8356 g/cm³
Smeltpunt 10,38 °C
Kookpunt 279,6 °C
Goed oplosbaar in water
Evenwichtsconstante(n) pKa,1 = −3,9[2]
pKa,2 = 1,96[2]
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar)
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Zwavelzuur, of diwaterstofsulfaat heeft de molecuulformule H2SO4 en is een sterk zuur dat bij kamertemperatuur een kleurloze, licht stroperige vloeistof is (vitrioololie genoemd). Het is in alle verhoudingen met water mengbaar. Zouten van dit zuur heten sulfaten. Zwavelzuur is een van de belangrijkste universeel toegepaste grondstoffen in de chemische industrie: in 2001 werd wereldwijd bijna 165 miljoen ton geproduceerd.[3]

Inhoud

Gebruik [bewerken]

Zwavelzuur is niet alleen een sterk zuur, het is ook een sterke oxidator (wanneer het wordt verhit) en bij kamertemperatuur ook een hygroscopisch (wateronttrekkend) middel. De gebruiksgebieden zijn veelzijdig:

In het laboratorium als droogmiddel of als reagens in redoxreacties. Ook vinden vele organische syntheses plaats onder invloed van zwavelzuur als katalysator en hygroscopisch midden om een chemisch evenwicht te verplaatsen, bijvoorbeeld bij aromatische nitrering.

Toxicologie en veiligheid [bewerken]

Zwavelzuur is zeer gevaarlijk. Giet nooit water over geconcentreerd zwavelzuur, maar giet het zuur over het water. Enkele ezelsbruggetjes om dit te onthouden:

  • Het mag nooit regenen in zuurland,
  • Een sterk zuur laat zich niet dopen,
  • Water bij zuur is bloed aan de muur of
  • Water bij zuur is als spelen met vuur.
  • Water bij zuur is duur, zuur bij water is goed voor later.
  • Eerst water de rest (zuur) komt later.

Bij toevoeging van water aan zwavelzuur is de hoeveelheid warmte die vrijkomt door het oplossingsproces groot genoeg om het mengsel te doen spatten. De grote hoeveelheden warmte ontstaan doordat het molecuul zwavelzuur ontbindt in een proton, dat zich aan een watermolecule hecht en één eenwaardig negatief waterstofsulfaation vormt. Indien ijs beschikbaar is kan voor het verdunnen van geconcentreerd zwavelzuur het zuur aan ijs worden toegevoegd. In dat geval is de smeltwarmte van het ijs ruim voldoende om de oploswarmte van het zuur te compenseren: de oplossing koelt af. Het voordeel daarvan is dat een koude oplossing waarschuwt door de condensvorming aan de buitenzijde van de fles. Een warme oplossing waarschuwt pas (tot ongeveer 70 °C komt er nog weinig damp af) als men de fles vastneemt. Het is daarom altijd aangewezen om beschermende kleding en gezichtsbescherming te dragen. Er is vaak een nevel van kleine zwavelzuurdruppeltjes die vrijkomt bij het werken met het geconcentreerde zuur. Deze vreet kleding en de huid aan, door er water aan te onttrekken en de textielvezels en huid te oxideren. Bij een acute blootstelling aan irriterende dampen met een hoge concentratie van zwavelzuur kan men het ziektebeeld RADS (Reactive Airways Dysfunction Syndrome) ontwikkelen, bij meerdere blootstellingen aan lagere concentraties IIA (Irritant-induced asthma).

Productie [bewerken]

Zwavelzuur is gebaseerd op het zure oxide SO3 zwaveltrioxide en wordt daaruit gevormd bij toevoeging van 2% water en 98% zwavel:

SO3 + H2O → H2SO4

Zwaveltrioxide wordt meestal als volgt bereid. Allereerst wordt zwavel verbrand:

S + O2 → SO2

SO2 kan in combinatie met zuurstof in een evenwichtsreactie terechtkomen, waarbij SO3 ontstaat. Economisch gezien is het handig om hierbij vanadium(V)oxide als hulpstof te gebruiken:

SO2 + V2O5 → SO3 + V2O4

V2O4 is met behulp van zuurstof weer makkelijk om te zetten in V2O5.

Zowel het trioxide als zwavelzuur zijn hygroscopische stoffen. Bij verdunning met water komt een grote hoeveelheid warmte vrij.

Zwavelzuur kan ook op een andere manier worden bereid. Ook hierbij verbrandt men eerst zuivere zwavelkristallen:

S + O2 → SO2

Als men het zwaveldioxide onmiddellijk met water laat reageren ontstaat er zwaveligzuur:

SO2 + H2O → H2SO3

Dit is een instabiel zuur dat bij blootstelling aan ongebonden zuurstof in zwavelzuur verandert:

2 H2SO3 + O2 → 2 H2SO4

Twee veelgebruikte methoden om op industriële schaal zwavelzuur te fabriceren zijn het lodenkamerproces en het contactproces. Met dit laatste proces kan men het meest zuivere en geconcentreerde zwavelzuur maken.

Industrie [bewerken]

Zwavelzuur werd al sinds de middeleeuwen op laboratoriumschaal vervaardigd.

De eerste zwavelzuurfabriek ter wereld ging in 1746 in bedrijf te Richmond. Het zuur werd gebruikt in de metaalindustrie en bij het vervilten en bleken van vezels. Het zuur werd gewonnen via het lodenkamerproces.

Eind 18e eeuw bestonden er in Groot-Brittannië al vele zwavelzuurfabrieken. Alleen al in Glasgow waren dat er een zestal. Op het Europese continent volgden Duisburg en Rijsel eind 18e en begin 19e eeuw. De derde fabriek op het Europese vasteland was Ketjen in Amsterdam.

Begin 19e eeuw begon men het productieproces ook wetenschappelijk te bestuderen. Dit resulteerde eerst in omzetting van het lodenkamerproces van batchgewijs naar continu, en later de introductie van het contactproces, waarbij vanadium als katalysator werd gebruikt. Ketjen voerde het contactproces in 1901 in.

Fabrieken die sulfidische ertsen verwerken, en ook cokesfabrieken, produceren zwaveldioxide als bijproduct. Dit zetten zij om in zwavelzuur.

Vroeger werd ook vaak pyriet (FeS2) als grondstof gebruikt, tegenwoordig hanteert men ook zwavel dat gewonnen wordt bij de ontzwaveling van aardolie en aardgas.

Zwavelzuur vindt zijn toepassing bij de bereiding van kunstmest, terwijl er een uitgebreide chemie op basis van zwavel bestaat.

Externe links [bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. ↑ American Industrial Hygiene Association Journal. Vol. 30, Pg. 470, 1969
  2. ↑ a b Tabelle von Säurekonstanten von der ETH Zürich
  3. ↑ Sulfuric Acid, in Chemical Economics Handbook, SRI International, Menlo Park, Calif., januari 2003
Wikimedia Commons

Overgenomen van "http://nl.wikipedia.org/w/index.php?title=Zwavelzuur&oldid=37590430"