황산

이 글의 외부 링크 사용은 위키백과의 정책이나 지침을 따르지 않을 수 있습니다. 과도하거나 부적절한 외부 링크를 제거하고, 필요한 경우 유용한 링크를 각주 참조로 변환하여 이 기사를 개선하십시오.(2022년 7월) (이 템플릿 메시지를 제거하는 방법 및 시기 알아보기)

황산

공간채움모형 볼앤스틱 모형 S=O 결합길이 = 142.2 pm, S-O 본드 길이 = 157.4pm, O-H 본드 길이 = 97pm
이름들
IUPAC이름 황산
기타이름 독설의 기름 황산수소
식별자
CAS 번호	7664-93-9 Y
3D 모델(JSMO)	인터랙티브 이미지
ChEBI	CHEBI:26836 Y
쳄블	CHEMBL572964 Y
켐스파이더	1086 Y
ECHA 인포카드	100.028.763
EC 번호	231-639-5
E번	E513 (산도조절제, ...)
Gmelin 참조	2122
케그	D05963 Y
펍켐 CID	1118
RTECS 번호	WS5600000
유니아이	O40UQP6WCF Y
UN번호	1830
CompTox 대시보드 (EPA)	DTXSID5029683
InChI InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4) 키 : QAOWNCQOCNURD-UHFFFAOYSA-N Y InChI=1/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4) 키 : QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYAC
스마일즈 OS(=O)(=O)O
특성.
화학식	HSO24, 때때로 표현(HO)2SO2
어금니 질량	98.079 g/mol
외모	무색 점성 액체
냄새	무취
밀도	1.8302g/cm3, 액체[1]
융점	10.31[1]°C (50.56°F; 283.46K)
비등점	337[1]°C (639°F; 610K) 황산이 300°C 이상일 경우(572°F; 573K), 점차3 SO + HO로2 분해됨
물에 대한 용해도	혼합성, 발열성
증기압	0.001mmHg(20°C)[2]
산도(pKa)	pK = -2.8 pK = 1.99
켤레염기	이황산염
점도	26.7 cP(20°C)
구조[3]
결정구조	단사정계의
공간군	C2/c
격자 상수	a = 818.1(2) pm, b = 469.60(10) pm, c = 856.3(2) pm α = 90°,β = 111.39(3) °, γ = 90°
공식 단위 (Z)	4
열화학
어금니 엔트로피 (S⦵298)	157J/(mol·K)[4]
스덴탈피 형성 (δ)	−814 kJ/mol[4]
유해성
GHS 라벨링:
픽토그램
신호어	위험
유해성 진술	H314
주의사항 진술	P260, P264, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P321, P363, P405, P501
NFPA 704 (파이어다이아몬드)	3 0 2 W OX
플래시 포인트	불연성
임계값(TLV)	15 mg/m3 (IDLH), 1 mg/m3 (TWA), 2 mg/m3 (STEL)
치사량 또는 농도(LD, LC):
LD50(중앙선량)	2140 mg/kg (쥐, 경구)[5]
LC50(중위농도)	50mg/m (guinea돼지, 8시간) 510mg/m3 (쥐, 2시간) 320mg/m (mouse, 2시간) 18mg/m(guinea돼지) [5]
LCLo (최저 발행)	87mg/m (guinea돼지, 2.75시간)
NIOSH(미국 건강 노출 한도):
PEL(허용)	TWA 1mg/m3[2]
REL (권장)	TWA 1mg/m3[2]
IDLH(즉각 위험)	15mg/m3[2]
안전자료(SDS)	외부 MSDS
관련화합물
관련 강산	셀렌산 염산 질산 크롬산
관련화합물	황산 퍼옥시모노황산 삼산화황 올륨
별도의 언급이 없는 경우를 제외하고, 표준 상태(25 °C [77 °F], 100 kPa에서)의 재료에 대한 데이터가 제공됩니다. N 확인합니다(무엇이?) 인포박스 참조

황산(미국 철자법과 선호 IUPAC 이름) 또는 황산(커먼웰스 철자법)은 고대에 유리질의 기름으로 알려진, 황, 산소, 수소 원소로 구성된 광물산이며, 분자식은 HSO입니다₂₄.그것은 무색, 무취, 점성이 있는 액체로 물과 섞일 수 있습니다.^[6]

순수 황산은 수증기와 강한 친화력 때문에 자연적으로 발생하지 않으며 흡습성이 뛰어나며 공기 중에서 수증기를 쉽게 흡수합니다.^[6]농축 황산은 강력한 탈수 특성을 가진 산화제이기 때문에 암석에서 금속에 이르기까지 다른 물질에 대한 부식성이 강합니다.오산화인은 황산에 의해 탈수되지 않고 반대로 황산을 삼산화황으로 탈수시킨다는 점에서 매우 예외적입니다.황산을 물에 첨가하면 상당한 양의 열이 방출되므로, 방출된 열이 용액을 끓이고 공정 중에 뜨거운 산 방울을 분사할 수 있으므로 산에 물을 첨가하는 역순서를 수행해서는 안 됩니다.황산은 신체 조직과 접촉하면 심각한 산성 화학 화상을 일으키고 탈수로 인한 2차 열 화상까지 일으킬 수 있습니다.^[7][8]묽은 황산은 산화적 및 탈수적 특성이 없으면 상당히 덜 위험하지만, 산성에 주의하여 처리해야 합니다.

황산은 매우 중요한 상품 화학물질입니다; 한 나라의 황산 생산량은 산업 강도를 나타내는 좋은 지표입니다.^{[9][non-primary source needed]}접촉 공정, 습식 황산 공정, 납 챔버 공정 등 다양한 방법으로 널리 생산되고 있습니다.^[which?][10]황산은 화학 산업의 핵심 물질이기도 합니다.비료 제조에^[11] 가장 일반적으로 사용되지만 광물 가공, 정유, 폐수 가공, 화학 합성에도 중요합니다.납축전지의 전해질로서, 화합물의 탈수에 있어서, 또한 다양한 세정제에 있어서,^[12] 국내의 산성 드레인 세정제를 포함한 광범위한 최종 용도를 가지고 있습니다.황산은 삼산화황을 물에 녹여서 얻을 수 있습니다.

물리적 특성

황산등급

거의 100% 황산 용액을 만들 수 있지만 끓는점에서 SO가₃ 손실되면 98.3%의 산 농도가 됩니다."농축 황산"이라고 표현되는 일반적인 형태는 저장성이 더 안정적인 98.3% 등급입니다.다른 농도는 다른 용도로 사용됩니다.일반적인 농도는 다음과 같습니다.^[13][14]

질량 분율 H2SO4	밀도 (kg/L)	집중 (mol/L)	통칭
<29%	1.00-1.25	<4.2	희석 황산
29–32%	1.25–1.28	4.2–5.0	건전지 산 (납축 배터리에 사용)
62–70%	1.52–1.60	9.6–11.5	실내산 비료산
78–80%	1.70–1.73	13.5–14.0	탑산 글로버산
93.2%	1.83	17.4	66 °Bé(66도 Baumé) 산
98.3%	1.84	18.4	농축 황산

"챔버산"과 "타워산"은 납 챔버 공정에서 생성된 황산의 두 가지 농도로, 챔버산은 납 챔버 자체에서 생성된 산(니트로실황산 오염 방지를 위해 70%)이며, 타워산은 글로버 타워 바닥에서 회수된 산입니다.^[13][14]필요한 경우 농축 황산으로 실험실에서 준비할 수 있지만, 현재는 상업적인 황산 농도로 사용되지 않습니다.특히, "10 M" 황산(많은 적정에 사용되는 챔버 산의 현대적인 등가물)은 98%의 황산을 동일한 부피의 물에 천천히 첨가하여 좋은 교반으로 제조됩니다. 혼합물의 온도는 80 °C(176 °F) 이상까지 올라갈 수 있습니다.^[14]

황산

황산은 HSO₂₄ 분자를 포함하고 있을 뿐만 아니라, 아래 표에 나와 있는 것처럼 실제로는 많은 다른 화학종들의 평형입니다.

순수 황산 평형^[15]

종.	mMol/kg
HSO−4	15.0
H3SO+4	11.3
H3O+	8.0
HS2O−7	4.4
H2S2O7	3.6
H2O	0.1

황산은 무색의 유성 액체로 25℃에서는 0.001 mmHg, 145.8℃에서는 1 mmHg의 증기압을 가지며,^[16] 40℃에서는 98%의 황산이 1 mmHg의 증기압을 갖습니다.^[17]

고체 상태에서 황산은 거의 삼각 격자 매개변수를 갖는 단사정계 결정을 형성하는 분자 고체입니다.그 구조는 (010) 평면에 평행한 층들로 구성되어 있고, 각 분자는 두 개의 다른 분자에 수소 결합으로 연결되어 있습니다.^[3]수화물 HSO·nHO는 n = 1, 2, 3, 4, 6.5 및 8에 대해 알려져 있지만, 대부분의 중간 수화물은 불균형에 대해 안정합니다.

극성과 전도성

무수 HSO는₂₄ 유전 상수가 100 정도인 극지방 액체입니다.높은 전기 전도도를 가지고 있으며, 이는 자동 양성자 분해의 결과입니다.^[15] 즉, 자가 양성자화:

${\display style {\ce {2H2SO4<=> H3SO4+ + HSO4-}}$

자동 양성자 분석(25°C)의 평형 상수는 다음과 같습니다.^[15]

[HSO][HSO] = 2.7 x 10

물에 해당하는 평형 상수인 K는_w 10으로⁻¹⁴, 100억¹⁰ 배 더 작습니다.

산의 점도에도 불구하고, HSO₃+4 및 HSO-4 이온의 유효 전도도는 분자 내 양성자 스위치 메커니즘(물 속의 Grothuss 메커니즘과 유사)으로 인해 높아 황산을 좋은 전기 도체로 만듭니다.그것은 또한 많은 반응에 탁월한 용매입니다.

화학적 성질

산도

황산의 수화 반응은 고도의 발열, 희석입니다.^[19]

산 해리 상수에서 알 수 있듯이 황산은 강한 산입니다.

HSO → HO + HSO-4K = 1000

이 이온화의 생성물은 이황산 음이온인 HSO-4입니다.비황산염은 훨씬 약한 산입니다.

HSO-4 + HO → HO + SO2-4K = 0.01

이 두 번째 해리의 생성물은 SO2-4, 황산 음이온입니다.

탈수

농축 황산은 강력한 탈수 특성을 가지고 있어서 테이블 설탕(수크로스)과 다른 탄수화물과 같은 다른 화학 화합물로부터 물(HO₂)을 제거하여 탄소, 증기, 열을 생산합니다.테이블 설탕(수크로스)의 탈수는 일반적인 실험실 시연입니다.^[21]설탕은 탄소가 형성됨에 따라 어두워지고, 그림에 나타난 것처럼 카본 스네이크라고 불리는 검은 다공성 탄소의 단단한 기둥이 나타날^[22] 수 있습니다.

${\displaystyle {\underset {\text{sucrose}}{{\ce {C12H22O11}}}\long right arrow {\underset {\text{black}}\atop {\text{graphite foam}}{{\ce {12C}}}+{\ce {11H2O_{(g,l)}}.$

마찬가지로 녹말을 농축 황산에 섞으면 원소 탄소와 물이 나옵니다.이 효과는 농축 황산을 종이 위에 쏟으면 알 수 있는데, 이 종이는 셀룰로오스로 구성되어 있는데, 셀룰로오스가 반응하여 탄소가 불에서 나온 그을음처럼 보이는 탄 모습을 제공합니다.덜 극적이지만, 산이 면에 작용하는 것은 심지어 희석된 형태에서도 옷감을 파괴합니다.

${\displaystyle {\underset {\text{polysaccharide}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}\긴 오른쪽 화살표 6n\{\ce {C}}+5n\{\ce {H2O}}$

구리와의 반응(II) 황산은 황산의 탈수 특성을 입증할 수 있습니다.파란색 결정은 물이 제거되면 흰색 가루로 바뀝니다.

${\displaystyle {\underset {{\text{copper(II) 황산염}}\atop {\text{pentahydrate}}{{\ce {CuSO4*5H2O}}}\long right arrow {\underset {\text{무수}}\atop {\text{구리()II) 황산염}}{{{\ce {Cu}SO4}}}}}}+{\ce{5 H2O}}$

염류와의 반응

황산은 대부분의 염기와 반응하여 상응하는 황산염 또는 황산이 됩니다.

황산은 염화나트륨과 반응하여 염화수소 가스와 황산나트륨을 생성합니다.

NaCl + HSO → NaHSO + HCl

황산 알루미늄(Aluman sulfate)은 제지업체의 알루미나라고도 하며, 황산 알루미늄은 보크사이트를 황산으로 처리하여 제조합니다.

2 AlO(OH) + 3HSO → Al(SO) + 4 HO

황산은 소금으로부터 약한 산을 대체하는 데에도 사용될 수 있습니다.예를 들어 아세트산 나트륨과의 반응은 아세트산, CHCOOH를₃ 대체하고 이황산 나트륨을 형성합니다.

HSO + CHCONA → NaHSO + CHCOOH

마찬가지로 질산칼륨을 황산으로 처리하면 질산이 생성됩니다.

질산과 결합하면 황산은 산과 탈수제 역할을 모두 하여 니트로늄 이온 NO+2를 형성하는데, 이는 친전자성 방향족 치환을 수반하는 질화 반응에서 중요합니다.산소 원자에서 양성자화가 일어나는 이러한 유형의 반응은 피셔 에스테르화와 알코올의 탈수와 같은 많은 유기 화학 반응에서 중요합니다.

황산이 초산과 반응하게 되면 염기로 작용할 수 있고 양성자화되어₃₄ [HSO] ⁺이온을 형성할 수 있습니다.액체 HF에서 다음과 같은 반응을 사용하여 [HSO₃₄]⁺의 염이 제조되었습니다(예: 트리하이드록시옥소술포늄 헥사플루오로안티모네이트(V)[HSO₃₄][⁺SbF₆]).⁻

[(CH₃)₃SiO]₂SO + 3 HF + SbF → [HSO][SbF] + 2 (CH)SiF

상기 반응은 부생성물에서 Si-F 결합의 높은 결합 엔탈피로 인해 열역학적으로 선호됩니다.그러나 순수 황산이 자가 이온화되어 [HO₃]⁺ 이온을 생성하기 때문에 단순히 플루오로안티몬산을 사용하는 양성자화는 실패했습니다.

2 HSO ⇌ [HO] + [HSO]

HF/SbF₅ 시스템에 의해 [HSO₂₄₃₄]⁺로 변환되는 것을 방지합니다.^[23]

금속과의 반응

묽은 황산도 다른 전형적인 산처럼 한 번의 변위 반응을 통해 많은 금속과 반응하여 수소 가스와 염(금속 황산)을 생성합니다.철, 알루미늄, 아연, 망간, 마그네슘 및 니켈과 같은 반응성 금속(반응성 시리즈에서 구리보다 높은 위치에 있는 금속)을 공격합니다.

Fe + HSO → H + FeSO

농축 황산은 이산화황을 방출하는 산화제 역할을 할 수 있습니다.^[7]

Cu + 2HSO → SO + 2HO + SO2-4 + Cu

그러나 납과 텅스텐은 황산에 강합니다.

탄소 및 황과의 반응

고온 농축 황산은 탄소^[24](역청탄)와 황을 산화시킵니다.

C + 2HSO → CO + 2SO + 2HO

S + 2HSO → 3SO + 2HO

친전자성 방향족 치환

벤젠은 황산으로 친유성 방향족 치환을 수행하여 상응하는 술폰산을 생성합니다.^[25]

황-요오드 주기

황산은 물로부터 수소를 생산하는 데 사용될 수 있습니다.

2 I + 2 SO + 4 HO → 4 HI + 2 HSO		(120°C, Bunsen 반응)
2HSO → 2SO + 2HO + O		(830°C)
4 HI → 2 I + 2 H		(320°C)

황과 요오드의 화합물은 회수되어 재사용되기 때문에 이 과정은 황-요오드 사이클이라고 불립니다.이 과정은 흡열성이며 고온에서 발생해야 하므로 열 형태의 에너지를 공급해야 합니다.황-요오드 사이클은 수소 기반 경제를 위해 수소를 공급하는 방법으로 제안되었습니다.전기 분해에 대한 대안이며, 증기 개질의 현재 방법처럼 탄화수소를 필요로 하지 않습니다.그러나 그렇게 생산된 수소의 모든 가용 에너지는 수소를 만드는 데 사용된 열에 의해 공급됩니다.^[26][27]

발생

황산은 물에 대한 친화력이 매우 뛰어나기 때문에 무수 형태로 지구에서 자연적으로 만나는 경우는 거의 없습니다.묽은 황산은 산성비의 구성 성분으로, 물이 있는 곳에서 이산화황이 대기 산화되어 형성됩니다. 즉 산화에 의해 형성됩니다.석탄이나 석유와 같은 황을 함유한 연료가 연소될 때 이산화황은 주요 부산물입니다(주요 생성물인 탄소 산화물과 물 이외에도).

황산은 황철석과 같은 황화물 광물의 산화에 의해 자연적으로 형성됩니다.

2 FeS + 7 O + 2 HO → 2 Fe + 4 SO2-4 + 4 H

그 결과 생성되는 고도의 산성수는 산성 광산 배수(AMD) 또는 산성암 배수(ARD)라고 불립니다.

Fe는²⁺ 추가로 Fe로³⁺ 산화될 수 있습니다.

4Fe + O + 4H → 4Fe + 2HO

생성된 Fe는³⁺ 수산화물 또는 수산화철 산화물로 침전될 수 있습니다.

Fe + 3HO → Fe(OH)↓ + 3H

철(III) 이온("철철")은 황철석을 산화시킬 수도 있습니다.

FeS + 14 Fe + 8 HO → 15 Fe + 2 SO2-4 + 16 H

황철(III) 산화가 일어날 때, 그 과정은 빠르게 진행될 수 있습니다.이 공정에 의해 생성된 ARD에서 0 이하의 pH 값이 측정되었습니다.

또한 ARD는 더 느린 속도로 황산을 생성할 수 있으므로 대수층의 산 중화 능력(ANC)이 생성된 산을 중화시킬 수 있습니다.이러한 경우, 물의 총 용존 고형물(TDS) 농도는 미네랄과의 산-중성화 반응에 의한 미네랄의 용해로부터 증가될 수 있습니다.

황산은 특정 해양 생물 종에 의해 방어용으로 사용되는데, 예를 들어, 황체조류인 Desmarestia munda (Desmarestiales목)는 황산을 세포의 진공에 농축시킵니다.^[28]

성층권 에어로졸

일반적으로 지구 표면의 10km에서 50km 사이에 있는 대기의 두 번째 층인 성층권에서 황산은 수산화 라디칼에 의한 이산화황 화산의 산화에 의해 형성됩니다.^[29]

SO + HO → HSO

HSO + O → SO + HO

SO + HO → HSO

황산은 성층권에서 초포화 상태에 도달하기 때문에 에어로졸 입자를 핵화하고 다른 물-황산 에어로졸과의 응축 및 응고를 통해 에어로졸 성장을 위한 표면을 제공할 수 있습니다.이로 인해 성층권 에어로졸 층이 생성됩니다.^[29]

외계 황산

영구적인 금성 구름은 집중된 산성비를 만들어 내는데, 지구 대기의 구름은 물비를 만들어 내기 때문입니다.^[30]목성의 달 유로파는 또한 황산 수화물을 포함한 대기를 가지고 있는 것으로 생각됩니다.^[31]

제조업

황산은 기존의 접촉 공정(DCDA) 또는 습식 황산 공정(WSA)을 통해 황, 산소 및 물로부터 생성됩니다.

연락처프로세스

첫 번째 단계에서, 황은 이산화황을 생산하기 위해 연소됩니다.

S(들) + O → SO

이산화황은 바나듐(V) 산화 촉매가 있는 곳에서 산소에 의해 삼산화황으로 산화됩니다.이 반응은 가역적이고 삼산화황의 형성은 발열성입니다.

2SO + O ⇌ 2SO

삼산화황은 97-98%의 HSO에₂₄ 흡수되어 흄 황산 또는 파이로설퍼산으로도 알려져 있는 석유(HSO₂₂₇)를 형성합니다.그런 다음, 오일을 물로 희석하여 농축 황산을 형성합니다.

HSO + SO → HSO

HSO + HO → 2HSO

"습식 황산 공정"이라고 불리는 SO를₃ 물에 직접 용해하는 것은 반응이 극도로 발열하여 응축 및 분리가 필요한 황산의 뜨거운 에어로졸이 발생하기 때문에 거의 실행되지 않습니다.

습식황산공정

첫 번째 단계에서 황을 연소하여 이산화황을 생성합니다.

S + O → SO (-297 kJ/mol)

또는 황화수소(HS₂) 가스는 SO₂ 가스로 소각됩니다.

2HS + 3O → 2HO + 2SO (-1036kJ/mol)

이산화황은 바나듐(V) 산화물을 촉매로 산소를 이용하여 삼산화황으로 산화됩니다.

2 SO + O ⇌ 2 SO (-198 kJ/mol) (반응은 가역)

삼산화황은 황산 HSO로₂₄ 수화됩니다.

SO + HO → HSO(g) (-101kJ/mol)

마지막 단계는 황산을 97~98%의 액체₂₄ HSO로 응축하는 것입니다.

HSO(g) → HSO(l)(-69kJ/mol)

기타방법

덜 알려진 방법은 메타 설파이트(metabisulfite) 방법으로, 비이커의 바닥에 메타 설파이트(metabisulfite)를 넣고 12.6 몰 농도의 염산을 첨가하는 방법.생성된 가스는 질산을 통해 거품을 내어 반응이 진행될 때 이산화질소의 갈색/빨간 증기를 방출합니다.반응이 완료된 것은 연기가 멈춘 것으로 나타납니다.이 방법은 분리할 수 없는 안개를 생성하지 않으므로 매우 편리합니다.

3SO + 2HNO + 2HO → 3HSO + 2NO

유황을 소금페터(질산칼륨, KNO₃)와 함께 증기가 있는 곳에서 태우는 것은 역사적으로 사용되어 왔습니다.소금물이 분해되면서, 그것은 황을 SO로₃ 산화시키고, 이것은 물과 결합하여 황산을 생산합니다.

또는 구리 등의 산화성 금속염의 수용액에 이산화황을 용해시키는 것(II) 또는 철(III) 염화물:

2 FeCl + 2 HO + SO → 2 FeCl + HSO + 2 HCl

2 CuCl + 2 HO + SO → 2 CuCl + HSO + 2 HCl

비록 묽은 형태이고 정제에 약간의 추가적인 노력이 필요하지만 황산을 생산하는 두 가지 덜 알려진 실험실 방법.구리 용액()II) 황산염은 구리 음극과 백금/흑연 양극으로 전기분해되어 음극에서 스펀지 같은 구리를 얻을 수 있고 양극에서 산소 가스의 진화가 일어날 수 있습니다. 희황산 용액은 파란색에서 선명한 색으로 변했을 때 반응이 완료되었음을 나타냅니다(음극에서 수소 생성은 또 다른 기호).

2 CuSO + 2 HO → 2 Cu + 2 HSO + O

전해용액으로 황, 물, 하이드로브로민산의 혼합물을 사용하는 일렉트로브로민 방법은 보다 고가이고 위험하며 또한 새로운 방법입니다.유황은 산성 용액 아래 용기 바닥으로 밀려납니다.그런 다음 구리 음극과 백금/그래파이트 음극을 표면 근처에 음극과 함께 사용하고 음극을 전해질 하단에 위치시켜 전류를 인가합니다.이 작업은 시간이 더 오래 걸리고 유독한 브롬/황 브롬화 증기를 방출할 수 있지만, 반응산은 재활용이 가능합니다.전체적으로 황과 물만 황산과 수소로 변환됩니다(산 손실은 증기로 제외).

2 HBr → H + Br (electroly은 수성 브로마이드 수소)

Br + Br ↔ Br-3 (삼브롬화물 생성 initial, 결국 Br deplette로 반전)

2 S + Br → SBr (brom과 황이 반응하여 이황이 생성됨)

SBr + 8 HO + 5 Br → 2 HSO + 12 HBr (이황디브롬화물 oxidation 및 수화)

1900년 이전에는 대부분의 황산이 납 챔버 공정으로 제조되었습니다.^[32]1940년 말까지만 해도 미국에서 제조된 황산의 최대 50%가 챔버 공정 공장에서 생산되었습니다.

19세기 초부터 중반까지 스코틀랜드의 프레스턴 팬스, 슈롭셔, 앤트림 아일랜드 카운티의 라간 계곡 등에 "비트리올" 식물이 존재했으며, 그곳에서 린넨의 표백제로 사용되었습니다.린넨의 초기 표백은 신 우유의 젖산을 사용하여 이루어졌지만 이것은 느린 과정이었고 독극물의 사용은 표백 과정을 빠르게 했습니다.^[33]

사용하다

황산은 매우 중요한 상품 화학물질이며, 실제로 한 국가의 황산 생산량은 그 산업력을 보여주는 좋은 지표입니다.^[9]2004년 세계 생산량은 약 1억 8천만 톤이었으며, 지리적 분포는 다음과 같습니다.아시아 35%, 북미(멕시코 포함) 24%, 아프리카 11%, 서유럽 10%, 동유럽 및 러시아 10%, 호주 및 오세아니아 7%, 남미 7%.^[34]이 양의 대부분( ≈60%)은 비료, 특히 초인산염, 인산암모늄 및 황산암모늄에 소비됩니다.약 20%는 화학 산업에서 세제, 합성수지, 염료, 의약품, 석유 촉매, 살충제 및 부동액의 생산 및 유정 산성화, 알루미늄 환원, 제지 사이징 및 수처리와 같은 다양한 공정에 사용됩니다.용도의 약 6%는 안료와 관련된 것으로 페인트, 에나멜, 인쇄 잉크, 코팅 직물 및 종이를 포함하며, 나머지는 폭발물, 셀로판, 초산염 및 점성 직물, 윤활유, 비철 금속 및 배터리 생산과 같은 다양한 용도로 분산됩니다.^[35]

화학제품의 공업생산

황산의 주된 용도는 인산 비료 제조에 사용되는 인산 생산을 위한 "습식 방법"입니다.이 방법으로 인산암이 사용되며 연간 1억 톤 이상이 처리됩니다.이 원료는 아래에 불화석으로 표시되어 있지만, 정확한 성분은 다를 수 있습니다.이것을 93% 황산으로 처리하여 황산칼슘, 불화수소(HF) 및 인산을 생성합니다.HF는 불산으로 제거됩니다.전체적인 프로세스는 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.

${\displaystyle {\underset {\text{fluorapatite}}{\ce {Ca5(PO4)3F}}}}+{\ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}\long right arrow {\underset {{\text{설페이트칼슘}}\atop {\text{dihydrate}}{{\ce {5 CaSO4*2H2O}}}+{\ce {HF + 3 H3PO4}}$

중요한 질소 비료인 황산암모늄은 철과 제철 공장을 공급하는 코크스 공장에서 나오는 부산물로 가장 일반적으로 생산됩니다.석탄의 열분해에서 생성된 암모니아를 폐황산과 반응시키면 암모니아가 소금(철 오염으로 인해 종종 갈색)으로 결정화되어 농약 산업에 판매될 수 있습니다.

황산은 염색약 제조에도 중요합니다.

공업용 세정제

황산은 자동차 및 주요 가전 산업에 판매되기 전에 압연된 시트 및 빌렛에서 산화, 녹, 스케일링을 제거하기 위해 철 및 제강 산업에서 대량으로 사용됩니다.^{[citation needed]}사용된 산은 종종 사용 후 산 재생(SAR) 공장을 사용하여 재활용됩니다.이런 식물들은 사용 후 산을^{[clarification needed]} 천연 가스, 정유 가스, 연료유 또는 다른 연료원과 함께 연소시킵니다.이 연소 과정은 기체 이산화황(SO₂)과 삼산화황(SO₃)을 생성하며, 이는 이후 "새로운" 황산을 제조하는 데 사용됩니다.SAR 공장은 황산이 대량으로 소비되는 금속 제련 공장, 정유 공장 및 기타 산업에 일반적으로 추가되는 것입니다. SAR 공장을 운영하는 것이 사용 후 산 처리 및 새로운 산 구매의 반복 비용보다 훨씬 저렴하기 때문입니다.

과산화수소(HO₂₂)를 황산에 첨가하여 강력하지만 매우 독성이 강한 피라냐 용액을 생성할 수 있으며, 이 용액은 기판 표면을 세척할 수 있습니다.피라냐 용액은 일반적으로 마이크로 전자 산업에서 사용되며, 유리 제품을 세척하기 위한 실험실 환경에서도 사용됩니다.

촉매

황산은 화학 산업에서 다양한 다른 용도로 사용됩니다.예를 들어, 사이클로헥사논 옥심을 카프로락탐으로 전환시키기 위한 일반적인 산 촉매이며, 나일론을 만드는 데 사용됩니다.만하임 공정을 통해 소금으로 염산을 만드는 데 사용됩니다.많은₂₄ HSO는 석유 정제에 사용되는데, 예를 들어 이소부탄과 이소부틸렌의 반응을 위한 촉매로서, 휘발유(페트롤)의 옥탄 등급을 증가시키는 화합물인 이소부탄을 제공합니다.황산은 또한 고체 탄소를 형성하기 위해 다양한 당의 탈수와 같은 산업 반응에서 탈수 또는 산화제로서 종종 사용됩니다.

전해액

황산은 납축전지(납축전지)에서 전해액 역할을 합니다.

양극에서:

Pb + SO2-4 ⇌ PbSO + 2e

음극에서:

PbO + 4H + SO2-4 + 2e ⇌ PbSO + 2HO

전체:

Pb + PbO₂ + 4 H⁺ + 2 SO2−4 ⇌ 2 PbSO₄ + 2 H₂O

가정용

기름때, 머리카락^[12], 휴지 등을 제거하는 데 사용되는 국내 산성배수세척기는 고농도 황산이 주성분인 경우가 많습니다.알칼리성 버전과 유사하게, 이러한 배수구 개방제는 가수분해를 통해 지방과 단백질을 용해시킬 수 있습니다.또한 농축 황산은 탈수성이 강하므로 탈수 과정을 통해 휴지를 제거할 수 있습니다.산이 물과 강하게 반응할 수 있기 때문에, 이러한 산성 배수구는 세척하고자 하는 파이프에 천천히 투입되어야 합니다.

역사

독설

고대사

유리질 광물을 형성하는 다양한 금속의 수화된 황산염(황산이 유도될 수 있는 유리질 광물)에 대한 연구는 고대에 시작되었습니다.수메르인들은 물질의 색깔에 따라 분류한 독설의 종류 목록을 가지고 있었습니다.독설의 기원과 특성에 대한 초기 논의 중 일부는 그리스 의사 디오스코리데스 (1세기)와 로마의 박물학자 플리니우스 (23–79년)의 작품에 있습니다.Galen은 그것의 의학적 사용에 대해서도 논의했습니다.독극물에 대한 야금학적 사용은 파노폴리스의 조시모스, Phisica et Mystica, Leyden papyrus X의 헬레니즘 화학 작품에 기록되어 있습니다.^[36]

Jabir ibn Hayyan, Abu Bakr al-Razi, Ibn Sina 등

Jabir ibn Hayyan (806년경 – 816년경, 라틴어로 Geber라고 알려져 있음), Abu Bakr al-Razi (865년 – 925년, 라틴어로 Rhazes라고 알려져 있음), Ibn Sina (980년 – 1037년, 라틴어로 Avicenna라고 알려져 있음),그리고 무함마드 이븐 이브라힘 알와트 (1234년 – 1318년)는 독설을 광물 분류 목록에 포함시켰습니다.^[37]

자비르 작가들과 알-라지는 독극물을 포함한 다양한 물질의 증류를 광범위하게 실험했습니다.^[38]그의 키타브 알 아스라르('비밀의 책')에 기록된 한 조리법에서 알 라지는 자신도 모르는 사이에 황산을 만들어냈을 수도 있습니다.^[39]

백색(예메니)백반을 취하여 녹인 후 여과하여 정제합니다.그런 다음, 구리-녹색(초산)으로 유리질을 증류(녹색?)하고 정제된 알루미나의 여과액과 혼합(증류)한 후 유리 비이커에서 고체화(또는 결정화)시킵니다.당신은 먹을 수 있는 최고의 칼카디스(흰색 백반)를 얻을 것입니다.^[40]

— Abu Bakr al-Razi, Kitāb al-Asrār

저자는 아리스토텔레스(Liber Aristotilis, '아리스토의 책'이라는 제목으로), ^[41]알-라지(Lumen luminum magnum, 'Great Lights of lights'라는 제목으로), 또는 이븐 시나(Ibn Sina)에게 다양하게 귀속된 익명의 라틴어 작품에서, 철의 증류를 통해 얻은 '기름'(oil)을 말하고 있습니다.[42]II) 황산염(녹색 독극물), '독극물의 기름' 또는 황산일 가능성이 높습니다.^[43]이 작품은 라틴어로 번역된 몇 안 되는 아랍어 자비르 작품 중 하나인 자비르 이븐 하이얀의 칠순서(Liber de septuaginta)를 여러 번 언급했습니다.^[44]알-라지가 쓴 것으로 추정되는 판본의 저자는 리베 데 셉투아긴타를 자신의 작품으로 언급하기도 하는데, 이는 그가 리베 데 셉투아긴타를 알-라지의 작품으로 잘못 믿었음을 보여줍니다.^[45]이 익명의 작품이 라틴어로 된 독창적인 작품이라는 것을 암시하는 몇 가지 증거가 있지만,^[46] 한 원고에 따르면 그것은 마르세이유의 특정한 레이몽에 의해 번역된 것이며, 이는 아랍어로부터의 번역일 수도 있다는 것을 의미합니다.^[47]

아흐마드 Y. 알하산에 따르면, 황산에 대한 세 가지 조리법이 몇몇 저자들로부터 전해진 편집본을 포함하고 있는 익명의 카르슈니 문서에서 발생한다고 합니다.^[48]그 중 하나는 다음과 같이 실행됩니다.

독극물과 유황의 물은 약물을 세척하는 데 사용됩니다. 노란색 독극물 세 부분, 노란색 유황 한 부분, 갈아서 장미수 방식으로 증류합니다.^[49]

황산 제조법은 시아파 이맘 자파르 알 사디크(765년 사망)의 것으로 잘못 알려진 아랍어 논문인 리살라타 ʿ파르 알 사디크프 ī ʿ필름 알 ṣ란 ʿ라에 언급되어 있습니다.줄리어스 루스카는 이 논문이 13세기로 거슬러 올라가지만, 아마드 Y. 알-하산에 따르면 이 논문은 더 이른 시기의 것으로 보입니다.^[50]

그다음에 초록색 독설을 큐커빗과 레몬에 중간 불을 이용해서 증류하고 증류물에서 얻은 것을 가져가면 초록색 색조로 선명합니다.^[51]

보베의 빈센트, 알베르투스 마그누스, 사이비 게버

황산은 쇳물을 구워서 만들었기 때문에 중세 유럽의 연금술사들에게 '독소의 기름'이라고 불렸습니다.II) 철 레토르트의 황산염 또는 녹색 독극물.기원이 분명 유럽적인 작품들에서 그것에 대한 최초의 암시는 AD 13세기에 나타나는데, 예를 들어 보베의 빈센트의 작품들, 알베르투스 마그누스의 작품들, 그리고 유사 게베르의 섬마 완벽주의에서 나타납니다.^[52]

황으로부터 황산을 생산하는 것

17세기에 독일-네덜란드의 화학자 요한 글라우버는 증기가 있는 곳에서 소금페터(질산칼륨₃)와 함께 황을 태워서 황산을 준비했습니다.소금물이 분해되면서, 그것은 황을 SO로₃ 산화시키고, 이것은 물과 결합하여 황산을 생산합니다.1736년, 런던의 약사인 조슈아 워드는 황산의 첫 번째 대규모 생산을 시작하기 위해 이 방법을 사용했습니다.

납실공정

1746년 버밍엄에서 존 로벅은 납으로 된 방에서 황산을 생산하기 위해 이 방법을 적용했습니다. 그것은 더 강하고, 더 비싸지 않으며, 이전에 사용된 유리 용기보다 더 크게 만들 수 있었습니다.이 과정은 황산 생산의 효과적인 산업화를 가능하게 했습니다.몇 번의 개선 끝에 납실 공정 또는 "실 공정"이라고 불리는 이 방법은 거의 2세기 동안 황산 생산의 표준으로 남아있었습니다.^[4]

황철석 증류

존 로벅의 공정으로 생성된 황산은 65% 농도에 근접했습니다.이후 프랑스 화학자 조셉 루이스 게이-루삭과 영국 화학자 존 글로버가 납 챔버 공정을 개선하여 78%까지 집중력이 향상시켰습니다.그러나, 몇몇 염료들의 제조와 다른 화학적 공정들은 더 농축된 제품을 요구합니다.이것은 18세기 내내 최초의 화학적 과정과 유사한 기술로 광물을 건식 증류함으로써만 만들 수 있었습니다.황철(이황화철, FeS₂)을 공기 중에서 가열하여 철(II) 황산철, FeSO는₄ 공기 중에서 더 가열하여 산화되어 철(III) 황산철, Fe₂(SO₄)₃는 480℃로 가열하면 철(III) 산화물 및 삼산화황으로 분해되어 물을 통해 임의의 농도로 황산을 생성할 수 있습니다.그러나 이 공정의 비용은 농축 황산의 대규모 사용을 막았습니다.^[4]

연락처프로세스

1831년 영국의 식초 상인 페레그린 필립스(Peregrine Phillips)가 접촉 공정에 대한 특허를 받았는데, 이는 삼산화황과 농축 황산을 생산하는 데 훨씬 경제적인 공정이었습니다.오늘날 전 세계 황산의 거의 대부분이 이 방법으로 생산되고 있습니다.^[53]

안전.

실험실 위험 요소

황산은 특히 고농도일 때 매우 심한 화상을 일으킬 수 있습니다.다른 부식성 산과 알칼리와 마찬가지로, 그것은 피부와 살과 같은 살아있는 조직과 접촉했을 때 아마이드와 에스테르 가수분해를 통해 단백질과 지질을 쉽게 분해합니다.또한 탄수화물에 강한 탈수성을 나타내어 여분의 열을 방출하고 2차 열화상을 유발합니다.^[7][8]따라서 각막을 빠르게 공격하고 눈에 튀기면 영구적인 실명을 유도할 수 있습니다.섭취할 경우 내부 장기를 비가역적으로 손상시키고 치명적일 수도 있습니다.^[6]따라서 취급 시에는 항상 보호 장비를 사용해야 합니다.또한 강한 산화성으로 인해 많은 금속에 부식성이 강하며 다른 물질에 대한 파괴가 확대될 수 있습니다.^[7]이러한 이유로 황산에 의한 손상은 염산 및 질산과 같은 다른 유사한 강산에 의한 손상보다 더 심각할 수 있습니다.

황산은 비반응성 물질(유리 등)로 만들어진 용기에 조심스럽게 보관해야 합니다.1.5M 이상의 용액은 "CORROIVE"로 표시되고, 0.5M 초과 1.5M 미만의 용액은 "IRRITANT"로 표시됩니다.그러나 정상적인 실험실 "희석" 등급(약 1M, 10%)이라도 충분한 시간 동안 접촉한 상태로 두면 종이가 충전됩니다.

피부에 산을 흘릴 때 일반적인 응급 처치법은 다른 부식제와 마찬가지로 많은 양의 물을 사용하는 관개입니다.세척은 산성 화상을 둘러싸고 있는 조직을 냉각시키고 2차 손상을 방지하기 위해 최소 10분에서 15분 동안 계속합니다.오염된 옷은 즉시 제거하고 피부 밑은 깨끗이 씻어냅니다.

희석위험

희석 과정에서 방출되는 열로 인해 희석된 산의 준비가 위험할 수 있습니다.튀는 것을 피하기 위해 농축된 산은 보통 물에 첨가되지 않고 반대로 첨가됩니다.이 말을 기억하는 속담이 있습니다. "너를 좋아해라, 물에 산을 넣어라."^{[54][better source needed]}물은 산보다 열용량이 더 높기 때문에 차가운 물이 담긴 용기가 산을 첨가하면 열을 흡수하게 됩니다.

황산과 물의 비교

물리적 성질	H2SO4	물.	유닛
밀도	1.84	1.0	kg/L
체적열용량	2.54	4.18	kJ/L
비등점	337	100	°C

또한 산이 물보다 밀도가 높기 때문에 바닥으로 가라앉습니다.용기 바닥에 있는 산과 물 사이의 계면에서 열이 발생합니다.산은 끓는점이 높기 때문에 끓지 않습니다.계면 부근의 따뜻한 물은 대류에 의해 상승하여 계면을 냉각시키고 산과 물 중 하나의 물이 끓는 것을 방지합니다.

반대로 농축 황산에 물을 더하면 산 위에 물이 얇은 층으로 쌓이게 됩니다.이 얇은 층의 물에서 발생하는 열은 끓게 되어 황산 에어로졸이 분산되거나 더 심한 폭발로 이어질 수 있습니다.

혼합물이 충분히 냉각될 수 있을 정도로 천천히 산을 첨가하지 않는 한 6M(35%) 이상의 농도로 용액을 준비하는 것은 위험합니다.그렇지 않으면 발생한 열이 혼합물을 끓이기에 충분할 수 있습니다.효율적인 기계적 교반 및 외부 냉각(얼음 욕조 등)이 필수적입니다.

반응 속도는 온도가 섭씨 10도 상승할 때마다 두 배로 증가합니다.^[55]따라서 혼합물이 냉각될 시간이 주어지지 않는 한 희석이 진행됨에 따라 반응이 더욱 격렬해집니다.따뜻한 물에 산을 첨가하면 격렬한 반응을 일으킬 것입니다.

실험실 규모에서 황산은 탈이온수로 만들어진 찌그러진 얼음에 농축산을 부어 희석할 수 있습니다.얼음은 흡열 과정에서 녹으면서 산을 녹입니다.이 과정에서 얼음을 녹이는 데 필요한 열량은 산을 녹여서 발생하는 열량보다 높아서 용액이 차갑게 유지됩니다.얼음이 모두 녹으면 물을 사용하여 추가 희석이 발생할 수 있습니다.

산업재해

황산은 불연성입니다.

이 산에 의해 야기되는 주요 직업적 위험은 화상으로 이어지는 피부 접촉과 에어로졸 흡입입니다.고농도로 에어로졸에 노출되면 눈, 호흡기 및 점막에 즉각적이고 심각한 자극이 발생합니다. 조직 손상이 심할 경우 후속 폐부종의 위험이 있지만 노출 후에는 빠르게 중단됩니다.낮은 농도에서 황산 에어로졸에 대한 만성적인 노출의 가장 일반적인 증상은 거의 모든 연구에서 발견되는 치아의 침식입니다. 호흡기에 만성적인 손상이 있을 수 있다는 징후는 1997년 현재 확정적이지 않습니다.반복적으로 황산 안개에 노출되면 폐암 발생 가능성이 최대 64%까지 증가할 수 있습니다.^[56]미국의 경우 황산의 허용 노출 한도(PEL)는 1mg/m로³ 고정되어 있으며, 다른 나라의 경우도 이와 유사합니다.황산 섭취가 아급성 복합 변성과 함께 비타민 B12 결핍을 초래했다는 보고가 있습니다.척수는 그러한 경우에 가장 자주 영향을 받지만, 시신경은 탈수, 축삭의 소실, 교교증을 보일 수 있습니다.

법적 제한

황산의 국제 상업은 마약성 마약 및 향정신성 물질의 불법적인 제조에 자주 사용되는 화학 물질로서 협약의 표 II에 따른 황산을 열거하는 UN 마약성 마약 및 향정신성 물질의 불법적인 거래에 반대하는 협약(United Nations Convention Against Darcic Drugs and Psychotropic Substances, 1988)에 따라 통제됩니다.^[57]

참고 항목

• 아쿠아레지아
• 디에틸에테르 – "독설의 달콤한 기름"으로도 알려져 있습니다.
• 피라냐 용액
• 황산황
• 황산중독

참고문헌

외부 링크

• 국제 화학 안전 카드 0362
• 비디오 주기율표의 황산 (노팅엄 대학교)
• 화학적 위험에 대한 NIOSH 포켓 가이드
• CDC – 황산 – NIOSH 작업장 안전보건 주제
• Wayback 기계에서 2007년 10월 11일 보관된 외장재 안전 데이터 시트
• 계산기: 표면장력, 황산수의 밀도, 몰농도, 몰농도
• 황산 분석 – 적정 프리웨어
• 납실 공정별 황산 제조 공정 흐름도