انتقل إلى المحتوى

حمض الكبريتيك

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
(بالتحويل من حمض الكبريت)
حمض الكبريتيك
حمض الكبريتيك
حمض الكبريتيك
حمض الكبريتيك
حمض الكبريتيك
الاسم النظامي (IUPAC)

حمض الكبريتيك

أسماء أخرى

حمض الكبريت
زيت الزاج

المعرفات
رقم CAS 7664-93-9
بوب كيم 1118،  و22066174،  و5152822  تعديل قيمة خاصية (P662) في ويكي بيانات
مواصفات الإدخال النصي المبسط للجزيئات
  • OS(O)(=O)=O[1]  تعديل قيمة خاصية (P233) في ويكي بيانات
الخواص
الصيغة الجزيئية H2SO4
الكتلة المولية 98.08 غ/مول
المظهر سائل عديم اللون
الكثافة 1.84 غ/سم3
نقطة الانصهار 10.38 °س
نقطة الغليان 279.6 °س
الذوبانية في الماء يمتزج مع الماء بكافة النسب
حموضة (pKa) −3
المخاطر
ترميز المخاطر
مادة أكّآلة C
توصيف المخاطر
تحذيرات وقائية
في حال عدم ورود غير ذلك فإن البيانات الواردة أعلاه معطاة بالحالة القياسية (عند 25 °س و 100 كيلوباسكال)

حمض الكبريتيك[2] أو حمض الكبريت[3] أو زيت الزاج أو الحمض الكبريتي أو حمض السلفوريك[4] صيغته الكيميائية H2SO4 هو حمض معدني قوي، يذوب في الماء بجميع التراكيز، وهو من أوائل الأحماض التي عرفت في التاريخ القديم. حيث عرفه العرب منذ القرن الثامن الميلادي، وعرفته أوروبا في القرنين الرابع والخامس عشر. وأطلق عليه اسم زيت الزاج من قبل الكيميائي العربي جابر بن حيان، الذي حضره وينسب إليه في اكتشافه بالقرن الثامن الميلادي. [5]

يعد تفاعل السلفنة أشهر التفاعلات التي تتم معه.

الخواص الفيزيائية

[عدل]

أشكال حمض الكبريتيك

[عدل]
التركيب مع توضيح أزواج الإلكترونات الحرة.

بالرغم من إمكانية تحضير حمض الكبريتيك بتركيز 100% إلا أنه يفقد SO3 عند درجة الغليان ويعطي حمض تركيزه 98.3% ينحل في الماء ناشرا كمية كبيرة من الحرارة، ونتيجة لذلك ينصح بالحذر عند تمديد الحمض، وذلك بصب الحمض فوق الماء وليس العكس لأنه شره جدا للماء لهذا يستعمل في تجفيف الغازات الرطبة كما يخرب المواد العضوية والخلايا الحية لسحبه الماء منها.

أطلق جابر بن حيان على هذا الحمض قديماً زيت الزاج (Oil of Vitroil) بسبب تحضيره من تسخين وتقطير الزاج الأخضر (كبريتات الحديدوز المائية)، والكبريتات الأخرى المشابهة له. وحمض الكبريتيك هو سائل عديم اللون. أما حمض الكبريت المركز فهو يعتبر موصل للتيار الكهربائي.

الخواص الكيميائية

[عدل]

الحموضة

[عدل]

إن تفاعل إماهة حمض الكبريتيك هو تفاعل طارد للحرارة بشكل كبير، لذا يرافق تمديد (أو تخفيف) حمض الكبريتيك بالماء ارتفاع درجة حرارة الوسط.[6]

تشير قيمة ثابت تفكك الحمض بشكل واضح إلى أن حمض الكبريتيك حمض قوي:

H2SO4 → H3O+ + HSO4 Ka1 = 1000 (pKa1 = −3)

يعطي تأين الحمض في الماء أنيون البيكبريتات -HSO4، وهذا الأيون المرافق حمض أضعف بكثير.

HSO4 + H2O → H3O+ + SO2−4 Ka2 = 0.01 (pKa2 = 2) [7]

إن ناتج التفكك الثاني لحمض الكبريتيك هو أنيون الكبريتات 2-SO4.

نزع الماء

[عدل]
تجربة نزع الماء من السكر بأثر حمض الكبريتيك المركز، ويرافق ذلك تشكل الفحم الكربوني.

يتميز حمض الكبريتيك المركز بقدرته الكبيرة على القيام بتفاعل نزع الماء (البلمهة)، إذ هو قادر على إزالة حزيئات الماء H2O من المركبات الكيميائية الأخرى، مثل السكروز (السكر الأبيض) وكذلك السكريات الأخرى، لينتج الكربون وبخار الماء بتفاعل طارد للحرارة. يعد هذا تفاعل نزع الماء من السكر من الأمثلة النمطية في المختبرات التعليمية لإظهار مقدرة حمض الكبريتيك على نزع الماء.[8][9] يتفحم السكر في هذا التفاعل، ويتشكل عمود صلب من الفحم الأسود المسامي، الذي يطلق عليه في بعض الأحيان اسم الثعبان الكربوني.[10]

بشكل مشابه، فإن حمض الكبريتيك قادر على نزع الماء من النشا أو السليولوز. ويمكن مشاهدة ذلك بشكل واضح في المثال الأخير عند سكب حمض الكبريتيك على الورق، إذ يترك آثار احتراق وسناج بشكل واضح. بشكل مشابه أيضاً ولكن بشكل أقل وضوحاً، يتفاعل حمض الكبريتيك مع القطن، مما يؤدي إلى تدمير بنية النسيج.

التفاعل مع الأملاح

[عدل]

يتفاعل حمض الكبريتيك مع أغلب القواعد الكيميائية وكذلك الأملاح ليعطي أملاح الكبريتات أو البيكبريتات الموافقة. فيتفاعل حمض الكبريتيك مع كلوريد الصوديوم ليعطي غاز كلوريد الهيدروجين وبيكبريتات الصوديوم:

يحضر كبريتات الألومنيوم من مفاعلة البوكسيت مع حمض الكبريتيك:

يستطيع حمض الكبريتيك أن يزيح الأحماض الأضعف من أملاحها، فعلى سبيل المثال عند تفاعل حمض الكبريتيك مع أسيتات الصوديوم يقوم حمض الكبريتيك بإزاحة حمض الخليك (حمض الأسيتيك) من الملح ويتشكل بيكبريتات الصوديوم:

بشكل مشابه، فإن تفاعل حمض الكبريتيك مع نترات البوتاسيوم يحرر حمض النتريك. وعند مزج حمض الكبريتيك مع حمض النتريك فإن المزيج يكون ذو حواص مؤكسدة قوية، وقادر على تشكيل أيون النترونيوم +NO2، والذي يقوم بدور مهم في تفاعلات النترتة، وخاصة تفاعلات الاستبدال العطري محب للإلكترونات. يعد هذا النوع من التفاعلات، حيث تحدث تفاعلات إضافة بروتون (بروتون) على ذرة الأكسجين، من التفاعلات المهمة في الكيمياء العضوية مثل تفاعل أسترة فيشر وتفاعل نزع الماء (بلمهة) من كحولات.

البنية في الطور الصلب لأيون +[D3SO4] والمستحصل عند استخدام الديوتيريوم محل الهيدروجين (البروتون) في حمض فلوريد الأنتيمون الفائق

عند التفاعل مع الأحماض الفائقة يقوم حمض الكبريتيك بدور قاعدة ويمكن برتنته، مما يؤدي إلى الحصول على الأيون +[H3SO4]، والذي يمكن تحضير أملاح منه، مثل ملح ثلاثي هيدروكسي أوكسو سلفونيوم سداسي فلورو الأنتيموانات (V) والذي يحضر وفق التفاعل التالي في فلوريد الهيدروجين HF السائل:

[(CH3)3SiO]2SO2 + 3 HF + SbF5 → [H3SO4]+[SbF6] + 2 (CH3)3SiF

إن التفاعل أعلاه مفضل من حيث الديناميكية الحرارية بسبب ارتفاع قيمة طاقة تفكك الرابطة Si–F في المنتج الثانوي ثلاثي ميثيل فلوريد السيليكون. أما البرتنة باستخدام حمض فلوريد الأنتيمون لوحده لا تعطي نتائج، لأن حمض الكبريتيك النقي يخضع لتفاعل تأين تلقائي جزيئي ليعطي أيون الهيدرونيوم:

2 H2SO4 ⇌ H3O+ + HS2O7

والذي يحول دون التحول إلى أيون +[H3SO4].[11]

التفاعل مع الفلزات

[عدل]

يتفاعل حمض الكبريتيك الممدد (المخفف) مع العديد من الفلزات عن طريق تفاعل إزاحة، مثله مثل باقي الأحماض الأخرى، منتجاً بذلك غاز الهيدروجين وأملاح الكبريتات الموافقة؛ فهو قادر على مهاجمة الفلزات النشيطة الفعالة (الموجودة أعلى من النحاس في سلسلة النشاط الكيميائي) مثل الحديد والألومنيوم والزنك والمنغنيز والمغنيسيوم والنيكل، وغيرها.

يقوم حمض الكبريتيك المركز بدور مؤكسد عند التفاعل مع الفلزات في أسفل سلسلة النشاط الكيميائي، محرراً غاز ثنائي أكسيد الكبريت:[12]

ولكن من جهة أخرى، توجد هناك بعض الفلزات المقاومة لأثر حمض الكبريتيك المركز، مثل الرصاص والتنغستن.

التفاعل مع اللافلزات

[عدل]

يتفاعل حمض الكبريتيك المركز مع اللافلزات، إذ يستطيع أن يؤكسد الكربون:[13]

وكذلك يستطيع أكسدة الكبريت:

تفاعلات السلفنة

[عدل]

يستطيع حمض الكبريتيك أن يقوم بتفاعلات سلفنة للمركبات العطرية مثل البنزين وفق آلية استبدال عطري محب للإلكترونات لينتج أحماض السلفونيك.[14]

دورة الكبريت-اليود

[عدل]

يدخل حمض الكبريتيك في دورة الكبريت-اليود التي تمكّن من إنتاج غاز الهيدروجين من الماء وفق التفاعلات التالية:

    (120 °C) تفاعل بنزن
    (830 °C)
    (320 °C)

طرحت هذه الدورة ضمن الحلول المقترحة من أجل إنتاج الهيدروجين بدلاً من التحليل الكهربائي للماء، ودون الحاجة لاستخدام الوقود الأحفوري عن طريق الإصلاح بالبخار للهيدروكربونات؛ لكن هذه العملية هي عملية ماصة للحرارة، وليست مغرية للدول المعتمدة على الهيدروجين اقتصادياً.[15][16]

الوفرة

[عدل]

الإنتاج والتصنيع

[عدل]

ازداد الإنتاج العالمي من حمض الكبريتيك بشكل مطرد منذ بداية القرن الحادي والعشرين، وخاصة في الصين، في حين أن إنتاجه تراجع في بعض الدول الأوروبية التي كانت سابقاً رائدة في إنتاجه، مثل ألمانيا وإنجلترا. لتصنيع وإنتاج حمض الكبريتيك أهمية اقتصادية كبيرة، وخاصة في حال الاستفادة من الحرارة المنتشرة في خطوات التصنيع، والتي يمكن استغلالها في توليد البخار وإنتاج الكهرباء والصناعات الكيميائية.[17]

يحضر حمض الكبرتيك صناعياً بأسلوبين حالياً، إما وفق عملية التلامس أو العملية الرطبة؛ أما تاريخياً فقد كان يحضر في السابق وفق عملية غرف الرصاص. يعد عنصر الكبريت المادة الأولية الخام الأساسية في إنتاج وتصنيع حمض الكبريتيك، وذلك إلى جانب الأكسجين والماء. يستحصل على الكبريت بشكل أساسي من عملية نزع الكبريت المهدرج من الغاز الطبيعي أو النفط الخام والمعالجات الصناعية اللاحقة وفق عملية كلاوس؛ أو بشكل ثانوي من عملية فراش.

عملية التلامس

[عدل]

طورت هذه العملية في سنة 1831، ويمكن من خلالها إنتاج حمض الكبريتيك بتراكيز مرتفعة وبتكلفة قليلة نسبياً وبكميات كبيرة تلبي احتياجات وطلب السوق. تعتمد العملية على أكسدة الكبريت باستخدام حفاز من أكسيد الفاناديوم الخماسي V2O5. في الخطوة الأولى يحرق الكبريت بوجود كمية وفيرة من الأكسجين من أجل الحصول على ثنائي أكسيد الكبريت SO2:

بأسلوب آخر يمكن استحصال غاز SO2 من عمليات تعدين الخامات الكبريتيدية لعدد من الفلزات، مثل الزنك أو النحاس أو الرصاص:[18]

أما بالنسبة للدول الفقيرة بالخامات فيمكن اللجوء إلى عملية اختزال الجص (الجبس) باستخدام فحم الكوك في فرن دوّار.[19]

آلية تحفيز تفاعل الأكسدة إلى ثلاثي أكسيد الكبريت

بعد الحصول على غاز ثنائي أكسيد الكبريت تمر الحطوة التالية بعملية أكسدة إلى ثلاثي أكسيد الكبريت SO3. لا يمكن الوصول إلى ثلاثي أكسيد الكبريت من التفاعل المباشر بين عنصري الكبريت والأكسجين؛ كما أن تفاعل الأكسدة من ثنائي أكسيد الكبريت إلى ثلاثي أكسيد الكبريت هو تفاعل عكوس، ويرافق العملية انتشار للحرارة، إذ أن العملية طاردة للحرارة. بالتالي يجب وفق مبدأ انزياح التوازن تخفيض درجة الحرارة، كي ينزاح التوازن جهة ثلاثي الأكسيد، وذلك أمر غير محبذ صناعياً، إذ تكون حركية التفاعل بطيئة. لذلك تجرى عملية الأكسدة اللاحقة بوجود حفّاز من أكسيد الفاناديوم الخماسي (أو خماسي أكسيد الفاناديوم):

يقوم أكسيد الفاناديوم الخماسي بدور مهم في عملية نقل الأكسجين بتشكيله معقداً تناسقياً؛[20] وتجرى تفاعلات الأكسدة بوجود الحفاز عند درجات حرارة تتراوح بين 420-620 °س؛ ويعد ذلك المجال ملائماً، إذ عند درجات حرارة أخفض يكون الحفاز غير نشطاً، وعند درجات حرارة أعلى يتفكك.[20]

في الخطوة اللاحقة يتخلص من المتبقي من ثنائي أكسيد الكبريت بالمعالجة مع الأمونيا أو ثيوكبريتات الصوديوم؛ ثم يحول غاز ثلاثي أكسيد الكبريت إلى الحمض. بما أن التفاعل بين ثلاثي أكسيد الكبريت والماء بطيء جداً، لذلك يعمد إلى تمرير غاز SO3 على حمض كبريتيك ذي تركيز بين 97–98%، فتحدث عملية امتصاص، ويتشكل الأوليوم H2S2O7 (أو حمض الكبريتيك المدخن أو حمض البيروكبريتيك):

والذي يمدد (يخفف) لاحقاً بالماء من أجل الحصول على حمض الكبريتيك المركز.

عملية حمض الكبريتيك الرطب

[عدل]

تجرى خطوات هذه العملية بشكل مقارب لعملية التلامس، وتتكون من أربعة مراحل رئيسية:

عملية غرف الرصاص

[عدل]

تعتمد العملية على التفاعل بين الكبريت مع غاز ثنائي أكسيد النتروجين بوجود أكسجين الهواء؛ وكانت تجرى في غرف وحجرات كبيرة مصنوعة من الرصاص لمقاومته الكيميائية لتلك المزائج الحمضية.

يتأكسد أحادي أكسيد النتروجين ليعطي ثنائي أكسيد النتروجين، والذي يعاد مرة أخرى لبرج التفاعل ليتفاعل مع الماء وثنائي أكسيد الكبريت للحصول على حمض الكبريتيك. كانت هذه العملية سائدة من أجل إنتاج حمض الكبريتيك قبل بداية القرن التاسع عشر.[21]

التحضير المخبري

[عدل]

هناك عدة وسائل من أحل تحضير حمض الكبريتيك على نطاق مخبري صغير، منها:

  • عملية الميتابيكبريتيت: هي عملية غير واسعة الانتشار في إنتاج حمض الكبريتيك على صعيد مخبري، إذ توضع أملاح ثنائي الكبريتيت (ميتابيكبريتيت أو ميتابيسلفيت) مع حمض الهيدروكلوريك المركز؛ ثم يفاعل غاز ثنائي أكسيد الكبريت الناتج مع حمض النتريك، ويرافق ذلك انطلاق أبخرة غاز ثنائي أكسيد اليتروجين، والذي يعد مؤشراً على سير التفاعل.
  • من إحدى الطرق التاريخية القديمة للتحضير إجراء تفاعل احتراق الكبريت مع نترات البوتاسيوم بوجود البخار، مما يؤدي إلى الأكسدة إلى ثلاثي أكسيد الكبريت، والذي يتميه إلى حمض الكبريتيك في النهاية.
  • من الأساليب الجديدة للتحضير، عملية البروم الكهربائية، التي تتضمن إجراء تحليل كهربائي لمزيج كهرلي من الكبريت والماء وحمض الهيدروبروميك باستخدام مهبط من النحاس ومصعد من البلاتين والغرافيت.

الاستخدامات

[عدل]
مؤشر إنتاج حمض الكبريتيك في عام 2000

يعد حمض الكبريتيك مادة كيميائية سلعية مهمة جدًا، ويعد إنتاجه في أي دولة مؤشرًا جيدًا لقوتها الصناعية.[22] بلغ الإنتاج العالمي عام 2004 حوالي 180 مليون طن، موزعاً جغرافياً كما في الرسم البياني.[23]







التوزيع الجغرافي للإنتاج العالمي لحمض الكبريتيك في عام 2004

  آسيا (35%)
  أمريكا الشمالية والمكسيك (24%)
  إفريقيا (11%)
  أوروبا الغربية (10%)
  أوروبا الشرقية وروسيا (10%)
  أستراليا وأوقيانوسيا (7%)
  أمريكا الجنوبية (7%)

تستهلك معظم هذه الكمية (≈60%) للأسمدة، وخاصة السوبرفوسفات وفوسفات الأمونيوم وكبريتات الأمونيوم. يُستخدم حوالي 20٪ في الصناعة الكيميائية لإنتاج المنظفات والراتنجات الاصطناعية والأصباغ والأدوية والمحفزات البترولية والمبيدات الحشرية ومضادات التجمد، وكذلك في عمليات مختلفة مثل تحميض آبار النفط وتقليل الألومنيوم وتغيير حجم الورق ومعالجة المياه.

حوالي 6% من الاستخدامات تتعلق بالأصباغ وتشمل الدهانات والمينا وأحبار الطباعة والأقمشة المطلية والورق، في حين يوزع الباقي في العديد من التطبيقات مثل إنتاج المتفجرات والسيلوفان والأسيتات والمنسوجات الفسكوزية ومواد التشحيم والبطاريات وغيرها.

الإنتاج الصناعي للمواد الكيميائية

[عدل]

الاستخدام السائد لحمض الكبريتيك هو "الطريقة الرطبة"[24] لإنتاج حمض الفسفوريك المستخدم في صناعة الأسمدة الفوسفاتية، عن طريق معالجة صخور الفوسفات.

تظهر هذه المادة الخام أدناه على شكل فلورأباتيت، والتي تُعالج بحمض الكبريتيك بنسبة 93٪ لإنتاج كبريتات الكالسيوم وفلوريد الهيدروجين وحمض الفسفوريك، ويمكن تمثيلها على النحو التالي:

يُنتج كبريتات الأمونيوم، وهو سماد نيتروجيني مهم، كمنتج ثانوي من مصانع فحم الكوك التي تزود مصانع صناعة الحديد والصلب. وإن تفاعل الأمونيا الناتجة عن التحلل الحراري للفحم مع نفايات حمض الكبريتيك يسمح بتبلور الأمونيا لملح (غالبًا ما يكون بنيًا بسبب التلوث بالحديد) وبيعه في صناعة الكيماويات الزراعية.

كما أن حمض الكبريتيك مهم في صناعة محاليل الأصباغ.

عامل تنظيف صناعي

[عدل]

يمكن إضافة بيروكسيد الهيدروجين (H2O2) إلى حمض الكبريتيك لإنتاج محلول البيرانا [الإنجليزية]، وهو محلول تنظيف قوي ولكنه شديد السمية، والذي يُستخدم عادةً في صناعة الإلكترونيات الدقيقة، وكذلك في المختبرات لتنظيف الأواني الزجاجية.

عامل مُحفز

[عدل]

يُستخدم حمض الكبريتيك لمجموعة متنوعة من الصناعات الكيميائية الأخرى. على سبيل المثال، هو المحفز الحمضي المعتاد لتحويل أوكسيم الهكسانون الحلقي [الإنجليزية] إلى كابرولاكتام، المستخدم لصنع النايلون، والذي يُستخدم لصنع حمض الهيدروكلوريك من ملح الطعام عبر عملية مانهايم.

يُستخدم أيضاً في تكرير النفط، على سبيل المثال كمحفز لتفاعل الإيزوبوتان مع الإيزوبوتيلين لإعطاء الأيزوأوكتان، وهو مركب يرفع رقم الأوكتان للبنزين (وقود السيارات). كما يستخدم حمض الكبريتيك في كثير من الأحيان كعامل تجفيف أو مؤكسد في التفاعلات الصناعية، مثل تجفيف السكريات المختلفة لتكوين الكربون الصلب.

إلكتروليت

[عدل]
تحتوي منظفات الصرف الحمضية المنزلية [الإنجليزية] عادةً على حمض الكبريتيك بتركيز عالٍ والذي يحول قطعة من ورق الأس الهيدروجيني إلى اللون الأحمر ويحرقها على الفور، مما يدل على الطبيعة الحمضية القوية.
يمكن استخدام منظفات الصرف الحمضية المنزلية لإذابة الدهون والشعر وحتى المناديل الورقية داخل أنابيب مياه الصرف الصحي.

يعمل حمض الكبريتيك كإلكتروليت في بطاريات الرصاص الحمضية:

عند المصعد:

Pb + SO2−4 ⇌ PbSO4 + 2 e

عند المهبط:

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

إجمالي:

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

الاستخدامات المنزلية

[عدل]

يُستخدم حمض الكبريتيك بتركيزات عالية هو في كثير من الأحيان العنصر الرئيسي في منظفات الصرف الحمضية المنزلية والتي تستخدم لإزالة الليبيد والشعر والمناديل الورقية وما إلى ذلك.

ويمكن لفتاحات الصرف هذه إذابة الدهون والبروتينات عن طريق التحلل المائي. علاوة على ذلك، بما أن حمض الكبريتيك المركز لديه خاصية تجفيف قوية، فإنه يمكنه التخلص من المناديل الورقية عبر عملية التجفيف أيضًا. وبما أن الحمض قد يتفاعل مع الماء بقوة، فيجب إضافته ببطء إلى الأنبوب.

الجوانب البيئية

[عدل]

يعتبر حمض الكبريتيك من مكونات الأمطار الحمضية، حيث يتكون من أكسدة غاز الأكسجين الجوي لثاني أكسيد الكبريت في وجود الماء (أكسدة حمض الكبريتوز). إن ثاني أكسيد الكبريت هو الناتج الأساسي لعمليات حرق الكبريت أو أحد أنواع الوقود الحاوي على الكبريت مثل الفحم والزيت.

الأمطار الحمضية التي تنجم من حمض الكبريت تؤدي إلى تلف المحاصيل الزراعية أما بالنسبة للإنسان فإن الجرعة القاتلة من حمض الكبريت تبلغ من 4-5 سنتمتر مكعب وهي تؤدي إلى الوفاة بعد 12-48 ساعة من التعاطي بسبب الصدمة العصبية والدموية الناجمة عن الألم المحرق أو الجفاف نتيجة القيء المتكرر وقد يؤدي ذلك إلى التشوّه في جسم الإنسان.

المخاطر

[عدل]

مخاطر المختبر

[عدل]
قطرات من حمض الكبريتيك بنسبة 98% تحرق قطعة من المناديل الورقية على الفور.
تعرض قفاز النتريل لقطرات من حمض الكبريتيك بنسبة 98% لمدة 10 دقائق
حرق كيميائي سطحي ناجم عن رشتين من حمض الكبريتيك بنسبة 98% (جلد الساعد)

حمض الكبريتيك قادر على التسبب في حروق شديدة للغاية، خاصة عندما يكون بتركيزات عالية. كما هو الحال مع الأحماض والقلويات الأخرى المسببة للتآكل، فهو يتحلل بسهولة إلى البروتينات والدهون من خلال التحلل المائي للأميد والإستر [الإنجليزية] عند ملامسته للأنسجة الحية، مثل الجلد واللحم. بالإضافة إلى ذلك، فهو يُظهر خاصية بلمهة قوية للكربوهيدرات، مما يؤدي إلى تحرير الحرارة الزائدة والتسبب في حروق ثانوية.[12] ويمكن أن يسبب العمى الدائم إذا لامس العين.

وفي حالة تناوله، فإنه يلحق الضرر بالأعضاء الداخلية بشكل لا رجعة فيه وقد يكون مميتًا. لذلك ينبغي دائمًا استخدام معدات الوقاية عند التعامل معه، وإن الأكسدة القوية التي يتمتع بها تجعله شديد التآكل للعديد من الفلزات وقد يمتد التآكل إلى مواد أخرى.[12] ولهذه الأسباب، من المحتمل أن يكون الضرر الناتج عن حمض الكبريتيك أكثر خطورة من الضرر الذي تسببه الأحماض القوية [الإنجليزية] الأخرى المماثلة، مثل حمض الهيدروكلوريك وحمض النيتريك.

يجب تخزين حمض الكبريتيك بعناية في حاويات مصنوعة من مواد غير تفاعلية (مثل الزجاج)، تُصنّف المحاليل التي تعادل أو تزيد عن 1.5 مولار على أنها "مسببة للتآكل"، بينما تُصنّف المحاليل التي تزيد عن 0.5 مولار ولكن أقل من 1.5 مولار على أنها "مهيجة". ومع ذلك، حتى الدرجة المخففة العادية في المختبر (تقريبًا 1 مولار، 10%) ستحرق الورق إذا تُركت على اتصال لفترة كافية.

الإسعافات الأولية لانسكابات الأحماض على الجلد تُعالج بسكب كميات كبيرة من الماء، كما هو الحال مع العوامل المسببة للتآكل الأخرى. يستمر الغسيل لمدة لا تقل عن عشر إلى خمس عشرة دقيقة لتبريد الأنسجة المحيطة بمكان الحرق الحمضي ولمنع حدوث أضرار ثانوية، تُنزع أو تُزال الملابس الملوثة على الفور ويُغسل الجلد تحتها جيدًا.

مخاطر التخفيف

[عدل]

يمكن أن يكون تحضير الحمض المخفف خطيرًا بسبب الحرارة المنبعثة أثناء عملية التخفيف. ولتجنب تناثر الحمض، عادة ما يُضاف الحمض المركز إلى الماء وليس العكس، وهناك قول مأثور يستخدم لتذكير وهو (بالإنجليزية: Do like you oughta, add the acid to the water)‏ والذي يُترجم إلى "افعل كما ينبغي، أضف الحمض إلى الماء".[25] يتمتع الماء بسعة حرارية أعلى من الحمض، وبالتالي فإن وعاء من الماء البارد سوف يمتص الحرارة عند إضافة الحمض.

مقارنة حمض الكبريتيك والماء
الخاصية الفيزيائية H2SO4 H2O الوحدات
الكثافة 1.84 1.0 كغم/لتر
السعة الحرارية الحجمية 2.54 4.18 كيلوجول/لتر
نقطة الغليان 337 100 درجة مئوية

وأيضًا، لأن الحمض أكثر كثافة من الماء، فإنه ينزل إلى القاع الوعاء، وتتولد الحرارة عند السطح البيني بين الحمض والماء، الموجود في قاع الوعاء. الحمض لا يغلي بسبب ارتفاع درجة غليانه، وان ارتفاع الماء الدافئ بالقرب من السطح بسبب الحمل الحراري يعمل على تبريد السطح، ويمنع غليان الحمض أو الماء.

على العكس من ذلك، إضافة الماء إلى حمض الكبريتيك المركز يؤدي إلى تكون طبقة رقيقة من الماء على سطح الحمض. تتولد الحرارة في هذه الطبقة الرقيقة من الماء ويمكن أن تغلي، مما يؤدي إلى انتشار رذاذ حمض الكبريتيك أو قد يسبب انفجار.

إن تحضير محاليل بتركيز أكبر من 6 مولار (35%) يعتبر خطيرًا، ما لم يُضاف الحمض ببطء كافٍ للسماح للخليط بوقت كافٍ لكي يبرد. وإلا، فإن الحرارة الناتجة قد تكون كافية لغليان الخليط. وإن التحريك الميكانيكي الفعال والتبريد الخارجي (مثل حمام الثلج) ضروريان في عملية التخفيف.

وتتضاعف معدلات التفاعل عند كل زيادة قدرها 10 درجات مئوية في درجة الحرارة.[26] لذلك، سيصبح التفاعل أكثر عنفًا مع استمرار عملية التخفيف، ما لم يُعطَ الخليط وقتًا كافياً ليبرد. إن إضافة الحمض إلى الماء الدافئ سيسبب تفاعلًا عنيفًا.

في المختبر، يمكن تخفيف حمض الكبريتيك عن طريق سكب الحمض المركز على الثلج المسحوق المُجمد من الماء منزوع الأيونات. يذوب الثلج في عملية ماصة للحرارة أثناء إذابة الحمض، وكمية الحرارة اللازمة لإذابة الثلج في هذه العملية أكبر من كمية الحرارة المتولدة من إذابة الحمض، وبالتالي تبقى المحلول باردًا. بعد ذوبان كل الثلج، يمكن إجراء المزيد من التخفيف باستخدام الماء.

المخاطر الصناعية

[عدل]

حمض الكبريتيك غير قابل للاشتعال.

المخاطر المهنية الرئيسية التي يشكلها هذا الحمض هي ملامسة الجلد التي تؤدي إلى حروق، أو استنشاق الرذاذ. يؤدي التعرض للرذاذ بتركيزات عالية إلى تهيج شديد وفوري للعينين، والجهاز التنفسي، والأغشية المخاطية: يتوقف هذا بسرعة بعد التعرض، على الرغم من وجود خطر حدوث وذمة رئوية لاحقة إذا كان الضرر النسيجي أكثر شدة. في التركيزات المنخفضة، من الأعراض الأكثر شيوعًا للتعرض المزمن لرذاذ حمض الكبريتيك هو تآكل الأسنان، والذي وجد في جميع الدراسات تقريبًا: لم تكن هناك دلائل قاطعة على وجود ضرر مزمن محتمل للجهاز التنفسي اعتبارًا من عام 1997. قد يزيد التعرض المتكرر لرذاذ حمض الكبريتيك من احتمال الإصابة بسرطان الرئة بنسبة تصل إلى 64%.[27] في الولايات المتحدة، حُدد حد التعرض المسموح به للحمض عند 1 ملغم/م3: والحدود في البلدان الأخرى مشابهة. وابتلاع حمض الكبريتيك يؤدي إلى نقص فيتامين بي12. وقد يتأثر الحبل الشوكي في معظم الحالات، أو قد تظهر الأعصاب البصرية وهو من أعراض داء مزيل للميالين، وفقدان المحاور العصبية، أو الإصابة بالتليف الدبقي.

التاريخ

[عدل]

القيود القانونية

[عدل]

تخضع تجارة حمض الكبريتيك الدولية للرقابة بموجب اتفاقية الأمم المتحدة ضد الاتجار غير المشروع في المخدرات والمؤثرات العقلية لعام 1988، والتي تدرجه ضمن الجدول الثاني من الاتفاقية باعتباره مادة كيميائية تستخدم بشكل متكرر في التصنيع غير المشروع للمخدرات أو المؤثرات العقلية.[28]

طالع أيضاً

[عدل]

المراجع

[عدل]
  1. ^ ا ب ج sulfuric acid، معهد المعلوماتية الحيوية الأوروبي، QID:Q902623
  2. ^ قاموس المورد، البعلبكي، بيروت، لبنان.
  3. ^ قاموس مصطلحات الفلاحة (بالعربية والفرنسية). الجزائر العاصمة: المجلس الأعلى للغة العربية بالجزائر. 2018. ص. 16. ISBN:978-9931-681-42-7. OCLC:1100055505. QID:Q121071043.
  4. ^ المعجم الطبي الموحد نسخة محفوظة 31 ديسمبر 2017 على موقع واي باك مشين.
  5. ^ حامض الكبريتيك نسخة محفوظة 17 يونيو 2015 على موقع واي باك مشين.
  6. ^ "Consortium of Local Education Authorities for the Provision of Science Equipment -STUDENT SAFETY SHEETS 22 Sulfuric(VI) acid" (PDF). مؤرشف من الأصل (PDF) في 2013-03-31.
  7. ^ "Ionization Constants of Inorganic Acids". .chemistry.msu.edu. اطلع عليه بتاريخ 2011-05-30.
  8. ^ Dolson، David A.؛ وآخرون (1995). "Carbohydrate Dehydration Demonstrations". J. Chem. Educ. ج. 72 ع. 10: 927. Bibcode:1995JChEd..72..927D. DOI:10.1021/ed072p927. ISSN:0021-9584.
  9. ^ Shakhashiri، Bassam Z.؛ Shreiner، Rodney؛ Bell، Jerry A. (2011). "1.32 Dehydration of Sugar by Sulfuric Acid". Chemical Demonstrations a handbook for teachers of chemistry volume 1. University of Wisconsin Press. ص. 77–78. ISBN:978-0-299-08890-3.
  10. ^ Helmenstine، Anne (18 فبراير 2020). "Carbon Snake Demo (Sugar and Sulfuric Acid)". Science Notes and Projects. اطلع عليه بتاريخ 2022-07-05.
  11. ^ Housecroft, Catherine E.؛ Sharpe, Alan G. (2008). "Chapter 16: The group 16 elements". Inorganic Chemistry, 3rd Edition. Pearson. ص. 523. ISBN:978-0-13-175553-6.
  12. ^ ا ب ج "Sulfuric acid – uses". dynamicscience.com.au. مؤرشف من الأصل في 2013-05-09. وسم <ref> غير صالح؛ الاسم "OA" معرف أكثر من مرة بمحتويات مختلفة.
  13. ^ Kinney, Corliss Robert؛ Grey, V. E. (1959). Reactions of a Bituminous Coal with Sulfuric Acid (PDF). Pennsylvania State University. مؤرشف من الأصل (PDF) في 2017-04-28.
  14. ^ Carey, F. A. "Reactions of Arenes. Electrophilic Aromatic Substitution". On-Line Learning Center for Organic Chemistry. University of Calgary. مؤرشف من الأصل في 2008-07-06. اطلع عليه بتاريخ 2008-01-27.{{استشهاد ويب}}: صيانة الاستشهاد: مسار غير صالح (link)
  15. ^ Ngo، Christian؛ Natowitz، Joseph (2016). Our Energy Future: Resources, Alternatives and the Environment. John Wiley & Sons. ص. 418–419. ISBN:9781119213369.
  16. ^ Pickard، Paul (25 مايو 2005). "2005 DOE Hydrogen Program Review: Sulfur-Iodine Thermochemical Cycle" (PDF). Sandia National Labs. اطلع عليه بتاريخ 2021-10-08.
  17. ^ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 583.
  18. ^ E. R. Riegel und J. A. Kent: Riegel's Handbook of Industrial Chemistry. Springer 2003. ISBN 0-306-47411-5, S. 503.
  19. ^ Hans Kühne, "Entwicklung des Gips-Schwefelsäure-Verfahrens nach Müller-Kühne" (in German), Chemie Ingenieur Technik – CIT 21 (11-12): pp. 227–229, doi:10.1002/cite.330211105
  20. ^ ا ب O.B. Lapina, B.S. Bal'zhinimaev, S. Boghosian, K.M. Eriksen, R. Fehrmann: Progress on the mechanistic understanding of SO2 oxidation catalysts, in: Catalysis Today, 1999, 51, S. 469–479, doi:10.1016/S0920-5861(99)00034-6.
  21. ^ Jones، Edward M. (1950). "Chamber Process Manufacture of Sulfuric Acid". Industrial and Engineering Chemistry. ج. 42 ع. 11: 2208–2210. DOI:10.1021/ie50491a016.
  22. ^ Chenier، Philip J. (1987). Survey of Industrial Chemistry. New York: John Wiley & Sons. ص. 45–57. ISBN:978-0-471-01077-7.Chenier, Philip J. (1987).
  23. ^ Davenport, William George؛ King, Matthew J. (2006). Sulfuric acid manufacture: analysis, control and optimization. Elsevier. ص. 8, 13. ISBN:978-0-08-044428-4. اطلع عليه بتاريخ 2011-12-23.
  24. ^ جورج قنواتي (2019). تاريخ الصيدلة والعقاقير: في العهد القديم والعصر الوسيط. القاهرة: مؤسسة هنداوي. ص. 72. ISBN:978-1-5273-1735-2. QID:Q127608476.
  25. ^ Snyder, Lucy A. (4 Nov 2005). "Do like you oughta, add acid to water". Lucy A. Snyder (بالإنجليزية الأمريكية). Retrieved 2022-01-23.
  26. ^ لينوس باولنغ (1988) General Chemistry, Dover Publications
  27. ^ Beaumont، JJ؛ Leveton، J؛ Knox، K؛ Bloom، T؛ McQuiston، T؛ Young، M؛ Goldsmith، R؛ Steenland، NK؛ Brown، DP؛ Halperin، WE (1987). "Lung cancer mortality in workers exposed to sulfuric acid mist and other acid mists". J Natl Cancer Inst. ج. 79 ع. 5: 911–21. DOI:10.1093/jnci/79.5.911. PMID:3479642.
  28. ^ "Annex to Form D ("Red List"), 11th Edition" (PDF). Vienna, Austria: المجلس الدولي لمراقبة المخدرات [الإنجليزية]. يناير 2007. ص. 4. مؤرشف (PDF) من الأصل في 2008-02-27.