Acid sulfuric

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
(đổi hướng từ Axít sunfuric)
Bước tới: menu, tìm kiếm
Acid sulfuric
Cấu trúc phân tử của axít sulfuric
Cấu trúc phân tử của axít sulfuric
Tổng quan
Danh pháp IUPAC Axít sulfuric
Tên khác Dầu sulfat, Hiđro sulfat
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 trọngpha 1,84 g/cm3, lỏng
Độ hòa tan trong nước Có thể trộn lẫn
(tỏa nhiệt!)
Điểm nóng chảy 10 °C, 283 K
Điểm sôi 338 °C (dung dịch axit 98%)
pKa -3,0
2,0
pKb
Độ nhớt 26,7 cP ở 20 °C
Nguy hiểm
MSDS MSDS ngoài
Các nguy hiểm chính Ăn mòn mạnh
NFPA 704 Nfpa h3.pngNfpa f0 w.pngNfpa 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 Hiđrô sulfua
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

Axít sulfuric hay axít sulphuric.Công thức hóa học là H2SO4, là một chất lỏng sánh như dầu,không màu, không mùi,không bay hơi,nặng gần gấp 2 lần nước (H2SO4 98% có D=1,84 g/cm3)[1].Nó là một axít vô cơ mạnh. Nó hòa tan trong nước theo bất kỳ tỷ lệ nào. Tên gọi cổ của nó là dầu sulfat, được đặt tên bởi nhà giả kim ở thế kỉ thứ 8, Jabir ibn Hayyan sau khi ông phát hiện ra chất này. Axít sulfuric có nhiều ứng dụng, và nó được sản xuất với một sản lượng lớn hơn bất kỳ chất hóa học nào, ngoại trừ nước. Sản lượng của thế giới năm 2001 là 165 triệu tấn, với giá trị xấp xỉ 8 tỷ USD. Ứng dụng chủ yếu của nó bao gồm sản xuất phân bón, chế biến quặng, tổng hợp hóa học, xử lý nước thải và tinh chế dầu mỏ.

Nhiều prôtêin được tạo thành từ axít amin có chứa sulfua. Các axít này tạo ra axít sulfuric (hay ion sulfat, SO42-) khi chúng được trao đổi trong cơ thể.

Trạng thái[sửa | sửa mã nguồn]

Axít sulfuric tinh khiết hoàn toàn không được tìm thấy trên Trái Đất, do ái 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 sulfuric bị ôxi hoá. Điôxít lưu huỳnh 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 pirit sắt. Phân tử ôxy ôxi hoá quặng pirit sắt (FeS2) thành ion sắt (II) hay Fe2+:

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

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)3kết tủa + 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. 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:

CO2 → CO + O
SO2 + O → 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 nghànhh công nghiệp sản xuất. Hàng năm, các nước trên thế giới sản xuất khoảng 160 triệu tấn H2SO4.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.

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

(1) S(r) + O2(k) → SO2(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)

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(l)

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 phẩmthuốc 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 kJ/mol), axít sulfuric là một chất hấp thụ nước rất tốt, và nó được sử dụng trong sản xuất nhiều loại hoa quả khô. Ái 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 axít, axít sulfuric phản ứng với phần lớn các bazơ để tạo ra muối sulfat tương ứng. Ví dụ, sulfat đồng(II), 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 + H2SO4CuSO4 + 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 + CH3COONaNaHSO4 + 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 Fischerkhử 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, manganniken, nhưng thiếcđồng thì cần phải dùng axít đặc nóng. Chìvonfram 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 điôxít lưu huỳnh (sulfur điôxít) được tạo ra chứ không phải hiđrô.

Fe(r) + H2SO4(dd) → H2(k) + FeSO4(dd)
Sn(r) + 2 H2SO4(l) → SnSO4 + 2 H2O + SO2

Chì khó tham gia phản ứng với H2SO4 loãng nhưng tan trong axit H2SO4 đặc nóng theo phản ứng:

Pb + 3H2SO4đđ → Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O

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 sulfat 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 cacboxylat 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 H2SO4Al2(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

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 kỉ thứ 8. Trong thế kỉ thứ 9, 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) sulfat ngậm 5 phân tử nước (CuSO4 • 5H2O. Khi bị nung nóng, các hợp chất này bị phân hủy tương ứng thành ôxít sắt (II)ôxít đồng (II), giải phóng nướctriôxít 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 13).

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 kỉ thứ 15 Basilius Valentinus.

Trong thế kỷ 17, 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 London đã sử dụng phương pháp này để bắt đầu việc sản xuất hàng loạt axít sulfuric lần đầu tiên.

Năm 1746Birmingham, 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 18 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) oxittriôxít 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 trộn axít với nước thì axít sulfuric cần phải được thêm vào nước, không bao giờ làm ngược lại. Xem trên đây để có thêm thông tin. Là một axít và một chất ôxi hóa mạnh, axít sulfuric cần được bảo quản xa nơi chứa các 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.

Găng tay và kính cần phải được sử dụng khi tiếp xúc với H2SO4 loãng, và khi tiếp xúc với axít đậm đặc thì phải có các tấm bảo vệ mặt và tạp dề PVC.

Liên kết ngoài[sửa | sửa mã nguồn]

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.

  1. ^ Sgk hóa học lớp 10