| Hint | Food | 맛과향 | Diet | Health | 불량지식 | 자연과학 | My Book | 유튜브 | Frims | 원 료 | 제 품 | Update | Site |
|
색소 ≫ 발색,표백 ≫ 주류 ≫ 와인 황산 : H2SO4 黃酸 / Sulfuric Acid 황함유 영양소 - 황 Sulfur 대사- H2S 황화수소 - 신경전달물질 - 메치오닌 methionine - Cysteine - Glutatione : cysteine+glutamate+glycine - 알파 리포산 산미료 종류 - 염산, 질산, 황산, 인산, 탄산 - 와인 : 신의 마케팅 - 아황산 - 아황산 : 와인에 필수 Sulfuric acid is a very important commodity chemical, and indeed, a nation's sulfuric acid production is a good indicator of its industrial strength.[8] World production in the year 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%.[28] Most of this amount (≈60%) is consumed for fertilizers, particularly superphosphates, 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 such as oil well acidicizing, aluminium reduction, paper sizing, water treatment. 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.[29] The study of vitriol, a category of glassy minerals from which the acid can be derived, began in ancient times. Sumerians had a list of types of vitriol that they classified according to the substances' color. Some of the earliest discussions on the origin and properties of vitriol is 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. Metallurgical uses for vitriolic substances were recorded in the Hellenistic alchemical works of Zosimos of Panopolis, in the treatise Phisica et Mystica, and the Leyden papyrus X.[31] Medieval Islamic era alchemists, Jābir ibn Hayyān (c. 721 – c. 815 AD, also known as Geber), Razi (865 – 925 AD), and Jamal Din al-Watwat (d. 1318, wrote the book Mabāhij al-fikar wa-manāhij al-'ibar), included vitriol in their mineral classification lists. Ibn Sina focused on its medical uses and different varieties of vitriol.[31] Muhammad ibn Zakariya al-Razi (854–925) is credited with being the first to produce sulfuric acid.[32][33] Sulfuric acid was called "oil of vitriol" by medieval European alchemists because it was prepared by roasting "green vitriol" (iron(II) sulfate) in an iron retort. There are references to it in the works of Vincent of Beauvais and in the Compositum de Compositis ascribed to Saint Albertus Magnus. A passage from Pseudo-Geber´s Summa Perfectionis was long considered to be a recipe for sulfuric acid, but this was a misinterpretation.[31] In the seventeenth 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 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.[3] 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 concentration 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. Pyrite (iron disulfide, FeS2) was heated in air to yield iron(II) sulfate, FeSO4, which was oxidized by further heating in air to form iron(III) sulfate, Fe2(SO4)3, which, when heated to 480 °C, decomposed to iron(III) oxide and sulfur trioxide, which could be passed through water to yield sulfuric acid in any concentration. However, the expense of this process prevented the large-scale use of concentrated sulfuric acid.[3] In 1831, British vinegar merchant Peregrine Phillips patented the contact process, which was a far more economical process for producing sulfur trioxide and concentrated sulfuric acid. Today, nearly all of the world's sulfuric acid is produced using this method.[34] H2SO4의 화학식을 갖는 무색의 비휘발성 액체로, 공업적으로 백금이나 오산화바나듐 촉매를 이용해 만든다. 물을 제외하고 가장 많이 제조되는 강산성의 화합물이다. 황산은 흡습성이 강해 황산과 반응하지 않는 물질의 수분을 빼앗는 용도로 사용할 수 있다. 또 고온의 진한 황산은 산화력이 강해 구리나 은 등을 산화시킨다. 보통 98%의 황산을 포함하는 용액을 진한 황산이라 하는데, 이를 묽힐 때는 각별한 주의가 필요하다. 황산은 매우 강한 산이기 때문에 진한 황산에 물을 부으면 굉장한 열이 발생한다. 따라서 묽은 황산을 만들 때에는 물에 진한 황산을 조금씩 가하는 방법을 사용해야 한다. 황산은 공업적으로 백금이나 오산화바나듐 촉매를 이용해 만든다. 염산과 더불어 강산으로 유명한 물질이며 화학 산업계에서 물 다음으로 많이 생산되는 화합물. 각 나라의 황산 생산량이 그 나라 화학 산업의 규모를 나타내기도 한다. 염산과 황산, 질산 3가지를 통틀어 3대 강산(强酸)이라고 한다. 다만 이보다 더 강한 초강산이 존재하며, 초강산의 판정 기준을 황산으로 잡는다. 산성도 측정기 순수 황산보다 산도가 높으면 초강산이 된다. 사실 이것보다 용해력이[4]20,000,000,000,000,000,000배(2000경배)나 높은 플루오로안티몬산이 있다고 한다. 화학 공업의 꽃이라고 할 정도로 산업적으로 중요한 물질. 예컨대, 이게 없으면 도금이란 산업 자체가 성립되지 못하며 금속의 부식 예방 및 습기 제거 용도로 많이 쓰이고, 유기물 합성에도 빠지지 않고 등장하며 납축전지에도 이게 들어간다. 묽은 황산에 전류를 흘려주면 양 극에서 수소와 산소 가스로 분리되어 나온다. 초기에는 납축전지를 주기적으로 뚜껑을 열어서 물을 보충해줘야 했는데, 이유는 바로 물이 전기분해되어서 농도가 진해지기 때문이었다. 현재는 전기분해를 일으키지 않는 전극을 사용하기 때문에 완전밀봉 구조로 만들 수 있게 되었다. 물론 안전성이 높아진 건 덤. 분석화학 등을 통해 알 수 있듯이, 황산은 1차 이온화도(pKa~10)와 2차 이온화도(pKa2=1.9)의 차이가 크다. 우리가 보통 강산으로 알고 있는 황산의 이온화는 황산(H2SO4)에서 황산수소이온(HSO4-)으로 가는 첫번째 이온화이며, 황산수소이온이 황산이온(SO42-)으로 가는 2차 이온화는 pKa가 1~2정도로 pH 1 이하에서는 이온화가 거의 안된다. S+O2 → SO2 2SO2 + O2 → 2SO3 SO3+H2O →H2SO4 황(S)을 산화시켜서 이산화황(SO2)를 만든다. 이후 이 이산화황을 산화시켜서 삼산화황(SO3)을 만들고, 이 삼산화황을 물(H2O)에 반응시키면 황산(H2SO4)이 된다. 공업용으로 제조할 때는 이 중 이산화황의 산화 방법이 둘로 나뉘는데 질산식과 접촉식(contact process)이 있다. 질산식은 질산을 반응시켜서 이산화질소(NO2)를 제조한 뒤, 이 이산화질소를 이산화황과 발생시켜서 삼산화황을 제조하는 것. 여기서 이산화질소는 일산화질소(NO)가 되었다가 산소와 반응해서 다시 이산화질소로 돌아간다. 접촉식은 촉매를 이용하여 이산화황을 직접 산소와 반응시키는 방법이다. 산업 현장에서는 주로 오산화바나듐(V2O5)을 촉매로 사용한다. 3. 진한 황산 우리가 강산으로 많이 알고 있는 황산은 묽은 황산이다. 이름과는 다르게 묽은 황산의 산도가 더 높다. '진한 황산'은 황산 질량비 90% 이상의 수용액이며 (주로 시판되는건 96~98%) 물 분자가 부족하니 이온화도가 매우 떨어져 산성을 나타내지도 않는다. 그렇다고 만져보지는 말자. 물로 씻을 순 없으니까... 물로 씻을 수 없는 게 문제가 아니라 진짜 문제는 다음 문단의 내용이다. 진한 황산은 점조성이 있어 끈적거리며 밀도로 인해 매우 무겁다. 진한 황산은 산성을 거의 띄지 않는 대신 탈수력이 대단해서, 탄수화물 같이 수소와 산소가 분자식에 들어있는 물질이 혼합되기만 하면 그 분자구조를 박살내고 수소 원자와 산소 원자를 2:1의 비율로 빼내 물을 합성하고 스스로 이온화한다. 이같은 성질 덕분에 진한 황산은 실험실에서 사용하는 데시케이터(건조기)의 제습제로 쓰인다. 또한 유기합성 시 탈수반응을 일으키기 위하여 진한 황산이나 가열한 묽은 황산을 사용하는 일은 흔하여 여러 화학반응의 촉매 혹은 반응물로 사용된다. 진한 황산이 피부에 닿았을 때는 절대 바로 물로 씻지 말고 과량의 천이나 휴지 따위로 피부에 묻은 진한 황산을 최대한 제거한 후 세척해야한다. 진한 황산은 물과 닿을 경우 열을 발생시키면서 묽어지기 때문에 피부에 묻었다고 무턱대고 씻으면 화상을 입을 수 있다. 또한 진한 황산이든 묽은 황산이든 위험한건 매한가지이니 전문 교육을 받고 보호도구를 착용한 경우가 아닌 이상 취급하지 말자. 물론 뛰는 놈 위에 나는 놈 있듯이, 황산에서 물을 뺏어서 삼산화황으로 되돌리는 오산화인(P4O10)같은 물질도 있다. 백린연막탄이 타면서 나오는게 이놈이다. 진한 황산에다가 소량의 오산화인을 섞으면 황산이 탈수되어 삼산화황이 되고 이것이 다시 다른 황산과 반응해서 발연 황산(oleum)이 된다. 발연황산+진한황산+진한인산의 정신나간 혼합물이 생기는데 여기에 과황산(S2O82-)같은 산화제를 또 집어넣어서(...) 보통 산화되기 어려운 흑연이나 탄소나노튜브과 같은 무기물질을 산화시키는데 사용한다. 묽은 황산을 만들 때에는, 반드시 다량의 물에 진한 황산을 유리막대를 이용하여 몇 방울씩 흘려넣으며 만들어야 한다. 진한 황산에 수분이 공급되면 급격히 이온화하면서, 물이 끓어넘칠 정도로 신속하게 다량의 열을 방출하기 때문. 진한 황산은 물보다 비중이 크기 때문에, 진한 황산을 물에 흘려넣을 경우 황산 방울이 신속히 물속으로 가라앉으며 열을 수중으로 분산시키는 반면, 이와 반대로 물을 진한 황산에 흘려넣으면 물이 황산 위에 뜬 채로 끓어서 황산 용액이 밖으로 튀기 쉬워진다. 더불어 급격한 온도 변화 때문에 황산액을 담은 유리 용기에 금이 가거나 깨지는 경우도 종종 발생한다. 때문에 화학 관련 실험에는 열팽창계수가 낮은 실험용 유리를 사용하는게 일반적이며, 비전공자들이 많이 들어오는 일반화학실험에서는 조교가 미리 묽은 황산 용액을 만들어 놓는 것이 일반적이다. 문제는 전공실험에서도 황산에 물을 넣으면서 비커를 손으로 잡는 위험한 짓거리를 한다는 거지만... 묽은 황산을 보다 안전하게 만드려면 비커가 잠기지 않을 정도의 얼음물을 넣은 대야 안에 비커를 넣고 물을 채운 후 황산을 천천히 흘려주면 된다. 황산으로 인해 열이 발생하더라도 얼음물이 그 열을 잡아주기 때문에 보다 안전한 진행이 가능하다. 다만 얼음물 준비가 귀찮을 뿐. 그 외에도 합성실험을 하면서 간혹 기술적인 제한사항으로 어쩔 수 없이 황산에다가 물을 넣어야 하는 경우가 있다. 드라이아이스나 -40도 이하로 냉각시킨 이소프로필 알코올 (소독용으로 쓰는 그것)에다가 플라스크를 처박고 열이 빨리 분산되도록 빠르게 저어가면서 해야 한다. 4. 활용[편집] 황산과 과산화수소를 3:1 ~ 7:1 정도의 비율로 섞은 액체를 '피라냐 용액(Piranha solution)'이라고 부른다. 아주 강력한 산화력을 지니고 있어서[13] 대부분의 유기물질을 날려버릴 수 있으므로, 실험실에서 슬라이드 등을 세척할 때 자주 사용한다. 추가로 물질에 하이드록시기(-OH)를 붙여서 친수성 코팅을 해주기도 한다. 이런 특성도 유용하고 황산과 과산화수소를 섞어 즉석에서 만들어 쓸 수 있는 편리함 덕에 여러 실험실에서 널리 쓰이긴 하지만 황산이 과산화수소수에 포함된 물과 반응하면서 아주 뜨거워지는데다 당연히 인체에도 매우 위험하니 주의해서 다뤄야 한다. 몇몇 산화제는 진한 황산과 혼합되면 산화력이 엄청난 버프를 받는다. 위에서 예시로 든 과산화수소도 그렇고 그 외에 주로 혼합되는 친구(...)로 질산과 다이크로뮴산칼륨(중크롬산칼륨)이나 과망가니즈산칼륨 등이 있다. 주의해야 할 것은 어떤 산화제든 황산 안에서 농도가 너무 높아지지 않게 해야 한다는 것. 황산+강산화제 혼합물인 상태에서 산화제가 많으면 폭발 위험성이 있다. 마찬가지로 위의 피라냐 용액도 3:1보다 진하게는 폭발 위험성때문에 잘 안만든다. 질산+황산 혼합물[14]은 혼산(混酸, mixed acid)라고 불리는데 결과적으로 초강산이면서 초강산화성이라는 두 가지 극단적 성질을 모두 가진다. 방향족성 화합물의 니트로기를 다는 데 쓰이기도 한다.[15] 과망가니즈산칼륨과 혼합하면 과망가니즈산 분자 2개를 모아서 탈수해서 칠산화망가니즈(Mn2O7)이라는 진한 초록색 액상[16]의 정신나간 끝판왕급 산화제를 만든다. 얼마나 강하냐면 액체에 종이를 갖다대면 그냥 불이 훡 붙는다(...).[17] 피라냐 용액보다 더 강하다. 이 성질을 이용해서 서바이벌키트에는 과망가니즈산칼륨이 들어있는 경우가 종종 있다. 과망가니즈산칼륨을 바닥에 붓고 자동차 배터리를 까서 황산을 부은 후 낙엽 한 소쿠리를 모아서 그 위에 부으면 불길이 확 일면서 즉석 모닥불이 생긴다. 농업적으로는 씨앗이 지나치게 단단하거나, 왁스층 때문에 물이 침투하기 어려울 때, 그것을 벗기기 위해 황산으로 처리한다. 예를 들어서 옻나무의 씨앗. 의료용도로는 H2를 뺀 뒤 바륨과 배합하여 황산바륨(BaSO4)이라는 소화기관용 투시조영제를 만드는 데 사용한다. 유산지라고 하는, 황산으로 가공 처리한 종이는 뛰어난 발수성으로 인해 식품가공에서 상당히 널리 쓰인다. |
||||
|
|
|||