Die Schwefelsäure - Eigenschaften, Gewinnung, Nutzung

Inhaltsverzeichnis

1 Bau der Schwefelsäure

2 Chemische/Physikalische Eigenschaften der Schwefelsäure

3 Vorkommen in der Natur

4 Herstellung der Schwefelsäure
4.1 Historische Verfahren
4.2 Kontaktverfahren
4.3 Doppelkontaktverfahren

5 Verwendung der Schwefelsäure in der Industrie

6 Quellenverzeichnis

1 Bau der Schwefelsäure

Die Schwefelsäure gehört zu der Gruppe der Mineralsäuren, also der Säuren, die „anorganisch sind“ und damit keinen Kohlenstoff in ihren Verbindung aufweisen. Dazu zählen beispielsweise die Salzsäure und die Salpetersäure. Im Gegensatz dazu, sind Säuren wie die Essigsäure oder die Zitronensäure keine Mineralsäuren, da sie wie oben geschildert, Kohlenstoff-Atome in ihrer Molekülstruktur aufweisen. Nach der lUPAC-Klassifizierung wird die Schwefelsäure als Dihydrogensulfat und nach der Summenformel als H2S04 angegeben. Aus diesen beiden Angaben kann man auch problemlos auf die Strukturformel der Schwefelsäure schließen. Der Teil „Dihydrogen“ lässt schon erahnen, dass sich zwei OH-Bindungen in diesem Molekül befinden. Dabei bleiben noch zwei Sauerstoff-Atome übrig, die je eine Elektronendoppelpaarbindung mit dem Schwefelatom eingehen.

Somit kommt man auf folgende Strukturformel:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die vier Bindungen, die vom zentralen Schwefelatom ausgehen, sorgen zusätzlich für einen tetraedischen Aufbau, welche die räumliche Struktur der Schwefelsäure prägen.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

2 Chemische/Physikalische Eigenschaften d. Schwefelsäure

Schwefelsäure liegt bei Raumtemperatur als eine farblose und sehr viskose Flüssigkeit vor, die aber eine höhere Dichte (1,84 g/cm[3]) als Wasser aufweist^[1]. Dies ist darauf zurückzuführen, dass zwischen den Schwefelsäuremolekülen äußerst starke Wechselwirkungen vorherrschen. In flüssiger Form kommt es in der Schwefelsäure nämlich zu Wasserstoffbrücken zwischen den Molekülen, sodass jeder Tetraeder in direkter Verbindung mit vier weiteren Tetraedern steht. Dieser Dipolcharakter ist derart dominant, dass Wasser beim Kontakt mit Schwefelsäure, unter Freiwerdung von viel Wärme, zunächst eine Hydrathülle um diese bildet. Erst wenn genügend Wassermoleküle in der Lösung vorhanden sind, schleusen sich die überschüssigen Moleküle in die Hydrathülle hinein und lösen diese damit auf. Bei hochkonzentrierter Schwefelsäure, mit nur geringer Verdünnung, überwiegt deshalb die Hydratation den Protolyseprozess. All diese und noch weitere Beobachtungen führen zu dem Schluss, dass die Schwefelsäure offensichtlich eine andere mesomere Struktur annehmen kann. In dieser geht das Schwefelatom nur Einfachbindungen zu den Sauerstoffatomen ein, sodass der Schwefel zweifach positiv und die Sauerstoffatome, die nicht mit einem Wasserstoffatom in Kontakt stehen, einfach negativ geladen werden^[2]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Diese ist die wahrscheinlichste Strukturform der Schwefelsäure, da damit die gesamten, für die Schwefelsäure typischen Eigenschaften, durch die starken elektrostatischen Wechselwirkungen am plausibelsten erklärt werden können.

Dazu zählt z.B. die Viskosität, die Hygroskopie, die Bildung von Hydrathüllen um das Schwefelsäuremolekül... Aus der Schwefelsäure heraus bilden sich die sogenannten Sulfate oder die Hydrogensulfate. Dies sind Salze, die jeweils aus einem Sulfat-Anion (S04)[2]' (Bei den Sulfaten) oder einem Hydrogensulfat-Anion (HS04)' (Bei den Hydrogensulfaten) und einem Kation (z.B. Na+oder Ca[2]+) bestehen. Beispiel:

Aus der Reaktion von Schwefelsäure und Natriumhydroxid bildet sich Natriumhydrogensulfat und Wasser.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Im Gegensatz dazu wäre die Verbindung aus einem Kation und einem Sulfat-Anion am Beispiel des Natrium folgendermaßen:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Schwefelsäure ist zudem bekannt für ihre hohe Aggressivität und ihre starke ätzende Wirkung beim Kontakt mit anderen Stoffen. Sie gehört deshalb zu einer der stärksten Säuren mit einem pKs-Wert (Säurekonstante) von -3.0. (Im Vergleich dazu: Essigsäure 4,76 und Salpetersäure -1,37)^[3]. Die Säurekonstante ist ein Wert der definiert, wie hoch das Bestreben einer Säure ist sich von einem Proton zu trennen und dieses an einen Protonenakzeptor abzugeben^[4]. Je kleiner dabei der Wert, desto aggressiver die Säure und desto stärker ist das Reaktionsgleichgewicht des Lösungsvorgangs in Wasser auf der Produktseite. Chlorwasserstoff beispielsweise hat einen pKs-Wert von -7,0^[5], weshalb die Lösung von HCl in Wasser fast vollständig in Oxoniumionen und Chlorid-Anionen überläuft. Eine zusätzliche Eigenschaft, die vor allem für die Industrie von hoher Bedeutung ist, ist die starke hygroskopische Eigenschaft der Schwefelsäure. Hygroskopische Stoffe sind sehr wasserbindend und ziehen Wasser und Feuchtigkeit aus der Luft an, weshalb sie oftmals als Trocknungsmittel verwendet wird^[6]. Nicht zu vernachlässigen ist auch das starke Reaktionsbestreben, das vor allem beim Lösen von Schwefelsäure in Wasser zu beobachten ist. Beim Lösungsvorgang wird sehr viel Wärme sehr rasch freigesetzt. Daher kommt auch der oft verwendete Merksatz der praktischen Chemie „Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure". Wenn nämlich kleine Mengen Wasser auf eine große Menge Schwefelsäure getröpfelt werden, wird derart viel Wärme frei, dass das Wasser sofort zu sieden beginnt und dabei explosionsartig aus dem Gefäß herauskochen kann, wobei oftmals Schwefelsäure mitgerissen wird. In umgekehrter Form, wenn also zunächst kleine Mengen Schwefelsäure in ein Gefäß voll Wasser gegeben werden, wird die entstandene Wärme, dank der hohen Wärmekapazität des Wasser, fast vollständig von dieser aufgenommen. Darüberhinaus, ist der Siedepunkt der Säure mit 279,6O viel zu hoch, als das dieser sofort in den gasförmigen Zustand übergehen würde. Nichtsdestotrotz, bleibt das Arbeiten mit Schwefelsäure aufgrund des stark ätzenden und reaktiven Charakters ein gefährliches Unterfangen, das besondere Vorsicht und entsprechende Vorsichtsmaßnahmen wie Gummihandschuhe, Gesichtsschutz und eine Schürze erfordert.

3 Vorkommen in der Natur

Dass man reine und freie Schwefelsäure in der Natur vorfindet ist äußerst selten, fast schon unmöglich. Nur in sehr geringen Mengen lässt es sich in Quellen vulkanischer Aktivität nachweisen, da dort manchmal Schwefelwasserstoff oder reiner Schwefel aus dem Untergrund ans Tageslicht kommt^[7]. Dort kann es dann beim Kontakt mit Sauerstoff und Wasser zu einer Schwefelsäurelösung kommen. Aber auch das ist sehr selten der Fall, da Schwefel beim Kontakt mit Sauerstoff fast ausschließlich nur in Schwefeldioxid übergeht, man für die Schwefelsäure aber Schwefeltrioxid benötigt, der dann mit dem Wasser zur Schwefelsäure reagieren kann. Daher findet man in diesen „Säurequellen“ eher die „Schwefelige Säure", die eine gewisse Ähnlichkeit mit der eigentlichen Schwefelsäure hat, aber deutlich schwächer ist. Diese wird, wie bereits erwähnt, statt dem Trioxid aus dem Schwefeldioxid gebildet.

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Zusammenfassend kann man sagen, dass die Mengen an reiner Schwefelsäure in der Natur gegen Null gehen und somit ein Abbau nicht in Frage kommt. Die Minerale und Salze der Schwefelsäure (Sulfate genannt), die ich zu Beginn im Kapital „Eigenschaften“ angesprochen habe, treten in der Natur hingegen viel öfter auf. Auf diesen Vorkommen, basieren deshalb schon die ersten historischen Verfahren zur Schwefelsäureherstellung, auf die ich im nächsten Kapitel näher eingehen werde.

4 Herstellung der Schwefelsäure

4.1 Historische Verfahren

Die Existenz von Schwefelsäure, wenn auch noch nicht bewusst als Schwefelsäure erwähnt, ist schon seit dem Mittelalter bekannt. Der Chemiker Rudolph GLAUBER^[8] (1604-1670) befasste sich mit der Säure konkreter und gilt seiner Zeit als die größte antreibende Kraft im Bereich der Schwefelsäure-Forschung. So konnte er zum einen feststellen, dass beim Erhitzen von Vitriolen (historisch verwendeter Name für die Sulfate), unabhängig davon welches Sulfat es nun war, stets ein weißer Rauch entwich, der in Verbindung mit Wasser zu einer viskosen Substanz wurde^[9]. Dies lässt sich mit der folgenden Reaktionsgleichung^[10], am Beispiel des Eisenvitriol (Eisen(II)-sulfat), darstellen.

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Das Eisen(II)-sulfat wurde dabei durch die Hitze und mithilfe des Sauerstoffs auf ein Eisen(NI)-sulfat reduziert. Im zweiten Schritt muss dieses Sulfat durch weiteres Erhitzen nur noch dazu gebracht werden, in Eisen(NI)-oxid und Schwefeltrioxid zu zerfallen. Dies geschieht bei etwa 400°C.

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Allerdings läuft der gesamte Prozess nicht in diesen zwei getrennten Schritten ab, sondern eher in einem ineinander laufenden Übergang beim Erhitzen.

Beim Einleiten des entstandenen Gases in Wasser entsteht schließlich die erwünschte Schwefelsäure.

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Gegen Mitte des 17. Jh entstanden die ersten Stätten zur Produktion der Schwefelsäure, die nach diesem Vitriolverfahren arbeiteten. In England wuchs derweil die Nachfrage nach der Säure, denn die boomende Textilindustrie Englands benötigte immer größere Mengen dieses Stoffes, die es zur Bleichung der hergestellten Textilien verwendete^[11]. England selbst besaß aber kein Vitriol und griff deshalb auf ein anderes Verfahren, das sogenannte „Bleikammerverfahren“.

[...]

^[1] s. Quelle Nr. 1

^[2] s. Quelle Nr. 11/ aus http://de.wikipedia.Org/wiki/Schwefels%C3%A4ure#cite note-21.

^[3] s. Quelle Nr. 5

^[4] s. Quelle Nr. 12

^[5] s. Quelle Nr.

^[6] s. Quelle Nr. 1

^[7] s. Quelle Nr. 10

^[8] s. Quelle Nr. 6

^[9] s. Quelle Nr. 9

^[10] s. Quelle Nr. 13

^[11] s. Quelle Nr. 9