Ácido sulfúrico

Ácido sulfúrico (grafia americana e nome IUPAC preferido) ou ácido sulfúrico (grafia da Commonwealth), conhecido na antiguidade como óleo de vitríolo, é um ácido mineral composto pelos elementos enxofre, oxigênio e hidrogênio, com fórmula molecular H₂SO₄. É um líquido incolor, inodoro e viscoso, miscível com água.

O ácido sulfúrico puro não ocorre naturalmente devido à sua forte afinidade com o vapor de água; é higroscópico e absorve prontamente o vapor de água do ar. O ácido sulfúrico concentrado é altamente corrosivo para outros materiais, desde rochas até metais, pois é um oxidante com poderosas propriedades desidratantes. O pentóxido de fósforo é uma exceção notável porque não é desidratado pelo ácido sulfúrico, mas, pelo contrário, desidrata o ácido sulfúrico em trióxido de enxofre. Após a adição de ácido sulfúrico à água, uma quantidade considerável de calor é liberada; assim, o procedimento inverso de adição de água ao ácido não deve ser realizado, pois o calor liberado pode ferver a solução, borrifando gotículas de ácido quente durante o processo. Ao entrar em contato com o tecido corporal, o ácido sulfúrico pode causar queimaduras químicas ácidas graves e até queimaduras térmicas secundárias devido à desidratação. O ácido sulfúrico diluído é substancialmente menos perigoso sem as propriedades oxidativas e desidratantes; no entanto, ainda deve ser manuseado com cuidado devido à sua acidez.

O ácido sulfúrico é um produto químico muito importante; a produção de ácido sulfúrico de um país é um bom indicador da sua força industrial. É amplamente produzido com diferentes métodos, como processo de contato, processo de ácido sulfúrico úmido, processo de câmara de chumbo e alguns outros métodos. O ácido sulfúrico também é uma substância chave na indústria química. É mais comumente usado na fabricação de fertilizantes, mas também é importante no processamento mineral, refino de petróleo, processamento de águas residuais e síntese química. Possui uma ampla gama de aplicações finais, inclusive em limpadores de ralos ácidos domésticos, como eletrólito em baterias de chumbo-ácido, na desidratação de um composto e em vários agentes de limpeza. O ácido sulfúrico pode ser obtido dissolvendo o trióxido de enxofre em água.

Propriedades físicas

Graus de ácido sulfúrico

Embora soluções com quase 100% de ácido sulfúrico possam ser preparadas, a subsequente perda de SO3 no ponto de ebulição eleva a concentração para 98,3% de ácido. O teor de 98,3%, que é mais estável no armazenamento, é a forma usual do que é descrito como “ácido sulfúrico concentrado”. Outras concentrações são utilizadas para finalidades diferentes. Algumas concentrações comuns são:

"Ácido de câmara" e "torre ácida" foram as duas concentrações de ácido sulfúrico produzidas pelo processo da câmara de chumbo, sendo o ácido da câmara o ácido produzido na própria câmara de chumbo (<70% para evitar a contaminação com ácido nitrosilsulfúrico) e o ácido da torre sendo o ácido recuperado do fundo do Glover torre. Eles estão agora obsoletos como concentrações comerciais de ácido sulfúrico, embora possam ser preparados em laboratório a partir de ácido sulfúrico concentrado, se necessário. Em particular, "10 M" o ácido sulfúrico (o equivalente moderno do ácido de câmara, usado em muitas titulações), é preparado adicionando lentamente 98% de ácido sulfúrico a um volume igual de água, com boa agitação: a temperatura da mistura pode subir até 80 °C (176 ° F) ou superior.

Ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico contém não apenas H₂SO₄ moléculas, mas na verdade é um equilíbrio de muitas outras espécies químicas, como mostra a tabela abaixo.

O ácido sulfúrico é um líquido oleoso incolor e tem uma pressão de vapor de <0,001 mmHg a 25 °C e 1 mmHg a 145,8 °C, e o ácido sulfúrico 98% tem uma pressão de vapor de <1 mmHg a 40 °C. C.

No estado sólido, o ácido sulfúrico é um sólido molecular que forma cristais monoclínicos com parâmetros de rede quase trigonais. A estrutura consiste em camadas paralelas ao plano (010), em que cada molécula está ligada por ligações de hidrogênio a outras duas. Hidrata H₂SO₄· nH₂O são conhecidos por n = 1, 2, 3, 4, 6,5, e 8, embora a maioria dos hidratos intermediários sejam estáveis contra desproporcionamento.

Polaridade e condutividade

H₂SO₄ é um líquido muito polar, com constante dielétrica em torno de 100. Possui alta condutividade elétrica, consequência da autoprotólise, ou seja, autoprotonação:

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A constante de equilíbrio para autoprotólise ((25 °C) é:

Oh!₃Então...₄]⁺[HSO]₄]^{- Sim.} = 2,7 x 10^-4

A constante de equilíbrio correspondente para a água, K_w é 10⁻¹⁴, um fator de 10¹⁰ (10 bilhões) menor.

Apesar da viscosidade do ácido, as condutividades efetivas do H₃SO+4 e HSO−4 íons são altos devido a um mecanismo intramolecular de troca de prótons (análogo ao mecanismo de Grotthuss na água), fazendo com que ácido sulfúrico um bom condutor de eletricidade. É também um excelente solvente para muitas reações.

Propriedades químicas

Acidez

A reação de hidratação do ácido sulfúrico é de diluição altamente exotérmica.

Conforme indicado pela sua constante de dissociação ácida, o ácido sulfúrico é um ácido forte:

H. H. H.₂Então...₄ → H₃O⁺ + HSO- Sim.4 KK_A1 = 1000

O produto dessa ionização é HSO−4</span , o ânion bissulfato. O bissulfato é um ácido muito mais fraco:

HSO- Sim.4 + H₂O → H₃O⁺ + SO2-4 KK_a2 = 0,01

O produto desta segunda dissociação é SO2−4, o ânion sulfato.

Desidratação

O ácido sulfúrico concentrado tem uma poderosa propriedade desidratante, removendo água (H₂O) de outros compostos químicos, como açúcar de mesa (sacarose) e outros carboidratos, para produzir carbono, vapor e calor. A desidratação do açúcar de mesa (sacarose) é uma demonstração laboratorial comum. O açúcar escurece à medida que o carbono é formado, e uma coluna rígida de carbono preto e poroso chamada cobra de carbono pode surgir, conforme mostrado na figura.

C12H. H. H.22O11sacarose⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 12Cpretoespuma de grafite+11H. H. H.2O(g,Eu...){displaystyle {underset {text{sucrose}}{{ce {C12H22O11}}longrightarrow {underset {{text{black}} atop {text{graphitic spark}}}{{ce {12 C}}+{ce {11 H2O_{(g,l)}}}}

Da mesma forma, misturar amido em ácido sulfúrico concentrado fornece carbono elementar e água. O efeito disso pode ser observado quando ácido sulfúrico concentrado é derramado sobre papel, que é composto de celulose; a celulose reage dando uma aparência queimada na qual o carbono se parece muito com a fuligem resultante do fogo. Embora menos dramática, a ação do ácido sobre o algodão, mesmo diluído, destrói o tecido.

Não.C6H. H. H.10.O5]nPolissacarídeo⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 6nC+5nH. H. H.2O{displaystyle {underset {text{polysaccharide}}{{ce {[C6H10O5]}}_{n}}}longrightarrow 6n {ce {C}}+5n {ce {H2O}}}

A reação com sulfato de cobre(II) também pode demonstrar a propriedade de desidratação do ácido sulfúrico. Os cristais azuis transformam-se em pó branco à medida que a água é removida:

CuSO4)) 5H. H. H.2Osulfato de cobre (II)Pentahidrato⟶ ⟶ ⟶ ⟶ CuSO4Anidrosulfato de cobre (II)+5H. H. H.2O{displaystyle {underset {{text{copper(II) sulfate}} atop {text{pentahydrate}}}{{ce {CuSO4*5H2O}}longrightarrow {underset {{text{anhydrous}} atop {text{copper(II) sulfate}}}{{ce {CuSO4}}+{ce {5 H2O}}}

Reações com sais

O ácido sulfúrico reage com a maioria das bases para dar o sulfato ou bissulfato correspondente.

O ácido sulfúrico reage com o cloreto de sódio e produz cloreto de hidrogênio gasoso e bissulfato de sódio:

NaCl + H₂Então...₄ → NaHSO₄ + HCl

Sulfato de alumínio, também conhecido como alúmen do fabricante de papel, o sulfato de alumínio é produzido pelo tratamento da bauxita com ácido sulfúrico:

2 AlO(OH) + 3 H₂Então...₄ →₂(SO)₄)₃ + 4 H₂O

O ácido sulfúrico também pode ser usado para deslocar ácidos mais fracos de seus sais. A reação com acetato de sódio, por exemplo, desloca o ácido acético, CH₃COOH, e forma bissulfato de sódio:

H. H. H.₂Então...₄ + CH₃CO₂Na → NaHSO₄ + CH₃COOH

Da mesma forma, o tratamento do nitrato de potássio com ácido sulfúrico produz ácido nítrico.

Quando combinado com ácido nítrico, o ácido sulfúrico atua tanto como ácido quanto como agente desidratante, formando o íon nitrônio NO +2, que é importante em reações de nitração envolvendo substituição eletrofílica aromática. Este tipo de reação, onde a protonação ocorre em um átomo de oxigênio, é importante em muitas reações de química orgânica, como a esterificação de Fischer e a desidratação de álcoois.

Quando reage com superácidos, o ácido sulfúrico pode atuar como base e ser protonado, formando o [H₃SO₄]⁺ íon. Sais de [H₃SO₄]⁺ foram preparados (por exemplo, hexafluoroantimonato de trihidroxioxosulfônio(V) [H₃SO₄]⁺[SbF₆]⁻) usando a seguinte reação em HF líquido:

(CH)₃)₃Sim.₂Então...₂ + 3 HF + SbF₅ - Sim.₃Então...₄]⁺[SbF]₆]^{- Sim.} + 2 (CH)₃)₃SiF

A reação acima é termodinamicamente favorecida devido à alta entalpia de ligação da ligação Si-F no produto secundário. A protonação usando simplesmente ácido fluoroantimônico, entretanto, falhou, pois o ácido sulfúrico puro sofre auto-ionização para dar [H₃O]⁺ íons:

2 H₂Então...₄ ?₃O.⁺ - Sim.₂O₇]^{- Sim.}

que impede a conversão de H₂SO₄ para [H₃SO₄ ]⁺ pelo HF/SbF₅ sistema.

Reações com metais

Mesmo o ácido sulfúrico diluído reage com muitos metais através de uma única reação de deslocamento, como outros ácidos típicos, produzindo gás hidrogênio e sais (o sulfato metálico). Ataca metais reativos (metais em posições acima do cobre na série de reatividade), como ferro, alumínio, zinco, manganês, magnésio e níquel.

Fe + H₂Então...₄ → H₂ + FeSO₄

O ácido sulfúrico concentrado pode servir como agente oxidante, liberando dióxido de enxofre:

Cu + 2 H₂Então...₄ → SO₂ + 2 H₂O + SO2-4 + Cu²⁺

O chumbo e o tungstênio, entretanto, são resistentes ao ácido sulfúrico.

Reações com carbono e enxofre

O ácido sulfúrico concentrado a quente oxida o carbono (como carvão betuminoso) e o enxofre:

C + 2 H₂Então...₄ → CO₂ + 2 SO₂ + 2 H₂O

S + 2 H₂Então...₄ → 3 SO₂ + 2 H₂O

Substituição eletrofílica aromática

O benzeno sofre substituição eletrofílica aromática com ácido sulfúrico para dar os ácidos sulfônicos correspondentes:

Ciclo Enxofre-iodo

O ácido sulfúrico pode ser usado para produzir hidrogênio a partir da água:

22 + 2 SO2 + 4 H. H. H.2O → 4 HI + 2 H2Então...4		(120 °C, reação de Bunsen)
2 H2Então...4 → 2 SO2 + 2 H. H. H.2O + O2		(830 °C)
4 HI → 2 I2 + 2 H. H. H.2		(320 °C)

Os compostos de enxofre e iodo são recuperados e reutilizados, por isso o processo é chamado de ciclo enxofre-iodo. Este processo é endotérmico e deve ocorrer em altas temperaturas, portanto é necessário fornecer energia na forma de calor. O ciclo enxofre-iodo foi proposto como uma forma de fornecer hidrogénio para uma economia baseada no hidrogénio. É uma alternativa à eletrólise e não requer hidrocarbonetos como os métodos atuais de reforma a vapor. Mas note que toda a energia disponível no hidrogénio assim produzido é fornecida pelo calor utilizado para o produzir.

Ocorrência

O ácido sulfúrico raramente é encontrado naturalmente na Terra na forma anidra, devido à sua grande afinidade pela água. O ácido sulfúrico diluído é um constituinte da chuva ácida, que é formada pela oxidação atmosférica do dióxido de enxofre na presença de água – ou seja, oxidação do ácido sulfuroso. Quando combustíveis contendo enxofre, como carvão ou petróleo, são queimados, o dióxido de enxofre é o principal subproduto (além dos principais produtos, óxidos de carbono e água).

O ácido sulfúrico é formado naturalmente pela oxidação de minerais sulfetados, como a pirita:

2 Fes₂(s) + 7 O₂ + 2 H₂O → 2 Fe²⁺ + 4 SO2-4 + 4 H⁺

A água altamente ácida resultante é chamada de drenagem ácida de minas (AMD) ou drenagem ácida de rochas (ARD).

O Fe²⁺ pode ser posteriormente oxidado em Fe^3+</sup :

4 anos²⁺ + O₂ + 4 H⁺ → 4 Fe³⁺ + 2 H₂O

O Fe³⁺ produzido pode ser precipitado como hidróxido ou óxido de ferro hidratado:

Fe³⁺ + 3 H₂O → Fe (OH)₃↓ + 3 H⁺

O íon ferro (III) ("ferro férrico") também pode oxidar a pirita:

Fes₂(s) + 14 Fe³⁺ + 8 H₂O → 15 Fe²⁺ + 2 SO2-4 + 16 H⁺

Quando ocorre a oxidação do ferro (III) da pirita, o processo pode se tornar rápido. Valores de pH abaixo de zero foram medidos em ARD produzido por este processo.

ARD também pode produzir ácido sulfúrico a uma taxa mais lenta, de modo que a capacidade de neutralização de ácido (ANC) do aquífero possa neutralizar o ácido produzido. Nesses casos, a concentração total de sólidos dissolvidos (TDS) da água pode ser aumentada a partir da dissolução dos minerais da reação de neutralização do ácido com os minerais.

O ácido sulfúrico é usado como defesa por certas espécies marinhas, por exemplo, a alga feófita Desmarestia munda (ordem Desmarestiales) concentra ácido sulfúrico nos vacúolos celulares.

Aerossol estratosférico

Na estratosfera, a segunda camada da atmosfera que geralmente fica entre 10 e 50 km acima da superfície da Terra, o ácido sulfúrico é formado pela oxidação do dióxido de enxofre vulcânico pelo radical hidroxila:

Então...₂ + HO^• → HSO₃

HSO₃ + O₂ → SO₃ + HO₂

Então...₃ + H₂O → H₂Então...₄

Como o ácido sulfúrico atinge a supersaturação na estratosfera, ele pode nuclear partículas de aerossol e fornecer uma superfície para o crescimento do aerossol por meio de condensação e coagulação com outros aerossóis de ácido água-sulfúrico. Isso resulta na camada de aerossol estratosférico.

Ácido sulfúrico extraterrestre

As nuvens venusianas permanentes produzem uma chuva ácida concentrada, assim como as nuvens na atmosfera da Terra produzem chuva de água. Acredita-se que a lua de Júpiter, Europa, também tenha uma atmosfera contendo hidratos de ácido sulfúrico.

Fabricação

O ácido sulfúrico é produzido a partir de enxofre, oxigênio e água através do processo de contato convencional (DCDA) ou do processo de ácido sulfúrico úmido (WSA).

Processo de contato

Na primeira etapa, o enxofre é queimado para produzir dióxido de enxofre.

S(s) + O₂ → SO₂

O dióxido de enxofre é oxidado em trióxido de enxofre pelo oxigênio na presença de um catalisador de óxido de vanádio (V). Esta reação é reversível e a formação do trióxido de enxofre é exotérmica.

2₂ + O₂ O que é?₃

O trióxido de enxofre é absorvido em 97–98% de H₂SO₄ para formar oleum (H₂S₂O₇), também conhecido como ácido sulfúrico fumegante ou ácido pirossulfúrico. O oleum é então diluído com água para formar ácido sulfúrico concentrado.

H. H. H.₂Então...₄ + SO₃ → H₂S₂O₇

H. H. H.₂S₂O₇ + H₂O → 2 H₂Então...₄

Dissolver diretamente SO₃ em água, chamado de "processo de ácido sulfúrico úmido" 34;, raramente é praticado porque a reação é extremamente exotérmica, resultando em um aerossol quente de ácido sulfúrico que requer condensação e separação.

Processo de ácido sulfúrico úmido

Na primeira etapa, o enxofre é queimado para produzir dióxido de enxofre:

S + O₂ → SO₂ (−297 kJ/mol)

ou, alternativamente, gás sulfeto de hidrogênio (H₂S) é incinerado em SO₂ gás:

2 H₂S + 3 O₂ → 2 H₂O + 2 SO₂ (−1036 kJ/mol)

O dióxido de enxofre foi então oxidado em trióxido de enxofre usando oxigênio com óxido de vanádio (V) como catalisador.

2₂ + O₂ O que é?₃ (−198 kJ/mol) (reação é reversível)

O trióxido de enxofre é hidratado em ácido sulfúrico H₂SO₄:

Então...₃ + H₂O → H₂Então...₄(g) (−101 kJ/mol)

A última etapa é a condensação do ácido sulfúrico em líquido 97–98% H₂SO₄:

H. H. H.₂Então...₄(g) → H. H. H.₂Então...₄(l) (−69 kJ/mol)

Outros métodos

Um método menos conhecido é o método do metabissulfito, no qual o metabissulfito é colocado no fundo de um béquer e ácido clorídrico com concentração molar 12,6 é adicionado. O gás resultante é borbulhado através de ácido nítrico, que irá liberar vapores marrons/vermelhos de dióxido de nitrogênio à medida que a reação prossegue. A conclusão da reação é indicada pela cessação dos vapores. Este método não produz névoa inseparável, o que é bastante conveniente.

3₂ + 2 HNO₃ + 2 H₂O → 3 H₂Então...₄ + 2 NÃO

Queima de enxofre junto com salitre (nitrato de potássio, KNO₃), na presença de vapor, tem sido usado historicamente. À medida que o salitre se decompõe, ele oxida o enxofre em SO₃, que se combina com a água para produzir ácido sulfúrico.

Alternativamente, dissolver dióxido de enxofre em uma solução aquosa de um sal metálico oxidante, como cloreto de cobre (II) ou ferro (III):

2 FeCl₃ + 2 H₂O + SO₂ → 2 FeCl₂ + H₂Então...₄ + 2 HCl

2 CuCl₂ + 2 H₂O + SO₂ → 2 CuCl + H₂Então...₄ + 2 HCl

Dois métodos laboratoriais menos conhecidos de produção de ácido sulfúrico, embora em forma diluída e exigindo algum esforço extra de purificação. Uma solução de sulfato de cobre (II) pode ser eletrolisada com um cátodo de cobre e um ânodo de platina/grafite para fornecer cobre esponjoso no cátodo e evolução de gás oxigênio no ânodo, a solução de ácido sulfúrico diluído indica a conclusão da reação quando ela passa de azul a claro (a produção de hidrogênio no cátodo é outro sinal):

2 CuSO₄ + 2 H₂O → 2 Cu + 2 H₂Então...₄ + O₂

Mais caro, perigoso e problemático, porém novo, é o método do eletrobromo, que emprega uma mistura de enxofre, água e ácido bromídrico como solução eletrolítica. O enxofre é empurrado para o fundo do recipiente sob a solução ácida. Em seguida, o cátodo de cobre e o ânodo de platina/grafite são usados com o cátodo próximo à superfície e o ânodo é posicionado na parte inferior do eletrólito para aplicar a corrente. Isto pode levar mais tempo e emitir vapores tóxicos de bromo/brometo de enxofre, mas o ácido reagente é reciclável. No geral, apenas o enxofre e a água são convertidos em ácido sulfúrico e hidrogênio (omitindo as perdas de ácido na forma de vapores):

2 HBr → H₂ + Br₂ (electrólise do brometo de hidrogênio aquoso)

B.₂ + Br^{- Sim.} Legislação- Sim.3 (produção de tribromida inicial, eventualmente reverte como B.^{- Sim.} depletos)

2 S + Br₂ → S₂B.₂ (bromina reage com enxofre para formar dibromida de desulfuração)

S₂B.₂ + 8 H₂O + 5 Br₂ → 2 H₂Então...₄ + 12 HBr (oxidação e hidratação do dibromida de desulfurar)

Antes de 1900, a maior parte do ácido sulfúrico era fabricada pelo processo de câmara de chumbo. Ainda em 1940, até 50% do ácido sulfúrico fabricado nos Estados Unidos era produzido em fábricas de processamento em câmara.

No início e meados do século 19, o "vitríolo" existiam plantas, entre outros lugares, em Prestonpans, na Escócia, Shropshire e Lagan Valley, no condado de Antrim, Irlanda, onde era usado como alvejante para linho. O branqueamento inicial do linho era feito com ácido lático de leite azedo, mas era um processo lento e o uso de vitríolo acelerou o processo de branqueamento.

Usos

O ácido sulfúrico é um produto químico muito importante e, de facto, a produção de ácido sulfúrico de uma nação é um bom indicador da sua força industrial. A produção mundial no ano de 2004 foi de cerca de 180 milhões de toneladas, com a seguinte distribuição geográfica: Ásia 35%, América do Norte (incluindo México) 24%, África 11%, Europa Ocidental 10%, Europa Oriental e Rússia 10%, Austrália e Oceania 7%, América do Sul 7%. A maior parte desta quantidade (≈60%) é consumida em fertilizantes, particularmente superfosfatos, fosfato de amônio e sulfatos de amônio. Cerca de 20% é utilizado na indústria química para produção de detergentes, resinas sintéticas, corantes, produtos farmacêuticos, catalisadores de petróleo, inseticidas e anticongelantes, bem como em diversos processos, como acidificação de poços de petróleo, redução de alumínio, colagem de papel e tratamento de água. Cerca de 6% dos usos estão relacionados a pigmentos e incluem tintas, esmaltes, tintas de impressão, tecidos revestidos e papel, enquanto o restante é disperso em uma infinidade de aplicações, como produção de explosivos, têxteis de celofane, acetato e viscose, lubrificantes, não- metais ferrosos e baterias.

Produção industrial de produtos químicos

O uso dominante do ácido sulfúrico é no "método úmido" para a produção de ácido fosfórico, utilizado na fabricação de fertilizantes fosfatados. Nesse método, é utilizada rocha fosfática e mais de 100 milhões de toneladas são processadas anualmente. Esta matéria-prima é mostrada abaixo como fluorapatita, embora a composição exata possa variar. Este é tratado com ácido sulfúrico a 93% para produzir sulfato de cálcio, fluoreto de hidrogênio (HF) e ácido fosfórico. O HF é removido como ácido fluorídrico. O processo geral pode ser representado como:

Ca.5(PODE4)3Ffluorapatite+5H. H. H.2Então...4+10.H. H. H.2O⟶ ⟶ ⟶ ⟶ 5CaSO4)) 2H. H. H.2Osulfato de cálciodihidrato+HF+3H. H. H.3PODE4{displaystyle {underset {text{fluorapatite}}}{{ce {Ca5(PO4)3F}}+{ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}longrightarrow {underset {{text{calcium sulfate}} atop {text{dihydrate}}}{{ce {5 CaSO4*2H2O}}+{ce {HF + 3 H3PO4}}}

O sulfato de amônio, um importante fertilizante de nitrogênio, é mais comumente produzido como subproduto das coquerias que abastecem as siderúrgicas. A reação da amônia produzida na decomposição térmica do carvão com ácido sulfúrico residual permite que a amônia seja cristalizada como um sal (muitas vezes marrom devido à contaminação por ferro) e vendida na indústria agroquímica.

O ácido sulfúrico também é importante na fabricação de soluções corantes.

Agente de limpeza industrial

O ácido sulfúrico é usado em grandes quantidades pela indústria siderúrgica para remover oxidação, ferrugem e incrustações de chapas laminadas e tarugos antes da venda para a indústria automobilística e de grandes eletrodomésticos. O ácido usado é frequentemente reciclado usando uma planta de regeneração de ácido gasto (SAR). Essas usinas queimam ácido gasto com gás natural, gás de refinaria, óleo combustível ou outras fontes de combustível. Este processo de combustão produz dióxido de enxofre gasoso (SO₂) e trióxido de enxofre (SO₃) que são então usados para fabricar "novos" ácido sulfúrico. As usinas SAR são acréscimos comuns às usinas de fundição de metais, refinarias de petróleo e outras indústrias onde o ácido sulfúrico é consumido a granel, já que operar uma usina SAR é muito mais barato do que os custos recorrentes de descarte de ácido gasto e novas compras de ácido.

Peróxido de hidrogênio (H₂O_2</sub ) pode ser adicionado ao ácido sulfúrico para produzir solução de piranha, uma solução de limpeza poderosa, mas muito tóxica, com a qual as superfícies do substrato podem ser limpas. A solução Piranha é normalmente usada na indústria de microeletrônica e também em laboratórios para limpeza de vidros.

Catalisador

O ácido sulfúrico é usado para diversos outros fins na indústria química. Por exemplo, é o catalisador ácido usual para a conversão da ciclohexanona oxima em caprolactama, usada na fabricação de náilon. É usado para produzir ácido clorídrico a partir do sal através do processo Mannheim. Muito H₂SO₄ é usado no refino de petróleo, por exemplo, como catalisador para a reação de isobutano com isobutileno para dar isooctano, um composto que aumenta o índice de octanas da gasolina (gasolina). O ácido sulfúrico também é frequentemente usado como agente desidratante ou oxidante em reações industriais, como a desidratação de vários açúcares para formar carbono sólido.

Eletrólito

O ácido sulfúrico atua como eletrólito nas baterias de chumbo-ácido (acumulador de chumbo-ácido):

No ânodo:

Pb + SO2-4 Gerenciamento de contas₄ + 2 e^{- Sim.}

No cátodo:

PbO₂ + 4 H⁺ + SO2-4 + 2 e^{- Sim.} Gerenciamento de contas₄ + 2 H₂O

Geral:

Pb + PbO₂ + 4 H⁺ + 2 SO2-4 2 PbSO₄ + 2 H₂O

Usos domésticos

O ácido sulfúrico em altas concentrações é frequentemente o principal ingrediente em limpadores de ralos ácidos domésticos que são usados para remover gordura, cabelos, lenços de papel, etc. Semelhante às suas versões alcalinas, esses abridores de ralos podem dissolver gorduras e proteínas por meio de hidrólise. Além disso, como o ácido sulfúrico concentrado tem uma forte propriedade desidratante, ele também pode remover lenços de papel por meio do processo de desidratação. Como o ácido pode reagir vigorosamente com a água, esses abridores de drenos ácidos devem ser adicionados lentamente ao tubo a ser limpo.

Histórico

Vitríolos

História antiga

O estudo dos vitríolos (sulfatos hidratados de vários metais formando minerais vítreos dos quais o ácido sulfúrico pode ser derivado) começou na antiguidade. Os sumérios tinham uma lista de tipos de vitríolo que classificavam de acordo com as substâncias & # 39; cor. Algumas das primeiras discussões sobre a origem e as propriedades do vitríolo estão nas obras do médico grego Dioscórides (século I dC) e do naturalista romano Plínio, o Velho (23-79 dC). Galeno também discutiu seu uso médico. Os usos metalúrgicos de substâncias vitriólicas foram registrados nas obras alquímicas helenísticas de Zósimo de Panópolis, no tratado Phisica et Mystica e no papiro X de Leyden.

Jabir ibn Hayyan, Abu Bakr al-Razi, Ibn Sina, e outros.

Químicos islâmicos medievais como os autores que escreveram sob o nome de Jabir ibn Hayyan (falecido por volta de 806 – c. 816 dC, conhecido em latim como Geber), Abu Bakr al-Razi (865 – 925 dC, conhecido em latim como Rhazes), Ibn Sina (980 – 1037 DC, conhecido em latim como Avicena) e Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat (1234 – 1318 DC) incluíram o vitríolo em suas listas de classificação de minerais.

Os autores jabirianos e al-Razi experimentaram extensivamente a destilação de várias substâncias, incluindo vitríolos. Em uma receita registrada em seu Kitāb al-Asrār ('Livro dos Segredos'), al-Razi pode ter criado ácido sulfúrico sem estar ciente disso:

Tomar alum branco (Yemeni), dissolvê-lo e purificá-lo por filtração. Então distil (verde?) vitriol com cobre-verde (o acetato), e misture (o distilato) com a solução filtrada do alum purificado, depois deixá-lo solidificar (ou cristalizar) no vidro beaker. Você terá o melhor qalqadis (aluno branco) que pode ser tido.

—Abu Bakr al-Razi, Kitāb al-Asrār

Em uma obra anônima em latim atribuída a Aristóteles (sob o título Liber Aristotilis, ' Livro de Aristóteles'), para al-Razi (sob o título Lumen luminum magnum, 'Grande Luz das Luzes'), ou para Ibn Sina, o autor fala de um 'óleo' (oleum) obtido através da destilação de sulfato de ferro(II) (vitríolo verde), que provavelmente era &# 39;óleo de vitríolo' ou ácido sulfúrico. A obra refere-se várias vezes ao Livro dos Setenta de Jabir ibn Hayyan (Liber de septuaginta ), uma das poucas obras árabes de Jabir que foram traduzidas para o latim. O autor da versão atribuída a al-Razi também se refere ao Liber de septuaginta como sua própria obra, mostrando que ele acreditava erroneamente que o Liber de septuaginta era uma obra de al-Razi. Há vários indícios de que a obra anônima era uma composição original em latim, embora segundo um manuscrito tenha sido traduzida por um certo Raimundo de Marselha, o que significa que também pode ter sido uma tradução do árabe.

De acordo com Ahmad Y. al-Hassan, três receitas de ácido sulfúrico ocorrem em um manuscrito anônimo de Karshuni contendo uma compilação retirada de vários autores e datada de antes de c. 1100 DC. Um deles funciona da seguinte forma:

A água de vitriol e enxofre que é usado para irrigar as drogas: vitriol amarelo três partes, enxofre amarelo uma parte, moer-los e distilá-los no modo de rosa-água.

Uma receita para a preparação de ácido sulfúrico é mencionada em Risālat Jaʿfar al-Sādiq fī ʿilm al-ṣanʿa, um tratado árabe falsamente atribuído ao imã xiita Jafar al-Sadiq (falecido em 765). Julius Ruska datou este tratado no século 13, mas de acordo com Ahmad Y. al-Hassan provavelmente data de um período anterior:

Então destila vitriol verde em um cucurbit e alembic, usando fogo médio; tome o que você obtém do distillate, e você vai encontrá-lo claro com uma verniz esverdeado.

Vincent de Beauvais, Albertus Magnus e pseudo-Geber

O ácido sulfúrico era chamado de 'óleo de vitríolo' pelos alquimistas europeus medievais porque foi preparado por torrefação de sulfato de ferro(II) ou vitríolo verde em uma retorta de ferro. As primeiras alusões a ele em obras de origem definitivamente europeia aparecem no século XIII dC, como por exemplo nas obras de Vicente de Beauvais, no Compositum de Compositis atribuído a Albertus Magnus, e em Summa perfeiçãois do pseudo-Geber.

Produzindo ácido sulfúrico a partir do enxofre

No século XVII, o químico alemão-holandês Johann Glauber preparou ácido sulfúrico queimando enxofre junto com salitre (nitrato de potássio, KNO ₃), na presença de vapor. À medida que o salitre se decompõe, ele oxida o enxofre em SO₃, que se combina com a água para produzir ácido sulfúrico. Em 1736, Joshua Ward, um farmacêutico londrino, utilizou este método para iniciar a primeira produção em larga escala de ácido sulfúrico.

Processo de câmara de chumbo

Em 1746, em Birmingham, John Roebuck adaptou este método para produzir ácido sulfúrico em câmaras revestidas de chumbo, que eram mais fortes, mais baratas e podiam ser maiores do que os recipientes de vidro usados anteriormente. Este processo permitiu a industrialização efetiva da produção de ácido sulfúrico. Após vários refinamentos, este método, denominado processo de câmara de chumbo ou "processo de câmara", permaneceu o padrão para a produção de ácido sulfúrico por quase dois séculos.

Destilação de pirita

O ácido sulfúrico criado pelo processo de John Roebuck aproximou-se de uma concentração de 65%. Refinamentos posteriores no processo da câmara de chumbo pelo químico francês Joseph Louis Gay-Lussac e pelo químico britânico John Glover melhoraram a concentração para 78%. Porém, a fabricação de alguns corantes e outros processos químicos requerem um produto mais concentrado. Ao longo do século XVIII, isso só poderia ser feito por destilação a seco de minerais em uma técnica semelhante aos processos alquímicos originais. Pirita (dissulfeto de ferro, FeS₂) foi aquecida ao ar para produzir sulfato de ferro(II), FeSO₄, que foi oxidado por aquecimento adicional no ar para formar sulfato de ferro (III), Fe₂(SO₄)₃, que, quando aquecido a 480 °C, se decompõe em óxido de ferro (III) e trióxido de enxofre, que podem passar pela água para produzir ácido sulfúrico em qualquer concentração. No entanto, o custo deste processo impediu o uso em larga escala de ácido sulfúrico concentrado.

Processo de contato

Em 1831, o comerciante britânico de vinagre Peregrine Phillips patenteou o processo de contato, que era um processo muito mais econômico para a produção de trióxido de enxofre e ácido sulfúrico concentrado. Hoje, quase todo o ácido sulfúrico do mundo é produzido através deste método.

Segurança

Perigos de laboratório

O ácido sulfúrico é capaz de causar queimaduras muito graves, principalmente quando está em altas concentrações. Em comum com outros ácidos corrosivos e álcalis, decompõe prontamente proteínas e lipídios através da hidrólise de amidas e ésteres em contato com tecidos vivos, como pele e carne. Além disso, apresenta forte propriedade desidratante dos carboidratos, liberando calor extra e causando queimaduras térmicas secundárias. Conseqüentemente, ataca rapidamente a córnea e pode induzir cegueira permanente se respingado nos olhos. Se ingerido, causa danos irreversíveis aos órgãos internos e pode até ser fatal. Portanto, sempre deve ser usado equipamento de proteção ao manuseá-lo. Além disso, a sua forte propriedade oxidante torna-o altamente corrosivo para muitos metais e pode estender a sua destruição a outros materiais. Devido a estas razões, os danos causados pelo ácido sulfúrico são potencialmente mais graves do que os causados por outros ácidos fortes comparáveis, como o ácido clorídrico e o ácido nítrico.

O ácido sulfúrico deve ser armazenado cuidadosamente em recipientes feitos de material não reativo (como vidro). Soluções iguais ou mais fortes que 1,5 M são rotuladas como "CORROSIVAS", enquanto soluções maiores que 0,5 M, mas menores que 1,5 M são rotuladas como "IRRITANTE". No entanto, mesmo o laboratório normal "diluído" grau (aproximadamente 1 M, 10%) irá carbonizar o papel se for deixado em contato por um tempo suficiente.

O tratamento padrão de primeiros socorros para derramamentos de ácido na pele é, como para outros agentes corrosivos, irrigação com grandes quantidades de água. A lavagem continua por pelo menos dez a quinze minutos para resfriar o tecido ao redor da queimadura ácida e para evitar danos secundários. As roupas contaminadas são removidas imediatamente e a pele subjacente é cuidadosamente lavada.

Perigos de diluição

A preparação do ácido diluído pode ser perigosa devido ao calor liberado no processo de diluição. Para evitar respingos, o ácido concentrado geralmente é adicionado à água e não o contrário. Um ditado usado para lembrar isso é “Faça como deveria, adicione o ácido à água”. A água tem uma capacidade térmica maior que o ácido e, portanto, um recipiente com água fria absorverá calor à medida que o ácido é adicionado.

Além disso, como o ácido é mais denso que a água, ele afunda. O calor é gerado na interface entre o ácido e a água, que fica no fundo do recipiente. O ácido não ferve devido ao seu ponto de ebulição mais alto. A água quente perto da interface sobe devido à convecção, que resfria a interface e evita a ebulição do ácido ou da água.

Em contraste, a adição de água ao ácido sulfúrico concentrado resulta em uma fina camada de água sobre o ácido. O calor gerado nesta fina camada de água pode ferver, levando à dispersão de um aerossol de ácido sulfúrico ou, pior, a uma explosão.

A preparação de soluções com concentração superior a 6 M (35%) é perigosa, a menos que o ácido seja adicionado lentamente o suficiente para permitir que a mistura esfrie tempo suficiente. Caso contrário, o calor produzido pode ser suficiente para ferver a mistura. A agitação mecânica eficiente e o resfriamento externo (como um banho de gelo) são essenciais.

As taxas de reação dobram para cada aumento de temperatura de aproximadamente 10 graus Celsius. Portanto, a reação se tornará mais violenta à medida que a diluição prossegue, a menos que a mistura tenha tempo para esfriar. Adicionar ácido à água morna causará uma reação violenta.

Em escala laboratorial, o ácido sulfúrico pode ser diluído despejando ácido concentrado em gelo picado feito de água deionizada. O gelo derrete em um processo endotérmico enquanto dissolve o ácido. A quantidade de calor necessária para derreter o gelo neste processo é maior do que a quantidade de calor liberada pela dissolução do ácido para que a solução permaneça fria. Depois que todo o gelo derreter, uma diluição adicional pode ocorrer com água.

Riscos industriais

O ácido sulfúrico não é inflamável.

Os principais riscos ocupacionais deste ácido são o contato com a pele, causando queimaduras (ver acima) e a inalação de aerossóis. A exposição a aerossóis em concentrações elevadas provoca irritação imediata e grave dos olhos, das vias respiratórias e das membranas mucosas: esta situação cessa rapidamente após a exposição, embora exista o risco de edema pulmonar subsequente se a lesão tecidular for mais grave. Em concentrações mais baixas, o sintoma mais comumente relatado de exposição crônica a aerossóis de ácido sulfúrico é a erosão dos dentes, encontrada em praticamente todos os estudos: as indicações de possíveis danos crônicos ao trato respiratório são inconclusivas em 1997. Exposição ocupacional repetida a névoas de ácido sulfúrico pode aumentar a chance de câncer de pulmão em até 64%. Nos Estados Unidos, o limite de exposição permitido (PEL) para o ácido sulfúrico é fixado em 1 mg/m³: os limites em outros países são semelhantes. Houve relatos de ingestão de ácido sulfúrico levando à deficiência de vitamina B12 com degeneração combinada subaguda. A medula espinhal é mais frequentemente afetada nesses casos, mas os nervos ópticos podem apresentar desmielinização, perda de axônios e gliose.

Restrições legais

O comércio internacional de ácido sulfúrico é controlado pela Convenção das Nações Unidas contra o Tráfico Ilícito de Entorpecentes e Substâncias Psicotrópicas, 1988, que lista o ácido sulfúrico na Tabela II da convenção como um produto químico frequentemente usado na fabricação ilícita de entorpecentes ou substâncias psicotrópicas.