Ácido sulfúrico

Ácido sulfúrico (ortografía estadounidense y nombre preferido por la IUPAC) o ácido sulfúrico (ortografía de la Commonwealth), conocido en la antigüedad como aceite de vitriolo, es un ácido mineral compuesto por los elementos azufre, oxígeno e hidrógeno, con la fórmula molecular H₂SO₄. Es un líquido incoloro, inodoro y viscoso que es miscible con agua.

El ácido sulfúrico puro no existe naturalmente en la Tierra debido a su fuerte afinidad con el vapor de agua; es higroscópico y absorbe fácilmente el vapor de agua del aire. El ácido sulfúrico concentrado es altamente corrosivo para otros materiales, desde rocas hasta metales, ya que es un oxidante con poderosas propiedades deshidratantes. El pentóxido de fósforo es una excepción notable, ya que no se deshidrata con ácido sulfúrico, sino que, por el contrario, deshidrata el ácido sulfúrico a trióxido de azufre. Al agregar ácido sulfúrico al agua, se libera una cantidad considerable de calor; por lo tanto, no se debe realizar el procedimiento inverso de agregar agua al ácido, ya que el calor liberado puede hervir la solución, rociando gotas de ácido caliente durante el proceso. Al entrar en contacto con el tejido corporal, el ácido sulfúrico puede causar quemaduras químicas ácidas graves e incluso quemaduras térmicas secundarias debido a la deshidratación. El ácido sulfúrico diluido es sustancialmente menos peligroso sin las propiedades oxidantes y deshidratantes; sin embargo, aún debe manejarse con cuidado por su acidez.

El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante y la producción de ácido sulfúrico de un país es un buen indicador de su fuerza industrial. Se produce ampliamente con diferentes métodos, como el proceso de contacto, el proceso de ácido sulfúrico húmedo, el proceso de cámara de plomo y algunos otros métodos. El ácido sulfúrico es también una sustancia clave en la industria química. Se usa más comúnmente en la fabricación de fertilizantes, pero también es importante en el procesamiento de minerales, refinación de petróleo, procesamiento de aguas residuales y síntesis química. Tiene una amplia gama de aplicaciones finales, incluso en limpiadores de desagües ácidos domésticos, como electrolito en baterías de plomo-ácido, en la deshidratación de un compuesto y en varios agentes de limpieza. El ácido sulfúrico se puede obtener disolviendo trióxido de azufre en agua.

Propiedades físicas

Grados de ácido sulfúrico

Aunque se pueden preparar soluciones de ácido sulfúrico casi al 100 %, la pérdida posterior de SO3 en el punto de ebullición lleva la concentración al 98,3 % de ácido. El grado del 98,3 % es más estable en almacenamiento y es la forma habitual de lo que se describe como "ácido sulfúrico concentrado". Otras concentraciones se utilizan para diferentes propósitos. Algunas concentraciones comunes son:

"Ácido de cámara" y "ácido de torre" fueron las dos concentraciones de ácido sulfúrico producidas por el proceso de cámara de plomo, siendo el ácido de cámara el ácido producido en la propia cámara de plomo (<70% para evitar la contaminación con ácido nitrosilsulfúrico) y siendo el ácido de torre el ácido recuperado del fondo de la Glover torre. Ahora están obsoletos como concentraciones comerciales de ácido sulfúrico, aunque pueden prepararse en el laboratorio a partir de ácido sulfúrico concentrado si es necesario. En particular, "10 M" El ácido sulfúrico (el equivalente moderno del ácido de cámara, usado en muchas titulaciones), se prepara agregando lentamente ácido sulfúrico al 98 % a un volumen igual de agua, con buena agitación: la temperatura de la mezcla puede subir a 80 °C (176 ° F) o superior.

Ácido sulfúrico puro

El ácido sulfúrico puro contiene no solo H₂SO₄ moléculas, pero en realidad es un equilibrio de muchas otras especies químicas, como se muestra en la siguiente tabla.

El ácido sulfúrico puro es un líquido aceitoso incoloro y tiene una presión de vapor de <0,001 mmHg a 25 °C y 1 mmHg a 145,8 °C, y el ácido sulfúrico al 98 % tiene una presión de vapor de <1 mmHg a 40 ° C.

En estado sólido, el ácido sulfúrico es un sólido molecular que forma cristales monoclínicos con parámetros de red casi trigonales. La estructura consta de capas paralelas al plano (010), en el que cada molécula está conectada por enlaces de hidrógeno a otras dos. Hidrata H₂SO₄· nH₂O son conocidos por n = 1, 2, 3, 4, 6.5, y 8, aunque la mayoría de los hidratos intermedios son estables frente a la desproporción.

Polaridad y conductividad

Anhidro H₂SO₄ es un líquido muy polar, con una constante dieléctrica de alrededor de 100. Tiene una alta conductividad eléctrica, causada por la disociación al protonarse a sí mismo, un proceso conocido como autoprotólisis.

2 H₂SO₄ ⇌ H₃SO+4 + HSO−4

La constante de equilibrio para la autoprotólisis es

K_ap ()[HH₃SO₄]⁺[HSO]₄]⁻) (25 °C) = 2.7×10⁻⁴

La constante de equilibrio comparable para el agua, K_w es 10⁻¹⁴, un factor de 10¹⁰ (10 mil millones) más pequeño.

A pesar de la viscosidad del ácido, las conductividades efectivas del H₃SO+4 y HSO−4 son altos debido a un mecanismo intramolecular de cambio de protones (análogo al mecanismo de Grotthuss en el agua), lo que hace que ácido sulfúrico un buen conductor de electricidad. También es un excelente solvente para muchas reacciones.

Propiedades químicas

Reacción con el agua y propiedad deshidratante

Las gotas de ácido sulfúrico concentrado descomponen rápidamente un pedazo de toalla de algodón por deshidratación.

Debido a que la reacción de hidratación del ácido sulfúrico es altamente exotérmica, la dilución se debe realizar agregando el ácido al agua en lugar del agua al ácido, para evitar salpicaduras de ácido. Debido a que la reacción favorece la protonación rápida del agua, la adición de ácido al agua asegura que el ácido sea el reactivo limitante. Esta reacción puede considerarse como la formación de iones hidronio:

H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO−4 K_a1 ■ 10³ (ácido fuerte)

HSO−4 + H₂O → H₃O⁺ + SO2 - 24 K_a2 = 1.0×10⁻²

HSO−4 es el anión bisulfato y SO2−4 es el anión sulfato. K_a1 y K_a2 son las constantes de disociación del ácido.

El ácido sulfúrico concentrado tiene una poderosa propiedad deshidratante, eliminando el agua (H₂O) de otros compuestos químicos como el azúcar de mesa (sacarosa) y otros carbohidratos, para producir carbón, vapor y calor. La deshidratación del azúcar de mesa (sacarosa) es una demostración de laboratorio común. El azúcar se oscurece a medida que se forma el carbono, y puede emerger una columna rígida de carbono poroso negro llamada serpiente de carbono, como se muestra en la figura.

C₁₂H₂₂O₁₁ (sucrosa) → 12 C (espuma gris negra) + 11 H₂O(g,l)

Del mismo modo, mezclar almidón en ácido sulfúrico concentrado da carbono elemental y agua que es absorbida por el ácido sulfúrico, diluyéndolo ligeramente. El efecto de esto se puede ver cuando se derrama ácido sulfúrico concentrado sobre el papel, que está compuesto de celulosa; la celulosa reacciona para dar una apariencia quemada en la que el carbón se parece mucho al hollín que resulta del fuego. Aunque menos dramática, la acción del ácido sobre el algodón, incluso en forma diluida, destruye el tejido.

(C)₆H₁₀O₅)_n (polysaccharide) → 6n C + 5n H₂O

La reacción con sulfato de cobre(II) también puede demostrar la propiedad de deshidratación del ácido sulfúrico. Los cristales azules se transforman en polvo blanco a medida que se elimina el agua:

CuSO₄·5H₂O (cristales azules de cobre(II) sulfato pentahydrate) → CuSO₄ (polvo blanco de sulfato de cobre anhydroso(II) + 5 H₂O

Propiedades ácido-base

Como ácido, el ácido sulfúrico reacciona con la mayoría de las bases para dar el sulfato correspondiente. Por ejemplo, el sulfato de cobre (II) de sal de cobre azul, comúnmente utilizado para galvanoplastia y como fungicida, se prepara mediante la reacción de óxido de cobre (II) con ácido sulfúrico:

CuO(s) + H₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) + H₂O(l)

El ácido sulfúrico también se puede utilizar para desplazar ácidos más débiles de sus sales. La reacción con acetato de sodio, por ejemplo, desplaza al ácido acético, CH₃COOH, y forma bisulfato de sodio:

H₂SO₄ + CH₃COONa → NaHSO₄ + CH₃COOH

Del mismo modo, la reacción del ácido sulfúrico con nitrato de potasio se puede usar para producir ácido nítrico y un precipitado de bisulfato de potasio. Cuando se combina con ácido nítrico, el ácido sulfúrico actúa tanto como ácido como agente deshidratante, formando el ion nitronio NO+2, que es importante en las reacciones de nitración que involucran sustitución electrofílica aromática. Este tipo de reacción, donde ocurre la protonación en un átomo de oxígeno, es importante en muchas reacciones de química orgánica, como la esterificación de Fischer y la deshidratación de alcoholes.

Estructura de estado sólido [D₃SO₄]⁺ ion presente en [D₃SO₄]⁺[SbF₆]⁻, sintetizado utilizando DF en lugar de HF. (véase el texto)

Cuando se le permite reaccionar con superácidos, el ácido sulfúrico puede actuar como una base y puede protonarse, formando el [H₃SO₄]⁺ ion. Sales de [H₃SO₄]⁺ se han preparado usando la siguiente reacción en HF líquido:

(CH)₃)₃SiO)₂SO₂ + 3 HF + SbF₅ [H]₃SO₄]⁺[SbF₆]⁻ + 2 (CH)₃)₃SiF

La reacción anterior se favorece termodinámicamente debido a la alta entalpía de enlace del enlace Si-F en el producto secundario. Sin embargo, la protonación usando simplemente ácido fluoroantimónico ha fracasado, ya que el ácido sulfúrico puro se autoioniza para dar [H₃O]⁺ iones:

2 H₂SO₄ [H]₃O]⁺ [HS]₂O₇]⁻

que impide la conversión de H₂SO₄ a [H₃SO₄ ]⁺ por HF/SbF₅ sistema.

Reacciones con metales

Incluso el ácido sulfúrico diluido reacciona con muchos metales a través de una sola reacción de desplazamiento, como otros ácidos típicos, produciendo hidrógeno gaseoso y sales (el sulfato metálico). Ataca a los metales reactivos (metales en posiciones superiores al cobre en la serie de reactividad) como el hierro, el aluminio, el zinc, el manganeso, el magnesio y el níquel.

Fe + H₂SO₄ → H₂ + FeSO₄

El ácido sulfúrico concentrado puede servir como agente oxidante y liberar dióxido de azufre:

Cu + 2 H₂SO₄ → SO₂ + 2 H₂O + SO2 - 24 + Cu²⁺

Sin embargo, el plomo y el tungsteno son resistentes al ácido sulfúrico.

Reacciones con carbono y azufre

El ácido sulfúrico concentrado caliente oxida el carbono (como carbón bituminoso) y el azufre:

C + 2 H₂SO₄ → CO₂ + 2 SO₂ + 2 H₂O

S + 2 H₂SO₄ → 3 SO₂ + 2 H₂O

Reacción con cloruro de sodio

Reacciona con cloruro de sodio y da gas de cloruro de hidrógeno y bisulfato de sodio:

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

Sustitución aromática electrofílica

El benceno se somete a una sustitución aromática electrófila con ácido sulfúrico para dar los ácidos sulfónicos correspondientes:

Ocurrencia

Rio Tinto con su agua altamente ácido

El ácido sulfúrico puro no se encuentra naturalmente en la Tierra en forma anhidra, debido a su gran afinidad por el agua. El ácido sulfúrico diluido es un componente de la lluvia ácida, que se forma por la oxidación atmosférica del dióxido de azufre en presencia de agua, es decir, la oxidación del ácido sulfuroso. Cuando se queman combustibles que contienen azufre, como el carbón o el petróleo, el principal subproducto es el dióxido de azufre (además de los principales productos, los óxidos de carbono y el agua).

El ácido sulfúrico se forma naturalmente por la oxidación de minerales de sulfuro, como el sulfuro de hierro. El agua resultante puede ser muy ácida y se denomina drenaje ácido de mina (AMD) o drenaje ácido de roca (ARD). Esta agua ácida es capaz de disolver los metales presentes en los minerales de sulfuro, lo que da como resultado soluciones tóxicas de colores brillantes. La oxidación de pirita (sulfuro de hierro) por oxígeno molecular produce hierro (II) o Fe²⁺:

2 FeS₂s) + 7 O₂ + 2 H₂O → 2 Fe²⁺ + 4 SO2 - 24 + 4 H⁺

El Fe²⁺ se puede oxidar aún más a Fe³⁺:

4 Fe²⁺ + O₂ + 4 H⁺ → 4 Fe³⁺ + 2 H₂O

El Fe³⁺ producido puede precipitarse como hidróxido u óxido de hierro hidratado:

Fe³⁺ + 3 H₂O → Fe(OH)₃↓ + 3 H⁺

El ion hierro (III) ("hierro férrico") también puede oxidar la pirita:

FeS₂s) + 14 Fe³⁺ + 8 H₂O → 15 Fe²⁺ + 2 SO2 - 24 + 16 H⁺

Cuando se produce la oxidación del hierro (III) de la pirita, el proceso puede volverse rápido. Se han medido valores de pH por debajo de cero en ARD producidos por este proceso.

ARD también puede producir ácido sulfúrico a un ritmo más lento, de modo que la capacidad de neutralización de ácido (ANC) del acuífero puede neutralizar el ácido producido. En tales casos, la concentración de sólidos disueltos totales (TDS) del agua se puede aumentar a partir de la disolución de minerales de la reacción de neutralización ácida con los minerales.

El ácido sulfúrico es utilizado como defensa por ciertas especies marinas, por ejemplo, el alga feofita Desmarestia munda (orden Desmarestiales) concentra ácido sulfúrico en vacuolas celulares.

Aerosol estratosférico

En la estratosfera, la segunda capa de la atmósfera que generalmente se encuentra entre 10 y 50 km sobre la superficie de la Tierra, el ácido sulfúrico se forma por la oxidación del dióxido de azufre volcánico por el radical hidroxilo:

SO₂ + HO^• → HSO₃

HSO₃ + O₂ → SO₃ + HO₂

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Debido a que el ácido sulfúrico alcanza la supersaturación en la estratosfera, puede nuclear partículas de aerosol y proporcionar una superficie para el crecimiento de aerosoles a través de la condensación y la coagulación con otros aerosoles de agua y ácido sulfúrico. Esto da como resultado la capa de aerosol estratosférico.

Ácido sulfúrico extraterrestre

Las nubes venusinas permanentes producen una lluvia ácida concentrada, como las nubes en la atmósfera de la Tierra producen lluvia de agua. También se cree que Europa, la luna de Júpiter, tiene una atmósfera que contiene hidratos de ácido sulfúrico.

Fabricación

El ácido sulfúrico se produce a partir de azufre, oxígeno y agua mediante el proceso de contacto convencional (DCDA) o el proceso de ácido sulfúrico húmedo (WSA).

Proceso de contacto

En el primer paso, el azufre se quema para producir dióxido de azufre.

S(s) + O₂ → SO₂

El dióxido de azufre se oxida a trióxido de azufre por medio del oxígeno en presencia de un catalizador de óxido de vanadio (V). Esta reacción es reversible y la formación del trióxido de azufre es exotérmica.

2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃

El trióxido de azufre se absorbe en 97–98 % H₂SO₄ para formar oleum (H₂S₂O₇), también conocido como ácido sulfúrico fumante o ácido pirosulfúrico. Luego, el oleum se diluye con agua para formar ácido sulfúrico concentrado.

H₂SO₄ + SO₃ → H₂S₂O₇

H₂S₂O₇ + H₂O → 2 H₂SO₄

Disolver directamente SO₃ en agua, llamado "proceso de ácido sulfúrico húmedo&# 34;, rara vez se practica porque la reacción es extremadamente exotérmica, lo que da como resultado un aerosol caliente de ácido sulfúrico que requiere condensación y separación.

Proceso de ácido sulfúrico húmedo

En el primer paso, el azufre se quema para producir dióxido de azufre:

S + O₂ → SO₂ (-297 kJ/mol)

o, alternativamente, el gas de sulfuro de hidrógeno (H₂S) se incinera a SO₂ gas:

2 H₂S + 3 O₂ → 2 H₂O + 2 SO₂ (10−1036 kJ/mol)

El dióxido de azufre luego se oxidó a trióxido de azufre utilizando oxígeno con óxido de vanadio (V) como catalizador.

2 SO₂ + O₂ ⇌ 2 SO₃ (1−198 kJ/mol) (la reacción es reversible)

El trióxido de azufre se hidrata en ácido sulfúrico H₂SO₄:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄g) (101− kJ/mol)

El último paso es la condensación del ácido sulfúrico a líquido 97–98% H₂SO₄:

H₂SO₄g) → H₂SO₄l) (69−69 kJ/mol)

Otros métodos

Un método menos conocido es el método del metabisulfito, en el que se coloca metabisulfito en el fondo de un vaso de precipitados y se agrega ácido clorhídrico de concentración 12,6 molar. El gas resultante se burbujea a través de ácido nítrico, que liberará vapores marrones/rojos de dióxido de nitrógeno a medida que avanza la reacción. La terminación de la reacción se indica por el cese de los humos. Este método no produce una niebla inseparable, lo cual es bastante conveniente.

3 SO₂ + 2 HNO₃ + 2 H₂O → 3 H₂SO₄ + 2 NO

Quemar azufre junto con salitre (nitrato de potasio, KNO₃), en presencia de vapor, se ha utilizado históricamente. A medida que el salitre se descompone, oxida el azufre a SO₃, que se combina con agua para producir ácido sulfúrico.

Alternativamente, disolviendo dióxido de azufre en una solución acuosa de una sal metálica oxidante como cloruro de cobre (II) o hierro (III):

2 FeCl₃ + 2 H₂O + SO₂ → 2 FeCl₂ + H₂SO₄ + 2 HCl

2 CuCl₂ + 2 H₂O + SO₂ → 2 CuCl + H₂SO₄ + 2 HCl

Dos métodos de laboratorio menos conocidos para producir ácido sulfúrico, aunque en forma diluida y que requieren un esfuerzo adicional en la purificación. Una solución de sulfato de cobre (II) se puede electrolizar con un cátodo de cobre y un ánodo de platino/grafito para dar cobre esponjoso en el cátodo y desprendimiento de gas oxígeno en el ánodo, la solución de ácido sulfúrico diluido indica que la reacción se completó cuando pasa de azul a claro (la producción de hidrógeno en el cátodo es otro signo):

2 CuSO₄ + 2 H₂O → 2 Cu + 2 H₂SO₄ + O₂

Más costoso, peligroso y problemático, pero novedoso, es el método de electrobromo, que emplea una mezcla de azufre, agua y ácido bromhídrico como solución electrolítica. El azufre se empuja al fondo del recipiente debajo de la solución ácida. Luego, el cátodo de cobre y el ánodo de platino/grafito se usan con el cátodo cerca de la superficie y el ánodo se coloca en la parte inferior del electrolito para aplicar la corriente. Esto puede llevar más tiempo y emite vapores tóxicos de bromo/bromuro de azufre, pero el ácido reactivo es reciclable. En general, solo el azufre y el agua se convierten en ácido sulfúrico e hidrógeno (omitiendo las pérdidas de ácido como vapores):

2 HBr → H₂ + Br₂ (electrolisis de bromuro de hidrógeno acuoso)

Br₂ + Br⁻ ↔ Br−3 (Producción tribromuro inicial, eventualmente revierte como Br⁻ despletes)

2 S + Br₂ → S₂Br₂ (bromina reacciona con azufre para formar dibromuro disulfur)

S₂Br₂ + 8 H₂O + 5 Br₂ → 2 H₂SO₄ + 12 HBr (oxidación e hidratación de disulfur dibromide)

Antes de 1900, la mayor parte del ácido sulfúrico se fabricaba mediante el proceso de cámara de plomo. Todavía en 1940, hasta el 50% del ácido sulfúrico fabricado en los Estados Unidos se producía en plantas de proceso de cámara.

A principios y mediados del siglo XIX, el "vitriolo" existían plantas, entre otros lugares, en Prestonpans en Escocia, Shropshire y el valle de Lagan en el condado de Antrim Irlanda, donde se usaba como blanqueador para la ropa. El blanqueo temprano del lino se realizaba con ácido láctico de leche agria, pero este era un proceso lento y el uso de vitriolo aceleraba el proceso de blanqueo.

Usos

Producción de ácido sulfúrico en 2000

El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante y, de hecho, la producción de ácido sulfúrico de una nación es un buen indicador de su fuerza industrial. La producción mundial en el año 2004 fue de unos 180 millones de toneladas, con la siguiente distribución geográfica: Asia 35%, América del Norte (incluido México) 24%, África 11%, Europa Occidental 10%, Europa del Este y Rusia 10%, Australia y Oceanía 7%, Sudamérica 7%. La mayor parte de esta cantidad (≈60%) se consume en fertilizantes, en particular superfosfatos, fosfato de amonio y sulfatos de amonio. Alrededor del 20% se utiliza en la industria química para la producción de detergentes, resinas sintéticas, colorantes, productos farmacéuticos, catalizadores de petróleo, insecticidas y anticongelantes, así como en diversos procesos, como acidificación de pozos petroleros, reducción de aluminio, encolado de papel y tratamiento de agua. Alrededor del 6% de los usos están relacionados con pigmentos e incluyen pinturas, esmaltes, tintas de impresión, telas recubiertas y papel, mientras que el resto se dispersa en una multitud de aplicaciones como la producción de explosivos, celofán, acetato y viscosa, textiles, lubricantes, no metales ferrosos y baterías.

Producción industrial de productos químicos

El principal uso del ácido sulfúrico es el "método húmedo" para la producción de ácido fosfórico, utilizado para la fabricación de fertilizantes fosfatados. En este método se utiliza roca fosfórica y se procesan más de 100 millones de toneladas al año. Esta materia prima se muestra a continuación como fluorapatita, aunque la composición exacta puede variar. Este se trata con ácido sulfúrico al 93% para producir sulfato de calcio, fluoruro de hidrógeno (HF) y ácido fosfórico. El HF se elimina como ácido fluorhídrico. El proceso general se puede representar como:

Ca₅(PO₄)₃F (fluorapatita) + 5 H₂SO₄ + 10 H₂O → 5 CaSO₄·2H₂O (dihidrato de sulfato de calcio) + HF + 3 H₃PO₄

El sulfato de amonio, un fertilizante nitrogenado importante, se produce más comúnmente como un subproducto de las plantas de coque que abastecen a las plantas de fabricación de hierro y acero. La reacción del amoníaco producido en la descomposición térmica del carbón con ácido sulfúrico residual permite que el amoníaco se cristalice en forma de sal (a menudo marrón debido a la contaminación con hierro) y se venda a la industria agroquímica.

Otro uso importante del ácido sulfúrico es la fabricación de sulfato de aluminio, también conocido como alumbre para fabricación de papel. Esto puede reaccionar con pequeñas cantidades de jabón en las fibras de pulpa de papel para dar carboxilatos de aluminio gelatinosos, que ayudan a coagular las fibras de pulpa en una superficie de papel duro. También se utiliza para fabricar hidróxido de aluminio, que se utiliza en las plantas de tratamiento de agua para filtrar las impurezas y mejorar el sabor del agua. El sulfato de aluminio se obtiene haciendo reaccionar bauxita con ácido sulfúrico:

2 AlO(OH) + 3 H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 4 H₂O

El ácido sulfúrico también es importante en la fabricación de soluciones de colorantes.

Ciclo azufre-yodo

El ciclo del azufre-yodo es una serie de procesos termoquímicos posiblemente utilizables para producir hidrógeno a partir del agua. Consta de tres reacciones químicas cuyo reactivo neto es agua y cuyos productos netos son hidrógeno y oxígeno.

2 I2 + 2 SO2 + 4 H2O → 4 HI + 2 H2SO4		(120 °C, reacción de Bunsen)
2 H2SO4 → 2 SO2 + 2 H2O + O2		(830 °C)
4 HI → 2 I2 + 2 H2		(320 °C)

Los compuestos de azufre y yodo se recuperan y reutilizan, de ahí la consideración del proceso como un ciclo. Este proceso es endotérmico y debe ocurrir a altas temperaturas, por lo que se debe aportar energía en forma de calor.

El ciclo de azufre-yodo se ha propuesto como una forma de suministrar hidrógeno para una economía basada en el hidrógeno. Es una alternativa a la electrólisis y no requiere hidrocarburos como los métodos actuales de reformado con vapor. Pero tenga en cuenta que toda la energía disponible en el hidrógeno así producido es suministrada por el calor utilizado para hacerlo.

El ciclo de azufre-yodo se está investigando actualmente como un método factible para obtener hidrógeno, pero el ácido corrosivo concentrado a altas temperaturas plantea actualmente peligros de seguridad insuperables si el proceso se construye a gran escala.

Ciclo híbrido del azufre

El ciclo híbrido de azufre (HyS) es un proceso de división del agua en dos pasos destinado a ser utilizado para la producción de hidrógeno. Basado en la oxidación y reducción de azufre, se clasifica como un ciclo termoquímico híbrido porque utiliza una reacción electroquímica (en lugar de una termoquímica) para uno de los dos pasos. El paso termoquímico restante se comparte con el ciclo de azufre-yodo.

Agente de limpieza industrial

La industria siderúrgica utiliza grandes cantidades de ácido sulfúrico para eliminar la oxidación, el óxido y las incrustaciones de las láminas y palanquillas laminadas antes de su venta a la industria automotriz y de electrodomésticos. El ácido usado a menudo se recicla usando una planta de regeneración de ácido gastado (SAR). Estas plantas queman ácido gastado con gas natural, gas de refinería, fuel oil u otras fuentes de combustible. Este proceso de combustión produce dióxido de azufre gaseoso (SO₂) y trióxido de azufre (SO₃) que luego se utilizan para fabricar "nuevos" ácido sulfúrico. Las plantas SAR son adiciones comunes a las plantas de fundición de metales, refinerías de petróleo y otras industrias donde el ácido sulfúrico se consume a granel, ya que operar una planta SAR es mucho más económico que los costos recurrentes de eliminación de ácido gastado y compras de ácido nuevo.

Peróxido de hidrógeno (H₂O₂) se puede agregar al ácido sulfúrico para producir una solución de piraña, una solución de limpieza poderosa pero muy tóxica con la que se pueden limpiar las superficies del sustrato. La solución Piranha se usa típicamente en la industria de la microelectrónica y también en entornos de laboratorio para limpiar cristalería.

Catalizador

El ácido sulfúrico se utiliza para una variedad de otros fines en la industria química. Por ejemplo, es el catalizador ácido habitual para la conversión de oxima de ciclohexanona en caprolactama, que se utiliza para fabricar nailon. Se utiliza para producir ácido clorhídrico a partir de sal mediante el proceso de Mannheim. Mucho H₂SO₄ se utiliza en la refinación de petróleo, por ejemplo, como catalizador para la reacción de isobutano con isobutileno para dar isooctano, un compuesto que eleva el octanaje de la gasolina (petróleo). El ácido sulfúrico también se usa a menudo como agente deshidratante u oxidante en reacciones industriales, como la deshidratación de varios azúcares para formar carbón sólido.

Electrolito

Los limpiadores de drenaje acidios generalmente contienen ácido sulfúrico a una alta concentración que convierte un pedazo de papel pH rojo y lo carboniza al instante, demostrando tanto la naturaleza ácido fuerte como la propiedad deshidratación.

El ácido sulfúrico actúa como electrolito en las baterías de plomo-ácido (acumulador de plomo-ácido):

En el ánodo:

Pb + SO2 - 24 ⇌ PbSO₄ + 2 e⁻

En el cátodo:

PbO₂ + 4 H⁺ + SO2 - 24 + 2 e⁻ ⇌ PbSO₄ + 2 H₂O

Un limpiador de drenaje ácido se puede utilizar para disolver grasa, pelo e incluso papel de tejido dentro de las tuberías de agua.

En general:

Pb + PbO₂ + 4 H⁺ + 2 SO2 - 24 ⇌ 2 PbSO₄ + 2 H₂O

Usos domésticos

El ácido sulfúrico en altas concentraciones suele ser el ingrediente principal en los desatascadores ácidos que se utilizan para eliminar la grasa, el pelo, el papel de seda, etc. Al igual que sus versiones alcalinas, estos desatascadores pueden disolver grasas y proteínas mediante hidrólisis. Además, como el ácido sulfúrico concentrado tiene una fuerte propiedad deshidratante, también puede eliminar el papel tisú a través del proceso de deshidratación. Dado que el ácido puede reaccionar vigorosamente con el agua, tales destapadores de desagües ácidos deben agregarse lentamente a la tubería que se va a limpiar.

Historia

La molécula de ácido sulfúrico de John Dalton 1808 muestra un átomo de azufre central unido a tres átomos de oxígeno, o trióxido de azufre, el anhídrido de ácido sulfúrico.

El estudio del vitriolo, una categoría de minerales vítreos de los que se puede derivar el ácido, comenzó en la antigüedad. Los sumerios tenían una lista de tipos de vitriolo que clasificaban según las sustancias. color. Algunas de las primeras discusiones sobre el origen y las propiedades del vitriolo se encuentran en las obras del médico griego Dioscórides (siglo I d. C.) y el naturalista romano Plinio el Viejo (23-79 d. C.). Galen también discutió su uso médico. Los usos metalúrgicos de las sustancias vitriólicas se registraron en las obras alquímicas helenísticas de Zósimo de Panópolis, en el tratado Phisica et Mystica y en el papiro X de Leyden.

Químicos islámicos medievales como Jābir ibn Ḥayyān (fallecido c. 806 - c. 816 d. C., conocido en latín como Geber), Abū Bakr al-Rāzī (865 - 925 d. C., conocido en latín como Rhazes), Ibn Sina (980 – 1037 d. C., conocido en latín como Avicena), y Muḥammad ibn Ibrāhīm al-Watwat (1234 – 1318 d. C.) incluyeron el vitriolo en sus listas de clasificación de minerales.

El ácido sulfúrico se llamaba "aceite de vitriolo" por los alquimistas europeos medievales porque se preparaba asando "vitriolo verde" (sulfato de hierro (II)) en una retorta de hierro. Las primeras vagas alusiones a ella aparecen en las obras de Vicente de Beauvais, en el Compositum de Compositis atribuido a San Alberto Magno, y en la pseudo-Geber's Summa perfectis (todos del siglo XIII dC).

En el siglo XVII, el químico alemán-holandés Johann Glauber preparó ácido sulfúrico quemando azufre junto con salitre (nitrato de potasio, KNO ₃), en presencia de vapor. A medida que el salitre se descompone, oxida el azufre a SO₃, que se combina con agua para producir ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico de Londres, utilizó este método para iniciar la primera producción a gran escala de ácido sulfúrico.

En 1746 en Birmingham, John Roebuck adaptó este método para producir ácido sulfúrico en cámaras revestidas de plomo, que eran más fuertes, menos costosas y podían hacerse más grandes que los recipientes de vidrio que se usaban anteriormente. Este proceso permitió la industrialización efectiva de la producción de ácido sulfúrico. Después de varias mejoras, este método, llamado proceso de cámara de plomo o "proceso de cámara", siguió siendo el estándar para la producción de ácido sulfúrico durante casi dos siglos.

El ácido sulfúrico creado por el proceso de John Roebuck se acercó a una concentración del 65 %. Los refinamientos posteriores del proceso de la cámara de plomo por parte del químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el químico británico John Glover mejoraron la concentración al 78%. Sin embargo, la fabricación de algunos tintes y otros procesos químicos requieren un producto más concentrado. A lo largo del siglo XVIII, esto solo podía hacerse mediante la destilación en seco de minerales en una técnica similar a los procesos alquímicos originales. La pirita (disulfuro de hierro, FeS₂) se calentó en el aire para producir sulfato de hierro (II), FeSO₄, que se oxidó al calentarlo más en el aire para formar sulfato de hierro (III), Fe₂(SO₄)₃, que, cuando se calienta a 480 °C, se descompone en óxido de hierro (III) y trióxido de azufre, que pueden pasar a través del agua para producir ácido sulfúrico en cualquier concentración. Sin embargo, el costo de este proceso impidió el uso a gran escala de ácido sulfúrico concentrado.

En 1831, el comerciante de vinagre británico Peregrine Phillips patentó el proceso de contacto, que era un proceso mucho más económico para producir trióxido de azufre y ácido sulfúrico concentrado. Hoy en día, casi todo el ácido sulfúrico del mundo se produce mediante este método.

Seguridad

Peligros de laboratorio

Las gotas de 98% de ácido sulfúrico char un pedazo de papel de tejido al instante. El carbono queda después de la reacción de deshidratación manchando el papel negro.

Guante de nitrilo expuesto a gotas de 98% de ácido sulfúrico durante 10 minutos

Quemadura química superficial causada por dos salpicaduras de ácido sulfúrico del 98% (cara anterior)

El ácido sulfúrico es capaz de causar quemaduras muy graves, especialmente cuando se encuentra en altas concentraciones. Al igual que otros ácidos y álcalis corrosivos, descompone fácilmente las proteínas y los lípidos a través de la hidrólisis de amidas y ésteres al entrar en contacto con tejidos vivos, como la piel y la carne. Además, exhibe una fuerte propiedad deshidratante sobre los carbohidratos, liberando calor adicional y provocando quemaduras térmicas secundarias. En consecuencia, ataca rápidamente la córnea y puede provocar ceguera permanente si se salpica en los ojos. Si se ingiere, daña los órganos internos de manera irreversible e incluso puede ser fatal. Por lo tanto, siempre se debe usar equipo de protección al manipularlo. Además, su fuerte propiedad oxidante lo hace altamente corrosivo para muchos metales y puede extender su destrucción a otros materiales. Por tales motivos, el daño que provoca el ácido sulfúrico es potencialmente más grave que el de otros ácidos fuertes comparables, como el ácido clorhídrico y el ácido nítrico.

El ácido sulfúrico se debe almacenar con cuidado en recipientes hechos de material no reactivo (como el vidrio). Las soluciones iguales o más fuertes que 1,5 M se etiquetan como "CORROSIVAS", mientras que las soluciones mayores de 0,5 M pero menos de 1,5 M se etiquetan como "IRRITANTES". Sin embargo, incluso el laboratorio normal "diluido" grado (aproximadamente 1 M, 10 %) carbonizará el papel si se deja en contacto durante un tiempo suficiente.

El tratamiento estándar de primeros auxilios para derrames de ácido en la piel es, como para otros agentes corrosivos, la irrigación con grandes cantidades de agua. El lavado continúa durante al menos diez a quince minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura de ácido y evitar daños secundarios. La ropa contaminada se quita inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.

Peligros de dilución

La preparación del ácido diluido puede ser peligrosa debido al calor liberado en el proceso de dilución. Para evitar salpicaduras, el ácido concentrado se suele añadir al agua y no al revés. Un dicho que se usa para recordar esto es "Haz lo que debes, agrega el ácido al agua". El agua tiene una capacidad calorífica más alta que el ácido, por lo que un recipiente con agua fría absorberá calor a medida que se agrega ácido.

Además, debido a que el ácido es más denso que el agua, se hunde hasta el fondo. El calor se genera en la interfaz entre el ácido y el agua, que se encuentra en el fondo del recipiente. El ácido no hierve debido a su punto de ebullición más alto. El agua caliente cerca de la interfaz sube debido a la convección, lo que enfría la interfaz y evita la ebullición del ácido o del agua.

Por el contrario, la adición de agua al ácido sulfúrico concentrado da como resultado una fina capa de agua sobre el ácido. El calor generado en esta fina capa de agua puede hervir, provocando la dispersión de un aerosol de ácido sulfúrico o, peor aún, una explosión.

La preparación de soluciones con una concentración superior a 6 M (35 %) es muy peligrosa, porque el calor producido puede ser suficiente para hervir el ácido diluido: la agitación mecánica eficiente y el enfriamiento externo (como un baño de hielo) son esenciales.

Las tasas de reacción se duplican por cada aumento de temperatura de 10 grados centígrados. Por lo tanto, la reacción se volverá más violenta a medida que avanza la dilución, a menos que se le dé tiempo a la mezcla para que se enfríe. Agregar ácido al agua tibia causará una reacción violenta.

A escala de laboratorio, el ácido sulfúrico se puede diluir vertiendo ácido concentrado sobre hielo picado hecho con agua desionizada. El hielo se derrite en un proceso endotérmico mientras se disuelve el ácido. La cantidad de calor necesaria para derretir el hielo en este proceso es mayor que la cantidad de calor que se genera al disolver el ácido para que la solución permanezca fría. Después de que todo el hielo se haya derretido, se puede realizar una mayor dilución con agua.

Riesgos industriales

El ácido sulfúrico no es inflamable.

Los principales riesgos laborales que presenta este ácido son el contacto con la piel que produce quemaduras (ver arriba) y la inhalación de aerosoles. La exposición a aerosoles en altas concentraciones provoca una irritación inmediata y grave de los ojos, las vías respiratorias y las membranas mucosas: ésta cesa rápidamente tras la exposición, aunque existe el riesgo de edema pulmonar posterior si el daño tisular ha sido más grave. En concentraciones más bajas, el síntoma más comúnmente informado de la exposición crónica a los aerosoles de ácido sulfúrico es la erosión de los dientes, que se encuentra prácticamente en todos los estudios: las indicaciones de un posible daño crónico en el tracto respiratorio no son concluyentes a partir de 1997. Exposición ocupacional repetida a neblinas de ácido sulfúrico puede aumentar la posibilidad de cáncer de pulmón hasta en un 64 por ciento. En los Estados Unidos, el límite de exposición permisible (PEL) para el ácido sulfúrico se fija en 1 mg/m³: los límites en otros países son similares. Ha habido informes de ingestión de ácido sulfúrico que conducen a deficiencia de vitamina B12 con degeneración combinada subaguda. La médula espinal se ve afectada con mayor frecuencia en estos casos, pero los nervios ópticos pueden mostrar desmielinización, pérdida de axones y gliosis.

Restricciones legales

El comercio internacional de ácido sulfúrico está controlado por la Convención de las Naciones Unidas contra el Tráfico Ilícito de Estupefacientes y Sustancias Psicotrópicas de 1988, que enumera el ácido sulfúrico en la Tabla II de la convención como una sustancia química utilizada con frecuencia en la fabricación ilícita de estupefacientes o sustancias psicotrópicas. sustancias psicotrópicas.