Ácido sulfúrico

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Ácido sulfúrico

Propriedades gerais
Nome	Ácido sulfúrico
Fórmula química	H₂S O₄
Cor e aparência	Líquido oleoso, límpido e incolor
Propriedades físicas
Massa molecular	98,08 u
Ponto de fusão	283 K (10 °C)
Ponto de ebulição	610 K (337 °C)
Densidade	1840 kg/m³ ( líquido )
Solubilidade	totalmente miscível em água
Viscosidade	26,7 cP a 20 °C
Propriedades termoquímicas
Δ_fH⁰_gasoso	-735,13 kJ/mol
Δ_fH⁰_liquido	? kJ/mol
Δ_fH⁰_solido	? kJ/mol
S⁰_{gasoso, 1 bar}	298,78 J/mol·K
S⁰_{liquido, 1 bar}	? J/mol·K
S⁰_solid	? J/mol·K
Advertências
Ingestão	Corrosivo, pode ser fatal.
Contato com a pele	Pode causar queimaduras severas.
Contato com os olhos	Extremamente perigoso.
Maiores informações ( em inglês )	MSDS
Unidades SI e condições padrões, exceto onde indicado o contrário

O ácido sulfúrico, H₂SO₄, é um ácido mineral forte. É solúvel na água em qualquer concentração. O antigo nome do ácido sulfúrico era Zayt al-Zaj, ou óleo de vitríolo, cunhado pelo alquimista medieval iraniano Jabir ibn Hayyan (Geber), que também é o provável descobridor da substância. O ácido sulfúrico tem várias aplicações industriais e é produzido em quantidade maior do que qualquer outra substância (só perde em quantidade para a água). A produção mundial em 2001 foi de 165 milhões de toneladas, com um valor aproximado de 8 milhares de milhões (8 bilhões) de dólares. O principal uso engloba a fabricação de fertilizantes, o processamento de minérios, a síntese química, o processamento de efluentes líquidos e o refino de petróleo.

Uma característica peculiar ao ácido sulfúrico é quanto ao seu comportamento relacionado à concentração. Quando diluído (abaixo de concentrações molares de 90%), a solução assume caráter de ácido forte e não apresenta poder desidratante. Por outro lado, quando é concentrado (acima de 90%), deixa de ter caráter ácido e acentua-se o seu poder desidratante.

Índice

1 História do ácido sulfúrico
2 Propriedades físicas
- 2.1 Formas do ácido sulfúrico
- 2.2 Polaridade e condutividade
3 Propriedades químicas
- 3.1 Reação com a água
- 3.2 Outras reações do ácido sulfúrico
4 Aspectos ambientais
5 Produção industrial
6 Usos

[editar] História do ácido sulfúrico

A descoberta do ácido sulfúrico é creditada ao alquimista medieval de origem árabe Jabir ibn Hayyan (Geber), embora o médico e alquimista persa do século IX ibn Zakariya al-Razi (Al-Razi) também seja às vezes mencionado. Al-Razi obteve a substância pela destilação seca de minerais, dentre eles o sulfato de ferro (II) heptaidratado (FeSO4 • 7H2O), também chamado de vitríolo verde, e o sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO4 • 5H2O), chamado de vitríolo azul. Quando aquecidos, tais compostos decompõem-se a óxidos de ferro (II) e de cobre (II), respectivamente, emitindo água e trióxido de enxofre, que combinam-se de forma a produzir uma solução diluída de ácido sulfúrico. Este método de obtenção do ácido sulfúrico popularizou-se pela Europa através das traduções dos tratados e livros islâmicos por parte dos alquimistas europeus, como por exemplo o alemão Albertus Magnus (século XIII). Por esta razão, o ácido sulfúrico era conhecido aos alquimistas europeus pelo nome de óleo de vitriol, espírito de vitriol, entre outros nomes.

No século XVII, o químico teuto-holandês Johann Glauber preparou o ácido sulfúrico pela queima de enxofre com salitre (nitrato de potássio, KNO₃) na presença de vapor d'água. Com a decomposição do salitre, há a oxidação do enxofre a SO₃ que, combinado à água, forma ácido sulfúrico. Em 1736, Joshua Ward, um farmacêutico de Londres, usou este método para começar a primeira produção de ácido sulfúrico em larga escala.

Em 1746, em Birmingham, John Roebuck começou a produzir o ácido sulfúrico pelo método de Ward em câmaras recobertas por chumbo, que eram fortes, pouco custosas e podiam ser feitas maiores do que os recipientes de vidro que eram usados anteriormente. Este processo com câmaras de chumbo permitiu a industrialização efetiva da produção de ácido sulfúrico e, com vários refinamentos, permaneceu como o método padrão por quase dois séculos.

O ácido sulfúrico produzido pelo método de John Roebuck tinha apenas uma concentração de 35-40%. Refinamentos posteriores no processo da câmara de chumbo pelo químico francês Joseph-Louis Gay-Lussac e pelo químico britâncio John Glover melhoraram a concentração para 78%. Porém, a fabricação de certos pigmentos e outros processos químicos demandavam por um produto ainda mais concentrado e, ao longo do século XVIII, isto só podia ser feito pela destilação seca de minerais, de uma maneira similar aos processos originais de alquimia. A pirita (dissulfeto de ferro, FeS₂) era aquecido ao ar para formar sulfato de ferro (II), FeSO₄, que era oxidado por aquecimento adicional ao ar para formar sulfato de ferro (III), Fe₂(SO₄)₃, que, quando aquecido até 480 °C, decompunha a óxido de ferro (III) e trióxido de enxofre, que poderia finalmente ser borbulhado em água para dar ácido sulfúrico em qualquer concentração. O custo deste processo impedia o seu uso em grande escala para a fabricação de ácido sulfúrico concentrado.

Em 1831, o comerciante de vinagre britânico Peregrine Phillips patenteou um processo bem mais econômico para produzir trióxido de enxofre e ácido sulfúrico concentrado, conhecido hoje como o processo de contato. Basicamente todo o fornecimento mundial de ácido sulfurico atual é feito por este método.

[editar] Propriedades físicas

[editar] Formas do ácido sulfúrico

Embora possa ser feito ácido sulfúrico à concentração de 100%, tal solução perderia SO₃ por evaporação, de maneira que restaria no final ácido sulfúrico a 98,3%. A solução a 98% é mais estável para a armazenagem e por isso é a forma usual do ácido sulfúrico "concentrado". Outras concentrações do ácido sulfúrico são usadas para diferentes fins:

33,5% : baterias ácidas (usado em baterias de chumbo-ácido)
62,18%: ácido de câmara ou ácido fertilizante
77,67%: ácido de torre ou ácido de Glover
98% : concentrado

O ácido sulfúrico também existe em diferentes purezas. O H₂SO₄ técnico é impuro e frequentemente colorido, mas é apropriado para a fabricação de fertilizante. O ácido sulfúrico de grau farmacêutico é usado para produzir fármacos e pigmentos.

Quando concentrações altas de SO_3 (g) são adicionadas ao ácido sulfúrico, há formação de H₂S₂O₇. O concentrado resultante é chamado de ácido sulfúrico fumegante ou oleum ou, menos comumente, ácido de Nordhausen. A concentração do oleum é expressa tanto em termos de %SO₃ (chamado de %oleum) quanto em termos de %H₂SO₄ (a quantia que seria formada se fosse adicionada água); concentrações comuns são 40% oleum (109% H₂SO₄) e 65% oleum (114,6% H₂SO₄). O H₂S₂O₇ puro é de fato um sólido com ponto de fusão de 36 °C.

[editar] Polaridade e condutividade

O H₂SO₄ é um líquido muito polar, com uma constante dielétrica de cerca de 100. Isto é pelo fato de o ácido sulfúrico ser capaz de dissociar-se e protonar a si próprio, em um processo conhecido como autoprotólise, que acontece a um grau 10 bilhões de vezes maior que na água:

$2 \ H_2SO_4 \leftrightarrow H_3SO_4^+ + HSO_4^-$

Este fato permite que prótons sejam altamente móveis em H₂SO₄ e faz do ácido um excelente solvente para muitas reações químicas.

[editar] Propriedades químicas

[editar] Reação com a água

A reação de hidratação do ácido sulfúrico é altamente exotérmica. Se a água for vertida sobre o ácido sulfúrico concentrado, poderá ferver e espirrar de forma perigosa. Sempre deve-se adicionar o ácido sobre a água e não o contrário. A reação consiste em formação de íons hidrônio, da seguinte forma:

$H_2SO_4 + H_2O \rightarrow H_3O^+ + HSO_4^-$

E ainda:

$HSO_4^- + H_2O \rightarrow H_3O^+ + SO_4^{2-}$

Como a hidratação do ácido sulfúrico é termodinamicamente favorável (ΔH = -880 kJ/mol), este ácido é um excelente agente desidratante. É usado para preparar diversas frutas secas. A afinidade do ácido sulfúrico por água é tanta que o ácido tomará átomos de hidrogênio e oxigênio de outros compostos; por exemplo, a mistura de amido (C₆H₁₂O₆)_n e ácido sulfúrico forma carbono elementar e água, que é absorvida pelo ácido:

$(C_6H_{12}O_6)_n \rightarrow 6C + 6H_2O \;\!$

Pode-se ver tal reação acontecer quando uma gota de ácido sulfúrico atinge uma folha de papel: no lugar onde a gota caiu, o papel fica com uma aparência de queimado.]]]]

[editar] Outras reações do ácido sulfúrico

Quando comporta-se como um ácido, o ácido sulfúrico reage com a maioria das bases para resultar no sulfato correspondente. Por exemplo, o sulfato de cobre (II), o sal azul familiar de cobre usado em galvanoplastia e como fungicida, é preparado pela reação do óxido de cobre (II) com ácido sulfúrico:

$CuO + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + H_2O \;\!$

O ácido sulfúrico pode ser usado para deslocar o equilíbrio de ácidos fracos e seus sais conjugados; por exemplo, com o acetato de sódio, o equilíbrio desloca-se para a direita, dando ácido acético:

$H_2SO_4 + CH_3COONa \rightarrow NaHSO_4 + CH_3COOH \;\!$

De forma semelhante, a reação do ácido sulfúrico com nitrato de potássio pode ser usada para produzir ácido nítrico juntamente com um precipitado de bissulfato de potássio. Com o próprio ácido nítrico, o ácido sulfúrico age tanto como ácido quanto como um agente desidratante, com a formação do íon nitrônio (NO₂⁺), muito importante em diversas reações em Química Orgânica, como por exemplo na esterificação de Fischer e na desidratação de álcoois.

O ácido sulfúrico reage com a maioria dos metais, em uma reação de deslocamento simples, com a formação de gás hidrogênio e o sulfato do metal correspondente. O ácido sulfúrico diluído ataca o ferro, o alumínio, o zinco, o manganês e o níquel; o estanho e o cobre já precisam de ácido quente concentrado. O chumbo e o tungstênio são inertes ao ácido sulfúrico. A reação com o ferro (mostrada abaixo) é uma reação típica para boa parte dos metais.

$Fe_{(s)} + H_2SO_4 \rightarrow H_{2(g)} + FeSO_4 \;\!$

A reação do ácido sulfúrico com o estanho é atípica, porque forma dióxido de enxofre no lugar do hidrogênio.

$Sn_{(s)} + 2 \ H_2SO_4 \rightarrow SnSO_4 + 2 \ H_2O + SO_2 \;\!$

[editar] Aspectos ambientais

O ácido sulfúrico é um dos constituintes da chuva ácida. Ela se forma pela oxidação atmosférica de água e dióxido de enxofre, este último sendo o principal produto da queima de combustíveis ricos em enxofre como o carvão mineral e o petróleo.

O ácido sulfúrico é o principal componente na atmosfera quente do planeta Vênus; é por isso que a exploração desse planeta com espaçonaves é difícil.

[editar] Produção industrial

O ácido sulfúrico é produzido a partir de enxofre, oxigênio e água via processo de contato.

Na primeira etapa, o enxofre é queimado ao ar, produzindo dióxido de enxofre.

$S_{(s)} + O_2 \rightarrow SO_{2(g)} \;\!$

O dióxido de enxofre, por sua vez, é oxidado a trióxido de enxofre com o uso de oxigênio e na presença de um catalisador de óxido de vanádio (V):

$\begin{matrix} 2 \ SO_2 + O_{2(g)} & \longrightarrow & 2 \ SO_3 \\ \ & V_2O_5 & \ \end{matrix}$

Finalmente, o trióxido de enxofre é lavado com água ou uma solução de ácido sulfúrico, com a formação de uma solução de ácido sulfúrico 98-99%:

$SO_{3(g)} + H_2O_{(l)} \rightarrow H_2SO_{4(l)} \;\!$

Observe que a dissolução direta de SO₃ em água é impraticável por causa da natureza altamente exotérmica da reação. Forma-se uma névoa ao invés de um líquido. Alternativamente, o SO₃ é absorvido em H₂SO₄ para formar oleum (H₂S₂O₇), que é então diluído, com a formação de ácido sulfúrico.

$H_2SO_{4(l)} + SO_3 \rightarrow H_2S_2O_{7(l)} \;\!$

O oleum reage com água para formar H₂SO₄ concentrado.

$H_2S_2O_{7(l)} + H_2O_{(l)} \rightarrow 2 \ H_2SO_{4(l)} \;\!$

[editar] Usos

O ácido sulfúrico é uma commodity muito importante. Na verdade, a produção de ácido sulfúrico de uma nação é um bom indicador da sua força industrial. O principal uso (60% do total mundial) do ácido sulfúrico é na produção de ácido fosfórico por via úmida que, por sua vez, é usado na produção de fertilizantes fosfatados e de trifosfato de sódio, usado em detergentes. A matéria-prima usada para a fabricação de ácido fosfórico na equação a seguir é a fluorapatita, embora a composição exata possa variar. O mineral é tratado com ácido sulfúrico a 93% com a formação de sulfato de cálcio, fluoreto de hidrogênio (HF) e ácido fosfórico. O HF é removido na forma de ácido fluorossilícico. O processo global pode ser representado como:

$Ca_5(PO_4)_3F + 5 \ H_2SO_4 + 10 \ H_2O \rightarrow 5 \ CaSO_4 \cdot 2H_2O + HF + 3 \ H_3PO_4 \;\!$

Os fertilizantes sulfatados, com por exemplo sulfato de amônio, são feitos com o uso de ácido sulfúrico, embora em menores quantidades do que os fosfatados.

Outro uso importante do ácido sulfúrico é na fabricação de sulfato de alumínio. Este sal reage com pequenas quantias de sabão em fibras de polpa de papel de forma a dar carboxilatos gelatinosos de alumínio, que ajudam na coagulação das fibras para formar o papel propriamente dito. O sal de alumínio também é usado para fazer hidróxido de alumínio, que é usado em plantas de tratamento de água para filtrar impurezas e melhorar o sabor da água. O sulfato de alumínio é feito pela reação da bauxita com ácido sulfúrico:

$Al_2O_3 + 3 \ H_2SO_4 \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3 \ H_2O \;\!$

O ácido sulfúrico é ainda usado para diversos outros fins na indústria química. Por exemplo, é o catalisador ácido comum na conversão de ciclohexanona oxima em caprolactama, que é usada para fazer Nylon; é usado com sal para a fabricação de ácido clorídrico; no refino de petróleo, é um catalisador da reação do isobutano com isobutileno, que dá iso-octano, um composto que aumenta a octanagem da gasolina; é usado para a fabricação de vários pigmentos.

As baterias de chumbo-ácido presente em automóveis são recarregáveis e também contêm ácido sulfúrico como eletrólito. A bateria deste tipo é composta de células com placas de chumbo-ácido. Cada célula produz 2 volts, e uma bateria com 6 células produz 12 volts. O ácido sulfúrico também é o principal ingrediente de alguns tipos de substâncias desentupidoras de pia especializadas em desbloquear entupimentos com papel, pedaços de tecido e outros materiais não facilmente dissolvidos por soluções cáusticas.

Retirado de "http://pt.wikipedia.org../../../%C3%A1/c/i/%C3%81cido_sulf%C3%BArico.html"

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