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El ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico es una solución acuosa de sulfuro de hidrógeno, cuya fórmula es H2SO4. Así como todas las sustancias ácidas, él es soluble en agua y forma como único catión el hidrógeno, H+, o más correctamente el catión hidronio, H30+:

H2SO4(l) + 2 H2O(l) → 2 H3O+(aq) + SO42-(aq) o H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)

El grado de ionización del ácido es muy alto (α = 61%), lo que significa que es un ácido fuerte. También es corrosivo, pues el ácido sulfúrico tiene un poder oxidante y deshidratante muy fuerte, siendo capaz de carbonizar compuestos orgánicos, como los hidratos de carbono (o carbohidratos). A modo de ejemplo, vea la siguiente ilustración, que muestra un experimento en el que añade ácido sulfúrico concentrado en un vaso con azúcar (sacarosa, C12H22O11). Tenga en cuenta que, con el tiempo, se deshidrata y se convierte en carbón:

Deshidratación del azúcar por ácido sulfúrico
Deshidratación del azúcar por ácido sulfúrico

C12H22O11 + H2SO4 → 12 C + H2SO4 + 11 H2O

Por eso el ácido sulfúrico es tan peligroso. Tiene acción corrosiva sobre los tejidos de los organismos vivos y pueden causar graves quemaduras a la piel.

Generalmente, el ácido sulfúrico se comercializa de forma bastante concentrada, con un 97% sulfato de hidrógeno en masa, lo que significa que es una sustancia prácticamente pura. Se trata de un líquido incoloro, de densidad igual a 1,84 g/cm3, viscoso, además de ser un ácido fijo, pues su punto de ebullición es igual a 340 °C, lo cual significa que en condiciones ambientales, pasa muy lentamente por el estado de vapor. La inhalación de los vapores de ácido sulfúrico puede causar pérdida de la conciencia y daño pulmonar grave.

El ácido sulfúrico tiene amplias aplicaciones, y una de las más conocidas es su uso como electrolito en baterías de plomo utilizadas en automóviles. Generalmente la concentración de estas soluciones en las baterías es del 30%, y su medición de densidad muestra si la batería necesita ser cargada o no.

En las industrias, el ácido sulfúrico es la sustancia química más utilizada, tanto que el consumo per cápita es un indicador importante del desarrollo técnico-industrial del país. Entre sus aplicaciones se cita su uso en la producción de fertilizantes, como lo superfosfatos, sulfato de amonio y en la producción de papel, tintes, fibras de rayón, medicinas, pinturas, insecticidas, explosivos y otros ácidos, además de ser utilizado en las industrias petroquímicas para la refinación de petróleo y como decapante de hierro y acero.

Entre las formas de obtención del ácido sulfúrico por la industria, la principal utiliza tres pasos:

1ª) Obtención de dióxido de azufre (SO2 (g)):
Frecuentemente se utiliza la pirita o marcasita (FeS2), que es un mineral. Ella es pulverizada, tamizada, mezclada con agua y colocada en un horno específico que quema sus sulfatos por el paso continuo de aire caliente, según la reacción:

4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)

Además de la pirita, otras materias primas pueden utilizarse para la obtención de dióxido de azufre, tales como sulfuro del cinc, sulfato de calcio y azufre retirado de depósitos subterráneos, como en cráteres de los volcanes.

2ª) Obtención de trióxido de azufre (SO3 (g)):

El dióxido de azufre obtenido en el paso anterior pasa por un proceso de método de contacto, en que es utilizan un catalizador sólido finamente pulverizado, que se traduce en la obtención de trióxido de azufre. El uso del catalizador para acelerar la reacción es necesario porque, a la temperatura de 450 °C, el SO2 es convertido en SO3 de forma muy lenta. Si la temperatura aumenta, se descompone y no forma el SO3.

2 SO2(g) + 1 O2(g) → 2 SO3(g) + 22,6 kcal/mol

3) Producción de ácido sulfúrico por la reacción entre el agua y el trióxido de azufre:

1 SO3(g) + 1 H2O(l) → 1 H2SO4(aq) + 34,3 kcal

Por lo tanto, es posible producir ácido sulfúrico con una concentración superior al 80%.

Cuando se utiliza el ácido sulfúrico en el laboratorio, es necesario tener una precaución inmensa, nunca verter agua sobre el ácido, pero sí el proceso inverso. Eso es porque la disolución en agua es altamente exotérmica, es decir, libera mucho calor.

Desafortunadamente, el ácido sulfúrico es el principal villano de la lluvia ácida que destruye edificios y monumentos históricos, así como degrada el medio ambiente. Esto es porque los combustibles fósiles, como los derivados del carbón y del petróleo, tienen azufre como impureza en sus composiciones. De esa forma, cuando son quemados para generar energía, ellos liberan óxidos de azufre para la atmósfera como el dióxido de azufre (SO2 (g)). Este óxido reacciona con el agua de lluvia para formar ácido sulfúrico, que, como ya se mencionó, es un ácido fuerte y por lo tanto, causa varios daños.

SO2(g)+ ½ O2(g) → SO3(g)
SO3(g) + H2O(l)→ H2SO4(aq) (Ácido sulfúrico)

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