El ácido sulfúrico ( ortografía americana y nombre preferido de 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. [6]
El ácido sulfúrico puro no se produce de forma natural debido a su fuerte afinidad con el vapor de agua ; es higroscópico y absorbe fácilmente el vapor de agua del aire . [6] El ácido sulfúrico concentrado es altamente corrosivo hacia otros materiales, desde rocas hasta metales, ya que es un oxidante con poderosas propiedades deshidratantes. El pentóxido de fósforo es una excepción notable en el sentido de que no se deshidrata con ácido sulfúrico sino que, por el contrario, deshidrata el ácido sulfúrico a trióxido de azufre . Al añadir 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 provocar graves quemaduras químicas ácidas e incluso quemaduras térmicas secundarias debido a la deshidratación. [7] [8] El ácido sulfúrico diluido es sustancialmente menos peligroso sin las propiedades oxidativas y deshidratantes; sin embargo, aún se debe manipular con cuidado por su acidez.
El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante; La producción de ácido sulfúrico de un país es un buen indicador de su fortaleza industrial. [9] Se conocen muchos métodos para su producción, incluido el proceso de contacto , el proceso de ácido sulfúrico húmedo y el proceso de cámara de plomo . [10] El ácido sulfúrico también es una sustancia clave en la industria química . Se utiliza más comúnmente en la fabricación de fertilizantes [11] , pero también es importante en el procesamiento de minerales , la refinación de petróleo , el procesamiento de aguas residuales y la síntesis química . Tiene una amplia gama de aplicaciones finales, incluso en limpiadores de desagües ácidos domésticos , [12] 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.
Aunque se pueden preparar soluciones de ácido sulfúrico de casi el 100%, la pérdida posterior de SO3 en el punto de ebullición lleva la concentración al 98,3% de ácido. El grado del 98,3%, que es más estable en almacenamiento, es la forma habitual de lo que se describe como "ácido sulfúrico concentrado". Otras concentraciones se utilizan para diferentes propósitos. Algunas concentraciones comunes son: [13] [14]
"Ácido de cámara" y "ácido de torre" fueron las dos concentraciones de ácido sulfúrico producidas por el proceso de la 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 el ácido de torre el Ácido recuperado del fondo de la torre Glover. [13] [14] 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, el ácido sulfúrico "10 M" (el equivalente moderno del ácido de cámara, utilizado en muchas valoraciones ), se prepara añadiendo lentamente ácido sulfúrico al 98% a un volumen igual de agua, con buena agitación: la temperatura de la mezcla puede aumentar. a 80 °C (176 °F) o más. [14]
El ácido sulfúrico no sólo contiene moléculas de H 2 SO 4 , sino que en realidad es un equilibrio de muchas otras especies químicas, como se muestra en la siguiente tabla.
El ácido sulfúrico 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, [16] y el ácido sulfúrico al 98% tiene una presión de vapor de <1 mmHg a 40 °C. [17]
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 las que cada molécula está conectada por enlaces de hidrógeno a otras dos. [3] Los hidratos H 2 SO 4 · n H 2 O son conocidos para n = 1, 2, 3, 4, 6,5 y 8, aunque la mayoría de los hidratos intermedios son estables frente a la desproporción . [18]
El H 2 SO 4 anhidro es un líquido muy polar , que tiene una constante dieléctrica de alrededor de 100. Tiene una alta conductividad eléctrica , consecuencia de la autoprotólisis , es decir, la autoprotonación : [15]
La constante de equilibrio para la autoprotólisis (25 °C) es: [15]
La constante de equilibrio correspondiente para el agua , Kw , es 10 −14 , un factor de 10 10 (10 mil millones) menor.
A pesar de la viscosidad del ácido, las conductividades efectivas del H 3 SO+4y HSO−4Los iones son elevados debido a un mecanismo de interruptor de protones intramolecular (análogo al mecanismo de Grotthuss en el agua), lo que hace que el ácido sulfúrico sea un buen conductor de la electricidad. También es un excelente disolvente para muchas reacciones.
La reacción de hidratación del ácido sulfúrico es altamente exotérmica , dilución. [19]
Como lo indica su constante de disociación ácida , el ácido sulfúrico es un ácido fuerte:
El producto de esta ionización es HSO−4, el anión bisulfato . El bisulfato es un ácido mucho más débil:
El producto de esta segunda disociación es SO2-4, el anión sulfato .
El ácido sulfúrico concentrado tiene una poderosa propiedad deshidratante , ya que elimina el agua ( H2O ) de otros compuestos químicos como el azúcar de mesa ( sacarosa ) y otros carbohidratos , para producir carbono , vapor y calor. La deshidratación del azúcar de mesa (sacarosa) es una demostración común de laboratorio. [21] El azúcar se oscurece a medida que se forma carbono, y puede emerger una columna rígida de carbono negro y poroso llamada serpiente de carbono [22] , como se muestra en la figura.
De manera similar, al mezclar almidón con ácido sulfúrico concentrado se obtiene carbono elemental y agua. El efecto de esto se puede ver cuando se derrama ácido sulfúrico concentrado sobre papel, que está compuesto de celulosa ; la celulosa reacciona para dar una apariencia quemada en la que el carbón se parece mucho al hollín resultante del fuego. Aunque menos dramática, la acción del ácido sobre el algodón , incluso en forma diluida, destruye el tejido.
La reacción con sulfato de cobre (II) también puede demostrar la propiedad de deshidratación del ácido sulfúrico. Los cristales azules se transforman en un polvo blanco a medida que se elimina el agua:
El ácido sulfúrico reacciona con la mayoría de las bases para dar el correspondiente sulfato o bisulfato.
El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio y da cloruro de hidrógeno gaseoso y bisulfato de sodio :
Sulfato de aluminio , también conocido como alumbre de fabricación de papel, el sulfato de aluminio se elabora tratando la bauxita con ácido sulfúrico:
El ácido sulfúrico también se puede utilizar para desplazar ácidos más débiles de sus sales. La reacción con acetato de sodio , por ejemplo, desplaza el ácido acético , CH 3 COOH , y forma bisulfato de sodio :
De manera similar, el tratamiento del nitrato de potasio con ácido sulfúrico produce ácido nítrico .
Cuando se combina con ácido nítrico , el ácido sulfúrico actúa como ácido y como agente deshidratante, formando el ion nitronio NO.+2, que es importante en reacciones de nitración que implican sustitución aromática electrofílica . Este tipo de reacción, donde se produce 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.
Cuando se le permite reaccionar con superácidos , el ácido sulfúrico puede actuar como base y puede protonarse, formando el ion [H 3 SO 4 ] + . Se han preparado sales de [H 3 SO 4 ] + (por ejemplo, hexafluoroantimoniato(V) de trihidroxioxosulfonio [H 3 SO 4 ] + [SbF 6 ] − ) utilizando la siguiente reacción en HF líquido :
La reacción anterior se ve favorecida termodinámicamente debido a la alta entalpía del enlace Si-F en el producto secundario. Sin embargo, la protonación utilizando simplemente ácido fluoroantimónico ha fracasado, ya que el ácido sulfúrico puro se autoioniza para dar iones [H 3 O] + :
lo que impide la conversión de H 2 SO 4 en [H 3 SO 4 ] + por el sistema HF/ SbF 5 . [23]
Incluso el ácido sulfúrico diluido reacciona con muchos metales mediante una única reacción de desplazamiento, como otros ácidos típicos , produciendo hidrógeno gaseoso y sales (el sulfato metálico). Ataca metales reactivos (metales en posiciones superiores al cobre en la serie de reactividad ) como hierro , aluminio , zinc , manganeso , magnesio y níquel .
El ácido sulfúrico concentrado puede servir como agente oxidante , liberando dióxido de azufre: [7]
El plomo y el tungsteno , sin embargo, son resistentes al ácido sulfúrico.
El ácido sulfúrico concentrado caliente oxida el carbono [24] (como carbón bituminoso ) y el azufre :
El benceno sufre una sustitución aromática electrófila con ácido sulfúrico para dar los ácidos sulfónicos correspondientes : [25]
El ácido sulfúrico se puede utilizar para producir hidrógeno a partir del agua :
Los compuestos de azufre y yodo se recuperan y reutilizan, de ahí que el proceso se denomine ciclo azufre-yodo . Este proceso es endotérmico y debe ocurrir a altas temperaturas, por lo que se tiene que aportar energía en forma de calor. El ciclo 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 proviene del calor utilizado para producirlo. [26] [27]
El ácido sulfúrico rara vez 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 oxidación atmosférica del dióxido de azufre en presencia de agua , es decir, oxidación del ácido sulfuroso . Cuando se queman combustibles que contienen azufre, como carbón o petróleo, el principal subproducto es el dióxido de azufre (además de los principales productos, óxidos de carbono y agua).
El ácido sulfúrico se forma naturalmente por la oxidación de minerales sulfurados, como la pirita :
El agua altamente ácida resultante se llama drenaje ácido de mina (AMD) o drenaje ácido de roca (ARD).
El Fe 2+ se puede oxidar aún más a Fe 3+ :
El Fe 3+ producido puede precipitarse como hidróxido u óxido de hierro hidratado :
El ion hierro (III) ("hierro férrico") también puede oxidar la pirita:
Cuando se produce la oxidación de la pirita con hierro (III), 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 neutralizante 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 feófita Desmarestia munda (orden Desmarestiales ) concentra ácido sulfúrico en vacuolas celulares. [28]
En la estratosfera , segunda capa de la atmósfera que se encuentra generalmente entre 10 y 50 km sobre la superficie terrestre, el ácido sulfúrico se forma por la oxidación del dióxido de azufre volcánico por el radical hidroxilo : [29]
Debido a que el ácido sulfúrico alcanza la sobresaturación en la estratosfera, puede nuclear partículas de aerosol y proporcionar una superficie para el crecimiento de aerosoles mediante condensación y coagulación con otros aerosoles de agua y ácido sulfúrico. Esto da como resultado la capa de aerosol estratosférica . [29]
Las nubes permanentes de Venus producen una lluvia ácida concentrada, del mismo modo que las nubes de la atmósfera de la Tierra producen lluvia de agua. [30] También se cree que Europa, la luna de Júpiter , tiene una atmósfera que contiene hidratos de ácido sulfúrico. [31]
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).
En el primer paso, se quema azufre para producir dióxido de azufre.
El dióxido de azufre se oxida a trióxido de azufre mediante oxígeno en presencia de un catalizador de óxido de vanadio (V) . Esta reacción es reversible y la formación del trióxido de azufre es exotérmica.
El trióxido de azufre se absorbe en H2SO4 al 97-98% para formar óleum (H2S2O7 ) , también conocido como ácido sulfúrico fumante o ácido pirosulfúrico . Luego, el óleum se diluye con agua para formar ácido sulfúrico concentrado.
La disolución directa de SO 3 en agua, denominada " proceso de ácido sulfúrico húmedo ", rara vez se practica porque la reacción es extremadamente exotérmica y da como resultado un aerosol caliente de ácido sulfúrico que requiere condensación y separación.
En el primer paso, se quema azufre para producir dióxido de azufre:
o, alternativamente, se incinera gas sulfuro de hidrógeno ( H 2 S ) hasta obtener gas SO 2 :
Luego, el dióxido de azufre se oxidó a trióxido de azufre utilizando oxígeno con óxido de vanadio (V) como catalizador .
El trióxido de azufre se hidrata en ácido sulfúrico H 2 SO 4 :
El último paso es la condensación del ácido sulfúrico en H 2 SO 4 líquido al 97-98 % :
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 añade ácido clorhídrico con una concentración de 12,6 molar. El gas resultante se burbujea a través de ácido nítrico , que liberará vapores de dióxido de nitrógeno de color marrón/rojo a medida que avanza la reacción. La finalización de la reacción se indica mediante el cese de los humos. Este método no produce una niebla inseparable, lo cual es bastante conveniente.
Históricamente se ha utilizado la quema de azufre junto con salitre ( nitrato de potasio , KNO 3 ), en presencia de vapor. A medida que el salitre se descompone, oxida el azufre a SO 3 , que se combina con el agua para producir ácido sulfúrico.
Alternativamente, disolver dióxido de azufre en una solución acuosa de una sal metálica oxidante como cloruro de cobre (II) o hierro (III):
Dos métodos de laboratorio menos conocidos para producir ácido sulfúrico, aunque en forma diluida y que requieren un esfuerzo adicional de purificación. Una solución de sulfato de cobre (II) se puede electrolizar con un cátodo de cobre y un ánodo de platino/grafito para obtener cobre esponjoso en el cátodo y desprendimiento de oxígeno gaseoso en el ánodo. La solución de ácido sulfúrico diluido indica que la reacción se ha completado cuando gira. azul a claro (la producción de hidrógeno en el cátodo es otro signo):
Más costoso, peligroso y problemático, aunque novedoso, es el método del 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 se utilizan el cátodo de cobre y el ánodo de platino/grafito con el cátodo cerca de la superficie y el ánodo se coloca en la parte inferior del electrolito para aplicar la corriente. Esto puede tardar más y emite vapores tóxicos de bromo /bromuro de azufre, pero el ácido reactivo es reciclable. En general, sólo el azufre y el agua se convierten en ácido sulfúrico e hidrógeno (omitiendo las pérdidas de ácido en forma de vapores):
Antes de 1900, la mayor parte del ácido sulfúrico se fabricaba mediante el proceso de cámara de plomo . [32] Todavía en 1940, hasta el 50% del ácido sulfúrico fabricado en los Estados Unidos se producía en plantas de proceso de cámara.
Desde principios hasta mediados del siglo XIX, existían plantas de "vitriolo", 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 el lino. El primer blanqueo del lino se realizaba utilizando ácido láctico de la leche agria, pero era un proceso lento y el uso de vitriolo aceleró el proceso de blanqueo. [33]
El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante y, de hecho, la producción de ácido sulfúrico de un país es un buen indicador de su fortaleza industrial. [9] 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%, América del Sur 7%. [34] 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 la acidificación de pozos petroleros, la reducción de aluminio, el encolado de papel y el tratamiento de agua. Alrededor del 6% de los usos están relacionados con pigmentos e incluyen pinturas, esmaltes , tintas de impresión, tejidos recubiertos y papel, mientras que el resto se encuentra disperso en multitud de aplicaciones como la producción de explosivos, celofán , textiles de acetato y viscosa, lubricantes, no metales ferrosos y baterías. [35]
El uso dominante 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 en forma de ácido fluorhídrico . El proceso general se puede representar como:
El sulfato de amonio , un importante fertilizante nitrogenado, se produce más comúnmente como 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 cristalice en forma de sal (a menudo de color marrón debido a la contaminación con hierro) y se venda a la industria agroquímica.
El ácido sulfúrico también es importante en la fabricación de soluciones colorantes .
El ácido sulfúrico se utiliza en grandes cantidades en la industria siderúrgica para eliminar la oxidación , el óxido y las incrustaciones de láminas laminadas y palanquillas antes de su venta a la industria del automóvil y de electrodomésticos grandes . [ cita necesaria ] El ácido usado a menudo se recicla utilizando una planta de regeneración de ácido gastado (SAR). Estas plantas queman el ácido gastado [ se necesita clarificación ] con gas natural, gas de refinería, fueloil u otras fuentes de combustible. Este proceso de combustión produce dióxido de azufre ( SO 2 ) y trióxido de azufre ( SO 3 ) gaseosos que luego se utilizan para fabricar ácido sulfúrico "nuevo". Las plantas SAR son adiciones comunes a las plantas de fundición de metales, refinerías de petróleo y otras industrias donde se consume ácido sulfúrico a granel, ya que operar una planta SAR es mucho más barato que los costos recurrentes de eliminación de ácido gastado y compras de ácido nuevo.
Se puede añadir peróxido de hidrógeno ( H 2 O 2 ) al ácido sulfúrico para producir una solución de piraña , una solución limpiadora potente pero muy tóxica con la que se pueden limpiar las superficies del sustrato. La solución Piranha se utiliza normalmente en la industria microelectrónica y también en entornos de laboratorio para limpiar cristalería.
El ácido sulfúrico se utiliza para muchos otros fines en la industria química. Por ejemplo, es el catalizador ácido habitual para la conversión de ciclohexanona oxima en caprolactama , utilizado para fabricar nailon . Se utiliza para producir ácido clorhídrico a partir de sal mediante el proceso de Mannheim . Gran parte del H 2 SO 4 se utiliza en el refinado del petróleo , por ejemplo como catalizador para la reacción del isobutano con isobutileno para dar isooctano , un compuesto que eleva el octanaje de la gasolina . El ácido sulfúrico también se utiliza a menudo como agente deshidratante u oxidante en reacciones industriales, como la deshidratación de diversos azúcares para formar carbono sólido.
.jpg/1280px-Acidic_drain_cleaner_containing_sulfuric_acid_(sulphuric_acid).jpg)
El ácido sulfúrico actúa como electrolito en las baterías de plomo-ácido (acumulador de plomo-ácido):
En el ánodo :
En el cátodo :
En general:
El ácido sulfúrico en altas concentraciones es frecuentemente el ingrediente principal de los limpiadores de desagües ácidos domésticos [12] que se utilizan para eliminar grasa , cabello , pañuelos de papel , etc. Al igual que sus versiones alcalinas , estos abridores de desagües pueden disolver grasas y proteínas mediante hidrólisis . Además, como el ácido sulfúrico concentrado tiene una fuerte propiedad deshidratante, también puede eliminar el papel tisú mediante el proceso de deshidratación. Dado que el ácido puede reaccionar vigorosamente con el agua, estos abridores de drenaje ácidos deben agregarse lentamente en la tubería que se va a limpiar.
El estudio de los vitriolos ( sulfatos hidratados de diversos metales que forman minerales vítreos de los que se puede derivar el ácido sulfúrico) se inició en la antigüedad . Los sumerios tenían una lista de tipos de vitriolo que clasificaban según el color de las sustancias. 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 del naturalista romano Plinio el Viejo (23-79 d. C.). Galeno también habló de su uso médico. Los usos metalúrgicos de las sustancias vitriólicas se registraron en las obras alquímicas helenísticas de Zosimos de Panopolis , en el tratado Phisica et Mystica y en el papiro X de Leyden . [36]
Químicos islámicos medievales como los autores que escribieron bajo el nombre de Jabir ibn Hayyan (fallecido c. 806 – c. 816 d. C., conocido en latín como Geber), Abu Bakr al-Razi (865 – 925 d. C., conocido en latín como Rhazes), Ibn Sina (980 – 1037 d. C., conocido en latín como Avicena) y Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat (1234 – 1318 d. C.) incluyeron el vitriolo en sus listas de clasificación de minerales. [37]
Los autores jabirianos y al-Razi experimentaron extensamente con la destilación de diversas sustancias, incluidos los vitriolos. [38] En una receta registrada en su Kitāb al-Asrār ( 'Libro de los Secretos' ), al-Razi pudo haber creado ácido sulfúrico sin ser consciente de ello: [39]
Tome alumbre blanco (yemení) , disuélvalo y purifíquelo por filtración. Luego destilar vitriolo (¿verde?) con verde cobre (el acetato) y mezclar (el destilado) con la solución filtrada del alumbre purificado, luego dejar que solidifique (o cristalice) en el vaso de vidrio. Obtendrás el mejor qalqadis (alumbre blanco) que puedas conseguir. [40]
— Abu Bakr al-Razi, Kitāb al-Asrār
En una obra latina anónima atribuida a Aristóteles (bajo el título Liber Aristotilis , 'Libro de Aristóteles'), [41] a al-Razi (bajo el título Lumen luminum magnum , 'Gran Luz de Luces'), o a Ibn Sina , [42] el autor habla de un 'aceite' ( oleum ) obtenido mediante la destilación de sulfato de hierro (II) (vitriolo verde), que probablemente era 'aceite de vitriolo' o ácido sulfúrico. [43] La obra se refiere varias veces al Libro de los Setenta ( Liber de septuaginta ) de Jabir ibn Hayyan, una de las pocas obras árabes de Jabir que fueron traducidas al latín. [44] El autor de la versión atribuida a al-Razi también se refiere al Liber de septuaginta como su propia obra, lo que demuestra que creía erróneamente que el Liber de septuaginta era una obra de al-Razi. [45] Hay varios indicios de que la obra anónima era una composición original en latín, [46] aunque según un manuscrito fue traducida por un tal Raimundo de Marsella, lo que significa que también pudo haber sido una traducción del árabe. [47]
Según Ahmad Y. al-Hassan , tres recetas de ácido sulfúrico aparecen en un manuscrito anónimo de Karshuni que contiene una recopilación tomada de varios autores y que data de antes de c. 1100 d.C. [48] Uno de ellos dice lo siguiente:
El agua de vitriolo y azufre que se usa para regar las drogas: vitriolo amarillo tres partes, azufre amarillo una parte, se muelen y se destilan a la manera del agua de rosas. [49]
Una receta para la preparación de ácido sulfúrico se menciona en Risālat Jaʿfar al-Sādiq fī ʿilm al-ṣanʿa , un tratado árabe falsamente atribuido al imán chiíta Ja'far al-Sadiq (fallecido en 765). Julius Ruska fechó este tratado en el siglo XIII, pero según Ahmad Y. al-Hassan probablemente data de un período anterior: [50]
Luego destilar vitriolo verde en cucurbitáceas y alambique, a fuego medio; toma lo que obtengas del destilado y lo encontrarás claro con un tinte verdoso. [49]
Los alquimistas europeos medievales llamaban al ácido sulfúrico "aceite de vitriolo" porque se preparaba tostando sulfato de hierro (II) o vitriolo verde en una retorta de hierro . Las primeras alusiones a él en obras de origen europeo aparecen en el siglo XIII d.C., como por ejemplo en las obras de Vicente de Beauvais , en el Compositum de Compositis atribuido a Alberto Magno y en la Summa perfectis del pseudo-Geber . [51]
En el siglo XVI se conocía un método para producir oleum sulphuris per campanam, o "aceite de azufre por campana": implicaba quemar azufre bajo una campana de vidrio en clima húmedo (o, más tarde, bajo una campana humedecida). Sin embargo, era muy ineficaz (según Gesner , 5 libras (2,3 kg) de azufre se convertían en menos de 1 onza (0,03 kg) de ácido), y el producto resultante estaba contaminado por ácido sulfuroso (o mejor dicho, solución de dióxido de azufre ) por lo que la mayoría de los alquimistas (incluido, por ejemplo, Isaac Newton) no lo consideraron equivalente al "aceite de vitriolo".
En el siglo XVII, Johann Glauber descubrió que la adición de salitre ( nitrato de potasio , KNO 3 ) mejora significativamente el rendimiento, reemplazando también la humedad por vapor. A medida que el salitre se descompone, oxida el azufre a SO 3 , que se combina con el agua para producir ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward , un farmacéutico londinense, 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 resistentes, menos costosas y podían hacerse más grandes que los recipientes de vidrio utilizados 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. [4]
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 realizados por el 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 sólo podía hacerse mediante la destilación en seco de minerales en una técnica similar a los procesos alquímicos originales. Se calentó pirita (disulfuro de hierro, FeS 2 ) en aire para producir sulfato de hierro (II), FeSO 4 , que se oxidó calentándolo adicionalmente en aire para formar sulfato de hierro (III) , Fe 2 (SO 4 ) 3 , que, cuando calentado a 480 °C, descompuesto en óxido de hierro (III) y trióxido de azufre, que podían pasar a través de agua para producir ácido sulfúrico en cualquier concentración. Sin embargo, el coste de este proceso impidió el uso a gran escala de ácido sulfúrico concentrado. [4]
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. [52]
El ácido sulfúrico es capaz de provocar quemaduras muy graves, sobre todo cuando está en concentraciones elevadas . Al igual que otros ácidos y álcalis corrosivos , descompone fácilmente proteínas y lípidos mediante hidrólisis de amidas y ésteres al entrar en contacto con tejidos vivos , como la piel y la carne . Además, exhibe una fuerte propiedad deshidratante de los carbohidratos , liberando calor extra y provocando quemaduras térmicas secundarias . [7] [8] En consecuencia, ataca rápidamente la córnea y puede inducir ceguera permanente si se salpica en los ojos . Si se ingiere, daña los órganos internos de forma irreversible e incluso puede resultar mortal. [6] Por lo tanto, siempre se debe utilizar 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. [7] Por estas razones, el daño causado por 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 debe almacenarse con cuidado en recipientes hechos de material no reactivo (como el vidrio). Las soluciones iguales o superiores a 1,5 M se denominan "CORROSIVAS", mientras que las soluciones superiores a 0,5 M pero inferiores a 1,5 M se denominan "IRRITANTES". Sin embargo, incluso el grado normal "diluido" de laboratorio (aproximadamente 1 M, 10%) carbonizará el papel si se deja en contacto durante un tiempo suficiente.
El tratamiento estándar de primeros auxilios en caso de derrames de ácido en la piel es, al igual que para otros agentes corrosivos , la irrigación con grandes cantidades de agua. El lavado se continúa durante al menos diez a quince minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura con ácido y evitar daños secundarios. La ropa contaminada se retira inmediatamente y la piel subyacente se lava minuciosamente.
La preparación del ácido diluido puede ser peligrosa debido al calor liberado en el proceso de dilución. Para evitar salpicaduras, el ácido concentrado normalmente se añade al agua y no al revés. Un dicho que se utiliza para recordar esto es "Haz lo que debes, agrega el ácido al agua". [53] [ se necesita una mejor fuente ] El agua tiene una mayor capacidad calorífica que el ácido, por lo que un recipiente con agua fría absorberá calor a medida que se agrega ácido.
Además, como 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 se eleva 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 encima del 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 peligrosa, a menos que el ácido se agregue lo suficientemente lento para permitir que la mezcla se enfríe el tiempo suficiente. De lo contrario, el calor producido puede ser suficiente para hervir la mezcla. Son esenciales una agitación mecánica eficiente y un enfriamiento externo (como un baño de hielo).
Las velocidades de reacción se duplican por cada aumento de temperatura de 10 grados Celsius . [54] 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 provocará una reacción violenta.
A escala de laboratorio, el ácido sulfúrico se puede diluir vertiendo ácido concentrado sobre hielo triturado elaborado 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 desprendido al disolver el ácido para que la solución permanezca fría. Una vez que todo el hielo se haya derretido, se puede realizar una mayor dilución con agua.
El ácido sulfúrico no es inflamable.
Los principales riesgos laborales que plantea este ácido son el contacto con la piel que provoca quemaduras (ver arriba) y la inhalación de aerosoles. La exposición a aerosoles en altas concentraciones provoca una irritación inmediata y grave de los ojos, el tracto respiratorio y las membranas mucosas: esto cesa rápidamente después de 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 común de exposición crónica a aerosoles de ácido sulfúrico es la erosión de los dientes, que se encuentra prácticamente en todos los estudios: los indicios de un posible daño crónico al tracto respiratorio no son concluyentes hasta 1997. Exposición ocupacional repetida a nieblas de ácido sulfúrico puede aumentar la probabilidad de cáncer de pulmón hasta en un 64 por ciento. [55] En los Estados Unidos, el límite de exposición permisible (PEL) para el ácido sulfúrico se fija en 1 mg/m 3 : los límites en otros países son similares. Ha habido informes de ingestión de ácido sulfúrico que provocó deficiencia de vitamina B12 con degeneración combinada subaguda. La médula espinal es la más afectada en estos casos, pero los nervios ópticos pueden mostrar desmielinización , pérdida de axones y gliosis .
El comercio internacional de ácido sulfúrico está controlado por la Convención de las Naciones Unidas contra el Tráfico Ilícito de Estupefacientes y Sustancias Psicotrópicas, 1988 , que incluye el ácido sulfúrico en el Cuadro II de la convención como una sustancia química frecuentemente utilizada en la fabricación ilícita de estupefacientes o sustancias psicotrópicas. [56]
Líquido aceitoso inodoro, de transparente a turbio, de incoloro a ligeramente amarillo.
![{\displaystyle {\underset {\text{polisacárido}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}}\longrightarrow 6n\ {\ce {C}}+5n\ {\ce {H2O}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fc5b432fe56cddc7fd4e08fda4502ba801cd3d07)
{{cite web}}: CS1 maint: unfit URL (link){{cite book}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)