Ácido Sulfúrico

O ácido sulfúrico é um líquido incolor, denso (1,84 g/mL), viscoso, tóxico, corrosivo e praticamente não volátil, pois seu ponto de ebulição é igual a 338ºC ao nível do mar.

Esse ácido inorgânico é a solução aquosa de sulfato de hidrogênio, cuja fórmula está representada abaixo. Essa solução apresenta cerca de 98% em massa do sulfato, o que significa que é quase pura.

No entanto, visto que esse ácido é vendido na forma concentrada, as indústrias e os laboratórios dificilmente trabalham com ele nessa concentração, precisando diluí-lo, ou seja, aumentar a quantidade do solvente, que no caso é a água. O ácido sulfúrico é bastante solúvel em água, mas esse processo deve ser feito com extremo cuidado, porque a água reage violentamente com o ácido sulfúrico se forem misturados de forma errada, levando a graves ferimentos e queimaduras.

Para que isso não ocorra, o químico ou outro profissional em laboratório deve realizar essa diluição em uma capela, que é um equipamento que absorve os vapores e gases tóxicos liberados. Deve-se usar os equipamentos de proteção individual e adicionar bem lentamente o ácido sobre a água, nunca o contrário!

Esse ácido é muito perigoso porque possui ação oxidante e, principalmente, desidratante de açúcares, amidos e celulose. Por exemplo, se adicionarmos ácido sulfúrico em açúcar comum (sacarose), veremos uma reação espetacular: de finos e pequenos cristais brancos começa a crescer cada vez mais uma substância preta e dura (carvão). Isso é mostrado pela reação:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO_4(aq) → 12 C_(s) + 11 H₂O_(v)
açúcar            ácido         carvão      vapor
comum         sulfúrico                    de água

Portanto, o ácido sulfúrico tem a capacidade de corroer os tecidos dos organismos vivos e, pela carbonização, causa queimaduras e manchas pretas na pele.

O ácido sulfúrico é muito importante industrialmente, sendo usado em vários processos. Devido a sua importância econômica, muitas vezes o seu consumo pode indicar o grau de desenvolvimento de um país. Nos Estados Unidos, ele é a substância química mais produzida, sendo que sua demanda é acima de 40 000 toneladas no ano.

Entre suas aplicações, temos:

• Na produção de:

-fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio;

- papel;

- corantes;

-fibras de raiom;

-medicamentos;

-tintas;

- inseticidas;

- explosivos.

• Na produção de outros ácidos;
• Nas indústrias petroquímicas para o refino de petróleo;
• Em baterias de automóveis (acumuladores de chumbo).

Sua produção industrial ocorre em três etapas:

1ª) Obtenção de dióxido de enxofre (SO_2(g));

A pirita pulverizada, peneirada e misturada com água é colocada em um forno de ustulação, que queima seus sulfetos pela passagem contínua de ar quente, segundo a reação:

4 FeS_2(s) + 11 O_2(g) → 2 Fe₂O_3(s) + 8 SO_2(g)

Pode-se obter o SO_2(g) também por meio de enxofre retirado de depósitos subterrâneos, de sulfeto de zinco e sulfato de cálcio:

1 S_8(s) + 8 O_2(g) → 8 SO_2(g)

2 ZnS_(s) + 3 O_2(g) → 2 ZnO_(s) + 2 SO_2(g)

CaSO_4(s) + C_(s) → CaO_(s) +CO_(g) + SO_2(g)

2ª) O dióxido de enxofre é convertido em trióxido de enxofre (SO_3(g)):

Utiliza-se o método de contato, em que se usa um catalisador sólido finamente pulverizado, que geralmente é a platina ou o pentóxido de divanádio. A reação que ocorre está representada abaixo:

2 SO_2(g) + 1 O_2(g) → 2 SO_3(g) + 22,6 kcal/mol

Esse método é eficaz para produzir ácido sulfúrico com concentração acima de 80%.

3ª) Produção de ácido sulfúrico pela reação entre o trióxido de enxofre e água:

1 SO_3(g) + 1 H₂O_(ℓ) → 1 H₂SO_4(aq)+ 34,3 kcal