Diferencia entre revisiones de «Ácido sulfúrico»

|masa = 98,.08

|imagen3=Sulfuric-acid-3D-vdWSulphuric_acid_96_percent_extra_pure.pngjpg

Tiene un gran efecto deshidratante sobre las moléculas hidrocarbonadas como la [[sacarosa]]. Esto quiere decir que es capaz de captar sus moléculas en forma de agua, dejando libre los átomos de carbono con la consiguiente formación de carbono puro.

El descubrimiento del ácido sulfúrico se relaciona con el siglo{{esdsiglo|VII||s}}VII y el alquimista [[Jabir ibn Hayyan]]. Fue estudiado después, en el siglo{{esdsiglo|IX||s}}IX por el alquimista [[Al-Razi|Ibn Zakariya al-Razi]], quien obtuvo la sustancia de la destilación seca de minerales incluyendo la mezcla de [[sulfato de hierro (II)]] (FeSO₄) con agua y [[sulfato de cobre (II)]] (CuSO₄). Calentados, estos compuestos se descomponen en [[óxido de hierro (II)]] y [[óxido de cobre (II)]], respectivamente, dando agua y [[trióxido de azufre]], que combinado produce una solución diluida de ácido sulfúrico. Este método se hizo popular en Europa a través de la traducción de los tratados y libros de árabes y persas por alquimistas europeos del {{siglo|XIII||s}} como San [[Alberto Magno]].

Los alquimistas de la Europa medieval conocían al ácido sulfúrico como aceite de vitriolo, licor de vitriolo, o simplemente vitriólo, entre otros nombres. La palabra vitriolo deriva del latín “vitreus”, que significa ‘cristal’, y se refiere a la apariencia de las sales de sulfato, que también reciben el nombre de vitriolo.<ref name="quimicafacil">{{Cita web |url=https://quimicafacil.net/curiosidades-de-la-quimica/historia-del-acido-sulfurico/ |título=Historia del ácido sulfúrico |fechaacceso=2021-12-12 |fecha=2021-04-08 |sitioweb=Quimicafacil.net |urlarchivo=https://web.archive.org/web/20210408144238/https://quimicafacil.net/curiosidades-de-la-quimica/historia-del-acido-sulfurico/ |fechaarchivo=2021-04-08}}</ref> Las sales denominadas así incluyen el [[sulfato de cobre (II)]] (o ‘vitriolo azul’ o ‘vitriolo romano’), [[sulfato de zinc]] (o ‘vitriolo blanco’), [[sulfato de hierro (II)]] (o ‘vitriolo verde’), [[sulfato de hierro (III)]] (o ‘vitriolo de Marte’), y [[sulfato de cobalto (II)]] (o ‘vitriolo rojo’).

En el siglo{{esdsiglo|XVII||s}}XVII, el químico alemán [[Johann Glauber]] consiguió ácido sulfúrico quemando azufre con [[nitrato de potasio]] (KNO₃), en presencia de vapor. A medida que el nitrato de potasio se descomponía, el azufre se oxidaba en SO₃, que combinado con agua producía el ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico londinense utilizó este método para empezar a producir ácido sulfúrico en grandes cantidades.<ref name="quimicafacil" />

El ácido obtenido de esta forma, tenía una concentración de tan solo 35-40{{esd|35-40|%}}%. Mejoras posteriores, llevadas a cabo por el francés [[Joseph-Louis Gay-Lussac]] y el británico John Glover consiguieron aumentar esta cifra hasta el 78{{esd|78|%}}%. Sin embargo, la manufactura de algunos tintes y otros productos químicos que requerían en sus procesos una concentración mayor lo consiguieron en el siglo{{esdsiglo|XVIII||s}}XVIII con la destilación en seco de minerales con una técnica similar a la de los alquimistas precursores. Quemando [[pirita]] (disulfuro de hierro) con sulfato de hierro a 480{{esd}}|480|°C}} conseguía ácido sulfúrico de cualquier concentración, pero este proceso era tremendamente caro y no era rentable para la producción industrial o a gran escala.

Aunque se puede producir casi el 100{{esd|100|%}}% de ácido sulfúrico, la pérdida subsiguiente de {{Fquim|link=Óxido de azufre (VI)|SO|3}} en el punto de ebullición eleva la concentración a 98.3{{esd|98,3|%}}% de ácido. El grado 98{{esd|98|%}}% es más estable en el almacenamiento, y es la forma usual de lo que se describe como “ácido sulfúrico concentrado”. Otras concentraciones se utilizan para fines diferentes. Algunas concentraciones comunes son:<ref>{{cite book |chapter=Sulfuric Acid|chapter-url=http://www.encyclopedia.com/topic/sulfuric_acid.aspx|title=The Columbia Encyclopedia |edition=6th |year=2009 |accessdate=16 de marzo de 2010}}</ref><ref>{{cite book|chapter=Sulphuric acid|title=Encyclopædia Britannica Undécima Edición|edition=11th|year=1910-1911|volume=26|pages=65-69}}</ref>

| {{esd|10|%}} ||1.,07|| align=center|≈1 || ácido sulfúrico diluido

| {{esd|29-32|%}} || 1.,25-1.,28 || align=center|4.,2-5 || ácido de batería<br>(usado en [[batería de plomo-ácido| baterías de plomo-ácido]])

| {{esd|62-70|%}} || 1.,52-1.,60 || align=center|9.,6-11.,5 || Ácido de cámara<br>ácido fertilizante

| {{esd|78-80|%}} || 1.,70-1.,73 || align=center|13.,5-14 || Ácido de torre<br>Ácido de guante

| {{esd|98|%}} || 1.,84 || align=center|≈18 || ácido sulfúrico concentrado

“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 (<{{esd|70|%}} para evitar la contaminación con [[ácido nitrosilsulfúrico]]) y el ácido de torre el ácido recuperado del fondo de la torre Glover.< 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 “10M” (el equivalente moderno del ácido de cámara, utilizado en muchas [[titulación|titulaciones]]) se prepara añadiendo lentamente ácido sulfúrico al 98{{esd|98|%}}% a un volumen igual de agua, con una buena agitación: la temperatura de la mezcla puede subir a 80{{esd}}|80|°C}} (176{{esd}}|176|°F}}) o más.

El ácido sulfúrico reacciona con su anhídrido, {{Fquim|SO|3}}, para formar {{Fquim|H|2|S|2|O|7}}, llamado ''[[ácido disulfúrico]]'', ''ácido sulfúrico fumante'', ''ácido disulfúrico'' o ''oleum'' o, menos comúnmente, ''ácido Nordhausen''. Las concentraciones de óleum se expresan en términos de % {{Fquim|SO|3}}. (llamado % oleum) o como % {{Fquim|H|2|SO|4}} o como % {{Fquim|H|2|SO|4}} (la cantidad obtenida si se añadiera {{Fquim|H|2|O}}; las concentraciones comunes son 40{{esd|40|%}}% de óleum (109{{esd|109|%}}% {{Fquim|H|2|SO|4}}) y 65{{esd|65|%}}% de óleum (114,6{{esd|114,6|%}}% {{Fquim|H|2|SO|4}}). Puro {{Fquim|H|2|S|2|O|7}} es un sólido con un punto de fusión de 36{{esd}}|36|°C}}.

El ácido sulfúrico puro tiene una presión de vapor de <0,001{{esdUnidad|0.001|mmHg}}mmHg a 25{{esd}}|25|°C}} y 1{{esd|1|mmHg}}mmHg a 145,8{{esd}}|145,8|°C}},<ref name="OEHHA">{{cita libro|chapter=Sulfuric acid|chapter-url=http://oehha.ca.gov/air/chronic_rels/pdf/sulfuric.pdf|title=Determinación de los niveles de exposición crónicos de referencia no cancerosos Lote 2B Diciembre 2001|año=2001|fechaacceso=2012-10-01}}</ref> y el ácido sulfúrico al 98{{esd|98|%}}% tiene una presión de vapor de <1{{esd|1|mmHg}}mmHg a 40{{esd}}|40|°C}}.<ref name="Rhodia">{{cite web|url=http://www.rhodia.com/our_company/businesses/documents/Sulfuric_Acid_98.pdf|title=Sulfuric Acid 98%|year=2009|accessdate=2 de julio de 2014|publisher=rhodia.com|fechaarchivo=7 de enero de 2011|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20110107022427/http://www.rhodia.com/our_company/businesses/documents/Sulfuric_Acid_98.pdf|deadurl=yes}}</ref>>.

Se conocen nueve hidratos, pero se confirmó que tres de ellos son tetrahidratos ({{fquim|H_|2|SO_|4|-4H_|2|O}}), hemihexahidrato ({{fquim|H_|2|SO_|4}}-{{frac|6|1|2}}H₂O) y octahidrato ({{fquim|H_|2|SO_|4}}-{{fquim|8H_|2|O}}).

| 15.,0

| 11.,3

| 8.,0

| 4.,4

| 3.,6

| 0.,1

El [[anhidro]] {{Fquim|H|2|SO|4}} es un líquido muy [[polaridad química|polar]] con una [[constante dieléctrica]] de alrededor de 100. Tiene una alta [[conductividad eléctrica]], causada por la autodisociación en un ion protonado y un ion sulfato de hidrógeno mediante el proceso conocido como [[autoprotolisis]].<ref name="gencurioso">{{Cita web |url=https://www.elgencurioso.com/diccionario/acido-sulfurico/ |título=Ácido Sulfúrico - La guía definitiva |fechaacceso=2021-12-12 |sitioweb=El Gen Curioso|urlarchivo=https://web.archive.org/web/20211212104154/https://www.elgencurioso.com/diccionario/acido-sulfurico/|fechaarchivo=2021-12-12}}</ref>

:''K''_ap (25{{esd}}°C) = [{{chem|H|3|SO|4|+}}][{{chem|HSO|4|-}}] = 2.7 × 10⁻⁴

En comparación, la [[Auto-ionización del agua|constante de equilibrio para el agua]], ''K''_w es 10^-14, un factor de 10¹⁰ ({{esd|10&nbsp; 000}} millones) menor.

De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye óxido de azufre (IV) y (VI), óxidos de nitrógeno, nitrógeno, oxígeno y vapor) es transferida a una cámara recubierta de plomo donde es tratado con más agua. La cámara puede ser un gran espacio en forma de caja o un recinto con forma de cono truncado. El ácido sulfúrico es formado por una serie compleja de reacciones; condensa en las paredes y es acumulado en el piso de la cámara. Pueden existir de tres a seis cámaras en serie, donde los gases pasan por cada una de las cámaras en sucesión. El ácido producido en las cámaras, generalmente llamado ácido de cámara o ácido de fertilizante, contiene de 62{{esd|62|%}}% a 68{{esd|68|%}}% de H₂SO₄.

En este proceso, una mezcla de gases secos que contiene del 7 al 10{{esd|10|%}}% de SO₂, según la fuente de producción de SO₂ (el valor inferior corresponde a plantas que tuestan piritas y el superior a las que queman azufre), y de un 11 a 14{{esd|14|%}}% de O₂, se precalienta y una vez depurada al máximo, pasa a un convertidor de uno o más lechos catalíticos, por regla general de platino o pentóxido de vanadio (V₂O₅), donde se forma el SO₃. Se suelen emplear dos o más convertidores.

Los rendimientos de conversión del SO₂ a SO₃ en una planta en funcionamiento normal oscilan entre el 96 y 97{{esd|97|%}}%, pues la eficacia inicial del 98{{esd|98|%}}%<ref>{{cita web | url = http://www.csgrouppr.com/images/Tecnomundo_20Sept_07_6.pdf | título = Manufactura de Ácido sulfúrico }}</ref>

se reduce con el paso del tiempo. Este efecto de reducciones se ve más acusado en las plantas donde se utilizan piritas de partida con un alto contenido de arsénico, que no se elimina totalmente y acompaña a los gases que se someten a catálisis, provocando el envenenamiento del catalizador. Por consiguiente, en ocasiones, el rendimiento puede descender hasta alcanzar valores próximos al 95{{esd|95|%}}%.

En el segundo convertidor, la temperatura varía entre 500 y 600{{esd}}|600|°C}}. Esta se selecciona para obtener una constante óptima de equilibrio con una conversión máxima a un coste mínimo. El tiempo de residencia de los gases en el convertidor es aproximadamente de 2-4 segundos.

Los gases procedentes de la catálisis se enfrían a unos 100{{esd}}|100|°C}} aproximadamente y atraviesan una torre de óleum, para lograr la absorción parcial de SO₃. Los gases residuales atraviesan una segunda torre, donde el SO₃ restante se lava con ácido sulfúrico de 98{{esd|98|%}}%. Por último, los gases no absorbidos se descargan a la atmósfera a través de una chimenea.

El azufre en forma de sulfato es una importante fuente de nutrición para las plantas. Alrededor del 60{{esd}}% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura de fertilizantes. laLa mayor parte se utiliza en la producción del [[ácido fosfórico]], que a su vez se utiliza para fabricar materiales fertilizantes como los superfosfatos de cal, que facilitan la absorción del fosfato por las plantas. Cantidades más pequeñas se utilizan para producir [[nitrosulfato amónico]], un abono nitrogenado simple obtenido químicamente de la reacción del [[ácido nítrico]] y sulfúrico con [[amoniaco]].<ref name="gencurioso" /><ref>{{Cita web |url=http://www.agronotas.es/A55CA3/Agronotas.nsf/v_postid/7E0463D937111981C125755700394031 |título=Agronotas |fechaacceso=2021-12-12 |sitioweb=www.agronotas.es}}</ref>

La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al revés) para aprovechar la alta [[capacidad calorífica]] del agua y la mayor temperatura de ebullición del ácido. El ácido se puede calentar a más de 100{{esd}}|100|°C}} lo cual provocaría la rápida ebullición de la gota. En caso de añadir agua al ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.<ref>{{cita web