Acido sulfurico. Aplicaciones y usos más frecuentes

ÁCIDO SULFÚRICO

El Ácido Sulfúrico es el ácido mineral de uso más frecuente en la industria, y su consumo se utiliza como indicador del grado de industrialización de un país. Se considera este es el producto químico que más se produce en el mundo, superando las 40 millones de toneladas por año.

Nombre químico Acido Sulfúrico

Fórmula H2SO4

Estado Físico Líquido

Color Claro, de incoloro a turbio

Punto de inflamación No tiene

Corrosión Altamente corrosivo a casi todos los metales con desprendimiento de hidrógeno.

Reactividad Además de atacar a muchos metales, es un agente fuertemente oxidante y puede causar inflamación en contacto con materiales orgánicos y productos como nitratos y cloratos.

Reacciona Exotérmicamente con el agua.

Temperatura de ebullición 160 a 332ºC dependiendo de su concentración.

Higroscopocidad Sí.

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS

Propiedades físicas: El ácido sulfúrico puro es un líquido aceitoso incoloro, denso (d=1,834 g/cm3), que se congela a 10,37º C, dando un sólido cristalino incoloro que hierve a 317ºC, temperatura a la que la composición del mismo es de 98,54% de H2SO4, pues durante el calentamiento desprenden vapores formados al descomponerse en H2O y SO3.

• Concentración mayor: 98,5% a una temperatura de 15,5 ºC

• Punto de ebullición: 338 ºC ó 640 ºF

• Densidad a 20 ºC: 1,84 g/cm.

• Punto de fusión: -40 ºC para una concentración de 65,13%.

• Solubilidad: Soluble en agua, pero reacciona violentamente al mezclarse con ella, generando calor. Con otros solventes no hay mezcla: no hay reacción.

• Temperatura de descomposición: 340 ºC.

• Presión de vapor a 20 ºC: < 0,001 bar.

Propiedades químicas:

• Propiedades ácidas: El ácido sulfúrico da todas las reacciones características de los ácidos: reacciona con los óxidos e hidróxidos de los metales formando la sal correspondiente, ataca a los metales que se encuentran por encima del hidrógeno en la serie de tensiones, etc.

CaO + H2SO4  CaSO4 + H2O

2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O

Mg + H2SO4  MgSO4 + H2

Es un ácido fuerte. Es dibásico y en disolución diluida experimenta una ionización primaria casi total; la ionización secundaria es menos completa, como se observa por los valores de las correspondientes constantes de ionización:

H2SO4 + H2O ---- HSO4- + H3O+ K1=alta

HSO4- + H2O ---- SO42- + H3O+ K2=1,04.10-2

Debido al elevado punto de ebullición del ácido sulfúrico, se utiliza este ácido para desplazar de sus sales a ácidos que hierven a temperaturas más bajas, constituyendo, a veces, un excelente procedimiento para obtenerlos, al menos en el laboratorio.

• Acción deshidratante: El ácido sulfúrico, especialmente si es concentrado, tiene una fuerte apetencia por el agua, dando lugar a una serie de hidratos. Esta reacción con el agua es tan pronunciada que no solamente elimina agua de los materiales que la contienen, sino que en ocasiones elimina los dos elementos que la forman ( hidrógeno y oxígeno), sobretodo si se encuentran en la misma reacción atómica que en el agua, como ocurre en muchos hidratos de carbono:

C12H22O11(s) + 11 H2SO4 (cc)  11 HSO4-(ac) + 12 C(s) + 11 H3O+(ac)

HCOOH(s) + H2SO4 (cc)  HSO4-(ac) + CO (g) + H3O+ (ac)

Incluso con el ácido nítrico:

HNO3 (ac) + 2 H2SO4 (cc)  2 HSO4-+ NO2+(ac) + H3O+ (ac)

Esta acción deshidratante hace que el ácido sulfúrico se utilice para desecar gases que no reaccionan con él, así como para eliminar el agua que se produce en muchas reacciones químicas, tales como la nitración, en la fabricación de colorantes y explosivos.

• Acción oxidante: El ácido sulfúrico no tiene un poder oxidante particularmente notable. Este poder viene determinado por los valores de los diferentes potenciales redox:

H2SO3 + H2O ---- SO42- + 4H+ + 2e- Eº=-0.20V

H2SO3 + 4OH- ---- SO42- + 3 H2O + 2e- Eº=0.90V

Sólo concentrado y en caliente el potencial es suficiente para oxidar metales como el cobre, a los que disuelve.

Los productos de la reducción del H2SO4 pueden ser el SO2, el S, el H2S, según las fuerzas relativas de oxidante-reductor. A modo de ejemplo, veamos algunas de estas oxidaciones:

Cu + 2 H2SO4 ---- CuSO4 + 2 H2O + SO2

C + 2 H2SO4 ---- CO2 + 2 SO2+ 2 H2O

8 HI + H2SO4 ---- H2S + 4 I2 + 4 H2O

• Reacciones

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