Usos de ácido sulfúrico

O ácido sulfúrico, também chamado de sulfato de hidrogênio, é uma substância química com a fórmula H₂SW₄, amplamente utilizado na indústria e com alto valor experimental. É um dos Ácidos mais fortes, sendo um ácido diprótico quando em solução.

História do ácido sulfúrico

Os primeiros alquimistas conheciam o ácido sulfúrico H₂SW_4. Foi preparado aquecendo sulfatos naturais em alta temperatura e dissolvendo trióxido de enxofre SO₃ assim formado.

No século XV, Basilio Valentín o obteve destilando o sulfato ferroso com areia. O nome comum para sulfato ferroso, FeSO₄* 7H₂Ou foi "Vitríolo de ferro", e o produto oleaginoso obtido a partir dele foi denominado "Óleo de Vitríolo", nome que ainda é usado.

A primeira obtenção com sucesso de ácido sulfúrico em escala industrial foi realizada em 1740 por Ward, na Inglaterra. S Enxofre e Nitrato de Potássio (nitro) foram queimados em um recipiente suspenso em um grande globo de vidro parcialmente cheio de água. Em seguida, as câmaras de vidro foram substituídas por outras de chumbo, e em 1793 foi visto que o dióxido de enxofre foi oxidado no curso do processo devido à influência dos óxidos de nitrogênio que foram formados a partir do nitrato empregado.

Aos poucos foram introduzidas modificações no método, tendendo a reduzir o custo da produção e para melhorar a qualidade do produto, e no início do século XIX a manufatura passou a ser continue. O procedimento, chamado "Método de Câmara de Chumbo", continua a ser usado hoje.

Propriedades físicas do ácido sulfúrico

Sulfato de hidrogênio puro é um líquido oleoso incolor, densidade 1,84 g / cm³ a 15 ° C Congela a 10,5 ° C, dando um sólido cristalino incolor. Quando aquecido, ele emite vapores, pois se decompõe em água e trióxido de enxofre, mas os vapores contêm uma fração molar de trióxido mais alta do que a água.

Consequentemente, a composição do líquido diminui em H₂SW₄ e a temperatura sobe até se formar uma mistura de ponto de ebulição constante, que ferve a 338 ° C. O ácido do ponto de ebulição constante contém 98,33% de H₂SW_4.

Características e propriedades químicas do ácido sulfúrico

Calor de Dissolução

Ácido sulfúrico mistura-se com água em todas as proporções. Porém, a preparação do Ácido Sulfúrico diluído deve ser realizada com cuidado, pois ao misturar o Ácido Concentrado com Água, uma quantidade considerável de calor é liberada, totalizando 17.750 calorias quando dissolvido um mole de H₂SW₄ na água.

Por isso, o ácido concentrado deve ser adicionado à água sempre em pequenas porções, mexendo continuamente, de forma que toda a água e nem uma pequena parte absorva o calor desenvolvido; caso contrário, isso será suficiente para converter a água em vapor e espalhar o ácido concentrado e quente em todas as direções.

Instabilidade

Quando aquecido, sulfato de hidrogênio H₂SW₄ dissocia-se em trióxido de enxofre e água:

H₂SW₄ -> SO₃ + H₂OU

No ponto de ebulição, 338 ° C, está 30% dissociado; a 420 ° C a dissociação está quase completa. Quando é queimado em brasa, por exemplo, pingando-o no ferro em brasa, ele se decompõe completamente em água, dióxido de enxofre e oxigênio.

Ação desidratante

Ácido Sulfúrico H₂SW₄combina vigorosamente com água, dando uma série de hidratos, dos quais o mais conhecido é o monohidrato H₂SW₄* H₂OU. Esta reação com a água é tão pronunciada que o ácido sulfúrico não apenas remove a água dos materiais que o contêm, mas também com Também remove frequentemente o hidrogênio e o oxigênio dos compostos, especialmente se eles contiverem esses elementos na mesma proporção que água, H₂OU.

Assim, papel e madeira, constituídos principalmente por celulose, (C₆H₁₀OU₅) x e açúcar (C₁₂H₂₂OU₁₁), eles char na presença de ácido sulfúrico concentrado, sendo liberado carvão:

C₁₂H₂₂OU₁₁ -> 12C + 11H₂OU

Esta ação desidratante do ácido sulfúrico é usada para secar gases (que não reagem com ele), e para remover água em muitas reações químicas, como Nitração, ao fazer tinturas e explosivos.

Ação Oxidante

O ácido sulfúrico concentrado quente é um oxidante. Participa ativamente de reações REDOX aumentando o estado de oxidação de um elemento suscetível.

Exemplos de usos de ácido sulfúrico

Ácido Sulfúrico H₂SW₄ é usado em grandes quantidades em muitas indústrias. Em tempos de guerra, as indústrias de munições consomem muito acima do consumo atual, enquanto outras indústrias de natureza pacífica reduzem-no abaixo do normal.

1.- Fertilizantes: Ácido Sulfúrico H₂SW₄ é usado para produzir Sulfato de Amônio (NH₄)₂SW₄ e superfosfatos.

2.- Refinaria de oléo: Ácido Sulfúrico H₂SW₄ É utilizado para remover impurezas de diversos derivados de petróleo, como gasolina, querosene (óleo para iluminação), solventes, etc.; do contrário, as impurezas descoloram os produtos, causam depósitos de cera em combustíveis e lubrificantes líquidos e odores desagradáveis ​​em outros.

3.- Fabricação química: Ácido Sulfúrico H₂SW₄ É usado para fazer outros ácidos, como clorídrico e nítrico, e sulfatos de metais. Também é utilizado na fabricação de Carbonato de Sódio Na₂CO₃ e éteres.

4.- Fabricação de corantes e medicamentos: Ácido sulfúrico H é usado₂SW₄ para obter produtos derivados do alcatrão de hulha, como corantes, medicamentos e desinfetantes.

5.- Decapagem de aço: A superfície do aço é limpa de ferrugem por imersão em um banho de ácido sulfúrico, antes de revesti-la com esmalte, estanho ou zinco.

6.- Metalurgia: Certos metais são obtidos por eletrólise de soluções de seus sulfatos. Outros são purificados por eletrólise, usando o metal impuro como ânodo e o ácido sulfúrico como eletrólito, enquanto o metal puro é depositado no cátodo.

7.- Tintas e pigmentos: Muitos dos pigmentos usados ​​nas tintas são sulfatos.

8.- Vários aplicativos: O ácido sulfúrico é utilizado na fabricação de tecidos, plásticos, explosivos, acumuladores e outros produtos.

9.- Como desidratador: Nas reações de síntese orgânica, o ácido sulfúrico concentrado é usado para remover ou assimilar as moléculas de água, para que não sejam reintegradas ao processo.

10.- Como um oxidante: Em reações químicas, o ácido sulfúrico também é usado para modificar o estado de oxidação de um elemento participante, desde os reagentes até os produtos.