Ácido Sulfúrico
O ácido sulfúrico é uma solução aquosa de sulfato de hidrogênio, cuja fórmula é H2SO4. Assim como todas as substâncias ácidas, ele é solúvel em água e forma como único cátion o hidrogênio, H+, ou mais corretamente o cátion hidrônio, H3O+:
H2SO4(l) + 2 H2O(l) → 2 H3O+(aq) + SO42-(aq)
ou
H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42-(aq)
Fórmula do ácido sulfúrico e sua formação
O grau de ionização desse ácido é muito elevado (α = 61%), o que significa que ele é um ácido forte. Ele também é corrosivo, pois o ácido sulfúrico tem um poder oxidante e desidratante muito forte, sendo capaz de carbonizar compostos orgânicos, como os hidratos de carbono (ou carboidratos). A título de exemplo, veja a ilustração a seguir, que mostra um experimento em que se adiciona ácido sulfúrico concentrado em um béquer com açúcar (sacarose, C12H22O11). Observe que, com o tempo, ele desidrata-se e transforma-se em carvão:
Desidratação do açúcar pelo ácido sulfúrico*
C12H22O11 + H2SO4 → 12 C + H2SO4 + 11 H2O
carvão
É por isso que o ácido sulfúrico é tão perigoso. Ele tem ação corrosiva nos tecidos dos organismos vivos e pode causar queimaduras severas na pele.
Caixa com sinal de alerta para o ácido sulfúrico (corrosivo)
Geralmente, o ácido sulfúrico é comercializado de forma bastante concentrada, com cerca de 97% de sulfato de hidrogênio em massa, o que significa que é praticamente a substância pura. Ele é um líquido incolor, de densidade igual a 1,84 g/cm3, viscoso, além de ser um ácido fixo, pois o seu ponto de ebulição é igual a 340 ºC, o que significa que, em condições ambientes, ele passa muito lentamente para o estado de vapor. A inalação dos vapores do ácido sulfúrico pode causar perda de consciência e sérios prejuízos pulmonares.
O ácido sulfúrico possui amplas aplicações, sendo que uma das mais conhecidas é o seu uso como eletrólito em baterias de chumbo usadas em automóveis. Geralmente a concentração dessas soluções nas baterias é de 30%, e a medição da sua densidade mostra se a bateria precisa ser carregada ou não.
Nas indústrias, o ácido sulfúrico é a substância química mais utilizada, tanto que o consumo per capita dele constitui um importante indicador do desenvolvimento técnico do país. Entre as suas aplicações, cita-se seu uso na produção de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio, na produção de papel, corantes, fibras de raiom, medicamentos, tintas, inseticidas, explosivos e outros ácidos, além de ser usado também nas indústrias petroquímicas para o refino de petróleo e como decapente de ferro e aço.
Entre as formas de obtenção do ácido sulfúrico pela indústria, a principal utiliza três etapas:
1ª) Obtenção do dióxido de enxofre (SO2(g)):
Geralmente se utiliza a pirita ou marcassita (FeS2), que é um mineral. Ela é pulverizada, peneirada, misturada com água e colocada em um forno de ustulação, que queima seus sulfetos pela passagem contínua de ar quente, segundo a reação:
4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
Além da pirita, outras matérias-primas podem ser usadas para a obtenção do dióxido de enxofre, tais como o sulfeto de zinco, o sulfato de cálcio e o enxofre retirado de depósitos subterrâneos, como em crateras de vulcões.
Reservas de enxofre no vulcão Monte Sinabung no Norte de Sumatra, na Indonésia
2ª) Obtenção do trióxido de enxofre (SO3(g)):
O dióxido de enxofre obtido na etapa anterior passa por um processo de método de contato, em que é usado um catalisador sólido finamente pulverizado (geralmente a platina ou o pentóxido de divanádio), o que resulta na obtenção do trióxido de enxofre. O uso do catalisador para acelerar a reação é necessário porque, na temperatura de 450 ºC, o SO2 é convertido em SO3 de forma bem lenta. Se a temperatura for aumentada, ele decompõe-se e não forma o SO3.
2 SO2(g) + 1 O2(g) → 2 SO3(g) + 22,6 kcal/mol
3ª) Produção de ácido sulfúrico pela reação entre o trióxido de enxofre e água:
1 SO3(g) + 1 H2O(l) → 1 H2SO4(aq) + 34,3 kcal
Assim, é possível produzir ácido sulfúrico com concentração acima de 80%.
Ácido sulfúrico com concentração de 96% usado em laboratório
Ao usar o ácido sulfúrico em laboratório, é necessário ter um imenso cuidado, nunca despejando a água sobre o ácido, mas sim o processo inverso. Isso porque a dissolução em água é altamente exotérmica, ou seja, libera muito calor.
Infelizmente, o ácido sulfúrico é o principal “vilão” da chuva ácida, que destrói monumentos históricos e construções, além de degradar o meio ambiente. Isso acontece porque os combustíveis fósseis, como o carvão e os derivados do petróleo, possuem enxofre como impureza em suas composições. Dessa forma, quando queimados para gerar energia, eles liberam óxidos de enxofre para a atmosfera, como o dióxido de enxofre (SO2(g)). Esse óxido reage com a água da chuva e forma o ácido sulfúrico, que, conforme já mencionamos, é um ácido forte e, por isso, causa vários estragos.
SO2(g)+ ½ O2(g) → SO3(g)
SO3(g) + H2O(l)→ H2SO4(aq) (Ácido sulfúrico)
*Créditos da imagem: Capaccio / Wikimedia Commons