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Ácido Sulfúrico

O ácido sulfúrico é uma solução aquosa de sulfato de hidrogênio forte e corrosiva, sendo a substância química mais usada pela indústria.

Ácido Sulfúrico
O ácido sulfúrico é usado em bateria de carro

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
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*
Desidratação do açúcar pelo ácido sulfúrico*

C12H22O11 + H2SO412 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)
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.

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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
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
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

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