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⁺:

H₂SO_4(l) + 2 H₂O_(l) → 2 H₃O⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq)

ou

H₂SO_4(aq) → 2 H⁺_(aq) + SO₄^2-_(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 (SO_2(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 FeS_2(s) + 11 O_2(g) → 2 Fe₂O_3(s) + 8 SO_2(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 (SO_3(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 SO_3.

2 SO_2(g) + 1 O_2(g) → 2 SO_3(g) + 22,6 kcal/mol

3ª) Produção de ácido sulfúrico pela reação entre o trióxido de enxofre e água:

1 SO_3(g) + 1 H₂O_(l) → 1 H₂SO_4(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 (SO_2(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.

SO_2(g)+ ½ O_2(g) → SO_3(g)
SO_3(g) + H₂O_(l)→ H₂SO_4(aq) (Ácido sulfúrico)

*Créditos da imagem: Capaccio / Wikimedia Commons