Dins de la indústria química inorgànica, els processos de fabricació de l'àcid sulfúric (H2SO4) tenen una especial importància per la seva contribució a la contaminació atmosfèrica, especialment pel que fa als òxids de sofre (SOx), és a dir, diòxid de sofre (SO2) i triòxid de sofre (SO3). Encara que existeix una varietat de procediments d'obtenció, els més utilitzats industrialment es basen en la combustió de sofre o pirites (FeS2) per a originar diòxid de sofre, seguida d'oxidació a triòxid de sofre i hidratació d'aquest a àcid sulfúric. És a dir, les tres principals reaccions del procés són les següents:
Cal indicar que la tercera reacció no es pot dur a terme directament, atès que originaria vapors i boires àcides per ser una reacció fortament exotèrmica. Per tant, el triòxid de sofre s'absorbeix en una dissolució d'àcid sulfúric que en combinar-se amb l'aigua en l'àcid, genera més quantitat d'àcid sulfúric.
La manera de dur a terme les dues últimes reaccions ha donat lloc a dos mètodes:
a) cambres de plom (ús de vapors nitrosos com a catalitzador); b) contacte (ús de platí o pentóxids de vanadi com a catalitzador). Existeixen dues variants: absorció simple i doble absorció.
Actualment a Espanya es produeix àcid sulfúric únicament mitjançant el mètode de contacte amb doble absorció en els quatre centres de producció existents. Aquest mètode disposa de dues torres d'absorció que permet obtenir àcid sulfúric amb una conversió del 98,5- 99,5%. D'aquesta manera, en la primera torre es produeix H2SO4 i a més, té com a funció desplaçar la segona reacció per a poder generar major quantitat de SO3. En la segona torre, s'absorbeix la resta de SO3 produït per a generar l'àcid. Per tant, el mètode de contacte de doble absorció permet una major conversió de diòxid de sofre, a l'ésser aquesta doble absorció més eficient que si es realitzés una absorció simple.
La següent figura il·lustra el procés de producció d'àcid sulfúric a Espanya. Com es pot observar en la figura, el procés de producció d'àcid sulfúric es pot dividir en tres fases. La primera fase és on es preparen les matèries primeres i es genera el diòxid de sofre. La segona fase és on es realitza el procés de fabricació d'àcid sulfúric, en formar-se el triòxid de sofre per oxidació i posterior generació de l'àcid. Finalment, la tercera fase té com a objectiu l'obtenció final del producte per a ús comercial i per a això, se li pot realitzar diversos tractaments com a purificació, descoloració, dilució, etc.
Fabricació d'àcid nítric (HNO3)
L'àcid nítric (HNO3) és un líquid incolor que es descompon fàcilment. Genera vapors tòxics d'olor sufocant. És càustic i corrosiu. La major part de l'àcid nítric produït es destina a la producció de fertilitzants inorgànics, i habitualment es neutralitza amb amoníac (NH3) per a formar nitrat d'amoni (NH4NO3). A més, l'àcid nítric s'utilitza en altres àmbits, com la fabricació d'explosius de nitrat d'amoni i productes químics, com la caprolactama, l'àcid adípic, el dinitrotoluè o el nitrobenzè.
Depenent de l'aplicació, es pot produir un àcid feble (la major part de la producció d'àcid nítric) o un àcid fort. L'àcid feble resulta més adequat per a la producció de fertilitzants, mentre que per a moltes reaccions orgàniques és necessari disposar d'un àcid fort.
Les tres reaccions químiques essencials per a la producció d'àcid nítric feble es mostren a continuació:
Oxidació de l'amoníac
L'amoníac reacciona catalíticament amb l'aire a una temperatura de 750-800 °C on es produeix òxid nítric (NO) i aigua:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
No obstant això, també s'originen altres reaccions simultàniament, generant-se nitrogen (N2) i òxid nitrós (N2O). Aquestes reaccions succeiran principalment quan la temperatura de treball sigui menor a la indicada anteriorment:
El NO produït en l'anterior etapa ha de ser també oxidat amb aire per a obtenir diòxid de nitrogen (NO2):
2NO + O2 → 2NO2
Absorció
El diòxid de nitrogen i el tetraòxid de dinitrógeno (N2O4), dímer del diòxid de nitrogen, reacciona exotèrmicament amb l'aigua desionitzada per a donar lloc a àcid nítric i òxid nítric.
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Una vegada mostrades les reaccions químiques implicades, es detalla a continuació el procés de producció dut a terme per a la generació de l'àcid nítric.
En primer lloc, l'aire comprimit i l'amoníac (inputs principals del procés) són alimentats a un reactor que empra un catalitzador per a dur a terme la reacció exotèrmica que sintetitza l'òxid nítric.
En segon lloc, l'òxid nítric produït en el reactor es refreda en un condensador per a després reaccionar amb oxigen no catalíticament formant-se tant el diòxid de nitrogen com el seu dímer líquid, tetraòxid de nitrogen.
En tercer lloc, el diòxid de nitrogen i el seu dímer són refredats i introduïts en la columna d'absorció que juntament amb l'aigua, origina la reacció exotèrmica que sintetitza l'àcid nítric feble (50% - 65% en pes). Cal tenir en compte que l'oxidació de l'òxid nítric i l'absorció del diòxid de nitrogen són afavorides a temperatures més baixes i és per això, per la qual cosa han de refredar-se aquests compostos en el corrent d'entrada. Finalment, els gasos residuals que surten de la columna d'absorció (NOx) es dirigeixen a un reactor catalític per a procedir a la seva neteja, reduint-se a nitrogen (N2).
Fabricació etilè (C2H4)
L'etilè (C2H4) és un gas incolor que s'obté principalment mitjançant craqueig tèrmic en mescla amb vapor d'aigua i que s'utilitza en la fabricació de polietilè d'alta i baixa densitat, clorur de vinil, òxid d'etilè, acetaldehído, estirè, copolímers amb propilè, acetat de vinil i altres monòmers; en la producció d'etanol, etilbenzè, tricloroetileno i percloroetilè. També s'usa per a tractament de fruites i com a anestèsic.
La fórmula química fonamental per a la producció d'etilè és: 𝐶2𝐻6(𝐸𝑡à) → 𝐶2𝐻4 (𝐸𝑡𝑖𝑙è) + 𝐻2
Els tipus d'alimentació utilitzats en el craqueig tèrmic varien segons la regió, encara que els més estesos són dos, líquid (nafta) o gasós (età). A Espanya, les tres plantes existents, utilitzen com a base la nafta (alimentació líquida), que encara que proporcionen un rendiment menor en la producció d'etilè i contaminen més, permeten l'obtenció d'altres productes químics altament valorats.
El procés de craqueig implica una reacció altament endotèrmica, que requereix gran quantitat d'energia per a la dissociació de la nafta. Una mescla de nafta i gas és pre-escalfada a 750-850 ºC mitjançant l'addició de vapor i productes a altes temperatures en el forn de reacció. Després de produir-se la reacció, el gas de craqueig resultant es refreda amb aigua i olis residuals, la qual cosa genera vapor que és utilitzat posteriorment per a pre-escalfar la nafta d'entrada al procés. Aquesta mescla d'oli, gas de craqueig i vapor se separa en diferents fraccions en una secció de rectificació (columna de rectificació) en diversos passos.
Segons la matèria primera utilitzada s'obté una gamma diferent de productes, en el cas de la nafta, s'obtenen entre altres: propilè, butandiè i compostos aromàtics (productes primaris). Addicionalment també es generen quantitats significatives d'altres productes (productes secundaris) com ara hidrogen, metà i fraccions C4 entre altres, que solen ser cremats com a recuperació d'energia dins del procés, encara que també poden ser utilitzats en una altra ubicació com per exemple refineries. .
La següent figura il·lustra el procés de producció d'etilè
Descubrim l'àcid sulfúric, l'àcid nítric i l'etilè
Completeu tots els reptes per finalitzar l'activitat.
1
Contesta els següents reptes sobre l'acid sulfúric, l'etilè i l'àcid nítric.
Indica quin tipus d'enllaç hi ha en la molecula d'àcid sulfúric.
Indica quina és l'aplicació més important de l'àcid sulfúric.
Que és la Nafta?
Que és el craqueig?
Com s'anomena la primera etapa de fabricació de l'àcid nítric?
Dins el procés de fabricació de l'àcid nítric, hi ha una gas que pot contribuir en l'augment de l'efecte hivernacle si no es tracta prèviament. De quin gas es tracta?
L'àcid nítric és un oxoàcid de nitrogen de fórmula , a temperatura ambient és un líquid incolor[1] que forma fums a l'aire humit i que té tendència a descompondre's per a formar òxids de nitrogen.[2] És un àcid fort, corrosiu i tòxic, que pot produir cremades greus.
El seu descobriment se li atribueix a l'alquimista persa Jàbir ibn Hayyan, conegut pel nom llatinitzat de Geber, que va ser també el primer a documentar-ho al segle viii. Els alquimistes medievals del segle xiii l'utilitzaven per a refinar els metalls preciosos, l'or i l'argent i era conegut com a aqua fortis (aigua forta) [1] o aqua valens (aigua poderosa)[2]. També va ser conegut com a esperit de nitre.[1]
L'any 1650, el químic i alquimista alemany Johann Rudolph Glauber (1604 - 1670), el va sintetitzar a partir de l'àcid sulfúric i el nitrat de sodi, 1776, el químic francès Antoine Lavoisier (1743 - 1794), va demostrar que l'àcid nítric contenia oxigen i el 1785, el químic britànic Henry Cavendish (1731 - 1810), va aconseguir sintetitzar-ho a partir de l'aire humit fent saltar guspires elèctriques,[4] el 1816, Joseph Louis Gay-Lussac (1778 - 1850), en determinà la composició.[5]
La primera font d'àcid nítric va ser el salnitre (nitrat de potassi) tractat amb àcid sulfúric, durant el segle xix el nitrat de Xile (nitrat de sodi) va reemplaçar el salnitre. Amb l'arribada del segle xx van aparèixer noves tècniques per a produir-lo. A Noruega, on l'electricitat era molt barata es van començar a utilitzar forns d'arc elèctric per a aconseguir òxids de nitrogen i àcid nítric directament a partir de l'aire. Tanmateix la vida d'aquesta tècnica fou curta i vers el 1930 ja havia quedat en desús. A la mateixa època, el 1908, l'alemany Wilhelm Ostwald (1853 – 1932) va desenvolupar a Bochum un procés per a produir àcid nítric a partir de l'oxidació catalítica de l'amoníac, és el que es coneix com a Procediment Ostwald. El 1913 ela químics alemanys Fritz Haber (1868 - 1934) i Carl Bosch (1874 - 1940) van aconseguir la síntesi de l'amoníac, mitjançant el procés de Haber-Bosch, amb una font segura i econòmica d'amoníac, aquest producte va esdevenir clau en la producció industrial d'àcid nítric. Aquest procés encara s'utilitza avui dia.[2]
La molècula d'àcid nítric és plana, amb el nitrogen situat al centre i els tres oxígens disposats en els vèrtexs d'un triangle equilàter. Les longituds d'enllaç del nitrogen amb els oxígens no units a l'hidrogen són de 122 pm i la del nitrogen amb l'oxigen unit a l'hidrogen 141 pm, un poc més llarg que els altres dos. La molècula es pot descriure a partir de la teoria d'enllaç de valència. L'àtom de nitrogen adopta hibridaciósp² i forma enllaços simples σ amb els tres oxígens. Amb l'orbital p que queda lliure al N es pot formar un enllaç doble π amb un altre orbital p d'un hidrogen. Finalment la semblança experimental dels dos enllaços sense enllaç a l'hidrogen es pot explicar a partir d'estructures ressonants:[5]
L'angle entre els oxígens no enllaçats a l'hidrogen és de 130,27º superior als 120º que hauria de tenir si les direccions dels enllaços fossin els vèrtexs d'un triangle equilàter. Això és a causa de la repulsió elèctrica d'aquests dos oxígens.[7]
L'àcid nítric pur és un líquid incolor, de densitat 1,5129 g/cm³, que bull a 83 °C i se solidifica en forma de sòlid blanc a –41,6 °C cristal·litzant en el sistema monoclínic.[8] En presència d'aire humit dona lloc a un núvol de gotes molt petites de dissolució d'àcid nítric en aigua. Es mescla amb aigua en totes les proporcions, és higroscòpic. Forma una mescla azeotròpica, de punt d'ebullició constant de 121,9 °C que conté un 68,4 % d' i densitat 1,407 g/cm³, que és l'àcid nítric concentrat comercial.[5] La corba de punts de congelació per a solucions aquoses d'àcid nítric té dos màxims corresponents als punts de fusió dels dos hidrats d'àcid nítric: el monohidrat (77,77% en massa d'àcid) a –37,62 °C i el trihidrat (58,83% en massa d'àcid) a 18,47 °C. Els mínims locals es produeixen a 32, 71 i 91% en massa d'àcid.[8]
Àcid nítric comercial
L'àcid pur és inestable i es descompon si se l'escalfa o entra en contacte amb la llum, donant diòxid de nitrogen, aigua i oxigen, segons la reacció:
En estat líquid està parcialment dissociat de dues maneres. Una és amb el pentaòxid de dinitrogen i aigua:
L'àcid groc, que conté òxids de nitrogen s'anomena àcid nítric fumant.[5] La seva tendència a la descomposició per a formar diòxid de nitrogen s'accelera en presència de la llum o si s'augmenta la temperatura. En funció de la concentració de diòxid de nitrogen dissolt, el seu color oscil·la entre groc i vermell.[2]
En dissolució aquosa és estable i presenta les característiques d'un àcid fort (pKa = –1,38).[8] Amb l'aigua produeix l'equilibri:
Aquesta ionització augmenta en augmentar la dilució. Si la concentració és 0,1 mol/l la dissociació arriba al 93%, per la qual cosa se'l considera un àcid fort. Malgrat que és un àcid molt fort, pot actuar també com a base en presència d'un àcid més fort, com ara l'àcid perclòric i l'àcid sulfúric, formant el catió nitroni :[5]
L'àcid nítric, en medi aquós, es comporta, en general, com oxidant. El seu potencial normal de reducció val +0,96 V, essent la semireacció de reducció:
Tant el poder oxidant com la velocitat de reacció augmenten molt en augmentar la concentració a causa de la presència de diòxid de nitrogen i tetraòxid de dinitrogen com a productes de descomposició del pentaòxid de dinitrogen present en les dissolucions concentrades. L'acció oxidant s'incrementa si hi ha excés de diòxid de nitrogen dissolt, és l'àcid nítric fumant.[7]
Reacció amb el coure on s'observa la formació de diòxid de nitrogen marró
Si la concentració és menor a 2 mol/l, el poder oxidant és relativament petit. L'àcid concentrat ataca a tots els metalls, amb l'excepció del rodi, iridi, or i platí. L'atac consisteix en la formació de l'òxid del metall i la dissolució d'aquest dins de l'àcid.[7] Amb els metalls menys actius, com ara el plom, l'argent i el coure, redueixen l'àcid nítric concentrat a diòxid de nitrogen:
Amb àcid nítric diluït es forma monòxid de nitrogen:
En la majoria dels casos se solen produir ambdós òxids de nitrogen, essent major la concentració del diòxid quan l'àcid nítric és més concentrat.[5]
Els metalls més actius, com ara el zinc i el ferro, redueixen l'àcid nítric diluït a òxid de dinitrogen :
Tanmateix hi ha metalls com l'alumini i el ferro que, en contacte amb l'àcid concentrat, es passiven. Aquest fenomen consisteix en la formació d'una fina capa compacta d'òxid damunt de la superfície del metall que protegeix el seu interior de l'atac de l'àcid.[7]
Si reacciona amb no metalls, es produeixen els oxoàcids de major estat d'oxidació d'aquests, amb despreniment de monòxid de nitrogen o diòxid de nitrogen:[5]
La mescla d'àcid nítric i àcid clorhídric en la proporció d'1 mol d'àcid nítric i 3 mol de clorur d'hidrogen es coneix amb el nom d'aigua règia, nom que li donaren els alquimistes perquè és una dissolució que dissol l'or, que consideraven el rei dels elements. En aquesta dissolució reaccionen el clorur d'hidrogen i l'àcid nítric formant-se clor i clorur de nitrosil:
L'àcid nítric no es troba habitualment a la naturalesa, excepte en molt petites quantitats a l'aire després d'una tempesta. També se'l troba a l'aire a causa de la contaminació per òxids de nitrogen produïts per combustions de combustibles fòssils (carbó, petroli i gas natural) i posterior reacció amb la humitat de l'aire. Aquest àcid és un dels principals components de la pluja àcida.
L'obtenció d'àcid nítric al laboratori es pot fer mitjançant la reacció del nitrat de sodi amb àcid sulfúric segons la reacció:
És una reacció reversible a temperatures ordinàries, però en escalfar es desprèn àcid nítric en forma de vapor i l'equilibri es desplaça cap a la dreta. Els vapors es condensen en refrigerants refredats amb aigua.[5]
L'amoníac, procedent del procés de Haber-Bosch o del procés de la cianamida, es mescla amb unes deu vegades el seu volum d'aire, escalfat a uns 600 °C. Aquesta mescla es posa en contacte, durant només un temps de només 0,01 s per impedir la dissociació del monòxid de nitrogen format, amb una reixa de platí, que actua de catalitzador. La reacció és exotèrmica i la temperatura puja fins als 1000 °C. La reacció és:[5]
Posteriorment s'afegeix més aire per refredar la mescla i produir una nova oxidació del monòxid de nitrogen a diòxid de nitrogen:[5]
Finalment es fa reaccionar amb aigua i s'obté àcid nítric i àcid nitrós. Aquest es descompon en diòxid de nitrogen, monòxid de nitrogen i aigua, i es recupera el monòxid de nitrogen que torna a la cambra de reacció. Aquestes reaccions són:[5]
Hi ha diversos mètodes d'arc (de Birkeland-Eyde, de Schönherr i de Pauling) que han caigut en desús i que feien passar una mescla de gasos a través d'una descàrrega elèctrica a uns 3000 °C.
L'àcid nítric s'empra com a reactiu en diverses síntesis industrials i de laboratori. La major quantitat d'àcid nítric s'empra majoritàriament per produir nitrat d'amoni, que s'empra com adob. Altres aplicacions són l'obtenció de productes orgànics (àcid adípic, isocianats, nitrobenzé…), per a la fabricació d'explosius (nitroglicerina, trinitrotoluè…), per a la producció d'altres adobs, etc.[8]
Una aplicació de l'àcid nítric és la preparació d'un reactiu d'atac per a l'observació al microscopi de l'estructura dels acers. Aquest reactiu s'anomena Nital 4 i està format per quatre parts d'àcid nítric i 96 parts d'alcohol. El procediment consisteix en atacar durant deu segons aproximadament una proveta prèviament polida de l'acer que es vol estudiar.[9]
L'àcid nítric és un potent oxidant molt corrosiu per la qual cosa en contacte amb la pell produeix cremades importants.[8] Si es posa en contacte amb substàncies combustibles com ara llana o trementina, pot iniciar foc i, fins i tot, explosions.[5]
↑Babor, Joseph A.; Ibarz Aznárez, José. Química general moderna (en castellà). 7ª, 3ª reimpressió. Barcelona: Marín, S.A., 1965, p. 629. Dipòsit Legal: BI. 2.290-1962.
↑Apraiz Barreiro, José. Tratamientos térmicos de los aceros (en castellà). 8ª. Bilbao: Patronato de publicaciones de la Escuela técnica superior de ingenieros industriales, 1974, p. 132. ISBN 84-400-7897-8.
L'àcid sulfúric és un oxoàcid de fórmula . És un àcid fort i dipròtic molt corrosiu. Dissolt en aigua o altres solvents dipolars es descompon immediatament en l'ió sulfat i forma sals amb aquest nom en associació amb diversos cations. És la substància química que la indústria produeix en major quantitat en el món (unes 200 milions de tones cada any), essent el seu principal ús l'obtenció d'adobs. Tanmateix al voltant de 20 processos industrials l'empren en menors quantitats. És deshidratant i, en contacte amb materials orgànics, els carbonitza, per la qual cosa és molt perillós el seu contacte.
Els alquimistes ja coneixien i empraven l'àcid sulfúric. El preparaven escalfant a altes temperatures sulfats naturals i dissolent després en aigua el triòxid de sofre format. En el segle xv, Basilius Valentinus l'obtingué destil·lant sulfat de ferro(II) amb arena. El sulfat de ferro(II) heptahidratat era anomenat vitriol de ferro, i el sulfat de coure(II) pentahidratat , del qual també s'obtenia àcid sulfúric, vitriol blau, per la qual cosa l'àcid obtingut l'anomenaven oli de vitriol i esperit de vitriol.[1]
En el segle xvii el químic alemany Johann Rudolph Glauber preparà àcid sulfúric cremant sofre amb nitrat de potassi en presència de vapor d'aigua. El nitrat oxida el sofre a triòxid de sofre que reacciona amb el vapor d'aigua donant àcid sulfúric. El 1736 el farmacèutic anglès Joshua Ward emprà aquest mètode per produir àcid sulfúric en gran quantitat.[2]
Cambres de plom
El 1746 a Birmingham, Anglaterra, John Roebuck produí àcid sulfúric en unes cambres de plom disposades en línia. Aquest mètode fou posteriorment millorat i fou conegut com a procés de les cambres de plom i emprat durant uns dos-cents anys. El mètode inicial de Roebuck produïa àcid sulfúric del 35–40% i fou millorat pel químic francès Joseph-Louis Gay-Lussac i per l'anglès John Glover aconseguint un producte de concentració del 78%. Tanmateix, la fabricació d'alguns tints i altres processos químics requerien un producte més concentrat, i durant el segle xviii això només podia aconseguir-se destil·lant minerals seguint una tècnica similar als processos alquímics originals. La pirita, formada per disulfur de ferro, s'escalfava en aire per donar sulfat de ferro(II), que després s'escalfava en aire per donar sulfat de ferro(III). Aquest en escalfar-se a 480 °C es descomponia en òxid de ferro(III)i triòxid de sofre. Finalment aquest gas es feia passar per aigua donant àcid sulfúric concentrat.[2]
El 1831 l'industrial de Bristol, Anglaterra, Peregine Phillips patentà el procés de contacte,[3] on el diòxid de sofre obtingut torrant pirita en aire era oxidat a triòxid de sofre mitjançant la reacció amb aire catalitzada per platí a alta temperatura. Però la poca demanda d'àcid sulfúric concentrat va fer que el procés no començàs a emprar-se fins al 1875 a Friburg de Brisgòvia, Alemanya. El 1915 la companyia alemanya BASF descobrí que podia empra-se òxid de vanadi(V) com a catalitzador i això, juntament amb l'augment de demanda d'àcid sulfúric concentrat, dugué a abandonar el procés de les cambres de plom i substituir-lo pel procés de contacte. Aquest gairebé tota la indústria empra aquest mètode per a la producció d'àcid sulfúric, segons una versió millorada que es coneix com a procés de doble contact i doble absorció.[2]
L'àcid sulfúric no es troba habitualment a la naturalesa. De forma excepcional es pot trobar en aigües de rius que discorren per zones properes a volcans, guèisers o on hi ha dipòsits de sulfurs. En el primer cas el trobem a les aigües del riu Vinagre que discorren prop del volcà Puracé, departament del Cauca, Colòmbia;[4] en el segon al parc Nacional de Yellowstone, Wyoming, EUA, on l'àcid sulfúric es forma a prop de les fonts termals sulfuroses com a resultat de l'oxidació d'exhalacions de sulfur d'hidrogen per oxigen atmosfèric;[5] i en el tercer cas al riu Tinto a Huelva que discorre per dipòsits hidrotermals de pirita i calcopirita, els quals sofreixen una oxidació microbiològica provocada pels bacterisAcidithiobacillus ferrooxidans,Leptospirillum ferrooxidans entre altres, donant àcid sulfúric que disminueix el pH de l'aigua a valors d'1,7 i 2,7, així com la dissolució de metalls que són la causa del característic color a vi del riu.
Les emissions dels volcans de diòxid de sofre i la crema de combustibles fòssils que també produeixen aquest òxid, provoquen que es formi àcid sulfúric en l'atmosfera, prèvia oxidació a triòxid de sofrei posterior reacció amb l'aigua. Aquest àcid pot precipitar amb l'aigua de pluja, fenomen que es coneix amb el terme pluja àcida i que provoca la destrucció d'ecosistemes i el mal de la pedra.
Estructura i longituds d'enllaç de la molècula d'àcid sulfúric.
La molècula d'àcid sulfúric té una forma tetraèdrica, l'àtom de sofre ocupa una posició central al mig del tetraedre i els oxígens se situen sobre el vèrtexs del tetraedre. El sofre empra orbitals híbrids sp3 per formar enllaços simples σ amb els oxígens. Dos d'aquests s'uneixen cadascun amb un hidrogen mitjançant també enllaços σ. Aquests oxígens empren també orbitals híbrids sp3. Els altres oxígens empren orbitals híbrids sp² amb els quals formen enllaços σ amb el sofre, deixant un orbital p lliure que pot formar enllaços π amb orbitals d del sofre.[6] Les longituds d'enllaç són 154 pm pels dos enllaços i 143 pm pels altres dos enllaços .[6]
L'àcid sulfúric pur és un líquid a temperatura ambient, incolor, d'aspecte oliós i densitat 1,834 g/cm³ a 15 °C. Es congela a 10,37 °C, donant un sòlid cristal·lí incolor[1] que cristal·litza en el sistema monoclínic.[7] En escalfar-lo es descomponen en triòxid de sofre i aigua:
El triòxid de sofre es desprèn i l'aigua dilueix l'àcid sulfúric que queda. Es forma una mescla de punt d'ebullició constant a 317 °C que té una proporció d'àcid sulfúric del 98,54 %. És un mal conductor de l'electricitat, la baixa conductivitat observada és deguda a la petita auto-ionització representada per:[1]
L'àcid sulfúric es mescla amb aigua en totes proporcions. El procés de dissolució és molt exotèrmic (ΔH° = –85,35 kJ/mol). Per aquesta raó en diluir àcid sulfúric cal addicionar l'àcid sobre l'aigua en petites proporcions.[1]
Etapes de carbonització del sucre per l'àcid sulfúric segons la reacció
En dissoldre's àcid sulfúric dins d'aigua es formen una sèrie d'hidrats (, , i ). Aquesta reacció amb l'aigua és tan pronunciada que l'àcid sulfúric, a més d'eliminar l'aigua dels materials que la contenen, també extreu hidrogen i oxigen dels composts químics, especialment si la seva proporció és la mateixa que la de l'aigua. Així el paper i la fusta, constituïts en la seva major part per cel·lulosa, i el sucre, format per sacarosa, es carbonitzen en contacte amb àcid sulfúric.[1]
Les intenses propietats oxidants observades de l'àcid sulfúric es deuen a la presència de triòxid de sofre. Tanmateix si no hi ha aquest òxid, per addició d'una petita quantitat d'aigua, també presenta propietats oxidants a causa de la molècula d'. El poder oxidant disminueix amb la dilució, per desaparició de les molècules amb formació d'ions i . Així l'ordre de més a menys oxidant és: .[6]
L'àcid sulfúric, en dissolució diluïda en aigua, experimenta dues ionitzacions, una per cada hidrogen. La primera constant d'acidesa és de l'ordre de 1000, corresponent a un àcid molt fort totalment dissociat; la segona constant d'acidesa val 1,2×10−2. Les reaccions són:[1]
L'àcid sulfúric es produeix a partir del sofre, l'oxigen i l'aigua via el convencional procés de contacte i pel procediment humit d'àcid sulfúric que és una variant de l'anterior.
Aquest mètode es posà en pràctica el 1901, malgrat havia estat patentat a Anglaterra el 1831 per l'industrial Peregine Phillips, i ha esdevingut el mètode més emprat en l'actualitat. Consta de quatre fases:
1a fase: En el primer pas es crema sofre, o es torren sulfurs, per a produir diòxid de sofre.[1]
Esquema del mètode de contacte partint de pirita
2a fase: El diòxid de sofre obtingut s'ha de purificar molt bé per eliminar impureses de triòxid de diarseni i altres substàncies que enverinen el catalitzador i disminueixen la seva eficàcia. per dur-ho a terme es fa passar el gas per separadors de pols, mecànics o electroestàtics, es neteja amb aigua i després amb àcid sulfúric concentrat. Aquests processos tenen lloc en torres on el gas es sotmès a l'acció a contracorrent d'un flux de líquid en sentit contrari.[1]
3a fase: A continuació el diòxid de sofre ja net és oxidat a triòxid de sofre usant aire en presència de platí (actualment no s'empra) o mescles d'òxid de ferro(III) amb un poc de d'òxid de coure(II) o mescles amb òxid de vanadi(V), que fan la funció de catalitzadors. Aquesta reacció és reversible i la formació de triòxid de sofre és exotèrmica.[1]
4a fase: El triòxid de sofre s'absorbeix en 97–98% per formar òleum (), també conegut com a àcid sulfúric fumant. L'òleum es dilueix amb aigua per a formar àcid sulfúric concentrat.[1]
Transport d'àcid sulfúric per ferrocarril
S'ha de dir que no és pràctic dissoldre directament el en aigua pel fet de presentar una reacció altament exotèrmica i perquè, en lloc d'un líquid, forma un aerosol corrosiu molt difícil de separar.
Un altre procediment menys conegut és el mètode del disulfit, en el qual el disulft es posa al fons d'un recipient i s'afegeix àcid clorhídric d'una concentració 12,6 molar. El gas que resulta es fa bombollejar a través d'àcid nítric el qual allibera vapors marrons/vermells.
En el laboratori es pot produir àcid sulfúric cremant sofre en l'aire i dissolent el gas produït en una solució de peròxid d'hidrogen.
Abans de l'any 1900, la majoria de l'àcid sulfúric es fabricava pel procediment de les cambres de plom.[8]
L'àcid sulfúric és un dels productes químics industrials de major volum produïts al món. La producció de fertilitzants, especialment els fertilitzants a partir d'àcid fosfòric de procés humit, és el principal mercat d'ús final de l'àcid sulfúric, que suposa més del 60% del consum mundial total el 2017.[9] Es parteix dels fosfats de les mines i cada any se'n processen més de 100 milions de tones. La roca fosfatada es coneix com a fluorapatita, i és tractada amb un 93% d'àcid sulfúric amb la qual cosa s'obté sulfat de calci i àcid fosfòric i com a residu fluorur d'hidrogen. La reacció és:
L'àcid fosfòric també s'empra per produir fosfat de trisodi per a detergents. Al voltant del 17% de l'àcid sulfúric mundial es consumeix per uns 20 processos químics variats. Els principals motors de creixement a nivell global en ordre decreixent són l'ús d'àcid fosfòric, diòxid de titani, àcid fluorhídric, sulfat d'amoni i el processament d'urani i aplicacions metal·lúrgiques.[9]
El sulfat d'amoni també és un fertilitzant agrícola important i principalment és un subproducte de la siderúrgia. Per reacció de l'amoni amb àcid sulfúric l'amoni cristal·litza com una sal.
També es fa servir àcid sulfúric en grans quantitats en la indústria del ferro i l'acer per treure el rovell de l'oxidació abans de vendre'l a la indústria de l'automòbil i altres. Sovint es recicla l'àcid sulfúric en plantes de regeneració.
Producció mundial per països d'àcid sulfúric
La manufactura del sulfat d'alumini també empra àcid sulfúric i el primer producte es fa servir per fabricar paper. L'àcid sulfúric s'utilitza també en les plantes de tractament de l'aigua per a filtrar impureses i millorar el gust de l'aigua. El sulfat d'alumini es fa tractant la bauxita amb àcid sulfúric.
Entre altres moltes utilitats l'àcid sulfúric és l'habitual catalitzador per a fer nylon, refinació de petroli, obtenció de gasolina i en bateries d'automòbils. També, en la seva forma concentrada, és un agent deshidratant.
El cicle de sofre-iode són una sèrie de reaccions químiques serveix per obtenir hidrogen, on també es fa servir àcid sulfúric. És una forma d'obtenir grans quantitats d'hidrogen a baix cost però encara té problemes de seguretat.
↑Jones, Edward M. «Chamber Process Manufacture of Sulfuric Acid». Industrial and Engineering Chemistry, 42, 11, 1950, pàg. 2208–2210. DOI: 10.1021/ie50491a016.
.JPG)
.JPG)
.JPG)
.png)
