PROYECTO FINAL DE QUÍMICA APLICADA

Química Aplicada

SÍNTESIS DE ÁCIDO SULFÚRICO 1

Universidad Latina de Panamá

Sede Panamá

Química Aplicada

Proyecto Final

Síntesis de Ácido Sulfúrico

Profesor:

Rolando Collins

Estudiantes:

Tatiana Ostía 4-760-789

Rafael Padilla 8-831-2110

Justino Pinilla 8-807-2163

Bianca Montilla 8-803-1973

Osman Vlenzuela 8-884-1578

Anel Díaz 8-884-538

17 de agosto de 2015

Química Aplicada

SÍNTESIS DE ÁCIDO SULFÚRICO 2

ÍNDICE

I. Introducción ...................................................................................................... 3

II. Contenido ......................................................................................................... 4

1. Ácido Sulfúrico ............................................................................................... 4

a. Historia ....................................................................................................... 4

b. Formación del ácido ................................................................................... 5

c. Obtención en laboratorio ............................................................................ 6

d. Proceso de cámaras de plomo ................................................................... 6

e. Proceso de contacto................................................................................... 7

f. Usos ........................................................................................................... 8

g. Precauciones ............................................................................................. 9

h. Ejemplo de balanceo por tanteo de neutralización del ácido sulfúrico con

el ácido clorhídrico. ........................................................................................... 9

III. Proceso en laboratorio .............................................................................. 143

IV. Concluciones ............................................................................................. 154

v. Bibliografia..................……………………………………………………………………15

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I. Introducción

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química.

Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las

sustancias que se originan (llamadas productos). La ecuación química ayuda a ver

y visualizar los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el

producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso. Además se puede

ubicar los símbolos químicos de cada uno de los elementos o compuestos que

estén dentro de la ecuación y poder balancearlos con mayor facilidad.

En el presente trabajo estaremos aplicando los conocimientos adquiridos a

través del cuatrimestre realizando una síntesis del Ácido Sulfúrico.

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II. Contenido

1. Ácido Sulfúrico

El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya

fórmula es H2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por

eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los

países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa

para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.

Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.

La molécula presenta una estructura piramidal, con el átomo de azufre en el centro y los cuatro átomos de oxígeno en los vértices. Los dos átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de oxígeno no unidos por enlace doble al azufre. Dependiendo de la disolución, estos hidrógenos se pueden disociar. En agua se comporta como un ácido fuerte en su primera disociación, dando el anión hidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda, dando el anión sulfato.

Además reacciona violentamente con agua y compuestos orgánicos con desprendimiento de calor.

a. Historia

El descubrimiento del ácido sulfúrico se relaciona con el siglo VIII y el alquimista Jabir ibn Hayyan. Fue estudiado después, en el siglo IX por el alquimista Ibn Zakariya al-Razi, quien obtuvo la sustancia de la destilación seca de minerales incluyendo la mezcla de sulfato de hierro (II) (FeSO4) con agua y sulfato de cobre (II) (CuSO4). Calentados, estos compuestos se descomponen en óxido de hierro (II) y óxido de cobre (II), respectivamente, dando agua y óxido de azufre (VI), que combinado produce una disolución diluida de ácido sulfúrico. Este método se hizo popular en Europa a través de la traducción de los tratados y libros de árabes y persas por alquimistas europeos del siglo XIII como el alemán Albertus Magnus.

Los alquimistas de la Europa medieval conocían al ácido sulfúrico como aceite de vitriolo, licor de vitriolo, o simplemente vitriolo, entre otros nombres. La palabra vitriolo deriva del latín “vitreus”, que significa cristal y se refiere a la apariencia de las sales de sulfato, que también reciben el nombre de vitriolo.[cita requerida] Las sales

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denominadas así incluyen el sulfato de cobre (II) (o „vitriolo azul‟ o „vitriolo romano‟), sulfato de zinc (o „vitriolo blanco‟), sulfato de hierro (II) (o „vitriolo verde‟), sulfato de hierro (III) (o „vitriolo de Marte‟), y sulfato de cobalto (II) (o „vitriolo rojo‟).

El vitriolo era considerado la sustancia química más importante, y se intentó utilizar como piedra filosofal. Altamente purificado, el vitriolo se utilizaba como medio para hacer reaccionar sustancias en él.

En el siglo XVII, el químico alemán-holandés Johann Glauber consiguió ácido sulfúrico quemando azufre con nitrato de potasio (KNO3), en presencia de vapor. A medida que el nitrato de potasio se descomponía, el azufre se oxidaba en SO3, que combinado con agua producía el ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward, un farmacéutico londinense utilizó este método para empezar a producir ácido sulfúrico en grandes cantidades.

En 1746 en Birmingham, John Roebuck empezó a producirlo de esta forma en cámaras de plomo, que eran más fuertes y resistentes y más baratas que las de cristal que se habían utilizado antes. Este proceso de cámara de plomo, permitió la efectiva industrialización de la producción de ácido sulfúrico, que con pequeñas mejoras mantuvo este método de producción durante al menos dos siglos.

El ácido obtenido de esta forma, tenía una concentración de tan solo 35-40%. Mejoras posteriores, llevadas a cabo por el francés Joseph-Louis Gay-Lussac y el británico John Glover consiguieron aumentar esta cifra hasta el 78%. Sin embargo, la manufactura de algunos tintes y otros productos químicos que requerían en sus procesos una concentración mayor lo consiguieron en el siglo XVIII con la destilación en seco de minerales con una técnica similar a la de los alquimistas precursores. Quemando pirita (disulfuro de hierro) con sulfato de hierro a 480 °C conseguía ácido sulfúrico de cualquier concentración, pero este proceso era tremendamente caro y no era rentable para la producción industrial o a gran escala.

En 1831, el vendedor de vinagre Peregrine Phillips patentó un proceso de conseguir óxido de azufre (VI) y ácido sulfúrico concentrado mucho más económico, ahora conocido como el proceso de contacto. Actualmente, la mayor parte del suministro de ácido sulfúrico se obtiene por este método.

b. Formación del ácido

El ácido sulfúrico se encuentra disponible comercialmente en un gran número de concentraciones y grados de pureza. Existen dos procesos principales para la producción de ácido sulfúrico, el método de cámaras de plomo y el proceso de contacto. El proceso de cámaras de plomo es el más antiguo de los dos procesos y es utilizado actualmente para producir gran parte del ácido consumido en la fabricación de fertilizantes. Este método produce un ácido relativamente diluido (62%-78% H2SO4). El proceso de contacto produce un ácido más puro y

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concentrado, pero requiere de materias primas más puras y el uso de catalizadores costosos. En ambos procesos el dióxido de azufre (SO2) es oxidado y disuelto en agua. El óxido de azufre (IV) es obtenido mediante la incineración de azufre, tostando piritas (Disulfuro de hierro), tostando otros sulfuros no ferrosos, o mediante la combustión de sulfuro de hidrógeno (H2S) gaseoso. Históricamente existió otro método anterior a estos, pero hoy en desuso, el proceso del vitriolo.2 te

c. Obtención en laboratorio

Se puede obtener haciendo pasar una corriente del gas dióxido de azufre (SO2) en disolución de peróxido de hidrógeno (H2O2):

Esta disolución se concentra evaporando el agua.

d. Proceso de cámaras de plomo

En el proceso de cámaras de plomo el dióxido de azufre (SO2) gaseoso caliente entra por la parte inferior de un reactor llamado torre de Glover donde es lavado con vitriolo nitroso (ácido sulfúrico con óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2) disueltos en él), y mezclado con óxido de nitrógeno (NO) y óxido de nitrógeno (IV) (NO2) gaseosos. Parte de óxido de azufre (IV) es oxidado a óxido de azufre (VI) (SO3) y disuelto en el baño ácido para formar el ácido de torre o ácido de Glover (aproximadamente 78% de H2SO4).

De la torre de Glover una mezcla de gases (que incluye óxido de azufre (IV) y (VI), óxidos de nitrógeno, nitrógeno, oxígeno y vapor) es transferida a una cámara recubierta de plomo donde es tratado con más agua. La cámara puede ser un gran espacio en forma de caja o un recinto con forma de cono truncado. El ácido sulfúrico es formado por una serie compleja de reacciones; condensa en las paredes y es acumulado en el piso del la cámara. Pueden existir de tres a seis cámaras en serie, donde los gases pasan por cada una de las cámaras en sucesión. El ácido producido en las cámaras, generalmente llamado ácido de cámara o ácido de fertilizante, contiene de 62% a 68% de H2SO4.

Luego de que los gases pasaron por las cámaras se los hace pasar a un reactor llamado torre de Gay-Lussac donde son lavados con ácido concentrado enfriado (proveniente de la torre de Glover). Los óxidos de nitrógeno y el dióxido de azufre que no haya reaccionado se disuelven en el ácido formando el vitriolo nitroso

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utilizado en la torre de Glover. Los gases remanentes son usualmente liberados en la atmósfera

e. Proceso de contacto

El proceso se basa en el empleo de un catalizador para convertir el SO2 en SO3, del que se obtiene ácido sulfúrico por hidratación.

En este proceso, una mezcla de gases secos que contiene del 7 al 10% de SO2, según la fuente de producción de SO2 (el valor inferior corresponde a plantas que tuestan piritas y el superior a las que queman azufre), y de un 11 a 14% de O2, se precalienta y una vez depurada al máximo, pasa a un convertidor de uno o más lechos catalíticos, por regla general de platino o pentóxido de vanadio (V2O5), donde se forma el SO3. Se suelen emplear dos o más convertidores.

Los rendimientos de conversión del SO2 a SO3 en una planta en funcionamiento normal oscilan entre el 96 y 97%, pues la eficacia inicial del 98%3 se reduce con el paso del tiempo. Este efecto de reducciones se ve más acusado en las plantas donde se utilizan piritas de partida con un alto contenido de arsénico, que no se elimina totalmente y acompaña a los gases que se someten a catálisis, provocando el envenenamiento del catalizador. Por consiguiente, en ocasiones, el rendimiento puede descender hasta alcanzar valores próximos al 95%.

En el segundo convertidor, la temperatura varía entre 500 y 600 °C. Esta se selecciona para obtener una constante óptima de equilibrio con una conversión máxima a un coste mínimo. El tiempo de residencia de los gases en el convertidor es aproximadamente de 2-4 segundos.

Los gases procedentes de la catálisis se enfrían a unos 100 °C aproximadamente y atraviesan una torre de óleum, para lograr la absorción parcial de SO3. Los gases residuales atraviesan una segunda torre, donde el SO3 restante se lava con ácido sulfúrico de 98%. Por último, los gases no absorbidos se descargan a la atmósfera a través de una chimenea.

Existe una marcada diferencia entre la fabricación del SO2 por combustión del azufre y por tostación de piritas, sobre todo si son arsenicales. El polvo producido en el proceso de tostación nunca puede eliminarse en su totalidad y, junto con las impurezas, principalmente arsénico y antimonio, influyen sensiblemente sobre el rendimiento general de la planta.

La producción de ácido sulfúrico por combustión de azufre elemental presenta un mejor balance energético pues no tiene que ajustarse a los sistemas de

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depuración tan rígidos forzosamente necesarios en las plantas de tostación de piritas.

f. Usos

La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. El nitrosulfato amónico es un abono nitrogenado simple obtenido químicamente de la reacción del ácido nítrico y sulfúrico con amoniaco.4

Otras aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de explosivos, detergentes, plásticos y fibras.

En muchos casos el ácido sulfúrico funge como una materia prima indirecta y pocas veces aparece en el producto final.

En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio. Cantidades más pequeñas se utilizan para producir superfosfatos y sulfato de amonio. Alrededor del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura de fertilizantes.

Cantidades substanciales de ácido sulfúrico también se utilizan como medio de reacción en procesos químicos orgánicos y petroquímicos involucrando reacciones como nitraciones, condensaciones y deshidrataciones. En la industria petroquímica se utiliza para la refinación, alquilación y purificación de destilados de crudo.

En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la producción de pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido fluorhídrico.

En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento del acero, cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la purificación y plateado de metales no ferrosos.

Algunos procesos en la industria de la Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así como algunos procesos textiles, fibras químicas y tratamiento de pieles y cuero.

En cuanto a los usos directos, probablemente el uso más importante es el sulfuro que se incorpora a través de la sulfonación orgánica, particularmente en la

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producción de detergentes. Un producto común que contiene ácido sulfúrico son las baterías, aunque la cantidad que contienen es muy pequeña.

En Colombia su uso y comercialización están bajo vigilancia del Ministerio de Justicia y del Derecho al ser utilizado como precursor químico en la fabricación de cocaína.

g. Precauciones

La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al revés) para aprovechar la alta capacidad calorífica del agua y la mayor temperatura de ebullición del ácido. El ácido se puede calentar a más de 100 ºC lo cual provocaría la rápida ebullición de la gota. En caso de añadir agua al ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.

h. Ejemplo de balanceo por tanteo de neutralización del ácido sulfúrico con el ácido clorhídrico.

1. Tomamos en consideración los radicales de las sustancias que reaccionan,

así como las que se producen. Veamos la siguiente reacción de neutralización del

ácido sulfúrico con el ácido clorhídrico:

Na2SO3 + HCl -- > NaCl + H2O + SO2

Como podemos ver, tenemos del lado izquierdo de la ecuación las sustancias

reaccionantes: ácido sulfúrico (Na2SO3) y ácido clorhídrico (HCl). Del lado

derecho, tenemos los productos de la reacción: Cloruro de sodio o sal común

(NaCl), Agua (H2O) y óxido de azúfre (SO2).

Podemos ver en esta ecuación las sustancias que reaccionan y las que se

producen, con sus respectivas fórmulas. Sin embargo, para saber si esta ecuación

está balanceada, debemos contar el número de átomos de uno y otro lado; si el

total es el mismo de ambos lados entonces consideramos que la ecuación está

balanceada. Así tenemos:

2 + 1 + 3 + 1+ 1 -- > 1 + 1 + 2 + 1 + 1 + 2

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Na2SO3 + HCl -- > NaCl + H2O + SO2

Como podemos ver, el número de átomos en el primer miembro de la ecuación es

menor que el segundo, por lo que la ecuación está desbalanceada.

2. Comenzaremos por identificar el número de átomos de cada elemento en

ambos lados de la ecuación:

Lado izquierdo: Na = 2; S = 1; O = 3; H = 1; Cl = 1

Lado derecho: Na = 1; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 1

Así tenemos que del lado derecho de nuestra ecuación nos falta un átomo de

sodio, mientras que sobra un átomo de hidrógeno.

3. Para balancear una ecuación al tanteo, tenemos que seguir las siguientes

reglas:

a. No agregaremos elementos que no pertenezcan a la ecuación.

b. No modificaremos los radicales de los elementos de la ecuación,

es decir, si de un lado el hidrógeno tiene un radical 2, debe seguir con el

radical 2.

c. Sí podemos expresar al aumento de átomos agregando el número

de átomos de alguno de los compuestos de la mezcla. Así, si queremos

expresar que hay 4 átomos de ácido clorhídrico, escribiremos 4HCl.

d. Es conveniente comenzar el balanceo por los elementos que sólo

aparecen una vez en cada miembro, dejando al último los que aparecen

más de una vez, si es necesario.

e. El hidrógeno y el oxígeno son de los últimos elementos a

considerar para el balanceo.

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4. No tenemos un lugar definido para comenzar nuestro balanceo, así que

podemos comenzar por cualquiera de los miembros de la ecuación.

Comenzaremos con los átomos de sodio. Como vemos, en el primer miembro hay

dos átomos de sodio para reaccionar en la molécula de sulfato de sodio, mientras

que del lado derecho, en la sustancia producida, el cloruro de sodio, sólo hay un

átomo de sodio. Esto significa que para equilibrar el sodio y que haya dos átomos

en el resultado, debe haber dos moléculas de cloruro de sodio en el lado derecho

de la reacción.

Así tendríamos:

2 + 1 + 3 + 1+ 1 -- > 2 +2 + 2 + 1 + 1 + 2

Na2SO3 + HCl -- > 2NaCl + H2O + SO2

5. Como vemos, ya tenemos la misma cantidad de átomos de sodio. Pero

nuestra ecuación sigue desequilibrada. En efecto, ahora tenemos:

Lado izquierdo: Na = 2; S = 1; O = 3; H = 1; Cl = 1

Lado derecho : Na = 2; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 2

6. Ahora tenemos dos átomos de cloro en el resultado y sólo uno en los

reactivos. Si consideramos que el resultado de la reacción produce dos átomos de

sal, y sólo hay un átomo de cloro en la molécula que reacciona, significa que

ahora debemos considerar que actúan dos moléculas del compuesto que contiene

el cloro, o sea, dos moléculas de ácido clorhídrico. Para comprobar si nuestra

suposición es cierta, agregamos a nuestra fórmula la indicación de que están

reaccionando dos átomos de HCl y volvemos a contar los átomos:

2 + 1 + 3 + 2 + 2 -- > 2 +2 + 2 + 1 + 1 + 2

Na2SO3 + 2HCl -- > 2NaCl + H2O + SO2

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7. Ahora ya tenemos el mismo número de átomos reaccionando de uno y otro

lado de la ecucación. Finalmente revisamos que en ambos lados exista el mismo

número de átomos de cada elemento:

Lado izquierdo: Na = 2; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 2

Lado derecho : Na = 2; S = 1; O = 3; H = 2; Cl = 2

Tenemos el mismo número de átomos de cada elemento en ambos lados de la

ecuación, lo que significa que nuestra fórmula está correctamente balanceada.

También podemos apreciar que al comenzar a balancear por los elementos que

sólo aparecen una vez, otros átomos, en este caso el hidrógeno, cambia sus

valores dependiendo de la molécula en la que se encuentra combinado y la

cantidad de moléculas que actúan en la ecuación, equilibrándose también junto

con el resto de elementos.

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III. Proceso en laboratorio:

Para obtener ácido sulfúrico en una pequeña cantidad solo basta con poner azufre

en una cucharilla de combustión y meter el azufre ardiendo a un matraz con

peróxido de hidrogeno (agua oxigenada para tener un ácido de mayor pureza)

dejar que el azufre se oxide en presencia del oxígeno existente para forma trióxido

de azufre que es un anhídrido que en presencia de agua forma un oxácido que es

el ácido sulfúrico.

Para obtener un ácido con mayor pureza debemos tener en cuenta la reacción:

SO3+H2O------->H2SO4

Con la estequiometria podrás saber qué cantidad de trióxido de azufre reaccionan

con una cantidad de agua.

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IV. Conclusiones

Una sustancia química es cualquier sustancia con una composición química

definida, sin importar su procedencia. Por ejemplo, una muestra de agua tiene las

mismas propiedades y la misma proporción de hidrógeno y oxígeno sin importar si

la muestra se aísla.

El concepto de un ácido o una base se ha establecido a partir de diversos puntos de vista. De la forma más sencilla, se define a un ácido como un compuesto capaz de ceder protones (H+) al agua y a una base como una sustancia que cede iones OH- al agua. El ácido sulfúrico es capaz de ceder los dos protones que tiene al agua. Sin embargo, el concepto de ácido o base es mucho más amplio. Según la definición de Lewis, que es la más general, un ácido es una sustancia que forma enlaces covalentes aportando orbitales electrónicos vacíos y la base es la sustancia que forma enlaces covalentes aportando pares electrónicos sin compartir. Esta definición es también aplicable al ácido sulfúrico, ya que los protones H+, son iones que necesariamente se enlazan sin poder aportar ningún electrón, puesto que no tienen. Para que un ácido actúe como tal, tiene que hacerlo con un compuesto que actúe como base. Éste es el caso del agua, que, teniendo doble carácter (ácido o base según con qué reaccione, por eso se dice que es anfótera).

|El ácido sulfúrico posee un sinfín de aplicaciones entre las que se pueden destacar las siguientes:

Reactivo y medio disolvente para los procesos de síntesis orgánica.

Disolvente de muestras tales como metales, óxidos metálicos y compuestos orgánicos.

Fabricación de fertilizantes, pinturas, pigmentos y explosivos.

En la industria textil se emplea para el proceso de blanqueo y la eliminación de impurezas metálicas en telas

Refinamiento del crudo de petróleo.

Desarrollo de leucotinas y neutralización de tratamientos alcalinos Electrólito (sustancia que se usa como fuente de iones) en pilas y baterías, muy comúnmente usado en las baterías de los automóviles.

Agente desecante, principalmente de sustancias gaseosas, en los laboratorios de síntesis

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V. Bibliografía

Para realizar el presente trabajo utilizamos las siguientes fuentes bibliográficas:

https://es.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica

https://espanol.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080923151754A

AWT4Z9

http://www.quimitube.com/fabricacion-acido-sulfurico-metodo-de-contacto

https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BArico