Laboratorio di chimica in casa/Acido solforico

Sommario

Soluzione di acido solforico al 96% in peso.

L'acido solforico è sicuramente l'acido più utile in laboratorio, perché permette di ottenere da moltissimi sali i rispettivi acidi, oltre ad essere il catalizzatore di molte reazioni diverse (idrolisi, deidratazione, nitrazione, esterificazione, ...).

Viene commercializzato in concentrazione tra il 94% e il 98% (molto concentrato) sia come prodotto da laboratorio che come sgorgante, o diluito in concentrazione tra il 30% e il 40% come acido per le batterie al piombo.

L'acido solforico concentrato è estremamente corrosivo: corrode la carta, i tessuti, il PET e reagisce violentemente con l'acqua e le sostanze basiche. Reagisce con numerosissime sostanze diverse e spesso da queste reazioni si liberano gas tossici.

Caratteristiche chimico-fisiche

L'acido solforico è un liquido denso (1,84 g/cm³ al 100%) dall'alto punto di ebollizione ed è anche un buon conduttore elettrico.
Quando viene versato nell'acqua libera tantissimo calore, precipitando sul fondo senza sciogliersi subito.

I legami dativi tra l'atomo di zolfo e quelli di ossigeno sono lunghi 142 pm e sono molto stabili, come quelli covalenti tra gli altri due ossigeni, che sono lunghi 154 pm per via della carica negativa proveniente dagli atomi di idrogeno, la cui distanza da quelli di ossigeno è 97 pm.

L'acido solforico è un acido forte, più forte dell'acido nitrico e dell'acido cloridrico; tuttavia solo il primo protone è sempre dissociato in soluzione, al contrario dell'altro avente Ka di un acido debole (simile a quella dell' acido ossalico):

H₂SO₄ + H₂O ↔ HSO₄^- + H₃O⁺ Ka₁ = 10⁶

HSO₄^- + H₂O ↔ SO₄^2- + H₃O⁺ Ka₂ = 10^-2

Esso è un buon conduttore di corrente poiché (nelle sue soluzioni prossime al 100%) parte delle molecole di H₂SO₄ si dissociano (autoprotolisi) come quelle dell'acqua, anche se in numero molto maggiore:

2 H₂SO₄ ↔ HSO₄^- + H₃SO₄⁺ K_apl = 2,7·10^-4

2 H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- K_apl = 10^-14

Come detto in precedenza, l'acido solforico è una molecola molto stabile, e le sue proprietà ossidanti sono minime. Ad alte temperature l'acido solforico mostra le proprie proprietà ossidanti con metalli poco reattivi come rame e stagno:

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Sn + 2 H₂SO₄ → SnSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

I solfati possono anche essere calcinati per dare solfuri ed anidride carbonica.

MeSO₄ + 2 C → MsS + 2 CO₂

La sua capacità di separarsi dal suo primo protone rimane comunque la più sfruttata, rendendo l'acido solforico un catalizzatore e reagente indispensabile in innumerevoli reazioni chimiche.

Proprietà corrosive

L'acido solforico è ben conosciuto per le sue capacità corrosive. Esso infatti è in grado di corrodere un'innumerevole quantità di oggetti, tra cui il marmo, la stoffa, i metalli ed alcuni tipi di plastica.

Le reazioni che avvengono in questi casi possono essere o reazioni di doppio scambio, in cui l'acido partecipa come reagente, o di idrolisi acida, dove non funge da reagente bensì da catalizzatore.

Queste sono alcune delle reazioni che avvengono quando l'acido solforico corrode qualcosa:

Materiale corroso	Reazione	Commento
Marmo Calce Cemento	CaCO3 + H2SO4 → CaSO4↓ + H2O + CO2↑	Reazione di doppio scambio tra carbonato di calcio ed acido solforico.
Cotone Carta Jeans	+ H2O ${\xrightarrow {H_{2}SO_{4}}}$ 2	Idrolisi dei legami glicosidici presenti nelle molecole di cellulosa che compongono alcuni tessuti vegetali. I prodotti sono molecole di glucosio.
PET	+ H2O ${\xrightarrow {H_{2}SO_{4}}}$ +	Idrolisi del polietilene tereftalato che costituisce la plastica delle bottiglie. I prodotti sono acido tereftalico e glicole etilenico.
Lana Seta Nylon	+ H2O ${\xrightarrow {H_{2}SO_{4}}}$ +	Idrolisi dei legami peptidici presenti nelle proteine o nelle fibre di poliammidi che compongono diverse plastiche e tessuti.
Metalli	Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ Pb + H2SO4 → PbSO4↓ + H2↑ 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2↑ Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2↑ Sn + H2SO4 → SnSO4 + H2↑	L'acido solforico corrode molti metalli a temperatura ambiente tra cui Fe, Pb, Al e ad alte temperature anche Cu, Sn e varie leghe, acciaio inox compreso, sviluppando idrogeno e calore.

Proprietà chimiche utili

Densità delle soluzioni acquose
P/P% H2SO4	Molarità	Densità (${\frac {g}{ml}}$)	° Bé
0,261	0,027	1,000	0
7,704	0,825	1,050	6,87
14,73	1,652	1,100	13,12
21,38	2,507	1,150	18,82
27,72	3,302	1,200	24,05
33,82	4,310	1,250	28,86
39,68	5,259	1,300	33,3
45,26	6,229	1,350	37,42
50,50	7,208	1,400	41,23
55,45	8,198	1,450	44,79
60,17	9,202	1,500	48,11
64,71	10,23	1,550	51,21
69,09	11,27	1,600	54,12
73,37	12,43	1,650	56,85
77,63	13,46	1,700	59,43
82,09	14,65	1,750	61,85
87,69	16,09	1,800	64,14

L'acido solforico ha proprietà chimiche estremamente utili ed interessanti. Essendo uno degli acidi minerali più forti è in grado di partecipare ad innumerevoli reazioni di doppio scambio. La maggior parte dei suoi sali sono solubili, eccetto il solfato di piombo PbSO₄ e quello di ferro(III) Fe₂(SO₄)₃ (sempre parlando di quelli sintetizzabili in casa). La sua forza acida lo rende anche un catalizzatore estremamente versatile in innumerevoli reazioni organiche ed inorganiche.

Sintesi di altri acidi

Per sintetizzare altri acidi con acido solforico si può partire da un sale. Per esempio la sintesi dell'acido nitrico:

                        H2SO4 + 2 KNO3 ↔ 2 HNO3 + K2SO4

Bisolfati

Come detto in precedenza, l'acido solforico tende a dissociarsi in acqua dando H₃O⁺ + HSO₄^-. Non è però altrettanto disposto a dissociarsi nello ione solfato SO₄^2-, e quindi possiede due Ka diverse:

H₂SO₄ + H₂O ↔ HSO₄^- + H₃O⁺ Ka₁ = 10⁶

HSO₄^- + H₂O ↔ SO₄^2- + H₃O⁺ Ka₂ = 10^-2

Questa caratteristica gli permette di creare sali idrogenati stabili detti idrogenosolfati o bisolfati quando reagisce con sali di metalli alcalini combinati con acidi aventi Ka superiore a 10^-2:

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑ (Ka = 10⁷)

KNO₃ + H₂SO₄ → KHSO₄ + HNO₃↑ (Ka = 25,1)

I bisolfati conservano le proprietà acide dell'anione bisolfato, e reagiscono con le basi ed i sali degli acidi deboli dando i rispettivi solfati.

CaCO₃ + 2 NaHSO₄ → CaSO₄↓ + Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

NH₄OH + KHSO₄ → K(NH₄)SO₄ + H₂O

I bisolfati sono molto usati nelle scuole a fini didattici,come additivi alimentari e per controllare il pH delle soluzioni tampone.

Sintesi

La sintesi industriale dell'acido solforico parte dallo zolfo elementare. La sua combustione in ossigeno produce anidride solforosa.

S + O₂ → SO₂

L'anidride solforosa viene ossidata ad anidride solforica

SO₂ + 1/2 O₂ → SO₃

e viene idratata ad acido solforico

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Una sintesi di laboratorio è quella che prevede la combustione dello zolfo ad anidride solforosa e alla dissoluzione di quest'ultima in perossido di idrogeno

SO₂ + H₂O₂ → H₂SO₄

Purificazione da prodotti commerciali

L'acido solforico si trova spesso negli sgorganti per sanitari. La purificazione può avvenire in 2 modi:

SI ricorda che bisognerà operare con vetreria, non dovrà essere utilizzato niente in metallo

Ossidazione contaminanti

Dato che molti contaminanti sono sostanze organiche si possono ossidare ad acqua e anidride carbonica con un potente ossidante quale la soluzione piranha, si procede nel seguente modo:

tossico

nocivo

esplosivo

infiammabile

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Durante il procedimento si lavorerà con acido solforico e soluzione piranha calde, prestare la massima attenzione, è OBBLIGATORIO usare le misure di sicurezza quali guanti, camice e occhiali (meglio visiera), eseguire all'aperto o in un luogo ben ventilato

• Si riempie un contenitore in vetro, resistente al calore per metà con l'acido solforico da purificare, assieme a pezzi o palline di vetro.
• Si mette a scaldare e si aggiunge man mano l'acqua ossigenata, molto lentamente fino a che l'acido la soluzione diventa incolore.
• Si lascia bollire fino a che la concentrazione di acido raggiunge il punto azeotropico, ovvero il 98% di acido solforico.

Distillazione

Si distilla normalmente l'acido, si consiglia di ricorrere a questo procedimento solo quando si ha dimestichezza con le attrezzature