Laboratorio di chimica in casa/Acido solforico

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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[modifica]

Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg
Sulfuric-acid-3D-balls.png
Structure of protonated sulfuric acid.png
Sulfuric-acid-3D-vdW.png
Bisulfate-anion-3D-balls.png

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 ↔ SO42- + 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:[1]

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

2 H2O ↔ H3O+ + OH- Kapl = 10-14

Come detto in precedenza, l'acido solforico è una molecola molto stabile, e le sue proprietà ossidanti sono minime.[2] Ad alte temperature l'acido solforico mostra le proprie proprietà ossidanti con metalli poco reattivi come rame e stagno:[3]

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.[4]

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[modifica]

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
Cellulose Sessel.svg + H2O 2 Alpha-D-Glucose.svg Idrolisi dei legami glicosidici
presenti nelle molecole di
cellulosa che compongono
alcuni tessuti vegetali.
I prodotti sono molecole
di glucosio.
PET PET.svg + H2O Terephthalic-acid-2D-skeletal.png + Ethylene glycol chemical structure.png Idrolisi del polietilene tereftalato
che costituisce la plastica
delle bottiglie.
I prodotti sono acido tereftalico
e glicole etilenico.
Lana
Seta
Nylon
Amide-general.png + H2O Carbonsäure - Carboxylic acid.svg + Amina2.png 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[modifica]

Densità delle soluzioni acquose
P/P%
H2SO4
Molarità Densità
()
° 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[modifica]

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Bisolfati[modifica]

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 SO42-, e quindi possiede due Ka diverse:

H2SO4 + H2O ↔ HSO4- + H3O+ Ka1 = 106

HSO4- + H2O ↔ SO42- + 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,[5] 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.

Idrolisi[modifica]

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Deidratazione[modifica]

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Sintesi[modifica]

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[modifica]

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[modifica]

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[modifica]

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

Note[modifica]

  1. Si veda su en.Wikipedia Sulfuric acid.
  2. Si confronti con l'acido nitrico, l'acido clorico e l'acido perclorico.
  3. Si veda su en.Wikipedia Sulfuric acid.
  4. Questa reazione viene sfruttata per ottenere i solfuri dei metalli alcalino-terrosi (per esempio solfuro di stronzio.)
  5. Una soluzione 1M di NaHSO4 presenta pH inferiore ad 1. Si veda la voce su en.Wikipedia sodium bisulfate.