Ácido sulfúrico

Compuesto químico (H₂SO₄)

Ácido sulfúrico
Modelo que llena el espacio
Modelo de bola y palo
Longitud de enlace S=O = 142,2 pm,
longitud de enlace SO = 157,4 pm,
longitud de enlace OH = 97 pm
Nombres
Nombre IUPAC
Ácido sulfúrico
Otros nombres
  • Aceite de vitriolo
  • Sulfato de hidrógeno
Identificadores
  • 7664-93-9 controlarY
Modelo 3D ( JSmol )
  • Imagen interactiva
EBICh
  • CHEBI:26836 controlarY
Química biológica
  • ChEMBL572964 controlarY
Araña química
  • 1086 controlarY
Tarjeta informativa de la ECHA100.028.763
Número CE
  • 231-639-5
Número EE513 (reguladores de acidez, ...)
2122
BARRIL
  • D05963 controlarY
Identificador de centro de PubChem
  • 1118
Número RTECS
  • WS5600000
UNIVERSIDAD
  • O40UQP6WCF controlarY
Número de la ONU1830
  • DTXSID5029683
  • InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4) controlarY
    Clave: QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-N controlarY
  • InChI=1/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)
    Clave: QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYAC
  • SO(=O)(=O)O
Propiedades
H 2 SO 4 , a veces expresado (HO) 2 SO 2
Masa molar98,079 g/mol
AparienciaLíquido viscoso incoloro
OlorInodoro
Densidad1,8302 g/cm 3 , líquido [1]
Punto de fusión10,31 [1]  °C (50,56 °F; 283,46 K)
Punto de ebullición337 [1]  °C (639 °F; 610 K)
Cuando el ácido sulfúrico está por encima de 300 °C (572 °F; 573 K), se descompone gradualmente en SO 3 + H 2 O
miscible, exotérmico
Presión de vapor0,001 mmHg (20 °C) [2]
Acidez (p K a )pKa1 = −2,8 pKa2 = 1,99
Base conjugadaBisulfato
Viscosidad26,7 cP (20 °C)
Estructura [3]
monoclínico
C2/c
a  = 818,1(2) pm, b  = 469,60(10) pm, c  = 856,3(2) pm
α = 90°, β = 111,39(3)
°, γ = 90°
4
Termoquímica
157 J/(mol·K) [4]
−814 kJ/mol [4]
Peligros
Etiquetado SGA :
GHS05: Corrosivo GHS06: Tóxico
Peligro
H314
P260 , P264 , P280 , P301+P330+P331 , P303+P361+P353 , P304+P340 , P305+P351+P338 , P310 , P321 , P363 , P405 , P501
NFPA 704 (rombo cortafuegos)
punto de inflamabilidadIninflamable
15 mg/m3 ( IDLH), 1 mg/m3 ( TWA), 2 mg/m3 ( STEL)
Dosis o concentración letal (LD, LC):
LD 50 ( dosis media )
2140 mg/kg (rata, oral) [5]
  • 50 mg/m3 ( conejillo de indias, 8 horas)
  • 510 mg/m3 ( rata, 2 horas)
  • 320 mg/m3 ( ratón, 2 horas)
  • 18 mg/m3 ( conejillo de indias)
[5]
87 mg/m3 ( conejillo de indias, 2,75 h) [5]
NIOSH (límites de exposición a la salud en EE. UU.):
PEL (Permisible)
TWA 1 mg/m3 [ 2]
REL (recomendado)
TWA 1 mg/m3 [ 2]
IDLH (Peligro inmediato)
15 mg/m3 [ 2]
Ficha de datos de seguridad (FDS)Hoja de datos de seguridad externa
Compuestos relacionados
Ácidos fuertes relacionados
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Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para los materiales en su estado estándar (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Compuesto químico

El ácido sulfúrico ( ortografía estadounidense y el nombre preferido de la IUPAC ) o ácido sulfúrico ( ortografía de la Commonwealth ), conocido en la antigüedad como aceite de vitriolo , es un ácido mineral compuesto por los elementos azufre , oxígeno e hidrógeno , con la fórmula molecular H 2 SO 4 . Es un líquido incoloro, inodoro y viscoso que es soluble en agua. [6]

Estructura del ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico puro no se produce de forma natural debido a su fuerte afinidad con el vapor de agua ; es higroscópico y absorbe fácilmente el vapor de agua del aire . [6] El ácido sulfúrico concentrado es muy corrosivo para otros materiales, desde rocas hasta metales, ya que es un oxidante con potentes propiedades deshidratantes. El pentóxido de fósforo es una notable excepción, ya que no es deshidratado por el ácido sulfúrico sino que, por el contrario, deshidrata el ácido sulfúrico a trióxido de azufre . Al añadir ácido sulfúrico al agua, se libera una cantidad considerable de calor; por lo tanto, generalmente se evita el procedimiento inverso de agregar agua al ácido, ya que el calor liberado puede hervir la solución, rociando gotitas de ácido caliente durante el proceso. Al entrar en contacto con el tejido corporal, el ácido sulfúrico puede causar quemaduras químicas ácidas graves y quemaduras térmicas secundarias debido a la deshidratación. [7] [8] El ácido sulfúrico diluido es sustancialmente menos peligroso sin las propiedades oxidativas y deshidratantes; sin embargo, se maneja con cuidado por su acidez.

El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante; la producción de ácido sulfúrico de un país es un buen indicador de su fortaleza industrial. [9] Se conocen muchos métodos para su producción, incluido el proceso de contacto , el proceso de ácido sulfúrico húmedo y el proceso de cámara de plomo . [10] El ácido sulfúrico también es una sustancia clave en la industria química . Se utiliza más comúnmente en la fabricación de fertilizantes [11] pero también es importante en el procesamiento de minerales , la refinación de petróleo , el procesamiento de aguas residuales y la síntesis química . Tiene una amplia gama de aplicaciones finales, incluso en limpiadores de desagües ácidos domésticos , [12] como electrolito en baterías de plomo-ácido , como compuesto deshidratante y en varios agentes de limpieza . El ácido sulfúrico se puede obtener disolviendo trióxido de azufre en agua.

Propiedades físicas

Grados de ácido sulfúrico

Aunque se pueden preparar soluciones de ácido sulfúrico casi al 100%, la pérdida posterior de SO3 en el punto de ebullición lleva la concentración al 98,3 % de ácido. El grado al 98,3%, que es más estable en el almacenamiento, es la forma habitual de lo que se describe como "ácido sulfúrico concentrado". Se utilizan otras concentraciones para diferentes fines. Algunas concentraciones comunes son: [13] [14]

Fracción de masa H 2 SO 4
Densidad
(kg/L)
Concentración
(mol/L)
Nombre común
<29%1,00-1,25<4.2ácido sulfúrico diluido
29–32%1,25–1,284.2–5.0Ácido de batería
(usado en baterías de plomo-ácido )
62–70%1,52–1,609.6–11.5cámara de ácido
fertilizante ácido
78–80%1,70–1,7313,5–14,0Ácido de torre
Ácido de Glover
93,2%1.8317.4Ácido 66 °Bé ("66 grados Baumé")
98,3%1.8418.4ácido sulfúrico concentrado

"Ácido de cámara" y "ácido de torre" eran las dos concentraciones de ácido sulfúrico producidas por el proceso de cámara de plomo , siendo el ácido de cámara el ácido producido en la propia cámara de plomo (<70% para evitar la contaminación con ácido nitrosilsulfúrico ) y el ácido de torre el ácido recuperado del fondo de la torre Glover. [13] [14] Ahora están obsoletos como concentraciones comerciales de ácido sulfúrico, aunque se pueden preparar en el laboratorio a partir de ácido sulfúrico concentrado si es necesario. En particular, el ácido sulfúrico "10 M" (el equivalente moderno del ácido de cámara, utilizado en muchas titulaciones ), se prepara añadiendo lentamente ácido sulfúrico al 98% a un volumen igual de agua, con buena agitación: la temperatura de la mezcla puede subir a 80 °C (176 °F) o más. [14]

Ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico no sólo contiene moléculas de H 2 SO 4 , sino que en realidad es un equilibrio de muchas otras especies químicas, como se muestra en la siguiente tabla.

Equilibrio del ácido sulfúrico puro [15]
EspeciesmMol/kg
HSO415.0
H3SO4+411.3
H3O +8.0
HS2O74.4
H2S2O73.6
H2O0,1

El ácido sulfúrico es un líquido aceitoso incoloro y tiene una presión de vapor de <0,001 mmHg a 25 °C y 1 mmHg a 145,8 °C, [16] y el ácido sulfúrico al 98% tiene una presión de vapor de <1 mmHg a 40 °C. [17]

En estado sólido, el ácido sulfúrico es un sólido molecular que forma cristales monoclínicos con parámetros reticulares casi trigonales . La estructura consta de capas paralelas al plano (010), en las que cada molécula está conectada por enlaces de hidrógeno a otras dos. [3] Los hidratos H 2 SO 4 · n H 2 O son conocidos para n = 1, 2, 3, 4, 6,5 y 8, aunque la mayoría de los hidratos intermedios son estables frente a la desproporción . [18]

Polaridad y conductividad

El H 2 SO 4 anhidro es un líquido muy polar , con una constante dieléctrica de alrededor de 100. Tiene una alta conductividad eléctrica , consecuencia de la autoprotólisis , es decir, la autoprotonación :  [ 15]

2H2SO4 ⇌ H3SO4+4+HSO44

La constante de equilibrio para la autoprotólisis (25 °C) es: [15]

[ H3SO4 ] + [HSO4 ]= 2,7 × 10 −4

La constante de equilibrio correspondiente para el agua , K w, es 10 −14 , un factor de 10 10 (10 mil millones) más pequeño.

A pesar de la viscosidad del ácido, las conductividades efectivas del H 3 SO+4y HSO4Los iones son altos debido a un mecanismo de intercambio de protones intramolecular (análogo al mecanismo de Grotthuss en el agua), lo que hace que el ácido sulfúrico sea un buen conductor de electricidad. También es un excelente disolvente para muchas reacciones.

Propiedades químicas

Acidez

Experimento que demuestra las propiedades de deshidratación del ácido sulfúrico concentrado. Cuando el ácido sulfúrico concentrado entra en contacto con la sacarosa , se produce una carbonización lenta de la sacarosa. La reacción va acompañada de la evolución de productos gaseosos que contribuyen a la formación de la columna de carbono espumoso que se eleva por encima del vaso de precipitados.
Las gotas de ácido sulfúrico concentrado descomponen rápidamente un trozo de toalla de algodón por deshidratación.

La reacción de hidratación del ácido sulfúrico es altamente exotérmica y dilutiva. [19]

Como lo indica su constante de disociación ácida , el ácido sulfúrico es un ácido fuerte:

H2SO4 → H3O ++ HSO4K a1 = 1000 (pKa1 = −3)

El producto de esta ionización es HSO4, el anión bisulfato . El bisulfato es un ácido mucho más débil:

HSO4+ H2OH3O + + SO2−4K a2 = 0,01 (pK a2 = 2) [20]

El producto de esta segunda disociación es SO2−4, el anión sulfato .

Deshidración

El ácido sulfúrico concentrado tiene una poderosa propiedad deshidratante , ya que elimina el agua ( H2O ) de otros compuestos químicos como el azúcar de mesa ( sacarosa ) y otros carbohidratos , para producir carbono , vapor y calor. La deshidratación del azúcar de mesa ( sacarosa) es una demostración común en laboratorio. [21] El azúcar se oscurece a medida que se forma el carbono, y puede surgir una columna rígida de carbono negro y poroso llamada serpiente de carbono . [22]

do 12 yo 22 Oh 11 sacarosa 12 do negro espuma de grafito + 11 yo 2 Oh ( gramo , yo ) {\displaystyle {\underset {\text{sucrose}}{{\ce {C12H22O11}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{black}} \atop {\text{graphitic foam}}}{{\ce {12 C}}}}+{\ce {11 H2O_{(g,l)}}}}

De manera similar, al mezclar almidón con ácido sulfúrico concentrado se obtiene carbono elemental y agua. El efecto de esto también se puede observar cuando se derrama ácido sulfúrico concentrado sobre papel. El papel está compuesto de celulosa , un polisacárido relacionado con el almidón. La celulosa reacciona para dar un aspecto quemado en el que el carbono se parece mucho al hollín que resulta del fuego. Aunque menos espectacular, la acción del ácido sobre el algodón , incluso en forma diluida, destruye la tela.

[ C 6 H 10 O 5 ] n polysaccharide 6 n   C + 5 n   H 2 O {\displaystyle {\underset {\text{polysaccharide}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}}\longrightarrow 6n\ {\ce {C}}+5n\ {\ce {H2O}}}

La reacción con sulfato de cobre (II) también puede demostrar la propiedad de deshidratación del ácido sulfúrico. Los cristales azules se transforman en polvo blanco a medida que se elimina el agua.

CuSO 4 5 H 2 O copper(II) sulfate pentahydrate CuSO 4 anhydrous copper(II) sulfate + 5 H 2 O {\displaystyle {\underset {{\text{copper(II) sulfate}} \atop {\text{pentahydrate}}}{{\ce {CuSO4*5H2O}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{anhydrous}} \atop {\text{copper(II) sulfate}}}{{\ce {CuSO4}}}}+{\ce {5 H2O}}}

Reacciones con sales

El ácido sulfúrico reacciona con la mayoría de las bases para dar el sulfato o bisulfato correspondiente.

El ácido sulfúrico reacciona con el cloruro de sodio y produce gas cloruro de hidrógeno y bisulfato de sodio :

NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl

El sulfato de aluminio , también conocido como alumbre para fabricación de papel, se obtiene tratando la bauxita con ácido sulfúrico:

2AlO( OH ) + 3H2SO4Al2 ( SO4 ) 3 + 4H2O

El ácido sulfúrico también se puede utilizar para desplazar ácidos más débiles de sus sales. La reacción con acetato de sodio , por ejemplo, desplaza el ácido acético , CH3COOH , y forma bisulfato de sodio :

H 2 SO 4 + CH 3 CO 2 Na → NaHSO 4 + CH 3 COOH

De manera similar, el tratamiento del nitrato de potasio con ácido sulfúrico produce ácido nítrico .

Cuando se combina con ácido nítrico , el ácido sulfúrico actúa como ácido y como agente deshidratante, formando el ion nitronio NO+2, que es importante en las reacciones de nitración que implican sustitución aromática electrofílica . Este tipo de reacción, en la que se produce la protonación en un átomo de oxígeno , es importante en muchas reacciones de química orgánica , como la esterificación de Fischer y la deshidratación de alcoholes.

Estructura en estado sólido del ion [D 3 SO 4 ] + presente en [D 3 SO 4 ] + [SbF 6 ] , sintetizado utilizando D F en lugar de HF.

Cuando se le permite reaccionar con superácidos , el ácido sulfúrico puede actuar como una base y puede protonarse, formando el ion [H 3 SO 4 ] + . Se han preparado sales de [H 3 SO 4 ] + (por ejemplo, hexafluoroantimoniato de trihidroxioxosulfonio (V) [H 3 SO 4 ] + [SbF 6 ] ) utilizando la siguiente reacción en HF líquido :

[( CH3 ) 3SiO ] 2SO2 + 3HF + SbF5 → [ H3SO4 ] + [ SbF6 ] + 2 ( CH3 ) 3SiF

La reacción anterior se ve favorecida termodinámicamente debido a la alta entalpía de enlace del enlace Si–F en el producto secundario. Sin embargo, la protonación utilizando simplemente ácido fluoroantimónico ha fracasado, ya que el ácido sulfúrico puro sufre autoionización para dar iones [H 3 O] + :

2H2SO4 ⇌ H3O ++ HS2O7

que impide la conversión de H 2 SO 4 a [H 3 SO 4 ] + por el sistema HF/ SbF 5 . [23]

Reacciones con metales

Incluso el ácido sulfúrico diluido reacciona con muchos metales a través de una única reacción de desplazamiento, como otros ácidos típicos , produciendo gas hidrógeno y sales (el sulfato metálico). Ataca a los metales reactivos (metales en posiciones por encima del cobre en la serie de reactividad ) como el hierro , el aluminio , el zinc , el manganeso , el magnesio y el níquel .

Fe + H2SO4H2 + FeSO4

El ácido sulfúrico concentrado puede servir como agente oxidante , liberando dióxido de azufre: [7]

Cu + 2H2SO4SO2 + 2H2O + SO2−4+Cu2 +

Sin embargo, el plomo y el tungsteno son resistentes al ácido sulfúrico.

Reacciones con carbono y azufre

El ácido sulfúrico concentrado caliente oxida el carbono [24] (como el carbón bituminoso ) y el azufre :

C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2 SO 2 + 2 H 2 O
S + 2 H 2 SO 4 → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Sustitución aromática electrofílica

El benceno y muchos derivados experimentan una sustitución aromática electrofílica con ácido sulfúrico para dar los ácidos sulfónicos correspondientes : [25]

Ciclo del azufre y el yodo

El ácido sulfúrico se puede utilizar para producir hidrógeno a partir del agua :

2I2 + 2SO2 + 4H2O 4HI + 2H2SO4   (120 °C, reacción de Bunsen )
2H2SO4 2SO2 + 2H2O + O2   (830 °C)
4HI 2I2 + 2H2   (320 °C)

Los compuestos de azufre y yodo se recuperan y reutilizan, por lo que el proceso se llama ciclo azufre-yodo . Este proceso es endotérmico y debe ocurrir a altas temperaturas, por lo que se debe suministrar energía en forma de calor. El ciclo azufre-yodo se ha propuesto como una forma de suministrar hidrógeno para una economía basada en el hidrógeno . Es una alternativa a la electrólisis y no requiere hidrocarburos como los métodos actuales de reformado con vapor . Pero tenga en cuenta que toda la energía disponible en el hidrógeno así producido es suministrada por el calor utilizado para fabricarlo. [26] [27]

Aparición

Río Tinto con sus aguas altamente ácidas

El ácido sulfúrico rara vez se encuentra de forma natural en la Tierra en forma anhidra, debido a su gran afinidad por el agua . El ácido sulfúrico diluido es un componente de la lluvia ácida , que se forma por oxidación atmosférica del dióxido de azufre en presencia de agua , es decir, oxidación del ácido sulfuroso . Cuando se queman combustibles que contienen azufre, como el carbón o el petróleo, el dióxido de azufre es el principal subproducto (además de los productos principales óxidos de carbono y agua).

El ácido sulfúrico se forma naturalmente por la oxidación de minerales sulfurados, como la pirita :

2FeS2 (s) + 7O2 + 2H2O 2Fe2 + + 4SO2−4+ 4H +

El agua altamente ácida resultante se llama drenaje ácido de minas (AMD) o drenaje ácido de rocas (ARD).

El Fe2 + puede oxidarse aún más a Fe3 + :

4Fe2 + + O2 + 4H + 4Fe3 + + 2H2O

El Fe3 + producido se puede precipitar como hidróxido u óxido de hierro hidratado :

Fe3 + + 3H2O Fe(OH) 3 ↓ + 3H +

El ion hierro (III) ("hierro férrico") también puede oxidar la pirita:

FeS2 (s) + 14 Fe3 + + 8 H2O 15 Fe2 + + 2 SO2−4+ 16 horas +

Cuando se produce la oxidación del hierro (III) de la pirita, el proceso puede volverse rápido. Se han medido valores de pH por debajo de cero en el ARD producido por este proceso.

La ARD también puede producir ácido sulfúrico a un ritmo más lento, de modo que la capacidad de neutralización de ácidos (ANC) del acuífero pueda neutralizar el ácido producido. En tales casos, la concentración total de sólidos disueltos (TDS) del agua puede aumentar a partir de la disolución de minerales a partir de la reacción de neutralización de ácidos con los minerales.

El ácido sulfúrico es utilizado como defensa por ciertas especies marinas, por ejemplo, el alga feófita Desmarestia munda (orden Desmarestiales ) concentra ácido sulfúrico en las vacuolas celulares. [28]

Aerosol estratosférico

En la estratosfera , la segunda capa de la atmósfera que se encuentra generalmente entre 10 y 50 km por encima de la superficie de la Tierra, el ácido sulfúrico se forma por la oxidación del dióxido de azufre volcánico por el radical hidroxilo : [29]

SO2 + HO HSO3
HSO3 + O2SO3 + HO2
SO3 + H2OH2SO4

Debido a que el ácido sulfúrico alcanza la sobresaturación en la estratosfera, puede nuclear partículas de aerosol y proporcionar una superficie para el crecimiento de aerosoles a través de la condensación y coagulación con otros aerosoles de agua y ácido sulfúrico. Esto da como resultado la capa de aerosoles estratosféricos . [29]

Ácido sulfúrico extraterrestre

Las nubes permanentes de Venus producen una lluvia ácida concentrada, al igual que las nubes en la atmósfera de la Tierra producen lluvia de agua. [30] También se cree que la luna Europa de Júpiter tiene una atmósfera que contiene hidratos de ácido sulfúrico. [31]

Fabricación

El ácido sulfúrico se produce a partir de azufre , oxígeno y agua mediante el proceso de contacto convencional (DCDA) o el proceso de ácido sulfúrico húmedo (WSA).

Proceso de contacto

En el primer paso, se quema azufre para producir dióxido de azufre.

S(s) + O2SO2

El dióxido de azufre se oxida a trióxido de azufre mediante oxígeno en presencia de un catalizador de óxido de vanadio (V) . Esta reacción es reversible y la formación del trióxido de azufre es exotérmica.

2SO2 + O2 2SO3

El trióxido de azufre se absorbe en H2SO4 al 97-98% para formar óleum ( H2S2O7 ) , también conocido como ácido sulfúrico fumante o ácido pirosulfúrico . Luego, el óleum se diluye con agua para formar ácido sulfúrico concentrado.

H2SO4 + SO3H2S2O7
H2S2O7 + H2O → 2H2SO4

La disolución directa de SO 3 en agua, denominada " proceso de ácido sulfúrico húmedo ", rara vez se practica porque la reacción es extremadamente exotérmica y da como resultado un aerosol caliente de ácido sulfúrico que requiere condensación y separación.

Proceso de ácido sulfúrico húmedo

En el primer paso, se quema el azufre para producir dióxido de azufre:

S + O 2 → SO 2 (−297 kJ/mol)

o, alternativamente, se incinera gas de sulfuro de hidrógeno ( H2S ) para formar gas SO2 :

2H2S + 3O2 2H2O + 2SO2 ( −1036 kJ/mol )

Luego, el dióxido de azufre se oxida a trióxido de azufre usando oxígeno con óxido de vanadio (V) como catalizador .

2 SO 2 + O 2 ⇌ 2 SO 3 (−198 kJ/mol) (la reacción es reversible)

El trióxido de azufre se hidrata en ácido sulfúrico H 2 SO 4 :

SO3 + H2OH2SO4 (g) ( −101 kJ/ mol )

El último paso es la condensación del ácido sulfúrico a H2SO4 líquido al 97–98 % :

H2SO4 ( g ) → H2SO4 ( l ) ( −69 kJ/mol )

Otros métodos

Un método menos conocido es el método del metabisulfito, en el que se coloca metabisulfito en el fondo de un vaso de precipitados y se añade ácido clorhídrico de concentración 12,6 molar . El gas resultante se burbujea a través de ácido nítrico , que liberará vapores marrones/rojos de dióxido de nitrógeno a medida que avanza la reacción. La finalización de la reacción se indica mediante el cese de los vapores. Este método no produce una niebla inseparable, lo que resulta bastante conveniente.

3SO2 + 2HNO3 + 2H2O3H2SO4 + 2NO

Históricamente se ha utilizado la quema de azufre junto con salitre ( nitrato de potasio , KNO3 ), en presencia de vapor. A medida que el salitre se descompone, oxida el azufre a SO3 , que se combina con agua para producir ácido sulfúrico.

Alternativamente, disolver dióxido de azufre en una solución acuosa de una sal metálica oxidante como cloruro de cobre (II) o de hierro (III):

2 FeCl3 + 2 H2O + SO2 2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl
2CuCl2 + 2H2O + SO2 2CuCl + H2SO4 + 2HCl

Dos métodos de laboratorio menos conocidos para producir ácido sulfúrico, aunque en forma diluida y que requieren un esfuerzo adicional para su purificación. Una solución de sulfato de cobre (II) se puede electrolizar con un cátodo de cobre y un ánodo de platino/grafito para dar cobre esponjoso en el cátodo y evolución de gas oxígeno en el ánodo; la solución de ácido sulfúrico diluido indica que la reacción se ha completado cuando cambia de azul a transparente (la producción de hidrógeno en el cátodo es otra señal):

2 CuSO 4 + 2 H 2 O → 2 Cu + 2 H 2 SO 4 + O 2

El método de electrobromo es más costoso, peligroso y problemático, pero novedoso, y emplea una mezcla de azufre , agua y ácido bromhídrico como solución electrolítica. El azufre se empuja hacia el fondo del recipiente bajo la solución ácida. Luego se utilizan el cátodo de cobre y el ánodo de platino/grafito con el cátodo cerca de la superficie y el ánodo se coloca en el fondo del electrolito para aplicar la corriente. Este proceso puede llevar más tiempo y emite vapores tóxicos de bromo /bromuro de azufre, pero el ácido reactivo es reciclable. En general, solo el azufre y el agua se convierten en ácido sulfúrico e hidrógeno (omitiendo las pérdidas de ácido en forma de vapores):

2 HBr → H 2 + Br 2 (electrólisis de bromuro de hidrógeno acuoso)
Br2 + Br ↔ Br3(producción inicial de tribromuro , que finalmente se revierte a medida que se agota el Br )
2 S + Br 2 → S 2 Br 2 (el bromo reacciona con el azufre para formar dibromuro de disulfuro )
S 2 Br 2 + 8 H 2 O + 5 Br 2 → 2 H 2 SO 4 + 12 HBr (oxidación e hidratación del dibromuro de disulfuro)

Antes de 1900, la mayor parte del ácido sulfúrico se fabricaba mediante el proceso de cámara de plomo . [32] Incluso en 1940, hasta el 50% del ácido sulfúrico fabricado en los Estados Unidos se producía mediante plantas de proceso de cámara.

A principios y mediados del siglo XIX existían plantas de "vitriolo", entre otros lugares, en Prestonpans en Escocia, Shropshire y el valle de Lagan en el condado de Antrim, Irlanda, donde se utilizaba como blanqueador para el lino. El blanqueo primitivo del lino se hacía con ácido láctico de leche agria, pero era un proceso lento y el uso de vitriolo aceleraba el proceso de blanqueo. [33]

Usos

Producción de ácido sulfúrico en el año 2000

El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante y, de hecho, la producción de ácido sulfúrico de una nación es un buen indicador de su fortaleza industrial. [9] La producción mundial en el año 2004 fue de aproximadamente 180 millones de toneladas , con la siguiente distribución geográfica: Asia 35%, América del Norte (incluido México) 24%, África 11%, Europa Occidental 10%, Europa del Este y Rusia 10%, Australia y Oceanía 7%, América del Sur 7%. [34] La mayor parte de esta cantidad (≈60%) se consume para fertilizantes, particularmente superfosfatos, fosfato de amonio y sulfatos de amonio. Aproximadamente el 20% se utiliza en la industria química para la producción de detergentes, resinas sintéticas, colorantes, productos farmacéuticos, catalizadores de petróleo, insecticidas y anticongelantes , así como en varios procesos como la acidificación de pozos petrolíferos, la reducción de aluminio, el encolado de papel y el tratamiento de agua. Alrededor del 6% de los usos están relacionados con pigmentos e incluyen pinturas, esmaltes , tintas de impresión, tejidos recubiertos y papel, mientras que el resto se distribuye en una multitud de aplicaciones como la producción de explosivos, celofán , acetato y textiles de viscosa, lubricantes, metales no ferrosos y baterías. [35]

Producción industrial de productos químicos

El uso predominante del ácido sulfúrico es en el "método húmedo" para la producción de ácido fosfórico , que se utiliza para la fabricación de fertilizantes fosfatados . En este método, se utiliza roca fosfórica y se procesan más de 100 millones de toneladas al año. Esta materia prima se muestra a continuación como fluorapatita , aunque la composición exacta puede variar. Esta se trata con ácido sulfúrico al 93% para producir sulfato de calcio , fluoruro de hidrógeno (HF) y ácido fosfórico . El HF se elimina como ácido fluorhídrico . El proceso general se puede representar como:

Ca 5 ( PO 4 ) 3 F fluorapatite + 5 H 2 SO 4 + 10 H 2 O 5 CaSO 4 2 H 2 O calcium sulfate dihydrate + HF + 3 H 3 PO 4 {\displaystyle {\underset {\text{fluorapatite}}{{\ce {Ca5(PO4)3F}}}}+{\ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}\longrightarrow {\underset {{\text{calcium sulfate}} \atop {\text{dihydrate}}}{{\ce {5 CaSO4*2H2O}}}}+{\ce {HF + 3 H3PO4}}}

El sulfato de amonio , un importante fertilizante nitrogenado, se produce habitualmente como subproducto de las plantas de coquización que abastecen a las plantas siderúrgicas. La reacción del amoníaco producido en la descomposición térmica del carbón con ácido sulfúrico residual permite que el amoníaco se cristalice en forma de sal (que a menudo adquiere un color marrón debido a la contaminación con hierro) y se venda a la industria agroquímica.

El ácido sulfúrico también es importante en la fabricación de soluciones de colorantes .

Agente de limpieza industrial

El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de acero y otras industrias metalúrgicas como agente decapante para eliminar el óxido y las incrustaciones . [36] El ácido usado se recicla a menudo utilizando una planta de regeneración de ácido gastado (SAR). Estas plantas queman el ácido gastado [ aclaración necesaria ] con gas natural, gas de refinería, fueloil u otras fuentes de combustible. Este proceso de combustión produce dióxido de azufre gaseoso ( SO2 ) y trióxido de azufre ( SO3 ) que luego se utilizan para fabricar ácido sulfúrico "nuevo".

El peróxido de hidrógeno (H2O2 ) se puede agregar al ácido sulfúrico para producir una solución de piraña , una solución de limpieza potente pero muy tóxica con la que se pueden limpiar las superficies de los sustratos. La solución de piraña se usa normalmente en la industria de la microelectrónica y también en entornos de laboratorio para limpiar material de vidrio.

Catalizador

El ácido sulfúrico se utiliza para una variedad de otros propósitos en la industria química. Por ejemplo, es el catalizador ácido habitual para la conversión de oxima de ciclohexanona en caprolactama , que se utiliza para fabricar nailon . Se utiliza para fabricar ácido clorhídrico a partir de sal mediante el proceso de Mannheim . Gran parte del H 2 SO 4 se utiliza en la refinación del petróleo , por ejemplo, como catalizador para la reacción del isobutano con isobutileno para dar isooctano , un compuesto que aumenta el índice de octano de la gasolina . El ácido sulfúrico también se utiliza a menudo como agente deshidratante u oxidante en reacciones industriales, como la deshidratación de varios azúcares para formar carbono sólido.

Electrólito

Los limpiadores de desagües domésticos ácidos generalmente contienen ácido sulfúrico en una alta concentración que enrojece el trozo de papel de pH y lo carboniza instantáneamente, lo que demuestra tanto la naturaleza fuertemente ácida como la propiedad deshidratante.

El ácido sulfúrico actúa como electrolito en las baterías de plomo-ácido (acumulador de plomo-ácido):

En el ánodo :

Pb + SO2−4⇌ PbSO4 + 2 e−

En el cátodo :

PbO2 + 4H ++ SO2−4+ 2 e ⇌ PbSO4 + 2 H2O
Los limpiadores de desagües domésticos ácidos se pueden utilizar para disolver grasa, cabello e incluso pañuelos de papel dentro de las tuberías de agua.

En general:

Pb + PbO2 + 4 H + + 2 SO2−4⇌ 2 PbSO4 + 2 H2O

Usos domésticos

El ácido sulfúrico en altas concentraciones es frecuentemente el ingrediente principal en los limpiadores de desagües ácidos domésticos [12] que se utilizan para eliminar grasa , cabello , papel tisú , etc. De manera similar a sus versiones alcalinas , estos destapadores de desagües pueden disolver grasas y proteínas mediante hidrólisis . Además, como el ácido sulfúrico concentrado tiene una fuerte propiedad deshidratante, también puede eliminar el papel tisú mediante un proceso de deshidratación. Dado que el ácido puede reaccionar con el agua de manera vigorosa, estos destapadores de desagües ácidos deben agregarse lentamente a la tubería que se va a limpiar.

Historia

La molécula de ácido sulfúrico de John Dalton de 1808 muestra un átomo de azufre central unido a tres átomos de oxígeno, o trióxido de azufre , el anhídrido del ácido sulfúrico.

Vitriolos

El estudio de los vitriolos ( sulfatos hidratados de varios metales que forman minerales vítreos de los que se puede derivar el ácido sulfúrico) comenzó en la antigüedad . Los sumerios tenían una lista de tipos de vitriolo que clasificaban según el color de las sustancias. Algunas de las primeras discusiones sobre el origen y las propiedades del vitriolo se encuentran en las obras del médico griego Dioscórides (siglo I d. C.) y del naturalista romano Plinio el Viejo (23-79 d. C.). Galeno también discutió su uso médico. Los usos metalúrgicos de las sustancias vitriólicas se registraron en las obras alquímicas helenísticas de Zósimo de Panópolis , en el tratado Phisica et Mystica y en el papiro X de Leyden . [37] Los químicos islámicos medievales como los autores que escribieron bajo el nombre de Jabir ibn Hayyan (fallecido c. 806 – c. 816 d. C., conocido en latín como Geber), Abu Bakr al-Razi (865 – 925 d. C., conocido en latín como Rhazes), Ibn Sina (980 – 1037 d. C., conocido en latín como Avicena) y Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat (1234 – 1318 d. C.) incluyeron el vitriolo en sus listas de clasificación de minerales. [38]

Jabir ibn Hayyan, Abu Bakr al-Razi, Ibn Sina, et al.

Los autores jabirianos y al-Razi experimentaron extensamente con la destilación de varias sustancias, incluidos los vitriolos. [39] En una receta registrada en su Kitāb al-Asrār ( 'Libro de los secretos' ), al-Razi puede haber creado ácido sulfúrico sin ser consciente de ello: [40]

Tome alumbre blanca (yemení) , disuélvalo y purifíquelo por filtración. Luego destile el vitriolo (¿verde?) con el verde cobre (el acetato) y mezcle (el destilado) con la solución filtrada del alumbre purificado, luego déjelo solidificar (o cristalizar) en el vaso de vidrio. Obtendrá el mejor qalqadis (alumbre blanca) que se pueda conseguir. [41]

—  Abu Bakr al-Razi, Kitāb al-Asrār

En una obra latina anónima atribuida a Aristóteles (bajo el título Liber Aristotilis , 'Libro de Aristóteles'), [42] a al-Razi (bajo el título Lumen luminum magnum , 'Gran Luz de Luces'), o a Ibn Sina, [43] el autor habla de un 'aceite' ( oleum ) obtenido a través de la destilación de sulfato de hierro (II) (vitriolo verde), que probablemente era 'aceite de vitriolo' o ácido sulfúrico. [44] La obra se refiere varias veces al Libro de los Setenta de Jabir ibn Hayyan ( Liber de septuaginta ), una de las pocas obras árabes de Jabir que se tradujeron al latín. [45] El autor de la versión atribuida a al-Razi también se refiere al Liber de septuaginta como su propia obra, mostrando que creía erróneamente que el Liber de septuaginta era una obra de al-Razi. [46] Hay varios indicios de que la obra anónima fue una composición original en latín, [47] aunque según un manuscrito fue traducida por un tal Raimundo de Marsella, lo que significa que también pudo haber sido una traducción del árabe. [48]

Según Ahmad Y. al-Hassan , hay tres recetas de ácido sulfúrico en un manuscrito anónimo de Karshuni que contiene una compilación tomada de varios autores y que data de antes de c.  1100 d . C. [49] Una de ellas dice lo siguiente:

El agua de vitriolo y azufre que se usa para regar las drogas: vitriolo amarillo tres partes, azufre amarillo una parte, se muelen y se destilan a la manera del agua de rosas. [50]

En Risālat Jaʿfar al-Sādiq fī ʿilm al-ṣanʿa , un tratado árabe falsamente atribuido al imán chií Ja'far al-Sadiq (fallecido en 765), se menciona una receta para la preparación de ácido sulfúrico. Julius Ruska fechó este tratado en el siglo XIII, pero según Ahmad Y. al-Hassan es probable que sea de un período anterior: [51]

Luego destila el vitriolo verde en una cucurbitácea y en un alambique, usando fuego medio; toma lo que obtengas del destilado y lo encontrarás claro con un tinte verdoso. [50]

Vicente de Beauvais, Alberto Magno y el pseudo-Geber

Los alquimistas medievales europeos llamaban al ácido sulfúrico «aceite de vitriolo» porque se preparaba calcinando sulfato de hierro (II) o vitriolo verde en una retorta de hierro . Las primeras alusiones a él en obras de origen europeo aparecen en el siglo XIII d. C., como por ejemplo en las obras de Vicente de Beauvais , en el Compositum de Compositis atribuido a Alberto Magno y en la Summa perfectionis de pseudo-Geber . [52]

Producción de ácido sulfúrico a partir de azufre

En el siglo XVI se conocía un método para producir oleum sulphuris per campanam, o "aceite de azufre por la campana": implicaba quemar azufre bajo una campana de vidrio en tiempo húmedo (o, más tarde, bajo una campana humedecida). Sin embargo, era muy ineficiente (según Gesner , 5 libras (2,3 kg) de azufre se convertían en menos de 1 onza (0,03 kg) de ácido), y el producto resultante estaba contaminado con ácido sulfuroso (o más bien, solución de dióxido de azufre ), por lo que la mayoría de los alquimistas (incluido, por ejemplo, Isaac Newton) no lo consideraban equivalente al "aceite de vitriolo".

En el siglo XVII, Johann Glauber descubrió que la adición de salitre ( nitrato de potasio , KNO3 ) mejora significativamente el rendimiento, sustituyendo además la humedad por vapor. A medida que el salitre se descompone, oxida el azufre a SO3 , que se combina con agua para producir ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward , un farmacéutico de Londres, utilizó este método para iniciar la primera producción a gran escala de ácido sulfúrico.

Proceso de cámara de plomo

En 1746, en Birmingham, John Roebuck adaptó este método para producir ácido sulfúrico en cámaras revestidas de plomo , que eran más resistentes, menos costosas y podían fabricarse de mayor tamaño que los recipientes de vidrio utilizados anteriormente. Este proceso permitió la industrialización efectiva de la producción de ácido sulfúrico. Después de varias mejoras, este método, llamado proceso de cámara de plomo o "proceso de cámara", siguió siendo el estándar para la producción de ácido sulfúrico durante casi dos siglos. [4]

Destilación de pirita

El ácido sulfúrico creado por el proceso de John Roebuck se acercaba a una concentración del 65%. Los refinamientos posteriores del proceso de la cámara de plomo por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el químico británico John Glover mejoraron la concentración al 78%. Sin embargo, la fabricación de algunos tintes y otros procesos químicos requieren un producto más concentrado. A lo largo del siglo XVIII, esto solo podía hacerse mediante la destilación en seco de minerales en una técnica similar a los procesos alquímicos originales. La pirita (disulfuro de hierro, FeS 2 ) se calentaba en aire para producir sulfato de hierro (II), FeSO 4 , que se oxidaba mediante un calentamiento adicional en aire para formar sulfato de hierro (III) , Fe 2 (SO 4 ) 3 , que, cuando se calentaba a 480 °C, se descomponía en óxido de hierro (III) y trióxido de azufre, que podían pasarse a través del agua para producir ácido sulfúrico en cualquier concentración. Sin embargo, el costo de este proceso impidió el uso a gran escala de ácido sulfúrico concentrado. [4]

Proceso de contacto

En 1831, el comerciante de vinagre británico Peregrine Phillips patentó el proceso de contacto , que era un proceso mucho más económico para producir trióxido de azufre y ácido sulfúrico concentrado. Hoy en día, casi todo el ácido sulfúrico del mundo se produce utilizando este método. [53]

Seguridad

Peligros de laboratorio

Las gotas de ácido sulfúrico al 98% carbonizan instantáneamente un trozo de papel tisú. Después de la reacción de deshidratación, queda carbón que tiñe el papel de negro.
Guante de nitrilo expuesto a gotas de ácido sulfúrico al 98% durante 10 minutos
Quemadura química superficial causada por dos salpicaduras de ácido sulfúrico al 98% (piel del antebrazo)

El ácido sulfúrico es capaz de causar quemaduras muy graves, especialmente cuando se encuentra en altas concentraciones . Al igual que otros ácidos corrosivos y álcalis , descompone fácilmente las proteínas y los lípidos a través de la hidrólisis de amidas y ésteres al entrar en contacto con tejidos vivos , como la piel y la carne . Además, exhibe una fuerte propiedad deshidratante de los carbohidratos , liberando calor adicional y causando quemaduras térmicas secundarias . [7] [8] En consecuencia, ataca rápidamente la córnea y puede inducir ceguera permanente si salpica los ojos . Si se ingiere, daña los órganos internos de forma irreversible e incluso puede ser mortal. [6] Por lo tanto, siempre se debe utilizar equipo de protección al manipularlo. Además, su fuerte propiedad oxidante lo hace altamente corrosivo para muchos metales y puede extender su destrucción a otros materiales. [7] Debido a estas razones, el daño provocado por el ácido sulfúrico es potencialmente más grave que el de otros ácidos fuertes comparables , como el ácido clorhídrico y el ácido nítrico .

El ácido sulfúrico debe almacenarse con cuidado en recipientes fabricados con material no reactivo (como vidrio). Las soluciones con una concentración igual o superior a 1,5 M se etiquetan como "CORROSIVAS", mientras que las soluciones con una concentración superior a 0,5 M pero inferior a 1,5 M se etiquetan como "IRRITANTES". Sin embargo, incluso la solución "diluida" normal de laboratorio (aproximadamente 1 M, 10 %) carbonizará el papel si se deja en contacto durante un tiempo suficiente.

El tratamiento estándar de primeros auxilios para los derrames de ácido sobre la piel es, al igual que para otros agentes corrosivos , la irrigación con grandes cantidades de agua. El lavado se continúa durante al menos diez a quince minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura de ácido y evitar daños secundarios. La ropa contaminada se quita inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.

Peligros de dilución

La preparación de ácido diluido puede ser peligrosa debido al calor que se libera en el proceso de dilución. Para evitar salpicaduras, normalmente se añade el ácido concentrado al agua y no al revés. Un dicho que se utiliza para recordar esto es "Haz lo que debes hacer, añade el ácido al agua". [54] [ Se necesita una mejor fuente ] El agua tiene una mayor capacidad calorífica que el ácido, por lo que un recipiente con agua fría absorberá calor a medida que se añade ácido.

Comparación de ácido sulfúrico y agua
Propiedad físicaH2SO4AguaUnidades
Densidad1.841.0kilogramo/litro
Capacidad calorífica volumétrica2.544.18kilojulios/litro
Punto de ebullición337100°C

Además, como el ácido es más denso que el agua, se hunde hasta el fondo. El calor se genera en la interfaz entre el ácido y el agua, que se encuentra en el fondo del recipiente. El ácido no hierve debido a su punto de ebullición más alto. El agua caliente cerca de la interfaz sube debido a la convección , que enfría la interfaz y evita que hierva tanto el ácido como el agua.

Por el contrario, la adición de agua al ácido sulfúrico concentrado da como resultado una fina capa de agua sobre el ácido. El calor generado en esta fina capa de agua puede hervir, lo que provoca la dispersión de un aerosol de ácido sulfúrico o, peor aún, una explosión .

La preparación de soluciones con una concentración superior a 6 M (35 %) es peligrosa, a menos que el ácido se agregue con la suficiente lentitud para permitir que la mezcla se enfríe. De lo contrario, el calor producido puede ser suficiente para hacer hervir la mezcla. Es esencial una agitación mecánica eficiente y un enfriamiento externo (como un baño de hielo).

La velocidad de reacción se duplica por cada aumento de 10 grados Celsius en la temperatura . [55] Por lo tanto, la reacción se volverá más violenta a medida que avanza la dilución, a menos que se le dé tiempo a la mezcla para que se enfríe. Agregar ácido al agua tibia provocará una reacción violenta.

A escala de laboratorio, el ácido sulfúrico se puede diluir vertiendo ácido concentrado sobre hielo triturado elaborado con agua desionizada. El hielo se derrite en un proceso endotérmico mientras se disuelve el ácido. La cantidad de calor necesaria para derretir el hielo en este proceso es mayor que la cantidad de calor que se desprende al disolver el ácido, de modo que la solución permanece fría. Una vez que se ha derretido todo el hielo, se puede realizar una dilución adicional utilizando agua.

Riesgos industriales

El ácido sulfúrico no es inflamable.

Los principales riesgos laborales que plantea este ácido son el contacto con la piel que produce quemaduras (véase más arriba) y la inhalación de aerosoles. La exposición a aerosoles en altas concentraciones produce una irritación inmediata y grave de los ojos, las vías respiratorias y las mucosas: esta irritación cesa rápidamente tras la exposición, aunque existe el riesgo de edema pulmonar posterior si el daño tisular ha sido más grave. En concentraciones más bajas, el síntoma más común de exposición crónica a aerosoles de ácido sulfúrico es la erosión de los dientes, que se encuentra en prácticamente todos los estudios: los indicios de un posible daño crónico de las vías respiratorias no son concluyentes a fecha de 1997. La exposición ocupacional repetida a nieblas de ácido sulfúrico puede aumentar la probabilidad de cáncer de pulmón hasta en un 64 por ciento. [56] En los Estados Unidos, el límite de exposición permisible (PEL) para el ácido sulfúrico está fijado en 1 mg/m3 : los límites en otros países son similares. Se han notificado casos de ingestión de ácido sulfúrico que han provocado deficiencia de vitamina B12 con degeneración combinada subaguda. La médula espinal es la más frecuentemente afectada en estos casos, pero los nervios ópticos pueden presentar desmielinización , pérdida de axones y gliosis .

El comercio internacional de ácido sulfúrico está controlado por la Convención de las Naciones Unidas contra el Tráfico Ilícito de Estupefacientes y Sustancias Sicotrópicas, de 1988 , que incluye el ácido sulfúrico en el Cuadro II de la Convención como una sustancia química frecuentemente utilizada en la fabricación ilícita de estupefacientes o sustancias sicotrópicas. [57]

Véase también

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  43. ^ Moureau, Sébastien (2020). «Min al-kīmiyāʾ ad alchimiam. La transmisión de la alquimia desde el mundo árabe-musulmán al Occidente latino en la Edad Media». Micrologus . 28 : 87–141. hdl :2078.1/211340.pag. 114 (núm. 20). Moureau menciona que el trabajo también se realiza a veces de forma anónima. Da su incipit como " cum de sublimiori atque precipuo rerum effectum... ". Algunas partes han sido publicadas por Ruska, Julius (1939). "Pseudepigraphe Rasis-Schriften". Osiris . 7 : 31–94. doi :10.1086/368502. S2CID  143373785.págs. 56–65.
  44. ^ Hoefer, Fernando (1866). Historia de la chimenea (2ª ed.). París: Librairie de Firmin Didot.pág. 341.
  45. ^ Ruska 1939, pág. 58; Pattin 1972, pág. 93; Halleux, Robert (1996). "La recepción de la alquimia árabe en Occidente". En Rashed, Roshdi (ed.). Enciclopedia de la historia de la ciencia árabe . Vol. 3. Londres: Routledge. págs. 886–902. ISBN. 9780415020633.p. 892. Sobre el Liber de septuaginta latino y las otras dos traducciones latinas conocidas de las obras árabes de Jabir, véase Moureau 2020, pp. 111-112.
  46. ^ Ruska 1939, pág. 58.
  47. ^ Ruska 1939, págs. 58–61.
  48. Halleux 1996, p. 892; Moureau 2020, p. 114. Moureau menciona que 'Raymond de Marsella' puede ser el astrónomo con ese nombre (fl. 1141). Hoefer 1866, p. 343 todavía creía firmemente que la obra pertenecía a al-Razi, pero esta opinión ha sido abandonada desde los estudios realizados por Ruska 1939; cf. Moureau 2020, p. 117, cita "aunque muchos textos alquímicos latinos se atribuyen a Rāzı̄, solo uno es, en el estado actual de la investigación, conocido como una traducción del famoso médico y alquimista" (es decir, el Liber secretorum Bubacaris , una paráfrasis del Kitāb al-asrār de al-Razi ); Ferrario, Gabriele (2009). "Un diccionario árabe de términos alquímicos técnicos: MS Sprenger 1908 de la Staatsbibliothek zu Berlin (fols. 3r–6r)". Ambix . 56 (1): 36–48. doi :10.1179/174582309X405219. PMID  19831258. S2CID  41045827.p. 42, cita "Una crítica fuerte y aún no refutada de esta atribución tradicional fue propuesta por Ruska [...]".
  49. ^ Al-Hassan 2001, págs. 60, 63. Sobre la datación de este manuscrito, véase también Berthelot, Marcellin ; Houdas, Octava V. (1893). La Chimie au MoyenÂge . París: Imprimerie nationale.vol. II, pág. xvii.
  50. ^Ab Al-Hassan 2001, pág. 60.
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  • Ficha internacional de seguridad química 0362
  • Ácido sulfúrico en la Tabla Periódica de Vídeos (Universidad de Nottingham)
  • Guía de bolsillo del NIOSH sobre peligros químicos
  • CDC – Ácido sulfúrico – Tema de seguridad y salud en el trabajo de NIOSH
  • Calculadoras: tensiones superficiales, densidades, molaridades y molalidades de ácido sulfúrico acuoso
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