Ácido sulfúrico

Aunque se pueden preparar soluciones de ácido sulfúrico casi al 100%, la posterior pérdida de _SO₃ en el punto de ebullición reduce la concentración a un 98,3%. El grado del 98,3%, que es más estable durante el almacenamiento, es la forma habitual de lo que se denomina "ácido sulfúrico concentrado". Se utilizan otras concentraciones para diferentes fines. Algunas concentraciones comunes son: ^{[ 13 ] [ 14 ]}

El "ácido de cámara" y el "ácido de torre" eran las dos concentraciones de ácido sulfúrico producidas por el proceso de cámara de plomo . El ácido de cámara era el ácido producido en la propia cámara de plomo (<70% para evitar la contaminación con ácido nitrosilsulfúrico ) y el ácido de torre era el ácido recuperado del fondo de la torre Glover. ^{[ 13 ] [ 14 ]} Actualmente están obsoletas como concentraciones comerciales de ácido sulfúrico, aunque pueden prepararse 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 alcanzar los 80  °C (176  °F) o más. ^{[ 14 ]}

El ácido sulfúrico no solo contiene moléculas _de H₂SO₄ , sino _que en realidad es un equilibrio de muchas otras especies químicas, como se muestra en la tabla a continuación .

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 de red casi trigonales. La estructura consiste en capas paralelas al plano (010), en las que cada molécula está conectada por enlaces de hidrógeno a otras dos. ^{[ 3 ]} Se conocen hidratos H ₂ SO ₄ · n H ₂ O para n = 1, 2, 3, 4, 6,5 y 8, aunque la mayoría de los hidratos intermedios son estables frente a la desproporción . ^{[ 18 ]}

_El H₂SO₄ 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 ]}

2 _{H₂SO₄ ⇌} H₃SO⁺⁴ + HSO₄⁻⁴​_​​​​​

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

[ H ₃ SO ₄ ] ⁺ [ HSO ₄ ] ⁻ = 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) menor.

A pesar de la viscosidad del ácido, la conductividad efectiva de los iones H₃SO₄⁺ y HSO₄⁻ es alta debido a un mecanismo intramolecular de intercambio de protones (análogo al mecanismo de Grotthuss _en agua ), lo que convierte al ácido sulfúrico en un buen conductor de la electricidad. Además, es un excelente disolvente para numerosas reacciones.

La reacción de hidratación del ácido sulfúrico es altamente exotérmica . ^{[ 19 ]}

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

H ₂ SO ₄ + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + HSO − 4 , K _a1 >> 1

El producto de esta ionización es HSO − 4 , el anión bisulfato. El bisulfato es un ácido mucho más débil:

HSO − 4 + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + SO 2− 4 , K _a2 = 0,01 (pK _a2 = 2) ^{[ 20 ]}

El producto de esta segunda disociación es SO 2− 4 , el anión sulfato .

El ácido sulfúrico concentrado posee una potente propiedad deshidratante , eliminando 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 emerger una columna rígida de carbono negro y poroso llamada serpiente de carbono . ^{[ 22 ]}

${\displaystyle {\underset {\text{sacarosa}}{{\ce {C12H22O11}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{negro}} \atop {\text{espuma grafítica}}}{{\ce {12 C}}}}+{\ce {11 H2O_{(g,l)}}}}$

De forma similar, al mezclar almidón con ácido sulfúrico concentrado se obtiene carbono elemental y agua. Este efecto también se observa al derramar ácido sulfúrico concentrado sobre papel. El papel está compuesto de celulosa , un polisacárido relacionado con el almidón. La celulosa reacciona adquiriendo un aspecto quemado, en el que el carbono se asemeja al hollín resultante del fuego. Si bien es menos drástico, la acción del ácido sobre el algodón , incluso en forma diluida, destruye la tela.

${\displaystyle {\underset {\text{polisacárido}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}}\longrightarrow 6n\ {\ce {C}}+5n\ {\ce {H2O}}}$

La reacción con sulfato de cobre(II) también puede demostrar la propiedad deshidratante del ácido sulfúrico. Los cristales azules se transforman en polvo blanco al eliminarse el agua.

${\displaystyle {\underset {{\text{sulfato de cobre(II)}} \atop {\text{pentahidrato}}}{{\ce {CuSO4*5H2O}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{anhidro}} \atop {\text{sulfato de cobre(II)}}}{{\ce {CuSO4}}}}+{\ce {5 H2O}}}$

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

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

2 AlO(OH) + 3 H ₂ SO ₄ → Al ₂ (SO ₄ ) ₃ + 4 H ₂ O

_El ácido sulfúrico también puede utilizarse 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, al tratar nitrato de potasio con ácido sulfúrico se produce ácido nítrico . El ácido sulfúrico reacciona con cloruro de sodio y produce gas cloruro de hidrógeno y bisulfato de sodio .

_NaCl + _H₂SO₄ → NaHSO₄ ₊ HCl

Al combinarse con ácido nítrico , el ácido sulfúrico actúa tanto como ácido 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.

Cuando se _le permite reaccionar con superácidos , _el ácido sulfúrico puede actuar como una base y puede protonarse, formando el ion [ H₃SO₄ ] ^⁺ . Se han preparado sales de [H₃SO₄]⁺ (por ejemplo, hexafluoroantimonato ₍ V ₎ de ^{trihidroxioxosulfonio} _[ H₃SO₄ ] ⁺ [ SbF₆ ] ^⁻ ) utilizando la _{siguiente reacción} en ^HF líquido :

[ (CH ₃ ) ₃ SiO] ₂ SO ₂ + 3 HF + SbF ₅ → [ H ₃ SO ₄ ] ⁺ [ SbF ₆ ] ⁻ + 2 (CH ₃ ) ₃ SiF

La reacción anterior es termodinámicamente favorable debido a la alta entalpía de enlace del enlace Si–F en el subproducto. Sin embargo, la protonación utilizando simplemente ácido fluoroantimónico ha resultado infructuosa, ya que el ácido sulfúrico puro sufre autoionización para dar iones [ H₃O _] ⁺ ^:

2 H ₂ SO ₄ ⇌ H ₃ O ⁺ + HS ₂ O − 7

_lo que impide la conversión ^de _H₂SO₄ a [ H₃SO₄ ] ⁺ por el _{sistema HF} ^/ SbF₅ . _[ ^{23 ]}

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

_Fe + _H₂SO₄ → _H₂ + _FeSO₄​

El ácido sulfúrico concentrado puede servir como agente oxidante , liberando dióxido de azufre: ^{[ 8 ]}

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

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

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 H₂SO₄} → 3 _SO₂ + ₂ H₂O

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

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

Los compuestos de azufre y yodo se recuperan y reutilizan, por lo que el proceso se denomina ciclo azufre-yodo . Este proceso es endotérmico y debe realizarse a altas temperaturas, por lo que se requiere un aporte de energía en forma de calor. El ciclo azufre-yodo se ha propuesto como una forma de suministrar hidrógeno para una economía basada en este combustible . Es una alternativa a la electrólisis y no requiere hidrocarburos como los métodos actuales de reformado con vapor . Cabe destacar que toda la energía disponible en el hidrógeno producido proviene del calor utilizado para su fabricación. ^{[ 26 ] [ 27 ]}

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

SO ₂ + HO ^• → HSO ₃

HSO ₃ + O ₂ → SO ₃ + HO ₂

SO₃ + _H₂O → _H₂SO₄​​_​

Debido a que el ácido sulfúrico alcanza la sobresaturación en la estratosfera, puede actuar como núcleo de condensación para las partículas de aerosol y proporcionar una superficie para el crecimiento de aerosoles mediante condensación y coagulación con otros aerosoles de agua y ácido sulfúrico. Esto da como resultado la capa de aerosol estratosférico. ^{[ 29 ]}

Las nubes permanentes de Venus están compuestas de ácido sulfúrico concentrado y producen lluvia de ácido sulfúrico concentrado, al igual que las nubes en la atmósfera de la Tierra están compuestas de agua y producen lluvia de agua. ^{[ 30 ]} Se ha detectado hielo de ácido sulfúrico en Europa , la luna de Júpiter , donde se forma cuando los iones de azufre de la magnetosfera de Júpiter se implantan en la superficie helada. ^{[ 31 ]}

En la primera etapa, el azufre se quema para producir dióxido de azufre.

S(s) + O ₂ → SO ₂

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

2 SO ₂ + O ₂ ⇌ 2 SO ₃

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

H₂SO₄ + _SO₃ → _{H₂S₂O₇​}​_​​_​​_​

H₂S₂O₇ + _{H₂O →} 2 _H₂SO₄​​_​​_​​

La disolución directa de _SO₃ en agua, denominada " proceso de ácido sulfúrico húmedo ", rara vez se practica porque la reacción es extremadamente exotérmica, lo que da como resultado un aerosol caliente de ácido sulfúrico que requiere condensación y separación.

En la primera etapa, el azufre se quema para producir dióxido de azufre:

S + O ₂ → SO ₂ (−297  kJ/mol)

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

2 _H₂S + 3 O₂ _→ 2 H₂O ₊ 2 SO₂ ₍ −1036  kJ/mol)

El dióxido de azufre se oxidó luego a trióxido de azufre utilizando 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 H₂SO₄ _:

SO₃ + H₂O _→ H₂SO₄ ₍ 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 )

_{Históricamente ,} se ha utilizado la combustión de azufre junto con salitre ( nitrato de potasio , KNO₃ ) en presencia de vapor de agua. Al descomponerse, _el salitre oxida el azufre a SO₃ , que se combina con el agua para producir ácido sulfúrico.

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.

Se conocen diversas síntesis de laboratorio, que generalmente parten del dióxido de azufre o una sal equivalente . En el método del metabisulfito, el ácido clorhídrico reacciona con el metabisulfito para producir vapores de dióxido de azufre . El gas se burbujea a través de ácido nítrico , que libera vapores marrones/rojizos de dióxido de nitrógeno a medida que avanza la reacción. La finalización de la reacción se indica por la desaparición de los vapores. Este método, convenientemente, no produce una niebla inseparable.

3 SO ₂ + 2 HNO ₃ + 2 H ₂ O → 3 H ₂ SO ₄ + 2 NO

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

₂ FeCl₃ + 2 H₂O ₊ SO₂ _→ 2 FeCl₂ ₊ H₂SO₄ _{+ 2} HCl

2 CuCl ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ → 2 CuCl + H ₂ SO ₄ + 2 HCl

Dos métodos de laboratorio menos conocidos para producir ácido sulfúrico, aunque en forma diluida y que requieren un esfuerzo adicional de purificación, se basan en la electrólisis . Una solución de sulfato de cobre(II) puede electrolizarse con un cátodo de cobre y un ánodo de platino/grafito para producir cobre esponjoso en el cátodo y oxígeno gaseoso en el ánodo. La solución de ácido sulfúrico diluido indica que la reacción ha finalizado cuando cambia de color 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 electrobromación es más costoso, peligroso y problemático, ya que emplea una mezcla de azufre , agua y ácido bromhídrico como electrolito. El azufre se deposita en el fondo del recipiente, sumergido en la solución ácida. A continuación, se utilizan un cátodo de cobre y un ánodo de platino/grafito, con el cátodo cerca de la superficie y el ánodo en el fondo del electrolito, para aplicar la corriente. Este proceso puede ser más prolongado y emite vapores tóxicos de bromo /bromuro de azufre, pero el ácido reactivo es reciclable. En definitiva, solo el azufre y el agua se convierten en ácido sulfúrico e hidrógeno (sin pérdidas de ácido en forma de vapores).

2 HBr → H ₂ + Br ₂ (electrólisis de bromuro de hidrógeno acuoso)

Br ₂ + Br ⁻ ⇌ Br − 3 (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 )

S₂Br₂ + 8 H₂O ₊ 5 Br₂ _→ 2 _H₂SO₄ + ₁₂ HBr ( _{oxidación e hidratación del dibromuro de} disulfuro)

El uso predominante del ácido sulfúrico es en el método húmedo para la producción de ácido fosfórico , empleado en la fabricación de fertilizantes fosfatados . En este método se utiliza roca fosfática, procesándose anualmente más de 100 millones de toneladas. Esta materia prima se muestra a continuación como fluorapatita , aunque su composición exacta puede variar. 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 de la siguiente manera:

${\displaystyle {\underset {\text{fluorapatita}}{{\ce {Ca5(PO4)3F}}}}+{\ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}\longrightarrow {\underset {{\text{sulfato de calcio}} \atop {\text{dihidrato}}}{{\ce {5 CaSO4*2H2O}}}}+{\ce {HF + 3 H3PO4}}}$

El sulfato de amonio , un importante fertilizante nitrogenado, se produce comúnmente como subproducto de las plantas de coquización que abastecen a las siderúrgicas. Al hacer reaccionar el amoníaco producido en la descomposición térmica del carbón con ácido sulfúrico residual, el amoníaco se cristaliza en forma de sal (a menudo marrón debido a la contaminación por hierro) y se comercializa en la industria agroquímica.

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

El ácido sulfúrico se utiliza en la siderurgia y otras industrias metalúrgicas como agente decapante para eliminar el óxido y la suciedad . ^{[ 38 ]} El ácido usado se recicla a menudo mediante una planta de regeneración de ácido usado (SAR). Estas plantas queman el ácido usado con gas natural, gas de refinería, fueloil u otras fuentes de combustible. Este proceso de combustión produce dióxido de azufre ( SO₂ ) y trióxido de azufre ₍ SO₃ ) gaseosos _, que luego se utilizan para fabricar ácido sulfúrico "nuevo".

El peróxido de hidrógeno ( H₂O₂ ) se puede añadir al ácido sulfúrico para producir solución piraña , una solución de limpieza potente pero potencialmente peligrosa que permite limpiar superficies. _La solución piraña se utiliza habitualmente en la industria de _la microelectrónica y también en laboratorios para limpiar material de vidrio.

El ácido sulfúrico se utiliza para diversos fines en la industria química. Por ejemplo, es el catalizador ácido habitual para la conversión de la ciclohexanona oxima en caprolactama , utilizada en la fabricación de nailon . Se emplea para la producción de ácido clorhídrico a partir de sal mediante el proceso de Mannheim . Gran cantidad _de H₂SO₄ se utiliza en el refinado de petróleo , por ejemplo, como catalizador para la reacción del isobutano con el isobutileno _, que produce isooctano , un compuesto que aumenta el índice de octano de la gasolina . El ácido sulfúrico también se utiliza frecuentemente como agente deshidratante u oxidante en reacciones industriales, como la deshidratación de diversos azúcares para formar carbono sólido.

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

En el ánodo :

Pb + SO 2− 4 ⇌ PbSO ₄ + 2 e ⁻

En el cátodo :

PbO ₂ + 4 H ⁺ + SO 2− 4 + 2 e ⁻ ⇌ PbSO ₄ + 2 H ₂ O

En general:

Pb + PbO ₂ + 4 H ⁺ + 2 SO 2− 4 ⇌ 2 PbSO ₄ + 2 H ₂ O

El ácido sulfúrico en altas concentraciones suele ser el ingrediente principal de los desatascadores ácidos domésticos ^{[ 12 ]} , que se utilizan para eliminar lípidos , cabello , papel higiénico , etc. Al igual que sus versiones alcalinas , estos desatascadores pueden disolver grasas y proteínas mediante hidrólisis . Además, como el ácido sulfúrico concentrado tiene una fuerte propiedad deshidratante, también puede eliminar el papel higiénico mediante este proceso. Dado que el ácido puede reaccionar vigorosamente con el agua, estos desatascadores ácidos deben añadirse lentamente a la tubería que se va a limpiar.

El estudio de los vitriolos ( sulfatos hidratados de diversos metales que forman minerales vítreos a partir de los cuales se puede obtener 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 trató 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 de Leiden X. ^{[ 39 ]} Los alquimistas islámicos medievales, como los autores que escribieron bajo el nombre de Jabir ibn Hayyan (fallecido c. 806 – c. 816, conocido en latín como Geber), Abu Bakr al-Razi (865–925, conocido en latín como Rhazes), Ibn Sina (980–1037, conocido en latín como Avicena) y Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat (1234–1318), incluyeron el vitriolo en sus listas de clasificación de minerales. ^{[ 40 ]}

Los autores jabirianos y al-Razi experimentaron extensamente con la destilación de varias sustancias, incluidos los vitriolos. ^{[ 41 ]} En una receta registrada en su Kitāb al-Asrār ( 'Libro de los secretos' ), al-Razi pudo haber creado ácido sulfúrico sin saberlo: ^{[ 42 ]}

Toma alumbre blanco (yemení) , disuélvelo y purifícalo por filtración. Luego destila vitriolo (verde) con cobre verde (el acetato) y mezcla (el destilado) con la solución filtrada del alumbre purificado; después, deja que se solidifique (o cristalice) en el vaso de precipitados. Obtendrás el mejor qalqadis (alumbre blanco) que se pueda conseguir. ^{[ 43 ]}

En una obra anónima en latín atribuida indistintamente a Aristóteles (bajo el título Liber Aristotilis , «Libro de Aristóteles»), ^{[ 44 ]} a al-Razi (bajo el título Lumen luminum magnum , «Gran Luz de Luces»), o a Ibn Sina, ^{[ 45 ]} el autor habla de un «aceite» ( óleum ) obtenido mediante la destilación de sulfato de hierro(II) (vitriolo verde), que probablemente era «aceite de vitriolo» o ácido sulfúrico. ^{[ 46 ]} La obra se refiere varias veces a los Setenta Libros de Jabir ibn Hayyan ( Liber de septuaginta ), una de las pocas obras árabes de Jabir que fueron traducidas al latín. ^{[ 47 ]} El autor de la versión atribuida a al-Razi también se refiere al Liber de septuaginta como su propia obra, lo que demuestra que creía erróneamente que el Liber de septuaginta era una obra de al-Razi. ^{[ 48 ]} Hay varios indicios de que la obra anónima era una composición original en latín, ^{[ 49 ]} aunque según un manuscrito fue traducida por un tal Raimundo de Marsella, lo que significa que también pudo haber sido una traducción del árabe. ^{[ 50 ]}

Según Ahmad Y. al-Hassan , en un manuscrito anónimo de Garshuni, que contiene una compilación de varios autores y data de antes del año 1100 d . C. , aparecen tres recetas para el ácido sulfúrico. ^{[ 51 ]} Una de ellas es la siguiente:

El agua de vitriolo y azufre que se usa para irrigar los medicamentos: vitriolo amarillo tres partes, azufre amarillo una parte, molerlos y destilarlos como agua de rosas. ^{[ 52 ]}

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 dató este tratado en el siglo XIII, pero según Ahmad Y. al-Hassan, probablemente data de un período anterior: ^{[ 53 ]}

Luego, destila vitriolo verde en un alambique y cucurbitácea, usando fuego medio; toma lo que obtengas del destilado, y lo encontrarás transparente con un tinte verdoso. ^{[ 52 ]}

El ácido sulfúrico era llamado «aceite de vitriolo» por los alquimistas europeos medievales porque se preparaba tostando 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 del pseudo-Geber . ^{[ 54 ]}

En el siglo XVI se conocía un método para producir oleum sulphuris per campanam , o "aceite de azufre por campana": consistía en quemar azufre bajo una campana de vidrio en un clima húmedo (o, más tarde, bajo una campana humedecida). Sin embargo, era muy ineficiente (según Gesner , 2,3 kg de azufre se convertían en menos de 0,03 kg de ácido), y el producto resultante estaba contaminado con ácido sulfuroso (o más bien, con una 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 Rudolf Glauber descubrió que añadir salitre ( nitrato de potasio _, KNO₃ ) mejora significativamente el rendimiento, sustituyendo además la humedad por vapor. Al descomponerse, el salitre oxida el azufre a _SO₃ , que se combina con el agua para producir ácido sulfúrico. En 1736, Joshua Ward , un farmacéutico londinense, utilizó este método para iniciar la primera producción a gran escala de ácido sulfúrico.

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 en mayor tamaño que los recipientes de vidrio utilizados anteriormente. Este proceso permitió la industrialización efectiva de la producción de ácido sulfúrico. Tras varias mejoras, este método, denominado proceso de cámara de plomo o «proceso de cámara», se mantuvo como el estándar para la producción de ácido sulfúrico durante casi dos siglos, con una pureza del 62 % y una conversión del 75 %. ^{[ 4 ]}

El ácido sulfúrico creado mediante el proceso de John Roebuck alcanzaba una concentración cercana al 65%. Posteriormente , los refinamientos del proceso de la cámara de plomo realizados por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el químico británico John Glover mejoraron la concentración hasta el 78 _% . Sin embargo, la fabricación de algunos colorantes y otros procesos químicos requieren un producto más concentrado. A lo largo del siglo XVIII, esto solo se podía obtener mediante la _destilación seca de minerales en una técnica similar a los procesos alquímicos originales. La pirita (disulfuro de hierro, FeS₂ ) se calentaba al aire para producir sulfato de hierro(II), FeSO₄ , que se oxidaba mediante un calentamiento adicional al aire para formar sulfato de hierro(III) , Fe₂ (SO₄ ₎ ₃ _, que, al calentarse a 480 °C, se descomponía en óxido de hierro(III) _y trióxido de azufre, que podía hacerse pasar por agua para producir ácido sulfúrico en cualquier concentración. Sin embargo, el elevado coste de este proceso impidió el uso a gran escala de ácido sulfúrico concentrado. ^{[ 4 ]} 

En 1831, el comerciante británico de vinagre Peregrine Phillips patentó el proceso de contacto , que era un método mucho más económico para producir trióxido de azufre y ácido sulfúrico concentrado. Hoy en día, casi todo el ácido sulfúrico del mundo se produce mediante este método. ^{[ 33 ]}

A principios y mediados del siglo XIX, existían plantas de vitriolo, entre otros lugares, en Prestonpans (Escocia), Shropshire y el valle de Lagan ( Condado de Antrim , Irlanda del Norte) , donde se utilizaba como blanqueador para el lino. El blanqueo inicial del lino se realizaba con ácido láctico procedente de la leche agria, pero este era un proceso lento y el uso de vitriolo lo aceleró. ^{[ 55 ]}

El ácido sulfúrico es capaz de causar quemaduras muy graves, especialmente cuando se encuentra en altas concentraciones . Al igual que otros ácidos y álcalis corrosivos , descompone fácilmente proteínas y lípidos mediante hidrólisis de amidas y ésteres al entrar en contacto con tejidos vivos , como la piel y la carne . Además, presenta una fuerte propiedad deshidratante sobre los carbohidratos , liberando calor adicional y causando quemaduras térmicas secundarias . ^{[ 8 ] [ 9 ]} En consecuencia, ataca rápidamente la córnea y puede provocar ceguera permanente si salpica los ojos . Si se ingiere, daña los órganos internos de forma irreversible e incluso puede ser mortal. ^{[ 7 ]} Por lo tanto, siempre se debe utilizar equipo de protección personal al manipularlo. Además, su fuerte propiedad oxidante lo hace altamente corrosivo para muchos metales y puede extender su destrucción a otros materiales. ^{[ 8 ]} Debido a estas razones, el daño causado por el ácido sulfúrico es potencialmente más grave que el causado por otros ácidos fuertes comparables , como el ácido clorhídrico y el ácido nítrico .

Señales de advertencia de peligro por ácido

El ácido sulfúrico debe almacenarse cuidadosamente en recipientes de material no reactivo (como el 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 habitual de laboratorio (aproximadamente 1  M, 10 %) puede quemar el papel si se deja en contacto con él durante un tiempo prolongado.

El tratamiento estándar de primeros auxilios para derrames de ácido sobre la piel consiste, al igual que para otros agentes corrosivos , en irrigar con abundante agua. El lavado se prolonga durante al menos diez a quince minutos para enfriar el tejido que rodea la quemadura y prevenir daños secundarios. La ropa contaminada se retira inmediatamente y la piel subyacente se lava a fondo.

La preparación de ácido diluido puede ser peligrosa debido al calor que se libera durante el proceso de dilución. Para evitar salpicaduras, el ácido concentrado se suele añadir al agua y no al revés. Un dicho popular para recordar esto es: «Haz lo que debes, añade el ácido al agua». ^{[ 56 ] [ 57 ]} El agua tiene mayor capacidad calorífica que el ácido, por lo que un recipiente con agua fría absorberá calor al añadir el ácido.

Además, como el ácido es más denso que el agua, se deposita en 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 elevado. El agua caliente cerca de la interfaz asciende por convección , lo que enfría la interfaz e impide que tanto el ácido como el agua hiervan.

Por el contrario, al añadir agua al ácido sulfúrico concentrado se forma una fina capa de agua sobre el ácido. El calor generado en esta capa de agua puede provocar que hierva, lo que conlleva 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 añada lentamente para que la mezcla tenga tiempo suficiente para enfriarse. De lo contrario, el calor generado podría provocar que la mezcla hierva. Es fundamental una agitación mecánica eficaz y la refrigeración externa (como un baño de hielo).

La velocidad de reacción se duplica aproximadamente por cada 10 grados Celsius de aumento de temperatura . ^{[ 58 ]} Por lo tanto, la reacción se volverá más violenta a medida que avance la dilución, a menos que se le dé tiempo a la mezcla para enfriarse. Agregar ácido al agua tibia provocará una reacción violenta.

A escala de laboratorio, el ácido sulfúrico se puede diluir vertiendo ácido concentrado sobre hielo picado hecho con agua desionizada. El hielo se derrite en un proceso endotérmico mientras diluye el ácido. La cantidad de calor necesaria para derretir el hielo en este proceso es mayor que la cantidad de calor liberada al diluir el ácido, por lo que la solución permanece fría. ^{[ 59 ]} Una vez que todo el hielo se ha derretido, se puede realizar una dilución adicional con agua.

El ácido sulfúrico no es inflamable.

Los principales riesgos laborales que plantea este ácido son el contacto con la piel que provoca quemaduras (véase más arriba) y la inhalación de aerosoles. La exposición a aerosoles en altas concentraciones produce irritación inmediata y grave de los ojos, las vías respiratorias y las mucosas; esta cesa rápidamente tras la exposición, aunque existe riesgo de edema pulmonar posterior si el daño tisular ha sido más grave. A concentraciones más bajas, el síntoma más comúnmente notificado de la exposición crónica a aerosoles de ácido sulfúrico es la erosión dental, observada en prácticamente todos los estudios; las indicaciones de un posible daño crónico en las vías respiratorias no son concluyentes a fecha de 1997. La exposición laboral repetida a nieblas de ácido sulfúrico puede aumentar la probabilidad de cáncer de pulmón hasta en un 64 %. ^{[ 60 ]} En Estados Unidos, el límite de exposición permisible (PEL) para el ácido sulfúrico se fija en 1  mg/m³ ^; los límites en otros países son similares. Se han notificado casos de ingestión de ácido sulfúrico que provocan deficiencia de vitamina B12 con degeneración combinada subaguda. En estos casos, la médula espinal es la más afectada, pero los nervios ópticos también pueden presentar desmielinización , pérdida de axones y gliosis .