Ácido sulfúrico: el reactivo del siglo
El reactivo más producido del mundo. Su tonelaje anual sirvió durante un siglo como índice de desarrollo industrial. Cómo se hace, qué hace y por qué nadie lo ha sustituido.
El ácido sulfúrico es, con tres décimas de cualquier estadística que se quiera consultar, el reactivo químico más producido del mundo. La producción mundial anual ronda los 250 millones de toneladas. Se usa en prácticamente todos los procesos industriales serios: fertilizantes, metalurgia, refinación de petróleo, papel, textiles, baterías, química básica. Durante buena parte del siglo XX, la producción de ácido sulfúrico per cápita servía como índice de desarrollo industrial de un país. Su tonelaje anual, que en términos de moléculas es del orden de 10²⁷ moléculas, sólo es comparable con el del agua dulce industrial.
Por qué importa tanto
El sulfúrico tiene una combinación de propiedades que lo hace insustituible en sus aplicaciones principales.
Primero, es un ácido fuerte y barato. La fuerza ácida del H2SO4 permite reacciones que ácidos más débiles no realizan: protonación de aromáticos para sulfonación, protonación de alcoholes para deshidratación, neutralización de bases fuertes con economía estequiométrica. El precio —en torno a 40 a 60 euros la tonelada en condiciones de mercado normal— hace que sea económicamente viable usarlo en cantidades industriales sin que el coste del reactivo domine.
Segundo, es un deshidratante poderoso. La afinidad del H2SO4 por el agua —liberación de unos 83 kJ/mol al hidratarlo— lo hace eficaz para extraer agua de mezclas, para concentrar ácidos más débiles, para deshidratar moléculas orgánicas. Su uso como agente deshidratante en química orgánica clásica —deshidratación de alcoholes a alquenos, formación de éteres, esterificaciones— viene de esta propiedad.
Tercero, es un oxidante moderado a temperaturas elevadas. El sulfúrico concentrado caliente oxida metales (excepto los nobles) y muchos compuestos orgánicos, dándoles SO2 como subproducto. Esa propiedad lo hace útil en metalurgia y en algunos procesos de digestión analítica.
Cuarto, es estable y manejable. A diferencia de oxidantes más fuertes (HNO3 fumante, HClO4 caliente) o de ácidos más reactivos (HF), el sulfúrico se almacena bien, se transporta bien y reacciona predeciblemente. Las plantas industriales pueden organizar su uso a escala enorme sin los riesgos extremos de otros reactivos.
El proceso de cámaras
La producción industrial moderna del sulfúrico empezó con el proceso de cámaras, desarrollado en Inglaterra en los años cuarenta del XVIII y dominante hasta principios del XX. La química es la oxidación de SO2 —obtenido por combustión de azufre o por tostación de pirita— a SO3, catalizada por óxidos de nitrógeno (NO/NO2) en disolución acuosa, dentro de grandes cámaras revestidas de plomo. El SO3 se hidrata a H2SO4; los óxidos de nitrógeno se reciclan.
El proceso de cámaras producía un sulfúrico relativamente diluido, alrededor del 78 % en peso, conocido en el comercio como «aceite de vitriolo». Para concentraciones mayores —el sulfúrico al 96-98 % de uso industrial moderno— se requería destilación posterior, costosa en energía. El proceso era barato pero no producía la calidad necesaria para todos los usos.
El proceso de contacto
El proceso moderno —el de contacto— se desarrolló en el último tercio del XIX y se consolidó industrialmente en BASF y otras empresas alemanas alrededor de 1900. La química es directa: el SO2 y O2 se mezclan y se hacen pasar por un catalizador sólido —pentóxido de vanadio (V2O5) sobre soporte— a unos 400 a 600 °C. La reacción
2 SO2 + O2 → 2 SO3
es exotérmica y limitada por el equilibrio. La temperatura debe ser suficientemente alta para que el catalizador funcione pero no tanto como para desfavorecer el equilibrio. La gestión térmica del reactor —con varios lechos catalíticos y enfriamiento intermedio— es donde la ingeniería del proceso se vuelve interesante.
El SO3 producido no se hidrata directamente con agua —la reacción es violentamente exotérmica y produce neblina ácida difícil de manejar— sino con sulfúrico concentrado preexistente, dando óleum (H2SO4·SO3 en proporciones variables, con concentraciones nominales superiores al 100 %). El óleum se diluye después con agua de manera controlada para producir sulfúrico de la concentración deseada.
El proceso de contacto produce sulfúrico de pureza muy alta —98 % o más, con impurezas del orden de partes por millón— y a coste muy competitivo. Hoy es prácticamente la única tecnología de producción a gran escala.
De dónde viene el azufre
La materia prima del sulfúrico es azufre elemental o, en menor medida, dióxido de azufre obtenido por tostación de minerales sulfurados. Durante buena parte del siglo XX, el azufre elemental se extraía de yacimientos naturales por el proceso Frasch —inyección de agua sobreheated en pozos para fundir el azufre subterráneo y bombearlo a superficie— principalmente en Texas y Luisiana. Hoy, la fuente dominante es el azufre recuperado de la desulfuración de gas natural y de petróleo: el H2S presente en estos hidrocarburos se separa y se convierte por proceso Claus en azufre elemental, que es subproducto del refinado.
Esta dependencia del refinado de hidrocarburos significa que la producción de sulfúrico está, indirectamente, ligada al consumo de petróleo y gas. La transición energética en curso —reducción del consumo de hidrocarburos— tiene una consecuencia menos discutida: reducirá la disponibilidad de azufre como subproducto y, por tanto, encarecerá el sulfúrico. Las plantas de fertilizantes, dependientes de sulfúrico para producir superfosfatos, ya están planificando la transición.
Ácido sulfúrico en el laboratorio
En el laboratorio, el sulfúrico aparece en varias formas. Concentrado, al 96-98 %, es el más común; es el que se usa para la mayoría de los procedimientos clásicos. Diluido, normalmente 1 M o 10 %, es el de neutralizaciones y de tampones simples. Fumante u óleum, con SO3 libre, es para sulfonaciones agresivas y reacciones de Friedel-Crafts.
La regla operativa más importante en su manejo es nunca añadir agua al ácido. La hidratación del sulfúrico es muy exotérmica; al añadir agua sobre ácido concentrado, el calor liberado en superficie es suficiente para hervir el agua añadida y proyectar gotas de ácido. La práctica correcta es añadir el ácido a el agua despacio, agitando, manteniendo la mezcla fría con baño de hielo si es necesario.
El sulfúrico ataca casi todos los materiales orgánicos: madera, papel, ropa, piel. Las quemaduras son severas pero, a diferencia del HF, dolorosas inmediatamente y por tanto la víctima reacciona. El primer auxilio es agua abundante; los neutralizantes ácidos —bicarbonato— se aplican después de haber lavado abundantemente con agua, no en sustitución del lavado.
Coda
El ácido sulfúrico es un reactivo paradójico: tan común que se invisibiliza, pero tan indispensable que su disponibilidad determina la viabilidad de industrias enteras. La fabricación de fertilizantes fosfatados —de los que depende la agricultura mundial moderna— consume aproximadamente la mitad del sulfúrico mundial. La química de baterías de plomo-ácido, todavía dominante en automoción, lo necesita. Refinerías, plantas siderúrgicas, fábricas de papel, textiles, todas dependen de él en mayor o menor medida.
Pocos compuestos químicos individuales tienen una huella industrial comparable. Cuando se discute la transición ecológica de la industria química, el ácido sulfúrico aparece tarde en la conversación porque su sustitución es muy difícil: hace cosas que ninguna alternativa hace tan barato y tan eficientemente. La química del XXI todavía vive, en buena parte, sobre tres reacciones simples: la hidratación del SO3, la hidrogenación catalítica, y la combustión del carbono. La primera de ellas es el sulfúrico.