El ácido sulfúrico, de fórmula H2SO4, es uno de los compuestos químicos que más se produce a nivel mundial. Es muy corrosivo y está catalogado como muy peligroso para la salud en el estándar NFPA 704, por lo que su neutralización es obligatoria antes de cualquier vertido industrial o de laboratorio.
Los compuestos ácidos tienen un bajo pH (potencial de hidrógeno por debajo de 7) y la neutralización consiste en subir el pH a un nivel neutro o cercano a 7. Para ello se utilizan sustancias básicas o alcalinas, que a diferencia de los ácidos tienen un pH por encima de 7.
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Neutralización de ácido sulfúrico
El ácido sulfúrico es un ácido fuerte y, como tal, es necesario una base fuerte para su neutralización. La base aporta iones hidróxido (OH–) que reaccionan con los iones hidrón del ácido (H+) y se forma agua (H2O, el pH del agua es 7, que es el pH neutro).
El ácido sulfúrico es un ácido diprótico. Por cada mol de H2SO4 en disolución se liberan dos moles de H+. Para neutralizarlos serán necesarios dos moles de iones OH–.
Entre los compuestos de carácter básico más utilizados para neutralizar ácido sulfúrico está el hidróxido sódico (NaOH), también conocido como sosa cáustica.
Como cada molécula de NaOH aporta un ion hidróxido, para neutralizar un mol de ácido sulfúrico se necesitan 2 moles de hidróxido sódico:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H20
Otras sustancias que se pueden utilizar en la neutralización son el hidróxido de calcio (Ca(OH)2), el hidróxido potásico (KOH), el hidróxido magnésico (Mg(OH)2) o el hidróxido de amonio (solución acuosa de amoniaco, NH4OH).
La capacidad de una sustancia para neutralizar un ácido se mide a través de su Capacidad Neutralizante de Ácido, más conocida por las siglas ANC (acid neutralizing capacity).
En la siguiente tabla podemos ver las cantidades necesarias de algunas de sustancias básicas para neutralizar ácido sulfúrico2. A menor cantidad necesaria, mayor ANC:
| Hidróxido de magnesio | Mg(OH)2 | + | H2SO4 | → | MgSO4 | + | 2H2O | |
| (0.59 mol) | (1 mol) | (1.23 mol) | (0.37 mol) | |||||
| Hidróxido cálcico | Ca(OH)2 | + | H2SO4 | → | CaSO4• 2H2O | ⇓ | * | |
| (0.75 mol) | (1 mol) | (1.75 mol) | (0.37 mol) | |||||
| Hidróxido sódico | 2NaOH | + | H2SO4 | → | Na2SO4 | + | 2H2O | |
| (0.82 mol) | (1 mol) | (1.45 mol) | (0.37 mol) | |||||
| Carbonato sódico | Na2CO3 | + | H2SO4 | → | Na2SO4 | + | CO2 ⇑ | + H2O |
| (1.08 mol) | (1 mol) | (1.45 mol) | (0.45 mol) | (0.18 mol) | ||||
| Hidróxido potásico | 2KOH | + | H2SO4 | → | K2SO4 | + | 2H2O | |
| (1.14 mol) | (1 mol) | (1.77 mol) | (0.37 mol) |
Precauciones
El ácido sulfúrico puede producir quemaduras químicas graves en la piel y mucosas. Puede reaccionar bruscamente al contacto con otros compuestos, especialmente al contacto con metales.
Es muy importante manipular el ácido sulfúrico cuidadosamente y saber como se producen las reacciones con las distintas bases neutralizadoras que se vayan a utilizar.
Por ejemplo, es importante saber que si se utiliza algún carbonato para neutralizar ácido sulfúrico, se produce dióxido de carbono gaseoso que puede producir salpicaduras al escapar de la disolución.
El ácido sulfúrico comercial suele tener una concentración superior al 98%. Para disolverlo y poder utilizarlo se recomienda que se añada lentamente a agua fría hasta conseguir la concentración deseada. Esta disolución puede ser neutralizada posteriormente añadiendo carbonato, hidróxido sódico u otra base neutralizadora hasta alcanzar el pH neutro u otro pH deseado.
Para comprobar el pH final se puede utilizar papel indicador o un peachímetro.