Ácido sulfúrico

Durante mucho tiempo, el ácido sulfúrico se usó como indicador económico antes que el PIB: su consumo per cápita seguía de cerca el nivel de industrialización de un país. Esta centralidad se debe a su ubicuidad: interviene, en una etapa u otra, en cerca de la mitad de todas las cadenas de producción química modernas sin aparecer nunca como producto de consumo visible. Alrededor del 60 % de la producción mundial (~270 Mt/año) se consume en la fabricación de fertilizantes de superfosfato y de nitrato de amonio, y el resto se reparte entre el tratamiento de minerales sulfurados, la petroquímica, las baterías de plomo-ácido y la síntesis orgánica.

Químicamente, el H₂SO₄ es un ácido diprótico fuerte con una afinidad excepcional por el agua, tanta que deshidrata el azúcar, la madera o la piel en segundos, con una exotermia violenta, y deja un residuo carbonoso negro. Esta propiedad se aprovecha como agente deshidratante en síntesis orgánica, pero también explica por qué su manipulación sigue siendo peligrosa incluso a concentración moderada. Las disoluciones concentradas (>96 %) desprenden humos (óleum) por el SO₃ disuelto.

En la industria, el proceso de contacto (1831, patentado por Peregrine Phillips) sigue siendo el estándar mundial. Oxida catalíticamente el SO₂ a SO₃ sobre pentóxido de vanadio y luego absorbe el SO₃ en H₂SO₄ concentrado para dar óleum, que después se diluye hasta la concentración deseada. El proceso es globalmente exotérmico: una planta moderna recupera de 4 a 6 GJ por tonelada de ácido en forma de vapor de alta presión, lo que lo convierte en uno de los pocos procesos industriales que producen energía neta mientras fabrican un producto químico.