Ácido sulfúrico
O mais útil dos produtos químicos
Neste artigo, compilarei o máximo possível de informações, dados técnicos, bibliografia, referências confiáveis na WWW e artigos técnico-científicos recentes sobre o ácido sulfúrico.
1.Definição Geral
O ácido sulfúrico é um composto químico de fórmula H2SO4, sendo classificado como um ácido mineral forte, oxiácido derivado do anidrido sulfúrico, o principal dos ácidos derivados de enxofre e considerado o produto químico mais fabricado e utilizado no mundo, afirmando-se que inclusive a única substância a ser produzida em maior quantidade para nosso uso seria a própria água.
Shreeve e Brink afirmam que é difícil crer que um composto tão ativo seja ao mesmo tempo um dos mais usados e importantes produtos técnicos.
Uma planta de ácido sulfúrico (www.hebig.org)
2.Sinônimos, Nomenclatura, Classificações
Pode ser chamado, por uma abordagem mais química, como sulfato de hidrogênio ou mais exatamente como tetraoxossulfato (VI) de hidrogênio.
É tratado popularmente, cada vez mais em abandono na língua portuguesa, apenas sendo citado em livros, por vitríolo, antigo nome oriundo de ”Zayt al-Zaj”, ou óleo de vitríolo, da origem de seu conhecimento pelo alquimista medieval iraniano Jabir ibn Hayyan (Geber), considerado costumeiramente como o provável descobridor deste composto químico[2].
É classificado com o Número CAS 7664-93-9.
3.Estrutura e Composição Química da Substância Pura
A molécula apresenta uma estrutura piramidal, com o átomo de enxofre ocupando uma posição central entre os quatro átomos de oxigênio. Os dois átomos de hidrogênio estão unidos aos átomos de oxigênio não unidos por ligação dupla ao átomo de enxofre.
A distribuição de ligações e elétrons se dá pelo seguinte esquema simplificado:
(editado de www.elmhurst.edu)
Moléculas de gás de H2SO4 têm simetria C2 com distâncias das ligações S-O que refletem caráter de ligação dupla e tripla.[3]
Tendo fórmula química H2SO4, observa-se que o ácido sulfúrico é composto de hidrogênio (H), enxofre (S) e oxigênio (O) nas seguintes proporções em unidades de massa atômica:
4.Propriedades Físicas
4.1.Formas disponíveis
Pode ser obtido em concentração de 100%, quimicamente puro, mas nesta forma, este composto apresenta a propriedade de desprender, mesmo a temperaturas e pressões ambientes, anidrido sulfúrico, que é um gás de fórmula SO3, pela decomposição ou desidratação:
H2SO4 → H2O + SO3
Tal reação prossegue até uma concentração de ácido sulfúrico de 98,3 % em peso e a presença de correspondente concentração de água em 1,7%, num azeótropo de ponto de ebulição de 338°C a temperatura ambiente[4], sendo estas as formas de ácido sulfúrico mais puras encontráveis no mercado, mesmo para aplicações analíticas, farmacêuticas e de pesquisa, sem falar no grau técnico e em escala industrial, e recebe nestas apresentações a denominação adicional de concentrado.
Assim sendo, o ácido sulfúrico encontrável no comércio, por mais puro quimicamente que o seja, quando ácido sulfúrico propriamente dito, apresenta-se como uma solução em água, e sua concentração, além da já citada em termos de peso, pode ser descrita também como sendo aproximadamente de 18 M (molar) ou 36 N (normal). [5]
Esta concentração molar, e equivalente concentração normal, deve-se a que 1 litro de ácido sulfúrico concentrado, tendo densidade de 1,8302, pese aproximadamente 1830 gr, e como sua massa molar é de aproximadamente 98 gramas por mol, resulta em 18 moles de ácido sulfúrico por litro de solução.
4.2.Aparência
A temperatura ambiente apresenta-se quando puro, e tal como descrito concentrado, como um líquido incolor e límpido e, até determinadas concentrações de água, com viscosidade próxima de um óleo vegetal como o óleo de soja ou o azeite de olivas, sendo por isso, descrito normalmente como oleoso (ver abaixo sua viscosidade, tecnicamente falando).
4.3.Propriedades dos Estados
Ponto de fusão: 283,5 K (10,31 °C)
Ponto de ebulição: 610 K (337 °C); 270°C [6]
Densidade: 1,8302 g/cm3 (solução 98,3 %) (25 °C e 1 atm); 1,8357 [6]
Solubilidade: totalmente miscível em água, ou seja, é solúvel na água em qualquer concentração; em álcool, quando acrescentado na forma de solução concentrada em água, como a 98,3 %, produz desidratação resultando em éter etílico.
Viscosidade 26,7 cP a 20 °C
Densidades de soluções aquosas de ácido sulfúrico
caryacademy.org
Segundo us.mt.com
Pontos de fusão (°C) em função da concentração[7]
O SO3 anidro apresenta densidade 1,857 e ponto de ebulição 44,8°C. [6]
4.4.Propriedades termoquímicas
4.5.Polaridade e condutividade
O ácido sulfúrico é dito uma substância muito polar, com um constante dielétrica aproximadamente de 100. É capaz de produzir sua própria dissociação, sua própria protonação, o que é chamado autoprotólise, que comparativamente, ocorre numa escala dez bilhões maior que com a água.
Quimicamente:
H2SO4 → H3SO4+ + HSO4-
Isto propicia que os prótons tenham uma grande mobilidade em seu meio.
Tal propriedade lhe permite ser um excelente solvente para inúmeras reações químicas, de grande utilidade, por exemplo, na química orgânica e seus processos industriais associados.
4.6.Índice de refração
O índice de refração das soluções de ácido sulfúrico em água em função da concentração pode ser visto na tabela abaixo:
Índice de refração de soluções aquosas de ácido sulfúrico
(us.mt.com)
4.7.Pressão de vapor das soluções em água
Pressões de vapor (mmHg) em função da temperatura para diversas concentrações
de ácido sulfúrico em água (editado de www.nec.co.jp).
5.Propriedades químicas
O ácido sulfúrico apresenta formação de hidratos e ionização com a água, possui propriedades corrosivas com materiais orgânicos, desidrata materiais orgânicos, como os carbohidratos, ataca polímeros, reage com diversos metais e de diversas maneiras, atua como um solvente, com as bases produz os respectivos sulfatos, atua como desidratante nas nitrações orgânicas, entre inúmeroas outras reações típicas.
Para um tratamento mais completo das propriedades químicas do ácido sulfúrico, veja nosso artigo:
Ácido Sulfúrico – Propriedades Químicas
Propriedades químicas e reações típicas do mais útil dos produtos químicos
6.Aplicações
O ácido sulfurico encontra inúmeras aplicações industriais, como matéria prima e como coadjuvante em processos industriais, apenas perdendo para a água como substância utilizada na indústria. Em 1998, a produção de ácido sulfúrico nos EUA foi a segunda, somente inferior à de rocha fosfática entre os produtos químicos inorgânicos e minerais.[3] Assim sendo, é considerado uma commodity de grande importância, e a produção de ácido sulfúrico do parque industrial de um país é relacionado diretamente com sua escala econômica e desenvolvimento industrial.[8]
Aplicações do Ácido Sulfúrico no Brasil (%)
Fonte: Abiquim
Para um quadro mais detalhado das aplicações do ácido sulfúrico, veja nosso artigo
Da indústria química pesada ao seu automóvel
7.Apresentações comerciais e usuais e seus fins
7.1.Concentração
O ácido sulfúrico é apresentado em diversas concentrações em solução aquosa, de acordo com a finalidade de seu uso:
Concentrado: 98%
O chamado ácido de torre ou ácido de Glover: 77,67%
O chamado ácido de câmara ou ácido para fertilizante: 62,18%
Soluções para baterias chumbo-ácido: 33,5%
Concentração típica 60°Be, 77-78% em peso de H2SO4.[6]
Concentrações usuais (em peso) e respectivas concentrações em °Be:[6]
7.2.Pureza
Quanto a sua pureza, o ácido sulfúrico também é encontrado em diversos graus. O H2SO4técnico é impuro e frequentemente colorido, especialmente por presença de ferro e um pouco de materiil orgânico carbonizado, mas é apropriado para a fabricação de fertilizantes. O ácido sulfúrico de grau farmacêutico ou para síntese é usado para produzir fármacos, determinados corantes e pigmentos.
Quando no grau analítico, chamado também de grau ACS (de American Chemical Society –ACS) apresenta-se com concentração entre 95 e 98 %, mas com as seguintes especificações[9]:
Densidade de vapor <0.3 (25 °C, vs ar)
Pressão de vapor: 1 mmHg ( 146 °C)
Concentração nominal: 95-98% H2SO4
Concentração em ensaio: 95.0-98.0%
Matéria livre, suspensa ou insolúvel e resíduo de ignição: ≤5 ppm
Cor ≤10(APHA)
Ponto de ebulição:~290 °C(lit.)
Densidade: 1.840 g/mL a 25 °C(lit.)
Traços de ânions
* MnO4- redutores: ≤2 ppm
* Cloreto (Cl-): ≤0.2 ppm
* Nitrato (NO3-): ≤0.5 ppm
Traços de cátions
* As: ≤0.01 ppm
* Fe: ≤0.2 ppm
* Hg: ≤5 ppb
* NH4+: ≤2 ppm
* Metais pesados (como Pb): ≤1 ppm
7.3.Ácido Sulfúrico Fumegante
No caso de ácido sulfúrico apresentar altas concentrações de SO3(g), ocorre a formação de um composto de fórmula H2S2O7.[5]
SO3 + H2SO4 → H2S2O7
A mistura resultante é chamada de ácido sulfúrico fumegante ou ”oleum” ou ainda, raramente, ácido de Nordhausen. Expressa-se a concentração do ”oleum” em termos de %SO3 (chamado de %oleum) assim como em termos de %H2SO4 (a quantidade que resultaria do acréscimo de água); são concentrações usuais 40% oleum (109% H2SO4) e 65% oleum (114,6% H2SO4). O composto H2S2O7, quando substância pura, é um sólido com ponto de fusão de aproximadamente de 36 °C. No oleum além de H2S2O7 existe também o H2S3O10.[10]
8.Segurança
O ácido sulfúrico, especialmente em soluções concentradas, é sempe corrosivo aos tecidos e por ingestão pode ser fatal.
Mais especificamente:
8.1.Contato com a pele
Em contato com a pele, pode provocar queimaduras graves e os sintomas mais freqüentes são vermelhidão, dor e severas queimaduras. Pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for posto em contato com a pessoa.[11]
Recomendamos a leitura de nosso artigo:
Ácido Sulfúrico – Segurança, Observações
Um adendo sobre procedimentos de segurança
Para questões complementares ao contato do ácido sulfúrico com a pele e olhos e procedimentos em casos de acidente e cuidados na sua manipulação.
8.2.Contato com os olhos
Em contato com os olhos é extremamente perigoso, devido ao teor de água nestes. Pode turvar a visão, causar vermelhidão, dor e severas queimaduras. Pode causar cegueira.[11]
8.3.Inalação
Causa irritação ao trato respiratório e mucosas das membranas. Sintomas incluem irritação do nariz e garganta e fadiga respiratória. Pode causar edema pulmonar.[11]
8.4.Ingestão
Pode causar severas queimaduras na boca, garganta e estômago, levando à morte. Dor de garganta, vomito, diarréia, colapso circulatório, pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for ingerido. O choque circulatório causa a morte.[11]
No caso de ingestão acidental é considerado o melhor tratamento a ingestão posterior de bastante água ou leite e o imediato atendimento médico, sendo recomendado não se provocar vômitos.[11]
LD50 oralmente em ratos: 2,14 g/kg (Smyth[12])[7]
8.5.Exposição crônica
Longa exposição aos vapores pode causar prejuízo aos dentes. A exposição crônica pode causar câncer.[11]
Potenciais sintomas de sobre exposição são irritação nos olhos, nariz e garganta, edema pulmonar, bronquite, enfizema, conjuntivite, estomatite, erosão dentária (além dos vapores, mesmo em diluições imperceptóveis em água ou outros líquidos), traqueobronquite, queimaduras de olhos e pele, dermatite.[7]
8.6.Sob aquecimento
A partir de 30ºC começa a emitir vapores. Acima de 290ºC (ponto de ebulição) o ácido sulfúrico se decompõe em trióxido de enxofre e água. Reage com carbonatos para gerar dióxido de carbono, reage com cianetos e sulfetos para formar cianeto de hidrogênio e sulfeto de hidrogênio.[11]
8.7.Incompatibilidades
É incompatível com água, clorato de potássio, perclorato de potássio, permanganato de potássio, sódio, lítio, bases, material orgânico, halogênios, óxidos e hidratos, metais, oxidantes fortes e agentes redutores e muitas outras substâncias.[11]
9.Questões ambientais
Devido a reação do anidrido sulfúrico com a água, um dos constituintes da chamada “chuva ácida” é o ácido sulfúrico. Os passos de tal fenômeno se dão pela oxidaçao atmosférica do dióxido de enxofre, principal produto da combustão do enxofre presente em combustíveis fósseis, como o carvão mineral e o petróleo, produzindo anidrido sulfúrico, que reage com a umidade do ar.[13]
S + O2 → SO2
SO2 + H2O → H2SO3 → oxidação → H2SO4
Deve-se observar que a maior parte da acidez presente na chuva, vem das emissões de SO2produzido pela queima de combustíveis fósseis.[13]
Recupera-se ácido sulfúrico usado nos diversos processos industriais não pelo valor do ácido recuperado, mas por questões ambientais. O volume do ácido recuperado, especialmente na metalurgia e alguns minérios, é reempregado na absorção de SO3, no processo de contato.
9.1.Rejeitos do ácido usado
A cada ano reutiliza-se 2 milhões de toneladas de ácido sulfúrico usado. Sendo as fontes principais[1]:
1)Catalisador de alquilação.
2)Usado em nitrações.
3)Lamas de refino de petróleo.
Métodos e processos de reciclagem de ácido sulfúrico, inclusive contaminados com metais pesados, tem sido desenvolvidos. Alguns fazem a reação da corrente de ácido contaminada, proveniente da produção do dióxido de titânio, com misturas contendo cloreto de ferro, resultando em sulfato de ferro (II).[14]
Ver nossos artigos:
Ácido Sulfúrico – Processo de Concentração
A recuperação e concentração do ácido sulfúrico de efluentes
Concentração de ácido nítrico com ácido sulfúrico
Notas sobre processos de concentração de efluentes desta natureza
9.2.Geração de energia
Modernas plantas de ácido sulfúrico de grande porte são vistas não só como indústrias químicas, mas também como termoelétricas.[15][16][17][18][19][20][21]
10.Produção
O ácido sulfúrico é geralmente obtido a partir de dióxido de enxofre por oxidação com óxidos de nitrogênio em dissolução aquosa. Normalmente depois são levados a cabo processos para obter uma maior concentração de ácido. Sendo produzido massivamente e a baixo custo, só se produz laboratorialmente o ácido sulfúrico para fins didáticos ou de pesquisa.
O ácido sulfúrico é encontra comercialmente em um grande número de concentrações e graus de pureza. Existem dois processos industriais principais para a produção de ácido sulfúrico, o processo das câmaras de chumbo e o processo de contato.
Planta de ácido sulfúrico (processo de contato) - www.fleckchemical.com
O processo de câmaras de chumbo é o mais antigo dos dois (ano de 1746) e é utilizado atualmente (quando utilizado) para a produção de ácido a ser consumido na produção de fertilizantes. O produto resultante é um ácido relativamente diluído (de 62%-78% de H2SO4).[1]
Industrialmente, para altas concentrações e elevada pureza, parte-se do enxofre, do oxigênio e água via o chamado processo de contato.
O processo de contato permite a produção de um ácido mais puro quimicamente e de elevada concentração, requerendo, em contrapartida, matérias primas mais puras e catalisadores de custo elevado. O dióxido de enxofre é obtido pela incineração de enxofre, pela calcinação de pirita (dissulfeto de ferro), pela calcinação de outros sulfetos não ferrosos, ou mediante a combustão de sulfeto de hidrogênio (H2S) gasoso.
Para um quadro mais detalhado da produção do ácido sulfúrico, veja nosso artigo
Como é obtido o mais útil dos produtos químicos
11.Economia e Mercado
Apresentamos um quadro geral da produção mundial de ácido sulfúrico por país, onde destaca-se a ascenção da China como maior produtor mundial.
Fontes: [A] IFA / Valor On Line [B] FMB - MMt – milhares de toneladas
Gráfico da produção de ácido sulfúrico ao longo dos anos entre os principais países produtores (fonte: Wikipedia).
Gráfico da produção de ácido sulfúrico dos EUA ao longo dos anos em relação a outros produtos químicos, no caso amônia e hidróxido de sódio (soda cáustica) (fonte:www.pafko.com)
Um valor referência de produção e valor pode ser a do ano de 2001, com produção de 165 milhões de toneladas e valor aproximado de 8 bilhões de dólares estadunidenses.
12.História
Credita-se a descoberta do ácido sulfúrico ao alquimista medieval árabe Geber, no século IX. Também ao alquimista persa Al-Razi é creditada as primeiras descrições desta substância. Os métodos de produção do ácido sulfúrico destes alquimistas foram popularizados pelos trabalhos de alquimistas europeus, como Albertus magnus (no século XIII), apartir do sylfato de ferro e do sulfato de cobre. Já no século XVII, o químico Johann Glauber, teuto-holandês, preparou o ácido sulfúrico pela queima de enxofre com salitre (nitrato de potássio) com a presença de vapor d’água. Em 1736, um farmacêutico de Londres, Joshua Ward, iniciou a produção em larga escala do ácido sulfúrico através deste método.
Em 1746, John Roebuck, de Birmingham, começou a produzir o ácido sulfúrico pelo método de Ward em câmaras recobertas por chumbo, resistentes ao ácido sulfúrico e capazes de ganhar grande escala, pela sua resistência mecânica, permanecendo como o método padrão praticamente pelos próximos dois séculos.
Aperfeiçoamentos posteriores deste processo pelo químico francês Gay-Lussac e pelo químico britânico John Glover melhoraram a concentração do ácido obtido. Nos séculos XVIII e XIX foi inteiramente produzido pelo processo de câmaras de chumbo.[6]
Em 1831, Peregrine Phillips, comerciante de vinagre britânico, patenteou um processo mais econômico para produzir trióxido de enxofre e ácido sulfúrico concentrado, conhecido hoje como processo de contato.
A história do ácido sulfúrico é tratada mais detalhadamente em nosso artigo:
A história da obtenção do mais útil dos produtos químicos.
13.Geologia, Climatologia e Astrofísica
13.1.NA GEOLOGIA E CLIMATOLOGIA
O ácido sulfúrico forma-se naturalmente a partir de emissões vulcânicas, as quais produzem dióxido de enxofre que oxida-se na atmosfera e posteriormente reage com a úmidade do ar. Além disso, forma-se em borbulhamentos em massas d’água próximo a atividade vulcânica e lagos formados dentro de crateras vulcânicas.
Lago ácido em cratera vulcânica – Nova Zelândia. (www.geonet.org.nz)
Também forma-se juntamente com o cloreto de hidrogênio, e consequentemente o ácido clorídrico, no contato de lava vulcânica com água do mar.
Nuvens de vapor contendo ácido sulfúrico (travel.webshots.com).
O sistema binário ácido sulfúrico-água é interessante por várias razões, havendo um grande um grande número de espécies de hidrato conhecidas ou que se acredita existir, desde o mono hidrato, o di-, um suspeito tri-, e tetrahidratos, pouco caracterizados 6 ½-hidrato e ainda maiores hidratações que podem ser de 8 -, 9 -, 9 ½ -, ou mesmo 10-hidrato (ver diagrama nosso artigo sobre as propriedades químicas do ácido sulfúrico). Estes hidratos são susceptíveis de ocorrer na estratosfera da Terra e pode fornecer locais para a condensação de nuvens de gelo de alta altitude, que pode afetar significativamente o clima da Terra, em especial após as erupções vulcânicas, quando se depositam grandes quantidades de enxofre na atmosfera superior.[1]
Investigações sobre o diagrama de fase do sistema binário líquido-sólido H2SO4/H2O por meio de calorimetria exploratória diferencial (DSC, differential scanning calorimeter) altamente sensível e espectroscopia de infravermelho de filmes finos tem sido desenvolvidas. Em particular, tem sido investigadas a região de gelo puro de ácido sulfúrico hemihexahidrato (ASH, H2SO4.6,5H2O), incluindo estudos detalhos sobre o ácido sulfúrico octahidrato (ASO). Estudos indicam que existe uma única espectroscopia no infravermelho reproduzível para ASO, que não é meramente uma combinação de espectros de gelo e ácidosulfúrico tetrahidrato (AST), como anteriormente foi sugerido por outros estudos. A partir de estudos de DSC, foram identificados fases de transição de fusão ou sólido/sólido do octahidrato. Também determinou-se a energia de fusão para ASO-ASO que é um componente importante de soluções de ácido sulfúrico na faixa de 20 – 40 % em massa quando congeladas. Os resultados indicam que o ASO poderia ser uma parcela significativa de partículas sólidas ou parcialmente congeladas nas nuvens polares estratosféricas. Como tal, a chave de reações estratosféricas deve ser estudada em superfícies formadas por ASO.[2]
As propriedades de congelamento de gotículas de ácido sulfúrico foram estudados para suspensões de partículas na faixa de 20 a 30 μm de diâmetro, suportando observações anteriores, experimentais e de campo que aerossóis estratosféricos de ácido sulfúrico provavelmente permaneçam no estado líquido dentro de alguns graus do ponto de congelamento.[40]
Os efeitos destes hidratos de ácido sulfúrico nos agentes catalíticos depletores da camada de ozônio, por transformação química de formas ditas benignas de compostos clorados (como HCl, ClONO2, etc) também tem sido objeto de estudo, sugerindo que a fase rica em octahidrato seja uma das formas responsáveis pela alta umidade relativa, que é eficaz na ativação do cloro.[3]
13.2.EM VÊNUS E OUTROS PLANETAS
O ácido sulfúrico é um dos principais componentes da atmosfera do planeta Vênus, e devido a sua formação a partir de substâncias compostas por átomos abundantes no universo, no caso o enxofre e o oxigênio, além do elemento mais abundante, que é o hidrogênio (compondo estes as substâncias água e os óxidos de enxofre), deve-se formar em parcela significativa dos planetas com composição similar a de Vênus e a Terra pela ação dos raios ultravioleta ou radiações de comprimento de onda menor que 169 nm das estrelas (como o Sol) em tais atmosferas, seguindo o já determinado ciclo abaixo[22][23]:
CO2 → CO + O
SO2 + O → SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Na parte superior, em porções mais frias da atmosfera de Vênus, o ácido sulfúrico existe como um líquido, nuvens densas de ácido sulfúrico obscurecem completamente a superfície do planeta quando vistas de cima. A principal camada de nuvens estende-se de 45 a 70 quilômetros acima da superfície do planeta, com nebulosidade mais fina que se estende tão baixa quanto 30 e tão elevada quanto 90 quilômetros acima da superfície.[Orlando & McCord]
Vênus e suas núvens de ácido sulfúrico (news.cnet.com).
13.3.EM EUROPA
Detecção por com base em dados espectroscópica na faixa infravermelho por parte da sonda da NASA Galileo, da superfície congelada do satélite Europa de Júpiter apontam também para a presença de ácido sulfúrico na forma de alguns de seus hidratos, embora alguns cientistas prefiram atribuir os resultados a presença de sulfatos.[24]
Espectros infravermelhos da missão Galileo da NASA mostram distintas absorções na lua de Júpiter Europa que tem siudo atribuídas a um ou mais hidratos de ácido sulfúrico. A interpretação do espectro é um tanto controversa. Alguns cientistas planetários preferem admitir que os espectros são devidos ao íon sulfato, talvez como parte de um ou mais minerais da superfície de Europa. [Orlando & McCord]
Detecção de ácido sulfúrico em Europa (photojournal.jpl.nasa.gov).
Existem hipóteses de que a origem do enxofre pode ser Io, ou talvez soluções de ácido sulfúrico, oriundas de explosões a partir de um oceano subterrâneo. Neste último caso, é plausível que a crosta da Europa contenha uma fração significativa de hidratos de ácido sulfúrico oriundos de minerais constituintes das rochas. Por causa desta presença de hidratos, é importante a melhor caracterização dos hidratos mais elevados de ácido sulfúrico, em especial para esclarecer a natureza exata das maiores hidratações, para investigar o comportamento desses materiais a pressões e temperaturas relevantes para o interior dos satélites gelados.[1]
Referências
Obs: Ao ser realizada a transferência dos artigos do Google Knol para o Anottum, houve a perda parcial das referências deste artigo. Assim que possível, sua referenciação será recuperada e aprimorada. Contando com sua compreensão, grato.
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Leituras recomendadas e ligações externas
5° Congresso de Ácido Sulfúrico
THE CONTACT PROCESS – www.chemguide.co.uk
Indústria Química – Indústria do ácido sulfúrico – www.dqb.fc.ul.pt