Dê duas aplicações laboratoriais ou industriais para os seguintes compostos:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}

Passo 1

O enunciado pede duas aplicações laboratoriais ou industriais para o composto \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}.
Informações dadas (explicitadas):
  • O composto é \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}.
  • Preciso fornecer duas aplicações (podem ser uma laboratorial e outra industrial, ou ambas de um tipo).

Passo 2

Antes de listar aplicações, vamos entender rapidamente as propriedades básicas de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} que explicam por que ele é útil:
  • \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} é um ácido forte e diprótico: ele pode perder dois prótons em etapas sucessivas. As dissociações podem ser escritas (de forma qualitativa) como
\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+} + \mathrm{HSO}_{4}^{-}
\mathrm{HSO}_{4}^{-} \rightleftharpoons \mathrm{H}^{+} + \mathrm{SO}_{4}^{2-}
Isso significa que ele fornece \mathrm{H}^{+} prontamente, o que o torna um excelente catalisador ácido.
  • Ácido sulfúrico concentrado é fortemente desidratante (retira água) e, em concentrações muito altas e sob certas condições, tem caráter oxidante.
  • É higroscópico (absorve água do ar) e muito corrosivo — informação importante para segurança e para entender usos (por exemplo, como agente de secagem ou desidratação).
Com essas propriedades em mente, as aplicações ficam mais óbvias: usos que aproveitam sua acidez forte (catalisar reações), sua capacidade de solubilizar e protonar sais minerais (indústria), ou sua força desidratante.

Passo 3

Aplicação industrial (exemplo clássico): produção de ácido fosfórico e de fertilizantes fosfatados pelo processo úmido.
  • O minério fosfático (apatita, cuja fórmula simplificada é \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2}) é pouco solúvel. Tratando-o com \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} solubiliza-se o fósforo na forma de ácido fosfórico \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} e precipita-se sulfato de cálcio (gesso). A reação global do processo úmido pode ser escrita como
\mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2} + 3\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} + 6\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \rightarrow 2\mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} + 3\mathrm{CaSO}_{4}\cdot 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
  • Por que isso funciona? \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} protona e solubiliza os fosfatos presentes na rocha, formando \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} que pode ser separado e usado para fabricar fertilizantes (ex.: superfosfatos). O gesso ( \mathrm{CaSO}_{4}\cdot 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}) é subproduto.
  • Importância prática: a maior parte do fósforo usado em fertilizantes é produzida via reação com \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}; é uma aplicação em altíssima escala industrial.

Passo 4

Aplicação laboratorial (uso como catalisador ácido e agente desidratante): esterificação (síntese de ésteres) e desidratação de álcoois. Dois exemplos concretos:
a) Catalisar a esterificação de Fischer (síntese de ésteres a partir de ácido carboxílico e álcool). A equação geral é
\mathrm{RCOOH} + \mathrm{R'OH} \xrightarrow{\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4\\ (\text{cat.})} \mathrm{RCOOR'} + \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • O papel de \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} aqui é doar prótons (protonar o grupo carbonila), o que aumenta a eletrofilia do carbono carbonílico e facilita o ataque nucleofílico do álcool. \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} atua como catalisador (não é consumido em quantidade estequiométrica).
  • Em laboratório essa é uma rota comum para preparar ésteres perfumados ou solventes.
b) Desidratação de álcoois para formar alcenos (agente desidratante e catalisador). Exemplo:
\mathrm{C}_2\mathrm{H}_5\mathrm{OH} \xrightarrow{\text{conc. }\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4, \text{ aquecimento}} \mathrm{C}_2\mathrm{H}_4 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • Aqui \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} protona o álcool, facilitando a saída de água e a formação do carbocátion, que perde um próton para dar o alceno. A forte afinidade do ácido pela água e sua ação desidratante ajudam a deslocar o equilíbrio em favor do produto.
  • Uso prático em sínteses orgânicas laboratoriais quando se quer obter alcenos ou forçar reações onde a remoção de água favorece o produto.

Passo 5

Aspectos de segurança e prática que costumam cair em prova e que é bom decorar:
  • \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} é muito corrosivo e libera bastante calor ao ser diluído; regra prática de laboratório: sempre adicionar o ácido à água (não o contrário) — frase mnemônica: “ácido na água, tudo fica na boa”.
  • Concentrado é desidratante e pode causar queimaduras químicas severas. Em escala industrial, o controle de emissões e manuseio seguro é crítico.
  • Para a prova: normalmente pedem associar propriedades (ácido forte, desidratante) a aplicações (esterificação/desidratação, produção de ácido fosfórico / fertilizantes, bateria chumbo-ácido, etc.). Um bom atalho para memorizar: relacione “força ácida” → catalisador em síntese orgânica; “desidratação” → remoção de água ou produção de alcenos; “reagente mineral” → produção de fertilizantes.

Resposta

Produção de ácido fosfórico e fertilizantes fosfatados pelo processo úmido (tratamento da rocha fosfática com \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}).
Catalisador ácido e agente desidratante em sínteses de laboratório — por exemplo, esterificação de Fischer ( \mathrm{RCOOH}+\mathrm{R'OH}\xrightarrow{\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4}\mathrm{RCOOR'}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}) e desidratação de álcoois ( \mathrm{C}_2\mathrm{H}_5\mathrm{OH}\to\mathrm{C}_2\mathrm{H}_4+\mathrm{H}_2\mathrm{O}).

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