Ácido sulfuroso: estructura, propiedades, nomenclatura, usos

El  ácido sulfuroso es un oxácido que se forma por la disolución del dióxido de azufre, SO2, en agua. Es un ácido inorgánico débil e inestable, el cual no se ha podido detectar en solución, ya que la reacción de su formación es reversible y el ácido se descompone rápidamente en los reactivos que lo produjeron (SO2 y H2O).

La molécula del ácido sulfuroso por el momento solo ha sido detectada en la fase gaseosa. Las base conjugadas de este ácido son aniones comunes bajo las formas de sulfitos y bisulfitos.

Fuente: Benjah-bmm27 [Public domain], from Wikimedia Commons
El espectro de Raman de soluciones SO2 solo muestra señales debidas  a la molécula de SO2 y  del ión bisulfito, HSO3, consistente con el equilibrio siguiente:

SO2    +  H2O    <=> HSO3     +       H+

Esto señala que mediante el espectro de Raman no es posible detectar la presencia del ácido sulfuroso en una solución de dióxido de azufre en agua.

Cuando se expone a la atmósfera, se transforma rápidamente en el ácido sulfúrico. El ácido sulfuroso se reduce a sulfuro de hidrógeno por la acción del ácido sulfúrico diluido y el cinc.

El intento de concentrar una solución de SO2 mediante la evaporación del agua para la obtención de ácido sulfuroso libre de agua, no produjo resultado, ya que el ácido se descompone rápidamente (invirtiendo la reacción de formación), por lo que el ácido no puede ser aislado.

Formación natural

El ácido sulfuroso se forma en la naturaleza por la combinación del dióxido de azufre, producto de la actividad de las grandes fábricas, con el agua atmosférica. Por esta razón, se le considera como un producto intermedio de la lluvia ácida, provocando grandes daños a la agricultura y al medio ambiente.

Su forma ácida no es utilizable en la naturaleza, pero usualmente es preparado en sus sales, sulfito y bisulfito de sodio y potasio.

El sulfito se genera de forma endógena en el cuerpo como consecuencia del metabolismo de los aminoácidos que contienen azufre. Asimismo, se produce sulfito como producto de la fermentación de alimentos y bebidas. El sulfito es alérgeno, neurotóxico y metabotóxico. Es metabolizado por la enzima sulfito oxidasa que lo convierte en sulfato, compuesto inocuo.

Estructura

h2so3

Molécula aislada

En la imagen puede apreciarse la estructura de una molécula aislada de ácido sulfuroso en estado gaseoso. La esfera amarilla en el centro corresponde al átomo de azufre, las rojas a los átomos de oxígeno, y las blancas a los hidrógenos. Su geometría molecular entorno al átomo de S es pirámide trigonal, con los átomos de O dibujando la base.

Entonces, en el estado gaseoso, las moléculas de H2SO3 pueden considerarse como diminutas pirámides trigonales flotando en el aire, suponiendo que es lo suficientemente estable para perdurar cierto tiempo sin reaccionar.

La estructura deja en claro de dónde provienen los dos hidrógenos ácidos: de los grupos hidroxilos enlazados al azufre, HO-SO-OH. Por lo tanto, para este compuesto, no es correcto asumir que uno de los protones ácidos, H+, se libera del átomo de azufre,       H-SO2(OH).

Los dos grupos OH le permiten al ácido sulfuroso interaccionar mediante puentes de hidrógeno y además, el oxígeno del enlace S=O es un aceptor de hidrógeno, lo que convierte al H2SO3 tanto en un buen donador como aceptor de dichos puentes.

Según lo anterior, el H2SO3 debería poder condensar en un líquido, tal como lo hace el ácido sulfúrico, H2SO4. Sin embargo, no ocurre así.

Molécula rodeada de agua

Hasta la fecha, no ha sido posible la obtención del ácido sulfuroso anhidro, es decir, H2SO3(l); mientras que el H2SO4(ac), por otra parte, tras deshidratarse se transforma en su forma anhidra, H2SO4(l), el cual es un líquido denso y viscoso.

Si se asume que la molécula de H2SO3 permanece inalterada, entonces será capaz de disolverse en gran medida en el agua. Las interacciones que gobernarían en dichas soluciones acuosas serían nuevamente los puentes de hidrógeno; sin embargo, también existirían interacciones electrostáticas producto del equilibrio de hidrólisis:

H2SO3(ac) + H2O(l) <=> HSO3(ac) + H3O+(ac)

HSO3(ac) + H2O(l) <=> SO32-(ac) + H3O+

El ion sulfito, SO32- vendría a ser la misma molécula de arriba, pero sin las esferas blancas; y el ion hidrogenosulfito (o bisulfito), HSO3, conserva una esfera blanca. De ambos aniones pueden surgir infinidades de sales, unas más inestables que otras.

En la realidad, se ha confirmado que una porción en extremo pequeña de las soluciones consiste de H2SO3; es decir, la molécula explicada no es la que interacciona directamente con las moléculas de agua. La razón de esto se debe a que sufre una descomposición originando SO2 y H2O, la cual se ve termodinámicamente favorecida.

SO2nH2O

La verdadera estructura del ácido sulfuroso consiste de una molécula de dióxido de azufre rodeada de una esfera de agua que se compone de n moléculas.

Así, el SO2, cuya estructura es angular (tipo boomerang), junto a su esfera acuosa, es el responsable de los protones ácidos que caracterizan la acidez:

SO2∙nH2O(ac) + H2O(l) <=> H3O+(ac) + HSO3(ac) + nH2O(l)

HSO3(ac) + H2O(l) <=> SO32-(ac) + H3O+

Además de este equilibrio, existe también un equilibrio de solubilidad para el SO2, cuya molécula puede escapar del agua a la fase gaseosa:

SO2(g) <=> SO2(ac)

Propiedades físicas y químicas

Fórmula molecular

H2SO3

Peso molecular

82.073 g/mol.

Aspecto físico

Es un líquido incoloro, con un olor picante a azufre.

Densidad

1.03 g/ml.

Densidad del vapor

2.3 (en relación al aire que se toma como 1)

Corrosividad

Es corrosivo para metales y tejidos.

Solubilidad en agua

Miscible con el agua.

Sensibilidad

Es sensible al aire.

Estabilidad

Estable, pero incompatible con bases fuertes.

Constante de acidez (Ka)

1.54 x 10-2

pKa

1.81

pH

1.5 en la escala de pH.

Punto de ignición

No inflamable.

Descomposición

Cuando se calienta el ácido sulfuroso puede descomponerse, emitiendo un humo tóxico de óxido de azufre.

Nomenclatura

El azufre tiene las siguientes valencias: ±2, +4 y +6. A partir de la fórmula H2SO3, puede calcularse qué valencia o número de oxidación posee el azufre en el compuesto. Para ello, basta con resolver una suma algebraica:

2(+1) + 1v + 3(-2)= 0

Como se trata de un compuesto neutro, la suma de las cargas de los átomos que lo constituyen debe ser 0. Despejando v para la ecuación anterior, se tiene:

v= (6-2)/1

Así, v es igual a +4. Es decir, el azufre participa con su segunda valencia, y de acuerdo a la nomenclatura tradicional, debe añadirse al nombre el sufijo –oso. Por esta razón al H2SO3 se le conoce como ácido sulfuroso.

Otra manera más rápida de determinar dicha valencia, es comparando el H2SO3 con el H2SO4. En el H2SO4 el azufre tiene valencia +6, por lo que si se le quita un O, la valencia baja a +4; y si se le quita otro más, la valencia baja a +2 (que sería el caso para el ácido hiposulfuroso, H2SO2).

Aunque menos conocido, al H2SO3 también puede llamársele ácido trioxosulfúrico (IV), de acuerdo a la nomenclatura stock.

Síntesis

Técnicamente se forma quemando azufre para formar dióxido de azufre. Después, este se disuelve en agua para formar el ácido sulfuroso. Sin embargo, la reacción es reversible y el ácido rápidamente se descompone de regreso en los reactantes.

Esta es una explicación del porqué no se encuentra el ácido sulfuroso en solución acuosa (como ya se mencionó en el apartado de su estructura química).

Usos

Fuente: Pxhere

Generalmente, los usos y aplicaciones del ácido sulfuro, dado que no se puede detectar su presencia, se refieren a los usos y aplicaciones de las soluciones de dióxidos de azufre y las bases y sales del ácido.

En la madera

En el proceso de sulfito se produce pulpa de madera en forma de fibras de celulosa casi puras. Se usan varias sales del ácido sulfuroso para la extracción de la lignina de las astillas de la madera, utilizando recipientes de gran presión llamados digistores.

Las sales utilizadas en el proceso de obtención de la pulpa de la madera son sulfito (SO32-) o bisulfito (HSO3), dependiendo del pH. El contraión puede ser Na+, Ca2+, K+ o NH4+.

Agente desinfectante y blanqueador

-El ácido sulfuroso se utiliza como un desinfectante. También se utiliza como un agente blanqueador suave, especialmente para materiales sensibles al cloro. Además, se emplea como blanqueador dental y aditivo de alimentos.

-Es ingrediente de diversos cosméticos para el cuidado de la piel y se usó como un elemento pesticida en la eliminación de las ratas. Elimina las manchas ocasionadas por el vino o frutas en diferentes telas.

-Sirve como antiséptico, siendo eficaz para evitar las infecciones de la piel. En algunos momentos, se utilizó en fumigaciones para desinfectar barcos, pertenencias de enfermos victimas de epidemias, etc.

Agente conservante

Se utiliza el ácido sulfuroso como conservante de las frutas y los vegetales y para evitar la fermentación de bebidas como el vino y la cerveza, siendo un elemento antioxidante, antibacteriano y fungicida.

Otros usos

-El ácido sulfuroso se utiliza en la síntesis de medicamentos y productos químicos; en la elaboración del vino y de la cerveza; refinamiento de productos derivados del petróleo; y  se emplea como reactivo analítico.

-El bisulfito reacciona con los nucleósidos de pirimidina y se agrega al doble enlace  entre la posición 5 y 6 de la pirimidina, modificando el enlace. Se utiliza la transformación con bisulfito para probar las estructuras secundarias o superiores de los polinucleótidos.

Referencias

  1. Wikipedia. (2018). Sulfurous acid. Recuperado de: en.wikipedia.org
  2. Nomenclature of acids. [PDF]. Recuperado de: 2.chemistry.gatech.edu
  3. Voegele F. Andreas & col. (2002). About the Stability of Sulfurous Acid (H2SO3) and Its Dimer. Chem. Eur. J. 2002. 8, No.24.
  4. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. (Cuarta edición., pág. 393). Mc Graw Hill.
  5. Calvo Flores F. G. (s.f.). Formulación de química inorgánica. [PDF]. Recuperado de: ugr.es
  6. PubChem. (2018). Sulfurous acid. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  7. Steven S. Zumdahl. (15 de agosto de 2008). Oxyacid. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
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Licenciado en Magisterio. Maestro de Instituto. Me encanta leer, la ciencia y escribir sobre lo que conozco y sobre cosas nuevas que aprender.

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