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Solución:
Solución 1:
Ácido sulfúrico, $ceH2SO4$que tiene una entalpía de formación de $-814 mathrmkJ/mol$es bastante estable y no se descompondrá fácilmente.
De acuerdo a Estudio cinético de la descomposición de los ácidos sulfúricos gastados a alta temperatura, Dominique Schwartz, Roger Gadiou, Jean-François Brilhac, Gilles Prado y Ginès Martinez:
La descomposición de $ceH2SO4$ a $ceH2O$ y $ceSO3$ es predominante entre $400$ y $700 mathrm K$. Se puede observar la formación de una pequeña cantidad de ácido sulfúrico gaseoso. Arriba $673 mathrm K$la constante de equilibrio de la reacción R1 se vuelve mayor que 1 y aumenta rápidamente.
$$ceH2SO4 <=> H2O + SO3tagR1$$
El segundo proceso es la reducción de trióxido de azufre a $ceSO2$. Esta reacción endotérmica necesita una temperatura elevada para que se produzca, siendo la constante de equilibrio de la reacción R2 superior a 1 arriba $1050 mathrm K$.
$$ceSO3 <=> SO2 + dfrac12O2tagR2$$
Así, solo tendrás que preocuparte cuando la temperatura alcance $400 mathrm K$o $127 mathrm^circ C$ (false precisión).
Solución 2:
Primero, no necesita preocuparse por el fuego: el ácido sulfúrico no es inflamable.
Alrededor $1000$ kelvin, ocurriría esta reacción:
$$ce2H2SO4 <=> 2SO2 + 2H2O + O2$$
Este se utiliza industrialmente para la producción de hidrógeno gaseoso, y el ciclo de reacción total se denomina ciclo de azufre-yodo.
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