Acide sulfurique

C'est un acide minéral fort (au contraire des acides organiques). Il peut se mélanger avec l'eau en toute proportion. Il est par exemple très présent dans l'atmosphère de Vénus, c'est aussi un des constituants les plus fréquents des pluies acides.

L'acide sulfurique constitue aujourd'hui dans le domaine industriel l'acide le plus important aussi bien du point de vue des quantités produites que de la diversité de ses utilisations.

L'étymologie du nom semble venir de vitriolum, issu de vitrum (« le verre »), en raison de son apparence vitreuse.

Sommaire

1 Propriétés
- 1.1 Propriétés physiques
- 1.2 Propriétés chimiques
2 Historique
3 Fabrication
4 Sécurité
5 Utilisations
6 Liens externes

[modifier] Propriétés

[modifier] Propriétés physiques

L'acide sulfurique pur est un liquide visqueux , incolore et inodore. Diverses impuretés le colorent souvent en jaune brun. Sa concentration est souvent exprimée en degré Baumé.

Il existe un mélange azéotrope avec l'eau (98,3% d'H₂SO₄ et 1,7% d'eau) T° d'ébullition : 338°C

L'acide sulfurique est un diacide. La première acidité est forte (pKa ~ -7), la seconde plus faible (pKa = 1,88).

Les sels sont les hydrogénosulfates HSO₄^- et les sulfates SO₄^2-.

[modifier] Propriétés chimiques

[modifier] Propriétés propres

Si, lors de la préparation de l'acide, de grandes concentrations de SO₃ sont utilisées, il se forme une solution de SO₃ dans H₂SO₄ qui appelée acide sulfurique fumant ou oléum.

Sous l'action de la chaleur, l'acide sulfurique se décompose en trioxyde de soufre et en eau. La réaction est pratiquement complète à 450°C. ΔH de décomposition = +177 kJ/mol.

À température plus élevée, le trioxyde de soufre se décompose lui même en dioxyde de soufre et en oxygène.

L'acide sulfurique concentré est un produit oxydant et déshydratant.

[modifier] Combinaison avec d'autres acides

En combinaison avec l'acide nitrique, l'acide sulfurique forme l'ion nitronium, qui est employé dans la nitration des composés. Le processus de la nitration est employé pour fabriquer de nombreux explosifs, y compris le trinitrotoluène, la nitroglycérine, et le coton-poudre.

[modifier] Combinaison avec de l'eau

La réaction d'hydratation de l'acide sulfurique dégage beaucoup de chaleur : elle peut même conduire à faire bouillir de l'eau ajoutée à de l'acide sulfurique concentré, voire provoquer des explosions avec projection de liquide (un peu comme lorsqu'on jette de l'eau dans de l'huile bouillante).

On ne doit jamais mettre de l'eau dans de l'acide il faut faire toujours l'inverse : notamment parce que la densité de l'eau est moindre que celle de l'acide sulfurique, la faisant ainsi flotter au-dessus de l'acide.

Comme l'hydratation de l'acide sulfurique est thermodynamiquement favorable, l'acide sulfurique est un excellent agent de déshydratation, et s'emploie pour préparer de nombreux fruits secs.

L'affinité de l'acide sulfurique pour l'eau est telle qu'il est capable de prendre des atomes d'hydrogène et d'oxygène à d'autres composés. Par exemple, un mélange de glucose (C₆H₁₂O₆) et d'acide sulfurique concentré produit du carbone ainsi que de l'eau (qui dilue alors légérement l'acide).

[modifier] Autres combinaisons

Il réagit vivement avec de nombreux produits organiques, les métaux en poudre, les carbures, les chlorates, les chromates, les nitrates, les permanganates, les fulminates, le fluosilicium et le bronze en poudre de façon très exothermique. La réaction peut être explosive.

L'acide sulfurique concentré réagit violemment avec les bases fortes anhydres ou en solutions concentrées.

Les principaux métaux usuels sont attaqués avec dégagement de dihydrogène. L'acide dilué attaque le zinc, le fer, le cuivre et certaines fontes mais pas le plomb. L'acide sulfurique concentré n'a pas d'action sur le fer, l'acier et la fonte à froid, mais, à chaud, presque tous les métaux usuels réagissent, y compris certaines fontes.

[modifier] Historique

La préparation des premiers alchimistes consistait à chauffer des sulfates naturels à température élevée, puis à dissoudre dans l'eau le trioxyde de soufre ainsi formé. Les alchimistes possédaient une définition onirique du vitriol, (peut-être parce qu'ils n'y rattachaient pas le sens chimique thermo-dynamique de l'acide sulfurique, "simple" composé chimique ?) : le terme donnera le fameux acronyme de Visita Interiora Terrae Rectificandoque Invenies Occultum Lapidem qui signifie Visite l'intérieur de la terre et en rectifiant tu trouveras la pierre cachée. Cette phrase est encore utilisée de nos jours dans les rituels symboliques de certaines sociétés initiatiques comme la Franc-Maçonnerie. Au XV^e siècle, on obtint de l'acide en distillant du sulfate ferreux hydraté, ou vitriol de fer, avec du sable. Au XIX^e siècle, Liebig découvrit que l'acide sulfurique répandu dans le sol augmentait la quantité de phosphore disponible pour les plantes. Berkeley Pit est une fosse massive remplie d'eau chargée d'acide sulfurique et de métaux lourds à des taux très dangereux, à cause d'une ancienne mine fermée en 1982. En 1995, on y trouva 342 oies mortes après leur atterrissage sur l'eau toxique.

[modifier] Fabrication

La préparation industrielle de l'acide sulfurique se fait selon deux procédés : celui dit de contact, qui est le plus utilisé, et le procédé dit des chambres de plomb.

Le procédé de contact consiste à oxyder de l'anhydride sulfureux en anhydride sulfurique en présence d'un catalyseur (jadis platine, aujourd'hui composé de vanadium). L'anhydride sulfurique ainsi formé est ensuite absorbé dans une solution d'acide sulfurique qui ruisselle dans des tours dites tours d'absorption. Lorsque cette solution est suffisamment concentrée, elle est recueillie et stockée. Le procédé des chambres de plomb, dans sa version la plus moderne procédé Petersen, s'effectue par une réaction entre du dioxyde de soufre, de l'eau et de l'oxygène, qui se combinent pour donner l'acide sulfurique. Cette réaction est catalysée par des oxydes d'azote continuellement recyclés.

Le procédé des chambres de plomb, dû à John Roebuck en 1746, fournit un acide sulfurique moins concentré et contenant plus d'impuretés, plutôt destiné à la fabrication des superphosphates.

À partir de l'acide sulfurique, on peut préparer des sels neutres contenant le groupe sulfate SO₄, et des sels acides contenant le groupe hydrogénosulfate HSO₄.

[modifier] Sécurité

L'acide concentré et l'oléum réagissent avec l'eau en dégageant une grande quantité de chaleur. Il en est de même au contact avec la peau ce qui peut provoquer de graves brûlures. L'inhalation de fumées et brouillards d'acide peut causer des lésions à long terme. La règlementation américaine et française limite à 1 mg/m³ la concentration moyenne admissible pendant un poste de travail. L'acide sulfurique est ininflammable, mais à des concentrations inférieures à 75%, il réagit avec l'acier carbone et d'autres métaux en dégageant de l'hydrogène. Les épandages d'acide sulfurique peuvent être dilués avec une grande quantité d'eau, tandis que ceux d'oléum seront de préférence traités par un absorbant solide (argile ou terre de diatomée). L'acide sulfurique réagit avec des sulfures en libérant de l'hydrogène sulfuré gazeux très toxique.

En France, l'acide sulfurique fait l'objet de la fiche INRS n°30.

[modifier] Nomenclature

numéro CAS : 7664-93-9
numéro EINECS : 231-639-5
fiche toxicologique FT30 sur le site de l'Institut national de recherche et de sécurité (INRS) : Acide Sulfurique

[modifier] Phrases de risque et conseils de prudence selon l'INRS

C-Corrosif

Règles Etiquetage :

Exposé des risques et mesures de sécurité
R: 35	Cause de graves brûlures.
S: 26	En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de l'eau et consulter un spécialiste.
S: 30	Ne jamais verser de l'eau dans ce produit.
S: 45	En cas d'accident ou de malaise consulter immédiatement un médecin (si possible lui montrer l'étiquette).
231-639-5	Etiquetage CE.

[modifier] Référence ONU pour le transport des matières dangereuses

Classe : 8
numéro :

1830 (acide sulfurique contenant plus de 51% d'acide)

2796 (acide sulfurique contenant au plus 51% d'acide)

1831 (acide sulfurique fumant)

1832 (acide sulfurique résiduaire)

[modifier] Utilisations

Parmi les utilisations de l'acide sulfurique, on peut citer :

la fabrication d'engrais dits superphosphates,
l'industrie des textiles artificiels,
le traitement (lessivage) des minerais,
la synthèse de composés chimiques (colorants, explosifs, détergents, divers sels, autres acides...),
le raffinage du pétrole,
la déshydratation des alcools, pour donner des alcènes,
les batteries acides au plomb (il est aussi connu sous le nom d'acide de batterie),
le décapage de métaux en sidérurgie
la sulfonation,
la déshydratation (d'aliments par exemple),
fabrication de l'acide de Caro, un agent oxydant puissant utilisé en nettoyage
la catalyse de réactions d'estérifications grâce a l'ion oxonium,
la torture : l'acide sulfurique a été (et est encore) utilisé par certains tortionnaires pour bruler leurs victimes
Cet acide dilué d'un volume pour dix d'eau est couramment utilisé dans le décapage des métaux précieux en bijouterie après brasage, on appelle alors cette solution dérocher.
Traitement de l'eau , sert a faire baisser le pH du sol en l'horticulture maraîchère.