Acide sulfurique

Acide Sulfurique
Général
Nom IUPAC
N CAS	7664-93-9
N EINECS	231-639-5
N E	E513
SMILES
InChI
Apparence	liquide hygroscopique, huileux, incolore, inodore
Propriétés chimiques
Formule brute	H2O4S(2HO + SO(aq) )
Masse molaire	98,078 ± 0,006 g·mol
Moment dipolaire	2,72 D
Diamètre moléculaire	0,487 nm
Propriétés physiques
T° fusion	100% : 10,31 °C; 98% : 3 °C; 93% : -32 °C; 78% : -38 °C; 74% : -44 °C; 65% : -64 °C
T° ébullition	(décomposition) : 340 °C
Solubilité	Miscible avec l'eau et l'alcool (réaction exothermique)
Masse volumique	1,8302 g·cm
Thermochimie
S	19 J/mol·K
ΔH	-814 kJ/mol
Propriétés optiques
Indice de réfraction	${\text{n}}_D^{25}$ 1,4184
Précautions
Directive 67/548/EEC

C

NFPA 704
0 3 2 W
SIMDUT
D1A, E,
SGH
Danger H314,
Inhalation	Très dangereux : les vapeurs peuvent être mortelles.
Peau	Provoque de graves brûlures.
Yeux	Provoque de graves brûlures.
Ingestion	Toxique : provoque de graves brûlures pouvant être mortelles.
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat	bas : 0,15 ppm
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'acide sulfurique (anciennement appelé huile de vitriol ou vitriol) est un composé chimique corrosif de formule H₂SO₄.

C'est un acide minéral fort (au contraire des acides organiques) miscible à l'eau en toutes proportions. Il est par exemple très présent dans l'atmosphère de Vénus. C'est aussi un des constituants les plus fréquents des pluies acides.

Dans le domaine industriel au XXI siècle, l'acide sulfurique constitue l'acide le plus important aussi bien du point de vue des quantités produites que de la diversité de ses utilisations.

L'acide sulfurique est également utilisé pour la régulation du pH des piscines, c'est le « pH moins liquide » (acide sulfurique à 40% ~ 45%).

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

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 = 1,99).

Les sels sont les hydrogénosulfates HSO₄ et les sulfates SO₄.

Propriétés chimiques

Propriétés propres

Si, lors de la préparation de l'acide, de grandes concentrations de trioxyde de soufre SO_{3 (g)} sont utilisées, il se forme une solution de SO_{3 (solv)} dans H₂SO_{4 (l)} qui est 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 en dioxyde de soufre et en oxygène.

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

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.

Combinaison avec de l'eau

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

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 déshydrater un grand nombre de composés. Par exemple, un mélange de glucose (C₆H₁₂O₆) et d'acide sulfurique concentré produit du carbone ainsi que de l'eau.

Autres combinaisons

Comme tous les acides forts, l'acide sulfurique 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.

Le nom de vitriolum apparaît au XIII siècle, dans le Grand Albert (écrit par Albert le Grand, alchimiste) (Berthelot). Forme syncopée de vitri oleum (littéralement « huile de verre »), il désigne au Moyen Âge et à la Renaissance diverses substances d'aspect huileux ou vitreux, liquides ou solides, le futur acide sulfurique n'étant que l'une d'entre elles.

Les rosicruciens donnent au terme « vitriol » une signification ésotérique, en l’interprétant comme un acronyme : Visita Interiora Terrae Rectificandoque Invenies Occultum Lapidem qui signifie « Descends dans les entrailles de la terre et en distillant (littéralement: en rectifiant) tu trouveras la pierre cachée » (les rosicruciens voient dans cette « pierre cachée » le « moi profond » de l’initié). Cette phrase est encore utilisée de nos jours dans les rituels de certaines sociétés initiatiques, en particulier la franc-maçonnerie. On peut remplacer les derniers mots par Oleum Limpidum « une huile limpide », ce qui est plus proche de l'objet de la présente notice. Quoi qu'il en soit, 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.

Au XV siècle, de l'acide sulfurique fut obtenu en distillant du sulfate ferreux hydraté, ou vitriol de fer, avec du sable.

Au XIX siècle, Justus von 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.

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.

L'acide concentré et l'oléum réagissent avec l'eau en dégageant une grande quantité de chaleur. C'est pour cela qu'en milieu industriel, une dilution d'acide se fait toujours sous refroidissement. Il en est de même au contact avec la peau ce qui peut provoquer de graves brûlures. Il faut verser l'acide dans l'eau et non 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 et l'eau en plus grande quantité au départ de la dilution sert a dissiper la chaleur. Dans l'autre sens, l'exothermie peut faire bouillir subitement l'eau versée sur l'acide, ce qui cause des projections d'eau et d'acide très dangereuses.

L'inhalation de fumées et brouillards d'acide peut causer des lésions à long terme. La règlementation américaine et française limite à 1 mg·m 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 du dihydrogène.

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).

L'acide sulfurique réagit avec des sulfures en libérant du sulfure d'hydrogène gazeux très toxique.

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

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

Phrases de risque et conseils de prudence selon l'INRS

Règles Etiquetage :

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)

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

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

L’acide sulfurique a été utilisé au XIX siècle pour la conservation de la viande.