Acide sulfurique
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| Général | |
|---|---|
| Nom: | acide sulfurique |
| Formule chimique | (2H3O+ + SO42-) |
| Apparence | Liquide transparent |
| Propriétés physiques | |
| Masse moléculaire | 98,1 u |
| Température de fusion | 283 K (10 °C) |
| Température de vaporisation | 610 K (337 °C) |
| Masse volumique | 1,8 ×103 kg/m3 (liquid) |
| Solubilité | miscible (réaction exothermique) |
| Thermochimie | |
| ΔfH0liq. | -814 kJ/mol |
| S0liq. | 19 J/mol·K |
| Précautions | |
| Ingestion | Toxique, provoque des brûlures graves pouvant être mortelles |
| Inhalation | Très dangereux, les vapeurs peuvent être mortelles |
| Peau | Provoque des brûlures graves |
| Yeux | Provoque des brûlures graves |
| Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. | |
L'acide sulfurique (anciennement appelé huile de vitriol ou vitriol) est un composé chimique toxique.
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 vitriloum, issu de vitrum ("le verre"), en raison de son apparence vitreuse.
Toutefois les alchimistes possédaient une définition quelque peu plus onirique (peut-être parce qu'ils n'y rattachaient pas le sens chimique thermo-dynamique de l'acide sulfurique, "simple" composé chimique ?): le terme serait en fait l'acronyme de Visita Interiora Terrae Rectificando 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.
Sommaire |
[modifier] Propriétés
[modifier] Propriétés physiques
L'acide sulfurique pur est un liquide visqueux, incolore et inodore. Diverses impuretés le colorent souvent en jaune brun.
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, la seconde plus faible (pKa = 1,88).
Les sels sont les hydrogénosulfates HSO4- et les sulfates SO42-.
[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 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] 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 de l'anhydride sulfureux, 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.
[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'INRS [1] : Acide Sulfurique
[modifier] Étiquetage selon les directives CEE
- Symboles : C Corrosif
- Phrases R : 35 Provoque de graves brûlures.
- Phrases S : 26-30-45 En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de l'eau et consulter un spécialiste. Ne jamais verser de l'eau dans ce produit. En cas d'accident ou de malaise consulter immédiatement un médecin (si possible lui montrer l'étiquette).
[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
Les principales utilisations sont :
- 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 qui est un réactif chimique.
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