7664-93-9

Acide sulfurique

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Acide Sulfurique
Molécule d'acide sulfurique non dissoute
Molécule d'acide sulfurique non dissoute
Général
Nom IUPAC Acide Sulfurique
No CAS 7664-93-9
No EINECS 231-639-5
No E E513
SMILES
InChI
Apparence liquide hygroscopique, huileux, incolore, inodore.[1]
Propriétés chimiques
Formule brute H2O4S(2H3O+ + SO42-(aq) )
Masse molaire 98,078 gmol-1
H 2,06 %, O 65,25 %, S 32,69 %,
Propriétés physiques
T° fusion 10 °C[1]
T° ébullition (décomposition) : 340 °C[1]
Solubilité Miscible avec l'eau (réaction exothermique)
Masse volumique (eau = 1) : 1.8[1]
Thermochimie
S0liquide, 1 bar 19 J/mol·K
ΔfH0liquide -814 kJ/mol
Précautions
Directive 67/548/EEC
Corrosif
C
Phrases R : 35,
Phrases S : (1/2), 26, 30, 45,
Transport
80
   1830   

-
   1832   

80
   2796   
NFPA 704

Symbole NFPA 704

SIMDUT[2]
D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats gravesE : Matière corrosive
D1A, E,
SGH[3]
SGH05 : Corrosif
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.
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 XXIe 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.

Sommaire

Propriétés

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 SO42-.

Longueurs des liaisons dans la molécule d'acide sulfurique

Propriétés chimiques

Propriétés propres

Si, lors de la préparation de l'acide, de grandes concentrations de trioxyde de soufre SO3 (g) sont utilisées, il se forme une solution de SO3 (solv) dans H2SO4 (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.

Historique

Le nom de vitriolum apparaît au XIIIe siècle, dans Albert le Grand (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).[4] 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.[réf. nécessaire]

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

Au XIXe 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.

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 SO42-, et des sels acides contenant le groupe hydrogénosulfate HSO4-.

Sécurité

L'acide concentré et l'oléum réagissent avec l'eau en dégageant une grande quantité de chaleur , c'est pour cela qu'en millieu 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 tres 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/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 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

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.

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)

Utilisations

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.

Voir aussi

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Articles connexes

Liens externes

Bibliographie

Notes et références

  1. a , b , c  et d ACIDE SULFURIQUE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. « Acide sulfurique » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme canadien responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 24 avril 2009
  3. Numéro index 016-020-00-8 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  4. Dizionario di alchimia e di chimica antiquaria ; Paracelso Par Gino Testi, Stefano Andreani, p. 191-192
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