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L’acide sulfurique, appelé jadis huile de vitriol ou vitriol fumant, est un com

L’acide sulfurique, appelé jadis huile de vitriol ou vitriol fumant, est un composé chimique de formule H2SO4. C'est un acide minéral dont la force (pKa = –3,0) est seulement dépassée par quelques superacides. Il est miscible à l'eau en toutes proportions, où il se dissocie en libérant des cations hydronium : 2 H2O + H2SO4 → 2 H3O+(aq) + SO42–(aq). L'acide sulfurique est un produit industriel de première importance, qui trouve de très nombreuses applications, notamment dans les batteries au plomb pour les voitures et autres véhicules, le traitement des minerais, la fabrication des engrais, le raffinage du pétrole, le traitement des eaux usées et les synthèses chimiques. Issu de l'hydratation du trioxyde de soufre SO3, lui-même résultant de l'oxydation naturelle du dioxyde de soufre SO2 dans l'atmosphère terrestre où il est un polluant notoire, l'acide sulfurique est présent dans les pluies acides. Sa grande corrosivité et les dangers qu'il représente ne sont pas tant dus à sa nature d'acide fort qu'à son avidité pour l'eau qui en fait un agent utilisé en dessication, capable de brûler gravement les tissus organiques et notoirement utilisé pour des vengeances ou des crimes d'honneur en défigurant la victime. C'est la raison pour laquelle, au même titre que la soude caustique, il est beaucoup plus dangereux que l'acide chlorhydrique qui est pourtant également un acide fort. Il est le composant principal des nuages de la planète Vénus. Sommaire 1 Propriétés et réactions 1.1 Propriétés physiques 1.1.1 Acide concentré et acide dilué 1.1.2 Oléum et acide disulfurique 1.1.3 Acidité 1.1.4 Autoprotolyse 1.2 Réactions chimiques 1.2.1 Réaction avec l'eau 1.2.2 Autres réactions 2 Occurrence naturelle 2.1 Sur Terre 2.2 Sur Vénus 2.3 Sur Mars 2.4 Sur Europe 3 Production 3.1 Hydratation du trioxyde de soufre 3.2 Procédé de contact 3.3 Procédé des chambres de plomb 3.4 Préparation en laboratoire 4 Sécurité 5 Utilisations 6 Historique 7 Vitriol et alchimie 8 Notes et références 9 Voir aussi 9.1 Articles connexes 9.2 Liens externes Propriétés physiques Acide concentré et acide dilué L'acide sulfurique pur est un liquide visqueux, incolore et inodore. Diverses impuretés le colorent souvent en jaune brun. Sa concentration est encore parfois exprimée en degrés Baumé (symbole « °Bé »), qui mesurent la densité du liquide, laquelle varie sensiblement en fonction de la teneur en acide sulfurique (voir tableau déroulant ci-dessous). [afficher]Masse volumique de la solution aqueuse (à 20 °C) en fonction de sa concentration9 Il peut être produit avec une pureté pratiquement égale à 100 %, mais il tend à libérer du trioxyde de soufre en se rapprochant de son point d'ébullition de 610 K (337 °C), où il donne de l'acide à 98,3 % correspondant à l'azéotrope avec l'eau en vertu de l'équilibre : H2SO4 {\displaystyle \rightleftharpoons }\rightleftharpoons H2O + SO3 : ΔH = 177 kJ mol−1. Presque tout l'acide sulfurique s'est décomposé en eau et trioxyde de soufre à 450 °C. À température plus élevée, la décomposition du trioxyde de soufre se poursuit en oxygène et dioxyde de soufre : 2 SO3 → O2 + 2 SO2. C'est à la concentration de l'azéotrope qu'il est le plus stable, et c'est entre 95 et 98 % (soit [H2SO4] ≈ 18 mol/l) que l'acide sulfurique dit « concentré » est distribué commercialement, avec une masse volumique de l'ordre de 1 830 kg/m3, soit 66 °Bé. Lorsqu'il est destiné à être employé comme électrolyte pour batterie au plomb, l'acide est dilué à une concentration de 29 à 32 % (soit [H2SO4] ≈ 4,2 à 5 mol/l), avec une masse volumique de 1 250 à 1 280 kg/m3, soit environ 30 °Bé. Oléum et acide disulfurique Articles détaillés : oléum et acide disulfurique. À concentration élevée, l'acide sulfurique est en équilibre avec son anhydride, l'acide disulfurique : 2 H2SO4 {\displaystyle \rightleftharpoons }\rightleftharpoons H2O + H2S2O7. L'acide disulfurique, également appelé acide pyrosulfurique, est en équilibre avec l'acide sulfurique et le trioxyde de soufre dans l'oléum résultant de la dissolution de trioxyde de soufre dans de l'acide sulfurique : H2SO4 + SO3 {\displaystyle \rightleftharpoons }\rightleftharpoons H2S2O7. On exprime la teneur en SO3 dans l'oléum en pourcentage de SO3 ajouté ou en pourcentage de H2SO4 équivalent si on ajoutait la quantité d'eau nécessaire : les concentrations usuelles sont l'oléum à 40 % (correspondant à 109 % H2SO4) et l'oléum à 65 % (correspondant à 114,6 % H2SO4) ; H2S2O7 pur est un solide fondant à 35 °C. Acidité L'acide sulfurique est un diacide, dont la première fonction acide est forte : H2SO4 {\displaystyle \rightleftharpoons }\rightleftharpoons HSO4– + H+, pKa = –3,0. HSO4– {\displaystyle \rightleftharpoons }\rightleftharpoons SO42– + H+, pKa = 1,9. Seules quelques substances sont encore plus acides que l'acide sulfurique : on les appelle superacides. Ce sont essentiellement l'acide triflique HSO3CF3, l'acide magique HSO3F·SbF5 et surtout l'acide fluoroantimonique HSbF6. Les sels de l'acide sulfurique sont des hydrogénosulfates tels que KHSO4 et NaHSO4, et des sulfates tels que CuSO4 et (NH4)2SO4. Autoprotolyse L'acide sulfurique anhydre est un liquide très polaire avec une permittivité de l'ordre de 100. Il est très conducteur en raison de sa forte ionisation par autoprotolyse : 2 H2SO4 {\displaystyle \rightleftharpoons }\rightleftharpoons H3SO4+ + HSO4–, avec une constante d'équilibre valant à 25 °C : Ke = [H3SO4+] × [HSO4–] = 2,7×10–4. La viscosité élevée de l'acide sulfurique pur, qui devrait s'opposer à la conductivité ionique du liquide, est ignorée par un mécanisme d'échange de proton intramoléculaire analogue au mécanisme de Grotthuss à l'œuvre dans l'eau. Les espèces en équilibre dans l'acide sulfurique à 100 % ne se limitent pas à celles indiquées plus haut, et s'étendent à l'ion hydronium et à l'acide disulfurique10 : 15,0 mmol kg−1 de HSO4– ; 11,3 mmol kg−1 de H3SO4+ ; 8,0 mmol kg−1 de H3O+ ; 4,4 mmol kg−1 de HS2O7− ; 3,6 mmol kg−1 de H2S2O7 ; 0,1 mmol kg−1 de H2O ; ces concentrations étant exprimées en kilogramme de solvant H2SO4. Réactions chimiques Réaction avec l'eau L'hydratation de l'acide sulfurique est très exothermique. On procède en versant l'acide dans l'eau, et non l'inverse, afin de contrôler la protonation de l'eau en utilisant l'acide comme facteur limitant : H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4− HSO4− + H2O → H3O+ + SO42− En raison du caractère thermodynamiquement très favorable de l'hydratation de l'acide sulfurique, celui-ci est utilisé industriellement comme agent de dessiccation,[réf. nécessaire] notamment dans l'agro-alimentaire pour produire des fruits secs. Cet effet est si marqué que l'acide sulfurique peut brûler les matières organiques en ne laissant que le carbone, par exemple avec l'amidon : (C6H10O5)n → 6n C + 5n H2O. L'eau libérée par cette réaction est absorbée par l'acide sulfurique, et il ne reste qu'un résidu carboné. La cellulose du papier, lorsqu'elle est attaquée par de l'acide sulfurique, prend un aspect carbonisé sous l'effet d'une réaction similaire. Sur du coton, l'acide sulfurique, même dilué, a un effet moins spectaculaire mais qui conduit malgré tout à la destruction du tissu. Autres réactions 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. Avec les bases L'acide sulfurique concentré réagit violemment avec les bases fortes anhydres ou en solutions concentrées. Cela conduit aux sulfates correspondants, tels que le sulfate de cuivre, un sel de couleur bleue couramment utilisé en galvanoplastie et comme fongicide, obtenu par réaction de l'acide sulfurique sur l'oxyde cuivrique : H2SO4 (aq) + CuO(s) → CuSO4 (aq) + H2O (l). Avec les sels L'acide sulfurique peut également être employé pour déplacer des acides plus faibles de leurs sels, ce qu'on observe par exemple lors de la formation d'hydrogénosulfate de sodium à partir d'acétate de sodium en libérant l'acide acétique : H2SO4 + CH3COONa → NaHSO4 + CH3COOH. De façon similaire, on peut produire de l'acide nitrique en faisant réagir de l'acide sulfurique sur du salpêtre et précipiter l'hydrogénosulfate de potassium qui en résulte : H2SO4 + KNO3 → KHSO4 + HNO3. Avec les roches calcaires CaCO3 (calcaire) + H2SO4 → CaSO4 (gypse) + 2 HCO3– (soluble) Il y a donc effervescence, avec dégagement de bulles de CO2 et « grignotage » de la roche. Avec l'acide nitrique L'acide sulfurique forme avec l'acide nitrique une substance agissant à la fois comme acide et comme agent de déshydratation, donnant naissance à l'ion nitronium NO2+ qui joue un rôle important dans les nitrations par substitution électrophile aromatique. Ce type de réactions, dans lequel la protonation survient sur un atome d'oxygène, intervient dans beaucoup de réactions en chimie organique. Il est notamment employé pour fabriquer de nombreux explosifs, tels que le trinitrotoluène, la nitroglycérine et la nitrocellulose. Avec les métaux L'acide sulfurique attaque les principaux métaux usuels en donnant un sulfate métallique par libération d'hydrogène. L'acide dilué attaque le fer, l'aluminium, le zinc, le manganèse, le magnésium et le nickel, mais seul l'acide concentré et chaud peut attaquer l'étain et le cuivre, tandis que le plomb et le tungstène ne sont pas attaqués. L'attaque de uploads/Finance/ acide-sulfirique.pdf