sulfurique, acide - chimie.

sulfurique, acide - chimie. 1 PRÉSENTATION sulfurique, acide, liquide incolore, inodore, visqueux, corrosif, de formule H2SO4, de densité 1,85. L'acide sulfurique anhydre se solidifie à 10,36 °C, son point d'ébullition est de 340 °C. Il est soluble dans l'eau en toutes proportions. Une chaleur importante se dégage lors de l'addition de l'eau à l'acide : l'eau peut atteindre des températures supérieures à son point d'ébullition. La réaction est si violente que des quantités d'acide peuvent être projetées hors du récipient. C'est pourquoi on doit toujours verser lentement l'acide dans l'eau et jamais l'inverse (voir Acides et bases). Au contact de la peau, l'acide sulfurique occasionne d'importantes brûlures. Au contact des yeux, il peut provoquer la cécité. Le meilleur traitement est alors le lavage à grande eau. Malgré son caractère dangereux, l'acide sulfurique est un produit commercial très important depuis de nombreuses années. Les premiers alchimistes le préparaient en grandes quantités en chauffant des sulfates naturels à haute température, puis en dissolvant dans l'eau le trioxyde de soufre ainsi formé. Vers le XVe siècle, une méthode fut développée pour obtenir l'acide en distillant du sulfate ferreux hydraté, ou vitriol de fer, avec du sable. 2 PROPRIÉTÉS L'acide sulfurique est un acide fort, c'est-à-dire qu'en solution aqueuse, il se dissocie totalement en ions (H+) et en ions sulfate (SO42-). Chaque molécule d'acide libère deux ions hydrogène H+ : l'acide sulfurique est un diacide. Les solutions diluées d'acide sulfurique ont toutes les caractéristiques des acides : elles ont un goût acide, sont conductrices d'électricité, neutralisent les alcalis et corrodent activement les métaux (hormis l'or) avec émission d'hydrogène gazeux. 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 sulfurique concentré, anciennement appelé « esprit de vitriol «, est un agent déshydratant efficace : il fixe l'humidité des composés environnants. Il peut par exemple absorber l'eau des feuilles de thé, du bois, du coton, du sucre et du papier. Il est utilisé comme dessiccatif dans la synthèse de l'éther, de la nitroglycérine et des colorants. Chauffé, l'acide sulfurique concentré est un oxydant puissant : il peut dissoudre des métaux peu réactifs tels que le cuivre, le mercure et le plomb pour former un sulfate métallique, du dioxyde de soufre et de l'eau. Au XIXe siècle, un chimiste allemand, le baron Justus von Liebig, découvrit que l'acide sulfurique répandu dans le sol augmentait la quantité de phosphore disponible pour les plantes. Cette découverte conduisit à une augmentation de la production commerciale d'acide sulfurique et à un perfectionnement de ses procédés de synthèse. 3 SYNTHÈSE Aujourd'hui, on emploie deux procédés pour synthétiser l'acide sulfurique. Ils partent tous deux du dioxyde de soufre, produit par combustion dans l'air de soufre ou de pyrite de fer FeS 2. Le procédé aux oxydes d'azote (procédé par chambres ou par tours) utilise comme réacteur de grandes colonnes de brique recouvertes de plomb. On fait réagir le dioxyde de soufre gazeux, l'oxygène et la vapeur d'eau en présence d'oxydes d'azote, utilisés comme catalyseurs. De fines gouttelettes d'acide sulfurique se forment et se déposent au fond des tours. Les oxydes d'azote sont régénérés puis réinjectés dans la première tour pour être réutilisés. L'acide sulfurique produit de cette façon comporte seulement 62 à 70 p. 100 de H 2SO4. Le reste est constitué d'eau. Environ 20 p. 100 de l'acide sulfurique produit actuellement est issu de ce procédé, mais ce pourcentage est en baisse. Le second procédé, le procédé de contact, a été introduit en 1900. Il utilise l'oxydation du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre SO3, en présence d'un catalyseur. Le catalyseur le plus efficace est le platine finement divisé, mais il est onéreux et est facilement contaminé par les impuretés du dioxyde de soufre, ce qui limite son activité. De nombreux producteurs d'acide sulfurique utilisent deux catalyseurs l'un après l'autre : en premier lieu un catalyseur plus résistant et moins efficace que le platine, comme l'oxyde de fer ou l'oxyde de vanadium pour la majeure partie de la réaction, puis un second catalyseur qui utilise une quantité réduite de platine pour terminer la réaction. À 400 °C, la conversion du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre est presque totale. Le trioxyde est dissous dans l'acide sulfurique concentré, et une arrivée d'eau contrôlée maintient la concentration à un niveau choisi, en général autour de 95 p. 100. En réduisant le débit d'eau, on peut obtenir un produit contenant davantage de SO 3 : il s'agit de l'acide sulfurique fumant, ou oléum, ou acide de Nordhausen. Il est très important pour certaines réactions de chimie organique. 4 PRODUCTION Les utilisations de l'acide sulfurique sont si variées que le volume de sa production fournit un indice de l'activité industrielle générale. L'acide sulfurique est largement utilisé dans la production d'engrais, de superphosphate et de sulfate d'ammonium. Il est également utilisé dans la fabrication de produits organiques, dans le raffinage du pétrole, dans la production de peintures et de pigments, dans le traitement des métaux et dans la fabrication de la rayonne. La batterie d'accumulateurs au plomb des automobiles est l'un des rares objets d'usage courant contenant de l'acide sulfurique non transformé. Microsoft ® Encarta ® 2009. © 1993-2008 Microsoft Corporation. Tous droits réservés.