vignette|Effet de l'acide sulfurique sur une serviette en coton. vignette|Cloques emplies de lymphe résultant d'une brûlure causée par exposition de la peau à de l'acide sulfurique (archives médicales militaires de l'US Army, seconde guerre mondiale).
L’acide sulfurique, appelé jadis huile de vitriol ou vitriol fumant, est un composé chimique de formule . C'est un acide minéral dont la force est seulement dépassée par les superacides. Il est miscible à l'eau en toutes proportions, où il se dissocie en libérant des cations hydronium :
2 + → 2 + .
L'acide sulfurique est un des produits chimiques industriels essentiels (avec notamment le dichlore et l'acide nitrique) du monde moderne, 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 , lui-même résultant de l'oxydation naturelle du dioxyde de soufre 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 dessiccation, capable de brûler gravement les tissus organiques. 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.
Propriétés et réactions 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).
Masse volumique de la solution aqueuse (à ) en fonction de sa concentration Fraction massique(%) Molarité (moles de soluté par litre de solution) mol⋅L Masse volumique (g⋅cm) 0,5 0,051 1,0016 1,0 0,102 1,0049 2,0 0,206 1,0116 3,0 0,311 1,0183 4,0 0,418 1,0250 5,0 0,526 1,0318 6,0 0,635 1,0385 7,0 0,746 1,0453 8,0 0,858 1,0522 9,0 0,972 1,0591 10,0 1,087 1,0661 11,0 1,204 1,0731 12,0 1,322 1,0802 13,0 1,441 1,0874 14,0 1,563 1,0947 15,0 1,685 1,1020 16,0 1,810 1,1094 17,0 1,936 1,1169 18,0 2,064 1,1245 19,0 2,193 1,1321 20,0 2,324 1,1398 22,0 2,592 1,1554 24,0 2,866 1,1714 26,0 3,147 1,1872 28,0 3,435 1,2031 30,0 3,729 1,2191 32,0 4,030 1,2353 34,0 4,339 1,2518 36,0 4,656 1,2685 38,0 4,981 1,2855 40,0 5,313 1,3028 42,0 5,655 1,3205 44,0 6,005 1,3386 46,0 6,364 1,3570 48,0 6,734 1,3759 50,0 7,113 1,3952 52,0 7,502 1,4149 54,0 7,901 1,4351 56,0 8,312 1,4558 58,0 8,734 1,4770 60,0 9,168 1,4987 62,0 9,608 1,5200 64,0 10,063 1,5421 66,0 10,529 1,5646 68,0 11,006 1,5874 70,0 11,494 1,6105 72,0 11,994 1,6338 74,0 12,505 1,6574 76,0 13,026 1,6810 78,0 13,554 1,7043 80,0 14,088 1,7272 82,0 14,623 1,7491 84,0 15,153 1,7693 86,0 15,671 1,7872 88,0 16,170 1,8022 90,0 16,649 1,8144 92,0 17,109 1,8240 94,0 17,550 1,8312 96,0 17,966 1,8355 98,0 18,346 1,8361 100,0 18,663 1,8305
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 , où il donne de l'acide à 98,3 % correspondant à l'azéotrope avec l'eau en vertu de l'équilibre :
+ : ΔH = .
Presque tout l'acide sulfurique s'est décomposé en eau et trioxyde de soufre à . À température plus élevée, la décomposition du trioxyde de soufre se poursuit en oxygène et dioxyde de soufre :
2 → + 2 .
C'est à la concentration de l'azéotrope qu'il est le plus stable, et c'est entre 95 et 98 % (soit [] ≈ ) que l'acide sulfurique dit « concentré » est distribué commercialement, avec une masse volumique de l'ordre de , soit .
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 [] ≈ ), avec une masse volumique de , soit environ .
Oléum et acide disulfurique
À concentration élevée, l'acide sulfurique est en équilibre avec son anhydride, l'acide disulfurique :
2 + .
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 :
+ .
On exprime la teneur en dans l'oléum en pourcentage de ajouté ou en pourcentage de équivalent si on ajoutait la quantité d'eau nécessaire : les concentrations usuelles sont l'oléum à 40 % (correspondant à 109 % ) et l'oléum à 65 % (correspondant à 114,6 % ) ; pur est un solide fondant à .
Acidité L'acide sulfurique est un diacide, dont la première fonction acide est forte :
| , | pK = –3,0. |- | , | pK = 1,9.
Seules quelques substances sont encore plus acides que l'acide sulfurique : on les appelle superacides. Ce sont essentiellement l'acide triflique , l'acide magique et surtout l'acide fluoroantimonique .
Les sels de l'acide sulfurique sont des hydrogénosulfates tels que et , et des sulfates tels que et .
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 : ,
avec une constante d'équilibre valant à : K = [] × [] = 2,7.
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 disulfurique. : de ; de ; de ; de ; de ; de ; ces concentrations étant exprimées en kilogramme de solvant .
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 :
En raison du caractère thermodynamiquement très favorable de l'hydratation de l'acide sulfurique, 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 : .
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 :
+ → + .
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 :
+ → + .
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 :
+ → + .
Avec les roches calcaires CaCO3 (calcaire) + H2SO4 → CaSO4 (gypse) + 2 HCO3− (soluble) Il y a donc effervescence, avec dégagement de bulles de 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 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 l'étain par l'acide sulfurique libère du dioxyde de soufre plutôt que de l'hydrogène, contrairement à ce qu'il en est pour les autres métaux :
+ → + , + 2 → + 2 + .
Ces deux schémas réactionnels sont emblématiques : l'acide sulfurique concentré et chauffé agit généralement comme un agent oxydant, tandis que l'acide dilué agit plutôt comme un acide typique, ce qui explique que l'acide chaud concentré libère de l'eau et du dioxyde de soufre en formant des sels avec le cuivre, le zinc et l'étain, alors que l'acide dilué libère de l'hydrogène en formant le sel.
Avec le benzène
Attaqué par l'acide sulfurique, le benzène subit une substitution électrophile aromatique conduisant à un acide sulfonique Université de Calgary :
class=skin-invert-image|250px|gauche
Occurrence naturelle vignette|Drainage minier acide (DMA) contenant de l'acide sulfurique à Rio Tanto (Espagne)
Sur Terre L'acide sulfurique n'existe pas sur Terre à l'état pur en raison de sa très forte hygroscopie. On le trouve cependant dans les pluies acides, où il résulte de l'oxydation de l'acide sulfureux issu de la dissolution du dioxyde de soufre dans les nuages, le dioxyde de soufre étant produit par les combustibles fossiles soufrés.
Il se forme également par oxydation de minéraux sulfurés, tels que la pyrite , et peut acidifier l'eau de ruissellement au point de former un drainage minier acide (DMA) riche en acide sulfurique : 4 + 15 + 30 → 4 + 8 (2 + ).
Sur Vénus Le dioxyde de soufre libéré notamment par le volcanisme de la planète Vénus est oxydé en trioxyde de soufre par les radicaux oxygène libérés par photodissociation du dioxyde de carbone sous l'effet du rayonnement ultraviolet de longueur d'onde inférieur à ; ce trioxyde de soufre réagit ensuite avec les rares traces de vapeur d'eau présentes dans l'atmosphère de Vénus pour former des gouttelettes d'acide sulfurique à ~ 75 %, principalement dans les couches nuageuses s'étageant entre d'altitude, là où la pression et la température sont relativement proches de celles de la surface de la Terre : + hν → CO + O, + O → , + → .
Ces nuages produisent des virgae, c'est-à-dire des précipitations qui se vaporisent sous l'effet de la chaleur croissante à mesure qu'on se rapproche du sol, typiquement à une altitude d'une trentaine de kilomètres, lorsque la température dépasse . L'acide sulfurique se décompose en eau et trioxyde de soufre sous l'effet de la chaleur, puis le trioxyde de soufre se décompose à son tour en dioxyde de soufre et oxygène atomique à température encore plus élevée, l'oxygène atomique tendant alors à oxyder le monoxyde de carbone CO en dioxyde de carbone .
Sur Mars