ACIDE SULFURIQUE

L'acide sulfurique est utilisé dans la fabrication d'explosifs, d'autres acides, de colorants, de colle, de produits de préservation du bois et de batteries automobiles.
L'acide sulfurique est utilisé dans la purification du pétrole, le décapage des métaux, la fusion du cuivre, la galvanoplastie, le travail des métaux et la production de rayonne et de film.
L'utilisation principale (60 % de la production mondiale totale) de l'acide sulfurique est la « méthode humide » pour la production d'acide phosphorique, utilisé pour la fabrication d'engrais phosphatés ainsi que de phosphate trisodique pour les détergents.

Numéro CAS : 7664-93-9
Numéro CE (EINECS) : 231-639-5
Numéro E : E513 (régulateurs d'acidité, ...)
Formule moléculaire : H2O4S / H2SO4
Masse molaire : 98,079 g/mol

SYNONYMES :
ACIDE SULFURIQUE, Acide sulfurique, 7664-93-9, Sulfate de dihydrogène, Acide de trempage, Acide de matage, Acide de batterie, Acide sulfurique, Acide électrolytique, Acidum sulfuricum, Sulphuricum acidum, Schwefelsaeure, acide tétraoxosulfurique, Acido solforico, Acido sulfurico, Acide de soufre, Schwefelsaeureloesungen, H2SO4, Zwavelzuuroplossingen, Sulfate de dihydrogène, Acide sulfurique anhydre, DTXSID5029683, Acide de Nordhausen, Acide de matage, O40UQP6WCF, NSC-38965, Code chimique des pesticides de l'EPA 078001, NSC-248648, INS NO.513, CHEBI:26836, INS-513, DTXCID709683, E-513, NSC38965, NSC248648, (S(OH)2O2), [S(OH)2O2], Acide sulfurique (aqueux), acide sulfurique, Rhume et grippe, Acidum Sulphuricum, Détoxification en médecine orientale, RefChem:6694, 231-639-5, Oxyde de soufre (SO4), Acide sulfurique [NF], MFCD00064589, H2O4S, 12772-98-4, BOV, Acide sulfurique (NF), acide sulfurique, E513, Acide sulfurique, qualité ACS, Caswell n° 815, H2 (S O4), Acide sulfurique [français], Acido solforico [italien], Acido sulfurico [espagnol], Zwavelzuuroplossingen [néerlandais], Acide sulfurique usé, Acide sulfurique, réactif ACS 95,0-98,0 %, Schwefelsaeureloesungen [allemand], HSDB 1811, EINECS 231-639-5, UNII-O40UQP6WCF, UN1830, UN1832, Opsonat, acide sulfurique, acide sulfurique, acide sulfurique, acide sulfurique, acide sulfurique, acide sulfurique, acide γ-sulfurique, Impureté A du rétinol, UN2796, Acide sulfurique 30 %, Acide sulfurique 36 %, Acide sulfurique 50 %, Acide sulfurique 4,1 M, dihydroxydioxydosulfure, Acide sulfurique 0,5 M, Acide sulfurique 60 %, Acide sulfurique dilué, Acide sulfurique 96 %, Acide sulfurique 98 %, Acide sulfurique 0,05 M acide, tétraoxosulfate de dihydrogène, acide sulfurique [brouillards d'acide inorganique forts contenant de l'acide sulfurique], SCHEMBL113, EC 231-639-5, SCHEMBL2131, ACIDE SULFURIQUE [II], ACIDE SULFURIQUE [MI], acide sulfurique, 95-99 %, tétraoxosulfate d'hydrogène(VI), NCIOpen2_006177, ACIDE SULFURIQUE [FCC], tétraoxosulfate d'hydrogène(2-), acide sulfurique (96 %, m/m), acide sulfurique, 99,999 %, UN 1830 (Sel/Mélange), UN 1832 (Sel/Mélange), UN 2796 (Sel/Mélange), ACIDE SULFURIQUE [VANDF], ACIDE SULFURIQUE [MART.], CHEMBL572964, O2S(OH)2, SCHEMBL1628189, Acide sulfurique contenu dans des brouillards d'acide inorganique concentré, Acide sulfurique à > 51 % d'acide, Acide sulfurique, AR, ≥ 98 %, Acide sulfurique, LR, ≥ 98 %, ACIDE SULFURIQUE [OMS-DD], H₂SO₄, SULPHURICUM ACIDUM [HPUS], [SO₂(OH)₂], Acide sulfurique, 90,0-91,0 %, Acide sulfurique, 95,0-97,0 %, Acide sulfurique à ≤ 51 % d'acide, ACIDE SULFURIQUE [IMPURETÉ EP], Acide sulfurique, pa, 93-98 %, Tox21_200483, BDBM50194240, BDBM50499186, ACIDE SULFURIQUE [MONOGRAPHIE EP], Acide sulfurique extra pur, 95,5 %, 2M Acide sulfurique (+/- 0,1 M), acide sulfurique 7M (+/- 0,3 M), acide sulfurique méthanolique 10 % (v/v), acide sulfurique de qualité technique, 95 %, CCG-221344, DB11309, NCGC00248653-01, NCGC00258037-01, IR178839, acide sulfurique (aérosols acides, y compris brouillards, vapeurs, gaz, brouillards et autres formes aéroportées de toute taille de particules), CAS-7664-93-9, DS-002649, NS00007262, Q4118, acide sulfurique pur, 95-97 % (T), acide sulfurique de première qualité SAJ, ≥ 95,0 %, acide sulfurique de qualité environnementale, 93-98 %, acide sulfurique de qualité spéciale JIS. >=95,0 %, C00059, D05963, Acide sulfurique, puriss. pa, 95-97 % (T), Acide sulfurique usé [UN1832] [Corrosif], Acide sulfurique, puriss. Acide sulfurique (1+1), ≥ 95 % (T), ~64,0 % (m/m) dans H₂O ; Acide sulfurique (1+2), ~47,0 % (m/m) dans H₂O ; Acide sulfurique, ≥ 97,0 %, qualité super spéciale SAJ, Q27110052 ; Acide sulfurique, 99,9999 % (base métaux), 92 % min ; Acide sulfurique à > 51 % d'acide [UN1830] [Corrosif] ; Solution d'acide sulfurique USP 1,00 Normale Conforme à l'USP, 7370A083-F259-4C3E-A455-B5FA1E3C8CB7 ; Acide sulfurique à ≤ 51 % d'acide [UN2796] [Corrosif] ; Acide sulfurique pour le dosage de l'azote, ≥ 97,5 % ; Acide sulfurique 37 % techn. (acide de batterie, acide d'accumulation), acide sulfurique, puriss. réactif ACS, 95,0-98,0 % (T), H₂SO₄ méthanolique, 10 % (v/v) dans le méthanol, pour la dérivatisation GC, acide sulfurique, ≥ 97,0 %, adapté au dosage des métaux toxiques, fluide de distillation H₂SO₄ 0,2 N, 50 x 10 mL, tube PFA à distribution intelligente, acide sulfurique puriss., conforme aux spécifications analytiques de la Ph. Eur., BP, 95-97 %, acide sulfurique de qualité semi-conducteur PURANAL™ (Honeywell 17831), 95-97 %, acide sulfurique de qualité semi-conducteur VLSI PURANAL™ (Honeywell 17611), 95-97 %, solution étalon volumétrique d'acide sulfurique, concentration finale 1 N = 0,5 M (ampoule). Zinc(2+),1',1'',1'''-(1,2-éthanediyldinitrilo)tétrakis[2-propanol]]-, sulfate (1:1), acide sulfurique, puriss. pa, pour la détermination de Hg, réactif ACS, réactif ISO, réactif. Ph. Eur., 95,0-97,0 %, acide sulfurique, huile de vitriol, sulfate d'hydrogène, sulfate de dihydrogène, H₂SO₄, acide de trempage, sulfate d'hydrogène, huile de vitriol, acide sulfurique, acide sulfurique, acide sulfurique, BOV, acide de matage, acide de Nordhausen, Schwefelsaeureloesungen, huile brune de vitriol, vitriol, huile de, Zwavelzuuroplossingen, O₂S(OH)₂, acide de batterie, acide électrolytique, esprit d'alun, esprit de vitriol, sulfate de dihydrogène, acide de matage, UN 1830 (sel/mélange), UN 1832 (sel/mélange), UN 2796 (sel/mélange), huile de vitriol, acide de trempage, huile brune de vitriol, sulfurique, brouillard acide, sulfate d'hydrogène, acide sulfurique, acide sulfique, acide sulfine, acide de batterie, acide sulfurique Acide sulfurique, huile de vitriol, vitriol, sulfate d'hydrogène, sulfate de dihydrogène, acide de batterie, oléum (acide sulfurique fumant), solution d'acide sulfurique, acide sulfurique concentré, acide sulfurique de qualité technique, Schwefelsäure, Ácido sulfúrico, Kwas siarkowy, Zwavelzuur, tétraoxosulfate d'hydrogène(VI)

L'acide sulfurique est le produit chimique industriel le plus utilisé au monde en termes de volume.
L'acide sulfurique (H₂SO₄) est un composé donneur d'ions hydrogène (H⁺) appartenant à la classe minérale, composé de deux atomes d'hydrogène, un atome de soufre et quatre atomes d'oxygène.
L'acide sulfurique est un liquide dense et huileux dont la couleur varie de l'incolore au jaune pâle.

Du fait de son utilisation répandue dans la production industrielle, l'acide sulfurique figure parmi les substances fondamentales de l'industrie.
Historiquement, l'acide sulfurique a également été connu sous le nom d'« huile de vitriol ».
Le volume annuel de production d'acide sulfurique est un indicateur important de la capacité de l'industrie chimique d'un pays.

L'acide sulfurique n'existe pas à l'état libre dans la nature ; cependant, des traces peuvent être détectées dans certains gaz volcaniques.
La production industrielle d'acide sulfurique est principalement réalisée par le procédé de contact.
L'acide sulfurique (H2SO4) est un acide fort aux propriétés hygroscopiques et oxydantes.

L'acide sulfurique est un acide minéral de formule chimique H2SO4.
L'acide sulfurique est également connu sous le nom d'acide de Mattling ou d'huile de vitriol.
L'acide sulfurique est fortement acide et corrosif.

À des concentrations plus élevées, il agit comme agent oxydant et agent déshydratant.
L'acide sulfurique est un liquide sirupeux, inodore et incolore.
L'acide sulfurique est soluble dans l'eau et dégage de la chaleur lorsqu'il est dissous dans l'eau.

L'acide sulfurique anhydre possède une constante diélectrique d'environ 100 et est un liquide très polaire.
L'acide sulfurique est peut-être le produit chimique industriel lourd le plus important, utilisé à grande échelle dans un large éventail d'industries.
L'acide sulfurique est un acide très fort ; dans les solutions aqueuses, il s'ionise complètement pour former des ions hydronium (H3O+) et des ions hydrogénosulfate (HSO4−).

Les ions sulfate d'hydrogène s'ionisent davantage dans des solutions très diluées pour donner des ions sulfate (SO42-).
L'acide sulfurique est un liquide huileux incolore.
L'acide sulfurique est soluble dans l'eau avec dégagement de chaleur.

L'acide sulfurique est corrosif pour les métaux et les tissus.
L'acide sulfurique carbonise le bois et la plupart des autres matières organiques au contact, mais il est peu probable qu'il provoque un incendie.
La densité de l'acide sulfurique est de 15 lb/gal.

L'acide sulfurique est un liquide huileux, clair, incolore ou brun, extrêmement corrosif.
L'acide sulfurique est un produit chimique très important à l'échelle mondiale.
L'acide sulfurique, H2SO4, est un acide minéral fort.

L'acide sulfurique est soluble dans l'eau à toutes les concentrations.
L'acide sulfurique était autrefois connu sous le nom d'huile de vitriol, appellation inventée par l'alchimiste musulman du VIIIe siècle Jabir ibn Hayyan (Geber) après sa découverte du produit chimique.
De nombreuses protéines sont constituées d'acides aminés soufrés (comme la cystéine et la méthionine) qui produisent de l'acide sulfurique lorsqu'ils sont métabolisés par l'organisme.

L'acide sulfurique usé se présente sous forme de liquide noir et huileux.
L'acide sulfurique est un oxoacide du soufre composé de deux groupes oxo et de deux groupes hydroxy liés de manière covalente à un atome de soufre central.
L'acide sulfurique joue un rôle de catalyseur.

L'acide sulfurique est l'acide conjugué d'un hydrogénosulfate.
L'acide sulfurique est un acide minéral fort de formule moléculaire H2SO4.
L'acide sulfurique est un liquide visqueux, incolore à légèrement jaune, à l'odeur piquante et éthérée, soluble dans l'eau à toutes les concentrations.

Parfois, l'acide sulfurique est coloré en brun foncé lors de sa production afin d'alerter le public sur ses dangers.
Le nom historique de l'acide sulfurique est huile de vitriol.
L'acide sulfurique concentré est pur à 98 % et présente des propriétés différentes selon sa concentration.

Par exemple, l'acide de batterie est composé à 30 % d'acide sulfurique.
L'hydratation de l'acide sulfurique étant fortement exothermique, la dilution doit toujours être effectuée en ajoutant l'acide à l'eau plutôt que l'inverse.
L'acide sulfurique pur ne se rencontre pas naturellement sur Terre sous sa forme anhydre, en raison de sa grande affinité pour l'eau.

L'acide sulfurique dilué est un constituant des pluies acides, qui se forment par l'oxydation atmosphérique du dioxyde de soufre en présence d'eau – c'est-à-dire l'oxydation de l'acide sulfureux.
Le dioxyde de soufre est le principal sous-produit de la combustion de combustibles contenant du soufre, tels que le charbon ou le pétrole.
L'acide sulfurique (orthographe américaine et nom IUPAC préféré) ou acide sulfurique (orthographe du Commonwealth), connu dans l'Antiquité sous le nom d'huile de vitriol, est un acide minéral composé des éléments soufre, oxygène et hydrogène, de formule moléculaire H2SO4.

L'acide sulfurique est un liquide incolore, inodore et visqueux, miscible à l'eau.
L'acide sulfurique pur n'existe pas à l'état naturel en raison de sa forte affinité pour la vapeur d'eau ; il est hygroscopique et absorbe facilement la vapeur d'eau de l'air.
L'acide sulfurique concentré est un puissant oxydant doté de fortes propriétés déshydratantes, ce qui le rend très corrosif pour d'autres matériaux, des roches aux métaux.

Le pentoxyde de phosphore constitue une exception notable en ce sens qu'il n'est pas déshydraté par l'acide sulfurique mais, au contraire, déshydrate l'acide sulfurique en trioxyde de soufre.
L'ajout d'acide sulfurique à l'eau dégage une quantité considérable de chaleur ; par conséquent, on évite généralement la procédure inverse consistant à ajouter de l'eau à l'acide, car la chaleur dégagée risque de faire bouillir la solution et de projeter des gouttelettes d'acide chaud au cours du processus.

Il existe de nombreuses méthodes de production connues, notamment le procédé par contact, le procédé à l'acide sulfurique humide et le procédé en chambre de plomb.
L'acide sulfurique est également une substance clé dans l'industrie chimique.
L'acide sulfurique peut être obtenu en dissolvant du trioxyde de soufre dans l'eau.

L'acide sulfurique est un liquide dense et huileux qui compte parmi les produits chimiques industriels les plus utilisés.
Sous sa forme concentrée (95–97%), l'acide sulfurique sert d'acide minéral fort avec une réactivité élevée.
L'acide sulfurique est utilisé dans une vaste gamme d'applications, allant de la synthèse chimique et de la production d'engrais au raffinage du pétrole et à l'ajustement du pH.

Chimiquement, l'acide sulfurique est un oxoacide du soufre composé de deux groupes oxo et de deux groupes hydroxy liés de manière covalente à un atome de soufre central.
L'acide sulfurique agit également comme un puissant agent déshydratant et catalyseur.
L'acide sulfurique (H2SO4) est le produit chimique le plus produit au monde, avec un marché annuel d'environ 300 millions de tonnes (environ 333 millions de tonnes américaines).

Le marché de l'acide sulfurique devrait atteindre environ 364 millions de tonnes d'ici 2030.
L’acide sulfurique est connu depuis au moins deux millénaires, généralement sous les noms de « vitriol » ou « huile de vitriol ».
L'acide sulfurique était largement utilisé par les alchimistes au Moyen Âge.

UTILISATIONS ET APPLICATIONS DE L'ACIDE SULFURIQUE :
L'acide sulfurique est principalement utilisé dans la production d'engrais phosphatés.
L'acide sulfurique est utilisé dans la fabrication d'explosifs, d'autres acides, de colorants, de colle, de produits de préservation du bois et de batteries automobiles.
L'acide sulfurique est utilisé dans la purification du pétrole, le décapage des métaux, la fusion du cuivre, la galvanoplastie, le travail des métaux et la production de rayonne et de film.

L'acide sulfurique est un produit chimique de base très important, et la production d'acide sulfurique d'un pays était considérée, jusqu'en 2002, comme un bon indicateur de sa puissance industrielle.
La production mondiale d'acide sulfurique en 2004 était d'environ 180 millions de tonnes, avec la répartition géographique suivante : Asie 35 %, Amérique du Nord (y compris le Mexique) 24 %, Afrique 11 %, Europe occidentale 10 %, Europe orientale et Russie 10 %, Australie et Océanie 7 %, Amérique du Sud 7 %.
La production mondiale en 2022 était estimée à 260 millions de tonnes.

À la fin du XXe siècle, la majeure partie de la quantité produite d'acide sulfurique (≈60%) était consommée pour les engrais, en particulier les superphosphates, le phosphate d'ammonium et les sulfates d'ammonium.
Environ 20 % de l'acide sulfurique est utilisé dans l'industrie chimique pour la production de détergents, de résines synthétiques, de colorants, de produits pharmaceutiques, de catalyseurs pétroliers, d'insecticides et d'antigel, ainsi que dans divers procédés tels que l'acidification des puits de pétrole, la réduction de l'aluminium, l'encollage du papier et le traitement de l'eau.

Environ 6 % des utilisations de l'acide sulfurique sont liées aux pigments et comprennent les peintures, les émaux, les encres d'imprimerie, les tissus enduits et le papier, tandis que le reste est dispersé dans une multitude d'applications telles que la production d'explosifs, de cellophane, de textiles en acétate et en viscose, de lubrifiants, de métaux non ferreux et de batteries.
L'acide sulfurique est un produit chimique de base très important, et en effet, la production d'acide sulfurique d'un pays est un bon indicateur de sa puissance industrielle.

L'utilisation principale (60 % de la production mondiale totale) de l'acide sulfurique est la « méthode humide » pour la production d'acide phosphorique, utilisé pour la fabrication d'engrais phosphatés ainsi que de phosphate trisodique pour les détergents.
Ce procédé utilise de la roche phosphatée et permet de traiter plus de 100 millions de tonnes par an.

Cette matière première est présentée ci-dessous sous forme de fluorapatite, bien que sa composition exacte puisse varier.
Ce produit est traité avec de l'acide sulfurique à 93 % pour produire du sulfate de calcium, du fluorure d'hydrogène (HF) et de l'acide phosphorique.
Le HF est éliminé sous forme d'acide fluorhydrique.

Le processus global peut être représenté comme suit :
Ca5F(PO4)3 + 5 H2SO4 + 10 H2O → 5 CaSO4•2 H2O + HF + 3 H3PO4.
L'acide sulfurique est utilisé en grande quantité par l'industrie sidérurgique pour éliminer l'oxydation, la rouille et le tartre des tôles et billettes laminées avant leur vente aux industries automobile et électroménager.

L'acide sulfurique usé est souvent recyclé à l'aide d'une usine de régénération d'acide usé (SAR).
Ces installations brûlent les acides usés avec du gaz naturel, du gaz de raffinerie, du fioul ou d'autres sources d'énergie.
Ce processus de combustion produit du dioxyde de soufre gazeux (SO2) et du trioxyde de soufre (SO3) qui sont ensuite utilisés pour fabriquer de l'acide sulfurique « neuf ».

Les installations de récupération du sulfate d'acide (SAR) sont couramment ajoutées aux fonderies de métaux, aux raffineries de pétrole et à d'autres industries où l'acide sulfurique est consommé en grande quantité, car l'exploitation d'une installation SAR est beaucoup moins coûteuse que les coûts récurrents d'élimination de l'acide usé et d'achat de nouvel acide.
Le sulfate d'ammonium, un engrais azoté important, est le plus souvent produit comme sous-produit des cokeries approvisionnant les usines de fabrication de fer et d'acier.

La réaction de l'ammoniac produit lors de la décomposition thermique du charbon avec de l'acide sulfurique usé permet de cristalliser l'ammoniac sous forme de sel (souvent brun en raison de la contamination par le fer) et de le vendre à l'industrie agrochimique.
Une autre utilisation importante de l'acide sulfurique est la fabrication du sulfate d'aluminium, également connu sous le nom d'alun de papetier.

Cela peut réagir avec de petites quantités de savon sur les fibres de pâte à papier pour donner des carboxylates d'aluminium gélatineux, qui aident à coaguler les fibres de pâte en une surface de papier dure.
L'acide sulfurique est également utilisé pour fabriquer de l'hydroxyde d'aluminium, qui est utilisé dans les stations d'épuration pour filtrer les impuretés et améliorer le goût de l'eau.
Le sulfate d'aluminium est obtenu par réaction de la bauxite avec de l'acide sulfurique :
Al2O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2O.

L'acide sulfurique est utilisé à diverses autres fins dans l'industrie chimique.
Par exemple, l'acide sulfurique est le catalyseur acide habituellement utilisé pour la conversion de la cyclohexanoneoxime en caprolactame, utilisé pour la fabrication du nylon.
L'acide sulfurique est utilisé pour fabriquer de l'acide chlorhydrique à partir de sel via le procédé de Mannheim.

L'acide sulfurique (H2SO4) est largement utilisé dans le raffinage du pétrole, par exemple comme catalyseur pour la réaction de l'isobutane avec l'isobutylène pour donner de l'isooctane, un composé qui augmente l'indice d'octane de l'essence.
L'acide sulfurique est également important dans la fabrication des solutions de colorants et constitue l'« acide » des batteries au plomb (de voiture).

L'acide sulfurique est également utilisé comme agent déshydratant général sous sa forme concentrée.
L'acide sulfurique est utilisé dans presque tous les secteurs industriels.
Les domaines d'application typiques sont la production d'engrais et de pigments ainsi que la lixiviation des minerais métalliques.

De plus, l'acide sulfurique est largement utilisé dans l'industrie chimique, que ce soit dans la production de fibres, la production d'acide fluorhydrique, le séchage au chlore ou dans de nombreuses autres applications.
Applications de l'acide sulfurique : matière première pour fibres synthétiques, colorant, engrais, raffinage des métaux, sidérurgie.
L'acide sulfurique a de nombreuses applications et figure parmi les produits phares de l'industrie chimique.

La production mondiale d'acide sulfurique en 2001 s'élevait à 165 millions de tonnes, pour une valeur approximative de 8 milliards de dollars américains.
Les principales utilisations de l'acide sulfurique comprennent le traitement des minerais, la fabrication d'engrais, le raffinage du pétrole, le traitement des eaux usées et la synthèse chimique.
Industrie des engrais : L’acide sulfurique est un réactif clé dans la production d’engrais phosphatés.

Le traitement des roches phosphatées à l'acide sulfurique permet d'obtenir des engrais agricoles largement utilisés, tels que le superphosphate.
L'acide sulfurique est utilisé dans la fabrication des engrais.
L'acide sulfurique est utilisé dans la production d'acier et de fer

L'acide sulfurique est utilisé dans les industries de fabrication chimique.
L'acide sulfurique est utilisé dans le raffinage du pétrole.
L'acide sulfurique est utilisé pour produire de l'acide phosphorique.

L'acide sulfurique est utilisé comme agent de nettoyage dans l'industrie pour éliminer la rouille de l'acier et du fer.
L'acide sulfurique est utilisé comme catalyseur pour convertir l'oxime de cyclohexanone en caprolactame, utilisé pour fabriquer du nylon.
L'acide sulfurique est utilisé comme électrolyte dans les batteries au plomb-acide.

L'acide sulfurique est utilisé dans la fabrication du sulfate d'ammonium
L'acide sulfurique est utilisé dans les batteries de stockage.
Utilisations / Applications de l'acide sulfurique : Production d'engrais (phosphates, sulfate d'ammonium), raffinage du pétrole, batteries au plomb, synthèse chimique (détergents, colorants, explosifs), traitement des métaux (décapage de l'acier), traitement de l'eau et réactif de laboratoire.

L'acide sulfurique est largement utilisé dans la fabrication des engrais.
L'acide sulfurique est également utilisé en synthèse chimique et dans le traitement des eaux usées.
L'acide sulfurique est principalement utilisé dans la production d'engrais phosphatés.

L'acide sulfurique a d'autres utilisations, dans les procédés pétrochimiques, pour contrôler l'acidité des aliments, le raffinage du pétrole, l'extraction et le traitement des métaux, pour fabriquer des acides chlorhydrique et fluorhydrique et pour produire d'autres produits chimiques industriels.
L'acide sulfurique est également utilisé pour la récolte des pommes de terre ; cet acide endommage les feuilles, tuant ainsi la plante et facilitant l'extraction des pommes de terre du sol.

L'acide sulfurique peut également être utilisé pour fabriquer des plastifiants, des colorants, du caoutchouc, des explosifs, du silicate pour le dentifrice, des adhésifs, des détergents, des produits pharmaceutiques, des huiles comestibles, des lubrifiants et des acides alimentaires tels que l'acide citrique ou lactique.
L'acide sulfurique est également utilisé dans les batteries de voiture au plomb et dans certaines solutions disponibles dans le commerce pour déboucher les canalisations.

L'acide sulfurique est l'un des composés les plus importants produits par l'industrie chimique.
L'acide sulfurique est utilisé pour fabriquer littéralement des centaines de composés nécessaires à presque toutes les industries.
La plus grande quantité d'acide sulfurique est utilisée pour fabriquer de l'acide phosphorique, lequel sert à son tour à fabriquer les engrais phosphatés, le dihydrogénophosphate de calcium et les phosphates d'ammonium.

L'acide sulfurique est également utilisé pour fabriquer du sulfate d'ammonium, qui est un engrais particulièrement important dans les régions carencées en soufre.
L'acide sulfurique est largement utilisé dans le traitement des métaux, par exemple dans la fabrication du cuivre et du zinc, ainsi que dans le nettoyage de la surface des tôles d'acier, procédé appelé « décapage », avant qu'elles ne soient recouvertes d'une fine couche d'étain, utilisée pour fabriquer des boîtes de conserve.

L'acide sulfurique est également utilisé pour fabriquer le caprolactame, qui est transformé en polyamide 6, et dans la fabrication du dioxyde de titane, utilisé, par exemple, comme pigment.
L'acide sulfurique a de nombreuses autres utilisations, notamment dans la fabrication de l'acide fluorhydrique et du phénol avec la propanone, tous utilisés dans de nombreuses industries.
L'acide sulfurique est utilisé pour fabriquer des engrais et d'autres produits chimiques, dans le raffinage du pétrole, dans la production de fer et d'acier, et pour de nombreuses autres utilisations.

La plus grande partie de l'acide sulfurique (~60%) est utilisée pour les engrais, notamment les superphosphates, le phosphate d'ammonium et les sulfates d'ammonium.
Environ 20 % est utilisé dans l'industrie chimique pour la production de détergents, de résines synthétiques, de colorants, de produits pharmaceutiques, de catalyseurs pétroliers, d'insecticides et d'antigel, ainsi que dans divers procédés tels que l'acidification des puits de pétrole, la réduction de l'aluminium, l'encollage du papier et le traitement de l'eau.

L'acide sulfurique est principalement utilisé dans la fabrication d'engrais, mais il est également important dans le traitement des minéraux, le raffinage du pétrole, le traitement des eaux usées et la synthèse chimique.
L'acide sulfurique a une large gamme d'applications finales, notamment dans les déboucheurs de canalisations acides domestiques, comme électrolyte dans les batteries au plomb-acide, comme agent déshydratant et dans divers agents de nettoyage.

L'acide sulfurique a de nombreuses applications.
La majeure partie de l'acide sulfurique (≈60%) est consommée pour extraire l'acide phosphorique des apatites (roches phosphatées) destiné à être utilisé comme engrais.
L'acide sulfurique trouve également des applications industrielles dans le raffinage du pétrole, les agents de nettoyage et la fabrication de produits chimiques.
Et bien sûr, l'acide sulfurique est un élément essentiel de nombreuses procédures de laboratoire.

-Utilisations de l'acide sulfurique dans l'industrie chimique :
L'acide sulfurique est utilisé comme intermédiaire dans la production de colorants, de détergents synthétiques, d'explosifs, de produits pharmaceutiques et de fibres artificielles.
L'acide sulfurique est également utilisé dans diverses applications telles que le nettoyage des surfaces métalliques, le raffinage du pétrole et la production d'électrolytes.
Le rôle de l'acide sulfurique comme électrolyte dans les batteries au plomb-acide lui a assuré une place de choix dans le secteur de l'énergie.

-Utilisations de l'acide sulfurique pour le nettoyage en laboratoire et en milieu industriel :
En laboratoire, l'acide sulfurique agit comme déshydratant et initiateur de réaction.
Dans l'industrie, l'acide sulfurique est utilisé comme solvant pour la graisse, la saleté et la rouille.
L'acide sulfurique est particulièrement privilégié pour la préparation des surfaces métalliques avant traitement.

L'acide sulfurique est utilisé dans la production industrielle de produits chimiques.
L'utilisation dominante de l'acide sulfurique est la « méthode humide » pour la production d'acide phosphorique, utilisé dans la fabrication d'engrais phosphatés.
Ce procédé utilise de la roche phosphatée et permet de traiter plus de 100 millions de tonnes par an.

Cette matière première est présentée ci-dessous sous le nom de fluorapatite, bien que sa composition exacte puisse varier.
Ce produit est traité avec de l'acide sulfurique à 93 % pour produire du sulfate de calcium, du fluorure d'hydrogène (HF) et de l'acide phosphorique.
Le HF est éliminé sous forme d'acide fluorhydrique.

Le processus global peut être représenté comme suit :
Ca5(PO4)3F fluorapatite + 5H2SO4 + 10H2O ⟶ 5CaSO4 ⋅ 2H2O sulfate de calcium dihydraté + HF + 3H3PO4
Le sulfate d'ammonium, un engrais azoté important, est le plus souvent produit comme sous-produit des cokeries approvisionnant les usines de fabrication de fer et d'acier.

La réaction de l'ammoniac produit lors de la décomposition thermique du charbon avec de l'acide sulfurique usé permet de cristalliser l'ammoniac sous forme de sel (souvent brun en raison de la contamination par le fer) et de le vendre à l'industrie agrochimique.
L'acide sulfurique est également important dans la fabrication des solutions de colorants.

-L'acide sulfurique est utilisé comme agent de nettoyage industriel :
L'acide sulfurique est utilisé dans la sidérurgie et d'autres industries métallurgiques comme agent de décapage pour éliminer la rouille et les dépôts.
L'acide sulfurique usé est souvent recyclé à l'aide d'une usine de régénération d'acide usé (SAR).
Ces installations brûlent l'acide sulfurique usé avec du gaz naturel, du gaz de raffinerie, du fioul ou d'autres sources d'énergie.

Ce processus de combustion produit du dioxyde de soufre gazeux (SO2) et du trioxyde de soufre (SO3) qui sont ensuite utilisés pour fabriquer de l'acide sulfurique « neuf ».
Le peroxyde d'hydrogène (H2O2) peut être ajouté à l'acide sulfurique pour produire une solution piranha, une solution de nettoyage puissante mais potentiellement dangereuse avec laquelle les surfaces de substrat peuvent être nettoyées.
La solution piranha est généralement utilisée dans l'industrie microélectronique, ainsi que dans les laboratoires pour nettoyer la verrerie.

-Utilisations de l'acide sulfurique comme catalyseur :
L'acide sulfurique est utilisé à diverses autres fins dans l'industrie chimique.
Par exemple, l'acide sulfurique est le catalyseur acide habituellement utilisé pour la conversion de l'oxime de cyclohexanone en caprolactame, utilisé pour la fabrication du nylon.

L'acide sulfurique est utilisé pour fabriquer de l'acide chlorhydrique à partir de sel via le procédé de Mannheim.
L'acide sulfurique est largement utilisé dans le raffinage du pétrole, par exemple comme catalyseur de la réaction de l'isobutane avec l'isobutylène pour donner de l'isooctane, un composé qui augmente l'indice d'octane de l'essence.
L'acide sulfurique est également souvent utilisé comme agent déshydratant ou oxydant dans les réactions industrielles, telles que la déshydratation de divers sucres pour former du carbone solide.

-Utilisations de l'acide sulfurique comme électrolyte :
L'acide sulfurique sert d'électrolyte dans les batteries au plomb (accumulateur au plomb) :
À l'anode :
Pb + SO2−4 ⇌ PbSO4 + 2 e −

À la cathode :
PbO2 + 4 H+ + SO2−4 + 2 e− ⇌ PbSO4 + 2 H2O
Dans l'ensemble:
Pb + PbO2 + 4 H+ + 2 SO2−4 ⇌ 2 PbSO4 + 2 H2O

-Utilisations domestiques de l'acide sulfurique :
L'acide sulfurique à forte concentration est fréquemment l'ingrédient principal des déboucheurs acides domestiques utilisés pour éliminer les lipides, les cheveux, le papier toilette, etc.
Tout comme leurs versions alcalines, ces déboucheurs de canalisations peuvent dissoudre les graisses et les protéines par hydrolyse.
De plus, comme l'acide sulfurique concentré possède de fortes propriétés déshydratantes, il peut également éliminer le papier de soie par un processus de déshydratation.
Étant donné que l'acide peut réagir violemment avec l'eau, ces déboucheurs acides doivent être ajoutés lentement dans la canalisation à nettoyer.

HISTOIRE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
L'histoire de l'acide sulfurique est parallèle aux premières expériences chimiques systématiques de l'histoire de l'humanité.
Les premières références connues aux différentes formes de l'acide sulfurique apparaissent dans les œuvres de Jabir ibn Hayyan, érudit islamique du VIIIe siècle.

Jabir a obtenu des dérivés d'acide sulfurique à partir de sulfate de fer (FeSO₄), de sulfate d'aluminium (Al₂(SO₄)₃) et de minéraux vitriol naturels, nommant ces substances « huile de vitriol ».
Cette terminologie a continué d'être utilisée au cours des périodes suivantes.

Au XIIIe siècle, Albert le Grand et Roger Bacon obtinrent des solutions acides en distillant des composés vitrioliques et contribuèrent à populariser ce procédé en Europe.
Au XVIe siècle, Johann Rudolf Glauber produisit de la vapeur d'acide sulfurique en chauffant des sulfates de fer et de cuivre, ce qui permit de réaliser des expériences avec des solutions plus pures.

En Angleterre, en 1746, le chimiste John Roebuck a mis au point le premier système de production d'acide sulfurique à l'échelle commerciale, établissant le procédé de la chambre de plomb.
Cette méthode reposait sur la réaction des gaz produits par le chauffage simultané du sulfate et du nitrate de fer dans de grands récipients en plomb.

Tout au long des XVIIIe et XIXe siècles, ce procédé s'est largement répandu en Europe et en Amérique, augmentant la demande d'acide sulfurique dans des secteurs tels que le textile, le cuir et la métallurgie, parallèlement à la révolution industrielle.

Cependant, le procédé à chambre de plomb s'est finalement avéré inadéquat en raison de sa faible efficacité et de sa concentration limitée.
En 1831, le chimiste britannique Peregrine Phillips mit au point le procédé de contact, plus efficace.

Dans cette méthode, le dioxyde de soufre (SO₂) réagit avec l'oxygène en présence d'oxyde de vanadium(V) (V₂O₅) comme catalyseur pour produire du trioxyde de soufre (SO₃).
Cette avancée a rendu possible la production à grande échelle, économique et continue d'acide sulfurique.

Tout au long du XXe siècle, le procédé a été perfectionné afin d'améliorer l'efficacité, de réduire l'impact environnemental et d'améliorer le contrôle grâce à des systèmes d'automatisation.
Aujourd'hui, la production d'acide sulfurique est répandue dans presque tous les pays, et sa production est souvent considérée comme un indicateur de la capacité de l'industrie chimique d'une nation.

PROPRIÉTÉS PHYSIQUES ET CHIMIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
L'acide sulfurique (H₂SO₄) est un liquide incolore, huileux, lourd et inodore à température ambiante.
En raison de sa forte nature hygroscopique, l'acide sulfurique absorbe rapidement la vapeur d'eau de l'air humide et peut se concentrer.
L'acide sulfurique possède également une viscosité élevée.

La densité de l'acide sulfurique pur est d'environ 1,84 g/cm³, ce qui est considérablement plus élevé que celle des liquides ordinaires.
Avec un poids moléculaire de 98,08 g/mol, l'acide sulfurique est composé de deux atomes d'hydrogène, d'un atome de soufre et de quatre atomes d'oxygène, comme l'indique sa formule chimique.

Le point de fusion de l'acide sulfurique pur est d'environ 10,3 °C et son point d'ébullition est de 337 °C.
Lors de l'ébullition, l'acide sulfurique se décompose partiellement, libérant du trioxyde de soufre (SO₃) et de la vapeur d'eau.

L'acide sulfurique est classé comme un acide fort en raison de sa capacité à donner des protons.
En solution aqueuse, l'acide sulfurique subit une ionisation en deux étapes.

L'acide sulfurique cède complètement son premier proton, tandis que la dissociation du second proton se produit via une réaction d'équilibre.
Cette caractéristique classe l'acide sulfurique parmi les acides diprotiques.

Thermodynamiquement assez stable, l'acide sulfurique₄ présente une tendance à se décomposer à haute température mais possède un fort potentiel de réaction dans de nombreux environnements.
L'acide sulfurique, puissant agent déshydratant, peut éliminer l'eau des substances organiques.
Par conséquent, lorsque l'acide sulfurique entre en contact avec des glucides (par exemple, le saccharose), une carbonisation se produit, séparant la substance en eau et en carbone.

De plus, l'acide sulfurique réagit avec de nombreux métaux pour produire de l'hydrogène gazeux.
Dans de telles réactions, l'acide sulfurique présente des propriétés redox.
Par exemple, la réaction de l'acide sulfurique avec le zinc (Zn).

L'acide sulfurique concentré peut également agir comme agent oxydant.
Surtout lorsqu'il est chaud et concentré, l'acide sulfurique réagit avec des métaux tels que le cuivre (Cu) et l'argent (Ag) pour former des sels de sulfate, libérant du gaz SO₂.
Compte tenu de toutes ces propriétés, l'acide sulfurique est l'un des composés inorganiques fondamentaux les plus utilisés dans l'industrie en raison de sa stabilité physique et de sa réactivité chimique.

COMPOSÉS APPARENTÉS DE L'ACIDE SULFURIQUE :
-Acide fort apparenté    
*Acide sélénique
*Acide chlorhydrique
*Acide nitrique
*Acide perchlorique
*Acide fluoroantimonique
*Acide chromique

-Composés apparentés    
*Acide sulfureux
*Acide peroxymonosulfurique
*Trioxyde de soufre
*Oléum

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
L'acide sulfurique est très réactif et corrosif.
L'acide sulfurique est soluble dans l'eau et l'alcool éthylique.
l'acide sulfurique (H2SO4), liquide incolore, inodore, huileux et corrosif qui est un produit chimique industriel largement fabriqué.
Matière première essentielle à la fabrication d'engrais et de nombreux autres produits chimiques, l'acide sulfurique est produit en grandes quantités et utilisé dans le raffinage du pétrole, le traitement des métaux et la fabrication de produits chimiques.

FABRICATION D'ACIDE SULFURIQUE :
Processus de contact
L'acide sulfurique est produit à partir de soufre, d'oxygène et d'eau par un procédé de contact.
Dans un premier temps, le soufre est brûlé pour produire du dioxyde de soufre.

(1) S(s) + O2(g) → SO2(g)
Il est ensuite oxydé en trioxyde de soufre en utilisant de l'oxygène en présence d'un catalyseur d'oxyde de vanadium(V).

(2) 2 SO2 + O2(g) → 2 SO3(g) (en présence de V2O5)
Enfin, le trioxyde de soufre est traité avec de l'eau (généralement sous forme de H2SO4 à 97-98 % contenant 2-3 % d'eau) pour produire de l'acide sulfurique à 98-99 %.

(3) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l)
Il convient de noter que la dissolution directe du SO3 dans l'eau n'est pas pratique en raison du caractère fortement exothermique de la réaction, formant un brouillard corrosif au lieu d'un liquide.
Alternativement, le SO3 peut être absorbé dans le H2SO4 pour produire de l'oléum (H2S2O7), qui peut ensuite être mélangé à de l'eau pour former de l'acide sulfurique.

(3) H2SO4(l) + SO3 → H2S2O7(l)
L'oléum réagit avec l'eau pour former de l'acide sulfurique concentré (H2SO4).

(4) H2S2O7(l) + H2O(l) → 2 H2SO4(l)

PROCÉDÉ DE PRODUCTION DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Aujourd'hui, la production d'acide sulfurique est principalement réalisée par le procédé de contact en trois étapes.
Dans la première étape, le soufre (S) est brûlé dans l'oxygène ou les minerais contenant du soufre sont grillés pour produire du dioxyde de soufre (SO₂) gazeux.
Dans la deuxième étape, le gaz SO₂ réagit avec l'oxygène sur des lits de catalyseur contenant du pentoxyde de vanadium (V₂O₅) pour se convertir en trioxyde de soufre (SO₃).

Dans la dernière étape, le SO₃ produit ne réagit pas directement avec l'eau mais réagit plutôt avec une solution d'acide sulfurique préparée au préalable pour former de l'oléum (H₂S₂O₇).
L'oléum est ensuite dilué avec de l'eau pour obtenir de l'acide sulfurique à la concentration souhaitée.
Cette méthode est privilégiée en raison de facteurs tels que l'efficacité, la sécurité et la durabilité environnementale.

HISTOIRE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
L'origine de l'acide sulfurique est incertaine, mais des références à sa préparation apparaissent avant le Xe siècle.
À la fin du XVe siècle, l'alchimiste allemand Basile Valentin a décrit des méthodes d'obtention de l'acide, notamment la combustion du soufre avec du salpêtre (nitrate de potassium) et la distillation de l'acide sulfurique à partir d'un mélange de silice et de sulfate ferrique, alors appelé vitriol — une association qui a donné naissance au nom longtemps utilisé d'huile de vitriol.
Jusqu'au XVIIIe siècle, la production était à petite échelle et se limitait principalement à la préparation d'acides nitrique et chlorhydrique pour le dosage et le traitement des métaux non ferreux.

La production à grande échelle a débuté en 1746, lorsque le médecin anglais John Roebuck a mis au point le procédé des chambres de plomb, dans lequel les gaz provenant de la combustion du soufre étaient absorbés dans l'eau à l'intérieur de chambres revêtues de plomb.
Cette méthode a permis une production bien supérieure à celle possible avec les récipients en argile ou en verre utilisés auparavant.

Le procédé de production de carbonate de sodium introduit par le chimiste français Nicolas Leblanc en 1790 a encore stimulé la demande.
Bien que sa première usine ait fait faillite dans le contexte tumultueux de la Révolution française, le procédé fut plus largement adopté après 1807.
Comme la première étape du procédé Leblanc nécessitait de l'acide sulfurique, difficile à transporter, les producteurs d'alcalis construisaient généralement leurs propres usines d'acide.

PROCÉDÉ DE FABRICATION DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Le premier procédé rudimentaire de fabrication de l'acide sulfurique, au XVIe siècle, consistait à brûler du soufre en présence d'eau.
Cette méthode a converti à peine 1 % du soufre en acide sulfurique ; la majeure partie du soufre a été oxydée en dioxyde de soufre (SO2).
Un siècle plus tard, ce procédé fut amélioré par l'ajout de nitrates à l'eau.
Une autre amélioration est apparue en 1746 avec le procédé de la chambre de plomb, qui utilisait de l'oxyde nitrique (NO) pour augmenter le rendement et de grands réacteurs doublés de plomb au lieu de récipients en verre pour augmenter la production.

La séquence de réaction était
2NO + O2 → NO2
NO2 + SO2 + H2O → H2SO4 + NON

Le procédé le plus efficace, et celui utilisé aujourd'hui, a été inventé en 1831 par Peregrine Phillips Jr., de Bristol, au Royaume-Uni.
Appelé procédé de contact, l'acide sulfurique consiste à brûler du soufre en SO2, qui est oxydé catalytiquement en trioxyde de soufre (SO3).
Le SO3 est ensuite ajouté à l'eau pour produire du H2SO4 concentré.

La séquence de réaction commençant par SO2 est
SO2 + O2 → SO3
SO3 + H2O → H2SO4

Le catalyseur d'origine était du platine, mais celui-ci a ensuite été remplacé par du pentoxyde de vanadium (V2O5), moins cher et plus durable.
L'acide sulfurique concentré commercial contient 98 % en poids d'acide ; le reste est de l'eau.
L'acide sulfurique pur dégage du SO3, ce qui le rend dangereux à manipuler.
L'acide concentré doit également être manipulé avec précaution en raison de ses propriétés corrosives.

PRINCIPAUX SECTEURS D'UTILISATION DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Fabrication de produits chimiques – L’acide sulfurique est utilisé dans la production d’acide chlorhydrique, d’acide nitrique et de sels de sulfate.
Industrie des engrais – L’acide sulfurique est essentiel à la production d’engrais phosphatés.

Raffinage du pétrole – L'acide sulfurique est utilisé pour les procédés d'alkylation et de purification.
Exploitation minière et traitement des métaux – L’acide sulfurique est utilisé pour la lixiviation des minerais et le traitement de surface des métaux.
Fabrication pharmaceutique – L’acide sulfurique est utilisé dans les étapes de synthèse et de purification.

Production de batteries – Composant essentiel des batteries au plomb-acide
Traitement de l'eau – L'acide sulfurique est utilisé pour ajuster le pH et favoriser la floculation.
Textiles – L’acide sulfurique est utilisé dans les opérations de teinture et de finition.

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Comportement en acide fort
S'ionise complètement dans l'eau (acide diprotique) :
H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻
HSO₄⁻ ⇌ H ⁺ + SO ₄²⁻

Agent déshydratant
Élimine l'eau des composés (en particulier des substances organiques)
Exemple : carbonisation du sucre (formation de carbone)

Agent oxydant (H₂SO₄ concentré)
Agit comme agent oxydant, surtout à chaud et à forte concentration.
Exemple de réaction avec le cuivre :
Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Réagit avec les métaux
Un acide dilué réagit avec des métaux actifs → dégagement d'hydrogène gazeux :
Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑
L'acide concentré peut produire du SO₂ au lieu du H₂.

Réagit avec les bases (neutralisation)
Forme des sels (sulfates) et de l'eau :
H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

Réagit avec les oxydes métalliques
Produit du sel + de l'eau :
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Réagit avec les carbonates/bicarbonates
Produit du gaz CO₂ :
Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Formation de sulfates
Forme une large gamme de sels de sulfate (par exemple, Na₂SO₄, CaSO₄)
Décomposition (à haute température)
Se décompose en :
SO₃ + H₂O

Réactions d'estérification
Réagit avec les alcools pour former des esters (importants en chimie organique).

CARACTÉRISTIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
*Électrolyte fort
*Très corrosif
*Non inflammable, mais réagit violemment au contact de l'eau
*Forte affinité pour l'eau (dessiccant)
L'acide sulfurique peut carboniser les matières organiques.
Stable dans des conditions normales, mais réactif à la chaleur.

BIENFAITS / IMPORTANCE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Produit chimique industriel essentiel (indicateur de développement industriel)
L'acide sulfurique permet une production d'engrais à grande échelle → soutient l'agriculture
Réactif clé dans de nombreux procédés chimiques
*Rémunérateur et largement disponible
*Haute efficacité en déshydratation et en catalyse

HISTOIRE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
La découverte de l'acide sulfurique est attribuée au chimiste et alchimiste arabe du VIIIe siècle, Jabir ibn Hayyan (Geber).
L'acide sulfurique a ensuite été étudié par le médecin et alchimiste persan du IXe siècle Ibn Zakariya al-Razi (Rhazes), qui a obtenu la substance par distillation sèche de minéraux, notamment le sulfate de fer(II) heptahydraté, FeSO4 • 7H2O, et le sulfate de cuivre(II) pentahydraté, CuSO4 • 5H2O.

Lorsqu'ils sont chauffés, ces composés se décomposent respectivement en oxyde de fer(II) et en oxyde de cuivre(II), en dégageant de l'eau et du trioxyde de soufre, qui se combinent pour produire une solution diluée d'acide sulfurique.
Cette méthode a été popularisée en Europe grâce aux traductions de traités arabes et persans, ainsi qu'aux ouvrages d'alchimistes européens, comme l'Allemand Albertus Magnus du XIIIe siècle.

L'acide sulfurique était connu des alchimistes européens du Moyen Âge sous le nom d'huile de vitriol, d'esprit de vitriol ou simplement de vitriol, entre autres appellations.
Le mot vitriol dérive du latin vitreus, « verre », en référence à l'aspect vitreux des sels de sulfate, qui portaient également le nom de vitriol.

Les sels appelés sous ce nom comprenaient le sulfate de cuivre(II) (vitriol bleu, ou plus rarement vitriol romain), le sulfate de zinc (vitriol blanc), le sulfate de fer(II) (vitriol vert), le sulfate de fer(III) (vitriol de Mars) et le sulfate de cobalt(II) (vitriol rouge).
L'acide sulfurique était largement considéré comme la substance alchimique la plus importante, destinée à être utilisée comme pierre philosophale.

De l'acide sulfurique hautement purifié a été utilisé comme milieu réactionnel pour d'autres substances.
Cela s'explique en grande partie par le fait que l'acide sulfurique ne réagit pas avec l'or, dont la production était souvent l'objectif final des procédés alchimiques.

L'importance du vitriol en alchimie est mise en évidence dans la devise alchimique « Visita Interiora Terrae Rectificando Invenies Occultum Lapidem », un rétroacronyme signifiant (« Visitez l'intérieur de la terre et, en la rectifiant (c'est-à-dire en la purifiant), vous trouverez la pierre cachée/secrète »), que l'on trouve dans L'Azoth des Philosophes de l'alchimiste du XVe siècle Basilius Valentinus.
Au XVIIe siècle, le chimiste germano-néerlandais Johann Glauber a préparé de l'acide sulfurique en brûlant du soufre avec du salpêtre (nitrate de potassium, KNO3), en présence de vapeur d'eau.

Lors de sa décomposition, le salpêtre oxyde le soufre en SO3, qui se combine à l'eau pour produire de l'acide sulfurique.
En 1736, Joshua Ward, un pharmacien londonien, utilisa cette méthode pour lancer la première production à grande échelle d'acide sulfurique.

En 1746, à Birmingham, John Roebuck adapta cette méthode pour produire de l'acide sulfurique dans des chambres doublées de plomb, qui étaient plus résistantes, moins chères et pouvaient être fabriquées plus grandes que les récipients en verre utilisés auparavant.
Ce procédé de chambre de plomb a permis l'industrialisation efficace de la production d'acide sulfurique.

Après plusieurs améliorations, cette méthode est restée la norme pour la production d'acide sulfurique pendant près de deux siècles.
L'acide sulfurique produit par le procédé de John Roebuck n'atteignait qu'une concentration de 35 à 40 %.
Des améliorations ultérieures apportées au procédé de la chambre de plomb par le chimiste français Joseph-Louis Gay-Lussac et le chimiste britannique John Glover ont permis d'améliorer le rendement à 78 %.

Cependant, la fabrication de certains colorants et d'autres procédés chimiques nécessitent un produit plus concentré.
Tout au long du XVIIIe siècle, cela ne pouvait se faire que par distillation sèche de minéraux, selon une technique similaire aux procédés alchimiques originaux.
La pyrite (disulfure de fer, FeS2) a été chauffée à l'air pour donner du sulfate de fer (II), FeSO4, qui a été oxydé par chauffage supplémentaire à l'air pour former du sulfate de fer (III), Fe2(SO4)3, qui, lorsqu'il est chauffé à 480 °C, se décompose en oxyde de fer (III) et en trioxyde de soufre, qui peuvent être passés dans l'eau pour donner de l'acide sulfurique à n'importe quelle concentration.

Cependant, le coût de ce procédé a empêché l'utilisation à grande échelle de l'acide sulfurique concentré.
En 1831, le marchand de vinaigre britannique Peregrine Phillips a breveté le procédé de contact, qui était un procédé beaucoup plus économique pour produire du trioxyde de soufre et de l'acide sulfurique concentré.
Aujourd'hui, la quasi-totalité de l'acide sulfurique mondial est produite selon cette méthode.

PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Formes d'acide sulfurique
Bien qu'il soit possible de produire de l'acide sulfurique à près de 100 %, celui-ci perd du SO3 au point d'ébullition pour ne produire qu'un acide à 98,3 %.
L'acide sulfurique à 98 % est plus stable au stockage et correspond à la forme habituelle de ce que l'on appelle l'acide sulfurique concentré.
D'autres concentrations sont utilisées à des fins différentes.

Voici quelques concentrations courantes :
*10 %, acide sulfurique dilué pour usage en laboratoire,
*33,5 %, acide de batterie (utilisé dans les batteries au plomb),
*62,18 %, acide de chambre ou d'engrais,
*77,67 %, acide de tour ou de Glover,
*98 %, acide concentré.
Différentes puretés sont également disponibles.
L'acide sulfurique de qualité technique est impur et souvent coloré, mais il convient à la fabrication d'engrais.
Les qualités pures telles que la qualité de la Pharmacopée américaine (USP) sont utilisées pour la fabrication de produits pharmaceutiques et de colorants.

Lorsque de fortes concentrations de SO3(g) sont ajoutées à l'acide sulfurique, il se forme du H2S2O7, appelé acide pyrosulfurique, acide sulfurique fumant ou oléum ou, plus rarement, acide de Nordhausen.
Les concentrations d'oléum sont soit exprimées en % de SO3 (appelées % d'oléum), soit en % d'acide sulfurique (la quantité obtenue si H2O était ajoutée) ; les concentrations courantes sont de 40 % d'oléum (109 % d'acide sulfurique) et de 65 % d'oléum (114,6 % d'acide sulfurique).
Le H2S2O7 pur est un solide dont le point de fusion est de 36°C.

Polarité et conductivité
L'acide sulfurique anhydre est un liquide très polaire, ayant une constante diélectrique d'environ 100.
L'acide sulfurique possède une conductivité électrique élevée, due à sa dissociation par protonation, un processus connu sous le nom d'autoprotolyse.
2 H2SO4 ⇌ H3SO4+ + HSO4 −

La constante d'équilibre de l'autoprotolyse est
Kap(25°C)= [H3SO4+][HSO4−] = 2,7 × 10−4.
La constante d'équilibre comparable pour l'eau, Kw, est de 10−14, un facteur de 1010 (10 milliards) plus petit.

Malgré la viscosité de l'acide, les conductivités effectives des ions H3SO4+ et HSO4− sont élevées en raison d'un mécanisme de commutation de protons intramoléculaire (analogue au mécanisme de Grotthuss dans l'eau), faisant de l'acide sulfurique un bon conducteur.
L'acide sulfurique est également un excellent solvant pour de nombreuses réactions.

L'équilibre est en réalité plus complexe que ce qui est montré ci-dessus ; l'acide sulfurique à 100 % contient les espèces suivantes à l'équilibre (les chiffres sont indiqués en millimoles par kg de solvant) : HSO4− (15,0), H3SO4+ (11,3), H3O+ (8,0), HS2O7− (4,4), H2S2O7 (3,6), H2O (0,1).

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Réaction avec l'eau
La réaction d'hydratation de l'acide sulfurique est fortement exothermique.
Si l'on ajoute de l'eau à l'acide sulfurique concentré, il peut bouillir et projeter des éclaboussures dangereuses.
Il faut toujours ajouter l'acide sulfurique à l'eau plutôt que l'eau à l'acide.

On peut s'en souvenir grâce à des moyens mnémotechniques tels que : « Faites toujours les choses comme il faut, ajoutez de l'acide sulfurique à l'eau. »
Si vous pensez que votre vie est trop paisible, ajoutez de l'eau à l'acide », « AA : Ajoutez de l'acide », ou « Versez de l'acide, pas de l'eau », ou « De l'acide dans l'eau, comme la Root Beer A&W » ou « Mettez le roi dans l'eau, et non l'eau dans le roi ».

Cette précaution de sécurité est nécessaire en raison des densités relatives de ces deux liquides.
L'eau étant moins dense que l'acide sulfurique, elle aura tendance à flotter à la surface de ce dernier.
On peut considérer cette réaction comme la formation d'ions hydronium, par

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4−,
et puis
HSO4− + H2O → H3O+ + SO42−.

L'hydratation de l'acide sulfurique étant thermodynamiquement favorable, l'acide sulfurique est un excellent agent déshydratant et est utilisé pour préparer de nombreux fruits secs.
L'affinité de l'acide sulfurique pour l'eau est suffisamment forte pour qu'il enlève les atomes d'hydrogène et d'oxygène d'autres composés ; par exemple, le mélange d'amidon (C6H12O6)n et d'acide sulfurique concentré donnera du carbone élémentaire et de l'eau qui est absorbée par l'acide sulfurique (qui devient légèrement dilué) : (C6H12O6)n → 6C + 6H2O.

On peut observer cet effet lorsqu'on renverse de l'acide sulfurique concentré sur du papier : la cellulose réagit en donnant un aspect brûlé, le carbone ressemblant beaucoup à la suie dans un incendie.
Une réaction plus spectaculaire se produit lorsqu'on ajoute de l'acide sulfurique à une cuillère à soupe de sucre blanc ; une colonne rigide de carbone noir et poreux apparaît rapidement.
Le carbone dégagera une forte odeur de caramel.

AUTRES RÉACTIONS DE L'ACIDE SULFURIQUE :
En tant qu'acide, l'acide sulfurique réagit avec la plupart des bases pour donner le sulfate correspondant.
Par exemple, le sulfate de cuivre(II).
Ce sel bleu de cuivre, couramment utilisé pour la galvanoplastie et comme fongicide, est préparé par la réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec l'acide sulfurique :

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
L'acide sulfurique peut également être utilisé pour déplacer les acides plus faibles de leurs sels.
La réaction avec l'acétate de sodium, par exemple, déplace l'acide acétique :

H2SO4 + CH3COONa → NaHSO4 + CH3COOH
De même, la réaction de l'acide sulfurique avec le nitrate de potassium peut être utilisée pour produire de l'acide nitrique et un précipité de bisulfate de potassium.
Combiné à l'acide nitrique, l'acide sulfurique agit à la fois comme un acide et un agent déshydratant, formant l'ion nitronium NO2+, qui est important dans les réactions de nitration impliquant une substitution aromatique électrophile.
Ce type de réaction, où la protonation se produit sur un atome d'oxygène, est important dans de nombreuses réactions de chimie organique, telles que l'estérification de Fischer et la déshydratation des alcools.

L'acide sulfurique réagit avec la plupart des métaux par une réaction de simple déplacement pour produire de l'hydrogène gazeux et du sulfate métallique.
L'acide sulfurique dilué (H2SO4) attaque le fer, l'aluminium, le zinc, le manganèse, le magnésium et le nickel, mais les réactions avec l'étain et le cuivre nécessitent que l'acide soit chaud et concentré.
Le plomb et le tungstène, en revanche, résistent à l'acide sulfurique.
La réaction avec le fer (illustrée) est typique de la plupart de ces métaux, mais la réaction avec l'étain est inhabituelle en ce qu'elle produit du dioxyde de soufre plutôt que de l'hydrogène.

Fe(s) + H2SO4(aq) → H2(g) + FeSO4(aq)
Sn(s) + 2 H2SO4(aq) → SnSO4(aq) + 2 H2O(l) + SO2(g)

FABRICATION D'ACIDE SULFURIQUE D'ACIDE SULFURIQUE :
Le procédé de production d'acide sulfurique comporte quatre étapes :
a) extraction du soufre
b) conversion du soufre en dioxyde de soufre
c) conversion du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre
d) conversion du trioxyde de soufre en acide sulfurique

a) Extraction du soufre
La source de soufre la plus importante est sans conteste la récupération de l'acide sulfurique à partir du gaz naturel et du pétrole.
Ces substances contiennent des composés soufrés, à la fois organiques et du sulfure d'hydrogène, qui doivent tous deux être éliminés avant d'être utilisés comme carburants ou matières premières chimiques.

Une autre source importante de soufre est le dioxyde de soufre provenant du raffinage des métaux.
De nombreux minerais métalliques se présentent sous forme de sulfures et sont grillés pour former un oxyde et du dioxyde de soufre, par exemple dans la fabrication du plomb :
Parmi les autres métaux fabriqués à partir de leurs minerais sulfurés, on trouve le cuivre, le nickel et le zinc.

À l'échelle mondiale, environ 35 % du soufre est obtenu sous forme de dioxyde de soufre par grillage de minerais sulfurés, et cette proportion est en augmentation, car les usines qui rejetaient traditionnellement le dioxyde de soufre dans l'atmosphère le récupèrent désormais sous forme d'acide sulfurique.

La Chine, en particulier, produit la majeure partie de son acide sulfurique à partir de pyrite, un minerai de sulfure de fer.
L'acide sulfurique est également obtenu à partir du sulfate d'ammonium, un sous-produit de la fabrication du poly(méthyl 2-méthylpropénoate), et également récupéré à partir de l'acide sulfurique « usé ».

b) Conversion du soufre en dioxyde de soufre
Si le soufre est la matière première, il doit d'abord être converti en dioxyde de soufre.
Du soufre fondu est pulvérisé dans un four et brûlé dans un jet d'air sec à environ 1300 K.

Le soufre brûle avec une flamme bleue caractéristique.
Lorsqu'un excès d'air est utilisé, le gaz qui en résulte contient environ 10 à 12 % de dioxyde de soufre et 10 % d'oxygène, en volume.
Les gaz étant très chauds, ils sont donc acheminés à travers des échangeurs de chaleur (chaudières de récupération de chaleur).

Les gaz sont refroidis à environ 700 K et l'eau contenue dans les tuyaux de la chaudière environnante est transformée en vapeur.
La fabrication d'une tonne d'acide sulfurique produit également une tonne de vapeur à haute pression.

(c) Conversion du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre (Procédé de contact)
Une installation typique comprend une cuve cylindrique qui fait office de réacteur à lit fixe avec quatre lits séparés de catalyseur, appelés convertisseur, chauffés à 700 K, à travers lesquels passent le dioxyde de soufre et l'air.

Le catalyseur, l'oxyde de vanadium(V) sur silice, se présente généralement sous la forme de petites pastilles auxquelles du sulfate de césium a été ajouté comme promoteur (Figure 2).
La fonction du promoteur est d'abaisser le point de fusion de l'oxyde de vanadium(V) afin qu'il soit fondu à 700 K.

d) Conversion du trioxyde de soufre en acide sulfurique
Le trioxyde de soufre formé à partir du troisième lit (et la petite quantité provenant du quatrième lit) est maintenant converti en
acide sulfurique.

Le trioxyde de soufre réagit avec l'eau et la réaction peut être exprimée comme suit :
Cependant, l'eau seule ne peut être utilisée pour l'absorption car il y a une forte augmentation de température et il se forme un brouillard d'acide sulfurique difficile à manipuler.
On utilise en revanche de l'acide sulfurique à une concentration d'environ 98 %.

On maintient cette concentration par ajout d'eau et élimination d'acide à cette concentration.
Pour maintenir la température à environ 400 K, la chaleur est évacuée par des échangeurs de chaleur.

Les gaz non absorbés contiennent environ 95 % d'azote, 5 % d'oxygène et des traces de dioxyde de soufre.
Le flux gazeux est filtré pour éliminer toute trace de brouillard d'acide sulfurique et est rejeté dans l'atmosphère par une cheminée de grande hauteur.

PRÉSENCE D'ACIDE SULFURIQUE :
L'acide sulfurique est rarement rencontré à l'état naturel sur Terre sous forme anhydre, en raison de sa grande affinité pour l'eau.
L'acide sulfurique dilué est un constituant des pluies acides, qui se forment par l'oxydation atmosphérique du dioxyde de soufre en présence d'eau, c'est-à-dire par l'oxydation de l'acide sulfureux.
Lors de la combustion de combustibles contenant du soufre tels que le charbon ou le pétrole, le dioxyde de soufre est le principal sous-produit (outre les principaux produits que sont les oxydes de carbone et l'eau).

L'acide sulfurique se forme naturellement par l'oxydation de minéraux sulfurés, tels que la pyrite :
2 FeS2(s) + 7 O2 + 2 H2O → 2 Fe2+ + 4 SO2− + 4 H+
L'eau très acide qui en résulte est appelée drainage minier acide (DMA) ou drainage rocheux acide (DRA).

Le Fe2+ peut être oxydé davantage en Fe3+ :
4 Fe2+ + O2 + 4 H+ → 4 Fe3+ + 2 H2O
Le Fe3+ produit peut précipiter sous forme d'hydroxyde ou d'oxyde de fer hydraté :

Fe3+ + 3 H2O → Fe(OH)3↓ + 3 H+
L'ion fer(III) (« fer ferrique ») peut également oxyder la pyrite :
FeS2(s) + 14 Fe3+ + 8 H2O → 15 Fe2+ + 2 SO2−4 16 H+

Lorsque l'oxydation de la pyrite par le fer(III) se produit, le processus peut devenir rapide.
Des valeurs de pH inférieures à zéro ont été mesurées dans les ARD produits par ce procédé.

L'ARD peut également produire de l'acide sulfurique à un rythme plus lent, de sorte que la capacité de neutralisation de l'acide (ANC) de l'aquifère puisse neutraliser l'acide produit.
Dans de tels cas, la concentration totale de solides dissous (TDS) de l'eau peut être augmentée par la dissolution des minéraux provenant de la réaction de neutralisation acide avec les minéraux.
L'acide sulfurique est utilisé comme moyen de défense par certaines espèces marines, par exemple, l'algue phéophyte Desmarestia munda (ordre des Desmarestiales) concentre l'acide sulfurique dans les vacuoles cellulaires.

Aérosol stratosphérique
Dans la stratosphère, la deuxième couche de l'atmosphère qui se situe généralement entre 10 et 50 km au-dessus de la surface de la Terre, l'acide sulfurique se forme par l'oxydation du dioxyde de soufre volcanique par le radical hydroxyle :

SO2 + HO• → HSO3
HSO3 + O2 → SO3 + HO2
SO3 + H2O → H2SO4
Parce que l'acide sulfurique atteint la sursaturation dans la stratosphère, il peut nucléer les particules d'aérosol et fournir une surface pour la croissance des aérosols par condensation et coagulation avec d'autres aérosols d'eau et d'acide sulfurique.
Il en résulte la couche d'aérosols stratosphériques.

Acide sulfurique extraterrestre
Les nuages permanents de Vénus sont composés d'acide sulfurique concentré et produisent des pluies d'acide sulfurique concentré, tout comme les nuages de l'atmosphère terrestre sont composés d'eau et produisent des pluies d'eau.
De la glace d'acide sulfurique a été détectée sur Europe, lune de Jupiter, où elle se forme lorsque des ions de soufre provenant de la magnétosphère de Jupiter s'implantent dans la surface glacée.

CYCLE SOUFRE-IODE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Le cycle soufre-iode est une série de procédés thermochimiques utilisés pour obtenir de l'hydrogène.
L'acide sulfurique résulte de trois réactions chimiques dont le réactif net est l'eau et les produits nets sont l'hydrogène et l'oxygène.

2 H2SO4 → 2 SO2 + 2 H2O + O2 (830°C)
I2 + SO2 + 2 H2O → 2 HI + H2SO4 (120°C)
2 HI → I2 + H2 (320°C)

Les composés soufrés et iodés sont récupérés et réutilisés, d'où la possibilité de considérer le processus comme un cycle.
Ce processus est endothermique et doit se dérouler à haute température ; il est donc nécessaire de fournir de l'énergie sous forme de chaleur.

Le cycle soufre-iode a été proposé comme moyen de fournir de l'hydrogène pour une économie basée sur l'hydrogène.
Elle ne nécessite pas d'hydrocarbures comme les méthodes actuelles de reformage à la vapeur.

Le cycle soufre-iode est actuellement étudié comme méthode viable d'obtention d'hydrogène, mais l'acide concentré et corrosif à haute température pose actuellement des risques de sécurité insurmontables si le procédé était mis en œuvre à grande échelle.

PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
***Degrés d'acide sulfurique
Bien qu'il soit possible de préparer des solutions d'acide sulfurique à près de 100 %, la perte ultérieure de SO3 au point d'ébullition ramène la concentration à 98,3 % d'acide.
Le grade à 98,3 %, plus stable au stockage, est la forme habituelle de ce que l'on appelle « acide sulfurique concentré ».
D'autres concentrations sont utilisées à des fins différentes.

« Acide de chambre » et « acide de tour » étaient les deux concentrations d'acide sulfurique produites par le procédé de la chambre de plomb, l'acide de chambre étant l'acide produit dans la chambre de plomb elle-même (<70 % pour éviter la contamination par l'acide nitrosylsulfurique) et l'acide de tour étant l'acide récupéré au fond de la tour Glover.
Ces solutions ne sont plus commercialisées comme concentrations d'acide sulfurique, bien qu'elles puissent être préparées en laboratoire à partir d'acide sulfurique concentré si nécessaire.

En particulier, l'acide sulfurique « 10 M » (l'équivalent moderne de l'acide de chambre, utilisé dans de nombreux titrages) est préparé en ajoutant lentement de l'acide sulfurique à 98 % à un volume égal d'eau, avec une bonne agitation : la température du mélange peut monter jusqu'à 80 °C (176 °F) ou plus.
L'acide sulfurique est un liquide huileux incolore, et a une pression de vapeur de <0,001 mmHg à 25 °C et de 1 mmHg à 145,8 °C, et l'acide sulfurique à 98 % a une pression de vapeur de <1 mmHg à 40 °C.

À l'état solide, l'acide sulfurique est un solide moléculaire qui forme des cristaux monocliniques avec des paramètres de réseau quasi trigonaux.
La structure est constituée de couches parallèles au plan (010), dans lesquelles chaque molécule est reliée par des liaisons hydrogène à deux autres.
Les hydrates H2SO4•nH2O sont connus pour n = 1, 2, 3, 4, 6,5 et 8, bien que la plupart des hydrates intermédiaires soient stables contre la dismutation.

***Polarité et conductivité
L'acide sulfurique anhydre est un liquide très polaire, ayant une constante diélectrique d'environ 100.
L'acide sulfurique possède une conductivité électrique élevée, conséquence de l'autoprotolyse, c'est-à-dire de l'autoprotonation :
2 H2SO4 ⇌ H3SO+4 + HSO − 4

La constante d'équilibre pour l'autoprotolyse (25 °C) est :
[H3SO4]+[HSO4]− = 2,7 × 10−4
La constante d'équilibre correspondante pour l'eau, Kw, est de 10−14, soit un facteur de 1010 (10 milliards) plus petit.

Malgré la viscosité de l'acide, les conductivités effectives des ions H3SO+4 et HSO−4 sont élevées en raison d'un mécanisme de commutation de protons intramoléculaire (analogue au mécanisme de Grotthuss dans l'eau), faisant de l'acide sulfurique un bon conducteur d'électricité.
L'acide sulfurique est également un excellent solvant pour de nombreuses réactions.

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
***Acidité
La réaction d'hydratation de l'acide sulfurique est fortement exothermique.
Comme l'indique sa constante de dissociation acide, l'acide sulfurique est un acide fort :

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO−4
Ka1 = 1000 (pKa1 = −3)
L'acide sulfurique de cette ionisation est HSO−4, l'anion bisulfate.

Le bisulfate est un acide beaucoup plus faible :
HSO−4 + H2O → H3O+ + SO2−4 Ka2 = 0,01 (pKa2 = 2)
L'acide sulfurique de cette seconde dissociation est SO2−4, l'anion sulfate.

***Déshydratation
L'acide sulfurique concentré possède une puissante propriété déshydratante, éliminant l'eau (H2O) d'autres composés chimiques tels que le sucre de table (saccharose) et d'autres glucides, pour produire du carbone, de la vapeur et de la chaleur.

La déshydratation du sucre de table (saccharose) est une expérience courante en laboratoire.
Le sucre fonce à mesure que du carbone se forme, et une colonne rigide de carbone noir et poreux, appelée serpent de carbone, peut apparaître.
C12H22O11 saccharose → 12C mousse graphitique noire + 11H2O (g,l)

De même, le mélange d'amidon à de l'acide sulfurique concentré donne du carbone élémentaire et de l'eau.
On peut également observer cet effet lorsqu'on renverse de l'acide sulfurique concentré sur du papier.
Le papier est composé de cellulose, un polysaccharide apparenté à l'amidon.

La cellulose réagit pour donner un aspect brûlé où le carbone ressemble beaucoup à la suie résultant d'un incendie.
Bien que moins spectaculaire, l'action de l'acide sur le coton, même dilué, détruit le tissu.

[C6H10O5]n polysaccharide → 6n C + 5n H2O
La réaction avec le sulfate de cuivre(II) peut également démontrer la propriété de déshydratation de l'acide sulfurique.

Les cristaux bleus se transforment en poudre blanche lorsque l'eau est éliminée.
CuSO4•5H2O sulfate de cuivre(II) pentahydraté → CuSO4 sulfate de cuivre(II) anhydre + 5H2O

RÉACTIONS AVEC LES SELS DE L'ACIDE SULFURIQUE :
L'acide sulfurique réagit avec la plupart des bases pour donner le sulfate ou le bisulfate correspondant.
Le sulfate d'aluminium, également connu sous le nom d'alun de papetier, est fabriqué en traitant la bauxite avec de l'acide sulfurique :
2 AlO(OH) + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 4 H2O

L'acide sulfurique peut également être utilisé pour déplacer les acides plus faibles de leurs sels.
La réaction avec l'acétate de sodium, par exemple, déplace l'acide acétique, CH3COOH, et forme du bisulfate de sodium :
H2SO4 + CH3CO2Na → NaHSO4 + CH3COOH

De même, le traitement du nitrate de potassium avec de l'acide sulfurique produit de l'acide nitrique.
L'acide sulfurique réagit avec le chlorure de sodium et donne du chlorure d'hydrogène gazeux et du bisulfate de sodium :
NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

Combiné à l'acide nitrique, l'acide sulfurique agit à la fois comme un acide et un agent déshydratant, formant l'ion nitronium NO+2, qui est important dans les réactions de nitration impliquant une substitution aromatique électrophile.
Ce type de réaction, où la protonation se produit sur un atome d'oxygène, est important dans de nombreuses réactions de chimie organique, telles que l'estérification de Fischer et la déshydratation des alcools.

Lorsqu'il est mis en réaction avec des superacides, l'acide sulfurique peut agir comme une base et peut être protoné, formant l'ion [H3SO4]+.
Des sels de [H3SO4]+ ont été préparés (par exemple l'hexafluoroantimonate(V) de trihydroxyoxosulfonium [H3SO4]+[SbF6]−) en utilisant la réaction suivante dans le HF liquide :
[(CH3)3SiO]2SO2 + 3HF + SbF5 → [H3SO4]+[SbF6]− + 2 (CH3)3SiF

La réaction ci-dessus est thermodynamiquement favorisée en raison de l'enthalpie de liaison élevée de la liaison Si–F dans le sous-produit.
La protonation à l'aide d'acide fluoroantimonique seul s'est toutefois soldée par un échec, car l'acide sulfurique pur subit une auto-ionisation pour donner des ions [H3O]+ :
2 H2SO4 ⇌ H3O+ + HS2O − 7
ce qui empêche la conversion de H2SO4 en [H3SO4]+ par le système HF/SbF5.

RÉACTIONS DE L'ACIDE SULFURIQUE AVEC LES MÉTAUX :
Même dilué, l'acide sulfurique réagit avec de nombreux métaux par une simple réaction de déplacement, comme d'autres acides typiques, produisant du dihydrogène et des sels (le sulfate métallique).
Il attaque les métaux réactifs (métaux situés au-dessus du cuivre dans la série de réactivité) tels que le fer, l'aluminium, le zinc, le manganèse, le magnésium et le nickel.

Fe + H2SO4 → H2 + FeSO4
L'acide sulfurique concentré peut servir d'agent oxydant, libérant du dioxyde de soufre :
Cu + 2 H2SO4 → SO2 + 2 H2O + SO2−4 Cu2+
Le plomb et le tungstène, en revanche, résistent à l'acide sulfurique.

RÉACTIONS DE L'ACIDE SULFURIQUE AVEC LE CARBONE ET LE SOUFRE :
L'acide sulfurique concentré chaud oxyde le carbone (sous forme de charbon bitumineux) et le soufre :
C + 2 H2SO4 → CO2 + 2 SO2 + 2 H2O
S + 2 H₂SO₄ → 3 SO₂ + 2 H₂O

SUBSTITUTION ÉLECTROPHILE AROMATIQUE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Le benzène et de nombreux dérivés subissent une substitution électrophile aromatique avec l'acide sulfurique pour donner les acides sulfoniques correspondants :

CYCLE SOUFRE-IODE
L'acide sulfurique peut être utilisé pour produire de l'hydrogène à partir de l'eau :
2 I2 + 2 SO2 + 4 H2O → 4 HI + 2 H2SO4 (120 °C, réaction de Bunsen)
2 H2SO4 → 2 SO2 + 2 H2O + O2 (830 °C)
4 HI → 2 I2 + 2 H2 (320 °C)

Les composés du soufre et de l'iode sont récupérés et réutilisés ; d'où le nom de cycle soufre-iode.
Ce processus est endothermique et doit se dérouler à haute température ; il est donc nécessaire de fournir de l'énergie sous forme de chaleur.
Le cycle soufre-iode a été proposé comme moyen de fournir de l'hydrogène pour une économie basée sur l'hydrogène.

Il s'agit d'une alternative à l'électrolyse, qui ne nécessite pas d'hydrocarbures comme les méthodes actuelles de reformage à la vapeur.
Mais notez que toute l'énergie disponible dans l'hydrogène ainsi produit provient de la chaleur utilisée pour sa fabrication.

HISTOIRE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Vitriols
L'étude des vitriols (sulfates hydratés de divers métaux formant des minéraux vitreux à partir desquels on peut obtenir de l'acide sulfurique) a commencé dans l'Antiquité.

Les Sumériens possédaient une liste de types de vitriol qu'ils classaient selon la couleur des substances.
Les premières discussions sur l'origine et les propriétés du vitriol se trouvent dans les œuvres du médecin grec Dioscoride (Ier siècle après J.-C.) et du naturaliste romain Pline l'Ancien (23-79 après J.-C.).
Galien a également évoqué son utilisation médicale.

Les utilisations métallurgiques des substances vitrioliques ont été consignées dans les œuvres alchimiques hellénistiques de Zosimos de Panopolis, dans le traité Phisica et Mystica, et dans le papyrus X de Leyde.
Les alchimistes islamiques médiévaux, tels que les auteurs écrivant sous le nom de Jabir ibn Hayyan (mort vers 806 – vers 816, connu en latin sous le nom de Geber), Abu Bakr al-Razi (865–925, connu en latin sous le nom de Rhazes), Ibn Sina (980–1037, connu en latin sous le nom d'Avicenne) et Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat (1234–1318), ont inclus le vitriol dans leurs listes de classification minérale.

Jabir ibn Hayyan, Abu Bakr al-Razi, Ibn Sina et al.
Les auteurs jabiriens et al-Razi ont mené de nombreuses expériences sur la distillation de diverses substances, y compris les vitriols.
Dans une recette consignée dans son Kitāb al-Asrār (« Livre des secrets »), al-Razi a peut-être créé de l'acide sulfurique sans le savoir :

Prenez de l'alun blanc (yéménite), dissolvez-le et purifiez-le par filtration.
Distillez ensuite le vitriol (vert ?) avec du vert de cuivre (l'acétate), et mélangez (le distillat) avec la solution filtrée de l'alun purifié, puis laissez-le se solidifier (ou cristalliser) dans le bécher en verre.
Vous obtiendrez le meilleur qalqadis (alun blanc) qui puisse exister.

— Abou Bakr al-Razi, Kitāb al-Asrār
Dans un ouvrage latin anonyme attribué diversement à Aristote (sous le titre Liber Aristotilis, « Livre d'Aristote »), à al-Razi (sous le titre Lumen luminum magnum, « Grande Lumière des Lumières ») ou à Ibn Sina, l'auteur parle d'une « huile » (oleum) obtenue par distillation du sulfate de fer(II) (vitriol vert), qui était probablement « huile de vitriol » ou acide sulfurique.

L'ouvrage fait référence à plusieurs reprises aux Soixante-dix Livres (Liber de septuaginta) de Jabir ibn Hayyan, l'une des rares œuvres arabes de Jabir qui ont été traduites en latin.
L'auteur de la version attribuée à al-Razi fait également référence au Liber de septuaginta comme étant sa propre œuvre, montrant qu'il croyait à tort que le Liber de septuaginta était une œuvre d'al-Razi.

Plusieurs indices laissent penser que l'œuvre anonyme était une composition originale en latin, bien que, selon un manuscrit, elle ait été traduite par un certain Raymond de Marseille, ce qui signifie qu'il pourrait également s'agir d'une traduction de l'arabe.
Selon Ahmad Y. al-Hassan, trois recettes d'acide sulfurique figurent dans un manuscrit anonyme de Garshuni contenant une compilation tirée de plusieurs auteurs et datant d'avant environ 1100 après J.-C.

L'une d'elles fonctionne comme suit :
L'eau de vitriol et de soufre utilisée pour irriguer les plantes médicinales : trois parts de vitriol jaune, une part de soufre jaune, les broyer et les distiller à la manière de l'eau de rose.
Une recette pour la préparation de l'acide sulfurique est mentionnée dans Risālat Jaʿfar al-Sādiq fī ʿilm al-ṣanʿa, un traité arabe faussement attribué à l'imam chiite Ja'far al-Sadiq (mort en 765).

Julius Ruska a daté ce traité du XIIIe siècle, mais selon Ahmad Y. al-Hassan, il date probablement d'une période antérieure :
Distillez ensuite le vitriol vert dans un alambic à cucurbitacées, à feu moyen ; prenez le distillat obtenu, il sera clair avec une teinte verdâtre.

Vincent de Beauvais, Albert le Grand et pseudo-Geber
L'acide sulfurique était appelé « huile de vitriol » par les alchimistes européens du Moyen Âge parce qu'il était préparé en faisant griller du sulfate de fer(II) ou du vitriol vert dans une cornue en fer.
Les premières allusions à ce sujet dans des œuvres d'origine européenne apparaissent au XIIIe siècle après J.-C., par exemple dans les œuvres de Vincent de Beauvais, dans le Compositum de Compositis attribué à Albert le Grand, et dans la Summa perfectionis du pseudo-Geber.

PRODUCTION D'ACIDE SULFURIQUE À PARTIR DE SOUFRE :
Une méthode de production d'oleum sulphuris per campanam, ou « huile de soufre par la cloche », était connue dès le XVIe siècle : elle consistait à brûler du soufre sous une cloche de verre par temps humide (ou, plus tard, sous une cloche humidifiée).

Cependant, il était très inefficace (selon Gesner, 5 livres (2,3 kg) de soufre se transformaient en moins d'une once (0,03 kg) d'acide), et le produit résultant était contaminé par de l'acide sulfureux (ou plutôt, une solution de dioxyde de soufre), de sorte que la plupart des alchimistes (y compris, par exemple, Isaac Newton) ne le considéraient pas comme équivalent à « l'huile de vitriol ».

Au XVIIe siècle, Johann Rudolf Glauber découvrit que l'ajout de salpêtre (nitrate de potassium, KNO3) améliorait considérablement le rendement, remplaçant également l'humidité par de la vapeur.
Lors de sa décomposition, le salpêtre oxyde le soufre en SO3, qui se combine à l'eau pour produire de l'acide sulfurique.
En 1736, Joshua Ward, un pharmacien londonien, utilisa cette méthode pour lancer la première production à grande échelle d'acide sulfurique.

***Processus de chambre de plomb
En 1746, à Birmingham, John Roebuck adapta cette méthode pour produire de l'acide sulfurique dans des chambres doublées de plomb, qui étaient plus résistantes, moins chères et pouvaient être fabriquées plus grandes que les récipients en verre utilisés auparavant.

Ce procédé a permis l'industrialisation efficace de la production d'acide sulfurique.
Après plusieurs améliorations, cette méthode, appelée procédé de la chambre de plomb ou « procédé de la chambre », est restée la norme pour la production d'acide sulfurique pendant près de deux siècles avec une pureté de 62 % et une conversion de 75 %.

***Distillation de la pyrite
L'acide sulfurique produit par le procédé de John Roebuck atteignait une concentration proche de 65 %.
Des améliorations ultérieures apportées au procédé de la chambre de plomb par le chimiste français Joseph Louis Gay-Lussac et le chimiste britannique John Glover ont permis d'améliorer la concentration à 78 %.
Cependant, la fabrication de certains colorants et d'autres procédés chimiques nécessitent un produit plus concentré.

Tout au long du XVIIIe siècle, cela ne pouvait se faire que par distillation sèche de minéraux, selon une technique similaire aux procédés alchimiques originaux.
La pyrite (disulfure de fer, FeS2) a été chauffée à l'air pour donner du sulfate de fer(II), FeSO4, qui a été oxydé par chauffage supplémentaire à l'air pour former du sulfate de fer(III), Fe2(SO4)3, qui, lorsqu'il est chauffé à 480 °C, se décompose en oxyde de fer(III) et en trioxyde de soufre, qui peuvent être passés dans l'eau pour donner de l'acide sulfurique à n'importe quelle concentration.
Cependant, le coût de ce procédé a empêché l'utilisation à grande échelle de l'acide sulfurique concentré.

***Processus de contact
En 1831, le marchand de vinaigre britannique Peregrine Phillips a breveté le procédé de contact, qui était un procédé beaucoup plus économique pour produire du trioxyde de soufre et de l'acide sulfurique concentré.
Aujourd'hui, la quasi-totalité de l'acide sulfurique mondial est produite selon cette méthode.

Au début et au milieu du XIXe siècle, des usines de « vitriol » existaient, entre autres, à Prestonpans en Écosse, dans le Shropshire et dans la vallée de Lagan, dans le comté d'Antrim, en Irlande du Nord, où il était utilisé comme agent de blanchiment pour le lin.
Le blanchiment du lin était autrefois réalisé à l'aide d'acide lactique provenant de lait caillé, mais ce procédé était lent ; l'utilisation de vitriol a accéléré le processus de blanchiment.

PRODUCTION D'ACIDE SULFURIQUE :
Procédé par contact, procédé à l'acide sulfurique humide et procédé en chambre de plomb
L'acide sulfurique est produit à partir de soufre, d'oxygène et d'eau via le procédé de contact conventionnel (DCDA) ou le procédé à l'acide sulfurique humide (WSA).

PROCESSUS DE CONTACT
Dans un premier temps, le soufre est brûlé pour produire du dioxyde de soufre.
S(s) + O2 → SO2
Le dioxyde de soufre est oxydé en trioxyde de soufre par l'oxygène en présence d'un catalyseur d'oxyde de vanadium(V).
Cette réaction est réversible et la formation du trioxyde de soufre est exothermique.
2 SO2 + O2 ⇌ 2 SO3

Le trioxyde de soufre est absorbé dans du H2SO4 à 97–98% pour former de l'oléum (H2S2O7), également connu sous le nom d'acide sulfurique fumant ou d'acide pyrosulfurique.
L'oléum est ensuite dilué avec de l'eau pour former de l'acide sulfurique concentré.
H2SO4 + SO3 → H2S2O7
H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4

PROCÉDÉ À L'ACIDE SULFURIQUE HUMIDE
Article principal : Procédé à l’acide sulfurique humide
La dissolution directe du SO3 dans l'eau, appelée « procédé à l'acide sulfurique humide », est rarement pratiquée car la réaction est extrêmement exothermique, ce qui entraîne la formation d'un aérosol chaud d'acide sulfurique qui nécessite condensation et séparation.

Dans une première étape, le soufre est brûlé pour produire du dioxyde de soufre :
S + O2 → SO2 (−297 kJ/mol)

ou bien, le sulfure d'hydrogène (H2S) est incinéré pour produire du SO2 :
2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2 (−1036 kJ/mol)

Le dioxyde de soufre est ensuite oxydé en trioxyde de soufre en utilisant de l'oxygène avec de l'oxyde de vanadium(V) comme catalyseur.
2 SO2 + O2 ⇌ 2 SO3 ( − 198 kJ/mol) (la réaction est réversible)

Le trioxyde de soufre est hydraté en acide sulfurique H2SO4 :
SO3 + H2O → H2SO4(g) (−101 kJ/mol)

La dernière étape consiste en la condensation de l'acide sulfurique en H2SO4 liquide à 97–98 % :
H2SO4(g) → H2SO4(l) (−69 kJ/mol)

AUTRES MÉTHODES
La combustion du soufre avec du salpêtre (nitrate de potassium, KNO3), en présence de vapeur, a été utilisée historiquement.
Lors de sa décomposition, le salpêtre oxyde le soufre en SO3, qui se combine à l'eau pour produire de l'acide sulfurique.

Avant 1900, la majeure partie de l'acide sulfurique était fabriquée par le procédé de la chambre de plomb.
En 1940 encore, jusqu'à 50 % de l'acide sulfurique fabriqué aux États-Unis était produit par des usines utilisant le procédé à chambres.

On connaît une grande variété de synthèses de laboratoire, qui débutent généralement à partir de dioxyde de soufre ou d'un sel équivalent.
Dans la méthode au métabisulfite, l'acide chlorhydrique réagit avec le métabisulfite pour produire des vapeurs de dioxyde de soufre.

Le gaz est barboté dans de l'acide nitrique, ce qui libérera des vapeurs brun-rouge de dioxyde d'azote au fur et à mesure que la réaction progresse.
La fin de la réaction est indiquée par l'arrêt des émanations.
Cette méthode présente l'avantage de ne pas produire de brouillard indissociable.

3 SO2 + 2 HNO3 + 2 H2O → 3 H2SO4 + 2 NON
Alternativement, dissoudre le dioxyde de soufre dans une solution aqueuse d'un sel métallique oxydant tel que le chlorure de cuivre(II) ou de fer(III) :

2 FeCl3 + 2 H2O + SO2 → 2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl
2 CuCl₂ + 2 H₂O + SO₂ → 2 CuCl + H₂SO₄ + 2 HCl

Deux autres méthodes de laboratoire moins connues pour produire de l'acide sulfurique, bien que sous forme diluée et nécessitant un effort supplémentaire de purification, reposent sur l'électrolyse.
Une solution de sulfate de cuivre(II) peut être électrolysée avec une cathode en cuivre et une anode en platine/graphite pour donner du cuivre spongieux à la cathode et du gaz oxygène à l'anode.
La solution d'acide sulfurique dilué indique la fin de la réaction lorsqu'elle passe du bleu au transparent (la production d'hydrogène à la cathode en est un autre signe) :
2 CuSO4 + 2 H2O → 2 Cu + 2 H2SO4 + O2

Plus coûteuse, plus dangereuse et plus problématique est la méthode électrobromée, qui utilise un mélange de soufre, d'eau et d'acide bromhydrique comme électrolyte.
Le soufre est poussé au fond du récipient sous la solution acide.
On utilise ensuite une cathode en cuivre et une anode en platine/graphite, la cathode étant placée près de la surface et l'anode au fond de l'électrolyte pour appliquer le courant.

Ce procédé peut prendre plus de temps et dégage des vapeurs toxiques de brome/bromure de soufre, mais l'acide réactif est recyclable.
Au total, seuls le soufre et l'eau sont convertis en acide sulfurique et en hydrogène (en omettant les pertes d'acide sous forme de vapeurs) :

2 HBr → H2 + Br2 (électrolyse du bromure d'hydrogène aqueux)
Br2 + Br− ⇌ Br − 3 (production initiale de tribromure, s'inverse finalement à mesure que Br − s'épuise)

2 S + Br2 → S2Br2 (le brome réagit avec le soufre pour former du dibromure de disoufre)
S2Br2 + 8 H2O + 5 Br2 → 2 H2SO4 + 12 HBr (oxydation et hydratation du dibromure de disulfure)

PROPRIÉTÉS PHYSIQUES ET CHIMIQUES DE L'ACIDE SULFURIQUE :
Masse moléculaire : 98,08 g/mol
XLogP3-AA : -1,4
Nombre de donneurs de liaisons hydrogène : 2
Nombre d'accepteurs de liaisons hydrogène : 4
Nombre de liaisons rotatives : 0
Masse exacte : 97,96737971 Da
Masse monoisotopique : 97,96737971 Da
Surface polaire topologique : 83 Ų
Nombre d'atomes lourds : 5
Accusation formelle : 0

Complexité : 81,3
Nombre d'atomes isotopiques : 0
Nombre de stéréocentres atomiques définis : 0
Nombre de stéréocentres atomiques non définis : 0
Nombre de stéréocentres Bond définis : 0
Nombre de stéréocentres de liaison indéfini : 0
Nombre d'unités liées par covalence : 1
Compound est canonique : Oui
Formule chimique : H2SO4, parfois écrite (HO)2SO2
Masse molaire : 98,079 g/mol

Aspect : Liquide visqueux incolore
Odeur : Inodore
Densité : 1,8302 g/cm³, liquide
Point de fusion : 10,31 °C (50,56 °F ; 283,46 K)
Point d'ébullition : 337 °C (639 °F ; 610 K)
Lorsque l'acide sulfurique atteint une température supérieure à 300 °C (572 °F ; 573 K), il se décompose progressivement en SO3 + H2O.
Solubilité dans l'eau : miscible, exothermique
Pression de vapeur : 0,001 mmHg (20 °C)
Acidité (pKa) : pKa1 = −2,8
pKa2 = 1,99

Base conjuguée : bisulfate
Viscosité : 26,7 cP (20 °C)
Structure:
Structure cristalline : monoclinique
Groupe spatial : C2/c
Constante de réseau :
a = 818,1 h, b = 469,60 h, c = 856,3 h
α = 90°, β = 111,39°, γ = 90°
Unités de formule (Z) : 4
Thermochimie:
Entropie molaire standard (S ⦵ 298) : 157 J/(mol•K)

Enthalpie standard de formation (ΔfH ⦵ 298) : −814 kJ/mol
Enthalpie de vaporisation (ΔfHvap) : 56 kJ/mol
Nom chimique : acide sulfurique
Nom IUPAC : acide sulfurique
Formule moléculaire : H₂SO₄
Masse moléculaire : 98,079 g/mol
Type : Acide inorganique fort
Structure : Acide tétraoxosulfate(VI)
Nature : Agent hautement corrosif, déshydratant et oxydant puissant

Numéro CAS : 7664-93-9
Numéro CE : 231-639-5
Numéro E : E513 (régulateurs d'acidité, ...)
L'acide sulfurique est un liquide clair, incolore et huileux.
Point de fusion : 10,35 °C
Point d'ébullition : 315-338 °C
Densité de vapeur : 3,4
Densité relative : 1,84
Aspect : Liquide incolore, huileux (visqueux)
Odeur : Inodore

Masse molaire : 98,079 g/mol
Densité : ~1,84 g/cm³ (à 25 °C)
Point de fusion : 10,3 °C
Point d'ébullition : 337 °C (décomposition)
Viscosité : Très visqueux (« sirupeux »)
Solubilité : Entièrement miscible à l'eau
Chaleur de dilution : Réaction fortement exothermique lors du mélange avec de l'eau
Nature hygroscopique : absorbe fortement l'humidité de l'air
Conductivité électrique : Conduit l'électricité en solution aqueuse (électrolyte fort)
Aspect : Liquide huileux incolore à légèrement jaunâtre

Odeur : Inodore
Densité : ~1,84 g/cm³ (20–25 °C)
Point de fusion : ~10 °C (acide pur)
Point d'ébullition : ~335–337 °C (décomposition)
Viscosité : Élevée (consistance sirupeuse)
Solubilité : Totalement miscible à l'eau (exothermique)
Pression de vapeur : Très faible (~0,0001 hPa à 20 °C)
pH : <1 (fortement acide)
Hygroscopicité : Forte (absorbe l'eau de l'air)
Conductivité électrique : élevée en solution aqueuse

PREMIERS SECOURS EN CAS D'ACIDE SULFURIQUE :
-Description des mesures de premiers secours
*Conseils généraux :
Présentez cette fiche de données de sécurité au médecin présent.
*En cas d'inhalation :
Après inhalation :
De l'air frais.
*En cas de contact avec la peau :
Retirez immédiatement tous les vêtements contaminés.
Rincer la peau avec
eau/douche.
*En cas de contact visuel :
Après le contact visuel :
Rincez abondamment à l'eau.
Appelez un ophtalmologiste.
Retirez vos lentilles de contact.
*En cas d'ingestion :
Après avoir avalé :
Faites immédiatement boire de l'eau à la victime (deux verres au maximum).
Consultez un médecin.
-Indication de toute attention médicale immédiate et de tout traitement spécial nécessaire.
Aucune donnée disponible

MESURES À PRENDRE EN CAS DE DISPERSION ACCIDENTELLE D'ACIDE SULFURIQUE :
-Précautions environnementales :
Ne laissez pas le produit pénétrer dans les canalisations.
- Méthodes et matériaux de confinement et de nettoyage :
Couvrir les drains.
Collecter, retenir et pomper les déversements.
Respectez les éventuelles restrictions relatives aux matériaux.
Prendre à sec.
Éliminer correctement.
Nettoyer la zone touchée.

MESURES DE LUTTE CONTRE L'INCENDIE LIÉES À L'ACIDE SULFURIQUE :
- Moyens d'extinction :
*Moyens d'extinction appropriés :
Dioxyde de carbone (CO2)
Mousse
Poudre sèche
*Moyens d'extinction inadaptés :
Aucune limitation d'agents extincteurs n'est donnée pour cette substance/ce mélange.
-Informations complémentaires :
Empêcher l'eau utilisée pour éteindre les incendies de contaminer les eaux de surface ou les nappes phréatiques.

CONTRÔLE DE L'EXPOSITION/PROTECTION INDIVIDUELLE À L'ACIDE SULFURIQUE :
-Paramètres de contrôle :
--Ingrédients soumis à des paramètres de contrôle en milieu de travail :
-Contrôles d'exposition :
--Équipements de protection individuelle :
*Protection des yeux/du visage :
Utilisez un équipement de protection oculaire.
lunettes de sécurité
*Protection du corps :
vêtements de protection
*Protection respiratoire :
Type de filtre recommandé : Filtre A
-Contrôle de l'exposition environnementale :
Ne laissez pas le produit pénétrer dans les canalisations.

MANIPULATION ET STOCKAGE DE L'ACIDE SULFURIQUE :
-Conditions de stockage sûr, y compris les éventuelles incompatibilités :
*Conditions de stockage :
Fermé hermétiquement.
Sec.

STABILITÉ et RÉACTIVITÉ DE L'ACIDE SULFURIQUE :
-Stabilité chimique :
Le produit est chimiquement stable dans les conditions ambiantes standard (température ambiante).
-Possibilité de réactions dangereuses :
Aucune donnée disponible