Acide sulfurique
Saviez-vous ...
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| Acide sulfurique | |
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Acide Sulfurique | |
Autres noms huile de vitriol | |
| Identificateurs | |
| Numéro CAS | 7664-93-9 |
| Numéro RTECS | WS5600000 |
| Propriétés | |
| Formule moléculaire | H 2 SO 4 |
| Masse molaire | 98,078 g / mol |
| Apparence | limpide, incolore, liquide inodore, |
| Densité | 1,84 g cm -3, liquide |
| Point de fusion | 10 ° C, 283 K, 50 ° F |
| Point d'ébullition | 290 ° C, 563 K, 554 ° F (pb de l'acide pur. 98% de solution bout à 338 ° C) |
| Solubilité dans l'eau | entièrement miscible (Exothermique) |
| Viscosité | 26,7 c P à 20 ° C |
| Risques | |
| FS | MSDS externe |
| Classification UE | Hautement corrosifs (C) |
| Phrases-R | R35 |
| Phrases S | (S1 / 2), S26, S30, S45 |
| NFPA 704 |  0 3 2 COR |
| Point d'éclair | Ininflammable |
| Des composés apparentés | |
| Connexe les acides forts | Acide sélénique Acide chlorhydrique Acide nitrique |
| Des composés apparentés | Le sulfure d'hydrogène L'acide sulfureux Acide de Caro Le trioxyde de soufre Oleum |
| Page de données supplémentaire | |
| Structure et propriétés | n, ε r, etc. |
| Thermodynamique données | comportement de phase Solide, liquide, gaz |
| Les données spectrales | UV, IR, RMN , MS |
| Sauf indication contraire, les données sont données pour le matériel dans leur état standard (à 25 ° C, 100 kPa) | |
| Références d'Infobox | |
L'acide sulfurique, (également connu comme l'acide sulfurique) H 2 S O 4, est un solide un acide minéral. Il est soluble dans l'eau à toutes les concentrations. Il était autrefois connu comme l'huile de vitriol, inventé par le 8ème siècle Alchimiste musulman Jabir ibn Hayyan (Geber) après sa découverte de la substance chimique. L'acide sulfurique a de nombreuses applications, et est l'un des meilleurs produits de la industrie chimique. La production mondiale en 2001 était de 165 millions tonnes, d'une valeur approximative de 8 milliards de dollars. Principales utilisations comprennent traitement du minerai, engrais fabrication, le raffinage du pétrole , le traitement des eaux usées, et synthèse chimique.
De nombreuses protéines sont faites de soufre -contenant des acides aminés (tels que la cystéine et méthionine) qui produisent de l'acide sulfurique lorsque métabolisé par l'organisme.
Occurrence
Acide pur (non dilué) sulfurique ne se rencontre pas sur la Terre, en raison de grande affinité de l'acide sulfurique pour l'eau. En dehors de cela, l'acide sulfurique est un constituant de la pluie acide , qui est formé par l'air oxydation de le dioxyde de soufre en présence d' eau , à savoir, l'oxydation de l'acide sulfureux. Le dioxyde de soufre est le sous-produit principal produit lorsque des combustibles contenant du soufre, comme le charbon ou d'huile sont brûlés.
L'acide sulfurique est formée naturellement par oxydation de minéraux sulfurés, tels que le sulfure de fer. L'eau qui en résulte peut être très acide et est appelé Drainage minier acide (DMA). Cette eau acide est capable de dissoudre les métaux présents dans les minerais de sulfure, ce qui entraîne de couleurs vives, les ruisseaux toxiques. L'oxydation du sulfure de fer pyrite par l'oxygène moléculaire produit du fer (II) ou Fe 2+:
Le Fe2 + peut en outre être oxydé en Fe 3+, selon:
et le Fe 3+ produite peut être précipité sous la forme hydroxyde ou oxyde hydraté. L'équation pour la formation de l'hydroxyde est
- Fe 3+ + 3 H 2 O → Fe (OH) 3 + 3 H +.
Le fer (III) d'ions ("de fer ferrique", dans la nomenclature occasionnel) peut également oxyder pyrite. Lorsque le fer (III) l'oxydation de la pyrite se produit, le processus peut devenir rapide. des valeurs de pH en dessous de zéro ont été mesurées dans AMD produite par ce processus.
La DMLA peut également produire de l'acide sulfurique à un débit plus lent, de sorte que le Neutralisation de l'acide Capacité (ANC) de l'aquifère peut neutraliser l'acide produit. Dans de tels cas, la Total des solides dissous (TDS) de concentration de l'eau peuvent être augmentées forme la dissolution des minéraux de la réaction acide-neutralisation avec les minéraux.
L'acide sulfurique extraterrestre
L'acide sulfurique est produit dans la haute atmosphère de Vénus par le soleil de action photochimique sur le dioxyde de carbone , le dioxyde de soufre, et de l'eau vapeur. ultraviolets photons de longueurs d'onde de moins de 169 nm peut photodissociate dioxyde de carbone en monoxyde de carbone et atomes d'oxygène . L'oxygène atomique est très réactif. Quand il réagit avec le dioxyde de soufre, un composant de trace de l'atmosphère vénusienne, le résultat est le trioxyde de soufre, qui peut se combiner avec la vapeur d'eau, un autre composant de trace de l'atmosphère de Vénus, pour donner l'acide sulfurique.
Dans les parties supérieures, plus froides de l'atmosphère de Vénus, l'acide sulfurique existe sous forme liquide, et épais acide sulfurique nuages la surface de la planète complètement obscure en vue de dessus. La couche de nuages principale se étend de 45 à 70 km au-dessus de la surface de la planète, avec des brumes minces se étendant aussi bas que 30 et aussi élevées que 90 kilomètres au-dessus de la surface.
Spectres infrarouge de la NASA s ' Galileo mission montrent absorptions distinctes sur Jupiter moon s ' Europa qui ont été attribuées à un ou plusieurs hydrates de l'acide sulfurique. L'interprétation des spectres est quelque peu controversée. Certains scientifiques planétaires préfèrent affecter les caractéristiques spectrales à l'ion de sulfate, peut-être dans le cadre d'un ou plusieurs minéraux à la surface de Europa.
Fabrication
L'acide sulfurique est produit à partir de soufre , de l'oxygène et de l'eau via le processus de contact.
Dans la première étape, le soufre est brûlé pour produire le dioxyde de soufre.
Ce est ensuite oxydé en le trioxyde de soufre en utilisant de l'oxygène en présence d'un vanadium (V) de l'oxyde catalyseur .
- (2) 2 SO 2 + O 2 (g) → 2 SO 3 (g) (en présence de V 2 O 5)
Enfin, le le trioxyde de soufre est traité avec de l'eau (généralement de 97 à 98% de H 2 SO 4 contenant 3.2% d'eau) pour produire de l'acide sulfurique 98-99%.
Notez que la dissolution directement SO 3 dans l'eau ne est pas pratique en raison de la très nature exothermique de la réaction , formant un brouillard corrosif au lieu d'un liquide. Alternativement, SO 3 peut être absorbée par H 2 SO 4 pour produire oléum (H 2 S 2 O 7), qui peut ensuite être mélangé avec l'eau pour former de l'acide sulfurique.
- (3) H 2 SO 4 8 ( l 8) SO 3 + H 2 S → 2 O 7 (l)
Oleum est mis à réagir avec l'eau pour former H 2 SO 4 concentré.
- (4) H 2 S 2 O 7 (l) + H 2 O (l) 2 → H 2 SO 4 (l)
Propriétés physiques
Les formes de l'acide sulfurique
Bien que l'acide sulfurique à près de 100% peut être faite, ce perd SO 3 au point d'ébullition pour produire 98,3% d'acide. La note de 98% (18M) est plus stable au stockage, et est la forme habituelle de ce qui est décrit comme l'acide sulfurique concentré. Autre Les concentrations sont utilisées à des fins différentes. Des concentrations courantes sont
- 10%, l'acide sulfurique dilué pour une utilisation en laboratoire,
- 33,5%, l'acide de batterie (utilisé dans batteries plomb-acide),
- 62,18%, la chambre ou de l'acide d'engrais,
- 77,67%, une tour ou l'acide Glover,
- 98%, de l'acide concentré.
Différentes puretés sont également disponibles. Qualité technique H 2 SO 4 est impur et souvent de couleur, mais est adapté pour faire de l'engrais. Nuances pures telles que, États-Unis (USP) de grade sont utilisés pour la fabrication produits pharmaceutiques et les matières colorantes.
Lorsque de fortes concentrations de SO 3 ( g ) sont ajoutés à de l'acide sulfurique, H 2 S 2 O 7, appelée pyrosulfurique acide, l'acide sulfurique fumant ou oleum ou, moins fréquemment, l'acide Nordhausen, est formé. Les concentrations de oleum sont soit exprimé en termes de% SO 3 (appelé oleum%) ou en tant que% de H 2 SO 4 (le montant fait si H 2 O ont été ajoutés); Les concentrations courantes sont l'oléum 40% (109% de H 2 SO 4) et l'oléum 65% (114,6% de H 2 SO 4). Pur H 2 S 2 O 7 est un solide à point de fusion 36 ° C.
La polarité et la conductivité
Anhydre H 2 SO 4 est une très liquide polaire, ayant une constante diélectrique de l'ordre de 100. Il a une conductivité électrique élevée, provoquée par dissociation par se protonant, un processus connu sous le nom autoprotolyse.
- 2 H 2 SO 4 ⇌ H 3 SO 4 + 4 + ASS -
Le la constante d'équilibre pour la autoprotolyse est
- K p (25 ° C) = [H 3 SO 4 +] [HSO 4 -] = 2,7 x 10 -4.
La constante d'équilibre pour comparable eau, K w est de 10 -14, un facteur de 10 10 (10,000,000,000) plus petit.
En dépit de la viscosité de l'acide, l'efficacité conductivité de la H 3 SO 4 + et HSO 4 - ions sont élevés en raison d'un mécanisme intra-moléculaire protons interrupteur (analogue à la Grotthuss mécanisme dans l'eau), ce qui rend l'acide sulfurique un bon conducteur. Ce est également un excellent solvant pour de nombreuses réactions.
L' équilibre est en fait plus complexe que montré ci-dessus; 100% de H 2 SO 4 contient les espèces suivantes à l'équilibre (chiffres présentés comme millimole par kg de solvant): HSO 4 - (15,0), H 3 SO 4 + (11.3), H 3 O + (8,0), HS 2 O 7 - (4,4), H 2 S 2 O 7 (3,6), H 2 O (0,1).
Propriétés chimiques
Réaction avec l'eau
Le réaction d'hydratation de l'acide sulfurique est très exothermique. Si l'eau est ajouté à l'acide sulfurique concentré, il peut réagir, ébullition et cracher dangereusement. Il faut toujours ajouter l'acide à l'eau plutôt que de l'eau à l'acide. Cela peut se rappeler par mnémoniques tels que: ". Faites ce que tu devrais, ajouter l'acide à l'eau", "Si vous pensez trop placide, ajouter l'eau à l'acide de votre vie", "AA: ajouter de l'acide", ou "Acid Drop, pas d'eau", ou "acide à l'eau, comme A & W Root Beer "ou" Mettez le roi dans l'eau, pas de l'eau dans le roi ". La nécessité de cette mesure de sécurité est due aux densités relatives de ces deux liquides. L'eau est moins dense que l'acide sulfurique, ce qui signifie l'eau aura tendance à flotter au-dessus de cet acide. La réaction est meilleure pensée de comme faisant ions hydronium, par
- H 2 SO 4 + H 2 O → H 3 O + + HSO 4 -,
et puis
- HSO 4 - + H 2 O → H 3 O + + SO 4 2-.
Parce que l'hydratation de l'acide sulfurique est thermodynamiquement favorable, l'acide sulfurique est un excellent agent de déshydratation, et est utilisé pour préparer de nombreux fruits secs. L'affinité de l'acide sulfurique pour l'eau est suffisamment forte qu'elle va supprimer hydrogène et oxygène atomes d'autres composés; par exemple, en mélangeant amidon (C 6 H 12 O 6) n et de l'acide sulfurique concentré donne élémentaire du carbone et de l'eau qui est absorbée par l'acide sulfurique (qui devient légèrement dilué): (C 6 H 12 O 6) n → 6C + 6H 2 O. L'effet de ceci peut être vu lorsque l'acide sulfurique concentré est renversé sur le papier; la cellulose réagit pour donner un aspect brûlé, le carbone apparaît beaucoup plus comme de la suie serait dans un incendie. Une réaction plus dramatique se produit lorsque l'acide sulfurique est ajouté à une cuillère à soupe de blanc sucre ; une colonne rigide de noir, carbone poreux va rapidement émerger. Le carbone se sentir fortement de caramel.
Autres réactions
A titre d'acide, l'acide sulfurique réagit avec la plupart bases pour donner le sulfate . Par exemple, le sulfate de cuivre (II) . Ce sel bleu du cuivre , couramment utilisé pour électrodéposition et en tant que fongicide, est préparé par la réaction de cuivre (II) oxyde avec de l'acide sulfurique:
L'acide sulfurique peut aussi être utilisé pour déplacer des acides plus faibles à partir de leurs sels. La réaction avec l'acétate de sodium, par exemple, déplace l'acide acétique :
- H 2 SO 4 + CH 3 COONa → NaHSO 4 + CH 3 COOH
De même, la réaction d'acide sulfurique avec du nitrate de potassium peut être utilisé pour produire de l'acide nitrique et un précipité de le bisulfate de potassium. Lorsqu'il est combiné avec de l'acide nitrique , l'acide sulfurique sert à la fois un acide et un agent déshydratant pour former le ion nitronium NO 2 +, ce qui est important dans impliquant des réactions de nitration une substitution aromatique électrophile. Ce type de réaction, où se produit sur une protonation de l'oxygène atomique, est important dans de nombreux chimie organique , tels que des réactions Estérification de Fischer et la déshydratation d'alcools.
L'acide sulfurique réagit avec la plupart des métaux par l'intermédiaire d'une réaction de déplacement unique pour produire de l'hydrogène gazeux et le sulfate de métal. Diluer H 2 SO 4 attaques de fer , aluminium , zinc , manganèse , magnésium et de nickel , mais les réactions avec l'étain et le cuivre nécessite l'acide d'être chaud et concentré. plomb et de tungstène , cependant, sont résistantes à l'acide sulfurique. La réaction avec le fer (représenté) est typique pour la plupart de ces métaux, mais la réaction avec de l'étain est inhabituel en ce qu'il produit le dioxyde de soufre au lieu de l'hydrogène.
- Sn (s) + 2 H 2 SO 4 (aq) → SnSO 4 (aq) + 2 H 2 O (l) + SO 2 (g)
L'acide sulfurique subit une substitution aromatique électrophile avec des composés aromatiques pour donner le les acides sulfoniques:
Utilisations
L'acide sulfurique est un très important produits chimiques, et en effet, la production d'acide sulfurique d'une nation est un bon indicateur de sa force industrielle. L'utilisation majeure (60% de la production mondiale totale) de l'acide sulfurique est dans la "voie humide" pour la production d' acide phosphorique , utilisé pour la fabrication de phosphate engrais ainsi que phosphate trisodique pour détergents. Dans cette méthode, la roche phosphatée est utilisé, et plus de 100 millions de tonnes sont traitées chaque année. Cette matière première est représentée ci-dessous fluorapatite, si la composition exacte peut varier. Ce est traitée avec de l'acide sulfurique à 93% pour produire le sulfate de calcium, le fluorure d'hydrogène (HF) et d'acide phosphorique . Le HF est retiré en tant que l'acide fluorhydrique. L'ensemble du processus peut être représenté comme:
L'acide sulfurique est utilisé en grandes quantités par le fer et la sidérurgie industrie pour enlever l'oxydation, rouille et échelle de feuille et billettes avant laminés de la vente au automobile et l'industrie des produits blancs. Acide utilisé est souvent recyclé par une usine d'acide épuisé régénération (SAR). Ces plantes brûler acide usé avec le gaz naturel, le gaz de raffinerie, le mazout ou d'autres sources de carburant. Ce processus de combustion produit du dioxyde de soufre gazeux (SO 2) et de trioxyde de soufre (SO 3), qui sont ensuite utilisées pour fabriquer de l'acide "nouveau" sulfurique. SAR plantes sont des ajouts communs aux usines de fusion de métaux, les raffineries de pétrole et d'autres industries où l'acide sulfurique est consommé en vrac, comme l'exploitation d'une usine de SAR est beaucoup moins cher que les coûts récurrents de l'élimination de l'acide usé et de nouveaux achats d'acide.
Le sulfate d'ammonium, un important engrais azoté, est le plus souvent un sous-produit de cokeries fournissant le fer et les usines de fabrication de l'acier. Faire réagir le ammoniac produit dans la décomposition thermique du charbon avec de l'acide sulfurique résiduaire permet à l'ammoniac d'être cristallisé sous forme de sel (souvent brun raison de la contamination de fer) et vendu à l'industrie agro-chimiques.
Une autre utilisation importante de l'acide sulfurique est destiné à la fabrication de sulfate d'aluminium, également connu comme l'alun de fabricant de papier. Cela peut réagir avec de petites quantités de savon sur des fibres de pâte à papier pour donner aluminium gélatineux carboxylates, qui aident à coaguler les fibres de pâte en une surface de papier dur. Il est également utilisé pour la fabrication de l'hydroxyde d'aluminium, qui est utilisé à usines de traitement d'eau à filtrer les impuretés, ainsi que pour améliorer le goût de l' eau . sulfate d'aluminium est préparé en faisant réagir bauxite avec de l'acide sulfurique:
L'acide sulfurique est utilisé pour une variété d'autres fins dans l'industrie chimique. Par exemple, ce est le catalyseur acide habituel pour la conversion de cyclohexanoneoxime à caprolactame, utilisé pour la fabrication nylon. Il est utilisé pour la fabrication de l'acide chlorhydrique à partir de par l'intermédiaire du sel Procédé Mannheim. Une grande partie du H 2 SO 4 est utilisé dans le pétrole raffinage, par exemple comme un catalyseur pour la réaction de isobutane avec pour donner isobutylène iso-octane, d'un composé qui élève le l'indice d'octane de essence (essence). L'acide sulfurique est également important dans la fabrication de solutions de colorants et est "acide" en plomb (batteries automobiles).
L'acide sulfurique est également utilisé comme agent déshydratant général sous sa forme concentrée. Voir réaction avec l'eau .
Cycle soufre-iode
Le cycle de soufre-iode est une série de procédés thermochimiques utilisées pour obtenir de l'hydrogène . Il se compose de trois réactions chimiques dont réactif net est l'eau et dont les produits nets sont l'hydrogène et l'oxygène .
-
2 H 2 S O 2 → 4 S O 2 + 2 H 2 O + O 2 (830 ° C) I 2 + S O 2 + 2 H 2 O → 2 H I + H 2 S O 4 (120 ° C) 2 H I → I + 2 H 2 (320 ° C)
Les soufre et iode composés sont récupérés et réutilisés, donc l'examen du processus comme un cycle. Ce processus est endothermique et doit avoir lieu à des températures élevées, de sorte que l'énergie sous forme de chaleur doit être fournie.
Le cycle de soufre-iode a été proposée comme un moyen de fournir de l'hydrogène à une économie de l'hydrogène. Il ne nécessite pas les hydrocarbures tels que les méthodes actuelles de reformage à la vapeur.
Le cycle iode-soufre est actuellement à l'étude comme une méthode possible d'obtenir de l'hydrogène, mais la, acide corrosif concentrés à haute température présente des risques de sécurité actuellement insurmontables si le processus a été construit sur une grande échelle.
Histoire
La découverte de l'acide sulfurique est crédité au 8ème siècle Arabian chimiste et alchimiste, Jabir ibn Hayyan (Geber). L'acide a ensuite été étudié par 9ème siècle Persique médecin et alchimiste Ibn Zakariya al-Razi (Rhazes), qui a obtenu la substance par distillation sèche de minéraux, y compris de fer (II) heptahydrate de sulfate, FeSO 4 • 7H 2 O, et de cuivre (II) sulfate pentahydraté, CuSO 4 • 5H 2 O. Lorsqu'il est chauffé, ces composés se décomposent pour oxyde de fer (II) et oxyde de cuivre (II), respectivement, en dégageant de l'eau et le trioxyde de soufre, qui se combinent pour produire une solution diluée d'acide sulfurique. Cette méthode a été popularisée en Europe par des traductions de l'arabe et traités persans, ainsi que des livres par les alchimistes européens, tels que le 13e siècle allemand Albertus Magnus.
L'acide sulfurique a été connu pour alchimistes médiévaux européens comme l'huile de vitriol, l'esprit de vitriol, ou simplement vitriol, parmi d'autres noms. Le mot dérive du vitriol vitreus latine, "verre", se référant à l'aspect vitreux des sels de sulfate, qui a également porté le nom de vitriol. Sels appelés par ce nom inclus sulfate de cuivre (II) (vitriol bleu, ou rarement romaine vitriol), sulfate de zinc (de vitriol blanc), fer (II) sulfate (de vitriol vert), fer (III) sulfate (vitriol de Mars), et cobalt (II) sulfate (vitriol rouge).
Vitriol a été largement considéré comme le plus important alchimique substance, destiné à être utilisé comme un pierre philosophale. Hautement vitriol purifié a été utilisé comme milieu pour la réaction d'autres substances. Ce est en grande partie parce que l'acide ne réagit pas avec l'or , dont la production était souvent l'objectif final du processus alchimiques. L'importance de vitriol à l'alchimie est mis en évidence dans la devise alchimique, Visita interiora Terrae Rectificando Invenies Occultum Lapidem qui est un sens de backronym («Visite de l'intérieur de la terre et de redressement (ce est à dire la purification), vous trouverez la pierre cachée / secret»), trouvé dans L'Azoth des Philosophes par l'alchimiste du 15ème siècle Basile Valentin,.
Au 17ème siècle, le chimiste allemand-néerlandais Johann Glauber préparé l'acide sulfurique par la combustion du soufre avec le salpêtre ( nitrate de potassium , KNO 3), en présence de vapeur. Comme le salpêtre se décompose, il oxyde le soufre SO 3, qui se combine avec l'eau pour produire de l'acide sulfurique. En 1736, Joshua Ward, London pharmacien, a utilisé cette méthode pour commencer la première production à grande échelle d'acide sulfurique.
En 1746, dans Birmingham , John Roebuck adapté cette méthode pour produire de l'acide sulfurique dans plomb chambres -Doublés, qui étaient plus forts, moins cher, et pourrait être plus grande que les récipients en verre utilisés précédemment. Cette processus de chambre plomb a permis l'industrialisation efficace de production d'acide sulfurique. Après plusieurs améliorations, cette méthode est restée la norme pendant près de deux siècles pour la production d'acide sulfurique.
L'acide sulfurique créé par le processus de John Roebuck seulement approché une concentration de 35 à 40%. Raffinements plus tard pour le processus plomb chambre par chimiste français Joseph-Louis Gay-Lussac et chimiste britannique John Glover amélioré le rendement à 78%. Toutefois, la fabrication de certaines colorants et autres procédés chimiques nécessitent un produit plus concentré. Tout au long du 18ème siècle, cela ne pouvait être faite par minéraux de distillation à sec dans une technique semblable à l'original alchimiques processus. pyrite ( de disulfure de fer , FeS 2) a été chauffé dans l'air pour produire de fer (II) sulfate, FeSO 4, qui a été oxydé par un chauffage supplémentaire dans l'air pour former fer (III) sulfate, Fe 2 (SO 4) 3, qui, lorsqu'il est chauffé à 480 ° C, décomposé pour de fer (III) de l'oxyde et le trioxyde de soufre, qui peut être passé à travers l'eau pour donner de l'acide sulfurique à une concentration quelconque. Cependant, la charge de ce processus a empêché l'utilisation à grande échelle d'acide sulfurique concentré.
En 1831, la Colombie- vinaigre marchand Peregrine Phillips a breveté le procédé de contact, qui est 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 dans le monde est produite en utilisant cette méthode.
Sécurité
les risques de laboratoire
Les propriétés corrosives de l'acide sulfurique sont accentués par sa très réaction exothermique avec l'eau . Brûle donc de l'acide sulfurique sont potentiellement plus graves que celles des acides forts comparables (par exemple l'acide chlorhydrique ), comme il ya des dommages de tissu supplémentaire dû à la déshydratation et en particulier en raison de la chaleur dégagée par la réaction avec de l'eau; ce est à dire les dommages thermiques secondaire. Le danger est évidemment plus grande avec des préparations plus concentrées d'acide sulfurique, mais il faut se rappeler que même le laboratoire normale "diluer" qualité (env. 1 M, 10%) se carboniser papier par déshydratation si on les laisse en contact pendant un certain temps suffisante. Solutions égales ou plus fort que 1,5 M doivent être étiquetés corrosif, irritant tandis que les solutions supérieure à 0,5 M, mais moins de 1,5 M devraient être étiquetés. L'acide sulfurique fumant (oléum) ne est pas recommandé pour une utilisation dans les écoles parce qu'elle est très dangereux. Le traitement de secourisme général pour les déversements d'acide sur la peau est, comme pour les autres corrosifs agents, l'irrigation avec de grandes quantités d'eau: laver doit être poursuivi pendant au moins dix à quinze minutes pour refroidir le tissu entourant la brûlure à l'acide et à empêcher dommages secondaires. Les vêtements contaminés doivent être retirés immédiatement et la peau sous-jacente lavé à fond.
Préparation de l'acide dilué peut aussi être dangereux en raison de la chaleur libérée dans le processus de dilution. Il est essentiel que l'acide concentré est ajouté à l'eau et non l'inverse, pour profiter de la relativement élevée capacité calorifique de l'eau. L'addition d'eau à l'acide sulfurique concentré conduit au mieux à la dispersion d'un acide sulfurique aérosol, au pire à un explosion. Préparation des solutions de plus de 6 M (35%) de la concentration est la plus dangereuse, car la chaleur produite peut être suffisant pour faire bouillir l'acide dilué: agitation mécanique efficace et refroidissement externe (par exemple un bain de glace) sont essentiels.
Les risques industriels
Bien que l'acide sulfurique est ininflammable, contact avec des métaux dans le cas de déversement peut conduire à la libération de l'hydrogène gazeux. La dispersion des aérosols acides gazeux et le dioxyde de soufre est un risque supplémentaire d'incendies impliquant l'acide sulfurique.
L'acide sulfurique ne est pas considéré comme toxique en plus de son danger corrosive évident, et les principaux risques professionnels sont contact avec la peau conduisant à des brûlures (voir ci-dessus) et l'inhalation des aérosols. L'exposition à des aérosols à des concentrations élevées conduit à une irritation sévère et immédiat des yeux, les voies respiratoires et les muqueuses: ce cesse rapidement après l'exposition, mais il existe un risque ultérieur de œdème pulmonaire en cas de dommages de tissu a été plus sévère. A des concentrations inférieures, le symptôme le plus fréquemment rapporté d'une exposition chronique aux aérosols d'acide sulfurique est l'érosion des dents, a trouvé dans presque toutes les études: indications de possibles dommages chroniques à la voies respiratoires ne sont pas concluants à partir de 1997. Dans le États-Unis , le limite d'exposition admissible (PEL) pour l'acide sulfurique est fixé à 1 mg / m³: limites dans d'autres pays sont similaires. Fait intéressant, il ya eu des rapports de l'ingestion d'acide sulfurique conduisant à carence en vitamine B12 avec subaiguë combinée dégénérescence. La moelle épinière est le plus souvent affectée dans de tels cas, mais les nerfs optiques peut montrer démyélinisation, la perte de axones et gliose.
Les restrictions légales
Le commerce international de l'acide sulfurique est contrôlé par le Convention des Nations Unies contre le trafic illicite de stupéfiants et de substances psychotropes, 1988, qui énumère l'acide sulfurique dans le tableau II de la convention comme un produit chimique fréquemment utilisé dans la fabrication illicite de stupéfiants ou de substances psychotropes.
Au Etats-Unis d'Amérique , l'acide sulfurique est compris dans Liste II de la liste des produits chimiques essentiels ou précurseurs établi conformément à la Loi sur la traite détournement de précurseurs chimiques et. En conséquence, les opérations de l'acide sulfurique, tels que les ventes, les transferts, les exportations et les importations aux États-Unis-sont assujettis à la réglementation et la surveillance par le Drug Enforcement Administration.
Dans la fiction
Dans plusieurs films, dessins animés et des émissions de télévision, en particulier ceux de science-fiction, l'acide sulfurique est normalement dépeints comme un liquide de cuisson à la vapeur vert bouillonnant, parfois capable de dissoudre presque ne importe quoi en un instant. Ce est purement pour l'attrait visuel, puisque bouillante vert acide est plus dangereux mine que la forme claire et sirupeux réelle, il est vraiment. L'utilisation de l'acide sulfurique comme une arme dans les crimes d'agression, connu sous le nom " vitriol jeter ", a parfois été assez commune (si sensationnelle) de faire son chemin dans les romans et les histoires courtes. Les exemples incluent L'aventure de l'Illustre Client, par Arthur Conan Doyle, L'Amour de Long Ago, par Guy de Maupassant et Brighton Rock par Graham Greene. Un groupe, My Vitriol, tirent leur nom de son utilisation comme une arme à Brighton Rock. Un épisode de Saturday Night Live hébergé par Mel Gibson inclus un croquis Western parodie "Shérif Jeff acide," qui porte un flacon d'acide au lieu d'un Six Shooter. Le Méchant DC Comics Deux visage était défiguré à la suite d'un jet de vitriol. Ce crime est également mentionné dans Nineteen Eighty-Four par George Orwell; le protagoniste Winston Smith accepte de jeter du vitriol au visage d'un enfant si ce serait pour "de la Fraternité", et l'ennemi de Winston O'Brien tard utilise ces mots barbares de saper sa logique. Le roman Veronika décide de mourir par Paulo Coelho parle d'une fille qui a tenté de se suicider et se termine avec l'empoisonnement de vitriol. Le médecin / thérapeute dans ce roman écrit aussi une thèse sur la guérison intoxication vitriol. La substance a également été utilisé par un jeune gangster dans Saison 6B, Episode 5 Les Sopranos comme une forme de torture.
