Voir la source de Acide sulfurique

{{Voir homonymes}}
{{Confusion|Acide sulfureux}}
{{Infobox Chimie
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| légende = [[Fichier:Sulfuric acid.svg|100px]] &nbsp; [[Fichier:Schwefelsäure Ladungen2.svg|100px]]<br />[[Fichier:Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg|150px]][[Fichier:Sulfuric-acid-3D-vdW.png|100px]]<br />Structure de l'acide sulfurique.
<!-- Général -->
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| nomIUPAC = acide sulfurique<br />
sulfate d'hydrogène
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| SMILES = OS(=O)(=O)O
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| InChIKey = QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-N
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| apparence = liquide [[hygroscopique]], huileux, incolore, inodore<ref name="ICSC">{{ICSC|7664-93-9}}</ref>
<!-- Propriétés chimiques -->
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| diametreMoleculaire = {{unité/2|0.487|nm}}<ref name="Yitzhak Marcus">{{ouvrage | langue = en | auteur = Yitzhak Marcus | titre = The Properties of Solvents | éditeur = John Wiley & Sons | lieu = Angleterre | année = 1999 | volume = 4 | pages totales = 239 | isbn = 0-471-98369-1}}</ref>
| indiceIode = 
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<!-- Propriétés physiques -->
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98 % : {{tmp|3|°C}}<br />
93 % : {{tmp|-32|°C}}<br />
78 % : {{tmp|-38|°C}}<br />
74 % : {{tmp|-44|°C}}<br />
65 % : {{tmp|-64|°C}}<ref name="hsdb">{{Lien web|url= http://toxnet.nlm.nih.gov/cgi-bin/sis/search/r?dbs+hsdb:@term+@rn+@rel+7664-93-9 |titre= Sulfuric Acid |site= Hazardous Substances Data Bank |consulté le= 27 novembre 2009}}</ref>
| ebullition = (décomposition) : {{tmp|337|°C}}<ref name="ICSC"/>
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| parametreSolubilite = {{Unité/2|25.6|J|1/2|cm|-3/2}} ({{tmp|25|°C}})<ref name="Yitzhak Marcus"/>
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<!-- Thermochimie -->
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<!-- Propriétés biochimiques -->
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<!-- Propriétés électroniques -->
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<!-- Cristallographie -->
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<!-- Propriétés optiques -->
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<br>{{ADR|Kemler=|ONU=1832|Classe=|CodeClassification=|Etiquette=|Etiquette2=|Etiquette3=|Emballage=}} -->
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| SGHref = <ref name="SGH">Numéro index {{IndexCE|016-020-00-8}} dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du [http://eur-lex.europa.eu/LexUriServ/LexUriServ.do?uri=OJ:L:2008:353:0001:1355:FR:PDF règlement CE N° 1272/2008] (16 décembre 2008)</ref>{{,}}<ref name="GESTIS"/>
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| CIRC = 
| inhalation = Très dangereux : les vapeurs<br /> peuvent être mortelles.
| peau = Provoque de graves brûlures.
| yeux = Provoque de graves brûlures.
| ingestion = Toxique : provoque de graves<br /> brûlures pouvant être mortelles.
<!-- Écotoxicologie -->
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| odorat = bas : {{unité/2|0.15|ppm}}<ref name="hazmap">{{Lien web|url=http://hazmap.nlm.nih.gov/cgi-bin/hazmap_search?queryx=7664-93-9&tbl=TblAgents|titre=Sulfuric acid|site=hazmap.nlm.nih.gov|consulté le=14 novembre 2009}}</ref>
<!-- Données pharmacocinétiques -->
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<!-- Considérations thérapeutiques -->
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<!-- Supplément -->
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}}<!-- ----------------------------- Fin de l'infoboite ----------------------------- -->
[[Fichier:Sulphuric acid on a piece of towel.JPG|vignette|Effet de l'acide sulfurique sur une serviette en coton.]]
[[Fichier:3299318139 94657d4deb oBrûlureAcideSulfuriqueWW1.jpg|vignette|Cloques emplies de [[lymphe]] résultant d'une brûlure causée par exposition de la peau à de l'acide sulfurique (archives médicales militaires de l'US Army, seconde guerre mondiale).]]

L’'''acide sulfurique''', appelé jadis '''huile de vitriol''' ou '''vitriol fumant''', est un [[composé chimique]] de [[Formule chimique|formule]] {{fchim|H|2|SO|4}}. C'est un [[acide minéral]] dont la [[acide fort|force]] {{nobr|([[Constante d'acidité|p''K''{{ind|a}}]] {{=}} –3,0)}} est seulement dépassée par les [[superacide]]s. Il est [[Miscibilité|miscible]] à l'eau en toutes proportions, où il se dissocie en libérant des [[cation]]s [[Ion hydronium|hydronium]] :

:2 [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + {{fchim|H|2|SO|4}} → 2 [[Hydronium|{{fchim|H|3|O<sup>+</sup>|(aq)}}]] + [[Sulfate|{{fchim|SO|4|<sup>2−</sup>|(aq)}}]].

L'acide sulfurique est un produit industriel de première importance, qui trouve de très nombreuses [[#Utilisations|applications]], notamment dans les [[Batterie au plomb|batteries au plomb]] pour les [[Automobile|voitures]] et autres véhicules, le traitement des [[minerai (roche)|minerais]], la fabrication des [[engrais]], le [[raffinage du pétrole]], le traitement des [[eaux usées]] et les [[Synthèse chimique|synthèses chimiques]].

Issu de l'hydratation du [[trioxyde de soufre]] {{fchim|SO|3}}, lui-même résultant de l'[[oxydation]] naturelle du [[dioxyde de soufre]] {{fchim|SO|2}} dans l'[[atmosphère terrestre]] où il est un polluant notoire, l'acide sulfurique est présent dans les [[Pluie acide|pluies acides]].

Sa grande [[Corrosion|corrosivité]] et les [[Matière dangereuse|dangers]] qu'il représente ne sont pas tant dus à sa nature d'[[acide fort]] qu'à son [[Hygroscopique|avidité pour l'eau]] qui en fait un agent utilisé en [[dessiccation]], capable de [[Brûlure chimique|brûler]] gravement les tissus organiques. C'est la raison pour laquelle, au même titre que la [[Hydroxyde de sodium|soude caustique]], il est beaucoup plus dangereux que l'[[acide chlorhydrique]] qui est pourtant également un acide fort.

Il est le composant principal des [[Atmosphère de Vénus|nuages de la planète Vénus]].

== Propriétés et réactions ==
=== Propriétés physiques ===
==== Acide concentré et acide dilué ====
L'acide sulfurique pur est un liquide visqueux, incolore et inodore. Diverses impuretés le colorent souvent en jaune brun. Sa concentration est encore parfois exprimée en [[Degré Baumé|degrés Baumé]] (symbole « °Bé »), qui mesurent la [[densité]] du liquide, laquelle varie sensiblement en fonction de la teneur en acide sulfurique (voir tableau déroulant ci-dessous).

{| class="wikitable collapsible collapsed"
|-
! colspan="3" height="10" | Masse volumique de la solution aqueuse (à {{tmp|20|°C}}) en fonction de sa concentration<ref>{{HBChemPhys|93|5-123}}</ref>
|-
! [[Fraction massique]]<br />(%{{ind|m}}) !! [[Molarité]] <br />(moles de soluté par litre de solution) <br />mol⋅L{{-1}} !! [[Masse volumique]] <br />(g⋅cm{{-3}})
|- align="right"
| 0,5 || 0,051 || 1,0016
|- align="right"
| 1,0 || 0,102 || 1,0049
|- align="right"
| 2,0 || 0,206 || 1,0116
|- align="right"
| 3,0 || 0,311 || 1,0183
|- align="right"
| 4,0 || 0,418 || 1,0250
|- align="right"
| 5,0 || 0,526 || 1,0318
|- align="right"
| 6,0 || 0,635 || 1,0385
|- align="right"
| 7,0 || 0,746 || 1,0453
|- align="right"
| 8,0 || 0,858 || 1,0522
|- align="right"
| 9,0 || 0,972 || 1,0591
|- align="right"
| 10,0 || 1,087 || 1,0661
|- align="right"
| 11,0 || 1,204 || 1,0731
|- align="right"
| 12,0 || 1,322 || 1,0802
|- align="right"
| 13,0 || 1,441 || 1,0874
|- align="right"
| 14,0 || 1,563 || 1,0947
|- align="right"
| 15,0 || 1,685 || 1,1020
|- align="right"
| 16,0 || 1,810 || 1,1094
|- align="right"
| 17,0 || 1,936 || 1,1169
|- align="right"
| 18,0 || 2,064 || 1,1245
|- align="right"
| 19,0 || 2,193 || 1,1321
|- align="right"
| 20,0 || 2,324 || 1,1398
|- align="right"
| 22,0 || 2,592 || 1,1554
|- align="right"
| 24,0 || 2,866 || 1,1714
|- align="right"
| 26,0 || 3,147 || 1,1872
|- align="right"
| 28,0 || 3,435 || 1,2031
|- align="right"
| 30,0 || 3,729 || 1,2191
|- align="right"
| 32,0 || 4,030 || 1,2353
|- align="right"
| 34,0 || 4,339 || 1,2518
|- align="right"
| 36,0 || 4,656 || 1,2685
|- align="right"
| 38,0 || 4,981 || 1,2855
|- align="right"
| 40,0 || 5,313 || 1,3028
|- align="right"
| 42,0 || 5,655 || 1,3205
|- align="right"
| 44,0 || 6,005 || 1,3386
|- align="right"
| 46,0 || 6,364 || 1,3570
|- align="right"
| 48,0 || 6,734 || 1,3759
|- align="right"
| 50,0 || 7,113 || 1,3952
|- align="right"
| 52,0 || 7,502 || 1,4149
|- align="right"
| 54,0 || 7,901 || 1,4351
|- align="right"
| 56,0 || 8,312 || 1,4558
|- align="right"
| 58,0 || 8,734 || 1,4770
|- align="right"
| 60,0 || 9,168 || 1,4987
|- align="right"
| 62,0 || 9,608 || 1,5200
|- align="right"
| 64,0 || 10,063 || 1,5421
|- align="right"
| 66,0 || 10,529 || 1,5646
|- align="right"
| 68,0 || 11,006 || 1,5874
|- align="right"
| 70,0 || 11,494 || 1,6105
|- align="right"
| 72,0 || 11,994 || 1,6338
|- align="right"
| 74,0 || 12,505 || 1,6574
|- align="right"
| 76,0 || 13,026 || 1,6810
|- align="right"
| 78,0 || 13,554 || 1,7043
|- align="right"
| 80,0 || 14,088 || 1,7272
|- align="right"
| 82,0 || 14,623 || 1,7491
|- align="right"
| 84,0 || 15,153 || 1,7693
|- align="right"
| 86,0 || 15,671 || 1,7872
|- align="right"
| 88,0 || 16,170 || 1,8022
|- align="right"
| 90,0 || 16,649 || 1,8144
|- align="right"
| 92,0 || 17,109 || 1,8240
|- align="right"
| 94,0 || 17,550 || 1,8312
|- align="right"
| 96,0 || 17,966 || 1,8355
|- align="right"
| 98,0 || 18,346 || 1,8361
|- align="right"
| 100,0 || 18,663 || 1,8305
|}

Il peut être produit avec une pureté pratiquement égale à 100 %, mais il tend à libérer du [[trioxyde de soufre]] en se rapprochant de son [[point d'ébullition]] de {{unité|610|[[Kelvin|K]]}} {{nobr|({{unité|337|[[Degré Celsius|°C]]}})}}, où il donne de l'acide à 98,3 % correspondant à l'[[azéotrope]] avec l'[[eau]] en vertu de l'équilibre :

:{{fchim|H|2|SO|4}} {{équil}} [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + [[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] : [[Enthalpie de réaction|Δ''H'']] = {{unité|177|[[Kilojoule|kJ]]||[[Mole (unité)|mol]]|-1}}.

Presque tout l'acide sulfurique s'est décomposé en eau et trioxyde de soufre à {{tmp|450|°C}}. À température plus élevée, la décomposition du trioxyde de soufre se poursuit en [[Dioxygène|oxygène]] et [[dioxyde de soufre]] :

: 2 [[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] → [[Dioxygène|{{fchim|O|2}}]] + 2 [[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]].

C'est à la concentration de l'azéotrope qu'il est le plus stable, et c'est entre 95 et 98 % (soit [{{fchim|H|2|SO|4}}] ≈ {{unité|18|[[Mole (unité)|mol]]/[[Litre|l]]}}) que l'acide sulfurique dit « concentré » est distribué commercialement, avec une [[masse volumique]] de l'ordre de {{unité|1830|[[kilogramme par mètre cube|kg/m{{3}}]]}}, soit {{unité/2|66|°Bé}}.

Lorsqu'il est destiné à être employé comme [[électrolyte]] pour [[batterie au plomb]], l'acide est dilué à une concentration de 29 à 32 % (soit [{{fchim|H|2|SO|4}}] ≈ {{unité|4.2 à 5|[[Mole (unité)|mol]]/[[Litre|l]]}}), avec une masse volumique de {{unité|1250 à 1280|[[kilogramme par mètre cube|kg/m{{3}}]]}}, soit environ {{unité/2|30|°Bé}}.

==== Oléum et acide disulfurique ====
{{Article détaillé|oléum|acide disulfurique}}

À concentration élevée, l'acide sulfurique est en équilibre avec son [[Anhydride d'acide|anhydride]], l'[[acide disulfurique]] :

:2 {{fchim|H|2|SO|4}} {{équil}} [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + [[Acide disulfurique|{{fchim|H|2|S|2|O|7}}]].

L'acide disulfurique, également appelé acide pyrosulfurique, est en équilibre avec l'acide sulfurique et le [[trioxyde de soufre]] dans l'[[oléum]] résultant de la dissolution de trioxyde de soufre dans de l'acide sulfurique :

:{{fchim|H|2|SO|4}} + [[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] {{équil}} [[Acide disulfurique|{{fchim|H|2|S|2|O|7}}]].

On exprime la teneur en {{fchim|SO|3}} dans l'oléum en pourcentage de {{fchim|SO|3}} ajouté ou en pourcentage de {{fchim|H|2|SO|4}} équivalent si on ajoutait la quantité d'eau nécessaire : les concentrations usuelles sont l'oléum à 40 % (correspondant à 109 % {{fchim|H|2|SO|4}}) et l'oléum à 65 % (correspondant à 114,6 % {{fchim|H|2|SO|4}}) ; {{fchim|H|2|S|2|O|7}} pur est un solide fondant à {{tmp|35|°C}}.

==== Acidité ====
L'acide sulfurique est un [[diacide]], dont la première fonction acide est forte :

:{|
| {{fchim|H|2|SO|4| {{équil}} HSO|4|<sup>−</sup> + H<sup>+</sup>}},
| [[Constante d'équilibre|p''K''{{ind|a}}]] = –3,0.
|-
| {{fchim|HSO|4|<sup>−</sup> {{équil}} SO|4|<sup>2−</sup> + H<sup>+</sup>}},
| p''K''{{ind|a}} = 1,9.
|}

Seules quelques substances sont encore plus acides que l'acide sulfurique : on les appelle ''[[superacide]]s''. Ce sont essentiellement l'[[acide triflique]] {{fchim|HSO|3|CF|3}}, l'[[acide magique]] {{fchim|HSO|3|F·SbF|5}} et surtout l'[[acide fluoroantimonique]] {{fchim|HSbF|6}}.

Les [[sel (chimie)|sels]] de l'acide sulfurique sont des [[hydrogénosulfate]]s tels que [[Hydrogénosulfate de potassium|{{fchim|KHSO|4}}]] et [[Hydrogénosulfate de sodium|{{fchim|NaHSO|4}}]], et des [[sulfate]]s tels que [[Sulfate de cuivre|{{fchim|CuSO|4}}]] et [[Sulfate d'ammonium|{{nobr|{{fchim|(NH|4|)|2|SO|4}}}}]].

==== Autoprotolyse ====
L'acide sulfurique anhydre est un liquide très [[Polarité (chimie)|polaire]] avec une [[permittivité]] de l'ordre de 100. Il est très conducteur en raison de sa forte ionisation par [[autoprotolyse]] :
:{{fchim|2 H|2|SO|4| {{équil}} H|3|SO|4|<sup>+</sup> + HSO|4|<sup>−</sup>}},

avec une [[constante d'équilibre]] valant à {{tmp|25|°C}} :
:''K''{{ind|e}} = [{{fchim|H|3|SO|4|<sup>+</sup>}}] × [{{fchim|HSO|4|<sup>−</sup>}}] = 2,7{{x10|–4}}.

La viscosité élevée de l'acide sulfurique pur, qui devrait s'opposer à la conductivité ionique du liquide, est ignorée par un mécanisme d'échange de proton intramoléculaire analogue au [[mécanisme de Grotthuss]] à l'œuvre dans l'eau.

Les espèces en équilibre dans l'acide sulfurique à 100 % ne se limitent pas à celles indiquées plus haut, et s'étendent à l'[[ion hydronium]] et à l'[[acide disulfurique]]<ref>{{Ouvrage|langue=en|titre=Chemistry of the elements|auteur1=Norman N. Greenwood|auteur2=A. Earnshaw|lieu=Oxford Boston|éditeur=Butterworth-Heinemann|année=1998|numéro d'édition=2|pages totales=1341|isbn=978-1-591-24291-8|oclc=49708420}}.
</ref> :
* {{unité|15.0|[[milli|m]][[Mole (unité)|mol]]||[[Kilogramme|kg]]|-1}} de {{fchim|HSO|4|<sup>−</sup>}} ;
* {{unité|11.3|[[milli|m]][[Mole (unité)|mol]]||[[Kilogramme|kg]]|-1}} de {{fchim|H|3|SO|4|<sup>+</sup>}} ;
* {{unité|8.0|[[milli|m]][[Mole (unité)|mol]]||[[Kilogramme|kg]]|-1}} de {{fchim|H|3|O<sup>+</sup>}} ;
* {{unité|4.4|[[milli|m]][[Mole (unité)|mol]]||[[Kilogramme|kg]]|-1}} de {{fchim|HS|2|O|7|<sup>−</sup>}} ;
* {{unité|3.6|[[milli|m]][[Mole (unité)|mol]]||[[Kilogramme|kg]]|-1}} de {{fchim|H|2|S|2|O|7}} ;
* {{unité|0.1|[[milli|m]][[Mole (unité)|mol]]||[[Kilogramme|kg]]|-1}} de {{fchim|H|2|O}} ;
ces concentrations étant exprimées en kilogramme de solvant {{fchim|H|2|SO|4}}.

=== Réactions chimiques ===
==== Réaction avec l'eau ====
L'[[Réaction d'hydratation|hydratation]] de l'acide sulfurique est très [[exothermique]]. On procède en versant l'acide dans l'eau, et non l'inverse, afin de contrôler la protonation de l'eau en utilisant l'acide comme facteur limitant :
:{{fchim|H|2|SO|4| + H|2|O → H|3|O<sup>+</sup> + HSO|4|<sup>−</sup>}} 
:{{fchim|HSO|4|<sup>−</sup> + H|2|O → H|3|O<sup>+</sup> + SO|4|<sup>2−</sup>}}

En raison du caractère [[thermodynamique]]ment très favorable de l'hydratation de l'acide sulfurique, {{refnec|celui-ci est utilisé industriellement comme agent de [[dessiccation]],}} notamment dans l'[[agro-alimentaire]] pour produire des fruits secs. Cet effet est si marqué que l'acide sulfurique peut brûler les [[Matière organique|matières organiques]] en ne laissant que le carbone, par exemple avec l'[[amidon]] :
:{{fchim|(C|6|H|10|O|5|)|''n''| → 6''n'' C + 5''n'' H|2|O}}.

L'eau libérée par cette réaction est absorbée par l'acide sulfurique, et il ne reste qu'un résidu carboné. La [[cellulose]] du papier, lorsqu'elle est attaquée par de l'acide sulfurique, prend un aspect carbonisé sous l'effet d'une réaction similaire. Sur du [[coton]], l'acide sulfurique, même dilué, a un effet moins spectaculaire mais qui conduit malgré tout à la destruction du tissu.

==== Autres réactions ====
Comme tous les acides forts, l'acide sulfurique réagit vivement avec de nombreux produits organiques, les [[Métallurgie des poudres|métaux en poudre]], les [[carbure]]s, les [[chlorate]]s, les [[chromate]]s, les [[nitrate]]s, les [[permanganate]]s, les [[fulminate]]s, le fluosilicium et le [[bronze]] en poudre de façon très exothermique. La réaction peut être explosive.

; Avec les bases

L'acide sulfurique concentré réagit violemment avec les [[Base (chimie)|base]]s fortes anhydres ou en solutions concentrées. Cela conduit aux [[sulfate]]s correspondants, tels que le [[sulfate de cuivre]], un [[Sel (chimie)|sel]] de couleur bleue couramment utilisé en [[galvanoplastie]] et comme [[fongicide]], obtenu par réaction de l'acide sulfurique sur l'[[oxyde cuivrique]] :

:{{fchim|H|2|SO|4 (aq)}} + [[Oxyde cuivrique|{{fchim|CuO|(s)}}]] → [[Sulfate de cuivre|{{fchim|CuSO|4 (aq)}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O| (l)}}]].

; Avec les sels

L'acide sulfurique peut également être employé pour déplacer des acides plus faibles de leurs sels, ce qu'on observe par exemple lors de la formation d'[[hydrogénosulfate de sodium]] à partir d'[[acétate de sodium]] en libérant l'[[acide acétique]] :

:{{fchim|H|2|SO|4}} + [[Acétate de sodium|{{fchim|CH|3|COONa}}]] → [[Hydrogénosulfate de sodium|{{fchim|NaHSO|4}}]] + [[Acide acétique|{{fchim|CH|3|COOH}}]].

De façon similaire, on peut produire de l'[[acide nitrique]] en faisant réagir de l'acide sulfurique sur du [[salpêtre]] et précipiter l'[[hydrogénosulfate de potassium]] qui en résulte :

:{{fchim|H|2|SO|4}} + [[Salpêtre|{{fchim|KNO|3}}]] → [[Hydrogénosulfate de potassium|{{fchim|KHSO|4}}]] + [[Acide nitrique|{{fchim|HNO|3}}]].

; Avec les roches calcaires
:CaCO<sub>3</sub> (calcaire) + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → [[sulfate de calcium|CaSO<sub>4</sub>]] (gypse) + 2 [[hydrogénocarbonate|HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>]] (soluble)
Il y a donc effervescence, avec dégagement de bulles de {{CO2}} et « grignotage » de la roche.

; Avec l'acide nitrique

L'acide sulfurique forme avec l'acide nitrique une substance agissant à la fois comme acide et comme agent de [[réaction de déshydratation|déshydratation]], donnant naissance à l'[[ion nitronium]] {{fchim|NO|2|<sup>+</sup>}} qui joue un rôle important dans les [[nitration]]s par [[substitution électrophile aromatique]]. Ce type de réactions, dans lequel la [[protonation]] survient sur un atome d'oxygène, intervient dans beaucoup de réactions en [[chimie organique]]. Il est notamment employé pour fabriquer de nombreux [[explosif]]s, tels que le [[trinitrotoluène]], la [[nitroglycérine]] et la [[nitrocellulose]].

; Avec les métaux

L'acide sulfurique attaque les principaux métaux usuels en donnant un sulfate métallique par libération d'[[Dihydrogène|hydrogène]]. L'acide dilué attaque le [[fer]], l'[[aluminium]], le [[zinc]], le [[manganèse]], le [[magnésium]] et le [[nickel]], mais seul l'acide concentré et chaud peut attaquer l'[[étain]] et le [[cuivre]], tandis que le [[plomb]] et le [[tungstène]] ne sont pas attaqués. L'attaque de l'étain par l'acide sulfurique libère du [[dioxyde de soufre]] plutôt que de l'hydrogène, contrairement à ce qu'il en est pour les autres métaux :

:[[Fer|{{fchim|Fe|(s)}}]] + {{fchim|H|2|SO|4 (aq)}} → [[Dihydrogène|{{fchim|H|2 (g)}}]] + [[Sulfate de fer(II)|{{fchim|FeSO|4 (aq)}}]],
:[[Étain|{{fchim|Sn|(s)}}]] + 2 {{fchim|H|2|SO|4 (aq)}} → [[Sulfate d'étain(II)|{{fchim|SnSO|4 (aq)}}]] + 2 [[Eau|{{fchim|H|2|O|(l)}}]] + [[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2 (g)}}]].

Ces deux schémas réactionnels sont emblématiques : l'acide sulfurique concentré et chauffé agit généralement comme un agent oxydant, tandis que l'acide dilué agit plutôt comme un acide typique, ce qui explique que l'acide chaud concentré libère de l'eau et du dioxyde de soufre en formant des sels avec le cuivre, le zinc et l'étain, alors que l'acide dilué libère de l'hydrogène en formant le sel.

; Avec le benzène

Attaqué par l'acide sulfurique, le [[benzène]] subit une [[substitution électrophile aromatique]] conduisant à un [[acide sulfonique]]<ref>{{en}} [http://www.chem.ucalgary.ca/courses/351/Carey/Ch12/ch12-4.html Université de Calgary] {{fchim|''Reactions of Arenes. Electrophilic Aromatic Substitution''.}}
</ref> :

[[Fichier:benzene sulfonaition.svg|250px|gauche]]
{{clr|left}}

== Occurrence naturelle ==
[[Fichier:Rio tinto river CarolStoker NASA Ames Research Center.jpg|vignette|Drainage minier acide (DMA) contenant de l'acide sulfurique à Rio Tanto (Espagne)]]

=== Sur Terre ===
L'acide sulfurique n'existe pas sur [[Terre]] à l'état pur en raison de sa très forte [[hygroscopie]]. On le trouve cependant dans les [[Pluie acide|pluies acides]], où il résulte de l'oxydation de l'[[acide sulfureux]] {{fchim|H|2|SO|3}} issu de la dissolution 
du [[dioxyde de soufre]] {{fchim|SO|2}} dans les [[nuage]]s, le dioxyde de soufre étant produit par les [[Combustible fossile|combustibles fossiles]] soufrés.

Il se forme également par oxydation de minéraux sulfurés, tels que la [[pyrite]] {{fchim|FeS|2}}, et peut acidifier l'eau de ruissellement au point de former un [[drainage minier acide]] (DMA) riche en acide sulfurique :
:4 [[Pyrite|{{fchim|FeS|2 (s)}}]] + 15 [[Dioxygène|{{fchim|O|2 (g)}}]] + 30 [[Eau|{{fchim|H|2|O|(l)}}]] → 4 [[Hydroxyde ferrique|{{fchim|Fe(OH)|3 (s)}}]] + 8 (2 [[Hydronium|{{fchim|H|3|O<sup>+</sup>|(aq)}}]] + [[Sulfate|{{fchim|SO|4|<sup>2−</sup>|(aq)}}]]).

=== Sur Vénus ===
Le [[dioxyde de soufre]] {{fchim|SO|2}} libéré notamment par le [[Volcanisme sur Vénus|volcanisme]] de la planète [[Vénus (planète)|Vénus]] est oxydé en [[trioxyde de soufre]] {{fchim|SO|3}} par les [[Radical (chimie)|radicaux]] [[oxygène]] libérés par [[Photolyse|photodissociation]] du [[dioxyde de carbone]] {{CO2}} sous l'effet du rayonnement [[ultraviolet]] de [[longueur d'onde]] inférieur à {{unité/2|169|nm}} ; ce trioxyde de soufre réagit ensuite avec les rares traces de [[vapeur d'eau]] présentes dans l'[[atmosphère de Vénus]] pour former des gouttelettes d'acide sulfurique à ~ 75 %, principalement dans les couches nuageuses s'étageant entre {{unité|52 et 58|km}} d'altitude, là où la pression et la température sont relativement proches de celles de la surface de la [[Terre]] :
:[[Dioxyde de carbone|{{CO2}}]] + [[Constante de Planck|''h'']][[Fréquence|ν]] → [[Monoxyde de carbone|CO]] + [[Oxygène|O]],
:[[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]] + [[Oxygène|O]] → [[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]],
:[[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] → {{fchim|H|2|SO|4}}.

Ces nuages produisent des [[virga]]e, c'est-à-dire des [[précipitations]] qui se vaporisent sous l'effet de la chaleur croissante à mesure qu'on se rapproche du sol, typiquement à une altitude d'une trentaine de kilomètres, lorsque la température dépasse {{tmp|300|°C}}. L'acide sulfurique se décompose en eau et trioxyde de soufre sous l'effet de la chaleur, puis le trioxyde de soufre se décompose à son tour en dioxyde de soufre et oxygène atomique à température encore plus élevée, l'oxygène atomique tendant alors à oxyder le [[monoxyde de carbone]] CO en [[dioxyde de carbone]] {{CO2}}.

=== Sur Mars ===
Si l'acide sulfurique est aujourd'hui ''a priori'' absent de la surface martienne, il aurait peut-être été abondant dans les étendues d'eau liquide existant encore sur la [[Mars (planète)|planète Mars]] il y a près de {{unité|4|milliards}} d'années, à l'[[Hespérien]], époque marquée par un [[Volcanisme sur Mars|intense volcanisme]] à l'origine de [[Géologie de la planète Mars|terrains géologiques]] aujourd'hui riches en [[sulfate]]s [[Hydrate|hydratés]], notamment [[kiesérite]] {{fchim|MgSO|4|·H|2|O}}<ref>
{{article
 | langue      = en
 | auteurs     = R. E. Arvidson, F. Poulet, J.-P. Bibring, M. Wolff, A. Gendrin, R. V. Morris, J. J. Freeman,1 Y. Langevin, N. Mangold et G. Bellucci
 | titre       = Spectral Reflectance and Morphologic Correlations in Eastern Terra Meridiani, Mars
 | périodique  = Science
 | volume      = 307
 | numéro      = 5715
 | jour        = 11
 | mois        = mars
 | année       = 2005
 | pages       = 1591-1594
 | issn        = 0036-8075
 | url texte   = https://www.sciencemag.org/cgi/content/abstract/307/5715/1591
 | consulté le = 6 février 2010
 | DOI         = 10.1126/science.1109509}}</ref> et [[gypse]] {{fchim|CaSO|4|·2H|2|O}}<ref>[http://www.lpi.usra.edu/meetings/7thmars2007/pdf/3234.pdf Seventh International Conference on Mars – 2007] J.-P. Bibring, Y. Langevin, F. Poulet, B. Gondet, N. Mangold, J. Mustard, R. Arvidson, V. Chevrie, C. Sotin et l'équipe OMEGA, « ''Mars Climatic Change and Geological History, Derived from the OMEGA/MEX Data'' ».</ref>, correspondant à l'[[éon]] [[Stratigraphie|stratigraphique]] appelé [[Theiikien]].

L'eau liquide martienne, sans doute abondante à l'époque précédente, le [[Noachien]], aurait été chargée d'acide sulfurique à la suite des éruptions volcaniques de l'[[Hespérien]], ce qui aurait à la fois pour conséquence d'abaisser sensiblement son [[Température de fusion|point de congélation]] — l'[[eutectique]] du mélange {{fchim|H|2|SO|4|·2H|2|O&nbsp;–&nbsp;H|2|SO|4|·3H|2|O}} gèle ainsi un peu en dessous de {{tmp|-20|°C}}, et celui du mélange {{fchim|H|2|SO|4|·6,5H|2|O&nbsp;–&nbsp;H|2|O}} gèle autour de {{unité|210|[[Kelvin|K]]}}, température légèrement inférieure à {{tmp|-60|°C}}<ref name="Eau liquide">{{en}} J.S. Kargel et Giles M. Marion, [http://www.lpi.usra.edu/meetings/lpsc2004/pdf/1965.pdf Lunar and Planetary Science {{XXXV}} (2004)], « ''Mars as a salt-, acid-, and gas-hydrate world'' ».</ref>, qui est la température moyenne actuelle sur Mars — et de conduire à la formation de [[sulfate]]s plutôt que de [[carbonate]]s. Ainsi s'expliquerait pourquoi, alors que Mars possédait ''a priori'' une atmosphère de [[Dioxyde de carbone|{{CO2}}]] et de grandes étendues d'eau liquide, on n'y trouve quasiment pas de carbonates, alors que les sulfates semblent, au contraire, particulièrement abondants<ref>{{en}} [http://sci.esa.int/science-e/www/object/index.cfm?fobjectid=43946 ESA Science & Technology – 18 décembre 2008] « ''Mars Express reveals a link between ferric oxides and sulfates in equatorial regions of Mars''. »</ref>{{,}}<ref name="Sulphate deposits in Juventae Chasma">
{{en}} [http://www.esa.int/SPECIALS/Mars_Express/SEMMLKMZCIE_0.html ESA Mars Express News – 19 janvier 2006] « ''Sulphate deposits in Juventae Chasma'' ».</ref> : la formation des carbonates est inhibée par l'[[Acide|acidité]] — que la présence de sulfates laisse supposer — (la [[sidérite]] {{fchim|FeCO|3}}, ''a priori'' le carbonate le moins soluble, ne [[Précipitation chimique|précipite]] qu'à {{nobr|[[Potentiel hydrogène|pH]] > 5}}<ref>
{{article
 | langue      = en
 | auteur      = David C. Catling
 | titre       = A chemical model for evaporites on early Mars: Possible sedimentary tracers of the early climate and implications for exploration
 | périodique  = Journal of Geophysical Research – Planets
 | volume      = 104
 | numéro      = E7
 | année       = 1999
 | pages       = 16453-16469
 | issn        = 0148-0227
 | url texte   = http://www.agu.org/pubs/crossref/1999/1998JE001020.shtml
 | consulté le = 10 avril 2010
 | DOI         = 10.1029/1998JE001020}}</ref>) et la libération continue de [[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]] par l'activité volcanique à l'[[Hespérien]] aurait déplacé le [[Dioxyde de carbone|{{CO2}}]] des [[carbonate]]s qui auraient pu s'être formés au [[Noachien]] pour les remplacer par des [[sulfate]]s, comme cela se produit par exemple à [[Potentiel hydrogène|pH]] faible avec le [[magnésium]] :

:[[Carbonate de magnésium|{{fchim|MgCO|3}}]] + {{fchim|H|2|SO|4}} → [[Sulfate de magnésium|{{fchim|MgSO|4}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + [[Dioxyde de carbone|{{CO2}}]].

=== Sur Europe ===
Les données obtenues par la sonde [[Galileo (sonde spatiale)|Galileo]] en [[spectroscopie infrarouge]] sur le satellite [[Europe (lune)|Europe]] de la planète [[Jupiter (planète)|Jupiter]] présentent des absorptions caractéristiques, interprétées comme provenant peut-être d'hydrates d'acide sulfurique. Dans la mesure où la dilution d'acide sulfurique dans de l'eau provoque un abaissement significatif du [[Température de fusion|point de congélation]], jusqu'à {{tmp|-60|°C}} pour certains mélanges, cela renforcerait la probabilité d'existence d'une couche de [[Solution aqueuse|solutions aqueuses]] d'acide sulfurique à l'état liquide sous l'écorce gelée d'Europe. Cependant, l'absorption infrarouge observée par Galileo sur Europe pourrait également provenir de minéraux riches en [[ion]]s [[sulfate]]<ref>
{{Article
 | langue          = en
 | auteur1 = Thomas M. Orlando |auteur2= Thomas B. McCord |auteur3= Gregory A. Grieves
 | titre           = The chemical nature of Europa surface material and the relation to a subsurface ocean
 | périodique      = Icarus
 | volume          = 177
 | numéro          = 2
 | mois            = octobre
 | année           = 2005
 | pages           = 528-533
 | url texte       = http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6WGF-4GJVBBX-1&_user=10&_coverDate=10%2F31%2F2005&_rdoc=1&_fmt=high&_orig=search&_origin=search&_sort=d&_docanchor=&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=310b8bc54c45255b8395479fd89c085e&searchtype=a
 | consulté le     = 23 novembre 2010
 | DOI             = 10.1016/j.icarus.2005.05.009}}</ref>.

== Production ==
{{Section à sourcer|date=février 2020}}

L'acide sulfurique est aujourd'hui essentiellement fabriqué par le procédé dit « de contact », faisant intervenir un [[catalyseur]], mais d'autres procédés sont également mis en œuvre à plus petite échelle.

En dehors des produits pétroliers, l'acide sulfurique est le produit le plus fabriqué par l'industrie chimique.

=== Hydratation du trioxyde de soufre ===
La manière intuitivement la plus simple de produire {{fchim|H|2|SO|4}} est de dissoudre [[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] dans [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]], mais cette réaction est tellement [[exothermique]] qu'elle n'aboutit, lorsqu'elle est réalisée à grande échelle sans être suffisamment maîtrisée, qu'à produire de la [[vapeur d'eau]] et très peu d'acide.

La voie humide met en œuvre cette réaction en deux étapes. D'abord, de l'acide sulfurique est produit à l'état gazeux par [[Réaction d'hydratation|hydratation]] du trioxyde de soufre :
:[[Trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] → {{fchim|H|2|SO|4 (g)}} : [[Enthalpie de réaction|Δ''H'']] = {{unité|-101|[[Kilojoule|kJ]]||[[Mole (unité)|mol]]|-1}}.

Puis, l'acide est condensé à l'état liquide pour produire de l'acide sulfurique concentré à environ 98 % :
:{{fchim|H|2|SO|4 (g)| → H|2|SO|4 (l)}} : [[Enthalpie de réaction|Δ''H'']] = {{unité|-69|kJ||mol|-1}}.

Le [[trioxyde de soufre|{{fchim|SO|3}}]] utilisé dans cette réaction provient essentiellement de l'oxydation catalytique de [[dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]] (voir au paragraphe suivant), lequel peut provenir de la simple combustion du [[soufre]] dans l'[[Dioxygène|oxygène]] ou de celle du [[sulfure d'hydrogène]] {{fchim|H|2|S}}, qui se déroule entièrement à l'état gazeux :
:2 [[Sulfure d'hydrogène|{{fchim|H|2|S}}]] + 3 [[Dioxygène|{{fchim|O|2}}]] → 2 [[Eau|{{fchim|H|2|O}}]] + 2 [[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]] : [[Enthalpie de réaction|Δ''H'']] = {{unité|-518|kJ||mol|-1}}.

=== Procédé de contact ===
{{Article détaillé|procédé de contact}}

C'est le procédé industriel aujourd'hui le plus largement mis en œuvre, appelé « procédé de contact » car il requiert le contact avec un [[catalyseur]]. Il se décompose en trois étapes :
# purification du [[soufre]] {{fchim|S}} et [[combustion]] du soufre à l'air sec pour obtenir du [[dioxyde de soufre]] {{fchim|SO|2}} ou purification du {{fchim|SO|2}} s'il n'est pas obtenu à partir de soufre ;
# [[oxydation]] du dioxyde de soufre en [[trioxyde de soufre]] {{fchim|SO|3}} à l'aide de [[pentoxyde de vanadium]] {{fchim|V|2|O|5}} ;
# conversion du trioxyde de soufre en acide sulfurique {{fchim|H|2|SO|4}}.

La purification du {{fchim|S}} ou du {{fchim|SO|2}} est nécessaire pour éviter l'empoisonnement du catalyseur de l'étape {{nobr|n° 2}} par des impuretés. On utilisait autrefois du [[platine]] plutôt que du [[vanadium]], un peu moins efficace, mais le platine est plus cher et plus facilement inhibé par des impuretés<ref>{{en}} [http://www.chemguide.co.uk/physical/equilibria/contact.html ChemGuide – 2002], « ''The Contact Process'' ».</ref>. Le mécanisme de la réaction d'oxydation catalysée est le suivant :
:a) {{fchim|2 SO|2| + 4 V<sup>5+</sup> + 2 O<sup>2−</sup> → 4 V<sup>4+</sup> + 2 SO|3}} ;
:b) {{fchim|4 V<sup>4+</sup> + O|2| → 4 V<sup>5+</sup> + 2 O<sup>2−</sup>}} ;

la réaction globale s'écrivant :
:{{fchim|2 SO|2 (g)| + O|2 (g)| {{équil}} 2 SO|3 (g)}} : [[Enthalpie de réaction|Δ''H'']] = {{unité|-197|[[Kilojoule|kJ]]||[[Mole (unité)|mol]]|-1}}.

On atteint 96 % de [[rendement chimique]] avec [[Pentoxyde de vanadium|{{fchim|V|2|O|5}}]] en maintenant une température de {{tmp|450|°C}} et une pression de {{unité/2|100|à=200|kPa}} ; le catalyseur ne sert qu'à optimiser la [[Cinétique chimique|cinétique]] de la réaction, mais n'en déplace pas l'équilibre.

Le trioxyde de soufre est ensuite refroidi dans un échangeur thermique et recueilli dans une tour d'absorption où il est dissous dans de l'acide sulfurique concentré afin de produire de l'[[oléum]] :
:{{fchim|H|2|SO|4 (l)| + SO|3 (g)| → H|2|S|2|O|7 (l)}},

qui est ensuite hydraté pour libérer de l'acide sulfurique, avec un rendement moyen de 30 % :
:{{fchim|H|2|S|2|O|7 (l)| + H|2|O|(l)| → 2 H|2|SO|4 (l)}}.

=== Procédé des chambres de plomb ===
{{Article détaillé|procédé des chambres de plomb}}

C'est le procédé historique de production industrielle de l'acide sulfurique, largement supplanté au {{s-|XXI}} par le procédé de contact. Il assurait néanmoins encore la moitié de la production d'acide sulfurique jusqu'au milieu du {{s-|XX}}.

Le procédé des chambres de plomb, dans sa version la plus moderne ([[procédé Petersen]]), s'effectue par une réaction entre du dioxyde de soufre, de l'eau et de l'oxygène, qui se combinent pour donner l'acide sulfurique. Cette réaction est catalysée par des oxydes d'azote continuellement recyclés.

Introduit par John Roebuck en 1746, ce procédé fournit un acide sulfurique moins concentré et contenant plus d'impuretés, plutôt destiné à la fabrication des [[superphosphate]]s.

=== Préparation en laboratoire ===
L'acide sulfurique peut être préparé en petite quantité en faisant brûler du soufre élémentaire pour produire du dioxyde de soufre {{fchim|SO|2}}, qu'on dissout ensuite dans du [[peroxyde d'hydrogène]] {{fchim|H|2|O|2}} :
:[[Dioxyde de soufre|{{fchim|SO|2}}]] + [[Peroxyde d'hydrogène|{{fchim|H|2|O|2}}]] → {{fchim|H|2|SO|4}}.

== Régénération d'acide sulfurique (RAS) ==
La demande publique et citoyenne est celle d'une économie industrielle plus soutenable et moins émettrice de carbone. Dans le contexte (début {{s-|XXI}}) qui voit encore croître d'une part la demande industrielle d'acide sulfurique, et d'autre part la quantité de déchet-acide sulfurique usagé (dans les raffineries pétro-gazières surtout, qui l'utilisent comme catalyseur du procédé d’[[alkylation]]) et qui doivent traiter des pétroles de plus en plus sales), le recyclage, après régénération, de cet acide semble être une activité devenue rentable. Cette réutilisation intéresse le secteur du raffinage pétrogazier, qui ainsi diminue ses couts de gestion des acides usagés, tout en affichant un effort en termes d'[[économie circulaire]]<ref name=veolia/>.

Cet acide régénéré et éventuellement concentré et purifié<ref>Meniai A.H (2012)[http://archives.umc.edu.dz/bitstream/handle/123456789/132234/BEN6201.pdf?sequence=1 Etude expérimentale et modélisation de la purification de l’Acide Sulfurique]. Thèse de doctorat en génie des procédés ; Laboratoire de l’Ingénierie des Procédés et d’Environnement (LIPE) du département Chimie Industrielle de la Faculté des Sciences de l’Ingénieur Université Mentouri, Constantine.</ref> pourrait être utilisé pour la fabrication de batteries, d’engrais, de fibres synthétiques, de produits cosmétiques et surtout pour le raffinage du pétrole, mais il est moins pur (ou alors plus cher parce que mieux retraité). Il semble aujourd'hui (2022) revendu à des dizaines de raffineries, ou destiné à la fabrication de savons, shampooings, lessives et autres détergents, produits cosmétiques, notamment<ref name=veolia/> ou pour la régénération d'huiles usagées<ref>Mazouzi, R., Khelidj, B., Karas, A., & Kellaci, A. (2014). [https://revue.cder.dz/index.php/rer/article/view/476 Régénération des huiles lubrifiantes usagées par processus de traitement à l’acide]. Journal of Renewable Energies, 17(4), 631-637.</ref>{{,}}<ref>RABHI, Z., & MAMOUNI, K. (2019). [https://dspace.univ-adrar.edu.dz/xmlui/handle/123456789/2237 Etude de la possibilité du régénération des huiles moteur usagées par processus de traitement a l'acide] (Doctoral dissertation, Université Ahmed Draia-ADRAR).</ref> ou d'autres produits pétroliers<ref>VORONINA, V., TROFIMOVA, E. G., BURYAK, V., & TIKHONOV, V. (1983). Régénération à l'acide sulfurique des produits pétroliers obtenus à partir des boues de pétrole avec recirculation de la boue acide. Neftepererabotka i Neftehimija (Moskva), (11), 9-11.</ref>.

{{Passage promotionnel
 |1=[[Veolia]] qui en [[2016]] a acheté les actifs de la division « Produits sulfurés » de l'américain [[Chemoursse]] se présente<ref name=veolia>{{Lien web |langue=fr |titre=Quand l’acide sulfurique se régénère |url=https://www.livingcircular.veolia.com/fr/industrie/quand-lacide-sulfurique-se-regenere |site=Living Circular |consulté le=2022-03-07}}</ref> comme leader pour le retraitement de l'acide sulfurique (à partir de déchet de raffinerie) avec plus de 20 % du marché, trois unités de récupération de l’acide sulfurique dans le [[Delaware]], le [[New Jersey]] et au [[Texas]] ; un site de récupération de l’acide sulfurique et de produits sulfuriques à {{lien|lang=en|trad=Burnside, Louisiana|fr=Burnside (Louisiane)|texte=Burnside}}, en [[Louisiane]] ; et quatre usines de production d’acide sulfurique sur la côte-Est. 
|2=Citation d'une unique enseigne sur un marché}}


== Sécurité ==
L'acide concentré et l'[[oléum]] réagissent avec l'eau en dégageant une grande chaleur. C'est pour cela qu'en milieu industriel, une dilution d'acide se fait toujours sous refroidissement. Il en est de même au contact avec la peau ce qui peut provoquer de graves brûlures. Il faut verser l'acide dans l'eau et non l'inverse : notamment parce que la densité de l'eau est moindre que celle de l'acide sulfurique, la faisant ainsi flotter au-dessus de l'acide et l'eau en plus grande quantité au départ de la dilution sert à dissiper la chaleur. Dans l'autre sens, l'exothermie peut faire bouillir subitement l'eau versée sur l'acide, ce qui cause des projections d'eau et d'acide très dangereuses.

L'inhalation de fumées et brouillards d'acide peut causer des lésions à long terme. La réglementation américaine et française limite à {{unité/2|1|mg||m|-3}} la concentration moyenne admissible pendant un poste de travail.

L'acide sulfurique est ininflammable, mais à des concentrations inférieures à 75 %, il réagit avec l'acier carbone et d'autres métaux en dégageant du [[dihydrogène]] qui, lui, est combustible.

Les épandages d'acide sulfurique peuvent être dilués avec une grande quantité d'eau, tandis que ceux d'oléum seront de préférence traités par un absorbant solide (argile).

L'acide sulfurique réagit avec des sulfures en libérant du [[sulfure d'hydrogène]] gazeux très toxique.

En [[France]], l'acide sulfurique fait l'objet de la fiche [[Institut national de recherche et de sécurité|INRS]] {{numéro|30}}.

== Utilisations ==
[[Image:"Appareil pour la préparation de lacide sulfurique de Nordhausen".jpg|vignette|Appareil de Nordhausen.]]
[[Image:"Ensemble des appareils pour la fabrication de lacide sulfurique dans les chambres de plomb".jpg|vignette|Chambre de plomb.]]
[[Image:"Concentration de lacide sulfurique dans des cornues de verre".jpg|vignette|Concentration avec des cornues.]]
[[Image:"Alambic de platine pour la concentracion de lacide sulfurique".jpg|vignette|Alambic de platine pour la concentration de l'acide sulfurique.]]

Parmi les utilisations de l'acide sulfurique, on peut citer :
* fabrication d'[[acide phosphorique]] par attaque du [[phosphate de calcium]] ;
* fabrication d'[[engrais]] tels que les [[superphosphate]]s, le [[sulfate d'ammonium]] ;
* industrie des [[textile]]s artificiels ;
* traitement des [[Minerai (roche)|minerai]]s ;
* synthèse de composés chimiques ([[Colorant industriel|colorants]], [[explosif]]s, [[détergent]]s, divers [[sel (chimie)|sels]], autres [[acide]]s{{etc.}}) ;
* [[raffinage du pétrole]] ;
* [[Déshydratation (chimie)|déshydratation]] des [[alcool (chimie)|alcools]], pour donner des [[alcène]]s ;
* [[Batterie au plomb|batteries au plomb]] ({{fchim|H|2|SO|4}} est alors connu sous le nom d'« acide de batterie ») ;
* extraction de l'uranium par le procédé de [[lixiviation in situ]] ;
* [[décapage]] de métaux en [[sidérurgie]] ;
* [[sulfonation]] ;
* déshydratation (d'[[aliment]]s par exemple) ;
* fabrication de l'[[acide de Caro]], un [[oxydant]] puissant utilisé en nettoyage ;
* catalyse de réactions d'estérifications grâce à l'ion [[oxonium]] ;
* dilué d'un volume pour dix d'eau, cet acide est couramment utilisé dans le décapage des [[métaux précieux]] en bijouterie après [[brasage]], cette solution s'appelle [[dérocher]] ;
* traitement de l'eau, sert à faire diminuer le pH du sol en [[horticulture]] maraîchère ; 
* industrie du [[traitement de surface]] des matériaux, notamment composition du bain d'anodisation ;
* l’acide sulfurique a été utilisé au {{s-|XIX}} pour la [[conservation de la viande]].

== Historique ==
En [[français]], à la fin du {{XIe siècle}}, ''vedriol'' apparaît pour désigner le {{page h'|sulfate de fer}}. On trouve, à la même époque, ''vitriolo'', sans définition chimique, mais avec la traduction arabe ''alzag''<ref>[[Aroukh]], à propos de "קלקלנתום".</ref>. Forme syncopée de ''vitri oleum'' (littéralement « huile de verre »), le mot ''vitriolum'' désigne au Moyen Âge et à la Renaissance diverses substances d'aspect huileux ou vitreux, liquides ou solides, le futur acide sulfurique n'étant que l'une d'entre elles. Au {{s|XII}}, les [[tossafistes]] [[Rabbenou Tam]] et [[Rashbam]] parlent de ''vidriolo'' et de ''vidriol'' « qui est vert comme du verre, d'où son nom »<ref>[[Tossefot]] "קנקנתום חרתא דאושכפי" sur [[Talmud de Babylone]], traité Guitine 19a.</ref>{{,}}<ref>[[Tossefot]] "קנקנתום" sur [[Talmud de Babylone]], traité Erouvin 13a.</ref>.
Au {{XVe siècle}}, on obtenait l'acide sulfurique en distillant du sulfate ferreux hydraté, ou vitriol de fer, avec du sable.

Cette technique plus ou moins secrète sera révélée à la [[Renaissance]] avec l’arrivée de l’imprimerie. [[Conrad Gesner]] donne la description dans ''Trésor des remèdes secrets''<ref>{{Ouvrage
| titre       = Tresor des remedes secretz par Euonyme Philiatre. Livre physic, medical, alchymic, et dispensatif de toutes substantiales liqueurs, et appareil de vins de diverses saveurs
| éditeur     = Chez la veuve Balthazar Arnoullet
| auteur      = Conrad Gesner
| langue      = fr
| année       = 1557
| url = https://archive.org/stream/hin-wel-all-00000992-001#page/n388/mode/1up/search/vitriol
}}</ref> (1552) {{p.|331-332}} de la distillation du vitriol romain pour faire l’« huyle de vitriol ». Un siècle plus tard, [[Nicolas Lémery]] dans son ''[[Cours de chymie]]''<ref>{{Ouvrage
| titre       = Lecture contemporaine du 'Cours de Chymie' de Nicolas Lémery
| éditeur     = éditions du Cosmogone
| auteur      = Jean-Dominique Bourzat
| langue      = fr
| année       = 2005
}}</ref>, ouvrage de synthèse des connaissances empiriques de chimie du siècle, décrira les différentes étapes de la distillation du vitriol, permettant d’obtenir successivement ''l’esprit sulfureux du vitriol'' (SO{{ind|2}}), ''l’esprit acide de vitriol'' (solution de acide sulfurique {{fchim|H|2|SO|4}}) et ce qui reste dans la cucurbite, ''l'huile de vitriol'' (acide sulfurique concentré).

La fabrication du [[dihydrogène]] par action de l'acide sulfurique sur du fer est connue depuis longtemps. L'alchimiste du {{s-|XVI}}, [[Paracelse]], entrevoit le dihydrogène qu'il produit par réaction entre le vitriol et le fer. En 1603, [[Théodore de Mayerne]] enflamme le dihydrogène obtenu par le même moyen. À partir de 1783, date de leur invention, les [[ballon à gaz|ballons à gaz]] utiliseront entre autres gaz, du dihydrogène produit par réaction de l'acide sulfurique sur des copeaux de fer<ref>[[James Glaisher]], [[Wilfrid de Fonvielle]], [[Camille Flammarion]], [[Gaston Tissandier]] en [[1870]]. Voyages Aériens. 1870  ([https://books.google.be/books?id=2oHkCWqqv7EC&hl=fr&pg=PP1#v=onepage&q&f=false Google Livres])</ref>.

Au {{XIXe siècle}}, [[Justus von Liebig]] découvrit que l'acide sulfurique répandu dans le sol augmentait la quantité de [[phosphore]] disponible pour les plantes.

[[Berkeley Pit]] est une fosse massive remplie d'eau chargée d'acide sulfurique et de métaux lourds à des taux très dangereux, à cause d'une ancienne mine fermée en 1982. En 1995, on y trouva {{nombre|342 oies}} mortes après leur atterrissage sur l'eau toxique.

== Vitriol et alchimie ==
[[Fichier:Fotothek df tg 0008196 Theosophie ^ Alchemie.jpg|vignette|Le '''lion vert''', symbole alchimique du [[vitriol]] (gravure de [[Théodore de Bry]]).]]

Le mot ''vitriolum'' se lit au {{XIIIe siècle}}, dans [[Grand Albert|le Grand Albert]] (écrit par un Pseudo-[[Albert le Grand]]).

Selon Eugène Canseliet, le vitriol a pour synonymes le « lion vert » (chez Ripley), « l'émeraude des sages ».
{{citation bloc|Le vitriol ordinaire, c'est-à-dire le sulfate de fer ou couperose du commerce, ne doit pas être confondu avec le ''vitriol des philosophes'', loirs même que [[Basile Valentin]] en eût fourni le procédé très simple de fabrication, qui consiste, sans plus, à calciner deux parties égales de soufre et de fer en limaille, et à mettre le sulfure obtenu en digestion, au sein de l'eau de pluie. Le ''Rosaire des philosophes'' — ''Rosarium Philosophorum'' — le premier, établit la différence<ref>{{ouvrage|prénom=Eugène|nom=Canseliet|titre=L'alchime expliquée sur ses textes classiques|éditeur=Jean-Jacques Pauvert|année=1972|passage=180}}</ref>.}}

Les alchimistes donnent au terme « vitriol »  une signification ésotérique, en l’interprétant comme un acronyme de '''V'''isita '''I'''nteriora '''T'''errae '''R'''ectificandoque '''I'''nvenies '''O'''ccultum '''L'''apidem qui peut se traduire par « Visite l'Intérieur de la Terre, et en Rectifiant tu Trouveras la Pierre Cachée ».

Le premier à le signaler est, semble-t-il, [[Gérard Dorn]], un disciple de [[Paracelse]], dans ''Congeries paracelsicae chemiae de transmutationibus metallorum'', 1581, {{p.|144}}. L'idée prend corps chez [[Basile Valentin]] ; des gravures en ce sens se trouvent dans l'édition 1653 de l' ''Azoth'' de Basile Valentin (paru en 1624). On trouve l'emblème chez Johann Neithold ''Aureum Vellus; oder Güldenes Vleiss, Frankfurt'' (1733), mais, avant, sur le frontispice de l'édition de 1613 de ''La Toyson d'Or'' par Salomon Trismosin<ref>[http://www.google.fr/imgres?imgurl=http://nsm01.casimages.com/img/2008/08/31//080831084441385002441892.gif&imgrefurl=http://ora-et-labora.frenchboard.com/alchimie-sujets-varies-f10/vitriol-t56.htm&h=328&w=338&sz=27&tbnid=e39nOncA6qOA5M:&tbnh=115&tbnw=119&prev=/images%3Fq%3Dbasile%2Bvalentin&zoom=1&q=basile+valentin&hl=fr&usg=__uw6ZbnPlm0NPUy5V0wJD4d2qrbw=&sa=X&ei=5ZnvTMNYg86EB6ettY4M&ved=0CDkQ9QEwBg Google Recherche d'image]</ref> {{,}}<ref>[http://herve.delboy.perso.sfr.fr/toyson.html la toyson d'or de Salomon Trismosin]</ref>. Dans son ''Testament'' (1651), Basile Valentin écrit ceci :
{{citation bloc|Le Vitriol est un notable et important minéral auquel nul autre, dans la nature, ne saurait être comparé, et cela parce que le Vitriol se familiarise avec tous les métaux plus que toutes les autres choses ; il leur est très prochainement allié, puisque, de tous les métaux, l’on peut faire un vitriol ou cristal ; car le vitriol et le cristal ne sont reconnus que pour une seule et même chose… Car, bien que tous les métaux et minéraux soient doués de grandes vertus, celui-ci néanmoins, savoir le Vitriol, est seul suffisant pour en tirer et faire la bénite pierre [philosophale], ce que nul autre au monde ne pourrait accomplir seul à son imitation.}}

[[Pierre-Jean Fabre]], médecin et alchimiste de Castelnaudary, dans son ''Abrégé des secrets chymioques'' (1636) lut dans « vitryol » l'anagramme « l'or y vit ».

== Notes et références ==
{{Références}}

== Voir aussi ==
{{Autres projets
|commons=Category:Sulfuric acid
}}

=== Articles connexes ===
* [[Sulfure]]
* [[Soufre]]
* [[sulfuration (chimie)|sulfuration]]
* [[Disulfure de carbone]]
* [[Tétrafluorure de soufre]]
* [[Vitriolage]]

=== Liens externes ===
* {{Autorité}}
* {{Bases}}
* {{Dictionnaires}}
* [http://www.inrs.fr/fichetox/ft30.html Fiche INRS FT 30] de l'[[Institut national de recherche et de sécurité]].
* [https://www.cdc.gov/niosh/ipcsnfrn/nfrn0362.html Fiche internationale de sécurité].

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