Acide sulfurique

L'acide sulfurique est le composé qui a longtemps servi d'indicateur économique avant le PIB : sa consommation par habitant suivait fidèlement le degré d'industrialisation d'un pays. Cette centralité tient à son ubiquité — il intervient à un moment ou un autre dans environ la moitié de toutes les chaînes de production chimique modernes, sans jamais finir comme produit grand public visible. Environ 60 % de la production mondiale (~270 Mt/an) est consommée par la fabrication de superphosphate et d'ammonitrates pour l'agriculture, le reste se distribuant entre raffinage des minerais sulfurés, pétrochimie, batteries plomb-acide et synthèse organique.

Chimiquement, H₂SO₄ est un diacide fort doté d'une affinité exceptionnelle pour l'eau — affinité telle qu'il déshydrate le sucre, le bois ou la peau en quelques secondes par exothermie violente, laissant un résidu carboné noir. Cette propriété est exploitée comme déshydratant en synthèse organique mais explique aussi pourquoi sa manipulation reste dangereuse même à concentration modérée. Les solutions concentrées (>96 %) sont fumantes (oléum) à cause du SO₃ dissous.

Industriellement, le procédé de contact (1831, breveté par Peregrine Phillips) reste le standard mondial. Il oxyde catalytiquement SO₂ en SO₃ sur pentoxyde de vanadium, puis absorbe SO₃ dans H₂SO₄ concentré pour donner l'oléum, dilué ensuite à la concentration voulue. Le procédé est globalement exothermique : une usine moderne récupère 4-6 GJ par tonne d'acide produite sous forme de vapeur HP — c'est l'un des rares procédés industriels qui produit de l'énergie nette tout en fabriquant un produit chimique.