Utiliser les acides

Prendre des mesures strictes en matière de sécurité

Les acides bien qu'en libre accès pour la plupart en grande surface, il est plus que nécessaire de respecter de nombreuses règles strictes de sécurité et de manipulation qui sont les suivantes :

NE JAMAIS minimiser les risques liés à la manipulation des acides.
• Il est important de ne strictement jamais utiliser de l'acide sur une espèce chimique inconnue au risque de produire une réaction violente inattendue ou un dégagement de produits toxiques. L'utilisation d'acides se fait de manière contrôlée pour faire une différenciation entre deux caractéristiques d'une espèce soupçonnée.
• Toujours se munir d'équipements de sécurité, les lunettes de protection ne sont pas discutables, le port de masque et de gants est conseillé, le port d'une blouse est conseillé dans le cas d'une manipulation de grande quantité de liquides, et toute manipulation se fait en extérieur ou sous une hotte prévue à cet effet.
• On utilise toujours de l'acide partiellement dilué dans de l'eau pure, jamais avec un mélange de liquide autre ou avec d'autres acides. L'utilisation d'eau pure permet de prévenir tout comportement aléatoire et la dilution des acides évite une réaction trop violente tout en conservant l'effet recherché. De préférence on utilise pour les tests un acide concentré à 10 %, dans le cas d'un procédé de nettoyage on utilisera préférentiellement du 30 %.
• Ne jamais chercher à surconcentrer un acide par évaporation. Ne jamais chauffer un acide sauf si nécessaire et dans une maîtrise totale de l'expérience et dans un environnement parfaitement contrôlé.
• Ne jamais respirer les vapeurs produites par les fluides, si l'expérience consiste à repérer une odeur, se rapprocher suffit, il ne faut jamais directement respirer le résultat de la réaction ni se mettre directement au-dessus.
• Toujours se munir d'une solution pour annuler la réaction, dans le cas des acides on préférera un liquide saturé en bicarbonate de soude.
• Dans le cas d'un procédé de nettoyage, on ne plonge jamais entièrement une pièce dans l'acide. Si une pièce doit être plongée dans son intégralité on préférera faire deux cycles pour nettoyer chaque côté. Si l'immersion totale est nécessaire il est important de verser le liquide sur la pièce et non plonger la pièce dans le liquide, lorsque c'est le cas toutes les mesures de sécurité doivent être prises pour se prémunir contre toute réaction violente.
• Dans le cas d'un test chimique sur un spécimen, une seule goutte de liquide sur le spécimen suffit.
• On ne rajoute jamais rien pour contenir le liquide (exemple : mettre de la pâte à fixe ou autre en cercle pour contenir l'acide à un endroit), placez toujours votre pièce dans un récipient spécifique et largement plus grand.
• Une fois la réaction voulue obtenue il est impératif de stopper la réaction en neutralisant avec un composé chimique opposé (bicarbonate de soude pour les acides), puis seulement après rincer l'expérience à l'eau déminéralisée ou claire.
• Ne vous débarrassez jamais de vos restes dans la nature. Versez les restes de votre solution dans l'évier une fois l'avoir assez diluée ou complètement neutralisée avec une solution opposée. Si vous ne pouvez pas vous débarrasser de votre solution déposez-la soigneusement dans un point de collecte de produits chimiques.

Qu'est-ce qu'un acide, qu'est-ce qu'une base ?

Un acide est un terme en dualité. Il fait référence à une solution acido-basique, un mélange de solvant (souvent de l'eau pure) et d'espèces chimiques capables de donner ou de recevoir des ions. Une fois stable cette mixture a un indice d'acidité, appelé pH. Un pH neutre équivaut à 7, c'est l'état neutre de l'eau pure. Quand le chiffre est inférieur à 7 on parle d'une solution acide, quand elle est supérieure à 7 on parle d'une solution basique.

Une solution acide, de pH ‹7, se caractérise par une concentration forte d'ions hydroniums (H₃O⁺) capables de donner un proton H⁺ lors d'une réaction.
Une solution basique, de pH ›7, se caractérise par une concentration forte en ions hydroxydes (OH^-) capables de prendre un proton H⁺ lors d'une réaction.

La réaction acido-basique, quand on retrouve en même temps des ions hydroniums et hydroxydes dans une solution, s'annule. On retrouve l'équilibre ionique H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O. On a bien le total des composés hydroniums et hydroxydes qui annulent leur charge électrique pour former deux molécules d'eau. Si l'un des deux composés est en plus grand nombre dans la solution, ce qui peut s'annuler s'annule, on se retrouve donc plus qu'avec des Hydroxydes ou des Hydroniums, donnant donc une solution acide ou basique, quand la totalité s'annule on a donc un liquide neutre, de pH 7.

Pour obtenir nos ions on va utiliser des sels ou des molécules que l'on vient plonger dans un solvant. Un solvant est un liquide chargé qui va avoir tendance à attirer vers lui d'autres éléments pour équilibrer une charge. Un élément complexe aura donc souvent une facilité à se briser pour venir combler l'équilibre du liquide. Les deux principaux solvants sont l'eau et l'éthanol. Sans rentrer ici dans les détails sachez qu'on peut utiliser consécutivement plusieurs solvants pour déplacer des éléments d'un liquide à un autre, ce phénomène est employé dans de nombreuses manipulations chimiques. Dans notre cas on va prendre l'eau. L'eau H₂O est composée d'un atome d'oxygène au centre et de deux atomes d'hydrogènes présents sur un même côté. On dit que la molécule d'eau est polaire, ce qui lui permet de facilement attirer des charges.
En plongeant quelque chose de polarisé dans un autre liquide polarisé, la nature préfère avoir un potentiel le plus faible possible. L'eau va alors jouer le rôle de catalyseur et se transformer pour former des éléments plus stables.

Un exemple concret d'acide :

Un acide très bien connu est l'acide chlorhydrique. C'est un sel représenté par la formule HCl, un atome d'hydrogène et un atome de chlore. Ces deux atomes sont hautement polarisés car l'hydrogène est présent sous le cation H⁺ et l'anion Cl⁻ réunis ensemble pour former le sel. À l'état pur il est relativement instable et va chercher à rapidement s'équilibrer.
Quand on met de l'acide chlorhydrique dans l'eau il va alors instantanément se briser pour réagir avec l'eau et s'équilibrer. L'oxygène présent dans l'eau va alors violemment attirer l'hydrogène libre H⁺ et former un ion hydronium plus stable. L'anion de chlore lui, de par sa taille reste très stable et libre dans l'eau qui le protège. On se retrouve donc avec la réaction HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-.
L'équilibre chimique est donc respecté, on se retrouve avec une solution d'eau concentrée avec des ions hydroniums libres et des ions chlore libres également. La solution est donc acide.

De nombreuses formes d'acides et de bases réagissent de cette façon. On retrouve principalement l'acide chlorhydrique présenté ci-dessus, l'acide sulfurique H₂SO₄, l'acide nitrique HNO₃, l'acide fluorhydrique HF, etc., mais aussi les bases comme l'ammoniaque NH₃, la soude NaOH, la chaux Ca(OH)₂, etc.
On reconnait également pour les acides et les bases la notion de fort et faible, un acide fort est un acide qui va totalement se dissoudre dans l'eau, à concentration équivalente avec un acide faible, l'acide fort sera donc plus concentré et réagira bien plus rapidement. La valeur du pH sera donc plus basse avec un acide fort. Exemple : l'acide chlorhydrique HCl se transforme en deux ions comme écrit au-dessus, c'est un acide fort, l'acide citrique lui, écrit C₆H₈O₇ va passer par plusieurs étapes pour libérer les ions hydroniums avec une formule finale : C₆H₈O₇ + H₂O → 3 H₃O⁺ + C₆H₅O₇^3-. On retrouve bien nos ions hydroniums mais l'ion produit le plus stable est un ion citrate avec 3 charges, il n'y aura donc plus de dégagement d'ions à ce stade, c'est un acide faible. Le pH de l'acide chlorhydrique peut être de 1 à 2 tandis que le pH de l'acide citrique se trouve entre 3 et 5. Les réactions entre ces deux acides ne seront pas identiques.

Les plus aguerris d'entre vous auront remarqué que l'acide citrique produit 3 hydroniums pour une molécule tandis que l'acide chlorhydrique produit 1 hydronium. Pourtant l'acide citrique reste plus faible avec un pH plus haut, la raison est que plus une molécule est complexe, plus elle mettra d'énergie pour donner des hydroniums, l'acide chlorhydrique va fondre avec force dans 100 % des cas pour former ses ions, tandis que l'acide citrique ne va se transformer que dans 8 % des cas. Même si la fraction d'ions possibles est 3x plus importante le réel de la solution n'est pas identique, d'où la notion d'acide fort et acide faible, et ce quelle que soit la quantité d'eau ou d'acide présente, ce qui influe sur les réactions finales.

Réaction à l'acide

Dans une solution les acides vont chercher à tout prix à se stabiliser. H₃O⁺ comporte 3 liaisons et va absolument chercher à se stabiliser avec une quatrième liaison ou en formant des éléments plus stables. Dans le cas de l'HCl il va chercher à casser ce qui l'entoure pour former des éléments plus simples et plus stables. Quelques exemples simples :

• Les carbonates :
Les éléments carbonatés comme par exemple les calcaires, les marbres, les coquilles, etc., vont se dissoudre et former des éléments carbonés stables, le calcium se transforme en ions, le carbone se transforme en CO₂ sous forme de bulles effervescentes, et la solution se stabilise en produisant de l'eau.
On a CaCO₃ + 2 H₃O⁺ → Ca²⁺ + CO₂ + 3 H₂O.

• Les métaux peu nobles :
Les éléments métalliques peu nobles, on entend qui peuvent facilement se transférer via des ions, comme le fer, le manganèse, le zinc, le magnésium et l'aluminium, vont lentement se dissoudre dans la solution en « fondant » et en libérant de l'hydrogène pouvant exploser (faire un « POP » à l'approche d'une flamme).
On a par exemple Zn + 2 H₃O⁺ → Zn²⁺ + H₂ + 2 H₂O.

• Les oxydes :
Pour les oxydes, ils vont vite disparaître dans la solution pour neutraliser une grande quantité d'acide et former une grande quantité d'eau, exemple avec la rouille
On a Fe₂O₃ + 6 H₃O⁺ → 2 Fe³⁺ + 9 H₂O.

L'acide HCl va donc réagir avec la majorité des éléments en sa présence tant que ces derniers peuvent interagir avec l'acide pour former des éléments plus stables et plus simples. À contre-exemple avec le quartz SiO₂ il n'y aura pas de réaction car les éléments présents ne peuvent rien former. Pour le quartz il faudra utiliser d'autres acides comme un acide minéral courant appelé acide fluorhydrique HF plus ou moins concentré exemple :

Fonte lente de la silice avec faible quantité d'acide en solution liquide : SiO₂ + 4 HF → SiF₄ + 2 H₂O, émission d'eau et de gaz de tétrifluorure de silicium.
Fonte rapide de la silice avec forte concentration d'acide en solution : SiO₂ + 6 HF → H₂SiF₆ + 2 H₂O, émission d'acide hexafluorosilicique, complexe mais plus stable, demandant une forte énergie, plus libération d'eau.

Souvent il est courant en laboratoire de faire chauffer un acide pour le rendre plus fort, cela est dû à l'agitation moléculaire dans la solution, plus une solution est chaude plus elle va créer de l'interaction et plus les molécules vont s'entrechoquer, accélérant les réactions. Certains éléments vont avoir besoin de cette énergie supplémentaire pour commencer à réagir avec les acides, d'autres auront besoin de cette chaleur (nécessité endothermique) pour stabiliser les résultats de la réaction et éviter qu'ils se retransforment à nouveau. Cela peut aussi être un bon indicateur pour les éléments chimiques.

Test à l'acide et nettoyage

Les acides sont largement utilisés en minéralogie pour diverses raisons, on les utilise principalement pour nettoyer les pièces lorsqu'on connaît l'espèce. On va alors utiliser des acides spécifiques pour attaquer un minéral et non l'autre, ou alors un encroutement d'oxyde et non la pièce principale.
Plus loin que la modification d'apparence on peut utiliser les acides pour poursuivre la procédure d'identification d'une espèce chimique inconnue. Quand les nombreux tests (visuels, trait, densité, dureté, etc.) ont orienté vers une sélection réduite de deux ou trois espèces, il n'est pas rare que le seul moyen de les différencier soit ses propriétés chimiques. Plutôt que de faire tourner des expérimentations d'analyse coûteuses, un simple test à l'acide peut permettre de savoir si la pièce va réagir ou non à l'acide et pourra approfondir les indices pour son identification. (Il est important d'avoir déjà une idée de ce que l'on teste pour éviter toute mauvaise surprise et réaction non contrôlée.)
Plus rarement il est aussi possible d'utiliser les acides pour complètement dissoudre les minéraux afin de produire une solution ou une poudre capable pour les besoins d'une expérience, d'un test ou d'une transformation chimique industrielle. (Par exemple liquéfier un minéral pour des analyses dans des machines spécifiques, dissoudre des espèces pour que ses ions réagissent à des révélateurs liquides, ou par exemple dissoudre les métaux à l'aide de plusieurs espèces d'acides pour en extraire l'or). Les possibilités sont nombreuses.

Procédure

- Identifier proprement l'espèce chimique à identifier ou à nettoyer. Être certain de sa possible réaction à l'espèce chimique ou au moins avoir éliminé les espèces non désirables.
- Présenter l'espèce sous forme pure. Un cristal compact, une face, un minéral. Ne jamais présenter une surface poreuse ou absorbante, dans le cas contraire prélever un morceau ou une poudre que l'on va alors perdre dans l'acide. (Le problème des éléments poreux est qu'ils peuvent contenir de nombreux éléments aléatoires qui peuvent faussement ou mal réagir avec l'acide, il faut s'assurer de la pureté de l'échantillon.)
- Dans un lieu sécurisé, présenter l'échantillon dans un récipient en verre ou en plastique résistant à l'acide utilisé sans strictement rien d'autre autour, dans un endroit parfaitement ventilé.
- Mettre ses équipements de sécurité.
- Prendre son acide dilué, s'il n'est pas dilué, diluez à l'eau pure et déminéralisée à hauteur de 30 % ou plus. La plage la plus utile se trouve entre 10 et 30 % de dilution.
- Disposer une unique goutte sur l'échantillon à l'aide d'un goutteur.
- Observer (recherche d'effervescence, de coloration du liquide, d'odeur, ou absence de réaction), si aucune réaction n'est présente patientez 1 à 3 minutes et refaites une observation.
- Si vous voulez tester les gaz émis à ce moment en approchant une flamme pour compléter l'observation ou via un autre moyen faites-le uniquement à une bonne distance du liquide et assurez-vous de contrôler ce que vous faites.
- Quand votre observation est faite neutralisez immédiatement avec une base puis rincez à l'eau déminéralisée.

Si vous voulez nettoyer une pièce :
- Une fois les tests ci-dessus effectués pour savoir si la réaction attendue est présente munissez-vous d'un récipient plus grand.
- Remplissez d'acide le tiers ou le quart du récipient.
- Plongez partiellement le spécimen dans l'acide pour éviter une réaction trop violente. Si le spécimen est trop petit ou si l'immersion est obligatoire munissez-vous de préventions supplémentaires (bac secondaire pour la réception de débordement, glace de protection contre les projections, etc.).
- Patientez autant de temps qu'il faut pour que la réaction soit complète, en fonction de la pièce ou de la concentration, quelques heures à quelques jours.
- Si vous devez chauffer votre acide il est important de monter la température progressivement avec un contrôle visuel constant et seulement à partir de là.
- Une fois la réaction complète plongez immédiatement la pièce dans une solution neutralisante puis rincez de nombreuses fois à l'eau claire.

Débarrassez-vous des liquides et des restes en vous assurant de leur neutralité dans des réceptacles prévus à cet effet.

Répétez ce cycle autant de fois que nécessaire pour tester de nouveaux acides ou pour compléter un nettoyage.

Exemples concrets

Pour un test à l'acide chlorhydrique avec réaction violente à froid :
Calcite, aragonite, malachite, azurite, pyrite avec coloration pour les libérateurs d'ions comme la malachite et l'azurite, et un dégagement d'odeur de pourriture pour la pyrite.

Pour un test à l'acide chlorhydrique avec réaction à chaud mais rien à froid :
Dolomite, Magnésite, Sidérite

Pour un test à l'acide chlorhydrique sans aucune réaction :
Quartz, feldspath, mica, amphibole, pyroxène, à compléter avec un second test à l'acide fluorhydrique pour le quartz ou acide nitrique pour les sulfures.


Quelques autres exemples :
Calcite, HCl 10 %, Effervescence très vive immédiate (froid), Carbonate très réactif, Calcite confirmée
Aragonite, HCl 10 %, Effervescence très vive immédiate (froid), Identique à la calcite
Dolomite, Faible ou nulle à froid, nette quand chauffé, Dolomite probable
Magnésite, HCl 10 %, Très faible à froid, faible à chaud, Carbonate de magnésium
Sidérite, HCl 10 %, Faible à modérée (souvent à chaud), Carbonate de fer
Malachite, HCl 10 %, Effervescence + couleur verte intense dans la goutte, Carbonate de cuivre (vert)
Azurite, HCl 10 %, Effervescence + couleur bleue intense, Carbonate de cuivre (bleu)
Quartz, HCl, HNO₃, H₂SO₄, Aucune réaction, Silice très résistante
Quartz, HF (acide fluorhydrique), Dissolution progressive (gaz possible), Silice confirmée (seul acide efficace)
Feldspath (orthose, plagioclase), HCl 10 %, Aucune réaction, Silicates alumineux courants
Mica (muscovite, biotite), HCl 10 %, Aucune réaction, Silicates en feuillets
Pyroxènes / Amphiboles, ex : Augite, Hornblende, HCl 10 %, Aucune ou très faible, Silicates ferromagnésiens
Pyrite, HCl 10–20 %, Odeur d’œuf pourri ± faible effervescence, Sulfure de fer
Marcassite, HCl 10 %, Odeur assez forte, Sulfure de fer (souvent altéré)
Chalcopyrite, HNO₃ concentré chaud, Coloration bleue-verte + odeur, Sulfure de cuivre-fer
Galène, HNO₃ concentré chaud, Odeur SO₂ + parfois Pb visible, Sulfure de plomb
Gypse, HCl 10 %, Aucune réaction, Sulfate hydraté
Anhydrite, HCl 10 %, Aucune réaction, Sulfate anhydre
Barytine, HCl, même concentré, Aucune réaction (très insoluble), Sulfate de baryum