Серная кислота

Chemical compound (H₂SO₄)

Chemical compound

Серная кислота ( американское написание и предпочтительное название ИЮПАК ) или серная кислота ₍ написание Содружества ), известная в древности как _{купоросное} масло , является минеральной кислотой, состоящей из элементов серы , кислорода и водорода , с молекулярной формулой H2SO4 . Это бесцветная, не имеющая запаха и вязкая жидкость, смешивающаяся с водой. ^[6]

Структура серной кислоты

Чистая серная кислота не встречается в природе из-за ее сильного сродства к водяному пару ; она гигроскопична и легко поглощает водяной пар из воздуха . ^[6] Концентрированная серная кислота очень едкая по отношению к другим материалам, от камней до металлов, поскольку она является окислителем с мощными дегидратирующими свойствами. Пятиокись фосфора является заметным исключением, поскольку она не дегидратируется серной кислотой, а, наоборот, дегидратирует серную кислоту до триоксида серы . При добавлении серной кислоты к воде выделяется значительное количество тепла; таким образом, обратная процедура добавления воды к кислоте обычно избегается, поскольку выделяющееся тепло может закипать раствор, разбрызгивая капли горячей кислоты во время процесса. При контакте с тканями тела серная кислота может вызвать серьезные кислотные химические ожоги и вторичные термические ожоги из-за дегидратации. ^{[7] [8]} Разбавленная серная кислота значительно менее опасна без окислительных и дегидратирующих свойств; хотя с ней обращаются с осторожностью из-за ее кислотности.

Серная кислота является очень важным химическим товаром; производство серной кислоты в стране является хорошим показателем ее промышленной мощи. ^[9] Известно много методов ее производства, включая контактный процесс , мокрый сернокислотный процесс и процесс в свинцовой камере . ^[10] Серная кислота также является ключевым веществом в химической промышленности . Она чаще всего используется в производстве удобрений ^[11], но также важна в переработке полезных ископаемых , нефтепереработке , обработке сточных вод и химическом синтезе . Она имеет широкий спектр конечных применений, в том числе в бытовых кислотных очистителях канализации , ^[12] в качестве электролита в свинцово-кислотных аккумуляторах , в качестве дегидратирующего соединения и в различных чистящих средствах . Серную кислоту можно получить путем растворения триоксида серы в воде.

Физические свойства

Марки серной кислоты

Хотя можно приготовить почти 100% раствор серной кислоты, последующая потеря SO 3 при температуре кипения доводит концентрацию до 98,3% кислоты. 98,3%-ный сорт, который более стабилен при хранении, является обычной формой того, что описывается как «концентрированная серная кислота». Другие концентрации используются для разных целей. Вот некоторые распространенные концентрации: ^{[13] [14]}

«Камерная кислота» и «башенная кислота» были двумя концентрациями серной кислоты, полученными в процессе свинцовой камеры , камерная кислота была кислотой, полученной в самой свинцовой камере (<70%, чтобы избежать загрязнения нитрозилсерной кислотой ), а башенная кислота была кислотой, извлеченной со дна башни Гловера. ^{[13] [14]} В настоящее время они устарели как коммерческие концентрации серной кислоты, хотя их можно приготовить в лаборатории из концентрированной серной кислоты, если это необходимо. В частности, «10 M» серная кислота (современный эквивалент камерной кислоты, используемая во многих титрованиях ) готовится путем медленного добавления 98% серной кислоты к равному объему воды при хорошем перемешивании: температура смеси может подняться до 80 °C (176 °F) или выше. ^[14]

Серная кислота

Серная кислота содержит не только _{молекулы H2SO4} , но на самом деле является равновесием многих других химических веществ, как показано в таблице ниже.

Серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, давление паров которой составляет <0,001 мм рт. ст. при 25 °C и 1 мм рт. ст. при 145,8 °C ^[16], а 98% серная кислота имеет давление паров <1 мм рт. ст. при 40 °C ^{[17] .}

В твердом состоянии серная кислота представляет собой молекулярное твердое вещество, образующее моноклинные кристаллы с почти тригональными параметрами решетки. Структура состоит из слоев, параллельных плоскости (010), в которых каждая молекула соединена водородными связями с двумя другими. ^[3] _{Гидраты} H2SO4 · nH2O известны для _n = 1 , 2, 3, 4, 6,5 и ₈ , хотя большинство промежуточных гидратов устойчивы к диспропорционированию . ^[18]

Полярность и проводимость

Безводная H ₂ SO ₄ является очень полярной жидкостью, имеющей диэлектрическую проницаемость около 100. Она имеет высокую электропроводность , что является следствием автопротолиза , т.е. самопротонирования :  [ ^15]

2H2SO4 _⇌H3SO4​_​ ​_​​+4+ ХСО−4

Константа равновесия для автопротолиза (25 °C) равна: ^[15]

[ _H3SO4 ] ⁺ [ _HSO4 ] ⁻ = 2,7 _× ¹⁰⁻⁴

Соответствующая константа равновесия для воды , Kw _, равна 10−14 ^, что в 1010 ⁽ 10 миллиардов) раз меньше.

Несмотря на вязкость кислоты, эффективная проводимость H ₃ SO+4и ХСО−4ионы высоки из-за внутримолекулярного механизма переключения протонов (аналогичного механизму Гротгуса в воде), что делает серную кислоту хорошим проводником электричества. Она также является отличным растворителем для многих реакций.

Химические свойства

Кислотность

Эксперимент, демонстрирующий дегидратационные свойства концентрированной серной кислоты. При контакте концентрированной серной кислоты с сахарозой происходит медленное обугливание сахарозы. Реакция сопровождается выделением газообразных продуктов, способствующих образованию пенистого углеродного столба, который поднимается над стаканом.

Капли концентрированной серной кислоты быстро разлагают кусок хлопчатобумажного полотенца путем его обезвоживания.

Реакция гидратации серной кислоты является сильно экзотермической , разбавление. ^[19]

Как показывает константа кислотной диссоциации , серная кислота является сильной кислотой:

H2SO4 → _H3O + ⁺ HSO4_​​_​−4К _а1 = 1000 (pК _а1 = −3)

Продуктом этой ионизации является HSO.−4, бисульфат- анион. Бисульфат — гораздо более слабая кислота:

ХСО−4+ _Н2О → _Н3О ⁺ + SO2−4К _а2 = 0,01 (рК _а2 = 2) ^[20]

Продуктом этой второй диссоциации является SO2−4, сульфат- анион.

Обезвоживание

Концентрированная серная кислота обладает мощным дегидратирующим свойством, удаляя воду ( H ₂ O ) из других химических соединений, таких как столовый сахар ( сахароза ) и другие углеводы , для получения углерода , пара и тепла. Дегидратация столового сахара (сахарозы) является обычной лабораторной демонстрацией. ^[21] Сахар темнеет по мере образования углерода, и может появиться жесткий столб черного пористого углерода, называемый углеродной змеей ^[22], как показано на рисунке.

${\displaystyle {\underset {\text{sucrose}}{{\ce {C12H22O11}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{black}} \atop {\text{graphitic foam}}}{{\ce {12 C}}}}+{\ce {11 H2O_{(g,l)}}}}$

Аналогично, смешивание крахмала с концентрированной серной кислотой дает элементарный углерод и воду. Эффект этого можно увидеть, когда концентрированная серная кислота проливается на бумагу, которая состоит из целлюлозы ; целлюлоза реагирует, давая обгоревший вид, в котором углерод выглядит очень похожим на сажу , которая возникает в результате пожара. Хотя и менее драматично, действие кислоты на хлопок , даже в разбавленной форме, разрушает ткань.

${\displaystyle {\underset {\text{polysaccharide}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}}\longrightarrow 6n\ {\ce {C}}+5n\ {\ce {H2O}}}$

Реакция с сульфатом меди(II) также может продемонстрировать свойство серной кислоты к дегидратации. Синие кристаллы превращаются в белый порошок по мере удаления воды:

${\displaystyle {\underset {{\text{copper(II) sulfate}} \atop {\text{pentahydrate}}}{{\ce {CuSO4*5H2O}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{anhydrous}} \atop {\text{copper(II) sulfate}}}{{\ce {CuSO4}}}}+{\ce {5 H2O}}}$

Реакции с солями

Серная кислота реагирует с большинством оснований, образуя соответствующий сульфат или бисульфат.

Серная кислота реагирует с хлоридом натрия , образуя газообразный хлористый водород и гидросульфат натрия :

NaCl + _H2SO4 → _NaHSO4 + _HCl

Сульфат алюминия , также известный как квасцы для производителей бумаги, производится путем обработки бокситов серной кислотой:

2AlO( _OH ) _{+ 3H2SO4} → _Al2 ( _SO4 ) ₃ + 4H2O

Серную кислоту можно также использовать для вытеснения более слабых кислот из их солей. Реакция с ацетатом натрия , например, вытесняет уксусную кислоту , CH ₃ COOH , и образует бисульфат натрия :

H2SO4 + _CH3CO2Na → _NaHSO4 + _CH3COOH​​​_​​​

Аналогично обработка нитрата калия серной кислотой приводит к образованию азотной кислоты .

В сочетании с азотной кислотой серная кислота действует как кислота и дегидратирующий агент, образуя ион нитрония NO+2, что важно в реакциях нитрования , включающих электрофильное ароматическое замещение . Этот тип реакции, где протонирование происходит на атоме кислорода , важен во многих реакциях органической химии , таких как этерификация Фишера и дегидратация спиртов.

Твердотельная структура иона [D ₃ SO ₄ ] ^{+ ,} присутствующего в [D ₃ SO ₄ ] ⁺ [SbF ₆ ] ⁻ , синтезированная с использованием D F вместо HF.

При реакции с суперкислотами серная кислота может действовать как основание и может протонироваться, образуя ион [H ₃ SO ₄ ] ⁺ . Соли [H ₃ SO ₄ ] ⁺ были получены (например, гексафторантимонат(V) тригидроксиоксосульфония [H ₃ SO ₄ ] ⁺ [SbF ₆ ] ⁻ ) с использованием следующей реакции в жидком HF :

[( _{CH3 )} 3SiO _] 2SO2 ₊ 3HF ₊ SbF5 _→ [ H3SO4 _] + ^[ SbF6 _] − ⁺ 2 _{( CH3} ) 3SiF

Вышеуказанная реакция термодинамически выгодна из-за высокой энтальпии связи Si–F в побочном продукте. Однако протонирование с использованием просто фторсурьмяной кислоты потерпело неудачу, поскольку чистая серная кислота подвергается самоионизации с образованием ионов [H ₃ O] ⁺ :

2H2SO4 ⇌ _H3O ⁺ + _HS2O​​_​​​−7

что предотвращает преобразование H ₂ SO ₄ в [H ₃ SO ₄ ] ⁺ системой HF/ SbF _5. ^[23]

Реакции с металлами

Даже разбавленная серная кислота реагирует со многими металлами посредством одной реакции замещения, как и другие типичные кислоты , производя водород и соли (сульфат металла). Она атакует химически активные металлы (металлы, стоящие выше меди в ряду реактивности ), такие как железо , алюминий , цинк , марганец , магний и никель .

Fe _{+ H2SO4} → _H2 + FeSO4_​

Концентрированная серная кислота может служить окислителем , выделяя диоксид серы: ^[7]

Cu + 2 H ₂ SO ₄ → SO ₂ + 2 H ₂ O + SO2−4+ Cu2 ⁺

Однако свинец и вольфрам устойчивы к серной кислоте.

Реакции с углеродом и серой

Горячая концентрированная серная кислота окисляет углерод ^[24] (как каменный уголь ) и серу :

_С + _2Н2SO4 → _СО2 + 2SO2 + _2Н2О​_​

S + _{2H2SO4 →} 3SO2 + _2H2O​_​

Электрофильное ароматическое замещение

Бензол подвергается электрофильному ароматическому замещению серной кислотой с образованием соответствующих сульфоновых кислот : ^[25]

Цикл серы и йода

Серную кислоту можно использовать для получения водорода из воды :

Соединения серы и йода восстанавливаются и используются повторно, поэтому процесс называется циклом серы и йода . Этот процесс является эндотермическим и должен происходить при высоких температурах, поэтому необходимо поставлять энергию в виде тепла. Цикл серы и йода был предложен как способ поставки водорода для экономики, основанной на водороде . Он является альтернативой электролизу и не требует углеводородов , как современные методы парового риформинга . Но обратите внимание, что вся доступная энергия в полученном таким образом водороде обеспечивается теплом, используемым для его получения. ^{[26] [27]}

Происшествие

Рио-Тинто с его очень кислой водой

Серная кислота редко встречается в природе на Земле в безводной форме из-за ее большого сродства к воде . Разбавленная серная кислота является компонентом кислотных дождей , которые образуются при атмосферном окислении диоксида серы в присутствии воды – т.е. окислении сернистой кислоты . При сжигании серосодержащего топлива, такого как уголь или нефть, диоксид серы является основным побочным продуктом (помимо главных продуктов – оксидов углерода и воды).

Серная кислота образуется естественным образом в результате окисления сульфидных минералов, таких как пирит :

2FeS2 ( _т ) + 7O2 ₊ 2H2O _→ 2Fe2 ⁺ + 4SO2−4+ 4 Н ⁺

Образующаяся при этом сильнокислотная вода называется кислым шахтным дренажем (КШД) или кислым дренажем горных пород (КДПГ).

Fe ²⁺ может далее окисляться до Fe ³⁺ :

4 Fe2 ⁺ + O2 ₊ 4 H ⁺ → 4 Fe3 ₊ ⁺ 2 H2O

Образовавшийся Fe3 ⁺ может быть осажден в виде гидроксида или водного оксида железа :

Fe3 ⁺ + 3H2O _→ Fe(OH) ₃ ↓ + 3H ⁺

Ион железа(III) («трехвалентное железо») также может окислять пирит:

FeS2 (т) + 14Fe3 ⁺ ₊ 8H2O → 15Fe2 ⁺ + _2SO42−4+ 16 Н ⁺

Когда происходит окисление пирита железом (III), процесс может стать быстрым. Значения pH ниже нуля были измерены в ARD, полученном в результате этого процесса.

ARD также может производить серную кислоту с меньшей скоростью, так что кислотонейтрализующая способность (ANC) водоносного горизонта может нейтрализовать произведенную кислоту. В таких случаях общая концентрация растворенных твердых веществ (TDS) в воде может быть увеличена за счет растворения минералов из реакции кислотонейтрализации с минералами.

Серная кислота используется в качестве защиты некоторыми морскими видами, например, феофитная водоросль Desmarestia munda (отряд Desmarestiales ) концентрирует серную кислоту в вакуолях клеток. ^[28]

Стратосферный аэрозоль

В стратосфере , втором слое атмосферы, который обычно находится на высоте от 10 до 50 км над поверхностью Земли, серная кислота образуется в результате окисления вулканического диоксида серы гидроксильным радикалом : ^[29]

SO2 ₊ HO ^• → _HSO3

HSO3 + _O2 → _SO3 + _HO2​

SO3 + _H2O → _H2SO4​​_​

Поскольку серная кислота достигает пересыщения в стратосфере, она может зародышеобразовать аэрозольные частицы и обеспечивать поверхность для роста аэрозоля посредством конденсации и коагуляции с другими аэрозолями воды и серной кислоты. Это приводит к образованию стратосферного аэрозольного слоя . ^[29]

Внеземная серная кислота

Постоянные облака Венеры производят концентрированный кислотный дождь, подобно тому, как облака в атмосфере Земли производят водяной дождь. ^[30] Считается, что у спутника Юпитера Европы также есть атмосфера, содержащая гидраты серной кислоты. ^[31]

Производство

Серную кислоту получают из серы , кислорода и воды с помощью обычного контактного процесса (DCDA) или мокрого сернокислотного процесса (WSA).

Процесс контакта

На первом этапе сера сжигается для получения диоксида серы.

S(т) + _O2 → _SO2

Диоксид серы окисляется до триоксида серы кислородом в присутствии катализатора оксида ванадия(V) . Эта реакция обратима, и образование триоксида серы является экзотермическим.

2SO2 + _O2 ⇌ _2SO3​

Триоксид серы поглощается 97–98% H ₂ SO ₄ с образованием олеума ( H ₂ S ₂ O ₇ ), также известного как дымящая серная кислота или пиросерная кислота. Затем олеум разбавляется водой с образованием концентрированной серной кислоты.

H2SO4 + _SO3 → _H2S2O7​​_​​_​​_​

H2S2O7 + _H2O → _2H2SO4​​_​​_​​_​

Прямое растворение SO3 в воде, называемое « мокрым сернокислотным процессом », практикуется редко, поскольку реакция является чрезвычайно экзотермической и приводит к образованию горячего аэрозоля серной кислоты, требующего конденсации и разделения _.

Мокрый сернокислотный процесс

На первом этапе сера сжигается с образованием диоксида серы:

S + O ₂ → SO ₂ (−297 кДж/моль)

или, в качестве альтернативы, газ сероводорода ( H ₂ S ) сжигается до газа SO _{2 :}

2H2S + 3O2 _→ 2H2O ₊ 2SO2 (−1036 кДж/ _{моль )}

Затем диоксид серы окисляется до триоксида серы с использованием кислорода и оксида ванадия (V) в качестве катализатора .

2 SO ₂ + O ₂ ⇌ 2 SO ₃ (−198 кДж/моль) (реакция обратима)

Триоксид _серы гидратируется в серную кислоту H2SO4 _:

SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄ (г) (−101 кДж/моль)

Последний этап – конденсация серной кислоты в жидкую 97–98% H ₂ SO ₄ :

H2SO4 (г) → H2SO4 ₍ ж _{) ( −69} кДж /моль )

Другие методы

Менее известный метод — это метод метабисульфита, в котором метабисульфит помещают на дно стакана и добавляют соляную кислоту с молярной концентрацией 12,6. Полученный газ барботируют через азотную кислоту , которая выделяет коричневые/красные пары диоксида азота по мере протекания реакции. Завершение реакции подтверждается прекращением испарений. Этот метод не дает неотделимого тумана, что весьма удобно.

3 SO2 _{+ 2} HNO3 ₊ 2 H2O → ₃ H2SO4 ₊ 2 NO

Исторически применялось сжигание серы вместе с селитрой ( нитрат калия , KNO3 ) в присутствии пара. _При разложении селитры сера окисляется до SO3 , _{который} соединяется с водой, образуя серную кислоту.

Альтернативный вариант — растворение диоксида серы в водном растворе соли окисляющего металла, например, хлорида меди (II) или железа (III):

2FeCl3 + _2H2O + _{SO2 →} 2FeCl2 + _H2SO4 + 2HCl_​​

2CuCl2 + _2H2O + _{SO2 →} 2CuCl2 + _{H2SO4 +} 2HCl

Два менее известных лабораторных метода получения серной кислоты, хотя и в разбавленной форме и требующих дополнительных усилий при очистке. Раствор сульфата меди(II) можно электролизовать с медным катодом и платиновым/графитовым анодом, чтобы получить губчатую медь на катоде и выделение газообразного кислорода на аноде, раствор разбавленной серной кислоты указывает на завершение реакции, когда он меняет цвет с синего на прозрачный (выделение водорода на катоде является еще одним признаком):

2 CuSO ₄ + 2 H ₂ O → 2 Cu + 2 H ₂ SO ₄ + O ₂

Более дорогостоящим, опасным и проблемным, но новым является электробромный метод, который использует смесь серы , воды и бромистоводородной кислоты в качестве электролитического раствора. Сера проталкивается на дно контейнера под кислотным раствором. Затем используются медный катод и платиновый/графитовый анод, причем катод находится вблизи поверхности, а анод располагается на дне электролита для подачи тока. Это может занять больше времени и выделяет токсичные пары брома /бромида серы, но реагентная кислота пригодна для вторичной переработки. В целом, только сера и вода преобразуются в серную кислоту и водород (исключая потери кислоты в виде паров):

2 HBr → H ₂ + Br ₂ (электролиз водного бромистого водорода)

Бр ₂ + Бр ⁻ ↔ Бр−3(первоначальное производство трибромида , в конечном итоге обращается вспять по мере истощения Br ⁻ )

2 S + Br ₂ → S ₂ Br ₂ (бром реагирует с серой, образуя дибромид дисеры )

S ₂ Br ₂ + 8 H ₂ O + 5 Br ₂ → 2 H ₂ SO ₄ + 12 HBr (окисление и гидратация дибромида дисеры)

До 1900 года большая часть серной кислоты производилась с помощью процесса в свинцовой камере . ^[32] Еще в 1940 году до 50% серной кислоты, производимой в Соединенных Штатах, производилось на заводах, использующих камерный процесс.

В начале и середине 19 века заводы по производству «купороса» существовали, среди прочего, в Престонпансе в Шотландии, Шропшире и долине Лаган в графстве Антрим в Ирландии, где он использовался в качестве отбеливателя для белья. Раннее отбеливание белья производилось с использованием молочной кислоты из кислого молока, но это был медленный процесс, а использование купороса ускорило процесс отбеливания. ^[33]

Использует

Производство серной кислоты в 2000 году

Серная кислота является очень важным химическим товаром, и действительно, производство серной кислоты в стране является хорошим показателем ее промышленной мощи. ^[9] Мировое производство в 2004 году составило около 180 миллионов тонн со следующим географическим распределением: Азия 35%, Северная Америка (включая Мексику) 24%, Африка 11%, Западная Европа 10%, Восточная Европа и Россия 10%, Австралия и Океания 7%, Южная Америка 7%. ^[34] Большая часть этого количества (≈60%) потребляется для удобрений, в частности суперфосфатов, фосфата аммония и сульфатов аммония. Около 20% используется в химической промышленности для производства моющих средств, синтетических смол, красителей, фармацевтических препаратов, нефтяных катализаторов, инсектицидов и антифризов , а также в различных процессах, таких как кислотная обработка нефтяных скважин, восстановление алюминия, проклейка бумаги и очистка воды. Около 6% применений связаны с пигментами и включают краски, эмали , типографские краски, ткани с покрытием и бумагу, в то время как остальная часть распределена по множеству применений, таких как производство взрывчатых веществ, целлофана , ацетатных и вискозных тканей, смазочных материалов, цветных металлов и аккумуляторов. ^[35]

Промышленное производство химикатов

Доминирующее применение серной кислоты — «мокрый метод» производства фосфорной кислоты , используемой для производства фосфатных удобрений . В этом методе используется фосфатная руда, и ежегодно перерабатывается более 100 миллионов тонн. Это сырье показано ниже как фторапатит , хотя точный состав может отличаться. Его обрабатывают 93% серной кислотой для получения сульфата кальция , фтористого водорода (HF) и фосфорной кислоты . HF удаляется в виде плавиковой кислоты . Общий процесс можно представить следующим образом:

${\displaystyle {\underset {\text{fluorapatite}}{{\ce {Ca5(PO4)3F}}}}+{\ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}\longrightarrow {\underset {{\text{calcium sulfate}} \atop {\text{dihydrate}}}{{\ce {5 CaSO4*2H2O}}}}+{\ce {HF + 3 H3PO4}}}$

Сульфат аммония , важное азотное удобрение, чаще всего производится как побочный продукт коксовых заводов, снабжающих металлургические заводы. Реакция аммиака, полученного при термическом разложении угля , с отходами серной кислоты позволяет кристаллизовать аммиак в виде соли (часто коричневой из-за примесей железа) и продавать его в агрохимической промышленности.

Серная кислота также важна при производстве растворов красителей .

Промышленное чистящее средство

Серная кислота используется в сталелитейной и других металлургических отраслях промышленности в качестве травильного агента для удаления ржавчины и загрязнений . ^[36] Использованная кислота часто перерабатывается с использованием установок регенерации отработанной кислоты (SAR). Эти установки сжигают отработанную кислоту ^{[ требуется осветление ]} с природным газом, нефтезаводским газом, мазутом или другими источниками топлива. Этот процесс сжигания производит газообразный диоксид серы ( SO2 ₎ и триоксид серы ( SO3 ) _, которые затем используются для производства «новой» серной кислоты.

Перекись водорода ( H ₂ O ₂ ) можно добавлять к серной кислоте для получения раствора пираньи — мощного, но очень токсичного чистящего раствора, с помощью которого можно очищать поверхности подложек. Раствор пираньи обычно используется в микроэлектронной промышленности, а также в лабораторных условиях для очистки стеклянной посуды.

Катализатор

Серная кислота используется для множества других целей в химической промышленности. Например, это обычный кислотный катализатор для превращения циклогексаноноксима в капролактам , используемый для производства нейлона . Она используется для производства соляной кислоты из соли с помощью процесса Мангейма . Много H2SO4 используется в нефтепереработке , например, в качестве катализатора для реакции изобутана с изобутиленом _для получения изооктана , соединения, которое повышает октановое число бензина ( бензина ). Серная кислота также часто используется в качестве дегидратирующего или окисляющего агента в промышленных реакциях _, таких как дегидратация различных сахаров для образования твердого углерода.

Электролит

Domestic acidic drain cleaners usually contain sulfuric acid at a high concentration which turns a piece of pH paper red and chars it instantly, demonstrating both the strong acidic nature and dehydrating property.

Sulfuric acid acts as the electrolyte in lead–acid batteries (lead-acid accumulator):

At anode:

Pb + SO2−4 ⇌ PbSO₄ + 2 e⁻

At cathode:

PbO₂ + 4 H⁺ + SO2−4 + 2 e⁻ ⇌ PbSO₄ + 2 H₂O

Domestic acidic drain cleaners can be used to dissolve grease, hair and even tissue paper inside water pipes.

Overall:

Pb + PbO₂ + 4 H⁺ + 2 SO2−4 ⇌ 2 PbSO₄ + 2 H₂O

Domestic uses

Sulfuric acid at high concentrations is frequently the major ingredient in domestic acidic drain cleaners^[12] which are used to remove grease, hair, tissue paper, etc. Similar to their alkaline versions, such drain openers can dissolve fats and proteins via hydrolysis. Moreover, as concentrated sulfuric acid has a strong dehydrating property, it can remove tissue paper via dehydrating process as well. Since the acid may react with water vigorously, such acidic drain openers should be added slowly into the pipe to be cleaned.

History

John Dalton's 1808 sulfuric acid molecule shows a central sulfur atom bonded to three oxygen atoms, or sulfur trioxide, the anhydride of sulfuric acid.

Vitriols

Ancient history

The study of vitriols (hydrated sulfates of various metals forming glassy minerals from which sulfuric acid can be derived) began in ancient times. Sumerians had a list of types of vitriol that they classified according to the substances' color. Some of the earliest discussions on the origin and properties of vitriol is in the works of the Greek physician Dioscorides (first century AD) and the Roman naturalist Pliny the Elder (23–79 AD). Galen also discussed its medical use. Metallurgical uses for vitriolic substances were recorded in the Hellenistic alchemical works of Zosimos of Panopolis, in the treatise Phisica et Mystica, and the Leyden papyrus X.^[37]

Jabir ibn Hayyan, Abu Bakr al-Razi, Ibn Sina, et al.

Medieval Islamic chemists like the authors writing under the name of Jabir ibn Hayyan (died c. 806 – c. 816 AD, known in Latin as Geber), Abu Bakr al-Razi (865 – 925 AD, known in Latin as Rhazes), Ibn Sina (980 – 1037 AD, known in Latin as Avicenna), and Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat (1234 – 1318 AD) included vitriol in their mineral classification lists.^[38]

The Jabirian authors and al-Razi experimented extensively with the distillation of various substances, including vitriols.^[39] In one recipe recorded in his Kitāb al-Asrār ('Book of Secrets'), al-Razi may have created sulfuric acid without being aware of it:^[40]

Take white (Yemeni) alum, dissolve it and purify it by filtration. Then distil (green?) vitriol with copper-green (the acetate), and mix (the distillate) with the filtered solution of the purified alum, afterwards let it solidify (or crystallise) in the glass beaker. You will get the best qalqadis (white alum) that may be had.^[41]

— Abu Bakr al-Razi, Kitāb al-Asrār

In an anonymous Latin work variously attributed to Aristotle (under the title Liber Aristotilis, 'Book of Aristotle'),^[42] to al-Razi (under the title Lumen luminum magnum, 'Great Light of Lights'), or to Ibn Sina,^[43] the author speaks of an 'oil' (oleum) obtained through the distillation of iron(II) sulfate (green vitriol), which was likely 'oil of vitriol' or sulfuric acid.^[44] The work refers multiple times to Jabir ibn Hayyan's Book of Seventy (Liber de septuaginta), one of the few Arabic Jabir works that were translated into Latin.^[45] The author of the version attributed to al-Razi also refers to the Liber de septuaginta as his own work, showing that he erroneously believed the Liber de septuaginta to be a work by al-Razi.^[46] There are several indications that the anonymous work was an original composition in Latin,^[47] although according to one manuscript it was translated by a certain Raymond of Marseilles, meaning that it may also have been a translation from the Arabic.^[48]

According to Ahmad Y. al-Hassan, three recipes for sulfuric acid occur in an anonymous Karshuni manuscript containing a compilation taken from several authors and dating from before c. 1100 AD.^[49] One of them runs as follows:

The water of vitriol and sulphur which is used to irrigate the drugs: yellow vitriol three parts, yellow sulphur one part, grind them and distil them in the manner of rose-water.^[50]

A recipe for the preparation of sulfuric acid is mentioned in Risālat Jaʿfar al-Sādiq fī ʿilm al-ṣanʿa, an Arabic treatise falsely attributed to the Shi'i Imam Ja'far al-Sadiq (died 765). Julius Ruska dated this treatise to the 13th century, but according to Ahmad Y. al-Hassan it likely dates from an earlier period:^[51]

Then distil green vitriol in a cucurbit and alembic, using medium fire; take what you obtain from the distillate, and you will find it clear with a greenish tint.^[50]

Vincent of Beauvais, Albertus Magnus, and pseudo-Geber

Sulfuric acid was called 'oil of vitriol' by medieval European alchemists because it was prepared by roasting iron(II) sulfate or green vitriol in an iron retort. The first allusions to it in works that are European in origin appear in the thirteenth century AD, as for example in the works of Vincent of Beauvais, in the Compositum de Compositis ascribed to Albertus Magnus, and in pseudo-Geber's Summa perfectionis.^[52]

Producing sulfuric acid from sulfur

A method of producing oleum sulphuris per campanam, or "oil of sulfur by the bell", was known by the 16th century: it involved burning sulfur under a glass bell in moist weather (or, later, under a moistened bell). However, it was very inefficient (according to Gesner, 5 pounds (2.3 kg) of sulfur converted into less than 1 ounce (0.03 kg) of acid), and the resulting product was contaminated by sulfurous acid (or rather, solution of sulfur dioxide) so most alchemists (including, for example, Isaac Newton) didn't consider it equivalent with the "oil of vitriol".

In the 17th century, Johann Glauber discovered that adding saltpeter (potassium nitrate, KNO₃) significantly improves the output, also replacing moisture with steam. As saltpeter decomposes, it oxidizes the sulfur to SO₃, which combines with water to produce sulfuric acid. In 1736, Joshua Ward, a London pharmacist, used this method to begin the first large-scale production of sulfuric acid.

Lead chamber process

In 1746 in Birmingham, John Roebuck adapted this method to produce sulfuric acid in lead-lined chambers, which were stronger, less expensive, and could be made larger than the previously used glass containers. This process allowed the effective industrialization of sulfuric acid production. After several refinements, this method, called the lead chamber process or "chamber process", remained the standard for sulfuric acid production for almost two centuries.^[4]

Distillation of pyrite

Sulfuric acid created by John Roebuck's process approached a 65% concentration. Later refinements to the lead chamber process by French chemist Joseph Louis Gay-Lussac and British chemist John Glover improved concentration to 78%. However, the manufacture of some dyes and other chemical processes require a more concentrated product. Throughout the 18th century, this could only be made by dry distilling minerals in a technique similar to the original alchemical processes. Pyrite (iron disulfide, FeS₂) was heated in air to yield iron(II) sulfate, FeSO₄, which was oxidized by further heating in air to form iron(III) sulfate, Fe₂(SO₄)₃, which, when heated to 480 °C, decomposed to iron(III) oxide and sulfur trioxide, which could be passed through water to yield sulfuric acid in any concentration. However, the expense of this process prevented the large-scale use of concentrated sulfuric acid.^[4]

Contact process

In 1831, British vinegar merchant Peregrine Phillips patented the contact process, which was a far more economical process for producing sulfur trioxide and concentrated sulfuric acid. Today, nearly all of the world's sulfuric acid is produced using this method.^[53]

Safety

Laboratory hazards

Drops of 98% sulfuric acid char a piece of tissue paper instantly. Carbon is left after the dehydration reaction staining the paper black.

Nitrile glove exposed to drops of 98% sulfuric acid for 10 minutes

Superficial chemical burn caused by two 98% sulfuric acid splashes (forearm skin)

Sulfuric acid is capable of causing very severe burns, especially when it is at high concentrations. In common with other corrosive acids and alkali, it readily decomposes proteins and lipids through amide and ester hydrolysis upon contact with living tissues, such as skin and flesh. In addition, it exhibits a strong dehydrating property on carbohydrates, liberating extra heat and causing secondary thermal burns.^[7][8] Accordingly, it rapidly attacks the cornea and can induce permanent blindness if splashed onto eyes. If ingested, it damages internal organs irreversibly and may even be fatal.^[6] Protective equipment should hence always be used when handling it. Moreover, its strong oxidizing property makes it highly corrosive to many metals and may extend its destruction on other materials.^[7] Because of such reasons, damage posed by sulfuric acid is potentially more severe than that by other comparable strong acids, such as hydrochloric acid and nitric acid.

Sulfuric acid must be stored carefully in containers made of nonreactive material (such as glass). Solutions equal to or stronger than 1.5 M are labeled "CORROSIVE", while solutions greater than 0.5 M but less than 1.5 M are labeled "IRRITANT". However, even the normal laboratory "dilute" grade (approximately 1 M, 10%) will char paper if left in contact for a sufficient time.

The standard first aid treatment for acid spills on the skin is, as for other corrosive agents, irrigation with large quantities of water. Washing is continued for at least ten to fifteen minutes to cool the tissue surrounding the acid burn and to prevent secondary damage. Contaminated clothing is removed immediately and the underlying skin washed thoroughly.

Dilution hazards

Preparation of diluted acid can be dangerous due to the heat released in the dilution process. To avoid splattering, the concentrated acid is usually added to water and not the other way around. A saying used to remember this is "Do like you oughta, add the acid to the water".^{[54][better source needed]} Water has a higher heat capacity than the acid, and so a vessel of cold water will absorb heat as acid is added.

Also, because the acid is denser than water, it sinks to the bottom. Heat is generated at the interface between acid and water, which is at the bottom of the vessel. Acid will not boil, because of its higher boiling point. Warm water near the interface rises due to convection, which cools the interface, and prevents boiling of either acid or water.

In contrast, addition of water to concentrated sulfuric acid results in a thin layer of water on top of the acid. Heat generated in this thin layer of water can boil, leading to the dispersal of a sulfuric acid aerosol or worse, an explosion.

Preparation of solutions greater than 6 M (35%) in concentration is dangerous, unless the acid is added slowly enough to allow the mixture sufficient time to cool. Otherwise, the heat produced may be sufficient to boil the mixture. Efficient mechanical stirring and external cooling (such as an ice bath) are essential.

Reaction rates double for about every 10-degree Celsius increase in temperature.^[55] Therefore, the reaction will become more violent as dilution proceeds, unless the mixture is given time to cool. Adding acid to warm water will cause a violent reaction.

On a laboratory scale, sulfuric acid can be diluted by pouring concentrated acid onto crushed ice made from de-ionized water. The ice melts in an endothermic process while dissolving the acid. The amount of heat needed to melt the ice in this process is greater than the amount of heat evolved by dissolving the acid so the solution remains cold. After all the ice has melted, further dilution can take place using water.

Industrial hazards

Sulfuric acid is non-flammable.

The main occupational risks posed by this acid are skin contact leading to burns (see above) and the inhalation of aerosols. Exposure to aerosols at high concentrations leads to immediate and severe irritation of the eyes, respiratory tract and mucous membranes: this ceases rapidly after exposure, although there is a risk of subsequent pulmonary edema if tissue damage has been more severe. At lower concentrations, the most commonly reported symptom of chronic exposure to sulfuric acid aerosols is erosion of the teeth, found in virtually all studies: indications of possible chronic damage to the respiratory tract are inconclusive as of 1997. Repeated occupational exposure to sulfuric acid mists may increase the chance of lung cancer by up to 64 percent.^[56] In the United States, the permissible exposure limit (PEL) for sulfuric acid is fixed at 1 mg/m³: limits in other countries are similar. There have been reports of sulfuric acid ingestion leading to vitamin B12 deficiency with subacute combined degeneration. The spinal cord is most often affected in such cases, but the optic nerves may show demyelination, loss of axons and gliosis.

Legal restrictions

International commerce of sulfuric acid is controlled under the United Nations Convention Against Illicit Traffic in Narcotic Drugs and Psychotropic Substances, 1988, which lists sulfuric acid under Table II of the convention as a chemical frequently used in the illicit manufacture of narcotic drugs or psychotropic substances.^[57]

See also

• Aqua regia
• Diethyl ether – also known as "sweet oil of vitriol"
• Piranha solution
• Sulfur oxoacid
• Sulfuric acid poisoning

References

1. Haynes, William M. (2014). CRC Handbook of Chemistry and Physics (95 ed.). CRC Press. pp. 4–92. ISBN 9781482208689. Retrieved 18 November 2018.
2. NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. "#0577". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
3. Kemnitz, E.; Werner, C.; Trojanov, S. (15 November 1996). "Reinvestigation of Crystalline Sulfuric Acid and Oxonium Hydrogensulfate". Acta Crystallographica Section C Crystal Structure Communications. 52 (11): 2665–2668. Bibcode:1996AcCrC..52.2665K. doi:10.1107/S0108270196006749.
4. Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A23. ISBN 978-0-618-94690-7.
5. "Sulfuric acid". Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
6. "Sulfuric acid safety data sheet" (PDF). arkema-inc.com. Archived from the original (PDF) on 17 June 2012. Clear to turbid oily odorless liquid, colorless to slightly yellow.
7. "Sulfuric acid – uses". dynamicscience.com.au. Archived from the original on 9 May 2013.
8. "BASF Chemical Emergency Medical Guidelines – Sulfuric acid (H2SO4)" (PDF). BASF Chemical Company. 2012. Archived from the original (PDF) on 14 June 2019. Retrieved 18 December 2014.
9. Chenier, Philip J. (1987). Survey of Industrial Chemistry. New York: John Wiley & Sons. pp. 45–57. ISBN 978-0-471-01077-7.
10. Hermann Müller "Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim. 2000 doi:10.1002/14356007.a25_635
11. "Sulfuric acid". essentialchemicalindustry.org.
12. "Sulphuric acid drain cleaner" (PDF). herchem.com. Archived from the original (PDF) on 29 October 2013.
13. "Sulfuric Acid". The Columbia Encyclopedia (6th ed.). 2009. Retrieved 16 March 2010.
14. "Sulphuric acid". Encyclopædia Britannica. Vol. 26 (11th ed.). 1910–1911. pp. 65–69. Please note, no EB1911 wikilink is available to this article
15. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
16. "Sulfuric acid" (PDF). Determination of Noncancer Chronic Reference Exposure Levels Batch 2B December 2001. 2001. Archived from the original (PDF) on 22 May 2003. Retrieved 1 October 2012.
17. "Sulfuric Acid 98%" (PDF). rhodia.com. 2009. Archived from the original (PDF) on 7 January 2011. Retrieved 2 July 2014.
18. Giauque, W. F.; Hornung, E. W.; Kunzler, J. E.; Rubin, T. R. (January 1960). "The Thermodynamic Properties of Aqueous Sulfuric Acid Solutions and Hydrates from 15 to 300K. 1". Journal of the American Chemical Society. 82 (1): 62–70. doi:10.1021/ja01486a014.
19. "Consortium of Local Education Authorities for the Provision of Science Equipment -STUDENT SAFETY SHEETS 22 Sulfuric(VI) acid" (PDF). Archived from the original (PDF) on 31 March 2013.
20. "Ionization Constants of Inorganic Acids". .chemistry.msu.edu. Retrieved 30 May 2011.
21. Dolson, David A.; et al. (1995). "Carbohydrate Dehydration Demonstrations". J. Chem. Educ. 72 (10): 927. Bibcode:1995JChEd..72..927D. doi:10.1021/ed072p927. ISSN 0021-9584.
22. Helmenstine, Anne (18 February 2020). "Carbon Snake Demo (Sugar and Sulfuric Acid)". Science Notes and Projects. Retrieved 5 July 2022.
23. Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2008). "Chapter 16: The group 16 elements". Inorganic Chemistry, 3rd Edition. Pearson. p. 523. ISBN 978-0-13-175553-6.
24. Kinney, Corliss Robert; Grey, V. E. (1959). Reactions of a Bituminous Coal with Sulfuric Acid (PDF). Pennsylvania State University. Archived from the original (PDF) on 28 April 2017.
25. Carey, F. A. "Reactions of Arenes. Electrophilic Aromatic Substitution". On-Line Learning Center for Organic Chemistry. University of Calgary. Archived from the original on 6 July 2008. Retrieved 27 January 2008.{{cite web}}: CS1 maint: unfit URL (link)
26. Ngo, Christian; Natowitz, Joseph (2016). Our Energy Future: Resources, Alternatives and the Environment. John Wiley & Sons. pp. 418–419. ISBN 9781119213369.
27. Pickard, Paul (25 May 2005). "2005 DOE Hydrogen Program Review: Sulfur-Iodine Thermochemical Cycle" (PDF). Sandia National Labs. Retrieved 8 October 2021.
28. Pelletreau, K.; Muller-Parker, G. (2002). "Sulfuric acid in the phaeophyte alga Desmarestia munda deters feeding by the sea urchin Strongylocentrotus droebachiensis". Marine Biology. 141 (1): 1–9. Bibcode:2002MarBi.141....1K. doi:10.1007/s00227-002-0809-6. S2CID 83697676.
29. Kremser, S.; Thomson, L.W. (2016). "Stratospheric aerosol—Observations, processes, and impact on climate" (PDF). Reviews of Geophysics. 54 (2): 278–335. Bibcode:2016RvGeo..54..278K. doi:10.1002/2015RG000511.
30. Krasnopolsky, Vladimir A. (2006). "Chemical composition of Venus atmosphere and clouds: Some unsolved problems". Planetary and Space Science. 54 (13–14): 1352–1359. Bibcode:2006P&SS...54.1352K. doi:10.1016/j.pss.2006.04.019.
31. Orlando, T. M.; McCord, T. B.; Grieves, G. A. (2005). "The chemical nature of Europa surface material and the relation to a subsurface ocean". Icarus. 177 (2): 528–533. Bibcode:2005Icar..177..528O. doi:10.1016/j.icarus.2005.05.009.
32. Jones, Edward M. (1950). "Chamber Process Manufacture of Sulfuric Acid". Industrial and Engineering Chemistry. 42 (11): 2208–2210. doi:10.1021/ie50491a016.
33. (Harm), Benninga, H. (1990). A history of lactic acid making: a chapter in the history of biotechnology. Dordrecht [Netherland]: Kluwer Academic Publishers. p. 4. ISBN 9780792306252. OCLC 20852966.{{cite book}}: CS1 maint: multiple names: authors list (link)
34. Davenport, William George; King, Matthew J. (2006). Sulfuric acid manufacture: analysis, control and optimization. Elsevier. pp. 8, 13. ISBN 978-0-08-044428-4. Retrieved 23 December 2011.
35. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 653. ISBN 978-0-08-037941-8.
36. Müller, Hermann (2012). "Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a25_635. ISBN 978-3527306732.
37. Karpenko, Vladimír; Norris, John A. (2002). "Vitriol in the History of Chemistry". Chemické listy. 96 (12): 997–1005.
38. Karpenko & Norris 2002, pp. 999–1000.
39. Multhauf, Robert P. (1966). The Origins of Chemistry. London: Oldbourne. pp. 140-142.
40. Needham, Joseph; Ping-Yü, Ho; Gwei-Djen, Lu; Sivin, Nathan (1980). Science and Civilisation in China. Volume 5, Chemistry and Chemical Technology. Part IV, Spagyrical Discovery and Invention: Apparatus, Theories and Gifts. Cambridge: Cambridge University Press. ISBN 978-0-521-08573-1. p. 195, note d. Stapleton, Henry E.; Azo, R.F.; Hidayat Husain, M. (1927). "Chemistry in Iraq and Persia in the Tenth Century A.D." Memoirs of the Asiatic Society of Bengal. VIII (6): 317–418. OCLC 706947607. pp. 333 (on the Liber Bubacaris, cf. p. 369, note 3), 393. Quote from p. 393: "It is extremely curious to see how close ar-Rāzī came to the discovery of Sulphuric acid, without actually recognising the powerful solvent properties of the distillate of vitriols and alum. This is all the more surprising, as he fully realised the reactive powers of both Arsenic sulphide and Sal-ammoniac, the 'Spirits' with which he must have associated the distillate from alum".
41. Needham et al. 1980, p. 195, note d.
42. Pattin, Adriaan (1972). "Un recueil alchimique: le manuscrit Firenze, Bibl. Riccardiana, L. III. 13. 119 - Description et documentation". Bulletin de Philosophie Médiévale. 14: 89–107. doi:10.1484/J.BPM.3.143. pp. 93–94.
43. Moureau, Sébastien (2020). "Min al-kīmiyāʾ ad alchimiam. The Transmission of Alchemy from the Arab-Muslim World to the Latin West in the Middle Ages". Micrologus. 28: 87–141. hdl:2078.1/211340. p. 114 (no. 20). Moureau mentions that the work also sometimes occurs anonymously. He gives its incipit as "cum de sublimiori atque precipuo rerum effectum ...". Some parts of it have been published by Ruska, Julius (1939). "Pseudepigraphe Rasis-Schriften". Osiris. 7: 31–94. doi:10.1086/368502. S2CID 143373785. pp. 56–65.
44. Hoefer, Ferdinand (1866). Histoire de la chimie (2nd ed.). Paris: Librairie de Firmin Didot. p. 341.
45. Ruska 1939, p. 58; Pattin 1972, p. 93; Halleux, Robert (1996). "The Reception of Arabic Alchemy in the West". In Rashed, Roshdi (ed.). Encyclopedia of the History of Arabic Science. Vol. 3. London: Routledge. pp. 886–902. ISBN 9780415020633. p. 892. On the Latin Liber de septuaginta and the two other known Latin translations of Arabic Jabir works, see Moureau 2020, pp. 111–112.
46. Ruska 1939, p. 58.
47. Ruska 1939, pp. 58–61.
48. Halleux 1996, p. 892; Moureau 2020, p. 114. Moureau mentions that 'Raymond of Marseilles' may be the astronomer by that name (fl. 1141). Hoefer 1866, p. 343 still firmly believed that the work belonged to al-Razi, but this view has been abandoned ever since the studies done by Ruska 1939; cf. Moureau 2020, p. 117, quote "although many alchemical Latin texts are attributed to Rāzı̄, only one is, in the current state of research, known to be a translation of the famous physician and alchemist" (i.e., the Liber secretorum Bubacaris, a paraphrase of al-Razi's Kitāb al-asrār); Ferrario, Gabriele (2009). "An Arabic Dictionary of Technical Alchemical Terms: MS Sprenger 1908 of the Staatsbibliothek zu Berlin (fols. 3r–6r)". Ambix. 56 (1): 36–48. doi:10.1179/174582309X405219. PMID 19831258. S2CID 41045827. p. 42, quote "A strong and yet to be refuted critique of this traditional attribution was proposed by Ruska [...]".
49. Al-Hassan 2001, pp. 60, 63. On the dating of this manuscript, see also Berthelot, Marcellin; Houdas, Octave V. (1893). La Chimie au Moyen Âge. Paris: Imprimerie nationale. vol. II, p. xvii.
50. Al-Hassan 2001, p. 60.
51. Williams, Alan (2012). The Sword and the Crucible: A History of the Metallurgy of European Swords Up to the 16th Century. Leiden: Brill. ISBN 978-90-04-22783-5. p. 104. Al-Hassan, Ahmad Y. (2001). Science and Technology in Islam: Technology and applied sciences. UNESCO. ISBN 978-92-3-103831-0. p. 60.
52. Karpenko & Norris 2002, pp. 1002–1004.
53. Philip J. Chenier (1 April 2002). Survey of industrial chemistry. Springer. pp. 28–. ISBN 978-0-306-47246-6. Retrieved 23 December 2011.
54. Snyder, Lucy A. (4 November 2005). "Do like you oughta, add acid to water". Lucy A. Snyder. Retrieved 23 January 2022.
55. Pauling, L.C. (1988) General Chemistry, Dover Publications
56. Beaumont, JJ; Leveton, J; Knox, K; Bloom, T; McQuiston, T; Young, M; Goldsmith, R; Steenland, NK; Brown, DP; Halperin, WE (1987). "Lung cancer mortality in workers exposed to sulfuric acid mist and other acid mists". J Natl Cancer Inst. 79 (5): 911–21. doi:10.1093/jnci/79.5.911. PMID 3479642.
57. "Annex to Form D ("Red List"), 11th Edition" (PDF). Vienna, Austria: International Narcotics Control Board. January 2007. p. 4. Archived (PDF) from the original on 27 February 2008.

External links

• International Chemical Safety Card 0362
• Sulfuric acid at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• CDC – Sulfuric Acid – NIOSH Workplace Safety and Health Topic
• External Material Safety Data Sheet Archived 11 October 2007 at the Wayback Machine
• Calculators: surface tensions, and densities, molarities and molalities of aqueous sulfuric acid
• Sulfuric acid analysis – titration freeware
• Process flowsheet of sulfuric acid manufacturing by lead chamber process