Quelltext der Seite Schwefelsäure

{{Infobox Chemikalie
| Strukturformel       = [[Datei:Sulfuric Acid Structural Formula V1.svg|180px|Struktur von Schwefelsäure]]
| Strukturhinweis      = 
| Andere Namen         = * Schwefel(VI)-säure
* Dihydrogensulfat
* Monothionsäure
* {{E-Nummer|513|Abruf=2020-06-27}}
* Vitriolöl (veraltet)
* {{INCI|Name=SULFURIC ACID |ID=38408 |Abruf=2020-08-11}}
| Summenformel         = H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
| CAS                  = {{CASRN|7664-93-9}}
| EG-Nummer            = 231-639-5
| ECHA-ID              = 100.028.763
| PubChem              = 1118
| ChemSpider           = 
| DrugBank             = DB11309
| Beschreibung         = farb- und geruchlose, viskose Flüssigkeit<ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Schwefelsäure|ZVG=1160|CAS=7664-93-9|Abruf=2026-01-02}}</ref>
| Molare Masse         = 98,08 g·[[mol]]<sup>−1</sup>
| Aggregat             = flüssig<ref name="GESTIS" />
| Dichte               = 1,84 g·cm<sup>−3</sup><ref name="GESTIS" />
| Schmelzpunkt         = 10,94&nbsp;[[Grad Celsius|°C]] (100 %)<ref name="GESTIS" />
| Siedepunkt           = * 290&nbsp;°C wasserfreie Säure<ref name="GESTIS" />
* ca. 335&nbsp;°C 98%ige Säure (Azeotrop)<ref name="GESTIS" />
| Dampfdruck           = < 0,1 [[Pascal (Einheit)|Pa]]<ref name="GESTIS" />
| pKs                  = * −3 (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>),<ref name="Säuretabelle" /> −6,62<ref name="chemistry">[https://www2.chemistry.msu.edu/faculty/reusch/VirtTxtJml/acidity.htm Organic Chemistry Michigan State University]</ref>
* 1,9 (HSO<sub>4</sub><sup>−</sup>),<ref name="Säuretabelle" /> 1,99<ref name="chemistry" />
| Löslichkeit          = vollständig mischbar mit Wasser<ref name="GESTIS" />
| CLH                  = {{CLH-ECHA|ID=100.028.763|Name=Sulphuric acid|Abruf=2016-02-01}}
| Quelle GHS-Kz        = <ref name="GESTIS" />
| GHS-Piktogramme      = {{GHS-Piktogramme|05}}
| GHS-Signalwort       = Gefahr
| H                    = {{H-Sätze|290|314}}
| EUH                  = {{EUH-Sätze|-}}
| P                    = {{P-Sätze|234|280|303+361+353|304+340+310|305+351+338|363}}
| Quelle P             = <ref name="GESTIS" />
| MAK                  = [[Deutsche Forschungsgemeinschaft|DFG]]/Schweiz: 0,1 mg·m<sup>−3</sup> (gemessen als [[einatembarer Staub]]/Aerosolanteil)<ref name="GESTIS" /><ref>{{SUVA-MAK |Name=Schwefelsäure |CAS-Nummer=7664-93-9 |Abruf=2015-11-02}}</ref>
| ToxDaten             = {{ToxDaten |Typ=LD50 |Organismus=Ratte |Applikationsart=oral |Wert=2140 mg·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung=25%ige Lösung |Quelle=<ref name="Roth">{{Carl Roth |9316 |Name=96%ige Schwefelsäure |Abruf=2010-04-23}}</ref> }}
}}

'''Schwefelsäure''' ist eine [[chemische Verbindung]] des [[Schwefel]]s mit der [[Summenformel]] H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. Die 100%ige Schwefelsäure ist eine farblose, ölige, sehr [[Viskosität|viskose]] und [[Hygroskopie|hygroskopische]] [[Flüssigkeit]], die in der Technik manchmal als Monohydrat bezeichnet wird. Schwefelsäure ist eine der stärksten [[Säure]]n und wirkt stark [[Ätzende Stoffe|ätzend]]. Diese [[Mineralsäuren|Mineralsäure]] bildet zwei Reihen von [[Salze]]n, die [[Hydrogensulfate]] und die [[Sulfate]], bei denen im Vergleich zur freien Säure ein beziehungsweise zwei [[Proton (Chemie)|Protonen]] durch [[Kation]]en ersetzt sind.

Schwefelsäure ist eine der technisch wichtigsten Chemikalien überhaupt und zählt zu den meistproduzierten chemischen [[Grundchemikalie|Grundstoffen]]. 1993 wurden weltweit etwa 135 Millionen Tonnen<ref name="roempp">{{RömppOnline |ID=RD-19-01400 |Name=Schwefelsäure |Abruf=2014-05-26}}</ref> Schwefelsäure produziert, im Jahr 2012 waren es 230 Millionen Tonnen<ref name="MRC" />. Sie wird vor allem in der [[Düngemittel]]produktion und zur Herstellung anderer Mineralsäuren, etwa der [[Salzsäure|Salz-]] oder [[Phosphorsäure]], verwendet. Es werden meist wässrige Lösungen verschiedener Konzentrationen eingesetzt.

Das [[Säureanhydride|Anhydrid]] der Schwefelsäure ist das [[Schwefeltrioxid]] (SO<sub>3</sub>). Die Lösung von Schwefeltrioxid in der Schwefelsäure über das [[Stöchiometrie|stöchiometrische]] Mengenverhältnis hinaus wird als ''rauchende Schwefelsäure'' oder ''[[#Oleum|Oleum]]'' bezeichnet. Verwandte Säuren sind die [[Schweflige Säure]] (H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>), die sich vom [[Schwefeldioxid]] ableitet und die [[Thioschwefelsäure]] (H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>3</sub>), bei der ein Sauerstoffatom durch Schwefel ersetzt ist.

== Geschichte ==
[[Datei:Galeerenofen.jpg|mini|links|Galeerenofen zur Gewinnung von Vitriolöl]]
Schwefelsäure ist unter dem veralteten Namen '''Vitriolöl''' schon seit langer Zeit bekannt. Erste Hinweise finden sich in den Texten des historisch umstrittenen [[Alchemie|Alchemisten]] [[Dschābir ibn Hayyān]] aus dem 8.&nbsp;Jahrhundert. Danach werden mögliche Herstellungsverfahren auch in den alchimistischen Schriften des [[Albertus Magnus]] (1200–1280) und [[Basilius Valentinus]] (um 1600) erwähnt. Diese Verfahren beschreiben, wie aus natürlich vorkommenden Sulfaten – etwa [[Chalkanthit]] oder [[Alaun]] – Vitriolöl gewonnen werden kann. Der Name Vitriolöl leitet sich von der veralteten Bezeichnung [[Vitriol]] für diese Minerale ab. Die erste Quelle für größere Mengen Schwefelsäure war [[Eisenvitriol]]. Ab dem 16.&nbsp;Jahrhundert wurde in [[Böhmen]], [[Herzogtum Sachsen (1547–1572)|Sachsen]] und am [[Harz (Mittelgebirge)|Harz]] nach dem [[Vitriolverfahren]] Schwefelsäure hergestellt.<ref>[http://www.zeno.org/Meyers-1905/A/Schwefels%C3%A4ure Schwefelsäure] in: ''Meyers Großes Konversations-Lexikon''. Leipzig 1905–1909, Band 18, S.&nbsp;160–163.</ref>  Nach dem ersten Produktionsort [[Nordhausen]] wurde das Produkt Nordhäuser Vitriol genannt.<ref>Claus Priesner: ''Johann Christian Bernhardt und die Vitriolsäure'', in: ''[[Chemie in unserer Zeit]]'', 1982, 16, 5, S.&nbsp;149–159; [[doi:10.1002/ciuz.19820160504]].</ref> Erste wissenschaftliche Untersuchungen mit Schwefelsäure führte [[Johann Rudolph Glauber]] durch. Er ließ die Säure auf [[Natriumchlorid|Kochsalz]] einwirken und erhielt dabei die [[Salzsäure]] und das nach ihm benannte ''Glaubersalz'' [[Natriumsulfat]].<ref>Walter Jansen: ''Zum Gedenken: Johann Rudolph Glauber'', in: ''Chemikon'', 2004, 11, 3, S.&nbsp;155; [[doi:10.1002/ckon.200490022]].</ref>

Die Verfahren, bei denen Sulfate eingesetzt wurden, waren allerdings sehr aufwendig und teuer. Um größere Mengen zu bekommen, wurde im 18.&nbsp;Jahrhundert ein Verfahren entwickelt, bei dem Schwefel und [[Natriumnitrat|Salpeter]] in Glasgefäßen verbrannt wurden. Da die Glasgefäße sehr zerbrechlich waren, wurde 1746 durch [[John Roebuck]] die Reaktion erstmals in [[Blei]]behältern durchgeführt. 1778 wurde in [[Winterthur]] mit dem [[Laboratorium (chemische Fabrik)|Laboratorium]] die erste chemische Fabrik der Schweiz gegründet, die als Hauptprodukt Vitriolöl herstellte.<ref>{{Literatur| Autor=Arbeitgeberverband der Chemischen Industrie Deutschlands | Titel=Die Chemische Industrie - Band 36 | Verlag=Verlag Chemie g. m. b. h. | Datum=1913 | ISBN= | Seiten=463 | Online={{Google Buch | BuchID=i8whAQAAMAAJ | Seite=463 }} }}</ref> Nachdem 1793 [[Nicolas Clément-Désormes]] und [[Charles-Bernard Desormes]] entdeckt hatten, dass durch den Einsatz von Luft die Salpetermenge deutlich gesenkt werden konnte, konnte das [[Bleikammerverfahren]] großtechnisch eingesetzt werden. Dies war insbesondere für das 1789<ref>[[William H. Brock]]: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5.</ref> von [[Nicolas Leblanc]] erfundene und 1791 erstmals von ihm angewendete [[Leblanc-Verfahren]] zur [[Natriumcarbonat|Sodaproduktion]] wichtig. Das Verfahren wurde mehrmals, etwa durch die Entwicklung von Methoden zur [[Absorption (Chemie)|Absorption]] der [[Nitrose Gase|nitrosen Gase]] durch [[Joseph Louis Gay-Lussac]], verbessert.<ref name="ullmanns">Hermann Müller: ''Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide'', in: ''[[Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie|Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry]]'', 4. Auflage, 1984, {{DOI|10.1002/14356007.a25_635}}.</ref> Es konnte damit eine kontinuierliche Produktionsführung erreicht werden.

Der größte Nachteil dieses Verfahrens lag darin, dass nur eine Säurekonzentration von maximal 78 % erreichbar war und konzentriertere Lösungen sowie Oleum weiterhin über die aufwändige [[Destillation]] von Eisenvitriol hergestellt werden mussten. Eine einfache Produktion höherkonzentrierter Schwefelsäure gelang erst nach Entwicklung des [[Kontaktverfahren]]s ab 1870 durch [[Rudolph Messel]] in England.<ref name="Greenwood">N. N. Greenwood, A. Earnshaw: ''Chemie der Elemente.'' 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, 1988, ISBN 3-527-26169-9.</ref>

== Vorkommen ==
[[Datei:Chalcanthite-cured.JPG|mini|links|[[Chalkanthit]]]]
Freie, nicht in [[Oxonium]]- und Sulfationen [[Dissoziation (Chemie)|dissoziierte]] Schwefelsäure kommt in der Natur nur sehr selten vor. In der [[Erdatmosphäre|Atmosphäre]] bildet sie sich aus [[Schwefeldioxid]], das bei der Verbrennung von schwefelhaltigen Substanzen oder bei Vulkanausbrüchen entsteht. Das Schwefeldioxid wird durch [[Hydroxyl-Radikal|Hydroxyl]]-[[Radikale (Chemie)|Radikale]] und Sauerstoff zu [[Schwefeltrioxid]] oxidiert. Mit Wasser bildet sich schließlich die freie Schwefelsäure. Weitere [[Oxidationsmittel]], die eine Bildung von Schwefeltrioxid ermöglichen, sind [[Ozon]] oder [[Wasserstoffperoxid]]. Im [[Saurer Regen|sauren Regen]] gelangt sie dann in Form von verdünnter Säure auf die Erde.

Eine geringe Menge freier Schwefelsäure kommt auch in manchen vulkanischen Quellen, den sogenannten [[Solfatare]]n vor.

Im Gegensatz zur freien Säure sind ihre Salze, vor allem die Sulfate, in der Natur sehr viel häufiger. Es existieren viele verschiedene Sulfat-Minerale. Zu den bekanntesten und wichtigsten zählen [[Gips]] (CaSO<sub>4</sub>&nbsp;·&nbsp;2&nbsp;H<sub>2</sub>O), [[Baryt]] (BaSO<sub>4</sub>), [[Chalkanthit]] (CuSO<sub>4</sub>&nbsp;·&nbsp;5&nbsp;H<sub>2</sub>O) oder [[Glaubersalz]] (Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>&nbsp;·&nbsp;10&nbsp;H<sub>2</sub>O).

Außerhalb der Erde findet sich Schwefelsäure in der oberen Atmosphäre der [[Venus (Planet)|Venus]]. Diese entsteht durch [[Photochemie|photochemische]] Reaktionen aus Schwefeldioxid und Wasser. Es bilden sich Tröpfchen, die 80–85 % Schwefelsäure enthalten. In tieferen Schichten zersetzt sich die Säure auf Grund der hohen Temperaturen in Schwefeldioxid, Sauerstoff und Wasser, die wieder aufsteigen und Schwefelsäure bilden können.<ref>V. A. Krasnopolsky, V. A. Parshev: ''Chemical composition of the atmosphere of Venus'', in: ''[[Nature]]'', 1981, 292, S.&nbsp;610–613; [[doi:10.1038/292610a0]].</ref>

== Gewinnung und Herstellung ==

Grundstoff für die Schwefelsäureherstellung ist häufig elementarer [[Schwefel]], der in großen Mengen (2007: 66&nbsp;Millionen Tonnen<ref>[https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/sulfur/mcs-2008-sulfu.pdf U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries: Sulfur, January 2008] (PDF; 85&nbsp;kB)</ref>) bei der [[Hydrodesulfurierung|Entschwefelung]] von [[Erdgas]] und [[Erdöl|Rohöl]] anfällt und nach dem [[Claus-Prozess]] aufgearbeitet oder nach dem [[Frasch-Verfahren]] abgebaut wird. Der Schwefel wird verbrannt, um [[Schwefeldioxid]] als Ausgangsstoff für die eigentliche Darstellung zu gewinnen.
{{Formel |formel=<chem>S + O2 -> SO2</chem> |text=Reaktion von Schwefel mit Sauerstoff}}

Eine weitere Quelle, bei der in großen Mengen Schwefeldioxid anfällt, ist die [[Verhüttung]] schwefelhaltiger [[Erz]]e. Beispiele hierfür sind die [[Kupfer]]-, [[Zink]]- oder [[Blei]]gewinnung aus den entsprechenden [[Sulfide]]n. Das Schwefeldioxid bildet sich beim [[Rösten (Metallurgie)|Rösten]] mit Luftsauerstoff.
{{Formel |formel=<chem>2ZnS + 3O2 -> 2ZnO + 2SO2</chem> |text=Reaktion beim Rösten von Zinksulfid}}
Im Jahr 1999 wurden in Europa noch drei Millionen Tonnen [[Pyrit]] zur Schwefelsäuregewinnung geröstet. In Asien liegt der Anteil von Pyrit jedoch höher.<ref>E. R. Riegel und J. A. Kent: ''Riegel's Handbook of Industrial Chemistry.'' Springer 2003. ISBN 0-306-47411-5, S.&nbsp;503.</ref>

[[Datei:Bundesarchiv Bild 183-J0414-0011-001, Elektrochemisches Kombinat Bitterfeld, Gipsschwefelsäurewerk.jpg|mini|Drehrohröfen der Gipssäure-Anlage im [[Chemiekombinat Bitterfeld]]]]
Für rohstoffarme Staaten, die weder über Schwefel noch über sulfidische Erze verfügen, kommt die Herstellung von Gipsschwefelsäure nach dem [[Müller-Kühne-Verfahren]] in Frage. Hierbei wird aus [[Gips]] und [[Kohle]] im [[Drehrohrofen]] Schwefeldioxid gewonnen. Der energieaufwendige Prozess kann rentabler gestaltet werden, wenn durch Zusatz von [[Sand]] und [[Ton (Bodenart)|Ton]] als Nebenprodukt [[Zement]] anfällt. In der [[Deutsche Demokratische Republik|DDR]] wurde das Verfahren in großem Maßstab durchgeführt.<ref>{{Literatur |Autor=Hans Kühne |Titel=Entwicklung des Gips-Schwefelsäure-Verfahrens nach Müller-Kühne |Sammelwerk=[[Chemie Ingenieur Technik]] – CIT |Band=21 |Nummer=11–12 |Datum=1949-06 |Seiten=227–229 |DOI=10.1002/cite.330211105}}</ref>

Für die weitere Produktion muss aus dem Schwefeldioxid [[Schwefeltrioxid]] gewonnen werden. Die direkte Reaktion von Schwefel und Sauerstoff zu Schwefeltrioxid findet nur in zu geringem Maße statt, da das [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewicht]] in der Reaktion von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid nur bei niedrigen Temperaturen auf der Seite des Schwefeltrioxids liegt. Bei diesen Temperaturen ist jedoch die Reaktionsgeschwindigkeit zu gering. Daher muss mit Hilfe geeigneter [[Katalysator]]en die Reaktionsführung so gesteuert werden, dass eine ausreichend schnelle Reaktion bei nicht zu hohen Temperaturen gewährleistet ist.

{{Formel |formel=<chem>2SO2 + O2 <=> 2SO3</chem> |text=Reaktion von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid}}

[[Datei:Schwefeldioxid oxidation.svg|mini|500px|Katalysezyklus bei der Oxidation von Schwefeldioxid]]

Beim ausschließlich noch angewendeten [[Kontaktverfahren]] wird [[Vanadium(V)-oxid|Vanadiumpentoxid]] als sauerstoffübertragender Katalysator verwendet. Es bildet sich eine Salzschmelze aus Vanadium(V)-oxid und als Co-Katalysatoren zugesetzten Alkalimetallsulfaten. In dieser bilden sich der als eigentlicher Katalysator wirkende reaktive Komplex mit der Zusammensetzung [(VO)<sub>2</sub>O(SO<sub>4</sub>)<sub>4</sub>]<sup>4−</sup>. An diese lagern sich ohne Änderung der Oxidationszahl des Vanadiums Sauerstoff und Schwefeldioxid an und reagieren zu Schwefeltrioxid.<ref name="Lapina">O.B. Lapina, B.S. Bal'zhinimaev, S. Boghosian, K.M. Eriksen, R. Fehrmann: ''Progress on the mechanistic understanding of SO<sub>2</sub> oxidation catalysts'', in: ''[[Catalysis Today]]'', 1999, 51, S.&nbsp;469–479, [[doi:10.1016/S0920-5861(99)00034-6]].</ref>

Die Temperatur während der Reaktion muss zwischen 420 und 620&nbsp;°C liegen, da bei tieferen Temperaturen der Katalysator durch Bildung von Vanadium(IV)-Verbindungen inaktiv wird und er sich bei höheren Temperaturen zersetzt.<ref name="Lapina" /> Die Umsetzung wird in sogenannten ''Hordenkontaktöfen'' durchgeführt, bei denen der Katalysator in insgesamt vier Schichten (den „Horden“) übereinander angeordnet wird und das durchströmende Gas zwischen den Horden auf die passende Temperatur gekühlt wird.
[[Datei:Doppelkontaktverfahren.svg|mini|Doppelkontaktverfahren]]

Im sogenannten ''Doppelkontaktverfahren'' wird vor der letzten Horde das vorhandene Schwefeltrioxid mit konzentrierter Schwefelsäure ausgewaschen. Dies ermöglicht eine Erhöhung der Ausbeute auf mindestens 99,8 % (Erste Allgemeine Verwaltungsvorschrift zum Bundes-Immissionsschutzgesetz, [[Technische Anleitung zur Reinhaltung der Luft]] 2002).

Nach Bildung des Schwefeltrioxids wird dieses zu Schwefelsäure umgesetzt. Dazu muss zunächst verbliebenes Schwefeldioxid mit [[Ammoniak]] oder [[Natriumthiosulfat]] entfernt werden. Die direkte Reaktion von Schwefeltrioxid mit Wasser ist extrem exotherm und bildet feinen Schwefelsäure-Nebel, der nur schwer niedergeschlagen werden kann. Daher wird das Gas in konzentrierte Schwefelsäure geleitet. Dabei bildet sich [[Dischwefelsäure]] H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>7</sub>. Wird diese mit Wasser verdünnt, zerfällt sie zu zwei Molekülen Schwefelsäure.
{{Formel |formel=<chem>SO3 + H2SO4 -> H2S2O7</chem> |text=Umsetzung von Schwefeltrioxid mit Schwefelsäure}}
{{Formel |formel=<chem>H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4</chem> |text=Bildung der Schwefelsäure}}
In den letzten Jahrzehnten ist die Schwefelsäureproduktion vor allem in [[Volksrepublik China|China]] stark gestiegen, während in europäischen Ländern wie [[Deutschland]] die Produktion zurückgegangen ist. Seit Anfang 2000 ist China auf zusätzliche Mengen aus Europa angewiesen.<ref>[https://www.hanke-seidel.com/newsarchiv/SchwefelsaeureMarkt2008.pdf Zusätzlicher Bedarf in China]</ref> Die in der Graphik zu sehenden starken Umbrüche in den Jahren 1990 und 1991 sind auf die Auflösung der [[Sowjetunion]] und eine Änderung der Statistik in den [[Vereinigte Staaten|Vereinigten Staaten]] zurückzuführen.<ref>{{Webarchiv |url=http://unstats.un.org/unsd/industry/commoditylist71.asp |text=Industrial Commodity Statistics Yearbook der United Nations Statistics Division |wayback=20130407205401}}</ref>

Von erheblicher wirtschaftlicher Bedeutung bei der großindustriellen Herstellung der Schwefelsäure ist, dass die drei Einzelschritte exotherm sind (für Werte siehe bei [[Kontaktverfahren]] nach). Die freiwerdende Wärmemenge wird zur Erzeugung von Hochdruckdampf für die Stromerzeugung und für industrielle Heizzwecke verwendet.<ref name="HoWi">{{Holleman-Wiberg |Auflage=102. |Startseite=583}}</ref>

== Eigenschaften ==
=== Physikalische Eigenschaften ===
[[Datei:Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg|mini|Schwefelsäuremolekül mit Bindungslängen<ref name="JACS" />]]
Wasserfreie Schwefelsäure ist eine zähflüssige (durch H-Brücken vernetzte), farblose [[Flüssigkeit]] mit hoher Dichte (1,8269&nbsp;g/cm³), die unterhalb von 10,371&nbsp;°C erstarrt. Der Schmelzpunkt wird durch geringe Mengen von Wasser stark erniedrigt und liegt zum Beispiel für eine 98%ige Schwefelsäure bei 3,0&nbsp;°C. Die häufige leicht braune Färbung von technischer Schwefelsäure beruht auf organischen Verunreinigungen, die durch Dehydratisierung verkohlt werden. Oberhalb des Siedepunktes von 279,6&nbsp;°C von wasserfreier Schwefelsäure bilden sich Schwefelsäuredämpfe, die überschüssiges Schwefeltrioxid enthalten, wobei das Wasser in der siedenden Schwefelsäure verbleibt. Die wasserfreie Schwefelsäure geht so zu einer 98,33%igen Schwefelsäure mit einem konstanten Siedepunkt von 338&nbsp;°C über. Bei dieser Temperatur hat auch der Dampf einen Säuregehalt von 98,33 % und entspricht damit einem [[azeotrop]]en Wasser-Schwefelsäure-Gemisch. Eine Säure gleicher Zusammensetzung und gleichen Siedepunktes wird erhalten, wenn man verdünnte Säure destilliert. 100%ige Schwefelsäure lässt sich daher nicht durch Destillieren verdünnter Schwefelsäure, sondern nur durch Auflösen einer bestimmten Menge Schwefeltrioxid in konzentrierter Schwefelsäure gewinnen. Beim weiteren Erhitzen über 338&nbsp;°C hinaus zersetzt sich Schwefelsäure in Wasser und Schwefeltrioxid („Abrauchen der Schwefelsäure“) und ist bei 450&nbsp;°C nahezu vollständig dissoziiert.<ref name="A. F. Holleman">{{Literatur |Autor=A. F. Holleman |Titel=Lehrbuch der anorganischen Chemie |Verlag=Walter de Gruyter GmbH & Co KG |Datum=2019 |ISBN=978-3-11-083817-6 |Seiten=511 |Online={{Google Buch |BuchID=1HeVDwAAQBAJ |Seite=511}}}}</ref>

Als Feststoff kristallisiert Schwefelsäure im [[Monoklines Kristallsystem|monoklinen Kristallsystem]] in der {{Raumgruppe|C2/c|lang}}. Die [[Gitterparameter]] sind ''a''&nbsp;=&nbsp;814&nbsp;[[Pikometer|pm]], ''b''&nbsp;=&nbsp;470&nbsp;pm, ''c''&nbsp;=&nbsp;854&nbsp;pm und ''β''&nbsp;=&nbsp;111°.<ref>C. Pascard-Billy: ''Structure Précise de l'Acide Sulfurique'', in: ''Acta Cryst.'', 1965, 18, S.&nbsp;827–829; [[doi:10.1107/S0365110X65002037]].</ref> Die Struktur ist eine gewellte [[Schichtstruktur]], in der jedes Dihydrogensulfat-[[Tetraeder]] über [[Wasserstoffbrückenbindung|Wasserstoffbrücken]] mit vier weiteren Tetraedern verbunden ist. Neben der kristallinen reinen Schwefelsäure sind mehrere Schwefelsäure-[[Hydrate]] bekannt. Ein Beispiel ist das Dihydrat H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 2 H<sub>2</sub>O, das ebenfalls monoklin mit der Raumgruppe {{Raumgruppe|C2/c|kurz}} kristallisiert.<ref>Inger Taesler, Ivar Olovsson:'' Hydrogen Bond Studies. XXXVII. The Crystal Structure of Sulfuric Acid Dihydrate (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)<sub>2</sub>SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>'', in: ''J. Chem. Phys.'', 1969, 51, S.&nbsp;4213; [[doi:10.1063/1.1671781]].</ref> Insgesamt sind sechs verschiedene Hydrate mit einem, zwei, drei, vier, sechs und acht Äquivalenten Wasser bekannt, bei denen die Säure vollständig in Oxonium- und Sulfationen gespalten sind. Die Oxoniumionen sind je nach Hydrat mit einer unterschiedlich großen Anzahl Wassermolekülen assoziiert. Der Schmelzpunkt dieser Hydrate sinkt mit zunehmender Anzahl der Wassermoleküle. So schmilzt das Monohydrat bei 8,59&nbsp;°C, während das Octahydrat schon bei −62&nbsp;°C schmilzt.<ref name="HoWi" />

Zwischen den einzelnen Molekülen wirken starke Wasserstoffbrücken, die die hohe [[Viskosität]] von 24,6&nbsp;mPa·s bei 25&nbsp;°C<ref name="Klapötke">Th. M. Klapötke, I. C. Tornieporth-Oetting: ''Nichtmetallchemie'', Wiley-VCH, Weinheim, 1994, ISBN 3-527-29052-4.</ref> bedingen. Im Vergleich dazu besitzt Wasser mit 0,89&nbsp;mPa·s bei 25&nbsp;°C<ref name="Greenwood" /> eine deutlich niedrigere Viskosität.

Ähnlich wie reines Wasser leitet reine Schwefelsäure in geringem Maße [[Elektrischer Strom|elektrischen Strom]]. Die [[Elektrische Leitfähigkeit|spezifische Leitfähigkeit]] beträgt 1,044 · 10<sup>−2</sup> S/cm.<ref name="Klapötke" /> Der Grund hierfür liegt in der geringen Dissoziation der Säure durch [[Autoprotolyse]]. Verdünnte Säure leitet dagegen aufgrund der enthaltenen [[Oxonium]]ionen elektrischen Strom gut.
{{Formel |formel=<chem>2H2SO4 <=> HSO4- + H3SO4+</chem> |text=Autoprotolysereaktion}}

[[Datei:Schwefelsäure Ladungen2.svg|mini|Wahrscheinlichere Bindungssituation]]
[[Datei:Sulfuric acid.svg|mini|links|Schwefelsäure-Tetraeder]]
In der [[Gasphase]] liegen einzelne Schwefelsäure-[[Molekül]]e vor. Diese sind [[Tetraeder|tetraedrisch]] aufgebaut mit [[Bindungswinkel]]n von 101,3° zwischen den OH-Gruppen und 123,3° zwischen den Sauerstoffatomen. Die Bindungslängen der Schwefel-Sauerstoff-Bindungen sind mit 157,4&nbsp;pm (zu OH-Gruppen) beziehungsweise 142,2&nbsp;pm (zu den Sauerstoffatomen) unterschiedlich. Die Molekülstruktur im [[Festkörper]] entspricht derjenigen in der Gasphase.<ref name="JACS">Robert L. Kuczkowski, R. D. Suenram, und Frank J. Lovas: ''Microwave Spectrum, Structure, and Dipole Moment of Sulfuric Acid'', in: ''[[J. Am. Chem. Soc.]]'', 1981, 103, S.&nbsp;2561–2566; [[doi:10.1021/ja00400a013]].</ref>

Die [[Chemische Bindung|Bindungen]] im Schwefelsäuremolekül können durch verschiedene [[Mesomerie|mesomere Grenzstrukturen]] beschrieben werden. Zum Beispiel die Struktur, bei der zwischen Schwefel und Sauerstoff [[Doppelbindung]]en angenommen werden oder bei der nur [[Einfachbindung]]en und gleichzeitig eine [[Elektrische Ladung|Ladungstrennung]] vorliegen. In [[Theoretische Chemie|theoretischen Berechnungen]] hat sich gezeigt, dass die 3[[d-Orbital]]e nur sehr wenig zur Bindung beitragen. Daher wird die reale Bindungssituation im Schwefelsäuremolekül am genauesten durch diejenige Struktur beschrieben, bei der nur Einfachbindungen gezeichnet werden. Die verkürzte S–O-Bindung kann durch zusätzliche [[Elektrostatik|elektrostatische Wechselwirkungen]] zwischen den geladenen Atomen erklärt werden.<ref>Thorsten Stefan and Rudolf Janoschek: How ''relevant are S=O and P=O Double Bonds for the Description of the Acid Molecules H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, and H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, respectively?'' in: ''J. Mol. Model.'', 2000, 6, S.&nbsp;282–288, [[doi:10.1007/PL00010730]]</ref>

=== Chemische Eigenschaften ===
[[Datei:Hägg-Diagramm Schwefelsäure.svg|mini|Hägg-Diagramm von Schwefelsäure – H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>: schwarz; HSO<sub>4</sub><sup>−</sup>: violett; SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>: türkis; H<sup>+</sup>: gestrichelt; OH<sup>−</sup>: gepunktet]]
Als sehr starke Säure gibt Schwefelsäure leicht Protonen ab. Mit einem [[Säurekonstante|pK<sub>s</sub>-Wert]] von −3,0<ref name="Säuretabelle">R. Williams: [http://www.chem.wisc.edu/areas/reich/pkatable/pKa_compilation-1-Williams.pdf ''pKa Data.''] In: ''chem.wisc.edu'' (PDF; 645&nbsp;kB).</ref> (dies gilt jedoch nur für verdünnte Lösungen) oder genauer einem [[Hammettsche Aciditätsfunktion|H<sub>0</sub>-Wert]] von −11,9<ref name="HoWi" /> zählt Schwefelsäure in der ersten [[Protolyse]]stufe zu den starken Säuren.
{{Formel |formel=<chem>H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+</chem> |text=Reaktion mit Wasser in der ersten Protolysestufe}}

Sie wird üblicherweise nicht zu den [[Supersäure]]n gezählt, jedoch wird sie als Ausgangspunkt für die Definition der Supersäure gewählt: Alle Säuren, die stärker als reine Schwefelsäure sind und diese somit [[Protolyse|protonieren]] können, werden als Supersäuren bezeichnet.

Die zweite Protolysestufe von Hydrogensulfat zu Sulfat hat einen pK<sub>s</sub>-Wert von 1,9.<ref name="Säuretabelle" /> Das Hydrogensulfat-Ion ist daher eine nur mittelstarke Säure.
{{Formel |formel=<chem>HSO4- + H2O -> SO4^{2}- + H3O+</chem> |text=Reaktion mit Wasser in der zweiten Protolysestufe}}
Aus diesem Grund liegt in verdünnter Schwefelsäure (Konzentration etwa 1&nbsp;mol/l) zum größten Teil Hydrogensulfat vor. Das H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>-Molekül ist nahezu vollständig [[Dissoziation (Chemie)|dissoziiert]], während die Reaktion zum Sulfat nur in geringem Maße (etwa 1,3 % bei 1&nbsp;mol/l<ref name="HoWi" />) stattfindet. Erst bei höheren Verdünnungen werden größere Mengen Sulfat gebildet.

[[Datei:Sulfuric acid burning tissue paper.jpg|mini|Verkohlung von Papier durch konzentrierte Schwefelsäure]]
Schwefelsäure besitzt eine hohe [[Affinität (Chemie)|Affinität]] zu Wasser. Werden Säure und Wasser gemischt, entstehen unter starker Wärmeentwicklung verschiedene [[Kristallwasser|Hydrate]] der Form H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · ''n'' H<sub>2</sub>O (''n'' = 1–4, 6, 8). Die starke Wasseraffinität der Schwefelsäure äußert sich ebenfalls darin, dass sie in der Lage ist, aus [[Organische Chemie|organischen]] Stoffen [[Hydroxygruppe]]n und Protonen abzuspalten. Durch diesen Entzug bleibt Kohlenstoff zurück, der organische Stoff wird schwarz und verkohlt. Dieser Effekt tritt vor allem bei Stoffen auf, die viele Hydroxygruppen enthalten. Beispiele sind viele [[Kohlenhydrate]] wie [[Glucose]] oder [[Polysaccharide]]. Weiterhin kann die große Wasseraffinität für Kondensationsreaktionen verwendet werden. Hierbei wird das Wasser  ohne ''Verkohlung'' einer organischen Verbindung entzogen. Ein Beispiel hierfür ist die Synthese des [[2-Pyron]].

Ein weiteres Indiz der starken Hygroskopizität ist, dass sich die Säure in geringem Maß selbst entwässert:
{{Formel |formel=<chem>2H2SO4 <=> H3O+ + HS2O7-</chem> |text=Selbstentwässerung der Schwefelsäure}}

Konzentrierte Schwefelsäure wirkt [[Oxidationsmittel|oxidierend]] und ist in der Lage, beim Erhitzen edlere Metalle wie [[Kupfer]], [[Quecksilber]] oder [[Silber]] zu lösen. Die Schwefelsäure wird dabei zu Schwefeldioxid reduziert. Hingegen wird sogar reines, unedles [[Eisen]] durch [[Passivierung]] von konzentrierter Schwefelsäure nicht angegriffen.
{{Formel |formel=<chem>Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 + 2H2O</chem> |text=Lösen von Kupfer in konzentrierter Schwefelsäure}}

Verdünnte Schwefelsäure wirkt dagegen nur in geringem Maße oxidativ, da die Reaktion zu Schwefeldioxid durch das Lösemittel [[Wasser]] gehemmt wird. Es werden nur solche Metalle oxidiert bzw. gelöst, die als [[Elektrochemische Spannungsreihe|unedle Elemente]] durch die Reaktion von Protonen zu [[Wasserstoff]] oxidiert werden können.

== Verwendung ==
[[Datei:DiagrammSchwefelsäureproduktion de.svg|mini|Schwefelsäureproduktion von 1970 bis 2003 in verschiedenen Ländern]]
Schwefelsäure wird in sehr großen Mengen und in vielen Bereichen eingesetzt. Ihre Produktionsmenge gilt – neben der von [[Chlor]] – als Maßstab für die industrielle Entwicklung und den Leistungsstand eines Landes. In [[Chemielabor|chemischen Laboratorien]] zählt Schwefelsäure zu den am häufigsten benutzten Chemikalien. Neben Salzsäure und Salpetersäure ist sie eine viel verwendete starke Säure. Sie wird unter anderem zur Einstellung des [[pH-Wert]]es, als [[Katalysator]], etwa für [[Veresterung]]en und zum [[Abrauchen (Chemie)|Abrauchen]] bei Aufschlüssen genutzt. Die stark wasserziehende Wirkung der Schwefelsäure wird zur Trocknung von organischen Substanzen und Gasen in [[Exsikkator (Chemie)|Exsikkatoren]] und [[Waschflasche]]n genutzt.

Je nach Konzentration wird sie unterschiedlich bezeichnet. Zwischen 10 % und 20 % heißt sie ''verdünnte Schwefelsäure'' oder ''Dünnsäure''. ''Akkumulatorsäure'' oder ''Akkusäure'' hat eine Säurekonzentration von 33,5 %. Diese Säuren bleiben auch unter 0 °C flüssig.

Schwefelsäure mit einem Gehalt von bis etwa 70 % heißt ''Kammersäure'', bis zu 80 % ''Gloversäure''. ''Konzentrierte Schwefelsäure''  besitzt einen Gehalt von mindestens 98,3 % ([[Azeotrop]]).<ref>Hans Breuer: ''Allgemeine und anorganische Chemie.'' dtv-Atlas Chemie. Bd. 1. dtv, München 2000 (9. Aufl.), ISBN 3-423-03217-0.</ref> Dünnsäure fällt in großen Mengen als Abfallprodukt in der [[Titan(IV)-oxid|Titanoxid]]-  nach dem älteren Sulfatverfahren oder [[Farbstoff]]produktion an.<ref>{{Webarchiv |url=http://www.umweltlexikon-online.de/RUBwerkstoffmaterialsubstanz/Duennsaeure.php |text=''Dünnsäure.'' |wayback=20120121050505}} In: ''Umweltlexikon-online.de''</ref>

=== Sulfate ===
Der größte Teil wird in der Produktion von Sulfaten bei der Herstellung von [[Dünger|Düngemitteln]] verbraucht. Mit Hilfe von Schwefelsäure werden vor allem [[Phosphate|Phosphat]]- und [[Ammonsulfatsalpeter|Ammoniumsulfatdünger]] gewonnen. Letzterer wird durch Reaktion von halbkonzentrierter Schwefelsäure mit [[Ammoniak]] dargestellt.
{{Formel |formel=<chem>H2SO4 + 2NH3 -> (NH4)2SO4</chem>|text=Reaktion von Schwefelsäure mit Ammoniak}}
Bei der Produktion von [[Phosphatdünger]]n wird Schwefelsäure zum Aufschluss des Rohphosphates benötigt. Bei der Reaktion entsteht [[Superphosphat]] Ca(H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>/CaSO<sub>4</sub>
{{Formel |formel=<chem>Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 -> Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4</chem> |text=Aufschluss von [[Apatit]] zu Superphosphat durch halbkonzentrierte Schwefelsäure}}
Neben Ammoniumsulfat werden auch andere Sulfate durch Umsetzung entsprechender Salze mit Schwefelsäure hergestellt. Ein Beispiel ist das aus [[Aluminiumhydroxid]] gewonnene [[Aluminiumsulfat]], das in großen Mengen in der [[Papier]]industrie und als [[Flockungsmittel]] in der Wasserreinigung verwendet wird.

=== Oleum ===
[[Datei:Oleum fuming.jpg|mini|Oleum (rauchende Schwefelsäure)]]
Schwefelsäure kann Schwefeltrioxid in beliebigen Mengen lösen. Das Gemisch bezeichnet man als ''Oleum'' ([[CAS-Nummer]] {{CASRN|8014-95-7|Q497073}}) oder ''rauchende Schwefelsäure'', da das enthaltene Schwefeltrioxid leicht aus der Lösung entweicht und mit der Luftfeuchtigkeit Nebel („Rauch“) aus verdünnter Schwefelsäure bildet. Die Konzentration des Oleum wird in Gewichts-% des in 100%iger Schwefelsäure gelösten SO<sub>3</sub> angegeben.<ref name="ullmanns" /> Mit Oleum werden in der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] bei der [[Sulfonierung]] von [[Aromate]]n, [[Alkene]]n und [[Aliphate]]n oder bei der [[Sulfatierung (Synthese)|Sulfatierung]] von [[Hydroxyverbindungen]] [[Sulfonsäuregruppe]]n eingefügt. Damit werden beispielsweise [[Tensid]]e für die [[Waschmittel]]industrie und Vorprodukte für die [[Farbstoff]]- und [[Pigment]]produktion ([[Buchstabensäuren]]) hergestellt.

=== Nitriersäure ===
Eine weitere [[funktionelle Gruppe]], die mit Hilfe von Schwefelsäure eingeführt werden kann, ist die [[Nitrogruppe]]. Dies geschieht mit Hilfe der sogenannten [[Nitriersäure]], einer Mischung aus Schwefel- und [[Salpetersäure]]. Verwendet wird dies vor allem zur Herstellung von [[Sprengstoff]]en, wie [[Trinitrotoluol]] oder [[Nitroglycerin]]. Auch daher zählt die [[Europäische Union|EU]] Schwefelsäure in Gemischen mit einem Gehalt von mehr als 15 % seit 1. Februar 2021 zu den [[Ausgangsstoffgesetz|beschränkten Ausgangsstoffen für Explosivstoffe]] mit der Folge, dass die Verwendung, der Besitz, die Verbringung und die Abgabe durch und an Personen verboten ist, die nicht zu beruflichen oder gewerblichen Zwecken handeln; die berufliche oder gewerbliche Zweckbestimmung ist bei Verkauf zu überprüfen und ''verdächtige Transaktionen'' sind meldepflichtig.<ref>Art. 5 der {{EU-Verordnung|2019|1148|titel=des Europäischen Parlaments und des Rates vom 20. Juni 2019 über die Vermarktung und Verwendung von Ausgangsstoffen für Explosivstoffe}} mit Anhang I, Inkrafttreten Art. 23, Prüfungs- und Meldepflichten der Wirtschaftsteilnehmer und Online-Marktplätze Art. 8 und 9. In Deutschland sind Verstöße gegen das Besitz-, Verwendungs- und Anwendungsverbot nach [https://www.gesetze-im-internet.de/ausgstg/__13.html § 13] Ausgangsstoffgesetz strafbar.</ref>

=== Sonstiges ===
[[Datei:Titanium-dioxide-sample.jpg|mini|Titan(IV)-oxid wird in großem Umfang mit Hilfe von Schwefelsäure hergestellt]]
Da zahlreiche [[Erz]]e in Schwefelsäure löslich sind, kann sie als [[Aufschluss (Chemie)|Aufschlussmittel]] eingesetzt werden. Beispiele sind das ''nasse Verfahren'' zur [[Zink]]herstellung aus [[Zinkoxid]] und das [[Sulfatverfahren (Titandioxid)|Sulfatverfahren]] zur Gewinnung des [[Weißpigment]]es [[Titan(IV)-oxid|Titandioxid]]. Mit Hilfe von Schwefelsäure können nicht nur oxidische Erze, sondern auch solche mit anderen Anionen wie Fluorid oder Phosphat aufgeschlossen werden. Bei der Reaktion entstehen dabei die entsprechenden Säuren. Dieses Verfahren ist für die Produktion von einigen technisch wichtigen Säuren relevant. Beispiele sind [[Flusssäure]] aus [[Fluorit]], [[Phosphorsäure]] aus [[Apatit]] und [[Salzsäure]] aus [[Halit]].

Als '''Batteriesäure''' ist Schwefelsäure ein wichtiger Bestandteil des [[Bleiakkumulator]]s, wie er in [[Automobil]]en als [[Starterbatterie]] eingesetzt wird. Ebenso wie im Bleiakkumulator dient verdünnte Schwefelsäure auch in [[Elektrolyse|elektrolytischen Prozessen]] als [[Elektrolyt]]. Die Vorteile gegenüber anderen Elektrolyten liegen in der hohen [[Elektrolytische Leitfähigkeit|Leitfähigkeit]] und gleichzeitig niedrigen Neigung zur [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]].

Mitte des 19. Jahrhunderts wurde Schwefelsäure illegalerweise zum Strecken von Essig verwendet. So konnte in [[London]] in einem Großteil der verkaufen Essigsorten Schwefelsäure festgestellt werden, teils in erheblichen Konzentrationen<ref>Vinegar—its Adulteration”, Scientific American Magazine Vol. 8 No. 12 (Dezember 1852), [[doi:10.1038/scientificamerican12041852-94a]]</ref>.

== Biologische Bedeutung ==
Die in der Luft aus Schwefeltrioxid entstandene Schwefelsäure sowie auch die aus Schwefeldioxid entstandene [[Schweflige Säure]] ist neben der aus [[Stickoxide]]n gebildeten [[Salpetersäure]] ein Bestandteil des [[Saurer Regen|sauren Regens]], durch den es vor allem in schwach [[Pufferung|gepufferten]] Böden und Gewässern zu einem Absinken des [[pH-Wert]]es kommen kann. Eine Auswirkung eines niedrigeren pH-Wertes ist eine Änderung der Löslichkeit einiger Metallionen. So ist das für Pflanzen schädliche [[Aluminium]] bei niedrigerem pH-Wert besser in Wasser löslich. Ebenso können biologisch wichtige Ionen, wie Kalium oder Magnesium leichter ausgewaschen werden. Aus diesen Gründen gilt Schwefelsäure als eine mögliche Ursache des [[Waldsterben]]s in den 1980er Jahren.<ref>{{Webarchiv |url=http://www.umweltlexikon-online.de/RUBwasser/SaurerRegen.php |text=''Saurer Regen.'' |wayback=20120611032138}} In: ''Umweltlexikon-online.de'', Stand 8. Mai 2001.</ref> Durch technische Maßnahmen wie die [[Rauchgasentschwefelung]] bei Kohlekraftwerken und die Einführung schwefelarmer Kraftstoffe wird in Deutschland so wenig Schwefeldioxid freigesetzt, dass das Regenwasser deutlich weniger Schwefelsäure enthält.<ref>{{Webarchiv |url=http://www.umweltbundesamt.de/boden-und-altlasten/boden/gefaehrdungen/atmosphaere.htm |text=''Boden – Einträge aus der Atmosphäre.'' |wayback=20101009130018}} In: ''Umweltbundesamt'', Stand 2. April 2008.</ref>

Schwefelsäure wirkt auf Fische und andere Gewässerlebewesen auf Grund ihrer Acidität [[Ökotoxikologie|toxisch]]. So beträgt in weichem Wasser ohne [[Pufferkapazität]] die [[Letale Dosis|mittlere letale Konzentration]] (der LC<sub>50</sub>-Wert) für Fische 100–330&nbsp;mg/l, also ähnlich wie bei anderen Mineralsäuren.<ref name="roempp" />

In den Abraumhalden von Erzbergwerken und Braunkohletagebauen entsteht Schwefelsäure durch eine Kombination aus abiotischer und mikrobieller Oxidation freiliegender sulfidhaltiger Mineralien. Durch Regenwasser wird sie ausgewaschen und sammelt sich als [[Saure Grubenwässer|saures Grubenwasser]] in Restseen, in denen wegen des niedrigen pH-Werts und hoher Schwermetallgehalte kaum Lebewesen zu finden sind.

== Sicherheitshinweise ==
Schwefelsäure wirkt auf Haut und Schleimhäute stark [[Reizende Stoffe|reizend]] und [[Ätzende Stoffe|ätzend]]. Sie ist in der Lage, lebendes Gewebe zu zerstören ([[Verätzung]]). Die Wirkmechanismen von konzentrierter und verdünnter Schwefelsäure sind deutlich zu unterscheiden. Bei verdünnter Schwefelsäure wirkt die erhöhte Protonenkonzentration ätzend, d.&nbsp;h. die Wirkung ist derjenigen anderer verdünnter Säuren ähnlich. Die Wirkung besteht bei Hautkontakt, abhängig von der Konzentration, vorwiegend in lokalen Reizungen.<ref name="GESTIS" /> Sie ist damit nicht ganz so gefährlich wie konzentrierte Schwefelsäure. Diese wirkt auf Grund ihrer stark wasserziehenden Wirkung verkohlend und schädigt schon in kleinen Mengen Haut und Augen stark. Es bilden sich nur langsam heilende, schmerzhafte Wunden.<ref name="GESTIS" /> Schwefelsäure kann auch über Dämpfe aus der Luft aufgenommen werden, der [[MAK-Wert]] beträgt 0,1&nbsp;mg/m³<ref name="GESTIS" />, der LC<sub>50</sub>-Wert beträgt bei Ratten über vier Stunden [[Inhalieren|inhalativ]] aufgenommen 510&nbsp;mg/m³.<ref name="Roth" />

Da bei der Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure mit Wasser viel Wärme entsteht, darf sie nur durch Eingießen in Wasser und nicht durch Hinzufügen von Wasser zur Säure verdünnt werden. Wird Wasser zu Schwefelsäure hinzugegeben, kann diese spritzen und so umstehende Personen verätzen. Seit 2021 darf Schwefelsäure in einer Konzentration über 15 Gewichtsprozent nicht mehr an Privatpersonen abgegeben werden.

== Nachweis ==
Konzentrierte Schwefelsäure wird durch die Reaktion mit organischen Substanzen nachgewiesen. Wird etwa ein Holzspan in konzentrierte Schwefelsäure getaucht, wird er langsam schwarz. Es ist möglich, durch unterschiedliche Reaktionen verdünnte und konzentrierte Schwefelsäure zu unterscheiden. Dabei wird die unterschiedliche Reaktivität der beiden Säuren mit unedlen Metallen, wie Zink oder Eisen, ausgenutzt. Während sich bei verdünnter Säure schon bei Raumtemperatur Wasserstoff bildet, reagiert die konzentrierte Säure, die fast keine freien Oxoniumionen enthält, erst beim Erwärmen unter Bildung von [[Schwefeldioxid]] und [[Schwefel]].<ref name="Jander" />

Da in wässriger Lösung die Schwefelsäure dissoziiert ist, lässt sie sich darin nicht direkt nachweisen. Stattdessen kann die Protonenkonzentration und damit der saure pH-Wert über geeignete [[Indikator (Chemie)|Indikatoren]] oder mit dem [[pH-Meter]] bestimmt werden. Das Sulfation lässt sich beispielsweise durch [[Fällung]] als schwerlösliches [[Bariumsulfat]] bestimmen.<ref name="Jander">Jander, Blasius: ''Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum'', 14. Aufl., S. Hirzel Verlag, Leipzig 1995, ISBN 3-7776-0672-3.</ref>

== Literatur ==
* {{Holleman-Wiberg |Auflage=102. |Startseite=583}}
* [[Norman N. Greenwood]], [[Alan Earnshaw]]: ''Chemie der Elemente''. 1. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim, 1988, ISBN 3-527-26169-9.
* [[Ralf Steudel]], David Scheschkewitz: ''Chemistry of the Non-Metals''. Walter de Gruyter, Berlin/Boston, 2020, ISBN 978-3-11-057805-8.
* {{RömppOnline |ID=RD-19-01400 |Name=Schwefelsäure |Abruf=2014-05-26}}
* Hermann Müller: ''Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide.'' In: ''[[Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie|Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry]]'', 4. Auflage, Wiley-VCH, 1984, {{DOI|10.1002/14356007.a25_635}}
* [[Fritz Ullmann (Chemiker)|Fritz Ullmann]]: ''[[Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie|Enzyklopädie der Technischen Chemie.]]'' Ausgabe 1922 ([https://archive.org/stream/enzyklopdiederte10ullm#page/192/mode/2up online])
* [http://www.sulphuric-acid.com/Sulphuric-Acid-on-the-Web/Acid%20Plants/Acid_Plant_Index.htm Verzeichnis der weltweit installierten Anlagen]

== Weblinks ==
{{Wiktionary}}
{{Commonscat|Sulfuric acid|Schwefelsäure|audio=1|video=1}}
{{Wikisource|Das specifische Gewicht der Schwefelsäure bei verschiedenen Graden der Verdünnung}}
* {{DNB-Portal|4180424-7}}

== Einzelnachweise ==
<references>
<ref name="MRC">
{{Internetquelle
 |autor=
 |url=https://mcgroup.co.uk/news/20130906/global-sulfuric-acid-production-surpassed-2307-million-tonnes.html
 |titel=Global Sulfuric Acid Production Surpassed 230.7 Million Tonnes in 2012 – Merchant Research & Consulting, Ltd.
 |werk=mcgroup.co.uk
 |datum=
 |abruf=2021-11-07}}
</ref>
</references>

{{Exzellent|9. April 2008|44645410}}
{{Normdaten|TYP=s|GND=4180424-7|LCCN=sh85130391|NDL=00569903}}

{{SORTIERUNG:Schwefelsaure}}
[[Kategorie:Anorganische Säure]]
[[Kategorie:Schwefelsäureverbindung| ]]
[[Kategorie:Trockenmittel]]
[[Kategorie:Lebensmittelzusatzstoff (EU)]]