Сульфатна кислота
Інші назви	Купоросне масло
Ідентифікатори
Номер CAS	7664-93-9
Номер EINECS	231-639-5
DrugBank	DB11309
KEGG	D05963  і C00059
ChEBI	26836
RTECS	WS5600000
SMILES	OS(O)(=O)=O[1]
InChI	InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)
Номер Бельштейна	2037554
Номер Гмеліна	2122
Властивості
Молекулярна формула	H2SO4
Молярна маса	98,08 г/моль
Зовнішній вигляд	Прозора оліїста рідина
Густина	1,8356 г/см³
Тпл	10,38 °C
Ткип	279,6 °C 296,2°C* ( 100% ) 336,5°C* ( 98,3% ) 268,9°C* ( 90% ) 210,2°C* ( 80% ) 141,8°C* ( 60% ) *760тор [2]
Небезпеки
Класифікація ЄС	C N T
S-фрази	(S1/2) S26 Шаблон:S30 S45
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Сульфа́тна кислота́ (сірчана кислота, IUPAC — дигідрогенсульфат, застаріла назва — купоросна олія) — сполука сірки з формулою H₂SO₄. Безбарвна масляниста, дуже в'язка і гігроскопічна рідина. Сірчана кислота — одна з найсильніших неорганічних кислот і є дуже їдкою та небезпечною. Ця кислота утворює два ряди солей: сульфати і гідрогенсульфати, в яких у порівнянні з сульфатною кислотою замінюються два або один атоми водню на катіони металів. Сірчана кислота є однією з найважливіших технічних речовин у світі і лідирує за кількістю виробництва. Її використовують переважно у формі водних розчинів для виробництва добрив, як каталізатор в органічних синтезах, а також у виробництві інших неорганічних кислот.

Сульфатна кислота (або стара назва — купоросна олія) була відома з давніх часів. Перші згадки про неї можна знайти в текстах алхіміка Джабіра ібн Хайяна 8-го століття. Можливі методи виробництва описані в працях Альберта Великого (1200–1280) і Василя Валентина (1600). В основі цього методу лежить утворення кислоти з хальканинту та галунів. Застаріла назва походить від застарілої назви мінералів з яких вона отримувалася — купороси. Перші наукові дослідження за допомогою сірчаної кислоти провів Йоганн Рудольф Глаубер. Він провів реакцію між сірчаною кислотою і сіллю та отримав соляну кислоту і сіль, яка була названа на його честь — глауберова сіль^[3]. Методи, у яких використовували сульфати, були дуже складними і дорогими. Для отримання великих кількостей цієї речовини в 18-му столітті розробили процес, в якому використовували спалення сірки й селітри у скляній тарі. Через те, що скляні посудини були дуже крихкими, перша реакція була проведена в 1746 році Джоном Робаком у свинцевих контейнерах. Сірчана кислота створена методом Джона Робака мала концентрацію тільки 35–40 %. Пізніше покращення методу французьким хіміком Жозефом Луї Гей-Люссаком і англійським Джоном Гловером дало вихід речовини 78 % концентрації. Тим не менше, виробництво деяких барвників та інших хімічних речовин вимагає концентрованішого продукту. Протягом 18-го століття сірчана кислота отримувалася сухою перегонкою мінералів, процес схожий на оригінальні алхімічні процеси. Пірит (дисульфід заліза, FeS₂) нагрівали в повітрі для отримання сульфату заліза (ІІ), FeSO₄, який окислюється при подальшому нагріванні до сульфату заліза (ІІІ) Fe₂(SO₄)₃, який, при нагріванні до 480 °С, розкладається до оксиду заліза (ІІІ) і триоксида сірки, який може бути використаний для отримання сірчаної кислоти в будь-якої концентрації. 1831 року британський купець Перегрін Філліпс запатентував контактний процес, який був набагато економічніший. Сьогодні майже вся сірчана кислота у світі виробляється з використанням цього методу.

Вільна сірчана кислота зустрічається в природі дуже рідко. В атмосфері вона утворюється з діоксиду сірки, який утворюється при згоранні сірковмісних речовин або вулканічних вивержень. Діоксид сірки окислюється гідроксильними радикалами та киснем з утворенням триоксиду сірки, який вступаючи в реакцію з атмосферною вологою утворює кислоту. У кислотних дощах вона виступає в розбавленому виді. Невелику кількість вільної сірчаної кислоти також можна знайти в деяких вулканічних джерелах, які називаються сольфатари. Найбільшу кількість сірчаної кислоти у світі містить озеро в кратері вулкана Іджен в Індонезії. На відміну від вільної кислоти, її солі, зокрема, сульфати, зустрічається в природі набагато частіше. Існує багато різних мінералів сульфатів. Серед них найвідомішими й найважливішими є гіпс (CaSO₄ · 2 H₂O), барит (BaSO₄), халькантит (CuSO₄ · 5 H₂O) і глауберова сіль (Na₂SO₄ · 10 H₂O).

Сірчана кислота поза межами Землі знаходиться в верхніх шарах атмосфери Венери. Вона утворюється в результаті фотохімічних реакцій діоксиду сірки і води, які утворюють краплі 80–85 % кислоти. У глибших шарах кислота розпадається через високі температури знову на діоксид сірки, і воду, які піднімаючись догори знову можуть утворювати сірчану кислоту.^[4] Інфрачервоні спектри які були отримані апаратом Галілео показують різні ступені поглинань на супутнику Юпітера, які були віднесені до одного або кількох видів гідратів сульфатної кислоти.^[5]

Сировиною для виробництва сірчаної кислоти є елементарна сірка, яку отримують в величезних кількостях на нафто- та газопереробних заводах, з сірководню, за допомогою процесу, який знаний як процес Клауса. Потім сірку окислюють до діоксиду сірки:

${\displaystyle \mathrm {S+O_{2}\longrightarrow SO_{2}} }$

Реакція сірки з киснем

Ще одним джерелом діоксиду сірки є виплавлення руд, що містять сірку. Прикладами є мідні, цинкові і свинцеві сульфіди. Діоксид сірки утворюється при випаленні з киснем повітря.

${\displaystyle \mathrm {2\ ZnS+3\ O_{2}\longrightarrow 2\ ZnO+2\ SO_{2}} }$

Реакція під час випалу сульфіду цинку

У 1999 році в Європі було випалено близько 3 млн тонн піриту для виробництва сульфатної кислоти. В Азії ця цифра більша, оскільки і запаси його більші.^[6] Для бідних ресурсами країнах, які не мають ні сірки, ні сульфідних руд, існує процес Мюллера-Кюне. В цьому процесі діоксид сірки утворюється при випаленні гіпсу і вугілля в печі. Цей процес можна зробити прибутковішим, якщо в піч додавати пісок і глину для утворення цементу як побічного продукту. Для подальшого виробництва знадобиться сірчаний ангідрид. При низьких температурах реакція проходить повільно, оскільки вимагає порівняно рідкісних в газовій фазі потрійних зіткнень, а при високих рівновага зміщена в бік розкладу сірчаного ангідриду, тому для проведення цієї реакції потрібні каталізатори. На ранніх порах використовували платину, пізніше перейшли на ванадієвий ангідрид V₂O₅ або ванадати лужних металів KVO₃. В^[7] як каталізатор згадується Fe₂O₃ з домішкою CuO утворені в результаті випалювання сульфідної руди (температура каталізу нижча за температуру відпалу, тому каталізатор існуватиме в формі суміші сульфатів). В більш пізніх виданнях цього автора такий каталізатор не згадується, зате у виданнях, мабуть, всіх років приводиться порівняння залежності каталітичної ефективності від температури для Pt, Ag₃VO₄ та V₂O₅. Ефективність зростає з ціною каталізатора (каталіз гетерогенний, отже швидкість реакції віднесена до одиниці поверхні; каталізатор в таких процесах стараються зробити якомога більш дрібнозернистим).

${\displaystyle \mathrm {2\ SO_{2}+O_{2}\ \rightleftharpoons \ 2\ SO_{3}} }$

Окиснення діоксиду сірки до триоксиду

Триоксид сірки не розбавляється у воді відразу ж: через занадто бурхливу початкову реакцію в контакті з водою утворюється плівка туману сульфатної кислоти, що перешкоджає подальшій реакції. Спочатку його вводять у концентровану сірчану кислоту, цей розчин називають — олеумом. Потім олеум розчиняють у воді до утворення сірчаної кислоти.

${\displaystyle \mathrm {SO_{3}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow H_{2}S_{2}O_{7}} }$

Розчинення сірчаного ангідриту в концентрованій сірчаній кислоті з утворення дисульфатної кислоти

${\displaystyle \mathrm {H_{2}S_{2}O_{7}+H_{2}O\longrightarrow 2\ H_{2}SO_{4}} }$

Розчинення дисульфатної кислоти у воді

В останні роки виробництво сірчаної кислоти зросло, переважно, в Китаї, у той час як в європейських країнах, виробництво скоротилося.

В домашніх умовах невеликі кількості розведеної сульфатної кислоти можна отримати електролізом розчину мідного купоросу із свинцевим анодом (напруга має бути вищою за 2 В через велику перенапругу виділення кисню на двоокисі свинцю, який утворюється на поверхні аноду, але не більше 5 В, щоб не перегрівати).

100 %-ва сірчана кислота («моногідрат») при кипінні втрачає SO₃ та невелику кількість води з утворенням 98,3 % кислоти (азеотропна суміш). 98 % кислота є стабільнішою при зберіганні, і зазвичай також називається концентрованою. Інші концентрації використовують для різних цілей. Дані про різні концентрації:

Хімічно чиста сульфатна кислота є важкою безбарвною маслянистою рідиною. Продають, зазвичай, 96,5 % водний розчин густиною 1,84 г/см³ або так званий «олеум», тобто розчин SO₃ в H₂SO₄. У воді H₂SO₄ розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H₂SO₄ треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Концентрована сульфатна кислота як і чиста вода погано проводить струм внаслідок малої дисоціації, питома електропровідність 1,044·10⁻² S/см

Безводна H₂SO₄ є дуже полярною рідиною, діелектрична проникність якої становить близько 100. Вона має високу електропровідність, спричинену дисоціацією через самопротонування, процес, знаний як автопротоліз^[8]:

${\displaystyle {\ce {2 H2SO4 <=> H3SO4+ + HSO4}}}$

Дисоціація у водному розчині йде в декілька етапів:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}SO_{4}+H_{2}O\longrightarrow HSO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}} }$

Перший етап дисоціації;K₁ = 2.4 x 10⁶   (сильна кислота)

Це значення кислотності взяте як основне при визначенні суперкислот.

${\displaystyle \mathrm {HSO_{4}^{-}+H_{2}O\longrightarrow SO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}} }$

Друга стадія дисоціації;K₂ = 1.0 x 10⁻²

Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля.

При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом та деякими іншими металами через їх пасивацію. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовують залізні цистерни.

${\displaystyle \mathrm {Cu+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+SO_{2}+2\ H_{2}O} }$

Реакція міді з концентрованою сульфатною кислотою

Сірчану кислоту також можна використовувати для витіснення слабших кислот з їх солей. Реакція з ацетатом натрію, наприклад, витісняє оцтову кислоту CH₃COOH і утворює бісульфат натрію: ${\displaystyle {\ce {H2SO4 + CH3COOH -> NaHSO4 + CH3COOH}}}$

Подібним чином можна використовувати реакцію сірчаної кислоти з нітратом калію для отримання азотної кислоти та осаду гідросульфату калію. У поєднанні з азотною кислотою сірчана кислота діє і як кислота, і як дегідратуючий агент, утворюючи нітрит-іон ${\displaystyle {\ce {NO2+2}}}$, що важливо в реакціях нітрування, які включають електрофільне ароматичне заміщення. Цей тип реакції, де протонування відбувається на атомі кисню, важливий у багатьох реакціях органічної хімії, таких як етерифікація Фішера та дегідратація спиртів.

Коли сірчана кислота вступає в реакцію з суперкислотами, вона може діяти як основа і може протонуватися, утворюючи іон [H₃SO₄]+. Солі [H₃SO₄]+ були отримані за допомогою такої реакції в розчині HF: [(CH₃)3SiO]2SO₂ + 3 HF + SbF₅ → [H₃SO₄]⁺[SbF₆]⁻ + 2 (CH₃)3Si

Вищевказана реакція є термодинамічно сприятливою завдяки високій ентальпії зв'язку Si–F у побічному продукті. Проте протонування за допомогою просто фторстимонової кислоти виявилося невдалим, оскільки чиста сірчана кислота піддається самоіонізації з утворенням іонів [H₃O]+:

2H₂SO₄ ⇌ [H₃O]⁺ + [HS₂O₇]⁻

що перешкоджає перетворенню H₂SO₄ в [H₃SO₄]+ системою HF/SbF₅^[9]

Гаряча концентрована сірчана кислота окислює вуглець^[10] (як бітумне вугілля) і сірку:

${\displaystyle {\ce {C + 2H2SO4 -> CO2 + 2 SO2 + 2 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {S + 2 H2SO4 -> 3 SO2 + 2 H2O}}}$

Кислота реагує з натрій хлоридом з утворенням газоподібного хлористого водню і бісульфату натрію

${\displaystyle {\ce {NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl}}}$

Якісна реакція на сульфат іон : ${\displaystyle {\ce {SO4^2- + Ba^2+ -> BaSO4 v}}}$^[11]

В результаті реакції утворюється білий кристалічний осад сульфату барію^[12]

Бензол зазнає електрофільного ароматичного заміщення сірчаною кислотою з утворенням відповідних сульфокислот:

Сульфатна кислота осаджує білки. У надлишку концентрованої сульфатної кислоти руйнуються молекули білка до найпростіших низькомолекулярних сполук, які не дають осаду. У надлишку концентрованої сульфатної кислоти руйнуються молекули білка до найпростіших низькомолекулярних сполук, які не дають осаду.^[13][14]

${\displaystyle {\ce {C6H12O6 + H2SO4 -> 6C + 6H2O + H2SO4}}}$^[15]

Реакцію між сірчаною кислотою та спиртами загалом, можна представити таким загальним рівнянням:

${\displaystyle {\ce {ROH + H2SO4 -> RHSO4 + H2O}}}$

Однак продукти реакції залежать від зовнішніх умов реакції. Як показано на прикладі нижче.^[15]

[1]

Реакція між сірчаною кислотою та алканами може призвести до кількох продуктів залежно від умов і залучених реагентів. Приклади:

Сірчана кислота може діяти як дегідратуючий агент і видаляти молекули води з алканів для отримання алкенів. Загальне рівняння цієї реакції таке:

${\displaystyle {\ce {RH + H2SO4 -> R-HSO4 + H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {R-HSO4 -> R + H2SO4}}}$

${\displaystyle {\ce {R -> R=CH2}}}$

У цьому рівнянні RH являє собою молекулу алкану, яка втрачає молекулу води з утворенням алкілгідросульфату (R-HSO4) і алкену (R=CH2)^[15]

Сульфатна кислота також може реагувати з алканами в присутності повітря або кисню з утворенням алкілсульфокислот. Загальне рівняння реакції:

${\displaystyle {\ce {RH + H2SO4 + O2 -> RSO3H + H2O}}}$

Сірчану кислоту можна використовувати як каталізатор для галогенування алканів, такими як хлор або бром. Загальне рівняння:

${\displaystyle {\ce {RH + X2 + H2SO4 -> RX + HSO4X + H2O}}}$

RH це молекулу алкану, X — атом галогену, який реагує з алканом у присутності сірчаної кислоти з утворенням алкілгалогеніду (RX), галогеніду водню (HSO4X) і води.^[15]

Сірчана кислота є дуже важливим товаром хімічної промисловості і є індикатором її промислової потужності.^[16][17] Світове виробництво в 2004 році становило близько 180 млн тонн, при такому географічному розподілі: Азія 35 %, Північна Америка 24 %, Африка 11 %, Західна Європа 10 %, Східна Європа і Росія 10 %, Австралія і Океанія 7 %, Південна Америка 7 %.^[18] Більша частина виробленої кислоти (~60 %) витрачається на виробництво добрив, суперфосфату, фосфату амонію, сульфатів, сульфату амонію. Близько 20 % використовують у хімічній промисловості для виробництва миючих засобів, синтетичних смол, барвників, фармацевтичних препаратів, інсектицидів, антифризу, а також для різних технічних процесів. Близько 6 % використовують для виробництва пігментів, фарб, емалей, типографських фарб. Використовують також як осушувач газів.

Сірчана кислота діє як електроліт в свинцево-кислотних акумуляторах: На негативному електроді : ${\displaystyle {\ce {Pb + 3SO_4^2- <->[{ел. струм}] PbSO_4 + 2{е}^-}}}$

На позитивному електроді: ${\displaystyle {\ce {PbO_2 + 4H^+ + SO_4^2- + 2{e}^- <->[{ел. струм}] PbSO_4 + 2 H_2O}}}$

Загалом: ${\displaystyle {\ce {Pb + PbO_2 + 4 H^+ + 2SO_4^2- <->[{ел. струм}] 2PbSO_4 + 2H_2O}}}$

Сірчану кислоту використовують також для інших цілей в хімічній промисловості. Наприклад, вона є кислотним каталізатором для перетворення циклогексанону оксиму в капролактам, який використовують для виготовлення капрону. Її використовують для виготовлення соляної кислоти з солі. Сульфатну кислоту використовують у нафтопереробній промисловості, як каталізатор реакції ізобутану та ізобутилену, для утворення ізооктану, сполуки, що має еталонне октанове число, і придатної для створення високооктанового бензину без металовмісних присадок.

Сірчану кислоту як і соляну можуть використовувати для підкислення води, особливо у замкнених контурах для зменшення відкладення карбонату кальцію. Також, сірчану кислоту використовують для виробництва сульфовугілля та для регенерації катіонообмінних смол.^[19]

Основне використання сірчаної кислоти — «мокрий спосіб» для виробництва фосфорної кислоти, яку використовують для виробництва фосфорних добрив. У цьому методі використовують фосфорит, і щорічно переробляють понад 100 мільйонів тонн. Ця сировина представлена нижче як фторапатит, хоча точний склад може відрізнятися. Його обробляють 93 % сірчаною кислотою для отримання сульфату кальцію, фтористого водню і фосфорної кислоти. HF видаляється у вигляді плавикової кислоти. Загальний процес можна представити так:

${\displaystyle {\ce {Ca5(PO4)3F + 5 H2SO4 + 10 H2O -> 5CaSO4 * 2H2O + HF + 3 H3PO4}}}$

Сульфат амонію, важливе азотне добриво, найчастіше виробляється як побічний продукт коксохімічних заводів, що постачають металургійні та сталеливарні заводи. Реакція аміаку, що утворюється в результаті термічного розкладання вугілля, з відпрацьованою сірчаною кислотою дозволяє кристалізувати аміак у вигляді солі (часто коричневого кольору через забруднення залізом) і продавати його агрохімічній промисловості. Альтернативно, газуватий аміак впорскується до концентрованої (понад 70 %) сульфатної кислоти і в результаті утворюються кристали солі розміром 0,5–3 мм:

${\displaystyle {\ce {2NH3 + H2SO4 -> (NH4)2SO4}}}$^[20]

Інше важливе застосування сірчаної кислоти — це виробництво сульфату алюмінію. Сульфат алюмінію отримують реакцією бокситу з сірчаною кислотою:

${\displaystyle {\ce {2 AlO(OH) + 3 H2SO4 -> Al2(SO4)3 + 4 H2O}}}$

Сірчана кислота також важлива у виробництві розчинів барвників.

Сірчану кислоту використовують у великих кількостях у металургійній промисловості для видалення окислення, іржі та накипу з листового прокату.

Сірчану кислоту виробляють із сірки, кисню та води за допомогою або традиційного контактного методу (виробничий), або мокрого методу виробництва.

У промисловості сірчану кислоту отримують окисленням сірки до сірчистого газу. Сірку беруть елементарну, або сірчаний колчедан, або сірководневовмісні гази.

${\displaystyle {\ce {S(s) + O2 -> SO2}}}$

Сірчистий газ окиснюють до триоксиду (сірчаного ангідриду) на твердому ванадієвому каталі (дана реакція екзотермічна, тому застосовується проміжне охолодження після першого шару за допомогою трубних пучків, через які подається повітря,

${\displaystyle {\ce {2 SO2 + O2 <=> 2 SO3}}}$

Після наступних двох ступенів — за допомогою кільцевої труби, що має великий діаметр, через яку подається повітря, над якою розташований дефлектор.

Триоксид сірки поглинається 97–98 % H2SO4 з утворенням олеуму (H₂S₂O₇), також відомого як димляча сірчана або піросірчана кислота. Потім олеум розбавляють водою з утворенням концентрованої сірчаної кислоти.

${\displaystyle {\ce {H2SO4 + SO3-> H2S2O7}}}$

${\displaystyle {\ce {H2S2O7 + H2O -> H2SO4}}}$

Сірчану кислоту, яку одержують таким способом, також називають «контактною» (концентрація 92–94 %).

На першому етапі сірка спалюється для отримання діоксиду сірки:

${\displaystyle {\ce {S + O2 -> SO2}}}$

або, ж, сірководень спалюється до газу діоксиду сірки:

${\displaystyle {\ce {2H2S + 3 O2 -> H2O + 2 SO2}}}$

Потім діоксид сірки окислюється до триоксиду сірки за допомогою кисню з оксидом ванадію (V) як каталізатором.

${\displaystyle {\ce {2 SO2 + O2 <=> SO3}}}$

Триоксид сірки гідратується в сірчану кислоту:

${\displaystyle {\ce {SO3 + H2O -> H2SO4}}}$

Останнім етапом є конденсація сірчаної кислоти до рідкої 97–98 % H₂SO_4 :

${\displaystyle {\ce {H2SO4(g) -> H2SO4(l)}}}$

Пряме розчинення SO₃ у воді (мокрий метод), рідко практикується, оскільки реакція є надзвичайно екзотермічною, що призводить до утворення гарячого аерозолю сірчаної кислоти, який потребує конденсації та відділення.

Окислення діоксиду сірки діоксидом азоту у присутності води. Саме у такий спосіб відбулася реакція у повітрі Лондона під час Великого смогу.

${\displaystyle {\ce {SO2 + NO2 + H2O = H2SO4 + NO}}}$

Менш відомим методом є метабісульфітний метод, при якому метабісульфіт поміщають на дно склянки та додають соляну кислоту 12,6 молярної концентрації. Отриманий газ пропускають через азотну кислоту, яка вивільняє коричневі/червоні пари діоксиду азоту під час реакції. Про завершення реакції свідчить припинення виділення диму. При такому способі не утворюється туман, що досить зручно:

${\displaystyle {\ce {3 SO2 + 2 HNO3 + 2 H2O -> H2SO4 + 2 NO}}}$

Спалювання сірки разом із селітрою (нітрат калію, KNO₃) у присутності пари. Коли селітра розкладається, вона окислює сірку до SO₃, який з'єднується з водою, утворюючи сірчану кислоту. Як альтернатива, розчинення діоксиду сірки у водному розчині солі металу-окислювача, такого як хлорид міді (II) або заліза (III):

${\displaystyle {\ce {2 FeCl3 + 2 H2O + SO2 -> FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {2 CuCl2 + 2 H2O + SO2 -> CuCl + H2SO4 + 2 HCl}}}$

Два менш відомі лабораторні методи виробництва сірчаної кислоти, хоча й у розведеній формі та потребують додаткових зусиль для очищення. Розчин мідного купоросу можна електролізувати за допомогою мідного катода та платинового/графітового анода з утворенням губчастої міді на катоді та виділенням кисню на аноді. Розчин розбавленої сульфатної кислоти вказує на завершення реакції, коли він перетворюється на синій до прозорого (утворення водню на катоді є ще однією ознакою):

${\displaystyle {\ce {2 CuSO4 + 2 H2O -> 2 Cu + 2 H2SO4 + O2}}}$

Більш дорогим, небезпечним і складним, але новим є електробромний метод, який використовує суміш сірки, води та бромистоводневої кислоти як електролітичного розчину. Сірка виштовхується на дно контейнера під розчин кислоти. Потім мідний катод і платиновий/графітовий анод використовують з катодом біля поверхні, а анод розташовується в нижній частині електроліту для подачі струму. Це може тривати довше та виділяє токсичні пари брому/броміду сірки, але реагентна кислота підлягає переробці. Загалом лише сірка та вода перетворюються на сірчану кислоту та водень (без втрат кислоти у вигляді парів)

${\displaystyle {\ce {2 HBr -> H2 + Br2}}}$ — (електроліз водного розчину бромистого водню)

Br2 + Br− ↔ Br−3 — (початкове виробництво триброміду, з часом змінюється у міру виснаження Br−)

${\displaystyle {\ce {2 S + Br2 -> S2Br2}}}$ — (бром реагує з сіркою з утворенням диброміду сірки)

${\displaystyle {\ce {S2Br2 + 8 H2O + 5 Br2 -> 2 H2SO4 + 12 HBr}}}$ — (окислення та гідратація диброміду сірки)

У лабораторних умовах можна отримати сірчану кислоту взаємодією сірководню, елементарної сірки та діоксиду сірки з хлорною або бромною водою або пероксидом водню:

${\displaystyle {\ce {H2S + 4Br2 + 4H2O = H2SO4 +8HBr}}}$

${\displaystyle {\ce {S + 3Br2 + 4H2O = H2SO4 + 6HBr}}}$

${\displaystyle {\ce {SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr}}}$

${\displaystyle {\ce {H2S + 4 Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {S + 3Cl2 + 4 H2O = H2SO4 + 6 HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {H2S + 4 H2O2 = H2SO4 + 4H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {S + 3H2O2 = H2SO4 + 2H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {SO2 + H2O2 = H2SO4}}}$

Також її можна отримати взаємодією діоксиду сірки з киснем та водою при +70 °C, під тиском, у присутності сульфату міді (II)

${\displaystyle {\ce {2SO2 + 2H2O + O2 -> 2H2SO4}}}$

Сірчана кислота їдка, хоча через значну в'язкість опік може статись за час, достатній для змивання кислоти, що потрапила на шкіру. В цьому сенсі небезпечніші олеум та хлорсульфонова кислота, які можуть швидко спричинити сильні опіки. За корозійними властивостями менш небезпечна, ніж соляна чи азотна кислоти, оскільки менш летка і не дуже активний окисник при звичайних температурах. Найнебезпечніше потрапляння на відкриті слизові оболонки. Потрапляння в очі може статись при спробі розбавлення концентрованої кислоти доливанням до неї води (пряме порушення правил поводження з концентрованою сульфатною кислотою), при цьому вода закипає і розбризкується разом з кислотою. Вражені ділянки промивають великою кількістю води і 5 % розчином питної соди.

• Глосарій термінів з хімії / укладачі: Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.

• Сірчана кислота // Універсальний словник-енциклопедія. — 4-те вид. — К. : Тека, 2006.
• КИСЛОТА СІРЧАНА [Архівовано 16 березня 2016 у Wayback Machine.] //Фармацевтична енциклопедія
• КИСЛОТА СУЛЬФАТНА [Архівовано 16 березня 2016 у Wayback Machine.] //Фармацевтична енциклопедія