Vizualizare sursă pentru „Acid sulfuric”

{{Infocaseta Substanță
|culoare_fond   = acizi
|imagine        = Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg
|caption        = Acid sulfuric 2D
|imagine2       = Sulfuric-acid-3D-vdW.png
|caption2       = Acid sulfuric 3D
|nume           = Acid sulfuric
|altedenumiri   = Vitriol
|SMILES         = OS(=O)(=O)O
|formulă        = H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
|masa/mol       = 98,1 g/mol
|aparență       = Lichid transparent puțin vâscos
|CAS            = 7664-93-9
|densitate      = 1,8356 g cm<sup>−3</sup>
|stare_agregare = lichid
|pcttopire      = 10,38&nbsp;°C 
|pctfierbere    = 279,6&nbsp;°C
|solubil        = miscibil cu reacție intensă
|anion          = [[Sulfat]]
|cation         = [[Hidrogen]]
|duritate       = 0
|EUclasif       = ''Coroziv, dăunează mediului natural, toxic''
|imagehazard    = [[Fișier:Hazard C.svg|40px]] [[Fișier:Hazard N.svg|40px]] [[Fișier:Hazard T.svg|40px]]
|NFPA 704={{NFPA 704|Inflamabilitate=0|Reactivitate=2|Sănătate=3|Altceva=W}}
}}
'''Acidul sulfuric''' (sulfat de dihidrogen, în conformitate cu nomenclatura [[IUPAC]]) este un compus chimic al [[Sulfat|sulfatului]] cu formula chimică [[Hidrogen|H]]<sub>2</sub>[[Sulf|S]][[Oxigen|O]]<sub>4</sub>. Acesta este un lichid incolor, uleios, foarte vâscos și [[Higroscopicitate|higroscopic]]. Acidul sulfuric este unul dintre cei mai puternici acizi și foarte coroziv. Acidul mineral formează două serii de săruri, sulfații acizi și sulfații, în care în comparație cu radicalul liber, unul sau doi protoni sunt înlocuiți de unii [[cation]]i.

Acidul sulfuric este una dintre cele mai importante substanțe chimice din punct de vedere tehnic și constituie unul dintre cei mai fabricați precursori chimici. În [[1993]], aproximativ 135 de milioane de tone de acid sulfuric au fost produse.<ref name="roempp">Schwefelsäure in: ''Roempp Chemie Lexikon'', Thieme Verlag, 2007, [http://www.roempp.com/prod/index1.html online]</ref> Este utilizat în principal în producerea fertilizatorilor și pentru a reprezenta alți acizi minerali, cum ar fi [[Acid clorhidric|acidul clorhidric]] sau [[Acid fosforic|acidul fosforic]]. Este în mod frecvent utilizat în soluții apoase de diferite concentrații.

Anhidrida acidului sulfuric este [[trioxid de sulf|trioxidul de sulf]] (SO<sub>3</sub>).<ref>[http://www.dmcc.com/sulp_anhydride.html] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20130218164559/http://www.dmcc.com/sulp_anhydride.html|date=2013-02-18}} Date despre anhidrida sulfuroasă</ref> Atunci când trioxidul de sulf este dizolvat în acidul sulfuric peste raportul stoichiometric, soluția este cunoscută sub denumirea de ''acid sulfuric fumans'' sau ''oleum'' <ref>[http://wiki.answers.com/Q/How_is_oleum_made Oleum] Cum se fabrică oleumul</ref>, întrucât aceasta „fumegă” în aer, ca urmare a reacției cu vaporii de apă generând mici picături de acid sulfuric, ce au un aspect asemănător cu al ceții. Acizii asociați celui sulfuric sunt [[Acid sulfuros|acidul sulfuros]] (H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>), care este derivat din [[Dioxid de sulf|dioxidul de sulf]] <ref>[http://www.britannica.com/EBchecked/topic/572851/sulfurous-acid Sulfurous acid] Acidul sulfuros formula, cum se formează, etc.</ref>, și [[Acid tiosulfuric|acidul tiosulfuric]] (H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>3</sub>), în acest caz un [[atom]] de [[oxigen]] fiind înlocuit de către [[sulf]].<ref>[http://www.merriam-webster.com/dictionary/thiosulfuric%20acid] Acidul tiosulfuric</ref>

==Istorie==
[[Fișier:Galeerenofen.jpg|thumb|left|Cuptor de pe vapor pentru recuperarea uleiului de vitriol]]

Acidul sulfuric este cunoscut încă din vechi timpuri sub denumirea de '''vitriol'''. Primele indicații ale acestuia se găsesc în textele alchimistului istoric controversat [[Geber|Dschābir ibn Hayyān]] din [[secolul al VIII-lea]]. Apoi, acesta a fost menționat împreună cu unele metode de fabricare posibile în scrierile alchimistului [[Albertus Magnus]] (1200-1280) și ale lui [[Basilius Valentinus]] (c. 1600). Aceștia au descris metode de produce a vitriolului din diferiți sulfați naturali - cum ar fi [[calcantit]]ul sau [[alaun]]ul. Numele de ''ulei de vitriol'' este derivat de la denumirea învechită de vitriol pe care o aveau aceste [[mineral]]e. Prima sursă ce conținea cantități mari de acid sulfuric a fost vitriolul. Din [[secolul al XVI-lea]], el a fost fabricat în [[Boemia]], [[Saxonia]] și [[Harz (Mittelgebirge)|Harz]], unde procesul de fabricare al vitriolului a produs acid sulfuric.<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> După numele primei mare producții din [[Nordhausen]], produsul a fost redenumit Vitriol Nordhausen.<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> Primele investigații științifice ale acidului sulfuric au fost desfășurate de către [[Johann Rudolph Glauber]]. El a reacționat acidul cu [[clorură de sodiu|clorura de sodiu]] și a obținut [[acid clorhidric]] și [[sulfat de sodiu]], care a fost denumit ''Sarea Glauber''.<ref>Walter Jansen: ''Zum Gedenken: Johann Rudolph Glauber'', in: ''Chemikon'', 2004, 11, 3, S.&nbsp;155; {{DOI|10.1002/ckon.200490022}}.</ref> Totuși, metodele în care erau folosiți sulfații erau foarte complicate și scumpe. Pentru a obține cantități mai mari de produs, în [[secolul al XVIII-lea]] s-a dezvoltat un procedeu în care [[sulf]]ul și [[salpetru]]l era ars în borcane de sticlă. Pentru că recipientele din sticlă erau prea fragile, în [[1746]], [[John Roebuck]] a fost primul care a încercat reacția în unele mai rezistente de [[plumb]]. După [[1793]], [[Nicolas Clément-Désormes]] și [[Charles Bernard Désormes]] au descoperit că utilizând [[aer]]ul, salpetrul era redus semnificant în [[volum]], așadar metoda camerelor de plumb putea fi utilizată industrial. Acest lucru a fost particular pentru anul [[1789]] <ref>William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5.</ref> când a fost descoperit de [[Nicolas Leblanc]] și aplicat în [[1791]] pentru producția carbonatului de sodiu. Procesul a fost îmbunătățit de mai multe ori de [[Joseph Louis Gay-Lussac]] și s-au dezvoltat metodele de absorbție a gazelor nitroase <ref name="ullmanns">Hermann Müller: ''Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide'', in: ''Ullmanns's Encyclopedia of Industrial Chemistry'', 4. Auflage, 1984, {{DOI|10.1002/14356007.a25_635}}.</ref> Astfel, era posibilă producerea continuă a acidului. Principalul dezavantaj al acestei metode este că a fost atinsă o centrație de doar 78%, iar soluțiile mai concentrate de oleum vor produce distilarea vitriolului. O metodă de producere de acidului sulfuric extrem concentrat a fost dezvoltată numai după [[1870]], când a fost descoperit procedeul de contact.<ref name="Greenwood">N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, 1988, ISBN 3-527-26169-9.</ref>

==Ocurență==
[[Fișier:Chalcanthite-cured.JPG|thumb|left|[[Calcantit]]]]
Liber și nedisociat în ioni de [[oxoniu]] sau de [[sulfat]], acidul sulfuric este foarte rar în natură.<ref name="analiza">{{ro icon}} [http://www.referatele.com/referate/chimie/online6/Analiza-comparativa-acid-sulfuric-si-clorhidric---proprietati--obtinere-referatele-com.php] Analiza comparativă dintre acidul sulfuric și acidul clorhidric</ref> În [[atmosferă]], el este format din [[Dioxid de sulf|dioxidul de sulf]], care la rândul său este produs prin combustia substanțelor conținătoare de sulf sau din [[Erupție vulcanică|erupții vulcanice]]. Dioxidul de sulf este oxidat de către radicalii de [[hidroxil]] sau de către [[oxigen]] la [[trioxid de sulf]]. Cu [[Apă|apa]], acesta formează în final acidul sulfuric liber. Continuarea oxidării permite formarea trioxidului de sulf de către [[ozon]] sau [[peroxid de hidrogen]]. În ploaia acidă, acidul sulfuric trece sub formă diluată (sulfat de hidrogen sau ioni de sulfat) și ajunge pe pământ.

De asemenea, există o cantitate mică de acid sulfuric liber și în unele izvoare vulcanice <ref name=analiza /> numite [[solfatare]].

Spre deosebire de acidul sulfuric în sine, sărurile sale, sulfații, sunt foarte răspândiți în natură. Există multe [[mineral]]e care sunt sulfați ca și compoziție, iar printre cele mai cunoscute sunt: [[gips]]ul (CaSO<sub>4</sub> · 2H<sub>2</sub>O), [[Baritină|baritina]] (BaSO<sub>4</sub>) <ref>[http://www.sagproglobal.com/barite.html Baritine mineral] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20121002003907/http://www.sagproglobal.com/barite.html |date=2012-10-02 }} Ocurența baritinei</ref>, [[calcantit]]ul (CuSO<sub>4</sub> · 5H<sub>2</sub>O) și [[Sare Glauber|sarea Glauber]] (Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 10 H<sub>2</sub>O).

Acidul sulfuric se găsește în afara [[Pământ]]ului în atmosfera superioară a planetei [[Venus]]. Acesta este produs prin reacția fotochimică dintre dioxidul de sulf și apa. Aici se formează picături de ploaie care conțin acid sulfuric de concentrație până la 80 sau 85%. În straturile mai joase, acidul se descompune datorită temperaturilor în dioxid de sulf, oxigen și apă, dar acestea se ridică din nou și formează acid sulfuric.<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>

Mai recent s-a descoperit că există mari porțiuni de acid sulfuric și în suprafața înghețată a satelitului [[Europa (satelit)|Europa]] al lui [[Jupiter]]. Una dintre ipoteze este că [[atom]]ii de [[sulf]] proveniți prin erupție vulcanică au interacționat în pătura magnetică din jurul satelitului și au format acidul sulfuric.<ref name=europas>{{en icon}} [http://science.nasa.gov/science-news/science-at-nasa/1999/ast30sep99_1/ Sulfuric Acid] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20121116013256/http://science.nasa.gov/science-news/science-at-nasa/1999/ast30sep99_1/ |date=2012-11-16 }} Found on Europa (Acidul sulfuric găsit pe Europa).</ref>

==Producție==
[[Fișier:Diagram Production sulfuric acid en.svg|thumb|Producția de acid sulfuric între anii [[1970]]-[[2003]] în diferite țări.]]
Există două procese principale folosite în producția de H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, procedeul camerei de plumb și procedeul de contact. Procesul camerei de plumb este o metodă veche și produce o soluție de acid în apă de concentrație 62÷78%. Prin procesul de contact se obține acid sulfuric pur. În ambele procese, dioxidul de sulf, SO<sub>2</sub>, este oxidat la trioxid de sulf SO<sub>3</sub>, care este dizolvat în apă.

Dioxidul de sulf este obținut prin arderea sulfului:
:S(s) + O<sub>2</sub>(g) → SO<sub>2</sub>(g)

prin prăjirea [[Pirită|piritei]] (sulfura de fier) sau a altor sulfuri metalice
:4 FeS<sub>2</sub>(s) + 11 O<sub>2</sub>(g) → 2 Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s) + 8 SO<sub>2</sub>(g)

sau prin arderea [[Hidrogen sulfurat|hidrogenului sulfurat]],
:2 H<sub>2</sub>S(g) + 3 O<sub>2</sub>(g) → 2 SO<sub>2</sub>(g) + 2 H<sub>2</sub>O(g)

Bioxidul de sulf este oxidat catalitic la trioxid de sulf
:2SO<sub>2</sub>(g) + O<sub>2</sub>(g) → 2 SO<sub>3</sub>(g)

În absența [[catalizator]]ului, oxidarea SO<sub>2</sub> este lentă. În procesul vechi cu camera de plumb, catalizatorul este dioxidul de azot. În procedeul contact, catalizatorul este oxidul de vanadiu, V<sub>2</sub>O<sub>5</sub>. Trioxidul de sulf produs este dizolvat în acid sulfuric 98%, în care reacționează cu cele 2% apă, formand H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. 
:SO<sub>3</sub>(g) + H<sub>2</sub>O(l) → H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>(l)

Materia primă pentru producția acidului sulfuric este adesea sulful elementar în cantități mari ([[2007]]: 66 milioane de tone <ref>{{Citat web |url=http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/sulfur/mcs-2008-sulfu.pdf |accessdate=2012-09-27 |titlu=U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries: Sulfur, January 2008 |archive-date=2012-07-08 |archive-url=https://web.archive.org/web/20120708075717/http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/sulfur/mcs-2008-sulfu.pdf |dead-url=yes }}</ref>) obținut prin desulfurizarea [[Gaz natural|gazelor naturale]] și a [[țiței]]ului prin Procedeul Claus. Elementul este ars în [[aer]] pentru a se obține [[dioxid de sulf]]:

:<math>\mathrm{S + O_2 \longrightarrow SO_2}</math>
:<small>Reacția sulfului cu oxigenul</small>

În alte surse, dioxidul de sulf este produs în cantități mari prin topirea minereurilor de sulf, din urma cărora de mai obțin și [[metal]] e ca [[cupru]], [[zinc]] sau [[plumb]]. Dioxidul de sulf rezultă direct în urma reacției:

:<math>\mathrm{2\ ZnS + 3\ O_2 \longrightarrow 2\ ZnO + 2\ SO_2}</math>
:<small>Prăjirea sulfurii de zinc</small>

În [[1999]], în [[Europa]] au fost prăjite 3 milioane de tone de [[pirită]] pentru producția acidului sulfuric, dar în [[Asia]], proporția era și mai mare.<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>

În țările cu resurse sărace, care nu au nici zăcăminte de sulfuri, nici sulfidice, este folosit procedeul Müller-Kühne. Acesta constă în obținerea dioxidului de sulf prin arderea [[gips]]ului și [[cărbune]]lui într-un cuptor rotativ. Procedeul, mare consumator de energie, poate fi făcut mai profitabil prin adăugarea [[nisip]]ului și [[Argilă|argilei]] și obținându-se ca produs secundar [[ciment]] de foarte bună calitate. În [[Republica Democrată Germană|RDG]], procedura a fost efectuată pe scară largă.

Pentru continuarea producției trebuie format [[Trioxid de sulf|trioxidul de sulf]]. Reacția directă dintre sulf și oxigen pentru a forma trioxid de sulf nu are loc, deoarece [[Echilibru chimic|echilibrul reacției de oxidare]] a dioxidului de sulf la trioxid de sulf la temperaturi joase este doar de partea trioxidului de sulf. La aceste temperaturi, totuși, rata de reacție este prea scăzută. Prin urmare, cu ajutorul unor [[catalizator]]i adecvați, condițiile de reacție sunt controlate astfel încât reacția să aibă loc mai repede la temperaturi mult prea ridicate.

:<math>\mathrm{2 \ SO_2 + O_2 \ \rightleftharpoons \ 2 \ SO_3}</math>
:<small>Reacția de oxidare a dioxidului de sulf la trioxid de sulf</small>

[[Fișier:Schwefeldioxid oxidation.svg|thumb|right|500px|Ciclul catalitic de oxidare al dioxidului de sulf]]

Atunci când este folosit procesul de contact (foarte răspândit în prezent), [[Pentaoxid de vanadiu|pentaoxidul de vanadiu]] este utilizat pentru cataliza transferului de [[oxigen]]. Acesta formează o topitură de [[oxid de vanadiu (V)]] și sunt adăugați ca co-catalizatori sulfați [[Metal alcalin|alcalini]]. Acesta este catalizatorul final, o combinație complexă cu formula [(VO<sub>2</sub>)O(SO<sub>4</sub>)<sub>4</sub>]<sup>4</sup>-. El este depozitat fără să schimbe [[Stare de oxidare|starea de oxidare]] a [[vanadiu]]lui, așa că [[Dioxid de sulf|dioxidul de sulf]] reacționează cu oxigenul pentru a forma trioxidul de sulf.<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> Temperatura din timpul reacției este de 420-620&nbsp;°C, deoarece cataliza este inactivă la temperaturi mai joase datorită formării de compușilor de vanadiul tetravalent.<ref name="Lapina"/> Reacția se desfășoară în niște tăvi de cuptoare de contact, în care catalizatorul este așezat pe patru straturi ("rafturi"), una deasupra alteia, iar [[gaz]]ul este răcit treptat între tăvi la o temperatură corespunzătoare.

În procedeul de contact dublu, înainte de ultima tavă, resturile de [[sulf]] existente se spală cu acid sulfuric concentrat. În acest fel, randamentul procesului crete la 99,5%.<ref name="HoWi">Holleman-Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie''. 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1.</ref>

După formarea trioxidului de sulf, care este transformat în acid sulfuric, reziduul de dioxid de sulf rămas trebuie eliminat cu ajutorul [[amoniac]]ului sau a [[Tiosulfat de sodiu|tiosulfatului de sodiu]]. Din moment de reacția trioxidului de sulf cu apa este prea energică, putând duce la fierbere și la formarea de aerosoli foarte greu de condensat, gazul este trecut printr-o soluție concentrată de acid sulfuric. În urma acestei reacții se obține H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>7</sub> care, combinat în cele ce urmează cu apa, se transformă în acid sulfuric.

:<math>\mathrm{SO_3 + H_2SO_4 \longrightarrow H_2S_2O_7}</math>
:<small>Reacția dintre trioxidul de sulf și acidul sulfuric.</small>
:<math>\mathrm{H_2S_2O_7 + H_2O \longrightarrow 2\ H_2SO_4}</math>
:<small>Obținerea acidului sulfuric</small>

Prin această metodă nu se produce acid sulfuric pur, dar cu o concentrație de 98%. Pentru purificarea acidului sulfuric, cantitatea de trioxid de sulf trebuie introdusă în acid de concentrație mare, care corespunde cantității apei în exces a acidului.

În ultimii ani, producția de acid sulfuric, în special în [[China]], este mai mare, în timp ce în alte țări din [[Europa]], precum [[Germania]], aceasta a scăzut. Micșorarea acestor producții dintre anii [[1990]] și [[1991]] sunt datorate în mare parte dizolvării [[Uniunea Sovietică|Uniunii Sovietice]].<ref>{{Citat web |url=http://unstats.un.org/unsd/cdb/cdb_series_xrxx.asp?series_code=18150 |accessdate=2012-09-29 |titlu=Schwefelsäureproduktion 1970–2003 der United Nations Statistics Division |archive-date=2007-10-11 |archive-url=https://web.archive.org/web/20071011192449/http://unstats.un.org/unsd/cdb/cdb_series_xrxx.asp?series_code=18150 |dead-url=yes }}</ref>

==Proprietăți==
===Fizice===
[[Fișier:Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg|thumb|Molecula de acid sulfuric și distanțele legăturilor dintre [[atom]]ii componenți.<ref name="JACS"/>]]
Acidul sulfuric este un [[lichid]] vâscos și incolor ce se solidifică la o temperatură de 3&nbsp;°C atunci când este de concentrație 100%. În rest, punctul de înghețare depinde de concentrație: la 93% acesta este de -32&nbsp;°C, la 78% este -38&nbsp;°C și la 65% este de -64&nbsp;°C.<ref name=freeze>[http://www.cise.columbia.edu/clean/msds/sulfuricacid.pdf About 100% concentred sulfuric acid] the freezing temperature. Accesat la 29 septembrie 2012</ref> Acidul sulfuric tehnic poate avea adesea o culoare maronie <ref name=kumed>[http://www.kumed.com/~/media/Imported/kumed/documents/kdhesulfuricacid.ashx Impure sulfuric acid may take on a brownish color.] Accesat la 29 septembrie 2012</ref> datorată impurităților organice. Încălzit deasupra [[Punct de fierbere|punctului de fierbere]] de 279,6&nbsp;°C, acidul sulfuric se vaporizează, iar în forma acesta de vapori există trioxid de sulf în exces. La o temperatură de 338&nbsp;°C, vaporii au un conținut de 98,3% acid  și corespund unui amestec azeotropic de apă și acid sulfuric.<ref>[http://www.chem1.com/acad/webtext/solut/solut-5.html Azeotropul acidului sulfuric la 338 °C] Accesat la 29 septembrie 2012</ref> Încălzit mai mult, la 450&nbsp;°C, acidul sulfuric se disociază în apă și trioxid de sulf complet.

[[Căldură specifică|Căldura specifică]] a soluțiilor apoase de acid sulfuric scade odată cu creșterea conținutului de mare de acid și se mărește odată cu ridicarea temperaturii. La 20&nbsp;°C, acidul sulfuric de concentrație 100% are căldura specifică 0,331 kcal/kg · °C, la 25-30&nbsp;°C, [[oleum]]ul cu 20,9% trioxid de sulf liber în acidul sulfuric are căldura specifică 0,339 kcal/kg · °C, iar oleumul cu 34,7% trioxid de sulf liber are căldura specifică 0,350 kcal/kg · °C.<ref name=ripan1>[[Raluca Ripan]]: ''Manual de lucrări practice de chimie anorganică'', volumul 1: ''Metaloizi'', Editura de Stat Didactică și Pedagogică, [[1961]].</ref>

Acidul sulfuric solid cristalizează în sistemul cristalin monoclinic cu grupul spațial C2/c. Parametrii rețelei sunt: a = 814 pm, b = 470 pm, c = 854 pm, și β = 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> Structura sa este una ondulată, în care fiecare [[tetraedru]] de sulfat de dihidrogen este legat de alte patru tetraedre prin intermediul legăturilor [[hidrogen]]ului. În plus față de acidul sulfuric pur cristalizat, sunt cunoscute și câteva forme hidratate ale acestuia. Un exemplu este dihidratul H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 2H<sub>2</sub>O, care de asemenea cristalizează în sistemul monoclinic și are grupa spațială C2/c.<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: ''[[Journal of Chemical Physics|J. Chem. Phys.]]'', 1969, 51, S.&nbsp;4213; {{DOI|10.1063/1.1671781}}.</ref> Mai sunt cunoscuți șase cristalohidrați diferiți, în care numărul moleculelor de apă înglobate este egal cu unu, doi, trei, patru, șase sau opt. În acest caz, acidul este complet despicat în [[ioni]] de [[oxoniu]] și [[sulfat]], iar ionii de oxoniu sunt legați de hidrat printr-un număr divers de molecule de apă. Punctul de topire al acestor hidrați descrește odată cu creșterea numărului de molecule de apă. Astfel, punctul de topire al monohidratului este de 8,59&nbsp;°C, în timp ce al octahidratului este de -62&nbsp;°C.<ref name="HoWi"/>

Între moleculele individuale contribuie legătura puternică dintre atomii de hidrogen, așadar la 25&nbsp;°C, [[vâscozitate]]a acidului este de 24,6 mPa·S.<ref name="Klapötke">Th. M. Klapötke, I. C. Tornieporth-Oetting: Nichtmetallchemie, Wiley-VCH, Weinheim, 1994, ISBN 3-527-29052-4.</ref> În comparație cu acesta, apa are o vâscozitate de 0,89 mPa·s la aceeași temperatură.<ref name="Greenwood"/>

La fel ca și apa, acidul sulfuric pur este rău conducător de [[curent electric]], iar conductivitatea sa specifică este de 1,044 · 10<sup>−2</sup> S/cm.<ref name="Klapötke" /> Motivul pentru disocierea redusă a acidului sulfuric este [[Protoliză|autoprotoliza]].

:<math>\mathrm{2\ H_2SO_4 \rightleftharpoons \ HSO_4^- + H_3SO_4^+}</math>
:<small>Reacția de autoprotoliză</small>

[[Fișier:Schwefelsäure Ladungen2.svg|thumb|O legătură probabilă]]
[[Fișier:Sulfuric acid.svg|thumb|left|Tetraedru de acid sulfuric]]

În [[Gaz|faza gazoasă]], moleculele de acid sulfuric nu sunt legate, ci singure. Unghiul dintre grupele [[Hidroxil|OH]] este de 101,3° și cel dintre [[atom]]ii de [[oxigen]] este de 123,3°. Lungimile legăturilor dintre [[sulf]] și oxigen sunt de 157,4 pm (pentru legătura dintre grupele OH) și 142,2 pm respectiv (pentru legătura din vârf). Structura moleculară este la fel și pentru acidul sulfuric cristalizat.<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>

[[Densitate]]a acidului sulfuric crește odată cu concentrația și atinge o valoare maximă la valoarea de 98,3 % masice; din acest punct, chiar dacă și concentrația crește, greutatea specifică scade.<ref name=ripan1 />
<br>
{| class="wikitable"
|-
! '''[[Procent masic]]''' !! 10 !! 20 !! 30 !! 40 !! 50 !! 60 !! 70 !! 80 !! 90 !! 98,2
|-
| '''Densitatea'''<br>la 20&nbsp;°C în [[Gram|g]]/[[litru|ml]] || 1,07 || 1,14 || 1,22 || 1,30 || 1,40 || 1,50 || 1,62 || 1,73 || 1,82 || 1,84
|}

===Chimice===
====Reacția cu apa și proprietățile deshidratante====
[[Fișier:Si hydrides.theora.ogv|thumb|left|Bucăți de ''siliciură de magneziu'' sunt amestecate cu ''acid sulfuric'' diluat rezultând gaze de ''silan'' (''hidrură de siliciu'') și ''hidrogen''. Bulele de silan se oxidează la contactul cu aerul, producând miniexplozii și rezultând mai departe în ''dioxid de siliciu'' și vapori de apă.]]

Reacția de hidratare a acidului sulfuric este puternic [[reacție exotermă|exotermă]]. Dacă se adaugă apă acidului, acesta poate începe să fiarbă, stropind persoanele din jur. Întotdeauna se adaugă acid în apă și NU invers. De notat că această problemă se datorează parțial și densităților relative ale celor două lichide. Apa este mai puțin densă decât acidul sulfuric și are tendința să plutească deasupra acidului.
Pentru că reacția de hidratare este favorabilă termodinamic, acidul sulfuric este un excelent agent dehidrator și este folosit la prepararea fructelor uscate.

În [[atmosferă]], combinat cu alți compuși chimici, produce [[ploaia acidă]].

[[Fișier:Sulfuric acid burning tissue paper.jpg|thumb|left|200px|Acidul sulfuric arzând țesutul unei foi]]
Acidul sulfuric concentrat absoarbe din aerul umed până la de 15 ori greutatea de apă.<ref name=ripan1 />
Reacția de hidratare a acidului sulfuric este foarte exotermă; datorită capacității calorice mari a apei și datorită valorii aproape duble a greutății specifice a acidului sulfuric concentrat față de apă, amestecarea acidului sulfuric cu apă se face întotdeauna prin introducerea acidului în apă și nu invers.<ref name=ripan1 />. Deoarece reacția este într-un echilibru care favorizează protonarea rapidă a apei, adăugarea de acid deasupra apei asigură faptul că acidul este agentul limitator. Această reacție este cunoscută pentru formarea de [[ioni]] de [[hidroniu]]:

:<math>\mathrm{H_2SO_4 + H_2O \longrightarrow HSO_4^- + H_3O^+}</math>
:<small>Reacția apei cu acidul sulfuric</small>, K1 = 2,4×10<sup>6</sup> (acid puternic)

:<math>\mathrm{HSO_4^- + H_2O \longrightarrow SO_4^{2-} + H_3O^+}</math>
:<small>Reacția cu apa</small>, K2 = 1,0×10<sup>−2</sup> <ref>{{cite web|url=http://www2.chemistry.msu.edu/faculty/reusch/VirtTxtJml/acidity.htm |title=Ionization Constants of Inorganic Acids |publisher=.chemistry.msu.edu |date= |accessdate=29 septembrie 2012}}</ref>

HSO<sub>4</sub><sup>-</sup> este [[anion]]ul [[bisulfit]] (sau sulfit acid), iar SO<sub>4</sub><sup>2-</sup> este anionul [[sulfat]]. K1 și K2 sunt constantele de disociere ale acidului sulfuric.

Pentru că hidratarea acidului sulfuric este favorabilă din punct de vedere termodinamic și pentru că afinitatea sa pentru apă este suficient de puternică, acidul sulfuric este un agent de deshidratare excelent. Acidul sulfuric concentra este foarte puternic deshidratant, îndepărtând apa din unii compuși ca [[zahăr]]ul sau [[carbohidrați]]i și producând [[carbon]], [[căldură]], vapori și un rest de acid diluat ce conține cantități mărite de [[ioni]] de hidroniu și bisulfat. Însă, nu toate substanțele organice sunt carbonizate de acidul sulfuric, astfel [[Difenilamină|difenilamina]] doar se dizolvă în acesta.<ref name=ripan1 />

În [[laborator]], această proprietate se poate demonstra prin amestecarea [[zahăr]]ului sau [[Zaharoză|zaharozei]] cu acidul sulfuric. Are loc o schimbare de culoare de la alb la maro-închis, iar apoi la negru datorită formării de [[carbon]]. Carbonul se produce sub formă de coloană și se ridică.<ref>[http://www.youtube.com/watch?v=UcpodCsTxtc Acțiunea acidului sulfuric asupra zahărului 8. Old Version‬‏]. YouTube. Accesat la 29 septembrie 2012.</ref>

[[Fișier:Sulphuric acid on a piece of towel.JPG|thumb|right|250px|Picăturile de acid sulfuric distrug rapid o bucată de [[bumbac]].]]

: <math>\mathrm{C_{12} H_{22} O_{11} + H_2 SO_4 \longrightarrow 12C + 11H_2 O}</math>
: <small>Reacția dintre zahăr și acid sulfuric</small>

În urma acestei reacții se mai obține și un amestec de acid sulfuric și apă.

În mod similar, mixând [[amidon]]ul cu acidul sulfuric concentrat se va obține [[carbon]] elementar și apă, ce va fi absorbită de acid (astfel el devine mai diluat). Efectul acestuia poate fi văzut când puțin acid sulfuric concentrat este împrăștiat pe o [[hârtie]], care este compusă din [[celuloză]]; celuloza reacționează și arată ca arsă, din moment ce s-a obținut carbonul. Acesta miroase puternic a [[caramel]] datorită căldurii generate. Deși mai puțin dramatică, acțiunea acidului asupra [[bumbac]]ului, chiar și în forma diluată, poate distruge țesăturile.

:<math>\mathrm{(C_6 H_{10} O_5 )_n + H_2 SO_4 \longrightarrow 6nC + 5nH_2 O}</math>

====Proprietăți acido-bazice====
Fiind un acid, acidul sulfuric reacționează cu majoritatea [[Bază (chimie)|bazelor]] pentru a da [[sulfat]]ul unui element. De exemplu, în urma reacției dintre acidul sulfuric și [[Hidroxid de sodiu|hidroxidul de sodiu]] se obține [[sulfat de sodiu]] și [[apă]]:<ref>[http://www.newton.dep.anl.gov/askasci/chem03/chem03874.htm Hidroxid de sodiu și acid sulfuric-reacție de neutralizare] Accesat la 29 septembrie 2012</ref>

:<math>\mathrm{H_2 SO_4 + 2NaOH \longrightarrow Na_2 SO_4 + 2H_2 O}</math>

De asemenea, acidul sulfuric reacționează și cu unii oxizi, ca de exemplu cu [[Oxid de cupru (II)|oxidul cupric]]. În urma reacției se obține [[sulfat de cupru]] și [[apă]] și se poate observa schimbarea de culoare de la negru (oxidul cupric) la albastru deschis (sulfatul de cupru) <ref>[http://www.nuffieldfoundation.org/practical-chemistry/reacting-copperii-oxide-sulfuric-acid Reacția dintre oxidul de cupru și acidul sulfuric] Accesat la 29 septembrie 2012</ref>

:<math>\mathrm{H_2 SO_4 + CuO \longrightarrow CuSO_4 + H_2 O}</math>

Acidul sulfuric este cunoscut pentru capacitatea de a scoate acizii slabi din [[Sare (chimie)|sărurile]] lor. În reacția cu [[Acetat de sodiu|acetatul de sodiu]], de exemplu, el scoate [[Acid acetic|acidul acetic]], CH<sub>3</sub>COOH, un acid slab, producând și bisulfat de sodiu:

:<math>\mathrm{H_2 SO_4 + CH_3 COONa \longrightarrow NaHSO_4 + CH_3COOH}</math>

===Reacția cu metalele și cu nemetalele===
Acidul sulfuric reacționează cu unele nemetale, ca [[sulf]]ul sau [[carbon]]ul.<ref name=sc>[http://www.factmonster.com/ce6/sci/A0861348.html Acidul sulfuric concentrat:] Reacționează cu unele nemetale</ref>:

:<math>\mathrm{C + 2H_2 SO_4 \longrightarrow CO_2 \uparrow + 2SO_2 \uparrow + 2H_2 O}</math>
:<math>\mathrm{S + 2H_2 SO_4 \longrightarrow 3SO_2 \uparrow + 2H_2 O}</math>

Numele vechi al acidului sulfuric este ''ulei de vitriol'' sau, după [[Albert cel Mare]] în [[secolul al XIII-lea]], ''ulei de vitriol roman'' . Când sunt adăugate concentrații mari de trioxid de sulf SO<sub>3</sub> la fabricarea acidului, rezultă o soluție de SO<sub>3</sub> în H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. Aceasta se numește [[acid sulfuric fumans]] sau oleum, ce conține mai ales acid disulfuric (pirosulfuric sau Nordhausen) - H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>7</sub><ref>Pauling, p. 263</ref>.

== Aplicații ==
Acidul sulfuric are multe aplicații, incluzând multe reacții chimice și utilizări industriale. Este produsul chimic cel mai folosit în industrie, fiind numit și „sângele industriei”.  Direcțiile principale includ producția de îngrășăminte, procesarea minereurilor și a apelor reziduale, sinteza produselor chimice și rafinarea petrolului.

În combinație cu [[Acid azotic|acidul azotic]], formează amestec sulfonitric care conține ionul nitroniu</sup>. Acest amestec este folosit la nitrarea unor compuși. Procesul de nitrare este utilizat pentru producția unui număr mare de explozivi, incluzând [[trinitrotoluen]]ul, nitroceluloza și [[nitroglicerina]]. Acidul este folosit și în acumulatorii acid-plumb, fiind uneori numit și „acid de baterie”.

==Referințe==
<references/>

==Bibliografie==
* Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie'' (Manual de Chimie Anorganică). 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
* Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: ''Chemie der Elemente'' (Chimia Elementelor). 1. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim, 1988, ISBN 3-527-26169-9.
* Th. M. Klapötke, I. C. Tornieporth-Oetting: ''Nichtmetallchemie'' (Chimia metaloizilor). Wiley-VCH, Weinheim, 1994, ISBN 3-527-29052-4
* Schwefelsäure in: ''Roempp Chemie Lexikon'', Thieme Verlag, 2007, [http://www.roempp.com/prod/index1.html online]
* Hermann Müller: ''Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide'' (Acidul Sulfuric și Trioxidul de Sulf), în: ''Ullmanns's Encyclopedia of Industrial Chemistry'', 4. Auflage, Wiley-VCH, 1984, {{DOI|10.1002/14356007.a25_635}}

{{ro icon}}
* Constantin D. Albu, [[Maria Brezeanu]], ''Mică enciclopedie de chimie'', Editura Enciclopedică Română, 1974, p 24
* D. Negoiu, ''Tratat de chimie anorganică'', editura Tehnică, vol.2, București, 1972
* Raluca Ripan: ''Manual de lucrări practice de chimie anorganică- vol I - Metaloizi'', Editura de Stat Didactică și Pedagogică, 1961
* Raluca Ripan: ''Semimicroanaliza'', Editura de Stat Didactică și Pedagogică, 1961
* [[Linus Pauling]], ''Chimie generală'', Editura Științifică, București, 1972 (traducere din limba engleză)

{{Sulfați}}
{{Principalii acizi anorganici}}

{{Control de autoritate}}
[[Categorie:Acizi anorganici|Sulfuric]]
[[Categorie:Substanțe higroscopice și delicvescente]]