Brontekst bekijken van Zwavelzuur

{{Infobox chemische stof
| Naam                          = Zwavelzuur
| afbeelding1                   = Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg
| afbeeldingbreedte1            = 180
| onderschrift1                 = [[Structuurformule]] van zwavelzuur
| afbeelding2                   = Sulfuric-acid-Givan-et-al-1999-3D-balls.png
| afbeeldingbreedte2            = 180
| onderschrift2                 = [[Molecuulmodel]] van zwavelzuur
| afbeelding3                   = Sulphuric acid 96 percent extra pure.jpg
| onderschrift3                 = Fles met zwavelzuur (96%)
| afbeelding4                   = 
| onderschrift4                 = 
| Formule                       = H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
| Molgewicht                    = 98,07848
| SMILES                        = OS(=O)(=O)O
| InChI                         = 1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)
| IUPAC                         = (di)waterstofsulfaat
| AndereNamen                   = zwavelzuur, dihydroxidodioxidozwavel, vitrioololie, vitriool
| CAS                           = 7664-93-9
| EINECS                        = 231-639-5
| PubChem                       = 1118
| EG                            = 016-020-00-8
| VN                            = 1830
| Beschrijving                  = Sterk zuur en zeer corrosieve, hygroscopische vloeistof
| Vergelijkbaar                 = [[zwaveligzuur]], [[salpeterzuur]], [[fosforzuur]], [[chroomzuur]]
| AfbWaarsch                    = {{Pictogram GHS|C}}
| TekstWaarsch                  = Gevaar
| Carcinogeen                   = 
| Hygroscopisch                 = ja
| Rzinnen                       = {{H314}}
| EUHzinnen                     = ''geen''
| Szinnen                       = {{P260}} - {{P264}} - {{P280}} - {{P363}}
| Omgang                        = Uiterst voorzichtig behandelen, gebruik makend van zuurbestendige handschoenen en een gezichtsmasker.
| Opslag                        = In een afgesloten glazen fles, droog en in een goed geventileerde ruimte bewaren. Gescheiden van basen, metalen en organische stoffen.
| ADR                           = Gevarenklasse 8
| MAC                           = 0,1 mg/m³
| LethaalRat                    = ([[oraal]]) 2140<ref>{{en}} [https://web.archive.org/web/20131007031024/http://www.sciencelab.com/msds.php?msdsId=9925146 MSDS van ''zwavelzuur''], ScienceLab</ref>
| LethaalKonijn                 = 
| MSDS                          = 
| Aggregatie                    = vloeibaar
| Kleur                         = kleurloos
| Dichtheid                     = 1,8356
| Smeltpunt                     = 10,38
| Kookpunt                      = 330
| Vlampunt                      = 
| Zelfontbranding               = 
| Dampdruk                      = (bij 145,8°C) 1300
| Oplosbaarheid                 = 
| GoedOplIn                     = water
| SlechtOplIn                   = 
| OnoplIn                       = 
| Dipoolmoment                  = 
| Viscositeit                   = (bij 20°C) 0,0267
| Kristalstructuur              = 
| fG0g                          = 
| fG0l                          = 
| fG0s                          = 
| fH0g                          = 
| fH0l                          = −810,4097<ref>{{aut|Zeleznik}} (1991), p. 1183</ref>
| fH0s                          = 
| S0g                           = 
| S0l                           = 157,2504<ref>{{aut|Zeleznik}} (1991), p. 1186</ref>
| S0s                           = 
| Cpm0                          = 
| Evenwicht                     = [[Zuurconstante|p''K''<sub>a1</sub>]] = −3,0<ref name="Zuurconstante">{{en}} [https://web.archive.org/web/20100602043012/http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf pKa Data Compiled by R. Williams]</ref> <br /> p''K''<sub>a2</sub> = 1,99<ref name="Zuurconstante" />
| KlassiekeAnalyse              = 
| Spectra                       = 
}}

'''Zwavelzuur''' – vroeger ook wel '''vitriool''' genoemd – is een industrieel belangrijk [[anorganisch zuur]] met als [[brutoformule]] H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. Onder [[standaardomstandigheden]] komt het voor als een kleurloze, geurloze, [[Viscositeit|viskeuze]] en sterk [[hygroscopisch]]e [[vloeistof]] met een glasachtige [[glans]], die volledig mengbaar is met [[water]]. Zwavelzuur wordt vrijwel altijd in de vorm van een [[waterige oplossing]] verhandeld en gebruikt.

Zwavelzuur is een van de belangrijkste universeel toegepaste grondstoffen in de [[chemische industrie]]. In 2001 werd wereldwijd bijna 165 miljoen ton geproduceerd.<ref name="CEH">Sulfuric Acid, in Chemical Economics Handbook, SRI International, Menlo Park, Californië, januari 2003</ref> Het voornaamste proces voor de productie van zwavelzuur is het [[contactproces]], waarbij globaal gezien [[zwaveldioxide]] (SO<sub>2</sub>) met [[Dizuurstof|zuurstofgas]] (O<sub>2</sub>) [[Oxidatie|geoxideerd]] wordt tot [[zwaveltrioxide]] (SO<sub>3</sub>), dat vervolgens [[Hydratatie|gehydrateerd]] wordt. Vroeger werd het [[lodenkamerproces]] toegepast, maar daarmee kon geen sterk geconcentreerd zwavelzuur geproduceerd worden.

Een van de grootste afnemers van zwavelzuur is de [[kunstmest]]stoffenindustrie. Daarnaast wordt het toegepast als [[elektrolyt]] in [[Loodaccu|loodaccu's]], als (industrieel) [[schoonmaakmiddel]], bij de [[Chemische synthese|synthese]] van sulfaatzouten, bij de [[Aardolieraffinage|raffinage]] van [[aardolie]], als [[droogmiddel]] voor [[Gas (aggregatietoestand)|gassen]] en als [[reagens]] bij [[organische synthese]]s.

De [[zouten]] en [[Ester (scheikunde)|esters]] van zwavelzuur worden [[Sulfaat|sulfaten]] genoemd. In oude teksten worden de zouten ook als vitriolen aangeduid: zo verwijst kopervitriool naar koper(II)sulfaat. Tal van sulfaatzouten komen in de natuur voor in de vorm van [[Mineraal (geologie)|mineralen]]. Enkele voorbeelden daarvan zijn [[calciumsulfaat]] (CaSO<sub>4</sub>) als [[gips]] en [[anhydriet]], [[bariumsulfaat]] (BaSO<sub>4</sub>) als [[bariet]], [[strontiumsulfaat]] (SrSO<sub>4</sub>) als [[celestien]] en [[IJzer(II)sulfaat|ijzer(II)sulfaat]] (FeSO<sub>4</sub>) als [[melanteriet]] (dat ook ijzervitriool wordt genoemd).

De eigenschappen van zwavelzuur zijn sterk afhankelijk van de [[Concentratie (oplossing)|concentratie]] van de oplossing. In zuivere toestand is het sterk [[corrosief]] tegenover [[Metaal|metalen]], [[Weefsel (biologie)|cellulair weefsel]] en [[gesteente]]n; een gedrag dat kan worden toegeschreven aan het sterk zure karakter van de stof, alsmede aan de [[Dehydratie (scheikunde)|dehydraterende]] en [[Oxidator|oxiderende]] aard van zwavelzuur. Om opspatten bij het maken van [[verdunning]]en te voorkomen, dient het zuur aan water te worden toegevoegd en niet omgekeerd.<ref>Onder scheikundigen bestaan hieromtrent enkele [[ezelsbruggetje]]s, waaronder ''water op zuur is bloed aan de muur'' of ''een sterk zuur laat zich niet dopen''.</ref> Bij contact met de [[huid]] kunnen ernstige [[brandwond]]en ontstaan. Verder werkt zwavelzuur destructief op het [[hoornvlies]] en kan het [[blindheid]] veroorzaken.

{{Inhoud beperkt|3}}

== Naamgeving en etymologie ==
Zwavelzuur is een triviale benaming voor de stof met brutoformule H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, die volgens de [[IUPAC-nomenclatuur]] diwaterstofsulfaat of dihydroxidodioxidozwavel genoemd kan worden.<ref>{{en}} [http://old.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf Nomenclature of Inorganic Chemistry], IUPAC, 2005, p. 129</ref> Deze laatste benaming is volledig systematisch en in de scheikundige literatuur niet ingeburgerd.

Afhankelijk van de verdunningsgraad wordt een waterige oplossing van zwavelzuur ook nog benoemd als batterijzuur, accuzuur (verwijzend naar het gebruik als elektrolyt in een loodaccu), kamerzuur, torenzuur, gloverzuur en Engels zwavelzuur. De begrippen kamerzuur, torenzuur en gloverzuur verwijzen naar een verouderde productiemethode voor zwavelzuur, het [[lodenkamerproces]]. De term Engels zwavelzuur is afkomstig van het feit dat zwavelzuur in de 18e eeuw in grote hoeveelheden in [[Engeland]] werd geproduceerd.<ref name="Oosthoek's">{{Naslagwerk}} Oosthoek's Encyclopædie, vierde druk, deel XV, 1953, p. 773</ref>

Vitriool en vitrioololie<ref name="Encyclopaedia Britannica">{{Naslagwerk}} Encyclopædia Britannica, elfde druk, volume 26, 1910-1911, p. 65</ref> zijn twee verouderde synoniemen voor zwavelzuur, die etymologisch teruggaan op het [[Latijn]]se ''vitreus'' (en het Laat-Latijnse ''vitreolus''),<ref>{{en}} {{aut|D. Harper}} – [http://www.etymonline.com/index.php?term=vitriol Vitriol], Online Etymology Dictionary</ref> dat zoveel betekent als ''vervaardigd uit glas'' (vergelijk met het [[Engels]]e ''vitreous'', dat 'glasachtig' betekent). Het verwijst naar de glasachtige [[glans]] die zowel zuiver zwavelzuur als de ervan afgeleide minerale verbindingen, de sulfaten, gemeenschappelijk hebben. Tegenwoordig is de benaming vitriool nog in zwang ter aanduiding van de mineralen [[melanteriet]] (een groen-geel gehydrateerd ijzersulfaat) en [[chalcanthiet]] (een blauw gehydrateerd kopersulfaat). Soms wordt vitriool nog gebruikt als synoniem voor zwavelzuur zelf, alhoewel de benaming vitrioololie een duidelijker verwijzing naar de [[aggregatietoestand]] van het zuur vormt en daarmee meer ingang als equivalente aanduiding vindt.

De [[Gezegde (zegswijze)|zegswijze]] ''je pen in vitriool dopen'' betekent ‘een bijtend, zeer venijnig stuk schrijven’, en is een [[Metafoor|metaforisch]] verwijzing naar de bijtende eigenschappen van zwavelzuur.

== Geschiedenis ==
De oorsprong van het gebruik van zwavelzuur is omhuld met raadsels en de geschiedenis ervan is moeilijk te beschrijven, omdat er tot de 16e eeuw geen betrouwbare recepten voorhanden zijn die de bereiding van zwavelzuur beschrijven. De vroegste geschiedenis gaat uit van de ontdekking, ontginning en toepassing van sulfaathoudende mineralen.

=== Oudste vermeldingen ===
De zouten van zwavelzuur, de sulfaten, waren reeds in de [[Oudheid]] bekend. Sulfaten zijn natuurlijk gevormde mineralen; tot deze groep behoren de gehydrateerde sulfaten van [[IJzer (element)|ijzer]], [[Koper (element)|koper]], [[magnesium]] en [[Zink (element)|zink]], en zij werden onder één noemer als vitriool beschreven. De eerste vermelding van vitriool in deze betekenis komt voor in een woordenlijst van de [[Sumer]]iërs, die rond 600 v.Chr. gedateerd wordt.<ref name="Karpenko 998">{{aut|Karpenko & Norris}} (2002), p. 998</ref> De verschillende types vitriool werden gerangschikt naargelang de kleur die zij bezaten.

=== Vitriool in de Klassieke Oudheid ===
Een van de eerste duidelijke beschrijvingen van deze mineralen is overgeleverd in het werk van de Griekse arts [[Pedanius Dioscorides]] en van de Romeinse amateur-wetenschapper [[Plinius de Oudere]]. Beide beschrijvingen dateren uit de 1e eeuw n.Chr.<ref name="Karpenko 998" /> De Romeinse arts [[Claudius Galenus]] beschreef enige medische toepassingen van de mineralen.

In het traktaat ''Phisica et Mystica'' (ca. 300 n.Chr.) van de hellenistische [[Alchemie|alchemist]] [[Zosimos van Panopolis]] werden enkele [[Metallurgie|metallurgische]] toepassingen van vitriool en vitrioolachtige stoffen (zoals [[aluin]]en) beschreven. Zo werden deze mineralen onder andere gebruikt bij de zuivering van [[goud]] en bij het nabootsen van kostbare metalen.<ref name="Karpenko 998" />

=== Vitriool in de Perzische alchemie ===
De eigenschappen van vitriool waren ook bekend in de Perzische alchemie. In zijn werk ''Kitáb al-asrár'' (''Boek der Geheimen''), geschreven rond het jaar 900, trachtte de [[Perzen|Perzische]] arts en alchemist [[Muhammad ibn Zakarīya Rāzi]] een systematische beschrijving te geven van alle minerale stoffen, zoals zij werden aangetroffen in de natuur. Hij classificeerde de stoffen in vier categorieën: mineralen, plantaardige stoffen, dierlijke stoffen en afgeleiden van de drie voorgaanden.<ref name="Karpenko 999">{{aut|Karpenko & Norris}} (2002), p. 999</ref> Deze laatste categorie was in feite bedoeld voor stoffen die Rāzi niet meteen kon thuisbrengen. De verschillende categorieën werden verder onderverdeeld in subcategorieën. Vitriool werd door Rāzi beschouwd als een subcategorie binnen de minerale stoffen, mogelijk duidend op het belang dat aan deze stoffen gehecht werd.<ref name="Karpenko 999" /> De subcategorie werd verder onderverdeeld in zes stoffen, waarvan er vijf nauw verwant zijn (alle vijf sulfaten van koper en ijzer die enkel van elkaar verschillen in kleur). Voorts werd ook [[kaliumaluminiumsulfaat]], een aluin, binnen deze subcategorie geschaard. Vergelijkbare classificaties werden opgesteld door onder anderen [[Jabir ibn Hayyan]] in zijn werk ''Kitáb al-hawass al-kabir'' (8e eeuw), door [[Avicenna]] in het boek ''Kitáb aš-šifá'' (10e eeuw) en door [[Muhammad ibn Ibrahim al-Watwat]] in het traktaat ''Mabahig al-fihar'' (13e eeuw).<ref name="Karpenko 999" />

=== De eerste bereidingen van zwavelzuur ===
[[Bestand:Fotothek df tg 0000561 Bergwerk ^ Bergbau ^ Vitriolgewinnung ^ Vitriol.jpg|right|250px|thumb|De winning van zwavelzuur uit vitriool, afgebeeld op een [[houtsnede]] op papier (13,5 × 14,1 cm) uit 1580]]
Via werken als ''De aluminibus et salibus'' (''Over aluinen en zouten''), daterend uit de 12e eeuw en van de hand van een anonieme auteur, en ''Liber claritas'' (13e eeuw) verkreeg vitriool ook in [[Europa (werelddeel)|Europa]] bekendheid binnen de [[Middeleeuwen|middeleeuwse]] [[alchemie]]. De opvallende eigenschappen, zoals de kleur van de mineralen, en de toepassingen van vitriool werden hierin uitvoerig beschreven. Het begrip vitriool wordt voor het eerst gebruikt in het 8e-eeuwse traktaat ''Compositiones ad tingenda'', waarin diverse procedures voor de productie van [[kleurstof]]fen en [[pigment]]en beschreven staan.<ref name="Karpenko 1001">{{aut|Karpenko & Norris}} (2002), p. 1001</ref>

Het veelvuldig experimenteren met vitriool leidde de alchemisten ertoe de bereiding van zwavelzuur te ontdekken, alsook die van [[salpeterzuur]] (door inwerking van zwavelzuur op nitraatzouten). Zij bereidden het door het [[Roosten (scheikunde)|roosten]] van ijzer(II)sulfaat (zogenaamde groene vitriool), aluin of een ander sulfaathoudend mineraal in een ijzeren [[retort]]. Referenties naar deze – toen weliswaar nog kleinschalige – bewerkingsmethode worden aangetroffen in werk van [[Vincent van Beauvais]] (13e eeuw) en in het traktaat ''Compositum de Compositis'' van [[Albertus Magnus]].<ref name="Karpenko 1002">{{aut|Karpenko & Norris}} (2002), p. 1002</ref> [[Basilius Valentinus]], een Duitse alchemist uit de 15e eeuw, kende verdund zwavelzuur en benoemde het als ''mercurius philosophorum''.<ref name="Oosthoek's" /> Eerste verwijzingen naar grootschaliger productiemethoden voor zwavelzuur worden teruggevonden in ''De la Pirotechnia'' (1540), van de hand van de Italiaanse metallurg [[Vannoccio Biringuccio]], en ''De re metallica'' (1556) van de Duitse geleerde [[Georgius Agricola]].<ref name="Karpenko 1001" />

In de 17e eeuw werd zwavelzuur bereid door [[Johann Rudolph Glauber]] door het verhitten van [[zwavel]] en [[salpeter]] ([[kaliumnitraat]]), in de aanwezigheid van [[stoom]]. Het kaliumnitraat trad hier op als [[oxidator]] voor zwavel, waardoor [[zwaveltrioxide]] ontstond. In combinatie met stoom werd zwavelzuur gevormd:

:<chem>SO3 + H2O -> H2SO4</chem>

Deze reactie werd in 1736 door de Londense apotheker [[Joshua Ward]] gebruikt om via een innovatieve methode zwavelzuur op grote schaal te bereiden. Hij voerde de reacties uit in grote glazen kolven met een volume van 230 liter, die – zowel om [[Druk (grootheid)|overdruk]] als verlies van zwaveldioxide en -trioxide te vermijden – een kleine opening bezaten. Kaliumnitraat diende als [[katalysator]]. Dit proces zorgde er tevens voor dat de [[kostprijs]] van zwavelzuur sterk daalde.<ref name="Homburg">{{aut|E. Homburg}} (2011) – [https://web.archive.org/web/20130922092329/http://www.kncv.nl/Uploads/2012/12/Van-het-Leidseplein-naar-Amsterdam-Noord.pdf ''Van het Leidseplein naar Amsterdam-Noord: een overzicht van de geschiedenis van Ketjen tot ca. 1945'']</ref>

=== De introductie van het lodenkamerproces ===
{{Zie hoofdartikel|lodenkamerproces}}
In 1746 werd door [[John Roebuck]] in de Britse stad [[Birmingham (Verenigd Koninkrijk)|Birmingham]] een methode geïntroduceerd, die gebaseerd was op de oxidatiemethode van Glauber. Dit proces, het lodenkamerproces, maakte gebruik van sulfiderijke ertsen (zoals [[pyriet]] en [[zinkblende]]), die in een oven geroosterd werden tot zwaveldioxide.<ref name="Friedman">{{en}} {{aut|L.J. Friedman & S.J. Friedman}} – [https://web.archive.org/web/20120526112703/http://www.aiche-cf.org/Clearwater/2008/Paper2/8.2.7.pdf ''The History of the Contact Sulfuric Acid Process''], Acid Engineering & Consulting, Inc.</ref> Vanwege de corrosiviteit van de verschillende stoffen die bij het proces betrokken waren, kon het enkel in met [[Lood (element)|lood]] beklede reactoren worden uitgevoerd. Met het lodenkamerproces, dat gedurende twee eeuwen het standaardproductieproces voor zwavelzuur vormde, konden oplossingen gemaakt worden tot hoogstens 78%. Bovendien was het zwavelzuur vaak gecontamineerd met [[arseen]], afkomstig van de sulfide-ertsen.

Om bepaalde [[kleurstof]]fen (waaronder [[Azopigment|azokleurstoffen]]) te kunnen produceren waren hogere concentraties nodig. Daartoe werd een kleinschalige methode toegepast, waarbij pyriet via ijzer(II)sulfaat met [[Dizuurstof|zuurstofgas]] geoxideerd werd tot ijzer(III)sulfaat. Door dit zout te verhitten tot 480&nbsp;°C trad ontleding tot [[IJzer(III)oxide|ijzer(III)oxide]] (Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>) en zwaveltrioxide op:

:<chem>Fe2(SO4)3 -> Fe2O3 + 3SO3</chem>

Dit gas werd opgelost in water om zwavelzuur te vormen. Deze procedure was een stuk omslachtiger en duurder, waardoor opschaling onmogelijk was. Dit proces stond bekend als het ''Vitriolbrennen''.<ref name="Karpenko 1003">{{aut|Karpenko & Norris}} (2002), p. 1003</ref>

Tegen het einde van de 18e eeuw bestonden er in [[Koninkrijk Groot-Brittannië|Groot-Brittannië]] vele zwavelzuurfabrieken. Alleen al in [[Glasgow]] waren dat er zes. Op het Europese continent volgden [[Duisburg]] en [[Rijsel]] eind 18e en begin 19e eeuw. De derde fabriek op het Europese vasteland was [[Ketjen]] in [[Amsterdam]], die in 1835 nabij het [[Leidseplein (Amsterdam)|Leidseplein]] werd opgericht als ''eener fabryk van vitrioololie''. Tijdens het eerste jaar werd 400 [[Ton (massa)|ton]] zwavelzuur geproduceerd; in 1930 was dat al gestegen tot 15.000 ton.<ref name="Homburg" />

=== Het contactproces: katalysator voor de toenemende zwavelzuurproductie ===
{{Zie hoofdartikel|contactproces}}
Begin 19e eeuw begon men zwavelzuur en het productieproces ervan ook wetenschappelijk te bestuderen. In 1831 verkreeg de Engelse azijnzuurfabrikant Peregrine Phillips een [[Octrooi|patent]] om met behulp van een ''platina-contact'' ([[katalysator]]) op goedkopere wijze zwavelzuur te produceren. Dit proces bleek echter niet op grote schaal toepasbaar, daar de katalysator spoedig onwerkzaam werd. Het raakte aanvankelijk in vergetelheid, maar inspanningen van diverse wetenschappers leidden tot een proces waarbij fijnverdeeld platina als katalysator gebruikt werd.<ref name="Friedman" /> Deze katalysator had een veel langere levensduur, maar was tevens duur.

Vanaf 1899 werd overgegaan op [[vanadium(V)oxide]] als katalysator en daarmee is het contactproces tot op de dag van vandaag de meest toegepaste methode voor de productie van zwavelzuur.

== Productie ==
=== Globaal concept ===
Alle productieprocessen van zwavelzuur zijn gebaseerd op zwaveltrioxide, een bij kamertemperatuur vloeibaar [[zuur oxide]]. In contact met water wordt zwavelzuur gevormd via een [[exotherme reactie]] (een [[hydrolyse]]):

:<chem>SO3 + H2O -> H2SO4</chem>

Zwaveltrioxide is een zeer reactieve verbinding die daarom ''[[in situ]]'' bereid moet worden. Globaal gezien moeten drie stappen doorlopen worden:<ref>{{aut|Zumdahl}} (2005), p. 69</ref>
# De vorming van zwaveldioxide uit zwavel of een zwavelhoudende verbinding
# De [[oxidatie]] van zwaveldioxide tot zwaveltrioxide
# De omzetting van zwaveltrioxide in zwavelzuur (hydratatie)

Dit kan schematisch samengevat worden als volgt:

:<math>\mathrm{S\ \xrightarrow[\ \ oxidatie\ \ ]{+\ O}\ SO_2\ \xrightarrow[\ \ oxidatie\ \ ]{+\ O}\ SO_3\ \xrightarrow[\ \ hydratatie\ \ ]{+\ H_2O}\ H_2SO_4}</math>
[[Bestand:Sulphur element.jpg|thumb|Zuiver poedervormig zwavel]]

=== De vorming van zwaveldioxide ===
==== Zwavel als grondstof ====
De voornaamste grondstof voor de productie van zwavelzuur is elementair zwavel, een geurloze [[vaste stof]] met een kenmerkende gele kleur. Jaarlijks wordt er ongeveer 70 miljoen ton zwavel geproduceerd, hoofdzakelijk via het [[Clausproces]]. Een kleiner gedeelte (in 2007 was dat 800&nbsp;000 ton) is afkomstig van het [[Frasch-proces]].

Het zwavel wordt [[Verbranding|verbrand]] tot [[zwaveldioxide]] via een exotherme reactie ([[Enthalpie|Δ''H''<sub>r</sub>]] = −297 [[Kilojoule|kJ]]/[[Mol (eenheid)|mol]]):

:<chem>S + O2 -> SO2</chem>

Deze oxidatiestap grijpt plaats in een verbrandingskamer, waarin vloeibaar zwavel (150&nbsp;°C) in een [[Film (laag)|dunne film]] aangebracht wordt op de wanden. De verbrandingskamer draait met hoge snelheid (4000 tot 6000 rotaties per minuut) rond om de homogeniteit van de laag te waarborgen. In de wanden zitten talloze kleine openingen waardoor zuurstofgas geblazen wordt. De dunne film wordt [[Atomisatie|geatomiseerd]] en vervolgens worden de zwavelatomen geoxideerd.

==== Sulfiden als grondstof ====
Een alternatieve methode voor de productie van zwaveldioxide is de [[calcinatie]] van [[sulfide]]houdende mineralen. Mineralen die daartoe in aanmerking komen zijn [[pyriet]] (een ijzersulfide), [[molybdeniet]] (een molybdeensulfide), [[galeniet]] (een loodsulfide), [[cattieriet]] (een kobaltsulfide), [[sfaleriet]] (een zinksulfide), [[cinnabariet]] (een kwiksulfide) en [[chalcopyriet]] (een sulfide van koper en ijzer). Deze worden verpulverd en in een oven sterk verhit (> 800&nbsp;°C) in aanwezigheid van zuurstofgas, om verdere oxidatie tot [[sulfaat]]zouten te voorkomen. De omzetting van pyriet verloopt met vorming van [[IJzer(III)oxide|ijzer(III)oxide]] als nevenproduct:<ref name="Clark">{{en}} {{aut|J. Clark}} (2002) – [http://www.chemguide.co.uk/physical/equilibria/contact.html ''The Contact Process'']</ref>

:<chem>4FeS2 + 11O2 -> 2Fe2O3 + 8SO2</chem>

Bij sfaleriet wordt [[zinkoxide]] gevormd:

:<chem>2ZnS + 3O2 -> 2ZnO + 2SO2</chem>

De gevormde [[metaaloxide]]n kunnen worden gereduceerd met [[actieve kool]] of [[koolstofmonoxide]] om zuiver metaal te verkrijgen.

Naast sulfidezouten kan ook [[waterstofsulfide]], dat vrijkomt bij het [[Raffinage|raffineren]] van [[aardgas]] en [[aardolie]], worden gebruikt:

:<chem>2H2S + 3O2 -> 2H2O + 2SO2</chem>

Bij deze verbrandingsreactie komt zeer veel warmte vrij: 518 kJ/mol.

==== Sulfaten als grondstof ====
Sulfaten zouden rechtstreeks omgezet kunnen worden in zwavelzuur door ze te behandelen met een sterker zuur (zoals [[waterstofjodide]]). Op grote schaal is dit echter economisch niet interessant. Daarom worden de sulfaten eerst gekraakt via het zogenaamde [[Müller-Kühneproces]]. Een van de belangrijkste grondstoffen daarvoor is [[gips]] (gehydrateerd [[calciumsulfaat]]), dat eerst ontdaan wordt van [[kristalwater]] door milde verhitting. Vervolgens wordt het watervrije calciumsulfaat bij een temperatuur van 700 tot 1200&nbsp;°C [[Reductie (scheikunde)|gereduceerd]] met koolstof tot [[calciumsulfide]] (CaS):

:<chem>CaSO4 + 2C -> CaS + 2CO2</chem>

Uiteindelijk wordt het gevormde sulfide door calciumsulfaat zelf geoxideerd tot zwaveldioxide:

:<chem>CaS + 3CaSO4 -> 4CaO + 4SO2</chem>

[[Calciumoxide]] (CaO) wordt gevormd als nevenproduct en wordt verwerkt in de [[cementindustrie]] (onder andere tot [[portlandcement]]).

=== De vorming van zwaveltrioxide en aansluitende hydrolyse ===
[[Bestand:Schwefeltrioxid Ampulle.jpg|right|260px|thumb|Zwaveltrioxide komt bij kamertemperatuur voor als een kleurloze [[vloeistof]], die beneden 17°C uitkristalliseert tot kleurloze naaldvormige [[Kristal (natuurwetenschappen)|kristallen]].]]
Vervolgens moet het zwaveldioxide, dat een kleurloos gas is, nog verder geoxideerd worden tot zwaveltrioxide. Dit is een [[Reversibel proces|reversibele reactie]] die een katalysator nodig heeft. Aanvankelijk was dit platina (eerst in massieve staven, later in poedervorm), maar door de hoge kostprijs en de relatief korte levensduur van het metaal als katalysator werd vanaf 1899 overgegaan op [[vanadium(V)oxide]] (V<sub>2</sub>O<sub>5</sub>), dat aangebracht wordt op een poreuze drager ([[diatomeeënaarde]]).

:<chem>2SO2 + O2 <=> 2SO3</chem>

Met een [[Enthalpie|reactie-enthalpie]] van −196 kJ/mol is deze oxidatiereactie ''exotherm'',<ref name="Clark" /> wat betekent dat er in dit proces warmte wordt vrijgegeven. Het [[Chemisch evenwicht|evenwicht]] van de reactie kan [[Chemische thermodynamica|thermodynamisch]] beïnvloed worden door diverse factoren:
* Het verhogen van de [[Druk (grootheid)|druk]] tot 5 [[Bar (druk)|bar]] ([[Ugine-Kuhlmannproces]])
* Het verlagen van de concentratie zwaveltrioxide (dubbel contactproces)
* Het verlagen van de temperatuur (een maximale omzetting wordt bereikt rond 400&nbsp;°C)
* Een overmaat zuurstofgas gebruiken

Al deze maatregelen volgen uit het [[principe van Le Chatelier]].

==== Enkelvoudig en dubbel contactproces ====
Het [[contactproces]], dat tegenwoordig het voornaamste productieproces voor zwavelzuur is, maakt gebruik van een reactortoren met vier tot vijf plaatvormige poreuze katalysatorbedden waarop het vanadium(V)oxide (V<sub>2</sub>O<sub>5</sub>) is aangebracht.<ref name="Clark" /> Zwaveldioxide wordt bij een temperatuur van 450&nbsp;°C in de reactor gebracht en op het eerste katalysatorbed verhit tot meer dan 600&nbsp;°C, waarbij een omzettingsgraad van 40% behaald wordt.<ref name="Clark" /> Tussen de katalysatorbedden wordt het gasmengsel afgekoeld, om op die manier de opbrengst systematisch te verhogen. Dit proces is vergelijkbaar met een [[Rectificatie (natuurkunde)|gefractioneerde destillatie]].

Bij het dubbel contactproces wordt het evenwicht van de oxidatiereactie verschoven naar zwaveltrioxide door dit gas na het derde katalysatorbed weg te leiden uit de reactor. Op deze wijze wordt een hogere concentratie bereikt.

Na omzetting op het laatste katalysatorbed wordt het gas afgekoeld tot 180-200&nbsp;°C en geabsorbeerd in een geconcentreerde oplossing van zwavelzuur, waardoor rokend zwavelzuur of [[oleum]] (een sterk geconcentreerde oplossing van [[pyrozwavelzuur]]) gevormd wordt:<ref name="Clark" />

:<chem>SO3 + H2SO4 -> H2S2O7</chem>

Het gevormde pyrozwavelzuur (H<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>7</sub>) wordt uiteindelijk gehydrolyseerd tot zwavelzuur:

:<chem>H2S2O7 + H2O -> 2H2SO4</chem>

Zwaveltrioxide wordt dus niet rechtstreeks gehydrolyseerd met water, omdat die reactie zeer exotherm is (Δ''H''<sub>r</sub> = −101 kJ/mol) en aanleiding geeft tot vorming van een corrosieve [[aerosol]] van zwavelzuur.<ref name="Clark" />

Met het dubbel contactproces kan een concentratie tot 99,8% ([[massafractie]]) bereikt worden. Bij het enkelvoudig contactproces is dat 60 tot 63%.

==== De katalytische cyclus ====
Vanadium(V)oxide is de centrale katalysator bij het contactproces. Deze stof dient als zuurstofoverdragend reagens, maar is niet de enige actieve component. Er wordt een mengsel gebruikt van vanadium(V)oxide en een aantal sulfaatzouten van [[Alkalimetaal|alkalimetalen]] ([[Natriumsulfaat|natrium-]] en [[kaliumsulfaat]]). Deze dienen als co-katalysatoren in het proces. Het mengsel vormt een actief zoutcomplex met als formule [(VO<sub>2</sub>)O(SO<sub>4</sub>)<sub>4</sub>]<sup>4−</sup>. Aan dit complex treedt eerst additie van zuurstofgas op, met vorming van [(VO<sub>2</sub>)O(SO<sub>4</sub>)<sub>4</sub>O<sub>2</sub>]<sup>4−</sup>. Vervolgens kan zuurstof geaddeerd worden aan zwaveldioxide, met vorming van zwaveltrioxide. De [[oxidatietoestand]] van [[vanadium]] blijft hierbij ongewijzigd.<ref name="Lapina">{{en}} {{aut|O.B. Lapina, B.S. Bal'zhinimaev, S. Boghosian, K.M. Eriksen & R. Fehrmann}} (1999) – [http://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0920586199000346 ''Progress on the mechanistic understanding of SO<sub>2</sub> oxidation catalysts''], Catalysis Today, '''51''', pp. 469-479</ref>

[[Bestand:Katalytische cyclus vanadiumkatalysator zwaveltrioxide.png|center|320px|Schematische voorstelling van het katalytisch proces dat betrokken is bij de omzetting van zwaveldioxide naar zwaveltrioxide]]


In de volgende stap wordt zwaveldioxide aan het zoutcomplex geaddeerd, onder vorming van [(VO<sub>2</sub>)O(SO<sub>4</sub>)<sub>4</sub>SO<sub>3</sub>]<sup>4−</sup>. Dit kan [[Dissociatie (scheikunde)|dissociëren]] in zwaveltrioxide en het oorspronkelijke zoutcomplex, zodat de cyclus rond is.

De temperatuur gedurende de reactiecyclus dient tussen 420 en 620&nbsp;°C te liggen, omdat bij lagere temperatuur de katalysator omgezet wordt tot een vanadium(IV)-zout. Dit is niet actief in het katalytisch proces en kan bij verhoging van de temperatuur ontleden:<ref name="Lapina" />

[[Bestand:Inactivatie katalysator V2O5.png|center|550px|Inactivatie van de vanadiumkatalysator]]

=== Terugwinning ===
Om economische redenen wordt zwavelzuur dat niet al te sterk verontreinigd is, steeds meer teruggewonnen. Dit gebeurt onder andere door het zwavelzuur bij een temperatuur van 340&nbsp;°C over te [[destilleren]]. Via die methode kan ongeveer 95% van het zwavelzuur teruggewonnen worden.<ref name="Ogata">{{en}} {{aut|H. Ogata & N. Tanaka}} (1998) – [http://www.oki.com/en/otr/downloads/otr-160-10.pdf ''Reduction of Waste in Semiconductor Manufacturing Plant (Sulfuric Acid Recycling Technology)''], Oki Technical Review, '''63''' (160), pp. 41-44</ref>

Zwavelzuur dat sterk verontreinigd is, komt als zodanig niet voor hergebruik in aanmerking, maar wordt eerst [[Thermolyse|thermisch ontleed]]. Daartoe wordt het zwavelzuur in een reactor gebracht en verhit tot 1000&nbsp;°C, zodat opnieuw zwaveldioxide gevormd wordt:<ref>{{en}} {{aut|O.R. Bendixen}} (1998) – [http://www.digitalrefining.com/article/1000163,Sulphuric_acid_recovery_from_sulphurous_waste_streams.html#.Ujwe4PJCTDc ''Sulphuric acid recovery from sulphurous waste streams'']</ref>

:<chem>2H2SO4 -> 2SO2 + O2 + 2H2O</chem>

Het zo ontstane zwaveldioxide kan vervolgens door middel van het contactproces opnieuw omgezet worden in zwavelzuur. Het [[rendement]] van dit proces bedraagt ongeveer 99,95%.

Typische verontreinigingen die voorkomen in gebruikt zwavelzuur, zijn [[silicium]] en [[Metaal|metalen]] ([[natrium]], [[kalium]], [[aluminium]], [[calcium]], [[IJzer (element)|ijzer]], [[Chroom (element)|chroom]], [[nikkel]] en [[Koper (element)|koper]]).<ref name="Ogata" />

=== Overige methoden ===
Naast de industriële productiemethoden zijn er ook methoden die toegesneden zijn op productie van zwavelzuur op kleinere schaal. Een in het [[laboratorium]] toegepaste methode is de reactie van [[kaliummetabisulfiet]] (K<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>5</sub>) met geconcentreerd [[zoutzuur]] (HCl):

:<chem>K2S2O5 + 2HCl -> 2KCl + H2O + 2SO2</chem>

Deze reactie produceert zwaveldioxide, dat geborreld wordt door een waterige oplossing van [[waterstofperoxide]] (H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>), zodat ''in situ'' zwavelzuur gevormd wordt:

:<chem>SO2 + H2O2 -> H2SO4</chem>

De oplossing moet continu gekoeld worden met ijs omdat de reactie zeer veel warmte genereert. Vervolgens wordt de oplossing geconcentreerd door ze te verhitten boven 100&nbsp;°C.

De [[Bunsen-reactie]] maakt gebruik van zwaveldioxide en [[di-jood]] in water om een mengsel van zwavelzuur en [[waterstofjodide]] te bekomen. Dit is echter geen praktische methode, omdat verdere scheidingsprocedures nodig zijn om de zuren te isoleren.

Vroeger werd het [[lodenkamerproces]] gebruikt bij de zwavelzuurproductie, maar dit is in verval geraakt omdat geen hoge concentraties konden behaald worden. Bovendien was het zwavelzuur niet zelden gecontamineerd met [[arseen]].

== Structuur en bindingseigenschappen ==
In de [[Gas (aggregatietoestand)|gasfase]] bestaat zwavelzuur uit individuele moleculen, die opgebouwd zijn rond zwavel als centraal element. Doordat zwavel hier gebonden is aan 4 zuurstofatomen, bevindt het zich in een hoge [[oxidatietoestand]] (+VI). Twee van de zuurstofatomen zijn [[Dubbele binding (scheikunde)|dubbel]] gebonden, de andere twee bezitten elk nog een waterstofatoom. Het molecuul bezit rond zwavel een [[tetraëdrische moleculaire geometrie]]. De O-S-O-[[bindingshoek]]en bedragen 123,3° en de S-O-H-hoeken meten 101,3°. De dubbelgebonden zuurstofatomen genereren een kortere bindingslengte (142,2 [[Picometer|pm]]) dan de enkelvoudig gebonden (157,4 pm).<ref>{{en}} {{aut|R.L. Kuczkowski, R.D. Suenram & F.J. Lovas}} (1981) – [http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ja00400a013 ''Microwave Spectrum, Structure, and Dipole Moment of Sulfuric Acid''], J. Am. Chem. Soc., '''103''' (10), pp. 2561-2566</ref>

De bindingen in zwavelzuur ('''A''') zijn niet statisch en het molecuul kan door diverse [[Resonantie (scheikunde)|resonantiestructuren]] weergegeven worden. Een van die resonantiestructuren ('''B''') herleidt de moleculen tot een structuur waarin de oorspronkelijk dubbelgebonden zuurstofatomen enkelgebonden en negatief geladen worden. Het zwavelatoom wordt tweevoudig positief geladen:

[[Bestand:Resonantiestructuren zwavelzuur.png|center|400px|Resonantiestructuren van zwavelzuur]]

[[Theoretische chemie|Theoretische berekeningen]]<ref name="Stefan">{{en}} {{aut|T. Stefan & R. Janoschek}} (2000) – [http://link.springer.com/article/10.1007%2FPL00010730 ''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?''], J. Mol. Model., '''6''', pp. 282-288</ref> laten zien dat de [[Orbitaal|d-orbitalen]] op zwavel, die conform de [[molecuulorbitaaltheorie]] nodig zijn voor het beschrijven van de zwavel-zuurstofbindingen, eigenlijk weinig bijdragen aan het bindingsfenomeen in zwavelzuur. Daarom is het theoretisch gezien beter om de structuurformule te beschrijven met resonantiestructuur '''B'''. De kortere bindingslengte van de oorspronkelijke dubbele bindingen kan in die resonantiestructuur verklaard worden door de elektrostatische wisselwerking ([[Wet van Coulomb|coulombkracht]]) die zich tussen de [[formele lading]]en in het molecuul manifesteert. Vergelijkbare situaties doen zich voor bij [[zwaveligzuur]] en [[fosforzuur]].<ref name="Stefan" />

== Fysische eigenschappen ==
[[Bestand:Technical sulfuric acid.png|thumb|Technisch zwavelzuur dat verkocht wordt als ontstopper]]

=== Zwavelzuur in vloeibare en gasvormige toestand ===
In zuivere toestand komt zwavelzuur voor als een kleurloze vloeistof, die bij ongeveer 10,4&nbsp;°C uitkristalliseert. De kleur van zwavelzuur kan soms sterk verschillen: in onzuivere toestand verkleurt het geel tot geel-bruin door de aanwezigheid van verontreinigingen en [[Ontledingsreactie|ontledingsproducten]] (zwaveloxiden). Het technisch verhandelde product, bijvoorbeeld in de vorm van krachtige [[Gootsteenontstopper|(gootsteen)ontstopper]], is doorgaans gekleurd met een kleurstof.

Het kookpunt van zwavelzuur is niet eenduidig te bepalen, omdat reeds vanaf 279&nbsp;°C zwavelzuurdampen gevormd worden (die een karakteristieke witte kleur hebben door reactie met waterdamp in de [[lucht]]) en omdat vanaf 300&nbsp;°C traag [[Ontledingsreactie|ontleding]] optreedt (pas boven 340&nbsp;°C wordt dit significanter). Bij een temperatuur van 338&nbsp;°C bereikt de zwavelzuurdamp een zuurgehalte van 98% en daarmee ook het [[Azeotroop|azeotroop punt]] met water. Bij verdere verhitting treedt ontleding tot zwaveltrioxide en water op:

:<chem>H2SO4 -> SO3 + H2O</chem>

Deze reactie is vanaf 450&nbsp;°C volledig aflopend: zwavelzuur is dan als het ware volledig [[Dissociatie (scheikunde)|gedissocieerd]].

Tussen de zwavelzuurmoleculen zijn sterke [[waterstofbrug]]interacties werkzaam. Zij vormen een verklaring voor het hoge [[kookpunt]] (330&nbsp;°C) en voor de relatief hoge [[viscositeit]] van de zuivere vloeistof: die bedraagt bij 25&nbsp;°C 24,6 mPa·s. Ter vergelijking: de viscositeit van water bedraagt bij die temperatuur slechts 0,89 mPa·s, ongeveer 28 keer lager. Net als bij alle vloeistoffen neemt de viscositeit van zwavelzuur af met toenemende temperatuur.

=== Zwavelzuur in vaste toestand ===
Watervrij zwavelzuur kristalliseert uit in een [[monoklien kristalstelsel]] en behoort tot de [[ruimtegroep]] ''C''2/c. De parameters van de [[eenheidscel]] bedragen:<ref>{{fr}} {{aut|C. Pascard-Billy}} (1965) – [http://scripts.iucr.org/cgi-bin/paper?S0365110X65002037 ''Structure Précise de l'Acide Sulfurique''], Acta Cryst., '''18''', pp. 827-829</ref>
* a = 814 [[Picometer|pm]]
* b = 470 pm
* c = 854 pm
* β = 111°

Ook enkele kristallijne hydraten zijn bekend. Het dihydraat (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 2 H<sub>2</sub>O) is eveneens monoklien en behoort tot ruimtegroep ''C''2/c. De dimensies van de eenheidscel bedragen:<ref>{{en}}{{Citeer journal |author=I. Taesler & I. Olovsson |year=1969 |title=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> |journal=J. Chem. Phys. |volume=51 |issue=10 |pages=4213 |url= |doi=10.1063/1.1671781 | issn=0021-9606 }}</ref>
* a = 1300,8 pm
* b =  797,9 pm
* c = 1488,1 pm
* β = 101,60°

De structuur van dit hydraatkristal moet opgevat worden als bestaande uit H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>- en SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>-ionen, die met elkaar verbonden zijn door waterstofbruggen.

=== Waterige oplossingen van zwavelzuur ===
Zwavelzuur is [[Polaire verbinding|polair]] en dus in alle verhoudingen mengbaar met water. De [[Concentratie (oplossing)|concentratie]] van een [[waterige oplossing]] van zwavelzuur wordt standaard uitgedrukt als een [[massafractie]]. Hoewel met het dubbel contactproces een concentratie van 99% en hoger bereikt kan worden, bezit de sterkst geconcentreerde oplossing een massafractie van 98,3%. In termen van [[molaire concentratie]] komt dit overeen met ongeveer 18 [[Mol (eenheid)|mol]] zwavelzuur per liter. De reden dat een hogere concentratie niet bereikt kan worden vloeit enerzijds voort uit het verlies aan opgelost, maar niet-gereageerd zwaveltrioxide bij verhitting van de vloeistof en anderzijds uit het [[Thermodynamica|thermodynamisch]] gedrag van het [[Binair mengsel|binair vloeistofmengsel]]: water en zwavelzuur vormen een [[azeotroop]] met elkaar. De 98%-oplossing wordt daarom ook wel geconcentreerd zwavelzuur genoemd; het is een viskeuze olieachtige vloeistof, die om die reden vroeger vaak vitrioololie werd genoemd.<ref name="Encyclopaedia Britannica" /> De diverse mengsels met water, die soms een alternatieve benaming wordt toebedeeld (verwijzend naar hun toepassing of de gebruikte productiemethode), worden opgesomd in de onderstaande tabel:<ref>{{en}} [http://www.encyclopedia.com/topic/sulfuric_acid.aspx ''Sulfuric acid''], The Columbia Encyclopedia, zesde uitgave, 2009</ref>

{|align="center" class="wikitable"
|-
! Massafractie<br />H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
! [[Dichtheid (natuurkunde)|Dichtheid]]<br />(kg/L)
! [[Molaire concentratie]]<br />(mol/L)
! Alternatieve benaming(en)
|-
| 10% || align=center| 1,07 || align=center| ± 1 || verdund zwavelzuur
|-
| 29–32% || align=center| 1,25 – 1,28 || align=center| 4,2 – 5 || batterijzuur<br />accuzuur
|-
| 62–70% || align=center| 1,52 – 1,60 || align=center| 9,6 – 11,5 || kamerzuur
|-
| 78–80% || align=center| 1,70 – 1,73 || align=center| 13,5 – 14 || torenzuur<br />gloverzuur
|-
| 98,3% || align=center| 1,83 || align=center| ± 18 || geconcentreerd zwavelzuur<br />vitrioololie
|}

Door de toenemende hoeveelheid zwavelzuur neemt ook de [[Dichtheid (natuurkunde)|dichtheid]] van de oplossingen toe. Bij het maken van verdunningen dient het zuur steeds aan water te worden toegevoegd: het contact tussen zwavelzuur en water is namelijk dermate exotherm dat de temperatuur gemakkelijk tot 80&nbsp;°C kan oplopen.<ref name="Encyclopaedia Britannica" /> Daarbij kan de vloeistof opspatten, hetgeen een onveilige situatie creëert.

==== Zwavelzuurhydraten ====
Zwavelzuur komt in verschillende [[Hydraat|hydraten]] voor: bekend zijn onder andere het dihydraat (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 2 H<sub>2</sub>O), het tetrahydraat (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 4 H<sub>2</sub>O), het hemihexahydraat (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 6½ H<sub>2</sub>O) en het octahydraat (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> · 8 H<sub>2</sub>O). Er zijn echter ook andere hydraten bekend, maar hun voorkomen hangt af van het gewichtspercentage van de waterige oplossing.<ref>{{en}} {{aut|A.D. Fortes}} – [https://web.archive.org/web/20130927185140/http://www.homepages.ucl.ac.uk/~ucfbanf/research/sulfuric_acid_hydrates.htm ''Sulfuric acid hydrates'']</ref> Het [[smeltpunt]] van de hydraten neemt af met toenemende hydratatiegraad. Zo smelt het monohydraat bij 8,59&nbsp;°C, terwijl het octahydraat reeds bij −62&nbsp;°C overgaat naar de vloeistoffase.<ref name="Holleman">{{de}} {{aut|A.F. Holleman & N. Wiberg}} (2007) – ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie'', 102e druk, de Gruyter, Berlijn – {{ISBN|9783110177701}}</ref>

=== Polariteit en geleidend vermogen ===
Watervrij zwavelzuur is een zeer polaire verbinding en bezit een [[Permittiviteit|diëlektrische constante]] ''ε''<sub>r</sub> van ongeveer 100 (ter vergelijking: die van [[water]] bedraagt 78,5). De stof bezit ook een zekere [[elektrische geleidbaarheid]], waarvan de oorzaak moet gezocht worden in de structuur en chemische eigenschappen van de molecule. Zwavelzuur is namelijk in staat om zichzelf te [[Protonering|protoneren]], een proces dat bekendstaat als [[autoprotolyse]]:

:<chem>2H2SO4 <=> HSO4^- + H3SO4+</chem>

De [[soortelijke geleidbaarheid]] σ van zwavelzuur bedraagt 1,044 × 10<sup>−2</sup> [[Siemens (eenheid)|S]]/[[Centimeter|cm]].<ref>{{de}} {{aut|Th.M. Klapötke & I.C. Tornieporth-Oetting}} (1994) – ''Nichtmetallchemie'', Wiley-VCH, Weinheim – {{ISBN|3-527-29052-4}}</ref> Bij 25&nbsp;°C bedraagt de waarde van de [[evenwichtsconstante]] ''K''<sub>ap</sub> van de autoprotolyse 2,7 × 10<sup>−4</sup> en zij wordt gedefinieerd als:

:<math>K_{ap} = \mathrm{[HSO_4^-][H_3SO_4^+]}</math>

Ter vergelijking met de [[autoprotolyse van water]]: de evenwichtsconstante voor het waterevenwicht bedraagt slechts 1 × 10<sup>−14</sup>, ongeveer een factor 10 miljard lager. Dit alles maakt dat zwavelzuur de [[elektrische stroom]] gemakkelijk geleidt en bijgevolg ook een prima [[oplosmiddel]] voor bepaalde reacties vormt.

== Chemische eigenschappen en reacties ==
=== Reactie met water en dehydraterende eigenschappen ===
[[Bestand:Sulphuric acid on a piece of towel.JPG|thumb|260px|Enkele druppels geconcentreerd zwavelzuur op een stukje [[katoen]] illustreren de dehydraterende eigenschappen van het zuur: er treedt verkoling op en het materiaal breekt af.]]
Wanneer zwavelzuur wordt gemengd met [[water]] (om het te verdunnen), treedt een exotherm proces op (waterdamp wordt gevormd, hetgeen wijst op een sterke temperatuurstoename). Dit illustreert de sterk [[hygroscopisch]]e aard van het zuur. Indien water op geconcentreerd zwavelzuur wordt gegoten, kan het mengsel opspatten; daarom dient zwavelzuur steeds aan water te worden toegevoegd en niet omgekeerd. Dit heeft een chemische achtergrond: de reactie die optreedt tussen zwavelzuur en water is een [[evenwichtsreactie]], die in het voordeel van de [[protonering]] van water uitvalt (zwavelzuur is immers het sterkste zuur van beide componenten). Door het zuur aan water toe te voegen, is zwavelzuur het [[beperkend reagens]] in de reactie en is de exothermiciteit ervan veel minder uitgesproken. Desalniettemin kan nog steeds een significante temperatuurstijging waargenomen worden.

De reactie met water treedt, aangezien zwavelzuur over twee zure waterstofatomen beschikt (het is dus een [[Proticiteit|diprotisch]] zuur), op in twee fasen. De eerste fase is een aflopende reactie met vorming van het [[waterstofsulfaat]]anion (HSO<sub>4</sub><sup>−</sup>):

:<chem>H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+</chem>

De [[evenwichtsconstante]] van deze eerste reactie bedraagt 2,4 × 10<sup>6</sup>. Deze waarde is dusdanig groot dat er eigenlijk geen sprake is van een echt evenwicht. Voor de tweede fase van het proces is de evenwichtsconstante een stuk kleiner (1,0 × 10<sup>−2</sup>), waardoor dit wel een echte evenwichtsreactie is:

:<chem>HSO4- + H2O <=> SO4^2- + H3O+</chem>

De lagere waarde voor de evenwichtsconstante vindt haar oorsprong in de lagere aciditeit van het waterstofsulfaatanion (dat ook wel als bisulfaat aangeduid wordt) en de zwakke basiciteit van het gevormde [[sulfaat]]anion (SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>).

Het mengen van water met zwavelzuur leidt tot het verkleinen van het [[Inhoud (volume)|volume]] van de resulterende oplossing.<ref>{{Naslagwerk}} Standaard Encyclopedie, deel 13, 1974, p. 460</ref>

==== Dehydratie van organische verbindingen ====
Geconcentreerd zwavelzuur is dermate hygroscopisch dat het in staat is om water te onttrekken aan talrijke organische stoffen, niet in het minst [[Koolhydraat|suiker]]s en aanverwante ([[polysacharide]]n), zoals hieronder geïllustreerd wordt:

[[Bestand:Dehydration of sugar by sulfuric acid.png|center|800px|thumb|De dehydratie van suiker door inwerking van zwavelzuur: in eerste instantie treedt enkel [[karamellisatie]] op (geel-bruine kleur), maar na verloop van tijd wordt de reactie hevig en exotherm en treedt [[Verschroeiing|verkoling]] op (zwarte kleur). Uiteindelijk blijft een zuil van zuiver [[koolstof]] over. Deze reactie is een populair (demonstratie-)experiment in studentenlaboratoria.]]

De [[reactievergelijking]] voor dit proces met [[sacharose]] (tafelsuiker) als organische verbinding wordt gegeven door:

:<chem>C12H22O11 -> 12C + 11 H2O</chem>

De reactie-enthalpie bedraagt −918,9 kJ/mol, hetgeen aangeeft dat het een zeer sterk exotherm proces betreft.<ref name="NCSU">{{en}} [http://www.ncsu.edu/project/chemistrydemos/Thermochem/DehydrationSugar.pdf Dehydration of Sugar by H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>], NCSU, Dept. of Chemistry, Lecture Demonstrations</ref> Aanvankelijk treedt – als gevolg van de warmteontwikkeling – eerst [[karamellisatie]] van de suiker op, hetgeen resulteert in een geel-bruine kleur van het mengsel en een typische zoete geur. Pas in een later stadium wordt de reactie heviger.

Op gelijkaardige wijze treedt reactie op tussen zwavelzuur en [[zetmeel]] of [[cellulose]] (die uit koolhydraatpolymeren bestaat). Aangezien dit laatste de hoofdcomponent van [[tissue]]s en [[katoen]] is, leidt ieder contact van deze materialen met zwavelzuur tot degradatie ervan. De algemene reactievergelijking voor dit proces wordt gegeven door (waarbij {{Math|n}} het aantal [[Monomeer|monomere]] suikereenheden in zetmeel of cellulose voorstelt):

:<chem>(C6H10O5){_n} -> 6nC + 5nH2O</chem>

==== Dehydratie van zouthydraten ====
Het dehydraterend karakter van zwavelzuur kan ook geïllustreerd worden door de reactie ervan met [[Zouthydraat|zouthydraten]]. Zo wordt het [[kristalwater]] van [[koper(II)sulfaat]]pentahydraat (een blauwe [[kristallijn]]e vaste stof) aan de stof onttrokken, waardoor [[watervrij]] koper(II)sulfaat (een witte kristallijne vaste stof) overblijft:

:<chem>CuSO4 . 5H2O -> CuSO4 + 5H2O</chem>

==== Zelfontwatering ====
Een verder bewijs voor de hoge hygroscopiciteit van zwavelzuur is het optreden (weliswaar in geringe mate) van zelfontwatering:

:<chem>2H2SO4 <=> H3O+ + HS2O7-</chem>

=== Zuur-base-eigenschappen ===
==== Protolysereacties ====
Zwavelzuur is het prototype van een [[Sterk zuur|sterk]] [[anorganisch zuur]]: het staat zeer gemakkelijk [[Waterstofion|protonen]] af aan deeltjes die als protonacceptor ([[Base (scheikunde)|base]]) kunnen optreden zoals [[water]], [[Alcohol (stofklasse)|alcoholen]] en [[amine]]s. Aangezien zwavelzuur twee protonen ter beschikking heeft, treden (in verdunde waterige oplossing) twee [[protolyse]]reacties op, elk gekenmerkt door een [[zuurconstante]] (p''K''<sub>a</sub>). De eerste protolyse is sterk aflopend en heeft een p''K''<sub>a</sub>-waarde van −3,0:<ref name="Zuurconstante" />

:<chem>H2SO4 + H2O -> HSO4^- + H3O^+</chem>

Het is deze protolysestap die van zwavelzuur een sterk zuur maakt. Het gevormde waterstofsulfaat is een veel minder sterk zuur en dat uit zich in een hogere p''K''<sub>a</sub>-waarde (1,99):<ref name="Zuurconstante" />

:<chem>HSO4- + H2O <=> SO4^2- + H3O+</chem>

Op basis hiervan is het mogelijk om te bepalen dat een verdunde oplossing van zwavelzuur in water (met een concentratie van ongeveer 1&nbsp;mol/L) voor het grootste gedeelte bestaat uit waterstofsulfaationen en dat zwavelzuur voor 100% gedissocieerd is. De tweede protolysestap, waarbij sulfaat gevormd wordt, vindt bij die concentratie slechts voor 1,3% plaats.<ref name="Holleman" /> Bij sterkere verdunningen verschuift het [[Chemisch evenwicht|evenwicht]] van die reactie naar rechts en wordt dus proportioneel meer sulfaat gevormd.

Hoewel zwavelzuur zelf geen [[superzuur]] is, wordt het wel gebruikt als maatstaf om superzuren te definiëren: ieder zuur dat sterker is dan 100% zuiver zwavelzuur, wordt als superzuur bestempeld. Dit houdt in dat een superzuur, zoals [[trifluormethaansulfonzuur]], in staat is om zuiver zwavelzuur te protoneren. Daarbij worden zouten met het H<sub>3</sub>SO<sub>4</sub><sup>+</sup>-ion gevormd.

==== Reacties met basen ====
Zwavelzuur reageert met basen, onder vorming van [[zouten]] (meestal sulfaatzouten). Zo kan bijvoorbeeld [[koper(II)sulfaat]] gevormd worden door de reactie met [[koper(II)oxide]]:

:<chem>CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O</chem>

Verder is zwavelzuur in staat om zwakkere zuren uit hun basische zouten te verdrijven. De reactie met [[natriumacetaat]] levert bijgevolg [[azijnzuur]] op:

:<chem>CH3COONa + H2SO4 -> CH3COOH + NaHSO4</chem>

Als nevenproduct wordt hier [[natriumwaterstofsulfaat]] gevormd, dat een [[zuur zout]] is.

De reactie met [[kaliumnitraat]] levert [[salpeterzuur]], dat met een p''K''<sub>a</sub>-waarde van −1,44 ook een vrij sterk zuur is:

:<chem>KNO3 + H2SO4 -> KHSO4 + HNO3</chem>

Deze reactie was reeds in de 17e eeuw bekend.

Met [[Carbonaat|carbonaten]] en [[Waterstofcarbonaat|waterstofcarbonaten]] wordt [[koolstofdioxide]] vrijgesteld. Als voorbeeld kan de omzetting van [[natriumcarbonaat]] tot [[natriumsulfaat]] gelden:

:<chem>Na2CO3 + H2SO4 -> Na2SO4 + H2O + CO2</chem>

=== Reacties met metalen ===
Aangezien zwavelzuur sterk oxiderende eigenschappen bezit, reageert het met [[reductor]]en zoals [[Metaal|metalen]]. De verdunningsgraad van het zuur speelt hierbij een prominente rol: verdund zwavelzuur zal veel heviger reageren met bepaalde metalen dan geconcentreerd zwavelzuur. De oorzaak hiervoor ligt bij de [[Passiveren|passivering]] van het metaal: het bouwt een oxidelaag op, die verdere aantasting door het zuur belemmert. Metalen waarbij dit optreedt zijn [[Lood (element)|lood]] en [[wolfraam]].

Verdund zwavelzuur reageert doorgaans hevig met makkelijk oxideerbare metalen, onder vorming van [[Diwaterstof|waterstofgas]] en metaalzouten (sulfaten). Typische reactieve metalen zijn [[IJzer (element)|ijzer]], [[aluminium]], [[Zink (element)|zink]], [[mangaan]], [[magnesium]] en [[nikkel]]. Zo wordt bij reactie met ijzer [[IJzer(II)sulfaat|ijzer(II)sulfaat]] gevormd:

:<chem>Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H2</chem>

Geconcentreerd zwavelzuur reageert op een alternatieve manier. Het is zodanig oxiderend dat er geen waterstofgas, maar [[zwaveldioxide]] en sulfaationen gevormd worden:

:<chem>2H2SO4 + 2e- -> SO2 + 2H2O + SO4^2-</chem>

De elektronen (e<sup>−</sup>) worden afgestaan door het metaal.

De [[Reactiesnelheid (scheikunde)|snelheid]] waarmee de oxidatie verloopt is ook afhankelijk van de [[Elektrodepotentiaal|standaardredoxpotentiaal]]: een sterk negatieve waarde indiceert een vlotte oxidatie, terwijl een positieve waarde duidt op een moeizaam oxidatieproces. In de onderstaande afbeelding wordt een overzicht gegeven van enkele metalen in verdund zwavelzuur, gerangschikt volgens hun standaardredoxpotentiaal:

[[Bestand:Reactivity metals in dilute sulfuric acid.png|center|800px|thumb|Illustratie van de reactiviteitsreeks van metalen in zwavelzuur: aluminium (Al) is het makkelijkst oxideerbaar (bezit de meest negatieve standaardredoxpotentiaal) en koper (Cu) wordt het moeilijkst geoxideerd. Zink (Zn) en ijzer (Fe) reageren onmiddellijk met vorming van waterstofgas. Lood (Pb) vormt een passiverende oxidelaag en wordt door zwavelzuur niet verder aangetast.]]

Aluminium, met een standaardredoxpotentiaal van −1,662 [[Volt (eenheid)|V]], reageert traag (hoewel dit metaal [[Chemische thermodynamica|thermodynamisch]] gezien het gemakkelijkst geoxideerd wordt). Zink (−0,763 V) en ijzer (−0,447 V) reageren beide snel: de instantane vorming van waterstofgas is hiervoor een indicatie. Daarnaast wordt ook een bepaalde hoeveelheid warmte gegenereerd. Lood (−0,126 V) treedt passiverend op en zal dus niet geoxideerd worden. Koper, dat een positieve standaardredoxpotentiaal bezit (0,345 V), wordt enkel in warm zwavelzuur gemakkelijk geoxideerd:<ref>{{aut|Zumdahl}} (2005), p. 913</ref>

:<chem>Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + 2H2O + SO2</chem>

Ook bij [[zilver]], [[Tin (element)|tin]] en [[kwik]] treedt dit verschijnsel op.

=== Reacties met niet-metalen ===
Met niet-metalen zijn weinig reacties bekend. Zwavelzuur reageert enkel met [[koolstof]] en [[zwavel]] bij hogere temperaturen en werkt daarbij zuiver oxiderend (met vorming van respectievelijk [[koolstofdioxide]] en [[zwaveldioxide]]):

:<chem>C + 2H2SO4 -> CO2 + 2H2O + 2SO2</chem>

:<chem>S + 2H2SO4 -> 3SO2 + 2H2O</chem>

=== Reacties met halogenidezouten ===
Zwavelzuur reageert met bepaalde halogenidezouten, onder vrijstelling van [[waterstofhalogenide]]n. Zo wordt [[waterstofchloride]] gevormd door reactie met [[natriumchloride]]:

:<chem>NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl</chem>

Met fluoriden, zoals [[calciumfluoride]], wordt [[waterstoffluoride]] gevormd:

:<chem>CaF2 + H2SO4 -> CaSO4 + 2HF</chem>

Deze laatste reactie is ook de belangrijkste industriële productiemethode van het zuur. Met bromiden of jodiden is deze reactie niet mogelijk, omdat zwavelzuur het bromide- en jodide-ion oxideert tot respectievelijk [[dibroom]] en [[di-jood]].<ref>{{aut|Zumdahl}} (2005), p. 916</ref>

=== Reacties in de organische chemie ===
==== Elektrofiele aromatische substituties ====
{{Zie hoofdartikel|aromatische nitrering|aromatische sulfonering}}
In combinatie met [[salpeterzuur]] wordt [[nitreerzuur]] gevormd, dat het reactieve [[nitroniumion]] (NO<sub>2</sub><sup>+</sup>) bevat:

:<chem>HNO3 + 2H2SO4 -> NO2+ + 2HSO4- + H3O+</chem>

Dit reagens wordt gebruikt om [[aromatische verbinding]]en te [[Aromatische nitrering|nitreren]] in het proces dat bekendstaat als de [[elektrofiele aromatische substitutie]]. Een voorbeeld is de nitrering van [[benzeen]]:

[[Bestand:Nitrering benzeen.png|center|350px|Nitrering van benzeen]]

Zo kunnen [[2,4,6-trinitrotolueen|TNT]] en [[picrinezuur]], beide schokgevoelige stoffen, worden bereid door de nitrering van respectievelijk [[tolueen]] en [[fenol]].

Daarnaast wordt zwavelzuur, waarin zwaveltrioxide is opgelost (oleum), gebruikt bij de [[sulfonering]] van aromaten. Zo kan [[benzeen]] omgezet worden tot [[benzeensulfonzuur]]:

[[Bestand:Sulfonering benzeen.png|center|350px|Sulfonering van benzeen]]

Aangezien de [[aromatische sulfonering]] een evenwichtsreactie is, zijn doorgaans vrij krachtige reactieomstandigheden nodig (hoge temperatuur, lange reactietijd, geconcentreerd zwavelzuur) om de reactie volledig te laten verlopen. Dit beperkt de toepasbaarheid van de reactie, omdat tal van [[organische verbinding]]en onder die omstandigheden kunnen ontleden of degraderen.

==== Zure katalysator ====
Zwavelzuur kan gebruikt worden als [[katalysator]] bij een aantal [[organische reactie]]s, zoals een [[verestering]] (met name de [[Fischer-verestering]]) of een [[acetalisering]]. Bij het [[cumeenproces]], waarbij [[fenol]] en [[cumeen]] gevormd worden uit benzeen en [[propeen]], wordt zwavelzuur gebruikt om in een laatste stap het intermediair gevormde [[cumeenhydroperoxide]] te splitsen in fenol en aceton:

[[Bestand:Cumene-process-phenyl-migration-2D-skeletal.png|center|670px|Ontleding van cumeenhydroperoxide onder invloed van zwavelzuur]]

Overige reacties die gebruikmaken van zwavelzuur zijn onder andere de [[Koch-reactie]], de [[Lehmsted-Tanasescu-reactie]], de [[Nef-reactie]] en de [[Ritter-reactie]].

== Toepassingen ==
Van alle bulkchemicaliën is zwavelzuur de meest geproduceerde en meest toegepaste. De nationale productie van zwavelzuur vormt – naast die van [[Dichloor|chloorgas]] – doorgaans een goede indicator voor de industriële ontwikkelingsgraad van een land.<ref>{{en}} {{aut|P.J. Chenier}} (1987) – ''Survey of Industrial Chemistry'', New York: John Wiley & Sons, pp. 45–57 – {{ISBN|0471010774}}</ref> In 2012 bedroeg de mondiale productie ongeveer 250 miljoen ton, waarvan 34% in [[Volksrepubliek China|China]], 13,6% in de [[Verenigde Staten]], 5% in [[India]], 5% in [[Rusland]] en 3,4% in [[Marokko]] werd geproduceerd.<ref>{{en}} [http://mcgroup.co.uk/researches/sulfuric-acid Sulfuric Acid: 2013 World Market Outlook and Forecast up to 2017]</ref>

=== Algemeen ===
[[Bestand:Tripelsuperfosfaat (triple phosphate).jpg|right|250px|thumb|Tripelsuperfosfaat, dat voor 46% uit fosforpentoxide bestaat]]
Circa 60% van het geproduceerde zwavelzuur wordt gebruikt in de [[kunstmest]]industrie, meer bepaald voor de fabricage van [[superfosfaat]], [[ammoniumfosfaat]] en [[ammoniumsulfaat]].<ref name="chemsystems">{{en}} [https://web.archive.org/web/20140101114500/http://www.chemsystems.com/about/cs/news/items/PERP%200708S8_Sulfuric%20Acid.cfm Global Sulfuric Acid Demand by Application], chemsystems.com, 2009</ref> Ongeveer 15% wordt afgenomen door de chemische industrie, waar het ingezet wordt bij de productie van [[detergent]]en, synthetische [[hars]]en, [[Geneesmiddel|farmaceutische producten]], [[katalysator]]en, [[insecticide]]n, [[antivries]]middelen en van diverse fijnchemicaliën voor chemisch onderzoek. Verder wordt zwavelzuur toegepast bij een aantal industriële processen, zoals de [[Aardolieraffinage|raffinage]] van [[aardolie]] (5%) en bij het [[Droogmiddel|drogen]] van niet-basische [[gas (aggregatietoestand)|gassen]]. 7% wordt toegepast bij het ontsluiten van [[Metaal|metalen]] uit ertsen en 2% wordt gebruikt door de [[kleurstof]]fenindustrie om onder andere [[Verf|verven]] en [[inkt]]en te maken.<ref name="chemsystems" /> De rest vindt toepassing bij de productie van [[Explosief|explosieven]], [[cellofaan]], [[viscose]], [[smeermiddel]]en en [[Batterij (elektrisch)|batterijen]].<ref>{{en}} {{aut|N.N. Greenwood & A. Earnshaw}} (1997) – ''Chemistry of the Elements'' (2e uitgave), Butterworth–Heinemann, p. 653 – {{ISBN|0080379419}}</ref>

=== Productie van kunstmest ===
{{Zie hoofdartikel|kunstmest|superfosfaat}}
De zogenaamde 'natte methode' is de meest toegepaste methode voor de productie van [[fosforzuur]] en [[fosfaat]]houdende meststoffen met behulp van zwavelzuur. De grondstof voor kunstmest zijn fosfaatertsen, waarvan jaarlijks meer dan 100 miljoen ton verwerkt wordt. De belangrijkste component in deze [[Erts (mineraal)|ertsen]] is [[Apatiet|fluorapatiet]] (fluorhoudend calciumfosfaat). De behandeling hiervan met 93% zwavelzuur stelt naast [[calciumsulfaat]] en fosforzuur ook [[waterstoffluoride]] (HF) vrij:

:<chem>Ca5F(PO4)3 + 5H2SO4 + 10H2O -> 5CaSO4 . 2H2O + HF + 3H3PO4</chem>

Waterstoffluoride is erg corrosief (onder meer tegenover [[glas]] en andere [[silicaat]]houdende verbindingen) en wordt in een waterige oplossing gebracht om het gemakkelijker te kunnen verwerken.

Naast fluorapatiet kan ook gewoon [[apatiet]] (calciumfosfaat) gebruikt worden, dat door reactie met zwavelzuur omgezet wordt in [[calciumdiwaterstoffosfaat]]:

:<chem>Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 -> Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4</chem>

Dit wordt ingezet als [[superfosfaat]], dat voor 18 tot 20% uit fosforpentoxide bestaat in de vorm van calcium-zuurfosfaat en voor de rest uit [[gips]] ([[calciumsulfaat]]), eveneens een reactieproduct van dit proces.

Naast de fosfaathoudende meststoffen is ook [[ammoniumsulfaat]], een stikstofhoudende meststof, een belangrijke component in diverse meststofformuleringen. Ammoniumsulfaat kan eenvoudig bereid worden door [[ammoniak]] te borrelen door zwavelzuur:

:<chem>H2SO4 + 2NH3 -> (NH4)2SO4</CHEM>

=== Productie van sulfaatzouten ===
Sulfaatzouten kunnen eenvoudig bereid worden door gebruik te maken van de sterk zure eigenschappen van het zwavelzuur: de reactie met metaalhoudende [[Base (scheikunde)|basen]], zoals [[oxide]]n, [[sulfide]]n, [[hydroxide]]n of [[Carbonaat|carbonaten]], leidt tot vorming van sulfaatzouten. Deze zouten kennen toepassingen in verschillende industriële takken. [[Aluminiumsulfaat]], dat in de [[papierindustrie]] gebruikt wordt om de [[papier]]vezels te laten coaguleren, kan bereid worden door [[bauxiet]] in contact te brengen met geconcentreerd zwavelzuur:

:<chem>2AlO(OH) + 3H2SO4 -> Al2(SO4)3 + 4H2O</chem>

[[Koper(II)sulfaat]] wordt gebruikt in de [[tuinbouw]] als bestrijdingsmiddel tegen [[meeldauw]]. Het wordt op industriële schaal bereid uit [[koper(II)oxide]] of [[koper(II)sulfide]].<ref>Faith, Keyes & Clark's Industrial Chemicals, F. A. Lowenheim, M. K. Moran, Eds. (Wiley-Interscience, New York, 4th ed., 1975) pp 280-284</ref>

Een andere belangrijke stof is [[cerium(IV)sulfaat]], dat sterk oxiderende eigenschappen bezit en als zodanig in industrie en onderzoek ingezet wordt. Dit zout wordt gesynthetiseerd uit [[cerium(IV)oxide]]:

:<chem>CeO2 + 2H2SO4 -> Ce(SO4)2 + 2H2O</chem>

=== Productie van zuren ===
Door gebruik te maken van de sterk zure eigenschappen van zwavelzuur kunnen tal van zouten worden omgezet in zwakkere [[Anorganisch zuur|anorganische]] dan wel [[Organisch zuur|organische zuren]]. Onderstaande tabel geeft een overzicht van zouten en de corresponderende zuren die kunnen bereid worden:

{|align="center" class="wikitable"
|-
! Zout
! Zuur
! Voorbeeldreactie met natriumzout
|-
| [[fluoride]]n || [[waterstoffluoride]] || <chem>2 NaF + H2SO4 -> Na2SO4 + 2 HF</chem>
|-
| [[chloride]]n || [[waterstofchloride]] || <chem>2 NaCl + H2SO4 -> Na2SO4 + 2 HCl</chem>
|-
| [[bromide]]n || [[waterstofbromide]] || <chem>2 NaBr + H2SO4 -> Na2SO4 + 2 HBr</chem>
|-
| [[sulfide]]n || [[waterstofsulfide]] || <chem>Na2S + H2SO4 -> Na2SO4 + H2S</chem>
|-
| [[Nitraat|nitraten]] || [[salpeterzuur]] || <chem>2 NaNO3 + H2SO4 -> Na2SO4 + 2 HNO3</chem>
|-
| [[Fosfaat|fosfaten]] || [[fosforzuur]] || <chem>2 Na3PO4 + 3 H2SO4 -> 3 Na2SO4 + 2 H3PO4</chem>
|-
| [[Carboxylaatgroep|carboxylaten]] || [[Carbonzuur|carbonzuren]]|| <chem>2 CH3COONa + H2SO4 -> Na2SO4 + 2 CH3COOH</chem>
|}

Een aantal van deze reacties, zoals de productie van fosforzuur en salpeterzuur, wordt ook op commerciële schaal toegepast. Daarbij gebruikt men vaak [[barium]]zouten als precursoren, omdat na reactie met zwavelzuur het onoplosbare [[bariumsulfaat]] neerslaat.

[[Waterstofjodide]] kan met deze methode niet bereid worden, omdat dit zuur ongeveer 100 miljoen keer sterker is dan zwavelzuur (op basis van de [[zuurconstante]]n van beide zuren). Bovendien wordt, indien uitgegaan wordt van een jodidezout als precursor, het jodide-ion te gemakkelijk [[Oxidatie|geoxideerd]] tot [[di-jood]], zelfs in verdund zwavelzuur. [[Waterstofbromide]] daarentegen kan wel bereid worden, maar dit gebeurt enkel op laboratoriumschaal en met verdund zwavelzuur. Hoewel waterstofbromide (met een p''K''<sub>a</sub> van −9) ongeveer 1 miljoen keer sterker is dan zwavelzuur is het mogelijk om het gevormde waterstofbromide, dat in [[Chemisch evenwicht|evenwicht]] staat met zwavelzuur, over te destilleren en zo het evenwicht van de reactie in de richting van waterstofbromide te verschuiven:<ref>{{en}} {{aut|P. Patnaik}} (2002) - ''Handbook of Inorganic Chemicals'', McGraw-Hill - {{ISBN|0-07-049439-8}}</ref>

:<chem>2KBr + H2SO4 -> K2SO4 + 2HBr</chem>

Het gebruik van verdund zwavelzuur is hierbij noodzakelijk, omdat anders [[oxidatie]] van het gevormde waterstofbromide tot dibroom optreedt:

:<chem>2HBr + H2SO4 -> Br2 + SO2 + 2H2O</chem>

=== Elektrolyt in batterijen ===
[[Bestand:Photo-CarBattery.jpg|thumb|Een loodaccu, zoals toegepast door de automobielindustrie]]
[[Bestand:Battery condition indicator.jpg|thumb|100px|Accucapaciteitmeter (ca. 1985) om te bepalen wat de ladingsgraad (zuurtegraad) van de accu is]]
Zwavelzuur fungeert als [[elektrolyt]] in een [[loodaccu]], die onder andere in [[Auto|auto's]] wordt gebruikt. Een loodaccu is een [[oplaadbare batterij|oplaadbare]] [[galvanische cel]] waarbij [[Lood (element)|lood]] aan de [[anode]] geoxideerd wordt:

:<chem>Pb + SO4^2- <=> PbSO4 + 2e^-</chem>

De vrijgekomen [[elektron]]en stromen via een extern circuit naar de [[kathode]], waar [[lood(IV)oxide]] gereduceerd wordt tot [[lood(II)sulfaat]]:

:<chem>PbO2 + 4H^+ + SO4^2- + 2e^- <=> PbSO4 + 2H2O</chem>

De globale reactie bij ontladen van de accu (met andere woorden: tijdens het verbruik van de [[elektrische stroom]]) toont aan dat zwavelzuur geconsumeerd wordt:

:<math>\mathrm{Pb\ +\ PbO_2\ +\ 2\ H_2SO_4\ \rightleftharpoons\ 2\ PbSO_4\ +\ 2\ H_2O}</math>

De [[Reversibel proces|reversibiliteit]] van alle reacties zorgt ervoor dat een accu oplaadbaar is. Bij het opladen van de loodaccu wordt het gevormde lood(II)sulfaat aldus opnieuw omgezet in lood en lood(IV)oxide.

=== Zwavel-jodiumcyclus ===
{{Zie hoofdartikel|zwavel-jodiumcyclus}}

De zwavel-jodiumcyclus is een [[Chemische thermodynamica|thermochemisch]] proces om [[Diwaterstof|waterstofgas]] te bereiden, uitgaande van [[water]], [[zwaveldioxide]] en [[di-jood]]. Bij de eerste reactie van het proces, de zogenaamde [[Bunsen-reactie]], worden zwavelzuur en waterstofjodide gevormd:

:<chem>2H2O + SO2 + I2 -> H2SO4 + 2HI</chem>

In een volgende stap wordt [[Dizuurstof|zuurstofgas]] gevormd door het zwavelzuur bij hoge [[temperatuur]] (> 800&nbsp;°C) te [[thermolyse]]ren:

:<chem>2H2SO4 -> 2SO2 + 2H2O + O2</chem>

In een laatste stap wordt waterstofjodide omgezet in di-jood en waterstofgas bij een temperatuur van 320&nbsp;°C.

Ook in de [[hybride zwavelcyclus]] wordt van een gelijkaardig proces gebruikgemaakt om waterstofgas te produceren.

=== Katalysator ===
Zwavelzuur wordt toegepast als katalysator in diverse industriële processen. Zo is het een zure katalysator bij de omzetting van [[cyclohexanonoxime]] in [[caprolactam]] (de [[Beckmann-omlegging]]), dat de basis vormt voor de productie van [[nylon]]:

[[Bestand:Caprolactamsynthese.svg|center|300px|Omzetting van cyclohexanonoxime naar caprolactam]]

In de [[petrochemie]] wordt zwavelzuur aangewend voor de reactie tussen [[Methylpropaan|isobutaan]] en [[isobuteen]], ter vorming van [[2,2,4-trimethylpentaan|iso-octaan]].

=== Droogmiddel ===
De [[hygroscopisch]]e eigenschappen van zwavelzuur maken het mogelijk het zuur te gebruiken als [[droogmiddel]], onder andere voor [[Gas (aggregatietoestand)|gassen]]. In de industrie worden natte gassen (gassen die een welbepaald gehalte aan [[stoom]] bevatten) door een bad met zwavelzuur geborreld om het water af te vangen. [[Ammoniak]] en andere basische of reactieve gassen kunnen echter niet gedroogd worden op zwavelzuur, vanwege reacties die ermee aangegaan kunnen worden.

=== Analytische chemie ===
Zwavelzuur wordt in de [[analytische chemie]] gebruikt om [[Standaard (monster)|standaardoplossingen]] te maken of om moeilijk oplosbare verbindingen (zoals metaalzouten of [[Silicaat|silicaten]]) in oplossing te krijgen. Hiertoe wordt ook (geconcentreerd) [[salpeterzuur]] aangewend.

== Voorkomen op aarde ==
Door de wateraantrekkende eigenschappen wordt zuiver ([[watervrij]]) zwavelzuur niet van nature op [[Aarde (planeet)|aarde]] aangetroffen. Verdund zwavelzuur komt wel voor op diverse plaatsen en kan een expliciete invloed op het [[milieu]] en de naburige [[Ecologie|ecologische systemen]] uitoefenen.
[[Bestand:Sulfur-IMG 3733 1.JPG|right|260px|thumb|Natuurlijk voorkomende afzettingen van zwavel rond een fumarole]]
[[Bestand:Rio tinto river CarolStoker NASA Ames Research Center.jpg|right|260px|thumb|Karakteristieke kleur van sterk verzuurd water, dat aangerijkt is met diverse metaalionen. Dit is de [[Río Tinto]] in het zuidwesten van [[Spanje]].]]

=== In de atmosfeer ===
Zwavelzuur is een component van [[zure regen]]; zwaveldioxide wordt door zuurstofgas in de [[lucht]] geoxideerd, in aanwezigheid van water. Dit komt in wezen neer op de oxidatie van [[zwaveligzuur]] tot zwavelzuur:

:<chem>SO2\ + H2O \rightleftharpoons H2SO3</chem>
:<chem>2H2SO3\ + O2 -> 2H2SO4</chem>

Zwaveldioxide zelf ontstaat als voornaamste nevenproduct bij de [[verbranding]] van zwavelbevattende [[brandstof]]fen, zoals [[steenkool]] en [[aardolie]]. Tegenwoordig worden vrijwel alle [[aardgas]] en aardolie ontdaan van zwavel door middel van het [[Clausproces]].

=== Vulkanische activiteit ===
Daarnaast ontstaat zwaveldioxide ook als gevolg van [[Vulkanisme|vulkanische activiteit]]. Afzettingen van zuivere zwavel worden gevormd rondom [[fumarole]]n en [[solfatare]]n. Fumarolen zijn openingen in de [[aardkorst]], vaak in vulkanisch actieve gebieden, waaruit warme tot zeer hete [[Gas (natuurkunde)|gassen]] (zoals [[waterstofchloride]], [[waterstofsulfide]] en [[koolstofdioxide]]) en [[damp]]en ontsnappen. Solfataren vormen een bijzonder type fumarole, waarbij de gassen sterk zwavelhoudend zijn ([[zwaveldioxide]], [[waterstofsulfide]] en [[zwaveltrioxide]]).

=== Mineralogische processen ===
Door oxidatie van [[sulfide]]houdende mineralen, zoals pyriet (FeS<sub>2</sub>) of [[galeniet]] (PbS), ontstaat het [[sulfaat]]ion. Wanneer dit in contact komt met water, treedt [[protolyse]] op, met vorming van zwavelzuur. Het resulterende water is zeer zuur (bezit een lage [[pH]]) en wordt ook wel aangeduid met de Engelse termen ''acid mine drainage'' of ''acid rock drainage''. Dit verzuurde water is in staat om diverse [[Metaal|metalen]] uit gesteenten [[Oplossing (scheikunde)|op te lossen]], waardoor zware verontreiniging kan ontstaan. Het vrijzetten van [[Zwaar metaal|zware metalen]], zoals [[cadmium]], [[barium]], [[Lood (element)|lood]] of [[kwik]], kan door hun hoge [[giftigheid]] immers schadelijke gevolgen voor het [[milieu]] en de in het water levende organismen hebben.

Het volledige proces telt verschillende reactiestappen. Wanneer uitgegaan wordt van pyriet, treedt in een eerste stap oxidatie op tot sulfaat en wordt ijzer(II) vrijgesteld in oplossing:

:<chem>2FeS2 + 7O2 + 2H2O -> 2Fe^2+ + 4SO4^2- + 4H^+</chem>

IJzer(II) wordt door zuurstofgas gemakkelijk geoxideerd tot ijzer(III):

:<chem>4Fe^2+ + O2 + 4 H^+ -> 4Fe^3+ + 2H2O</chem>

Het ijzer(III) [[Neerslag (scheikunde)|slaat neer]] in waterig milieu als [[IJzer(III)hydroxide|ijzer(III)hydroxide]]:

:<chem>Fe^3+ + 3H2O -> Fe(OH)3 v + 3H^+</chem>

Echter, ijzer(III) kan zelf ook als oxidator voor pyriet optreden:

:<chem>FeS2 + 14Fe^3+ + 8H2O -> 15Fe^2+ + 2SO4^2- + 16H^+</chem>

Deze reactie versnelt het volledige oplossingsproces, waardoor snelle [[verzuring]] van het [[Oppervlaktewater|oppervlakte-]] en [[grondwater]] optreedt.

=== Sulfaathoudende mineralen ===
Naast zwavelzuur zelf komen op aarde ook diverse zouten van het zuur voor, die geclassificeerd worden als sulfaathoudende mineralen (mineraalklasse 7 binnen de [[classificatie van Strunz]]).<ref>{{en}} [http://webmineral.com/strunz/strunz.php#.Ujlvm_JCTDc Nickel-Strunz Classification], webmineral.com</ref> Sulfaathoudende mineralen komen hoofdzakelijk voor in [[hydrothermale ader]]s. Deze [[Ader (geologie)|aders]] zijn dunne zones ([[Intrusie (geologie)|intrusie]]s) in [[gesteente]]n waarin mineralen worden afgezet als gevolg van neerslagprocessen uit warm mineralenrijk water dat in de [[aardkorst]] [[Hydrothermale circulatie|circuleert]]. Daarnaast ontstaan ze in oxidatiegevoelige zones die rijk zijn aan sulfidehoudende mineralen.

[[Bestand:Sulfate minerals.png|800px|center|thumb|Enkele sulfaathoudende mineralen: [[thenardiet]] (1), [[bariet]] (2), [[seleniet]] (3), [[devillien]] (4) en [[cyanotrichiet]]-[[brachantiet]] (5)]]

Sulfaathoudende mineralen kunnen zowel in watervrije toestand voorkomen als in [[Zouthydraat|gehydrateerde]] toestand. Voorbeelden van watervrije sulfaathoudende mineralen zijn [[bariet]] (BaSO<sub>4</sub>) en [[anglesiet]] (PbSO<sub>4</sub>); zij hebben een vrij eenduidige samenstelling. Gehydrateerde sulfaathoudende mineralen zijn verscheidener van samenstelling, omdat er meerdere moleculen [[kristalwater]] in het [[Kristalstructuur|kristalrooster]] kunnen worden opgenomen. Zo kan [[IJzer(II)sulfaat|ijzer(II)sulfaat]] in de natuur voorkomen onder verschillende minerale vormen, afhankelijk van de hydratatiegraad:
* [[Szomolnokiet]] (FeSO<sub>4</sub> · H<sub>2</sub>O)
* [[Rozeniet]] (FeSO<sub>4</sub> · 4 H<sub>2</sub>O)
* [[Siderotiel]] (FeSO<sub>4</sub> · 5 H<sub>2</sub>O)
* [[Ferrohexahydriet]] (FeSO<sub>4</sub> · 6 H<sub>2</sub>O)
* [[Melanteriet]] (FeSO<sub>4</sub> · 7 H<sub>2</sub>O)

Het zijn de sulfaathoudende mineralen die in de loop van de tijd onder de noemer ''vitriool'' werden geschaard en een niet onbelangrijke rol hebben gespeeld bij de ontdekking van zwavelzuur en de ontwikkeling van commercieel aantrekkelijke productiemethoden.

=== In de plantenwereld ===
Zwavelzuur wordt als verdedigingsmiddel gebruikt door welbepaalde plantensoorten, hoewel dit fenomeen eerder uitzondering dan regel is. Zo heeft de [[algen]]soort ''[[Desmarestia munda]]'' zwavelzuur opgeslagen in zijn [[vacuole]]n, waardoor het kan vermijden opgegeten te worden door bepaalde [[zee-egels]].<ref>{{en}} {{aut|K. Pelletreau & G. Muller-Parker}} (2002) – [http://link.springer.com/article/10.1007%2Fs00227-002-0809-6 ''Sulfuric acid in the phaeophyte alga Desmarestia munda deters feeding by the sea urchin Strongylocentrotus droebachiensis''], Marine Biology, '''141''' (1), pp. 1–9</ref>

== Extraterrestrisch voorkomen ==
[[Bestand:Venuspioneeruv.jpg|right|260px|thumb|Ultravioletfoto van de planeet Venus, op 26 februari 1979 gemaakt door de [[Pioneer Venus Orbiter]]. De planeet is omgeven door een wolkendek van zwavelzuur dat het oppervlak volledig aan het zicht onttrekt.]]

=== Venus ===
De atmosfeer van de planeet [[Venus (planeet)|Venus]] bestaat hoofdzakelijk (ca. 96,5%) uit [[koolstofdioxide]] en is omgeven met een dikke laag wolken van zwavelzuur.<ref>{{Citeer boek |last=Taylor |first=Fredric W.|taal=en |title=Encyclopedia of the Solar System |url=https://archive.org/details/encyclopediaofso0000unse_m9q5 |year=2014 |publisher=Elsevier Science & Technology |location=Oxford |isbn=978-0-12-415845-0|chapter=Venus: Atmosphere}}</ref> Het zwavelzuur ontstaat in hogere lagen van de atmosfeer door de inwerking van [[zonlicht]] op koolstofdioxide, zwaveldioxide en waterdamp. [[Ultraviolet|UV]]-[[foton]]en met een [[golflengte]] van minder dan 169 [[Nanometer|nm]] [[Fotodissociatie|dissociëren]] koolstofdioxide in [[koolstofmonoxide]] en [[Zuurstof (element)|atomair zuurstof]]. Dit zuurstofatoom is bijzonder [[Reactiviteit (scheikunde)|reactief]] en reageert met zwaveldioxide tot zwaveltrioxide. Wanneer dit gas in contact komt met waterdamp, ontstaat zwavelzuur. Omdat de hogere lagen van de atmosfeer van Venus koel zijn, komt zwavelzuur voor in de vloeibare vorm. Het zuur vormt wolken die het zicht op het oppervlak van de planeet belemmeren.

Het zwavelzuur op Venus wordt via een cyclisch proces geregenereerd: de wolken produceren een soort zwavelzure regen. Bij het vallen worden de druppels opgewarmd, waardoor waterdamp ontsnapt en het zwavelzuur geconcentreerder wordt. Bij temperaturen boven 300&nbsp;°C treedt ontleding op tot zwaveltrioxide en waterdamp (de gemiddelde dagtemperatuur op Venus bedraagt immers 480&nbsp;°C). Het gevormde zwaveltrioxide is reactief en dissocieert tot zwaveldioxide en atomair zuurstof, dat de kleine hoeveelheden koolstofmonoxide oxideert tot koolstofdioxide. Zwaveldioxide en waterdamp stijgen op naar de hogere atmosfeer, alwaar ze opnieuw door [[Fotochemie|fotochemische processen]] worden omgezet tot zwavelzuur.

=== Europa ===
Door middel van [[Infraroodspectroscopie|infraroodspectra]], opgemeten door de ruimtesonde [[Galileo (ruimtesonde)|Galileo]] op [[Europa (maan)|Europa]], een maan van [[Jupiter (planeet)|Jupiter]], is aangetoond dat er mogelijk zwavelzuur (in gehydrateerde vorm) voorkomt. Omdat het zwavelzuur opgelost is in water, zorgt het voor een significante [[vriespuntsdaling]], tot −63&nbsp;°C. Dit zou een verklaring kunnen vormen voor het feit dat er vloeibaar water voorkomt onder de ijslaag die Europa bedekt.<ref name="Orlando">{{en}} {{aut|T.M. Orlando, T.B. McCord & G.A. Grieves}} (2005) – [http://www.sciencedirect.com/science/article/pii/S0019103505001983 ''The chemical nature of Europa surface material and the relation to a subsurface ocean''], Icarus, '''177''' (2), pp. 528-533</ref>

De interpretatie van de IR-spectra geeft aanleiding tot discussie, aangezien sommige astronomen van mening zijn dat de spectrale [[Absorptie (natuurkunde)|IR-absorpties]] afkomstig zijn van sulfaathoudende mineralen en niet van zwavelzuur zelf.<ref name="Orlando" />

== Toxicologie en veiligheid ==
=== Lichamelijke blootstelling aan zwavelzuur ===
Zwavelzuur is een [[sterk zuur]], een krachtige [[oxidator]] en een [[Hygroscopisch|wateronttrekkende]] stof: het werkt dus zowel irriterend als [[corrosief]] bij ieder contact met het lichaam. Contact met de [[huid]] kan leiden tot irritatie, roodheid, [[jeuk (prikkel)|jeuk]] en in ernstige gevallen [[brandwond]]en. Verder is het schadelijk voor de ogen: het veroorzaakt irritatie en prikkelt de [[Traan (oog)|traankanalen]]. Bij intens contact kan oogschade of zelfs [[blindheid]] optreden. Zwavelzuur is [[Giftigheid|toxisch]] en inslikken ervan kan een fatale afloop hebben; een dergelijke vergiftiging wordt een zwavelzuurvergiftiging genoemd.<ref>{{en}} [https://web.archive.org/web/20131104020230/http://wwwsci.seastarchemicals.com/safety/03SulphuricMSDSRev201109.pdf Material Safety Data Sheet], sulphuric acid, september 2011</ref>

De [[aerosol]] van zwavelzuur kan ademhalingsproblemen (geprikkelde [[luchtpijp]], [[kortademigheid]], [[hoest]]en en [[longoedeem]]) voortbrengen en corrosief werken op diverse [[Weefsel (biologie)|weefsels]] van het lichaam, niet in het minst op de huid en de [[Slijmvlies|slijmvliezen]]. Ook erosie van het [[Glazuur (biologie)|tandglazuur]] wordt waargenomen. Bij een acute blootstelling aan irriterende dampen met een hoge concentratie aan zwavelzuur kan het ziektebeeld RADS ([[Reactive Airways Dysfunction Syndrome]]) ontwikkeld worden, bij meerdere blootstellingen aan lagere concentraties de ziekte IIA ([[irritant-induced asthma]]).

Het [[International Agency for Research on Cancer]] (IARC), dat onderzoek doet naar de oorsprong van [[kanker]], classificeert chemische stoffen op grond van hun carcinogeniteit. Het instituut heeft zwavelzuur ingedeeld in categorie 1, hetgeen impliceert dat zwavelzuur bij de mens kanker kan veroorzaken.<ref>{{en}} [https://web.archive.org/web/20090325155828/http://monographs.iarc.fr/ENG/Monographs/vol54/volume54.pdf Occupational exposures tot mists and vapours of strong inorganic acids; and other industrial chemicals], IARC Monographs, volume 54, november 1997</ref> Dit doet zich voornamelijk voor bij personen die in de industrie direct of indirect in contact komen met dampen van zwavelzuur. Omdat de zeer fijne zwavelzuurdruppels in de lucht (met een diameter tot een paar [[Micrometer (eenheid)|micrometer]]) zich gemakkelijk kunnen afzetten op het weefsel van het [[ademhalingsstelsel]], komen de tumoren hoofdzakelijk voor in de [[voorhoofdsholte]], de [[Long (orgaan)|longen]] en het [[strottenhoofd]].

=== Chemische veiligheid ===
Hoewel zwavelzuur op zich niet [[Verbranding|brandbaar]] of [[ontvlambaar]] is, kan het door zijn grote [[Reactiviteit (scheikunde)|reactiviteit]] en incompatibiliteit met diverse materialen toch [[Brand (vuur)|brand]] of zelfs [[explosie]]s veroorzaken. Dit is het geval wanneer zwavelzuur of dampen van zwavelzuur in contact komen met [[Base (scheikunde)|basen]], brandbare stoffen (zoals de meeste organische verbindingen), [[oxidator]]en, [[reductor]]en en [[water]]. In contact met diverse [[Metaal|metalen]], zoals [[Zink (element)|zink]] en [[magnesium]], wordt [[Diwaterstof|waterstofgas]] gevormd, dat zeer licht ontvlambaar is. Bij het maken van verdunningen moet zwavelzuur steeds traag aan water worden toegevoegd en niet omgekeerd. Op die manier wordt vermeden dat de vloeistof opspat en eventuele lichamelijke letsels of schade aan andere materialen kan veroorzaken.

Explosieve mengsels worden gevormd wanneer zwavelzuur in contact komt met [[4-nitrotolueen]], [[Perchloraat|perchloraten]], [[waterstofperoxide]] (daarbij wordt een zogenaamde [[Piranha-oplossing]] gevormd), [[kwik(II)nitriet]], [[kaliumchloraat]] en [[kaliumpermanganaat]].

Bij verwarming worden irriterende of giftige dampen gevormd, waaronder [[zwaveltrioxide]] en [[zwaveldioxide]]. Dit kan een corrosieve aerosol veroorzaken, die diverse materialen, waaronder [[textiel]] en metalen, kan aantasten.

=== Opslag en transport ===
Bij opslag dient men zwavelzuur strikt gescheiden te houden van brandbare, reducerende of sterk oxiderende stoffen, sterke basen, voeding en voedingsmiddelen. Opslag in vaten van [[roestvast staal]] of glazen flessen voldoet aan die eis. De opslagplaats heeft doorgaans een [[beton]]nen vloer die bestand is tegen corrosieve stoffen.

Als het gaat om grote hoeveelheden wordt zwavelzuur opgeslagen in tanks uit [[Staal (legering)|koolstofstaal]], met een capaciteit tot 33&nbsp;000 liter. Echter, na verloop van tijd kan het zwavelzuur ook staal aantasten, met vorming van waterstofgas enerzijds en ijzersulfaten anderzijds tot gevolg. Deze sulfaten kunnen een beschermende laag op de tankwanden vormen en voorkomen op die manier verdere aantasting, maar die zoutlaag is mechanisch gezien niet stabiel en kan makkelijk beschadigd worden.<ref name="Panossian">{{en}} {{aut|Z. Panossian, N. Lira de Almeida, R.M. Ferreira de Sousa, G. de Souza Pimenta & L.B. Schmidt Marques}} (2012) – ''Corrosion of carbon steel pipes and tanks by concentrated sulfuric acid: A review'', Corrosion Science, '''58''', p. 1-11</ref> De zouten komen dan terecht op de tankbodem en kunnen de kwaliteit van het zwavelzuur danig beïnvloeden. Bovendien leidt schade aan de zoutlaag tot verdere aantasting van het staal. Om dit te vermijden worden de stalen tanks aan de binnenzijde meestal [[Coating|gecoat]] met een [[Fenolhars|fenolische harslaag]]. Een andere methode is de [[Opofferingsmetaal|anodische bescherming]] van het ijzer.<ref>{{en}} [https://web.archive.org/web/20131104153011/http://www.ccc-group.com/uploads/CCC%20Process%20Diagrams/Acid_Electronic_copy.pdf Sulphuric Acid], technical bulletin, 2002</ref> Factoren die de schade aan het staal doen toenemen zijn verdunning van het zuur en een hogere temperatuur.<ref name="Panossian" /> Daardoor moeten industriële tanks voorzien zijn van mechanismen die het insijpelen van vocht tegengaan. Verder moet verhitting vermeden worden en [[Turbulente stroming|turbulente beweging]] van de vloeistof moet tot een minimum beperkt worden. In plaats van gewoon koolstofstaal worden de tanks en pijpleidingen ook wel uit [[roestvast staal]] (type RVS 317) gemaakt; dit staal bezit een hoog gehalte aan [[Chroom (element)|chroom]], [[nikkel]] en [[Koper (element)|koper]] en biedt voldoende weerstand tegen het corrosieve karakter van het zuur.

Zwavelzuur wordt voornamelijk getransporteerd met [[Vrachtauto|vrachtwagens]] en [[Spoorweg|spoorwagons]]; dat laatste is economisch de gunstigste vervoersmethode. Voor het vervoer wordt het zwavelzuur naar [[Tank (reservoir)|tanks]] respectievelijk [[ketelwagen]]s overgebracht, waarbij internationaal genormeerde procedures gevolgd moeten worden.<ref>{{en}} [http://www.sulphuric-acid.com/techmanual/Storage/ttloading.htm Tank Truck Loading], Sulphuric Acid on the Web</ref> Ook de constructie van de tanks en ketelwagens is aan strenge veiligheidsnormen onderworpen. Bij het vervoer per spoor bevatten de ketelwagens 50 tot 100 ton zwavelzuur.<ref>{{en}} [http://www.sulphuric-acid.com/techmanual/Storage/tankcar.htm Sulphuric Acid Tank Car], Sulphuric Acid on the Web</ref>

=== Incidenten met zwavelzuur ===
In het verleden hebben zich diverse incidenten met zwavelzuur voorgedaan:
* Op 22 november 1988 zonk nabij de plaats [[Herculaneum (Missouri)|Herculaneum]] een schip, geladen met 1400 ton geconcentreerd zwavelzuur (93%), in de [[Mississippi (rivier)|Mississippi]]. Er werden echter geen lekken in het schip vastgesteld. Om het schip te bergen, werd het zwavelzuur gedurende een periode van enkele maanden gecontroleerd geloosd in de rivier. Op die manier werd grote schade aan het aquatisch milieu voorkomen.
* In augustus 1995 kwam nabij een productiefaciliteit van [[DuPont]] in [[Kentucky]] in vier uur tijd meer dan 90&nbsp;000 liter [[oleum]] vrij. Daarbij werd een chemische wolk gevormd, waardoor meer dan duizend inwoners moesten worden geëvacueerd. Verschillende personen hadden medische zorg nodig voor [[brandwond]]en aan [[Oog (anatomie)|ogen]] en [[Ademhalingsstelsel|luchtwegen]]. De oorzaak van het ongeval was toe te schrijven aan een slechte infrastructuur: voor de opslag van het zwavelzuur was gebruikgemaakt van een tank met pijpleidingen uit [[gietijzer]], die het begaven als gevolg van [[corrosie]].<ref>{{en}} [http://ehstoday.com/news/ehs_imp_33575 DuPont Settles Environmental Lawsuit Over Sulfuric Acid Release], ehstoday.com</ref>
* In januari 2011 kapseisde op de [[Rijn]] tussen [[Mainz]] en [[Koblenz (Duitsland)|Koblenz]] in de buurt van de [[Loreley]] de tanker ''Waldhof'' met 2400 ton zwavelzuur aan boord. Bij de Loreley maakt de Rijn een scherpe bocht en staat er een sterke stroming. Tijdens het overpompen van de vloeistof naar een ander schip raakte de ''Waldhof'' instabiel, verschoof en begon te verbuigen. Om die reden werd besloten het nog aanwezige zwavelzuur gecontroleerd te lozen in de Rijn.
* In juli 2012 liep op de Rijn tussen [[Oberwesel]] en [[Sankt Goar]] een tanker onder Nederlandse vlag met 1300 ton zwavelzuur aan boord aan de grond en blokkeerde de scheepvaart. Voordat het schip kon worden losgetrokken, moest een deel van de lading worden overgepompt. De tanker was onderweg van [[Ludwigshafen]] naar [[Antwerpen (stad)|Antwerpen]] en raakte door onbekende oorzaak uit koers.
* In februari 2013 [[Ontsporing|ontspoorde]] een [[goederentrein]] met zwavelzuur nabij een fabriek in de stad [[Revda (oblast Sverdlovsk)|Revda]] in het [[Oeralgebied]]. Over het aantal ketelwagens dat gelekt heeft en de oppervlakte die daarbij vervuild raakte bestaat geen duidelijkheid. De cijfers variëren van twee tot vijftien wagens en van honderd tot duizend vierkante meter.<ref>{{en}} [http://rt.com/news/spill-acid-derailed-russia-418/ Huge sulfuric acid spill in Urals as at least 12 tanks derailed], rt.com</ref>
*In december 2021 viel er een vat met 2000 liter zwavelzuur van een heftruck bij NXP te Nijmegen. Het ongeval was in de buitenlucht en is afgehandeld door de bedrijfsbrandweer.{{Bron?||2021|12|26}}

== Literatuur ==
* {{en}} {{aut|M. King, M. Moats, W.G.I. Davenport & M.J. King}} (2006) – ''Sulfuric Acid Manufacture'', uitgeverij Elsevier – {{ISBN|978-0080444284}}

== Zie ook ==
* [[Aanval met zuur]]
* [[John George Haigh]], een moordenaar die zijn slachtoffers in zwavelzuur oploste
* [[Pyrozwavelzuur]]
* [[Sulfonzuur]]
* [[Sulfienzuur]]
* [[Thiozwavelzuur]]
* [[Zwaveligzuur]]

== Externe links ==
* {{Link International Chemical Safety Card|id=0362}}
* {{Link GESTIS|ZVG=1160}}

{{Appendix||2=
== Bronnen ==
* {{en}} {{aut|F.J. Zeleznik}} (1991) – [https://web.archive.org/web/20130921054850/http://www.nist.gov/data/PDFfiles/jpcrd426.pdf ''Thermodynamic Properties of the Aqueous Sulfuric Acid System to 350 K''], J. Phys. Chem. Ref. Data, '''20''' (6)
* {{en}} {{aut|V. Karpenko & J.A Norris}} (2002) – [http://www.chemicke-listy.cz/docs/full/2002_12_05.pdf ''Vitriol in the History of Chemistry''], Chem. Listy, '''96''', pp. 997-1005
* {{en}} {{aut|S.S. Zumdahl}} (2005) – ''Chemical Principles'', vijfde druk, Boston: Houghton Mifflin Company – {{ISBN|9780618372065}}
== Voetnoten en referenties ==
{{References|2=2}}
}}
{{Commonscat}}
{{Etalage|45283315|2015|11|30}}

[[Categorie:Oxozuur]]
[[Categorie:Sulfaat| ]]
[[Categorie:Oxidator]]
[[Categorie:Katalysator]]
[[Categorie:Reagens]]
[[Categorie:Corrosieve stof]]