Mostrar código-fonte de Ácido sulfúrico

{{Mais notas|data=setembro de 2020}}
{{Info/Química
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 |  Name   = Ácido sulfúrico
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 |  IUPACName = Ácido sulfúrico
 |  OtherNames = Óleo de vitriolo
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 |  RTECS  = WS5600000
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 |  Formula = {{Quim|H|2|SO4}}
 |  MolarMass = 98.078 g/mol
 |  Appearance = Líquido, límpido, incolor e inodoro.
 | Density = 1,8356 g·cm<sup>-3</sup>, líquido<ref name="BGIA GESTIS">{{GESTIS|ZVG=1160|Name=Schwefelsäure|Date=7 de Março de 2008}}</ref>
 | MeltingPt = 10,38&nbsp;°C (100 %)&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>
 | BoilingPt = 337&nbsp;°C (100 %)&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>
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 | pKa    = -3,9<ref name="Säuretabelle">[http://www.cci.ethz.ch/vorlesung/de/al1/img181.gif Tabelle von Säurekonstanten von der ETH Zürich]</ref><br /> 1,96<ref name="Säuretabelle"/>
 |  Viscosity = 23,55 [[Poise|cP]] (20&nbsp;°C); [https://www.matweb.com/search/DataSheet.aspx?MatGUID=81c2fc759f244c65b00c1bd629d5fae6&ckck=1]
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 |Section7 = {{Chembox Hazards
 |  ExternalMSDS = [http://www.ilo.org/public/english/protection/safework/cis/products/icsc/dtasht/_icsc03/icsc0362.htm ICSC 0362]
 |  EUIndex = 016-020-00-8
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 |  EUClass = [[Imagem:Hazard C.svg|40px]] Corrosivo ('''C''')
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 | LD50   = 2140 mg·kg<sup>-1</sup> (Rato, oral)<ref>[http://www.carl-roth.de/jsp/de-de/sdpdf/9316.PDF Sicherheitsdatenblatt (Carl Roth) 96 %ige Schwefelsäure]</ref>
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 |Section8 = {{Chembox Related
 |  Function = [[Ácido forte|Ácidos fortes]]
 |  OtherFunctn = [[Ácido selênico]]<br />[[Ácido clorídrico]]<br />[[Ácido nítrico]]
 |  OtherCpds = [[Ácido sulfuroso]]<br />[[Ácido peroxisulfúrico]]<br />[[Óxido sulfúrico]]<br />[[Oleum]]<br />[[Ácido tiossulfúrico]] (um ''=O'' substituído por ''=S'')
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|ImageFile2=Sulphuric_acid_96_percent_extra_pure.jpg}}
'''Ácido sulfúrico''', também conhecido como '''[[vitríolo]]''', é um [[ácido mineral]] composto pelos elementos [[enxofre]], [[oxigênio]] e [[hidrogênio]] com a [[fórmula molecular]] [[proton|H<sub>2</sub>]][[sulfato|SO<sub>4</sub>]]. É um líquido viscoso, incolor, inodoro e solúvel em [[água]], produzindo uma reação altamente exotérmica.<ref name="ds">{{citar web|url=http://www.hcrp.fmrp.usp.br/sitehc/fispq/%C3%81cido%20Sulf%C3%BArico%202.5%20N.pdf|título=Ficha de Informações de Segurança de Produtos Químicos - FISPQ|data=16/08/2012|acessodata=30/12/2018|publicado=Hospital das Clínicas da Faculdade de Medicina de Ribeirão Preto - USP|ultimo=|primeiro=}}</ref>

Sua corrosividade pode ser atribuída principalmente à sua [[ácido forte|natureza de ácido forte]] e, se em alta concentração, a suas propriedades de [[reação de desidratação|desidratação]] e [[oxidação]]. Também é [[Higroscopia|higroscópico]], prontamente absorvendo [[vapor d'água]] do [[ar]].<ref name="ds"/> Em contato com a pele o ácido sulfúrico pode causar graves [[queimadura química|queimaduras químicas]] e até [[queimadura]]s de segundo grau; é muito perigoso mesmo em [[concentração|concentrações]] moderadas.<ref name="OA"/><ref name="TB">{{Citar web|url=http://www.hcrp.fmrp.usp.br/sitehc/fispq/%C3%81cido%20Sulf%C3%BArico.pdf|titulo=Ficha de Informações de Segurança de Produto Químico (FISPQ) - Ácido Sulfúrico|data=08/06/2011|acessodata=30/12/2018|publicado=Quimicolor Produtos Químicos|ultimo=|primeiro=}}</ref>

O ácido sulfúrico é um importante produto e, de fato, a produção de ácido sulfúrico de um país é um bom indicador de sua força industrial.<ref name=":0">{{Citar livro|título=Survey of industrial chemistry|ultimo=Chenier|primeiro=Philip J.|editora=Wiley|ano=1986|local=|páginas=422|lingua=en|acessodata=30/12/2018}}</ref> É largamente produzido por diferentes métodos, como o [[processo de contato]], o [[processo de ácido sulfúrico a úmido]], o [[processo de câmara de chumbo]] e alguns outros métodos.<ref>{{Citar livro|título=ULLMANN'S Encyclopedia of Industrial Chemistry|ultimo=|primeiro=|editora=John Wiley & Sons|ano=2003|edicao=6ª|local=|páginas=30080|lingua=en|capitulo=Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide|isbn=9783527303854|acessodata=30/12/2018}}</ref>

O uso mais comum de ácido sulfúrico (60% do total) é na a indústria de fertilizantes.<ref>{{citar periódico |url=https://www.iq.unesp.br/Home/graduacao/resumo_tcc_felipe-frigieri.pdf |titulo=Simulação das condições operacionais de um reator adiabático de 4 leitos com resfriamento entre leitos para a produção de trióxido de enxofre utilizando o software Matlab®}}</ref> Também é uma substância essencial para a [[indústria química]]. Os usos principais incluem produção de [[fertilizantes]] (e outros [[processamentos minerais]]), [[Refinaria de petróleo|refinamento de petróleo]], tratamento de [[águas residuais]] e [[síntese química]]. Possui um vasto uso de aplicações finais, como em [[eletrólito]]s de [[Bateria chumbo-ácido|baterias de chumbo-ácido]] e em vários [[agente de limpeza|agentes de limpeza]].

== Propriedades físicas ==
=== Gradação do ácido sulfúrico ===
Embora quase 100% possa ser produzido, a perda subsequente de {{chem|link=trióxido de enxofre|SO|3}} no ponto de ebulição leva a uma concentração ácida de 98,3%. A gradação de 98% é mais estável para armazenamento e é a forma comum do que é descrito como "ácido sulfúrico concentrado". Outras concentrações são usadas com diferentes objetivos. Algumas concentrações comuns são:<ref name="Columbia">{{Citar livro|url=https://www.encyclopedia.com/science-and-technology/chemistry/compounds-and-elements/sulfuric-acid|título=The Columbia Encyclopedia|ultimo=|primeiro=|editora=Columbia University Press|ano=2000|edicao=6ª|local=Nova Iorque|páginas=|lingua=en|acessodata=30/12/2018}}</ref><ref name="EB11">{{citar livro|capítulo=Sulfuric acid|título=[[Encyclopædia Britannica Eleventh Edition|Encyclopædia Britannica]]|edição=11th|ano=1910–1911|volume=26|páginas=65–69|ultimo=|primeiro=|editora=|local=|acessodata=}}</ref>
{| class="wikitable"
|-
! Percentual<br>H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
! Densidade<br>(kg/L)
! Concentração<br>(mol/L)
! Nome comum
|-
| 10% || 1.07 || align=center|≈1 || ácido sulfúrico diluído
|-
| 29–32% || 1.25–1.28 || align=center|4.2–5 || ácido de bateria<br>(usado em [[Bateria chumbo-ácido|baterias de chumbo-ácido]])
|-
| 62–70% || 1.52–1.60 || align=center|9.6–11.5 || ácido de câmara<br>ácido fertilizande
|-
| 78–80% || 1.70–1.73 || align=center|13.5–14 || ácido de torre<br>ácido Glover
|-
| 98% || 1.84 || align=center|≈18 || ácido sulfúrico concentrado
|}

"Ácido de câmara" e "ácido de torre" eram as concentrações de ácido sulfúrico produzidas pelo processo de câmara de chumbo, sendo o ácido de câmara o ácido produzido na própria câmara (<70% para evitar contaminação com [[ácido nitrosilsulfúrico]] e o ácido de torre sendo o ácido recuperado do fundo da torre de Glover.<ref name="Columbia"/><ref name="EB11"/> Atualmente são obsoletas como concentrações comerciais de ácido sulfúrico, embora possam ser preparadas em laboratório a partir de ácido sulfúrico concentrado se necessário. Em particular, o ácido sulfúrico "10M" (a versão moderna equivalente do ácido de câmara, usada em várias [[Titulação|titulações]]) é preparada adicionando lentamente ácido sulfúrico 98% em um volume igual de água, com boa agitação: a temperatura da mistura pode chegar a 80&nbsp;ºC(176&nbsp;ºF) ou mais.<ref name="EB11"/>

O ácido sulfúrico reage com seu anidro, {{chem|SO|3}}, para formar {{chem|H|2|S|2|O|7}}, chamada de ''[[ácido dissulfúrico]]'', ''oleum'' ou, mais raramente, ''ácido Nordhausen''. Concentrações de ''oleum'' são expressas em termos de % de{{chem|SO|3}} (chamada % ''oleum'') ou como % {{chem|H|2|SO|4}} (a quantidade de {{chem|H|2|O}} que foi adicionada); concentrações comuns são 40% ''oleum'' (109% {{chem|H|2|SO|4}}) e 65% ''oleum'' (114.6% {{chem|H|2|SO|4}}). {{chem|H|2|S|2|O|7}} puro é sólido com ponto de fusão em 36&nbsp;°C.

Ácido sulfúrico puro possui uma pressão de vapor de <0.001 mmHg a 25&nbsp;°C e 1 mmHg a 145,8&nbsp;°C,<ref name="OEHHA">{{Citar livro|url=https://books.google.com.br/books?id=ro1O0PB0LgUC&pg=PA917&lpg=PA917#v=onepage&q&f=false|título=Regulatory Chemicals Handbook|ultimo=Spero|primeiro=Jennifer M.|ultimo2=DeVito|primeiro2=Bella|ultimo3=Theodore|primeiro3=Louis|editora=CRC Press|ano=2000|local=Cleveland|página=917|lingua=en|isbn=9781482270389|acessodata=30/12/2018}}</ref> e ácido sulfúrico a 98% tem uma pressão de vapor <1 mmHg a 20&nbsp;°C.<ref name="Rhodia">{{Citar web|url=https://www.ineos.com/es/show-document/Render/?grade=Sulphuric+Acid+98%2525+High+Grade&bu=INEOS+Enterprises&documentType=Technical+Data+Sheet&docLanguage=EN|titulo=98% Sulphuric acid – High Grade|data=|acessodata=30/12/2018|publicado=Ineos Enterprises|ultimo=|primeiro=|lingua=en}}</ref>

Ácido sulfúrico puro é um líquido viscoso claro, como óleo, e isso explica o antigo nome do ácido ('óleo de vitriolo').

O ácido sulfúrico é sólido em diversos graus de pureza diferentes. A gradação técnica {{chem|H|2|SO|4}} é impura e frequentemente colorida, mas é indicada para produção de fertilizante. Gradações puras, como a gradação [[United States Pharmacopeia]] (USP), é utilizada para manufatura de [[medicamentos]] e [[corante]]s. Gradações [[Química analítica|analíticas]] também são disponíveis.

São conhecidos nove hidratos, mas três deles foram confirmados como tetrahidratos (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·4H<sub>2</sub>O), hemihexhidrato (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·{{frac|6|1|2}}H<sub>2</sub>O) e octahidrato (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·8H<sub>2</sub>O).

=== Polaridade e condutividade ===
{| class="wikitable sortable floatleft"
|+colspan=2|Equilíbrio de ácido sulfúrico anidro<ref name="greenwood"/>
!Species
!mMol/kg
|-
|{{chem|HSO|4|-}}
| 15.0
|-
|{{chem|H|3|SO|4|+}}
| 11.3
|-
|{{chem|H|3|O|+}}
| 8.0
|-
|{{chem|HS|2|O|7|-}}
| 4.4
|-
|{{chem|H|2|S|2|O|7}}
| 3.6
|-
|{{chem|H|2|O}}
| 0.1
|}
O [[anidro]] {{chem|H|2|SO|4}} é um líquido muito [[Polaridade (química)|polar]], possuindo uma [[constante dielétrica]] em torno de 100. Possui uma alta [[condutividade elétrica]] causada pela dissociação por meio de [[protonação]], um processo conhecido como [[autoprólise]].<ref name="greenwood">{{Citar livro|url=https://books.google.com.br/books/about/Chemistry_of_the_Elements.html?id=z0a1AAAACAAJ&redir_esc=y|título=Chemistry of the Elements|ultimo=Greenwood|primeiro=Norman N.|editora=Butterworth-Heinemann|ano=1997|local=Oxford|páginas=|lingua=en|acessodata=30/12/2018}}</ref>
:2 {{chem|H|2|SO|4}} {{eqm}} {{chem|H|3|SO|4|+}} + {{chem|HSO|4|-}}
A [[constante de equilíbrio]] para a autoprólise é<ref name=greenwood/>
:''K''<sub>ap</sub> (25&nbsp;°C) = [{{chem|H|3|SO|4|+}}][{{chem|HSO|4|-}}] = {{val|2.7|e=-4}}

comparável à [[Auto-ionização da água|constante de equilíbrio da água]], ''K''<sub>w</sub> é 10<sup>−14</sup>, um fator de 10<sup>10</sup> (10 bilhões) menor.

Apesar da viscosidade do ácido, a [[condutividade molar|condutividade]] efetiva dos íons {{chem|H|3|SO|4|+}} e do {{chem|HSO|4|-}} é maior devido ao mecanismo de troca de prótons intramolecular (análogo ao [[mecanismo de Grotthuss]] na água), tornando o ácido sulfúrico um bom condutor de eletricidade. Também é um excelente solvente em muitas reações.

== Propriedades químicas ==
=== Reação com água e propriedade desidratante ===
[[Imagem:Sulphuric acid on a piece of towel.JPG|thumb|direita|Gotas de ácido sulfúrico concentrado rapidamente decompõem por desidratação um pedaço de uma toalha de algodão]]
[[Imagem:07. Дехидратациони својства на концентрирана сулфурна киселина.webm|thumb|280px|Um experimento que demonstra a propriedade desidratante do ácido sulfúrico concentrado. Quando ácido sulfúrico concentrado entra em contato com [[sacarose]], a carbonificação lenta da sucarose entra em ação. A reação é acompanhada pela emissão de produtos gasosos que contribuem para a formação do pilar de carbono que sobe no béquer.]]

Devido à [[Hidratação (química)|reação de hidratação]] o ácido sulfúrico é altamente [[reação exotérmica|exotérmico]]. A diluição deve sempre ser feita adicionando ácido à [[propriedades da água|água]] ao invés de adicionar água ao ácido.<ref>[http://www.cleapss.org.uk/attachments/article/0/SSS22.pdf?Secondary/Science/Student%20Safety%20Sheets/ Consortium of Local Education Authorities for the Provision of Science Equipment -STUDENT SAFETY SHEETS 22 Sulfuric(VI) acid]</ref> Como a reação está em um equilíbrio que favorece a rápida protonação da água, a adição de ácido à água garante que o ''ácido'' é o reagente limitante. Esta reação é melhor entendida com a formação de íons de [[hidrônio]]:

:{{chem|H|2|SO|4}} + {{chem|H|2|O}} → {{chem|H|3|O|+}} + {{chem|HSO|4|-}} {{pad|2em}} ''K''<sub>a1</sub> = {{val|2.4e6}} (ácido forte)
:{{chem|HSO|4|-}} + {{chem|H|2|O}} → {{chem|H|3|O|+}} + {{chem|SO|4|2-}} {{pad|2em}} ''K''<sub>a2</sub> = {{val|1.0e-2}}&nbsp;<ref>{{citar web|url=http://www2.chemistry.msu.edu/faculty/reusch/VirtTxtJml/acidity.htm |título=Ionization Constants of Inorganic Acids |publicado=.chemistry.msu.edu |acessodata=2011-05-30}}</ref>

{{chem|HSO|4|-}} é o ânion ''[[bisulfato]]'' e {{chem|SO|4|2-}} é o ânion ''[[sulfato]]'' anion. ''K''<sub>a1</sub> e ''K''<sub>a2</sub> são as [[constante de dissociação ácida|constantes de dissociação ácida]].

Em razão da hidratação do ácido sulfúrico ser [[termodinâmica|termodinamicamente]] favorável e consequente afinidade pela [[água (molécula)|água]] ser suficientemente forte, ele é um excelente agente desidratante. O ácido sulfúrico concentrado possui uma forte propriedade de [[reação de desidratação|desidratação]], removendo a água([[água|H<sub>2</sub>O]]) de outros [[composto químico|compostos químicos]], incluindo o [[açúcar]] e outros [[carboidrato]]s, resultando em [[carbono]], calor e vapor.

No [[laboratório]], isso é frequentemente demonstrado misturando açúcar (sucralose) com ácido sulfúrico. O açúcar se transforma de branco para marrom escuro e então o carbono preto é formado. Uma coluna rígida de carbono preto e poroso emerge dessa reação. O carbono terá um cheiro forte de [[Caramelo (aroma)|caramelo]] devido ao calor gerado.<ref>[https://www.youtube.com/watch?v=UcpodCsTxtc sulfuric acid on sugar cubes chemistry experiment 8. Old Version]. YouTube. Retrieved on 2011-07-18.</ref>

:<math chem>\overbrace{\ce{C12H22O11}}^\text{sacarose}\ \ce{->[\ce{H2SO4}]}\ \underset{\text{(espuma grafite preta)}}{\ce{12C}} + \ce{11H2O}_\text{(g,l)}</math>

Similarmente, misturando [[amido]] em ácido sulfúrico concentrado produzirá [[carbono]] e água conforme é absorvida pelo ácido (que se torna levemente diluído). O efeito disso pode ser visto quando ácido sulfúrico concentrado é aspergido em papel composto de [[celulose]]: a celulose reage e produz um efeito de [[combustão|queimadura]] e o carbono parece muito como fuligem em um incêndio. Embora menos dramática, a ação do ácido no [[algodão]] mesmo na forma diluída, destruirá o tecido.

:<math chem>\overbrace{\ce{(C6H10O5)_\mathit{n}}}^\text{polissacarídeo}\ \ce{->[\ce{H2SO4}]}\ 6n\ce{C} + 5n\ce{H2O}</math>

A reação com [[sulfato de cobre(II)]] também pode demonstrar a propriedade de desidratação do ácido sulfúrico. O cristal azul é transformado em um pó branco conforme a água é removida.

:<math chem>\overbrace{\underset{\text{(cristal azul)}}{\ce{CuSO4.5H2O}}}^\text{hidrato de sulfato de cobre (II)}
\ \ce{->[\ce{H2SO4}]}
\ \overbrace{\underset{\text{(pó branco)}}{\ce{CuSO4}}}^\text{sulfato de cobre (II) anidro} + \ce{5H2O}</math>

=== Propriedades ácido-base ===
Como todo ácido, o ácido sulfúrico reage como a maioria das bases produzindo o sulfato correspondente. Por exemplo, o sal sulfato de cobre(II), comumente usado para cobreação e como fungicida, é preparado com a reação do óxido de cobre (II) com ácido sulfúrico:
<nowiki>:</nowiki>CuO (s) + {{chem|H|2|SO|4}} (aq) → {{chem|CuSO|4}} (aq) + {{chem|H|2|O}} (l)
O ácido sulfúrico também pode ser utilizado para separar ácidos fracos dos seus sais. A reação química com acetato de sódio, por exemplo, separa ácido acético, {{chem|CH|3|COOH}} e apresentações de bissulfato de sódio
:{{chem|H|2|SO|4}} + {{chem|CH|3|COONa}} → {{chem|NaHSO|4}} + {{chem|CH|3|COOH}}

Similarmente, a reação de ácido sulfúrico com nitrato de potássio pode ser utilizada para produzir [[ácido nítrico]] e um precipitado de [[bissulfato de potássio]]. Quando combinado com ácido nítrico, o ácido sulfúrico atua em ambos como um ácido e como um agente desidratante, produzindo um [[íon nitrônio]] {{chem|NO|2|+}} que é importante em reações de [[nitração]] envolvendo [[substituição eletrolífica aromática]]. Este tipo de reação, na qual ocorre protonação de um átomo de [[oxigênio]] é importante em muitas reações de [[química orgânica]], como a [[esterificação de Fischer–Speier]] e a desidratação de álcoois.

[[Imagem:Structure of protonated sulfuric acid.png|direita|thumb|200px|Estrutura sólida do íon [D<sub>3</sub>SO<sub>4</sub>]<sup>+</sup> presente em [D<sub>3</sub>SO<sub>4</sub>]<sup>+</sup>[SbF<sub>6</sub>]<sup>−</sup>, sintetizada utilizando [[deutério|D]]F no lugar de HF. (veja o texto)]]

Quando permitida a reação com [[superácido]]s, o ácido sulfúrico pode agir como uma base e ser protonado, produzindo o íon [H<sub>3</sub>SO<sub>4</sub>]<sup>+</sup>. Sal de [H<sub>3</sub>SO<sub>4</sub>]<sup>+</sup> tem sido preparado utilizando a reação abaixo com [[fluoreto de hidrogênio|HF]] líquido:
:((CH<sub>3</sub>)<sub>3</sub>SiO)<sub>2</sub>SO<sub>2</sub> + 3 HF + SbF<sub>5</sub> → [H<sub>3</sub>SO<sub>4</sub>]<sup>+</sup>[SbF<sub>6</sub>]<sup>−</sup> + 2 (CH<sub>3</sub>)<sub>3</sub>SiF

A reação acima é termodinamicamente favorecida devida à alta [[Energia de dissociação de ligação|entalpia]] da ligação Si-F do produto. Contudo, a protonação utilizando [[Ácido fluorantimônico|HF/SbF<sub>5</sub>]] não é bem sucedida, porque o ácido sulfúrico puro sofre [[auto ionização molecular|auto ionização]] gerando íons [H<sub>3</sub>O]<sup>+</sup>, que impedem a conversão de H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> para  [H<sub>3</sub>SO<sub>4</sub>]<sup>+</sup> pelo sistema HF/SbF<sub>5</sub>:<ref name="InorgChem">{{Citar livro|título=Inorganic Chemistry|ultimo=Housecroft|primeiro=Catherine E.|ultimo2=Sharpe|primeiro2=Alan G.|editora=Pearson|ano=2008|edicao=3ª|local=|página=523|páginas=|lingua=en|capitulo=Chapter 16: The group 16 elements|acessodata=}}</ref>
:2 H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> {{eqm}} [H<sub>3</sub>O]<sup>+</sup> + [HS<sub>2</sub>O<sub>7</sub>]<sup>−</sup>

=== Reações com metais e propriedade oxidante forte ===
Ácido sulfúrico diluído reage com metais por meio de uma reação de deslocamento assim como com outros [[ácido]]s típicos, produzindo gás [[hidrogênio]] e [[Sal (química)|sais]] (o sulfato metálico). Ele ataca metais reativos (metais posicionados acima do [[cobre]] na [[série de reatividade]]), como [[ferro]], [[zinco]], [[manganês]], [[magnésio]] e [[níquel]].
:Fe (s) + {{chem|H|2|SO|4}} (aq) → {{chem|H|2}} (g) + {{chem|FeSO|4}} (aq)

Não obstante, ácido sulfúrico concentrado é um [[agente oxidante|forte agente oxidante]]<ref name="OA">{{Citar web|url=https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/acido-sulfurico/acido-sulfurico-aplicacoes|titulo=Ácido Sulfúrico – Aplicações|data=|acessodata=30/12/2018|publicado=Scientia|ultimo=|primeiro=}}</ref> e não reage com metais da mesma forma que outros ácidos típicos. [[Dióxido de enxofre]], [[água]] e íons {{chem|SO|4|2-}} são envolvidos na reação ao invés de hidrogênio e sais.
:2 H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + 2 e<sup>−</sup> → SO<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O + {{chem|SO|4|2-}}

Ele pode oxidar metais não ativos como [[estanho]] e [[cobre]], dependendo da temperatura.
:Cu + 2 H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → SO<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O + {{chem|SO|4|2-}} + Cu<sup>2+</sup>

[[Chumbo]] e [[tungstênio]], contudo, são resistentes ao ácido sulfúrico.

=== Reações com não metais ===
Ácido sulfúrico concentrado quente oxida não metais como o [[carbono]]<ref>{{Citar periódico|ultimo=Kinney|primeiro=Corliss Robert|ultimo2=Grey|primeiro2=V. E.|data=05/10/1959|titulo=Reactions of a Bituminous Coal with Sulfuric Acid|url=https://web.anl.gov/PCS/acsfuel/preprint%20archive/Files/03_2_BOSTON_04-59_0169.pdf|jornal=Fuel Technology Department|publicado=The Pennsylvania State University|acessodata=03/01/2019}}</ref> (como por exemplo carvão betuminoso) e [[enxofre]].
:C + 2 H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → CO<sub>2</sub> + 2 SO<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O
:S + 2 H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → 3 SO<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O

=== Reações com cloreto de sódio ===
Ele reage com [[cloreto de sódio]] e produz gás [[cloreto de hidrogênio]] e [[bissulfato de sódio]]:
:NaCl + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → NaHSO<sub>4</sub> + HCl

=== Substituição aromática eletrofílica ===
O benzeno sofre [[substituição aromática eletrofílica]] com ácido sulfúrico produzindo os [[ácido sulfônico|ácidos sulfônicos]] correspondentes:<ref>{{Citar web|url=http://www.chem.ucalgary.ca/courses/350/Carey5th/Ch12/ch12-0.html|titulo=Organic Chemistry|acessodata=03/01/2019|publicado=[[Universidade de Calgary]]|ultimo=Carey|primeiro=Francis|outros=Chapter 12 :Reactions of Arenes. Electrophilic Aromatic Substitution|ano=2006|lingua=en|citacao=The original contents of this site were developed by Dr Ian Hunt and Dr Rick Spinney for McGraw-Hill to support Francis Carey's "Organic Chemistry". The original materials are copyright of McGraw-Hill and therefore any link to this site without their permission is an infringement of their copyright (Oct 2006).}}</ref>
[[Imagem:benzene sulfonaition.svg|250px]]

== Ocorrência natural ==
[[Imagem:Rio tinto river CarolStoker NASA Ames Research Center.jpg|thumb|direita|250px|[[Rio Tinto (Espanha)|Rio Tinto]] com sua água bastante ácida.]]

O ácido sulfúrico puro não é encontrado naturalmente na Terra na sua forma anidra, devido à sua alta [[higroscopia| afinidade com a água]]. Ácido sulfúrico diluído é um constituinte da [[chuva ácida]], que é produzida pela [[oxidação]] atmosférica do [[dióxido de enxofre]] na presença de [[água (molécula)|água]], ou seja, oxidação de [[ácido sulfuroso]]. O dióxido de enxofre é o resultado principal produzido quando combustíveis sulfurosos como carvão ou óleo são queimados.

O ácido sulfúrico é formado naturalmente pela oxidação de sulfetos minerais, como o sulfeto de ferro. A água resultante pode ser altamente ácida e é chamada de [[drenagem ácida da mina|drenagem ácida de mina]] (DAM) ou drenagem ácida de rocha (DAR). A água acidificada é capaz de dissolver metais presentes em minérios de sulfeto, o que resulta em fios de água tóxicos e altamente coloridos. A oxidação da [[pirita]] (sulfeto de ferro) pelo oxigênio molecular produz Ferro II, ou {{chem|Fe|2+}}:
:2 {{chem|FeS|2}} (s) + 7 {{chem|O|2}} + 2 {{quim|H2O}} → 2 {{chem|Fe|2+}} + 4 {{chem|SO|4|2-}} + 4 {{chem|H|+}}

O {{chem|Fe|2+}} pode ser oxidado posteriormente em {{chem|Fe|3+}}:
:4 {{chem|Fe|2+}} + {{chem|O|2}} + 4 {{chem|H|+}} → 4 {{chem|Fe|3+}} + 2 {{quim|H2O}}

O {{chem|Fe|3+}} produzido pode precipitar como o [[hidróxido]] ou óxido hidratado:
:{{chem|Fe|3+}} + 3 {{quim|H2O}} → {{chem|Fe|(OH)|3}}↓ + 3 {{chem|H|+}}

O íon de Ferro(III) ("íon férrico") também pode oxidar a pirita:
:{{chem|FeS|2}}(s) + 14 {{chem|Fe|3+}} + 8 {{quim|H2O}} → 15 {{chem|Fe|2+}} + 2 {{chem|SO|4|2-}} + 16 {{chem|H|+}}

Quando a oxidação do Ferro(III) da pirita acontece, o processo pode se tornar bem rápido. Valores abaixo de zero do [[pH]] foram medidos em DAR produzida nesse processo.

O DAR também pode produzir ácido sulfúrico em uma taxa baixa, de forma que a [[capacidade ácida neutralizante]] (CAN) do aquífero pode neutralizar o ácido produzido. Nesses casos, a concentração dos [[sólidos dissolvidos totais]] (SDT) da água pode aumentar a partir da dissolução de minerais com a reação de ácido-neutralização dos minerais.

O ácido sulfúrico é utilizado como forma de defesa por certas espécies marinhas, como por exemplo a alga ''Desmarestia munda'' (da ordem [[Desmarestiales]]) que concentra ácido sulfúrico em vacúolos celulares.<ref name="Pelletreau">{{Citar periódico|ultimo=Pelletreau|primeiro=K.|ultimo2=Muller-Parker|primeiro2=G.|data=|ano=2002|titulo=Sulfuric acid in the phaeophyte alga ''Desmarestia munda'' deters feeding by the sea urchin ''Strongylocentrotus droebachiensis''|url=https://link.springer.com/article/10.1007%2Fs00227-002-0809-6|jornal=Marine Biology|lingua=en|volume=141|numero=1|pagina=1-9|doi=10.1007/s00227-002-0809-6|acessodata=03/01/2019}}</ref>

=== Aerossol estratosférico ===
Na [[estratosfera]], na segunda camada atmosférica que está geralmente entre 10 e 50&nbsp;km sobre a superfície terrestre, o ácido sulfúrico é formado pela oxidação de dióxido de enxofre vulcânico pelo [[hidroxila|radical hidroxila]]:<ref name="Kremser">{{Citar periódico|ultimo=Kremser|primeiro=Stefanie|ultimo2=et. al|data=20/07/2016|titulo=Stratospheric aerosol—Observations, processes, and impact on climate|url=https://agupubs.onlinelibrary.wiley.com/doi/full/10.1002/2015RG000511|jornal=Reviews of Geophysics|lingua=en|doi=10.1002/2015RG000511|acessodata=06/01/2019}}</ref>
:{{chem|SO|2}} + HO<sup>•</sup> → {{chem|HSO|3|•}}
:{{chem|HSO|3|•}} + {{chem|O|2}} → {{chem|SO|3}} + {{chem|HO|2|•}}
:{{chem|SO|3}} + {{quim|H2O}} → {{chem|H|2|SO|4}}

Devido ao ácido sulfúrico alcançar [[supersaturação]] na estratosfera, ele pode nuclear partículas de aerossol e formar uma superfície para o crescimento de aerossol por condensação e coagulação com outros aerossóis de ácido sulfúrico-água. Isso produz a [[camada estratosférica de aerossol]].<ref name='Kremser' />

=== Ácido sulfúrico extraterrestre ===
==== Vênus ====
O ácido sulfúrico é produzido na atmosfera superiora de [[Vênus (planeta)|Vênus]] pela ação [[fotoquímica]] do [[Sol]] no [[dióxido de carbono]], [[dióxido de enxofre]] e vapor d'água. [[Fótons]] [[ultravioleta]]s de comprimento de onda menor que 169&nbsp;[[nanômetro|nm]] podem [[Fotólise|fotodissociar]] o dióxido de carbono em [[monóxido de carbono]] e [[oxigênio]] atômico. O oxigênio atômico é extremamente reativo. Quando ele reage com o dióxido de enxofre (um componente da atmosfera venusiana), o resultado é o [[trióxido de enxofre]], que pode reagir com vapor d'água (outro componente da atmosfera de Vênus) e produzir ácido sulfúrico. Na camada superiora, porções geladas da atmosfera de Vênus, o ácido sulfúrico existe como líquido e pesadas nuvens de ácido sulfúrico encobrem totalmente a superfície do planeta quando vista de cima. A camada principal de nuvens se estende entre 45-50&nbsp;km sobre a superfície do planeta, com áreas variando de 30&nbsp;km até 90&nbsp;km. As nuvens venusianas permanentes produzem uma chuva ácida concentrada, assim como as nuvens na atmosfera terrestre produzem água da chuva.

A atmosfera apresenta um ciclo do ácido sulfúrico. Conforme a chuva de ácido sulfúrico cai abaixo das camadas mais quentes da temperatura atmosférica, ocorre um aquecimento e liberação de vapor d'água, tornando-se mais e mais concentrado. Quando alcança a temperatura acima de 300&nbsp;ºC, o ácido sulfúrico começa a se decompor em trióxido de enxofre e água, ambos na forma gasosa. O trióxido de enxofre é extremamente reativo e é dissociado em dióxido de enxofre e oxigênio atômico, que oxida os traços de monóxido de carbono para a forma de dióxido de carbono. O dióxido de enxofre a o vapor d'água sobem em correntes de convecção da camada intermediária da atmosfera para altas altitudes, onde serão transformados novamente em ácido sulfúrico, reiniciando o ciclo.

==== Europa ====
O espectro infravermelho observado pela [[Galileo (sonda espacial)|sonda espacial ''Galileo'']] da [[NASA]] mostra absorções distintas na lua [[Europa (satélite)|Europa]] de [[Júpiter (planeta)|Júpiter]] que foram atribuídas e um ou mais hidratos de ácido sulfúrico. O ácido sulfúrico em solução aquosa produz uma significante [[Abaixamento do ponto de fusão|redução do ponto de fusão]] da água, abaixo de {{convert|210|K|°C}}, o que faria a existência de soluções aquosas abaixo da crosta congelada de Europa bastante provável. A interpretação desse espectro é um tanto controversa. Alguns cientistas planetários preferem atribuir o espectro à características do íons de sulfato, talvez devido a um ou mais minerais na superfície de Europa.<ref>{{citar periódico|primeiro =T. M. |último =Orlando |primeiro2 =T. B. |último2 =McCord |primeiro3 =G. A. |último3 =Grieves |título=The chemical nature of Europa surface material and the relation to a subsurface ocean |periódico=[[Icarus (revista)|Icarus]] |volume=177 |ano=2005 |número=2 |páginas=528–533 |doi=10.1016/j.icarus.2005.05.009 |bibcode=2005Icar..177..528O}}</ref>

== Manufatura ==
{{Artigo principal|Processo de contato|Processo de ácido sulfúrico a úmido|Processo de câmara de chumbo}}

O ácido sulfúrico é produzido a partir do [[enxofre]], oxigênio e água por meio do [[processo de contato]] tradicional ou pelo [[Processo de ácido sulfúrico a úmido|processo a úmido]].

=== Processo de contato ===
{{Artigo principal|Processo de contato}}

Na primeira etapa, o enxofre é queimado para produzir dióxido de enxofre.
:S (s) + {{chem|O|2}} (g) → {{chem|SO|2}} (g)

Este é então oxidado para trióxido de enxofre utilizando o oxigênio na presença de [[pentóxido de vanádio]] como [[Catálise|catalisador]]. Esta reação é reversível e a formação do trióxido de enxofre é exotérmica.
:2 {{chem|SO|2}} (g) + {{chem|O|2}} (g) {{eqm}} 2 {{chem|SO|3}} (g) (na presença de {{chem|V|2|O|5}})

O trióxido de enxofre é absorvido formando {{chem|H|2|SO|4}} a 97-98% para formar o ''[[oleum]]'' ({{chem|H|2|S|2|O|7}}), também conhecido como ácido sulfúrico fumegante. O ''oleum'' é então diluído em água para formar o ácido sulfúrico concentrado.

:{{chem|H|2|SO|4}} (l) + {{chem|SO|3}} (g)→ {{chem|H|2|S|2|O|7}} (l)
:{{chem|H|2|S|2|O|7}} (l) + {{chem|H|2|O}} (l) → 2 {{chem|H|2|SO|4}} (l)

Dissolver diretamente {{chem|SO|3}} em água não é factível devido à extremamente forte natureza [[reação exotérmica|exotérmica]] da [[reação química|reação]] do trióxido de enxofre com água. A reação forma um aerossol corrosivo que é muito difícil de separar, ao contrário do líquido.
:{{chem|SO|3}} (g) + {{chem|H|2|O}} (l) → {{chem|H|2|SO|4}} (l)

=== Processo de ácido sulfúrico a úmido ===
{{Artigo principal|Processo de ácido sulfúrico a úmido}}

No primeiro passo, o enxofre é queimado para produzir dióxido de enxofre:
:S(s) + {{chem|O|2}}(g) → {{chem|SO|2}}(g)

ou, alternativamente, o gás [[sulfeto de hidrogênio]]({{chem|H|2|S}}) é incinerado para formar o gás {{chem|SO|2}}:
:2 {{chem|H|2|S}} + 3 {{chem|O|2}} → 2 {{chem|H|2|O}} + 2 {{chem|SO|2}} (−518&nbsp;kJ/mol)

O produto é então oxidado em trióxido de enxofre utilizando oxigênio com [[pentóxido de vanádio]] como [[Catálise|catalisador]].
:2 {{chem|SO|2}} + {{chem|O|2}} → 2 {{chem|SO|3}} (−99&nbsp;kJ/mol) (reação reversível)

O trióxido de enxofre é hidratado formando ácido sulfúrico {{chem|H|2|SO|4}}:
:{{chem|SO|3}} + {{chem|H|2|O}} → {{chem|H|2|SO|4}}(g) (−101&nbsp;kJ/mol)

O último passo é a condensação do ácido sulfúrico para  {{chem|H|2|SO|4}} a 97-98%:
:{{chem|H|2|SO|4}}(g) → {{chem|H|2|SO|4}}(l) (−69&nbsp;kJ/mol)

=== Outros métodos ===
Outro método é o não tão conhecido método do metabisulfeto, no qual [[metabisulfeto]] é colocado no fundo de um béquer e [[ácido clorídrico]] em concentração molar de 12,6 é adicionado. O gás resultante é fervido com [[ácido nítrico]], o que produzirá vapores marrons/vermelhos. A finalização da reação é indicada pela interrupção das fumaças. Este método não produz uma mistura inseparável, o que é bastante conveniente.
:SO<sub>2</sub> + HNO<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O→ H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + NO

O ácido sulfúrico pode ser produzido em laboratório queimando enxofre no ar e dissolvendo o gás produzido em uma solução de [[peróxido de hidrogênio]]

:SO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> → H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>

Antes de 1900, a maior parte do ácido sulfúrico era manufaturada pelo processo da câmara de chumbo.<ref>{{Citar periódico|ultimo=Jones|primeiro=Edward M.|data=|ano=1950|titulo=Chamber Process Manufacture of Sulfuric Acid|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ie50491a016|jornal=Industrial and Engineering Chemistry|lingua=en|volume=42|numero=11|pagina=2208–2210|doi=10.1021/ie50491a016|acessodata=06/01/2019}}</ref> Após 1950, até 50% do ácido sulfúrico manufaturado nos Estados Unidos era produzido em fábricas com o processo da câmara de chumbo.

No início da metade do século XIX, fábricas de ''vitriolo'' existiam, entre outros lugares, em [[Prestonpans]] na Escócia, [[Shropshire]] e no [[Lagan Valley]] na Irlanda onde era usado como alvejante para o linho. O antigo branqueamento do linho era feito utilizando ácido lácteo do soro de leite, mas esse processo era lento e o uso do vitriolo acelerou o processo de branqueamento.<ref>{{Citar livro|url=https://www.worldcat.org/oclc/20852966|título=A History of Lactic Acid Making|ultimo=Benninga|primeiro=H.|editora=Springer|ano=1990|local=Boston|páginas=|lingua=en|isbn=0792306252|acessodata=06/01/2019|pagina=11}}</ref>

== Utilização ==
[[Imagem:Sulfuric acid 2000.png|thumb|direita|300px|Produção de ácido sulfúrico em 2000]]

O ácido sulfúrico é um importante recurso químico e, na verdade, a produção de ácido sulfúrico de um país é um bom indicador de sua potência industrial.<ref name=":0" /> A produção mundial em 2004 foi de aproximadamente 180 milhões de [[tonelada]]s, com a seguinte distribuição geográfica: 35% na Ásia, 24% na América do Norte, 11% na África, 10% na Europa ocidental, 10% na Europa oriental e na Rússia, 7% na Oceania e 7% na América do Sul.<ref>{{Citar livro|url=https://books.google.com.br/books?id=PPM-lAEACAAJ&dq|título=Sulfuric Acid Manufacture: Analysis, Control and Optimization|ultimo=Davenport|primeiro=William George|ultimo2=King|primeiro2=Matthew J.|editora=Elsevier|ano=2006|volume=13|local=|página=8|páginas=|lingua=en|isbn=0080444288|acessodata=06/01/2019}}</ref> A maior parte dessa produção (≈60%) é utilizada em fertilizantes (em particular, superfosfatos, fosfato de amônia e sulfetos de amônia). Em torno de 20% é utilizado na indústria química para a produção de detergentes, resinas sintéticas, corantes, medicamentos, catalisadores de petróleo, inseticidas e [[anticongelante]]s, como também em vários processos como a acidificação de óleo, redução de alumínio e tratamento de água. Em torno de 6% da utilização é relacionada à [[Pigmento|pigmentação]] de tintas, [[Tinta de esmalte|tinta esmalte]], tinta de impressora, tecidos e papel. O restante é utilizado em diversas aplicações como produção de explosivos, de [[celofane]], acetato e tecidos de viscose, lubrificantes, metais não ferrosos e baterias.<ref name="greenwood" />

=== Produção industrial de produtos químicos ===
A maior utilização do ácido sulfúrico é no "método úmido" para a produção de [[ácido fosfórico]], utilizado na manufatura de [[fertilizantes]] a base de [[fosfato]]. Neste método, pedras de fosfato são utilizadas e mais de 100 milhões de toneladas são processadas anualmente. Esta matéria prima é apresentada abaixo como [[fluorapatita]], embora a composição exata possa variar. Ela é tratada com ácido sulfúrico a 93% para produzir [[sulfato de cálcio]], [[ácido fluorídrico]] (HF) e ácido fosfórico. O processo geral pode ser representado da seguinte forma:

<chem>\overset{fluorapatita}{Ca5F(PO4)3}{} + {5H2SO4}{} + 10H2O -> \overset{sulfato~de~calcio}{5CaSO4.2H2O}{} + {HF}{} + 3H3PO4</chem>

O [[Sulfato de amónio|sulfato de amônia]], um importante fertilizante nitrogênico, é mais comumente produzido como um subproduto das [[Coque|plantas de coque]] fornecendo ferro e aço. Reagindo com a [[amônia]] produzida da decomposição térmica do [[carvão]] com uso de ácido sulfúrico, permite que a amônia se cristalize como sal (frequentemente marrom devido à contaminação com ferro) e vendida para a indústria agro-química.

Outro importante uso do ácido sulfúrico é para a produção de [[sulfato de alumínio]]. Ele pode reagir com pequenas quantidades de fibras da [[polpa de celulose]] gerando alumínio carboxílico, que favorece a coagulação das fibras de celulose em uma superfície sólida de papel. O ácido sulfúrico também é utilizado para produzir [[hidróxido de alumínio]], que pode ser utilizado em estações de [[tratamento de água]] para filtrar impurezas, como também para melhorar o gosto da água. O sulfato de alumínio também é produzido reagindo [[bauxita]] com ácido sulfúrico:

:2 {{chem|Al|O|(OH)}} + 3 {{chem|H|2|SO|4}} → {{chem|Al|2|(SO|4|)|3}} + 4 {{chem|H|2|O}}

O ácido sulfúrico também é importante na produção de soluções [[corante]]s.

=== Ciclo iodo e enxofre ===
O [[ciclo iodo e enxofre]] é uma série de processos termo-químicos utilizada para obtenção de [[hidrogênio]]. Consiste de três reações químicas cujo reagente líquido é a [[água]] e cujos produtos são hidrogênio e [[oxigênio]]. O primeiro passo do ciclo é a [[reação de Bunsen]]:
:{|
|-
| 2 {{chem|H|2|SO|4}} → 2 {{chem|SO|2}} + 2 {{chem|H|2|O}} + {{chem|O|2}} || &nbsp;&nbsp;&nbsp; || (830&nbsp;°C)
|-
| {{chem|I|2}} + {{chem|SO|2}} + 2 {{chem|H|2|O}} → 2 HI + {{chem|H|2|SO|4}} || &nbsp;&nbsp;&nbsp; || (120&nbsp;°C)
|-
| 2 HI → {{chem|I|2}} + {{chem|H|2}} || &nbsp;&nbsp;&nbsp; || (320&nbsp;°C)
|}

Os componentes enxofre e [[iodo]] são recuperados e reutilizados, e por isso o processo é considerado um ciclo. Este processo é [[endotérmico]] e deve ocorrer em altas temperaturas. Portanto, a energia em forma de calor precisa ser fornecida.

O ciclo iodo e enxofre é sugerido como uma forma de fornecer hidrogênio para uma [[Economia do hidrogênio|economia baseada no hidrogênio]]. Ele não requer [[hidrocarboneto]]s como os métodos atuais de [[reforma de vapor]]. Mas observe que toda a energia disponível no hidrogênio produzida é gerada a partir do calor.

O ciclo iodo e enxofre está em processo de pesquisa como um método factível para obtenção de hidrogênio, mas o ácido corrosivo e concentrado em altas temperaturas apresenta incontáveis riscos de segurança se o processo for construído em larga escala.<ref>{{Citar livro|url=https://books.google.com.br/books?id=nxqACgAAQBAJ|título=Our Energy Future: Resources, Alternatives and the Environment|ultimo=Ngo|primeiro=Christian|ultimo2=Natowitz|primeiro2=Joseph|editora=John Wiley & Sons|ano=2016|local=|página=418-419|páginas=536|lingua=en|isbn=1119213363|acessodata=06/01/2019}}</ref>

=== Agente de limpeza industrial ===
{{Artigo principal|Agente de limpeza}}
O ácido sulfúrico é utilizado em vastas quantidades pela [[Aço#Indústria_Siderúrgica|indústria siderúrgica]] para [[Decapagem|remover]] oxidação, [[ferrugem]] e [[incrustação]] de chapas laminadas e tarugos antes da venda para [[indústria automotiva]] e outras indústrias.{{Carece de fontes|ciência=sim|data=setembro de 2011}} O ácido utilizado é frequentemente reciclado utilizando em plantas como agente de regeneração. Essas plantas consomem o ácido gasto {{Esclarecer|reason="O que é isso, exatamente? Ainda é o mesmo ácido, sujeira, reação ou o quê?"|date=February 2015}} com gás natural, gás refinado, óleo combustível e outras fontes de combustível. Este processo de combustão produz gás [[dióxido de enxofre]] ({{chem|SO|2}}) e [[trióxido de enxofre]] ({{chem|SO|3}}) que são então utilizadas para fazer "novo" ácido sulfúrico. Indústrias SAR são adições comuns às indústrias de metalurgia, refinarias de óleo e outras indústrias em que ácido sulfúrico é consumido a granel, porque a manipulação da planta SAR é muito mais barata do que recorrer aos custo de ácido descartado ou novas compras de ácido.

O [[peróxido de hidrogênio]] ({{chem|H|2|O|2}}) pode ser adicionado ao ácido sulfúrico para produzir [[solução piranha]], uma solução poderosa mas muito tóxica com a qual superfícies com substrato podem ser limpas. A solução de piranha é tipicamente utilizada na indústria de microeletrônica e também em laboratórios para limpeza de vidraria.

=== Catalisador ===
O ácido sulfúrico é usado em uma variedade de processos na indústria química. Por exemplo, é comum utilizar ácido catalisador para a conversão da [[oxima de ciclohexanona]] em [[caprolactama]], utilizada para produção de [[nylon]]. Também é utilizado para a produção de [[ácido clorídrico]] a partir do [[sal]] via [[processo de Mannheim]]. Muito {{chem|H|2|SO|4}} é utilizado no refino de [[petróleo]], como catalisador, por exemplo, da reação de [[isobutano]] com [[isobutileno]] para geração de [[2,2,4-Trimetilpentano|isooctano]], um componente que aumenta a [[octanagem]] da [[gasolina]]. O ácido sulfúrico é também utilizado como agente desidratante ou oxidante em reações químicas industriais, como a desidratação de vários açúcares para a forma de carbono sólido.

=== Eletrólito ===
O ácido sulfúrico age como eletrólito nas [[Bateria chumbo-ácido|baterias de chumbo-ácido]] (acumulador chumbo-ácido):

No [[ânodo]]:
:{{chem|Pb}} + {{chem|SO|4}}<sup>2−</sup> ⇌ {{chem|PbSO|4}} + 2 e<sup>−</sup>

No [[cátodo]]:
:{{chem|PbO|2}} + 4 H<sup>+</sup> + {{chem|SO|4}}<sup>2−</sup> + 2 e<sup>−</sup> ⇌ {{chem|PbSO|4}} + 2 H<sub>2</sub>O

De forma geral:
:{{chem|Pb}} + {{chem|PbO|2}} + 4 H<sup>+</sup> + 2 {{chem|SO|4}}<sup>2−</sup> ⇌ 2 {{chem|PbSO|4}} + 2 H<sub>2</sub>O

=== Uso doméstico ===
[[Imagem:Acidic drain cleaner containing sulfuric acid (sulphuric acid).jpg|direita|thumb|[[Desentupidores]] ácidos contém ácido sulfúrico em alta concentração que torna vermelho um pedaço de [[Indicador de pH|papel indicador de pH]] instantaneamente, demonstrando tanto a natureza ácida quanto a propriedade desidratante.]]

O ácido sulfúrico em altas concentrações é frequentemente o ingrediente principal em [[desentupidores|desentupidores ácidos]],<ref name="dc">{{citar web|url=http://www.staplesdisposables.com/uploads/products/B470FF98A27F414881DB3FE1A1116C93.pdf|título=Sulphuric acid drain cleaner|publicado=herchem.com|urlmorta= sim|arquivourl=https://web.archive.org/web/20131029192755/http://www.staplesdisposables.com/uploads/products/B470FF98A27F414881DB3FE1A1116C93.pdf|arquivodata=29/10/2013|df=dmy-all|data=|acessodata=|ultimo=|primeiro=|lingua=en}}</ref> que são utilizados para remover [[lipídios|graxa]], [[cabelo]], [[lenço de papel]], etc. Similar às versões alcalinas, esses desentupidores podem dissolver gordura pela [[hidrólise]]. Além disso, como o ácido sulfúrico concentrado possui uma propriedade desidratante forte, também pode remover lenço de papel pelo processo de desidratação. Uma vez que o ácido reage com a água vigorosamente, tal desentupidor ácido deve ser adicionado lentamente ao cano que será limpo.

[[Imagem:Acidic drain opener.JPG|direita|thumb|Um [[desentupidor]] ácido pode ser utilizado para dissolver graxa, cabelo e até lenço de papel dentro de canos d'água.]]

== História ==
[[Imagem:Dalton's-sulphuric-acid.jpg|esquerda|thumb|A molécula de ácido sulfúrico no modelo de 1808 de [[John Dalton]] apresenta um átomo central de [[enxofre]] ligado a três átomos de oxigênio, ou [[trióxido de enxofre]], o anidrido do ácido sulfúrico.]]

O estudo do [[vitríolo]], uma categoria de minerais vítreos a partir dos quais o ácido pode ser derivado, começou na [[antiguidade clássica]]. Os [[Suméria|sumérios]] possuíam uma lista de tipos de vitríolo que eles classificavam de acordo com a cor da substância. Algumas das primeiras discussões sobre a origem e propriedades do vitríolo constam nos trabalhos do médico grego [[Dioscórides]] (Século I EC) e do naturalista romano [[Plínio, o Velho]] (23-79 EC). [[Cláudio Galeno|Galeno]] também discutiu seu uso medicinal. Usos metalúrgicos para substâncias vitriólicas foram registrados nos trabalhos helenistas alquimistas de [[Zósimo de Panópolis]], no tratado ''Phisica et Mystica'', e o no [[Papiro X de Leyden]].<ref name="Karpenko">Karpenko, Vladimir and Norris, John A. (2001). [http://www.chemicke-listy.cz/docs/full/2002_12_05.pdf Vitriol in the history of Chemistry], [[Universidade Carolina]]</ref>

[[Alquimia e química no Islã medieval|Alquimistas da era medieval islâmica]], [[Jābir ibn Hayyān]] (c. 721 – c. 815 EC, também conhecido como Geber), [[Muhammad ibn Zakariya al-Razi|Razi]] (865 – 925 EC) e [[Jamal Din al-Watwat]] (por volta de 1318, escreveu o livro ''Mabāhij al-fikar wa-manāhij al-'ibar'') incluíram o vitríolo em suas listas de classificação mineral. [[Ibn Sina]] trabalhou em seus usos medicinais e com diferentes variedades de vitríolo.<ref name="Karpenko"/>

O ácido sulfúrico foi chamado de "óleo de vitríolo" pelos alquimistas europeus medievais devido à sua preparação por meio de torra do "vitríolo verde" (sulfato de ferro II) em um [[destilador]] de ferro. Há diferenciação disso nos trabalhos de [[Vicente de Beauvais]] e no ''Compositum de Compositis'' atribuído ao santo [[Alberto Magno]]. Uma passagem na ''Summa Perfectionis'' de [[Pseudo-Geber]] foi considerada a primeira receita para ácido sulfúrico, mas essa interpretação não estava correta.<ref name="Karpenko"/>

No século XVII, o químico alemão-holandês [[Johann Rudolf Glauber|Johann Glauber]] preparava o ácido por meio da queima de [[enxofre]] com [[nitrato de potássio]] ({{chem|KNO|3}}) na presença de vapor. Conforme o nitrato se decompõe, ele oxida o enxofre em {{chem|SO|3}}, que combina com a água para produzir ácido sulfúrico. Em 1736, [[Joshua Ward]], um farmacêutico londrino, utilizou este método para iniciar a primeira produção em larga escala de ácido sulfúrico.

Em 1746 em Birmingham, [[John Roebuck]] adaptou esse método para produzir ácido sulfúrico em câmaras de chumbo, que eram mais fortes, mais baratas e poderiam ser produzidas em tamanho maior do que os antigos frascos de vidro. Este processo permitiu a industrialização de fato da produção de ácido sulfúrico. Após diversas melhorias, este método (chamado processo da câmara de chumbo ou "câmara de chumbo") se tornou o padrão para a produção de ácido sulfúrico por quase dois séculos.<ref name=b1>{{citar livro|autor = Zumdahl, Steven S. |título= Chemical Principles 6th Ed. |publicado= Houghton Mifflin Company |ano= 2009 |isbn= 978-0-618-94690-7|página=A23}}</ref>

O processo de John Roebuck para produção de ácido sulfúrico conseguia uma concentração a 65%. Melhorias posteriores ao processo da câmara de chumbo pelo químico francês [[Joseph Louis Gay-Lussac]] e o químico britânico John Glover melhoraram a concentração para 78%. Contudo, a produção de alguns [[corante]]s e outros processos químicos necessitavam de um produto mais concentrado. Ao longo do século XVIII, isso só foi possível com a destilação seca de minerais em uma técnica similar à processo [[alquimia|alquímicos]]. A [[pirita]] (dissulfeto de ferro, {{chem|FeS|2}}) era aquecida no ar para produzir sulfato de ferro II {{chem|FeSO|4}}, que era subsequentemente oxidado por meio de aquecimento do ar para formar [[Sulfato de ferro(III)|sulfato de ferro III]], Fe<sub>2</sub>(SO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>, o qual, quando aquecido a 480&nbsp;ºC, decompunha-se em [[Óxido de ferro(III)|óxido de ferro III]] e trióxido de enxofre, que podia ser umidificado com água para produzir ácido sulfúrico em qualquer concentração. Contudo, o custo deste processo proibia o uso de ácido sulfúrico concentrado em larga escala.<ref name=b1/>

E 1831, o britânico comerciante de [[vinagre]] Peregrine Phillips patenteou o [[processo de contato]], que era muito mais econômico para produzir trióxido de enxofre e ácido sulfúrico concentrado. Atualmente, quase todo o ácido sulfúrico mundial é produzido com esse método.<ref name=":0" />

== Segurança ==
=== Riscos laboratoriais ===
[[Imagem:Sulfuric acid burning tissue paper.jpg|thumb|esquerda|Gotas de ácido sulfúrico a 98% carboniza um pedaço de papel instantaneamente. O carbono é resultante da A desidratação deixando do papel produz carbono deixando o papel preto]]
[[Imagem:Sulfuric acid 98% chemical burn.jpg|thumb|esquerda|Queimadura química superficial causada por respingos de ácido sulfúrico a 98% (pele do braço)]]
O ácido sulfúrico é capaz de causar queimaduras graves, especialmente quando em altas [[concentração|concentrações]]. Em comum com outros [[ácido]]s corrosivos e [[álcali]]s, ele rapidamente decompõe proteínas e lipídios por meio de [[hidrólise]] e [[Éster#Hidrólise|hidrólise éster]] a partir do contato com [[Tecido|tecidos vivos]], como a [[pele]] e [[músculos]]. Complementarmente, ele apresenta uma forte [[Desidratação (química)|reação de desidratação]] em [[carboidratos]], liberando [[calor]] adicional e causando [[Queimadura|queimaduras de segundo grau]].<ref name="OA"/><ref name=TB/> Da mesma forma, ele ataca rapidamente a [[córnea]] e pode levar à [[Deficiência visual|deficiência visual permanente]] se em contato com os [[olho]]s. Se ingerido, danifica os [[Órgão (anatomia)|órgãos internos]] de forma irreversível e pode ser fatal.<ref name="ds"/> [[Equipamento de proteção individual|Equipamento de proteção]] deve sempre ser utilizado ao manipular ácido sulfúrico. Além disso, sua forte [[Reação redox|propriedade de óxido redução]] torna-o extremamente corrosivo de muitos [[metal|metais]] e pode estender sua destruição a outros materiais.<ref name="OA"/> Por essas razões, o estrago feito pelo ácido sulfúrico é potencialmente mais grave do que aqueles causados por outros [[ácido forte|ácidos fortes]], como o [[ácido clorídrico]] e o [[ácido nítrico]].<div style="float: right; margin-left: 1.0 em">[[Imagem:Hazard C.svg|70px]] [[Imagem:Dangclass8.png|70px]]</div>

O ácido sulfúrico deve ser armazenado cuidadosamente em recipientes de materiais não reagentes (como o vidro). Soluções iguais ou mais fortes que 1,5&nbsp;M devem ser rotuladas como "CORROSIVAS", enquanto que soluções com mais de 0,5&nbsp;M mas menos de 1,5&nbsp;M devem ser rotuladas como "IRRITANTE". Contudo, mesmo a diluição "normal" de laboratório (aproximadamente 1&nbsp;M, 10%) carbonizará papel se deixado em contato por tempo suficiente.

Os primeiros socorros padrão para respingo de ácido na pele é, assim como outros [[Substância corrosiva|agentes corrosivos]], lavar com água em abundância. A lavagem devem ser feita de dez a quinze minutos para resfriar o tecido ao redor da queimadura de ácido e prevenir danos secundários. A roupa contaminada deve ser removida imediatamente e a pele deve ser lavada.

=== Riscos de diluição ===
A preparação do ácido diluído pode ser perigosa devido ao calor liberado no processo de diluição. Para evitar derramamento, o ácido concentrado é normalmente adicionado à água e não ao contrário. A água possui uma capacidade térmica maior que a do ácido, de forma que o recipiente com água fria absorverá o calor conforme o ácido é adicionado.

{| class="wikitable floatleft"
|+Comparação de ácido sulfúrico e água
|-
! Propriedade física
! H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>
! Água
! Unidades
|-&nbsp;
![[Densidade]]
| 1,84
| 1,0
| kg/L
|-&nbsp;
![[Inércia térmica|Capacidade térmica volumétrica]]
| 2,54
| 4,18
| kJ/L
|-
![[Ponto de ebulição]]
| 337
| 100
| °C
|}

Além disso, devido a densidade do ácido ser maior do que a da água, ele afunda. O calor é gerado na interação entre o ácido e a água, o qual está no fundo do recipiente. O ácido não ferverá devido ao seu ponto de ebulição ser maior. Água quente próxima à interação sobe devido à [[convecção]], que resfria a interação e evita a fervura tanto do ácido quanto da água.

Em contraste, a adição de água ao ácido sulfúrico concentrado resulta em uma fina camada de água no topo do ácido. O calor gerado na fina camada da água pode fazê-la ferver, levando à dispersão de [[aerossol]] de ácido sulfúrico ou, pior, a uma [[explosão]].

A preparação de soluções maiores que 6&nbsp;M (35%) em concentração é muito perigosa, porque o calor produzido pode ser suficiente para ferver o ácido diluído: agitação mecânica eficiente e o resfriamento externo (como um banho de gelo) são essenciais.

A taxa de reação dobra o [[Equação de Arrhenius|aumento na temperatura]] em torno de cada 10 graus Celsius.<ref>[[Linus Carl Pauling|Pauling, L.C.]] (1988) ''General Chemistry'', Dover Publications</ref>
Portanto, a reação se tornará mais violenta conforme a diluição acontece, a menos que a solução tenha tempo para resfriar. Adicionar ácido à água quente causará uma reação violenta.

Na escala laboratorial, o ácido sulfúrico pode ser diluído pingando ácido concentrado em gelo triturado de água desionizada. O gelo derrete em um [[processo endotérmico]] enquanto dissolve o ácido. O total de calor necessário para derreter o gelo neste processo é maior do que o total de calor envolvido pela diluição do ácido, de forma que a solução permanece fria. Quando todo o gelo estiver dissolvido, uma diluição adicional pode ser feita utilizando água.

=== Riscos industriais ===
O ácido sulfúrico não é inflamável.

Os maiores riscos laborais são devidos ao contato com a pele ocasionando queimaduras (veja acima) e à inalação de aerossóis. A exposição à aerossóis em altas concentrações leva à irritação grave e imediata dos olhos, trato respiratório e membranas mucosas: esta cessa rapidamente após a exposição, embora haja um risco de [[edema pulmonar]] subsequente se o tecido for atingido gravemente. Em baixas concentrações, o sintoma mais comum reportado à exposição crônica de aerossóis de ácido sulfúrico é o desgaste dos dentes, encontrado em quase todos os estudos: indicações de sequela crônica no [[trato respiratório]] são inconclusivas desde 1997. Exposição laboral repetida a névoas de ácido sulfúrico podem aumentar a chance de câncer de pulmão em 64 porcento.<ref>{{citar periódico|pmid= 3479642 |volume=79 |número=5 |título=Lung cancer mortality in workers exposed to sulfuric acid mist and other acid mists |periódico=J Natl Cancer Inst |páginas=911–21 |último1 = Beaumont |primeiro1 = JJ |último2 = Leveton |primeiro2 = J |último3 = Knox |primeiro3 = K |último4 = Bloom |primeiro4 = T |último5 = McQuiston |primeiro5 = T |último6 = Young |primeiro6 = M |último7 = Goldsmith |primeiro7 = R |último8 = Steenland |primeiro8 = NK |último9 = Brown |primeiro9 = DP |último10 = Halperin |primeiro10 = WE |ano=1987 |doi=10.1093/jnci/79.5.911}}</ref> Nos Estados Unidos, o [[limite de exposição permissível]] (LEP) para o ácido sulfúrico é de 1&nbsp;mg/m<sup>3</sup>: limites em outros países são similares. Há relatos de ingestão de ácido sulfúrico causar [[deficiência de vitamina B12]] com degeneração combinada. A medula espinhal é mais frequentemente afetada em tais casos, mas os nervos óticos podem apresentar [[doença desmielinizante]], perda de [[Axónio|axônios]] e [[gliose]].

== Restrições legais ==
O comércio internacional de ácido sulfúrico respeita a [[Convenção das Nações Unidas contra Tráfico Ilegal de Drogas e Substâncias Psicotrópicas|Convenção das Nações Unidas contra Tráfico Ilegal de Drogas e Substâncias Psicotrópicas (1988)]], que lista o ácido sulfúrico na Tabela II da convenção como um produto químico frequentemente utilizado na manufatura ilegal de narcóticos ou substâncias psicotrópicas.<ref name=incb>[https://web.archive.org/web/20080227224025/http://www.incb.org/pdf/e/list/red.pdf Annex to Form D ("Red List")], 11th Edition, January 2007 (p. 4). [[Órgão Internacional de Controle de Entorpecentes]]. [[Viena|Viena, Áustria]].</ref>

== Ver também ==
*[[Água régia]]
*[[Éter etílico]] – também conhecido como "óleo suave de vitriolo"
*[[Ácidos do enxofre]]

{{Referências}}

== Ligações externas ==
{{Commonscat|Sulfuric acid}}
*{{Link||2=http://www.periodicvideos.com/videos/mv_sulfuric_acid.htm |3=Sulfuric acid |4=at ''[[The Periodic Table of Videos]]'' (Universidade de Nottingham)}}
*{{Link||2=https://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0577.html |3=NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards}}
*{{Link||2=https://www.cdc.gov/niosh/topics/sulfuric-acid/ |3=CDC – Sulfuric Acid – NIOSH Workplace Safety and Health Topic}}
*{{Link||2=https://web.archive.org/web/20071011184722/http://ptcl.chem.ox.ac.uk/MSDS/SU/sulfuric_acid_concentrated.html |3=External Material Safety Data Sheet}}
*Calculators: [http://www.aim.env.uea.ac.uk/aim/surftens/surftens.php surface tensions], and [http://www.aim.env.uea.ac.uk/aim/density/density_electrolyte.php densities, molarities and molalities] of aqueous sulfuric acid
*{{Link||2=http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot_.html |3=Sulfuric acid analysis – titration freeware}}
*Process flowsheet of sulfuric acid manufacturing by [https://web.archive.org/web/20170701082820/http://www.inclusive-science-engineering.com/manufacture-of-h2so4-by-chamber-process/manufacture-of-h2so4-by-chamber-process-2/ lead chamber process]

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{{Compostos de hidrogênio}}
{{Sulfatos}}
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