{{Infobox Chemikalie

| Strukturformel = [[Bild:Schwefelsäure3.svg|130px]]

| Andere Namen = *Schwefel(VI)-säure

*Vitriolöl

*Dihydrogensulfat

*Monothionsäure

*E 513

| Summenformel = H₂SO₄

| CAS = 7664-93-9

| Beschreibung = farb- und geruchlose, viskose Flüssigkeit&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS">{{GESTIS|ZVG=1160|Name=Schwefelsäure|Datum=7. März 2008}}</ref>

| Molare Masse = 98,078 g·[[mol]]⁻¹

| Aggregat = flüssig&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| Dichte = 1,8356 g·cm⁻³&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| Schmelzpunkt = 10,38&nbsp;°C (100 %)&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| Siedepunkt = 279,6&nbsp;°C (100 %)&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| Dampfdruck = 1,3 h[[Pascal_(Einheit)|Pa]] (145,8&nbsp;°C)&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| Löslichkeit = vollständig mischbar mit Wasser&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| Quelle GefStKz = {{RL|7664-93-9}}

| Gefahrensymbole = {{Gefahrensymbole|C}}

| R = {{R-Sätze|35}}

| S = {{S-Sätze|(1/2)|26|30|45}}

| MAK = 0,1 mg·m⁻³ (gemessen als einatembarer Aerosolanteil)&nbsp;<ref name="BGIA GESTIS"/>

| LD50 = 2140 mg·kg⁻¹ (Ratte, oral)<ref>[http://www.carl-roth.de/jsp/de-de/sdpdf/9316.PDF Sicherheitsdatenblatt (Carl Roth) 96 %ige Schwefelsäure]</ref>

}}

'''Schwefelsäure''' (veraltet '''Vitriolöl''', nach [[International Union of Pure and Applied Chemistry|IUPAC]]-Nomenklatur '''Dihydrogensulfat''') ist eine [[chemische Verbindung]] des [[Schwefel]]s mit der [[Summenformel]] H₂SO₄. Sie ist eine farblose, ölige, sehr [[Viskosität|viskose]] und [[Hygroskopie|hygroskopische]] [[Flüssigkeit]]. Schwefelsäure ist eine der stärksten [[Säure]]n und wirkt stark [[ätzend]]. Die [[Mineralsäuren|Mineralsäure]] bildet zwei Reihen von [[Salze]]n, die [[Hydrogensulfate]] und die [[Sulfate]], bei denen im Vergleich zur freien Säure ein beziehungsweise zwei [[Proton]]en durch [[Kation]]en ersetzt sind.

Schwefelsäure ist eine der technisch wichtigsten Chemikalien überhaupt und zählt zu den meistproduzierten chemischen [[Grundchemikalie|Grundstoffen]]. 1993 wurden etwa 135 Millionen Tonnen Schwefelsäure produziert.<ref name="roempp">Schwefelsäure in: Roempp Chemie Lexikon, Thieme Verlag, 2007, [http://www.roempp.com/prod/index1.html online]</ref> Sie wird vor allem in der [[Düngemittel]]produktion und zur Darstellung anderer Mineralsäuren, etwa der [[Salzsäure|Salz-]] oder [[Phosphorsäure]] verwendet. Verwendung findet sie überwiegend als konzentrierte oder verdünnte wässrige Lösung.

Das [[Säureanhydride|Anhydrid]] der Schwefelsäure ist das [[Schwefeltrioxid]] (SO₃). Ist in der Schwefelsäure über das [[Stöchiometrie|stöchiometrische]] Mengenverhältnis hinausgehend zusätzliches Schwefeltrioxid gelöst, wird die Lösung als ''rauchende Schwefelsäure'' oder ''Oleum'' bezeichnet. Verwandte Säuren sind die [[Schwefelige Säure]] H₂SO₃, die sich vom [[Schwefeldioxid]] ableitet und die [[Thioschwefelsäure]] H₂S₂O₃, bei der ein Sauerstoffatom durch Schwefel ersetzt ist.

== Geschichte ==

[[Bild:Galeerenofen.jpg|thumb|left|Galeerenofen zur Gewinnung von Vitriolöl]]

Schwefelsäure ist unter dem alten Namen Vitriolöl schon seit langer Zeit bekannt. Erste Hinweise finden sich in den Texten des historisch umstrittenen [[Alchemie|Alchemisten]] [[Dschābir ibn Hayyān]] aus dem 8. Jahrhundert. Danach werden sie und mögliche Herstellungsverfahren auch in den alchimistischen Schriften des [[Albertus Magnus]] (1200–1280) und [[Basilius Valentinus]] (um 1600) erwähnt. Diese beschreiben Verfahren, um aus natürlich vorkommenden Sulfaten – etwa [[Chalkanthit]] oder [[Alaun]] – Vitriolöl zu gewinnen. Der Name Vitriolöl leitet sich von der veralteten Bezeichnung [[Vitriol]] für diese Minerale ab. Die erste Quelle für größere Mengen Schwefelsäure war [[Eisenvitriol]]. Ab dem 16. Jahrhundert wurde in [[Böhmen]], [[Herzogtum Sachsen (1547–1572)|Sachsen]] und am [[Harz (Mittelgebirge)|Harz]] nach dem Vitriol-Verfahren Schwefelsäure hergestellt.<ref>[http://www.zeno.org/Meyers-1905/A/Schwefels%C3%A4ure Schwefelsäure in: Meyers Großes Konversations-Lexikon. Leipzig 1905–1909, Band 18, S. 160–163.]</ref> Nach dem ersten Produktionsort [[Nordhausen]] wurde das Produkt Nordhäuser Vitriol genannt.<ref>Claus Priesner: ''Johann Christian Bernhardt und die Vitriolsäure'', in: [[Chemie in unserer Zeit]], 1982, 16, 5, S. 149–159</ref> Erste wissenschaftliche Untersuchungen mit Schwefelsäure führte [[Johann Rudolph Glauber]] durch. Er ließ die Säure auf [[Natriumchlorid|Kochsalz]] einwirken und erhielt dabei die [[Salzsäure]] und das nach ihm benannte ''Glaubersalz'' [[Natriumsulfat]].<ref>Walter Jansen: ''Zum Gedenken: Johann Rudolph Glauber'', in: Chemikon, 2004, 11, 3, S. 15</ref>

Die Verfahren, bei denen Sulfate eingesetzt wurden, waren allerdings sehr aufwändig und teuer. Um größere Mengen zu bekommen, wurde im 18. Jahrhundert ein Verfahren entwickelt, bei dem Schwefel und [[Natriumnitrat|Salpeter]] in Glasgefäßen verbrannt wurden. Da die Glasgefäße sehr zerbrechlich waren, wurde 1746 durch [[John Roebuck]] die Reaktion erstmals in [[Blei]]behältern durchgeführt. Nachdem 1793 [[Nicolas Clément-Désormes]] und [[Charles Bernard Désormes]] entdeckt hatten, dass durch den Einsatz von Luft die Salpetermenge deutlich gesenkt werden konnte, konnte das [[Bleikammerverfahren]] großtechnisch eingesetzt werden. Dies war insbesondere für das 1789<ref>William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5</ref> von [[Nicolas Leblanc]] erfundene und 1791 erstmals von ihm angewendete [[Leblanc-Verfahren]] zur [[Natriumcarbonat|Sodaproduktion]] wichtig. Das Verfahren wurde noch mehrmals, etwa durch die Entwicklung von Methoden zur [[Absorption (Chemie)|Absorption]] der [[Nitrose Gase|nitrosen Gase]] durch [[Joseph Louis Gay-Lussac]], verbessert.<ref name="ullmanns">Hermann Müller: ''Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide'', in: Ullmanns's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 4. Auflage, 1984, {{DOI|10.1002/14356007.a25_635}}</ref> Es konnte damit eine kontinuierliche Produktionsführung erreicht werden.

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

== Vorkommen ==

[[Bild:Chalcanthite-cured.JPG|thumb|left|Chalkanthit]]

Freie, nicht in [[Oxonium]]- und Sulfationen [[Dissoziation (Chemie)|dissoziierte]] Schwefelsäure kommt in der Natur nur sehr selten vor. In der [[Atmosphäre]] ist sie ein Bestandteil des [[Saurer Regen|sauren Regens]]. Die Quelle für die atmosphärische Schwefelsäure ist [[Schwefeldioxid]], das bei der Verbrennung von schwefelhaltigen Substanzen oder bei Vulkanausbrüchen entsteht. Das Schwefeldioxid wird durch Hydroxid-[[Radikale (Chemie)|Radikale]] und Sauerstoff zu [[Schwefeltrioxid]] oxidiert. Mit Wasser bildet sich schließlich die freie Schwefelsäure. Weitere [[Oxidationsmittel]], die eine Bildung von Schwefeltrioxid ermöglichen, sind [[Ozon]] oder [[Wasserstoffperoxid]].

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

Im Gegensatz zur freien Säure sind ihre Salze, vor allem die Sulfate, in der Natur sehr viel häufiger. Es existieren viele verschiedene Sulfat-Minerale. Zu den bekanntesten und wichtigsten zählen [[Gips]] (CaSO₄&nbsp;·&nbsp;2&nbsp;H₂O), [[Baryt]] (BaSO₄), [[Chalkanthit]] (CuSO₄&nbsp;·&nbsp;5&nbsp;H₂O) oder [[Glaubersalz]] (Na₂SO₄&nbsp;·&nbsp;10&nbsp;H₂O).

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

== Gewinnung und Darstellung ==

[[Bild:DiagrammSchwefelsäureproduktion de.svg|thumb|right|Schwefelsäureproduktion von 1970–2003 in verschiedenen Ländern]]

Grundstoff für die Schwefelsäureherstellung ist häufig elementarer [[Schwefel]], der in großen Mengen (2007: 66&nbsp;Millionen Tonnen<ref>[http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/sulfur/mcs-2008-sulfu.pdf U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries: Sulfur, January 2008]</ref>) bei der Entschwefelung von [[Erdgas]] und [[Rohöl]] anfällt und nach dem [[Claus-Prozess]] aufgearbeitet wird oder nach dem [[Frasch-Verfahren]] abgebaut wird. Dieser wird an der Luft verbrannt, um [[Schwefeldioxid]] als Ausgangsstoff für die eigentliche Darstellung zu gewinnen.

:<math>\mathrm{S + O_2 \longrightarrow SO_2}</math>

:<small>Reaktion von Schwefel mit Sauerstoff</small>

Eine weitere Quelle, bei der in großen Mengen Schwefeldioxid anfällt, ist die [[Verhüttung]] schwefelhaltiger [[Erz]]e. Beispiele hierfür sind die [[Kupfer]]-, [[Zink]]- oder [[Blei]]gewinnung aus den entsprechenden [[Sulfide]]n. Das Schwefeldioxid bildet sich beim [[Rösten (Metallurgie)|Rösten]] mit Luftsauerstoff.

:<math>\mathrm{2\ ZnS + 3\ O_2 \longrightarrow 2\ ZnO + 2\ SO_2}</math>

:<small>Reaktion beim Rösten von Zinksulfid</small>

Im Jahr 1999 wurden in Europa nur noch ca. 3 Mio. Tonnen [[Pyrit]] zur Schwefelsäuregewinnung geröstet. In Asien liegt der Anteil von Pyrit jedoch höher.<ref>E. R. Riegel und J. A. Kent: ''Riegel's Handbook of Industrial Chemistry.'' Springer 2003. ISBN 0306474115. p. 503</ref>

Für rohstoffarme Staaten, die weder über Schwefel noch über sulfidische Erze verfügen, kommt das [[Müller-Kühne-Verfahren]] in Frage. Hierbei wird aus [[Gips]] und [[Kohle]] im [[Drehrohrofen]] Schwefeldioxid gewonnen. Der energieaufwendige Prozess kann rentabler gestaltet werden, wenn durch Zusatz von [[Sand]] und [[Ton (Bodenart)|Ton]] als Nebenprodukt [[Zement]] anfällt. In der ehemaligen [[Deutsche Demokratische Republik|DDR]] wurde das Verfahren in großem Maßstab durchgeführt.

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

:<math>\mathrm{2 \ SO_2 + O_2 \ \rightleftharpoons \ 2 \ SO_3}</math>

:<small>Reaktion von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid</small>

Beim heutzutage ausschließlich angewendeten [[Kontaktverfahren]] wird [[Vanadiumpentoxid]] als sauerstoffübertragender Katalysator verwendet. Dabei wird bei der Reaktion von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid zunächst das Vanadiumpentoxid zu [[Vanadium(IV)-oxid]] reduziert. Dieses wird in einem zweiten Reaktionsschritt durch Sauerstoff wieder oxidiert.

:<math>\mathrm{V_2O_5 + SO_2 \ \longrightarrow V_2O_4 + SO_3}</math>

:<small>Umsetzung von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid</small>

:<math>\mathrm{2 \ V_2O_4 + O_2 \longrightarrow 2 \ V_2O_5}</math>

:<small>Rückgewinnung des Katalysators</small>

Die Temperatur während der Reaktion muss zwischen 420 und 620&nbsp;°C<ref name="HoWi">Holleman-Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie''. 102. Auflage, Berlin 2007. ISBN 978-3-11-017770-1.</ref> liegen, da bei tieferen Temperaturen der Katalysator inaktiv ist und er sich bei höheren Temperaturen zersetzt. Die Umsetzung wird in sogenannten ''Hordenkontaktöfen'' durchgeführt, bei denen der Katalysator in insgesamt vier Schichten (den „Horden“) übereinander angeordnet wird und das durchströmende Gas zwischen den Horden auf die passende Temperatur gekühlt wird.

Im sogenannten ''Doppelkontaktverfahren'' wird vor der letzten Horde das vorhandene Schwefeltrioxid mit konzentrierter Schwefelsäure ausgewaschen. Dies ermöglicht eine Erhöhung der Ausbeute auf 99,5 %.<ref name="HoWi"/>

Nach Bildung des Schwefeltrioxids wird dieses zu Schwefelsäure umgesetzt. Dazu muss zunächst verbliebenes Schwefeldioxid mit [[Ammoniak]] oder [[Natriumthiosulfat]] entfernt werden. Da die direkte Reaktion von Schwefeltrioxid mit Wasser zu langsam ist, wird das Gas in konzentrierte Schwefelsäure geleitet. Dabei bildet sich schnell [[Dischwefelsäure]] H₂S₂O₇.

Wird diese mit Wasser verdünnt, zerfällt sie zu zwei Molekülen Schwefelsäure.

:<math>\mathrm{SO_3 + H_2SO_4 \longrightarrow H_2S_2O_7}</math>

:<small>Umsetzung von Schwefeltrioxid mit Schwefelsäure</small>

:<math>\mathrm{H_2S_2O_7 + H_2O \longrightarrow 2\ H_2SO_4}</math>

:<small>Bildung der Schwefelsäure</small>

Bei diesem Verfahren entsteht keine reine Schwefelsäure, sondern konzentrierte Säure mit 98 % Säuregehalt. Um reine Schwefelsäure zu erzeugen, muss die Menge Schwefeltrioxid in die konzentrierte Säure eingeleitet werden, die der [[Stoffmenge]] des überschüssigen Wassers der konzentrierten Säure entspricht.

In den letzten Jahren ist die Schwefelsäureproduktion vor allem in [[Volksrepublik China|China]] stark gestiegen, während in europäischen Ländern wie [[Deutschland]] die Produktion zurückgegangen ist. Die in der Graphik zu sehenden starken Umbrüche in den Jahren 1990 und 1991 sind auf die Auflösung der [[Sowjetunion]] und eine Änderung der Statistik in den [[Vereinigte Staaten|Vereinigten Staaten]] zurückzuführen.<ref>[http://unstats.un.org/unsd/cdb/cdb_series_xrxx.asp?series_code=18150 Schwefelsäureproduktion 1970–2003 der United Nations Statistics Division]</ref>

== Eigenschaften ==

=== Physikalische Eigenschaften ===

[[Bild:Sulfuric-acid-2D-dimensions.svg|thumb|Schwefelsäuremolekül mit Bindungslängen<ref name="JACS"/>]]

Schwefelsäure ist eine zähflüssige, farblose [[Flüssigkeit]], die unterhalb von 10,37&nbsp;°C erstarrt. Die häufige leicht braune Färbung von technischer Schwefelsäure beruht auf organischen Verunreinigungen. Oberhalb des Siedepunktes von 279,6&nbsp;°C bilden sich Schwefelsäuredämpfe, die auch überschüssiges Schwefeltrioxid enthalten. Bei einer Temperatur von 338°C hat der Dampf einen Säuregehalt von 98 % und entspricht damit einem [[Azeotrop|azeotropen]] Wasser-Schwefelsäure-Gemisch. Beim weiteren Erhitzen zersetzt sich die Schwefelsäure in Wasser und Schwefeltrioxid und ist bei 450&nbsp;°C nahezu vollständig dissoziiert.

Als Feststoff kristallisiert Schwefelsäure im [[Monoklines Kristallsystem|monoklinen Kristallsystem]] in der [[Raumgruppe]] C2/c. Die [[Gitterparameter]] sind ''a''&nbsp;=&nbsp;814&nbsp;[[Picometer|pm]], ''b''&nbsp;=&nbsp;470&nbsp;pm, ''c''&nbsp;=&nbsp;854&nbsp;pm und ''β''&nbsp;=&nbsp;111°.<ref>C. Pascard-Billy: ''Structure Précise de l'Acide Sulfurique'', in: Acta Cryst., 1965, 18, 827–829</ref> Die Struktur ist eine gewellte [[Schichtstruktur]], in der jeder Sulfat-[[Tetraeder]] über [[Wasserstoffbrückenbindung|Wasserstoffbrücke]]n mit vier weiteren Tetraedern verbunden ist. Neben der kristallinen reinen Schwefelsäure sind auch mehrere Schwefelsäure-[[Kristallwasser|Hydrate]] bekannt. Ein Beispiel ist das Dihydrat H₂SO₄ · 2 H₂O, das ebenfalls im monoklinen Kristallsystem mit der Raumgruppe C2/c kristallisiert.<ref>Inger Taesler, Ivar Olovsson:'' Hydrogen Bond Studies. XXXVII. The Crystal Structure of Sulfuric Acid Dihydrate (H₃O⁺)₂SO₄²⁻'', in: J. Chem. Phys., 1969, 51, 4213; {{DOI|10.1063/1.1671781 }}</ref>

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

Ähnlich wie reines Wasser leitet reine Schwefelsäure in geringem Maße [[Elektrischer Strom|elektrischen Strom]]. Die [[elektrische Leitfähigkeit|spezifische Leitfähigkeit]] beträgt 1,044 · 10⁻² S/cm.<ref name="Klapötke"/> Der Grund hierfür liegt in der geringen Dissoziation der Säure durch [[Autoprotolyse]]. Verdünnte Säure leitet dagegen auf Grund der enthaltenen [[Oxonium]]ionen elektrischen Strom gut.

:<math>\mathrm{2\ H_2SO_4 \longrightarrow HSO_4^- + H_3SO_4^+}</math>

:<small>Autoprotolysereaktion</small>

[[Bild:Schwefelsäure Ladungen2.svg|thumb|wahrscheinlichere Bindungssituation]]

[[Bild:Sulfuric acid.svg|thumb|left|Schwefelsäure-Tetraeder]]

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

Die [[Chemische Bindung|Bindungen]] im Schwefelsäuremolekül können durch verschiedene [[Mesomerie|mesomere Grenzstrukturen]] beschrieben werden. Beispiele sind die Struktur, bei der zwischen Schwefel und Sauerstoff [[Doppelbindung]]en angenommen werden und eine Struktur, bei der nur [[Einfachbindung]]en und gleichzeitig eine [[Elektrische Ladung|Ladungstrennung]] vorliegen. In [[Theoretische Chemie|theoretischen Berechnungen]] hat sich gezeigt, dass die [[Orbital|d-Orbitale]], die für die Beschreibung einer O-S-Doppelbindung nötig sind, nur sehr wenig zur Bindung beitragen. Daher wird die reale Bindungssituation im Schwefelsäuremolekül am genauesten durch diejenige Struktur beschrieben, bei der nur Einfachbindungen gezeichnet werden. Die verkürzte S-O-Bindung kann durch zusätzliche [[Elektrostatik|elektrostatische Wechselwirkungen]] zwischen den geladenen Atomen erklärt werden.<ref>Thorsten Stefan and Rudolf Janoschek: How ''relevant are S=O and P=O Double Bonds for the Description of the Acid Molecules H₂SO₃, H₂SO₄, and H₃PO₄, respectively?'' in: J. Mol. Model. 2000, 6, 282–288 {{DOI|10.1007/PL00010730}}</ref>

=== Chemische Eigenschaften ===

Als starke Säure gibt Schwefelsäure leicht [[Proton]]en ab. Mit einem [[Säurekonstante|pKs-Wert]] von −3,9<ref name="Säuretabelle">[http://www.cci.ethz.ch/vorlesung/de/al1/img181.gif Tabelle von Säurekonstanten von der ETH Zürich]</ref> (dies gilt jedoch nur für verdünnte Lösungen) oder genauer einem [[Hammettsche Aciditätsfunktion|H₀-Wert]] von −11,9<ref name="HoWi"/> zählt Schwefelsäure in der ersten [[Protolyse]]stufe zu den starken Säuren.

:<math>\mathrm{H_2SO_4 + H_2O \longrightarrow HSO_4^- + H_3O^+}</math>

:<small>Reaktion mit Wasser in der ersten Protolysestufe</small>

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

Die zweite Protolysestufe von Hydrogensulfat zu Sulfat hat einen pKs-Wert von 1,96.<ref name="Säuretabelle"/> Das Hydrogensulfat-Ion ist daher eine nur mittelstarke Säure.

:<math>\mathrm{HSO_4^- + H_2O \longrightarrow SO_4^{2-} + H_3O^+}</math>

:<small>Reaktion mit Wasser in der zweiten Protolysestufe</small>

Aus diesem Grund liegt in verdünnter Schwefelsäure (Konzentration etwa 1&nbsp;mol/l) zum größten Teil Hydrogensulfat vor. Das H₂SO₄-Molekül ist nahezu vollständig [[Dissoziation (Chemie)|dissoziiert]], während die Reaktion zum Sulfat nur in geringem Maße (etwa 1,3 % bei 1&nbsp;mol/l<ref name="HoWi"/>) stattfindet. Erst bei höheren Verdünnungen werden größere Mengen Sulfat gebildet.

[[Bild:Sulfuric acid burning tissue paper.jpg|thumb|right|Verkohlung von Papier durch Schwefelsäure]]

Schwefelsäure besitzt eine hohe [[Affinität (Chemie)|Affinität]] zu Wasser. Werden Säure und Wasser gemischt, entstehen unter starker Wärmeentwicklung verschiedene [[Kristallwasser|Hydrate]] der Form H₂SO₄ · ''n'' H₂O (''n'' = 1–4, 6, 8). Die starke Wasseraffinität der Schwefelsäure äußert sich ebenfalls darin, dass sie in der Lage ist, aus [[Organische Chemie|organischen]] Stoffen [[Hydroxylgruppe]]n und Protonen abzuspalten. Durch diesen Entzug bleibt Kohlenstoff zurück, der organische Stoff wird schwarz und verkohlt. Dieser Effekt tritt vor allem bei Stoffen auf, die viele Hydroxylgruppen enthalten. Beispiele sind viele [[Kohlenhydrate]] wie [[Glucose]] oder [[Polysaccharide]].

Konzentrierte Schwefelsäure wirkt [[Oxidationsmittel|oxidierend]] und ist in der Lage, beim Erhitzen auch edlere Metalle wie [[Kupfer]], [[Quecksilber]] oder [[Silber]] zu lösen. Die Schwefelsäure wird dabei zu Schwefeldioxid reduziert.

:<math>\mathrm{Cu + 2\ H_2SO_4 \longrightarrow CuSO_4 + SO_2 + 2\ H_2O}</math>

:<small>Lösen von Kupfer in konzentrierter Schwefelsäure</small>

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

== Verwendung ==

Schwefelsäure wird in sehr großen Mengen und in vielen Bereichen eingesetzt. Ihre Produktionsmenge gilt – neben der von [[Chlor]] – als Maßstab für die industrielle Entwicklung und den Leistungsstand eines Landes. Je nach Konzentration wird sie unterschiedlich bezeichnet. Zwischen 10 und 20 % spricht man von ''verdünnter'' Schwefelsäure oder Dünnsäure, die ''Akkumulatorsäure'' hat eine Säurekonzentration von 33,5 %, bis zu einem Gehalt von etwa 70 % spricht man von ''Kammersäure'', bis zu 80 % von ''Gloversäure''. ''Konzentrierte'' Schwefelsäure besitzt meist einen Gehalt von 98,3 % ([[Azeotrop]]).<ref>Hans Breuer: Allgemeine und anorganische Chemie. dtv-Atlas Chemie. Bd 1. dtv, München 2000 (9. Aufl.), ISBN 3-423-03217-0</ref> Dünnsäure fällt in großen Mengen als Abfallprodukt in der [[Titanoxid]]- oder [[Farbstoff]]produktion an.<ref>[http://www.umweltlexikon-online.de/fp/archiv/RUBwerkstoffmaterialsubstanz/Duennsaeure.php Dünnsäure bei umweltlexikon-online.de]</ref>

Der größte Teil wird in der Produktion von [[Dünger|Düngemitteln]] verbraucht. Mit Hilfe von Schwefelsäure werden vor allem [[Phosphate|Phosphat]]- und [[Ammonsulfatsalpeter|Ammoniumsulfatdünger]] gewonnen. Letzterer wird durch Reaktion von halbkonzentrierter Schwefelsäure mit [[Ammoniak]] dargestellt.

:<math>\mathrm{H_2SO_4 + 2\ NH_3 \longrightarrow (NH_4)_2SO_4}</math>

:<small>Reaktion von Schwefelsäure mit Ammoniak</small>

Bei der Produktion von Phosphatdüngern wird Schwefelsäure zum Aufschluss des Rohphosphates benötigt. Bei der Reaktion entsteht [[Superphosphat]] Ca(H₂PO₄)₂/CaSO₄

:<math>\mathrm{Ca_3(PO_4)_2 + 2\ H_2SO_4 \longrightarrow Ca(H_2PO_4)_2 + 2\ CaSO_4}</math>

:<small>Aufschluss von [[Apatit]] zu Superphosphat durch halbkonzentrierte Schwefelsäure</small>

[[Bild:Titanium-dioxide-sample.jpg|thumb|right|Titan(IV)-oxid wird mit Hilfe von Schwefelsäure hergestellt]]

Neben Ammoniumsulfat werden auch andere Sulfate durch Umsetzung entsprechender Salze mit Schwefelsäure hergestellt. Ein Beispiel ist das aus [[Aluminiumhydroxid]] gewonnene [[Aluminiumsulfat]], das in großen Mengen in der [[Papier]]industrie und als [[Flockungsmittel]] in der Wasserreinigung verwendet wird.

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

[[Bild:Bleigelakku.jpg|thumb|right|Der Bleiakku enthält Schwefelsäure]]

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

In der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] kann durch konzentrierte Schwefelsäure die [[Sulfonsäuren und Sulfonate|Sulfonsäuregruppe]] eingefügt werden ([[Sulfonierung]]). Damit werden vor allem [[Tensid]]e für die [[Waschmittel]]industrie und [[Farbstoff]]e hergestellt. Eine weitere [[funktionelle Gruppe]], die mit Hilfe von Schwefelsäure eingeführt werden kann, ist die [[Nitrogruppe]]. Dies geschieht mit Hilfe der sogenannten [[Nitriersäure]], einer Mischung aus Schwefel- und [[Salpetersäure]]. Verwendet wird dies vor allem zur Herstellung von [[Sprengstoff]]en, wie [[Trinitrotoluol]] oder [[Nitroglycerin]].

In [[Chemielabor|chemischen Laboratorien]] zählt Schwefelsäure zu den am häufigsten benutzten Chemikalien. Neben Salzsäure und Salpetersäure ist sie eine viel verwendete starke Säure. Sie wird unter anderem zur Einstellung des [[pH-Wert]]es, als [[Katalysator]], etwa für [[Veresterung]]en und zum [[Abrauchen (Chemie)|Abrauchen]] bei Aufschlüssen genutzt. Die stark wasserziehende Wirkung der Schwefelsäure wird zur Trocknung von organischen Substanzen und Gasen in [[Exsikkator (Chemie)|Exsikkatoren]] und [[Waschflasche]]n genutzt.

== Biologische Bedeutung ==

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

Schwefelsäure wirkt auf Fische und andere Gewässerlebewesen auf Grund ihrer Acidität [[Ökotoxikologie|toxisch]]. So beträgt in weichem Wasser ohne [[Pufferkapazität]] die [[Letale Dosis|mittlere letale Konzentration]] (der LC₅₀-Wert) für Fische 100–330&nbsp;mg/l.<ref name="roempp"/> Bei härterem Wasser, in dem die Säure in Sulfate umgewandelt wird, ist Schwefelsäure geringer toxisch, der LC₅₀-Wert beträgt 15&nbsp;g/l (bei Umwandlung in [[Natriumsulfat]]) beziehungsweise 2,98&nbsp;g/l ([[Gips|Calciumsulfat]]).<ref name="roempp"/> In den Abraumhalden von Erzbergwerken und Braunkohletagebauen entsteht Schwefelsäure durch die Oxidation sulfidhaltiger Mineralien. Durch Regenwasser wird sie ausgewaschen und sammelt sich in Restseen, in denen wegen des niedrigen pH-Werts und hoher Schwermetallgehalte kaum Lebewesen zu finden sind. Dieser Vorgang wird als [[Acid Mine Drainage]] bezeichnet.

== Sicherheitshinweise ==

Schwefelsäure wirkt auf Haut und Schleimhäute stark [[Reizende Stoffe|reizend]] und [[Ätzende Stoffe|ätzend]]. Sie ist in der Lage, lebendes Gewebe zu zerstören ([[Verätzung]]). Die Wirkmechanismen von konzentrierter und verdünnter Schwefelsäure sind deutlich zu unterscheiden. Bei verdünnter Schwefelsäure wirkt die erhöhte Protonenkonzentration ätzend, d.&nbsp;h. die Wirkung ist derjenigen anderer verdünnter Säuren ähnlich. Die Wirkung besteht bei Hautkontakt, abhängig von der Konzentration, vorwiegend in lokalen Reizungen.<ref name="BGIA GESTIS"/> Sie ist damit deutlich ungefährlicher als konzentrierte Schwefelsäure. Diese wirkt auf Grund ihrer stark wasserziehenden Wirkung verkohlend und schädigt schon in kleinen Mengen Haut und Augen stark. Es bilden sich nur langsam heilende, schmerzhafte Wunden.<ref name="BGIA GESTIS"/> Schwefelsäure kann auch über Dämpfe aus der Luft aufgenommen werden, der [[MAK-Wert]] beträgt 0,1&nbsp;mg/m³<ref name="BGIA GESTIS"/>, der LC₅₀-Wert beträgt bei Ratten über zwei Stunden [[Inhalieren|inhalativ]] aufgenommen 510&nbsp;mg/m³.<ref>[http://assets.chemportals.merck.de/documents/sds/emd/deu/de/1015/101516.pdf Sicherheitsdatenblatt (Merck), 96 %ige Schwefelsäure]</ref>

Da bei der Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure mit Wasser viel Wärme entsteht, darf sie nur durch Eingießen in Wasser und nicht durch Hinzufügen von Wasser zur Säure verdünnt werden. Wird Wasser zu Schwefelsäure hinzugegeben, kann diese leicht spritzen und so umstehende Personen verätzen.

== Nachweis ==

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

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

== Einzelnachweise ==

<references />

== Literatur ==

* Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie''. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.

* Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: ''Chemie der Elemente''. 1. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim, 1988, ISBN 3-527-26169-9.

* Th. M. Klapötke, I. C. Tornieporth-Oetting: ''Nichtmetallchemie''. Wiley-VCH, Weinheim, 1994, ISBN 3-527-29052-4

* Schwefelsäure in: Roempp Chemie Lexikon, Thieme Verlag, 2007, [http://www.roempp.com/prod/index1.html online]

* Hermann Müller: ''Sulfuric Acid and Sulfur Trioxide'', in: Ullmanns's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 4. Auflage, Wiley-VCH, 1984, {{DOI|10.1002/14356007.a25_635}}

== Weblinks ==

{{Wiktionary|Schwefelsäure}}

{{Exzellent}}

[[Kategorie:Mineralsäure]]

[[Kategorie:Schwefelverbindung]]

[[Kategorie:Sulfat|!]]

[[Kategorie:Trockenmittel]]

[[ar:حمض كبريتيك]]

[[br:Trenkenn sulfurek]]

[[bs:Sumporna kiselina]]

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[[es:Ácido sulfúrico]]

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[[fr:Acide sulfurique]]

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