Серная кислота (H₂­SO₄) – это одна из сильнейших двухосновных кислот.

Если говорить о физических свойствах, то серная кислота выглядит как густоватая прозрачная маслянистая жидкость без запаха. В зависимости от концентрации, серная кислота имеет множество различных свойств и сфер применений:

• обработка металлов;
• обработка руд;
• производство минеральных удобрений;
• химический синтез.

История открытия серной кислоты

Контактная серная кислота имеет концентрацию от 92 до 94 процентов:

2SO₂ + O₂ = 2SO₂;

H₂O + SO₃ = H₂­SO₄.

Физические и физико-химические свойства серной кислоты

H₂­SO₄ смешивается с водой и SO₃ во всех соотношениях.

В водных растворах Н₂­SO₄ образует гидраты типа Н₂­SO₄·nH₂O

Температура кипения серной кислоты зависит от степени концентрации раствора и достигает максимума при концентрации больше 98 процентов.

Едкое соединение олеум представляет собой раствор SO₃ в серной кислоте.

При повышении концентрации триоксида серы в олеуме температура кипения понижается.

Химические свойства серной кислоты

При нагревании концентрированная серная кислота является сильнейшим окислителем, который способен окислять многие металлы. Исключение составляют лишь некоторые металлы:

• золото (Au);
• платина (Pt);
• иридий (Ir);
• родий (Rh);
• тантал (Та).

Окисляя металлы, концентрированная серная кислота может восстанавливаться до H₂S, S и SO₂.

Активный металл:

8Al + 15H₂­SO₄(конц.) → 4Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O + 3H₂S

Металл средней активности:

2Cr + 4 H₂­SO₄(конц.)→ Cr₂(SO₄)₃ + 4 H₂O + S

Малоактивный металл:

2Bi + 6H₂­SO₄(конц.) → Bi₂(SO₄)₃ + 6H₂O + 3SO₂

С холодной концентрированной серной кислотой железо и не реагируют, поскольку покрываются оксидной пленкой. Этот процесс называется пассивация .

Реакция серной кислоты и H₂O

При смешении H₂­SO₄ с водой происходит экзотермический процесс: выделяется такое большое количество тепла, что раствор может даже закипеть. Проводя химические опыты, нужно всегда понемногу добавлять серную кислоту в воду, а не наоборот.

Серная кислота является сильным дегидрирующим веществом. Концентрированная серная кислота вытесняет воду из различных соединений. Ее часто используют в качестве осушителя.

Реакция серной кислоты и сахара

Жадность серной кислоты к воде можно продемонстрировать в классическом опыте - смешении концентрированной H₂­SO₄ и , который является органическим соединением (углеводом). Чтобы извлекать воду из вещества, серная кислота разрушает молекулы.

Для проведения опыта в сахар добавляют несколько капель воды и перемешивают. Затем осторожно вливают серную кислоту. Через короткий промежуток времени можно наблюдать бурную реакцию с образованием угля и выделением сернистого и .

Серная кислота и кубик сахара:

Помните, что работать с серной кислотой очень опасно. Серная кислота - едкое вещество, которое моментально оставляет сильные ожоги на коже.

вы найдете безопасные эксперименты с сахаром, которые можно проводить дома.

Реакция серной кислоты и цинка

Эта реакция достаточно популярна и является одним из самых распространенных лабораторных методов получения водорода. Если в разбавленную серную кислоту добавить гранулы цинка, металл будет растворяться с выделением газа:

Zn + H₂­SO₄ → Zn­SO₄ + H₂.

Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, которые в ряду активности стоят левее водорода:

Ме + H₂­SO₄(разб.) → соль + H₂

Реакция серной кислоты с ионами бария

Качественной реакцией на и ее соли является реакция с ионами бария. Она широко распространена в количественном анализе, в частности гравиметрии:

H₂­SO₄ + Ba­Cl₂ → Ba­SO₄ + 2HCl

Zn­SO₄ + Ba­Cl₂ → Ba­SO₄ + Zn­Cl₂

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Является одним из самых известных и распространённых химических соединений. Объясняется это в первую очередь её ярко выраженными свойствами. Её формула - H2SO4. Это двухосновная кислота, обладающая высшей серы +6.

При обычных условиях серная кислота представляет собой жидкость без запаха и цвета, обладающую маслянистыми свойствами. Она получила достаточно широкое распространение в технике и различных отраслях производства.

На данный момент это вещество является одним из важнейших и наиболее распространённых продуктов химической промышленности. В природе залежи самородной серы попадаются не так часто, как правило, она встречается только в соединениях с другими веществами. Сейчас развивается добыча серы из различных соединений, в том числе из разнообразных промышленных отходов. В некоторых случаях даже газы могут быть приспособлены для получения серы и различных соединений с ней.

Свойства

Серная кислота пагубным образом влияет на любые Она забирает из них воду очень быстро, так что ткани и различные соединения начинают обугливаться. 100%-ная кислота является одной из самых сильных, при этом соединение не дымит и не разрушает

Реагирует с любыми металлами кроме свинца. В концентрированном виде начинает окислять многие элементы.

Использование серной кислоты

Главным образом серная кислота применяется в химической промышленности, где на её основе производят азотные и в том числе и суперфосфат, который на данный момент считается одним из наиболее распространённых удобрений. Ежегодно производят до нескольких миллионов тонн этого вещества.

В металлругии H2SO4 применяется для проверки качества получаемых изделий. При прокате стали могут возникать микротрещины, для того чтобы их обнаружить, деталь помещают в свинцовую ванну и травят 25%-м раствором кислоты. После этого даже мельчайшие трещины можно увидеть невооружённым взглядом.

Перед нанесением гальванопокрытий на металл необходимо его предварительно подготовить - зачистить и обезжирить. Так как серная кислота реагирует с металлами, она растворяет тончайший слой, а вместе с ним удаляются любые следы загрязнения. Кроме того, поверхность металла становится более шершавой, что лучше подходит для нанесения никелевого, хромового или медного покрытия.

Серная кислота применяется при обработке некоторых руд, также значительное её количество требуется в нефтяной промышленности, где её применяют главным образом для очистки различных продуктов. Она часто используется в химической промышленности, которая постоянно развивается. В результате обнаруживаются дополнительные возможности и способы применения. Это вещество может использоваться для производства свинцово-кислотных - различных аккумуляторов.

Получение серной кислоты

Главным сырьём для получения кислоты служат сера и различные соединения на её основе. Кроме того, как уже было сказано, сейчас развивается использование промышленных отходов для получения серы. При окислительном обжиге сульфидных руд отходящие газы содержат SO2. Его приспосабливают для получения серной кислоты. Хотя в России по-прежнему лидирующие позиции занимают производства на основе переработки серного колчедана, который сжигают в печах. При продувании воздуха через горящий колчедан образуются пары с высоким содержанием SO2. Для очистки от других примесей и опасных паров применяют электрофильтры. Сейчас в производстве активно используются разные способы получения кислоты, и многие из них связаны с переработкой отходов, хотя высока доля традиционных производств.

Серная кислота находит самое широкое применение в народном хозяйстве и является главнейшим продуктом основной химической промышленности. В связи с этим наблюдается непрерывный рост производства серной кислоты. Так, если в 1900 г. мировое производство серной кислоты составило 4,2 млн. г, то в 1937 г. ее было получено 18,8 млн. г, а в 1960 г. — более 47 млн. т.
В настоящее время Советский Союз по производству серной кислоты занимает второе место в мире. В 1960 г. серной кислоты в СССР было получено 5,4 млн. г. В 1965 г. производство серной кислоты по сравнению с 1958 г. будет удвоено.
Области применения серной кислоты обусловлены ее свойствами и низкой стоимостью. Серная кислота является сильной, труднолетучей и прочной кислотой, обладающей при умеренных температурах весьма слабыми окислительными и сильными водо отнимающими свойствами.

Основным потребителем серной кислоты является производство минеральных удобрений — суперфосфата и сульфата аммония. Например, на производство только одной тонны суперфосфата (из фторапатита), не содержащего гигроскопической воды, расходуется 600 кг 65-процентной серной кислоты. Производство минеральных удобрений потребляет около половины всей производимой кислоты.
Значительное количество серной кислоты расходуется при переработке жидкого топлива — для очистки керосина, парафина, смазочных масел от сернистых и непредельных соединений, при переработке каменноугольной смолы. Применяется она также при очистке различных минеральных масел и жиров.
Серная кислота широко применяется в различных органических синтезах, например для сульфирования органических соединений — при производстве сульфокислот, различных красителей, сахарина. Для этой цели используется как концентрированная кислота, так и дымящая, а также хлорсульфоновая кислота. Серная кислота применяется в качестве водоотнимающего средства в реакциях нитрования — при производстве нитробензола, нитроклетчатки, нитроглицерина и т. д.
Являясь нелетучей кислотой, серная кислота способна вытеснять летучие кислоты из их солей, что используется в производстве фтористого и хлористого водорода, хлорной кислоты.
Серная кислота часто применяется при переработке (разложении) некоторых руд и концентратов, например титана, циркония, ванадия и иногда ниобия, лития и некоторых других металлов. Поскольку концентрированная серная кислота кипит при довольно высокой температуре и практически не действует на чугун и сталь, указанное разложение можно проводить достаточно полно, применяя дешевую аппаратуру из этих материалов.
Разбавленная горячая серная кислота хорошо растворяет окислы металлов, и ее используют для так называемого травления металлов — очистки их< особенно железа, от окислов.
Серная кислота является хорошим осушающим веществом и с этой целью находит широкое применение в лабораториях и в промышленности. Остаточная влажность при использовании 95-процентной серной кислоты равна 0,003 мг паров воды на 1 л осушаемого газа.

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Окислительные свойства серной кислоты

– тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду . Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы :

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно .

Реакции будут идти вот так:

8Li + 5H 2 SO 4( конц .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S

4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( конц .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( конц .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S↓

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t )→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

Cu + 2H 2 SO 4( конц .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

2Ag + 2H 2 SO 4( конц .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO 2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4( конц .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

2P + 5H 2 SO 4( конц .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

2P + 5H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом .

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой . В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

H 2 SO 4( конц .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами . Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает , проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

CaCl 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HF

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

2H 2 SO 4( конц .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

H 2 SO 4( конц .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2

5H 2 SO 4( конц .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O

Серная кислота , H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях - тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серную кислоту называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO3: Н2О меньше 1, то это водный раствор серной кислоты, если больше 1, - раствор SO3 в серной кислоте.

Природные залежи самородной серы сравнительно невелики. Общее содержание серы в земной коре составляет 0,1%. Сера содержится в нефти, каменном угле, горючих и топочных газах. Чаще сера встречается в природе в виде соединений с цинком, медью и другими металлами. Следует отметить, что доля колчедана и серы в общем балансе сернокислотного сырья постепенно уменьшается, а доля серы, извлекаемой из различных отходов, постепенно возрастает. Возможности получения серной кислоты из отходов весьма значительны. Использование отходящих газов цветной металлургии позволяет получать, без специальных затрат в сернокислотных системах на обжиг серосодержащего сырья.

Физические и химические свойства серной кислоты

Стопроцентная H2SO4 (SO3 х H2O) называется моногидратом. Соединение не дымит, в концентрированном виде не разрушает черные металлы, являясь при этом одной из самых сильных кислот;

• вещество пагубным образом действует на растительные и животные ткани, отнимая и них воду, вследствие чего они обугливаются.
• кристаллизуется при 10,45 "С;
• tkип 296,2 "С;
• плотность 1,9203 г/см3;
• теплоёмкость 1,62 дж/г.

Серная кислота смешивается с Н2О и SO3 в любых соотношениях, образуя соединения:

• H2SO4 х 4 H2O (tпл - 28,36 "С),
• H2SO4 х 3 H2O (tпл - 36,31 "С),
• H2SO4 х 2 H2O (tпл - 39,60 "С),
• H2SO4 х H2O (tпл - 8,48 "С),
• H2SO4 х SO3 (H2S2O7 - двусерная или пиросерная кислота, tпл 35,15 "С) - олеум,
• H2SO х 2 SO3 (H2S3O10 - трисерная кислота, tпл 1,20 "C).

При нагревании и кипении водных растворов серной кислоты, содержащих до 70% H2SO4, в паровую фазу выделяются только пары воды. Над более концентрированными растворами появляются и пары серной кислоты. Раствор 98,3% H2SO4 (азеотропная смесь) при кипении (336,5 "С) перегоняется полностью. Серная кислота, содержащая свыше 98,3% H2SO4, при нагревании выделяет пары SO3.
Концентрированная серная кислота - сильный окислитель. Она окисляет HI и НВг до свободных галогенов. При нагревании окисляет все металлы, кроме Au и платиновых металлов (за исключением Pd). На холоде концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы, в том числе РЬ, Cr, Ni, сталь, чугун. Разбавленная серная кислота реагирует со всеми металлами (кроме РЬ), предшествующими водороду в ряду напряжении, например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2.

Как сильная кислота H2SO4 вытесняет более слабые кислоты из их солей, например борную кислоту из буры:

Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O = Na2SO4 + 4 H2BO3,

а при нагревании вытесняет более летучие кислоты, например:

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

Серная кислота отнимает химически связанную воду от органических соединений, содержащих гидроксильные группы - ОН. Дегидратация этилового спирта в присутствии концентрированной серной кислоты приводит к получению этилена или диэтилового эфира. Обугливание сахара, целлюлозы, крахмала и других углеводов при контакте с серной кислотой объясняется также их обезвоживанием. Как двухосновная, серная кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты.

Сырьё для получения серной кислоты

Сырьём для получения серной кислоты могут служить: сера, серный колчедан FeS2, отходящие газы печей окислительного обжига сульфидных руд Zn, Сu, РЬ и других металлов, содержащие SO2. В России основное количество серной кислоты получают из серного колчедана. Сжигают FeS2 в печах, где он находится в состоянии кипящего слоя. Это достигается быстрым продуванием воздуха через слой тонко измельченного колчедана. Получаемая газовая смесь содержит SO2, O2, N2, примеси SO3, паров Н2О, As2O3, SiO2 и другие, и несёт много огарковой пыли, от которой газы очищаются в электрофильтрах.

Способы получения серной кислоты

Серную кислоту получают из SO2 двумя способами: нитрозным (башенным) и контактным.

Нитрозный способ

Переработка SO2 в серную кислоту по нитрозному способу осуществляется в продукционных башнях - цилиндрических резервуарах (высотой 15 м и более), заполненных насадкой из керамических колец. Сверху, навстречу газовому потоку разбрызгивается "нитроза" - разбавленная серная кислота, содержащая нитрозилсерную кислоту NOOSO3H, получаемую по реакции:

N2O3 + 2 H2SO4 = 2 NOOSO3H + H2O .

Окисление SO2 окислами азота происходит в растворе после его абсорбции нитрозой. Водою нитроза гидролизуется:

NOOSO3H + H2O = H2SO4 + HNO2.

Сернистый газ, поступивший в башни, с водой образует сернистую кислоту:

SO2 + H2O = H2SO3.

Взаимодействие HNO2 и H2SO3 приводит к получению серной кислоты:

2 HNO2 + H2SO3 = H2SO4 + 2 NO + H2O.

Выделяющаяся NO превращается в окислительной башне в N2O3 (точнее в смесь NO + NO2). Оттуда газы поступают в поглотительные башни, где навстречу им сверху подаётся серная кислота. Образуется нитроза, которую перекачивают в продукционные башни. Таким образом осуществляется непрерывность производства и круговорот окислов азота. Неизбежные потери их с выхлопными газами восполняются добавлением HNO3.

Серная кислота, получаемая нитрозным способом, имеет недостаточно высокую концентрацию и содержит вредные примеси (например, As). Её производство сопровождается выбросом в атмосферу окислов азота ("лисий хвост", названный так по цвету NO2).

Контактный способ

Принцип контактного способа производства серной кислоты был открыт в 1831 П. Филипсом (Великобритания). Первым катализатором была платина. В конце 19 - начале 20 вв. было открыто ускорение окисления SO2 в SO3 ванадиевым ангидридом V2O5. Особенно большую роль в изучении действия ванадиевых катализаторов и их подборе сыграли исследования советских учёных А. Е. Ададурова, Г. К. Борескова, Ф. Н. Юшкевича.

Современные сернокислотные заводы строят для работы по контактному методу. В качестве основы катализатора применяются окислы ванадия с добавками SiO2, Al2O3, K2O, CaO, BaO в различных соотношениях. Все ванадиевые контактные массы проявляют свою активность только при температуре не ниже ~420 "С. В контактном аппарате газ проходит обычно 4 или 5 слоев контактной массы. В производстве серной кислоты контактным способом обжиговый газ предварительно очищают от примесей, отравляющих катализатор. As, Se и остатки пыли удаляют в промывных башнях, орошаемых серной кислотой. От тумана серную кислоту (образующейся из присутствующих в газовой смеси SO3 и H2O) освобождают в мокрых электрофильтрах. Пары H2O поглощаются концентрированной серной кислотой в сушильных башнях. Затем смесь SO2 с воздухом проходит через катализатор (контактную массу) и окисляется до SO3:

SO2 + 1/2 O2 = SO3.

SO3 + H2O = H2SO4.

В зависимости от количества воды, поступившей в процесс, получается раствор серной кислоты в воде или олеум.
Посредством данного метода сейчас вырабатывается порядка 80% H2SO4 в мире.

Применение серной кислоты

Серная кислота может служить для очистки нефтепродуктов от сернистых, непредельных органических соединений.

В металлургии серная кислота применяется для удаления окалины с проволоки, а также листов перед лужением и оцинкованием (разбавленная), для травления разичных металлических поверхностей перед покрытием их хромом, медью, никелем и др. Также с помощью серной кислоты разлагают комплексные руды (в частности, урановые).

В органическом синтезе серная кислота концентрированная является необходимым компонентом нитрующих смесей, а также сульфирующим средством при получении многих красителей и лекарственных веществ.

Широко применяется серная кислота для производства удобрений, этилового спирта, искусственного волокна, капролактама, двуокиси титана, анилиновых красителей и целого ряда других химических соединений.

Серная кислота отработанная (отход) применяется в химической, металлургической, деревообрабатывающей и других отраслях промышленности Серная кислота аккумуляторная применяется в производстве свинцово-кислотных источников тока.