硫酸

ほぼ 100% の硫酸溶液を作ることができますが、沸点でのSO ₃の損失により、濃度は 98.3% になります。保管時の安定性が高い 98.3% グレードは、「濃硫酸」と呼ばれるものの一般的な形態です。他の濃度は、さまざまな目的に使用されます。一般的な濃度には、次のものがあります。^{[ 13 ] [ 14 ]}

「チャンバー酸」と「タワー酸」は、​​鉛チャンバー法で製造された硫酸の2つの濃度であり、チャンバー酸は鉛チャンバー自体で製造された酸（ニトロシル硫酸による汚染を避けるため70%未満）であり、タワー酸はグローバー塔の底から回収された酸である。^{[ 13 ] [ 14 ]}これらは現在、市販の硫酸濃度としては廃止されているが、必要に応じて実験室で濃硫酸から調製することができる。特に、「10 M」硫酸（多くの滴定で使用されるチャンバー酸の現代版）は、98%硫酸を同量の水によくかき混ぜながらゆっくりと加えることで調製される。混合物の温度は80  ℃（176  °F）以上に上昇することがある。^{[ 14 ]}

硫酸はH₂SO₄分子だけでなく、_実際には他の多くの化学種の平衡状態にある。これ_は以下の表に示されている。

硫酸は無色の油状液体で、25  °C での蒸気圧は <0.001 mmHg、145.8  °Cでの蒸気圧は 1 mmHg です^{[ 16 ]}。また、98% 硫酸の蒸気圧は 40  °Cで <1 mmHg です^{[ 17 ] 。}

固体状態の硫酸は、ほぼ三方晶系の格子定数を持つ単斜晶を形成する分子固体です。構造は、(010)面に平行な層からなり、各分子は水素結合によって他の2つの分子と結合しています。[3] 水和物H2SO4・nH2Oはn ^{= 1、2、3、4、6.5、8について}_知られて_います_が、ほとんどの中間水和物は不均化に対して安定です。^{[ 18 ]}

無水H ₂ SO ₄は非常に極性のある液体で、誘電率は約 100 です。自己プロトリシス、つまり自己プロトン化の結果、高い電気伝導性があります。^{[ 15 ]}

2 _{H₂SO₄ ⇌} H₃SO₄⁺ ₊ HSO₄⁻​​​​​​

自己プロトリシス（25 ℃）の平衡定数は次のとおりです。 ^{[ 15 ]} 

[ H₃SO₄ _] ⁺ [ HSO₄ ] _⁻ ⁼ 2.7 × ^10⁻⁴_​​

水に対応する平衡定数K _wは10 ^{−14であり、10 10} (100億)倍小さい。

硫酸は粘性が高いにもかかわらず、分子内プロトンスイッチ機構（水中のグロトフス機構に類似）により、H₃SO₄⁺イオンとHSO₄⁻イオンの実効_導電率が高く、電気伝導性に優れています。また、多くの反応において優れた溶媒でもあります。

硫酸の水和反応は非常に発熱性である。^{[ 19 ]}

硫酸は酸解離定数が示すように、強酸である。

H ₂ SO ₄ + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + HSO − 4、K _a1 >> 1

このイオン化によって生成されるのは、硫酸水素アニオンである HSO₄⁻ です。硫酸水素イオンは、はるかに弱い酸です。

HSO − 4 + H ₂ O → H ₃ O ⁺ + SO 2− 4、K _a2 = 0.01 (pK _a2 = 2) ^{[ 20 ]}

この2回目の解離の生成物は硫酸アニオンであるSO 2− 4です。

濃硫酸は強力な脱水作用を持ち、食卓砂糖（ショ糖_）やその他の炭水化物などの他の化学化合物から水（H₂O ）を除去して、炭素、蒸気、熱を生成します。食卓砂糖（ショ糖）の脱水は、一般的な実験室でのデモンストレーションです。 ^{[ 21 ]}炭素が形成されるにつれて砂糖は黒くなり、カーボンスネークと呼ばれる黒くて多孔質の炭素の硬い柱が現れることがあります。^{[ 22 ]}

${\displaystyle {\underset {\text{スクロース}}{{\ce {C12H22O11}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{黒色}} \atop {\text{グラファイトフォーム}}}{{\ce {12 C}}}}+{\ce {11 H2O_{(g,l)}}}}$

同様に、デンプンを濃硫酸に混ぜると、元素炭素と水が生成されます。この効果は、濃硫酸を紙にこぼした場合にも見られます。紙はデンプンと関連のある多糖類であるセルロースで構成されています。セルロースが反応して焦げたような外観になり、炭素は火事で発生するすすのように見えます。それほど劇的ではありませんが、希釈した状態でも、酸が綿に作用すると、布地は破壊されます。

${\displaystyle {\underset {\text{多糖}}{{\ce {[C6H10O5]}}_{n}}}\longrightarrow 6n\ {\ce {C}}+5n\ {\ce {H2O}}}$

硫酸銅(II)との反応は、硫酸の脱水作用を示す証拠にもなる。水分が除去されるにつれて、青色の結晶は白色の粉末に変化する。

${\displaystyle {\underset {{\text{硫酸銅(II)}} \atop {\text{五水和物}}}{{\ce {CuSO4*5H2O}}}}\longrightarrow {\underset {{\text{無水}} \atop {\text{硫酸銅(II)}}}{{\ce {CuSO4}}}}+{\ce {5 H2O}}}$

硫酸はほとんどの塩基と反応して、対応する硫酸塩または重硫酸塩を生成する。

硫酸アルミニウム（製紙用ミョウバンとも呼ばれる）は、ボーキサイトを硫酸で処理することによって作られる。

2 AlO(OH) + 3 H ₂ SO ₄ → Al ₂ (SO ₄ ) ₃ + 4 H ₂ O

硫酸は、より弱い酸をその塩から置換するためにも使用できます。例えば、酢酸ナトリウムとの反応では、酢酸（CH₃COOH _）が置換され、硫酸水素ナトリウムが生成されます。

H ₂ SO ₄ + CH ₃ CO ₂ Na → NaHSO ₄ + CH ₃ COOH

同様に、硝酸カリウムを硫酸で処理すると硝酸が生成する。硫酸は塩化ナトリウムと反応して、塩化水素ガスと重硫酸ナトリウムを生成する。

_NaCl + _H₂SO₄ → NaHSO₄ ₊ HCl

硫酸は硝酸と組み合わせると、酸と脱水剤の両方の働きをし、求電子芳香族置換反応を伴うニトロ化反応において重要なニトロニウムイオンNO + 2を生成します。酸素原子上でプロトン化が起こるこの種の反応は、フィッシャーエステル化やアルコールの脱水反応など、多くの有機化学反応において重要です。

硫酸は超酸と反応すると塩基として働き、プロトン化されて[ H3SO4 ] ^{+イオンを形成する。} [ _H3SO4 ] +の塩は^、_液体HF中で以下の反応を用いて調製されている（例：トリ_{ヒドロキシオキソスルホニウム}ヘキサフルオロアンチモン酸塩(V ) [ H3SO4 _] ⁺ [ SbF6 ] ⁻ _）。

[ (CH ₃ ) ₃ SiO] ₂ SO ₂ + 3 HF + SbF ₅ → [ H ₃ SO ₄ ] ⁺ [ SbF ₆ ] ⁻ + 2 (CH ₃ ) ₃ SiF

_{上記の反応は、}副生成物中のSi–F結合の結合エンタルピーが高いため、熱力学的に有利である。しかし、純粋な硫酸は自己イオン化を起こして[ H3O ] ⁺イオンを生成するため、単純なフルオロアンチモン酸を用いたプロトン化は失敗に終わった。

2 H ₂ SO ₄ ⇌ H ₃ O ⁺ + HS ₂ O − 7

_{これにより、} HF/ SbF5_{システムによる}^H2SO4から_[ H3SO4 ] +_への変換が防止される。^{[ 23 ]}

希硫酸でさえ、他の一般的な酸と同様に、多くの金属と単置換反応を起こし、水素ガスと塩（金属硫酸塩）を生成する。鉄、アルミニウム、亜鉛、マンガン、マグネシウム、ニッケルなど、反応性の高い金属（反応性系列で銅より上位に位置する金属）を攻撃する。

_Fe + _H₂SO₄ → _H₂ + _FeSO₄​

濃硫酸は酸化剤として働き、二酸化硫黄を放出する。^{[ 8 ]}

Cu + 2 H ₂ SO ₄ → SO ₂ + 2 H ₂ O + SO 2− 4 + Cu ²⁺

しかし、鉛とタングステンは硫酸に対して耐性がある。

高温の濃硫酸は炭素^{[ 24 ]}（瀝青炭など）と硫黄を酸化します。

C + 2 H ₂ SO ₄ → CO ₂ + 2 SO ₂ + 2H ₂ O

S + 2 H ₂ SO ₄ → 3 SO ₂ + 2 H ₂ O

ベンゼンおよび多くの誘導体は硫酸との求電子芳香族置換反応を起こし、対応するスルホン酸を生成する：^{[ 25 ]}

硫酸は水から水素を生成するために使用できる。

硫黄とヨウ素の化合物は回収され再利用されるため、このプロセスは 硫黄-ヨウ素サイクルと呼ばれます。このプロセスは吸熱反応であり、高温で行われる必要があるため、熱の形でエネルギーを供給する必要があります。硫黄-ヨウ素サイクルは、水素ベースの経済に水素を供給する方法として提案されています。これは電気分解の代替であり、現在の蒸気改質法のように炭化水素を必要としません。ただし、このようにして生成された水素に含まれる利用可能なエネルギーはすべて、水素を作るために使用された熱によって供給されることに注意してください。^{[ 26 ] [ 27 ]}

成層圏は、一般的に地球表面から10～50km上空にある大気の第二層であり、火山性二酸化硫黄がヒドロキシルラジカル によって酸化されることで硫酸が生成される。^{[ 29 ]}

SO₂ ₊ HO _• ^→ HSO₃

HSO₃ + _O₂ → _SO₃ + _HO₂​

SO₃ + _H₂O → _H₂SO₄​​_​

成層圏では硫酸が過飽和状態になるため、エアロゾル粒子の核生成や、他の水-硫酸エアロゾルとの凝縮および凝集によるエアロゾル成長のための表面を提供することができる。その結果、成層圏エアロゾル層が形成される。 ^{[ 29 ]}

金星の恒常的な雲は濃硫酸でできており、濃硫酸の雨を降らせる。地球の大気中の雲が水でできていて、水の雨を降らせるのと同様である。^{[ 30 ]}木星の衛星エウロパでは硫酸の氷が検出されており、木星の磁気圏からの硫黄イオンが氷の表面に注入されることで形成される。^{[ 31 ]}

最初の段階では、硫黄を燃焼させて二酸化硫黄を生成する。

S(s) + _O₂ → _SO₂

二酸化硫黄は、バナジウム(V)酸化物触媒の存在下で酸素によって酸化され、三酸化硫黄となる。この反応は可逆的であり、三酸化硫黄の生成は発熱反応である。

2 SO ₂ + O ₂ ⇌ 2 SO ₃

三酸化硫黄は97～98％の硫酸に吸収されて発煙_硫酸（ H₂S₂O₇）を生成する_{。発煙硫酸は、ピロ}硫酸とも呼ばれる。その後、発煙硫酸を水で希釈して濃硫酸を得る。

H₂SO₄ + _SO₃ → _{H₂S₂O₇​}​_​​_​​_​

H₂S₂O₇ + _H₂O → _{2H₂SO₄​}​_​​_​​_​

硫酸（SO₃ _）を水に直接溶解させる「湿式硫酸法」は、反応が非常に発熱性が高く、高温の硫酸エアロゾルが発生するため、凝縮と分離が必要となることから、ほとんど行われていない。

最初の段階では、硫黄を燃焼させて二酸化硫黄を生成します。

S + O₂ _→ SO₂ ₍ −297  kJ/mol)

あるいは、硫化水素（H₂S）ガスを焼却して_二酸化硫黄（SO₂ _）ガスにする。

2 _H₂S + 3 O₂ _→ 2 H₂O ₊ 2 SO₂ ₍ −1036  kJ/mol)

二酸化硫黄は、バナジウム(V)酸化物を触媒として酸素を用いて三酸化硫黄に酸化された。

2 SO ₂ + O ₂ ⇌ 2 SO ₃ (−198  kJ/mol) (反応は可逆的)

三酸化硫黄は水和されて硫酸_H₂SO₄になる。

SO₃ + H₂O _→ H₂SO₄ _{( g} ) (−101 kJ _/  mol)

最後のステップは、硫酸を凝縮して97～98％の液体硫酸（H₂SO₄ ）_にする工程です。

H₂SO₄ ( _{g )} → H₂SO₄ ( _l ) (−69 _kJ  /mol )

硫黄を硝石（硝酸カリウム、KNO₃ ）とともに水蒸気の存在下で燃焼させる方法は_、歴史的に用いられてきた。硝石が分解すると、硫黄が酸化されてSO₃_となり、これが水と結合して硫酸を生成する。

1900年以前は、硫酸のほとんどは鉛室法で製造されていました。^{[ 32 ]} 1940年頃まで、米国で製造された硫酸の最大50%は、鉛室法プラントで生産されていました。

実験室での合成法は多岐にわたり、通常は二酸化硫黄またはそれに相当する塩から出発する。メタ重亜硫酸塩法では、塩酸がメタ重亜硫酸塩と反応して二酸化硫黄蒸気を生成する。このガスを硝酸に通すと、反応が進むにつれて二酸化窒素の褐色または赤色の蒸気が発生する。反応の完了は、蒸気の発生が止まることで確認できる。この方法は、分離不可能な霧が発生しないという利点がある。

3 SO ₂ + 2 HNO ₃ + 2 H ₂ O → 3 H ₂ SO ₄ + 2 NO

あるいは、二酸化硫黄を塩化銅(II)や塩化鉄(III)などの酸化性金属塩の水溶液に溶解させる方法もある。

2 FeCl ₃ + 2 H ₂ O + SO ₂ → 2 FeCl ₂ + H ₂ SO ₄ + 2 HCl

2 CuCl ₂ + 2 H ₂ O + SO ₂ → 2 CuCl + H ₂ SO ₄ + 2 HCl

あまり知られていない硫酸製造法が2つあるが、いずれも希薄な硫酸であり、精製に多少の手間がかかるものの、電気分解を利用している。硫酸銅(II)溶液を銅陰極と白金/黒鉛陽極で電気分解すると、陰極にスポンジ状の銅が、陽極に酸素ガスが発生する。希硫酸溶液は、青色から透明に変化することで反応が完了したことを示す（陰極で水素が発生するのも反応完了の兆候である）。

2CuSO4 + _{2H2O →} 2Cu + _2H2SO4 + _O2​

より高価で危険かつ面倒なのは、硫黄、水、臭化水素酸の混合物を電解質として用いる電気臭素法です。硫黄は酸溶液の下、容器の底に押し込まれます。次に、銅陰極と白金/黒鉛陽極を使用し、陰極を表面近くに、陽極を電解質の底に配置して電流を流します。この方法は時間がかかり、有毒な臭素/臭化硫黄蒸気を発生させますが、反応物である酸はリサイクル可能です。全体として、硫黄と水のみが硫酸と水素に変換されます（酸が蒸気として失われる分は除く）。

2 HBr → H ₂ + Br ₂ (臭化水素水溶液の電気分解)

Br ₂ + Br ⁻ ⇌ Br − 3 (初期段階では三臭化物イオンが生成され、最終的にはBr ⁻が減少するにつれて逆反応が起こる)

2S + Br2 _→ S2Br2 _（臭素は硫黄と反応して_二臭化二硫黄を生成する）

S₂Br₂ + 8H₂O ₊ 5Br₂ → 2H₂SO₄ ₊ 12HBr _（二_臭化二_硫黄の酸化と水和）

硫酸の主な用途は、リン酸肥料の製造に使用されるリン酸の「湿式法」です。この方法ではリン鉱石が使用され、年間1億トン以上が処理されます。この原料は、下図ではフッ素アパタイトとして示されていますが、正確な組成は異なる場合があります。これを93%硫酸で処理して、硫酸カルシウム、フッ化水素（HF）、リン酸を生成します。HFはフッ化水素酸として除去されます。全体のプロセスは次のように表すことができます。

$\displaystyle {\underset {\text{フルオロアパタイト}}{{\ce {Ca5(PO4)3F}}}}+{\ce {5 H2SO4 + 10 H2O}}\longrightarrow {\underset {{\text{硫酸カルシウム}} \atop {\text{二水和物}}}{{\ce {5 CaSO4*2H2O}}}}+{\ce {HF + 3 H3PO4}}}$

重要な窒素肥料である硫酸アンモニウムは、鉄鋼工場に原料を供給するコークス工場からの副産物として最も一般的に生産されている。石炭の熱分解で生成されたアンモニアを廃硫酸と反応させることで、アンモニアを塩（鉄分混入のため褐色を呈することが多い）として結晶化させ、農薬業界に販売することができる。

硫酸は染料溶液の製造においても重要である。

硫酸は、製鉄業やその他の冶金産業において、錆や汚れを除去するための酸洗剤として使用されています。^{[ 38 ]}使用済みの酸は、使用済み酸再生（SAR）プラントを使用してリサイクルされることがよくあります。これらのプラントでは、使用済みの酸を天然ガス、精製ガス、燃料油、またはその他の燃料源で燃焼させます。この燃焼プロセスにより、二酸化硫黄（SO2 _）と_三酸化硫黄（SO3）のガスが生成され、これらを使用して「新しい」硫酸が製造されます。

過酸化水素（H₂O₂ _）を硫酸に加えるとピラニア溶液が生成されます。ピラニア溶液は強力ですが、潜在的に危険な洗浄液であり、基板表面の洗浄に使用できます。ピラニア溶液は、マイクロエレクトロニクス業界や、実験室でのガラス器具の洗浄などに一般的に使用されています。

硫酸は化学工業において、その他にも様々な用途で用いられています。例えば、ナイロン製造に用いられるカプロラクタムへのシクロヘキサノンオキシムの変換反応における一般的な酸触媒として使用されています。また、マンハイム法によって塩から塩酸を製造する際にも用いられます_。石油精製においても、例えばイソブタンとイソブチレンの反応によるイソオクタン生成の触媒として、硫酸が多量に使用さ_れています。イソオクタンはガソリンのオクタン価を高める化合物です。さらに、硫酸は様々な糖類の脱水反応による固体炭素の生成など、工業反応における脱水剤または酸化剤としてもよく用いられます。

硫酸は鉛蓄電池（鉛蓄電池）の電解質として機能します。

陽極では：

Pb + SO 2− 4 ⇌ PbSO ₄ + 2 e ⁻

陰極では：

PbO ₂ + 4 H ⁺ + SO 2− 4 + 2 e ⁻ ⇌ PbSO ₄ + 2 H ₂ O

全体：

Pb + PbO ₂ + 4 H ⁺ + 2 SO 2− 4 ⇌ 2 PbSO ₄ + 2 H ₂ O

高濃度の硫酸は、脂質、毛髪、ティッシュペーパーなどを除去するために使用される家庭用酸性排水管洗浄剤の主成分であることが多い^{[ 12 ]} 。アルカリ性のものと同様に、このような排水管洗浄剤は加水分解によって脂肪やタンパク質を溶解することができる。さらに、濃硫酸は強い脱水作用を持つため、脱水作用によってティッシュペーパーを除去することもできる。酸は水と激しく反応する可能性があるため、このような酸性排水管洗浄剤は洗浄するパイプにゆっくりと加える必要がある。

硫酸塩（さまざまな金属の水和硫酸塩で、ガラス質の鉱物を形成し、そこから硫酸を抽出できる）の研究は古代に始まった。シュメール人は、物質の色に基づいて分類した硫酸塩の種類の一覧を持っていた。硫酸塩の起源と性質に関する最も初期の議論のいくつかは、ギリシャの医師ディオスコリデス（紀元1世紀）とローマの博物学者プリニウス（紀元23～79年）の著作にある。ガレノスもその医学的用途について論じた。硫酸塩物質の冶金的用途は、ヘレニズム時代の錬金術の著作であるパノポリスのゾシモスの『物理学と神秘』、およびライデン・パピルスXに記録されている。^{[ 39 ]}ジャビル・イブン・ハイヤーン（ 806年頃～816年頃没、ラテン語ではゲーベルとして知られる）、アブー・バクル・アル＝ラージー（865年～925年、ラテン語ではラーゼスとして知られる）、イブン・シーナー（980年～1037年、ラテン語ではアヴィセンナとして知られる）、ムハンマド・イブン・イブラヒム・アル＝ワトワット（1234年～1318年）といった中世イスラムの錬金術師たちは、鉱物分類リストに硫酸塩を含めていた。^{[ 40 ]}

ジャービル派の著述家とアル・ラージーは、硫酸を含むさまざまな物質の蒸留について広範な実験を行った。^{[ 41 ]}アル・ラージーは、彼の著書『秘密の書』に記録されているあるレシピで、知らず知らずのうちに硫酸を生成した可能性がある。^{[ 42 ]}

白い（イエメン産の）ミョウバンを取り、それを溶かして濾過して精製します。次に、（緑色の？）硫酸銅(酢酸銅)で蒸留し、（蒸留液を）精製したミョウバンの濾過溶液と混ぜ合わせ、その後、ガラスビーカーの中で固化（または結晶化）させます。こうして、入手可能な最良のカルカディス（白いミョウバン）が得られます。^{[ 43 ]}

アリストテレス（『アリストテレスの書』という題名） ^{[ 44 ]} 、アル・ラージー（ 『光の偉大な光』という題名）[45]、またはイブン・シーナー^{[ 46 ]}に帰属される匿名のラテン語の著作の中で、著者は硫酸鉄(II) （緑色の瀝青）の蒸留によって得られる「油」（ oleum ）について述べているが、これはおそらく「瀝青油」または硫酸であったと思われる。この著作^{は、ラテン語に翻訳された数少ないアラビア語のジャービルの著作の1つであるジャービル・イブン・}ハイヤーンの『七十の書』 （Liber de septuaginta）に何度も言及している。^{[ 47 ]}アル・ラージーに帰せられる版の著者は、Liber de septuagintaを自身の作品として言及しており、Liber de septuagintaをアル・ラージーの作品だと誤って信じていたことを示している。^{[ 48 ]}この匿名の作品がラテン語のオリジナル作品であったことを示す証拠がいくつかあるが、^{[ 49 ]}ある写本によれば、マルセイユのレイモンドという人物によって翻訳されたとされており、アラビア語からの翻訳であった可能性もある。^{[ 50 ]}

アフマド・Y・アル＝ハッサンによれば、硫酸の3つの製法が、複数の著者から集められた編纂物を含む、紀元1100年頃以前のガルシュニの匿名写本に記されている。[ 51 ]その^うちの1つは次の通りである。

薬草の灌漑に用いる硫酸と硫黄の水：黄色硫酸３部、黄色硫黄１部をすりつぶし、バラ水を作るように蒸留する。^{[ 52 ]}

硫酸の調製法は、シーア派イマームのジャアファル・アル＝サーディク（765年没）に誤って帰せられているアラビア語の論文『リサーラト・ジャアファル・アル＝サーディク・フィー・イルム・アル＝サンア』に記載されている。ユリウス・ルスカはこの論文を13世紀のものとしたが、アフマド・Y・アル＝ハッサンによれば、おそらくそれ以前の時代のものである。^{[ 53 ]}

次に、緑色の硫酸をキュウリの蒸留器と蒸留器で中火で蒸留します。蒸留液から得られたものは、緑がかった透明なものであることがわかります。^{[ 52 ]}

硫酸は、鉄製のレトルトで硫酸鉄(II)または緑色の硫酸を焙焼して作られるため、中世ヨーロッパの錬金術師によって「硫酸の油」と呼ばれていました。ヨーロッパ起源の著作で硫酸に最初に言及しているのは、西暦13世紀のもので、例えば、ヴァンサン・ド・ボーヴェの著作、アルベルトゥス・マグヌスに帰せられる『コンポジトゥム・デ・コンポジティス』、偽ゲーベルの『スンマ・パーフェクティオニス』などです。^{[ 54 ]}

16世紀には、鐘で硫黄油（oleum sulphuris per campanam ）を製造する方法が知られていました。これは、湿度の高い天候（あるいは後に湿らせた鐘）の下で硫黄をガラスの鐘の下で燃やすというものでした。しかし、この方法は非常に非効率的で（ゲスナーによれば、5ポンド（2.3kg ）の硫黄から1オンス（0.03kg）未満の酸しか得られなかった）、得られた生成物は亜硫酸（正確には二酸化硫黄溶液）で汚染されていたため、ほとんどの錬金術師（例えばアイザック・ニュートンを含む）はこれを「硫酸油」と同等とは考えていませんでした。  

17世紀、ヨハン・ルドルフ・グラウバーは_、硝石（硝酸カリウム、KNO₃）を加えることで収量が大幅に向上し、同時に水分が水蒸気に置き換わることを発見した。硝石が分解すると硫黄が酸化されてSO₃_となり、これが水と結合して硫酸が生成される。1736年、ロンドンの薬剤師ジョシュア・ウォードはこの方法を用いて、硫酸の大規模生産を初めて開始した。

1746年、バーミンガムでジョン・ローバックはこの方法を応用し、鉛で内張りされたチャンバーで硫酸を製造しました。このチャンバーは、以前使用されていたガラス容器よりも強度が高く、安価で、大きく作ることができました。このプロセスにより、硫酸製造の効率的な工業化が可能になりました。何度かの改良を経て、鉛チャンバー法または「チャンバー法」と呼ばれるこの方法は、純度62%、転化率75%で、ほぼ2世紀にわたって硫酸製造の標準となりました。^{[ 4 ]}

ジョン・ローバックの製法で作られた硫酸は、濃度が約65%に達した。その後、フランスの化学者ジョセフ・ルイ・ゲイ＝リュサックとイギリスの化学者ジョン・グローバーによる鉛室法の改良により、濃度は78%に向上した。しかし、一部の染料やその他の化学プロセスでは、より高濃度の製品が必要となる。18世紀を通じて、これは元の錬金術のプロセスに似た技術で鉱物を乾留することによってのみ製造できた。黄鉄鉱（二硫化鉄、FeS ₂）を空気中で加熱すると硫酸鉄(II)、FeSO ₄が得られ、これをさらに空気中で加熱して酸化すると硫酸鉄(III)、Fe ₂ (SO ₄ ) _{3 が}生成し、これを480 ℃に加熱すると酸化鉄(III)と三酸化硫黄に分解し、これを水に通すことで任意の濃度の硫酸が得られた。しかし、このプロセスのコストが高かったため、濃硫酸の大規模な使用は妨げられた。^{[ 4 ]} 

1831年、イギリスの酢商人ペレグリン・フィリップスは、三酸化硫黄と濃硫酸を製造するためのはるかに経済的なプロセスである接触法を特許取得した。今日では、世界の硫酸のほぼすべてがこの方法で生産されている。 ^{[ 33 ]}

19世紀初頭から中頃にかけて、「硫酸」の植物は、スコットランドのプレストンパンズ、シュロップシャー、北アイルランドのアントリム州のラガン渓谷などに存在し、リネンの漂白剤として使用されていました。初期のリネンの漂白は、酸っぱい牛乳から得られる乳酸を使用して行われていましたが、これは時間がかかるプロセスであり、硫酸を使用することで漂白プロセスが加速されました。^{[ 55 ]}

硫酸は、特に高濃度の場合、非常に重度の火傷を引き起こす可能性があります。他の腐食性酸やアルカリと同様に、皮膚や肉などの生体組織に接触すると、アミドおよびエステル加水分解によってタンパク質や脂質を容易に分解します。さらに、炭水化物に対して強い脱水作用を示し、余分な熱を放出して二次的な熱傷を引き起こします。^{[ 8 ] [ 9 ]}そのため、硫酸は角膜を急速に攻撃し、目に入ると永久的な失明を引き起こす可能性があります。摂取すると、内臓に不可逆的な損傷を与え、死に至る場合もあります。^{[ 7 ]}したがって、硫酸を取り扱う際には、常に個人用保護具を使用する必要があります。さらに、硫酸の強い酸化作用により、多くの金属に対して非常に腐食性が高く、他の物質にも破壊が及ぶ可能性があります。^{[ 8 ]}このような理由から、硫酸による損傷は、塩酸や硝酸などの他の同等の強酸による損傷よりも深刻になる可能性があります。

酸に関する危険警告標識

硫酸は、非反応性材料（ガラスなど）製の容器に慎重に保管する必要があります。1.5  M以上の濃度の溶液には「腐食性」、0.5  Mより高く1.5 M未満の濃度の溶液 には「刺激性」と表示されます。ただし、通常の実験室用希釈液（約1  M、10%）でも、紙に十分な時間接触させておくと炭化します。

皮膚に酸が付着した場合の標準的な応急処置は、他の腐食性物質の場合と同様に、大量の水で洗い流すことです。酸による火傷周辺の組織を冷却し、二次的な損傷を防ぐため、少なくとも10～15分間は洗浄を続けます。汚染された衣服は直ちに脱ぎ、皮膚を徹底的に洗浄します。

希釈酸の調製は、希釈過程で発生する熱のため危険を伴うことがあります。飛散を防ぐため、通常は濃縮酸を水に加え、その逆は行いません。これを覚えておくための格言は「正しいように、酸を水に加えなさい」です。^{[ 56 ] [ 57 ]}水は酸よりも熱容量が大きいため、冷たい水の入った容器は、酸を加えると熱を吸収します。

また、酸は水よりも密度が高いため、底に沈みます。容器の底にある酸と水の界面で熱が発生します。酸は沸点が高いため沸騰しません。界面付近の温かい水は対流によって上昇し、界面を冷却することで、酸と水のどちらも沸騰を防ぎます。

一方、濃硫酸に水を加えると、酸の上に薄い水の層が形成されます。この薄い水の層で発生した熱は沸騰し、硫酸エアロゾルの飛散、あるいは最悪の場合、爆発を引き起こす可能性があります。

濃度が6M（35%）を超える溶液を調製する際 は、酸を十分にゆっくりと添加して混合物が十分に冷却される時間を確保しない限り、危険です。そうしないと、発生する熱で混合物が沸騰する可能性があります。効率的な機械攪拌と外部冷却（氷浴など）が不可欠です。

温度が約 10 度上昇するごとに反応速度は 2 倍になります。^{[ 58 ]}したがって、混合物を冷やす時間を与えない限り、希釈が進むにつれて反応はより激しくなります。温水に酸を加えると激しい反応が起こります。

実験室規模では、硫酸は脱イオン水から作った砕いた氷に濃硫酸を注ぐことで希釈できます。氷は吸熱反応で溶け、酸が希釈されます。この過程で氷を溶かすのに必要な熱量は、酸を希釈する際に発生する熱量よりも大きいため、溶液は冷たいままです。^{[ 59 ]}氷がすべて溶けた後、水を使ってさらに希釈することができます。

硫酸は不燃性である。

この酸による主な職業上のリスクは、皮膚接触による火傷（上記参照）とエアロゾルの吸入です。高濃度のエアロゾルに曝露すると、目、呼吸器、粘膜に即座に重度の刺激が生じます。これは曝露後すぐに治まりますが、組織損傷がより重度の場合、その後に肺水腫を起こすリスクがあります。低濃度では、硫酸エアロゾルへの慢性曝露で最もよく報告される症状は歯の侵食であり、これはほぼすべての研究で確認されています。呼吸器への慢性的な損傷の可能性を示す兆候は、1997 年現在、決定的ではありません。硫酸ミストへの職業上の繰り返し曝露は、肺がんのリスクを最大 64 パーセント増加させる可能性があります。^{[ 60 ]}米国では、硫酸の許容曝露限界 (PEL) は 1 mg/m ³に設定されています。他の国の制限も同様です。硫酸の摂取によりビタミンB12欠乏症と亜急性連合性脊髄変性症が引き起こされたという報告がある。このような症例では脊髄が最も影響を受けることが多いが、視神経にも脱髄、軸索の消失、グリオーシスが見られることがある。