硫酸

维基百科,自由的百科全书
跳转至: 导航搜索
硫酸
S=O bond length = 142.2 pm, S-O bond length = 157.4 pm, O-H bond length = 97 pm
IUPAC名
硫酸
Sulfuric acid (Sulphuric acid)
识别
CAS号 7664-93-9
ChemSpider 1086
SMILES
EINECS 231-639-5
ChEBI 26836
RTECS WS5600000
KEGG D05963
性质
化学式 H2SO4
外观 无色无味清澈液体
密度 1.84 g/cm3, 液體
熔点 10 °C(283 K)
沸点 337 °C(610 K)
溶解性 完全混溶,放热
pKa −3, 1.99
黏度 26.7 cP, 20 °C
热力学
ΔfHmo298K −814 kJ·mol−1[1]
So298K 157 J·mol−1·K−1[1]
危险性
欧盟危险性符号
腐蚀性腐蚀性 C
危害环境危害环境N
警示术语 R:R21-R35-R68/21/22
安全术语 S:S1/2-S26-S30-S45
MSDS ICSC 0362
欧盟编号 016-020-00-8
GHS危险性符号
《全球化学品统一分类和标签制度》(简称“GHS”)中腐蚀性物质的标签图案
GHS提示词 Danger
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
2
W
闪点 不可燃
TLV 15 mg/m3 (IDLH), 1 mg/m3 (TWA), 2 mg/m3 (STEL)
LD50 2140 mg/kg (口服,實驗老鼠)
LC50 25 mg/m3 (吸取,實驗老鼠)
相关物质
相关強酸 鹽酸
硝酸
相关化学品 氢硫酸亚硫酸
过一硫酸三氧化硫
发烟硫酸
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

硫酸(化學分子式H2SO4)是一種具有高腐蝕性強礦物酸,一般為透明至微黃色,在任何濃度下都能與混溶並且放熱[2]有時,在工業製造過程中,硫酸也可能被染成暗褐色以提高人們對它的警惕性。[3]

作為二元酸的硫酸在不同濃度下有不同的特性,而其對不同物質,如金屬生物組織、甚至岩石等的腐蝕性,都歸根於它的強酸性,以及它在高濃度下的強烈脫水性氧化性。硫酸能對皮肉造成極大的傷害,因為它除了會透過酸性水解反應分解蛋白質脂肪造成化學燒傷外,還會與碳水化合物發生脫水反應並造成二級火焰性灼傷;若不慎入眼,更會破壞視網膜造成永久失明。故在使用時,應做足安全措施。另外,硫酸也是潮解性的,會吸取空氣中的水蒸氣

正因為硫酸有不同的特性,它也有不同的應用,如家用強酸通渠劑[4][5]鉛酸蓄電池電解質肥料煉油廠材料及化學合成劑等。

硫酸被廣泛生產,最常用的工業方法為接觸法

歷史[编辑]

硫酸发现于公元8世纪。阿拉伯炼丹家贾比尔通过乾餾硫酸亚铁晶体得到硫酸。

約翰·道爾頓在1808年繪製的早期硫酸分子圖顯示了硫酸有一個位於中心的原子並與三個原子建立共價鍵。

一些早期對化學有研究的人,如拉齊賈比爾等,還寫了有關硫酸及與其相關的礦物質的分類名單;其他一些人,如伊本·西那醫師,則較為重視硫酸的種類以及它們在醫學上的價值。[6]

在17世紀,德國化學家Johann Rudolf Glauber將硝酸鉀混合蒸汽加熱製出硫酸,在這過程中,硝酸鉀分解並氧化硫令其成為能與混合並變為硫酸的三氧化硫SO3),於是,在 1736年,倫敦藥劑師Joshua Ward用此方法開拓大規模的硫酸生產。

在1746年,John Roebuck則運用這個原則,開創鉛室法,以更低成本有效地大量生產硫酸。經過多番的改良後,這個方法在工業上已被採用了將近兩個世紀。[1] 由John Roebuck創造的這個生產硫酸的方法能製造出濃度為65%的硫酸,後來,法國化學家约瑟夫·路易·盖-吕萨克以及英國化學家John Glover將其改良,使其能製造出濃度高達78%的硫酸,可是這濃度仍不能滿足一些工業上的用途。

在18世紀初,硫酸的生產都依賴以下的方法:黃鐵礦FeS2)被燃燒成硫酸亞鐵FeSO4),然後再被燃燒,變為能在480 °C下分解成氧化鐵以及能用以製造任何濃度硫酸的三氧化硫硫酸鐵(Fe2(SO4)3)。可惜,此過程的龐大成本阻礙了濃硫酸的廣泛運用。[1]

後來,到了1831年,英國製商人Peregrine Phillips想到了接觸法,能以更低成本製造出三氧化硫以及硫酸,這種方法在現今已被廣泛運用。[1]

在古代中国,稀硫酸被称为“绿矾油”。 在公元650~683年(唐高宗时),炼丹家孤刚子在其所著《黄帝九鼎神丹经诀》卷九中就记载着“炼石胆取精华法”,即干馏石胆(胆矾)而获得硫酸。

物理性質[编辑]

純硫酸一般為無色黏糊液體,形態有點像油。但有時在工業生產過程中,它也有可能被染色以提高購買者對其危險性的警惕。

濃度[编辑]

儘管可以製出濃纯净的硫酸,并且室温下是无限稳定的(所谓的分解成恒沸物的反应发生在接近沸点的高温之下),但是纯硫酸凝固点过高(283.4K)[7],所以为了方便运输通常制成98%硫酸,故一般所說的“高濃度硫酸”指的便是濃度為98%的硫酸。另外,硫酸在不同的濃度下有不同的應用,以下為一些常見的濃度級別:[8][9]


H2SO4比重
相應密度
(kg/L)
濃度
(mol/L)
俗稱
10% 1.07 ~1 稀硫酸
29–32% 1.25–1.28 4.2–5 鉛酸蓄電池
62–70% 1.52–1.60 9.6–11.5 室酸
肥料酸
98% 1.83 ~18 濃硫酸

硫酸亦可被製成其他形態。例如,將高濃度的SO3打入硫酸可製成發煙硫酸H2S2O7)。有關發煙硫酸的濃度,人們通常以SO3的百分比作準或者是H2SO4的百分比作準,兩者均可。一般所稱的“濃發煙硫酸”的濃度為45%(含110.1% H2SO4)或65%(含114.6% H2SO4)。100%純發煙硫酸為固體,熔點為36 °C。

硫酸也有一定的藥用價值。另外在分析化學上也有很大的用途,例如,稀硫酸常用於滴定法

極性與導電性[编辑]

純硫酸是一種非常極性的液體,其介電係數大約為100。因為它分子與分子之間能夠互相質子化對方,造成它極高的導電性,這個過程被稱為質子自遷移。這種反應機理是和純磷酸以及純氫氟酸所同出一轍的。但純硫酸達成這種反應平衡所需要的時間則比以上兩者快得多,差不多是即時性的。[10]

2 H2SO4 化学平衡符号 H3SO+
4
+ HSO
4

有關的化學平衡則是:[10]

Kap(25 °C)= [H3SO+
4
][HSO
4
] = 2.7×10−4

的相應化學平衡則比硫酸的少1010(一百億),其 Kw 為10−14

(以上只為簡化版)

雖然為黏糊液體,硫酸,正如上述,有很高的導電性,這主要歸根於H3SO+
4
HSO
4
離子。除此,硫酸在很多化學反應裡也是非常好的溶劑

化學性質[编辑]

水合反應與脫水反應[编辑]

數滴濃硫酸迅速蝕穿毛巾。

硫酸與水發生的水合為高度放熱反應,溶液在稀釋過程中容易濺出,造成危險。故很多指引均建議工作人員應把酸慢慢加入水而不是把水倒入酸,一方面因为硫酸的密度比水大,把水加入硫酸中会使水浮在硫酸上面沸腾飞溅,另一方面因為這可利用水的高熱容,減低危險性。

正如其他酸鹼,硫酸在與水混合後會釋放氫離子

H2SO4 + H2OH3O+ + HSO4    K1 = 2.4×106   (強酸)
HSO4 + H2OH3O+ + SO42−     K2 = 1.0×10-2 [11]

K1 and K2酸度係數

因為硫酸與水的強親和性及其熱力學的配合,它是一種很強的脫水劑,能抽走化合物裡的水分子。在實驗室,硫酸通常會被加入白糖裡(蔗糖),以展示它的這種強烈脫水性特質。由於水分子的流失,白糖最終只剩下黑色的,使整個燒杯裡的混合物變黑:

C12H22O11 (白色蔗糖) + 硫酸 → 12 C(黑炭) + 11 H2O (水蒸氣) + 硫酸/水混合物

硫酸與其他碳水化合物的脫水反應也差不多,例如,當硫酸被加入澱粉時,碳也是最終的產物。這可以充分地表現在硫酸與由纖維素構成的白紙的反應上,白紙最終被蝕穿,並呈現類似燒焦的顏色,這現象同樣發生在纖維織物上,如毛巾。儘管濃硫酸的脫水性比稀硫酸的強得多,即便是稀硫酸也能對織物上的纖維素造成很大的破壞。

硫酸與碳水化合物的脫水反應,可以用以下總方程式表達:

(C6H10O5)n + 硫酸 → 6n C + 5n H2O

再者,硫酸的強烈脫水性也可反映在硫酸銅身上。原本為藍色,含水分的硫酸銅晶體在與硫酸發生反應後,變為白色的粉末,這也是硫酸銅在脫水狀況下的狀態:

CuSO4·5H2O (藍色晶體) + 硫酸 → CuSO4 (白色粉末) + 5 H2O

一般酸鹼特性泛論[编辑]

硫酸正如其他的酸,能與發生中和反應,變為硫酸鹽。例如,用以電鍍或製成殺真菌劑的硫酸銅便是從硫酸與氧化銅的中和反應中取得:

CuO (s) + H2SO4 (aq) → CuSO4 (aq) + H2O (l)

硫酸可以和碳酸盐發生反應。如稀硫酸可以和碳酸钠反应,产生碳酸,但碳酸不稳定,会迅速分解为二氧化碳

Na2CO3 + H2SO4Na2SO4 + CO2 + H2O

浓硫酸加热下可以和硝酸钾反应得到硝酸、和氯化钠反应得到氯化氢(这也是实验室制取氯化氢的方法之一)[12]

KNO3 + H2SO4KHSO4 + HNO3
NaCl + H2SO4NaHSO4 + HCl

硫酸是不挥发的强酸,因此可以制取弱酸和挥发性酸。以其與乙酸鈉為例,它會取代乙酸(CH3COOH)產生出硫酸氫鈉:

H2SO4 + CH3COONaNaHSO4 + CH3COOH

硫酸在與硝酸反應時擔當酸與脫水劑的角色,產生出NO+
2
離子,在有機化學裡是很重要的一個反應過程。

金屬氧化與強氧化性質[编辑]

稀硫酸具有一般酸的性質,能與(Zn)、(Fe)、(Mn)、(Ni)、(Al)、(Mg)等活潑金屬反應,釋出氫氣(H2),而不与等不活泼金属发生产生氢气的反应。 以為例:

Fe (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + FeSO4 (aq)

但浓硫酸具有強氧化性能與很多不活泼金属发生氧化还原反应。[13] 濃硫酸是強氧化劑,在反應過程中,它被還原為水及二氧化硫(SO2)而不是氫,硫的氧化數由+6降至+4。浓硫酸的强氧化性与其中存在的H2SO4分子有关。

2 H2SO4 + 2 e- → SO2 + 2 H2O + SO42-

以銅為例:

Cu + 2 H2SO4 → SO2 + 2 H2O + SO42- + Cu2+

若與活潑金屬接觸則濃硫酸被還原的程度將更大,以鋅為例:

3 Zn + 4 H2SO4 → S + 4 H2O + 3 SO42- + 3 Zn2+

不過,因在反應時產生保護層故能抵擋硫酸的腐蝕。

非金屬物質的氧化[编辑]

濃硫酸的強氧化性使其亦可以氧化非金屬,例如碳和硫。

C + 2 H2SO4 → CO2 + 2 SO2 + 2 H2O
S + 2 H2SO4 → 3 SO2 + 2 H2O

在上述反應,碳和硫的氧化數由0升至+4。

补充:由于一般浓硫酸是不与非金属物质反应的(或反应很慢),所以上述的反應通常在加热的条件下進行以加快速度。

跟某些盐反应[编辑]

硫酸可与可溶性钡盐反应生成硫酸钡沉淀和相应的酸,可与碳酸盐反应生成相应的硫酸盐二氧化碳

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2

亲电芳香取代反应[编辑]

硫酸能發生亲电芳香取代反应,變為磺酸[14]

BenzeneSulfonation.png

自然界的存在[编辑]

地球[编辑]

河水為高度酸性的力拓河

100%純正硫酸為固體,很難在地球上找到,因為其與水的親和性很高,一暴露在空氣中便會吸取水分。酸雨含稀硫酸,這主要是因為在雨水的作用下,大氣中的二氧化硫与水结合,當中的產物亞硫酸還會進一步地被氧化,形成硫酸。至於大氣中的二氧化硫則主要來自於很多交通工具所排放的廢氣以及含硫化石燃料的燃烧。

自然界中,很多含硫的礦物質,例如硫酸鐵,在發生氧化反應後形成硫酸,所形成的液體為高度酸性,能氧化殘留的金屬物,釋出有毒的氣體。

另有指在生物界,有一种海蛞蝓Notaspidean pleurobranchs)也能喷射含硫酸的分泌物来御敌。[15]

其他星體[编辑]

金星[编辑]

硫酸也能在金星的上層大氣中找到。這主要出自於太陽對二氧化硫,二氧化碳光化作用。波長短於160納米紫外光子光解二氧化碳,使其變為一氧化碳及原子。原子氧非常活躍,它與二氧化硫發生反應變為三氧化硫。三氧化硫進一步與水產生反應釋出硫酸。硫酸在金星大氣中較高較冷的地區為液體,這層厚厚的、離星球表面約45-70公里的硫酸雲層覆蓋整個星球表面。這層大氣不斷地釋出酸雨。

在金星裡,硫酸的形成不斷循環。當硫酸從大氣較高較冷的區域跌至較低較熱的地區時被蒸發,其含水量越來越少而其濃度也就越來越高。當溫度達300 °C時,硫酸開始分解為三氧化硫以及水,這兩個產物均為氣體。三氧化硫非常活躍並分解為二氧化硫及原子氧,原子氧接著氧化一氧化碳令其變為二氧化碳,二氧化硫及水會從大氣中層升高到上層,它們會發生反應重新釋出硫酸,整個過程又再一次循環。

木衛二[编辑]

伽利略號探測器傳來的影像顯示,硫酸亦有可能出現於木星的其中一個衛星——木衛二,但有關細節仍存有爭議。[16]

生產[编辑]

硫酸的生產方法主要有接觸法及濕硫酸法。

接觸法[编辑]

首先,硫會被燃燒為二氧化硫:

S (s) + O2 (g) → SO2 (g)

接著,在催化剂五氧化二钒的作用下,二氧化硫會被氧氣氧化為三氧化硫:

2 SO2 (g) + O2 (g) 化学平衡符号 2 SO3 (g) (催化劑為V2O5)

三氧化硫會被製成97–98%的H2SO4並進一步成為發煙硫酸H2S2O7),發煙硫酸然後被水稀釋成濃硫酸:

H2SO4 (l) + SO3 (g)→ H2S2O7 (l)
H2S2O7 (l) + H2O (l) → 2 H2SO4 (l)

值得注意的是,三氧化硫並不會被直接打入水,因為這高放熱反應會產生出具腐蝕性的氣溶膠而不是液體,氣溶膠很難被分離出來,故此方法並不有效:

SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l)

濕硫酸法[编辑]

第一步,硫會被燃燒為二氧化硫:

S(s) + O2(g) → SO2(g)

或者是,硫化氫H2S)會被焚化為二氧化硫:

2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2 (−518 kJ/mol)

催化劑五氧化二钒的作用下,二氧化硫會被氧氣氧化為三氧化硫:

2 SO2 (g) + O2 (g) 化学平衡符号 2 SO3 (g) (催化劑為V2O5)

三氧化硫會被水合為硫酸:

SO3 + H2OH2SO4(g) (−101 kJ/mol)

最後一步則是將硫酸凝結為液體硫酸,濃度大約是97%到98%:

H2SO4(g) → H2SO4(l) (−69 kJ/mol)

其他方法[编辑]

另一種少為人知的方法是,先把12.6摩爾濃度鹽酸加入五氧化二硫(S2O52−),接著把所產生的氣體打入硝酸,這會釋出棕色/紅色的氣體,當再無氣體產生時就代表著反應完成。

在實驗室裡,硫可以被燃燒為二氧化硫然後加入雙氧水裡產生硫酸:

SO2 + H2O2 → H2SO4

在大約1900年之前,鉛室法為生產硫酸的主要方法。[17]截至40年代末,在美國仍有50%的化工廠採用鉛室法生產硫酸。

用途[编辑]

2000年世界硫酸生產概況。

硫酸是工業上一種重要的化學品,它用途十分廣泛,如製造肥料、非鹼性清潔劑、护肤品、以及油漆添加劑与炸药等。硫酸的重要性可以從它的生產量中反映。[18]截至2004年,全世界約出產近十八億的硫酸,當中,亞洲佔35%;北美(包括墨西哥)佔24%;非洲佔11%;西歐佔10%;東歐俄羅斯佔10%;澳大利亞及大洋洲佔7%;南美佔7%。[19]在總生產量裡,約60%用來製作肥料,如磷酸铵硫酸銨;約有20%被化工廠用以製作清潔用品,製藥或其他工業用途,如作為提煉汽油的催化劑等。[20]

一般化工用途[编辑]

硫酸最廣泛的用途是製造磷酸,而磷酸則用於製造含磷肥料。93%硫酸被用於製造硫酸鈣氟化氫以及磷酸氟化氫最終會以氫氟酸的形態隔走。

Ca5F(PO4)3 + 5 H2SO4 + 10 H2O → 5 CaSO4·2 H2O + HF + 3 H3PO4

硫酸另一個用途用於造紙。硫酸會用於產生硫酸鋁硫酸鋁木漿纖維上與少量肥皂物發生反應,形成含鋁羧酸盐用以使纖維物凝固,形成較堅硬的表面。

硫酸鋁的產生:
Al2O3 + 3 H2SO4Al2(SO4)3 + 3 H2O

硫酸亦可製造用於隔走廢水中的有害物質的氫氧化鋁氫氧化鋁在污水處理廠裡是一個非常重要的化學物質。還有,硫酸也是很多染料製造中必要的化學物。

工業清潔品[编辑]

硫酸也是很多用以清潔氧化物、鏽跡等的清潔品中的成分。已用的硫酸會被回收再用,方法是將酸與多種有機物燃燒,釋出二氧化硫及三氧化硫,這些原材料可以用來生產新的硫酸。

催化剂[编辑]

硫酸是多種化學反應的催化剂。例如,它催化尼龍的製造過程;另外,多個汽油提煉過程也需要硫酸的催化進行。

電解質[编辑]

酸性通渠水含有高濃度的硫酸。圖中顯示數滴酸性通渠水使pH試紙迅速變紅並將其蝕穿,顯示了其強酸性脫水性

硫酸是汽車鉛酸蓄電池中的電解質。有關的化學方程式為:

陽極
Pb + SO42- PbSO4 + 2 e-
陰極
PbO2 + 4 H+ + SO42- + 2 e- PbSO4 + 2 H2O
總方程:
Pb + PbO2 + 4 H+ + 2 SO42- 2 PbSO4 + 2 H2O

一般家居用途[编辑]

世界大多酸性水道疏通用品均含有硫酸,[4][5]可以除去頭髮、油污等淤塞物。基於安全理由,在使用時宜小心並帶上手套。另外,由於硫酸會與水發生高放熱反應,在使用前宜盡量保持渠道乾爽,並慢慢倒入有關疏通劑。

危險性[编辑]

實驗室風險[编辑]

98%硫酸在接觸紙張後迅速將其蝕穿并碳化,使其發黑。
一雞爪在數十秒內被高濃度硫酸嚴重腐蝕及碳化,顯示了硫酸對皮肉所能造成的傷害。

硫酸(特別是在高濃度的狀態下)能對皮肉造成極大傷害。正如其他具腐蝕性強酸強鹼一樣,硫酸可以迅速與蛋白質脂肪發生酰胺水解作用酯水解作用,從而分解生物組織,造成化學性燒傷。不過,其對肉體的強腐蝕性還與它的強烈脫水性有關,因為硫酸還會與生物組織中的碳水化合物發生脫水反應並釋出大量熱能。除了造成化學燒傷外,還會造成二級火焰性灼傷。故由硫酸所造成的傷害,很多時都比其他可作比較的強酸(像鹽酸硝酸)的大。若不慎讓硫酸接觸到眼睛的話,視網膜會受到嚴重破壞而可能會造成永久性失明;而若不慎誤服,則會對體內器官構成不可逆的傷害,甚至會致命。[2]濃硫酸也具備很強的氧化性,會腐蝕大部分金屬,故需小心存放。[13]

隨著濃度的增加,硫酸的危險性也會增加。這是因為除了酸性物質的比例在加大外,其脫水性及氧化性亦在上升。當一溶液的硫酸含量等同或超過1.5 M 時,就應貼上“腐蝕性”警告標示,而在0.5—1.5 M 之間的,則為“刺激性”。但是,即便在實驗室慣用的“低濃度”硫酸(濃度大約為1 M,10%比重)在一定時間也會蝕穿紙張

Hazard C.svg Danger-class-8.svg

旧时教科书认为,为了避免浓硫酸与水接触后放出大量的热进一步伤害皮肤,应用干布将皮肤上的浓硫酸擦去再作進一步的处理。然而在实际操作中,就如同應付其他腐蝕品一樣,應第一時間用大量清水沖洗患處起碼10—15分鐘,因為大量的水能够迅速冷卻受損組織并带走热量。由于高濃度硫酸接触皮肤后会迅速将皮肉炭化,用干布可能会将已受损的皮肤擦破。而若硫酸意外地濺到保護衣物,應立即將其脫下,並徹底地沖洗有關部位。

由於硫酸和水會發生劇烈的反應並釋出熱能,當稀釋濃硫酸時,應把酸倒入水中而不是把水倒入酸中,這樣可以利用水的高比熱容,減低因高溫沸騰使酸濺出的風險。一般在實驗室中,稀釋6 M(約35%比重)或濃度更高的硫酸是最為危險的,因為這個分量的硫酸在與水發生反應時,能釋出足夠的熱量使整杯溶液沸騰。

工業風險[编辑]

雖然硫酸並不是易燃,但當與金屬發生反應後會釋出易燃的氫氣,有可能導致爆炸,而作為強氧化劑的濃硫酸與金屬進行氧化還原反應時會釋出有毒的二氧化硫,威脅工作人員的健康。 另外,長時間暴露在帶有硫酸成分的浮質中(特別是高濃度),會使呼吸管道受到嚴重的刺激,更可導致肺水腫。但風險會因暴露時間的縮短而減少。

在美國,硫酸的最多可接觸分量(PEL)被定為 1 mg/m3,此數字在其他國家相若。誤服硫酸有機會導致维生素B12缺乏症,其中,脊椎是最易受影響的部位。

參見[编辑]

参考资料及注释[编辑]

  1. ^ 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 Zumdahl, Steven S. Chemical Principles 6th Ed.. Houghton Mifflin Company. 2009. A23. ISBN 0-618-94690-X. 
  2. ^ 2.0 2.1 Sulfuric acid safety data sheet. "Clear to turbid oily odorless liquid, colorless to slightly yellow." 
  3. ^ Sulfuric acid. "Colorless (pure) to dark brown, oily, dense liquid with acrid odor." 
  4. ^ 4.0 4.1 How to use sulfuric acid (sulphuric acid) for drain cleaning. "Many drain cleaners on the market use sulfuric acid to eat away at clogs." 
  5. ^ 5.0 5.1 Sulphuric acid drain cleaner. herchem.com. 
  6. ^ Vladimir Karpenko, John A. Norris (2001), Vitriol in the history of Chemistry, Charles University in Prague
  7. ^ 《无机化学》,高等教育出版社,第四版下册P503
  8. ^ sulfuric acid//The Columbia Encyclopedia 6th. 2008 [2010-03-16]. 
  9. ^ Sulphuric acid//Encyclopædia Britannica 26 11th. 65–69. 1910–1911. 
  10. ^ 10.0 10.1 Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements 2nd Edition. Oxford:Butterworth-Heinemann. 1997. ISBN 0-7506-3365-4. 
  11. ^ Ionization Constants of Inorganic Acids. .chemistry.msu.edu. [2011-05-30]. 
  12. ^ 《无机化学》第四版.高等教育出版社.P313
  13. ^ 13.0 13.1 Sulfuric acid – uses. 
  14. ^ F. A. Carey. Reactions of Arenes. Electrophilic Aromatic Substitution. On-Line Learning Center for Organic Chemistry. University of Calgary. [27 January 2008]. 
  15. ^ [1]
  16. ^ Orlando, T. M.; McCord, T. B.; Grieves, G. A. The chemical nature of Europa surface material and the relation to a subsurface ocean. Icarus. 2005, 177 (2): 528–533. Bibcode:2005Icar..177..528O. doi:10.1016/j.icarus.2005.05.009. 
  17. ^ Jones, Edward M. Chamber Process Manufacture of Sulfuric Acid. Industrial and Engineering Chemistry. 1950, 42 (11): 2208–2210. doi:10.1021/ie50491a016. 
  18. ^ Chenier, Philip J. Survey of Industrial Chemistry. New York: John Wiley & Sons. 1987: 45–57. ISBN 0-471-01077-4. 
  19. ^ Davenport, William George and King, Matthew J. Sulfuric acid manufacture: analysis, control and optimization. Elsevier. 2006: 8, 13 [23 December 2011]. ISBN 978-0-08-044428-4. 
  20. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan., Chemistry of the Elements. 2nd, Oxford: Butterworth-Heinemann. 1997:  653, ISBN 0080379419