硫酸

</div> 濃硫酸、とくに100%の純硫酸であっても分子性の液体としては比較的高度に電離しており<ref name=Charlot>シャロー　『溶液内の化学反応と平衡』　藤永太一郎、佐藤昌憲訳、丸善、1975年</ref>、水素イオン（実際にはH₃SO₄⁺）は10⁻²mol kg⁻¹程度生成し、また溶媒としての硫酸は溶質にプロトン（水素イオン）を供与する力が非常に強くハメットの酸度関数ではH₀=−11.94を示す<ref name=tanaka>田中元治　『基礎化学選書8　酸と塩基』　裳華房、1971年</ref>。しかし酸度関数も濃度により変化する。

プロトン性溶媒である純硫酸には自己解離および縮合などの平衡が存在し10℃の平衡定数は以下の通りである<ref name=Cotton> F.A. コットン, G. ウィルキンソン著, 中原 勝儼訳　『コットン・ウィルキンソン無機化学』　培風館、1987年，原書：F. ALBERT COTTON and GEOFFREY WILKINSON, Cotton and Wilkinson ADVANCED INORGANIC CHEMISTRY A COMPREHENSIVE TEXT Fourth Edition, INTERSCIENCE, 1980.</ref>。

<math>\rm 2 H_2SO_4 \ \overrightarrow\longleftarrow \ H_3SO_4^+ + HSO_4^-</math> ,　　　<math> K = 1.7 \times 10^{-4}\mbox{mol}^{2}\mbox{kg}^{-2}</math>

<math>\rm 2H_2SO_4 \ \overrightarrow\longleftarrow \ H_3O^+ + HS_2O_7^-</math> ,　　　<math> K = 3.5 \times 10^{-5}\mbox{mol}^{2}\mbox{kg}^{-2}</math>

<math>\rm H_2O + H_2SO_4 \ \overrightarrow\longleftarrow \ H_3O^+ + HSO_4^-</math>,　　　<math> K = 1 \mbox{mol kg}^{-1} \,</math>

<math>\rm H_2SO_4 + H_2S_2O_7 \ \overrightarrow\longleftarrow \ H_3SO_4^+ + HS_2O_7^-</math>,　　　<math> K = 7 \times 10^{-2}\mbox{mol kg}^{-1}</math>

平衡にある純硫酸中の化学種の濃度はH₃SO₄⁺（1.13×10⁻²mol kg⁻¹）, HSO₄⁻（1.50×10⁻²mol kg⁻¹）, H₃O⁺（8.0×10⁻³mol kg⁻¹）, HS₂O₇⁻（4.4×10⁻³mol kg⁻¹）, H₂S₂O₇（3.6×10⁻³mol kg⁻¹）, H₂O（1×10⁻⁴mol kg⁻¹）であり<ref>Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements, 2nd Edition, Oxford: Butterworth-Heinemann.</ref>、分子性の液体としてはかなり高い電気伝導度を示し、25℃における比電気伝導度は1.044×10⁻²ohm⁻¹ cm⁻¹である。

この電気伝導度の値は純硝酸の3.72×10⁻²ohm⁻¹ cm⁻¹（25℃）よりは低いものの、フルオロ硫酸の1.085×10⁻⁴ohm⁻¹ cm⁻¹（25℃）、純フッ化水素の1.6×10⁻⁶ohm⁻¹ cm⁻¹（0℃）、および純水の6.40×10⁻⁸ohm⁻¹ cm⁻¹（25℃）よりもはるかに高い<ref name=Cotton />。

水溶液中の電離平衡

硫酸は水溶液中では強い二塩基酸として働き、一段目はほぼ完全解離、二段目はやや不完全となる。2価の酸であっても塩基水溶液による水溶液中の中和滴定曲線は1価の強酸と類似の形状を示し第一当量点は現れない。

その酸解離定数（熱力学的定数）は25℃において以下の通りである<ref name=tanaka /><ref>湯川泰秀訳　『ストライトウィ－ザ－有機化学解説（1）（第４版）』　広川書店、1995年</ref>。ここで <math>{[\mathrm{X}]} \,</math> は <math>{\mathrm{X}} \,</math> の活量を表すが、希薄水溶液では質量モル濃度（モル濃度にもほぼ漸近する）に近い。 [[ファイル:Titration-H2SO4-NaOH.jpg|thumb|right|280px|水酸化ナトリウム水溶液による中和滴定曲線]]

第一解離定数

<math>\rm H_2SO_4(aq) \ \overrightarrow\longleftarrow \ H^+ (aq) + HSO_4^- (aq)</math>

<math>K_{a1} = \frac{[\mbox{H}^+][\mbox{HSO}_4^-]} {[\mbox{H}_2\mbox{SO}_4]} = 10^{5}</math>

<math>\mbox{p}K_{a1} = -5 \,</math>

第二解離定数

<math>\rm HSO_4^- (aq) \ \overrightarrow\longleftarrow \ H^+ (aq) + SO_4^{2-} (aq)</math>

<math>K_{a2} = \frac{[\mbox{H}^+][\mbox{SO}_4^{2-}]} {[\mbox{HSO}_4^-]} = 1.02 \times 10^{-2}</math>

<math>\mbox{p}K_{a2} = 1.99 \,</math>

二段階目の解離に関するエンタルピー変化、ギブスの自由エネルギー変化、エントロピー変化および定圧モル比熱変化は以下の通りである<ref name=Parker />。解離に伴うエントロピーの減少は、イオンの電荷の増加に伴う水和の程度の増加に起因する。

物理的性質

濃度98%の硫酸の融点は3℃、比重は1.84 (15℃) である。204℃、98.33%の濃度で水と三酸化硫黄の分圧が等しくなるため、不揮発性ではあるが、温度を上げるだけではこれ以上濃度を高めることはできない。

濃度が高くなるにつれ、油状になる。硫酸の粘度 (Pa・s) は多くの液体で見られる通り温度の上昇とともに下がっていく。25℃、1気圧では、23.8×10⁻³だが、50℃で11.7×10⁻³、100℃では4.1×10⁻³となり、粘度は水の数十倍にもなる<ref>東京天文台編纂　『理科年表2005』 p.374、丸善</ref>。この高い粘度はヒドロキシル基による強い水素結合生成のためである<ref name=tanaka />。

純硫酸の25℃における比誘電率は101であり、イオン解離に有利な溶媒であるといえる<ref name=Charlot />。

歴史

イスラム錬金術

thumb|right|200px|ランビキ 硫酸を発見した人物として2人の名前が知られている。1人は8世紀のイスラム世界の錬金術師、ジャービル・イブン＝ハイヤーン（ラテン名ゲベル Geber）であり、ミョウバンもしくは緑礬（りょくばん、硫酸鉄 FeSO₄·7H₂O）を乾留して硫酸を得たとされている。

もう1人は9世紀のイスラム社会の医者であり錬金術師であったイプン・ザカリア・アルザジ (Ibn Zakariya al-Razi; Rhases) である。"green vitriol" と呼ばれた緑礬、あるいは "Blue vitriol" と呼ばれた硫酸銅5水和物を含む鉱石を乾留して硫酸を発見した。乾留の過程で加熱による熱分解で酸化鉄(III)あるいは酸化銅(II)とともに、三酸化硫黄が発生する。これが水を吸って凝縮し、希硫酸が得られた。

この方法は、13世紀のドイツ人アルベルト・マグナスなどによるイスラム文献の翻訳により、ヨーロッパへと伝えられた。このような由来により中世の錬金術師の間では、硫酸は oil of vitriol や spirit of vitriol と呼ばれていた。

14世紀には、ベネディクト会の修道士であり、錬金術学者でもあったバレンティヌス (Basilius Valentinus) が硫黄と硝石を併せて燃焼させると、金属を溶かす性質のある液体（硫酸）が得られることを発見した。

1600年ごろ、オランダ人の発明家コルネリウス・ドレベル (Cornelius Jacobszoon Drebbel) は、熱したイオウと硝石から当時としては最も効率よく硫酸を回収する方法を確立した。ドレベルの手法は150年後に登場するローバックの鉛室法につながっていった。

17世紀にはドイツの化学者ヨハン・ルドルフ・グラウバー (Johann Rudolph Glauber) がアムステルダムに硫酸工場を設立している。水蒸気を通じながら、硫黄を硝石と一緒に燃やす手法を採った。硝石の分解生成物が硫黄を酸化して三酸化イオウを作り、三酸化イオウと水の化合物として硫酸を得ていた。硫酸工場の目的は、硝石と反応させて硝酸を製造するためであった。1654年には食塩に硫酸を反応させて塩酸を発見している。このとき生成する硫酸ナトリウムは彼の名からグラウバー塩とも呼ばれる。

産業革命

1736年には、イギリスのジョシュア・ウォード (Joshua Ward) が全工程にガラス容器を用い、グラウバーの製法を用いて生産規模を拡大した。

1746年にイギリスの化学技術者ジョン・ローバック (John Roebuck) が反応容器の素材をそれまでのガラスから鉛に変え、鉛室法の基礎を確立した。硫酸の製造コストを大幅に引き下げることができたため、鉛室法の工場はイギリス中に広まった。繊維の漂白剤の製造に硫酸が欠かせなかったことから、17世紀から18世紀当時の産業革命の進展に大いに寄与した。

1793年、フランスの化学者ニコラ・クレマン (Nicolas Clement) とシャルル・デゾルム (Charles Bernard Désormes) が鉛室法を完成した。鉛の容器中で硫黄と硝石に「空気を通じながら」燃焼させたことに特徴がある。クレマンとデゾルムは、1811年にヨウ素を発見した化学工業家ベルナルド・クルートアの友人であり、ヨウ素のサンプルの分析を依頼されて発見を再確認し、1813年11月29日にクルートアの業績を公開している。

その後、鉛室の前段階で硫黄を燃焼させ、三酸化硫黄を製造する工程が発明された。

1818年、フランスの物理学者、化学者であるゲイ＝リュサックが鉛室法を改良、1827年には、鉛室で生成した窒素酸化物を回収するため、鉛室の後段に接続するゲイ＝リュサック塔を考案した。1837年にはフランスの硫酸工場に最初の塔が設置されたものの、広範囲には使われなかった。

1859年には、イギリスのジョン・グローバー (John Glover) が回収した不純物を含む硫酸から硝酸を分離するためのグローバー塔を考案した。ゲイ＝リュサック塔はグローバー塔と組み合わせることで真価を発揮し、硝酸法の地位が確立した。これをもって、硫酸製造の工業化が完成されたとされている。イオウの燃焼室、グローバー塔、鉛室、ゲイ＝リュサック塔を直列に接続し、グローバー塔とゲイ＝リュサック塔の間で硫酸を循環させるシステムができあがった。

1870年代には、鉛室の前後に2種類の塔を備えた硫酸工場がイギリスを中心にヨーロッパ中に広まった。

鉛室法は長い間標準的な製法であったが、白金触媒を用いる接触法が開発され、ついで、1915年に発見された五酸化二バナジウム (V₂O₅) 触媒を用いるBASF法に置き換えられていった。

日本国内の製造史

国内最初の硫酸製造工場は、1872年5月20日（旧暦明治5年4月14日）、大阪市北区天満にある大阪造幣局に設置された。大阪造幣局創設の翌年である。貨幣に利用する金銀合金の分離精製、および円形（えんぎょう/金属板を貨幣の形に打ち抜いたもの）の洗浄に用いるためである。当時の製造設備は硝酸法の一種である鉛室式であり、製造能力は1日当たり、180キログラムであった<ref>『造幣局百年史（資料編）』　大蔵省造幣局、1971年</ref>。

硝酸法のもう一つの製造方法である接触法の製造設備は日露戦争中である1905年に登場した。設置場所は、神奈川県平塚市にあった平塚海軍火薬廠である。製造能力は1日当たり、3,000キログラムであった。

工業的製法

硫酸の原料は二酸化硫黄 (SO₂) である。日本国内では原料の二酸化硫黄を銅などの非鉄金属の製錬副産物、黄鉄鉱などの焙焼（現在日本国内では行われていない）、もしくは石油の脱硫による回収硫黄から得ている。

<math>

\rm 2FeCuS_2 + SiO_2 + 5O_2 \ \overset{\Delta}{\longrightarrow} \ 2Cu + Fe_2SiO_4 + 4SO_2 </math>

<math>

\rm 4FeS_2 + 11O_2 \ \overset{\Delta}{\longrightarrow} \ 2Fe_2O_3 + 8SO_2 </math>

硫酸は二酸化硫黄を酸化し水と反応させることで製造されている。

酸化の方法は大きく接触法と硝酸法に分かれる。歴史的には窒素酸化物を触媒とする硝酸式で製造されてきたが、製造できる硫酸の濃度が低く、不純物も多くなってしまう。2004年現在、日本国内ではすべて接触法で硫酸を製造している。

接触法では、二酸化硫黄を酸化するために固体である五酸化二バナジウムを用いる。固体触媒を使うため、不純物も少ない。硫酸の濃度を高めることも可能であり、発煙硫酸も製造できる。二酸化硫黄が五酸化二バナジウム触媒を詰めた接触塔内を通ることにより反応が進行する。

<math>

\rm 2SO_2 + O_2 \longrightarrow 2SO_3 </math>

三酸化硫黄と水との反応はあまりにも激しく、生成物が飛散しやすいため、吸収塔内で反応生成物である三酸化硫黄を濃硫酸に過剰に吸収させて発煙硫酸 (H₂SO₄·nSO₃) とし、希硫酸で希釈して濃硫酸を得る。

<math>

\rm H_2SO_4 \cdot nSO_3 + nH_2O \longrightarrow (n+1)H_2SO_4 </math>

補足1: 三酸化硫黄は水とは発熱を伴って激しく反応し、硫酸を生じる。その化学反応式を以下に示す。

<math>

\rm SO_3 + H_2O \longrightarrow H_2SO_4 </math>

補足2: 硝酸法による硫酸製造の反応式

<math>

\rm SO_2 + NO_2 \longrightarrow SO_3 + NO </math>

補足3: 過酸化水素による方法

<math>

\rm SO_2 + H_2O_2 \longrightarrow H_2SO_4 </math>

硫酸の生産能力

硫酸はさまざまな肥料、繊維、薬品の製造に不可欠である。そのため、硫酸の生産能力は、一国の化学産業の指標となっている。2000年現在の年間生産量では、全世界の9600万トンのうち、中国が2400万トンを占める。次いで、アメリカ合衆国の960万トン、ロシアの830万トン、日本の710万トン、インドの550万トンである。中国とインドは5年間で生産量を約30%伸ばしており、ロシアも成長しているが、日本は微増にとどまり、アメリカ合衆国は減少している。

2008年度日本国内生産量は 7,227,085t、消費量は 1,403,922t である<ref>経済産業省生産動態統計・生産・出荷・在庫統計平成20年年計による</ref>。

用途

thumb|right|200px|鉛蓄電池 硫酸を原料（実際には発煙硫酸と塩化水素から製造したクロロスルホン酸を反応に用いる）に合成される直鎖アルキルベンゼンスルホン酸ナトリウム（RC₆H₄SO₃Na）および高級アルコールの硫酸モノエステルのナトリウム塩であるラウリル硫酸ナトリウム（CH₃(CH₂)₁₁OSO₃Na）は合成洗剤、シャンプーおよび歯磨き粉などの界面活性剤として用いられる。多数のスルホ基（−SO₃H）を有する高分子は陽イオン交換樹脂として、イオン交換膜および水の精製などに用いられる。酸触媒としてはニトロ化合物製造の反応助剤として重要な役割を持つ。

また安価な強酸であることから希硫酸は、デンプンの糖化による水飴の製造、臭素およびヨウ素の製造、紡績、金属の電解精錬用の電解液としても用いられる。鉛蓄電池の電解液としては濃度約33%（d=1.24g cm⁻³）の希硫酸が用いられ、放電に伴い濃度は低下する。

肥料としては硫安、過リン酸石灰の製造原料として大量に消費される。紙を濃硫酸で処理した半透明の薄い紙は硫酸紙と呼ばれ、羊皮紙の代用として用いられる<ref name=kagakudaijiten>化学大辞典編集委員会　『化学大辞典』　共立出版、1993年</ref>。

硫酸イオン

硫酸イオン（りゅうさんいおん、sulfate, SO₄²⁻）は主に硫酸およびその化合物の電離、分解などによって生成する2価の陰イオンで硫酸塩結晶中にも存在する、硫黄化合物である。

正四面体型構造で、硫酸ヒドラジニウム（N₂H₆SO₄）結晶中のS−O結合距離は149pmであり、単結合と二重結合の中間的な長さに相当する。

硫酸は強い酸化剤となるため、イオン化傾向の低い金属などにも作用し、硫酸イオンを含む多くの金属の化合物を作る。硫酸イオンより酸素原子が1つ少ないイオン (SO₃²⁻) は亜硫酸イオンと呼ばれる。

金属イオンに対する配位結合は弱いほうであるが、コバルト(III)イオンなどに対してはスルファト錯体（sulfato）を形成する。

<math>

\rm [Co(NH_3)_5(H_2O)]^{3+} + SO_4^{2-} \ \overrightarrow\longleftarrow \ [Co(SO_4)(NH_3)_5]^+ + H_2O </math>

海水中にもかなり多量に溶存し、その濃度は2.8g dm⁻³、0.029mol dm⁻³と陰イオンとしては塩化物イオンに次いで多量に存在する。

硫酸水素イオン

right|100px|硫酸水素イオン 硫酸水素イオン（りゅうさんすいそいおん、hydrogensulfate, HSO₄⁻）は硫酸の一段階目の電離により生成し、また硫酸水素塩の結晶中に存在する1価の陰イオンであり、やや歪んだ四面体型構造で、水素原子が結合したO−S結合距離がやや長い。

希硫酸中には硫酸イオンは寧ろ低濃度でしか存在せず陰イオンの多くは硫酸水素イオンとして存在し、硫酸濃度を10⁻²mol dm⁻³程度以下に希釈をして初めて硫酸イオンが主な化学種となる。 たとえばラマンスペクトルによる結果では3.5mol kg⁻¹ (3.07mol dm⁻³)の希硫酸ではHSO₄⁻が2.06mol dm⁻³、SO₄²⁻が1.01mol dm⁻³である<ref>E. B. Robertson and H. B. Dunford, J. Am. Chem. Soc., 86, 5080 (1964).</ref>。

硫酸塩

Template:右 硫酸は安価に製造できる不揮発性の強酸のため、種々の硫酸塩が工業製品として製造されている。

硫酸イオンを含むイオン結晶であり多くのものは水溶性であるが、アルカリ土類金属塩（CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄, RaSO₄）、鉛塩（PbSO₄）および銀塩(Ag₂SO₄) は難溶性であり、バリウム塩およびラジウム塩は特に溶解度が低い。本来硫酸イオンは無色透明であるが遷移金属イオンを含むものは様々な色を呈する。（記事 硫酸塩も参照のこと）

• 硫酸亜鉛 (ZnSO₄) – 七水和物は皓礬（こうばん）
• 硫酸アルミニウム (Al₂(SO₄)₃)
• 硫酸アルミニウムカリウム (AlK(SO₄)₂·12H₂O) – 最も一般的なミョウバン
• 硫酸アンモニウム ((NH₄)₂SO₄) – 硫安、肥料として用いられる
• 硫酸カリウム (K₂SO₄) – 肥料
• 硫酸カルシウム (CaSO₄) – 石膏の主成分
• 硫酸銀 (Ag₂SO₄)
• 硫酸クロムカリウム (CrK(SO₄)₂·12H₂O) – クロムミョウバン
• 硫酸タリウム (Tl₂(SO₄)₃) – かつては殺鼠剤の原料として用いられたが、現在は使用されていない
• 硫酸鉄(II) (FeSO₄) – 七水和物は緑礬
• 硫酸鉄(III) (Fe₂(SO₄)₃)
• 硫酸銅(I) (Cu₂SO₄)
• 硫酸銅(II) (CuSO₄) – 五水和物は胆礬
• 硫酸ナトリウム (Na₂SO₄) – 芒硝（ぼうしょう）
• 硫酸鉛 (PbSO₄) – 鉛蓄電池の電極
• 硫酸ニコチン (C₁₀H₁₄N₂·1/2 H₂SO₄) – 殺虫剤
• 硫酸ニッケル (NiSO₄)
• 硫酸バリウム (BaSO₄) – 造影剤
• 硫酸マグネシウム (MgSO₄) – 瀉利塩（しゃりえん、Epsom salt）

硫酸水素塩

硫酸水素塩（りゅうさんすいそえん、hydrogensulfate）は硫酸水素イオン（HSO₄⁻）を含むイオン結晶で、水素塩（酸性塩）の一種であり、広義には硫酸塩に含まれる。重硫酸塩（じゅうりゅうさんえん、bisulfate）、酸性硫酸塩（さんせいりゅうさんえん、acid sulfate）などと呼ばれることもあるが正式名称ではない。多くのものが吸湿性で水に易溶であり、水溶液は硫酸水素イオンの電離のため酸性を示す。

硫酸水素塩はアルカリ金属塩（M^IHSO₄）が硫酸塩と硫酸の等モル混合水溶液の濃縮により得られ比較的安定であり、加熱により脱水し二硫酸塩（M^I₂S₂O₇）となる。難溶性塩の酸性融解の融剤あるいは白金坩堝などの洗浄に用いられる。

アルカリ土類金属塩、鉛塩（M^II(HSO₄)₂）などは硫酸塩を熱濃硫酸に溶解し冷却すると得られるが、吸湿により硫酸塩と硫酸に分解しやすい<ref name=kagakudaijiten />。

また硫酸一水和物H₂SO₄·H₂Oは濃硫酸に計算量の水を加えて冷却すると結晶として得られ、融点は8.5℃であり固体（H₃O⁺·HSO₄⁻）はオキソニウムイオンと硫酸水素イオンからなるイオン結晶である。

• 硫酸水素アンモニウム (NH₄HSO₄)
• 硫酸水素カリウム (KHSO₄)
• 硫酸水素カルシウム (Ca(HSO₄)₂)
• 硫酸水素ナトリウム (NaHSO₄)
• 硫酸水素ニトロシル (NOHSO₄) – ニトロソ化試薬

硫酸塩鉱物

Template:右 鉱物学において、硫酸塩からなる鉱物を硫酸塩鉱物（りゅうさんえんこうぶつ、sulfate mineral）という。硫化鉱物の酸化および熱水からの析出などにより生成し、以下のようなものがある。

• 明礬石, Alunite（KAl₃(SO₄)₂(OH)₆）
• マラー石, Mallardite（MnSO₄·7H₂O）
• 緑礬, Melanterite（FeSO₄·7H₂O）
• 赤礬, Bieberite（CoSO₄·7H₂O）
• 亜鉛緑礬, Zinc-melanterite（(Zn,Mn,Mg,Fe)SO₄·7H₂O）
• 胆礬, Chalcanthite（CuSO₄·5H₂O）
• 石膏, Gypsum（CaSO₄·2H₂O）
• 硬石膏, Anhydrite（CaSO₄）
• 天青石, Celestite（SrSO₄）
• 重晶石, Barite（BaSO₄）
• 硫酸鉛鉱, Anglesite（Pb</sub>SO₄）
• 北投石, Hokutolite（(Ba,Pb)SO₄）

硫酸エステル

硫酸とアルコールとが脱水縮合した構造を持つ誘導体を示す。モノエステル（ROSO₂OH）およびジエステル（(RO)₂SO₂）が存在し、モノエステルは1価の強酸である。Template:Main

• 硫酸ジメチル ((CH₃O)₂SO₂) – メチル化試薬

硫酸に因む地名

thumb|200px|硫酸町バス停

• 硫酸町（りゅうさんまち　山口県山陽小野田市小野田）
  • 硫酸町バス停（サンデン交通・船鉄バス）

日産化学工業小野田工場に由来。かつては硫酸町商店街もあった。現在「硫酸町」は通称地名の扱いだが、引き続き独自の郵便番号が割り振られている（〒756-0807）。国土用語の基礎知識 日本地理編も参照。

脚注・参考文献

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関連項目

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• 硫酸菌
• 混酸
• 二硫酸
• 亜硫酸
• 過硫酸Template:Link FA

ar:حمض الكبريتيك bg:Сярна киселина bn:সালফিউরিক এসিড br:Trenkenn sulfurek bs:Sumporna kiselina ca:Àcid sulfúric cs:Kyselina sírová cy:Asid swlffwrig da:Svovlsyre de:Schwefelsäure el:Θειικό οξύ en:Sulfuric acid eo:Sulfata acido es:Ácido sulfúrico et:Väävelhape fa:اسید سولفوریک fi:Rikkihappo fr:Acide sulfurique gl:Ácido sulfúrico he:חומצה גופרתית hi:गन्धाकम्ल hu:Kénsav id:Asam sulfat is:Brennisteinssýra it:Acido solforico ko:황산 la:Acidum sulphuricum lmo:Acid sulforich lt:Sieros rūgštis lv:Sērskābe ml:സൾഫ്യൂരിക് അമ്ലം ms:Asid sulfurik nds:Swevelsüür nl:Zwavelzuur nn:Svovelsyre no:Svovelsyre pl:Kwas siarkowy(VI) pt:Ácido sulfúrico ro:Acid sulfuric ru:Серная кислота sh:Sumporna kiselina simple:Sulfuric acid sk:Kyselina sírová sl:Projekt:Žveplova kislina sq:Acidi sulfurik sr:Сумпорна киселина sv:Svavelsyra ta:கந்தகக் காடி th:กรดกำมะถัน tr:Sülfürik asit uk:Сульфатна кислота ur:ترشۂ گندھک vec:Àsido solfòrico vi:Axít sulfuric