1. Поширеність у природі, способи одержання сірки

Сірка (сульфур) належить до елементів, відомих людині з глибокої давнини. Сірка є досить поширеним у природі елементом; її вміст у земній корі становить близько 0,05 мас. %. У природі вона зустрічається у вільному стані (самородна сірка), а також у зв’язаному стані – у вигляді сульфідів і сульфатів. Найважливіші сульфідні сполуки сульфуру:

FeS₂ – пірит або залізний колчедан;

ZnS – цинкова обманка;

PbS – свинцевий блиск або галеніт;

Cu₂S – мідний блиск;

CuFeS₂ – халькопірит;

HgS – кіновар;

а також сульфіди багатьох важких металів, які входять до складу поліметалічних руд.

Найважливіші природні сульфати:

Na₂SO₄10H₂O – глауберова сіль або мірабіліт;

CaSO₄2H₂O – гіпс;

MgSO₄7H₂O – гірка сіль.

Великі кількості сульфатів знаходяться в розчиненому стані у природних водах. Сірка входить до складу рослинних і тваринних білків і при їх розкладанні виділяється у вигляді сірководню.

Поклади самородної сірки є в Туркменистані, Узбекистані, Україні (Яворів, Новий Розділ), Росії, Мексиці, США, Японії, Італії.

З підземних покладів самородну сірку добувають або шахтним способом, або виплавкою сірки під дією гарячої водяної пари. Сірку також добувають із газів, що містять H₂S i SO₂ (природний, коксовий, гази, що утворюються при випалюванні сульфідних руд тощо).

Важливим джерелом добування сірки є залізний колчедан або пірит FeS₂. Під час нагрівання піриту без доступу повітря відбувається реакція розкладу:

FeS₂ = FeS + S.

Очищають сірку перегонкою. У вигляді порошку сірку можна отримати при швидкому охолодженні її пари. Порошкоподібну сірку називають сірчаним цвітом. Сірку високого ступеня чистоти отримують перекристалізацією із сірковуглецю CS₂.

У лабораторії сірку можна отримати із сульфіду та сульфіту натрію. Для цього потрібно змішати їх розчини у стехіометричному співвідношенні і отриманий розчин нейтралізувати хлоридною або сульфатною кислотою:

2Na₂S + Na₂SO₃ +6HCl = 6NaCl + 3S + 3H₂O;

2Na₂S + Na₂SO₃ +3H₂SO₄ = 3Na₂SO₄ + 3S + 3H₂O.

Cірка виділяється у вигляді дрібнодисперсного порошку, який осідає при відстоюванні розчину. Проте практично сірку в лабораторії отримують дуже рідко.

2. Властивості Сульфуру

Фізичні властивості. Сірка – тверда кристалічна речовина жовтого кольору. Вона існує у вигляді трьох алотропних модифікацій: ромбічної, моноклінної і пластичної. Найстійкішою за звичайних умов є ромбічна сірка (-сірка) жовтого кольору. Моноклінна (-сірка) блідо-жовтого кольору утворюється при нагріванні ромбічної сірки до 96 ^оС і вище (її температура плавлення 119 ^оС). При охолодженні вона знову переходить в ромбічну сірку. Ромбічна сірка плавиться при 112,8 ^оС і перетворюється на рухливу жовту рідину. При подальшому нагріванні до 187 ^оС рідина темніє, стає жовто-бурою і загусає. При температурі 400 ^оС рідина знову стає рухливою і, не змінюючи забарвлення, при 444,6 ^оС закипає. Якщо киплячу сірку вилити у холодну воду, то утворюється пластична сірка – коричнева тягуча маса, схожа на сирий каучук. З часом вона переходить у ромбічну сірку.

Відомі також інші модифікації сірки. Так, при швидкій конденсації пари сірки на поверхні, яка охолоджується рідким азотом, утворюється пурпурова сірка, молекула якої має склад S₂. Відома оранжево-жовта сірка S₆. Але ці модифікації нестійкі.

За звичайних умов молекула сірки складається з восьми атомів S₈, замкнутих у кільце у вигляді корони. У кристалах -сірки кільця розміщуються на відстані 0,330 нм і сполучаються між собою за допомогою сил Ван-дер-Ваальса. Відмінність у властивостях кристалічних модифікацій сірки зумовлена різною структурою кристалів, а не різним числом атомів у молекулах. У пароподібному стані молекули сірки залежно від температури можуть складатися з шести, чотирьох або двох атомів.

Сірка майже не розчиняється у воді, але добре розчинна у багатьох органічних розчинниках (спирти, бензол, сірковуглець).

Хімічні властивості. Сірка є типовим активним неметалом. Вона реагує з лужними металами за кімнатної температури, а менш активним металами – при нагріванні, у цих реакціях утворюються сульфіди:

2Na + S = Na₂S;

Ca + S = CaS;

2Cu + S = Cu₂S.

Такі метали, як мідь, срібло, свинець, бісмут, кадмій, ртуть мають підвищену спорідненість до сірки, тому в природі вони трапляються переважно у вигляді сульфідів. Срібні речі з часом темніють внаслідок взаємодії із сірководнем, який завжди є у повітрі. Мідна фольга здатна займатися у парі сірки. Реакція у творення сульфіду ртуті використовується в лабораторній практиці для зв’язування розлитої ртуті, випари якої дуже отруйні:

Hg + S = HgS.

Cірка горить у кисні та на повітрі, утворюючи діоксид або оксид сульфуру (IV), що має специфічний запах:

S + O₂ = SO₂.

За відсутності каталізатора триоксид або оксид сульфуру (VI) майже не утворюється.

Сірка активно реагує з галогенами. Так, при пропусканні хлору через розплавлену сірку утворюється монохлорид сірки S₂Cl₂, який потім перетворюється у хлорид SCl₂^:

2S + Cl₂ = S₂Cl₂ – хлорид сульфуру (І);

S₂Cl₂ + Cl₂  2SCl₂ – хлорид сульфуру (ІІ),

остання сполука нестійка і при нагріванні рівновага цієї реакції зсувається вправо.

При взаємодії з фтором утворюється гексафторид сульфуру (VI):

S + 3F₂ = SF₆.

При нагріванні сірки в атмосфері водню утворюється сірководень:

S + H₂  H₂S.

Якщо змішати порошки сірки та червоного фосфору у мольному співвідношенні 2,5 : 1 і нагріти до початку реакції, то утворюється темно-червоні рідина сульфіду фосфору (V):

5S + 2P = P₂S₅.

При взаємодії з металами, воднем, фосфором сірка виявляє властивості окисника, утворюючи сполуки з СО –2, а при взаємодії з більш активними неметалами (кисень, галогени) – властивості відновника, утворюючи сполуки з позитивним СО сульфуру. Крім того, сірка може брати участь у реакціях диспропорціонування:

3S⁰ + 6NaOH = 2Na₂S^–2 + Na₂SO₃⁺⁴ + 3H₂O.

Застосування сірки. Сірку широко використовують у промисловості та сільському господарстві:

для виробництва сульфатної кислоти;

для вулканізації каучуку при виробництві гуми (покращується його міцність та еластичність);

ізоляційний матеріал – ебоніт – отримують при введенні у каучук великої кількості сірки;

для знищення деяких шкідників с/г культур (сірчаний цвіт);

у виробництві сірників, сірководню, ультрамарину (синьої фарби) тощо;

у фармацевтиці (для виготовлення мазей проти захворювань щкіри).

Сполуки Сульфуру у СО –2

Сірководень, H₂S – безбарвний газ з неприємним запахом тухлих яєць, температура кипіння –60,3 ^оС, плавлення –85,6 ^оС. Надзвичайно отруйний, ознаки отруєння – втрата нюху, голoвні болі і нудота. Оскільки здатність до утворення водневих зв’язків у сірководню виражена слабко, то за звичайних умов він є газом.

Сірководень в лабораторії отримують при дії розведених розчинів сильних кислот на сульфіди металів в апаратах Кіппа:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S.

Сірководень – сильний відновник, на повітрі горить з утворенням оксиду сульфуру (IV) і води:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O.

При повільному окисненні, наприклад, киснем повітря у водному розчині, утворюється вільна сірка:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O.

Сірководень також реагує з іншими окисниками, утворюючи залежно від умов (природи окисника, рН розчину, температури) вільну сірку або сульфат-іони:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 3S +K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O;

6H₂S + 8HClO₃ = 6H₂SO₄ + 8HCl.

У воді H₂S розчиняється добре – в 1 л води за кімнатної температури розчиняється до 2,5 л сірководню. Водний розчин H₂S – сульфідна (або сірководнева) кислота, слабка кислота, яка дисоціює за двома ступенями:

H₂S  H⁺ + HS^–; K₁ = 610^–8;

HS^–  H⁺ + S^2–; K₂ = 110^–14.

Cолі сірководневої кислоти називаються сульфідами. Сульфіди бувають середні та кислі (гідрогенсульфіди). Кислі сульфіди відомі лише для лужних і лужноземельних металів.

Більшість сульфідів малорозчинні у воді. Розчинні у воді сульфіди сильно гідролізують, сульфіди металів, що проявляють амфотерні властивості (Al₂S₂, Cr₂S₃), часто гідролізують повністю:

Cr₂S₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S.

Нерозчинні у воді сульфіди добувають за допомогою реакцій обміну:

MnSO₄ + Na₂S = MnS + Na₂SO₄;

ZnSO₄ + K₂S = ZnS + K₂SO₄;

Малорозчинні у воді сульфіди розчиняються в сильних кислотах-неокисниках (MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS), а деякі з них (наприклад, CdS, CuS, HgS, PbS, Sb₂S₃, As₂S₃, SnS, SnS₂) можна перевести в розчин лише нагріванням з нітратною кислотою або з царською горілкою:

3CdS + 8HNO₃ = 3Cd(NO₃)₂ + 2NO + 3S + 4H₂O.

Різна розчинність сульфідів у воді та мінеральних кислотах покладена в основу сірководневого методу якісного аналізу.

Сульфіди лужних металів – це основні сульфіди, які при гідролізі дають лужну реакцію середовища.

Сульфіди неметалів проявляють кислотні властивості та гідролізують з утворенням відповідних кислот, тому їх ще називають тіоангідридами:

SiS₂ + 3H₂O = H₂SiO₃ + 2H₂S.

Основні і кислотні сульфіди при взаємодії між собою утворюють тіосолі:

Na₂S + CS₂ = Na₂CS₃.

Відповідні тіокислоти нестійкі і розкладаються з утворенням сірководеню і відповідного сульфіду:

Na₂CS₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂CS₃ (тіокарбонатна кислота);

H₂CS₃ = H₂S + CS₂.

При взаємодії сірки із сульфідами лужних металів (при спалюванні або у концентрованому розчині) утворюються полісульфіди цих металів:

Na₂S + S = Na₂S₂ (дисульфід натрію).

У полісульфідах може бути від двох до восьми атомів Сульфуру, але найчастіше – два. У структурі полісульфідів є ланцюги з атомів Сульфуру:

Полісульфіди можна розглядати як аналоги пероксидів. Для полісульфідів характерні окиснювальні і відновні властивості:

(NH₄)₂S₂^–1 + Ge⁺²S^–2 = (NH₄)₂Ge⁺⁴S₃^–2 (тіогерманат амонію).

У цій реакції Сульфур з СО –1 окиснює Германій до СО +4, а сам відновлюється до СО –2.

У реакції випалювання піриту Сульфур з СО –1 є відновником:

4Fe⁺²S₂^–1 + 11O₂⁰ = 2Fe₂⁺³O₃^–2 + 8S⁺⁴O₂^–2.

Сполуки Сульфуру у СО +4

Оксид сульфуру (IV), SO₂, або сірчистий газ добувають спалюванням сірки або випалюванням піриту. Основна його маса використовується при виробництві сульфатної кислоти. Сірчистий газ також утворюється під час деяких металургійних процесів, при спалюванні кам’яного вугілля, до складу якого завжди входить сірка. Його викиди сильно забруднюють атмосферу. Вловлювання SO₂ з відхідних газів не тільки служить охороні довкілля але й економічно доцільне, оскільки SO₂ можна використати для отримання сульфатної кислоти.

Невеликі кількості оксиду сульфуру (IV) в лабораторії добувають за реакціями:

Na₂SO₃ + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + SO₂+ H₂O;

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O + SO₂.

SO₂ – безбарвний газ з різким запахом, температура кипіння –10 ^оС, добре розчинний у воді (до 40 об’ємів SO₂ у 1 об’ємі води при 20 ^оС). Будова молекули SO₂ аналогічна будові молекули озону, атом S перебуває у стані sp²-гібридизації (sяк і Оксиген в О₃).

Оксид сульфуру (IV) може проявляти властивості як окисника, так і відновника. Так, за наявності каталізатора SO₂ окиснюється киснем до оксиду сульфуру (VI) (сірчаного ангідриду):

2SO₂ + O₂ = 2SO₃,

а в присутності сірководню – відновлюється до вільної сірки:

2H₂S + SO₂ = 2H₂O + 3S.

В промисловості сірчистий газ використовують для отримання сульфатної кислоти. Крім того, оскільки SO₂ з багатьма органічними сполукам утворює безбарвні продукти, то його застосовують для відбілювання різних виробів, а також для знищення плісені та різноманітних шкідливих грибків.

При розчиненні оксиду сульфуру (IV) у воді утворюється деяка кількість сульфітної кислоти:

SO₂+ H₂O  H₂SO₃.

Cульфітна кислота, H₂SO₃, – двохосновна кислота середньої сили:

K₁ = 2  10^–2, K₂ = 6,3  10^–8.

Для цієї кислоти відомі середні та кислі солі (гідрогенсульфіти). Сульфітна кислота нестійка і у вільному стані не виділена, вона існує лише у водних розчинах. Сульфіти переважно є відновниками і у водних розчинах легко окиснюються навіть киснем повітря з утворенням сульфатів:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄.

При взаємодії з галогенами H₂SO₃, як і SO₂, виявляє відновні властивості:

H₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HCl.

Проте у реакціях із дуже сильним відновниками сульфітна кислота, як і оксид сульфуру (IV), є окисником:

H₂SO₃ + H₂S = 3S + 3H₂O.

При нагріванні сульфіти диспропорціонують:

4Na₂S⁺⁴O₃ = Na₂S^–2 + 3Na₂S⁺⁶O₄.

Сульфіти здатні відновлювати навіть вільну сірку, тому за наявності сульфіту натрію чи інших подібних солей порошкоподібна сірка переходить в розчин з утворенням тіосульфатів:

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃.

З розчину тіосульфат натрію виділяється у вигляді кристалогідрату Na₂S₂O₃  5Н₂О. Тіосульфат натрію застосовують у фотографічній справі, хімічному аналізі, як антидот при отруєнні солями важких металів.

Тіосульфатній кислоті, H₂S₂O₃, відповідає дві графічні формули:

та

H₂S₂O₃ – це кислота середньої сили (K_дис = 2  10^–2), але вона нестійка і швидко розкладається на H₂O, SO₂ i S. При підкисленні розчину тіосульфату натрію відбувається реакція:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S.

Тіосульфат натрію – сильний відновник; з хлором він окиснюється до сульфату:

Na₂S₂O₃ + 4Сl₂ + 5H₂O = 2H₂SO₄ + 6HCl + 2NaCl,

а з йодом – утворює тетратіонат натрію:

Na₂S₂O₃ + J₂ = 2NaJ + Na₂S₄O₆.

Ця реакція лежить в основі одного з важливих методів титриметричного аналізу – йодометрії.

Тетратіонат натрію Na₂S₄O₆ – це сіль тетратіонатної кислоти Н₂S₄O₆, яка належить до групи політіонатних кислот із загальною формулою Н₂S_nO₆ (n > 2). В цих кислотах утворюються ланцюжки з атомів сульфуру:

.

Сполуки Сульфуру у СО +6. Способи промислового синтезу

сульфатної кислоти

Каталітичним окисненням оксиду сульфуру (IV) при температурі ~500 ^оС добувають оксид сульфуру (VI), як каталізатор в цій реакції раніше використовували платину, а тепер – активований оксид ванадію (V) V₂O₅:

2SO₂ + O₂  2SO₃.

Оксид сульфуру (IV) – безбарвна рухлива рідина з температурою кипіння 44,8 ^оС, яка при охолодженні нижче 17 ^оС перетворюється на білу кристалічну масу. Відомо кілька кристалічних форм SO₃, що пов’язано із здатністю його до полімеризації шляхом утворення донорно-акцепторних зв’язків.

У газоподібному стані молекули SO₃ мають форму плоского правильного трикутника, в центрі якого є атом Сульфуру, а по вершинах – атоми Оксигену. Атом S перебуває у стані sp²-гібридизації. валентні кути OSO рівні 120^о, а віддаль S–O становить 0,141 нм:

.

У цій молекулі атом Сульфуру сполучений з атомами Оксигену трьома двоцентровими -зв’язками та одним чотирицентровим -зв’язком. Симетричність молекули SO₃ зумовлює її неполярність.

У рідкому стані утворюється циклічний тример (SO₃)₃ такої будови:

.

При нагріванні вище 600 ^оС оксид сульфуру (VI) розкладається:

2SO₃  2SO₂ + O₂.

При розчиненні SO₃ у воді утворюється сульфатна кислота:

SO₃ +H₂O = H₂SO₄.

Ця реакція характеризується великим значенням теплового ефекту, тому якщо додати до води одразу значну кількість сірчаного ангідриду може статися вибух. Сірчаний ангідрид також добре розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті, такий розчин називається олеумом. Вміст SO₃ в олеумі може досягати 60%.

Безводна сульфатна кислота – важка масляниста рідина, що затвердіває при 10,4 ^оС. При нагріванні безводної H₂SO₄ вище 200 ^оС вона частково розкладається, виділяючи сірчаний ангідрид. Розчин, що містить 98,3% H₂SO₄ з густиною 1,84 г/см³, кипить і переганяється без розділення при 336,5 ^оС. Такі розчини називаються азеотропними сумішами.

Промислові способи отримання та застосування сульфатної кислоти.

Існує два способи промислового отримання сульфатної кислоти: контактний і нітрозний.

При контактному способі сульфідну руду (найчастіше залізний колчедан FeS₂) випалюють у спеціальних печах, при цьому отримують газ, що містить до 9% SO₂. Цей газ очищають від домішок, а потім проводять окиснення SO₂ до SO₃ в присутності каталізатора (V₂O₅). Окиснення проводять у контактних апаратах при температурі 470-490 ^оС, звідки і назва методу. Отриманий сірчаний ангідрид надходить у поглинальні башти, де поглинається концентрованою сульфатною кислотою, утворюючи олеум. Отриманий олеум транспортують у сталевих цистернах (конц. H₂SO₄ пасивує залізо) до місця призначення, де з нього отримують сульфатну кислоту потрібної концентрації розведенням водою.

При використанні нітрозного способу окиснення сірчистого газу здійснюється оксидами нітрогену, отриманий SO₃ розчиняється у воді, утворюючи сульфатну кислоту:

2NO + O₂ = 2NO₂;

SO₂ + NO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO.

Концентрація H₂SO₄, отриманої таким способом, становить 70-80%.

Сульфатна кислота застосовується:

у виробництві хлоридної, фтороводневої, фосфорної та низки органічних кислот;

у виробництві фосфорних добрив;

для очищення нафтопродуктів;

в органічному синтезі (сульфування, нітрування сумішшю HNO₃+H₂SO₄);

в гідрометалургії;

в акумуляторах;

у виробництві барвників.

Структура молекули сульфатної кислоти відповідає формулі:

H₂SO₄ – сильна двохосновна кислота, за першим ступенем дисоціює повністю, а за другим – трохи меншою мірою:

H₂SO₄  HSO₄^– + H⁺;

HSO₄^–  SO₄^2– + H⁺; K₂ = 1,3  10^–2.

З водою сульфатна кислота утворює ряд гідратів, найстійкішим є H₂SO₄Н₂О. Утворенням гідратів зумовлена здатність H₂SO₄ вбирати воду, тому конц. H₂SO₄ часто використовують як осушувач.

Розведена сульфатна кислота проявляє всі властивості сильних кислот: реагує з основними оксидами, гідроксидами і солями, розчиняє метали, розміщені в ряду напруг до водню з виділенням Н₂ і утворенням відповідних сульфатів:

Zn + H₂SO_4(розв). = ZnSO₄ + H₂.

При розчиненні заліза, олова та інших металів, яким властиві різні ступені окиснення в сполуках, утворюються сульфати у нижчому ступені окиснення:

Fe + H₂SO_4(розв). = FeSO₄ + H₂;

Sn + H₂SO_4(розв). = SnSO₄ + H₂.

Концентрована сульфатна кислота за хімічними властивостями сильно відрізняється від розведеної. Вона майже не дисоціює, без нагрівання не реагує з залізом (пасивує його). Конц. H₂SO₄ є сильним окисником. Вона окиснює навіть деякі метали, розташовані в ряду напруг після водню (Cu, Ag, Hg), і деякі неметали (C, P, S). При цьому виділяється не водень, а продукти відновлення сульфуру (VI): SO₂, S або H₂S. Склад продуктів залежить від концентрації кислоти і активності відновника: чим сильніший відновник, тим глибше проходить процес відновлення.

Метали, розташовані в ряду напруг після водню і безпосередньо біля нього, відновлюють конц. H₂SO₄ до SO₂:

Hg + 2H₂SO₄ = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

При розчиненні свинцю у гарячій конц. H₂SO₄ утворюється кисла сіль:

Pb + 3H₂SO₄ = Pb(HSO₄)₂ + SO₂ + H₂O.

Залізо окиснюється гарячою конц. H₂SO₄ до СО +3:

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O.

Більш активними металами (Zn, Mg, Al) концентрована H₂SO₄ (з конц. 25% і більше) відновлюється до вільної сірки і сірководню:

Zn + 2H₂SO_{4 (конц.)} = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

3Zn + 4H₂SO_{4 (розв.)} = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O;

4Zn + 5H₂SO_{4 (дуже розв.)} = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Концентрована H₂SO₄ активно реагує з неметалами, вуглеводи при її дії звуглюються.

Вуглець та фосфор розчиняються в гарячій конц. H₂SO₄ за рівняннями:

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O;

Також гарячою конц. H₂SO₄ сірка окиснюється до SO₂:

S+ 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O.

Концентрована сульфатна кислота окиснює бромід- та йодид-іони до вільних брому та йоду:

2KBr + 2H₂SO₄ = K₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + 2H₂O;

2KJ + 2H₂SO₄ = K₂SO₄ + J₂ + SO₂ + 2H₂O,

тому HBr i HJ не можна отримати за допомогою реакції обміну при дії сульфатної кислоти на броміди та йодиди, але з використанням такої реакції можна отримати хлоридну кислоту:

NaCl + H₂SO₄ (конц.) = NaHSO₄ + HCl.

Солі сульфатної кислоти називаються сульфатами. Більшість сульфатів добре розчинна у воді, малорозчинними є BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄. Кристалогідрати деяких сульфатів (CuSO₄5H₂O, FeSO₄7H₂O, NiSO₄7H₂O) називаються купоросами.

Подвійні солі типу K₂SO₄Al₂(SO₄)₃24H₂O (або KAl(SO₄)₂12H₂O), де замість калію можуть бути іони NH₄⁺, Rb⁺, а замість алюмінію – Fe³⁺ чи Cr³⁺, називаються галунами.

Гідрогенсульфати – це кислі солі сульфатної кислоти. При нагріванні гідрогенсульфатів утворюються піросульфати або дисульфати:

2NaHSO₄ = Na₂S₂O₇ + H₂O.

При нагріванні піросульфатів вище температури плавлення вони розкладаються з утворенням SO₃:

Na₂S₂O₇  Na₂SO₄ + SO₃.

Піросульфатна (або дисульфатна) кислота, H₂S₂O₇ утворюється при сполученні SO₃ із сульфатною кислотою:

H₂SO₄ + SO₃ = H₂S₂O₇.

При додаванні води піросульфатна кислота перетворюється на H₂SO₄. Графічна формула піросульфатної кислоти:

.

Відомі також пероксосульфатна H₂SO₅ (кислота Каро) та пероксо-дисульфатна H₂S₂O₈ кислоти, які мають таку будову:

та

Пероксокислоти та їхні солі є сильними окисниками (сильнішими, ніж Н₂О₂). Вони легко розкладаються з виділенням кисню.

Кругообіг Сульфуру у природі

Сульфур є дуже активним хімічним елементом біосфери і мігрує у різних валентних станах в залежності від окисно-відновних умов середовища. Середній вміст сульфуру в земній корі становить близько 0,05%. В природі цей елемент утворює більше 420 мінералів.

Як уже зазначалося, сульфур у природі зустрічається як у вільному стані (самородна сірка), так і у сполуках (сульфіди та сульфати), а також входить до складу живих організмів (амінокислоти, білки, деякі біологічно активні речовини – вітаміни, ферменти).

Кругообіг Сульфуру відбувається в атмосфері, літосфері та гідросфері. Надходження сульфуру в атмосферу відбувається у вигляді сульфатів, сірчистого та сірчаного ангідридів і сірки з літосфери при вулканічних виверженнях, у вигляді сірководню за рахунок розкладання піриту FeS₂ і органічних сполук. Сірководень також трапляється у складі деяких мінеральних вод (типу Нафтусі) та у воді гарячих джерел.

Антропогенним джерелом надходження сульфуру в атмосферу є теплові електростанції, де спалюють вугілля, нафту та інші вуглеводні, а в літосферу, зокрема в ґрунти, сірка потрапляє з добривами і органічними сполуками.

Перенесення сполук сульфуру в атмосфері здійснюється повітряним потоками, а випадання на поверхню землі відбувається або у вигляді пилу, або з опадами у вигляді дощу (кислотні дощі) та снігу. На поверхні землі у ґрунтах і водоймах відбувається зв’язування сульфатних і сульфітних сполук кальцієм з утворенням гіпсу CaSO₄2Н₂О. Крім того, відбувається захоронення сульфуру в осадочних породах з органічними залишками рослинного і тваринного походження, з яких в подальшому відбувається утворення вугілля і нафти.

У ґрунтах зміна сполук сульфуру відбувається за участю сульфобактерій, що використовують сульфатні сполуки і виділяють сірководень, який надходить в атмосферу і, знову окиснюючись, переходить у сульфати. Крім того, сірководень у ґрунтах може окиснюватися до сірки, яка денітрифікуючими бактеріями окиснюється до сульфатів.

В процесі вивітрювання гірських порід (окиснення сульфідних мінералів) сульфур у вигляді сульфат-іона переноситься природними водами у Світовий океан, де поглинається морськими організмами, які містять більше її неорганічних сполук, ніж прісноводні та наземні організми.