Кислород – элемент 2-го периода и VIA-группы Периодической системы, порядковый номер 8, относится к халькогенам (но чаще рассматривается отдельно). Электронная формула атома [₂He]2s²2p⁴, характерные степени окисления чаще 0 и – II, реже – I и +II, состояние О^II считается устойчивым.

Шкала степеней окисления кислорода:

Кислород обладает высокой электроотрицательностью (3,50, второй элемент после фтора), проявляет типичные неметаллические свойства. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Ar, входит в состав многочисленных оксидов, гидроксидов, солей кислородсодержащих кислот.

Природный кислород содержит изотоп ¹⁶O с примесью изотопов ¹⁷O и ¹⁸O. В химии большинство соединений природного кислорода рассматривается как изотопно-чистые соединения кислорода-16.

Кислород – самый распространенный элемент в земной коре (55 %) и природных водах, встречается в свободном и связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Кислород O₂. Простое вещество. Состоит из неполярных молекул О₂ (дикислород) с σπ-связью O=O, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде. Бесцветный газ, в жидком состоянии – светло-голубой, в твердом – синий.

Составная часть воздуха: 20,94 % по объему, 23,13 % по массе. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота N₂. Малорастворим в воде (31 мл/1 л Н₂O при 20 °C), но несколько лучше, чем N₂. При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочности двойной связи в молекулах.

Кислород поддерживает горение многих веществ. Сильный окислитель при высоких температурах, реагирует с большинством металлов и неметаллов:

Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа, уравнения реакций см. в 11.3. Особенно активен атомарный кислород О⁰ (активность выше, чем у озона O₃), обычно получаемый непосредственно в зоне реакции при термическом разложении многих веществ.

Простейшая качественная реакция – яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.

Получение кислорода:

а) в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха, электролиз воды (уравнения реакций см. в разд. 12);

б) в лаборатории – нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:

2HgO = 2Hg + O₂ (450–500 °C)

2КMnO₄ = К₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ (200–240 °C)

2Na₂O₂ = 2Na₂O + O₂ (400–675 °C, вакуум)

2КClO₃ = 2КCl + 3O₂ (150–300 °C, кат. MnO₂)

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ (400–520 °C)

Кислород является важнейшим продуктом основного химического производства. Применяется как реагент в химической технологии (обжиг сульфидных руд, синтез оксидов), металлургии (производство чугуна и стали) и газификации природного угля, при сварке и резке металлов; жидкий кислород – окислитель топлива в ракетной технике.

Убыль кислорода в атмосфере в результате процессов горения, гниения и дыхания возмещается растениями при фотосинтезе. При вдыхании человеком и животными воздуха в легкие кислород связывается с гемоглобином крови и переносится в клетки, где органические вещества (в первую очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.

Озон O₃. Простое вещество (трикислород), неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло-синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: O(O)₂] (sр²-гибридизация, валентный угол 117°), содержит ковалентные σπ-связи O=O. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Устойчив в смеси с O₂ (озонированный кислород). Малорастворим в воде (285 мл/1 л Н₂O), но значительно лучше, чем O₂. Сильный окислитель (более сильный, чем O₂, но более слабый, чем атомарный кислород O⁰). Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. С надпероксидами щелочных металлов (К, Rb, Cs) образует оранжево-красные озониды. Не реагирует с Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерируется из кислорода O₂ в специальном приборе — озонаторе.

Качественная реакция – выделение иода из раствора KI при комнатной температуре (O₂ в реакцию не вступает). Уравнения важнейших реакций:

Получение: под действием электрического разряда в озонаторе:

Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел, как реагент в

неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте =25 км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.

Атомарный кислород О⁰. Третья аллотропная форма кислорода. Более сильный окислитель по сравнению с O₂ и O₃. Образуется при распаде молекул O₂ и O₃ под действием ультрафиолетового излучения. Возникает при термическом разложении кислородсодержащих веществ (см. выше, получение O₂); при отсутствии восстановителей тут же переходит снова в O₂ и O₃, в присутствии восстановителей окисляет их:

KNO₃ = KNO₂ + O⁰

О⁰ + С (графит) = СO₂

Поэтому вещества, легко отщепляющие кислород при нагревании, проявляют сильные окислительные свойства.

Пероксид водорода Н₂O₂. Бинарное соединение. Молекула Н₂O₂ неплоская, имеет строение с σ-связью О – О на ребре и связями Н – О на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна – I. Группа – О – О– называется пероксогруппой.

Бесцветная жидкость, вязкая, тяжелее воды, чувствительна к свету и примесям (стабилизатор Н₃РO₄). Разлагается со взрывом при слабом нагревании, на катализаторе – при комнатной температуре. Неограниченно смешивается с водой. Разбавленными щелочами нейтрализуется не полностью. Сильный окислитель, слабый восстановитель.

Пероксид водорода применяется как отбеливатель текстиля, бумаги, кож, жиров и минеральных масел, окислитель ракетного топлива, реагент в органическом синтезе, при осветлении картин старых мастеров (потемневший красочный слой из-за перехода белил – гидроксокарбонатов свинца – в черный PbS осветляют переводом в белый PbSO₄). В промышленности обычно используют взрывобезопасный 30 %-ный раствор Н₂O₂ (пергидроль), в медицине – 3 %-ный раствор.

Уравнения важнейших реакций:

2Н₂O₂ = 2Н₂O + O₂ (выше 150 °C или на кат. MnO₂)

Н₂O₂ (разб.) + NaOH (разб.) = NaHO₂ + Н₂O

Н₂O₂ (конц.) + 2NaOH_(т) = Na₂O₂↓ + 2H₂O (0 °C)

Н₂O₂ (3 %) + 2H⁺ + 2I^- = I₂↓ + 2Н₂O

5Н₂O₂ (30 %) + I_2(т) = 2НIO₃ + 4Н₂O

Н₂O₂ (10 %) + SO₃^2- = SO₃^2- + H₂O

4Н₂O₂ (30 %) + PbS (черн.) = 4H₂O + PbSO₄ (бел.)↓

3H₂O₂ + 2[Cr(OH)₆]^3- = 2CrO₄^2- + 8H₂O + 2OH^-

2Н₂O₂ (конц.) + Са(ClO)₂ = СаCl₂ + 2Н₂O + 2O₂↑

5H₂O₂ + 6H⁺ + 2MnO₄^- = 2Mn²⁺ + 5O₂↑ + 8Н₂O

Получение: в лаборатории вначале синтезируют пероксид бария ВаO₂:

2ВаО + O₂ (изб.) = 2ВаO₂ (до 500 °C),

а затем его обрабатывают серной кислотой:

ВаO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + Н₂O₂ (на холоду)

В промышленности (старый метод) – электролиз водного раствора H₂SO₄ или (NH₄)₂SO₄ в специальных условиях; при этом кислота или соль не расходуются, а протекает электролиз воды с образованием на аноде Н₂O₂:

Современный промышленный способ (8O% мирового производства) – окисление сложного органического соединения 2-этилантрагидрохинон кислородом воздуха на холоду.

Сера – элемент 3-го периода и VIA-группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s²3p⁴, характерные степени окисления 0, -II, +IV и +VI, состояние S^VI считается устойчивым.

Шкала степеней окисления серы:

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.

В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.

Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α-ромбическая и β-моноклинная,  при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S₈ (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S_n. Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S₈, переплетение цепей S_n). В паре – молекулы S₈, S₆, S₄, S₂. При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS₂.

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:

а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):

Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:

3S⁰ + 6КОН (конц.) = 2K₂S^-II + K₂S^IVO₃ + 3H₂O

При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:

S + 2НI_(г) = I₂ + H₂S,

но в растворе реакция идет в обратную сторону:

I₂ + H₂S_(p) = 2 HI + S↓

Получение: в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.

Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.

Сероводород H₂S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H)₂]

(sp³-гибридизация, валетный угол Н – S—Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н₂O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S^2- (максимальная концентрация S^2- равна 1 10^-13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.

Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H₂S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.

Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:

Получение: в промышленности – прямым синтезом:

Н₂ + S = H₂S (150–200 °C)

или при нагревании серы с парафином;

в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl₂ + H₂S↑

или полным гидролизом бинарных соединений:

Al₂S₃ + 6Н₂O = 2Al(ОН)₃↓ + 3H₂S↑

Сульфид натрия Na₂S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион S^2- – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).

Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Na₂S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H₂S↑

Na₂S + 3H₂SO₄ (конц.) = SO₂↑ + S↓ + 2H₂O + 2NaHSO₄ (до 50 °C)

Na₂S + 4HNO₃ (конц.) = 2NO↑ + S↓ + 2H₂O + 2NaNO₃ (60 °C)

Na₂S + H₂S (насыщ.) = 2NaHS

Na₂S_(т) + 2O₂ = Na₂SO₄ (выше 400 °C)

Na₂S + 4H₂O₂ (конц.) = Na₂SO₄ + 4H₂O

S^2- + M²⁺ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓

S^2- + 2Ag⁺ = Ag₂S (черн.)↓

S^2- + M²⁺ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓

3S^2- + 2Bi³⁺ = Bi₂S₃ (кор. – черн.)↓

3S^2- + 6H₂O + 2M³⁺ = 3H₂S↑ + 2M(OH)₃↓ (M = Al, Cr)

Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na₂SO₄ 10Н₂O в присутствии восстановителей:

Na₂SO₄ + 4Н₂ = Na₂S + 4Н₂O (500 °C, кат. Fe₂O₃)

Na₂SO₄ + 4С (кокс) = Na₂S + 4СО (800—1000 °C)

Na₂SO₄ + 4СО = Na₂S + 4СO₂ (600–700 °C)

Сульфид алюминия Al₂S₃. Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N₂, легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:

Al₂S₃ + 6Н₂O = 2Al(ОН)₃↓ + 3H₂S↑ (чистый)

Al₂S₃ + 6НCl (разб.) = 2AlCl₃ + 3H₂S↑

Al₂S₃ + 24HNO₃ (конц.) = Al₂(SO₄)₃ + 24NO₂↑ + 12H₂O (100 °C)

2Al₂S₃ + 9O₂ (воздух) = 2Al₂O₃ + 6SO₂ (700–800 °C)

Получение: взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:

2Al + 3S = AL₂S₃ (150–200 °C)

Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно-серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.

Соединение железа(III) состава Fe₂S₃ не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fe + S = FeS (600 °C)

Fe₂O₃ + H₂ + 2H₂S = 9FeS + 3H₂O (700-1000 °C)

FeCl₂ + 2NH₄HS (изб.) = FeS ↓ + 2NH₄Cl + H₂S↑

Дисульфид железа FeS₂. Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe²⁺ (—S – S—)^2-. Темно-желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами-окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.

Уравнения важнейших реакций:

FeS₂ = FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)

2FeS₂ + 14H₂SO₄ (конц., гор.) = Fe₂(SO₄)₃ + 15SO₂↑ + 14Н₂O

FeS₂ + 18HNO₃ (конц.) = Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 15NO₂↑ + 7H₂O

4FeS₂ + 11O₂ (воздух) = 8SO₂ + 2Fe₂O₃ (800 °C, обжиг)

Гидросульфид аммония NH₄HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH₄)₂S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H₂S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).

Уравнения важнейших реакций:

NH₄HS = NH₃ + H₂S (выше 20 °C)

NH₄HS + НCl (разб.) = NH₄Cl + H₂S↑

NH₄HS + 3HNO₃ (конц.) = S↓ + 2NO₂↑ + NH₄NO₃ + 2H₂O

2NH₄HS (насыщ. H₂S) + 2CuSO₄ = (NH₄)₂SO₄ + H₂SO₄ + 2CuS↓

Получение: насыщение концентрированного раствора NH₃ сероводородом:

NH₃ Н₂O (конц.) + H₂S_(г) = NH₄HS + Н₂O

В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH₄HS и NH₃ Н₂O, условно считают раствором (NH₄)₂S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH₄HS и NH₃ • Н₂O.

Диоксид серы SO₂. Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O)₂] (sр²-гибридизация), содержит σ,π-связи S=O. Легко сжижается, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (~40 л/1 л Н₂O при 20 °C). Образует полигидрат, обладающий свойствами слабой кислоты, продукты диссоциации – ионы HSO₃^- и SO₃^2-. Ион HSO₃^- имеет две таутомерные формы – симметричную (некислотную) со строением тетраэдра [S(H)(O)₃] (sр³-гибридизация), которая преобладает в смеси, и несимметричную (кислотную) со строением незавершенного тетраэдра [: S(O)₂(OH)] (sр³-гибридизация). Ион SO₃^2- также тетраэдрический [: S(O)₃].

Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, слабый окислитель.

Качественная реакция – обесцвечивание желто-коричневой «йодной воды». Промежуточный продукт в производстве сульфитов и серной кислоты.

Применяется для отбеливания шерсти, шелка и соломы, консервирования и хранения фруктов, как дезинфицирующее средство, антиоксидант, хладагент. Ядовит.

Соединение состава H₂SO₃ (сернистая кислота) не известно (не существует).

Уравнения важнейших реакций:

Растворение в воде и кислотные свойства:

Получение: в промышленности – сжигание серы в воздухе, обогащенном кислородом, и, в меньшей степени, обжиг сульфидных руд (SO₂ – попутный газ при обжиге пирита):

S + O₂ = SO₂ (280–360 °C)

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂ (800 °C, обжиг)

в лаборатории – вытеснение серной кислотой из сульфитов:

BaSO_3(т) + H₂SO₄ (конц.) = BaSO₄↓ + SO₂↑ + Н₂O

Сульфит натрия Na₂SO₃. Оксосоль. Белый. При нагревании на воздухе разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением аргона. Во влажном состоянии и в растворе чувствителен к кислороду воздуха. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.

Качественная реакция на ион SO₃^2- – образование белого осадка сульфита бария, который переводится в раствор сильными кислотами (НCl, HNO₃).

Применяется как реактив в аналитической химии, компонент фотографических растворов, нейтрализатор хлора при отбеливании тканей.

Уравнения важнейших реакций:

Na₂CO₃ (конц.) + SO₂ = Na₂SO₃ + CO₂↑

Серная кислота H₂SO₄. Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно-тетраэдрическое строение [S(O)₂(OH)₂] (sр³-гибридизация), содержит ковалентные σ-связи S – ОН и σπ-связи S=O. Ион SO₄^2- имеет правильно-тетраэдрическое строение [S(O)₄]. Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо-эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н^I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S^VI). Хорошо растворяет SO₃ и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость — олеум, содержит H₂S₂O₇).

Качественная реакция на ион SO₄^2- – осаждение белого сульфата бария BaSO₄ (осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO₃).

Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:

Получение в промышленности:

а) синтез SO₂ из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:

S + O₂ (воздух) = SO₂ (280–360 °C)

4FeS₂ + 11O₂ (воздух) = 8SO₂ + 2Fe₂O₃ (800 °C, обжиг)

2H₂S + 3O₂ (изб.) = 2SO₂ + 2Н₂O (250–300 °C)

CaSO₄ + С (кокс) = СаО + SO₂ + СО (1300–1500 °C)

б) конверсия SO₂ в SO₃ в контактном аппарате:

в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:

Н₂O (разб. H₂SO₄) + SO₃ = H₂SO₄ (конц., безводн.)

(поглощение SO₃ чистой водой с получением H₂SO₄ не проводится из-за сильного разогревания смеси и обратного разложения H₂SO₄, см. выше);

г) синтез олеума – смеси безводной H₂SO₄, дисерной кислоты H₂S₂O₇ и избыточного SO₃. Растворенный SO₃ гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H₂SO₄), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.

Сульфат натрия Na₂SO₄. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит), легко теряющий воду; техническое название глауберова соль. Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H₂SO₄ (конц.), SO₃. Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря.

Уравнения важнейших реакций:

Гидросульфат калия KHSO₄. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.

Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.

Уравнения важнейших реакций:

2KHSO₄ = K₂SO₄ + H₂SO₄ (до 240 °C)

2KHSO₄ = K₂S₂O₇ + Н₂O (320–340 °C)

KHSO₄ (разб.) + КОН (конц.) = K₂SO₄ + Н₂O KHSO₄ + КCl = K₂SO₄ + НCl (450–700 °C)

6KHSO₄ + М₂O₃ = 2KM(SO₄)₂ + 2K₂SO₄ + 3H₂O (350–500 °C, M = Al, Cr)

Получение: обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%-ной) серной кислотой на холоду:

K₂SO₄ + H₂SO₄ (конц.) = 2KHSO₄

Сульфат кальция CaSO₄. Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO₄ встречается в виде очень распространенного минерала гипс CaSO₄ 2Н₂O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс 2CaSO₄ • Н₂O (техническое название алебастр). Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидрит CaSO₄. Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н₂O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H₂SO₄ (конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).

Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C

Применяется как сырье в производстве SO₂, H₂SO₄ и (NH₄)₂SO₄, как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН)₂. Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно-декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.

Сульфат алюминия-калия KAl(SO₄)₂. Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат — алюжокалиевые квасцы. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.

Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.

Уравнения важнейших реакций:

Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO₄)₂. Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно-фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо-синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу [Cr(Н₂O)₆]³⁺), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион Cr³⁺ – восстановление до Cr²⁺ или окисление до желтого CrO₄^2-.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:

Сульфат марганца (II) MnSO₄. Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO₄ 5Н₂O – красно-розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло-розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу [Mn(Н₂O)₆]²⁺; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.

Качественные реакции на ион Mn²⁺ – конмутация с ионом MnO₄ и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn²⁺ до MnO₄ и появление фиолетовой окраски.

Применяется для получения Mn, MnO₂ и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.

Уравнения важнейших реакций:

2MnO₂ + 2H₂SO₄ (конц.) = 2MnSO₄ + O₂↑ + 2H₂O (100 °C)

Сульфат железа (II) FeSO₄. Оксосоль. Белый (гидрат светло-зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами-окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.

Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ 6Н₂O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂↑

FeCO₃ + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + CO₂↑ + H₂O