В окислювально-відновних процесах сірчистий газ може бути як окислювачем, так і відновником, тому що атом у цій сполукі має проміжний ступінь окислення +4.
Як окислювач SO 2 реагує з сильнішими відновниками, наприклад:
SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O
Як відновник SO 2 реагує з більш сильними окислювачами, наприклад, у присутності каталізатора, з і т.д.:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
SO 2 + Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl
Отримання
1) Сірчистий газ утворюється при горінні сірки:
2) У промисловості його одержують при випаленні піриту:
3) У лабораторії сірчистий газ можна отримати:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Застосування
Сірчистий газ знаходить широке застосування текстильної промисловості для відбілювання різних виробів. Крім того, його використовують у сільському господарстві для знищення шкідливих мікроорганізмів у теплицях та льохах. У великих кількостях SO 2 йде отримання сірчаної кислоти.
Оксид сірки (VI) – SO 3 (сірчаний ангідрид)
Сірчаний ангідрид SO 3 - це безбарвна рідина, яка при температурі нижче 17 про З перетворюється на білу кристалічну масу. Дуже добре поглинає вологу (гігроскопічний).
Хімічні властивості
Кислотно-основні властивості
Як типовий кислотний оксид сірчаний ангідрид взаємодіє:
SO 3 + CaO = CaSO 4
в) із водою:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Особливою властивістю SO 3 є його здатність добре розчинятися у сірчаній кислоті. Розчин SO 3 у сірчаній кислоті має назву олеум.
Освіта олеуму: H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Окисно-відновні властивості
Оксид сірки (VI) характеризується сильними окисними властивостями (зазвичай відновлюється до SO 2):
3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O
Отримання та застосування
Сірчаний ангідрид утворюється при окисленні сірчистого газу:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
У чистому вигляді сірчаний ангідрид практичного значення не має. Він виходить як проміжний продукт під час виробництва сірчаної кислоти.
H 2 SO 4
Згадки про сірчану кислоту вперше зустрічаються в арабських та європейських алхіміків. Її отримували, прожарюючи на повітрі залізний купорос (FeSO 4 ∙7H 2 O): 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2 або суміш з : 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 + 3N 2 , а пари сірчаного ангідриду, що виділяються, конденсували. Поглинаючи вологу, вони перетворювалися на олеум. Залежно від способу приготування H 2 SO 4 називали купоросною олією або сірчаною олією. У 1595 р. алхімік Андреас Лібавій встановив тотожність обох речовин.
Довгий час купоросна олія не знаходила широкого застосування. Інтерес до нього сильно зріс після того, як у XVIII ст. було відкрито процес отримання з індиго індигокарміну – стійкого синього барвника. Першу фабрику з виробництва сірчаної кислоти заснували неподалік Лондона в 1736 р. Процес здійснювали в свинцевих камерах, на дно яких наливали воду. У верхній частині камери спалювали розплавлену суміш селітри із сіркою, потім туди запускали повітря. Процедуру повторювали доти, доки на дні ємності не утворювалася кислота необхідної концентрації.
У ХІХ ст. Метод удосконалили: замість селітри стали використовувати азотну кислоту (вона при розкладанні в камері дає ). Щоб повертати в систему нітрозні гази, були сконструйовані спеціальні вежі, які і дали назву всьому процесу – баштовий процес. Заводи, що працюють за баштовим методом, існують і в наш час.
Сірчана кислота – це важка масляниста рідина без кольору та запаху, гігроскопічна; добре розчиняється у воді. При розчиненні концентрованої сірчаної кислоти у воді виділяється велика кількість тепла, тому її треба обережно приливати у воду (а не навпаки!) та перемішувати розчин.
Розчин сірчаної кислоти у воді з вмістом H 2 SO 4 менше 70% зазвичай називають розведеною сірчаною кислотою, а розчин більше 70% концентрованою сірчаною кислотою.
Хімічні властивості
Кислотно-основні властивості
Розведена сірчана кислота виявляє всі характерні властивості сильних кислот. Вона реагує:
H 2 SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Процес взаємодії іонів 2+ з сульфат-іонами SO 4 2+ призводить до утворення білого нерозчинного осаду BaSO 4 . Це якісна реакція на сульфат-іон.
Окисно – відновлювальні властивості
У розведеній H 2 SO 4 окислювачами є іони Н + , а концентрованої - сульфат-іони SO 4 2+ . Іони SO 4 2+ є сильнішими окислювачами, ніж іони Н+ (див. схему). 
У розведеної сірчаної кислотирозчиняються метали, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться до водню. При цьому утворюються сульфати металів і виділяється:
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2
Метали, які в електрохімічному ряді напруг знаходяться після водню, не реагують із розведеною сірчаною кислотою:
Cu + H 2 SO 4 ≠
Концентрована сірчана кислотає сильним окисником, особливо при нагріванні. Вона окислює багато , і деякі органічні речовини.
При взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з металами, які у електрохімічному ряду напруг перебувають після водню (Cu, Ag, Hg), утворюються сульфати металів, і навіть продукт відновлення сірчаної кислоти – SO 2 .
Реакція сірчаної кислоти із цинком Більш активними металами (Zn, Al, Mg) концентрована сірчана кислота може відновлюватися до вільної. Наприклад, при взаємодії сірчаної кислоти з залежно від концентрації кислоти одночасно можуть утворюватися різні продукти відновлення сірчаної кислоти – SO 2 , S, H 2 S:
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S↓ + 4H 2 O
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
На холоді концентрована сірчана кислота пасивує деякі метали, наприклад і тому її перевозять в залізних цистернах:
Fe + H 2 SO 4 ≠
Концентрована сірчана кислота окислює деякі неметали ( , та ін), відновлюючись до оксиду сірки (IV) SO 2:
S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
Отримання та застосування
У промисловості сірчану кислоту одержують контактним способом. Процес отримання відбувається у три стадії:
- Отримання SO 2 шляхом випалу піриту:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
- Окислення SO 2 SO 3 в присутності каталізатора - оксиду ванадію (V):
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
- Розчинення SO 3 у сірчаній кислоті:
H 2 SO 4 + n SO 3 = H 2 SO 4 ∙ n SO 3
Отриманий олеум перевозять у залізних цистернах. З олеуму отримують сірчану кислоту потрібної концентрації, приливаючи їх у воду. Це можна виразити схемою:
H 2 SO 4 ∙ n SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Сірчана кислота знаходить різноманітне застосування в різних галузях народного господарства. Її використовують для осушення газів, у виробництві інших кислот, для отримання добрив, різних барвників та лікарських засобів.
Солі сірчаної кислоти
Більшість сульфатів добре розчиняються у воді (малорозчинний CaSO 4 ще менше PbSO 4 і практично нерозчинний BaSO 4). Деякі сульфати, що містять кристалізаційну воду, називаються купоросами:
CuSO 4 ∙ 5H 2 O мідний купорос
FeSO 4 ∙ 7H 2 O залізний купорос
Солі сірчаної кислоти мають усі. Особливим є їхнє ставлення до нагрівання.
Сульфати активних металів ( , ) не розкладаються навіть при 1000 про С, а інших (Cu, Al, Fe) – розпадаються при невеликому нагріванні на оксид металу та SO 3:
CuSO 4 = CuO + SO 3
Завантажити:
Скачати безкоштовно реферат на тему: «Виробництво сірчаної кислоти контактним способом»
Завантажити реферати з інших тем можна
*на зображенні запису фотографія мідного купоросу
У цій статті ви знайдете інформацію про те, що таке оксид сірки. Будуть розглянуті його основні властивості хімічного та фізичного характеру, існуючі форми, способи їх отримання та відмінності між собою. А також будуть згадані області застосування та біологічна роль даного оксиду у його різноманітних формах.
Що являє собою речовину
Оксид сірки - це з'єднання простих речовин, сірки та кисню. Існує три форми оксидів сірки, що відрізняються між собою ступенем виявленої валентності S, а саме: SO (монооксид, моноокис сірки), SO 2 (сірчаний діоксид або сірчистий газ) та SO 3 (триоксид або ангідрид сірки). Усі перелічені варіації оксидів сірки мають схожі як хімічні, і фізичні властивості.
Загальні дані про моноокиси сірки
Двовалентний сірчаний монооксид, або інакше сірчаний моноокис - це неорганічна речовина, що складається з двох простих елементів - сірки та кисню. Формула – SO. В умовах нормальної обстановки є газ без кольору, але з різким і специфічним запахом. Набуває реакції з водним розчином. Досить рідкісне з'єднання у земній атмосфері. До впливу температур нестійкий, існує у димерній формі - S 2 O 2 . Іноді здатний, взаємодіючи з киснем, внаслідок реакції утворювати діоксид сірки. Солей не утворює.
Отримують оксид сірки (2) зазвичай за допомогою спалювання сірки або розкладання її ангідриду:
- 2S2+O2 = 2SO;
- 2SO2 = 2SO+O2.
У воді речовина розчиняється. В результаті оксид сірки утворює тіосерну кислоту:
- S 2 O 2 +H 2 O = H 2 S 2 O 3 .
Загальні дані про сірчистий газ
Оксид сірки – чергова форма оксидів сірки з хімічною формулою SO 2 . Має неприємний специфічний запах та не має кольору. Піддається тиску, може запалюватися при кімнатній температурі. При розчиненні у воді утворює нестійку сірчисту кислоту. Може розчинятися в розчинах етанолу та сірчаної кислоти. Є компонентом вулканічного газу.
У промисловості отримують спалюванням сірки або випалюванням її сульфідів:
- 2FeS 2 +5O 2 = 2FeO+4SO 2 .
У лабораторіях, як правило, SO 2 отримують за допомогою сульфітів і гідросульфітів, піддаючи їх впливу сильної кислоти, а також впливу на метали з невеликим ступенем активності концентрованої H 2 SO 4 .
Як і інші сірчані оксиди, SO 2 є кислотним оксидом. Взаємодіючи з лугами, утворюючи різні сульфіти, входить у реакції з водою, створюючи сірчану кислоту.
SO 2 надзвичайно активний, і це яскраво виражається в його відновлювальних властивостях, де зростає окислювальний ступінь оксиду сірки. Може виявляти властивості окислювача, якщо його впливає сильний відновник. Останню характерну особливість використовують для виробництва фосфорноватої кислоти, або для відокремлення S від газів металургійної галузі діяльності.
Оксид сірки (4) широко використовується людиною для отримання сірчистої кислоти або її солей - це його основна сфера застосування. А також він бере участь у процесах виноробства і виступає там у ролі консерванту (E220), іноді їм протруюють овочесховища та склади, оскільки він знищує мікроорганізми. Матеріали, які не можна відбілювати хлором, обробляють оксидом сірки.
SO 2 - Досить токсична сполука. Характерні симптоми, що вказують на отруєння ним, - це відкашлювання, поява проблем з диханням, як правило, у вигляді нежиті, захриплості, поява незвичайного присмаку та першіння у горлі. Вдихання такого газу може викликати ядуху, порушення мовної здатності індивіда, блювання, утруднення процесу ковтання, а також легеневий набряк у гострій формі. Максимально допустимою концентрацією цієї речовини у робочому приміщенні є 10 мг/м 3 . Однак у різних людей організм може виявляти і різну чутливість до сірчистого газу.
Загальні дані про сірчаний ангідрид
Сірчаний газ, або, як його називають, сірчаний ангідрид, - це вищий оксид сірки з хімічною формулою SO3. Рідина із задушливим запахом, легколетюча за стандартних умов. Здатна застигати, утворюючи суміші кристалічного типу з його твердих модифікацій при температурі від 16.9 ° C і нижче.
Детальний аналіз вищого оксиду
При окисленні SO 2 повітрям під впливом високих температур необхідною умовою є наявність каталізатора, наприклад V 2 O 5 , Fe 2 O 3 , NaVO 3 або Pt.
Термічне розкладання сульфатів або взаємодія озону та SO 2:
- Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 +3SO 3;
- SO2 + O3 = SO3 + O2.
Окислення SO 2 за допомогою NO 2:
- SO2+NO2=SO3+NO.
До фізичних якісних характеристик відносяться: наявність у стані газу плоскої будови, тригонального типу та D 3 h симетрії, під час переходу від газу до кристала або рідини утворює тримач циклічного характеру та зигзагоподібний ланцюг, що має ковалентний полярний зв'язок.
У твердій формі SO 3 зустрічається в альфа, бета, гамма та сигма формах, при цьому він має, відповідно, різну температуру плавлення, ступінь прояву полімеризації та різноманітну кристалічну форму. Існування такої кількості видів SO 3 обумовлено утворенням донорно-акцепторного типу зв'язків.
До властивостей ангідриду сірки можна віднести безліч його якостей, основними є:
Здатність взаємодіяти з основами та оксидами:
- 2KHO+SO3 = K2SO4+H2O;
- CaO+SO3 = CaSO4.
Вищий сірчаний оксид SO 3 має досить велику активність і створює сірчану кислоту, взаємодіючи з водою:
- SO3 + H2O = H2SO4.
Вступає в реакції взаємодії з хлороводнем і утворює хлоросульфатну кислоту:
- SO3+HCl=HSO3Cl.
Для оксиду сірки характерним є прояв сильних окисних властивостей.
Застосування сірчаного ангідриду знаходить у створенні сірчаної кислоти. Невелика його кількість виділяється у навколишнє середовище під час використання сірчаних шашок. SO 3 утворюючи сірчану кислоту після взаємодії з вологою поверхнею, знищує різноманітні небезпечні організми, наприклад грибки.
Підбиваючи підсумки
Оксид сірки може бути в різних агрегатних станах, починаючи з рідини і закінчуючи твердою формою. У природі зустрічається рідко, а способів його отримання у промисловості досить багато, як і сфер, де його можна використовувати. Сам оксид має три форми, у яких він виявляє різний ступінь валентності. Може бути дуже токсичним та викликати серйозні проблеми зі здоров'ям.
1) Для реакції з гідроксидом, утвореним деяким елементом 1(А) - групи, масою 4,08 г потрібно 1,46 г соляної кислоти. Цей елемент: рубідій; доалій; літій; натрій;
2) Сума коефіцієнтів у рівнянні реакції вищого гідроксиду сірки з гідроксидом калію дорівнює: 4; 6; 5; 8;
єни неметалічні властивості у простої речовини:
1) хлору 2) сірки 3) кремнію 4) кальцію
3. номер групи в періодичній таблиці дорівнює:
1) вищої валентності атома 2) числу електронів в атомі 3) числу протонів в ядрі 4) числу електронних шарів
4. вищий гідроксид азоту входить у реакцію з:
1) гідроксидом кальцію 2) соляною кислотою 3) сульфатом барію 4) оксидом кремнію
5. Найбільш яскраво виражені металеві властивості у простої речовини: 1) натрію 2) магнію 3) кальцію 4) калію
Для всіх реакцій буде необхідно написати повне та коротке іонні рівняння. 1. Калій → гідроксид калію → сульфат калію →сульфат барію
2. Фосфор → оксид фосфору (III) → оксид фосфору (V) → фосфорна кислота → фосфат кальцію
3. Цинк → хлорид цинку → гідроксид цинку → оксид цинку
4. Сірка → сірчистий газ → вищий оксид сірки → сірчана кислота → сульфат алюмінію.
5. Літій → гідроксид літію → хлорид літію → хлорид срібла
6. Азот → оксид азоту (II) → оксид азоту (IV) → азотна кислота → нітрат натрію
7. Сірка → сульфід кальцію → оксид кальцію → карбонат кальцію → вуглекислий газ
8. Вуглекислий газ → карбонат натрію → карбонат кальцію → оксид кальцію
9. Залізо → оксид заліза (II) → оксид заліза (III) → сульфат заліза (III)
10. Барій → оксид барію → хлорид барію → сульфат барію
1) Про просту речовину мідь йдеться у виразі: А) дріт виготовлений з міді Б) мідь входить до складу оксиду міді В) мідь входить до складу малахіту Г) мїдь входить до складу бронзи 2) У періодах періодичної системи зі збільшенням заряду ядер не змінюється: А) маса атома Б) кількість енергетичних рівнів В) загальна кількість електронів Г) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні 3) Формули вищих оксидів сірки, азоту, хлору відповідно: А) SO3, N2O5, Cl2O7 Б) SO2, N2O5, Cl2O7 В) SO3, N2O3, ClO2 Г) SO2, NO2, Cl2O5 срібло Г) бром 5) Формули розчинної основи та амфотерного гідроксиду відповідно: А) BaO, Cu(OH)2 Б) Ba(OH)2, Al(OH)3 В) Zn(OH)2, Ca(OH)2 Г ) Fe(OH)3, KOH 6) Коефіцієнт перед формулою кисню в реакції термічного розкладання перманганату калію: А) 1 Б) 2 В) 3 Г) 4 7) Взаємодія соляної кислоти та оксиду міді (II) відноситься до реакцій: А) розкладання Б) сполуки В) заміщення Г) обміну 8) Кількість теплоти, що виділяється при згорянні 2 г вугілля (термохімічне рівняння реакції С + О2 = СО2 + 393 кДж), дорівнює: А) 24 кДж Б) 32,75 кДж В) 65 ,5 кДж Г) 393 кДж 9) При підвищеній температурі кисень реагує з усіма речовинами групи: А) CuO, H2, Fe B) P, H2, Mg B) Cu, H2, Au Г) S, CH4, H2O 10) І з воднем, і з киснем при підвищеній температурі реагує: А) оксид міді (II) Б) золото В) сірка Г) азотна кислота 11) Розбавлена сірчана кислота може реагувати з: А) Mg та Cu(OH)2 Б) CO2 та NaOH В) FeO та H2S Г) P та CuCl2 12) Оксид сірки (IV) не реагує з: А) O2 Б) HCl В) H2O Г) NaOH 13) Формули речовин «Х» та «Y» у схемі перетворень СаО х Са(ОН)2 у СаCl2 А) X – H2; Y - HCl Б) X - H2O; Y - HCl В) X - H2; Y - Cl2 Г) X - H2O; Y – Cl2 14) Масова частка сірки в оксиді сірки (IV) дорівнює: а) 20% б) 25% в) 33% г) 50% 15) Розчин, що містить 19,6 г сірчаної кислоти, нейтралізували надлишком оксиду магнію. Кількість речовини солі, що утворилася, дорівнює: а) 0,2 моль б) 2 моль в) 0,1 моль г) 1 моль 16) Число повністю заповнених енергетичних рівнів в атомі натрію: А) 2 Б) 3 В) 4 Г) 5 17 ) Правильно вказано співвідношення хімічної активності елементів у парі: А) Li Na Б) Na K В) Li K Г) Na Li 18) Металеві властивості в ряді Li Na K Cs А) посилюються Б) зменшуються В ) не змінюються Г) змінюються періодично 19)Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома брому: А) 2s22p5 Б) 3s13p6 В) 4s14p7 Г) 4s24p5 20)Електронну формулу 1s22s22p63s23 1 )Металеві властивості хімічних елементів у ряді I Br Cl F А) посилюються Б) зменшуються В) змінюються періодично Г) не змінюються 22) Формула речовини з ковалентним неполярним зв'язком: А) SO3 Б) Br2 В) H2O Г) NaCl 23 ) Кристалічні грати твердого оксиду вуглецю (IV): А) іонна Б) атомна В) молекулярна Г) металева 24) Речовина з іонним зв'язком: А) оксид сірки (VI) Б) хлор В) сірководень Г) хлорид натрію 25) Ряд чисел 2, 8, 5 відповідає розподілу електронів за енергетичними рівнями атома: А) алюмінію Б) азоту В) фосфору Г) хлору 26) Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня 2s22р4 відповідає атому: а) сірки Б) вуглецю В) кремнію Г) кисню 27) Чотири електрони на зовнішньому енергетичному рівні має атом: А) гелію Б) берилію В) вуглецю Г) кисню
Характеристика сірки: 1) Положення елемента у Періодичній системі Д.ІХарактеристика сірки: 1) Положення елемента у Періодичній системіД.І.Менделєєва і будова його атомів 2) Характер простої речовини (метал, неметал) 3) Порівняння властивостей простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми за підгрупою елементами 4) Порівняння властивостей простої речовини з властивостями простих речовин, утворених сусідніми за періодом елементами 5) Склад вищого оксиду, його характер (основний, кислотний, амфотерний) 6) Склад вищого гідроксиду його характе (кисень містить кислота, основа, амфотерний гідроксид) 7) склад летючого водневого з'єднання (для неметалів)
Сірка поширена у земній корі, серед інших елементів посідає шістнадцяте місце. Вона зустрічається як у вільному стані, так і у зв'язаному вигляді. Неметалічні властивості притаманні цього хімічного елемента. Її латинська назва «Sulfur», що позначається символом S. Елемент входить до складу різних іонів сполук, що містять кисень та/або водень, утворює багато речовин, що відносяться до класів кислот, солей та кілька оксидів, кожен з яких може бути названий оксид сірки з додаванням символи, що позначають валентність. Ступені окислення, які вона виявляє у різних сполуках +6, +4, +2, 0, −1, −2. Відомі оксиди сірки з різним ступенем окиснення. Найпоширеніші - це діоксид та триоксид сірки. Менш відомими є монооксид сірки, а також вищі (крім SO3) та нижчі оксиди цього елемента.
Монооксид сірки
Неорганічна сполука, яка називається оксид сірки II, SO, на вигляд ця речовина є безбарвним газом. При контакті з водою він не розчиняється, а реагує із нею. Це дуже рідкісне з'єднання, яке зустрічається тільки в розрідженому газовому середовищі. Молекула SO термодинамічно нестійка, перетворюється спочатку на S2O2 (називають disulfur газ або пероксид сірки). Через рідкісну появу монооксиду сірки в нашій атмосфері та низької стабільності молекули важко повною мірою визначити небезпеку цієї речовини. Але в сконденсованому або більш концентрованому вигляді оксид перетворюється на пероксид, який є відносно токсичним і їдким. Ця сполука також легко спалахує (нагадує цією властивістю метан), при спалюванні виходить діоксид сірки - отруйний газ. Оксид сірки 2 був виявлений біля Іо (одного з в атмосфері Венери і в міжзоряному середовищі. Передбачається, що на Іо він виходить в результаті вулканічних і фотохімічних процесів. Основні фотохімічні реакції виглядають наступним чином: O + S2 → S + SO і SO2 → SO + O.
Сірчистий газ
Оксид сірки IV, або двоокис сірки (SO2) є безбарвним газом із задушливим різким запахом. При температурі мінус 10°С він переходить у рідкий стан, а при температурі мінус 73°С твердне. При 20С у 1 літрі води розчиняється близько 40 об'ємів SO2.
Цей оксид сірки, розчиняючись у воді, утворює сірчисту кислоту, оскільки є ангідридом: SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Він взаємодіє з основами і 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O та SO2 + CaO → CaSO3.
Для сірчистого газу характерними є властивості і окислювача, і відновника. Він окислюється киснем повітря до сірчаного ангідриду у присутності каталізатора: SO2 + O2 → 2SO3. З сильними відновниками, такими як сірководень, грає роль окислювача: H2S + SO2 → S + H2O.
Сірчистий газ промисловості використовують в основному для отримання сірчаної кислоти. Діоксид сірки одержують спалюванням сірки або залізного колчедану: 11O2 + 4FeS2 → 2Fe2O3 + 8SO2.
Сірчаний ангідрид
Оксид сірки VI або триокис сірки (SO3) є проміжним продуктом і самостійного значення не має. На вигляд це безбарвна рідина. Вона кипить при температурі 45°С, а нижче 17°С перетворюється на білу кристалічну масу. Цей сірка (зі ступенем окислення атома сірки + 6) відрізняється крайньою гігроскопічністю. З водою він утворює сірчану кислоту: SO3 + H2O ↔ H2SO4. Розчиняючись у воді, виділяє велику кількість тепла і, якщо додавати не поступово, а відразу велику кількість оксиду, може статися вибух. Триоксид сірки добре розчиняється в концентрованій сірчаній кислоті з утворенням олеуму. Зміст SO3 в олеумі досягає 60%. Для цього з'єднання сірки характерні всі властивості
Вищі та нижчі оксиди сірки
Сірки є групою хімічних сполук з формулою SO3 + х, де х може бути 0 або 1. Мономірний оксид SO4 містять пероксогрупу (O-O) і характеризується, як і оксид SO3, ступенем окислення сірки +6. Цей оксид сірки може бути отриманий при низьких температурах (нижче 78 К) в результаті реакції SO3 або фотолізі SO3 в суміші з озоном.
Нижчі оксиди сірки є групою хімічних сполук, до якої входять:
- SO (оксид сірки та його димер S2O2);
- монооксиди сірки SnO (є циклічні сполуки, що складаються з кілець, утворених атомами сірки, при цьому n може бути від 5 до 10);
- S7O2;
- полімерні оксиди сірки
Інтерес до нижчих оксидів сірки збільшився. Це пов'язано з необхідністю вивчення їхнього змісту в наземній та позаземній атмосферах.