Курсовая работа: Сірка та її сполуки

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

ДОНЕЦЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ ТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

Кафедра «Прикладна екологія та охорона навколишнього середовища»

КУРСОВА РОБОТА

з дисципліни «ЗАГАЛЬНА ТА НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ»

на тему:

«Сірка та її сполуки»

Виконавець:

студент групи __________ ____________ _______________

Керівник:

__________________________________ _______________

Донецьк, 2009

РЕФЕРАТ

Курсова робота: ______________________________________

Метою роботи є вивчення фізичних та хімічних властивостей сірки, а також її сполук.

У роботі розглянутіосновні властивості елементу та його сполук. Описані їх фізичні властивості, а також хімічні властивості згідно відомої будови елементу, та його сполук. Наведені схеми отримання елементу у чистому вигляді, отримання сірчаної кислоти, як важливого продукту сучасного виробництва.

СІРКА, ОКСИДИ СІРКИ, ДІОКСИД СІРКИ, СІРЧАНА КИСЛОТА, СІРКОВОДЕНЬ, СУЛЬФІДИ, СІРКОВУГЛЕЦЬ

ЗМІСТ

Вступ…………………………………………………………………………………5

1. Історія відкриття елементу…………………………………………………..6-7

2. Находження елементу у природі

Характеристика природніх сполук (мінералів)………………………………..7-8

3. Засоби одержання елементів у чистому вигляді…………………………...8

4. Фізичні та хімічні властивості елементу…………………………………...9-12

5. Сполуки………………………………………………………………………13-18

6. Основні властивості елементу та його сполук……………………………..

7. Застосування простої речовини та сполук елемента………………………

Висновки…………………………………………………………………………….

Перелік посилань…………………………………………………………………...

ВСТУП

Сірка відома людству з якнайдавніших часів. Зустрічаючись в природі у вільному стані, вона звертала на себе увагу характерним жовтим забарвленням, а також тим різким запахом, яким супроводжувалося її горіння. Вважалося також, що запах і блакитне полум'я, що розповсюджується сіркою, що горить, відгонять демонів. Сірчистий ангідрид – задушливий газ, що утворюється при горінні сірки, ще в старовині використовувався для вибілювання тканин. При розкопках Помпеї знайшли картину, на якій зображено деко з сіркою і пристосування для підвішування над ним матерії. Відвіку уживалася сірка і її з'єднання для приготування косметичних засобів і для лікування шкірних захворювань. І дуже давно її почали використовувати для військових цілей. Так, в 670 році захисники Константинополя спалили арабський флот за допомогою “грецького вогню ”; це була суміш селітри, вугілля і сірки. Ті ж речовини входили до складу чорного пороху, що застосовувався в Європі в середні віки і до кінця XIX ст.

Сірчана кислота, одне з найважливіших сполук сірки, була відкрита, мабуть, до X в, починаючи з XVIII століття, її проводять в промислових масштабах і незабаром вона стає найважливішим хімічним продуктом, необхідним і в металургії, і в текстильній промисловості, і в інших, самих різних галузях. У зв'язку з цим почалися ще інтенсивніші пошуки родовищ сірки, вивчення хімічних властивостей сірки і її сполук і вдосконалення методів їх витягання з природної сировини.[6]

1. ІСТОРІЯ ВІДКРИТТЯ ЕЛЕМЕНТУ

Сірка (англ. Sulfur, франц. Sufre, нім. Schwefel) в самородному стані, а також у вигляді сірчистих сполук відома з самих якнайдавніших часів. Із запахом сірки, що горить, задушливою дією сірчистого газу і огидним запахом сірководня чоловік познайомився, ймовірно, ще в доісторичні часи. Саме через ці властивості сірка використовувалася жерцями у складі священних курінь при релігійних обрядах. Сірка вважалася твором надлюдських істот зі світу духів або підземних богів. Дуже давно сірка почала застосовуватися у складі різних горючих сумішей для військових цілей. Вже у Гомера описані "сірчисті випаровування", смертельна дія виділень сірки, що горить. Сірка, ймовірно, входила до складу "грецького вогню", що наводив жах на супротивників. Біля VIII ст. китайці почали використовувати її в піротехнічних сумішах, зокрема, в суміші типу пороху. Горючість сірки, легкість, з якою вона з'єднується з металами з утворенням сульфідів (наприклад, на поверхні шматків металу), пояснюють те, що її вважали "принципом горючості" і обов'язковою складовою частиною металевих руд. Пресвітер Теофіл (XI ст.) описує спосіб окислювального випалення сульфідної мідної руди, відомий, ймовірно, ще в давньому Єгипті. В період арабської алхімії виникла ртутно-сірчана теорія складу металів, згідно якої сірка почиталася обов'язковою складовою частиною (отцем) всіх металів. Надалі вона стала одним з трьох принципів алхіміків, а пізніше "принцип горючості" з'явився основою теорії флогістона. Елементарну природу сірки встановив Лавуазье в своїх дослідах по спалюванню. З введенням пороху в Європі почався розвиток здобичі природної сірки, а також розробка способу отримання її з піритів; останній був поширений в стародавній Русі. Вперше в літературі він описаний у Агріколи. У літературі алхімічного періоду сірка часто фігурує під різними таємними назвами. У Руланда можна знайти, наприклад, назви Zarnec (пояснення "яйця з вогнем"), Thucios (жива сірка), Terrafoetida, spiritusfoetens, Scorith, Pater і ін. Староруська назва "сірка" уживається вже дуже давно. Під ним малися на увазі різне пальне і погано пахнучі речовини, смоли, фізіологічні виділення (сіра у вухах та ін.). Мабуть, ця назва походить від санскритського сirа (ясно-жовтий). З ним пов'язано слово "сірий", тобто невизначеного кольору, що, зокрема, відноситься до смол. Друга староруська назва сірі - жупел (сіра горюча) - теж містить в собі поняття не тільки горючості, але і поганого запаху. Як пояснюють філологи, німий. Schwefel має санскритський корінь swep (спати, англо-саксонське sweblan - вбивати), що, можливо, повя’зано з отруйними властивостями сірчистого газу.[4]

2. НАХОДЖЕННЯ ЕЛЕМЕНТУ У ПРИРОДІ

ХАРАКТЕРИСТИКА ПРИРОДНИХ СПОЛУК (МІНЕРАЛІВ)

Сірка знаходиться в VI групі третього періоду періодичної системи.

Сірка - активний неметал. Серед металів тільки золото, платина і рутеній не взаємодіють з сіркою.

Сірка відноситься до вельми поширених елементів: земна кора містить 4,7*10% сірки по масі (15-е місце серед інших елементів), а Земля в цілому - багато більше

(0,7 %). Головна маса сірки знаходиться в глибинах землі, в її мантії-шарі, розташованому між земною корою і ядром Землі. Тут, на глибині приблизно 1200-3000 км. залягає могутній шар сульфідів і оксидів металів. У земній корі сірка зустрічається як у вільному стані, так і, головним чином, у вигляді з'єднань сульфідів і сульфатів. З сульфідів в земній корі найбільш поширені пірит FeS₂ , халькопірит FeCuS₂ , свинцевий блиск (галеніт) PbS, цинкова обманка (сфалерит) ZnS. Великі кількості сірки зустрічаються в земній корі у вигляді труднорастворимых сульфатів - гіпсу CaSO₄ ·2H₂ O, бариту BaSO₄ , в морській воді поширені сульфати магнію, натрію і калію.

Цікаво, що в стародавні часи геологічної історії Землі (близько 800 млн. років назад) сульфатів в природі не було. Вони утворилися як продукти окислення сульфідів, коли в результаті життєдіяльності рослин виникла киснева атмосфера. У вулканічних газах виявляють сірководень H₂ S і сірчистий ангідрид SO₂ . тому самородная сірка, що зустрічається в районах, близьких до вулканів (Сіцилія, Японія), що діють, могла утворитися при взаємодії цих двох газів:

2H₂ S + SO₂ => 3S + 2H₂ O.

Інші поклади самородної сірки пов'язані з життєдіяльністю мікроорганізмів.

Мікроорганізми беруть участь в багатьох хімічних процесах, які в цілому складають круговорот сірі в природі. При їх сприянні сульфіди окислюються до сульфатів, сульфати поглинаються живими організмами, де сірка відновлюється і входить до складу білків і інших життєво важливих речовин. При гнитті відмерлих залишків організмів білки руйнуються, і виділяється сірководень, який далі окислюється або до елементарної сірки (так і утворюються поклади сірі), або до сульфатів. Цікаво, що бактерії і водорості, що окисляють сірководень до сірки збирають її в своїх клітках. Клітки таких мікроорганізмів можуть на 95% складатися з чистої сірки.[1]

Встановити походження сірки можна по наявності в ній її аналога - селену: якщо в самородной сірці зустрічається селен, то сірка вулканічного походження, якщо немає - біогенного, оскільки мікроорганізми уникають включати селен в свій життєвий цикл. Природу сірки встановив А. Л. Лавуазье і включив її в список простих неметалічних тіл (1789). У 1822 Е. Мічерліх виявив алотропію сірки.

Мета моєї роботи полягає в тому, щоб показати вплив сірки і її з'єднань на екологію в цілому, на здоров'я людей, стан флори і фауни в умовах постійних або короткочасних викидів їх в навколишнє середовище. Дану тему я вважаю дуже актуальною, оскільки, в не такому благополучному в екологічному плані районі як наше місто не рідкісні викиди сірчистого газу, сірководня, метилмеркаптану, пилу та ін.[2]

3. ЗАСОБИ ОДЕРЖАННЯ ЕЛЕМЕНТІВ У ЧИСТОМУ ВИГЛЯДІ

Промислові способи отримання простих речовин залежать від того, в якому вигляді відповідний елемент знаходиться в природі, тобто що може бути сировиною для його отримання. Так, кисень, що є у вільному стані, одержують фізичним способом - виділенням з рідкого повітря. Самородна сірка містить сторонні речовини, для відділення яких користуються здатністю сірки легко плавитися. Проте сірка, отримана виплавкою з руди (комова сірка), зазвичай містить ще багато домішок. Подальше її очищення проводять перегонкою в рафінувальних печах, де сірка нагрівається до кипіння. Пари сірки поступають у викладену цеглиною камеру. Спочатку, поки камера холодна, сірка прямо переходить в твердий стан і осідає на стінках у вигляді ясно-жовтого порошку (сірчаний колір ). Коли камера нагріється вище 120°C, пари конденсуються в рідину, яку випускають з камери у форми, де вона і застигає у вигляді паличок. Отримана таким чином сірка називається живцевою .

Важливим джерелом отримання сірки служить залізний колчедан FeS₂ , званий також піритом , і поліметалічні руди, що містять сірчисті з'єднання міді, цинку і інших кольорових металів. Деяку кількість сірки (газова сірка) отримують з газів, що утворюються при коксуванні і газифікації вугілля.

4. ФІЗИЧНІ ТА ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ЕЛЕМЕНТУ

Будова атома

Розміщення електронів по рівнях і підрівнях

	1S2 2P2 2P6 3S2 3P4
Розміщення електронів по орбіталях (останній шар)	Ступінь окислення	Валентність
	+2, -2	II
	+4	IV
	+ 6	VI

Фізичні властивості .

Сірка — тверда крихка речовина жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчиняється в сірковуглеці, аніліні і деяких інших розчинниках. Погано проводить теплоту і електрику. Сірка утворює декілька алотропних модифікацій — сіра ромбічна, моноклінна, пластична. Найбільш стійкою модифікацією є ромбічна сірка, в неї мимоволі через деякий час перетворюється решта всіх модифікацій.

При 444,6 °С сірка кипить, утворюючи пари темно-бурого кольору. Якщо їх швидко охолодити, то виходить тонкий порошок, що складається з найдрібніших кристалів сірки, званий сірчаним кольором.

Температура плавлення 112,8 °C. При плавленні сірка перетворюється на рухому жовту рідину, яка вище 160 °C буріє, а близько 190 °C стає в'язкою темно-коричневою масою. Вище 190°C в'язкість зменшується, а при 300 °C сірка знов стає жидкотекучей. Це обумовлено зміною будови молекул: при 160 °C кільця S8 починають розриватися, переходячи у відкриті ланцюги; подальше нагрівання вище 190 °C зменшує середню довжину таких ланцюгів.

Якщо розплавлену сірку, нагріту до 250-300 °C, влити тонким струменем в холодну воду, то виходить коричнево-жовта пружна маса (пластична сірка). Вона лише частково розчиняється в сірковуглеці, в осіданні залишається рихлий порошок.

У парах при температурі кипіння, окрім молекул S8, існують також S6, S4 і S2. При подальшому нагріванні крупні молекули розпадаються, і при 900°C залишаються лише S2, які приблизно при 1500°C помітно диссоціюють на атоми. При заморожуванні рідким азотом сильно нагрітої пари сірки виходить стійка нижче - 80°C пурпурна модифікація, утворена молекулами S2.

Сіра - поганий провідник тепла і електрики.

Конфігурація зовнішніх електронів атома S 3s23p4 . У з'єднаннях сірка проявляє ступені окислення -2, +4, +6.

Сірка хімічно активна і особливо легко при нагріванні з'єднується майже зі всіма елементами, за винятком N₂ , I₂ , Au, Pt і інертних газів.

Але вже на холоді сірка енергійно з'єднується з F₂ з утворенням гексафторида сірки SF₆ , при нагріванні реагує з Cl₂ , з бромом сірка утворює тільки S₂ Br₂ , йодіди сірки нестійкі. При нагріванні (150 - 200 °C) наступає оборотна реакція з H₂ з отриманням сульфіду водню. Сірка утворює також сульфани загальної формули H₂ Sx, де х=1^-23 . Всі сульфани є рідинами (за винятком H₂ S₁ ) жовтого кольору із задушливим запахом. При тривалому зберіганні сульфани перетворюються в гомологи, багатші сіркою, а при нагріванні розкладаються з виділенням сірководня і сульфанів з меншим числом атомів сірки.

Пароподібна сірка реагує з вуглецем при температурі 800-900 °C, перетворюючись на сірковуглець, а при сплаві з фосфором утворює нестехіометричні сульфіди складу PnSx, де х=3^-7 .

Хімічні властивості

1) Сірка реагує з лужними металами без нагрівання:

2Na + S=>Na₂ S

з рештою металів (окрім Au, Pt) - при підвищеній t:

2Al + S => Al₂ S₃

Zn + S => ZnS

2) З деякими неметалами сірка утворює бінарні з'єднання:

H₂ + S =>H₂ S

2P + 3S =>P₂ S₃

C + 2S =>CS₂

Відновні властивості сірка проявляє в реакціях з сильними окислювачами:
(S – 2e => S⁺² ; S – 4e => S⁺⁴ ; S – 6e => S⁺⁶ )

3) з киснем:

S + O₂ => S⁺⁴ O₂

2S + 3O₂ => 2S⁺⁶ O₃

4) з галогенами (окрім йоду):

S + Cl₂ => S⁺² Cl₂

5) з кислотами - окислювачами:

S + 2H₂ SO₄ (конц) => 3S⁺⁴ O₂ + 2H₂ O

S + 6HNO₃ (конц)=>H₂ S⁺⁶ O₄ + 6NO₂ + 2H₂ O

Реакції диспропорціонування:

6)

3S⁰ + 6KOH =>K2S⁺⁴ O3 + 2K₂ S^-2 + 3H₂ O

7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію:

S⁰ + Na₂ S⁺⁴ O₃ =>Na₂ S₂ O₃ тиосульфат натрію

Застосування

Вулканізація каучуку, отримання ебоніту, виробництво сірників, пороху, в боротьбі з шкідниками сільського господарства, для медичних цілей (сірчані мазі для лікування шкірних захворювань), для отримання сірчаної кислоти і так далі.

5. СПОЛУКИ

Сполуки з киснем

Всі кисневі з'єднання сірки є екзотермічними.

Оксиди: відомі як вищі, так і нижчі оксиди сірки. До останніх

відносяться такі нестійкі оксиди, як S₂ O₃ і S₂ O. Наприклад, S₂ O утворюється в зоні електричного розряду, що проходить в атмосфері SO₂ , і миттево розкладається:

2S₂ O=>3S + SO₂

аналогічно диспропорціонує і S₂ O₃

2S₂ O₃ => S + 3SO₂ .

З вищих оксидів сірки найбільш вивчені SO₂ - оксид сірки IV (сірчистий ангідрид) і SO₃ -оксид сірки VI (ангідрид сірчаної кислоти).

Діоксидом сірки є безбарвний газ з різким запахом, Тпл = -75 С, Ткип = -10 С. Він дуже термічно стійкий (розпадається на S і O₂ при 2800 С). Діоксид сірки розчинимо у воді причому розчинність його під час переходу температури від 0 до кімнатної знижується. При розчиненні відбувається утворення гідрата SO₂ · хН₂ О, що нестехіометричного по складу, володіє властивостями слабкої кислоти:

SO₂ · хН₂ О + Н₂ О => Н₃ О⁺ + НSО₃

Ка= 1,54·10-2 (при 25є)

Абсолютно сухий діоксид сірки в звичайних умовах не взаємодіє з галогенами, H₂ S, H₂ , O₂ і З. Реакція :

2SO₂ + O₂ => 2SO₃

протікає тільки при високих температурах, у присутності каталізатора. Діоксид сірки у водному розчині взаємодіє HNO₂ і N₂ O₃ :

2SO₂ + N₂ O₃ + Н₂ O => H₂ SO₄ + 2NO

2HNO₂ + SO₂ · хН₂ О =>H₂ SO₄ + 2NO + xH₂ O

У більшості реакцій він проявляє відновні властивості:

2HNO₃ + SO₂ =>H₂ SO₄ + 2NO₂

NO₂ + SO₂ =>SO₃ + NO; Н₂ O₂ + SO₂ =>H₂ SO₄

Окислювальні властивості діоксиду сірки виявляються при взаємодії його з сірководнем і оксидом вуглецю (II):

2Н₂ S + SO₂ => 3S + 2Н₂ О;

2СО + SO₂ =>S+ 2CO₂

Сульфіди

Отримання

1) Багато сульфідів отримують нагріванням металу з сіркою:

Hg + S =>HgS

2) Розчинні сульфіди отримують дією сірководня на лузі:

H₂ S + 2KOH =>K₂ S + 2H₂ O

3) Нерозчинні сульфіди отримують обмінними реакціями:

CdCl₂ + Na₂ S =>2NaCl + CdS

Pb (NO₃ )₂ + Na₂ S => 2NaNO₃ + PbS

ZnSO₄ + Na₂ S =>Na₂ SO₄ + ZnS

MnSO₄ + Na₂ S =>Na₂ SO₄ + MnS

2SbCl₃ + 3Na₂ S =>6NaCl + Sb₂ S₃

SnCl₂ + Na₂ S => 2NaCl + SnS

Хімічні властивості

1) Розчинні сульфіди сильно гідролізовані, унаслідок чого їх водні розчини мають лужну реакцію:

K₂ S + H₂ O =>KHS + KOH

S^2- + H₂ O =>HS^- + OH^-

2) Сульфіди металів, що стоять у ряді напруги лівіше заліза (включно), розчиннів сильних кислотах:

ZnS + H₂ SO₄ =>ZnSO₄ + H₂ S

Нерозчинні сульфіди можна перевести в розчинний стан дією концентрованої HNO₃ :

FeS₂ + 8HNO₃ Е Fe(NO₃ )₃ + 2H₂ SO₄ + 5NO + 2H₂ O

3) Водорозчинні сульфіди розчиняють сірку з утворенням полісульфідів:

Na₂ S + S =>Na₂ S

Полісульфіди при окисленні перетворюються на тиосульфати, наприклад:

2Na₂ S₂ + 3O₂ => 2Na₂ S₂ O₃

Кислоти

Сірчана кислота є маслянистою рідиною з Тпл = 10 С і Ткип = 280 С. Її молекули представлені тетраедрами, зв'язаними між собою атомом кисню:

HO O

S

HO O

Сірчана кислота у водних розчинах є сильною двоосновною. Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем. Залежно від виду відновника реакції можуть закінчуватися виділенням SO₂ , H₂ S і елементарної сірки.

H₂ SO₄ (конц.) + H₂ S => S + SO₂ + H₂ O

H₂ SO₄ (конц.) + Cu => SO₂ +CuSO₄ + H₂ O

H₂ SO₄ (конц.) + Mg => MgSO₄ + H₂ S + H₂ O

Сірчана кислота проявляє дегідратуючі властивості:

C₁₂ H₂₂ O₁₁ + H₂ SO₄ (конц.) => 12C + H₂ SO₄ + ₁₁ H₂ O.

Також вона може взаємодіяти з оксидами азоту NO₂ і N₂ O₃ :

H₂ SO₄ + 2NO₂ => (NO)HSO₄ + HNO₃

2H₂ SO₄ + N₂ O₃ => 2(NO) HSO₄ + H₂ O.

з утворенням нитразилгидросульфата.

У звичайних умовах H₂ SO₄ пасивує Fe, Cr, Co, Ni. Тому її зберігають і транспортують в цистернах із сталі. В основному її отримують каталітичним окисленням SO₂ киснем повітря до SO₃ з подальшою абсорбцією SO₃ сірчаною кислотою щоб уникнути утворення туману. Окислення проводять при 500°С у присутності каталізатора V₂ O₅ з добавками K₂ SO₄ .

Дисіркова кислота H₂ S₂ O₇ існує за звичайних умов у вигляді безбарвних прозорих кристалів (Tпл=35°С). При розчиненні у воді вона руйнується:

H₂ S₂ O₇ + H₂ O => 2H₂ SO₄

Тому хімія її водних розчинів по суті є хімією сірчаної кислоти. Її отримують змішенням 100% H₂ SO₄ з розрахунковою кількістю SO₃ , що відповідає реакції:

H₂ SO₄ + SO₃ => 2H₂ S₂ O₇

Динадсірчана кислота H₂ S₂ O₈ виходить як проміжний продукт при електролізіH₂ SO₄ і використовується для отримання H₂ O₂ :

H₂ S₂ O₈ + H₂ O =>H₂ SO₅ + H₂ SO₄

H₂ SO₅ + H₂ O =>H₂ O₂ + H₂ SO₄

Тиосірчана кислота H₂ S₂ O₃ у вигляді безбарвної маслянистої рідини отримана тільки при температурах нижче -83°С у середовищі етилового ефіру за допомогою реакції приєднання:

H₂ S + SO₃ =>H₂ S₂ O₃

коли окислювально-відновні процеси сильно загальмовані. Молекула її представляє спотворений тетраедр. У водних розчинах проявляє властивості сильної кислоти.

6. ОСНОВНІ ВЛАСТИВОСТІ ЕЛЕМЕНТУ ТА ЙОГО СПОЛУК

7. ЗАСТОСУВАННЯ ПРОСТОЇ РЕЧОВИНИ ТА СПОЛУК ЕЛЕМЕНТУ

Елементарну сірку одержують звичайно з природної самородної сірки. Для відокремлення сірки від сторонніх домішок її виплавляють в автоклавах. Автоклави — це залізні циліндри, в які завантажують руду і нагрівають перегрітим водяним паром до 150°С під тиском 6 атм.. Розплавлена сірка стікає вниз, а пуста порода залишається. Виплавлена з руди сірка ще містить певну кількість домішок.

Цілком чисту сірку одержують перегонкою у спеціальних печах, сполучених з великими камерами. Пари сірки в холодній камері відразу переходять в твердий стан і осідають на стінках у вигляді дуже тонкого порошку ясно-жовтого кольору. Коли ж камера нагрівається до 120°С, то пари сірки перетворюються в рідину. Розплавлену сірку розливають у дерев'яні циліндричні форми, де вона і застигає. Таку сірку називають черенковою.

Сірка широко застосовується у різних галузях народного господарства, переважно у хімічній промисловості для виробництва сульфатної кислоти H2SO4, сірковуглецю CS2, деяких барвників і інших хімічних продуктів. Значні кількості сірки споживає гумова промисловість для вулканізації каучуку, тобто для перетворення каучуку в гуму. Сірку використовують також у сірниковому виробництві, в піротехніці, у виробництві чорного пороху тощо. У медицині сірка йде для виготовлення сіркової мазі при лікуванні шкіряних хвороб. У сільському господарстві сірковий цвіт застосовують для боротьби з шкідниками бавовнику і виноградної лози.

ВИСНОВОК

Хотілося б відзначити значення найбільш важливих з'єднань сірки.

Сірчана кислота застосовується у виробництві мінеральних добрив: суперфосфату і сульфату амонія (так на виробництво 1 т. суперфосфату витрачається близько 350 кг сірчаної кислоти, а на виробництво 1 т. сульфату амонія – 750 кг). Крім того, її застосовують для отримання різноманітних мінеральних кислот і солей, всіляких органічних продуктів, фарбників, дымообразующих і вибухових речовин, в нафтовій, металургійній, текстильній, шкіряній і інших галузях промисловості. Неабиякою мірою сірчану кислоту споживає лісохімічна промисловість.

Сірчисту кислоту використовують для білення шерсті, шовку і інших матеріалів, що не витримують вибілювання сильнішими окислювачами.

Сірчисті фарбники – клас фарбників, отримуваних нагріванням різних органічних сполук з сіркою або полисульфидами натрію – застосовують для фарбування целюлозних матеріалів.

Сірководень в основному застосовується для отримання елементарної сірки і сірчаної кислоти, для отримання сульфідів, меркаптану і тиофенов.

SO₃ знаходить своє застосування як сульфуючого агента у виробництві багатьох органічних продуктів, олеуму. Крім того його застосовують для отримання хлор- і фторсульфоновою кислот і сульфурилхлорида.

SO₂ головним чином йде на отримання сірчаної кислоти, також його застосовують в холодильних установках, при вибілюванні, рідкими SO₂ застосовують в целюлозній промисловості.

Багато сірковмісних солей використовуються в сільському господарстві (Ca(H₂ PO₄ )₂ + CuSO₄ простий суперфосфат, CuSO₄ мідний купорос, FeSO₄ залізний купорос, (NH4)₂ SO₄ сульфат амонія та ін.) як добрива, а також як засоби захисту від комах – шкідників і хвороб рослин (полисульфидыCa і Ba).

Сульфіди застосовуються у виробництві сірчаної кислоти і її солей. Сульфіди лужних і лужно– земельних металів застосовуються в хімічній і легкій промисловості, наприклад Na₂ S застосовується як відновник органічних нітросполук з'єднань, зокрема для приготування сірковмісних фарбників. Суміші полисульфидов і тиосульфатов калія використовують для лікування шкірних захворювань.

Сульфіди міді, кадмію, а також рідкоземельних елементів застосовують як напівпровідники.

Сірковуглець знаходить своє застосування у виробництві віскозного шовку (початковим продуктом є катогенат целюлоза, отримуваний взаємодією CS₂ з лужною целюлозою), крім того, похідний сірковуглеця K₂ CS₂ тіокарбонат калія застосовується в боротьбі з сільськогосподарськими шкідниками. Також сірковуглець застосовується при вулканізації каучуку, як екстрагент і в ін.

Сульфаміновая кислота H₂ NSO₂ OH застосовується в аналітичній хімії як стандарт ацидометрії і для визначення нитрит-ионов; її солі використовують як вогнезахисні просочення для паперу і текстильних матеріалів.

Деякі органічні сполуки сірки при інфекційних захворюваннях (сульфантрол, Сульфапіридин).

Цей список можна продовжувати і далі, але всіх речовин тих, що містять сірку (особливо органічних) просто не перечитати. Причому актуальність застосування з'єднань сірки настільки велика, що сьогодні з чималою часткою упевненості можна сказати про неможливість існування людства без них.

В даний час особливо в промислових районах сірковмісні речовини у величезних кількостях викидаються в навколишнє середовище. Хоча на виробництвах і застосовують спеціальні уловлювачі, але часто їх ефективність виявляється дуже низькою. Сама по собі сірка токсикантом немає, але такі її з'єднання як SO₂ , H₂ S, CH₃ -SH, аерозолі сірчаної кислоти і ін. можуть зробити істотний негативний вплив на здоров'я людини і майбутнього покоління, а також негативно позначитися на нормальному стані рослинних організмів. Тому я вважаю, що ще є немало приводів для дослідження впливу з'єднань сірки в цілому на навколишнє середовище, на генофонд населення і т.д, а також до розробки нових методів і спеціальних установок що дозволяють понизити викиди сірковмісних з'єднань в навколишнє середовище.

ПЕРЕЛІК ПОСИЛАНЬ

1. Введение в современную теорию кислот и оснований. Мискиджьян С. П., Гарновский А. Д. Киев, Издательское объединение «Вища школа», 1979, 152с.

2. Ахметов Н. С. Неорганическая химия. Учебное пособие для учащихся 8-9 кл. шк. с углублением изуч. Xимии. В 2ч. – 3-е изд. – М.: Просвещение. 1992. – 191 с., 4 л. ил: ил. – ISBN 5-09-004168-7

3. Глинка Н. Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – 25-е изд., исправленное/Под ред. В. А. Рабиновича. – Л.: Химия, 1986. – 704 с.

4. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы: Учебное пособие – М.: Высш. шк., 1985. – 367 с.

5. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: Учебное пособие для вузов /Н. Е. Кузьменко, В. В. Еремин, В. А. Попков. — М.: Издательство «Экзамен»,2005.

6. Учебный справочник школьника. Учебное издание. - М.: Дрофа, 2001