сульфиды соли какой кислоты

Сульфиды соли какой кислоты

Сульфиды составляют 0,25% массы земной коры. Большинство сульфидов обладает металлическим блеском. Сульфиды в большинстве случаев нетвердые—• не оставляют царапины на стекле.

Все сульфиды, за исключением некоторых разностей цинковой обманки, непрозрачны и имеют темную или окрашенную черту. Цвет у большинства сульфидов постоянный, характерный для каждого из них. Сульфиды с металлическим блеском в большинстве случаев тяжелые, с неметаллическим блеском — легкие.

Наиболее типичное происхождение сульфидов — гид ротермальное. В поверхностных условиях сульфиды большей частью представляют соединения неустойчивые — они более или менее легко выветриваются и образуют сернокислые, углекислые, кислородные, водные соединения и покрываются коркой. Сульфиды служат рудой для извлечения различных химических элементов и имеют большое промышленное значение.

Физические свойства. Блеск металлический. Твердый. Цвет светлый латунно-желтый. Черта черная. Спайность отсутствует. Сплошные зернистые и плотные массы; также вкрапления, отдельные кристаллы (кубы, пентагональные додекаэдры), друзы, псевдоморфозы по другим минералам, иногда рыхлый (черного цвета). Сингония кубическая. На гранях кристалла часто наблюдается взаимно перпендикулярная штриховка. Хрупкий.

Отличительные признаки. Пирит можно от личить от других минералов по постоянному металлическому блеску, по большой твердости, по светлому латунно-желтому цвету и по черной черте. Напоминает медный колчедан, с которым нередко вместе встречается. Отличается более светлым цветом (у медного колчедана густой латунно-желтый) и большей твердостью (медный колчедан не царапает стекло).

Халькопирит (медный колчедан ) — CuFeS ₂

Физические свойства. Блеск металлический. Напоминает пирит. Твердость средняя. Цвет латунно-желтый, золотисто-желтый (более густожелтый, чем у пирита); часто покрыт радужной или синей побежалостью. Черта черная. Спайность отсутствует. Сплошной зернистый, плотный; вкрапления, реже кристаллы и псев доморфозы по другим минералам. Сингония тетрагональ ная. Хрупкий.

Отличительные признаки. Халькопирит имеет постоянный металлический блеск, среднюю твердость, постоянный латунно-желтый цвет и черную черту. От серного колчедана отличается по цвету (у серного колчедана цвет светлее), по твердости (серный колчедан царапает стекло) и по наличию радужной побежалости; от золота отличается по черте (черта у золота — золотисто-желтая).

Химические свойства. Растворяется в азотной кислоте.

Разновидность. Талнахит — кубическая модификация халькопирита.

Физические свойства. Блеск металлический. Твердость средняя. Цвет свинцово-серый. Черта свинцо во-серая. Тяжелый. Спайность совершенная в трех на правлениях по граням куба. При ударе распадается на мелкие кубики и образует ступенчатые уступы. Сплошной зернистый (таблитчатый), вкрапления; также кристаллы (кубы, октаэдры и пентагональные додекаэдры). Сингония кубическая.

Отличительные признаки. Галенит узнает ся по постоянному металлическому блеску, по средней твердости, по свинцово-серому цвету, по хорошо выра женной спайности в трех направлениях по граням куба, по тому, что при ударе галенит распадается на мелкие кубики и образует ступенчатые уступы, и по большой плотности. От похожих на него минералов — молибдено вого блеска и сурьмяного блеска — отличается по твер дости — не пишет на бумаге. От самородной платины отличается наличием спайности. Постоянный спутник — цинковая обманка (бурого цвета, блеск алмазный).

Физические свойства. Блеск алмазный или киноварь матовая. Мягкая или средней твердости. Цвет ярко-красный, темно-красный. Черта кроваво-красная. Спайность совершенная в одном направлении. Тяжелая. Сплошные зернистые, плотные, землистые массы, также налеты или вкрапления; реже кристаллы и двойники. Сингония гексагональная.

Отличительные признаки. Киноварь хорошо узнается по кроваво-красному цвету и кроваво-красной черте. Наиболее характерным спутником для киновари является антимонит (свинцово-серый). Киноварь похожа на реальгар. Отличается от него по цвету (у реальгара цвет оранжево-красный).

Х имические свойства. Растворяется только в царской водке. При осторожном нагревании порошка с содой в колбочке дает капли ртути.

Разновидность. Печёнковая руда — киноварь темного цвета, содержит глину и битуминозные вещества.

Химические свойства. Порошок, растворенный в азотной кислоте, при прибавлении нескольких капель азотнокислого кобальта при нагревании окрашивает раствор в зеленый цвет.

Разновидности. 1. Клейофан — светлая, прозрачная цинковая обманка желтого цвета. 2. Марматит — темная цинковая обманка, содержащая железо.

Физические свойства. Блеск металлический. Мягкий. Жирен на ощупь. Пишет на бумаге. Цвет светлый свинцово-серый. Черта светло-серая, металлически блестящая (отличие от графита). Спайность весьма совершенная. Листоватый, чешуйчатый. Сплошные массы и вкрапления; редко шестиугольные пластинчатые короткостолбчатые кристаллы. Сингония гексагональная.

Отличительные признаки. У молибденита постоянный металлический блеск, постоянный светлый свинцово-серый цвет. Молибденит мягкий, легко растирается в пальцах в блестящий порошок (отличие от графита). Пишет на бумаге.

Химические свойства. Разлагается в азотной кислоте с выделением белого или сероватого осадка.

Физические свойства. Блеск металлический. Мягкий. Цвет свинцово-серый, стально-серый; иногда синеватая или черная побежалость. Черта свинцово-серая. Спайность совершенная в одном направлении по длине кристалла. Игольчатого, призматического строения сплошные массы, удлиненные кристаллы, друзы. Сингония ромбическая. На гранях кристаллов часто наблюдается штриховка. Хрупкий. Ножом легко истирается в порошок. Тонкий осколок плавится в пламени свечи (температура плавления около 550°).

Отличительные признаки. Антимонит от сходных с ним минералов отличается постоянным ме таллическим блеском, постоянным свинцово-серым или стально-серым цветом, игольчатыми, призматическими агрегатами и тем, что он мягкий. Постоянным спутником антимонита является киноварь (красного цвета). От свинцового блеска отличается меньшей твердостью (свинцовый блеск не пишет на бумаге), от молибденового блеска — по агрегатам (у молибденового блеска агрегаты листоватые, чешуйчатые).

Физические свойства. Блеск перламутровый, жирный или матовый, мягкий. Цвет лимон но-желтый. Черта более светлого тона. Спайность весьма совершенная. Листоватый, чешуйчатый (листочки гибкие, но не упругие), зернистый, землистый, порошко ватый, также налеты; редко кристаллы. Сингония моноклинная.

Отличительные признаки. Аурипигмент резко отличается от других минералов неметаллическим блеском, лимонно-желтым цветом, лимонно-желтой чертой и тем, что он мягкий. Спутник: реальгар (оранжево-красный).

Источник

Сульфиды соли какой кислоты

Ключевые слова конспекта: соединения серы, сероводород, сульфиды, осаждение сульфидов.

Сероводород

При обычных условиях сероводород Н₂S – газ, без цвета, с характерным запахом гниющего белка. При 20°С 1 объём воды растворяет 2,5 объёма Н₂S. Раствор Н₂S в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой.

Сероводородная кислота – слабая, двухосновная, бескислородная. Диссоциирует ступенчато:

Химические свойства сероводорода, как и многих соединений, удобно рассмотреть в двух аспектах: кислотно-основном и окислительно-восстановительном.

По кислотно-основным свойствам раствор сероводорода является слабой кислотой, что обусловлено присутствием в растворе ионов Н + (Н₃О + ). Сероводород может изменить окраску раствора индикатора (например, лакмуса с фиолетовой на красную).

Сероводород взаимодействует со щелочами. При этом могут образовываться как средние, так и кислые соли:

a) 2NaOH + Н₂S = Na₂S + 2Н₂O
20H – + Н₂S = S 2– + 2Н₂0

б) NaOH + Н₂S = NaHS + Н₂O
OH – + Н₂S = HS – + Н₂0

Если внести в пламя сероводорода какой–либо холодный предмет, то температура пламени снижается и сероводород окисляется до свободной серы, оседающей на предмете в виде жёлтого налёта:

Кроме кислотных и восстановительных свойств, важно отметить ещё одну особенность сероводорода: он взаимодействует с некоторыми солями, когда в результате реакции происходит осаждение сульфидов (PbS, CuS), в которых ионы связаны более прочно, чем в сероводороде. Например:

Получить сероводород можно:

1) непосредственным синтезом из серы и водорода при нагревании (150–200 °С):

2) вытеснением сероводорода из некоторых сульфидов (FeS, MnS, ZnS) разбавленными сильными кислотами:

FeS + 2НCl = FeCl₂ + Н₂S↑
FeS + 2H + = Fe 2+ + Н₂S↑

Сульфиды

Сульфиды – соли сероводородной кислоты. Сероводородная кислота двухосновна и может образовывать два ряда солей, содержащих S 2– – сульфид-ион или HS – – гидросульфид–ион.

Сульфиды – твёрдые кристаллические вещества, в воде растворимы только сульфиды щелочных металлов и аммония. Некоторые нерастворимые в воде сульфиды ярко окрашены, например: CuS, PbS – чёрные, CdS – ярко-жёлтый. В подгруппах окраска сульфидов становится интенсивнее с увеличением порядкового номера элементов, например: As₂S₃ – жёлтый, Sb₂S₃ – оранжевый, Bi₂S₃ – чёрный.

В растворах сульфиды гидролизуются. Например:

Некоторые сульфиды (например, Al₂S₃, Cr₂S₃) в присутствии воды (влаги) полностью гидролизуются:

Образование нерастворимых сульфидов используется для определения наличия сероводорода и сульфид-ионов в растворе. Для этого в качестве реагентов используются соли свинца, кадмия или меди:

Pb 2+ + S 2– = PbS↓ (чёрный)
Cd 2+ + S 2– = CdS↓ (ярко–жёлтый)

Конспект урока «Соединения серы: сероводород, сульфиды». Выберите дальнейшее действие:

Источник

Сульфиды

Всего получено оценок: 91.

Всего получено оценок: 91.

Соли, образованные атомами металла и серы, называются сульфидами. Сера также образует сульфиды с некоторыми неметаллами – бором, кремнием, фосфором, мышьяком. Также могут рассматриваться как соли сероводорода.

Строение

Сернистый водород (H₂S) считается двуокисной кислотой, от которой происходит два ряда сульфидов:

Ряды сульфидов отличаются строением. Общие формулы сульфидов:

Сульфиды сочетают кристаллическое строение серы с металлической решёткой металлов. Атомы серы в сульфидах создают ионно-ковалентно-металлические химические связи. При этом размер атома серы во много раз больше атомов металлов. Это придаёт связи неустойчивость и объясняет активность соединений.

Гидросульфиды и сульфиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде.

Получение

Сульфиды получают при непосредственном взаимодействии металла и серы. Реакция с активными металлами (щелочными и щелочноземельными) протекает при обычных условиях. С остальными металлами сера реагирует только при нагревании. С золотом и платиной сера не реагирует.

Примеры реакций с металлами:

Растворимые в воде сульфиды образуются в результате взаимодействия сероводорода и щелочей:

Нерастворимые сульфиды получаются в результате обменных реакций:

Большое количество сульфидов находится в природе. К ним относятся пирит FeS₂, сфалерит ZnS, молибденит MoS₂.

Свойства

Физические и химические свойства сульфидов зависят от входящих в состав металлов. Большинство сульфидов – хрупкие непрозрачные вещества с металлическим блеском. Бывают жёлтого, чёрного, серого, красного, синего цвета. Сульфиды электропроводны и имеют высокую плотность. Большинство солей токсично.

Рис. 3. Примеры цветов сульфидов.

Химические свойства сульфидов представлены в таблице.

Реакция

Описание

Уравнение

Реагируют только растворимые сульфиды

Реагируют сульфиды металлов, стоящих левее железа (включительно). Нерастворимые сульфиды реагируют с концентрированной азотной кислотой

Сульфиды применяются в промышленной химии в качестве сырья для выделения металлов, а также для производства лекарств, красок, удобрений.

Что мы узнали?

Сульфиды – соли серы с металлами и некоторыми неметаллами. Рассматриваются как соли сернистого водорода (сероводорода). В зависимости от количества замещаемых атомов водорода выделяют гидросульфиды (MHS) и нормальные сульфиды (M₂S). Соли серы получают при непосредственном взаимодействии серы с металлами, кислотами, а также в результате обменных реакций. Сульфиды взаимодействуют с водой и кислотами.

Источник

Химия : Сульфиды во всем многообразии

«СУЛЬФИДЫ ВО ВСЕМ МНОГООБРАЗИИ»

1. Методы получения сульфидов.

2. Физико-химические свойства сульфидов металлов

3. Растворимость сульфидов

4. Основные химические свойства сульфидов

7. Промышленное применение сульфидов

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов бесцветны.

Сульфидов тяжелых металлов имеют следующие окраски:

Fe2S3 + aq + 3/2O2 = Fe2O3*aq + 3S (1)

Легко окисляются и растворенные сульфиды; при этом они действуют как сильные восстановители.

Сильное восстановительное сероводорода и сульфидов в растворе обусловлено незначительным сродством образования ионов S2-. В гальваническом элементе, составленном из нормального водородного электрода и платиновой фольги, погруженной в раствор сульфида, «серный электрод» вследствие тенденции ионов S2- разряжаться, становится отрицательным, а водородный электрод- положительным полюсом.

Распространение сульфидов металлов в природе представлено в таблице 1.

Распространение сульфидов в природе

Форма кристаллической решетки

галенит, свинцовый блеск

халькозин, медный блеск

молибденит, молибденовый блеск

аргентит, серебряный блеск

cтибнит, сурьмяный блеск, серая сурьмяная руда, антимонит

сфалерит, цинковая обманка

1. Методы получения сульфидов

1. Взаимодействие гидроокисей с сероводородом

Эти методом получают в первую очередь растворимые в воде сульфиды, т.е. сульфиды щелочных металлов. Для этого необходимо: сначала насытить раствор гидроокиси щелочного металла сероводородом. При этом получается кислый сульфид (гидросульфид). Затем прибавляют равное количество щелочи для его перевода в нормальный сульфид:

NaOH + H2S = NaHS + H2O (3)

NaHS + NaOH = Na2S + H2O (4)

2.Восстановление сульфатов прокаливанием с углем.

Na2SO4 + 4C = Na2S + 4 CO (5)

Этот метод является основным для получения сульфида натрия и сульфидов щелочноземельных металлов.

3. Непосредственное соединение элементов

Соединение металлов с серой протекает в большинстве случаев очень легко, часто с большим выделением тепла. Однако оно редко приводит к образованию совершенно чистого продукта:

4. Взаимодействие солей в водном растворе с сероводородом или сульфидом аммония.

Этим методом получают в первую очередь нерастворимые в воде сульфиды.

2. Физико-химические свойства сульфидов металлов

Физико-химические свойства сульфидов представлены в таблице 2.

Физико-химические свойства сульфидов металлов

Возгоняется в среде азота, 980

Возгоняется при 583,5

Возгоняется при 1800-1900

Возгоняется при 1180

3. Растворимость сульфидов

Поскольку сероводород является двухосновной кислотой, от него производятся два ряда сульфидов: кислые сульфиды или гидросульфиды MHS и нормальные сульфиды M2S. Все кислые сульфиды очень легко растворимы в воде. Из нормальных сульфидов также легко растворимы сульфиды щелочных металлов. В водном растворе они очень сильно гидролизуются (в 1 Н. растворе примерно на 90%) по уравнению:

Na2S + HOH NaOH + NaHS или S” + HOH OH + HS (7)

Поэтому их растворы имеют сильно щелочную реакцию. Нейтральные сульфиды щелочноземельных металлов как таковые в воде не растворяются. Однако при действии воды они претерпевают гидролитическое расщепление, например,

2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2 (8)

а образующийся при этом кислый сульфид переходит в раствор. При кипячении раствора он также разлагается:

Ca(HS)2 + 2HOH = Ca(OH)2 + 2H2S (9)

Большинство сульфидов тяжелых металлов настолько мало растворимы в воде, что гидролитическое расщепление их не происходит. Некоторые сульфиды, разбавленные сильными кислотами не разлагаются. Произведение растворимости этих сульфидов настолько мало, что даже при понижении концентрации ионов S2- в растворе за счет прибавления ионов H+ концентрация ионов металла в растворе, находящемся в равновесии с сульфидом (донной фазой), очень незначительна. Поэтому, при пропускании сероводорода такие сульфиды будут выпадать в осадок даже из очень кислых растворов.

На том, что одна часть тяжелых металлов осаждается сероводородом из кислого раствора, а другая выпадает в осадок только из аммиачных растворов при действии на них раствора сульфида аммония, основано применение этих реактивов для разделения катионов при систематическом анализе.

Из кислого раствора сероводород осаждает следующие элементы в виде их сульфидов:

1) Мышьяк, сурьму и олово;

2) Серебро, ртуть, свинец, висмут, медь и кадмий;

При действии сульфида аммония осаждаются следующие элементы: цинк, марганец, кобальт, никель, железо, хром и алюминий. Два последних элемента выпадают в виде гидроокисей, так как их сульфиды гидролизуются водой.

Сульфиды элементов, приведенных под 1), отличаются тем, что они способны растворяться в желтом полисульфиде аммония, образуя при этом тиосоли, тогда как сульфиды элементов группы 2) в этом реактиве не растворяются.

Произведение растворимости ряда сульфидов приведено в таблице 3. Эти величины вычислены на основании соотношения

Произведение растворимости кристаллических сульфидов металлов при 250С

Источник

Соединения серы

Сероводород

Получение сероводорода

Физические свойства и строение сероводорода

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для обнаружения анионов S 2- и сероводорода используют реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

1-я ступень: H₂S → Н + + HS —

2-я ступень: HS — → Н + + S 2-

H₂S очень слабая кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

Реакция с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Сульфиды

Получение сульфидов

S + Fe → FeS

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости в воде и кислотах сульфиды классифицируют на:

По цвету сульфиды можно разделить на:

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

Необратимый гидролиз сульфидов

Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S 2− :

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

Физические свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄ является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

Физические свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO₃ представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким запахом. На воздухе SO₃ «дымит» и сильно поглощает влагу.

SO₃ – тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

Вступает в реакции с восстановителями:

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

Физические свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства кислот

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Физические свойства сульфитов

Сульфиты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы или не существуют.

Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

Характерны все свойства кислот:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое соединение.

Физические свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

KАl(SO4)₂ x 12H₂O – алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

Источник