Химические свойства серной кислоты

Соединения серы: серная кислота

Ключевые слова конспекта: соединения серы, серная кислота, участие в кислотно-основных и окислительно-восстановительных взаимодействиях, получение и применение серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄ – вещество молекулярного строения. Её графическая формула:

В серной кислоте сера находится в высшей степени окисления +6.

Серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, хорошо растворимую в воде. Смешивается с водой в неограниченном количестве и очень гигроскопична. При растворении верной кислоты в воде выделяется значительное количество теплоты.

Химические свойства серной кислоты можно рассмотреть с точки зрения кислотно-основных и окислительно-восстановительных взаимодействий.

Участие в кислотно-основных взаимодействиях

1. Серная кислота – сильный электролит, в водных растворах диссоциирует практически полностью:

Изменяет окраску индикатора (например, лакмуса с фиолетовой на красную).
Более корректно электролитическая диссоциация H₂SO₄ описывается уравнениями:

2. Серная кислота реагирует с основными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O2Н+ + CuO = Cu2+ + H₂O

3. Серная кислoта реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ = CuSO₄ + 2H₂02Н+ + Cu(OH)₂ = Cu2+ + 2H₂0

4. Сернaя кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей:

5. Сeрная кислота вытесняет и сильные, но летучие кислоты из их солей:

Участие в окислительно-восстановительных взаимодействиях

Разбавленные растворы H₂SO₄ реагируют с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов до H₂, с образованием сульфатов и выделением водорода:

Чистая H₂SO₄ и H₂SO₄ в концентрированных растворах проявляют сильные окислительные свойства за счёт S+6.

Концентрированная H₂SO₄ взаимодействует с металлами (в том числе с Cu, Ag, Hg), стоящими после H₂ в ряду напряжений металлов, с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления S+6: H₂S, S, SO₂. Концентрированная серная кислота не реагирует с благородными металлами вследствие их малой активности, а также с Al, Cr, Fe из-за пассивации. На поверхности этих металлов образуется защитная оксидная плёнка, защищающая их от дальнейшего окисления.

Глубина восстановления зависит от восстановительных свойств металлов.
Активные металлы восстанавливают H₂SO₄ до H₂S:

Металлы с меньшей активностью восстанавливают H₂SO₄ до SO₂:

Концентрированная сeрная кислoта окисляет и некоторые неметаллы. Например:

Важной химической особенностью серной кислоты является её способность выступать в качестве дегидратирующего реагента. Концентрированная серная кислота вступает в реакции дегидратации со многими органическими веществами, отщепляя от них молекулы воды

Например:

Получение и применение серной кислоты

Промышленное получение серной кислоты включает несколько стадий. Сырьём является сера S и сульфидные руды (в основном пирит FeS₂).

В ходе получения серной кислоты из пирита осуществляются три химические реакции:

1. Обжиг пирита (проводится при температуре около 800 °С):

2. Каталитическое окисление оксида серы (IV):

Эта реакция – обратимая, экзотермическая, каталитическая (её проводят в присутствии катализатора V₂O₅ при температуре около 450 °С).

Оксид серы (VI) (серный ангидрид) SO₃ при обычных условиях – летучая жидкость (t°_кип. = 44,8 °С), неограниченно растворяется в воде. Оксид серы (VI) SO₃ – кислотный оксид, ему соответствует сильная серная кислота.

3. Поглощение SO₃ водой (гидратация SO₃):   SO₃ + H₂O = H₂SO₄

В промышленности для этой реакции используют концентрированную H₂SO₄, образуется олеум H₂SO₄ • SO₃, при разбавлении которого получают концентрированную H₂SO₄.

Серная кислота – один из важнейших продуктов химической промышленности. Важнейшие области её применения: производство минеральных удобрений, других кислот и солей, красителей, пластмасс, волокон, лекарственных веществ, очистка нефтепродуктов, металлургия.

Конспект урока «Соединения серы: серная кислота». Выберите дальнейшее действие:

• Вернуться к Списку конспектов по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии

Получение и применение серной кислоты

Серную кислоту в промышленности получают двумя способами: контактным и нитрозным.

Контактный способ получения H₂SO₄:

• На первом этапе получают сернистый газ путем обжига серного колчедана:

  4FeS2+11O2 = 2Fe2O3+8SO2↑
  

• На втором этапе, сернистый газ окисляют кислородом воздуха до серного ангидрида, реакция идет в присутствии оксида ванадия, играющего роль катализатора:

  2SO2+O2 = 2SO3

• На третьем, последнем этапе, получают олеум, для этого серный ангидрид растворяют в концентрированной серной кислоте:

  H2SO4+nSO3  H2SO4·nSO3

• В дальнейшем олеум транспортируется в железных цистернах, а серная кислота получается из олеума разбавлением водой:

  H2SO4·nSO3+H2O → H2SO4

Нитрозный способ получения H₂SO₄:

• На первом этапе очищенный от пыли сернистый газ обрабатывается серной кислотой, в которой растворена нитроза (оксид азота):

  SO2+H2O+N2O3 = H2SO4+2NO↑
  

• Выделившийся оксид азота окисляется кислородом и снова поглощается серной кислотой:

  2NO+O2 = 2NO2
  NO2+NO = N2O3

Применение серной кислоты:

• для осушки газов;
• в производстве других кислот, солей, щелочей и проч.;
• для получения удобрений, красителей, моющих средств;
• в органическом синтезе;
• в производстве органических веществ.

Общее описание

Серная кислота (H₂SO₄) обладает характерными свойствами кислот и является сильным окислителем. Это наиболее активная неорганическая кислота с температурой плавления 10°C. Кислота закипает при 296°C с выделением воды и оксида серы SO₃. Способна поглощать пары воды, поэтому её используют для осушения газов.

Рис. 1. Серная кислота.

Серную кислоту получают промышленным путём из диоксида серы (SO₂), который образуется при горении серы или серного колчедана. Два основных способа образования кислоты:

• контактный (концентрация 94 %) – окисление диоксида серы до трёхокиси серы (SO₃) с последующим гидролизом:
  2SO₂ + O₂ → 2SO3; SO₃ + H₂O → H₂SO₄;
• нитрозный (концентрация 75 %) – окисление диоксидом азота диоксида серы при взаимодействии воды:
  SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO.

Раствор SO₃ в серной кислоте называется олеумом. Его также используют для получения серной кислоты.

Рис. 2. Процесс получения серной кислоты.

Реакция с водой способствует выделению большого количества тепла. Поэтому к воде примешивают кислоту, а не наоборот. Вода легче кислоты, она остаётся на поверхности. Если добавить воду в кислоту, вода мгновенно закипит, что приведёт к разбрызгиванию кислоты.

Реакции характеризующие свойства разбавленной серной кислоты

Взаимодействие с металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, является окислительно-восстановительным процессом:

H2SO4 + Mg ⟶ MgSO4 + H2↑
2H + + 2ē ⟶ H2 0	1	окислитель (восстановление)
Mg 0 — 2ē ⟶ Mg +2	1	восстановитель (окисление)

Взаимодействует с основными оксидами, образуя сульфат и воду (реакция ионного обмена):MgO + H₂SO₄ ⟶ MgSO₄ + H₂OMgO + 2H + + SO₄ 2- ⟶ Mg 2+ + SO₄ 2- + H₂OMgO + 2H + ⟶ Mg 2+ + H₂O

Взаимодействует с основаниями, образуя сульфат и воду (реакция ионного обмена):Cu(OH)₂ + H₂SO₄ ⟶ CuSO₄ + 2H₂OCu(OH)₂ + 2H + + SO₄ 2- ⟶ Cu 2+ + SO₄ 2- + H₂OCu(OH)₂ + 2H + ⟶ Cu 2+ + H₂O

Взаимодействует с солями, если образуется слабый электролит, газ или осадок (реакция ионного обмена):BaCl₂ + H₂SO₄ ⟶ 2HCl + BaSO₄↓Ba 2+ + 2Cl — + 2H + + SO₄ 2- ⟶ 2H + + 2Cl — + BaSO₄↓Ba 2+ + SO₄ 2- ⟶ BaSO₄↓

Серная кислота как электролит

Разделы: Химия

Цель: изучение свойств разбавленной серной кислоты.

Задачи:

• сформировать знания о свойствах серной кислоты как электролита;
• формировать коммуникативные, познавательные и исследовательские умения;
• развивать умение составлять уравнения химических реакций в молекулярном и ионном видах; воспитывать аккуратность в обращении и химическими веществами.

Формы организации познавательной деятельности учащихся: фронтальная, групповая, индивидуальная.

Оборудование: пробирки, спиртовка, спички, держатель для пробирки, химический стакан, лучина, инструктивные карточки, таблица растворимости.

Реактивы: цинк, железо, медь; оксид меди, оксид кремния; раствор гидроксида натрия, фенолфталеин; растворы карбоната калия, хлорида натрия и хлорида бария; раствор серной кислоты, концентрированная серная кислота, сахарная пудра.

Химические свойства H2SO4

Серная кислота полностью диссоциирует в водных растворах в две ступени:

H2SO4  H++HSO4-
HSO4-  H++SO4-

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот, вступая в реакции:

• с основными оксидами:

  MgO+H2SO4 = MgSO4+H2O
  

• с основаниями:

  H2SO4+2NaOH = Na2SO4+2H2O
  

• с солями:

  H2SO4+BaCl2 = BaSO4↓+2HCl
  качественная реакция на сульфат-ион:
  SO42-+Ba2+ = BaSO4↓
  

В окислительно-восстановительных реакциях серная кислота выступает в роли окислителя, при этом, в разбавленной H₂SO₄ роль окислителей играют катионы водорода (H+), а в концентрированной — сульфат-ионы (SO₄2-) (более сильные окислители, чем катионы водорода).

• разбавленная серная кислота:H₂+1S+6O₄-2окислитель H+: 2H++2e- → H₂↑
• концентрированная серная кислота:
  H₂+1S+6O₄-2окислитель S+6:
  • S+6+2e- → S+4 (SO₂)
  • S+6+6e- → S (S)
  • S+6+8e- → S-2 (H₂S)

Разбавленная серная кислота реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (реакция проходит с образованием сульфатов и выделением водорода):

H2SO4(разб)+Fe = FeSO4+H2↑

С металлами, стоящими правее водорода (медь, серебро, ртуть, золото), разбавленная серная кислота не реагирует.

Концентрированная серная кислота является более сильным окислителем, особенно это проявляется при нагревании. Концентрированная серная кислота не реагирует только с золотом, с остальными металлами, стоящими правее водорода, кислота взаимодействует с образованием сульфатов и сернистого газа. Более активными металлами (цинк, алюминий, магний) концентрированная серная кислота восстанавливается до свободной серы или сероводорода.

С остальными металлами серная кислота взаимодействует с образованием сернистого газа, серы или сероводорода (конкретный продукт восстановления серной кислоты зависит от ее концентрации):

2H2SO4(конц)+Cu = CuSO4+SO2↑+2H2O
5H2SO4(конц)+4Mg = 4MgSO4+H2S↑+4H2O
4H2SO4(конц)+3Zn = 3ZnSO4+S↓+4H2O

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы, восстанавливаясь до сернистого газа:

2H2S+6O4(конц)+S = 3SO2↑+2H2O
2H2S+6O4(конц)+C = C+4O2↑+2S+4O2↑+2H2O

При низких температурах концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы (железо, алюминий, никель, хром, титан), что дает возможность ее промышленной перевозки в железных цистернах.

Подробнее см. Уравнения окислительно-восстановительных реакций серной кислоты…

Презентация на тему: » Серная кислота (к рабочей тетради О.Г. Габриеляна «Химия- 9 класс» Составитель: Малышева А.А. -учитель химии высшей категории «МАОУ гимназия 1»» — Транскрипт:

1

Серная кислота (к рабочей тетради О.Г. Габриеляна «Химия- 9 класс» Составитель: Малышева А.А. -учитель химии высшей категории «МАОУ гимназия 1»

2

С помощью каких реакций можно осуществить превращения: S H 2 S S SO 2 Na 2 SO 3 SO 2 SO 3 H 2 SO 4

3

S H 2 S 1) S 0 + H 2 0 = H 2 +1 S -2

4

H 2 S S 2) 2H 2 S -2 + O 2 0 = 2H 2 O -2 +2S 0 H 2 S -2 + I 2 0 = S 0 + 2HI -1

5

S SO 2 3) S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 -2

6

SO 2 Na 2 SO 3 4) SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3 SO 2 + 2NaOH + Na 2 SO 3 + H 2 O

7

Na 2 S0 3 SO 2 5) Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O

8

SO 2 SO 3 6) S +4 O 2 +O 2 0 = S +6 O 3 -2

9

SO 3 H 2 SO 4 7) SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

10

Серная кислота

11

H2 S O4H2 S O

12

Применение H 2 SO 4

13

CuSO 4 *5H 2 O

14

Применение H 2 SO 4 красители

15

Применение H 2 SO 4 пластмассы

16

Применение H 2 SO 4

17

ГИПС

18

Применение H 2 SO 4 Лекарства

19

Применение H 2 SO 4 Взрывчатые вещества

20

Применение H 2 SO 4

21

Задачи урока -изучить свойства разаавленной серной кислоты -изучить свойства концентрированной серной кислоты -установить взаимосвязь свойств кислоты и областей её применения

22

СЕРНАЯ КИСЛОТА Химические свойства Физические свойства Применение серной кислоты Задачи

23

Тяжелая маслянистая жидкость без запаха Не проводит электрический ток гигроскопичность нелетучая Физические свойства серной кислоты H 2 SO 4 Проводит электрический ток

24

H2 S O4H2 S O

25

Химические свойства H 2 SO 4 Разбавленная Концентрированная

26

Химические свойства разаавленной серной кислоты 1 ) С основаниями 2) С основными оксидами 3 ) С растворами солей ( качественная реакция) 4)С металлами,стоящими в ряду активности до водорода ( исключение- свинец)

27

Взаимодействие разаавленной серной кислоты с основаниями H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

28

Взаимодействие разаавленной серной кислоты с основными оксидами 3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 +3H 2 O

29

Взаимодействие разаавленной серной кислоты с растворами солей H 2 SO 4 + Na 2 CO 3 = CO 2 +H 2 O +Na 2 SO 4

30

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ — это реакции, с помощью которых распознают определенные химические вещества

31

Качественная реакция на сульфат-ион Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4

32

ПРОВЕРЬ СЕБЯ: Ba 2+ +2Cl — +2H + +SO 4 2- =BaSO 4 +2H + +2Cl — Ba 2+ +SO 4 2- =BaSO 4 BaCl 2 +H 2 SO 4 =BaSO 4 +2HCl

33

Zn 0 +H 2 +1 SO 4 = Zn +2 SO 4 +H 2 0 ОКИСЛИТЕЛЬ — Н + Взаимодействие разаавленной серной кислоты с металлами

34

Химические свойства концентрированной серной кислоты Сильный окислитель Гигроскопичность

35

Сильный окислитель а) H 2 S +6 O 4 + Mg 0 = H 2 S -2 + Mg +2 SO 4 + Н 2 О б) H 2 S +6 O 4 + Zn 0 = S 0 + Zn +2 SO 4 + Н 2 О в) H 2 S +6 O 4 + Cu 0 = S +4 O 2 + Cu +2 SO 4 + Н 2 О г) C 0 +2H 2 S +6 O 4 = C +4 O 2 +2S +4 O 2 + 2H 2 O ОКИСЛИТЕЛЬ – S +6 O 4

36

Обугливание сахара концентрированной серной кислотой C 11 H 22 O 11 + H 2 SO4 = 12C + H 2 SO H 2 O + SO 2

37

H 2 SO 4 +nH 2 O = H 2 SO 4 nH 2 O +Q Гигроскопичность

38

Как приготовить раствор серной кислоты? Техника безопасности

39

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ? H2OH2O Посмотреть

40

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ? H2OH2O

41

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

42

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

43

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

44

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

45

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

46

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

47

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

48

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

49

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

50

H 2 SO 4 Добавить воду в кислоту ?

51

Добавлять КИСЛОТУ в воду! H 2 SO 4 + nH 2 O = H 2 SO 4 nH 2 O + Q H2OH2OH 2 SO 4

52

Экспериментальная задача H 2 SO 4 (раза)? H 2 SO 4 (конц)? Zn

53

ПРОВЕРЯЕМ 5H 2 S +6 O 4 + 4Mg 0 = 4 Mg +2 SO 4 + H 2 S H 2 O Ок-ль S е S -2 1 восстановил. 8 В-ль Mg 0 – 2 е Mg +2 4 окисление

54

ПРОВЕРЯЕМ 4H 2 S +6 O 4 +3 Zn 0 3 Zn +2 SO 4 + 4H 2 O + S 0 Ок-ль S е S 0 1 восстановил. 6 В-ль Zn 0 – 2 е Zn +2 3 окисление

55

ПРОВЕРЯЕМ 2H 2 S +6 O 4 + Cu 0 Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O В-ль Cu 0 – 2 е Сu +2 1 окисление 2 о-ль S е S 0 1 восстановил.

56

Домашнее задание Прочитать текст учебника на стр В рабочей тетради закончить упражнения (кроме упражнения на производство серной кислоты). К следующему уроку подготовить рассказ о свойствах разаавленной и концентрированной серной кислот.

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,296
• гуманитарные 33,622
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,211
• разное 16,830

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Химия 9 класс (Габриелян) Проверочная работа № 34

ПР-34. Вариант 1

№ 1. При испытании веществ на электропроводность лампочка прибора загорится, если погрузить электроды в 1) кристаллическую поваренную соль 2) кристаллический сахар 3) раствор сахара в воде 4) раствор поваренной соли в воде 5) расплав поваренной соли ОТВЕТ: 4, 5.

№ 2. К сильным электролитам относят 1) все щёлочи 2) все растворимые кислоты 3) все оксиды 4) все растворимые вещества 5) все растворимые соли ОТВЕТ: 1, 5.

№ 3. Слабые электролиты — это 1) гидроксид меди (II) 2) плавиковая кислота 3) гидроксид натрия 4) хлорид аммония, 5) сернистый газ ОТВЕТ: 1, 2.

№ 4. Сильные кислоты — это 1) плавиковая, 2) азотная, 3) соляная, 4) сероводородная, 5) сернистая. ОТВЕТ: 2, 3.

№ 5. Каких частиц больше других в растворе гидрокарбоната калия? 1) КНСO₃, 2) K+, 3) Н+, 4) СО₃2–, 5) HCO₃2–. ОТВЕТ: 2, 5.

№ 6. Наибольшее число ионов образуется в результате растворения в воде равных количеств 1) сернистой кислоты, 2) сульфита натрия, 3) гидросульфита натрия, 4) угольной кислоты, 5) карбоната натрия. ОТВЕТ: 2, 5.

№ 7. Для осуществления реакции Fe2+ + 2OН– = Fe(OH)₂ необходимы следующие вещества 1) карбонат железа (II) 2) гидроксид железа (II) 3) сульфат железа (II) 4) гидроксид натрия 5) гидроксид магния ОТВЕТ: 3, 4.

№ 8. Сокращённому ионному уравнению H+ + OH– = H₂O соответствует взаимодействие между 1) Mg(OH)₂ и H₂S 2) Mg(OH)₂ и H₂SO₄ 3) Ba(OH)₂ и H₂SO₄ 4) Ba(OH)₂ и НСl 5) HNO₃ и Ba(OH)₂ ОТВЕТ: 4, 5.

№ 9. Установите соответствие взаимодействующими ионами и реагентами.Взаимодействующие ионы:A) SO₄2– + Ва2+ Б) 2OH– + Fe2+ B) 2H+ + SO₃2–Реагенты: 1) гидроксид бария и серная кислота 2) гидроксид бария и нитрат железа (II) 3) сульфит натрия и серная кислота 4) нитрат бария и серная кислота 5) нитрат железа (II) и гидроксид магния ОТВЕТ: А–4, Б–2, В–3.

№ 10. Приведите пример реакции, в результате которой образуется осадок голубого цвета, составив уравнения в молекулярной, ионной и сокращённой ионной формах. ОТВЕТCuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄; Cu2+ + SO₄2– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)₂↓ + 2Na+ + SO₄2–; Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)₂↓

Дополнительные задания

№ 1. Установите соответствие между формулой газообразного вещества и средой его водного раствора. Формула вещества: A) NH₃, Б) СО₂, B) SO₂, Г) СО. Среда раствора: 1) кислая, 2) нейтральная, 3) щелочная. ОТВЕТ: А–3, Б–1, В–1, Г–2.

№ 2. Установите соответствие между формулой соли и типом гидролиза. Формула соли: A) АlСl₃, Б) (NH₄)₂SO₃, B) (CH₃COO)₂Zn, Г) Na₂CO₃. Тин гидролиза: 1) по катиону, 2) по аниону, 3) по катиону и аниону. ОТВЕТ: А–1, Б–3, В–3, Г–2.

№ 3. Установите соответствие между формулой соли и средой её водного раствора. Формула соли: A) K₂SiO₃, Б) СаСl₂, B) Fe(NO₃)₂, Г) KNO₃. Среда: 1) кислая, 2) нейтральная, 3) щелочная. ОТВЕТ: А–3, Б–2, В–1, Г–2.

Вы смотрели: Химия 9 Габриелян Проверочная 34 «Диссоциация электролитов в водных растворах. Ионные уравнения реакций» с ответами по учебнику химии для 9 класса. Цитаты из учебного пособия использованы в учебных целях.

Соли серной кислоты

Поскольку серная кислота является двухосновной кислотой, она дает два вида солей: средние соли (сульфаты) и кислые соли (гидросульфаты).

Сульфаты хорошо растворяются в воде, исключение составляют CaSO₄, PbSO₄, BaSO₄ — первые два плохо растворяются, а сульфат бария практически нерастворим. Сульфаты, в состав которых входит вода, называются купоросами (медный купорос — CuSO₄·5H₂O).

Отличительной особенностью солей серной кислоты является их отношение к нагреванию, например, сульфаты натрия, калия, бария устойчивы к нагреванию, не разлагаясь даже при 1000°C, в то же время, сульфаты меди, алюминия, железа разлагаются даже при незначительном нагревании с образованием оксида металла и серного ангидрида: CuSO4 = CuO+SO₃.

Горькая (MgSO₄·7H₂O) и глауберова (Na₂SO₄·10H₂O) соль используются в качестве слабительного средства. Сульфат кальция (CaSO₄·2H₂O) — при изготовлении гипсовых повязок.