Sulfat

Ammonium sulfat — (ammonium sulfat, lat. ammonium sulphate), (NH4)2SO4 qeyri-üzvi ikili birləşmə, kükürd turşusunun ammonium duzudur. Rəngsiz şəffaf kristallardır (və ya ağ tozdur), qoxusuzdur. Ammonium sulfat, sulfat turşusunun ammonyak məhluluna təsiri və digər duzlarla mübadilə reaksiyaları ilə əldə edilir. Gübrə kimi, sulfat turşusu istehsalında, qida sənayesində, biyokimyada zülalların təmizlənməsində, suyun xlorlanmasında qatqı olaraq istifadə olunur. Ammonium sulfatın toksikliyi çox azdır. == Fiziki xüsusiyyətləri == Saf ammonium sulfat - rəngsiz şəffaf kristallardır, əzilmiş formada - ağ tozdur. Hiqroskopliyi azdır. Rombi sistem, kosmik qrup Pnma, hüceyrə parametrləri a = 0.7782 nm, b = 0.5993 nm, c = 1.0636 nm, Z = 4 kristallarını əmələ gətirir. Sıxlığı (20 °C-də) - 1.766 q / sm3-dir.

Barium sulfat (BaSO4) - sulfat turşusunun barium duzu. == Təbiətdə tapılması == Təbiətdə - barıt mineralı şəklində tapılır. Rəngsiz kristal maddədir. Suda, demək olar ki, həll olunmur (180C-də 1 l suda 2 mq). == Alınması == Qatı və duru sulfat turşusu bariumun suda həll olan duzları ilə reaksiyaya girərək barium sulfatın ağ rəngli çöküntüsünü əmələ gətirir: Bu reaksiya analitik kimyada Ba2+ və SO4 2- ionlarını təyin etmək üçün istifadə edilir. == Kimyəvi xassələri == Barium sulfat qatı sulfat turşusu ilə reaksiyaya daxil olaraq turş duz – barium –hidrosulfat əmələ gətirir: Yüksək temperaturda (1600 °C)barium sulfat parçalanır == Tətbiqi == Litoponun alınmasında, dərin neft quyularının qazılmasında (ağırlaşdırıcı maddə kimi), müşəmbə, linolium, kağız və rezin istehsalında, rentgen şualarını yaxşı udduğu üçün tibbdə rentgenoloji müayinələrdə, o cümlədən mədə- bağırsaq sistemin müayinəsində işlənilir.

Kalsium sulfat (CaSO4) — qeyri-üzvi birləşmədir, sulfat turşusunun kalsium duzudur. Təbiətdə CaSO4•2H2O dihidrat (gips, selenit) və susuz vəziyyətdə - anhidrit şəklində tapılır. == Fiziki xüsusiyyətləri == Susuz kalsium sulfat — sıxlığı 2,96 q / sm³, ərimə nöqtəsi 1450 ° C olan, rombvari kristal qəfəsli normal şəraitdə rəngsiz kristallardır. Yüksək temperaturda (1200 ° C-dən çox) sabit kub modifikasiyası və ya iki metastabil α- və β-altıbucaqlı modifikasiyası şəklində mövcud ola bilər. Çox yavaş-yavaş suyu birləşdirir, sulfatın 1 molekuluna müvafiq olaraq CaSO4 · 0,5H2О ilə 1/2 və ya 2 su molekulu olan kristal hidrata nəmləndirir. Suda bir az həll edilməlidir. Artan temperaturla həllolma azalır: 20 ° C-də 0,2036 q/ 100 q sudursa, suyun qaynama nöqtəsinə yaxın (100 ° C) 100 q suya 0,067 q sulfat qədər azalır. Sərt suda həll olunan kalsium sulfat suyun sərtliyini təyin edən amillərdən biridir. === Kalsium sulfat dihidratın fiziki xüsusiyyətləri === Temperatur yüksəldikdə, lakin 180 ° C-dən çox olmadıqda, kalsium sulfat dihidrat suyun bir hissəsini itirir, yarı sulu olur - sözdə "yanmış gips" büzücü kimi sonrakı istifadə üçün uyğundur. Daha sonra 220 ° C-yə qədər qızdırıldıqda, gips tamamilə suyu itirir, susuz CaSO4 əmələ gətirir, bu da yalnız uzunmüddətli saxlama zamanı nəm udur və hemihidrata çevrilir.

Maqnezium sulfat (MgSO4)– qeyri-üzvi maddədir, maqneziumun və sulfat turşusunun duzudır. == Həll olması == - suda: 35,120; 54,880; 68,3100 q/100 ml - efirdə: 1,1618 q/100 ml == Tarixi == İlk dəfə 1695-ci ildə İngiltərədə yaşayan botanik Neemiy Qrü tərəfindən bulaq suyunun tərkibində tapılmışdı. == Fiziki xassələri == Maqnezium sulfat – ağ, higroskopik tozdı, kristalları rombik quruluşa malikdir, hüceyrə parametrləri a = 0.482 nm, b = 0.672 nm, c = 0.833 nm. 1010 °C temperaturda, başqa bir rombik fazaya keçid baş verir. Bir neçə kristal -hidrat əmələ gətirir: MgSO4 • nH2O, burada n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 12. Ən çox öyrənilən kristalhidratlar MgSO4 • 7H2O, MgSO4 • 6H2O və MgSO4 • H2O. == Alınması == 1. Maqneziumun və sulfat turşusunun reaksiyası nəticəsində alınır: M g + H 2 S O 4 → M g S O 4 + H 2 {\displaystyle {\mathsf {Mg+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+H_{2}}}} 2. Sulfat turşusunun oksid, hidroksid və maqnezium karbonat ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində alınır: M g O + H 2 S O 4 → M g S O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgO+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+H_{2}O}}} M g ( O H ) 2 + H 2 S O 4 → M g S O 4 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+2\ H_{2}O}}} M g C O 3 + H 2 S O 4 → M g S O 4 + C O 2 ↑ + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgCO_{3}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}} 3. Kristalhidratın qurudulması nəticəsində susuz maqnezium sulfat almaq olar: M g S O 4 ⋅ 7 H 2 O → 200 o C M g S O 4 + 7 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}\cdot 7H_{2}O\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ MgSO_{4}+7\ H_{2}O}}} Sənayedə maqnezium sulfat dəniz suyundan, kizerit və karnalit minerallarından əldə edilir. == Kimyəvi xassələri == 1. Ərimə temperaturundan yuxarı qızdırıldıqda parçalanır: 2 M g S O 4 → 1200 ∘ C 2 M g O + 2 S O 2 ↑ + O 2 {\displaystyle {\mathsf {2MgSO_{4}\ \xrightarrow {1200~^{\circ }C} \ 2MgO+2SO_{2}\uparrow +O_{2}}}} 2. Qatı sulfat turşusu ilə reaksiya zamanı hidrosulfat alınır: M g S O 4 + H 2 S O 4 → M g ( H S O 4 ) 2 {\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Mg(HSO_{4})_{2}}}} Qızdırıldıqda solvatlar alınır MgSO4•H2SO4 и MgSO4•3H2SO4. 3. Qızdırıldıqda hidrogen sulfid,silisium dioksid, karbon ilə reaksiyaya daxil olur: M g S O 4 + H 2 S → 700 ∘ C M g O + S O 2 ↑ + S + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+H_{2}S\ \xrightarrow {700~^{\circ }C} \ MgO+SO_{2}\uparrow +S+H_{2}O}}} M g S O 4 + S i O 2 → 680 ∘ C M g S i O 3 + S O 3 {\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+SiO_{2}\ {\xrightarrow {680~^{\circ }C}}\ MgSiO_{3}+SO_{3}}}} 2 M g S O 4 + C → 800 ∘ C 2 M g O + 2 S O 2 ↑ + C O 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {2MgSO_{4}+C\ \xrightarrow {800~^{\circ }C} \ 2MgO+2SO_{2}\uparrow +CO_{2}\uparrow }}} M g S O 4 + 2 C → > 800 ∘ C M g S + 2 C O 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+2C\ \xrightarrow {>800~^{\circ }C} \ MgS+2CO_{2}\uparrow }}} Maqnezium sulfatın sulu məhlulları həll olunan barium duzlarının sulu məhlulları( məs.BaCl2) ilə reaksiyaya daxil olaraq həll olmayan barium sulfat alınır: M g S O 4 + B a C l 2 → B a S O 4 ↓ + M g C l 2 {\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+BaCl_{2}\ \xrightarrow {\ } \ BaSO_{4}\downarrow +MgCl_{2}}}} == Tətbiqi == Tətbiq sahələri çoxşaxəlidir. Bildiyimiz kimi maqnezium elementi xlorofilin strukturuna daxil olduğundan bitkilər üçün əhəmiyyətlidir. Yetərincə maqnezium ionu qəbul edə bilən bitkinin yarpaqları daha məhsuldar fotosintez apara bilir, beləcə bitki daha güclü və daha dözümlü olur.

Stronsium sulfat SrSO4 - sulfat turşusunun stronsium duzu.Təbiətdə selestin mineralı şəklində olur. Rombik sistemin rəngsiz kristalları (α-modifikasiya, 1157 ° C-ə qədər mövcuddur). Yüksək temperaturda, altıbucaqlı β-modifikasiyaya çevrilir. Natrium sulfatın stronsium hidroksidlə reaksiyası zamanı alınır: S r 2 + + N a 2 S O 4 → S r S O 4 ↓ + 2 N a + {\displaystyle {\mathsf {Sr^{2+}+Na_{2}SO_{4}\rightarrow SrSO_{4}\downarrow +2Na^{+}}}} Suda az həll olunur (0 ° C-də 100 ml suya 0,0113 qram). Xlor ionlarının iştirakı ilə həl olunması artır. 1580 ° C-dən yuxarı temperaturda parçalanır. Yalnız yüksək təzyiqlərdə əriyir, 6MPa-da ərimə nöqtəsi 1606 ° C-dir. 2 S r S O 4 → 2 S r O + 2 S O 2 + O 2 {\displaystyle {\mathsf {2SrSO_{4}\rightarrow 2SrO+2SO_{2}+O_{2}}}} Stronsium sulfatın sulfat turşusu ilə reaksiya zamanı stronsium hidrosulfid alınır Stronsium sulfatın, natrium karbonat ilə reaksiya zamanı stronsium karbonat və natrium sulfat alınır. Stronsium sulfat rezin və boyalar üçün doldurucu kimi istifadə olunur. Quyu qazma üçün istifadə olunan ağır mayelərin tərkibinə daxil olur.

Sulfat anhidridi, kükürd 6-oksid, SO3—otaq temperaturunda rəngsiz qazdır. Bərk sulfat anhidridi alfa-, beta-, qamma- və delta- modifikasiyalarında olur. Onların ərimə temperaturları müvafiq olaraq 16.8, 32.5, 62.3 və 95 °C-dir. Həmin modifikasiyalar bir-birindən SO3 kristallarının forması və polimerləşmə dərəcələri ilə fərqlənir. Rütubətli havada SO3 tüstülənir (buxarlanaraq havada H2SO4 damcıları əmələ gətirir). Sulfat anhidridi sənayedə kükürd qazını katalitik oksidləşdirmə yolu ilə alınır. Ondan sulfat turşusu, oleum, susuz HNO3 və s. hazırlanmasında istifadə olunur.

Sulfat turşusu, H2SO4 — qüvvətli ikiəsaslı turşu. Susuz sulfat turşusu adi şəraitdə rəngsiz, iysiz, yağabənzər ağır mayedir, sıxlığı 1,9203 q/sm3-dir, 10,45°S-də donur, 296,2°S-də qaynayır. Su ilə istənilən nisbətlərdə qarışır. Qatı sulfat turşusu demək olar ki, bütün metallarla reaksiyaya girib, müvafiq duz (sulfat) əmələ gətirir, hidrogen-yodidi, qismən də hidrogen-bromidi oksidləşdirib, sərbəst halogenə çevirir, qızdırıldıqda bütün metalları (qızıl və platin müstəsna olmaqla) oksidləşdirir. Durulaşdırılmış sulfat turşusu gərginlik sırasında hidrogendən solda yerləşən bütün metallarla (qurğuşundan başqa) reaksiyaya girir. Sulfat turşusu almaq üçün əsas xammal, təbii sulfidlərin (pirit, kolçedan) yandırılmasında əmələ gələn kükürd qazıdır (SO2). Bu qazı kontakt və ya qüllə üsulu ilə sulfat anhidridinə SO3 çevirərək suda həll etməklə sulfat turşusu alırlar. 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q 2So2 + O2 → 2SO3 + Q SO3(q) + H2O(m) → H2SO4 +Q Sulfat turşusu kimya sənayesinin əsas məhsullarından biridir. Ondan mineral gübrə (super-fosfat, ammonium-sulfat), müxtəlif turşu, duz, darman, yuyucu maddə, boya, süni lif, partlayıcı maddə və s. istehsalında geniş istifadə edilir.

Rubidium sulfat – kimyəvi formulu Rb2SO4 olan qeyri-üzvi birləşmədir Rubidium sulfat — ağ rəngsiz kristallardı. Rombik sinqoniya (a = 0,781 нм, b = 1,043 нм, c = 0,597 нм, Z = 4). 658 °C-dən yuxarı heksaqonal modifikasiyaya çevrilir. Maddənin suda həllolma qabiliyyəti temperaturun artması ilə artır, buna görə də 0 °C-də 364 q və 100 °C-də 826 q rubidium sulfat 1 l suda həll olunur. Rubidium sulfatı, durulaşdırılmış sulfat turşusunun rubidium metalına, onun oksidinə, hidroksidinə və ya karbonatına təsiri ilə almaq olar: 8 R b + 6 H 2 S O 4 → 4 R b 2 S O 4 + S O 2 + S ↓ + 6 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {8\ Rb+6\ H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ 4\ Rb_{2}SO_{4}+SO_{2}+S\downarrow +6\ H_{2}O}}} R b 2 O + H 2 S O 4 → R b 2 S O 4 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}O+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Rb_{2}SO_{4}+H_{2}O}}} 2 R b O H + H 2 S O 4 → R b 2 S O 4 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2\ RbOH+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Rb_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}} R b 2 C O 3 + H 2 S O 4 → R b 2 S O 4 + C O 2 ↑ + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}CO_{3}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Rb_{2}SO_{4}+CO_{2}\uparrow +2\ H_{2}O}}} Həmçinin rubidium sulfatı, mübadilə reaksiyayaları nəticəsində almaq olar : 2 R b C l + H 2 S O 4 → 100 o C R b 2 S O 4 + 2 H C l ↑ {\displaystyle {\mathsf {2\ RbCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ Rb_{2}SO_{4}+2\ HCl\uparrow }}} R b C l + R b H S O 4 → 500 o C R b 2 S O 4 + H C l ↑ {\displaystyle {\mathsf {RbCl+RbHSO_{4}\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ Rb_{2}SO_{4}+HCl\uparrow }}} Rubidium sulfidin oksidləşməsi nəticəsində: R b 2 S + 2 O 2 → 500 o C R b 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}S+2\ O_{2}\ {\xrightarrow {500^{o}C}}\ Rb_{2}SO_{4}}}} Rubidium sulfat ikiəsaslı turşunun duzu kimi turş duzlar əmələ gətirir: R b 2 S O 4 + H 2 S O 4 ⇄ 2 R b H S O 4 {\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}\ \rightleftarrows \ 2RbHSO_{4}}}} Bütün sulfatlar kimi, həll olunan barium birləşmələri ilə reaksiyaya daxil olur: R b 2 S O 4 + B a C l 2 → 2 R b C l + B a S O 4 ↓ {\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2RbCl+BaSO_{4}\downarrow }}} Sulfidlərə qədər reduksiya olunur: R b 2 S O 4 + 4 H 2 → 700 o C R b 2 S + 4 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}SO_{4}+4\ H_{2}\ {\xrightarrow {700^{o}C}}\ Rb_{2}S+4\ H_{2}O}}} 3 R b 2 S O 4 + 8 N H 3 → 700 o C 3 R b 2 S + 4 N 2 + 12 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {3\ Rb_{2}SO_{4}+8\ NH_{3}\ \xrightarrow {700^{o}C} \ 3\ Rb_{2}S+4\ N_{2}+12\ H_{2}O}}} Rubidium sulfat qeyri-üzvi sintez üçün katalizatorların istehsalında istifadə olunur. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. — Л.: Химия, 1977. — С. 94. M. K. Bağıyeva. Ümumi və qeyri-üzvi kimya praktikumu.

Aluminium sulfat Al2 (SO4)3 formuluna malik olan kimyəvi birləşmədir. Suda həll olunur və ilk növbədə içməli suyun və çirkab suları təmizləmə qurğularının təmizlənməsində, eləcə də kağız istehsalında qatılaşdırıcı agent kimi istifadə olunur.

Alüminium-kalium sulfat — kubik sinqoniya. Rast gəlmə tezliyi şkalası: çox da tez-tez rast gəlməyən. == Xassələri == Rəng – ağ, rəngsiz; Mineralın cizgisinin rəngi – ağ; Parıltı – şüşə; Şəffaflıq – yarımşəffaf; Sıxlıq – 1,76; S – 2; Ayrılma – {111}üzrə qeyri-mükəmməl; Sınıqlar – qabıqvari; Başqa xassələr – dadı kəmşirindir, ağız büzüşdürücüdür, suda yaxşı həll olur (151 q/l 20°C-də); Morfologiya – kristallar: nadir rast gəlir; oktaedrik, nisbətən az – heksaedrik; Mineral aqreqatları: torpaqvari və sıx kütlələr, qabıqlar, qaysaqlar. == Mənşəyi və yayılması == Arid vilayətlər üçün tipik olan ekzogen əmələgəlmə kimi göl sularının buxarlanması zamanı kristallaşır. Sulfid yataqlarının oksidləşmə zonasında da əmələ gəlir. Birlikdə rast gəldiyi minerallar: başqa sulfatlar, müxtəlif karbonatlar və s. Mineralın tapıldığı yerlər: Qara-Qum (Türkmənistan); Şorsu (Özbəkistan); Şimali Qafqaz; Dağıstan; Tambov və Ulyanovsk yaxınlığında (Rusiya); Katmay (ABŞ) və b. Azərbaycanda Böyük Qafqazın Cənub yamacının pirit saxlayan gil şistlərində yerləşən bir sıra kiçik zəy təzahürləri məlumdur. Bundan başqa bir sıra filiz yataqlarının və təzahürlərinin (Filizçay, Çıraqdərə, Gədəbəy, Bülüldüz və b.) oksidləşmə zonalarında, Kəlbəcər rayonun və Naxçıvan MR-nın bəzi yerlərində aşkar edilmişdir. == Tətbiqi == Dəriaşılama işlərində, boyaq, kağız istehsalında, təbabətdə və b.

Dəmir(II) sulfat FeSO4 (dəmir kuporosu) - qeyri-üzvi birləşmə, sulfat turşusunun dəmir duzu. == Fiziki xassələri == Dəmir (II) sulfat - susuz maddədir, rəngsiz, qeyri-şəffaf, olduqca higroskopikdir. Kristallohidratları higroskopikdir,şəffaf açıq mavi-yaşıl kristallardır, FeSO4•4Н2О tetrahidrat (rosenit) yaşıl, FeSO4•4Н2О monohidrat (smolnokit)rəngsizdir. Güclü büzücü dəmir dadı var. == Alınması == Parçalanma temperaturu 680 °C –dən yuxarı Dəmir (II) sulfatı durulaşdırılmış sulfat turşusunun dəmir ilə reaksiya zamanı almaq olar: Fe + H 2 SO 4 ⟶ FeSO 4 + H 2 ↑ {\displaystyle {\ce {Fe{}+ H2SO4 -> FeSO4 + H2 ^}}} Digər bir üsul, piritin oksidləşdirici yanmasıdır. FeS 2 + 3 O 2 ⟶ FeSO 4 + SO 2 {\displaystyle {\ce {FeS2{}+ 3 O2 -> FeSO4{}+ SO2}}} Sənayedə ilmenitdən titan oksid istehsalında yan məhsul kimi alınır. == Kimyəvi xassələri == 100 q suda 26,6 q susuz FeSO4 20 0C- də, 54,4 q FeSO4 56 0C –də həll olunur. Dəmir (II) sulfat məhlulları oksigeninin təsiri ilə tədricən oksidləşir və dəmir (III) sulfata çevrilir. 12 FeSO 4 + 3 O 2 + 6 H 2 O ⟶ 4 Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 4 Fe ( OH ) 3 ↓ {\displaystyle {\ce {12 FeSO4{}+ 3 O2{}+ 6 H2O -> 4 Fe2(SO4)3{}+ 4 Fe(OH)3 v}}} 480 0C-dən yuxarı temperaturda parçalanır. 4 FeSO 4 ⟶ 2 Fe 2 O 3 + 4 SO 2 + O 2 {\displaystyle {\ce {4 FeSO4 -> 2Fe2O3{}+ 4SO2{}+ O2}}} == Tətbiqi == Mürəkkəb istehsalında, boyanmada (yunun qara rəngə boyanmasında) dəmir kuporosu istifadə olunur.

Titan (IV) sulfat Ti (SO4)2 - qeyri-üzvi bir birləşmədir, titan və sulfat turşusunun duzudur, rəngsiz kristallar su ilə hidroliz olunur. Titan (IV) sulfat rəngsiz, yüksək dərəcədə higroskopik kristallar əmələ gətirir. Titan (IV) sulfatı kükürd (VI) oksidin titan (IV) xlorid ilə sintezi nəticəsində almaq olar: T i C l 4 + 6 S O 3 → T i ( S O 4 ) 2 + 2 S 2 O 5 C l 2 {\displaystyle {\mathsf {TiCl_{4}+6SO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ Ti(SO_{4})_{2}+2S_{2}O_{5}Cl_{2}}}} Titan (IV) sulfatı su ilə tamamilə hidroliz olunur: T i ( S O 4 ) 2 + H 2 O → T i O S O 4 + H 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {Ti(SO_{4})_{2}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ TiOSO_{4}+H_{2}SO_{4}}}} Titan (IV) sulfat kimyəvi birləşmələrin (məsələn, titan dioksid ) istehsalında istifadə olunur. Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с. Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова.

Vanadium (II) sulfat (VSO4) — qeyri-üzvi bir birləşmədir, vanadiumun və sulfat turşusunun duzudur, kristallohidratlar əmələ gətirir – suda həll olan qırmızı-bənövşəyi kristallardı. Vanadium (II) sulfat, məhlulunun diqqətlə qurudulması nəticəsində kristallohidrat şəklində çökür — qırmızı-bənövşəyi kristallardı. VSO4 • n H2O tərkibinin kristallohidratlarını əmələ gətirir, burada n = 6, 7. Vanadium (II) sulfat heptahidrat VSO4 • 7H2O vanadium kuporosu adlanır. Vanadium (V) oksidin sink tozu ilə reduksiya nəticəsində almaq olar: V 2 O 5 + 3 Z n + 5 H 2 S O 4 → 2 V S O 4 + 3 Z n S O 4 + 5 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{5}+3Zn+5H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ 2VSO_{4}+3ZnSO_{4}+5H_{2}O}}} Vanadiy (III) sulfatın sink ilə reduksiya nəticəsində : V 2 ( S O 4 ) 3 + Z n → 2 V S O 4 + Z n S O 4 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}(SO_{4})_{3}+Zn\ {\xrightarrow {}}\ 2VSO_{4}+ZnSO_{4}}}} Havada vanadium (II) sulfat oksigenlə asanlıqla oksidləşir: 2 V S O 4 + O 2 → 2 V O S O 4 {\displaystyle {\mathsf {2VSO_{4}+O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2VOSO_{4}}}} Vanadium (II) sulfat qələvi metal və ammoniumun sulfatları ilə az həll olunan qarışıq duzlar əmələ gətirir M2V(SO4)3 x 6 H2O (M = NH4, K, Rb, Cs). Qələvi məhlulları ilə reaksiyaya daxil olur və qəhvəyi rəngdə vanadium (II) hidroksid əmələ gətirir hansı ki, çöküntü yaradır: V S O 4 + 2 N a O H → V ( O H ) 2 ↓ + N a 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {VSO_{4}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ V(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}} Bu reaksiyanın məhsulu su ilə sürətlə oksidləşərək vanadium (III) hidroksidə çevrilir. Vanadium (II) sulfat reduksiyaedici xüsusiyyətləri nümayiş etdirir. Beləliklə, qalay (II), mis (II), qızıl(III) duzlarının məhlullarından metalları reduksiya edir. Azot turşusu və nitratlar onunla reaksiyaya girdikdə ammonyak və onun törəmələrinə qədər, sulfitlər isə — hidrogen sulfidə qədər reduksiya olunur. Flüor ionlarının iştirakı ilə, vanadium (II) sulfatın reduksiyaedici xüsusiyyətləri artır, çünki üçvalentli vanadium ionlarını güclü flüor komplekslərinə bağlayır.

Vanadium (III) sulfat – kimyəvi formula V2(SO4)3 olan qeyri-üzvi birləşmədir. Vanadium (III) və sulfat turşusunun duzudur. Suda az həll olunan açıq sarı bir maddədir. Vanadium (V) oksidin kükürdlə sulfat turşusunda işləməsi nəticəsində almaq olar: V 2 O 5 + S + 3 H 2 S O 4 → V 2 ( S O 4 ) 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {V_{2}O_{5}+S+3H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ V_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}O}}} Vanadium (II) sulfatla vanadium sulfat: V S O 4 + V O S O 4 + H 2 S O 4 → V 2 ( S O 4 ) 3 + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {VSO_{4}+VOSO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ V_{2}(SO_{4})_{3}+H_{2}O}}} Vanadium sulfatın hidrazinlə reaksiyası: 4 V O S O 4 + N 2 H 4 ∗ H 2 S O 4 + H 2 S O 4 → 2 V 2 ( S O 4 ) 3 + N 2 ↑ + 4 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {4VOSO_{4}+N_{2}H_{4}*H_{2}SO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ 2V_{2}(SO_{4})_{3}+N_{2}\uparrow +4H_{2}O}}} Reduksiyaedici maddədir. Havaya dözümlüdür, lakin yüksək rütubətdə yaşıl kompleksin[V(H2O)6]3+ meydana gəlməsi sayəsində bir neçə həftəyə yaşıl rəng alır. Suda yavaş həll olunaraq eyni kompleks yaradır. Qələvilərlə, qələvi metal karbonatlarla, ammonium sulfid və ammonyakla reaksiya daxil olaraq vanadium (III) hidroksidin çirkli, yaşıl çöküntüsü əmələ gəlir: V 2 ( S O 4 ) 3 + 6 N a O H → 2 V ( O H ) 3 + N a 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}(SO_{4})_{3}+6NaOH\ {\xrightarrow {}}\ 2V(OH)_{3}+Na_{2}SO_{4}}}} Vakuumda qızdırıldıqda parçalanır: V 2 ( S O 4 ) 3 → t 2 V O S O 4 + S O 2 {\displaystyle {\mathsf {V_{2}(SO_{4})_{3}\ {\xrightarrow {t}}\ 2VOSO_{4}+SO_{2}}}} Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова. — М.: Академия, 2007. — Т. 3.

Xrom II sulfat CrSO4 - qeyri-üzvi birləşmədir, xrom metalının və sulfat turşusunun duzudur, suda həll olan yaşıl kristallar kristallohidratlar əmələ gətirir. Xrom (II) sulfat rəngsiz, suda həll olunan kristallar əmələ gətirir, sulu məhlulları oksigen olmadıqda sabitdirlər. CrSO4 • n H2O tərkibli kristallohidratlar əmələ gətirir, burada n = 1, 2, 4, 5 və 7. Normal şərtlərdə kristallohidrat CrSO4 • 5H2O əmələ gəlir - üçbucaqlı sistemin mavi kristalları, parametrləri a = 0.724 nm, b = 1.094 nm, c = 0.601 nm, α = 125.32 °, β = 97.63 °, γ = 94.32 ° . Durulaşdırılmış sulfat turşusunun xrom metalına təsiri nəticəsində almaq olar: C r + H 2 S O 4 → C r S O 4 + H 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {Cr+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ CrSO_{4}+H_{2}\uparrow }}} Durulaşdırılmış sulfat turşusunun xrom (II) asetatına təsiri nəticəsində: ( C H 3 C O O ) 2 C r + H 2 S O 4 → C r S O 4 + 2 C H 3 C O O H {\displaystyle {\mathsf {(CH_{3}COO)_{2}Cr+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {}}\ CrSO_{4}+2CH_{3}COOH}}} Əsası oksidlərin turşularla reaksiyası nəticəsində: C r 2 ( S O 4 ) 3 + Z n → 2 C r S O 4 + Z n S O 4 {\displaystyle {\mathsf {Cr_{2}(SO_{4})_{3}+Zn\ {\xrightarrow {}}\ 2CrSO_{4}+ZnSO_{4}}}} Sulu məhlulları oksigeni udur: 12 C r S O 4 + 3 O 2 → 4 C r 2 ( S O 4 ) 3 + 2 C r 2 O 3 {\displaystyle {\mathsf {12CrSO_{4}+3O_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 4Cr_{2}(SO_{4})_{3}+2Cr_{2}O_{3}}}} Oksidləşdirici maddə olmadığı təqdirdə suyu yavaş-yavaş reduksiya edir hansındakı həll olunmuşdur və rediksiyaedici xassələr görsədir. 2 C r S O 4 + 2 H 2 O → 2 C r ( O H ) S O 4 + H 2 ↑ {\displaystyle {\mathsf {2CrSO_{4}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2Cr(OH)SO_{4}+H_{2}\uparrow }}} İnert atmosferdə qələvi məhlulları və ammonyakla reaksiyaya qirir və gəhvəyi rəngdə xrom (II) hidroksid çöküntüsü yaranır. C r S O 4 + 2 N a O H → N 2 C r ( O H ) 2 ↓ + N a 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {CrSO_{4}+2NaOH\ {\xrightarrow {N_{2}}}\ Cr(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}} Natrium sulfid məhlulu ilə reaksiyaya girərək xrom (II) sulfidin qara çöküntüsünü əmələ gətirir: C r S O 4 + N a 2 S → C r S ↓ + N a 2 S O 4 {\displaystyle {\mathsf {CrSO_{4}+Na_{2}S\ {\xrightarrow {}}\ CrS\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}} Analitik kimyada oksigen uducu kimi. Üzvi kimyada katalizator və reduksiyaedici kimi istifadə olunur. Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998.

Sulfatlar — Minerallardır, Sulfat turşusunun duzlarıdır.Hal-hazırda dünyada 180 sulfatın mineralı vardır. 1.^ The Atom and the Molecule by Gilbert N. Lewis Journal of the American Chemical Society Volume 38, 1916, pages 762–785. See page 778: Lewis assigned to sulfur a negative charge of two, starting from six own valence electrons and ending up with eight electrons shared with the oxygen atoms. In fact, sulfur donates two electrons to the oxygen atoms. 2.^ The modern theory of valency Linus Pauling J. Chem. Soc., 1948, 1461–1467, doi:10.1039/JR9480001461 3.^ C.A. Coulson, Nature, 221, 1106 (1969) 4.^ K.A.R. Mitchell, Chem. Rev., 69, 157 (1969) 5.^ a b Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1966). Advanced Inorganic Chemistry (2d Edn.). New York:Wiley. 6.^ a b Thorsten Stefan and Rudolf Janoschek: How relevant are S=O and P=O Double Bonds for the Description of the Acid Molecules H2SO3, H2SO4, and H3PO4, respectively?.