Charakterystyka tlenu i siarki

Tlen i siarka to pierwiastki chemiczne należące do grupy 16. układu okresowego. Według dawnej nomenklatury: VIA. Grupę tą od nazwy pierwszego pierwiastka nazywa się tlenowcami. Oprócz wspomnianego już tlenu i siarki należą do niego także selen (Se), tellur (Te) oraz polon (Po). Wszystkie tlenowce charakteryzuje się konfiguracją elektronową ns² np⁴.

TLEN

Tlen to pierwiastek chemiczny odkryty już w roku 1774 przez J. Priestleya. Otrzymał on tlen w wyniku rozkładu tlenku rtęci (II) (HgO). Niemal w tym samym czasie tlen uzyskał inny uczony: K.W. Scheele. Jednak obaj nie uznawali go wówczas za odrębny pierwiastek chemiczny, a jedynie jako część powietrza. Dopiero francuski naukowiec - Lavoisier, w parę lat później, w czasie przeprowadzanych badań, stwierdził, iż stanowi on odrębny pierwiastek. Wysunął on wówczas niesłuszne przypuszczenie, że tlen stanowi składnik wszystkich kwasów.

Łacińska nazwa tlenu to oxygenium. Jak już wyżej wspomniano, tlen rozpoczyna grupę pierwiastków określanych mianem tlenowce. Jego masa atomowa wynosi 15,9994 g/mol. Liczba atomowa tlenu to 8. Oznacza to, iż tlen posiada 8 protonów i 8 neutronów, wchodzących w skład jądra atomowego. Wokół elektrycznie obojętnego jądra znajduję się 8 elektronów, z czego 6 tzw. elektronów walencyjnych.

W przyrodzie , w stanie wolnym tlen występuje w dwóch odmianach alotropowych: w postaci cząsteczek dwuatomowych oraz cząsteczek trójatomowych (ozonu).

Cząsteczkowy tlen dwuatomowy, to tlen, jaki występuje w niższych warstwach atmosfery. Jest niezbędną substancją dla organizmów żywych. Dzięki niemu możliwe jest przeprowadzanie procesu oddychania komórkowego. To gaz słabo rozpuszczalny w wodzie, bezbarwny, bez smaku oraz pozbawiony zapachu. Skroplony jest niebieska cieczą. Nie przewodzi ciepła ani elektryczności. Jego gęstość wynosi 1,429 [g/dm³] (jest cięższy od powietrza). Temperatura topnienia dla tlenu wynosi - 218 ºC, zaś temperatura parowania - 182 ºC. Wykazuje właściwości paramagnetyczne. Naturalnie występujący tlen jest mieszaniną dwóch stabilnych izotopów: tlenu ¹⁶O i tlenu ¹⁸O.

Ozon jest nazywany inaczej trójtlenem lub tritlenem. Występuje on w dużych ilościach w górnych warstwach atmosfery - stratosferze, która położona jest ok. 11 do 30 km nad ziemią. Warstwę tą inaczej nazywa się ozonosferą. Powstaje na skutek wyładowań elektrycznych. Często po burzy czuć charakterystyczny zapach pochodzący od ozonu. Otrzymuje się go także w wyniku reakcji fotochemicznych. W procesach tych najpierw ulegają rozpadowi cząsteczki dwuatomowe tlenu, na atomy które następnie łączą się z innymi dwuatomowymi cząsteczkami.

O₂ → 2 O

O₂ + O → O₃

Ozon posiada szczególne właściwości - może pochłaniać promieniowanie nadfioletowego, pod wpływem którego ulega rozpadowi:

O₃O + O₂

Dzięki nieustannemu zachodzeniu reakcji syntezy i rozkładu ozonu molwa jest ochrona życia na ziemi przed szkodliwym promieniowaniem nadfioletowym, które powoduje mutacje (zmienia DNA), a nawet śmierć organizmów, gdyż rozkłada cząsteczki białek. Niestety, ta cenne warstwa ozonu jest zagrożona przez zanieczyszczenia środowiska i substancje emitowane przez przemysł. Niektóre z nich powodują przyspieszony rozkład ozonu, a tym samym pozbawienie tej warstwy atmosfery jej funkcji ochronnej. Do substancji szczególnie zagrażających ozonowi zalicza się freony oraz tlenek azotu (II).

Cząsteczka ozonu ma strukturę płaską, kątową (kąt utworzony pomiędzy wiązaniami wynosi ok. 122º). Jej budowę elektronową określa się mianem hybrydy rezonansowej. Ozon należy do substancji odznaczających się jednym z najsilniejszych właściwości utleniających. Z tego względu jest on wykorzystywany jako środek bielący oraz do dezynfekcji.

Tlen należy najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków na kuli ziemskiej. Jego procentowa zawartość w litosferze (najbardziej zewnętrznej części kuli ziemskiej) oraz w atmosferze wynosi aż 48,6 %. Zawartość tlenu w powietrzu wynosi ok. 21 %. Oprócz tego, że tlen licznie występuje w postaci wolnej, jest on także zawarty w postaci związanej: wodzie (stanowi 89 % masy wody) oraz w wielu minerałach, głównie w krzemianach, glinokrzemianach, krzemionce i skałach węglanowych, które budują skorupę ziemską. Nie wolno zapomnieć, iż tlen należy do tzw. makropierwiastków, a więc pierwiastków podstawowych, budujących organizmy żywe.

Tlen należy do pierwiastków silnie elektroujemnych oraz bardzo reaktywnym. Reaguje z niemal wszystkimi pierwiastkami chemicznymi, z większością jednak dopiero w podwyższonej temperaturze. Reakcje łączenia się tlenu z innymi substancjami nazywa się utlenianiem, natomiast jeżeli reakcja ta zachodzi gwałtownie z wydzieleniem energii, to mówi się o procesie spalania. Tlen w związkach chemicznych występuje na -II stopniu utlenienia. Wyjątek stanowią nadtlenki, w których znajduje się na -I stopniu utlenienia oraz fluorek tlenu - tu na +II.

Laboratoryjnie tlen najłatwiej otrzymuje się w wyniku rozkładu termicznego nadmanganianu potasu (KMnO₄) lub przez rozkład tlenku rtęci (II). Poniżej przedstawiono równania reakcji chemicznych, obrazujące ten proces:

2 KMnO₄ → MnO₂ + K₂MnO₄ + O₂↑

2 HgO → 2 Hg + O₂↑

Na skalę przemysłową uzyskuje się tlen z powietrza. Przeprowadza się tzw. destylacje frakcyjną. Wstępnie oczyszczone powietrze, następnie skrapla się w temperaturze ok. -192[ºC]. w tzw. Aparacie Lindego. W kolejnym etapie powoli ogrzewa się gazy i wykorzystując fakt, iż różne gazy skraplają się w rożnej temperaturze oddziela się poszczególne frakcje gazowe, znad skroplonego powietrza.

Do najbardziej popularnych związków tlenu należą tlenki. W nich tlen związany jest jedynie z atomem (atomami) innego pierwiastka.

Zgodnie z prawidłowym, systematycznym nazewnictwem związków chemicznych, tlenki nazywa się następująco: najpierw podaje się słowo tlenek, a następnie w dopełniaczu nazwę pierwiastka, z którym tlen tworzy dany tlenek. Na końcu, w nawiasach okrągłych określa się wartościowość pierwiastka w tym tlenku. Liczbę tą zapisuje się cyframi rzymskimi. Nie należy jej podawać, jeżeli dany pierwiastek tworzy związki tylko na jednym stopniu utlenienia. Przykładowo:

- CaO - tlenek wapnia

- Al₂O₃ - tlenek glinu

- SO₂ - tlenek siarki (IV)

- N₂O₅ - tlenek azotu (V)

- CrO₃ - tlenek chromu (VI)

W zależności od wartościowości pierwiastka w danym tlenku, mają one następujący wzór chemiczny:

Wzór ogólny tlenku	Przykład tlenku	Wartościowość pierwiastka w tlenku	Nazwa systematyczna tlenku
X2O	Na2O	I	Tlenek sodu
XO	MgO	II	Tlenek magnezu
X2O3	Al2O3	III	Tlenek glinu
XO2	CO2	IV	Tlenek węgla (IV)
X2O5	N2O5	V	Tlenek azotu (V)
XO3	SO3	VI	Tlenek siarki (VI)
X2O7	Mn2O7	VII	Tlenek manganu (VII)

Tlenki ze względu na charakter chemiczny można podzielić na kilka grup:

- tlenki kwasowe - reagują z zasadami, a nie reagują z kwasami. Te, które rozpuszczają się w wodzie tworzą kwasy, a ich roztwory wodne mają odczyn kwasowy.

Np. SO₂ - tlenek siarki (VI)

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

SO₂ + HCl → brak reakcji

SO₂ + 2 NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

Innymi popularnymi tlenkami kwasowymi są: CO₂, P₄O₁₀, N₂O₃, CrO₃, Mn₂O₇, NO₂, N₂O₅, SO₂, SO₃

- tlenki zasadowe - reagują z kwasami, a nie reagują z zasadami. Te, które rozpuszczają się w wodzie tworzą wodorotlenki, a ich roztwory wodne mają odczyn zasadowy.

Np. K₂O - tlenek potasu

K₂O + H₂O → 2 KOH 

K₂O + 2 HCl → 2 KCl + H₂O

K₂O + NaOH → brak reakcji

Inne tlenki zasadowe to: MnO, CrO oraz wszystkie tlenki litowców i berylowców (wyjątek stanowi Be).

- tlenki amfoteryczne - reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami. Zazwyczaj nie reagują z wodą, więc ich roztwory wodne są obojętne.

Np. Al₂O₃ - tlenek glinu

Al₂O₃ + H₂O → brak reakcji

Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O

Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O → 2 Na[Al(OH)₄]

Wśród tlenków amfoterycznych można wyróżnić: ZnO, CuO, MnO₂, Al₂O₃, As₂O₃, As₂O₅, PbO, SnO, SnO₂, Sb₂O₃, Sb₂O_5.

- tlenki obojętne nie reagują ani z wodą, ani z kwasami, ani z zasadami.

Np. NO - tlenek węgla (II)

NO + H₂O → brak reakcji

NO + HCl → brak reakcji

NO + NaOH → brak reakcji

Istniej niewielka ilość tlenków obojętnych, inne to: NO, CO oraz N₂O.

Woda

Woda to najważniejszy związek chemiczny istniejący na ziemi, dlatego został tutaj krótko scharakteryzowany. Inne związki, zawierające tlen zostały tu pominięty, gdyż jest ich ogromna ilość i nie sensu ich tutaj wymieniać.

Przez wieki uważano wodę za jeden z pierwiastków chemicznych. W starożytności uznawano, że istnieje ich cztery: woda, ogień, ziemia i powietrze. W czasach nowożytnych, gdy zajęto się chemią, jako dyscypliną nauki, także na początku utrzymywał się pogląd, iż woda to pierwiastek chemiczny. Zdanie zmieniono dopiero w roku 1783, kiedy A. Lavoisier dokonał rozkłady wody na tlen i wodór. Udało mu się także przeprowadzić reakcję odwrotną: otrzymał wodę w wyniku spalania w powietrzu wodoru.

Jak każdy doskonale wie, woda w warunkach standardowych jest bezbarwną cieczą, pozbawioną zapachu i smaku. Krzepnie w temperaturze 0ºC, zaś paruje w temperaturze 100ºC. Jej gęstość w przybliżeniu określa się na 1 g/cm³ (dokładnie wynosi ona 0,9998 g/cm³). Ulega ona zmianie w zależności od temperatury. Wykazuje największą gęstość w temperaturze 3,98 ºC.

Cząsteczka wody ma budowę kątową. Atom tlen w wodzie charakteryzuje się hybrydyzacją sp³. Kąt pomiędzy wiązaniami wynosi więc ok. 109 º. Tylko w stanie gazowym można wyróżnić pojedyncze cząsteczki wody. W stanie ciekłym ulegają one asocjacji, czyli połączeniu, za pomocą wiązań wodorowych. Jest to niezwykle ważna cecha, decydująca o tym, iż woda w temperaturze pokojowej występuję jako ciecz. Niewielka ilość cząsteczek wody ulega dysocjacji elektrolitycznej:

2 H₂O  H₃O⁺ + OH^-

Woda jest odporna na działanie wysokiej temperatury. Dopiero przy 2000ºC ulega rozkładowi termicznemu na wodór i tlen.

Woda jest substancją dość reaktywną. W temperaturze pokojowej łatwo reaguje z litowcami i berylowcami, z wydzieleniem wodoru cząsteczkowego. Produktem tej reakcji jest odpowiedni wodorotlenek metalu. Łatwo ulegają też reakcji z tlenkami niemetali dając kwasy tlenowe.

Często woda stanowi katalizator - przyśpiesza przebieg niektórych z reakcji.

Jest przyczyną korozji metali, czyli niszczenia metali pod wpływem wilgoci i tlenu.

W przyrodzie woda znajduje się w ciągłym obiegu. Występuję w postaci ciekłej w morzach, oceanach, rzekach i jeziorach; w postaci pary wodnej w atmosferze oraz jak ciało stałe, czyli lód - w większości na Antarktydzie i Arktyce. Nieustanne parowanie cieczy, topnienie lodowców i opady atmosferyczne, sprawiają, iż woda jest w ciągłym, zamkniętym cyklu.

Dla chemii woda stanowi podstawowy odczynnik, głównie ze względu na jej właściwości rozpuszczania ogromnej ilości związków, szczególnie tych, które zawierają wiązania jonowe lub kowalencyjne, silnie spolaryzowane. To dzięki niej może zachodzić dysocjacja oraz hydroliza, a także elektroliza roztworów wodnych.

Przy okazji tematu wody warto wspomnieć o wodzie destylowanej oraz wodzie ciężkiej.

Mianem wody ciężkiej określa się wodę, w której zamiast atomów wodoru ¹H, znajdują się atomy ciężkiego wodoru, tzw. deuteru ²D, będącego jego izotopową odmianą. Wyróżniamy D₂O, w których oba atomy wodoru są zastąpione deuterem oraz DHO, gdzie zastąpiony jest tylko jeden atom wodoru.

Naturalnie występuje w tradycyjnej wodzie, stanowiąc śladową jej domieszkę. Aby otrzymać czystą ciężką wodę przeprowadza się wielokrotną i długotrwałą elektrolizę. Naukowo udowodniono jej niekorzystne działanie na organizmy żywe. Znajduje zastosowanie w technice jądrowej do spowalniania szybkich neutronów.

Woda destylowana to woda specjalnie oczyszczana z rozpuszczonych w niej naturalnie soli. Proces destylacji wykonuje się na potrzeby laboratoriów chemicznych. Nie zaleca się jej spożywania, gdyż pozbawiona elektrolitów nie jest zdrowa dla człowieka.

SIARKA

Siarka to substancja niemetaliczna znana już w starożytności. Wykorzystywano ją wtedy do bielenia tkanin oraz do leczenia chorób skóry. Nierzadko uważano siarkę za substancję magiczną. Dowodem tego jest jej średniowieczna nazwa: "żywioł palności". Oficjalnie do pierwiastków została zaliczona przez a. Lavoisiera w roku 1777.

Łacińska nazwa siarki brzmi sulfur.

Należy do pierwiastków chemicznych położonych w 16. grupie układu okresowego (dawnej VIA), czyli w grupie nazywanej tlenowcami. Jego masa atomowa wynosi 32,066 g/mol. Jest to tzw. średnia masa atomowa. W skład naturalnej siarki wchodzi kilka jej izotopów. Najczęściej występującymi i stabilnymi izotopami są cztery: ³²S, ³³S, ³⁴S oraz ³⁶S. Liczba atomowa siarki to 16. Oznacza to, iż siarka posiada 16 protonów i 16 neutronów, wchodzących w skład jądra atomowego. Wokół elektrycznie obojętnego jądra znajduję się 16 elektronów, z czego 6 to tzw. elektrony walencyjne.

Siarka jest zaliczana do typowych pierwiastków niemetalicznych, związku z tym nie przewodzi elektryczności ani ciepła. Nie ma charakterystycznego dla metali połysku.

W przyrodzie występuje w kilku odmianach alotropowych (alotropia to zjawisko występowanie tego samego pierwiastka pod różnymi postaciami, różniącymi się budową sieci krystalicznej).

Wśród odmian alotropowych siarki znane są dwie postaci krystaliczne: siarka rombowa (S_α) oraz siarka jednoskośna (S_β).

Siarka rombowa zbudowana jest z ośmioatomowych, pierścieniowych cząsteczek. Występuje ona w postaci żółtych kryształków, które są nierozpuszczalne w wodzie, trudno rozpuszczalne w benzynie i alkoholu, natomiast bardzo dobrze w siarczku węgla (CS₂). Gęstość siarki określa się 2,07 g/cm³. Wśród innych odmian siarki można wyróżnić: siarkę żółta , katena- polisiarkę, siarkę plastyczną oraz pary siarki. Poszczególne postaci przechodzą w kolejne odmiany pod działaniem temperatury. W warunkach standardowych za trwałą odmianę siarki uznaje się siarkę rombową. Wśród par siarki znajdują się cząsteczki ośmioatomowe, czteroatomowe, a w wyższych temperaturach (ok. 1700ºC) także dwuatomowe i jednoatomowe. Poprzez gwałtowne ochłodzenie par siarki uzyskuje się tzw. kwiat siarczany. Jest to sproszkowane, żółtoszare ciało stałe.

S_{α (siarka rombowa)}S_{β (siarka jednoskośna)}S_żółtaS_{katena-polisiarka}S_plastycznaS_pary

Siarka należy do bardzo rozpowszechnionych we wszechświecie pierwiastków, umiejscawia się na 10. miejscu. Nieco mniej jest jej na ziemi, stanowi jedynie 0,048 % masy litosfery, co klasyfikuje ją na 16. miejscu pod względem rozpowszechnienia. Na ziemi istnieją złoża podziemne siarki elementarnej (inaczej: rodzimej), z których wydobywa się ją na skalę przemysłową. W Polsce takie złoża znajdują się m.in. w Tarnobrzegu. Ponadto siarka występuje w postaci związanej, budując takie minerały jak: blenda cynkowa (ZnS), piryt (FeS₂) oraz galena (PbS). Do ważniejszych minerałów siarczanowych należą: gips (CaSO₄∙2H₂O) oraz jego bezwodna postać, czyli anhydryt (CaSO₄) oraz mirabilit (Na₂SO₄∙10H₂O). Rozpuszczalne sole siarczanowe występują także w wodzie morskiej w formie jonów siarczanowych. W stanie gazowym jest składnikiem zanieczyszczającym gaz ziemny (H₂S) oraz jako siarkowodór i tlenek siarki (IV) jest głównym składnikiem gazów wulkanicznych. Spotkać ją można również w związkach organicznych (buduje kilka aminokwasów), stanowi zanieczyszczenie ropy naftowej oraz gazu ziemnego (jako siarkowodór).

Istnieją trzy podstawowe metody przemysłowego otrzymywania siarki:

Pierwszą metodą jest metoda odkrywkowa. Polega on na zdjęciu wierzchniej warstwy ziemi i wybieraniu rud siarkowych, które zazwyczaj zawierają ok. 18 - 30 % siarki. Rudę taką rozkrusza się, a następnie mieli w młynach tzw. metodą na mokro. Kolejnym etapem jest wzbogacenie tych rud poprzez flotacje (jest to metoda oddzielania rud metalicznych od złoża, przy wykorzystaniu zjawiska różnego zwilżania rud i metalu olejem oraz wodą). Końcowym etapem jest przefiltrowanie otrzymanego koncentratu przez filtry w temperaturze ok. 145ºC. Służą do tego specjalne filtry, tzw. filtry Kell'ego. Po przefiltrowaniu uzyskuje się produkt zawierający ok. 99,9% siarki oraz pozostałość - kek siarkowy, który zawiera ok. 40% siarki. Kek jest wykorzystywany w produkcji kwasu siarkowego. Natomiast czystą siarkę przechowuje się w postaci zgranulowanej lub blokach. Można ją także transportować w postaci ciekłej. Służą do tego specjalne cysterny. Ta metoda wydobywania siarki jest często wykorzystywana w Polsce, gdyż nasze rodzime złoża położone są dość płytko. Jeżeli znajduję się głębiej stosuje się inną metodę, zwana metodą Frasha. Polega na zastosowaniu trzech koncentrycznych rur, które umieszcza się w otworze wiertniczym, dochodzącym do złoża siarki. Do przestrzeni między rurą zewnętrzną, a środkową wtłacza się gorącą parę wodną ( o temperaturze ok. 165 - 180ºC i pod ciśnieniem 1,5 - 2 MPa), która powoduje stopienie siarki, pod ziemią (siarka topi się w temperaturze 112ºC). Natomiast do rury wewnętrznej wtłacza się powietrze pod ciśnieniem, które wypiera ciekłą siarkę do góry przez przestrzeń między rurą wewnętrzną, a środkową. U szczytu instalacji wypływa siarka, która zastyga w postaci żółtej, żywicowatej masy o czystości ok. 99 %. Dzięki tej metodzie uzyskuje się o wiele czystszy produkt, niż przy otrzymywaniu siarki metodą odkrywkową. Jej wadą jest to, iż wydobyć można jedynie ok. 20 - 25 % całego złoża. Wykorzystywane jest głównie w USA. Ostatnia metodą jest tzw. metoda Clausa - polega na katalitycznym, dwuetapowym utlenianiu siarkowodoru, jaki uzyskuje się przy okazji oczyszczania gazu ziemnego lub innych gazów rafineryjnych. Jej przebieg przedstawia równanie reakcji chemicznej.

2 H₂S + 3 O₂ → 2 SO₂ + 2 H₂O

2 H₂S + SO₂ → 3 S + 2 H₂O

W procesie tym przeprowadzanym w tzw. piecach Clausa, jako katalizator używa się boksyt.

Siarka Tworzy wiele różnych związków chemicznych, zarówno nieorganicznych, jak i organicznych. Poniżej zostały przedstawione najważniejsze z nich, stanowiące podstawę do otrzymywania innych.

Bardzo ważną grupą związków siarki są jej połączenia z tlenem. Do podstawowych związków siarki z tlenem należy zaliczyć tlenek siarki (IV) oraz tlenek siarki (VI).

Tlenek siarki (IV) nazywany potocznie dwutlenkiem siarki, jest związkiem powstającym podczas spalania siarki w tlenie. Reakcje ta zachodzi według równania chemicznego:

S + O₂ → SO₂

Tlenek ten powstaje również jako produkt uboczny reakcji stężonego kwasu siarkowego (VI) z metalami:

Cu + 2 H₂SO₄ → SO₂ + CuSO₄ + 2 H₂O

Oraz w wyniku rozkładu soli : siarczanów (IV) pod wpływem mocnych kwasów:

HCl + Na₂SO₃ → 2 Na Cl + SO₂ + H₂O

Dwutlenek siarki to bezbarwny, trujący gaz o nieprzyjemnym zapachu. Ciekły tlenek siarki (IV) jest bardzo dobrym rozpuszczalnikiem dla wielu związków organicznych oraz nieorganicznych. Wykazuje właściwości redukcyjne, co znajduje zastosowanie w analizie chemicznej.

Dwutlenek siarki jest gazem, który powstaje jako produkt uboczny spalania paliw, gdyż duże ilości siarki zanieczyszczają popularne paliwa kopalne, takie jak ropa naftowa, gaz ziemny, czy węgiel kamienny. Przedostawanie się dużych ilości tego gazu do atmosfery jest niebezpieczne dla środowiska,, gdyż reaguje on z para wodną, zawarte w powietrzu i spada na ziemie wraz z deszczem w postaci kwasu siarkowego (IV), stąd częste określenie : "kwaśne deszcze".

Dwutlenek siarki jest bezwodnikiem dwuprotonowego, słabego kwasu siarkowego (IV):

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

Kwas ten ulega dwustopniowej dysocjacji oraz tworzy dwa szeregi soli: siarczany (IV), zawierające anion siarczanowy (IV) - SO₃^2- i wodorosiarczany (IV), które zawierają aniony wodorosiarczanowe (IV) - HSO₃^-.

Siarczany (IV) to sole na ogół źle rozpuszczalne w wodzie, łatwo ulegające hydrolizie zasadowej (anionowej) oraz rozkładowi na tlenek siarki (IV). Z kolei wodorosiarczany (IV) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Sole kwasu siarkowego (IV) podobnie jak tlenek siarki (IV) maja właściwości redukujące, łatwo utleniają się do siarczanów (VI).

Są wykorzystywane w przemyśle włókienniczym (środki bielące) oraz w przemyśle spożywczym, jako konserwanty.

Drugim tlenkiem siarki jest tlenek siarki (VI), potocznie nazywany trójtlenkiem siarki - SO₃. Powstaje on w wyniku katalitycznego utleniania tlenku siarki (IV).

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

Tlenek ten w warunkach normalnych jest ciałem stałym, przypominającym lód. Jest to związek chemiczny niezwykle reaktywny, gwałtownie łączy się z wodą tworząc mocny, dwuprotonowy kwas siarkowy (VI) o właściwościach utleniających H₂SO₄.

H₂O + SO₃ → H₂SO₄

Rozpuszczony tlenek siarki (VI) w nasyconym , stężonym kwasie siarkowym (VI) nazywany jest oleum.

Tlenek siarki (VI) oraz jego kwas posiadają właściwości higroskopijne - pochłaniają wilgoć, znajduje to zastosowanie przy produkcji środków odwadniających.

Kwas siarkowy (VI) zalicza się do najsilniejszych istniejących kwasów, w podwyższonej temperaturze potrafi nawet roztwarzać metale szlachetne, zaś stężony zwęgla substancje organiczne. Jednak w przeciwieństwie do kwasu azotowego (V), rozcieńczony nie posiada już właściwości utleniających.

Stosuje się go do produkcji materiałów wybuchowych, środków odwadniających, nawozów sztucznych oraz przy rafinacji tłuszczy.

Na skalę przemysłową jest otrzymywany tzw. metodą kontaktową z powszechnie dostępnego minerału, jakim jest siarczek żelaza FeS₂. Schemat produkcji został przedstawiony za pomocą szeregu równań:

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

H₂O + SO₃ → H₂SO₄

Oprócz scharakteryzowanych powyżej kwasów siarkowych istnieją jeszcze inne, Np. kwasy nadtlenosiarkowe, które powstają przez połączenie się dwóch cząsteczek kwasu siarkowego za pomocą mostka tlenowego (np. H₂S₂O₈ - kwas nadtlenodwosiarkowy) lub kwasy, których cząsteczki powstają przez podstawienie w cząsteczce kwasu siarkowego atomów tlenu, atomami siarki (np. H₂S₂O₃ - kwas tiosiarkowy)

Siarka chętnie łączy się z także z fluorowcami, tworząc z nimi halogenki. W halogenkach siarka może znajdować się na różnych stopniach utlenienia. Przykłady:

-fluorki: S₂F₂, S₂F₁₀, SF₂, SF₄

- chlorki: SCl₄, SCl₂, S₈Cl₂

- bromki: S₂Br₂

Siarka łączy się również chętnie z wodorem, tworząc z nim sulfon, który inaczej nazywa się siarkowodorem. Łatwo można go otrzymać w wyniku bezpośredniej syntezy z pierwiastków:

H₂ + S → H₂S

Wydziela się on także podczas działania nieutleniających kwasów na siarczki metali. Np.:

PbS + 2 HCl → PbCl₂ + H₂S

Siarkowodór to bezbarwny, palny gazem o ostrym, duszącym zapachu (często określanym zapachem zgniłych jaj, gdyż wytwarza się w zepsutych jajkach, w procesie beztlenowego rozkładu białek). Jest substancją silnie toksyczną. Bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie z utworzeniem słabego dwuprotonowego kwasu siarkowodorowego.

Sole siarkowodoru to siarczki. Siarczki litowców, berylowców oraz siarczek amonu należą do soli dobrze rozpuszczalnych w wodzie, natomiast siarczki metali bloku d nie rozpuszczają się w wodzie. Wszystkie rozpuszczalne sole kwasu siarkowodorowego ulegają w wodzie hydrolizie zasadowej (anionowej). Fakt nie rozpuszczania się większości siarczków oraz ich strącania z roztworów w postaci kolorowych osadów znalazł zastosowanie w chemicznej analizie jakościowej (kwas siarkowodorowy jest odczynnikiem grupowym).

Siarczki wykorzystuje się w produkcji barwników (głównie farb), przy wyrobie zapałek oraz w kosmetyce, w której siarka jest substratem w produkcji depilatorów.