第十三章：氧族元素 族元 氧族通性 目明F 元青 gm地球含量最 名为林，射性完，贝采利乌斯， 复族通性 氧族通性 氧族元素的 21 LArHeip 2+4地 -2+2业54+6 Po +2+6 氧和臭氧 臭氧 一、氧的发现 色 来的力不是由 但于复它从由 性物 合 受两个共价单 的 的
1 第十三章：氧族元素 氧族元素 氧族通性 氧和臭氧 过氧化氢 硫及其化合物 硒和碲 作业 本章要求 碲(Tellurium)赖兴施泰于1782年发现，原意为 “地球”，因它在地壳中丰度虽小，却广布于地球表面。 钋(Polonium)居里夫人为纪念她的祖国波兰，命 名为钋，放射性元素，半衰期为138.7天。 在非金属化学中，和卤素一样，为构建元素周期 系的大厦起了非常重要的作用，本族是非金属到金属 的完整过渡。 氧(Oxygen)地球含量最多的元素49.13%，“成酸 元素”。 硫(Sulfur)古代称“黄芽”，印度梵文“鲜黄色”。 硒(Selenium)贝采利乌斯1817年发现，希腊文“月 亮”、因和碲性质相似，以表示它是碲的姐妹，可做 为光敏电阻的理想材料。 氧族通性 氧族通性 氧 硫 硒 碲 钋 原子序数 8 16 34 52 84 原子量 16.00 32.06 78.96 127.6 原子共价半径/pm 66 104 117 137 167 M2 132 184 191 211 离子半径/pm M+6 9 30 42 56 67 熔点/K 54.6 386 490 1663 沸点/K 90 718 958 第一电离势/(kJ·mol 1) 1520 1006 941 869 818 第一电子亲合势/(kJ·mol 1) 141 200.4 194.9 190.14 130 第二电子亲合势/(kJ·mol 1) 780 590 420 单健离解能/(kJ·mol 1) 142 256 172 126 电负性（鲍林） 3.44 2.58 2.55 2.10 2.00 氧族元素的一些性质 氧族通性 电子构型 常见氧化态 O [He]2s 2 2p 4 2,1,0, S [Ne]3s 2 3p 4 2,1,0,+2,+4,+6 Se [Ar]4s 2 4p 4 2,0,+4,+6 Te [Kr]5s 2 5p 4 2,+2,0,+4,+6 Po [Xe]6s 2 6p 4 +2,+6 氧族元素的氧化态 一、氧的发现 氧和臭氧 1、首先取得较纯净的氧气 并对其性质进行了研究的人应当 算瑞典人舍勒。 他出身贫寒，曾做过药房学 徒，在1773年以前，他在工余进 行了一系列实验，研究了燃烧现 象，分出了“火气（fire air）”。 也就是现在说的氧气、并于 1775年底写成了《论火与空气》 一书、送交出版商，可是被积压 了下来，直到1777年才和读者见 面．其实他发现氧气的时间比英 国的普利斯特里还要早一年。 氧和臭氧 2、1774年8月1日普利斯特里利用一个直径为一英 尺的聚光镜来加热汞煅灰(HgO),发现它很快就放气体。 他对这种气体的性质进行研究发现，蜡烛在这种 气体中燃烧的火焰非常大,他又将老鼠放在这种气体中, 比在等体积的寻常空气中活的时间约长了四倍。 他自己也曾亲自尝试了一下,“觉得这种空气使呼 吸轻快了许多,使人感到格外舒畅”。 但他仍认为空气是单一的气体,助燃能力不同是由 于燃素含量的不同;从汞煅灰分解出来的是新鲜的,一 点燃素都没有的空气,所以吸收燃素能力特别强,助燃 能力格外大，所以他把这种气体叫做“脱燃素空气”;一 旦空气被燃素所饱和,那么它就不再会助燃,而变成“被 燃素饱和了的空气”(也就是我们今天说的氮气)。 氧和臭氧 舍勒和普利斯特里虽然都独立地发现并制得了氧 气,由于他们被传统的燃素说所束缚,正如恩格斯指出 的:“从歪曲的、片面的、错误的前提出发，循着错误 的、弯曲的，不可靠的途径行进。往往当真理碰到鼻 尖上的时候还是没有得到真理”（《自然辩证法》。 结果“这种本来可以推翻全部燃素说观点并使化学发 生革命的元素，在他们手中没有能结出果实”．（马 克思《资本论》） 不久后，法国化学家拉瓦锡了解到了普利斯特里 有关氧的试验，他在把大量的精确的实验材料联系起 来，并摆脱了传统思想的束缚，作了科学的分析判断 之后，终于找到了燃素说错误的根源,揭示了燃烧和空 气的真实连系．完成了彻底推翻燃素说并建立起科学 燃烧学说这一历史任务。 拉瓦锡(17431794)法国化学家 氧和臭氧 二、氧形成化合物的价键特征 氧几乎能同所有的其它元素直接或间接地化合生成 类型不同数量众多的化合物。这不仅是由于在氧原子中 有成单电子而且在氧分子中也有成单电子，在O 3分子中 又有离域Π键。现将氧的成键特征分述如下： 1、氧原子形成化合物时的成健特征： (l)氧原子的电负性仅次于氟,它从电负性较小的元素 化合而夺取电子形成O 2 离子如：LiO 2即离子型氧化物 (2)氧原子与电负性较大元素(高氧化态金属元素和非 金属元素)化合,共用电子对形成两个共价单健， 如:H 2O、Cl 2O即共价型氧化物。 O C H2N H2N O O C (3)氧原子的半径小电负性大，有形成多重键的倾向。 如：尿素 中碳碳双键， 中的叁键
氧和臭 氧原子 可 合物 氢键实验 HCN 为 氧和臭氧 三、氧分子和额分于真子 " 但过多的0：自由可使细胞质和年胞中的 血液病以及 D 气行、化半物、大中的电不桃 生自由基 氧和臭氧 氧和臭氧 清除的过。O:不断增殖清除不掉时才会造成伤 体内过多的O,可以靠sOD去消除。SOD是 戒0，增加的疾病可用S0D药物治疗。研究自由落与人 的音资麻出酒天于资 体健康的关弱已是备受关注的新兴额城 超氧化物知：K0 广泛存在于自然界的动填物利一些徽生物体内 氧离子如：OmFe1P) 0+0 具氧化物，如：K ●。d 解和白解 氧和臭氧 0,t - 五、氧化物 这一部分请同学们自学 电子态 电 自举要求， 把氧化物进行分类，各种类型的代表是什么氧 化物 ●d
2 (5)氧原子可以把两个单电子以相反自旋归并， 空出一个2p轨道接受外来配位电子而成键,例如;含 氧酸根中的pps配键及dpp配键。如： (4)形成共价单键化合态的氧原子 ,还有两 对孤电子对,共价双键氧原子 也有两对孤电子 对，它们可以作为配位原子形成配合物，如水合物 ｛[Fe(H 2O)6] 2+ ｝、醚合物、醇合物等。 O O 氧和臭氧 H O S O H O O H O P O H O O H 反馈p键 H O S O H O O (7)它们可以作为配位原子形成配合物，如水合物 ｛[Fe(H 2O)6] 2+ ｝、醚合物、醇合物等。 (8)新氢键：标准的氢键键能在2040kJ/mol之间。 现在发现有一种新的双氢键BH…HA。BH 4 –…HCN 双氢键计算键长1.709埃,为最小者,键能75.44kJ/mol,为 最高者。 氧和臭氧 (6)氧原子可以形成氢键。 氧是一切生物生长的必不可少的要素，它的同 素异形体是O 2和O 3。 由于氧分子中有两个成单电子，并且处于反键 轨道，所以氧分子可以获得或失去电子而形成分子 离子。它可形成四种O 2 2 、O 2 、O 2+ 、O 2 2+ (离子化 合物是难形成的）。 氧和臭氧 带负电荷的称为负氧离子，有“空气维生素”之 冠称。如海边、瀑布和喷泉处顿时觉得空气格外新 鲜，这是由于那里含有较丰富的负氧离子，它能影 响中枢神经系统，促进人体的新陈代谢，使组织氧 化过程加快，能消除疲劳。 s s s s p p 2s 2s 2p 2p 2p 2p * * * Li 2 Be2 B 2 C 2 N 2 O 2 F2 第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图 s s s 2s 2s * 2p p p p 2p p2p 2p 2p * * z z y y x 2p x 2p 2s 2s AO MO AO O O 2 O 2p 2p s* 2p s* 2p 2s 2s s2s s* 2s s2p z z p2py p2p x p2*p x p* 2p y AO MO AO O O 2 O O 2 分子轨道能级图与分子轨道电子云图象 三、氧分子和氧分子离子 但过多的O 2 自由基可使细胞质和细胞核中的核 酸链断裂，会导致肿瘤、炎症、衰老、血液病以及 心、肝、肺、皮肤等方面病变的产生。 在人体和环境中持续形成的O 2 来自人体正常新 陈代谢过程，大量体育运动、吸烟、食用脂肪和发 生炎症、某些抗癌药物、安眠药、射线、农药、有 机物腐烂、塑料用品制造过程、油漆干燥、石棉、 空气污染、化学致癌物、大气中的臭氧等也都能产 生自由基。 氧和臭氧 O 2 对生物体既有必需的一面，又有损伤的一 面，在生物体内O 2 是在不断产生不断利用又不断被 清除的过程。O 2 不断增殖清除不掉时才会造成伤害。 体内过多的O 2 可以依靠SOD去消除。SOD是超 氧化物歧化酶英文名称的缩写，是一种具有特定生 物催化功能的蛋白质，由蛋白质和金属离子组成， 广泛存在于自然界的动、植物和一些微生物体内。 SOD能催化O 2 发生歧化反应： O 2 +O 2 +2H + ===H 2O 2+O 2 氧和臭氧 SOD 由此在体内形成一套解毒系统，对机体起保护作 用。SOD是机体内O 2 的清除剂。有研究表明，人体的 一些病变可反映在SOD与O 2 含量变化上。对SOD减少 或O 2 增加的疾病可用SOD药物治疗。研究自由基与人 体健康的关系已是备受关注的新兴领域。 O 2 超氧化物,如：KO 2 O 2 2 过氧化物,如：Na 2O 2、H 2O 2 O 2+ 生成二氧基氧离子,如：O 2+ [PtF6] (Xe+ [PtF6] ) O 3 臭氧化物,如：KO 3 氧和臭氧 四、单线态氧 量子力学中用公式（2S+1）来表示原子光谱中的谱 线条数。如正旋为1/2，逆旋为1/2，当两个电子都为顺 旋则2S+1=3（即三线态）,若一个为顺旋一个为逆旋则 2S+1=1(即单线态或激发态)这种状态是在一定特殊条件 下形成的(如：氯气通入NaOH中产生红色荧光)。 氧和臭氧 过氧离子被氯气氧化逐一失去电子得到激发态氧放出红光变成基态氧 O2 2 O2 O2* O2 e e hn p* 或 154.8 92.0 1Sg + ( 1O 2) 1Dg( 1O 2) 3Sg ( 2O 2) ↑ ↓ ↑↓ ↑ ↑ 第二激发态 第一激发态 基 态 高出基态的能 量(kJ/mol) p 符号 2p *轨道电 子排布 电子态 五、氧化物 这一部分请同学们自学 自学要求： 把氧化物进行分类，各种类型的代表是什么氧 化物？ 氧和臭氧
氧和臭氧 氧和臭氧 氧和臭氧的物理性质 夹氧 大 中物 发生用对无声政电款 中的溶解度mL 0。d 氧和臭氧 氧和臭氧 电性生有程 02t 在纯 链经化合物、 外，它能氧化所有的金属和大多最非金属。 氧和臭氧 很餐量的真氧使人产生爽快和振新的感觉，因 133水：P580 量的臭氧能消毒杀惠，能激中神，知速 水在自然界中的分布 质也有喜，它的破坏性是于它的强氧化。 氧分子中有Π高 ·四、水的状态图 Q又0 ·五、水的化学性质 ·六、水的污染与净化 0。 过氧化氢 过氧化图 :0,反应来制备过 氧化黑 ,0+,0 的H,0 149 ●氧 149pm 益进行水解便得到山，0，落液 过氧化氢分子结构 减压裤可和到地度为
3 氧和臭氧 六、臭氧 O 3是O 2的同素异性体（也称同素异形体）。 O 3在地面附近的大气层中含量极少,仅占0.001ppm。 在离地面20~40km处有个臭氧层，臭氧浓度高达0.2ppm。 它是氧气吸收太阳的紫外线后形成的。反应为： O 2+hn(l<242nm）===O+O，O+O 2==O 3 O 3+hn(l=220~320nm）===O 2+O 这两种过程最后达到动态平衡，结果形成了一个浓 度相对稳定的臭氧层。正是这臭氧层吸收了高空紫外线 的强辐射，使地球上的生物免遭伤害。但近年由于大气 中污染物(如氯氟烃CFCl 3、CF2Cl 2和氮氧化物等)不断增 加使臭氧层遭到破坏,从而造成对环境和生物的严重影响。 实验室里利用对氧无声放电来获得臭氧。简单臭氧 发生器装置如图： 氧和臭氧 淡篮色 暗篮色 21.6 160.6 268 494 无色 淡篮色 54.6 90 154 49.1 气体颜色 液体颜色 熔点/K 沸点/K 临界温度 273K时水中的溶解度(ml/L) 氧 臭氧 氧和臭氧的物理性质 氧和臭氧 臭氧是淡蓝色的气体，有一种鱼腥臭味，不稳 定，但在常温下分解较慢，437K以上迅速分解。二氧 化锰、二氧化铅、铂黑等催化剂的存在或经紫外辐射 都会促使臭氧分解，臭氧分解时放出热量: 2O 3===3O 2 DrH y=284kJ·mol 1 这个放热分解反应说明臭氧比氧有更大的化学活 性，它无论在酸性或碱性条件下都比氧气具有更强的 氧化性。臭氧是最强氧化剂之一。除金和铂族金属 外，它能氧化所有的金属和大多数非金属。 氧和臭氧 O 3+2H + +2e ===O 2+H 2O j A y=+2.07V O 3+H 2O+2e ===O 2+2OH jB y=+1.24V 在纯水中([H + ]=10 7mol/L时)O 2和O 3的氧化能力： O 2+4H + +4e ===2H 2O j=+0.815V O 3+2H + +2e ===O 2+H 2O j=+1.65V PbS+2O 3===PbSO4+O 2 2Ag+2O 3===Ag 2O 2+2O 2 2KI+H 2SO4+O 3===I2+O 2+H 2O 2+K 2SO 4 最后这个反应可用于检验混合气体中是否含有臭氧。 臭氧可以分解不易降解的多种芳烃化合物和不饱和 链烃化合物、是一种优良的污水净化剂和脱色剂。臭氧 与活性炭相结合的工艺路线，已成为饮用水和污水深度 处理的主要手段之一。 氧和臭氧 很微量的臭氧使人产生爽快和振奋的感觉，因 微量的臭氧能消毒杀菌，能刺激中枢神经，加速血 液循环。但空气中臭氧含量超过1ppm时，不仅对 人体有害，而且对庄稼以及其它暴露在大气中的物 质也有害，它的破坏性也是基于它的强氧化性。 臭氧的结构臭氧分子中有Π3 4离域Π键。 O O O O O O 13.3 水：P580 • 一、水在自然界中的分布 • 二、水的结构 • 三、水的物理性质 • 四、水的状态图 • 五、水的化学性质 • 六、水的污染与净化 过氧化氢 一、结构 过氧化氢H 2O 2，共水溶液俗称双氧水。纯的过 氧化氢是一种淡蓝色的粘稠液体(密度是1.465g·mol 1)，H 2O，能以任意比与水混合。由于过氧化氢分子 间具有较强的氢键，故在液态和固态中存在缔合分 子，使它具有较高的沸点(423K)和熔点(272K)。 在过氧化氢分子中有一个过氧链—O—O—，每 个氧原子上各连着一个氢原子。两个氢原子位于象半 展开书本的两页纸上。两页纸面的夹角q为94°，OH 键与OO键问的夹角f为97°。O—O健长为149pm， O—H键长为97pm。 过氧化氢 二、制备 实验室里可用稀硫酸与BaO 2或Na 2O 2反应来制备过 氧化氢：BaO 2+H 2SO 4===BaSO 4Ø+H 2O 2 Na 2O 2+H 2SO4+10H 2O===Na 2SO4·10H 2O+H 2O 2 低温 除去沉淀后的溶液含有6～8%的H 2O 2 工业上制备过氧化氢的方法有： 1、电解硫酸氢盐溶液(也可用K 2SO4或(NH 4) 2SO4 在50％H 2SO4中的溶液)。电解时在阳极(铂极)上HSO 4 离子被氧化生成过二硫酸盐,而在阴极(石墨)产生氢气。 阳极 2HSO 4 ===S 2O 8 2 +2H + +2e 阴极 2H + +2e ===H 2 将电解产物过二硫酸盐进行水解,便得到H 2O 2溶液: S 2O 8 2 +2H 2O===H 2O 2+2HSO 4 经减压蒸馏可得到浓度为30—35％的H 2O 2溶液
过氧化氢 过氧化氢 ,乙基 中 三，性质 在酸性 aoo.-coo 22G ”“ 金高 过氧化氢 过氧化氢 。日.0的复乃好 4、H,0,的检验 H02+2+2H==4:↓+2H20 在酸性溶液中过氧化红能位金络酸盐生吸二过氧 20--20r0+4 合结的氧化物，即Cr0,,6成C0,生成的Cr0.县 色。在乙中比较定，验时在乙是中 3、H0,的还原性 色，可以相互检验， 02+H,02=-2HC02t 2kMm0,+50+3,s0-2as0,+k,5S0,+8,0+50,t 4H0+H,Cr,0,- -2Cr0,1.0+sH.0 Ag0+H02=-2Ag+0H+02↑ 20m0,.0+7l,0,+6H-20r470,t+109。。 硫及其化合物 单质脆 和 单质流 焦硫酸 商化氢、流化物及多境化物 过流晚及其盐 S0、H,S0,及其益 速多流脆 S0、H,S0,及其益 二氢化疏 连二亚酸射 卤酸 性明 单质硫 单质的 时他 、还原性 火、火、石合剂、减款青及
4 过氧化氢 2、乙基蒽醌法以钯为催化剂在苯溶液中用H 2还原 乙基蒽醌变为蒽醇。当蒽醇被氧氧化时生成原来的蒽 醌和过氧化氢。蒽醌可以循环使用。 当反应进行到苯溶液中的过氧化氢浓度为5.5g·L1 时，用水抽取之，便得到18％的过氧化氢水溶液。可 以减压蒸馏得到高浓度溶液。 + O2 +H2 O2 O O C2 H5 OH OH C2 H5 乙基蒽醌 乙基蒽醇 Pd + OH OH C2 H5 H2 O O C2 H5 过氧化氢 三、性质 一般而言，H 2O 2在酸性介质中是一种强氧化 剂，而在碱性介质中是一种适中的还原剂，于 H 2O 2反应后，不会给溶液带来杂质离子，所以稀 的(3%)或30%的H 2O 2溶液是较为理想的氧化剂。 1、H 2O 2的不稳定性和酸性 H 2O 2的分解速率随OH 浓度的增大而加快，某些 金属离子也可催化H 2O 2的分解(如Mn 2+ 、Fe 2+ 、Cu 2+ )。 H 2O 2具有弱酸性其K1=1.55×10 12 2 2 O O2 失2e- 得2e- 2 O O +0.401 +1.229 0.08 +0.87 +0.628 +1.776 j B y jA y HO2 OH O 2 O2 H2 O2 H2 O 过氧化氢 2、H 2O 2的氧化性 H 2O 2+2I +2H + ===I2↓+2H 2O PbS+4H 2O 2===PbSO4↓+4H 2O 2CrO 2 +3H 2O 2+2OH ===2CrO 4 2 +4H 2O 3、H 2O 2的还原性 Cl 2+H 2O 2===2HCl+O 2↑ 2KMnO 4+5H 2O 2+3H 2SO4=2MnSO4+K 2SO4+8H 2O+5O 2↑ Ag 2O+HO 2 ===2Ag+OH +O 2↑ 过氧化氢 4、H 2O 2的检验 在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧 合铬的氧化物，即Cr(O 2) 2O或CrO 5，生成的CrO 5显 蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝 色，可以相互检验。 Cr O O O O O 4H 2O 2+H 2Cr2O 7===2Cr(O 2) 2O+5H 2O 2Cr(O 2) 2O+7H 2O 2+6H + ===2Cr3+ +7O 2↑+10H 2O 单质硫 硫及其化合物 硫化氢、硫化物及多硫化物 SO2、H 2SO 3及其盐 SO3、H 2SO 4及其盐 硫代硫酸钠 连二亚硫酸钠 焦硫酸 过硫酸及其盐 连多硫酸 二氯化硫 六氟化硫 卤磺酸 一、硫的同素异性体 硫有多种同素异性体，最常见的是晶状的斜方 硫和单斜硫。菱形硫(斜方硫)又叫a一硫，单斜硫又 叫b一硫。斜方硫在369K以下稳定，单斜硫在369K 以上稳定。369K是这两种变体的转变温度。也只有 在这个温度时这两种变体是处于平衡状态： 斜方硫 369K以上 单斜硫 869K以下 天然硫黄 斜方硫 单质硫 单斜硫 S 8 环状结构 此外还有升华硫、弹性硫等。 斜方硫和单斜硫都易溶于CS 2、苯和环已烷 中，都是由S 8环状分子组成的。在这个环状分子 中，每个硫原子以sp 3杂化轨道与另外两个硫原子 形成共价单键相联结。 单质硫 升华硫 弹性硫 单质硫 二、单质硫的性质 S、Se和Te在空气中加热时燃烧。生成二氧化 物，同卤素相拟在加热时也同大多数金属以及非金属 反应。它们能被热的浓硫酸和硝酸侵蚀。 1、氧化性 H 2+S===H 2S 1973K Fe+S===FeS C+2S===CS 2 2、还原性 F2+S===SF6 O 2+S===SO 2 Cl 2+S===S 2Cl 2 3、应用 制硫酸、火药、火柴、石硫合剂、硫磺软膏及硫 化橡胶等
硫化氢、硫化物及多硫化物 硫化氢、硫化物及多硫化物 ,但极性、无氢使 化氢水幕液具有智性 到头和 间吸入S后 不+2 Feso.+H.st 000 硫化氢、硫化物及多硫化物 化氢、化物及多殖化物 HS): 当加到化物中有产生据其在 年解情况在分 ZaS.Mas Ksp>10-3 S指于水时几乎全部水解，其水落液可作为强 果于 碱使用 不于消酸市于王水如 +4H0 从液中制备， 下面是 01+4,0 。。 ◆。 破化氢、硫化物及多硫化物 色 不 天备共用电子 --sss 5s--- 疏化氢、硫化物及多硫化物 S0、H,S03及其盐 中的是 。 aS:+NaS 沿的化质 D的白性 无色的化合 00
5 硫化氢、硫化物及多硫化物 一、硫化氢 硫化氢具有臭鸡蛋味，对大气能造成污染。含于 火山喷射气、动植物体及矿泉水中，有毒。 它影响人的中枢神经及呼吸系统，吸入少量便感 到头昏和恶心，长时间吸入H 2S后就不再感到它的臭 味了，如果这样下去，就会中毒而致死亡。所以制取 和使用H 2S时必须通风。 饱和硫化氢水溶液的浓度为0.1mol/L。 硫化氢是常用的还原剂，其水溶液易渐渐被空气 中的氧气氧化，所以要现用现配。 1、实验室制法 FeS+H 2SO4(稀)===FeSO 4+H 2S↑ 硫化氢、硫化物及多硫化物 2、结构 与H 2O相似，但极性弱、无氢键。 3、弱酸性 硫化氢水溶液具有弱酸性: Ka 1=9.1×10 8、Ka 2=1.1×10 12。 4、它的一些重要反应 2H 2S+3O 2===2H 2O+2SO 2（蓝色火焰） 2H 2S+O 2===2H 2O+2S（空气不足） 硫化氢的水溶液比气体硫化氢更具有还原性，氧 化剂能把它氧化成S或硫酸，但不能氧化成SO2。 H 2S+I2===S+2H + +2I H 2S+4Br 2+4H 2O===H 2SO4+8HBr 2MnO 4 +5H 2S+6HCl===2MnCl 2+2Cl +5S+8H 2O 硫化氢、硫化物及多硫化物 二、硫化物 硫化物中大多数是金属硫化物，它们大多是有颜 色的且难溶于水的固体，只有碱金属的大多是易溶 的，碱土金属硫化物大多是微溶的。 硫化物的颜色、溶解性及在酸中的溶解情况在分 析化学中用来鉴别和分离金属离子的混合物。 Na 2S溶于水时几乎全部水解，其水溶液可作为强 碱使用。 Cr2S 3、Al 2S 3在水中完全水解，因此，这些硫化 物不可能用湿法从溶液中制备。下面是一些硫化物的 水解方程式： 硫化氢、硫化物及多硫化物 Na 2S+H 2ODNaHS+NaOH 2CaS+2H 2ODCa(OH)2+Ca(HS) 2 Al 2S 3+6H 2OD2Al(OH)3↓+3H 2S↑ 当强酸加到金属硫化物中有H 2S产生，根据其在酸 中的溶解情况分成四类： 能溶于稀盐酸,如：ZnS、MnS等 Ksp>10 24 ZnS+2HCl===ZnCl 2+H 2S↑ 能溶于浓盐酸 如：CdS、PbS等 Ksp=10 25~10 30 不溶于浓盐酸而溶于硝酸如:CuS、Ag 2S等Ksp<10 30 3CuS+8HNO 3===3Cu(NO 3) 2+3S↓+2NO↑+4H 2O 不溶于硝酸而溶于王水如:HgS等Ksp更小 3HgS+12HCl+2HNO 3===3H 2HgCl 4+3S+2NO↑+4H 2O 注：以上的Ksp以二价金属为标准。 硫化氢、硫化物及多硫化物 硫化物的颜色和溶解性 － 1.2×10 23 1.4×10 18 3.7×10 19 3.4×10 28 3.6×10 29 2.9×10 59 1.2×10 25 4.0×10 –53 1.6×10 49 8.5×10 45 易溶 易溶 易溶 易溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 易溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 白色 白色 肉红色 黑色 黑色 黄色 桔红色 褐色 黑色 黑色 黑色 Na2 S ZnS MnS FeS PbS CdS Sb 2 S 3 SnS HgS Ag2 S CuS 硫化钠 硫化锌 硫化锰 硫化亚铁 硫化铅 硫化镉 硫化锑 硫化亚锡 硫化汞 硫化银 硫化铜 名称 化学式 颜色 在水中 在稀酸中 溶度积 硫化锌 硫化锰 硫化镉 硫化砷 硫化锑 硫化锡 硫化铋 硫化氢、硫化物及多硫化物 三、多硫化物 碱金属或碱土金属硫化物的溶液能溶解单质硫生 成多硫化物,如: Na 2S+(x1)S==Na 2Sx 多硫化物的溶液一般显黄色，随着x值的增加由 黄色、橙色而至红色。 多硫离子具有链状结构，S原子是通过共用电子 对相连成硫链。S 3 2 、S 5 2 离子的结构如下： S S S S S S5 2 2 S S S S3 2 2 硫化氢、硫化物及多硫化物 多硫化物在酸性溶液中很不稳定，容易生成硫 化氢和硫。 S x 2 +2H + ===H 2S↑+(x1)S↓ 由于在多硫化物中存在过硫链H—S—S—H， 它与过氧化氢中的过氧链H—O—O—H类似，因 此，多硫化物具有氧化性并能发生歧化反应。见下 面反应方程式： Na 2S 2+SnS===SnS2+Na 2S Na 2S 2===Na 2S+S↓ 多硫化物是分析化学常用的试剂。Na 2S 2在制 革工业中用作原皮的脱毛剂，CaS 2在农业上用来杀 灭害虫。 SO 2、H 2SO 3及其盐 硫的氧化物有S 2O、S 2O 3、SO2、SO 3、S 2O 7、 SO4等，其中最重要的是SO 2和SO3。硫又能形成种 类繁多的含氧酸。 一、二氧化硫 SO2 1、SO2的物理性质 SO 2是无色有刺激臭味的气体，它的分子具有 极性，极易液化，在常压下，263KSO 2就能液化。 液态SO 2还是许多物质的良好溶剂。 2、SO2的化学性质 (1)漂白性: SO2能和一些有机色素结合成为无色的化合 物，因此，可用于漂白纸张、草帽等。 SO 2 的漂白性