Transcript H 2 SO 3 的性质

第15章 氧族元素
[基本要求]
1．了解氧化物的分类。
2．掌握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性质
和用途。
3．掌握硫的成键特征及多种氧化态所形成
的含氧酸的结构、性质、制备和用途，以及
它们之间的相互转化关系。
位置及价电子构型 : ns2np4 、P区、 ⅥA
O S
Se Te
Po
从典型非金属向金属的过渡。
15-1 氧族元素的通性
15-1-1 氧族存在(自学)
15-1-2 氧族元素的基本性质
氧在氧族中显出其特殊性。
第二电子亲合能吸热。
氧族元素以-2价离子的形式形成离子型化合物
的趋势很小：离子型的氧化物和碱金属硫化物。
氧化数：-2、0。
S、Se、Te：+2、+4、+6。
O与F化合时：+2。
15-1-3 氧族元素的电势图(见书486)
氧的元素电势图：
a、H2O2无论酸性或碱性都会歧化；
b、O2 酸性条件下是强氧化剂，碱性条件
下是弱氧化剂；
c、O3无论酸性或碱性条件都是强氧化剂。
15-2 氧及其化合物
15-2-1、氧气单质
一、基本性质、制备和应用：
O2分子结构：
[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2pY)2(π2pZ)2(π*2pY)1 (π*2pZ)1]
1、氧形成化合物的价键特征
(1)、以氧原子为结构基础的成键情况
A、形成离子键成为O2-离子,
Na2O , MgO
B、形成共价键，氧化数为-2时：
a、两个共价单键：— O —
此时O原子多取sp3杂化。
H2O
b、在a的基础上再形成一个配键： ↑
—O—
c、提供2个电子形成共价双键：O =
此时O原子多取sp2杂化，如H2C=O(甲醛)。
d、在c的基础上再形成一个配键：
→
O =
¨
此时O原子多取sp杂化，如CO分子。
e、接受一对电子形成配位键：→O
f、在e的基础上提供一对p电子形成反馈键：
←¨
→O
如在含氧酸中存在的反馈d-pπ键。
(2)、以O2分子为结构基础的成键情况
A、结合一个电子形成O2-超氧离子。
B、O2分子结合两个电子：
a、形成O22-过氧离子。
b、共价的过氧链：—O—O—
C、失去一个电子形成二氧基阳离子：O2+
D、提供一对p电子形成配位键： ←O2
如[HmFe←O2]。Hm是卟啉衍生物。
(3)、以O3分子为结构基础的成键情况
A、结合一个电子形成O3-臭氧离子。
B、共价的臭氧链：—O—O—O—
二、单线态氧及其性质
A、基态氧：
[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2pY)2(π2pZ)2(π*2pY)1(π*2pZ)1]
其中π*2p的两个电子自旋平行：↑ ↑。
基态氧在强度适当的磁场影响下，在原子吸收或发
射光谱中有(2s+1)条谱线。
s为自旋量子数的合量：1/2 + 1/2 =1，即基态氧有
三条谱线。
基态氧的自旋多重性为3，称基态氧是三重态，符
号3∑g-，又称为三线态氧3O2。
B、激发态氧：
a、第一激发态：↑↓
。
此时：s=1/2 + (-1/2)=0
得： 2s + 1 =1
第一激发态的自旋多重性为1。
第一激发态氧为单重态，符号：1△g (1O2) 。
称第一激发态氧为单线态氧。
第一激发态的单线态氧的能量高出基态氧
约92.0kJ.mol-1。
b、第二激发态：↑
↓
第二激发态的自旋多重性为1，第二激发
态氧也是单重态，符号：1∑g+ (1O2) 。
称第二激发态氧为单线态氧。
第二激发态的单线态氧能量高出基态氧约
154.8kJ.mol-1。
在水溶液中，第一激发态的寿命(10-6-10-5s)
比第二激发态的寿命(10-9s)长得多。
单线态氧常指第一激发态氧。
产生单线态氧的方法：光敏化法、微波放
电法和化学方法。(见书488页)
单线态氧在有机体的代谢以及多种生理和
病理生理过程中起作用。
15-2-2、氧化物（自学）
定义：氧以单个氧原子形成的二元化合物。
分类：
离子型氧化物(碱性、两性)、过渡型氧化物
(酸性、碱性、两性)、共价型氧化物(酸性、两
性、中性)。
性质：
氧化物最重要的性质是酸碱性。
A、酸碱性递变规律：
1、同一主族元素从上至下最高氧化态的氧
化物酸性减弱，碱性增强。
2、同一周期从左至右最高氧化态的氧化物
碱性减弱，酸性增强。
3、同一元素的氧化物从低氧化态氧化物到
高氧化态氧化物碱性减弱，酸性增强。
4、极少数非金属氧化物显中性。如CO等。
B、氧化物酸碱性强弱的度量：
用反应的△rGθ来衡量。即：
酸性氧化物 + 碱 → 产物
△rGθ
碱性氧化物 + 酸 → 产物
△rGθ
△rGθ负值的绝对值越大，酸性氧化物酸性
越强；碱性氧化物碱性越强。
注意：上述反应的酸或碱必须是同一种酸
或碱，且浓度、反应外界条件必须相同。
如书489-490页的例子。
15- 2-3、臭氧
是O2的同素异形体
结构：
中心O：sp2杂化形成
••
Π
4
3
V字型:∠OOO=116.8°，dO-O=127.8pm(单键
148pm和双键112pm)。惟一极性单质.
臭氧层、臭氧空洞、环保。
臭氧层：在地球表面20-40km的高空存在臭
氧层，在臭氧层中存在O2与O3间的转化平衡：
O+O，O+O2
λ<242nm↗
↘
3O2
⇋ 2O3
↖
↙220-320nm
O + O2
臭氧层吸收大部分的太阳紫外线，使得人
类免于紫外线的伤害。
臭氧空洞：观测发现，在地球的两个极(南、
北)发现了面积达几百平方公里、甚至上千公里
的臭氧空洞。
臭氧空洞变化图， 红
色和蓝色区为空洞，
左为2001年9月图，右
为2002年9月形势。
地球第三极：青藏高原发现了臭氧空洞。
环保：臭氧空洞的出现是由于工业生产中
放出的某些废气所致。
如氯氟烃(CFCl3、CF2Cl2)、氮氧化物等。
尤其是制冷剂氟利昂（一种氟氯代烃）
放出的 Cl 是 O3 分解的催化剂，对破坏臭氧
层有长期的作用。此项研究已获得 1995 年
度 Nobel 化学奖。
其中CF2Cl2 、NO2 对臭氧的破坏反应见书
490-491页。
1、制备：一般通过无声放电(没有火花的
放电)由O2分子为原料来制备。
2、物理性质：
见书491页表15-2所示。
3、化学性质：
A、不稳定性：
O3 分子中的大π键强度不及O2 分子中的两
个三电子π键。
导致：
键长(O-O)：O3(127.8pm) ＞O2(120.8pm)。
键能(O-O)：O3 ＜O2 。
O3不稳定性的热力学说明：
2O3 = 3O2
△rHθ= -284kJ.mol-1
B、氧化性：
O3的氧化能力很强。
●
臭氧可将某些难以氧化的单质和化合物氧化：
2 Ag + 2 O3
●
Ag2O2 + 2 O2
臭氧能将 I- 迅速而定量地氧化至 I2：
O3 + 2I- + H2O
I2 + O2 + 2OH-
● 处理电镀工业含
CN- 废液：
O3
O3
O3 + CN → OCN + O2 → CO2 + N2 + O2
● 金在
O3 作用下可以迅速溶解于 HCl：
2 Au + 3 O3 + 8 HCl → 2 H[AuCl4] + 3 O2 + 3 H2O
15-2-4 过氧化氢
一、制备和用途
实验室：酸化其盐来制备。
如 BaO2+CO2+H2O→BaCO3↓+H2O2
工业：
A、电解：
a、2NH4HSO4→(NH4)2S2O8+H2↑
b、(NH4)2S2O8+2H2O→2 NH4HSO4+H2O2
b 反应在硫酸存在下进行，历程为：
(NH4)2S2O8+2H2SO4→H2S2O8+NH4HSO4
H2S2O8+H2O→H2SO5(过一硫酸)+ H2SO4
H2SO5 + H2O→ H2SO4+ H2O2
合并a + b： 2H2O → H2O2 + H2↑
B、乙基蒽琨法：
以乙基蒽琨和Pd为催化剂：
H2 + O2 → H2O2
反应历程：见书493页。
二、结构和性质
1、结构：见书494页图15-3。
2、性质
A、物理性质：
H2O2的极性强于H2O。
H2O2分子间存在氢键，其缔合程度强于H2O。
B、化学性质：
a、不稳定性
受热易分解：2H2O2 → 2H2O + O2
反应特点：
在碱性介质中的分解速度远大于酸性介质；
杂质的存在以及重金属离子的存在会催化
该分解反应；
波长为320-380nm的光催化该分解反应。
酸性条件下还原电对在0.695V-1.77V间的
还原剂可催化分解。
例见书495页。
b、氧化还原性：
● 用作氧化剂
H2O2+2I-+2H+→I2+2H2O
(H2O2定性定量分析)
PbS+2H2O2→PbSO4+4H2O
(修复旧的油画)
白色颜料：Pb2(OH)2CO3 →黑色 PbS
3 H2O2 + 2 NaCrO2 + 2 NaOH ═
2 Na2CrO4 + 4 H2O
●
用作还原剂
5 H2O2 + 2 MnO-4 + 6 H+ ═
2 Mn2+ + 5 O2 + 8H2O
●鉴定
乙醚
Cr2O72－ + 4H2O2 + 2H+ == 5H2O + 2CrO5
(蓝色)
这是典型的过氧链转移反应:
过氧链 －O－O－ 取代了酸根中的双键氧，
此反应可用于鉴定过氧链的存在。
CrO5 不稳定，放置后发生如下反应
2CrO5+ 7H2O 2 ( 过量) + 6H+ ==
7O2+ 10H2O +2Cr3+(蓝绿)
H2O2氧化性强，还原性弱；
是不造成二次污染的杀菌剂
c、酸性：
二元弱酸：Ka1=1.55×10-12，Ka2=1.0×10-25
巨能钙
过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同浓度的过氧化氢
具有不同的用途：一般药用双氧水的浓度为3%，美容用品
中双氧水的浓度为6%，试剂级双氧水的浓度为30%，食用
级双氧水的浓度为35%，浓度在90%以上的双氧水可用于火
箭燃料的氧化剂，若90%以上浓度的双氧水遇热或受到震动
就会发生爆炸。
在食品工业中，它主要用
于软包装纸的消毒、罐头厂的
消毒、奶和奶制品杀菌、面包
发酵、食品纤维的脱色，饮用
水处理等。
15-3 硫及其化合物
硫的元素电势图见书486页。
酸性条件下：
S2O32- ：可歧化成S、S4O62-及S、H2SO3(实际
进行)。
HS2O4-(连二亚硫酸氢根)：歧化成S、H2SO3。
H2SO3 ： 可 歧 化 成 SO42- 、 S4O62- 及 SO42- 、
S2O32-及SO42-、S。
实际H2SO3 的歧化反应很难进行(分解反应速
率更快)。
碱性条件下：
S、S2O42-、SO32-不稳定要歧化。
15-3-1、硫的同素异性体
结构：
S：sp3杂化
形成环状S8分子
物理性质：硫有几种同素异形体
斜方硫
密度/gcm-3
颜色
稳定性
2.06
黄色
< 94.5℃
单斜硫
弹性硫
1.99
浅黄色
> 94.5℃
190℃的熔融硫
用冷水速冷
二者可以相互转变，并在369K时达平衡：
S( 斜方)
369K
190C
S( 单斜)  弹性硫
ΔHθ=0.398KJ·mol-1
斜
方
硫
单
斜
硫
单质硫受热有下列递变：
S8(s)
392 K

链状线型分子)
S8(l)
 433 K

473 K

S∞(l)
 2000 K

沸点717.6 K
523 K


S8,S6,S2(l)
Sn(l)(n>8，开
S8,S6,S2(g)
1273 K

S2(g)
S(g)
液态时，随着开链的聚合，液体粘度(液
体内部产生的阻碍外力作用下的流动或运动的
特性。一般而言，液体分子结构越复杂，其粘
度越大。)增大，至473K时最大。
弹性硫的形成
硫的化学性质
(1)与许多金属直接化合
2Al  3S 
 Al2S3
Hg  S 
 HgS
(2) 与卤素(碘除外)、氢、氧、碳、磷等直
接作用
S  3F2 (过量) 
 SF6
Δ  SCl
S  Cl 2 
2
S  O 2 
 SO 2
(3) 与氧化性酸作用

S  2HNO3 (浓）
 H2SO4  2NO(g)

S  2H2SO4 (浓) 
 3SO2 (g)  2H 2O
(4) 与碱的作用（歧化）
Δ
3S  6NaOH  2Na 2S  Na 2SO3  3H 2O

4S(过量)  6NaOH  2Na 2S  Na 2S2O3  3H 2O
15-3-2、硫化物和多硫化物
一、硫化氢
(1)结构：H2S结构与H2O相似
(2)性质：H2S是无色,有腐蛋味，剧毒气体。稍
溶于水。水溶液呈酸性,为二元弱酸。
最重要的性质是它的还原性：
·与空气(O2)反应:
完全
2H 2S  3O2  2H2 O  2SO 2
2H 2S  O 2 不完全

 2H2 O  S
•与中等强度氧化剂作用
3
2

H2S  2Fe 
S  2Fe  2H

H2S  I2 
S  2I  2H
-
．与强氧化剂反应
H2SO4(浓) + H2S == SO2 +2H2O + S
H 2S  4X 2 (Cl2 ,Br2 )  4H 2O 
 H 2SO4  8HX

2
5H 2S  2MnO  6H 
 2Mn  5S  8H 2O
4

2
5H 2S  8Mn O（过量） 14H 
 8Mn  5SO  12H 2
4
24
制法 : FeS + 2 HCl (稀) —— H2S + FeCl2
FeS + H2SO4 (稀) —— H2S + FeSO4
实验中经常用硫代乙酰胺(TAA)代替硫化氢
CH3CSNH2 +2H2O
CH3COO- + NH4- + H2S
CH3CSNH2 +3OHCH3COO- + NH3 + H2O + S2二、金属硫化物和多硫化物
1.金属硫化物
颜色：(大多数为黑色,少数需要特殊记忆)
SnS 棕,SnS2 黄,As2S3 黄,As2S5 黄,
Sb2S3橙, Sb2S5橙,MnS 肉,ZnS 白，
CdS 黄。
易水解：最易水解的化合物是
Cr2S3和Al2S3
3
2M  3S  6H2 O 
 2M(OH)3  3H2S
2-
(M  Al,Cr)
溶解性：
水溶性：
•易溶：NH4+和碱金属硫化物
•微溶：MgS，CaS，SrS(但BeS难溶)
其余难溶。为什么重金属的硫化物难溶于水？
稀酸溶性( 稀HCl)：
Ksp>10-24
MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS

2
MS  2H 
 M  H2S(g)
配位酸溶解(浓HCl)：Ksp10-25~10-30
 SnCl 24-  H 2S
SnS  2H  4Cl  


 SnCl  2H2S
SnS2  4H  6Cl 
26


 PbCl  H 2S
PbS  2H  4Cl 
24


 2SbCl  3H 2S
Sb 2S3  6H  12Cl 
36

6


 2SbCl  5H 2S
Sb 2S5  10H  12Cl 


 2BiCl  3H 2S
Bi 2S3  6H  8Cl 
4
 CdCl 24-  H 2S
CdS  2H  4Cl  
氧化性酸溶解(HNO3)：Ksp＜ 10-30
Bi 2S3  8HNO3 
 2Bi(NO3 ) 3  2NO  3S  4H2 O
3PbS 8HNO3 
 3Pb(NO3 ) 2  2NO  3S  4H2 O
3CuS  8HNO3 
 3Cu(NO3 ) 2  2NO  3S  4H2 O
3Ag2S  8HNO3 
 6AgNO3  2NO  3S  4H2 O
氧化配位溶解(王水)：
3HgS  2HNO 3  12HCl 

3H 2 [HgCl 4 ]  3S  2NO  4H 2 O
碱溶（用NaOH或Na2S）
SnS 2
As2S3
As2S5
Sb 2S3
Sb 2S5
2SnS2  6OH- 
 2SnO32-  SnS32-  3H2 O
SnS 2  S2- 
 SnS32As2S3  6OH- 
 AsO33-  AsS33-  3H2 O
As2S3  3S2- 
 2AsS334As2S5  24OH- 
 3AsO34-  5AsS34-  12H2 O
As2S5  3S2- 
 2AsS34Sb 2S3  6OH- 
 SbO 33-  SbS 33-  3H2 O
Sb 2S3  3S2- 
 2SbS 334Sb 2S5  24OH- 
 3SbO 34-  5SbS 34-  12H2 O
Sb 2S5  3S2- 
 2SbS 34HgS  S2- 
[HgS2 ]2-
氧化碱溶：（Na2S2）
SnS  Na 2 S 2 
 Na 2 SnS 3
As 2 S3  3Na2 S 2 
 2Na3 AsS4  S
Sb 2 S3  3Na2 S 2 
 2Na3SbS 4  S
2、多硫化物
定义：含有多硫链的化合物。SX2当x=2时，也称过硫化物。
如：Na2S
+ (x-1)S → Na2Sx
(NH4)2S +(x-1)S → (NH4)2Sx
(x=2-6)
(x=2-6)
颜色：一般显黄色，随着x的增大，颜色逐渐加
深，由黄色至橙色甚至红色。
多硫离子结构：链状结构(498页)。
22Sx
S
S
S
S
S
多硫链中的键长和键角不一定相等。
化学性质：
遇酸不稳定

S  2H  [H2Sx ] 
 H2S(g)  (x-1)S
2x
氧化性
SnS  S 
SnS
还原性
3FeS2  8O2 
 Fe3O4  6SO2
22
23
15-3-3、硫的含氧化合物
含氧酸种类很多：500页表15-4。
一、二氧化硫、亚硫酸及其盐
A、二氧化硫
分子结构：见书500页。
成键方式：与臭氧相同。
制备：
实验室：酸化亚硫酸盐。
工业：燃烧金属硫化物。
2σ+Π34
物理性质：
与有机色素形成无色不稳定的加合物。
漂白----使品红褪色
SO2是极性分子易溶于水。
化学性质：
处于中间价态：具有氧化性、还原性(为主)。
酸性氧化物，溶于水成亚硫酸。
B、亚硫酸
分子结构：三角锥形。
成键情况：
S不等性sp3杂化，结合两个羟基氧原子，
以配键结合一个氧原子(存在反馈d-pπ配键的
成分)。
H2SO3的性质：
•二元中强酸（只存在水溶液中）
H 2SO 3
HSO
3

H  HSO 3
H  SO 23-
Ka1  1.7× 10-2
Ka2  6.0× 10-8
• 氧化性
H 2SO 3  2H2S 
3S  3H2 O
•还原性
H 2SO 3  I 2  H 2 O 
 H 2 SO 4  2HI (Cl 2 , Br2 )
2H 2SO 3  O 2 
 2H 2 SO 4
C、亚硫酸盐
氧化还原性：
jθSO42-/SO32-= -0.92V，jθSO32-/S= -0. 59V。
氧化性：SO32 + 2H＋ + 2H2S =
3S↓乳白色 + 3H2O
还原性：3Na2SO3+K2Cr2O7+4H2SO4 ＝
K2SO4+Cr2(SO4)3 +3Na2SO4+4H2O
SO32-是具有较强还原能力的还原剂，氧化
能力很弱。
在空气中被氧化：2Na SO3+O2→2Na2SO4
溶解性：碱金属正盐易溶于水，其它金属
离子的正盐微溶于水；酸式盐易溶于水。
原因：酸式酸根相对酸根而言，电荷低、
半径大，降低了正负离子间的吸引力，导致溶
解度的增大。
该结论具有普遍性。
二、三氧化硫、硫酸和硫酸盐
1、三氧化硫
A、分子结构：
a、气态：
平面三角形，dS-O=141pm，∠OSO=120°。
成键情况：S取sp2杂化，与三个O原子形成
两个正常σ键，一个σ配键，余下的一对p电子与
三个O原子的两个成单p电子、一对成对p电子形
成大π键：π46。
b、液态：
单分子SO3和三聚体(SO3)3处于平衡状态。
(SO3)3结构：见书502页图15-8。
成键情况：S取不等性sp3杂化，通过三个O原
子以单键连接成环状，每个S原子以配键分别结合
两个O原子，该配键含有反馈d-pπ配键的成分。
c、固态：
两种主要形态：(SO3)3 ，称γ-SO3；(SO3)n
称β-SO3。
b 型晶体
次要形态：石棉状α-SO3。
(SO3)n结构：见书502页图15-8。
成键情况： (SO3)3的环打开，并彼此结合成
长链。
石棉状的α-SO3 ：由β-SO3 的长链再组成
层状结构，类似于石棉。
B、性质：SO3是氧化剂，高温时突出。
2、硫酸：
A、分子结构：见书503页图15-9。
H2SO4的结构：
成键情况：S取不等性sp3杂化，结合两个
羟基氧原子，以配键结合两个氧原子，两
个配键都存在反馈d-pπ配键的成分
就对称性来讲，这是 π 键，且是 d - p 之间
的重叠 ；就共用电子的来源讲，这是配位键。
称为 d - p π 配键。
H2SO4分子间通过氢键相连，使其晶体呈现
波纹形层状结构。
B、性质：
浓硫酸的特性：
a、与水的作用：
H2SO4(l)→H2SO4(aq) △rHθ= - 85.5kJ.mol-1
大量放热。稀释浓硫酸。
b、吸水性、脱水性：
浓硫酸与水形成氢键：H2SO4·nH2O(n=1-5)。
导致：浓硫酸具有强烈的吸水性和脱水性。
利用吸水性做干燥剂；利用脱水性使一些有机
物炭化或使某些无机物脱去结晶水。
C12 H22O11 
12C 11H2O
c、氧化性：
浓硫酸（>12mol.L-1）表现出强氧化性，受
热使氧化能力提高。
与活泼金属反应：
3Zn  4H 2 SO 4 (浓)
3ZnSO 4  S  4H2 O
4Zn  5H 2 SO 4 (浓)
4ZnSO 4  H 2 S  4H2 O
与不活泼金属反应：
Cu  2H 2SO 4 (浓) 
CuSO 4  2SO 2  2H 2 O
与非金属反应：
C  2H 2 SO 4 (浓) 
 CO 2  2SO 2  2H 2 O
2P  5H 2 SO 4 (浓) 
 P2 O 5  5SO 2  5H 2 O
S  2H 2 SO 4 (浓) 
 3SO 2  2H 2 O
稀硫酸的性质：
酸性：二元强酸，Ka1=103，Ka2=1.2×10-2。
3、硫酸盐：
A、溶解性：
正盐：一般易溶。
例外：PbSO4、BaSO4难溶；
Ag2SO4、CaSO4微溶。
酸式盐：易溶。
B、形成复盐：
多数硫酸盐易形成复盐。
矾的通式：MⅠ2SO4·MⅡSO4·6H2O
MⅠ2SO4·MⅢ2(SO4)3·24H2O[MⅠMⅢ(SO4)2·12H2O]
MⅠ、MⅡ、MⅢ离子所指见书504页。
三、焦硫酸及其盐
冷却发烟硫酸时，可以析出焦硫酸晶体
SO 3  H 2SO 4 
 H 2S2 O7
O
HO
S
O
OH H O
O
S
OH
O
H 2S2 O 7  H 2 O
H2S2O7为无色晶体，吸水性、腐蚀性比
H2SO4更强。
焦硫酸根（S2O72-）的结构为：
焦硫酸盐可作为溶剂
 - Al 2 O 3  3K 2S 2 O 7 
 Al 2 (SO 4 ) 3  3K 2 SO 4
TiO 2  K 2 S 2 O 7 
 TiOSO 4  K 2 SO 4
四、硫代硫酸及其盐
1、制备：
硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。
硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。
实验室：Na2SO3 + S → Na2S2O3
工业：
2Na2S+Na2CO3+4SO2→3 Na2S2O3+CO2↑
2、结构：见书506页图15-11。
3、性质：易溶于水,水溶液呈弱碱性
A、不稳定性：
酸性条件下主要分解反应：
S2O32-+2H+→SO2↑+S↓+H2O
B、还原性：
典型反应：2S2O32-+I2→S4O62-+2I定量测定I2。
O
O
O
2-
S
S
O
O
S
S
2-
 I
I
O
S
O
S
O
2
2I

S
S
O
O
O
O

S2O  4Cl2  5H2O 
 2SO  8Cl 10H
23
24
-
C.配位性：
AgBr  2S2O  Ag(S2O )  Br
23
33 2
-
硫代硫酸盐的鉴定
2 Ag＋ + S2O32 (适量) ＝Ag2S2O3↓白
Ag2S2O3 + H2O = Ag2S↓黑+ H2SO4
颜色变化：白－黄－棕－黑
五、 过二硫酸及其盐
过二硫酸及其盐有很强的氧化性
Ag+
Δ
过二硫酸盐的热分解
六、 连二亚硫酸(H2S2O4) 及其盐
O
O
S
HO
二元中强酸：
S
OH
Ka1  4.5× 10
-1
Ka2  3.5× 10-3
遇水分解：
2H2S2 O4  H 2 O 
 H 2S2 O3  2H2SO 3
H 2S2 O3 
S  H 2SO 3
连二亚硫酸盐：
Na 2S2 O4  2H2 O：
保险粉
还原剂：
Na2S2O4  O2  H2O 
 NaHSO3  NaHSO4
稳定性比相应的酸强

2Na2S2O4 
 Na2S2O3  Na2SO 3  SO 2
15-4 硒和碲(自学)
硒有几种不同的同素异形体，室温下最稳
定的同素异形体是灰硒。市售商品通常为无定
型黑硒。
硒是人体必需的微量元素，当硒的浓度为
0.04—0.1ppm，对动物和人都是有益，超过
4ppm则是有害的。
硒是典型的半导体材料。硒最特殊的性
质是在光照射下导电性可提高近千倍，是光
导材料，可制光电管。
碲仅有一种螺旋型链状结构的晶形，它也
是一种半导体。碲的毒性较大。
1．氢化物
酸性：
H2O ＜ H2S ＜ H2Se ＜ H2Te
热稳定性： H2O ＞ H2S ＞H2Se ＞ H2Te
还原性 ：
H2O ＜ H2S ＜ H2Se ＜ H2Te
熔沸点：
H2S ＜ H2Se ＜ H2Te ＜H2O
2．氧化物
按SO2、SeO2、TeO2的顺序，还原性、酸
性减弱及氧化性增强。
SO2 （还原性为主） SeO2 TeO2（主要以氧化
性为主）
3．含氧酸
从上到下酸性减弱H2SO3 ＞ H2SeO3 ＞ H2TeO3
H2SO4 ＞ H2SeO4 ＞ H6TeO6
从上到下氧化性（d收缩）增强
H2SO3 ＜ H2SeO3 ＜ H2TeO3
H2SO4 ＜H6TeO6 ＜ H2SeO4
硒酸和硫酸性质相似，但氧化性要比硫
酸强，可以象王水一样溶解Au、Pt。碲酸的是
弱酸，氧化性也不强。
2Au+6H2SeO4===Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O
稳定性下降
H2SO3 ＞ H2SeO3 ＞ H2TeO3
H2SO4 ＞ H2SeO4 ＞ H6TeO6
作业（513页）：
2、 5、10、11、15、16、19
练习：用简单的方法区分下列物质
Na2 S.Na2 Sx .Na2 SO3. Na2 SO4 .Na2 S2O3
HCl（稀）
H2S↑
H2S+S↓
SO2↑
无
现
象
SO2+S↓
有一白色固体A，加入油状无色液体B，可
得紫黑色固体C，C微溶于水，加入A后溶解度
增大，成棕色溶液D，将D分成两份，一份中加
一种无色溶液E，另一份通入气体F，都变成无
色透明溶液，E溶液遇盐酸变为乳白色浑浊液。
将气体F通入溶液E，在所得的溶液中加入
BaCl2溶液有白色沉淀，该沉淀物不溶于HNO3。
问A、B、C、D、E和F各为何物？写出各步反
应方程式。
2KI + 2H2SO4(浓) = I2 + SO2 + 2H2O + K2SO4
I2 + KI = KI3
I3- + 2S2O32- = 3I- + S4O62-
8Cl2 + I3- +9H2O = 16Cl- + 3IO3- + 18H+
S2O32- + 2H+ = SO2 + S + H2O
4Cl2 + S2O32- +5H2O = 8Cl- + 2HSO4- +8H+
Ba2+ + SO42- = BaSO4