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无机化学

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无机化学

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  1. 无机化学 15 氧族元素 Chapter 15 Oxygen Family Element 返回

  2. 基本内容和重点要求 • 氧族元素通性 • 氧和臭氧的结构、性质及用途 • 水结构、性质 • 过氧化氢结构、性质及用途 • 硫及其化合物 • 硒和碲 • 无机酸强度的变化规律 重点要求掌握氧族元素通性,氧、臭氧、水、过氧化氢的结构和性质,硫化物及其含氧酸 返回

  3. 1 氧族元素通性 VIA : O,S,Se,Te,Po

  4. 1 氧族元素通性 (1)最外层电子结构 ns2np4 (2)电子亲合能E S > Se > Te (3)电负性 O > S > Se > Te (4)氧化数

  5. 2 氧和臭氧 2.1 氧在自然界中的分布 O2 和O3 , 同素异形体 2.2 氧的制备 空气和水是制取O2 的主要原料。 工业,液化空气分馏 实验室,由氧化物或含氧酸盐制备 2.3 氧的结构、性质和用途 (1) 氧分子结构 VB: O 2S2 2Px1 2Py1 2Pz2 | | O 2S2 2Px1 2Py1 2Pz2 即O=O 应为“逆磁”。

  6. O2[KK (σ2s)2(σ2s*)2(σ2px)2 (2py)2(2pz)2(2py*)1(2pz*)1] 2 氧和臭氧 2.3 氧的结构、性质和用途 MO: (σ2px)2 构成一个σ键 (2py)2(2py*)1 三电子键 (2pz)2(2pz*)1 三电子键 ·· · · · · · · O O 或 O O · · · · · · ·· O2分子磁矩 μm= =2.83 BM BM n(n+2) (2) O2性质和用途 无色气体,液态和固态均为淡蓝色 固态时有O4 O2在水中以水合物形式存在

  7. 2 氧和臭氧 2.3 氧的结构、性质和用途 O4可能结构: O O · · · · · · O O 氧化性(主要),配位性(生物体中重要) 由氧族元素△G Ø /氧化数图讨论。 •氧化性 Θ(O2/H2O) = +1.23V, Θ(O2/OH-) = +0.40V , O2 + NH3 → H2O + N2 或 NO Fe Fe3O4, FeO, Fe2O3 S SO2(g) H2S S 或 SO2(g) HI I2 CH4 CO2、CO 或 C … …

  8. 平流层(20 ~ 40 km): O3 0.2ppm ,可吸收5%紫外线。 * Π : n O Π : . . O : O : : : 2 氧和臭氧 2.3 氧的结构、性质和用途 • 配位性质 人血红蛋白中的血红素Hb是卟啉衍生物与Fe(II)形成的配合物,具有与O2络合的功能: HbFe(II) + O2 ===HbFe(II)O2 2.4 臭氧 (1)分子结构 O3 电偶极矩μ≠0, 3个O原子不在同一直线上; ∠OOO=116.8º,中心O原子sp2杂化。 顶角O采取sp2杂化

  9. O3 中O―O键级 = O3 2 氧和臭氧 2.4 臭氧 与SO2、NO2-互为“等电子体”。 O3键长比O2长,键能比O2小 O3是单质分子中唯一电偶极矩 ≠0的物质。

  10. 分析:①分子结构 O3 + e = O3 ―例KO3,NH4O3 键级↘ O3 + 2e = O3 2― ,大π键打开,形成臭氧链 (―O―O―O―)2― 2 氧和臭氧 2.4 臭氧 (2) O3化学性质 腥臭味,液态呈深蓝紫色 强氧化性,不稳定性 如 O3F2F―O―O―O―F

  11. 2 氧和臭氧 2.4 臭氧 ②热力学 △G /F-Z图 斜率 = Θ 酸介质: O3 + 2H+ + 2e = H2O + O2(g) Θ(O3/H2O) = +2.07V 碱介质: O3(g) + H2O + 2e = 2OH― + O2(g) Θ(O3/OH―) = +1.24V 可见,无论酸、碱介质,O3(g)均具强氧化性, 尤其是在酸介质中。

  12. 2 氧和臭氧 2.4 臭氧 例如 2Ag+ 2O3 = Ag2O3+ 2O2 2I―+ H2O+ 2O3 = I2+ 2O2 +2OH― 油画处理: PbS(S) + 3O3(g) = PbSO4(s) + O2(g) 黑 白 含氰废水处理: CN― + O3 = OCN― + O2↑ 2OCN― + 3O3 = CO32― + CO2↑+ N2↑+3O2↑ O3的定量分析(碘量法) KI + O3 (g) + H2O = I2 + 2KOH + O2(g) I2 + 2S2O32― = 2I― + S4O62― (连四硫酸根)

  13. 2 氧和臭氧 2.4 臭氧 不稳定性 2O3 = 3O2 放热 (3) O3生成和制备 雷电、紫外光、臭氧发生器 2.5 氧的成键特征 (1)氧化态:O一般为-2 此外: -1 +1 +2 H2O2 O2F2 OF2 (2)EA1:O < S 类似 :F < Cl (3)键解离能 • 单键(E-E) O-O < S-S > Se-Se > Te-Te 142 264 172 --- kJ·mol-1

  14. 2 氧和臭氧 2.5 氧的成键特征 • 与电负性较大、价电子数目较多的元素的原子成键 O-F < S-F O-Cl < S-Cl 190 326 205 255 kJ·mol-1 • 与电负性较小、价电子数目较少的元素原子成键 O-C(359 )> S-C (272) ; O-H (374 )> S-H(467 kJ·mol-1) • 双键 O=O (493.59 kJ·mol-1 ) > S=S(427.7 kJ·mol-1) • 键型 多数氧化物为离子型,而硫化物、硒化物、碲化物多数为共价型,仅IA、IIA化合物Na2S、BaS……等为离子型。 • 配位数 中心原子 周期 价轨道数 C.N.max O 二 4 4 S 三 9 6

  15. 2 氧和臭氧 2.6 氧化物  氧化物的制备方法 (1)单质在空气中或纯氧中直接化合(或燃烧),可以得到常见氧化物; 在有限氧气条件下,则得低价氧化物。 (2)氢氧化物或含氧酸盐的热分解 (3)高价氧化物的热分解或通氢还原,可以得到低价氧化物。 (4)单质被硝酸氧化可得到某些元素的氧化物,

  16. 2 氧和臭氧 2.6 氧化物  氧化物的键型 离子型和共价型,P578表13-4、13-5  氧化物的熔点(与晶格结构有关) 多数离子型氧化物的熔点很高; 多数共价型和少数离子型氧化物的熔点较低  氧化物对水的作用 (1)溶于水但无显著化学作用的氧化物,如RuO4、OsO4 (2)同水作用生成可溶性氢氧化合物,如Na2O、BaO (3)同水作用生成不溶性氢氧化合物,如BeO、MgO (4)既难溶于水又不同水作用的氧化物,如Fe2O3、MnO2

  17. 2 氧和臭氧 2.6 氧化物  氧化物的酸碱性 (1)酸性氧化物,与碱作用生成盐和水,如CO2、P2O5 (2)碱性氧化物,与酸作用生成盐和水,如K2O、MgO (3)两性氧化物,既与酸作用,又与碱作用,分别生成相应的盐和水,如Al2O3、ZnO (4)中性氧化物,既不与酸也不与碱作用,如CO (5)复杂氧化物,分别由其低价氧化物和高价氧化物混合组成,而同一元素的低价氧化物高价氧化物的碱性为强,对酸碱的作用也不同。如Fe2O3、Pb2O3

  18. 3 水 3.1 水在自然界中的分布 3.2 水的结构 (1)水分子结构 (2)液态水的结构 水的缔合 (H2O)x (3)冰的晶体结构 3.3 水的物理性质 (1)水的偶极矩为1. 87D,表现了很大的极性 (2)水的比热容为4.1868× 103J· kg -1· K-1 (3)同第六主族其它元素的氢化物比较 (4)绝大多数物质有热胀冷缩的现象,温度越低体积越小,密度越大。 但水在277K时密度最大,低于277K密度减小 3.4 水的状态图

  19. 3 水 水 水蒸气 冰的蒸气压曲线图 水的蒸气压曲线图 水的状态图

  20. 3 水 3.5 水的化学性质 (1)热分解作用 热稳定性很高 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) (2)水合作用 强极性分子,溶剂 NH3(g) + nH2O ─→ NH3(aq) 若水与离子发生水合作用,则形成水合离子,如: HCl(g) + nH2O ─→ H+(aq) + Cl-(aq) 含水的晶态物质称为结晶水合物,其中的水叫结晶水。在结晶水合物中,水以以下不同形式存在:   • 羟基水:水在化合物中以OH-形式存在,如Mg(OH)2、A1(OH)3,它们是氧化物的水合物,即为MgO·H2O、Al2O3·2H2O;

  21. 3 水 3.5 水的化学性质 • 配位水:水在化合物中以配体形式存在,如BeSO4·4H2O中存在[Be(OH2)4]2+离子、NiSO4·6H2O中存在Ni(OH2)6]2+离子; • 阴离子水:水通过氢键与阴离子相结合,例如CuSO4·5H2O分子,其中四个水分子以配位水的形式存在,而另一个水分子却以氢键与配位水及SO42- 相结合; • 晶格水:水分子位于水合物的晶格中,不与阳、阴离子直接联接,如MgSO4·7H2O中六个水分子为配位水,而另一个水分子则占据晶格上位置,该水为晶格水; • 沸石水:这种水分子在某种物质(如沸石)的晶格中占据相对无规律的位置,当加热脱除这种水分子时,物质的晶格不被破坏。

  22. 3 水 (3)水解作用 PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl Cl2 + H2O = HClO + HCl (4)自离解作用 微弱电离 H2O + H2O H3O+ + OH¯ Kw = 110-14 H2O H+ + OH¯ 3.6 水的污染与净化

  23. 4 过氧化氢 4.1 过氧化氢的分子结构 过氧基: -O-O- 每个氧原子连着一个氢原子。两个氢原子和氧原子不在一平面上。 在气态时,两个氢原子像在半展开书本的两页纸上, 两面的夹角为9351´,氧原子在书的夹缝上,键角∠OOH为9652´,O-O和O-H的键长分别为148pm和95pm。 O原子采取不等性sp3杂化 9652´ 9351´ 9652´ H2O2的分子结构

  24. 4 过氧化氢 4.2 过氧化氢的性质和用途 化学性质方面,过氧化氢主要表现为对热不稳定性,强氧化性、弱还原性和极弱的酸性。 (1) 不稳定性   由于过氧基-O-O-内过氧键的键能较小,因此过氧化氢分子不稳定,易分解: 2H2O2(l) = 2H2O(1) + O2(g) ΔrHmθ = - 196.06kJ·mol-1 纯过氧化氢在避光和低温下较稳定,常温下分解缓慢,但153℃时爆炸分解。过氧化氢在碱性介质中分解较快;微量杂质或重金属离子(Fe3+、Mn2+、Cr3+、Cu2+)及MnO2等以及粗糙活性表面均能加速过氧化氢的分解。为防止过氧化氢分解,通常将其储存在光滑塑料瓶或棕色玻璃瓶中并置于阴凉处,若能再放入一些稳定剂,如微量的锡酸钠、焦磷酸钠和8—羟基喹啉等,则效果更好。

  25. 4 过氧化氢 4.2 过氧化氢的性质和用途 (2) 弱酸性 酸性比水稍强 (3) 氧化还原性 酸性介质:H2O2 + 2H+ + 2e-              2H2O    = 1.763V O2+2H+ +2e-              H2O2= 0.695V碱性介质:HO2- + H2O + 2e-              3OH-    = 0.867V O2 + H2O + 2e-              HO2- + OH-   = -0.076V Θ Θ Θ Θ 例如: H2O2 +2I¯ + 2H+ = I2 + 2H2O PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O 2CrO2¯ + 3H2O2 + 2OH¯ = 2CrO42- + 4H2O

  26. (NH4)2S2O8 + 2H2O 4 过氧化氢 4.2 过氧化氢的性质和用途 Cl2 + 2H2O2 = 2HCl + O2 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 2K2SO4 +8H2O + 5O2 4.3 过氧化氢的制备 实验室中可用冷的稀硫酸或稀盐酸与过氧化钠反应制备过氧化氢: 低温 Na2O2 + H2SO4 + l0H2O                Na2SO4·10H2O + H2O2 工业上制备过氧化氢目前主要有两种方法:电解法和蒽醌法。 电解法:首先电解硫酸氢铵饱和溶液制得过二硫酸铵: 2NH4HSO4              (NH4)2S2O8 + H2↑              (阳极)   (阴极) 然后加入适量稀硫酸使过二硫酸铵水解,即得到过氧化氢: 2NH4HSO4 + H2O2

  27. 4 过氧化氢 蒽醌法:以H2和O2作原料,在有机溶剂(重芳烃和氢化萜松醇)中借助2-乙基蒽醌和钯(Pd)的作用制得过氧化氢,反应如下: 2-乙基蒽醌 H2 + O2 H2O2 Pd   与电解法相比,蒽醌法能耗低,用氧取之于空气,乙基蒽醌能重复使用,所以此法用者众多。不过,对于电价低廉地区,亦不排斥使用电解法。 过氧化氢的用途主要是基于它的氧化性,稀的(3%)和30%的过氧化氢溶液是实验室常用的氧化剂。目前生产的H2O2约有半数以上用作漂白剂,用于漂白纸浆、织物、皮革、油脂、象牙以及合成物等。化工生产上H2O2用于制取过氧化物(如过硼酸钠、过醋酸等)、环氧化合物、氢醌以及药物(如头孢菌素)等。

  28. 5 硫和它的化合物 5.1 单质硫 (1) 硫的同素异形体 菱形硫(斜方硫,-S)、单斜硫(-S)、弹性硫、晶状硫,一定条件下可互变。 (2)分子结构 -S、-S分子均为S8,“皇冠”状。 S-S单键键能为240 kJ.mol-1,而O-O单键键能为 204.2kJ·mol-1 S成键倾向:由Born-Haber cycle估算: △rH + 240.8×8 = 427.4×4 △rH = -221.2 kJ∙mol-1 < 0 (放热) 硒、碲有同素异形体。 硒—— 典型半导体 、光电管。 →整流管

  29. 5 硫和它的化合物 5.2 硫的成键特征 (1)可以从电负性较小的原子接受两个电子,形成含S2-离子的离子型硫化物 (2)可以形成两个共价单键,组成共价硫化物 (3)可以形成一个共价双键 (4)硫原子有可以利用的3d轨道,3s和3p中的电子可以跃迁到3d轨道参与成键,形成氧化数高于的正氧化态 (5)从单质硫的结构特征来看,它能形成-Sn-长硫链。 5.3 硫的氧化态-吉布斯自由能图 5.4 单质硫的制备、性质和用途 3FeS2 + 12C + 8O2 = Fe3O4 + 12CO + 6S

  30. 5 硫和它的化合物 5.5 硫化氢和硫化物 (1)硫化氢 硫蒸气能和氢直接化合生成硫化氢。 实验室中常用硫化亚铁与稀盐酸作用来制备硫化氢气体:      FeS + 2H+ Fe2+ + H2S↑ Na2S + H2SO4 Na2SO4 + H2S↑ • 分子结构:与水类似 • 弱酸,水中电离 H2S H+ + HS– HS¯ H+ + S2– • 还原性 H2S + I2 2HI + S H2S + 4Br2 + 4H2O H2SO4 + 8HBr 2H2S + O2 2H2O + 2S

  31. 5 硫和它的化合物 5.5 硫化氢和硫化物 (2)硫化物和多硫化物 • 电负性小的元素与硫形成的二元化合物 硫化物:Na2S、 H2S、 NH4S、 MnS、Ag2S…… • 碱金属硫化物及硫化铵可溶 • 8电子外壳及18或18+2电子外壳的较高价态阳离子金属硫化物难溶 • 重金属硫化物有色 • 常见硫化物制备 1373K Na2SO4 + 4C Na2S + 4CO Na2SO4 + 4H2 Na2S + 4H2O 2NH3·H2O + 4H2S (NH4)2S + 2H2O 多硫化物 Na2S + (x-1) S Na2Sx 多硫化物含有活性硫, 是一种硫化剂 (NH4)2S + (x-1) S (NH4)2Sx

  32. : S : . . O : O : : : 5 硫和它的化合物 5.6 硫属元素的氧化物 (1)硫的氧化物 硫的氧化物主要有两种,即二氧化硫和三氧化硫。还有SO、SO4 、 S2O、S2O2等(不稳定) (2)硫的二氧化物 • SO2为无色具有强烈刺激性气味的气体,易液化。液态SO2是一种良好的非水溶剂 • 制法 3FeS + 5O2 Fe3O4 + 3SO2 SO32- + 2H+ H2O + SO2 HSO3- + H+ H2O + SO2 • 分子结构 S采取sp2杂化,2个键,一个3 4

  33. 5 硫和它的化合物 5.6 硫属元素的氧化物 • 性质 SO2既有还原性(主要) ,又有氧化性 2SO2 + O2 2SO3 Br2 + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4 KIO3 + 3SO2 + 3H2O KI + 3H2SO4 SO2 + 2H2S 3S + 2H2O SO2 + 2CO S + 2CO2 SO2具有漂白作用 (3)硫的三氧化物 纯净的SO3是易挥发的无色固体,它是强氧化剂,可以使单质磷燃烧;将碘化物氧化为单质碘; 在工业上主要用来生产硫酸 10SO3 + 4P4 10SO2 + P4O10 SO3 + 2KI K2SO3 + I2

  34. 5 硫和它的化合物 V2O5 • 制法 2SO2 + O2 2SO3 • 结构 气态:平面三角形 石棉形,由SO4 四面体连成一个无限长链分子 固态: 斜方修饰三聚体(SO3)3,环状S3O9 5.7 硫属元素的含氧酸 (1)硫的含氧酸 • 硫酸系含氧酸类型与分子结构特点 含氧酸分子式形成结构特点 硫酸H2SO4母体S:sp3杂化 硫代硫酸H2S2O3 * S代O 硫代 焦硫酸H2S2O7 2 H2SO4脱H2O 氧桥 连二硫酸H2S2O6* -OH被-SO2(OH)取代硫链

  35. • 过硫酸系含氧酸的形成和分子结构特点 含氧酸 分子式 形成 结构特点 过一硫酸 H2SO5 H2O2中1H被-SO2(OH)取代 -O-O- 存在 过二硫酸 H2S2O8 H2O2中2H被-SO2(OH)取代 -O-O- 存在 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 •绝大多数硫的含氧酸分子中S原子作sp 3杂化。 例外:焦亚硫酸根S2O52―:1 S原子作sp 3杂化,1 S原子作sp 2杂化。

  36. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 • 亚硫酸H2SO3 O • 连二亚硫酸H2S2O4 , S作sp 3杂化 • 过二硫酸H2S2O8

  37. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 • 热力学稳定:SO42―、SO32―、S4O62―(连四硫酸根) • 强氧化性:H2S2O8及其盐 (S2O82―/SO42―)=(4.32-2.31)/(7-6)=2.01V ∵ 分子中有-O-O-过氧链。如: 5 S2O82―+ 2 Mn2+ + 8 H2O = 10 SO42―+ 2 MnO4―+ 16 H+ (Ag+催化,加热)(用于检定Mn2+) • 强还原性:S2O32―、S2O42―(连二亚硫酸根), 尤其是在碱介质中。

  38. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 (2)各种含氧酸及其盐的特征化性 ① 亚硫酸及其盐 • 酸性 H2SO3 二元中等质子酸, Ka1 = 1.54×10-2,Ka2 = 1.02×10-7 •还原性(主要),尤其在碱介质中,例: 5SO32―+ 2MnO4―+ 6H+ = 5SO42―+ 2Mn2+ + 3H2O •遇强还原剂才显氧化性 例: 2 NaHSO3 + Zn = Na2S2O4 + Zn(OH)2 (无O2条件)连二亚硫酸钠(保险粉) H2SO3 + 2 H2S(aq ) = 3 S↓ + 3 H2O (H2SO3/S)= 0.45V,  (S/H2S) = 0.141V

  39. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 • 亚硫酸盐 正盐:如Na2SO3 酸式盐:如NaHSO3 易被氧化,是较好的还原剂 2NaHSO3 Na2S2O5 +H2O 4Na2SO3 Na2SO4 +Na2S 2NaHSO3 +Zn Na2S2O4 +Zn(HO)2 连二亚硫酸钠(保险粉) 2Na2S2O4 +H2ONa2SO4 + 2NaHSO3 歧化反应

  40. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 ② 硫酸及其盐 •氧化性 标态(S.S)下,H2SO4氧化性不强,未酸化的SO42―溶液(例Na2SO4)无氧化性。 (SO42―/H2SO3)= 0.175V (SeO42―/H2SeO3)= 1.15V  (H6TeO6/TeO2) = 1.02V 氧化性:H2SO4 < H2SeO4 > H6TeO6 周期:三四五 SO42―结构 显示第四周期元素Se高价态化合物的“次周期性”。 浓H2SO4 强氧化性和脱水性

  41. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 例:H2SeO4 + 2HCl = H2SeO3+ Cl2↑+H2O H6TeO6 + 2HCl = TeO2+ Cl2↑+ 4H2O 中等浓度 同浓度的H2SO4无此反应。 但浓H2SO4氧化性↑↑,可由Nernst方程 计算[H+]对的影响。 •酸性 强二元酸 稀硫酸溶液的电离: 完全电离 H2SO4 HSO4ˉ+H+ HSO4ˉ SO42ˉ +H+

  42. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 • 硫酸盐: 正盐、酸式盐和复盐 酸式盐:M(I)HSO4 正盐: M2(I)SO4 复盐: 摩尔盐 (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O 铝明矾 K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O 铁明矾 K2SO4·Fe2(SO4)3·24H2O 固体盐中,SO42-常带阴离子结晶水 如:CuSO4·5H2O(蓝矾), FeSO4·7H2O(绿矾), ZnSO4·7H2O(皓矾), Na2SO4·10H2O(芒硝)

  43. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 • 硫酸盐的热稳定性 IA族M2(I)SO4热稳定性高,其余硫酸盐受热分解。 MSO4 → MO + SO3 (<600℃) MSO4 → MO + SO2 + O2 (> 600℃) Mn+的离子势 ↗,Mn+对SO42-反极化作用↑,MSO4热稳定性↘。 =Z/r (其中:Z为离子电荷, r为离子半径,pm) 例1 MgSO4 CaSO4 SrSO4 M+2的 0.031 0.020 0.018 MSO4热分解温度/℃ 895 1149 1374

  44. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 在Mn+有d电子情况下,改用“有效离子势” =Z*/r 其中:Z* 为有效核电荷:Z* = Z -  ;r为离子半径,pm 例2 CdSO4 MgSO4 离子电荷Z +2 +2 r/pm 97 65 离子势ø0.021 0.031 MSO4热分解温度 816 895 M2+外壳 18e 8e 4s 2 4p 64d 102s 2 2p 6 M2+极化力> 有效离子势ø*> 原则上,其它族含氧酸盐(硝酸盐、硕酸盐…)的热稳定性可用ø或ø *大小解释。

  45. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 ③ 焦硫酸及其盐 •制备:2 KHSO4(s) K2S2O7(s)+ H2O 溶于水,放热,生成HSO4- S2O72- + H2O = HSO4- , △rH  <O ∴无S2O72-水溶液。 • 氧化性:强于浓硫酸,∵含SO3,是良好的磺化剂,可作“熔矿剂”: 2 K2S2O7 + FeO3 Fe2(SO4)3 + 3 K2SO4 酸性、氧化性、吸水性、脱水性: H2S2O7 > H2SO4

  46. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 ④ 硫代硫酸及其盐 •制备 纯H2S2O3: SO2 + H 2S = H2S2O3 (逆歧化) △rH  < O Na2S2O3: Na2SO3 + S = Na2S2O3(逆歧化) 海波、大苏打 Na2S2O3·5H2O(定影液成分) • 化性  遇酸分解 2 H+ + S2O32― = S↓ + SO2↑ + H2O(歧化)  强还原性 I2 + 2 S2O32― = 2 I― + S4O62― 连四硫酸根 (碘量法基础) S2O32― + Cl2 + H2O = SO42― + S↓+ 2 Cl- + 2 H+ (印染工业以Cl2漂白后,除Cl2)

  47. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 • 络合作用强(用于定影液除残存的AgBr) 例:AgBr(s) + 2 S2O32―= Ag(S2O3)23―+ Br― K = Ksp(AgBr) ×K稳[Ag(S2O3)23―] = 4.95×10-13×3.16×10-13 = 15.6 S2O32―有两种配位方式: 单齿配位 (对亲硫元素Hg2+、Ag+…) 双齿配位

  48. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 ⑤ 过硫酸及其盐 • 制备:电解HSO4- 阳极:2 HSO4-= S2O82― +2H+ +2e 阴极: 2H+ +2e=H2 5 S2O82―+2 Mn2+ + 8 H2O= 10 SO42― + 2 MnO4―+ 16 H+ (用于检定Mn2+) 过二硫酸H2S2O8

  49. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸 OSO3H 另一OSO3H HO–OH HO–OSO3H HO3SO–OSO3H 取代另一H 取代一个H 过二硫酸 过氧化氢 过一硫酸 • 过硫酸盐 • 性质 强氧化性,不稳定性 K2S2O8 + Cu CuSO4 + K2SO4 2K2S2O8 2K2SO4 + 2SO3 + O2 ⑥ 连硫酸及其盐 • 通式 H2SxO6 x=2~5

  50. 5 硫和它的化合物 5.7 硫属元素的含氧酸