第15章 氧族元素
合集下载
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
15-1 氧族元素的通性
15-1-1氧族存在 氧(Oxygen)地球含量最多的元素。 除氧外，其余元素（单质在标准状况下均为固体）主 要以化合态形式存在。 15-1-2氧族元素的基本性质 非金属到金属的完整过渡。 价层电子构型为ns2np4。 氧的第一电子亲和能及单键键能反常小。 氧可使用p-p π键形成强的双键（如CO2、HCHO等分 子），而硫、硒、碲除了有-2氧化数外，因均有可供 成键的空d轨道，能形成+Ⅳ或+Ⅵ等氧化态的化合物。
3、可以形成一个共价双键。
4、硫原子有空的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。 15-3-2 硫化物和多硫化物 一、硫化氢 硫化氢有臭鸡蛋味，有毒，对大气能造成污染。 饱和硫化氢水溶液的浓度为0.1 mol/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+H2SO4(稀)=FeSO4+H2S↑ 2. 结构 与H2O相似，但极性弱、无氢键。
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: 2O3=3O2 rHө = -284 kJ· -1 mol 臭氧比氧有更大的化学活性，无论在酸性或碱性条件 下都比氧气有更强的氧化性 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。 2KI+H2SO4+O3= I2+O2+H2O2+K2SO4 该反应可用于检验混合气体中是否含有臭氧。
臭氧的结构臭氧分子中有Π34离域Π键。
臭氧为反磁性，其分子中无成单电子。
15-2-4 过氧化氢
一、制备和用途 过氧化氢H2O2水溶液俗称双氧水。 实验室里可用稀硫酸与BaO2或Na2O2反应来制备过氧 化氢： BaO2+H2SO4 = BaSO4+H2O2 Na2O2+H2SO4+10H2O = Na2SO4· 2O+H2O2 10H
除去沉淀后的溶液含有6～8%的H2O2。 工业上制备过氧化氢的方法有：电解硫酸氢盐溶液和 乙基蒽醌法。
二、结构和性质 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。
纯过氧化氢为淡蓝色粘稠液体(密度是1.465 g· -1)， mol 可与水任意比例混合。 由于过氧化氢分子间有较强的氢键，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)。 H2O2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，反应后，不会带来杂质离子， 故稀的(3%)或30%的H2O2溶液是较为理想的氧化剂。 1. H2O2的不稳定性和酸性 H2O2的分解速率随OH-浓度的增大而加快，某些金属 离子可催化H2O2的分解(如Mn2+、Fe2+、Cu2+)。 H2O2具有弱酸性其K1=1.55×10-12
4H2O2+H2Cr2O7 = 2Cr(O2)2O+5H2O
2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+ = 2Cr3++7O2↑+10H2O
15-3 硫及其化合物
15-3-1 硫的同素异形体
硫在形成化合物时的价键特征 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。
二、金属硫化物和多硫化物 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。 Na2S溶于水时几乎全部水解，其水溶液可作为强碱使 用。 Cr2S3、Al2S3在水中完全水解，故其硫化物不可用湿法 从溶液中制备。 一些硫化物的水解方程式： Na2S+H2ONaHS+NaOH
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 氧的分子轨道电子排布式： [KK(σ2s)2(σ2s)2(σ2Px)2(π2p)4(π2Py)1(π2Pz)1]，在轨道中有不 成对的单电子，故O2分子是有双原子气体中唯一的一 种具有偶数电子同时又显示顺磁性的物质。
氧气的反应活性很高，在室温或较高温度下，可直接 剧烈氧化除W、Pt、Au、Hg和稀有气体以外的其它 元素形成氧化物，与活泼金属还可形成氧化物或超氧 化物。 氧的成键特征 1. 氧化态：O基本为-2 2. EA1：O < S 类似 ：F < Cl 3. 键解离能 (1)单键 1)自身成键（E-E） O-O < S-S > Se-Se > Te-Te 142 264 172 --kJ· -1 mol
反应为： O2+h(<242nm）→ O+O，O+O2 → O3 O3+h(=220~320nm）→ O2+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。
氧和臭氧的物理性质 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 无色 淡篮色 54.6 90 154 49.1 臭氧 淡篮色 暗篮色 21.6 160.6 268 494
5. 配位数 中心原子 周期 价轨道数 C.N.max O 二 4 4 S 三 9 6 15-2-2氧化物 大多数非金属氧化物和某些高氧化态的金属氧化物均 显酸性；大多数金属氧化物显碱性；一些金属氧化物 （如Al2O3、 ZnO ）和少数非金属氧化物（如As3O6 、 Sb4O6、）显两性；中性氧化物有NO 、CO等。 氧化物酸碱性的一般规律是： 同周期各元素最高氧化态的氧化物从左到右由碱性— —两性——酸性。
多硫化物在酸性溶液中不稳定，易生成硫化氢和硫。
Sx2-+2H+ = H2S↑+(x-1)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： Na2S2+SnS = SnS2+Na2S Na2S2 = Na2S+S↓ 多硫化物是分析化学常用的试剂。Na2S2在制革工业中
相同氧化态的同族各元素的氧化物从上到下碱性依次 增强。 同一元素能形成几种氧化态的氧化物酸性随氧化数的 升高而增强。 氧化物还可按其价键特征分为离子型氧化物、共价型 氧化物和过度型氧化物。 15-2-3臭氧 O3与O2是由同一种元素组成的不同单质，互称同素异 形体。 O3在地面附近的大气层中含量极少，在离地面20~40 km处有个臭氧层。它是氧气吸收太阳的紫外线后形成 的。
2CaS+2H2OCa(OH)2+Ca(HS)2 Al2S3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑ 当强酸加到金属硫化物中有H2S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 = ZnCl2+H2S↑ 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、Ag2S等，Ksp<10-30 3CuS+8HNO3 = 3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O 不溶于硝酸而溶于王水，如HgS等，Ksp更小 3HgS+12HCl+2HNO3 = 3H2HgCl4+3S+2NO↑+4H2O 注：以上的Ksp以二价金属为标准。
在稀酸中
溶度积
－ 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
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： Na2S+(x-1)S = Na2Sx 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。 S32-、S52-离子的结构如下：
2. H2O2的氧化性 H2O2+2I-+2H+ = I2↓+2H2O PbS+4H2O2 = PbSO4↓+4H2O 2CrO2-+3H2O2+2OH- = 2CrO42-+4H2O 3. H2O2的还原性 Cl2+H2O2 = 2HCl+O2↑ 2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+8H2O+5O2 Ag2O+HO2- = 2Ag+OH-+O2↑ 4. H2O2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Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5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。
2)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· -1 mol 3)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· -1) mol (2) 双键 O=O (493.59 kJ· -1 ) > S=S(427.7 kJ· -1) mol mol 4. 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化合物如Na2S、BaS等为离子 型。
氧 硫 8 16 原子序数 16.00 32.06 原子量 66 104 原子共价半径/pm M-2 132 184 离子半径/pm M+6 9 30 54.6 386 熔点/K 90 718 沸点/K 1520 1006 第一电离势/(kJ·mol-1) 第一电子亲合势/(kJ·mol-1) -141 -200.4 第二电子亲合势/(kJ·mol-1) -780 -590 142 256 单键离解能/(kJ·mol-1) 3.44 2.58 电负性（鲍林）
硒 34 78.96 117 191 42 490 958 941 -194.9 -420 172 2.55
碲 钋 52 84 127.6 137 167 211 56 67 1663 869 818 -190.14 -130 126 2.10 2.00
氧由于原子半径较小，孤对电子间有较大的排斥作用， 且最外电子层无d轨道，不能形成p-d π键，故与同族 其它元素相比表现出一些特殊的性质。 15-1-3氧族元素的电势图 p486。
名称
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
化学式
Na2S ZnS MnS FeS PbS CdS Sb2S3 SnS HgS Ag2S CuS
颜色
白色 白色 肉红色 黑色 黑色 黄色 桔红色 褐色 黑色 黑色 黑色
在水中
易溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶1×10-8、Ka2=1.1×10-12。
4. 它的一些重要反应 2H2S+3O2 = 2H2O+2SO2（蓝色火焰） 2H2S+O2 = 2H2O+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。
H2S+I2 = S+2H++2IH2S+4Br2+4H2O = H2SO4+8HBr 2MnO4-+5H2S+6HCl = 2MnCl2+2Cl-+5S+8H2O
用作原皮的脱毛剂，CaS2在农业上用来杀灭害虫。
15-3-3 硫的含氧化合物 1. 热力学稳定：SO42-、SO32-、S4O62-（连四硫酸根）
2. 强氧化性：H2S2O8及其盐 （S2O82-/SO42- = (4.32-2.31)/(7-6) = 2.01V 原因：分子中有-O-O-过氧链，例： 5 S2O82- + 2 Mn2+ + 8 H2O = 10 SO42- + 2 MnO4- + 16 H+ (Ag+催化，加热) （用于检定Mn2+） 3. 强还原性：S2O32-、S2O42-（连二亚硫酸根），尤其
15-1-1氧族存在 氧(Oxygen)地球含量最多的元素。 除氧外，其余元素（单质在标准状况下均为固体）主 要以化合态形式存在。 15-1-2氧族元素的基本性质 非金属到金属的完整过渡。 价层电子构型为ns2np4。 氧的第一电子亲和能及单键键能反常小。 氧可使用p-p π键形成强的双键（如CO2、HCHO等分 子），而硫、硒、碲除了有-2氧化数外，因均有可供 成键的空d轨道，能形成+Ⅳ或+Ⅵ等氧化态的化合物。
3、可以形成一个共价双键。
4、硫原子有空的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。 15-3-2 硫化物和多硫化物 一、硫化氢 硫化氢有臭鸡蛋味，有毒，对大气能造成污染。 饱和硫化氢水溶液的浓度为0.1 mol/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+H2SO4(稀)=FeSO4+H2S↑ 2. 结构 与H2O相似，但极性弱、无氢键。
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: 2O3=3O2 rHө = -284 kJ· -1 mol 臭氧比氧有更大的化学活性，无论在酸性或碱性条件 下都比氧气有更强的氧化性 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。 2KI+H2SO4+O3= I2+O2+H2O2+K2SO4 该反应可用于检验混合气体中是否含有臭氧。
臭氧的结构臭氧分子中有Π34离域Π键。
臭氧为反磁性，其分子中无成单电子。
15-2-4 过氧化氢
一、制备和用途 过氧化氢H2O2水溶液俗称双氧水。 实验室里可用稀硫酸与BaO2或Na2O2反应来制备过氧 化氢： BaO2+H2SO4 = BaSO4+H2O2 Na2O2+H2SO4+10H2O = Na2SO4· 2O+H2O2 10H
除去沉淀后的溶液含有6～8%的H2O2。 工业上制备过氧化氢的方法有：电解硫酸氢盐溶液和 乙基蒽醌法。
二、结构和性质 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。
纯过氧化氢为淡蓝色粘稠液体(密度是1.465 g· -1)， mol 可与水任意比例混合。 由于过氧化氢分子间有较强的氢键，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)。 H2O2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，反应后，不会带来杂质离子， 故稀的(3%)或30%的H2O2溶液是较为理想的氧化剂。 1. H2O2的不稳定性和酸性 H2O2的分解速率随OH-浓度的增大而加快，某些金属 离子可催化H2O2的分解(如Mn2+、Fe2+、Cu2+)。 H2O2具有弱酸性其K1=1.55×10-12
4H2O2+H2Cr2O7 = 2Cr(O2)2O+5H2O
2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+ = 2Cr3++7O2↑+10H2O
15-3 硫及其化合物
15-3-1 硫的同素异形体
硫在形成化合物时的价键特征 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。
二、金属硫化物和多硫化物 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。 Na2S溶于水时几乎全部水解，其水溶液可作为强碱使 用。 Cr2S3、Al2S3在水中完全水解，故其硫化物不可用湿法 从溶液中制备。 一些硫化物的水解方程式： Na2S+H2ONaHS+NaOH
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 氧的分子轨道电子排布式： [KK(σ2s)2(σ2s)2(σ2Px)2(π2p)4(π2Py)1(π2Pz)1]，在轨道中有不 成对的单电子，故O2分子是有双原子气体中唯一的一 种具有偶数电子同时又显示顺磁性的物质。
氧气的反应活性很高，在室温或较高温度下，可直接 剧烈氧化除W、Pt、Au、Hg和稀有气体以外的其它 元素形成氧化物，与活泼金属还可形成氧化物或超氧 化物。 氧的成键特征 1. 氧化态：O基本为-2 2. EA1：O < S 类似 ：F < Cl 3. 键解离能 (1)单键 1)自身成键（E-E） O-O < S-S > Se-Se > Te-Te 142 264 172 --kJ· -1 mol
反应为： O2+h(<242nm）→ O+O，O+O2 → O3 O3+h(=220~320nm）→ O2+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。
氧和臭氧的物理性质 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 无色 淡篮色 54.6 90 154 49.1 臭氧 淡篮色 暗篮色 21.6 160.6 268 494
5. 配位数 中心原子 周期 价轨道数 C.N.max O 二 4 4 S 三 9 6 15-2-2氧化物 大多数非金属氧化物和某些高氧化态的金属氧化物均 显酸性；大多数金属氧化物显碱性；一些金属氧化物 （如Al2O3、 ZnO ）和少数非金属氧化物（如As3O6 、 Sb4O6、）显两性；中性氧化物有NO 、CO等。 氧化物酸碱性的一般规律是： 同周期各元素最高氧化态的氧化物从左到右由碱性— —两性——酸性。
多硫化物在酸性溶液中不稳定，易生成硫化氢和硫。
Sx2-+2H+ = H2S↑+(x-1)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： Na2S2+SnS = SnS2+Na2S Na2S2 = Na2S+S↓ 多硫化物是分析化学常用的试剂。Na2S2在制革工业中
相同氧化态的同族各元素的氧化物从上到下碱性依次 增强。 同一元素能形成几种氧化态的氧化物酸性随氧化数的 升高而增强。 氧化物还可按其价键特征分为离子型氧化物、共价型 氧化物和过度型氧化物。 15-2-3臭氧 O3与O2是由同一种元素组成的不同单质，互称同素异 形体。 O3在地面附近的大气层中含量极少，在离地面20~40 km处有个臭氧层。它是氧气吸收太阳的紫外线后形成 的。
2CaS+2H2OCa(OH)2+Ca(HS)2 Al2S3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑ 当强酸加到金属硫化物中有H2S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 = ZnCl2+H2S↑ 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、Ag2S等，Ksp<10-30 3CuS+8HNO3 = 3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O 不溶于硝酸而溶于王水，如HgS等，Ksp更小 3HgS+12HCl+2HNO3 = 3H2HgCl4+3S+2NO↑+4H2O 注：以上的Ksp以二价金属为标准。
在稀酸中
溶度积
－ 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
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： Na2S+(x-1)S = Na2Sx 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。 S32-、S52-离子的结构如下：
2. H2O2的氧化性 H2O2+2I-+2H+ = I2↓+2H2O PbS+4H2O2 = PbSO4↓+4H2O 2CrO2-+3H2O2+2OH- = 2CrO42-+4H2O 3. H2O2的还原性 Cl2+H2O2 = 2HCl+O2↑ 2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+8H2O+5O2 Ag2O+HO2- = 2Ag+OH-+O2↑ 4. H2O2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Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5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。
2)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· -1 mol 3)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· -1) mol (2) 双键 O=O (493.59 kJ· -1 ) > S=S(427.7 kJ· -1) mol mol 4. 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化合物如Na2S、BaS等为离子 型。
氧 硫 8 16 原子序数 16.00 32.06 原子量 66 104 原子共价半径/pm M-2 132 184 离子半径/pm M+6 9 30 54.6 386 熔点/K 90 718 沸点/K 1520 1006 第一电离势/(kJ·mol-1) 第一电子亲合势/(kJ·mol-1) -141 -200.4 第二电子亲合势/(kJ·mol-1) -780 -590 142 256 单键离解能/(kJ·mol-1) 3.44 2.58 电负性（鲍林）
硒 34 78.96 117 191 42 490 958 941 -194.9 -420 172 2.55
碲 钋 52 84 127.6 137 167 211 56 67 1663 869 818 -190.14 -130 126 2.10 2.00
氧由于原子半径较小，孤对电子间有较大的排斥作用， 且最外电子层无d轨道，不能形成p-d π键，故与同族 其它元素相比表现出一些特殊的性质。 15-1-3氧族元素的电势图 p486。
名称
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
化学式
Na2S ZnS MnS FeS PbS CdS Sb2S3 SnS HgS Ag2S CuS
颜色
白色 白色 肉红色 黑色 黑色 黄色 桔红色 褐色 黑色 黑色 黑色
在水中
易溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶 不溶1×10-8、Ka2=1.1×10-12。
4. 它的一些重要反应 2H2S+3O2 = 2H2O+2SO2（蓝色火焰） 2H2S+O2 = 2H2O+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。
H2S+I2 = S+2H++2IH2S+4Br2+4H2O = H2SO4+8HBr 2MnO4-+5H2S+6HCl = 2MnCl2+2Cl-+5S+8H2O
用作原皮的脱毛剂，CaS2在农业上用来杀灭害虫。
15-3-3 硫的含氧化合物 1. 热力学稳定：SO42-、SO32-、S4O62-（连四硫酸根）
2. 强氧化性：H2S2O8及其盐 （S2O82-/SO42- = (4.32-2.31)/(7-6) = 2.01V 原因：分子中有-O-O-过氧链，例： 5 S2O82- + 2 Mn2+ + 8 H2O = 10 SO42- + 2 MnO4- + 16 H+ (Ag+催化，加热) （用于检定Mn2+） 3. 强还原性：S2O32-、S2O42-（连二亚硫酸根），尤其