PbS+2O3=PbSO4+O2
2KI+H2SO4+O3=I2+O2+H2O+K2SO4
3. 应用：处理工业废水、废气（SO2、H2S、氰、酚、苯、醇等）不存在二次污染。
O3+CN-=OCN-+O2 ; 2OCN-+3O3+H2O=2HCO3- +N2+3O2 四、硫化物
由于S2-变形性很大，如果阳离子的价电子构型为18，18+2，9～17e-构型，则由于它们具有较大的极化能力，与硫离子间有强烈的相互极化作用，从而使硫化物由离子键向共价键过渡，因而生成难溶的有色硫化物，此为硫化物最重要的特点。 按溶解情况的差异，硫化物大致有如下五类。
（1）溶于稀HCl，此类硫化物的Ksp>10-24，如ZnS、MnS。 （2）不溶稀HCl而溶于浓HCl，Ksp介于10-25～10-30之间，如：CdS、PbS等，一般为弱电解质的电离平衡代替沉淀平衡。
（3）不溶于HCl而溶于HNO3中，如CuS、Ag2S等，Ksp<10-30，一般为氧化还原平衡代替沉淀平衡，如：
3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O
（4）不溶于HNO3而溶于王水，如：HgS，Ksp=10-54，一般为氧化还原平衡和配位平衡代替沉淀平衡。如：
3HgS+2HNO3+12HCl=3H2[HgCl4]+3S↓+2NO↑+4H2O
（5）溶于硫化钠或多硫化钠溶液中，如SnS、SnS2、Sb2S3、Sb2S5
SnS2+Na2S=Na2[SnS3]
五、硫的含氧酸及其盐 1、硫酸
浓硫酸与稀硫酸氧化性不同，在稀H2SO4中，显氧化性的主要为H+，如：
H2SO4（稀）+Zn=ZnSO4+H2↑
浓硫酸是脱水剂和强氧化剂，其显氧化作用的为S(Ⅵ),它可以被还原成低氧化数的SO2、S、H2S等，如： 2H2SO4（浓）+Cu=CuSO4+SO2↑+2H2O 5H2SO4（浓）+4Zn=4ZnSO4+H2S↑+4H2O 2、亚硫酸及其盐
（1） 不稳定性（对酸）：SO32-+2H+=H2SO3=SO2+H2O
（2）氧化还原性：由于S(Ⅳ)氧化态处于中间，故其既显氧化性，又显还原性，一般以还原性为主：
SO2(aq)+4H++4e-=S(s)+2H2O(l) φ=0.50V
SO42-(aq)+H2O(l)+4e-=SO32-(aq)+2OH-(aq) φ=-0.94V
酸性溶液中存在主要物种是SO2，而不是H2SO3。SO2在酸性溶液中是个好的氧化剂，SO32-在碱性中主要为还原剂。如：
2Na2SO3+O2=2Na2SO4
SO32-+Cl2+H2O=SO42-+2Cl-+2H+ SO32-+2H2S+2H+=3S↓+3H2O H2SO3+2H2S=3S↓+3H2O
（3）亚硫酸钠与硫作用，可生成硫代硫酸钠
Na2SO3+SNa2S2O3
3、硫代硫酸及其盐
（1）对酸不稳定性：S2O32-+2H+=SO2↑+S↓+H2O
（2）还原性：2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI 碘量分析法基础 （3）配位性：AgBr+2Na2S2O3=Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr 此反应用于感光片的定影。
（4）S2O32-的鉴定：在中性介质中，和过量的AgNO3作用，得到
沉淀颜色由白→黄→棕→黑，这是鉴定S2O32-的特殊方法，具体反应为：
2Ag++S2O32-=Ag2S2O3↓（白）
Ag2S2O3+H2O=Ag2S↓（黑）+H2SO4
习题1：为什么N2的电离能大于N的电离能，而O2的电离能小于O的电离能？又为何N2的电子亲和能小于N的电子亲和能，而O2的电子亲和能也小于O的电子亲和能？
习题2：为什么由非极性键构成的O3分子却具有极性？
习题3：斜方硫由环状S8分子组成，分子中S-S键长为205pm，平均键能为266kJ·mol－1。高温下气态S8分子（△
-1-1
H=102.3kJ·mol），可离解成S分子（△H=128.37kJ·mol），fm2fmS2分子中的键长缩小为189pm。
（1）解释S8及S2分子中为何有不同的键长。 （2）使S8分子离解为S原子的△H为多少？ （3）计算S8→4S2(g)的△H。 （4）计算S2分子中的键能值。
习题4：碲（Te）在地壳中的含量比Se少很多， 但Se在自然界中一般与硫化物共生而很少有独立矿物，碲却有很多独立矿物，为什么？
习题5：比较含有-S-S-键和-O-O-键化合物的性质和分子结构。
练 习 题
1. 回答下列问题.
(1)为什么O 2具有顺磁性,而O3却具有反磁性? (2)油画放置久了,为什么会发黑.发暗?如何恢复？ (3)为什么SOCl 2既可以做Lewis酸又可以做Lewis碱 (4)给出重水和重氢水的分子式
(5)为什么向FeCl3溶液中注入H2S没有Fe2S3生成?
2.比较氧族元素和卤素的氢化物在酸性，还原性，热稳定性方面的递变规律
3.叙述SO3. H2SO4和发烟硫酸的相互关系,写出固态，气态SO3的结构式
4.给出SOF2. SOCl2， SOBr2 分子中S-O键强度的变化规律,并解释原因.
5.有四种试剂：Na2SO4、Na2SO3 ，Na2S2O3、Na2S2O6其标签已脱落，设计一种简便方法鉴别它们。
6．由H2S的制备过程来分析H2S的性质。 7．完成并配平下列方程式. (１) S + NaOH→ (２) H2S + H2O2→ (３) H2S + O2→
(４) H2S + ClO3 + H+→ (５) S2- + SO32-+H+→ (６) Na2S2O3 + I2→ (７) SO2+ H2O + Cl2→ (８) H2O2 + MnO4- + H+→ (９) Na2O2 + CO2→ (１０) KO2 + H2O→
8．一种钠盐A溶于水后，加入稀盐酸，有刺激性气体B产生，同时有黄色沉淀C生成。气体B能是高锰酸钾溶液褪色，若通Cl2气于A溶液中，Cl2消失并得到溶液D。D与钡盐作用，产生不溶于稀硝酸的白色沉淀E，试确定A、B、C、D、E各为何种物质？写出各步反应方程式。
9．分别举出以O2-、O22-、O22+离子组成的化合物,O2与某些过度金属配位生成的加合物，以O3为基础组成的离子化合物和双键化合物各一例。
答：例子为：KO2、Na2O2、O2 [PtF6]、[Rh（NH3）3（O2）H]2+、KO3。
10.试分析Mn2+可催化H2O2分解的机理。已知Ф0H2O2/H2O=1.776V; Ф00
MnO2/Mn2+=1.23V;ФO2/H2O2=0.695V 答：∵Ф0H2O2/H2O>Ф0MnO2/Mn2+
∴ H2O2 + Mn2+ =MnO2 + 2H+ ∵Ф0O2/H2O2<Ф0MnO2/Mn2+
∴ MnO2 + H2O2 + 2H+ =Mn2+ + O2 ↑+2H2O 故 2H2O2 = O 2↑+2H2O
11．无水硫酸中存在那些物种?
答：可能存在：SO3、H2S2O7、H3O+、HS2O7-、H3SO4+、 12．由硫酸盐构成的矾通常有两种形式，它们分别是？ 答：（1）M2（1）SO4·M（Ⅱ）SO4·6H2O
（2）M2（I）SO4·M2（Ⅱ）（SO4）3·24H2O
13，用纯Na2S制备硫代硫酸钠时，如果得到的产品为黄色，为什么？
答：因为产品中混有S，其原因：一是通入了过量的SO2 使得pH＜7；二是Na2CO3用量少了的时候，产生的S不能被Na2SO3吸收.
14.完成下列反应的化学方程式 (１) Na2O2与过量的冷水作用 (２) 几滴热水滴在Na2O2固体上 (３) 电解硫酸和硫酸氨的混合溶液
(４) 将难溶于水和酸的Al2O3变成可溶性的硫酸盐 (５) 无氧条件Zn粉还原酸式亚硫酸钠溶液 (６) 将SeO2溶于水然后通入SO2气体 (７) 用盐酸酸化多硫化铵溶液
(８) 在中等酸度的钛(Ⅳ)盐溶液中加入H2O2 15.未知液体物质A,结构与性质类似CO2，与Na2S反应生成化合物B，B遇酸能产生恶臭有毒的气体C及物质A。C可使湿醋酸铅试纸变黑。A与Cl2在MnCl2催化下可得一不能燃烧的溶剂物质D，A与氧化二氯作用则生成极毒气体E和透明液体F，试确定A～F各代表什么物质。
答： A：CS2 B：Na2CS3 C：H2S
D：CCl4 E：COCl2 F：SOCl2
16．试叙述Sn与Pb离子的硫化物性质，As、Sb、Bi离子的硫化物性质。如何利用硫代酸盐的生成来分离它们？ 17．写出S在H2S、Na2S2O3、H2SO3、H2SO4、（NH4）2S2O8中的氧化数，从结构上分析其稳定性和氧化还原性？ 18．Fe3+离子与S2-作用的产物是什么？
19．在4个瓶子里，分别盛有FeSO4、Pb(NO3) 2、K2SO4、MnSO4溶液，怎样用通入H2S和调节PH值的方法来鉴别它们？ 20．有一白色固体A，加入油状无色液体酸B，可得紫黑色固体C，C微溶于水，加入A后C的溶解度增大，成棕色溶液D，将D分成两份，一份加入无色溶液E，另一份不断通入气体F，两份都褪色变成无色透明溶液。E溶液遇酸有淡黄色的沉淀，将
气体F通入溶液E，在所得溶液中加入BaCl2溶液有白色沉淀，后者难溶于HNO3。问A～F各为什么物质？写出各反应方程式。 解：A：KI B：浓H2SO4 C：I2 D：KI3 E：Na2S2O3 F：Cl2
第七讲 氮族元素
一、氮族元素的通性
价电子构型为ns2np3,从典型的非金属过渡到金属，该族元素的电子亲和能较小，显负价较为困难。其氢化物除NH3外都不稳定，而它们的氧化物一般较稳定。从As到Bi，随原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加，因而有：
二、氢化物 1、氨及其盐
NH3是氮族元素最常见的氢化物，和H2O相比其具有较小的离子积常数：NH3+NH3=NH4++NH2- K=2.0×10-33 说明了离子化合物在液氨中有较小的溶解度。对有机物而言，NH3则是良好的溶剂。
（1）NH3的加合反应：NH3分子中有孤对，易与具有空轨道离子形成配位键，得到各种形式的氨合物。例：
H++NH3=NH4+ BF3+NH3→H3NBF3 Ag++2NH3=Ag(NH3)2+
（2）NH3的取代反应：NH3中的三个氢可依次取代，生成 的衍生物。如：
2Na(s)+2NH3(l)=2NaNH2+H2(g) COCl2+4NH3=CO(NH2)2+2NH4Cl （3）氧化还原反应：NH3作为还原剂 2NH3+3CuO(s)=N2(g)+3Cu(s)+3H2O （4）铵盐的热稳定性：
NH4+与K+具有相似的半径。二者的晶型，溶解度相似，差异主要表现在铵盐的不稳定性，热分解产物有下列几种： 1生成挥发性酸：NH4HCO3NH3(g)+CO2+H2O 2生成难挥发性酸：(NH4)3PO43NH3(g)+H3PO4
(NH4)2SO4NH3(g)+NH4HSO4
3氧化性酸：(NH4)2Cr2O7N2(g)+Cr2O3+4H2O 2、联氨、羟氨及叠氮酸 （1）联氨（肼）
具有较高的介电常数，大多数盐能溶解在液体联氨中，其水溶液为弱碱性。