【文章內(nèi)容簡介】 乎能與所有的 金屬直接加熱化合 。n 除稀有氣體、碘、分子氮外，硫與所有的 非金屬 一般都能化合。 C + 2S = CS2 2P + 5S = P2S5 Cl2 + 2S = S2Cl2n 硫能溶于苛性鈉中： 6S + 6NaOH = 2Na2S2 + Na2S2O3 + 3H2On 硫能溶于濃硝酸氧化成硫酸 S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO硫的制備、性質(zhì)和用途 單質(zhì)硫是從它的天然硫礦床或硫化物中制得。將硫礦隔絕空氣加熱 (少量空氣 )， 3FeS2 + 12C + 8O2 = Fe3O4 + 12CO + 6S 單質(zhì) S： . ； . ， 導(dǎo)熱和導(dǎo)電性都很差，不溶于水，能溶于 CS2中。 世界每年大量消耗 S。 制 H2SO4， 橡膠工業(yè)，造紙工業(yè)。 H2S和硫化物 H2S S蒸氣和 H2可以直接化合成 H2S， 而實驗室， FeS(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + FeSO4(aq) Na2S(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + Na2SO4(aq) H2S分子呈 V形， S采用 sp3雜化。 H2S和硫化物 H2S是無色有毒氣體，在水中飽和溶解度可達， 且 H2S水溶液是 極弱酸 ： H2S = H+ + HS K1 = 108 HS = H+ + S2 K2 = 1015 H2S和硫化物是硫的最低氧化態(tài) (2)，具有 還原性 ，能被氧化成單質(zhì)或更高的氧化態(tài)。 H2S + I2 = 2HI + S↓ H2S +O2 = 2H2O + 2S↓ H2S + 4Br2 + 4H2O = 8HBr + H2SO4 H2S和硫化物 許多金屬離子在溶液中與 H2S 和 S2 作用，生成溶解度很小的硫化物。飽和 H2S 水中： [H+]2[S2] = 1022， 可以控制溶液中的酸度將不同金屬離子按組分離。 H2S和硫化物 堿金屬硫化物和 (NH4)2S是易溶于水的 。但8e外殼電荷較高的陽離子 (堿土、稀土 )的硫化物較為難溶，并有水解作用。電荷進一步增高，由于離子水解作用加強以及 S2自身的還原性，因而不易生成穩(wěn)定的硫化物。 18e和 18+2e的陽離子，由于強的極化作用，生成有色難溶硫化物。 H2S和硫化物Na2S工業(yè)上制備 ： Na2SO4 + 4C = Na2S + 4CO Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O(NH4)2S制備 ： H2S + = (NH4)2S + 2H2O H2S和硫化物 Na2S和 (NH4)2S能溶解單質(zhì)硫 ，如 KI可溶解 I2一樣，生成多硫化物： Na2S + (x1)S = Na2Sx (NH4)2S + (x1)S = (NH4)2Sx 多硫化物顏色從黃色到紅色，溶解硫越多越深 . 它是一種 硫化試劑 ，向其它反應(yīng)提供活性硫。如： SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3 H2S和硫化物 多硫化物 在酸性溶液中不穩(wěn)定 ，發(fā)生歧化分解： Sx2 + 2H+ = H2S + (x1)S 其中硫顯示出弱的氧化性。硫的氧化物二氧化物 硫有不穩(wěn)定氧化物 SO、 S2O、 S2O2及環(huán)氧簇氧化物 S5O、 S6O、 S7O、 S8O等外，最熟悉的是 SO2和 SO3。硫的氧化物 二氧化硫，工業(yè)上通過燃燒硫鐵礦制得： 3FeS2 + 8O2 = Fe3O4 + 6SO2 SO2(. –10℃ )分子呈 V形， S采取 sp2雜化軌道成鍵，硫的氧化物 SO2是無色有毒刺激氣體 ，是一種大氣污染物，它是極性分子， 1升水中可溶解40dm3SO2。 SO2中硫的氧化數(shù)為 +4，所以它既可以做氧化劑，又可以作為還原劑： SO2 + O2 = SO3 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O硫的氧化物三氧化物 SO3工業(yè)上通過 SO2氧化制備，其 . ； . 。 氣態(tài) SO3分子構(gòu)型為平面三角形，鍵角 120176。，鍵長 142pm， 顯然具有雙鍵特征 (SO單鍵鍵長 155pm)。 S的 含氧酸 S的各種含氧酸有： H2SO2(次硫酸 )、 H2SO H2S2O5(一縮二亞硫酸 )、 H2S2O4(連二亞硫酸 )、 H2SO H2S2O H2S2O H2SxO6(連多硫酸 )。 S的 含氧酸1)、 亞硫酸 弱酸性 ： H2SO3 + H2O = HSO3 + H3O+ pKa = 還原性 ： SO42 + 4H+ +2e = H2SO3 + H2O φΘ =+ S的 含氧酸氧化性 ： H2SO3 + 4H+ +4e = S+ 3H2O φΘ =+ SO32 + H2O + Cl2 = SO42 + 2Cl + 2H+ SO32 + 2H+ + 2H2S = 3S + 3H2O不穩(wěn)定性 ：空氣氧化；受熱分解； 4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S(歧化 ) 2NaHSO3 = Na2S2O5 + H2O S的 含氧酸硫代硫酸及其鹽 硫代硫酸常溫很不穩(wěn)定，立刻分解成 S和SO2， 制備時需低溫。 其鹽主要是 Na2S2O3， ， 俗名海波，大蘇打，易溶于水，水溶液呈堿性，遇酸立即分解： 2Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + S + SO2 + H2O S的 含氧酸制備：一、 Na2S和 Na2CO3以 2/1的物質(zhì)量比配成溶液， 然后通 SO2， 2Na2S + Na2CO3 + 4SO2 = 3Na2S2O3 + CO2 二、在沸騰的溫度下使 Na2SO3和 S粉反應(yīng) Na2SO3 + S = Na2S2O3 S的 含氧酸 Na2S2O3是一個中等強度的還原劑： S4O62 + 2e = 2S2O32 φΘ = 2S2O32 + I2 = S4O62 + 2I 上述反應(yīng)是分析化學(xué)中測量 I2的定量方法。 S的 含氧酸 如遇強氧化劑 如 Cl2和 Br2等， S2O32被氧化成 SO42 S2O32 + 3Cl2 + 5H2O = 2SO42 + 6Cl + 10H+ S2O32的另一重要性質(zhì)是配位性 ，其配位能力強于， 如 AgBr， 可用 S2O32溶解，沖洗黑白膠卷時用以溶解未感光的 AgBr， 故Na2S2O3用作定影液。 AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr S的 含氧酸過硫酸及其鹽 過硫酸有過一硫酸和過二硫酸，其結(jié)構(gòu)為：中間含有兩個氧化數(shù)為 1的過氧原子。 S的 含氧酸 它能使紙?zhí)炕?，燒焦石蠟?Ag+催化下可以將 Mn2+氧化成 MnO4 2Mn2+ + 5S2O82 + 8H2O = 2MnO4 + 10SO42 + 16H+ 過二硫酸及其鹽不穩(wěn)定，加熱容易分解： 2K2 S2O8 = 2K2SO4 + 2SO3 + O2無機酸強度的變化規(guī)律一、 影響無機酸強度的直接因素 現(xiàn)階段接觸的酸主要有兩種： 一種是氫化物 ， 另一種是含氧酸 。 影響酸性強弱的因素很多，歸根到底，反映在與質(zhì)子直接相連的原子對質(zhì)子的束縛力的強弱上，這種束縛力的強弱與 該原子的電子密度的大小有著直接的關(guān)系 。如 H3O+＞ H2O＞ OH。無機酸強度的變化規(guī)律二、氫化物酸性強弱的規(guī)律 NH3 35 H2O 16 HF (pKa) PH3 27 H2S 7 HCl –7 H2Se 4 HBr –9 H2Te 3 HI –10無機酸強度的變化規(guī)律含氧酸的強度 含氧酸強度是 由中心原子的電負性、原子半徑以及氧化數(shù)等因素決定 ，這些因素是通過它們對 XOH鍵中的氧原子的電子密度的影響來實現(xiàn)的。無機酸強度的變化規(guī)律含氧酸的酸性強弱的規(guī)律 當中心原子的電負性大、原子半徑小、氧化數(shù)高，則它同與之相連的氧原子爭奪電子的能力較強，有效降低氧原子上的電荷密度，使 OH鍵變?nèi)?，容易釋放質(zhì)子。 解釋： H4SiO H3PO H2SO HClO4 同族： HOCl ＞ HOBr ＞ HOI 同一中心元素不同氧化態(tài)： HOCl＜ HClO3＜ HClO4氮族元素一、通性 該族元素價電子為 ns2np3， 其最高氧化數(shù)可達+5。本族在基態(tài)時有半充滿的 p軌道，和同周期中前后元素相比各有相對較高的電離勢。同時本族元素除 N原子以外，其它原子的最外電子層有空的 d軌道，因此除 N原子配位數(shù)不超過 4以外，其它原子的最高配位數(shù)為 6氮的成鍵特征和價鍵結(jié)構(gòu) N原子電負性 ，僅次于 F和 O， 顯示高活性。 N2分子的惰性證明 N原子的活性及成鍵穩(wěn)定性。 N的三個成單電子和一個孤電子對，致使其具有以下成鍵特征：氮的成鍵特征和價鍵結(jié)構(gòu)? 形成離子鍵 和堿金屬、堿土金屬作用生成 N3 的離子型固體化合物，但不穩(wěn)定，遇水水解。? 形成共價鍵 1)、 sp3雜化形成三個共價單鍵，保留一對孤對電 子， NH3； 2)、 sp2雜化形成一個雙鍵和一單鍵，保留一對孤 對電子， ClN=O； 3)、 sp雜化形成一個三鍵， N2和 CN； 4)、 2s中的一對電子參與形成定域 π鍵，形成 +5 氧化態(tài)，如 HNO3氮的成鍵特征和價鍵結(jié)構(gòu)? 形成配位鍵 N2和許多氮化合物含孤對電子，可以向金屬離子配位，如： [Cu(NH3)4]2+。二、氮在自然界中的分布和單質(zhì)氮 N2主要存在于大氣中， 41015噸。智利硝石 NaNO3。 N2： .， 75K； .， 63K。 分子軌道式： KK(σ2s)2(σ2s*)2(π2py)2(π2pz)2(σ2px)2 三個化學(xué)鍵的鍵能 ， N2是雙原子分子中最穩(wěn)定的。 高溫高壓催化劑合成 NH3。 高溫放電，制 NO。二、氮在自然界中的分布和單質(zhì)氮 N原子可以獲得 3個電子達到穩(wěn)定的 8電子構(gòu)型，并吸收 ，因此， 生成離子型氮化物的元素只能是電離勢小而且其氮化物具有高晶格能的金屬 。如， Ⅰ A和 Ⅱ A族金屬。6Li + N2 = 2Li3NMg + N2 = Mg3N22B + N2 = 2BNN2制備 工業(yè)上： 主要是通過分餾液態(tài)空氣而實現(xiàn)。液 N2 .， 196℃ (77K)， 是工業(yè)和實驗室常用冷凍劑。 N2主要是非化學(xué)用途，是為金屬加工、石油煉制和食品工業(yè)過程提供保護。雖然空氣分餾制 N2的成本不高，但大量使用，仍促使人們研究建立成本更低的制備工業(yè)。不少研究人員正在探尋 O2滲透性比 N2大的具有實用價值的膜材料。N2制備實驗室 制備少量 N2： NH4NO2(aq) = N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O三、氮的氫化物