無(wú)機(jī)化學(xué)教學(xué)資料——第十五章 氧族元素.ppt

1、本章要求： 1、熟悉氧化物的分類(lèi)。 2、掌握臭氧、過(guò)氧化氫的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和用途。 3、掌握SO2、SO3、亞硫酸、硫酸和它們相應(yīng)的鹽、硫代硫酸鹽、過(guò)二硫酸鹽等的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、制備和用途以及它們之間的相互轉(zhuǎn)化關(guān)系. 本章重點(diǎn)：各種重要化合物的化學(xué)性質(zhì)。本章難點(diǎn)：各種重要化合物的結(jié)構(gòu)和化學(xué)性質(zhì)。,第15章氧族元素,第15章氧族元素,15-1 氧族元素的通性,15-2 氧及其化合物,15-3 硫及其化合物,氧族元素包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、釙（Po）。氧和硫是典型的非金屬元素，硒和碲是準(zhǔn)金屬，而釙是典型的金屬放射性元素。 一、價(jià)電子層結(jié)構(gòu)及氧化態(tài) 氧族元素的價(jià)電子層為ns2np4。

2、要達(dá)到八隅穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，需要吸收兩個(gè)外來(lái)電子。氧族元素的非金屬性不如鹵素，因?yàn)榻Y(jié)合兩個(gè)電子不如鹵素原子只結(jié)合一個(gè)電子容易。氧族元素可呈-2氧化數(shù)外，并可以形成呈正的氧化態(tài)。,單質(zhì)Se,單質(zhì)Te,15-1氧族元素的通性,從上可知：氧族元素除O外，都有空的d軌道，可參與成鍵，形成不同的氧化態(tài)。而且正的氧化態(tài)都是雙數(shù)的(+2、+4、+6)。 氧族元素呈正氧化態(tài)時(shí)多以共價(jià)為特征，主要是呈現(xiàn)與電負(fù)性較大的鹵素化合時(shí)和含氧酸。如：SF4，SF6，OF2，H2SO4等。 二、成鍵特征 對(duì)于氧族元素，只有電負(fù)性較大的氧與典型的金屬元素化合時(shí)才形成典型的離子型化合物，其它的因變形性等因素形成共價(jià)化合物的多些。 本族

3、元素的電離能比鹵素有所減小,故呈正離子的傾向有所加強(qiáng). 如TeO4, PoO2已近似表現(xiàn)出離子型晶體特征。 因氧族元素處于低氧化態(tài)時(shí)有孤對(duì)電子，故可形成配位鍵。由于氧的半徑小,當(dāng)兩個(gè)原子形成鍵后，還容易形成鍵，即共價(jià)重鍵。 如雙重鍵：OCO。叁重鍵: CO, NO的分子結(jié)構(gòu)。,酸性溶液中， H2O2、O2、O3 均為強(qiáng)氧化劑,酸介質(zhì)中， 過(guò)硫酸鹽是 強(qiáng)氧化劑,一、氧氣單質(zhì),堿性：,分子軌道電子排布式：,酸性：(氧化性強(qiáng)),15-2 氧及其化合物,1、基本性質(zhì),氧形成化合物的價(jià)鍵特征 1、氧原子形成化合物的價(jià)鍵特征： A、與電負(fù)性小的元素原子生成離子型化合物(Na2O)。 B、與電負(fù)性相近的元素

4、形成共價(jià)化合物(H2O, CO2)。 C、氧原子半徑小，電負(fù)性大易于生成復(fù)鍵(O2,CO2,CO)。 D、氧原子有孤對(duì)電子，可形成配位化合物。 E、可以形成配位鍵和反饋d-p鍵(HClO4)。 F、很多的含氧化合物中可以形成分子間的氫鍵(H2O) G、氧原子可以形成臭氧化合物(KO3)、超氧化合物(KO2)和過(guò)氧化合物(Na2O2)等。 2、氧的化學(xué)性質(zhì)主要表現(xiàn)在它有強(qiáng)的氧化性。 3、氧參與的化學(xué)反應(yīng)多為放熱反應(yīng)。,2、單線(xiàn)態(tài)氧,氧氣的分子結(jié)構(gòu)為：,O2KK(2s)2 (*2s)2 (2Px)2 (2Py)2 (2Pz)2 (*2Py)1 (*2Pz)1,譜線(xiàn)(2S+1)=3,譜線(xiàn)(2S+1)

5、=1,譜線(xiàn)(2S+1)=1,三重態(tài)(3g-),三線(xiàn)態(tài)氧3O2,單重態(tài)(1g),單線(xiàn)態(tài)氧1O2,單重態(tài)(1g+),單線(xiàn)態(tài)氧1O2,S；自旋量子數(shù)合量,氧和電負(fù)性較小的元素所形成的二元化合物，稱(chēng)為氧化物。 1、氧化物的鍵型與晶體類(lèi)型 鍵型有：離子鍵，主要是s區(qū)元素的氧化物（CaO)，具有高的熔點(diǎn)和炥點(diǎn)。共價(jià)鍵，主要是p區(qū)右上角的非金屬元素，通常狀態(tài)下以氣態(tài)存在，具有很低的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)(CO2)。過(guò)渡型，主要是ds區(qū)的多些(CuO，Ag2O)。 晶體類(lèi)型：離子晶體（BaO)、分子晶體(NO2)和原子晶體(SiO2)。 晶體類(lèi)型與氧化物的鍵型有很大的關(guān)系。,二、氧化物,氧化物按其性質(zhì)可分為酸性、堿性、兩

6、性和中性氧化物。 酸性氧化物是指溶于水后呈酸性，或與堿作用只生成鹽和水的氧化物。（CO2，SO2） 堿性氧化物是指溶于水后呈堿性，或與酸作用只生成鹽和水的氧化物。（FeO，CoO，BaO) 兩性氧化物是指既能與酸作用又能與堿作用的氧化物。（ZnO，Al2O3) 中性氧化物是指不與酸作用又不與堿作用的氧化物。（NO，CO）,2、氧化物的酸堿性,酸性增加,共價(jià)性增加,離子性增加,氧化物在周期表中的分布,堿性增加,氧化物的穩(wěn)定性可根據(jù)其標(biāo)準(zhǔn)生成自由能Gf來(lái)判斷（按折合成每molO2的生成自由能)。負(fù)值越大，越穩(wěn)定。如CaO：Gf =-1208 kJ，HgO：Gf =-107 kJ，所以CaO的熱穩(wěn)定

7、性比HgO為好。 4、氧化物的氧化還原性 氧化物的氧化還原性與氧化物的組成有關(guān)。不同的氧化物其氧化還原性不同。 呈最高氧化態(tài)的氧化物只具有氧化性(SO3)，中間價(jià)態(tài)的氧化物既有氧化性又有還原性(NO2)，過(guò)氧化物的氧化性比相應(yīng)的普通氧化物強(qiáng)(Na2O2)。,3、氧化物的熱穩(wěn)定性,臭氧(O3)：O2的同素異形體。臭氧是淡藍(lán)色的氣體，液化后變成暗藍(lán)色。固體呈紫黑色，具有魚(yú)腥臭味。具有不穩(wěn)定性。 熔點(diǎn)：21.6K，沸點(diǎn)：160.6K.臨界溫度：268K，在水中的溶解度：494mL/L(273K) 不論在酸性還是堿性溶液中,臭氧比氧都具有更強(qiáng)的氧化性.在酸性溶液中，臭氧應(yīng)是更強(qiáng)的氧化劑. O2+4H+

8、4e=2H2O; =1.229V. O3+2H+2e=O2+H2O; =2.07V . O2+4H2O+4e=4OH-; =0.401V O3+H2O+2e=O2+2OH-; =1.24V 2KI+O3+H2O=2KOH+I2+O2 (檢驗(yàn)臭氧的存在) PbS+4O3=PbSO4+4O2,三、臭氧,由于臭氧化學(xué)性質(zhì)的不穩(wěn)定，在空氣和水中都會(huì)緩慢分解成氧氣： 2O3 3O2 +285kJ， 由于分解時(shí)放出大量熱量，故當(dāng)其含量在25%以上時(shí)，會(huì)發(fā)生爆炸（在實(shí)驗(yàn)室），而實(shí)際生產(chǎn)場(chǎng)地臭氧化空氣中臭氧濃度很難超過(guò)10%，所以臭氧處理水生產(chǎn)的百年中還沒(méi)有一例爆炸事件。 臭氧可將某些難以氧化的單質(zhì)和化合物氧

9、化： 2 Ag + 2 O3 =Ag2O2 + 2 O2 ， O3 + XeO3 + 2 H2O = H4XeO6 + O2,臭氧具有強(qiáng)氧化性，在水中殺菌速度比氯快600倍以上，廣泛用于飲水殺菌消毒；臭氧具有消煙除臭，分解有害氣體作用，凈化室內(nèi)空氣；臭氧對(duì)某些農(nóng)藥，如對(duì)硫磷、樂(lè)果、敵百蟲(chóng)有分解作用，用臭氧水處理果菜可以降低農(nóng)藥殘留量。臭氧在空氣中允許濃度的閾值為0.2mg/m，在水中濃度為1mg/m時(shí)，可引起呼吸漸快胸悶等癥狀，臭氧濃度越高對(duì)物品損害越大,善用臭氧,限定濃度可有益于人們的生活和健康。 金在 O3 作用下可以迅速溶解于 HCl，O3 還能從 SO2 的低濃度廢氣中制 H2SO4.

10、 2 Au + 3 O3 + 8 HCl 2 HAuCl4 + 3 O2 + 3 H2O,臭氧分子結(jié)構(gòu),在臭氧分子中，中心氧原子采用不等性的sp2雜化，與另兩個(gè)氧原子分別形成鍵。中心氧原子上未參與雜化的成對(duì)p電子所在 軌道與另外兩個(gè)氧原子中含單個(gè)p電子的軌道相互重疊形成三中心四電子鍵。以34表示：,臭氧分子的結(jié)構(gòu),臭氧分子中的34鍵，稱(chēng)為離域鍵或大鍵。離域的意思是指成鍵的電子不是定域在兩個(gè)原子核之間，而是離域運(yùn)動(dòng)于形成大 鍵的幾個(gè)原子核周?chē)?形成離域鍵的條件是：A、這些原子都是在同一平面上；B、有垂直于分子平面的平行軌道；C、形成離域鍵的p 電子的數(shù)目小于p軌道數(shù)目的兩倍。,過(guò)氧化氫分子中有

11、一個(gè)OO過(guò)氧鏈。是一個(gè)極性分子，它的分子結(jié)構(gòu)如下：,純的過(guò)氧化氫為無(wú)色粘稠狀液體，沸點(diǎn)為423K，凝固點(diǎn)為272K，過(guò)氧化氫與水互溶，其水溶液俗稱(chēng)雙氧水。,四、過(guò)氧化氫,世界年產(chǎn)量估計(jì)超過(guò)1106t（以純 H2O2 計(jì)）. 純過(guò)氧化氫為淡藍(lán)色接近無(wú)色的粘稠液體，通常以質(zhì)量分?jǐn)?shù)為 0.35，0.50 和 0.70 的水溶液作為商品投入市場(chǎng). 如歐洲國(guó)家將總產(chǎn)量的 40 % 用于制造過(guò)硼酸鹽和過(guò)碳酸鹽，總產(chǎn)量的 50 % 用于紙張和紡織品漂白，在美國(guó)則將總產(chǎn)量的 25 % 用于凈化水（殺菌和除氯）.,過(guò)硼酸鈉的結(jié)構(gòu)見(jiàn)圖，而過(guò)碳酸鹽實(shí)際上是碳酸鈉的過(guò)氧化氫合物 Na2CO31.5H2O2 。這兩種無(wú)

12、機(jī)過(guò)氧化物主要用于洗滌劑組分。,O2 0.695 H2O2 1.776 H2O； O2 -0.146 HO2- 0.878 OH- 化學(xué)性質(zhì): 1、弱酸性：(二元弱酸) H2O2+H2O = H3O+ HO2- pKa1=11.62 (298K) 2、氧化還原性： H2O2 氧化性較還原性為強(qiáng)，在酸性比堿性時(shí)氧化性強(qiáng)。 作氧化劑，還原產(chǎn)物為H2O，作還原劑，氧化產(chǎn)物為O2 H2O2+2I-+2H+ = 2H2O+I2 5H2O2+2MnO4-+6H+ = 5O2+2Mn2+8H2O H2O2+H2Cr2O7=5H2O+ 2CrO5(藍(lán)色) 4CrO5+12H+=4Cr3+6H2O+7O2 不穩(wěn)

13、定，受熱容易分解（歧化反應(yīng))： 2H2O2 = O2+ 2H2O,H2O2的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)：,一、硫的同素異性體： 同素異性體是指由同種元素組成的不同單質(zhì)。晶狀硫主要有菱形硫和單斜硫兩種呈黃色的同素異形體，它們的熔點(diǎn)都很低，屬于分子晶體，晶格結(jié)點(diǎn)上是由八個(gè)原子組成的S8分子環(huán)狀結(jié)構(gòu)。,菱形硫,單斜硫,S8分子結(jié)構(gòu),15-3硫及其化合物,結(jié)構(gòu)：S：sp3雜化，形成環(huán)狀S8分子。,硫有幾種同素異形體 斜方硫 單斜硫 彈性硫 密度/gcm-3 2.06 1.99 顏色 黃色 淺黃色 190的熔融硫 穩(wěn)定性 94.5 用冷水速冷,物理性質(zhì)：,硫的世界年產(chǎn)量(約6107t )的 85%90% 用于制H2S

14、O4，其他用途包括制造SO2，SO3，CS2，P4S10，橡膠硫化劑、硫染料以及含硫混凝土、槍藥、爆竹等多種商品.,彈性硫的形成,硫的化學(xué)性質(zhì)比較活潑，但不如氧。能和相當(dāng)多的金屬和非金屬在加熱的條件下直接化合: H2+S=H2S Mg+S=MgS C+2S=CS2 硫既有氧化性又有還原性。 S+2H2SO4(濃)=3SO2+2H2O 3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O(歧化反應(yīng)) 如S過(guò)量，則有：nS+S2-=Sn+12- (n=18) SO32-+ S= S2O32-,硫與電負(fù)性比它小的元素所形成的化合物叫做硫化物。 1、 硫化氫 硫化氫是無(wú)色的具有腐蛋臭味的劇毒氣體，大氣中H2

15、S的含量達(dá)到100ppm即能致命。 由于S的電負(fù)性比O減小很多，分子間不可能生成氫鍵，所以H2S的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)都比H2O低。 H2S是弱極性分子，所以微溶于水。 H2S以及氫硫酸的化學(xué)性質(zhì)主要是它的弱酸性和還原性： 由于氫硫酸為弱酸性，所以所有的硫化物都有有不同程度 的水解作用。 Al2S3+H2O=2Al(OH)3+3H2S,二、硫化物和多硫化物,由于硫化氫及硫化物中的硫,都處于-2最低氧化態(tài),因此硫化氫和硫化物都有還原性。 H2S能被O2、Fe3+、I2、MnO4-等多種氧化劑所氧化成單質(zhì)S： H2S+O2=H2O+S 2FeCl3+H2S=2FeCl2+S+2HCl 2MnO4-+6H+5

16、H2S=2Mn2+8H2O+5S 當(dāng)氧化劑較強(qiáng)且過(guò)量時(shí), H2S可被氧化成硫酸: 8HNO3(過(guò)量)+H2S=8NO2+4H2O+H2SO4 H2S+4Br2(過(guò)量)+4H2O=H2SO4+8HBr,A、硫的電負(fù)性比氧小得多，故硫化物中鍵的共價(jià)性常超過(guò)對(duì)應(yīng)的氧化物： M-SM-O (離子型的硫化物比氧化物少) B、硫化物與對(duì)應(yīng)的氧化物相比，其生成熱小。即是相應(yīng)的氧化物穩(wěn)定。(CaO:-635, CaS:-483) C、氧化物比硫化物易呈現(xiàn)最高氧化物。如有：AgO，但不存在AgS。 重金屬的硫化物大多數(shù)是有顏色的且難溶于水。如：PbS(黑色)，CdS(黃色)，HgS(黑色)，CuS(黑色)。Cd

17、S 黃。這些硫化物都難溶于水。,硫化物與氧化物的比較：,那些金屬硫化物易溶于水？為什么多數(shù)重金屬硫化物難溶于水？ 具有8電子構(gòu)型的陽(yáng)離子(Na+、Mg2+.等)，結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定，極化力不大，又不易變形，金屬陽(yáng)離子和S2-相互極化作用小，所以這些離子的硫化物可溶水或稀酸中。具有18電子或18+2電子構(gòu)型的金屬陽(yáng)離子，極化力強(qiáng)，變形性也大(如Cu+、Cu2+、Ag+、Hg2+等)； S2-的半徑大，易變形，離子的相互極化作用加強(qiáng)，附加效應(yīng)大大加強(qiáng)，所以這類(lèi)硫化物(CuS、HgS、Ag2S等)是不溶于水的。,稀酸溶性類(lèi),濃 HCl 配位溶解,濃 HNO3 溶解,氧化堿溶（Na2S2）,堿溶（用 NaOH

18、 或 Na2S ）,王水溶解,由于S-S的鍵能（264kJ/mol）比O-O之間的鍵能（146kJ/mol）大得多，故S原子間比O更傾向于在更多個(gè)原子間以單鍵成鏈。即易形成多硫化物。 多硫化物的生成與多鹵化物的生成相似： KI+I2=KI3 Na2S+(n-1)S=Na2Sn 多硫化物在酸性中不穩(wěn)定 ,易分解: H2Sn=H2S+(n-1)S （G= H-T S） 多硫化物與過(guò)氧化物一樣，具有氧化性。 Na2S2+SnS = SnS2+Na2S,多硫化物：,1、二氧化硫、亞硫酸和亞硫酸鹽 SO2是無(wú)色有剌激臭味的氣體，它的分子具有極性，極易液化。其結(jié)構(gòu)如下：,SO2+Cl2=SO2Cl2,在S

19、O2分子中，中心S原子采用不等性的sp2雜化，與兩個(gè)氧原子各形成一個(gè)鍵。 S未參與雜化的成對(duì)p電子所在 軌道與兩個(gè)氧原子中含單個(gè)p電子的軌道相互重疊形成一個(gè)34 的離域鍵。,SO2既有氧化性也有還原性，以還原性為主：,三、硫的含氧化合物,SO2的水溶液叫做亞硫酸 亞硫酸（H2SO3）應(yīng)當(dāng)寫(xiě)成SO2.nH2O。n值取決于溫度以及溶液濃度和PH。 亞硫酸在水中的電離應(yīng)當(dāng)表示為： SO2+nH2O = SO2.nH2O = H+HSO3-+ (n-1)H2O HSO3-= H+SO32- 亞硫酸既有氧化性又有還原性,但以還原性為主,而且是在堿性溶液中強(qiáng)于酸性: H2SO3+2H2S=3S+3H2O

20、2Fe3+SO32- + H2O = 2Fe2+SO42- +2H+ Na2SO3不穩(wěn)定,受熱容易分解為硫酸鈉和硫化鈉. 亞硫酸鹽或酸式亞硫酸鹽遇強(qiáng)酸即分解，放出SO2： SO32- + 2H+ = H2O +SO2,SO3在常況下是無(wú)色易揮發(fā)的液體。氣態(tài)時(shí)主要是以單分子存在。它的分子是平面三角形，S原子以sp2雜化形成3個(gè)鍵和一個(gè)4原子6電子的離域鍵(46)：,SO3是一種強(qiáng)氧化劑，因?yàn)榱蛟犹幱谧罡哐趸瘧B(tài): 5SO3 + 2P = P2O5 + 5SO2 2KI + SO3 = K2SO3 + I2,2、SO3、硫酸及其鹽,無(wú)色，易揮發(fā)固體，固體有幾種聚合物。 例如：型晶體,為三聚分子。

21、型晶體,為螺旋式長(zhǎng)鏈。,型晶體,型晶體,三氧化硫極易吸收水分，在空氣中強(qiáng)烈冒煙，溶于水中即生成硫酸并放出大量熱。 硫酸的化學(xué)性質(zhì)主要表現(xiàn)在：酸性、濃硫酸的氧化性和吸水性。 硫酸是二元酸，在其水溶液中HSO4-比SO42-多得多，若加入OH-則促進(jìn)HSO4-的電離： HSO4- + OH- =H+ SO42- 從上可知，堿與稀的H2SO4作用只能得到硫酸鹽，要生成酸式硫酸鹽，就必須在硫酸鹽溶液中加入過(guò)量的濃硫酸。 濃硫酸是中等強(qiáng)度的氧化劑（加熱）： 3Zn+4H2SO4=3ZnSO4+S+4H2O C+ H2SO4=CO2+2SO2+2H2O,強(qiáng)吸水性： 作干燥劑。 從纖維、糖中提取水。,濃硫酸

22、與金屬或非金屬反應(yīng)的產(chǎn)物往往同時(shí)有很多種，而在某一指定反應(yīng)里，它們各自所占的相對(duì)含量又取決于酸的濃度、還原劑的強(qiáng)度以及反應(yīng)溫度等因素。 金屬和濃硫酸反應(yīng)時(shí)，金屬活潑性小的，產(chǎn)物中SO2多些；金屬活潑性大的，產(chǎn)物中的硫化氫(或硫)就增多些： Cu+2H2SO4=CuSO4+2H2O+2SO2 3Zn+ 4H2SO4=3ZnSO4+S+4H2O 4Mg+ 5H2SO4=4MgSO4+H2S+4H2O 隨著濃硫酸稀釋?zhuān)溲趸匝杆俳档?。?dāng)溶液中的H+少于1mol/L時(shí)，其中的SO42-離子幾乎沒(méi)有什么氧化能力了。稀硫酸與金屬作用放出氫氣時(shí)，氧化性只是指H2SO4中的H+離子，這和濃硫酸的氧化性是無(wú)關(guān)

23、的。,硫酸形成兩種類(lèi)型的鹽：硫酸鹽和酸式硫酸鹽。（ NaHSO4 和Na2SO4， Ca(HSO4)2 和CaSO4 ) 大多數(shù)的硫酸鹽能溶于水。 硫酸鹽在水中的溶解有如下規(guī)律：對(duì)于易溶鹽，正鹽的溶解度大于酸式鹽(NaHSO4 和Na2SO4 )，對(duì)于難溶鹽，正鹽的溶解度小于酸式鹽Ca(HSO4)2 和CaSO4 。 硫酸鹽的熱穩(wěn)定性與金屬離子的極化作用大小有關(guān)，大則不穩(wěn)定。(如Na2SO4比Ag2SO4的熱穩(wěn)定性好) 可溶性硫酸鹽從溶液中析出時(shí)常帶有結(jié)晶水(如Na2SO4.10H2O)。多數(shù)硫酸鹽能形成含結(jié)晶水的復(fù)鹽，這類(lèi)復(fù)鹽稱(chēng)為礬（K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O),濃硫酸的分子

24、結(jié)構(gòu)：,在硫酸分子中，中心硫原子以sp3雜化與羥基中的氧原子形成鍵，硫原子與非羥基氧原子形成自硫至氧的配鍵和自氧至硫的p- d反饋鍵，從而使硫與非羥基氧原子間的鍵級(jí)為2。,硫代硫酸(H2S2O3)：極不穩(wěn)定，尚未制得純品。 硫代硫酸鹽：Na2S2O35H2O，海波，大蘇打。 硫代硫酸鈉是中等強(qiáng)度的還原劑： 2Na2S2O3+I2 = Na2S4O6+2NaI Na2S2O3+4Cl2+5H2O = 2H2SO4+2NaCl+6HCl Na2S2O3在堿性溶液中是穩(wěn)定的，但在酸性中是不穩(wěn)定的，分解成單質(zhì)硫和二氧化硫： S2O32-+2H+ = S+SO2+H2O S2O32-離子可作為配位體，與

25、很多的金屬離子形成穩(wěn)定的配離子： Na2S2O3+AgBr = Na3Ag(S2O3)2+NaBr,3、硫代硫酸鈉（Na2S2O3）,連二亞硫酸鈉又稱(chēng)保險(xiǎn)粉，能溶于水，不穩(wěn)定，加熱或在酸的作用下會(huì)發(fā)生分解作用： 2Na2S2O4+4HCl = 3SO2+S+2H2O+4NaCl 連二亞硫酸鈉是一個(gè)強(qiáng)的還原劑，能將硝基化合物還原為胺，使碘、碘酸鹽、過(guò)氧化氫及Ag+、Cu2+等離子還原： S2O42-+2Ag+4OH- = 2Ag+2SO32-+2H2O Na2S2O4+ O2+H2O= NaHSO3+ NaHSO4 從上一反應(yīng)可知， Na2S2O4在氣體分析中可用來(lái)吸收氧氣。,4、連二亞硫酸鈉(Na2S2O4),5、過(guò)硫酸及其鹽,含有過(guò)氧鏈的硫的含氧酸，稱(chēng)為過(guò)氧硫酸，簡(jiǎn)稱(chēng)為過(guò)硫酸。,過(guò)硫酸晶體有強(qiáng)烈的吸水性,都是強(qiáng)的氧化劑。其呈氧化性并非其中的硫的氧化數(shù)降低，而是失去過(guò)氧鏈，所以它的氧化行為與過(guò)氧化氫有類(lèi)似的表現(xiàn)。,連多硫酸的通式為H2SxO6，x=36。含有硫鏈(S-S-S)。根據(jù)分子中硫原子的總數(shù)，可命名為連三硫酸、連四硫酸等。游離的連多硫酸不