第15章氧族元素--大学无机化学
第15章 氧族元素
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。
无机化学_15氧族全解
第十五章 氧族元素
氧族元素
氮族元素概述
氧族 (VIA) 元素 存在 价层电子构 型 电负性 氧化值 O 非金属 S Se 准金属 Te Po 放射性金属
金属性逐渐增强，非金属性减弱 单质或矿物 共生于重金属硫化物中
2s22p4 3.44
－2, (－ 1)
3s23p4 2.58 ±2,4,6 分子 晶体
实验室制法
BaO2+H2SO4＝BaSO4↓+H2O2 BaO2+CO2+H2O=BaCO3↓+H2O2
阳极：2HSO4-＝S2O82-+2H++2e阴极：2H+ + 2e-＝H2↑
工业制法
S2O82-+2H2O＝H2O2+2HSO4-
化学与环境工程系
第十五章 氧族元素
乙基蒽醌法
只要求了解
H2O2 是一种重要的化学试剂，常用做 漂白剂和消毒剂， 3% 的过氧化氢称为双 氧水，用于伤口消毒。在航天工业上， 可作为火箭发射的燃料。
化学与环境工程系
乙醚
第十五章 氧族元素
Cr2O72－ + 2H2O2 + 2H+ == 5H2O + 2CrO5
(蓝色加合物)
此反应用于铬酸根的检验，加合 物不稳定，在水溶液中很快分解, 常加入一些乙醚萃取,使其稳定. 不稳定性 过氧化氢受热、遇光或重金属离子Mn2+、Fe3+、Cr3+分解： 2H2O2====2H2O+O2 它在碱性介质中的分解更快，应保存在棕色瓶中，放于阴 凉地方，还可加入些稳定剂如锡酸钠、焦磷酸钠或8-羟基 喹啉等。
电负性：氧仅次于氟
熔点、沸点、随半径的增大而增 大；第一电离势和电负性则变小。
大学无机化学氧族元素课件
大学无机化学氧族元素课件
主要内容
第15章 氧族元素
§15.1 氧族元素通性 §15.2 氧及其化合物 §15.3 硫及其化合物
Inorganic Chemistry
15.1 氧族元素通性 思考： 1. 氧族元素在自然界中以何种形态存在？
氧和硫的成键特征有何不同？
2．硫、硒、碲在形成化合物时在价键上与氧 有何不同？为什么？
O3 + H2O + 2e- O2 + 2OH- B = 1.24V
O3 2I- 2H I2 O2 H2O
上述反应可用于检验氧气中是否存在臭氧。
习题15-2
Inorganic Chemistry
1臭5.2氧氧空及洞其改化合变物了智利最南部人们的生活方式
彭塔阿雷纳斯上空的彩 虹，在这样美好的天气人们 同样要小心防护自己。
15.2 氧及其化合物
1. O3分子有何结构特点？
O2的同素异形体
O OO
••
Π4 3
惟一极性单质
Inorganic Chemistry
O OO
中心O：sp2杂化形成 键角：117o；键长：128pm μ=1.8×10-30C•m
15.2 氧及其化合物
2．比较O3和O2的价键结构，说明为什 么氧化性O3>O2，热稳定性O3<O2?
中性氧化物有NO 、CO等。
Inorganic Chemistry
15.2 氧及其化合物
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 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
北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题详解(下册)氮 磷
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12．下列物质还原能力最强的是（ ）。
【答案】D
13．下列物质氧化性最弱的是（ ）。
【答案】A
14．下列叙述中错误的是（ ）。 A．SO2 是极性分子 B．SO2 溶于水可制取纯 H2SO3 C．H2SO3 可使品红褪色 D．H2SO3 既有氧化性又有还原性 【答案】B
该反应是
2．试分析 答：∵ ∴ 又∵ ∴ 故
可催化 分解的机理。
3．无水硫酸中存在有哪些物种？ 答：可能存在
4．为什么不宜采用高温浓缩的办法来获得 答：因为
晶体？
5．用纯
制备硫代硫酸钠时，如果所得产品呈黄色，其原因何在？
15．下列物质中，只有还原性的是（ ）。
【答案】B
16．既有氧化性又有还原性，但以氧化性为主的二元弱酸是（ ）。
【答案】A
17．下列反应的最终产物没有硫化物的是（ ）。
A．
与过量的
反应
B．
酸性溶液与 反应
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第 15 章 氧族元素
一、选择题 1．下列化学物中，沸点最高的是（ ）。
【答案】B
2．在
中，下列说法正确的是（ ）。
A．具有顺磁性的仅有
B．具有顺磁性的仅有
C．具有逆磁性的仅有
D．具有逆磁性的仅有
【答案】C
3．在一未知溶液中加入硝酸和 离子是（ ）。
【答案】0；1；1；1
8．臭氧分子可以结合电子成为______离子，所形成的化合物叫______。 【答案】 ；臭氧化物
无机化学——氧族元素
无机化学——氧族元素无机化学，氧族元素氧族元素是周期表中第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
这些元素的电子构型都是 ns2 np4，因此它们在化学性质上有些相似。
本文将重点讨论氧族元素的性质和应用。
首先，氧族元素的化学性质主要受到它们的电子构型的影响。
由于氧族元素的 np4 外层电子非常稳定，因此它们都倾向于接受两个电子，形成-2 价的阴离子。
这使得氧族元素在化合物中通常呈现-2 价，例如氧化物（O2-）、硫化物（S2-）等。
然而，这并不意味着氧族元素只能形成-2 价，它们还可以形成其他价态，如+4、+6等。
氧族元素参与的化学反应主要包括氧化反应和还原反应。
它们在氧化反应中往往是氧化剂，能够接受电子使其他物质发生氧化。
例如，氧气（O2）是最常见的氧化剂，可以与其他物质反应生成氧化产物。
氧化剂的强弱顺序为：O2>S>Se>Te>Po。
在还原反应中，氧族元素的化合物可以接受电子，发生还原。
例如，硫酸（H2SO4）可以被还原成二氧化硫（SO2）。
氧族元素在生物和环境中起着非常重要的作用。
氧是地球上最常见的元素之一，占据大气中的21%。
它是细胞呼吸和许多生物代谢反应的关键组分，在维持生命中起着至关重要的作用。
此外，氧还参与水的形成和氧化燃烧等重要过程。
硫是地球上第10常见的元素，在自然界中以硫化物和硫酸盐的形式广泛存在。
硫化物在地下矿床中存在，如铅、锌和铜的硫化物，通过提取和加工可以得到对应的金属。
硫酸是一种重要的化学品，在工业生产中广泛应用，如肥料、造纸、皮革制品等。
硒在生物体内有重要的生理作用，是人体中一种必需的微量元素。
它参与抗氧化作用和免疫反应，对维持机体正常生理功能起着重要的作用。
然而，长期摄入过多的硒会导致中毒，因此硒的摄入量需要控制在适当的范围内。
碲是一种具有金属和非金属特性的半金属元素。
它在半导体工业中有重要应用，用于制造太阳能电池和热敏电阻等器件。
此外，碲还具有光电效应和光敏化学反应的特性，在一些领域具有潜在的应用前景。
15章氧族元素-杨莉ppt课件
15-2-1、氧气单质
一、根本性质、制备和运用： O2分子构造：
• •O • •• •• •O • •
[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2pY)2(π2pZ)2(π*2pY)1 (π*2pZ)1]
1、氧构成化合物的价键特征
(1)、以氧原子为构造根底的成键情况
A、构成离子键成为O2-离子, Na2O , MgO
氧化物最重要的性质是酸碱性。
A、酸碱性递变规律： 1、同一主族元素从上至下最高氧化态的氧化物酸性 减弱，碱性加强。
2、同一周期从左至右最高氧化态的氧化物碱性减弱， 酸性加强。
3、同一元素的氧化物从低氧化态氧化物到高氧化 态氧化物碱性减弱，酸性加强。
4、极少数非金属氧化物显中性。如CO等。 B、氧化物酸碱性强弱的度量： 用反响的△rGθ来衡量。即： 酸性氧化物 + 碱 → 产物 △rGθ 碱性氧化物 + 酸 → 产物 △rGθ
B、构成共价键，氧化数为-2时：
a、两个共价单键：— O —
此时O原子多取sp3杂化。 H2O
b、在a的根底上再构成一个配键： ↑ —O—
c、提供2个电子构成共价双键：O = 此时O原子多取sp2杂化，如H2C=O(甲醛)。 d、在c的根底上再构成一个配键： ¨ →
O= 此时O原子多取sp杂化，如CO分子。 e、接受一对电子构成配位键：→O f、在e的根底上提供一对p电子构成反响键：
b、(NH4)2S2O8+2H2O→2 NH4HSO4+H2O2
b反响在硫酸存在下进展，历程为： (NH4)2S2O8+2H2SO4→H2S2O8+NH4HSO4 H2S2O8+H2O→H2SO5(过一硫酸)+ H2SO4 H2SO5 + H2O→ H2SO4+ H2O2 合并a + b： 2H2O → H2O2 + H2↑ B、乙基蒽琨法： 以乙基蒽琨和Pd为催化剂：
无机化学《氧族元素》教案
无机化学《氧族元素》教案教学要求]1. 掌握臭氧、过氧化氢的结构和性质。
2. 掌握硫化氢的特性及硫化物的水溶性。
3. 了解掌握硫的氧化物、含氧酸及其盐的结构、一般性质及用途。
[ 教学重点]1. 氧的单质及双氧水的结构、制备和性质2. 硫的单质及重要化合物的结构、制备和性质[ 教学难点]1. 氧的单质及双氧水的结构、制备和性质2. 硫的单质及重要化合物的结构和性质[ 教学时数]6 学时[ 教学内容]1. 氧族元素的通性2. 氧及其化合物3. 硫及其化合物15-1 氧族元素的通性一、氧族元素的存在氧族元素有氧、硫、硒、碲和钋五种元素。
氧是地球上含量最多，分布最广的元素。
约占地壳总质量的46.6% 。
它遍及岩石层、水层和大气层。
在岩石层中，氧主要以氧化物和含氧酸盐的形式存在。
在海水中，氧占海水质量的89% 。
在大气层中，氧以单质状态存在，约占大气质量的23% 。
硫在地壳中的含量为0.045% ，是一种分布较广的元素。
它在自然界中以两种形态出现棗单质硫和化合态硫。
天然的硫化合物包括金属硫化物、硫酸盐和有机硫化合物三大类。
最重要的硫化物矿是黄铁矿FeS2，它是制造硫酸的重要原料。
其次是黄铜矿CuFeS2、方铅矿PbS 、闪锌矿ZnS 等。
硫酸盐矿以石膏CaSO 4· 2H 2 O 和Na2SO 4 · 10H 2 O 为最丰富。
有机硫化合物除了存在于煤和石油等沉积物中外，还广泛地存在于生物体的蛋白质、氨基酸中。
单质硫主要存在于火山附近。
二、氧族元素的基本性质氧族元素的一些基本性质性质氧硫硒碲原子序数原子量价电子构型常见氧化态815.992s 2 2p 4-2,-1,01632.063s 2 3p 4-2,0,+2,+4,+63478.964s24p 4-2,0,+2,+4,+652127.605s 2 5p 4-2,0,+2,+4,+6共价半径/pmM 2 - 离子半径/pm第一电离能/(kJ/mol)第一电子亲合能/(kJ/mol) 第二电子亲合能/(kJ/mol) 单键解离能/(kJ/mol)电负性(Pauling 标度) 661401314141-7801423.441041841000200-5902262.58117198941195-4201722.55137221869190-2951262.10三、氧族元素的电极电势氧的电势图：2.07 0.68 1.77φ A θ / V O 3 ——— O 2——— H 2 O 2 ——— H 2 O1.24 –0.08 0.87φ B θ / V O 3 ——— O 2 ——— HO 2 -——— OH –硫的电势图：2.05 0.20 0.40 0.50 0.14φ A θ / V S 2 O 82 -——— SO 4 2 -——— H 2 SO 3 ——— S 2 O 3 2 - ——— S ——— H 2 S-0.92 -0.58 -0.74 -0476φ B θ / V SO 4 2 - ——— SO 3 2 - ——— S 2 O 3 2 -——— S ——— S 2 -15-2 氧及其化合物一、单质氧自然界中的氧含有三种同位素，即16 O 、17 O 和18 O ，在普通氧中，16 O 的含量占99.76% ，17 O 占0.04% ，18 O 占0.2% 。
第十五章 氧族元素1
O2 + H 2O
ϕA = 2.07V ϕB = 1.24V
O3 + H 2O + 2e−
O2 + 2OH−
臭氧比氧有更大的化学活性。 臭氧比氧有更大的化学活性。臭氧是最强氧化剂 之一。除金和铂族金属外， 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。 大多数非金属。
O3 + 2I + H2O → I2 + O2 + 2OH
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
O2和O3分子性质的比较
气体颜色 液体颜色 偶极矩 水溶性 熔沸点 磁性 稳定性 氧化性 O2 无色 淡蓝色 0 弱 低 顺磁性 高 相对弱 O3 淡蓝色 暗蓝色 大 强 高 逆磁性 低 强
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
强氧化性
O3 + 2H+ + 2e−
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
不同点
硫离子S 有较大的还原性。 硫离子S2-比O2-大，有较大的还原性。使得具有 多种氧化态的元素在硫化物中往往显较低的价态 显较低的价态， 多种氧化态的元素在硫化物中往往显较低的价态， 而氧化物中相应元素却可以表现出最高氧化态。 而氧化物中相应元素却可以表现出最高氧化态。
氧族元素 第十五章 氧族元素
§ 15.1 氧族元素通性 §15.2 氧及其化合物 §15.3 硫及其化合物 §15.4 硒和碲
第15章 章
第4题 第6题 第10题 第11题
第513页 513页
第16题 第18题 第19题
本章要求
1、掌握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性 、掌握氧 臭氧、过氧化氢的结构、 的结构 质和用途。 质和用途。 2、掌握单质硫 硫的氢化物、氧化物、 2、掌握单质硫、硫的氢化物、氧化物、硫 化物、重要含氧酸及其盐的结构、性质、制 化物、重要含氧酸及其盐的结构、性质、 结构 备和用途。 备和用途。 3、了解硒和碲的性质。 、了解硒和碲的性质。
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单线态 1O2 三线态 (S=2s+1)
hν
光敏化剂(基态 光敏化剂 基态) 基态 光敏化剂(激)+ 3O2 激
激发态) 光敏化剂 (激发态 激发态 光敏化剂(基) + 1O2 基
能量传递
氧原子的成键特征 （1）形成离子键 （2）形成共价键 （3）形成配位键 氧分子的成键特征 （1）氧气分子结合一个电子形成超氧离子 （2）氧气分子结合两个电子形成过氧离子 （3）氧分子失去一个电子形成二氧基阳离子 （4）氧分子中每个原子上都有一对孤对电子， 可以成为电子对给予体向具有空轨道的金属 离子配位。
3S + 6NaOH Δ 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O → •与碱 的作用 4S(过量) + 6NaOH ∆ 2Na 2S + Na 2S 2 O 3 + 3H 2 O →
•与中等强度氧化剂作用
H 2S + 2Fe S + 2Fe + 2H → Fe2S3
15.2 氧的化合物
15.2.1 氧分子形态
磁性: 顺磁性 激发：↑
O2 O22－ O2－ O2+
O2: (σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1 154.8kJ.mol 92.0kJ.mol
↓
↑↓ 基态： 基态： ↑ ↑
4. 硫代硫酸盐 硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。
Na2S2O3·5H2O(大苏打，海波)无色透明，易溶于水，碱性。 制备： Na2SO3+S == Na2S2O3 Na2S+Na2CO3+4SO2 == 3Na2S2O3+CO2↑ （1）遇酸不稳定
S2 O + 2H
2－ 3
+
H2 S 2O3
2M 3+ + 3S 2- + 6H 2 O 2M(OH) 3 + 3H 2 S → (M = Al, Cr)
配位酸溶解(浓HCl)：
SnS + 2H + 4Cl SnCl + H 2S →
24
+
−
PbS + 2H + + 4Cl − PbCl 2- + H 2S → 4
氧化性酸溶解(HNO3)：
∆
5.过硫酸及其盐 5.过硫酸及其盐
H—O—O—H 被－SO3H取代 取代 O O | | HO—S—O—O—S—OH | | O O
常见： K2S2O8 、(NH4)2S2O8 强氧化剂：
Ag+
Cu+K2S2O8+8H2O
CuSO4+K2SO4
Ag+
2Mn2++5K2S2O8+8H2O
2MnO4－+10SO42－+16H+
HgS + Na2S == Na2[HgS2]
碱金属(包括NH4 ＋ )硫化物水溶液能溶解单质硫生成 多硫化物。 Na2S+（x－1）S = Na2Sx 橙 红 (Sx)2－随着硫链的变长颜色：黄→橙→红
2－
性质： S
2－ X
遇酸不稳定： x 遇酸不稳定： S 2－+ 2H + 氧化性： SnS + S 氧化性：
硫的含氧酸 P500 表15-4
3. 硫酸及其盐 H2SO4的结构： S：sp3杂化后形成 分子，分子中除 存在σ键外，还存 在(p-d) 反馈π配 键。 H2SO4分子间 通过氢键相连，使 其晶体呈现波纹形 层状结构。
硫酸根离子SO －是四面体结构中心原子硫采用sp 杂化， 硫酸根离子 42－是四面体结构中心原子硫采用 3杂化， 形 成 四 个 σ 键 ， 其 S － O 键 长 为 144pm ， 比 双 键 的 键 长 这说明在S－ 键中存在额外的 键中存在额外的d－ 健成份 健成份。 （149pm）短，这说明在 －O键中存在额外的 －pπ健成份。 ） (图P505) 图
2－ 2
[H 2S x ]
H 2S(g) + (x －1)S
2－ 3
SnS
还原性： 还原性： 3FeS2 + 8O2
Fe3 O 4 + 6SO2
15.4.3 硫的氧化物
1. SO2，SO3 是酸雨的罪魁祸首。 臭氧的等电子体. 可以是原子，分子或离子 . 可用以推测某些物质的构型和预示新化合物的合成 和结构。
极矩 µ ≠0的反磁性物质。
3KOH(s) + 2O3(g) == 2KO3(s) + KOH·H2O(s) + (1/2)O2(g)
1)旧油画处理(氧化性) PbS(S) + 4H2O2 = PbSO4(s) + 4H2O 黑 白
KO2+O2
2) 工业除氯(还原性) H2O2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl― + O2(g)
H2O2既有氧化性又有还原性
15.3 过氧化氢（ H2O2）结构:
O为sp3杂化
3H2O2 + 2MnO4 －== 2MnO2↓+3O2↑+2OH-+2H2O 5H2O2 + 2MnO4
－+6H+
2Mn2++5O2 ↑ +8H2O ==
H2O2 + Mn(OH)2 == MnO2 ↓ + 2H2O 3H2O2+2NaCrO2+2NaOH == 2Na2CrO4 + 4H2O H2O2+ 2Fe2++2H+ == 2Fe3++2H2O
2 5H 2S + 8Mn O -4 + 14H + 8Mn 2+ + 5SO 4- + 12H 2 O →
•金属硫化物 颜色：(大多数为黑色,少数需要特殊记忆) SnS 棕,SnS2 黄,As2S3 黄,As2S5 黄, Sb2S3橙, Sb2S5橙,MnS 肉,ZnS 白， CdS 黄。 易水解：最易水解的化合物是 Cr2S3和Al2S3
S + SO2 + H 2O
（2）中等强度还原剂 ） 2Na2S2O3+I2 == Na2S4O6+2NaI (碘量法 碘量法) 碘量法 Na2S2O3+4Cl2+5H2O == 2H2SO4+2NaCl+6HCl （3）配合剂
AgBr
Na2S2O3
[Ag(S2O3)2]3－
－
I－
AgI↓
CN－
Ag(CN)2
3+
2+
+
FeS
H 2 S + X 2 S + 2X + 2H →
+
(X = Cl, Br, I)
S SO
24
•与强氧化剂反应
产物：
H 2S + 4X 2 (Cl 2 , Br2 ) + 4H 2 O H 2SO 4 + 8HX → 5H 2S + 2MnO -4 + 6H + 2Mn 2+ + 5S + 8H 2 O →
H2SO3 二元中强酸，既有氧化性又有还原性，可以使品红褪色。 二元中强酸，既有氧化性又有还原性，可以使品红褪色。
H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O H 2 SO 4 + 2HI (Cl 2 , Br2 ) → 2H 2 SO 3 + O 2 2H 2 SO 4 →
△
4Na2SO3 == 3Na2SO4+Na2S SO32－+H2S+H+ == S↓+H2O SO32－+Cl2+H2O == SO42－+2Cl－+2H+ 5SO32－+2MnO4－+6H+ == 2Mn2++5SO42－+3H2O
Cu + 2H 2 SO 4 (浓) CuSO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O →
3ZnSO 4 + S + 4H2 O 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H2 O
与非金属反应： C + 2H 2 SO 4 (浓) CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O →
2P + 5H 2 SO 4 (浓) P2 O 5 + 5SO 2 + 5H 2 O → S + 2H 2 SO 4 (浓) 3SO 2 + 2H 2 O →
Bi 2S3 + 8HNO 3 2Bi(NO3 ) 3 + 2NO + 3S + 4H 2 O →
氧化配位溶解(王水)：
3HgS + 2HNO 3 + 12HCl → 3H 2 [HgCl 4 ] + 3S + 2NO + 4H 2 O
15.4.2 多硫化物 金属硫化物大多数有颜色且难溶于水，只有 碱金属的硫化物易溶。HgS的Ksp最小，它只能 溶于王水，由于形成配合物HgS还可以溶于 Na2S 。
鉴定:
蓝色
O O || O | Cr | O O
乙醚
鉴定: 鉴定 Cr2O72－ + 2H2O2 + 2H+ == 5H2O + 2CrO5
CrO5遇酸易分解： 水相: 蓝绿) 水相 2CrO5+ 7H2O 2+ 6H+ == 7O2 ↑ + 10H2O + 2Cr3+(蓝绿 蓝绿