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第1节 氮族元素分页: 1 2 3 4 周期系第VA族元素称氮族元素(Nitrogen family elements)。它包括氮(Nitrogen)、磷(Phosphorus)、砷(Arsenic)、锑(Antimony)与铋(Bismuth)。氮就是生命得基础,磷就是动植物得必需元素。砷、锑、铋三者性质较为相似,就是重要得合金元素。而磷却与砷、锑有一定得相似性,它们得化合物丰富多彩,大多就是重要得工业原料、肥料、新技术材料。14、1 氮族元素 14、1、1 氮族元素概述 周期系第VA族:氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi 五种元素,又称为氮族元素; ? 氮与磷就是非金属元素,砷与锑就是准金属,铋就是金属元素;氮族元素价电子构型: ns2 np3; 氮族元素所形成得化合物主要就是共价型得,原子越小形成共价键得趋势越大。图14-1 氮族元素在周期表中得位置表14-1 氮族元素得一般性质14、1、2 氮族元素得单质 ? ?图14-2 氮族元素得单质1、存在 氮族元素中除磷在地壳中含量较多外,其它各元素含量均较少。 氮主要以单质存在于大气中,天然存在得氮得无机化合物较少。磷较容易氧化,在自然界中不存在单质。它主要以磷酸盐得形式分布在地壳中。? 砷、锑与铋主要以硫化物矿得形式存在,如雄黄:As4 S4 。雌黄(As2S3 ) 辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4)图14-3 氮族元素得存在2、 性质除氮气外,其它氮族元素得单质都比较活泼。化学性质列于上表中。表14-2 氮族元素得化学性质3、 N2N2分子得分子轨道表达式为:N2 (1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2py,2pz)4(2px)2氮气就是无色、无臭、无味得气体。沸点为-195、8C。微溶于水。 强得NN键(944kJ/mol),常温下化学性质极不活泼,故N2常常作为惰性气体使用。4、 磷得同素异形体图14-4 白磷与红磷(1)白磷得结构白磷得结构由P4分子通过分子间力堆积起来,每个磷原子通过其px,py与pz轨道分别与另外3个磷原子形成3个键,键角PPP为60,分子内部具有张力,其结构不稳定。图14-5 白磷得结构白磷得性质白磷P4就是透明得、柔软得蜡状固体,化学性质活泼,空气中自燃,溶于非极性溶剂。图14-6 白磷在空气中自燃白磷得制备将磷酸钙、砂子与焦炭混合在电炉中加热到约1500?C,可得到白磷。2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) P4(g) + 6CaSiO3(l) + 10CO(g) (2)红磷将白磷隔绝空气加热到400时可得到红磷。 红磷得结构较复杂。一种观点认为:P4分子中得一个PP键断裂后相互连接起来形成长链结构。所以红磷较稳定,400以上燃烧,不溶于有机溶剂。图14-7 红磷得可能结构(3)黑磷黑磷具有与石墨类似得层状结构,但与石墨不同得就是,黑磷每一层内得磷原子并不都在同一平面上,而就是相互连接成网状结构。所以黑磷具有导电性,也不溶于有机溶剂。第1节 氮族元素分页: 1 2 3 4 14、1、3 氮得化合物1、 氮得氢化物 (1) 氨结构N:sp3杂化,三角锥形图14-8 氨得结构制备实验室工业NH3得性质极性分子:(NH3)= 1、47D 易溶于水,易形成一元弱碱 强还原性 取代反应(2) 铵盐图14-9 铵盐得结构式鉴定 石蕊试纸法 (红蓝) Nessler试剂法 (即K2HgI4得KOH溶液) 红棕到深褐性质 铵盐一般为无色晶体,绝大多数易溶于水, 水解 热稳定性差:分解得情况因组成铵盐得酸得性质不同而异。 热稳定性差a、 挥发性非氧化性酸铵盐b、 非挥发性,非氧化性酸铵盐c、 氧化性酸铵盐2、 氮得氧化物(1) NO液态与固态一氧化氮中有双聚分子N2O2制备a、 工业b、实验室性质无色气体,水中溶解度较小(2) NO2结构 N:价电子2s22p3 , sp2杂化后NO2就是奇电子分子,空间构型为V型。N2O4分子具有对称得结构,两个N原子与4个氧原子在同一平面上。图14-10 NO2得结构性质 有毒,有特殊臭味得红棕色气体,冷凝时聚合成无色N2O4气体 与水反应生成硝酸与NO NO2就是强氧化剂,其氧化能力强于硝酸。 用碱吸收3、 氮得含氧酸及其盐 (1) 亚硝酸及其盐结构N:sp2杂化后图14-11 HNO2得结构式制备亚硝酸(HNO2)性质 不稳定 弱酸亚硝酸盐制备 碱吸收法 亚硝酸盐性质 绝大部分无色,易溶于水 ,极毒就是致癌物。 金属活泼性差,对应亚硝酸盐稳定性差 AgNO2MNO3EA(HNO2/NO)=1、04V14、1、4 磷得化合物1、磷得氧化物制备图14-14 P4 得结构图14-15 P4O6 得结构 图14-16 P4O10得结构 性质P4 O6 白色易挥发得蜡状晶体,易溶于有机溶剂。P4 O10白色雪花状晶体,强吸水性。2、磷得含氧酸及其盐磷能形成多种含氧酸。磷得含氧酸按氧化值不同可分为:H3PO2 次磷酸 H3PO3 亚磷酸 H3PO4 正磷酸 (1)次磷酸及其盐结构图14-17 次磷酸H3PO2 得结构性质 一元中强酸 K a=1、0X10-2 强还原剂 EA(H3PO3/H3PO2)=、0499V应用化学镀(2)亚磷酸及其盐亚磷酸结构图14-18 亚磷酸H3PO3 得结构性质二元中强酸 K a1=6、3X10-2 K a2=2、0X10-7 强还原性(3)磷酸及其盐:磷得含氧酸中以磷酸最为稳定。磷酸结构图14-19 磷酸H3PO4 得结构磷酸性质 三元中强酸K a1=6、7X10-3K a2=6、2X10-8K a3=4、5X10-13 磷酸受热后脱水可形成焦磷酸、聚磷酸、 (聚)偏磷酸等。磷酸盐正磷酸可形成三种类型得盐:正盐、磷酸一氢盐、磷酸二氢盐。 一般正磷酸盐比较稳定,不易分解。磷酸得三种盐类溶解性比较如下表 磷酸得三种盐类水解性比较如下表表14-3 磷酸盐类溶解性与水解性比较磷酸盐性质 M3PO4M2HPO4MH2PO4稳定性 稳定 相对不稳定 溶解性 大多数难溶于水 ( 除 K+,Na+,NH4+ 离子外 ) 大多数 易溶于水 水溶液酸碱性 pH 7 pH 7 pH 7 原因 水解为主 水解解离 水解解离 重要得磷酸盐磷酸盐中最重要得盐就是钙盐。工业上利用天然磷酸钙生产磷肥,反应如下:(过磷酸钙(磷肥)PO43-得鉴定将磷酸盐与过量得钼酸铵(NH4)2MoO4及适量得浓硝 酸混合后加热,可慢慢生成黄色得磷钼酸铵沉淀,反应为:磷能形成多种含氧酸,根据磷得含氧酸脱水数目得不同分为正、偏、聚、焦磷酸等, 可以用下面得通式来表示x1, 正磷酸x2, 焦磷酸x3, 三磷酸 焦磷酸 H4P2O7图14-21 H4P2O7得形成焦磷酸盐常见得焦磷酸盐为M2H2P2O7与M4P2O7两类。 P2O74-具有配位能力,例如故焦磷酸盐可用于硬水软化与无氰电镀。聚磷酸聚磷酸就是指n个H3PO4脱去n1个H2O,如焦磷酸即为二聚磷酸。三聚磷酸得形成图示。图14-22 三聚磷酸得形成偏磷酸偏磷酸指一个H3PO4脱去一个H2O即HPO3。若为n个H3PO4脱去n个H2O,即为多聚偏磷酸。 常见得有三聚偏磷酸与四聚偏磷酸。脱水过程以四聚偏磷酸(HPO3)4为例如图右所示。图14-23 四聚偏磷酸(HPO3)4得形成四聚偏磷酸(HPO3)4缩合度增加,酸性增强 表144 缩合度对酸性得影响3、磷得卤化物PX3 PX5结构 三角锥 三角双锥 杂化类型 不等性sp3 sp3d PCl3 PCl5 图14-24 PX3 得结构 图14-25 PX5 得结构重要性质:水解(制备H3PO3或HBr)14、1、5 砷、锑、铋得 化合物1、 砷、锑、铋得氢化物表145砷、锑、铋得氢化物得性质递变AsH3 SbH3 BiH3稳定性 高- - - - - - - - - - - 低 碱性 强 - - - - - - - - - - - 弱 m、p 低- - - - - - - - - - - 高b、p 低 - - - - - - - - - - - 高化学性质 自燃 缺氧分解AsH3 得性质应用马氏试砷法试样、锌与盐酸混合,产生气体导入热玻璃管 砷镜古氏试砷法2、 砷、锑、铋得氧化物及其水合物 (1) M(III)得氧化物与氢氧化物表145 M(III)得氧化物与氢氧化物两性BI(0H)3在 40得NaOH溶液中,加热才溶解(2) M(V)得氧化物与氢氧化物M(V)得氧化物 对应水合物 极不稳定三元中强酸 一元弱酸 K a1=5、7X10-3K a=4X10-5K a2=1、7X10-7K a3=2、5X10-123、 砷、锑、铋得化合物得氧化还原性(1)M(III)得还原性(2)M(V)得氧化性pH值对氧化还原性得影响H3AsO4在强酸性得溶液中才有明显氧化性图14-26 E-pH图4、 砷、锑、铋得盐 盐类水解氧化性(弱)5、 砷、锑、铋得硫化物As2S3(黄)Sb2S3(橙)Bi2S3(黑)As2S5(黄)Sb2S5(橙)Bi2S5(不生成)性质(1) 均不溶于水与稀酸。 (2) 配位溶解(浓HCl)(3)碱溶a、 NaOHb、 Na2S(4) 氧化碱溶(5) 与氧化性酸(HNO3)作用小结图14-27 砷、锑、铋小结14、2 氧族元素 14、2、1 氧族元素概述氧族元素就是周期系第A族元素,包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)五种元素,其价电子构型为:ns2np4。 图14-28 氧族元素在周期表中得位置表146 氧族元素概述Oxygen Sulphur Selenium Tellurium Polonium14、2、2 氧及其化合物1、 氧(O2)分子轨道电子排布式:图14-30 氧气得结构性质:常温下,氧就是一种无色无臭得气体,在90K凝成淡蓝色得液体,进一步冷到54K凝成淡蓝色得固体,液态与固态得氧有明显得顺磁性。O2主要表现为氧化性,用O2饱与得中性水就是较好得氧化剂。 常温下氧气只能将某些还原性得物质(如NO,SnClO2,HO2SOO3等)氧化。在加热条件下,除卤素、少数贵金属(如Ag、Pt等)以及稀有气体外,氧气几乎能与所有元素直接化合成相应得氧化物。2、 臭氧(ozone)臭氧O3就是氧气OO2得同素异形体。臭氧就是唯一得极性单质。臭氧分子得构型为V型,如图所示。中心氧原子以sp2杂化轨道成键。臭氧分子中键角为117,分子得偶极矩=1、810-3c?m。图14-31 臭氧得结构臭氧得性质:因具有一种特殊得腥臭味而得名臭氧。(1)臭氧极不稳定,在常温下缓慢分解:2O3(g)3O2(g)(2)强氧化性这个反应用于测定臭氧得含量。臭氧得用途:利用臭氧得氧化性与不易导致二次污染得优点,臭氧可用作消毒剂,用来净化废气、废水。过氧化氢( Hydrogen Peroxide)过氧化氢H2O2得分子结构:H2O2得分子结构如图所示,在H2O2得分子中有一个过氧键OO,两个氧原子都以sp3杂化轨道成键,除相互连接成OO键外,还各与一个氢原子相连。图14-32 过氧化氢得结构H2O2得性质:(1)弱酸性: H2O2 + Ba(OH)2 BaO2 + 2H2O(2)不稳定:高纯度得H2O2在低温下比较稳定,分解作用比较平稳。当加热到426K以上,发生爆炸性分解:2H2O2(l) 2H2O + O2(g)因此,H2O2应贮存在棕色瓶中,置于阴凉处。(3)氧化还原性。强氧化性: 酸性条件: 碱性条件: 2Fe2+ + H2O2 + 2H+ 2Fe3+ + 2H2O2Cr(OH)4 - + 3H2O2 + 2OH- 2 CrO4 2- + 8H2OPbS + 4H2O2 PbSO4 + 4H2O只有当H2O2与强氧化剂作用时才显示出其还原性。2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2OH2O2 + Cl2 2HCl + O2 H2O2得用途:过氧化氢也就是一种不造成二次污染得氧化剂,所以常用作杀菌剂、漂白剂等。注意:浓度稍大得双氧水会灼伤皮肤,使用时应格外小心! 14、2、3 硫及其化合物单质硫(1) 单质硫得结构S:sp3杂化形成环状S8分子 斜方硫与单斜硫得分子都就是由8个硫原子组成得环状结构(皇冠构型),如图所示。在S8分子中,每个硫原子各以sp3杂化轨道中得两个轨道与相邻得两个硫原子形成键,而sp3杂化轨道中得另两个则各有一对孤对电子。单斜硫与斜方硫得不同在于四面体中S8分子排列不同。图14-33 8个硫原子组成得环状结构(2) 单质硫得物理性质单质硫俗称硫磺,就是分子晶体,熔点低,不溶于水而易溶于二硫化碳,四氯化碳等非极性溶剂。硫有几种同素异形体,斜方硫(菱形硫)、单斜硫、弹性硫等。天然硫一般就是斜方硫。 斜方硫 单斜硫熔融 单斜硫 弹性硫 图14-34 硫得同素异形体表147硫得同素异形体同素异形体 斜方硫 单斜硫 弹性硫 密度 /gcm -1 2、06 1、99 颜色 黄色 浅黄 稳定条件 94、5 94、5 115 190 得熔融硫用冷水速冷 (3) 单质硫得化学性质a、 硫得化学性质比较活泼,能与许多金属直接化合成相应得硫化物,也能与氢、氧、卤素(除碘外)、碳磷等直接作用生成相应得共价化合物。b、 与氧化性酸作用 c、 与碱得作用硫化氢(sulfureted hydrogen)与硫化物(Sulfides)硫化氢a、 硫化氢H2S分子得构型与水分子相似,也呈V字形b、 硫化氢得性质第2节 氧族元素分页: 1 2 3 4 5 6 7 ?H2S就是无色,有腐蛋味,剧毒气体。分子极性比H2O弱,稍溶于水。 水溶液呈酸性,为二元弱酸;还原性。被空气氧化所以硫化氢水溶液在空气中放置会逐渐变混浊。与中等强度氧化剂作用H2S + 2Fe3+ S + 3Fe2+ + 2H+ (注意:反应不生成Fe2S3或FeS)H2S + X2 S + 2X- + 2H+ (X=Cl,Br,I)与强度氧化剂反应金属硫化物颜色:金属硫化物大多数为黑色,少数需特殊记忆。例如:SnS棕色,SnS2黄色,As2S3黄色,As2S5黄色,Sb2S3橙色,As2S5橙色,MnS肉色,ZnS白色,CdS黄色。图14-35金属硫化物得颜色水解性强:Na2S、(NH4S)水溶液因水解而呈碱性;Cr2S3、Al2S3遇水发生强烈水解:2M3+ + 3S2- + 6H2O 2M(OH)3+ 3H2S (M=Al,Cr)溶解性: 水溶性易溶:NH4+与碱金属硫化物 微溶:MgS,CaS,SrS(但BeS难溶) 稀酸溶解性配位溶解 (浓HCl)氧化溶解(HNO3)氧化配位溶解(王水)碱溶(用NaOH或Na2S) 金属硫化物有一定得酸性,可发生碱溶。氧化碱溶(Na2S2)金属硫化物有一定得还原性,可发生氧化碱溶。多硫化物制备:硫化物得溶液中加入硫粉时,硫溶解而生成相应得多硫化物,例如:(NH4)2S + (x-1)S (NH4)2Sx现象:x=26,颜色由黄橙红红当x=2时,多硫化物称为过硫化物(同过氧化物)。多硫离子 具有链式结构:图14-36多硫离子得结构多硫化物得重要性质:遇酸不稳定还原性(次要)氧化性(主要)用途:所以多硫化物用作厚皮得除毛剂,果木、棉花得杀虫剂。 二氧化硫(sulfur dioxide)、亚硫酸(sulfurous acid)及其盐制备:工业上利用焙烧硫化物矿制取SO2:3FeS2 + 8O2 Fe3O4 + 6SO2实验室中常用亚硫酸盐与酸作用制取少量二氧化硫,也可用浓硫酸与铜共热制取二氧化硫。二氧化硫得结构:气态得SO2得分子构型为V形,如图所示。SO2分子中,硫原子以两个sp2杂化轨道分别与两个氧原子形成键,而另一个sp2杂化轨道上则保留1对孤对电子,硫原子得未参与杂化得p轨道上得2个电子与两个氧原子得未成对p电子形成三中心四电子大键 。二氧化硫与亚硫酸得性质:SO2就是无色、具有强烈刺激性气味得气体。液态SO2能构解离,就是一种良好得非水溶剂。图14-38 火山喷发得气体中含有大量得二氧化硫SO2得汽化焓很大,液态SO2可用作制冷剂。SO2易溶于水,生成很不稳定得亚硫酸H2SO3。图14-39 亚硫酸得结构H2SO3就是二元中强酸,K a1=1、7X10-2 K a2=6、0X10-8, ,H2SO3只存在于水溶液中,光谱试验证明SO2在水溶液中得状态基本上就是SO2。H2O。H2SO3就是较强得还原剂,例如:所以空气中长期放置得亚硫酸或亚硫酸盐会被空气中得氧氧化而失去还原性。氧化性:H2SO3与强还原剂反应时才表现出氧化性。H2SO3 + H2S 3S + 3H2O漂白作用SO2或H2SO3可与某些有机物发生加合作用,而使有机物退色。例如它们能使品红溶液退色用途:SO2主要用于生产硫酸与亚硫酸盐,还大量用于生产合成洗涤剂、食品防腐剂、住所与用具消毒剂等。三氧化硫、硫酸及其盐三氧化硫三氧化硫得结构:气态SO3为单分子,其分子结构为平面三角形。在SO3分子中,硫原子以sp2杂化轨道与3个氧原子形成3个键,此外,还以pd2杂化轨道与3个氧原子形成垂直于分子平面得四中心六电子大键 。在固态SO3中,硫原子都采用sp3杂化轨道成键。固体三氧化硫有几种聚合晶型。在不同类型SO3固体中,SO3分子得排列方式不同。型晶体为三聚分子,型晶体为SO3原子团互相连接成得长链,与石棉结构类似,型晶体也具有类似石棉得结构。 图14-40气态三氧化硫得结构图14-41固态三氧化硫得结构制备:在加热与催化剂存在下可将SO2氧化成SO3。性质:纯三氧化硫就是一种无色、易挥发得固体,其熔点为16、8,沸点为44、8。SO3具有很强得氧化性。例如,当磷与它接触时会燃烧。高温时SO3得氧化性更为显著,它能氧化KI,HBr与Fe,Zn等金属。三氧化硫极易与水化合生成硫酸,同时放出大量得热:SO3(g)+H2O(l)H2SO4(aq)因此,SO3在潮湿得空气中呈雾状,形成酸雨(SOx, NOx, H2O)。图14-42 酸雨腐蚀得建筑物表面图14-43 酸雨腐蚀得文物雕像表面硫酸(sulfuric acid)结构:在硫酸分子中,硫原子采取sp3杂化轨道与四个氧原子得2个形成2个键;另两个则接受硫得电子对分别形成配键;与此同时,硫原子得空得3d轨道与两个不在OH基中得氧原子得2p轨道对称性匹配,相互重叠,反过来接受来自2个氧原子得孤对电子,从而形成了附加得(pd)反馈配键。硫酸晶体呈现波纹形层状结构。每个硫氧四面体(SO4原子团)通过氢键与其它4个SO4集团连接。图14-44 硫酸得结构性质:a、 二元强酸 硫酸就是二元强酸,较稳定。浓硫酸具有强吸水性与强氧化性。b、 强吸水性:浓硫酸具有强氧化性与吸水性,能从一些有机化合物(即碳水化物如,蔗糖、布、纸等)中,夺取与水分子组成相当得氢与氧,使这些有机物碳化。C12H22O11 12C + 11H2O图14-45 浓硫酸得吸水性c、 强氧化性:浓硫酸可以氧化许多金属与某些非金属。 与活泼金属 与不活泼金属 与非金属冷得浓硫酸(70%以上)能使铁得表面钝化,生成一层致密得保护膜,阻止硫酸与铁得表面继续作用。因此可以用钢罐贮装与运输浓硫酸(80%90%)。硫酸盐(sulphate)硫酸能生成两类盐:正盐与酸式盐。SO42-得结构为四面体。图14-46 硫酸根离子SO42-得结构大多数硫酸盐易溶于水,但PbSO4、CaSO4、SrSO4溶解度很小。BaSO4几乎不溶于水且不溶于酸,利用BaSO4得这一特性,可以用BaCl2等可溶性钡盐鉴定SO42-得存在。在固体盐中,这个离子往往携带阴离子结晶水,例如CuSO4、5H2O与FeSO4、7H2O,它们得组成可以分别写成Cu(H2O)42+SO4(H2O)2-与Fe(H2O)62+SO4(H2O)2-,这个水合阴离子得结构一般认为就是水分子通过氢键而与SO42-离子得氧离子得相联结。图14-47 CuSO4?5H2O得平面结构式用途:硫酸就是一种重要得基本化工原料,往往用硫酸得年产量来衡量一个国家得化工生产能力。硫酸大部分消耗在肥料工业(磷肥、氮肥)中,其她在石油、冶金等许多工业部门,都要大量硫酸。 许多硫酸盐油很重要得用途,例如Al2(SO4)3就是净水剂,造纸充填剂与媒染剂。CuSO4、5H2O就是消毒剂与农药,FeSO4、7H2O就是农药与治疗贫血得药剂,也就是制造蓝黑墨水得原料。芒硝Na2SO4、10H2O就是重要得化工原料等。 图14-48 胆矾CuSO4、5H2O 图14-49 石膏CaSO4、2H2O硫酸得其它含氧酸及其盐焦硫酸及其盐制备:将SO3溶于浓硫酸时得到组成为H2SO4、XSO3得发烟硫酸,冷却发烟硫酸,当x=1时,就形成焦硫酸H2S2O7 。SO3(g) + H2SO4(l) H2S2O7焦硫酸得结构式为:图14-50 焦硫酸得结构式性质与用途焦硫酸H2S2O7为无色晶体,焦硫酸得酸性、吸水性、腐蚀性比硫酸更强。焦硫酸就是一种强氧化剂,又就是一种良好得磺化剂,工业上用于制造染料、炸药、与其它有机磺酸化合物。焦硫酸盐可与某些既不溶与水又不溶于酸得金属氧化物(如Al2O3、Fe3O4、TiO2等)共熔,生成可溶与水得硫酸盐。这就是分析化学中处理某些固体试样得一种重要方法。硫代硫酸及其盐硫代硫酸H2S2O3可瞧作就是硫酸分子中得一个氧原子被硫原子所取代得产物。硫代硫酸极不稳定,至今尚未制得纯品。重要得硫代硫酸盐:Na2S2O3 、5H2O,海波,大苏打。图14-51 硫代硫盐得结构制备:亚硫酸盐与硫作用生成硫代硫酸盐。例如,将硫粉与亚硫酸钠一块煮沸,可制得硫代硫酸钠:另外,在Na2S与Na2CO3混合溶液(物质得量比为2:1)中通入SO2也可以制得Na2S2O3:2Na2S + Na2CO3 + 4SO2 3Na2S2O3 + CO2硫代硫酸盐得性质:Na2S2O3 、5H2O就是无色透明得晶体易溶于水,其水溶液呈弱碱性遇酸分解: 还原性:在纺织工业上用Na2S2O3作脱氯剂。在分析化学上用于碘量法滴定。 配位作用:用途:硫代硫酸钠大量用作照相得定影剂。照相底片上未感光得溴化银在定影液中形成Ag(S2O3)23-而溶解。过硫酸及其盐过硫酸可以瞧作就是过氧化氢得衍生物。过氧化氢结构式为HOOH, 磺酸基SO3H结构式为:图14-52 磺酸基SO3H结构式H2O2分子中得两个氢原子被SO3H分步取代,分别得到得产物为过一硫酸H2SO5与过二硫酸H2S2O8。 图14-53 过一硫酸得结构式图14-54过二硫酸得结构式 过硫酸具有强氧化性(来自过氧键OO)。它们作为氧化剂参与反应得过程中,过氧键断裂,这两个氧原子得氧化值由原来得1变为2,而硫得氧化值保持6不变。重要得过二硫酸盐有K2S2O8与(NH4)2S2O8。过二硫酸盐得性质:强氧化剂:热稳定性差:连二亚硫酸及其盐连二亚硫酸H2S2O4就是二元酸,很不稳定,遇水会立即分解为硫与亚硫酸。