30％和3％两种。过氧化氢气体和浓溶液对皮肤有较强的烧蚀性，30％H202会刺痛皮肤，不慎弄到皮肤上须立即用大量水冲洗。
结构：H2O2分子是立体结构。在过氧化氢分子中有一个过氧链—O—O—，两个氧原子都以 SP杂化轨道成键，每个氧原子都连接两个氢原子。两个氢原子位于象半展开书本的两页纸上。两页纸面的夹角q为94°，O-H键与O-O键问的夹角f为97°。O—O健长为149pm，O—H键长为97pm。 主要化学性质包括：
(1)热稳定性差 过氧化氢不稳定，能自然分解
2H2O2→2H2O+O2 ?rHm＝一196 kJ／m01
光照、加热会加速分解，故应用棕色瓶储存于阴凉处。浓度高于65％的H202和某些有机物接触时，容易发生爆炸。H2O2在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中大。微量的Mn2+，Cr，Fe， Fe ，Cu，MnO2，I2，PbO2 、Pb 等对H2O2的分解有催化作用。而微量的锡酸钠和焦磷酸铂舶抑制H2O2的分解。浓度高于65％的H2O2与有机物接触易发生爆炸。 (2)弱酸性 H2O2是一种极弱的酸
H2O2 = HO2 -+H + K?1 =2.0×10-12 K?2约为10-25
Na2O2，CaO2和BaO2则可看成是H2O2的盐。
H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+ 2H2O (3)氧化还原性
酸性介质 H2O2+2H++2e≒ 2H2O E?(02／H20)＝ 1．776V
O2+2 H++2e≒ H2O2 E? (02／H202)＝0．695V
碱性介质 HO2-十H2O+2e ≒3OH— E?(H02—／OH—)=0．88V
O2+H2O+2e≒ HO2—+OH— E? (02／H02—)＝一0．076V
由于H2O2中O的氧化数为一1，所以H2O2既有氧化性又有还原性。从标准电极电势可知，无论在酸性介质还是在碱性介质中H2O2都是一种较强的氧化剂，而在酸性溶液中更为突出。例如
2Fe+ H2O2+4OH=2Fe(OH)3↓ 2Fe2++ H2O2+2H十=2Fe3++2H2O 2I-+ H2O2+2H+=I2+2H2O
25
2+
-3+
3+
2+
2+
2+
?3
2[Cr(OH)4]+3H2O2+2OH=2CrO4
过氧化氢可将黑色的PbS氧化为白色的PbSO4
PbS十4 H2O2=PbSO4+4H2O
——2—
+8H2O
H2O2的还原性较弱，只有遇到比它更强的氧化剂时，H2O2才能被氧化，并放出O2。例如
2MnO4—+5 H2O2+6H+ =2Mn2++5O2↑ +8H2O MnO2+ H2O2+2H =Mn+O2↑+2H2O C12+ H2O2=2HCl+O2↑
上述三个反应，很有实际意义，可用来测定H2O2含量，清洗附着MnO2污迹的玻璃器皿以及除去反应系统剩余的C12，以减少大气污染。
一般来说，在酸性和碱性介质中，H2O2的氧化性强于还原性，因此，它主要用作氧化剂。
过氧化氢的主要用途是作为氧化剂使用，其优点是产物为H2O，不会给反应系统引入其他杂质。工业上使用H2O2作漂白剂，医药上用稀H2O2作为消毒杀菌剂。纯H2O2可作为火箭燃料的氧化剂。实验室常用30％和稀的(3％) H2O2作氧化剂。应该注意，浓度稍大的H2O2水溶液会灼伤皮肤，使用时应格外小心！
在酸性溶液中，H 2 O 2能与重铬酸盐反应生成蓝色的过氧化铬CrO5。CrO5在乙醚或戊醇中比较稳定。
Cr2O7 2 －+ 2 H 2O2 + 2H + →5H2 O + 2CrO5 (蓝色)
这是典型的过氧链转移反应。这个反应可用于检查H2O2，也可以用于检验CrO42-或Cr2O72-的存在。
+
2+
三、硫及其化合物
1、单质硫（俗称硫磺）
硫有许多同素异形体，最常见的是晶状的斜方硫和单斜硫。
斜方硫和单斜硫都是分子晶体，每个分子由8个S原子组成环状结构。它们都不溶于水，易溶于二硫化碳、四氯化碳等溶剂。
硫的化学性质比较活泼，能与许多金属接触时能发生反应。室温时汞也能与硫化合。与卤素(碘除外)、氢、氧、碳、磷等直接作用生成相应的共价化合物。只有稀有气体以及单质碘、氮、碲、金、铂和钯不能直接同硫化合。
硫能与具有氧化性的酸（如硝酸、亚硝酸、浓硫酸）作用：
S +2HNO2= H2SO4+2NO(g)
26
S+ 2H2 SO 4=3SO2+2H2O
也能溶于热的碱液生成硫化物和亚硫酸盐：
S+6NaOH=2Na 2S+Na2SO3+H2O 加热
当硫过量时则可生成硫代硫酸盐：
S（过量）+6NaOH=2Na 2S+Na2S2O3+3H2O
硫的用途：制造硫酸。用于橡胶硫化，以增强橡胶的弹性和韧性。农业上用作杀虫剂，如石灰硫黄合剂。另外，硫还可以用来制作黑色火药、火柴等。在医药上，硫主要用来制硫磺软膏，治疗某些皮肤病。
2、硫化氢和硫化物 （1）硫化氢
呈V形，H2S分子的极性比H2O弱，但无氢键。
H2S中毒是它能与血红素中的Fe2+作用生成FeS沉淀，因而使Fe2+ 失去正常的生理作用。含于火山喷射气、动植物体及矿泉水中。
硫化氢很弱的二元酸。(Ka1=9.1×10-8、Ka2=1.1×10-12。) 氢硫酸能与金属离子形成正盐，即硫化物，也能形成酸式盐即硫氢化物(如NaHS)。 化学性质：酸性
还原性：写出下列反应的化学方程式
H2S+O2→_____________ H2S+Br2→________________ H 2 S + H 2 SO 4 (浓) → _________________ H2S+2Fe3+→___________________ （2）金属硫化物
金属硫化物大多数是有颜色的，如Na2S，ZnS为白色，FeS，PbS，HgS，CuS，Ag2S为黑色；CdS黄色、MnS 肉色等，大多数为黑色。碱金属硫化物和BaS易溶于水，其他碱土金属硫化物微溶于水(BeS难溶)。除此以外，大多数金属硫化物难溶于水，有些还难溶于酸。酸式金属硫化物皆溶于水。个别硫化物由于完全水解，在水溶液中不能生成，如A12S3和Cr2S3必须采用干法制备。可以利用硫化物的上述性质来分离和鉴别各种金属离子。
CdS+4HCl=H2[CdCl4]+H2S 3HgS+12HCl+2HNO3===3H2HgCl4+3S+2NO↑+4H2O 所有金属硫化物无论易溶或微溶都有一定程度的水解性。
Na2S溶于水几乎全部水解，Na2S+H2O=NaHS+NaOH其溶液作为强碱使用，工业上称 Na2S为硫化碱。Cr2S3，A12S3遇水完全水解。所以这类化合物只能用―干法‖合成。
Al 2 S 3 +6H 2 O = 2Al(OH)3 ↓+3H 2 S ↑
27
CuS、PbS微弱水解.
硫化物的颜色、溶解性及在酸中的溶解情况在分析化学中用来鉴别和分离金属离子的混合物。物。 将可溶性硫化物如Na2S，(NH4)2S的溶液与硫共热，可得多硫化物。例如
(NH4)2S+(x—1)S→(NH4)2 Sx
Na2S+(x—1)S→Na2Sx (x＝2～6，个别可达9)
多硫化物具有氧化性，这一点与过氧化物相似，但多硫化物的氧化性不及过氧化物强。 多硫化物与酸反应生成多硫化氢H2S x，它不稳定，能分解成为硫化氢和单质硫：
S x 2- +2H + ===H 2 S ↑+(x-1)S ↓
而使溶液变浑浊。随x的增大，多硫化氢的稳定性逐渐减弱。黄铁矿FeS2是铁的多硫
化物。
3．硫的氧化物和含氧酸 (1)二氧化硫和亚硫酸及其盐
结构：SO 2 的结构中S是不等性sp2 杂化, ∠OSO=119.5 °，S-O 键长143pm ，SO 2 是极性分子。一个p轨道与两个O原子相互平行的p轨道形成一个Π34的离域Π键。
二氧化硫(SO2)是无色有刺激性气味的气体。其沸点为一10℃，熔点为-75．5℃。液态SO2能够解离，是一种良好的非水溶剂。SO2分子的极性较强，易溶于水，1体积水能溶解40体积的S02。光谱实验证明，SO2在水中主要是物理溶解，SO2分子与H2O分子之间存在着较弱的作用。SO2容易液化，0℃时的液化压力仅为193kPa。液态二氧化硫用作制冷剂，储存在钢瓶中备用。SO2是大气中一种主要的气态污染物。含有SO2的空气不仅对人类及动植物有毒害，还会腐蚀金属制品，损坏油漆颜料，织物和皮革、形成酸雨等。国家规定企业排放废气中SO2含量不能超过20mg／m3。
SO2分子中S的氧化数是+4，处于中间氧化值，因此它既有氧化性，又有还原性。例如用接触法制硫酸时，SO 2可被空气氧化。SO 2只有遇到强还原剂才表现出氧化性。
工业上，二氧化硫常用硫铁矿在空气中燃烧制取。
28