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氧族元素
第十三章氧族元素
内容提要
本章主要介绍氧气、臭氧、过氧化氢，硫化物、多硫化物，二氧化硫和亚硫酸盐，三氧化硫和硫酸盐，硫代硫酸盐、连二亚硫酸盐、过二硫酸盐、连多硫酸盐，硫的卤氧化物等化合物的结构、性质和用途；对硒和碲及其化合物只作简介。
15-1氧族元素的通性
15-1-1氧族存在
氧族元素包括氧、硫、硒、碲、钋五种元素。
氧是地球表面丰度最大的元素。
氧构成了大气质量的23%，岩石质量的46%，水质量的85%以上。
硫占地壳质量的0.034%，元素丰度序列中第16位，火山多发地区含有单质硫，天然气中的H2S、原油和煤中的有机硫化合物、硫铁矿及其它重金属硫化物矿、硫酸盐矿（石膏和重晶石矿）。
另外硫还存在于植物、动物的蛋白质中。
硒和碲共生于金属硫化物矿中，制备硒和碲的主要原料是电解法精炼铜的阳极泥和焙烧硫化物矿的烟道气尘。
钋，是居里夫人在铀矿和钍矿中发现的放射性元素。
15-1-2氧族元素的基本性质
表15-1氧族元素的一些基本性质
元素
性质
氧
硫
硒
碲
钋
原子序数
8
16
34
52
84
相对原子质量
15.99
32.06
78.96
127.60
209
价电子层结构
2s22p4
3s23p4
4s24p4
5s25p4
6s26p4
常见氧化态
-Ⅱ,-Ⅰ,0
-Ⅱ,0,+Ⅱ,
+Ⅳ,+Ⅵ
-Ⅱ,0,+Ⅱ,
+Ⅳ,+Ⅵ
-Ⅱ,0,+Ⅱ,
+Ⅳ,+Ⅵ
—
共价半径/pm
66
104
117
137
167
离子半径M2-/pm
140
184
198
221
230
第一电离势（kJ/mol）
1314
1000
941
869
812
第一电子亲合能（kJ/mol）
-141
-200
-195
-190
-183
第二电子亲合能（kJ/mol）
780
590
420
295
—
单键离解能（kJ/mol）
142
226
172
126
—
电负性
3.44
2.58
2.55
2.10
2.00
氧族元素从非金属向金属过渡：
氧和硫是典型的非金属，硒和碲是准金属，而钋是典型的金属，为放射性元素。
氧族元素原子的价电子层构型ns2np4，比相应的卤素原子在p轨道上少一个电子。
因此，本族元素与其它元素的原子化合时有共用或夺取两个电子，达到稀有气体原子电子构型的倾向。
从电子亲合能的数据来看，氧族元素的原子结合第二个电子需要吸收能量。
因此氧族元素的原子获得两个电子形成简单阴离子X2-的倾向小得多。
由于氧的电负性很高（仅次于氟），所以氧与大多数金属形成二元的离子型化合物（形成离子晶体时晶格能很大，足以补偿结合第二个电子所需的能量）。
而硫、硒、碲只能与电负性较小的金属形成离子型化合物（如Na2S、K2Se、BaS等），与大多数金属元素化合时，主要形成共价型化合物（如CuS、HgS等）。
氧族元素与非金属元素化合形成的均是共价化合物（如SO2、H2S等）。
由于氧原子半径较小，氧氧单键键长较短，第二周期的孤对电子的电子云集中，造成孤对电子的排斥力强，导致氧的第一电子亲合能及单键键能比硫的小；第二周期元素之间的化合物有形成较多的σ单键或σ键和π键的倾向（如CO2、HCHO等），而S、Se、Te外层孤对电子的电子云伸展分散，不易在两原子间形成p-pπ键，易在三原子间形成大Π键（如SO2、SO3等），或倾向于形成较多的σ单键附加p-dπ配键（如SO42-），或激发电子至空的d轨道，形成+Ⅳ、+Ⅵ氧化态的化合物（如SF6、H6TeO6等）。
氧族元素的电势图
氧及其化合物
氧气单质
氧气的基本性质、制备和应用
氧气是一种无色无味的气体。
20℃时在100cm3的水中可溶解标准状态的氧气3.08cm3；氧气在盐水中溶解度略小些，但足以支持海洋水生生物的存活；在许多有机溶剂中，氧气的溶解度比在水中大10倍左右，因此在使用这类溶剂制备处理对氧敏感的化合物时，必须仔细除氧。
氧气的分子轨道处理结果是：
，在
反键轨道中有两个单电子，所以氧气是所有同核双原子分子中唯一的一种具有偶数电子同时又显示顺磁性的物质。
氧气是反应活性很高的气体，在室温或较高温度下，可直接剧烈的氧化除W、Pt、Au、Ag、Hg和稀有气体以外的其它元素，形成氧化物；遇活泼金属还可以形成过氧化物（如Na2O2等），或超氧化物（如KO2等）；在适当条件下许多无机物（如H2S、CO、S2-等）及绝大多数的有机物均可直接与氧气作用，反应或是自动发生，或是被热、光、放电等催化方法所引发。
氧气的一个重要生物化学反应是作为配体与血红蛋白的作用，它是在血液中传输氧气的基础。
氧气的制备，实验室中常用MnO2为催化剂，加热分解KClO3来制备氧气；工业上首先将空气液化后，利用O2、N2、Ar三者沸点的不同，将液态空气分馏得到液态氧，压入高压钢瓶便于运输和使用。
氧气的用途广泛，炼钢工业用氧量占氧生产总量的60%以上，化学工业中乙烯直接氧化为环氧乙烷，纸浆漂白、污水处理、渔业养殖、潜水、医疗等。
还可用作卫星发射及宇宙飞船中火箭燃料的氧化剂。
氧的同位素之一的18O常作为示踪原子（重氧水H218O，与重水D2O相区别）用于反应机理的研究。
氧化物
除了较轻的稀有气体外，周期表中其它元素的氧化物均已知，而且部分元素可与氧形成两种或两种以上的二元氧化物。
氧化物可按物理性质（熔沸点、导电性）分类，如难于冷凝的气体CO（bp.-191.5℃），难熔耐火氧化物ZrO2（mp.3265℃，bp.4850℃），最好的绝缘体MgO，半导体NiO，金属良导体ReO3。
也可按化学性质分类（热力学稳定性、酸碱性、化学键特征），相对于单质，可能是热力学稳定或热力学不稳定的（如ClO2）。
大多数非金属氧化物和某些高氧化态的金属氧化物均显酸性，大多数金属氧化物显碱性，一些金属氧化物（如Al2O3、ZnO、Cr2O3等）和少数非金属氧化物（如As4O6等）显两性，不呈明显的酸碱性即呈中性的氧化物有CO、NO、N2O等。
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，从左到右的变化规律是碱性→两性→酸性：
碱性中性酸性
同族各元素的相同氧化态的氧化物从上到下碱性依次增强：
酸性两性碱性
同一元素能形成几种氧化态的氧化物，
两性→酸性；
碱性→两性
碱性→两性→酸性
碱性→两性→酸性
氧化物还可按化学键特征分为离子型氧化物、共价型氧化物和过渡型氧化物，碱金属和碱土金属氧化物属于离子型氧化物，非金属氧化物和高氧化态8电子构型的金属氧化物属于共价型氧化物，小于18电子构型，18电子构型，18+2电子构型的氧化物多属于过渡性氧化物。
臭氧
臭氧和氧是由同一种元素组成的不同单质，互称为同素异形体。
臭氧在地面附近的大气层中含量为0.001mg/L，在离地面20～40km范围有个臭氧层，臭氧浓度高达0.2mg/L，大气层中臭氧的形成与分解主要反应如下：
引发：
形成：
分解：
高层大气中同时存在着的臭氧形成和分解最终达到动态平衡，形成浓度相对稳定的臭氧层，正是这不断形成和分解着的臭氧层吸收了高空紫外线的强辐射，使地球上的生物免遭伤害。
但是近来由于大气中污染物（氟氯烃CFCl3、CF2Cl2和氮氧化物等）不断增加使臭氧层遭到破坏，从而造成对环境和生物的严重影响。
CF2Cl2对臭氧O3的破坏性反应如下：
NO2对臭氧O3的破坏性反应如下：
氯原子和一氧化氮消耗臭氧以及消耗形成臭氧的氧原子，使得臭氧的浓度降低。
臭氧与氧的性质不同，它们的物理性质见表
表氧和臭氧的物理性质
氧
臭氧
气体颜色
无色
淡蓝色
气味
无味
鱼腥臭味
液体颜色
淡蓝色
暗蓝色
熔点（K）
54.6
21.6
沸点（K）
90
160.6
临界温度（K）
154
268
273K时在水中的溶解度（ml/L）
49.1
494
磁性
顺磁性
反磁性
偶极矩
0
0.54D
臭氧分子的结构如下：
中心氧原子2O以sp2杂化轨道与另两个氧原子（1O、3O）的2py相结合，
形成两个σ键，三个氧原子的2pz轨道肩并肩重叠，形成一个3原子4电子的离域π键，记为
，键角为116.8°，键长为127.8pm（正好介于氧原子间的单键键长148pm和双键键长112pm之间）。
臭氧是反磁性的以及单质偶极矩不等于0的唯一物质。
臭氧不稳定，但在常温下分解缓慢，437K以上则迅速分解。
二氧化锰、二氧化铅、铂黑等催化剂或紫外线辐射都能促使分解，臭氧分解时放出热量：
从电极电势数据可知，无论在酸性或碱性条件下臭氧都比氧气具有更强的氧化性，是仅次于氟气的单质氧化剂。
下列反应显示出臭氧的高度活泼性：
，臭氧的还原形式是氧气。
O2和O3的混合气体中，O3的浓度可由碘量法来测定，将混合气体通入KI的硼酸盐缓冲溶液（pH=9.2）中，所产生的碘用硫代硫酸钠来滴定：
臭氧在化学中的特征反应是与烯烃双键的反应
由上述反应可以看出，通过臭氧与烯烃双键的反应可以用来确定烯烃双键的位置。
臭氧在处理工业废水中的用途，同样以臭氧与双键反应为基础，不仅与孤立的双键反应，而且能与共轭的碳碳双键（如不易降解的多氯联苯，萘等多环芳烃）、重氮键、偶氮键等反应，使其双键断裂，最终形成碳、氮的无机化合物，所以臭氧是一种优良的污水净水剂、脱色剂、饮水消毒剂。
过氧化氢
一、制备和用途
过氧化氢H2O2又称双氧水，实验室里用稀硫酸与BaO2或Na2O2反应来制备过氧化氢：
*
除去沉淀后的溶液含有6%～8%的H2O2。
工业上制备过氧化氢的方法有：
（1）电解硫酸氢钾在50%的硫酸中的溶液。
电解时在铂阳极上硫酸氢根HSO4-离子被氧化为过二硫酸根离子，而在石墨或铅阴极上产生氢气：
铂阳极：
石墨或铅阴极：
将电解产物过二硫酸盐水解，便得到H2O2溶液
（2）乙基蒽醌法：
是以Raney镍或载体上的钯为催化剂，在苯溶液中用H2还原乙基蒽醌为蒽醇，当蒽醇被氧气氧化时即生成原来的蒽醌和过氧化氢，蒽醌可以循环使用。
当反应进行到苯溶液中的过氧化氢浓度为5.5g/L时，用水萃取便得到18%的过氧化氢水溶液，减压蒸馏可得质量分数为30%的H2O2溶液；减压下进一步分级蒸馏，H2O2的质量分数可达到85%。
H2O2最主要的用途是漂白和杀菌消毒，作为漂白剂，由于反应时间短，白度高，放置久而不泛黄，由于还原产物是水对环境无影响因而广泛应用于织物、纸浆、皮革、油脂等的漂白。
H2O2在化学污水治理中应用于氧化氰化物和硫化物等：
*
过氧化氢常用作氧化剂合成有机过氧化物和无机过氧化物，如合成用于洗涤剂中的漂白剂过氧硼酸钠和过氧碳酸钠，合成酒石酸等。
结构和性质
在过氧化氢分子中，有一个过氧链-O-O-，每个氧原子上各连着一个氢原子，两个氢原子位于半展开书本的两页纸上。
两页纸面的夹角θ为94°，O-H键与O-O键的夹角φ为97°，O-O键长为148pm，O-H键长为97pm。
纯净的过氧化氢为浅蓝色液体，25℃时的密度是1.4425g/ml，熔点272.7K，沸点423K，分子间能形成较强的氢键，它与水能以任意比例混溶。
过氧化氢是一种弱酸，在298K时，它的第一级电离常数K1θ=1.55×10－12，大约与磷酸的第三级电离常数相当。
从氧的元素电势图中的相关电极电势和过氧化氢的分解反应的焓变和自由能变的数据可知，过氧
化氢的水溶液可自发地发生歧化反应。
但实际上不存在催化剂时，过氧化氢分解较慢，当接触金属表面（Pt、Ag）以及MnO2或痕量的碱（从玻璃上溶解下来的）或溶液中含有一些重金属离子如Fe2+、Mn2+、Cu2+、Cr3+等，都能加速过氧化氢的分解。
过氧化氢在碱性溶液中比酸性溶液中分解快。
波长为320～380nm的光也能使过氧化氢的分解速度加快。
因此，过氧化氢保存在棕色瓶或塑料瓶中，且放置在阴凉处。
为了防止过氧化氢分解，常常加入一些稳定剂，如微量的锡酸钠、焦磷酸钠或8-羟基喹啉等。
过氧化氢分子中氧的氧化态居于氧气和水中氧的氧化态之间，因此过氧化氢既可作氧化剂也可作还原剂。
例如：
从氧的元素电势图可知，酸性介质中的过氧化氢的还原性很弱，只有遇到强氧化剂如氯气、高锰酸钾才能使它氧化。
而在碱性介质中，过氧化氢的还原性较强，如遇Ag2O时可被氧化放出氧气：
在酸性溶液中还原电极电势居于0.695～1.776V之间的物质均可催化H2O2的分解反应，例如Fe2+作催化剂时：
总的反应：
过氧化氢在酸性条件下与重铬酸作用生成二过氧合铬，简称过氧化铬，
过氧化铬显蓝色，在乙醚中比较稳定，水溶液中的过氧化铬会进一步与过氧化氢反应，蓝色迅速消失，形成绿色的Cr3+，所以通常在反应之前先加一些乙醚。
这个反应可用来检出H2O2，也可以检出CrO42－或Cr2O72－的存在。
硫及其化合物
硫的同素异形体
硫硒碲的单质与氧不同，它们原子间都形成单键，因而聚集为长链的大分子并在室温下以固态存在。
硫最常见的同素异形体是晶状的斜方硫和单斜硫。
斜方硫在369K以下稳定，单斜硫在369K以上稳定，369K是这两种晶体的转变温度，即在这个温度时这两种晶体是处于平衡状态。
斜方硫和单斜硫都易溶于CS2中，都是由S8环状分子组成的，在这个环状分子中，每个硫S原子以sp3杂化轨道与相邻两个硫原子形成共价单键相连接。
若迅速加热斜方硫，则由于没有足够的时间让它转化为单斜硫，而在386K时熔化。
若缓慢地加热斜方硫，在369K时它便转变为单斜硫。
单斜硫在392K时熔化。
若把熔融的硫急速倾入冷水中，长链状的硫被固定下来，成为能拉伸的弹性硫，但经放置会发硬并逐渐变为斜方硫。
硫化物和多硫化物
硫是比较活泼的元素，加热时活性增加，除了稀有气体、氮、碲、碘、铱、铂和金外，硫几乎能直接和所有的元素化合得到硫的化合物。
硫化氢
硫化氢H2S是热力学上唯一稳定的硫的氢化物，它是火山爆发或细菌作用的产物，天然气成分之一，也是自然界单质硫的主要来源之一。
硫化氢H2S是无色有恶臭的剧毒气体，空气中H2S浓度达到5mg/L时，使人感到烦躁，达到10mg/L时会引起头痛和恶心，达到100mg/L时就会使人休克而致死亡。
H2S微溶于水，通常条件下，1体积水能溶解2.61体积H2S（20℃，100kPa），水溶液浓度为0.1mol/L，水溶液被称为氢硫酸，是一种弱酸，Ka1=5.7×10－8，Ka2=1.2×10－15。
H2S在空气中燃烧时产生浅蓝色火焰，生成S或H2S。
H2S具有强还原性，能与许多氧化剂如X2、KMnO4、浓硫酸等反应：
H2S的水溶液在空气中放置时会逐渐变浑浊，这是由于H2S被氧化为S的缘故。
H2S可做沉淀剂，使溶液中的某些金属离子以硫化物形式沉淀。
H2S可由S蒸气与H2直接合成，也可用稀盐酸和FeS反应制得。
做沉淀剂的H2S水溶液还可用硫代乙酰胺水溶液来代替：
金属硫化物和多硫化物
硫化物的制备方法有：
①金属与硫直接作用，②氢硫酸与金属盐溶液反应，③碳还原硫酸盐等。
金属硫化物大多数是有颜色的、难溶于水的固体。
碱金属和碱土金属的硫化物易溶，ⅠB和ⅡB族重金属硫化物是已知溶解度最小的。
硫化物的溶解度不仅取决于温度，还与溶解时溶液的pH及H2S的分压有关。
金属硫化物在水中不同的溶解性和特征的颜色常用于鉴别和分离不同的金属离子盐。
硫化物的颜色和溶度积
名称
化学式
颜色
在水中
在稀酸中
溶度积
硫化钠
Na2S
白色
易溶
易溶
/
硫化锌
ZnS
白色
不溶
易溶
1.2×10－23
硫化锰
MnS
肉红色
不溶
易溶
1.4×10－15
硫化亚铁
FeS
黑色
不溶
易溶
3.7×10－19
硫化铅
PbS
黑色
不溶
不溶
3.4×10－28
硫化镉
CdS
黄色
不溶
不溶
3.6×10－29
硫化汞
HgS
黑色
不溶
不溶
4.0×10－53
硫化银
Ag2S
黑色
不溶
不溶
1.6×10－49
硫化铜
CuS
黑色
不溶
不溶
8.9×10－45
硫化亚铜
Cu2S
黑色
不溶
不溶
2.0×10－47
由于氢硫酸是一个很弱的酸，这些硫化物无论是易溶或微溶于水，都会发生不同程度的水解而使溶液显碱性。
Al2S3在水中完全水解所以不能用湿法从溶液中制备。
碱金属或碱土金属硫化物的溶液能溶解单质硫生成多硫化物，例如：
多硫化物的溶液一般显黄色，随着含硫量的增加由黄色、棕色以至红色。
多硫离子和弹性硫类似具有链状结构，在多硫化物中存在过硫链，类似于过氧化物中的过氧键，因此多硫化物和过氧化物相似，具有氧化性，可将As2S3、Sb2S3、SnS、等氧化为硫代酸盐：
多硫化物在酸性溶液中很不稳定，易发生歧化反应而分解：
硫化钠Na2S和Na2S2用作制革工业中原皮的脱毛剂，CaS4是农业上的一种杀虫剂，多硫化物是化学分析中常用的试剂。
硫的含氧化合物
硫呈多种氧化态，能形成种类繁多的氧化物和含氧酸及其盐。
稳定的氧化物有SO2和SO3。
二氧化硫、亚硫酸和亚硫酸盐
硫或H2S在空气中燃烧，或煅烧硫铁矿FeS2均可得SO2：
二氧化硫SO2与臭氧分子是等电子体，具有相同的结构，是V形分子构型；它是无色有窒息性臭味的有毒气体，具有极性、极易液化、常压下263K就能液化，液态SO2是很有用的非水溶剂和反应介质；工业上生产SO2主要用来制备硫酸，亚硫酸盐和连二亚硫酸盐。
因SO2能和一些有机色素结合成为无色的化合物，用于漂白纸张；它能杀灭细菌，可用作食物和干果的防腐剂。
SO2是大气中一种主要的气态污染物（形成酸雨的根源），燃烧煤或燃料、油类时均会产生SO2。
含有SO2的空气不仅对人类（最大允许浓度5mg/L）及动植物有害，还会腐蚀建筑物、金属制品，损坏油漆颜料、织物和皮革等。
SO2易溶于水（20℃时100g水溶解3927cm3），其溶液被称为亚硫酸溶液。
根据对SO2水溶液的光谱研究，认为其中主要物质为各种水合物SO2·nH2O，未检测出H2SO3，在亚硫酸的水溶液中存在下列平衡：
加酸并加热时平衡向左移动，有SO2气体逸出；加碱时平衡向右移动，生成酸式亚硫酸盐或亚硫酸盐：
在SO2、亚硫酸或亚硫酸盐中，硫的氧化态为+Ⅳ，表明它们既有氧化性，又有还原性，还原性是主要的，如SO2在酸性溶液中能使MnO4－还原为Mn2+，与I2进行的定量反应已用于容量分析：
只有在遇到强还原剂时，才会表现出氧化性。
NH4+及碱金属的亚硫酸盐易溶于水，其它金属的亚硫酸盐均微溶于水；所有酸式亚硫酸盐都易溶于水，酸式盐的溶解度大于正盐。
因为酸式酸根的电荷低、半径大、降低了正负离子间的作用力，使其溶解度较大。
亚硫酸盐受热容易分解：
亚硫酸盐或酸式亚硫酸盐遇强酸即分解，放出SO2，这是实验室制取少量SO2的一种方法。
亚硫酸氢钙Ca（HSO3）2大量用于溶解木质素制造纸浆；亚硫酸钠和亚硫酸氢钠大量用于染料工业，也用于漂白织物时的去氯剂；
利用上述两个反应可以除去大型发电厂烧煤过程中放出的CO2中含有的SO2气体。
亚硫酸钙只吸收SO2气体，不吸收CO2气体，吸收饱和之后分离出亚硫酸氢钙Ca（HSO3）2固体，母液用氢氧化钙中和后继续吸收SO2气体。
不断循环。
这样不仅除去了SO2气体，还获得了亚硫酸氢钙Ca（HSO3）2。
三氧化硫、硫酸和硫酸盐
无色的气态三氧化硫SO3以单分子存在。
分子构型为平面三角形，键角120°，S－O键长143pm，显然具有双键特征（S－O单键键长155pm）。
SO3是一种强氧化剂，特别是在高温时它能将P氧化成P4O10，将HBr氧化为Br2。
作为强路易斯酸，SO3能广泛的同无机和有机配位体形成相应的加合物，例如与氧化物生成SO42－，与吡啶生成吡啶三氧化硫C5H5NSO3，与NH3生成氨基磺酸NH2SO3H，与CO2生成氨基甲酸铵。
SO3还可磺化烷基苯生成烷基苯磺酸盐用于洗涤剂制造业。
SO3可由SO2经催化（Pt或V2O5）氧化法制得，通常并不将它分离出来而是直接转化成硫酸H2SO4。
SO3和水剧烈反应并强烈放热生成硫酸H2SO4。
但通常不用水吸收SO3，因为大量的热使水蒸发为水蒸气后与SO3形成酸雾影响吸收效率，所以工业上采用浓硫酸来吸收SO3制得发烟硫酸，再经稀释得到硫酸。
发烟硫酸的浓度以其中游离SO3的含量来表明，如30%，60%发烟硫酸即表示在100%硫酸中含有30%或60%的游离SO3。
纯硫酸是无色油状液体，283.4K时凝固，加热硫酸时会放出SO3直至酸的浓度降低到98.3%时为止，恒沸点611K。
硫酸溶液是强的二元酸，第一步完全电离，第二步部分电离K2=1.2×10－2。
作为溶剂，硫酸的介电常数很高，293K时110（比较293K水的介电常数80），能很好的溶解离子型化合物。
100%硫酸具有相当高的电导率，这是由它的自偶电离生成以下两种离子所致：
在硫酸溶剂体系中，使溶剂阴离子HSO4－浓度增加的化合物起碱的作用，使H3SO4+浓度增加的化合物起酸的作用：
硫酸与水以任意比例混合，以氢键形成一系列水合物H2SO4·nH2O，故浓硫酸有强烈的吸水性，在工业上和实验室里常用作干燥剂，如干燥Cl2、H2、CO2等，同时它还能从一些有机化合物中夺取与水分子组成相当的氢和氧，使这些有机物碳化。
例如浓硫酸使蔗糖和纤维素脱水：
因此浓硫酸又是一个强脱水剂，能严重破坏动植物组织，如损坏衣物和皮肤等，使用时必须注意安全。
浓硫酸是一种强氧化性酸，加热时氧化性更显著，可以氧化许多非金属和金属单质。
但金和铂甚至在加热时也不与浓硫酸作用。
此外冷浓硫酸（93%以上）不和铁、铝等金属作用，因为铁、铝的表面在冷浓硫酸中被氧化为致密的Fe2O3和Al2O3氧化物薄膜而被钝化，故可用钢罐槽车装运浓硫酸。
硫酸能形成酸式盐和正盐。
碱金属元素能形成稳定的固态酸式硫酸盐，在饱和的碱金属硫酸盐溶液中加入浓硫酸即有酸式硫酸盐生成：
酸式硫酸盐均易溶于水，也易熔化。
其性质将在焦硫酸盐部分介绍。
一般硫酸盐都易溶于水，硫酸银略溶，碱土金属（Ca、Sr、Ba）和Pb离子的硫酸盐微溶。
可溶性硫酸盐从溶液中析出的晶体常常带有结晶水如CuSO4·5H2O、FeSO4·7H2O、Na2SO4·10H2O等。
多数硫酸盐有形成复盐的趋势，在复盐中的两种硫酸盐是同晶型的化合物，这类复盐又叫做矾。
常见的复盐有两类，
一类的组成通式是：
，
，
，如
。
再一类的组成通式是：
，可简写为
，
，
，
如：
，
所有的硫酸盐基本上都是离子型化合物。
硫酸根离子呈正四面体结构，其中S—O键长149pm，有一定程度的双键性质。
焦硫酸及其盐
焦硫酸是一种无色的晶状固体，熔点308K。
当冷却发烟硫酸时，可以析出焦硫酸晶体。
实际上焦硫酸是由等物质的量的SO3和纯H2SO4化合而成的：
焦硫酸可看作是由两分子硫酸脱去一分子水所得的产物：
焦硫酸与水反应又生成硫酸，焦硫酸具有比硫酸更强的氧化性、吸水性和腐蚀性，在制造某些染料、炸药中用作
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