氧族.docx

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氧族

氧族元素　　王振山

一、氧族元素

1、原子结构和元素的性质

⑴、原子结构

元素

氧O

硫S

硒Se

碲Te

相似性

最外层电子数均为6

递变性

核电荷数依次增加，电子层数依次递增，原子半径依次增大。

*原子结构三要素：

原子的电子层结构，原子半径，有效核电荷数。

⑵、元素的性质

①、元素性质的递变

O

S

Se

Te

核对最外层电子的引力依次减弱，原子获得电子能力依次减弱，失去电子能力依次增强。

元素的非金属性依次减弱，金属性依次增强。

（氧和硫是典型的非金属，硒和碲是准金属，钋是典型的金属、为放射性元素。

）

②、硫分族（硫、硒、碲）

O

S

Se

Te

原子半径/mm

0.074→（突然增大）0.102

0.116

0.1432

得失电子能力

得电子能力突然减弱，

失电子能力突然增强。

主要化合价

-2

-2,+4,+6

-2,+4,+6

-2,+4,+6

价电子层结构

及化合价

没有空的d轨道

都存在空的d轨道，与非金属性强的元素原子结合时，参加成键可显正价态（+2、+4、+6）。

*元素的金属性与非金属性的含义（孤立的原子在化学反应中的性能）。

例如，元素的非金属性强弱，是指元素的原子得电子能力的强弱。

*原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质，三者之间的关系。

③、氧族元素的非金属活泼性弱于卤素

氧族元素的原子获得两个电子形成简单阴离子X2的倾向，比卤素原子形成X-的倾向要小得多。

例如，S元素的非金属性[*氧元素的电负性（Pauling）=3.44,仅次于氟（3.98）；氯（3.16）,硫（2.58）。

]

２、单质

⑴、同素异形体：

①、氧单质：

O2和O3；

②、硫单质：

单质硫有近50种同素异形体。

最常见的是斜方硫（菱形硫，又叫α-硫；确切地应称为“正交硫”—具有正交面心晶胞）和单斜硫（又叫β-硫）。

室温下所有的晶体硫都是由Sn环组成的，n可以从6到20。

室温下唯一稳定存在的形式是正交硫。

它们都易溶于CS2中，都是由S8分子组成的（在环状分子中，每个硫原子以SP3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键相联结）。

对S6、S8、S12、Sx等分子形成的晶体结构分析表明，分子中每个S原子均与2个S原子成键，S－S键长206pm，∠SSS约为105°。

③、硒单质：

有三种红色单斜多晶态（无定形）物质（α、β、γ），是由Se8环组成，彼此的差别仅在分子间环的堆积不同，属于不良导体。

室温下最稳定的是灰硒（由螺旋型链Se∞构成的晶体，带有金属光泽的脆性晶体），热力学上最稳定的形式。

市售商品则通常称为黑硒（玻璃态，包含巨型聚合环，每个环有近1000个原子，具有复杂的不规则结构）。

④、碲单质：

仅有一种银白色的螺旋形链状的晶形，称为灰碲，是带有金属光泽的脆性晶体。

*同素异形体的复杂性，从S经Se到Te迅速缩减。

⑵、物理性质

O2

S

Se

Te

颜色、状态

无色气体

黄色固体

灰色固体

银白色固体

熔点/℃

沸点/℃

-218.4

-183

112.8

444.6

217

684.9

452

1390

逐渐升高

密度

1.43g/L

2.07g/cm3

4.81g/cm3

6.25g/cm3

逐渐增大

非金属过渡到金属

O2

S

Se

Te

Po

典型的非金属

准金属（有金属光泽的脆性晶体）

典型的金属

导电性

（绝缘体）不导电

典型的半导体

能导电

金属导体

⑶、化学性质：

*单质的化学活泼性：

O2＞S＞Se＞Te

①、氧族单质不跟H2O或稀酸反应

②、跟浓硝酸的作用：

6HNO3+S→H2SO4+6NO2+2H2O（S：

0→+6），

4HNO3+Se→H2SeO3+4NO2+H2O（Se：

0→+4），4HNO3+Te→H2TeO3+4NO2+H2O（Te：

0→+4）

③、硒和碲也能跟大多数元素直接化合（当然要比O2和S困难一些）。

S+O2

SO2（空气中，淡蓝色火焰；纯O2中，蓝紫色火焰）

Se+O2

SeO2（白色固体，易挥发。

）纯蓝色火焰

Te+O2

TeO2（白色固体，不挥发。

）绿蓝色火焰

３、气态氢化物

⑴、物理性质

H2X

颜色、状态

气味

在水中溶解性

（常温下饱和溶液）

毒性

H2S

无色气体

臭鸡蛋气味

能溶于水

0.1mol/L

剧毒

H2Se

恶臭

比H2S小

0.084mol/L

比H2S更大

H2Te

0.09mol/L

⑵、化学性质

H2O

H2S

H2Se

H2Te

单质跟H2反应，生成H2X的难易

极易（燃烧、爆炸）

加热时能化合

加热时能化合

不能直接化合

单质跟H2反应生成H2X，由易到难；

H2X热稳性

2000℃以上，只有0.588%分解H2为和O2

300℃以上分解

不稳定

加热时易分解

不稳定

受热极易分解

热稳定性依次显著减弱；

还原性

还原性依次增强；

酸性

Ka1=1.37×10-7

Ka2=7.1×10-15

Ka1=1.3×10-4

Ka2=1×10-11

Ka1=2.3×10-3

Ka2=1.6×10-11

酸性依次增强。

S+H2

H2S，Se+H2

H2Se，Te+H2≠

298K/

kJ·mol-1

H2O（g）-228.59

H2O（l）-237.19

H2S（g）-33.02

H2Se（g）71.1

H2Te（g）138.5

O2+4H++4e-

2H2O，

=1.23V；S+2H++2e-

H2S，

=0.14V；

Se+2H++2e-

H2Se，

=-0.40V；Te+2H++2e-

H2Te，

=-0.72V；

4、氧化物及其水合物

⑴、色态：

①、氧化物的色态

SO2

SeO2

TeO2

SO3

SeO3

TeO3

无色体

，易溶

于水。

白色固体，

易挥发，升华温度315℃；易溶于水，易吸湿。

白色固体

，不挥发，

难溶于水。

无色易挥发晶体，熔点16.8℃，沸点44.8℃。

跟水反应生成H2SO4

白色（或淡黄）固体，极易吸水,生成H2SeO4

α型，黄色固体；β型，灰色固体。

②、氧化物水化物的色态

H2SO3

H2SeO3

H2TeO3

H2SO4

H2SeO4

H2TeO4

常温下1L水能溶解40LSO2，相当于10%的溶液（1.6

mol/L），受热分解。

无色固体，55℃脱水，生成SeO2。

白色固体，微溶于水、氨水，溶于强酸强碱。

室温时易失水而成为TeO2。

无色油状液体

无色固体，易潮解，易溶于水。

类似硫酸，高浓度时能使有机物炭化。

白（无）

色固体。

⑵、酸性

①、H2XO3

H2SO3

H2SeO3

H2TeO3（有两性）TeO（OH）2碱式电离

Ka1=1.3×10-2

Ka2=6.3×10-8

Ka1=2.4×10-3

Ka2=4.8×10-9

Ka1=2×10-3

Ka2=1×10-8

TeO（OH）2

TeO（OH）++OH-,

Kb=10-11

酸性减弱

②、H2XO4

H2SO4

H2SeO4

H6TeO6（碲酸脱水中间产物H2TeO4）

第一步电离完全，

Ka2=1.0×10-2

第一步电离完全，

Ka2=1.1×10-2

Ka1=6.8×10-7,Ka2=4.1×10-11

（强酸）酸性相近

弱酸

酸性减弱

⑶、氧化还原性

①、SO2以还原性为主，但是SeO2和TeO2主要显示氧化性，容易被还原成游离态的硒和碲

Ⅰ、SeO2和H2SeO3能氧化H2S、HI、SO2

H2SeO3+2SO2+H2O→2H2SO4+Se,SeO2+2H2S→2S+Se+2H2O,

H2SeO3+4HI→2I2+Se+3H2O

Ⅱ、在强氧化剂（F2、Cl2、浓H2O2、KMnO4等）作用下，H2SeO3、H2TeO3被氧化成H2SeO4和H6TeO6。

例如，TeO2+H2O2（ω=30%）+2H2O→H6TeO6（H2SO4介质）

5H2TeO3+2HClO3+9H2O→5H6TeO6+Cl2，H2SeO3+Cl2+H2O→H2SeO4+2HCl，

②、H2SO4、H2SeO4、H6TeO6的氧化性比较：

H2SeO4＞H6TeO6＞H2SO4

H2SeO4不但能氧化H2S、SO2、I-、Br-，中等浓度（50%）的H2SeO4还能氧化Cl-。

H6TeO6也能氧化Cl-。

H2SeO4（浓）+2HCl→H2SeO3+Cl2↑+H2O，H6TeO6+2H++2Cl-→TeO2+Cl2↑+4H2O

5、硒和碲的存在与用途

⑴、存在：

Se和Te都是稀有的分散元素,在地壳里w（Se）≈1×10-8,w（Te）≈1×10-8。

它们以极微量共存于各种硫化物的矿物里（如黄铁矿FeS2、闪锌矿ZnS、黄铜矿CuFeS2即Cu2S·Fe2S3、辉铜矿Cu2S…），可以从硫化物矿焙烧的烟道灰中回收。

硫酸工业的烟道尘和洗涤塔的淤泥、电解铜的阳极泥等，成为制取Se和Te的主要原料。

例如SeO2+2SO2+2H2O→2H2SO4+Se（红色无定形硒）

⑵、用途

①、硒

Ⅰ、灰硒是链状晶体，属于金属型。

在光照下它的导电能力比在暗处大几千倍，是典型的半导体。

在半导体技术中用来制造整流器、光电管和光导体（硒光电池）。

Ⅱ、由真空沉积的无定形硒，是理想的静电印刷用光导体（如施乐复印机）。

Ⅲ、硒作玻璃脱色剂（少量的硒加到普通玻璃中，可消除由于玻璃中含有Fe2+而产生的绿色—少量硒的红色与绿色互补而成为无色）。

Ⅳ、制造硒红宝石玻璃。

在玻璃中加入CdSe和CdS的固体颗粒—胶态分散体，当Cd（S,Se）含有约10%CdS时，可获得最深的红宝石色泽，但CdS相对浓度增加时，颜色从红变黄：

红（40%CdS），橙（75%CdS），黄（100%CdS）。

Ⅴ、CdS中添加CdSe，便得到耐热的红色颜料，广泛用于塑料、油漆、油墨和搪瓷的制造。

Ⅵ、少量硒铁用来增进不锈钢的铸造、锻压与加工。

Ⅶ、CdSe也是荧光物质。

Ⅷ、口服亚硒酸钠可预防和治疗克山病。

②、碲

Ⅰ、把Te加入到钢和铜里，可以改善机械加工性能和抗腐蚀性能。

Ⅱ、少量Te加入到铅中，可增加铅的硬度和弹性，用于制造铅缆绳。

Ⅲ、碲化合物在橡胶工业中有时用作催化剂和固化剂，提高橡胶的可塑性，抗热、抗氧化和耐磨性能。

Ⅳ、用于制造化合物半导体，如CdTe、Al2Te3、Bi2Te3。

二、氧及其化合物

1、臭氧O3（跟O2比较）

⑴、物理性质

气味

颜色

熔点

沸点

0℃时在水中的溶解度

O2

无

气（无色），液（淡蓝色），固（雪花状、淡蓝色）。

-218.4℃

-183℃

1L水溶解约49mL

O3

鱼腥臭

气（淡蓝色），液（深蓝色），固（紫黑色）。

-192.5℃

-111.9℃

1L水溶解约494mL

⑵、分子结构和成键特征

①、分子结构

O2分子中有1个σ键、2个三电子π键；O2分子为直线型，是非极性分子。

O3分子中位于中间的O原子以SP2杂化轨道分别和2个O原子成σ键，此外还有离域的Π43键；O3分子为折线型分子，是极性分子（μ=0.53D）。

②、成键特征

Ⅰ、O2分子

结合1个电子，形成超氧离子O-2（例如，超氧化钾KO2）；结合2个电子，形成过氧离子O2-2（例如，过氧化钠Na2O2，过氧化钡BaO2）或共价的过氧链—O—O—（例如H2O2）；逐个结合电子，最终形成氧离子O2-（例如离子型氧化物Na2O）；失去1个电子，形成二氧基阳离子O+2（例如，O+2[AsF6]-）。

Ⅱ、O3分子

结合1个电子，形成臭氧离子O-3（例如，臭氧化钾KO3）。

*超氧离子O-2的强氧化作用在生物体内有杀伤作用，超氧化物歧化酶（SOD）使之转化为氧化性较弱的O2和O2-2。

空气中的负氧离子（O-2、O2-2）促进人体中脑、肝、肾等组织氧化过程加快，起到保健作用。

超氧化物歧化酶（SOD），是人体细胞代谢不可缺少的活性蛋白酶。

⑶、化学性质

①、稳定性

通常状况下，O2较稳定。

O3不稳定，但在常温下分解缓慢，437K以上则迅速分解。

MnO2、PbO2、铂黑等催化剂存在或经紫外线辐射都会使臭氧分解。

2O3=3O2；

=-284kJ/mol，

=-326kJ/mol

②、氧化性

O2+4H++4e-

2H2O，

=1.23V；O3+2H++2e-

O2+H2O，

=2.07V；

O2+2H2O+4e-

4OH-，

=0.401V；O3+H2O+2e-

O2+2OH-，

=1.25V

Ⅰ、O2

常温下O2的化学活泼性与O3相比显得较差，但也能使一些还原性较强的物质（例如，NO、FeSO4、氢硫酸、H2SO3、KI等）氧化。

是一种高能燃料氧化剂。

Ⅱ、O3

O3是仅次于F2、高氙酸盐（Na4XeO6）和XeO3的最强氧化剂之一。

无论在酸性或碱性条件下，O3都是比O2更强的氧化性。

它能将潮湿的硫氧化成硫酸，将银氧化成过氧化银（Ag2O2），迅速地将I-氧化成I2。

（O2与O3的混合气体中，O3的浓度测定：

将混合气体通入pH=9.2的KI溶液中,O3迅速地将I-氧化成I2，产生的I2用Na2S2O3滴定。

）

O3+2I-+H2O→O2+I2+2OH-

**O3氧化别的物质时，它总是转移一个O原子和形成O2。

3O3+S+H2O→3O2+H2SO4，O3+2NO2→O2+N2O5，4O3+PbS→4O2+PbSO4，

2O3+2Ag→2O2+Ag2O2

⑷、臭氧层（参阅环境化学部分）

在距地面15～35km范围的平流层里，O3含量高，将这部分平流层称为“臭氧层”。

Φ

max（O3）≈10×10-6出现在距地面25km附近。

①、臭氧层作用

Ⅰ、保护作用：

O3在紫外光谱区域220—290nm处有强烈的吸收，能够吸收99%以上的来自太阳的紫外辐射，O3+hν→O+O2，O+O2+M→O3+M（M代表第三种物质）从而保护了地面上生物免遭伤害。

臭氧层对地球上生命的出现、延续和发展以及维持地球上的生态平衡起着重要作用。

Ⅱ、加热作用

O3的形成：

O2+hν（λ＜242nm）→O+O，

=495-E（光子）,kJ/mol；

O+O2+M→O3+M，

=-106.27kJ/mol；

O3的耗损：

O3+hν（λ＜325nm）→O+O2，

=106.27-E`（光子）,kJ/mol；

O+O3→2O2，

=-394kJ/mol；

上述O3的形成与O3的耗损两种过程同时存在，在正常情况下处于动态平衡，因而O3的保持稳定。

要注意到两种过程都释放能量。

Ⅲ、温室作用

在对流层部气温很低（高纬度，-53℃；低纬度，-83℃），臭氧层的存在非常重要。

由于O3有吸热作用，维持了地球表面的气温。

如果没有臭氧层，将会增加地面气温下降的动力。

②、臭氧层的破坏

超音速飞机、航天飞行器等在平流层排放氮氧化物（NOx），生产和使用氟氯烃化合物，都使臭氧层遭到破坏。

（反应机理，参阅环境化学部分。

）

③、保护臭氧层

1987年9月16日制订《关于消耗臭氧层物质的蒙特利尔议定书》，是禁止使用氟氯烃和其它卤代烃的公约。

（消耗臭氧层物质，简称ODS）

⑸、对流层中臭氧的作用

①、应用

Ⅰ、漂白剂：

漂白纸张和蜡；

Ⅱ、消毒杀菌剂：

饮用水的消毒，空气的净化；餐具的消毒（餐具的消毒需要达到120℃以上、持续15分钟以上，方可彻底杀灭乙肝等病毒。

日常生活中病毒的传染99%以上是通过餐具。

餐具解毒有三类产品：

洗涤剂类、臭氧发生器类、生物消解酶类）；降解蔬菜瓜果上的农药残留物；洗衣也可用臭氧（不用洗衣粉）

Ⅲ、氧化剂：

工业废水的处理，除臭、脱色、除酚、除氰，除Fe2+、Mn2+等；液态臭氧又是一种可能的火箭燃料高能氧化剂。

②、危害

当空气中Φ（O3）＞1×10-7时，会引起头疼等症状，对人体有害，对农作物有害，还对橡胶和某些塑料有特殊的破坏作用。

更为严重的是，不仅O3本身是光化学反应产物，它还参与光化学反应，产生其它光化学烟雾。

⑹、O3的产生

在大雷雨放电或通过无声放电，O2可以转化为O3；X射线发射、电器放电、蓄电池充电、某些电解反应、过氧化物分解、F2和H2O作用等，都有O3生成。

但制备O3则采用静电放电方法，使O2（或空气）通过高频电场，生成物中通常Φ（O3）=9～11%，最高可达Φ（O3）=15～16%。

3O2

2O3

2、过氧化氢H2O2（跟H2O比较）

⑴、物理性质

色态

密度

熔沸点

溶解性

电离常数（20℃时）

分子的极性

纯净H2O2是浅蓝色粘稠液体

比水大ρ=

1.438

g/cm3

熔点：

-0.43℃，沸点：

150.2℃。

（分子间氢键较强）

能以任意比例与水、乙醇、乙醚混合。

H2O2K1=1.55×10-12

K2≈10-25

H2OK1=1.6×10-16

K2≈10-38

Μ（H2O2）=2.26D

（即7.30×10-30C·M）

Μ（H2O）=1.85D

（即6.17×10-30C·M）

⑵、化学性质

①、热稳定性

易分解2H2O2（l）=2H2O（l）+O2（g）；

=-196.4kJ/mol,极纯的过氧化氢相当稳定。

90%的过氧化氢在50℃时每小时仅分解0.001%。

分解作用在常温时较平稳、较慢。

下列条件下分解作用加速：

Ⅰ、热：

受热到153℃或更高温度时，会发生爆炸性分解；Ⅱ、碱：

在碱性介质中分解远比酸性介质中快得多；Ⅲ、微量杂质或重金属离子：

Fe2+、Mn2+、Cu2+、Cr3+等离子都能加速分解；2H2O2

2H2O+O2↑实验室制O2的方法之一

Ⅳ、光：

320～380nm的光也能加速分解。

∴过氧化氢H2O2应保存在棕色瓶中放置阴凉处，还常加入一些稳定剂（如微量的锡酸钠Na2Sn（OH）6、焦磷酸钠Na4P2O7或8-羟基喹啉等）。

②、氧化还原性

（H2O的氧化性和还原性都较弱，只有极强的氧化剂或极强的还原剂才能使水发生氧化反应

或还原反应。

）

H2O2是一种强氧化剂，遇强氧化性物质时也能作还原剂。

H2O2作氧化剂：

在酸性介质中，它是强氧化剂，产物是H2O；在碱性介质中，它是中强氧化剂，产物是OH-。

H2O2作还原剂：

在酸性介质中，它是弱还原剂，产物是O2；在碱性介质中，它是中强还原剂，产物是O2。

H2O2+2H++2e-

2H2O，

=1.77V；O2+2H++2e-

H2O2，

=0.682V；

HO2-+H2O+2e-

3OH-，

=0.87V；O2+H2O+2e-

HO2-+OH-，

=-0.08V；

H2O2+2I-+2H+→I2+2H2O，3H2O2+2NaCrO2（绿色）+2NaOH→2Na2CrO4（黄色）+4H2O,

H2O2+H2SO3→SO2-4+2H++H2O,H2O2+Mn（OH）2（白色）→MnO2（棕黑色）+2H2O,

*铅白（白铅粉），即碱式碳酸铅2PbCO3·Pb（OH）2≡（PbCO3）2·Pb（OH）2。

铅白颜料常因空气中微量H2S的作用而变黑，可用H2O2处理使之变白。

2PbCO3·Pb（OH）2+3H2S→3PbS+2CO2↑+4H2O,

4H2O2+PbS（黑色）→PbSO4（白色）+4H2O,

5H2O2+2MnO-4+6H+→2Mn2++5O2↑+8H2O,

3H2O2+2MnO-4→2MnO2↓+3O2↑+2OH-+2H2O,

H2O2+Cl2→2HCl+O2↑

*Fe2+催化H2O2分解反应:

2Fe2++H2O2+2H+→2Fe3++2H2O,

H2O2+2Fe3+→2Fe2++O2↑+2H+,

总反应2H2O2→O2↑+2H2O

③、弱酸性

H2O2电离常数（20℃时）

=1.55×10-12（约与H3PO4的

相当，＜H2CO3的

），

≈10-25；（H2O

=1.6×10-16,

≈10-38）

Na2O2可以看作H2O2的盐。

×2）Na2O2+2H2O→2NaOH+H2O2

+）2H2O2→2H2O+O2↑

总反应2Na2O2+2H2O→4NaOH+O2↑

在酸性溶液中，H2O2跟K2Cr2O7反应（过氧链的转移），生成二过氧合铬的氧化物[化学式为CrO（O2）2或CrO5显蓝紫色，在乙醚中比较稳定]（此反应用于鉴定H2O2或Cr2O72-）。

K2Cr2O7+4H2O2+H2SO4→2CrO5+K2SO4+5H2O

⑶、制法

①、实验室制法

Na2O2+H2SO4+10H2O

Na2SO4·10H2O↓+H2O2

或BaO2+H2SO4→BaSO4↓+H2O2，除去沉淀后的溶液含有6%～8%的H2O2。

②、工业制法

Ⅰ、电解KHSO4法

阳极（Pt）：

2HSO-4→S2O2-8+2H++2e-

阴极（石墨或铅）：

2H++2e-→H2↑

将电解产物进行水解，得到H2O2，S2O2-8+2H2O→H2O2+2HSO-4

Ⅱ、乙基蒽醌法（1992年世界上90%以上用该法生产）

催化剂：

镍或载体上的钯。

在苯溶液中用氢气还原乙基蒽醌变为乙基蒽醇。

乙基蒽醇被空气中的O2氧化生成乙基蒽醌和过氧化氢。

一方面，将生成的H2O2用水抽取（萃取），得w（H2O2）=18%的溶液，经减压蒸馏得w（H2O2）=30%的溶液,再经减压蒸馏可得w（H2O2）=85%～98%的成品。

另一方面，分离后的乙基蒽醌进行再溶解，重新进行又一次的循环。

（示意图如下）

⑷、用途

H2O2最高浓度可达98%，市售试剂是约30%的水溶液。

w（H2O2）=10%的溶液可漂白象牙、毛、丝、羽毛、纸浆、皮革、油脂等；医药上[w（H2O2）＜3%]用作消毒剂；工业上利用它的还原性除氯；纯H2O2曾作火箭燃料的高能氧化剂；常作氧化剂用于合成有机过氧化物和无机过氧化物。

*H2O2属于外用消毒液体，食用或饮用会造成食道灼伤。

国家有关部门在1996年就规

定，不得在任何食品中添加H2O2。

三、硫及其化合物

１、硫

⑴、物理性质

最常见单质硫的是斜方硫（菱形硫，又叫α-硫；确切地应称为“正交硫”—具有正交面心晶胞）和单斜硫（又叫β-硫），都是由S8分子组成的（在环状分子中，每个硫原子以SP3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键相联结）。

黄色固体，密度2.07g/cm3，熔点112.8℃，沸点444.6℃，质脆，不溶于水、微溶于酒精、易溶于CS2和CCl4等非极性溶剂中。

⑵、化学性质

①、跟金属的反应：

S+Fe

FeS（硫化亚铁，黑色），

3S+2Al

Al2S3（干燥），S+2Cu

Cu2S（硫化亚铜，黑色），

S+Zn

ZnS（硫化锌，白色，ZnS用于涂料、油漆、白色和不透明的玻璃、橡胶和塑料等。

）

S+Hg=HgS（硫化汞，黑色），不慎将水银落地，清除汞的方法。

S+2Ag=Ag2S（硫化银，黑色），