二元素化合物.docx

1、二元素化合物二、常见元素的单质及其重要化合物氯气的物理性质黄绿色具刺激性气味的有毒气体。比空气重，熔点-100.98，沸点-34.67。溶于水(20时1体积水可溶解2.15体积Cl2)，难溶于饱和食盐水，易溶于有机溶剂。制备时应采用向上排空气法收集。工业上利用它容易液化的性质，将干燥的氯气制成液氯，压入涂成草绿色钢瓶贮存。氯气在水中因溶解得不太多(饱和时0.09摩/升，标准状态下)，用水吸收残氯效率不高，故多用碱液吸收。遇到氯气逸散时，可以站到高处用湿毛巾捂住口鼻以减轻毒害。用活性炭吸附沸点较高的氯气可使空气净化。氯水呈黄绿色，用CCl4等有机溶剂萃取则水层转为无色，CCl4层转为较深黄绿色。

2、除去氯气中混有的少量氯化氢可用饱和食盐水洗气，若氯化氢中混有少量氯气则可用活性炭除去氯气。氯气的化学性质强非金属、强氧化剂。除O2、N2、C和稀有气体外，氯气与其它元素几乎都能直接化合为氯化物，且常将变价元素氧化为高或较高价态，如与Cu、Fe等反应。能与许多还原性化合物反应将其中低价态元素氧化，如与NaBr、 NaI、Na2S反应置换出Br2、I2、S；与NH3反应氧化出N2。与水或碱发生 Cl2+H2O HCl+HClO，HClO的强氧化性使氯水和湿氯气有漂白性。与冷的碱溶液反应以生成氯化物和次氯酸盐为主，在热的碱溶液中则有氯酸盐生成。氯气与有机物的反应主要是取代反应，(如对烷、环烷、苯等)

3、、加成反应(如对烯、炔、橡胶和紫外光条件下对苯等)。氯水的有关反应则为：与碱反应同氯气；对H2S，则稀氯水以氧化出硫沉淀为主，浓氯水与H2S反应看不到沉 则氯水中的HCl起重要作用有H2放出；与AgNO3溶液也属于其中Cl-的反应，生成白色的AgCl沉淀。若要从氯水获得较浓的HClO溶液，则可加入Ca-CO3粉，因H2CO3比盐酸弱又比HClO强，而CaCO3只与盐酸反应，使氯水中的化学平衡向生成HClO的方向移动。氯水的漂白性、见光分解出O2以及使醛溶液等氧化皆与其中的HClO有关。氯气的用途重要化工原料。大量用于制造有机合成的中间体(如氯苯、氯化萘等)、溶剂(如氯代烷类)、盐酸、漂白粉以及

4、制造药物(如氯胺T等)和农药；在生产塑料聚氯乙烯、合成纤维氯纶、合成橡胶氯丁橡胶等合成材料时也需用多量氯气。氯气液化后压入钢瓶常供纸浆漂白、纺织品漂白、自来水消毒杀菌、制次氯酸钠、从卤水中提炼溴和碘以及某些金属或硅的的提纯冶炼等。次氯酸和漂白粉HClO，仅存于水溶液中，为强氧化性的弱酸(比H2CO3弱)。不稳定，见光分解为HCl与O2。能漂白有色有机物(色素被氧化而褪色)。于氯水里加入CaCO3粉消耗盐酸可制得较浓的HClO溶液。漂白粉为白色粉末，是Ca(ClO)2与CaCl2的混合物。 吸湿有氯气味，用于漂白时，因CO2或HCl等酸性物质作用使Ca(ClO)2转化为HClO而起漂白作用：Ca

5、(ClO)2+H2O+CO2 CaCO3+2HClOCa(ClO)2+2HCl(极稀) CaCl2+2HClO遇浓盐酸则生成氯气Ca(ClO)2+4HCl(浓) CaCl2+2H2O+Cl2也可用此法制Cl2或测其中的“有效氯”。一般有效氯约35，有效成分是Ca(ClO)2，用为廉价的有效的漂白剂和消毒剂。工业上用氯气与熟石灰反应制得，保存时应密闭以防吸湿和吸入CO2而失效。氯化氢的性质无色有刺激性气味的气体。标准状态下密度为1.00045克/升，熔点-114.80，沸点-85。在空气中发白雾，溶于乙醇、乙醚，极易溶于水。实验室中用水吸收时不得把导管口伸入水下，而要在导管口连接倒放的漏斗，使其

6、边缘紧贴水面以利吸收并防止倒吸。因HCl的沸点低，不易液化，若混入少量氯气可用活性炭吸附掉易液化的C12。若Cl2中混入HCl则可用少量水或饱和食盐水洗气以除去溶解度甚大的HCl。干燥HCl气不活泼，对锌、铁均无反应。其水溶液叫盐酸，常用的浓盐酸密度为l.18l.19克/厘米3(含HCl3638的溶液)相当于12摩/升左右。浓盐酸是挥发性强酸，加热蒸发时则HCl逸出得比水多，致使浓度下降，至20即不再下降，成为“恒沸点溶液”。盐酸具有酸的通性，其酸根Cl-无氧化性，为非氧化性酸。氯化钠NaCl，食盐的主要成分，无色立方晶体，密度2.165克/厘米3，熔点801，沸点1413。中性，味咸。溶于水

7、和甘油，在水中的溶解度随温度变化较小。将热饱和NaNO3与KCl溶液混合，则溶液中大部分Na+和Cl-会形成NaCl晶体析出，除去NaCl后使母液冷却即有大量KNO3晶体出现，据此在工业上用NaNO3与KCl生产钾硝石。NaCl晶体中Na+和Cl-以离子键结合，每化学式为NaCl，表示Na+：Cl-=1：l。食盐用为调味剂、腌渍食品、制造氯气、烧碱、盐酸、纯碱、次氯酸钠、金属钠等，精制的0.9NaCl水溶液(精制NaCl9克溶于l升无菌注射用水中按药典要求配制)，即医疗用的生理食盐水。自然界食盐主要存在于海水，盐湖、盐矿、盐井中，可晒海水或采矿获得。氟元素符号F，周期表中A族元素，原子序数9，

8、原子量18.99840，没有同位素，为单核素元素。游离态氟气F2为淡黄色气体，熔点-219.62，沸点-188。有不愉快的刺激气味，剧毒。是最活泼的非金属，有极强的氧化性，能与除He、Ne、Ar外的一切元素化合。低温时就能与H2、P、I2、AS、C、Si等非金属猛烈反应并常伴有炽热、火焰或爆炸现象。但遇Mg、Cu、软钢等于常温下使金属表面形成一层氟化物保护膜而使反应受阻，升温则反应继续进行。遇水或氨气发生剧烈反应有HF、O2或N2生成；与许多有机物也发生反应。F2能从卤化物中置换出Cl2、Br2、I2，但对卤化物水溶液则对水反应生成O2和HF。F-还原性极弱，几乎没有化学药品能将它氧化。制F2

9、只好采用电解HFKF的无水熔态液体，于阳极上生成F2，阴极上生溴元素符号Br，周期表A族元素。原子序数35，原子量79.904。溴单质Br2，为深棕色液体，不断挥发出棕红色刺激性气味的Br2蒸气。密度3.12克/厘米3(20)，熔点-7.3，沸点58.8。固态溴是有金属光泽的黄绿色晶体。稍溶于水，溶于盐酸、氢溴酸、KBr，易溶于有机溶剂。具有强非金属性和氧化性，但弱于F2、O2、Cl2，与有机物在不同条件下可发生取代或加成反应。对橡胶腐蚀严重，液溴必须保存在密闭玻璃塞瓶里，有时为防止挥发可加少许水，使表面形成薄层“水封”。主要用于制溴化物和有机合成。工业上用氯气与卤水反应再经处理制取液溴。溴水

10、呈棕黄至橙色，饱和溴水在-200不冻结。加热则溴挥发而变无色。在日光作用下反应较明显，Br2+H2O HBr+HBrO(或HBrO3)。故应贮于棕色玻璃塞瓶中密闭保存。因反应使溴水褪色的常见的物质有NaOH、NaCO3、SO2、应但生成的I-溶解可使溶液颜色转深。有机溶剂中的C6H6、C6H5CH3、C6H4(CH3)2、CHCl3、CCl4等不与溴水反应，但能萃取Br2使有机溶剂层颜色变深呈棕红或橙红色。碘元素符号I，元素周期表中A族元素，原子量126.9，紫黑色晶体，有金属光泽，性脆，为分子晶体。它易于挥发、升华，这个性质可用来提纯碘。微溶于水呈浅褐色，易溶于KI溶液或酒精中显棕褐色。甚易

11、溶于苯、CCl4、CS2等有机溶剂中呈紫色。在溶剂里呈紫色时显其蒸汽的颜色，溶质为I2，而在一些溶剂中的棕至褐色说明还有I2与溶剂生成的化合物存在。据此可用苯或CCl4从水溶液里萃取碘或检验碘的存在。游离态I2的非金属性和氧化性均比卤素中的F2、Cl2、Br2弱。它与金属或非金属的反应一般比Cl2、Br2、F2弱，如难与H2化合，与Fe仅生成FeI2。溶于碱有碘化物、碘酸盐生成(歧化)。与淀粉于55以下显蓝色，是I2的特征反应之一。用KI淀粉试纸检验Cl2等即根据2II2，随即与淀粉发生显色反应。此试纸遇Br2、O3、NO2等都能变蓝，故不要用它区分Br2蒸气与NO2(可用水或AgNO3溶液)

12、。碘有腐蚀性，不宜用铁盖或橡胶塞试剂瓶盛放。碘元素在化合物中常呈-l、+5、+7价。I-为具较强还原性的阴离子，易被活泼卤素、O2、NO2、HNO3、Fe3+氧化。故HI溶液不易存放，KI溶液也有时因析出微量I2而呈黄色。氟化钠NaF，无色或半透明光亮晶体。密度2.558克/厘米3，熔点993，沸点1695。溶于水，水解呈弱碱性：F-+H2O HF+OH-在玻璃试剂瓶中若有水蒸气则水解出的少量HF会腐蚀玻璃而“发毛”，一般要干燥保存或于塑料瓶内存放。用于杀灭地下害虫、杀菌、木材防腐、焊剂。极少量用于缺氟的饮用水氟化处理和制氟化钠牙膏。可用HF与NaOH或Na2CO3反应制取。氯化钙CaCl26

13、H2O，无色六角晶体，熔点29.92或30，苦咸，易吸湿潮解。加热至200失水而成白色立方晶体无水CaCl2，熔点782，有强吸湿性。是实验室里常用的干燥剂，但不能用于干燥氨气或洒精蒸气，因为会生成氨合物或酒精合物。保存时必须密闭以防吸水潮解。其水溶液的冰点降低，可用做防冻剂和冷冻液。水溶液里通入CO2、H2S皆不反应，无沉淀现象；若加纯碱则在即有白色沉淀CaCO3析出。遇NaOH溶液，浓时有微溶物Ca(OH)2白色浑浊，如碱液很稀无沉淀现象。溴化银AgBr，浅黄色晶体。熔点432，加热高于1300时分解。难溶于水和稀硝酸，可溶于氨水，饱和NaCl或NaBr溶液、Na2S2O3或KCN溶液。易

14、见光分解，用于制照像底片，感光纸等。在眼镜玻璃中掺入AgBr微粒，在光照时分解出银粒变深，无光时Ag与周围的Br2化合为AgBr又变浅，这是变色镜的变色原理。工业上用AgNO3溶液与NaBr溶液在暗室或红光下反应制取。碘化银AgI，黄色晶体。密度黄色5.683克/厘米3，橙色6.010克/厘米3。难溶于水、氨水或稀硝酸，但溶于Na2S2O3、KCN、KI等水溶液。见光变色，最后变黑，感光作用比AgBr差。用于制照像底片和感光纸，也用于人工降雨。可用AgNO3溶液与KI溶液在红光或暗室中反应制取。若把AgI从AgBr、AgI的混合物中分离出来，可加浓氨水将AgBr、AgCl溶出(生成可溶性卤族元

15、素元素周期表中A族元素，简称卤素。包括氟、氯、溴、碘、砹五种元素。最外层电子数皆为7(具ns2np5结构)，易得电子成-1价阴离子。非金属性皆强于同周期的其它元素。除氟为-1价外，其它卤元素皆有-1、1、3、5、7价。其单质化学性质活泼，能与大多数金属和非金属直接化合，因与金属直接化合成盐，按“天生曰卤，人造曰盐”而得名“卤素”。其中砹为放射性元素。本族在自然界中无游离态，以化合态存在于卤化物和其它矿物中。卤素单质具化学活泼性，最活泼的是氟，与水猛烈反应出O2，在加热的条件下，绝大多数金属能在氟中燃烧；也易从固态金属卤化物中置换出其它卤素，与H2在低温下发生爆炸式化合。氯活泼性比氟小些。与水反

16、应缓慢生成HCl、HClO，与H2在光照下发生爆炸反应；与多数非金属(除稀有气体、C、O2等)化合成共价化合物，与饱和烃发生取代，与不饱和烃作用发生加成反应，与多数金属反应，大部分有燃烧现象。溴与氯相似，但活泼性比氯稍弱，与H2、金属、非金属反应没有氯那样猛烈，与水反应的程度比氯小，在日光中HBrO也分解出O2。碘的活泼性比溴弱，也发生上述反应，与水几乎不发生化学反应，可氧化S2-，遇淀粉变蓝(55以下)。卤族元素单质、化合物的相似性和递变性游离态皆为双原子分子，固态时皆为分子晶体。皆有颜色，按原子序数增大顺序(下同)颜色按黄、黄绿、深棕红、紫黑、黑色逐渐加深。熔沸点皆不高，仍呈由低到高的趋势

17、。由难液化气体至易液化气体，再至易挥发液体，至碘、砹为固体。单质的密度不算大，有由小到大的递变。对水的溶解性则呈依次减弱的趋向。卤单质皆为强或较强非金属，化性活泼，氧化性显著，随原子序数增大而活动性依次减弱。皆与氢气直接化合成易溶于水的气态氢化物，化合力渐弱；与金属直接化合成盐。皆与水反应除F2与水置换出氧外，其它皆发生歧化反应，但与水作用的程度依次递减。皆与碱反应除F2特殊外，其它皆产生卤化物与卤酸盐或次卤酸盐。总趋势为非金属活动性由强而弱，氧化性也由强到弱。卤素的氢化物皆为无色气体皆有刺激性气味，于湿空气中发白雾。极易溶于水，水浴液为氢卤酸，依卤素的原子序加大(下同)酸性渐强(HF为弱酸，

18、其它为强酸)。氢化物皆不能在空气中点燃，稳定性由强而弱，至HI等即极难于保存。卤阴离子皆具有还原性，但F-极弱，几乎没有任何化学药品能将其氧化，以后则依次还原性增强，如HCl中Cl-能被MnO2等氧化但浓H2SO4不与其作用，Br-则浓H2SO4可将其氧化，I-则浓H2SO4能将其迅速全部氧化。卤素的银盐除AgF为可溶外，其它皆难容于水，且溶解性递减，颜色渐深。硫的物理性质黄色松脆固体。熔、沸点不高，硬度不大。常温时硫以菱形硫(斜方硫)形式存在，外观菱形，熔点112.8，密度2.07克/厘米3。超过95.6则渐渐转化为另一种同素异形体，外观为针状叫单斜硫。密度1.96克/厘米3，熔点119.O

19、。低于95.6则又缓缓变为斜方硫。液态硫刚溶成时为苍黄色流动液体，继续受热变为棕色且粘稠，再加热棕色液体又复流动，至444.6沸腾成具S2组成的蒸气。遇冷气态硫凝华为硫粉(S8俗称硫华)，借此可提纯硫黄。难溶于水，略溶于酒精、乙醚，易溶于二硫化碳、苯、四氯化碳。据此分离黑火药成分(KNO3、C、S)时可先用CS2溶去硫，再用水溶去KNO3，剩余物为炭粉。硫的化学性质主要有-2、+2、+4、+6价。一定条件下能与除稀有气体、I2、N2以外许多元素直接化合。单质硫为0价，属于中间价态。既可表现氧化性也能表现出还原性，但以氧化性为主。当其作为较弱的氧化剂时，常见的反应有，与H2加热生成H2S；与金属

20、反应生成硫化物，且化合时常比与O2反应容易，如与Na共研发生爆炸、与Al共热剧烈反应生成Al2S3、与Fe加热伴有燃烧现象生成低价铁的硫化物FeS、与Cu燃烧生成低价铜的硫化物Cu2S、与Hg共研于常温即生成黑色HgS、与Ag共热生成黑色Ag2S(而O2不与Ag反应，也不与Cu发生燃烧反应，与Hg化合极缓)。与C在高温生成CS2。硫的还原性则表现于跟强氧化剂的反应中，如与O2在363(着火点)可燃烧生成SO2；与Cl2共热生成SCl2和S2Cl2；与热浓H2SO4或浓HNO3可被氧化分别生成SO2或H2SO4。与碱共热发生歧化反应：1/3molS被氧化，2/3molS被还原。硫的用途化学工业主

21、要用以生产硫酸、制硫化物、亚硫酸盐、海波(Na2SO3与S反应)等。橡胶工业用硫或S2Cl2使橡胶硫化以改变生橡胶热发粘冷变硬的不良性能。造纸工业用以制取Ca(HSO3)2以溶解纸浆中的非纤维素成分，提高纸浆质地。此外医药上制硫黄软膏、沉淀硫水剂，农药方面用以和石灰乳混合制取石硫合剂杀灭有害病菌。在一些轻工和食品工业用硫制得SO2以用来除杂质或漂白。二氧化硫SO2，无色有刺激性气味的气体。密度2.927克/升(气体，标准状况下)，1.434克/毫升(液)。熔点-72.，沸点-10？，易液化，曾用为致冷剂。易溶于水(约140)。SO2中的S为中间价态，通常反应中呈还原性，如与O2在催化剂和加热条

22、件下生成SO3、与N02生成SO3和NO、与氯水或溴水反应生成H2SO4和对应的氢卤酸。遇强还原剂则可显氧化性。如与H2S则生成H2O与S。有水时SO2能使某些有机色素与其本身结合变为无色，即SO2具漂白性。但久放或日晒、加热颜色会复现。其水溶液为亚硫酸，属于中强酸，仅存于水溶液中。与碱反应生成对应的亚硫酸盐。SO2用为漂白剂、精制食油、冷冻剂、制亚硫酸盐等。实验室常用新开封的Na2SO3与H2SO4制取，工业上可燃硫或煅烧黄铁矿制取。硫化氢H2S，无色有臭鸡蛋味气体，有毒。密度1.539克/升(标准状况)、熔点-85.5，沸点-60.7。溶于水(约12.6)、乙醇、甘油。不稳定，加热则分解出

23、H2和S。易燃烧，火焰呈蓝色，空气充足生成SO2和H2O；不完全燃烧则有S与水生成。具强还原性，遇溴水、碘水或很稀氯水皆被氧化出S沉淀，浓溴水和浓氯水则可将H2S氧化成H2SO4，浓溴水与之反应有S与H2SO4同时产生，用浓氯水则将其完全氧化为H2SO4而看不到沉淀现象。与FeCl3则Fe3+被还原为Fe2+：2FeCl3+H2S2FeClk+S+2HClH2S水溶液称为氢硫酸，常态下H2S饱和时其浓度0.116摩/升。在空气中不久即被溶入的O2氧化有S生成而显浑浊，故实验时应使用新配制的氢硫酸。弱酸性(比H2CO3稍弱)，能使石蕊变微红色，其电离方程式为：H2S H+HS-，或H2S+H2O

24、 H3O+HS-第二步电离HS- H+S2-则更弱。与金属则能与Mg反应(H+作用)缓慢出H2，对不如Mg活泼的金属则难于反应。在空气里能使Cu、Ag变黑，如：4Ag+O2+2H2S 2Ag2S+2H2O故光亮的银筷遇有H2S的腐毒食品表面发暗。与盐溶液反应常见的有两种情况，其一为符合弱酸难与强酸盐反应的，如H2S通入FeSO4溶液不发生反应，另一似不符合“强酸复分解弱酸盐”的一般常规情况，如将H2S通入CuSO4、Pb(NO3)2、PbAc2、HgCl2、AgNO3等溶液里有沉淀产生，原因是CuS、PbS、HgS、Ag2S难溶于稀酸的特殊性所致。可参照下表了解一些硫化物对水、对酸反应的情况：

25、氢硫酸(H2S)遇SO2则被氧化析出硫：2H2S+SO23S+2H2O这是以还原性为主的SO2，表现氧化性的实例之一。遇冷浓H2SO4氧化析出硫，加热条件下H2S被氧化产生SO2；与浓HNO3则被氧化产生H2SO4。与冷稀HNO3可得硫，而热稀HNO3则主要生成H2SO4。实验室里可用FeS与稀盐酸或稀硫酸反应制取H2S绝对不能用浓H2SO4或HNO3。欲获得干燥的HKS，常用无水CaCl2作干燥剂，而不能用浓H2SO4或碱石灰。H2S中杂有少量CO2只宜用饱和NaHS溶液洗气，若用NaKS溶液虽能去除杂质CO2，但H2S与Na2S反应生成酸式盐造成H2S的损耗。浓硫酸无色液体，较粘稠。密度1

26、.84克/厘米3(9698)，沸点338(98.3)。吸湿性强，可用为气体干燥剂(不能用于干燥H2S、HI、HBr、NH3等)，溶于水时放出大量热，稀释时只能缓慢注酸入水同时搅拌，以防剧烈放热酸液飞溅伤人。具酸性，氧化性，吸水性和脱水性。其吸水性指吸游离水分，可用于有机合成时吸收生成的水以利反应进行。如羧酸与醇的酯化、苯与硝酸的硝化，皆需浓硫酸为吸水剂(有的还兼作催化剂)；用为干燥剂也是吸水性的表现。脱水性能指由化合物中按HO=21的原子数比使水脱去。如乙醇与浓硫酸共热制乙烯或乙醚、甲酸用浓硫酸脱水制CO，以及使纸张、糖发生炭化(有时有副反应)等。其氧化性表现于如热浓硫酸与Fe、Cu、Ag等作

27、用，有SO2生成(若有硫酸盐生成可视为还体现了硫酸的酸性)；冷浓硫酸使Al、Fe钝化；热浓硫酸与C、S、P反应生成SO2、H2O和碳、硫的二氧化物或磷酸。此外浓硫酸于常温即可使I-、S2-、Br-、H2S、HI、HBr氧化，但不能氧化Cl-，加热时亦如此。在有机物磺化时浓硫酸为磺化剂。金属的钝化某些金属经化学方法处理(如用强氧化剂或经阳极氧化处理)，由活泼态转变为不活泼态的过程。处理后的表面形成致密而坚韧的氧化膜薄层，不易腐蚀。如铁、铝能溶于稀硝酸，但用冷浓硝酸浸泡后则钝化而难与稀硝酸反应，再浸入CuSO4溶液也不会置换出铜。此外镍、铬、钴、铋等金属可变为钝态。但钝化是有条件的，如Ni、Fe钝

28、化后可耐受氧化性强酸却不能耐受盐酸。硫酸的工业制法19世纪曾用以氮氧化物和二氧化硫反应体系的铅室法。现代皆用接触法，开始阶段为制备SO2及其净化，即以S或FeS2为原料经燃烧产生SO2，再用稀硫酸、浓硫酸等洗涤和其它处理得到纯而干燥的SO2与空气的混合气体以防催化剂中毒。第二阶段是SO2的催化氧化，将混合气体经V2O5或铂黑催化剂生成SO3。第三阶段是用98.3H2SO4吸收SO3(以防用水吸收生成难以处理的酸雾)成发烟硫酸，根据需要加水稀释为各种浓度的硫酸。主要设备有沸腾炉或燃硫炉、接触室和吸收塔。关键反应是：2SO2+O2 2SO3+Q为提高SO2转化率使平衡右移要有过最空气或O2，温度控

29、制在500左右。这一温度是催化剂活性强时的适宜温度。若温度过高则平衡强烈左移；过低则反应过慢，使单位时间产量下降。加压虽有利于平衡右移，但工业上SO2不加压时转化率已很高，而采用常压。用于计算的关系式为：FeS22S2H2SO4硫酸钙CaSO4，无色晶体，熔点1450(单斜晶体)，微溶于水。生石膏CaSO42H2O是天然矿物，为白、浅黄、浅粉红至灰色的透明或半透明的板状或纤维状晶体。性脆，128失1.5H2O，163失2H2O。工业上将生石膏热至150脱水成熟石膏(烧石膏)CaSO4H2O，或(CaSO4)2H2O，加水又转化为CaSO42H2O。据此可用于石膏绷带、制作石膏模型、粉笔、工艺品

30、、建筑材料。石膏还用为水泥调速剂以控制其硬化速度。油漆腻子、纸张填料也用到石膏，日常点豆腐可用它为凝结剂。农业上施用石膏以降低土壤的碱性。石膏矿与煤炭于高温可制得SO2用于生产硫酸。CaSO4溶解度不大，其溶解度呈特殊的先升高后降低状况。如10溶解度为0.1928克/100克水(下同)，40为0.2097，100降至0.1619，使溶解硫酸钙的硬水在高压锅炉(可达400)中结垢，造成危害，应于事前Na2CO3使CaSO4转化为更难溶的CaCOK沉淀而除去(使硬水软化)。在大理石遇稀H2SO4时因生成微溶CaSO4包于大理石表面阻碍与酸的接触，使反应停止，故不能用稀H2SO4与大理石制取CO2。

31、硫酸锌ZnSO4，无色或白色晶体，受热时未到熔化即于600分解为ZnO与SOK，溶于水，常见的皓矾为七水合物ZnSO47H2O，无色晶体，易溶于水，280失水成无水物。水溶液呈弱酸性(Zn2+水解)。与Na2S溶液产生向色沉淀ZnS；与少量NaOH溶液生成白色胶状Zn(OH)2沉淀，NaOH过量则溶为Na2ZnO2，是Zn(OH)K两性的体现之一。若用新配制的BaS溶液与ZnSO4溶液以同摩尔浓度和等体积反应，则生成两种白色沉淀：ZnSO4+BaSBaSO4+ZnS摩尔比为11，其遮盖力强即白色颜料锌钡白(立德粉)，皓矾还用做媒染剂、收敛剂、补锌药剂、木材防腐剂等。硫酸钡BaSO4，白色晶体。

32、熔点1580，难溶于水和酸，密度4.5克/厘米3。是唯一无毒的常见钡盐，天然矿物称为重晶石。用为白色颜料、纸张与橡胶填充剂、X射线透视胃肠时用的“钡餐”、与碳于高温反应可被还原为BaS，用于制造钡的其它化合物。BaSO4为强电解质，但溶解度极小不能测出其在水中的导电性。氧族元素元素周期表中A族元素，包括氧、硫、硒、碲、钋5种元素。价电子6个，皆为最外层中的电子(ns2np4结构)。得电子成-2价阴离子的趋势显著(Te、Po除外)。除氧外，常见价态为-2、+4、+6，但Po为金属无负价，氧、硫、硒的非金属性强或较强，能与多数金属或非金属直接化合。氧族元素单质、化合物的相似性和递变性O2是无色无臭气体，O3为浅蓝色气体，有特殊的鱼腥气味。天然硫