二元素化合物Word格式文档下载.docx

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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（ClO）2+H2O+CO2

CaCO3↓+2HClO

Ca（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.18～l.19克/厘米3（含HCl36～38％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0.9％NaCl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ⅦA族元素，原子序数9，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只好采用电解HF－KF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ⅦA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ⅦA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2I→I2，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）。

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

CaCl2·

6H2O，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

卤族元素

元素周期表中ⅦA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。

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，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℃。

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1∶40）。

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1∶2.6）、乙醇、甘油。

不稳定，加热则分解出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+H2S＝2FeClk+S↓+2HCl

H2S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

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：

氢硫酸（H2S）遇SO2则被氧化析出硫：

2H2S+SO2＝3S↓+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1.84克/厘米3（96～98％），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H∶O=2∶1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98.3％H2SO4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：

FeS2～2S～2H2SO4

硫酸钙

CaSO4，无色晶体，熔点1450℃（单斜晶体），微溶于水。

生石膏CaSO4·

2H2O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）CaSO4·

H2O，或（CaSO4）2·

H2O，加水又转化为CaSO4·

2H2O。

据此可用于石膏绷带、制作石膏模型、粉笔、工艺品、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。

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ZnSO4·

7H2O，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Na2ZnO2①，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+BaS＝BaSO4↓+ZnS↓

摩尔比为1∶1，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。

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ⅥA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