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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),
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