探析硫及其化合物的特性和应用

1.单质硫

（1）单质硫的同素异形体

晶体硫有环状和链状两种情况。环状以S8环最稳定，呈环状或皇冠状。S8环又能以不同的晶形生成几种同素异形体，其中最常见的是斜方硫和单斜硫。

斜方硫呈黄色，单斜硫呈浅黄色，它们均能溶于CS2、C6H6等非极性溶剂，而链状硫则不溶。S4、S8、S12分子的形状如图8－9所示。

图8－9　几种单质硫结构

（a）S4；（b）S8；（c）S12

硫单质加热至160℃以后，环状的硫分子开始断裂形成链状的线形分子，只有当温度高于1 727℃以后，才开始有单原子的硫分子出现。

（2）单质硫的化学性质

硫和绝大部分金属与非金属都能直接化合。

当硫遇到强氧化性的物质时，作还原剂。例如，硫与浓硝酸或浓硫酸作用，被氧化为硫酸或二氧化硫。

硫在沸腾的碱液中发生歧化反应。

硫在工业中很重要，它为生产橡胶制品的重要原料；可用来杀真菌；用作化肥；用于制造黑色火药、焰火、火柴等；作为原料制造某些农药（如石灰硫黄合剂）；医疗上，还可用来制硫黄软膏医治某些皮肤病等。

2.硫化氢、硫化物和多硫化物

（1）硫化氢

硫化氢是一种无色、有毒、有臭鸡蛋气味的气体，空气中含有体积分数为0.1%的H2S会迅速引起头疼、晕眩等症状，吸入大量H2S会造成昏迷甚至死亡。经常与H2S接触会引起嗅觉迟钝、消瘦、头痛等慢性中毒。使用H2S气体时，必须在通风橱中操作。空气中H2S的允许含量不得超过0.01 mg·dm－3。

硫化氢在213 K时凝聚成液体，187 K时凝固。H2S在水中的溶解度较小，其水溶液称为氢硫酸。在25℃、101.325 kPa条件下，饱和溶液中H2S的浓度约为0.1 mol·dm－3。

H2S的水溶液是二元弱酸，在水中分两步解离：

在H2S中，硫处于最低氧化态－2，所以硫化氢的一个重要化学性质是具有还原性。

可见，无论是在酸性还是在碱性溶液中，H2S都具有较强的还原性。

H2S能在空气中燃烧生成二氧化硫和水，若空气不足，则生成单质硫和水。

H2S水溶液暴露在空气中易被氧化析出游离硫，而使溶液变浑浊。

因此，实验室中使用的H2S的水溶液必须现用现配，否则，会被氧化而失效。

单质碘和Fe3＋也能将H2S氧化而析出硫。更强的氧化剂（如单质Br2、Cl2）可以把H2S氧化成硫酸。

在工业上，常用硫铁矿或硫化物与无氧化性酸反应制备H2S。在实验室中，是由金属硫化物同酸作用来制备的。

若用稀H2SO4，产物中含有少量SO2和H2（因为合成的FeS中含有少量的Fe）；若用HCl，则生成的H2S气体中含有少量HCl气体。

硫化氢气体具有毒性和臭味，实验时常用新配制的H2S饱和水溶液或硫代乙酰胺作为代用品，可以减少有毒H2S气体逸出，降低实验室中空气的污染程度。硫化氢的水溶液可由硫代乙酰胺水解得到。在酸性溶液中，硫代乙酰胺水解生成H2S，可代替H2S。水解反应为：

长时间煮沸，CH3CONH2进一步水解：

在碱性溶液中，硫代乙酰胺水解生成S2－，可以代替Na2S使用。水解反应为：

在氨溶液中，硫代乙酰胺水解生成HS－，可以代替（NH4）2S使用。水解反应为：

硫代乙酰胺的水解速率随温度升高而增大，反应一般在沸水浴中进行。在碱性溶液中，其水解速率较在酸性溶液中的大。

（2）硫化物

在硫化物中，非金属硫化物并不多，而金属硫化物可看成氢硫酸盐。因为氢硫酸是二元酸，可形成酸式盐和正盐，正盐即硫化物。酸式盐都易溶于水。除了碱金属和碱土金属的硫化物，金属硫化物大多难溶于水，但硫化物之间溶解度不尽相同，并具有特征的颜色，因此，在分析化学中常用H2S体系分析法分离金属离子。

轻金属硫化物包括碱金属、碱土金属（除Be外）、铝及铵离子的硫化物。碱金属（包括）的硫化物和BaS易溶于水，由于水解而使溶液呈碱性，所以碱金属硫化物俗称硫化碱。例如：

碱土金属硫化物溶于水（BeS难溶），也发生水解作用。例如

所生成的酸式硫化物可溶于水。若将溶液煮沸，水解可进行完全。

由于氢硫酸是弱酸，因此，所有硫化物在水溶液中均发生不同程度的水解作用。例如0.10 mol·dm－3溶液的水解度为94%；Al2S3完全水解为Al（OH）3和H2S；即使是难溶硫化物（如PbS），其溶解的部分也明显水解。

重金属硫化物一般都难溶于水并且具有特征颜色。Al2S3和ZnS为白色，MnS为浅粉色，As2S3和As2S5为浅黄色，SnS2和CdS为黄色，Sb2S3和Sb2S5为橙色，SnS为灰褐色，Bi2S3为暗棕色，HgS为黑色或红色，其余均为黑色。

硫化物的组成、性质均和相应氧化物的相似。只是硫化物的碱性弱于相应氧化物的。例如

同周期元素最高氧化态硫化物从左到右酸性增强，如第五周期的Sb2S5的酸性强于SnS2的。同族元素相同氧化态的硫化物从上到下酸性减弱，碱性增强，如As2S5的酸性强于Sb2S5的，Sb2S3为两性，Bi2S3为碱性。在同种元素硫化物中，高氧化态硫化物的酸性强于低氧化态硫化物的酸性，如As2S5、Sb2S3的酸性分别强于As2S3、Sb2S3的。

酸性硫化物可溶于碱性硫化物，如As2S3、As2S5、Sb2S3、Sb2S5、SnS2、HgS等酸性或两性硫化物可与Na2S反应。

在可溶性硫化物的浓溶液中加入硫粉，硫溶解而生成相应的多硫化物，就好像碘化钾溶液可以溶解单质碘一样。

碱金属多硫化物M2S x（x＝2～6，个别x可高达9）溶液的颜色可随着溶解的硫的增多而由无色变为黄色、橙黄色，最深为红色。实验室中的Na2S溶液放置时颜色会越来越深，就是因为Na2S易被空气氧化，产生的S溶于Na2S生成Na2S x（多硫化物）。

当多硫化物M2S x中的x＝2时，如Na2S2或（NH4）2S2，称为过硫化物。过硫化物实际上是过氧化物的同类化合物。因此，过硫化物与过氧化物相似，也具有氧化性，但其氧化性弱于过氧化物的。

多硫化物能氧化As（Ⅲ）、Sb（Ⅲ）、Sn（Ⅱ）的硫化物，或把这些金属的硫代亚酸盐氧化为硫代酸盐。

SnS显碱性，不溶于Na2S中，但可溶于多硫化物中。

在酸性溶液中很不稳定，易歧化分解生成单质S和H2S。

Na2S、（NH4）2S遇酸发生浑浊，就是因为其中所含多硫化物发生了上述反应。

多硫化物是分析化学常用试剂，Na2S2在制革工业中用作原皮的脱毛剂，硫酸工业的重要原料黄铁矿FeS2是多硫化物的一种。在农业上用作杀虫剂的石灰硫是四硫化钙CaS4。

3.硫（Ⅳ）的含氧化合物

硫的氧化物有S2O、SO、S2O3、SO2、SO3、S2O7、SO4，其中较重要的是SO2和SO3。硫的含氧酸有H2SO3、H2SO4、H2S2O7、H2S2O3、H2S4O6、H2SO5、H2S2O8和H2S2O4等，其中较重要的是H2SO3、H2SO4、H2S2O3和H2S2O8。

（1）二氧化硫的结构和性质

SO2分子呈V形结构，其成键方式与O3的类似，S原子sp2杂化，S原子和两个配位O原子除了以σ键结合外，还形成一个三中心四电子的大π键如图8－10所示。

图8－10　二氧化硫分子结构

SO2又称亚硫酸酐，是一种有强烈刺激性和恶臭的无色气体，是空气中的污染物之一。SO2是极性分子，易溶于水，其水合物是亚硫酸（H2SO3）。SO2较易液化，在常压下263 K就能液化。液态SO2是一种良好的非水溶剂。以液态SO2作溶剂时，它既不放出质子，也不接受质子，这是它与水不同的地方。

在SO2分子中，硫的氧化数为＋4，介于－2与＋6之间，所以SO2既有氧化性，又有还原性，但以还原性为主，只有遇到强还原剂时，才表现出氧化性。反应式（8.100）～（8.102）表现了二氧化硫的还原性。

SO2遇见更强的还原剂时，也能表现氧化性。例如：

此反应在气态时也能进行，可认为是火山产生天然硫的原因。

这是从烟道气中分离、回收硫的一种方法。SO2能和一些有机色素结合成无色有机化合物。例如，品红溶液通入SO2立即变为无色，因此可用作纸张、草编制品等的漂白剂。SO2的漂白作用不同于漂白粉的氧化漂白作用。SO2可作配体，以不同的方式与过渡金属形成配合物。

（2）SO2的制备

以下反应是采用还原法从高价到＋4价：

工业上经常采用氧化法制备二氧化硫。从低价到＋4价，如硫（如硫矿）和硫化物（如黄铁矿）的燃烧。

实验室中则采用置换法来制备SO2。

二氧化硫主要用于生产硫酸和亚硫酸盐，也用作消毒剂和防腐剂，还可用作漂白剂等。SO2也是一种大气污染物。在高空中，二氧化硫与空气中的氧及水蒸气发生化学反应形成硫酸，硫酸含在雨水中即形成“空气杀手”——酸雨。酸雨同二氧化硫一样加速了桥梁等建筑物的腐蚀速率。但是，它的最危险的影响是逐步降低了水和土壤的pH，导致生态体系的显著改变。SO2的职业性慢性中毒会引起丧失食欲、大便不通和气管炎症。空气中SO2含量不得超过0.02 mg·dm－3。

（3）亚硫酸及其盐

二氧化硫溶于水，生成很不稳定的亚硫酸，H2SO3只存在于水溶液中（光谱证明），从来也没有得到过游离的纯H2SO3。SO2在水中主要是物理溶解，SO2分子与H2O分子之间的作用是较弱的，因此，亚硫酸可写成SO2·x H2O。市售亚硫酸试剂中SO2量不少于6%。

SO2是二元中强酸，H2SO3在水溶液中存在下列解离平衡：

可见，H2SO3是二元中强酸，可形成正盐和酸式盐两种类型，如Na2O3和NaHSO3。除碱金属及铵的亚硫酸盐极易溶于水外，其他金属的亚硫酸盐均难（或微）溶于水，但都能溶于强酸。亚硫酸氢盐的溶解度大于相应正盐的溶解度。

亚硫酸及其盐的不稳定性从元素电势图可见，，亚硫酸及其盐无论是在酸性还是在碱性溶液中均可歧化分解。

亚硫酸盐或亚硫酸氢盐遇到强酸即可分解放出SO2，这是实验室制取少量SO2的方法。

（4）亚硫酸及其盐的氧化还原性

在亚硫酸及其盐中，硫的氧化数是＋4，居中间氧化态，所以亚硫酸及其盐既有氧化性又有还原性，从硫的元素电势图看，值较小（或为负值），说明S（Ⅳ）的还原性是主要的。例如，亚硫醇及其盐的溶液能使I2还原为I－，Br2、Cl2被还原为Br－、Cl－。亚硫盐比亚硫酸具有更强的还原性。Na2SO3在溶液和空气中均易被氧化成Na2SO4，因此亚硫酸盐常被用作还原剂。例如

亚硫酸及其盐只有遇到更强的还原剂时，才表现出氧化性。例如

亚硫酸盐有很多实际用途，如Ca（HSO3）2大量用于造纸工业，用它溶解木质素来制造纸浆。Na2SO3和NaHSO3大量用于染料工业，用作漂白织物时的去氯剂。例如：

另外，农业上使用NaHSO3作为抑制剂，促使农作物增产。这是因为NaHSO3能抑制植物的光呼吸（消耗能量和营养），从而提高净光合作用。

4.硫（Ⅵ）的含氧化合物

（1）三氧化硫(www.xing528.com)

虽然S（Ⅳ）的化合物具有还原性，但要使SO2氧化为SO3却比氧化亚硫酸和亚硫酸盐慢得多。当有催化剂存在并加热时，能加速SO2的氧化反应。

气态SO3为单分子，分子中的中心S原子采取sp2杂化与3个氧原子形成σ键，成为平面正三角形，SO3（g）分子中的如图8－11所示。与此同时，中心S原子的3个电子与3个氧原子各提供的一个p电子形成一个键，垂直于杂化的σ轨道。

图8－11　SO3分子结构

气态SO3分子构型为平面三角形，键角∠OSO为120°，S和O之间的键长为143 pm，比S—O单键的键长（155 pm）短，所以具有双键的特征。

纯净的SO3是无色、易挥发的固体，熔点为16.3℃，沸点为44.5℃，20℃时密度为1.92 g·cm－3。SO3极易与水化合生成硫酸，同时释放出大量的热。

SO3溶于H2SO4得发烟硫酸，以H2SO4·x SO3表示其组成。发烟硫酸的试剂有含SO3 20%～25%和50%～53%两种。与SO2不同，SO3是一种强氧化剂，特别是在高温时能氧化磷、碘化物、铁、锌等金属。例如：

（2）硫酸

硫酸是重要的基本化工原料。目前我国主要是用接触法生产硫酸，其主要过程为

在H2SO4分子中，中心S原子采取sp3不等性杂化，其中2条杂化轨道与—OH中的氧原子形成2条σ键，另外2个氧原子接受硫原子的电子对形成2个σ配键，同时，这2个氧原子的2p轨道中的孤电子对进入硫原子的3d轨道形成d－pπ配键，构成=S O双键，H2SO4分子的结构如图8－12所示。

图8－12　硫酸分子结构

低温下，硫酸可结晶成晶体，由X射线衍射法测得的纯硫酸的晶体结构表明S—O和S—OH的键长不完全相等。硫酸是高沸点酸，纯H2SO4是无色油状液体，凝固点为283.36 K，沸点为611 K（质量分数为98.3%），密度为1.854 g·cm－3，相当于浓度为18 mol·dm－3。因为硫酸分子间形成氢键，所以硫酸的沸点很高，利用此性质将其与某些挥发性酸的盐共热，可以将挥发性酸置换出来。例如H2SO4是强的二元酸，在稀溶液中第一步解离是完全的，第二步解离程度则较低。

硫酸是SO3的水合物，除了硫酸H2SO4（SO3·H2O）和焦硫酸H2S2O7（2SO3·H2O）外，SO3和H2O还生成一系列的水合物，如H2SO4·H2O（SO3·2H2O）、H2SO4·2H2O（SO3·3H2O）、H2SO4·4H2O（SO3·5H2O）。这些水合物很稳定，因此浓硫酸有很强的吸水性。当它与水混合时，由于形成各种水合物而释放出大量的热，若不小心将水倾入H2SO4，将会因为产生剧热而导致爆炸。因此，在稀释硫酸时，只能在搅拌过程中把硫酸缓慢地倾入水中，绝不能把水倾入硫酸中。

由于硫酸的强氧化性和脱水性，它对动植物组织有很强的腐蚀性，如果在工作中不小心将浓硫酸洒落在皮肤上，应该立即用大量水冲洗（勿用力摩擦），然后用稀氨水浸润伤处，最后再用水冲洗，这样才不至于造成严重的灼伤。

浓硫酸是工业上和实验室中最常用的干燥剂，用来干燥不与浓硫酸起反应的各种物质，如氯气、氢气和二氧化碳等气体。浓硫酸不但能吸收游离的水，而且能从一些有机化合物中夺取与水分子组成相当的氢和氧，使这些有机物炭化，如蔗糖或纤维可被浓硫酸脱水。

因此，浓硫酸能严重地破坏动植物的组织，如损坏衣服和烧坏皮肤等，使用时必须注意安全。

稀硫酸的氧化性是由H＋的氧化作用所引起的，所以只能与电位顺序在氢以前的金属如Mg、Zn、Fe等反应而放出氧气。

浓硫酸的氧化性是由H2SO4中处于最高氧化态的S（Ⅵ）所产生的。加热时，浓硫酸的氧化性更显著，它可以氧化许多金属和非金属，硫酸的还原产物一般为SO2。例如：

但金和铂在加热时也不与浓硫酸反应。此外，冷的浓硫酸不与铁、铝等金属作用，这是因为，在冷的浓硫酸中，铁、铝表面生成一层致密的保护膜，保护金属不与硫酸继续反应，这种现象称为钝化。所以，可用铁、铝器皿盛放浓硫酸。

硫酸是化学工业中一种重要的化工原料，其年产量可衡量一个国家的重化工生产能力。硫酸大部分消耗在化肥工业中，在石油、冶金等许多部门也有大量消耗。

（3）硫酸盐

硫酸是二元酸，所以能生成正盐和酸式盐两种类型的盐。在酸式盐中，只有碱金属元素（Na、K）能形成稳定的固态盐。酸式盐易溶于水，其水溶液因部分解离而使溶液显酸性。酸式盐加热脱水可生成焦硫酸盐。

在硫酸盐中除SrSO4、BaSO4、PbSO4难溶，CaSO4、Ag2SO4微溶，其余均易溶于水。

大多数硫酸盐结晶时常带有结晶水，如CuSO4·5H2O（胆矾或蓝矾）、FeSO4·7H2O（绿矾）、ZnSO4·7H2O（皓矾）、Na2SO4·10H2O（芒硝）、MgSO4·7H2O（泻盐）等。这些结晶水在结构上并不完全相同，有些是阴离子结晶水，如CuSO4·5H2O和FeSO4·7H2O，它们的组成可以分别写成［Cu（H2O）4］2＋［SO4（H2O）］2－和［Fe（H2O）6］2＋［SO4（H2O）］2－，这个水合阴离子的结构一般认为是水分子通过氢键和中的氧原子相连接。

许多硫酸盐有形成复盐的趋势。复盐是由两种或两种以上的简单盐类所组成的晶形化合物，常见的组成有两类：

一类的组成符合通式MⅠSO4·MⅡSO4·6H2O，式中MⅠ为、Na＋、K＋、Rb＋、Cs＋；MⅡ为Fe2＋、Co2＋、Ni2＋、Zn2＋、Cu2＋、Hg2＋。例如，莫尔盐（NH4）2SO4·FeSO4·6H2O、镁钾矾K2SO4·MgSO4·6H2O。

另一类的组成符合通式MⅠSO4·M2Ⅲ（SO4）3·24H2O，式中，MⅢ为V3＋、Cr3＋、Fe3＋、Co3＋、Al3＋、Ga3＋等，如明矾K2SO4·Al2（SO4）3·24H2O、铬矾K2SO4·Cr2（SO4）3·24H2O。许多硫酸盐有很重要的用途。例如，Al2（SO4）3是净水剂、造纸充填剂和媒染剂，CuSO4·5H2O是消毒剂和农药，FeSO4·7H2O是农药和治疗贫血的药剂，也是制造蓝黑墨水的原料，Na2SO4·10H2O是重要的化工原料等。

由于硫酸根难被极化而变形，因此，硫酸盐均为离子晶体。硫酸盐的热稳定性和分解方式与阳离子电荷、半径以及阳离子的电子构型有关。硫酸盐受热分解的基本形式是产生金属氧化物和SO3。例如：

若金属离子有强的极化作用，其氧化物在强热时也可能进一步分解。例如

若阳离子有还原性，则可能将SO3部分还原。例如：

将SO3溶于浓硫酸时，得到组成为H2SO4·x SO3的发烟硫酸，当x＝1，就形成焦硫酸H2S2O7。至今尚未制得纯的焦硫酸。它是一种无色的晶状固体，熔点为35℃。

焦硫酸也可以看成由两分子硫酸间脱去一分子水所得的产物。

焦硫酸与水反应又生成硫酸。

焦硫酸比浓硫酸有更强的氧化性、吸水性和腐蚀性。它还是良好的磺化剂，工业上用于制造某些染料、炸药和其他有机磺酸化合物。

将碱金属的硫酸氢盐加热脱水制得焦硫酸盐，再加强热就进一步分解为正盐和三氧化硫。例如：

因此，在某些实验中可用NaHSO4代替Na2S2O7。

焦硫酸盐水解后生成。由于在水中水解，因此无法配制焦硫酸盐溶液。焦硫酸盐的重要作用是熔矿作用，指将某些难溶的碱性或两性氧化物（如Fe2O3、Al2O3、Cr2O3、TiO2等）与K2S2O7或KHSO4共熔时，可使其矿物转变成可溶性硫酸盐。例如：

这是分析化学中处理难溶样品的一种重要方法。

5.硫代硫酸及其盐

凡含氧酸分子中的氧原子被硫原子取代而得的酸称为硫代某酸，其对应的盐称为硫代某酸盐。硫代硫酸（H2S2O3）可以看成H2SO4分子中一个氧原子被硫原子取代而得的产物，其键连关系如图8－13所示。硫代硫酸极不稳定，至今尚未制得纯的硫代硫酸，但其盐可以稳定存在，如Na2S2O3·5H2O是最重要的硫代硫酸盐。

图8－13　硫代硫酸分子结构

的构型和的相似，均为四面体形。中的两个硫原子是不等价的。其中，中心S原子的氧化数为＋6，另一个S原子的氧化数为－2，两个S原子的平均氧化数是＋2。

制备Na2S2O3的方法有两种：

一种方法是在沸腾的温度下使亚硫酸钠溶液同硫粉反应。

另一种方法是将Na2S和Na2CO3以2∶1的物质的量比配成溶液，然后通入SO2，反应大致可分三步进行。

首先，Na2CO3和SO2生成Na2SO3：

其次，Na2S和SO2作用生成Na2SO3和H2S：

H2S是强还原剂，遇到SO2时析出硫：

最后，Na2SO3与S作用生成Na2S2O3：

将上面三个反应合并，得到以下的总反应：

溶液浓缩后，冷却至293～303 K时即可析出Na2S2O3晶体。在制备Na2S2O3时，溶液必须控制在碱性范围内，否则将会有硫析出而使产品变黄。利用上述方法制得的硫代硫酸钠常含一些硫酸钠和亚硫酸钠等杂质。

市售Na2S2O3·5H2O俗称海波或大苏打。它是无色透明的晶体，易溶于水，其水溶液显弱碱性。Na2S2O3在中性溶液或碱性溶液中稳定，在酸性溶液中因为生成的硫代硫酸不稳定而分解为单质S、SO2气体和H2O。用此反应可鉴定的存在。

硫代硫酸钠是中等强度的还原剂。

碘可将硫代硫酸钠氧化成连四硫酸钠Na2S4O6：

上述反应很重要，分析化学中的碘量法就是利用这一反应来定量测定碘。较强的氧化剂如氯、溴等，可将硫代硫酸钠氧化为硫酸钠。

因此，在纺织和造纸工业上用硫代硫酸钠作脱氯剂。

重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定，如Ag＋和生成Ag2S2O3，在溶液中，Ag2S2O3迅速分解，由白色经黄色、棕色，最后生成黑色的Ag2S。用此法也可鉴定的存在。

硫代硫酸钠的另一个重要性质是配合性，它可与一些金属离子形成稳定的配离子，最重要的是硫代硫酸银配离子，如不溶于水的AgBr可以溶解在Na2S2O3溶液中，就是基于此种性质。

这些配合物均不稳定，遇酸分解。例如

约90%的硫代硫酸钠被用作照相业的定影液，在造纸和纺织工业中，硫代硫酸钠用于还原残留的氯漂白剂，也用于烟道气脱硫。

6.过硫酸及其盐

凡含氧酸的分子中含有过氧键的，称为过某酸。硫酸分子中含有过氧键就称为过硫酸。过硫酸也可以看成过氧化氢H—O—O—H分子中的氢原子被磺酸基（—SO3H）取代的产物。

单取代物：若H—O—O—H中一个H被取代后得H—O—O—SO3H，即H2SO5，称为过一硫酸，其键连关系如图8－14（a）所示。双取代物：另一个H也被取代后，则得HSO3—O—O—SO3H，即过二硫酸，其键连关系如图8－14（b）所示。

在过氧键—O—O—中，氧原子的氧化数是－1，而不同于其他氧原子（－2），其中硫原子的氧化数仍然是＋6。通常，过二硫酸分子H2S2O8中，形式上S的氧化数为＋7。

过硫酸盐如过二硫酸铵、过二硫酸钾、过二硫酸钠等都是强氧化剂，其标准电极电势为

图8－14　H 2SO5和H 2S2O8的结构示意图

如，过二硫酸钾和铜的反应：

再如，过二硫酸盐在Ag＋的催化作用下能将Mn2＋氧化成紫红色的

此反应在钢铁分析中用于锰含量的测定。过硫酸及其盐的氧化性实际上是由过氧键引起的，它们作为氧化剂参与氧化还原反应时，过氧键断裂，过氧键中两个O原子的氧化数从－1降到－2，而S的氧化数不变，仍是＋6。

过二硫酸及其盐均不稳定，加热时容易分解，如K2S2O8受热会放出SO3和O2。

绝大多数过二硫酸盐（＞65%）作为聚合反应的引发剂，用于生产聚丙烯腈和乳液聚合法合成聚氯乙烯等过程，其余的用于从蚀刻、印刷电路板到漂白等众多领域。

7.连二亚硫酸及其盐

H2S2O4是二元弱酸它的盐比它的酸稳定。连二亚硫酸钠（Na2S2O4·2H2O）是染料工业常用的还原剂，俗称保险粉。保险粉还原性极强，其水溶液可以吸收空气中的氧气，以保护其他物质不被氧化。