1、硫的单质
自然界中的单质硫主要存在于火山附近。每次火山爆发都会把地下大量的硫带到地面。
1）硫的同素异形体
分子式为S8的单质硫最为稳定。在环状分子中，每个S原子均以sp3不等性杂化轨道与相邻两个S原子形成共价单键相联结，S-S键长206 pm，∠SSS为108º两个面之间的夹角为98.3º。
以S8环在空间的不同排列得到几种单质硫的同素异形体，最常见的是正交硫(斜方硫，菱形硫)和单斜硫。正交硫的ΔH=0，ΔG=0，是室温下唯一稳定的硫的存在形式。当加热到95.3℃时，正交硫不经熔化就能转变成单斜硫，单斜硫在低于95.3℃时会缓慢地转变成稳定的正交硫。
正交硫与单斜硫均能溶于CS2，C6H6等非极性溶剂。
加热固体硫，熔化后气化前开环形成长链。这时迅速冷却，可得具有长链结构的有拉伸性的弹性硫。
2）硫的制备和性质
单质硫的主要来源是从天然气和石油及石油化工产品提取，还有来自黄铁矿等硫化物矿的冶炼以及硫化氢、油砂、石膏和含硫的烟道气。
以黄铁矿为原料提取硫时，是将矿石和焦炭的混合物放在炼硫炉中，在有限空气中燃烧，可以得到硫：
3FeS2+ 12C + 8O2 = Fe3O4 + 12CO + 6S
①硫与单质的作用
除金铂外，加热时硫几乎能与所有的金属直接化合，生成金属硫化物，例如：
Fe + S = FeS
Hg + S = HgS
除稀有气体碘、氮等单质以外，硫与所有的非金属一 般都能化合，例如：
O2 + S = SO2
C + 2S = CS2
②硫与酸、碱的反应
氧化性的酸能将硫氧化为硫酸或二氧化硫，例如：
S + 2HNO3(浓) = H2SO4 + 2NO↑
S + 2H2SO4(浓) = 3SO2↑+ 2H2O
硫在碱性溶液中歧化，加热时歧化反应更快：
3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3+ 3H2O
单质硫主要用于生产硫酸，也用于*SO2 、SO、CS2、P2S5等化合物以及含硫混凝*、烟花、火柴纸张、橡胶硫化剂、油灰(石膏和油的混合物)和硫系染料以及药物等。
2、硫化氢
1）硫化氢的制备
H2S可由金属硫化物与酸作用制备，例如：
FeS + H2SO4(稀) = H2S↑+ FeSO4
Na2S + H2SO4(稀) = H2S↑+ Na2SO4
2）硫化氢及氢硫酸的性质
硫化氢是种无色有毒有臭鸡蛋气味的气体，若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会造成昏述或死亡。经常与H2S接触会引起，觉迟纯消瘦，头痛等慢性中毒症状。实验室中使用H2S气体时必须在酒风橱中操作。空气中H2S的允许含量不得越过0.01 mg/L。
硫化氢在-59.55℃时凝聚成液体，-85.5℃时成为固体。H2S在水中的溶解度较小，通常情况下1L的水可落解2.6L的H2S气体，浓度约为0.1 mol/L。硫化氢的水溶液叫做氢硫酸。
①弱酸性
氢硫酸是二元弱酸，在水中分两步解离：
H2S = H+ + HS- K=1.07x10^-7
HS- = H+ + S2- K=1.26x10^-13
氢硫酸与碱反应可形成酸式盐和正盐，酸式盐皆易溶于水，正盐大多难溶于水，并具有特征的颜色。
②还原性
由标准电极电势数值可知，无论在酸性或碱性溶液中，HS都具有较强的还原性：
S + 2H+ + 2e- = H2S E=0.142 V
S + 2e- = S2- E=-0.476 V
H2S的水溶液暴露在空气中，被缓慢氧化析出游离硫而使溶液变浑浊:
2H2S + O2 = 2S↓+ 2H2O
实验室中使用的H2S的水溶液必须在使用时配制，否则会因被氧化而失效。单质碘、Fe3+及SO2都能将H2S水溶液氧化而析出硫，例如：
H2S(aq) + I2 = S + 2HI
H2S(aq) + 2Fe3+ = 2Fe2+ +S↓+ 2H+
2H2S(aq) + SO2 = 3S + 2H2O
氧化剂过量时生成硫酸，例如：
H2S(aq) + 4I2 + 4H2O = H2SO4 +8HI
H2S能在空气中燃烧生成二氧化硫若空气不足，则生成单质硫：
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O（点燃）
2H2S + O2 = 2S + 2H2O（点燃）
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