16族元素（酸素と硫黄）

酸素

同素体

	酸素O2	オゾンO3
性質	無色、無臭の気体。空気中の約21％（体積）を占める。水に溶けにくい。燃焼によって酸化物を生じる。	淡青色、特異臭の気体。不安定で分解しやすく、有毒。酸化作用が強い（ヨウ化カリウムデンプン紙を青変）。
用途	金属の溶接や切断（酸素アセチレン炎）。医療用。	飲料水の殺菌。繊維の漂白。
製法	H2O2水溶液の分解（触媒：MnO2） ２H2O2→２H2O＋O2 KClO3の加熱分解（触媒：MnO2） ２KClO3→２KCl＋３O2	酸素に紫外線をあてる。酸素中で無声放電。 ３O2→２O3

酸化物

酸性酸化物 （非金属元素の酸化物）	水と反応してオキソ酸＊＊を生じる。塩基と反応する。 〈例〉CO2、NO2、SO3
塩基性酸化物 （金属元素の酸化物）	水と反応して塩基を生じる。酸と反応する 。〈例〉Na2O、MgO、CaO
両性酸化物 （両性元素＊の酸化物）	酸とも塩基とも反応する 。〈例〉Al2O3、ZnO

　＊Zn、Al、Sn、Pb（ああすんなり）など
＊＊分子内に酸素を含む酸

硫黄とその化合物

S

同素体	色	外観	分子の構成	CS2への溶解
斜方硫黄	黄色	塊状結晶	環状分子S8	溶ける
単斜硫黄	黄色	針状結晶	環状分子S8	溶ける
ゴム状硫黄	褐色	ゴム状固体	鎖状分子SX	溶けない

• 空気中で燃焼すると、SO₂を生成　S＋O₂→SO₂
• 高温でFeなどの金属と反応し、硫化物を生成　Fe＋S→FeS

H₂S

• 無色、腐卵臭の有毒な気体
• 水溶液は弱酸性　
• 可燃性、還元作用を示す　〈例〉２H₂S＋SO₂→３S＋２H₂O
• 多くの金属イオンと反応して、硫化物を沈殿
  〈例〉Pb^2＋＋H₂S→PbS（黒）＋２H⁺

製法　硫化鉄（Ⅱ）に希硫酸　FeS＋H₂SO₄→FeSO₄＋H₂S

SO₂

• 無色、刺激臭のある有毒気体
• 水によく溶け、亜硫酸を生じる（酸性雨の一因）
• 還元作用が強く、漂白作用がある（紙、繊維などの漂白に用いる）

製法

• 銅に濃硫酸、加熱 Cu＋２H₂SO₄→CuSO₄＋２H₂O＋SO₂
• 亜硫酸塩に希硫酸 Na₂SO₃＋H₂SO₄→Na₂SO₄＋H₂O＋SO₂

SO₃

• 無色、針状結晶
• 昇華しやすく、発煙性がある
• 水と激しく反応し、硫酸を生じる　SO₃＋H₂O→H₂SO₄

製法　二酸化硫黄の酸化　２SO₂＋O₂→２SO₃（触媒：V₂O₅、Pt）

H₂SO₄　濃硫酸　（語呂：さきにねふだを濃硫酸）

① 酸化作用（熱濃硫酸は酸化作用が強い） ②　吸湿性（乾燥剤に利用）

③　粘性（重くてドロドロ）　　④　不揮発性（蒸発しにくい）

⑤　脱水作用 （C₂H₅OH →　C₂H₄ ＋　H₂O　など）

H₂SO₄　希硫酸

• 強酸性（多くの金属と反応し、H₂を発生）
• 硫酸塩は水に溶けるものが多い（ただし、CaSO₄、SrSO₄、BaSO₄、PbSO₄は水に難溶）

硫黄化合物の相互関係・製法

• FeS＋H₂SO₄→FeSO₄＋H₂S
• ２H₂S＋SO₂→３S＋２H₂O
• NaHSO₃＋H₂SO₄→NaHSO₄＋H₂O＋SO₂
• ２SO₂＋O₂→２SO₃（触媒：V₂O₅）
• SO₃＋H₂O→H₂SO₄（④、⑤：接触法）
  ＊SO₃を濃硫酸に吸収させて発煙硫酸にし、さらにこれを希硫酸に加えて濃硫酸にする。
• Cu＋２H₂SO₄(熱濃)→CuSO₄＋２H₂O＋SO₂