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
*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
②、硫分族（硫、硒、碲）
*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X 2-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：O 2和O 3；
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S n 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CS 2中，都是由S 8分子组成的（在环状分子中，每个硫原子以SP 3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键相联结）。对S 6、S 8、S 12、S x 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Se 8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。
O ＜F
S ＜Cl
＜
*同素异形体的复杂性，从S经Se到Te迅速缩减。
⑵、物理性质
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点燃SO2（空气中，淡蓝色火焰；纯O2中，蓝紫色火焰）
Se+O2SeO2（白色固体，易挥发。）纯蓝色火焰
Te+O2TeO2（白色固体，不挥发。）绿蓝色火焰
３、气态氢化物
⑵、化学性质
Se+2H ++2e -H 2Se ，φ ；Te+2H ++2e
-H 2Te ，φ ；
4、氧化物及其水合物
⑴、色态：①、氧化物的色态
②、氧化物水化物的色态
⑵、酸性 ①、H 2②、H
⑶、氧化还原性
氧和硫 φ
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 、Al 2Te 3、Bi 2Te 3。 二、氧及其化合物 1、臭氧O 3（跟O 2比较） ⑴、物理性质
⑵、分子结构和成键特征
①、分子结构
O 2分子中有1个σ键、2个三电子π键；O 2分子为直线型，是非极性分子。O 3分子中位于中间的O 原子以SP 2杂化轨道分别和2个O 原子成σ键，此外还有离域的Π 4 3键；O 3分子为折线型分子，是极性分子（μ=0.53D ）。
Π４
３ ,
中间的O 原子SP 2
杂化 Π3 ②、成键特征 Ⅰ、O 2分子
结合1个电子，形成超氧离子O - 2（例如，超氧化钾KO 2）；结合2个电子，形成过氧离子O 2- 2（例如，过氧化钠Na 2O 2，过氧化钡BaO 2）或共价的过氧链—O —O —（例如H 2O 2）；逐个结合电子，最终形成氧离子O 2-（例如离子型氧化物Na 2O ）；失去1个电子，形成二氧
基阳离子O + 2（例如，O +
2[AsF 6]-）。
Ⅱ、O 3分子
结合1个电子，形成臭氧离子O - 3（例如，臭氧化钾KO 3）。
*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O 2和O 2- 2。空气中的负氧离子（O - 2、O 2- 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，O 2较稳定。O 3不稳定，但在常温下分解缓慢，437K 以上则迅速分解。MnO 2、PbO 2 、铂黑等催化剂存在或经紫外线辐射都会使臭氧分解。 2O 3=3O 2；Δr =-284kJ/mol ， rG =-326kJ/mol ②、氧化性
φO 2+4H ++4e -2H 2O ，φ ；O 3+2H ++2e -O 2+ H 2O ，φ ；
φ O 2+2H 2O+4e -
4OH -，φ ；O 3+H 2O+2e -O 2+ 2OH -，φ Ⅰ、O 2
常温下O 2的化学活泼性与O 3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”。Φmax（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，Δr=495-E(光子),kJ/mol；
O+O2+M→O3+M，Δr=-106.27kJ/mol；
O3的耗损：O3+hν(λ＜325nm)→O+O2，Δr=106.27-E`(光子),kJ/mol；
O+O3→2O2，Δr=-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(O 3)＞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O 3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、O 3的产生
在大雷雨放电或通过无声放电，O 2可以转化为O 3；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、F 2和H 2O 作用等，都有O 3生成。但制备O 3则采用静电放电方法，
)通过高频电场，生成物中通常Φ(O 3)=9～11%，最高可达Φ(O 3）=15～16%。3O 3
2、过氧化氢H 2O 2（跟H 2O 比较）1
2222--??O H O H
⑵、化学性质
①、热稳定性
易分解2H 2O 2(l)=2H 2O(l)+O 2（g ）；Δr =-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：Fe 2+、Mn 2+、Cu 2+、Cr 3+等离子都能加速分解；2H 2O 2MnO 2
2H 2O+O 2↑实验室制O 2的方法之一
Ⅳ、光：320～380nm 的光也能加速分解。∴过氧化氢H 2O 2 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Na 2Sn(OH)6、焦磷酸钠Na 4P 2O 7或8-羟基喹啉等）。 ②、氧化还原性
（H 2O 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。）
H 2O 2 H 2O 2作氧化剂：在酸性介质中，它是强氧化剂，产物是H 2O ；在碱性介质中，它是中强氧化剂，产物是OH -。
H 2O 2作还原剂：在酸性介质中，它是弱还原剂，产物是O 2；在碱性介质中，它是中强还原剂，产物是O 2。
φH 2O 2+2H ++2e -2H 2O ，φ ；O 2+2H ++2e -H 2O 2，φ ； φHO 2-+H 2O+2e -
3OH -，φ ；O 2+H 2O+2e -HO 2-+OH -，φ ；
H 2O 2+2I -+2H +→I 2+2H 2O ，3H 2O 2+2NaCrO 2(绿色)+2NaOH →2Na 2CrO 4(黄色)+4H 2O,
H 2O 2+H 2SO 3→SO 2- 4+2H +
+H 2O,H 2O 2+Mn(OH)2(白色)→MnO 2(棕黑色)+2H 2O,
*铅白（白铅粉），即碱式碳酸铅2PbCO 3·Pb(OH)2≡(PbCO 3)2·Pb(OH)2。铅白颜料常因空气中微量H 2S 的作用而变黑，可用H 2O 2处理使之变白。
2PbCO 3·Pb(OH)2+3H 2S →3PbS+2CO 2↑+4H 2O,
4H 2O 2+PbS(黑色)→PbSO 4(白色)+4H 2O,
5H 2O 2+2MnO - 4+6H + →2Mn 2+
+5O 2↑+8H 2O, 3H 2O 2+2MnO - 4→2MnO 2↓+3O 2↑+2OH -+2H 2O,
H 2O 2+Cl 2→2HCl+O 2↑
*Fe 2+催化H 2O 2分解反应:2Fe 2++H 2O 2+2H + →2Fe 3++2H 2O,
H 2O 2+2Fe 3+ →2Fe 2++O 2↑+2H +, 总反应2H 2O 2→O 2↑+2H 2O
③、弱酸性
H 2O 2电离常数(20℃时) θ
１
a K =1.55×10-12（约与H 3PO 4的θ3a K 相当，＜H 2CO 3的θ２a K ），θ２a K ≈10-25；（H 2O θ１a K =1.6×10-16, θ
２a K ≈10-38）
Na 2O 2可以看作H 2O 2的盐。×2） Na 2O 2+2H 2O →2NaOH+H 2O 2
+) 2H 2O 2→2H 2O+O 2↑
总反应2Na 2O 2+2H 2O →4NaOH+O 2↑
在酸性溶液中，H 2O 2跟K 2Cr 2O 7反应(过氧链的转移)，生成二过氧合铬的氧化物[化学式为CrO(O 2)2或CrO 5显蓝紫色，在乙醚中比较稳定]（此反应用于鉴定H 2O 2或Cr 2O 72-）。
K 2Cr 2O 7+4H 2O 2+H 2SO 4→2CrO 5+K
2SO 4+5H 2O
⑶、制法
①、实验室制法
Na 2O 2+H 2SO 4+10H 22SO 4·10H 2O↓+H 2O 2
或BaO 2+H 2SO 4→BaSO 4↓+H 2O 2，除去沉淀后的溶液含有6%～8%的H 2O 2。 ②、工业制法 Ⅰ、电解KHSO 4法
阳极（Pt ）： 2HSO - 4→S 2O 2-
8+2H ++2e -
阴极（石墨或铅）：2H ++2e -→H 2↑
将电解产物进行水解，得到H 2O 2，S 2O 2- 8+2H 2O →H 2O 2+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O 2氧化生成乙基蒽醌和过氧化氢。一方面，将生成的H 2O 2用水抽取（萃取），得w(H 2O 2)=18%的溶液，经减压蒸馏得w(H 2O 2)=30%的溶液,再经减压蒸馏可得w(H 2O 2)=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
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），Ag2S用于黑色镶嵌术和陶瓷制造。
银器变黑：2H2S+4Ag+O2→2Ag2S+2H2O；2H2S+O2→2S+2H2O，2S+4Ag→2Ag2S；
H2S+2Ag→Ag2S+H2，φ2S/Ag，S2-)=-0.71V
S+H2S，2S+C CS2，S+3F2=SF6，S+O2点燃SO2（空气中，淡蓝色火焰；纯O2中，蓝紫色火焰），S+Cl2(过量)=SCl2（红棕色液体，40℃分解，湿空气中发烟，在水中分解。）SCl2是橡胶硫化剂、有机物氯化剂，制造硫化油等。
③、跟其它物质的反应
+3H2O[制造“石（灰）硫（黄）合剂”的反应]
3S+6OH-2S2-+SO2-
3
S+2H2SO4（浓）3SO2↑+2H2O
⑶、用途：①、制造H2SO4 ；②、橡胶制品；③、黑火药、焰火、火柴；④、制造农药；
⑤、硫黄软膏，治疗皮肤病。
2、硫化氢
⑴、物理性质
*空气中H2S含量达0.05%时，就能闻到其气味。2003年12月23日，在重庆市开县境内，中石油川东北气矿一矿井发生天然气井喷事故，H2S中毒，死亡243人、伤1000多人。它既是一种神经毒剂，又是窒息性和刺激性气体，当环境中浓度达1000×10-6～1500×10-6时，即可造成中毒者神志丧失、痉挛和呼吸窒息而死亡。
2009-02-24 16:06:00来源: 中国青年报(北京) ：2005年，科学家发现了第三种内源性气体信号分子——硫化氢，它在调节血管舒张程度等方面与一氧化氮和一氧化碳非常相似。目前研究表明，硫化氢有着多种生物学效应，对血管系统、神经系统、代谢、红细胞功能、消化系统等都有一定的调节作用。硫化氢能够独立或与一氧化氮协同舒张血管平滑肌，通过内皮细胞可以显著地舒张血管，也可以直接通过调节平滑肌的张力实现对血压的生理性调节。
另外，科学家还发现，尽管大量吸入硫化氢可能导致呼吸急促、意识不清或昏迷，甚至死亡，但健康人吸入适量的硫化氢却能调节身体利用氧的能力，提高机体的适应能力，可以通过抑制肌肉运动时的有氧代谢，降低人体运动过程中的氧摄取量，增加运动过程中依赖无氧代谢的能力。另外，硫化氢还可以作为一种细胞的电子载体，对红细胞氧化和衰老进行抑制，从而起到保护循环系统中的氧化损伤和清除衰老细胞的作用。
目前对气体信号分子硫化氢的作用仍在逐步探索中，科学家希望通过硫化氢以及其他两种内源性气体分子的研究，找到高血压等疾病的发病机制和新的治疗途径，最终实现临床应用为人类造福。 ⑵、化学性质 ①、热稳定性
②、强还原性 Ⅰ、可燃性
完全燃烧：2H 2S+3O 2
点燃
2SO 2+2H 2O （空气充足）（淡蓝色火焰）
不完全燃烧：2H 2S+O 2 点燃
2S+2H 2O （空气不足）
Ⅱ、能和许多氧化剂起反应（能被FeCl 3、I 2、SO 2等温和的氧化剂氧化）
2H 2S+O 2→2S ↓+2H 2O （H 2S 水溶液久置变浑浊）,H 2S(g)+I 2(aq)→S ↓+2HI
H 2S+4Cl 2+4H 2O →H 2SO 4+8HCl,H 2S+4Br 2+4H 2O →H 2SO 4+8HBr （能使溴水褪色） H 2S+H 2SO 4(浓)→SO 2+S ↓+2H 2O,H 2S+2FeCl 3→2FeCl 2+S ↓+2HCl
5H 2S+2KMnO 4
+3H 2SO 4 →K 2SO 4+2MnSO 4+8H 2O+5S ↓（能使高锰酸钾溶液褪色） ③、弱酸性
氢硫酸是二元弱酸，能使石蕊试液变为浅红色，能使润湿的醋酸铅试纸变黑。
H 2S H ++HS -，θ
１a K =1.37×
10-7；HS -H ++S 2-，θ２a K =7.1×10-15； H 2S+NaOH(不足量)=NaHS+H 2O ，H 2S+2NaOH=Na 2S+2H 2O
H 2S+Pb(Ac)2=PbS ↓(黑色)+2HAc,H 2S+CuSO 4=CuS ↓(黑色)+H 2SO 4 ⑶、H 2S 的实验室制法
①、原理:FeS+2H +=Fe 2++H 2S ↑(用稀HCl 或稀H 2SO 4)
(块固、液,混合，不加热制气。)
②、装置：（H 2、CO 2、H 2S 的制取装置相同）（*所谓装置，通常包括“发生、除杂、收集、净化”等几部分装置。其中发生装置要根据“反应物的状态和反应条件”来确定。收集装置要根据生成物的性质来确定。）
③、收集：向上排空气法（由生成物H 2S 的性质决定） ④、检验是否收集满瓶：用润湿的醋酸铅试纸 ⑤、尾气处理：净化剂用CuSO 4溶液或NaOH 溶液。 ⑷、金属硫化物
⑸、多硫化物
在硫化物的浓溶液中加入硫黄粉时，硫溶解而生成相应的多硫化物。例如， (NH 4)2S+(X-1)S=(NH 4)2Sx,随着x 的增加，多硫化物的颜色由无色变为黄色、红色。 Na 2S 2是脱毛剂、CaS 4是杀菌剂。多硫化物和酸反应，生成H 2S 和S 。
Sx 2-+2H +=H 2S ↑+(x-1)S ↓
3、SO 2、H 2SO 3及其盐 ⑴、SO 2的物理性质
无色、有刺激性气味的气体，有毒，φ(SO 2)＜8×10-6时，不产生明显生理影响。 ρ(SO 2)＞ρ(空气)，易液化，易溶于水[常温常压下，1L 水能溶解40L SO 2，相当于10%的溶液；饱和溶液c(H 2SO 3)≈1.6mol/L]。 ⑵、化学性质
①、SO 2具有酸性氧化物的通性
SO 2+H 2O
H 2SO 3
（*可逆反应：在同一条件下，既向正反应方向进行、同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应。）
SO 2是亚硫酸（H 2SO 3）的酸酐。H 2SO 3只能在水溶液中存在，不稳定，具有酸的通性（例
如，使紫色石蕊试液变红……），是一种中强酸（θ
１
a K =1.3×10-2，θ２a K =6.3×10-8）。 (*H 2CO 3θ１a K =4.2×
10-7，θ
２a K =5.6×10-11) SO 2+Ca(OH)2→CaSO 3↓+H 2O ，
SO 2+NaOH →NaHSO 3， NaHSO 3+NaOH →Na 2SO 3+H 2O, 2SO 2+H 2O+Na 2CO 3→2NaHSO 3+CO 2↑，SO 2+H 2O+2Na 2CO 3→2NaHCO 3+Na 2SO 3
SO 2- 3+2H +→SO 2↑+H 2O ， HSO -
3+H +→SO 2↑+H 2O
②、氧化还原性 （既有氧化性，又有还原性，以还原性为主。）
SO 2+X 2+2H 2O →H 2SO 4+2HX,(X=Cl 、Br 、I)（SO 2能使溴水褪色）；
5SO 2+2MnO - 4+2H 2O →2Mn 2++5SO 2-
4+4H +，（SO 2能使酸性高锰酸钾溶液褪色）；
Cl 2+SO 2- 3+H 2O →2Cl -+SO 2-
4+2H +（Na 2SO 3和NaHSO 3可用作漂白织物时的去氯剂）
； 2H 2SO 3+O 2→2H 2SO 4，2Na 2SO 3+O 2→2Na 2SO 4，2SO 2+O 2
催化剂 加热
2SO 3；
SO 2+2H 2S →3S ↓+2H 2O ，4Na 2SO 33Na 2SO 4+Na 2S
③、漂白性
SO 2能和某些有色物质形成无色的加合物，所以SO 2被用来漂白纸浆、草编织品等。这种无色的加合物不稳定，容易分解，使有色物质恢复原来的颜色。（SO 2能使品红溶液褪色，加热后红色复现。）
*2005年5月27日《文摘周报》转载“人民网”文报道，市场上销售的一次性筷子，通常用二氧化硫进行漂白。如果人体摄入二氧化硫浓度太高，会刺激呼吸系统，导致哮喘病复发。 ⑶、SO 2的制法 ①、工业
4FeS 2+11O 2
2Fe 2O 3+8SO 2，S+O 2 点燃 SO 2
②、实验室
Na2SO3+H2SO4→Na2SO4+H2O+SO2↑“粉末状固体+液体→气体”（不用加热）
（装置类似于实验室制Cl2的装置，但不要酒精灯）
⒋、SO3、H2SO4及其盐
⑴、SO3
①、物理性质
无色易挥发晶体，熔点16.8℃，沸点44.8℃。气体SO3分子为平面正三角形。
②、化学性质
Ⅰ、SO3是酸性氧化物，和碱或碱性氧化物作用生成相应的盐。SO3极易吸收水分，在空气中强烈冒烟，溶于水中即生成H2SO4并放出大量热。
Ⅱ、SO3是一种强氧化剂，高温时能氧化HBr、P、KI和铁、锌等金属。
2P+5SO3=P2O5+5SO2，2KI+SO3=K2SO3+I2，2HBr+SO3=Br2+SO2+H2O，
⑵、H2SO4
①、物理性质
纯硫酸是一种无色油状的粘稠液体，凝固点10.2℃。沸点高[ω(H2SO4)=98.3%的硫酸是一种恒沸液，沸点338℃]，难挥发。ω(H2SO4)=98.3%的硫酸，ρ=1.834g/cm3, c(H2SO4)≈18mol/L。340℃分解。硫酸是一种强酸，易溶于水，能以任意比例与水混溶。浓硫酸溶解时放出大量的热。
②、化学性质
K=1.0×10-2）
Ⅰ、稀硫酸具有强酸的通性（第一步电离完全，
a
２
H2SO4溶液：通常ω(H2SO4)≥70%，称为浓硫酸，具有浓硫酸的性质；ω(H2SO4)＜70%，称为稀硫酸。
Ⅱ、浓硫酸的特性
㈠、强烈的吸水性
*H2SO4分子具有强烈的水合作用，所以浓硫酸可以用来作干燥剂。由于在浓硫酸溶于水的过程中，H2SO4+XH2O=H2SO4·XH2O(X=1，2，4，以及3，6，8)形成各种水合物以及水合H+时放出大量的热（例如，20℃时1molH2SO4与过量的H2O混合，溶解热为85.5kJ/mol；水合能大。在溶解过程中，放出热量＞吸收热量）。所以，若不小心将水倒入浓硫酸，由于产生剧热会导致爆炸。
H2SO4是SO3的水合物，除了H2SO4（SO3·H2O）和H2S2O7（2SO3·H2O）外，还有一系列稳定的水合物：H2SO4·H2O（SO3·2H2O），H2SO4·2H2O（SO3·3H2O），H2SO4·4H2O （SO3·5H2O）……
㈡、强烈的脱水性
浓硫酸能从一些有机化合物中夺取与H2O分子组成相当的H和O，使这些有机物炭化。（在脱水时伴随着氧化还原反应，因而有SO2 、CO2及CO产生。）
㈢、（热的浓硫酸具有）强氧化性
Fe、Al、Cr在冷（指常温下）、浓（93%以上）硫酸中发生钝化，因此，浓硫酸可以用铁或铝制的容器贮存。
热的浓硫酸可以和许多金属或非金属作用而被还原为SO2或S。
A、跟金属的反应
Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O，5Cu+4H2SO4(浓）Cu2S+3CuSO4+4H2O，
Cu2S+2H2SO4(浓)CuS+CuSO4+SO2↑+2H2O，Zn+2H2SO4(浓)ZnSO4+SO2↑+2H2O,
CuS+2H2SO4(浓)S+CuSO4+SO2↑+2H2O,3Zn+4H2SO4(浓)S+3ZnSO4+4H2O,
4Zn+5H2SO4(浓)4ZnSO4+H2S↑+4H2O,2Fe+6H2SO4(浓)Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O B、跟非金属的反应
S+2H2SO4(浓)3SO2↑+2H2O，C+2H2SO4(浓)CO2↑+2SO2↑+2H2O
C、跟化合物的反应：H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2+2H2O，
2HI+H2SO4(浓)=I2+SO2+2H2O，2HBr+H2SO4(浓)=Br2+SO2+2H2O
㈣、极强的酸性
H2SO4为强酸，是指它在水溶液中第一步是完全电离的。它的第二步程度则较低（
２
a
K=1.0×10-2），例如,在0.10mol/LH2SO4中HSO- 4的电离度只有10%，而在
0.10mol/LNaHSO4中HSO-
4
的电离度为29% 。
H2SO4的酸性随浓度增加而增强，这要分两部分给予说明。第一，对于H2SO4的稀溶液，阿仑尼乌斯的酸碱电离理论（1887年）是适用的，此时酸性随浓度增加而增大的原因是H2SO4在水中电离所产生的H+浓度增加而造成的。第二，对于H2SO4的浓溶液以及无水硫酸，阿仑尼乌斯的酸碱电离理论已不适用；例如，10mol/L的任何一种强酸，其酸性是1mol/L时的1000倍，无水硫酸的酸性是1mol/L时的1011倍（即1000亿倍）。事实上，当W(H2SO4)＞84.5%（即H2SO4和H2O的物质的量之比超过1∶1）时，酸度仍继续增大，此时硫酸酸性随浓度增加而增大的原因，不仅要考虑是H2SO4在水中电离所产生的H+，还要注意到H2SO4分子是比H3O+给出质子能力更强的酸。
⑶、硫酸盐
①、水溶性
Ba2+、Sr2+、Pb2+的硫酸盐难溶，Ca2+、Ag+的硫酸盐微溶，其它硫酸盐易溶。
②、大多数硫酸盐含有结晶水
CuSO4·5H2O，CaSO4·2H2O，FeSO4·7H2O，ZnSO4·7H2O，Na2SO4·10H2O……
③、形成复盐
Ⅰ、通式为MⅠ2SO4·MⅡSO4·6H2O，MⅠ=NH4+，K+；MⅡ=Mg2+，Fe2+，Mn2+。例如，(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O摩尔（Mohr）盐—硫酸亚铁铵。
Ⅱ、通式为MⅠ2SO4·M2Ⅲ(SO4)3·24H2O，简式为MⅠMⅢ(SO4)2·12H2O，MⅠ=NH4+，K+，Na+；MⅢ=Al3+，Fe3+，Cr3+。例如，K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O明矾(铝钾矾)，(NH4)2SO4·Fe2(SO4)3·24H2O 铁铵矾。
④、常见的几种硫酸盐
Ⅰ、硫酸钙（CaSO4白色固体）
石膏CaSO4·2H2O，用于制造水泥、硫酸和熟石膏，也用作油漆、纸张等的填料、制豆腐的凝结剂。中医学上用作清热泻火药。
熟石膏2CaSO4·H2O用于制作模型、各种石膏制品。工艺美术上作雕塑模型，医疗上用作石膏绷带，建筑上用作装饰抹灰、调节水泥凝结时间。
2(CaSO4·2H2O)150℃～170℃
2CaSO4·H2O+3H2O,
2CaSO4·H2O+3H2O→2(CaSO4·2H2O)
Ⅱ、硫酸锌ZnSO4
ZnSO4·7H2O皓矾，用作医疗上的收敛剂、木材的防腐剂、印染工业的媒染剂。
Ⅲ、BaSO4
医疗上的“钡餐”。白色颜料“锌钡白”（俗名“立德粉”）是硫化锌和硫酸钡的混合物。
Ⅳ、2FeSO4强热
Fe2O3+SO2↑+SO3↑
煤粉还原芒硝，煅烧：Na 2SO 4+2C 800℃～1100℃
Na 2S+2CO 2↑
Na 2SO 4+4C 800℃～1100℃
Na 2S+4CO ↑
⑷、SO 2-
4
的检验
①、物质的检验问题，根据目的与要求分为鉴别、鉴定和推断三种类型。回答这些问题要把握四个要点，操作、现象、结论、理论分析（化学方程式、离子方程式等）。 物质检验一般原则：现象鲜明、反应灵敏、消除干扰。
②、SO 2- 4的检验：在被检测的溶液中先加入稀盐酸或稀硝酸，没有白色沉淀生成（加入盐酸
排除Ag +、SO 2- 3、CO 2- 3的干扰，加入稀硝酸排除CO 2-
3的干扰）；然后加入BaCl 2或Ba(NO 3)2
溶液，有白色沉淀析出，表明被测溶液中含有SO 2- 4。Ba 2++SO 2-
4=BaSO 4↓
BaSO 4（白色）不溶于盐酸和稀硝酸，AgCl （白色）不溶于稀硝酸。 SO 2- 4的检验试剂：BaCl 2或Ba(NO 3)2溶液，稀盐酸或稀硝酸。 ５、硫的其它含氧酸
⑴、焦硫酸H 2S 2O 7（2SO 3·H 2O ） 发烟硫酸H 2SO 4·XSO 3，当X=1时，其组成为H 2S 2O 7，叫做焦硫酸。它是一种无色的晶状固体，熔点35
S S
O O O O
O OH HO
①、H 2S 2O 7 Ⅰ、焦硫酸是比无水硫酸更强的酸。无水硫酸H 0≈-12，焦硫酸H 0≈-15[H 0哈默特（Hammett ）酸度函数]
Ⅱ、吸水性比浓硫酸更强。它跟水作用生成H 2SO 4。H 2S 2O 7+H 2O →2H 2SO 4 Ⅲ、氧化性都比浓硫酸更强。 ②、H 2S 2O 7的用途：
Ⅰ、工业上在制造某些染料和炸药的过程中，用焦硫酸作脱水剂以及氧化剂。
Ⅱ、焦硫酸盐的一个重要用途，是与一些难熔的碱性氧化物Al 2O 3 、Fe 2O 3 、TiO 2等）共熔生成可溶性的硫酸盐。在分析化学上常把焦硫酸盐叫做熔矿剂。
Al 2O 3+3K 2S 2O 7
共熔
Al 2(SO 4)3+3K 2SO 4，Fe 2O 3+3K 2S 2O 7 共熔
Fe 2(SO 4)3+3K 2SO 4
⑵、硫代硫酸（H 2S 2O 3）及其盐
至今尚未制得纯的硫代硫酸（H 2S 2O 3），但其盐硫代硫酸钠Na 2S 2O 3·5H 2O （又称海波、大苏打）却极其有用。
①、Na 2S 2O 3的制法
Ⅰ、Na 2SO 3溶液和硫粉一起煮沸Na 2SO 3 煮沸 Na 2S 2O 3 Ⅱ、n(Na 2S)：n(Na 2CO 3)==2∶1的溶液，通入SO 2，2Na 2S+Na 2CO 3+4SO 2=3Na 2S 2O 3+CO 2
②、Na 2S 2O 3的化学性质
Ⅰ、遇酸分解：Na 2S 2O 3在碱性、中性溶液中很稳定，在酸性溶液中迅速分解。
S 2O 2- 3+2H +
=SO 2↑+S ↓+H 2O
Ⅱ、具有还原性（中等程度还原剂）
S 2O 32-+4Cl 2+5H 2O=2SO 42-+8Cl -+10H +，S 2O 32-+Cl 2+H 2O=SO 42-+S ↓+2Cl -+2H +
纺织工业先用Cl 2作漂白剂，而后再用S 2O 2- 3作脱氯剂，就是利用上述反应。上述反应也曾用于防毒面具中吸收Cl 2。
下列反应是定量进行的，常在分析化学中用于碘的滴定。（较强的氧化剂如Cl 2和Br 2
可将其氧化为硫酸钠）I 2+2Na 2S 2O 3=Na 2S 4O 6+2NaI （连四硫酸根离子S 4O 62-中S 的化合价是+2.5）
Ⅲ、作配位体（S 2O 2-
3
AgBr+2S 2O 2- 3==[Ag(S 2O 3)2]3-+Br -，
Ag ++2S 2O 2- 3==[Ag(S 2O 3)2]3-，β2=4.0×
1013； Ag 2S 2O 3+2Na 2S 2O 3=Na 4[Ag 2(S 2O 3)3]，Ag 2S 2O 3+2S 2O 32-=[Ag 2(S 2O 3)3]4-；
Na 2S 2O 3作定影剂的原理，就是照相底片上未曝光的AgBr 由于形成这种配离子而溶解。 **（Na 2S 2O 3中的S 平均是+2价；其中的中心硫原子是+6价，另一个硫原子是-2价。）
2AgNO 3(过量)+Na 2S 2O 3=Ag 2S 2O 3↓（白色，不稳定）+2NaNO 3
白色沉淀很快就变黄、变棕，最后变成黑色的Ag 2S 沉淀，其中间组成尚未明了。
Ag 2S 2O 3+H 2O=Ag 2S(黑色)+H 2SO 4，Ag 2S 2O 3+3S 2O 2- 3(过量)=2[Ag(S 2O 3)2]3- O
O
O
过一硫酸H 2SO 5，过二硫酸H 2S
2O 8。可以把过硫酸看作是H 2O 2的衍生物。所有的过硫酸盐都是强氧化剂，K 2S 2O 8或(NH 4)2S 2O 8是过二硫酸的重要的盐。
Cu+K 2S 2O 4+K 2SO 4 ,
2Mn 2++5S 2O 82-+8H
2O
2MnO 4-+10SO 42- +16H + 2S 2O 82K 2SO 4+2SO 3+O 2
⑷、连二亚硫酸钠
连二亚硫酸钠Na 2S 2O 4·2H 2O 险粉”。(连二亚硫酸H 2S 2O 4中S 的化合价是+3价。) ①、不稳定性
Na 2S 2O 4在无O 2条件下，即使是固体，也发生歧化反应（有少量水时，歧化反应加快）。固体受热发生分解反应。2Na 2S 2O 4+H 2O==Na 2S 2O 3+2NaHSO 3，
2Na2S2O 4Na2S2O3+Na2SO3+SO2↑
②、强还原性
S2O42-能将MnO4-、IO3-、I2、H2O2、O2还原，还能把Cu2+、Ag+还原以及把硝基化合物还原为氨基化合物。2Na2S2O4+O2+2H2O=4NaHSO3，Na2S2O4+O2+H2O=NaHSO4+NaHSO3
Na2S2O4是印染工业中非常重要的还原剂，同时也是有机化工生产上不可缺少的还原剂。
⑸、焦亚硫酸钠Na2S2O5
5
，又称一缩二亚硫酸。）2
置空气中易氧化成Na2SO4，与强酸反应放SO2。150℃分解。
焦亚硫酸钠是还原剂、漂白剂。在染料工业上常用作棉布漂白后的脱氯剂，棉布煮练剂……感光工业作显影剂。
第12章氧族元素 12.1 空气中O2与N2的体积比是21：78 ，在273K和101.3kPa 下lL 水能溶解O2：49.10mL ， N2：49.10mL。问在该温度下溶解于水的空气所含的氧与氮的体积比是多少？ 解：己知空气中氧、氮分压比为21：78。在273K、10 1.3 kPa 下lL 水能溶解O2为49.10mL，N2为23.20 mL。溶解于水的空气中氧的体积分数为 49.10×0.21 ＝0.36 (49.10×0.21)+(23.20×0.78) 氮的体积分数为：1－0.36＝0.64 因此溶解于水的空气所含的氧与氮的体积比是1：1. 8 。 12.2 在标准状况下，750 mL 含有O3的氧气，当其中所含O3完全分解后体积变为780mL ，若 将此含有O3的氧气lL 通入KI溶液中，能析出多少克I2 ? 解：设750mL 氧气中有x mL O3： 则有： 2 O3 → 3 O2 增加的体积 2 3 1 x30 所以2/x＝1/30 x＝60mL 即此氧气中O3百分比为60/750＝8 % ，lL 氧气中含80mL O3 . 设能析出I2y g ，已知M (I2)＝254 2I－+ 2H+ + O3 → I2 + O 2+ H2O 1mol 254g (0.08/22.4)mol y 所以 1/(0.08/22.4)＝254/y y＝254×0.08/22.4＝0.91(g) 12.3 大气层中臭氧是怎样形成的？哪些污染物引起臭氧层的破坏？如何鉴别O3，它有什么特征 反应？ 解：( 1 )O2+hv →O +O (λ<242nm ) O + O2 → O3 ( 2 )氟氯烃：CFCl3，CF2Cl2等，以及氮氧化物：NO2、NO 等可引起臭氧层的破坏。如NO2、CF2Cl2对臭氧层的破坏反应 CF2Cl2+hv→CF2C l·+C l·(λ<221nm) C l·+O3→Cl O·+O2 Cl O·+O→C l·+O2 即O3+O→O2+O2 NO2+h v→NO+O (λ<426nm) NO+ O3→ NO2+O2 NO2+O→NO+O2 即O3+O→O2＋O2 所以Cl原子或NO2分子能消耗大量O3
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 三、氧族元素 1、氧族元素的原子结构及性质的递变规律 2、臭氧和过氧化氢 臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞 过氧化氢不稳定分解， 可作氧化剂、漂白剂。 3.硫：难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳 （1）与O 2 (2)与强碱 4、二氧化硫的物理性质 无色、有刺激性气味的有毒气体；密度比空气大；易溶于水（1∶40）；易液化（－10℃） 5、二氧化硫的化学性质 1）、酸性氧化物 能和碱反应生成盐和水：SO 2+2NaOH===Na 2SO 3+H 2O 与水反应生成相应的酸：SO 2+H 2O===H 2SO 3（二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红） 二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO 2+H 2O H 2SO 3 2）、氧化性： SO 2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。 SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O 3）、还原性：SO 2使溴水和高锰酸钾溶液褪色 SO 2＋Br 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HBr 5SO 2+2KMnO 4+2H 2O===K 2SO 4+2MnSO 4+2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 SO 3 （SO 3+H 2O===H 2SO 4，SO 3是无色固体SO 3是一种无色固体，熔点是16.80 C ，沸点也只有44.8℃，易溶于水，溶于水时放出大量的热。） 4）、漂白性：SO 2使品红溶液褪色：由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。 把Cl 2和SO 2混合用于漂白，能否增强漂白效果？为什么？ 〖答案〗不能，SO 2＋Cl 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HCl 6.. 浓硫酸 （1）物理性质：无色油状液体，常见的浓硫酸质量分数为98.3%，沸点为338℃，高沸点难挥发性。 （2）化学性质： ① 吸水性（干燥剂） 吸收气体中水蒸气（作为干燥剂，不能干燥硫化氢、溴化氢、碘化氢、氨气） 浓硫酸与胆矾反应，由胆矾蓝色变为白色说明浓硫酸有吸水性。 ② 脱水性（炭化）
第十六章氧族元素习题参考 7. 少量Mn2+可以催化分解H2O2，其反应机理解释如下：H2O2能氧化Mn2+为MnO2，后者又能使H2O2氧化。试从电极电势说明上述解释是否合理，并写出离子反应方程式。 解：H2O2＋2H+＋2e-＝2H2O φ01＝1.77V MnO2＋4H+＋2e-＝Mn2+＋2H2O φ02＝1.23V O2＋2H+＋2e-＝H2O2φ03＝0.692V ①－②H2O2＋Mn2+ =MnO2＋2H+ E0＝φ01－φ02＝0.54V>0 ②－③MnO2＋H2O2＋2H+=Mn2+＋O2＋2H2O E0＝φ02－φ03＝1.23－0.68＝0.55V>0 8. 写出H2O2与下列化合物的反应方程式：KMnO4（在H2SO4介质中），Cr(OH)3（在NaOH介质中）。 解：3H2O2 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH→2Na2CrO4 + 8H2O 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4→2MnSO4 + K2SO4 +8H2O + 5O2 14. 完成下列反应方程式，并解释在反应（1）过程中为什么出现由白到黑的颜色变化。 （1）Ag++S2O32-(少量)→ （2）Ag++S2O32-(过量)→ 解：2Ag+ + S2O32- (少量)→Ag2S2O3 (白色) Ag2S2O3 + H2O→Ag2S↓(黑色) + 2H+ + SO42-
第一个反应首先形成白色硫代硫酸银沉淀，随后经历黄色、棕色至黑色的硫化银。 Ag+ + 2S2O32- (足量)→[Ag(S2O3)2]3- 16. 写出下列各题的生成物并配平反应方程式： （1）Na2O2与过量冷水反应。Na2O2 + 2H2O→2NaOH + O2（2）在Na2O2固体上滴加几滴热水。2Na2O2+ 2H2O →4NaOH + O2 （3）在Na2CO3溶液中通入SO2至溶液的PH=5左右。Na2CO3+2SO2+H2O→2NaHSO3+CO2 （4）H2S通入FeCl3溶液中。H2S+2FeCl3→S+2FeCl2+2HCl （5）Cr2S3加水。Cr2S3+H2O→Cr(OH)3+H2S （6）用盐酸酸化多硫化铵溶液。2HCl + (NH4)2S x→H2S + (x-1)S + 2NH4Cl （7）Se和HNO3反应。3Se+4HNO3+H2O→3H2SeO3+4NO 18. 将SO2(g)通入纯碱溶液中，有无色无味气体A逸出，所得溶液经烧碱中和，再加入硫化钠溶液除去杂质，过滤后得溶液B。将某非金属单质C加入溶液（B）中加热，反应后再经过过滤、除杂等过程后，得溶液D。取3mL溶液D加入HCl溶液，其反应产物之一为沉淀C。另取3mL溶液D，加入少量AgBr(s)，则其溶解，生成配离子E。再取第3份3mL溶液D，在其中加入几滴溴水，溴水颜色消失，再加入BaCl2溶液，得到不溶于稀盐酸的白色沉淀F。试确定A~F的化学
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素 难点聚焦 1、氧族元素的原子结构及性质的递变规律 2、臭氧和过氧化氢 臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞 过氧化氢不稳定分解， 可作氧化剂、漂白剂。 3、二氧化硫的物理性质 无色、有刺激性气味的有毒气体；密度比空气大；易溶于水（1∶40）；（可用于进行喷泉实验，如SO 2、HCl 、NH 3）；易液化（－10℃） 4、二氧化硫的化学性质 1）、酸性氧化物 能和碱反应生成盐和水：SO 2+2NaOH===Na 2SO 3+H 2O 与水反应生成相应的酸：SO 2+H 2O===H 2SO 3（二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红） 二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO 2+H 2O H 2SO 3 2）、氧化性： SO 2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。 SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O 3）、还原性：SO 2使溴水和高锰酸钾溶液褪色 SO 2＋Br 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HBr 5SO 2+2KMnO 4+2H 2O===K 2SO 4+2MnSO 4+2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 SO 3 （SO 3+H 2O===H 2SO 4，SO 3是无色固体SO 3是一种无色固体，熔点是16.80C ，沸点也只有44.8℃，易溶于水，溶于水时放出大量的热。） 4）、漂白性：SO 2使品红溶液褪色：由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。 漂白性的比较 具有漂白性的物质 物质 HClO 、O 3、H 2O 2 、Na 2O 2 SO 2 木炭 原理 将有色物质氧化分解 与有色物质结合生成无色物质 将有色物质的分子吸附在其表面 实质 氧化还原反应 非氧化还原反应 物理吸附 效果 永久性 暂时性 暂时性 范围 可漂白大多数有色物质，能 使紫色石蕊褪色 可漂白某些有色物质，不能使石蕊试液褪色 可吸附某些有色物质的分子
第16章氧族元素 16-1 写出下列物质的化学式。 （1）方铅矿; (2)朱砂; (3)闪锌矿; (4)黄铜矿; （5）黄铁矿; (6)芒硝; (7)海波; (8)保险粉 解: (1)PbS (2)HgS (3)ZnS (4)CuFeS2 (5)FeS2 (6)Na2SO4·10H2O (7)Na2S2O3·5H2O (8)Na2S2O4·2H2O 16-2 命名下列硫的含氧酸及盐。 (1)K2S2O7; (2)H2SO5; (3)K2S2O8; (4)Na2S2O3·5H2O; (5)Na2S2O4; (6)Na2SO3; (7)Na2S4O6; (8)Na2SO4·10H2O 解: （1）焦硫酸钾(2)过一硫酸(3)过二硫酸钾 （4）五水合硫代硫酸钠(俗称海波) (5)连二亚硫酸钠 (6)亚硫酸钠(7)连四硫酸钠(8)十水合硫酸钠(俗称芒硝) 16-3 完成并配平下列反应方程式。 （1）H2S+ClO3-+H+ ------ （2）Na2S2O4+O2+NaOH------ （3）PbO2+H2O2 ------ （4）PbS+H2O2 ------- （5）S+NaOH(浓)------ （6）Cu+H2SO4(浓)------ （7）H+H2SO4(浓)------ （8）H2S+H2SO4(浓)------ （9）SO2Cl2+H2O------ （10）HSO3Cl+H2O------ 解: (1)5H2S + 8ClO3- === 5SO42- + 2H+ + 4Cl2 +4H2O （2）Na2S2O4 + O2 +2NaOH === Na2SO3 + Na2SO4 + H2O (3)PbO2+H2O2 === PbO + H2O + O2↑ (4)PbS+4H2O2 === PbSO4 + 4H2O (5)3S + 6NaOH(浓) === 2 Na2S + Na2SO3 + 3H2O （6）Cu +2H2SO4(浓) === CuSO4 + SO2↑+ 2H2O （7）S + 2H2SO4(浓) === 3SO2↑+2 H2O （8）H2S + H2SO4(浓) === S↓+ SO2+ 2H2O （9）SO2Cl2+2H2O === H2SO4+2HCl (10)HSO3Cl+H2O === H2SO4+HCl 16-4 完成下列各反应的化学方程式。 （1）Na2O2与过量冷水作用; （2）几滴热水滴在Na2O2固体上; （3）电解硫酸与硫酸铵的混合溶液; （4）将难溶于水与酸的Al2O3变成可溶于水的硫酸盐; （5）无氧条件下Zn粉还原酸式亚硫酸钠溶液; （6）将SeO2溶于水,然后通SO2Q气体;
第一章氢及稀有气体 1.氢气的制备 实验室：Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑ 军事上：CaH2 +2H2O → Ca（OH）2 + 2H2↑ 2.稀有气体化合物 ①第一个稀有气体化合物：Xe + PtF6 → Xe+[ PtF6] （无色）（红色）（橙黄色） ②氙的氟化物水解： 2XeF2+2H2O →2Xe↑+4HF+ O2↑ 6XeF4 + 12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑+3O2↑ +24HF XeF6+3H2O →XeO3+6HF ③氙的氟化物为强氧化剂： XeF2 + H2─→ Xe + 2HF XeF2 + H2O2─→ Xe + 2HF + O2↑ 第二章碱金属与碱土金属元素 一、碱金属与碱土金属（铍、镁除外）元素溶于液氨，生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。 碱金属M(S) + (x+y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y 碱土金属M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x +2e-(NH3)y 二、氢化物
氢化物共分为离子型、共价型、过渡型 离子型氢化物是极强的还原剂：TiCl 4＋4NaH Ti ＋4NaCl ＋2H 2↑ LiH 能在乙醚中同B 3＋ Al 3＋ Ga 3＋ 等的无水氯化物结合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。 4LiH + AlCl 3 乙醚 Li[AlH 4] + 3LiCl 氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH 4]＋4H 2O=LiOH↓＋Al(OH)3↓＋4H 2↑ 三、 氧化物 1、正常氧化物 碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分别生成正常氧化物Li 2O 和MO 。其他碱金属正常的氧化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制得。 Na 2O 2＋2Na=2Na 2O 2KNO 3＋10K=6K 20＋N 2↑ 碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加热分解得到。 CaCO 3 CaO ＋CO 2↑ 2Sr(NO 3)2 2SrO ＋4NO 2＋O 2↑ 1、 过氧化物与超氧化物 过氧化物是含有过氧基（—O —O —）的化合物，可看作是H 2O 2的衍生物。除铍外，所有碱金属和碱土金属都能形成离子型过氧化物。 2Na ＋O 2 Na 2O 2 除锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化物。 K ＋O 2=KO 2 2、 臭氧化物 300℃～500℃ 高温 △
第十二章氧族元素 总体目标： 1.了解氧化物的分类 2. 握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性质和用途 3.掌握硫的多种氧化态所形成的重要化合物的结构、性质、用途以及它们之间的相互转化关系。 各节目标： 第一节氧及其化合物 1.掌握氧、臭氧的结构、性质、制备和用途；氧的成键特征 2.了解氧化物的分类；掌握主要氧化物的结构、制备和性质（与水的作用、酸碱性） 3.掌握过氧化氢的结构、实验室和工业制法、性质和用途 第二节硫及其化合物 1.了解硫的同素异形体、制备、性质和用途 2.掌握硫化氢的制备、结构和性质；了解金属硫化物的主要性质 3.掌握SO 2、SO 3 、H 2 SO 3 、H 2 SO 4 和它们相应的盐、硫代硫酸及其盐、过二硫酸及其盐 的结构、性质、制备和用途以及它们之间的相互转化关系第三节硒、碲及其化合物 了解硒、碲及其化合物的结构和性质 习题 一选择题 1.H 2O 2 熔、沸点较高（分别为273K和423K），其主要原因是（） A .H 2O 2 相对分子质量大 B. H 2 O 2 分子极性大 C. H 2O 2 分子间氢键很强，在固液时均有存在缔和现象 D. H 2 O 2 分子内键能大 2.气态SO 3 分子的几何构型是（） A.线性 B.平面三角形 C.弯曲形 D.三角锥 3.在293K，101.3KPa压力下，1体积水可溶解H 2 S气体2.6体积即饱和， 此H 2 S饱和溶液pH值约为（） A.2.5 B.3.8 C.3.5 D.4.0
4.在分别含有0.1mol/L的Hg2+,Cu2+,Cr3+,Zn2+,Fe2+的溶液中，在酸度为0.3mol/L条件下，通H 2 S至饱和都能生成硫化物沉淀的是（）(吴成鉴《无机化学学习指导》) A.Cu2+,Hg2+ B.Fe2+,Cr3+ C.Cr3+,Hg2+ D.Zn2+,Fe2+ 5.既能溶于Na 2S又能溶于Na 2 S 2 的硫化物是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》) A.ZnS B.As 2S 3 C. HgS D.CuS 6.在空气中长期放置后，会产生多硫物的是（） A.H 2S B.Na 2 S C.Na 2 SO 3 D.Na 2 S 2 O 4 7.热分解硫酸亚铁的最终产物是（） A.FeO+SO 3 B.FeO+SO 2 +1/2O 2 C.Fe 2O 3 +SO 2 D.Fe 2 O 3 +SO 3 +SO 2 8.用于制备K 2S 2 O 8 的方法是（） A.在过量硫酸存在下，用KMnO 4使K 2 SO 4 氧化 B.在K+离子存在下，往发烟H 2SO 4 中通入空气 C.在K+离子存在下，电解使H 2SO 4 反发生阳极氧化反应 D.用Cl 2氧化K 2 S 2 O 3 9.下列含氧酸中酸性最弱的是（） A.HClO 3 B.HBrO 3 C.H 2 SeO 4 D.H 6 TeO 6 10.硫的含氧酸酸性递变规律是（） A.H 2SO 4 >H 2 SO 3 >H 2 S 2 O 7 >H 2 S 2 O 4 B.H 2 SO 4 >H 2 S 2 O 7 >H 2 SO 3 >H 2 S 2 O 4 C.H 2S 2 O 7 >H 2 SO 4 >H 2 SO 3 >H 2 S 2 O 4 D.H 2S 2 O 7 >H 2 SO 4 >H 2 S 2 O 4 >H 2 SO 3 11.下列四种硫的含氧酸盐中，氧化能力最强的是（）；还原能力最强的是（） A.Na 2SO 4 B.Na 2 S 2 O 3 C.Na 2 S 4 O 6 D. K 2 S 2 O 8 12.下列各种硫的含氧酸，可以是同多酸的是（） A.H 2S 3 O 6 B.H 2 S 2 O 7 C.H 2 S 3 O 10 D.H 2 S 6 O 6 13.下列叙述中错误的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》) A.自然界中只存在单质氧而没有单质硫 B.氧既有正氧化态的化合物，又有负氧化态的化合物 C.由H和18O组成的水叫做重氧水
第十三章 氧族元素 1.试用论分子轨道理描述下列各物种中的键、键级和磁性（顺磁性、逆磁性）和相对稳定性。 (1)+2O (二氧基阳离子)；(2) O 2 ；(3)－2O (超氧离子) ；(4)- 22O (过氧离子)。 答：O 2分子阳、阴离子的分子轨道能级与O 2分子的相同。 (1) + 2O ] )()()()()()(K K [1*py 22pz 22py 22px 22*s 22s 2πππσσσ +2O 有一个σ键，一个π键，一个三电子键： 5.22 16)O ·B (=-=键级 有1个成单电子，显顺磁性。 (2) O 2 ] )()()()()()()(K K [1 *pz 21*py 22pz 22py 22px 22*s 22s 2ππππσσσ 22 2 6)O ·B (=-= 键级 有一个σ键，2个三电子键；有2个成单电子，显顺磁性。 (3) － 2O ] )()()()()()()(K K [1 *pz 22*py 22pz 22py 22px 22*s 22s 2ππππσσσ 5.12 36)O ·B (=-=键级 有一个σ键，一个三电子键；有1个成单电子，显顺磁性。 (4) - 22O ] )()()()()()()(K K [2 *pz 22*py 22pz 22py 22px 22*s 22s 2ππππσσσ 12 2)O ·B (==键级 - 22 O 无成单电子，为反磁性。 分子或离子的键级大，其稳定性就强，所以稳定性： +2O > O 2 >－2O >- 22O ；分子或离子的磁性与成单电子数有关，成单电子数越多，磁性越强，所以磁性 O 2>+2O ＝－2O >- 22O ， 2.重水和重氧水有何差别？写出它们的分子式。他们有何用途？如何制备？ 答：重水为D 216O 或D 2O ；重氧水为H 218O 。 重水D 2O 是核能工业中常用的中子减速剂；重氧水H 218O 是研究化学反应特别是水解反应机理的示踪物。二者的差别是：H 218O 不能维持动植物体的生命，电解水时，H 2O 优先分解,而重水D 2O 聚集在残留液中，经长时间电解后蒸馏其残留液可得到重水D 2O 。 3.解释为什么O 2分子具有顺磁性，O 3具有反磁性？ 答：O 2分子中有2条三电子п键，电子未完全配对，有2个单电子，所以有顺磁性，而O 3分子中有2条σO －O 键，1条4 3π键，电子均已配对，所以有反磁性。 4.在实验室怎样制备O 3？它有什么重要性？ 答：在实验室里制备臭氧主要靠紫外光(<185nm)照射氧或使氧通过静电放电装置而获得臭氧与氧的 混合物，含臭氧可达10%。臭氧发生器的示意图见图13-10。它是两根玻璃套管所组成的,中间玻璃管内壁镶有锡锚，外管外壁绕有铜线,当锡箔与铜线间接上高电压时，两管的管壁之间发生无声放电(没有火花的放电)，产生电弧，02就部分转变成了03。
第十五章 氧族元素 15-4 比较O 3 和O 2 的氧化性﹑沸点﹑极性和磁性的相对大小。 15-5少量Mn 2+ 可以催化分解H 2O 2 其反应机理届时如下：H 2O 2 能氧化Mn 2+ 为MnO 2 ，后者又能使H 2O 2 氧化，试从电极电势说明上述解释是否合理，并写出离子反应方程式。 15-6写出 H 2O 2 与下列化合物的反应方程式，K 2S 2O 8﹑Ag 2O ﹑O 3﹑Cr(OH)3 在NaOH 中﹑Na 2CO 3（低温）。 15-9（1）纯H 2SO4是共价化合物，却有较高的沸点（657K ），为什么？ 15-11 完成下面反应方程式并解释在反应（1）过程中，为什么出现由白到黑的颜色变化？ （1）Ag + + S 2O 32-(少量) → （2）Ag + + S 2O 32- (过量) → 15-12硫代硫酸钠在药剂中常用做解毒剂，可解卤素单质﹑重金属离子及氰化物中毒。请说明能解毒的原因，写出有关的反应方程式。 15-14电解硫酸或硫酸氢氨制备过二硫酸时，虽然Φθ(O 2/H 2O)(1.23V) 小于Φ θ(S 2O 82-/SO 4)(2.05V) ，为什么在阳极不是H 2O 放电，而是HSO 4- 或 SO 4- 放电？ 15-15在酸性的KIO 3 溶液中加入Na 2S 2O 3 ，有什么反应发生？ 15-16写出下列各题的生成物并配平。 （1）Na 2O 2 与过量冷水反应； （2）在Na 2O 2固体上滴加几滴热水； （3）在Na 2CO 3 溶解中通入SO 2 至溶液的PH=5左右； （4） H 2S 通入 FeCl 3溶液中； （5） Cr 2S 3 加水； （6）用盐酸酸化多硫化铵溶液； （7）Se 和HNO 3 反应。 15-19画出SOF 2 ﹑SOCl 2 ﹑SOBr 2 的空间构型。他们的O -S 键键长相同吗？请比较它们的O-S 键键能和键长的大小。 15-20现将硫极其重要化合物间的转化关系列成下表，请试用硫的电势图解释表中某些化学反应的原因。例如在酸性介质中，硫化氢为何能将亚硫酸（或二氧化硫）还原为单质硫？为何硫与氢氧化钠反应能生成硫化钠等。 Z 11. 用化学方程式表示以下各反应 (1) 过氧化氢在酸性介质中与高锰酸钾溶液的反应 (2) CaS 5与盐酸反应 (3) SO 2(OH)Cl 与水反应 (4) PCl 5和SO 2反应 (5) 二氯氧化硫（VI ）慢慢地加入硫氢化钾(KHS)的水溶液内 (6) 硫代硫酸钠溶液与碘反应 (7) 亚硫酸钠溶液与碘的反应 (8) 以过量的硫代硫酸盐处理酸化的碘酸钾溶液 14. 试解释： (1) S 2Cl 2与H 2O 2的结构式相似 (2) SO 2有偶极距，但SO 3没有偶极距
第十三章氧族元素 §本章摘要§1.氧 氧气和氧化物臭氧过氧化氢氧元素的成键特征 2.硫和硫化物 单质硫硫化氢和氢硫酸硫化物3.硫的含氧化合物 S（IV）的含氧化合物S（VI）的含氧化合物硫的其它价态含氧化合物4.硒和碲 氧 O：存在形式 O 2（大气圈）、H 2 O （水圈）、SiO 2 及硅酸盐，其 它含氧化合物（岩石圈）。丰度 48.6 %，居第 1 位。 硫 S：天然单质硫矿；硫化物矿。方铅矿 PbS，闪锌矿 ZnS； 硫酸盐矿：石膏 CaSO 4〃2H 2 O，芒硝 Na 2 SO 4 〃10H 2 O，重晶石 BaSO 4 ， 天青石 SrSO 4 ，占0.048% 居第16位 硒 Se：硒铅矿 PbSe，硒铜矿 CuSe 碲 Te：碲铅矿 PbTe 为% 钋 Po：放射性元素，本章不做介绍。 §1. 氧 一.氧气和氧化物 1 氧气的制备 加热含氧化合物制氧气 2BaO 2→（加热）2BaO + O 2 2NaNO 3→（加热） 2NaNO 2 + O 2 最常见的是催化分解 KClO 3 ，工业 上制取 O 2 的方法是分馏液化空气。 b.p. N 2 77 K , O 2 90 K 2 氧气的性质 常温下，无色无味无臭气体，在 H 2 O 中溶解度很小，O 2为非极性分子，H 2 O 为极性溶剂。在水中有水合氧分子存在。 水中少量氧气是水生动植物赖以
二臭氧 1 臭氧的分子结构 臭氧的分子式为 O 3 ，价层电子总数： 6 ＋ 0×2 ＝ 6， 3对，2个配体，价层电子对构型：三角形，中心氧原子的杂化方式：sp2不等性杂化。 中心的 2Pz 轨道和两个配体的 2Pz 轨道均垂直于分子平面，互相重叠，共有 4 个电子（中心 2 个，配体 1 个× 2 ）在这 3 个 Pz 轨道中运动，形成 3 中心 4 电子大Π键，表示成。 画出上述大Π键的分子轨道图，以2 臭氧的产生、性质和存在 在高温和放电的条件下，O 2 可以 变成 O 3 。如雷雨季节里闪电，产生 的高压放电，可引发反应 3 O 2 —— 2 O 3 O 3 淡蓝色，有鱼腥气味，由于分 子有极性，在水中的溶解度比 O 2 大些。 氧化性很强 大气层中，离地表 20 km ～ 40
14．卤族元素和氧族元素 第一课时 教案目标 知识技能：使学生充分认识以氯元素为核心的卤族元素的性质及其递变规律，进一步加深对“结构决定性质”的理解；掌握卤族元素的单质、卤化氢的制备方法，进一步认识氧化还原反应；认识卤族元素的单质及其重要化合物的特殊性。 能力培养：通过卤族元素及其重要化合物的转化关系的教案，培养学生的归纳能力；通过卤族元素的“结构—性质”关系的教案，培养学生分析问题的能力和归纳能力；通过卤族元素的“性质—制备”关系的教案，培养学生解决实际问题的综合能力。 科学思想：通过认识卤族元素的原子结构与其性质的关系，使学生感悟到事物的现象与本质的辩证关系；通过卤族元素及其重要化合物的特殊性的归纳，认识事物的一般与特殊的关系；通过分析卤单质的制备，认识事物间普遍联系与制约的观点。 科学品质：通过学生讨论、归纳、设计实验、探索结论，激发学生的学习兴趣，培养学生的严谨求实、团结、合作的精神。 科学方法：培养学生研究事物和探究事物规律的科学方法。 重点、难点卤族元素的性质及其递变规律。用氧化还原的观点分析认识卤族元素的单质及其化合物的性质。 教案过程设计 教师活动 【引言】卤族元素和氧族元素是典型的非金属元素族。在复习这部分内容时建议以元素周期律和氧化还原理论为指导思想。 学生活动 倾听、了解本部分内容的复习方法。 【过渡】下面我们复习卤族元素的知识。 【板书］一、卤族元素
【复习提问】请画出卤素及其重要化合物之间的转化关系网络图，并完成有关的化学方程式。 回忆、再现曾经学过的卤族元素知识，建立起以氯、溴、碘为核心的知识网络图，书写相关的化学方程式。 【讲评】指导学生完成知识网络图，对学生归纳情况给予评价。最终建立如下页关系： 【板书】1．卤族元素及其重要化合物间的转化关系 【投影】 【板书】 2．卤族元素的“原子结构—性质”的关系 【投影】写出下列反应的离子方程式： （1）在NaBr溶液中滴入氯水 （2）在FeSO4溶液中滴入溴水 （3）在FeCl3溶液中滴加KI溶液 【提问】比较Cl2、Br2、I2、Fe3+的氧化性强弱。比较I-、Br-、Fe2+的还原性强弱。 思考并书写离子方程式： Cl2+2Br-=Br2+2Cl- Br2+2Fe2+=2Fe3++2Br- 2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+ 思考并根据书写的离子方程式得出结
第15章 氧族元素 1． (7381) 氧呈现+2价氧化态的化合物是……（ ） (A) Cl 2O 6 (B) BrO 2 (C) HClO 2 (D) F 2O 2． (7374) 硫化铵溶液放置久了变为黄棕色甚至红棕色，其原因是生成了…………（ ） (A) (NH 4)2SO 4 (B) NO 2 (C) S 和NH 3·H 2O (D) (NH 4)2S 2 2 (NH 4)2S ＋ O 2 ＝ 2 S + 2 NH 3 + 2 H 2O (NH 4)2S ＋ S ＝ (NH 4)2S 2 3． (1384) 干燥H 2S 气体，通常选用的干燥剂是（ ） (A) 浓H 2SO 4 (B) NaOH (C) P 4O 10 (D) NaNO 3 干燥剂：有吸水性，不与被干燥物反应。 酸碱性，氧化还原性，生成配合物的性质。 4． (1040) 下列关于-22O 和-2O 的性质的说法中，不正确的是………………………（ ）
(A) 两种离子都比O 2分子稳定性小 (B)- 22O 的键长比- 2O 键长短 (C)-22O 是反磁性的，而- 2O 是顺磁性的 (D)-2O 的键能比-22O 的键能大 -22O 1个σ 键，-2O 1个σ键，1个3电子π 键。 5． (4314) 下列分子式中错误的是………… （ ） (A) SF 2 (B) SF 3 (C) SF 4 (D) SOF 4 S : 3s 23p 4 常见氧化态： －Ⅱ，0，Ⅱ，Ⅳ，Ⅵ 6． (0933) 下列各组数字都是分别指原子的次外层、最外层电子数和元素的一种常见氧化态， 最符合硫的情况的一组是…………………………… （ ） (A) 2，6，-2 (B) 8，6，-2 (C) 18，6，+4 (D) 2，6，+6 S: 1s 2 2s 22p 6 3s 23p 4 8(次外层电子数)，6(最外层电子数)，-2(常见氧化态) 7． (0585) 在碱性溶液中，已知前两个反应的K c 值，则反应(3)的K c 值为…………（ ） (1) 2S(s) + S 2-(aq)S 32-(aq) K c 1 = 13.0 (2) S(s) + S 22-(aq)S 32-(aq) K c 2 = 10.8 (3) S(s) + S 2-(aq)S 22-(aq) K c (A) 1.2 (B) 119
第十五章氧族元素之教案 15-1 氧族元素的通性 一：氧族元素通性的变化规律(C级掌握) 1.同族的通性 氧族元素的基本性质 15-1.2:为什么氧族元素的氧化态为偶数(-2,+2,+4,+6)？(B级掌握) 2。与同周期的卤素元素比较(C级掌握) 15-1.3:为什么氧族元素的非金属活泼性和电负性均小于同周期的卤素元素?(C级掌握) 3。氧族元素从上到下正氧化态的稳定性逐渐增加。 二：氧的特殊性（C级重点掌握） （1）电子亲合势：O＜S(原因同卤素的F＜Cl) （2）解离能：O-0＜S-S(原因同卤素的F 2＜Cl 2 ) （3）氧在正常化合物中的氧化数均为-Ⅱ,OF 2、H 2 O 2 等例外。氧可形成强的双键，而S，Se，Te形成 双键的倾向越来越小. 15-1.4:硫与氧相比,为什么氧易形成p-p的π键,而硫却难以形成?(B级掌握) 三：氧族元素的存在（了解） 15-2 氧及其化合物 15-2-1 氧气单质（了解） 一：氧气的结构 二：氧气的性质 氧的化学性质很活泼，除稀有气体、卤素、氮气和一些贵金属外，其余元素都能和氧直接化合. 三：氧气的制备 15-2.1:指出工业上和实验室制备氧气的方法(C级了解) 四：氧气的用途 15-2-2 氧化物 一：氧化物的分类 15-2.2:总结氧化物按三种不同标准进行的分类情况,并各举一例说明(C级了解)
二：氧化物的酸碱性（C级掌握） 15-2.3:总结氧化物在周期表中的酸碱性变化规律(C级掌握) 15-2-3 臭氧 一: 臭氧的存在和保护作用（P490-491） 二：臭氧的产生（了解） 三：臭氧的性质（C级掌握） 臭氧是淡蓝色，俱鱼腥臭味的气体。臭氧不稳定，在常温下分解较慢，但在437K时，将迅速分解，并放出大量热。 无论在酸性或碱性条件下,臭氧都比氧气具有更强的氧化性。它能与除金和铂族金属外的所有金属和非金属反应。 臭氧浓度可由碘量法来测定 2KI + H 2SO 4 + O 3 ==I 2 + O 2 + H 2 O + K 2 SO 4 所产生的I 2用Na 2 S 2 O 3 来滴定。 四：臭氧的结构（C级掌握） 臭氧分子呈三角形，偶极距为0.54D，是反磁性的。 在这个分子中，中心氧原子以sp2杂化态与其它两个配位氧原子相结合，分子中存在一个π 3 4的离域大π键。键角为116.80，键长为127.8pm。 15-2.4:试从O 2和O 3 的结构差异说明它们性质上(如氧化性，极性，磁性等)的不同(B级掌握) 15-2.5:为什么O 3 的分子偶极距不为0?(A级掌握) 五：臭氧的用途 15-2-4 过氧化氢 一：制备和用途（P493）（了解） 二：结构和性质 1．结构（C级掌握） 在过氧化氢分子中有一个过氧链-O—O-存在，结构如右图所示。O-O 键和O-H键的长度分别为147.5pm和95pm，键角∠HOO为94.80，两个氢原子所在平面间的夹角为111.50。 2。性质 (1) 物理性质 纯的过氧化氢是无色粘稠液体，沸点为423K，凝固点为272K。过氧化氢分子间存在较强的氢键,故在液态和固态中存在缔合分子,使其具有较高的熔沸点.在实验室和工业上常用它做氧化剂或还原剂.实验室中常用的过氧化氢为30%的水溶液。 (2) 化学性质 1) 稳定性: 极纯的过氧化氢相当稳定。其水溶液在室温下会分解: 2H 2O 2 (l)==2H 2 O(l)+O 2 (g) △ r Hθ=-195.9kJ·mol-1 15-2.6:为什么要在冰盐水条件下制备H 2O 2 ?(C级掌握) 15-2.7:指出H 2O 2 分解反应的条件影响因素以及防范分解的措施.(C级了解) 2) 酸性 过氧化氢水溶液是二元弱酸，在298K时，它的第一级电离常数K 1=1.55×10-12,K 2 ≈10-25. 3) 氧化还原性（C级重点掌握） 在H 2O 2 分子中,氧的氧化数为-I,处于中间状态,所以它即可做氧化剂又可做还原剂.其标准电极电势 见下表.
第15章氧族元素 [教学要求] 1．掌握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性质和用途。 2．掌握硫的成键特征及多种氧化态所形成的含氧酸的结构、性质、制备和用途，以及它们之间的相互转化关系。 3、一般地了解硒和碲。 [教学重点] 1．臭氧、过氧化氢的结构、性质。 2．硫的同素异形体，硫化物、多硫化物、氧化物、硫的含氧酸的结构和性质。 [教学难点] 硫的不同氧化物、含氧酸的结构和性质。 [教学时数] 6学时 [教学内容] 15.1 氧族元素概述 15-1-1 氧族存在(自学) 15-1-2 氧族元素的基本性质P 1．氧化态：-2，-1，+4，+6 2. 单键（1）自身成键O-O < S-S > Se-Se > Te-Te 键能：142 264 172 -- kJ·mol-1 （2）与电负性较大、价电子数目较多的元素的原子成键 O-F < S-F O-Cl < S-Cl 键能：190 326 205 255 kJ·mol-1
（3）与电负性较小、价电子数目较少的元素原子成键 O-C(359 )> S-C (272) O-H (374 )> S-H(467) kJ·mol-1 3. 双键O=O (493.59 kJ·mol-1 ) > S=S(427.7 kJ·mol-1) 第二周期元素2p-2pπ键特征, 第二周期元素可与第三周期元素形成P-d反馈π键，如SO42-、PO42- 4．键型多数氧化物为离子型，而硫化物、硒化物、碲化物多数为共价型， 15-1-3 氧族元素的电势图(见书486) 氧的元素电势图： a、H2O2无论酸性或碱性都会歧化； b、O2酸性条件下是强氧化剂，碱性条件下是弱氧化剂； c、O3无论酸性或碱性条件都是强氧化剂。 15-2 氧及其化合物 15-2-1、氧气单质 一、基本性质、制备和应用： O2分子结构：[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2pY)2(π2pZ)2(π*2pY)1 (π*2pZ)1] 1、氧形成化合物的价键特征 (1)、以氧原子为结构基础的成键情况 A、形成离子键成为O2-离子, Na2O , MgO B、形成共价键，氧化数为-2时： a、两个共价单键：—O — 此时O原子多取sp3杂化。H2O b、在a的基础上再形成一个配键：↑
?2011年第二学期化学期中复习? 编号07 （元素化学引论、卤素、氧族、氮族） 10级化一李海波 一、卤素 1、卤素单质与冷碱反应不生成XO-的是（C）A\Br2B\Cl2C\I2D\都不会 卤素单质歧化 ．．．．．． 卤素单质在进行条件下歧化，酸性条件下逆歧化。（这点很重要，要想变为卤素单质，加酸，注意加酸的氧化性。）低温下生成相应的次卤酸盐，升高到一定温度后： ClO-→ClO3-、Cl- 常温下歧化慢，75℃以上将快速反应； HBrO、HIO只有在碱性介质中发生歧化； Br2→BrO3-、Br-室温下反应； Br2→BrO-、Br- 0℃时反应； I2→IO3-、I-不管什么温度都发生这个反应。 2、能以游离态酸的形式存在的含氧酸是（A）A\HClO4 B\HClO3 C\HClO2 D\HClO 卤素含氧酸的稳定性、存在形式和分解．．．．．．．．．．．．．．．．． HXO仅存在于溶液中，不存在纯HXO，均不稳定，尤其是次碘酸。它们的分解方式有三种，以HClO为例。①室温或阳光作用2HClO==2HCl+O2↑②加热3HClO==2HCl+HClO3③脱水剂作用2HClO==Cl2O+H2O HClO2，已知的亚卤酸仅有亚氯酸，在卤素含氧酸中最不稳定，迅速分解，
放出ClO2,8HClO2==6ClO2+Cl2+H2O。亚氯酸盐较稳定，但加热或敲击固体亚氯酸盐会爆炸。 HXO3，氯酸（强酸）、溴酸（强酸）和碘酸（中强酸），碘酸三者中最稳定，氯酸最不稳定。HClO3和HBrO3只存在于溶液中，碘酸是一种白色固体，受热脱水成I2O5，继续加热分解成为I2和O2。 HClO4，高氯酸、高溴酸、高碘酸。高氯酸中ClO4-为正四面体结构，对称性高，较稳定，存在无水HClO4，是无色粘稠，震动易分解的不稳定液体。高溴酸，溶液中较稳定，浓度可达55%，高于此浓度时不稳定，空气中加热易分解。高碘酸，存在两种形式——正高碘酸（H5IO6，强酸下的存在形式）和偏高碘酸（HIO4）。 3、当将F、Cl、Br、I的钠盐与浓硫酸作用时，下面哪一组产物最合理（C）A\F2 Cl2 Br2 I2B\HF HCl HBr HI C\HF HCl Br2 I2D\F2 Cl2 HBr HI E\F2 HCl HBr HI 4、下列关于氰的反应论述中，与卤素的性质不相似的是（B）A\与碱反应生成CN-和OCN-B\可以在空气中燃烧C\与氯气反应生成CNCl D\与银离子反应生成难溶沉淀 拟卤素和卤素、拟卤素化物的性质比较如下：①在游离状态时皆为二聚体，具有挥发性，并具有特殊的刺激性气味，聚体拟卤素不稳定，许多二聚体还会发生聚合反应，x(CN)2==2(CN)x。②与金属反应都能生成盐。③拟卤素和卤化物的溶解性相似，如它们的Ag（Ⅰ）、Hg（Ⅰ）Pb（Ⅱ）盐都难溶于水，相应的两类盐同晶。④与氢形成氢酸，但拟卤素形成的酸一般比氢卤酸弱，期中氢氰酸最弱。⑤易形成配合物。⑥氧化还原性相似。 二、元素化学引论
第十五章氧族元素 总体目标： 1.了解氧化物的分类 2. 握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性质和用途 3.掌握硫的多种氧化态所形成的重要化合物的结构、性质、用途以及它们之间的相互转化关系。 各节目标： 第一节氧及其化合物 1.掌握氧、臭氧的结构、性质、制备和用途；氧的成键特征 2.了解氧化物的分类；掌握主要氧化物的结构、制备和性质（与水的作用、酸碱性） 3.掌握过氧化氢的结构、实验室和工业制法、性质和用途 第二节硫及其化合物 1.了解硫的同素异形体、制备、性质和用途 2.掌握硫化氢的制备、结构和性质；了解金属硫化物的主要性质 3.掌握SO2、SO3、H2SO3、H2SO4和它们相应的盐、硫代硫酸及其盐、过二硫酸及其盐的结构、性质、制备和用途以及它们之间的相互转化关系 第三节硒、碲及其化合物 了解硒、碲及其化合物的结构和性质 习题 一选择题 1.H2O2熔、沸点较高（分别为273K和423K），其主要原因是（） A .H2O2相对分子质量大 B. H2O2分子极性大 C. H2O2分子间氢键很强，在固液时均有存在缔和现象 D. H2O2分子内键能大 2.气态SO3分子的几何构型是（） A.线性 B.平面三角形 C.弯曲形 D.三角锥 3.在293K，101.3KPa压力下，1体积水可溶解H2S气体2.6体积即饱和， 此H2S饱和溶液pH值约为（） A.2.5 B.3.8 C.3.5 D.4.0
4.在分别含有0.1mol/L的Hg2+,Cu2+,Cr3+,Zn2+,Fe2+的溶液中，在酸度为0.3mol/L条件下，通H2S至饱和都能生成硫化物沉淀的是（）(吴成鉴《无机化学学习指导》) A.Cu2+,Hg2+ B.Fe2+,Cr3+ C.Cr3+,Hg2+ D.Zn2+,Fe2+ 5.既能溶于Na2S又能溶于Na2S2的硫化物是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》) A.ZnS B.As2S3 C. HgS D.CuS 6.在空气中长期放置后，会产生多硫物的是（） A.H2S B.Na2S C.Na2SO3 D.Na2S2O4 7.热分解硫酸亚铁的最终产物是（） A.FeO+SO3 B.FeO+SO2+1/2O2 C.Fe2O3+SO2 D.Fe2O3+SO3+SO2 8.用于制备K2S2O8的方法是（） A.在过量硫酸存在下，用KMnO4使K2SO4氧化 B.在K+离子存在下，往发烟H2SO4中通入空气 C.在K+离子存在下，电解使H2SO4反发生阳极氧化反应 D.用Cl2氧化K2S2O3 9.下列含氧酸中酸性最弱的是（） A.HClO3 B.HBrO3 C.H2SeO4 D.H6TeO6 10.硫的含氧酸酸性递变规律是（） A.H2SO4>H2SO3>H2S2O7>H2S2O4 B.H2SO4>H2S2O7>H2SO3>H2S2O4 C.H2S2O7>H2SO4>H2SO3>H2S2O4 D.H2S2O7>H2SO4>H2S2O4>H2SO3 11.下列四种硫的含氧酸盐中，氧化能力最强的是（）；还原能力最强的是（） A.Na2SO4 B.Na2S2O3 C.Na2S4O6 D. K2S2O8 12.下列各种硫的含氧酸，可以是同多酸的是（） A.H2S3O6 B.H2S2O7 C.H2S3O10 D.H2S6O6 13.下列叙述中错误的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》) A.自然界中只存在单质氧而没有单质硫 B.氧既有正氧化态的化合物，又有负氧化态的化合物 C.由H和18O组成的水叫做重氧水