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无机化学课件——第13章-氧族元素

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《氧族元素》课件

《氧族元素》课件


硫单质
总结词
化学性质不活泼，常温下稳定，加热 易燃烧
详细描述
硫单质包括硫磺和硫化物，它们在常 温下比较稳定，加热时易燃烧，发出 蓝紫色火焰。硫单质在自然界中广泛 存在，是重要的化工原料，可用于生 产硫酸、染料、橡胶等。
硒单质
总结词
化学性质与硫相似，有毒性
详细描述
硒单质包括硒粉、硒化物等，其化学性质与硫相似，在常温下比较稳定，加热时易燃烧。硒单质有毒性，对人和 动物有害，但也是一种重要的微量元素，对生物体具有保护作用。
麻醉剂
氧族元素中的一些化合物具有麻醉 作用，如氧化亚氮、氟代烃等，可 用于手术麻醉和牙科治疗。
在环保领域的应用
大气污染治理
氧族元素中的一些化合物可用于 大气污染治理，如二氧化硫、三 氧化硫等可用于脱硫脱硝处理， 减少燃煤烟气中的硫化物和氮氧
化物含量。
水处理
氧族元素中的一些化合物可用于 水处理，如臭氧、二氧化氯等可 用于消毒和杀菌，三氯化铁等可 用于混凝沉淀，去除水中的悬浮
催化剂பைடு நூலகம்
氧族元素在工业催化领域也有广泛应 用，如二氧化硫、三氧化硫等可用于 石油裂化催化剂，三氧化二砷可用于 合成氨催化剂等。
在农业上的应用
01
02
03
肥料
氧族元素中的磷是植物生 长必需的元素之一，磷肥 的施用能够提高农作物的 产量和品质。
杀虫剂
氧族元素中的硫和硒等具 有杀虫作用，可用于防治 农作物病虫害，如硫磺粉 、亚砷酸等。
硫化物合成
硫化物性质
具有不同的化学性质，如离子型硫化物、共 价型硫化物和配位型硫化物等。
可以通过热分解、硫化还原反应等方法合成 。
02
01
硫化物应用
无机化学(1氧族元素)

无机化学(1氧族元素)


Fe Fe3O4, FeO, Fe2O3 S SO2(g) H2S S 或 SO2(g) O2 + NH3 → H2O + N2 或 NO HI I2 CH4 CO2、CO 或 C … …
二 、 O3 (氧的不稳定单质，标准摩尔生成焓为 氧的不稳定单质， 氧的不稳定单质 标准摩尔生成焓为142kJ·mol-） 1、制备 、 3O2=2O3 标准摩尔反应焓变为 标准摩尔反应焓变为228kJ·mol从能量的观点来看， 从能量的观点来看，只要给氧以足够的能量 即可转变成臭氧。在雷雨天， （光、电、热）即可转变成臭氧。在雷雨天，由 于大气中放电而生成臭氧。 于大气中放电而生成臭氧。在电动机和复印机旁 边也经常可以闻到臭氧的特殊腥味。 边也经常可以闻到臭氧的特殊腥味。
2、氧化物的键型：离子型、共价型 氧化物的键型：离子型、 3、氧化物的熔点 4、氧化物对水的作用 （1）溶于但无显著化学作用的氧化物 （2）同水作用生成不溶性氢氧化合物的氧化物 （3）同水作用生成不溶性氢氧化合物的氧化物 （4）既难溶于水又不同水作用的氧化物
5、氧化物的酸碱性 酸性氧化物， （1）酸性氧化物，与碱作用生成盐和水 碱性氧化物， （2）碱性氧化物，与酸作用生成盐和水 两性氧化物，既与酸作用，又与碱作用， （3）两性氧化物，既与酸作用，又与碱作用，分 别生成相应的盐和水 中性氧化物， （4）中性氧化物，既不与酸也不与碱作用 复杂氧化物， （5）复杂氧化物，分别由其低价氧化物和高价氧 化物混合组成， 化物混合组成，而同一元素的低价氧化物高价氧 化物的碱性为强，对酸碱的作用也不同。 化物的碱性为强，对酸碱的作用也不同。
四、水的相图
1、构成（横坐标：T, 、构成（横坐标： 纵坐标： 纵坐标：P)
三条线（两相平衡线）：在线上只能自由改变一 个量 三条线（两相平衡线）： 三个区（单相区）： 三个区（单相区）： 在区内两个量可自由改变 一个点（三相共存点）：在此点， 、 均不能自由变 ）：在此点 一个点（三相共存点）：在此点，P、T均不能自由变 动（P=0.61kPa、T=273.0098K) 、
氧族元素无机化学PPT课件

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Cu(OH)2 CuO ＋ H2O
CaCO3 CaO ＋ CO2↑
2 Pb(NO3)2 2 PbO ＋ 4 NO2↑＋ O2↑
——
——
——
第24页/共106页
(3) 高价氧化物的加热分解或被氢气还原，例如
PbO2
PbO3
563－593 K
V2O5 ────V2O3 ────VO
PbO4
PbO
663－693 K
——
第7页/共106页
2、 氧气的制备
实验室制备：
金属氧化物 过氧化物 NaNO3 KClO3
2 HgO 2 BaO2
2 Hg ＋ O2 △
2 BaO ＋ O2
2 NaNO3
2 NaNO2 ＋△ O2
2 KClO3
2 KCl ＋ 3 O2△
工业制备：
MnO2 473 为配体形成金属离子配位。例如，血 液中的血红素是由中心离子Fe2＋同卟啉衍生物形成 的配位化合物(简写成HmFe)，见右图。
HmFe ＋ O2
HmFe←O2
第21页/共106页
4 以臭氧分子为结构基础的成键情况
由O3－ 离子构成的离子型臭氧化物, 如KO3和NH4O3; 由共价的臭氧链－O－O－O－构成共价型臭氧化物，如O3F2。
2 Mg ＋ O2 2 H2S ＋ 3O2 4 NH3 ＋ 3 O2
2 MgO ——
2 SO2 ＋ 2 H2O
—— 2 N2 ＋ 6 H2O ——
第9页/共106页
二、 O3 (臭氧) 氧气的同素异形体，因有一种特殊的腥臭味而得名。
1、臭氧的产生
太阳的紫外线辐射导致O2生成O3
O2
2O
O ＋ O2 O3
第13章 氧族元素

第13章 氧族元素

氧族元素§13-1 氧族元素的通性外层电子构型：ns2 np4; 最高氧化数+6（除O外），最低为-2非金属半金属金属O S Se Te Po原子半径小大离子半径小大第一电离能大小第一电子亲合能单键的解离能元素电势图O2-H2O2-H2O系统酸性溶液φo A/V1.23O2–0.13HO2 1.5H2O20.72+ 2.85HO20.681.78碱性溶液φo B/VO2–0.56O2--0.41HO2--0.25OH+OH- 2.02OH--0.080.87S系统酸性溶液φo A/V0.170.41S5O62-0.49S2O82- 2.01 SO42-0.22S2O62-0.57H2SO30.08HS2O4-0.88S2O32- 0.50S 0.14 H2S0.51S4O62-0.080.400.36碱性溶液φo B/V0.75-0.66SO42- -0.93SO32--0.57S2O32--0.74S -0.5S2--1.12 SO42--0.502-0.59§13-5 硫和它的化合物一、单质硫1. 物理性质>368.4K斜方硫(菱形硫或α-硫) 单斜硫(β-硫)<368.4KS8(环状) >433K S8(链状) >563K S6、S3、S2化学性质酸性条件下：单质硫较稳定，具有弱氧化性碱性条件下：易歧化4S + 6NaOH = 2Na2S + Na2S2O3 + 3H2O3. 单质硫的制备3FeS2（黄铁矿）+ 12C + 8O2＝Fe3O4 + 12CO + 6S2H2S + O2 催化剂2S + 2H2OSO2 + 2H2S ＝3S + 2H2OSO2 + C ＝S + CO2二、硫在形成化合物时的价键特征1.可从电负性较小的原子接受两个电子，形成含S2-离子的离子型硫化物。

2.可以形成两个共价单键，组成共价硫化物。

3.可以形成一个共价双键，如S＝C＝S。

第十三章 氧族元素

第十三章 氧族元素

第十三章 氧族元素
(The elements of Oxygen groups)
§13-1 氧族元素的通性
氧族元素的性质
元素符号 原子序数
O
Oxygen 8
S
Sulfur 16
原子量
16.00 32.06
原子共价半径/pm
离子半径/pm
M-2 M+6
熔点/K
沸点/K
第一电离能/(kJ·mol-1)
1、H2O2的不稳定性和酸性
H2O2的分解速率随OH-浓度的增大而加快，某些金 属离子也可催化H2O2的分解(如Mn2+、Fe2+、Cu2+)。
H2O2具有弱酸性其K1=1.55×10-12
2、H2O2的氧化性
H2O2+2I-+2H+===I2↓+2H2O
PbS+4H2O2===PbSO4↓+4H2O
（c）高价氧化物的热分解或通氢还原。可以得到低 价氧化物，例如
P b O P b O P b O P b O 563-593K 2
663-693K
23
803-823K
34
（d）单质被硝酸氧化可得到某些元素的氧化物， 这种方法不像上述三种方法具有普遍性。例如
3Sn+ 4 HNO 3 = 3SnO 2 + 4 NO ? 2 H 2 O
1、 和大多数单质直接化合成氧化物
2 Mg + O2 = 2 MgO
S + O2 =SO2
2、 和大多数非金属氢化物反应
2 H2S + O2 =2 S + 2 H2O 2 H2S + 3O2 =2 SO2 + 2 H2O 4 NH3 + 3 O2 =2 N2 + 6 H2O 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O 3、 和低价氧化物反应生成高价氧化物
第13章氧族元素讲解

第13章氧族元素讲解

第 13 章 氧族元素
氧族元素
13－1 氧及其化合物 13－2 硫及其化合物 13－3 硒、碲及其化合物
13－1 氧族元素概述
(1) 氧族元素： 氧O 硫S 硒Se 碲Te 钋Po
(2) 价电子层结构:
ns2np4
(3) 单质性质: (4) 存在:
典型非金属 单质或矿物
准金属 放射性金属
共生于重金 属硫化物中
在溶液中，氧在酸性溶液或碱性溶液中都显示出一定 的氧化性，其的标准电极电势如下：
O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ —— 2 H2O EAθ＝1.229 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e－ —— 4 OH－ EBθ＝0.401 V
由标准电极电势可见，氧在酸性溶液中的氧化性比在 碱性溶液中的氧化性强得多。
（二）难点
1 硫的含氧化合物的杂化方式、空间构型以及离域Π键的应 用。
2 含氧酸的类型与结构（普通含氧酸、过氧酸、连酸、硫代 酸、同多酸等）。
3 过氧链转移反应。
(6) 氧族元素的电势图
EA / V
O3 2.07 O2 ＋ H2O
1.23 O2 0.68 H2O2 1.78 H2O
S2O82－ 2.01 SO42－ 0.22 S2O62－ 0.57 H2SO3 0.17
H2SO3
0.51
S2O62－ 0.08
S2O32－
0.50 S
0.14 S2－
0.45
EB / V
O3 1.24 O2＋OH－ －0.08
O2 －0.56 O2－ －0.41 HO2－ － 0.87 OH－
－0.66 S2O82－ 2.00 SO42－ －0.93SO32－－0.57S2O32－－0.41 S 0.87 S2－
无机化学课件--氧族

无机化学课件--氧族

溶沸点： 溶沸点： 半径： 半径：
Se
Te
Po
准金属 放射性金属 共生于重金属硫化物中 4s24p4 2.55 ±2,4,6
红硒 (分子晶体) 灰硒 (链状晶体)
5s25p4 2.10 2,4,6 链状 晶体
6s26p4 2.0 2,6 金属 晶体
依次↑ 依次 依次↑ 依次
分子 晶体
分子 晶体
单质Se H2R 化学活性： 化学活性： 稳 定 性： 酸 性： 熔 沸 点： 小 大 弱 最高 小
Cl + O 3 ClO + O 2 →
ClO + O Cl + O 2 →
O 3 + O 2O 2 →
2）氮氧化物和某些自由基等 ） 保护： 年签定蒙特利尔议定书， 保护：1987年签定蒙特利尔议定书，禁止使用 年签定蒙特利尔议定书 禁止使用CFC和其它 和其它 卤代烃，减少大气污染。 卤代烃，减少大气污染。
单质Te H2O H2S H2Se H2Te 大 小 强 大
13.2 氧及其化合物
1. 氧（ O2）
O 1s 2 2s 2 2p 2 2p1 2p1 x y z
2 * 2 2 4 * 2
分子轨道电子排布式： 分子轨道电子排布式：
(σ 1s ) (σ
2
* 2 1s
) (σ 2s ) (σ
2s
) (σ 2 p ) (π 2 p ) (π
2O 3
稳定性
3O 2
= − 285 .4 kJ • mol -1 ∆rHm
O3 ﹤ O2
4) 氧化性
O3 > O2
O 3 + 2H + + 2e −
O 3 + 2H 2 O + 2e −
氧族元素优秀课件

氧族元素优秀课件

结束
学习目标
熟悉和掌握氧族元素的名称、符号
学习应用理论知识指导学习元素化 合物知识
了解氧族元素的原子结构与其单质 和化合物性质递变的关系
结束
教学重点 难点
• 重点: 氧族元素性质的相似性和递 变性 • 难点: 原子结构和元素性质的关系
结束
结束
结束
结束
结束
一、氧族元素原子结构与元素性质
原 子 半 径 增 大
熔 沸 点 逐 渐 升 高
密 度 逐 渐 增 大
氢 化 物 稳 定 性 逐 渐 减 弱
结束
二、硫及其重要化合物的性质
FeS
2 3
H 2SO3
4 8
Na 2S
H 2S
1
S
6
SO 2 5
SO3 7
H 2SO4
9
CuS
Cu 2S
Na 2SO3
Na 2SO4
BaSO4
结束
火山
结束
硫
相似性
1、原子结构
最外层都有6个电子。 原子结构 核 电 荷 数 增 加 ， 电 子 层 数 增 加
递变性
单质物性 化学性质
最 高 价 氧 化 物 对 应 水 化 物 的 酸 性 逐 渐 减 弱
2、化学性质 易得2电子， 表现非金属性； 氧化物：RO2、RO3 氢化物：H2R 最高价氧化物对应 的水化物：H2RO4
结束
S与Cl 结构、性质比较表
元素
原子结构示意图
S
Cl
在周期表中的位置
第三周期VIA族
第三周期VIIA族
与氢气反应的难 易
H2S 不稳定
HCl 稳定
结束
硫
元素最高价 氧化物对应 水化物酸性
13章-氧族元素解析

13章-氧族元素解析

H2O2+CI2=2HCI+O2↑（工业除CI2）
Ag2O+HO2-=2Ag+OH-+ O2↑ 2024/7/11 41
介质对H2O2氧化还原性的影响
H2O2+2NaOH+MnSO4=MnO2↓+Na2SO4 +2H2O
H2O2+H2SO4+MnOM2=nM2+n(强SO酸4+性O）2↑-+浅2粉H溶2
所有液态、固态物质中最大（调节气温）。
3.与同族其它氢化物相比，熔、沸点；熔化热； 蒸发热等异常高。
4.密度 4℃（277K）最大，1.0g·cm-3
T下降，密度减小（？）。（一般物质热胀冷 缩，T下降，体积减小，密度增大）
2024/7/11 27
2024/7/11 28
2024/7/11 29
2024/7/11 33
五、水的化学性质
1.热分解 2H2O=2H2+O2 △Hθ=483.6kJ·mol-1 2.水合作用 H3O+ Fe(H2O)62+ CuSO4·5H2O 3.水解作用
Ca3N2+6H2O=Ca(OH)2+NH3↑ PCI5+4H2O=H3PO4+5HCI SbCI3+H2O=SbOCI↓+2HCI SO3+H2O=H2SO4 2B+6H2O(g)=2H3BO3+3H2↑ 2024/7/11 34
2024/7/11
4
1.空气液化 （97%） 物理方法液化空气，然后分馏制氧。
2.电解水（3%） 3.氧化物或含氧酸盐的热分解
HgO→Hg+O2 ; BaO2→BaO+O2 NaNO3→NaNO2+O2 ;
《高二化学氧族元素》课件

《高二化学氧族元素》课件


氧族元素的性质特点
非金属性
氧族元素属于非金属元素，表 现出强烈的非金属性，具有较
高的电负性和氧化态。
氧化还原反应
氧族元素在氧化还原反应中表 现出多种氧化态，可以发生得 失电子的氧化还原反应。
化学键
氧族元素易形成共价键，特别 是在含氧酸中，表现出较强的 配位键合共价键。
物理性质
氧族元素在固态时具有较高的 熔点和沸点，但在液态和气态 时较为活泼，易与其它物质发
总结词
随着原子序数的递增，氧族元素单质的还原性逐渐增强。
详细描述
与氧化性相反，氧族元素的还原性随着原子序数的递增而逐渐增强。这是因为随 着原子序数的递增，电子的填充使得原子更倾向于失去电子而不是获得电子。
氧族元素的酸碱性质
总结词
氧族元素的酸碱性质呈现周期性变化。
详细描述
在氧族元素中，随着原子序数的递增，元素的酸性和碱性呈现周期性变化。例如，氧、硫、硒和碲分别呈现强酸 、中强酸、弱酸和两性的性质。这是因为随着原子序数的递增，元素的电子构型发生变化，导致其酸碱性质也随 之改变。
04
氧族元素的重要化合物
氧化物
氧化钠
化学式为Na2O，是一种常见的氧化 物，呈白色，易溶于水，与酸反应生 成对应的盐和水。
氧化镁
化学式为MgO，是一种白色或淡黄色 的氧化物，难溶于水，但能与酸反应 生成对应的盐和水。
硫化物
硫化氢
化学式为H2S，是一种无色、易燃的剧毒气体，具有臭鸡蛋气味，是硫化物中的一种。
生反应。
02
氧族元素的物理性质
氧族元素的原子结构
原子结构相似性
氧族元素具有相似的原子结构，最外 层电子数均为6个，具有相似的电子 排布。
原子半径递变性
氧族元素课件一课件

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氧元素
结构
解释氧元素的分子结构和原子组 成。
性质
讲解氧元素的性质，如气味域中的应用， 如呼吸辅助和氧疗。
硫元素
结构
阐述硫元素的分子结构和晶体 形态。
性质
探讨硫元素的化学性质，如与 金属的反应和硫化物的生成。
应用
介绍硫元素在工业和农业中的 广泛应用，如肥料、化肥和磺 胺药物。
氧族元素课件一ppt课件
本课件旨在介绍氧族元素的基本概念和特性。氧族元素指的是位于周期表第 16族的元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。氧族元素在日常生活中具有重要的 应用。
基本概念
物理性质
介绍氧族元素的物理性质，如颜色、硬度和熔点。
化学性质
探讨氧族元素的化学反应性，包括与其他元素的反应。
应用
介绍氧族元素在日常生活中的广泛应用，例如在医疗、能源和化工工业中的用途。
结论
本课件内容详尽，对氧族元素的基本概念和特性进行了讲解，具有一定的实 用性和普及价值。
硒和碲元素
1
硒元素
解释硒元素的物理性质和用途，如半导体材料和光伏电池。
2
碲元素
探讨碲元素的化学性质和工业应用，如光敏材料和红外线探测器。
钋元素
基本概念
简单介绍钋元素的核结构和放射 性特性。
应用
人物
讨论钋元素在核能领域中的应用， 如放射源和核电池。
引用玛丽·居里的故事，她是一个 对钋元素做出重大贡献的科学家。

无机化学第十三章氧族元素

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.硒和碲单质氢化物氧化物与含氧酸2 H2S + O2——2 S + 2 H2O2 H2S + 3O2——2 SO2 + 2 H2O4 NH3 + 3 O2——2 N2 + 6 H2O4 NH3 +5 O2——4 NO +6 H2O3 °和低价氧化物反应生成高价氧化物2 CO + O2——2 CO24 °和硫化物反应2 Sb2S3 + 9 O2——2 Sb2O3 + 6 SO2A2 °同主族同价态氧化物从上到下碱性增强N2O3P2O3As2O3Sb2O3Bi2O3A A AB AB B3 °同一元素多种价态的氧化物氧化数高的酸性强MnO MnO2MnO3Mn2O7B AB A A二臭氧1 臭氧的分子结构臭氧的分子式为O3，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，以讨论其键级：故O3中的以单键水平约束 3 个氧原子，O3中的化学键介于单双键之间。

平面大Π键的形成条件：a) 几个原子共平面（共分子平面）b) 均有垂直于分子平面的轨道，互相平行c) 轨道中电子总数小于轨道数的 2 倍。

以保证键级大于零。

2 臭氧的产生、性质和存在在高温和放电的条件下，O2可以变成O3。

如雷雨季节里闪电，产生的高压放电，可引发反应 3 O2——2 O3 O3淡蓝色，有鱼腥气味，由于分子有极性，在水中的溶解度比O2大些。

无机化学之氧族元素介绍课件


02
化学性质：氧族元素具有相似的化学性质，如氧化性和还原性
03
物理性质：氧族元素具有相似的物理性质，如密度、熔点、沸点等
04
应用领域：氧族元素在工业、医学、农业等领域具有广泛的应用
氧族元素分类
2
1
氧族元素包括氧、硫、硒、碲、钋五种元素
氧族元素在自然界中广泛存在，如氧气、硫磺、硒酸盐等
氧族元素在周期表中位于第16族
06
取代反应：氧族元素可与其他元素发生取代反应，生成新的化合物
04
氧化还原反应：氧族元素具有氧化性和还原性，可发生氧化还原反应
01
加成反应：氧族元素可与不饱和化合物发生加成反应
03
聚合反应：氧族元素可发生聚合反应，生成高分子化合物
05
配位反应：氧族元素可与金属离子形成配位化合物
02
氧族元素反应条件
碲：用于制造半导体器件、热电材料、催化剂等领域
钋：用于制造放射性同位素电池、探测器等领域
氧族元素在科研中的应用
01
氧族元素在材料科学中的应用：如氧化物陶瓷、高温超导材料等
02
氧族元素在生物科学中的应用：如氧气在生物体内的作用、氧化应激反应等
03
氧族元素在环境科学中的应用：如大气污染防治、水质净化等
钋：放射性同位素、医学研究等
氧族元素应用
1
氧气：生命支持，工业生产，医疗保健
2
臭氧：消毒杀菌，空气净化，水处理
3
硫：肥料，火药，橡胶，塑料
6
钋：放射性同位素，医学成像，工业探伤
5
碲：半导体，热电材料，催化剂，核工业
4
硒：电子工业，太阳能电池，生物医学
氧族元素分类依据
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VIIIB
IB
CuS
IIB
ZnS
IIIA
IVA
VA
Ge2S As2S5 GeS In2S3 SnS2 SnS PbS As2S3 Sb2S5 Sb2S3 Bi2S3
Fe2S3 CoS NiS Cu2S RuS2 RhS2 PdS Ag2S CdS HgS
WS3
Re2S7 OsS2 I-420 172
Te +6 869
2.1 190 ------126
13.1.1 氧族元素的通性
● 电子构型为 ns2np4
相似性
● 非金属性弱于卤素
递变性
随着原子序数递增
原子半径↑ ，离子半径↑. 电离势↓，电负性↓，吸引电子能力↓ 电子亲合势↓(O除外)；离解能 ↓(O除外)
S + 2HNO 3 H 2 SO 4 + 2NO(g) S + 2H 2 SO 4 (浓) 3SO 2 (g) + 2H 2 O
4. 氧化性
Hg Zn + S
Δ
与亲硫元素或与活泼金属化合
+ S = HgS ZnS
13.3.2 硫化物和多硫化物
1．硫化物
(1) 硫化氢 分子结构 弱酸性 还原性 无色，有毒气体 V形 Ka1 = 1.1×10-7 Ka2 = 1.3×10-13 -----氧化产物 S SO42-
② 含氰废水处理 CN― + O3 = OCN― + O2 2OCN― + 3O3 = CO3 2- + CO2+ N2+3O2 ③ O3含量的测定 2I- + O3 + H2O = I2 + 2OH- +O2 用于检验混合气体中是否含有臭氧, KI-淀粉试纸变蓝 13.2.3 氧的成键特征 (自学) 13.2.4 氧化物 (自学)
.. O ： .
应为“抗磁”
.： O ..
氧分子的分子轨道能级图 2p*
2p*
2p 2p 2p 2s* 2s 2s 1s* 1s 1s 1s 2s 2p
. . .O O . . .
总键能相当于 O=O双键键能
◆ 氧的性质及用途 ① 常温常压下为无色无味气体, 顺磁性 ② 氧化性
ФØ（O2/H2O）= +1.23V, ФØ (O2/OH-) = +0.40V
肺
HbFe(II)
+ O2 = ===== HbFe(II) O2
人体各组织
单线态氧
第二激发态 第一激发态 基 态 (2Py)1 (2Pz)1 激发态，单线态氧 1O2 2S+1=1 2S+1=3 基态，三线态氧 3O2
1. 单线态氧寿命很短，10-9秒， 10-6秒- 10-5秒 2. 单线态氧能量高于基态氧
(2) 氧化性（酸介质突出）——无污染的氧化剂
H2O2 中间价态 氧化性 还原性
Aθ/V : O2
Bθ /V: O2
0.68 H O 1.77 H O 2 2 2
-0.08 HO
2
-
0.87 H O 2
① 旧油画处理
PbCO3 + H2S = PbS + H2CO3
4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O 黑 白 ② 定量检出H2O2或过氧化物 H2O2 + 2I― + 2H+ = I2 + H2O I2 + I― = I3 ― ③ 碱性溶液中遇强还原剂 3H2O2 + 2Cr(OH)4―+ 2OH― = 2CrO42― + 8H2O
13.2.2 臭 氧
1. 分子结构
实验: O3 电偶极矩μ≠0，(唯一极性单质)
O 127.8pm O O VB法： 3个O不在直线上 ∠OOO=116.8º O O
O
116.8º
O
O
O
两种结构间的的共振
MO法 O
O
O
2
+
4 3
中心O原子sp2杂化，臭氧为抗磁性 离域键: 在三个或三个以上用σ键联结起来的原 子之间，如果满足下列条件可生成 离域键 1)原子都在同一平面 2)每一原子有一互相平行的 p轨道 O O O
H2S + I2 = 2HI + S
2H2S + O2 = 2H2O + 2S 或 SO2
H 2S + 2Fe 3+ S + 2Fe 2+ + 2H +
H 2S + 4X 2 (Cl 2 , Br2 ) + 4H 2O H 2SO 4 + 8HX 5H 2S + 2MnO-4 + 6H + 2Mn 2+ + 5S + 8H 2O 5H 2S + 8Mn O-4 + 14H + 8Mn 2+ + 5SO 2- + 12H 2O 4
(4) 稳定性：歧化、分解
纯H2O2歧化速率小，相当稳定
碱介质中 歧化反应速率大 酸介质中歧化反应速率小 光照或痕量Mn2+、Pb2+、Au+等对歧化起催化作用 H2O2水溶液 保存于避光的塑料瓶中，加入锡酸钠、焦磷 酸钠（络合剂）或8-羟基喹啉（还原剂）等作为稳定剂 (5) 弱酸性 H2O2 = H+ + HO2― Ka = 1.55×10-12
无 机 化 学 课 件
第13章 氧 族 元 素
第13章 氧 族 元 素
本章主要内容
● (一) 臭氧、过氧化氢的结构、性质 和用途 ● (二) 离域π键 ● (三) 硫的氧化物、含氧酸和盐的 结构、性质、制备和用途 ● (四) 各氧化态稳定性及相互转化
§13.1 氧族元素的通性
●
O (氧) S(硫) Se(硒) Te(碲) Po(钋)
(3) 还原性（碱介质突出）
酸性介质中还原性很弱, 遇强氧化剂,显还原性 2KMnO4 +5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5O2+8H2O
可定量检测 H2O2
H2O2 + Cl2 = 2HCl + O2 工业除氯 碱性介质中, 为中等强度还原剂 Ag2O + HO2- = 2Ag + OH- + O2
Fe S H2S O2 + NH3 → HI CH4 … Fe3O4, FeO, Fe2O3 SO2(g) S 或 SO2(g) H2O + N2 或 NO I2 CO2、CO 或 C …
③ 配位性质
人血红蛋白中的血红素Hb是卟啉衍生物与 Fe(II)形成的配合物，具有与O2络合的功能 HbFe(II) + O2 = HbFe(II) O2
硫化物分为四类 ----在酸中溶解不同 Ksp 稀盐酸 浓盐酸 硝酸 王水
>10 -24
10 -25~ 10-30 <10 -30 <<10 -30
溶
不 不 不
溶
溶 不 不
溶
溶 溶 不
溶
溶 溶 溶
ZnS MnS
CdS PdS CuS Ag2S HgS
① 稀酸溶解------加H+，调节S2― HS-，H2S
Hg2S Tl2S
S2- 负电荷高,半径大.变形性、极化作用都大。 离子极化导致离子间距离缩短，离子键向共 价键过渡，溶解度变小，化合物颜色加深.
● 硫化物的溶解情况
MS（S）= M2+（aq）+ S2-（aq） 溶度积原理：
K sp [ M 2+ ][ S 2 ]
MS(s)溶解的条件 Qi C( M 2+ ) C( S 2 ) K sp 途径：减少M2+ 或/和 S2―浓度 加H+， HS-，H2S 减少（S2―） 加氧化剂， S 减少（M2+） 加络合剂 加氧化剂或还原剂
3) p电子的数目小于p轨道数目的二倍
角顶O:sp2杂化，三个氧原子存在一 组平行的P轨 道，这组平行的P轨道线性组合为分子轨道.
3 E0 0 0 0 2 1 E1 反键轨道
E2 = E0 非键轨道
E1
成键轨道
4 3 键级= (2-0 ) /2=1
4 O3 中的 O―O键级 = + 1/2 3 =1+1/2 =1.5 O3 分子的键长比氧分子键长长
ZnS + 2 HCl ZnCl2 + H 2 S
MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS
② 配位酸溶解 ------浓盐酸
CdS + 2 H + + 4Cl [CdCl4 ]2 + H 2 S
③ 氧化性酸溶解------硝酸 调节S2―
3CuS + 8HNO3 3Cu ( NO3 ) 2 + 2 NO +3S +4 H 2O
(2) 硫化物 ● 大多数金属硫化物难溶于水
● 大多数金属硫化物有特征颜色,常用于分析 ● 最易水解的化合物 Cr2S3和Al2S3
2M 3+ + 3S 2- + 6H 2 O 2M(OH) 3 + 3H 2 S (M Al, Cr)
虚线的右上方是常见的难溶硫化物
VIB VIIB
FeS MnS MoS3 Te2S7
H2O2 + Ba(OH)2 = BaO2 + 2H2O
问题：如何鉴定H2O2? 写出相应的化学反应方程式？ (6) H2O2的定性检测
酸性Cr2O72- 溶液中 加少量乙醚,加入 H2O2,乙醚层变蓝