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最新大学无机化学基础第15章 氧族元素

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无机化学_15氧族全解

无机化学_15氧族全解


第十五章 氧族元素
氧族元素
氮族元素概述
氧族 (VIA) 元素 存在 价层电子构 型 电负性 氧化值 O 非金属 S Se 准金属 Te Po 放射性金属
金属性逐渐增强，非金属性减弱 单质或矿物 共生于重金属硫化物中
2s22p4 3.44
－2, (－ 1)
3s23p4 2.58 ±2,4,6 分子 晶体
实验室制法
BaO2+H2SO4＝BaSO4↓+H2O2 BaO2+CO2+H2O=BaCO3↓+H2O2
阳极：2HSO4-＝S2O82-+2H++2e阴极：2H+ + 2e-＝H2↑
工业制法
S2O82-+2H2O＝H2O2+2HSO4-
化学与环境工程系
第十五章 氧族元素
乙基蒽醌法
只要求了解
H2O2 是一种重要的化学试剂，常用做 漂白剂和消毒剂， 3% 的过氧化氢称为双 氧水，用于伤口消毒。在航天工业上， 可作为火箭发射的燃料。
化学与环境工程系
乙醚
第十五章 氧族元素
Cr2O72－ + 2H2O2 + 2H+ == 5H2O + 2CrO5
(蓝色加合物)
此反应用于铬酸根的检验，加合 物不稳定，在水溶液中很快分解, 常加入一些乙醚萃取,使其稳定. 不稳定性 过氧化氢受热、遇光或重金属离子Mn2+、Fe3+、Cr3+分解： 2H2O2====2H2O+O2 它在碱性介质中的分解更快，应保存在棕色瓶中，放于阴 凉地方，还可加入些稳定剂如锡酸钠、焦磷酸钠或8-羟基 喹啉等。
电负性：氧仅次于氟
熔点、沸点、随半径的增大而增 大；第一电离势和电负性则变小。
15-1-氧族元素概述、氧及其化合物

15-1-氧族元素概述、氧及其化合物


氧及其化合物
O2、O3、H2O2
氧（O2）
分子轨道电子排布式
[(σ1s)2 (σ1*s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (σ2px)2 (π2py)2 (π2pz)2 (π2*py) 1(π2*pz)1]
氧化性
O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O EA = 1.229 V O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- EB = 0.401 V
15.1 氧族元素概述、氧及其化合物
15.1 Overview of oxygen group elements, Oxygen and its compounds
ＢＢＢＢＢＢＢＢ知ＢＢＢ行ＢＢ合ＢＢＢ一ＢＢＢ、ＢＢ经ＢＢＢ世ＢＢＢ致ＢＢ用ＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢCＢeＢＢnＢtＢrＢaＢＢl ＢＢSＢoＢＢuＢtＢhＢＢUＢＢnＢiＢvＢeＢＢr ＢsＢiＢtＢyＢＢＢＢＢＢ
形成共价键
形成条件： - 与电负性相近的元素化合。 杂化方式： - 不等性 sp3 杂化。
氧化数： - -2，但与 F 化合时，则显正氧化态。
如： OF2 +2 O2F2 +1
ＢＢＢＢＢＢＢＢ知ＢＢＢ行ＢＢ合ＢＢＢ一ＢＢＢ、ＢＢ经ＢＢＢ世ＢＢＢ致ＢＢ用ＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢＢCＢeＢＢnＢtＢrＢaＢＢl ＢＢSＢoＢＢuＢtＢhＢＢUＢＢnＢiＢvＢeＢＢr ＢsＢiＢtＢyＢＢＢＢＢＢ
大学无机化学氧族元素课件

大学无机化学氧族元素课件

Question
大学无机化学氧族元素课件
主要内容
第15章 氧族元素
§15.1 氧族元素通性 §15.2 氧及其化合物 §15.3 硫及其化合物
Inorganic Chemistry
15.1 氧族元素通性 思考： 1. 氧族元素在自然界中以何种形态存在？
氧和硫的成键特征有何不同？
2．硫、硒、碲在形成化合物时在价键上与氧 有何不同？为什么？
O3 + H2O + 2e- O2 + 2OH- B = 1.24V
O3 2I- 2H I2 O2 H2O
上述反应可用于检验氧气中是否存在臭氧。
习题15-2
Inorganic Chemistry
1臭5.2氧氧空及洞其改化合变物了智利最南部人们的生活方式
彭塔阿雷纳斯上空的彩 虹，在这样美好的天气人们 同样要小心防护自己。
15.2 氧及其化合物
1. O3分子有何结构特点？
O2的同素异形体
O OO
••
Π4 3
惟一极性单质
Inorganic Chemistry
O OO
中心O：sp2杂化形成 键角：117o；键长：128pm μ=1.8×10-30C•m
15.2 氧及其化合物
2．比较O3和O2的价键结构，说明为什 么氧化性O3>O2，热稳定性O3<O2?
中性氧化物有NO 、CO等。
Inorganic Chemistry
15.2 氧及其化合物
氧化物酸碱性的一般规律是： 同周期各元素最高氧化态的氧化物从左到
右由碱性——两性——酸性 相同氧化态的同族各元素的氧化物从上到
下碱性依次增强 同一元素能形成几种氧化态的氧化物, 酸性
15氧族元素

15氧族元素

电子态
Π2p*轨道电子排布
符 号
1∑g+(1O 1△g(1O 2)
高出基态的能量
/kJ· -1 mol
第二激发态
第一激发态 基态
↑
↑↓ ↑
↓
↑
154.8
92.0 0.00
2)在强度适当的磁场影响下,在原 子吸收和发射光谱中有2S＋1条谱线,其中S为自旋量子数和含
1-2 氧族元素的基本性质：
氧族 O S (VIA) 元素 非金属 存在 单质或矿物 价层电 2s22p4 3s23p4 子构型 电负性 3.44 2.58 氧化值 -2, (-1) ±2,4,6 晶体 分子 晶体 分子 晶体 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
2KI＋O3＋H2SO4＝I2＋O2＋HO2＋K2SO4
（用于检验混合气体中是否含O3）
松节油、煤气等在臭氧中能自燃，臭氧遇有机色素能使其褪色。
人们利用臭氧的强氧化性, 代替常用的催化氧化和高温 氧化,这将会大大简化化工工艺流程,提高产率。尤其在环保方 面处理废水、废气方面，臭氧大有作为。例如可将工业废水中 的有害成分,酚、苯、硫、醇和异戍二烯等变为无害的物。利 用O3的强氧化性漂白纸张、麻、棉，可作为皮、毛的脱臭剂、 杀虫剂。在空气中,含有 氧 臭氧 淡蓝色 少量O3可使人兴奋当浓 无色 气体颜色 暗蓝色 度达到1ppm人将感到 淡蓝色 液体颜色 鱼腥味 疲劳、头痛,有损健康。 无味 气味 21.6 54.6 氧与臭氧性 熔点/K 160.6 90 质对比 沸点/K 268 154 临界温度 494 49.1 273K时水中的溶 解度(ml/L) 不稳定 较稳定
性有一个突然降低。所以S、Se、Te原子同电负性大的元素结 合时，常失去电子而显正氧化态。氧以下的元素，在价电子层 中都存在空的d轨道，当同电负性大的元素结合时，它们也参 与成键，所以S、Se、Te可显＋2、＋4、＋6氧化态。本族元素 的第一电子亲合能都是负值，而第二电子亲合能却是很大的正 值，这说明获得第二个电子时强烈吸热。然而离子型的氧化物 是很普遍的，碱金属和碱土金属的硫化物也都是离子型的，这 是因为巨大的晶格能补尝了第二亲合能所需的能量。
第15章 氧族元素

第15章 氧族元素


Ka2
7.1×10-15 1×10-11 1.6×10-11 酸 性 渐 强
（Kw =1×10-14）
1.3×10-7 1.3×10-4 2.3×10-3
298K、1 p 下，饱和水溶液浓度 /mol·dm-3：
0.10 0.084 0.09 （记忆！）
H2S(aq)中
[S2-]
受
[H+]
制约：
三、 过氧化氢 1、结构：
能形成分子间氢键，极性比水大，沸点高（150℃），比 水重1.5倍。市售有3%，30%。 2、 性质：
① 热稳定性差 -O-O- 键能小，不稳定。 2H2O2 = 2H2O + O2 ΔHθ = -196KJ/mol 放热反应
碱性溶液，MnO2等对分解起催化作用； 痕量的酸、乙酰胺、酒精 对分解起负催化作用（稳定剂）。 市售已加稳定剂，用棕色瓶存放，现多用聚乙烯瓶存放。
例：
SO2 + I2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
1.2 三氧化物 SO3、SeO3、TeO3 2SO2+O2=2SO3
（1）分子结构 SO3(g) 与BF3互为等电子体：
固态 -SO3、-SO3链状、γ- SO3 环状。
O S O O
第15章 氧族元素 VIA : O S Se Te Po
§15-1 氧族元素基本性质
一 、 氧族元素基本性质
基本性质 价层电子构型 主要氧化数 O ns2np4 S Se Te
-2
3.44 -141.0 780.7 142
-2.+4.+6 +4
2.58 -200.4 590.4 268 2.55 -195.0 420.5 172
第15章-氧族元素

第15章-氧族元素

电子态 第二激发态 第一激发态 基 态 2p*轨道电 子排布 ↑ ↓ ↑↓ __ ↑ ↑ 符号
1g+(1O 1g(1O 3g-(2O
高出基态的能 量(kJ/mol)
2)
2) 2)
154.8 92.0
2—2 氧化物
1. 酸性氧化物：大多数非金属氧化物与某些高价金属氧化物。
2. 碱性氧化物：大多数金属氧化物氧化物显碱性。
1—1 氧族存在
氧元素的自然分布
100.0% 80.0% 60.0% 40.0% 20.0% 0.0% 地壳 海水 大气质量 大气体积
89.0% 48.6% 23.0% 20.9%
1—2 氧族元素的基本性质
氧 硫 硒 碲 钋 ＋6,氧在一般化合物中 8 16 34 52 84 原子序数 的氧化数为－2 。 16.00 32.06 78.96 127.6 209 原子量 常见氧化态 -2、-1、0 -2、0、+2、+4、+6 66 104 117 137 167 原子共价半径/pm 与氟相似，氧的第一 M-2 140 184 198 221 230 离子半径/pm 电子亲合势，离解能 M+6 9 42 56 67 反常变小，表现出它 29 54.6 386 490 1663 熔点/K 的强氧化性 90 718 958 沸点/K 1520 1000 941 869 812 第一电离势/(kJ·mol-1) -141 -200 -195 -190 -183 第一电子亲合势/(kJ·mol-1) 780 590 295 第二电子亲合势/(kJ·mol-1)性质变化规律性： 420 142 226 172 126 单健离解能/(kJ·mol-1) 熔点、沸点、随半径的增大而增大； 3.44 2.58 2.55 电负性（鲍林） 第一电离势和电负性则变小。 2.10 2.00
第15章氧族元素-2004

第15章氧族元素-2004


酸性介质: S+2H2 (aq)+2e-=H2S(aq) =0.14V 碱性介质: S+2e-=S2-(aq) = -0.48V • 可见，S2-易被氧化为单质硫 • 在碱性介质中的还原性比在酸性介质中强 • 但强氧化剂可使S2-氧化为硫酸 H2S+2FeCl3=S↓+2FeCl2+2HCl H2S+I2= S↓+2HI H2S+4Cl2+4H2O=H2SO4+8HCl
水解性 Na2S+H2O=NaHS+NaOH 硫化碱 Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Cr2S3+6H2O=2Cr(OH)3↓+3H2S↑ Al2S3、Cr2S3等在水溶液中是不存在的。
多硫化物 • 制备：在可溶硫化物的浓溶液中加入硫粉 S2-+(x-1)S→Sx2• 特点：随x的增加，物质颜色从黄经过橙 黄而变为红色 2(NH4)2S+O2+2H2O →2S+4NH3· 2O H 2(NH4)2S+(x-1)S→ (NH4)2Sx • 多硫化氢H2S2：——不稳定 Na2S2+2H+→2Na++H2S2
SO2+H2O H++HSO32H++SO32-
c. 氧化还原性 酸性介质： H2SO3+4H++4e-=S+3H2O =0.45V SO42-+4H++2e-=H2SO3+H2O =0.17V H2SO3的还原性较突出 H2SO3+O2= H2SO4 在较强的还原剂作用下，表现出氧化性 H2SO3+2H2S=3S↓+3H2O
15.氧族元素

15.氧族元素


硒和碲(自学) §15.4 硒和碲(自学)
§15.1 氧族元素的通性
15.1.1 氧族的存在 氧族元素有氧、 氧族元素有氧、硫、硒、碲和钋(Po)。氧是地球表 碲和钋(Po)。 (Po) 面丰度最大的元素，它既以自由单质O2分子形式存在， O2分子形式存在 面丰度最大的元素，它既以自由单质O2分子形式存在，也 以化合态的形式存在。氧构成了大气质量的23% 23%， 以化合态的形式存在。氧构成了大气质量的23%，岩石质 量的46% 水层质量的85%以上。 46%， 85%以上 量的46%，水层质量的85%以上。 硫在自然界占地壳质量的0.034%， 硫在自然界占地壳质量的0.034%，元素丰度序中居 0.034% 16位 火山多发地区常含有单质硫；天然气中的H2S H2S、 第16位，火山多发地区常含有单质硫；天然气中的H2S、 原油中的有机硫化合物和煤中的有硫化合物； 原油中的有机硫化合物和煤中的有机硫化合物；硫铁矿和 其它金属硫化物矿及硫酸盐。 其它金属硫化物矿及硫酸盐。 另外硫也存在于许多植物、动物蛋白中， 另外硫也存在于许多植物、动物蛋白中，在三种主要 的氨基酸中含有硫。 的氨基酸中含有硫。
§15.2 氧及其化合物
氧化物酸碱性的一般规律： 氧化物酸碱性的一般规律： 同一周期：从左至右碱性→两性→ 同一周期：从左至右碱性→两性→酸性
Na 2 O MgO Al2 O3 SiO 2 P4 O10 SO 3 Cl 2 O 7 同一族： 同一族：从上到下碱性依次增强
N 2 O 3 P4 O 6 As 4 O 6 Sb 4 O 6 Bi 2 O 3
§15.2 氧及其化合物
氧化物的酸碱性： 氧化物的酸碱性： 大多数的非金属氧化物和某些高氧化态的金属氧化物 均显酸性CrO 均显酸性CrO3、Mn2O7； 大多数金属氧化物显碱性； 大多数金属氧化物显碱性； 一些金属氧化物Al2O3、Cr2O3、ZnO、Ga2O3和少数非 ZnO、 一些金属氧化物Al 金属氧化物As 显两性； 金属氧化物As4O6、Sb4O6显两性； 不显酸碱性即呈中性的氧化物有NO、CO等 不显酸碱性即呈中性的氧化物有NO、CO等 NO (NO之于Fe CO之于Ni，它们是Lewis酸碱关系) 之于Ni Lewis酸碱关系 (NO之于Fe2+；CO之于Ni，它们是Lewis酸碱关系) 之于
无机化学《氧族元素》教案

无机化学《氧族元素》教案

无机化学《氧族元素》教案教学要求]1. 掌握臭氧、过氧化氢的结构和性质。

2. 掌握硫化氢的特性及硫化物的水溶性。

3. 了解掌握硫的氧化物、含氧酸及其盐的结构、一般性质及用途。

[ 教学重点]1. 氧的单质及双氧水的结构、制备和性质2. 硫的单质及重要化合物的结构、制备和性质[ 教学难点]1. 氧的单质及双氧水的结构、制备和性质2. 硫的单质及重要化合物的结构和性质[ 教学时数]6 学时[ 教学内容]1. 氧族元素的通性2. 氧及其化合物3. 硫及其化合物15-1 氧族元素的通性一、氧族元素的存在氧族元素有氧、硫、硒、碲和钋五种元素。

氧是地球上含量最多，分布最广的元素。

约占地壳总质量的46.6% 。

它遍及岩石层、水层和大气层。

在岩石层中，氧主要以氧化物和含氧酸盐的形式存在。

在海水中，氧占海水质量的89% 。

在大气层中，氧以单质状态存在，约占大气质量的23% 。

硫在地壳中的含量为0.045% ，是一种分布较广的元素。

它在自然界中以两种形态出现棗单质硫和化合态硫。

天然的硫化合物包括金属硫化物、硫酸盐和有机硫化合物三大类。

最重要的硫化物矿是黄铁矿FeS2，它是制造硫酸的重要原料。

其次是黄铜矿CuFeS2、方铅矿PbS 、闪锌矿ZnS 等。

硫酸盐矿以石膏CaSO 4· 2H 2 O 和Na2SO 4 · 10H 2 O 为最丰富。

有机硫化合物除了存在于煤和石油等沉积物中外，还广泛地存在于生物体的蛋白质、氨基酸中。

单质硫主要存在于火山附近。

二、氧族元素的基本性质氧族元素的一些基本性质性质氧硫硒碲原子序数原子量价电子构型常见氧化态815.992s 2 2p 4-2,-1,01632.063s 2 3p 4-2,0,+2,+4,+63478.964s24p 4-2,0,+2,+4,+652127.605s 2 5p 4-2,0,+2,+4,+6共价半径/pmM 2 - 离子半径/pm第一电离能/(kJ/mol)第一电子亲合能/(kJ/mol) 第二电子亲合能/(kJ/mol) 单键解离能/(kJ/mol)电负性(Pauling 标度) 661401314141-7801423.441041841000200-5902262.58117198941195-4201722.55137221869190-2951262.10三、氧族元素的电极电势氧的电势图：2.07 0.68 1.77φ A θ / V O 3 ——— O 2——— H 2 O 2 ——— H 2 O1.24 –0.08 0.87φ B θ / V O 3 ——— O 2 ——— HO 2 -——— OH –硫的电势图：2.05 0.20 0.40 0.50 0.14φ A θ / V S 2 O 82 -——— SO 4 2 -——— H 2 SO 3 ——— S 2 O 3 2 - ——— S ——— H 2 S-0.92 -0.58 -0.74 -0476φ B θ / V SO 4 2 - ——— SO 3 2 - ——— S 2 O 3 2 -——— S ——— S 2 -15-2 氧及其化合物一、单质氧自然界中的氧含有三种同位素，即16 O 、17 O 和18 O ，在普通氧中，16 O 的含量占99.76% ，17 O 占0.04% ，18 O 占0.2% 。

第15章氧族元素--大学无机化学PPT课件

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2－
性质：
S2－ X
遇酸不稳定： S2x－ 2H [H 2Sx ]
H 2S(g) (x －1)S
氧化性：
SnS
S2 － 2
SnS
2－ 3
还原性： 3FeS2 8O2
Fe3O4 6SO2
15.4.3 硫的氧化物
1. SO2，SO3 是酸雨的罪魁祸首。
臭氧的等电子体.
Π34
等电子体是指具有相同价电子数和原子数的微粒，
K1 = 105N-7
即
Pk1
≈
7-5N .
29
Pauling规则(半定量)：
N=0 弱酸 (K a ≤10-5)
HClO, HBrO
N=1 中强酸 (K a =10-4~10-2) H2SO3,HNO2 N=2 强酸 (K a =10-1~103) H2SO4,HNO3
N=3 特强酸 (K a >103)
白
KO2+O2
2) 工业除氯(还原性)
H2O2 + Cl2 = 2H+ + 2Cl― + O2(g)
强氧化性
1) PbS(S) + 3O3(g) = PbSO4(s) + O2(g)
黑
白
2) 含氰废水处理：
CN― + O3 = OCN― + O2↑
2OCN― + 3O3 = CO32― + CO2↑+ N2↑+3O2↑
与不活泼金属反应：
C 2 H u 2 S 4 ( 浓 O ) C4 u 2 S S 2 O 2 H O 2 O
与非金属反应：
C2H2SO 4(浓 ) CO 22S2O 2H 2O
大学无机化学基础第15章-氧族元素PPT课件

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的生 条成 件离 ：域
1.这些原子都在同一平面上; 2.每一原子有一互相平行的p轨道;
3.p电子的数目小于p轨道的数目的两倍。
键
.
21
第三节 过氧化氢（Hydrogen Peroxide）
3-1 结构和制备
制备方法 结构
１、实验室制备：
BaO2+H2SO4＝BaSO4↓+H2O2 BaO2+CO2+H2O=BaCO3↓+H2O2
现出它的强氧化性
4，6 4，6 4，6
熔点/K
54．6 386
490
1663 --
沸点/K
90
718
958
--
--
第一电离势/（kJ·mol-1） 1520
1006
941
869
818
第一亲合势/（kJ·mol-1） 141
200．4 194．9 190．14 130
第二亲合势/（kJ·mol-1） -780
或 4CrO5+12H+＝4Cr3+ +7O2↑+6H2O
此反应用于铬酸根的检验，加合
物不稳定，常加入一些乙醚萃取，
水溶液中很快分解：
.
25
过氧链转移反应:
过氧链 －O－O－ 取代了酸根中的双键 氧，此反应可用于鉴定过氧链的存在。
.
26
4. H2O2的不稳定性 过氧化氢受热、遇光(紫外光) 或重金属离子（Mn2+ 、Fe3+ 、Cr3+）都会分解：
:O2 +Pt+3F2 ＝O2+[PtF6]比较： Xe+PtF6＝XePtF6
以臭氧分子或者是以氧 分子成键的化合物都具 有强氧化性

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第十五章氧族元素之教案15-1 氧族元素的通性15-1.1:总结氧族元素通性的变化规律.(C级掌握)解:氧族元素原子的价电子层结构ns2np4,常见氧化态有-2,0,+2,+4,+6.从上到下随着原子半径依次增大，电离势和电负性依次减小，第一电子亲合势依次减小(O反常的小于S),即放热依次减少.X2解离能依次减小(O2反小于S2除外).本族元素从上到下非金属性依次减弱,金属性逐渐增强.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)解:氧族元素的价电子轨道排布式为:ns2np2xnp1ynp1z当失去电子时,首先是np1y和np1z上的这两个电子同时失去而显+2氧化态.继续失电子时,因同一原子轨道中的两个电子性质相同,所以同时失去而显+4氧化态,依次为+6.得到2个电子达稳定构型显-2,所以其氧化态均为偶数.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)解:因为氧族元素的原子序数比卤素元素的小1,则其原子半径大,有效核电荷小,则获得电子形成X2-的倾向比卤素形成X-的小,所以非金属活泼性和电负性均小于同周期的卤素元素.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F2＜Cl2)（3）氧在正常化合物中的氧化数均为-Ⅱ,OF2、H2O2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)解:因p-pπ键形成的有效性高低与原子的半径大小有关,对于第二周期的原子,半径较小,其两条2p轨道肩并肩重叠的有效性高,形成的π键稳定.而S在第三周期,原子半径大,由两条3p轨道肩并肩形成的π键稳定性较差(远低于S-S单键).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)解:工业上制备氧气主要是通过物理方法(即先将空气降温到临界温度以下,并加大压力)使空气液化,然后分馏得到氧气.经过反复分馏提纯后压入高压钢瓶中储存和使用实验室最常用的方法是以二氧化锰为催化剂加热(约473K)使KClO3分解得到氧气.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)解:(1)以氧的氧化态不同分为普通氧化物(如Na2O),过氧化物(如Na2O2),超氧化物(如KO2),臭氧化物(如KO3)和复杂氧化物(如Fe3O4).(2)以酸碱性不同分为酸性(如V2O5),碱性(如MgO),两性(如Cr2O3)和中性(如CO).(3)以价键特征不同分为离子型(碱金属和碱土金属氧化物MI2O和MⅡO以及低氧化态的金属氧化物),共价型(高氧化态的金属氧化物如Mn2O7和非金属氧化物如NO2)和过渡型(离子型含部分共价性如BeO,CuO和共价型含部分离子性如Ag2O,GeO2).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)解:总体规律:(1)活泼金属氧化物显碱性,典型非金属氢化物显酸性或中性.(2)同一元素低氧化态的氧化物偏碱性,高氧化态的氧化物偏酸性,中间氧化态的氧化物显两性.(3)同一主族从上到下族价氧化物酸性减弱,碱性增强;同一周期从左到右碱性减弱,酸性增强.副族变化规律性差.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。

无机化学 氧及其化合物 PPT课件


N2 b.p. 77 K
O2 90 K
沸点之差很大，足以将两者分离。
2. 氧气的性质 常温下，氧气无色无味无臭。 O2 为非极性分子，H2O 为极 性溶剂，故在 H2O 中溶解度很小。
在水中有水合氧分子存在
O2•H2O
O2 • 2 H2O
水中少量氧气是水生动植物赖 以生存的基础。
O2 90 K 液化，成淡蓝色液体， 54 K 凝固，成淡蓝色固体。
生成的 O3，将 KI 氧化，生成 I2 2 I－ + O3 + 2 H+ —— I2 + H2O + O2
烧杯中的淀粉碘化钾溶液变蓝。
产生的臭氧只有 2 － 8 ％ 的浓度， 但是氧化性能极强，所以排气管要用玻 璃制作。
若使用橡胶管，在有应力处立刻折 断。橡胶中的 C－S 键、甚至 C－C 键 都可能被破坏。
第十五章 氧族元素
氧O
大气圈中 O2；水圈中 H2O； 岩石圈中 SiO2 、硅酸盐，其 它含氧化合物
在地壳中的质量含量 为 47.4 %，列第 1 位bS 闪锌矿 ZnS 黄铁矿 FeS2
硫酸盐矿 如石膏 CaSO4•2 H2O 芒硝 Na2SO4•10 H2O
点燃
4 NH3
+
5 O2
======
Pt 催化
4 NO
+
6 H2O
（3）和低氧化态氧化物反应
点燃
2 CO + O2 ====== 2 CO2
（4）和硫化物反应
加热
2 Sb2S3 + 9 O2 ====== 2 Sb2O3 + 6 SO2
3. 臭氧的分子结构 臭氧分子式为 O3。 分子中氧原子的键联关系是 一个氧原子为中心，其余两个氧 原子为配体。

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

15 第15章 氧族元素-hqhao0408


O3的性质
① 不稳定性
2O3 = 3O2 ② 氧化性
DrHmq = -285.4 KJmol-1
O3 + 2 H+ + 2e- = O2 + H2O
j q = 2.075 V
O3 + H2O + 2e- = O2 + 2OH- j q = 1.247 V
③ 吸收200 ~ 300nm的紫外线而分解
3. 过氧化氢(H2O2)的结构与性质
性质：① 弱酸性
H2O2
HO-2 + H+
K 1 = 2.0×10-12，K 2 ≈ 10-25
② 不稳定性
2H2O2
2H2O + O2 △ rHm = -196kJ mol-1
市售约为 30 % 水溶液， 为防止分解，需采取措施：用棕色瓶装，避光放置，有时加少 量稳定剂(Na2SnO3 或Na4P2O7) .
③ 氧化还原性
酸性：O2 0.6945V H2O2 1.763V H2O
2MnO
4
5H 2O2
6H
2Mn 2
5O 2
8H 2O
H2O2 2Fe 2 2H 2Fe 3 2H 2O
4H 2O2 PbS(s, 黑) PbSO4 (s,白) 4H 2O
(旧油画处理，铅白 2PbCO3·Pb(OH)2)
p2px p*2px p2py p*2py
s2pz s*2pz s*2S s2S
2pz 2py 2px ：2p4 2s2
1s2
s*1S
1s2
s1S
O
O
O2
O2 、O2+ 、 O2－ 、 O22－的键级？
单线态氧1O2 (了解)
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• 硒 Se：硒铅矿 PbSe， 硒铜矿 CuSe • 碲 Te：碲铅矿 PbTe 为 10-6-10-7% • 钋 Po：放射性元素，本章不做介绍。
1-2 氧族元素的电势图
酸性溶液中， H2O2、O2、O3 均为强氧化剂
酸介质中， 过硫酸盐是
强氧化剂
低价硫化合物不论在酸性 还是在碱性溶液中都是强
而增大ns；2np4第一电离势和电负 性则-2变，2小，。-2，2 ， -2，2 ， 2，4
现出它的强氧化性
4，6 4，6 4，6
熔点/K
54．6 386
490
1663 --
沸点/K
90
718
958
--
--
第一电离势/（kJ·mol-1） 1520
1006
941
869
818
第一亲合势/（kJ·mol-1） 141
氧气在紫外线的作用下发生如下
:O2 +Pt+3F2 ＝O2+[PtF6]比较： Xe+PtF6＝XePtF6
以臭氧分子或者是以氧 分子成键的化合物都具 有强氧化性
氧是自然界含量最大的元素，丰度为46.6%， 它与所有元素都能形成化合物，单质氧的制备 主要是由液态空气分馏得到。
2-2 氧化物
一、氧化物的性质
Na2O+H2O＝2NaOH NCaaO2O++HH22O１２S=O=、、4C＝碱酸a（N性性aO氧 氧2SH化 化O）4+物 物2H2O
200．4 194．9 190．14 130
第二亲合势/（kJ·mol-1） -780
-590
-420
--
--
单键离解能/（kJ·mol-1） 142
256
172
126--电Fra bibliotek性3．44 2．58 2．55 2．10 2．00
电负性：氧仅次于氟，
２、化学活泼性：O S Se Te Po
非金属 半金属 金属
1.碱性氧化物
CuO+H2S３O、4=C两u性SO氧4+化H2物O
是与碱４反、应中生性成氧盐化和物水
是与酸反应生成盐和水 的氧化物，大部分的非
的金属氧化物。金属越 金属氧化物、某些高价
活泼，与水反应的程度 金属氧化物等是酸性氧
越大，碱性越强。
化物。
2.酸性氧化物
SO2+H2O＝H2SO3
酸性氧化物的水合物就 是酸,所以它又称为酸酐。
LiO NaO
BeO B2O3 CO2 MgO Al2O3 SiO2
N2O5 P2O5 SO3
酸碱 性性 减增
酸性增强 碱性减弱
弱强
2-3 臭氧（O3）
一、臭氧的存在 二、臭氧的性质和用途 三、臭氧的结构
一、臭氧的存在
在离地面20- 40km 处有个臭氧层，
为0.2ppm。
原高 理空 ：臭
氧 层 的 形 成
２、以臭氧分子成键的化合物（称臭氧化合物） 如:离子化合物KO3，共价型的O3F2
３、以氧分子成键的化合物 (1) O2 分子得到一个电子或两个电子形成超氧离子 (O2-)和过氧离子(O22-)化合物。如：KO2 ，Na2O2 (2) 形成过氧共价化合物：如H-O-O-H
(3) 形成二氧基O2+ 阳离子化合物。相当于一 价金属离子,如O2 与F2 共同作用于Pt时, O2 分 子被F原子夺取一个电子而形成二氧基化合物
大学无机化学基础第15 章 氧族元素
教 学 要 求：
１、熟悉氧化物的分类。
２、掌握臭氧、过氧化氢的结构、性质和 用途。
３、掌握离域π键的概念。
４、掌握SO2、SO3、亚硫酸、硫酸和它们相应的 盐、硫代硫酸盐、过二硫酸盐等的结构、性质、 制备和用途以及它们之间的相互转化关系
本章讲解内容
第一节 氧族元素的通性
非金属性递减 金属性递增
存在
• 氧 O： 存在形式 O2 （大气圈）、H2O （水圈）、SiO2 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 CaSO4·2H2O， 芒硝 Na2SO4·10H2O，重晶石 BaSO4 ， 天青石 SrSO4， 占 0.048% 居第16位
还原剂
在高价含氧酸中，氧化性最大的是 第四周期的硒含氧酸最强。（卤素 是第四周期的溴含氧酸最强，）
低价的硒化物 和碲化物也是
强还原剂
第二节 氧和臭氧 (Oxygen and Ozone)
2-1
氧（Oxygen）
本节讨论氧、氧化 物和臭氧的性质
一、氧的 成键特征
１、氧原子O在化合物中的成键 特征 ２、以臭氧分子O3成键的化合 物（称臭氧化合物） ３、以氧分子O2成键的化合物
１、氧原子在化合物中的成键特征
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夺取两个电 子形成O2-
电共 子用
两 个
接受电子 对形成配 键→O
形成两个 单键 -O-
形成一个 双键 O=O
(1) 与活泼金属元素结合形成O2-的离子化合 物。 如：Na2O，CaO
(2) 形成－2 价共价化合物： 共价单键(-O-) 如：H2O, Cl2O 。 共价重键 （由于它的半径小,当两个原子形 成键后，还容易形成π键） 双重键：O＝C＝O。 叁重键: C≡O, N≡O的分子结构。
第二节 氧和臭氧
第三节 过氧化氢
第四节 硫及其化合物
第五节 硒和碲
请选择
第一节 氧族元素的通性
1-1 通性
氧化数：最大氧化数为 性＋质6,变氧化在规一律般性价化：电合子物层中结构
与氟1、相一似些，重氧要的数第据 一电子亲合势，离 解能价 主反电 要子 氧常层 化变结 数小构 ，表-2
的氧化数为－2 。 氧 熔点、硫沸点、硒随半径碲的增大钋
配位键 [1].作为电子对接受体形 成配位键：两个成单电子归并空 出一个2P轨道，接受外来配位电 子对而形成O←。如SO42-的结构：
[2].作为配位原子形成配位键：氧原子上还有孤 电子对，是很强的配位原子，如形成水合物，醚 合物，醇合物和氢键等。孤电子对还可以形成dpπ键，如：PO43-中的P ←== O键。
SO2+2NaOH＝ Na2SO3+H2O
CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2
3.两性氧化物 能与酸反应又能与碱反应的氧化 物称两性氧化物: Al2O3、ZnO、Cr2O3、PbO2等
二、氧化物性质变化规律
１、同周期元素的氧化物，从左到右，酸性增强，
碱性减弱。
２、同主族元素的氧化物，自上而下，碱性增强， 酸性减弱。 ３、同元素不同价态氧化物，高价态呈酸性，低 价态呈碱性。