无机化学(1氧族元素)
无机化学第三版下册复习资料第二十一章第十三章氧族元素1
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： 5.2216)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 2226)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 5.1236)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 122)O ·B (==键级-22O 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。
高中化学竞赛 无机化学-第5章氧族元素(共25页PPT)(共25张PPT)
3.过氧化氢（ H2O2）
结构: O为sp3杂化
H2O2弱酸性、不稳定
H2O2
HO-2 + H+ K 1 = 2.0×10-12，K 2 10-25
2H 2O 2
2H 2O + O2 △ rHm= -196kJ mol -1
2H++O2+2e=H2O2 EA=0.68V 2Fe3++2e=2Fe2+ EA=0.77V
8. 其他硫酸盐
H2S2O7
H2SO2
Na2S2O4 连二亚硫酸钠
O
O
O
S O
S
O
OH
OH
O2+H2O NaHSO3
5.5 硒、碲的化合物
1. SeO2、TeO2为中等强度氧化剂
SeO2 TeO2
+ SO2 + H2O →
Se Te + H2SO4
2. H2SeO3、 H2SeO4 无色固体
中等强度氧化剂 与H2SO3对比
EB
HO-2 + H2O + 2e- 3OH- , E B = 0.867V
3H2O2 + 2MnO4- = 2MnO2↓+3O2↑+2OH-+2H2O 5H2O2 + 2MnO4-+6H+ = 2Mn2++5O2 ↑ +8H2O H2O2 + Mn(OH)2 = MnO2 ↓ + 2H2O 3H2O2+2NaCrO2+2NaOH= 2Na2CrO4 + 4H2O H2O2+2Fe2++2H+ = 2Fe3++2H2O
无机化学——氧族元素
无机化学——氧族元素无机化学，氧族元素氧族元素是周期表中第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
这些元素的电子构型都是 ns2 np4，因此它们在化学性质上有些相似。
本文将重点讨论氧族元素的性质和应用。
首先，氧族元素的化学性质主要受到它们的电子构型的影响。
由于氧族元素的 np4 外层电子非常稳定，因此它们都倾向于接受两个电子，形成-2 价的阴离子。
这使得氧族元素在化合物中通常呈现-2 价，例如氧化物（O2-）、硫化物（S2-）等。
然而，这并不意味着氧族元素只能形成-2 价，它们还可以形成其他价态，如+4、+6等。
氧族元素参与的化学反应主要包括氧化反应和还原反应。
它们在氧化反应中往往是氧化剂，能够接受电子使其他物质发生氧化。
例如，氧气（O2）是最常见的氧化剂，可以与其他物质反应生成氧化产物。
氧化剂的强弱顺序为：O2>S>Se>Te>Po。
在还原反应中，氧族元素的化合物可以接受电子，发生还原。
例如，硫酸（H2SO4）可以被还原成二氧化硫（SO2）。
氧族元素在生物和环境中起着非常重要的作用。
氧是地球上最常见的元素之一，占据大气中的21%。
它是细胞呼吸和许多生物代谢反应的关键组分，在维持生命中起着至关重要的作用。
此外，氧还参与水的形成和氧化燃烧等重要过程。
硫是地球上第10常见的元素，在自然界中以硫化物和硫酸盐的形式广泛存在。
硫化物在地下矿床中存在，如铅、锌和铜的硫化物，通过提取和加工可以得到对应的金属。
硫酸是一种重要的化学品，在工业生产中广泛应用，如肥料、造纸、皮革制品等。
硒在生物体内有重要的生理作用，是人体中一种必需的微量元素。
它参与抗氧化作用和免疫反应，对维持机体正常生理功能起着重要的作用。
然而，长期摄入过多的硒会导致中毒，因此硒的摄入量需要控制在适当的范围内。
碲是一种具有金属和非金属特性的半金属元素。
它在半导体工业中有重要应用，用于制造太阳能电池和热敏电阻等器件。
此外，碲还具有光电效应和光敏化学反应的特性，在一些领域具有潜在的应用前景。
无机化学卤素和氧族元素
无机化学卤素和氧族元素无机化学是研究无机物质的性质、结构和变化规律的科学。
而卤素和氧族元素是无机化学中非常重要的两个元素家族。
本文将从两个方面分别对卤素和氧族元素进行探讨。
卤素是指元素周期表中第17族的元素，包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)。
这些元素具有许多共同的性质。
首先，卤素是非金属元素，所以它们一般都是气体、液体或固体。
其次，卤素的化学性质活泼，容易与其他元素发生化学反应。
例如，卤素与金属反应会产生相应的卤化物，如氯化铁(FeCl2)。
再次，卤素具有较高的电负性，所以它们往往以阴离子的形式存在。
最后，卤素的原子半径随着周期增加而增加，电子亲和能随周期增加而减小。
卤素的重要性体现在许多方面。
首先，卤素广泛应用于化学和医药工业。
例如，氯被广泛用于消毒水和漂白剂中，碘被用于制备碘酒和碘盐以防止碘缺乏病。
其次，卤素化合物在有机合成中起着重要的作用。
例如，氯化亚砜(DMSO)被用作溶解剂和氧化剂，溴代反应是有机合成中常用的反应之一、此外，卤素在光电子学和材料学中也具有重要的应用。
例如，氟可以增强材料的抗腐蚀性能，氯和溴可以增加材料的阻燃性能。
接下来，我们来介绍一下氧族元素。
氧族元素是指元素周期表中第16族的元素，包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)和钋(Po)。
氧族元素的特点是具有六个价电子，所以它们往往以阴离子的形式存在。
此外，氧族元素也是非金属元素，它们的电负性较高，化学性质也比较活泼。
例如，氧为广泛存在于地壳中的元素，它与大多数金属反应会生成相应的金属氧化物。
此外，硫化物在地质学和有机化学中也具有重要的地位。
氧族元素的应用也非常广泛。
首先，氧族元素广泛应用于能源领域。
例如，硫被广泛用于制备硫铵磺酸铵炸药，在电池中的铅酸和锂硫电池中也有重要应用。
其次，氧族元素也在制药和化妆品中发挥着重要作用。
例如，硫化物被用于制备抗生素和眼药水，硒化物被用于制备护肤品和化妆品。
无机化学氧族元素全解
O3结构：
•• Π 4 3
中心O：sp2杂化形成
未杂化的三个 p 轨道互相平 行，以“肩并肩”的方式相 互重叠，形成三中心四电子 大πΠ键 。
键角：117o
μ=1.8×10-30C•m
惟一极性单质
4 3
中
的
成键电子
不固定在
2
个原子之
间，是不
定或离域大π键。
臭氧分子中无单电子——反磁性物质。
7
大π键形成条件
2、 硫化氢和硫化物
硫化氢 结 性构质：：HH2S2S是结无构色与，H有2O腐相蛋似味，剧毒气体。稍 溶于水，室温时饱和浓度为 0.1mol·L-1。水溶液 呈酸性，为二元弱酸。
最重要的性质是它的还原性：
0.3002V
A SO24- 0.1576V H2SO3
与空2气H 2(SO+2)3反O 2应：完全
过氧化物
含氧酸
+ H2O2(浓) →
含氧酸盐
过氧酸 过氧酸盐
(易水解为H2O2)
例如：H2SO4+H2O2(浓) → H2SO5+H2O
含氧酸去羟基，剩余部分为酰基。如，HO-SO2（含羟硫酰基）H-O-O-H中 H 被酰基取代得过氧酸，
取代一个氢称过一酸，取代两个氢称过二酸。 11
12.4 硫及其化合物
熔 沸 点：
单质Te
H2O H2S H2Se H2Te
小
大
大
小
弱
强
最高 小
大
3
氧族元素的标准电极电势图
氧气是一个较好的氧化剂。
4
12.2 氧和臭氧
1. 氧（ O2）
氧是无色无味的气体，在90K时凝聚为淡蓝色 的液体，冷却到54K时凝结为蓝色的固体。氧在水 中的溶解度很小，在193K时，1L水中只能溶解 30mL的氧气。
氧族元素及其化合物
2Ag+2O3 →Ag2O2+2O2
氧族元素及其化合物
臭氧能迅速且定量地把I－氧化成I2，常利用该反应来测定O3的 含量，称之为碘量法。
臭氧具有强氧化性和不易导致二次污染的优点，因此常用作消毒杀 菌剂、空气净化剂和漂白剂等。在废气净化领域，可以利用臭氧氧化废 气中二氧化硫，并制得硫酸以回收利用；在废水处理领域，臭氧可氧化 废水中的有机物，通常与传统水处理技术进行组合，以满足废水深度净 化的要求。
在实验室里，可以将过氧化钠加到冷的稀硫酸或稀盐酸中来制备 H2O2：
Na2O2+H2SO4+10H2O →Na2SO4·10H2O+H2O2 工业上制备过氧化氢，目前主要有电解法和蒽醌法两种方法。
氧族元素及其化合物
三、 硫及其重要化合物 1. 单质硫
单质硫有几种同素异形体，最常见的是正交硫和单斜硫。当 加热到368.6 K时，正交硫不经熔化就转变成单斜硫，当把它冷 却时，就发生相反的转变过程，所以368.6 K是正交硫与单斜硫 之间的平衡转变点：
无机化学
氧族元素及其化合物
一、 氧族元素的通性
周期表第ⅥA族包括氧（O）、硫（S）、硒 （Se）、碲（Te）、钋（Po）五种元素，通称 为氧族元素。其中硒和碲是稀有元素，钋是放射 性元素，最重要的是氧和硫两种元素。有关氧族 元素的一些性质见表8－14。
氧族元素及其化合物
氧族元素及其化合物
氧族元素和卤素相似，随原子序数的增加，原子半径和离子半径增 大，而电负性和电离能则降低。由氧向钋过渡，元素的非金属性逐渐减 弱，金属性逐渐增强，氧和硫是典型的非金属，硒和碲是两性的准金属， 钋是金属。氧族元素的非金属活泼性弱于相应的卤族元素。
《无机化学》课程标准
南昌职业大学专科《无机化学》课程标准目录一、课程性质与任务 (2)（一）课程基本信息 (2)（二）课程性质 (2)（三）课程任务 (2)二、专业核心素养与课程目标 (2)（一）专业核心素养 (2)（二）课程目标 (2)三、课程结构 (3)（一）课程模块 (3)（二）学时安排 (4)四、课程内容 (5)（一）基础模块 (5)（二）拓展模块 (5)五、学业质量 (5)（一）学业质量内涵 (5)（二）学业质量水平 (6)（三）考核方式 (6)六、课程实施 (6)（一）教学要求 (6)（二）学业水平评价 (7)（三）教材编写要求 (7)（四）课程资源开发与学习环境创设 (7)（五）教师团队建设 (7)（六）对学校实施本课程的要求 (8)附录教学设备设施配备要求 (8)一、课程性质与任务（一）课程基本信息（二）课程性质无机化学课程是药品类学科专业的一门重要基础理论课程。
其目的是培养学生具有解决一般无机化学问题的能力，培养学生的创新意识和科学品质，为学习后续课程打下良好基础。
通过课堂讲授、自学与讨论，理解和掌握元素周期律、近代物质结构理论、化学热力学及动力学、溶液中的酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀平衡和配位平衡四大平衡等初步知识，并在原理的指导下，了解化学变化中物质组成、结构和性质的关系，初步从宏观和微观的不同角度理解化学变化基本特征，掌握常见元素及化合物的主要性质、结构、变化规律和用途。
（三）课程任务通过本课程的学习，要求学生掌握物质结构的基础理论，酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应和配位反应的基本理论和基础知识。
掌握重要元素的单质及其化合物的主要性质。
培养学生具有解决一般无机化学问题和化学计算的能力，并重视对学生进行思维能力、学习方法和自学能力的额培养。
提高学生分析问题和解决问题的能力。
为学习分析化学有机化学和物理化学，以及药物分析、生物化学和环境化学等后继课程打下基础。
二、专业核心素养与课程目标（一）专业核心素养化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质。
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% 。
无机化学方程式总结—方程式版
高中教材中化学方程式总结非金属部分 一、卤族元素点燃 点燃1、Cu + Cl 2=== CuCl 22、H 2 +Cl 2===2 HCl3、Cl 2+H 2O===HClO+HCl4、2NaOH+Cl 2===NaCl+NaClO+H 2O5、2Ca(OH)2+2Cl 2===CaCl 2+Ca(ClO)2+2H 2O6、Ca(ClO)2+CO 2+H 2O===2HClO+CaCO 3↓7、MnO 2+4HCl(浓)===MnCl 2 +Cl 2↑+2H 2O 8、Cl -+Ag +===AgCl ↓9、F 2 + H 2 === 2HF500℃10、Br 2 + H 2===2HBr 11、I 2 + H 22HI 12、Cl 2+2NaBr===2NaCl+Br 2 13、Cl 2 +2KI ===2KCl+I 2 14、Br 2 +2KI ===2KBr+I 2 15、Br -+Ag +===AgBr ↓光照16、I -+Ag +===AgI ↓ 17、2AgBr === 2 Ag+Br 2二、氧族元素1、S + H 2=== H 2S2、 S +Fe=== FeS3、2O 3===3O 2放电 4、3O 2=== 2O 3 5、H 2S === S + H 2点燃 点燃6、2H 2S+3O 2 === 2SO 2+2H 2O7、2H 2S+O 2 ===2S+2H 2O8、FeS+2HCl=== FeCl 2+H 2S↑ 9、FeS+H 2SO 4=FeSO 4+ H 2S↑催化剂10、2SO 2+O 22SO 3 11、SO 2+H 2O H 2SO 312、SO 3+H 2O====H 2SO 413、2H 2SO 4(浓4+SO 2↑+2H 2O 14、2H 2SO 4(浓2↑+2SO 2↑+2H 2O三、氮族元素催化剂 放电 1、N 2+3H 22NH 3 2、N 2+O 2===2NO 高温，高压3、2NO+O 2===2NO 24、3NO 2+H 2O===2HNO 3+NO、 点燃 加热5、4P+5O 2 === 2P 2O 56、P 2O 5 +3H 2O===2H 3PO 4点燃 点燃 7、2P+3Cl 2 === 2PCl 3 8、2P+5Cl 2 === 2PCl 59、NH 3+H 2O NH 3 H 2O OH -+NH 4+10、NH 3 H 2=== NH 3↑+H 2O 11、NH 3+HCl===NH 4Cl催化剂 12、4 NH 3 +5O 2=== 4NO+6H 2O 13、NH 4Cl===NH 3↑+HCl↑ 14、NH 4HCO 33↑+H 2O↑+CO 2↑ 15、(NH 4)2SO 4+2NaOH===2NH 3↑+ Na 2SO 4 + 2H 2O16、NH 4NO 3+NaOH===NH 3↑+ NaNO 3+ H 2O17、4 HNO 3 === 4NO 2↑+O 2↑+2H 2O18、4HNO 3(浓)+Cu=== Cu(NO 3)2++2NO 2↑+2H 2O 19、8HNO 3(稀)+3Cu===3 Cu(NO 3)2++2NO↑+4H 2O 20、4HNO 3+C===CO 2↑+4NO 2↑+2H 2O四、碳族元素1、Si +O22高温高温2、2C + SiO2====Si +2CO↑3、CaO+ SiO2====CaSiO34、SiO2+2NaOH==== Na2SiO3+2H2O高温5、CaCO3+ SiO2====CaSiO3 +CO2↑高温6、Na2CO3+ SiO2====Na2SiO3+CO2↑金属部分一、碱金属点燃1、2Na+ O 2=== Na2 O22、2Na+S===Na2 S3、2Na+2H2O=== 2NaOH+H2 ↑4、2Na2 O2+2H2O=== 4NaOH+O2 ↑5、2Na2 O2+2CO2 ====2Na2CO3+O26、Na2CO3+2HCl====2NaCl+ H2O+ CO2↑7、NaHCO3+HCl====NaCl+ H2O+ CO2↑8、2NaHCO32CO3+ H2O+ CO2↑点燃9、4Li+ O 2=== 2Li2 O10、2K+2H2O=== 2KOH+H2 ↑二、镁、铝、铁点燃1、4Al+ 3O 2=== 2Al2 O32、Mg+2HCl===Mg Cl2+ H2 ↑3、2Al+6HCl===2AlCl3+ 3H2 ↑4、2Al+2NaOH +2H2O===2NaAlO2+H2 ↑点燃5、2Mg+ CO2 ===2MgO+C高温6、2Al+Fe2O3===2Fe+ Al2O3高温7、4Al+3MnO2===3Mn+ 2Al2O38、Al2O3 +6HCl===2AlCl3+3H2O9、Al2O3 +2NaOH===2NaAlO2+ H2O10、2Al(OH)32O3 + 3H2O11、Al(OH)3+3HCl===AlCl3+3H2O12、Al(OH)3+NaOH=== NaAlO2+ 2H2O点燃13、2Fe + 3Cl 2===2 FeCl3 14、Fe+ S === FeS15、3Fe+ 4H23O4+4H216、Fe+2HCl=== FeCl2+2H2 ↑17、Fe+CuSO4 === FeSO4+Cu18、FeO+2HCl=== FeCl2+H2O19、Fe2O3 +6HCl===2FeCl3+3H2O20、FeCl33↓+3 NaCl21、2Fe(OH)32O3 +3H2O22、FeSO4+2 NaOH===Fe(OH)2↓+ Na2SO423、4Fe(OH)2+ O 2+2H2O=== 4Fe(OH)324、Fe(OH)2+2HCl=== FeCl2+2H2O25、Fe(OH)3+3HCl===FeCl3+3H2O26、2FeCl3+ Fe=== 3FeCl227、2FeCl2+ Cl 2===2FeCl328、FeCl3+3KSCN===Fe(SCN)3+3KCl29、2HgO ===2Hg+O2 ↑30、2Ag2O ===4Ag+O2 ↑高温高温31、Fe2O3 +3CO ====2 Fe +3CO232、WO3+ 3H2====W+ 3H2O高温33、Cr2O3 +2 Al ====2 Cr + 3Al2O3电解电解34、2Al2O3==== 4Al+3O2 ↑35、2NaCl====2Na+ Cl 2↑。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 p区元素(二))
14.1 复习笔记氮族元素包括氮、磷、砷、锑和铋。
氮和磷是非金属元素，砷和锑为准金属，铋是金属元素。
氮族元素形成的化合物主要是共价型的，且原子愈小，形成共价键的趋势愈大。
氮族元素氢化物的稳定性从NH3到BiH3依次减弱，碱性也依次减弱，酸性依次增强。
氮族元素氧化物的酸性随原子序数的递增而递减。
一、氮族元素单质氮主要以单质N2存在于大气中。
磷容易被氧化，主要以磷酸盐形式存在于自然界中。
通常将磷酸钙、沙子和焦炭混合加热至1500 ℃制取白磷。
磷的同素异形体有白磷、红磷和黑磷三种。
白磷化学性质活泼，易氧化，能自燃，有剧毒。
砷、锑和铋主要以硫化物存在于自然界中。
通常将硫化物焙烧得到相应的氧化物，然后用碳还原制备相应的单质。
二、氮族元素化合物1．氮的化合物氮原子的价层电子构型为n s2n p3。
氮能形成氧化值为+3和+5的化合物，其中氮原子大多以共价键与其他元素的原子结合。
（1）氨与铵盐氨分子是极性分子，其构型为三角锥。
氨分子间形成氢键，氨的熔点、沸点在同族元素氢化物中反常地高。
氨的主要反应类型为：①氨作为Lewis碱发生加合反应；②氨分子中的氢被取代；③氨作为还原剂被氧化。
铵盐易溶于水，在水中发生水解反应，与强碱作用并加热生成氨。
固体铵盐受热分解的规律为：挥发性酸的铵盐（如（NH4）2CO3等）分解为氨和相应的酸；不挥发性酸的铵盐（如（NH4）3PO4等）分解为氨和相应的酸或酸式盐；氧化性酸的铵盐（如（NH4）2Cr2O7等）分解为氮气等产物。
（2）氮的氧化物、含氧酸及其盐氮可以形成多种氧化值的氧化物：N2O，NO，N2O3，NO2，N2O4，N2O5等。
它们的热稳定性较差。
NO易被O2氧化为NO2，NO用于制取硝酸和硝酸盐。
①亚硝酸：亚硝酸是弱酸，很不稳定，易分解；亚硝酸盐一般易溶于水，碱金属、碱土金属的亚硝酸盐热稳定性较高。
在酸性溶液中亚硝酸盐具有氧化性。
NO2-中，氮原子与氧原子形成σ键，还形成一个三中心四电子的大π键。
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
无机化学元素分类
无机化学元素分类在化学研究中，元素是构成一切物质的基本单位。
根据元素的性质、特征以及化学周期表的排列方式，我们将元素进行分类。
无机化学元素分类是为了更好地理解和研究元素的特点和行为，在实际应用中也具有重要意义。
本文将介绍无机化学元素分类的方法和相关知识。
一、周期表分类法周期表是无机化学元素分类的基础工具。
时至今日，经过多年的发展和研究，周期表已经逐渐完善。
元素按照其原子序数（即元素的核中所含质子的个数）从小到大排列在周期表中。
周期表将元素分为了多个周期和多个族，这种分类方式一方面体现了元素的周期性变化规律，另一方面也有助于我们理解元素之间的相似性和差异性。
1. 阿贝尔型周期表阿贝尔型周期表是最早的周期表形式，是由德国化学家约翰斯·阿贝尔于1828年提出的。
该周期表将元素按照其原子质量从小到大排列，类似于现代周期表的布局，但未能准确体现出元素周期性的特点。
2. 主族元素和过渡金属在现代的周期表中，元素以主族元素和过渡金属为主要分类依据。
2.1 主族元素主族元素也被称为A族元素，一共有18个。
它们的特点是具有相似的化学性质和反应方式。
主族元素包括了1A至8A族元素，其中1A族元素为碱金属，2A族元素为碱土金属，3A族元素为硼族元素，4A族元素为碳族元素，5A族元素为氮族元素，6A族元素为氧族元素，7A族元素为卤族元素，8A族元素为稀有气体。
2.2 过渡金属过渡金属是指周期表中4B至12B族的元素，也称为B族元素或变价元素。
它们的特点是在化合物中可以呈现不同的氧化态，具有较高的电导率和热导率，且常常具有明亮的颜色。
过渡金属的典型代表有铁、锰、铜、锌等。
二、基于电子构型的分类法除了周期表分类法，还有一种常见的分类方式是基于元素的电子构型进行分类。
电子构型是指元素中各轨道（壳层）上电子的排布方式。
元素的电子构型直接决定了元素的性质和反应方式。
1. s、p、d、f区元素电子构型将元素分为了四个区域，分别是s区、p区、d区和f 区。
高二无机化学基础知识复习——非金属元素及其化合物
高二无机化学基础知识复习——非金属元素及其化合物卤族元素1、包括：元素名称：元素符号：卤族元素最外层有个电子，位于元素周期表第族，气态氢化物的通式为；除氟元素外，其它元素的最高价氧化物的通式为，最高价氧化物对应的水化物的通式为。
2、卤族元素随着原子序数的递增，电子层数逐渐，原子半径，得电子的能力逐渐，非金属性，最高价氧化物对应的水化物酸性，气态氢化物的稳定性。
气态氢化物的水溶液酸性。
3、4、F2有性，它与H2相遇即爆炸，写出该反应的化学方程式，它与水反应的方程式为。
5、氯气的性质①Cl2密度空气，有气味，毒。
氯气的电子式为，是一种常见的剂。
②Cl2与H2在或条件下都可发生反应，写出其反应的化学方程式；③Cl2能在条件下，与钠、镁、铝、铁、铜等金属发生反应，写出铁在氯气中反应的化学方程式，该反应的实验现象为，把得到的色固体溶于水中，可配制成色的溶液；写出铜在氯气中反应的化学方程式，该反应的实验现象为，把得到的色固体溶于水中，可配制成色的溶液。
④氯气溶于水，且能和水反应生成两种酸：和，其中有漂白性，一旦漂白有色织物，颜色不能复现。
写出氯气与水反应的离子方程式，在该反应中，氯气起到了剂的作用。
若有1mol氯气参与反应，有mol电子发生转移。
⑤氯气的水溶液叫做，包括的微粒有。
其中使氯水有酸性，使氯水有强氧化性。
⑥氯气与强碱溶液可发生反应，类似于氯气与水的反应，在反应中能生成两种盐。
写出氯气与NaOH溶液反应的离子方程式，该反应的产物中，是家庭常用的“84”消毒液的主要成分。
氯气与熟石灰反应可以用来制漂白粉，写出该反应的化学方程式，在产物中起到漂白作用的有效成分是。
⑦当把氯气通入FeCl2溶液中一段时间后，溶液颜色变化为，写出该反应的离子方程式，在以上的反应中，氯气都作剂。
⑧实验室制取氯气的化学方程式为。
⑨若要得到干燥的氯气，常用作为干燥剂。
可用试纸来检验氯气的存在，现象为，产生此现象的原因为（用离子方程式解释原因）。
上大 无机化学A 第十一章氧族元素
O O
4、H2O2的检验
O
在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧 合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5显蓝 色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色， 可以相互检验。 4H2O2+H2Cr2O7===2Cr(O2)2O+5H2O 2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+===2Cr3++7O2↑+10H2O
氧族通性
氧族元素的氧化态
电子构型
O S Se Te Po [He]2s22p4 [Ne]3s23p4 [Ar]4s24p4 [Kr]5s25p4 [Xe]6s26p4
常见氧化态
-2,-1,0, -2,-1,0,+2,+4,+6 -2,0,+4,+6 -2,+2,0,+4,+6 +2,+6
第二节 氧、臭氧
升华硫
单质硫
弹性硫
斜方硫和单斜硫都易溶于CS2、苯和环已烷 中，都是由S8环状分子组成的。在这个环状分子 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。
S8环状结构
此外还有升华硫、弹性硫等。
硫化氢、硫化物及多硫化物
一、硫化氢 实验室制备 FeS+H2SO4(稀)===FeSO4+H2S↑ 2、结构 与H2O相似，但极性弱、无氢键。 3、弱酸性 硫化氢水溶液具有弱酸性: Ka1=9.1×10-8、Ka2=1.1×10-12。 4、一些重要反应 硫化氢的水溶液比气体硫化氢更具有还原性，氧化剂能把 它氧化成S或硫酸，但不能氧化成SO2。 H2S+I2===S+2H++2IH2S+4Br2+4H2O===H2SO4+8HBr 2MnO4- +5H2S+6HCl===2MnCl2+2Cl-+5S+8H2O
无机化学练习氧族元素的性质与反应
无机化学练习氧族元素的性质与反应氧族元素是周期表中的第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
它们在自然界中广泛存在，具有一系列独特的性质和反应。
本文将重点介绍氧族元素的性质和反应，包括物理性质、化学性质以及常见的反应类型。
一、物理性质1. 氧族元素的原子结构氧族元素的原子结构包括原子核、质子、中子和电子。
它们的原子数分别为8、16、32、34和84。
它们的原子量依次增加，呈现出一定的趋势。
2. 外层电子结构氧族元素拥有6个外层电子，包含了2个s电子和4个p电子。
这使得它们能够参与不同种类的化学反应。
二、化学性质1. 氧族元素的氧化性氧族元素都具有较强的氧化性，能够与其他元素形成化合物。
其中，氧是最常见的元素之一，能够与大多数元素反应，形成氧化物。
2. 氧族元素的还原性虽然氧族元素具有一定的氧化性，但它们在某些条件下也可以发生还原反应。
例如，对于氧化物，可以通过加热或与一些还原剂反应来进行还原。
3. 氧族元素的电负性氧族元素的电负性逐渐减弱，由氧最高，钋最低。
这意味着氧族元素与其他元素形成化合物时，元素间的电子密度存在差异，从而影响了化合物的性质。
三、氧族元素的反应1. 与氢气的反应氧族元素与氢气可以反应，形成相应的氢化物。
其中，氧化氢是最常见的氢化物。
氧化氢在化学和生物体系中起着重要的作用，具有酸性。
2. 与金属的反应氧族元素可以与许多金属发生反应，形成金属氧化物。
这些金属氧化物在日常生活中广泛应用，如氧化铁、氧化铜等。
3. 与非金属的反应氧族元素与非金属元素也可以发生反应，形成相应的化合物。
例如，氧和硫可以反应生成二氧化硫，硒和氧可以反应生成二氧化硒。
4. 与水的反应氧族元素与水可以发生反应。
其中，氧与水反应生成氢氧化物，硫与水反应生成亚硫酸，硒和水反应生成亚硒酸。
5. 其他反应类型氧族元素还可以与氮、碳、氯等元素形成多种化合物。
例如，五氧化二磷、四硫化三碳、四氯化硒等。
结论氧族元素具有独特的物理性质和化学性质，可以通过与其他元素的反应形成各种化合物。
无机化学龚孟濂氧族元素习题解答 (1)
第14章 氧族元素习题答案1．比较氧元素和硫元素成键特点，简要说明原因。
解：氧元素与硫元素相比，各自有一些成键特点：（1）键解离能自身形成单键时，键解离能O-O （142 kJ·mol -1）< S-S （264 kJ·mol -1） > Se-Se （172 kJ·mol -1）；与电负性较大、价电子数目较多的元素的原子成键时，O-F （190 kJ·mol -1） < S-F （326 kJ·mol -1），O-Cl （205 kJ·mol -1） < S-Cl （255 kJ·mol -1）。
氧的单键解离能偏小，是因为它是第二周期元素，原子半径较小，成键后，电子密度过大、电子互相排斥作用增加所致。
但是，当与电负性较小、价电子数目较少的元素原子成键时，氧所形成的单键解离能却大于硫所形成的对应单键，如O-C （359 kJ·mol -1） > S-C （272 kJ·mol -1），O-H （467 kJ·mol -1）> S-H （374 kJ·mol -1）。
显然，由于成键后价层电子密度不至于过大，O-C 和O-H 原子轨道更有效的重叠和能量更相近起着主导作用。
双键解离能O=O (493.59 kJ·mol -1 ) > S=S (427.7 kJ·mol -1)，这说明以2p -2p 原子轨道形成强的π键是第二周期元素的特征，因为根据电子云径向分布函数图，2p -2p 原子轨道有效重叠优于3p-3p ，后者离核较近的部分基本不参与互相重叠，如教材图14.1所示。
在同族元素中，硫原子半径适中，S-S 单键的键能最大（参阅教材表14.1），硫原子形成单键后，剩余的价电子可用于继续互相形成单键，故可以形成硫链，此特性不但表现在单质中，同时也呈现在一系列多硫化物（教材14.3.3）中。
考研复习-无机化学-第16章 氧族元素
2 Mg + O2 —— 2 MgO S + O2 —— SO2
氧可以氧化一些具有还原性的化合物， 如 H2S，NH3 等。
2 H2S + O2 —— 2 SO2 + 2H2O 4 NH3 + 3 O2 —— 2 N2 + 6 H2O
在室温下，氧在酸性或碱性介质中显示 出一定氧化性，但在酸性溶液中的氧化性强 于碱性溶液。
油画颜料中含 Pb，与空气中的 H2S 作用， 久之生成黑色的 PbS，使油画发暗。
用 H2O2 涂刷，PbS 转化成白色的 PbSO4， 使油画复原。
PbS + 4 H2O2 —— PbSO4 + 4 H2O
O2 + 2 H+ + 2 e－ —— HE2O⊖2 = 0.695 V
A
O2
+
H2O
利用氢氧化物或碳酸盐、硝酸盐等的热分 解，例如：
Cu（OH）2 —— CuO + H2O CaCO3 —— CaO + CO2 ↑
Pb（NO3）2 —— PbO + O2 ↑+ 4 NO2 ↑
高价氧化物热分解或被氢气还原，可 以得到低价氧化物，例如：
4 CuO —— 2 Cu2O + O2↑ V2O5 + 2 H2—— 2 V2O3 + 2 H2O
臭氧在常温下就可分解:
2 O3 —— 3 O2 分解是一种放热过程，说明其比 O2 有更 大的化学活性。 若无催化剂或紫外线照射时，它分解得很 慢。
O3 有很强的氧化性， 其相关电极电势 如下：
O3 + 2 H+ + 2 e－ —— O2 + H2OE⊖AFra bibliotek＝2.08
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
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) 、
3、水解作用 、 广义的定义：物质分解水的反应， 广义的定义：物质分解水的反应，包括氧化 还原反应和非氧化还原反应。 还原反应和非氧化还原反应。 如：Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2NH3
SbCl3 + H2O = SbOCl ↓ + 2HCl Ca + 2H2O= Ca(OH)2 ↓ + H2↑ SO3 + H2O = H2SO4
4、自离解作用 、
H2O + H2O = H3O+ + OHKW=1.0×10-14 ×
2、三相点与冰点的区别 、
三相点：纯水，单组分体系。 三相点：纯水，单组分体系。 意义：纯水在它的蒸气压下的凝固点。 意义：纯水在它的蒸气压下的凝固点。 冰点：多组分体系（被空气饱和的水）。 冰点：多组分体系（被空气饱和的水）。 意义： 下水结冰时的温度。 意义：在101kPa下水结冰时的温度。 下水结冰时的温度
§13-2 氧和臭氧(O2
、 O3
同素异形体) 同素异形体
氧的稳定单质） 一、O2(氧的稳定单质） 氧的稳定单质 1、制备 、 实验室方法： 加热、 催化） 实验室方法：KClO3→KCl + O2 (加热、MnO2催化） 加热 工业方法： 工业方法：空气的分馏 2、结构 、 VB法：O=O 与实测的顺磁性相矛盾 法 MO法：分子轨道能级顺序， 法 分子轨道能级顺序，
§13-1 氧族元素的通性
氧族元素基本性质 基本性质 价层电子构型 主要氧化数 第一电离能/kJ·mol 第一电离能 电负性 (Pauling) 单键解离能/kJ·mol-1 单键解离能 3.44 142 -2 O S Se Te
ns2np4 -2 +4 +6
由大到 小变化 2.58 268 2.55 172 2.1 126
(3) 阴离子水：水通过氢键与阴离子相结合，例如 阴离子水：水通过氢键与阴离子相结合， CuSO4·5H2O分子，其中四个水分子以配位水的形 分子， 分子 式存在， 式存在，而另一个水分子却以氢键与配位水及 相结合； SO42-相结合； (4) 晶格水：水分子位于水合物的晶格中，不与阳、 晶格水：水分子位于水合物的晶格中，不与阳、 阴离子直接联接， 阴离子直接联接，如MgSO4·7H2O中六个水分子为 中六个水分子为 配位水，而另一个水分子则占据晶格上位置， 配位水，而另一个水分子则占据晶格上位置，该 水为晶格水； 水为晶格水；
了解内容） 四、氧化物(了解内容） 氧化物 了解内容 1、氧化物的制备方法
（1）单质在空气中或纯氧中直接化合（或燃烧）， 单质在空气中或纯氧中直接化合（或燃烧）， 可以得到常见氧化物； 可以得到常见氧化物； 在有限氧气条件下，则得低价氧化物。 在有限氧气条件下，则得低价氧化物。 （2）氢氧化物或含氧酸盐的盐的热分解 （3）高价氧化物的热分解或通氢还原，可以得到 高价氧化物的热分解或通氢还原， 低价氧化物。 低价氧化物。 （4）单质被硝酸氧化可得到某些元素的氧化物， 单质被硝酸氧化可得到某些元素的氧化物，
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1
键级为2，一个 键 键级为 ，一个σ键、 2个三电子 π键。 个三电子 键 分子中有两个单电子，所以O 在O2分子中有两个单电子，所以 2呈现顺磁 性。
3、性质 、 氧化性： 氧化性： φ0A（O2/H2O）= +1.23V, φ0B（O2/OH-) = +0.40V ）
§13-3 水
一、水在自然界中的分布 二、水的结构 1、水的结构 、 2、液态水的结构 、 3、冰的晶体结构 、 三、水的物理性质 1、水的偶极矩为 、水的偶极矩为1.87D，表现了很大的极性 ， 2、水的比热容为 、水的比热容为4.1868× 103J kg -1 K-1 × 3、同第六主族其它元素的氢化物比较 、 4、绝大多数物质有热胀冷缩的现象，温度越低体积越小， 、绝大多数物质有热胀冷缩的现象，温度越低体积越小， 密度越大。 密度越大。
氧化性：标准电极电势（ 氧化性：标准电极电势（O3/H2O)为+2.07V） 为 ） 用于测定O 如 O3 +2I- +2H+ = O2 +I2 +H2O(用于测定 3的含量） 用于测定 的含量） 氧化CN 用来治理电镀工业中的含氰废水： 能氧化 －，用来治理电镀工业中的含氰废水： O3+CN－--→OCN－+O2 OCN－+O3--→CO2+N2+O2 油画处理: 油画处理 PbS(S)(黑)+ 3O3(g) = PbSO4(s)(白)+ O2(g) 黑 白 臭氧能杀死细菌 基于氧化性）， 杀死细菌（ ），可用作消 臭氧能杀死细菌（基于氧化性），可用作消 毒杀菌剂。 毒杀菌剂。 O3的氧化性比O2强，能氧化许多不活泼单质如 的氧化性比 Hg、Ag、S等。可从碘化钾溶液中使碘析出，此 、 、 等 可从碘化钾溶液中使碘析出， 反应常作为O 的鉴定反应： 反应常作为 3的鉴定反应： O3 + 2I- + 2H+ ─→ I2 + O2↑+ H2O
3、应用 、
判断在某温度和压强条件下水的存在状态
P/ kPa 101.3
C A
水蒸气） B O
T/K 273.0098K 373K
五、水的化学性质 1、热分解作用 、 2H2O (g) = 2H2(g) + O2(g) 即使加热到2000K也只有 也只有0.588%的水发生分解 即使加热到 也只有 的水发生分解 2、水合作用 、 若水与离子发生水合作用，则形成水合离子 水合离子， 若水与离子发生水合作用，则形成水合离子，如： HCl(g) + nH2O ─→ H+(aq) + Cl-(aq) 含水的晶态物质称为结晶水合物 其中的水叫结晶水 结晶水合物， 结晶水。 含水的晶态物质称为结晶水合物，其中的水叫结晶水。 在结晶水合物中，水以以下不同形式存在： 在结晶水合物中，水以以下不同形式存在： (1) 羟基水：水在化合物中以 羟基水：水在化合物中以OH-形式存在，如 形式存在， Mg(OH)2、A1(OH)3，它们是氧化物的水合物，即为 它们是氧化物的水合物， MgO·H2O、Al2O3·2H2O； 、 ； (2) 配位水：水在化合物中以配体形式存在，如 配位水：水在化合物中以配体形式存在， 中存在Ni(OH2)6]2+离子； 离子； NiSO4·6H2O中存在 中存在
..
O
:
:O .
:
. O:
O3是单质分子中唯一电偶极矩 µ ≠0的物质。 的物质。 的物质
:
大π键形成条件 键形成条件 凡有三个或三个以上原子形成的π键称为大 键称为大π 凡有三个或三个以上原子形成的 键称为大 在三个或三个以上用σ键联接起来的原子之间 键联接起来的原子之间， 键。在三个或三个以上用 键联接起来的原子之间， 要形成大π键 必须满足下列三个条件： 要形成大 键，必须满足下列三个条件： (A) 这些原子都在同一平面上； 这些原子都在同一平面上； (B) 每一原子有一互相平行的 轨道； 每一原子有一互相平行的p轨道 轨道； (C)p轨道中电子总数小于轨道数的 2 倍。以 轨道中电子总数小于轨道数的 保证键级大于零。 保证键级大于零。 来表示。 大π键用符号 Πnm (n>2,m<2n)来表示。其中 键用符号 来表示 n为组成大 键的原子数，m为组成大 键的电子 为组成大π键的原子数 为组成大π键的电子 为组成大 键的原子数， 为组成大 数。
3、O3的性质 特征化学性质 不稳定性和氧化性 、 的性质(特征化学性质 不稳定性和氧化性) 特征化学性质:不稳定性和氧化性