化学竞赛无机化学课件-氧族元素

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。
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。
O3 氧化性很强 O3 + 2 H+ + 2 e = O2 + H2O
电，可引发下面的反应，生成 O3 3 O2 —— 2 O3
实验室中，在高压放电的条件 下，可以实现 O2 变为 O3 的过程。 实验装置主要是两个玻璃制作 的柱状容器。
进 气 管
排气管 夹层
无 夹 层
其中一个容器有夹层，有玻璃 导管可以使气体进入和排出。
两个柱状容器盛装稀硫酸， 同轴放置。
5－20 kV
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。
（1） 和大多数单质直接化合 氧气可以和大多数单质直接化 合，无论金属还是非金属。如 3 Fe + 2 O2 —— Fe3O4
E ⊖ = 2.08 V
O3 + H2O + 2 e = O2 + 2 OH－ E ⊖ = 1.24 V
O3 作为氧化剂不仅可以将溶 液中的 I－ 和 HI 氧化，
2 HI + O3 —— I2 + H2O + O2 而且将 O3 与 N2 混合物加热可
以生产 NO2。
常温下 O3 可以氧化气态的 SO2， 甚至还可以氧化固态的 PbS ： 3 SO2 + O3 —— 3 SO3 PbS（黑）+ 4 O3 —— PbSO4（白）+ 4 O2
价层电子 3 对，2 个配体，中心 氧原子的杂化方式为 sp2 不等性杂化。
sp2 杂化轨道中的单电子轨道， 与配体氧的 2py 轨道成 σ 键，确定 了分子 “ V ” 字形结构。
并确定了 O3 的分子平面。
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，
点燃
NH3 在氧气中燃烧，生成氮气和水， 若有 Pt 做催化剂将生成一氧化氮： 4 NH3 + 3 O2 ====== 2 N2 + 6 H2O
点燃 点燃
4 NH3 + 5 O2 ====== 4 NO + 6 H2O
Pt 催化
（3）和低氧化态氧化物反应 2 CO + O2 ====== 2 CO2
点燃
（4）和硫化物反应
2 Sb2S3 + 9 O2 ====== 2 Sb2O3 + 6 SO2
加热
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。
根据价层电子对互斥理论 价层电子总数 6 + 02 = 6
价层电子 3 对，价层电子对构型 为正三角形。
2 Mg + O2 —— 2 MgO 2 H2 + O2 —— 2 H2O
（2）和大多数非金属氢化物反应 例如 H2S 气体点燃后在氧气充足
的条件下燃烧，生成二氧化硫和水：
2 H2S + 3 O2 ====== 2 SO2 + 2 H2O
点燃
氧气不充足时，将生成单质硫和水： 2 H2S + O2 ====== 2 S + 2 H2O
两个容器中的稀硫酸，分别与 5－20 kV 高压电源的两极连接。
5－20 kV
烧杯盛装淀粉碘化钾溶液，用 以检验产物。
5－20 kV 空气
臭氧
鼓气器
稀硫酸
淀粉 KI 溶液
鼓入空气，高压放电使其中
氧气变成 O3
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。
因而对地面生物有重要的保护
作用。
多年来，还原性气体 SO2， H2S 的大量排放对臭氧层有破 坏作用
尤其是制冷剂氟利昂（一 种氟氯 代烃）放出的 Cl • 是 O3 分解的催化剂， 对臭氧层有长期的破坏作用。 对此应严加控制。 此项研究曾获得 1995 年度 Nobel 化学奖。
化学竞赛无机化 学课件
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。
硫 S 天然单质硫矿 硫化物矿 如方铅矿 PbS 闪锌矿 ZnS 黄铁矿 FeS2
硫酸盐矿 如石膏 CaSO4•2 H2O 芒硝 Na2SO4•10 H2O 重晶石 BaSO4 天青石 SrSO4 地壳中质量含量为 0.026 %，
配体 1 2 个，在这 3 个 pz 轨道中
运动，形成 3 中心 4 电子大 键，
。 表示成
以单键的水平约 O3 中的 束 3 个氧原子，O3 中的 O－O 化学
键介于单双键之间。
4. 臭氧的产生、性质和存在 在高温或放电的条件下，氧气 可以变成 O3。 雷雨季节里闪电产生的高压放
2 BaO2 —— 2 BaO + O2 2 NaNO3 —— 2 NaNO2 + O2
最常见的是催化分解 KClO3
2 KClO3 ——— 2 KCl + 3 O2 MnO
2

工业上制取 O2 的方法是分馏液
化空气。
N2 b.p. 77 K O2 90 KBiblioteka 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。
很难与 O2 作用的单质 Ag 和
Hg，常温下就可以被 O3 所氧化。
大气层中离地表 20 km ～ 40 km
有臭氧层。 臭氧很稀，在离地表 20 km 处的 浓度也只有千万分之二。
其总量相当于在地球表面覆盖 3 mm
厚的一层。
臭氧层可以吸收阳光辐射的紫 外线的能量， 发生如下反应
O3
O2 + O •
列第 17 位。
硒 Se 硒铅矿 PbSe 硒铜矿 CuSe 硒在地壳中质量含量为 5 10－6 %
碲 Te 碲铅矿 PbTe 黄碲矿 TeO2
碲在地壳中质量含量约
为 5 10－7 %
钋 Po 放射性元素， 本章不做介绍。
15. 1
氧单质和氧化物
15. 1. 1 氧气和臭氧
1. 氧气的制取 加热分解含氧化合物制氧气