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-
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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。
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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。
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1-2
氧族元素的电势图
由此你应该能判断 出谁会发生歧化反 应!
酸性溶液中，H2O2、 O2、O3均为强氧化剂
体系溶液中，H2O2、 O2、O3氧化剂都很弱！
酸性条件下过氧化 氢很不稳定，容易 分解
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酸介质中，过硫酸 盐是强氧化剂
低价硫化物不论在酸性
还是在碱性溶液中都是强
还原剂
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第二节 氧和臭氧 (Oxygen and Ozone)
氧气分子是唯一呈顺磁性的气态双原子分子，说明其 分子中有成单电子。这可用分子轨道理论解释。
O2: (σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p )2(π2p )2(π2p )2(π*2p )1(π*2p )1
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
晶体
分子 晶体
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与氟相似，氧的第一电子亲合势，离 解能反常变小，表现出它的强氧化性
氧 价电子层结构 主要氧化数 熔点/K 沸点/K
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破坏臭氧层的污 染气体主要有
NO2、CO、 H2S、SO2... 氟氯烃如氟里昂 CFCl3 CF2Cl2
CF2Cl2 Cl• + O3 ClO• + O
hν
CF2Cl + Cl• ClO• + O2 Cl• + O2
净反应：O3 + O == 2O2 NO + O3 → NO2 + O2 NO2 + O → NO + O2 净反应：O3 + O == 2O2
：
3.p电子的数目小于p轨道的数目的两倍。
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想一想：SO2的分子结构应当是什么样的？ O3有无磁性? 比较O3和O2的化学性质谁更活泼
化学性质 强氧化性
2Ag + 2O3 == Ag2O2 + 2O2
PbS + 4O3 == PbSO44+ O2↑ 臭氧是比氧更强的氧化剂，氧化能力仅次于氟，可用作 污水净化剂,脱色剂,杀菌剂和漂白剂.
PbS+2O3＝PbSO4+O2 O3+KCN=KOCN+N2 2KI+H2SO4+O3＝I2+O2+H2O+K2SO4
λ<242nm
3O2 + hν λ(220~330nm) 2O3
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一、臭氧的存在
高 空 臭 氧 层 的 形 成 原 理
在离地面20-40km处有 个臭氧层，为0.2ppm。
氧气分子中共有 三个键:一个键, 两个三电子键.
O2的两个三电子键中各有 一个反键电子,
O3的键级=1+1/2=1.5
键级=（6-2）/2=2
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15.3 过氧化氢（Hydrogen Peroxide）
结 构
是极性还是非极性分子？
与水任意比溶解，沸点较高,原因?
氧原子采用何种杂化方式？
你能分析出S采 用的成键形式吗?
x y z y z
尽管有三个键，但由于 有反键电子，仍很活泼， 主要表现氧化性
氧的成 键特征
１、以氧分子O2成键的化合物 ２、以臭氧分子O3成键的化合物（称臭氧 化合物） ３、氧原子O在化合物中的成键特征
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O2的分子轨道式
电子排布原则 能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则
氧化性
还原性
H2O2+2I-+2H+＝I2+2H2O PbS+4H2O2＝PbSO4↓+4H2O
用H2O2清洗 油画原理
2CrO2-+2H2O2+2OH-＝2CrO42-+4H2O 过量H2O2可煮沸 溶液除去。
2KMnO4+5H2O2+3H2SO4＝2MnSO4+K2SO4+ 5O2↑+ 8H2O H2O2+KMnO4 ＝MnO2+KOH+O2+H2O
分子轨道电子排布式:O2[KK(2s)2(2s*)2(2p)2(2p) 4(2p*)2]
氧气分子中共 有三个键:一 个键,两个三 电子键.
O2中有成单电子,是顺磁 性物质. O2的两个三电子键中有 反键电子,能量较高， 所以O2较活泼.
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１、氧原子在化合物中的成键特征
(3)配位键 [1].作为电子对受体形成 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].作为电子对供体形成配位键：氧 原子上有孤电子对，可形成 d-pπ 反 馈键，如：ClO4-中的Cl← O键。
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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
为保护臭氧层，1987年签定《蒙特 列尔议定》，禁止生产使用氟里昂， 但由于其不活泼性和扩散进入平流 层速度慢，科学家预测，其对臭氧 的破坏将延续至21世纪！！！
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氧化物的分类及性质
1.碱性氧化物 2.酸性氧化物 3.两性氧化物 4.中性氧化物 Al2O3 ZnO, Cr2O3 PbO2等 Al2O3 + HCl ===AlCl3 + H2O Al2O3 + NaOH===Na[Al(OH)4] + H2O Cr2O3 + NaOH===Na[Cr(OH)4] + H2O
氧气在紫外线的作用下发生如下平衡： O2+hv(波长＝242nm)→O+O O+O2＝O3 O3+hv(波长＝220-320（nm)→O2+O
由于上述反应，使太阳光的大部分紫外线被吸 收，从而使地面的生物免遭紫外线的伤害。
人类应当如何保 护臭氧层？
地面大气层含量极 微，仅0.001ppm
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Li2O 更正 Na2O K2O Rb2O
LiOH NaOH KOH RbOH
H2SO3 H2SO4
H3PO2 H3PO3 H3PO4 HClO HClO2 HClO3 HClO4 H2SO3 H2SO4
SO2 SO3 酸性增强
LiOH NaOH KOH CsOH 碱性逐渐增强
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15.4
硫及其化合物（Sulfur and compounds of sulfur）
硫原子半径较大，变形性大，以共价单键为主要成键特征。 它的另一个成键特点是S原子间可以形成硫链：-S-S-S-S-
单质 S8
当温度升高时， S8环断裂形成链 状分子，颜色 变深。
结构： S原子采用sp3 杂化形成环状S8分子
氧化物性质变化规律 1、同主族元素氧化物或其相应的碱，自上而下，碱性增强， 酸性减弱。 2、同元素不同价态氧化物或其相应的酸，高价态物质的酸 性强，低价态物质的酸性相对弱。
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O O OO 2与 3的更稳定！ 2与 3的性质比较谁更活泼？
臭氧中的大 键由三个原子共有， 成键时三个原子各提供一条轨道， 形成成键、非键和反键轨道，四个 电子分别填充在成键和非键轨道上， 呈抗磁性,只有两个成键电子,因此 34 的键级为1 。
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第十五章
Ⅵ族 氧 8O 硫 16S 硒 34Se 碲 52Te 钋 84Po
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0族 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
Oxygen Family Elements Ⅶ A族 氟 9F 氯17Cl 溴 35Br 碘 53I 砹85At
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-
4OH
ψӨ=1.2293V
2H 2O
ψӨ=0.401V
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臭氧（ O3 ） ——有鱼腥味的淡蓝色气体。
其中含有一个大π键， 是几中心多少电子键？
结构
π3 4
离域键——由三个或三个以上原子形成的键称为离域键 键 的 条 件 生 成 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;
第一电离势/（kJ·mol-1 第一亲合势/（kJ·mol 单键离解能/（kJ·mol
-1
价电子层结构
-2 54．6 90 ） 1520 ） 141 ） -780 ） 142 3．44
第二亲合势/（kJ·mol-1
-1
电负性
硫 硒 碲 钋 2 4 ns np -2， 2， 4，-2， 2， 4，-2， 2， 4，2，4 6 6 6 386 490 1663 -718 958 --1006 941 869 818 200．4 194．9 190．14 130 -590 -420 --256 172 126 -2．58 2．55 2．10 2．00
３、以氧分子成键的化合物 (1) O2 分子得到一个电子形成超氧离子(O2-) 如：KO2 (2) O2 分子得到两个电子形成过氧离子(O22-) 如H-O-O-H 。
在酸性和中性环境下氧气 是很好的氧化剂 臭氧化物、过氧化物和 超氧化物都是强氧化剂
-
O2 + 2H 2O + 4e
+ + O2 4H + 4e
Na2O+HCl＝2NaCl+H2O CuO+H2SO4=CuSO4+H2O
SO2+2NaOH＝Na2SO3+H2O CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O
复 杂 氧化物
中性氧化物: CO N2O
复杂氧化物: Fe3O4 Pb2O3
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酸碱 Li2O BeO B2O3 CO2 N2O5 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 性 性 减增 弱强 酸性逐渐降低还是升高？ 酸性增强 碱性减弱 LiOH NaOH KOH CsOH
碱性如何变化？ 碱性逐渐增强
H2SO3 H2SO4
酸性如何变化？ 酸性增强
氧化物性质变化规律 １、同周期元素氧化物从左到右，酸性增强，碱性减弱。 ２、同主族元素氧化物自上而下，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。
本章作业：15.1
15.3
15.4
15.12
15.10
2s22px22py12pz1
夺取两个电 子形成O2-
形成两个单键 -O-，如H2O
形成一个双键 O=O，如O2
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第十五章 氧族元素
(1) 离子键----与活泼金属元素结合形成O2-的 离子化合物。 如：Na2O，CaO (2)共价键------形成－2 价共价化合物： 共价单键(-O-) 如：H2O, Cl2O。
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第十五章 氧族元素
2 2
★重点: H2O2遇强氧化剂现还原性H ,遇还原剂则现氧化性 ★ O 的元素电势图
性 质
E°(A) 0.67 V 1.77 V 在酸介质中是氧化剂， O2────H2O2────H2O 碱介质中主要表现还原性， 根据元素电势图你能判 E°(B) 用它作氧化剂或还原剂， 断出其有何化学性质？ -0.08 V 0.87 V 不会给体系带来杂质。 O2────HO2- ────2OH不稳定,容易歧化!