第十五章氧族元素
《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
氧族元素归纳
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素1．复习重点1．氧族元素得物理性质与化学性质得递变规律;２.硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢得物理性质与化学性质;３.重点就是硫得化学性质及氧族元素性质递变规律。
２.难点聚焦（二）臭氧与过氧化氢臭氧与氧气就是氧得同素异形体,大气中臭氧层就是人类得保护伞过氧化氢不稳定分解，可作氧化剂、漂白剂。
归纳知识体系1、 硫及其化合物得性质(一)硫及其重要化合物间得相互转化关系(见上图）注意:1、氧化性酸与酸得氧化性得区别酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸酸得氧化性应包括H +得氧化性(酸所共有得)与酸根得氧化性(氧化性酸得特点)两种类型 ２、根据氯气、硫等非金属单质性质得学习,掌握非金属单质性质得一般方法应从下列几个方面分析:与氢气得反应;与金属得反应;与氧气得反应;与非金属得反应;与水得反应;与氧化物得反应;与碱得反应;与酸得反应;与盐得反应；(与有机物反应)等。
３、掌握化合物性质得一般方法应从下列几个方面分析:稳定性;可燃性;酸碱性;氧化性与还原性;特殊性等。
３.例题精讲[例1］哪些实验事实说明氯元素得非金属性比硫元素强,并用原子结构知识加以解释。
解析:目前,已学习过多种非金属元素，通过卤族、氧族元素得学习可得出,比较两种非金属元素得非金属性相对强弱一般可根据以下几方面得实验事实:①非金属单质与H2化合得难易以及氢化物得稳定性大小;②最高价氧化物对应水化物得酸性强弱；③非金属单质间得置换反应。
答案:可以说明氯元素非金属性比硫元素强得主要实验事实有:①氯气与氢气反应时光照可发生爆炸,反应剧烈,硫单质加热变为蒸气才可与Ｈ２化合,且H2S不如HCｌ稳定;②H２SO ４得酸性不如HＣlO4强;③Ｈ2Ｓ与Ｃl2反应可生成硫单质;④铁与Ｃｌ２反应生成ＦeCｌ3,而硫与铁反应生成FeS。
S、Cl两原子电子层数相同,但Cl原子最外层电子数较多,且Cｌ原子半径比Ｓ原子小,最外层电子受原子核得引力较大,故氯元素非金属性应比硫元素强。
氧族元素知识点总结
4Na+O2=2Na2O③与非还原性化合物作用2NO+O2=2NO24FeS2+11O22Fe2O2+8SO2④与有机物作用⑤在空气中易被氧化而变质的物质a.氢硫酸或可溶性硫化物：2H2S+O2=2S↓+2H2Ob.亚硫酸及其可溶性盐2H2SO3+O2=2H2SO4，2Na2SO3+O2=2Na2SO4c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3d.苯酚e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O2=2H2O+2I2⑥吸氧腐蚀（如：铁生锈）负极：2Fe—4e—=2Fe2+正极：O2+4e—+2H2O=4OH—Fe2++2OH—=Fe(OH)24Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O（2）生成氧气的反应方程式）硫单质的反应 ①H2S H2+S↓②③H2S+X2=2HX+S↓（X2是指卤素单质，即Cl2，Br2，I2）④H2S+Pb(Ac)2=PbS↓+2HAc⑤H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4⑦FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑（H2S的实验室制法）一、硫及其化合物的性质（一）硫及其重要化合物间的相互转化关系（见上图）注意：1、氧化性酸与酸的氧化性的区别酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸酸的氧化性应包括H+的氧化性（酸所共有的）与酸根的氧化性（氧化性酸的特点）两种类型2、根据氯气、硫等非金属单质性质的学习，掌握非金属单质性质的一般方法应从下列几个方面分析：反应；与金属的反应；与氧气的反应；与非金属的反应；与水的反应；与氧化物的反应；与碱的反应；与酸的反应；与盐的反应；（与有机物反应）等。
3、掌握化合物性质的一般方法应从下列几个方面分析：稳定性；可燃性；酸碱性；氧化性和还原性；特殊性等。
2.5 二氧化硫的物理性质无色、有刺激性气味的有毒气体；密度比空气大；易溶于水（1∶40）；（可用于进行喷泉实验，如SO2、HCl、NH3）；易液化（－10℃）4、SO2的化学性质1）、酸性氧化物能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3（二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。
第15章氧族元素
(π
2pY)
2
(π
2pZ)
2
Байду номын сангаас
(π
*
2pY)
1
(π
*
2pZ) *
1
] ，氧分子形成一
1
个 σ 键，两个三电子 π 键（小 π 键） ，分别由 ( π 和 (π
* 1 2pZ)
2pY)
2
和 (π
2pY)
以及 ( π
2pZ)
2
形成。表示成：O O。O2 分子的分子轨道排布式表明，分子内存
取 sp3 杂化，如 H3O +离子；d、在 b 的基础上再形成一个配件，即形成一个共价 三键，此时 O 原子多取 sp 杂化，如 CO 分子；e、接受一对电子形成配位键：→ O，此 O 原子成键时核外电子要重派以便空出一个 p 轨道，如在有机胺的氧化物
2
中；f、在 e 的基础上提供一对 p 电子形成反馈键，如在含氧酸中存在的反馈 d-p π 键。 (二 )、以 O2 分子为结构基础的成键情况 1、形成离子键成为 O 2-离子，形成离子型化合物，如金属超氧化物 KO 2 等； 2、O2 分子结合两个电子，形成 O 22-离子或共价的过氧链—O —O—，形成离 子型过氧化物如 Na2O2，或共价型的过氧化物如 H2O2； 3、失去一个电子形成二氧基阳离子 O2 +的化合物，如 O2[PtF6]等； 4、提供一对 p 电子形成配位键，如[HmFe← O2]。Hm 是卟啉衍生物。 (三 )、以 O3 分子为结构基础的成键情况 结合一个电子形成 O3-离子或共价的臭氧链—O—O —O—，生成离子型的臭 氧化物如 KO3，或共价型的臭氧化物如 O3 F2。 二、单线态氧及其性质 先看基态氧的情况：分子轨道理论对 O2 分子的描述： O2[KK(σ 2s)2(σ 其中π
化学竞赛无机化学绝密 氧族元素 ppt课件
地壳中质量含量为 0.026 %， 列第 17 位。
PPT课件
3
硒 Se 硒铅矿 PbSe 硒铜矿 CuSe
硒在地壳中质量含量为 5 10－6 %
PPT课件
4
碲 Te 碲铅矿 PbTe 黄碲矿 TeO2 碲在地壳中质量含量约 为 5 10－7 %
PPT课件
2 KCl
+
3 O2
PPT课件
8
工业上制取 O2 的方法是分馏液 化空气。
N2 b.p. 77 K
O2 90 K
沸点之差很大，足以将两者分离。
PPT课件
9
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。
PPT课件
10
在水中有水合氧分子存在
PPT课件
27
两个柱状容器盛装稀硫酸， 同轴放置。
PPT课件
28
5－20 kV
两个容器中的稀硫酸，分别与 5－20 kV 高压电源的两极连接。
PPT课件
29
5－20 kV
烧杯盛装淀粉碘化钾溶液，用 以检验产物。
PPT课件
30
5－20 kV 空气
臭氧
鼓气器
淀粉 KI 溶液 稀硫酸
鼓入空气，高压放电使其中
PPT课件
33
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。
PPT课件
34
O3 氧化性很强
O3 + 2 H+ + 2 e = O2 + H2O E ⊖ = 2.08 V
O3 + H2O + 2 e = O2 + 2 OH－ E ⊖ = 1.24 V
课件无机化学15_氧族元素
15-2 氧 及 其 化 合 物 15-2-1 氧 气 单 质
1．O2有何结构特点？该结构可使其具有何种 反应性？ 2．何谓单线态氧？单线态氧有何结构特点？对 人体的生理过程有何影响？
15-2-1 氧 气 单 质
1．O2有何结构特点？该结构可使其具有何种反 应性？ 结构特点：在π轨道中有不成对的单电子， O2分子具有偶数电子同时又显示顺磁性。 反应性： 形成离子型、共价型、O22-、O2-
H2O2的检验：
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
OH 乙基蒽醇 O C2H5 + H2O2
15-2-4 过 氧 化 氢
2．H2O2有哪些主要性质？ 热稳定性差 弱酸性 氧化还原性 形成过氧化链（过氧链转移）
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+)。
O O O
O O O
• •
ห้องสมุดไป่ตู้
Π
4 3
15-2-3 臭 氧
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?
15-2-4 过 氧 化 氢
1．H2O2有哪几种制备方法？ 2．H2O2有哪些主要性质？ 3．从电极电势说明：H2O2作氧化剂和还原剂 的相对强弱？H2O2作氧化剂还原剂有何优点？
氧族元素
一、氧族元素的性质1、相似性①单质与金属的反应(与大多数金属直接化合)②化合价为—2、+4、+6(氧一般无正价，除OF2中)。
③氧、硫、硒、碲的气态氢化物(碲不能直接与氢气化合)，通式为H2R，它们的稳定性逐渐减弱，即热稳定性：H2O＞H2S＞H2Se＞H2T e，其中后三者水溶液都是弱酸。
④硫、硒、碲都有两种氧化物RO2和RO3，对应水化物通式为H2RO3、H2RO4。
2、递变性同一主族元素从上至下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力依次增强，得电子能力依次减弱。
因此，氧族元素依氧、硫、硒、碲的顺序，非金属性逐渐减弱。
3、根据元素周期律的有关知识，比较氧族元素与同周期元素非金属性的强弱在同一周期中，从左至右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
以第三周期V A、ⅥA、ⅦA族磷、硫、氯元素为例，非金属性从磷到氯依次增强，可从以下性质证实：①与氢气化合难易：(P与H2的反应很难进行)②气态氢化物稳定性：HCl＞H2S＞PH3；③最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4④与变价金属反应时，氧化产物价态越高，则单质氧化性越强：P很难跟金属反应。
例1．下列关于氧族元素的叙述正确的是（）A．氧族元素都能直接跟氢气化合，生成气态氢化物B．它们的含氧酸只有H2RO4形式C．氧族元素固体单质都不导电D．氧族元素中氧的非金属性最强解析：氧族元素中氧、硫是典型的非金属元素，硒、碲虽是非金属，但也具有金属的某些性质。
氧族元素单质与氢气化合能力逐渐减弱，氧气与氢气点燃下就直接化合，硫与氢气在加热条件下化合，硒与氢气的化合温度则更高些，碲与氢气一般不能直接化合。
氧族元素的单质中，氧气和硫不能导电，硒是半导体、而碲能够导电。
氧族元素的含氧酸有H2RO3和H2RO4形式两种。
答案：D二、单质硫1、物理性质淡黄色晶体，俗称硫磺，难溶于水、密度比水大，微溶于酒精，易溶于CS2，所以洗涤试管壁附着的硫单质，可用CS2将其溶解。
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
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
第十五章 氧族元素1
O2 + H 2O
ϕA = 2.07V ϕB = 1.24V
O3 + H 2O + 2e−
O2 + 2OH−
臭氧比氧有更大的化学活性。 臭氧比氧有更大的化学活性。臭氧是最强氧化剂 之一。除金和铂族金属外， 之一。除金和铂族金属外，它能氧化所有的金属和 大多数非金属。 大多数非金属。
O3 + 2I + H2O → I2 + O2 + 2OH
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
O2和O3分子性质的比较
气体颜色 液体颜色 偶极矩 水溶性 熔沸点 磁性 稳定性 氧化性 O2 无色 淡蓝色 0 弱 低 顺磁性 高 相对弱 O3 淡蓝色 暗蓝色 大 强 高 逆磁性 低 强
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
强氧化性
O3 + 2H+ + 2e−
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
不同点
硫离子S 有较大的还原性。 硫离子S2-比O2-大，有较大的还原性。使得具有 多种氧化态的元素在硫化物中往往显较低的价态 显较低的价态， 多种氧化态的元素在硫化物中往往显较低的价态， 而氧化物中相应元素却可以表现出最高氧化态。 而氧化物中相应元素却可以表现出最高氧化态。
氧族元素 第十五章 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 §15.4 硒和碲
第15章 章
第4题 第6题 第10题 第11题
第513页 513页
第16题 第18题 第19题
本章要求
1、掌握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性 、掌握氧 臭氧、过氧化氢的结构、 的结构 质和用途。 质和用途。 2、掌握单质硫 硫的氢化物、氧化物、 2、掌握单质硫、硫的氢化物、氧化物、硫 化物、重要含氧酸及其盐的结构、性质、制 化物、重要含氧酸及其盐的结构、性质、 结构 备和用途。 备和用途。 3、了解硒和碲的性质。 、了解硒和碲的性质。
氧族
氧族元素 王振山一、氧族元素1、原子结构和元素的性质 ⑴、原子结构*原子结构三要素：原子的电子层结构，原子半径，有效核电荷数。
⑵、元素的性质 ①、元素性质的递变②、硫分族（硫、硒、碲）*元素的金属性与非金属性的含义（孤立的原子在化学反应中的性能）。
例如，元素的非金属性强弱，是指元素的原子得电子能力的强弱。
*原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质，三者之间的关系。
③、氧族元素的非金属活泼性弱于卤素氧族元素的原子获得两个电子形成简单阴离子X 2-的倾向，比卤素原子形成X -的倾向要小得多。
例如，S 元素的非金属性[*氧元素的电负性(Pauling)=3.44,仅次于氟(3.98)；氯（3.16）,硫（2.58）。
] ２、单质⑴、同素异形体：①、氧单质：O 2和O 3；②、硫单质：单质硫有近50种同素异形体。
最常见的是斜方硫（菱形硫，又叫α-硫；确切地应称为“正交硫”—具有正交面心晶胞）和单斜硫（又叫β-硫）。
室温下所有的晶体硫都是由S n 环组成的，n 可以从6到20。
室温下唯一稳定存在的形式是正交硫。
它们都易溶于CS 2中，都是由S 8分子组成的（在环状分子中，每个硫原子以SP 3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键相联结）。
对S 6、S 8、S 12、S x 等分子形成的晶体结构分析表明，分子中每个S 原子均与2个S 原子成键，S －S 键长206pm ，∠SSS 约为105°。
③、硒单质：有三种红色单斜多晶态（无定形）物质（α、β、γ），是由Se 8环组成，彼此的差别仅在分子间环的堆积不同，属于不良导体。
室温下最稳定的是灰硒（由螺旋型链Se ∞构成的晶体，带有金属光泽的脆性晶体），热力学上最稳定的形式。
市售商品则通常称为黑硒（玻璃态，包含巨型聚合环，每个环有近1000个原子，具有复杂的不规则结构）。
④、碲单质：仅有一种银白色的螺旋形链状的晶形，称为灰碲，是带有金属光泽的脆性晶体。
《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
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)
- 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)。
相同氧化态的同族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，其酸性随氧化数的升高而增强
As4O6 两性 As2O5 酸性
PbO 碱性 PbO2 两性
氧化物的酸碱性因变价而发生递变在d过渡元素中更为常见，如CrO（碱性）， Cr2O3（两性），CrO3（酸性）。稀土元素随原子序数的增大，碱性减弱。
脱色剂，饮水消毒剂。雷雨后，放电产生的微量臭氧，消 毒杀菌，刺激中枢神经，加速血液循环（<1mg/L)
15-2-2氧化物
酸碱性：大多数非金属和某些高氧化态的金属氧化物显酸性；大多数金 属氧化物显碱性；部分金属氧化物（Al2O3、ZnO、 Cr2O3、Ga2O3等） 和少数非金属氧化物（As4O6、Sb4O6、TeO2）显两性；也有中性（NO、 CO）。
臭氧的制备 无声放电：
臭氧含量越3%-10%，利用沸点差异分级液化获得纯净臭氧
臭氧分子结构
臭氧的分解：室温下分解缓慢，紫外辐射、催化剂（MnO2、 PbO2和铂黑可促进分解）
2O3=3O2；rH=-284kJ•mol-1 rG=-326kJ•mol-1
放热反应
臭氧的强氧化性（比氧气强）：
CN-+O3OCN-+O2 2NO2+O3 N2O5+O2 PbS+4O3 PbSO4+O2 2Co2++O3+2H+ 2Co3++O2+H2O 臭氧的碘量法测定：O3+2I-+H2O O2+I2+2OH应用：工业废水处理（对有机物的强氧化性），污水净水剂，
氧气反应活性很高，室温或加热条件下可剧烈氧化除W、Pt、Au、Ag、 Hg和稀有气体外的其它元素。如遇活泼金属还可以形成过氧化物。
氧气的制备：空气或某些金属化合物来制备。实验室中，二氧化锰催化 氯酸钾热解。
应用：炼钢工业消耗氧产量的60%。化工工业中的氧化剂，渔业养殖、潜 水、医疗中供给呼吸。
单线态氧及其性质
15-1 氧族元素的通性
15-1-1氧族的存在
氧O、硫S、硒Se、碲Te、钋Po 氧：地球表面丰度最大元素。氧气（光合作用），氧化物。 硫：占地壳0.0034%, 排16，分布广泛。单质硫，H2S，有机硫
化物（石油，煤-酸雨），硫化物矿，硫酸盐。 硒、碲，金属硫化物矿。 钋，居里夫人从铀矿和钍矿中发现，衰变产物。
15-1-2氧族元素的基本特性
氧、硫典型的非金属；硒、碲，准金属；钋金属放射性元素
•氧、硫典型的非金属；硒、碲，准金属；钋金属放射性元 素
•第二电离能为负，形成简单二价阴离子的倾向比卤素形成 负一价的倾向小得多。
•氧的高电负性，与大多数金属形成二元的离子型化合物 （离子晶体高晶格能补偿第二个电子所需的能量）。
15-1-3 氧族元素的电势图
硒和碲的电势图
A SeO24- 1.15 H2SeO3 0.74 Se 0.99 H2Se(aq)
1.02
0.593 0.69
H6TeO6
Hale Waihona Puke TeO2TeH2Te(aq)
B SeO24- 0.03 SeO32 0.35 Se 0.78 Se2
TeO24 0.4 TeO32 0.02 Te 0.92 Te2
15-2 氧及其化合物
15-2-1 氧气单质
一、基本性质、制备和应用
氧分子轨道电子排布： KK 2s
2 * 2s
2 2px
2 2p
4 * 2p y
1 * 2pz
1
氧气物理性质：无色无味气体。在水中溶解度3.08%(体积比)
氧的水合物：O2•H2O和O2•2H2O 有机溶剂中，溶解度大10倍。
酸碱性与水化反应自由能
Na2O(s)+H2O(l)=2NaOH(s); rG=-148kJ•mol-1 MgO(s)+H2O(l)=Mg(OH)2(s); rG=-27kJ•mol-1 1/3Al2O3(s)+H2O(l)=2/3Al(OH)3(s); rG=7kJ•mol-1 - rG依次减小，说明按Na2O-MgO-Al2O3顺序碱性依次减弱。 1/3P2O5(s)+H2O(l)=2/3H3PO4(s); rG=-59kJ•mol-1 SO3(l)+H2O(l)=H2SO4(l); rG=-70kJ•mol-1 Cl2O7(g)+H2O(l)=2HClO4(l); rG=-329kJ•mol-1 - rG依次增加，说明按P4O10-SO3-Cl2O7顺序酸性依次增强。
氧化物的键型
离子型、共价型、过渡型
碱金属、碱土金属氧化物为典型离子型，其它金属氧化物属 于过渡型；非金属氧化物和高氧化态8电子结构，18 电子 外层及18+2电子外层金属氧化物（SnO、TiO2、Mn2O7） 为共价型。
过渡型：离子型为主，BeO，Al2O3，CuO 共价型为主，金属离子外层电子等于或小于18电子，
•硫、硒碲只能与电负性很小的金属形成离子型化合物（碱 金属，碱土金属），与其它大多数金属形成共价化合物。 氧族与非金属元素形成的都是共价化合物。
氧的特殊性：
原子半径较小，孤对电子间有强排斥作用， 最外层无d轨道，不能形成p-d 键。
第一电子亲和能及单键键能反常的小，氧可 利用p-d 轨道形成强双键。氧的化合物中 一般为-2价，而硫、硒、碲有多种价态，并 利用空d轨道成键，形成+IV或+VI等高氧化 态化合物。
基态氧：自旋相同，自旋量子数合量S=1, 2S+1=3，三重态， 三线态氧3O2
激发态氧：自旋相反，S=0， 2S+1=1，单重态，单线态氧1O2
从三线态到单线态的跃迁是高度禁阻的。极低温度下，光子敏化，或敏化剂， 微波放电或化学法。
15-2-3 臭氧
臭氧和氧是由同一种元素所组成的不同单质，互称为同素异 形体。
平流层（20 ~ 40 km）: O3 0.2ppm ,可吸收5%紫外线。 O2+h(<242nm)O+O O+O2 O3 O3+h(=220-320nm) O2+O 臭氧层的破坏反应：
CF2Cl2+ h(<221nm) CF2Cl•+Cl • NO2+ h(<426nm) NO+O Cl •+O3 ClO •+O2， ClO •+O Cl •+O2 NO+O3 NO2+O2， NO2+O NO+O2