第十三章 p区元素(下)—氧族
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《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
、 、
1414-1
氧族 (VIA) 元素 存在 价层电子构 型 电负性 氧化值
氧族元素概述
O 非金属 单质或矿物 S Se 准金属 Te Po 放射性金属
共生于重金属硫化物中 4s24p4 2.55 ±2,4,6
红硒 分子晶体) (分子晶体 分子晶体 灰硒 链状晶体) (链状晶体 链状晶体
2s22p4 3.44
－ 2, (－ 1)
3s23p4 2.58 ±2,4,6 分子 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
4-2
氧气和臭氧
臭氧的形成 氧气和臭氧 11-3-2
通过电子流、质子流或短波辐射 紫外线 紫外线) 通过电子流、质子流或短波辐射(紫外线 的作用生成： 的作用生成： O2 → 2O O2 + O → O3 也可以通过闪电, 无声放电生成。 也可以通过闪电 无声放电生成。
臭氧（ O3 ）
有鱼腥味的淡蓝色气体
π34
2Ag + 2O3 == Ag2O2 + 2O2 PbS + 4O3 == PbSO4+ 4O2 ↑ 3KOH(s) + 2O3(g) == 2KO3(s) + KOH·H2O(s) + (1/2)O2(g) KO2+O2
λ<242nm
3O2 + hν
λ
(220~330nm)
4-2
氧气和臭氧
臭氧的性质和用途
[4] 臭氧分解时放热： 臭氧分解时放热：
2O3 → 3O2 ∆rHm° = - 286 kJ/mol °
纯臭氧易爆炸。 纯臭氧易爆炸。 [5] O3的氧化性比 2强，能氧化许多 的氧化性比O 不活泼单质如Hg、 、 等 不活泼单质如 、Ag、S等。可从碘 化钾溶液中使碘析出， 化钾溶液中使碘析出， O3 + 2I- + 2H+ → I2 + O2↑+ H2O
1414-1
氧族 (VIA) 元素 存在 价层电子构 型 电负性 氧化值
氧族元素概述
O 非金属 单质或矿物 S Se 准金属 Te Po 放射性金属
共生于重金属硫化物中 4s24p4 2.55 ±2,4,6
红硒 分子晶体) (分子晶体 分子晶体 灰硒 链状晶体) (链状晶体 链状晶体
2s22p4 3.44
－ 2, (－ 1)
3s23p4 2.58 ±2,4,6 分子 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
4-2
氧气和臭氧
臭氧的形成 氧气和臭氧 11-3-2
通过电子流、质子流或短波辐射 紫外线 紫外线) 通过电子流、质子流或短波辐射(紫外线 的作用生成： 的作用生成： O2 → 2O O2 + O → O3 也可以通过闪电, 无声放电生成。 也可以通过闪电 无声放电生成。
臭氧（ O3 ）
有鱼腥味的淡蓝色气体
π34
2Ag + 2O3 == Ag2O2 + 2O2 PbS + 4O3 == PbSO4+ 4O2 ↑ 3KOH(s) + 2O3(g) == 2KO3(s) + KOH·H2O(s) + (1/2)O2(g) KO2+O2
λ<242nm
3O2 + hν
λ
(220~330nm)
4-2
氧气和臭氧
臭氧的性质和用途
[4] 臭氧分解时放热： 臭氧分解时放热：
2O3 → 3O2 ∆rHm° = - 286 kJ/mol °
纯臭氧易爆炸。 纯臭氧易爆炸。 [5] O3的氧化性比 2强，能氧化许多 的氧化性比O 不活泼单质如Hg、 、 等 不活泼单质如 、Ag、S等。可从碘 化钾溶液中使碘析出， 化钾溶液中使碘析出， O3 + 2I- + 2H+ → I2 + O2↑+ H2O
氧族元素PPT课件
氧族元素
2020/1/5
1
一、氧族元素概述 二、臭氧和过氧化氢 三、硫化物和多硫化物 四、硫的氧化物、含氧酸及其盐 五、硒、碲的化合物 六、应用举例
2020/1/5
2
一、氧族元素概述
ⅥA O S Se Te Po
ns2np4
氧族 (VIA) 元素
存在 价层电子
构型
电负性
O
S
非金属 单质或矿物
2s22p4
水相: 2CrO5+ 7H2O 2+ 6H+= 7O2+ 10H2O + 2Cr3+(蓝绿) Cr2O72- + H2O2 + H+= Cr3++ H2O + O2 Cr3+ + H2O2 + OH- →CrO42- + H2O
H2O高，为151.4℃ ，熔点与H2O相近，-0.89 ℃
1）H2O2 二元弱酸
H2O2 HO2-
H+ + HO2H+ + O22-
K1ө=2 ×10-12 K2ө10-25
H2O2 与碱作用
H2O2 + NaOH(过量) → NaHO2 + H2O H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 ↓+ 2H2O（过氧化物的制备）
氧是地壳中分布最广的元素，丰度居各种元素之首， 质量约占地壳的一半；大气中单质状态存在。
在海洋中主要以H2O形式存在，以硅酸盐、氧化物及其他含氧 阴离子的形式存在于岩石和土壤中
单质硫矿床主要分布在火山附近。
化合态硫分布较广，主要有硫化物（如FeS2、PbS、CuFeS2、 ZnS等）和硫酸盐（CaSO4、BaSO4、Na2SO4 ·10H2O等）； 煤和石油；动植物有机体的细胞组成元素之一，如各种蛋白质 中化合态硫含量0.8~2.4%。
2020/1/5
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一、氧族元素概述 二、臭氧和过氧化氢 三、硫化物和多硫化物 四、硫的氧化物、含氧酸及其盐 五、硒、碲的化合物 六、应用举例
2020/1/5
2
一、氧族元素概述
ⅥA O S Se Te Po
ns2np4
氧族 (VIA) 元素
存在 价层电子
构型
电负性
O
S
非金属 单质或矿物
2s22p4
水相: 2CrO5+ 7H2O 2+ 6H+= 7O2+ 10H2O + 2Cr3+(蓝绿) Cr2O72- + H2O2 + H+= Cr3++ H2O + O2 Cr3+ + H2O2 + OH- →CrO42- + H2O
H2O高，为151.4℃ ，熔点与H2O相近，-0.89 ℃
1）H2O2 二元弱酸
H2O2 HO2-
H+ + HO2H+ + O22-
K1ө=2 ×10-12 K2ө10-25
H2O2 与碱作用
H2O2 + NaOH(过量) → NaHO2 + H2O H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 ↓+ 2H2O（过氧化物的制备）
氧是地壳中分布最广的元素，丰度居各种元素之首， 质量约占地壳的一半；大气中单质状态存在。
在海洋中主要以H2O形式存在，以硅酸盐、氧化物及其他含氧 阴离子的形式存在于岩石和土壤中
单质硫矿床主要分布在火山附近。
化合态硫分布较广，主要有硫化物（如FeS2、PbS、CuFeS2、 ZnS等）和硫酸盐（CaSO4、BaSO4、Na2SO4 ·10H2O等）； 煤和石油；动植物有机体的细胞组成元素之一，如各种蛋白质 中化合态硫含量0.8~2.4%。
氧族元素-lgn
O
O
9652´
9351´
O原子采取不等性sp3杂化
H
H2O2的分子结构 上页 下页 退出
4 过氧化氢
4.2 过氧化氢的性质和用途
化学性质方面，过氧化氢主要表现为对热不稳定性，强氧化性、弱还 原性和极弱的酸性。 (1) 不稳定性 2H2O2(l) = 2H2O(1) + O2(g) ΔrHmθ = - 196.06kJ· -1 mol
O4可能结构：OOFra bibliotek· · ·
O
O
· · ·
退出
非极性分子，不易溶于极性溶剂水中，O2在水中以水合物形式存在 上页 下页
2 氧和臭氧
酸性：(氧化性强) + O 2 + 4H + 4e2H 2O
2.3 氧的结构、性质和用途
E
-
= 1.229V
= 0.401V
碱性： O 2 + 2H 2O + 4e • 氧化性 O2 + NH3 → Fe S H2 S HI
3.3 水的物理性质
（1）水的偶极矩为1. 87D，表现了很大的极性 （2）水的比热容为4.1868× 103J· -1· -1 kg K 比热容：单位质量物体改变单位温度时的吸收或释放的内能。 （3）同第六主族其它元素的氢化物比较，H2O的熔沸点最大。原因？ （4）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。 但水在277K时密度最大，低于277K密度减小，到273K结冰时，密度 突然变小。
P575，表13-3
上页 下页 退出
2 氧和臭氧
2.6 氧化物 氧化物的制备方法 P577
（1）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；
p区元素
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。 NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O NaI+H2SO4(浓) 8HI+H2SO4(浓)
== NaHSO4+HI↑ == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
卤化氢的性质 性 质 HF 6.37 92 189.6 292.6 -269.4 35.3 10 HCl 3.57 128 HBr 2.67 141 HI 1.40
气体分子的偶极矩/10-30 C· m 核间距/pm 熔点/K 沸点/K 生成热△fH/kJ· mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/% 18 ℃时0.1 mol· L-1溶液的表观电离度/%
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。 4、P区金属的熔点一般较低
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
第十三章 P区元素3
NH4 2HgI4
2
Hg 4O H O NH 2 Is 7I 3H 2 O Hg
固体铵盐受热易分解，分解的情况因组成铵盐的酸的性质 不同而不同。
酸易挥发且无氧化性
NH4 2 CO3 2NH3 H 2O CO2
B. 二氧化氮和四氧化二氮
2NO2 g N 2 O 4 g
NO2是红棕色气体，具有特殊的臭味并有毒 T<-11.2℃ 固态，完全以N2O4它 T> 熔点 N2O4部分离解（0.01% NO2) 淡黄色 T=沸点（21.15oC） N2O4部分离解(0.1%),深棕红色
T>140℃ N2O4完全离解
二、特征
氮族元素性质的变化是不规则的。
氮族元素的价层电子构型为 ns2np3 ，电负性不是 很大，所以形成氧化值为正的化合物的趋势比较明 显。
氮族元素所形成的化合物主要是共价型的，而
且原子愈小，形成共价键的趋势也愈大。 氮族元素的氢化物的稳定性从 NH3 到 BiH3 依次 减弱，碱性依次减弱，酸性依次增强。 氮族元素氧化物的酸性随着原子序数的递增而 递增。 氮族元素在形成化合物时，除 N 原子最大配位 数一般为4外，其他元素的原子的最大配位数为6。
硝酸分子内的氮原子采用sp2杂化，与三个氧原子形成平面 三角形，硝酸分子内则可以形成氢键。
分子内氢键
H
O O N O
平面三角形
纯硝酸是无色液体。浓硝酸不稳定，受热或光照时会部分 分解成NO2和O2，故需在阴凉不见光处存放。 硝酸具有强酸性、强氧化性和硝化性。除了不活泼的金属 如金、铂等和某些稀有金属外，它几乎能与所有的其他金属 反应生成相应的硝酸盐。 有些金属（如铁、铝、铬等）可溶于稀硝酸而不溶于冷的 浓硝酸。原因在于浓硝酸将其金属表面氧化成一层薄而致密 的氧化物保护膜（钝化膜），阻止了金属与硝酸的进一步反 应。
2
Hg 4O H O NH 2 Is 7I 3H 2 O Hg
固体铵盐受热易分解，分解的情况因组成铵盐的酸的性质 不同而不同。
酸易挥发且无氧化性
NH4 2 CO3 2NH3 H 2O CO2
B. 二氧化氮和四氧化二氮
2NO2 g N 2 O 4 g
NO2是红棕色气体，具有特殊的臭味并有毒 T<-11.2℃ 固态，完全以N2O4它 T> 熔点 N2O4部分离解（0.01% NO2) 淡黄色 T=沸点（21.15oC） N2O4部分离解(0.1%),深棕红色
T>140℃ N2O4完全离解
二、特征
氮族元素性质的变化是不规则的。
氮族元素的价层电子构型为 ns2np3 ，电负性不是 很大，所以形成氧化值为正的化合物的趋势比较明 显。
氮族元素所形成的化合物主要是共价型的，而
且原子愈小，形成共价键的趋势也愈大。 氮族元素的氢化物的稳定性从 NH3 到 BiH3 依次 减弱，碱性依次减弱，酸性依次增强。 氮族元素氧化物的酸性随着原子序数的递增而 递增。 氮族元素在形成化合物时，除 N 原子最大配位 数一般为4外，其他元素的原子的最大配位数为6。
硝酸分子内的氮原子采用sp2杂化，与三个氧原子形成平面 三角形，硝酸分子内则可以形成氢键。
分子内氢键
H
O O N O
平面三角形
纯硝酸是无色液体。浓硝酸不稳定，受热或光照时会部分 分解成NO2和O2，故需在阴凉不见光处存放。 硝酸具有强酸性、强氧化性和硝化性。除了不活泼的金属 如金、铂等和某些稀有金属外，它几乎能与所有的其他金属 反应生成相应的硝酸盐。 有些金属（如铁、铝、铬等）可溶于稀硝酸而不溶于冷的 浓硝酸。原因在于浓硝酸将其金属表面氧化成一层薄而致密 的氧化物保护膜（钝化膜），阻止了金属与硝酸的进一步反 应。
清北学堂精品—化学竞赛课件之氧族元素
§13.3无机酸强度变化
H—X H—O—X 电子密度考虑 P628—634: XOm(OH)n m K1 pK1 0 <10-7 7 1 ~10-2 2 2 ~103 -3 3 ~108 -8
§13-2 硫和它的化合物
自然界中含硫化合物较广 黄铁矿FeS2 重晶石 BaSO4 方铅矿PbS 天青石SrSO4 闪锌矿ZnS 石膏CaSO4 芒硝Na2SO4·10H2O 镉黄CdS 辉锑矿 Sb2S3 锌钡白(立德粉)ZnSO4+BaS HgS 、As2S3、 As4S4
⒈单质硫S8 斜方硫(稳定) →单斜硫 mp:385.8K 368.4K → 392K S8→单斜→熔化→拉伸弹性硫破坏→S6,S3,S2 433K >563K
制备: H2O2 BaO2+H2SO4—H2O2+BaSO4 或:BaO2+CO2+H2O—H2O2+BaCO3 电解:NH4HSO4—(NH4)2S2O8+H2↑ ③臭氧 性质:O3+I-+H2O—I2+O2+OH环保:处理电镀液 O3+CN =OCN +O2 2OCN-+O3+H2O=2CO2+N2+2OH自来水消毒、杀A O2 0.68 H2O2 1.78 H2O O3 2.07 H2O+O2 O -0.08 HO 0.87 OH B 2 2 ① 中间价态H2O2可歧化分解(热,催化 剂MnO2) ② 既可作氧化剂,又可作还原剂
P595-596 H2O2+I-+H+—I2+H2O + 2— H2O2+H2SO3 SO4 +H +H2O H2O2+Fe2++H+—Fe3++H2O 3+ + 2+ H2O2+ Fe +H —Fe + O2 +H2O 23H2O2+2Cr(OH)4 +2OH =2CrO4 +H2O MnO4-+H++H2O2—Mn2++O2↑+H2O —MnO MnO4 +H2O2 2+OH +O2↑
第13章 氧族元素
O2 +
OH-
O2
-0.08
HO2
-
0.87
H2O
0.401
§13-2 氧和臭氧
2-1 O2结构和性质 1. O2结构
VB法： O=O 法 MO法：KK (σ2s)2(σ*2s)2 (σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π *2pz)1 法 个成单电子→顺磁性 有2个成单电子 顺磁性； 个成单电子 顺磁性；
S 价轨道数 ，配位数 ，如SF6 价轨道数9，配位数6， e. 键型 多数氧化物为离子型， 多数氧化物为离子型， 多数硫化物、硒化物、 多数硫化物、硒化物、碲化物为共价型
2、元素电势图 、
2.07 0.68 1.77
φθA/V
O3
O2 + H2O
O2
H2O2 1.23
H2O
φθB/V
O3
1.24
第13章 氧族元素 章
氧族元素的通性 §13-1 氧族元素的通性 §13-2 氧和臭氧
2-1 O2结构和性质 2-3 氧的成键特征 2-2 O3结构、性质和制备 结构、 2-4 氧化物的酸碱性 3-2 H2O2 性质 3-3 H2O2制备
§13-3 过氧化氢
3-1 H2O2结构
§13-4 硫及其化合物
根据MO法预测键长： O2+ < O2 < O2- < O22法预测键长： 根据 法预测键长
3、臭氧分子的成键情况 、
O3-：KO3 臭氧链—O—O—O — ：O3F2 臭氧链
2-4 氧化物的酸碱性 1、氧化物的分类 、
a、酸性氧化物 、 绝大多数非金属氧化物和某些高价金属氧化物, 绝大多数非金属氧化物和某些高价金属氧化物 如 Mn2O7 b、碱性氧化物 、 多数金属氧化物: 多数金属氧化物 CaO K2O c、两性氧化物 、 少数金属氧化物: 少数金属氧化物 Al2O3, ZnO, BeO, Ga2O3, CuO, Cr2O3等， 极个别非金属氧化物: 极个别非金属氧化物 As2O3,TeO2 d、不显酸性和碱性的氧化物 、 如：CO, NO, N2O
《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
第十三章 p区元素
第十三章 p区元素（一）13.1 p区元素概述p区元素包括周期系中ⅢA---ⅦA及希有气体元素，这些元素的最外层分别有2个s电子和1--6个p电子。
p区元素具有以下特点:1、价电子层结构通式为ns2np1--6。
2、非金属向金属过渡。
同一主族，从上到下，原子的最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，而有效核电荷只是略有增加，获得电子能力逐渐下降，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这种变化规律在p区ⅢA---ⅦA族中显得突出明显。
这几族元素每族都是从1个典型的非金属元素开始过渡到一个典型金属元素结束。
3、第一横排元素不规则性。
各族的第一个元素，主要指F, O, N, C，它们在本族元素的性质递变上有反常表现。
其主要原因是:（1）原子半径特别小。
（2）电负性明显地大。
3无法动用d轨道。
表现为1)F, O, N同H形成的化合物中易形成氢键。
（2）配位数小。
（3）单键键能反常地小。
这是因为当两个F, O, N原子靠近组成单键时, 它们原子外层上还有未键合的孤对电子，原子间距离小时，这些孤对电子间将产生明显的排斥作用，弱化了单键，这种现象也称为孤对电子的排斥效应。
4、中间横排元素的不规则性。
从第四周期始，p区元素次外层不再是8个电子，而是18个电子，多了10个3d电子，这样使的第四周期的p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子的吸引力增强,造成同族内原子半径、电负性、电离能、φ等的递变出现不规则性，变的缓慢甚至发生逆转现象。
例:ⅢA族原子半径电负性第一至第三电离能之和（埃）（kJ/mol)B 0.82 2.01 6888Al 1.18 1.47 5140Ga 1.26 1.82 5520In 1.44 1.49 5084Tl 1.48 1.44 5438中间横排元素的不规则性，是由元素在周期表中的排列位置以及电子层构型的特殊性所造成。
5、氧化值。
大多数p区元素具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外层电子数，等于其族数。
氧族元素
sp
2
杂化，形成如下的电子分布：
形成的三个 sp 杂化轨道中，两个杂化轨道均为孤电子所占据，另一个 杂化轨道上有1个未成对电子。
2
中心O
两旁O
2 sp 中间氧原子的 杂化轨道上的2个未成对电子分别与 2 2 2 sp sp 两旁氧原子的sp 杂化轨道上的未成对电子（ ）
σ键。
而中间氧原子的未参与杂化的2个 p z 电子和两旁氧原 子的未参与杂化的 p z电子，形成大π键。
167 230 56 812 183
2.00
从电子亲和能的数据来看，氧族元素结合第二个电子均需要吸收能量，因此， 本族元素原子获得两个原子形成简单二价阴离子的倾向要比卤素原子形成负一价阴离 子的要小得多。
Oቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
原子序数 相对原子质量 常见化合态 8 15.99 -2，-1,0
S
16 32.06 -2,0,+2， +4，+6 104 184 29 1000 200 -590 226 2.58
66 -2：140 +6:9 1314 141 -780 142 3.44
167 230 56 812 183
2.00
•
为什么S,Se,Te除了有-2氧化数之外，还能形+4和+6氧化态的化合物？ 它们均有可供成键的空d轨道。
O
原子序数 相对原子质量 常见化合态 8 15.99 -2，-1,0
S
16 32.06 -2,0,+2， +4，+6 104 184 29 1000 200 -590 226 2.58
Se
34 78.96 -2,0,+2， +4，+6 117 198 42 941 195 -420 172 2.55
P区元素
无机及分析化学实验B
P区常见元素化合物的性质
内容提要
I. P区元素概况
II. P区常见金属元素性质介绍
铝、锡、铅、锑、铋
III. P区常见非金属元素性质介绍
氮、磷、氧、硫
I. P区元素概况
P区
P区包括硼族(IIIA)、碳族(IVA)、氮族(VA)、氧族(VIA)、 卤素(VIIA)、稀有气体(VIIIA)共6个族的元素，目前共 有36种元素。元素的价层电子构型通式为ns2np1~6。 因为p亚层上具有3条原子轨道，可容纳6个电子，所 以p区包括6个族。
脱水缩合后形成焦磷酸、聚磷酸、(聚)偏磷酸
b. 磷酸盐
溶解性 水溶液
M3IPO4 M2IHPO4 大多数难溶(除 K+, Na+, NH4+) PH>7 PH>7 水解为主 水解>解离
MIH2PO4 大多数易溶 PH<7 水解<解离
PO3 4 + H2O
2 HPO4 + H2O
HPO2 4 + OH H2PO4 + OH (主)
适量OHH+ 适量OH适量OHH+
Sn(OH)2 (s,白) Pb(OH) 2 (s,白)
过量OH过量OH过量OH-
[Sn(OH) 4 ]2[Pb(OH)3 ][Sn(OH)6 ]2-
HNO3或HAc
α-H 2SnO3 (s,白)
放 置
β-H SnO (s,白) 不溶于酸或碱 2 3 Sn 4HNO (浓) β-H SnO 4NO H O 3 2 3 2 2 Sn
2Pb2+ + 2CO2 3 + H2O
[Pb(OH)]2CO3 + CO2
P区常见元素化合物的性质
内容提要
I. P区元素概况
II. P区常见金属元素性质介绍
铝、锡、铅、锑、铋
III. P区常见非金属元素性质介绍
氮、磷、氧、硫
I. P区元素概况
P区
P区包括硼族(IIIA)、碳族(IVA)、氮族(VA)、氧族(VIA)、 卤素(VIIA)、稀有气体(VIIIA)共6个族的元素，目前共 有36种元素。元素的价层电子构型通式为ns2np1~6。 因为p亚层上具有3条原子轨道，可容纳6个电子，所 以p区包括6个族。
脱水缩合后形成焦磷酸、聚磷酸、(聚)偏磷酸
b. 磷酸盐
溶解性 水溶液
M3IPO4 M2IHPO4 大多数难溶(除 K+, Na+, NH4+) PH>7 PH>7 水解为主 水解>解离
MIH2PO4 大多数易溶 PH<7 水解<解离
PO3 4 + H2O
2 HPO4 + H2O
HPO2 4 + OH H2PO4 + OH (主)
适量OHH+ 适量OH适量OHH+
Sn(OH)2 (s,白) Pb(OH) 2 (s,白)
过量OH过量OH过量OH-
[Sn(OH) 4 ]2[Pb(OH)3 ][Sn(OH)6 ]2-
HNO3或HAc
α-H 2SnO3 (s,白)
放 置
β-H SnO (s,白) 不溶于酸或碱 2 3 Sn 4HNO (浓) β-H SnO 4NO H O 3 2 3 2 2 Sn
2Pb2+ + 2CO2 3 + H2O
[Pb(OH)]2CO3 + CO2
p区元素
B2 H6 (g) 3H 2O(l) 2H 3BO3 (s) 6H 2 (g) r H m -504.6kJ mol
-1
水下火箭燃料
三氧化二硼
B 2O 3 制备： 原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
4B(s) 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) 2H 3 BO 3 B 2 O 3 3H 2 O
焦磷酸盐：
Cu
2
Cu 2 P2 O 7 s, 浅蓝） （ [Cu(P2 O 7 ) 2 ] （蓝）
4 P2O7-
4 P2O7-
6
4Ag +P2 O7 Ag 4 P2 O7
4-
白色
氧族(ⅥA)：O, S, Se, Te, Po 价电子构型：ns2np4
过氧化氢（H2O2）
..
N
107.3o
H H
H
氨性质：
(1) 易溶于水，易形成一元弱碱
NH 3 H 2O NH 3 H 2O NH 4 OH
(2) 强还原性
4NH3 3O 2 (纯) 2N 2 6H 2 O 4NH3 5O 2 (空气) 4 NO 6H 2O
Pt
2
氧化性酸溶解(HNO3)：
3CuS 8HNO3 3Cu(NO3 ) 2 2NO 3S 4H 2O 3Ag 2S 8HNO3 6AgNO3 2NO 3S 4H 2O
C：sp2杂化
O O C O
2-
π
6 4
碳酸及其盐的热稳定性:
（1）H2CO3<MHCO3<M2CO3
H 2 CO 3 H 2 O CO 2 (g) 2M HCO 3 M 2 CO 3 H 2 O CO 2
-1
水下火箭燃料
三氧化二硼
B 2O 3 制备： 原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
4B(s) 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) 2H 3 BO 3 B 2 O 3 3H 2 O
焦磷酸盐：
Cu
2
Cu 2 P2 O 7 s, 浅蓝） （ [Cu(P2 O 7 ) 2 ] （蓝）
4 P2O7-
4 P2O7-
6
4Ag +P2 O7 Ag 4 P2 O7
4-
白色
氧族(ⅥA)：O, S, Se, Te, Po 价电子构型：ns2np4
过氧化氢（H2O2）
..
N
107.3o
H H
H
氨性质：
(1) 易溶于水，易形成一元弱碱
NH 3 H 2O NH 3 H 2O NH 4 OH
(2) 强还原性
4NH3 3O 2 (纯) 2N 2 6H 2 O 4NH3 5O 2 (空气) 4 NO 6H 2O
Pt
2
氧化性酸溶解(HNO3)：
3CuS 8HNO3 3Cu(NO3 ) 2 2NO 3S 4H 2O 3Ag 2S 8HNO3 6AgNO3 2NO 3S 4H 2O
C：sp2杂化
O O C O
2-
π
6 4
碳酸及其盐的热稳定性:
（1）H2CO3<MHCO3<M2CO3
H 2 CO 3 H 2 O CO 2 (g) 2M HCO 3 M 2 CO 3 H 2 O CO 2
氧族元素课件一PPT课件
2020年10月2日
4
硒原子结构特点：核外有4个电子层，最外层有6个电子
2020年10月2日
5
碲原子结构特点：核外有5个电子层，最外层有6个电子
2020年10月2日
6
钋原子结构特点：核外有6个电子层，最外层有6个电子
2020年10月2日
7
Uuh原子结构特点：核外有7个电子层，最外层有6个电子
2020年10月2日
19
元素最高价氧化物对应的水化物： 酸 性 逐 渐 减弱
H2SO4，H2SeO4，H2TeO4
气态氢化物的稳定性： 稳定 性 逐 渐 减弱
H2O H2S H2Se H2Te
2020年10月2日
20
巩固复习
VIA族与同周期的 VIIA族元素的对比：
元素
S
Cl
最外层电子
6
7
位置
第三周期，VIA族 第三周期，VIIA族
参考答案：①O2和H2需点燃化合生成H2O，而F2和H2在冷
暗处即爆炸化合生成HF；②水中－2价的氧能被F2氧化而
生20成20年O102月：2日2F2 ＋ 2H2O＝4HF ＋ O2
24
演讲完毕，谢谢观看！
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2020年10月2日
23
课堂练习：
1．碲元素及其化合物不可能具有的性质是（
chapter 13 第13章 氧族讲解
2O3＝3O2
酸 介 质 ：O3 2H 2e H 2O O2 θO3/H2O 2.07 V
碱 介 质 ：O3 H 2O 2e 2OH O2 θO3/OH 1.24 V
无论酸、碱介质，O3(g)均具强 氧化性，尤其是在酸介质中。
2 Ag 2 O3 Ag2O2 2 O2
O3 XeO3 2 H 2O H4 XeO6 O2
以及有机 物的混入能促进分解。
3. H2O2 的氧化还原性
EAθ /V
O2
0.682V n 1
1.77V H2O2 n 1
H 2O
1.229V n=2
● 用作氧化剂(酸性介质中突出)——无污染的氧化剂
H2O2 H2SO3 H2SO4 H2O
H 2O2 PbS PbSO 4 H 2O H 2O2 2Fe 2 2H 2Fe 3 2H2O 3H2O2 2NaCrO2 2 NaOH
HO
2
H
K
a1
2.2 1012 ,
K
a2
1 1025
其酸性比HCN更弱，不能使蓝色石蕊试液变红。 但可与碱反应
H2O2 Ba(OH) 2 BaO 2 2 H2O
2. H2O2 的不稳定性
2H 2O 2
2H 2O O 2 △ rHm -196kJ /mol
△G/F-Z图: 酸、碱性介质中，
应用：一般低浓度（如3%）的过氧化氢， 主要用于杀菌及外用的医疗用途，例如 作为伤口消毒。 至于较高浓度者（大于10%），则用于 纺织品、皮革、纸张、木材制造工业， 作为漂白及去味剂。
基本上，任何的食品加工都禁用双氧水。
§13－4 硫及其化合物
一、 单质硫 ( Sulfur )
1. 硫弹的晶性单斜同状硫素斜方硫异硫斜形方硫体 单斜硫
酸 介 质 ：O3 2H 2e H 2O O2 θO3/H2O 2.07 V
碱 介 质 ：O3 H 2O 2e 2OH O2 θO3/OH 1.24 V
无论酸、碱介质，O3(g)均具强 氧化性，尤其是在酸介质中。
2 Ag 2 O3 Ag2O2 2 O2
O3 XeO3 2 H 2O H4 XeO6 O2
以及有机 物的混入能促进分解。
3. H2O2 的氧化还原性
EAθ /V
O2
0.682V n 1
1.77V H2O2 n 1
H 2O
1.229V n=2
● 用作氧化剂(酸性介质中突出)——无污染的氧化剂
H2O2 H2SO3 H2SO4 H2O
H 2O2 PbS PbSO 4 H 2O H 2O2 2Fe 2 2H 2Fe 3 2H2O 3H2O2 2NaCrO2 2 NaOH
HO
2
H
K
a1
2.2 1012 ,
K
a2
1 1025
其酸性比HCN更弱，不能使蓝色石蕊试液变红。 但可与碱反应
H2O2 Ba(OH) 2 BaO 2 2 H2O
2. H2O2 的不稳定性
2H 2O 2
2H 2O O 2 △ rHm -196kJ /mol
△G/F-Z图: 酸、碱性介质中，
应用：一般低浓度（如3%）的过氧化氢， 主要用于杀菌及外用的医疗用途，例如 作为伤口消毒。 至于较高浓度者（大于10%），则用于 纺织品、皮革、纸张、木材制造工业， 作为漂白及去味剂。
基本上，任何的食品加工都禁用双氧水。
§13－4 硫及其化合物
一、 单质硫 ( Sulfur )
1. 硫弹的晶性单斜同状硫素斜方硫异硫斜形方硫体 单斜硫
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京 南 在食品工业中，它主要用于软包装纸的消毒、罐头 2014/7/30 厂的消毒、奶和奶制品杀菌、面包发酵、食品纤维的脱
色，饮用水处理等。
p 过氧化钠、过氧化镁、过氧化钙
件
课
理 1. 过氧化镁，室温下为白色至灰白色粉末。无水 MgO2 只
原 能在液氨溶液中获得，而在水中的反应将导致生成各种 化学 水合物。商品过氧化镁通常是 MgO2 和 Mg(OH)2 的混合
种商品。
学
大
京
南
2014天/7然/3硫0矿床
火山爆发
课件 化学原理 京大学 2014/7/30 南
宇宙中的硫
木卫一
课件 化学原理
京大学 2014/7/30 南
件 硫在自然界重要的化合态有 FeS2 (黄铁矿)、有色金属硫 课 化矿、CaSO4·2H2O (石膏) 和 Na2SO4·10 H2O (芒硝) 等；生 原理 产途径有两条：
化 ü 1950 年代以前采用电解—水解法制备（电解 NH4HSO4）
2HSO4− → S2O82− + 2H+ + 2e− (阳极)
大学 S2O82− + 2H+ + 2e− + 2H2O → 2HSO4− + H2 + H2O2 (阴极)
京 ü 1953年，杜邦公司采用蒽醌法制备，以烷基蒽醌为媒介物，循 南 环氧化还原制得；现在世界各国基本上都是用这0氮—氧膜分离器示意图
件 p 单质形态的硫出现在石盐、石膏等沉积矿床和火山形成 理课 的沉积中。
原 硫的世界年产量 (约6×107t ) 的 85～90 % 用于制
学 H2SO4，其他用途包括制造 SO2，SO3，CS2，P4S10，橡
化 胶硫化剂、硫染料以及含硫混凝土、枪药、爆竹等多
ü 用作氧化剂
件
课
理 H2O2 + 2 I− + 2 H3O+ → I2 + 4 H2O 原 (用于 H2O2 的检出和测定)
化学 H2O2 + 2 Fe2+ + 2 H3O+ → 2 Fe3+ + 4 H2O
3 H2O2 + 2 NaCrO2 + 2 NaOH → 2 Na2CrO4 + 4 H2O
京 u 反应过程中生成的 Fe2+ 离子是个还原剂，又可将 H2O2 还原 南 成 H2O： 30 2 Fe2+ + H2O2 + 2 H3O+ → 2 Fe3+ + 4 H2O
/ u 因此，这些金属离子在催化过程中穿梭于自身的两种氧化 2014/7 态之间，从而起到催化作用；杂质有机物的作用类似。
sometimes mistaken for gold, giving rise to its common name “fool’s gold.”
Real gold, however, is much denser than FeS2, and gold is soft and malleable rather than hard and brittle.
南 4. 了解第 1 个稀有气体化合物的诞生及其对 2014/7/30 化学发展的贡献。
件 课 1 第16至第18族元素概述 理 Instruction to groups 16, 17 and 18 elements 学原 2 工业资源、单质的制备和用途 化 Industrial recourses,preparation and
大学 H2O2 + PbS(黑) → PbSO4 (白) + H2O
ü 用作还原剂
京 南
2014/7/30 5 H2O2 + 2 MnO4− + 6 H3O+ → 2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O
3.
不稳定性（由于分子中的特殊过氧键引件起） 课
分解与外界条件有密切关系：
原理
ü 温度：
化学
硫的同素异形体
p 单质硫的结构 S: sp3 杂化形成环状 S8 分子
课件 化学原理
京大学 2014/7/30 南
3. 过氧化氢、其他无机过氧化物和臭氧件
p 过氧化氢 (Hydrogen peroxide)
课 理
H2O2 → HO2– + H+
学原 K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10−25
南 ReF7；FeO4、MnO4− 2014/7/30 3. 氟化学的研究导致稀有气体化合物的发现
2. 工业资源、单质的制备和用途
件
理课 p 氧： 氧的工业用途主要是炼钢，生产 1t 钢约需消耗 1t
原 氧；氧的工业制法仍是空气深冷精馏和可望成为工业
化学 生产的膜分离技术，它们总是同时得到 O2 和 N2
化学 理不当易爆炸。极难溶于水，微溶于石油醚，易溶于有
机溶剂。
学
大
京
南
2014/7/30
p 过氧丙酮（Acetone peroxide）
件
课
理
学原 1. 又称“熵炸药”，由丙酮、过氧化氢在
催化剂下低温合成；
化
学 2. 略带酸味的白色晶体，不溶于水，分子
为环形结构。
京大
南
2014/7/30
p 过三氧化氢（Trioxidane）
物；
学
大 2. MgO2 晶体具有黄铁矿结构，这与同族过氧化物 CaO2， 南京 SrO2，BaO2 类似 CaC2 的结构不同。
2014/7/30
p 过硼酸钠 （Sodium perborate）
件
课
1. 无味的白色固体，可溶于水；
理
原 2. 有三种水合物，其中一水和三水合过硼酸钠在工业上较 化学 重要；
件 课 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同 原理 浓度的过氧化氢具有不同的用途：一般药用双氧水的浓 学 度为 3%，美容用品中双氧水的浓度为 6%，试剂级双氧 化 水的浓度为30%，食用级双氧水的浓度为 35%，浓度在 学 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90% 以 大 上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。
学 3. 是高效氧系漂白剂，也有杀菌、织物保色等功能，广泛 大 应用于漂白粉、洗衣粉、洗涤剂等日用材料中。 京 南 2014/7/30
p 过碳酸钠（Sodium percarbonate）
件
课
理 1. 化学式：2Na2CO3·3H2O2，又称过氧碳酸钠，俗称固体
原 双氧水，呈白色颗粒状粉末，其水溶液呈碱性，可以分 化学 解为碳酸钠和过氧化氢。
1. 第 16 至第 18 族元素概述
件
课
理 元素 I1/kJ·mol-1 χ* 共价半径/pm 离子半径/pm 部分氧化态
O
1320
3.44
73
S
1005
2.44
102
Se
947
2.55
117
Te
875
2.10
135
124
-2，-1，0，+1，+2
原 170
-2，0，+4，+6 -2，0，+4，+6
大学 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ∆rHmƟ = −98.2 kJ·mol−1 京 ü 光照：波长为 320~380 nm 的光可促使分解；
南 ü 介质2：0在14碱/7性/介30质中的分解速率远比在酸性介质中快。
件 ü 杂质：重金属离子 Fe2+、Cu2+ 等以及有机物的混入； 课
2014/7/30
件 p 过一硫酸氢钾（Potassium peroxymonosulfate）
课
理
原 1. 过一硫酸氢根离子与硫酸氢根离子的半反应的标准电极
电势值为 1.44 V：
化学
学 大 HSO5− + 2 H+ + 2 e− → HSO4− + H2O
京 南 2014/7/30
p 过二硫酸（Peroxydisulfuric acid）
件
课
理
原 1. 或称为“过氧二硫酸”、“过硫酸”或“马歇尔酸”；
化学 2. 因为该分子中还具有类似过氧根的结构，所以其表现出
学 比硫酸根更高的氧化态；
大 3. 过二硫酸常态下为固体，加热熔化时易分解。
京
南
2014/7/30
p 过氧苯甲酸（Peroxybenzoic acid）
件
课
理
原 1. 片状有辛辣气味的晶体，易升华，易随水蒸气蒸发，处
30 HO 2014/7/ OH
R
+O2
+H2（钯催化剂）
O R H2O2
O
2. 氧化还原性
件 课 理 原 学 化 1.229
n 学= 2
大 氧化剂 京 F2 南 · OH 0 O3 /3 H2O2 /7 KMnO4 14ClO2
20Cl2
电极电势
3.0 2.8 2.1 1.8 1.7 1.5 1.4
H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 + 2 H2O
化
京大学 2014/7/30 南
1. 生产和应用
件
课 世界年产量估计超过 1×106 t（以纯 H2O2 计），纯过氧化氢为淡蓝 理 色接近无色的粘稠液体，通常以质量分数为 0.35，0.50 和 0.70 的水溶 学原 液作为商品投入市场。
学 184
-2，0，+4，+6
化207
-2，0，+2，+4，+6
Po
色，饮用水处理等。
p 过氧化钠、过氧化镁、过氧化钙
件
课
理 1. 过氧化镁，室温下为白色至灰白色粉末。无水 MgO2 只
原 能在液氨溶液中获得，而在水中的反应将导致生成各种 化学 水合物。商品过氧化镁通常是 MgO2 和 Mg(OH)2 的混合
种商品。
学
大
京
南
2014天/7然/3硫0矿床
火山爆发
课件 化学原理 京大学 2014/7/30 南
宇宙中的硫
木卫一
课件 化学原理
京大学 2014/7/30 南
件 硫在自然界重要的化合态有 FeS2 (黄铁矿)、有色金属硫 课 化矿、CaSO4·2H2O (石膏) 和 Na2SO4·10 H2O (芒硝) 等；生 原理 产途径有两条：
化 ü 1950 年代以前采用电解—水解法制备（电解 NH4HSO4）
2HSO4− → S2O82− + 2H+ + 2e− (阳极)
大学 S2O82− + 2H+ + 2e− + 2H2O → 2HSO4− + H2 + H2O2 (阴极)
京 ü 1953年，杜邦公司采用蒽醌法制备，以烷基蒽醌为媒介物，循 南 环氧化还原制得；现在世界各国基本上都是用这0氮—氧膜分离器示意图
件 p 单质形态的硫出现在石盐、石膏等沉积矿床和火山形成 理课 的沉积中。
原 硫的世界年产量 (约6×107t ) 的 85～90 % 用于制
学 H2SO4，其他用途包括制造 SO2，SO3，CS2，P4S10，橡
化 胶硫化剂、硫染料以及含硫混凝土、枪药、爆竹等多
ü 用作氧化剂
件
课
理 H2O2 + 2 I− + 2 H3O+ → I2 + 4 H2O 原 (用于 H2O2 的检出和测定)
化学 H2O2 + 2 Fe2+ + 2 H3O+ → 2 Fe3+ + 4 H2O
3 H2O2 + 2 NaCrO2 + 2 NaOH → 2 Na2CrO4 + 4 H2O
京 u 反应过程中生成的 Fe2+ 离子是个还原剂，又可将 H2O2 还原 南 成 H2O： 30 2 Fe2+ + H2O2 + 2 H3O+ → 2 Fe3+ + 4 H2O
/ u 因此，这些金属离子在催化过程中穿梭于自身的两种氧化 2014/7 态之间，从而起到催化作用；杂质有机物的作用类似。
sometimes mistaken for gold, giving rise to its common name “fool’s gold.”
Real gold, however, is much denser than FeS2, and gold is soft and malleable rather than hard and brittle.
南 4. 了解第 1 个稀有气体化合物的诞生及其对 2014/7/30 化学发展的贡献。
件 课 1 第16至第18族元素概述 理 Instruction to groups 16, 17 and 18 elements 学原 2 工业资源、单质的制备和用途 化 Industrial recourses,preparation and
大学 H2O2 + PbS(黑) → PbSO4 (白) + H2O
ü 用作还原剂
京 南
2014/7/30 5 H2O2 + 2 MnO4− + 6 H3O+ → 2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O
3.
不稳定性（由于分子中的特殊过氧键引件起） 课
分解与外界条件有密切关系：
原理
ü 温度：
化学
硫的同素异形体
p 单质硫的结构 S: sp3 杂化形成环状 S8 分子
课件 化学原理
京大学 2014/7/30 南
3. 过氧化氢、其他无机过氧化物和臭氧件
p 过氧化氢 (Hydrogen peroxide)
课 理
H2O2 → HO2– + H+
学原 K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10−25
南 ReF7；FeO4、MnO4− 2014/7/30 3. 氟化学的研究导致稀有气体化合物的发现
2. 工业资源、单质的制备和用途
件
理课 p 氧： 氧的工业用途主要是炼钢，生产 1t 钢约需消耗 1t
原 氧；氧的工业制法仍是空气深冷精馏和可望成为工业
化学 生产的膜分离技术，它们总是同时得到 O2 和 N2
化学 理不当易爆炸。极难溶于水，微溶于石油醚，易溶于有
机溶剂。
学
大
京
南
2014/7/30
p 过氧丙酮（Acetone peroxide）
件
课
理
学原 1. 又称“熵炸药”，由丙酮、过氧化氢在
催化剂下低温合成；
化
学 2. 略带酸味的白色晶体，不溶于水，分子
为环形结构。
京大
南
2014/7/30
p 过三氧化氢（Trioxidane）
物；
学
大 2. MgO2 晶体具有黄铁矿结构，这与同族过氧化物 CaO2， 南京 SrO2，BaO2 类似 CaC2 的结构不同。
2014/7/30
p 过硼酸钠 （Sodium perborate）
件
课
1. 无味的白色固体，可溶于水；
理
原 2. 有三种水合物，其中一水和三水合过硼酸钠在工业上较 化学 重要；
件 课 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同 原理 浓度的过氧化氢具有不同的用途：一般药用双氧水的浓 学 度为 3%，美容用品中双氧水的浓度为 6%，试剂级双氧 化 水的浓度为30%，食用级双氧水的浓度为 35%，浓度在 学 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90% 以 大 上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。
学 3. 是高效氧系漂白剂，也有杀菌、织物保色等功能，广泛 大 应用于漂白粉、洗衣粉、洗涤剂等日用材料中。 京 南 2014/7/30
p 过碳酸钠（Sodium percarbonate）
件
课
理 1. 化学式：2Na2CO3·3H2O2，又称过氧碳酸钠，俗称固体
原 双氧水，呈白色颗粒状粉末，其水溶液呈碱性，可以分 化学 解为碳酸钠和过氧化氢。
1. 第 16 至第 18 族元素概述
件
课
理 元素 I1/kJ·mol-1 χ* 共价半径/pm 离子半径/pm 部分氧化态
O
1320
3.44
73
S
1005
2.44
102
Se
947
2.55
117
Te
875
2.10
135
124
-2，-1，0，+1，+2
原 170
-2，0，+4，+6 -2，0，+4，+6
大学 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ∆rHmƟ = −98.2 kJ·mol−1 京 ü 光照：波长为 320~380 nm 的光可促使分解；
南 ü 介质2：0在14碱/7性/介30质中的分解速率远比在酸性介质中快。
件 ü 杂质：重金属离子 Fe2+、Cu2+ 等以及有机物的混入； 课
2014/7/30
件 p 过一硫酸氢钾（Potassium peroxymonosulfate）
课
理
原 1. 过一硫酸氢根离子与硫酸氢根离子的半反应的标准电极
电势值为 1.44 V：
化学
学 大 HSO5− + 2 H+ + 2 e− → HSO4− + H2O
京 南 2014/7/30
p 过二硫酸（Peroxydisulfuric acid）
件
课
理
原 1. 或称为“过氧二硫酸”、“过硫酸”或“马歇尔酸”；
化学 2. 因为该分子中还具有类似过氧根的结构，所以其表现出
学 比硫酸根更高的氧化态；
大 3. 过二硫酸常态下为固体，加热熔化时易分解。
京
南
2014/7/30
p 过氧苯甲酸（Peroxybenzoic acid）
件
课
理
原 1. 片状有辛辣气味的晶体，易升华，易随水蒸气蒸发，处
30 HO 2014/7/ OH
R
+O2
+H2（钯催化剂）
O R H2O2
O
2. 氧化还原性
件 课 理 原 学 化 1.229
n 学= 2
大 氧化剂 京 F2 南 · OH 0 O3 /3 H2O2 /7 KMnO4 14ClO2
20Cl2
电极电势
3.0 2.8 2.1 1.8 1.7 1.5 1.4
H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 + 2 H2O
化
京大学 2014/7/30 南
1. 生产和应用
件
课 世界年产量估计超过 1×106 t（以纯 H2O2 计），纯过氧化氢为淡蓝 理 色接近无色的粘稠液体，通常以质量分数为 0.35，0.50 和 0.70 的水溶 学原 液作为商品投入市场。
学 184
-2，0，+4，+6
化207
-2，0，+2，+4，+6
Po