第13章-5氧硫硒碲-氧

一、单质氧
O2
紫外线
臭氧
浅蓝色气体，有鱼腥臭味， 超量有害，稀少状态不仅不 臭，闻起来还清新爽快；
2O
O + O2 → O3 O3
紫外线
O2 + O
高空约25Km 处有一层由太阳强辐射造成的臭氧层，它的 形成阻止了有害于生命的强辐射照射到地球表面上来，从 而保护了地球上的生命体。 还原性的气体SO2、H2S、CO、CFCl3等对大气的污染会 破坏臭氧层，出现臭氧空洞!
②2-乙基蒽醇被O2氧化生成原来的2-乙基蒽醌和H2O2 ；
③2-乙基蒽醌可循环使用；
4. 过氧化氢的鉴定方法
①在酸性溶液中，H2O2能与重铬酸盐生成过氧基配位化合 物CrO(O2)2，或称过氧化铬CrO5，其中铬的氧化数是+6；
4H2O2 + Cr2O72- +2H+ →2CrO(O2)2 + 5H2O
H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O
H2O2 + Mn(OH)2→MnO2 + 2H2O
3H2O2+2NaCrO2+2NaOH→ 2Na2CrO4 + 4H2O
2. 过氧化氢的性质与用途
（3）还原性
O2+ 2H+ + 2e― → H2O2
E Ө =0.695 V
― ― O2 + H2O + 2e → HO2 + OH- E Ө =-0.076 V
性鉴定、定量测定过氧化物的反应；
H2O2 + 2I- + 2H+ →I2 + 2H2O
◇油画翻新；(油画染料含铅，与空气中H2S生成黑色PbS)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O
2. 过氧化氢的性质与用途
（2）氧化性 ◇漂白毛丝织物、消毒杀菌、火箭燃料的氧化剂等；
H2O2 + H2SO3 → H2SO4 + H2O
2. 过氧化氢的性质与用途
纯H2O2是淡蓝色粘稠液体，它的极性＞H2O，H2O2 分子间有较强的氢键，缔合程度＞H2O，沸点也＞ H2O，熔点与水接近，密度随温度变化正常，与水 可以任意比例互溶，3%的水溶液在医药上称为双 氧水，有消毒杀菌的作用。
H2O2的弱酸性、氧化性和不稳定性是其 特征的化学性质：
Ө EB /V
O2 0.695 H2O2 1.77 H2O
O2 -0.076 HO2 0. 78 OH-
低温和高纯度时H2O2比较稳定，若受热到153℃ 以上时便会猛烈歧化分解：
2H2O2 → 2H2O + O2
ΔH

= 196 kJ· -1 mol
2. 过氧化氢的性质与用途
（4）不稳定性
加速H2O2分解速度的因素：
.....
.....
...
臭氧分子的Π34分子轨道示意图
Φ3反键分子轨道 Φ2非键分子轨道 Φ1成键分子轨道 ψO氧原子轨道 EO轨道能量
O3分子键能＜O2，不稳定，常 温下分解，比O2活泼； 由于分子轨道中没有单电子， 故是反磁性的；
O3
一、单质氧
臭氧
O3是极性分子，色散力大于O2 ，因此O3沸点＞O2， 在水中的溶解度＞O2，比O2易液化； O3特征化学性质：不稳定性和强氧化性 (比氧强) O3+ 2H+ + 2e―→ O2 + H2O EӨ =2.07 V O3+ 2H2O +2e―→ O2+2OH- EӨ =1.24 V ◆ 2O3 → 3O2 ΔHӨ =-285.4 kJ· -1 mol ◆ 2O3 + I- +H2O →I2 + O2 + 2OH- 鉴定和测定O3 ◆ 3O3+
锡酸钠Na2SnO3、8-羟基喹啉、
焦磷酸钠Na4P2O7等来抑制
N OH
杂质的催化分解作用。
3. 过氧化氢的制备方法
实验室方法
（1）稀硫酸与过氧化物反应 Na2O2+H2SO4+10H2O → Na2SO4· 2O +H2O2 10H BaO2 + H2SO4 → BaSO4↓+ H2O2 （2）通CO2气体于BaO2溶液中： BaO2 + CO2 + H2O → BaCO3↓ + H2O2
第13章-5 氧、硫、硒和碲
教学要求：
1. 熟悉氧和硫单质同素异形体的结构和性质；
2. 掌握金属硫化物溶解性的一般规律，多硫化物的 结构和氧化性质； 3. 掌握过氧化氢、硫化氢和过硫化氢的结构和氧化 还原性质；
4. 熟悉SO2、SO32-、SO3、SO42- 的结构和性质；
5. 掌握若干重要的硫的其他含氧酸及其盐的性质；
共价化合物如H2O2、K2S2O8等；
2
.. :O ..
..
O: ..
2. 氧分子的成键特征
（3）氧分子失去1个电子 形成二氧基阳离子O2+，氧的氧化数为+ 1 ，如 2 O2+[AsF5]- ，O2+[PtF6]- 为二氧基阳离子的盐； 2O2 +F2+ 2AsF5→ 2O2+[AsF6]O2 + Pt + 3F2→ O2+[PtF6]深红色
sp2
1
1
2
平面 三角形
： ：
H2CO
..
sp 1 2 1 直线形 :C .
O: .
配位键
:C
O:
O上这1对电子是在没参加杂化的 p 轨道上，所以是 配位键。
1. 氧原子的成键特征
（3）配位键
①氧原子价电子重排，提供1个空的2p轨道，接 受外来配位电子对而成键，如在有机胺的氧化物 R3N→O中（或在含有d-p 配键的化合物中）；
(1) 在碱性介质中的分解速度比在酸性介质中快； (2) 杂质存在，如重金属离子Fe3+、Cr3+、Mn2+ 等都能大大加速H2O2的分解； (3) 紫外光也能促进H2O2的分解；
2. 过氧化氢的性质与用途
（4）不稳定性
阻止H2O2分解的措施：
(1) 棕色瓶内保存，放置在阴凉处； (2) 加入稳定剂防止水解；如微量的：
一、单质氧
臭氧
克鲁岑(德国)
莫利纳(美国)
罗兰(美国)
20世纪70年代，荷兰克鲁岑(Paul J. Crutzen)﹑美国
莫利纳(Mario J.Molina)和罗兰(F.Sherwood Rowland)阐述 了人造化学物质对臭氧层产生影响的化学机理，证明了人
造化学物质对臭氧层构成破坏作用，因此获得了1995年诺
（1）离子键
（2）共价键
（3）配位键
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1. 氧原子的成键特征
1. 氧原子的成键特征
（2）共价键
杂化态 键 配位键 孤电子对 分子构型 举例
sp3
2
0
2
V形
H2O，OF2，Cl2O
sp3
2
1
O
1
三角锥
..
配位键 H3 O+
1. 氧原子的成键特征
（2）共价键
杂化态 键 π键 孤电子对 分子构型 举例
②CrO(O2)2在乙醚中较稳定，在乙醚层中形成蓝色化合物： [CrO(O2)2(C2H5)2O]，可证明H2O2或铬(Ⅵ)的存在；
CrO(O2)2 + (C2H5)2O→[CrO(O2)2(C2H5)2O]
-2
O
-1 O
O -1 Cr O -1
-1 O
[CrO(O2)2(C2H5)2O]
CrO(O2)2
第13章-5 氧、硫、硒和碲
教学内容：
一、单质氧 二、氧的成键特征
三、过氧化氢
四、单质硫 五、硫的成键特征 六、硫化氢、硫化物和多硫化物 七、硫的含氧酸及其盐
八、硒和碲
第13章-5 氧、硫、硒和碲
氧硫硒碲
ns2np4，有2个成单价电子， 可形成2个单键或复键，单 质结构的复杂性自上而下增 强；氧双原子分子；硫和硒 8原子环；碲为螺旋状无限 长链，组成固态金属碲。
（1）H2O2是一种比水稍强的二元弱酸
H2O2 + Ba(OH)2 → BaO2 + 2H2O
2. 过氧化氢的性质与用途
（2）氧化性
H2O2+ 2H+ + 2e― → 2H2O
―
EӨ =1.77 V
― HO2 + H2O + 2e → 3OH- EӨ =0.78 V
◇ H2O2能从碘化物溶液中将单质I2 氧化出来，这是定
2s
2p
2s
2p
.. R3N
1. 氧原子的成键特征
（3）配位键
②氧原子同时提供2对孤电子对反馈给原配位原子的 空轨道而形成反馈键，如在PO43- 、ClO4- 、 SO42- 、 Cr2O72-、S2O82-中的反馈键称为d-p 配键；
配键
HO
P
3s 3p
d-p键
3d
HO P ← O → ← OH
O
2s 2p
→
2s 2p O的电子重排
2. 氧分子的成键特征
（1）氧分子结合1个电子
¯ 氧分子结合1个电子形成超氧离子O2，氧
的氧化数为－ 1 ，如KO2。 2
2. 氧分子的成键特征
（2）氧分子结合2个电子 形成过氧离子O22- 或共价的过氧链－O－O－，氧
的氧化数为－1，离子型化合物如Na2O2、BaO2或
③生成的硫酸氢铵可循环使用；