大学无机化学-课件-第16章 氧族元素
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CI2N00286.jpg
唯一极性单质
★ 分子轨道理论
φ3
E0 E3 E2＝E0 E1
反键轨道 非键轨道 成键轨道
φ2 ψ0 ψ0 ψ0 ψ0 φ1
π4 3 键的键级为1。在 O 分子中，氧原子之间的键级
3
4 O3分子的 3 分子轨道示意图
π
为l.5。因其键级和键能都低于 O2 分子因而不够稳定。由
(3) 臭氧与大气污染 臭氧层最重要的意义在于吸收阳光中强烈的紫外线辐
射，保护地球上的生命。
大气中的还原性气体污染物，如 SO2 、 CO 、 H2S 、
NO、 NO2等同大气高层中的 O3发生反应，导致O3浓度的
降低。如： NO2 ＋ O3 NO3 NO ＋ O3 2 O3
— NO3 ＋ O2 — — NO ＋ O2 — — NO2 ＋ O2 — — 3 O2 —
① 仅溶于水，如RuO4和OsO4等； ② 生成可溶性氢氧化物，如 Na2O ， BaO ， B2O2, CO2，P2O5和SO3等；
③ 生成难溶性氢氧化物，如 BeO ， MgO ， Sc2O3 和
Sb2O3等；
④ 难溶于水，如Fe2O3和MnO2等。
(2)
氧化物的酸碱性
① 酸性氧化物：与水作用生成含氧酸或与碱共熔生 成盐，如CO2、SO3、P4O10、SiO2等。 ② 碱性氧化物：与水作用生成可溶性碱，或与酸作 用生成盐，如Li2O、K2O、MgO、SrO、Ag2O、MnO等。
S2－
(7) 氧族元素的氢化物
H2R
化 学 活 性： 稳 定 性： 酸 性： m.p.： b.p.： 最高
H2O
小 大 弱
H2S
H2Se
H2Te
大 小 强
小
大
16－ 2
氧及其化合物
氧有三种同位素：O16、O17和 O18。
16－2－1
1 氧气（O2）
氧的单质
单质氧有两种同素异形体：O2和O3。 O2分子的电子排布式：
1
一般键型 (1) 离子键
氧的成键特征
氧原子以 O2－离子构成离子型氧化物，如碱金属氧化 物和大部分碱土金属的氧化物。
(2) 共价键
氧原子以共价键构成分子型化合物：
① 与氟化合时，氧可呈＋2氧化态，如在OF2中；
② 同电负性值小的元素化合时，氧常呈－2氧化态。
就氧形成的共价键而言，有下列5种情况： ① 不等性 sp3杂化，－O－，如在Cl2O和OF2中； ② 共价双键：O＝，如在H2CO和光气COCl2中； ③ sp3杂化，－O－，如在H3O＋中； ④ sp杂化， :O≡ ，如在CO中； ⑤ 氧原子可以提供一条空 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。
2－
0.57
H2SO3
0.14
H2SO3
S2O62－
S2O32－
0.50
S
S2－
0.45
EB / V
O3 1.24 O2＋OH－ －0.08
O2
－0.56
O2
－
－0.41
HO2
－
－ 0.87
OH－
－0.66
S2O82－
2.00
SO42－
－0.93
SO3
－0.57 2－ S
2O3
2－
－0.41
S
0.87wenku.baidu.com
再如，氟利昂(一类含氟的有机化合物，如CCl2F2、
CCl3F等)破坏O3的反应：
紫外hv
C1 ＋ O3
ClO ＋ O O3 ＋ O
ClO ＋ O2
C1 ＋ O2 2 O2
— — — —
为了保护臭氧层免遭破坏，世界各国于1987年签定了 蒙特利尔条约，即禁止使用氟利昂和其他卤代烃的国际公 约。
16－2－2
，如O3F2。
16－ 2－ 3
1
氧化物
正常氧化物，O : －2；二元氧化物，RxOy。 氧化物的分类、键型和结构 按组成: 金属氧化物和非金属氧化物； 按键型: 离子型氧化物和共价型氧化物。
按晶型分：
离子晶体：如 BeO 熔点2 578 C
MgO 熔点2 806 C (高)
RuO4 熔点25.4 C(低) 分子晶体： SO2、CO ，C12O7(熔点－911.5 C，低) 原子晶体： SiO2 (熔点l 713 C，高)
2－乙基蒽醌，钯
H2O2
典型“零排放”的“绿色化学工艺”。
(2) 过氧化氢的性质
淡蓝色的粘稠液体 极性溶剂 缔合作用
沸点(423 K)远比水高
与H2O以任何比例互溶。
H2O2的化学性质是结构中－OH和O－O的体现
③ 两性氧化物：与酸或碱反应生成相应的盐和水， 如BeO、Al2O3、SnO2、Cr2O3、ZnO等。 Al2O3 ＋ 6 H＋ — 2 Al3＋ ＋ 3 H2O
Al2O3 ＋ 2 OH－ — 2 AlO2－ ＋ H2O
④ 中性氧化物：既不与酸也不与碱反应，如 CO 、 N2O和NO。
16－2－4
典型非金属 单质或矿物
－2, ±2,4,6 (－1) 氧族元素表现出非金属元素特征，其非金属活泼性
弱于卤素。
(6) 氧族元素的电势图
EA / V
O3 2.07 O2 ＋ H2O
1.23
O2 0.68 H2O2 1.78 H2O
S2O8
2－
2.01
SO4
0.51
2－
0.22
S2O6
0.17 0.08
称为是缔合。 x H2O
缔合 离解
(H2O)x
△H＜ 0
3
过氧化氢(H2O2)
CI2D00190.jpg
(1) H2O2的制备：
实验室:
— Na2SO4· Na2O2 ＋ H2SO4 ＋10 H2O — 10H2O ＋ H2O2
工业上：
① 异丙醇的氧化法(在90～140 ℃, 1.5～2.0 MPa)：
2 NaNO3
2 KClO3
MnO2 473 K
2 NaNO2 ＋ O2
2 KCl ＋ 3 O2
主要是通过物理法液化空气，然后分馏制氧(纯度
高达99.5 ％的液态氧)。
★ 氧的化学性质
在常温下，氧的化学性质不活泼，仅能使一些还原性
强的物质如NO、SnCl2、KI、H2SO3等氧化。
在高温下，除卤素、少数贵金属如 Au 、 Pt 等以及稀
配键成键的： S O 记作 S O
CI2D00196.jpg
3
以氧分子为基础的化学键 (1) 形成O2－ 超氧离子，如KO2等；
(2) 形成O22－ 过氧离子或共价的过氧链－O－O－，如
Na2O2，BaO2等，H2O2、H2S2O3、K2S2O8等； (3) 二氧基阳离子O2＋ 的化合物，如O2＋[PtF6]－等。 (4) 氧分子作为配体形成金属离
O3 ＋ XeO3 ＋ 2 H2O ＝ H4XeO6 ＋ O2
臭氧还能迅速且定量地将 I－离子氧化成 I2，此反应 被用来鉴定 O3和测定 O3的含量：
— I2 ＋ O2 ＋2 OH－ O3 ＋ 2 I－ ＋ H2O —
臭氧还能将CN－ 氧化成CO2 和 N2，因此常被用来治 理电镀工业中的含氰废水。
化剂。
EAθ＝2.076 V EAθ＝1.23 V EBθ＝1.24 V
EBθ＝0.401 V
无论在酸性或碱性溶液中，臭氧都是比氧强得多的氧
臭氧能氧化一些只具弱还原性的单质或化合物，并且 有时可把某些元素氧化到高价状态。如
2 Ag ＋ 2 O3 ＝ Ag2O2 ＋ 2 O2
PbS ＋ 4 O3 ＝ PbSO4 ＋ 4 O2
这种方法不像前3种方法具有普遍性。
3
氧化物的性质 离子晶体和原子晶体氧化物，其熔点一般都较高，如
BeO 2 578 ℃ ，MgO 2 806 ℃，SiO2 l 713 ℃ 。 多数分子晶体和少数离子型氧化物的熔点是比较低的 。如C12O7 －911.5 ℃ ，RuO4 25.4 ℃。
(1)
氧化物与水的作用
1
水分子
水
氢的同位素：1H或H和2H或D，3H或T，
氧的同位素：16O，17O和18O。自然水中存在9种不同 的水： H216O HD16O D216O H217O HD17O D217O H218O HD18O D218O
2
水分子的缔合现象
水分子之间通过氢键结合成(H2O)2、(H2O)3等，这被
(1) 臭氧的产生 太阳的紫外线辐射导致O2生成O3 O2
紫外hv
2O
— O3 O ＋ O2 —
O3吸收波长稍长的紫外线，又能重新分解，从而完 成O3的循环。 O3 少量臭氧。
紫外hv
O2 ＋ O
雷雨的时候，空气中的氧受电火花的作用也会产生
(2) 臭氧的分子结构
★ 价键理论
结构： 中心O： sp2杂化 边O： sp2杂化 键角：117o μ＝1.8×10－3 C•m
2
氧化物的制备 (1) 单质和O2直接化合 4 P ＋ 3 O2 (不足) — — P4O6
4 P ＋ 5 O2 (充足) — — P4O10
(2) 金属氢氧化物或含氧酸盐(如碳酸盐、草酸盐、硝酸
盐和硫酸盐等)的热分解，
— CuO ＋ H2O Cu(OH)2 —
CaCO3 — — CaO ＋ CO2↑ 2 Pb(NO3)2 — — 2 PbO ＋ 4 NO2↑＋ O2↑
(3) 高价氧化物的加热分解或被氢气还原，例如
563－593 K 663－693 K 803－823 K
PbO2
PbO3
PbO4
PbO
1 973 K 973 K V2O5 ────V2O3 ────VO H2 H2
(4) 某些单质如Sn、Ce等被硝酸氧化，例如
— 3 SnO2 十 4 NO↑十 2 H2O 3 Sn ＋4 HNO3 —
于分子轨道中没有单电子，所以O3分子是逆磁性的。
(3) 臭氧的性质 ① 不稳定性 臭氧在常温下就可分解: 2 O3 ＝ 3 O2 △rHmθ＝－ 285.4 kJ· mol－1 若无催化剂或紫外线照射时，它分解得很慢。
② 臭氧的强氧化性 臭氧有很强的氧化性，其相关的电极电势如下：
— O2 ＋ H2O O3 ＋ 2 H＋ ＋ 2 e － — — 2 H2O O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e － — — O2 ＋ 2 OH － O3 ＋ H2O ＋ 2 e － — — 4 OH － O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e － —
2 含氧酸或含氧酸根中的p－d π配键
H2SO4、H2Cr2O7、H3PO4、H2S2O8、HClO4等含氧
酸或含氧酸根的中心原子R与配位O原子之间除了形成σ配
键外，还有可能形成p－d π配键—— 氧原子给出其 p 孤对电子、中心原子给 出空 d轨道成键。 例如，在H2SO4中，其S原子与其非
羟基 O 原子之间就是以σ配键和p－d π
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1
氧分子具有顺磁性。
CI2N00129.jpg
(1) 氧气的制备
实验室制备：
△
金属氧化物
过氧化物
2 HgO
2 Hg ＋ O2
△ △
2 BaO2
2 BaO ＋ O2
NaNO3
KClO3 工业制备：
的氧化性，其的标准电极电势如下：
O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ — — 2 H2O EAθ＝1.229 V
— 4 OH－ EBθ＝0.401 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e－ —
由标准电极电势可见，氧在酸性溶液中的氧化性比在
碱性溶液中的氧化性强得多。
2 O3 (臭氧)
氧气的同素异形体，因有一种特殊的腥臭味而得名。
第 16 章
氧族元素
氧族元素
16－1 氧及其化合物 16－2 硫及其化合物 16－3 硒、碲及其化合物
16－1
氧族元素概述
O S Se ns2np4 准金属 共生于重金 属硫化物中 放射性金属 Te Po
(1) 氧族元素： (2) 价电子层结构: (3) 单质性质: (4) 存在: (5) 氧化态：
— CH3COCH3 ＋ H2O2 CH3CH(OH)CH3 ＋ O2 —
② 电化学氧化法：电解－水解法。
2 HSO4－
电解
H2 (阴极) ＋ S2O82 – (阳极)
H2SO4
(NH4)2S2O8 ＋ 2 H2O
2 NH4HSO4 ＋ H2O2
③ 蒽醌法
1953年美国杜邦公司，蒽醌法
H2 ＋ O2
有气体外，氧几乎能与所有的元素直接化合生成相应的氧
化物。氧还可氧化一些具有还原性的化合物，如 H2S 、 CH4、CO、NH3等能在氧中燃烧。
2 Mg ＋ O2 — — 2 MgO
— 2 SO2 ＋ 2 H2O 2 H2S ＋ 3O2 — — 2 N2 ＋ 6 H2O 4 NH3 ＋ 3 O2 —
在溶液中，氧在酸性溶液或碱性溶液中都显示出一定
子配位。例如，血液中的血红素
是由中心离子 Fe2＋同卟啉衍生物
形成的配位化合物(简写成
HmFe)，见右图。
HmFe ＋ O2
HmFe←O2
CI2D00129.jpg
4
以臭氧分子为结构基础的成键情况
由O3－ 离子构成的离子型臭氧化物, 如KO3和NH4O3;
由共价的臭氧链－O－O－O－构成共价型臭氧化物
唯一极性单质
★ 分子轨道理论
φ3
E0 E3 E2＝E0 E1
反键轨道 非键轨道 成键轨道
φ2 ψ0 ψ0 ψ0 ψ0 φ1
π4 3 键的键级为1。在 O 分子中，氧原子之间的键级
3
4 O3分子的 3 分子轨道示意图
π
为l.5。因其键级和键能都低于 O2 分子因而不够稳定。由
(3) 臭氧与大气污染 臭氧层最重要的意义在于吸收阳光中强烈的紫外线辐
射，保护地球上的生命。
大气中的还原性气体污染物，如 SO2 、 CO 、 H2S 、
NO、 NO2等同大气高层中的 O3发生反应，导致O3浓度的
降低。如： NO2 ＋ O3 NO3 NO ＋ O3 2 O3
— NO3 ＋ O2 — — NO ＋ O2 — — NO2 ＋ O2 — — 3 O2 —
① 仅溶于水，如RuO4和OsO4等； ② 生成可溶性氢氧化物，如 Na2O ， BaO ， B2O2, CO2，P2O5和SO3等；
③ 生成难溶性氢氧化物，如 BeO ， MgO ， Sc2O3 和
Sb2O3等；
④ 难溶于水，如Fe2O3和MnO2等。
(2)
氧化物的酸碱性
① 酸性氧化物：与水作用生成含氧酸或与碱共熔生 成盐，如CO2、SO3、P4O10、SiO2等。 ② 碱性氧化物：与水作用生成可溶性碱，或与酸作 用生成盐，如Li2O、K2O、MgO、SrO、Ag2O、MnO等。
S2－
(7) 氧族元素的氢化物
H2R
化 学 活 性： 稳 定 性： 酸 性： m.p.： b.p.： 最高
H2O
小 大 弱
H2S
H2Se
H2Te
大 小 强
小
大
16－ 2
氧及其化合物
氧有三种同位素：O16、O17和 O18。
16－2－1
1 氧气（O2）
氧的单质
单质氧有两种同素异形体：O2和O3。 O2分子的电子排布式：
1
一般键型 (1) 离子键
氧的成键特征
氧原子以 O2－离子构成离子型氧化物，如碱金属氧化 物和大部分碱土金属的氧化物。
(2) 共价键
氧原子以共价键构成分子型化合物：
① 与氟化合时，氧可呈＋2氧化态，如在OF2中；
② 同电负性值小的元素化合时，氧常呈－2氧化态。
就氧形成的共价键而言，有下列5种情况： ① 不等性 sp3杂化，－O－，如在Cl2O和OF2中； ② 共价双键：O＝，如在H2CO和光气COCl2中； ③ sp3杂化，－O－，如在H3O＋中； ④ sp杂化， :O≡ ，如在CO中； ⑤ 氧原子可以提供一条空 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。
2－
0.57
H2SO3
0.14
H2SO3
S2O62－
S2O32－
0.50
S
S2－
0.45
EB / V
O3 1.24 O2＋OH－ －0.08
O2
－0.56
O2
－
－0.41
HO2
－
－ 0.87
OH－
－0.66
S2O82－
2.00
SO42－
－0.93
SO3
－0.57 2－ S
2O3
2－
－0.41
S
0.87wenku.baidu.com
再如，氟利昂(一类含氟的有机化合物，如CCl2F2、
CCl3F等)破坏O3的反应：
紫外hv
C1 ＋ O3
ClO ＋ O O3 ＋ O
ClO ＋ O2
C1 ＋ O2 2 O2
— — — —
为了保护臭氧层免遭破坏，世界各国于1987年签定了 蒙特利尔条约，即禁止使用氟利昂和其他卤代烃的国际公 约。
16－2－2
，如O3F2。
16－ 2－ 3
1
氧化物
正常氧化物，O : －2；二元氧化物，RxOy。 氧化物的分类、键型和结构 按组成: 金属氧化物和非金属氧化物； 按键型: 离子型氧化物和共价型氧化物。
按晶型分：
离子晶体：如 BeO 熔点2 578 C
MgO 熔点2 806 C (高)
RuO4 熔点25.4 C(低) 分子晶体： SO2、CO ，C12O7(熔点－911.5 C，低) 原子晶体： SiO2 (熔点l 713 C，高)
2－乙基蒽醌，钯
H2O2
典型“零排放”的“绿色化学工艺”。
(2) 过氧化氢的性质
淡蓝色的粘稠液体 极性溶剂 缔合作用
沸点(423 K)远比水高
与H2O以任何比例互溶。
H2O2的化学性质是结构中－OH和O－O的体现
③ 两性氧化物：与酸或碱反应生成相应的盐和水， 如BeO、Al2O3、SnO2、Cr2O3、ZnO等。 Al2O3 ＋ 6 H＋ — 2 Al3＋ ＋ 3 H2O
Al2O3 ＋ 2 OH－ — 2 AlO2－ ＋ H2O
④ 中性氧化物：既不与酸也不与碱反应，如 CO 、 N2O和NO。
16－2－4
典型非金属 单质或矿物
－2, ±2,4,6 (－1) 氧族元素表现出非金属元素特征，其非金属活泼性
弱于卤素。
(6) 氧族元素的电势图
EA / V
O3 2.07 O2 ＋ H2O
1.23
O2 0.68 H2O2 1.78 H2O
S2O8
2－
2.01
SO4
0.51
2－
0.22
S2O6
0.17 0.08
称为是缔合。 x H2O
缔合 离解
(H2O)x
△H＜ 0
3
过氧化氢(H2O2)
CI2D00190.jpg
(1) H2O2的制备：
实验室:
— Na2SO4· Na2O2 ＋ H2SO4 ＋10 H2O — 10H2O ＋ H2O2
工业上：
① 异丙醇的氧化法(在90～140 ℃, 1.5～2.0 MPa)：
2 NaNO3
2 KClO3
MnO2 473 K
2 NaNO2 ＋ O2
2 KCl ＋ 3 O2
主要是通过物理法液化空气，然后分馏制氧(纯度
高达99.5 ％的液态氧)。
★ 氧的化学性质
在常温下，氧的化学性质不活泼，仅能使一些还原性
强的物质如NO、SnCl2、KI、H2SO3等氧化。
在高温下，除卤素、少数贵金属如 Au 、 Pt 等以及稀
配键成键的： S O 记作 S O
CI2D00196.jpg
3
以氧分子为基础的化学键 (1) 形成O2－ 超氧离子，如KO2等；
(2) 形成O22－ 过氧离子或共价的过氧链－O－O－，如
Na2O2，BaO2等，H2O2、H2S2O3、K2S2O8等； (3) 二氧基阳离子O2＋ 的化合物，如O2＋[PtF6]－等。 (4) 氧分子作为配体形成金属离
O3 ＋ XeO3 ＋ 2 H2O ＝ H4XeO6 ＋ O2
臭氧还能迅速且定量地将 I－离子氧化成 I2，此反应 被用来鉴定 O3和测定 O3的含量：
— I2 ＋ O2 ＋2 OH－ O3 ＋ 2 I－ ＋ H2O —
臭氧还能将CN－ 氧化成CO2 和 N2，因此常被用来治 理电镀工业中的含氰废水。
化剂。
EAθ＝2.076 V EAθ＝1.23 V EBθ＝1.24 V
EBθ＝0.401 V
无论在酸性或碱性溶液中，臭氧都是比氧强得多的氧
臭氧能氧化一些只具弱还原性的单质或化合物，并且 有时可把某些元素氧化到高价状态。如
2 Ag ＋ 2 O3 ＝ Ag2O2 ＋ 2 O2
PbS ＋ 4 O3 ＝ PbSO4 ＋ 4 O2
这种方法不像前3种方法具有普遍性。
3
氧化物的性质 离子晶体和原子晶体氧化物，其熔点一般都较高，如
BeO 2 578 ℃ ，MgO 2 806 ℃，SiO2 l 713 ℃ 。 多数分子晶体和少数离子型氧化物的熔点是比较低的 。如C12O7 －911.5 ℃ ，RuO4 25.4 ℃。
(1)
氧化物与水的作用
1
水分子
水
氢的同位素：1H或H和2H或D，3H或T，
氧的同位素：16O，17O和18O。自然水中存在9种不同 的水： H216O HD16O D216O H217O HD17O D217O H218O HD18O D218O
2
水分子的缔合现象
水分子之间通过氢键结合成(H2O)2、(H2O)3等，这被
(1) 臭氧的产生 太阳的紫外线辐射导致O2生成O3 O2
紫外hv
2O
— O3 O ＋ O2 —
O3吸收波长稍长的紫外线，又能重新分解，从而完 成O3的循环。 O3 少量臭氧。
紫外hv
O2 ＋ O
雷雨的时候，空气中的氧受电火花的作用也会产生
(2) 臭氧的分子结构
★ 价键理论
结构： 中心O： sp2杂化 边O： sp2杂化 键角：117o μ＝1.8×10－3 C•m
2
氧化物的制备 (1) 单质和O2直接化合 4 P ＋ 3 O2 (不足) — — P4O6
4 P ＋ 5 O2 (充足) — — P4O10
(2) 金属氢氧化物或含氧酸盐(如碳酸盐、草酸盐、硝酸
盐和硫酸盐等)的热分解，
— CuO ＋ H2O Cu(OH)2 —
CaCO3 — — CaO ＋ CO2↑ 2 Pb(NO3)2 — — 2 PbO ＋ 4 NO2↑＋ O2↑
(3) 高价氧化物的加热分解或被氢气还原，例如
563－593 K 663－693 K 803－823 K
PbO2
PbO3
PbO4
PbO
1 973 K 973 K V2O5 ────V2O3 ────VO H2 H2
(4) 某些单质如Sn、Ce等被硝酸氧化，例如
— 3 SnO2 十 4 NO↑十 2 H2O 3 Sn ＋4 HNO3 —
于分子轨道中没有单电子，所以O3分子是逆磁性的。
(3) 臭氧的性质 ① 不稳定性 臭氧在常温下就可分解: 2 O3 ＝ 3 O2 △rHmθ＝－ 285.4 kJ· mol－1 若无催化剂或紫外线照射时，它分解得很慢。
② 臭氧的强氧化性 臭氧有很强的氧化性，其相关的电极电势如下：
— O2 ＋ H2O O3 ＋ 2 H＋ ＋ 2 e － — — 2 H2O O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e － — — O2 ＋ 2 OH － O3 ＋ H2O ＋ 2 e － — — 4 OH － O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e － —
2 含氧酸或含氧酸根中的p－d π配键
H2SO4、H2Cr2O7、H3PO4、H2S2O8、HClO4等含氧
酸或含氧酸根的中心原子R与配位O原子之间除了形成σ配
键外，还有可能形成p－d π配键—— 氧原子给出其 p 孤对电子、中心原子给 出空 d轨道成键。 例如，在H2SO4中，其S原子与其非
羟基 O 原子之间就是以σ配键和p－d π
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1
氧分子具有顺磁性。
CI2N00129.jpg
(1) 氧气的制备
实验室制备：
△
金属氧化物
过氧化物
2 HgO
2 Hg ＋ O2
△ △
2 BaO2
2 BaO ＋ O2
NaNO3
KClO3 工业制备：
的氧化性，其的标准电极电势如下：
O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ — — 2 H2O EAθ＝1.229 V
— 4 OH－ EBθ＝0.401 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e－ —
由标准电极电势可见，氧在酸性溶液中的氧化性比在
碱性溶液中的氧化性强得多。
2 O3 (臭氧)
氧气的同素异形体，因有一种特殊的腥臭味而得名。
第 16 章
氧族元素
氧族元素
16－1 氧及其化合物 16－2 硫及其化合物 16－3 硒、碲及其化合物
16－1
氧族元素概述
O S Se ns2np4 准金属 共生于重金 属硫化物中 放射性金属 Te Po
(1) 氧族元素： (2) 价电子层结构: (3) 单质性质: (4) 存在: (5) 氧化态：
— CH3COCH3 ＋ H2O2 CH3CH(OH)CH3 ＋ O2 —
② 电化学氧化法：电解－水解法。
2 HSO4－
电解
H2 (阴极) ＋ S2O82 – (阳极)
H2SO4
(NH4)2S2O8 ＋ 2 H2O
2 NH4HSO4 ＋ H2O2
③ 蒽醌法
1953年美国杜邦公司，蒽醌法
H2 ＋ O2
有气体外，氧几乎能与所有的元素直接化合生成相应的氧
化物。氧还可氧化一些具有还原性的化合物，如 H2S 、 CH4、CO、NH3等能在氧中燃烧。
2 Mg ＋ O2 — — 2 MgO
— 2 SO2 ＋ 2 H2O 2 H2S ＋ 3O2 — — 2 N2 ＋ 6 H2O 4 NH3 ＋ 3 O2 —
在溶液中，氧在酸性溶液或碱性溶液中都显示出一定
子配位。例如，血液中的血红素
是由中心离子 Fe2＋同卟啉衍生物
形成的配位化合物(简写成
HmFe)，见右图。
HmFe ＋ O2
HmFe←O2
CI2D00129.jpg
4
以臭氧分子为结构基础的成键情况
由O3－ 离子构成的离子型臭氧化物, 如KO3和NH4O3;
由共价的臭氧链－O－O－O－构成共价型臭氧化物