大学无机化学基础第15章-氧族元素
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第15章 氧族元素
Oxygen Family Elements
Ⅵ族 ⅦA族
氧 8O 硫 16S 硒 34Se 碲 52Te 钋 84Po
氟 9F 氯17Cl Biblioteka Baidu 35Br 碘 53I 砹85At
0族
2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
教 学 要 求：
１、熟悉氧化物的分类。
２、掌握臭氧、过氧化氢的结构、性质和 用途。
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，共价型的O3F2
３、以氧分子成键的化合物 (1) O2 分子得到一个电子或两个电子形成超氧离子 (O2-)和过氧离子(O22-)化合物。如：KO2 ，Na2O2 (2) 形成过氧共价化合物：如H-O-O-H
(3) 形成二氧基O2+ 阳离子化合物。相当于一 价金属离子,如O2 与F2 共同作用于Pt时, O2 分 子被F原子夺取一个电子而形成二氧基化合物
与氟1、相一似些，重氧要的数第据 一电子亲合势，离 解能价 主反电 要子 氧常层 化变结 数小构 ，表-2
氧
的氧化数为－2 。 熔点、硫沸点、硒随半径碲的增大钋 而增大ns；2np4第一电离势和电负 性则-2变，2小，。-2，2 ， -2，2 ， 2，4
现出它的强氧化性
4，6 4，6 4，6
熔点/K
形成两个 单键 -O-
形成一个 双键 O=O
(1) 与活泼金属元素结合形成O2-的离子化合 物。 如：Na2O，CaO
(2) 形成－2 价共价化合物： 共价单键(-O-) 如：H2O, Cl2O 。 共价重键 （由于它的半径小,当两个原子形 成键后，还容易形成π键） 双重键：O＝C＝O。 叁重键: C≡O, N≡O的分子结构。
:O2 +Pt+3F2 ＝O2+[PtF6]比较： Xe+PtF6＝XePtF6
以臭氧分子或者是以氧 分子成键的化合物都具 有强氧化性
氧是自然界含量最大的元素，丰度为46.6%， 它与所有元素都能形成化合物，单质氧的制备 主要是由液态空气分馏得到。
2-2 氧化物
一、氧化物的性质
Na2O+H2O＝2NaOH NCaaO2O++HH22O１２S=O=、、4C＝碱酸a（N性性aO氧 氧2SH化 化O）4+物 物2H2O
54．6 386
490
1663 --
沸点/K
90
718
958
--
--
第一电离势/（kJ·mol-1） 1520
1006
941
869
818
第一亲合势/（kJ·mol-1） 141
200．4 194．9 190．14 130
第二亲合势/（kJ·mol-1） -780
-590
-420
--
--
单键离解能/（kJ·mol-1） 142
• 硫 S： 天然单质硫矿；硫化物矿。方铅矿 PbS， 闪锌矿 ZnS；硫酸盐矿：石膏 CaSO4·2H2O， 芒硝 Na2SO4·10H2O，重晶石 BaSO4 ， 天青石 SrSO4， 占 0.048% 居第16位
• 硒 Se：硒铅矿 PbSe， 硒铜矿 CuSe • 碲 Te：碲铅矿 PbTe 为 10-6-10-7% • 钋 Po：放射性元素，本章不做介绍。
256
172
126
--
电负性
3．44 2．58 2．55 2．10 2．00
电负性：氧仅次于氟，
２、化学活泼性：O S Se Te Po
非金属 半金属 金属
非金属性递减 金属性递增
存在
• 氧 O： 存在形式 O2 （大气圈）、H2O （水圈）、SiO2 及 硅酸盐，其它含氧化合物 （岩石圈）。 丰度 48.6 %， 居 第 1 位。
1-2 氧族元素的电势图
酸性溶液中， H2O2、O2、O3 均为强氧化剂
酸介质中， 过硫酸盐是
强氧化剂
低价硫化合物不论在酸性 还是在碱性溶液中都是强
还原剂
在高价含氧酸中，氧化性最大的是 第四周期的硒含氧酸最强。（卤素 是第四周期的溴含氧酸最强，）
低价的硒化物 和碲化物也是
强还原剂
第二节 氧和臭氧 (Oxygen and Ozone)
３、掌握离域π键的概念。
４、掌握SO2、SO3、亚硫酸、硫酸和它们相应的 盐、硫代硫酸盐、过二硫酸盐等的结构、性质、 制备和用途以及它们之间的相互转化关系
本章讲解内容
第一节 氧族元素的通性
第二节 氧和臭氧
第三节 过氧化氢
第四节 硫及其化合物
第五节 硒和碲
请选择
第一节 氧族元素的通性
1-1 通性
氧化数：最大氧化数为 性＋质6,变氧化在规一律般性价化：电合子物层中结构
LiO NaO
BeO B2O3 CO2 MgO Al2O3 SiO2
N2O5 P2O5 SO3
酸碱 性性 减增
SO2+2NaOH＝ Na2SO3+H2O
CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2
3.两性氧化物 能与酸反应又能与碱反应的氧化 物称两性氧化物: Al2O3、ZnO、Cr2O3、PbO2等
二、氧化物性质变化规律
１、同周期元素的氧化物，从左到右，酸性增强，
碱性减弱。
２、同主族元素的氧化物，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。
1.碱性氧化物
CuO+H2S３O、4=C两u性SO氧4+化H2物O
是与碱４反、应中生性成氧盐化和物水
是与酸反应生成盐和水 的氧化物，大部分的非
的金属氧化物。金属越 金属氧化物、某些高价
活泼，与水反应的程度 金属氧化物等是酸性氧
越大，碱性越强。
化物。
2.酸性氧化物
SO2+H2O＝H2SO3
酸性氧化物的水合物就 是酸,所以它又称为酸酐。
2-1
氧（Oxygen）
本节讨论氧、氧化 物和臭氧的性质
一、氧的 成键特征
１、氧原子O在化合物中的成键 特征 ２、以臭氧分子O3成键的化合 物（称臭氧化合物） ３、以氧分子O2成键的化合物
１、氧原子在化合物中的成键特征
2s22px22py12pz1
夺取两个电 子形成O2-
电共 子用
两 个
接受电子 对形成配 键→O
配位键 [1].作为电子对接受体形 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].作为配位原子形成配位键：氧原子上还有孤 电子对，是很强的配位原子，如形成水合物，醚 合物，醇合物和氢键等。孤电子对还可以形成dpπ键，如：PO43-中的P ←== O键。
Oxygen Family Elements
Ⅵ族 ⅦA族
氧 8O 硫 16S 硒 34Se 碲 52Te 钋 84Po
氟 9F 氯17Cl Biblioteka Baidu 35Br 碘 53I 砹85At
0族
2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
教 学 要 求：
１、熟悉氧化物的分类。
２、掌握臭氧、过氧化氢的结构、性质和 用途。
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，共价型的O3F2
３、以氧分子成键的化合物 (1) O2 分子得到一个电子或两个电子形成超氧离子 (O2-)和过氧离子(O22-)化合物。如：KO2 ，Na2O2 (2) 形成过氧共价化合物：如H-O-O-H
(3) 形成二氧基O2+ 阳离子化合物。相当于一 价金属离子,如O2 与F2 共同作用于Pt时, O2 分 子被F原子夺取一个电子而形成二氧基化合物
与氟1、相一似些，重氧要的数第据 一电子亲合势，离 解能价 主反电 要子 氧常层 化变结 数小构 ，表-2
氧
的氧化数为－2 。 熔点、硫沸点、硒随半径碲的增大钋 而增大ns；2np4第一电离势和电负 性则-2变，2小，。-2，2 ， -2，2 ， 2，4
现出它的强氧化性
4，6 4，6 4，6
熔点/K
形成两个 单键 -O-
形成一个 双键 O=O
(1) 与活泼金属元素结合形成O2-的离子化合 物。 如：Na2O，CaO
(2) 形成－2 价共价化合物： 共价单键(-O-) 如：H2O, Cl2O 。 共价重键 （由于它的半径小,当两个原子形 成键后，还容易形成π键） 双重键：O＝C＝O。 叁重键: C≡O, N≡O的分子结构。
:O2 +Pt+3F2 ＝O2+[PtF6]比较： Xe+PtF6＝XePtF6
以臭氧分子或者是以氧 分子成键的化合物都具 有强氧化性
氧是自然界含量最大的元素，丰度为46.6%， 它与所有元素都能形成化合物，单质氧的制备 主要是由液态空气分馏得到。
2-2 氧化物
一、氧化物的性质
Na2O+H2O＝2NaOH NCaaO2O++HH22O１２S=O=、、4C＝碱酸a（N性性aO氧 氧2SH化 化O）4+物 物2H2O
54．6 386
490
1663 --
沸点/K
90
718
958
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第一电离势/（kJ·mol-1） 1520
1006
941
869
818
第一亲合势/（kJ·mol-1） 141
200．4 194．9 190．14 130
第二亲合势/（kJ·mol-1） -780
-590
-420
--
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单键离解能/（kJ·mol-1） 142
• 硫 S： 天然单质硫矿；硫化物矿。方铅矿 PbS， 闪锌矿 ZnS；硫酸盐矿：石膏 CaSO4·2H2O， 芒硝 Na2SO4·10H2O，重晶石 BaSO4 ， 天青石 SrSO4， 占 0.048% 居第16位
• 硒 Se：硒铅矿 PbSe， 硒铜矿 CuSe • 碲 Te：碲铅矿 PbTe 为 10-6-10-7% • 钋 Po：放射性元素，本章不做介绍。
256
172
126
--
电负性
3．44 2．58 2．55 2．10 2．00
电负性：氧仅次于氟，
２、化学活泼性：O S Se Te Po
非金属 半金属 金属
非金属性递减 金属性递增
存在
• 氧 O： 存在形式 O2 （大气圈）、H2O （水圈）、SiO2 及 硅酸盐，其它含氧化合物 （岩石圈）。 丰度 48.6 %， 居 第 1 位。
1-2 氧族元素的电势图
酸性溶液中， H2O2、O2、O3 均为强氧化剂
酸介质中， 过硫酸盐是
强氧化剂
低价硫化合物不论在酸性 还是在碱性溶液中都是强
还原剂
在高价含氧酸中，氧化性最大的是 第四周期的硒含氧酸最强。（卤素 是第四周期的溴含氧酸最强，）
低价的硒化物 和碲化物也是
强还原剂
第二节 氧和臭氧 (Oxygen and Ozone)
３、掌握离域π键的概念。
４、掌握SO2、SO3、亚硫酸、硫酸和它们相应的 盐、硫代硫酸盐、过二硫酸盐等的结构、性质、 制备和用途以及它们之间的相互转化关系
本章讲解内容
第一节 氧族元素的通性
第二节 氧和臭氧
第三节 过氧化氢
第四节 硫及其化合物
第五节 硒和碲
请选择
第一节 氧族元素的通性
1-1 通性
氧化数：最大氧化数为 性＋质6,变氧化在规一律般性价化：电合子物层中结构
LiO NaO
BeO B2O3 CO2 MgO Al2O3 SiO2
N2O5 P2O5 SO3
酸碱 性性 减增
SO2+2NaOH＝ Na2SO3+H2O
CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2
3.两性氧化物 能与酸反应又能与碱反应的氧化 物称两性氧化物: Al2O3、ZnO、Cr2O3、PbO2等
二、氧化物性质变化规律
１、同周期元素的氧化物，从左到右，酸性增强，
碱性减弱。
２、同主族元素的氧化物，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。
1.碱性氧化物
CuO+H2S３O、4=C两u性SO氧4+化H2物O
是与碱４反、应中生性成氧盐化和物水
是与酸反应生成盐和水 的氧化物，大部分的非
的金属氧化物。金属越 金属氧化物、某些高价
活泼，与水反应的程度 金属氧化物等是酸性氧
越大，碱性越强。
化物。
2.酸性氧化物
SO2+H2O＝H2SO3
酸性氧化物的水合物就 是酸,所以它又称为酸酐。
2-1
氧（Oxygen）
本节讨论氧、氧化 物和臭氧的性质
一、氧的 成键特征
１、氧原子O在化合物中的成键 特征 ２、以臭氧分子O3成键的化合 物（称臭氧化合物） ３、以氧分子O2成键的化合物
１、氧原子在化合物中的成键特征
2s22px22py12pz1
夺取两个电 子形成O2-
电共 子用
两 个
接受电子 对形成配 键→O
配位键 [1].作为电子对接受体形 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].作为配位原子形成配位键：氧原子上还有孤 电子对，是很强的配位原子，如形成水合物，醚 合物，醇合物和氢键等。孤电子对还可以形成dpπ键，如：PO43-中的P ←== O键。