氧族元素的性质
第四讲氧族元素
本章学习要求1．臭氧、过氧化氢的结构性质和用途2．氧化物的分类、离域π键的概念
3．SO2、SO3、H2SO3、H2SO4和它们相应的盐、硫代硫酸盐、过二硫酸及其盐的结构、性质、制备和用途以及它们之间的相互转化。
13.1 氧族元素的通性
13.1.1氧族元素的通性●氧族元素：VIA族氧、硫、硒、碲、钋
非金属准金属放射性
●硫族元素：除氧以外其它元素统称：硒有多种同素异形体，其中灰硒为链状晶体，它的导电性在暗处很低，当受到光照时可升高近千倍，可用来做光电池和整流器的结构材料。红硒是分子晶体，常用于制造红玻璃。硒还用于生产不锈钢和合金。硒是人体必需的微量元素之一。
碲是银白色链状晶体，很脆，易成粉末。碲主要用来制造合金，以增加其硬度和耐磨性。
氧族元素原子最外层电子构型是n s2n p4，的非金属活泼性弱于卤素。
(1) 硫、硒、碲可以同电负性更大的元素化合，表现正氧化态，同时d轨道电子也参加成键，形成+II、+IV、+VI多种氧化态。
(2) 本族元素的原子半径、离子半径、电离能和电负性的变化趋势与卤素相似。随着电离能的降低，本族元素从非金属过渡到金属：氧和硫是典型的非金属；硒和碲是准金属；钋为金属。
(3) 本族元素的单键键能，随原子半径的增大而依次降低(氧除外)。
氧具有较低的键能的原因是：氧的原子半径很小，孤对电子之间的斥力较大，又没有空的d轨道，无法形成dπ-p键，所以O-O单键较弱。
单质的非金属活泼性：O > S > Se > Te顺序降低。氧和硫是比较活泼的，尤其氧几乎与所有元素化合生成相应的氧化物。单质硫与许多金属接触时都能发生反应，如室温时汞可以和单质硫化合，高温下活泼性增强。硒和碲也能与大多数元素反应而生成相应的硒化物。
氧易溶解在有机溶剂中，因此在有机试剂中测定对空气敏感物质的反应时，要考虑到这一点。
13.2 氧及其化合物
13.2.1 氧1．氧的存在和制备
2．氧的结构、性质和用途●氧是一种化学性质非常活泼的元素，几乎能和所有其它元素直接化合或间接反应生成不同类型的化合物。
13.2.2臭氧臭氧是氧的同素异形体。臭氧分子式为O3。臭氧是淡蓝色的气体，有一种鱼腥味。在161 K时凝聚成深蓝色液体，在80 K 时凝结成黑紫色固体。臭氧与液氧不能互溶，可通过分级液化的方法提纯。
1．臭氧的产生：臭氧在地面附近的大气层中含量极少，仅占1.0 ?10-3 mL/m3。在离地面20～40 km处有个臭氧层，臭氧浓度高达2?10-1 mL/m3。
●臭氧层能吸收太阳光的紫外辐射，使地球上的生物免遭紫外线的伤害，成为保护地球上生命的天然屏障。
大气层中臭氧的形成与消除主要反应如下：O2 + hν(λ<242nm) O + O O + O2O3O3+ hν(λ=220-320nm)O2 + O
大气层中同时存在着臭氧的形成和分解的两种光化学过程，这两种过程最后达到动态平衡，形成了一个浓度相对稳定的臭氧层。
近来由于大气中污染物（如氯氟烃CFCl3、CF2Cl2和氮氧化物等）不断增加，使臭氧层遭到破坏，从而造成生态环境恶化。1985年和1989年分别在南极和北极的上空发现了臭氧层空洞，这意味着有更多的紫外线辐射到地面，对动植物造成伤害。长此以往也会使皮肤癌患者骤增。2．臭氧的制备：实验室对氧气进行无声放电来获得臭氧。简单臭氧发生器装置如图13-4所示。主要是由两个玻璃管所组成，其中一个玻璃管套在另一个中间。干燥的氧气在两管之间慢慢地通过。导线的两端和高压感应圈的两极相连接。无声放电发生在两管壁之间，从臭氧发生器中出来的气体中约含3%～5%的臭氧。可进一步利用氧和臭氧沸点相差较大（≈70 K）的特点，通过分级液化的方法制取更纯净、浓度较高的臭氧。
3．臭氧的分子结构：键角为116.8。，键长为127.8 pm（该键长正好介于氧原子间的单键键长148pm与双键键长112pm之间）。这说明氧原子
之间不是共价单键。符号为
4
3
∏。离域π键也可用下图表示：
离域键是由三个或三个以上原子形成的π键，不同于两原子间的π键。离域π键的形成条
臭氧分子不稳定，在常温下分解较慢，437K以上迅速分解。存在催化剂MnO2、PbO2、铂黑或紫外线辐射都会促使臭氧分解，说明臭氧的化学活性比氧强，分解时放出热量：2O33O2Δr H m?-284kJ?mol-1
臭氧是最强的氧化剂之一，它能氧化除金和铂以外所有金属和非金属。例如：
PbS + 2 O3PbSO4 + O2↑ 2 Ag + 2 O3Ag2O2 + 2 O2↑ 2 Co2+ + O3 + 2 H+ 2 Co3+ + O2↑ + H2O
2 NO2 + O3N2O5 + O2↑ 2 KI + H2SO4 + O3I2 + O2↑ + H2O + K2SO4
最后这个反应有重要的实用价值，可用碘化钾-淀粉试纸检验空气中是否含有臭氧。
利用臭氧的强氧化性可处理工业废水。
很微量的臭氧使人产生爽快和振奋的感觉，因微量的臭氧能消毒杀菌，并能刺激中枢神经，加速血液循环。但空气中的臭氧含量超过1×10-6 mL/m3时，不仅对人体有害，对庄稼及其它暴露在大气中的物质也有害。如，臭氧对橡胶和某些塑料有特殊的破坏性作用。
13.2.3氧的成键特征
氧的电负性仅次于氟，是一种化学性质非常活泼的元素。它几乎能同所有其它元素直接或间接的化合生成类型不同数量众多的化合物。1．氧原子形成化合物时的成键特征：
(1) 获得两个电子形成O2-离子型氧化物。如碱金属氧化物等。(2) 形成两个共价单键，形成共价化合物。
2．臭氧分子O3结合一个电子，形成O3-离子。如臭氧化物KO3。
3．氧分子O2可以结合两个电子，形成O22-离子或共价的过氧链－O-O-,形成离子型化合物或氧化物。如Na2O2、BaO2或共价型过氧化物，如H2O2或过氧酸和盐等。
4．氧分子可以结合一个电子，形成O2-离子的化合物，为超氧化物如KO2。
5．O2分子还可以失去一个电子，生成二氧基O+2阳离子的化合物，如：O2+[PtF6]-。
13.2.4氧化物
1．氧化物按酸碱性的分类
①酸性氧化物。CO2、SO3、P2O5、SiO2等，可与碱作用生成盐和水。
②碱性氧化物。Na2O、CaO、MgO等，可与酸作用生成盐和水。
图13-5 臭氧分子结构
③两性氧化物。Al2O3、ZnO、Cr2O3、As4O6等，与酸碱都可作用，生成相应的盐和水。
④中性氧化物。CO、NO，不与酸碱作用。
还有一些化合物如Pb3O4可看成是由2个PbO和1个PbO2混合组成的，称混合型氧化物。
对于同一元素的氧化物，高价的酸性强于低价的酸性。
大多数非金属氧化物和某些高氧化态的金属氧化物均显酸性；大多数金属氧化物显碱性；一些金属氧化物如Al2O3、ZnO和少数非金属氧化物As4O6、Sb4O6显两性；不显酸碱性的是中性氧化物如NO、CO。氧化物酸碱性的一般规律是：同周期各元素最高氧化态的氧化物，从左到右碱性减弱(经过中性)酸性增强，如第三周期元素的氧化物：Na2O MgO Al2O3SiO2P4O10SO3Cl2O7
碱性两性酸性
同一族的各元素相同氧化态的氧化物从上到下酸性减弱，碱性增强，如氮族(ⅤA族)元素的氧化物：
N2O3P4O6As4O6 Sb4O6Bi2O3
酸性两性碱性
同一元素的高氧化态的氧化物，酸性强于它低氧化态氧化物。As4O6As2O5PbO PbO2
两性酸性碱性两性
过渡元素有多种氧化态，相应的氧化物可显不同的酸碱性。如：CrO（碱性）Cr2O3(两性)CrO3(酸性)。
2．氧化物按成键型的分类：
①离子型氧化物：大部分金属氧化物形成的电离子型氧化物，但能形成典型离子键的只有碱金属和碱土金属(不包括Be)。
②共价型氧化物：非金属氧化物(Cl2O7 、SO2)和金属高氧化态8电子构型，18电子构型及18+2电子构型的氧化物，如Ag2O、SnO2、TiO2、
Mn2O7均属于共价型。
③过渡型氧化物：包括两种情况：一种是以离子型为主的，如BeO、Al2O3、CuO等。另一种主要以共价型为主的，这些金属离子外层为18电子构型，或小于18电子构型，本身有较大的变形性，形成化合物后，键具有明显的共价性，如Ag2O、GeO2等。
13.2.5 过氧化氢
1．过氧化氢的结构
过氧化氢(H2O2)的水溶液俗称双氧水。纯的过氧化氢是一种淡蓝色的粘稠液体，密度是1.465g?mol-1，它能以任意比例与水混合。由于过氧化氢分子间具有较强的氢键，所以液态和固态中存在缔合分子，使它具有较高的沸点（423 K）和熔点（272 K）。
过氧化氢的分子中有一个过氧链—O—O—，每个氧原子上各连着一个氢原子。两个氢原子位于象半展开书的两页纸上。两页纸的夹角为94°，氢氧键O—H与过氧键O—O间的夹角为97°，过氧键O-O长为149pm，氢氧键O-H
长为97pm。
2．过氧化氢的制备
实验室可用稀硫酸与BaO2和Na2O2反应来制备过氧化氢
BaO2 + H2SO4 = BaSO4↓+ H2O2Na2O2 + H2SO4 + 10H2O = Na2SO4·10H2O + H2O2
工业上制备过氧化氢的方法有：
(1) 电解酸式硫酸盐溶液，阴极（石墨或铅极）产生氢气。
阳极：2 HSO4—S2O82—+ 2 H+ + 2e- 阴极：2 H+ + 2e- H2
将电解产物过二硫酸盐进行水解，得到H2O2。S2O82- + 2 H2O H2O2 + 2 HSO4- 再经减压蒸馏可得到浓度为30—35%的H2O2溶液。3．过氧化氢的性质
(1) 稳定性：常温时纯的H2O2相当稳定，90%的H2O2，在323K分解速度为每小时0.001%，但在426 K以上极易分解。
2 H2O2 2 H2O + O2
过氧化氢在碱性溶液中分解速度快，当溶液中含有微量杂质或重金属离子如：Fe2+、Mn2+、Cu2+、、Cr3+等能大大加速H2O2的分解。波长320—380 nm的光也使H2O2分解速度加快。为阻止H2O2的分解，应将H2O2保存在棕色瓶中，放置于阴凉处，并加入一些稳定剂，如微量的锡酸钠，焦磷酸钠或8—羟基喹啉等。
(2) 氧化性：在酸性溶液中，H2O2是强氧化剂，可将KI氧化为I2，也可使黑色的PbS氧化为白色的PbSO4
H2O2 + 2 I- + 2 H+I2↓+ 2 H2O PbS + 4 H2O2PbSO4↓+ 4 H2O
前一反应可定量和定性检测H2O2，后一反应可用于油画的翻新。
在碱性溶液中，H2O2也有氧化性，可把CrO2-离子氧化为CrO42-。 2 CrO2—+ 3 H2O2 + 2 OH— 2 CrO42—+ 4 H2O
在酸性溶液中，H2O2如遇到更强的氧化剂，可作还原剂，但还原性很弱。例如：Cl2 + H2O2 O2↑+ 2 HCl,
2 KMnO4 + 5 H2O2 +
3 H2SO
4 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O +
5 O2↑
在碱性溶液中还原性稍强些，如与Ag2O反应放出氧气Ag2O + H2O2 2 Ag + H2O + O2↑
由此可知H2O2既是氧化剂，又是还原剂。在酸性介质中是强氧化剂，在碱性介质中是中等强度的还原剂。
在酸性溶液中H2O2能使重铬酸盐(Cr2O72-)生成蓝色的二过氧化铬，其化学式为CrO(O2)2或CrO5，简称为过氧化铬
CrO5在乙醚中比较稳定，所以在反应前先加一些乙醚，否则在水溶液中CrO5会被H2O2进一步氧化，蓝色消失。这个反应可用来检验H2O2，也可用于鉴定CrO42-或Cr2O72-。
4 H2O2 + H2Cr2O7 2 CrO(O2)2 +
5 H2O 2 CrO5 + 7 H2O2 +
6 H+ 2 Cr3+ +
7 O2↑+10 H2O。
过氧化氢是一种无公害的强氧化剂，广泛用于消毒、杀菌、漂白等过程，且漂白的时间短、白度高、久置也不褪色。常用于漂白丝绸、棉、毛、麻织品、纸浆等，也可作为火箭燃料的氧化剂。在化学合成上过氧化氢常作为氧化剂用于合成过氧化物。在医药上也可用于合成维生素B1、B2以及激素类药物。
13.3 硫及其化合物
13.3.1硫的同素异性体：自然界中，存在着单质硫，金属硫化物矿和硫酸盐矿在地球上也分布很广。
硫有许多同素异性体，最常见的是晶状的斜方硫(菱形硫)和单斜硫。斜方硫又叫α-硫，单斜硫又叫β-硫。斜方硫在369 K以下稳定，单斜硫在369 K以上稳定。369 K是这两种变体的转变温度，在这温度下，两种变体处于平衡状态：
（369 K以下稳定）斜方硫单斜硫（369 K以上稳定）。
斜方硫和单斜硫都易溶于CS2中，两者都是由S8环状分子组成的。在这个环状分子中，每个硫原子以sp3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键。图13-10 S的环
把硫加热超过它的熔点就变成黄色流动体，加热到433 K以上环状结构断裂变成无限长链状的分子，液态硫S的颜色变深，粘度增加，接近473 K时粘度最大，这时若迅速倒入冷水中，则得到弹性硫。如继续加热到点523 K以上，长硫链断裂成为S8、S6、S4等小分子，所以粘度下降。加热到717.6 K以上时硫就变成蒸气，加热到1 270 K时硫蒸气中就几乎都成为S2小分子（有顺磁性）。
13.3.2硫化物和多硫化物
1．硫化物
硫化物多数是金属硫化物，且大都是有颜色，难溶于水的固体。碱金属硫化物易溶于水，碱土金属硫化物如CaS、BaS等微溶。金属硫化物在水中有不同的溶解性和特征的颜色，分析化学上用来鉴别和分离不同元素。无论易溶或微溶的金属硫化物最大的特点是都会发生一定程度的水解，使溶液显一定的碱性。
●硫化氢
硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体，空气中的含量达5mg?L-1时，就会使人感到烦躁，达到10 mg?L-1会使人头痛和恶心，达到100 mg?L-1人就会休克致死。
①硫化氢的的制备实验室用金属硫化物与酸作用：FeS + H2SO4(稀) H2S↑ + FeSO4
②硫化氢的性质稳定，微溶于水，水溶液是一种弱酸。
硫化氢主要表现还原性，能与许多氧化剂如：Cl2、O2、KMnO4、浓H2SO4等反应。
H2S + 4 Cl2 + 4 H2O H2SO4 + 8 HCl 2 KMnO4 + 5 H2S + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 S↓
H2SO4(浓) + H2S SO2↑+ 2 H2O + S↓H2S + O2 S↓+ H2O
H2S + I2 S↓+ 2 HI H2S + 4 Br2 + 4 H2O H2SO4 + 8 HBr
●硫化物
表13-3 硫化物的颜色和溶解性
名称化学式颜色水中稀酸中溶度积常数
硫化钠Na2S 白色易溶易溶
?-24
硫化锌(α-) ZnS 色白不溶易溶 1.610
?-13
硫化锰MnS 肉红色不溶易溶 2.510
?-18
硫化亚铁FeS 黑色不溶易溶 6.310
?-28
硫化铅PbS 黑色不溶不溶8.0010
?-27
硫化镉CdS 黄色不溶不溶8.0010
?-59
硫化锑Sb2S3 桔红色不溶不溶 2.910
?-25
硫化亚锡SnS 褐色不溶不溶 1.0010
?-50
硫化银Ag2S 黑色不溶不溶 6.310
?-36
硫化铜CuS 黑色不溶不溶 6.310
?-52
硫化汞HgS 黑色不溶不溶 1.6010
碱金属、碱土金属、铝及铵的硫化物的特点，一是易水解，二是易成多硫化物。
硫化钠溶于水后，几乎全部水解，水溶液显强碱性。硫化钙CaS和硫化铝Al2S3在水中水解的更彻底，所以不能用湿法制得。
Na2S + H2O NaHS + NaOH 2 CaS + 2 H2O Ca(OH)2+Ca(HS)2Al2S3 + 6 H2O 2 Al(OH)3↓+ 3 H2S↑
2．多硫化物碱金属或碱土金属的硫化物如Na2S或CaS的溶液能溶解单质硫生成多硫化物。Na2S+(x-1)S Na2S x。
且随x 值增大，颜色加深，由黄色变橙色，最后为红色。多硫离子具有链状结构，S原子是通过共用电子对相连。如：S32-，S52-。
图13-11 多硫离子的结构
多硫化物在酸性溶液中很不稳定,易生成硫化氢H2S和硫S。S x2- + 2 H+ H2S+（x-1）S
多硫化物中，由于有过硫链，与过氧链类似，多硫化物具有氧化性。如多硫化物可将SnS、Sb2S3等氧化成硫代酸盐。多硫化物还易发生歧化反应。Na2S2 + SnS SnS2 + Na2S Na2S2 Na2S + S
Na2S2在制革工业中用作原皮的脱毛剂，CaS在农业上作杀虫剂。
13.3.3硫的含氧化合物
硫的含氧化合物有：S2O、S2O3、SO2、SO3、S2O6、S2O7等。其中重要的是SO2和SO3。硫又能形成种类繁多的含氧酸
1．二氧化硫、亚硫酸和亚硫酸盐
二氧化硫是无色有刺激性气味的气体，也是空气中的污染物之一。二氧化硫中毒会引起丧失食欲，便秘和气管炎。二氧化硫在空气中的含量超过0.02mg·L-1时不仅对人、动物及植物有害，且腐蚀金属制品。二氧化硫是极性分子，易溶于水。二氧化硫极易液化，常压下在263K 时就能液化，液态SO2是许多物质的良好的溶剂。二氧化硫可用于漂白、灭菌，主要用于制造硫酸和亚硫酸盐。
●SO2①SO2的结构二氧化硫的分子为V型结构，键角119.5°，键长143 pm，中心硫原子以sp2杂化，分子中存在一个兀43离域π键。
②SO2的性质
◆SO2是酸性氧化物
SO2的水溶液是亚硫酸H2SO3，实际上是一种水合物SO2?x H2O。H2SO3不稳定，水溶液存在下列平列平衡：
SO2 + x H2O SO2?x H2O H+ + HSO3—+（x-1）H2O K1=1.29×10-2（298 K）。
HSO3—H+ + SO32—，K2 = 6.17×10-8（298 K）。
SO2通入碱溶液中，生成酸式亚硫酸盐或亚硫酸盐：NaOH + SO2 NaHSO3。 2 NaOH + SO2 NaSO3 + H2O。
◆SO2的氧化还原性
硫的氧化态是+4，所以二氧化硫既具有氧化性又具有还原性，但主要是还原性，如在酸性溶液中可将MnO4- 还原为Mn2+，将IO-3还原为I2或I—。KIO3 + 3 SO2 + 3 H2O KI + 3 H2SO4Br2 + SO2 + 2 H2O 2 HBr + H2SO4.
◆ SO 2的漂白作用
SO 2能与一些有机色素结合成为无色的化合物。例如，将SO 2通入品红溶液可使其褪色，成为无色的溶液。所以，SO 2可用作纸张、纺织品和草编制品等的漂白试剂。但SO 2与有机色素的结合不够稳定，漂白的效果不理想。
③ SO 2 的制备 实验室常用亚硫酸钠与酸反应制备SO 2。 Na 2SO 3 + H 2SO 4 SO 2↑ + H 2O
● 亚硫酸盐
碱金属的亚硫酸盐易溶于水，且水解显碱性。其它金属正盐均微溶于水，所有的酸式盐都易溶于水，酸式盐的溶解性大于正盐。这是由于HSO 3-离子电荷低，半径大，降低了与金属正负离子之间的作用力，使其溶解度增大。亚硫酸盐受热容易分解，Na 2SO 3在加热时生成硫化钠和硫酸钠。Na 2SO 3 3 Na 2SO 4 + Na 2S 。
亚硫酸盐或酸式亚硫酸盐遇强酸即分解放出SO 2气体。SO 32- + 2 H + H 2O + SO 2↑ HSO 3- + H + H 2O + SO 2↑
Ca(HSO 3)2大量于造纸工业，它能溶解木质纤维可制造纸浆。Na 2SO 3和NaHSO 3大量用于染料工业，也用作漂白织物时的去氯剂 。
H 2O + SO 32- + Cl 2 SO 42- + 2 Cl - + 2 H +
2．三氧化硫、硫酸及其硫酸盐
● SO 3 ① 结构: 气态SO 3分子中的S 原子是以sp 2杂化，与三个氧原子形成三个σ单键还有一个遍及整个分子的离域π键(64∏)，S —O 键键长141pm ，分子呈平面三角形结构。
固态SO 3有α、β、γ三种变体，其中α型SO 3最稳定，外观与石棉类似，相似的链相互交错形成层状结构，熔点为335.7 K 。
SO 3在痕量水存在下形成β型，类似石棉链状结构 (见图13-14b)，由许多[SO 4]彼此相连，呈螺旋状长链结构。
γ型SO 3具有类似冰状的三聚体环状结构(见下图13-14a)，在289.8K 时冷却纯的液态SO 3，可得γ型SO 3。
② SO 3性质 SO 3是无色有刺激气味的气体，极易吸收水分，在空气中冒烟，吸收水分后生成硫酸，同时放出大量的热量。热量使水蒸发，与三氧化硫形成酸雾，影响三氧化硫的继续吸收，所以工业制硫酸不用水吸收三氧化硫，而用浓硫酸吸收SO 3。
SO 3溶解在浓硫酸中所形成溶液叫发烟硫酸。发烟硫酸的浓度以SO 3的含量表示。40%—100%H 2SO 4表示在100%的硫酸中有40%的SO 3(质量分数)。 三氧化硫是一种强氧化剂。高温时，可将单质P 氧化成P 4O 10，可将HBr 氧化成B r2。
● 硫酸：纯硫酸是无色油状液体，密度为1.854 g ?cm -3(293 K)分子间有氢键，283.4 K 时凝固，浓度为98.3%(质量分数)的硫酸的沸点为611 K 。硫酸的介电常数很高(293 K 时为110)能很好地溶解离子型化合物。浓硫酸有强烈的吸水性，可作干燥剂、脱水剂，用来干燥氯、氢、二氧化碳。浓硫酸还有很强的脱水性，使有机物脱水碳化，能严重地破坏动植物的组织，使用时要特别注意。 C 12H 22O 11???→?SO H 2浓12 C + 11 H 2O
① 结构：硫酸的分子结构是四面体结构(见图13-15)。硫酸根中的S 原子以sp 3杂化轨道与四个O 原子形成4个键长相等的σ键。
② 性质
硫酸是二元强酸，第一步的电离是完全的，第二步电离的平衡常数K 2=1.2×10-2。纯硫酸是一种非水溶剂，它进行自偶电离：
2 H 2SO 4 H 3SO 4+ + HSO 4- K =2.7×10-4
浓硫酸具有强氧化性，它可以氧化许多金属和非金属。但金、铂加热时也不与浓H 2SO 4作用。冷浓H 2SO 4不与Fe 、Al 作用，使它们钝化，因此可用铁桶盛装冷H 2SO 4。
浓H 2SO 4是化学工业中一种重要化工原料，大量用于化肥如磷酸钙、硫酸铵的生产中及制炸药染料等。H 2SO 4的年产量可衡量一个国家化工生产能力的高低。
● 硫酸盐
H 2SO 4能形成正盐和酸式盐。活泼的碱金属K 和Na 可形成稳定的固态酸式盐。在正盐中加入过量的酸，就可得酸式盐。
Na 2SO 4 + H 2SO 4 2 NaHSO 4。
酸式盐的特点是易溶于水，易熔化，加热到熔点以上，它们转变为焦硫酸盐(M 2S 2O 7)，焦硫酸盐再强热分解为正盐和三氧化硫。
硫酸盐稳定性是与阳离子的电荷、半径、价电子层构型有关。①若正离子电荷低并具有8e 电子构型，对SO 42-离子极化作用小，稳定性强。如K 2SO 4、Na 2SO 4、BaSO 4等都较稳定，加热到1270 K 也不分解。②若阳离子电荷高，具有18e 电子构型或不规则构型，离子极化性强，高温时，晶格中离子的热振动加强，强化了离子之间的相互极化，离子从SO 42-中夺走O ，硫酸盐就分解，如CuSO 4 、Ag 2SO 4 、PbSO 4等。CuSO 4 CuO+SO 3↑ Ag 2SO 4 Ag 2O+SO 3↑ Ag 2O 2Ag+1/2O 2↑
除Ag 、Ca 、Pb 的硫酸盐微溶，Ba 、Sr 的硫酸盐难溶外，其它硫酸盐都易溶于水，且从水中析出时常含有结晶水，如CuSO 4?5H 2O 、FeSO 4?7H 2O 等
大多数的硫酸盐易形成复盐，如果在复盐中两种硫酸盐是同晶型的化合物，这种复盐叫矾， 其溶解度一般小于简单的金属盐。
矾有两种类型，一类是钾、铷、铯和NH 4+的硫酸盐与二价金属硫酸盐之间形成的矾，可用通式表示为：M I 2SO 4·M II SO 4·6H 2O ——其中M I =K 、Rb 、Cs 、NH 4+，M II =Fe 2+、Co 2+、Ni 2+、Zn 2+、Cu 2+、Mg 2+。如：K 2SO 4·MgSO 4·6H 2O(软钾镁矾)，(NH 4)2SO 4·FeSO 4·6H 2O(摩尔盐)。
另一类复盐是碱金属硫酸盐与三价金属的硫酸盐之间形成的矾，通式写为：M I 2SO 4·M Ⅲ2(SO 4)3·24H 2O ——其中M I =碱金属(不含Li)、
NH 4+、Tl +；M Ⅲ=Al 3+、Fe 3+、Cr 3+、Ga 3+、V 3+、Co 3+，如：K 2SO 4·Al 2(SO 4)3·24H 2O(明矾或KAl(SO 4)2?12H 2O)。
3．焦硫酸
当冷却发烟硫酸时，可以析出无色焦硫酸晶体。H 2S 2O 7实际上是由等量SO 3和H 2SO 4化合而成。 H 2SO 4 + SO 3 H 2S 2O 7。
焦硫酸可看成是两个分子的硫酸脱去一个分子的水所得的产物，因此焦硫酸与水反应可以得到硫酸。
焦硫酸比浓H 2SO 4有更强的氧化性，吸水性和腐蚀性。因此在制炸药、染料中作脱水剂。
将碱金属的酸式硫酸盐，加热到熔点以上，就可得焦硫酸盐。如继续加热会使焦硫酸盐分解。
2 KHSO 4 K 2S 2O 7 + H 2O K 2S 2O 7 K 2SO 4 + SO 3↑
图13-14 固体SO
焦硫酸盐的主要用途是与一些难熔的碱性金属氧化物如Fe2O3、Al2O3、TiO2等共熔得到可溶性硫酸盐。焦硫酸是良好的磺化剂，广泛用于有机合成。Fe2O3 + 3 K2S2O7 Fe2(SO4)3 + 3 K2SO4Al2O3 + 3 K2S2O7 Al2(SO4)3 + 3 K2SO4.
4．硫代硫酸钠
硫代硫酸钠(Na2S2O3?5H2O)俗称海波、大苏打。是无色透明晶体，易溶水，水溶液显弱碱性。它是一种中等强度的还原剂，分析化学中的碘量法就是利用硫代硫酸盐与单质碘发生氧化还原反应，而进行定量分析的。硫代硫酸钠也有很强的配位能力，可用于鉴定银离子。
(1) Na2S2O3的制备
①将硫粉加入沸腾的碱性的亚硫酸钠溶液中可制得硫代硫酸钠；②将硫化钠和碳酸钠按2∶1的物质的量比配成溶液再通入SO2气体，
Na2SO3（沸腾的）+S（粉）Na2S2O3 2 Na2S+ Na2CO3 + 4 SO2 3 Na2S2O3 + CO2↑
(2) Na2S2O3的性质
◆硫代硫酸钠在碱性溶液中能稳定存在，遇酸立即分解，生成单质硫，放出SO2气体。Na2S2O3 + 2 HCl 2 NaCl + S↓ + H2O + SO2↑
该反应可鉴定S2O32-离子。
◆硫代硫酸钠与I2反应时，它被氧化为连四硫酸钠(Na2S4O6)，与Br2、Cl2等强氧化剂反应被氧化成硫酸盐，可用作脱氯剂。
2 Na2S2O
3 + I2 = Na2S4O6 + 2 NaI Na2S2O3 +
4 Cl2 +
5 H2O = 2 H2SO4 + 2 NaCl +
6 HCl
◆硫代硫酸根（S2O32-）有很强的配位能力，与银离子可生成无色的配合物。照相底片上未曝光的AgBr在定影液中形成配离子而溶解。
2 S2O32- + Ag+ [Ag(S2O3)2]3-。
◆硫代硫酸根的结构与硫酸根结构相似，也是四面体结构。可看作硫酸根结构中的一个O原子被S原子取代后的产物。S原子平均氧化数为+2。
硫代硫酸钠在化工生产中用作还原剂，棉织物漂白后的脱氯剂，定影剂等。
5．连二亚硫酸钠
连二亚硫酸钠（Na2S2O4?2H2O）俗名保险粉，是白色固体，在空气中极不稳定，加热分解。2Na2S2O4Na2S2O3+Na2SO3+SO2
◆连二亚硫酸钠是一种强还原剂，在空气中很容易被氧化，在气体分析中用来吸收氧。
2 Na2S2O4 + O2 + 2 H2O 4 NaHSO3Na2S2O4 + O2 + H2O NaHSO
3 + NaHSO4
用洒精和浓氢氧化钠处理后成为较稳定的无水盐。
◆连二亚硫酸钠可用锌粉在无氧的条件下还原NaHSO3来制得。Zn + 2 NaHSO3 Na2S2O4 + Zn(OH)2
连二亚硫酸钠的主要用途是在印染工业作还原剂，使有机染料还原。也应用于造纸，保存食物和医学等部门。
6．过硫酸及其盐
过硫酸有过一硫酸和过二硫酸。
过一硫酸（H2SO5）可看成是过氧化氢（H2O2）中的一个氢原子（HO—OH）被亚硫酸氢根（—SO3H）取代的产物。如果两个氢原子分别被亚硫酸氢根取代，就得到过二硫酸：HSO3—O—O—SO3H。
◆过一硫酸和过二硫酸都是无色晶体，不稳定，具有极强的氧化性，可使纸炭化，也可使石蜡焦化。
在无水条件下由氯磺酸(HSO3Cl)和过氧化氢反应制得过一硫酸，它极不稳定，容易爆炸，处理时要小心。
H2O2 + ClSO2(OH) HOOSO2(OH) + HCl
◆电解硫酸氢盐溶液，在阳极上HSO4-离子被氧化生成过二硫酸盐，阴极产生H2。
阳极：2 HSO4- S2O82- + 2 H+ + 2 e- 阴极：2 H+ + 2 e- H2总反应：2 HSO4- S2O82- + H2
◆在过二硫酸盐中，重要的是过二硫酸钾K2S2O8和过二硫酸铵(NH4)2S2O8，它们也都是强氧化剂。过二硫酸盐可将铜氧化成硫酸铜
K2S2O8 + Cu CuSO4 + K2SO4.
◆在Ag+离子的催化作用下，过二硫酸盐可将Mn2+氧化成MnO4- 2 Mn2++ 5 S2O82- + 8H2O 2 MnO4—+ 10 SO42- + 16 H+。
此法用于钢中测定锰含量。
Ag+
过二硫酸及其盐对热不稳定性，加热分解2 K2S2O8 2 K2SO4 + 2 SO3 + O2。
7．连多硫酸
连多硫酸的通式为：H2S x O6，x = 2—6。连多硫酸根中都有多硫链，根据分子中硫原子的总数，可命名为连三硫酸、连四硫酸等。
◆用适当氧化剂与硫代硫酸钠反应来制得连多硫酸。2 Na2S2O3 + 4 H2O2 Na2S3O6 + Na2SO4 + 4 H2O。
◆用MnO2氧化亚硫酸制得连二硫酸：MnO2 + 2 SO32- + 4 H+ Mn2++ S2O62- + 2 H2O
◆游离的连多硫酸不稳定，迅速分解为硫、二氧化硫及硫酸H2S5O6 H2SO4 + SO2 + 3 S。
连多硫酸的酸式盐不存在。
◆连二硫酸与连多硫酸不属同系物，连二硫酸易溶于水；连二硫酸盐与连多硫酸盐不同，它不被亚硫酸盐和硫化物所分解。
◆连二硫酸及其盐与连多硫酸及其盐在制备方法、氧化性及进一步结合S原子等方面有不同之处。
连二硫酸不易被氧化，而其它连多硫酸容易被氧化：H2S3O6 + 4 Cl2 + 6 H2O 3 H2SO4 + 8 HCl
连二硫酸不与硫结合，其它连多硫酸可与硫结合生成更高的连多硫酸：H2S4O6 + S H2S5O6
连二硫酸是一种强酸，它较连多硫酸稳定，在浓溶液中或加热时才慢慢分解：H2S2O6 H2SO4 + SO2↑
13.3.5硫的成键类型硫在化合物中成键类型和价键结构归纳如下：
(1)离子型化合物：如硫化物Na2S、CaS等。(2)形成共价键：如H2S、S8等。(3)形成离域π键：如SO2——4
π、SO3——64π。
3
(4)形成d—pπ配键：如H2SO4中S O(非羟基氧)键。(5)硫原子可相互形成长硫链。如多硫化氢H2S x、连多硫酸H2S x O6等。
氧族元素中的硒（Se ）和碲（Te ）
氧族元素包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)和钋（Po）五种元素。氧、硫、硒、碲为非金属，钋则为放射性金属元素。氧族元素原子的价层电子构型为ns2np4，电负性依次减小，电离能也依次减小，电子亲和能减弱。晶体结构有分子晶体转变为链状晶体再转变为金属晶体。
硒，元素符号：Se，英文名称：Selenium，原子序数：34，原子量78.96。1817年瑞典化学家贝采力乌斯从硫酸厂的铅室中发现了硒。
碲，元素符号: Te，英文名称：Tellurium，原子序数：70，原子量：128。1782年德国的缪勒从一种呈白而略带蓝的金矿里提出白色金属样物质即为碲。
硒和碲是分散的稀有元素，自然界中无单独的硒和碲矿，通常极少量的硒存在于一些硫化物矿内，在煅烧这些矿时硒就富集于烟道灰内。碲化物仅作为硫化物矿的次要成分，比硒化物更为罕见。最重要的碲矿为叶碲矿，是铅、铜、银、锑、金等金属的硫化物和碲化物的同晶型混合物，所以硫酸工业的烟道尘和洗涤塔淤泥，电解铜的阳极泥等成为制取硒和碲的主要原料。
硒和碲的游离态也存在几种同素异形体，最稳定的是灰硒和灰碲，它们都是带有金属光泽的脆性晶体。灰硒是有螺旋状长链分子构成。它们都有无定形的同素异形体，无定形硒有红硒和黑硒两种。
硒是典型的半导体材料。硒最突出的性质是在光照射下导电性可提高近千倍，故可用于创造光电管，硒还可以用于制备整流器，静电摄影和其他光学仪器。少量的硒加到普通玻璃中可消除由于玻璃中含有亚铁离子而产生的绿色（少量硒的红色与绿色互补成为无色）。碲也是半
导体材料。碲与锌、铝、铅能生成合金，其机械性能及抗腐性均得到改进。
Se8和S8分子的结构相似，硒和硫可相互取代形成混合八元环状分子Se n S8-n，由于碲原子和硫原子半径相差较大，碲原子小易嵌入S8环中，因此生成的环状化合物稳定性差，含碲越多，越不稳定。硒和碲也存在多聚阴离子（如:Se32-，Te32-）和多聚阳离子（如:Se42+，Se82+，Te42+）一、硒化氢（Se）和碲化氢（Te）
硒化氢和碲化氢都是无色有恶臭的气体，分子构型与硫化氢相似，为弯曲形构型，毒性比硫化氢更大，热稳定性和在水中的溶解度比硫化氢小，但它们的水溶性的酸性却比硫化氢强。这是因为硒、碲离子的半径大，与氢离子之间的引力逐渐减弱，电离度逐渐增大。它们的还原性也强于硫化氢，只要硫化硒与空气接触，便逐渐分解析出硒。燃烧硫化硒时，有二氧化硒产生，若空气不足则生成单质硒。加热至573K，硒化氢即分解形成硒镜。碲化氢更易分解。
二、硒和碲的含氧化合物：：像硫一样，硒和碲在空气或氧中燃烧能形成二氧化硒、二氧化碲。它们都是无色晶体，结晶二氧化硒是由无限长的二氧化硒链和桥式氧原子构成。二氧化碲为离子型晶体。和三氧化硫一样，硒和碲也可以形成三氧化物MO3和五氧化物M2O5.
二氧化硒（Selenium dioxide）易挥发，液态二氧化硒是橙黄色的。可以用氧化法和硝酸氧化法来制取高纯二氧化硒。
（1）氧化法：将硒粉加热至220摄氏度熔化，通入氧气，在氧气气氛下加热至500摄氏度反应一小时，停止加热，通氧气冷却至室温制得产品。反应式为：Se+O2==SeO2
二氧化硒易溶于水，其水溶液呈弱酸性，蒸发可得无色结晶的亚硒酸。二氧化硒和亚硒酸主要显氧化性。当遇到强氧化剂时，它也显还原性。H2SeO3+2SO2+H2O==2H2SO4+Se. (H2SeO3作氧化剂) H2SeO3+Cl2+H2O==H2SeO4+2HCl. (H2SeO3 作还原剂)
（2）硝酸（或催化剂）氧化法：将硒粉加入到盛有硝酸（或催化剂）的反应器中进行反应，生成硒酸溶液，经蒸发浓缩，结晶，过滤分离，干燥得硒酸，再在260摄氏度以下加热分解生成二氧化硒。
硒酸H2SeO4为无色晶体，熔点330K，熔融时为浓的油状液体。它和硫酸有许多相似的性质：是一种不挥发的强酸，有强的吸水性，溶于水中放出大量的热，能使有机物炭化，它的氧化性比硫酸强的多。
热硒酸与浓盐酸的混合液像王水一样，可以溶解铂。
亚硒酸和硒酸都能形成正盐和酸式盐。硒酸盐和硫酸盐是同结构的。硒酸的钡盐和铅盐与硫酸的钡盐和铅盐一样都是难溶的。
二氧化碲(Tellurium dioxide)是两性氧化物。高纯二洋化碲的生产方法是：将高纯金属碲溶于浓硝酸中，加热至400~430摄氏度形成2TeO2.HNO3然后热分解生成高纯二氧化碲。二氧化碲能溶于氢氧化钠溶液，也可以溶于硫酸、盐酸中。说明它具有两性。亚碲酸的性质和亚硒酸一样主要是氧化性，但在强氧化剂作用下，也呈还原性。如：5TeO32-+2ClO3-+9H2O+12H+==5H6TeO6+Cl2
碲酸H6TeO6是白色固体，加热易失水生成H2TeO4.最后生成黄色的三氧化碲。碲酸是一种很弱的酸（K1=1.53*10-8，K2=4.7*10-11），由于它的弱酸性及能形成六取代物，所以碲的化学式是H6TeO6或Te(OH)6.碲酸也有较强的氧化性，如在稀硫酸介质中，可使溴化氢和碘化氢氧化成单质溴和单质碘，而自身被还原成二氧化碲和碲的混合物。用二氧化硫、锌、亚铁离子、铵根离子等可把它还原成碲。
三、二氧化硒和二氧化碲的用途：
二氧化硒：用于有机化合物作氧化剂，还可用作催化剂。也用于镇流器、复印机、铬电解添加剂等。
二氧化碲：用于制备二氧化碲单晶，电子元材料和防腐材料等。
硒和碲的一切化合物均有毒，但口服适量的亚硒酸钠可预防和治疗克山病，效果较好且安全，是我国医学上近几年来取得的较大成果之一。硒是人类生长发育过程中的必需微量元素之一，它广泛存在于人体组织和器官中。当人体缺硒时易患大骨节病、骨癌等，但过量摄取硒会使人中毒，导致头发脱落，双目失明，甚至死亡。因此，我们要对硒有充分的了解。
（1）硒具有抗氧化作用：由于硒是基于抗氧化酶的必需组分，它通过消除脂质氢过氧化物，阻断活性氧和自由基的致病作用，而起到防病作用，因此机体硒水平的高低直接影响了机体抭氧化能力，以及对相关疾病的抵抗能力。
（2）硒的免疫作用：硒几乎存在于所有的免疫细胞中，补充硒可以提高机体免疫力而起到防病效果
（3）硒通过胱碘醇调节甲状腺素来影响机体全身代谢。
（4）硒通过体内代谢产物（特别是甲基化硒化物）抑制癌细胞生长，起到抗癌作用
（5）硒是体内有毒物质的保护剂，能保护组织，免于受有毒物质侵害，对机体内有害金属元素起抵抗作用，
（6）维护心肌、血管的结构功能，预防心血管疾病。
（7）硒是某些酶的重要组成成份，中老年可以抗衰老，中青年男人可以提高精子活力，任何人都可以用硒防癌，排毒。
可想氧族元素中，硒和碲对我们的生活也具有很大的影响，我们应该关注每种元素。
总结：：：：氧族元素（O S Se Te Po）
1．周期表中位置（二~ 六周期，ⅥA族）
2．原子结构（1）相同点：最外层均为6个电子
（2）不同点：随原子序数递增，电子层数依次增多，原子半径依次增大
3．元素性质
（1）相似：最低化合价为－2价，其他化合价+4，+6（氧除外）
（2）不同：随电子层数增加，从上到下得电子能力依次减弱，失电子能力依次增强，金属性依次增强，非金属性依次减弱
4．元素及单质性质递变
（1）大都有同素异形体
（2）除Po外均能获得2个电子作氧化剂
（3）单质颜色各异，密度依次增大，熔沸点依次增高
（4）单质与H2化合依次变难（Te通常不能直接化合），氢化物（H2R）的稳定性依次减弱，还原性依次增强
（5）S2－、Se2－、Te2－还原性依次增强
（6）氧化物有两种（RO2和RO3）
（7）最高价氧化物的水化物的酸性总趋势减弱，而不是逐渐减弱（由于硒酸较为特殊，其酸性不仅比碲酸要强得多，而且比硫酸还要强）（8）O2、S为非导体，Se为半导体，而Te却为导体
5．氧族元素的非金属性比同周期卤素弱：硫的氧化性比氯弱的实验事实
（1）硫与铁、铜等金属反应时，只能将这些金属氧化成低价态的盐FeS、Cu2S等；而Cl2则将这些金属氧化成高价态的盐FeCl3、CuCl2等。（2）硫必须加热成蒸气才能与氢气化合，而氯气与氢气见光或点燃即可剧烈化合，生成的HCl比H2S稳定。
（3）Cl2可把氢硫酸中的硫置换出来，Cl2＋H2S＝S↓＋2HCl。
六、环境污染1．大气污染（1）粉尘（2）酸雨（3）臭氧空洞2．水污染3．土壤污染
高中化学氧族元素知识点
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 三、氧族元素 1、氧族元素的原子结构及性质的递变规律 2、臭氧和过氧化氢 臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞 过氧化氢不稳定分解， 可作氧化剂、漂白剂。 3.硫：难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳 （1）与O 2 (2)与强碱 4、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）；易液化（－10℃） 5、二氧化硫的化学性质 1）、酸性氧化物 能和碱反应生成盐和水：SO 2+2NaOH===Na 2SO 3+H 2O 与水反应生成相应的酸：SO 2+H 2O===H 2SO 3（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。SO 2+H 2O H 2SO 3 2）、氧化性： SO 2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。 SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O 3）、还原性：SO 2使溴水和高锰酸钾溶液褪色 SO 2＋Br 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HBr 5SO 2+2KMnO 4+2H 2O===K 2SO 4+2MnSO 4+2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 SO 3 （SO 3+H 2O===H 2SO 4，SO 3是无色固体SO 3是一种无色固体，熔点是16.80 C ，沸点也只有44.8℃，易溶于水，溶于水时放出大量的热。） 4）、漂白性：SO 2使品红溶液褪色：由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。 把Cl 2和SO 2混合用于漂白，能否增强漂白效果？为什么？ 〖答案〗不能，SO 2＋Cl 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HCl 6.. 浓硫酸 （1）物理性质：无色油状液体，常见的浓硫酸质量分数为98.3%，沸点为338℃，高沸点难挥发性。 （2）化学性质： ① 吸水性（干燥剂） 吸收气体中水蒸气（作为干燥剂，不能干燥硫化氢、溴化氢、碘化氢、氨气） 浓硫酸与胆矾反应，由胆矾蓝色变为白色说明浓硫酸有吸水性。 ② 脱水性（炭化）
非金属元素复习(一)概述(二)卤族元素(三)氧族元素不分版本教案
非金属元素复习(一)概述(二)卤族元素(三)氧族元素 一. 本周教学内容： 非金属元素复习 （一）概述；（二）卤族元素；（三）氧族元素 ［知识要点］ （一）概述 1. 非金属元素在周期表中的位置： 非金属元素除H 外，都位于周期表的右上方；除惰性元素外，都为主族元素。其中，F 是非金属性最强的元素。 2. 非金属元素的原子结构特点 （1）非金属元素的原子半径比同周期金属元素的原子半径小（不计惰性元素）。其中，H 原子半径最小。 （2）非金属元素原子的最外层电子数一般为4～7个（除H 为1个，He 为2个，B 为3个）。 （3）非金属元素的阴离子比相应的原子半径大，其电子层排布与同周期惰性元素的原子电子层排布相同。 （4）同周期非金属元素，随原子序数递增，原子半径逐渐减小。 （5）同主族非金属元素，随原子序数递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大。 3. 单质的物理性质 （1）非金属单质在常温、常压时，有气态（H N O F Cl 22222、、、、、惰性气体）、液态（Br 2）、固态（B 、C 、Si 、P 、S 、I 2、Se 、Te 等）。 （2）许多单质有颜色。如：F 2（淡绿）、Cl 2（黄绿）、Br 2（红棕）、I 2（紫黑）、C （黑无）、S （黄）、 Si （灰黑） 、P （白、红）、Se （灰）、Te （银白）等。 （3）与金属元素相邻的非金属，如B 、Si As Te 、、等有金属光泽，其它非金属固体单质一般没有金属光泽。导热性差，除石墨（导体）、硅（半导体）等少数单质外，一般是电的不良导体。属原子晶体的固体（C 、Si 、B ）熔沸点高、硬度大；属分子晶体的固体（P 、S 、I 2）熔沸点低、硬度小。 4. 同素异形现象 非金属元素常有同素异形体。如金刚石和石墨；红磷和白磷；O 2和O 3等。 5. 非金属元素的单质。氢化物、氧化物的水化物的化学性质 （1）非金属单质可与金属单质化合（在该化合物中非金属元素为负价）也可与某些非金属单质互相化合（非金属性强的元素为负价）。在这些反应中，非金属元素主要表现氧化性和一定的还原性。（其中氟和氧只有氧化性） 具有强氧化性的非金属单质有：O F Cl Br 2222、、、 以氧化性为主的非金属单质有：N I S Se 22、、、 以还原性为主的非金属单质有：H B C Si P Se As 2、、、、、、 稀有气体具有化学惰性，一般不参加化学反应。 （2）非金属元素的气态氢化物
化工原理实验报告
实验一 伯努利实验 一、实验目的 1、熟悉流体流动中各种能量和压头的概念及相互转化关系，加深对柏努利方程式的理解。 2、观察各项能量（或压头）随流速的变化规律。 二、实验原理 1、不可压缩流体在管内作稳定流动时，由于管路条件（如位置高低、管径大小等）的变化，会引起流动过程中三种机械能——位能、动能、静压能的相应改变及相互转换。对理想流体，在系统内任一截面处，虽然三种能量不一定相等，但能量之和是守恒的（机械能守恒定律）。 2、对于实际流体，由于存在内磨擦，流体在流动中总有一部分机械能随磨擦和碰撞转化为热能而损失。故而对于实际流体，任意两截面上机械能总和并不相等，两者的差值即为机械损失。 3、以上几种机械能均可用U 型压差计中的液位差来表示，分别称为位压头、动压头、静压头。当测压直管中的小孔（即测压孔）与水流方向垂直时，测压管内液柱高度（位压头）则为静压头与动压头之和。任意两截面间位压头、静压头、动压头总和的差值，则为损失压头。 4、柏努利方程式 ∑+++=+++f h p u gz We p u gz ρ ρ2222121122 式中： 1Z 、2Z ——各截面间距基准面的距离 （m ） 1u 、2u ——各截面中心点处的平均速度（可通过流量与其截面 积求得） (m/s) 1P 、2p ——各截面中心点处的静压力（可由U 型压差计的液位 差可知） （Pa ） 对于没有能量损失且无外加功的理想流体，上式可简化为 ρ ρ2 2 22121122p u gz p u gz + +=++ 测出通过管路的流量,即可计算出截面平均流速ν及动压g 22 ν，从而可得到各截面测管水头和总水头。 三、实验流程图
氧族元素知识点梳理
臭氧O3 1. 同素异形体：有同一种元素组成的性质不同的单质。氧气和臭氧、金刚石和石墨、S 有多种同素异形体。 2. 在常温、常压下，臭氧是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比空气的大，也比氧气易溶于水。液态臭氧呈深蓝色，沸点为-112.4℃，固态臭氧呈紫黑色，熔点为-251℃。 3. 臭氧不稳定，在常温下能缓慢分解生成氧气，在高温时可以迅速分解。 2O33O2 4. 臭氧具有极强的氧化性，银、汞等在空气或氧气中不易被氧化的金属，可以与臭氧发生反应。 5. 臭氧可用于漂白和消毒。某些染料受到臭氧的强烈氧化作用会褪色，臭氧还可以杀死许多细菌，因此，它是一种很好的脱色剂和消毒剂。 6. 在空气中高压放电就能产生臭氧。 3O22O3 放电 过氧化氢H2O2 1. 过氧化氢是一种无色粘稠液体，它的水溶液俗称双氧水，呈弱酸性。 2. 市售双氧水中过氧化氢的质量分数一般约为30%。医疗上广泛使用稀双氧水的质量分数为3%（或更小）作为消毒杀菌剂。工业上用10%的双氧水漂白毛、丝以及羽毛等。 过氧化氢可用作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等，也可作为火箭燃料，及生产过氧化物的原料。 3. 过氧化氢会分解生成水和氧气。 2H2O22H2O + O2↑ MnO2 综合实验活动：H 2O 2 性质研究及化学反应条件的控制 活动任务：通过实验研究H2O2的化学性质，并讨论反应条件如浓度、温度、反应介质（水溶液的酸碱性）、催化剂等对化学反应结果的影响。 任务一：研究H2O2的化学性质 通过实验研究H2O2的化学性质。 设计实验方案 1. 请你根据你对H2O2性质的了解和对H2O2中氧元素化合价的分析，预测过氧化氢可能 具有哪些化学性质。
大学无机化学教案全
无机化学教案 说明 一、课程教学的基本要求 本课程的教学环节包括课堂讲授，学生自学，讨论课、实验、习题、答疑和期中、期末 考试。通过本课程的学习使学生掌握物质结构、元素周期律、化学热力学、化学平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、？氧化还原平衡，配合离解平衡）和化学反应速率等基本概念和基本理论知识；理解和掌握重要元素及其化合物的结构、性质、反应规律和用途，训练和培养学 生科学思维能力和分析问题解决问题的能力，指导学生掌握正确的学习方法和初步的科学研究方法，帮助学生树立辨证唯物主义观点，为后继课程的学习打下坚实的基础。 二、教学方法、手段 主要运用启发式教学方法，注重在教学中实践“以学生为主体，以教师为主导”的素质 教育指导思想，充分运用多媒体教学、网络教学等多元化、全方位的教学手段，努力提高教 学质量。 三、考核方式 本课程分两学期讲授，第一学期讲授化学基础理论，第二学期讲授元素化学每学期考核一次,考核成绩由平时成绩20%期末考试（闭卷）成绩80%成。 四、学时分配（共计144学时）
五、目录 绪论 (4) 第1章原子结构和元素周期律 (4)
第2章分子结构 (9)
第3 章晶体结构 (13) 第4 章化学热力学基础 (23) 第5 章化学平衡 (30) 第6 章化学动力学基础 (32) 第7 章水溶液 (36) 第8 章酸碱平衡 (41) 第9 章沉淀平衡 (51) 第10 章电化学基础 (56) 第11 章配合物与配位平衡 (66) 第12 章氢和稀有气体 (73) 第13 章卤素 (74) 第14 章氧族元素 (80) 第15 章氮磷砷 (87) 第16 章碳硅硼 (97) 第17 章非金属元素小结.............................. 第18 章金属通论 (104) 第19章S区金属................................. 第20章P区金属................................. 第21 章ds 区金属............................... 第22章d 区金属（一）............................ 课程的主要内容绪论学时1［教学基本要求］介绍本课程的学习内容、目的、任务和方法。 ［重点与难点］103 105 109 114 121
氧族元素习题参考
第十六章氧族元素习题参考 7.少量Mn+可以催化分解HbQ,其反应机理解释如下：HO能氧化MrT 为 MnO,后者又能使H2Q氧化。试从电极电势说明上述解释是否合理，并写 出离子反应方程式。 解：H2O2＋2H+＋2e-=2H2O p01 = MnO 2＋4H+＋2e-= Mn2+＋2H2O p0 2= O 2＋2H+＋2e-= H2O2 p0 3= ①－②H 2O2＋Mn2+ =MnO2＋2H+ 0 0 0 E =? 1 —? 2= >0 ②－③MnO2＋H2O2＋2H+=Mn2+＋O2＋2H2O 0 0 0 E =9 2一（p 3= 一= >0 8. 写出H2O2 与下列化合物的反应方程式：KMnO（在HSO介质 中）， Cr（OH）3 （在NaOH介质中）。 解: 3H2Q + 2Cr（OH） 3 + 4NaOH H2NaCrO + 8H 2O 5H 2Q + 2KMnO + 3H 2SS2MnSO+ K 2SQ +8H2O + 5。2 14. 完成下列反应方程式,并解释在反应（1）过程中为什么出现由 白到黑的颜色变化。 第一个反应首先形成白色硫代硫酸银沉淀，随后经历黄色、棕色至黑色的硫化银。 Ag + + 2S2Q2-(足量)—[Ag(S2O) 2]3 16. 写出下列各题的生成物并配平反应方程式： (1)Na2C2与过量冷水反应。Na 2O +
2H2d2NaOH + O (2)在N Q Q固体上滴加几滴热水。2Na 2C2 + 2HO —4NaOH + O2 ( 3 ) 在Na2CO3 溶液中通入SO2 至溶液的PH=5 左右。 Na2CO3+2SO2+H2O—2NaHS3O+CO2 ( 4) H2S 通入FeCl3 溶液中。H 2S+2FeCl3—S+2FeCl2+2HCl (5) 62S加水。Cr 2S+HSCr(OH)3+HS ( 6)用盐酸酸化多硫化铵溶液。2HCl + (NH 4)2S x—H2S + (x-1)S + 2NH 4Cl (7) Se禾口HNC反应。3Se+4HNO 3+H?3HSeO+4NO 18. 将SC(g)通入纯碱溶液中，有无色无味气体A逸出，所得溶液经烧碱中和，再加入硫化钠溶液除去杂质，过滤后得溶液B。将某非金 属单质C加入溶液(B)中加热，反应后再经过过滤、除杂等过程后，得溶 液D。取3mL溶液D加入HCI溶液，其反应产物之一为沉淀C。另取 3mL溶液D,加入少量AgBr(s)，则其溶解，生成配离子E。再取第3份 3mL溶液D,在其中加入几滴溴水，溴水颜色消失，再加入BaCl2溶液，得 到不溶于稀盐酸的白色沉淀F。试确定A~F的化学式，
化工原理实验讲义全
化工原理实验 讲义 专业:环境工程 应用化学教研室 2015.3
实验一 流体机械能转化实验 一、实验目的 1、了解流体在管流动情况下，静压能、动能、位能之间相互转化关系，加深对伯努利方程的理解。 2、了解流体在管流动时，流体阻力的表现形式。 二、实验原理 流动的流体具有位能、动能、静压能、它们可以相互转换。对于实际流体， 因为存在摩擦，流动过程中总有一部分机械能因摩擦和碰撞，而被损失掉。所以对于实际流体任意两截面，根据能量守恒有： 2211221222f p v p v z z H g g g g ρρ++=+++ 上式称为伯努利方程。 三、实验装置（d A =14mm ，d B =28mm ，d C =d D =14mm ，Z A -Z D =110mm ） 实验装置与流程示意图如图1-1所示，实验测试导管的结构见图1-2所示： 图1-1 能量转换流程示意图
图1-2实验导管结构图 四、操作步骤 1.在低位槽中加入约3/4体积的蒸馏水，关闭离心泵出口上水阀及实验测试 导管出口流量调节阀和排气阀、排水阀，打开回水阀后启动离心泵。 2.将实验管路的流量调节阀全开，逐步开大离心泵出口上水阀至高位槽溢流 管有液体溢流。 3.流体稳定后读取并记录各点数据。 4.关小流量调节阀重复上述步骤5次。 5.关闭离心泵出口流量调节阀后，关闭离心泵，实验结束。 五、数据记录和处理 表一、转能实验数据表 流量（l/h） 压强mmH2O 压强 mmH2O 压强 mmH2O 压强 mmH2O 压强 mmH2O 压强 mmH2O 测试点标 号 1 2 3 4 5 6 7 8
高中化学氧族元素知识点
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素 难点聚焦 1、氧族元素的原子结构及性质的递变规律 2、臭氧和过氧化氢 臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞 过氧化氢不稳定分解， 可作氧化剂、漂白剂。 3、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SO 2、HCl 、NH 3）；易液化（－10℃） 4、二氧化硫的化学性质 1）、酸性氧化物 能和碱反应生成盐和水：SO 2+2NaOH===Na 2SO 3+H 2O 与水反应生成相应的酸：SO 2+H 2O===H 2SO 3（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。SO 2+H 2O H 2SO 3 2）、氧化性： SO 2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。 SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O 3）、还原性：SO 2使溴水和高锰酸钾溶液褪色 SO 2＋Br 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HBr 5SO 2+2KMnO 4+2H 2O===K 2SO 4+2MnSO 4+2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 SO 3 （SO 3+H 2O===H 2SO 4，SO 3是无色固体SO 3是一种无色固体，熔点是16.80C ，沸点也只有44.8℃，易溶于水，溶于水时放出大量的热。） 4）、漂白性：SO 2使品红溶液褪色：由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。 漂白性的比较 具有漂白性的物质 物质 HClO 、O 3、H 2O 2 、Na 2O 2 SO 2 木炭 原理 将有色物质氧化分解 与有色物质结合生成无色物质 将有色物质的分子吸附在其表面 实质 氧化还原反应 非氧化还原反应 物理吸附 效果 永久性 暂时性 暂时性 范围 可漂白大多数有色物质，能 使紫色石蕊褪色 可漂白某些有色物质，不能使石蕊试液褪色 可吸附某些有色物质的分子
卤族元素和氧族元素
14．卤族元素和氧族元素 第一课时 教案目标 知识技能：使学生充分认识以氯元素为核心的卤族元素的性质及其递变规律，进一步加深对“结构决定性质”的理解；掌握卤族元素的单质、卤化氢的制备方法，进一步认识氧化还原反应；认识卤族元素的单质及其重要化合物的特殊性。 能力培养：通过卤族元素及其重要化合物的转化关系的教案，培养学生的归纳能力；通过卤族元素的“结构—性质”关系的教案，培养学生分析问题的能力和归纳能力；通过卤族元素的“性质—制备”关系的教案，培养学生解决实际问题的综合能力。 科学思想：通过认识卤族元素的原子结构与其性质的关系，使学生感悟到事物的现象与本质的辩证关系；通过卤族元素及其重要化合物的特殊性的归纳，认识事物的一般与特殊的关系；通过分析卤单质的制备，认识事物间普遍联系与制约的观点。 科学品质：通过学生讨论、归纳、设计实验、探索结论，激发学生的学习兴趣，培养学生的严谨求实、团结、合作的精神。 科学方法：培养学生研究事物和探究事物规律的科学方法。 重点、难点卤族元素的性质及其递变规律。用氧化还原的观点分析认识卤族元素的单质及其化合物的性质。 教案过程设计 教师活动 【引言】卤族元素和氧族元素是典型的非金属元素族。在复习这部分内容时建议以元素周期律和氧化还原理论为指导思想。 学生活动 倾听、了解本部分内容的复习方法。 【过渡】下面我们复习卤族元素的知识。 【板书］一、卤族元素
【复习提问】请画出卤素及其重要化合物之间的转化关系网络图，并完成有关的化学方程式。 回忆、再现曾经学过的卤族元素知识，建立起以氯、溴、碘为核心的知识网络图，书写相关的化学方程式。 【讲评】指导学生完成知识网络图，对学生归纳情况给予评价。最终建立如下页关系： 【板书】1．卤族元素及其重要化合物间的转化关系 【投影】 【板书】 2．卤族元素的“原子结构—性质”的关系 【投影】写出下列反应的离子方程式： （1）在NaBr溶液中滴入氯水 （2）在FeSO4溶液中滴入溴水 （3）在FeCl3溶液中滴加KI溶液 【提问】比较Cl2、Br2、I2、Fe3+的氧化性强弱。比较I-、Br-、Fe2+的还原性强弱。 思考并书写离子方程式： Cl2+2Br-=Br2+2Cl- Br2+2Fe2+=2Fe3++2Br- 2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+ 思考并根据书写的离子方程式得出结
第十六章 氧族元素习题参考
第十六章氧族元素习题参考 7. 少量Mn2+可以催化分解H2O2，其反应机理解释如下：H2O2能氧化Mn2+为MnO2，后者又能使H2O2氧化。试从电极电势说明上述解释是否合理，并写出离子反应方程式。 解：H2O2＋2H+＋2e-＝2H2O φ01＝1.77V MnO2＋4H+＋2e-＝Mn2+＋2H2O φ02＝1.23V O2＋2H+＋2e-＝H2O2φ03＝0.692V ①－②H2O2＋Mn2+ =MnO2＋2H+ E0＝φ01－φ02＝0.54V>0 ②－③MnO2＋H2O2＋2H+=Mn2+＋O2＋2H2O E0＝φ02－φ03＝1.23－0.68＝0.55V>0 8. 写出H2O2与下列化合物的反应方程式：KMnO4（在H2SO4介质中），Cr(OH)3（在NaOH介质中）。 解：3H2O2 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH→2Na2CrO4 + 8H2O 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4→2MnSO4 + K2SO4 +8H2O + 5O2 14. 完成下列反应方程式，并解释在反应（1）过程中为什么出现由白到黑的颜色变化。 （1）Ag++S2O32-(少量)→ （2）Ag++S2O32-(过量)→ 解：2Ag+ + S2O32- (少量)→Ag2S2O3 (白色) Ag2S2O3 + H2O→Ag2S↓(黑色) + 2H+ + SO42-
第一个反应首先形成白色硫代硫酸银沉淀，随后经历黄色、棕色至黑色的硫化银。 Ag+ + 2S2O32- (足量)→[Ag(S2O3)2]3- 16. 写出下列各题的生成物并配平反应方程式： （1）Na2O2与过量冷水反应。Na2O2 + 2H2O→2NaOH + O2（2）在Na2O2固体上滴加几滴热水。2Na2O2+ 2H2O →4NaOH + O2 （3）在Na2CO3溶液中通入SO2至溶液的PH=5左右。Na2CO3+2SO2+H2O→2NaHSO3+CO2 （4）H2S通入FeCl3溶液中。H2S+2FeCl3→S+2FeCl2+2HCl （5）Cr2S3加水。Cr2S3+H2O→Cr(OH)3+H2S （6）用盐酸酸化多硫化铵溶液。2HCl + (NH4)2S x→H2S + (x-1)S + 2NH4Cl （7）Se和HNO3反应。3Se+4HNO3+H2O→3H2SeO3+4NO 18. 将SO2(g)通入纯碱溶液中，有无色无味气体A逸出，所得溶液经烧碱中和，再加入硫化钠溶液除去杂质，过滤后得溶液B。将某非金属单质C加入溶液（B）中加热，反应后再经过过滤、除杂等过程后，得溶液D。取3mL溶液D加入HCl溶液，其反应产物之一为沉淀C。另取3mL溶液D，加入少量AgBr(s)，则其溶解，生成配离子E。再取第3份3mL溶液D，在其中加入几滴溴水，溴水颜色消失，再加入BaCl2溶液，得到不溶于稀盐酸的白色沉淀F。试确定A~F的化学
化工原理实验思考题答案
实验1单项流动阻力测定 （1）启动离心泵前，为什么必须关闭泵的出口阀门？ 答：由离心泵特性曲线知，流量为零时，轴功率最小，电动机负荷最小，不会过载烧毁线圈。 （2）作离心泵特性曲线测定时，先要把泵体灌满水以防止气缚现象发生，而阻力实验对泵灌水却无要求，为什么？ 答：阻力实验水箱中的水位远高于离心泵，由于静压强较大使水泵泵体始终充满水，所以不需要灌水。 （3）流量为零时，U形管两支管液位水平吗？为什么？ 答：水平，当u=0时柏努利方程就变成流体静力学基本方程： Z l P l ? :?g =Z2 P2；g,当P l = P2 时，Z I = Z2 （4 ）怎样排除管路系统中的空气？如何检验系统内的空气已经被排除干净？ 答：启动离心泵用大流量水循环把残留在系统内的空气带走。关闭出口阀后，打开U形管顶部的阀门，利用空气压强使U形管两支管水往下降，当两支管液柱水平，证明系统中空气已被排除干净。 （5）为什么本实验数据须在双对数坐标纸上标绘？ 答：因为对数可以把乘、除变成加、减，用对数坐标既可以把大数变成小数，又可以把小数扩大取值范围，使坐标点更为集中清晰，作出来的图一目了然。 （6）你在本实验中掌握了哪些测试流量、压强的方法？它们各有什么特点？ 答：测流量用转子流量计、测压强用U形管压差计，差压变送器。转子流量计，随流量的大小，转子可以上、下浮动。U形管压差计结构简单，使用方便、经济。差压变送器，将压差转换 成直流电流，直流电流由毫安表读得，再由已知的压差~电流回归式算出相应的压差，可测 大流量下的压强差。 （7 ）读转子流量计时应注意什么？为什么？ 答：读时，眼睛平视转子最大端面处的流量刻度。如果仰视或俯视，则刻度不准，流量就全有误^^。 （8）两个转子能同时开启吗？为什么？ 答：不能同时开启。因为大流量会把U形管压差计中的指示液冲走。 （9 ）开启阀门要逆时针旋转、关闭阀门要顺时针旋转，为什么工厂操作会形成这种习惯？答：顺时针旋转方便顺手，工厂遇到紧急情况时，要在最短的时间，迅速关闭阀门，久而久之就形成习惯。当然阀门制造商也满足客户的要求，阀门制做成顺关逆开。 （10）使用直流数字电压表时应注意些什么？ 答：使用前先通电预热15分钟，另外，调好零点（旧设备），新设备，不需要调零点。如果有波动，取平均值。 （11）假设将本实验中的工作介质水换为理想流体，各测压点的压强有何变化？为什么？答：压强相等，理想流体u=0,磨擦阻力F=0,没有能量消耗，当然不存在压强差。 Z j +P/? +uj/2g =Z2 +u；/2g , T d1=d2 二U1=U2 又T Z1=Z2 （水平管）P1 = P2 （12）离心泵送液能力，为什么可以通过出口阀调节改变？往复泵的送液能力是否也可采用同样的调节方法？为什么？ 答：离心泵送液能力可以通过调节出口阀开度来改变管路特性曲线，从而使工作点改变。往复泵是正往移泵 流量与扬程无关。若把出口堵死，泵内压强会急剧升高，造成泵体，管路和电机的损 坏。 （13）本实验用水为工作介质做出的入一Re曲线，对其它流体能否使用？为什么？
大学无机化学第十五章试题及答案
第十二章氧族元素 总体目标： 1.了解氧化物的分类 2. 握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性质和用途 3.掌握硫的多种氧化态所形成的重要化合物的结构、性质、用途以及它们之间的相互转化关系。 各节目标： 第一节氧及其化合物 1.掌握氧、臭氧的结构、性质、制备和用途；氧的成键特征 2.了解氧化物的分类；掌握主要氧化物的结构、制备和性质（与水的作用、酸碱性） 3.掌握过氧化氢的结构、实验室和工业制法、性质和用途 第二节硫及其化合物 1.了解硫的同素异形体、制备、性质和用途 2.掌握硫化氢的制备、结构和性质；了解金属硫化物的主要性质 3.掌握SO 2、SO 3 、H 2 SO 3 、H 2 SO 4 和它们相应的盐、硫代硫酸及其盐、过二硫酸及其盐 的结构、性质、制备和用途以及它们之间的相互转化关系第三节硒、碲及其化合物 了解硒、碲及其化合物的结构和性质 习题 一选择题 1.H 2O 2 熔、沸点较高（分别为273K和423K），其主要原因是（） A .H 2O 2 相对分子质量大 B. H 2 O 2 分子极性大 C. H 2O 2 分子间氢键很强，在固液时均有存在缔和现象 D. H 2 O 2 分子内键能大 2.气态SO 3 分子的几何构型是（） A.线性 B.平面三角形 C.弯曲形 D.三角锥 3.在293K，101.3KPa压力下，1体积水可溶解H 2 S气体2.6体积即饱和， 此H 2 S饱和溶液pH值约为（） A.2.5 B.3.8 C.3.5 D.4.0
4.在分别含有0.1mol/L的Hg2+,Cu2+,Cr3+,Zn2+,Fe2+的溶液中，在酸度为0.3mol/L条件下，通H 2 S至饱和都能生成硫化物沉淀的是（）(吴成鉴《无机化学学习指导》) A.Cu2+,Hg2+ B.Fe2+,Cr3+ C.Cr3+,Hg2+ D.Zn2+,Fe2+ 5.既能溶于Na 2S又能溶于Na 2 S 2 的硫化物是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》) A.ZnS B.As 2S 3 C. HgS D.CuS 6.在空气中长期放置后，会产生多硫物的是（） A.H 2S B.Na 2 S C.Na 2 SO 3 D.Na 2 S 2 O 4 7.热分解硫酸亚铁的最终产物是（） A.FeO+SO 3 B.FeO+SO 2 +1/2O 2 C.Fe 2O 3 +SO 2 D.Fe 2 O 3 +SO 3 +SO 2 8.用于制备K 2S 2 O 8 的方法是（） A.在过量硫酸存在下，用KMnO 4使K 2 SO 4 氧化 B.在K+离子存在下，往发烟H 2SO 4 中通入空气 C.在K+离子存在下，电解使H 2SO 4 反发生阳极氧化反应 D.用Cl 2氧化K 2 S 2 O 3 9.下列含氧酸中酸性最弱的是（） A.HClO 3 B.HBrO 3 C.H 2 SeO 4 D.H 6 TeO 6 10.硫的含氧酸酸性递变规律是（） A.H 2SO 4 >H 2 SO 3 >H 2 S 2 O 7 >H 2 S 2 O 4 B.H 2 SO 4 >H 2 S 2 O 7 >H 2 SO 3 >H 2 S 2 O 4 C.H 2S 2 O 7 >H 2 SO 4 >H 2 SO 3 >H 2 S 2 O 4 D.H 2S 2 O 7 >H 2 SO 4 >H 2 S 2 O 4 >H 2 SO 3 11.下列四种硫的含氧酸盐中，氧化能力最强的是（）；还原能力最强的是（） A.Na 2SO 4 B.Na 2 S 2 O 3 C.Na 2 S 4 O 6 D. K 2 S 2 O 8 12.下列各种硫的含氧酸，可以是同多酸的是（） A.H 2S 3 O 6 B.H 2 S 2 O 7 C.H 2 S 3 O 10 D.H 2 S 6 O 6 13.下列叙述中错误的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》) A.自然界中只存在单质氧而没有单质硫 B.氧既有正氧化态的化合物，又有负氧化态的化合物 C.由H和18O组成的水叫做重氧水
化工原理实验指导书
化工原理实验指导书 目录
实验一流体流淌阻力的测定 (1) 实验二离心泵特性曲线的测定 (5) 实验三传热系数测定实验 (7) 实验四筛板式精馏塔的操作及塔板效率测定 (9) 实验五填料塔吸取实验 (12) 演示实验柏努利方程实验 (14) 雷诺实验 (16) 实验一流体流淌阻力的测定 一、实验目的
1、了解流体在管道内摩擦阻力的测定方法； 2、确定摩擦系数λ与雷诺数Re 的关系。 二、差不多原理 由于流体具有粘性，在管内流淌时必须克服内摩擦力。当流体呈湍流流淌时，质点间不断相互碰撞，引起质点间动量交换，从而产生了湍动阻力，消耗了流体能量。流体的粘性和流体的涡流产生了流体流淌的阻力。在被侧直管段的两取压口之间列出柏努力方程式，可得： ΔP f =ΔP L —两侧压点间直管长度(m) d —直管内径(m) λ—摩擦阻力系数 u —流体流速（m/s ） ΔP f —直管阻力引起的压降（N/m 2 ） μ—流体粘度（Pa.s ） ρ—流体密度（kg/m 3 ） 本实验在管壁粗糙度、管长、管径、一定的条件下用水做实验，改变水流量，测得一系列流量下的ΔP f 值，将已知尺寸和所测数据代入各式，分不求出λ和Re ，在双对数坐标纸上绘出λ～Re 曲线 。 三、实验装置简要讲明 水泵将储水糟中的水抽出，送入实验系统，第一经玻璃转子流量计测量流量，然后送入被测直管段测量流体流淌的阻力，经回流管流回储水槽，水循环使用。 被测直管段流体流淌阻力△P 可依照其数值大小分不采纳变压器或空气—水倒置U 型管来测量。 四、实验步骤: 1、向储水槽内注蒸馏水,直到水满为止。 2、大流量状态下的压差测量系统,应先接电预热10-15分钟,观擦数字外表的初始值并记录后方可启动泵做实验。 3、检查导压系统内有无气泡存在.当流量为0时打开B1、B2两阀门，若空气－水倒置U 型管内两液柱的高度差不为0，则讲明系统内有气泡存在,需要排净气泡方可测取数据。 排气方法：将流量调至较大，排除导压管内的气泡，直至排净为止。 4、测取数据的顺序可从大流量至小流量，反之也可，一样测15～20组数，建议当流量读数小于300L/h 时，用空气—水倒置U 型管测压差ΔP 。 5、待数据测量完毕，关闭流量调剂阀，切断电源。 五、使用实验设备应注意的事项： 2 2u d L P h f f ?=?= λ ρ 2 2u P L d f ??= ρλμ ρ du = Re
氧族元素知识点梳理备课讲稿
氧族元素知识点梳理
臭氧O3 1. 同素异形体：有同一种元素组成的性质不同的单质。氧气和臭氧、金刚石和石墨、S有多种同素异形体。 2. 在常温、常压下，臭氧是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比空气的大，也比氧气易溶于水。液态臭氧呈深蓝色，沸点为-112.4℃，固态臭氧呈紫黑色，熔点为-251℃。 3. 臭氧不稳定，在常温下能缓慢分解生成氧气，在高温时可以迅速分解。 2O33O2 4. 臭氧具有极强的氧化性，银、汞等在空气或氧气中不易被氧化的金属，可以与臭氧发生反应。 5. 臭氧可用于漂白和消毒。某些染料受到臭氧的强烈氧化作用会褪色，臭氧还可以杀死许多细菌，因此，它是一种很好的脱色剂和消毒剂。 6. 在空气中高压放电就能产生臭氧。 放电 3O22O3 过氧化氢H2O2 1. 过氧化氢是一种无色粘稠液体，它的水溶液俗称双氧水，呈弱酸性。 2. 市售双氧水中过氧化氢的质量分数一般约为30%。医疗上广泛使用稀双氧水的质量分数为3%（或更小）作为消毒杀菌剂。工业上用10%的双氧水漂白毛、丝以及羽毛等。
过氧化氢可用作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等，也可作为火箭燃料，及生产过氧化物的原料。 3. 过氧化氢会分解生成水和氧气。 MnO2 2H2O22H2O + O2↑ 综合实验活动：H2O2性质研究及化学反应条件的控制 活动任务：通过实验研究H2O2的化学性质，并讨论反应条件如浓度、温度、反应介质（水溶液的酸碱性）、催化剂等对化学反应结果的影响。 任务一：研究H2O2的化学性质 通过实验研究H2O2的化学性质。 设计实验方案 1. 请你根据你对H2O2性质的了解和对H2O2中氧元素化合价的分析，预测 过氧化氢可能具有哪些化学性质。 2. 请选择具体试剂，实现上述反应关系。 可供选择的试剂：5% H2O2溶液、二氧化锰、碘化钾溶液、酸性高锰酸 钾溶液、稀硫酸
氧族元素知识点总结说课材料
2H 2 O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素 1．复习重点 1．氧族元素的物理性质和化学性质的递变规律； 2．硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢的物理性质与化学性质； 3．重点是硫的化学性质及氧族元素性质递变规律。 2．难点聚焦 元素 氧（O ） 硫（S ） 硒（Se ） 碲（Te ） 核电荷数 8 16 34 52 最外层电子数 6 6 6 6 电子层数 2 3 4 5 化合价 -2 -2，+4，+6 -2，+4，+6 -2，+4，+6 原子半径 逐渐增大 密度 逐渐增大 与H 2化合难 易 点燃剧烈反应 加热时化合 较高温度时化合 不直接化合 氢化物稳定性 逐渐减弱 氧化物化学式 —— SO 2 SO 3 SeO 2 SeO 3 TeO 2 TeO 3 氧化物对应水化物化学式 —— H 2SO 3 H 2SO 4 H 2SeO 3 H 2SeO 4 H 2TeO 3 H 2TeO 4 最高价氧化物水化物酸性 逐渐减弱 元素非金属性 逐渐减弱 臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞 过氧化氢不稳定分解，可作氧化剂、漂白剂。 归纳知识体系。 2.1.1．与氧气有关的反应 （1）有氧气参加的反应方程式 ① 与绝大多数金属单质作用 4Na+O 2=2Na 2O
②与绝大多数非金属单质作用 ③与非还原性化合物作用 2NO+O2=2NO2 4FeS2+11O22Fe2O2+8SO2 ④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↓+2H2O b.亚硫酸及其可溶性盐2H2SO3+O2=2H2SO4，2Na2SO3+O2=2Na2SO4 c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 d.苯酚 e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O2=2H2O+2I2 ⑥吸氧腐蚀（如：铁生锈） 负极：2Fe—4e—=2Fe2+正极：O2+4e—+2H2O=4OH—Fe2++2OH—=Fe(OH)2 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O （2）生成氧气的反应方程式
2014化工原理实验复习提纲(下册)：
第一部分 实验基础知识 1、 如何读取实验数据 2、 如何写实验报告 3、 数据处理 一、实验数据的误差分析 1. 真值 2、平均值及其种类 3、误差的分类 4、精密度和精确度 5、实验数据的记数法和有效数字 错误认识：小数点后面的数字越多就越正确，或者运算结果保留位数越多越准确。 二、实验数据处理 实验数据中各变量的关系可表示为列表式，图示式和函数式。 第二部分 实验内容 a log log log log ln ln ln ln ln 1212=--+=?=+=?=截矩直线的斜率＝真值，双对数坐标半对数坐标x x y y x b a y ax y bx a y ae y b bx Θ
每个实验的原理、操作方法、仪表的使用、实验记录、数据处理、思考题 一、精馏实验： 物系、实验原理、流程图、数据处理（用公式表示）、思考题 1)测定指定条件下的全塔效率或等板高度 2)操作中可调节可控制的量 3)物料浓度的测定方法 4)操作步骤，先全回流，再确定一定回流比操作，为什么 5)实验中出现异常现象（液泛，无回流），如何判断？如何处理？ 6)进料状态对精馏塔的操作有何影响？确定q线需要测定哪几个 量？查取进料液的汽化潜热时定性温度应取何值？ 7)什么是全回流？全回流操作的标志有哪些？在生产中有什么实际 意义？ 8)其他条件都不变，只改变回流比，对塔性能会产生什么影响？ 9)进料板位置是否可以任意选择，它对塔的性能有何影响？ 10)为什么酒精蒸馏采用常压操作而不采用加压蒸馏或真空蒸馏？ 11)将本塔适当加高，是否可以得到无水酒精？为什么？ 12)影响精馏塔操作稳定的因素有哪些？如何确定精馏塔操作已达 稳定？本实验装置能否精馏出98%（质量）以上的酒精？为什么？ 13)各转子流量计测定的介质及测量条件与标定时的状态不同，应如 何校正？
高一化学氧族元素教案
氧族元素复习课 ●教学目标 1.掌握氧族元素原子结构与元素化学性质的递变规律。 2.掌握二氧化硫的化学性质，了解其用途及对空气的污染，增强环保意识。 3.掌握浓硫酸的化学特性及硫酸根离子的检验方法。 4.通过硫及其重要化合物的相互转化关系的学习，培养学生归纳、总结知识的能力。 5.通过针对练习，训练学生知识迁移和应用能力。 6.进一步体会学习元素化合物知识的方法。 ●教学重点 1.氧族元素的原子结构与元素化学性质的递变规律。 2.归纳总结硫及其重要化合物之间的相互转化关系。 3.硫酸根离子的检验方法。 ●教学难点 硫及其重要化合物之间的相互转化。 ●课时安排 1课时 ●教学方法 归纳总结、练习巩固 ●教具准备 投影仪 ●教学过程 ［讲述］硫及其重要化合物包括的物质较多，性质也较复杂，而掌握物质的化学性质是本章学习的重点。为此，建议从三个方面去把握：（1）单质、化合物的相互关系；（2）元素价态与性质的关系；（3）是否具有特殊性。每一种物质要往类上归纳，掌握其通性，同时还要注意它所处的价态，掌握其氧化性和还原性，另外考虑物质有无特殊性。 ［板书］一、知识点及规律（投影展示） 1.氧族元素原子结构和元素性质 ［投影板书］由学生归纳表中内容。
氧化剂：HNO 3、浓H 2SO 4 KMnO 4、O 2、Cl 2、Br 2、I 2等 2.价态与氧化性、还原性的规律 ［学生小结］H 2S 及－2价硫化物中，硫的价态最低，硫元素只具还原性，浓硫酸中，硫的价态最高，硫元素只具氧化性，而单质硫、二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐中的硫处于中间价态，既具有氧化性，又具有还原性。 3.H 2S 和S 2－ 有较强的还原性，应掌握以下规律： ［说明］O 2、Cl 2因条件不同，位置可能有变化。 ［举例］如H 2S+I 2====S ↓+2HI 2H 2O+2F 2====O 2+4HF 显然，上述关系式中，S 2－ 应具较强的还原性，易被氧化。 ［学生小结并投影板书］S 2－ S ↓ ［说明］S 2－ 被氧化时，常产生单质硫的浅黄色沉淀，这是实验中的重要现象，依此可推断。 4.掌握下列物质的性质及其应用 （1）硫：氧化性、还原性 （2）硫化氢：不稳定性、还原性（包括可燃性） （3）氢硫酸：不稳定性、弱酸性、还原性（S －2）、氧化性（H + ） （4）二氧化硫：酸性氧化物的性质、还原性、氧化性、漂白性 （5）亚硫酸：酸性、不稳定性、氧化性、还原性 （6）浓硫酸：酸性、难挥发性（高沸点）、稳定性、吸水性、脱水性、强氧化性 5.二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐的还原性比较 按SO 2 H 2SO 3 NaSO 3顺序还原性增强。 ［讲述］H 2SO 3、Na 2SO 3通常就可被O 2氧化。因此，保存和使用时要防止被氧化变质。而SO 2则需在催化剂、加热条件下才能转化为SO 3。那么SO 2通常可被哪些氧化剂氧化呢？ ［回答］如溴水、高锰酸钾溶液等。 6.掌握二氧化硫的漂白原理，以及与HClO 漂白原理的差异，并对高中阶段出现的具有漂白能力的物质进行归纳总结。 ［引导分析并投影板书］ 还原性依次增强 氧化性依次增强 H 2S S SO 2 H 2SO 4 －2 0 +4 +6 还原性依次增强 氧化性依次增强 S 2－ I － Br － Cl － F － S I 2 Br 2 Cl 2 O 2 F 2 +4 +4 +4
无机化学第十六章氧族元素习题
第16章氧族元素 16-1 写出下列物质的化学式。 （1）方铅矿; (2)朱砂; (3)闪锌矿; (4)黄铜矿; （5）黄铁矿; (6)芒硝; (7)海波; (8)保险粉 解: (1)PbS (2)HgS (3)ZnS (4)CuFeS2 (5)FeS2 (6)Na2SO4·10H2O (7)Na2S2O3·5H2O (8)Na2S2O4·2H2O 16-2 命名下列硫的含氧酸及盐。 (1)K2S2O7; (2)H2SO5; (3)K2S2O8; (4)Na2S2O3·5H2O; (5)Na2S2O4; (6)Na2SO3; (7)Na2S4O6; (8)Na2SO4·10H2O 解: （1）焦硫酸钾(2)过一硫酸(3)过二硫酸钾 （4）五水合硫代硫酸钠(俗称海波) (5)连二亚硫酸钠 (6)亚硫酸钠(7)连四硫酸钠(8)十水合硫酸钠(俗称芒硝) 16-3 完成并配平下列反应方程式。 （1）H2S+ClO3-+H+ ------ （2）Na2S2O4+O2+NaOH------ （3）PbO2+H2O2 ------ （4）PbS+H2O2 ------- （5）S+NaOH(浓)------ （6）Cu+H2SO4(浓)------ （7）H+H2SO4(浓)------ （8）H2S+H2SO4(浓)------ （9）SO2Cl2+H2O------ （10）HSO3Cl+H2O------ 解: (1)5H2S + 8ClO3- === 5SO42- + 2H+ + 4Cl2 +4H2O （2）Na2S2O4 + O2 +2NaOH === Na2SO3 + Na2SO4 + H2O (3)PbO2+H2O2 === PbO + H2O + O2↑ (4)PbS+4H2O2 === PbSO4 + 4H2O (5)3S + 6NaOH(浓) === 2 Na2S + Na2SO3 + 3H2O （6）Cu +2H2SO4(浓) === CuSO4 + SO2↑+ 2H2O （7）S + 2H2SO4(浓) === 3SO2↑+2 H2O （8）H2S + H2SO4(浓) === S↓+ SO2+ 2H2O （9）SO2Cl2+2H2O === H2SO4+2HCl (10)HSO3Cl+H2O === H2SO4+HCl 16-4 完成下列各反应的化学方程式。 （1）Na2O2与过量冷水作用; （2）几滴热水滴在Na2O2固体上; （3）电解硫酸与硫酸铵的混合溶液; （4）将难溶于水与酸的Al2O3变成可溶于水的硫酸盐; （5）无氧条件下Zn粉还原酸式亚硫酸钠溶液; （6）将SeO2溶于水,然后通SO2Q气体;