氧族元素2
《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
氧族元素的化学性质概述
氧族元素的化学性质概述氧族元素是指位于周期表第16族的元素，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）和钋（Po）。
这些元素在化学性质上有一些共同的特征，下面将对其进行概述。
1. 氧（O）是氧族元素中最常见的元素，它具有很高的电负性，常以氧化态存在，如氧气（O2）。
氧气在自然界中广泛存在，是生物呼吸和燃烧过程的必需物质。
此外，氧还可以与其他元素形成氧化物，如水（H2O）和二氧化碳（CO2）。
2. 硫（S）是氧族元素中的重要成员，它具有特殊的气味，并且常以多种氧化态存在。
硫广泛用于制备硫酸和硫化物等化合物，在工业和农业中有着重要的应用。
此外，硫还参与形成一些重要的有机化合物，如蛋白质和维生素。
3. 硒（Se）是一种稀有元素，在自然界中以少量的形式存在。
它的化学性质与硫和氧相似，但相对不太活泼。
硒在医学和电子领域有一些应用，如用于制备照相底片和太阳能电池。
4. 碲（Te）是一种半金属元素，具有金属和非金属的特性。
碲的化学性质与硫和硒相似，但较不活泼。
碲的一些化合物在光电子学和电子领域具有重要应用。
5. 钋（Po）是最稀有的自然元素之一，具有放射性。
钋的化学性质相对较少研究，但其化合物在某些领域具有特殊的应用，如核能和医学。
总结起来，氧族元素具有一些共同的化学性质，如形成氧化物、参与有机化学反应等。
每个氧族元素在各自的领域都有着重要的应用，为化学和工业进展做出了重要贡献。
参考资料：- Smith, J. R. (2011). Main group chemistry. Royal Society of Chemistry.- Miessler, G. L., & Tarr, D. A. (2013). Inorganic chemistry. Pearson.。
2、氧族元素
氧族元素§12-1氧及其化合物§12-2硫及其化合物§12-3硒分族Oxygen (O)Sulfur (S)Selenium (Se)Tellurium (Te)Polonium (Po)也称为成矿元素Electron configuration: n s2 n p4§12-1氧及其化合物一、单质1．除了He 、Ne 、Ar 以外，氧与所有元素化合，只有与氟化合时，才呈还原性，在与化合物PtF 6反应时，也呈还原性。
2．最常见的氧化数为−2，还有+2 (OF 2)，+4 [O (O 2)]，+1 (O 2F 2)，−1 (H 2O 2)3．氧的单键离解能为142kJ·mol −1，而硫的单键离解能为268kJ·mol −1。
解释：(1) 氧的原子半径小，孤对电子对之间有较大的排斥作用；(2) 氧原子没有空的d轨道，不能形成d −pπ键，所以O－O单键较弱。
4．氧元素在地球上的丰度最高，达58% (以mol计)，16O (993759%)，17O (0.037%)，18O (0.204%)；14O，15O，19O为人工合成的同位素，t为数十秒。
1/25．氧分子有顺磁性，用分子轨道理论解释。
O 2制备2KClO 3 2KCl +3O 22KMnO 4 K 2MnO 4 + MnO 2 +3O 2ΔΔMnO 2O 2分子是唯一具有顺磁性的偶数电子气态双原子物类，磁矩μ= 2.82 B.M.。
液态时为浅蓝色，由于基态电子向激发态跃迁的结果。
O 2-中有成单电子，所以超氧化合物有顺磁性，且有颜色。
1s1sσ1s σ*1s 2s2s σ2sσ*2s2p2pσ2px σ*2pxπ2py π2pzπ*2py π*2pzO OO 2 + 4H+ + 4e 2H2O ϕΑθ = 1.229 V O2 + 2H2O + 4e 4OH-ϕΑθ = 0.401 V O2 + 4H+ + 4e 2H2O ϕΑθ = 0.815 V PH = 7O3 (Ozone)可看作O(O2)，实际上是O2的同素异形体(allotrope）它是抗磁性物质（diamagnetic material），d(O-O)介于（O－O）和（O＝O）之间，它有两个σ键，一个Π34键，即中心氧原子采取sp2杂化。
第一节 氧族元素
（1）相似性：
一般①化合价：最高正价为+6、最低负价为-2，中间价态为+4，常 见氧化物有RO2、RO3两种，对应水化物有H2RO3、H2RO4两种。 ②氧族元素单质大部分都有同素异形体。 ③O、S、Se的单质可与氢气直接化合生成氢化物，碲（Te)通常不 能直接与氢气化合，其氢化物只能通过其它反应制取。 ④氧族元素的单质能与大多数金属反应。（Po除外）
（1）硫的还原性： （2）硫的氧化性：
S + O2===SO2；一般不直接生成SO3。
点燃
△ △ △ 2Na + S = Na2S; Fe + S == FeS; 2Cu + S == Cu2S; Mg + S == MgS; △ △ 2Ag + S = Ag2S; Hg + S == HgS; 2Al + 3S== Al2S3; H2 + S == H2S 。
（1）极强的氧化性：
SO2 + O3 = SO3 + O2; 2Ag + 2O3 = Ag2O2 + 2O2; Na2SO3 + O3 = Na2SO4 + O2; 2KI + H2O + O3 = 2KOH + O2 + I2;
2Ag + O3 = Ag2O + O2;
（2）转变成臭氧： 2O3 = 3O2 ; 高温或接收紫外线迅速分解。 （3）重要用途：漂白、脱色、杀菌、消毒。 雷雨过后，少量O2在放电时转化为O3，能刺激人的神经中枢，
检验：湿润的醋酸铅试纸（变黑）
尾气吸收： NaOH、稳定性：H2S===H2 + S 点燃 (2)可燃性: 2H2S + O2 === 2S + 2H2O 点燃 2H2S + 3O2 === 2SO2 + 2H2O (3)还原性：
氧族元素(2)
保护地球生命的高空臭氧层面临严重的威胁 南极上空的臭氧层空洞
过氧化氢
物理性质：无色粘稠液体，水溶液俗称双氧水。 结构特点：
化学性质: 1、弱酸性：Na2O2 + 2HCl = H2O2 + 2NaCl（强酸制弱酸） 2、氧化性：（还原产物为H2O，不会引入新的杂质） 3、还原性：（氧化产物为O2 ） 4、不稳定性
无味
紫黑色
雪花状淡蓝色
-112.4℃
-183℃
-251℃
-218℃
臭氧比氧气活泼
臭氧的化学性质：
不稳定性： 2O3 ＝ 3O2
强氧化性：
12Ag + 2O3 == 6Ag2O
O3 + 2KI + H2O == I2 + 2KOH + O2 漂白性：
除铂、金、铱、氟以外，臭氧几乎可与元素周期 表中的所有元素反应。臭氧可与K、Na反应生成氧化 物或过氧化物，在臭氧化物中的阴离子O3实质上是游 离基。臭氧可以将过渡金属元素氧化到较高或最高 氧化态，形成更难溶的氧化物，人们常利用此性质 把污水中的Fe2+、Mn2+及Pb、Ag、Cd、 Hg、Ni等重金 属离子除去。此外，可燃物在臭氧中燃烧比在氧气 中燃烧更加猛烈，可获得更高的温度。
（C）亚硒酸是一种中强酸
（D）硒化氢在空气中燃烧生成二氧化硒
3．下列氢化物的还原性由强到弱排列顺序中，正确的是（ A ） （A）H2Se > H2S > HI > HBr > HCl （B）H2S > H2Se > HI > HBr > HCl （C）HI > HBr > HCl > H2S > H2Se （D）H2Se > H2S > HCl > HBr > HI
《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
第一节氧族元素
第一节氧族元素在上一节课中，我们学习了氧族元素的一些基本性质和共同特点，包括原子半径、电离能、电负性等。
本节课我们将深入探讨氧族元素的化合价、离子半径以及其氧化还原性质等更加详细的内容。
希望大家能够认真听讲并积极思考。
首先，让我们来讨论一下氧族元素的化合价。
氧族元素的化合价主要以-2为主，这是因为氧族元素的电子构型中最外层的s和p轨道都是占满的，而且氧族元素具有很高的电负性，因此倾向于接受电子形成阴离子。
在大多数情况下，氧族元素的氧化态为-2，如H2O、CO2等。
但也有一些例外情况，比如在过氧化物中，氧元素的氧化态为-1，如H2O2、Na2O2等。
此外，氧族元素还可以表现出正的氧化态，如H2O2中的-1和O2中的0等。
接下来，我们来讨论一下氧族元素的离子半径。
离子半径主要受到两个因素的影响：电子层排布和电荷。
对于氧族元素来说，虽然它们的电子构型相同（ns2np4），但由于核电荷的增加，电子层的有效屏蔽效果会减弱，因此电子云会更加收缩，离子半径会变小。
此外，氧族元素的离子半径受到电荷的影响。
当氧元素接受两个电子形成O2-离子时，由于电子的引入，电荷增加，电子云更加紧密，离子半径变小。
当氧元素失去两个电子形成O2+离子时，离子半径变大。
这样，离子半径的变化对氧族元素的化学性质产生了重要影响。
最后，让我们来讨论一下氧族元素的氧化还原性质。
由于氧族元素具有很高的电负性，因此倾向于接受电子形成阴离子。
氧族元素可以与大多数金属形成离子键，将电子从金属转移到氧元素上。
这使得金属被氧元素氧化成阳离子，而氧元素被还原成阴离子。
这就解释了为什么氧族元素通常具有负的氧化态。
此外，由于氧族元素的电负性和电子亲和能很高，它们还可以与非金属形成共价键。
在共价键中，氧元素会与非金属共享电子对，形成共价化合物。
值得注意的是，氧族元素中的电负性逐渐递减，这意味着氧族元素越靠近周期表右侧，其共价键性质越显著。
在氧族元素的氧化还原反应中，氧元素通常是氧化剂，因为它倾向于接受电子。
【襄樊五中】第六章第1节《氧族元素》第2课时
第六章 硫和硫的化合物 环境保护第一节 氧族元素（2课时）第二课时一、本课要点1． 同素异形体的概念2． 臭氧的性质及与人类的关系3． 过氧化氢的性质及用途二、课前思考1． 举例说明同素异形现象。
2． 单质硫的物理、化学性质。
3． O 3对环境保护的重要意义在哪里？4． H 2O 2中氧元素的化合价是多少？分析此价推测它可能的性质。
三、同步训练1． 下列关于硫的性质叙述中正确的是（ ）。
A ．淡黄色晶体，易溶于水，易挥发B ．易溶于CS 2，在空气中燃烧生成SO 2，SO 2溶于水生成亚硫酸（H 2SO 3）C ．与铜、铁、氧气等物质反应，硫均为氧化剂D ．硫燃烧生成SO 3，SO 3溶于水生成H 2SO 42． 某种单质硫的分子由x 个硫原子组成，取n mol 这种硫的单质在足量的氧气中完全燃烧生成8n molSO 2，关于这种单质的结论不正确的是（ ）。
A ．化学式为S 8B ．相对分子质量为256C ．摩尔质量为256g ·mol －1D ．1mol 这种单质完全燃烧需1molO 23． 我国在1993年研制成功一种由质量数为18，质子数为8的氧原子构成的双原子分子气体，下列说法正确的是（ ）。
A ．这种气体是氧气的同位素B ．同臭氧一样，这种气体是氧气的同素异形体C ．这种分子在化学反应中不能再分D ．这种分子与221H 化合成水的式量为224． 下列各反应中，硫表现出还原性的是（ ）。
A ．硫和氢气B ．硫和氧气C ．硫与铁D ．硫与铜5． 下列有关硫元素的说法错误的是（ ）。
A ．既有氧化性又有还原性，以氧化性为主B ．有多种同素异形体C ．其氧化物对应的水化物只有H 2SO 4D ．通常其单质为淡黄色固体6． 一种比黄金贵百倍的2188O 气体，在兰州物理研究所制备成功，1mol 这种2188O 气体中所含中子的物质的量为（ ）。
A ．36molB ．20molC ．16molD ．10mol7． 在硫蒸气中有S 2、S 4、S 6、S 8等，现分离出等质量的S 4和S 8两种成分，在相同状况下两种气体的（ ）。
无机化学——氧族元素
52 84
价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4
主要氧化数
-1金、属0-性2增、 强-+，24非、、金0+属、6性-++减262弱、、+04、
-2 、 0 、
+2 、+4 +6 增大
-
原子半径/pm 66 104 117 137 153
增大
离子 r(M2-)/pm 140 184 198 221 -
硫、硒、碲还可利用外层d轨道形
离子 r(M2-)/pm 1成4氧0化数为1+28、4+4、+6的1化9合8物 221
-
半径r(M6+)/pm - 29 42 56 67
I1/(kJ·mol-1) 1314 1000 941 869 812 电负性( p) 3.5 2.5 2.4 2.1 2.0
11.3.1 氧族元素概述
52 84
价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4
主要氧价构层，化电即数子有构较型强为的-1非ns、2金0n-p属24，性、其-+原24子、获、0+两、6个电-++2子62可、、达+0到4、稳-++定262电的0氧4化数为-2117 137 153
11.3.1 氧族元素概述
ⅥA
氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) (Po)
原子序数 8 16 34 52 84
价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4
半衰期为138.7 天。
主要氧化数 -1 -2 -2 0 -+22 +04 -+22 +04 为纯生氧命用元于素医。疗为主富和火角氧高药。空空有(K气飞C斜lO或行方3少、，、硫是年量S、、居发硒单C、里现对) 斜夫的人硫人体于新、 1陈89代、8谢起可、制、造合、金。在、、
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I2 + 2S2O32― = 2I― + S4O62― （连四硫酸根）
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2 氧和臭氧
2.4 臭氧
不稳定性 2O3 = 3O2 放热
氧化性（主要），配位性（生物体中重要） 由氧族元素△G Ø /氧化数图讨论。
• 氧化性
Θ (O2/H2O) = +1.23V, Θ (O2/OH-) = +0.40V ，
O2 + NH3 → Fe S H2 S HI CH4 … H2O + N2 或 NO Fe3O4, FeO, Fe2O3 SO2(g) S 或 SO2(g) I2 CO2、CO 或 C …
多数离子型氧化物的熔点很高；
多数共价型和少数离子型氧化物的熔点较低
氧化物对水的作用
（1）溶于水但无显著化学作用的氧化物，如RuO4、OsO4 （2）同水作用生成可溶性氢氧化合物，如Na2O、BaO （3）同水作用生成不溶性氢氧化合物，如BeO、MgO （4）既难溶于水又不同水作用的氧化物，如Fe2O3、MnO2
2 氧和臭氧
(2) O3化学性质
腥臭味，液态呈深蓝紫色 分析：①分子结构
2.4 臭氧
强氧化性，不稳定性
4
O3 + e = O3 ―
4 3
( 3 )
5 3
例 KO3，NH4O3
2e 2e
4 3
键级↘
O3 + 2e = O3 2 ―
6 3
,大π键打开，形成臭氧链
（―O―O―O―）2― 如 O3F2 F―O―O―O―F
无机化学
15 氧族元素
Chapter 15 Oxygen Family Element
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基本内容和重点要求
氧族元素通性 氧和臭氧的结构、性质及用途 水结构、性质 过氧化氢结构、性质及用途 硫及其化合物 硒和碲 无机酸强度的变化规律
重点要求掌握氧族元素通性，氧、臭氧、水、 过氧化氢的结构和性质，硫化物及其含氧酸
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3 水
3.1 水在自然界中的分布 3.2 水的结构
（1）水分子结构 （2）液态水的结构 （3）冰的晶体结构 水的缔合 (H2O)x
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 （3）同第六主族其它元素的氢化物比较 （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
在有限氧气条件下，则得低价氧化物。
（2）氢氧化物或含氧酸盐的热分解
（3）高价氧化物的热分解或通氢还原，可以得到低价氧 化物。 （4）单质被硝酸氧化可得到某些元素的氧化物，
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2 氧和臭氧
氧化物的键型 2.6 氧化物
离子型和共价型，P578表13-4、13-5
氧化物的熔点（与晶格结构有关）
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2 氧和臭氧
2.4 臭氧 ②热力学
△G /F-Z图
斜率 = Θ 酸介质： O3 + 2H+ + 2e = H2O + O2(g)
Θ(O3/H2O) = +2.07V
碱介质: O3(g) + H2O + 2e = 2OH― + O2(g)
Θ(O3/OH―) = +1.24V
可见，无论酸、碱介质，O3(g)均具强氧化性， 尤其是在酸介质中。
3.4 水的状态图
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3 水
水
水蒸气
水的蒸气压曲线图
冰的蒸气压曲线图
水的状态图
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3 水
3.5 水的化学性质
（1）热分解作用 热稳定性很高 2H2O(g)
（2）水合作用 强极性分子，溶剂
2H2(g) + O2(g)
NH3(g) + nH2O ─→ NH3(aq) 若水与离子发生水合作用，则形成水合离子，如： HCl(g) + nH2O ─→ H+(aq) + Cl-(aq)
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2 氧和臭氧
2.1 氧在自然界中的分布
O2 和 O3 ， 同素异形体
2.2 氧的制备
空气和水是制取O2 的主要原料。 工业，液化空气分馏 实验室，由氧化物或含氧酸盐制备
2.3 氧的结构、性质和用途 （1） 氧分子结构
VB： O 2S2 2Px1 2Py1 2Pz2 | | O 2S2 2Px1 2Py1 2Pz2 即O=O 应为“逆磁”。 上页 下页 退出
O2分子磁矩 μm= n(n+2) BM =2.83 BM
· · · O · ·
· · O· · ·
（2） O2性质和用途
无色气体，液态和固态均为淡蓝色 固态时有O4 O2在水中以水合物形式存在 上页 下页 退出
2 氧和臭氧
O4可能结构： O O
2.3 氧的结构、性质和用途
O O
· · ·
· · ·
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2 氧和臭氧
氧化物的酸碱性 （1）酸性氧化物，与碱作用生成盐和水，如CO2、P2O5 （2）碱性氧化物，与酸作用生成盐和水，如K2O、MgO （3）两性氧化物，既与酸作用，又与碱作用，分别生成相应 的盐和水,如Al2O3、ZnO （4）中性氧化物，既不与酸也不与碱作用，如CO （5）复杂氧化物，分别由其低价氧化物和高价氧化物混合组 成，而同一元素的低价氧化物高价氧化物的碱性为强，对酸碱 的作用也不同。如Fe2O3、Pb2O3 2.6 氧化物
(3) O3生成和制备
雷电、紫外光、臭氧发生器
2.5 氧的成键特征
（1）氧化态：O一般为-2
此外： -1 H2 O2 +1 O2F2 类似 ：F < Cl +2 OF2
（2）EA1：O < S
（3）键解离能 • 单键（E-E）
O-O < S-S > Se-Se > Te-Te
142
264
172
---
多数氧化物为离子型，而硫化物、硒化物、碲化物多数为共价型， 仅IA、IIA化合物Na2S、BaS……等为离子型。 • 配位数 中心原子 周期 价轨道数 C.N.max O 二 4 4 S 三 9 6 上页 下页 退出
2 氧和臭氧
2.6 氧化物 氧化物的制备方法
（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；
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2 氧和臭氧
例如 2Ag + 2O3 = Ag2O3 + 2O2 油画处理: PbS(S) + 3O3(g) = PbSO4(s) + O2(g) 黑 含氰废水处理： 白
2.4 臭氧
2I― + H2O + 2O3 = I2+ 2O2 +2OH―
CN― + O3 = OCN― + O2↑
• 沸石水：这种水分子在某种物质(如沸石)的晶格中占据相对无规律的 位置，当加热脱除这种水分子时，物质的晶格不被破坏。
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3 水
（3）水解作用 PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
Cl2 + H2O = HClO + HCl
（4）自离解作用
微弱电离
H2O + H2O H2 O
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2 氧和臭氧
• 配位性质
2.3 氧的结构、性质和用途
人血红蛋白中的血红素Hb是卟啉衍生物与Fe(II)形成的配合物，具 有与O2络合的功能： HbFe(II) + O2 === HbFe(II) O2
2.4 臭氧
平流层（20 ~ 40 km）: O3 0.2ppm ,可吸收5%紫外线。
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ns2np4 由大到 小变化
-590.4 -420.5 -------
单键解离能/kJ· -1 mol
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1
氧族元素通性
（1）最外层电子结构 ns2np4 （2）电子亲合能E
S > Se > Te
（3）电负性
பைடு நூலகம்
O > S > Se > Te
（4）氧化数
元素
O
S
Se
Te
氧化数 -2,-1,0 -2,0,+2,+4,+6 -2,0,+2,+4,+6 -2,0,+2,+4,+6
4
键级 (2 0) / 2 1
4 3
O3 中O―O键级 = 2 3 1 1 / 2 1.5 0.58 D (Debye) O3 0.58 3.334 10 30 cm
4
1
1.93 10 30 cm
O3键长比O2长，键能比O2小 O3是单质分子中唯一电偶极矩 ≠0的物质。 上页 下页 退出
2 氧和臭氧
MO: O2[KK (σ2s)2(σ2s*)2(σ2px)2 (2py)2(2pz)2(2py*)1(2pz*)1] (σ2px)2
构成一个σ 键
2.3 氧的结构、性质和用途
(2py)2(2py*)1
(2pz)2(2pz*)1 · O · ·O ·· ·
三电子 键
三电子 键 或