第十五章氧族元素
《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
氧族元素归纳
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素1．复习重点1．氧族元素得物理性质与化学性质得递变规律;２.硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢得物理性质与化学性质;３.重点就是硫得化学性质及氧族元素性质递变规律。
２.难点聚焦（二）臭氧与过氧化氢臭氧与氧气就是氧得同素异形体,大气中臭氧层就是人类得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1、 硫及其化合物得性质(一)硫及其重要化合物间得相互转化关系(见上图）注意:1、氧化性酸与酸得氧化性得区别酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸酸得氧化性应包括H +得氧化性(酸所共有得)与酸根得氧化性(氧化性酸得特点)两种类型 ２、根据氯气、硫等非金属单质性质得学习,掌握非金属单质性质得一般方法应从下列几个方面分析:与氢气得反应;与金属得反应;与氧气得反应;与非金属得反应;与水得反应;与氧化物得反应;与碱得反应;与酸得反应;与盐得反应；(与有机物反应)等。
３、掌握化合物性质得一般方法应从下列几个方面分析:稳定性;可燃性;酸碱性;氧化性与还原性;特殊性等。
３.例题精讲[例1］哪些实验事实说明氯元素得非金属性比硫元素强,并用原子结构知识加以解释。
解析:目前,已学习过多种非金属元素，通过卤族、氧族元素得学习可得出,比较两种非金属元素得非金属性相对强弱一般可根据以下几方面得实验事实:①非金属单质与H2化合得难易以及氢化物得稳定性大小;②最高价氧化物对应水化物得酸性强弱；③非金属单质间得置换反应。
答案:可以说明氯元素非金属性比硫元素强得主要实验事实有:①氯气与氢气反应时光照可发生爆炸,反应剧烈,硫单质加热变为蒸气才可与Ｈ２化合,且H2S不如HCｌ稳定;②H２SO ４得酸性不如HＣlO4强;③Ｈ2Ｓ与Ｃl2反应可生成硫单质;④铁与Ｃｌ２反应生成ＦeCｌ3,而硫与铁反应生成FeS。
S、Cl两原子电子层数相同,但Cl原子最外层电子数较多,且Cｌ原子半径比Ｓ原子小,最外层电子受原子核得引力较大,故氯元素非金属性应比硫元素强。
氧族元素知识点总结
4Na+O2=2Na2O③与非还原性化合物作用2NO+O2=2NO24FeS2+11O22Fe2O2+8SO2④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↓+2H2Ob.亚硫酸及其可溶性盐2H2SO3+O2=2H2SO4，2Na2SO3+O2=2Na2SO4c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3d.苯酚e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O2=2H2O+2I2⑥吸氧腐蚀（如：铁生锈）负极：2Fe—4e—=2Fe2+正极：O2+4e—+2H2O=4OH—Fe2++2OH—=Fe(OH)24Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O（2）生成氧气的反应方程式）硫单质的反应 ①H2S H2+S↓②③H2S+X2=2HX+S↓（X2是指卤素单质，即Cl2，Br2，I2）④H2S+Pb(Ac)2=PbS↓+2HAc⑤H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4⑦FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑（H2S的实验室制法）一、硫及其化合物的性质（一）硫及其重要化合物间的相互转化关系（见上图）注意：1、氧化性酸与酸的氧化性的区别酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸酸的氧化性应包括H+的氧化性（酸所共有的）与酸根的氧化性（氧化性酸的特点）两种类型2、根据氯气、硫等非金属单质性质的学习，掌握非金属单质性质的一般方法应从下列几个方面分析：反应；与金属的反应；与氧气的反应；与非金属的反应；与水的反应；与氧化物的反应；与碱的反应；与酸的反应；与盐的反应；（与有机物反应）等。
3、掌握化合物性质的一般方法应从下列几个方面分析：稳定性；可燃性；酸碱性；氧化性和还原性；特殊性等。
2.5 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SO2、HCl、NH3）；易液化（－10℃）4、SO2的化学性质1）、酸性氧化物能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3（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。
第15章氧族元素
(π
2pY)
2
(π
2pZ)
2
Байду номын сангаас
(π
*
2pY)
1
(π
*
2pZ) *
1
] ，氧分子形成一
1
个 σ 键，两个三电子 π 键（小 π 键） ，分别由 ( π 和 (π
* 1 2pZ)
2pY)
2
和 (π
2pY)
以及 ( π
2pZ)
2
形成。表示成：O O。O2 分子的分子轨道排布式表明，分子内存
取 sp3 杂化，如 H3O +离子；d、在 b 的基础上再形成一个配件，即形成一个共价 三键，此时 O 原子多取 sp 杂化，如 CO 分子；e、接受一对电子形成配位键：→ O，此 O 原子成键时核外电子要重派以便空出一个 p 轨道，如在有机胺的氧化物
2
中；f、在 e 的基础上提供一对 p 电子形成反馈键，如在含氧酸中存在的反馈 d-p π 键。 (二 )、以 O2 分子为结构基础的成键情况 1、形成离子键成为 O 2-离子，形成离子型化合物，如金属超氧化物 KO 2 等； 2、O2 分子结合两个电子，形成 O 22-离子或共价的过氧链—O —O—，形成离 子型过氧化物如 Na2O2，或共价型的过氧化物如 H2O2； 3、失去一个电子形成二氧基阳离子 O2 +的化合物，如 O2[PtF6]等； 4、提供一对 p 电子形成配位键，如[HmFe← O2]。Hm 是卟啉衍生物。 (三 )、以 O3 分子为结构基础的成键情况 结合一个电子形成 O3-离子或共价的臭氧链—O—O —O—，生成离子型的臭 氧化物如 KO3，或共价型的臭氧化物如 O3 F2。 二、单线态氧及其性质 先看基态氧的情况：分子轨道理论对 O2 分子的描述： O2[KK(σ 2s)2(σ 其中π
化学竞赛无机化学绝密 氧族元素 ppt课件
地壳中质量含量为 0.026 %， 列第 17 位。
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3
硒 Se 硒铅矿 PbSe 硒铜矿 CuSe
硒在地壳中质量含量为 5 10－6 %
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4
碲 Te 碲铅矿 PbTe 黄碲矿 TeO2 碲在地壳中质量含量约 为 5 10－7 %
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2 KCl
+
3 O2
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8
工业上制取 O2 的方法是分馏液 化空气。
N2 b.p. 77 K
O2 90 K
沸点之差很大，足以将两者分离。
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9
2. 氧气的性质 常温下，氧气无色无味无臭。 O2 为非极性分子，H2O 为极 性溶剂，故在 H2O 中溶解度很小。
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10
在水中有水合氧分子存在
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27
两个柱状容器盛装稀硫酸， 同轴放置。
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28
5－20 kV
两个容器中的稀硫酸，分别与 5－20 kV 高压电源的两极连接。
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29
5－20 kV
烧杯盛装淀粉碘化钾溶液，用 以检验产物。
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30
5－20 kV 空气
臭氧
鼓气器
淀粉 KI 溶液 稀硫酸
鼓入空气，高压放电使其中
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33
O3 淡蓝色，有鱼腥气味，由 于分子有极性，在水中的溶解度比 O2 大些。
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34
O3 氧化性很强
O3 + 2 H+ + 2 e = O2 + H2O E ⊖ = 2.08 V
O3 + H2O + 2 e = O2 + 2 OH－ E ⊖ = 1.24 V
课件无机化学15_氧族元素
15-2 氧 及 其 化 合 物 15-2-1 氧 气 单 质
1．O2有何结构特点？该结构可使其具有何种 反应性？ 2．何谓单线态氧？单线态氧有何结构特点？对 人体的生理过程有何影响？
15-2-1 氧 气 单 质
1．O2有何结构特点？该结构可使其具有何种反 应性？ 结构特点：在π轨道中有不成对的单电子， O2分子具有偶数电子同时又显示顺磁性。 反应性： 形成离子型、共价型、O22-、O2-
H2O2的检验：
在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二
过氧合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成
的CrO5显蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在
乙醚层中显蓝色，可以相互检验。
4H2O2+H2Cr2O7===2Cr(O2)2O+5H2O 2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+===2Cr3++7O2↑+10H2O
OH 乙基蒽醇 O C2H5 + H2O2
15-2-4 过 氧 化 氢
2．H2O2有哪些主要性质？ 热稳定性差 弱酸性 氧化还原性 形成过氧化链（过氧链转移）
H2O2的不稳定性和酸性: H2O2的分解速率随OH-浓度的增大而加 快，某些金属离子也可催化H2O2的分解(如
Mn2+、Fe2+、Cu2+)。
O O O
O O O
• •
ห้องสมุดไป่ตู้
Π
4 3
15-2-3 臭 氧
2．比较O3和O2的价键结构，说明为什么氧化性 O3>O2，热稳定性O3<O2?
15-2-4 过 氧 化 氢
1．H2O2有哪几种制备方法？ 2．H2O2有哪些主要性质？ 3．从电极电势说明：H2O2作氧化剂和还原剂 的相对强弱？H2O2作氧化剂还原剂有何优点？
氧族元素
一、氧族元素的性质1、相似性①单质与金属的反应(与大多数金属直接化合)②化合价为—2、+4、+6(氧一般无正价，除OF2中)。
③氧、硫、硒、碲的气态氢化物(碲不能直接与氢气化合)，通式为H2R，它们的稳定性逐渐减弱，即热稳定性：H2O＞H2S＞H2Se＞H2T e，其中后三者水溶液都是弱酸。
④硫、硒、碲都有两种氧化物RO2和RO3，对应水化物通式为H2RO3、H2RO4。
2、递变性同一主族元素从上至下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力依次增强，得电子能力依次减弱。
因此，氧族元素依氧、硫、硒、碲的顺序，非金属性逐渐减弱。
3、根据元素周期律的有关知识，比较氧族元素与同周期元素非金属性的强弱在同一周期中，从左至右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
以第三周期V A、ⅥA、ⅦA族磷、硫、氯元素为例，非金属性从磷到氯依次增强，可从以下性质证实：①与氢气化合难易：(P与H2的反应很难进行)②气态氢化物稳定性：HCl＞H2S＞PH3；③最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4④与变价金属反应时，氧化产物价态越高，则单质氧化性越强：P很难跟金属反应。
例1．下列关于氧族元素的叙述正确的是（）A．氧族元素都能直接跟氢气化合，生成气态氢化物B．它们的含氧酸只有H2RO4形式C．氧族元素固体单质都不导电D．氧族元素中氧的非金属性最强解析：氧族元素中氧、硫是典型的非金属元素，硒、碲虽是非金属，但也具有金属的某些性质。
氧族元素单质与氢气化合能力逐渐减弱，氧气与氢气点燃下就直接化合，硫与氢气在加热条件下化合，硒与氢气的化合温度则更高些，碲与氢气一般不能直接化合。
氧族元素的单质中，氧气和硫不能导电，硒是半导体、而碲能够导电。
氧族元素的含氧酸有H2RO3和H2RO4形式两种。
答案：D二、单质硫1、物理性质淡黄色晶体，俗称硫磺，难溶于水、密度比水大，微溶于酒精，易溶于CS2，所以洗涤试管壁附着的硫单质，可用CS2将其溶解。
第15章氧族元素-2004
酸性介质: S+2H2 (aq)+2e-=H2S(aq) =0.14V 碱性介质: S+2e-=S2-(aq) = -0.48V • 可见，S2-易被氧化为单质硫 • 在碱性介质中的还原性比在酸性介质中强 • 但强氧化剂可使S2-氧化为硫酸 H2S+2FeCl3=S↓+2FeCl2+2HCl H2S+I2= S↓+2HI H2S+4Cl2+4H2O=H2SO4+8HCl
水解性 Na2S+H2O=NaHS+NaOH 硫化碱 Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑ Cr2S3+6H2O=2Cr(OH)3↓+3H2S↑ Al2S3、Cr2S3等在水溶液中是不存在的。
多硫化物 • 制备：在可溶硫化物的浓溶液中加入硫粉 S2-+(x-1)S→Sx2• 特点：随x的增加，物质颜色从黄经过橙 黄而变为红色 2(NH4)2S+O2+2H2O →2S+4NH3· 2O H 2(NH4)2S+(x-1)S→ (NH4)2Sx • 多硫化氢H2S2：——不稳定 Na2S2+2H+→2Na++H2S2
SO2+H2O H++HSO32H++SO32-
c. 氧化还原性 酸性介质： H2SO3+4H++4e-=S+3H2O =0.45V SO42-+4H++2e-=H2SO3+H2O =0.17V H2SO3的还原性较突出 H2SO3+O2= H2SO4 在较强的还原剂作用下，表现出氧化性 H2SO3+2H2S=3S↓+3H2O
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相同氧化态的同族元素的氧化物从上到下碱性依次增强：
同一元素能形成几种氧化态的氧化物，其酸性随氧化数的升高而增强
As4O6 两性 As2O5 酸性
PbO 碱性 PbO2 两性
氧化物的酸碱性因变价而发生递变在d过渡元素中更为常见，如CrO（碱性）， Cr2O3（两性），CrO3（酸性）。稀土元素随原子序数的增大，碱性减弱。
脱色剂，饮水消毒剂。雷雨后，放电产生的微量臭氧，消 毒杀菌，刺激中枢神经，加速血液循环（<1mg/L)
15-2-2氧化物
酸碱性：大多数非金属和某些高氧化态的金属氧化物显酸性；大多数金 属氧化物显碱性；部分金属氧化物（Al2O3、ZnO、 Cr2O3、Ga2O3等） 和少数非金属氧化物（As4O6、Sb4O6、TeO2）显两性；也有中性（NO、 CO）。
臭氧的制备 无声放电：
臭氧含量越3%-10%，利用沸点差异分级液化获得纯净臭氧
臭氧分子结构
臭氧的分解：室温下分解缓慢，紫外辐射、催化剂（MnO2、 PbO2和铂黑可促进分解）
2O3=3O2；rH=-284kJ•mol-1 rG=-326kJ•mol-1
放热反应
臭氧的强氧化性（比氧气强）：
CN-+O3OCN-+O2 2NO2+O3 N2O5+O2 PbS+4O3 PbSO4+O2 2Co2++O3+2H+ 2Co3++O2+H2O 臭氧的碘量法测定：O3+2I-+H2O O2+I2+2OH应用：工业废水处理（对有机物的强氧化性），污水净水剂，
氧气反应活性很高，室温或加热条件下可剧烈氧化除W、Pt、Au、Ag、 Hg和稀有气体外的其它元素。如遇活泼金属还可以形成过氧化物。
氧气的制备：空气或某些金属化合物来制备。实验室中，二氧化锰催化 氯酸钾热解。
应用：炼钢工业消耗氧产量的60%。化工工业中的氧化剂，渔业养殖、潜 水、医疗中供给呼吸。
单线态氧及其性质
15-1 氧族元素的通性
15-1-1氧族的存在
氧O、硫S、硒Se、碲Te、钋Po 氧：地球表面丰度最大元素。氧气（光合作用），氧化物。 硫：占地壳0.0034%, 排16，分布广泛。单质硫，H2S，有机硫
化物（石油，煤-酸雨），硫化物矿，硫酸盐。 硒、碲，金属硫化物矿。 钋，居里夫人从铀矿和钍矿中发现，衰变产物。
15-1-2氧族元素的基本特性
氧、硫典型的非金属；硒、碲，准金属；钋金属放射性元素
•氧、硫典型的非金属；硒、碲，准金属；钋金属放射性元 素
•第二电离能为负，形成简单二价阴离子的倾向比卤素形成 负一价的倾向小得多。
•氧的高电负性，与大多数金属形成二元的离子型化合物 （离子晶体高晶格能补偿第二个电子所需的能量）。
15-1-3 氧族元素的电势图
硒和碲的电势图
A SeO24- 1.15 H2SeO3 0.74 Se 0.99 H2Se(aq)
1.02
0.593 0.69
H6TeO6
Hale Waihona Puke TeO2TeH2Te(aq)
B SeO24- 0.03 SeO32 0.35 Se 0.78 Se2
TeO24 0.4 TeO32 0.02 Te 0.92 Te2
15-2 氧及其化合物
15-2-1 氧气单质
一、基本性质、制备和应用
氧分子轨道电子排布： KK 2s
2 * 2s
2 2px
2 2p
4 * 2p y
1 * 2pz
1
氧气物理性质：无色无味气体。在水中溶解度3.08%(体积比)
氧的水合物：O2•H2O和O2•2H2O 有机溶剂中，溶解度大10倍。
酸碱性与水化反应自由能
Na2O(s)+H2O(l)=2NaOH(s); rG=-148kJ•mol-1 MgO(s)+H2O(l)=Mg(OH)2(s); rG=-27kJ•mol-1 1/3Al2O3(s)+H2O(l)=2/3Al(OH)3(s); rG=7kJ•mol-1 - rG依次减小，说明按Na2O-MgO-Al2O3顺序碱性依次减弱。 1/3P2O5(s)+H2O(l)=2/3H3PO4(s); rG=-59kJ•mol-1 SO3(l)+H2O(l)=H2SO4(l); rG=-70kJ•mol-1 Cl2O7(g)+H2O(l)=2HClO4(l); rG=-329kJ•mol-1 - rG依次增加，说明按P4O10-SO3-Cl2O7顺序酸性依次增强。
氧化物的键型
离子型、共价型、过渡型
碱金属、碱土金属氧化物为典型离子型，其它金属氧化物属 于过渡型；非金属氧化物和高氧化态8电子结构，18 电子 外层及18+2电子外层金属氧化物（SnO、TiO2、Mn2O7） 为共价型。
过渡型：离子型为主，BeO，Al2O3，CuO 共价型为主，金属离子外层电子等于或小于18电子，
•硫、硒碲只能与电负性很小的金属形成离子型化合物（碱 金属，碱土金属），与其它大多数金属形成共价化合物。 氧族与非金属元素形成的都是共价化合物。
氧的特殊性：
原子半径较小，孤对电子间有强排斥作用， 最外层无d轨道，不能形成p-d 键。
第一电子亲和能及单键键能反常的小，氧可 利用p-d 轨道形成强双键。氧的化合物中 一般为-2价，而硫、硒、碲有多种价态，并 利用空d轨道成键，形成+IV或+VI等高氧化 态化合物。
基态氧：自旋相同，自旋量子数合量S=1, 2S+1=3，三重态， 三线态氧3O2
激发态氧：自旋相反，S=0， 2S+1=1，单重态，单线态氧1O2
从三线态到单线态的跃迁是高度禁阻的。极低温度下，光子敏化，或敏化剂， 微波放电或化学法。
15-2-3 臭氧
臭氧和氧是由同一种元素所组成的不同单质，互称为同素异 形体。
平流层（20 ~ 40 km）: O3 0.2ppm ,可吸收5%紫外线。 O2+h(<242nm)O+O O+O2 O3 O3+h(=220-320nm) O2+O 臭氧层的破坏反应：
CF2Cl2+ h(<221nm) CF2Cl•+Cl • NO2+ h(<426nm) NO+O Cl •+O3 ClO •+O2， ClO •+O Cl •+O2 NO+O3 NO2+O2， NO2+O NO+O2