宋天佑无机化学第16章氧族元素资料
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《无机化学》第3版 宋天佑 16_氧族元素
O3
O2 + O•
因而，O3 对地面生物有重要的 保护作用。
雷雨的时候，空气中的氧受电 火花的作用也会产生少量臭氧。
臭氧分子中，中心氧原子的杂 化方式为 sp2 不等性杂化。
中心氧原子以 sp2 杂化轨道与 两旁的配体氧原子形成两个σ 键， 使 O3 分子呈折线形。
中心的 2pz 轨道和两个配体的 2pz 轨道均垂直于分子平面，互相 重叠。
重晶石 BaSO4 天青石 SrSO4
地壳中质量分数为 0.026 %， 列第 17 位。
硒 Se 硒铅矿 PbSe 硒铜矿 CuSe
硒在地壳中质量分数为 5 10－6 %
1818年，瑞典人贝采里乌斯 （Berzelius）从硫酸厂铅室底部 的沉淀物中发现硒。
碲 Te 碲铅矿 PbTe
碲在地壳中质量分数约 为 5 10－7 %
共有 4 个电子 —— 中心 2 个，
配体 1 2 个，在这 3 个 pz 轨道中 运动，形成 3 中心 4 电子大 键，
表示成
。
上述大 键的分子轨道图为
反键轨道 非键轨道 成键轨道
AO
MO
成键电子数－反键电子数 键级 ＝ ———————————
2
＝ —2 —－—0 ＝ 1 2
因而在每个O—O的键键级为 。
它们的最高氧化数和它们的族数相 一致
16. 1 氧及其化合物
16. 1. 1 氧的成键特征
1. 一般键型 （1） 离子键 氧原子可以得到 2 个电子形成离子键。
氧原子可以得到 2 个电子形成 O2- 阴离子，与活泼金属的阳离子以 离子键结合，形成离子型氧化物。
如，碱金属氧化物和大部分碱土 金属氧化物。
1782年，奥地利人缪勒 （）从金矿中首次 提炼出单质碲。
第16章 氧族元素
在溶液中，氧在酸性溶液或碱性溶液中都显示出一定 的氧化性，它的标准电极电势如下：
— 2 H2O O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ —
EAӨ＝1.229 V
— 4 OH－ EBӨ＝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。
NaNO3
KClO3 工业制备：
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)。
(2) 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。
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 — — CaO ＋ CO2↑ — — 2 PbO ＋ 4 NO2↑＋ O2↑ 2 Pb(NO3)2 —
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) 臭氧的分子结构
大学无机化学(吉林大学、武汉大学、南开大学版) 第16章 氧族元素—— 内蒙古民族大学
VO
e. 单质被HNO3氧化，但不具有普遍性： 3Sn + 4HNO3 = 3SnO2 + 4NO↑+ 2 H2O
28
2. 氧化物的键型：离子型和共价型 (1) 离子型氧化物：由于 O2- 的变形性较小，绝大部分 金属氧化物属于离子型氧化物。 M2O：ⅠA氧化物 MO：BeO→BaO、ZnO、GaO、MnO、CoO、NiO M2O3：Al2O3 、 Sc2O3、 Y2O3,、 In2O3 MO2: GeO2、TbO2、UO2、 SnO2、PbO2 、VO2、 WO2、 MnO2、RuO2 M3O4: Pb3O4、Mn3O4、 Fe3O4 （2）共价型氧化物: H、F、Cl、Br、I、S、Se、Te、N、P、C的非金属 氧化物。
b. 氧是非极性分子，不易溶于极性溶剂 — 水中。
298K，1dm3水可溶30cm3 O2。光谱学实验表明：氧 溶于水后，有 O2· H2O 和 O2· 2H2O 12
不稳定结构 氧在水中溶解度虽小，但它是水生植物生 存的基础。我国有些江河湖泊水系污染严重， 水中O2含量明显减少，水质下降，鱼类产量下 降，甚至绝迹。因此防治水系污染已是我国一 项迫在眉睫的任务。
22
放电或光照
从形成共价键的角度看，有六种情况： O: 2s22px22py12pz1 a. O 采取 SP3 杂化，形成两个共价单键： O 例：Cl2O 和 OF2中 F F b. 提供 2 个单电子形成一个共价双键： O O
H C H O
（在甲醛中C、 O原子均采取SP2杂化，以单电子杂化 轨道重叠形成σ键，再以未杂化的另一个单电子轨道 重叠形成∏键。）
23
c. O 以 共价单键，一个配位键:
H
sp3 杂化形成两个
宋天佑《无机化学》学习资料共337页
60、人民的幸福是至高无个的法。— —西塞 罗
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71、既然我已经踏上这条道路，那么，任何东西都不应妨碍我沿着这条路走下去。——康德 72、家庭成为快乐的种子在外也不致成为障碍物但在旅行之际却是夜间的伴侣。——西塞罗 73、坚持意志伟大的事业需要始终不渝的精神。——伏尔泰 74、路漫漫其修道远，吾将上下而求索。——屈原 75、内外相应，言行相称。——韩非
宋天佑《无机化学》学习资料
56、极端的法规，就是极端的不公。 ——西 塞罗 57、法律一旦成为人们的需要，人们 就不再 配享受 自由了 。—— 毕达哥 拉斯 58、法律规定的惩罚不是为了私人的 利益， 而是为 了公共 的利益 ；一部 分靠有 害的强 制，一 部分靠 榜样的 效力。 ——格 老秀斯 59、假如没有法律他们会更快乐的话 ，那么 法律作 为一件 无用之 物自己 就会消 灭。— —洛克
大学无机化学基础第章氧族元素
低价的硒化物 和碲化物也是
强还原剂
大学无机化学基础第章氧族元素
第二节 氧和臭氧 (Oxygen and Ozone)
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.作氧化剂：
H2O2+2I-+氧2H化+＝性I2+2H2O PbS+4H2O2＝PbSO4↓+4H2O
还原性
2CrO2-+2H2O2+2OH-＝2CrO42-+4H2O
用H2O2清洗 油画原理
不稳定性 过量的H2O2可以煮沸溶液 除去。
大学无机化学基础第章氧族元素
2.作还原剂： 2KMnO4+5H2O2+3H2SO4＝2MnSO4+K2SO4+
大学无机化学基础第章氧族元素
碱性增强 酸性减弱
2-3 臭氧（O3） 一、臭氧的存在 二、臭氧的性质和用途 三、臭氧的结构
大学无机化学基础第章氧族元素
一、臭氧的存在
在离地面20- 40km 处有个臭氧层，
为0.2ppm。
氧气在紫外线的作用下发生如下平衡：
O2+hv(波长＝242nm)→O+O O+O2＝O3 O3+hv(波长＝220-320 nm)→O2+O
5O2↑+ 8H2O Ag2O+HO2-＝2Ag+OH-+O2↑
3.生成过氧化物反应（非氧化还原反应）： 4H2O2+H2Cr2O7＝2CrO(O2)2+5H2O (蓝色加合物) 2CrO5+7H2O2+6H+＝2Cr3+ +7O2↑+10H2O
考研复习-无机化学-第16章 氧族元素
在高温下，氧可以和大多数单质直接 化合，无论金属还是非金属。如
2 Mg + O2 —— 2 MgO S + O2 —— SO2
氧可以氧化一些具有还原性的化合物， 如 H2S，NH3 等。
2 H2S + O2 —— 2 SO2 + 2H2O 4 NH3 + 3 O2 —— 2 N2 + 6 H2O
在室温下，氧在酸性或碱性介质中显示 出一定氧化性，但在酸性溶液中的氧化性强 于碱性溶液。
油画颜料中含 Pb，与空气中的 H2S 作用， 久之生成黑色的 PbS，使油画发暗。
用 H2O2 涂刷，PbS 转化成白色的 PbSO4， 使油画复原。
PbS + 4 H2O2 —— PbSO4 + 4 H2O
O2 + 2 H+ + 2 e－ —— HE2O⊖2 = 0.695 V
A
O2
+
H2O
利用氢氧化物或碳酸盐、硝酸盐等的热分 解，例如：
Cu（OH）2 —— CuO + H2O CaCO3 —— CaO + CO2 ↑
Pb（NO3）2 —— PbO + O2 ↑+ 4 NO2 ↑
高价氧化物热分解或被氢气还原，可 以得到低价氧化物，例如：
4 CuO —— 2 Cu2O + O2↑ V2O5 + 2 H2—— 2 V2O3 + 2 H2O
臭氧在常温下就可分解:
2 O3 —— 3 O2 分解是一种放热过程，说明其比 O2 有更 大的化学活性。 若无催化剂或紫外线照射时，它分解得很 慢。
O3 有很强的氧化性， 其相关电极电势 如下：
O3 + 2 H+ + 2 e－ —— O2 + H2OE⊖AFra bibliotek＝2.08
2 Mg + O2 —— 2 MgO S + O2 —— SO2
氧可以氧化一些具有还原性的化合物， 如 H2S，NH3 等。
2 H2S + O2 —— 2 SO2 + 2H2O 4 NH3 + 3 O2 —— 2 N2 + 6 H2O
在室温下，氧在酸性或碱性介质中显示 出一定氧化性，但在酸性溶液中的氧化性强 于碱性溶液。
油画颜料中含 Pb，与空气中的 H2S 作用， 久之生成黑色的 PbS，使油画发暗。
用 H2O2 涂刷，PbS 转化成白色的 PbSO4， 使油画复原。
PbS + 4 H2O2 —— PbSO4 + 4 H2O
O2 + 2 H+ + 2 e－ —— HE2O⊖2 = 0.695 V
A
O2
+
H2O
利用氢氧化物或碳酸盐、硝酸盐等的热分 解，例如：
Cu（OH）2 —— CuO + H2O CaCO3 —— CaO + CO2 ↑
Pb（NO3）2 —— PbO + O2 ↑+ 4 NO2 ↑
高价氧化物热分解或被氢气还原，可 以得到低价氧化物，例如：
4 CuO —— 2 Cu2O + O2↑ V2O5 + 2 H2—— 2 V2O3 + 2 H2O
臭氧在常温下就可分解:
2 O3 —— 3 O2 分解是一种放热过程，说明其比 O2 有更 大的化学活性。 若无催化剂或紫外线照射时，它分解得很 慢。
O3 有很强的氧化性， 其相关电极电势 如下：
O3 + 2 H+ + 2 e－ —— O2 + H2OE⊖AFra bibliotek＝2.08
第十六章 氧族元素
即O=O 应为“抗磁”。
µm = n(n + 2)µB = 2.83µB
性质 无色气体，液态和固态均为淡蓝色，有明显的顺磁性。固 态时有O4， O2在水中以水合物形式存在。
O O O O
氧化性
O2⋅ H2O和O2⋅ 2H2O
θ ϕ(O / H O) = +1.23 V
2 2
θ ϕ(O / OH
2
−
制备 单质硫矿 隔绝空气加热 熔化的硫 冷却、固化 硫磺
黄铁矿 3FeS2 +12C + 8O2 →Fe3O4 +12CO+ 6S
用途 大部分用于制硫酸
16.3.2 硫化氢和硫化物
硫化氢 结构
性质 无色、有腐蛋味，剧毒气体，稍溶于水，水溶液呈酸 性，称氢硫酸，为二元弱酸。 最重要的性质是它的还原性： 还原性： 还原性 与空气(O2)反应
氧化配位溶解(王水)：
3HgS + 2HNO3 +12HCl = 3H2[HgCl 4 ] + 3S+ 2NO+ 4H2O
多硫化物
S
(NH4 )2Sx
2x
2-
Na2Sx
制备
x =2~6
Na2S+ (x -1)S →Na2Sx
现象：黄→橙红→红 x↑ 性质 遇酸不稳定 S2- + 2H+ → [H2Sx ] →H2S(g) + (x -1)S x 氧化性 还原性
S SO24
H2S+ 4X2 (Cl2 , Br2 ) + 4H2O →H2SO4 + 8HX 5H2S+ 2MnO- + 6H+ →2Mn2+ + 5S+ 8H2O 4 5H2S+ 8Mn O- +14H+ →8Mn2+ + 5SO2- +12H2O 4 4
宋天佑版无机化学-第16章氧族元素
2019/3/31
25
五、硫的氧化物 1.SO2: ⑴ 结构：类同O3 2个σ键，一个Π 34
⑵ 物性：无色刺激 性气体，易溶于水。 大气 污染物。 ⑶ 化性：既有氧化性又有还原性（主） SO2 + H2S（水）=3S↓+2H2O SO2 + 2CO = S↓+2CO2 2SO2 + O2 = 2SO3 5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+
2019/3/31 26
⑷ 用途：漂白剂(漂白原理：与有机色素结合生成一 种不稳定的无色加合物，时间久了，这种加合物即分 解，恢复原色)。 [思考题]SO2的漂白作用与氯水的区别？
SO2能杀灭霉菌和细菌，可用做食物和干果的防腐 剂。用于制硫酸和亚硫酸盐。
⑸ 制备：
2CaSO4 + C = 2CaO + 2SO2 + CO2 Na2SO3 + H2SO4(浓）= Na2SO4 + H2O + SO2↑ 2FeS2 + 8O2 = Fe3O4 + 6SO2 (工业）
高空约25km高度 （99.76%）（0.04%）（0.2%） 有一臭氧层， 0.2ppm，其作用滤 H2O18 ─ 重氧水（分馏水富集O18） 掉约99%的太阳辐射。 同素异形体─ O ，O
2 3
O2
吸高能紫外辐射（100-240nm) 吸220-320nm紫外辐射
O3
2019/3/31
3
1.空气液化 （97%） 物理方法液化空气，然后分馏制氧。 2.电解水（3%） 3.氧化物或含氧酸盐的热分解 HgO→Hg+O2 ; BaO2→BaO+O2 NaNO3→NaNO2+O2 ; KClO3→KCl+O2
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B2O3;SiO2 Ag2O;Cu2O
PbO;SnO
Mn2O7
10
⑴ 多数离子型氧化物熔点较高
BeO(2803K);MgO(3073K);CaO(2853 K) ⑵ 巨型分子共价型氧化型熔点高
SiO2(1986K) ⑶ 多数共价和少数离子氧化物熔点低
CO2（194.5K）;OsO4(322.5K)
11
氧化物与水的作用，可分为四种类型：
⑴ 溶于水但无显著化学作用.如:RuO4 ;OsO4等 ⑵ 与水作用生成可溶性水合物。如：
Na2O;BaO;CO2;P2O5 ;SO3等 ⑶ 与水作用生成不溶性水合物。如：
BeO;MgO;Sc2O3;Sb2O3等 ⑷ 既难溶于水又不与水作用。如：
SiO2；Fe2O3 ; MnO2等
2.化学性质： EA /V
EB / V
0.6824
1.776
O2
H 2O2
H152O
O2 0.076 HO2 0.878 OH
⑴不稳定性 低温或高纯度时比较稳定，光照、加热、 微量杂质或重金属离子等都可加速分解 2H2O2=2H2O+O2↑ MnO2催化H2O2分解机理
H2O2+MnO2+2H+ = Mn2++O2↑+2H2O 1.228V>0.6824V
第十六章 氧族元素 1
§16-1 氧、臭氧、过氧化氢 §16-2 硫和它的化合物 §16-3 硒和碲（略）
2
一、氧在自然界中的分布 二、氧的制备和空气液化 三、氧的结构、性质和用途 四、臭氧 五、氧的成键特征 六、氧化物
3
同位素 ─ O16 ， O17 ， O18
高空约25km高度
（99.76%）（0.04%）（0.2%） 有一臭氧层，
加压O2: O4(抗磁性物质） 水中含 O2·H2O，O2·2H2O 水生动植物生存基础.
Байду номын сангаас
1.结构
Sp2杂化
Π34 平面三角形，键角117°
E0
ψ0 ψ0 ψ0
E3
抗
φ3
磁
E2= E0 性
φ2
E1
φ1
两侧O原子的p轨道上各有一个单电子 中心O原子未参加杂化 的p轨道上有一对电子
5
2.性质和用途
6
12
酸碱氧化物的分类：
⑴ 酸性氧化物。大多数非金属氧化物，高氧 化态的 金属氧化物。如：CO2；Mn2O7
⑵ 碱性氧化物。大多数金属氧化物。如： Na2O,MgO
⑶ 两性氧化物。部分金属氧化物 （物B（eAOs;4AOl26O;S3b;Z4OnO6;T;CerO2O2等3等) ）及少数非金属氧化
⑷ 中性氧化物。不显酸碱性的氧化物。如： CO;NO;N2O
①物理性质：特殊腥臭味（雷雨天可闻到），液态臭氧显较
深的兰色（液氧淡兰色），O3沸点(161K)>O2沸点(90K) （？).
②化学性质：
A 不稳定，常温分解慢，加热200℃以上分解快。
2O3
3O2
B 氧化性 EAθ(O3/O2)=2.07V EBθ(O3/O2)=1.24V
* O3+2I-+2H+=I2+O2+H2O （用于测混合气中的O3量）
BaO2→BaO+O2 NaNO3→NaNO2+O2 ; KClO3→KCl+O2
O2 [KK( σ2s )2 ( σ*2s )2 ( σ2 p x )2 ( π2 p y )2 ( π2 pz )2 ( π*2 py )1( π*2 pz )1 ]
O•••O •••
1个σ键,2个3电子π键,顺磁性(液、固)
CH3CH=CHCH3+O3→2CH3CHO;
CCNH- 3CO3H2OCCHN-=OC3H2C+O2O+3N→2+CO2H3CH2CHO+HCHO
7
⑴ 单质+O2 S+O2→SO2 ；P4+O2→P4O6 （P4O10）
⑵ 氢氧化物或含氧酸盐热分解 Cu(OH)2=CuO+H2O ; CaCO3=CaO+CO2↑
化 物
MO2
CeO2;TbO2;UOW2;SOn2O2;PbO2;TiO2;
M3O4
Pb3O4;Mn3O4;Fe3O4
8
非金 简单分子氧化物
属元
共 素 巨型分子氧化物
价
型
18电子外壳的
氧
氧化物
化 物
金属 元素
18+2电子外壳 的氧化物
8电子外壳高电 荷的氧化物
H;Cl;Br;I;S;Se; 9 Te;N;P;C的氧化物
⑶ 同一元素不同氧化态的氧化物，其酸性随氧化数的升高而 增强 As4O6 两性 ; As4O10 酸性
PbO 碱性 ; PbO2 两性
一、过氧化氢的分子构
14
sp3
二、过氧化氢的性质和用途
1.物理性质：纯态为淡兰色粘稠液体，极性（μ=2.26D）比水 大（U=1.87D），缔合度比水大，沸点（423K）比水高,熔点 （272K）与水接近。常用3%（双氧水），30-35%
⑸ 复杂氧化物。Fe3O4;Pb3O4
氧化物酸碱性变化的一般规律：
⑴ 同周期各元素最高氧化态的氧化物，从左到右碱性→两13性
→酸性
Na2O;MgO(碱性) Al2O3(两性) SiO2;P4O10;SO3;Cl2O7(酸性)
⑵ 相同氧化态的同族各元素的氧化物从上到下碱性依次增强
N2O3;P4O6(酸性) As4O6;;Sb4O6(两性) Bi2O3 (碱性)
H2O18 ─ 重氧水（分馏水富集O18） 同素异形体─ O2 ，O3
0.2ppm，其作用滤 掉约99%的太阳辐射。
吸高能紫外辐射（100-240nm)
O2
O3
吸220-320nm紫外辐射
4
1.空气液化 （97%） 物理方法液化空气，然后分馏制氧。 2.电解水（3%） 3.氧化物或含氧酸盐的热分解 HgO→Hg+O2 ;
⑶ 高价氧化物热分解或氢还原→低价氧化物 PbO2→PbO
⑷ 单质+硝酸 Sn+HNO3→SnO2+NO↑+H2O
氧化物通式
氧化物举例
M2O
Li2O；Na2O;K2O;Rb2O;Cs2O
离 子
MO
BeO;MgO;CaO;SrO;BaO;ZnO;MnO ;CoO
型 氧
M2O3 Al2O3;Sc2O3;Y2O3;Ln2O3(镧系氧化物）
H2O2+Mn2+ = MnO2+2H+ 1.776V>1.228V
(⑵Fe弱3+酸能性否催2H化2HO22O2分解？H+0+.7H7O1V） K1=1.55×10-12
2
* ⑶氧化还原性（不给体系引入新杂质）
16
氧化性 H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O （5H2O2+I2=2HIO3+4H2O 2HIO3+5H2O2=I2+5O2↑+6H2O）摇摆
PbO;SnO
Mn2O7
10
⑴ 多数离子型氧化物熔点较高
BeO(2803K);MgO(3073K);CaO(2853 K) ⑵ 巨型分子共价型氧化型熔点高
SiO2(1986K) ⑶ 多数共价和少数离子氧化物熔点低
CO2（194.5K）;OsO4(322.5K)
11
氧化物与水的作用，可分为四种类型：
⑴ 溶于水但无显著化学作用.如:RuO4 ;OsO4等 ⑵ 与水作用生成可溶性水合物。如：
Na2O;BaO;CO2;P2O5 ;SO3等 ⑶ 与水作用生成不溶性水合物。如：
BeO;MgO;Sc2O3;Sb2O3等 ⑷ 既难溶于水又不与水作用。如：
SiO2；Fe2O3 ; MnO2等
2.化学性质： EA /V
EB / V
0.6824
1.776
O2
H 2O2
H152O
O2 0.076 HO2 0.878 OH
⑴不稳定性 低温或高纯度时比较稳定，光照、加热、 微量杂质或重金属离子等都可加速分解 2H2O2=2H2O+O2↑ MnO2催化H2O2分解机理
H2O2+MnO2+2H+ = Mn2++O2↑+2H2O 1.228V>0.6824V
第十六章 氧族元素 1
§16-1 氧、臭氧、过氧化氢 §16-2 硫和它的化合物 §16-3 硒和碲（略）
2
一、氧在自然界中的分布 二、氧的制备和空气液化 三、氧的结构、性质和用途 四、臭氧 五、氧的成键特征 六、氧化物
3
同位素 ─ O16 ， O17 ， O18
高空约25km高度
（99.76%）（0.04%）（0.2%） 有一臭氧层，
加压O2: O4(抗磁性物质） 水中含 O2·H2O，O2·2H2O 水生动植物生存基础.
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1.结构
Sp2杂化
Π34 平面三角形，键角117°
E0
ψ0 ψ0 ψ0
E3
抗
φ3
磁
E2= E0 性
φ2
E1
φ1
两侧O原子的p轨道上各有一个单电子 中心O原子未参加杂化 的p轨道上有一对电子
5
2.性质和用途
6
12
酸碱氧化物的分类：
⑴ 酸性氧化物。大多数非金属氧化物，高氧 化态的 金属氧化物。如：CO2；Mn2O7
⑵ 碱性氧化物。大多数金属氧化物。如： Na2O,MgO
⑶ 两性氧化物。部分金属氧化物 （物B（eAOs;4AOl26O;S3b;Z4OnO6;T;CerO2O2等3等) ）及少数非金属氧化
⑷ 中性氧化物。不显酸碱性的氧化物。如： CO;NO;N2O
①物理性质：特殊腥臭味（雷雨天可闻到），液态臭氧显较
深的兰色（液氧淡兰色），O3沸点(161K)>O2沸点(90K) （？).
②化学性质：
A 不稳定，常温分解慢，加热200℃以上分解快。
2O3
3O2
B 氧化性 EAθ(O3/O2)=2.07V EBθ(O3/O2)=1.24V
* O3+2I-+2H+=I2+O2+H2O （用于测混合气中的O3量）
BaO2→BaO+O2 NaNO3→NaNO2+O2 ; KClO3→KCl+O2
O2 [KK( σ2s )2 ( σ*2s )2 ( σ2 p x )2 ( π2 p y )2 ( π2 pz )2 ( π*2 py )1( π*2 pz )1 ]
O•••O •••
1个σ键,2个3电子π键,顺磁性(液、固)
CH3CH=CHCH3+O3→2CH3CHO;
CCNH- 3CO3H2OCCHN-=OC3H2C+O2O+3N→2+CO2H3CH2CHO+HCHO
7
⑴ 单质+O2 S+O2→SO2 ；P4+O2→P4O6 （P4O10）
⑵ 氢氧化物或含氧酸盐热分解 Cu(OH)2=CuO+H2O ; CaCO3=CaO+CO2↑
化 物
MO2
CeO2;TbO2;UOW2;SOn2O2;PbO2;TiO2;
M3O4
Pb3O4;Mn3O4;Fe3O4
8
非金 简单分子氧化物
属元
共 素 巨型分子氧化物
价
型
18电子外壳的
氧
氧化物
化 物
金属 元素
18+2电子外壳 的氧化物
8电子外壳高电 荷的氧化物
H;Cl;Br;I;S;Se; 9 Te;N;P;C的氧化物
⑶ 同一元素不同氧化态的氧化物，其酸性随氧化数的升高而 增强 As4O6 两性 ; As4O10 酸性
PbO 碱性 ; PbO2 两性
一、过氧化氢的分子构
14
sp3
二、过氧化氢的性质和用途
1.物理性质：纯态为淡兰色粘稠液体，极性（μ=2.26D）比水 大（U=1.87D），缔合度比水大，沸点（423K）比水高,熔点 （272K）与水接近。常用3%（双氧水），30-35%
⑸ 复杂氧化物。Fe3O4;Pb3O4
氧化物酸碱性变化的一般规律：
⑴ 同周期各元素最高氧化态的氧化物，从左到右碱性→两13性
→酸性
Na2O;MgO(碱性) Al2O3(两性) SiO2;P4O10;SO3;Cl2O7(酸性)
⑵ 相同氧化态的同族各元素的氧化物从上到下碱性依次增强
N2O3;P4O6(酸性) As4O6;;Sb4O6(两性) Bi2O3 (碱性)
H2O18 ─ 重氧水（分馏水富集O18） 同素异形体─ O2 ，O3
0.2ppm，其作用滤 掉约99%的太阳辐射。
吸高能紫外辐射（100-240nm)
O2
O3
吸220-320nm紫外辐射
4
1.空气液化 （97%） 物理方法液化空气，然后分馏制氧。 2.电解水（3%） 3.氧化物或含氧酸盐的热分解 HgO→Hg+O2 ;
⑶ 高价氧化物热分解或氢还原→低价氧化物 PbO2→PbO
⑷ 单质+硝酸 Sn+HNO3→SnO2+NO↑+H2O
氧化物通式
氧化物举例
M2O
Li2O；Na2O;K2O;Rb2O;Cs2O
离 子
MO
BeO;MgO;CaO;SrO;BaO;ZnO;MnO ;CoO
型 氧
M2O3 Al2O3;Sc2O3;Y2O3;Ln2O3(镧系氧化物）
H2O2+Mn2+ = MnO2+2H+ 1.776V>1.228V
(⑵Fe弱3+酸能性否催2H化2HO22O2分解？H+0+.7H7O1V） K1=1.55×10-12
2
* ⑶氧化还原性（不给体系引入新杂质）
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氧化性 H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O （5H2O2+I2=2HIO3+4H2O 2HIO3+5H2O2=I2+5O2↑+6H2O）摇摆