中山大学无机化学精品课程-第12章-氧族元素
氧族元素无机化学PPT课件
Cu(OH)2 CuO ＋ H2O
CaCO3 CaO ＋ CO2↑
2 Pb(NO3)2 2 PbO ＋ 4 NO2↑＋ O2↑
——
——
——
第24页/共106页
(3) 高价氧化物的加热分解或被氢气还原，例如
PbO2
PbO3
563－593 K
V2O5 ────V2O3 ────VO
PbO4
PbO
663－693 K
——
第7页/共106页
2、 氧气的制备
实验室制备：
金属氧化物 过氧化物 NaNO3 KClO3
2 HgO 2 BaO2
2 Hg ＋ O2 △
2 BaO ＋ O2
2 NaNO3
2 NaNO2 ＋△ O2
2 KClO3
2 KCl ＋ 3 O2△
工业制备：
MnO2 473 为配体形成金属离子配位。例如，血 液中的血红素是由中心离子Fe2＋同卟啉衍生物形成 的配位化合物(简写成HmFe)，见右图。
HmFe ＋ O2
HmFe←O2
第21页/共106页
4 以臭氧分子为结构基础的成键情况
由O3－ 离子构成的离子型臭氧化物, 如KO3和NH4O3; 由共价的臭氧链－O－O－O－构成共价型臭氧化物，如O3F2。
2 Mg ＋ O2 2 H2S ＋ 3O2 4 NH3 ＋ 3 O2
2 MgO ——
2 SO2 ＋ 2 H2O
—— 2 N2 ＋ 6 H2O ——
第9页/共106页
二、 O3 (臭氧) 氧气的同素异形体，因有一种特殊的腥臭味而得名。
1、臭氧的产生
太阳的紫外线辐射导致O2生成O3
O2
2O
O ＋ O2 O3
无机化学——氧族元素
无机化学——氧族元素无机化学，氧族元素氧族元素是周期表中第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
这些元素的电子构型都是 ns2 np4，因此它们在化学性质上有些相似。
本文将重点讨论氧族元素的性质和应用。
首先，氧族元素的化学性质主要受到它们的电子构型的影响。
由于氧族元素的 np4 外层电子非常稳定，因此它们都倾向于接受两个电子，形成-2 价的阴离子。
这使得氧族元素在化合物中通常呈现-2 价，例如氧化物（O2-）、硫化物（S2-）等。
然而，这并不意味着氧族元素只能形成-2 价，它们还可以形成其他价态，如+4、+6等。
氧族元素参与的化学反应主要包括氧化反应和还原反应。
它们在氧化反应中往往是氧化剂，能够接受电子使其他物质发生氧化。
例如，氧气（O2）是最常见的氧化剂，可以与其他物质反应生成氧化产物。
氧化剂的强弱顺序为：O2>S>Se>Te>Po。
在还原反应中，氧族元素的化合物可以接受电子，发生还原。
例如，硫酸（H2SO4）可以被还原成二氧化硫（SO2）。
氧族元素在生物和环境中起着非常重要的作用。
氧是地球上最常见的元素之一，占据大气中的21%。
它是细胞呼吸和许多生物代谢反应的关键组分，在维持生命中起着至关重要的作用。
此外，氧还参与水的形成和氧化燃烧等重要过程。
硫是地球上第10常见的元素，在自然界中以硫化物和硫酸盐的形式广泛存在。
硫化物在地下矿床中存在，如铅、锌和铜的硫化物，通过提取和加工可以得到对应的金属。
硫酸是一种重要的化学品，在工业生产中广泛应用，如肥料、造纸、皮革制品等。
硒在生物体内有重要的生理作用，是人体中一种必需的微量元素。
它参与抗氧化作用和免疫反应，对维持机体正常生理功能起着重要的作用。
然而，长期摄入过多的硒会导致中毒，因此硒的摄入量需要控制在适当的范围内。
碲是一种具有金属和非金属特性的半金属元素。
它在半导体工业中有重要应用，用于制造太阳能电池和热敏电阻等器件。
此外，碲还具有光电效应和光敏化学反应的特性，在一些领域具有潜在的应用前景。
12 氧族元素
12－3
过氧化氢(H2O2)
11-3-4 过氧化氢
二、物理性质
无色粘稠液体,极性比水强，分 子间存在氢键 在固态和液态时分子易发生缔合, 沸点(150C)比水高 与水可以任何比例互混
常用的双氧水为过氧化氢水溶液 浓度有35%和3%
三、化学性质
1、不稳定性，易分解 2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) ∆rH m= -196.06 kJ· -1 mol 减缓分解方法 (1)储存在光滑塑料瓶或棕色玻璃瓶中 (2)置于阴凉处 (3)加入稳定剂,如锡酸钠、焦磷酸钠、 8-羟基喹啉等
、 、
ⅥA 氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) (Po) 8 16 34 52 84 原子序数 典型非金属 2 4 2 4 金属4 22p4 3s23p4 4s准金属 5p 6s26p 4p 5s 价层电子构型 2s -1 -2 -2 、0 、 -2 4 0 、 -2 、 0 、 价层电子构型为ns2np、，其原子 +2 、+4 +2 、+4 主要氧化数 0 +4 、+6 +6 获两个电子可达到稳定电子层结 +6 66 104 117 原子半径/pm 常见的氧化数为-2 137 153 构，即有较强的非金属性 离子 r(M2-)/pm 140 184 198 221 硫、硒、碲还可利用外层d轨道形 r(M6+)/pm 29 42 56 67 半径 成氧化数为+2、+4、+6的化合物 I1/(kJ· -1) 1314 1000 941 869 812 mol
(1)在酸性和碱性介质中均有氧化性 氧化性 酸性介质>碱性介质
氧化还原性
0
O2 H2O2 H2O 酸性介质 H2O2+2I-+2H+1.763+ 2H2O EA /V O2 0.695 H2O2 → I2 H2O PbS+4H2O2 → PbSO4 + 4H2O EB /V O -0.076 H O 0.867 HO 2 2 例2 2
无机化学氧族元素全解
O3结构：
•• Π 4 3
中心O：sp2杂化形成
未杂化的三个 p 轨道互相平 行，以“肩并肩”的方式相 互重叠，形成三中心四电子 大πΠ键 。
键角：117o
μ=1.8×10-30C•m
惟一极性单质
4 3
中
的
成键电子
不固定在
2
个原子之
间，是不
定或离域大π键。
臭氧分子中无单电子——反磁性物质。
7
大π键形成条件
2、 硫化氢和硫化物
硫化氢 结 性构质：：HH2S2S是结无构色与，H有2O腐相蛋似味，剧毒气体。稍 溶于水，室温时饱和浓度为 0.1mol·L-1。水溶液 呈酸性，为二元弱酸。
最重要的性质是它的还原性：
0.3002V
A SO24- 0.1576V H2SO3
与空2气H 2(SO+2)3反O 2应：完全
过氧化物
含氧酸
+ H2O2(浓) →
含氧酸盐
过氧酸 过氧酸盐
(易水解为H2O2)
例如：H2SO4+H2O2(浓) → H2SO5+H2O
含氧酸去羟基，剩余部分为酰基。如，HO-SO2（含羟硫酰基）H-O-O-H中 H 被酰基取代得过氧酸，
取代一个氢称过一酸，取代两个氢称过二酸。 11
12.4 硫及其化合物
熔 沸 点：
单质Te
H2O H2S H2Se H2Te
小
大
大
小
弱
强
最高 小
大
3
氧族元素的标准电极电势图
氧气是一个较好的氧化剂。
4
12.2 氧和臭氧
1. 氧（ O2）
氧是无色无味的气体，在90K时凝聚为淡蓝色 的液体，冷却到54K时凝结为蓝色的固体。氧在水 中的溶解度很小，在193K时，1L水中只能溶解 30mL的氧气。
氧族元素一精品PPT教学课件
第一课时
2020/12/6
1
氧族元素
包含元素
氧族元素包括
氧( 8O)、硫( 16 S)、硒( 34Se)、碲( 52Te)、钋( 84Po)等 它们的最外层电子、化学性质相似统称为氧族元素。
2020/12/6
2
氧原子结构特点：核外有2个电子层，最外层有6个电子
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3
硫原子结构特点：核外有3个电子层，最外层有6个电子
元素原子结构的异同决定其化学性 质上具有哪些特点？
} 非金属性
氧化性
减
弱
得电子能力
氧( O)、硫( S)、硒( Se)、碲(Te)、钋( Po)
金属性 还原性
}
失电子能力
增
强
主要化合价： -2、+4、+6 （O只有-2价）
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18
根据各元素的化学性质，你 能推断出元素最高价氧化物 对应的水化物的酸、碱性的 强弱吗？气态氢化物的稳定 性又怎样？
元素符号 状态
O 气态
S 固态
Se 固态
Te 固态
颜色
无
淡黄色
灰色
银白色
溶解性
难溶
难溶
难溶
难溶
导电性 不导电 不导电 半导体
导体
熔沸点 密度
2020/12/6
逐
渐升
高
逐 渐 增大
16
分析氧族元素的原子结构及其在 元素周期表中的位置，预测它们 的化学性质有何相似性和递变规 律？
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17
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O
S Se Te Po
10
氧族元素的性质
原子半径 氧 O 实物图片 硫 S 实物图片 硒 Se 实物图片 碲 Te 实物图片
氧族元素-lgn
O
O
9652´
9351´
O原子采取不等性sp3杂化
H
H2O2的分子结构 上页 下页 退出
4 过氧化氢
4.2 过氧化氢的性质和用途
化学性质方面，过氧化氢主要表现为对热不稳定性，强氧化性、弱还 原性和极弱的酸性。 (1) 不稳定性 2H2O2(l) = 2H2O(1) + O2(g) ΔrHmθ = - 196.06kJ· -1 mol
O4可能结构：OOFra bibliotek· · ·
O
O
· · ·
退出
非极性分子，不易溶于极性溶剂水中，O2在水中以水合物形式存在 上页 下页
2 氧和臭氧
酸性：(氧化性强) + O 2 + 4H + 4e2H 2O
2.3 氧的结构、性质和用途
E
-
= 1.229V
= 0.401V
碱性： O 2 + 2H 2O + 4e • 氧化性 O2 + NH3 → Fe S H2 S HI
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 比热容：单位质量物体改变单位温度时的吸收或释放的内能。 （3）同第六主族其它元素的氢化物比较，H2O的熔沸点最大。原因？ （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，到273K结冰时，密度 突然变小。
P575，表13-3
上页 下页 退出
2 氧和臭氧
2.6 氧化物 氧化物的制备方法 P577
（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；
无机化学课件--氧族
Se
Te
Po
准金属 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) 灰硒 (链状晶体)
5s25p4 2.10 2,4,6 链状 晶体
6s26p4 2.0 2,6 金属 晶体
依次↑ 依次 依次↑ 依次
分子 晶体
分子 晶体
单质Se H2R 化学活性： 化学活性： 稳 定 性： 酸 性： 熔 沸 点： 小 大 弱 最高 小
Cl + O 3 ClO + O 2 →
ClO + O Cl + O 2 →
O 3 + O 2O 2 →
2）氮氧化物和某些自由基等 ） 保护： 年签定蒙特利尔议定书， 保护：1987年签定蒙特利尔议定书，禁止使用 年签定蒙特利尔议定书 禁止使用CFC和其它 和其它 卤代烃，减少大气污染。 卤代烃，减少大气污染。
单质Te H2O H2S H2Se H2Te 大 小 强 大
13.2 氧及其化合物
1. 氧（ O2）
O 1s 2 2s 2 2p 2 2p1 2p1 x y z
2 * 2 2 4 * 2
分子轨道电子排布式： 分子轨道电子排布式：
(σ 1s ) (σ
2
* 2 1s
) (σ 2s ) (σ
2s
) (σ 2 p ) (π 2 p ) (π
2O 3
稳定性
3O 2
= − 285 .4 kJ • mol -1 ∆rHm
O3 ﹤ O2
4) 氧化性
O3 > O2
O 3 + 2H + + 2e −
O 3 + 2H 2 O + 2e −
无机化学《氧族元素》教案
无机化学《氧族元素》教案教学要求]1. 掌握臭氧、过氧化氢的结构和性质。
2. 掌握硫化氢的特性及硫化物的水溶性。
3. 了解掌握硫的氧化物、含氧酸及其盐的结构、一般性质及用途。
[ 教学重点]1. 氧的单质及双氧水的结构、制备和性质2. 硫的单质及重要化合物的结构、制备和性质[ 教学难点]1. 氧的单质及双氧水的结构、制备和性质2. 硫的单质及重要化合物的结构和性质[ 教学时数]6 学时[ 教学内容]1. 氧族元素的通性2. 氧及其化合物3. 硫及其化合物15-1 氧族元素的通性一、氧族元素的存在氧族元素有氧、硫、硒、碲和钋五种元素。
氧是地球上含量最多，分布最广的元素。
约占地壳总质量的46.6% 。
它遍及岩石层、水层和大气层。
在岩石层中，氧主要以氧化物和含氧酸盐的形式存在。
在海水中，氧占海水质量的89% 。
在大气层中，氧以单质状态存在，约占大气质量的23% 。
硫在地壳中的含量为0.045% ，是一种分布较广的元素。
它在自然界中以两种形态出现棗单质硫和化合态硫。
天然的硫化合物包括金属硫化物、硫酸盐和有机硫化合物三大类。
最重要的硫化物矿是黄铁矿FeS2，它是制造硫酸的重要原料。
其次是黄铜矿CuFeS2、方铅矿PbS 、闪锌矿ZnS 等。
硫酸盐矿以石膏CaSO 4· 2H 2 O 和Na2SO 4 · 10H 2 O 为最丰富。
有机硫化合物除了存在于煤和石油等沉积物中外，还广泛地存在于生物体的蛋白质、氨基酸中。
单质硫主要存在于火山附近。
二、氧族元素的基本性质氧族元素的一些基本性质性质氧硫硒碲原子序数原子量价电子构型常见氧化态815.992s 2 2p 4-2,-1,01632.063s 2 3p 4-2,0,+2,+4,+63478.964s24p 4-2,0,+2,+4,+652127.605s 2 5p 4-2,0,+2,+4,+6共价半径/pmM 2 - 离子半径/pm第一电离能/(kJ/mol)第一电子亲合能/(kJ/mol) 第二电子亲合能/(kJ/mol) 单键解离能/(kJ/mol)电负性(Pauling 标度) 661401314141-7801423.441041841000200-5902262.58117198941195-4201722.55137221869190-2951262.10三、氧族元素的电极电势氧的电势图：2.07 0.68 1.77φ A θ / V O 3 ——— O 2——— H 2 O 2 ——— H 2 O1.24 –0.08 0.87φ B θ / V O 3 ——— O 2 ——— HO 2 -——— OH –硫的电势图：2.05 0.20 0.40 0.50 0.14φ A θ / V S 2 O 82 -——— SO 4 2 -——— H 2 SO 3 ——— S 2 O 3 2 - ——— S ——— H 2 S-0.92 -0.58 -0.74 -0476φ B θ / V SO 4 2 - ——— SO 3 2 - ——— S 2 O 3 2 -——— S ——— S 2 -15-2 氧及其化合物一、单质氧自然界中的氧含有三种同位素，即16 O 、17 O 和18 O ，在普通氧中，16 O 的含量占99.76% ，17 O 占0.04% ，18 O 占0.2% 。
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1
O 2＋ ,M:O ( 1s)2(
1 s)2(
2s)2(
2 s)2(
2 2p)x2 2p2 y
2pz
0 2 2 p p1 y z (
)
2p x
＝n(n2)B.. M 1.7B 3 .M 1＋ .122＋ 123
O 22＋ ,M:O ( 1s)2(
（2）与电负性较大、价电子数目较多的元素的原子成键
O-F < S-F O-Cl < S-Cl
190 326
205 255 kJ·mol-1
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3
（3）与电负性较小、价电子数目较少的元素原子成键 O-C (359 ) > S-C (272) ; O-H (467) > S-H(374 kJ·mol-1)
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2
§12.2 第二周期元素—氧的特殊性
1. 氧化态:O基本为-2.
例外： -1
+1
+2
H2O2 2. EA1：O < S 3. 单键解离能
O2F2
OF2
类似 ：F < Cl
（1）自身成键（E-E）
O-O < S-S > Se-Se > Te-Te
142 264 172
--- kJ·mol-1
肺
HbFe(II) + O2
HbFe(II) ←O2 (氧合血红蛋白)
人体各组织
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10
3. 臭氧 (ozone) O3
室温,有鱼腥味的淡蓝色气体, m.p. 80 K, b.p.161 K.
(1) O3的分子结构
O3 分子电偶极矩μ≠0, → 3个O原子不在同一直线上; 键角∠OOO = 116.8º， → 中心O原子sp2杂化。
第12章 氧族元素 Group VIA : O S Se Te Po
§12.1 氧族元素概述 1. 氧族元素基本性质
基本性质 价层电子构型 主要氧化数
第一电离能/kJ·mol 电负性 (Pauling) EA1/kJ·mol-1 EA2 /kJ·mol单键解离能/kJ·mol-1
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1 s)2(
2s)2(
2 s)2(
2p)x2
2 2 2p p2 y z
0 2 2 p p0 y z (
2 p)x
1 ＋2 ＝n 1/9(/n 20 21 2)B.. M 0
2 2
7
2. O2化学性质
氧化性（主要）,配位性（生物体中重要）。 由氧族元素△G Ø /F-Z图讨论氧化-还原性。
(1) 氧化性
φØ (O2/H2O) = 1.23 V, φØ (O2/OH-) = 0.40 V
Fe
Fe3O4, FeO, Fe2O3
S
SO2(g)
H2S
S 或 SO2(g)
O2 + NH3
பைடு நூலகம்
→ H2O + N2 或 NO
HI
I2
CH4
CO2、CO 或 C
…
…
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8
△ G° / F（V）
5 4
Se 2-(5.26) 4
H TeO (4.16)
6
6
S
O
2-
28
(4.16)
(2.28)T e2-
3
TeO (2.12)
H Se (2.96)
23
S O 2-(2.37)
26
(1 .8 4 )S e 2-
(1.44)H Te
SH2-S(0e.920 )
2
(0.80) HO -(0.08)
HS
1 2 2 p p2 zy(
)
2px
＝n(n2)B.. M 1.7B 3 .M 1＋. 23
O 22,M:O ( 1s)2(
1 s)2(
2s)2(
2 s)2(
2p)x2
2 2 2p p2 y z
2 2 2 p p2 y z (
)
2px
＝n(n2)B.. M 0
O
S
Se
ns2np4
-2
-2 +4 +6
-2 +4 +6
1314 1000 941
3.44
2.58 2.55
141.0 < 200.4 195.0
-780.7 < -590.4 -420.5
142 < 268 172
Te
-2 +4 +6 869 2.1 190.1 ---126
1
主族元素原子半径变化规律(pm)
2
2
2
O (1.68) 3
H SO (1.80) H S O 2-(1.88) 2 3
1
24
S
O
2-(1.00)
S O 2-(1.04) 46
0
23
SO 24
(2.15)
Z
2
(-0.28) -2
0
2
4
6
OH(-0.79)
-1
HO 2
(-2.46)
H O -2 22
(-0.68)
-3
S O 2-(-1.48) 23 S O 2-(-1.52) 24
4. 双键离解能 O=O (493.59 kJ·mol-1 ) > S=S (427.7 kJ·mol-1)
D(r)
D(r)
2p 2p
r 第二周期元素:2p-2p π键特征。
3p 3p
r
第三周期元素:3p-3pπ键非特征。 可与第二周期元素形成 p-d 反 馈π键,如SO42- 、PO42-
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1 s)2(
2s)2(
2 s)2(
2px )2
2p2 y 2pz
2 2 p p1 y z(
2p
x )
＝n(n2)B..M 2.83 B.M.
O2分子成键: 1＋223
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O2分子顺磁
6
O 2,M:O ( 1s)2(
1 s)2(
2s)2(
2 s)2(
2p)x2
2 2 2p p2 y z
Se 2-(-1.48) 3
Se 2-(-1.38) 4
T eO 2-(-1.48) 4
T eO 2-(-2.28) SO 2-(-2.64) 3
3
-4
氧 族 元 素 的 △ G ° / F —Z 图
SO 2-(-4.48) 4
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9
(2) 配位性质
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:
4
5．键型
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。
6. 配位数
中心原子 周期 价轨道数
C.N.max
O
二 4 (2s2px2py2pz) 4 [H3O]+
S
三9
6 SF6
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5
§12.3. 氧和臭氧
O2 、 O3 两种单质, 同素异形体
1． 氧分子形态O2 O-2 O22- O2+ O22+
O2分子结构: VB： O 2s2 2px1 2py1 2pz2 | |
O 2s2 2px1 2py1 2pz2 即： O=O 似应为“逆磁”。
MO: O2分子轨道式
2 1
(
1s)2(