第15章氧族元素

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1、第15章氧族元素15-1氧族元素的通性15-2氧及其化合物15-3硫及其化合物15-4硒和碲习题15-1氧族元素的通性15-1-1氧族存在15-1-2氧族元素的基本性质15-1-3氧族元素的电势图15-2氧及其化合物15-2-1氧气单质15-2-2氧化物15-2-3臭氧15-2-4过氧化氢15-3硫及其化合物15-3-1硫的同素异形体15-3-2硫化物和多硫化物15-3-3硫的含氧化合物15-3-4硫的其它化合物氧族存在在非金属化学中，和卤素一样，为构建元素周期系的大厦起了非常重要的作用，本族是非金属到金属的完整过渡。氧(Oxygen)地球含量最多的元素49.13%，

2、“成酸元素”。硫(Sulfur)古代称“黄芽”，印度梵文“鲜黄色”。硒(Selenium)贝采利乌斯1817年发现，希腊文“月亮”、因和碲性质相似，以表示它是碲的姐妹，可做为光敏电阻的理想材料。碲(Tellurium)赖兴施泰于1782年发现，原意为“地球”，因它在地壳中丰度虽小，却广布于地球表面。钋(Polonium)居里夫人为纪念她的祖国波兰，命名为钋，放射性元素，半衰期为138.7天。氧族存在氧族元素的基本性质氧族元素的一些性质氧族元素的基本性质氧族元素的氧化态电子构型常见氧化态O[He]2s22p4-2,-1,0,S[Ne]3s23p4-2,-1,0,+2,+

3、4,+6Se[Ar]4s24p4-2,0,+4,+6Te[Kr]5s25p4-2,+2,0,+4,+6Po[Xe]6s26p4+2,+6氧单质一、氧在自然界中的分布O2、O3同素异形体二、氧的制备和空气液化三、氧的结构、性质和用途1．氧的分子结构VB：O2S22Px12Py12Pz2

4、

5、O2S22Px12Py12Pz2即O=O应为“逆磁”。O2分子磁矩2．O2化学性质和用途氧化性（主要），配位性（生物体中重要）2．2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：HbFe(II)+O2===HbFe(II)O22．1

6、氧化性ФØ（O2/H2O）=+1.23V,ФØ(O2/OH-)=+0.40VFeFe3O4,FeO,Fe2O3SSO2(g)H2SS或SO2(g)O2+NH3→H2O+N2或NOHII2CH4CO2、CO或C……氧气单质氧的分子轨道电子排布式是：[KK(σ2S)2(σ2S)﹡2(σ2p)2(2py)2(2py)﹡1(2pz)2(2pz)﹡1]，在轨道中有不成对的单电子，所以O2分子是有双原子气体中唯一的一种具有偶数电子同时又显示顺磁性的物质。氧气的反应活性很高，在室温或较高温度下可直接剧烈的氧化除W、Pt、Au、Hg和稀有气体以外的其它元素形成氧化物，遇活泼金

7、属还可形成氧化物或超氧化物。氧的基态和激发态的2p轨道电子排布和能量差列表：氧气单质电子态2p*轨道电子排布符号高出基态的能量(kJ/mol)第二激发态第一激发态基　　　态↑↓↑↓↑↑1g+(1O2)1g(1O2)3g-(2O2)154.892.0氧化物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、Cr2O3、Ga2O3等）和少数非金属氧化物（如As3O6、Sb4O6、TeO2等）显两性；中性氧化物有NO、CO等。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由碱性——两性

8、——酸性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同一元素能形成几种氧化态的氧化物酸性随氧化数的升高而增强氧化物氧化物还可按其价键特征分为离子型氧化物、共价型氧化物和过渡型氧化物。（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；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，1、氧化物的制备方法2、氧化物的键型3、氧化物的熔点4、氧化物对水的作用（1）溶于但无显著化学作用的氧化物（2）同水作用生成不溶性氢氧化合物的氧化物（

9、3）同水作用生成可溶性氢氧化合物的氧化物（4）既难溶于水又不同水作用的氧化物5、氧化物的酸碱性（1）酸性氧化物，与碱作用生成盐和水（2）碱性氧化物，与酸作用生成盐和水（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（4）中性氧化物，既不与酸也不与碱作用（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比高价氧化物的碱性为强，对酸碱的作用也不同。臭氧O3是O2的同素异性体（也称同素异形体）。O3在地面附近的大气层中含量极少,仅占0.001ppm。在离地面20~40km处有个臭氧层，臭氧浓度高达0.2ppm。它