1 / 116

第 1 6 章 氧族元素

第 1 6 章 氧族元素. 氧族元素. 16－1 氧及其化合物. 16－2 硫及其化合物. 16－3 硒、碲及其化合物. (2) 价电子层结构: ns 2 np 4. (3) 单质性质: 典型非金属 准金属 放射性金属. (5) 氧化态： －2, ±2,4,6 ( －1 ) . 16－1 氧族元素概述. 氧族元素表现出非金属元素特征，其非金属活泼性弱于卤素。.

sue
Télécharger la présentation

第 1 6 章 氧族元素

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 第 16章氧族元素

  2. 氧族元素 16－1氧及其化合物 16－2硫及其化合物 16－3硒、碲及其化合物

  3. (2) 价电子层结构: ns2np4 (3) 单质性质: 典型非金属 准金属 放射性金属 (5) 氧化态： －2, ±2,4,6 (－1) 16－1氧族元素概述 氧族元素表现出非金属元素特征，其非金属活泼性弱于卤素。 (1) 氧族元素： O S Se Te Po (4) 存在: 单质或矿物 共生于重金 属硫化物中

  4. 2.07 O3 O2 ＋ H2O EA / V 1.23 0.68 1.78 O2 H2O2 H2O (6)氧族元素的电势图

  5. S2O82－ SO42－ S2O62－ H2SO3 H2SO3 S2O62－ S2O32－ S S2－ 2.01 0.22 0.57 0.17 0.51 0.08 0.50 0.14 0.45

  6. 1.24 －0.66 2.00 －0.93 －0.57 －0.41 0.87 O3 O2＋OH－ EB / V S2O82－ SO42－ SO32－ S2O32－ S S2－ －0.08 －0.56 －0.41 － 0.87 O2 O2－ HO2－ OH－

  7. (7)氧族元素的氢化物 H2R H2O H2S H2Se H2Te 化 学 活 性： 小 大 稳 定 性： 大 小 酸 性： 弱 强 m.p.： b.p.： 最高 小 大

  8. 1氧气（O2） O2分子的电子排布式： (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1 氧分子具有顺磁性。 16－ 2氧及其化合物 氧有三种同位素：O16、O17和 O18。 16－2－1氧的单质 单质氧有两种同素异形体：O2和O3。

  9. 实验室制备： 金属氧化物 2 HgO 2 Hg ＋ O2 过氧化物 2 BaO2 2 BaO ＋ O2 NaNO32 NaNO3 2 NaNO2 ＋ O2 KClO32 KClO3 2 KCl ＋ 3 O2 △ △ △ MnO2 473 K (1) 氧气的制备 工业制备： 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)。

  10. 在高温下，除卤素、少数贵金属如Au、Pt等以及稀有气体外，氧几乎能与所有的元素直接化合生成相应的氧化物。氧还可氧化一些具有还原性的化合物，如H2S、CH4、CO、NH3等能在氧中燃烧。 2 Mg ＋ O2 2 MgO 2 H2S ＋ 3O2 2 SO2 ＋ 2 H2O 4 NH3 ＋ 3 O2 2 N2 ＋ 6 H2O — — — — — — ★ 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。

  11. 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，其的标准电极电势如下： O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ 2 H2O EAθ＝1.229 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e－ 4 OH－ EBθ＝0.401 V 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。 — — — —

  12. (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 O3吸收波长稍长的紫外线，又能重新分解，从而完成O3的循环。 O3 O2 ＋ O 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。 紫外hv 紫外hv — — 2 O3 (臭氧)氧气的同素异形体，因有一种特殊的腥臭味而得名。

  13. 结构： 键角：117oμ＝1.8×10－3 C•m 唯一极性单质 ★ 价键理论 中心O： sp2杂化 边O： sp2杂化 (2) 臭氧的分子结构

  14. 反键轨道 非键轨道 成键轨道 O3分子的π分子轨道示意图 4 3 π 键的键级为1。在O3分子中，氧原子之间的键级为l.5。因其键级和键能都低于O2分子因而不够稳定。由于分子轨道中没有单电子，所以O3分子是逆磁性的。 4 3 ★ 分子轨道理论

  15. (3) 臭氧的性质 ① 不稳定性 臭氧在常温下就可分解: 2 O3＝ 3 O2 △rHmθ＝－ 285.4 kJ·mol－1 若无催化剂或紫外线照射时，它分解得很慢。

  16. ② 臭氧的强氧化性 臭氧有很强的氧化性，其相关的电极电势如下： O3 ＋ 2 H＋ ＋ 2 e － O2 ＋ H2O EAθ＝2.076 V O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e － 2 H2O EAθ＝1.23 V O3 ＋ H2O ＋ 2 e － O2 ＋ 2 OH －EBθ＝1.24 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e － 4 OH －EBθ＝0.401 V 无论在酸性或碱性溶液中，臭氧都是比氧强得多的氧化剂。 — — — — — — — —

  17. 臭氧还能迅速且定量地将 I－离子氧化成 I2，此反应被用来鉴定 O3和测定 O3的含量： O3 ＋ 2 I－＋ H2O I2 ＋ O2 ＋2 OH－ — — 臭氧能氧化一些只具弱还原性的单质或化合物，并且有时可把某些元素氧化到高价状态。如 2 Ag ＋ 2 O3 ＝Ag2O2 ＋ 2 O2 PbS ＋ 4 O3＝ PbSO4 ＋ 4 O2 O3 ＋ XeO3 ＋ 2 H2O ＝H4XeO6 ＋ O2 臭氧还能将CN－ 氧化成CO2 和 N2，因此常被用来治理电镀工业中的含氰废水。

  18. NO2 ＋ O3 NO3 ＋ O2 NO3 NO ＋ O2 NO ＋ O3 NO2 ＋ O2 2 O3 3 O2 — — — — — — — — (3)臭氧与大气污染 臭氧层最重要的意义在于吸收阳光中强烈的紫外线辐射，保护地球上的生命。 大气中的还原性气体污染物，如SO2、CO、H2S、NO、NO2等同大气高层中的O3发生反应，导致O3浓度的降低。如：

  19. 再如，氟利昂(一类含氟的有机化合物，如CCl2F2、CCl3F等)破坏O3的反应：再如，氟利昂(一类含氟的有机化合物，如CCl2F2、CCl3F等)破坏O3的反应： C1 ＋ O3 ClO ＋ O2 ClO ＋ O C1 ＋ O2 O3 ＋ O2 O2 为了保护臭氧层免遭破坏，世界各国于1987年签定了蒙特利尔条约，即禁止使用氟利昂和其他卤代烃的国际公约。 紫外hv — — — —

  20. 16－2－2氧的成键特征 1一般键型 (1) 离子键 氧原子以 O2－离子构成离子型氧化物，如碱金属氧化物和大部分碱土金属的氧化物。 (2) 共价键 氧原子以共价键构成分子型化合物： ① 与氟化合时，氧可呈＋2氧化态，如在OF2中； ② 同电负性值小的元素化合时，氧常呈－2氧化态。

  21. 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； ④sp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。

  22. 2 含氧酸或含氧酸根中的p－d π配键H2SO4、H2Cr2O7、H3PO4、H2S2O8、HClO4等含氧酸或含氧酸根的中心原子R与配位O原子之间除了形成σ配键外，还有可能形成p－d π配键—— 氧原子给出其 p 孤对电子、中心原子给 出空 d轨道成键。 例如，在H2SO4中，其S原子与其非 羟基 O 原子之间就是以σ配键和p－d π 配键成键的：S O 记作 S O

  23. (1) 形成O2－ 超氧离子，如KO2等； (2) 形成O22－ 过氧离子或共价的过氧链－O－O－，如Na2O2，BaO2等，H2O2、H2S2O3、K2S2O8等； (3) 二氧基阳离子O2＋的化合物，如O2＋[PtF6]－等。 (4) 氧分子作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 3以氧分子为基础的化学键

  24. 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。

  25. 16－ 2－ 3氧化物 正常氧化物，O : －2；二元氧化物，RxOy。 1氧化物的分类、键型和结构 按组成: 金属氧化物和非金属氧化物； 按键型: 离子型氧化物和共价型氧化物。 按晶型分： 离子晶体：如 BeO 熔点2 578 C MgO 熔点2 806 C (高) RuO4 熔点25.4 C(低) 分子晶体： SO2、CO ，C12O7(熔点－911.5 C，低) 原子晶体： SiO2 (熔点l 713 C，高)

  26. (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， • Cu(OH)2 CuO ＋ H2O • CaCO3 CaO ＋ CO2↑ • 2 Pb(NO3)2 2 PbO ＋ 4 NO2↑＋ O2↑ — — — — — — — — — — 2氧化物的制备

  27. (3) 高价氧化物的加热分解或被氢气还原，例如 PbO2 PbO3 PbO4 PbO V2O5 ────V2O3 ────VO 563－593 K 663－693 K 803－823 K 1 973 K 973 K H2 H2 (4) 某些单质如Sn、Ce等被硝酸氧化，例如 3 Sn ＋4 HNO3 3 SnO2 十 4 NO↑十 2 H2O 这种方法不像前3种方法具有普遍性。 — —

  28. 3氧化物的性质 离子晶体和原子晶体氧化物，其熔点一般都较高，如 BeO 2 578 ℃，MgO 2 806 ℃，SiO2 l 713 ℃。 多数分子晶体和少数离子型氧化物的熔点是比较低的。如C12O7 －911.5 ℃，RuO4 25.4 ℃。

  29. (1)氧化物与水的作用 ① 仅溶于水，如RuO4和OsO4等； ② 生成可溶性氢氧化物，如Na2O， BaO，B2O2, CO2，P2O5和SO3等； ③生成难溶性氢氧化物，如BeO，MgO，Sc2O3和Sb2O3等； ④难溶于水，如Fe2O3和MnO2等。

  30. (2)氧化物的酸碱性 • ① 酸性氧化物：与水作用生成含氧酸或与碱共熔生成盐，如CO2、SO3、P4O10、SiO2等。 • ② 碱性氧化物：与水作用生成可溶性碱，或与酸作用生成盐，如Li2O、K2O、MgO、SrO、Ag2O、MnO等。 • ③ 两性氧化物：与酸或碱反应生成相应的盐和水，如BeO、Al2O3、SnO2、Cr2O3、ZnO等。 • Al2O3 ＋ 6 H＋ 2 Al3＋ ＋ 3 H2O • Al2O3 ＋ 2 OH－ 2 AlO2－ ＋ H2O • ④ 中性氧化物：既不与酸也不与碱反应，如CO、N2O和NO。 — — — —

  31. 16－2－4水 1水分子 氢的同位素：1H或H和2H或D，3H或T， 氧的同位素：16O，17O和18O。自然水中存在9种不同的水： H216O H217O H218O HD16O HD17O HD18O D216O D217O D218O

  32. 水分子之间通过氢键结合成(H2O)2、(H2O)3等，这被称为是缔合。 △H＜0 x H2O (H2O)x 缔合 离解 2水分子的缔合现象

  33. 结构： σ键 sp3 3 过氧化氢(H2O2)

  34. 实验室: Na2O2 ＋ H2SO4 ＋10 H2O Na2SO4·10H2O ＋ H2O2 — — (1)H2O2的制备：

  35. 工业上： • 异丙醇的氧化法(在90～140 ℃, 1.5～2.0 MPa)： • CH3CH(OH)CH3 ＋ O2 CH3COCH3 ＋ H2O2 • 电化学氧化法：电解－水解法。 • 2 HSO4－ H2 (阴极)＋ S2O82 – (阳极) • (NH4)2S2O8 ＋ 2 H2O 2 NH4HSO4 ＋ H2O2 电解 H2SO4 — —

  36. ③ 蒽醌法 • 1953年美国杜邦公司，蒽醌法 • H2 ＋ O2 H2O2 • 典型“零排放”的“绿色化学工艺”。 2－乙基蒽醌，钯

  37. (2)过氧化氢的性质 淡蓝色的粘稠液体 极性溶剂 缔合作用 沸点(423 K)远比水高 与H2O以任何比例互溶。 H2O2的化学性质是结构中－OH和O－O的体现

  38. (1) 弱酸性(二元弱酸) H2O2 H＋ ＋ HO2－K1θ = 2.4×10－12 HO2－ H＋ ＋ O22－ K2θ = 1.0×10 －24 H2O2 ＋ Ba(OH)2 BaO2 ＋ 2H2O H2O2的酸性比HCN更弱；过氧化氢的盐的特点在于含有过氧基。 — — — — — —

  39. ( 2 ) 氧化还原性 ★ 氧化性： H2O2 ＋ 2 H＋ ＋ 2 e － 2 H2O EAθ= 1.776 V HO2 － ＋ H2O ＋ 2 e － 3 OH－ EBθ= 0.878 V H2O2 ＋ 2 I－ ＋ 2 H＋ I2 ＋ 2 H2O PbS ＋ 4 H2O2 PbSO4 ＋ 4 H2O H2O2 ＋ 2 Fe2＋ ＋ 2 H＋ 2 Fe3＋ ＋ 2 H2O H2O2 ＋ Mn(OH)2 MnO2↓＋ 2 H2O 3 H2O2 ＋ 2 NaCrO2 ＋ 2 NaOH 2 Na2CrO4 ＋ 4 H2O — — — — — — — — — — — — — —

  40. O2 ＋ 2 H＋ ＋ 2 e － H2O2EAθ= 0.695 V O2＋H2O＋2 e － HO2－＋OH－EBθ= －0.076 V 2 MnO4－＋5 H2O2＋6 H＋ 2 Mn2＋＋5 O2↑＋ 8 H2O H2O2 ＋ Ag2O 2 Ag ＋ O2↑ ＋ H2O H2O2 ＋ Cl2 2 C1－ ＋ O2↑＋ 2 H＋(工业除氯) — — — — — — — — — — ★ 还原性：在酸中还原性不强；在碱性，中等强度 综上可见：H2O2是一种氧化性强，还原性弱，不造成二次污染的氧化还原剂。

  41. ( 3 )不稳定性 EAθ/ V O2 H2O2 H2O EBθ/ V O2 HO2－ OH － 不管是酸性还是碱性都是E右θ＞E左θ，都能发生歧化分解。 2 H2O2 2 H2O ＋ O2△Hθ＝－ 196 kJ·mol－1 重金属离子Fe3＋、Fe2＋、Mn2＋和Cr3＋等杂质，以及波长为320～380 nm的光(紫外光)也促使H2O2分解。 加入稳定剂，如微量的锡酸钠Na2SnO3、焦磷酸钠Na4P2O7或8－羟基喹啉等来抑制所含杂质的催化作用。 0.68 1.78 －0.08 0.87 — —

  42. 1单质硫的结构 S以sp3杂化形成环状S8分子 16－３硫及其化合物 16－３－1单质硫

  43. 硫有三种同素异形体： 斜方硫S8 单斜硫S8 弹性硫 密度/gcm－32.06 1.99 颜色 黄色 浅黄色 190℃的熔融硫 稳定性 ＞95.5 ℃＜95.5 ℃ 用冷水速冷 95.5 ℃ 190 ℃ S(斜方) S(单斜) 弹性硫 2 单质硫的物理性质

  44. 单斜硫 斜方硫

  45. S S S S S 弹性硫的形成实验

  46. ●能与许多金属直接化合： 2 Al ＋ 3 S Al2S3 Hg ＋ S HgS ●能与氢、氧、碳、卤素(碘除外)磷等直接作用： S ＋ 3 F2 (过量)SF6 S ＋ Cl2 S ＋ Cl2 S ＋ O2 SO2 2 硫的化学性质

  47. 硫在空气中燃烧

  48. ●能与氧化性酸作用： S ＋ 2 HNO3 H2SO4 ＋ 2 NO2 (g) S ＋ 2 H2SO4(浓) 3 SO2 (g) ＋ 2 H2O ●能与碱的作用： 3 S ＋ 6 NaOH 2 Na2S ＋ Na2SO3 ＋ 3 H2O 4 S(过量)＋ 6 NaOH2 Na2S ＋ Na2S2O3 ＋ 3 H2O

  49. 16－3－2硫的成键特征 S：3s23p43d0 1离子键：如Na2S、CaS、(NH4)2S等。 2共价键： (1) 共价单键，H2S、SCl2 ； (2) 共价双键，CS2； (3) 3d成键，SOCl2、SF4、SO3、SF6等。 3 多硫链：－Sn－ 长硫链。 过硫化物Na2S2、FeS2、H2S2、S2Cl2，多硫化氢H2Sn (硫烷)、多硫化物MSn和连多硫酸H2SnO6。

  50. (1) 硫化氢的制备 • 工业： S(g) ＋ H2 (g) H2S↑ • 实验室： FeS ＋ H2SO4 (稀) H2S↑ ＋ FeSO4 • Na2S ＋ H2SO4 (稀) H2S↑ ＋ Na2SO4 孤电子对 sp3 • H2S的结构 • H2S的结构与H2O相似 — — — — — — 孤电子对 16－3－3硫化氢、硫化物和多硫化物 1硫化氢

More Related