第十六章 氧族元素课件.ppt
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1、1,第十六章 氧族元素,Chapter 16The Oxygen Family Elements,2,16-1、氧族元素的通性,1-1 氧族元素的基本性质,3,能结合两个电子形成氧化数为-2的阴离子,表现出非金属元素特性。非金属活泼性弱于卤素。硫、硒、碲等原子同电负性较大的元素结合时,显正氧化态(+2,+4,+6)。随着电离能的降低,本族元素从非金属过渡到金属。O和S是典型的非金属,Se和Te是半金属,Po是金属。引进第二个电子时强烈吸热,但离子型氧化物很普遍,因为晶体的巨大晶格能补偿了第二电子亲合能所需要的能量,1-2 氧族元素的成键特征,第十六章 氧族元素,16.1 通性,4,O-O较低键
2、能的原因:氧的原子半径很小,孤电子对之间有较大的排斥作用。氧原子没有空的d轨道,它不能形成d -p 键。,第十六章 氧族元素,16.1 通性,5,1-3 氧族元素的标准电极电势,O2-H2O2-H2O系统,第十六章 氧族元素,16.1 通性,6,O3-O2-H2O系统,第十六章 氧族元素,16.1 通性,7,S系统,第十六章 氧族元素,16.1 通性,8,16-2 氧、臭氧,一、氧的结构和性质,氧的分子结构:,O=O,键能494 kJ.mol-1,氧的性质,在极性溶剂如水中的溶解度小(30cm3/dm3),并以O2.H2O和O2.2H2O存在。在有机溶剂中溶解度大。 氧的氧化性是共知的。,9,
3、二、臭氧O3分子结构,VB法:,等腰三角形,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,10, 结构,O3分子中,中心O原子采取sp2 杂化,V型,唯一有极性的单质。,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,11,臭氧的性质和用途,臭氧的特殊化学性质是不稳定性和氧化性。,暗蓝色液体,黑色晶体,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,12, 性质,性质一:不稳定性,O3不稳定,常温下就可分解,紫外线或催化剂(MnO2、PbO2、铂黑等)存在下会加速分解。,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,13,性质二:强氧化性,O3是一种极强的氧化剂,氧化能力仅次于F2。,此反应用来测定O3的含量。,第十六章
4、 氧族元素,16.2 氧、臭氧,14,O3 + CN- = OCN- + O2 OCN- + O3 = CO2 + N2 + O2,此两反应用来处理含氰废水。,臭氧具有杀菌、消毒、漂白的功能。在医院、工业生产广泛使用。,地球上空的臭氧层可以吸收太阳中的紫外线,保护了地球生命的安全。大气中的污染物的升高,将导致臭氧层的破坏。 NO2 + O3 = NO3 + O2 NO3 = NO + O2 NO + O3 = NO2 + O2,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,15,三、氧的成键特征,和电负行比它大的元素F,呈正氧化数。OF2 和电负性小的元素化合呈负氧化数。,离子键,共价键,第十六章
5、氧族元素,16.2 氧、臭氧,16,三、氧的成键特征,sp3杂化,提供两个电子形成两个共价单键,Cl2O, OF2提供两个电子形成一个共价双键,COCl2提供两个电子形成两个共价单键,同时提供一对孤对电子形成配位键。H3O+提供两个电子形成一个共价双键,同时提供一对孤对电子形成配位键,CO。提供一个空的p轨道,接受配位电子。R3NO,共价键,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,17,三、氧的成键特征,、氧分子接受一个电子形成超氧离子O2-、氧分子接受两个电子形成过氧离子O22-、氧分子失去一个电子形成二氧基氧离子O2+例O2+PtF6- (顺磁性、红色物质)、氧分子提供一对孤对电子和金属形
6、成配位键、以臭氧分子成键,含氧酸中的d-p配键。,以氧分子为基础的化学键,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,18,1)、单质在空气中或纯氧中直接化合;2)、氢氧化物或含氧酸盐的热分解;3)、高价氧化物的热分解或H2还原;,氧化物的制备,四、氧化物,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,19,离子型氧化物,形成离子晶体,通常高熔点;共价型化合物,分子晶体,低熔点。,氧化物的熔点,离子型:M2O、MO、M2O3、MO2、M3O4;共价型:非金属元素和18e、18+2e、8e高电荷氧化物,Ag2O、PbO、Mn2O7等。,氧化物的键型,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,20,酸性氧化物
7、:CO2、P2O5、SO3等;碱性氧化物:K2O、CaO等;两性氧化物:Al2O3、ZnO、Cr2O3等;中性氧化物:CO、N2O等;复杂氧化物:Fe3O4、Pb2O3、Pr6O11。,氧化物的酸碱性,第十六章 氧族元素,16.2 氧、臭氧,21,16-3 H2O2,一、H2O2的分子结构, 结构,22,二、H2O2的性质和用途 强极性,偶极矩为2.26D,比水1.87D大,H2O2有强的缔合作用,其沸点远比水高(423K); 常用H2O2有两种,3%和35%,前者用于消毒杀菌;,性质三:不稳定性,性质一:强氧化性,性质二:还原性, 性质,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,性质四:二元弱
8、酸,23,性质一:强氧化性,酸性溶液,碱性溶液,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,24,H2O2能将碘化物氧化成单质碘,这个反应可用来定性检出或定量测定H2O2或过氧化物的含量:,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,25,在碱性介质中H2O2的氧化性虽不如在酸性溶液中强,但与还原性较强的亚铬酸钠NaCrO2等反应时,仍表现出一定的氧化性。,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,26,性质二:还原性,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,27,性质三:不稳定性,H2O2在低温和高纯度时还比较稳定,但若受热到426K(153)以上时便会猛烈分解,它的分解反应就是它的歧化反应。,第十六
9、章 氧族元素,16.3 H2O2,28,能加速H2O2分解速度的因素还有:,在碱性介质中H2O2的分解速度比在酸性介质中快;,杂质的存在,如重金属离子Fe3、Cr3等都能大大加速H2O2的分解;,波长为320380nm的光(紫外光)也能促进H2O2的分解。,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,29, 鉴定,在酸性溶液中,H2O2能使重铬酸盐生成二过氧合铬的氧化物CrO(O2)2,这是高氧化态(6氧化态)铬形成的过氧基配位化合物:,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,30,过氧化物CrO(O2)2在乙醚中较稳定,在乙醚层中形成的蓝色化合物的化学式是,此反应可用来检出H2O2的存在,第十六
10、章 氧族元素,16.3 H2O2,用途:H2O2的氧化性可漂白丝织物、杀菌消毒。纯H2O2是火箭燃料。工业上用H2O2的还原性除Cl2 。 H2O2 + Cl2 = 2Cl- + O2+ 2H+,31,工业制备:,2)、电解-水解法:,实验室:,三、H2O2的制备,第十六章 氧族元素,16.3 H2O2,32,16-4 硫及其化合物,硫在地壳中的原子百分含量为0.03%,以单质硫和化合态的硫存在。 单质硫主要蕴藏于火山地区:可能由于硫化物矿和高温水蒸气作用生成H2S, H2S受氧化或与SO2作用成为S 沉积。 2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + SO2 = 3S + 2H
11、2O,一、硫的存在和用途,天然硫化物矿:主要包括金属元素硫化物和硫酸盐,如FeS2、CaSO4.2H2O、Na2SO4.10H2O等。,33,常温下稳定的S单质为斜方硫(正交形),其结构单元为Sn环,n可以为620。常见为-S8的冠状8元环。,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,在S8中,S采取sp3杂化形成两个单键,加热S8硫到433K时, S8环开环聚合成长链Sn,进一步加热到563K以上, Sn断裂成较小分子的S6、S3、S2等,如将熔融态的线性硫迅速倾入冷水中,成为可以拉伸的弹性硫,经放置弹性硫逐渐转变为晶状硫。,34,二、硫的成键特征,从电负性较小的原子接受电子,形成S2-离
12、子;形成两个共价单键 (sp3 H2S);(sp2, SO2)形成一个共价双键 (sp),如S=C=S;,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,利用空的3d轨道,将3s和3p上的成对电子拆开,跃迁进入3d轨道,然后参加成键,形成氧化数高于+2的氧化态,如SF4、SF6等;,以长链硫形成化合物的结构基础:如多硫化氢H2Sn,多硫化物MSn和连多硫酸H2SnO6。,35,性质一:与许多金属直接化合,性质二:与许多非金属直接作用,性质三:与氧化性酸反应,性质四:与碱反应,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物, 性质,36,单质硫是从它的天然硫矿床或硫化物中制得。将硫矿隔绝空气加热(少量空
13、气), 3FeS2 + 12C + 8O2 = Fe3O4 + 12CO + 6S 单质S:m.p. 385.8K;b.p. 717.6K,导热和导电性都很差,不溶于水,能溶于CS2中。 世界每年大量消耗S。制H2SO4,橡胶工业,造纸工业。,三、硫的制备、性质和用途,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,37,H2S分子呈V形,S采用sp3杂化。,S蒸气和H2可以直接化合成H2S,而实验室, FeS(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + FeSO4(aq) Na2S(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + Na2SO4(aq),四、H2S、H2Se、H2Te和
14、硫化物,H2S、 H2Se、H2Te,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,38,H2S是无色有毒气体,在水中饱和溶解度可达0.1mol/dm3,且H2S水溶液是极弱酸: H2S = H+ + HS- K1 = 1.310-7 HS- = H+ + S2- K2 = 7.110-15 H2S和硫化物是硫的最低氧化态(-2),具有还原性,能被氧化成单质或更高的氧化态。 H2S + I2 = 2HI + S H2S +O2 = 2H2O + 2S H2S + 4Br2 + 4H2O = 8HBr + H2SO4,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,39,H2Se、H2Te也为V字型分
15、子,键角依次为91, 89.5它们的制备:Se + H2 = H2Se Al2Se3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2Se Al2Te3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2Te H2Se、H2Te都是无色、极难闻的气体,其毒性比H2S大。稳定性H2O H2S H2Se H2Te。 它们在水中溶解度比H2S稍小,水溶液的酸性H2S H2Se H2Te.,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,40,许多金属离子在溶液中与H2S 和 S2- 作用,生成溶解度很小的硫化物。饱和H2S 水中: H+2S2- = 9.2310-22,可以控制溶液中的酸度将不同金属离子按组分
16、离。,硫化物和多硫化物、硒化物和碲化物,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,碱金属硫化物和(NH4)2S是易溶于水的。但8e外壳电荷较高的阳离子(碱土、稀土)的硫化物较为难溶,并有水解作用。电荷进一步增高,由于离子水解作用加强以及S2-自身的还原性,因而不易生成稳定的硫化物。18e和18+2e的阳离子,由于强的极化作用,生成有色难溶硫化物。,41,(NH4)2S制备:,Na2S工业上制备:,硫化物主要是Na2S和(NH4)2S:,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,42,Na2S和(NH4)2S能溶解单质硫,如KI可溶解I2一样,生成多硫化物: Na2S + (x-1)S =
17、Na2Sx (NH4)2S + (x-1)S = (NH4)2Sx,多硫化物颜色从黄色到红色,溶解硫越多越深。它是一种硫化试剂,向其它反应提供活性硫。如: SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3 多硫化物在酸性溶液中不稳定,发生歧化分解: Sx2- + 2H+ = H2S + (x-1)S 其中硫显示出弱的氧化性,多硫化物中的多硫离子Sx2-的硫原子以sp3杂化成键。,第十六章 氧族元素,16.4 硫及其化合物,43,聚硫、聚硒和聚碲离子的电子密度似乎都集中在Zn2-键两端,这就可解释为什么总是采取末端配位。 Mo(S2)62-,硒和碲不存在硫那样多的多原子阴离子Sn2-(n=
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