[理化生]10氧族元素.ppt

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[理化生]10氧族元素

* 第十三章 氧族元素 主要内容 3. 硫的氧化物 2. 硫和硫化物 1. 氧 一、氧 1. 氧的成键特征 1) 一般键型 离子键 与活泼金属以离子键结合 如:碱金属氧化物、大部分碱土金属氧化物 共价键 与电负性较大的原子共用电子对 同电负性比它小的元素化合, 呈现-2价 同电负性比它大的F化合, 呈现+2价, 如OF2 ; 2) d-pπ键 O原子未杂化的P轨道的电子对向中心原子的d轨道配位 如:H2SO4, H3PO4, H3PO3, HClO3, P4O10, SOCl2中端O与中心原子间有d-pπ键 一、氧 1. 氧的成键特征 3) 离域π键 Π34 (O3, SO2, NO2, NO2- ) Π46 (SO3, NO3, CO32- ) 4) 以分子为基础的化学键 O2分子结合一个电子, O2- (超氧), 如 KO2 O2分子结合二个电子, O22-(过氧), 如H2O2 O2分子失去一个电子O2+(二氧基), 如 O2+[PtF6]- O2分子用孤对电子向金属配位,如O2与血红素中的Fe2+配位 O3分子结合一个电子, O3-, 如KO3 一、氧 1. 氧的成键特征 2. 氧化物的酸碱性 同一元素,氧化数升高则酸性增强,如MnO碱性,MnO2两性, Mn2O7酸性 酸性氧化物 大部分非金属氧化物 CO2, SO2, NO2, 某些高价金属氧化物 Mn2O7, CrO3, V2O5 碱性氧化物 多数金属氧化物 Na2O, MgO, MnO, FeO 两性氧化物 Al2O3, ZnO, BeO, Ga2O3, CuO, Cr2O3; I2O, TeO2 非酸碱性氧化物 CO, NO, N2O 3. 氧气 工业制法 分馏液化空气 实验室制法 MnO2催化分解KClO3 分解过氧化物 2 BaO2=2 BaO+O2 颜色状态 90K 淡蓝色液体 54K 蓝色固体 磁性 顺磁性 水中溶解度 很小 氧化还原性 在酸性、碱性条件下,氧化能力较强 4. 臭 氧 中心原子杂化类型 sp2 分子构型 V字形 (键角116.8o) π34 O-O键级1.5 磁性 无单电子,无顺磁性 水中溶解度 极性分子,比O2溶解度大 氧化能力 在酸性、碱性条件下,氧化能力较氧强 PbS+O3=PbSO4+4O2 2HI+O3=I2+H2O+O2 I2+O3+H2O=2HIO3+5O2 唯一极性单质 5. 过氧化氢 σ键 结构: sp3 1) 氧化还原性 在酸性、碱性溶液中,都是较强的氧化剂 极性 H2O2 H2O 沸点 H2O2 H2O 熔点 H2O2≈H2O 缔合度 H2O2 H2O 酸性 二元弱酸,与强碱作用生成过氧化物 在酸性、碱性溶液中,均不稳定,歧化分解。 Mn2+, MnO2, Fe2+, Fe3+,光照均能催化分解H2O2 Mn2+ + H2O2=MnO2 + 2H+ 2) 过氧链转移反应 Cr2O72-+ 4H2O2+2H+ = 2CrO5 + 5H2O 蓝色 橙色 Cr3++H2O+ O2 H+ 绿色 加入有机溶剂如乙醚,戊醇,CrO5 进入有机相,分解慢 3) H2O2的制备 实验室: 过氧化物加到稀酸中 Na2O2 + H2SO4 +10 H2O―Na2SO4·10H2O + H2O2 工业上 异丙醇的氧化法 CH3CH(OH)CH3 + O2 ―CH3COCH3 + H2O2 电化学氧化法:电解-水解法。 NH4HSO4 ― H2 (阴极) + S2O82 – (阳极) (NH4)2S2O8 + 2 H2O―2 NH4HSO4 + H2O2 电解 ③ 蒽醌法 H2 + O2 ― H2O2 二、硫及硫化物 1. 单质硫 单质硫的分子式为S8,具有环状结构,S采取sp3不等性杂化 硫有三种同素异形体

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