5.1 氧族元素概述,第5章 氧族元素,5.2 氧的化合物,1. 氧分子形态,激发：↑ ↓ ↑↓,,单线态 1O2,基态： ↑ ↑ 三线态 (S=2s+1),154.8kJ·mol-1 92.0kJ·mol-1,O2: (σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1,O2 O-2 O22- O2+,2Ag + 2O3 = Ag2O2 + 2O2 PbS + 4O3= PbSO4+ O2 ↑ 3KOH(s) + 2O3(g) = 2KO3(s) + KOH·H2O(s) + (1/2)O2(g),,KO2+O2,2. 臭氧（ O3 ）,有鱼腥味的淡蓝色气体,Cl• + O3 → ClO• + O2,ClO• + O → Cl• + O2,净反应：O3 + O = 2O2,NO + O3 → NO2 + O2,NO2 + O → NO + O2,净反应：O3 + O = 2O2,结构: O为sp3杂化,H2O2弱酸性、不稳定,,3.过氧化氢（ H2O2）,2H++O2+2e=H2O2 EA=0.68V,2Fe3++2e=2Fe2+ EA=0.77V,2Fe3++H2O2=2Fe2++2H++O2,2H++H2O2+2e=2H2O EA=1.776V,2Fe2++2H++H2O2=Fe3++2H2O,净结果：2H2O2=2H2O+O2↑,,,,,凡电位为0.68~1.78V的 金属电对均可催化H2O2分解,3H2O2 + 2MnO4- = 5H2O2 + 2MnO4-+6H+ = H2O2 + Mn(OH)2 = 3H2O2+2NaCrO2+2NaOH= H2O2+2Fe2++2H+ =,H2O2既有氧化性又有还原性,2MnO2↓+3O2↑+2OH-+2H2O,2Mn2++5O2 ↑ +8H2O,MnO2 ↓ + 2H2O,2Fe3++2H2O,2Na2CrO4 + 4H2O,EB,EA,乙醚 鉴定: Cr2O72- + 2H2O2 + 2H+ ===5H2O + 2CrO5,水相: 2CrO5+ 7H2O 2+ 6H+= 7O2+ 10H2O + 2Cr3+(蓝绿) Cr2O72- + H2O2 + H+= Cr3++ H2O + O2 Cr3+ + H2O2 + OH- →CrO42- + H2O,5.4 硫的化合物,1. 单质 S8,结构： S：sp3杂化 形成环状S8分子,3HgS+ 8H++2NO3-+12Cl- = 3HgCl42- +3S↓+2NO↑+4H2O HgS + Na2S = Na2[HgS2],2. 硫 化物与多硫化物,金属硫化物大多数有颜色且难溶于水，只有碱金属的硫化物易溶。
根据Ksp的大小，金属硫化物在酸中的溶解度不同HgS的Ksp最小，它只能溶于王水和Na2S 硫化物都会产生一定程度的水解，而使溶液呈碱性Na2S + H2O = NaHS + NaOH,PbS + H2O = Pb2＋ + HS－ + OH－,Na2S+（x-1）S = Na2Sx (Sx)2-随着硫链的变长颜色：,性质：,遇酸不稳定：,氧化性：,还原性：,黄→橙→红,碱金属(包括NH4＋)硫化物水溶液能溶解单质硫生成多硫化物3. 硫的氧化物,SO2，SO3 是酸雨的罪魁祸首△ 4Na2SO3=3Na2SO4+Na2S SO32-+H2S+H+=S↓+H2O SO32-+Cl2+H2O=SO42-+2Cl-+2H+ 5SO32-+2MnO4-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O,4.亚硫酸及盐,H2SO3 二元中强酸，既有氧化性又有还原性，可以使品红退色,5.硫酸及其盐,硫酸分子间存在氢键，使其晶体呈现波纹形层状结构 硫酸根离子SO42－是四面体结构中心原子硫采用sp3杂化，形成四个σ键，其S－O键长为144pm，比双键的键长（149pm）短，在S－O键中存在额外的 p-dπ反馈键成分。
强吸水性、强氧化性,Fe + H2SO4（稀）＝FeSO4 + H2↑ Cu + 2H2SO4（浓）＝CuSO4 + SO2 + 2H2O C + 2H2SO4（浓）＝CO2 + 2SO2 + 2H2O,过渡金属硫酸盐加热易分解,SO42-易带阴离子结晶水，以氢键与SO42-结合,CuSO4·5H2O脱水,-2H2O,,-2H2O,,-H2O,,CuSO4,6. 硫代硫酸盐,制备： Na2SO3+S = Na2S2O3 Na2S+Na2CO3+4SO2= 3Na2S2O3+CO2↑,Na2S2O3·5H2O(大苏打、海波) 无色透明体 易溶于水，碱性,（1）遇酸不稳定,（3）配合剂,AgBr,Na2S2O3,[Ag(S2O3)2]3-,I-,AgI↓,CN-,Ag(CN)2-,S2-,Ag2S↓,,,,,（2）中等强度还原剂,2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI,Na2S2O3+4Cl2+5H2O= 2H2SO4+2NaCl+6HCl,用途,？,7.过硫酸及其盐,强氧化剂： Ag+ Cu+K2S2O8+8H2O == CuSO4+K2SO4 Ag+ 2Mn2++5K2S2O8+8H2O == 2MnO4-+10SO42-+16H+,H—O—O—H,被-SO3H取代,O O | | HO—S—O—O—S—OH | | O O,,常见： K2S2O8 、(NH4)2S2O8,Na2S2O4 连二亚硫酸钠,O2+H2O,,NaHSO3,,H2S2O7,H2SO2,8. 其他硫酸盐,5.5 硒、碲的化合物,1. SeO2、TeO2为中等强度氧化剂,SeO2 TeO2,+ SO2 + H2O →,Se Te,+ H2SO4,2. H2SeO3、 H2SeO4 无色固体,碲酸H6TeO6或Te(OH)6 八面体， 白色固体， 弱酸，氧化性比H2SO4强。
中等强度氧化剂 与H2SO3对比,不挥发性强酸，吸水性强 氧化性比H2SO4强，可溶解金，生成Au2(SeO4)3 其他性质与H2SO4类似,取决于与氢直接相连的原子上的电子云密度,氢化物 HF HCl HBr HI NH3 H2O HF,含氧酸 HClO HBrO HIO H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4,5.6 专题讨论—酸性变化一般规律,1.定性判断,缩合度增加，酸性增强,同一元素不同氧化态，高价偏酸， 但磷酸的含氧酸例外,1. 电中性氧合酸的,多元酸多步质子转移反应的pKa 逐级增加5鲍林提出两条规则用以粗略估算单核含氧酸 pKa 2. Pauling 规则,Om E (OH)n,放电 负极：熔融Na 2Na –2e 2Na+ 充电 放电 正极：熔融S xS+2Na++2e Na2Sx 充电,充 总：2Na+xS Na2Sx 放,电解质：β-Al2O3,,问题：1.工作温度300~500℃，Na、S8要处于熔融态，要绝热 2.充电时间长，需15~20h优点：蓄电量是铅电池的5倍，质量仅是其1/5， 运行平稳，无污染，寿命长。
5.7 应用—钠硫蓄电池,。