11 非金属元素(二) 氧硫氮磷碳硅硼a.ppt

1、氧族O X Y G E N,氧族元素在周期表中的位置,价电子构型：ns2 np4,氮族元素概述,氮族元素概述,与 F 相似，氧原子某些性质出现反常，例如： 氧的电子亲合能小于硫；氧的单键解离能比S小,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。 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”，

2、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。,氧族元素,Se,Te,是地壳中分布最广的元素，在岩石层、海水、大气层中含量与存在形式各不相同 有3种同位素：16O、 17O、 18O（可作为示踪原子）,氧,主要存在于空气中,氧的工业用途主要是炼钢，生产 1t 钢 约需消耗 1t 氧 氧的工业制法仍是空气深冷精馏和可望成为工业生产的膜分离技术，它们总是同时得到 O2 和 N2。,空气分离工厂的蒸馏柱,O 元素的成键特点,氧几乎能同所有的其它元素直接或间接地化合生成类型不同数量众多的化合物。现将氧的成键特征

3、分述如下： 氧原子的电负性仅次于氟，它可以夺取电负性较小元素的电子形成O2-离子，如：KO2即离子型氧化物 氧原子与电负性较大元素(高氧化态金属元素和非金属元素)化合，共用电子对形成两个共价单健，如：H2O、Cl2O即共价型氧化物。 氧原子的半径小电负性大，有形成多重键的倾向。如：尿素中碳氧双键，一氧化碳中的叁键。 氧原子可以形成氢键。,唯一极性单质,O2 的同素异形体,臭氧 O3,O3在地面附近的大气层中含量极少，仅占0.001 ppm。在离地面2040 km处有个臭氧层，臭氧浓度高达0.2 ppm。它是氧气吸收太阳的紫外线后形成的。,中心O：sp2杂化,实验室里利用对氧无声放电来获得臭氧。

4、,臭氧 O3,雷电、短波紫外、静放电,臭氧是淡蓝色的气体，有一种鱼腥臭味，不稳定，但在常温下分解较慢，437K以上迅速分解。二氧化锰、二氧化铅、铂黑等催化剂的存在或经紫外辐射都会促使臭氧分解，臭氧分解时放出热量: 2O3=3O2rH =-284kJmol-1 这个放热分解反应说明臭氧比氧有更大的化学活性,无论在酸性或碱性条件下都比氧气具有更强的氧化性。臭氧是最强氧化剂之一。 O3 + 2H+ + 2e O2 + H2OEAq = +2.07V O3 + H2O + 2e O2 + 2OHEBq = +1.24V,臭氧,臭氧,在纯水中(H+=107mol/L时)O2和O3的氧化能力比较： O2

5、+ 4H+ + 4e 2H2OE = +0.815V O3 + 2H+ + 2e O2 + H2OE = +1.65V PbS + 2O3 PbSO4 + O2 2Ag + 2O3 Ag2O2 + 2O2 2KI + H2SO4 + O3 I2 + O2 + H2O2 + K2SO4 (能定量反应) 最后这个反应可用于检验混合气体中是否含有臭氧。,臭氧可以分解不易降解的多种芳烃化合物和不饱和链烃化合物、是一种优良的污水净化剂和脱色剂。臭氧与活性炭相结合的工艺路线，已成为饮用水和污水深度处理的主要手段之一。,净反应：O3 + O = 2O2,臭氧层：2040 km的薄层。,催化作用：1个Cl原子

6、能破坏10万个O3分子。,臭氧,俗称双氧水，用途最广的过氧化物。,结构,弱酸性,H2O2 = HO2 + H+ , K1 = 2.2 10-12， K2 10-25 H2O2 + Ba(OH)2 BaO2 + 2 H2O,过氧化氢,纯的过氧化氢是一种淡蓝色的粘稠液体(密度是1.465gmol-1)，能以任意比与水混合。由于过氧化氢分子间具有较强的氢键，故在液态和固态中存在缔合分子，使它具有较高的沸点(423K)和熔点(272K)。,有关的电势图如下,氧化性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂。,用作氧化剂,用作还原剂,H2O2 + 2 I- + 2 H3O+ = I2 + 4 H2O

7、(用于 H2O2 的检出,测定),H2O2 + 2 Fe2+ + 2 H3O+ = 2 Fe3+ + 4 H2O,3 H2O2 + 2 NaCrO2 + 2 NaOH = 2 Na2CrO4 + 4 H2O,H2O2 + PbS(黑) = PbSO4 (白) + H2O,5 H2O2 + 2 MnO-4 + 6 H+ = 2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O,氧化还原性,高纯 H2O2 在不太高的温度下还是相当稳定的，例如 90 % H2O2 在 325 K 时每小时仅分解 0.001 % 它的分解与外界条件有密切关系：,杂质：重金属离子Fe2+、Cu2+等以及有机物的混入；, 光照：波

8、长为 320380 nm 的光可促使分解；,介质：在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中快。,为了阻止分解，常采取的防范措施：市售约为 30% 水溶液用棕色瓶装，放置在避光及阴凉处，有时加入少量酸作稳定剂 。, 温度：,不稳定性,H2O2的检验,在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5显蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色，可以相互检验。 4H2O2 + H2Cr2O7 2Cr(O2)2O + 5H2O,纯过氧化氢为淡蓝色接近无色的粘稠液体，通常以质量分数为 0.35，0.50 和 0.70 的水溶液作为商品投入市场。欧洲国

9、家将总产量的 40% 用于制造过硼酸盐和过碳酸盐，总产量的 50% 用于纸张和纺织品漂白，在美国则将总产量的 25 % 用于净化水（杀菌和除氯）。,生产和应用,由于构成催化循环，反应的实际结果是由 H2 和 O2 生成 H2O2,自动氧化法（世界年产量95%以上由该法生产）,生产和应用,减压蒸馏可得含 3035% H2O2 的水溶液.,电解-水解法（电解NH4HSO4）,硫在自然界以化合态和单质两种形态出现. 重要的化合态有FeS2(黄铁矿)、有色金属硫化矿、CaSO42H2O (石膏) 和 Na2SO410 H2O (芒硝)等。 生产单质硫的途径有两条：, H2S 的氧化, 隔绝空气加热黄铁

10、矿,硫的存在与制备,金属硫化物,雌黄 As2S3 单斜,雄黄 AsS 单斜,闪锌矿 ZnS,黄铁矿 FeS2,辉钴矿 CoAsS,辰砂 HgS,单质硫,硫有多种同素异形体，最常见的是晶状的斜方硫、单斜硫和弹性硫。天然硫即斜方硫(柠檬黄固体)。斜方硫和单斜硫都是分子晶体。,单斜硫,斜方硫, 单质硫的结构 S：sp3 杂化形成环状 S8 分子,S8,单质硫的性质,S 在空气中加热时燃烧，生成二氧化硫，同氧相似在加热时也同大多数金属以及非金属反应。 1、氧化性 H2 + S H2S Fe + S FeS C + 2S CS2 2、还原性 F2 + S SF6 O2 + S SO2 Cl2 + S S

11、Cl2 3、应用 制硫酸、火药、火柴、石硫合剂、硫磺软膏及硫化橡胶等。,不少重要硫化合物是将自然界的化合态硫先转化为单质硫(或将天然单质硫用一定方法提取纯化)，然后由单质出发制备的。,硫的重要化合物,硫化氢,硫化氢具有臭鸡蛋味，有毒，对大气能造成污染。存在于天然气、火山喷射气、矿泉水中也常伴有硫化氢存在。 它影响人的中枢神经及呼吸系统，吸入少量便感到头昏和恶心，长时间吸入H2S后，就会中毒而致死亡。 实验室制法： FeS + H2SO4(稀) = FeSO4 + H2S 案例油画变黑 PbSO4 + H2S = PbS + H2SO4 H2O2 + PbS(黑) = PbSO4 (白) + H

12、2O, H2S 结构与 H2O 相似。H2S稍溶于水。 水溶液呈酸性，为二元弱酸 还原性,硫化氢,与空气 (O2) 反应,与中等强度氧化剂作用,与强氧化剂反应(产物：S，SO42),性质,它是硫化氢的水溶液，是个很弱的二元酸。 水溶液中的 S2- 浓度与 H+ 浓度的平方成反比。即通过调节 pH 值可控制 S2- 浓度， 使不同溶度积的难溶硫化物分步沉淀。 久置于空气中的氢硫酸 因被空气氧化而变浑浊： 2 H2S(aq) + O2 = 2 S(s) + 2 H2O 但气体 H2S 在常温下不发生这个反应。,氢硫酸,（用 H2S 从重金属离子溶液中沉淀出来）,颜色：(大多数为黑色，少数需要特殊记

13、忆) SnS 棕，SnS2 黄，As2S3 黄，As2S5 黄，Sb2S3橙， Sb2S5橙，MnS 肉色，ZnS 白，CdS 黄 易水解, 最易水解的：Cr2S3，Al2S3,金属硫化物, 稀酸溶性类, 易溶于水：NH4+和碱金属硫化物 微溶于水：MgS，CaS，SrS 难溶于水：BeS,水溶性,金属硫化物, 浓 HCl 配位溶解,金属硫化物, 浓 HNO3 溶解,金属硫化物, 王水溶解,SF6 可由硫与氟直接化合制得。 SF6常温常压下为无色、无味、无毒且不溶于水的气体, 热稳定性和化学惰性都很高。 这些性质以及很小的介电常数使它成为高压发电系统和其他电器设备中优良的气体绝缘介质。,硫的卤

14、化物,熔态硫与 Cl2 反应生成恶臭而有毒的 S2Cl2，该化合物在室温下为黄色液体 ( b.p.138 )。S2Cl2 及其进一步氯化的产物 SCl2（不稳定的红色液体，恶臭，有毒）因用于橡胶硫化等重要工业过程而大量生产。, 制备, SO2, SO3,气态时是单分子，分子为平面三角形。 SO3极易吸收水分，在潮湿空气中发烟，溶于水生产硫酸 SO3 + H2O = H2SO4 SO3溶解在浓硫酸中形成的溶液称为发烟硫酸，组成以H2SO4SO3表示。,用于制备H2SO3及其盐,用于制备H2SO4及其盐,S + O2 = SO2 3 FeS2 + 8 O2 = Fe3O4 + 6 SO2 2 SO

15、2 + O2 = 2 SO3,硫的氧化物,SO2 为无色有强烈刺激性气味的气体，易溶于水， SO2是极性分子, 二元中强酸：只存在水溶液中，主要物种为 SO2(aq)：,相关的标准电极电势说明这种中间氧化态的化合物既有氧化性也有还原性：,亚硫酸及其盐, 还原性, 漂白-使品红褪色, 氧化性,亚硫酸及其盐,硫酸及其盐,浓 H2SO4 的性质,二元强酸，纯硫酸是无色的油状液体，283.4K时凝固。在液态和固态的硫酸分子间都存在着氢键所以属于高沸点酸。我们通常所说的浓硫酸是98（18molL-1)，可用来制低沸点酸， 有吸水性（做干燥剂）、脱水性和氧化性。,强吸水性： 作干燥剂，可从纤维、糖中提取水

16、,硫酸及其盐,强氧化性 与活泼金属,与非金属,与不活泼金属,硫酸盐种类繁多，大多数易溶于水，常见的难溶盐有如 BaSO4 (自然界的矿物叫重晶石)，SrSO4(天青石)，CaSO4H2O (石膏) 和 PbSO4,硫酸盐,石膏 CaSO4H2O,天青石 SrSO4,多数硫酸盐有形成复盐的趋势，在复盐中的两种硫酸盐是同晶型的化合物，这类复盐又叫做矾。, 形成水合晶体是硫酸盐的一个特征。 例如 ：CuSO4 5H2O (胆矾)， MgSO4 7H2O， MgZnSO4 7H2O， FeSO4 7H2O(绿矾或黑矾)， Al2(SO)3 18H2O等。,硫酸盐,芒硝Na2SO410H2O和它的无水盐

17、 Na2SO4 (工业上叫元明粉) 广泛用于化学工业原料以及玻璃工业、造纸工业和洗涤剂工业。,硫代硫酸 H2S2O3 和硫代硫酸盐 M2S2O3（M=Na+，NH4+等） S 的氧化值为+2,硫代硫酸及硫代硫酸盐,S2O32- + 2 H+ H2S2O3 S + SO2 + H2O,性质： 易溶于水 不稳定，易酸分解 中强的重要还原剂 有效的配位体（定影液）,硫代硫酸及硫代硫酸盐,硫代硫酸盐,硫代硫酸钠（Na2S2O35H2O）又称海波或大苏打。,硫代硫酸钠是一种中等强度的还原剂， 与碘反应时，它被氧化为连四硫酸钠； 与氯、溴等反应时被氧化为硫酸盐。 因此，硫化硫酸钠可做为棉织物漂白后的脱氯剂

18、。,最重要的连二亚硫酸酸盐为 Na2S2O42H2O（保险粉）。在碱性溶液中，为中强还原剂。 在催化剂（2 蒽醌磺酸盐）存在下，其水溶液可用以洗涤惰性气体（N2, Ar 等）有效地除去其中所含的氧气。, 二元中强酸 遇水分解,连二亚硫酸（H2S2O4）及其盐,焦硫酸是由等物质的量的SO3和纯H2SO4化合而成的： H2SO4+SO3H2S2O7 焦硫酸可看作是两分子硫酸脱去一分子水所得的。 焦硫酸遇水又生成H2SO4，焦硫酸比浓硫酸的氧化性、吸水性和腐蚀性更强，在制某些染料、炸药中用作脱水剂。将碱金属的酸式硫酸盐加热到熔点以上，可得焦硫酸盐。 2KHSO4K2S2O7+H2O,焦硫酸H2S2O

19、7及其盐, 稳定性差, 过二硫酸盐: K2S2O8，(NH4)2S2O8 强氧化剂,性质：,过氧化氢中的 H 原子被 HSO3-取代的产物,过硫酸及其盐,连多硫酸,连多硫酸的通式为H2SxO6，x = 3 6。 根据分子中硫原子的总数，可把它们命名为连三硫酸(根)S3O62、连四硫酸(根) S4O62等。 游离的连多硫酸不稳定，迅速分解为S、SO2或SO42等： H2S5O6H2SO4+SO2+3S,硒是人体必需的微量元素，当硒的浓度为0.040.1ppm，对动物和人都是有益，超过4ppm则是有害的。 硒缺乏引起的典型地方病是克山病(即地方性心肌病)，这种病人血液中硒浓度下降。通过膳食中补硒可控制克山病的发生率。 和其他微量元素一样，硒在体内的蓄积也不能过量，否则也会导致硒中毒。硒中毒者表现为头发和指甲脱落、皮肤损伤、牙齿腐蚀和神经系统异常等。例如我国湖北恩施县就曾发生过地方性硒