奥赛无机化学元素部分课件.ppt

1、无机化学元素部分无机化学元素部分四川大学：李瑞祥第一章、氢和稀有气体第一章、氢和稀有气体一、氢一、氢一、氢在自然界的分布一、氢在自然界的分布二、氢的成键特征二、氢的成键特征 氢的电子层构型为氢的电子层构型为1s1，电负性为，电负性为2.2。形成离子键形成离子键：Na、K、Ca等形成等形成H-，这个离子，这个离子因有较大的半径因有较大的半径(208 pm)，仅存在于离子型氢，仅存在于离子型氢化物的晶体中。化物的晶体中。一、氢一、氢形成共价键形成共价键 1)、H2 (非极性非极性)2)、极性共价键、极性共价键 H2O,HCl独特的键型独特的键型 1)、氢原子可以填充到许多过渡金属晶格的空、氢原子可

2、以填充到许多过渡金属晶格的空 隙中，形成一类非整比化合物，一般称之隙中，形成一类非整比化合物，一般称之 为金属氢化物。如，为金属氢化物。如，LaH2.87。ZrH1.30 2)、氢桥键、氢桥键 3)、氢键、氢键一、氢三、氢的性质和用途三、氢的性质和用途 H2分子具有高键焓分子具有高键焓(436 kJ.mol-1)和短键长和短键长(74pm)，由于分子质量小，电子数少，分子间力非常，由于分子质量小，电子数少，分子间力非常弱，只有到弱，只有到20K时才液化。时才液化。H2的高键能的高键能，决定了，决定了H2有一定的惰性，在常温下与有一定的惰性，在常温下与许多元素的反应很慢，但在加热和光照时反应迅速

3、发生。许多元素的反应很慢，但在加热和光照时反应迅速发生。2H2+O2=2H2O(加热加热)H2+Cl2=2HCl(光照光照)一、氢高温下氢是一个很好的还原剂高温下氢是一个很好的还原剂 制备许多高纯金属：制备许多高纯金属：CuO+H2=Cu+H2O TiCl4+2H2=Ti+4HCl 在适当温度、压力和相应催化剂的条件下，在适当温度、压力和相应催化剂的条件下，H2可以和一系列的有机不饱和化合物加氢反应。可以和一系列的有机不饱和化合物加氢反应。一、氢四四、氢的制备（化学法、电解法、工业发）、氢的制备（化学法、电解法、工业发）H2在地壳中的存在量很低，主要是以水的形式存在。在地壳中的存在量很低，主要

4、是以水的形式存在。最经济的方法是用最经济的方法是用C和和CH4高温还原高温还原H2O。CH4+H2O CO(g)+3H2(g)(1000)C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)(1000)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)(高温高温)一、氢五、氢化物五、氢化物 氢同其它元素形成的二元化合物叫做氢化物。除稀氢同其它元素形成的二元化合物叫做氢化物。除稀有气体外，大多数的元素几乎都能同氢结合而成氢化有气体外，大多数的元素几乎都能同氢结合而成氢化物。物。离子型氢化物及制备离子型氢化物及制备1.氢同电负性很小的碱金属和碱土金属在高温氢同电负性很小的碱金属和碱土金属在高温下直接化合时，

5、它倾向于获得一个电子，成为下直接化合时，它倾向于获得一个电子，成为H-离子。离子。一、氢 H2(g)+2Li(s)=2LiH (加热加热)H2+2Na=2NaH (653K)H2+Ca=CaH2 (423573K)这类氢化物具有离子型化合物的共性，它们这类氢化物具有离子型化合物的共性，它们都是白色晶体，常因含少量金属而显灰色。除都是白色晶体，常因含少量金属而显灰色。除LiH、BaH2外，一般都会在熔化前后分解为单外，一般都会在熔化前后分解为单质质一、氢 离子型氢化物是强还原剂离子型氢化物是强还原剂,遇水可还原水中遇水可还原水中H+。利用。利用此性质，在实验室可以除去许多有机溶剂中微量的水。此性

6、质，在实验室可以除去许多有机溶剂中微量的水。高温下还原金属盐。高温下还原金属盐。NaH+H2O=H2(g)+NaOH TiCl4+4NaH=Ti+4NaCl+2H2 UO2+CaH2=U+Ca(OH)2 一、氢分子型氢化物分子型氢化物 氢与氢与p区元素形成二元共价型化合物，区元素形成二元共价型化合物，根据路易斯结构中电子数和化学键的相对数目根据路易斯结构中电子数和化学键的相对数目分为：分为：缺电子化合物：缺电子化合物：B2H6是三中心两电子键。是三中心两电子键。足电子化合物：足电子化合物：CH4等等 富电子化合物：富电子化合物：NH3、H2O等等一、氢六、氢能源六、氢能源 每公斤燃料燃烧放出的

7、热每公斤燃料燃烧放出的热 H2:120918 kJ C5H12:45367 kJ 高能、无污染、无腐蚀。高能、无污染、无腐蚀。问题：氢气的规模发生问题：氢气的规模发生 氢气的储存：钯，镍合金等。氢气的储存：钯，镍合金等。第二章、卤素元素第二章、卤素元素一、卤素的通性卤素的通性 卤素原子最外层电子结构是卤素原子最外层电子结构是ns2np5，达到八，达到八电子稳定结构，仅缺少电子稳定结构，仅缺少1个电子，它们都有获得个电子，它们都有获得1个电子成为卤离子个电子成为卤离子X-的强烈倾向的强烈倾向。一、卤素的通性卤素的通性F Cl Br I 电子亲合能减小电子亲合能减小 电负性减小电负性减小 第一电离

8、能减小第一电离能减小 水合热减小水合热减小 共价半径和离子半径增大共价半径和离子半径增大 单质氧化性减小单质氧化性减小 分子离解能减小分子离解能减小一、卤素的通性卤素的通性 Cl、Br、I 都有空的都有空的d 轨道，其轨道，其s 和和p 电子可电子可以激发到以激发到d 轨道参与成键，显示出轨道参与成键，显示出最高氧化态最高氧化态+7。氧化数为正氧化数为正的化合物都显示出氧化性，尤其的化合物都显示出氧化性，尤其是在酸性介质中。是在酸性介质中。二、卤素的成键特征卤素的成键特征 卤素原子最外层电子结构为卤素原子最外层电子结构为ns2np5，除，除F外，其他卤素还可以有空的外，其他卤素还可以有空的nd

9、 轨道成键，其轨道成键，其单质和化合物的成键特征：单质和化合物的成键特征：有一成单有一成单p 电子，单质双原子分子可以组成电子，单质双原子分子可以组成一个非一个非极性共价键极性共价键；1.获得一电子达到惰性元素稳定电子结构，获得一电子达到惰性元素稳定电子结构，氧氧化数为化数为-1.二、卤素的成键特征卤素的成键特征活泼金属生成离子型化合物；活泼金属生成离子型化合物；与电负性小的非金属元素化合成极性共价键；与电负性小的非金属元素化合成极性共价键；配位键配位键除除F 外，外，Cl、Br、I 可可显示正氧化态显示正氧化态，氧化数，氧化数为为+1、+3、+5、+7三、卤素单质及性质卤素单质及性质1、氟、

10、氟 氟是最活泼的非金属元素，氟单质是目前已知的最氟是最活泼的非金属元素，氟单质是目前已知的最强氧化剂。强氧化剂。与金属反应与金属反应：在高温和低温可以和所有的金属直接反：在高温和低温可以和所有的金属直接反 应生成应生成高价高价氟化物。氟化物。nF2+2M=2MFn 与非金属反应与非金属反应：氟几乎能与所有的非金属（氧、氮除：氟几乎能与所有的非金属（氧、氮除 外）直接化合外）直接化合 2F2+S=SF4 (SF6)2F2+Si=SiF4 3F2+2P=2PF3(PF5)三、卤素单质及性质卤素单质及性质 甚至甚至极不活泼的稀有气体氙极不活泼的稀有气体氙，也能在，也能在523 K与氟反应生成氟化物：

11、与氟反应生成氟化物：F2+Xe=XeF2 (XeF4 XeF6)氟是人体必需的痕量元素。氟是人体必需的痕量元素。氟化物无论是气态、液态还是固态都对皮肤有氟化物无论是气态、液态还是固态都对皮肤有 严重的灼伤，这是由于氟化物的水解产生氟化严重的灼伤，这是由于氟化物的水解产生氟化 氢的缘故。氢的缘故。2、卤素与水的反应、卤素与水的反应卤素与水的反应类型卤素与水的反应类型：X2+H2O=2HX+O2 X2+H2O=HX+HXO 卤素间的置换反应卤素间的置换反应：卤素单质的氧化能力：卤素单质的氧化能力：F2 Cl2 Br2 I2 卤素离子的还原能力卤素离子的还原能力:F-Cl-Br-I-四、卤素的存在、

12、提取和用途四、卤素的存在、提取和用途氟的制备氟的制备 氟的生产氟的生产不能使用水溶液电解质不能使用水溶液电解质，这是由于产，这是由于产生的氟会立即氧化生的氟会立即氧化H2O。工业上工业上通常是电解液态通常是电解液态HF中的中的KF（KHF2)。阳极阳极(无定形碳无定形碳)：2F-=F2+2e-阴极：阴极：2HF2-+2e-=H2+4F-四、卤素的存在、提取和用途四、卤素的存在、提取和用途Cl2的制备的制备 工业上工业上 阳极阳极(石墨、石墨、RuO2)：2Cl-(aq)Cl2(g)+2e-阴极：阴极：2H2O(l)+2e-2OH-+H2(g)Cl2也是熔盐电解制钠的副产物。也是熔盐电解制钠的副

13、产物。实验室实验室 MnO2+2NaCl+3H2SO4=MnSO4+2NaHSO4+Cl2+2H2O四、卤素的存在、提取和用途四、卤素的存在、提取和用途溴和碘的制备溴和碘的制备 通过化学法通通过化学法通Cl2氧化富氧化富Br-和和I-的海水，以空气的海水，以空气流将得到的流将得到的Br2 和和I2 从溶液中驱出：从溶液中驱出：Cl2+2X-(aq)2Cl-(aq)+X2(g)吹出吹出Br2用用Na2CO3吸收：吸收：3Br2+3Na2CO3=5NaBr+NaBrO3+3CO2 用用H2SO4酸化，酸化，Br2从溶液中析出：从溶液中析出：5NaBr+NaBrO3+3H2SO4=3Na2SO4+3

14、Br2+3H2O卤素的存在、提取和用途卤素的存在、提取和用途 碘在碘在Cl2过量的情况下被氧化为过量的情况下被氧化为IO3-，I2+5Cl2+6H2O=2IO3-+10Cl-+12H+当当IO3-积累到一定浓度时用积累到一定浓度时用NaHSO3还原：还原：2IO3-+5HSO3-=3HSO4-+2SO42-+H2O+I2五、卤化氢和氢卤酸五、卤化氢和氢卤酸卤化氢的物理化学性质卤化氢的物理化学性质性质性质 HF HCl HB HI熔点熔点/K 189.6 158.94 186.28 222.36沸点沸点/K 292.67 188.1 206.43 237.80气态分子核间距气态分子核间距/Pm

15、92 127.6141.0 162气态分子的偶极距气态分子的偶极距/D 1.91 1.070.828 0.448H-X 键能键能/KJ.mol-1 569.0 431 369 297.1沸点时密度沸点时密度/g.cm-1 0.991 1.187 2.160 2.799溶解度溶解度(293K,101kPa)/%35.3 42 49 57表观电离度表观电离度(0.1mol.dm-3.291K)%10 92.6 93.5 95五、卤化氢和氢卤酸五、卤化氢和氢卤酸 HF、HCl、HBr、HI 酸性增强；酸性增强；X-还原性增强。还原性增强。HI在常温时被空气中氧气氧化成在常温时被空气中氧气氧化成I2，

16、而氧化，而氧化HBr则很缓慢，则很缓慢，HCl则很稳定则很稳定三、卤化氢和氢卤酸三、卤化氢和氢卤酸HF是弱酸是弱酸：HF=H+F-Ka=6.6 10-4在浓溶液中缔合：在浓溶液中缔合：HF+HF=(HF)2H2F2（为一元酸）的电离度大于（为一元酸）的电离度大于HF：H2F2=H+HF2-K=5HF有腐蚀有腐蚀SiO2和硅酸盐的特殊性质。和硅酸盐的特殊性质。三、卤化氢和氢卤酸三、卤化氢和氢卤酸氢卤酸的制法氢卤酸的制法工业上：工业上：H2+Cl2=HCl实验室：实验室：2MX+H2SO4=M2SO4+2HX 但但HBr和和HI则容易发生进一步氧化，则容易发生进一步氧化，2HBr+H2SO4(浓浓

17、)=SO2+Br2+2H2O 8HI+H2SO4(浓浓)=H2S+4I2+4H2O 最好用非氧化性的磷酸。最好用非氧化性的磷酸。三、卤化氢和氢卤酸三、卤化氢和氢卤酸非金属卤化物的水解非金属卤化物的水解：PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr PI3+3H2O=H3PO3+3HI或：或：2P+3Br2+6H2O=2H3PO3+6HBr 2P+3I2+6H2O=2H3PO3+6HI六、卤化物六、卤化物 卤素卤素有很强的氧化性。其它元素和氟形有很强的氧化性。其它元素和氟形成氟化物，其它元素往往表现出最高氧化态。成氟化物，其它元素往往表现出最高氧化态。F I，氧化性减弱。其它元素和，氧化性减弱。其它

18、元素和 I 化合时，化合时，表现出较低的氧化态，如表现出较低的氧化态，如CuI。大多数金属卤化物可以由元素的单质直大多数金属卤化物可以由元素的单质直接化合生成。接化合生成。nX2+2M=2MXn六、卤化物六、卤化物 卤化物熔点卤化物熔点：若金属有低的电负性和较大的离子半：若金属有低的电负性和较大的离子半径，其卤化物是离子型化合物，熔点高。金属的氧化数径，其卤化物是离子型化合物，熔点高。金属的氧化数越高，半径越小，其卤化物的共价性越强，熔点低。越高，半径越小，其卤化物的共价性越强，熔点低。卤化物溶解度卤化物溶解度：氟化物常表现出与其它卤化物不一：氟化物常表现出与其它卤化物不一致。锂和碱土金属以及

19、镧系元素的氟化物难容，重金属致。锂和碱土金属以及镧系元素的氟化物难容，重金属卤化物的溶解度次序为：卤化物的溶解度次序为：MFn MCln MBrn MIn六、卤化物六、卤化物卤素互化物卤素互化物 由两种卤素组成的化合物，叫卤素由两种卤素组成的化合物，叫卤素互化物。它们的分子有一个较重的卤原子和互化物。它们的分子有一个较重的卤原子和奇数个较轻的卤原子构成。通式为奇数个较轻的卤原子构成。通式为XY、XY3、XY5和和XY7，较重的、电负性较低的卤原子为，较重的、电负性较低的卤原子为中心原子中心原子六、卤化物六、卤化物 中心卤素原子的氧化数中心卤素原子的氧化数决定于两种互相化合决定于两种互相化合的卤

20、原子的的卤原子的电负性差电负性差。当电负性差相当大时，中。当电负性差相当大时，中心卤原子的氧化数可以很高。如：心卤原子的氧化数可以很高。如：IF7、BrF5、ClF3，这类化合物中绝大多数是不稳定的，具有，这类化合物中绝大多数是不稳定的，具有极强的化学活性，遇水发生分解：极强的化学活性，遇水发生分解：XX+H2O H+X-+HXO IF5+3H2O H+IO3-+5HF六、卤化物六、卤化物 所有卤素互化物都是氧化剂所有卤素互化物都是氧化剂，ClF3和和BrF3遇有机物遇有机物发生剧烈反应发生剧烈反应(往往爆炸往往爆炸)，能燃烧石棉，能驱除许多金属，能燃烧石棉，能驱除许多金属氧化物中的氧：氧化物

21、中的氧：2Co3O4+6ClF3(g)6CoF3(s)+3Cl2(g)+4O2(g)七、卤素的氧化物七、卤素的氧化物 卤素的氧化物大多数不稳定，受到撞击或受卤素的氧化物大多数不稳定，受到撞击或受光照即可爆炸分解。卤素中碘的氧化物是最稳定光照即可爆炸分解。卤素中碘的氧化物是最稳定的，的，Cl和和Br的氧化物在室温明显分解。的氧化物在室温明显分解。高价态高价态的卤素氧化物比低价态的卤素氧化物稳定的卤素氧化物比低价态的卤素氧化物稳定。由于。由于氟的电负性大于氧，氟和氧的二元化合物是氧的氟的电负性大于氧，氟和氧的二元化合物是氧的氟化物而不是氟的氧化物。氟化物而不是氟的氧化物。七、卤素的氧化物七、卤素的

22、氧化物 最稳定的氟氧二元化合物不与玻璃起反应，这个最稳定的氟氧二元化合物不与玻璃起反应，这个强强氟化试剂氟化试剂的氟化能力弱于的氟化能力弱于F2。OF2可通过如下反应制备：可通过如下反应制备：2F2(g)+2OH-(aq)=OF2(g)+2F-(aq)+H2O(l)七、卤素的氧化物七、卤素的氧化物氯的氧化物中氯原子具有多种氧化态：氯的氧化物中氯原子具有多种氧化态：氧化态：氧化态：+1 +4 +6 +7化学式：化学式：Cl2O ClO2 Cl2O6 Cl2O7状态和颜色：状态和颜色：棕黄气棕黄气 黄色气黄色气 暗红色液暗红色液 无色液无色液七、卤素的氧化物七、卤素的氧化物 Cl2O溶于溶于H2O

23、生成次氯酸，因此生成次氯酸，因此Cl2O是次是次氯酸酸酐。氯酸酸酐。ClO2中中Cl具有不寻常的氧化态具有不寻常的氧化态+4，它是通过如下反应制得：它是通过如下反应制得：2NaClO3+SO2+H2SO4=ClO2+2NaHSO4七、卤素的氧化物七、卤素的氧化物 Cl2O6中中Cl的氧化态为的氧化态为+6，是自由基，固，是自由基，固态时以离子型化合物态时以离子型化合物ClO2+ClO4-存在，其存在，其中中Cl的氧化态的氧化态+5 和和+7。Cl2O7通过通过P2O5脱脱HClO4中的水制得。中的水制得。所有氯的氧化物都受热和碰撞易发生爆炸。所有氯的氧化物都受热和碰撞易发生爆炸。八、卤素的含氧

24、酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐次卤酸次卤酸 X2+H2O=H+X-+HXO 加入能除去氢卤酸的物质，可促进正反应方向进行。加入能除去氢卤酸的物质，可促进正反应方向进行。如：如：CaCO3+H2O+2Cl2=CaCl2+CO2+2HClO X2+2KOH=KX+KXO+H2O 次卤酸不稳定：次卤酸不稳定：2HXO=2HX+O2(光照下光照下)3HXO=2HX+HXO3(加热下加热下)八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐亚卤酸亚卤酸HXO2 已知的亚卤酸仅有已知的亚卤酸仅有HClO2。ClO2+Na2O2=2NaClO2+O2 NaClO2=2NaClO3+NaCl H2SO4+Ba(Cl

25、O2)2=BaSO4+2HClO2(制制备备)8HClO2=6ClO2+Cl2+4H2O(不稳定不稳定)八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐卤酸卤酸HXO3及其盐及其盐 制备制备：Ba(XO3)2+H2SO4=BaSO4+2HXO3 I2+10HNO3=2HIO3+10NO2+4H2O 稳定性稳定性：HClO3和和HBrO3存在于水溶液中，存在于水溶液中，稀溶液加热至沸点时分解：稀溶液加热至沸点时分解：HBrO3=2Br2+5O2+2H2O 8HClO3=4HClO4+2Cl2+3O2+2H2O 八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐 HClO3可以存在的最大质量百分比可以存在的

26、最大质量百分比40%，HBrO3 50%，HIO3 为白色固体。为白色固体。HClO3、HBrO3、HIO3 稳定性增强。稳定性增强。八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐卤酸盐制备卤酸盐制备：卤素和热碱反应制得。：卤素和热碱反应制得。X2+NaOH=NaXO3+5NaX+3H2O氧化性：氧化性：酸性介质中卤酸盐是强氧化剂。酸性介质中卤酸盐是强氧化剂。氧化能力为：氧化能力为：NaBrO3NaClO3NaIO3卤酸盐分解卤酸盐分解：KClO3=3KClO4+KCl 2KClO3=2KCl+3O2 2Zn(ClO3)2=2ZnO+2Cl2+5O2八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐高

27、氯酸：高氯酸：性质性质：无水无水HClO4为无色液体，不稳定，在贮藏时为无色液体，不稳定，在贮藏时 会发生爆炸，但水溶液是稳定的。会发生爆炸，但水溶液是稳定的。氧化性氧化性：冷和稀的：冷和稀的HClO4水溶液的氧化能力低于水溶液的氧化能力低于 HClO3，没有明显的氧化性，但浓，没有明显的氧化性，但浓HClO4是是 强氧化剂。强氧化剂。酸性酸性：HClO4是无机酸中最强的酸。是无机酸中最强的酸。八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐HBrO4：BrO3-+F2+2OH-=BrO4-+2F-+H2O BrO3-+XeF2+H2O=BrO4-+2HF+Xe六、卤素的含氧酸及其盐六、卤素的含氧

28、酸及其盐H5IO6(HIO4)：酸性酸性：比：比HClO4弱很多，弱很多，K10=210-2 稳定性稳定性：2H5IO6(353K)H4I2O9 (373K)2HIO4 (413K)2HIO3+O2 氧化性氧化性：比高氯酸强。：比高氯酸强。Mn2+5IO4-+3H2O=2MnO4-+5IO3-+6H+制备制备：在碱性溶液中用：在碱性溶液中用Cl2氧化和电解氧化和电解 Cl2+IO3-+6OH-=IO65-+2Cl-+3H2O八、卤素的含氧酸及其盐八、卤素的含氧酸及其盐氯氯 溴溴 碘碘HOCl HOBr HOI 稳定性及酸性减弱稳定性及酸性减弱HClO2 HBrO2 和水反应得弱酸和水反应得弱酸

29、HClO3 HBrO3 HIO3 稳定性增强稳定性增强HClO4 HBrO4 HlO4 H5IO6同一周期主族元素和同一周期过渡元素最高氧同一周期主族元素和同一周期过渡元素最高氧化态含氧酸的氧化性随原子序数递增而增强；化态含氧酸的氧化性随原子序数递增而增强；同族主族元素最高氧化态含氧酸氧化性随原子同族主族元素最高氧化态含氧酸氧化性随原子序数增加呈现锯齿形变化；序数增加呈现锯齿形变化；同族副族元素含氧酸的氧化性随原子序数同族副族元素含氧酸的氧化性随原子序数Z的的增加而略有下降；增加而略有下降；九、含氧酸氧化还原的周期性九、含氧酸氧化还原的周期性九、含氧酸氧化还原的周期性九、含氧酸氧化还原的周期性

30、相同氧化态同一周期的主族元素的含氧酸和相同氧化态同一周期的主族元素的含氧酸和副族元素的含氧酸相比较，主族含氧酸的氧副族元素的含氧酸相比较，主族含氧酸的氧化性大于副族，如化性大于副族，如BrO4-MnO4-，SeO42-Cr2O72-；同一元素的不同氧化态的含氧酸中，稀溶液同一元素的不同氧化态的含氧酸中，稀溶液中，低氧化态含氧酸的氧化性较强，如中，低氧化态含氧酸的氧化性较强，如HClOHClO2，HNO2HNO3。氧族元素氧族元素氧的分子结构：氧的分子结构：OOOOO3分子结构分子结构n等腰三角形等腰三角形OOO127.8pm116.8OOOOOOOOO.OOO.一、臭氧的性质和用途一、臭氧的性

31、质和用途 臭氧有特殊的腥臭味，液态有很深的蓝紫色，固态臭氧有特殊的腥臭味，液态有很深的蓝紫色，固态呈黑色晶体。呈黑色晶体。臭氧的特殊化学性质是不稳定性和氧化性臭氧的特殊化学性质是不稳定性和氧化性。2O3=3O2 H=-284kJ.mol-1 2Ag+2O3=Ag2O2+2O2 O3+2I-+H2O=I2+O2+2OH-，此反应用来测定此反应用来测定O3的含量。的含量。一、臭氧的性质和用途一、臭氧的性质和用途 O3+CN-=OCN-+O2 OCN-+O3=CO2+N2+O2此两反应用来处理含氰废水。此两反应用来处理含氰废水。二、氧化物二、氧化物所有元素除了大部分稀有气体之外，都能生成二元氧化物。

32、所有元素除了大部分稀有气体之外，都能生成二元氧化物。氧化物的制备氧化物的制备1)、单质在空气中或纯氧中直接化合；、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；、氢氧化物或含氧酸盐的热分解；3)、高价氧化物的热分解或、高价氧化物的热分解或H2还原；还原；PbO2563-593KPb2O3663-693KPb3O4803-823KPbO923KV2O51973KVO+H2V2O3H2三、氧化物的酸碱性三、氧化物的酸碱性 酸性氧化物：酸性氧化物：CO2、P2O5、SO3等；等；碱性氧化物：碱性氧化物：K2O、CaO等；等；两性氧化物：两性氧化物：Al2O3、ZnO、Cr2O3等；

33、等；中性氧化物：中性氧化物：CO、N2O等；等；复杂氧化物：复杂氧化物：Fe3O4、Pb2O3。四、水四、水一、水的化学性质一、水的化学性质水的热分解水的热分解：2000K时，只有时，只有0.588%水分解。水分解。水合作用水合作用：酸和盐溶于水成水合离子。：酸和盐溶于水成水合离子。水解作用水解作用：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3 SbCl3+H2O=SbOCl+2HCl自离解作用自离解作用：H2O+H2O=H3O+OH-五、五、H2O2H2O2的性质和用途的性质和用途 强极性，偶极矩为强极性，偶极矩为2.26D，比水，比水1.87D大，大，H2O2有强的缔合作用，其沸点远比

34、水高有强的缔合作用，其沸点远比水高(423K)；常用常用H2O2有两种，有两种，3%和和35%，前者用于消，前者用于消毒杀菌；毒杀菌；五、五、H2O2 H2O2中中O的氧化数为的氧化数为-1，特征性质是，特征性质是氧化性氧化性和和不稳定性不稳定性。H2O2在较低温度和高纯度时还是比较稳定的。受热在较低温度和高纯度时还是比较稳定的。受热到到426K，碱性介质，重金属离子，碱性介质，重金属离子Fe2+、Mn2+、Cu2+等和等和320380nm波长的光促进波长的光促进H2O2的分解：的分解：2H2O2=2H2O+O2 H=-196kJ.mol-1五、五、H2O2 在在酸性介质中是强氧化剂酸性介质中

35、是强氧化剂，在碱性介质中是在碱性介质中是一种中等强度的还原剂一种中等强度的还原剂，其作为氧化还原剂，其，其作为氧化还原剂，其最大特点是不给体系中引入杂质副产物。最大特点是不给体系中引入杂质副产物。五、五、H2O2 H2O2的定量测定为的定量测定为碘量法碘量法：H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O 在在酸性介质酸性介质中其主要表现为氧化性，但与强氧中其主要表现为氧化性，但与强氧 化剂反应表现为还原剂如：化剂反应表现为还原剂如：H2O2+2Fe2+2H+=2Fe3+2H2O H2O2+H2SO3=SO42-+H2O+2H+3H2O2+2NaCrO2+2NaOH=2Na2CrO4+4H2O 5H

36、2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2+5O2+8H2O五、五、H2O2用途用途：H2O2的氧化性可漂白丝织物、杀菌消毒。纯的氧化性可漂白丝织物、杀菌消毒。纯H2O2 是火箭燃料。工业上用是火箭燃料。工业上用H2O2的还原性除的还原性除Cl2。H2O2+Cl2=2Cl-+O2+2H+H2O2的制备的制备 实验室：实验室：Na2O2+H2SO4+10H2O=Na2SO4.10H2O+H2O2五、五、H2O2工业制备工业制备：1)、BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2(19世纪世纪)2)、电解、电解-水解法：水解法：NH4HSO4 =(NH4)2S2O8+H2 (NH4)2S2O8+2H2O

37、=2NH4HSO4+H2O2 3)、H2+O2 =H2O2六、硫和它的化合物六、硫和它的化合物 硫的存在和用途硫的存在和用途 硫在地壳中的原子百分含量为硫在地壳中的原子百分含量为0.03%，以单，以单质硫和化合态的硫存在。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物矿和高温水蒸气作用生成H2S，H2S受氧化或受氧化或与与SO2作用成为作用成为S 沉积。沉积。2H2S+O2=2S+2H2O 2H2S+SO2=3S+2H2O1、硫的存在和用途、硫的存在和用途 天然硫化物矿：主要包括金属元素硫化物，和天然硫化物矿：主要包

38、括金属元素硫化物，和硫酸盐，如硫酸盐，如FeS2、CaSO4.2H2O、Na2SO4.10H2O等等2、硫的成键特征、硫的成键特征硫的价电子结构为硫的价电子结构为3s23p4，还有可利用的空的，还有可利用的空的3d轨道。轨道。从电负性较小的原子接受电子，形成从电负性较小的原子接受电子，形成S2-离子；离子；形成两个共价单键形成两个共价单键(sp3 H2S)；(sp2,SO2)形成一个共价双键形成一个共价双键(sp)，如，如S=C=S；利用空的利用空的3d轨道，将轨道，将3s和和3p上的成对电子拆开，跃迁上的成对电子拆开，跃迁进入进入3d轨道，然后参加成键，形成氧化数高于轨道，然后参加成键，形成

39、氧化数高于+2的氧的氧化态，如化态，如SF4、SF6等；等；以长链硫形成化合物的结构基础：如多硫化氢以长链硫形成化合物的结构基础：如多硫化氢H2Sn，多硫化物多硫化物MSn和连多硫酸和连多硫酸H2SnO6。3、硫的、硫的化学性质化学性质n除金和铂外，硫几乎能与所有的除金和铂外，硫几乎能与所有的金属直接加热化合金属直接加热化合。n除稀有气体、碘、分子氮外，硫与所有的除稀有气体、碘、分子氮外，硫与所有的非金属非金属一般都一般都能化合。能化合。C+2S=CS2 2P+5S=P2S5 Cl2+2S=S2Cl2n硫能溶于苛性钠中：硫能溶于苛性钠中：6S+6NaOH=2Na2S2+Na2S2O3+3H2O

40、n硫能溶于浓硝酸氧化成硫酸硫能溶于浓硝酸氧化成硫酸 S+2HNO3=H2SO4+2NO4、硫的制备、性质和用途、硫的制备、性质和用途 单质硫是从它的天然硫矿床或硫化物中制得。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将硫矿隔绝空气加热(少量空气少量空气)，3FeS2+12C+8O2=Fe3O4+12CO+6S 单质单质S：m.p.385.8K；b.p.717.6K，导热和，导热和导电性都很差，不溶于水，能溶于导电性都很差，不溶于水，能溶于CS2中。中。世界每年大量消耗世界每年大量消耗S。制。制H2SO4，橡胶工业，橡胶工业，造纸工业。造纸工业。5、H2S和硫化物和硫化物 H2S

41、 S蒸气和蒸气和H2可以直接化合成可以直接化合成H2S，而实验室，而实验室，FeS(s)+H2SO4(aq)=H2S(g)+FeSO4(aq)Na2S(s)+H2SO4(aq)=H2S(g)+Na2SO4(aq)H2S分子呈分子呈V形，形，S采用采用sp3杂化。杂化。SHH133.4pm925、H2S和硫化物和硫化物 H2S是无色有毒气体，在水中饱和溶解度可达是无色有毒气体，在水中饱和溶解度可达0.1mol/dm3，且，且H2S水溶液是水溶液是极弱酸极弱酸：H2S=H+HS-K1=1.310-8 HS-=H+S2-K2=7.110-15 H2S和硫化物是硫的最低氧化态和硫化物是硫的最低氧化态(

42、-2)，具有，具有还原性还原性，能，能被氧化成单质或更高的氧化态。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+H2SO45、H2S和硫化物和硫化物 许多金属离子在溶液中与许多金属离子在溶液中与H2S 和和 S2-作用，作用，生成溶解度很小的硫化物。饱和生成溶解度很小的硫化物。饱和H2S 水中：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可以控制溶液中的酸度将不同金属离子按组分离。组分离。5、H2S和硫化物和硫化物 碱金属硫化物和碱金属硫化物和(NH4)2S是易溶于水的是易溶于水的。但。

43、但8e外壳电荷较高的阳离子外壳电荷较高的阳离子(碱土、稀土碱土、稀土)的硫化物的硫化物较为难溶，并有水解作用。电荷进一步增高，由较为难溶，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于离子水解作用加强以及S2-自身的还原性，因而自身的还原性，因而不易生成稳定的硫化物。不易生成稳定的硫化物。18e和和18+2e的阳离子，的阳离子，由于强的极化作用，生成有色难溶硫化物。由于强的极化作用，生成有色难溶硫化物。5、H2S和硫化物和硫化物Na2S工业上制备工业上制备：Na2SO4+4C=Na2S+4CO Na2SO4+4H2=Na2S+4H2O(NH4)2S制备制备：H2S+NH3.H2O=(

44、NH4)2S+2H2O5、H2S和硫化物和硫化物 Na2S和和(NH4)2S能溶解单质硫能溶解单质硫，如，如KI可溶解可溶解I2一样，一样，生成多硫化物：生成多硫化物：Na2S+(x-1)S=Na2Sx (NH4)2S+(x-1)S=(NH4)2Sx 多硫化物颜色从黄色到红色，溶解硫越多越深多硫化物颜色从黄色到红色，溶解硫越多越深.它是它是一种一种硫化试剂硫化试剂，向其它反应提供活性硫。如：，向其它反应提供活性硫。如：SnS+(NH4)2S2=(NH4)2SnS35、H2S和硫化物和硫化物 多硫化物多硫化物在酸性溶液中不稳定在酸性溶液中不稳定，发生歧化分解：，发生歧化分解：Sx2-+2H+=H

45、2S+(x-1)S 其中硫显示出弱的氧化性。其中硫显示出弱的氧化性。6、硫的氧化物、硫的氧化物二氧化物二氧化物 硫有不稳定氧化物硫有不稳定氧化物SO、S2O、S2O2及环氧及环氧簇氧化物簇氧化物S5O、S6O、S7O、S8O等外，最熟悉等外，最熟悉的是的是SO2和和SO3。6、硫的氧化物、硫的氧化物 二氧化硫，工业上通过燃烧硫铁矿制得：二氧化硫，工业上通过燃烧硫铁矿制得：3FeS2+8O2=Fe3O4+6SO2 SO2(b.p.10)分子呈分子呈V形，形，S采取采取sp2杂化轨道杂化轨道成键，成键，SOO143pm119.56、硫的氧化物、硫的氧化物 SO2是无色有毒刺激气体是无色有毒刺激气体

46、，是一种大气污染，是一种大气污染物，它是极性分子，物，它是极性分子，1升水中可溶解升水中可溶解40dm3SO2。SO2中硫的氧化数为中硫的氧化数为+4，所以它既可以做氧，所以它既可以做氧化剂，又可以作为还原剂：化剂，又可以作为还原剂：SO2+O2 =SO3 2H2S+SO2=3S+2H2O6、硫的氧化物、硫的氧化物三氧化物三氧化物 SO3工业上通过工业上通过SO2氧化制备，其氧化制备，其m.p.289.8K；b.p.317.8K。气态。气态SO3分子构型为平面三角形，分子构型为平面三角形，键角键角120，键长，键长142pm，显然具有双键特征，显然具有双键特征(S-O单键键长单键键长155pm

47、)。7、S的的含氧酸含氧酸 S的各种含氧酸有：的各种含氧酸有：H2SO2(次硫酸次硫酸)、H2SO3、H2S2O5(一缩二亚硫酸一缩二亚硫酸)、H2S2O4(连二亚硫酸连二亚硫酸)、H2SO4、H2S2O7、H2S2O3、H2SxO6(连多硫酸连多硫酸)。7、S的的含氧酸含氧酸1)、亚硫酸亚硫酸 弱酸性弱酸性：H2SO3+H2O=HSO3-+H3O+pKa=1.77 还原性还原性：SO42-+4H+2e-=H2SO3+H2O =+0.17V7、S的的含氧酸含氧酸氧化性氧化性：H2SO3+4H+4e-=S+3H2O =+0.45V SO32-+H2O+Cl2=SO42-+2Cl-+2H+SO32

48、-+2H+2H2S=3S+3H2O不稳定性不稳定性：空气氧化；受热分解；：空气氧化；受热分解；4Na2SO3 =3Na2SO4+Na2S(歧化歧化)2NaHSO3 =Na2S2O5+H2O7、S的的含氧酸含氧酸硫代硫酸及其盐硫代硫酸及其盐 硫代硫酸常温很不稳定，立刻分解成硫代硫酸常温很不稳定，立刻分解成S和和SO2，制备时需低温。制备时需低温。其盐主要是其盐主要是Na2S2O3，Na2S2O3.5H2O，俗名海波，俗名海波，大苏打，易溶于水，水溶液呈碱性，遇酸立即分解：大苏打，易溶于水，水溶液呈碱性，遇酸立即分解：2Na2S2O3+2HCl=2NaCl+S+SO2+H2O7、S的的含氧酸含氧酸

49、制备：制备：一、一、Na2S和和Na2CO3以以2/1的物质量比配成溶液，的物质量比配成溶液，然后通然后通SO2，2Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3+CO2 二、在沸腾的温度下使二、在沸腾的温度下使Na2SO3和和S粉反应粉反应 Na2SO3+S=Na2S2O3 7、S的的含氧酸含氧酸 Na2S2O3是一个中等强度的还原剂：是一个中等强度的还原剂：S4O62-+2e=2S2O32-=0.09V 2S2O32-+I2=S4O62-+2I-上述反应是分析化学中测量上述反应是分析化学中测量I2的定量方法。的定量方法。7、S的的含氧酸含氧酸 如遇强氧化剂如遇强氧化剂如如Cl2和和Br

50、2等，等，S2O32-被氧化成被氧化成SO42-S2O32-+3Cl2+5H2O=2SO42-+6Cl-+10H+S2O32-的另一重要性质是配位性的另一重要性质是配位性，其配位能力强于，其配位能力强于NH3.H2O，如，如NH3.H2O不能溶解的不能溶解的AgBr，可用，可用S2O32-溶解，溶解，冲洗黑白胶卷时用以溶解未感光的冲洗黑白胶卷时用以溶解未感光的AgBr，故，故Na2S2O3用用作定影液。作定影液。AgBr+2Na2S2O3=Na3Ag(S2O3)2+NaBr7、S的的含氧酸含氧酸过硫酸及其盐过硫酸及其盐 过硫酸有过一硫酸和过二硫酸，其结构为：过硫酸有过一硫酸和过二硫酸，其结构为