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大学化学——氧族
大学无机化学氧族元素思维导图。详细
编辑于2020-04-26 09:45:15- 元素
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氧族
硫及其化合物
单质硫
结构
sp3杂化形成环状S8分子
提取
H2S 的氧化
隔绝空气加热黄铁矿
同素异形体
斜方硫
黄色
单斜硫
浅黄色
弹性硫
190℃的熔融硫
性质
物理性质
淡黄色晶体难溶于水、密度比水大，将其加入水中将形成白色悬浊液，微溶于酒精，易溶于CS2（洗涤试管壁附着的硫单质）
化学性质
能与许多金属直接化合

能与氢、氧 、卤素(碘除外)、磷等直接作用

与氧化性酸作用

与碱的作用

成键特征
S2-的离子型
形成两个共价单键
可以形成一个共价双键
利用的3d轨道3s和3p中的电子可以跃迁到3d轨道参与成键，形成氧化数高的正氧化态
形成-Sn-长硫链
硫化氢和硫化物
硫化氢
性质
物理性质
结构与H2O相似；无色，有腐蛋味，剧毒气体。稍溶水，水溶液呈酸性，为二元弱酸。还原性
化学性质
与空气(O2)反应
与中等强度氧化剂作用
与强氧化剂反应
制法
FeS + 2 HCl (稀) == H2S + FeCl2 FeS + H2SO4 (稀) == H2S + FeSO4
金属硫化物
颜色
大多数为黑色，少数需要特殊记忆
SnS棕，SnS2黄， As2S3黄 As2S5黄， Sb2S3橙， Sb2S5橙
MnS 肉， ZnS 白， CdS 黄
性质
易水解
最易水解：Cr2S3，Al2S3

溶解性
易溶：NH4+和碱金属硫化物；微溶：MgS，CaS，SrS；难溶：大多数难溶而有色BeS
稀酸溶解性

浓HCl配位溶解

HNO3氧化溶解

王水溶解

碱溶 （用NaOH或Na2S）

氧化碱溶（Na2S2）

多硫化物

制备

现象：黄→橙红→红 x↑
S原子是通过共用电子对相连成硫链
性质
遇酸不稳定

还原性

氧化性

硫的含氧化合物
二氧化硫、亚硫酸及其盐
SO2的结构
sp2杂化，SO2是极性分子SO2与是O3等电子体
SO2的性质
物理性质
无色有毒气体，有强烈刺激性气味，易溶于水
化学性质
氧化-还原性质
既有氧化性又有还原性
漂白作用
使品红褪色
SO2是大气中一种主要的气态污染物
H2SO3的性质
二元中强酸
氧化性
还原性
SO2 和 H2SO3 的制法
还原法 ：从高价到（IV）价
氧化法： 从低价到（IV）价

置换法

三氧化硫、硫酸及其盐
SO3的结构
sp2杂化，平面三角形
SO3的性质
无色，易挥发固体，固体有α 、β、 γ三种变体稳定性逐渐降低
强氧化剂；生产硫酸
H2SO4的结构
sp3杂化；分子中除存在σ键外还存在(p-d) π反馈配键
浓H2SO4的性质
二元强酸，高沸点 恒沸溶液
强吸水性
作干燥剂。 从纤维、糖中提取水
强氧化性(指浓硫酸，稀硫酸的氧化性来源于H+)
与活泼金属

与不活泼金属
与铜反应
与非金属

硫酸盐
溶解性
Ag2SO4,PbSO4,Hg2SO4 CaSO4,SrSO4 BaSO4难溶，除此之外均为易溶解的硫酸盐
结晶水
CuSO4·5 H2O 胆矾， CaSO4·2 H2O 石膏 ZnSO4·7 H2O 皓矾Na2SO4·10 H2O 芒硝 FeSO4·7 H2O 绿矾， MgSO4·7 H2O 泻盐
易形成复盐
M(I)2SO4·M(II)SO4·6H2O式：如 (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O
M(I)2SO4·M(III)2(SO4)3·24 H2O 式 ：如明矾 K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O
硫的其他含氧酸及其盐
焦硫酸及其盐
焦硫酸
形成
2 H2SO4脱H2O
结构特点
氧桥
制备
冷却发烟硫酸时，可以析出焦硫酸晶体
性质
H2S2O7为无色晶体，吸水性、氧化性、腐蚀性比H2SO4更强
焦硫酸盐可作为溶剂

硫代硫酸及其盐
硫代硫酸
形成
2 H2SO4脱H2O
结构特点
硫代
游离的硫代硫酸遇水即迅速分解
硫代硫酸盐
Na2S2O3·5H2O，海波，大苏打
制备
性质
易溶于水，水溶液呈弱碱性
遇酸分解
还原性(印染工业以Cl2漂白后，除Cl2)
络合作用强
（用于定影液除残存的AgBr）
Na2S2O3 的特征反应
Na2S2O3 溶于水，但重金属的硫代硫酸盐难溶于水并且不太稳定
Na2S2O3 + 2AgNO3 = Ag2S2O3↓（白色）+ 2NaNO3
但 Ag2S2O3 沉淀很快变黑Ag2S2O3 + H2O = H2SO 4 + Ag2S ↓（黑色）
Na2S2O3 在中性或碱性溶液中很稳定，在酸性 (pH ≤ 4.6) 溶液中迅速分解
Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + S + H2O + SO2 ↑（鉴定S2O32- 离子的存在）
制备Na2S2O3时，溶液必须控制在碱性范围内
过硫酸及其盐
过一硫酸

形成
H2O2中1H被-SO2(OH)取代
结构特点
-O-O- 存在
过二硫酸

形成
H2O2中2H被-SO2(OH)取代
结构特点
-O-O- 存在
H2S2O8的制备
实验室： 氯磺酸HSO3Cl和无水过氧化氢反应
工业: 电解冷硫酸溶液
过二硫酸盐的性质
强氧化剂

稳定性差

连二亚硫酸及其盐
连二硫酸
形成
-OH被-SO2(OH)取代
结构特点
硫链
连二亚硫酸H2S2O4
二元中强酸
遇水分解
连二亚硫酸盐
连二亚硫酸钠
还原剂
稳定性比相应的酸强
二水连二亚硫酸钠
保险粉
连多硫酸
通式
H2SxO6 (X=3~6)
根据分子中含硫原子的数目来命名
连三硫酸 H2S3O6
制备
特性
连二硫酸不易被氧化，而其它连多硫酸则容易被氧化
连二硫酸不与硫结合产生较高的连多硫酸，其它的连多硫酸则可与硫结合
连二硫酸是一种强酸，它较连多硫酸稳定，浓溶液或加热时才慢慢分解
连二硫酸的水溶液即使煮沸也不分解
连二硫酸不属于连多硫酸
硫的其它化合物
硫的卤化物
卤磺酸、硫酰卤和亚硫酰卤
氟磺酸
由液体 HF 和SO3 在氟磺酸溶液中制备，最强的液态酸之一；用做氟化试剂、烷基化反应和聚合反应的催化剂等
氯磺酸
由液体 SO3 或部分溶解于氯磺酸中的发烟硫酸与氯化氢反应制备，用做有机合成中温和的磺化剂
硫酰卤和亚硫酰卤
可用做有机化学中的氯化剂、氯磺化试剂以及制造染料、药物、杀虫剂等的中间体
碲
单质
两类同素异形体
无定形 棕黑色
晶体 银白
蒸气中有 Te2 分子
氢化物H2Te
物理性质
无色且有恶臭气味毒性大于 H2S
H2S ，H2Se 和 H2Te 的熔沸点依次升高
H2S，H2Se 和 H2Te 的水溶液的酸性依次增强，不过与H2S一样仍属于弱酸
H2S，H2Se 和 H2Te 的还原性依次增强
氧化物与含氧酸
TeO2
碲在空气中燃烧
白色固体
中等强度的氧化剂 。可将 SO2 和 HI 氧化
H2TeO3
由 TeO2 溶于碱中再酸化结晶而得到
弱酸，比亚硫酸弱
H6TeO6 是弱酸
硒
单质
有两类同素异形体
无定形 棕红色粉末，软化点 323K
晶体 最稳定的一种为黑色，熔点 490K，密度较无定形大
分子为 Se8 , 蒸气中有 Se2
氢化物H2Se
物理性质
无色且有恶臭气味毒性大于 H2S
H2S ，H2Se 和 H2Te 的熔沸点依次升高
H2S，H2Se 和 H2Te 的水溶液的酸性依次增强，不过与H2S一样仍属于弱酸
H2S，H2Se 和 H2Te 的还原性依次增强
氧化物与含氧酸
SeO2
硒在空气中燃烧
白色固体
SO2 ， SeO2 ， TeO2 其还原性依次减弱，但其氧化性却依次增强
中等强度的氧化剂 。可将 SO2 和 HI 氧化
H2SeO3
SeO2 溶于水得亚硒酸
弱酸，比亚硫酸弱
H2SeO4 和 H6TeO6 的氧化性要比 H2SO4 强
但是 H2SO4，H2SeO4，H6TeO6 的酸性却依次减弱
H2SeO4还属于强酸
氧及其化合物
氧单质
制备
工业上制取 O2分馏液化空气
加热含氧化合物制氧气
2BaO2 →（加热） 2BaO + O2 2NaNO3 →（加热） 2NaNO2 + O2
最常见的是催化分解 KClO3
性质
物理性质
无色无味无臭气体，在 H2O 中溶解度很小，90 K液化，成淡蓝色液体，54K 凝固，成淡蓝色固体
化学性质
和大多数单质直接化合成氧化物
2 Mg + O2 —— 2 MgO
和大多数非金属氢化物反应
2 H2S + O2 —— 2 S + 2 H2O 2 H2S + 3O2 —— 2 SO2 + 2 H2O 4 NH3 + 3 O2 —— 2 N2 + 6 H2O 4 NH3 + 5 O2 —— 4 NO + 6 H2O
和低价氧化物反应生成高价氧化物
2 CO + O2 —— 2 CO2
和硫化物反应
2 Sb2S3 + 9 O2 —— 2 Sb2O3 + 6 SO2
成键特征
离子键
Na2O
共价键
显正价：OF2(SP3)
配位键
显负价：H2O
显负价：H2O
含氧酸中的 d - pπ 配键
以氧分子为基础的键
氧化物
氧化物的制备方法
单质在空气中或纯氧中直接化合（或燃烧）可以得到常见氧化物，在有限氧气条件下，则得低价氧化物
氢氧化物或含氧酸盐的盐的热分解
高价氧化物的热分解或通氢还原，可以得到低价氧化物
单质被硝酸氧化可得到某些元素的氧化物
氧化物对水的作用
溶于但无显著化学作用的氧化物
同水作用生成不溶性氢氧化合物的氧化物
既难溶于水又不同水作用的氧化物
氧化物的酸碱性
酸性氧化物
绝大多数非金属氧化物属于酸性氧化物，还有某些高价金属氧化物Mn2O7 → HMnO4 ，CrO3 → H2CrO4 和 H2Cr2O7
碱性氧化物
多数金属氧化物属于碱性氧化物
两性氧化物
少数金属氧化物 Al2O3 , ZnO , BeO , Ga2O3, CuO , Cr2O3
极个别的非金属氧化物 As2O3 , I2O, TeO2
不显酸性和碱性的氧化物
CO, NO, N2O 属于不显酸性和碱性的氧化物
氧化物酸碱性的规律
同周期元素的最高价氧化物从左到右酸性增强
同主族同价态氧化物从上到下碱性增强
同一元素多种价态的氧化物氧化数高的酸性强
分类
离子型氧化物
（碱金属和碱土金属不含铍的氧化物）
过渡型氧化物
(其他金属氧化物)
共价型氧化物
(非金属的氧化物和高氧化态的一些金属氧化物)
臭氧(O3)
结构

sp2杂化
唯一极性单质
形成

性质
物理性质
O3淡蓝色有鱼腥气味，由于分子有极性在水中的溶解度比O2大些
化学性质
不稳定性
强氧化性

用途
油画处理
PbS(S) 黑+ 3O3(g) = PbSO4(s)白 + O2(g)
含氰废水处理
CN― + O3 = OCN― + O2↑； 2OCN― + 3O3 = CO32― + CO2↑+ N2↑+3O2↑
O3的定量分析（碘量法）
KI + O3 (g) + H2O = I2 + 2KOH + O2(g) I2 + 2S2O32― = 2I― + S4O62― （连四硫酸根）
过氧化氢（H2O2）
结构

用途
作漂白剂，用于漂白纸浆、织物、皮革、油脂、象牙以及合成物
化工生产用于制取过氧化物(如过硼酸钠、过醋酸等)、环氧化合物、氢醌以及药物(如头孢素)
实验室常用的氧化剂
制备
实验室法(置换)
Na2O2 + H2SO4 + l0H2O=Na2SO4·10H2O + H2O2
工业制备
电解法（电解硫酸氢铵饱和溶液）
首先电解硫酸氢铵饱和溶液制得过二硫酸铵：2NH4HSO4 =(NH4)2S2O8 + H2↑；然后加入适量稀硫酸使过二硫酸铵水解，即得到过氧化氢
蒽醌法
H2 +O2H2O2
性质
不稳定性
由于过氧基-O-O-内过氧键的键能较小，因此过氧化氢分子不稳定
2H2O2(l) ─→ 2H2O(1) + O2(g) ΔrHmθ = －196.06kJ·mol-1
弱酸性
氧化还原性
酸性条件：
碱性条件：
过氧链转移反应
重铬酸钾的酸性溶液，加入有机溶剂（乙醚或戊醇），再加入少量 H2O2 ，振荡，有机层中有 CrO5 生成 ，显蓝色
保存
为防止过氧化氢分解，将其储存在光 滑塑料瓶或棕色玻璃瓶中并置于阴凉处，若能 再放入一些稳定剂，如微量的锡酸钠、焦磷酸 钠和8—羟基喹啉等，则效果更好
概述
氧族元素的存在
氧 O：存在形式 O2（大气圈）、H2O（水圈） 、SiO2及硅酸盐，其它含氧化合物 （岩石圈）。 丰度 48.6 % 第一位
硫 S：天然单质硫矿；硫化物矿。方铅矿 PbS， 闪锌矿 ZnS；硫酸盐矿： 石膏 CaSO4·2H2O， 芒 硝 Na2SO4·10H2O，重晶石 BaSO4 ，天青石 SrSO4 ，占0.048% 第16位
硒 Se：硒铅矿 PbSe， 硒铜矿 CuSe
碲 Te：碲铅矿 PbTe 为10-6-10-7%
钋 Po：放射性元素
氧族元素基本性质
氧族元素的电势图
基本性质 O S Se Te 价层电子构型 ns2np4 主要氧化数 -2 -2 +4 +6 第一电离能/kJ·mol 由大到 小变化 电负性 (Pauling) 3.44 2.58 2.55 2.10 EA1/kJ·mol-1 -141.0 -200.4 -195.0 190.1 EA2 /kJ·mol-1 780.7 590.4 420.5 295 单键解离能/kJ·mol-1 142 226 172 126