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六、硫的含氧酸及其盐 1.亚硫酸及其盐
[亚硫酸]
不稳定：无游离态，SO2水合物
O HO S HO
酸
性：中强二元酸 K1≈10-2;K2≈10-7 2H2SO3+O2=2H2SO4
氧化还原性：H2SO3+H2S=3S+3H2O
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[亚硫酸盐]
溶解性：酸式盐易溶于水；正盐中除碱金属和铵盐易 溶，余难溶。
第十六章
§16-1 §16-2 §16-3
氧族元素
氧、臭氧、过氧化氢 硫和它的化合物 硒和碲（略）
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一、氧在自然界中的分布 二、氧的制备和空气液化 三、氧的结构、性质和用途 四、臭氧 五、氧的成键特征 六、氧化物
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同位素 ─
高空约25km高度 （99.76%）（0.04%）（0.2%） 有一臭氧层，0.2ppm， 其作用滤掉约99%的 H2O18 ─ 重氧水（分馏水富集O18） 太阳辐射。 同素异形体─ O2 ，O3
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氧化物通式
M 2O
氧化物举例
Li2O；Na2O;K2O;Rb2O;Cs2O BeO;MgO;CaO;SrO;BaO;ZnO;MnO;CoO Al2O3;Sc2O3;Y2O3;Ln2O3(镧系氧化物） CeO2;TbO2;UO2;SnO2;PbO2;TiO2;WO2 Pb3O4;Mn3O4;Fe3O4
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一、单质硫
密度/gcm-3 颜色 稳定性
斜方硫 单斜硫 弹性硫 2.06 1.99 230℃的熔 黄色 浅黄色 融硫用冷 <95.5℃ >95.5℃ 水速冷
长链状，有弹性， 难溶溶剂。
化学式S8，环状皇冠结 构,难溶于水，易溶CS2
硫的同素异形（性）体：S8、S6、S4、S2
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⑴ 单质+O2
S+O2→SO2 ；P4+O2→P4O6（P4O10）
⑵ 氢氧化物或含氧酸盐热分解 Cu(OH)2=CuO+H2O ; CaCO3=CaO+CO2↑ ⑶ 高价氧化物热分解或氢还原→低价氧化物 PbO2→PbO ⑷ 单质+硝酸 Sn+HNO3→SnO2+NO↑+H2O
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1.结构
Sp2杂化
Π34 平面三角形，键角117°
E3
φ3
抗 磁
E0
ψ0 ψ0 ψ0 φ2
E 2= E 0 E1
φ1
性
两侧O原子的p轨道上各有一个单电子 中心O原子未参加杂化 的p轨道上有一对电子
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2.性质和用途
①物理性质：特殊腥臭味（雷雨天可闻到），液态臭氧显 较深的兰色（液氧淡兰色），O3沸点(161K)>O2沸点(90K) （？). ②化学性质： A 不稳定，常温分解慢，加热200℃以上分解快。
⑶ 同一元素不同氧化态的氧化物，其酸性随氧化数的升高 而增强 As4O6 两性 ; As4O10 酸性 PbO 碱性 ; PbO2 两性
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一、过氧化氢的分子构
sp3
二、过氧化氢的性质和用途
1.物理性质：纯态为淡兰色粘稠液体，极性（μ=2.26D）比水 大（U=1.87D），缔合度比水大，沸点（423K）比水高,熔点 （272K）与水接近。常用3%（双氧水），30-35%
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斜方硫
单斜硫
S8结构
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弹性硫的形成:
230℃
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三、硫的制备、性质和用途
制备：3FeS2+12C+8O2=Fe3O4+12CO+6S 性质：难溶于水，易溶于CS2,大部分用于制硫酸
四、硫化氢和硫化物
1.H2S 制备 FeS+H2SO4=H2S+FeSO4 （少量制备）
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⑷ 用途：漂白剂(漂白原理：与有机色素结合生成 一种不稳定的无色加合物，时间久了，这种加合物 即分解，恢复原色)。 [思考题]SO2的漂白作用与氯水的区别？
SO2能杀灭霉菌和细菌，可用做食物和干果的防 腐剂。用于制硫酸和亚硫酸盐。
⑸ 制备：
2CaSO4 + C = 2CaO + 2SO2 + CO2 Na2SO3 + H2SO4(浓）= Na2SO4 + H2O + SO2↑ 2FeS2 + 8O2 = Fe3O4 + 6SO2 (工业）
O 2 [KK( σ
2s
)
2
(σ
*
2s )
2
(σ
2p
)
x
2
(π
2p
)
y
2
(π
2 pz
)
2
* 1 * 1 ( π 2 py ) ( π 2 pz ) ]
O

O
1个σ键,2个3电子π键,顺磁性(液、固)
加压O2: O4(抗磁性物质） 水中含 O2·2O，O2· 2O 水生动植物生存基础. H 2H
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2.SO3 ⑴ 结构：气态 平面三角形
e
S:SP2
O S O O Π4
17℃
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⑵性质
SO 3( s )
SO 3( l )
44.8℃
SO 3( g )
SO3极易吸水，在空气中强烈冒烟，溶于水生成 H2SO4，并放出大量热，热使水蒸发，所产生的水蒸 气与SO3形成酸雾，影响吸收。工业上用浓H2SO4吸收。 强氧化剂：10SO3+P4=P4O10+10SO2
2.硫化物
⑴ 硫化物的水解 碱金属硫化物 碱土金属硫化物 S2-+H2O=HS-+OH- （强碱性） 2CaS+2H2O=Ca(HS)2+Ca(OH)2
部分高价金属硫化物
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3→+3H2S↑
Cr2S3+6H2O=2Cr(OH)3→+3H2S↑
水溶液中不存在，干法制
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酸碱氧化物的分类：
⑴ 酸性氧化物。大多数非金属氧化物，高氧 化态的 金属氧化物。如：CO2；Mn2O7 ⑵ 碱性氧化物。大多数金属氧化物。如：Na2O,MgO ⑶ 两性氧化物。部分金属氧化物 （BeO;Al2O3;ZnO;Cr2O3等）及少数非金属氧化物 （As4O6;Sb4O6;TeO2等) ⑷ 中性氧化物。不显酸碱性的氧化物。如： CO;NO;N2O ⑸ 复杂氧化物。Fe3O4;Pb3O4
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⑴ 多数离子型氧化物熔点较高 BeO(2803K);MgO(3073K);CaO(2853K) ⑵ 巨型分子共价型氧化型熔点高 SiO2(1986K) ⑶ 多数共价和少数离子氧化物熔点低 CO2（194.5K）;OsO4(322.5K)
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氧化物与水的作用，可分为四种类型：
2O3
B 氧化性
* O3+2I-+2H+=I2+O2+H2O CH3CH=CHCH3+O3→2CH3CHO;
CN
-
3O2
EBθ(O3/O2)=1.24V
（用于测混合气中的O3量） CH3CH2CH=CH2+O3→CH3CH2CHO+HCHO
EAθ(O3/O2)=2.07V
O3
OC N
-
O3
CO 2 +N 2 +O 2
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氧化物酸碱性变化的一般规律：
⑴ 同周期各元素最高氧化态的氧化物，从左到右碱性→两性 →酸性 Na2O;MgO(碱性) 性) Al2O3(两性) SiO2;P4O10;SO3;Cl2O7(酸
⑵ 相同氧化态的同族各元素的氧化物从上到下碱性依次增强 N2O3;P4O6(酸性) As4O6;;Sb4O6(两性) Bi2O3 (碱性)
H2O2+MnO2+2H+ = Mn2++O2↑+2H2O 1.228V>0.6824V
H2O2+Mn2+ = MnO2+2H+ 1.776V>1.228V
(Fe3+能否催化H2O2分解？0.771V） ⑵弱酸性 2H2O2 H++HO2K1=1.55×10-12
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* ⑶氧化还原性（不给体系引入新杂质） 氧化性 H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O （5H2O2+I2=2HIO3+4H2O 2HIO3+5H2O2=I2+5O2↑+6H2O）摇摆反应
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离 子 型 氧 化 物
MO M 2O 3 MO2 M 3O 4
非金 简单分子氧化物 属元 素 巨型分子氧化物 共 价 18电子外壳的氧 型 化物 氧 化 金属 18+2电子外壳的 物 元素 氧化物 8电子外壳高电 荷的氧化物
H;Cl;Br;I;S;Se;
Te;N;P;C的氧化物 B2O3;SiO2 Ag2O;Cu2O PbO;SnO Mn2O7
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三、过氧化氢的制备
实验室：Na2O2+H2SO4+10H2O = Na2SO4· 2O + H2O2 10H
工业：（1）BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2