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1、第16章 氧族元素,Chapter 16 Oxygen family elements,1了解氧族元素的特点；2了解氧族元素的存在、制备及用途；3掌握元素氧、硫的单质及其化合物的性质，会用结构理论和热力学解释它们的某些化学现象；4了解硒、碲单质及化合物的性质及其应用。,16-1 氧单质及其化合物 Oxygen and its compounds 16-2 硫单质及其化合物 Sulfur and its compounds 16-3 硒、碲及其化合物 Selenium,Te and their compounds,p区及氧族元素在周期表中的位置,16-0 概述,16-0-1 天然资源,第 16
2、族（VIIA）元素也称氧族元素，由氧、硫、硒、碲和钋五种元素组成。氧和硫元素是典型的非金属元素，硒和碲元素是准金属元素，钋元素是放射性金属元素。,氧是地壳中分布最广的元素，其丰度居各种元素之首。氧广泛分布在大气和海洋中，在海洋中主要以水的形式存在；在大气层中，氧以单质状态存在硫在自然界中的含量较少，主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。硒和碲属于分散稀有元素，常以硒化物和碲化物的形式存在于各种硫化物矿中。,氧族元素的一些性质,从氧到钋随着原子序数的增大，元素的原子半径依次增大，元素的电负性、电离能和电子亲和能依次减小，元素的非金属性依次减弱，金属性逐渐增强。氧族元素的价电子层组态为 ns2np4，有
3、夺取或共用两个电子达到稀有气体原子电子层组态的倾向，表现出较强的非金属性。氧元素的电负性很大，仅次于氟元素，因此氧元素在大多数含氧化合物中的氧化值为-2。硫、硒、碲的价电子层中均有空 d 轨道，当与电负性比较大的元素化合时，空 d 轨道也可以成键，这些元素的氧化值可呈现+2、+4、+6。氧族元素具有较强的配位能力，O 和 S 是常见的配位原子。,原子半径和离子半径,电负性,SeTeLike silver-white metals,but poor electrical conductors,16-1-1 氧的单质 The Simple Substance,16-1 氧及其化合物 Oxygen
4、and its compounds,1 氧气,O2 的分子结构为 OO，有两个未成对电子，具有顺磁性。,(1)制备,实验室：金属氧化物分解 2 HgO 2 Hg+O2 过氧化物分解 2BaO2 2BaO+O2 NaNO3分解 2NaNO3 2 NaNO2+O2 常用 2KClO3 2 KCl+3O2,工业：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.,光解水：2H2O(l)2 H2(g)+O2(g)光合作用：6CO2(g)+6H2O(l)C6H12O6(s)+6O2(g),空气分离工厂的蒸馏柱,(2)用途 氧的工业用途主要是炼钢，生产 1t 钢
5、 约需消耗 1t 氧。急救、潜水、燃烧氧化剂 水生动物生活，与水分子生成缔合物，P-515,(3)性质,1除了He、Ne、Ar以外，氧与所有元素化合，只有与氟化合时，才呈还原性，在与化合物PtF6反应时，也呈还原性。O2+4H+4e-=2H2O E=1.229 V O2+2H2O+4e-=4 OH E=0.401 V 2最常见的氧化数为2，还有+2(OF2)，+1(O2F2)，1(H2O2)3氧的单键离解能为142kJmol1，而硫的单键离解能为268kJmol1。解释：(1)氧的原子半径小，孤对电子对之间有较大的排斥作用；(2)氧原子没有空的d轨道，不能形成d p键，所以OO单键较弱。对于O
6、2分子而言，除了键外，还有二个三电子键，=494 kJmol1所以O22O比较困难，要求加热到2000，且要求紫外光照射。4氧元素在地球上的丰度最高，达58%(以mol计)，16O(993759%)，17O(0.037%)，18O(0.204%)；14O，15O，19O为人工合成的同位素，t1/2为数十秒。,结构：中心Osp2杂化形成，有两个键，一个，其中两个单电子轨道与另外二个原子形成两个键，第三个轨道有一对孤电子对，形成non。另外未参与杂化的py轨道与另两个氧原子的py轨道有肩并肩重叠，形成离域键()。键角：116.8，键长：128Pm 偶极矩：=1.810-3 Cm 唯一极性单质。,2
7、 臭氧,（1）产生及分子结构,产生：紫外放电，电离层 O2 2O O+O2 O3,南极臭氧层空洞,“臭氧层破坏的危害”,A 物理性质,(2)性质,它是一种非常毒的蓝色气体，有特殊的腥臭味；少量O3可以净化空气、大量O3对人体有害。液态O3是深蓝色，固态O3是暗紫色，由于O3的极化作用与极化率都大于O2，所以其熔、沸点比O2高，比O2易溶于水，有颜色。吸收紫外线。,臭氧可将某些难以氧化的单质和化合物氧化：2 Ag+2 O3 Ag2O2+2 O2，O3+XeO3+2 H2O H4XeO6+O2 臭氧能将 I-迅速而定量地氧化至 I2，该反应被用来测定 O3 的含量：O3+2I-+H2O I2+O2
8、+2OH-臭氧的氧化性被用于漂白、除臭、杀菌和处理含酚、苯等的工业废水，处理电镀工业含 CN-废液时基于以下反应：O3+CN-OCN-+O2 OCN-+O3 CO2+N2+O2 金在 O3 作用下可以迅速溶解于 HCl，O3 还能从 SO2 的低浓度废气中 制 H2SO4.2 Au+3 O3+8 HCl 2 HAuCl4+3 O2+3 H2O,a 不稳定:2 O3 3 O2,rHm=286 kJmol-1 b 氧化性 酸性：O3+2H+2e-O2+H2O E=2.076 V 碱性：O3+H2O+2e-O2+2OH E=1.24 V,B 化学性质,16-1-2 氧的成键特征 Bonding Ch
9、aracter,1.氧与大多数金属形成离子键.2.与大多数非金属形成共价化合物 a共价单键，O b 共价双键，C O c.共价配键 O3.d pp 配键4.以氧分子为基础的化学键 a.超氧键 KO2 b.过氧键 Na2O2 c.二氧基正离子 O2PtF6 d.氧分子配位键O2 血红素输送氧气,d pp配键,16-1-3 氧化物 Oxide,1 键型和结构,氧与大多数金属形成离子型.与大多数非金属形成共价型,2 制备,单质直接在空气或纯氧中燃烧 4P+3O2（不足）=P4O6 氢氧化物或含氧酸盐分解；P-521高价氧化物分解或被还原较不活泼金属与硝酸反应,3 分类,4 性质,熔点：差异较大，一般
10、离子晶体较高，分子晶体较低，可原子晶体高的很多，如SiO2 与水作用,酸碱性变化规律氧化物酸碱性的一般规律：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。,16-1-4 水 Water,氧的2pz轨道与氢的1s轨道可以形成sz和sz。氧的2s、2px与氢的1s重叠方式一致，所以可形成一个ss，一个非键ssnon（近乎非键）。py垂直于HOH平面（xy平面），不能与氢的1s轨道重叠，所以py成为pnon轨道。因此，氧的四个价轨道与2个氢的1s轨道可以组成二个成键轨道（sz和ss），两个非键轨道（ssnon和pnon）以及两个反键轨道（ss和sz）,水在任何生命体中占5090%。水在人体血
11、液中占80%，在肌肉中占35%，若一个人活到七十岁，那么他一生饮水约为25吨。水分子的分子轨道表示为:,H2O的纯化：离子交换除钙，镁离子；由于同位素1H、3H（T，只存在于核蜕变过程）、2H（D）和16O、17O、18O的存在，组合为9中分子量不同的水分子；H2O是氧化剂：2H2O(l)+2e-2OH-(aq)+H2(g)E=-0.42V at pH=72Na(s)+2H2O(l)2NaOH(aq)+H2(g)但是,除非有强还原剂，H2O只有在高温下才起氧化剂作用，如 CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)(合成气)H2O是还原剂(mild)：2H2O(l)4H+(aq)+O2(
12、g)+4e-E=-0.81V at pH=7Lewis base Fe(H2O)63+水分子缔合现象,16-1-5 过氧化氢 Hydrogen peroxide,1 结构和制备,结 构,制 备,实验室法 BaO2+2 HCl=BaCl2+H2O2 BaO2+H2SO4(稀)=BaSO4+H2O2(6 8%的水溶液)NaO2+2 H2O=2 NaOH+H2O2,2 性质和用途,减压蒸馏可得含 3035%H2O2 的水溶液.,电解-水解法（电解NH4HSO4）,由于构成催化循环，反应的实际结果是由 H2 和 O2 生成 H2O2.,1990年报道：在催化剂(10%Pt 90%Pd)的作用下，H2
13、和 O2 的直接燃 烧，也可获浓度为 18%的 H2O2。,自动氧化法（乙基蒽醌法）（世界年产量95%以上由该法生产）,性 质,a它是一个极好的离子性溶剂，与水互溶，这是由于与水能形成新的氢键(hydrogen bond)。在实验室中常用的3%30%的过氧化氢水溶液称为双氧水(perhydrol)。,bH2O2是一种弱酸,H2O2+H2O H3O+Ka1=2.241012 H2O2+HF+MF5=H3O2+MF6 H2O2+HF+2SbF5=H3O2+Sb2F11 2H3O2SbF6=2H3O+SbF6+O2 NH3(l)+H2O2=NH4OOH（白色）但在熔融态只有氢键H3N-HOOH,氧化
14、性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂.,5 H2O2+2 MnO-4+6 H3O+=2 Mn2+5 O2+14 H2O,用作氧化剂,用作还原剂,H2O2+2 I-+2 H3O+=I2+4 H2O(用于 H2O2 的检出和测定),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,d.不稳定性（由于特殊过氧键，OO 键能：142kJmol1引起）,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.
15、001%.它的分解与外界条件有密切关系：,2 H2O2(l)2 H2O(l)+O2(g),DrHm=-195.9 kJmol-1,426 K,杂质：重金属离子Fe2+、Cu2+等以及有机物的混入；,光照：波长为 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,预防H2O2分解的措施：把H2O2放入棕色瓶中，再放在阴凉、避光处，加入稳定剂（如微量Na2SnO3、Na4P2O7、或8-羟基喹啉等）来抑制所含杂质的催化作用。这些稳定剂的作用是配位或还原杂质离子。,用途,利用H2O2的氧化性，可漂白毛、丝织物，作火箭燃料的氧化剂等。现有三种颜料：铅白(2PbCO3
16、Pb(OH)2)，锌白(ZnO)，钛白(TiO2)，铅白的优点是覆盖性好，但不稳定，若空气中含H2S，就会变黑：2PbCO3Pb(OH)2+3H2S=3PbS+2CO2+4H2O几乎所有古代艺术家的油画都以铅白为底色，可利用H2O2把PbS转化为PbSO4，PbSO4的白色和2PbCO3Pb(OH)2的白色几乎没有区别。4H2O2+PbS=PbSO4+4H2O锌白的持久性好，但覆盖性不好，钛白的稳定性非常好。利用H2O2的还原性，可以除Cl2，可做杀菌剂。H2O2+Cl2=2Cl+O2+2H+注意：30%以上的H2O2会灼伤皮肤,16-2-1 硫的单质 The Simple Substance
17、 of Sulfur,16-2 硫及其化合物 Sulfur and its compounds,1 同素异形体,单质硫的结构 S:sp3 杂化形成环状 S8 分子,硫的几种同素异形体,S(斜方)S(单斜)S（弹性）,95.5,190,转化,S2是顺磁性的，而S4、S6、S8都是反磁性的,2 存在制备,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.生产途径有两条:,H2S 的氧化(以天然气、石油炼焦炉气中的 H2S 为原料),H2S+1.5 O2 SO2+H2O 2 H2S+SO2 3 S
18、+2 H2O,隔绝空气加热黄铁矿,FeS2 S+FeS,FeS2(黄铁矿),3FeS2+12C+8O2 6S+Fe3O4+12CO,碳还原黄铁矿,单质形态的硫出现在石盐、石膏等沉积矿床和火山形成的沉积中.,A sulfur deposit,3 性质,（1）与非金属、金属反应 2Al+3S Al2S3 Fe+S FeS Hg+S HgS S+O2 SO2（2）在沸腾的碱液中发生歧化 3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O（3）与氧化性酸反应 S+2HNO3（浓）H2SO4+2NO S+2H2SO4（浓）3SO2+2H2O,16-2-2 硫的成键特征 Bonding characte
19、r of Sulfur,1 形成离子键,以S2 离子存在，与极化作用小的正离子，如Na2S、K2S、CaS、(NH3)2S,2 形成共价键,16-2-3 硫化氢、硫化物和多硫化物 Hydrosulfuric a,Sulfide and Persulfide,以spn 杂化，形成单键 S 不等性sp2、sp3；形成双键S,以spndm 杂化，形成单键 S 配位数大于4，SF6,3 形成多硫链,在S6、S4 等 SSS,1.硫化氢和氢硫酸,（1）制备和结构,直接反应：S+H2 H2S,硫化物与酸（实验室）Na2S+H2SO4（稀）Na2SO4+H2S FeS+H2SO4（稀）FeSO4+H2S,H
20、2S 结构与 H2O 相似,（2）性质,H2S 是无色，有腐蛋味，剧毒气体.稍溶于水，饱和浓度0.1moldm3.水溶液呈酸性，为二元弱酸 H2S H+HS Ka1=1.07107 HS H+S2 Ka2=1.261013 还原性,与中等强度氧化剂作用,与强氧化剂反应,产物:S,SO42-,与空气(O2)反应,H2S 用于富集重水(D2O,HDO)基于下述同位素交换平衡对温度的依赖关系：H2S(g)+HDO(l)=HDS(g)+H2O(l)在某一温度下重水中的 D 原子交换 H2S 中的 H 原子得到氘代 硫化氢气体，氘代气体在另一温度下与 H2O 中 H 原子交换使重水富集.,2.金属硫化物
21、（用 H2S 从重金属离子溶液中沉淀出来）,稀酸溶性类,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 黄易水解,最易水解的：Cr2S3，Al2S3,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,溶解性,PbSHgSFeS2ZnS,浓 HCl 配位溶解,浓 HNO3 溶解,氧化碱溶（Na2S2）,碱溶（用 NaOH 或 Na2S）,王水溶解,制备,随 x 值的增大，颜色由黄橙红红,（提供了活性硫）,3 多硫化物,现象：黄橙红红 x,性质 遇
22、酸不稳定 氧 化 性 还 原 性,（提供了活性硫）,4 金属离子分离（略）,多硫化物:,Na2S+(x1)S=Na2Sx(S2+O2(空气)S),(1)遇酸分解:,Na2Sx+2H+=2Na+(x1)S+H2S,(2)弱氧化性:,SnS+=(硫代锡酸盐),16-2-4 硫的含氧化合物 Compounds containing oxygen of sulfur,1 硫（IV）的含氧化合物,（1）二氧化硫,制备,S+O2 SO23 FeS2+8 O2 Fe3O4+6 SO2H2SO3 H2O+6 SO2,结构,性质,物理性质：SO2(b.p.-10)为无色有强烈刺激性气味的气体，易溶于水，SO2是
23、极性分子,化学性质 A 与H2O反应 SO2+H2O=H2SO3，H2SO3的pK1=1.77 不能从水溶液中分离出来，是相当强还原剂，被空气中氧气氧化,植被分解和火山爆发；燃油和煤(电厂),B 既是氧化剂，又是还原剂，能发生歧化反应 SO2+H2S=3S+2H2O SO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBr,（2）亚硫酸及其盐,二元中强酸：不能从水溶液中离析出来，只存在水溶液中，主要物种为 SO2(aq)：SO2+2 H2O HSO3+3 H3O+这是因为 SO2 的路易斯酸性相当弱：,氧化还原 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：,火山喷发的气体中含有大量
24、的二氧化硫,有重要工业价值的亚硫酸盐几乎只有钠盐和钙盐，例如 Na2SO3 用做显影液中的防氧化剂、造纸和纺织工业除氯剂、保存食物和处理锅炉水；NaHSO3 用于漂白；Na2S2O5(焦亚硫酸钠)用于照相、造纸、纺织和皮革业；Ca(HSO3)2可以溶解木质素而大量用于造纸业.,还原性,漂白-使品红褪色,H2SO3 和 Br2 的反应,氧化性,（3）焦亚硫酸及其盐,2NaHSO3=Na2S2O5+H2O 这是因为 HSO3 在加热情况下，脱水而得。,2 硫（VI）的含氧化合物,（1）三氧化硫,制备,2SO2+O2 2SO3,结构,性质,物理性质：(b.p.44.8)的固体有a,b和 g几种聚合物
25、。g 型晶体为三聚分子,b型晶体为螺旋式长链，而a 型为类石棉结构。稳定性。,S:3s23p4,OSO=120，S-O键长143pm,b 型晶体,g 型晶体,尽管 SO2 和 SO3 路易斯结构中原子都满足八隅律要求，但它们的分子可以通过价层电子重排而显示路易斯酸性：,化学性质 A 与H2O反应 SO3+H2O=H2SO4，H2SO4强酸 B 氧化性：5 SO3+2P=5 SO2+P2O5 SO3+2KI=K2SO3+I2,（2）硫酸,制备 SO3+H2O=H2SO4,结构,S：sp3 杂化,分子中除存在 键外还存在(p-d)反馈配键,性质,二元强酸 强吸水性：作干燥剂，可从 纤维、糖中提取水
26、,H2SO4,氧化性 H2SO4（浓）有，H2SO4（稀）弱 与 活 泼 金 属：与不活泼金属：,与非金属：,无色腐蚀油状液体,硫酸盐可形成两种盐，正盐和酸式盐溶解度：大多数硫酸盐易溶，但PbSO4、CaSO4微溶，BaSO4难溶。易形成水合物，CuSO4 5H2O(胆矾)，MgSO4 7H2O，ZnSO4 7H2O，FeSO4 7H2O(绿矾或黑矾)，Al2(SO)3 18H2O等。水合晶体中水分子多配位于阳离子，有时也通过氢键与阴离子 SO42-相结合。,（3）硫酸盐,芒硝和它的无水盐 Na2SO4(工业上叫元明粉)用于化学工业原料以及玻璃工业、造纸工业和洗涤剂工业.加热固体碱金属酸式硫酸
27、盐可制得焦硫酸盐：,热稳定性：取决与正离子的极化作用，极化性强者易分解反之难，稳定（详见P-546）。分解产物也与正离子有关。如：MgSO4 MgO+SO3 4Ag2SO4 8Ag+2 SO3+2SO2+3 O2 2FeSO4 Fe2O3+SO3+SO2,（4）焦硫酸及其盐,制备,结构 两个SO四面体共用一个端氧原子形成氧桥键,SO3(g)+H2SO4(l)H2S2O7(l)(Oleum,发烟硫酸),性质,酸性、吸水性、氧化性更强磺化剂，将难溶碱性或两性氧化物转化为可溶性硫酸盐,K2S2O7 K2SO4(SO3),K2SO4+SO3(强氧化性),水解、热分解,H2S2O7(l)+H2O 2HS
28、O4,3 硫的其它氧化态含氧化合物,（1）硫代硫酸及其盐,硫代硫酸 H2S2O3 和硫代硫酸盐 M2S2O3（M=Na+，NH4+等）中 S 的氧化值为+2，其中两个硫原子具有不同的化学环境，硫代硫酸盐得名于硫酸盐化学式中的一个氧原子被与它同族的 S 原子所代替.,制备：Na2SO3+S=Na2S2O3(NH4)2SO3+S=(NH4)2S2O3,或 2 NaOH+SO2+S Na2S2O3+H2O 2 NH3+SO2+S+H2O=(NH4)2S2O3,性质：易溶于水，水溶液呈酸性 不稳定，易酸分解 中强的重要还原剂 有效的配位体（用于定影液中 Ag 的回收）,AgBr+2 Na2S2O3=N
29、a3Ag(S2O3)2+NaBr,S2O32-+2 H+=H2S2O3 S+SO2+H2O,稳定性差,（2）过氧硫酸及其盐（过氧化氢中的 H 原子被 HSO3取代的产物）,制备：实验室 HSO3Cl+HOOH HSO3OOH+HCl 2 HSO3Cl+HOOH HSO3OOSO3H+2 HCl,工业电解冷硫酸,电解,2 HSO4 S2O82-+2 H2,过二硫酸盐:K2S2O8,(NH4)2S2O8 强氧化剂,2 Mn2+5 S2O82-+8 H2O 2 MnO4-+10 SO42-+16 H+,2 K2S2O8 2 K2SO4+2 SO3+O2,性质：,通式：凡含氧酸分子中成酸原子（如，S、
30、P）不止一个且直接相连者称之。H2SxO6（x=2 6）命名为连x硫酸 制备：2MnO2+3H2SO3=MnSO4+MnS2O6+3H2O BaS2O6+H2SO4=BaSO4+H2S2O6 结构：性质：a.二元中强酸，K1=4.5101，K1=3.5103 b连硫酸不稳定，易分解 热分解 H2S2O6=H2SO4+SO2 H2S4O6=H2SO4+SO2+2S 遇水 2 H2S2O4+H2O=H2S2O3+2 H2SO3，H2S2O3=S+H2SO3 c.还原性,（3）连硫酸及其盐,Na2S2O4+O2+H2O=NaHSO3+NaHSO4,最重要的连二亚硫酸酸盐为 Na2S2O42H2O（保
31、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.稳定性比相应的酸强：,2 Na2S2O4 Na2S2O3+Na2SO3+SO2,连三硫酸钾K2S3O4（通SO2 于Na2S2O4 溶液）、连三硫酸H2S3O4（酸化K2S3O4 溶液），连四硫酸盐 Na2S4O6（Na2S2O4 还原I2）、连四硫酸 H2S4O6，连五硫酸盐 Na2S5O6（263K，在As2O3 存在下，用极稀的HCl处理 Na2S2O4）、连五硫酸 H2S5O6均不稳定,制备：SO2+PCl3=SOCl2+POCl2,16-2-5
32、硫的含氧酸衍生物 Ramification of sulfur oxyacid,1 酰氯,（1）亚硫酰氯,酸中羟基被氯原子取代，氯磺酸、硫酰氯、亚硫酰氯,性质：猛烈水解 SOCl2+H2O=2HCl+SO2,用途：有机合成中间体，氯化、脱水、原电池非水电解质,（2）硫酰氯,制备：SO2+Cl2 SO2Cl2,性质：猛烈水解 SO2Cl2+2H2O=2HCl+H2SO4,用途：硫酰卤和亚硫酰卤均可用做有机化学中的氯化剂、氯磺化试剂以制造染料、药物、植物保护剂、杀虫剂等的中间体.,2 氯磺酸,制备：SO3（g）+HCl（g）=HSO2Cl,性质：爆炸水解 HSO2Cl+H2O=2HCl+H2SO4
33、 氯磺酸为无色油状腐蚀性液体（），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。,用途：用做有机合成中温和的磺化剂（将 SO3H 基团引入有机分子）.,16-2-6 硫的卤化物 Halide of sulfur,1 二氯化二硫,制备：2 S+Cl2（g）=S2Cl2,性质：易水解 2S2Cl2+H2O=4HCl+SO2+3S 恶臭的无色油状。,用途：用做橡胶工业硫化剂。,2 六氟化硫,制备：S+3F2（g）=SF6,性质：无色无臭气体，极高的化学惰性。,用途：优良的绝缘性，用于变压器油添加剂,硫的重要化合物的制备,与制备磷化合物的途径相类似，不少重要硫化合物是将自然界的化合态
34、硫先转化为元素硫(或将天然元素硫用一定方法提取纯化)，然后由单质出发制备的.,化合态硫或天然单质硫,硫,H2S,CS2,SF6,S2Cl2,SO2,H2SO3,SCl2,SO2Cl2,SOCl2,FSO3H,ClSO3H,H2SO4,SO3,H2,F2,Cl2,O2,Cl2,H2O,Cl2,Cl2+S2Cl2（或SCl2）,HF,HCl,H2O,O2,煤，甲烷，天然气,制备某些重要含硫 工业产品的途径,16-3-1 硒、碲的单质 The Simple Substance of Selenium and Te,16-3 硒、碲及其化合物 Selenium,Tellurium and their
35、compounds,1Se和Te是稀散元素（scattered elements），Po是稀有元素（rare elements）2Coordination number：S、Se与O原子配位，配位数为3，4。Te与O原子配位，配位数达6。如：H2SO4、H2SeO4、H6TeO6 3最高氧化态稳定性 SF6SeF6TeF6 PoF6SF6,制备：,从制备H2SO4的过程的淤泥中，用MnO2氧化得SeO2、TeO2，然后 MO2+2SO2=M+2SO3，M=Se、Te，或：H2MO3+2SO2+H2O=M+2H2SO4,性质,用途：半导体、光电转换，用于制备铅合金,见概述中Se、Te的单质，存在
36、几种同素异形体。Se的毒性大。1Se不与水、稀酸反应。与S相似，但不如活泼。Te+2H2O=TeO2+2H2Se与Te可被HNO3氧化 3Se+4HNO3(稀)+H2O=3H2SeO3+4NO由于 SeO42+2e+4H+=H2SeO3+H2O，E=+1.15V 所以HNO3不能把Se氧化成 SeO42 2歧化:3M+6KOH=K2MO3+2K2M+3H2O（M=Se、Te）,16-3-2 硒、碲的氢化物 Selenium and Tellurium hydride,制备：直接法 Se+H2=H2Se（673K，少用）水解法 Al2Se3+6H2O=3H2Se+2Al(OH)3，Al2Te3+
37、6H2O=3H2Te+2Al(OH)3,性质：无色、极难闻、有毒（比H2S还毒）气体，不稳定，DfGm 0。(1)酸性：H2Te（K1=2.3103）H2Se（K1=1.29104）H2S（K1=1.07107），(2)还原性：H2TeH2SeH2S,用途：还原试剂,16-3-3 硒、碲的含氧化合物 Oxychalcogenide,1 二氧化物及其酸,制备直接法：Se+O2=SeO2（纯蓝色火焰）Te+O2=TeO2（蓝绿色火焰）2H2M+3O2=2MO2+2 H2O（M=Se，Te）,HMO3-+H2O(l)H3O+(aq)+MO32-(aq)M=Se，Te,H2SeO3 亚硒酸可由SeO2
38、 溶于水得到，也可由Se与6mol/L HNO3 直接得到，为无色晶体；H2TeO3亚碲酸由于TeO2难溶于水，不能直接得到，需要溶于NaOH后，生成盐酸化得到,性质,H2MO3+H2O(l)H3O+(aq)+HMO3-(aq),弱酸性,氧化还原性,SO2 TeO2 SeO2 还原性减弱，氧化性增强,SeO2易挥发白色固体，TeO2难挥发白色固体,因为E(H2SeO3/Se)=+0.74V，所以H2SeO3能氧化SO2、HI和H2S等物质。遇强氧化剂时TeO2和H2SeO3显还原性：3TeO2+H2Cr2O7+6HNO3+5H2O=3H6TeO6+2Cr(NO3)3 H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O,2 三氧化物及其酸,制备,K2SeO4+SO3 K2SO4+SeO3，H6TeO6 TeO3+3H2O K2Se+4NaNO3 K2SeO4+4NaNO2,性质,SeO3白色固体，熔点393K，H6TeO6、H2SeO4与H2SO4 相似，不挥发氧化性强于H2SO4（浓）,作业：1、3、11、18、20,H2SeO4+2HCl=H2SeO3+Cl2+H2O，H2SeO4HCl的混合液可溶解金和铂。Se、Te的化合物均非常毒（toxic）,
