上饶师范学院：《无机化学》课程教学资源（教案讲义，合并版）第十三章氧族元素.pdf_大学文库

1 第十三章：氧族元素氧族元素氧族通性氧和臭氧过氧化氢硫及其化合物硒和碲作业本章要求碲(Tellurium)赖兴施泰于1782年发现，原意为 “地球”，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。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49.13%，“成酸元素”。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。氧族通性氧族通性氧硫硒碲钋原子序数 8 16 34 52 84 原子量 16.00 32.06 78.96 127.6 原子共价半径/pm 66 104 117 137 167 M2 132 184 191 211 离子半径/pm M+6 9 30 42 56 67 熔点/K 54.6 386 490 1663 沸点/K 90 718 958 第一电离势/(kJ·mol 1) 1520 1006 941 869 818 第一电子亲合势/(kJ·mol 1) 141 200.4 194.9 190.14 130 第二电子亲合势/(kJ·mol 1) 780 590 420 单健离解能/(kJ·mol 1) 142 256 172 126 电负性（鲍林） 3.44 2.58 2.55 2.10 2.00 氧族元素的一些性质氧族通性电子构型常见氧化态 O [He]2s 2 2p 4 2,1,0, S [Ne]3s 2 3p 4 2,1,0,+2,+4,+6 Se [Ar]4s 2 4p 4 2,0,+4,+6 Te [Kr]5s 2 5p 4 2,+2,0,+4,+6 Po [Xe]6s 2 6p 4 +2,+6 氧族元素的氧化态一、氧的发现氧和臭氧 1、首先取得较纯净的氧气并对其性质进行了研究的人应当算瑞典人舍勒。他出身贫寒，曾做过药房学徒，在1773年以前，他在工余进行了一系列实验，研究了燃烧现象，分出了“火气（fire air）”。也就是现在说的氧气、并于 1775年底写成了《论火与空气》一书、送交出版商，可是被积压了下来，直到1777年才和读者见面．其实他发现氧气的时间比英国的普利斯特里还要早一年。氧和臭氧 2、1774年8月1日普利斯特里利用一个直径为一英尺的聚光镜来加热汞煅灰(HgO),发现它很快就放气体。他对这种气体的性质进行研究发现，蜡烛在这种气体中燃烧的火焰非常大,他又将老鼠放在这种气体中, 比在等体积的寻常空气中活的时间约长了四倍。他自己也曾亲自尝试了一下,“觉得这种空气使呼吸轻快了许多,使人感到格外舒畅”。但他仍认为空气是单一的气体,助燃能力不同是由于燃素含量的不同;从汞煅灰分解出来的是新鲜的,一点燃素都没有的空气,所以吸收燃素能力特别强,助燃能力格外大，所以他把这种气体叫做“脱燃素空气”;一旦空气被燃素所饱和,那么它就不再会助燃,而变成“被燃素饱和了的空气”(也就是我们今天说的氮气)。氧和臭氧舍勒和普利斯特里虽然都独立地发现并制得了氧气,由于他们被传统的燃素说所束缚,正如恩格斯指出的:“从歪曲的、片面的、错误的前提出发，循着错误的、弯曲的，不可靠的途径行进。往往当真理碰到鼻尖上的时候还是没有得到真理”（《自然辩证法》。结果“这种本来可以推翻全部燃素说观点并使化学发生革命的元素，在他们手中没有能结出果实”．（马克思《资本论》）不久后，法国化学家拉瓦锡了解到了普利斯特里有关氧的试验，他在把大量的精确的实验材料联系起来，并摆脱了传统思想的束缚，作了科学的分析判断之后，终于找到了燃素说错误的根源,揭示了燃烧和空气的真实连系．完成了彻底推翻燃素说并建立起科学燃烧学说这一历史任务。拉瓦锡(17431794)法国化学家氧和臭氧二、氧形成化合物的价键特征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。这不仅是由于在氧原子中有成单电子而且在氧分子中也有成单电子，在O 3分子中又有离域Π键。现将氧的成键特征分述如下： 1、氧原子形成化合物时的成健特征： (l)氧原子的电负性仅次于氟,它从电负性较小的元素化合而夺取电子形成O 2 离子如：LiO 2即离子型氧化物 (2)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:H 2O、Cl 2O即共价型氧化物。 O C H2N H2N O O C (3)氧原子的半径小电负性大，有形成多重键的倾向。如：尿素中碳碳双键，中的叁键

2 (5)氧原子可以把两个单电子以相反自旋归并，空出一个2p轨道接受外来配位电子而成键,例如;含氧酸根中的pps配键及dpp配键。如： (4)形成共价单键化合态的氧原子 ,还有两对孤电子对,共价双键氧原子也有两对孤电子对，它们可以作为配位原子形成配合物，如水合物｛[Fe(H 2O)6] 2+ ｝、醚合物、醇合物等。 O O 氧和臭氧 H O S O H O O H O P O H O O H 反馈p键 H O S O H O O (7)它们可以作为配位原子形成配合物，如水合物｛[Fe(H 2O)6] 2+ ｝、醚合物、醇合物等。 (8)新氢键：标准的氢键键能在2040kJ/mol之间。现在发现有一种新的双氢键BH…HA。BH 4 –…HCN 双氢键计算键长1.709埃,为最小者,键能75.44kJ/mol,为最高者。氧和臭氧 (6)氧原子可以形成氢键。氧是一切生物生长的必不可少的要素，它的同素异形体是O 2和O 3。由于氧分子中有两个成单电子，并且处于反键轨道，所以氧分子可以获得或失去电子而形成分子离子。它可形成四种O 2 2 、O 2 、O 2+ 、O 2 2+ (离子化合物是难形成的）。氧和臭氧带负电荷的称为负氧离子，有“空气维生素”之冠称。如海边、瀑布和喷泉处顿时觉得空气格外新鲜，这是由于那里含有较丰富的负氧离子，它能影响中枢神经系统，促进人体的新陈代谢，使组织氧化过程加快，能消除疲劳。 s s s s p p 2s 2s 2p 2p 2p 2p * * * Li 2 Be2 B 2 C 2 N 2 O 2 F2 第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图 s s s 2s 2s * 2p p p p 2p p2p 2p 2p * * z z y y x 2p x 2p 2s 2s AO MO AO O O 2 O 2p 2p s* 2p s* 2p 2s 2s s2s s* 2s s2p z z p2py p2p x p2*p x p* 2p y AO MO AO O O 2 O O 2 分子轨道能级图与分子轨道电子云图象三、氧分子和氧分子离子但过多的O 2 自由基可使细胞质和细胞核中的核酸链断裂，会导致肿瘤、炎症、衰老、血液病以及心、肝、肺、皮肤等方面病变的产生。在人体和环境中持续形成的O 2 来自人体正常新陈代谢过程，大量体育运动、吸烟、食用脂肪和发生炎症、某些抗癌药物、安眠药、射线、农药、有机物腐烂、塑料用品制造过程、油漆干燥、石棉、空气污染、化学致癌物、大气中的臭氧等也都能产生自由基。氧和臭氧 O 2 对生物体既有必需的一面，又有损伤的一面，在生物体内O 2 是在不断产生不断利用又不断被清除的过程。O 2 不断增殖清除不掉时才会造成伤害。体内过多的O 2 可以依靠SOD去消除。SOD是超氧化物歧化酶英文名称的缩写，是一种具有特定生物催化功能的蛋白质，由蛋白质和金属离子组成，广泛存在于自然界的动、植物和一些微生物体内。 SOD能催化O 2 发生歧化反应： O 2 +O 2 +2H + ===H 2O 2+O 2 氧和臭氧 SOD 由此在体内形成一套解毒系统，对机体起保护作用。SOD是机体内O 2 的清除剂。有研究表明，人体的一些病变可反映在SOD与O 2 含量变化上。对SOD减少或O 2 增加的疾病可用SOD药物治疗。研究自由基与人体健康的关系已是备受关注的新兴领域。 O 2 超氧化物,如：KO 2 O 2 2 过氧化物,如：Na 2O 2、H 2O 2 O 2+ 生成二氧基氧离子,如：O 2+ [PtF6] (Xe+ [PtF6] ) O 3 臭氧化物,如：KO 3 氧和臭氧四、单线态氧量子力学中用公式（2S+1）来表示原子光谱中的谱线条数。如正旋为1/2，逆旋为1/2，当两个电子都为顺旋则2S+1=3（即三线态）,若一个为顺旋一个为逆旋则 2S+1=1(即单线态或激发态)这种状态是在一定特殊条件下形成的(如：氯气通入NaOH中产生红色荧光)。氧和臭氧过氧离子被氯气氧化逐一失去电子得到激发态氧放出红光变成基态氧 O2 2 O2 O2* O2 e e hn p* 或 154.8 92.0 1Sg + ( 1O 2) 1Dg( 1O 2) 3Sg ( 2O 2) ↑ ↓ ↑↓ ↑ ↑ 第二激发态第一激发态基态高出基态的能量(kJ/mol) p 符号 2p *轨道电子排布电子态五、氧化物这一部分请同学们自学自学要求：把氧化物进行分类，各种类型的代表是什么氧化物？氧和臭氧

3 氧和臭氧六、臭氧 O 3是O 2的同素异性体（也称同素异形体）。 O 3在地面附近的大气层中含量极少,仅占0.001ppm。在离地面20~40km处有个臭氧层，臭氧浓度高达0.2ppm。它是氧气吸收太阳的紫外线后形成的。反应为： O 2+hn(l<242nm）===O+O，O+O 2==O 3 O 3+hn(l=220~320nm）===O 2+O 这两种过程最后达到动态平衡，结果形成了一个浓度相对稳定的臭氧层。正是这臭氧层吸收了高空紫外线的强辐射，使地球上的生物免遭伤害。但近年由于大气中污染物(如氯氟烃CFCl 3、CF2Cl 2和氮氧化物等)不断增加使臭氧层遭到破坏,从而造成对环境和生物的严重影响。实验室里利用对氧无声放电来获得臭氧。简单臭氧发生器装置如图：氧和臭氧淡篮色暗篮色 21.6 160.6 268 494 无色淡篮色 54.6 90 154 49.1 气体颜色液体颜色熔点/K 沸点/K 临界温度 273K时水中的溶解度(ml/L) 氧臭氧氧和臭氧的物理性质氧和臭氧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: 2O 3===3O 2 DrH y=284kJ·mol 1 这个放热分解反应说明臭氧比氧有更大的化学活性，它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。除金和铂族金属外，它能氧化所有的金属和大多数非金属。氧和臭氧 O 3+2H + +2e ===O 2+H 2O j A y=+2.07V O 3+H 2O+2e ===O 2+2OH jB y=+1.24V 在纯水中([H + ]=10 7mol/L时)O 2和O 3的氧化能力： O 2+4H + +4e ===2H 2O j=+0.815V O 3+2H + +2e ===O 2+H 2O j=+1.65V PbS+2O 3===PbSO4+O 2 2Ag+2O 3===Ag 2O 2+2O 2 2KI+H 2SO4+O 3===I2+O 2+H 2O 2+K 2SO 4 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。氧和臭氧很微量的臭氧使人产生爽快和振奋的感觉，因微量的臭氧能消毒杀菌，能刺激中枢神经，加速血液循环。但空气中臭氧含量超过1ppm时，不仅对人体有害，而且对庄稼以及其它暴露在大气中的物质也有害，它的破坏性也是基于它的强氧化性。臭氧的结构臭氧分子中有Π3 4离域Π键。 O O O O O O 13.3 水：P580 • 一、水在自然界中的分布 • 二、水的结构 • 三、水的物理性质 • 四、水的状态图 • 五、水的化学性质 • 六、水的污染与净化过氧化氢一、结构过氧化氢H 2O 2，共水溶液俗称双氧水。纯的过氧化氢是一种淡蓝色的粘稠液体(密度是1.465g·mol 1)，H 2O，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)。在过氧化氢分子中有一个过氧链—O—O—，每个氧原子上各连着一个氢原子。两个氢原子位于象半展开书本的两页纸上。两页纸面的夹角q为94°，OH 键与OO键问的夹角f为97°。O—O健长为149pm， O—H键长为97pm。过氧化氢二、制备实验室里可用稀硫酸与BaO 2或Na 2O 2反应来制备过氧化氢：BaO 2+H 2SO 4===BaSO 4Ø+H 2O 2 Na 2O 2+H 2SO4+10H 2O===Na 2SO4·10H 2O+H 2O 2 低温除去沉淀后的溶液含有6～8%的H 2O 2 工业上制备过氧化氢的方法有： 1、电解硫酸氢盐溶液(也可用K 2SO4或(NH 4) 2SO4 在50％H 2SO4中的溶液)。电解时在阳极(铂极)上HSO 4 离子被氧化生成过二硫酸盐,而在阴极(石墨)产生氢气。阳极 2HSO 4 ===S 2O 8 2 +2H + +2e 阴极 2H + +2e ===H 2 将电解产物过二硫酸盐进行水解,便得到H 2O 2溶液: S 2O 8 2 +2H 2O===H 2O 2+2HSO 4 经减压蒸馏可得到浓度为30—35％的H 2O 2溶液

4 过氧化氢 2、乙基蒽醌法以钯为催化剂在苯溶液中用H 2还原乙基蒽醌变为蒽醇。当蒽醇被氧氧化时生成原来的蒽醌和过氧化氢。蒽醌可以循环使用。当反应进行到苯溶液中的过氧化氢浓度为5.5g·L1 时，用水抽取之，便得到18％的过氧化氢水溶液。可以减压蒸馏得到高浓度溶液。 + O2 +H2 O2 O O C2 H5 OH OH C2 H5 乙基蒽醌乙基蒽醇 Pd + OH OH C2 H5 H2 O O C2 H5 过氧化氢三、性质一般而言，H 2O 2在酸性介质中是一种强氧化剂，而在碱性介质中是一种适中的还原剂，于 H 2O 2反应后，不会给溶液带来杂质离子，所以稀的(3%)或30%的H 2O 2溶液是较为理想的氧化剂。 1、H 2O 2的不稳定性和酸性 H 2O 2的分解速率随OH 浓度的增大而加快，某些金属离子也可催化H 2O 2的分解(如Mn 2+ 、Fe 2+ 、Cu 2+ )。 H 2O 2具有弱酸性其K1=1.55×10 12 2 2 O O2 失2e- 得2e- 2 O O +0.401 +1.229 0.08 +0.87 +0.628 +1.776 j B y jA y HO2 OH O 2 O2 H2 O2 H2 O 过氧化氢 2、H 2O 2的氧化性 H 2O 2+2I +2H + ===I2↓+2H 2O PbS+4H 2O 2===PbSO4↓+4H 2O 2CrO 2 +3H 2O 2+2OH ===2CrO 4 2 +4H 2O 3、H 2O 2的还原性 Cl 2+H 2O 2===2HCl+O 2↑ 2KMnO 4+5H 2O 2+3H 2SO4=2MnSO4+K 2SO4+8H 2O+5O 2↑ Ag 2O+HO 2 ===2Ag+OH +O 2↑ 过氧化氢 4、H 2O 2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(O 2) 2O或CrO 5，生成的CrO 5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。 Cr O O O O O 4H 2O 2+H 2Cr2O 7===2Cr(O 2) 2O+5H 2O 2Cr(O 2) 2O+7H 2O 2+6H + ===2Cr3+ +7O 2↑+10H 2O 单质硫硫及其化合物硫化氢、硫化物及多硫化物 SO2、H 2SO 3及其盐 SO3、H 2SO 4及其盐硫代硫酸钠连二亚硫酸钠焦硫酸过硫酸及其盐连多硫酸二氯化硫六氟化硫卤磺酸一、硫的同素异性体硫有多种同素异性体，最常见的是晶状的斜方硫和单斜硫。菱形硫(斜方硫)又叫a一硫，单斜硫又叫b一硫。斜方硫在369K以下稳定，单斜硫在369K 以上稳定。369K是这两种变体的转变温度。也只有在这个温度时这两种变体是处于平衡状态：斜方硫 369K以上单斜硫 869K以下天然硫黄斜方硫单质硫单斜硫 S 8 环状结构此外还有升华硫、弹性硫等。斜方硫和单斜硫都易溶于CS 2、苯和环已烷中，都是由S 8环状分子组成的。在这个环状分子中，每个硫原子以sp 3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键相联结。单质硫升华硫弹性硫单质硫二、单质硫的性质 S、Se和Te在空气中加热时燃烧。生成二氧化物，同卤素相拟在加热时也同大多数金属以及非金属反应。它们能被热的浓硫酸和硝酸侵蚀。 1、氧化性 H 2+S===H 2S 1973K Fe+S===FeS C+2S===CS 2 2、还原性 F2+S===SF6 O 2+S===SO 2 Cl 2+S===S 2Cl 2 3、应用制硫酸、火药、火柴、石硫合剂、硫磺软膏及硫化橡胶等

5 硫化氢、硫化物及多硫化物一、硫化氢硫化氢具有臭鸡蛋味，对大气能造成污染。含于火山喷射气、动植物体及矿泉水中，有毒。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H 2S后就不再感到它的臭味了，如果这样下去，就会中毒而致死亡。所以制取和使用H 2S时必须通风。饱和硫化氢水溶液的浓度为0.1mol/L。硫化氢是常用的还原剂，其水溶液易渐渐被空气中的氧气氧化，所以要现用现配。 1、实验室制法 FeS+H 2SO4(稀)===FeSO 4+H 2S↑ 硫化氢、硫化物及多硫化物 2、结构与H 2O相似，但极性弱、无氢键。 3、弱酸性硫化氢水溶液具有弱酸性: Ka 1=9.1×10 8、Ka 2=1.1×10 12。 4、它的一些重要反应 2H 2S+3O 2===2H 2O+2SO 2（蓝色火焰） 2H 2S+O 2===2H 2O+2S（空气不足）硫化氢的水溶液比气体硫化氢更具有还原性，氧化剂能把它氧化成S或硫酸，但不能氧化成SO2。 H 2S+I2===S+2H + +2I H 2S+4Br 2+4H 2O===H 2SO4+8HBr 2MnO 4 +5H 2S+6HCl===2MnCl 2+2Cl +5S+8H 2O 硫化氢、硫化物及多硫化物二、硫化物硫化物中大多数是金属硫化物，它们大多是有颜色的且难溶于水的固体，只有碱金属的大多是易溶的，碱土金属硫化物大多是微溶的。硫化物的颜色、溶解性及在酸中的溶解情况在分析化学中用来鉴别和分离金属离子的混合物。 Na 2S溶于水时几乎全部水解，其水溶液可作为强碱使用。 Cr2S 3、Al 2S 3在水中完全水解，因此，这些硫化物不可能用湿法从溶液中制备。下面是一些硫化物的水解方程式：硫化氢、硫化物及多硫化物 Na 2S+H 2ODNaHS+NaOH 2CaS+2H 2ODCa(OH)2+Ca(HS) 2 Al 2S 3+6H 2OD2Al(OH)3↓+3H 2S↑ 当强酸加到金属硫化物中有H 2S产生，根据其在酸中的溶解情况分成四类：能溶于稀盐酸,如：ZnS、MnS等 Ksp>10 24 ZnS+2HCl===ZnCl 2+H 2S↑ 能溶于浓盐酸如：CdS、PbS等 Ksp=10 25~10 30 不溶于浓盐酸而溶于硝酸如:CuS、Ag 2S等Ksp<10 30 3CuS+8HNO 3===3Cu(NO 3) 2+3S↓+2NO↑+4H 2O 不溶于硝酸而溶于王水如:HgS等Ksp更小 3HgS+12HCl+2HNO 3===3H 2HgCl 4+3S+2NO↑+4H 2O 注：以上的Ksp以二价金属为标准。硫化氢、硫化物及多硫化物硫化物的颜色和溶解性－ 1.2×10 23 1.4×10 18 3.7×10 19 3.4×10 28 3.6×10 29 2.9×10 59 1.2×10 25 4.0×10 –53 1.6×10 49 8.5×10 45 易溶易溶易溶易溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶易溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶不溶白色白色肉红色黑色黑色黄色桔红色褐色黑色黑色黑色 Na2 S ZnS MnS FeS PbS CdS Sb 2 S 3 SnS HgS Ag2 S CuS 硫化钠硫化锌硫化锰硫化亚铁硫化铅硫化镉硫化锑硫化亚锡硫化汞硫化银硫化铜名称化学式颜色在水中在稀酸中溶度积硫化锌硫化锰硫化镉硫化砷硫化锑硫化锡硫化铋硫化氢、硫化物及多硫化物三、多硫化物碱金属或碱土金属硫化物的溶液能溶解单质硫生成多硫化物,如: Na 2S+(x1)S==Na 2Sx 多硫化物的溶液一般显黄色，随着x值的增加由黄色、橙色而至红色。多硫离子具有链状结构，S原子是通过共用电子对相连成硫链。S 3 2 、S 5 2 离子的结构如下： S S S S S S5 2 2 S S S S3 2 2 硫化氢、硫化物及多硫化物多硫化物在酸性溶液中很不稳定，容易生成硫化氢和硫。 S x 2 +2H + ===H 2S↑+(x1)S↓ 由于在多硫化物中存在过硫链H—S—S—H，它与过氧化氢中的过氧链H—O—O—H类似，因此，多硫化物具有氧化性并能发生歧化反应。见下面反应方程式： Na 2S 2+SnS===SnS2+Na 2S Na 2S 2===Na 2S+S↓ 多硫化物是分析化学常用的试剂。Na 2S 2在制革工业中用作原皮的脱毛剂，CaS 2在农业上用来杀灭害虫。 SO 2、H 2SO 3及其盐硫的氧化物有S 2O、S 2O 3、SO2、SO 3、S 2O 7、 SO4等，其中最重要的是SO 2和SO3。硫又能形成种类繁多的含氧酸。一、二氧化硫 SO2 1、SO2的物理性质 SO 2是无色有刺激臭味的气体，它的分子具有极性，极易液化，在常压下，263KSO 2就能液化。液态SO 2还是许多物质的良好溶剂。 2、SO2的化学性质 (1)漂白性: SO2能和一些有机色素结合成为无色的化合物，因此，可用于漂白纸张、草帽等。 SO 2 的漂白性

6 硫在空气中燃烧即得到SO 2，许多金属的硫化物矿灼烧时能生成氧化物，同时放出SO 2。 2ZnS+3O 2===2ZnO+2SO 2 SO 2、H 2SO 3及其盐 (2)对大气的污染 SO2是大气中一种主要的气态污染物。含有SO2 的空气不仅对人类及动植物有毒害，还会腐蚀金属制品，损坏油漆颜料，织物和皮革、形成酸雨等。 (3)SO2的结构与臭氧的结构相似，二氧化硫分子是V形的构型，分子中的S原子以sp 2杂化与两个O原子各形成一个s键，还有一个p轨道与两个O原子相互平行的p轨道形成一个Π3 4的离域Π键。二氧化硫分子的结构。 SO 2、H 2SO 3及其盐 (4)氧化、还原性 SO2中的S的氧化数为+4，处于中间价态，即可做氧化剂，又可做还原剂。二、H 2SO3及其盐 1、酸性 SO2的水溶液实际上是一种水合物SO2·xH 2O目前没有制得游离的亚硫酸，在水溶液中时，显著地分解为SO2和H 2O。在亚硫酸的水溶液中存在下列平衡： SO2+xH 2ODSO2·xH 2ODH + +HSO 3 +(x1)H 2O HSO 3 DH + +SO3 2 Ka 1=1.54×10 2、Ka 2=1.02×10 7可知其酸性比碳酸的要强。加酸并加热时平衡向左移动，有SO 2气体逸出。加碱时，则平衡向右移动，生成酸式盐或正盐。在酸性介质中H 2SO3的氧化性不强，而在碱性介质中还原性很强，亚硫酸及其盐主要表现还原性，生成+6价的硫酸或硫酸盐。 SO3 2 +2H + ===H 2O+SO 2↑(可用于实验室制备） Na 2SO3和NaHSO3大量用于染料工业，漂白织物时的去氯剂。（方程式请同学们自己完成） 3、SO3 2 及H 2SO3的结构 SO3 2 的结构：S的6个价电子+2个电荷共8个，4对采取sp 3杂化，请问：它能形成离域Π键吗？ SO 2、H 2SO 3及其盐 2、氧化、还原性 j A y SO 4 2 H 2SO3S jB y SO4 2 SO 3 2 S 0.172 0.45 0.93 0.66 固态SO 3有a(层状结构，它是三种变体中最稳定的一种)、b(要在痕量水存在下方能形成。是链状结构)、 g(具有类似冰状的三聚体环状结构)三种变体，其稳定性依次减小。 SO 3 、H 2 SO 4 及其盐一、三氧化硫 SO 3（硫酐） 1、SO3的结构无色的气态SO 3主要是以单分子存在。它的分子是平面三角形，硫原子以sp 2杂化，有一个离域Π4 6键。只有非常纯的SO 3可在室温下以液态存在。 sp2 p S O O O 中心 O S S原子采取sp 2 杂化，孤电子对使一个氧原子中的两个电子归并成对后配到其空轨道中形成s配键，这个氧原子中的其余p轨道是2 个电子，S原子的p轨道中也是两个电子，另两个O原子的p轨道都有成单电子，共有6个电子小于轨道数的两倍 2×4=8，满足形成离Π 域键的条件。 SO 3 、H 2 SO 4 及其盐 2、SO3的性质 SO3是一个强氧化剂，特别在高温时它能将P氧化为 P4O 10，将HBr氧化为Br 2。三氧化硫极易吸水，在空气中强烈冒烟，溶于水中即生成硫酸并放出大量热。放出的热使水产生的蒸气与 SO3形成酸雾,影响吸收的效果,所以工业上生产硫酸是用浓硫酸吸收SO3得发烟硫酸，再用水稀释。二、H 2SO4及其盐的结构与性质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％（18mol/L)，可用来制低沸点酸，有吸水性（做干燥剂）、脱水性和氧化性。 SO 3 、H 2 SO 4 及其盐 1、硫酸盐的性质与结构硫酸能形成酸式盐和正盐两种类型的盐。碱金属元素（Na、K）能形成稳定的固态酸式硫酸盐。在碱金属的硫酸盐溶液内加过量的硫酸便有酸式硫酸盐生成。 Na 2SO4+H 2SO4===2NaHSO 4 酸式硫酸盐均易溶于水，也易熔化。加热到熔点以上，它们即转变为焦硫酸盐M 2S 2O 7，再加强热，就进一步分解为正盐和三氧化硫。 2NaHSO4===Na 2S 2O 7+H 2O Na 2S 2O 7===Na 2SO4+SO 3↑ 1273K 强热 SO4 2 中S采取sp 3杂化，对称性高，结构较稳定，所以硫酸盐一般是稳定的盐。对于阳离子极化作用强的如： 18电子外壳的加热才可能分解。 CuSO 4====CuO+SO 3↑ SO 3 、H 2 SO 4 及其盐 2、硫酸盐的溶解性一般硫酸盐都易溶于水。硫酸银微溶，碱土金属 (Be、Mg除外)和铅的硫酸盐微溶。可溶性硫酸盐从溶液中析出的晶体常带有结晶水如:CuSO 4·5H 2O、 Na 2SO4·10H 2O等。 3、复盐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。常见的复盐有两类:一类的组成通式是 M 2 I SO4·M II SO4·6H 2O,其中M I =NH 4+ 、K + 、Rb + 、 Cs+ ,M II=Fe 2+ 、Co 2+ 、Ni 2+ 、Zn 2+ 、Cu 2+ 、Mg 2+ 。这一类的复盐,如摩尔盐(NH 4) 2SO4·FeSO 4·6H 2O； SO 3 、H 2 SO 4 及其盐另一类组成的通式是M 2 I SO4·M 2Ⅲ(SO4) 3·24H 2O，其中M Ⅲ=Al 3+ 、Fe 3+ 、Cr3+ 、Ga 3+ 、V 3+ 、Co 3+ 。属于这类的复盐,如明矾K 2SO4·Al 2(SO4) 3·24H 2O。它们通式的简式可写为M I M III(SO4) 2·12H 2O。 4、用途硫酸是化学工业中一种重要的化工原料。往往用硫酸的年产量来衡量一个国家的化工生产能力。硫酸大量用于肥料工业中制造过磷酸钙和硫酸铵；还大量用于石油的精炼上，炸药的生产上以及制造各种矾、染料、颜料、药物等

7 SO 3 、H 2 SO 4 及其盐 5、硫酸的制备在十六、十七世纪时，西方所用的硫酸几乎都是用干馏绿矾的方法制造的．当时称这种酸为“北屋酸”。十七世纪炼金术士勒费伏尔及药剂师勒梅里采用一种类似钟罩的装置，在其中燃烧硫黄，并混入硝石便可顺利地得到硫酸。现在我们通常用接触法制硫酸。硫代硫酸钠一、硫代硫酸钠的制备硫代硫酸钠（Na 2S 2O 3·5H 2O）又称海波或大苏打。将硫粉溶于沸腾的亚硫酸钠碱性溶液中或将 Na 2S和Na 2CO 3以2:1的物质的量之比配成溶液再通入SO 2便可制得Na 2S 2O 3。 Na 2SO3+S===Na 2S 2O 3 2Na 2S+Na 2CO 3+4SO 2===3Na 2S 2O 3+CO 2 也可用以下方法制备： 2NaHS+4NaHSO3===3Na 2S 2O 3+3H 2O 2Na 2S+3SO 2===2Na 2S 2O 3+S↓ 硫代硫酸根可看成是SO4 2 中的一个氧原子被硫原子所代替并与SO4 2 相似具有四面体构型。硫代硫酸钠三、硫代硫酸钠的性质硫代硫酸钠是无色透明晶体，易溶于水，其水溶液显弱碱性，在中性、碱性溶液中很稳定，在酸性溶液中迅速分解。 Na 2S 2O 3+2HCl===2NaCl+SO2↑+S↓+H 2O 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。 2Na 2S 2O 3+NaI3===Na 2S 4O 6+3NaI 或2Na 2S 2O 3+I2===Na 2S 4O 6+2NaI Na 2S 2O 3+4Cl 2+5H 2O===2H 2SO4+2NaCl+6HCl 思考：Na 2S 2O 3在弱氧化剂存在时被氧化为Na 2S 4O 6，在强氧化剂存在时被氧化为硫酸，试想一想：Na 2S 4O 6若与强氧化剂时，生成什么？硫代硫酸钠硫代硫酸根有很强的配位能力 2S 2O 3 2 +Ag + ===[Ag(S 2O 3) 2] 3 或S 2O 3 2 +2Ag + ===Ag 2S 2O 3↓（白色） Ag 2S 2O 3+3S 2O 3 2 ===2[Ag(S 2O 3) 2] 3 照相底片上未曝光的溴化银在定影液中即由于形成这个配离子而溶解可做为照相行业的定影剂，另外还用于电镀、鞣革等部门。连二亚硫酸钠连二亚硫酸钠又称保险粉。在没有氧的条件下，用锌粉还原NaHSO3可制得连二亚硫酸钠：（附H 2S 2O 4 的结构） 2NaHSO3+Zn===Na 2S 2O 4+Zn(OH)2 析出的晶体含有2个结晶水(Na 2S 2O 4·2H 2O)。在空气中极易被氧化，不便于使用，经酒精和浓NaOH共热后，就成为比较稳定的无水盐。 Na 2S 2O 4是一种白色固体，加热至402K即分解： 2Na 2S 2O 4===Na 2S 2O 3+Na 2SO3+SO 2↑ Na 2S 2O 4主要显示还原性,其水溶液极易被氧气氧化, 其氧化产物通常是亚硫酸或亚硫酸盐,当氧化剂过量生成硫酸或硫酸盐。Na 2S 2O 4在气体分析中用来吸收氧气。它能使I2、IO 3 、H 2O 2、Ag + 和Cu 2+ 还原。许多有机染料能被它还原,广泛应用于印染工业等部门。焦硫酸焦硫酸是由等物质的量的SO3和纯H 2SO4化合而成的: H 2SO4+SO 3==H 2S 2O 7 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H 2SO 4 ,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。 2KHSO 4===K 2S 2O 7+H 2O 进一步加热，分解为K 2SO 4和SO3 K 2S 2O 7===K 2SO4+SO 3↑ 焦硫酸盐能与一些难熔的碱性金属氧化物(如 Fe 2O 3 ,Al 2O 3 ,TiO 2等)共熔生成可溶性的硫酸盐。 Al 2O 3+3K 2S 2O 7===Al 2(SO4) 3+3K 2SO4 HO S O OH O HO S O OH O + H2O HO S O O O O OH O S 过硫酸及其盐过硫酸可看成是过氧化氢中氢原子被磺基SO3H取代物。当HOOH中一个H被SO3H取代后得HO OSO 3H(过一硫酸);另一个H被SO3H取代后得HO 3SO OSO 3H(过二硫酸)。 Ag + 过二硫酸及其盐在氧化还原反应中,它的过氧链中两个氧原子的氧化数从I降到Ⅱ,而硫的氧化数不变仍然是+Ⅵ。 H 2S 2O 8是无色晶体,在338K时熔化并分解,具有极强的氧化性，它能使纸炭化、能烧焦石蜡。所有的过硫酸盐都是强氧化剂且不稳定,在加热时容易分解。例如: Cu+K 2S 2O 8===CuSO 4+K 2SO4 2K 2S 2O 8===2K 2SO4+2SO3↑+O 2↑ 在钢铁分析中常用过硫酸铵(或过硫酸钾)氧化法测定钢中锰的含量。过硫酸盐在Ag + 催化下能将Mn 2+ 氧化成MnO 4 离子 2Mn 2+ +5S 2O 8 2 +8H 2O===2MnO 4 +10SO 4 2 +16H + 连多硫酸连多硫酸的通式为H 2SxO 6，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)S 3O 6 2 、连四硫酸(根)S 4O 6 2 等。游离的连多硫酸不稳定，迅速分解为S、SO2或SO4 2 等： H 2S 5O 6===H 2SO4+SO 2↑+3S↓ 连多硫酸的酸式盐不存在。 H 2S 2O 6是一种强酸，较连多硫酸稳定其水溶液即使煮沸也不分解，不易被氧化，而其它连多硫酸则容易被氧化，如在室温时，氯与H 2S 2O 6，而能把连多硫酸氧化为硫酸： H 2S 3O 6+4Cl 2+6H 2O===3H 2SO 4+8HCl

8 连多硫酸 H 2S 2O 6不与硫结合产生较高的连多硫酸，其它连多硫酸则可以： H 2S 4O 6+S===H 2S 5O 6 H 2S 2O 6与连多硫酸的最根本差别是前者酸根中仅有一个[O 3S—SO 3] 2 结构，而后者的酸根中至少含有一个或一个以上的仅和其它硫原子相连的硫原子（[O 3S—S——S—SO3] 2 ）。二氯化硫将干燥氯气通入熔融硫可制得S 2Cl 2，它是一种橙黄色有恶臭的液体，遇水很容易水解： 2S 2 Cl2 +2H 2 O=4HCl+SO 2 ↑+3S↓ 在橡胶硫化时，S 2Cl 2是硫的溶剂。六氟化硫硫与氟激烈反应生成SF6。它是无色、无臭的气体，它的特点是极不活泼，不与水、酸反应，甚至与熔融的碱也不反应。但它与水反应的自由能变化的负值却很大： SF6(g)+3H 2O(g)===SO 3(g)+6HF(g) DrG y=460kJ·mol 1 SF6的不活泼性可能是S—F键的强度较大，SF6 分子的对称性强和中心硫原子的配位数达到饱和等因素综合的结果，显然还有动力学的因素。 SF6的主要用途是在高压发电机或其它高压电器设备中作为绝缘气体。卤磺酸含氧酸中的羟基被卤素取代后的衍生物叫做酰卤化物或卤化酰。例如，硫酸中的羟基被卤素取代得到卤化硫酰如SO2F2、SO2Cl 2等。如果H 2SO4中仅有一个羟基被卤素取代即得到卤磺酸，如氟磺酸HSO 3F、氯磺酸HSO 3Cl等。氟磺酸是一种很重要的强酸性溶剂。当SbF5(它是一种较强的路易酸)与HSO 3F反应后，其产物是一种更强的酸称为超强酸或超酸： SbF5 +HSO 3 F==H[SbF5 (OSO 2 F)] H 2 SO 3 F+ +[SbF5 (OSO 2 F)] HSO 3F 卤磺酸超酸大多由强质子酸和强路易酸混合而成。吉莱斯宾对超酸所下的定义是：比100％H 2SO4更强的酸称为超强酸。衡量超强酸的强弱是看它与特定碱反应时，给予质子能力的大小。 HSO 3FSbF5是一种典型的超强酸，当两者的物质的量比为1:1时，它比100％H 2SO4强一千亿倍，它是一种极强的质子化作用试剂,在有机化学等方面越来越多地得到应用。高氯酸比100％H 2SO4强10倍属于超强酸，硝酸就不是超强酸。一、最高氧化态的氢氧化物的酸碱性非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH 基团的氢氧化物。作为这类化合物的中心原子R,它周围能结合多少个OH,取决于R +n的电荷数及半径大小。通常R +n的电荷高，半径大时，结合的OH基团数目多。当R +n的电荷高且半径小时，例如Cl +7应能结合七个OH基团，但是由于它的半径太小(0.027nm)，容纳不了这许多OH，势必脱水，直到Cl +7周围保留的异电荷离子或基团数目，既能满足Cl +7的氧化态又能满足它的配位数。处于同一周期的元素，其配位数大致相同。含氧酸的酸性强弱的规律非金属元素R 配位数是高氧化态的氢氧化物脱水后的氢氧化物第2周期的元素第3周期的元素第2、3周期非金属元素的氢氧化物不脱水或不脱水 +n r / rOH R n + R(OH)n B +3 C +4 N +5 Si+ 4 P +5 S + 6 Cl+7 0.15 0.11 0.08 0.30 0.25 0.21 0.19 3 2 4 B(OH)3 C(OH)4 N(OH)5 Si(OH)4 P S(OH)6 Cl(OH)7 (OH)5 2 4 3 3 H2 CO3 HNO3 H2 SiO3 H3 PO4 H2 SO4 HClO4 含氧酸二、离子势在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式： R(OH)n→R(OH)n1+OH 碱式离解 R(OH)n→RO(OH)n1+H + 酸式离解 R(OH)n按碱式还是按酸式离解，主要是看RO键和OH键的相对强弱，若RO键弱，就进行碱式电离，若OH键弱时就进行酸式离解。RO与OH键的相对强弱又决定于“离子势”——阳离子的极化能力。由卡特雷奇(Cartledge,G.H)提出的。离子势的表示式： (r nm) r Z = = 阳离子半经阳离子电荷 f 含氧酸 R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的吸引力强 RO键能大，则R(OH)n主要是酸式解离，显酸性。反之亦然。如: S 6+ :Z=+6 r=0.030nm f=200 当f 1/2>10时R(OH)n显酸性 Al 3+ :Z=+3 r=0.051nm f=59 当10>f 1/2>7时R(OH)n显两性 Na + :Z=1 r=0.097nm f=10 当f 1/2<7时R(OH)n显碱性 (r nm) r Z = = 阳离子半经阳离子电荷 f

9 含氧酸三、含氧酸及其酸根的结构第2周期的成酸元素没有d轨道，中心原子用sp 2杂化轨道分别与3个氧原子形成s健。这些s键被由中心原子R的一个空2p轨道和氧原子形成的离域p键。RO 3n 离子都是P4 6大p键，为平面三角形(NO 3 、CO 3 2 )。 C O O O H H C O O O 2 H O N O O N O O O B O O O H H H B O O O 3 含氧酸第3周期的成酸元素原子的价电子空间分布为四面体。形成的RO 4n 为正四面体。在SiO 4 4 中，Si原子以sp 3杂化轨道与4个氧原子形成4个s键。氧原子上的孤电子对与R形成dpp键。 4 Si O O O O Si O O O O H H H H 3 P O O O O PO O H H H O O S O O H H O O 2 S O O O O Cl O O H O O S O O O O 羟基氧非羟基氧含氧酸第4周期元素的含氧酸与第3周期元素含氧酸的结构相似，价电子对为四面体分布，元素的配位数为4。至于第5周期的元素，其中心原子R的半径比较大，5d 轨道成键的倾向又较强，它们能以激发态的sp 3d 2杂化轨道形成八面体结构，配位数为6，也可以为4。所以碘有配位数为6的高碘酸H 5IO 6，还有配位数为4的偏高碘酸HIO 4。碲酸的组成式为H 6TeO 6。 I O O O O H H H H O O H H5IO6 Te O O O O O O H H H H H H H 6 TeO 6 由此可以看出：（l）同一周期元素的含氧酸的结构相似。分子中的非羟其氧原子数随中心原子的半径的减小而增加；（2）同族元素的含氧酸随着中心原子半径的递增，分子中的羟基数增加，而非羟基氧原子数减少。含氧酸四、氧酸的强度可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。酸电离的难易程度取决于元素R吸引羟基氧原子的电子的能力。如果R的电负性大,R周围的非羟基氧原子 (配键电子对偏向这种氧原子使R的有效电负性增加)数目多,则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,从而使OH 键的极性增强,有利于质子H + 的转移,所以酸的酸性强。含氧酸HnROm可写为ROmn(OH)n，分子中的非羟基氧原子数N＝mn鲍林(Pauling,L.)归纳出： (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10 5，即 Kl :K2:K3…≈1:10 5:10 10…,或pKa的差值为5。例如: H 2SO3的K1=1.2×10 2 ,K2＝1×10 7。 (2)含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下的关系： K1≈10 5N7，即:pKa≈75N 如: H 2SO3的N=1,K1≈10 5×17≈10 2,pK1≈2 Cl O O O O H 含氧酸契劳尼斯(Cheronis,N.D.)曾经建议按Ka值大小将酸强度分为四类其中常用的三类为：强酸Ka≥1 弱酸Ka=10 7～1 极弱酸Ka=10 14～10 7 例1：试推测下列酸的强度。(K1≈10 5N7) HClO 4 HClO 3 HClO 2 HClO 10 5×37 10 5×27 10 5×17 10 5×07 = 10 8 10 3 10 2 10 7 酸的强度为：HClO 4>HClO 3>HClO 2>HClO 含氧酸例2：试推测下列酸的强度 HClO 4 H 2SO4 H 3PO 4 H 4SiO 4 K1≈10 5N710 5×37 10 5×27 10 5×17 10 5×07 = 10 8 10 3 10 2 10 7 酸的强度为： HClO 4>H 2SO4>H 3PO 4>H 4SiO 4 例3：试推测下列酸的强度 HNO 3 H 2CO 3 H 3BO 3 K1≈10 5N710 5×27 10 5×17 10 5×07 = 10 3 10 2 10 7 酸的强度为： HNO 3>H 2CO 3>H 3BO 3 含氧酸例4：试推测下列酸的强度 HClO HBrO HIO K1≈10 5N7 10 5×07 10 5×07 10 5×07 = 10 7 10 7 10 7 这些酸属于同一类型，非羟其氧数相同，但由于成酸元素的电荷及吸电子能力的强度不同或RO 键长不同，它们的酸性也不同。Cl的电负性比Br强、 ClO比IO键的键长短。所以酸的强弱应为：酸的强度为：HClO>HBrO>HIO 以pK1表示的一些含氧酸在水中的强度 H 2CO HNO 3 3 H 4SiO4 H 3PO H 2SO 4 4 HClO4 N 值酸的相对强度极强强弱很弱 3 2 1 0 H 3BO 3 HClO H 4GeO 4 H 3AsO 3 HBrO H 3SbO 3 HIO H 6TeO 6 9.0 7.4 8.6 9.2 8.7 11.0 10.0 8.8 10.0 HNO 2 H 2SO 3 HClO2 H 3AsO 4 H 2SeO 3 H 5IO6 H 3PO 2 H 3PO 3 3.7 3.3 2.1 1.9 2.0 2.3 2.6 1.6 1.8 2.0 HClO 3 HIO 3 H 2CrO 4 HMnO 4 HReO 4 1.3 2.0 2.7 0.8 1.0 7 2.3 1.3 酸的 pK1 值含氧酸 O P O O H H H O P O H H H

10 硒和碲硒是人体必需的微量元素，当硒的浓度为0.04— 0.1ppm，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中毒，事故的原因是当地水中硒含量过高，导致粮食、蔬菜、水果等含硒量高，人长期食用这些食物引起中毒。硒和碲硒是人体必需的微量元素，当硒的浓度为 0.04—0.1ppm，对动物和人都是有益，超过4ppm则是有害的。硒和碲的游离态也存在几种同素异性体，最稳定的是灰硒和灰碲，它们都是带有金属光泽的脆性晶体。它们都有无定形的同素异性体，无定形硒有红色和黑色两种。硒是典型的半导体材料。硒最特殊的性质是在光照射下导电性可提高近千倍，是光导材料，可制光电管。碲也是半导体材料，不善于传热及导电。 Te与Zn、Al、Pb能生成合金，其机械性能及抗腐蚀性均能得到改进。硒和碲硒化氢和碲化氢都是无色、有恶臭的气体。小大小大还原性酸性稳定性有毒毒性大毒性大 H H 2Te H 2Se 性质 2S 按SO2、SeO 2、TeO 2的顺序，还原性、酸性减弱及氧化性增强。硒酸和硫酸性质相似，但氧化性要比硫酸强，可以象王水一样溶解Au、Pt。碲酸的是弱酸，氧化性也不强。 2Au+6H 2SeO 4===Au 2(SeO 4) 3+3H 2SeO 3+3H 2O 基本要求 1.掌握氧、臭氧、过氧化氢和超氧化物的结构和性质，初步掌握离域Π键及形成条件。 2．掌握单质硫、硫的氢化物、氧化物、重要含氧酸及其盐的结构和性质。 3．掌握硫化物沉淀的生成和溶解(Zn 2+ 、Mn 2+ 、 Fe 2+ 、Pb 2+ 、Cu 2+ 、Hg 2+ 、Cd 2+ )。本章作业 3，8，10，16

上饶师范学院：《无机化学》课程教学资源（教案讲义，合并版）第十三章 氧族元素

上饶师范学院：《无机化学》课程教学资源（教案讲义，合并版）第十三章氧族元素