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氧族元素

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中文名称;氧族元素

外文名称;Chalcogen

别名;ⅥA族元素

成员;氧、硫、硒、碲、钋、鉝

氧族元素是位于元素周期表上ⅥA族元素,包含氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)、鉝(Lv)六种元素,其中钋、鉝为金属,碲为准金属,氧、硫、硒是典型的非金属元素[1]

基本信息

物理性质

熔点沸点依次递增(除钋外都是分子晶体,所以熔沸点随相对分子质量增大而增高。)

氧族元素

氧族元素是元素周期表上的ⅥA族元素。这一族包含氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)、鉝(Lv)六种元素,其中钋为金属,碲为类金属,氧、硫、硒是典型的非金属元素。在标准状况下,除氧单质为气体外,其他元素的单质均为固体。在和金属元素化合时,氧、硫、硒、碲四种元素通常显-2氧化态;但当硫、硒、碲处于它们的酸根中时,最高氧化态可达+6。一些过渡金属常以硫化物矿的形式存在于地壳中,如FeS2、ZnS等。

简介

氧族元素 Chalcogen

在标准状况下,除氧单质为气体外,其他元素的单质均为固体。化合物中,氧、硫、硒、碲四种元素通常显-2氧化态,稳定性从氧到碲降低;硫、硒、碲最高氧化态可达+6。 氧、硫、硒的单质可以直接与氢气化合,生成氢化物。

此外,氧族元素间也可形成氧族元素互化物,但很多性质与氧族元素单质并不相似。

原子结构

相同点

·原子最外层有6个电子

·反应中易得到2个电子

·表现氧化性

不同点

·除氧外其它氧族元素d轨道可参与成健,形成配位数为6的络合物

·核电荷数依次增大

·电子层数依次增大

·原子半径依次增大,得电子能力依次减弱,氧化性依次减弱.

氧气通常条件下是呈无色、无臭和无味的气体,密度1.429克/升,1.419克/立方厘米(液),1.426克/立方厘米(固),熔点-218.4℃,沸点-182.962℃,在-182.962℃时液化成淡蓝色液体,在-218.4℃时凝固成雪状淡蓝色。固体在化合价一般为0和-2。电离能为13.618电子伏特。除惰性气体外的所有化学元素都能同氧形成化合物。大多数元素在含氧的气氛中加热时可生成氧化物。有许多元素可形成一种以上的氧化物。氧分子在低温下可形成水合晶体O₂.H₂O和O₂.H₂O₂,后者较不稳定。氧气在空气中的溶解度是:4.89毫升/100毫升水(0℃),是水中生命体的基础。氧在地壳中丰度占第一位。干燥空气中含有20.946%体积的氧;水有88.81%重量的氧组成。除了O16外,还有O17和O18同位素。

单质物理性质:

通常为淡黄色晶体,它的元素名来源于拉丁文,原意是鲜黄色。单质硫有几种同素异形体,菱形硫(斜方硫)和单斜硫

是现在已知最重要的晶状硫。它们都是由S8环状分子组成。

密度 熔点 沸点 存在条件

菱形硫(S8) 2.07克/立方厘米 112.8℃ 444.674℃ 200℃以下

单斜硫(S8) 1.96克/厘米3 119.0℃ 444.6℃ 200℃以上

硫单质导热性和导电性都差。性松脆,不溶于水,易溶于二硫化碳(弹性硫只能部分溶解)。无定形硫主要有弹性硫,是由熔态硫迅速倾倒在冰水中所得。不稳定,可转变为晶状硫(正交硫),正交硫是室温下唯一稳定的硫的存在形式。

化学性质:

化合价为-2、+2、+4和+6。第一电离能10.360电子伏特。化学性质比较活泼,能与氧、金属、氢气、卤素(溴和碘除外)及已知的大多数元素化合。还可以与强氧化性的酸、盐、氧化物,浓的强碱溶液反应。它存在正氧化态,也存在负氧化态,可形成离子化合物、共价化合成物和配位共价化合物

稀散元素之一。在已知的六种固体同素异形体中,三种晶体(α单斜体、β单斜体,和灰色三角晶)是最重要的。也以三种非晶态固体形式存在;红色和黑色的两种无定形玻璃状的硒。前者性脆,密度4.26克/厘米3;后者密度4.28克/厘米3。第一电离能为9.752电子伏特。硒在空气中燃烧发出蓝色火焰,生成二氧化硒(SeO₂)。也能直接与各种金属和非金属反应,包括氢和卤素。不能与非氧化性的酸作用,但它溶于浓硫酸、硝酸和强碱中。溶于水的硒化氢能使许多重金属离子沉淀成为微粒的硒化物。硒与氧化态为+1的金属可生成两种硒化物,即正硒化物(M2Se)和酸式硒化物(MHSe)。正的碱金属和碱土金属硒化物的水溶液会使元素硒溶解,生成多硒化合物(M2Sen),与硫能形成多硫化物相似。

有结晶形和无定形两种同素异形体。电离能9.009电子伏特。结晶碲具有银白色的金属外观,密度6.25克/厘米3,熔点452℃,沸点1390℃,硬度是2.5(莫氏硬度)。不溶于同它不发生反应的所有溶剂,在室温时它的分子量至今还不清楚。无定形碲(褐色),密度6.00克/厘米3,熔点449.5±0.3℃,沸点989.8±3.8℃。碲在空气中燃烧带有蓝色火焰,生成二氧化碲;可与卤素反应,但不与硫、硒反应。溶于硫酸、硝酸、氢氧化钾和氰化钾溶液。易传热和导电。

元素来源:碲是稀散金属之一,有两种同素异形体,一种为结晶形、具有银白色金属光泽;另一种为无定形,为黑色粉末。结晶形碲的熔点为449.8℃,密度为6.24克/厘米3。性脆。碲的化学性质与硒相似,在空气或氧中燃烧生成二氧化碲,发出蓝色火焰;易和卤素剧烈反应生成碲的卤化物,在高温下不与氢作用。

从电解铜的阳极泥和炼锌的烟尘等中回收制取。

密度9.4克/立方厘米。熔点254℃,沸点962℃。所有钋的同位素都是放射性的。已知有两种同位素异形体:α-Po为单正方体;β-Po为单菱形体。在约36℃时,发生α-Po转化为β-Po的相变。金属、质软。物理性质似铊、铅、铋。化学性质近似碲。溶于稀矿酸和稀氢氧化钾。钋的化合物易于水解并还原。化合价已有+2和+4价,也有+6价存在。钋是世界上最稀有的元素。

钋同位素中最普遍、最易得的是钋-210,其半衰期仅有138天,其放射性比镭大近5000倍。钋-210危险性很大,在操作时即便是很小量也要格外小心谨慎。

·能与大多数金属反应;

·均能与氢化合生成气态氢化物;

·均能在氧气中燃烧;

·最高价氧化物对应的水化物为酸;

·都具有非金属性。因为非金属性相近,经常有性质相似的取代产物,如氧氰与硫氰、硒氰,醇与硫醇,酚与硫酚,羧酸与硫代羧酸,硫代酸(硫代硫酸,硫代碳酸,硫代磷酸都是相应酸中氧被硫取代)与硒代酸等。

递变性

·气态氢化物的稳定性逐渐减弱;(由高温稳定的水到常温分解的碲化氢)

·气态氢化物的还原性逐渐增强;

·气态氢化物水溶液的酸性逐渐增强;(电离度由水的百万分之一,氢硫酸的约0.1%,氢硒酸的约3%,氢碲酸的约50%递变明显)

·同价态氧化物对应水化物酸性逐渐减弱;(硫酸,硒酸是强酸,碲酸酸性与碳酸相当,亚硫酸为中强酸,亚硒酸弱酸、亚碲酸为不溶于水弱酸,氢氧化钋(Ⅳ)为两性胶体)

·非金属性逐渐减弱;

·氧化物的碱性逐渐增强,并开始出现两性(硫、硒、碲的4价氧化物酸性越来越弱,二氧化钋为两性)

化合物

常见的氧族元素的化合物有:氧化物、硫化物、硫酸盐、亚硫酸盐、硒酸盐、碲酸盐。下文将列举出一些常见的化合物。

二氧化硫

二氧化硫(化学式:SO₂)是最常见的硫氧化物。无色气体,有强烈刺激性气味。大气主要污染物之一。火山爆发时会喷出该气体,在许多工业过程中也会产生二氧化硫。由于煤和石油通常都含有硫化合物,因此燃烧时会生成二氧化硫。当二氧化硫溶于水中,会形成亚硫酸(酸雨的主要成分)。若把SO₂进一步氧化,通常在催化剂如二氧化氮的存在下,便会生成硫酸。

二氧化硫可以通过硫的燃烧取得:S+O2==点燃==SO2;也可以通过铜和浓硫酸反应制得:Cu+2H₂SO4(浓)—Δ→CuSO4+SO2↑+2H2O。实验室则用稀硫酸和亚硫酸钠制备:H₂SO4+Na₂SO3==Na2SO4+SO₂↑+H₂O.

SO2是酸性氧化物,具有酸性氧化物的通性。可以与水作用得到二氧化硫水溶液,即“亚硫酸”(中强酸),但溶液中不存在亚硫酸分子。SO2与碱反应形成亚硫酸盐和亚硫酸氢盐。以与氢氧化钠的反应为例,产物是 Na2SO3还是 NaHSO3,取决于二者的用量关系。二氧化硫和碱性氧化物反应生成盐。

SO2有还原性,可以和氧化性物质如氯气反应:SO2+Cl2==SO2Cl2,在有水存在时,则:SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl;二氧化硫可以被氧气氧化生成三氧化硫。二氧化硫可以被硝酸、高锰酸钾、溴等氧化。

SO2也有氧化性,可以和还原性物质反应,如:2H2S+SO2==2H2O+3S.

SO2在水溶液中不稳定,隔绝空气加热可发生歧化反应:3SO2+2H2O==2H2SO4+S

SO2有漂白性,它的漂白作用是由于与某些有色物质生成不稳定的无色物质,但这种无色物质容易分解使物质恢复原来的颜色,但这只是暂时的,如被二氧化硫漂白的品红加热可以恢复颜色。工业上用二氧化硫漂白纸张,所以,纸张久置后,会逐渐变黄,这是因为失去了二氧化硫的缘故。SO2的漂白属于化学变化。

液态的SO2可以发生自偶电离:2SO2→SO(2+)+SO3(2-)。

参考来源

硫单质的性质

参考资料

  1. 氧族元素,360文库 , 2018年6月14日