氧族元素（元素周期表上ⅥA族元素）

氧族元素

元素周期表上ⅥA族元素

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、是典型的非金属元素。其熔点沸点依次递增，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。

定义

是元素周期表上的ⅥA族元素（IUPAC新规定：16族）。这一族包含氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）、116号元素（Uuh）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。

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.

单质

氧

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。

硫

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3119.0℃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（除碘外）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。

硒

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。

碲

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。

钋

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。

化学性质

相似性

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；

氧化物对应的水化物为酸；

都具有非金属性。

递变性

气态氢化物的稳定性逐渐减弱；

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；

最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱；

非金属性逐渐减弱；

氧化物的碱性逐渐增强，并出现两性

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，如硫化氢：2H2S+SO2==2H2O+3S.

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-)。

硫化氢

硫化氢是一种无机化合物，化学式为H2S。正常情况下是一种无色、易燃的酸性气体，浓度低时带恶臭，气味如臭蛋；浓度高时反而没有气味（因为高浓度的硫化氢可以麻痹嗅觉神经）。它能溶于水，0°C时1体积水能溶解2.6体积左右的硫化氢。硫化氢的水溶液叫氢硫酸，是一种弱酸，当它受热时，硫化氢又从水里逸出。硫化氢是一种急性剧毒，吸入少量高浓度硫化氢可于短时间内致命。低浓度的硫化氢对眼、呼吸系统及中枢神经都有影响。

硫化氢自然存在于原油、天然气、火山气体和温泉之中。它也可以在细菌分解有机物的过程中产生。

硫化氢是酸性的，它与碱及一些金属（如银）有化学反应。例如：硫化氢和银接触后，会产生黑褐色的硫化银：H2S + 2Ag → Ag2S + H2↑ .硫化氢有还原性，可以和二氧化硫发生氧化还原反应。（见本词条→化合物→二氧化硫）。

实验室制取硫化氢：FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑：此外，硫化氢还可以通过一些硫化物（如硫化铝）的水解制取：6H2O+Al2S3=3H2S↑+2Al(OH)3.

三氧化硫

三氧化硫是一种硫的氧化物，分子式为SO3。它的气体形式是一种严重的污染物，是形成酸雨的主要来源之一。三氧化硫中，硫的氧化数为+6，分子为非极性分子。三氧化硫的熔点很低，只有16.9℃，沸点也只有45℃。

SO3是硫酸（H2SO4）的酸酐。因此，可以发生以下反应：SO3+H2O==H2SO4，这个反应进行得非常迅速，而且是放热反应。在大约~340°C以上时，硫酸、三氧化硫和水才可以在平衡浓度下共存。

实验室通常通过热分解硫酸氢钠来制取三氧化硫：2NaHSO4-315°C→Na2S2O7+H2O ;Na2S2O7 -460°C→ Na2SO4+SO3 。此外，三氧化硫还可以通过二氧化氮和二氧化硫来制取：SO2+NO2==SO3+NO.

硫酸

硫酸（Sulfuric acid），分子式为H2SO4，是一种无色粘稠高密度的强腐蚀性液体。是一种重要的化工原料，又称化学工业之母，也是一种常见的化学试剂。硫酸具有极强的腐蚀性，因此在使用时应非常小心。

硫酸的熔点为10℃，沸点290℃，和水混溶。

硫酸溶于水强烈放热，因此在稀释硫酸的时候要注意“酸入水”。

浓硫酸有脱水性，如将浓硫酸滴在蔗糖上，白色的糖逐渐转成黑色，并释出白色的气体(水蒸汽蒸发至空气中后冷凝成的水珠)：C12H22O11→12 C+11H2O 。

浓硫酸有吸水性，可以强烈的吸收水份放出热量。（如果吸收的是水分子，那么是吸水性，如吸收五水硫酸铜中的五分子的水。）

浓硫酸有酸性和氧化性，其氧化性一般要在加热的情况下才能体现出来。如，浓硫酸可以氧化单质铜；Cu+2H2SO4→CuSO4 +SO2+2H2O；浓硫酸氧化金属不放出氢气，而放出二氧化硫。浓硫酸也能氧化非金属如磷、硫、硒、碳等。

稀硫酸和活泼金属反应放出氢气，如锌和硫酸反应生成硫酸锌和氢气（Zn+H2SO4==ZnSO4+H2↑），这一反应在实验室用来制取氢气。硫酸能和金属氧化物反应：CuO+H2SO4==CuSO4+H2O（这种制取硫酸铜的方式比用浓硫酸直接氧化铜要环保）。硫酸可以和某些盐反应：BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+2HCl。硫酸的酸性可以使石蕊溶液变红。

六氟化硫

六氟化硫(SF6)是一个无色、无味、无毒的气体，不可燃，微溶于水。分子为八面体构型，属于超价分子，无极性。六氟化硫是常用的致冷剂，但它也是很持久的温室气体，效果是二氧化碳的22,200倍。

六氟化硫由单质化合制取，反应也会生成硫的其他氟化物如十氟化二硫，可通过加热使其歧化后，再用氢氧化钠处理除去剩余的四氟化硫而纯化。六氟化硫是个极为惰性的气体，不与水、盐酸、氢氧化钠和熔融的钠作用，但会与金属锂反应并放热。

人吸入六氟化硫后声音变粗，因为六氟化硫气体的重量使人的声带中声波的速度降低一半，与吸入氦气后声音变细正好相反。

二氯化二硫

二氯化二硫(S2Cl2)是一种黄红色液体，有刺激性、窒息性恶臭，在空气中强烈发烟。遇水分解为硫、二氧化硫、氯化氢。溶于醚、苯、二硫化碳。室温下稳定，100°C时分解为相应单质，300°C时则完全分解。二氯化二硫能被金属还原为氯化物和硫化物。与氯气反应生成二氯化硫。能与金属氧化物或硫化物反应生成金属氯化物。

制备：由硫与限量氯气在50～60°C反应16～20小时而得：2S+Cl2==S2Cl2。二硫化碳与氯气在95～100°C反应制取四氯化碳，副产二氯化二硫：CS2+3Cl2==CCl4+S2Cl2。

用途：用作橡胶的低温硫化剂和粘结剂。在有机合成中用于引入C–S键。在氯化铝存在下，与苯反应生成二苯硫醚。与乙烯反应生成芥子气。也是Herz反应中的试剂。

硫酰氯

硫酰氯（又名磺酰氯）是硫酸的两个-OH基团被氯替代后形成的化合物，分子式为SO2Cl2，为无色有强烈刺鼻气味的液体，在潮湿空气中发烟，其沸点为69.1℃。它用作有机化学中的氯化试剂，可以将烷烃、烯烃、炔烃及芳香化合物的C-H键转化为C-Cl键，将醇转化为氯代烃。反应由偶氮二异丁腈引发，是自由基机理，称为氯磺化反应。硫酰氯也用于药物和染料的制取。

硫酰氯分子为畸变的四面体结构，硫为+6氧化态，S-O键含有一定的双键成分。在催化剂如活性炭、氯化铁或樟脑的存在下，二氧化硫与氯气化合即生成硫酰氯，通过蒸馏提纯。反应式：SO2 + Cl2 → SO2Cl2 。氯磺酸加热也可得到硫酰氯：2ClSO3H → SO2Cl2 + H2SO4 。

硫酰氯极易水解，生成氯化氢（盐酸）和硫酸：2 H2O + SO2Cl2 → 2 HCl + H2SO4

硫酰氯在100°C以上便开始分解，得到二氧化硫与氯气，使试剂变黄。长期放置时也会发生分解。

氯化亚砜

氯化亚砜，又名亚硫酰氯，是一种无机化合物，化学式是SOCl2。常温常压下，它是无色、可蒸馏的液体，140°C时分解。SOCl2有时易与硫酰氯（SO2Cl2）相混淆，但它们的化学性质差别很大。氯化亚砜的分子构型为锥体型，其中硫（VI）中心含有一对孤对电子。而光气则是平面构型。

氯化亚砜与水反应生成氯化氢和二氧化硫：H2O + SOCl2=SCl2 → SO2 + 2 HCl

由于氯化亚砜与水强烈反应，SOCl2不会在自然界存在。

氯化亚砜是无色或淡黄色发烟液体，有强刺激性气味。遇水或醇分解成二氧化硫和氯化氢。对有机分子中的羟基有选择性取代作用。本产品可溶于苯、氯仿、二硫化碳和四氯化碳。加热至150°C开始分解，500°C分解完全。

在工业上，氯化亚砜主要由三氧化硫和二氯化硫反应制得：SO3 + SCl2 → SOCl2 + SO2。

硫酸铜

硫酸铜，化学式CuSO4，为白色粉末，其常见的形态为其结晶体，五水合硫酸铜（CuSO4·5H2O），为蓝色固体。其水溶液因水合铜离子的缘故而呈现出蓝色，故在实验室里无水硫酸铜常被用于检验水的存在。在现实生产生活中，硫酸铜常用于炼制精铜，与熟石灰混合可制农药波尔多液。硫酸铜属于重金属盐，

有毒，成人致死剂量0.9g/kg。若误食，应立即大量食用牛奶、鸡蛋清等富含蛋白质食品，或者使用EDTA钙钠盐解毒。用途：

灭菌剂：硫酸铜可以用于杀灭真菌。与石灰水混合后生成波尔多液，用于控制柠檬、葡萄等作物上的真菌。稀溶液用于水族馆中灭菌，以及除去蜗牛。由于铜离子对鱼有毒，用量必须严格控制。大多数真菌只需非常低浓度的硫酸铜就可被杀灭。此外，硫酸铜也可用来控制大肠杆菌。

分析试剂：几种化学分析都需用到硫酸铜。它用于斐林试剂和班氏试剂中检验还原糖。在反应中，二价铜离子被还原成一价的不溶红色沉淀氧化亚铜。硫酸铜还可用于双缩脲试剂中用来检测蛋白质。

硫酸铜可用于检验贫血。将血样滴入硫酸铜溶液中，若血样中含足够血红蛋白，血样会快速下沉；若血红蛋白含量不够，血样会悬浮在溶液中。

焰色反应中硫酸铜显蓝绿色，比钡离子的颜色蓝得多。

有机合成：硫酸铜可以用于有机合成。无水盐用于催化转缩醛反应。五水盐与高锰酸钾反应生成一种氧化剂，用于伯醇的转换。

化学教学：硫酸铜可用于晶体的生成试验和电镀铜实验。硫酸铜也常用于演示放热反应，演示时将镁条插入硫酸铜溶液中。硫酸铜还可以用来演示晶体失水风化和得到结晶水的过程。中学课本上有个用铁置换铜的实验，是将铁条（或铁丝）插入硫酸铜溶液中，可以置换出红色的铜。

二氧化硒

二氧化硒（化学式：SeO2）是硒(IV)的氧化物，无色晶体，是最常用的硒化合物，315℃升华，有毒，人摄入后体内会散发出特别的臭味（摄入后应服用维生素C）。

硒在空气中燃烧（蓝色火焰），硒与硝酸、过氧化氢反应氧化，或亚硒酸脱水都可以得到二氧化硒。二氧化硒可溶于水，生成亚硒酸；溶于碱则生成亚硒酸盐。它是有机合成中的氧化剂，可用于烯丙位氧化、Riley氧化反应等。环己酮发生反应得到1,2-环己二酮，三聚甲醛反应得到乙二醛。

硒化氢

硒化氢是一种极毒、有恶臭的无色气体，酸性比硫化氢强，加热灼烧可逐渐分解。可燃。通常由金属硒化物和水或稀酸的反应制取。

其他硒化合物

亚硒酸是硒的含氧酸的一种，其中硒的氧化态为+4。它是白色正交晶系晶体，极易溶于水，由二氧化硒溶于少量水缓慢蒸发结晶并用氢氧化钾干燥得到。晶体中稍许畸变的SeO3基团，靠较强的氢键相互连接。固态亚硒酸在150℃分解。在更强的氧化剂（如臭氧、氯气、高锰酸根离子）作用下，亚硒酸也可以被氧化为硒酸。亚硒酸有很高毒性，中毒症状可能延迟数小时，包括昏迷、恶心、低血压，严重时可能致死。

硒酸是硒的含氧酸的一种，其中硒的化合价的氧化态为+6，有很强的氧化性，可以溶解金。

二硒化碳（化学式：CSe2，是一种黄色且有刺激性气味的液体。和二氧化碳、二硫化碳一样，二硒化碳也被认为是一种无机化合物。二硒化碳可在550℃以下借由硒粉与二氯甲烷反应制得：2 Se + CH2Cl2 → CSe2 + 2 HCl ↑.

其他碲化合物

碲化氢是无色、有恶臭、极毒的无色气体，不稳定，加热分解，有较强的还原性，可以被一些常见的氧化剂氧化。

三氧化碲〔TeO3〕是一种无机化合物。碲的化合价为+6。三氧化碲有两种形式，一种是红色的α-TeO3，一种是灰色的β-TeO3。

二氧化碲，不溶于水的固体。

原碲酸是可溶于水、易溶于热水的白色晶体，化学式H6TeO6，是很弱的二元酸（电离常数为K1=2.09X10^-8,K2=6.46X10^-12），一般只有2个氢原子会被取代，但也有个别情况6个氢原子都能被取代。原碲酸加热分解出三氧化碲。原碲酸是弱酸。原碲酸有强氧化性，能溶解银，和浓盐酸的混酸(存在游离Cl2)能溶解铂和金，本身被还原成二氧化碲。SO2或N2H4能将原碲酸还原成单质碲。

碲酸钡，由二氧化碲和过氧化钡反应产生，与钼酸钡为同晶型。

参考

氮族元素（Pnictogen、Nitrogen group）

卤族元素（Halogen）

稀有气体（Noble gas）

参考资料

1.氧族元素详细资料大全·历史新知