煤矿用电缆:什么是氧族元素？

氧族元素就是以氧开头的VIA族元素
分别为氧(O)硫(S)硒(Se)碲(Te)钋(Po)

与氧(O)在同一纵行(也就是主族)的元素,包括:
氧(O)硫(S)硒(Se)碲(Te)钋(Po)

氧硫硒碲钋

§1 氧族元素通性

周期系ⅥA族包括氧、硫、硒、碲、钋(O，S，Se，Te，Po)五种元素统称氧族元素，除O之外的S，Se，Te，Po又称硫族元素。氧和硫在自然界大量以游离态单质状态存在，硒、碲则有稀有元素，单质为准金属，通常以硒化物，碲化物存在硫化矿床中；钋则是典型金属元素，是一种放身性元素，存在于含铀和钍的矿床中。

1.原子结构和氧化态

本族元素价电子层结构为ns2np4，均有获得2个电子的趋势，故常见氧化数为-2。大多数金属氧化物是离子型的，含有O2-离子，而S，Se，Te形成的化合物离子性超过50％的为数则很少，因此在这些元素形成的化合物中，多为共价化合物。与卤族元素相比，本族元素的原子获得两个电子形成X2-的倾向较卤素原子形成X-的倾向小得多，因为氧族元素的原子结合第二个电子是需要吸收能量的(EA2为正值)。本族除O之外，S，Se，Te形成化合物时，还可有+2，+4，+6 等氧化数，氧则仅与F这种电负性最大的元素形成化合物时有+2氧化数(OF2)，其原因是O的电负性大，且价电子层为n=2，只能容纳8个电子，要将电子拆单成键，使氧化数高于+2，就需将电子激发到较高能层，这就需要过高的能量，而硫族元素则电负性相对较小，又有价层d轨道的利用，它们可以拆开成对电子而生成4个或6个价键。

形成共价单键的成键方式：

电子构型四面体，分子角型；+2氧化数，如SCl2、SF2、TeCl2、TeBr2。对共价型氧化物则为-2氧化数，如：H2O、Cl2O、H2S。

孤对电子通常占据赤道平面上的一个位置；电子构型三角双锥，分子构型畸变的四面体，形成+4氧化数，如TeF4、TeCl4、TeBr4、TeI4、SeF4。

电子构型八面体，分子构型亦为八面体，+6氧化数，如SF6。

与卤素含氧酸一样，在S，Se，Te的含氧酸及其盐中，中心原子采取SP3杂化，形成d- pπ 配键，但其中碲酸H6TeO6则与碘酸类似，中心原子也取sp3d2杂化，为正八面体结构。

2.重要性质递变规律

(1)原子共价半径，离子半径(-2，+6)，单质的熔沸点从O-Te递增，非极性分子色散力随分子量递增(S，Se，Te为多原子分子)。

(2)I1、EA1、EA2、χ(电负性)从O-Te递减，但O的EA1与F在卤素中类似，出现反常。

(3)单质的键离解能书中指单键，O-O键反常地小，与其r特别小有关（因分子组成原子数不同，不作比较）。

(4)单质的氧化性，见P444 电势图

φ°A(V) O2/H2O 1.23 S/H2S 0.14 Se/H2Se -0.99 Te/H2Te -0.69

φ°B(V) O2/OH- 0.401 S/S2- -0.476 Se/Se2- 0.78 Te/Te2- -0.92

可见从O2-Te呈降低趋势

(5)从O2-Po，非金属性——金属性

3.与卤族元素通性的比较

(1)同族从上——下，元素性质变化规律类似。

(2)族间比较

同周期氧族元素与卤素相比，电子层数不变，但从左——右有效核电数Z*e增加，r减小，得电子趋势增大，因此同周期的氧族元素的I1，EA1均较卤族元素小，(单质)氧化力减弱，非金属性减弱。

从同族性质变化来看，虽然两族都是从上——下，非金属性减弱，但氧族的化性递变更明显：O2为典型非金属，而Po为金属。

(3)在同族元素中，O与F具有类似性，即均是n=2，次外层(内层)只有2个电子，价层无d轨道，半径特别小，故与本族其它元素相比，出现一些异常，如EA1反常，氧化力特别强，等等。

(4)氧与硫的相似性小，而与卤素在性质上有颇多相似，如形成的金属化合物大多为离子型化合物等。

(5)本族所有元素都存在不止一种的同素异形体，而卤素则无此特点。