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氧及其化合物
氧及其化合物
㈠、氧和臭氧
O2和O3是氧元素的同素异形体。
由同一种元素形成的几种性质不同单质,叫做这种元素的同素异形体。
O2在大气中约占20.95%(体积);O3则主要分布在大气圈25公里高空处,是由O2吸收太阳光中紫外线(λ<185nm)形成,起着阻止紫外辐射的作用。
一、氧的性质
1、O2分子结构:
O2[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1],形成一个σ键,两个三电子π键即一个π键。
为顺磁性。
O2分子结构式中
表示由3个电子构成的π键,称为3电子π键。
简式表明O2分子中存在叁键,即一个σ键和两个3电子π键。
每个3电子π键中有1个未成对电子,2个π键则有2个未成对电子,并且自旋平行,致使O2表现出顺磁性。
氧的单键离解能为142kJ·mol1,而硫的单键离解能为268kJ·mol1。
O2分子中有1个σ键、2个三电子π键;O2分子为直线型,是非极性分子。
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dpπ键,所以O-O单键较弱。
对于O2分子而言,除了σ键外,还有二个三电子π键,D(O2)=494kJ·mol1,所以O2→2O比较困难,要求加热到2000℃,且要求紫外光照射。
2、成键特征
O2分子结合1个电子,形成超氧离子O2-(例如,超氧化钾KO2);结合2个电子,形成过氧离子O22-(例如,过氧化钠Na2O2,过氧化钡BaO2)或共价的过氧链—O—O—(例如H2O2);逐个结合电子,最终形成氧离子O2-(例如离子型氧化物Na2O);失去1个电子,形成二氧基阳离子O2+(例如,O2+[AsF6]-)。
3、物理性质:
无色、无味、气体。
20℃时O2溶解度:
3.08cm3/100cm3水。
0℃时O2在水中的溶解度,1L水溶解约49mL。
在溶有O2的水中存在氧的水合物O2·H2O和O2·2H2O。
在盐水中O2的溶解度略小些,在许多有机溶剂(如乙醚、四氯化碳、丙酮、苯等)中的溶解度较在水中大10倍左右。
4、化学性质:
⑴、稳定性:
通常状况下,O2较稳定。
⑵、氧化还原性
O2+4H++4e-
2H2O,φaӨO2/H2O)=1.23V;
O2+2H2O+4e-
4OH-,φbӨ(O2/OH-)=0.401V;
常温下O2的化学活泼性与O3相比显得较差,但也能使一些还原性较强的物质(例如,NO、FeSO4、氢硫酸、H2SO3、KI等)氧化。
是一种高能燃料氧化剂。
一般而言,O2的反应活性很高,室温或较高温度下,可直接氧化除W、Pt、Au、Ag、Hg和稀有气体以外的其它元素,形成氧化物,遇活泼金属可以形成过氧化物(O22-)或超氧化物(O2-)。
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。
作为配体与血红蛋白的作用,它是在血液中输送氧的基础。
最常见的氧化数为2,还有+2的(OF2),+4的[O(O2)],+1的(O2F2),1的(H2O2)
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。
二、臭氧:
1、分子结构和成键特征:
⑴、分子结构:
臭氧分子的构型为V型,如图所示:
,
臭氧分子的结构和离域π键的概念
臭氧O3分子呈三角形。
中心氧原子的价轨道有三条sp2杂化轨道,其中两条各有一个成单电子,这两条SP2杂化轨道分别与其它两个氧原子中的一个成单电子(自旋反向)配对,形成两个σ键,键角116.8°,键长127.8pm,介于0-0单键键长148pm与0=0双键键长112pm之间。
中心氧原子的第三个sp2杂化轨道被孤对电子所占有。
价轨道中还有一垂直于SP2平面或σ键键轴的p轨道,其中占据一对孤电子对,而其余两个氧原子也各有一个p轨道(占据一个价电子)与其对称性相同处于平行位置,这三个p轨道以“肩并肩”方式重叠,形成一垂直于分子平面的三中心四电子大π键,称之为离域π键。
O3分子为折线型分子,是极性分子(μ=0.53D)。
离域π键是由三个或三个以上原子形成的π键,∏34。
臭氧分子可表示为∏34。
按MO法,三个p轨道线性组合成三个分子轨道:
一个成键、一个非键、一个反键轨道,4个p电子填入成键和非键轨道配对。
对O3的测定表明它是反磁性的,证明O3分子中没有成单电子,这种结果和键长数据是对离域π键的证明,具有离域π键的分子称为共轭分子。
O3(臭氧):
可看作
,它是反磁性物质:
d(O-O)=0.128nm;介于(O-O)和
(O=O)之间[d(O-O)=0.149nm,d(O=O)=0.1207nm]
键级
键长(pm)
键能
化学活性
O3(1.5)<O2
(2)
O3(128)>O2(112)
O3<O2
O3>O2
已经用σ键联结起来的三个或三个以上原子之间形成离域∏键的必要条件是:
①、共平面:
(SP2杂化)这些原子在同一平面上;②、共平面的全部或部分原子有相互平行的P轨道:
每一原子均有一互相平行的P轨道;③、∏电子数少于∏轨道数的2倍:
即P电子数目小于P轨道数的2倍。
由n个原子提供n个p轨道和m个p电子(0 ①、正常离域π键,n=m;②、多电子离域π键,n ③、缺电子离域π键,n>m。 ⑵、成键特征 O3分子结合1个电子,形成臭氧离子O3-(例如,臭氧化钾KO3)。 *超氧离子O2-的强氧化作用在生物体内有杀伤作用,超氧化物歧化酶(SOD)使之转化为氧化性较弱的O2和O22-。 空气中的负氧离子(O2-、O22-)促进人体中脑、肝、肾等组织氧化过程加快,起到保健作用。 超氧化物歧化酶(SOD),是人体细胞代谢不可缺少的活性蛋白酶。 2、物理性质: 臭氧(O3)是O2的同素异形体。 它是一种非常毒的蓝色气体,有特殊的腥臭味(有鱼腥味);液态O3是深蓝色,固态O3是暗紫色。 少量O3可以净化空气、大量O3对人体有害。 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。 气味 颜色 熔点 沸点 0℃时在水中的溶解度 O2 无 气(无色),液(淡蓝色),固(雪花状、淡蓝色)。 -218.4℃ 55K -183℃ 90K 1L水溶解约49mL O3 鱼腥臭 气(淡蓝色),液(深蓝色),固(紫黑色)。 -192.5℃ -111.9℃ 1L水溶解约494mL(约 为O2的10倍) 3、化学性质: ⑴、非常不稳定: 2O3(g)→3O2(g),ΔrHmӨ=-284KJ/mol,ΔrGmӨ=-326KJ/mol;通常状况下,O2较稳定。 O3不稳定,在常温下缓慢分解,437K以上则迅速分解。 MnO2、PbO2、铂黑等催化剂存在或经紫外线辐射都会使臭氧分解。 纯的O3易爆炸。 ⑵、强氧化性: O3是仅次于F2、高氙酸盐(Na4XeO6,高氙酸钠,Xe,+8价)和XeO3(Xe,+6价)的最强氧化剂之一。 无论在酸性或碱性条件下,O3比O2都具有更强的氧化性和反应速率快的特性。 O3是最强的氧化剂之一〔酸性介质: O3+2H++2e- O2+H2O,φaӨ(O3/O2)=2.07V;碱性介质: O3+H2O+2e- O2+2OH-,φbӨ(O3/O2)=1.24V。 〕它能氧化除金和铂族金属外的所有金属和大多数非金属,其氧化能力大于O2。 例如: O3+XeO3+2H2O=H4XeO6+O2↑,〔﹡XeO3是一种易潮解和极易爆炸的化合物,在水溶液中是一种极强的氧化剂(XeO3+6H++6e- Xe+H2O,φӨ=2.10V),能将Cl-氧化为Cl2,I-氧化为I2,Mn2+氧化为MnO2(或MnO42-)。 它还能使醇和羧酸氧化为H2O和CO2。 〕 O3能将PbS氧化成PbSO4: PbS+4O3→PbSO4+4O2↑;将金属银氧化成过氧化银(Ag2O2),2Ag+2O3→Ag2O2+2O2↑;能迅速地将I-氧化成I2。 (O2与O3的混合气体中,O3的浓度测定: 将混合气体通入pH=9.2的KI溶液中,O3迅速地将I-氧化成I2,产生的I2用Na2S2O3滴定。 )O3+2KI+H2O==I2+O2+2KOH, O3+2H++2I-=O2+I2+H2O,2KI+H2SO4+O3=I2+O2+H2O+K2SO4, O3的这个反应,体现出O3的两个最重要的化学特性: 强氧化性及转移一个O原子而形成O2分子的倾向。 这个反应被用来鉴定O3和O3测定的含量。 (鉴定反应: 将臭氧通人酸化的淀粉-KI溶液,利用O3将KI氧化成I2的反应可以定量测定臭氧的含量。 ) 思考: 油画在空气中长期放置会变黑怎样修复PbSO4→PbS→PbSO4(O3,H2O2) 思考: 从分子结构角度解释为什么O3比O2氧化能力强? (键级,键能,对称性) 臭氧把潮湿的硫氧化成硫酸,在酸性溶液中臭氧将Ag+盐氧化成Ag2+盐的反应式: 3O3+S+H2O=H2SO4+3O2,O3+2H++2Ag+=O2+2Ag2++H2O, O3+2NO2→O2+N2O5,2NH3+4O3=NH4NO3+H2O+4O2,4NH3+5O3=NH4NO3+2NH4O3+3O2;4KOH+4O3 4KO3+2H2O+O2, 6KOH+6O3=4KO3+2KOH·H2O+O2(2KOH+5O3=2KO3+H2O+5O2? ) SO2+O3=SO3+O2,H2S+4O3=H2SO4+4O2,CO+O3=CO2+O2, Mn2++O3+H2O=MnO2+2H++O2(O2无此反应),2Co2++O3+2H+=2Co3++O2+H2O 臭氧可氧化CN-而解毒,故常用来治理电镀工业中的含氰废水: O3+CN-=OCN-+O2,2OCN-+3O3+H2O=2CO2+N2+3O2+2OH- 2OCN-+3O3+H2O=2CO2+N2+3O2+2OH- +)CO2+2OH-=CO32-+H2O 2OCN-+3O3=CO32-+CO2↑+N2↑+3O2↑ 注意,下面两个化学方程式是错误的。 2O3+PbS→O2+PbSO4,×; 2OCN-+O3+H2O=2CO2+N2+2OH-,×。 **O3氧化别的物质时,它总是转移一个O原子和形成O2。 氧化有机物,特别是对烯烃的氧化反应可以用来确定不饱和双键的位置: CH3CH2CH=CH2(1-丁烯) CH3CH2CHO+HCHO CH3CH=CHCH3(2-丁烯) 2CH3CHO 4、制备: 臭氧发生器、无声放电制备。 3O2 2O3 5、臭氧层(参阅环境化学部分) ⑴、臭氧层: 在距地面15~35km范围的平流层里,O3含量高,将这部分平流层称为“臭氧层”。 Φmax(O3)≈10×10-6出现在距地面25km附近。 ⑵、臭氧层的形成: 离地面20-40km的臭氧层形成与消除反应为: O2+hν(λ<242nm)→O·+O·,O·+O2→O3 O3+hν(λ=220~320nm)→O2+O·,O·+O3→2O2, 即在高层大气中同时存在着臭氧形成和分解的两种光化学过程,这两种过程的动态平衡,可保持一个浓度相对稳定的臭氧层。 在高空约25km处有一臭氧层。 ⑶、臭氧层作用: ①、保护作用: 臭氧层能吸收太阳光的紫外辐射,成为保护地球上生命免受太阳将辐射的天然屏障。 O3在紫外光谱区域220—290nm处有强烈的吸收,能够吸收99%以上的来自太阳的紫外辐射,O3+hν→O·+O2,O·+O2+M→O3+M(M代表第三种物质),从而保护了地面上生物免遭伤害。 臭氧层对地球上生命的出现、延续和发展以及维持地球上的生态平衡起着重要作用。 并将能量贮存在上层大气,起着调节气候的作用。 ②、加热作用 O3的形成: O2+hν(λ<242nm)→O+O,ΔrHmӨ=495-E(光子),kJ/mol; O+O2+M→O3+M,ΔrHmӨ=-106.27kJ/mol; O3的耗损: O3+hν(λ<325nm)→O+O2,ΔrHmӨ=106.27-E`(光子),kJ/mol; O+O3→2O2,ΔrHmӨ=-394kJ/mol; 上述O3的形成与O3的耗损两种过程同时存在,在正常情况下处于动态平衡,因而O3的保持稳定。 要注意到两种过程都释放能量。 ③、温室作用 在对流层部气温很低(高纬度,-53℃;低纬度,-83℃),臭氧层的存在非常重要。 由于O3有吸热作用,维持了地球表面的气温。 如果没有臭氧层,将会增加地面气温下降的动力。 ⑷、臭氧层的破坏*1987年蒙特利尔条约 超音速飞机、航天飞行器等在平流层排放氮氧化物(NOx),生产和使用氟氯烃化合物,都使臭氧层遭到破坏。 (反应机理,参阅环境化学部分。 ) 大气污染物的增多使臭氧层遭到破坏,如致冷剂、汽车尾气(氯氟烃、氮氧化物) CF2Cl2+hν(λ<221nm)→CF2Cl·+Cl· NO2+hν(λ<426nm)→NO+O· Cl·+O3→ClO·+O2,NO+O3→NO2+O2 ClO·+O·→Cl·+O2,NO2+O·→NO+O2 由于上述污染物对臭氧层具有破坏作用,因此从环境保护角度采取措施又是当务之急。 *蒙特利尔条约即禁止使用氟氯烃和其他卤代烃的公约。 ⑸、保护臭氧层 1987年9月16日制订《关于消耗臭氧层物质的蒙特利尔议定书》,是禁止使用氟氯烃和其它卤代烃的公约。 (消耗臭氧层物质,简称ODS) 6、对流层中臭氧的作用 ⑴、应用 ①、漂白剂: 漂白纸张和蜡; ②、消毒杀菌剂: 饮用水的消毒,空气的净化;餐具的消毒(餐具的消毒需要达到120℃以上、持续15分钟以上,方可彻底杀灭乙肝等病毒。 日常生活中病毒的传染99%以上是通过餐具。 餐具解毒有三类产品: 洗涤剂类、臭氧发生器类、生物消解酶类);降解蔬菜瓜果上的农药残留物;洗衣也可用臭氧(不用洗衣粉) ③、氧化剂: 利用O3的强氧化性,可用于处理工业废水,如印染废水,除臭、脱色、除酚、除氰,除Fe2+、Mn2+等;也可用于饮用水消毒。 臭氧可用作污水净化剂,脱色剂,少量O3可以净化空气;兴奋剂(<1/百万,大量O3对人体有害);臭氧氧化不易导致二次污染,因此臭氧可用作消毒剂,用来净化废气、废水。 液态臭氧又是一种可能的火箭燃料高能氧化剂。 ⑵、危害 当空气中Φ(O3)>1×10-7时,会引起头疼等症状,对人体有害,对农作物有害,还对橡胶和某些塑料有特殊的破坏作用。 更为严重的是,不仅O3本身是光化学反应产物,它还参与光化学反应,产生其它光化学烟雾。 微量的O3能消毒杀菌,对人体健康有益。 但空气中O3含量超过10-6μg/g时,不仅对人体有害,对农作物等物质也有害,它的破坏性也是基于它的氧化性。 7、O3的产生 在大雷雨放电或通过无声放电,O2可以转化为O3;X射线发射、电器放电、蓄电池充电、某些电解反应、过氧化物分解、F2和H2O作用等,都有O3生成。 但制备O3则采用静电放电方法,使O2(或空气)通过高频电场,生成物中通常Φ(O3)=9~11%,最高可达Φ(O3)=15~16%。 3O2 2O3 ㈡、氧的成键特征 一、概述: 氧形成化合物时的价键特征 从结构可知,不仅氧原子中有成单电子,而且在O2分子中也有自旋成单电子,在形成化合物时,氧原子是形成化合物的基础,在特定条件下,O2也可成为形成化合物的基础,O3同样可以。 这里结合现有的氧的化合物的概况,对氧的成 键特征分析如下: 1、氧原子形成化合物时的成键特征 (1)、与电负性低的元素化合时形成O2- O的电负性仅次于F,可以从电负性低的元素的原子夺取电子,形成O2-离子,如果从电子亲和势看,氧的EA1=-141kJ/mol,EA2=784kJ/mol,表明氧气态原子在结合一个电子形成O-后再接受一个电子需要较高能量,但由于离子型氧化物都有很高的晶格能,足以补偿EA2所需,故离子型氧化物是常见的。 离子型化合物: CaO,Na2O,KO2,KO3。 (2)、形成共价单价 氧同电负性相近的元素(高氧化态金属和非金属元素)共用电子对形成两个共价单键─O─,如H2O,Cl2O等,在这类化合物中氧呈-2氧化态,但在与F化合时,则显正氧化态: OF2+2,O2F2+1。 这些情况下,氧原子常取SP3杂化。 、sp3不等性杂化形成两个共价单键: ,-O-O-。 (3)、形成共价双键 氧原子半径小,电负性高,有很强的生成复键的倾向: H2C==O(甲醛),(H2N)2C==O(尿素), Cl2C==O(光气)等,氧以双键(一个σ键,一个π键)与其它元素的原子相连,氧原子和相连 原子均采取SP2杂化。 sp2杂化,共价双键; 。 (4)、形成共价叁键 氧原子还可同其它原子以叁键结合,如NO,CO分子中(后面将介绍其结构),在这种结合中,氧原子取SP杂化。 sp杂化,共价叁键 。 (5)、作为配位原子提供孤对电子形成配键 形成共价单键(SP3)化合态的氧原子─O─,还有两对孤电子对,形成共价双键(SP2)的氧原子=O∶,也有两对孤电子对,故它们可以作为配位原子向有空轨道的金属离子提供电子对形成配合物,如水合物(如Fe(H2O)62+),醚合物,醇合物等。 利用孤对电子形成配合物(水合物,醚合物,醇合物): , ,有机胺的氧化物(配键)R3N→O; (6)、形成d-pπ配键 氧原子可以把2P轨道上两个自旋平行的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,如会氧酸根中的d-pπ配键,首先是中心原子以电子对向氧原子的空2P轨道配位形成σ配键。 然后氧原子以自己的孤电子对(2P电子),向中心原子的价层空d轨道配位形成反馈d-pπ配键,这种反馈键可以是两个,如在PO43-,SO42-,ClO4-,MnO4-等含氧酸根中(X→O如(HO)3P→O)。 形成d←pπ反馈配键: , 。 另外,由于氧原子r小,χ大,许多含氧化合物能通过氧原子与其它化合物中H原子形成分子间氢键,如H2O、醇、胺、羧酸、无机酸等。 2、氧分子作为结构基础的成键情况 (1)、形成过氧化物 O2可以结合两个电子,形成O22-离子或共价的过氧链-O-O-,得到离子型过氧化物如Na2O2、BaO2或共价型过氧化物如H2O2或过氧酸及盐(过一、过二硫酸)。 (2)、形成超氧化物 O2可以结合一个电子,形成O2-离子的化合物,称超氧化物,如KO2。 (3)、形成O2+的化合物 O2分子还可以失去一个电子(O2的I1=1175.7KJ/mol),生成二氧基阳离子O2+的化合物,例如2O2+F2+2AsF5=2O2+[AsF6]-,O2+Pt+3F2=O2+[PtF6]-或O2+PtF6=O2[PtF6]。 注: Xe: I1=1171.5KJ/mol。 在O2+中,O-O键长为112pm,比较下列O-O键长,可以预料O2分子的I2一定很高,O22+化合物难于形成。 O2+O2O2-O22- O-O键长(pm)112120.8128149 (4)、作为配体,O2分子中每个氧原子有一孤对电子,因而O2分子可以成为电子对给予体向金属原子配位,例如血红素是以Fe2+为中心离子与卟啉衍生物形成的配合物,记作[HmFe]或[Hb]。 [HmFe]中,中心Fe2+原子上还有一个空的配位位置,能可逆地同O2分子配位结合。 [HmFe]+O2=[HmFe←O2],因此血红素可作为氧载体,在动物体内起作重要作用。 3、O3分子可以结合一个电子形成O3-离子,所形成的化合物叫臭氧化物,如KO3。 二、单线态氧及其性质1O2 1、简介 前面已学过O2的分子轨道式为 O2[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4(π*2p)2]或O2[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)1(π*2pz)1],基态下O2具有两个自旋平行 的成单电子。 要点: (1)、用n、l、m、ms,4个量子数描述的是原子中个别电子的运动状态。 (2)、原子(分子)中电子从较高能级(E2)跃迁回到较低能级(E1)时,以电磁辐射方式释放能量而产生光谱线。 (E2–E1)大的,产生的光λ小,(E2–E1)低的产生的光λ大。 由此可见原子光谱线是与核外电子的能级相关的。 ⑶、原子光谱项用2S+1L表示。 L-总轨道角动量,为各个电子的s之和;S-总自旋角动量,为各l之和。 2S+1-自旋多重性,表示每一个谱项含有(2S+1)个光谱支项,由于L与S的电磁相互作用,光谱支项的能级稍有不同,在原子吸收或发射光谱中形成(2S+1)条距离很近的谱线,这样的线叫多重线。 2S+1=1单重态;2S+1=3三重态。 ⑷、原子中电子在球形对称的势场中运动。 在原子中,通常用S、P、D、…来表示L=0、1、2、…的状态。 把2S+1的数值写在表示符的左上角,如1P代表L=1,S=0;3P代表L=1,S=1;2D代表L=2,S=1/2等,1P、3P、2D即为原子光谱项。 ⑸、双原子分子在轴(核联线)对称的势场中运动。 LZ表示双原子分子中Z方向上的角动量分量,只有此分量才有确定值: LZ=m(h/2π)。 总轨道角动量M=∑m,总自旋角动量MS=∑ms 分子的光谱项(分子轨道σ,π,δ)类似于多电子原子,但用Σ,Π,Δ表示(对应M=0、1、2),(2MS+1)也作为自旋多重线,将其数值放在符号的左上角。 (6)、对于O2分子 基态 π*2p ↑ ↑ M MS m +1 -1 0 ms 1/2 1/2 1 轨道角动量总量M=0,总自旋角动量MS=1/2+1/2=1,光谱项记作3Σ 2MS+1=3三重态,即三线态 激发态Ⅰ π*2p ↑↓ M MS m +1 +1 2 ms 1/2 -1/2 0 轨道角动量总量M=2MS=1/2+1/2-1=0记作1Δ 2MS+1=1单重态,即单线态通常所指单线态氧O2 激发态Ⅱ π*2p ↑ ↓ M MS m +1 -1 0 ms 1/2 -1/2 0 轨道角动量总量M=0MS=1/2+(-1/2)=0记作1Σ 2MS+1=1单重态,即单线态,寿命极短,10-9s 通常符号右上角的“+”,“-”表示关于对称面对称或反对称。 右下角的“g”“u”表示关于中心反演对称或反对称。 2、存在与性质: 可通过光敏化法、微波放电法和化学方法生成。 3、作用: 在有机体的代谢中不断生成与猝灭,在多种生理及病理过程中起作用。 ㈢、氧化物 一、按成键方式(键型)分类 1、几乎所有元素(除部分稀有气体之外)均能生成离子型或共价型或介于二者之间的过渡型的二元氧化物(不包括过氧化物、超氧化物、二氧基盐等)。 (1)、离子型氧化物 大部分金属氧化物属于离子型,但能生成典型离子键的只有碱金属和除Be之外的碱土金属氧化物(阳离子极化力极弱),其它金属氧化物则属过渡型。 (2)、共价型氧化物 非金属氧化物和具有18电子外壳有较大变形性的金属元素形成的氧化物(阳离子极化力强),如Ag2O、Cu2O,具有18+2电子外壳的金属氧化物如SnO,以及具有8电子外壳但呈高氧化态的金属氧化物如TiO2,Mn2O7为共价型氧化物(金属离子极化效应强的) (3)、过渡型氧化物 过渡型金属氧化物当外壳为8电子构型,氧化数不高时(阳离子极化力居中),则其离子性高于共价性,B
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