氧族元素知识点总结

2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑

MnO 2

氧族元素

1．复习重点

1．氧族元素的物理性质和化学性质的递变规律；

2．硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢的物理性质与化学性质； 3．重点是硫的化学性质及氧族元素性质递变规律。

2．难点聚焦

元素 氧（O ） 硫（S ） 硒（Se ） 碲（Te ） 核电荷数 8 16 34 52 最外层电子数 6 6 6 6 电子层数 2 3 4 5 化合价 -2

-2，+4，+6

-2，+4，+6

-2，+4，+6

原子半径

逐渐增大

密度

逐渐增大

与H 2化合难易 点燃剧烈反应

加热时化合

较高温度时化合

不直接化合

氢化物稳定性

逐渐减弱

氧化物化学式 —— SO 2 SO 3 SeO 2 SeO 3 TeO 2 TeO 3 氧化物对应水化物化学式 ——

H 2SO 3 H 2SO 4

H 2SeO 3 H 2SeO 4

H 2TeO 3 H 2TeO 4

最高价氧化物水化物酸性 逐渐减弱 元素非金属性

逐渐减弱

臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞

过氧化氢不稳定分解，可作氧化剂、漂白剂。 归纳知识体系。

2.1.1．与氧气有关的反应 （1）有氧气参加的反应方程式 ① 与绝大多数金属单质作用

4Na+O 2=2Na 2O

② 与绝大多数非金属单质作用

③与非还原性化合物作用

2NO+O

2=2NO

2

4FeS

2+11O

2

2Fe

2

O

2

+8SO

2

④与有机物作用

⑤在空气中易被氧化而变质的物质

a.氢硫酸或可溶性硫化物：2H

2S+O

2

=2S↓+2H

2

O

b.亚硫酸及其可溶性盐2H

2SO

3

+O

2

=2H

2

SO

4

，2Na

2

SO

3

+O

2

=2Na

2

SO

4

c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)

2+O

2

+2H

2

O=4Fe(OH)

3

d.苯酚

e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O

2=2H

2

O+2I

2

⑥吸氧腐蚀（如：铁生锈）

负极：2Fe—4e—=2Fe2+正极：O

2+4e—+2H

2

O=4OH— Fe2++2OH—=Fe(OH)

2

4Fe(OH)

2+O

2

+2H

2

O=4Fe(OH)

3

2Fe(OH)

3

=Fe

2

O

3

+3H

2

O

（2）生成氧气的反应方程式

物质名称臭氧氧气

物理性质

通常状态气态气态

气味有刺激性臭味无味

熔点/℃约—251 约—218

沸点/℃约—112 约—183

颜色气态呈浅蓝色，液态呈深蓝色，

固态呈紫黑色

气态无色，液态呈浅蓝色，固态仍呈浅蓝色

标况密度g/L 2.143 1.429

溶解度mL/L 494 30.8

主要化学性质氧化性极强，可氧化Ag、Hg等氧化性强，但难氧化Ag、Hg等主要用途漂白、消毒；地球上生物的天然

保护伞；刺激中枢神经，加速血

液循环

供给呼吸，支持燃烧

自然存在90%存在于距地面15km—50km的

大气平流层中

主要存在于空气中，空气中O2占的体积分数约为20%

相互转化

2.3. 硫及其化合物转化关系图

2.4 硫元素的化学反应

（1）硫单质的反应

④S+Hg=HgS

⑥S+2Ag=Ag

2

S

⑦3S+6KOH=2K

2S+K

2

SO

3

+3H

2

O

⑩S+6HNO

3

(浓)=H

2

SO

4

+6NO

2

↑+2H

2

O

（2）H

2

S的反应

①H

2S H

2

+S↓

②

③H

2S+X

2

=2HX+S↓（X

2

是指卤素单质，即Cl

2

，Br

2

，I

2

）

④H

2S+Pb(Ac)

2

=PbS↓+2HAc

⑤H

2S+CuSO

4

=CuS↓+H

2

SO

4

⑦FeS+2HCl=FeCl

2+H

2

S↑（H

2

S的实验室制法）

一、硫及其化合物的性质

（一）硫及其重要化合物间的相互转化关系（见上图）

注意：

1、氧化性酸与酸的氧化性的区别

酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸

酸的氧化性应包括H+的氧化性（酸所共有的）与酸根的氧化性（氧化性酸的特点）两种类型2、根据氯气、硫等非金属单质性质的学习，掌握非金属单质性质的一般方法应从下列几个方面分析：

反应；与金属的反应；与氧气的反应；与非金属的反应；与水的反应；与氧化物的反应；与碱的反应；与酸的反应；与盐的反应；（与有机物反应）等。

3、掌握化合物性质的一般方法应从下列几个方面分析：

稳定性；可燃性；酸碱性；氧化性和还原性；特殊性等。

2.5 二氧化硫的物理性质

无色、有刺激性气味的有毒气体；密度比空气大；易溶于水（1∶40）；（可用于进行喷泉实验，如SO2、HCl、NH3）；易液化（－10℃）

4、SO2的化学性质

1）、酸性氧化物

能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O

与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3（二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）

二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO2+H2OH2SO3

2）、氧化性：

SO2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。

SO2＋2H 2S===3S↓＋2H 2O

3）、还原性：SO2使溴水和高锰酸钾溶液褪色

SO2＋Br2＋2H 2O=== H2SO4＋2HBr

5SO2+2KMnO4+2H2O===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4

2SO2＋O2 2 SO3

（SO3+H2O===H2SO4， SO3是一种无色固体，熔点是16.80C，沸点也只有44.8℃，易溶于水，溶于水时放出大量的热。）

4）、漂白性：SO2使品红溶液褪色：由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。

漂白性的比较

具有漂白性的物质

物质HClO、O3、H2O2、Na2O2SO2木炭

原理将有色物质氧化分解与有色物质结合生成无

色物质

将有色物质的分子吸附

在其表面

实质氧化还原反应非氧化还原反应物理吸附效果永久性暂时性暂时性

围可漂白大多数有色物质，能

使紫色石蕊褪色

可漂白某些有色物质，不

能使石蕊试液褪色

可吸附某些有色物质的

分子

把Cl2和SO2混合用于漂白，能否增强漂白效果？为什么？

〖答案〗不能，SO2＋Cl2＋2H2O=== H2SO4＋2HCl

SO2与CO2的相互鉴别

鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需再加热看能否再复原。

鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水，看能否使其变浑浊，足量时再变澄清。

当混有CO2时，不会影响SO2的鉴别；

当混有SO2时会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。

除去CO2中的SO2，常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和NaHCO3

溶液(吸收SO2)，再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。

2.5.1制法

1）.工业制法

a，硫磺燃烧法 S+O

2点燃SO

2

b，煅烧硫铁矿法4FeS

2+11O

2

高温2Fe

2

O

3

+8SO

2

2）.实验室制法

Na

2SO

3

(s)＋H

2

SO

4

(浓)===Na

2

SO

4

＋SO

2

↑＋H

2

O

实验中常使用溶质的质量分数为60%左右的硫酸，也可用浓硫酸。

不能用很稀的硫酸，因为SO

2

在水中的溶解度较大，常温常压下1体积水能溶解40体积的SO2。

6、二氧化硫的污染：pH小于5.6的雨水，称之为酸雨。

7.利用硫酸的强酸性制备多种物质：

（1）制气体：

制氢气Zn+H2SO4 ZnSO4+H2↑;

制H2S：FeS+H2SO4 H2S↑+FeSO4

(2)制较弱的酸：

制H3PO4；Ca3(PO4)2+3H2SO4(浓) 2H3PO4+2CaSO4