高中化学知识点总结：氧族元素
高中化学基础知识滚动记忆09氧族元素
非金属及其化合物第三节氧族元素一、O2和O31.O为8号元素，非金属性仅次于F，一般认为无正价，但有时题目中会出现OF2，OF2中O为+2价。
2. O2为非极性分子，O3是极性分子；O3在水中的溶解度比O2大。
3. O2可以氧化大多数金属(除Au、Pt)和大多数非金属(除F2、Cl2、Br2、I2)，在溶液中可以氧化Fe2+、I－、S2－、SO32－等。
O3的氧化性比O2强，但往往同时有生成O2，一个O3分子生成一个O2分子，如2KI+ O3+ H2O = I2+2KOH+ O2。
4. O3因有强氧化性而能杀菌、消毒、漂白。
5.空气中微量的O3能使人精神振奋，但含量过多时对人体有害，光化学烟雾中就有较高浓度的O3。
大气O3层能吸收太阳辐射向地球的大部分紫外线，因此O3层是保护地球的一道屏障。
6. O2在放电的条件下能生成O3，而氯原子和NO x是O3分解为O2的催化剂。
7. O2的工业制法是液化分离空气法，实验室制法是加热KMnO4或KClO3和MnO2的混合物，其他可行的方法还有将H2O逐滴滴到Na2O2上或将双氧水逐滴滴到MnO2上。
二、H2O21.结构式为H-O-O-H，其中O为-1价，既有氧化性又有还原性，主要表现氧化性，可用于杀菌、消毒、漂白，其水溶液俗称双氧水。
2.不稳定性：只存在于溶液中，受热或在催化剂作用下发生分解2H2O22H2O+O2↑.3.氧化性和还原性：①氧化性，如氧化Fe2+、I－、S2－、SO32－、SO2等，2Fe2++ H2O2+ 2H+=2Fe3++2H2O或6Fe2++ 3H2O2=4Fe3++2Fe(OH)3，H2O2+ 2I－=2OH－+I2或H2O2+ 2I－+2H+= I2+2H2O，H2O2+ SO32－= H2O + SO42－，HO2+ SO2= H2SO4；2②还原性，如还原Cl2、KMnO4等，H2O2+ Cl2= O2+ 2HCl，2MnO4－+5H2O2+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O。
氧族元素归纳
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑ MnO 2 氧族元素1．复习重点1．氧族元素得物理性质与化学性质得递变规律;２.硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢得物理性质与化学性质;３.重点就是硫得化学性质及氧族元素性质递变规律。
２.难点聚焦（二）臭氧与过氧化氢臭氧与氧气就是氧得同素异形体,大气中臭氧层就是人类得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1、 硫及其化合物得性质(一)硫及其重要化合物间得相互转化关系(见上图）注意:1、氧化性酸与酸得氧化性得区别酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸酸得氧化性应包括H +得氧化性(酸所共有得)与酸根得氧化性(氧化性酸得特点)两种类型 ２、根据氯气、硫等非金属单质性质得学习,掌握非金属单质性质得一般方法应从下列几个方面分析:与氢气得反应;与金属得反应;与氧气得反应;与非金属得反应;与水得反应;与氧化物得反应;与碱得反应;与酸得反应;与盐得反应；(与有机物反应)等。
３、掌握化合物性质得一般方法应从下列几个方面分析:稳定性;可燃性;酸碱性;氧化性与还原性;特殊性等。
３.例题精讲[例1］哪些实验事实说明氯元素得非金属性比硫元素强,并用原子结构知识加以解释。
解析:目前,已学习过多种非金属元素，通过卤族、氧族元素得学习可得出,比较两种非金属元素得非金属性相对强弱一般可根据以下几方面得实验事实:①非金属单质与H2化合得难易以及氢化物得稳定性大小;②最高价氧化物对应水化物得酸性强弱；③非金属单质间得置换反应。
答案:可以说明氯元素非金属性比硫元素强得主要实验事实有:①氯气与氢气反应时光照可发生爆炸,反应剧烈,硫单质加热变为蒸气才可与Ｈ２化合,且H2S不如HCｌ稳定;②H２SO ４得酸性不如HＣlO4强;③Ｈ2Ｓ与Ｃl2反应可生成硫单质;④铁与Ｃｌ２反应生成ＦeCｌ3,而硫与铁反应生成FeS。
S、Cl两原子电子层数相同,但Cl原子最外层电子数较多,且Cｌ原子半径比Ｓ原子小,最外层电子受原子核得引力较大,故氯元素非金属性应比硫元素强。
氧族元素的化学性质概述
氧族元素的化学性质概述氧族元素是指位于周期表第16族的元素，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）和钋（Po）。
这些元素在化学性质上有一些共同的特征，下面将对其进行概述。
1. 氧（O）是氧族元素中最常见的元素，它具有很高的电负性，常以氧化态存在，如氧气（O2）。
氧气在自然界中广泛存在，是生物呼吸和燃烧过程的必需物质。
此外，氧还可以与其他元素形成氧化物，如水（H2O）和二氧化碳（CO2）。
2. 硫（S）是氧族元素中的重要成员，它具有特殊的气味，并且常以多种氧化态存在。
硫广泛用于制备硫酸和硫化物等化合物，在工业和农业中有着重要的应用。
此外，硫还参与形成一些重要的有机化合物，如蛋白质和维生素。
3. 硒（Se）是一种稀有元素，在自然界中以少量的形式存在。
它的化学性质与硫和氧相似，但相对不太活泼。
硒在医学和电子领域有一些应用，如用于制备照相底片和太阳能电池。
4. 碲（Te）是一种半金属元素，具有金属和非金属的特性。
碲的化学性质与硫和硒相似，但较不活泼。
碲的一些化合物在光电子学和电子领域具有重要应用。
5. 钋（Po）是最稀有的自然元素之一，具有放射性。
钋的化学性质相对较少研究，但其化合物在某些领域具有特殊的应用，如核能和医学。
总结起来，氧族元素具有一些共同的化学性质，如形成氧化物、参与有机化学反应等。
每个氧族元素在各自的领域都有着重要的应用，为化学和工业进展做出了重要贡献。
参考资料：- Smith, J. R. (2011). Main group chemistry. Royal Society of Chemistry.- Miessler, G. L., & Tarr, D. A. (2013). Inorganic chemistry. Pearson.。
氧族元素_环境保护知识总结
氧族元素 环境保护知识复习总结相同点：最低化合价为-2价，正价为+4、+6价(氧元素除外)。
不同点：随着原子序数的递增元素原子获得电子的能力在减弱，非金属性依次减弱，金属性依次增强。
都能与多数金属反应。
(2)单质性质的异同：相同点：单质均可作氧化剂，每个原子可获得2个电子。
均有同素异形体。
不同点：单质颜色不同，密度依次增大，熔、沸点依次升高。
单质与2H 化合依次变难；单质氧化性依次减弱，还原性依次增强。
(3)氧化物有两种，3624O R O R ++和，其对应的水化物为含氧酸，均有酸的通性。
气态氢化物H 22R -；H 2S 、H 2Se 、H 2Te 其水溶液都显酸性，除H 2Ｏ外，氢化物都具有恶臭，有毒，溶于水形成无氧酸，具有还原性。
2.递变规律随着元素核电荷数的增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对外层电子的引力逐渐减弱，使原子得电子的能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。
表现在性质上的递变规律是：单质的颜色由无色、淡黄、浅灰至呈银白色。
状态由气态到固态，熔、沸点也依次升高。
元素非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
单质的氧化性依次减弱。
含氧酸的酸性依次减弱，H24R+Ｏ3、612RH++O4顺序氧化性增强。
气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性增强。
二、臭氧1．结构：含有非极性键的极性分子，V型结构2．物理性质：常温、常压下，O3是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水，液态呈深蓝色，沸点的－112.4℃，固态为紫黑色，熔点为－251℃3．化学性质：①不稳定性：常温下分解较慢，在受热、光照和MnO2等作用下迅速分解。
2O3 == 3O2②强氧化性：就氧化能力而言，它介于氧原子和氧分子之间。
能氧化在空气中不能氧化的金属。
臭氧分子与其它物质反应时，常产生氧气。
2Ag + 2O3 ＝Ag2O2 + 2O2 (常温下反应)O3 + 2KI + H2O = 2KOH + I2注：臭氧能使湿润的KI淀粉试纸变蓝，利用此性质可测定微量O3的含量，也可检验O3。
氧元素化学知识点总结
氧元素化学知识点总结氧是化学元素周期表中第8号元素，原子序数为8，原子量为15.9994。
氧元素是地球上最丰富的元素之一，占地壳中的总质量的约46.6%，是地球上第一丰度的元素，化学性质非常活泼，是一种重要的氧化剂。
1. 氧元素的基本性质氧元素是一种无色、无味、无臭的气体，密度为1.429 g/L，沸点为-183°C，熔点为-218.79°C。
它在常温下是一种双原子分子氧气(O2)，并且在地球大气中占比约为21%。
2. 氧元素的化合物氧元素是一种非金属元素，它可以和大多数元素形成化合物，其中最常见的是水(H2O)和二氧化碳（CO2）。
水是生命活动以及地球上广泛应用的一种化合物，二氧化碳则是一种重要的温室气体。
3. 氧元素的氧化性氧元素是一种强氧化剂，它能够和大多数元素形成氧化物，例如金属氧化物、非金属氧化物等。
氧化反应是一种常见的化学反应类型，大多数氧化反应都伴随着释放热量、火焰等现象。
4. 氧元素的生物化学作用氧元素在生物体内起着至关重要的作用，它是细胞呼吸的必需气体，参与了生物体内能量合成的过程。
在人类医学上，氧气能够被用于治疗缺氧相关的疾病，比如高原反应、窒息等。
5. 氧元素的工业应用氧气是一种重要的工业气体，被广泛应用于冶金、化工、医药、环保等领域，如氧气可以作为火焰燃烧的氧化剂，用于金属加工、焊接等工艺；同时也可以制备工业氮气、氢气等气体。
6. 氧元素的环境影响氧元素在大气中的含量和分布对地球环境起着至关重要的作用。
目前，由于工业活动、人类生活以及交通运输等原因，二氧化碳排放过多导致了全球变暖和气候变化等问题，加剧了环境问题。
7. 氧元素的制备氧气可以通过多种方法制备，其中最常见的是通过气化矿物质、水解过氧化氢等。
此外，还可以通过电解水、加热含氧化金属等方法来制备氧气。
总之，氧元素是我们生活中不可或缺的重要元素，它在生物、环境、工业等方面都发挥着至关重要的作用。
因此，了解氧元素的基本性质和化合物、生物作用、工业应用、环境影响等知识点，对于我们深入了解化学知识、保护环境、促进工业发展等都有着重要的意义。
氧族元素知识点梳理
氧族元素知识点梳理臭氧O31. 同素异形体：有同⼀种元素组成的性质不同的单质。
氧⽓和臭氧、⾦刚⽯和⽯墨、S 有多种同素异形体。
2. 在常温、常压下，臭氧是⼀种有特殊臭味的淡蓝⾊⽓体，密度⽐空⽓的⼤，也⽐氧⽓易溶于⽔。
液态臭氧呈深蓝⾊，沸点为-112.4℃，固态臭氧呈紫⿊⾊，熔点为-251℃。
3. 臭氧不稳定，在常温下能缓慢分解⽣成氧⽓，在⾼温时可以迅速分解。
2O33O24. 臭氧具有极强的氧化性，银、汞等在空⽓或氧⽓中不易被氧化的⾦属，可以与臭氧发⽣反应。
5. 臭氧可⽤于漂⽩和消毒。
某些染料受到臭氧的强烈氧化作⽤会褪⾊，臭氧还可以杀死许多细菌，因此，它是⼀种很好的脱⾊剂和消毒剂。
6. 在空⽓中⾼压放电就能产⽣臭氧。
放电3O22O3过氧化氢H2O21. 过氧化氢是⼀种⽆⾊粘稠液体，它的⽔溶液俗称双氧⽔，呈弱酸性。
2. 市售双氧⽔中过氧化氢的质量分数⼀般约为30%。
医疗上⼴泛使⽤稀双氧⽔的质量分数为3%（或更⼩）作为消毒杀菌剂。
⼯业上⽤10%的双氧⽔漂⽩⽑、丝以及⽻⽑等。
过氧化氢可⽤作氧化剂、漂⽩剂、消毒剂、脱氯剂等，也可作为⽕箭燃料，及⽣产过氧化物的原料。
3. 过氧化氢会分解⽣成⽔和氧⽓。
MnO22H2O22H2O + O2↑综合实验活动：H2O2性质研究及化学反应条件的控制活动任务：通过实验研究H2O2的化学性质，并讨论反应条件如浓度、温度、反应介质（⽔溶液的酸碱性）、催化剂等对化学反应结果的影响。
任务⼀：研究H2O2的化学性质通过实验研究H2O2的化学性质。
设计实验⽅案1. 请你根据你对H2O2性质的了解和对H2O2中氧元素化合价的分析，预测过氧化氢可能具有哪些化学性质。
2. 请选择具体试剂，实现上述反应关系。
可供选择的试剂：5%H2O2溶液、⼆氧化锰、碘化钾溶液、酸性⾼锰酸钾溶液、稀硫酸提⽰：（1）双氧⽔对⽪肤、眼睛和粘膜有刺激作⽤，使⽤时不要沾到⽪肤上。
⼀旦双氧⽔沾到⽪肤上或溅⼊眼内，应⽴即⽤⼤量清⽔冲洗。
第13章氧族元素讲解
氧族元素
13－1 氧及其化合物 13－2 硫及其化合物 13－3 硒、碲及其化合物
13－1 氧族元素概述
(1) 氧族元素： 氧O 硫S 硒Se 碲Te 钋Po
(2) 价电子层结构:
ns2np4
(3) 单质性质: (4) 存在:
典型非金属 单质或矿物
准金属 放射性金属
共生于重金 属硫化物中
在溶液中，氧在酸性溶液或碱性溶液中都显示出一定 的氧化性，其的标准电极电势如下：
O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ —— 2 H2O EAθ＝1.229 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e－ —— 4 OH－ EBθ＝0.401 V
由标准电极电势可见，氧在酸性溶液中的氧化性比在 碱性溶液中的氧化性强得多。
（二）难点
1 硫的含氧化合物的杂化方式、空间构型以及离域Π键的应 用。
2 含氧酸的类型与结构（普通含氧酸、过氧酸、连酸、硫代 酸、同多酸等）。
3 过氧链转移反应。
(6) 氧族元素的电势图
EA / V
O3 2.07 O2 ＋ H2O
1.23 O2 0.68 H2O2 1.78 H2O
S2O82－ 2.01 SO42－ 0.22 S2O62－ 0.57 H2SO3 0.17
H2SO3
0.51
S2O62－ 0.08
S2O32－
0.50 S
0.14 S2－
0.45
EB / V
O3 1.24 O2＋OH－ －0.08
O2 －0.56 O2－ －0.41 HO2－ － 0.87 OH－
－0.66 S2O82－ 2.00 SO42－ －0.93SO32－－0.57S2O32－－0.41 S 0.87 S2－
化学复习：氧族元素
2H2 + O2 → 2H2O H2 + S → H2S
△
点燃
二、氧族元素的相似性
⑶ 能与大多数金属直接化合 △ Fe + S → FeS （黑色） △ ｛ 2Cu + S → Cu S （黑色） 2
性质
氧化性
还原性
漂白性
（1）具有酸性氧化物的通性（完成下列反应） SO2 + H2O → 2SO3 H SO2(少量） + 2 NaOH→Na2SO3 +H2O SO2（足量） + NaOH→NaHSO3 + H2O SO2 + Ca(OH)2→CaSO3 +H2O (2) 氧化性 2H2S + SO2 → 2H2O + 3S (3)还原性 催化剂 2SO2 + O2 △ 2SO3 SO2 + Br2 + 2H2O →H2SO4 + 2HBr 2Fe SO2 + 2 H2O + 2Fe3+ → 2++ 4H+ + SO42(4)漂白性：能使品红溶液褪色 但加热以后会恢复原来的颜色
反应：FeS+2HCl→FeCl2+H2S↑
装置：可以用启普发生器. 验满：用湿润的醋酸铅试纸,若使试纸变黑.
五、二氧化硫、三氧化硫 1、二氧化硫的物理性质：无色有刺激性气 味的气体，密度比空气大，有毒,易溶于水。 2、二氧化硫的化学性质：
酸性 从类属和化合价分析： 1.SO2为酸性氧化物为亚硫 酸的酸酐。具有酸性氧化 物的通性，在这点上与 CO2的性质及其相似。 2.处于中间价态,既具有还 原性又具有氧化性,以还原 性为主
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高中化学知识点总结：氧族元素
1．氧族元素概述
（1）包括：氧（8O）、硫（16 S）、硒（34 Se）、碲（52 Te）、钋（84 Po）等几种元素。
（2）周期表中位置：VIA族；2—6周期。
（3）最外层电子数：6e。
（4）化合价：–2，0，+4，+6（O一般无正价）。
（5）原子半径：随核电荷数增大而增大，即rO＜r S＜r Se＜r Te。
（6）元素非金属性：从O→Te由强→弱。
2．氧族元素性质的相似性及递变性
（1）相似性
①最外层电子都有6个电子，均能获得2个电子，而达到稳定结构。
②在气态氢化物中均显2价，分子式为H2R。
③在最高价氧化物中均+6价，分子式为RO3。
④最高价氧化物对应水化物的分子式为H2 RO4。
（2）递变性（O 、S、 Se、 Te）
①单质的溶沸点升高，氧化性减弱。
②气态氢化物热稳定性减小，还原性增强。
③最高价氧化物的水化物酸性减弱。
3．二氧化硫
（1）二氧化硫的物理性质：无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水（与H2O化合生成H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3）
（2）二氧化硫的化学性质：
①具有酸性氧化物通性
②还原性：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3
③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O
④漂白性：SO3可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色）
（3）二氧化硫的污染
①SO2是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。
②形成酸雨pH＜5、6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。
③含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。
4．硫酸工业和硫酸
（1）接触法制硫酸
反应原理：①造气：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2
②氧化：2SO2+O2=2SO3
③吸收：SO3+H2O=H2SO4
分别对应的设备：①沸腾炉②接触室③吸收塔
具体措施：粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2 SO4吸收SO3（防止形成酸雾）、尾气处理（用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4处理，便又可生成SO2）。
（2）浓硫酸（98.3％）的特性
①吸水性：H2SO4易与H2O结合，并放出大量热，所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂(不可干燥H2S)。
②脱水性：浓H2SO4遇见某些有机化合物，可将其中氢、氧原子个数按2:1比例脱去，即为脱水性，C 12H22O1112C＋11H2O(浓H2SO4脱水性)
③强氧化性：浓H2SO4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化-还原反应，如：Cu＋2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2↑+2H2O
C＋2H2SO4(浓)=CO2↑+2SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(浓)=S＋SO2↑+2H2O
2NaI＋2H2SO4(浓)= Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O
与还原剂反应浓H2SO4的还原产物都为SO2。
常温下，浓H2SO4使Fe、Al表面发生钝化(生成致密氧化膜)，而不发生产生气体的反应。