氧族元素知识点总结.doc

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1、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（一）、氧族元素的原子结构及性质的递变规律元素氧（O）硫（S）硒（Se）碲（Te）核电荷数8163452最外层电子数6666电子层数2345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H2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——SO2SO3SeO2

2、SeO3TeO2TeO3氧化物对应水化物化学式——H2SO3H2SO4H2SeO3H2SeO4H2TeO3H2TeO4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2.1臭氧和过氧化氢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2H2O2===2H2O+O2↑MnO2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+O2=2Na2O　　②与绝大多数非金属单质作用19　　③与非还原性化合物作用2NO+O2=2NO

3、24FeS2+11O22Fe2O2+8SO2④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：2H2S+O2=2S↓+2H2Ob.亚硫酸及其可溶性盐2H2SO3+O2=2H2SO4，2Na2SO3+O2=2Na2SO4c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3d.苯酚e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O2=2H2O+2I2⑥吸氧腐蚀（如：铁生锈）负极：2Fe—4e—=2Fe2+正极：O2+4e—+2H2O=4OH—Fe2++2OH—=Fe(OH)24Fe(OH)2+

4、O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O（2）生成氧气的反应方程式19　　　　2.2氧气和臭氧的比较物质名称臭氧氧　　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/L2.1431.429溶解度mL/L49430.8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

5、然保护伞；刺激中枢神经，加速血液循环供给呼吸，支持燃烧19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=Ag2S⑦3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O⑩S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2↑+2H2O（2）H2S的反应①H2SH2+S↓19②③H2S+X2=2HX+S↓（X2是指卤素单质，即Cl2，Br2，I2）④H2S+Pb

6、(Ac)2=PbS↓+2HAc⑤H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4⑦FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑（H2S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

7、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

8、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+H2OH2SO32）、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＋2H2S===3S↓＋2H2O3）、还原性：SO2使溴水和高锰酸钾溶液褪色SO2＋Br2＋2H2O===H2SO4＋2HBr195SO2+2KMnO4