氧族元素知识点总结
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。
氧元素的知识点总结
氧元素的知识点总结氧元素的性质1. 物理性质氧元素是一种无色、无味、无臭的气体。
它具有一种单原子形式，称为分子氧，化学式为O2。
分子氧是常温常压下的一种双原子气体，密度为1.429 g/L。
在极低温度下(-183℃)可以冷凝为液态氧，颜色为蓝色。
2. 化学性质氧元素是一种高度电负性的元素，它与大多数元素都能发生化学反应。
它是一个强氧化剂，可以与许多其他元素和化合物反应，产生氧化物。
例如，与氫反应会产生水；与碳反应会产生二氧化碳。
氧元素的离子化学与分子化学在化学中，氧元素主要以两种形式存在：氧分子（O2）和氧离子（O2-）。
氧分子是由两个氧原子形成的双原子分子，是氧气的主要组成部分；氧离子则是氧的负离子形式，通常与金属离子结合形成氧化物。
氧分子和氧离子的存在形式决定了氧元素在化学反应中的特性。
例如，氧气是一种强氧化剂，能够与许多其他物质反应；而氧离子在金属氧化物中则能够表现出与金属离子结合形成晶格的特性。
氧元素的化合物氧元素与其他元素形成的化合物非常广泛。
例如，氧与氢反应形成水（H2O），与碳反应形成二氧化碳（CO2），与氮反应形成氮氧化物（NOx）等。
此外，氧元素还能形成氧化物，例如铁氧化物（Fe2O3）、铜氧化物（CuO）等。
这些氧化物在工业和冶金过程中具有重要的应用价值。
氧元素的分布氧在地壳中的含量非常丰富，约占地壳质量的46.6%，主要以氧化物的形式存在。
其中，二氧化硅（SiO2）是最常见的氧化物，它是许多岩石和矿物的主要成分。
氧元素也广泛存在于水、大气和生物体中。
氧元素在生物体内的作用氧在生物体内的作用主要体现在呼吸作用中。
在呼吸过程中，生物体通过呼吸道将氧气吸入体内，然后通过血液输送到各个组织和细胞中，参与细胞呼吸过程并产生能量。
氧气还参与体内的免疫过程，帮助细胞杀灭病原体和修复受损组织。
此外，氧气还用于合成细胞中的许多生物大分子，如脂肪、糖类等。
制备氧元素的方法1. 通过分解过氧化物：将过氧化钠（Na2O2）或过氧化铅（PbO2）加热，即可释放出氧气。
氧族元素环境保护知识点P
氧族元素环境保护一、氧族元素⑴成员：氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）⑵位置：VIA、二-六周期⑶特点：由非金属元素过渡到金属元素⑷相似性和递变性：相似性递变性（随原子序数递增）原子结构最外层6e－电子层数增加，原子半径增大得失电子能力易得电子得电子能力减弱元素的性质非金属性较明显非金属性减弱，金属性增强化合价-2、0、+4、+6 \单质氧化性\ 减弱单质与氢气化合能力\ 减弱（碲不直接与氢气化合）气态氢化物H2R 稳定性减弱最高价氧化物的水化物H2RO4 酸性减弱⑸单质的物理性质递变化学式O2S Se Te色无黄灰银白态（常温下）气固固固熔点、沸点低→高密度小→大导电性不导电不导电半导体导体第ⅥA族元素原子结构的比较：相同点：原子最外层电子数都为6。
不同点：核电荷数、电子层数及原子半径从上到下依次增大。
第ⅥA族元素化学性质的比较：非金属性：逐渐减弱；金属性：逐渐增强。
(硒为半导体，碲为导体)氧化性：逐渐减弱；还原性：逐渐增强。
得电子能力：逐渐减弱；失电子能力：逐渐增强。
元素的主要化合价：-2、+4、+6［讨论］从各元素的非金属性强弱来分析各元素最高价氧化物的水化物的酸碱性是怎样变化的。
①做为氧族的首领──氧，已被大家熟知了，若想了解排行第二的硫，请你打开书中彩页：火山喷口处的硫。
②我是硒，氧族第三位主人，早在1817年就被发现了，我在常温下为固体，虽然脸色发灰，可用途不少。
其一，半导体材料少不了我，制造彩电、太阳能电池、光电管，甚至制造导弹也请我帮忙。
其二，人类更是缺我不成，你每天必须摄入0.05 mg硒。
人缺硒时，易患大骨节病、胃癌等。
有了我硒的参与，使你免疫力增强、抑制肝肿瘤以及乳腺癌的发生；但你可不要贪婪，过量摄取硒会使人中毒，导致头发脱落，双目失明，甚至死亡。
我愿做你的好朋友。
③我是氧族第四位主人，碲比硒发现得还早，1782年就被人所识。
我貌似金属，银白色的脸膛，虽然没有把我列入金属之列却有金属之性质，能导电，主要用于冶金工业，制造化合物半导体和热电元件等，还用于橡胶工业中，可不要小瞧我呀！④我是氧族第五位主人钋，是典型的金属元素，却具有放射性，是在1898年被居里夫妇历尽艰辛从沥青铀矿中分离得到的。
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、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。
（2）双氧水容易引起可燃物燃烧，使用时应避免双氧水与可燃物接触。
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。
氧族元素考点分析
氧族元素考点分析
一.氧族元素的原子结构及性质
⑴元素周期表中的位置:ⅥA族.
相同点:最外层电子数为6.
⑵原子结构
不同点:电子层数不同.
⑶主要性质:
最高正价为+6价,负价为-2价
①相似性均能形成氢化物H2R
最高价氧化物对应水化物为酸H2RO4
气态氢化物的稳定性由强
②递变性H2RO4的酸性由强到弱
元素的非金属性由强到弱
二.单质硫的重要化学性质
硫是一种比较活泼的非金属,既有氧化性,又有还原性.
1.与金属反应
Fe + S FeS 2Cu+S=Cu2S
硫与变价金属(Cu.Fe)反应时生成低价化合物,氯气与这些金属反应时生成高价化合物证明氧化性Cl2＞S
2.跟非金属反应
3.跟化合物反应
三.臭氧和过氧化氢
1.臭氧
⑴物理性质:
具有特殊臭味的淡蓝色气体.
⑵化学性质:
①不稳定性
②极强氧化性:
⑶臭氧的生成
⑷用途:脱色剂和消毒剂,吸收紫外线.
⑸臭氧层的破坏和保护。
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－
高中化学氧族元素知识点
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑MnO 2氧族元素难点聚焦1、氧族元素的原子结构及性质的递变规律2、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过氧化氢不稳定分解，可作氧化剂、漂白剂。
3、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SO 2、HCl 、NH 3）；易液化（－10℃） 4、二氧化硫的化学性质 1）、酸性氧化物能和碱反应生成盐和水：SO 2+2NaOH===Na 2SO 3+H 2O与水反应生成相应的酸：SO 2+H 2O===H 2SO 3（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。
SO 2+H 2O H 2SO 32）、氧化性：SO 2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。
SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O3）、还原性：SO 2使溴水和高锰酸钾溶液褪色SO 2＋Br 2＋2H 2O=== H 2SO 4＋2HBr5SO 2+2KMnO 4+2H 2O===K 2SO 4+2MnSO 4+2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 SO 3（SO 3+H 2O===H 2SO 4，SO 3是无色固体SO 3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：SO 2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 、O 3、H 2O 2 、Na 2O 2 SO 2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范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＋2HClSO2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。
氧族元素总结知识点
氧族元素总结知识点1. 氧（O）氧是自然界中最常见的元素之一，占地壳中质量份额的约50%。
氧是一种无色、无味、无臭的气体，化学性质活泼，常以O2的分子形式存在于大气中。
氧气对于维持生物体的呼吸和燃烧是至关重要的。
此外，氧还是许多化合物的重要组成部分，如水（H2O）和二氧化碳（CO2）等。
2. 硫（S）硫是一种黄色固体，常见的形式有硫磺和硫化物。
硫在化学工业中应用广泛，用于合成硫酸、硫酸铅和硫酸铵等。
此外，硫还是生物体中的重要营养元素，存在于氨基酸和维生素中。
硫还具有发光性质，可以发出明亮的蓝色光。
3. 硒（Se）硒是一种银白色的非金属元素，具有半导体性质。
硒在生物体内起着重要作用，是一种必需的微量元素，对于免疫系统和生殖系统的正常运作至关重要。
硒还可以为某些蛋白质提供稳定的构象，参与脂类代谢和抗氧化过程。
4. 钋（Po）钋是一种放射性元素，具有非常高的毒性。
钋具有多种同位素，其中210Po是最稳定的同位素，半衰期约138.376天。
由于其高毒性和放射性，钋几乎没有任何实际应用价值，但它的同位素被用于天体物理学和核物理学中。
5. 波锗（Lv）波锗是一种人工合成的超重元素，目前尚未发现它的天然同位素。
波锗是一种高度放射性的元素，对人类和环境具有严重的危害。
由于波锗的产生和检测非常困难，目前对其性质和应用还知之甚少。
氧族元素的基本性质氧族元素的化学性质表现出一定的规律性，它们在原子结构和化学反应中有许多共同点。
1. 原子结构氧族元素的原子结构均为外层电子数为6个，因此它们具有相似的原子半径和化学性质。
这些元素的原子结构示意图中，外层电子分布情况类似，呈现出较高的相似性。
2. 化学性质氧族元素的化学性质主要表现为共价性和氧化性。
它们倾向于与其他元素形成共价化合物，如水（H2O）、硫化氢（H2S）等。
此外，这些元素在化学反应中往往以-2的化合价存在，如氧气中的氧原子以-2价存在，硫的主要氧化态为-2。
这一特点在它们形成化合物时也表现出来，如二氧化硫（SO2）和硫化钙（CaS）等。
高中化学知识点总结：氧族元素
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=2SO3③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O④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+8SO2②氧化：2SO2+O2=2SO3③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）。
知识点氧族元素氧气臭氧过氧化氢硫硫化氢
漂白性
同素异形体： 同素异形体：由同一种元素形成的几种性质 不同的单质，叫做这种元素的同素异形体。 不同的单质，叫做这种元素的同素异形体。
四 双氧水的知识归纳
分子式 ㈠双氧水的实验室制法 Na2O2+HCl=H2O2+NaCl (强酸制弱酸) (强酸制弱酸) 强酸制弱酸 电子式
结构式
㈡物理性质： 无色粘稠液体，水溶液俗称双氧水， 物理性质： 无色粘稠液体，水溶液俗称双氧水， 市售双氧水为30%，医 用双氧水 市售双氧水为 ， 用双氧水3%。 。
H2SO4，H2SeO4，H2TeO4
气态氢化H2O
H2S
H2Se
H2Te
各元素单质的物理性质是如何变化的? 各元素单质的物理性质是如何变化的?
元素符号
O 气态 无色
难溶
S 固态 淡黄色 难溶 不导电
渐 渐
Se 固态 灰色 难溶 半导体
升 增 高 大 硫粉
㈢化学性质
1、不稳定性 2、弱酸性 、
2H2O2====2H2O+O2↑ H2O2 + Ba(OH)2 = Na2O2 + CO2 + H20 = H2O2+2KI = 2Fe2++H2O2+2H+= （油画刷新） 油画刷新） H2O2+Cl2= H2O2 + ClO- = 5H2O2+2KMnO4+3H2SO4==
3 氧气参与反应的规律 碳元素： 碳元素：烃、C 硫元素： 硫元素：H2S、S 、 氮元素： 氮元素：NH3、N2 钠元素： 钠元素：Na 有机物： 有机物：烯、醇 O2 O2
O2
O2
H 2O
B 一定条件下 D 一定条件下 E A
氧族元素复习1
氧族元素复习（一）氧族元素（O 、S 、Se 、Te ） 1. 氧族元素性质的相似性和递变性 （1）相似性：① 氧族元素原子结构最外层都为6个电子，均为典型非金属元素（钋Po 除外） ② 最高正价为+6，负价为-2 ③ 均可形成气态氢化物H 2R ④ 最高价氧化物（RO 3）对应水化物均为H 2RO 4，其水溶液呈酸性（氧O 除外） （2）递变性① 周期表中从上到下O →S →Se →Te ，原子半径逐渐增大，非金属性减弱，氧化性逐渐减弱，熔沸点、密度逐渐增大② O →S →Se →Te ，与H 2化合能力逐渐减弱，生成的气态氢化物的稳定性逐渐减弱，即稳定性H 2O ＞H 2S ＞H 2Se ＞H 2Te③ 最高价氧化物对应水化物的水溶液酸性逐渐减弱。
（二）臭氧（O 3）1. 同素异形体：同一种元素形成的几种性质不同的单质。
例如：金刚石和石墨、红磷和白磷、 O 2和O 32. 物理性质：特殊臭味的淡蓝色气体。
比氧气易溶于水。
熔点－251℃，沸点－112.4℃。
3. 化学性质：不稳定，强氧化性。
（1）易分解（高温迅速）生成O 2 （2）跟银、汞反应生成Ag 2O 、HgO4. 用途：强氧化剂、脱色剂和消毒剂。
臭氧层对人类和生物的保护。
5. 制法：3O 2= 2O 3（三）过氧化氢 1. 物理性质：无色粘稠液体，弱酸性。
俗称双氧水，常见为30％。
2. 化学性质：良好的氧化还原性，易分解（MnO 2有催化作用）生成H 2O 和O 2 3. 用途：氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂，实验室制取氧气。
（四）硫1. 分子组成和结构：硫分子是由多个硫原子构成Sx 单质，硫单质为分子晶体。
2. 物理性质：硫单质为淡黄色晶体，密度为水的两倍，难溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS 2。
3. 化学性质：硫既具有氧化性，又具有还原性。
（1）与金属发生反应：（一般把可变价金属氧化到较低价态） Cu ＋S=Cu 2S （黑色固体） Fe ＋S=FeS （黑色固体） （2）与非金属发生反应 S ＋O 2=SO 2（S 表现还原性） （3）与化合物反应Na 2SO 3＋S=Na 2S 2O 3（S 表现还原性）6KOH ＋3S=2K 2S ＋K 2SO 3＋3H 2O （S 既表现氧化性，又表现还原性） （4）与氧化性酸浓HNO 3、浓H 2SO 4发生反应S ＋6HNO 3（浓）=H 2SO 4+6NO 2↑+2H 2O （S 表现还原性） S ＋2H 2SO 4（浓）=3SO 2↑+2H 2O （S 表现还原性） （五）硫化氢(H 2S) 1. 物理性质：硫化氢是无色、有臭鸡蛋气味、剧毒气体，密度比空气大，可溶于水，其水溶液叫氢硫酸。
氧族知识点总结
氧族知识点总结1. 原子结构和性质氧族元素的原子结构均为ns2np4，它们在原子结构上都有6个外层电子，因此它们的化学性质有很多相似之处。
例如，氧族元素都有类似的氧化态，通常的氧化态为-2。
这意味着它们都有强烈的还原性，能够和其他元素迅速发生化学反应。
另外，氧族元素在原子结构上都具有比较强的电负性，在化合物中通常为不同离子的负电离，能够形成多种化合物。
2. 物理性质氧族元素的物理性质也有很多相似之处。
其中，氧是一种具有特殊性质的气体，具有无色、无味、无臭等特点；硫是一种具有特殊臭味的黄色固体；而硒和碲则是类似金属的固体，具有一定的导电性。
其中，氧是我们生活中必不可少的气体之一，它不仅是空气中的重要成分，还是我们生存所必需的氧气。
3. 应用和重要性氧族元素在工业生产、医学、农业和环境保护等领域都有重要的应用和意义。
最显著的应用就是氧气的利用，它是燃料燃烧的必须条件，同时也是呼吸作用中不可或缺的气体。
此外，氧族元素还可以在农业中用作农药、环境保护中用作污染物的处理和净化，医学中用作药物和化学试剂等。
4. 环境污染和保护与其他元素一样，氧族元素也有一定的环境污染问题，这对环境保护提出了一定的挑战。
例如，硫在工业生产过程中会产生一定的二氧化硫排放，这会对环境产生酸雨等不良影响。
因此在生产和使用过程中，我们需要加强对氧族元素的环境监测和保护，减少不必要的排放和污染。
总而言之，氧族元素在化学性质上有很多相似之处，它们都是我们生活中不可或缺的元素。
在我们的日常生活中，它们在工业生产、医学和环境保护等领域都发挥着重要的作用。
因此，我们应该更加关注氧族元素的应用和环境保护，加强对它们的理解和管理，以更好地维护人类和地球的共同家园。
氧族元素知识要点
H2S 与 SO2不共存
（3）强还原性
V2O5
2SO2 + O2
2SO3
2021/4/9
SO2 + Cl2 + 2H2O → 2HCl +H2SO4 （Cl2、Br2、I2） SO2使氯水褪色
SO2 + I2 + 2H2O → 2HI +H2SO4
SO2使遇碘变蓝的淀粉褪色
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（3）强还原性 SO2+2FeCl3+2H2O→2FeCl2+H2SO4+2HCl SO2+2Fe3++2H2O→2Fe2++SO42-+4H+
2、SO2通入Ba(NO3)2溶液中，有无白色沉淀？ 为什么？若有沉淀，分析该沉淀成分。
2021/4/9
21
5、SO2的污染 酸雨 pH< 5.6
正常的雨水由于溶解 CO2形成弱酸H2CO3， pH≈5.6
催
2SO2+O2400～500℃2SO3
SO3+H2O→H2SO4
或 SO2+H2O
H2SO3
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O
2021/4/9
SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3↓+ H2O CaSO3 + SO2 + H2O → Ca(HSO3)2
不能用Ca(OH)2鉴别SO2与CO2
先白色沉淀 后又澄清
15
3、化学性质 (2)弱氧化性
2H2S + SO2 →3S +2H2O 黄色粉末、小水珠
（6）浓硫酸的吸水性
作干燥剂
氧族元素的详细知识点
氧族元素的详细知识点
1.O2和O3的结构比较，性质比较。
O3含量测定如何进行？
2. H2O2结构？制备，性质。
3.工业上如何除氯？（H2O2, Na2SO3)
4. 硫化氢的还原性，金属硫化物的溶解性及颜色？
5.实验室Na2S溶液颜色为什么越放越深？
6.多硫化物的氧化性和不稳定性（酸介）。
7.SO2的结构，还原性？（举例说明）
8.硫酸的结构，性质？
9.硫酸盐的稳定性如何判断？
10.硫代硫酸钠制备的两种方法？方程式。
11.硫代硫酸钠性质（不稳定性，还原性，配位性）
12.硫代硫酸根如何鉴定？（Ag+)
13.过二硫酸盐的强氧化性和不稳定性如何表现？
14.保险粉是？为什么可用来吸收O2?
15.SeO2,TeO2主要体现氧化性，硫酸，硒酸，碲酸氧化性如何排序？酸性呢？
三氧化硫的离域键，硫酸中的D-Pπ键。
硫酸盐的热稳定性。
焦硫酸与硫酸的性质比较，热稳定性比较。
硫代硫酸和过二硫酸的结构、各种性质，连二亚硫酸钠的还原性、不稳定性，吸收氧气。
硒，碲的氢化物讲他与硫化氢的比较，氧化物和含氧酸按15讲。
氧族元素知识点归纳
15.1.1 氧族元素通性
元素基本性质
O
S
Se
Te
原子序数 电子构型
8
16
34
52
[He]2s22p4 [Ne]3s23p4 [Ar]3d104s24p4 [Ke]4d105s25p4
原子半径 r/pm
66
104
117
137
离子半径 r/pm
140
184
198
221
电离能 I1/kJ· mol-1
O3 2.07O2 0.68H2O2 1.77H2O
S2O82
2. 05 SO24
0. 20 H2S O3
-
0.
0
8
HS
2O
4
0. 88 S2O32
0.50S
0.14H2S
SeO24 1.15H2SeO3 0.74 Se - 0.99H2Se H6TeO6 1.02 TeO2 0.593 Te - 0.69H2Te
O
成键轨道
O
4 3
O
O3分子中中心原子以sp2不等性杂化与另外两个氧原子形 成两个σ键，一个三中心四点字大π键，键角116.8，键长 127.8（单键键长148，双键键长112）
15.2.3 臭氧-化学性质
➢不稳定性 臭氧在常温下就可分解: 2O3＝3O2 ，若无催 化剂或紫外线照射时，它分解得很慢
2. H2O2 的不稳定性
2 H2O2 2 H2O O2
3. H2O2 的氧化还原性 H2O2 H2SO3 H2SO4 H2O
H2O2 PbS PbSO4 H2O
H2O2 ＋ 2 I－ ＋ 2 H＋ —— I2 ＋ 2 H2O PbS ＋ 4 H2O2 —— PbSO4 ＋ 4 H2O H2O2 ＋ 2 Fe2＋ ＋ 2 H＋ —— 2 Fe3＋ ＋ 2 H2O H2O2 ＋ Mn(OH)2 —— MnO2↓＋ 2 H2O 3 H2O2 ＋ 2 NaCrO2 ＋ 2 NaOH —— 2 Na2CrO4 ＋ 4 H2O 2 MnO4－＋5 H2O2＋6 H＋ —— 2 Mn2＋＋5 O2↑＋ 8 H2O H2O2 ＋ Ag2O —— 2 Ag ＋ O2↑ ＋ H2O H2O2 ＋ Cl2 —— 2 C1－ ＋ O2↑＋ 2 H＋(工业除氯)
高中化学第一册必修氧族元素_1
氧族元素【单元知识总结】1．氧族元素的性质(1)原子结构的异同相同点：原子的最外层电子数均为6个。
不同点：随着原子序数的递增，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
(2)元素性质的异同相同点：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。
(3)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。
2．硫及其化合物的性质(1)硫及其化合物的相互转化关系(2)硫及其化合物的联系和规律①相同价态的硫的化合物，通过酸碱反应规律联系在一起，例如：②不同价态的硫的化合物，可通过氧化还原反应规律联系在一起。
最高价态的硫只具有氧化性，最低价态的硫只具有还原性，中间价态的硫既具有氧化性又具有还原性。
【方法规律】1．水、双氧水及比较(1)水的作用作洗涤剂——分离提纯时，滤出沉淀用水清洗表面残留溶液或离子。
作分散剂一—配制水溶液、水溶胶。
作导热剂一一水浴加热。
作灭火剂——水的汽化热大，普通可燃物着火可用大量水来灭火。
作反应物——有水参加的化学反应。
作保护剂一—白磷保存在水中，液溴用水封。
作冷凝剂—一蒸馏装置中的冷却水，工厂的水冷凝器。
(2)水、双氧水的比较①相同点：都由氢、氧两元素组成；常温下都是无色的液体；都是极性分子；都既有氧化性又有还原性。
②不同点：22O H 中含非极性键；22O H 中氧元素呈-1价，而O H 2中氧元素呈-2价；22O H 不稳定而O H 2很稳定；22O H 具有较强的氧化性，而O H 2的氧化性却很弱。
2．硫元素的价态变化规律(1)邻位转化规律硫元素与其他元素之间进行氧化还原反应时，当硫元素处于最低价时只有还原性，它遇到弱的氧化剂或强氧化剂不足时，被氧化后价态升至相邻的中间价态；当硫元素处于0价与+4价态，它们既具有氧化性又具有还原性，与强氧化剂反应时被氧化为相邻的高价，与强还原剂反应时被还原为相邻的低价；当硫元素处于最高价态时只有氧化性，它与还原剂反应时被还原为相邻的中间价态。
高中化学氧族元素知识点
΢ ÈÈ
（2）制 HCl：NaCl（固）+H2SO4（浓）
NaHSO4+HCl↑
Ç¿ÈÈ
NaHSO4+NaCl
Na2SO4+HCl↑
΢ ÈÈ
（3）制 HNO3：NaNO3+H2SO4（浓）
HNO3↑+NaHSO4
9.利用硫酸的稳定性制不稳定性酸。
Na2SO3+H2SO4 10.利用浓 H2SO4 的强氧化性制取 SO2
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
CaSO4·5H2O(晶体)
对全部高中资料试卷电气设备，在安装过程中以及安装结束后进行高中资料试卷调整试验；通电检查所有设备高中资料电试力卷保相护互装作置用调与试相技互术关，系电，力通根1保据过护生管高产线中工敷资艺设料高技试中术卷0资配不料置仅试技可卷术以要是解求指决，机吊对组顶电在层气进配设行置备继不进电规行保范空护高载高中与中资带资料负料试荷试卷下卷问高总题中2体2资配，料置而试时且卷，可调需保控要障试在各验最类；大管对限路设度习备内题进来到行确位调保。整机在使组管其高路在中敷正资设常料过工试程况1卷下中安与，全过要，度加并工强且作看尽下护可1都能关可地于以缩管正小路常故高工障中作高资；中料对资试于料卷继试连电卷接保破管护坏口进范处行围理整，高核或中对者资定对料值某试，些卷审异弯核常扁与高度校中固对资定图料盒纸试位，卷置编.工写保况复护进杂层行设防自备腐动与跨处装接理置地，高线尤中弯其资曲要料半避试径免卷标错调高误试等高方，中案要资，求料编技试5写术卷、重交保电要底护气设。装设备管置备4高线动调、中敷作试电资设，高气料技并中课3试术且资件、卷中拒料中管试包绝试调路验含动卷试敷方线作技设案槽，术技以、来术及管避系架免统等不启多必动项要方高案式中；，资对为料整解试套决卷启高突动中然过语停程文机中电。高气因中课此资件，料中电试管力卷壁高电薄中气、资设接料备口试进不卷行严保调等护试问装工题置作，调并合试且理技进利术行用，过管要关线求运敷电行设力高技保中术护资。装料线置试缆做卷敷到技设准术原确指则灵导：活。在。对分对于线于调盒差试处动过，保程当护中不装高同置中电高资压中料回资试路料卷交试技叉卷术时调问，试题应技，采术作用是为金指调属发试隔电人板机员进一，行变需隔压要开器在处组事理在前；发掌同生握一内图线部纸槽故资内障料，时、强，设电需备回要制路进造须行厂同外家时部出切电具断源高习高中题中资电资料源料试，试卷线卷试缆切验敷除报设从告完而与毕采相，用关要高技进中术行资资检料料查试，和卷并检主且测要了处保解理护现。装场置设。备高中资料试卷布置情况与有关高中资料试卷电气系统接线等情况，然后根据规范与规程规定，制定设备调试高中资料试卷方案。
第十讲 氧族元素
39MnO 2时氧气能少量转化成臭氧(3O 2放电2O 3)，主要用途是脱色剂和消毒剂。
能吸收太阳紫外线，因此要保护大气的臭氧层，防止臭氧层破坏。
4．过氧化氢(1)它的水溶液俗称双氧水，具有弱酸性、不稳定性、强氧化性，也可表现还原性。
①不稳定性，如：2H 2O 2 2H 2O+O 2↑②氧化性，如：2Fe 2++H 2O 2+2H +=2Fe 3++2H 2O ③还原性，如：2MnO 4–+5H 2O 2+6H +=2Mn 2++5O 2↑+8H 2O (2)用途：漂白剂、消毒剂、脱氯剂，火箭燃料(作氧化剂)。
5．二氧化硫对环境的污染二氧化硫是污染大气的主要物质之一。
空气中硫的氧化物和氮的氧化物随雨水降下形成酸雨，正常的雨水的pH 为5.6（因溶解了CO 2），酸雨的pH 小于5.6。
酸雨的危害极大，能直接破坏农作物、森林和草原，使土壤酸性增强，使湖泊酸化，加速建筑物腐蚀等。
空气中的SO 2主要来源于化石燃料燃烧，以及含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。
二．方法归纳1．漂白剂与漂白原理漂白剂与漂白原理有以下几种情况(1)氧化型漂白剂：具有强氧化性的物质，它可以将有机色氧化而褪色，这种漂白是不可逆的。
此类漂白剂有HClO 、C a (C l O )2、NaClO 、Na 2O 2、浓HNO 3等。
它们能使有色布条、品红溶液、指示剂褪色。
(2)结合型漂白剂：漂白剂能与有机色结合成不够稳定的无色物质，但若受热、光照等，它又会恢复成原来的颜色，这种漂白是可逆的。
此类漂白剂常见有SO 2，它能使品红溶液褪色。
404142答案考点精练1．B 2．C 3．D 4．D 5．D6．A 7．C 8．D 9．D 10．D 11．C 12．C 13．A 14．D 15．C 16．B 17．B 18．A学科综合1．(1)Cu+2H2SO4(浓)△CuSO4+SO2↑+2H2O2Cu+O2△2CuO CuO+H2SO4=CuSO4+H2O(2)乙同学的方法好，这种方法无污染环境的SO2生成，并且节约了H2SO4原料。
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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丿元糸氧（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H2化合难易点燃剧烈反应加热时化合较咼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502503SeO2SeO3TeO2TeO3氧化物对应水化物化学式H2SO3H2SO4H 2SeO3H 2SeO4H2TeO3H2TeO4最高价氧化物水化物酸性-------------------------------------------------------------- ►逐渐减弱兀素非金属性-------------------------------------------------------------- ►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过氧化氢不稳定分解，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=2Na2O2Cii^Oa=2CuO氧族元素MnO22H2O2===2H 2O+O2 f可作氧化剂、漂白剂。
②与绝大多数非金属单质作用2H 2S + O x 些25十汎0粹津2S0卫HyOPt4NHj *5® s^y^NO + 6^0高温4FeS 2+11O 22Fe 2O 2+8SO 2④与有机物作用料工佝+承H 』0(烽类物质慰爛:厢f 二耶峠 幡国滸就応FigiSr ：%/芍皓評笫ESf 耳輕浑里恬晞点治样?空¥! :^n3E®HFiFrg|。
飞 秤彌济K 約丰-号)5 —xCO.煜巴肌烽的舎氧衍生物灼烧)^CHjOH + 0j -^*2CHjCH0 +2H a 0沪鋼秤*哄凭 *曲藜-席呵愛主肝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=2SJ +2HOb. 亚硫酸及其可溶性盐 2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4, 2Na z SO 3+O 2=2Na 2SO 4c. 亚铁盐、氢氧化亚铁 4Fe(OH)2+O 2+2H 2O=4Fe(OH)3d. 苯酚e. 氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O 2=2H 2O+2l 2⑥ 吸氧腐蚀(如：铁生锈)负极：2Fe-4e —=2Fe 2+正极：O 2+4e —+2H 2O=4OH —Fe 2++2OH4Fe(OH)2+O 2+2H 2O=4Fe(OH)3 2Fe(OH)3=Fe 2O 3+3H 2O与非还原性化合物作用2C0 + 0,釀2CO 』=Fe(OH)22£ + 03 塑282NO+O 2=2NO 2(2)生成氧气的反应方程式MrtO；OBKClQj —■ -2KC] +30； t®3KHnO4—K^nO. -b Mn0a+0at敢He^2% T +0! T@2HgQ -2Hg + Qj *D®4HNOa ^=4N0tt +0^ T “比0©BKNOj 旦2KJW] +0j t(T解｝®CCn(N0.)32^G J O+4NQ I T *吗T (J*) ⑧2駆1蚀企關*2N0M +00( 了解｝®2HC10 型2 HCI ± ® t遍电4A1+3OJ T⑪2F“2足0=4HF +0a fMn03@2H:0?=—SHjO + O, I⑬曲Q + 2C0t = 2Na J C01 + Q®2Naz 0； +2H?0= 4naOH 4 03] ®^NaOH(熔慰)翌%N—Ojf +2Ha0 ®2CuS0(+2^0^2€u+2^50. +Q;T ©20冲①2.2氧气和臭氧的比较血心°（熔融｝細石柞榊!23硫及其化合物转化关系图BdSO 字2.4硫元素的化学反应 (1)硫单质的反应① S + Fe ==FeS ② S +2€u is==Cu a S ③ S + H z ««=H :S ④ S+Hg=HgS®3S + 2Al=Al a S a⑥ S+2Ag=Ag 2S⑦ 3S+6KOH=2K 2S+K 2SO 3+3H 2O®S +2KNO 3 +3€^=^5 4^ f +3CO 3 | ©5+21^150/^)=^350^ +JH ?O⑩S+6HNO 3(浓)=H 2SO 4+6NO 2 T +2HO (2) H 2S 的反应① H 2S H 2+SJ6CuSt\AH4 ■i .B；W rL-2H s S+O a（不足）=^=2Sl+2H a O-s②匚2比^十》6 （充足）亠—囲6十生幻③H2S+X2=2HX+& （X2是指卤素单质，即Cl2, Br2, I2）④H2S+Pb（Ac）2=PbSj +2HAc⑤H2S+CuSO4=CuS； +H2SO4H2S+H3£O4（^）=S J +SCi f + 田汩了HiS+H滞0* （浓）=451+4^0 （HaSila）A也E+HH掐些（蒂）=4SO2l+4H a O （浓内SO4过蜃）⑦FeS+2HCI=FeCb+H2ST （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，女口SO2、HCl、NH3）；易液化（一10C）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===Na 2SO3+H2O与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H 2SO3 （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+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 + 2H 2S===3S J+ 2H 2O3）、还原性：SO2使溴水和高锰酸钾溶液褪色SO2 + Br2+ 2H 2O=== H 2SO4+ 2HBr5SO2+2KMnO 4+2H2O===K 2SO4+2MnSO4+2H2SO42SO2+ O2 2 SO3（SO3+H2O===H2SO4, SO3是一种无色固体，熔点是16.8°C，沸点也只有448C，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、Na2O2 SO2 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C12和SO2混合用于漂白，能否增强漂白效果？为什么?〖答案〗不能，SO2+ C12+ 2H2O=== H 2SO4 + 2HC1SO2与CO 2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Bea,硫磺燃烧法S+02=d SO2b,煅烧硫铁矿法4Fe9+116』^2Fe2O3+8SO22）.实验室制法Na2SO3（s）+ H2SO4（浓）===Na2SO4+ SO2 T+ H20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SO2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+H 2SO 4 ZnSO 4+H 2 f ； 制 H 2S: FeS+H 2SO 4H 2ST +FeSO（2）制较弱的酸：制 H 3PO 4； Ca 3（PO 4）2+3H 2SO 4（浓） 2H 3PO 4+2CaSO 4制 CH 3COOH ： 2CH 3COONa+H 2SO 42CH 3COOH+Na 2SO 4(3)制化肥：(4)制硫酸盐：制胆矶：CUO+H 2SO 4+4H 2O CaSO 4 5H 2O(晶体)制绿矾： Fe+H 2SO 4FeSO 4+H 2f 8.利用 H 2SO 4 高沸点性制取易挥发性酸。
（1） 制 HF ： CaF 2+H 2SO 4（浓）2HFf +CaSQ （铅皿中）（2） 制 HCl : NaCl （固）+H 2SO 4 （浓）NaHSO 4+HCl fNaHSO 4+NaClNa 2SO 4+HClf（3）制 HNO 3： NaNO 3+H 2SO 4 （浓）9. 利用硫酸的稳定性制不稳定性酸。
Na 2SO 3+H 2SO 4 10. 利用浓 H 2SO 4 的强氧化性制取 SO 2Cu+2H 2SO 4(浓)11. 利用浓 H 2SO 4 的脱水性：( 1 )制 C 2H 4： CH 3CH 2OH2）制 CO ： HCOOHCOf +H 2O12.利用浓 H 2SO 4 的吸水性做干燥剂。