氧族元素归纳
元素讲义4 氧族元素
元素讲义4 氧族元素氧族元素：n s 2 n p 4 O 、S 、Se 、Te 、Po 一、氧1．最常见的氧化数为-2，还有+2 (OF 2)，+4 [O(O 2)]，+1 (O 2F 2)，-1 (H 2O 2) ，-1/2 (KO 2) ，-1/3(RbO 3) 2．氧的单键离解能为142kJ·mol -1，而硫的单键离解能为268kJ·mol -1。
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d -pπ键，所以O －O 单键较弱。
对于O 2分子而言，除了σ键外，还有二个三电子π键，)(O 2D =494 kJ·mol -1所以O 2→2O 比较困难，要求加热到2000℃ ，且要求紫外光照射。
二、化合物：1．[-2]化合物：最重要的化合物是水。
2．[ -1 ] 化合物H 2O 2(1) H 2O 2：H 2O 2是极性分子，即两个氢原子不在同一个平面 (2) 性质： a ．它是一个极好的离子性溶剂，与水互溶，这是由于与水能形成新的氢键。
在实验室中常用的3% ～30%的过氧化氢水溶液称为双氧水。
b ．H 2O 2是一种弱酸： H 2O 2 + H 2O H 3O + + -2HO K a1 = 2.24×10-12 H 2O 2 + HF + MF 5[H 3O 2]+[MF 6]－H 2O 2 + HF + 2SbF 5[H 3O 2]+[Sb 2F 11]－2[H 3O 2][SbF 6]45℃2[H 3O]+[SbF 6]－+ O 2 NH 3(l) + H 2O 2NH 4OOH↓（白色）但在熔融态只有H 3NH OOH 氢键c ．在酸性条件下，H 2O 2是极好的氧化剂，但遇到强氧化剂时显还原性。
⎪⎩⎪⎨⎧+−−→−+↓−−−→−+−→−+---+---+224OH22OH O H 22H 224O MnO O MnO O Mn O H MnO 2d ． H 2O 2不稳定，易歧化。
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
⑴ 吸水性
做干燥剂 浓硫酸
⑵ 脱水性
C12H22O11 12C +11H2O
思考： 1、加水的作用？ 利用稀释放出大量热加快反应。 2、现象？ 颜色逐渐变黑，体积膨胀，形成疏松多孔的黑 色固体，并放出带有酸味的气体。
强氧化性
a.与金属反应 Cu + 2H2SO4(浓) 0 +6 Cu + 2H2SO4 还原剂 氧化剂
(5)检验： 使品红溶液或湿润的品红试纸褪色
(6)尾气：浓NaOH
2、二氧化硫的工业制取 S + O2 → SO2
点燃
4FeS2 +
煅烧 11O2
2Fe2O3 + 8SO2+Q
四、三氧化硫
（硫酐）
（一）物理性质 三氧化硫是一种无色固体，熔点16.8℃， 沸点44.8℃。 （二）化学性质 具有酸性氧化物通性 SO3 + H2O H2SO4 反应剧烈，放出大量的热 SO3 + 2NaOH Na2SO4 +H2O （三）制取
2SO2 +
催化剂 O2 △
2SO3
五、硫酸
H SO
2
4
• 物理性质： 无色、无味、粘稠的油状液体
密度大，沸点高，难挥发
与水任意比互溶，同时产生大量 的热。
• 化学性质
1、酸的通性（五点） 2、吸水性 H2SO4 + xH2O 3、脱水性 4、强氧化性
a.与金属反应 b.与非金属反应
H2SO4.xH2O
S + O2
点燃
SO2
(空气中燃烧火焰呈浅蓝色,纯氧中燃烧火 焰呈蓝紫色.)
第一节 氧族元素
（1）相似性：
一般①化合价：最高正价为+6、最低负价为-2，中间价态为+4，常 见氧化物有RO2、RO3两种，对应水化物有H2RO3、H2RO4两种。 ②氧族元素单质大部分都有同素异形体。 ③O、S、Se的单质可与氢气直接化合生成氢化物，碲（Te)通常不 能直接与氢气化合，其氢化物只能通过其它反应制取。 ④氧族元素的单质能与大多数金属反应。（Po除外）
（1）硫的还原性： （2）硫的氧化性：
S + O2===SO2；一般不直接生成SO3。
点燃
△ △ △ 2Na + S = Na2S; Fe + S == FeS; 2Cu + S == Cu2S; Mg + S == MgS; △ △ 2Ag + S = Ag2S; Hg + S == HgS; 2Al + 3S== Al2S3; H2 + S == H2S 。
（1）极强的氧化性：
SO2 + O3 = SO3 + O2; 2Ag + 2O3 = Ag2O2 + 2O2; Na2SO3 + O3 = Na2SO4 + O2; 2KI + H2O + O3 = 2KOH + O2 + I2;
2Ag + O3 = Ag2O + O2;
（2）转变成臭氧： 2O3 = 3O2 ; 高温或接收紫外线迅速分解。 （3）重要用途：漂白、脱色、杀菌、消毒。 雷雨过后，少量O2在放电时转化为O3，能刺激人的神经中枢，
检验：湿润的醋酸铅试纸（变黑）
尾气吸收： NaOH、稳定性：H2S===H2 + S 点燃 (2)可燃性: 2H2S + O2 === 2S + 2H2O 点燃 2H2S + 3O2 === 2SO2 + 2H2O (3)还原性：
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。
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－
氧族元素知识归纳
氧族元素知识归纳一、硫及其化合物转化关系图二、本章主要内容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=2Na2O②与绝大多数非金属单质作用③与非还原性化合物作用2NO+O2=2NO24FeS2+11O22Fe2O3+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+O2+2H2O=4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O（2）生成氧气的反应方程式2．氧气和臭氧的比较3．硫元素的化学反应（1）硫单质的反应④S+Hg=HgS⑥S+2Ag=Ag2S⑦3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O⑩S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2↑+2H2O（2）H2S的反应①H2S H2+S↓②③H 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 2SO 4⑦FeS+2HCl=FeCl 2+H 2S ↑（H 2S 的实验室制法） （3）SO 2的反应①SO 2+2H 2S=3S ↓+2H 2O②③SO 2+Na 2O=Na 2SO 3 ④SO 2+Na 2O 2=Na 2SO 4⑤SO 2+2NaOH=Na 2SO 3+H 2O ⑥Na 2SO 3+SO 2+H 2O=2NaHSO 3⑦2NaHCO 3+SO 2=Na 2SO 3+2CO 2+H 2O⑧Na 2CO 3+SO 2=Na 2SO 3+CO 2⑨⑩SO 2+X 2+2H 2O=H 2SO 4+2HXNa 2SO 3+X 2+H 2O=Na 2SO 4+2HX(X 2=Cl 2,Br 2,I 2)2FeCl 3+SO 2+2H 2O=2FeCl 2+2HCl+H 2SO 4SO 2+NH 3·H 2O=NH 4HSO 3Na 2SO 3+H 2SO 4=Na 2SO 4+SO 2↑+H 2O2Na 2SO 3+O 2=2Na 2SO 4(亚硫酸易被氧化而变质)（4）浓H 2SO 4有关反应（稀H 2SO 4具有酸的通性）4．硫化物的溶解性5．浓硫酸的氧化性和稀硫酸的氧化性的区别浓硫酸具有强氧化性，其氧化性是由硫酸分子中处于最高价态的+6价的硫产生的，加热能氧化许多金属、非金属及某些具有还原性的化合物，浓硫酸的还原产物一般为二氧化硫。
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）。
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)
氧族元素的知识归纳
氧族元素的知识归纳1.写出过氧化氢的电子式,结构式为H–O–O–H有关性质如下：(1)不稳定性2H2O2=2H2O+O2(2)氧化性SO2+H2O2==H2SO4(3)还原性2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+8H2O+5O2↑(4)弱酸性Ba(OH)2+ H2O2=BaO2+ 2H2O过氧化氢作氧化剂时,其还原产物为水,不会引入新的杂质2:硫硫主要以化合态存在于自然界中，其游离态主要存在于火山喷口附近，或地壳的岩层中。
①物理性质硫在常温下是一种淡黄色晶体，熔沸点低，难溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。
②化学性质既有氧化性又有还原性3:H2S 有臭鸡蛋气味的无色有毒气体,不稳定,具还原性,易发生氧化还原反应,水溶液有酸的通性4：SO2的性质无色、有刺激性气味有毒气体，易液化，溶水1：40，有酸性氧化物的通性；既有氧化性，又有还原性(主),有漂白性(漂白机理？)，但不能使石蕊褪色。
SO2的危害：①引起呼吸道疾病，严重时会使人死亡②空气中SO2在O2、H2O的共同作用下会形成酸雾③空气中硫的氧化物（氮的氧化物）随雨水降下形成酸雨（PH ＜5.6）。
空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧，以及含硫矿石的冶炼，硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气5：臭氧极性分子，在常温常压下，是一种有特殊气味的淡蓝色的气体，比氧气易溶于水，液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色，臭氧有极强的氧化性（是一种良好的脱色剂和消毒剂)，不稳定，臭氧层可吸收来自太阳的大部分紫外线，破坏臭氧层的是氟氯烃中的氯。
6：硫酸的性质（1）稀硫酸有酸的通性（2）浓硫酸有不挥发性（制取挥发性酸）、吸湿性（做干燥剂）、脱水性、强氧化性。
（硫酸的工业制法略）(1)SO2在反应中表现的性质。
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。
第二节 氧族元素
（1）对热稳定：高温下，H2S才可以分解；
（2）还原性：与氧气反应时，可以生成SO2和H2O；
（3）酸 性 ： H2S是一种弱酸，能够使石蕊试剂变红。
浓硫酸 (分子式：H2SO4)
1、一般性质：无色无臭的油状液体，可溶于水；有强腐 蚀性。 2、化学性质： （1）吸水性：可用做干燥剂； （2）脱水性：H2SO4可以使蔗糖等有机物质物质脱水； （3）强氧化性： H2SO4与金属物质反应，可以使金属 “钝化”；与非金属物质反应，可以使非金属物质氧化。
小结：
1、氧族元素包括：氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲 (Te)。 2、H2O2既有氧化性又有还原性，可用做漂白剂 和消毒杀菌剂；H2SO4具有吸水性、脱水性和强 氧化性。 3、检验硫酸根（SO42-）离子时，可以用可溶性 的钡盐和稀盐酸反应，生成白色沉淀且该沉淀 不能在稀盐酸中溶解，则证明硫酸根离子存在 。
氧化物---过氧化氢 (分子式：H2O2)
1、一般性质：淡蓝色的粘稠液体，可溶于水、醇、醚。 2、化学性质： （1）稳定性：纯净的过氧化氢通常很稳定； （2）氧化性：H2O2在强酸和强碱中具有强氧化性； （3）还原性：与强氧化剂反应时，可以被还原； （4）酸 性 ：H2O2是二元弱酸，具有酸性。
硫化物---硫化氢 (分子式：H2S)
课后习题：
1、氧族元素有哪些？
2、氧族元素中每个元素有哪几个主要化合价？
3、硫酸根（SO42-）离子的检验化学式是什么？
硫酸根 (SO42-)离子的检验
NaSO2 + BaCl2 ＝ 2NaCl + BaSO4 ↓ 白色沉淀
重点： 硫酸和硫酸盐的水溶液可以产生硫酸根离 子（SO42- ），能和钡离子（Ba2+）生成难溶于水 的白色硫酸钡（ BaSO4 ）沉淀，且该沉淀在稀盐 酸或稀硝酸中不溶解。因此通过这个实验可以检 验硫酸根离子（SO42- ）是否存在。
高一化学氧族元素
[小结] 本节课我们依据氧族元素的原子结构特点
学习了氧族元素的性质及其性质递变规律， 同时更深刻的认识了硫单质的性质。
练习：
1 下列结论正确的是 （ A ）
（1）粒子半径： S ﹥ C ﹥ S ﹥ F （2）稳定性：HF ﹥HCl﹥H2S ﹥ H2Te （3）还原性：S ﹥ C ﹥B ﹥I （4）氧化性：Cl2 ﹥S ﹥Se﹥Te （5）酸性：H2SO4 ﹥HClO4﹥H2SO3 （6）非金属性： F ﹥Cl﹥S ﹥ Se
规律，运用元素周期律理论推测氧族元素性质 的相似性和递变性。 其实，氧族元素的原子在与其他原子化合时，除 了能从其他原子那里获得2个电子，生成-2价的 化合物外，它们原子的最外层的6个电子或其中 的4个电子一般也可以发生偏移，生成+6价或+4 价的化合物，故它们的氧化物有RO2和RO3两种， 其对应的水化物分别为H2RO3和H2RO4型两种酸。 于是我们有下面的结论：
第六章 氧族元素 环境保护
一、氧族元素
Li Na K Rb Cs Fr
氧族元素在元素周期表中的位置
OF S Cl Se Br Te I PoAt
（一 ） 氧族元素的原子结构
1 、 ⅥA族元素：氧（O）硫（S）硒（Se）碲（Te）钋（Po）
等几种元素 原子结构示意图
O
S
Se
Te
（ 二 ） 氧族元素的性质 1、相似性： 最外层6个电子，表现出非金属性
Ag2S Hg S
3、氧族元素的物理性质
阅读P122页的表格总结出其物理性质
单 质 颜 色
O2
无色
由气
S
黄色
Se
灰色
固
Te
银白色
状 态
氧族元素知识点归纳(精华)
2H 2O 2===2H 2O+O 2 ↑MnO 2元素氧(O ） 硫(S ） 硒(Se) 碲(T ｅ） 核电荷数 8 1６ 34 ５2 最外层电子数 6 ６ 6 ６ 电子层数 2 345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 S Ｏ3 S ｅO 2SeO 3T ｅO 2 TeO 3 氧化物对应水化物化学式 —— Ｈ２SO ３ H 2ＳO 4 Ｈ2S ｅO 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+2N ａＯH===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 2ＯH 2S Ｏ32)、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:S Ｏ2使溴水和高锰酸钾溶液褪色S Ｏ2＋B ｒ2＋2Ｈ 2O ＝== H ２SO 4+２HBr5ＳＯ2+2KM ｎO ４+２H 2O==＝K 2SO 4+２MnS Ｏ4＋2H 2SO 4 2SO 2＋O 2 2 S Ｏ3（SO ３+H 2O ＝＝=H 2SO 4,SO 3是无色固体S Ｏ３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。
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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。
点评：结构决定性质，本题意在运用以前所学得知识,来指导元素化合物知识得学习,以此来加深对原子结构与元素周期律知识得理解。
［例2]含有硒(Sｅ)得保键品已进入市场，已知该元素与氧具有相同得最外层电子数。
则下列关于硒得叙述中不正确．．．得就是A、最高价氧化物得化学式为SeＯ３B、单质Se就是一种半导体材料C、原子半径比硫大，比溴小D、单质得氧化性比氯气弱,比溴强,比Ｏ3弱解析:本题解题得关键在于搞清楚Se与O、S、Cl、Br等元素在元素周期表中得相对位置关系及Se单质与臭氧得特殊性质。
如Se可作为半导体材料，臭氧就是很强得氧化剂等。
另外元素周期律得知识就是判断选项正误得钥匙。
Se位于元素周期表得第ⅥA族,最外层为6个电子,故最高价为+6价，最低价为-2价，因此最高价氧化物得形式为ＳeO3。
再由于Se原子半径较S原子得大,故体现部分金属性质。
硒可作为半导体材料。
因此选项A、B都正确。
根据Ｏ、S、Cl、Br与Ｓｅ在元素周期表中得相对位置关系,运用元素周期律得知识不难判断出原子半径大小关系为:Ｓe>S、Ｓｅ＞Ｂｒ;单质得氧化性得关系为Ｏ３＞O2>S>Sｅ、Cl2＞Ｂｒ２＞Sｅ,因此可判断C、Ｄ两选项中得部分判断存在错误。
答案:CＤ点评:在学习元素化合物知识时,应能利用结构性质用途之间得相互关系,类比同族中代表性元素,抓住同周期、同主族元素性质得递变性来分析、推理未知得或不太熟悉得元素或化合物得性质,就是学习元素化合物知识或解决部分信息迁移题得常见思维方法。
[例3]0、1 mol某单质跟足量得硫充分反应后,质量增加１、6g,则组成这种单质得元素就是Ａ、铁ﻩﻩﻩＢ、铜ﻩﻩﻩC、铝ﻩﻩD、钾解析:充分反应后，质量增加得1、6g必为参加反应得硫得质量,则n(S)＝,说明:ｎ(单质):ｎ(S）＝0、1 ｍol∶0、０５mol＝２∶１。
分析四个选项,符合该反应物质得量之比(２∶1)得,只有Cu与K,2Cu+ＳCu2Ｓ，2Ｋ＋SK2S。
答案:BD 点评:本题涉及到Ｓ单质得氧化性，就是基础知识,但由于其氧化性相对较弱，遇到一些变价金属时,许多同学往往把握不准。
通过此题,可以帮助学生掌握该知识点,同时也可培养学生思维得敏捷性与严密性。
有助于同学们分析与定量处理所学化学反应能力得培养。
[例4］1９95年诺贝尔化学奖授予致力于研究臭氧层被破坏问题得三位环境化学家,大气中得臭氧层可滤除大量得紫外线，保护地球上得生物,氟利昂（如CＣｌ２F2)可在光得作用下分解,产生Cl原子,Cl原子会对臭氧层产生长久得破坏作用（臭氧得分子式为Ｏ3),有关反应为:O3O2+ＯCｌ+O３====ClＯ＋O2ClO＋Ｏ====Ｃl＋Ｏ2总反应:2O3=＝＝＝3O2(1）在上述臭氧变成氧气得反应过程中,Cl就是A、反应物ﻩﻩB、生成物C、中间产物ﻩＤ、催化剂（2）O2与O3之间得关系就是ﻩﻩ。
解析:回答第1题时,要注意观察总反应,此反应得反应物就是O３,生成物就是O2,显然选项A、B都可以立即排除,又由于反应物中不含氯元素，氯原子显然也不会就是中间产物，因而选项C当然也不就是本题答案。
这样可判断，氯原子只能就是催化剂。
从给出得反应历程瞧，第二、三两步反应很明确地显示了氯原子在反应前后组成与质量都不变得这一特征。
因此,第1题得答案就是选项D。
O3与Ｏ2都就是单质，而且都就是由氧元素构成得单质,只就是它们得分子组成不相同,由此可见，Ｏ3与O2属于“由同种元素构成得不同单质”这一基本特征,它们应属于氧得两种同素异形体。
答案:(１)Ｄ(2)同素异形体点评:本组试题就是信息迁移试题。
它引用了1995年诺贝尔化学奖授予得研究项目,并介绍了氟利昂破坏大气臭氧层得反应机理。
题目得取材较新,而且就是当前环境化学中被关注得焦点之一，但就是，设问得情境却不难，通过简单得思考,就会正确回答。
[例５](19９4年全国)下列反应适用于实验室制备氧气得就是①高锰酸钾热分解２KMｎO4K２ＭnO4+MnＯ2+O2↑②硝酸铵热分解2NH４NO34H2O+2N2↑+O2↑③过氧化氢催化分解2Ｈ2Ｏ22H2O＋O2↑④二氧化氮热分解2ＮO22ＮO+O2A、只有①ﻩB、①与②ﻩﻩC、①与③ﻩＤ、①③④解析:在本题所给出得４个反应中,除了高锰酸钾热分解反应就是众所周知得实验室里氧气得制法之外，过氧化氢催化分解也可以方便地用于实验室制备氧气。
为此，可将二氧化锰置于一只烧瓶内，从分液漏斗中滴入过氧化氢立即有氧气产生，并可用控制滴速得方法来调节产生氧气得气流量。
硝酸铵得热分解不能用于实验室制氧气。
一方面因为温度不同硝酸铵分解得产物不同,即使发生了题目所指出得反应,生成得就是氮气与氧气得混合气体,难以分离;同时,硝酸铵受热易发生爆炸,因而缺乏可靠得安全性。
NO2得热分解也显然不能用于实验室制备氧气。
气体作为反应物不易控制,即使反应实现了，两种气体也不易分离,而且它们在常温下还可能化合起来再生成NO2。
答案:Ｃ点评:一般说来，物质得实验室(尤其就是在中学化学实验室里)制法所要求得条件大致为:反应尽可能快一些,反应条件尽可能简单,操作比较易行，尽量使制备得产物单一．．．．易于分离;而对反应物得成本、能耗，可以较少考虑,尽可能使用常用得仪器设备,如试管、烧瓶、烧杯等等，反应较为安全。
［例6］臭氧（Ｏ3)就是一种有点腥气味得淡蓝色气体,它具有比氧气更强得氧化性。
臭氧能使湿润得淀粉碘化钾试纸变蓝,反应中有氧气产生,这个反应得化学方程式就是: ﻩ,这个反应得氧化产物就是ﻩﻩﻩ,还原产物就是ﻩﻩ。
解析:由题干信息可知这就是一个牵涉由臭氧（O3）与KI发生得氧化还原反应。
淀粉碘化钾试纸变蓝,说明有单质(I2）产生,产物中还同时产生氧气(O2)。
由化合价分析,生成氧气得O元素价态不变,即实际并没有参加氧化反应,因此可推知起氧化作用得实际上就是臭氧中得部分氧原子。
被还原得氧原子在有水存在得情况下一般产物为OH－,与K+组成产物中得ＫOH，因此反应中还须有H2O参加反应,从而解决问题。
答案：方程式：O3＋2KＩ＋H2Ｏ＝＝==Ｉ2+O2＋２KOH;氧化产物:碘单质(Ｉ2);还原产物:氢氧化钾（KOH)。
点评:本题属信息挖掘题,要善于挖掘分析题给信息,抓住“淀粉KＩ试纸变蓝”这一特征(暗示有I２单质生成),充分利用氧化还原得规律来解决问题。
［例7］(199９年广东,25)针对以下A~D四个涉及H2O2得反应(未配平)，填写空白A、Na2O2＋HCｌ——H２Ｏ2+NaCｌB、Ag2O+H２O２——Ag+O2＋Ｈ２ＯC.H2O2H2Ｏ＋O2D、H2O2＋Ｃr２(SO４)３＋KＯH——K２CrO4+K2SO ４+H2O(1)H2O2仅体现氧化性得反应就是(填代号）ﻩ。
(2)H2O2既体现氧化性又体现还原性得反应就是(填代号)ﻩﻩ。
（3)H2Ｏ２体现弱酸性得反应就是(填代号）ﻩﻩ，其理由为ﻩﻩﻩ。
解析:反应A就是一个非氧化还原反应。
盐酸就是为人熟知得强酸，它与Na２Ｏ2反应除了生成盐以外还得到H2O2,按照“强酸可置换弱酸”得规律,在此反应中H2O２表现出弱酸得性质。
反应B中Aｇ２O变成单质银，可见H2O2当就是一种还原剂，其中得氧元素应合理地认为转化成为氧气。
至于生成物中得水,其氧元素可认为从氧化银而来。
过氧化氢得分解反应C，就是一个自身氧化还原反应,H2O2既表现了氧化性，又表现了还原性。
答案:(1)D （2)C（3)A 这一反应可瞧作就是强酸制取弱酸得反应点评：本题以过氧化氢为素材，考查考生有关氧化还原得基础知识以及思维得严密性,同时考查对具体问题得分析判断能力。
４．实战演练一、选择题1、（上海高考题)过氧化氢得沸点比水高,但受热容易分解。
某试剂厂先制得７%~８%得过氧化氢溶液,再浓缩成３0％溶液时,可采用得适宜方法就是Ａ、常压蒸馏B、减压蒸馏C、加生石灰常压蒸馏Ｄ、加压蒸馏２、下列叙述不正确得就是A、硒可以与钠组成化合物Nａ2ＳeＢ、硒化氢水溶液得酸性比氢硫酸弱Ｃ、硒酸得酸性比硫酸得酸性弱D、硒化氢在空气中完全燃烧时，生成二氧化硒与水３、碲元素及其化合物不可能具有得性质就是A、碲得化合价有-2价、＋4价、+6价B、碲得氧化物有TｅO2与TeO3Ｃ、碲能与氢气直接化合,且Ｈ２Te比H２Ｓｅ稳定D、单质碲呈银白色,还原性比硒强4、含有硒得保健品已开始进入市场，已知硒元素与钾元素同周期,则下列关于硒得叙述不正确得就是A、原子序数为24B、气态氢化物为H2SeC、非金属性比溴弱Ｄ、最高价含氧酸为H2ＳeO４5、下列有关硫化氢性质得说法正确得就是A、给盛硫化氢得容器加热会产生黄色物质B、由于硫化氢不稳定,所以久置得氢硫酸会变浑浊Ｃ、硫化氢具有强还原性,故氢硫酸在反应中只能作还原剂Ｄ、氢硫酸就是弱酸,无法通过复分解反应制取强酸6、下列物质中既能与H2S反应,又能与溴水反应得就是Ａ、ＦｅSＯ4溶液B、Nａ2Ｓ溶液C、CuSO4溶液D、氯水７、同温同压下,燃烧20 mL H２S用去O2 １6 mＬ,则充分燃烧得H2S与不充分燃烧得ＨＳ得质量之比为2A、1∶２ﻩB、2∶３ﻩﻩC、7∶3 ﻩD、３∶78、关于Ｏ3得说法中错误得就是①O3具有刺激性臭味，因此被称为“臭氧”②O２与O３就是氧元素得同素异形体③Ｏ３比Ｏ２密度大，也比O2易溶于水④O3比O2稳定,高温下不易分解⑤臭氧有漂白与消毒作用⑥空气中微量Ｏ3可以刺激中枢神经,加快血液循环,因此空气中Ｏ3含量越高越好⑦空气中高压放电、高压电机与复印机工作都会有O3生成A．①②③ﻩﻩB、④⑤⑥Ｃ、④⑥ﻩﻩD、⑤⑦9、下列能说明元素Ｒ一定为氧族元素得就是A、R为非金属元素,其氧化物对应水化物分子式为H2ＲO3B、R得单质与H2化合成H2RＣ、R得单质与铝化合成Al２R3D、R得氢化物得水溶液呈酸性１０、R为短周期元素,其原子所具有得电子层数为最外层电子数得一半,它可能形成得含氧酸根离子有①R2O ②RＯ③R２O ④ＲＯ,下列判断正确得就是A、当它形成①时,不可能形成②③B、当它形成②时,不可能形成③④C、当它形成①时,不可能形成④Ｄ、当它形成②时,可能形成④二、非选择题(共50分）1１、过氧化氢(H2O２)俗名双氧水,医疗上可作外科消毒剂。