氧族元素知识点梳理
第一节 氧族元素
第一节氧族元素第一节氧族元素第一节氧族元素一、考点：1.以硫元素为代表，了解氧族元素的单质、氢化物及其氧化物的重要性质；理解氧族元素的性质递变规律；2.了解硫的氧化物对环境的污染及环境保护的意义；3.掌握工业上接触法制硫酸的反应原理及有关的多步反应的计算；4.了解硫酸的性质、用途及硫酸根离子的检验；了解几种常见的硫酸盐。
5.掌握离子反应、离子反应发生的条件及离子方程式的书写。
二、知识结构：1.氧族元素原子结构、单质性质元素名称和符号氧(O)硫(S)硒(Se)碲(Te)原子原子序数8163452结构示意图电子式·∶·∶·∶·∶主要化合价-2-2，+4，+6 -2，+4，+6 -2，+4，+6最外层电子数相同，都是6个电子不同点原子核外电子层数不同，依次增大原子半径物理性质颜色和状态无色无味气体淡黄固体灰色固体银白色固体密度熔点(℃)沸点(℃)水、有机溶济溶解度化学反与金属反应易与金属反应易与金属反应反应较难多数不反应与非金属反应易与H2、C、P、S等反应能与H2、C、O2反应反应难一般不反应与化合物应能与许多物质反应能与氧化性酸、强碱反应反应少反应很少一、硫1、游离态——自然界存在于火山喷口、地壳岩层。
人类在远古时代发现并使用硫。
存在化合态——存在形式有：FeS2（非盐）、CuFeS2（复盐）、石膏、芒硝、煤和石油中含少量硫——污染大气物主要。
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。
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。
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+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=2H2SO4，2Na2SO4+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)2 4Fe(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=Ag2S ⑦3S+6KOH=2K2S+K2SO3+3H2O⑩S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2↑+2H2O （2）H2S的反应①H2S H2+S↓②③H2S+X2=2HX+S↓（X2是指卤素单质，即Cl2，Br2，I2）④H2S+Pb(Ac)2=PbS↓+2HAc⑤H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4⑦FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑（H2S的实验室制法）（3）SO2的反应①SO2+2H2S=3S↓+2H2O ②③SO2+Na2O=Na2SO3④SO2+Na2O2=Na2SO4⑤SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O⑥Na2SO3+SO2+H2O=2NaHSO3⑦2NaHCO3+SO2=Na2SO3+2CO2+H2O⑧Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2⑨⑩SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX Na2SO3+X2+H2O=Na2SO4+2HX(X2=Cl2,Br2,I2)2FeCl3+SO2+2H2O=2FeCl2+2HCl+H2SO4SO2+NH3·H2O=NH4HSO3Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O2Na2SO3+O2=2Na2SO4(亚硫酸易被氧化而变质)（4）浓H2SO4有关反应（稀H2SO4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。
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。
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－
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)
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
高三总复习_氧族元素
考点1 氧族元素性质的递变规律
一 氧族元素在周期表的位置
名称： 氧 符号： O
硫 S 硒 碲 钋 Se Te Po
考点1 氧族元素性质的递变规律
二：原子结构的相似性和递变性
O S Se Te
原子结构示 意图 递变规律
非金属性 金属性 核电荷数 ： 增大 原子半径：增大 电子层数：增多
考点8 SO2的制法和性质
(二):化学性质
1:具有酸性氧化物的通性
(1)、与H2O反应: SO2+H2O H2SO3（亚硫酸）
*亚硫酸是一种中强酸，在水中部分电离:
2-
H2SO3
H+ +HSO3-
HSO3-
H+ +SO3
(2)、与碱性氧化物反应：
SO2+Na2O=Na2SO3
(3)、与碱反应
SO2 +CaO==CaSO3
2M+2nH2SO4（浓） +2nH2O M2(SO4)n+nSO2
可知，被还原的H2SO4占参加反应 H2SO4总量的1/2，体现浓硫酸的强氧化 性和酸性。
考点9
H2SO4的性质
注意：
浓硫酸参加的反应，随着 反应的进行，因水的生成会造 成浓度变稀进而引起‘质变’， 此应引起注意。
考点9
H2SO4的性质
考点9
思考：三位学生设计了下述三个方案，并 都认为，如果观察到的现象和自己设计的 方案一致，即可确证试液中有SO42-：
BaCl2溶液 足量稀HCl 方案甲：试液 白色沉淀 沉淀不溶解 足量稀HCl 方案乙：试液 无沉淀 足量稀HNO3 方案丙：试液 无沉淀 BaCl2溶液
H2SO4的性质
高一化学氧族元素知识精讲
高一化学氧族元素【本讲主要内容】氧族元素在元素周期律的基础上学习氧族元素的相似性与递变性【知识掌握】【知识点精析】一. 氧族元素的相似性与递变性氧族元素包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）等几种元素。
二. 相似比较比较是科学研究中常用的方法，它能辨别相似知识间的细微差别，有助于更深刻地掌握知识。
1. 硫的氧化性比氯弱的实验事实（1）硫与铁、铜等变价金属反应时，只能将这些金属氧化成低价态：Fe+S FeS 2Cu+S Cu 2S而氯气与铁、铜等变价金属反应时，可将其氧化成高价态： 2Fe+3Cl 2点燃=====2FeCl 3 Cu ＋Cl 2点燃=====CuCl 2 （2）硫必须加热成蒸气才能与氢气化合：S ＋H 2H 2S而Cl 2与H 2见光或点燃即可剧烈化合，且产物氯化氢比硫化氢要稳定得多。
H 2＋Cl 22HCl（3）氯气和氢硫酸反应，置换出S ：Cl 2＋H 2S====2HCl ＋S↓（溶液酸性将增强） （4）最高价氧化物对应水化物的酸性： HClO 4＞H 2SO 42. 氧族与卤族比较 （1）相似性 ① 物理性质状态：由气态到固态；颜色：由浅到深；熔、沸点：由低到高。
② 化学性质它们原子的最外层电子数目较多（卤族7个，氧族6个），均为活泼的非金属。
具有负价和正价。
具有类似的性质。
如：Br －、I －、S 2－4010S ,S ,Cl ,Cl ++Cl 67S ,Cl ++↓ ↓ ↓ 只有还原性 既有氧化性，又有还原性 只有氧化性 （2）递变性根据氧族与卤族核电荷数，按相同电子层排布，找出它们的相对位置如右图所示：不难看出它们处于相邻位置，每一横行原子半径随核电荷数的递增而减小，所以原子得电子能力增强。
非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强。
气态氢化物稳定性增强。
单质的氧化性增强而离子的还原性减弱。
即表现为：酸性：H2SO4＜HClO4稳定性：H2S＜HClH2SeO4＜HBrO4 H2Se＜HBr氧化性：S＜Cl2还原性：S2－＞I－＞Br－＞Cl－化合价：卤素以奇数价为主：+7、+5、+3、+1、－1；氧族则以偶数价为主：+6、+4、－2。
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。
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
16
（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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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。
当外溢的双氧水与可燃物接触时，应立即用大量水冲洗、稀释。
实施实验方案请实施你的实验方案，检验你的预测，做好实验记录。
1.归纳总结H2O2的主要性质2.通过活动，你对利用实验方法研究元素及其化合物的性质有了哪些新的认识？3.请你查阅资料，丰富你对H2O2的认识。
知识小结H2O2中氧元素显-1价，化合价即可升高为0价又可降低为-2价，所以H2O2既有氧化性又有还原性。
过氧化氢主要具有以下性质：1.氧化性H2O2具有很强的氧化性，能和很多还原剂发生反应。
例如：H2O2 + 2I- + 2H+I2 + 2H2O过氧化氢的强氧化性是它能作为漂白剂、杀菌消毒剂的主要原因。
2.还原性H2O2的还原性很弱，只有遇到强氧化剂时才能使它氧化。
例如：2KMn O4 + 5H2O2 + 3H2SO42MnSO4 + K2SO4 + 5O2↑ + 8H2O3.不稳定性H2O2不稳定，易分解，发生自身氧化还原反应（歧化反应）。
MnO22H2O22H2O + O2↑利用这一性质，可快速制备少量氧气。
4.酸性H2O2可以看成一种二元弱酸，酸性比水强，能和强碱反应。
金属过氧化物可以看做是H2O2形成的盐。
任务二：反应条件对化学反应速率的影响通过实验研究浓度、反应介质（溶液酸碱性）、温度、催化剂对H2O2分解速率的影响。
可供选择的试剂：5% H2O2溶液、2% H2O2溶液、二氧化锰、氯化铁溶液、稀盐酸、氢氧化钠溶液等。
交流与研讨1.为什么不通过直接观察的方法来比较不同浓度的双氧水的分解速率，而是向其中加入FeCl3溶液通过间接的方法来比较它们的分解速率？这一实验中，为什么不用二氧化锰做催化剂？2.H2O2在什么条件下分解较慢，在什么条件下分解较快？3.你认为应该如何保存双氧水？为什么？4.你还能举出其他实例进一步说明反应条件对化学反应速率的影响吗？知识小结双氧水见光、遇热、遇大多数金属氧化物都会加速分解。
此外，反应介质对双氧水的稳定性有较大的影响。
在酸性介质中双氧水性质稳定，分解较慢；在碱性介质中双氧水不稳定，分解较快。
因此，双氧水应储存在阴凉、通风的地方，避免阳光直射；严禁与碱、金属化合物、易燃品混存；容器应加盖并保持排气。
任务三：反应介质对化学反应结果的影响通过实验研究KMnO4溶液与Na2SO3溶液在酸性、碱性和中性条件下的反应。
向三支试管中分别加入酸性、中性、碱性KMnO4溶液，然后分别向其中滴加Na2SO3溶液，观察现象，分析产物。
交流与研讨1.KMnO4溶液与Na2SO3溶液在酸性、碱性和中性条件下的反应的生成物分别是什么？2.请再举出当条件改变时化学反应结果不同的实例。
3.请与同学们讨论变量控制的实验方法在研究物质性质及反应规律方面的意义。
知识小结反应介质会对化学反应结果产生影响。
例如，高锰酸钾的还原产物随溶液酸碱性的不同而发生变化，溶液中的MnO4-在酸性、中性和碱性介质中与SO32-反应的还原产物分别是Mn2+、MnO2和MnO42-。
2MnO4- + 6H+ + 5SO32-2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O2MnO4- + H2O + 3SO32-2MnO2↓ + 3SO42- + 2OH-2MnO4- + 2OH- + SO32-2MnO42- + SO42- + H2O研究反应条件对化学反应结果影响的核心思路是：只改变一种条件，观察实验结果，从而得出该条件对化学反应结果的影响。
这里体现的就是变量控制的思想。
通过任务二和任务三的研究，我们发现，浓度、温度等反应条件会改变化学反应的速率，影响化学反应的结果。
因此，在化学实验过程中应该控制反应条件。
单质硫S1. 自然界的硫：硫是一种重要的非金属元素，广泛存在于自然界。
游离态的硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里，火山喷出物中含有大量含硫化合物，如硫化氢、二氧化硫、三氧化硫等。
印度尼西亚工人在火山口附近采挑硫磺化合态的硫主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，如硫铁矿（FeS2）、黄铜矿（CuFeS2）、石膏（CaSO4·2H2O）和芒硝(Na2SO4·10H2O)等。
硫还是一种生命元素，组成某些蛋白质时离不开它，这也正是石油、天然气、煤等化石燃料中经常含硫的原因。
硫单质俗称硫磺（sulfur）。
通常状况下，它是一种黄色或淡黄色的固体；很脆，易研成粉末；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2;熔点和沸点都不高。
硫有多种同素异形体，常见的有斜方硫和单斜硫。
S 是非金属，能和金属铁反应生成硫化亚铁，体现了硫单质的氧化性。
S 能和氧气反应生成SO 2，体现了硫单质的还原性。
生成的SO 2是无色、有刺激性气味的有毒气体，易溶于水。
Fe + SFeS 加热（和金属反应） 扩展实验室处理打破温度计的情况为什么撒硫粉？S + O 2点燃SO 2（和非金属反应）硫磺的用途：主要用于制造硫酸、化肥、火柴及杀虫剂等，还用于制造火药、烟花爆竹等。
黑火药的主要成分是硫磺、硝石和木炭。
点燃后发生迅猛的氧化还原反应：S + 2KNO 3 + 3C点燃K 2S + 3CO 2↑ + N 2↑硫化氢H 2S作为火山爆发或细菌作用的产物广泛存在于自然界中，事实上也是单质硫的主要来源之一。
1. H2S是无色、有臭鸡蛋气味的气体，有剧毒，是一种大气污染物。
密度比空气大。
空气中H2S浓度达到5mg/L时，使人感到烦躁，达到10mg/L会引起头疼和恶心，达100mg/L就会使人休克而致死亡。
2. H2S微溶于水，通常条件下，1体积水能溶解2.61体积H2S，其水溶液成为氢硫酸，是一种弱酸，具有算的通性。
当氢硫酸受热时，H2S会从水里逸出。
3. 在较高温度下，H2S分解，生成H2和S：H2S ==== H2 + S在硫化氢中，硫处于最低化合价，—2价，它能够失去电子变成单质硫或高价硫的化合物。
在反应中，硫的化合价升高，H2S具有强还原性，能和许多氧化剂（如Cl2、Br2、KMnO4、浓H2SO4等）反应：2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 ==== K2SO4 + 2 MnSO4 + 8H2O + 5S↓H2S + 4 Cl2 + 4H2O ==== H2SO4 + 8HClH2SO4(浓) + H2S ==== SO2↑+ 2 H2O + S↓H2S在空气中燃烧时会产生淡蓝色火焰生成H2O和SO2 (或S)。
2H2S + 3O2 ==== 2H2O + 2SO22H2S + 3O2点燃2H2O + 2SO22H2S + O2 ==== 2H2O + 2S4. 实验室通常用硫化亚铁跟稀盐酸或者稀硫酸制取硫化氢：Fe S + 2HCl ==== FeCl2 + H2S↑Fe S + H2SO4 ==== Fe SO4 + H2S↑二氧化硫SO21. SO2是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气的大，容易液化，易溶于水。
2. SO2的化学性质（从化合价分析；从物质分类分析）：（1）SO2是一种酸性氧化物，溶于水生成亚硫酸（H2SO3），溶液显酸性。
亚硫酸不稳定，容易分解成SO2，因此SO2和水反应生成亚硫酸是一个可逆反应。
SO2 + H2O H2SO3SO2也可以与碱反应，生成盐和水。
SO2 + NaOH Na2SO3 + H2O（2）SO2中的硫元素化合价为+4，处于中间价态，可以做氧化剂，也可以做还原剂。
SO2 + 2H2S3S↓ + 2H2OSO2 + Cl2 + 2H2O2HCl + H2SO4SO2在适当温度并有催化剂存在的条件下，可以被氧气氧化成三氧化硫。
三氧化硫也是一种酸性氧化物，它溶于水生成硫酸，工业上利用这一原理生产硫酸。
2SO2 + O2催化剂加热2SO3SO3 + H2O H2SO4三氧化硫与碱性氧化物或碱反应是生成硫酸盐。
SO3 + CaO CaSO4SO3 + Ca(OH)2CaSO4 + H2O(3)漂白性SO2具有漂白性，能漂白某些有色物质。
工业上常用SO2来漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等。
SO2的漂白作用是由于它能与某些有色物质生成不稳定的无色物质。
这种无色物质容易分解而使有色物质回复原来的颜色，因此用SO2漂白过的草帽辫日久又变成黄色。
此外，SO2还用于杀菌、消毒等。
SO2和某些含硫化合物的漂白作用也被一些不法厂商用来加工食品，以使食品增白等。
食用这类食品，对人体的肝、肾脏等有严重损害，并有致癌作用。
常用于漂白的物质二氧化硫氯水双氧水漂白粉活性炭漂白原理二氧化硫与有色物质结合成不稳定的物质次氯酸的强氧化性将有色物质氧化为无色物质双氧水的强氧化性将有色物质氧化为无色物质在酸性条件下生成次氯酸，次氯酸具有强氧化性吸附作用品红溶液褪色，加热后恢复红色褪色，加热后不恢复红色褪色，加热后不恢复红色褪色，加热后不恢复红色褪色石蕊试液变红，不褪色先变红，后褪色先变红，后褪色先变红，后褪色褪色漂白后所得物质的稳定性不稳定稳定稳定稳定——【实验】问题：1、这套装置能否验证SO2的化学性质？；能2、你的依据是：。