高中化学专题： 硒、碲及其化合物的性质

高一化学元素硒知识点总结硒（Se）是一种非金属元素，位于周期表第16族，5周期。

它的原子序数为34，相对原子质量为78.96。

硒在自然界中广泛存在于矿石、土壤、水体和生物体中。

下面将从硒的性质、用途和应用领域等方面进行总结。

1. 硒的性质硒具有以下特性和性质：1.1 物理性质：硒是一种块状的灰白色固体。

它的熔点为217摄氏度，沸点为688摄氏度。

硒是一种半导体，其电阻率随温度升高而降低。

1.2 化学性质：硒具有与氧气发生反应的活泼性，能够与氧气形成硒的氧化物。

它还能够跟酸和碱反应，生成相应的盐类。

1.3 硒化物：硒和其他元素形成多种硒化物，如硒化氢（H2Se）和硒化铁（FeSe）等。

2. 硒的用途硒具有广泛的应用价值，主要应用在以下几个方面：2.1 环境保护：硒作为一种重要的环境监测指标，可以用于水质和土壤监测，帮助评估生态系统的健康状况。

2.2 电子工业：硒鼓是一种重要的电子元件，用于存储和转换电能。

此外，硒化镉太阳能电池也广泛应用于太阳能发电领域。

2.3 药物和医疗：硒化物在医疗领域具有一定的抗癌、抗炎和抗氧化等功效，可以用于疾病的治疗和预防。

2.4 农业领域：硒作为微量元素对植物的生长和发育起着重要作用。

适量的硒可以改善植物的抗病性，并提高农作物的产量和品质。

3. 硒的应用领域硒的应用领域非常广泛，包括但不限于以下几个方面：3.1 化妆品和护肤品：硒化合物被广泛用于化妆品和护肤品中，可以改善皮肤的光滑度和弹性。

3.2 光电子材料：硒化物具有较好的光电传感性能，可以应用于摄像头、光耦合器和光电传感器等领域。

3.3 有机化学合成：硒化合物可以用于有机合成反应，如硒醚和硒酮的合成，扩展了有机合成的方法和途径。

3.4 食品工业：硒是一种重要的营养元素，对人体健康至关重要。

在食品工业中，硒常被用作食品的营养强化剂。

总结：硒是一种重要的化学元素，具有多种特性和性质。

它在环境保护、电子工业、药物和医疗以及农业领域等方面都有广泛的应用。

【高中化学】高考化学必背知识点结结(三)高考化学必背的重点知识点。

氧族元素概述在标准状况下，除氧单质为气体外，其他元素的单质均为固体。

化合物中，氧、硫、硒、碲四种元素通常显-2氧化态，稳定性从氧到碲降低;硫、硒、碲最高氧化态可达+6。

氧、硫、硒的单质可以直接与氢气化合，生成氢化物。

1、氧族元素(1)包括：氧(8O)、硫(16 S)、硒(34 Se)、碲(52 Te)、钋(84 Po)等几种元素，其中钋、?、Uhh为金属，碲为准金属，氧、硫、是典型的非金属元素。

(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< Se(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、原子结构相同点：原子最外层有6个电子反应中易得到2个电子表现氧化性不同点：除氧外其它氧族元素d轨道可参与成健，形成配位数为6的络合物核电荷数依次增大电子层数依次增大原子半径依次增大，得电子能力依次减弱,氧化性依次减弱.4、化学性质相似性：能与大多数金属反应;均能与氢化合生成气态氢化物;均能在氧气中燃烧;氧化物对应的水化物为酸;都具有非金属性。

递变性气态氢化物的稳定性逐渐减弱;气态氢化物的还原性逐渐增强;气态氢化物水溶液的酸性逐渐增强;最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱;非金属性逐渐减弱;氧化物的碱性逐渐增强，并出现两性。

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第25讲 非金属及其化合物知识落实与拓展复习目标 1.进一步巩固常见非金属及其化合物的性质与应用。

2.了解氮族元素磷、砷及其重要化合物的性质和特点。

3.了解氧族元素硒、碲及其化合物的性质。

考点一 非金属及其化合物知识再落实1．氯及其化合物 (1)知识网络构建(2)重要反应必练写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。

①Cl 2和NaOH 溶液的反应 Cl 2＋2OH －===Cl －＋ClO －＋H 2O ； ②Cl 2和石灰乳的反应Cl 2＋Ca(OH)2===Ca 2＋＋Cl －＋ClO －＋H 2O ； ③把Cl 2通入Na 2SO 3溶液中Cl 2＋SO 2－3＋H 2O===SO 2－4＋2H ＋＋2Cl －；④将Cl 2和SO 2混合通入H 2O 中 SO 2＋Cl 2＋2H 2O===4H ＋＋2Cl －＋SO 2－4； ⑤将Cl 2通入氢硫酸溶液中 Cl 2＋H 2S===S ↓＋2H ＋＋2Cl －； ⑥将浓盐酸和MnO 2混合加热MnO 2＋4H ＋＋2Cl －=====△Mn 2＋＋Cl 2↑＋2H 2O ； ⑦电解饱和食盐水2Cl －＋2H 2O=====电解Cl 2↑＋H 2↑＋2OH －； ⑧将浓盐酸与漂白液混合 Cl －＋ClO －＋2H ＋===Cl 2↑＋H 2O ； ⑨向KMnO 4固体滴加浓盐酸2MnO －4＋16H ＋＋10Cl －===2Mn 2＋＋5Cl 2↑＋8H 2O ；○10向漂白粉溶液中通入少量CO 2气体 Ca 2＋＋2ClO －＋CO 2＋H 2O===CaCO 3↓＋2HClO 。

2．硫及其化合物 (1)知识网络构建(2)重要反应必练写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。

①S 溶于热的烧碱溶液生成两种钠盐 3S ＋6OH －=====△2S 2－＋SO 2－3＋3H 2O ； ②把H 2S 气体通入CuSO 4溶液中 H 2S ＋Cu 2＋===CuS ↓＋2H ＋； ③Na 2S 溶液在空气中放置变浑浊 2S 2－＋O 2＋2H 2O===2S ↓＋4OH －； ④铜丝在硫蒸气中燃烧 2Cu ＋S=====点燃Cu 2S ； ⑤将SO 2气体通入氢硫酸中 SO 2＋2H 2S===3S ↓＋2H 2O ； ⑥把H 2S 气体通入FeCl 3溶液中 H 2S ＋2Fe 3＋===S ↓＋2Fe 2＋＋2H ＋； ⑦SO 2通入足量的澄清石灰水中 SO 2＋Ca 2＋＋2OH －===CaSO 3↓＋H 2O ； ⑧用足量氨水吸收SO 2尾气2NH 3·H 2O ＋SO 2===2NH ＋4＋SO 2－3＋H 2O ；⑨Cu 和浓硫酸的反应Cu ＋2H 2SO 4(浓)=====△CuSO 4＋SO 2↑＋2H 2O ；○10C 和浓硫酸的反应 C ＋2H 2SO 4(浓)=====△CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O ； ⑪把浓H 2SO 4滴到Na 2SO 3固体上H 2SO 4(浓)＋Na 2SO 3===Na 2SO 4＋H 2O ＋SO 2↑。

知识拓展专题硒、碲及其化合物的性质1．硒及其化合物的性质(1)单质硒及其氢化物在空气中燃烧可得到SeO2。

(2)SeO2的氧化性比SO2强，属于中等强度的氧化剂，可氧化H2S、NH3等：SeO2＋2H2S===Se ＋2S＋2H2O；3SeO2＋4NH3===3Se＋2N2＋6H2O。

(3)亚硒酸可作氧化剂，能氧化SO2，H2SeO3＋2SO2＋H2O===2H2SO4＋Se，但遇到强氧化剂时表现还原性，可被氧化成硒酸，H2SeO3＋Cl2＋H2O===H2SeO4＋2HCl。

2．碲及其化合物的性质(1)碲在空气或纯氧中燃烧生成TeO2。

(2)TeO2是不挥发的白色固体，微溶于水，易溶于强酸、强碱，如TeO2＋2NaOH===Na2TeO3＋H2O。

(3)TeO2(H2TeO3)具有氧化性和还原性H2TeO3＋2SO2＋H2O===2H2SO4＋TeH2TeO3＋Cl2＋H2O===H2TeO4＋2HCl3．硒和碲的一切化合物均有毒。

1．碲(Te)广泛用于彩色玻璃和陶瓷。

工业上用精炼铜的阳极泥(含有质量分数为8%的TeO2、少量Ag、Au)为原料制备单质碲的一种工艺流程如下(已知TeO2微溶于水，易溶于强酸和强碱)，下列有关说法不正确的是()A．将阳极泥研磨、反应适当加热都有利于提高“碱浸”的速率和效率B．“碱浸”时发生主要反应的离子方程式为TeO2＋2OH－===TeO2－3＋H2OC．“沉碲”时为使碲元素沉淀充分，应加入过量的硫酸D．若提取过程碲元素的回收率为90%，则处理1 kg这种阳极泥最少需通入标准状况下SO2 20.16 L答案 C解析研磨增大接触面积，加热均能提高“碱浸”的速率和效率，故A正确；由已知信息可知，TeO2微溶于水，易溶于强酸和强碱，是两性氧化物，与氢氧化钠发生类似氧化铝与氢氧化钠的反应，生成TeO2－3，离子方程式为TeO2＋2OH－===TeO2－3＋H2O，故B正确；由已知信息可知，TeO2易溶于强酸和强碱，在沉降的过程中，硫酸若过量，可能导致TeO2的溶解，造成产品的损失，故C错误；1 kg阳极泥中含有TeO2的质量为1 000 g×8%＝80 g，碲元素的回收率为90%，则有80 g×90%＝72 g的TeO2被还原。

硒、碲及其化合物的性质1．硒及其化合物的性质(1)单质硒及其氢化物在空气中燃烧可得到SeO2。

(2)SeO2的氧化性比SO2强，属于中等强度的氧化剂，可氧化H2S、NH3等：SeO2＋2H2S===Se ＋2S＋2H2O；3SeO2＋4NH3===3Se＋2N2＋6H2O。

(3)亚硒酸可作氧化剂，能氧化SO2，H2SeO3＋2SO2＋H2O===2H2SO4＋Se，但遇到强氧化剂时表现还原性，可被氧化成硒酸，H2SeO3＋Cl2＋H2O===H2SeO4＋2HCl。

2．碲及其化合物的性质(1)碲在空气或纯氧中燃烧生成TeO2。

(2)TeO2是不挥发的白色固体，微溶于水，易溶于强酸、强碱，如TeO2＋2NaOH===Na2TeO3＋H2O。

(3)TeO2(H2TeO3)具有氧化性和还原性H2TeO3＋2SO2＋H2O===2H2SO4＋TeH2TeO3＋Cl2＋H2O===H2TeO4＋2HCl3．硒和碲的一切化合物均有毒。

1．碲(Te)广泛用于彩色玻璃和陶瓷。

工业上用精炼铜的阳极泥(含有质量分数为8%的TeO2、少量Ag、Au)为原料制备单质碲的一种工艺流程如下(已知TeO2微溶于水，易溶于强酸和强碱)，下列有关说法不正确的是()A．将阳极泥研磨、反应适当加热都有利于提高“碱浸”的速率和效率B．“碱浸”时发生主要反应的离子方程式为TeO2＋2OH－===TeO2－3＋H2OC．“沉碲”时为使碲元素沉淀充分，应加入过量的硫酸D．若提取过程碲元素的回收率为90%，则处理1 kg这种阳极泥最少需通入标准状况下SO2 20.16 L答案 C解析研磨增大接触面积，加热均能提高“碱浸”的速率和效率，故A正确；由已知信息可知，TeO2微溶于水，易溶于强酸和强碱，是两性氧化物，与氢氧化钠发生类似氧化铝与氢氧化钠的反应，生成TeO2－3，离子方程式为TeO2＋2OH－===TeO2－3＋H2O，故B正确；由已知信息可知，TeO2易溶于强酸和强碱，在沉降的过程中，硫酸若过量，可能导致TeO2的溶解，造成产品的损失，故C 错误；1 kg 阳极泥中含有TeO 2的质量为1 000 g ×8%＝80 g ，碲元素的回收率为90%，则有80 g ×90%＝72 g 的TeO 2被还原。

硒及其化合物简介硒元素名称：硒元素符号：Se元素英文名称：元素类型：金属元素相对原子质量：78.96原子序数：34质子数：34中子数：45摩尔质量：79原子半径：所属周期：4所属族数：VIA电子层排布:2-8-18-6常见化合价：+4、+6同位素:单质：硒化学符号：Se颜色和状态：密度：熔点：沸点：发现人：贝采利乌斯发现年代：1817年发现过程：1817年，瑞典的贝采利乌斯从硫酸厂的铅室底部的粘物质中制得硒。

元素描述：稀散元素之一。

在已知的六种固体同素异形体中，三种晶体（α单斜体、β单斜体，和灰色三角晶）是最重要的。

也以三种非晶态固体形式存在；红色和黑色的两种无定形玻璃状的硒。

前者性脆，密度4.26克/厘米3；后者密度4.28克/厘米3。

第一电离能为9.752电子伏特。

硒在空气中燃烧发出蓝色火焰，生成二氧化硒（SeO2）。

也能直接与各种金属和非金属反应，包括氢和卤素。

不能与非氧化性的酸作用，但它溶于浓硫酸、硝酸和强碱中。

溶于水的硒化氢能使许多重金属离子沉淀成为微粒的硒化物。

硒与氧化态为+1的金属可生成两种硒化物，即正硒化物（M2Se）和酸式硒化物（MHSe）。

正的碱金属和碱土金属硒化物的水溶液会使元素硒溶解，生成多硒化合物（M2Sen），与硫能形成多硫化物相似。

元素来源：可从电解铜的阳极泥和硫酸厂的烟道灰、酸泥等废料中回收而得。

元素用途：硒的主要用途为干印术的光复制，这是利用无定形硒的薄漠对于光的敏感性，能使含有铁化合物的有色玻璃退色。

也用作油漆、搪瓷、玻璃和墨水中的颜色、塑料。

还用于制作光电池、整流器、光学仪器、光度计等。

元素辅助资料：硒与它的同族元素硫相比，在地壳中的含量少得多。

硒成单质存在的矿是极难找到的。

硒是从燃烧黄铁矿以制取硫酸的铅室中发现的，是贝齐里乌斯发现铈、钍后发现的又一个化学元素。

他命名这种新元素为selenium。

他还发现到硒的同素异形体。

他还原硒的氧化物，得到橙色无定形硒；缓慢冷却熔融的硒，得到灰色晶体硒；在空气中让硒化物自然分解，得到黑色晶体硒。

化学工艺流程——硒碲及化合物1.硒(Se)、碲(Te)的单质和化合物在化工生产等方面具有重要应用。

(1)下列关于硒、碲及其化合物的叙述不正确的是_______。

A．Te 位于周期表的第五周期Ⅵ A 族B．Se 的氧化物通常有SeO2和SeO3C．H2TeO4的酸性比H2SO4的酸性强D．热稳定性H2Se比H2S弱，但比HBr强(2)25Ⅵ 时，硒酸的电离H2SeO4=H+ +-4SeO K a2 = 1×10-3，则HSeO；-4HSeO⇌H+ +2-40.1 mol·L-1NaHSeO4溶液的pH约为________；NaHSeO4溶液中的物料守恒表达式为____________。

(3)TeO2微溶于水，易溶于较浓的强酸和强碱。

工业上常用铜阳极泥(主要含TeO2，还含有少量Ag、Au)为原料制备单质碲，其工艺流程如图：①铜阳极泥在碱浸前需烘干、研成粉末，目的是____________；②“碱浸”时TeO2发生反应的化学方程式为_____________；③“沉碲”时控制溶液的pH 为 4.5~5.0，生成TeO2沉淀，酸性不能过强的原因是__________；④“还原”得到固态碲为粗碲，对粗碲进行洗涤，判断洗涤干净的实验操作和现象是________。

2．(2021学年辽西地区高三上学期期末)某工业的含碲废渣中含有较多23Na TeO ，同时含有23Na SiO 、22Na PbO 、2SiO 、2Cu Se 等杂质。

某研究小组设计了如流程回收碲。

(1)为提高含碲废渣的浸取率，可采取的措施为___________(任写一种)。

(2)“滤渣Ⅵ”的主要成分为PbS 和3CaSiO ，写出生成PbS 的化学方程式：___________。

(3)加入稀硫酸调节溶液pH 为5.8~6.6，使23Na TeO 水解沉碲(2TeO )，写出“沉碲”的离子方程式：___________。

(4)经实验测得“滤渣Ⅵ”中含Te 的质量分数为75%，则“滤渣”中2TeO 的质量分数为___________，含有的杂质可能为___________(填化学式)。

微专题❾氧族元素【知识梳理】1．氧族元素的递变规律(1)氧族元素概况包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)、(Lv)六种元素。

常温下，单质除氧为气体外，其余均为固体，氧、硫、硒为典型的非金属元素，碲为类金属，钋、为金属。

氧、硫、硒的单质可直接与氢气化合生成氢化物：2H2＋O22H2O、H2＋S H2S，碲不能直接与氢气化合，只能通过其他反应间接制取碲化氢。

单质和氢气化合的能力逐渐减弱；对应的气态氢化物的稳定性逐渐减弱硫、硒、碲均有二氧化物、三氧化物，且均是酸酐，其对应的水化物分如：Fe＋S FeS、2Cu＋S Cu2S、3Fe＋2O2Fe3O4、2Cu＋O22CuO特别提醒①除K＋、Na＋外，一般的金属硫化物难溶于水，如：FeS、ZnS、CuS等。

②金属硫化物在空气中灼烧，生成金属氧化物和SO2，如：2ZnS＋3O22ZnO＋2SO2。

2.臭氧3．过氧化氢(1)结构电子式：H ∶O · ·· · ∶O · ·· · ∶H ，结构式：H—O—O—H 。

加热、光照或加催化剂都能使分解加快，因此H 2O 2应保存在棕色瓶中并放置在阴凉处，其分解的化学方程式为2H 2O 22H 2O ＋O 2↑ 相当于二元弱酸特别提醒①除MnO 2外，Fe 2＋、Mn 2＋、Cu 2＋、Cr 3＋等也均能催化H 2O 2的分解；H 2O 2在碱性环境中的分解远比在酸性环境中的快。

②H 2O 2作氧化剂时，其还原产物一般为水，不引入杂质且对环境无污染，因而又称为绿色氧化剂，常用于除去具有还原性的杂质离子。

4.Se 、Te 及其化合物 (1)硒及其化合物的性质①单质硒及其氢化物在空气中燃烧可得到SeO 2。

②SeO 2的氧化性比SO 2强，属于中等强度的氧化剂，可氧化H 2S 、NH 3等：SeO 2＋2H 2S===Se ＋2S ＋2H 2O ；3SeO 2＋4NH 3===3Se ＋2N 2＋6H 2O 。

高一化学元素硒知识点汇总硒是一种化学元素，其原子序数为34，化学符号为Se。

在化学元素周期表中，硒位于氧的下方，属于氧族元素。

硒是一种非金属元素，具有多种重要的化学性质和生物学功能。

1. 硒的常见性质硒是一种银白色的固体，具有金属光泽。

它的化学性质稳定，不易与空气中的氧气发生反应。

硒在常温下不溶于水，但可溶于酸和碱性溶液。

2. 硒的电子结构与原子性质硒原子的电子结构为2-8-18-6，其中最外层的电子数为6个。

硒原子具有6个价电子，可以形成多种化合价。

硒的化合价通常为-2，但也可以为+4、+6等。

3. 硒的化合物硒与其他元素形成多种化合物。

硒的氧化物有硒化氢（H2Se）、二氧化硒（SeO2）和三氧化硒（SeO3）等。

此外，硒还可以与氧、硫、氮、碳等形成氧化物、硫化物、氮化物和碳化物等化合物。

4. 硒的生物学功能硒是人体必需的微量元素之一，对维持人体正常的生理功能具有重要作用。

硒参与酶的活性中心，并且与维生素E共同发挥抗氧化作用，防止身体细胞受到氧化损伤。

硒还对免疫系统的功能起调节作用，增强人体的抵抗力。

5. 硒的应用硒在工业和医药领域有广泛的应用。

在玻璃工业中，硒可以用于制造红玻璃。

硒还可以用于制造光学仪器、纺织品、电子元件等。

此外，硒还被广泛用于制药和保健品领域。

6. 硒的环境污染与防治硒在自然界中广泛存在，但过量的硒会对环境和生物体造成污染和危害。

硒的高浓度可引起水体和土壤的污染，对生物体的健康造成危害。

因此，控制硒的排放和开展环境监测十分重要。

7. 硒的生产与提取硒的主要产地有美国、加拿大、俄罗斯等国家。

硒的生产主要通过从硒矿石中提取或通过化学合成的方法进行。

综上所述，硒是一种重要的化学元素，具有多种化学性质和生物学功能。

了解硒的性质和应用，有助于我们深入了解化学元素的世界，以及在工业和医药领域中的应用价值。

同时，要注重硒的环境保护和资源利用，将其应用于可持续发展的实践中。

关于硒的知识
硒是一种化学元素，化学符号为Se，原子序数为34。

它是一
种非金属元素，属于氧族元素。

以下是关于硒的一些知识：
1. 硒的发现：硒于1817年被瑞典化学家J.J. Berzelius首次发现。

他从硫矿石中分离出硒。

2. 物理性质：硒是一种灰色固体，它有金属和非金属的性质。

硒的熔点相对较低，为217°C，沸点约为684.9°C。

硒有一种
非常特殊的性质，即会随着温度的升高逐渐扩大，而不是像大多数物质一样收缩。

3. 化学性质：硒具有良好的光电性能，可在光照下产生电荷，因此在光电子器件中有广泛应用。

硒还具有半导体性质，在光敏电阻和太阳能电池等器件中有重要作用。

4. 生物作用：硒是人体和动物的必需微量元素之一，对于蛋白质合成、抗氧化、免疫系统功能等具有重要作用。

人体缺乏硒可能导致免疫力下降、心脏病、癌症等健康问题。

5. 应用领域：硒在冶金、电子工业、化妆品、药物、农业等领域都有广泛的应用。

硒化镉太阳能电池是一种重要的光伏器件，在可再生能源产业中有重要地位。

总的来说，硒是一种重要的化学元素，具有广泛的应用和生物学功能。

对于保持人体健康和推动科技发展都起到了积极的作用。