第十五章20氧族元素

硫单质
总结词
化学性质不活泼，常温下稳定，加热 易燃烧
详细描述
硫单质包括硫磺和硫化物，它们在常 温下比较稳定，加热时易燃烧，发出 蓝紫色火焰。硫单质在自然界中广泛 存在，是重要的化工原料，可用于生 产硫酸、染料、橡胶等。
硒单质
总结词
化学性质与硫相似，有毒性
详细描述
硒单质包括硒粉、硒化物等，其化学性质与硫相似，在常温下比较稳定，加热时易燃烧。硒单质有毒性，对人和 动物有害，但也是一种重要的微量元素，对生物体具有保护作用。
麻醉剂
氧族元素中的一些化合物具有麻醉 作用，如氧化亚氮、氟代烃等，可 用于手术麻醉和牙科治疗。
在环保领域的应用
大气污染治理
氧族元素中的一些化合物可用于 大气污染治理，如二氧化硫、三 氧化硫等可用于脱硫脱硝处理， 减少燃煤烟气中的硫化物和氮氧
化物含量。
水处理
氧族元素中的一些化合物可用于 水处理，如臭氧、二氧化氯等可 用于消毒和杀菌，三氯化铁等可 用于混凝沉淀，去除水中的悬浮
催化剂பைடு நூலகம்
氧族元素在工业催化领域也有广泛应 用，如二氧化硫、三氧化硫等可用于 石油裂化催化剂，三氧化二砷可用于 合成氨催化剂等。
在农业上的应用
01
02
03
肥料
氧族元素中的磷是植物生 长必需的元素之一，磷肥 的施用能够提高农作物的 产量和品质。
杀虫剂
氧族元素中的硫和硒等具 有杀虫作用，可用于防治 农作物病虫害，如硫磺粉 、亚砷酸等。
硫化物合成
硫化物性质
具有不同的化学性质，如离子型硫化物、共 价型硫化物和配位型硫化物等。
可以通过热分解、硫化还原反应等方法合成 。
02
01
硫化物应用

（2）实验中观察到装置①中A瓶的溶液褪 色，C瓶的溶液不褪色，
A瓶溶液的作用是__检_验__S_O_2的__存__在____， B瓶溶液的作用是____吸_收__S_O_2_______， C瓶溶液的作用是__检__验__SO_2_是__否_除__尽___。
例二 如何鉴别SO2和CO2？ 分析： (1)物理法: 闻气味
②化学性质：非金属性渐弱、金属性渐强
单质与氢气化合_渐__难_
氢化物的稳定性_渐__弱_ 最高价氧化物对应水化物的酸性渐__弱__
ⅣA ⅥA ⅦA
C OF Si S Cl
Ge Se Br Sn Te I Pb Po At
同一周期，非金属性： 氧族元素<卤族元素
（二）氧化还原反应的应用
-2
+4
5、汽车尾气污染：CO、NO、含铅废物对 大气造成的污染 6、居室污染：甲醛、油烟等有害气体和氡等 放射性的污染
7、水体污染：农药、化肥的滥用，使用含磷 洗衣粉的大量生活污水的排放（赤潮、水华）
4、教学必须从学习者已有的经验开始。——杜威 5、构成我们学习最大障碍的是已知的东西，而不是未知的东西。——贝尔纳 6、学习要注意到细处，不是粗枝大叶的，这样可以逐步学习摸索，找到客观规律。——徐特立 7、学习文学而懒于记诵是不成的，特别是诗。一个高中文科的学生，与其囫囵吞枣或走马观花地读十部诗集，不如仔仔细细地背诵三百首诗。——朱自清 8、一般青年的任务，尤其是共产主义青年团及其他一切组织的任务，可以用一句话来表示，就是要学习。——列宁 9、学习和研究好比爬梯子，要一步一步地往上爬，企图一脚跨上四五步，平地登天，那就必须会摔跤了。——华罗庚 10、儿童的心灵是敏感的，它是为着接受一切好的东西而敞开的。如果教师诱导儿童学习好榜样，鼓励仿效一切好的行为，那末，儿童身上的所有缺点就会没有痛苦和创伤地不觉得难受地逐渐消失。——苏霍姆林斯基

氧族元素氧族元素(VIA)元素名称：氧硫硒碲 (钋)元素符号：O S Se Te (Po)核电荷数：8 16 34 52 (84)原子结构示意图：［引导］据氧族元素所处周期表中的位置及族元素的特点，推测其原子结构的相同点和不同点。

［师］氧族元素原子结构有何相同与不同点?［生］相同点：原子最外层都有6个电子。

不同点：①核电荷数不同；②电子层数不同；③原子半径不同。

［追问］从O→Te，原子结构有何递变规律呢?［生］从O→Te，核电荷数依次增加，电子层数依次增多，原子半径依次增大。

［转引］据氧族元素原子结构特点和递变规律，再运用元素周期律理论来推测氧族元素的性质及变化。

［师］元素的化学性质主要决定于原子结构的哪些方面?［生］最外层电子数和原子半径。

［追问］最外层电子数和原子半径如何决定元素的化学性质?［生］最外层电子数越多，越易得电子，表现非金属性；若原子半径越小，得电子能力越强，非金属性越强。

相反，最外层电子数越少，越易失电子，表现金属性；若原子半径越大，失电子能力越强，金属性越强。

［师］从氧族元素原子结构入手，请大家对其化学性质的相似相异性进行大胆的推测。

［生］相似：原子最外层都有6个电子；易得2个电子；表现非金属性。

相异(递变)：从O→Te，随核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径依次增大，使原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力依次减弱，失电子能力依次增强，因此，元素非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

［板书总结］一、氧族元素原子结构与元素性质递变的关系［投影］［承转］以上我们的理论推测是否正确，请大家翻阅课本图6—1和表6—1相关的内容和数据。

［讨论］分组进行1.氧族元素原子的核电荷数、电子层数及原子半径等是如何变化的?2.各元素单质的熔点、沸点、密度等物理性质是如何变化的?3.从氢化物的稳定性来分析各元素的非金属性是怎样变化的?［分析］氧族元素在原子结构上的相同点，决定了氧族元素在性质上的相似性。

规律：同一周期各元素最高氧化态的氧化物，从左到右由碱性-两性-酸性
相同氧化态的同族元素的氧化物从上到下碱性依次增强：
同一元素能形成几种氧化态的氧化物，其酸性随氧化数的升高而增强
As4O6 两性 As2O5 酸性
PbO 碱性 PbO2 两性
氧化物的酸碱性因变价而发生递变在d过渡元素中更为常见，如CrO（碱性）， Cr2O3（两性），CrO3（酸性）。稀土元素随原子序数的增大，碱性减弱。
脱色剂，饮水消毒剂。雷雨后，放电产生的微量臭氧，消 毒杀菌，刺激中枢神经，加速血液循环（<1mg/L)
15-2-2氧化物
酸碱性：大多数非金属和某些高氧化态的金属氧化物显酸性；大多数金 属氧化物显碱性；部分金属氧化物（Al2O3、ZnO、 Cr2O3、Ga2O3等） 和少数非金属氧化物（As4O6、Sb4O6、TeO2）显两性；也有中性（NO、 CO）。
臭氧的制备 无声放电：
臭氧含量越3%-10%，利用沸点差异分级液化获得纯净臭氧
臭氧分子结构
臭氧的分解：室温下分解缓慢，紫外辐射、催化剂（MnO2、 PbO2和铂黑可促进分解）
2O3=3O2；rH=-284kJ•mol-1 rG=-326kJ•mol-1
放热反应
臭氧的强氧化性（比氧气强）：
CN-+O3OCN-+O2 2NO2+O3 N2O5+O2 PbS+4O3 PbSO4+O2 2Co2++O3+2H+ 2Co3++O2+H2O 臭氧的碘量法测定：O3+2I-+H2O O2+I2+2OH应用：工业废水处理（对有机物的强氧化性），污水净水剂，
氧气反应活性很高，室温或加热条件下可剧烈氧化除W、Pt、Au、Ag、 Hg和稀有气体外的其它元素。如遇活泼金属还可以形成过氧化物。

第十五章 氧族元素15-4 比较O 3 和O 2 的氧化性﹑沸点﹑极性和磁性的相对大小。

15-5少量Mn 2+ 可以催化分解H 2O 2 其反应机理届时如下：H 2O 2 能氧化Mn 2+ 为MnO 2 ，后者又能使H 2O 2 氧化，试从电极电势说明上述解释是否合理，并写出离子反应方程式。

15-6写出 H 2O 2 与下列化合物的反应方程式，K 2S 2O 8﹑Ag 2O ﹑O 3﹑Cr(OH)3 在NaOH 中﹑Na 2CO 3（低温）。

15-9（1）纯H 2SO4是共价化合物，却有较高的沸点（657K ），为什么？15-11 完成下面反应方程式并解释在反应（1）过程中，为什么出现由白到黑的颜色变化？（1）Ag + + S 2O 32-(少量) → （2）Ag + + S 2O 32-(过量) →15-12硫代硫酸钠在药剂中常用做解毒剂，可解卤素单质﹑重金属离子及氰化物中毒。

请说明能解毒的原因，写出有关的反应方程式。

15-14电解硫酸或硫酸氢氨制备过二硫酸时，虽然Φθ(O 2/H 2O)(1.23V) 小于Φθ(S 2O 82-/SO 4)(2.05V) ，为什么在阳极不是H 2O 放电，而是HSO 4- 或 SO 4- 放电？ 15-15在酸性的KIO 3 溶液中加入Na 2S 2O 3 ，有什么反应发生？15-16写出下列各题的生成物并配平。

（1）Na 2O 2 与过量冷水反应；（2）在Na 2O 2固体上滴加几滴热水；（3）在Na 2CO 3 溶解中通入SO 2 至溶液的PH=5左右；（4） H 2S 通入 FeCl 3溶液中；（5） Cr 2S 3 加水；（6）用盐酸酸化多硫化铵溶液；（7）Se 和HNO 3 反应。

15-19画出SOF 2 ﹑SOCl 2 ﹑SOBr 2 的空间构型。

他们的O -S 键键长相同吗？请比较它们的O-S 键键能和键长的大小。

15-20现将硫极其重要化合物间的转化关系列成下表，请试用硫的电势图解释表中某些化学反应的原因。

过氧化氢
4、H2O2的检验 、
O O
O Cr
O O
在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧 合铬的氧化物， 生成的CrO5显 合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的 或 蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色， 蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色， 可以相互检验。 可以相互检验。 4H2O2+H2Cr2O7===2Cr(O2)2O+5H2O 2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+===2Cr3++7O2↑+10H2O
氧和臭氧
氧的同素异形体是O 氧的同素异形体是 2和O3。 由于氧分子中有两个成单电子，并且处于反键 由于氧分子中有两个成单电子，并且处于反键 氧分子中有两个成单电子 轨道， 轨道，所以氧分子可以获得或失去电子而形成分子 离子。它可形成四种O 离子。它可形成四种 22-、O2-、O2+、O22+(离子化 离子化 合物是难形成的）。 合物是难形成的）。 带负电荷的称为负氧离子， 带负电荷的称为负氧离子，有“空气维生素” 空气维生素” 之冠称。如海边、 之冠称。如海边、瀑布和喷泉处顿时觉得空气格外 新鲜，这是由于那里含有较丰富的负氧离子， 新鲜，这是由于那里含有较丰富的负氧离子，它能 影响中枢神经系统，促进人体的新陈代谢， 影响中枢神经系统，促进人体的新陈代谢，使组织 氧化过程加快，能消除疲劳。 氧化过程加快，能消除疲劳。
氧在化合物中的成键特征
电子提供物 成键情况 O2-离子型
O
实例 Na2O,CaO 或
O ..
H2O, H3O+ R2C=O
Sp3杂化 O原子 原子
O
:O
Sp杂化 杂化

硒和碲(自学) §15.4 硒和碲(自学)
§15.1 氧族元素的通性
15.1.1 氧族的存在 氧族元素有氧、 氧族元素有氧、硫、硒、碲和钋(Po)。氧是地球表 碲和钋(Po)。 (Po) 面丰度最大的元素，它既以自由单质O2分子形式存在， O2分子形式存在 面丰度最大的元素，它既以自由单质O2分子形式存在，也 以化合态的形式存在。氧构成了大气质量的23% 23%， 以化合态的形式存在。氧构成了大气质量的23%，岩石质 量的46% 水层质量的85%以上。 46%， 85%以上 量的46%，水层质量的85%以上。 硫在自然界占地壳质量的0.034%， 硫在自然界占地壳质量的0.034%，元素丰度序中居 0.034% 16位 火山多发地区常含有单质硫；天然气中的H2S H2S、 第16位，火山多发地区常含有单质硫；天然气中的H2S、 原油中的有机硫化合物和煤中的有硫化合物； 原油中的有机硫化合物和煤中的有机硫化合物；硫铁矿和 其它金属硫化物矿及硫酸盐。 其它金属硫化物矿及硫酸盐。 另外硫也存在于许多植物、动物蛋白中， 另外硫也存在于许多植物、动物蛋白中，在三种主要 的氨基酸中含有硫。 的氨基酸中含有硫。
§15.2 氧及其化合物
氧化物酸碱性的一般规律： 氧化物酸碱性的一般规律： 同一周期：从左至右碱性→两性→ 同一周期：从左至右碱性→两性→酸性
Na 2 O MgO Al2 O3 SiO 2 P4 O10 SO 3 Cl 2 O 7 同一族： 同一族：从上到下碱性依次增强
N 2 O 3 P4 O 6 As 4 O 6 Sb 4 O 6 Bi 2 O 3
§15.2 氧及其化合物
氧化物的酸碱性： 氧化物的酸碱性： 大多数的非金属氧化物和某些高氧化态的金属氧化物 均显酸性CrO 均显酸性CrO3、Mn2O7； 大多数金属氧化物显碱性； 大多数金属氧化物显碱性； 一些金属氧化物Al2O3、Cr2O3、ZnO、Ga2O3和少数非 ZnO、 一些金属氧化物Al 金属氧化物As 显两性； 金属氧化物As4O6、Sb4O6显两性； 不显酸碱性即呈中性的氧化物有NO、CO等 不显酸碱性即呈中性的氧化物有NO、CO等 NO (NO之于Fe CO之于Ni，它们是Lewis酸碱关系) 之于Ni Lewis酸碱关系 (NO之于Fe2+；CO之于Ni，它们是Lewis酸碱关系) 之于

O2 + H 2O
ϕA = 2.07V ϕB = 1.24V
O3 + H 2O + 2e−
O2 + 2OH−
臭氧比氧有更大的化学活性。 臭氧比氧有更大的化学活性。臭氧是最强氧化剂 之一。除金和铂族金属外， 之一。除金和铂族金属外，它能氧化所有的金属和 大多数非金属。 大多数非金属。
O3 + 2I + H2O → I2 + O2 + 2OH
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
O2和O3分子性质的比较
气体颜色 液体颜色 偶极矩 水溶性 熔沸点 磁性 稳定性 氧化性 O2 无色 淡蓝色 0 弱 低 顺磁性 高 相对弱 O3 淡蓝色 暗蓝色 大 强 高 逆磁性 低 强
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
强氧化性
O3 + 2H+ + 2e−
第十五章
氧族元素
§15.2 氧及其化合物
不同点
硫离子S 有较大的还原性。 硫离子S2-比O2-大，有较大的还原性。使得具有 多种氧化态的元素在硫化物中往往显较低的价态 显较低的价态， 多种氧化态的元素在硫化物中往往显较低的价态， 而氧化物中相应元素却可以表现出最高氧化态。 而氧化物中相应元素却可以表现出最高氧化态。
氧族元素 第十五章 氧族元素
§ 15.1 氧族元素通性 §15.2 氧及其化合物 §15.3 硫及其化合物 §15.4 硒和碲
第15章 章
第4题 第6题 第10题 第11题
第513页 513页
第16题 第18题 第19题
本章要求
1、掌握氧、臭氧、过氧化氢的结构、性 、掌握氧 臭氧、过氧化氢的结构、 的结构 质和用途。 质和用途。 2、掌握单质硫 硫的氢化物、氧化物、 2、掌握单质硫、硫的氢化物、氧化物、硫 化物、重要含氧酸及其盐的结构、性质、制 化物、重要含氧酸及其盐的结构、性质、 结构 备和用途。 备和用途。 3、了解硒和碲的性质。 、了解硒和碲的性质。

27
减缓分解方法 (1)储存在光滑塑料瓶或棕色玻璃瓶中 储存在光滑塑料瓶或棕色玻璃瓶中 (2)置于阴凉处 置于阴凉处 (3)加入稳定剂 如锡酸钠、焦磷酸钠、 加入稳定剂,如锡酸钠 焦磷酸钠、 加入稳定剂 如锡酸钠、 8-羟基喹啉等 羟基喹啉等
28
3.氧化还原性 3.氧化还原性
﹡
+1.229
ϕΑ ϕΒ
10
二、根据氧有物的价键特征进行分类 1.离子型氧有物 离子型氧有物 碱金属、 碱金属、碱土金属氧有物 2.共价型氧有物 共价型氧有物 是金属氧有物和高氧有态8电子构型 是金属氧有物和高氧有态 电子构型 （Mn2O7)、18电子构型（Ag2O、Cu2O）、 、 电子构型（ 、 ）、 电子构型 18＋2电子构型（PbO、SnO）的金属氧有物 ＋ 电子构型 电子构型（ 、 ）
20
知识介绍：
紫外线
O2
2O
O+O2 紫外线
O3
2O3
3O2
21
大气中的还原性气体污染物 如氟利昂、SO2、CO、H2S、NO等越 来越多，它们同大气高层中的O3 发生反应，导致了O3浓度的降低。 氟利昂（ CCl2F2）化学性质 稳定易挥发、不溶于水。进入大 气层后受紫外线辐射而分解产生 Cl原子，Cl原子则可引发破坏O3 的循环反应。一个氯原子就可破 坏10万个臭氧分子。
12
2.同一族中，从上到完，同一价态的氧有物的 同一族中，从上到完， 同一族中 碱性依次增强。 碱性依次增强。 3.同一元素不同价态的氧有物，其酸性随氧有数 3.同一元素不同价态的氧有物，其酸性随氧有数 同一元素不同价态的氧有物 的升高而增强。 升高而增强。
13
15－ 15－2－3 臭 氧
O3是一 种淡蓝 色 体 色 晶 体 暗蓝 色液 体 黑

氧族元素的性质特点
非金属性
氧族元素属于非金属元素，表 现出强烈的非金属性，具有较
高的电负性和氧化态。
氧化还原反应
氧族元素在氧化还原反应中表 现出多种氧化态，可以发生得 失电子的氧化还原反应。
化学键
氧族元素易形成共价键，特别 是在含氧酸中，表现出较强的 配位键合共价键。
物理性质
氧族元素在固态时具有较高的 熔点和沸点，但在液态和气态 时较为活泼，易与其它物质发
总结词
随着原子序数的递增，氧族元素单质的还原性逐渐增强。
详细描述
与氧化性相反，氧族元素的还原性随着原子序数的递增而逐渐增强。这是因为随 着原子序数的递增，电子的填充使得原子更倾向于失去电子而不是获得电子。
氧族元素的酸碱性质
总结词
氧族元素的酸碱性质呈现周期性变化。
详细描述
在氧族元素中，随着原子序数的递增，元素的酸性和碱性呈现周期性变化。例如，氧、硫、硒和碲分别呈现强酸 、中强酸、弱酸和两性的性质。这是因为随着原子序数的递增，元素的电子构型发生变化，导致其酸碱性质也随 之改变。
04
氧族元素的重要化合物
氧化物
氧化钠
化学式为Na2O，是一种常见的氧化 物，呈白色，易溶于水，与酸反应生 成对应的盐和水。
氧化镁
化学式为MgO，是一种白色或淡黄色 的氧化物，难溶于水，但能与酸反应 生成对应的盐和水。
硫化物
硫化氢
化学式为H2S，是一种无色、易燃的剧毒气体，具有臭鸡蛋气味，是硫化物中的一种。
生反应。
02
氧族元素的物理性质
氧族元素的原子结构
原子结构相似性
氧族元素具有相似的原子结构，最外 层电子数均为6个，具有相似的电子 排布。
原子半径递变性

氧族元素[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素钋(84Po)．氧族元素位于元素周期表中第ⅥA 族．[氧族元素的原子结构](1)相似性：①最外层电子数均为6个；②主要化合价：氧为－2价，硫、硒、碲有－2、+4、+6价． (2)递变规律：按氧、硫、硒、碲的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．[氧族元素单质的物理性质][氧族元素的化学性质][同素异形体] 由同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．例如，O 2与O 3，金刚石、石墨与C 60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体．注意 “同位素”与“同素异形体”的区别．同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质． [臭氧](1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具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．液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色． (2)化学性质：①不稳定性．O 3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O 3 =3O 2． ②强氧化性．例如：a ．Ag 、Hg 等不活泼金属能与O 3发生反应；b ．O 3+2KI+H 2O ＝O 2+I 2+2KOH ．(此反应可用于O 3的定量分析)(3)用途：①作漂白剂．O 3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO 类似)．如将O 3通入石蕊试液中，溶液变为无色．②消毒剂． (4)制法：3O 22O 3(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系．①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km ～50 km 的大气平流层中(即通常所说的臭氧层)．②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉．大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害．但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层．因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层． [过氧化氢](1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体．市售双氧水中H 2O 2的质量分数一般约为30％． (2)化学性质：①H 2O 2显弱酸性，是二元弱酸．其电离方程式可表示为：H 2＋+ HO 2－ HO 2＋+ O 22－②不稳定性．H 2O 2贮存时就会分解．在其水溶液中加入MnO 2等催化剂，分解速度大大加快．2H 2O 22H 2O+O 2↑说明 该反应原理是实验室制O 2的常见方法之一．其发生装置为“固 + 液不加热”型．③H 2O 2既具有氧化性又具有还原性．H 2O 2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H 2O 2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性．例如：2KMnO 4 + 5H 2O 2 + 3H 2SO 4 ＝K 2SO 4 + 2MnSO 4 + 5O 2↑+ 8H 2O (H 2O 2表现还原性)H 2O 2 + 2KI ＝2KOH + I 2 (H 2O 2表现氧化性)(3)重要用途：①医疗上广泛使用稀双氧水(含H 2O 2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂． ②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂． ③实验室制取氧气． *[硫化氢] (1)物理性质：①硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度比空气大．②硫化氢有剧毒，是一种大气污染物．在制取和使用H 2S 气体时，必须在密闭系统如通风橱中进行． ③在常温、常压下，1体积水中能溶解2.6体积的硫化氢． (2)化学性质：①不稳定性：H 2S 受热(隔绝空气)能分解：H 2S H 2 + S②可燃性：H 2S 气体能在空气中燃烧： 2H 2S + 3O 2(充足)2H 2O + 2SO 2 2H 2S + O 2(不足)2H 2O + 2S(发出淡蓝色火焰) (析出黄色固体)③强还原性：H 2S 中的硫为－2价，处在最低价态，当遇到氧化剂时，硫被氧化为0价、+4价或+6价．如：H 2S +X 2 ＝2HX + S ↓ (X ＝Cl 、Br 、I) H 2S + H 2SO 4(浓) ＝S ↓+ SO 2 + 2H 2O④水溶液显弱酸性．硫化氢的水溶液叫氢硫酸．氢硫酸是一种二元弱酸，具有酸的通性．氢硫酸易挥发，当氢硫酸受热时，硫化氢会从溶液里逸出． (3)实验室制法：反应原理：FeS + 2H ＋＝Fe2＋ + H 2S ↑(因H 2S 有强还原性，故不能用HNO 3或浓H 2SO 4制取H 2S 气体)发生装置：固 + 液 → 气体型装置干燥剂：用P 2O 5或CaCl 2(不能用浓H 2SO 4或碱性干燥剂)．2．二氧化硫 [二氧化硫] (1)物理性质：①二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化． ②易溶于水．在常温、常压下，1体积水能溶解40体积的SO 2气体． (2)化学性质：①二氧化硫与水反应：SO 2 + H 22SO 3(该反应为可逆反应)说明 a ．将装满SO 2气体的试管倒立在滴有紫色石蕊试液的水槽中，一段时间后，水充满试管，试管中的液体变为红色．b ．反应生成的H 2SO 3为二元中强酸，很不稳定，易分解：H 22O + SO 2②二氧化硫与氧气的反应：2SO 2 3 说明 a ．该反应是工业上制造硫酸的反应原理之一．b ．反应产物SO 3是一种无色固体，熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都很低．SO 3与H 2O 反应生成H 2SO 4，同时放出大量的热：SO 3 + H 2O ＝H 2SO 4 + 热量c ．SO 2中的硫处于+4价，因此SO 2既具有氧化性又具有还原性．例如：SO 2 + 2H 2S ＝3S + 2H 2OSO 2 + X 2 + 2H 2O ＝2HX + H 2SO 4 (X ＝C1、Br 、I)③二氧化硫的漂白性：说明 a ．SO 2和C12(或O 3、H 2O 2、Na 2O 2等)虽然都有漂白作用，但它们的漂白原理和现象有不同的特点．Cl 2的漂白原理是因为C12与H 2O 反应生成的HClO 具有强氧化性(O 3、H 2O 2、Na 2O 2等与此类似)，将有色物质(如有色布条、石蕊试液、品红试液等)氧化成无色物质，褪色后不能再恢复到原来的颜色；而SO 2是因它与水反应生成的H 2SO 3跟品红化合生成了无色化合物，这种不稳定的化合物在一定条件下(如加热或久置)褪色后又能恢复原来的颜色，用SO 2漂白过的草帽辫日久又渐渐变成黄色就是这个缘故．b ．SO 2能使橙色的溴水、黄绿色的氯水、紫红色的酸性KMnO 4溶液等褪色，这是因为SO 2具有还原性的缘故，与SO 2的漂白作用无关．c ．利用SO 2气体使品红溶液褪色、加热后红色又复现的性质，可用来检验SO 2气体的存在和鉴别SO 2气体． ④二氧化硫能杀菌，可以用作食物和水果的防腐剂． [二氧化硫的污染和治理](1)SO 2的污染：二氧化硫是污染大气的主要有害物质之一．它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重时还会使人死亡．(2)酸雨的形成和危害：空气中的SO 2在O 2和H 2O 的作用下生成H 2SO 3、H 2SO 4。

CO + O3 = CO2 + O2
慢, O3迅速)
，
2NO2+O3= N2O5+O2
2KI + H2SO4 + O3 = I2 + O2 + H2O + K2SO4 (O2缓 2KI+H2O+O3=2KOH+I2+O2 Mn2++O3 + H2O =MnO2 + 2H+ +O2 2Co2++O3+2H+=2Co3++O2+H2O 用途：污水净化剂、脱净剂、兴奋剂、火箭燃料
离域Π键是由三个或三个以上原子形成的键，不
平行的p轨道(或d轨道，或p, d轨道) (2) 形成大 键的原子轨道能量应相近 (3) p电子的数目小于p轨道数目的两倍。
O O O
O O O
25
②、成键特征
• Ⅰ、O2分子作为结构基础的成键情况 • A、形成过氧化物 O2可以结合两个电子，形成过氧离子O22- ， (得到离子型过氧化物，如过氧化钠Na2 O2 ，过氧化钡BaO2)或共价的过氧链-O-O-， 得到共价型过氧化物如H2O2或过氧酸及盐 (如后面要介绍过一、过二硫酸)。
14
２、氧族元素单质的化学性质
⑴ 与大多数金属反应（S与Fe） ⑵ 均能与氢气化合生成气态氢化物（Te不行） ⑶ 均能在氧气中燃烧 ⑷ 氧化物的对应水化物都为酸
SO2 – H2SO3 SeO2 – H2SeO3 TeO2 –H2TeO3
+4 +4
氧族元素 原子结构的相 似性决定单质 化学性质的相 似性。
30
⑶、臭氧的化学性质：

02
化学性质：氧族元素具有相似的化学性质，如氧化性和还原性
03
物理性质：氧族元素具有相似的物理性质，如密度、熔点、沸点等
04
应用领域：氧族元素在工业、医学、农业等领域具有广泛的应用
氧族元素分类
2
1
氧族元素包括氧、硫、硒、碲、钋五种元素
氧族元素在自然界中广泛存在，如氧气、硫磺、硒酸盐等
氧族元素在周期表中位于第16族
06
取代反应：氧族元素可与其他元素发生取代反应，生成新的化合物
04
氧化还原反应：氧族元素具有氧化性和还原性，可发生氧化还原反应
01
加成反应：氧族元素可与不饱和化合物发生加成反应
03
聚合反应：氧族元素可发生聚合反应，生成高分子化合物
05
配位反应：氧族元素可与金属离子形成配位化合物
02
氧族元素反应条件
碲：用于制造半导体器件、热电材料、催化剂等领域
钋：用于制造放射性同位素电池、探测器等领域
氧族元素在科研中的应用
01
氧族元素在材料科学中的应用：如氧化物陶瓷、高温超导材料等
02
氧族元素在生物科学中的应用：如氧气在生物体内的作用、氧化应激反应等
03
氧族元素在环境科学中的应用：如大气污染防治、水质净化等
钋：放射性同位素、医学研究等
氧族元素应用
1
氧气：生命支持，工业生产，医疗保健
2
臭氧：消毒杀菌，空气净化，水处理
3
硫：肥料，火药，橡胶，塑料
6
钋：放射性同位素，医学成像，工业探伤
5
碲：半导体，热电材料，催化剂，核工业
4
硒：电子工业，太阳能电池，生物医学
氧族元素分类依据

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合物易于水解并还原。化合价已有+2 和+4 价，也有+6 价存在。钋是世 界上最稀有的元素。
以上就是氧族元素的相关信息，想了解更多可以关注科学高分 XX！老 师在这里等着米。熔点 254℃，沸点 962℃。全部钋的同位 素都是放射性的。已知有两种同位素异形体：-Po 为单正方体；-Po 为单 菱形体。在约 36℃时，发生-Po 转化为-Po 的相变。金属、质软。物理 性质似铊、铅、铋。化学性质近似碲。溶于稀矿酸和稀氢氧化钾。钋的化
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氧族元素有哪些
氧族元素是位于元素周期表上Ⅵ 族元素，包含氧〔O〕、硫〔S〕、 硒〔Se〕、碲〔Te〕、钋〔Po〕、鉝〔Lv〕六种元素，其中钋、鉝为金属， 碲为准金属，氧、硫、硒是典型的非金属元素。那么接下来跟着一起来深 入了解一下氧族元素吧！
硫 单质物理性质： 通常为淡黄色晶体，它的元素名来源于拉丁文，原意是鲜黄色。单质 硫有几种同素异形体，菱形硫〔斜方硫〕和单斜硫 是如今已知最重要的 晶状硫。它们都是由 S8 环状分子组成。 密度 熔点 沸点 存在条件 菱形硫(S8) 2.07 克/立方厘米 112.8℃ 444.674℃ 200℃以下 单斜硫(S8) 1.96 克/厘米 3 119.0℃ 444.6℃
氧 氧气通常条件下是呈无色、无臭和无味的气体，密度 1.429 克/ 升，1.419 克/立方厘米〔液〕，1.426 克/立方厘米〔固〕，熔点-218.4℃， 沸点-182.962℃，在-182.962℃时液化成淡蓝色液体，在-218.4℃时凝固 成雪状淡蓝色。固体在化合价一般为 0 和-2。电离能为 13.618 电子伏 特。

SO2 + H2S == S↓+2 H2O 还原性： SO2<H2SO3<亚硫酸盐 SO2能和一些有机色素结合成为无色的化 合物。
SO3 是一种强氧化剂。
SO2是大气中一种主要的气态污染物。含 有SO2的空气不仅对人类及动植物有毒害， 还会腐蚀金属制品，损坏油漆颜料，织物和
皮革、形成酸雨等。
15-3-3 硫 的 含 氧 化 合 物
3．硫酸盐有哪些主要性质？ ❖ 易溶性。除Ca2+、Sr2+、Ba2+、Pb2+、Ag+、Hg2+
外，一般硫酸盐都易溶于水。 ❖ 热稳定性大。8e-构型的阳离子的盐通常
1273K不分解。18e-、（18+2）e-、9-17e-构 型热稳定性略差。 ❖ 易形成复盐（成矾）。多数硫酸盐有形成复 盐的趋势。
3．硫酸盐有哪些主要性质？
4．S2O32-中S的氧化数为+Ⅱ，处于中间氧化 态，为什么S2O32-只表现出还原性，而不表 现出氧化性？S2O32-有哪些主要性质？ 5．S2O42-、H2S2O7、S2O82-均含有两个S， 它们的主要性质有何不同，为什么？（从结
构角度理解说明
15-3-3 硫 的 含 氧 化 合 物
15-2-4 过 氧 化 氢
1．H2O2有哪几种制备方法？ ❖ 复分解法：
用稀硫酸与BaO2或Na2O2反应来制备过氧化氢
❖ 电解法： 电解硫酸氢盐溶液，将电解产物过二硫酸 盐进行水解，得到H2O2溶液
❖ 乙基蒽醌法
O
C2H5
Pd
+ H2
O 乙基蒽醌
OH
C2H5 + O2
OH
OH C2H5
OH 乙基蒽醇 O