高一化学第六章氧族元素环境保护氧族元素复习课

氧族元素复习课●教学目标1.掌握氧族元素原子结构与元素化学性质的递变规律。2.掌握二氧化硫的化学性质，了解其用途及对空气的污染，增强环保意识。3.掌握浓硫酸的化学特性及硫酸根离子的检验方法。4.通过硫及其重要化合物的相互转化关系的学习，培养学生归纳、总结知识的能力。5.通过针对练习，训练学生知识迁移和应用能力。6.进一步体会学习元素化合物知识的方法。●教学重点1.氧族元素的原子结构与元素化学性质的递变规律。2.归纳总结硫及其重要化合物之间的相互转化关系。3.硫酸根离子的检验方法。●教学难点硫及其重要化合物之间的相互转化。●课时安排1课时●教学方法归纳总结、练习巩固●教具准备投影仪●教学过程［讲述］硫及其重要化合物包括的物质较多，性质也较复杂，而掌握物质的化学性质是本章学习的重点。为此，建议从三个方面去把握：（1）单质、化合物的相互关系；（2）元素价态与性质的关系；（3）是否具有特殊性。每一种物质要往类上归纳，掌握其通性，同时还要注意它所处的价态，掌握其氧化性和还原性，另外考虑物质有无特殊性。［板书］一、知识点及规律（投影展示）1.氧族元素原子结构和元素性质［投影板书］由学生归纳表中内容。元素名称及元素符号氧（O）硫（S）硒（Se）碲（Te）核电荷数8163452电子层数2345最外层电子数6666结构相似性最外层都有6个电子，化学反应中易得2个电子，表现－2价递变性随核电荷数增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大化合价－2－2、+4、+6－2、+4、+6－2、+4、+6密度随核电荷数的增加，单质密度逐渐增大熔沸点随核电荷数的增加，单质熔沸点逐渐升高与H2化合难易点燃剧烈化合加热时化合较高温时化合不直接化合氢化物稳定性随核电荷数的增加，气态氢化物稳定性逐渐减弱氧化物化学式——SO2、SO3SeO2、SeO3TeO2、TeO3氧化物对应水化物化学式——H2SO3、H2SO4H2SeO3、H2SeO4H2TeO3、H2TeO4氧化剂：HNO3、浓H2SO4KMnO4、O2、Cl2、Br2、I2等最高价氧化物水化物酸性随核电荷数增加，最高价态氧化物的酸性逐渐减弱（O除外）元素的非金属性随核电荷数增加，元素非金属性逐渐减弱2.价态与氧化性、还原性的规律［学生小结］H2S及－2价硫化物中，硫的价态最低，硫元素只具还原性，浓硫酸中，硫的价态最高，硫元素只具氧化性，而单质硫、二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐中的硫处于中间价态，既具有氧化性，又具有还原性。3.H2S和S2－有较强的还原性，应掌握以下规律：［说明］O2、Cl2因条件不同，位置可能有变化。［举例］如H2S+I2====S↓+2HI2H2O+2F2====O2+4HF显然，上述关系式中，S2－应具较强的还原性，易被氧化。［学生小结并投影板书］S2－S↓［说明］S2－被氧化时，常产生单质硫的浅黄色沉淀，这是实验中的重要现象，依此可推断。4.掌握下列物质的性质及其应用（1）硫：氧化性、还原性（2）硫化氢：不稳定性、还原性（包括可燃性）（3）氢硫酸：不稳定性、弱酸性、还原性（S－2）、氧化性（H+）（4）二氧化硫：酸性氧化物的性质、还原性、氧化性、漂白性（5）亚硫酸：酸性、不稳定性、氧化性、还原性（6）浓硫酸：酸性、难挥发性（高沸点）、稳定性、吸水性、脱水性、强氧化性5.二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐的还原性比较按SO2H2SO3NaSO3顺序还原性增强。［讲述］H2SO3、Na2SO3通常就可被O2氧化。因此，保存和使用时要防止被氧化变质。而SO2则需在催化剂、加热条件下才能转化为SO3。那么SO2通常可被哪些氧化剂氧化呢？［回答］如溴水、高锰酸钾溶液等。6.掌握二氧化硫的漂白原理，以及与HClO漂白原理的差异，并对高中阶段出现的具有漂白能力的物质进行归纳总结。［引导分析并投影板书］氯水、臭氧、过氧化钠、过氧化氢二氧化硫还原性依次增强氧化性依次增强H2SSSO2H2SO4－20+4+6还原性依次增强氧化性依次增强S2－I－Br－Cl－F－SI2Br2Cl2O2F2+4+4+4漂白原理氧化漂白非氧化漂白漂白效果永久性暂时性7.掌握SO24的鉴别方法并思考如何检验SO23［引导小结并投影板书］SO24：加盐酸酸化后，再加可溶性钡盐SO23：加稀硫酸后，将气体通入品红溶液中8.对比SO2和CO2的性质，掌握区分两者的方法［过渡］下面围绕代表元素硫展开复习［板书］二、硫及其重要化合物的性质［投影］［练习］如何实现上述转化，写出有关的化学方程式，并思考体现了物质什么样的化学性质。［投影讲评］①S+H2====H2S*②S+Fe====FeS*③S+2Cu====Cu2S④S+O2SO2*⑤H2S+Cl2====S↓+2HCl(O2、Br2、I2、浓H2SO4等)*⑥H2S+CuSO4====CuS↓+H2SO4⑦H2S+2NaOH====Na2S+2H2O*⑧FeS+2H+====Fe2++H2S↑(非氧化性酸)*⑨Na2S+2HCl====2NaCl+H2S↑(非氧化性酸)⑩Na2S+CuSO4====Na2SO4+CuS↓○11SO2+H2O====H2SO3○12SO2+2NaOH====Na2SO3+H2O○13SO2+2H2SS↓+2H2O*○142SO2+O22SO3○15SO3+H2O====H2SO4○16SO3+2NaOH====Na2SO4+H2O*○172Na2SO3+O2====2Na2SO4○18H2SO4+BaCl2===BaSO4↓+2HCl*○192H2SO4(浓)+Cu====CuSO4+SO2↑+2H2O○20Na2SO4+BaCl2====BaSO4↓+2NaCl*○212H2SO3+O2====2H2SO4○22Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑［强调］注意上述画“*”号的反应［设疑］（1）对比○14与○17○21，说明什么？（2）反应⑧⑨可加酸为非氧化性酸，如HCl、稀H2SO4，能否加浓H2SO4或HNO3？（3）反应⑤体现了H2S的什么性质？（4）对比通常酸和盐的反应，反应⑥有何特点？（5）反应⑨体现了浓H2SO4什么性质？====点燃△催化剂△△△△（6）反应○18○20的离子方程式怎样写？［提问并回答］（1）说明SO2转化为亚硫酸、亚硫酸盐之后，还原性增强，更易被氧气氧化。（2）FeO、Na2S均因含－2价硫而具有还原性（3）反应⑤体现了H2S的还原性。（4）反应⑥违背通常强酸制弱酸的规律，比较特殊。（5）反应○19体现了浓H2SO4的强氧化性和酸性。（6）反应○18○20的离子方程式相同：SO24+Ba2+====BaSO4↓［过渡］本章含硫化合物中，SO2、H2S均为有毒气体，是大气污染物，因此实验和使用时应注意安全，注意环保。三、环境保护［练习］1.下列关于硒的叙述，错误的是（）A.硒化氢有毒，有恶臭，比H2S更易分解B.H2SeO3是弱酸C.硒在空气中燃烧生成SeO2D.H2Se气体的水溶液不具酸性解析：据氧族元素化学性质的相似性和递变规律来分析，Se和S同族又相邻，对比硫化氢、亚硫酸、氢硫酸及硫和氧气的反应，即可找出答案。答案：D2.下列物质不能由单质直接化合得到的物质是()A.CuSB.FeSC.H2SD.SO3解析：此题考查单质硫的化学性质。硫的化学性质同O2相似，能跟大多数金属化合表现氧化性，但其氧化性较O2弱，与Cu、Fe等变价金属反应时得到的是低价态金属硫化物。硫可被氧气氧化，直接产物为SO2。加热时硫可与氢气化合生成硫化氢。答案：AD3.在下列物质中，既能跟硫化氢反应又能跟溴水反应的是()①硫化钠溶液②二氧化硫饱和溶液③硫酸铜溶液④硝酸银溶液A.②④B.①③C.①②④D.①②③④解析：①Na2S+H2S====2NaHSNa2S+Br2====2NaBr+S↓②2H2S+SO2====3S↓+2H2OSO2+Br2+2H2O====H2SO4+2HBr③CuSO4+H2S====CuS↓+H2SO4CuSO4+Br2≠④H2S+2AgNO3====Ag2S↓+2HNO3Br2+H2O+2AgNO3====AgBr↓+AgBrO+2HNO3答案：C4.检验某未知溶液中是否含有SO24的下列操作中最合理的是()A.加入硝酸酸化了的硝酸钡溶液B.先加硝酸酸化，再加硝酸钡溶液C.先加盐酸酸化，再加氯化钡溶液D.先加盐酸酸化，再取上层清液加入氯化钡溶液E.加入盐酸酸化了的氯化钡溶液解析：检验SO24时，加酸主要是为排除SO23、CO23、Ag+的干扰。A、B无法排除SO23的干扰。C的未知液中若含有Ag+，加盐酸酸化时会生成AgCl沉淀。对SO24的检验造成影响。E无法排除Ag+的干扰。答案：D5.将浓硫酸慢慢注入浓盐酸中，产生的现象是()A.放出黄绿色气体B.冒白雾，混合物温度升高C.液体四溅D.冒白烟，液体四溅解析：浓硫酸具强吸水性且吸水放热，浓盐酸具强挥发性，浓硫酸不能氧化盐酸。因此，实验中会冒白雾且混合液温度升高，但由于是“慢慢注入”，所以不会造成液体四溅。答案：B6.下列反应的离子方程式是否正确？如不正确，请改正。(1)硫化亚铁和稀硫酸反应：S2－+2H+====H2S↑(2)石灰乳和盐酸反应：OH－+H+====H2O(3)氢氧化钡溶液和稀硫酸反应：Ba2++OH－+H++SO24====BaSO4↓+H2O(4)足量的氢氧化钠溶液和碳酸氢钙溶液反应：OH－+Ca2++HCO3====CaCO3↓+H2O(5)向10%的40g氢氧化钠溶液中通入标准状况下的硫化氢气体2.24L：2OH－+H2S====S2－+2H2O解析：（1）不正确，硫化亚铁难溶，应用化学式表示。（2）不正确，石灰乳应用化学式表示。（3）不正确，因为1molBa(OH)2能电离出2molOH－，1molH2SO4能电离出2molH+，所以该离子方程式中OH－、H+及H2O的计量数应为2。（4）不正确，1molCa(HCO3)2可以电离出2molHCO3，可跟2mol的OH－反应，得到2molCO23，其中1molCO23又跟Ca2+结合，生成CaCO3沉淀，另有2mol的H2O生成。（5）不正确，10%的NaOH溶液40g中含NaOH4g与标准状况下2.24L的H2S反应，应生成0.1mol的水和0.1mol的HS－离子，而不是0.1molS2－离子和0.2molH2O。答案：以上各离子方程式都不正确，正确的离子方程式应为：(1)FeS+2H+====Fe2++H2S↑(2)Ca(OH)2+2H+====Ca2++2H2O(3)Ba2++2OH－+2H++SO24====BaSO4↓+2H2O(4)2OH－+Ca2++2HCO3====CaCO3↓+CO23+2H2O(5)OH－+H2S====HS－+H2O［总结］“冰冻三尺，非一日之寒”，希望大家是坚持不懈的有心人。［布置作业］课本P144～145习题［参考练习］1.24mL浓度为0.05mol·L－1的Na2SO3溶液，恰好与20mL浓度为0.02mol·L－1的K2Cr2O7(重铬酸钾)溶液完全反应，则元素Cr在被还原产物中的化合价为()A.+6价B.+3价C.+2价D.0价解析：此题应根据氧化还原反应中，得失电子守恒的规律解答。在氧化还原反应里，还+6原剂失去电子的总数，一定等于氧化剂得到电子的总数。即还原剂的物质的量×1mol还原剂失去电子的总物质的量=氧化剂的物质的量×1mol氧化剂得到电子的总物质的量。设：1molCr被还原得xmol电子，则24×10－3L×0.05mol·L－1×2＝20×10－3L×0.02mol·L－1×2x解得：x=3，所以Cr在被还原的产物中显+3价。答案：B2.列举四种不同类别的试剂，只要选用其中任一种都可以鉴别K2S和K2SO4两种无色溶液。（注意：鉴别时可依据的离子方程式相同的算同一类别的试剂）（1）四种试剂的名称是①、②、③、④。（2）鉴别可依据的化学反应的离子方程式依次是①、②、