氧族元素_环境保护知识总结

第1页,共13页氧族元素知识复习总结一、氧族元素元素氧（O）硫（S）硒（Se）碲（Te）核电荷数8163452原子结构示意图化合价－2－2，＋4，＋6－2，＋4，＋6－2，＋4，＋6颜色无色黄色灰色银白色状态气体固体固体固体原子半径逐渐增大密度逐渐增大与H2化合难易点燃剧烈反应加热时化合较高温时化合不直接化合氢化物稳定性稳定性逐渐减弱酸性逐渐增强氧化物化学式SO2SO3SeO2SeO3TeO2TeO3氧化物对应水化物化学式H2SO3H2SO4H2SeO3H2SeO4H2TeO3H2TeO4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(1)原子结构的异同相同点：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。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，3624OROR和，其对应的水化物为含氧酸，均有酸的通性。气态氢化物H22R；H2S、H2Se、H2Te其水溶液都显酸性，除H2Ｏ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：第2页,共13页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。4．臭氧的产生、应用及臭氧层的保护（1）产生：3O22O3（2）应用：能吸收紫外线，并且是一种很好的漂白剂和消毒剂。三、过氧化氢1．过氧化氢的分子结构过氧化氢是含有极性键和非极性键的极性分子，共价化合物，其结构式为：H-O-O-H，电子式为：2．物理性质：无色粘稠液体，水溶液俗称双氧水，市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30%。3．化学性质：（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性H2O2H++HO2-HO2-H++O22-（2）氧化性H2O2＋2KI＋2HCl＝2KCl＋I2＋2H2O2Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝2Fe3＋＋2H2OH2O2＋H2S＝S↓＋2H2OH2O2＋SO2＝H2SO4注：在酸性条件下H2O2的还原产物为H2O，在中性或碱性条件其还原产物为氢氧化物.（3）还原性2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2OH2O2＋Cl2＝2HCl＋O2注：H2O2的氧化产物为O2（4）不稳定性2H2O2△2H2O+O2(实验室快速制取少量O2的方法)4、H2O2的保存方法实验室里常把H2O2装在棕色瓶内避光并放在阴凉处。5、H2O2的用途作消毒、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，纯H2O2还可作火箭燃烧的氧化剂等。四、硫⑴物理性质：常温下是一种淡黄色的晶体，俗称硫磺，熔、沸点较低，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2，自然界中，游离态的硫可存在于火山喷口附近⑵化学性质：①与金属反应：S+2Na===Na2SS+Hg===HgSS+2Ag===Ag2S3S+2Al△Al2S3Fe+S△FeS2Cu+S△Cu2S第3页,共13页②与非金属反应：H2＋S△H2S(氧化性)S+O2点燃SO2(还原性)③与碱反应：3S＋6NaOH△2Na2S＋Na2SO3＋3H2O（既表现氧化性又表现还原性）五、硫化氢、硫化物1、物理性质含有极性键的极性分子。弱电解质，共价化合物。常温下为无色有臭鸡蛋气体的气体，有剧毒，密度比空气大，能溶于水（1：2.6），其水溶液叫氢硫酸。气体溶解性归纳：NH31:700;HCl1:500;SO21:40;H2S1:2.6;Cl21:2;CO21:12、化学性质：理解硫化氢的性质，需要知道H2S的化合价。H2S中S元素为－2价，可以升高到＋2，＋4,＋6价，所以H2S有比较强的还原性。又由于S元素是比较弱的非金属，其氢化物较难生成，所以其氢化物有比较弱的稳定性。（1）强还原性①可燃性：实质是S的化合价发生了－2→0→＋4的递增。2H2S+O2点燃2S+2H2O(不完全燃烧)2H2S+3O2点燃2SO2(完全燃烧)②能被Fe3＋、O2、X2、浓H2SO4、SO2等氧化剂氧化H2S＋X2＝2HX＋S（X＝Cl、Br、I）[非金属性：F2O2Cl2Br2I2S]H2S＋H2SO4（浓）＝S↓＋SO2↑＋2H2O[S的化合价：-2→0；＋4←＋6，接近不交叉]H2S＋2FeCl3＝2FeCl2＋S↓＋2HCl[氧化性：Fe3+S]2H2S＋SO2＝3S＋2H2O[归中反应]（2）不稳定性H2S△H2+S大约在300度的温度时发生分解。（3）水溶液（氢硫酸）的弱酸性H2SH++HS-HS-H++S2-NaOH+H2S=NaHS+H2O(H2S足量)2NaOH+H2S=Na2S+H2O(H2S少量)该方法可以用来除去H2S气体。注：氢硫酸露置在空气中容易变质2H2S＋O2＝2H2O＋2S↓（4）与许多盐溶液发生沉淀反应CuSO4＋H2S＝CuS↓＋H2SO4H2S＋Pb(Ac)2＝PbS↓＋2HAc该反应用来给H2S验满。2AgNO3＋H2S＝Ag2S↓＋2HNO33、实验室制法反应原理：FeS＋2HCl＝FeCl2＋H2S↑反应装置：固＋液气（可用启普发生器）收集方法：向上排空气法验满：湿润的Pb(Ac)2试纸变黑，即可证明收集满了H2S尾气吸收：CuSO4溶液4、硫化物的性质：第4页,共13页①化合难易：KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu易－－－－－－→难②颜色K→Zn白色或无色FeSPbSCuSCu2SAgS黑色HgS(辰砂、朱砂)红色③溶解性K2SNa2S溶于水和酸CaS水解得Ca(HS)2MgSAl2S3水解得沉淀和气体ZnSFeSSnS2不溶于水，但可溶于酸PbS、CuS、HgS、Ag2S既不溶于水，也不溶于酸CuSO4＋H2S＝CuS↓＋H2SO4说明CuS既不溶于水，也不溶于酸六、二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐1、SO2的物理性质含有极性共价键的极性分子。非电解质，共价化合物。（1）无色、有刺激性气味的有毒气体；（2）密度比空气大，易液化，沸点为－10℃；（3）易溶于水，常温常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO2。2、SO2的化学性质（1）SO2属酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性SO2+H2O=H2SO3SO2+CaO=CaSO32NaOH+SO2=Na2SO3+H2O(SO2少量)NaOH+SO2=NaHSO3(SO2足量)Ca(OH)2+SO2=CaSO3↓(白色)+H2O(SO2少量)Ca(OH)2+2SO2=Ca(HSO3)2(SO2足量)SO2+NaHCO3=NaHSO3+CO2(SO2足量)SO2+2NaHCO3=NaHSO3+2CO2+H2O(SO2少量)除去CO2中混有SO2气体的方法（2）较弱的氧化性——还原产物为SSO2＋2H2S＝3S＋2H2O（气体或溶液中均可进行）（3）较强的还原性——氧化产物为SO3、H2SO4或硫酸盐常见的氧化剂有Cl2、Br2、I2、KMnO4/H＋、HNO3、Fe3＋、O2等，故SO2能使溴水和酸性KMnO4溶液褪色。SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX（X＝Cl、Br、I）2FeCl3＋SO2＋2H2O＝2FeCl2＋H2SO4＋2HCl2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO42SO2+O2催化剂△2SO3H2O2＋SO2＝H2SO4Na2O2＋SO2＝Na2SO4（4）漂白性：SO2的漂白原理：SO2溶于水生成H2SO3，H2SO3跟某些有色物直接化合生成不稳定的无色化合物[该物质在一定条件下（如加热）可分解，使物质又恢复原来的颜色第5页,共13页O3、HClO、Na2O2、H2O2的漂白原理：它们可将有色物质氧化成稳定的无色物质[该物质一般不会转化为原来有色的物质另外，活性炭具有强的吸附性能，也能使一些有色物质褪色。品红溶液中通入SO2，褪色，加热至沸腾又恢复红色；品红溶液中通入Cl2，褪色加热至沸腾不恢复红色。紫色石蕊试液中通入SO2，很快变红，(H2SO3有酸性)；紫色石蕊试液中通入Cl2，先变红后褪色(氯水中有H+、HClO)SO2不漂白指示剂。漂白剂分类：氧化型：HClO次氯酸盐和过氧化钠，双氧水，臭氧等，且都能使指示剂褪色。化合型：如SO2吸附型：活性炭，胶体，硅藻土等漂白是指使有机色质褪色，使无机色质褪色如溴水、KMnO4CuSO45H2O等不称为漂白作用3、SO2的制备⑴工业制法燃烧硫或煅烧金属硫化物制取SO2。S+O2点燃SO24FeS2+11O2高温2Fe2O3+8SO2⑵实验室制法（1）反应原理：Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O（2）反应装置：固＋液→气（因为Na2SO3是粉未状的固体，易溶于水，故不能用启普发生器制SO2）（3）收集方法：向上排空气法（4）检验SO2：品红溶液（若溶液褪色，即可证明气体成分为SO2）（5）验满：湿润的蓝色石蕊试纸（若变红，即可证明收集满了SO2）（6）尾气吸收：碱液（如NaOH溶液）4、SO2的用途制H2SO4；可作漂白剂，漂白纸浆、毛、丝、草编制品等；杀灭霉菌和细菌，作食物和干果的防腐剂。5、SO2对环境的污染（1）酸雨的形成正常的雨水由于溶解CO2形成弱酸H2CO3，pH约为5.6。酸雨的形成是一种复杂的大气化学和大气物理过程。一般认为，酸雨是由于人为排放的SO2等酸性气体进入大气后，造成局部地区大气中的二氧化硫富集，在水凝结过程中溶解于水形成亚硫酸，然后经某些污染物的催化作用及氧化剂的氧化作用生成硫酸，随雨水降下形成酸雨。酸雨中的酸度主要是由H2SO4和HNO3造成的，pH＜5.6。2SO2+O2催化剂2SO3SO3+H2O=H2SO4SO2+H2OH2SO32H2SO3+O2=2H2SO4（2）SO2的来源空气中的SO2主要来自化石燃料（如煤等）的燃烧，以及含硫矿石（如FeS2等）的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。（3）净化与回收第6页,共13页由于SO2有毒，无论是工业制取还是实验室制取或使用SO2时，多余的气体必须吸收处理（如NH3·H2O、NaOH等），以免污染环境。6、亚硫酸及亚硫酸盐SO2溶于水，所得溶液称为亚硫酸。H2SO3是二元中强酸，电离方程式为：H2SO3H++HSO3-，HSO3-H++SO32-H2SO3酸性比H2CO3强。H2SO3只存在于水溶液中，容易分解为SO2和H2O。H2SO3在空气中容易被空气中的O2氧化，使溶液的酸性增强。亚硫酸盐具有还原性，容易被空气中O2氧化。如Na2SO3露置在空气中变质的化学方程式为2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4H2SO3与H2S可发生反应，H2SO3＋2H2S＝3S↓＋3H2O。SO32－与S2－在中性或