教学设计：氧族元素.doc

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第十八讲氧族元素
【考纲要求】
1.理解氧族元素的性质递变规律；
2.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；
3.了解硫的氧化物对环境的污染及环境保护的意义
氧族元素环境保护基础知识
一、氧族元素
1．氧族元素符号及核电荷数,,,,。最外层电子数为,最高正价（除O外），负价。
2．共性（用R表示氧族元素）：
（1）氢化物通式，除H2O外，氢化物的水溶液显性。
（2）除O外，都有氧化物、，及其水化物、，其中化合价是、；最高价氧化物的水化物的化学式为。
3．氧族元素性质递变：从O—Te，非金属性逐渐，金属性逐渐。
（1）与H2化合的能力及氢化物稳定性（从上到下）（与H2不直接化合），氢化物水溶液的酸性、还原性。
（2）单质熔沸点、密度，为半导体。
（3）氧族比同周期卤素非金属性要。
二、硫
1、硫单质为_色固体，溶于CS2，溶于水，溶于酒精。
2、氧化性：
①与金属反应：S+Fe==，S+Cu==,生成价金属硫化物。
②与非金属反应：S+H2==
3、还原性：S+O2==
三、臭氧：色味的气体，具有性，可作漂白剂。
与氧气相互转化：。
同素异形体：定义：；
例如：。
四、过氧化氢（水溶液俗称）
H2O2的化学性质：（1）（2）（3）弱酸性
（4）不稳定性：（5）漂白性
五、硫化氢
1、物理性质：色气味的气体，ρρ空气，能溶于水，有性，
2、化学性质：⑴可燃性：O2充足；
O2不足。

⑵还原性：
a．与SO2反应
b．与卤水反应（用X2表示Cl2、Br2、I2）
c．H2S能与KMnO4、HNO3、浓H2SO4、FeCl3等氧化剂反应。
⑶不稳定性：；⑷弱酸性
3、实验室制H2S：
六、二氧化硫
1、物理性质：色气味的气体，溶于水，液化。
2、化学性质
⑴酸性氧化物通性：
①SO2+O2==，②SO2+NaOH==；③SO2+CaO==。
⑵漂白性：与Cl2漂白有何不同？
⑶氧化性：与H2S反应：
⑷还原性：与O2反应
与卤素X2=(Cl2、Br2、I2)反应
3．SO2的实验室制取：
4．SO2鉴别：
如何鉴别SO2、CO2混合气中含有CO2？
如何除去CO2中的SO2气体？。
七、硫酸
1．浓硫酸的性质：色状液体，高沸点难挥发的二元强酸，能与水以任意比例混溶。此外还有、、等特性，其强氧化性体现在H2SO4分子中的上。
（1）铜与浓硫酸反应：__。
（2）C与热的浓硫酸反应：。
（3）浓硫酸常温下使钝化。
2．SO42-检验：-。加过量盐酸酸化是防止离子干扰。
3．SO32-检验：。

参考答案
氧族元素复习提纲
1．氧族元素符号及核电荷数_8__,_16_,_34_,_52_,_84__。最外层电子数为__6_,最高正价__+6__，（除O外），负价_－2_。
2．共性（用R表示氧族元素）：
（1）用R表示氧族元素，氢化物通式H2R，除H2O外，氢化物的水溶液显酸性。、（2）除O外，都有氧化物_RO2__、_RO3_，及其水化物__H2RO3__、_H2RO4__，其中化合价是__+4__、_+6___；最高价氧化物的水化物的化学式为H2RO4,酸性的变化规律为H2SO4＞H2SeO4＞H2TeO4。
3．氧族元素性质递变：从O—Te，非金属性___逐渐减弱_______，金属性__逐渐增强________。
（1）与H2化合的能力及氢化物稳定性（从上到下）__逐渐减弱___（Te与H2不直接化合），氢化物的酸性、还原性__逐渐增强_。
（2）单质熔沸点、密度__逐渐增大__，_Se_为半导体。
（3）氧族比同周期卤素非金属性要弱，_F2+2H2O=4HF+O2_，
_Cl2+H2S=2HCl+S___，H2S+I2=2HI+S__。
4．硫的物理性质、化学性质、存在、用途
（1）硫分子属于非极性分子，_淡黄_色固体，易溶于CS2，难溶于水，微溶于酒精。
（2）氧化性：
①与金属反应
S与Fe反应生成FeS，S与Cu反应生成Cu2S，这说明硫与变价金属反应时，变价金属呈低价，这与卤素有何不同？为什么？
Cl2Br2氧化性较强，与变价金属反应时，金属呈高价，I2与S相似。
另外，与在常温下反应：Hg+S=HgS，可用于消除洒落的汞的污染。
与反应：2Ag+S=Ag2S，可用于鉴别真假银。
②与非金属反应与反应生成H2S。
（3）还原性
S与氧气反应：在空气中，现象：淡蓝色火焰，放热，产生刺激性气味气体，
方程式：S+O2SO2。
在纯氧中，现象：蓝紫色火焰，放热，产生刺激性气味气体，
方程式同上。
S与浓硫酸反应：S+2H2SO4(浓)3SO2↑