【基础知识版】2013-2014学年 新课标高中化学总复习专题十七.doc

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：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？Cl2 Br2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=Hg S ，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。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+2H2O 。（4）点燃黑火药的化学方程式S+2KNO3+3CK2S+N2+3CO2（5）和热的氢氧化钠溶液反应：3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O试管壁上粘有硫可用CS2清洗或热NaOH清洗。5氧气、臭氧（O3是 淡蓝色 色 特殊臭 味的气体）氧气(O2)臭氧(O3)化学性质常温与金属（强氧化性）易与Na Mg Al等活泼金属反应氧化性比O2强，易和多数金属反应，6Ag+O3=3Ag2O漂白性无可漂白有机色质相互转化3O2 2O32O33O2用途支持燃烧，供给呼吸脱色剂、消毒剂关系O2 和O3是氧元素的同素异形体同位素同素异形体定义质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子由同种元素组成性质不同的单质属于同一元素不同原子同元素不同单质举例H的同位素1 1H、2 1H、3 1HC元素的同素异形体有金刚石、石墨性质物性不同，化性相似物性不同，化性相似6H2O2的水溶液俗称双氧水催化剂H2O2的化学性质：（1）氧化性 （2）还原性 （3）弱碱性（4）不稳定性：制氧气反应方程式2H2O2 = 2H2O+O2(氧化性：H2O2 O2) 保存： 阴凉、避光、棕色瓶保存 。（5）漂白性：可使有色物质褪色。用途：作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、作了生产过氧化物原料。练习：写离子反应方程式H2O2与酸性KMnO4： 2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2+5O2+8H2O 酸化的H2O2与SO2： SO2+H2O2=H2SO4 酸化的H2O2与Fe2+： 2Fe+H2O2+2H+=2Fe+2H2O 7H2S的物理性质、化学性质、制法与鉴别：物理性质： 无 色 臭鸡蛋 气味的气体， 大于 空气，能溶于水，有 毒 性，是一种大气污染物，所以在制取和使用时，必须在通风橱中进行。（1）实验室制H2S：化学方程式： FeS+2H+=Fe2+H2S(稀HCl 、稀H2SO4) 不用浓硫酸、浓盐酸制H2S的原因浓H2SO4有强氧化性，能氧化H2S；浓盐酸有挥发性，使产生的H2S气体中混有HCl气体。（2）化学性质：可燃性,燃烧方程式：2H2S+O2 2S+2H2O，2H2O+3O2 2SO2+2H2O强还原性a与SO2反应（电子转移的方向、数目、氧化产物和还原产物物质的量之比） 失4e- 2H2S+2SO2=3S+2H2O n(氧化产物)：n(还原产物)=2：1 ， 得4e-b与卤水反应_H2S+X2=2HX+S_（用X2表示Cl2、Br2、I2），这说明卤素比硫_氧化性强，还原性S2-_ _I-；cH2S能与KMnO4、HNO3、浓H2SO4、FeCl3等氧化剂反应d氢硫酸在空气中放置变浑浊，方程式 2H2S+O2=2S+2H2O 。不稳定性 H2S H2+S 弱酸性 H2S H+HS- S2-+H2+=H2S 8不溶于水也不溶于稀酸的金属硫化物有CuS（黑）、Ag2S（黑）、 PbS（黑）它们可溶于浓硝酸。所以CuSO4、Pb（NO3）2可以与H2S反应生成沉淀。写出化学方程式：CuSO4+H2S=CuS+H2SO4 、 Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3 。 用湿润的Pb（CH3COO）2试纸检验H2S： Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3 ；用CuSO4溶液除去H2S： CuSO4+H2S=CuS+H2SO4 。9SO2化性（1）酸性氧化物通性：与水反应生成酸 SO2+H2O=H2SO3 ，与碱反应生成盐和水如NaOH：（与足量NaOH） SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O ；可用于吸收SO2（与少量NaOH） SO2+NaOH=NaHSO3 ； 又如石灰水：（与足量Ca(OH)2） CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O ； （与少量Ca(OH)2） 2CO2+Ca(OH)2=Ca(HCO3)2 ；与碱性氧化物的反应 如“钙基固硫” SO2+ CaO= CaSO3 。（2）漂白性：与Cl2漂白有何不同？ SO2漂白性是与有机色素结合生成不稳定的无色物质，受热时会恢复原来的有色物质；Cl2与H2O生成的HClO具强氧化性，漂白后不可复原。 （3）氧化还原性（以还原性为主）：写出化学方程式SO2氧化性：与H2S反应： 2H2S+SO2=2S+2H2O SO2还原性：与O2反应 2SO2+ O22SO3 与卤素X2 =( Cl2、Br2、I2)反应 SO2+2H2O+X2=H2SO4+2HX SO2能使KMnO4溶液褪色 5SO2+2MnO4-+2H2O=5S2O42-+2Mn2+4H+ 10 SO2的实验室制取：Na2SO3+H2SO4（较浓）= Na2SO4+H2O+SO2； 11SO2鉴别： SO2气体能使品红溶液褪色，加热时又恢复红色。 如何鉴别SO2、CO2混合气中含有CO2？ 先除SO2，再检验SO2是否除尽，最后用石灰水检验CO2 如何除去CO2中的SO2气体？ 饱和碳酸氢钠溶液或卤水或酸性高锰酸钾溶液 12SO32-、S2-检验（加稀盐酸或稀H2SO4产生SO2、H2S）离子方程式为(加稀盐酸或稀H2SO4产生SO2 、H2S)离子方程式为SO32-+2H+=H2O+SO2 S2-+H2+=H2S _ 弱酸根离子一般应用强酸（HCl、H2SO4）检验。13亚硫酸盐在空气中长期放置，变质的原因 2SO32-+O2=2SO42- 。写出Na2SO3与HCl、O2、SO2、BaCl2反应的离子方程式：SO32-+2H+=SO2+H2O 、 2HO32-+O2=2SO42- SO32-+SO2+H2O=2HSO3- 、 SO32-+Ba2+=BaSO3 14SO3在标况下不是气体，是 固 体。它是_硫酸_的酸酐，具有酸性氧化物的性质。 写出SO3与NaOH反应方程式： SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O 15浓硫酸的一般性质： 高沸点的二元强酸。此外还有吸水性、脱水性、强氧化性等特性，其强氧化性体现在H2SO4分子中的+6价S上。（1）铜与浓硫酸反应方程式：Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2+2H2O _，由此可知，金属与浓硫酸反应一般需_（条件），金属被氧化为 _高价硫酸盐_，浓硫酸一般还原为_ SO2_，不产生_ H2_，被还原的硫酸占反应硫酸的_1/2_。（2）C与热的浓硫酸反应方程式 C+2H2SO4(浓) CO2+2SO2+2H2O ，非金属被氧化_高价氧化物。（3）浓硫酸常温下使_ Al 、Fe _钝化。16浓H2SO4和稀H2SO4的比较浓H2SO4稀H2SO41主要以_H2SO 4分子_形式存在以_ H+ SO42-_形式存在2强氧化性（S）与Cu、C加热反应弱氧化性（H+）与Cu、C不反应3有吸水性，脱水性无4使Al、Fe钝化（常温）使Al、Fe溶解5与金属反应，还原为SO2与H前金属反应还原为H217SO42-检验：在溶液中加过量盐酸，若无白色沉淀，再加BaCl2有白色沉淀，证明溶液中有SO42-