高考化學(xué)復(fù)習(xí)指導(dǎo)——必背考點(diǎn)之氧族元素要點(diǎn)回顧

　　氧族元素要點(diǎn)回顧

　　1．自然界中既有游離態(tài)的硫，又有化合態(tài)的硫，它是淡黃色的固體，不溶于水，微溶于乙醇，易溶于CS2，硫在空氣中燃燒發(fā)出淡藍(lán)色火焰，在純氧中燃燒發(fā)出藍(lán)紫色火焰，生成物都是SO2，可用來制造硫酸。

　　2．粘附硫的試管可用CS2洗滌，也可用熱堿溶液洗滌，其原理為3S＋6NaOH△(=====)2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。

　　3．O2和O3互為同素異形體，O3的氧化性大于O2，能使?jié)駶櫟牡矸??KI試紙變藍(lán)，其原理為2KI＋O3＋H2O===2KOH＋I(xiàn)2＋O2；可用臭氧代替氯水消毒飲用水；多鹵代烴可破壞大氣中的臭氧層，形成臭氧空洞。

　　4．H2O2的電子式是H·(·)?·(·)?·(·)H，氧的化合價(jià)為－1價(jià)，既具有氧化性，又具有還原性，它的氧化產(chǎn)物為O2，還原產(chǎn)物是H2O，如H2O2和FeCl2反應(yīng)的離子方程式為H2O2＋2Fe2＋＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O，H2O2與酸性KMnO4溶液反應(yīng)的離子方程式為5H2O2＋6H＋＋2MnO4(－)===5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O(要注意O2和H2O2的系數(shù)是相同的)。H2O2還具有弱酸性，它遇MnO2迅速分解生成O2，可用作氧化劑、漂白劑、消毒劑、脫氯劑、火箭燃料等。

　　5．SO2具有漂白性，且具有可逆性，但不能漂白指示劑。SO2能使溴水、FeCl3溶液、酸性KMnO4溶液褪色表現(xiàn)其還原性；除去CO2中的SO2可用飽和的NaHCO3溶液、溴水、酸性KMnO4溶液等。S2－與SO3(2－)在酸性條件下不能大量共存，其原理是2S2－＋SO3(2－)＋6H＋===3S↓＋3H2O。

　　6．SO3可被濃硫酸吸收形成發(fā)煙硫酸，故SO2中的SO3可用飽和NaHSO3或濃硫酸吸收，硫酸工業(yè)中的尾氣可用氨水或NaOH溶液吸收，產(chǎn)物經(jīng)加熱后可重新利用SO2。

　　7．濃硫酸具有三大特性：(1)強(qiáng)氧化性；(2)吸水性；(3)脫水性。濃硫酸可干燥SO2，但不能干燥SO3，也不能干燥還原性氣體如HBr、HI、H2S等，不要混淆濃硫酸的吸水性和脫水性。BaSO4而非BaCO3是X射線透視腸胃的內(nèi)服藥劑。

　　8．熟記下列重要反應(yīng)方程式：

　　(1)SO2的催化氧化：2SO2＋O2催化劑2SO3。

　　(2)SO2和鹵素單質(zhì)的反應(yīng)：SO2＋X2＋2H2O===2HX＋H2SO4(X＝Cl、Br、I)。

　　(3)C和濃硫酸的反應(yīng)：C＋2H2SO4(濃)△(=====)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。