复习学案硫及其重要化合物.docx

1、复习学案硫及其重要化合物复习学案 硫及其重要化合物复习重点1了解硫元素单质及其化合物的主要性质、应用及对环境质量的影响。2掌握硫、二氧化硫、三氧化硫、硫酸等的性质和用途。3硫的氧化物对大气的污染。知识梳理一、硫及其重要化合物的主要性质及用途1、硫（1）物理性质：硫为 固体； 溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。硫在元素周期表中的位置 硫原子结构示意图 硫离子结构示意图 （2）化学性质：硫原子最外层 个电子，较易 电子，表现较强的 。与金属反应（与变价金属反应，均把金属氧化成低价态，如Na、Al、Fe、Cu） （剧烈反应并发生

2、爆炸） （制取Al2S3的唯一途径） （ 色） （ 色）与非金属反应（O2、H2） （说明硫化氢不稳定）与化合物的反应S + HNO3（浓）= S + H2SO4（浓）= S + NaOH = （用热碱溶液清洗硫）（3）用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。2、硫的氢化物硫化氢H2S是无色、有 气味的有毒气体； 溶于水，密度比空气略 。硫化氢的化学性质A可燃性：当2/1时， （H2S过量） 当2/3时， （O2过量） 当时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO2B强还原性：常见氧化剂Cl2、Br2、I2、Fe3+、HNO3、浓H2SO4、KMnO4等均可将H2S氧化。

3、 可得出氧化性 ，还原性 ； 和SO2反应： 分析：电子转移的方向、数目、氧化产物和还原产物物质的量之比） C不稳定性：300以上易受热分解H2S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。电离方程式 氢硫酸在空气中放置变浑浊，方程式 实验室制法：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。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： Pb(NO3)

4、2+H2S=PbS+2HNO3 。 检验：用湿润的Pb（CH3COO）2试纸检验H2S： Pb（CH3COO）2+H2S=PbS+2 CH3COOH；除杂：用CuSO4溶液除去H2S： CuSO4+H2S=CuS+H2SO43、硫的氧化物（1）二氧化硫：SO2是 色而有 气味的有毒气体，密度比空气 ，容易液化， 溶于水。SO2是 氧化物，能跟水反应生成 ，亚硫酸是中强酸。 SO2有强还原性 常见氧化剂（见上）均可与SO2发生氧化一还原反应 如： （与氯水反应）与氧气反应 与卤素X2 =( Cl2、Br2、I2)反应 SO2也有一定的氧化性 H2S + SO2 = SO2具有漂白性，能跟有色有机

5、化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）与碱反应生成盐和水与足量NaOH反应： 可用于 SO2与少量NaOH反应： 与足量Ca(OH)2反应： 与少量Ca(OH)2反应： 与碱性氧化物的反应 如“钙基固硫” SO2+ CaO= 实验室制法：Na2SO3 + H2SO4(浓) = 或Cu + 2H2SO4(浓) = SO2鉴别： SO2气体能使 ，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 检验CO2，如何除去CO2中的SO2气体？ 如何检验SO2是否除尽？ SO32-、S2-检验（加稀盐酸或稀H2SO4产生SO2、H2S）离子方程

6、式为 、 弱酸根离子一般应用强酸（HCl、H2SO4）检验。亚硫酸盐在空气中长期放置，变质的原因 写出Na2SO3与HCl、O2、SO2、BaCl2反应的离子方程式： 实 验现 象SO2的性质离子方程式SO2通入紫色石蕊溶液后SO2通入滴有酚酞的碱液中SO2通入NaOH溶液中SO2通入品红溶液SO2通入紫色高锰酸钾溶液中SO2通入溴水中SO2通入FeCl3溶液中SO2通入氢硫酸中SO2通入BaCl2溶液中SO2通入盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液中（2）三氧化硫：SO3在标况下不是气体，是固体，是一种没有颜色易挥发的晶体。它是 的酸酐，具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放出大量的热。

7、气态：具有强刺激性臭味有毒气体。SO3与NaOH反应： （3）比较SO2与CO2、SO3SO2CO2SO3主要物性无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40)无色、无气味气体能溶于水(1:1)无色固体.熔点（16.8）与水反应 中强酸 弱酸 强酸与碱反应Ca(OH)2少量SO2过量SO2少量CO2过量CO2紫色石蕊品红鉴定存在氧化性还原性与Na2O2作用除杂CO2（SO2）（4）酸雨的形成和防治酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又以硫酸为主。从污染源排放出来的SO2、NOx（NO、NO2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO2在光照、烟

8、尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H2SO4，而NO被空气中氧气氧化为NO2，NO2直接溶于水形成HNO3，造成了雨水pH值降低，便形成了酸雨。硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO2+O2=2SO3、SO3+H2O=H2SO4；液相反应：SO2+H2O=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4。总反应： 硝酸型酸雨的形成过程为： 、 引起硫酸型酸雨的SO2人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等。引起硝酸型酸雨的NOx人为排放主要是机动车尾气排放。酸雨危害：直接引起人的呼吸系统疾病；使土壤酸化，损坏森林；腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。酸雨防治与各

9、种脱硫技术：要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO2，这种方法称为“钙基固硫”，其反应方程式为：SO2+CaO=CaSO3，2CaSO3+O2=2CaSO4；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内循环，吸收烟气中的SO2，其反应方程式为：SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O，SO2+CaCO3=CaSO3+CO2，2CaSO3+

10、O2=2CaSO4。在冶金工业的烟道废气中，常混有大量的SO2和CO，它们都是大气的污染物,在773和催化剂(铝矾土)的作用下，使二者反应可收回大量的硫黄，其反应原理为：SO2+2CO=S+CO24、硫酸稀H2SO4具有酸的一般通性 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 ，由此可知，金属与浓硫酸反应一般需 ，金属被氧化为 ，浓硫酸一般还原为 ，不产生 ，被还原的硫酸占反应硫酸的 。（2）C与热的浓硫酸反应方程式 ，非金属被氧化成 （3）浓硫酸常温下使 钝化。（1） （2） （3）

11、（4） （5） 浓H2SO4和稀H2SO4的比较浓H2SO4稀H2SO41主要以H2SO4分子形式存在以 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 SO42的鉴定（干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag、PO43等）：待测液 澄清液 白色沉淀（说明待测液中含有SO42-离子）硫酸的用途：制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药，用于铅蓄电池，作干燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。二、硫酸的工业制法接触法1、生产过程:三阶段

12、SO2制取和净化SO2转化为SO3SO3吸收和H2SO4的生成三方程 H=-3412 kJ/mol H-196.6 kJ/mol H=-130.3 kJ/mol三设备沸腾炉接触室吸收塔有关原理矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率逆流原理(热交换器)目的: 冷热气体流向相反，冷的SO2、O2、N2被预热，而热的SO3、SO2、O2、N2被冷却.逆流原理(98.3%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全)设备中排出的气 体炉气:SO2.N2.O2.矿尘(除尘).砷硒化合物(洗涤). H2O气(干燥)净化气:SO2.N2.O2SO2、O2、N2、SO3尾气：SO

13、2及N2、O2不能直接排入大气中说 明矿尘.杂质:易使催化剂“中毒”H2O气:腐蚀设备、影响生产反应条件理论需要：低温、高压、催化剂；实际应用：400500、常压、催化剂实际用98.3%的浓硫酸吸收SO3,以免形成酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收2、尾气处理： 氨水 (NH4)2SO3 (NH4)2SO4+ SO2 NH4HSO3 三、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 最低负价 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 , 最

14、高价含氧酸酸性 3氧族元素性质递变：从O Te，非金属性_，金属性_。 （1）与H2化合的能力及氢化物稳定性（从上到下）_（Te与H2不直接化合），氢化物的酸性、还原性_。 （2）单质熔沸点、密度_，Se为半导体。 （3）氧族比同周期卤素非金属性要_， ， Cl2 + H2S = ， H2S + I2 = 。4原子半径 单质氧化性 单质颜色 、 灰色 银白色单质状态 、 、 、 5O2和O3比较O2O3颜色气态淡蓝色气味刺激性特殊臭味水溶性臭氧密度比氧气的大密度臭氧比氧气易溶于水氧化性强（不易氧化Ag、Hg等）极强（O3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2）（易氧化Ag、Hg等不活泼金属）漂

15、白性无有（极强氧化性作消毒剂和脱色剂）稳定性 3O2 2O3 2O3=3O2 相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体3、比较H2O和H2O2H2OH2O2电子式化学键分子极性稳定性氧化性较弱（遇强还原剂反应）较强（遇还原剂反应）SO2 + H2O2 =还原性较弱（遇极强氧化剂反应）较强（遇较强氧化剂反应）MnO4+ H2O2+ H+ = 作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等四、硫及其化合物相互转化关系（1） （2） （3） （4） （5） （6） 一、氧气、臭氧、水和过氧化氢：1氧气： （1）氧气的化学性质：氧化性 与大多数金属单质反应： 与大多数非金属单质反应： 与还原性化合物反应：

16、如CO、SO2、NO、H2S、NH3、Fe(OH)2、亚硫酸盐、亚铁盐等。 与有机物反应：（2）生成氧气的反应：12342臭氧（1）臭氧不稳定，常温下能缓慢分解生成 ；保护环境，防止臭氧层被破坏。氧气在 条件下转化成臭氧。（2）氧化性极 ，可氧化Ag、Hg；有漂白、杀菌的作用，是一种很好的 和 剂。3H2O的化学性质：（1）水参与的氧化还原反应： 水做氧化剂： 水做还原剂： 水既做氧化剂又做还原剂： 水既不做氧化剂又不做还原剂： （2）水参与的化合反应 与酸性氧化物反应生成对应的酸： 与碱性氧化物反应生成对应的碱： 与有机物反应： （3）水解反应，能水解的物质 4H2O2 ：无色粘稠液体。 （1）H2O2的电子式 ，含有 键的 分子。（2）H2O2的化学性质（H2O2的水溶液俗称双氧水） 弱酸性 不稳定性：加热、见光、加催化剂（MnO2）等发生分解 。 强氧化性：无论酸性、碱性条件下，双氧水都是强氧化剂，能漂白、杀菌。 弱还原性：H2O2中氧为1价，也可以表现出弱还原性，如与酸性KMnO4溶液反应。（3）保存： 阴凉、避光、棕色瓶保存 。（4）漂白性：可使有色物质褪色。（5）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。写下列离子反应方程式：与酸性KMnO4反应： 酸化的H2O2与SO2： 酸化的H2O2与Fe2+：