复习学案硫及其重要化合物.docx
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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
①硫化氢——H2S是无色、有气味的有毒气体；溶于水，密度比空气略。
②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SO2
B．强还原性：
常见氧化剂Cl2、Br2、I2、Fe3+、HNO3、浓H2SO4、KMnO4等均可将H2S氧化。
①
②
③
可得出氧化性，还原性；
④
⑤
⑥
⑦
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
③H2S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
④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。
⑤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）2+H2S===PbS↓+2HNO3。
⑥检验：
用湿润的Pb（CH3COO）2试纸检验H2S：
Pb（CH3COO）2+H2S===PbS↓+2CH3COOH；
除杂：
用CuSO4溶液除去H2S：
CuSO4+H2S===CuS↓+H2SO4
3、硫的氧化物
（1）二氧化硫：
①SO2是色而有气味的有毒气体，密度比空气，容易液化，溶于水。
②SO2是氧化物，能跟水反应生成，亚硫酸是中强酸。
③SO2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
④SO2也有一定的氧化性H2S+SO2=
⑤SO2具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）
⑥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：
⑦与碱性氧化物的反应如“钙基固硫”SO2+CaO===
⑧实验室制法：
Na2SO3+H2SO4（浓）=
或Cu+2H2SO4（浓）=
⑨SO2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？
⑩SO32-、S2-检验（加稀盐酸或稀H2SO4产生SO2、H2S）
离子方程式为、
●弱酸根离子一般应用强酸（HCl、H2SO4）检验。
⑾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。
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、SO3
SO2
CO2
SO3
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：
①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。
酸雨防治与各种脱硫技术：
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+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773Ｋ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+CO2
4、硫酸
①稀H2SO4具有酸的一般通性
②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）
（4）
（5）
③浓H2SO4和稀H2SO4的比较
浓H2SO4
稀H2SO4
1
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
④SO42—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）
⑤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
SO2制取和净化
SO2转化为SO3
SO3吸收和H2SO4的生成
三方程
△H=-3412kJ/mol
△H＝-196.6kJ/mol
△H=-130.3kJ/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.O2
SO2、O2、N2、SO3
尾气：
SO2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：
400℃～500℃、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、、、
5．O2和O3比较
O2
O3
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）
漂白性
无
有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）
稳定性
＞
3O2
2O32O3===3O2
相互关系
臭氧和氧气是氧的同素异形体
3、比较H2O和H2O2
H2O
H2O2
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
①与大多数金属单质反应：
②与大多数非金属单质反应：
③与还原性化合物反应：
如CO、SO2、NO、H2S、NH3、Fe（OH）2、亚硫酸盐、亚铁盐等。
④与有机物反应：
（2）生成氧气的反应：
1
2
3
4
2．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。
3．H2O的化学性质：
（1）水参与的氧化还原反应：
①水做氧化剂：
②水做还原剂：
③水既做氧化剂又做还原剂：
④水既不做氧化剂又不做还原剂：
（2）水参与的化合反应
①与酸性氧化物反应生成对应的酸：
②与碱性氧化物反应生成对应的碱：
③与有机物反应：
（3）水解反应，能水解的物质
4．H2O2：
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）
①弱酸性
②不稳定性：
加热、见光、加催化剂（MnO2）等发生分解 。
③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。
④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：
①与酸性KMnO4反应：
②酸化的H2O2与SO2：
③酸化的H2O2与Fe2+：
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