复习学案硫及其重要化合物

1、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 。 与金属反响与变价金属反响，均把金属氧化成低价态，如Na、Al、Fe、Cu 剧烈反响并发生爆炸 制取 AI2S3的唯一途

2、径 色 色 与非金属反响。2、H2 说明硫化氢不稳定 与化合物的反响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 一一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 nh2s/n° > 2/1时， H2S过量当 nH2s/ no2 w 2/3 时， O2 过量2 n h s当二：2时，两种反响物全部反响完，而产物既有硫又有SO 23 nO2B .强复原性：常见氧化剂Cl2、B2、I2、Fe3+、HNO 3、浓H2S

3、O4、KMnO 4等均可将H2S氧化。可得出氧化性，复原性;和SO 2反响：分析：电子转移的方向、数目、氧化产物和复原产物物质的量之比C .不稳定性：300 C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：+2+化学方程式：FeS+2H =Fe +H 2S f 稀 HCI、稀 H2SO4不用浓硫酸、浓盐酸制H?S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HCI气体。 不溶于水也不溶于稀酸的金属硫化物有CuS 黑、Ag 2S 黑、PbS 黑它们可溶于浓硝酸。所以 CuSO 4、Pb NO3

4、 2可以与 H2S 反响生成沉淀： PbNO 32+H 2S=PbS J +2HNO 3。 检验：用湿润的 Pb CH3COO 2 试纸检验 H2S : Pb CH3COO 2+H 2S=PbS J +2 CH 3COOH ; 除杂：用 CuSO 4溶液除去 H2S : CuSO 4+H 2S=CuS J +H 2SO43、硫的氧化物1 二氧化硫： SO 2是色而有气味的有毒气体，密度比空气 ，容易液化， 溶于水。 SO 2是氧化物，能跟水反响生成 ，亚硫酸是中强酸。 SO 2有强复原性常见氧化剂见上均可与 S02发生氧化一复原反响女口： 与氯水反响与氧气反响与卤素 X2 = Cl 2、Br

5、2、1 2反响 SO 2也有一定的氧化性H2S + SO 2 = SO 2具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质可逆、非氧化复原反响 与碱反响生成盐和水与足量NaOH 反响： 可用于SO 2与少量NaOH 反响：与足量CaOH 2反响： 与少量CaOH 2反响： 与碱性氧化物的反响如 钙基固硫 SO 2+ CaO= 实验室制法： Na2SO3 + H 2SO4浓=或 Cu + 2H 2SO 4浓= SO 2鉴别： SO 2气体能使 ，加热时又恢复红色。如何鉴别SO 2、CO2混合气中含有 CO2 ？先除SO 2,再检验SO 2一是否除尽，最后用 检验CO2，如何除去CO2中的SO 2气体？

6、 女M可检验so 2是否除尽？ SO32-、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HCI、H2SO4检验。11亚硫酸盐在空气中长期放置，变质的原因 写出Na2SO3与HCI、02、S02、BaCI 2反响的离子方程式：实验现象S02的性质离子方程式SO 2通入紫色石蕊溶液后一SO 2通入滴有酚酞的碱液中SO 2通入NaOH溶液中SO 2通入品红溶液SO 2通入紫色高锰酸钾溶液中SO 2通入溴水中SO 2通入FeCl3溶液中SO 2通入氢硫酸中SO 2通入BaCl 2溶液中SO 2通入盐酸酸化的Ba(NO 3) 2溶液中(2 )三氧化硫：S03

7、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，遇水剧烈反响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。SO 3与 NaOH 反响： (3 )比拟 SO2 与 CO2、SO3SO2CO2SO 3主要物性无色、有刺激性气体、易液化易无色、无气味气体能溶于水无色固体熔点(16.8 C)溶于水(1:40)(1:1)与水反响中强酸弱酸强酸与碱反响少量SO2少量CO2Ca(OH) 2过量SO 2过量CO 2紫色石蕊品红鉴定存在氧化性复原性与 Na 2O2作用除杂CO2 ( SO 2 )(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

8、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 SO 2、NOx (NO、NO2)是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的S02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NO 2, NO 2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：气相反响：2SO 2+O 2=2SO 3、SO 3+H 2O=H 2SO4 ；液相反响：SO2+H 2O=H 2SO3、2H 2SO3+O 2=2H 2SO4。总反响： 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

9、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。目前比拟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SO 2，这种方法称为 钙基固硫，其反响方程式为：SO2+CaO=CaSO 3，2CaSO 3+O 2=2

10、CaSO 4 ;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，其反响方程式为：SO2+Ca(OH) 2=CaSO 3+H 2O，SO2+CaCO 3=CaSO 3+CO 2，2CaSO 3+O 2=2CaSO 4。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 K和催化剂(铝矶土)的作用下，使二者反响可收回大量的硫黄，其反响原理为：SO 2+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，其强氧化性表达在H2SO4分子中的+6价S上。1 铜

11、与浓硫酸反响方程式 ，由此可知，金属与浓硫酸反响一般需 ，金属被氧化为 ，浓硫酸一般复原为 不产生，被复原的硫酸占反响硫酸的 。2C与热的浓硫酸反响方程式 ，非金属被氧化成浓 h;so43 浓硫酸常温下使 钝化。C-H.OdHr O 严 * t 1滞机无水C诒6澄竺中性气体4无强复原性气体* 非碱性气体心12345 浓H2SO4和稀H2SO4的比拟浓 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加热反响弱氧化性H+ 与Cu、C不反响3有吸水性，脱水性无4使Al、Fe钝化常温使Al、Fe溶解5与金属反响，复原为 SO 2与H前金属反响复原为 SO42

12、的鉴定干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO 32-、Ag S PO4»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，作枯燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。二、硫酸的工业制法一一接触法1、生产过程：三阶段SO 2制取和净化SO 2转化为SO 3SO 3吸收和H2SO4的生成三方程 H = -196.6 kJ/mol H=-130.3 kJ/mol H=-3412 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逆流原理热交换器目的：冷热逆流原理98.3%的浓硫

13、酸从塔顶接触面，加快反响速率气体流向相反，冷的 SO 2、O2、淋下，气体由下往上，流向相反，n2被预热，而热的 SO 3、SO 2、充分接触，吸收更完全O2、N2被冷却.设备中排出的气体炉气:SO 2.N2.O2.矿尘除 尘.砷硒化合物洗涤.H2O气枯燥净化气:SO 2.N2.O2SO 2、O 2、N 2、SO 3尾气：SO 2及N2、。2不能直接排入大气中矿尘.杂质:易使催化剂 中毒反响条件一一实际用98.3%的浓硫酸吸收SO3,说明H2O气：腐蚀设备、影响生产理论需要：低温、高压、催化剂； 实际应用：400 °C - 500 °C、常 压、催化剂以免形成酸雾不利于气体

14、三氧化硫被进一步吸收S02(含N2Q2等)、H2SO4 、2、尾气处理：氨水* (NH 4)2SO3* (NH 4)2SO4+ SO 2TNH4HSO 3三、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夕卜，氢化物的水溶液显 性。2 除O夕卜，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 。Te与H2不直接化合，氢1 与H2化合的能力及氢化物稳定性从上到下化物的酸性、复原性 。2 单质熔沸点、密度 ，Se为半

15、导体。3 氧族比同周期卤素非金属性要 ， Cl 2 + H 2S = ， H 2S + I 2 = 4 .原子半径 单质氧化性 单质颜色 、 灰色 银白色单质状态 、5 . 02 和 O 3 比拟0203颜色气态一淡监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03+2KI+H 20=2K0H+l2+0 2易氧化Ag、Hg等不活泼金属漂白性无有极强氧化性一作消毒剂和脱色剂稳定性>_L 士士幫温：缰慣"咼压放电祕30 220 320 3=302 L 加热：迅建相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体3、比拟H20和H2O2H20H

16、2 02电子式化学键分子极性稳定性氧化性较弱(遇强复原剂反响)较强(遇复原剂反响)SO 2 + H2O2 =复原性较弱(遇极强氧化剂反响)较强(遇较强氧化剂反响) +MnO 4 + 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02,燃烧 加热分解 不完全燃烧H2SHClO 2，燃烧H 2 SSH2, FeO2,催化剂，NaOH3Na 2 SO 4NaOHFeS FeS 2 Na 2 SO 3H 2 SO 3H2O2囲SO,H2°C O2H 2S0BaCI 24'BaCI 2BaSO 4(1)(2)、氧气、臭氧、水和过氧化氢：1

17、 氧气： (1 )氧气的化学性质：氧化性 与大多数金属单质反响： 与大多数非金属单质反响： 与复原性化合物反响：如 CO、SO2、NO、H2S、NH3、Fe(OH) 2、亚硫酸盐、亚铁盐等。 与有机物反响：(2 )生成氧气的反响：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。3 . H2O的化学性质：(1) 水参与的氧化复原反响： 水做氧化剂： 水做复原剂： 水既做氧化剂又做复原剂： 水既不做氧化剂又不做复原剂： (2) 水参与的化合反响 与酸性氧化物反响生成对应的酸： 与碱性氧化物反响生成对应的碱： 与有机物反响： (3 )水解反响，能水解的物质 4 . H2O2 :无色粘稠液体。(1 ) H2O2的电子