高中化学必修第一册含硫化合物性质核心知识清单

高中化学必修第一册含硫化合物性质核心知识清单一、硫单质的性质与应用【基础】★★（一）硫在自然界中的存在形态硫元素在自然界中既有游离态，又有化合态。游离态的硫主要存在于火山喷口附近或地壳的岩层中，俗称硫黄。化合态的硫主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，如硫铁矿（主要成分为FeS2）、黄铜矿（主要成分为CuFeS2）、石膏（主要成分为CaSO4·2H2O）以及芒硝（主要成分为Na2SO4·10H2O）等48。了解硫的天然存在形式，有助于理解硫的提取工艺及其在环境中的循环。（二）硫单质的物理性质硫单质通常为淡黄色或黄色的晶体，质地脆嫩，容易研成粉末，俗称硫黄。其密度比水大，约为2.06g·cm－3。在溶解性方面，硫具有鲜明的特征：它不溶于水，微溶于酒精，但易溶于二硫化碳（CS2）。这一特性常用于洗涤沾有硫粉的试管或利用CS2从混合物中萃取硫34。硫单质存在同素异形体，如斜方硫和单斜硫，它们由同一种硫元素组成，但结构略有不同。（三）硫单质的化学性质【重要】★★★硫原子的最外层有6个电子，在化学反应中易获得2个电子，形成S2－，因此硫单质具有一定的氧化性。同时，硫处于中间价态（0价），也表现出一定的还原性。1.氧化性：作为氧化剂时，硫是较弱的氧化剂，与变价金属（如Fe、Cu）反应时，通常将其氧化为低价态金属硫化物36。与钠反应：常温下研磨即可剧烈反应，甚至爆炸，生成硫化钠（2Na+S==Na2S）。与铝反应：混合后点燃可制得硫化铝（2Al+3S==Al2S3），这是制取纯净Al2S3的唯一方法46。与铁反应：加热条件下生成黑色固体硫化亚铁（Fe+S==FeS）。此反应区别于氯气与铁反应生成FeCl3，体现了硫氧化性较弱的特点。与铜反应：加热条件下生成黑色固体硫化亚铜（2Cu+S==Cu2S）。与汞反应：常温下即可反应生成黑色的硫化汞（Hg+S==HgS）。此反应常用于处理不慎洒落的汞滴，以防止汞蒸气中毒48。2.还原性：当硫与强氧化剂反应时，其化合价升高，表现还原性。与氧气反应：硫在空气或氧气中燃烧，产生明亮的蓝紫色火焰（在纯氧中为蓝紫色，在空气中为淡蓝色），生成有刺激性气味的气体二氧化硫（S+O2==SO2）。需要强调的是，无论氧气是否过量，硫燃烧的产物均为SO2，不会直接生成SO38。3.与碱反应（歧化反应）：硫单质可与热碱液反应，实现自身氧化还原（歧化），生成金属硫化物和亚硫酸盐。例如，用热的NaOH溶液洗涤沾有硫的试管，反应方程式为：3S+6NaOH==2Na2S+Na2SO3+3H2O36。这一性质体现了硫既可被氧化又可被还原的倾向。4.与强氧化剂反应：硫还可被浓硫酸、硝酸等强氧化剂氧化。例如：S+2H2SO4(浓)==3SO2↑+2H2O6。（四）考点与考向分析本部分的考查主要集中在硫单质的物理性质（如溶解性用于除杂）、氧化性（与金属反应产物的判断）以及歧化反应。常见题型为选择题和填空题。解题步骤：判断反应类型（归中、歧化或正常氧化还原）→标出元素化合价→依据氧化还原反应规律判断产物。易错点：易误认为硫与铁、铜反应生成高价态硫化物（如Fe2S3、CuS），必须牢记硫的氧化性较弱，只能生成低价态金属硫化物（FeS、Cu2S）。二、二氧化硫的性质与多重应用【高频考点】★★★★★（一）二氧化硫的物理性质二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，是大气的主要污染物之一。其密度比空气大，易液化（沸点－10℃）。在溶解性上，SO2易溶于水，在常温、常压下，1体积水大约能溶解40体积的二氧化硫13。（二）二氧化硫的化学性质（多维分析）SO2中硫元素的化合价为+4价，处于硫的中间价态，这决定了它既具有氧化性又具有还原性，且以还原性为主。同时，它作为酸性氧化物，还具有酸性氧化物的通性，并具有独特的漂白性。1.从物质类别角度分析——酸性氧化物的通性【基础】与水反应：SO2与水反应生成亚硫酸，这是一个可逆反应（SO2+H2O⇌H2SO3），因此亚硫酸不稳定，易分解为SO2和H2O14。其水溶液显酸性，能使紫色石蕊试液变红，但不能使之褪色，这是判断SO2与指示剂作用时的易错点18。与碱反应：SO2可与碱反应生成亚硫酸盐或亚硫酸氢盐。与少量NaOH反应：SO2+NaOH==NaHSO3与足量NaOH反应：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O8与碱性氧化物反应：SO2+CaO==CaSO3，工业上利用此性质进行燃煤的脱硫处理。2.从元素化合价角度分析——氧化性与还原性【重要】★★★★还原性（核心性质）：SO2中的+4价硫易被O2、X2（Cl2、Br2、I2）、H2O2、KMnO4、Fe3+等常见氧化剂氧化为+6价。与氧气反应：2SO2+O2⇌2SO3（该反应需要催化剂并在加热条件下进行，是工业制硫酸的关键一步）。与卤素单质反应（以氯水为例）：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl。该反应中，SO2使氯水褪色，体现的是还原性而非漂白性，这是高频考点16。与双氧水反应：SO2+H2O2==H2SO4（体现了SO2的还原性，H2O2作氧化剂）4。与酸性高锰酸钾反应：5SO2+2MnO4－+2H2O==5SO42－+2Mn2++4H+。溶液紫色褪去，常被用于检验SO2的存在或除去CO2中的SO2杂质3。与Fe3+反应：SO2+2Fe3++2H2O==SO42－+2Fe2++4H+。氧化性（相对较弱）：当遇到强还原剂（如H2S）时，SO2中的+4价硫可被还原为0价。与硫化氢反应：SO2+2H2S==3S↓+2H2O。该反应可生成淡黄色沉淀，工业上可用于回收尾气中的硫36。3.从特性角度分析——漂白性【难点】★★★★SO2具有漂白性，能使品红溶液褪色。其漂白原理是SO2与有色物质直接结合，生成不稳定的无色加合物。这种漂白是暂时的、可逆的，当加热时，无色物质又会分解，恢复原有的颜色14。特别警示：SO2的漂白具有选择性，它不能漂白酸碱指示剂（如石蕊），也不能漂白所有有机色素。这与HClO、O3、H2O2、Na2O2等氧化性漂白剂的原理完全不同（氧化性漂白为不可逆过程）。活性炭的漂白则属于物理吸附13。（三）亚硫酸（H2SO3）的性质SO2的水溶液是亚硫酸，它是一种中强酸，具有弱酸性、不稳定性和强还原性。弱酸性：分步电离，H2SO3⇌H++HSO3－，HSO3－⇌H++SO32－。不稳定性：受热易分解，H2SO3==SO2↑+H2O。强还原性：亚硫酸及亚硫酸盐（如Na2SO3）的还原性比SO2更强，在空气中易被氧气氧化。2H2SO3+O2==2H2SO4；2Na2SO3+O2==2Na2SO449。因此，亚硫酸盐溶液在空气中长期放置会变质。（四）三氧化硫的性质SO3在标准状况下为无色、易挥发的针状晶体（熔点16.8℃，沸点44.8℃）36。它具有酸性氧化物的通性，与水剧烈反应生成硫酸并放出大量热：SO3+H2O==H2SO418。（五）考点、考向与解题策略【必会】★★★★★1.性质辨析与离子检验：常见考查方式为选择题，判断关于SO2说法正误。解题要点：厘清SO2使不同溶液褪色的原理。使品红褪色——漂白性；使酸性KMnO4、溴水褪色——还原性；使含酚酞的NaOH褪色——酸性氧化物的性质（中和反应）1。易错点：误认为SO2与BaCl2溶液反应生成沉淀。实际由于亚硫酸酸性弱于盐酸，不符合强酸制弱酸原理，SO2通入BaCl2溶液中无现象4。离子检验难题：若检验某溶液中含有SO32－，需要排除SO42－、CO32－等的干扰。常用方法：加BaCl2生成白色沉淀，该沉淀溶于盐酸（若为BaSO3，则溶解并产生SO2气体），但需注意若溶液中有SO42－，生成的BaSO4不溶于盐酸。若溶液中含有SO32－和SO42－混合物，可先加过量盐酸，若产生使品红褪色的气体，证明SO32－存在；此时溶液中的沉淀为BaSO4，若继续加BaCl2有沉淀，证明SO42－存在。2.SO2与CO2的鉴别与除杂【高频考点】★★★★鉴别方法：二者均可使澄清石灰水变浑浊（生成CaSO3或CaCO3沉淀），气体过量后沉淀均溶解（生成可溶性的Ca(HSO3)2或Ca(HCO3)2），故不能用澄清石灰水鉴别。应利用SO2的特性：①使品红溶液褪色（CO2不能）；②使酸性KMnO4溶液或溴水褪色（CO2不能）；③闻气味（CO2无味，SO2刺激性）13。除杂方法：除去CO2中的SO2气体，通常将混合气体通入足量的酸性KMnO4溶液、溴水或饱和NaHCO3溶液。使用饱和NaHCO3溶液时，发生反应：SO2+2NaHCO3==Na2SO3+H2O+2CO2，既除去了SO2，又增加了CO2的量3。3.SO2与Cl2（或HNO3等强氧化剂）的混合漂白问题【难点】★★★易错点：误认为SO2和Cl2混合后漂白效果增强。原理分析：SO2和Cl2在溶液中会发生反应：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl。生成物H2SO4和HCl均无漂白性。因此，等物质的量的SO2和Cl2混合通入品红溶液中，品红溶液不会褪色，反而可能因生成酸而变红3。三、硫酸的性质与制备【重要】★★★★（一）稀硫酸——酸的通性稀硫酸是二元强酸，完全电离：H2SO4==2H++SO42－。它具有酸的通性，如与指示剂、活泼金属、碱性氧化物、碱、某些盐反应。在与金属反应时，稀硫酸体现氧化性（H+的氧化性），是氧化性酸，但不是强氧化性酸。（二）浓硫酸的特性【核心素养】★★★★★浓硫酸（通常指质量分数98.3%）具有三大特性：吸水性、脱水性和强氧化性。1.吸水性：【基础】浓硫酸能直接吸收物质中游离的水分子（包括空气、气体、结晶水合物中的水），因此常用作干燥剂，但它不能干燥碱性气体（如NH3）和强还原性气体（如H2S、HBr、HI）1。实验验证：在盛有少量胆矾（CuSO4·5H2O，蓝色）的试管中加入浓硫酸，蓝色晶体变为白色粉末（CuSO4），体现了浓硫酸的吸水性14。2.脱水性：【重要】浓硫酸能将有机物中的氢、氧原子按2:1的比例（水的组成）脱去，使有机物发生炭化。该过程属于化学变化，生成黑色的炭，并放出热量1。实验验证（黑面包实验）：在蔗糖中加入浓硫酸，蔗糖变黑（脱水生成C），同时体积膨胀，放出刺激性气味气体。这是因为生成的C与浓硫酸进一步反应：C+2H2SO4(浓)==CO2↑+2SO2↑+2H2O，产生的气体使固体膨胀4。3.强氧化性：【难点】★★★★★常温下，浓硫酸能使铁、铝发生钝化，即在金属表面形成一层致密的氧化物薄膜，阻止了内部金属与酸的进一步反应。因此，常温下可用铁质或铝质容器盛装浓硫酸14。加热条件下，浓硫酸几乎能与所有金属（除Au、Pt外）和非金属反应。反应规律：金属还原剂+浓H2SO4→硫酸盐（体现酸性）+SO2↑（体现强氧化性）+H2O。与铜反应：【高频实验】Cu+2H2SO4(浓)==CuSO4+SO2↑+2H2O。在此反应中，浓硫酸既表现了强氧化性（被还原为SO2），又表现了酸性（生成CuSO4）。氧化剂与还原剂的物质的量之比为1:114。实验现象：试管中铜丝表面有气泡产生；品红溶液褪色（证明有SO2生成）；反应后将试管中的液体慢慢倒入水中，溶液显蓝色（证明生成了Cu2+）4。与非金属反应（以碳为例）：C+2H2SO4(浓)==CO2↑+2SO2↑+2H2O。此反应中，浓硫酸只表现强氧化性。（三）硫酸根离子的检验【必会】★★★★检验原理：利用Ba2+与SO42－生成不溶于稀盐酸或稀硝酸的白色沉淀（BaSO4）。检验方法：待测液加足量稀盐酸酸化（目的是排除CO32－、SO32－、PO43－、Ag+等的干扰），若无明显现象（即无气泡、无沉淀），再滴加BaCl2溶液，若产生白色沉淀，则证明原溶液中含有SO42－6。易错点：不能使用稀硝酸酸化，因为稀硝酸可能将SO32－氧化为SO42－，导致误判；也不能使用Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下NO3－具有强氧化性，同样会氧化SO32－。（四）硫酸的工业制备（接触法）【拓展视野】★★工业上常用接触法制备硫酸，主要分为三个阶段46：造气（沸腾炉）：煅烧硫铁矿或硫黄。4FeS2+11O2==2Fe2O3+8SO2。接触氧化（接触室）：将净化后的SO2在催化剂作用下氧化为SO3。2SO2+O2⇌2SO3（该反应为可逆反应，使用催化剂V2O5，温度控制在℃）。吸收（吸收塔）：用98.3%的浓硫酸吸收SO3，而不是用水，以防止形成酸雾阻碍吸收。SO3+H2O==H2SO4。四、不同价态含硫物质的相互转化【难点】★★★★（一）氧化还原反应转化规律含硫物质在转化时，若硫元素化合价发生变化，则属于氧化还原反应。遵循“归中律”和“互不交叉律”。S2－（如H2S、Na2S）具有强还原性，易被氧化为S、SO2或SO42－。S（0价）处于中间价态，既可以被氧化为+4价或+6价，也可以被还原为－2价。S4+（如SO2、H2SO3、Na2SO3）通常表现为强还原性，被氧化为S6+；遇到强还原剂时，也可被还原为S或S2－。S6+（如浓H2SO4）具有强氧化性，通常被还原为SO2（S4+）或S。（二）非氧化还原反应转化相同价态硫元素之间的转化，通常通过酸碱反应或复分解反应实现，不涉及化合价变化。例如：SO2（酸性氧化物）→H2SO3（酸）→Na2SO3（盐）→NaHSO3（酸式盐）。（三）重要转化关系示例H2S与SO2反应：2H2S+SO2==3S+2H2O（归中反应，生成中间价态的硫单质）。Na2SO3的变质：2Na2SO3+O2==2Na2SO4（+4价硫被氧化为+6价）。五、硫的氧化物与环境保护【社会责任感】★★★（一）二氧化硫的来源主要来源于化石燃料（煤、石油）的燃烧、含硫金属矿石的冶炼以及火山喷发等自然活动36。（二）酸雨的形成与危害酸雨是指pH小于5.6的降水3。硫酸型酸雨的形成途径36：途径一（催化氧化）：2SO2+O2尘(尘)2SO3，SO3+