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含硫化合物的性质和应用


二氧化硫的性质和作用
一、SO2 的物理性质 无色、有刺激性气味的有毒气体,密度比空气大(Mr=64) ,易液化、易溶于水(1:40) 。 二、SO2 的化学性质: 1、具有酸性氧化物的通性 (1)与水: SO2+ H2O H2SO3(亚硫酸,二元弱酸) 亚硫酸不稳定,易分解和易被氧化:H2SO3 SO2+ H2O; 2H2SO3 +O2=2H2SO4 (2)与碱: S

O2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O Na2SO3+H2O+SO2=2NaHSO3 SO2(过量)+NaOH=NaHSO3 Ca(OH)2+SO2(少量)=CaSO3↓+H2O Ca(OH)2+2SO2(过量)=Ca(HSO3)2 小结: - - - + OH SO32 HSO3 SO2 H (3)与碱性氧化物(Na2O、CaO 等) : SO2+Na2O=Na2SO3 CaO+SO2=CaSO3 (4)与盐溶液:SO2+NaHCO3=NaHSO3+CO2 (或生成 Na2SO3) NaHCO3 溶液是除去 CO2 中混有少量 SO2 的最佳试剂。 注意:SO2 作为酸性氧化物时,其化学性质与 CO2 类似。 - 2、较强的还原性(水溶液中:SO2 均被氧化成 SO42 ) (1)SO2 通入氯水或溴水中,溶液褪色 Cl2+2H2O+SO2=2HCl+H2SO4 Br2+2H2O+SO2=2HBr+H2SO4 (2)SO2 通入酸性高锰酸钾中,溶液紫红色褪去 (3)SO2+H2O2=H2SO4 + + - + (4)2Fe3 +SO2+2H2O=2Fe2 +SO42 +4H (5) 2SO2+O2
催化剂 △

2 SO3

3、弱氧化性 SO2+2H2S=3S↓+2H2O 4、漂白性: SO2 (1)品红溶液(红色) 溶液褪色

加热

溶液恢复红色 (可用于 SO2 的检验和鉴定)

注意:品红溶液可用于 SO2 的鉴别,而一般不用于 SO2 的除杂。 (2)SO2 通入紫色石蕊试液中,溶液只变红不褪色。 (3)Cl2 通入紫色石蕊试液中,溶液先变红后褪色。 注意:① 若 SO2 和 Cl2 按物质的量之比 1:1 同时通入品红溶液中,品红溶液不褪色。因反应:Cl2+2H2O +SO2=2HCl+H2SO4,而丧失漂白性。 + + ② CO2 通入 Ca2 或 Ba2 的溶液中:溶液呈碱性有沉淀;溶液呈酸性或中性无沉淀; SO2 通入 CaCl2 或 BaCl2 溶液中无沉淀;SO2 通入 Ca(NO3)2 或 Ba(NO3)2 溶液中有沉淀。 (4)漂白性的比较: 物质 作用原理 变化 稳定性 HClO、O3、氯水、 Na2O2、H2O2 等 氧化作用 化学变化 永久性漂白 SO2 化合作用 化学变化 暂时性漂白 活性炭、 Al(OH)3 胶体等 吸附作用 物理变化 /

注意:SO2 能使溴水、酸性 KMnO4 溶液褪色,体现了 SO2 的还原性,而不是漂白性。 三、SO2 的实验室制法:Na2SO3+H2SO4(浓)=Na2SO4+SO2 ↑+H2O 1、装置 2、除杂 3、收集 4、验满 5、尾气处理 四、SO2 的用途:常用作漂白剂、灭菌剂、防腐剂、生产硫酸。 五、SO2 的污染(重 P168 考法 2) 1、正常雨水 PH 值约为 5.6 而不是 7,因水中溶解有 CO2 会形成弱酸 H2CO3。PH<5.6 的降水称为“酸雨”, 酸雨中有多种无机酸和有机酸,主要是硫酸、硝酸。
化学必修 1 知识点 51

2、酸雨的危害主要有:影响水生生物的繁殖;使土壤逐渐酸化,破坏农作物、树木的生长;腐蚀建筑物、 桥梁、雕塑;危害人体健康等。 3、我国的酸雨主要是硫酸型,它的形成主要是:化石燃料的燃烧、含硫金属矿石的冶炼和硫酸的生产等 过程中产生的 SO2 释放到空气中,在烟尘等作用下,与 O2、H2O 形成硫酸。 4、防治: (1)开发新能源:氢能、太阳能、核能等。 (2)燃料脱硫,燃料中加石灰石或生石灰(钙基固硫) :CaO+SO2=CaSO3 2CaSO3+O2=2CaSO4 (3)废气回收利用 SO2(少)+2NaOH=Na2SO3+H2O Na2SO3+H2O+SO2=2NaHSO3 SO2+NH3+H2O=NH4HSO3 SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3

三氧化硫
1、物理性质:熔点 16.8 ℃,沸点 44.8 ℃,在常温下为液态,在标准状况下为固态。 2、化学性质:具有酸性氧化物的通性。 (1)与水反应:SO3+H2O===H2SO4(放出大量的热) (2)与氧化钙反应:SO3+CaO===CaSO4 (3)与氢氧化钠反应:SO3+2NaOH===Na2SO4+H2O

硫酸的制备和性质
一、硫酸的物理性质: H2SO4 是无色黏稠的油状液体,沸点高,难挥发,能与水任意比混溶,溶解时可放出大量的热。浓 H2SO4 稀释的方法是将浓 H2SO4 沿烧杯内壁缓缓倒入水中并用玻璃棒不断搅拌。实验室用的浓硫酸, 其 H2SO4 的质量分数约为 98%,物质的量浓度为 18.4mol / L。 注意:浓硫酸主要以 H2SO4 分子的形式存在,因此浓硫酸不导电。离子方程式中,浓硫酸用化学式表示。 二、硫酸的化学性质 + + - 1、稀硫酸具有酸的通性(H 的性质) : H2SO4=2H +SO42 (1)酸碱指示剂:石蕊变红 (2) (H 前)金属:置换 (3)碱性氧化物: (4)碱: 复分解 (5)某些盐: + - 注意:稀硫酸与 BaCl2 溶液反应不是 H 的性质,而是 SO42 的性质。 - + H2SO4+BaCl2=2HCl+BaSO4↓(SO42 +Ba2 =BaSO4↓) 。 2、浓硫酸的特性 (1)吸水性 浓硫酸将物质中含有的水分子夺去。 I.作气体干燥剂,但不能干燥 NH3、HBr、HI、H2S(浓硫酸能将 H2S、HI、HBr 等氧化) 。 II. 硫酸铜晶体 CuSO4· 5H2O 中加入浓硫酸, 固体由蓝变白。 原因是浓硫酸可夺去硫酸铜晶体中的结晶水。 (2)脱水性 浓硫酸将有机物中氢、氧元素按水的组成比脱去。 I.如纸屑、棉花、木屑中滴入浓硫酸,变黑。 II.蔗糖中加入浓硫酸,搅拌,可观察到蔗糖变黑,体积膨胀,形成疏松多孔的海绵状的黑色固体(此实 验常叫做“黑面包”实验) 。 注意:吸水性和脱水性都是浓硫酸的化学性质,但两者有本质的差别。区别在于:前者是吸收实际存在的 水,“有水才吸”;后者是夺取氢、氧原子(通常是-H 和-OH) ,“无水则脱”。 (3)强氧化性 I.金属 钝化 A、常温下,铁、铝遇浓 H2SO4― ― →可用铝槽车运浓 H2SO4。
化学必修 1 知识点 52

B、铜与浓硫酸混合,无明显现象。加热,铜逐渐溶解,有气泡产生,该气体能使品红溶液褪色,反 应液稀释后呈蓝色。 Cu +2 H2SO4(浓) CuSO4+SO2 ↑+2H2O

注意: a.该反应中,浓硫酸表现出强氧化性和酸性。 b.含 2 mol H2SO4 的浓硫酸与足量铜反应,得到 SO2 气体<1 mol,原因是:随反应进行,H2SO4 在 消耗,水在生成,使浓硫酸变稀,稀硫酸与铜不反应,硫酸不能反应完。 c.铜与足量浓硫酸作用,铜可反应完。 d.Zn+2 H2SO4(浓)=ZnSO4+SO2 ↑+2H2O; Zn+2H2SO4(稀)=ZnSO4+H2 ↑。 II.非金属 C+2 H2SO4(浓) 2SO2 ↑+CO2 ↑+2H2O

注意: a.该反应中,浓硫酸只表现出氧化性。 b.如何验证生成的三种产物? 方法:先检验水蒸气,再检验 SO2 气体,接着除去 SO2 气体,最后检验 CO2 气体。 选用试剂(先后顺序) :CuSO4 粉末→品红溶液→酸性高锰酸钾溶液→品红溶液→石灰水。 III.某些还原性化合物 H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2 ↑+2H2O 2HI+H2SO4(浓)=I2+SO2 ↑+2H2O 2HBr+H2SO4(浓)=Br2+SO2 ↑+2H2O 三、硫酸的用途:利用酸性制磷肥、氮肥,除去金属表面的锈,制硫酸盐等;利用吸水性,实验室作干燥 剂等。 四、浓硫酸有强烈腐蚀性:如皮肤上沾上大量浓硫酸时,应先用干布拭去,再用大量水冲洗,最后涂上 3% -5%的 NaHCO3 溶液(少量浓硫酸,可直接用大量水冲洗) 。如不慎入眼,应用大量水冲洗,边冲洗 边眨眼睛。 - 五、SO42 的检验:先加稀盐酸,后加 BaCl2 溶液。 六、硫酸的工业制法 三原料 硫磺或 含硫矿石 三阶段 生成 SO2 (造气) 4FeS2+11O2 三反应
高温

三设备

2Fe2O3+8 SO2 沸腾炉 SO2 接触室



或 S+O2



空气

生成 SO3 (氧化) 生成 H2SO4 (吸收) SO3+ H2O=H2SO4 (用 98%浓硫酸吸收)



98%浓 硫酸

吸收塔

注意: 1、热交换器的作用:在 SO2 接触氧化时,用放出的热量来加热未起反应的 SO2 和空气,这样可充分 利用热能,节约燃料。 2、吸收 SO3 不用水而用浓硫酸,是因为用水做吸收剂容易形成酸雾,且吸收速度慢。 3、在吸收塔内,上升的 SO3 气体和下降的浓硫酸形成逆流。 七、几种重要的硫酸盐(教材 P93) CaSO4· 2H2O(生)石膏 2CaSO4· H2O 熟石膏 BaSO4 俗称重晶石或钡餐 FeSO4· 7H2O 绿矾 CuSO4· 5H2O 胆矾或蓝矾 KAl(SO4)2· 12H2O 明矾
化学必修 1 知识点 53

硫和含硫化合物的相专转化
一、单质硫 1、物理性质 俗称 硫黄 2、化学性质: Fe+S
点燃

颜色状态 淡黄色晶体 2Cu+S

溶解性 水 不溶 Cu2S 酒精 微溶 CS2 易溶

FeS

Hg+S=HgS

S+O 2===SO2(S 燃烧只产生 SO2,不产生 SO3) H2+S H2S 注意: (1)硫在空气中燃烧,产生淡蓝色火焰;在纯氧中剧烈燃烧,发出明亮的蓝紫色火焰。 (2)单质硫燃烧时,产物只能是 SO2。无论 O2 的量是否充足,均不会生成 SO3。 (3)硫单质的氧化性较弱,与变价金属反应时一般生成低价态金属硫化物。 (4)汞蒸气有毒,实验室里不慎洒落一些汞,可撒上硫粉进行处理。 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O 实验室中,残留在试管内壁上的硫可用 CS2 溶解除去,也可用热的 NaOH 溶液除去。 3、用途:生产硫酸、生产石硫合剂、制硫黄皂等。 二、一些反应: 2Na2SO3+O2=2Na2SO4 Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2 ↑+H2O(制取 SO2 气体) FeS+H2SO4=FeSO4+H2S↑(制取 H2S 气体) 三、自然界中硫元素有硫单质也有硫的化合物。

化学必修 1 知识点

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