当前位置：文档之家 › 硫及其化合物知识点

硫及其化合物知识点

  • 格式：doc
  • 大小：299.89 KB
  • 文档页数：12

加热

加热

加热

点燃

加热

加热 硫及其化合物

一、硫及其重要化合物的主要性质及用途：

1．硫：

（1）物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，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。

（2）化学性质：硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。

①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）

2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）

2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）

Fe+S FeS（黑色）

2Cu + S Cu2S（黑色）

②与非金属反应

S+O2 SO2

S+H2 H2S（说明硫化氢不稳定）

③与化合物的反应

S+6HNO3（浓） H2SO4+6NO2↑+2H2O

S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O

3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O（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。三药一柴：医药、火药、农药、和火柴的原料。

2．硫的氢化物： 加热

点燃 ①硫化氢的物理性质：

H2S是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。

②硫化氢的化学性质

A．可燃性：当22/OSHnn≥2/1时，2H2S+O2 2S+2H2O（H2S过量）

当22/OSHnn≤2/3时，2H2S+3O2 点燃 2SO2+2H2O（O2过量）

当23222OSHnn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，甚至SO2均可将H2S氧化。

③H2S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。

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是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。

②SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，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：SO2 + Cl 2 +2H2O == H2SO4 + 2HCl

④SO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O

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实验室制法：Na2SO3 + H2SO4(浓) == Na2SO3 + H2O +SO2↑

或Cu + 2H2SO4(浓) === CuSO4 + 2H2O + SO2↑

（2）三氧化硫：是一种没有颜色易挥发的晶体；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。

SO2 SO2 CO2 CO2 （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 SO2+H2O H2SO3 中强酸 CO2+H2O H2CO3 弱酸 SO3+H2O==H2SO4(强酸)

与碱反应

Ca(OH)2 CaSO3↓

Ca(HSO3)2

清液 白 清液 Ca(OH)2 CaCO3↓

Ca(HCO3)2

清液 白↓ 清液 SO3+Ca(OH)2==CaSO4(微溶)

紫色石蕊 变红 变红 变红

品红 褪色 不褪色 不褪色

鉴定存在 能使品红褪色

又能使清石灰变浑浊 不能使品红褪色

但能使清石灰水变浑浊

氧化性 SO2+2H2S=2S↓+2H2O CO2+2Mg = 2MgO+C

CO2+C = 2CO

还原性 有 无

与Na2O2作用 Na2O2+SO2==Na2SO4 2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2 2Na2O2+2SO3

==2NaSO4+O2↑

（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。

硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O2=2NO2、3NO2+H2O=2HNO3+NO。

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，而浓H2SO4具有酸的通性外还具有三大特性：

浓H2SO4 氧化性 Br2(I2、S)+SO2+H2O S、△

C、△

Al(或Fe)

冷

足量Cu、△

足量Zn、△

Fe2+ HBr(HI、H2S) SO2+H2O

SO2+CO2+H2O

钝化→运装浓H2SO4

CuSO4+SO2+H2O

ZnSO4+SO2(后有H2)+H2O

Fe3++SO2+H2O 只表现强

氧化性

兼有

酸性 脱水性

吸水性 C2H5OH

去结晶水

胆矾

作干燥剂 C+H2O

C2H4+H2O 糖等

无水CuSO4

中性气体

无强还原性气体

非碱性气体

可干燥 1700

②SO42—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）

③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 4FeS2(s)＋11O2(g) =

2Fe2O3(s)＋8SO2(g)；

△H=-3412 kJ/mol 2SO2(g)＋O2(g)

2SO3(g)；

△H＝-.6 kJ/mol SO3(g)＋H2O(l)=H2SO4(l)；△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.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

O2和O3比较：

O2 O3

颜色 无色 气态—淡蓝色

气味 无 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） 42SOH),(222等含ONSO

高压放电

电解 MnO2 漂白性 无 有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）

稳定性 ＞

3O2 2O3 2O3===3O2 常温：缓慢

加热：迅速

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 极性键 极性键和非极性键

分子极性 有 有

稳定性 稳定

2H2O 2H2↑+O2↑ 不稳定

2H2O2 2H2O+O2↑

氧化性 较弱（遇强还原剂反应）

2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 较强（遇还原剂反应）

SO2+H2O2===H2SO4

还原性 较弱

（遇极强氧化剂反应）

2F2+2H2O===4HF+O2 较强

（遇较强氧化剂反应）

2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O

作用 饮用、溶剂等 氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等

中学常见的强氧化性物质：卤族元素单质 高锰酸根 硝酸 浓硫酸 三价铁离子 双氧水 二氧化锰

合集下载

高一硫的知识点

高一硫的知识点

高一硫的知识点

硫（符号：S）是一种常见的非金属元素，原子序数为16。它在地球上广泛存在，常见于矿石、石油和天然气中。硫具有很多重要的化学性质和应用，本文将介绍高一化学中关于硫的知识点。

一、硫的性质

1. 物理性质：硫是黄色的固体，常见的形态有硫黄粉末和硫黄晶体。硫的熔点为115.21°C，沸点为444.6°C。硫在一定温度下能够发光，这一现象被称为硫的荧光。

2. 化学性质：硫能和多种元素反应。与氧气反应生成二氧化硫（SO2），与氢气反应生成硫化氢（H2S），与氮气反应生成氮化硫（SN）。此外，硫还能和大部分金属反应生成金属硫化物。

二、硫的最常见化合物

1. 二氧化硫（SO2）：二氧化硫是一种无色有刺激性气体，常见于燃烧过程中释放的烟雾和工业废气中。它是硫酸的原料之一，也是造纸和食品加工中的消毒剂和漂白剂。

2. 三氧化硫（SO3）：三氧化硫是一种无色液体，在常温下极易吸湿生成硫酸。硫酸的生产通常以三氧化硫为中间产物。

3. 硫化氢（H2S）：硫化氢是一种有刺激性气味的气体，常见于腐烂的有机物中。它是一种剧毒气体，能够对人体造成伤害。硫化氢也是一种重要的原料，用于生产硫化物和农药。

三、硫的应用

1. 农业：硫可以作为农药的成分，用于防治病虫害。硫还可以改良土壤，促进作物生长。

2. 化学工业：硫酸是硫最重要的化合物之一。硫酸在制造化肥、洗涤剂、染料和爆炸物等方面有广泛的应用。

3. 药物工业：硫化物是某些药物的重要组成部分。硫化物类药物常用于治疗关节炎和皮肤病等疾病。

4. 硫酸铜：硫酸铜是一种重要的工业化学品，广泛用于电镀、农业、印刷和皮革制造等领域。

四、硫的环境影响

1. 大气污染：燃烧煤炭和石油等化石燃料会释放大量二氧化硫，这是大气中硫污染的重要来源之一。硫污染会对健康和环境造成危害。

2. 酸雨：硫化物和氮化物的排放是酸雨的主要原因之一。酸雨对土壤、湖泊和森林等生态系统造成严重的破坏。

硫及其化合物：硫酸、硫酸根离子的检验(知识点考试试题和答案解析)

硫及其化合物：硫酸、硫酸根离子的检验(知识点考试试题和答案解析)

1

第一节 硫及其化合物

第2课时 硫酸 硫酸根离子的检验(知识点考试试题和答案解析)

发展目标 体系构建

1.通过实验探究掌握浓硫酸的性质及应用，培养“宏观辨识与变化观念”的核心素养。

2.结合工业制硫酸的流程了解H2SO4的工业制备原理，培养“科学态度与社会责任”的核心素养。

3.通过实验认识SO2－4的检验方法，培养“科学探究与科学态度”的核心素养。

一、硫酸

1．工业制硫酸的原理示意图

上述流程涉及的化学方程式为S＋O2=====点燃SO2或4FeS2＋11O2=====燃烧2Fe2O3＋8SO2，2SO2＋O2V2O5400～500

℃2SO3，SO3＋H2O===H2SO4。

2．硫酸的酸性

(1)电离方程式：H2SO4===2H＋＋SO2－4。

(2)写出稀硫酸与Zn、CuO、NaOH溶液、NaHCO3溶液反应的离子方程式分别为Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O、H＋＋OH－===H2O、HCO－3＋H＋===CO2↑＋H2O。

3．浓硫酸的特性

(1)吸水性：浓硫酸能吸收存在于周围环境中的水分，可用于作干燥剂。

(2)脱水性：浓硫酸能将蔗糖、纸张、棉布和木材等有机物中的氢元素和氧元素按水的组成比脱去。

(3)强氧化性

①与金属Cu反应的化学方程式为2H2SO4(浓)＋Cu=====△CuSO4＋SO2↑＋2H2O。反应中氧化剂是浓硫酸，还原剂是Cu，还原产物为SO2。

②与非金属的反应

浓硫酸与木炭反应的化学方程式为C＋2H2SO4(浓)=====△CO2↑＋2SO2↑＋

2 2H2O。反应中氧化剂为浓硫酸，还原剂为C，还原产物为SO2。

实验制H2时，往往用稀硫酸而不用浓硫酸的原因是什么？

提示：浓硫酸具有强氧化性与金属反应时不产生H2而是产生SO2。

二、常见的硫酸盐

1．石膏(化学式为CaSO4·2H2O)，加热失水变为熟石膏(化学式为2CaSO4·H2O)，应用于制作各种模型和医疗用的石膏绷带，工业上还用于调节水泥的硬化速率。

高一化学硫及其化合物知识点总结

高一化学硫及其化合物知识点总结

高一化学硫及其化合物知识点总结

硫及其化合物是高中化学中一个重要的知识点，本文将从硫的性质、制备、用途以及硫化物的性质和应用等方面进行总结。

1. 硫的性质

硫是一种非金属元素，存在于自然界中的硫矿石、石膏等物质中。硫的物理性质包括颜色、形态和密度等方面，其中最常见的是黄色的硫粉，它具有脆性和易于破碎的特点。在化学反应中，硫可以与氧气、氢气、氮气等元素发生反应。此外，硫也是一种良好的还原剂，它可以将其他物质还原成更低的氧化态。

2. 硫的制备

硫的制备方法有很多种，常见的方法包括从硫矿石中提取、从天然气中提取和从工业废气中提取等。其中，从硫矿石中提取是最常用的方法，它主要是通过高温熔炼硫矿石，然后将得到的液态硫喷到水中进行冷却，从而得到硫的固态产品。

3. 硫的用途

硫的用途非常广泛，它被广泛应用于化工、农业、制药、橡胶等行业中。其中，硫在化工行业中被用作生产硫酸等化学品的原料，它也可以用于制造染料、橡胶加工等。在农业领域，硫可以用于生产化肥和杀虫剂等，它可以起到保护作物和杀虫的作用。

4. 硫化物的性质和应用

硫化物是硫和其他元素形成的化合物，它们具有多种不同的性质和应用。其中，硫化氢是一种无色、有刺激性气味的气体，它可以被用于生产硫化铵、硫化铜等材料。硫化铁是一种黑色固体，它可以被用于生产钢铁、汽车轮胎等。此外，硫化物还可以用于生产电池、半导体元件等。

硫及其化合物是高中化学中一个重要的知识点，它们具有多种不同的性质和应用。对于学生来说，了解硫及其化合物的基本知识可以帮助他们更好地理解和应用化学知识，同时也可以为他们今后的学习和工作提供帮助。

高一硫和硫的化合物知识点

高一硫和硫的化合物知识点

高一硫和硫的化合物知识点

硫是一种常见的非金属化学元素，化学符号为S，原子序数为16。硫以其特殊的性质和广泛的应用而被广泛研究和使用。在高中化学中，我们学习了硫和其化合物的许多重要知识点。本文将介绍一些关于高一硫和硫的化合物的重要知识点。

1. 硫的基本性质

硫是一种黄色的固体，常见的形态有硫粉、硫磺等。硫具有特殊的味道和气味，可以被用于制备一些医药和化妆品。此外，硫是一种还原剂，可以与许多金属发生反应，生成相应的硫化物。硫的密度较低，熔点较高，是一种非金属元素。

2. 硫的化合价和化合物

硫能形成多种化合物，其化合价通常为-2、+4和+6。当硫以-2的化合价出现时，形成的离子是 sulfide。当硫以+4的化合价出现时，形成的离子是 sulfite，对应的酸是亚硫酸（sulfurous acid）。当硫以+6的化合价出现时，形成的离子是 sulfate，对应的酸是硫酸（sulfuric acid）。

3. 硫的氧化反应 硫可以被氧气氧化，生成二氧化硫（SO2）和三氧化硫（SO3）。其中，二氧化硫是一种无色有刺激气味的气体，可溶于水，能与水形成亚硫酸，如SO2 + H2O → H2SO3。三氧化硫是一种白色固体，能与水反应形成硫酸，如SO3 + H2O → H2SO4。硫的氧化反应在大气污染和环境保护等方面具有重要意义。

4. 硫的重要化合物

（1）硫化物：硫能与许多金属形成硫化物，如铁(II) 硫化物（FeS）、锌硫化物（ZnS）等。这些硫化物在工业生产和实验室中都具有重要用途。

（2）亚硫酸和亚硫酸盐：亚硫酸是硫的+4价化合物，能与碱金属或碱土金属的氧化物反应，生成相应的亚硫酸盐。例如，亚硫酸钠（Na2SO3）是一种白色结晶体，可用作食品添加剂和消毒剂。

（3）硫酸和硫酸盐：硫酸是硫的+6价化合物，是一种无色的强酸。硫酸具有广泛的用途，被广泛用于工业生产、实验室和农业等领域。硫酸盐是硫酸的盐类，如硫酸钠（Na2SO4）和硫酸铜（CuSO4）等。