硫及其化合物知识点.doc

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）加热2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）加热 2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）加热 Fe+S FeS（黑色）2Cu + S Cu2S（黑色）点燃②与非金属反应 S+O2 SO2 S+H2 H2S（说明硫化氢不稳定）加热③与化合物的反应 加热S+6HNO3（浓） H2SO4+6NO2↑+2H2O加热S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O3S+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：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硫化氢的化学性质点燃A．可燃性：当≥2/1时，2H2S+O2 2S+2H2O（H2S过量） 当≤2/3时，2H2S+3O2 2SO2+2H2O（O2过量） 当时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO2B．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④硫化氢的制取：Fe+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S↑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气体不用CuS（黑）、Ag2S（黑）、 PbS（黑）的原因是它们不溶于稀强酸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↓+2 CH3COOH；除杂：用CuSO4溶液除去H2S： CuSO4+H2S===CuS↓+H2SO43．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 + 2HCl④SO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O⑤SO2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。

3）比较SO2与CO2、SO3SO2CO2SO3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 CO2 CO2+H2O H2CO3 弱酸SO3+H2O==H2SO4(强酸)与碱反应SO2 SO2 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↓+2H2OCO2+2Mg = 2MgO+CCO2+C = 2CO还原性有无与Na2O2作用Na2O2+SO2==Na2SO42Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O22Na2O2+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总反应：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+CO24．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SO3SO3吸收和H2SO4的生成三方程4FeS2(s)＋11O2(g) = 2Fe2O3(s)＋8SO2(g)；△H=-3412 kJ/mol2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)；△H＝-196.6 kJ/molSO3(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.O2SO2、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．氧族元素比较：原子半径 O＜S＜Se＜Te单质氧化性 O2＞S＞Se＞Te单质颜色 无色 淡黄色 灰色 银白色单质状态 气体 固体 固体 固体氢化物稳定性 H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te最高价含氧酸酸性 H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO42．O2和O3比较：O2O3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）漂白性无有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）稳定性 高压放电 ＞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。