硫的转化经典1对1教学教案.doc

个 性 化 教 学 设 计 教 案授课时间： 备课时间： 年级： 学科： 化学 课时： 学生： 课题名称硫的转化授课教师： 教学目标1．氧族元素的物理性质和化学性质的递变规律；2．硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢的物理性质与化学性质；3．重点是硫的化学性质及氧族元素性质递变规律教学重点教学难点硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢的物理性质与化学性质教学过程一、自然界中不同价态硫元素间的转化 　　自然界中的硫单质主要存在于火山外表，火山喷发是自然界硫元素转化的重要途径 　　　　2、认识硫单质　　实验1：取少量硫粉，观察其颜色、状态，然后把一局部硫粉放到燃烧匙中加热，观察现象；一局部各取少许分别参加到盛水、酒精、CS2的三支试管中 　　现象：硫粉为淡黄色固体粉末放到燃烧匙中的硫粉，加热时很快熔化(说明熔点低)，一会儿又开场燃烧，出现淡蓝色火焰，闻到刺激性气味(硫有可燃性)另一局部参加到水中的不溶解，在酒精中的少量溶解，在CS2中的全部溶解 　　性质1：硫是一种黄色或淡黄色的固体粉末，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2 　　性质2：硫具有可燃性：S＋O2SO2　　在空气中硫燃烧发出微弱的淡蓝色火焰，在氧气中燃烧为明亮的蓝紫色火焰，都能闻到刺激性气味，生成的都是SO2，该反响中，S表现出复原性。

S是否有氧化性呢. 　　实验2：把研细的硫粉、铁粉混合均匀，放在石棉网上，把粉末堆成“FeS〞字样，然后把用火加热的玻璃棒触及粉末的一端，粉末呈红热状态后，可移开玻璃棒　　现象：粉末从玻璃棒加热的一端开场逐渐反响，发出红光，一个清晰的“FeS〞形成 　　分析：Fe与S剧烈反响，发出红光，说明反响放热开场用玻璃棒预热，说明反响发生需要加热玻璃棒移去后，反响仍在发生，也说明该反响放热 　　性质3：硫的氧化性：Fe＋SFeS 　　注意：Fe与S反响时生成亚铁化合物，但Fe在Cl2中燃烧生成FeCl3，说明硫元素的氧化性已较弱，只能把变价元素氧化为低价，类似如Cu与S的反响：2Cu＋SCu2S 　　硫也能把其它金属氧化：2Na＋SNa2S　 2Al＋3SAl2S3　　硫的氧化性还表现在能与非金属单质反响，例如：硫与H2化合，H2＋SH2S 　　我国古代四大创造之一的“制火药〞，其中黑火药的主要成分为硫磺、硝石(KNO3)、木炭，反响中S和KNO3为氧化剂，C为复原剂S＋2KNO3＋3CK2S＋3CO2↑＋N2↑ 　　实验3：取硫粉少量，参加到NaOH溶液中 　　现象：硫粉消失 　　硫能溶于NaOH 溶液，是S与NaOH溶液发生了反响。

　　性质4：硫的自身氧化复原反响：3S＋6NaOH＝2Na2S＋Na2SO3＋3H2O 　　该反响中，S既为氧化剂，又为复原剂，发生的为歧化反响，后面还要涉及到不同价态硫元素生成S单质的归中反响1、硫化学性质总结〔1〕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与金属反响〔与变价金属反响，均是金属氧化成低价态〕2Na+S===Na2S 〔剧烈反响并发生爆炸〕2Al+3S Al2S3〔制取Al2S3的唯一途径〕Fe+S FeS〔黑色〕2Cu + S Cu2S〔黑色〕②与非金属反响S+O2SO2S+H2H2S〔说明硫化氢不稳定〕③与化合物的反响S+6HNO3〔浓〕H2SO4+6NO2↑+2H2OS+2H2SO4〔浓〕3SO2↑+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2、硫的氢化物①硫化氢的制取：Fe+H2SO4〔稀〕=FeSO4+H2S↑〔不能用浓H2SO4或硝酸，因为H2S具有强复原性〕——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≥2/1时，2H2S+O22S+2H2O〔H2S过量〕当≤2/3时，2H2S+3O22SO2+2H2O〔O2过量〕当时，两种反响物全部反响完，而产物既有硫又有SO2B．强复原性：常见氧化剂Cl2、Br2、Fe3+、HNO3、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3、硫的氧化物〔1〕、SO2的性质：SO2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　　方案：SO2与 H2S混合，验证SO2有氧化性 　　实验1：如以下列图，两个集气瓶，一个盛满SO2，一个盛满H2S抽去中间的玻璃片观察 　　现象：气体混合后，瓶壁上有淡黄色固体和水滴出现 　　分析：SO2与H2S反响生成S和H2O 　　　　(1)SO2的氧化性： 　　SO2＋2H2S＝3S＋2H2O 　　该反响中，SO2为氧化剂，H2S为复原剂 　　结论：SO2具有氧化性，＋4价的硫被复原为0价，类似的反响有：　　Na2SO3＋2Na2S＋3H2SO4＝3Na2SO4＋3S↓＋3H2O 　　(2)SO2的复原性 　　方案：SO2与溴水，KMnO4(H+)溶液混合，验证SO2的复原性 　　实验2：取两支试管，分别参加溴水，酸性 KMnO4溶液，然后分别通入SO2气体　　现象：两支试管中的溶液均褪色 　　分析：溴水、KMnO4溶液褪色，说明Br2、KMnO4都被复原，发生反响的化学方程式为： 　　Br2＋SO2＋2H2O＝2HBr＋H2SO4　　2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝2MnSO4＋K2SO4＋2H2SO4　　结论：SO2具有复原性，能被常用的氧化剂氧化，类似反响还有： 　　SO2＋Cl2＋2H2O＝2HCl＋H2SO4　　Fe2(SO4)3＋SO2＋2H2O＝2FeSO4＋2H2SO4　　但SO2、O2不能直接反响，需在催化剂作用下才能反响：　　2SO2＋O22SO3　　该反响为工业制H2SO4的一个重要反响。

　　(3)SO2还有漂白性： 　　能使品红溶液褪色，可用于检验SO2　　(4)SO2为酸性氧化物： 　　SO2＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O，SO2＋Ca(OH)2＝CaSO3↓＋H2O 　　运用上述方法，预测浓H2SO4的性质 　　预测：浓H2SO4中S元素的化合价为＋6，为S元素的最高正价，浓H2SO4应具有强氧化性〔5〕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，遇水剧烈反响生成硫酸并放出大量的热〔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℃〕与水反响SO2+H2O H2SO3 中强酸CO2+H2O H2CO2 弱酸SO3+H2O==H2SO4(强酸)与碱反响Ca(OH)2 CaSO3↓ Ca(HSO3)2Ca(OH)2 CaCO3↓ Ca(HCO3)2SO3+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+C CO2+C = 2CO复原性有无与Na2O2Na2O2+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、NO*〔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：气相反响：2SO2+O2=2SO3、SO3+H2O=H2SO4；液相反响：SO2+H2O=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4总反响：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NO*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腐蚀建筑构造、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。

　(2)酸雨的防治　 　　a、开展无染污或少染污的能源，如太阳能、水能、氢能等，减少化石燃料的直接使用 　　b、钙基固硫法：煤中掺少量生石灰后，再用于燃烧，燃烧时生石灰与SO2反响可生成CaSO3，再被氧化为CaSO4，制得石膏，变废为宝 　　总反响为：2CaO＋2SO2＋O2＋4H2O＝2CaSO4·2H2O 　　c、氨水吸收：SO2为酸性氧化物，能与氨水反响生成铵盐，可作肥料 　　SO2＋2NH3＋H2O＝(NH4)2SO3　　SO2＋NH3＋H2O＝NH4HSO3 过程讲解：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〞，其反响方程式为：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，其反响方程式为：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，使二者反响可收回大量的硫黄，其反响原理为：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：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，作枯燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。

④验证浓H2SO4的强氧化性：　方案：用Zn、Cu、H2S等与浓H2SO4混合，发现都产生了有刺激性气味的气体，该气体能使品红溶液褪色，为SO2，证明浓H2SO4被复原为SO2 　　2H2SO4(浓)＋Zn ZnSO4＋SO2↑＋2H2O 　　2H2SO4(浓)＋CuCuSO4＋SO2↑＋2H2O 　　2H2SO4(浓)＋CCO2↑＋2SO2↑＋2H2O 　　H2SO4(浓)＋H2SS↓＋SO2↑＋2H2O 　　如何验证C与浓 H2SO4反响的产物有CO2、SO2、H2O 　　[实验·探讨]。