2012届高考化学硫及其硫的化合物复习考点详析教案

更新时间:2007-10-29 08:59:09 编辑:刘小龙

硫及其硫的化合物
Ⅰ.课标要求
1.通过实验了解硫及其重要化合物的主要性质及在生产中的应用。
2.认识硫及其重要化合物对生态环境的影响。
Ⅱ.考纲要求
1.了解硫及其重要化合物的主要性质及在生产中的应用。
2.了解硫及其重要化合物对环境质量的影响。
Ⅲ.教材精讲
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。[由www.XuexiYa.Com整理]
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具有强还原性)
——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+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SO2
B.强还原性: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)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。
(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。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+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:
 

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=-196.6 kJ/mol SO3(g)+H2O(l)=H2SO4(l);△H=-130.3 kJ/mol