高一-硫氮及其化合物

硫氮及其化合物知识梳理

(一)除夕爆竹话硫磺 1．黑火药

(1)黑火药是我国值得骄傲的四大发明之一。把木炭粉、硫磺粉和硝酸钾按一定的比例混合，就可以制得黑火药。

(2)黑火药的合理配比为：n(S) : n(KNO 3) : n(C) = 1 : 2 : 3。

(3)火药爆炸原理：点燃火药后，混合物发生迅猛的氧化还原反应，放出大量的热量并生成大量气体。气体体积急剧扩大，发生爆炸。其反应的化学方程式为：

???

→点燃

K 2S + 3CO 2↑+ N 2↑

2．硫的性质

(1)物理性质：纯净的硫通常是一种黄色或淡黄色的固体，俗称硫磺；密度比水大；不

溶于水，微溶于酒精，易溶于CS 2；硫为分子晶体，熔点112.8℃，沸点444.6℃。硫元素在地壳中的含量只有0.052%，但是硫的分布很广。

(2)化学性质：单质硫既有氧化性，又有还原性。硫元素有 -2、0、+4、+6四种常见的化合价。

①硫通常以弱氧化性为主。如：与金属、氢气的反应。

Fe + S ?

??

→FeS （黑褐色） 2Cu + S ?

??

→Cu 2S （黑色） Hg + S ???→HgS （黑色） S + H 2???

→H 2S ②硫也可以表现为还原性。如：与氧气的反应。

S + O 2???

→点燃

SO 2（硫在空气中点燃产生淡蓝色火焰，在纯氧气中点燃产生明亮的蓝紫色火焰）

3．硫的用途

(1)硫是动物体生长不可缺少的元素。如组成生命体的蛋白质中就有含硫的大分子。 (2)硫磺是橡胶工业的重要添加剂，是制硫酸的重要原料。

(3)硫磺有杀虫、杀螨和杀菌作用，常被用作农作物的杀菌剂和治疗皮肤病的杀菌软膏。

(4)在染色、制革、国防工业、火柴、火药、烟火等行业，都广泛用到硫和含硫化合物。

(二)令人生厌的硫化氢(H 2S) 1．硫化氢的物理性质

硫化氢通常为有臭鸡蛋气味的无色气体，有毒，当空气中含有0.1%的硫化氢时，就会使人感到头疼、眩晕，吸入大量硫化氢会使人昏迷或死亡。动植物体内均含硫，腐败时会产生硫化氢气体。硫化氢标准状况下的密度为1. 518 g/L ，比空气重。1体积水能溶解2.6体积硫化氢气体。硫化氢的水溶液叫氢硫酸，显弱酸性。 2．硫化氢的化学性质 (1)热稳定性

硫化氢在较高温度时易分解成氢气和硫。

H 2S ?

??

→H 2 + S ↓ (2)还原性

硫化氢中的硫显-2价，在化学反应中容易失去电子，故硫化氢的还原性较强。硫化氢

显示还原性的几个典型反应为：

2H 2S + O 2???

→点燃

2S ↓+ 2H 2O(H 2S 在空气中不完全燃烧) 2H 2S + 3O 2???

→点燃

2SO 2 + 2H 2O(H 2S 在空气中完全燃烧，并伴有淡蓝色火焰) (三)SO 2的性质 1．SO 2的物理性质

二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大（收集时用向上排空气

法），易溶于水，通常情况下1体积水能溶解40体积的二氧化硫。 2．SO 2的化学性质

(1) SO 2与水反应：SO 2 + H 2O

H 2SO 3

【注意】亚硫酸(H 2SO 3)是一种弱酸，不稳定，易分解。SO 2是H 2SO 3的酸酐，为酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性：除与H 2O 反应外，还与酸碱指示剂、碱性氧化物、碱及某些盐反应。

SO 2 + CaO → CaSO 3

SO 2 + 2NaOH(过量) → Na 2SO 3 + H 2O SO 2 + NaOH(少量) → NaHSO 3

SO 2 + Na 2SO 3 +H 2O → 2 NaHSO 3与CO 2 + Na 2CO 3 + H 2O → 2NaHCO 3相似 (2) SO 2的氧化性与还原性：

二氧化硫中硫元素的化合价处于+4价，为中间价态，在反应中即可作氧化剂，也可作还原剂：

①氧化性：SO 2 + 2H 2S ?

??

→3S ↓+ H 2O

②还原性：2SO 2 + O 2?

催化剂2SO 3

3．SO 2的用途

(1)作漂白剂和去污剂。工业上常用SO 2漂白纸浆、毛、丝、草编制品等； (2)制SO 3的主要原料； (3)杀菌消毒；

(4)作食物和干果的防腐剂。 (5)SO 2是重要的冷冻介质之一。 (四)酸雨 1．酸雨

未污染的雨水的pH 一般小于7大于5.6，这是由于溶解了二氧化碳气体的缘故。如果其他酸性污染物也溶于雨水中，雨水的pH 明显下降。当雨水的pH 小于5.6时，我们就称它为“酸雨”。 2．酸雨的成因

酸雨中的酸度主要是由硫酸和硝酸所致，其中硫酸一般比硝酸多，称硫酸型酸雨。其成因较复杂，一般认为有两种可能：

(1) SO 2溶于水生成H 2SO 3，H 2SO 3被缓慢氧化成硫酸：

SO 2 + H 2O ?

??

→ H 2SO 3，2H 2 SO 3 + O 2 → 2H 2SO 4 (2) SO 2在空气中的灰尘或NO x 的催化下被O 2氧化成SO 3，SO 3溶于水形成H 2SO 4： 2SO 2 + O 2?

催化剂2SO 3，SO 3 + H 2O → H 2SO 4

3．酸雨的危害

(1)酸雨使植物遭受严重侵蚀，生存受到威胁； (2)酸雨会使土壤酸化，引起农业减产； (3)酸雨容易腐蚀水泥、大理石质建筑物； (4)酸雨侵蚀钢铁制品，使钢铁表面生锈； (5)酸雨危害人体健康。 4．酸雨的防治

减少酸雨的生成，必须控制空气中SO 2等气体的含量。目前世界上减少二氧化硫排放

量的措施主要有： (])优先使用低硫燃料，如含硫较低的低硫煤和天然气等；(2)对煤和石油进行脱硫或对它们燃烧后形成的烟气 在排放之前除去硫的氧化物等。

【拓展】

（一）有关硫元素的价态变化规律

1．S 的常见化合价有：-2、0、+4、+6。-2价是硫元素的最低价态，只有还原性；0价和+4价是硫元素处于中间价态，既有氧化性，又有还原性；+6价是硫元素的最高价态，只有氧化性。

2．当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态。如

3．硫元素相邻价态的微粒不发生氧化还原反应。如：S 和H 2S 、S 和SO 2、SO 2和浓H 2SO 4之间不发生氧化还原反应。

4．有时硫的化合价会发生跳位转化。如2

S S -、遇到强氧化剂时，

3

3

62

6

HNO HNO S S S S +-+????→????→稀浓、；又如条件发生改变时：

（二）二氧化碳和二氧化硫的性质比较 相同点

不同点

物理性质

常温下，都是无色气体，密度都大于空气

①气味：CO 2无味，SO 2有刺激性气味

②毒性：CO 2无毒，SO 2有毒

③溶解性：CO 2微溶于水，SO 2易溶于水 ④液化：CO 2难液化，SO 2易液化

化学性

质 都是酸性氧化物 ①都能和水反应，生成的酸不稳定，只能存在于溶液中：CO 2 +H 2O H 2CO 3，SO 2+ H 2O

H 2SO 3

②都能与碱反应，但用量不同，均可以生成两种盐。

SO 2或CO 2气体通入澄清的石灰水中，都是先生成沉淀，当气体过量时沉淀又溶解 Ca(OH)2+SO 2 → CaSO 3↓+H 2O CaSO 3+SO 2+H 2O →Ca(HSO 3)2

①二氧化硫常表现还原性，二氧化碳表现氧化性：

2SO 2+O 2 ?

???→催化剂2SO 3 CO 2+C ???→2CO

二氧化硫能被酸性高锰酸钾溶液、氯水、溴水、碘水等

氧化剂氧化，二氧化碳不能

②二氧化硫具有漂白性，能漂白某些有色物质，二氧化碳不能

③影响大气的结果不同：二氧化硫形成酸雨，二氧化碳

引起温室效应

（三）常见的漂白剂及其漂白原理比较

（四）工业吸收SO 2常用的方法

二氧化硫是空气中有害气体的罪魁祸首。当空气中二氧化硫的含量达到百万分之零点一至百万分之一时，植物、建筑物的结构材料就会严重受损；当达到百万分之一至百万分之十时，会引起人的呼吸道痉挛、流泪、咳嗽甚至死亡；若达到万分之一时，一切生命都会完结。因此我国规定：厂矿周围上空的空气中二氧化硫的含量不得超过0. 02 mg/L 。

为了保护环境、变废为宝，世界各国采用多种方法进行烟道气脱硫，以防止空气污染，回收和利用二氧化硫。 1．“固硫”法

将生石灰跟煤均匀混合，煤燃烧时放出的SO 2跟生石灰反应生成CaSO 3，CaSO 3再被空气氧化成CaSO 4（石膏）而被“固化”，从而减少SO 2向大气的排放。其反应方程式为：

SO 2+CaO ???

→CaSO 3 2CaSO 3+O 2?

??→2CaSO 4 2．吸收法

(1)硫酸厂通常用氨水吸收二氧化硫。 SO 2+2NH 3+H 2O → (NH 4)2SO 3 (NH 4)2SO 3+SO 2+H 2O →2NH 4HSO 3

当吸收液达到一定浓度时，再用93%的浓硫酸酸化： 2NH 4HSO 3+H 2SO 4 → (NH 4)2SO 4 +2SO 2↑+2H 2O (NH 4)2SO 3 +H 2SO 4 → (NH 4)2SO 4 +SO 2↑+H 2O

放出的二氧化硫浓度达95%以上，经液化得到液态二氧化硫，可用于制取漂白剂、消毒剂，也可用于生产硫酸。硫酸铵溶液经过结晶、分离、干燥，可用作化肥（硫铵），这样便

一举数得。

(2)用纯碱溶液吸收二氧化硫。

2Na2CO3 +SO2 +H2O →2NaHCO3+ Na2SO3

2NaHCO3 +SO2→Na2SO3 +2CO2↑+H2O

这样吸收设备简单，效率也高，所得Na2SO3可用于造纸工业制造牛皮纸。

(3)用Na2SO3溶液吸收二氧化硫。

Na2SO3 +SO2 +H2O →2NaHSO3

??→Na2SO3 +SO2↑+H2O↑

2NaHSO3?

得到含高浓度SO2、水蒸气的副产品，同时生成的Na2SO3还可循环使用。

此外，在减轻SO2等引起的环境污染方面，植树造林也有一定功效，特别是梧桐、臭椿吸收SO2的效果甚佳。

(一)固氮的途径

1．氮元素存在形态

空气中含大量N2，是工业生产中N2的主要来源。

2．N2的物理性质

氮气难溶于水，难液化，密度比空气略小（与空气密度相近），只能用排水法收集N2。

3．N2的化学性质

由于氮分子的键能很大，所以氮气的性质很稳定，只有在高温条件下才能发生一些化学变化。

2NH3

(1)与H2的反应：N2 + 3H2高温、高压

催化剂

放电2NO

(2)与O2的反应：N2 + O2???→

点燃Mg3N2

(3)与Mg的反应：3Mg + N2???→

4．氮的固定

(1)定义：把大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程称为固氮。

(2)氮的同定的途径

①生物固氮

豆科植物的根部常附有小根瘤，其中含有固氮菌，能把空气中游离的氮变成氨（铵态氮肥）作为养分吸收，所以这些植物可以少施肥，甚至不施肥。

②大气同氮

闪电时，大气中的氮转化为氮的氧化物，经降水生成极稀的硝酸（硝态氮肥），渗入土壤被植物根系吸收。

放电2NO

N2 + O2???→

2NO + O2 →2NO2

3NO2 + H2O →2HNO3 + NO

【注意】生物固氮和大气固氮统称自然固氮。

③工业固氮

氮气和氢气在高温、高压并有催化剂存在的条件下，可以直接化合生成氨(NH3)。

N2 + 3H2高温、高压

2NH3

催化剂

工业上就是利用这个原理来合成氨的。

(二)氨气

1．物理性质

氨气是一种无色有刺激性气味的气体。密度比空气小，极易溶于水，易液化，液氨汽

化时吸收大量的热，因此液氨可作制冷剂。

2．分子结构

电子式：，结构式：，分子空间构型：三角锥型，键和键之间的夹角

为107°18′，为极性分子。

3．化学性质

(1)与水反应

NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH-

NH3是中学化学中唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3的

存在。

(2)喷泉实验

①实验原理：如右图所示，圆底烧瓶中充满NH3，由于氨极易溶于水，挤压胶头滴管，

少量的水即可溶解大量的氨(1 : 700)，导致烧瓶内压强减小，在外界大气压作用下使烧

杯中滴有酚酞的水压入烧瓶，形成美丽的红色喷泉。

②实验现象：产生红色喷泉，这是因为氨溶于水后形成碱性溶液，遇酚酞显红色。

③喷泉实验成败的关键：

a．烧瓶、预先吸液的滴管及长直玻璃管的外部都要干燥；

b．气体要充满圆底烧瓶；

c．瓶塞要严密，不漏气，止水夹要夹紧。

④说明问题：a．氨极易溶于水．b．氨气的水溶液显碱性。

⑤实验拓展：a．从喷泉实验的实验原理可知，只要烧瓶内的气体能被胶头滴管中挤出

的少量液体快速吸收，使烧瓶内气体压强远远低于外界大气压，就可形成喷泉。因此理论上

大多数气体都可做喷泉实验，关键是胶头滴管中的少量液体要选得合适。如：

1 2 3 4 5 烧瓶中的气体Cl2CO2H2S NO2 +NO HCl 滴管中的液体浓NaOH 浓NaOH 浓NaOH 浓NaOH H2O

b．此外，若改变喷泉实验装置，也可以使某些本来不能形成喷泉的气体形成喷泉，因

此要从产生喷泉的条件认识形成喷泉的本质。

(3)与酸反应

NH3 + HCl →NH4Cl(生成白烟)

2NH 3 + H 3SO 4 → (NH 4)2HSO 4(俗称硫铵) NH 3 + HNO 3 → NH 4NO 3（俗称硝铵） NH 3 + CO 2 + H 2O → NH 4HCO 3（俗称碳铵）

(4)与O 2反应

4NH 3 + 5O 2Pt

?

??→4NO + 6H 2O （该反应放热）

【注意】

①通常状况下，氨在氧气中不反应。 ②反应条件：催化剂（如铂）、加热。 ③该反应放热。

④该反应是工业上制硝酸的基础。 4．NH 3的实验室制法及工业制法 (1)工业制法 N 2 + 3H 2

高温、高压催化剂

2NH 3

【注意】①该反应为可逆反应，所以所得产品是NH 3、N 2、H 2的混合物，利用NH 3易液化的特点将NH 3分离以后，N 2、H 2可循环使用。

②原料N 2可通过蒸馏液态空气获得，而原料H 2一般通过焦炭与高温水蒸气反应获得，

有关反应方程式为：C+H 2O ???

→高温CO + H 2，CO+H 2O ???→高温

CO 2 + H 2，除去CO 2即得H 2。

(2)实验室制法

①原理：固态铵盐与碱加热反应。

2NH 4Cl + Ca(OH)2?

??→CaCl 2 + 2NH 3↑+ 2H 2O

②发生装置：加热固体制取气体的装置，与制氧气类同。

③干燥：在干燥管中盛放碱石灰(CaO 、NaOH 的混合物)作干燥剂。不能用浓硫酸、无水氯化钙作干燥剂，因CaCl 2吸收氨气生成CaCl 2·8NH 3。 ④收集：向下排空气法。

⑤验满：a ．用湿润的红色石蕊试纸放在瓶口，若变蓝，则满；b ．用蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口，若产生白烟，则满。 5．氨的用途

(1)作制冷剂；(2)制氮肥；(3)制硝酸；(4)制纯碱；(5)在有机合成工业中作原料。

(三)铵盐与化学肥料

1．铵根离子的结构与铵盐的定义

电子式为，结构式为，空间构型为正四面体型，键和键之间的夹角为109°28′。铵盐是由铵根离子和酸根离子构成的盐。在NH 4+中存在着共价键和配位键，形成铵盐的离子都是非金属元素，但铵盐属于___离子__晶体，在铵盐中存在的化学键有：离子键、共价键和配位键。铵盐都是晶体，都能溶于水。 2．铵盐的化学性质 (1)铵盐受热分解

如：NH 4Cl ???→NH 3↑+ HCl ↑ NH 4HCO 3?

??→NH 3↑+ H 2O ↑+ CO 2↑

【注意】

①并不是所有的铵盐受热分解都产生NH 3。

②NH 4Cl 在试管中受热分解的现象与碘的升华相似。但二者有本质的差别，前者是NH 4Cl 分解后又化合成NH 4Cl ，属于化学变化过程。而后者是物理变化过程。 (2)铵盐与碱的反应 如：

(NH 4)2SO 4 + 2NaOH ?

??→Na 2SO 4 + 2NH 3↑+ 2H 2O. NH 4NO 3 + NaOH ???→NaNO 3 + NH 3↑+ H 2O 。

【注意】铵盐与碱共热都能产生NH 3，这是铵盐的共同性质。实验室利用铵盐的这一性质来制取氨气和验根离子的存在。 3．铵盐的用途及贮存

(1)用途：铵盐可作氮肥。常用的氮肥有硝酸铵(NH 4NO 3)、硫酸铵[(NH 4)2SO 4]、碳酸氢铵(NH 4HCO 3)和尿素[(NH 2)2CO]等。

(2)贮存：密封包装并放在阴凉通风处。

因为铵盐受热易分解。所以施肥时应将肥料埋在土下并及时灌水，以保证肥效。 4．尿素

(1)尿素[(NH 2)2CO]是一种白色晶体，其中氮的质量分数为47%左右，是目前同体氮肥中含氮量最高的一种。尿素是一种中性肥料，适用于各种土壤和植物，是一种优质，高效的氮肥。尿素施入土壤后，受微生物的作用，跟水缓慢反应生成碳酸铵，因此尿素的肥效比较持久。

(2)工业上尿素的合成

2NH 3 + CO 27

2.0210180Pa

??????→℃

(NH 2)2CO + H 2O

5．化肥的利与弊及化肥的合理施用

(1)利：化学肥料为增加粮食产量，作出了重要的贡献。

(2)弊：长期使用化学肥料的土壤，容易酸化、板结。雨水的冲洗使肥料离开土壤，进入溪水、河水和湖泊进入水中的肥料会使细菌和藻类迅速生成，并会消耗水中的氧气，严重时导致水中含氧量的迅速减少，使许多水生生物死亡、腐烂，水会变黑发臭。

(3)化肥的合理施用

化学肥料的施用要适时、适地、适量，只有讲究科学种田，才能既达到农作物丰收，又减少对环境的负面影响。

(四)建立人与自然的和谐关系

1．氮在自然界中的循环

2．硫在自然界中的循环

陆地中的含硫矿石被风化进入土壤，土壤中的硫可被植物吸收，或随水流进入海洋。陆地中的硫可随水流进入大海，或随火山爆发进入大气。

海洋中的硫可沉积成矿物，也可被生物体吸收。生物体中的硫在生物体死亡、腐败过程中进入土壤、大气或海洋。大气中的硫可被生物体吸收进入土壤或海洋。