必修一 专题四硫、氮和可持续发展知识点

专题四硫、氮和可持续发展

一、含硫化合物的性质和应用： 1、SO 2的性质及其应用：

（1）物理性质：通常为无色、具有刺激性气味的有毒气体，，密度比空气大，易溶于水（常温常压下一体积水能溶解40体积SO 2），易液化（沸点为-10℃）。是严重的大气污染物。

备注：大气污染物通常包括：SO 2、CO 、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等。 （2）化学性质： ① SO 2是酸性氧化物：

②还原性：SO 2中S 为+4价，可与强氧化剂（如氧气等）反应生成+6价的S ：

1）

SO 2 + O 2 <==== > 2SO 3

催化剂

加热

2）能使溴水褪色：SO 2+ Br 2 + 2H 2O ===H 2SO 4 +2HBr 3）与H 2O 2反应：SO 2+ H 2O 2 === H 2SO 4

4）SO 2在水溶液中能被KMnO 4（H +）、Cl 2、Fe 3+、HNO 3等氧化，归纳如下（都在通常条件下进行）：

SO 2

H 2SO 4

③ 氧化性：SO 2中S 为+4价，可以降低，表现出氧化性，但氧化性很弱：

SO 2+ 2H 2S ===3S ↓+ 2H 2O

④漂白性：SO 2可与某些有色物质反应，生成不稳定的无色物质，加热时这些无色物质又会发生分解，从而恢复原来的颜色，即漂白作用是可逆的（SO 2不能漂白酸碱指示剂）。常用于实验室对 SO2 气体的检验（品红溶液）

备注：漂白原理类型：①吸附型：活性炭漂白——活性炭吸附色素（包括胶体）②强氧化型：HClO 、O 3、

H 2O 2、Na 2O 2等强氧化剂漂白——将有色物质氧化，不可逆 ③化合型：SO 2漂白——与有色物质化合，可逆 （3）酸雨——硫酸型酸雨： 1）硫酸型酸雨的形成：

PH 值小于5.6(酸雨的pH ＜5.6)的雨水叫酸雨。含硫酸的酸雨称硫酸型酸雨；含硝酸的酸雨称硝酸型酸雨。（正常的雨水由于溶解CO 2形成弱酸H 2CO 3，pH 约为5.6。）

硫酸型酸雨的形成途径：

① 空气中的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧化物等作用下，和氧气生成三氧化硫，溶于水后形成硫酸：

SO 2 + O 2 <==== > 2SO 3 SO 3 + H 2O === H 2SO 4

催化剂

加热

②空气中的二氧化硫直接溶于水并生成亚硫酸，亚硫酸具有较强的还原性，在空气中的氧气作用下生成硫酸：

SO 2 + H 2O

H 2SO 3 2H 2SO 3 + O 2 == 2H 2SO 4

2）空气中二氧化硫的来源：

主要是化石燃料的燃烧。另外还来源于含硫金属矿石的冶炼、硫酸工厂释放的尾气等，SO2直接危害人体健康，发生呼吸道疾病，直至人死亡。

3）脱硫措施：

①石灰石-石膏法脱硫（钙基固硫法）：

CaO + SO2＝CaSO3，SO2 + Ca(OH)2＝CaSO3 + H2O，

2CaSO3 + O2 ＝2CaSO4

②氨水脱硫：

SO2 + 2NH3+H2O＝(NH4)2SO3，2(NH4)2SO3 + O2＝2(NH4)2SO4

上述方法既可除去二氧化硫，还可以得到副产品石膏（CaSO4·2H2O）和硫酸铵（一种化肥）

2、硫酸的制备和性质：

（1）硫酸的工业制法：接触法制硫酸

三原料、三阶段、三反应、三设备：

热交换器的作用：预热SO2和O2，降低SO3的温度，便于被吸收。

98.3%浓硫酸的作用：如果直接用水吸收SO3，SO3与水反应放热，会形成酸雾，不利于SO3的吸收。所以用98.3%的浓硫酸吸收SO3，得到发烟硫酸。

尾气中SO2的处理：用氨水处理后，再用硫酸处理：

SO2 + 2NH3+H2O＝(NH4)2SO3，SO2 + NH3+H2O＝NH4HSO3

古代制硫酸的方法是：用绿矾(FeSO4·7H2O)为原料,放在蒸馏釜中煅烧而制得硫酸.在煅烧过程中,绿矾发生分解,放出二氧化硫和三氧化硫,其中三氧化硫与水蒸气同时冷凝,便可得到硫酸。2(FeSO4·7H2O) ===Fe2O3＋SO2＋SO3＋14H2O

（2）硫酸的物理性质：

无色、黏稠、油状液体。硫酸易溶于水，溶解时放出大量的热。98.3%的浓硫酸沸点为338℃，属于典型的难挥发性酸，密度为1.84g·cm-3。

浓硫酸稀释方法：把浓硫酸沿杯壁倒进水中,并用玻璃棒搅拌,因为浓硫酸密度大,若把水倒进浓硫酸中,稀释放出的热量回使水沸腾,水喷溅出来危险.

浓硫酸难挥发，故可以制取易挥发性酸，如：

加热

2NaCl + H2SO4 ===Na2SO4 +HCl↑

（1）稀硫酸的化学性质：具有酸的通性：使指示剂变色、与碱、碱性氧化物、活泼金属、盐都能反应。

如：Fe2O3 + 3H2SO4＝Fe2(SO4)3 + 3H2O 可用于酸洗除锈

（2）浓硫酸的特性：

●热点链接：如何稀释浓H2SO4

在稀释浓H2SO4时,,应将浓H2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中,并不断搅拌,使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中,浓H2SO4密度比水大,溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出)。

①吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作中性气体和酸性气体的干燥剂，如H2、O2、CO2、Cl2、HCl 等。还可以夺取结晶水合物中的水。

备注：浓硫酸不能干燥碱性气体（如氨气）和还原性气体（如H2S、H2I、HBr等）。

浓硫酸能干燥三类气体：一、中性气体,如H2、O2、N2、CO、NO、CH4等；二、酸性气体：SO3、SO2、CO2、HCl、HF等；三、氧化性气体：O3、F2、Cl2.不能干燥两类气体：一、碱性气体,如氨气（NH3）；二、还原性气体,如HBr、HI、H2S等.因为浓硫酸有强氧化性和酸性,所以不能干燥还原性气体和碱性气体.

②脱水性：浓硫酸能将有机物中H、O 按照2∶1 的比例脱出，生成水，是有机物变黑。浓硫酸可用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。

C12H22O1112C+11H2O

③强氧化性：

1）浓硫酸可以将许多金属氧化（铝、铁、铂、金除外）：

金属+ 浓硫酸→ 硫酸盐+ SO2↑+ H2O

浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：其强氧化性由+6 价的S 引起，而稀硫酸的氧化性由H+引起（故只能氧化金属活动顺序表中H 前面的金属）。

备注：上述反应中，Cu是还原剂，H2SO4是氧化剂。H2SO4既表现了氧化性，又表现了酸性，表现氧化性和酸性H2SO4的分子个数比为1:1。随着反应进行浓硫酸变为稀硫酸后反应就停止。

2）浓硫酸在一定条件下，也可以和一些非金属反应，如C、S、P等。

浓H2SO4的还原产物通常为SO2。正是由于浓H2SO4的氧化性，所以浓H2SO4与金属反应均没有H2产生，也不能用浓H2SO4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI、H2S等。

3）与低价非金属元素的化合物反应：

H2S + H2SO4 (浓) ==S↓+ SO2↑+2H2O

2HI + H2SO4 (浓) ==I2↓+ SO2↑+2H2O

2HBr + H2SO4 (浓) ==Br2+ SO2↑+2H2O

（5）几种重要的硫酸盐：

（6）浓硫酸和稀硫酸的鉴别方法：

1）:取等重量的样品，放置在天平两端，并暴露在空气中，下沉一端为浓硫酸。因为浓硫酸具有吸水性，吸收空气中的水

2）：取样，将样品倒入水中，并插入温度计，升温的一个是浓硫酸。

3）：插入铁片，没什么现象的是浓硫酸，持续冒气泡的是稀硫酸。因为浓硫酸有强氧化性，使铁钝化，阻止两者反应，稀硫酸则不能。所以可用铁器装浓硫酸。

4）：放入炭块，膨胀的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。因为浓硫酸具有吸水性。

5）：插入铜片，反应并生成刺激性气味的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。同样因为浓硫酸有强氧化性。6）：取等体积样平，密封放在天平两端，重的是浓硫酸。因为浓硫酸密度较大。

7）：晃动观察，稠的是浓硫酸，透明均一的是稀硫酸。

8）：放入5水硫酸铜，颜色退去的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。同样因为浓硫酸具有吸水性。

3、硫和含硫化合物的相互转化：

（1）硫的存在及物理性质：硫以游离态（火山口附近或地壳的岩层里）和化合态（硫化物和硫酸盐）存在。硫是淡黄色松脆的晶体，俗名硫磺，熔点112.8℃，沸点444.6℃，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2.（2）不同价态的硫的化合物

-2 价：H2S、Na2S、FeS；

+4 价：SO2、H2SO3、Na2SO3

+6 价：SO3、H2SO4、Na2SO4、BaSO4、CaSO4、FeSO4

（3）通过氧化还原反应实现含不同价态硫元素的物质之间的转化

S

+6

反应举例：

1）-2价硫到0价硫

硫化氢不完全燃烧：

点燃

H2S + O2 ===2S↓ + 2H2O

硫化氢通入卤水中：H2S + X2==S↓+ 2HX （X代表CL、Br、I）

现象：卤水溶液褪色，产生淡黄色沉淀。

向Na2S溶液中通入氯气：Na2S + Cl2 ==2NaCl +S↓

2）0价硫到-2价硫

与金属反应：

S + 2Na == Na2S，将S和Na混合，研磨可爆炸。

加热

Fe + S ===FeS 2Cu + S ===Cu2S

加热

S + Hg ===HgS 在常温下进行，常用于除去撒落的汞，且汞显高价。

与非金属反应：

加热

H2 + S（蒸汽） === H2S

3）0价硫到+4价硫：

点燃

S + O2 === SO2

4）+4价硫到0价硫：

SO2 + H2S ===3S↓+ 2H2O

5）+4价硫到+6价硫：

SO2 + O2 <==== > 2SO3

催化剂

加热

SO2 +X2 + H2O === H2SO4 + 2HX （（X代表CL、Br、I）

2H2SO2 +O2 === 2H2SO4 （酸雨的酸性由弱变强的原因）

6）+6价硫到+4价硫：

浓硫酸被还原，一般生成SO 2。 总结：硫和含硫化合物相互转化的规律：

① 邻位转化规律：-2价S <==> 0价S <==> +4价S <==> +6价S ② 越位转化的特例：

点燃

H 2S+ O 2===2SO 2 + 2H 2O

③ 相邻价态不发生氧化还原反应：如二氧化硫与浓硫酸不反应，故实验室可用浓硫酸干燥二氧化硫气

体。

④ 归中反应规律：

（4）含硫化合物间通过非氧化还原反应相互转化：

① FeS + H 2SO 4（稀）===FeSO 4 + H 2S ↑，FeS + 2H +==Fe 2+ + H 2S ↑ 实验室制备H 2S 气体，采用固-液反应不加热制气体装置或启普发生器）。 H 2S 有毒，有臭鸡蛋气味，易溶于水，其水溶液叫氢硫酸。 ②H 2S + 2NaOH ==Na 2S+ 2H 2O

实验室中常用NaOH 溶液吸收多余的H 2S 气体，防止空气污染。 ③ Na 2SO 3 + H 2SO 4（浓）=== Na 2SO 4+ SO 2↑+ H 2O

实验室或工业上制取SO 2的原理。

④Na 2SO 3 + H 2SO 4（稀）=== Na 2SO 4+ SO 2↑+ H 2O

不用稀硫酸制取SO 2的原因是SO 2在稀硫酸中溶解度较大。 二、生产生活中的含氮化合物： 1、氮氧化物的产生及转化 （1）氮气：

存在：氮气约占空气总体积的78%。

物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，密度比空气稍小，难溶于水。

化学性质：N 2分子结构稳定，化学性质不活泼，但在特定条件下会发生化学反应：

放电

N 2 + O 2 ===2NO N 2 + 3H 2 ======2NH 3 N 2 + 3Mg===Mg 3N 2

高温高压点燃

催化剂

所以雷雨会生成NO 。

氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。 （2）氮氧化物：

① NO ：无色无味的有毒气体（中毒原理与 CO 相同），密度略小于空气，微溶于水。在通常情况下易被氧气氧化为NO 2：2NO + O 2==2NO 24NO + 3O 2 + 2H 2O ＝4HNO 3

② NO 2：红棕色的具有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，能溶于水。氧化性较强，易与水、碱等反应：

3 NO 2+H 2O===2HNO 3+NO4NO 2 + O 2 + 2H 2O ＝4HNO 3 2 NO 2

+ 2NaOH == NaNO

3 + NaNO 2 + H 2O

NO 2 + 2KI ==I 2 + 2KNO 2（能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝）

2NO2N2O4(NO2和N2O4之间可相互转化，故通常测得NO2的相对分子质量大于其实际值。)

氮氧化物有：N2O，NO, N2O3，NO2，N2O4，N2O5，其中N2O3是HNO2（亚硝酸）的酸酐，N2O5是HNO3的酸酐。

（3）硝酸型酸雨：

①形成原理：3 NO2+H2O===2HNO3+NO

NO + NO2+H2O===2HNO2

主要来源：氮肥的生产、金属冶炼、汽车尾气等。

②防治措施：

1）为汽车安装尾气转换装置，将汽车尾气中的NO和CO转化成N2和CO2：

催化剂

2NO + 2CO ==== N2 + 2CO2

2）对生产氮肥、硝酸的工厂尾气处理：

2 NO2 + 2NaOH == NaNO

3 + NaNO2 + H2O

NO + NO2+ 2NaOH ===2 NaNO2 + H2O

2、氮肥的生产和使用

（1）氨气的物理性质：常态下是无色、有刺激性气味的气体，极易溶于水（1:700），溶于水显碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。易挥发，易液化，液化时放出大量的热。液态氨汽化时吸收大量的热，使其周围物质的温度急剧下降，故液氨常用作制冷剂。氨水应在阴凉处保存。雨天、烈日下不宜施用氨态氮肥。（2）氨气的化学性质：

①与水反应：NH3+H2O NH3·H2O NH4＋＋OH－

喷泉实验：在干燥的烧瓶内充满氨气，塞上带玻璃管和胶头滴管的胶塞，玻璃管的下端插入滴有酚酞的水溶液中，打开橡皮管上的止水夹，挤压胶头滴管。

现象：烧杯中的水迅速进入烧瓶内，形成红色喷泉，最后烧瓶内充满红色液体。

结论：氨气在水中溶解又多又快，使烧瓶内压强小于外界大气压，从而形成喷泉；酚酞试液显红色说明氨气的水溶液显碱性。

②与酸反应：NH3 +HCl===NH4Cl（产生白烟，是NH4Cl固体小颗粒，这可以检验氨气的存在。）

2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4

③具有还原性：

制备硝酸：

2 NH

3 + 3Cl2 ===N2 + 6HCl（NH3少量）

8 NH3 + 3Cl2 ===N2 + 6 NH4Cl（NH3过量）

4 NH 3 + 6NO ====

5 N 2 + 6H2O

催化剂

△

2NH 3 +3CuO ==== N 2 +3Cu +3H2O

△

（3）氨水的成分及性质：

氨水所含的微粒有：H2O ，NH 3，NH 3·H 2O ，以及少量的NH 3·H 2O 电离出的NH 4+和 OH -，少量水电离出的H +和OH -

氨水易挥发逸出氨气，可用于检验浓盐酸、浓硝酸等挥发性酸，反应是形成白烟。 （4）NH 3的制备：

①工业上合成氨： ②

实

验

室

制

取

氨

气

：

2NH 4Cl + Ca(OH)2===CaCl 2 + 2NH 3+2H 2O↑

△

化学药品：氯化铵晶体，熟石灰固体。

实验室制取氨气方法：

② 2NH 4Cl+Ca(OH)23↑+2H 2O ②加热浓氨水NH 3·H 2O ＜＞ NH 3↑+2H 2O

成NH 3·H 2O ＜NH 3↑+2H 2O 集气方法：向下排空气法

验满：1）将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，试纸变蓝。 2）将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，产生白烟。

干燥方法：可用碱石灰、生石灰、硅胶等干燥剂；氨气溶于水显碱性，不能用浓硫酸、五氧化二磷等干燥。 （2）铵盐：

①物理性质：易溶于水，大多数是无色晶体。

②化学性质：A 、铵盐受热易分解为氨气和对应的酸，故应保存在阴凉处：

1）若该酸不稳定，则继续分解，如：

该反应式可用于NH 4Cl 的提纯.

(NH 4)2CO 3=== 2NH 3↑+ CO 2↑+ H 2O

△

2）如生成的酸为氧化性酸，则该酸不会与氨气发生氧化还原反应，如NH 4NO 3受热分解较复杂：

NH 4NO 3=== N 2O+2H 2O 2NH 4NO 3=== 2N 2 ↑+ O 2 ↑+4H 2O

△△

（NH 4）2SO 4

2NH 3↑+H 2SO 4

B 、铵盐与碱反应放出氨气，可利用该性质检验铵根离子NH 4+的存在。

2NH 4Cl + Ca(OH)2===CaCl 2 + 2NH 3+2H 2O↑△

NH 4Cl+NaOH==== NH 3↑ + NaCl + H 2O

△

铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。

③NH4+的检验：

1）NaOH溶液法：待检物为固体液体均可。

取少量待检样品配成水溶液，向其中加入足量NaOH溶液，用酒精灯微热，如产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。

2）碱石灰法：待检物必须为固体

取少量待检样品固体与碱石灰混合，在研钵中研磨，若产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。

三、硝酸的性质：

1、物理性质：无色，具有挥发性的液体，沸点83℃，有刺激性气味，易溶于水。“发烟硝酸”是指含HNO3质量分数在98%以上的浓硝酸，挥发出的HNO3在空气中产生“发烟”现象。

2.化学性质：

（1）是一种强氧化性的酸，绝大多数金属及许多非金属单质能与硝酸反应：

Cu + 4HNO3（浓）===Cu(NO3)2 + 2NO2↑+2H2O

3Cu + 8HNO3（稀）===3Cu(NO3)2 + 2NO↑+4H2O

△

C+4HNO3（浓）=== CO2↑+ 4NO2↑+2H2O

常温下，浓硝酸会使铝、铁等发生钝化，故可用铝制或铁制容器装运浓硝酸。

（2）不稳定性：HNO3见光或加热会分解释放出NO2气体，故硝酸应保存在避光、低温处。

光照

4HNO3 ====4NO2↑+ O2↑+2H2O

3、硝酸的制备：

（1）实验室制备：

△

NaNO3 (固) + H2SO4(浓) ===NaHSO4 + HNO3

（2）氨催化氧化法制硝酸：

备注：

1）氨气氧化成NO需要加热，NO氧化成NO2是放热反应，通过热交换器提高热量利用率，降低成本。2）吸收塔里产生的NO重新回到热交换器中被氧化成NO2，这种循环操作过程可提高原料利用率。

3）尾气用NaOH溶液吸收。