高三专题复习硫及其化合物

高三专题复习 硫及其重要化合物【高考目标定位】考纲导引考点梳理 1.了解硫元素单质及其化合物的主要性质及应用。

2.了解硫元素单质及其化合物对环境质量的影响。

1. 硫。

2. 二氧化硫和三氧化硫。

3.硫的氧化物对大气的污染。

4.硫酸。

【考纲知识梳理】 硫及其化合物相互转化关系H 2SSSO 2SO 3Na 2SO 4FeS FeS 2Na 2SO 3H 2SO 3H 2SO 4BaSO 4HClH 2,△O 2,燃烧H 2SO 2,燃烧①加热分解②不完全燃烧O 2,催化剂,△NaOHNaOHO 2BaCl 2H 2OBaCl 2①浓酸,C u ,△②浓酸,C, △H 2OH2S O4O2,高温F e ,△【要点名师精解】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CS 2（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===Na 2S （剧烈反应并发生爆炸） 2Al+3S Al 2S 3（制取Al 2S 3的唯一途径） Fe+SFeS （黑色）2Cu + SCu 2S （黑色）②与非金属反应 S+O 2SO 2S+H 2H 2S （说明硫化氢不稳定）③与化合物的反应S+6HNO 3（浓）H 2SO 4+6NO 2↑+2H 2OS+2H 2SO 4（浓） 2SO 2↑+2H 2O3S+6NaOH2Na 2S+Na 2SO 3+3H 2O （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+H 2SO 4（稀）=FeSO 4+H 2S ↑（不能用浓H 2SO 4或硝酸，因为H 2S 具有强还原性） ——H 2S 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22/O S H n n ≥2/1时，2H 2S+O 22S+2H 2O （H 2S 过量） 当22/O S H n n ≤2/3时，2H 2S+3O 22SO 2+2H 2O （O 2过量）当23222<<O S H n n 时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO 2 B ．强还原性：常见氧化剂Cl 2、Br 2、Fe 3+、HNO 3、KMnO 4等，甚至SO 2均可将H 2S 氧化。

C ．不稳定性：300℃以上易受热分解 ③H 2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。

例1：室温时，H 2S 和O 2的混合气体100mL ，点燃后充分反应，剩余25mL ，求H 2S 和O 2的体积比。

解析：剩余的25mL 气体可能是什么？①H 2S ②O 2和SO 2 ③SO 2 ①若H 2S 过量，余25mL H 2S 则参加反应的S H V 2=75mL ×32=50mL 2O V =75mL ×31=25mL S H V 2:2O V =（50+25）:25=3:1②若为O 2和SO 2 则O 2过量，据：2H 2S+3O 2 = 2SO 2+2H 2O △V 2 3 2 3 2LH 2S 完全反应，体积减少3L ，现减少100mL-25mL=75mL 则需H 2S 的体积为32×75mL=50mL ，O 2的体积为75mL ，75mL+50mL>100mL ，不可能。

③两种反应物完全反应，产物为S 、SO 2和H 2O 设H 2S 的体积为aO 2的体积为b 则aH 2S+bO 2=（23a-b ）S+（b-2a）SO 2+aH 2O ⇒a=50mL b=50mL ⇒体积比为1:13、硫的氧化物 （1）二氧化硫：①SO 2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。

②SO 2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。

③SO 2有强还原性 常见氧化剂（见上）均可与SO 2发生氧化一还原反应 如：SO 2 + Cl 2 +2H 2O == H 2SO 4 + 2HCl④SO 2也有一定的氧化性 2H 2S + SO 2 == 3S ↓ +2H 2O⑤SO 2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：Na 2SO 3 + H 2SO 4(浓) == Na 2SO 3 + H 2O +SO 2↑或Cu + 2H 2SO 4(浓) === CuSO 4 + 2H 2O + SO 2↑（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SO 2与CO 2、SO 3 SO 2CO 2SO 3 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SO 2+H 2OH 2SO 3 中强酸CO 2+H 2OH 2CO 2 弱酸SO 3+H 2O==H 2SO 4(强酸)与碱反应Ca(OH)2CaSO 3↓ Ca(HSO 3)2清液 白 清液Ca(OH)2CaCO 3↓Ca(HCO 3)2清液 白↓ 清液SO 3+Ca(OH)2 ==CaSO 4(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 SO 2+2H 2S=2S ↓+2H 2OCO 2+2Mg = 2MgO+C CO 2+C = 2CO还原性 有 无与Na 2O 2作用 Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 4 2Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O 2 2Na 2O 2+2SO 3==2N aSO 4+O 2↑（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SO 2、NO x （NO 、NO 2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO 2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H 2SO 4，而NO 被空气中氧气氧化为NO 2，NO 2直接溶于水形成HNO 3，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：2SO 2+O 2=2SO 3、SO 3+H 2O=H 2SO 4；液相反应：SO 2+H 2O=H 2SO 3、2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4。

总反应：232522224222Mn Fe Cu V SO H O O H SO ++++++−−−−−−−→、、、硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O 2=2NO 2、3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。

引起硫酸型酸雨的SO 2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：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/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矿石粉碎,以增大矿石逆流原理(热交换器)逆流原理(98.3%的浓硫2、尾气处理： 氨水 −−−−−→−),(222等含O N SO (NH 4)2SO 3−−→−42SO H (NH 4)2SO 4+ SO 2↑ NH 4HSO 3 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 O 2＞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 H 2O ＞H 2S ＞H 2Se ＞H 2Te 最高价含氧酸酸性 H 2SO 4＞H 2SeSO 4＞H 2TeO 4 2、O 2和O 3比较（不易氧化Ag、Hg等）（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＞3O22O3 2O3===3O2相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体3、比较H2O和H2O2H2O H2O2电子式化学键极性键极性键和非极性键分子极性有有稳定性稳定2H2O 2H2↑+O2↑不稳定2H2O2 2H2O+O2↑氧化性较弱（遇强还原剂反应）2Na+2H2O==2NaOH+H2↑较强（遇还原剂反应）SO2+H2O2===H2SO4还原性较弱（遇极强氧化剂反应）2F2+2H2O===4HF+O2较强（遇较强氧化剂反应）2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等例2：A、B、C是在中学化学中常见的三种化合物，它们各由两种无素组成，甲、乙是两种单质。