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1、 1加热加热加热点燃加热点燃加热课题课题含硫化合物的性质及其应用含硫化合物的性质及其应用教学过程教学过程一、硫及其重要化合物的主要性质及用途：一、硫及其重要化合物的主要性质及用途：1 1硫：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。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 C
2、u2S（黑色）与非金属反应S+O2 SO2S+H2 H2S（说明硫化氢不稳定）与化合物的反应S+6HNO3（浓） H2SO4+6NO2+2H2OS+2H2SO4（浓） 2SO2+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 2硫的氢化物：硫的氢化物：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。硫化氢的化学性质A可燃性：当2/1 时，2H2S+O2 2S+2H2
3、O（H2S 过量） 22/OSHnn当2/3 时，2H2S+3O2 2SO2+2H2O（O2过量）22/OSHnn点燃当时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有 SO223222OSH nnB强还原性：常见氧化剂 Cl2、Br2、Fe3+、HNO3、KMnO4等，甚至 SO2均可将 H2S 氧化。加热13SO2 SO2 CO2 CO2 C不稳定性：300以上易受热分解H2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。3 3硫的氧化物：硫的氧化物：（1）二氧化硫：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。SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。SO2有强还原
4、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 + 2HClSO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 = 3S +2H2OSO2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）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、SO3SO2CO2SO3主要物性无色、有刺激性气
5、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+2H2OCO2+2Mg = 2MgO+CCO2+C = 2CO还原性有无与 Na2O2作用
6、Na2O2+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14浓 H2SO4 氧化性 Br2(I2、S)+SO2+H2O S、 C、 Al(或 Fe) 冷 足量Cu、 足量Zn、 Fe2+ HBr(HI、H2S)SO2+H2O SO2+CO2+H2O 钝化运装浓 H2SO4 CuSO4+SO2+H2O ZnSO4+SO2(后有 H2)+H2O Fe3+SO2+H2O只表现强 氧化性 兼有 酸性 脱水性 吸水性 C2H5OH 去
7、结晶水 胆矾 作干燥剂 C+H2O C2H4+H2O 糖等 无水 CuSO4 中性气体 无强还原性气体 非碱性气体 可干燥 1700 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：23
8、2522224222MnFeCuVSOH OOH SO、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：直接引起人的呼吸系统疾病；使土壤酸化，损坏森林；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
9、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 773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 4硫酸
10、：硫酸：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：SO42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）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。14二、硫酸的工业制法二、硫酸的工业制法接触法：接触法：1 1生产过程：生产过程：三阶段SO2制取和净化SO2转化为 SO3SO3吸收和 H2SO4的生成三方程4FeS2(s)11O2(g) = 2Fe2O3(s)8SO2(g)；H=-3412 kJ
11、/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关原理矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率逆流原理(热交换器)目的:冷热气体流向相反，冷的 SO2、O2、N2被预热，而热的 SO3、SO2、O2、N2被冷却.逆流原理(98.3%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全)设备中排出的气 体炉气:SO2.N2.O2.矿尘(除尘).砷硒化合物(洗涤). H2O 气(干燥)净化气:SO2.N2.O2SO2、O2、N2、SO3尾气：SO2及
12、 N2、O2不能直接排入大气中说 明矿尘.杂质:易使催化剂“中毒”H2O 气:腐蚀设备、影响生产反应条件理论需要：低温、高压、催化剂；实际应用：400500、常压、催化剂实际用 98.3%的浓硫酸吸收SO3,以免形成酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收2 2尾气处理：尾气处理： 氨水 (NH4)2SO3 (NH4)2SO4+ SO2NH4HSO3 三、氧族元素：三、氧族元素：1 1氧族元素比较：氧族元素比较：原子半径 OSSeTe单质氧化性 O2SSeTe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 H2OH2SH2SeH2Te最高价含氧酸酸性 H2SO4H2
13、SeSO4H2TeO42 2O O2 2和和 O O3 3比较：比较：O2O3颜色无色气态淡蓝色气味无刺激性特殊臭味 42SOH),(222含含ONSO14高压放电 电解 MnO2 水溶性臭氧密度比氧气的大密度臭氧比氧气易溶于水氧化性强（不易氧化 Ag、Hg 等）极强（O3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2）（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3O2 2O3 2O3=3O2 常温：缓慢加热：迅速 相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体3 3比较比较 H H2 2O O 和和 H H2 2O O2 2H2OH2O2电子式化学键极性键极性键和非极性键分
14、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【实例分析】【例 1】 （2009 广东化学17）常温下，往 H2O2溶液中滴加少量 FeSO4溶液，可发生如下两个反应：2Fe2+H2O2+2H+2Fe3+2H2O ，2Fe3+H2O22Fe2+O2+2H+下列说法正确的是（ ）AH2O2的氧化性比 Fe3+强，其还原性比 Fe2+弱B在 H2O2分解过程中，溶液的 pH 逐渐下降 C在 H2O2分解过程中， Fe2+和 Fe3+的总量保持不变DH2O2生产过程要严格避免混入 Fe2+【解析】 结合 A、B 两个方程式根据 氧化性、还原性强弱比较规律：得 H2O2的氧化性Fe3+的氧化性， H2O2的还原性Fe2+的还原性，A 错；2H2O22H2O+O2，分解过程中，Fe2+作催化剂，溶液 pH 值不变，B 错，H2O2分解 Fe3+或 Fe2+作催化剂，
