江苏省灌南高级中学高中化学必修一《硫及其化合物的“功”与“过”》知识点总结学案

一、硫酸型酸雨的形成与防治 （一）酸雨

正常的雨水pH 约为5.6(这是由于溶解了CO 2的缘故).酸雨是指pH<5.6的雨水.通常可分为硫酸型酸雨和硝酸型酸雨两类。 1.形成

主要有两种形式 2.危害

① 影响水生生物的生长和繁殖 ② 破坏农作物和树木生长 ③ 腐蚀建筑物、雕塑、机器 ④ 危害人体健康等 3.防治

① 研究开发替代化石燃料的新能源(氢能、太阳能、核能等)

② 利用化学脱硫处理或尾气回收,如烟道气中SO 2回收的两种方法(变废为宝)

SO 2+Ca(OH)2=CaSO 3+H 2O 石灰石-石膏法

2CaSO 3+O 2=2CaSO 4 (CaSO 4·2H 2O 为石膏) SO 2+2NH 3+H 2O=(NH 4)2SO 3 氨水法 SO 2+NH 3+H 2O=NH 4HSO 3

2(NH 4)2SO 3+O 2=2(NH 4)2SO 4 (一种肥料) （二）二氧化硫

②还原性

H 2O 2+SO 2= H 2SO 4 SO 2+Br 2+2H 2O=2HBr+ H 2SO 4 此外,SO 2还能使氯水、酸性KMnO 4溶液等褪色。 ③氧化性

SO 2+2H 2S=3S+2H 2O （SO 2、、H 2S 气体不能大量共存） ④漂白性

SO 2能跟某些有色物质化合生成不稳定的无色化合物，如能漂白品红、纸浆、草编织品等；但其漂白性有一定的局限，如不能使酸碱指示剂褪色等。

二、硫酸和硫酸盐

（一）硫酸的工业制法

1.反应原理

①造气S+O2SO2(或4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2)

②接触氧化2SO2+O2

2SO3

③SO3的吸收SO3+H2O=H2SO4

2.流程图（见课本P84 图4-4）

（二）硫酸

一种无色粘稠状液体，难挥发、沸点高，比水重，溶于水时放出大量的热。

1.化学性质

①酸性:H2SO4=2H++SO42－

稀H2SO4具有H＋的性质（酸的通性）及SO42－的特性。

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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)。

②难挥发性: NaCl+ H2SO4 (浓)NaHSO4+HCl↑(高沸点酸制低沸点酸)

③吸水性: 浓H2SO4能跟水分子强烈结合成水合物.如浓H2SO4吸收水蒸汽在科学实验中作干燥剂；浓H2SO4能夺取结晶水合物中的结晶水等。

④脱水性: 浓H2SO4按水的组成比夺取某些有机化合物中的氢、氧元素,形成水分子.如:

C12H22O1112C+11H2O

该反应放热使水蒸气蒸发,使生成碳呈疏松多孔状。过量的浓H2SO4这时还能继续氧化碳而产生SO2气体。

⑤强氧化性: 利用浓H2SO4的强氧化性,Al 、Fe常温下遇浓H2SO4可发生钝化(实际中有什么应用?);浓H2SO4能与绝大部分金属发生氧化还原反应,也能与一些非金属反应。如:

Cu+2 H2SO4 (浓) CuSO4+SO2↑+2H2O

C+2 H2SO4 (浓)CO2↑+SO2↑+2H2O

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

催化剂

应均没有H 2产生，也不能用浓H 2SO 4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI 、H 2S 等。 2.用途：化肥、医药、农药的生产，金属矿石的处理，金属材料的表面清洗以及科学实验上的干燥剂，有机合成上的催化剂等。 （三）硫酸盐

三、硫和含硫化合物的相互转化 （一）硫和一些含硫化合物

自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫存在，如火山喷口附近、地壳岩层、矿物煤和石油等。 1.硫

淡黄色的硫能与铁、铜、汞、H 2、O 2等化合。

具有较弱的氧化性）

（（黑色）黑色S ⎪⎭

⎪

⎬⎫∆+∆+FeS S Fe )S(Cu S 2Cu 2 Hg+S=HgS （黑） (常温下进行，可用于硫磺处理洒落的汞)

H 2+S

H 2S S+O 2

SO 2

2.亚硫酸钠

亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。2Na 2SO 3+O 2= 2Na 2SO 4 (亚硫酸盐要密封保存) Na 2SO 3+Cl 2+H 2O =Na 2SO 4+2HCl （二）含硫物质的相互转化