高一化学 氧、硫及其化合物
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氧、硫及其化合物
基础知识回顾
一、硫
硫是一种淡黄色不溶于水的固体，俗称硫黄。 它有氧化性，如：
H2+S△=H2S,Fe+S△=FeS; 也有还原性，如：S+O点2=燃SO2。是重要的 化工原料，制硫酸、农药、火药、药品等。
二、二氧化硫的性质和应用
1.物理性质颜色：无色，气味：有刺激性气 味，毒性：有毒，密度：比空气大，溶解性： 易溶于水。
C.臭氧空洞
D.温室效应
（考查SO2和亚硫酸盐的性质）下
列说法错误的是（ C）
A.Na2SO3与BaCl2溶液作用，有白色沉淀生 成，加稀硝酸后沉淀不能完全消失
B.将SO2气体通入Ba（OH）2溶液中有白色 沉淀生成
C.将SO2气体通入BaCl2溶液中有白色沉淀 生成
D.将SO2气体通入用硝酸化的BaCl2溶液中 有白色沉淀生成
四、硫酸根离子的检验检验SO42-时要避 免Ag+、CO32-、SO32-等离子的干扰。被检液 加足量盐酸酸化取清液滴加BaCl2溶液有无白 色沉淀（有无SO42-）
五、几种重要的硫酸盐
结晶水合物 俗称
硫酸
CaSO4·2H2O
生石膏、 石膏
钙 2CaSO4·H2O 熟石膏
硫酸 钡
BaSO4
硫酸 铜
催化剂
. 2SO2+O2
2SO3 、
. SO3+H2O=H2SO4
、
. SO2+H2O
H2SO3 、
.2H2SO3+O2=2H2SO4 。
(2)主要危害：①使水体、土壤酸化，影响 鱼类、农作物及树木生长。②腐蚀建筑物、 雕塑等。
(3)防治方法：①从消除污染源入手，研发 新能源，如太阳能、氢能、核能等。②对含 硫燃料进行脱硫处理；对工业生产中产生的 SO2进行处理或回收利用。
CuSO4·5H2O
硫酸 KAl(SO4)2·12 铝钾 H2O
重晶石
胆矾、 蓝矾
明矾
色态 白色 固体 白色 固体 白色 固体 蓝色 晶体
主要用途
制粉笔、模 型、石膏绷 带、调节水 泥凝固时间
白色颜料、 医用“钡餐”
制农药 玻尔多液
无色 晶体净水剂
重点知识归纳 一、SO2和CO2的比较
物 气味 理 毒性 性 质 溶解性
不与硫酸反应的气体，通常用洗气装置。如 可用浓硫酸干燥O2、H2、CO2、Cl2、HCl、 SO2、CO、CH4、C2H2等气体。
③脱水性： 指浓硫酸将有机物里的氢、氧原子按2∶1的
个数比例脱去，生成水的性质。如：
浓硫酸
CH3CH2OH 170℃ CH2CH2↑+H2O C12H22O11 浓硫酸 12C+11H2O
。
(3)SO3的吸 收：SO3+H2O=H2SO4 。
硫酸的工业生产原理：
含硫矿物 硫
用空气
使燃烧 SO2 O2、△ 催化剂SO3 H2O H2SO4
2.H2SO4的性质 (1)物理性质
H2SO4是具有不挥发性、高沸点的二元强酸。 纯净的硫酸为无色、油状液体，密度比水大 （98%浓H2SO4密度为184 g/cm3)，可以 任意比例溶于水，溶解过程中伴随着放热现 象。因此，浓H2SO4稀释时，只能将浓 H2SO4沿器壁注入水中，并不断搅拌散热。
品红溶液
通入 SO2 褪 色加热 红色 通入Cl2 褪色加热不显红色
通入SO2 很快变成红色 紫色石蕊试液
通入Cl2 立即变红随即变为无色
三、氧气和臭氧 氧气、臭氧互为同素异形体，它们的差异：
物理性质 (色、态、味)
氧气(O2) 无色 无味气体
臭氧(O3)
无色特殊臭 味气体
化学性质
较强的氧化剂
不稳定的无色物质而起漂白作用，见光、加 热或长时间放置，不稳定物质又分解为原有 色物质和SO2。
3.实验室制法
△
Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
Cu+2H2SO4(浓)△= CuSO4+SO2↑+2H2O
4.酸雨的形成（1）形成过程：化石燃料的燃 烧、含硫金属矿石的冶炼和硫酸的生产等过程 中产生的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧 化物等作用下，与氧气反应生成三氧化硫，三 氧化硫溶于雨水后形成硫酸。反应方程式：
2SO3
化 原 二氧化硫能被酸性高锰酸钾、氯
无
学 性 水、溴水、碘水等氧化剂氧化：
性 质
X2+SO2+2H2O=H2SO4+2HX （X=Cl，Br,I)
漂
白
有，不稳定
无
性
二、漂白性
SO2能和某些有色物质化合生成不稳定的无 色物质，SO2和Cl2虽都有漂白性，但漂白原 理和现象不同：氯气的漂白原理是由于溶于 水生成次氯酸具有强氧化性，将有色物质氧 化成无色物质，褪色后不能恢复原来的颜色； 而SO2由于形成不稳定的无色化合物，褪色 后在一定的条件下又能恢复原来的颜色。如：
强氧化剂
制取方法 用途
22KKCMlnOOM3 4△nO△2 2KCl+3O2↑
K2MnO4+MnO2+O2 ↑
MnO2
2H2O2
2H2O+O2↑
供给呼吸，化工原料
放电 3O2＝2O3
氧化剂、消 毒、漂白等
（考查环境污染和环境保护知识）
导致下列现象的主要原因与排放SO2有关的
是( )A
A.酸雨
B.光化学烟雾
(考查硫酸的性质)向50mL18 mol/L的
H2SO4溶液中加入足量的铜片并加热。充分反
应后，被还原的H2SO4的物质的量( ) A
A.小于0.45 mol
B.等于0.45 mol
C.在0.45 mol和0.90 mol之间
D.大于0.90 mol
CCu++22HH2S2SOO4(4浓(浓) △)=△=COCu2↑S+O24S+OS2O↑+2↑2+H22HO2O 2HI+H2SO4(浓)=I2+SO2↑+2H2O
在这些氧化还原反应中，硫酸的还原产 物一般为SO2。
②吸水性
浓硫酸能吸附物质中存在的水分。
H2SO4(浓)+nH2O=H2SO4·nH2O 利用此性质可用浓硫酸作干燥剂，干燥一些
2.化学性质
(1)酸性氧化物通性
①与H2O反应：SO2+H2O ②与碱性氧化物反应：
H2SO3。
与CaO的反应为CaO+SO2=CaSO3。
③与碱反应 与足量NaOH溶液的反应为
2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O。 与少量NaOH溶液的反应:
NaOH+SO2=NaHSO3 ④与某些弱酸盐溶液反应： 与Na2CO3溶液反应： Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2
(2)化学性质
硫酸是强电解质，在水溶液中发生电离的方程
式为H2SO4=2H++SO42-，其具有酸的通性，
能 指示剂 金属 碱性氧化物 碱
百度文库与盐
、
、
、
、A
.等物质发生反应。
浓硫酸具有的特性有：
①强氧化性
常温下，Fe、Al遇浓硫酸会发生钝化现象。 但热的浓硫酸能氧化大多数金属（除金、铂 外）、非金属单质及一些还原性化合物。例 如：
化 学 与水的 性 反应 质
SO2 有刺激性气味
有毒 易溶
SO2+H2O H2SO3
CO2 无味 无毒 可溶
CO2+H2O H2CO3
SO2
CO2
与 碱
SO2气体通入澄清的 石灰水中，先生成沉
淀，当气体过量时沉 淀又溶解：
CO2气体通入澄清石灰水 中，先生成沉淀，当气体
过量时沉淀又溶解：
的 化反 学应
三、硫酸的制备和性质
1.硫酸的制备
接触法制H2SO4是目前工业上采用的主要方 法，包含三个步骤：
(1)硫黄（或含硫矿石如FeS2)在沸腾炉中燃
烧，化学方程式为:
.
高温
S+O2 = SO2
.
. （或4FeS2+11O2高=温2Fe2O3+8SO2） 。
(2)SO2的催化氧化：
催化剂
. 2SO2+O2 △ 2SO3
(2)还原性
SO2能被O2、X2（Cl2、Br2、I2)、KMnO4 （H+）溶液等氧化剂氧化。
①与O2反应：
催化剂
. 2SO2+O2 △ 2SO3
,
该反应为可逆反应。
②与X2反应： . SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX 。
(3)氧化性 与H2S反应：2H2S+SO2=3S↓+2H2O (4)漂白性原理：SO2可与某些有色物质生成
Ca(OH)2+SO2= CaSO3↓+H2O
性 CaSO3+SO2+H2O=
质 Ca(HSO3)2
Ca(OH)2+CO2= CaCO3↓+H2O CaCO3+CO2+H2O= Ca(HCO3)2
弱
氧 SO2+2H2S=3S↓+2H2 化O
△
CO2+C = 2CO
性
SO2
CO2
还
2SO2+O2
催化剂 △
基础知识回顾
一、硫
硫是一种淡黄色不溶于水的固体，俗称硫黄。 它有氧化性，如：
H2+S△=H2S,Fe+S△=FeS; 也有还原性，如：S+O点2=燃SO2。是重要的 化工原料，制硫酸、农药、火药、药品等。
二、二氧化硫的性质和应用
1.物理性质颜色：无色，气味：有刺激性气 味，毒性：有毒，密度：比空气大，溶解性： 易溶于水。
C.臭氧空洞
D.温室效应
（考查SO2和亚硫酸盐的性质）下
列说法错误的是（ C）
A.Na2SO3与BaCl2溶液作用，有白色沉淀生 成，加稀硝酸后沉淀不能完全消失
B.将SO2气体通入Ba（OH）2溶液中有白色 沉淀生成
C.将SO2气体通入BaCl2溶液中有白色沉淀 生成
D.将SO2气体通入用硝酸化的BaCl2溶液中 有白色沉淀生成
四、硫酸根离子的检验检验SO42-时要避 免Ag+、CO32-、SO32-等离子的干扰。被检液 加足量盐酸酸化取清液滴加BaCl2溶液有无白 色沉淀（有无SO42-）
五、几种重要的硫酸盐
结晶水合物 俗称
硫酸
CaSO4·2H2O
生石膏、 石膏
钙 2CaSO4·H2O 熟石膏
硫酸 钡
BaSO4
硫酸 铜
催化剂
. 2SO2+O2
2SO3 、
. SO3+H2O=H2SO4
、
. SO2+H2O
H2SO3 、
.2H2SO3+O2=2H2SO4 。
(2)主要危害：①使水体、土壤酸化，影响 鱼类、农作物及树木生长。②腐蚀建筑物、 雕塑等。
(3)防治方法：①从消除污染源入手，研发 新能源，如太阳能、氢能、核能等。②对含 硫燃料进行脱硫处理；对工业生产中产生的 SO2进行处理或回收利用。
CuSO4·5H2O
硫酸 KAl(SO4)2·12 铝钾 H2O
重晶石
胆矾、 蓝矾
明矾
色态 白色 固体 白色 固体 白色 固体 蓝色 晶体
主要用途
制粉笔、模 型、石膏绷 带、调节水 泥凝固时间
白色颜料、 医用“钡餐”
制农药 玻尔多液
无色 晶体净水剂
重点知识归纳 一、SO2和CO2的比较
物 气味 理 毒性 性 质 溶解性
不与硫酸反应的气体，通常用洗气装置。如 可用浓硫酸干燥O2、H2、CO2、Cl2、HCl、 SO2、CO、CH4、C2H2等气体。
③脱水性： 指浓硫酸将有机物里的氢、氧原子按2∶1的
个数比例脱去，生成水的性质。如：
浓硫酸
CH3CH2OH 170℃ CH2CH2↑+H2O C12H22O11 浓硫酸 12C+11H2O
。
(3)SO3的吸 收：SO3+H2O=H2SO4 。
硫酸的工业生产原理：
含硫矿物 硫
用空气
使燃烧 SO2 O2、△ 催化剂SO3 H2O H2SO4
2.H2SO4的性质 (1)物理性质
H2SO4是具有不挥发性、高沸点的二元强酸。 纯净的硫酸为无色、油状液体，密度比水大 （98%浓H2SO4密度为184 g/cm3)，可以 任意比例溶于水，溶解过程中伴随着放热现 象。因此，浓H2SO4稀释时，只能将浓 H2SO4沿器壁注入水中，并不断搅拌散热。
品红溶液
通入 SO2 褪 色加热 红色 通入Cl2 褪色加热不显红色
通入SO2 很快变成红色 紫色石蕊试液
通入Cl2 立即变红随即变为无色
三、氧气和臭氧 氧气、臭氧互为同素异形体，它们的差异：
物理性质 (色、态、味)
氧气(O2) 无色 无味气体
臭氧(O3)
无色特殊臭 味气体
化学性质
较强的氧化剂
不稳定的无色物质而起漂白作用，见光、加 热或长时间放置，不稳定物质又分解为原有 色物质和SO2。
3.实验室制法
△
Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
Cu+2H2SO4(浓)△= CuSO4+SO2↑+2H2O
4.酸雨的形成（1）形成过程：化石燃料的燃 烧、含硫金属矿石的冶炼和硫酸的生产等过程 中产生的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧 化物等作用下，与氧气反应生成三氧化硫，三 氧化硫溶于雨水后形成硫酸。反应方程式：
2SO3
化 原 二氧化硫能被酸性高锰酸钾、氯
无
学 性 水、溴水、碘水等氧化剂氧化：
性 质
X2+SO2+2H2O=H2SO4+2HX （X=Cl，Br,I)
漂
白
有，不稳定
无
性
二、漂白性
SO2能和某些有色物质化合生成不稳定的无 色物质，SO2和Cl2虽都有漂白性，但漂白原 理和现象不同：氯气的漂白原理是由于溶于 水生成次氯酸具有强氧化性，将有色物质氧 化成无色物质，褪色后不能恢复原来的颜色； 而SO2由于形成不稳定的无色化合物，褪色 后在一定的条件下又能恢复原来的颜色。如：
强氧化剂
制取方法 用途
22KKCMlnOOM3 4△nO△2 2KCl+3O2↑
K2MnO4+MnO2+O2 ↑
MnO2
2H2O2
2H2O+O2↑
供给呼吸，化工原料
放电 3O2＝2O3
氧化剂、消 毒、漂白等
（考查环境污染和环境保护知识）
导致下列现象的主要原因与排放SO2有关的
是( )A
A.酸雨
B.光化学烟雾
(考查硫酸的性质)向50mL18 mol/L的
H2SO4溶液中加入足量的铜片并加热。充分反
应后，被还原的H2SO4的物质的量( ) A
A.小于0.45 mol
B.等于0.45 mol
C.在0.45 mol和0.90 mol之间
D.大于0.90 mol
CCu++22HH2S2SOO4(4浓(浓) △)=△=COCu2↑S+O24S+OS2O↑+2↑2+H22HO2O 2HI+H2SO4(浓)=I2+SO2↑+2H2O
在这些氧化还原反应中，硫酸的还原产 物一般为SO2。
②吸水性
浓硫酸能吸附物质中存在的水分。
H2SO4(浓)+nH2O=H2SO4·nH2O 利用此性质可用浓硫酸作干燥剂，干燥一些
2.化学性质
(1)酸性氧化物通性
①与H2O反应：SO2+H2O ②与碱性氧化物反应：
H2SO3。
与CaO的反应为CaO+SO2=CaSO3。
③与碱反应 与足量NaOH溶液的反应为
2NaOH+SO2=Na2SO3+H2O。 与少量NaOH溶液的反应:
NaOH+SO2=NaHSO3 ④与某些弱酸盐溶液反应： 与Na2CO3溶液反应： Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2
(2)化学性质
硫酸是强电解质，在水溶液中发生电离的方程
式为H2SO4=2H++SO42-，其具有酸的通性，
能 指示剂 金属 碱性氧化物 碱
百度文库与盐
、
、
、
、A
.等物质发生反应。
浓硫酸具有的特性有：
①强氧化性
常温下，Fe、Al遇浓硫酸会发生钝化现象。 但热的浓硫酸能氧化大多数金属（除金、铂 外）、非金属单质及一些还原性化合物。例 如：
化 学 与水的 性 反应 质
SO2 有刺激性气味
有毒 易溶
SO2+H2O H2SO3
CO2 无味 无毒 可溶
CO2+H2O H2CO3
SO2
CO2
与 碱
SO2气体通入澄清的 石灰水中，先生成沉
淀，当气体过量时沉 淀又溶解：
CO2气体通入澄清石灰水 中，先生成沉淀，当气体
过量时沉淀又溶解：
的 化反 学应
三、硫酸的制备和性质
1.硫酸的制备
接触法制H2SO4是目前工业上采用的主要方 法，包含三个步骤：
(1)硫黄（或含硫矿石如FeS2)在沸腾炉中燃
烧，化学方程式为:
.
高温
S+O2 = SO2
.
. （或4FeS2+11O2高=温2Fe2O3+8SO2） 。
(2)SO2的催化氧化：
催化剂
. 2SO2+O2 △ 2SO3
(2)还原性
SO2能被O2、X2（Cl2、Br2、I2)、KMnO4 （H+）溶液等氧化剂氧化。
①与O2反应：
催化剂
. 2SO2+O2 △ 2SO3
,
该反应为可逆反应。
②与X2反应： . SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX 。
(3)氧化性 与H2S反应：2H2S+SO2=3S↓+2H2O (4)漂白性原理：SO2可与某些有色物质生成
Ca(OH)2+SO2= CaSO3↓+H2O
性 CaSO3+SO2+H2O=
质 Ca(HSO3)2
Ca(OH)2+CO2= CaCO3↓+H2O CaCO3+CO2+H2O= Ca(HCO3)2
弱
氧 SO2+2H2S=3S↓+2H2 化O
△
CO2+C = 2CO
性
SO2
CO2
还
2SO2+O2
催化剂 △