硫及硫的化合物
硫及其化合物
硫及其化合物一、硫(S)：俗称硫磺，是一种色晶体，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2(可用于洗涤沾有硫的试管)1、Na与硫粉加热的反应：2、Fe与硫粉加热的反应：3、Cu与硫粉加热的反应：4、S在氧气中燃烧的反应：二、硫的氧化物：I、二氧化硫(SO2)：无色、有刺激性的气体，易溶于水(1︰40)，有毒，密度比空气大，只能用向上排空气法收集，尾气用氢氧化钠溶液吸收。
1、SO2属于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性①SO2溶于水的化学反应②将少量的SO2气体通入到氢氧化钠溶液的离子反应将过量的SO2气体通入到氢氧化钠溶液的离子反应③SO2与氧化钙(CaO)的化学反应（燃烧煤时固硫反应）2、SO2具有弱氧化性，与H2S气体或其溶液的反应3、SO2具有强还原性，可以与强氧化剂反应。
比如：①SO2气体与氧气在催化剂的条件下的化学反应②SO2使酸性KMnO4溶液褪色的离子反应③SO2使氯水褪色的化学反应④将SO2通入到FeCl3溶液的离子反应⑤SO2使溴水褪色的化学反应⑥SO2使碘水褪色的化学反应⑦SO2与双氧水的化学反应4、SO2具有漂白性，可使品红溶液褪色，加热红可恢复红色，用品红可以检验SO2气体。
判断一下溶液褪色体现SO2的什么性质：酸性、漂白性、还原性。
SO2使酸性KMnO4溶液褪色②SO2使溴水褪色③将SO2通入滴有酚酞的NaOH溶液红色退去④SO2可以使品红溶液褪色，加热又可以恢复红色（可用于检验SO2气体）II、三氧化硫（SO3）熔点16.8℃，沸点44.8℃，常温下为液态，标准状况下为固态。
工业上制硫酸时，为了防止水吸收SO3产生白雾，而采用98％的浓硫酸吸收SO3。
1、SO3属于酸性氧化物吧，具有酸性氧化物的通性①SO3溶于水的化学反应②将SO3通到氢氧化钠溶液生成Na2SO4的反应③SO3与氧化钙(CaO)的化学反应三、硫酸(H2SO4)：难挥发，98%的浓硫酸与水任意比互溶，溶解时放出大量的热，浓硫酸的稀释方法是l、浓硫酸的特性：。
硫和硫的化合物
2020/8/29
有害物质之一
（2）、二氧化硫（SO2）的化学性质： 1）、二氧化硫跟水反应： [实验4－7] 书p90 实验步骤：见书
2020/8/29
实验现象：
实验结论：
①试管中的水面上升， 溶液几乎充满整个试 管
②pH试纸变红
③加入品红溶液，品 红溶液褪色
④加热后，溶液又变 成红色，同时有刺激 性气味的气体生成。
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酸雨给地球生态环境和人类社会经济都带来严重的影响和 破坏。研究表明，酸雨对土壤、水体、森林、建筑、名胜 古迹等人文景观均带来严重危害，不仅造成重大经济损失 ，更危及人类生存和发展。酸雨使土壤酸化，肥力降低， 酸雨还杀死水中的浮游生物，减少鱼类食物来源，破坏水 生生态系统；酸雨污染河流、湖泊和地下水，直接或间接 危害人体健康；酸雨对森林的危害更不容忽视，酸雨淋洗 植物表面，直接伤害或通过土壤间接伤害植物。促使森林 衰亡。酸雨对金属、石料、水泥、木材等建筑材料均有很 强的腐蚀作用，因而对电线、铁轨、桥梁、房屋等均会造 成严重损害。在酸雨区，酸雨造成的破坏彼彼皆是，触目 惊心 。
体，有强还原性。
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• ② 还原性：与氧气发生反应 • 实验现象：硫在空气中燃烧发出淡蓝色的
火焰，在氧气中燃烧发出蓝紫色的火焰。 • 化学方程式：S+O2=SO2 • ③ 自身氧化还原反应 • 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O
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乐山大佛开凿于唐玄宗开元初年（公元713年），为 世界第一大石刻弥勒佛，“佛是一座山，山是一尊佛” 是其真实写照，请同学们仔细观察，历经千年时间的
二、 S的化学性质
硫以及硫的化合物的知识点汇总
硫以及硫的化合物的知识点汇总硫是一种非金属元素，原子符号为S，原子序数为16、它在化学中有着广泛的应用和重要的地位。
硫及其化合物是很多工业和生物过程中的关键组分，对环境和人类的生活具有重要影响。
以下是关于硫及其化合物的一些知识点的汇总。
1.硫的性质：-硫是一种黄色固体，具有特殊的臭味。
-硫是一种不活泼的非金属元素，常见的物理状态是固体。
-在常温下，硫容易形成S8分子，即八元环硫。
-硫的化学反应速度相对较慢，但它可以与许多元素和化合物反应。
2.硫的自然存在和提取：-硫在地壳中以多种形式存在，常见的矿石有黄铁矿、方铅矿和方解石。
-黄铁矿是最常见的硫矿石，通常用于硫的提取。
-硫可以通过在矿石中提取和还原的过程中得到，或者通过升华纯化硫来获得。
3.硫的用途：-硫是制造硫酸的重要原料，在农业、工业和药品制造中广泛应用。
-硫是制造橡胶和塑料的重要成分。
-硫广泛用于制备农药、杀虫剂和杀菌剂。
-硫还用于制备一些重要的化学品，如二硫化碳、硫化氢和亚硫酸盐。
4.硫化物：-硫与许多其他元素形成化合物，被称为硫化物。
-一些常见的硫化物包括硫化氢（H2S）、二硫化碳（CS2）和二硫化锡（SnS2）。
-硫化物常以固体形式存在，具有特殊的物理性质和化学性质。
5.硫酸及其盐类：-硫酸是一种重要的无机化合物，广泛用于矿山提取、蓄电池、肥料和化学制造等领域。
-硫酸可以与许多金属和非金属反应形成相应的硫酸盐。
-硫酸盐是重要的化学品，在农业和工业中有广泛的应用。
6.硫化氢：-硫化氢是一种强烈的臭酸性气体，有强烈的腐蚀性。
-硫化氢是一种有毒气体，对人体和环境有害。
-硫化氢常用于工业生产中，如石油加工和药品制造。
7.硫在环境和生物中的角色：-硫是地球大气中的重要成分之一，参与了地球的生物循环。
-硫是生物体中的重要元素之一，常以硫氨酸和半胱氨酸等形式存在，参与蛋白质的合成。
-硫通过微生物氧化和还原反应参与地球的气候和环境变化。
总结：硫及其化合物在人类生活和工业中扮演着重要角色。
硫和硫的化合物
硫和硫的化合物一、硫1．物理性质硫有多种同素异形体。
如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。
常温为淡黄色晶体(淡黄色固体有：Na2O2、AgBr、黄铁矿、TNT等)。
不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。
2．化学性质硫原子最外层有6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。
(1)与金属反应：Na＋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)(2)与非金属的反应：S＋O2SO2S＋H2===H2S(3)与化合物的反应：S＋6HNO3(浓) H2SO4＋6NO2↑＋2H2OS＋2H2SO4(浓) 3SO2↑＋2H2O3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O例题：将m g铁粉和n g硫粉均匀混合，在密闭容器中加热到红热，冷却后加入L b mol·L－1的盐酸就不再产生气体。
若把已放出的气体收集起来，在标准状况下的体积是。
由Fe＋S FeS，FeS＋2HCl===FeCl2＋H2S↑，得Fe～2HCl；又由Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑，得Fe～2HCl，即产生气体的总体积和消耗的盐酸的量与硫粉量无关，只由铁的量确定。
设加入b mol·L－1盐酸的体积为V，则×2＝V×b mol·L－1得V＝L或mL标准状况下产生气体的体积为×22.4 L·mol－1＝0.4m mL二、硫的氧化物1．SO2的性质2.SO2的实验室制法3.几种物质漂白原理的比较4.SO2的危害和治理SO2是大气主要污染物，直接危害人类身体健康，酸雨为SO2产生的二次污染物。
SO2的主要来源为燃烧含硫的燃料(如煤)，消除SO2污染的最有效的途径是减少SO2的排放。
5．三氧化硫SO3是硫的最高价氧化物，为白色易挥发晶体，是典型的酸性氧化物。
将SO2气体分别通入下列溶液中：①品红溶液，现象是溶液褪色。
②溴水溶液，现象是溶液褪色。
硫及其硫的化合物
智能考点二十一 硫及其硫的化合物Ⅰ.课标要求1．通过实验了解硫及其重要化合物的主要性质及在生产中的应用。
2．认识硫及其重要化合物对生态环境的影响。
Ⅱ.考纲要求1．了解硫及其重要化合物的主要性质及在生产中的应用。
2．了解硫及其重要化合物对环境质量的影响。
Ⅲ.教材精讲一、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）2S （剧烈反应并发生爆炸） 2S 3（制取Al 2S 3的唯一途径）Fe+S （黑色） 2Cu + S Cu 2S （黑色）②与非金属反应S+O 22S+HH 2S （说明硫化氢不稳定）加热点燃加热 点燃 ③与化合物的反应S+6HNO 3（浓） H 2SO 4+6NO 2↑+2H 2OS+2H 2SO 4（浓） 3SO 2↑+2H 2O2Na 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 2 2S+2H 2O （H 2S 过量） 当22/O S H n n ≤2/3时，2H 2S+3O 2 2SO 2+2H 2O （O 2过量）当23222<<O SH n n 时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO 2B ．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。
硫及其化合物
②与碱反应: SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
③与碱性氧化物反应: SO3 + CaO = CaSO4
高温
工业制硫酸:(1) 4FeS2 + 11O2 ==== 2Fe2O3 + 8SO2
黄铁矿(FeS2)
催化剂
(2) 2SO2+ O2 ∆
2SO3
(3) SO3+H2O == H2SO4
H2S+Cl2＝S ↓ +2HCl
④ 酸性
H2S+H2SO4（浓）＝S + SO2↑+2H2O H2S + 3H2SO4（浓）＝△ 4SO2↑+4H2O
H2S溶于水生成氢硫酸，酸性比碳酸弱，能使石蕊试液变浅红。
H2S + CuSO4 = CuS ↓ + H2SO4
除去H2S的方法
（三）硫酸 1、物理性质
无色油状液体、高沸点、难挥发、密度大、与水任意比混溶。 2、化学性质
（1）具有强酸通性： H2SO4 = 2H+ + SO42（2）浓硫酸的三大特性：吸水性、脱水性、强氧化性
注意： ① 浓硫酸的稀释，浓硫酸易吸水生成水合硫酸，同时放出大量热。 ② 浓硫酸可做干燥剂，干燥不与之反应的气体。
1（、五物）理硫性化质氢：（HH22SS是）无色有臭鸡蛋气味的剧毒气体，密度比空
气略大，能溶于水。
2、化学性质
△
① ②
热可不燃稳性定性2H2SH+O2S2 点=燃=
H2 + S
2S+2H2O（不完全燃烧）
2H2S+3O2 点燃 2SO2+2H2O（完全燃烧）
硫和含硫化合物的相互转化
①S跟碱反应 可用于清除试管中硫 3S＋6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
②S跟强氧化剂反应 S+2H2SO4（浓）=3SO2↑+2H2O
（二）硫化氢(H2S)
1、物理性质 无色有臭鸡蛋气味的有毒气体, 密度比空气略大， 可溶于水(1:2.6)
2、H2S的化学性质 (1)可燃性 气不足S2-+Cu2+=CuS↓ 检验S2-、H2S：加稀 酸，气体通入CuSO4 H2S+Cu2+=CuS↓＋2H+ 溶液或(CH3COO)2Pb 试纸 (3)ZnS：白色，不溶于水，可用于制白颜料，锌钡 白－－ZnS和BaSO4
（四）亚硫酸盐（SO32-）
SO32-+2H+= SO2↑+H2O
(1)与酸反应 实验室制取SO2 SO32-+H+=HSO3-
2H2S + O2 === 2S + 2H2O 氧气充足 点燃 2H2S + 3O2 === 2SO2 + 2H2O
点燃
(2)还原性
能与一些氧化剂如: SO2、氯气、浓硫酸、 硝酸、高锰酸钾溶液等反应
(3)热分解
H2S == H2 + S
(4) 水溶液叫氢硫酸，二元弱酸
H2S是弱电解质，写离子 （三）硫化物 方程式不可拆开 (1)FeS：黑色固体，不溶于水，溶于酸 FeS ＋2H+=Fe2+＋H2S↑ 实验室制H2S，可 用启普发生器 (2)CuS、 PbS：黑色固，不溶于水，不溶于稀酸
(2)有还原性 2Na2SO3+O2=2Na2SO4 (3)有氧化性 SO32-＋2S2-+6H+=3S↓+3H2O
硫和硫的化合物
硫和硫的化合物一、氧族元素1、原子结构和元素的性质金属性强弱，是指元素的原子得电子能力的强弱。
*原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质，三者之间的关系。
③、氧族元素的非金属活泼性弱于卤素氧族元素的原子获得两个电子形成简单阴离子X 2-的倾向，比卤素原子形成X -的倾向要小得多。
例如，S 元素的非金属性[*氧元素的电负性(Pauling)=3.44,仅次于氟(3.98)；氯（3.16）,硫（2.58）。
]２、单质⑴、同素异形体①、氧单质：O 2和O 3；②、硫单质：单质硫有近50种同素异形体。
最常见的是斜方硫（菱形硫，又叫α-硫；确切地应称为“正交硫”—具有正交面心晶胞）和单斜硫（又叫β-硫）。
室温下所有的晶体硫都是由S n 环组成的，n 可以从6到20。
硫的同素异形体中最常见的为环八硫S 8，由于S 8分子紧密堆积的方式不同，它有三种变体(同素异形体)：即斜方硫(α-硫)、β-单斜硫和γ-单斜硫。
室温下唯一稳定存在的形式是正交硫。
它们都易溶于CS 2中，都是由S 8分子组成的。
在环状分子中，每个硫原子以SP 3杂化轨道与另外两个硫原子形成共价单键相联结。
对S 6、S 8、S 12、S x 等分子形成的晶体结构分析表明，分子中每个S 原子均与2个S 原子成键，S －S 键长206pm ，∠SSS 约为105°。
③、硒单质：有三种红色单斜多晶态（无定形）物质（α、β、γ），是由Se 8环组成，彼此的差别仅在分子间环的堆积不同，属于不良导体。
室温下最稳定的是灰硒（由螺旋型链Se ∞构成的晶体，带有金属光泽的脆性晶体），热力学上最稳定的形式。
市售商品则通常称为黑硒（玻璃态，包含巨型聚合环，每个环有近1000个原子，具有复杂的不规则结构）。
④、碲单质：仅有一种银白色的晶形，称为灰碲，是带有金属光泽的脆性晶体。
*同素异形体的复杂性，从S 经Se 到Te 迅速缩减。
⑵、物理性质O ＜FS ＜Cl＜2①、氧族单质不跟H 2O 或稀酸反应②、跟浓硝酸的作用：6HNO 3+S →H 2SO 4+6NO 2+2H 2O(S ：0→+6)，4HNO 3+Se →H 2SeO 3+4NO 2+H 2O(Se ：0→+4)，4HNO 3 +Te →H 2TeO 3+4NO 2+H 2O(Te ：0→+4)； ③、硒和碲也能跟大多数元素直接化合（当然要比O 2和S 困难一些）。
有机化学中的硫化合物与硫反应
有机化学中的硫化合物与硫反应硫是一种在有机化学中广泛应用的元素，它可以与有机分子发生多种反应，形成硫化合物。
硫化合物在诸多领域中具有重要的应用价值，因此对于有机化学中硫化合物与硫反应的研究和应用也变得越来越重要。
本文将介绍有机化学中的硫化合物与硫反应的一些基本概念和典型反应。
一、硫化合物的分类硫化合物是指含有硫原子的有机化合物，根据硫原子在有机分子中的连接方式和位置，可以将硫化合物分为硫醇、硫醚、硫酮等几类。
硫醇是一类含有-SH官能团的化合物，例如乙硫醇、苯硫醇等。
硫醇可以通过与硫反应生成硫醚，其中一种典型的反应就是亲核取代反应。
硫醚是一类含有-S-官能团的化合物，例如乙硫醚、苯硫醚等。
硫醚可以通过与硫反应生成二硫化物，其中一种典型的反应就是亲电取代反应。
硫酮是一类含有-C(=S)-官能团的化合物，例如二硒代甲烷、二硫代乙酮等。
硫酮可以通过与硫反应生成二硫化物或二硒化合物。
二、有机化合物与硫的反应1. 硫醇与硫反应硫醇与硫之间的反应通常是亲核取代反应。
在碱性条件下，硫醇可以与硫反应生成二硫化物。
这类反应是有机合成中非常重要的一类反应，可以用于合成含有二硫键的有机分子。
2. 硫醚与硫反应硫醚与硫的反应通常是亲电取代反应。
在适当条件下，硫醚可以参与硫的氧化反应，生成二硫化物。
这类反应也在有机合成中有着广泛的应用，可以用来合成含有二硫键的化合物。
3. 硫酮与硫反应硫酮与硫的反应也可以生成二硫化物或二硒化合物。
在一定的反应条件下，硫酮中的硫原子可以与硫发生亲电取代反应，形成含有二硒键或二硫键的化合物。
三、有机化学中的硫化合物与硫反应的应用有机化学中的硫化合物与硫反应在药物合成、材料科学、医学等领域都有着广泛的应用。
在药物合成领域，含有硫化合物的药物往往具有较好的生物活性和选择性。
通过控制有机化合物与硫的反应，可以合成出具有特定药效的化合物，用于治疗各种疾病。
在材料科学领域，硫化合物也被广泛应用于制备各类功能性材料。
13章硫及其化合物
S5O62-
0.49
0.08 -0.88 S O 2- 0.50 S 0.14 H S S2O82- 2.01 SO 2- 0.22 S2O62- 0.57 2 H2SO3 HS2O42 3 4 0.08 0.51 S4O620.04
0.36
0.45
碱性溶液:ФøB
0.75
-0.66 SO42-0.93
Melted sulfur obtained from under ground deposits by the Frasch process
(2) 硫的化学性质
能与许多金属 直接化合 能与氢、氧、碳、 卤素(碘除外)、磷 等直接作用
2Al 3S Al2S3 Hg S HgS
硫
n=2~6 O
O
S
H2SnO6 连多硫酸
OH
链
－Sn－
-Sx-
H2Sx
H2S·x-1 S
H2Sx2-
硫 在 空 气 中 燃 烧
§13-4 硫化氢和硫化物
4.1硫化氢 燃烧 S (g) + H2(g) H2S 1、制法: FeS + 2 HCl (稀) ==== H2S↑ + FeCl2 实验室用启普发生器，以块状FeS 与酸反应
硫化氢是无色有腐蛋臭味的有毒气体，有麻醉中枢神经
作用，吸入大量H2S时会因中毒而造成昏迷甚至死亡!!! 工业上H2S在空气中的最大允许含量为0.0lmg· -1。 L
2、性质：
恶臭，有毒，水中溶解度不大，(v\v)1:4.7＝
H2O:H2S，因此饱和H2S水溶液为氢硫酸，浓度
达0.1mol•l-1
a.氢硫酸H2S：Ka1＝1.3×10-7 Ka2 ＝7.1×10-15
硫和硫的化合物
答：
会的。浓硫酸是常用的干燥剂，能吸收空气中 的水，所以浓度会变小，质量会增加。
（2）脱水性 【实验1】
在试管中分别加入少量的木屑、纸片、棉花,再加 入少量的浓硫酸,观察现象。
现象：
木屑、纸片、棉花变黑。
木屑中的氢氧元素按水的组成比脱去。
此过程称为炭化。
（3）强氧化性 【实验2】浓硫酸与铜的反应 • 现象： 铜与浓硫酸反应后溶液变成蓝色；生成了 能使品红褪色的气体。 △
可逆反应：在相同条件下，既能向正反应方 向进行、又能向逆反应方向进行的反应。
（2） SO2的漂白性 SO2 通入 品红溶液 褪色成 无色溶液 △ 红色溶液
漂白原理： SO2 能与某些有色物质生成 不稳定的
无色物质，不含酸碱指示剂。（暂时性）
紫色石蕊中 通入SO2 →变红
通入Cl2 →先变红，然后褪色
(3)热分解
H2S == H2 + S
(4) 水溶液叫氢硫酸，二元弱酸
（三）、二氧化Biblioteka （SO2）1、 SO2的物理性质 无色、有刺激性气味的有毒气体、 密度比空气大。易液化。
2. SO2的化学性质
（1） 酸性氧化物 ① 与水反应： SO2＋H2O
H2SO3
亚硫酸（H2SO3）是不稳定的中 强酸，容易分解产生SO2和H2O 。
还原剂 氧化产物 还原产物
（4） SO2的还原性
催化剂 a. 2SO2 + O2 2SO3 △
b.与其它强氧化剂的反应
如KMnO4 、新制的氯水、溴水、 H2O2、O3等
3. SO2的实验室制法 Na2SO3 + H2SO4 (浓)= Na2SO4 + SO2↑+H2O
硫及硫的有关化合物知识点整理
硫一、物理性质1、纯净的硫是一种黄色或淡黄色的固体，俗称硫磺2、不溶于水，易溶于二硫化碳，微溶于酒精。
3、熔点 112.8 ℃，沸点444.8℃。
4、硫蒸汽急剧冷却的过程叫做硫华。
二、化学性质(1)与金属反应Fe + S现象：继续保持红热状态，生成黑褐色固体。
Cu + SHg + S （反常反应）干态制法：Mg + SAl + S(MgS,Al2S3) 与水反应小结：硫能和许多金属化合反应生成金属硫化物，在金属化合物中，硫元素的化合价是-2 价，金属一般呈低价， Hg 反常。
(2)与非金属反应S+SO2H2+S小结：硫的化学性质与氧相似，但氧化性比氧弱，跟金属反应时显示氧化性，跟氧化性较高的非金属反应，显示还原性，跟还原性较强的物质反应，显示氧化性。
(3)与化合物反应S+2H2SO4( 浓)3S+6NaOH三、用途①主要用于制硫酸②植物生长必不可少的元素③橡胶工业的重要添加剂④有杀虫、杀螨、杀菌作用，可用作农作物的杀菌剂和治疗皮肤的杀菌软膏⑤染色、制革、国防工业、火柴、火药、烟火等行业用到。
（注：单质硫只存在于火山口附近，化合态硫存在于硫铁矿FeS2 ）四、黑火药(主要成分：硫磺、硝石、木炭)的爆炸：S+2KNO3+3C硫化氢一、物理性质1）无色有毒气体，有臭鸡蛋气味（硫化氢独有气味，可用此鉴别气体）2）密度比空气大。
3）在水中的溶解性为 1：2.6，能溶于水。
4）H2S 的水溶液叫氢硫酸。
（弱酸性）二、化学性质1）可燃性气体O2 充足2H2S+O2O2 不足2H2S+3O22) 还原性①与活泼的非金属反应H2S+Cl2现象：气体 H2S 与Cl2 不共存，反应时瓶壁留有淡黄色固体。
溶液 H2S 与 Cl2 不共存，反应时溶液变浑浊且PH 值变小。
H2S+Br2现象：H2S 使溴水褪色，同时产生沉淀，PH 减小。
H2S+I2现象：碘水使澄清的硫化氢溶液变浑浊，PH 减小。
在碘水的淀粉溶液中通入H2S 气体，溶液蓝色褪去。
硫和硫的化合物常用化学方程式
硫和硫的化合物常用化学方程式）（——）（————244232322S O S O H S O S O S O S S H 一、S （存在：游离态、化合态）硫磺，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳[CS 2] 化学性质：1.与非金属：S ＋O 2===SO 2 现象：在空气中发出微弱的淡蓝色火焰，在氧气中发出明亮的蓝紫色火焰 S ＋H 2H 2S2.与金属：S ＋FeFeS S ＋2Cu Cu 2S 二、SO 2（可引起酸雨，pH<5.6）实验室制法：Na 2SO 3＋H 2SO 4===Na 2SO 4＋SO 2↑＋H 2O1.与H 2O 反应：SO 2＋H 2O H 2SO 32.酸性氧化物：（1）SO 2＋CaO===CaSO 3（2）SO 2和Ca(OH)2：①（少量SO 2）SO 2＋Ca(OH)2===CaSO 3↓＋H 2O②（过量SO 2）2SO 2＋Ca(OH)2===Ca(HSO 3)2（3）SO 2和NH 3·H 2O ：①（少量SO 2）SO 2＋2NH 3·H 2O===(NH 4)2SO 3＋H 2O②（过量SO 2）SO 2＋NH 3·H 2O===NH 4HSO 33.还原性：①2SO 2＋O 22SO 3②SO 2＋Cl 2＋2H 2O===H 2SO 4＋2HCl （氯水褪色，Br 2、I 2反应相同）SO 2＋Cl 2＋2H 2O===4H ＋＋SO 42－＋2Cl －③5SO 2＋2KMnO 4＋2H 2O===K 2SO 4＋2MnSO 4＋2H 2SO 45SO 2＋2MnO 4—＋2H 2O===5SO 42—＋2Mn 2+＋4H +④2Fe 3＋＋SO 2＋2H 2O===2Fe 2＋＋4H ＋＋SO 42－⑤2SO 2＋O 2＋2H 2O===2H 2SO 4（SO 2在大气中缓慢发生的环境化学反应） SO 2＋H 2O 2===H 2SO 4SO 2＋Na 2O 2===Na 2SO 44.氧化性：2H 2S ＋SO 2===3S ↓＋2H 2O5.漂白性三、H 2SO 3、SO 32—（还原性酸，易被氧化）1.2H 2SO 3＋O 2===2H 2SO 4 2Na 2SO 3＋O 2===2Na 2SO 42.H 2SO 3＋HClO===H 2SO 4＋HCl ↑3.SO 2＋NaHCO 3===NaHSO 3＋CO 2 SO 2＋Na 2CO 3===Na 2SO 3＋CO 2四、SO 31.与水反应：SO 3＋H 2O===H 2SO 42.酸性氧化物：①SO 3＋CaO===CaSO 4②SO 3＋Ca(OH)2===CaSO 4↓＋H 2O③SO 3＋2NaOH===Na 2SO 4＋H 2O五、H 2SO 41.稀H 2SO 4具有酸的通性2.浓H 2SO 4的特性：①吸水性②脱水性（炭化）③强氧化性：Cu＋2H2SO4CuSO4＋SO2↑＋2H2OC＋2H2SO4CO2↑＋SO2↑＋2H2O2Fe＋6H2SO4Fe2(SO4)3＋3SO2↑＋6H2O（铁、铝常温下在浓硫酸中钝化）六、H2S、S2—（还原性）1.FeS＋H2SO4===FeSO4＋H2S↑2.2Fe3+＋S2—===2Fe2+＋S↓3.H2S＋Cl2===2HCl＋S↓H2S＋Cl2===2H＋＋2Cl－＋S↓4.Na2S＋Cl2===2NaCl＋S↓S2－＋Cl2===2Cl－＋S↓5.H2S＋H2SO4（浓）===S↓＋SO2↑＋2H2O CuSO4＋H2S===CuS↓＋H2SO46.2H2S＋3O22SO2＋2H2O 2H2S＋O2===2S↓＋2H2O（O2足量）工业制硫酸的反应：4FeS2＋11O2===2Fe2O3＋8SO22SO2＋O22SO3SO3＋H2O===H2SO4。
硫以及硫的化合物的知识点汇总
第一讲硫及硫的化合物1．氧族元素[氧族元素]包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素钋(84Po)．氧族元素位于元素周期表中第ⅥA族．[氧族元素的原子结构](1)相似性：①最外层电子数均为6个；②主要化合价：氧为－2价，硫、硒、碲有－2、+4、+6价．(2)递变规律：按氧、硫、硒、碲的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．[氧族元素单质的物理性质]O2 S Se Te 颜色无色淡黄色灰色银白色状态气体固体固体固体密度逐渐增大熔点、沸点逐渐升高导电性不导电不导电半导体导电[氧族元素的化学性质]O2S Se Te与H2化合的条件及氢化物的稳定性反应条件点燃加热高温不能直接化合氢化物稳定性H2O很稳定H2S不稳定H2Se不稳定H2Te很不稳定常见氧化物的化学式SO2、SO3SeO2、SeO3TeO2、TeO3高价含氧酸的化学式H2SO4H2SeO4H2TeO4与同周期ⅣA、VA、ⅦA族元素的非金属性强弱比较同周期元素的非金属性：ⅣA＜VA＜ⅥA＜ⅦA[同素异形体]由同种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体．例如，O2与O3，金刚石、石墨与C60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体．注意“同位素”与“同素异形体”的区别．同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质．[臭氧](1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水．液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色．(2)化学性质：①不稳定性．O3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O3 =3O2．②强氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活泼金属能与O3发生反应；b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反应可用于O3的定量分析)(3)用途：①作漂白剂．O3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO类似)．如将O3通入石蕊试液中，溶液变为无色．②消毒剂．(4)制法：3O22O3(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系．①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km～50 km的大气平流层中(即通常所说的臭氧层)．②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉．大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害．但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层．因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层．[过氧化氢](1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体．市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30％．(2)化学性质：①H2O2显弱酸性，是二元弱酸．其电离方程式可表示为：H2O2H＋+ HO2－ HO2－H＋+ O22－②不稳定性．H2O2贮存时就会分解．在其水溶液中加入MnO2等催化剂，分解速度大大加快．2H2O22H2O+O2↑说明该反应原理是实验室制O2的常见方法之一．其发生装置为“固 + 液不加热”型．③H2O2既具有氧化性又具有还原性．H2O2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H2O2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性．例如：2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表现还原性)H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2(H2O2表现氧化性)(3)重要用途：①医疗上广泛使用稀双氧水(含H2O2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂．②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂．③实验室制取氧气．*[硫]1、硫的物理性质：淡黄色固体，难溶于水，可溶于酒精，易溶于CS2，熔沸点都很低。
硫元素及其化合物
硫元素及其化合物硫是一种非金属化学元素，化学符号S，原子序数16。
硫是氧族元素之一，属周期系VIA族，在元素周期表中位于第三周期。
相对原子质32.065。
通常单质硫是黄色的晶体，又称作硫磺。
硫单质的同素异形体有很多种，有斜方硫、单斜硫和弹性硫等。
硫元素在自然界中硫元素以硫化物、硫酸盐或单质硫形式存在。
硫是人体内蛋白质的重要组成元素，对人的生命活动具有重要意义。
硫主要用于肥料、火药、润滑剂、杀虫剂和抗真菌剂生产。
硫及含硫矿石燃烧生成的二氧化硫（S+O2==点燃==SO2)在空气中与水和氧结合形成亚硫酸，亚硫酸与空气中的氧气反应生成硫酸，从而造成硫酸型酸雨。
含量分布硫在自然界中分布较广，在地壳中含量为0.048%（按质量计）。
在自然界中硫的存在形式有游离态和化合态。
单质硫主要存在于火山周围的地域中。
以化合态存在的硫多为矿物，可分为硫化物矿和硫酸盐矿。
硫化物矿有黄铁矿（FeS2）、黄铜矿（CuFeS2）、方铅矿（PbS）、闪锌矿（ZnS）等。
硫酸盐矿有石膏（CaSO4·2H2O）、芒硝（Na2SO4·10H2O）、重晶石（BaSO4）、天青石（SrSO4）、矾石[(AlO)2SO4·9H2O]、明矾石[K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O]等。
物理性质纯的硫呈浅黄色，质地柔软、轻，粉末有臭味。
硫不溶于水但溶于二硫化碳。
硫在所有的物态中（固态、液态和气态），硫都有不同的同素异形体，这些同素异形体的相互关系还没有被完全理解。
晶体的硫可以组成一个由八个原子组成的环：S8。
导热性和导电性都差。
性松脆，不溶于水。
无定形硫主要有弹性硫，是由熔态硫迅速倾倒在冰水中所得。
不稳定，可转变为晶状硫。
晶状硫能溶于有机溶剂如二硫化碳（而弹性硫只能部分溶解）、四氯化碳和苯。
化合价有4种，为-2(硫化氢)、+2(硫代硫酸钠)、+4(亚硫酸钠)和+6(硫酸)价。
第一电离能10.360电子伏特。
硫及硫的有关化合物知识点整理
硫及硫的有关化合物知识点整理硫是一种常见的化学元素，其化学符号为S，原子序数为16，原子量为32.06 g/mol。
硫的原子结构是2s²2p⁶3s²3p⁴。
硫在自然界中以多种形式存在，如硫矿石、硫化物和酸等。
以下是硫及其化合物的一些重要知识点：1.硫的性质：-硫是一种黄绿色的非金属元素，具有特殊的气味。
-硫是一种固体，在常温下比较容易溶于有机溶剂。
-硫的熔点为115.21°C，沸点为444.67°C。
2.硫的化合物：-硫氧化物（SOx）：硫和氧元素的化合物，包括二氧化硫（SO₂）和三氧化硫（SO₃）。
它们是大气中的主要污染物之一，也是酸雨的成分之一-硫化物（S²⁻）：硫与其他元素形成的化合物，如硫化铁（FeS₂）和硫化氢（H₂S）。
硫化物具有特殊的气味，并且有着多种应用，如冶金、材料科学和生物化学等领域。
-硫酸盐（SO₄²⁻）：硫酸（H₂SO₄）是硫酸盐的最常见形式之一、硫酸是一种重要的化学品，广泛用于工业生产和实验室中。
-硫醇（R-SH）：硫与有机化合物形成的化合物，常见于蛋白质分子中。
硫醇具有特殊的气味，并且具有一些重要的生物活性。
3.硫和环境：-温室效应：硫气体和硫化物是温室气体之一，在大气中可以产生温室效应，对地球的气候变化产生一定影响。
4.硫的应用：-农业：硫是植物生长和发育所必需的微量元素之一、硫营养对植物的生长和产量具有重要影响，可通过施用硫肥来改善土壤中的硫含量。
-化学工业：硫及其化合物广泛应用于化学工业生产过程中，如制造硫酸、硫酸盐、硫醇、硫醚等重要化学品。
-燃料工业：硫是许多燃料中的主要成分之一，如煤炭和原油。
硫的含量会对燃料的质量和环境影响产生一定影响。
-药学：硫化物和硫代谢产物在药学中有重要的应用，如抗生素、抗癌药物和其他药物中的活性成分之一以上是硫及其化合物的一些重要知识点。
硫的化学性质及应用非常广泛，对环境和人类生活产生着重要影响。
高三化学硫的知识点归纳
引言概述：化学是一门对物质进行研究的科学学科，其中硫是化学中的重要元素之一。
硫具有广泛的应用领域，包括化工、冶金、医药和农业等。
本文将以高三化学课程为基础，对硫的知识点进行归纳总结，深入探讨硫的性质、化合物以及化学反应等相关内容。
正文内容：1.硫的性质1.1硫的物理性质1.1.1硫的外观和物态1.1.2硫的密度和熔点1.1.3硫的电导性1.2硫的化学性质1.2.1硫的稳定性1.2.2硫的氧化性和还原性1.2.3硫的溶解性和反应性2.硫的化合物2.1无机硫化物2.1.1硫化氢2.1.2二硫化碳2.1.3硫酰氯2.2有机硫化合物2.2.1硫醇2.2.2硫酸酯2.2.3硫代酰氯3.硫的应用领域3.1硫的应用于化工3.1.1硫化剂的应用3.1.2硫酸的制备和用途3.2硫的应用于冶金3.2.1硫的冶金反应3.2.2硫的炼铁过程3.3硫的应用于医药3.3.1硫化物在药物中的应用3.3.2硫化物对健康的影响3.4硫的应用于农业3.4.1硫肥的作用机制3.4.2硫肥的施用方法4.硫的化学反应4.1硫的氧化反应4.1.1硫氧化为二氧化硫的反应4.1.2硫氧化为三氧化硫的反应4.2硫的还原反应4.2.1硫的还原反应与金属的反应4.2.2硫的还原反应与非金属的反应4.3硫的酸碱反应4.3.1硫的与强酸的反应4.3.2硫的与强碱的反应5.硫的环境污染与控制5.1硫化物的环境污染5.1.1硫化物对大气环境的影响5.1.2硫化物对水环境的影响5.2硫化物的排放控制5.2.1硫化物排放治理技术5.2.2硫化物排放标准与监测方法总结：通过对硫的知识点的归纳总结，我们了解到硫具有特定的物理性质和化学性质，并形成了许多重要的化合物。
硫在化工、冶金、医药和农业等领域都有广泛的应用。
同时，硫的化学反应和环境污染也是需要关注和控制的问题。
通过深入研究硫的各个方面，我们将更好地理解和应用硫的知识。
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硫化氢【H 2S 】一、物理性质无色，有臭鸡蛋味【腐蛋味】的气体，能溶于水1体积水溶解2.6体积H 2S 密度比空气大，有剧毒，利用特殊的臭味混入液化石油气中来防止液化石油气泄露 二化学性质 1、不稳定性H 2S [300℃]H 2 +S 2H 2O [1000℃]2H 2↑+O 2↑ 2、可燃性2H 2S+O 2（少） 点燃2S ↓（淡黄色沉淀）+2H 2O 2H 2S+3O 2（多）点燃2SO 2+2H 2O3、溶水呈弱酸性属二元弱酸 H 2S H ++HS - HS -H ++S 2- H 2S+Cl 2===S ↓ +2H 2O①与碱2NaOH+H 2S （少）===Na 2S+2H 2O NaOH+H 2S （多）===NaHS+H 2O ②与盐 CuSO 4+H 2S===CuS ↓+H 2 SO 4（唯一一个弱酸制强酸） 原因；CuS 不溶于硫酸 ③与强氧化酸反应 H 2S+H 2SO 4（浓）===SO 2↑+S ↓+2H 2O H 2S+2HNO 3（浓）===2NO 2↑+S ↓+2H 2O 4.还原性2H 2S+SO 2===3S ↓+2H 2OH 2S+X 2===2HX+S(X ∈Cl 、Br 、I) H 2S+2Fe 3+===S ↓+2Fe 2++2H+5H 2S+2KMnO 4+3H 2SO 4===5S ↓+K 2SO 4+2MnSO 4+8H 2O 10e - 5.实验室制法图FeS+2H +=Fe 2++H2S ↑硫1、物理性质：自然界硫存在形式（1）游离态：硫单质俗称硫磺（2）化合态：主要以硫化物和硫酸盐形式存在。
（游离态硫有在于地壳岩层、火山口附近，其他都以化合物形式存在）常温下为淡黄色固体，熔沸点较低，不溶于水，易溶于CS 2，微溶于酒精，试管上的硫单质可用CS 2（物理洗涤），化学方法：NaOH 洗涤，化合态硫化物包括硫黄铁矿 FeS2、芒硝Na 2SO 4·10H 2O 、石膏 CaSO 4·2H 2O 、 重晶石BaSO 4 2、化学性质：1）与金属单质反应2Na+S 研磨Na 2S （爆炸） 2Cu+S Cu 2S 【有多少molCu 就转移多少mol 电子】 Fe+S FeS 【黑色固体粉末，不溶于水】 2Ag+S Ag 2S Hg+S===HgS(黑的是HgS,红的是朱砂)（无毒，处理地面上残留的Hg ，用S 粉）Cl 2的尾气处理应用NaOH 和长导管HCl 尾气②HClO 弱酸性 H 2CO 3>HClO>HCO 3->CO 32- 【两头可以制中间】 CO 2+H 2O+Ca[ClO]2=CaCO 3↓+2HClO [CO 2过量生成Ca[HCO 3]2] HClO+CO 32-===HCO 3-+CLO - 浸入液面0.5cm2）与非金属单质反应 H2+S（蒸气）H2SS+O2点燃SO2在O2中点燃火焰为蓝紫色在空气中点燃，火焰为淡蓝色3、与化合物反应3S+6KOH2K2S+K2SO3+3H2O 3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O（化学方法洗涤试管上的S）S+2H2SO4（浓）3SO2+2H2O S+6HNO3（浓）H2SO4+6NO2↑+2H2O（浓HNO3与非金属单质生成最高价含氧酸，如生成的最高价含氧酸不稳定，则变成最高价氧化物）C+4HNO3（浓）CO2↑+4NO2↑+2H2O S+Na2SO3Na2S2O3（大苏打，碱式碳酸钠）SO2一、物理性质无色，刺激性气味气体，有毒，密度大于空气，易液化，易溶于水（1体积水可溶40体积SO2），目前大城市空气污染指数报告项目是SO2含量，N的氧化物含量，可吸入颗粒含量（CO）沸点为-10℃二、化学性质1、与H2O反应SO2+H2O=H2SO3（H2SO3的酸酐是SO2，既有氧化性又有还原性，漂白性）2、与碱性氧化物反应（Na2O，CaO）煤脱硫的过程 CaCO高温CaO+CO2↑CaO+SO2CaSO32CaSO3+O22CaSO4是钙基固硫Na2O+SO2=Na2SO3酸的形成：①SO2+H2O=H2SO32H2SO3+O2=2H2SO4(途径1)③2SO2+O22SO3SO3+H2O=H2SO4（途径2）3.与碱反应（与CO2相似）Ca（OH）2+SO2（少）=CaSO3↓ SO2+NaOH(少)=NaHSO3CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2SO2+2NaOH(多)=Na2SO3+H2O加和：Ca(OH)2+2SO2(多)=Ca(HSO3)24.与氧化性物质反应（还原性） n（SO2）：n（NaOH）小于1：2全是NaSO3、①SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX(X∈Cl、Br、I)大于1全是NaHSO3、②2SO2+O22SO3（具有强氧化性）介于1：2和1之间Na2SO3和NaHSO3③NO2+SO2=SO3+NO④2FeCl3+SO2+2H2O=FeSO4+FeCl2+4HCl2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42-+4H+⑤2KmnO4+5SO2+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4(SO2可使KMnO4溶液紫色褪去，是反应褪色，非漂白性，此法用以出去SO2防止对其他气体造成干扰，但吸收SO2用碘液)⑥SO2+Na2O2=Na2SO45.SO2氧化性（较弱）SO2+2H2S=3S↓+2H2O6.SO2漂白性（SO2可以使有色物质，如品红（红色染料）暂时性褪色，受热颜色会恢复，是化合反应，即非氧化还原，SO2能够使酸碱指示剂变色如紫色石蕊，不能使其褪色）7.与盐溶液反应①SO2+NaHCO3(饱和)=NaHSO3+CO2(用除去CO2中杂质SO2)由于SO2可以制出CO2，∴酸性H2SO3＞H2CO3②Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2③ 2SO2+Ca(ClO)2+2H2O==CaSO4↓+H2SO4+2HCl2SO2+Ca2++2ClO-+2H2O=CaSO4↓+2H++SO42-+2H++2Cl-④SO2+BaCl2+H2O不反应BaSO3↓+2HClSO2+CaCl2+H2O 不反应CaSO2↓+2HClSO2用途：制漂白剂，防腐剂，H2SO4，杀菌剂制SO2：Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2OSO2和氧化性酸褪色只针对有机色素暂时性褪色加热可以使颜色恢复。
8.SO2实验室制法（1）原理Na2SO3(S)+H2SO4(70％)=Na2SO4+SO2↑+H2O ＞70％H+少，SO2少反应太慢＜70％H2O，SO2少，SO2溶于水收集不到（2）装置固液不需加热（3）收集瓶口向上排空气法排饱和NaHSO3溶液（4）检验SO2（品红或澄清石灰水）用品红或蓝色湿润石蕊试纸，品红褪色或蓝色石蕊试纸变红（5）干燥：浓H2SO4、CaCl2、P2O5（6）尾气吸收（NaOH吸收）用碱液（7）净化：用饱和NaHSO3和浓H2SO4净化SO2中的杂质干燥浓H2SO4：CaCl2、P2O59.工业制SO2 S+O2点燃 SO24FeS2（黄铁矿）+ 11O22Fe2O3+8SO2（产生大量烟尘）10.CO2与SO2的鉴别（1）品红褪色的是SO2（2）H2S有淡黄色沉淀的是SO2（3）KMnO4（紫色）溶液褪色的是SO2（4）Br2水（橙色）褪色的是SO2SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 漂白失效原理(5)HNO3酸化的Ba（NO3）2通入SO2会生成BaSO4通入CO2无沉淀11.漂白分类漂白分类氧化型化学漂白化合型吸附性HClO O3 SO2C（活性炭）Na2O2RClO Al（OH）3（胶体）HNO3（浓） H2O2永久暂时永久红色SO2Cl22红色红色无色Cl2Cl2没有漂白性一会品红褪色注意：SO2不与BaCl2、CaCl2反应，因为弱酸不能制强酸，如需反应，加入氧化剂，H2SO3氧化为H2SO4或加碱（NH3、KmnO4、H2O2）白沉淀变为BaSO4、CaSO4将强酸反应掉。
紫色石蕊12.SO2来源硫的氧化物的污染与治理(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等。
(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于7)。
(3)治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。
(4)硫酸型酸雨的形成途径有两个：途径1：空气中飘尘的催化作用，使2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O===H2SO4。
途径2：SO2＋H2O=H2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。
13、SO3（1）物理性质无色晶体易挥发，熔点16.8，沸点44.8.常温液体，标固态（2）化学性质SO3+H2O=H2SO4CaO+SO3=CaSO4↓SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O SO3+Ca（OH）2=CaSO4↓+H2O+6SO3+Ba（OH）2=BaSO4↓ +H2O（1）化石燃料煤、石油的燃烧（2）含S矿物的冶炼（3）H2SO4、H3PO4工业尾气的排放治理治理方法：（1）植树造林（2）开发的能源（3）加强大气监测（4）减少含硫矿物的冶炼（5）废气处理后排放+6 +4SO3+2KI=I2+K2SO3（氧化性）（3）SO3制法 2SO2+O22SO3漂白原理比较（1）氧化性漂白剂本身是一种强氧化剂，它可以将有色质内部的“生色团”破坏掉而使之失去原有的颜色。
这种漂白彻底，不可逆。
（2）加和型（3）吸附型：14.SO2、CO2和水混合气体鉴别酸酐：某物质脱去水后剩余的氧化物（无H）①无水CuSO4证明是否有水（有水变蓝）②品红证明是否有SO2（红色变无色有SO2）③KMnO4证明是否去除SO2（紫色变无色，去除SO2）④品红证明是否除净SO2（品红不褪色无SO2）⑤澄清石灰水证明是否有CO2（变浑浊）⑥NaOH尾气处理（5）H2SO3①弱酸（二元）H2SO3H++HSO3ˉHSO3ˉH++SO32ˉ②还原性（强）5H2SO3+2KMnO4==K2SO4+2MnSO4+2H2SO4+3H2O2H2SO3+O2===2H2SO4H2SO3+2Fe3++H2O==H2SO4+Fe2++2H+H2SO3+Cl2+H2O==H2SO4+2HCL H2SO3+H2O2===H2SO4+H2O③氧化性H2SO3+2H2S==3S↓+3H2O SO32ˉ+2S2ˉ+6H+===3H2O+3S↓④不稳定性H2SO3SO2↑+H2O⑤制法SO2+H2O H2SO3(1)SO2与石蕊（紫色变红色）SO2+H2O==H2SO3(2) SO2与溴水（淡黄色变为无色）SO2+Br2+2H2O===H2SO4+HBr(3) SO2与KMnO4（紫色褪去）2KMnO4 +5SO2 +2 H2O===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4(4)SO2与NaOH SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O(5)SO2与澄清石灰水（变浑浊后澄清）SO2+Ca(OH)2==CaSO3↓+H2O SO2+CaSO3+H2O===Ca(HSO3)2亚硫酸盐（Na2SO3）（1）有还原性2Na2SO3+O2=2Na2SO4Na2SO3+X2+H2O=Na2SO4+2HX（X∈I，BrCl）SO32-+2Fe3++H2O=SO42-+Fe2++2H+ Na2SO3+H2O2=Na2SO4+H2O5Na2SO4+2KMnO4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+5Na2SO4+3H2O 3Na2SO3+2HNO3(稀)=3Na2SO4+2NO↑+H2O稀硫酸酸的通性：1. 与金属单质2. 与碱性氧化物 3. 与碱4. 与盐 5. 与酸碱指示剂浓H2SO41.物性纯H2SO4无色油状液体，黏稠，不易挥发，高沸点，溶于水放出大量热，H2SO4是98.3%,密度 1.84g/cm3，将浓硫酸倒入水中稀释，并用玻璃棒搅拌，是产生的热量迅速散发到空气中防止爆沸，稀释原则:密度大的往密度小的里加，易溶于水。