硫及硫的化合物
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硫及其化合物 【知识点回顾】
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)
(制取Al 2S 3的唯一途径) 2S (黑色) ②与非金属反应
2
S+H 22S (说明硫化氢不稳定)
③与化合物的反应
S+6HNO 32SO 4+6NO 2↑+2H 2O S+2H 2SO 42↑+2H 2O
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:H 2S 过量 2H 2S+O 22O O 2过量 2H 2S+3O 2 点燃 2SO 2+2H 2O 当2322
2< H n n 时,两种反应物全部反应完,而产物既有S 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 2 S的水溶液叫氢硫酸,是二元弱酸。 3.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 2 O == H 2 SO 4 + 2HCl ④SO 2也有一定的氧化性 2H 2 S + SO 2 == 3S↓ +2H 2 O ⑤SO 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 2 SO 4 (浓) == Na 2 SO 3 + H 2 O +SO 2 ↑ 或Cu + 2H 2SO 4 (浓) === CuSO 4 + 2H 2 O + 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 34 (4)酸雨的形成和防治: Br 2(I 2、S)+SO 2+H 2O S) SO 2+H 2O SO 2+CO 2+H 2O 钝化→运装浓H 2SO 4 CuSO 4+SO 2+H 2O ZnSO 4+SO 2(后有H 2)+H 2O Fe 3+ +SO 2+H 2O 只表现强 氧化性 兼有 酸性 C+H 2O C 2H 4+H 2无水无强还原性气体 非碱性气体 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。 4.硫酸: ①稀H 2SO 4具有酸的一般通性,而浓H 2SO 4具有酸的通性外还具有三大特性: ②SO 42—的鉴定(干扰离子可能有:CO 32-、SO 32-、SiO 32-、Ag +、PO 43-等): 待测液澄清液 白色沉淀(说明待测液中含有SO 42-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。 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: 3.比较H 2O和H 2 O 2 【典型例题】 【例1】(2009广东化学17)常温下,往H 2O 2 溶液中滴加少量FeSO 4 溶液,可 发生如下两个反应:2Fe2++H 2O 2 +2H+=2Fe3++2H 2 O ,2Fe3++H 2 O 2 =2Fe2++O 2 ↑+2H+ 下列说法正确的是() A.H 2O 2 的氧化性比Fe3+强,其还原性比Fe2+弱