36硫及其氧化物(提高)知识讲解 (1)

硫及其氧化物

【学习目标】

1．了解大气污染的主要气体、原因及影响程度和解决措施。

2．掌握二氧化硫的性质，包括氧化性、还原性和漂白性。

3．了解硫元素的存在形式，以及硫单质的性质。

4．了解三氧化硫和硫化氢的性质。

【要点梳理】

要点一、硫单质

【高清课堂：硫及其氧化物ID:395510#硫的性质】

1．硫在自然界中的的存在。

游离态的硫：存在于火山口附近或地壳的岩层里。

化合态的硫：主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。如硫铁矿（FeS2）、黄铜矿（CuFeS2）、石膏（CaSO4·2H2O）等。硫还存在于石油、天然气、煤等化石燃料中。

2．硫的物理性质。

单质硫的颜色是黄色，非常脆，容易粉碎；熔点比较低，稍微受热，就会熔化成液体；硫蒸气的颜色也是黄色；硫单质的溶解性比较特殊：不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2是一种有机物）。

3．硫的化学性质

由于硫原子最外层有6个电子，比较活泼的非金属单质，常见化合价为－2，0，＋4，＋6，以下是常见的硫化物。

化合价-2 0 +4 +6

物质类别FeS、Na2S、

HgS、H2S

S SO2、H2SO3、

Na2SO3、NaHSO3

SO3、H2SO4、

NaHSO4、Na2SO4

可见，硫单质的处于硫元素的中间价态，硫既有氧化性又有还原性。

①氧化性：

与绝大多数金属反应

Fe+S △

FeS 2Cu+S

△

Cu2S (与变价金属生成低价金属)

2Na+S==Na2S (研磨会引起轻微爆炸) Hg+S==HgS (除去有毒的Hg的方法)

与非金属反应：H2+S △

H2S （H2S是一种臭鸡蛋气味的有毒气体，有强还原性。）

②还原性：与氧气发生反应

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点燃

SO2

③自身氧化还原反应

3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3 +3H2O 要点二、SO2的性质

（一）二氧化硫的物理性质

状态：气体

颜色：无色

气味：有刺激性

沸点：－10℃

毒性：有毒

密度：比空气大

溶解度：易溶于水在常温、常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO2。

（二）二氧化硫的化学性质

【高清课堂：硫及其氧化物ID:395510#二氧化硫】

从物质分类角度入手，SO2是一种重要的酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。

1．与CO2相似, SO2具有酸性氧化物的通性

（1）与H2O反应：SO2+H2O H2SO3（亚硫酸，二元中强酸，只能存在于水中）

（2）与碱反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

SO2＋NaOH====NaHSO3

（SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O Na2SO3+SO2+H2O===2NaHSO3）

SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O

SO2+ CaSO3+H2O=Ca(HSO3)2

（CO2, SO2均可使澄清石灰水变浑浊）

（3）与碱性氧化物的作用

SO2+Na2O Na2SO3

要点诠释：

在煤中加入少量生石灰，用以消除SO2的污染，此方法称为“钙基固硫”，其反应方程式：

SO2+CaO==CaSO3；2CaSO3+O2△

2CaSO4。

（4）与酸碱指示剂反应

能使石蕊试液变红色

（5）与某些盐反应

SO2+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+2CO2↑（亚硫酸酸性强于碳酸）

Na2SO3+SO2+H2O===2NaHSO3

2．SO2具有氧化性和还原性

SO2中的S元素化合价为+4价，处于中间价态，既有氧化性、也有还原性，但以还原性为主。

①氧化性：

②还原性：SO2＋X2＋2H2O=H2SO4＋2HX（X2：Cl2 、Br2 、I2）

5SO2+2KMnO4+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4

SO2+2FeCl3+2H2O==H2SO4+2FeCl2+2HCl

SO2可以被H2O2、Na2O2、HNO3、O3等多种强氧化剂所氧化

要点诠释：

由于二氧化硫的还原性，在某些反应中，不能完全类比于二氧化碳，例如将二氧化硫通入漂白粉溶液中，反应方程式完全类比于二氧化碳写作SO2+H2O+Ca（ClO）2==CaSO3↓+2HClO是错误的，因为HClO有强氧化性，CaSO3有强还原性，二者不可能共存。

3．SO2的特性：漂白性

SO2可以与有色的有机物生成不稳定的无色化合物，受热又可以分解得到原物质，因此SO2漂白作用不持久。要点诠释：

SO2在日常生活中有一定用处，工业上常用二氧化硫来漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等，此外，二氧化硫还用于杀菌消毒。但它的危害性也非同小可，二氧化硫和某些含硫化合物的漂白作用也被一些不法厂商非法用来加工食品，以使食品增白等。食用这类食品对人的肝、肾脏等有严重损害，并有致癌作用。

（三）SO2的污染

酸雨：空气中SO X和NO X随雨水下降成为酸雨，pH<5.6

要点三、SO2制备、鉴定、干燥、除杂、用途

1．SO2制备

①反应原理：Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O

说明：此反应是应用强酸制弱酸，但由于SO2易溶于水（1∶40），所以Na2SO3应选用固体，而H2SO4宜选用较浓的溶液。

②制备装置：固体和液体不加热制备气体的装置

③净化干燥装置：盛放浓硫酸的洗气瓶

④收集方法：向上排空气法或排饱和NaHSO3溶液

2．SO2的鉴定：通入品红溶液褪色，加热后又恢复原色。湿润的蓝色石蕊试纸---变红。

3．SO2的干燥：浓H2SO4。

4．吸收SO2尾气：可选用酸性高锰酸钾溶液或碱液等。

5．SO2的用途：制H2SO4、漂白剂、杀菌、消毒。

要点四、SO3

1．物理性质：三氧化硫又名硫酸酐，是一种无色易挥发的固体，熔点16.83 o C，沸点44.8 o C。

2．化学性质：是H2SO4的酸酐；S元素为+6价，处于最高价态，只有氧化性。

与水反应，放热：SO3 + H2O = H2SO4

CaO + SO3= CaSO4

Ca(OH)2 + SO3 = CaSO4 + H2O

3．工业上制取硫酸的原理：S→SO2→SO3→H2SO4

SO3 + H2O= H2SO4

SO2CO2元素化合价+4（中间价态）+4（最高正价）

物理性质

气味有刺激性气味无味

毒性有毒无毒

溶解性易溶（体积比1∶40）可溶（体积比1∶1）

化学性质

与水的反应SO2+H2O H2SO3CO2+H2O H2CO3与碱的反应Ca(OH)2+SO2==CaSO3↓+H2O

CaSO3+SO2+H2O==Ca(HSO3)2

Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O

CaCO3+CO2+H2O==Ca(HCO3)2与碱性氧化物反应SO2+CaO==CaSO3CO2+CaO==CaCO3

与NaHCO3溶液反应不反应