第十三讲 硫及其化合物 1.了解硫的物理性质及硫的可燃性。 2.了解二氧化硫与氧气、与水的反应及二氧化硫的实验室制法。 3.认识亚硫酸的不稳定性。 4.认识二氧化硫的漂白作用与次氯酸的漂白作用的区别。 5.了解浓硫酸的强氧化性。 6.了解SO的检验方法。 7.了解硫的氧化物对大气的污染及其防治，了解环境保护有关常识。 一、单质硫 1．自然界中硫元素的存在形式 2．硫元素在元素周期表中位置及结构特征：位于 ，硫原子最外层 电子，较易 电子，表现较强的 。 3.物理性质 硫俗称 颜色状态 溶解性 水 酒精 CS2 淡黄色固体 不溶 微溶 易溶 4．化学性质 (1)与金属反应： 2Cu＋S Fe＋S (变价金属常呈低价) S＋Hg===HgS(此反应常温下就可发生，适用于除去室内洒落的Hg)。 (2)与非金属反应： S＋H2 （臭鸡蛋气味） S＋O2 （空气中燃烧火焰为淡蓝色） (3)与强氧化剂反应： S+2KNO3+3C （ 黑火药的成分为“一硫二硝三木炭”） S＋6HNO3(浓)_ (了解) (4)与强碱反应： 3S＋6NaOH (此反应可用于除去试管内黏附的S) 三、SO2的性质及其应用 1.物理性质 SO2是无色而有 气味的有毒气体，密度比空气 ，容易液化， 溶于水(常温常压下1体积水可溶解 体积SO2)。 2.化学性质 ①具有酸性氧化物的通性： SO2＋H2O SO2＋2NaOH(多)=== ；SO2+NaOH(少)=NaHSO3 CaO＋SO2=== (可用于除去燃煤尾气中的SO2) ②具有一定的氧化性： 2H2S＋SO2===_ ③具有较强的还原性，能被O2、Cl2、硝酸、酸性KMnO4溶液、Fe3＋等氧化剂氧化： 2SO2+O22SO3 (工业上利用此原理生产 ) SO2＋X2＋2H2O=== (X＝Cl、Br、I) 5SO2＋2KMnO4＋2H2O===K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO4 ④具有漂白性：与某些 (如品红试液)化合生成 的无色物质。工业上常用SO2来漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等，但不能使紫色石蕊试液褪色(石蕊变红)。 3.检验 将气体通入品红溶液后，溶液 ，加热后溶液又 ，则可验证该气体是SO2。注意“加热”是必不可少的步骤，因为氯气也能使品红溶液褪色，但加热后溶液不会重新变红色。 四、三氧化硫(SO3) 1.物理性质：熔点16.8 ℃，沸点44.8 ℃，在常温下为液态，在标准状况下为 。 2.化学性质：具有酸性氧化物的通性。 ①与水反应：SO3＋H2O===H2SO4(放出 ) ②与氧化钙反应：SO3＋CaO===CaSO4 ③与氢氧化钠反应：SO3＋2NaOH===Na2SO4＋H2O 五、硫的氧化物的污染与治理 1.来源： 的燃烧及 的冶炼等。 2.危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)。 3.治理：燃煤_ ，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＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。 六、硫酸的性质 物理性质 纯净的硫酸是 ，沸点高，难挥发，密度 水(98%的浓H2SO4，密度为1.84 g·cm?3)，能以 和水混溶，溶于水 化 学 性 质 （特 性） 吸水性（吸收游离的水份） 常用作 干燥剂 能干燥 H2、O2、N2、CO2、Cl2、HCl、SO2、CO、CH4等 不能干燥 碱性气体，如 等 还原性气体，如 H2S、HBr、HI 等 脱水性 将有机物中的氢、氧元素按原子个数 的比例脱去，如蔗糖脱水炭化 强氧化性 与活泼金属反应 2Fe+6H2SO4(浓)Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O， 常温下浓硫酸使Fe、Al 与不活泼金属反应 Cu+2H2SO4(浓) 与非金属反应 C+2H2SO4(浓) 不挥发性 用于制挥发性酸，如H2SO4(浓)+NaClNaHSO4+HCl↑ 注意：（1）浓硫酸的稀释方法：将 沿器壁慢慢注入 中，并用玻璃棒不断搅拌。 （2）常温下铁、铝遇冷的浓硫酸发生“钝化”，但加热时剧烈反应。 （3）浓硫酸在某些有机反应中起着特殊的作用，如： CH3CH2OH (浓硫酸作 ) 酯化反应中浓硫酸可作 。 七、SO42—的检验方法 1.原理：(白色)。 2.方法：取试样少许，先滴加稀盐酸无气泡、沉淀产生(排除CO32—、SO32―、Ag＋等离 ... ...
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