加热 加热 加热 点燃 加热 点燃加热 硫及其化合物一、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）2Na+S===Na 2S （剧烈反应并发生爆炸）2Al+3S Al 2S 3（制取Al 2S 3的唯一途径） Fe+SFeS 2Cu + S Cu2S （黑色） ②与非金属反应2 SO 2 2H 2S （说明硫化氢不稳定）③与化合物的反应S+6HNO 3（浓） H24+6NO 2↑+2H 2O S+2H 2SO 4（浓） 2SO 2+2H 2O 3S+6NaOH 2Na 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。

三药一柴：医药、火药、农药、和火柴的原料。

2．硫的氢化物：①硫化氢的物理性质：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 点燃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、I 2、Fe 3+、HNO 3、浓H 2SO 4、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 2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。

④硫化氢的制取：Fe+H 2SO 4（稀）=FeSO 4+H 2S ↑不用浓硫酸、浓盐酸制H 2S 的原因浓H 2SO 4有强氧化性，能氧化H 2S ；浓盐酸有挥发性，使产生的H 2S 气体中混有HCl 气体。

不用CuS （黑）、Ag 2S （黑）、 PbS （黑）的原因是它们不溶于稀强酸。

⑤不溶于水也不溶于稀酸的金属硫化物有CuS （黑）、Ag 2S （黑）、 PbS （黑）它们可溶于浓硝酸。

所以CuSO 4、Pb （NO 3）2可以与H 2S 反应生成沉淀： Pb(NO 3)2+H 2S===PbS ↓+2HNO 3。

⑥检验：用湿润的Pb （CH 3COO ）2试纸检验H 2S ： Pb （CH 3COO ）2+H 2S===PbS ↓+2 CH 3COOH ； 除杂：用CuSO 4溶液除去H 2S ： CuSO 4+H 2S===CuS ↓+H 2SO 4 3．硫的氧化物： 加热SO 2 SO 2CO 2CO 2 （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 2O == H 2SO 4 + 2HCl④SO 2也有一定的氧化性 2H 2S + SO 2 == 3S ↓ +2H 2O⑤SO 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 2SO 4(浓) == Na 2SO 3 + H 2O +SO 2↑ 或Cu + 2H 2SO 4(浓) === CuSO 4 + 2H 2O + 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。

气态：具有强刺激性臭味有毒气体。

（3）比较SO 2与CO 2、SO 3 SO 2CO 2SO 3主要物性 无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40)无色、无气味气体能溶于水(1:1)无色固体.熔点（℃）与水反应 SO 2+H 2O H 2SO 3 中强酸CO 2+H 2O H 2CO 3 弱酸SO 3+H 2O==H 2SO 4(强酸)与碱反应 Ca(OH)2 CaSO 3↓ Ca(HSO 3)2 清液 白 清液 Ca(OH)2 CaCO 3↓Ca(HCO 3)2 清液 白↓ 清液SO 3+Ca(OH)2==CaSO 4(微溶) 紫色石蕊 变红 变红 变红 品红 褪色不褪色不褪色鉴定存在 能使品红褪色又能使清石灰变浑浊 不能使品红褪色但能使清石灰水变浑浊 氧化性 SO 2+2H 2S=2S ↓+2H 2OCO 2+2Mg = 2MgO+C CO 2+C = 2CO还原性 有无与Na 2O 2作用Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 42Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O 22Na 2O 2+2SO 3 ==2NaSO 4+O 2↑（4）酸雨的形成和防治：酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。

酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又以硫酸为主。

从污染源排放出来的SO 2、NO x （NO 、NO 2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO 2在光照、烟尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H 2SO 4，而NO 被空气中氧气氧化为NO 2，NO 2直接溶于水形成HNO 3，造成了雨水pH 值降低，便形成了酸雨。

硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO 2+O 2=2SO 3、SO 3+H 2O=H 2SO 4；液相反应：SO 2+H 2O=H 2SO 3、2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4。

总反应：232522224222Mn Fe Cu V SO H O O H SO ++++++−−−−−−−→、、、硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O 2=2NO 2、3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。

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。

酸雨防治与各种脱硫技术：要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。

因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、浓H 2SO 4 氧化性 Br 2(I 2、S)+SO 2+H 2OS 、△C 、△Al(或Fe)冷足量Cu 、△足量Zn 、△Fe 2+HBr(HI 、H 2S)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 氧化性兼有酸性脱水性吸水性 C 2H 5OH 去结晶水 胆矾作干燥剂C+H 2OC 2H 4+H 2O 糖等无水CuSO 4中性气体 无强还原性气体 非碱性气体 可干燥 1700提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。

目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。

在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO 2，这种方法称为“钙基固硫”，其反应方程式为：SO 2+CaO=CaSO 3，2CaSO 3+O 2=2CaSO 4；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内循环，吸收烟气中的SO 2，其反应方程式为：SO 2+Ca(OH)2=CaSO 3+H 2O ，SO 2+CaCO 3=CaSO 3+CO 2，2CaSO 3+O 2=2CaSO 4。

在冶金工业的烟道废气中，常混有大量的SO 2和CO ，它们都是大气的污染物,在773Ｋ和催化剂(铝矾土)的作用下，使二者反应可收回大量的硫黄，其反应原理为：SO 2+2CO==S+CO 2 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。

二、硫酸的工业制法──接触法： 1．生产过程： 三阶段 SO 2制取和净化SO 2转化为SO 3SO 3吸收和H 2SO 4的生成 三方程4FeS 2(s)＋11O 2(g) = 2Fe 2O 3(s)＋8SO 2(g)； △H=-3412 kJ/mol 2SO 2(g)＋O 2(g) 2SO 3(g)； △H ＝ kJ/mol SO 3(g)＋H 2O(l)=H 2SO 4(l)；△H= kJ/mol 三设备 沸腾炉接触室吸收塔有 关 原 理矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率逆流原理(热交换器)目的: 冷热气体流向相反，冷的SO 2、O 2、N 2被预热，而热的SO 3、SO 2、O 2、N 2被冷却. 逆流原理%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全)设备中排出的气 体炉气:矿尘(除尘).砷硒化合物(洗涤). H 2O 气(干燥)…… 净化气:、O 2、N 2、SO 3尾气：SO 2及N 2、O 2 不能直接排入大气中说 明矿尘.杂质:易使催化剂“中毒”H 2O 气:腐蚀设备、影响生产反应条件——理论需要：低温、高压、催化剂；实际应用：400℃～500℃、常压、催实际用%的浓硫酸吸收SO 3,以免形成酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收高压放电电解MnO 2化剂2．尾气处理： 氨水 (NH 4)2SO 3 (NH 4)2SO 4+ SO 2↑ NH 4HSO 3三、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 23O 2 O 3颜色 无色 气态—淡蓝色 气味 无刺激性特殊臭味水溶性 臭氧密度比氧气的大 密度 臭氧比氧气易溶于水氧化性 强（不易氧化Ag 、Hg 等）极强（O 3+2KI+H 2O==2KOH+I 2+O 2） （易氧化Ag 、Hg 等不活泼金属） 漂白性 无有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）稳定性＞3O 2 2O 3 2O 3===3O 2 常温：缓慢加热：迅速相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体3．比较H 2O 和H 2O 2 H 2O H 2O 2 电子式化学键 极性键 极性键和非极性键 分子极性 有有稳定性 稳定2H 2O 2H 2↑+O 2↑ 不稳定2H 2O 2 2H 2O+O 2↑ 氧化性 较弱（遇强还原剂反应） 2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑ 较强（遇还原剂反应） SO 2+H 2O 2===H 2SO 4还原性较弱（遇极强氧化剂反应） 2F 2+2H 2O===4HF+O 2 较强（遇较强氧化剂反应）2MnO 4—+5H 2O 2+6H +==2Mn 2++5O 2↑+8H 2O 作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等【实例分析】【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：2Fe 2++H 2O 2+2H +＝2Fe 3++2H 2O ，2Fe 3++H 2O 2＝2Fe 2++O 2↑+2H +下列说法正确的是（ ）A ．H 2O 2的氧化性比Fe 3+强，其还原性比Fe 2+弱 B ．在H 2O 2分解过程中，溶液的pH 逐渐下降 −−→−42SO H −−−−−→−),(222等含O N SOC．在H2O2分解过程中， Fe2+和Fe3+的总量保持不变D．H2O2生产过程要严格避免混入Fe2+【解析】结合A、B两个方程式根据氧化性、还原性强弱比较规律：得 H2O2的氧化性>Fe3+的氧化性， H2O2的还原性>Fe2+的还原性，A错；2H2O2＝2H2O+O2↑，分解过程中，Fe2+作催化剂，溶液pH值不变，B错，H2O2分解Fe3+或Fe2+作催化剂，所以总量不变。