二氧化硫的性质和作用一、SO 2的物理性质无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大（Mr ＝64），易液化、易溶于水（1：40）。

二、SO 2的化学性质： 1、具有酸性氧化物的通性 （1）与水： SO 2+ H 2O H 2SO 3（亚硫酸，二元弱酸）亚硫酸不稳定，易分解和易被氧化：H 2SO 3SO 2+ H 2O ； 2H 2SO 3 +O 2＝2H 2SO 4 （2）与碱：SO 2（少量）＋2NaOH ＝Na 2SO 3＋H 2O Na 2SO 3＋H 2O ＋SO 2＝2NaHSO 3 SO 2（过量）＋NaOH ＝NaHSO 3Ca(OH)2＋SO 2（少量）＝CaSO 3↓＋H 2O Ca(OH)2＋2SO 2（过量）＝Ca(HSO 3)2 小结：OH － SO 32－ HSO 3－ SO 2 H ＋（3）与碱性氧化物（Na 2O 、CaO 等）： SO 2＋Na 2O ＝Na 2SO 3 CaO ＋SO 2＝CaSO 3 （4）与盐溶液：SO 2＋NaHCO 3＝NaHSO 3＋CO 2 （或生成Na 2SO 3）NaHCO 3溶液是除去CO 2中混有少量SO 2的最佳试剂。

注意：SO 2作为酸性氧化物时，其化学性质与CO 2类似。

2、较强的还原性（水溶液中：SO 2均被氧化成SO 42－） （1）SO 2通入氯水或溴水中，溶液褪色Cl 2＋2H 2O ＋SO 2＝2HCl ＋H 2SO 4 Br 2＋2H 2O ＋SO 2＝2HBr ＋H 2SO 4 （2）SO 2通入酸性高锰酸钾中，溶液紫红色褪去 （3）SO 2＋H 2O 2＝H 2SO 4（4）2Fe 3＋＋SO 2＋2H 2O ＝2Fe 2＋＋SO 42－＋4H ＋（5）3、弱氧化性 SO 2＋2H 2S ＝3S ↓＋2H 2O4、漂白性：（1）品红溶液（红色） 溶液褪色 溶液恢复红色 （可用于SO 2的检验和鉴定）注意：品红溶液可用于SO 2的鉴别，而一般不用于SO 2的除杂。

（2）SO 2通入紫色石蕊试液中，溶液只变红不褪色。

（3）Cl 2通入紫色石蕊试液中，溶液先变红后褪色。

注意：① 若SO 2和Cl 2按物质的量之比1：1同时通入品红溶液中，品红溶液不褪色。

因反应：Cl 2＋2H 2O＋SO 2＝2HCl ＋H 2SO 4，而丧失漂白性。

② CO 2通入Ca 2＋或Ba 2＋的溶液中：溶液呈碱性有沉淀；溶液呈酸性或中性无沉淀；SO 2通入CaCl 2或BaCl 2溶液中无沉淀；SO 2通入Ca(NO 3)2或Ba(NO 3)2溶液中有沉淀。

（4）漂白性的比较：物质 HClO 、O 3、氯水、 Na 2O 2、H 2O 2等SO 2 活性炭、 Al(OH)3胶体等 作用原理 氧化作用 化合作用 吸附作用 变化 化学变化 化学变化 物理变化稳定性永久性漂白暂时性漂白/注意：SO 2能使溴水、酸性KMnO 4溶液褪色，体现了SO 2的还原性，而不是漂白性。

三、SO 2的实验室制法：Na 2SO 3＋H 2SO 4（浓）＝Na 2SO 4＋SO 2 ↑＋H 2O 1、装置 2、除杂 3、收集 4、验满 5、尾气处理 四、SO 2的用途：常用作漂白剂、灭菌剂、防腐剂、生产硫酸。

五、SO 2的污染（重P 168 考法2）1、正常雨水PH 值约为5.6而不是7，因水中溶解有CO 2会形成弱酸H 2CO 3。

PH ＜5.6的降水称为“酸雨”，SO 2 加热催化剂△2SO 2+O2 2 SO 3酸雨中有多种无机酸和有机酸，主要是硫酸、硝酸。

2、酸雨的危害主要有：影响水生生物的繁殖；使土壤逐渐酸化，破坏农作物、树木的生长；腐蚀建筑物、桥梁、雕塑；危害人体健康等。

3、我国的酸雨主要是硫酸型，它的形成主要是：化石燃料的燃烧、含硫金属矿石的冶炼和硫酸的生产等过程中产生的SO2释放到空气中，在烟尘等作用下，与O2、H2O形成硫酸。

4、防治：（1）开发新能源：氢能、太阳能、核能等。

（2）燃料脱硫，燃料中加石灰石或生石灰（钙基固硫）：CaO+SO2=CaSO3 2CaSO3+O2=2CaSO4（3）废气回收利用SO2（少）＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O Na2SO3＋H2O＋SO2＝2NaHSO3SO2＋NH3＋H2O＝NH4HSO3SO2＋2NH3＋H2O＝(NH4)2SO3三氧化硫1、物理性质：熔点16.8 ℃，沸点44.8 ℃，在常温下为液态，在标准状况下为固态。

2、化学性质：具有酸性氧化物的通性。

（1）与水反应：SO3＋H2O===H2SO4（放出大量的热）（2）与氧化钙反应：SO3＋CaO===CaSO4（3）与氢氧化钠反应：SO3＋2NaOH===Na2SO4＋H2O硫酸的制备和性质一、硫酸的物理性质：H2SO4是无色黏稠的油状液体，沸点高，难挥发，能与水任意比混溶，溶解时可放出大量的热。

浓H2SO4稀释的方法是将浓H2SO4沿烧杯内壁缓缓倒入水中并用玻璃棒不断搅拌。

实验室用的浓硫酸，其H2SO4的质量分数约为98%，物质的量浓度为18.4mol / L。

注意：浓硫酸主要以H2SO4分子的形式存在，因此浓硫酸不导电。

离子方程式中，浓硫酸用化学式表示。

二、硫酸的化学性质1、稀硫酸具有酸的通性（H＋的性质）：H2SO4＝2H＋＋SO42－（1）酸碱指示剂：石蕊变红（2）（H前）金属：置换（3）碱性氧化物：（4）碱：复分解（5）某些盐：注意：稀硫酸与BaCl2溶液反应不是H＋的性质，而是SO42－的性质。

H2SO4＋BaCl2＝2HCl＋BaSO4↓（SO42－＋Ba2＋＝BaSO4↓）。

2、浓硫酸的特性（1）吸水性浓硫酸将物质中含有的水分子夺去。

I．作气体干燥剂，但不能干燥NH3、HBr、HI、H2S（浓硫酸能将H2S、HI、HBr等氧化）。

II．硫酸铜晶体CuSO4·5H2O中加入浓硫酸，固体由蓝变白。

原因是浓硫酸可夺去硫酸铜晶体中的结晶水。

（2）脱水性浓硫酸将有机物中氢、氧元素按水的组成比脱去。

I．如纸屑、棉花、木屑中滴入浓硫酸，变黑。

II．蔗糖中加入浓硫酸，搅拌，可观察到蔗糖变黑，体积膨胀，形成疏松多孔的海绵状的黑色固体（此实验常叫做“黑面包”实验）。

注意：吸水性和脱水性都是浓硫酸的化学性质，但两者有本质的差别。

区别在于：前者是吸收实际存在的水，“有水才吸”；后者是夺取氢、氧原子（通常是－H和－OH），“无水则脱”。

（3）强氧化性I．金属A 、常温下，铁、铝遇浓H 2SO 4――→钝化可用铝槽车运浓H 2SO 4。

B 、铜与浓硫酸混合，无明显现象。

加热，铜逐渐溶解，有气泡产生，该气体能使品红溶液褪色，反应液稀释后呈蓝色。

Cu ＋2 H 2SO 4（浓）CuSO 4＋SO 2 ↑＋2H 2O注意：a ．该反应中，浓硫酸表现出强氧化性和酸性。

b ．含2 mol H 2SO 4的浓硫酸与足量铜反应，得到SO 2气体＜1 mol ，原因是：随反应进行，H 2SO 4在消耗，水在生成，使浓硫酸变稀，稀硫酸与铜不反应，硫酸不能反应完。

c ．铜与足量浓硫酸作用，铜可反应完。

d ．Zn ＋2 H 2SO 4(浓)＝ZnSO 4＋SO 2 ↑＋2H 2O ； Zn ＋2H 2SO 4(稀)＝ZnSO 4＋H 2 ↑。

II ．非金属 C ＋2 H 2SO 4(浓)2SO 2 ↑＋CO 2 ↑＋2H 2O注意：a ．该反应中，浓硫酸只表现出氧化性。

b ．如何验证生成的三种产物？方法：先检验水蒸气，再检验SO 2气体，接着除去SO 2气体，最后检验CO 2气体。

选用试剂（先后顺序）：CuSO 4粉末→品红溶液→酸性高锰酸钾溶液→品红溶液→石灰水。

III ．某些还原性化合物H 2S ＋H 2SO 4(浓)＝S↓＋SO 2 ↑＋2H 2O 2HI ＋H 2SO 4(浓)＝I 2＋SO 2 ↑＋2H 2O 2HBr ＋H 2SO 4(浓)＝Br 2＋SO 2 ↑＋2H 2O三、硫酸的用途：利用酸性制磷肥、氮肥，除去金属表面的锈，制硫酸盐等；利用吸水性，实验室作干燥剂等。

四、浓硫酸有强烈腐蚀性：如皮肤上沾上大量浓硫酸时，应先用干布拭去，再用大量水冲洗，最后涂上3%－5%的NaHCO 3溶液（少量浓硫酸，可直接用大量水冲洗）。

如不慎入眼，应用大量水冲洗，边冲洗边眨眼睛。

五、SO 42－的检验：先加稀盐酸，后加BaCl 2溶液。

六、硫酸的工业制法三原料三阶段三反应三设备⑴硫磺或 含硫矿石 生成SO 2 （造气）4FeS 2＋11O 2高温2Fe 2O 3＋8 SO 2或S ＋O 2SO 2沸腾炉⑵ 空气生成SO 3 （氧化）接触室⑶98%浓 硫酸 生成H 2SO 4 （吸收）SO 3+ H 2O ＝H 2SO 4 （用98%浓硫酸吸收）吸收塔1、热交换器的作用：在SO 2接触氧化时，用放出的热量来加热未起反应的SO 2和空气，这样可充分利用热能，节约燃料。

2、吸收SO 3不用水而用浓硫酸，是因为用水做吸收剂容易形成酸雾，且吸收速度慢。

3、在吸收塔内，上升的SO 3气体和下降的浓硫酸形成逆流。

七、几种重要的硫酸盐（教材P 93）CaSO 4·2H 2O （生）石膏 2CaSO 4·H 2O 熟石膏BaSO 4俗称重晶石或钡餐 FeSO 4·7H 2O 绿矾 CuSO 4·5H 2O 胆矾或蓝矾 KAl(SO 4)2·12H 2O 明矾硫和含硫化合物的相专转化一、单质硫 1、物理性质俗称 颜色状态 溶解性 水 酒精 CS 2 硫黄淡黄色晶体不溶微溶易溶2、化学性质： Fe ＋SFeS 2Cu ＋S Cu 2S Hg ＋S ＝HgSS ＋O 2===点燃SO 2（S 燃烧只产生SO 2，不产生SO 3） H 2＋S H 2S 注意：（1）硫在空气中燃烧，产生淡蓝色火焰；在纯氧中剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰。

（2）单质硫燃烧时，产物只能是SO 2。

无论O 2的量是否充足，均不会生成SO 3。

（3）硫单质的氧化性较弱，与变价金属反应时一般生成低价态金属硫化物。

（4）汞蒸气有毒，实验室里不慎洒落一些汞，可撒上硫粉进行处理。

3S ＋6NaOH ＝2Na 2S ＋Na 2SO 3＋3H 2O实验室中，残留在试管内壁上的硫可用CS 2溶解除去，也可用热的NaOH 溶液除去。

3、用途：生产硫酸、生产石硫合剂、制硫黄皂等。

二、一些反应：2Na 2SO 3＋O 2＝2Na 2SO 4Na 2SO 3＋H 2SO 4＝Na 2SO 4＋SO 2 ↑＋H 2O （制取SO 2气体） FeS ＋H 2SO 4＝FeSO 4＋H 2S↑（制取H 2S 气体） 三、自然界中硫元素有硫单质也有硫的化合物。