1、專題四 硫、氮和可持續發展一、含硫化合物的性質和應用：1、SO2 的性質及其應用：（1）物理性質：通常為無色、有毒氣體，具有刺激性氣味，密度比空氣大，易溶于水（常溫常壓下一體積水能溶解40體積SO2），易液化（沸點為-10）。是嚴重的大氣污染物。備注：大氣污染物通常包括：SO2、CO、氮的氧化物、烴、固體顆粒物（飄塵）等。（2）化學性質： SO2 是酸性氧化物： 還原性：SO2中S為+4價，可與強氧化劑（如氧氣等）反應生成+6價的S：1）2）能使溴水褪色： SO2 + Br2 + 2H2O =H2SO4 +2HBr3）與H2O2反應： SO2 + H2O2 = H2SO44）SO2在水溶液中能

2、被KMnO4（H+）、Cl2、Fe3+、HNO3等氧化，歸納如下（都在通常條件下進行）： 氧化性：SO2中S為+4價，可以降低，表現出氧化性，但氧化性很弱：SO2 + 2H2S =3S+ 2H2O 漂白性：SO2可與某些有色物質反應，生成不穩定的無色物質，加熱時這些無色物質又會發生分解，從而恢復原來的顏色，即漂白作用是可逆的。常用于實驗室對 SO2 氣體的檢驗備注：漂白原理類型：吸附型：活性炭漂白活性炭吸附色素（包括膠體） 強氧化型：HClO、O3、H2、Na2O2 等強氧化劑漂白將有色物質氧化，不可逆 化合型：SO2 漂白與有色物質化合，可逆（3）酸雨硫酸型酸雨：1）硫酸型酸雨的形成：PH值

3、小于5.6的雨水叫酸雨。含硫酸的酸雨稱硫酸型酸雨；含硝酸的酸雨稱硝酸型酸雨。硫酸型酸雨的形成途徑： 空氣中的二氧化硫，在光照、煙塵中的金屬氧化物等作用下，和氧氣生成三氧化硫，溶于水后形成硫酸： 空氣中的二氧化硫直接溶于水并生成亞硫酸，亞硫酸具有較強的還原性，在空氣中的氧氣作用下生成硫酸：SO2 + H2O H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO42）空氣中二氧化硫的來源：主要是化石燃料的燃燒。另外還來源于含硫金屬礦石的冶煉、硫酸工廠釋放的尾氣等。3）脫硫措施： 石灰石-石膏法脫硫（鈣基固硫法）：CaO + SO2 CaSO3， SO2 + Ca(OH)2 CaSO3 + H2O，2

4、CaSO3 + O2 2CaSO4 氨水脫硫：SO2 + 2NH3+H2O(NH4)2SO3， 2(NH4)2SO3 + O2 2(NH4)2SO4上述方法既可除去二氧化硫，還可以得到副產品石膏（CaSO42H2O）和硫酸銨（一種化肥）2、硫酸的制備和性質：（1）硫酸的工業制法：接觸法制硫酸 三原料、三階段、三反應、三設備：熱交換器的作用：預熱SO2和O2，降低SO3的溫度，便于被吸收。98.3%濃硫酸的作用：如果直接用水吸收SO3，SO3與水反應放熱，會形成酸霧，不利于SO3的吸收。所以用98.3%的濃硫酸吸收SO3，得到發煙硫酸。尾氣中SO2的處理：用氨水處理后，再用硫酸處理： SO2 +

5、 2NH3+H2O(NH4)2SO3， SO2 + NH3+H2ONH4HSO3（2）硫酸的物理性質： 無色、黏稠、油狀液體。硫酸易溶于水，溶解時放出大量的熱。98.3%的濃硫酸沸點為338，屬于典型的難揮發性酸，密度為1.84gcm-3。 濃硫酸難揮發，故可以制取易揮發性酸，如：（1） 稀硫酸的化學性質：具有酸的通性：使指示劑變色、與堿、堿性氧化物、活潑金屬、鹽都能反應。如：Fe2O3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3H2O 可用于酸洗除銹（2） 濃硫酸的特性： 熱點鏈接：如何稀釋濃H2SO4 在稀釋濃H2SO4時,應將濃H2SO4沿玻璃棒緩緩地倒入燒杯的水中,并不斷攪拌,使產生

6、的熱量迅速地擴散.(若將水倒入濃H2SO4中,濃H2SO4密度比水大,溶解時的放熱作用使水沸騰而使H2SO4濺出)。 吸水性：濃硫酸具有吸水性，通?？捎米髦行詺怏w和酸性氣體的干燥劑，如H2、O2、CO2、Cl2、HCl等。還可以奪取結晶水合物中的水。備注：濃硫酸不能干燥堿性氣體（如氨氣）和還原性氣體（如H2S、H2、HBr等）。 脫水性：濃硫酸能將有機物中 H、O 按照 21 的比例脫出，生成水，是有機物變黑。濃硫酸可用作許多有機反應的脫水劑和催化劑。C12H22O1112C+11H2O 強氧化性：1）濃硫酸可以將許多金屬氧化（鋁、鐵、鉑、金除外）：金屬 + 濃硫酸 硫酸鹽 + SO2+ H2

7、O 濃硫酸的氧化性比稀硫酸強：其強氧化性由+6 價的 S 引起，而稀硫酸的氧化性由 H+引起 （故只能氧化金屬活動順序表中 H 前面的金屬）。備注：上述反應中，Cu是還原劑，H2SO4是氧化劑。H2SO4既表現了氧化性，又表現了酸性，表現氧化性和酸性H2SO4的分子格式比為1:1。隨著反應進行濃硫酸變為稀硫酸后反應就停止。 2）濃硫酸在一定條件下，也可以和一些非金屬反應，如C、S、P等。濃H2SO4的還原產物通常為SO2。正是由于濃H2SO4的氧化性，所以濃H2SO4與金屬反應均沒有H2產生，也不能用濃H2SO4制備（或干燥）一些還原性氣體，如：HI、H2S等。3）與低價非金屬元素的化合物反應

8、： H2S + H2SO4 (濃) =S+ SO2+2H2O 2HI + H2SO4 (濃) =I2+ SO2+2H2O 2HBr + H2SO4 (濃) =Br2+ SO2+2H2O（5）幾種重要的硫酸鹽：（6）濃硫酸和稀硫酸的鑒別方法：1）:取等重量的樣品，放置在天平兩端，并暴露在空氣中，下沉一端為濃硫酸。因為濃硫酸具有吸水性，吸收空氣中的水 2）：取樣，將樣品倒入水中，并插入溫度計，升溫的一個是濃硫酸。 3）：插入鐵片，沒什么現象的是濃硫酸，持續冒氣泡的是稀硫酸。因為濃硫酸有強氧化性，使鐵鈍化，阻止兩者反應，稀硫酸則不能。所以可用鐵器裝濃硫酸。 4）：放入炭塊，膨脹的是濃硫酸，沒反應的是

9、稀硫酸。因為濃硫酸具有吸水性。 5）：插入銅片，反應并生成刺激性氣味的是濃硫酸，沒反應的是稀硫酸。同樣因為濃硫酸有強氧化性。 6）：取等體積樣平，密封放在天平兩端，重的是濃硫酸。因為濃硫酸密度較大。 7）：晃動觀察，稠的是濃硫酸，透明均一的是稀硫酸 。 8）：放入5水硫酸銅，顏色退去的是濃硫酸 ，沒反應的是稀硫酸 。同樣因為濃硫酸 具有吸水性。3、硫和含硫化合物的相互轉化：（1）硫的存在及物理性質：硫以游離態（火山口附近或地殼的巖層里）和化合態（硫化物和硫酸鹽）存在。硫是淡黃色松脆的晶體，俗名硫磺，熔點112.8，沸點444.6，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2.（2）不同價態的硫的化合物

10、-2 價：H2S、Na2S、FeS；+4 價：SO2、H2SO3、Na2SO3+6 價：SO3、H2SO4、Na2SO4、BaSO4、CaSO4 、FeSO4 （3）通過氧化還原反應實現含不同價態硫元素的物質之間的轉化 反應舉例：1）-2價硫到0價硫硫化氫不完全燃燒：硫化氫通入鹵水中：H2S + X2=S + 2HX （X代表CL、Br、I）現象：鹵水溶液褪色，產生淡黃色沉淀。向Na2S溶液中通入氯氣：Na2S + Cl2 =2NaCl +S2）0價硫到-2價硫與金屬反應：S + 2Na = Na2S，將S和Na混合，研磨可爆炸。S + Hg =HgS 在常溫下進行，常用于除去撒落的汞，且汞顯

11、高價。與非金屬反應：3）0價硫到+4價硫：4）+4價硫到0價硫： SO2 + H2S =3S+ 2H2O5）+4價硫到+6價硫：SO2 +X2 + H2O = H2SO4 + 2HX （X代表CL、Br、I）2H2SO2 +O2 = 2H2SO4 （酸雨的酸性由弱變強的原因）6）+6價硫到+4價硫：濃硫酸被還原，一般生成SO2?？偨Y：硫和含硫化合物相互轉化的規律： 鄰位轉化規律：-2價S 0價S +4價S +6價S 越位轉化的特例： 相鄰價態不發生氧化還原反應：如二氧化硫與濃硫酸不反應，故實驗室可用濃硫酸干燥二氧化硫氣體。 歸中反應規律：（4）含硫化合物間通過非氧化還原反應相互轉化： FeS

12、+ H2SO4（?。?FeSO4 + H2S，FeS + 2H+=Fe2+ + H2S 實驗室制備H2S氣體，采用固-液反應不加熱制氣體裝置或啟普發生器）。 H2S有毒，有臭雞蛋氣味，易溶于水，其水溶液叫氫硫酸。 H2S + 2NaOH =Na2S+ 2H2O實驗室中常用NaOH溶液吸收多余的H2S氣體，防止空氣污染。 Na2SO3 + H2SO4（濃）= Na2SO4 + SO2+ H2O實驗室或工業上制取SO2的原理。 Na2SO3 + H2SO4（?。? Na2SO4 + SO2+ H2O不用稀硫酸制取SO2的原因是SO2在稀硫酸中溶解度較大。二、生產生活中的含氮化合物：1、氮氧化物的產

13、生及轉化 （1）氮氣： 存在：氮氣約占空氣總體積的78%。 物理性質：純凈的氮氣是無色無味的氣體，密度比空氣稍小，難溶于水。 化學性質：N2分子結構穩定，化學性質不活潑，但在特定條件下會發生化學反應： 所以雷雨會生成NO。氮氣主要有以下三方面的應用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保護氣（填充燈泡、保鮮水果、糧食的保存等）；冷凍劑（超低溫手術、超導材料的低溫環境等）。（2）氮氧化物： NO：無色無味的有毒氣體（中毒原理與 CO 相同），密度略小于空氣，微溶于水。在通常情況下易被氧氣氧化為NO2：2NO + O2=2NO2 NO2：紅棕色的具有刺激性氣味的有毒氣體，密度比空氣大，能溶于水。氧化性較

14、強，易與水、堿等反應：3 NO2+H2O=2HNO3+NO 2 NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O NO2 + 2KI =I2 + 2KNO2（能使濕潤的淀粉碘化鉀試紙變藍）2NO2 N2O4(NO2和N2O4之間可相互轉化，故通常測得NO2的相對分子質量大于其實際值。)氮氧化物有：N2O，NO, N2O3，NO2，N2O4，N2O5，其中N2O3是HNO2（亞硝酸）的酸酐，N2O5是HNO3的酸酐。（3）硝酸型酸雨： 形成原理：3 NO2+H2O=2HNO3+NO NO + NO2+H2O=2HNO2 主要來源：氮肥的生產、金屬冶煉、汽車尾氣等。 防治措施：1

15、） 為汽車安裝尾氣轉換裝置，將汽車尾氣中的NO和CO轉化成N2和CO2：2） 對生產氮肥、硝酸的工廠尾氣處理：2 NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O NO + NO2+ 2NaOH =2 NaNO2 + H2O2、氮肥的生產和使用 （1）氨氣的物理性質：常態下是無色、有刺激性氣味的氣體，極易溶于水（1:700），溶于水顯堿性，能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍。易揮發，易液化，液化時放出大量的熱。液態氨汽化時吸收大量的熱，使其周圍物質的溫度急劇下降，故液氨常用作制冷劑。氨水應在陰涼處保存。雨天、烈日下不宜施用氨態氮肥。（2）氨氣的化學性質： 與水反應：NH3+H2ONH

16、3H2ONH4OH噴泉實驗：在干燥的燒瓶內充滿氨氣，塞上待遇玻璃管和膠頭滴管的膠塞，玻璃管的下端插入滴有酚酞的水溶液中，打開橡皮管上的止水夾，擠壓膠頭滴管。 現象：燒杯中的水迅速進入燒瓶內，形成紅色噴泉，最后燒瓶內充滿紅色液體。 結論：氨氣在水中溶解又多又快，使燒瓶內壓強小于外界大氣壓，從而形成噴泉；酚酞試液顯紅色說明氨氣的水溶液顯堿性。 與酸反應：NH3 +HCl=NH4Cl（產生白煙，是NH4Cl固體小顆粒，這可以檢驗氨氣的存在。）2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 具有還原性： 制備硝酸： 2 NH3 + 3Cl2 =N2 + 6HCl（NH3少量） 8 NH3 + 3Cl2 =N

17、2 + 6 NH4Cl（NH3過量）（3）氨水的成分及性質： 氨水所含的微粒有：H2O，NH3，NH3H2O，以及少量的NH3H2O電離出的NH4+ 和 OH-，少量水電離出的H+和OH- 氨水易揮發逸出氨氣，可用于檢驗濃鹽酸、濃硝酸等揮發性酸，反應是形成白煙。（4）NH3的制備： 工業上合成氨： 實驗室制取氨氣：化學藥品：氯化銨晶體，熟石灰固體。集氣方法：向下排空氣法驗滿：1）將濕潤的紅色石蕊試紙放在試管口，試紙變藍。 2）將蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近試管口，產生白煙。干燥方法：可用堿石灰、生石灰、硅膠等干燥劑；氨氣溶于水顯堿性，不能用濃硫酸、五氧化二磷等干燥。（2）銨鹽： 物理性質：易溶于水，

18、大多數是無色晶體。 化學性質：A、銨鹽受熱易分解為氨氣和對應的酸，故應保存在陰涼處：1）若該酸不穩定，則繼續分解，如：該反應式可用于NH4Cl的提純.2）如生成的酸為氧化性酸，則該酸不會與氨氣發生氧化還原反應，如NH4NO3受熱分解較復雜：（NH4）2SO42NH3+H2SO4 B、銨鹽與堿反應放出氨氣，可利用該性質檢驗銨根離子NH4+的存在。銨鹽屬于銨態氮肥，在施用銨態氮肥時，要避免與堿性肥料混合施用。 NH4+的檢驗： 1） NaOH溶液法：待檢物為固體液體均可。取少量待檢樣品配成水溶液，向其中加入足量NaOH溶液，用酒精燈微熱，如產生刺激性氣味的其他或能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體，則為銨鹽。2） 堿石灰法：待檢物必須為固體取少量待檢樣品固體與堿石灰混合，在研缽中研磨，若產生刺激性氣味的其他或能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體，則為銨鹽。三、硝酸的性質： 1、物理性質：無色，具有揮發性的液體，沸點83，有刺激性氣味，易溶于水?！鞍l煙硝酸”是指含HNO3質量分數在98%以上的濃硝酸，揮發出的HNO3在空氣中產生“發煙”現象。 2.化學性質： （1）是一種強氧化性的酸，絕大多數金屬及許多非金屬