第4章 第3讲 硫及其化合物-【金版教程】2024高考化学一轮复习创新方案word（新教材，创新版）

第3讲　硫及其化合物 [复习目标]　1.了解硫元素的存在。2.掌握硫及其重要化合物的主要性质、相互转化及应用。3.了解硫及其重要化合物对环境质量的影响。4.了解硫酸的工业制法。5.掌握SO的检验方法。 一、硫及其氧化物 1.单质硫 (1)硫元素的存在 存在形态 形式 实例 游离态 单质硫 火山喷口附近或地壳的岩层里 化合态 硫化物、硫酸盐等 黄铁矿 黄铜矿 石膏 芒硝 FeS2 CuFeS2 CaSO4· 2H2O Na2SO4· 10H2O (2)硫的物理性质 俗名 色、态 密度 溶解性 硫黄 黄色晶体，质脆 2.06 g·cm－3 难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳 (3)硫的化学性质 从硫元素的化合价分析，硫单质中硫元素显0价，处于硫元素的中间价态，既具有氧化性又具有还原性。 [提醒]　 (1)无论O2是过量还是不足，硫在O2中燃烧的产物都是SO2而不是SO3。 (2)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(Hg＋S===HgS)。 (3)实验室中，残留在试管内壁上的硫可用CS2溶解除去，也可用热的NaOH溶液除去。 2．二氧化硫 (1)物理性质：SO2是一种无色、有刺激性气味的有毒气体；密度比空气大；易溶于水，常温下，1体积水大约能溶解40体积SO2。 (2)化学性质(反应用化学或离子方程式表示) ①酸性氧化物的通性 a．SO2能使紫色石蕊试液变红色。 b.与H2O反应：SO2＋H2OH2SO3。 c．与碱反应 NaOH足量：SO2＋2OH－===SO＋H2O。 NaOH少量：SO2＋OH－===HSO。 d.与碱性氧化物反应：CaO＋SO2CaSO3。 ②氧化性(如与H2S溶液反应)：_SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O(生成淡黄色沉淀)。 ③还原性 a．与O2反应：2SO2＋O22SO3。 b．使溴水褪色：SO2＋Br2＋2H2O===H2SO4＋2HBr。 c.使酸性KMnO4溶液褪色：5SO2＋2MnO＋2H2O===5SO＋2Mn2＋＋4H＋。 d．与FeCl3溶液反应：SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO＋2Fe2＋＋4H＋。 e．与H2O2溶液反应：SO2＋H2O2===H2SO4。 ④漂白性：SO2可使品红溶液褪色，加热后，溶液由无色变为红色，常用于检验SO2。 (3)用途 ①漂白纸浆、毛、丝等。 ②杀菌消毒。 ③作食品添加剂。食品中添加适量的SO2可起到防腐和抗氧化等作用。 [提醒] (1)SO2具有漂白性，其漂白原理和HClO的漂白原理不同。SO2是与有色物质化合生成不稳定的无色物质，加热或日久复原，而HClO是利用其强氧化性把有色物质氧化为无色物质。 (2)SO2不能漂白酸碱指示剂，能使紫色石蕊试液变红色，但不能使之褪色。 (3)SO2能使溴水、酸性KMnO4溶液褪色，体现了SO2的还原性，而不是漂白性。 (4)SO2通入BaCl2溶液中不会产生沉淀。 3．三氧化硫 (1)物理性质：标准状况下，SO3是易升华的无色晶体，常温下为液体。 (2)化学性质(酸性氧化物的通性) ①与水剧烈化合生成硫酸并放出大量的热：SO3＋H2O===H2SO4。 ②与碱性氧化物(CaO)反应生成盐：SO3＋CaO===CaSO4。 ③与碱[Ca(OH)2]反应生成盐和水：SO3＋Ca(OH)2===CaSO4↓＋H2O。 4．硫的氧化物的污染与治理 (1)硫的氧化物的来源、危害及治理 (2)硫酸型酸雨的形成 ①途径1：空气中飘尘的催化作用，使2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O===H2SO4。 ②途径2：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。 5．硫化氢(H2S) (1)物理性质：硫化氢是无色、有臭鸡蛋气味的气体，有剧毒，能溶于水(常温下约1∶2.6)，是一种大气污染物。天然气中常混有少量硫化氢。 (2)存在：某些工业废气中；腐败的鱼、肉、蛋；阴沟、粪池中。 (3)化学性质：硫化氢的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸，具有酸的通性。 判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。 (1)硫在自然界中仅以化合态存在。(×) 错因：在火山喷口附近或地壳的岩层里存在游离态的硫。 (2)除去附着在试管内壁上的硫，可用酒精洗涤。(×) 错因：硫微溶于酒精，不能用酒精洗涤。 (3)将SO2通入紫色石蕊溶液中先变红后褪色。(×) 错因：SO2不能漂白酸碱指示剂。 (4)SO2具有氧化性，可用于漂白纸浆。(×) 错因：SO2的漂白性是因为其与有色物质结合生成不稳定的无色物质，不是因其具有氧化性。 (5)二氧化硫可广泛用于食品的增白。(×) 错因：二氧化硫不可广泛用于食品的增白，否则会导致人体肝肾的损伤。 (6