第三单元 硫、氮及其循环【知识清单】-2024-2025学年高一化学单元速记·巧练（沪科版2020必修第一册）

第三单元 硫、氮及其循环 ( 01 思维导图 ) ( 02 考点速记 ) 课题1 硫及其重要化合物 1、 知识梳理 (一)除夕爆竹话硫磺 1．黑火药 (1)黑火药是我国值得骄傲的四大发明之一。把木炭粉、硫磺粉和硝酸钾按一定的比例混合，就可以制得黑火药。 (2)黑火药的合理配比为：n(S) : n(KNO3) : n(C) = 1 : 2 : 3。 (3)火药爆炸原理：点燃火药后，混合物发生迅猛的氧化还原反应，放出大量的热量并生成大量气体。气体体积急剧扩大，发生爆炸。其反应的化学方程式为： 2e S + 2KNO3 + 3C K2S + 3CO2↑+ N2↑ 10e 2．硫的性质 (1)物理性质：纯净的硫通常是一种黄色或淡黄色的固体，俗称硫磺；密度比水大；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2；硫为分子晶体，熔点112.8℃，沸点444.6℃。硫元素在地壳中的含量只有0.052%，但是硫的分布很广。 (2)化学性质：单质硫既有氧化性，又有还原性。硫元素有 -2、0、+4、+6四种常见的化合价。 ①硫通常以弱氧化性为主。如：与金属、氢气的反应。 Fe + SFeS（黑褐色） 2Cu + SCu2S（黑色） Hg + SHgS（黑色） S + H2H2S ②硫也可以表现为还原性。如：与氧气的反应。 S + O2SO2（硫在空气中点燃产生淡蓝色火焰，在纯氧气中点燃产生明亮的蓝紫色火焰） 3．硫的用途 (1)硫是动物体生长不可缺少的元素。如组成生命体的蛋白质中就有含硫的大分子。 (2)硫磺是橡胶工业的重要添加剂，是制硫酸的重要原料。 (3)硫磺有杀虫、杀螨和杀菌作用，常被用作农作物的杀菌剂和治疗皮肤病的杀菌软膏。 (4)在染色、制革、国防工业、火柴、火药、烟火等行业，都广泛用到硫和含硫化合物。 (二)令人生厌的硫化氢(H2S) 1．硫化氢的物理性质 硫化氢通常为有臭鸡蛋气味的无色气体，有毒，当空气中含有0.1%的硫化氢时，就会使人感到头疼、眩晕，吸入大量硫化氢会使人昏迷或死亡。动植物体内均含硫，腐败时会产生硫化氢气体。硫化氢标准状况下的密度为1. 518 g/L，比空气重。1体积水能溶解2.6体积硫化氢气体。硫化氢的水溶液叫氢硫酸，显弱酸性。 2．硫化氢的化学性质 (1)热稳定性 硫化氢在较高温度时易分解成氢气和硫。 H2SH2 + S↓ (2)还原性 硫化氢中的硫显-2价，在化学反应中容易失去电子，故硫化氢的还原性较强。硫化氢显示还原性的几个典型反应为： 2H2S + O22S↓+ 2H2O(H2S在空气中不完全燃烧) 2H2S + 3O22SO2 + 2H2O(H2S在空气中完全燃烧，并伴有淡蓝色火焰) (三)SO2的性质 1．SO2的物理性质 二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大（收集时用向上排空气法），易溶于水，通常情况下1体积水能溶解40体积的二氧化硫。 2．SO2的化学性质 (1) SO2与水反应：SO2 + H2O⇌H2SO3 【注意】亚硫酸(H2SO3)是一种弱酸，不稳定，易分解。SO2是H2SO3的酸酐，为酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性：除与H2O反应外，还与酸碱指示剂、碱性氧化物、碱及某些盐反应。 SO2 + CaO = CaSO3 SO2 + 2NaOH(过量) = Na2SO3 + H2O SO2 + NaOH(少量) = NaHSO3 SO2 + Na2SO3 +H2O = 2 NaHSO3与CO2 + Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3相似 (2) SO2的氧化性与还原性： 二氧化硫中硫元素的化合价处于+4价，为中间价态，在反应中即可作氧化剂，也可作还原剂： 2 氧化性：SO2 + 2H2S3S↓+ H2O ②还原性：2SO2 + O2⇌2SO3 3．SO2的用途 (1)作漂白剂和去污剂。工业上常用SO2漂白纸浆、毛、丝、草编制品等； (2)制SO3的主要原料； (3)杀菌消毒； (4)作食物和干果的防腐剂。 (5)SO2是重要的冷冻介质之一。 (四)酸雨 1．酸雨 未污染的雨水的pH一般小于7大于5.6，这是由于溶解了二氧化碳气体的缘故。如果其他酸性污染物也溶于雨水中，雨水的pH明显下降。当雨水的pH小于5.6时，我们就称它为“酸雨”。 2．酸雨的成因 酸雨中的酸度主要是由硫酸和硝酸所致，其中硫酸一般比硝酸多，称硫酸型酸雨。其成因较复杂，一般认为有两种可能： (1) SO2溶于水生成H2SO3，H2SO3被缓慢氧化成硫酸： SO2 + H2O H2SO3，2H2 SO3 + O2 = 2H2SO4 (2) SO2在空气中的灰尘或NOx的催化下被O2氧化成SO3，SO3溶于水形成H2SO4： 2SO2 + O2⇌2SO3，SO3 + H2O = H2SO4 3．酸雨的危害 (1)酸雨使植物遭受严重侵蚀，生存受到威胁； (2)酸雨会使土壤酸化，引起农业减产； (3)酸雨容易腐蚀水泥、大理石质建筑物； (4)酸雨侵蚀钢铁制品，使钢铁表面生锈； (5)酸雨危害人体健康。 4．酸雨的防治 减少酸雨的生成，必须控制空气中SO2等气体的含量。目前世界上减少二氧化硫排放量的措施主要有： (1)优先使用低硫燃料，如含硫较低的低硫煤和天然气等；(2)对煤和石油进行脱硫或对它们燃烧后形成的烟气 在排放之前除去硫的氧化物等。 (五)浓硫酸的性质 1．浓硫酸的物理性质 纯硫酸是一种无色油状的液体，难挥发，和水能以任何比例混合，同时产生大量的热。市售硫酸的质量分数有92. 5%和98%两种。当浓硫酸吸收了大量的三氧化硫后，就成了发烟硫酸。 【注意】(1)由于浓H2SO4溶于水放出大量的热，故溶解浓硫酸时只能将，浓硫酸沿器壁缓缓注入水中，并不断用玻璃棒搅拌： (2)如果不慎将浓硫酸溅在皮肤上，应先用大量水冲洗，再涂上小苏打溶液。 2．硫酸的化学性质 (1)稀硫酸具有酸的通性 硫酸在水中发生电离： H2SO4 = 2H+ +SO42-，硫酸的酸性实际上是溶液中H+的性质。 ①稀硫酸使石蕊试液变红色。 ②稀硫酸 + 活泼金属 = 硫酸盐 + 氢气 ③稀硫酸 + 碱性氧化物 = 硫酸盐 + 水 ④稀硫酸 + 碱 = 硫酸盐 + 水 ⑤稀硫酸 + 盐 = 硫酸盐 + 新酸 (2)浓硫酸的特性 浓硫酸除具有酸性外，还具有以下特性： ①吸水性 浓硫酸有强烈吸收游离水的作用（这里所指的游离水包括空气中的水蒸气及物质表面吸附的湿存水），同 时放出大量的热。工厂和实验室常用浓硫酸作干燥剂。 【注意】A．浓H2SO4只能作与之不反应气体的干燥剂。根据浓H2SO4的性质：ⓐ酸性，ⓑ强氧化性，浓硫酸只能干燥酸性、中性且无强还原性的气体，如Cl2、HCl、SO2、O2、N2、CO2、CO、H2等；不能干燥碱性或强还原性气体，如NH3、H2S、HI、HBr等。 B．用浓硫酸干燥气体的装置——洗气瓶。（如右图所示） ②脱水性 浓硫酸能将许多有机化合物中的氢、氧元素按原子数2:1夺取出来，这就是浓硫酸的脱水性。如浓硫酸能使某些含C、H、O的有机化合物碳化。 ③强氧化性 浓硫酸中+6价的硫元素会夺取电子（呈现强氧化性），一般被还原成+4价硫元素的化合物(SO2)，所以浓硫酸称为强氧化性酸。 例如木炭及铜都不跟稀硫酸反应，但它们都能跟浓硫酸发生反应。 C + 2H2SO4（浓）CO2↑+2SO2↑+ 2H2O Cu + 2H2SO4（浓）CuSO4 + SO2↑+2H2O 【注意】条件不同，反应产物也不同。例如在加热条件下，浓硫酸能跟大多数金属起反应，生成相应的硫酸盐、二氧化硫和水。在常温下，浓硫酸跟某些金属（如铁、铝）接触时，能够在金属表面生成一层致密的氧化物，从而阻止内部金属继续跟浓硫酸发生反应。这种现象称为“钝化”。因此，冷的浓硫酸可以用铁或铝的容器贮存。 3．浓硫酸的用途 (1)硫酸是最重要的化工原料之一，它具有较高的沸点，用浓硫酸能制得盐酸、硝酸和其他一些强酸。 NaCl + H2SO4（浓）NaHSO4 + HCl↑ NaNO3 + H2SO4（浓）NaHSO4 + HNO3↑ (2)在化肥生产上，硫酸主要用来制造磷肥； (3)在日用化工生产中，硫酸常用于合成洗涤剂； (4)利用硫酸的高沸点，可以制取挥发性的酸，如氢氟酸等。 (5)硫酸还用来制备各种药物、农药、染料和精炼石油等。 (六)常见的硫酸盐 1．几种重要的硫酸盐 硫酸盐 结晶水合物 俗名 主要用途 BaSO4 — 重晶石 作白色颜料、“钡餐” CaSO4 CaSO4·2H2O 2 CaSO4·H2O 生石膏（石膏） 熟石膏 制粉笔、模型、雕像、石膏绷带，水泥生产 CaSO4·2H2O = 2CaSO4·H2O+3H2O CuSO4 CuSO4·5H2O 蓝矾、胆矾 制农药、电镀液、检验酒精中是否含有少量水、制备各种含铜化合物 KAl(SO4)2 KAl(SO4)2·12H2O 明矾 净水剂 2．SO42-的检验 检验某未知溶液中是否含有SO42-，这不是一个简单问题。它涉及试剂选择和操作程序两个关键点的合理 组合。因为，除应考虑Ag+。的常规干扰外，还必须考虑SO32-、CO32-、PO43-等离子的干扰。 (1)原理：利用Ba2+ + SO42- = BaSO4↓(白色)，BaSO4具有不溶于盐酸、硝酸的特性。 (2)试剂：可溶性钡盐BaCl2或Ba(NO3)2；或Ba(OH)2溶液；盐酸或稀硝酸。 (3)检验的关键：既要注意试剂的选择，又要注意操作顺序的优化，方能排除干扰离子的误导，全面考虑，综合分析，正确推导。 (4)检验的方法 其一：先加检验试剂，后对沉淀酸化； 其二：先酸化，再加检验试剂： 待测液， 出现沉淀：过滤后所得滤液中再滴加BaCl2或Ba(NO3)2溶液白色沉淀：含SO42- 不出现沉淀：再加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液 后又出现，白色沉淀：一定含SO42- 欲使鉴定结果准确无误，关键在于试剂选择和操作程序上均须注意其科学性。所以，最合理的鉴定方法应该是：向未知液加入适量HCl(除去Ag+、SO32-、CO32-等)；若出现白色沉淀，则应过滤，保留滤液，弃出沉淀；向滤液中或未出现沉淀的溶液中加BaCl2溶液，观察是否产生白色沉淀。若产生白色沉淀，则可证明未知液中含SO42-。 课题2 氮及其重要化合物 (一)固氮的途径 1．氮元素存在形态 空气中含大量N2，是工业生产中N2的主要来源。 2．N2的物理性质 氮气难溶于水，难液化，密度比空气略小（与空气密度相近），只能用排水法收集N2。 3．N2的化学性质 由于氮分子的键能很大，所以氮气的性质很稳定，只有在高温条件下才能发生一些化学变化。 (1)与H2的反应：N2 + 3H22NH3 (2)与O2的反应：N2 + O22NO (3)与Mg的反应：3Mg + N2Mg3N2 4．氮的固定 (1)定义：把大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程称为固氮。 (2)氮的同定的途径 ①生物固氮 豆科植物的根部常附有小根瘤，其中含有固氮菌，能把空气中游离的氮变成氨（铵态氮肥）作为养分吸收，所以这些植物可以少施肥，甚至不施肥。 ②大气同氮 闪电时，大气中的氮转化为氮的氧化物，经降水生成极稀的硝酸（硝态氮肥），渗入土壤被植物根系吸收。 N2 + O22NO 2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO 【注意】生物固氮和大气固氮统称自然固氮。 ③工业固氮 氮气和氢气在高温、高压并有催化剂存在的条件下，可以直接化合生成氨(NH3)。 N2 + 3H222NH3 工业上就是利用这个原理来合成氨的。 (二)氨气 1．物理性质 氨气是一种无色有刺激性气味的气体。密度比空气小，极易溶于水，易液化，液氨汽化时吸收大量的热，因此液氨可作制冷剂。 2．分子结构 电子式：，结构式：，分子空间构型：三角锥型，键和键之间的夹角为107°18′。 3．化学性质 (1)与水反应 NH3 + H2O⇌NH3·H2O⇌NH4+ + OH- NH3是中学化学中唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3的存在。 (2)喷泉实验 ①实验原理：如右图所示，圆底烧瓶中充满NH3，由于氨极易溶于水，挤压胶头滴管，少量的水即可溶解大量的氨(1 : 700)，导致烧瓶内压强减小，在外界大气压作用下使烧杯中滴有酚酞的水压入烧瓶，形成美丽的红色喷泉。 ②实验现象：产生红色喷泉，这是因为氨溶于水后形成碱性溶液，遇酚酞显红色。 ③喷泉实验成败的关键： a．烧瓶、预先吸液的滴管及长直玻璃管的外部都要干燥； b．气体要充满圆底烧瓶； c．瓶塞要严密，不漏气，止水夹要夹紧。 ④说明问题：a．氨极易溶于水．b．氨气的水溶液显碱性。 ⑤实验拓展：a．从喷泉实验的实验原理可知，只要烧瓶内的气体能被胶头滴管中挤出的少量液体快速吸收，使烧瓶内气体压强远远低于外界大气压，就可形成喷泉。因此理论上大多数气体都可做喷泉实验，关键是胶头滴管中的少量液体要选得合适。如： 1 2 3 4 5 烧瓶中的气体 Cl2 CO2 H2S NO2 +NO HCl 滴管中的液体 浓NaOH 浓NaOH 浓NaOH 浓NaOH H2O b．此外，若改变喷泉实验装置，也可以使某些本来不能形成喷泉的气体形成喷泉，因此要从产生喷泉的条件认识形成喷泉的本质。 (3)与酸反应 NH3 + HCl = NH4Cl(生成白烟) 2NH3 + H3SO4 = (NH4)2HSO4(俗称硫铵) NH3 + HNO3 = NH4NO3（俗称硝铵） NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3（俗称碳铵） (4)与O2反应 4NH3 + 5O24NO + 6H2O（该反应放热） 【注意】①通常状况下，氨在氧气中不反应。 ②反应条件：催化剂（如铂）、加热。 ③该反应放热。 ④该反应是工业上制硝酸的基础。 4．NH3的实验室制法及工业制法 (1)工业制法 N2 + 3H22NH3 【注意】①该反应为可逆反应，所以所得产品是NH3、N2、H2的混合物，利用NH3易液化的特点将NH3分离以后，N2、H2可循环使用。 ②原料N2可通过蒸馏液态空气获得，而原料H2一般通过焦炭与高温水蒸气反应获得，有关反应方程式为：C+H2OCO + H2，CO+H2OCO2 + H2，除去CO2即得H2。 (2)实验室制法 ①原理：固态铵盐与碱加热反应。 2NH4Cl + Ca(OH)2CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O ②发生装置：加热固体制取气体的装置，与制氧气类同。 ③干燥：在干燥管中盛放碱石灰(CaO、NaOH的混合物)作干燥剂。不能用浓硫酸、无水氯化钙作干燥剂，因CaCl2吸收氨气生成CaCl2·8NH3。 ④收集：向下排空气法。 ⑤验满：a．用湿润的红色石蕊试纸放在瓶口，若变蓝，则满；b．用蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口，若产生白烟，则满。 5．氨的用途 (1)作制冷剂；(2)制氮肥；(3)制硝酸；(4)制纯碱；(5)在有机合成工业中作原料。 (三)铵盐与化学肥料 1．铵根离子的结构与铵盐的定义 电子式为，结构式为，空间构型为正四面体型，键和键之间的夹角为109°28′。铵盐是由铵根离子和酸根离子构成的盐。在NH4+才中存在着共价键和配位键，形成铵盐的离子都是非金属元素，但铵盐属于___离子__晶体，在铵盐中存在的化学键有：离子键、共价键和配位键。铵盐都是晶体，都能溶于水。 2．铵盐的化学性质 (1)铵盐受热分解 如：NH4ClNH3↑+ HCl↑ NH4HCO3NH3↑+ H2O↑+ CO2↑ 【注意】①并不是所有的铵盐受热分解都产生NH3。 ②NH4Cl在试管中受热分解的现象与碘的升华相似。但二者有本质的差别，前者是NH4Cl分解后又化合成NH4Cl，属于化学变化过程。而后者是物理变化过程。 (2)铵盐与碱的反应 如：(NH4)2SO4 + 2NaOHNa2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O. NH4NO3 + NaOHNaNO3 + NH3↑+ H2O。 【注意】铵盐与碱共热都能产生NH3，这是铵盐的共同性质。实验室利用铵盐的这一性质来制取氨气和验根离子的存在。 3．铵盐的用途及贮存 (1)用途：铵盐可作氮肥。常用的氮肥有硝酸铵(NH4NO3)、硫酸铵[(NH4)2SO4]、碳酸氢铵(NH4HCO3)和尿素[(NH2)2CO]等。 (2)贮存：密封包装并放在阴凉通风处。 因为铵盐受热易分解。所以施肥时应将肥料埋在土下并及时灌水，以保证肥效。 4．尿素 (1)尿素[(NH2)2CO]是一种白色晶体，其中氮的质量分数为47%左右，是目前同体氮肥中含氮量最高的一种。尿素是一种中性肥料，适用于各种土壤和植物，是一种优质，高效的氮肥。尿素施入土壤后，受微生物的作用，跟水缓慢反应生成碳酸铵，因此尿素的肥效比较持久。 (2)工业上尿素的合成 2NH3 + CO2(NH2)2CO + H2O 5．化肥的利与弊及化肥的合理施用 (1)利：化学肥料为增加粮食产量，作出了重要的贡献。 (2)弊：长期使用化学肥料的土壤，容易酸化、板结。雨水的冲洗使肥料离开土壤，进入溪水、河水和湖泊进入水中的肥料会使细菌和藻类迅速生成，并会消耗水中的氧气，严重时导致水中含氧量的迅速减少，使许多水生生物死亡、腐烂，水会变黑发臭。 (3)化肥的合理施用 化学肥料的施用要适时、适地、适量，只有讲究科学种田，才能既达到农作物丰收，又减少对环境的负面影响。 课题3 硫循环和氮循环 建立人与自然的和谐关系 1．氮在自然界中的循环 2．硫在自然界中的循环 陆地中的含硫矿石被风化进入土壤，土壤中的硫可被植物吸收，或随水流进入海洋。陆地中的硫可随水流进入大海，或随火山爆发进入大气。 海洋中的硫可沉积成矿物，也可被生物体吸收。生物体中的硫在生物体死亡、腐败过程中进入土壤、大气或海洋。大气中的硫可被生物体吸收进入土壤或海洋。 ( 03 素养提升 ) 易错点辨析 （一）有关硫元素的价态变化规律 1．S的常见化合价有：-2、0、+4、+6。-2价是硫元素的最低价态，只有还原性；0价和+4价是硫元素处于中间价态，既有氧化性，又有还原性；+6价是硫元素的最高价态，只有氧化性。 2．当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态。如 3．硫元素相邻价态的微粒不发生氧化还原反应。如：S和H2S、S和SO2、SO2和浓H2SO4之间不发生氧化还原反应。 4．有时硫的化合价会发生跳位转化。如遇到强氧化剂时，；又如条件发生改变时： （二）二氧化碳和二氧化硫的性质比较 相同点 不同点 物理性质 常温下，都是无色气体，密度都大于空气 ①气味：CO2无味，SO2有刺激性气味 ②毒性：CO2无毒，SO2有毒 ③溶解性：CO2微溶于水，SO2易溶于水 ④液化：CO2难液化，SO2易液化 化学性质 都是酸性氧化物 1 都能和水反应，生成的酸不稳定，只能存在于溶液中：CO2 +H2O⇌H2CO3，SO2+ H2O⇌H2SO3 ②都能与碱反应，但用量不同，均可以生成两种盐。 SO2或CO2气体通入澄清的石灰水中，都是先生成沉淀，当气体过量时沉淀又溶解 Ca(OH)2+SO2 = CaSO3↓+H2O CaSO3+SO2+H2O =Ca(HSO3)2 Ca(OH)2+CO=CaCO3+H2O CaCO3+CO2 +H2O = Ca(HCO3)2 ①二氧化硫常表现还原性，二氧化碳表现氧化性： 2SO2+O2 2SO3 CO2+C2CO 二氧化硫能被酸性高锰酸钾溶液、氯水、溴水、碘水等氧化剂氧化，二氧化碳不能 ②二氧化硫具有漂白性，能漂白某些有色物质，二氧化碳不能 ③影响大气的结果不同：二氧化硫形成酸雨，二氧化碳引起温室效应 鉴别 ①利用二氧化硫的还原性，用酸性高锰酸钾溶液或溴水鉴别 ②利用二氧化硫的漂白性，用品红溶液鉴别 （三）常见的漂白剂及其漂白原理比较 漂白剂 HClO(Na2O2、O3、H2O2) SO2 活性炭 漂白原理 HClO(Na2O2、O3、H2O2)具有强氧化性，将有色物质氧化成无色物质 SO2能与某些有色物质化合生成不稳定的无色物质 活性炭能够吸附有色物质 特点 不可逆，褪色后的物质不能恢复到原来的颜色 可逆，褪色后的物质遇光、受热或放置一段时间会分解为原来的物质而恢复原色 变化 化学变化 化学变化 物理变化 （四）工业吸收SO2常用的方法 二氧化硫是空气中有害气体的罪魁祸首。当空气中二氧化硫的含量达到百万分之零点一至百万分之一时，植物、建筑物的结构材料就会严重受损；当达到百万分之一至百万分之十时，会引起人的呼吸道痉挛、流泪、咳嗽甚至死亡；若达到万分之一时，一切生命都会完结。因此我国规定：厂矿周围上空的空气中二氧化硫的含量不得超过0. 02 mg/L。 为了保护环境、变废为宝，世界各国采用多种方法进行烟道气脱硫，以防止空气污染，回收和利用二氧化硫。 1．“固硫”法 将生石灰跟煤均匀混合，煤燃烧时放出的SO2跟生石灰反应生成CaSO3，CaSO3再被空气氧化成CaSO4（石膏）而被“固化”，从而减少SO2向大气的排放。其反应方程式为： SO2+CaOCaSO3 2CaSO3+O22CaSO4 2．吸收法 (1)硫酸厂通常用氨水吸收二氧化硫。 SO2+2NH3+H2O = (NH4)2SO3 (NH4)2SO3+SO2+H2O=2NH4HSO3 当吸收液达到一定浓度时，再用93%的浓硫酸酸化： 2NH4HSO3+H2SO4 = (NH4)2SO4 +2SO2↑+2H2O (NH4)2SO3 +H2SO4 = (NH4)2SO4 +SO2↑+H2O 放出的二氧化硫浓度达95%以上，经液化得到液态二氧化硫，可用于制取漂白剂、消毒剂，也可用于生产硫酸。硫酸铵溶液经过结晶、分离、干燥，可用作化肥（硫铵），这样便一举数得。 (2)用纯碱溶液吸收二氧化硫。 2Na2CO3 +SO2 +H2O = 2NaHCO3+ Na2SO3 2NaHCO3 +SO2 = Na2SO3 +2CO2↑+H2O 这样吸收设备简单，效率也高，所得Na2SO3可用于造纸工业制造牛皮纸。 (3)用Na2SO3溶液吸收二氧化硫。 Na2SO3 +SO2 +H2O =2NaHSO3 2NaHSO3Na2SO3 +SO2↑+H2O↑ 得到含高浓度SO2、水蒸气的副产品，同时生成的Na2SO3还可循环使用。 此外，在减轻SO2等引起的环境污染方面，植树造林也有一定功效，特别是梧桐、臭椿吸收SO2的效果甚佳。 硝酸的制法 1、 硝酸的实验室制法：NaNO3+H2SO4（浓）NaHSO4+HNO3↑（难挥发性酸制挥发性酸） 工业制硝酸法 ⑴第一阶段：氨的催化氧化 ⑵第二阶段：NO2的生成和吸收2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO ⑶计算关系：NH3-NO-NO2-HNO3 ⑷主要设备：氧化炉 吸收塔 ⑸尾气处理：NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+H2O 2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O 2 学科网（北京）股份有限公司 $$