5.1专题01 硫及其化合物 知识清单 2024-2025学年高一下学期化学人教版（2019）必修第二册

硫及其化合物 一、硫及其单质 1.硫——重要的非金属元素 （1）硫位于元素周期表中的第三周期第ⅥA族，硫原子最外层有6个电子，在化学反应中容易得到电子，形成－2价硫的化合物。 （2）硫元素的原子半径比氯原子半径大，硫原子得电子能力比氯原子弱，硫化氢的稳定性比氯化氢弱。 （3）硫元素的非金属性比氧元素弱，在富含氧气的地表附近的含硫化合物中，硫常显＋4或＋6价，氧为－2价。 2.硫元素的存在形式 （1）主要以化合态形式存在（主要以硫化物和硫酸盐的形式存在） 黄铁矿（FeS2） 石膏（CaSO4·2H2O） 蓝矾/胆矾（CuSO4·5H2O） 绿矾（FeSO4·7H2O）--补血剂 明矾（ KAl(SO4) · 12H2O）--净水剂 （2）火山口附近以游离态形式存在 3.硫单质 （1）物理性质：①单质硫俗称硫黄，是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末，属于易燃物质。 ②难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 （2）化学性质 ① 硫的氧化性较弱，与变价金属反应时，一般生成低价态硫化物： S + 2Na == Na2S 研磨 2Ag＋S == Ag2S S + Hg == HgS（汞洒落在地面，为防止汞蒸气中毒， 可撒些硫粉覆盖） S + 2Cu == Cu2S (黑色难溶物) +1 S + Fe == FeS (黑色难溶物) +2 ② 与非金属化合：S + H2 === H2S 0 -2 硫化氢有剧毒、有臭鸡蛋气味的无色气体，受热易分解；易溶于水，其水溶液叫氢硫酸、属于二元弱酸且酸性较弱，比碳酸弱。S + O2 ==== SO2 点燃 0 +4 3S ＋ 6NaOH == 2Na2S ＋ Na2SO3 ＋ 3H2O ~ 4e- 0 -2 -4 ③ 两性（氧化+还原）： 应用：a. 氧化剂：还原剂=2：1 b. 可以用热碱洗去试管内壁残留的硫单质 ④ 特征反应：归中反应（该反应发生时，每反应1 mol S转移4 mol电子）-了解0 +4 +6 S + 2H2SO4 (浓) == 3SO2↑+ 2H2O 二、二氧化硫 实验一：SO2的物理性质 现象：液面迅速上升，最后充满试管 结论：SO2有刺激性气味，易溶于水 （1）物理性质：无色，有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水(1∶40) 实验二：SO2的化学性质 （1）酸性氧化物的通性： ① 与水反应: 正反应：化学上通常把向生成物方向进行的反应叫做正反应。逆反应：向反应物方向进行的反应叫做逆反应。可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应；在可逆反应的化学方程式中用“⇌”表示。 SO2 + H2O === H2SO3 H2SO3是一种弱酸：酸性：H2SO3 > 醋酸 > 碳酸 ② 与碱性氧化物反应 → 盐 CaSO3 + O2 == CaSO4 SO2 + CaO == CaSO3 应用：燃煤污染的治理（钙基固硫） ③ 与碱性氧化物反应 → 盐 + 水 SO2 + 2NaOH == Na2SO3 + H2O SO2 + NaOH == Na2HSO3 SO2 + Ca(OH)2 == CaSO3 ↓ + H2O 2SO2 + Ca(OH)2 == Ca(HSO3)2 ↓ 应用：实验室制取SO2可选择氢氧化钠溶液（氨水、Na2CO3溶液）吸收尾气，防止空气污染。 ④ 与某些盐反应 → 盐 SO2 ＋ NaHCO3 ＝ NaHSO3 ＋ CO2 Na2SO3＋SO2＋H2O ＝ 2NaHSO3 应用：用饱和NaHCO3溶液除去CO2中的SO2 ☆提醒 SO2与BaCl2、CaCl2盐溶液不反应 A. SO2与BaCl2溶液不反应 → 通入强氧化剂 → 产生白色沉淀BaSO4SO2＋O2 → SO3 SO2＋O2 ＋H2O → H2SO4 B. SO2与BaCl2溶液不反应 → 通入Na2S → 产生黄色沉淀SH2SO3 ＋Na2S → H2S＋ Na2SO3 SO2 ＋ H2O → H2SO3 SO2 ＋ 2H2S ＝ 3S ＋ 2H2O C. SO2与BaCl2溶液不反应 → 通入碱性溶液→ 产生白色沉淀BaSO3H2SO3 ＋BaCl2 → HCl＋BaSO3 SO2 ＋ H2O → H2SO3 CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑ D. SO2与Ba(NO3)2溶液 → 产生白色沉淀BaSO4 在酸性条件下，NO3- 氧化生成SO42-和氮的氧化物。SO2 ＋ 2H2S ＝ 3S ＋2H2O （2）SO2的氧化性（唯一能体现SO2氧化性） 现象：析出黄色浑浊 （3） SO2的还原性 O2 ，Cl2，Br2 ， H2O2 ，K2Cr2O7， HNO3， 酸性KMnO4溶液 ① 催化氧化2SO2 + O2 === 2SO3 催化剂 ② 强还原性 5SO2 ＋ 2MnO4− ＋ 2H2O ＝ 2Mn2+ ＋ 5SO42− ＋ 4H+ （紫色褪去） SO2＋H2O2 = H2SO4 SO2 + X2 + 2H2O = H2SO4 + 2HX SO2 + 2Fe3+ + 2H2O = 5SO42− + 2Fe2+＋ 4H+ （4）SO2的特性——漂白性： ① 漂白原理（结合性）：可使某些有色物质(如品红溶液、纸浆、毛、丝、草编制品）)生成不稳定的无色物质，若加热，可恢复原来的颜色。 注意：向SO2水溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液只变红不褪色；将SO2和Cl2等物质的量混合，SO2 ＋Cl2＋2H2O = H2SO4＋2HCl，从而失去漂白效果。 ② 氧化型：O3 ，O2 ，Cl2，HClO， H2O2 ， HNO3， 酸性KMnO4溶液，碘水，溴水 （5）用途：二氧化硫常用作漂白剂、杀菌消毒剂、食品添加剂。 实验一：二氧化硫的实验室制法Na2SO3（s）+ H2SO4 (浓) ═ Na2SO4 + SO2↑ + H2O (浓硫酸i （浓硫酸的酸性） 拓展： SO3的性质 （1）具有强刺激性臭味气体；常温下为液体；标准状况下为固体 （2）化学性质SO3＋H2O = H2SO4 ① 与水反应: ② 与碱性氧化物反应 → 盐SO3＋CaO = CaSO4 SO3＋Ca(OH)2 = CaSO4＋H2O ③ 与碱反应 → 盐＋水SO3＋BaCl2＋H2O = BaSO4↓＋2HCl ④ 与盐反应 → 新盐 三、硫酸和硫酸根离子的检验 一、硫酸 1.硫酸的工业制法 （1）黄铁矿为原料制取硫酸各阶段的化学方程式： ① 4FeS2＋11O2 = 2Fe2O3＋8SO2 ② 2SO2＋O2 = 2SO3 ③ SO3＋H2O===H2SO4 （2）工业上制取硫酸常用浓硫酸而不用水吸收SO3，原因是SO3与水反应为放热反应，易产生水雾，影响SO3的吸收。 2.稀硫酸具有酸的共性 H2SO4＝2H＋＋SO42－ 3.浓硫的物理性质 ① 无色、粘稠的油状液体；可与水以任意比互溶，并放出大量热量；强腐蚀性； ② 硫酸的稀释：酸入水，沿器壁，慢慢倒，不断搅拌 4.浓硫酸的特性CuSO4 + H2O CuSO4 · 5H2O 浓硫酸 （1）吸水性 现象：蓝色的硫酸铜晶体变为白色的无水硫酸铜粉末 提醒：浓硫酸能吸收空气中和物质表面的水，是物理变化，还能夺取结晶水合物中的结晶水，是化学变化。 · 可干燥中性气体（ H2、O2、CO、CH4、NO）、酸性气体（HCl、 Cl2、 SO2、 CO2等） · 不可干燥碱性气体（NH3）、还原性气体（H2S、HBr、HI等）、气态SO3（被浓硫酸吸收） （2） 脱水性：浓硫酸能把有机物中氢、氧元素按水的组成比脱去，剩余黑色的炭12C + 11H2O C12H22O11 浓硫酸 （浓硫酸的脱水性和强氧化性） 实验二：浓硫酸与铜的反应 实验现象 a试管中铜丝表面有气泡产生； b试管中的溶液逐渐变为无色；c试管中的紫色石蕊溶液逐渐变为红色；将a试管里的溶液慢慢倒入水中，溶液显蓝色 实验结论 Cu和浓硫酸反应的化学方程式： Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O 1.浓硫酸与金属反应时，既表现酸性又表现强氧化性，而与非金属反应时，只表现强氧化性。 例如：C＋2H2SO4 (浓) = CO2↑＋2SO2↑＋2H2O S＋2H2SO4 (浓) = 3SO2↑＋2H2O 2.浓硫酸与不活泼金属(如铜)反应时，随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，就不再与不活泼金属反应。 3.浓硫酸与活泼金属(如锌)反应时，开始浓硫酸表现其强氧化性，产生二氧化硫气体；当浓硫酸变为稀硫酸时，则产生的气体为氢气。 4.铁、铝与浓硫酸常温下钝化，表面形成一层致密的氧化物保护膜，加热以后发生反应。 2Fe＋6H2SO4 (浓) = Fe2(SO4)3＋3SO2↑＋6H2O 5.与还原性化合物反应，如H2S、HBr等。例如：H2S＋H2SO4(浓) = S↓＋SO2↑＋2H2O 二、硫酸根离子的检验 未知溶液 无明显现象 产生白色沉淀 原未知液中含SO 学科网（北京）股份有限公司 $$