2027届高三二轮复习化学硫及其化合物专题讲义

该高中化学高考复习讲义全面覆盖硫及其化合物核心考点，以-2到+6价态转化为主线，构建“价态—物质”双维知识网络，系统梳理硫单质、硫化氢、二氧化硫、硫酸等物质的性质、制备及转化规律。通过考点精析、典型例题（选择/推断/实验/计算）、复习策略、核心反应速查表等环节，帮助学生突破价态分析、氧化还原等难点，体现复习的系统性与针对性。 讲义突出“硫四角”转化网络构建和特性对比教学，如通过SO₂漂白性与氧化还原褪色的实验对比培养科学思维，结合浓硫酸吸水性与脱水性的辨析强化化学观念。设置分层练习与真题精讲，助力学生高效掌握高考高频考点，为教师把控复习节奏、提升学生应考能力提供有力支撑。

高中化学硫及其化合物 深度分析与专题研究 ——硫单质·硫化氢·二氧化硫·三氧化硫·硫酸·高考考点解析 编撰日期：2026年06月23日 目 录 第一章 硫元素概论——VIA族的典型成员........................3 1.1 硫的原子结构与周期表位置............................3 1.2 硫的多价态特征——从−2到+6.........................4 1.3 硫在自然界中的存在...............................5 第二章 硫单质——淡黄色的多面手............................6 2.1 硫的物理性质与同素异形体............................6 2.2 硫的化学性质——氧化性与还原性并存.......................7 第三章 硫化氢——有毒但不可忽视的−2价硫.......................9 3.1 H₂S的物理性质与毒性.............................9 3.2 H₂S的制备与化学性质.............................10 第四章 二氧化硫——硫化学的"枢纽分子"........................12 4.1 SO₂的物理性质与制备.............................12 4.2 SO₂的化学性质全景..............................13 4.3 SO₂的漂白性深度剖析.............................16 第五章 三氧化硫与硫酸——+6价硫的化学........................17 5.1 SO₃——硫酸的酸酐..............................17 5.2 浓硫酸的特性——三大特性深度解析........................18 5.3 浓硫酸与稀硫酸的性质对比............................21 5.4 SO₄²⁻的检验................................22 第六章 硫的含氧酸盐——亚硫酸盐与硫酸盐........................23 第七章 硫的转化网络——"硫四角"全景.........................25 第八章 酸雨——硫化学的环境之殇............................27 第九章 高考命题规律与考点精析.............................29 9.1 核心考点分布..................................29 9.2 常见失分点与应对策略..............................31 第十章 典型例题精讲..................................33 10.1 选择题精讲...................................33 10.2 推断题精讲...................................35 10.3 实验题精讲...................................37 10.4 计算题精讲...................................39 第十一章 知识网络与复习策略...............................41 附录 硫及其化合物核心反应方程式速查表........................43 第一章 硫元素概论——VIA族的典型成员 硫是高中化学必修课程中需要全面掌握的四种非金属元素（C、N、O、S）之一，也是唯一一种能呈现从 −2 到 +6 四种代表性氧化态的常见元素。硫及其化合物的知识以"多价态"和"氧化还原互变"为核心线索，串联起了 H₂S、S、SO₂、SO₃、H₂SO₄ 等一系列性质各异的物质。同时，硫的化合物（尤其是 SO₂ 和 H₂SO₄）在化工生产和环境问题（酸雨）中占据关键地位，是高考 STSE （科学·技术·社会·环境）题的高频素材。 1.1 硫的原子结构与周期表位置 硫（S, Sulfur）位于元素周期表第三周期第VIA族（第16族），原子序数16。作为氧族元素的第二个成员，硫的性质既表现出与氧的相似性（同族），又因拥有空的 3d 轨道而具有氧所不具备的化学行为。 硫的基态原子电子排布： S: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ = [Ne]3s²3p⁴ 最外层 3s²3p⁴ 共 6 个价电子——这是 VIA 族元素的特征。硫可以通过获得 2 个电子达到稀有气体的 8 电子构型（形成 S²⁻，−2 价），也可以通过与电负性更大的元素（O、F 等）共享电子而呈现 +4 或 +6 价。硫具有空的 3d 轨道（这是同族氧所不具备的结构特征），因此硫可以"扩展八隅体"——形成 SF₆、SO₄²⁻ 等超过 8 个价电子的物种。这是理解硫与氧化学性质差异的根本原因。 1.2 硫的多价态特征——从−2到+6 硫是高中化学中价态变化最丰富的元素之一。其四种代表性氧化态各自对应一类特征物质： 氧化态 电子构型 （仅价层示意） 代表性物质 该价态下硫的 化学性质定位 典型反应趋势 −2 （最低价） 3s²3p⁶ （八隅体） H₂S, Na₂S FeS, CuS 强还原性 （只能被氧化 不能自身再还原） S²⁻ → S → SO₂ → SO₄²⁻ 有强氧化剂存在时 可逐级氧化 0 （单质） 3s²3p⁴ S（硫黄） 既有氧化性 又有还原性 （中间价态） S + Fe → FeS（S氧化性） S + O₂ → SO₂（S还原性） +4 （中间价） 3s²3p² （部分成键） SO₂, H₂SO₃ Na₂SO₃ 以还原性为主 也有氧化性 （既可升也可降） SO₂被氧化→SO₄²⁻（主流） SO₂被还原→S（与H₂S反应） +6 （最高价） 3s²（仅剩s电子 在硫原子上） SO₃, H₂SO₄ Na₂SO₄, BaSO₄ 只有氧化性 （不能自身 再被氧化） 浓H₂SO₄被还原→SO₂ 极强条件下→S或H₂S 核心规律：从 −2 到 +6，硫的氧化态越高，氧化性越强，还原性越弱。其中 +4 价（SO₂/H₂SO₃/SO₃²⁻）处于中间价态，既可被氧化到 +6，也可被还原到 0 或 −2——这种"双向反应"能力使 +4 价硫成为硫的氧化还原化学反应网络中最为复杂的角色，也是高考的热点与难点。 1.3 硫在自然界中的存在 硫在自然界中分布广泛——游离态硫（天然硫黄）存在于火山口附近和沉积岩中，化合态硫以硫化物（黄铁矿 FeS₂、闪锌矿 ZnS、方铅矿 PbS、黄铜矿 CuFeS₂）、硫酸盐（石膏 CaSO₄·2H₂O、重晶石 BaSO₄、芒硝 Na₂SO₄·10H₂O）和有机硫（煤和石油中的有机硫化合物）等形式存在。硫是构成蛋白质（半胱氨酸、甲硫氨酸中的 −SH/−SCH₃）和多种辅酶的必要元素，是生命必需元素之一。 第二章 硫单质——淡黄色的多面手 2.1 硫的物理性质与同素异形体 硫单质通常为淡黄色固体（俗称硫黄），不溶于水，微溶于乙醇，易溶于 CS₂（二硫化碳——这是溶解硫的最常用溶剂，利用硫在 CS₂ 中的高溶解度可以将硫与其他不溶杂质分离）。硫的熔点为 115.2°C，沸点为 444.6°C。在加热过程中，硫经历了一系列有趣的状态和颜色变化——从黄色固体熔化为琥珀色流动性液体（约120°C，S₈环开始断裂），变为暗红棕色黏稠液体（约160~200°C，S₈环断裂产生长链自由基，互相缠绕使黏度剧增），最后又变稀并沸腾（约445°C，长链断裂为S₂、S₃ 等小分子），产生橙黄色蒸气。将熔融硫迅速倒入冷水中骤冷得到弹性硫（无定形硫——过冷的液态硫，保持长链结构，有弹性，久置后转变为正交硫）。 硫的三种主要同素异形体： 同素异形体 结构 稳定温度范围 特征 正交硫 （α-硫/斜方硫） S₈ 皇冠状环分子 （8个S原子组成折皱环） 室温 ~ 95.6°C 常温常压下最稳定 亮黄色晶体 密度2.07 g/cm³ 天然硫黄的主要形式 单斜硫 （β-硫） S₈ 环分子 （堆积方式不同） 95.6°C ~ 115.2°C （熔点） 浅黄色针状晶体 密度1.96 g/cm³ 从熔融硫缓慢冷却获得 弹性硫 （无定形硫） 长链 Sₙ 分子 互相缠绕 不稳定 室温下逐渐变为 正交硫 暗黄色，有弹性 熔融硫骤冷得到 不是热力学稳定态 2.2 硫的化学性质——氧化性与还原性并存 硫单质的氧化态为 0——处于 −2 与 +4/+6 之间，因此硫既可以被还原（表现氧化性，获得电子变为 S²⁻），也可以被氧化（表现还原性，失去电子变为 S⁴⁺ 或 S⁶⁺）。这种"双面性"是中间价态元素的普遍特征。 2.2.1 硫的氧化性——与非金属性较弱的元素反应 硫能将一些金属和较不活泼的非金属还原——此时硫自身获得电子变为 −2 价（S²⁻）： (1) 与金属反应——生成金属硫化物： Fe + S =加热= FeS（黑色固体——硫化亚铁） 2Cu + S =加热= Cu₂S（黑色固体——硫化亚铜） Hg + S = HgS（常温下即可研磨反应，生成黑色HgS——用于处理洒落的水银！） 2Na + S =研磨= Na₂S（研磨即爆炸性化合） 注意：硫与变价金属反应时，通常生成低价金属硫化物——如 FeS（Fe为+2而非+3）、Cu₂S（Cu为+1而非+2）。这是因为硫的氧化性较弱，不能将金属氧化至最高价态。这与 Cl₂（将Fe直接氧化为FeCl₃）形成鲜明对比。 (2) 与非金属反应——硫也表现出氧化性： H₂ + S =加热= H₂S（硫将H₂氧化为H₂S——S的氧化性在起作用） C + 2S =高温= CS₂（二硫化碳——S的氧化性使C表现为正价） 2.2.2 硫的还原性——与强氧化剂反应 硫在O₂等强氧化剂中表现还原性——自身被氧化为+4价（SO₂）或+6价（SO₃/H₂SO₄）： (1) 在空气或纯氧中燃烧： S + O₂ =点燃= SO₂（在空气中发出微弱的淡蓝色火焰，在纯氧中发出明亮的蓝紫色火焰） 这是硫最重要的反应之一——硫在空气中燃烧产生 SO₂，是工业制硫酸的第一步（"硫黄制酸法"），也是化石燃料（煤、石油含硫）燃烧时产生 SO₂ 导致酸雨的直接原因。 (2) 与浓硫酸反应（加热条件——硫的歧化？不，是浓H₂SO₄氧化硫）： S + 2H₂SO₄(浓) =加热= 3SO₂↑ + 2H₂O 这里 S(0) 被浓 H₂SO₄ 中的 S(+6) 氧化为 S(+4)（SO₂），浓硫酸自身被还原为 SO₂。 (3) 与浓硝酸反应——硫被氧化为 SO₄²⁻（+6价，一步到位）： S + 6HNO₃(浓) =加热= H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O (4) 与热碱溶液——发生歧化反应（自身氧化还原）： 3S + 6NaOH =加热= 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O 这是硫化学中最经典的歧化反应——S(0) 一部分被还原为 S²⁻(−2)，另一部分被氧化为 SO₃²⁻(+4)。注意：硫在碱中的歧化产物与 Cl₂ 在碱中的歧化（Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O）在形式上高度类似——都是单质在碱中同时被氧化和还原。 第三章 硫化氢——有毒但不可忽视的−2价硫 3.1 H₂S的物理性质与毒性 H₂S（硫化氢）是无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度大于空气（相对分子质量 34 > 29），能溶于水（常温常压下 1 体积水约溶 2.6 体积 H₂S）。H₂S 的水溶液称为氢硫酸（Hydrosulfuric Acid），是一种很弱的二元酸——酸性远弱于 H₂CO₃（H₂S: Ka₁≈1×10⁻⁷, Ka₂≈1×10⁻¹³）。 H₂S 是剧毒气体——其毒性机理是与细胞色素 c 氧化酶中的 Fe³⁺ 结合，抑制线粒体的有氧呼吸，导致细胞窒息（其毒性类似于氰化物）。在使用和制备 H₂S 时，必须在通风橱中进行。H₂S 的中毒阈值为空气中浓度约 0.02 ppm（人类嗅觉对此极其灵敏），但高浓度（>100 ppm）时会迅速麻痹嗅觉神经（闻不到臭味了），使人失去警觉——这是 H₂S 中毒最危险的特征。 3.2 H₂S的制备与化学性质 3.2.1 实验室制备 H₂S 的实验室制备也是最经典的"固液不加热"气体发生反应之一——用 FeS（固体）与稀 H₂SO₄ 或稀 HCl 反应。此反应利用了 H₂S 的挥发性（气体逸出驱动的复分解反应）： FeS + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂S↑ 注意：不能使用浓 H₂SO₄（会氧化 H₂S，产生 S 和 SO₂），不能使用 HNO₃（无论浓稀都会氧化 H₂S）。制备 H₂S 必须用非氧化性酸——常用稀 H₂SO₄ 或稀 HCl。 3.2.2 H₂S的化学性质——以还原性为核心 H₂S 和 S²⁻ 中硫是 −2 价（最低价态），因此它们只有还原性——可以被各种氧化剂氧化为 S(0)、S(+4) 甚至 S(+6)，取决于氧化剂的强弱和反应条件。 (1) 与 O₂ 反应——条件不同，氧化程度不同： ① 在空气中点燃（供给充足的 O₂）——完全氧化至 +4 价： 2H₂S + 3O₂ =点燃= 2SO₂ + 2H₂O（完全燃烧，产生 SO₂） ② 在空气不足时——不完全氧化至 0 价： 2H₂S + O₂(不足) =点燃= 2S↓ + 2H₂O（不完全燃烧，析出黄色硫固体——硫华） ③ 常温下，H₂S 溶液（氢硫酸）在空气中放置——被溶解的 O₂ 缓慢氧化： 2H₂S + O₂ = 2S↓ + 2H₂O（氢硫酸在空气中变浑浊——析出硫沉淀） (2) 与卤素反应——S²⁻ 的还原性远强于卤素离子： H₂S + Cl₂ = 2HCl + S↓（氯气将 H₂S 氧化为 S，溶液变浑浊） H₂S + Br₂ = 2HBr + S↓（溴水褪色，产生黄色浑浊） H₂S + I₂ = 2HI + S↓（碘水褪色——I₂ 被还原为 I⁻，H₂S 被氧化为 S） (3) 与 SO₂ 反应——−2价硫与+4价硫的"归中反应"（高考核心考点！）： 2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O 这是硫化学中最经典的归中反应——两种不同价态的硫（−2 和 +4）反应生成中间价态的硫（0）。现象：两种无色气体混合后，产生黄色固体（硫单质），在瓶壁上可观察到硫的沉积。此反应在高考推断题中频繁出现——"两种气体混合产生黄色固体"即为此反应。 (4) 与 Fe³⁺、KMnO₄、HNO₃ 等强氧化剂反应——氧化至更高价态： H₂S + 2Fe³⁺ = 2Fe²⁺ + S↓ + 2H⁺ 5H₂S + 2KMnO₄ + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5S↓ + 2K⁺ + 8H₂O H₂S + 8HNO₃(浓) = H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O (5) H₂S 的酸性与沉淀反应——"硫化物沉淀"在离子分离与检测中的角色： H₂S 是二元弱酸，在水溶液中分两步电离。许多金属硫化物在水中的溶解度极低——因此 H₂S （或 Na₂S 溶液）可用作金属离子的沉淀剂，产生各种颜色的硫化物沉淀： CuSO₄ + H₂S = CuS↓(黑色) + H₂SO₄ —— CuS 的 K_sp 极小（约 10⁻³⁶），即使强酸性条件下也能沉淀 ZnSO₄ + Na₂S = ZnS↓(白色) + Na₂SO₄ Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS↓(黑色) + 2HNO₃ —— 醋酸铅试纸用于检验 H₂S 或 S²⁻（变黑原理） CdSO₄ + H₂S = CdS↓(黄色) + H₂SO₄ 第四章 二氧化硫——硫化学的"枢纽分子" 如果说硫化学有一个"枢纽分子"，那一定是 SO₂。SO₂ 中硫为 +4 价——处于中间价态，既能被氧化到 +6 价（还原性），也能被还原到 0 价（氧化性）。同时，SO₂ 具有漂白性（与有色有机物生成无色加合物），其对应的酸 H₂SO₃ 既是二元弱酸又极易分解。所有这些特征，使 SO₂ 成为硫化学中性质最丰富、高考命题密度最高的核心物质。 4.1 SO₂的物理性质与制备 SO₂ 是无色、有强烈刺激性气味（类似于火柴燃烧时的气味）的气体，密度大于空气（相对分子质量 64 > 29），易溶于水（常温常压下 1 体积水约溶 40 体积 SO₂），易液化（沸点 −10°C）——因此 SO₂ 也被用作制冷剂。SO₂ 有毒——刺激呼吸道黏膜，大量吸入可致支气管炎和肺水肿。 实验室制备 SO₂ 的两种经典方法： ① Na₂SO₃ + H₂SO₄(浓) = Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O 这是制备 SO₂ 最常用和最简便的方法——固液不加热（若用较浓H₂SO₄则常温即可进行）。 ② Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 这是浓 H₂SO₄ 氧化金属铜时的副产气体——既是制备 SO₂ 的方法，也用于演示浓 H₂SO₄ 的强氧化性。 4.2 SO₂的化学性质全景 SO₂ 的化学性质可以从四个维度来系统地理解——酸性氧化物性质、氧化还原性质（双向）、漂白性质和配位性质。这四个维度之间相互关联，共同构成了 SO₂ 丰富的反应行为谱系。 4.2.1 酸性氧化物性质——"硫酐"的基本角色 SO₂ 是 H₂SO₃（亚硫酸）的酸酐，与水反应生成亚硫酸： SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃ 这是一个可逆反应——H₂SO₃ 极不稳定，仅存在于水溶液中（且不断地分解为 SO₂ + H₂O），无法以纯物质形式分离出来。H₂SO₃ 是二元弱酸（Ka₁≈1.5×10⁻², Ka₂≈1.0×10⁻⁷），酸性强于 H₂CO₃（H₂CO₃ 的 Ka₁≈4.5×10⁻⁷），但弱于 H₃PO₄。 SO₂ 与碱反应——与 NaOH 反应存在"量不同产物不同"的典型特征： SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O（SO₂少量/NaOH过量 → 正盐——亚硫酸钠） SO₂ + NaOH = NaHSO₃（SO₂过量/NaOH少量 → 酸式盐——亚硫酸氢钠） SO₂ 与碱性氧化物反应： SO₂ + CaO = CaSO₃（此反应用于"钙基固硫"——在燃煤中加入CaO吸收SO₂） 4.2.2 氧化还原性质——SO₂的双向反应能力 （一）SO₂ 的还原性（主流方向——被氧化至 +6 价）： SO₂(+4) → SO₄²⁻(+6) 的转化在热力学上是自发趋势（SO₂/SO₄²⁻ 电对的标准电极电势为 +0.17 V，表明 SO₂ 在水溶液中有一定的被氧化倾向），SO₂ 可以被多种氧化剂氧化： ① 催化氧化（工业制硫酸的核心步骤——接触法）： 2SO₂ + O₂ ⇌(V₂O₅, 400-500°C) 2SO₃ ② 被卤素单质（Cl₂, Br₂, I₂）氧化——这是 SO₂ 还原性的经典证明反应： SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr SO₂ + I₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HI 这三个反应的实验现象非常有辨识度：将 SO₂ 通入 Cl₂ 水（黄绿色）→ 褪色；通入 Br₂ 水（橙色）→ 褪色；通入 I₂ 水（棕黄色）→ 褪色。注意区分：这里褪色的本质是氧化还原反应——SO₂ 被氧化为 SO₄²⁻，卤素单质被还原为卤离子，不是 SO₂ 的漂白作用！这是高考选择题和实验题的高频区分考点。 ③ 被 Fe³⁺ 氧化——用于检验混合气体中的 SO₂： SO₂ + 2Fe³⁺ + 2H₂O = 2Fe²⁺ + SO₄²⁻ + 4H⁺（棕黄色Fe³⁺溶液 → 浅绿色Fe²⁺溶液） ④ 被 HNO₃ 氧化： 3SO₂ + 2HNO₃ + 2H₂O = 3H₂SO₄ + 2NO↑ ⑤ 被酸性 KMnO₄ 氧化——SO₂使酸性KMnO₄褪色（又是高频考点！）： 5SO₂ + 2MnO₄⁻ + 2H₂O = 2Mn²⁺ + 5SO₄²⁻ + 4H⁺ （二）SO₂ 的氧化性（次要方向——被还原至 0 或 −2 价）： 虽然 SO₂ 的主流化学行为是还原性，但在遇到更强的还原剂时，SO₂(+4) 可以充当氧化剂。最典型的反应是与 H₂S(−2价硫) 的归中反应（已在上文给出）： SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O（SO₂将H₂S氧化为S，自身被还原为S——归中反应） 4.3 SO₂的漂白性深度剖析 SO₂ 的漂白性是高考最常考查的 SO₂ 性质之一，也是概念辨析题的高频出题点。SO₂ 的漂白机理与 Na₂O₂ 和 Cl₂ 完全不同——理解这三者的区别，是解答漂白性相关问题的前提。 SO₂ 的漂白机理：品红中的有色官能团 + SO₂ + H₂O → 无色加合物（不是氧化还原！） SO₂ 能与某些有机色质（如品红——一种三苯甲烷类染料）发生加成反应，生成不稳定的无色加合物，从而使染料褪色。这种漂白不是氧化还原反应（SO₂ 中的 S 仍为 +4 价，没有被氧化或还原），而是形成了新的共价键。 SO₂ 漂白的关键特征——"可逆漂白"： 加热——无色加合物分解，颜色恢复（品红 + 热 → 又变红） 在空气中久置——无色加合物逐渐被空气中O₂氧化破坏，颜色不能完全恢复 SO₂ 的漂白能力是选择性的——只能漂白某些有机染料（如品红、靛蓝），不能漂白所有有色物质 三种漂白剂的核心对比（高考必考！）： 漂白剂 漂白机理 漂白类型 能否恢复 适用范围 典型实例 SO₂ 与有机染料生成 无色加合物 （加成反应， 非氧化还原） 可逆漂白 （加热可恢复） 加热恢复原色 （无色加合物 分解） 选择性—— 仅漂白某些 有机染料 （如品红） 品红溶液 通入SO₂→褪色 加热→恢复红色 Na₂O₂ （过氧根） 强氧化性—— O₂²⁻破坏有机染料 的发色基团 （氧化反应） 永久漂白 （不可逆） 不能恢复 （发色基团 被氧化破坏） 普遍—— 可漂白多数 有机染料 品红溶液加Na₂O₂ →褪色 加热→不恢复 Cl₂/NaClO （氯系漂白） Cl₂+H₂O→HClO HClO分解产生[O] 氧化破坏发色基团 永久漂白 （不可逆） 不能恢复 普遍—— 广泛用于 纺织品和 纸张漂白 品红溶液通Cl₂ →褪色 加热→不恢复 一个常考的考点：将 SO₂ 与 Cl₂ 混合通入水溶液中，漂白能力反而减弱甚至消失——因为两者发生了氧化还原反应：SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl，互相消耗了彼此的漂白成分。 第五章 三氧化硫与硫酸——+6价硫的化学 5.1 SO₃——硫酸的酸酐 SO₃（三氧化硫）是 H₂SO₄ 的酸酐——SO₃ + H₂O = H₂SO₄。在工业上，SO₃ 由 SO₂ 催化氧化（接触法）获得，然后被浓 H₂SO₄ 吸收生成发烟硫酸（oleum，H₂SO₄·xSO₃），再用水稀释得到所需浓度的硫酸——直接用水吸收 SO₃ 会产生大量酸雾（SO₃ 与水反应剧烈放热，使水蒸发并携带H₂SO₄ 液滴），不利于操作。 SO₃ 的基本性质： 常温下为无色固体或液体（熔点 16.8°C，沸点 44.8°C），极易挥发 SO₃ 是强酸性氧化物——与碱剧烈反应生成硫酸盐 具有强氧化性——但高中阶段对 SO₃ 本身的化学性质要求不多，主要作为联系 SO₂ 和 H₂SO₄ 的纽带 5.2 浓硫酸的特性——三大特性深度解析 硫酸是高中化学中最重要的含氧酸，也是全球产量最大的化工产品之一（年产量亿吨级）。浓硫酸（质量分数约 98%，密度约 1.84 g/mL，物质的量浓度约 18.4 mol/L）与稀硫酸在化学性质上有着质的不同——稀硫酸主要表现为强酸（H⁺ 的性质），而浓硫酸则额外具有三大特性：吸水性、脱水性和强氧化性。这三大特性的辨析是高考选择题中反复出现的内容。 5.2.1 吸水性——物理吸附自由水 浓硫酸具有强烈的吸水能力——能够吸收周围环境中的游离水分子（气态水或液态水），与 H₂O 生成水合 H₂SO₄（H₂SO₄·xH₂O），释放大量水合热。吸水性是物理化学过程——水分子与 H₂SO₄ 分子间形成氢键，没有发生氧化还原反应，水分子本身未被分解。 吸水性的应用： 用作气体干燥剂——干燥不与浓H₂SO₄反应的气体（如Cl₂, HCl, SO₂, CO₂, N₂, O₂, H₂）。不能干燥碱性气体（NH₃）和还原性气体（H₂S, HBr, HI——因为浓H₂SO₄会氧化它们） 在干燥器中放置浓H₂SO₄——保持干燥器内的低湿度 5.2.2 脱水性——化学剥离H和O（按2:1比例） 脱水性是指浓硫酸能从有机物分子中按 H₂O 的组成比（H:O=2:1）"抽取"氢原子和氧原子——使有机物脱水炭化。这是化学反应（破坏了有机物分子中的 C−H 和 C−OH 键），伴有化学键的断裂和重新组合。最常见的演示实验是"浓硫酸使蔗糖（C₁₂H₂₂O₁₁）炭化"： C₁₂H₂₂O₁₁ + 浓H₂SO₄ → 12C（黑色多孔炭柱）+ 11H₂O 现象：白色蔗糖迅速变为棕黑色，体积膨胀为多孔焦炭柱（"黑面包"实验——C₆₀H₁₂₂O₆₁ 炭化反应放出SO₂、CO₂和水蒸气推动炭柱膨胀）。伴有大量白雾（水蒸气+酸雾）和SO₂的刺激性气味（浓H₂SO₄被部分还原）。 脱水性 vs 吸水性——高考辨析要点： 比较维度 吸水性 脱水性 作用对象 游离水（自由H₂O分子） 有机物分子中的H和O （不是以H₂O形式存在的） 本质 分子间作用（氢键） → 物理化学过程 化学反应 → 破坏了有机分子的 共价键 H₂O的来源 本来就以H₂O形式存在 （湿气、结晶水等） 不是H₂O——是H原子和O原子 从有机物分子中被"抽取"出来 → 按2:1组合成H₂O 典型实例 干燥气体 （除NH₃/H₂S/HBr/HI） 蔗糖炭化 （C₁₂H₂₂O₁₁→12C+11H₂O） 纸张/棉布被浓H₂SO₄灼伤 5.2.3 强氧化性——加热条件下氧化多种物质 浓硫酸中的 S 为 +6 价（最高价态，只能被还原），浓硫酸在加热条件下表现出强氧化性。而稀硫酸中的氧化性主要来自 H⁺（+1 价），其氧化性仅体现在与活泼金属（H 之前的金属）的置换反应上，远弱于浓硫酸。 (1) 与金属反应——加热条件下，可将金属氧化至高价： 浓硫酸与金属的反应遵循一个明确的规律：金属越活泼（还原性越强），浓硫酸被还原的深度越大。 金属活泼性 浓H₂SO₄被还原产物 典型方程式 说明 活泼金属 （Zn, Fe, Mg等） SO₂（主要）+ S + H₂S （三者混合物） 3Zn+4H₂SO₄(浓,加热) =3ZnSO₄+S↓+4H₂O 4Zn+5H₂SO₄(浓,加热) =4ZnSO₄+H₂S↑+4H₂O 强还原剂将S(+6)还原 至+4/0/−2多产物并存 较不活泼金属 （Cu, Ag等） SO₂ （单一产物） Cu+2H₂SO₄(浓) =加热=CuSO₄+SO₂↑+2H₂O 金属还原性不足以 将S(+6)还原至更低 Al, Fe （常温） —— （钝化！） 常温下不反应 （表面生成致密氧化膜） 钝化——需特别强调 加热后反应发生 (2) 与非金属反应——加热条件下氧化C、S、P等非金属： C + 2H₂SO₄(浓) =加热= CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O S + 2H₂SO₄(浓) =加热= 3SO₂↑ + 2H₂O 2P + 5H₂SO₄(浓) =加热= 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O (3) 与还原性化合物反应： 2HI + H₂SO₄(浓) = I₂ + SO₂↑ + 2H₂O（不能用浓H₂SO₄干燥HI——会被氧化） H₂S + H₂SO₄(浓) = S↓ + SO₂↑ + 2H₂O 5.3 浓硫酸与稀硫酸的性质对比 比较维度 稀硫酸（~2 mol/L） 浓硫酸（~18 mol/L，98%） 主要粒子 H⁺, HSO₄⁻, SO₄²⁻, H₂O H₂SO₄ 分子（部分电离极少 含水量极低） 酸性（H⁺行为） 强酸——H⁺浓度大 与活泼金属置换出H₂ 与碱中和 H⁺浓度极小（几乎无自由水） → 酸性表现不明显 不能用于置换H₂ 氧化性 弱的氧化性—— 仅H⁺将活泼金属氧化 → 生成H₂ 强的氧化性—— S(+6)将多种物质氧化 → SO₂（或S, H₂S） +6价S体现氧化性 与金属反应 Zn+H₂SO₄(稀)=ZnSO₄+H₂↑ （金属活次序H之前） 产物为H₂ + Fe²⁺盐 Cu+2H₂SO₄(浓)=加热 =CuSO₄+SO₂↑+2H₂O （不产H₂，H之后的金属也反应） 产物为SO₂ + 高价金属盐 吸水性 无（本身是稀水溶液） 有——极强的干燥剂 脱水性 无 有——有机物炭化 腐蚀性 中等 极强（氧化+脱水+强酸 三重作用） 5.4 SO₄²⁻的检验 SO₄²⁻ 的检验是高中化学实验中的基础操作之一，但存在一个重要的干扰问题——SO₃²⁻ 和 CO₃²⁻ 也会与 Ba²⁺ 生成白色沉淀（BaSO₃、BaCO₃）。因此仅凭"加 BaCl₂ 产生白色沉淀"不能断定SO₄²⁻ 的存在——必须先加稀盐酸酸化，排除 SO₃²⁻ 和 CO₃²⁻ 的干扰。 检验 SO₄²⁻ 的标准方法——"先酸后钡"法： 第一步：取待测溶液，先加入稀盐酸（无现象——无CO₂、无SO₂产生，说明无CO₃²⁻、SO₃²⁻干扰） 第二步：再加入 BaCl₂ 溶液——若产生白色沉淀，证明含有 SO₄²⁻ Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓（白色沉淀，不溶于稀HCl、稀HNO₃） 注意：不能用稀 HNO₃ 酸化——因为 HNO₃ 具有氧化性，会将 SO₃²⁻ 氧化为 SO₄²⁻ 从而产生假阳性。也不能用 Ba(NO₃)₂ 加 HNO₃ 方案——HNO₃ 也可能将存在的 SO₃²⁻ 氧化为 SO₄²⁻。所以标准方案是：HCl 酸化 + BaCl₂。 第六章 硫的含氧酸盐——亚硫酸盐与硫酸盐 6.1 亚硫酸盐（SO₃²⁻/HSO₃⁻——+4价硫的盐） 亚硫酸盐是 H₂SO₃ 对应的盐，包括正盐（Na₂SO₃、CaSO₃ 等）和酸式盐（NaHSO₃、Ca(HSO₃)₂ 等）。亚硫酸盐中的硫是 +4 价（中间价态），因此化学性质以还原性为主导——在空气中极易被氧化为硫酸盐（+6价），这是亚硫酸盐的核心特征。 主要化学性质： 还原性——极易被空气中的O₂氧化：2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄（固体或溶液中的缓慢氧化，加热加速） 与酸反应——释放SO₂：Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂↑ + H₂O（反应迅速，有强烈刺激性气味） 与氧化剂反应——被氧化为SO₄²⁻：SO₃²⁻ + Cl₂ + H₂O = SO₄²⁻ + 2Cl⁻ + 2H⁺ 热稳定性——亚硫酸盐受热分解：4Na₂SO₃ =加热= 3Na₂SO₄ + Na₂S（注意这是歧化反应——S(+4)→一部分变为S(+6)，另一部分变为S(−2)！） 6.2 硫酸盐（SO₄²⁻——+6价硫的盐） 硫酸盐是 H₂SO₄ 对应的盐。大多数硫酸盐可溶于水，但 CaSO₄（微溶）、BaSO₄（不溶）、PbSO₄（不溶）、Ag₂SO₄（微溶）例外。 重要硫酸盐一览（高考必须掌握）： 硫酸盐 化学式 颜色/性状 溶解性 重要用途/特征 石膏 （生石膏） CaSO₄·2H₂O 白色固体 微溶于水 建筑材料 加热失水→熟石膏 2CaSO₄·H₂O（塑形后 再与水结合硬化） 熟石膏 2CaSO₄·H₂O 白色粉末 微溶 制作石膏绷带 石膏模型 重晶石 BaSO₄ 白色固体 不溶于水 不溶于酸 钡餐（医学造影） 石油钻井的加重剂 白色颜料（钡白） 芒硝 Na₂SO₄·10H₂O 白色晶体 易溶于水 造纸、制玻璃 泻药（Na₂SO₄） 绿矾 FeSO₄·7H₂O 浅绿色晶体 可溶 补血剂、水处理 还原剂 胆矾 CuSO₄·5H₂O 蓝色晶体 可溶 杀菌剂(Bordeaux液) 电镀铜 明矾 KAl(SO₄)₂ ·12H₂O 白色晶体 （或无色） 可溶 净水剂（Al³⁺水解 →Al(OH)₃胶体吸附 悬浮物） 第七章 硫的转化网络——"硫四角"全景 硫及其化合物的全部知识可以通过一个"价态—物质"双维坐标来统摄。纵轴是硫的四种氧化态（−2, 0, +4, +6），每种氧化态下对应一组物质。横轴则是各价态之间的氧化还原转化关系。掌握这个网络，就掌握了硫化学的全部化学反应脉络。 硫化物的转化网络核心方程式（按氧化态递进）： 【−2 → 0】H₂S 和硫化物的氧化： 2H₂S + O₂(不足) =点燃= 2S↓ + 2H₂O H₂S + Cl₂ = S↓ + 2HCl 2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O（归中反应——−2与+4归中到0） 【0 → +4】硫单质的氧化： S + O₂ =点燃= SO₂ 3S + 6NaOH =加热= 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O（歧化——0→−2和+4） 【+4 → +6】SO₂和亚硫酸盐的氧化： 2SO₂ + O₂ ⇌(V₂O₅, Δ) 2SO₃ SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl 2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄ 【+6 → +4】浓硫酸的还原（体现其氧化性）： Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O C + 2H₂SO₄(浓) =加热= CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O 【+6→0 或 +6→−2】极强还原剂将浓H₂SO₄深度还原： 3Zn + 4H₂SO₄(浓,加热) = 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O 4Zn + 5H₂SO₄(浓,加热) = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O 核心规律总结：在硫的氧化还原转化网络中，"归中反应"和"歧化反应"是两个最重要的概念。归中反应——不同价态的硫反应生成中间价态（如 2H₂S + SO₂ → 3S）；歧化反应——同一价态的硫一部分被氧化、一部分被还原（如 3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O；4Na₂SO₃ → 3Na₂SO₄ + Na₂S）。 第八章 酸雨——硫化学的环境之殇 酸雨是硫化学知识与社会环境问题相结合的最重要交叉点，也是高考 STSE 题的必考内容。 8.1 酸雨的成因 pH < 5.6 的降水称为酸雨（注意：pH=5.6 是"正常"雨水的 pH 下限——因为大气中的 CO₂ 溶于雨水形成 H₂CO₃，使雨水天然呈弱酸性，pH 约 5.6）。酸雨的主要成因是人类活动排放的SO₂（燃煤、冶炼含硫矿石）和 NOₓ（汽车尾气、工业废气）在大气中被氧化，形成 H₂SO₄ 和 HNO₃，随降水返回地面。 8.2 SO₂在形成酸雨过程中的化学转化 SO₂ 在大气中形成 H₂SO₄ 有三种途径： 途径一：气相氧化——被·OH自由基氧化（大气中最主要的路径）： SO₂ + ·OH → HOSO₂·（加成） HOSO₂· + O₂ → SO₃ + HO₂· SO₃ + H₂O → H₂SO₄ 途径二：液相氧化——在云滴中被H₂O₂或O₃氧化： SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃ H₂SO₃ + H₂O₂ → H₂SO₄ + H₂O（云层中的主要氧化途径） 途径三：催化氧化——被空气中的金属氧化物粉尘（Fe₂O₃, MnO₂ 等）催化氧化： 2SO₂ + O₂ + 2H₂O =催化剂(粉尘)= 2H₂SO₄ 8.3 酸雨的危害与防治 酸雨的危害是多方面的： 土壤酸化——Ca²⁺、Mg²⁺等营养元素流失，Al³⁺溶解至毒水平 → 森林退化 水体酸化——鱼类和水生生物死亡 腐蚀建筑物和文物——CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O + CO₂↑——大理石和石灰石被腐蚀 危害人体健康——SO₂ 和硫酸盐气溶胶刺激呼吸道 防治酸雨的主要措施： 源头控制——燃煤脱硫（钙基固硫：CaCO₃ =高温= CaO + CO₂↑；CaO + SO₂ + O₂ → CaSO₄） 烟气脱硫（FGD）——石灰石-石膏法：SO₂ + CaCO₃ + ½O₂ + 2H₂O → CaSO₄·2H₂O + CO₂ 发展清洁能源——减少煤炭消耗，使用天然气、核能、太阳能等 第九章 高考命题规律与考点精析 9.1 核心考点分布 考点 题型 分值 难度 频率 备考建议 硫的价态与 对应物质 选择题 2-3分 ★★ 高频 熟悉−2(H₂S)→0(S) →+4(SO₂)→+6(SO₃/H₂SO₄) 各类物质对应关系 SO₂的四重性质 （酸性氧化物/ 氧化还原/漂白/ 配位） 选择题 填空题 4-8分 ★★★★ 每年必考 （核心考点） SO₂+Cl₂+H₂O与SO₂漂白 的本质区别 SO₂使KMnO₄褪色原因 SO₂+H₂S归中反应 浓硫酸三大特性 辨析 选择题 2-4分 ★★★★ 每年必考 吸水性vs脱水性vs氧化性 概念辨析 "使蔗糖炭化=脱水性" 熟记 SO₂的漂白性 与其他漂白剂对比 选择题 2-3分 ★★★ 高频 SO₂(可逆加成) vs Na₂O₂(不可逆氧化) vs Cl₂(不可逆氧化) 加热能否恢复是判据 H₂S的还原性 与SO₂的归中 选择题 填空题 2-4分 ★★★ 高频 2H₂S+SO₂=3S↓+2H₂O 是硫推断题的"锚反应" 两种气体→黄色固体 SO₄²⁻的检验 选择题 填空题 2-4分 ★★★ 高频 "先酸后钡"—— 用盐酸而非硝酸酸化！ 排除SO₃²⁻/CO₃²⁻干扰 浓硫酸与金属 反应的计算 计算题 填空题 4-8分 ★★★★ 中高频 Cu+2H₂SO₄(浓) 不是所有H₂SO₄都 充当氧化剂—— 一部分是酸性成盐的 酸雨的形成 与防治 选择题 2-3分 ★★ 中频 （STSE） pH<5.6—酸雨定义 钙基固硫原理 烟气脱硫原理 硫的推断题 推断题 6-10分 ★★★★★ 高频 （区分度大） 以H₂S/S/SO₂/H₂SO₄ 为核心的框图推断 颜色+气味是关键线索 离子共存 （含硫） 选择题 2-3分 ★★★ 高频 SO₃²⁻+H⁺→SO₂↑ SO₃²⁻+NO₃⁻+H⁺→ SO₄²⁻+NO↑ 9.2 常见失分点与应对策略 失分点 错误表现 正确理解 SO₂使有色溶液 褪色一律归为 漂白性 SO₂使KMnO₄褪色 → 认为是漂白 SO₂使Br₂水褪色 → 认为是漂白 SO₂使KMnO₄/Br₂水褪色 本质是氧化还原反应！ SO₂的漂白性仅指与有机 染料生成无色加合物 （如品红→无色，加热恢复） 混淆吸水性 与脱水性 浓H₂SO₄使CuSO₄·5H₂O 变白→ 认为是脱水性 CuSO₄·5H₂O中的H₂O本就是 以H₂O分子形式存在的！ → 属于吸水性，不是脱水性 脱水性：H和O按2:1 从有机物分子中被"抽取" SO₄²⁻检验 用HNO₃酸化 先加Ba(NO₃)₂再 加稀HNO₃，沉淀不溶 → 断定是BaSO₄ HNO₃会将SO₃²⁻氧化为SO₄²⁻ → 若原溶液含SO₃²⁻ 会产生假阳性！ 必须用HCl酸化+BaCl₂ 浓H₂SO₄与Cu 反应中H₂SO₄ 的角色分析错 认为2 mol H₂SO₄ 全部充当氧化剂 Cu+2H₂SO₄(浓)=CuSO₄ +SO₂↑+2H₂O中 1 mol H₂SO₄作氧化剂(S→SO₂) 1 mol H₂SO₄作酸(→SO₄²⁻成盐) → 一半氧化，一半成盐 S与Fe反应 产物错写 写为2Fe+3S=Fe₂S₃ （该化合物不存在！） S氧化性弱→只能将Fe 氧化至+2价→FeS （同I₂→FeI₂ 异Cl₂→FeCl₃） H₂S制备用 浓H₂SO₄ 认为FeS+浓H₂SO₄ 也可制H₂S 浓H₂SO₄会氧化H₂S→S+SO₂ → 不能用！制备H₂S 只能用非氧化性酸 （稀H₂SO₄或稀HCl） SO₂与CO₂的 性质混淆 认为SO₂通入CaCl₂ 会产生白色沉淀 （类似CO₂通入CaCl₂） SO₂通入CaCl₂→不反应！ 因为HCl酸性强于H₂SO₃ → 弱酸不能制强酸 而CO₂通入CaCl₂也不反应 但SO₂+Ca(OH)₂→CaSO₃↓ 类比CO₂+Ca(OH)₂→CaCO₃↓ 第十章 典型例题精讲 10.1 选择题精讲 例题1：SO₂性质的多重辨析 【题目】下列有关 SO₂ 的说法正确的是（ ） A. SO₂ 使品红溶液褪色后，加热溶液颜色恢复，说明 SO₂ 的漂白是氧化还原反应 B. SO₂ 使酸性 KMnO₄ 溶液褪色，体现了 SO₂ 的漂白性 C. SO₂ 和 Cl₂ 按 1:1 混合通入品红溶液中，漂白效果增强 D. 将 SO₂ 通入 BaCl₂ 溶液中，无明显现象 【解析】 A ×：加热恢复颜色恰恰说明 SO₂ 的漂白不是氧化还原——若发生了氧化还原破坏了发色基团，加热不会恢复。SO₂ 的漂白是与有机染料生成不稳定的无色加合物（加成反应），加热后加合物分解，颜色恢复。 B ×：SO₂ 使酸性 KMnO₄ 褪色的本质是氧化还原——SO₂ 将紫色的 MnO₄⁻ 还原为无色的 Mn²⁺，SO₂ 自身被氧化为 SO₄²⁻。这不是漂白性，而是还原性！ C ×：SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl，两者互相消耗，漂白效果反而减弱甚至消失——不是增强！ D √：SO₂ 通入 BaCl₂ 溶液，若发生反应应生成 BaSO₃↓ + 2HCl，但 HCl 是强酸，H₂SO₃ 是弱酸——"弱酸不能制强酸"，因此该反应实际上不进行。当然如果向 BaCl₂ 溶液中同时通入 SO₂ 和 Cl₂（或加入 H₂O₂），则发生反应：SO₂ + Cl₂ + 2H₂O + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 4HCl——此时是氧化还原将 SO₂ 变为 SO₄²⁻ 后再沉淀。 【答案】D 例题2：浓硫酸三大特性的辨析 【题目】下列事实中，体现浓硫酸脱水性的是（ ） A. 浓硫酸使蓝色 CuSO₄·5H₂O 晶体变为白色粉末 B. 浓硫酸使蔗糖炭化变为黑色蓬松固体 C. 用浓硫酸干燥 Cl₂ D. 浓硫酸使铁在常温下钝化 【解析】 A ✗：CuSO₄·5H₂O 中的 5 个 H₂O 本来就是以结晶水形式存在的 H₂O 分子——浓硫酸将它们"吸走"→ 属于吸水性（物理化学过程），不是脱水性。 B ✓：蔗糖(C₁₂H₂₂O₁₁)中并不含有游离的 H₂O 分子。浓硫酸从蔗糖分子中"抽取"H 和 O 原子，按 H₂O(2:1)的组成比移走，使蔗糖只剩下 C（炭化）。这是典型的脱水性（化学反应——破坏了糖分子的共价键）。 C ✗：Cl₂ 气体中混合的水蒸气是游离 H₂O 分子 → 浓硫酸吸收这些水蒸气 → 属于吸水性。 D ✗：Fe 在浓硫酸中因表面生成致密氧化膜而停止反应（钝化）→ 体现的是浓硫酸的强氧化性，不是脱水性。 【答案】B 10.2 推断题精讲 例题3：硫系物质框图推断 【题目】A~F 是中学化学常见的物质。已知： ① A 是一种淡黄色固体，在空气中燃烧产生有刺激性气味的气体 B； ② B 通入品红溶液中，品红褪色，加热后颜色恢复； ③ 将 B 与一种臭鸡蛋气味的气体 C 混合，产生淡黄色固体 A 和水； ④ C 的溶液中滴加 CuSO₄ 溶液，产生黑色沉淀； ⑤ A 与浓硫酸共热产生 B 和水； ⑥ B 溶于水生成的溶液 D 中滴加 BaCl₂ 溶液无现象，再加氯水后产生白色沉淀。 请回答：(1) 写出 A~F 的化学式；(2) 写出反应③的化学方程式；(3) 写出反应⑥中加氯水后产生白色沉淀的离子方程式。 【解析】 ① → A = S（淡黄色固体，燃烧产生有刺激性气味→SO₂）。B = SO₂。 ② → 验证 B 为 SO₂——能使品红褪色，加热恢复 → SO₂ 的漂白特征（可逆）。 ③ → C 是臭鸡蛋气味气体 = H₂S。SO₂ + H₂S → S(A) + H₂O → 验证了 A=S, B=SO₂, C=H₂S。归中反应。 ④ → H₂S + CuSO₄ → CuS↓(黑色) + H₂SO₄ → 验证 C=H₂S。 ⑤ → S + 2H₂SO₄(浓) =加热= 3SO₂(B)↑ + 2H₂O → 验证。 ⑥ → SO₂ 溶于水生成 H₂SO₃ 溶液(D)。加 BaCl₂ 无现象（BaSO₃ 不能在酸性条件下生成——生成的 BaSO₃ 会溶于盐酸）。加 Cl₂ 水后，Cl₂ 将 SO₃²⁻ 氧化为 SO₄²⁻ → SO₄²⁻ + Ba²⁺ = BaSO₄↓(白色)。 各物质：A: S, B: SO₂, C: H₂S, D: H₂SO₃, E: CuS, F: BaSO₄。 反应③：SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O 反应⑥加氯水后：Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓（SO₄²⁻ 来自：SO₃²⁻ + Cl₂ + H₂O = SO₄²⁻ + 2Cl⁻ + 2H⁺） 【点拨】硫系推断题的几个关键"锚点"：淡黄色固体 → S；有刺激性气味气体 → SO₂；臭鸡蛋气味 → H₂S；两种气体混合产生黄色固体 → 2H₂S + SO₂ → 3S（硫推断题的"王牌反应"）；黑色沉淀+CuSO₄ → CuS；品红褪色加热恢复 → SO₂的专属特征。 10.3 实验题精讲 例题4：SO₂的制备与性质综合实验 【题目】某同学设计实验探究 SO₂ 的性质，装置为：A(气体发生装置：Na₂SO₃+浓H₂SO₄) → B(品红溶液) → C(酸性KMnO₄溶液) → D(品红溶液) → E(NaOH溶液，尾气处理)。请回答： (1) 装置A中反应的化学方程式。 (2) 装置B中观察到什么现象？加热B中褪色后的溶液，有什么变化？说明什么？ (3) 装置C中酸性KMnO₄溶液褪色，写出离子方程式。这是SO₂的什么性质？ (4) 装置D中再次使用品红溶液的目的是什么？ (5) 装置E的作用是什么？写出化学方程式。 【解析】 (1) Na₂SO₃ + H₂SO₄(浓) = Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O（固液不加热制SO₂）。 (2) B中品红溶液褪色（SO₂的漂白性——与品红生成无色加合物）。将褪色后的溶液加热，颜色恢复为红色（无色加合物受热分解，释放SO₂，恢复品红的红色）。这说明了SO₂的漂白是可逆的加成反应，不是不可逆的氧化还原反应。 (3) 2MnO₄⁻ + 5SO₂ + 2H₂O = 2Mn²⁺ + 5SO₄²⁻ + 4H⁺。这是SO₂的还原性——MnO₄⁻(紫色)被还原为 Mn²⁺(近无色)，SO₂(+4)被氧化为 SO₄²⁻(+6)。与B中褪色机理完全不同！ (4) D中第二次使用品红溶液的目的是验证 SO₂ 是否已经在C中被 KMnO₄ 完全吸收（确认KMnO₄对SO₂的氧化去除效果）。若D中品红不褪色，说明SO₂已被C完全消耗；若D中品红褪色，说明C中KMnO₄量不足，SO₂有透过。这是实验设计中的"验证性装置"——检验前一步操作的完成程度。 (5) E 中 NaOH 溶液用于吸收尾气中残留的 SO₂（防止 SO₂ 排入空气造成污染）： SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O（或 SO₂ + NaOH = NaHSO₃，取决于 SO₂ 量） 【点拨】此实验设计完整地体现了 SO₂ 的制备→性质验证→尾气处理的标准实验流程。关键区分：B中的褪色（漂白性，可逆）与C中的褪色（还原性，非可逆）。两种褪色外观相似，本质完全不同——这是高考实验题的经典设计思路。 10.4 计算题精讲 例题5：浓硫酸与铜反应的计算 【题目】将 6.4 g 铜片加入 50 mL 18 mol/L 的浓硫酸中，加热至反应完全（假定生成的气体全部为 SO₂），求：(1) 产生 SO₂ 的体积（标准状况下）；(2) 反应中充当氧化剂的 H₂SO₄ 的物质的量。 【解析】 n(Cu) = 6.4 ÷ 64 = 0.10 mol；n(H₂SO₄) = 0.050 × 18 = 0.90 mol 反应方程式：Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 分析关键：每 1 mol Cu 消耗 2 mol H₂SO₄——其中 1 mol H₂SO₄ 充当氧化剂（被还原为 SO₂），另 1 mol H₂SO₄ 充当酸（与 Cu²⁺ 结合为 CuSO₄——提供 SO₄²⁻）。 随着反应的进行，H₂SO₄ 被消耗且反应生成水 → 浓 H₂SO₄ 逐渐变为稀 H₂SO₄ → 稀 H₂SO₄ 不能氧化 Cu → 在某个浓度以下反应停止。但本题假设"反应完全"，即 Cu 被全部消耗。 0.10 mol Cu 完全反应： (1) n(SO₂) = n(Cu) = 0.10 mol，V(SO₂) = 0.10 × 22.4 = 2.24 L（标准状况）。 (2) 充当氧化剂的 H₂SO₄ 的物质的量 = n(SO₂) = 0.10 mol（每生成 1 mol SO₂，对应 1 mol H₂SO₄ 中 S 从 +6 变为 +4）。 验证：消耗的总 H₂SO₄ = 2 × 0.10 = 0.20 mol，其中氧化剂 0.10 mol，成盐 0.10 mol。 【答案】(1) 2.24 L；(2) 0.10 mol 【点拨】浓硫酸与金属反应的计算核心是：H₂SO₄ 扮演双重角色——氧化性角色（S⁶⁺→S⁴⁺）和酸性角色（提供 SO₄²⁻ 成盐）。两者的数量比例来源于方程式，但被氧化的 H₂SO₄ 与被还原的 SO₂ 的 S 原子一一对应（都含 1 个 S 原子）。记住："充当氧化剂的 H₂SO₄ 的物质的量 = 生成的 SO₂ 的物质的量"。 第十一章 知识网络与复习策略 11.1 硫化合物知识体系全景 硫及其化合物知识以"四价态"为纵向骨架、以"六大类物质"为横向分支，形成了如下完整的知识网络： 硫及其化合物知识体系 │ ├── −2 价硫（最低价→ 强还原性） │ ├── H₂S（臭鸡蛋气味，剧毒，二元弱酸） │ ├── Na₂S, FeS, CuS, PbS, ZnS 等（金属硫化物——多数难溶于水） │ └── 转化方向：−2 → 0 → +4 → +6 │ ├── 0 价硫（中间价→ 既氧化又还原） │ ├── 硫单质 S（淡黄色固体，正交硫/单斜硫/弹性硫） │ ├── 氧化性：Fe+S→FeS；H₂+S→H₂S │ ├── 还原性：S+O₂→SO₂ │ └── 歧化：3S+6NaOH→2Na₂S+Na₂SO₃+3H₂O │ ├── +4 价硫（中间价→ 以还原性为主，兼有氧化性和漂白性） │ ├── SO₂（枢纽分子，刺激性气味，易液化，易溶于水） │ │ ├── 酸性氧化物：SO₂+H₂O⇌H₂SO₃；SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O │ │ ├── 还原性（主流）：被O₂/Cl₂/Br₂/I₂/KMnO₄/Fe³⁺/HNO₃氧化→SO₄²⁻ │ │ ├── 氧化性（次要）：SO₂+2H₂S=3S↓+2H₂O │ │ └── 漂白性：与有机染料生成无色加合物（可逆，加热恢复！） │ ├── H₂SO₃（仅存在于水中，易分解为SO₂+H₂O，二元弱酸） │ └── Na₂SO₃, NaHSO₃（易被空气中O₂氧化为硫酸盐） │ ├── +6 价硫（最高价→ 只有氧化性——仅浓H₂SO₄表现） │ ├── SO₃（H₂SO₄的酸酐，无色固体/液体，强氧化性） │ ├── 浓H₂SO₄（98%，18.4 mol/L）——三大特性 │ │ ├── 吸水性：物理吸附自由H₂O（干燥剂） │ │ ├── 脱水性：化学剥离有机物中的H+O(2:1)（蔗糖炭化） │ │ └── 强氧化性：加热时S⁶⁺→S⁴⁺(SO₂)，或更低价 │ ├── 稀H₂SO₄——仅表现强酸性 │ └── SO₄²⁻盐——BaSO₄(不溶于酸)、CaSO₄(微溶) │ └── 核心转化反应（归中与歧化） ├── 归中反应：SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O（王牌反应） ├── 歧化反应：3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O └── 歧化反应：4Na₂SO₃ =加热= 3Na₂SO₄ + Na₂S 11.2 复习方法建议 第一条：以"氧化态—物质"对应图为复习的骨架——看到−2价就想到H₂S和金属硫化物，看到+4价就想到SO₂和亚硫酸盐，看到+6价就想到SO₃/H₂SO₄/硫酸盐。在每一价态下列出对应的核心反应 第二条：重点攻克 SO₂ 的"多重身份"——酸性氧化物、还原性（主流）、氧化性（次要）、漂白性（可逆）。每一种身份至少记住一个典型的验证反应和实验现象 第三条：浓硫酸三大特性的辨析通过"作用对象"来区分——作用于游离H₂O（吸水性）、作用于有机物中的H+O（脱水性）、作用于还原性物质（强氧化性）。用"蔗糖炭化=脱水性"和"CuSO₄·5H₂O变白=吸水性"作为记忆锚点 第四条：2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O 是硫推断题的"王牌反应"——看到两种气体混合产生黄色固体就必须联想到它。牢记此反应的化学式配平 第五条：SO₄²⁻的检验——"先HCl酸化，后BaCl₂沉淀"——永远别用HNO₃！这是实验题和选择题的高频陷阱 第六条：硫与变价金属反应的特征——S的氧化性弱，只能将金属氧化至低价（Fe→Fe²⁺生成FeS，Cu→Cu⁺生成Cu₂S）。与Cl₂（将Fe→Fe³⁺, Cu→Cu²⁺）对比记忆 11.3 SO₂核心反应速查表 反应类别 核心反应方程式 关键现象/备注 酸性氧化物 （与碱） SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O(少量) SO₂+NaOH=NaHSO₃(过量) 类比CO₂与NaOH的反应 还原性 （被氧化） SO₂+Cl₂+2H₂O=H₂SO₄+2HCl 5SO₂+2MnO₄⁻+2H₂O=2Mn²⁺+5SO₄²⁻+4H⁺ SO₂+2Fe³⁺+2H₂O=2Fe²⁺+SO₄²⁻+4H⁺ Cl₂水/Br₂水褪色（氧化还原！） 酸性KMnO₄褪色（非漂白！） Fe³⁺棕黄→浅绿 氧化性 （被还原） SO₂+2H₂S=3S↓+2H₂O 硫推断题的"王牌反应" 淡黄色固体生成 漂白性 SO₂+品红→无色加合物 （加热恢复红色） 可逆漂白（有别于Na₂O₂/Cl₂） 用加热是否恢复来检验 催化氧化 2SO₂+O₂⇌(V₂O₅,Δ)2SO₃ 工业制硫酸（接触法） 核心步骤 附录 硫及其化合物核心反应方程式速查表 【一、硫单质的反应】 S + O₂ =点燃= SO₂ Fe + S =加热= FeS 2Cu + S =加热= Cu₂S Hg + S = HgS（常温研磨） H₂ + S =加热= H₂S C + 2S =高温= CS₂ 3S + 6NaOH =加热= 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O（歧化） S + 2H₂SO₄(浓) =加热= 3SO₂↑ + 2H₂O 【二、H₂S与金属硫化物的反应】 FeS + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂S↑（实验室制备H₂S） 2H₂S + 3O₂ =点燃= 2SO₂ + 2H₂O（完全燃烧） 2H₂S + O₂(不足) =点燃= 2S↓ + 2H₂O（不完全燃烧） H₂S + Cl₂ = 2HCl + S↓ 2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O（归中反应——王牌反应！） H₂S + 2Fe³⁺ = 2Fe²⁺ + S↓ + 2H⁺ CuSO₄ + H₂S = CuS↓(黑色) + H₂SO₄ 【三、SO₂与亚硫酸盐的反应】 Na₂SO₃ + H₂SO₄(浓) = Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O（实验室制备SO₂） SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃ SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O SO₂ + NaOH = NaHSO₃ SO₂ + CaO = CaSO₃（钙基固硫） SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr 5SO₂ + 2MnO₄⁻ + 2H₂O = 2Mn²⁺ + 5SO₄²⁻ + 4H⁺ SO₂ + 2Fe³⁺ + 2H₂O = 2Fe²⁺ + SO₄²⁻ + 4H⁺ 2SO₂ + O₂ ⇌(V₂O₅, Δ) 2SO₃ 2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄ 4Na₂SO₃ =加热= 3Na₂SO₄ + Na₂S（歧化反应） 【四、浓硫酸与硫酸盐的反应】 Cu + 2H₂SO₄(浓) =加热= CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O C + 2H₂SO₄(浓) =加热= CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O 3Zn + 4H₂SO₄(浓,加热) = 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O SO₃ + H₂O = H₂SO₄ Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓（检验SO₄²⁻——不溶于酸！） 【五、环境化学——酸雨相关】 SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃ 2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄（酸雨中SO₂→H₂SO₄的转化） CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O + CO₂↑（大理石被酸雨腐蚀） CaO + SO₂ = CaSO₃；2CaSO₃ + O₂ = 2CaSO₄（钙基固硫原理） — 全文完 — 本文内容为原创编撰，仅供学习参考。 知识框架参考：人教版高中化学必修一（硫及其化合物）+ 必修二（环境保护·酸雨）；Greenwood & Earnshaw "Chemistry of the Elements"（氧族元素）。 如需更深入研究，建议配合教材、历年高考真题及大学无机化学教材使用。 学科网（北京）股份有限公司 $