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硫及其重要化合物
一、硫及其化合物转化关系图

　（一）、氧族元素的原子结构及性质的递变规律
元素
氧（O）
硫（S）
硒（Se）
碲（Te）
核电荷数
8
16
34
52
最外层电子数
6
6
6
6
电子层数
2
3
4
5
化合价
-2
-2，+4，+6
-2，+4，+6
-2，+4，+6
原子半径
逐渐增大
单质颜色
无色
淡黄色
灰色
银白色
单质状态
气体
固体
固体
固体
密度
逐渐增大
与H2化合难易
点燃剧烈反应
加热时化合
较高温度时化合
不直接化合
氢化物稳定性
逐渐减弱
氧化物化学式
——
SO2
SO3
SeO2
SeO3
TeO2
TeO3
氧化物对应水化物化学式
——
H2SO3
H2SO4
H2SeO3
H2SeO4
H2TeO3
H2TeO4
最高价氧化物水化物酸性
逐渐减弱
元素非金属性
逐渐减弱
单质的氧化性
逐渐减弱
1．硫：
结构与位置
（1）物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。
（2）化学性质：硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。
①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）
加热
2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）
加热
2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）
加热
Fe+S FeS（黑色）
2Cu + S Cu2S（黑色）
2Ag+S=Ag2S
Hg+S=HgS
点燃
②与非金属反应
S+O2 SO2
S+H2 H2S（说明硫化氢不稳定）
加热
③与化合物的反应
加热
S+6HNO3（浓） H2SO4+6NO2↑+2H2O
加热
S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O
3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O（用热碱溶液清洗硫）
S+2KNO3+3C=K2S+N2+3CO2(黑火药)

（3）用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。
2．硫的氢化物：
①硫化氢的制取：
Fe+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S↑（不能用浓H2SO4或硝酸，因为H2S具有强还原性）
——H2S是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。
②硫化氢的化学性质
点燃
A．可燃性：当≥2/1时， 2H2S+O2 2S+2H2O（H2S过量）
当≤2/3时，2H2S+3O2 2SO2+2H2O（O2过量）
当时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO2
B．强还原性：常见氧化剂Cl2、Br2、Fe3+、HNO3、KMnO4等，甚至SO2均可将H2S氧化。
　③H2S+X2=2HX+S↓（X2是指卤素单质，即Cl2，Br2，I2）

C．不稳定性：300℃以上易受热分解　H2SH2+S↓
③H2S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。
特殊性（可用于检验）　　　④H2S+Pb(Ac)2=PbS↓+2HAc
　　⑤H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4
　　3、硫的氧化物
（1）二氧化硫：
①SO2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。
②SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。
③SO2有强还原性 常见氧化剂（见上）均可与SO2发生氧化一还原反应
如：SO2 + Cl 2 +2H2O == H2SO4 + 2HCl
④SO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O
⑤SO2具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）
⑥实验室制法：Na2SO3 + H2SO4(浓) == Na2SO3 + H2O +SO2↑
或Cu + 2H2SO4(浓) === CuSO4 + 2H2O + SO2↑
工业制法
SO2与CO2对比
SO2的反应
　　①SO2+2H2S=3S↓+2H2O 　②
　　③SO2+Na2O=Na2SO3 ④SO2+Na2O2=Na2SO4 　⑤SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
　　⑥Na2SO3+SO2+H2O=2NaHSO3 ⑦2NaHCO3+SO2=Na2SO3+2CO2+H2O
　　⑧Na2CO3+SO2=Na2SO3+CO2 ⑨
　　⑩SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX Na2SO3+X2+H2O=Na2SO4+2HX(X2=Cl2,Br2,I2)
　　2FeCl3+SO2+2H2O=2FeCl2+2HCl+H2SO4　SO2+NH3·H2O=NH4HSO3

　　Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O　2Na2SO3+O2=2Na2SO4(亚硫酸易被氧化而变质)
漂白性对比
亚硫酸盐

（2）三氧化硫：是一种没有颜色易挥发的晶体；具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放出大量的热。
特点

（3）SO2和CO2的性质比较：
比较项目
SO2
CO2
化学键型
化合价
共价键
+4价 极性分子
共价键
+4价 非极性分子
颜色气味状态
无色有刺激性气味气体
无色无气味气体
液化
容易液化
不易液化,固态叫(干冰)
密度
比空气重，用向上排空气法收集
溶解性
溶解于水，不能用排水法收集
电解质
非电解质
对环境造成污染
造成酸雨
造成温室效应
漂白性
具有漂白性，能使品红溶液褪色
不具有漂白性
不与浓硫酸反应
可用浓硫酸干燥
可用浓硫酸干燥
与水反应生成弱酸
SO2+H2O≒H2SO3
CO2+H2O≒H2CO3
可用强溶液碱吸收
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
CO2+2NaOH=Na2CO3 +H2O
通入石灰水有白色沉淀，过量时沉淀溶解
SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O
CO2+Ca(OH) 2 =CaCO3↓+H2O

CaSO3+H2O+ SO2=Ca(HSO3)2
CaCO3+H2O+ CO2=Ca(HCO3)2
实验室制取
Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+ SO2↑+H2O
CaCO2+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O
弱氧化性
SO2+2H2S=3S↓+2H2O
CO2+C=2CO CO2+2Mg=2MgO+C
还原性
2SO2+O2=2SO3
不与O2反应

使酸性KMnO4溶液褪色
不能使酸性KMnO4溶液褪色

SO2+Br2+2H2O=2HBr+H2SO4
不能和溴水反应

SO2+H2O2=H2SO4
不能和H2O2反应

SO2+Na2O2=Na2SO4
2CO2+2Na2O2==Na2CO3+O2↑
与NaHCO3溶液反应
2NaHCO3+SO2=Na2SO3+2CO2↑+H2O
不与NaHCO3溶液反应
与漂白粉溶液反应
Ca(ClO)2+2SO2+2H2O= CaSO4+H2SO4+2HCl
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO

与CaCl2、BaCl2
不反应
不能仅用CaCl2、BaCl2溶液鉴别。将SO2或CO2气体通入BaCl2溶液中至饱和，均未见沉淀产生。若再通入NH3气体。均有沉淀生成。
将SO2或CO2气体通入BaCl2溶液中至饱和，均未见沉淀产生。继续通入Cl2或NO2、或滴加H2O2。则通SO2的有沉淀生成。SO2+Cl2+BaCl2+2H2O=BaSO4↓+4HCl， CO2不能发生类似反应
与Ba(NO3)2反应
将SO2或CO2气体通入Ba(NO3)2溶液中至饱和，通SO2的有沉淀产生。
3SO2+2H2O+2NO3- +3Ba2+ =3BaSO4 ↓+2NO ↑+4H+
鉴别CO2 SO2
1.SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需要加热观察能否再复原，
2.当CO2中混有SO2时会干扰的鉴别，应先用酸性KMnO4溶液（或溴水）除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。
3.也可用NaHCO3除去混在CO2中的SO2，反应方程式为： 2NaHCO3+ SO2 = Na2SO3+H2O+2CO2
（4）环境污染
酸雨的形成和防治：
从污染源排放出来的SO2、NOx（NO、NO2）是酸雨形成的主要起始物。
硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO2+O2=2SO3、SO3+H2O=H2SO4；液相反应：SO2+H2O=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4。总反应：
硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O2=2NO2、3NO2+H2O=2HNO3+NO。
引起硫酸型酸雨的SO2人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等。引起硝酸型酸雨的NOx人为排放主要是机动车尾气排放。
酸雨危害：①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。
酸雨防治：最根本的途径是减少人为的污染物排放。
脱硫技术：在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO2， SO2+CaO=CaSO3，2CaSO3+O2=2CaSO4。
4、硫酸
①稀H2SO4具有酸的一般通性，而浓H2SO4具有酸的通性外还具有三大特性：

浓H2SO4有关反应（稀H2SO4具有酸的通性）

8．硫酸与金属反应的一般规律
　　(1)浓H2SO4与金属反应的规律
　　①常温时，Fe、Co、Ni、Cr、Al等金属与浓H2SO4作用，发生“钝化”
　　②加热时，除Au、Pt外，绝大多数金属都能与浓硫酸发生反应，但都没有氢气生成
　　金属活动顺序表中氢以前的金属与浓H2SO4作用时，金属被氧化为相应的硫酸盐，一般情况下，H2SO4被还原为SO2，但还原性较强的金属，如锌等与浓H2SO4作用时，还原产物主要是SO2，往往同时有单质硫和硫化氢出现

　　金属的还原性越强，生成S和H2S的倾向就越大。
　　在金属活动顺序表中氢以后的金属，在加热情况下跟浓硫酸作用，金属被氧化为相应的硫酸盐，还原产物均是SO2，而不生成S和H2S；但随着浓H2SO4消耗，浓度变小成稀H2SO4，氢以后的金属便不反应了，而氢以前的金属还可以反应置换H2↑，这在计算题中要特别注意
　　(2)稀硫酸与活泼金属反应，生成硫酸盐(若金属为变价金属，则生成低价金属的硫酸盐)和氢气
　　例如：Fe+H2SO4(稀)=FeSO4+H2↑
　　Cu、Hg、Ag等位于氢后面的金属与稀H2SO4不反应

②SO42—的鉴定（干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag＋、PO43－等）：
待测液澄清液白色沉淀（说明待测液中含有SO42-离子）
③硫酸的用途：制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药，用于铅蓄电池，作干燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。
　浓硫酸的氧化性和稀硫酸的氧化性的是否相同？
浓H2SO4的吸水性与脱水性有何不同？
浓H2SO4能干燥的气体
　　(1)选择干燥剂时应掌握的原则：一是干燥剂本身应具有吸水性，二是干燥剂与被干燥气体(主要成分)之间不能发生化学反应(氧化还原反应、复分解反应、络合反应、化合反应)
　　(2)浓H2SO4具有酸性，因而不能用来干燥碱性气体氨气(NH3)
　　(3)浓H2SO4又具有强氧化性，所以不能用来干燥强还原性的气体，例如H2S、HI、HBr等
　　(4)可用浓H2SO4干燥的气体有H2、O2、CO2、CO、SO2、N2、CH4、C2H4、HCl、Cl2等
　　(5)干燥用仪器为洗气瓶
硫酸在中学化学中的应用
几种重要的硫酸盐
生石膏CaSO4·2H2O熟石膏2CaSO4·H2O皓矾 ZnSO4·7H2O胆矾（又名蓝矾）
CuSO4·5H2O
绿矾(又名黑矾.皂矾)FeSO4·7H2O重晶石BaSO4芒硝Na2SO4·10H2O
明矾KAl(SO4)2·12H2O泻盐MgSO4·7H2O

硫酸的工业制法──接触法：
1．生产过程：
三阶段
SO2制取和净化
SO2转化为SO3
SO3吸收和H2SO4的生成
三方程
4FeS2(s)＋11O2(g) = 2Fe2O3(s)＋8SO2(g)；
△H=-3412 kJ/mol
2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)；
△H＝-196.6 kJ/mol
SO3(g)＋H2O(l)=H2SO4(l)；△H=-130.3 kJ/mol
三设备
沸腾炉
接触室
吸收塔
有
关
原
理
矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率
逆流原理(热交换器)目的: 冷热气体流向相反，冷的SO2、O2、N2被预热，而热的SO3、SO2、O2、N2被冷却.
逆流原理(98.3%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全)
设备中排出的气 体
炉气:SO2.N2.O2.矿尘(除尘).砷硒化合物(洗涤). H2O气(干燥)……
净化气:SO2.N2.O2
SO2、O2、N2、SO3
尾气：SO2及N2、O2
不能直接排入大气中
说 明
矿尘.杂质:易使催化剂“中毒”
H2O气:腐蚀设备、影响生产
反应条件——
理论需要：低温、高压、催化剂；实际应用：400℃～500℃、常压、催化剂
实际用98.3%的浓硫酸吸收SO3,以免形成酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收

2．尾气处理： 氨水 (NH4)2SO3 (NH4)2SO4+ SO2↑
NH4HSO3
工业制硫酸的十个“三”
　　(1)三原料(黄铁矿或硫、空气、水)
　　(2)三阶段
　　①硫铁矿煅烧
　　②SO2的制备和SO2的净化和氧化
　　③SO3的吸收和H2SO4的生成
　　(3)三方程

　　 SO3+H2O＝H2SO4
　　(4)三条件(SO2转化为SO3需1个大气压、400℃—500℃、V2O5作催化剂)
　　(5)三设备
　　沸腾炉、接触室、吸收塔
　　(6)三杂质(矿尘、砷、硒的化合物、水蒸气)
　　(7)三净化(除尘、洗涤、干燥)
　　(8)三原理(热交换、逆流、增大接触面)
　　(9)三注意(粉碎硫铁矿、用98.3％的浓H2SO4吸收SO3、SO2的回收与利用)
　　(10)三关系(FeS2—2H2SO4，S—H2SO4，SO2—H2SO4)
硫酸工业中的有关计算
• ---掌握多步反应的化学计算技能