第六章氧族元素环境保护教案(人教版).doc

第六章 氧族元素 环境保护复习课
一、氧族元素
元素
氧（O）
硫（S）
硒（Se）
碲（Te）
核电荷数
8
16
34
52
原子结构示意图

化合价
－2
－2，＋4，＋6
－2，＋4，＋6
－2，＋4，＋6
颜色
无色
黄色
灰色
银白色
状态
气体
固体
固体
固体
原子半径
逐渐增大

密度
逐渐增大

与化合难易
点燃剧烈反应
加热时化合
较高温时化合
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

1.相似性
氧族元素原子最外层都有6个电子，除氧通常呈现－2价，硫、硒、碲均有可变价：－2价、+4价和+6价。都能与多数金属反应。
氧化物有两种，，其对应的水化物为含氧酸，均有酸的通性。
气态氢化物H2；H2S、H2Se、H2Te其水溶液都显酸性，除H2Ｏ外，氢化物都具有恶臭，有毒，溶于水形成无氧酸，具有还原性。
2.递变规律
随着元素核电荷数的增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对外层电子的引力逐渐减弱，使原子得电子的能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。
表现在性质上的递变规律是：单质的颜色由无色、淡黄、浅灰至呈银白色。状态由气态到固态，熔、沸点也依次升高。元素非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。单质的氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，H2Ｏ3、O4顺序氧化性增强。气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性增强。
二、臭氧
1．结构：含有非极性键的极性分子，V型结构
2．物理性质：常温、常压下，O3是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水，液态呈深蓝色，沸点的－112.4℃，固态为紫黑色，熔点为－251℃
3．化学性质：
①不稳定性： 常温下分解较慢，在受热、光照和MnO2等作用下迅速分解。
2O3 == 3O2
②强氧化性：　就氧化能力而言，它介于氧原子和氧分子之间。 能氧化在空气中不能氧化的金属。臭氧分子与其它物质反应时，常产生氧气。
　　2Ag + 2O3 ＝ Ag2O2 + 2O2 (常温下反应)
　　O3 + 2KI + H2O = 2KOH + I2
注：臭氧能使湿润的KI淀粉试纸变蓝，利用此性质可测定微量O3的含量，也可检验O3。
4．臭氧的产生、应用及臭氧层的保护
　　（1）产生：3O2 2O3
　　（2）应用：能吸收紫外线，并且是一种很好的漂白剂和消毒剂。
三、过氧化氢
1． 过氧化氢的分子结构
过氧化氢是含有极性键和非极性键的极性分子，共价化合物，其结构式为：H-O-O-H，电子式为：
2．物理性质：无色粘稠液体，水溶液俗称双氧水，市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30%。
3．化学性质：
（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性
　　H2O2 H+ + HO2- HO2- H+ + O22-
（2）氧化性
　　 H2O2＋2KI＋2HCl＝2KCl＋I2＋2H2O
　　 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝2Fe3＋＋2H2O
　　 H2O2＋H2S＝S↓＋2H2O
　　 H2O2＋SO2＝H2SO4
注：在酸性条件下H2O2的还原产物为H2O，在中性或碱性条件其还原产物为氢氧化物.
（3）还原性
　　 2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O
　　 H2O2＋Cl2＝2HCl＋O2
　　 注：H2O2的氧化产物为O2
（4）不稳定性
　　 2H2O2 2H2O + O2 (实验室快速制取少量O2的方法)
4、 H2O2的保存方法
实验室里常把H2O2装在棕色瓶内避光并放在阴凉处。
5、 H2O2的用途
作消毒、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，纯H2O2还可作火箭燃烧的氧化剂等。
四、硫
⑴物理性质：常温下是一种淡黄色的晶体，俗称硫磺，熔、沸点较低，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2，自然界中，游离态的硫可存在于火山喷口附近
⑵化学性质：
①与金属反应：S+2Na===Na2S S+Hg===HgS
S+2Ag===Ag2S 3S+2AlAl2S3
Fe+SFeS 2Cu+SCu2S
②与非金属反应：　H2＋S H2S (氧化性) S+O2SO2 (还原性)
③与碱反应：3S＋6NaOH 2Na2S＋Na2SO3＋3H2O （既表现氧化性又表现还原性）
五、硫化氢、硫化物
1、物理性质
含有极性键的极性分子。弱电解质，共价化合物。常温下为无色有臭鸡蛋气体的气体，有剧毒，密度比空气大，能溶于水（1：2.6），其水溶液叫氢硫酸。
气体溶解性归纳：NH3 1:700; HCl 1:500; SO2 1:40; H2S 1:2.6; Cl2 1:2; CO2 1:1
2、化学性质：
理解硫化氢的性质，需要知道H2S的化合价。H2S中S元素为－2价，可以升高到＋2，＋4,＋6价，所以H2S有比较强的还原性。又由于S元素是比较弱的非金属，其氢化物较难生成，所以其氢化物有比较弱的稳定性。
（1）强还原性
①可燃性：实质是S的化合价发生了－2→0→＋4的递增。
2H2S + O2 2S + 2H2O(不完全燃烧)
2H2S + 3O2 2SO2(完全燃烧)
②能被Fe3＋、O2、X2、浓H2SO4、SO2等氧化剂氧化
H2S＋X2＝2HX＋S（X＝Cl、Br、I） [非金属性：F2>O2>Cl2>Br2>I2>S]
H2S＋H2SO4（浓）＝S↓＋SO2↑＋2H2O [S的化合价：-2→0；＋4←＋6，接近不交叉]
H2S＋2FeCl3＝2FeCl2＋S↓＋2HCl [氧化性：Fe3+>S]
2H2S＋SO2＝3S＋2H2O [归中反应]
（2）不稳定性
H2S H2 + S 大约在300度的温度时发生分解。
（3）水溶液（氢硫酸）的弱酸性
H2S H+ + HS- HS- H+ + S2-
NaOH + H2S = NaHS + H2O (H2S足量)
2NaOH + H2S = Na2S + H2O (H2S少量) 该方法可以用来除去H2S气体。
注：氢硫酸露置在空气中容易变质
2H2S＋O2＝2H2O＋2S↓
（4）与许多盐溶液发生沉淀反应
CuSO4＋H2S＝CuS↓＋H2SO4
H2S＋Pb(Ac)2＝PbS↓＋2HAc 该反应用来给H2S验满。
2AgNO3＋H2S＝Ag2S↓＋2HNO3
3、实验室制法
反应原理：FeS＋2HCl＝FeCl2＋H2S↑
反应装置：固＋液 气（可用启普发生器）
收集方法：向上排空气法
验满：湿润的Pb(Ac)2试纸变黑，即可证明收集满了H2S
尾气吸收：CuSO4溶液
4、硫化物的性质：
　①化合难易：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
易－－－－－－→难
　②颜色　K→Zn 白色或无色
　　　　　FeS PbS CuS Cu2S AgS 黑色
HgS(辰砂、朱砂) 红色
　③溶解性　K2S Na2S溶于水和酸
　　　　　　CaS水解得Ca(HS)2
MgS Al2S3水解得沉淀和气体
　　　　　　ZnS FeS SnS2不溶于水，但可溶于酸
　　　　　　PbS、CuS、HgS、Ag2S既不溶于水，也不溶于酸
CuSO4＋H2S＝CuS↓＋H2SO4说明CuS既不溶于水，也不溶于酸
六、二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐
1、 SO2的物理性质
含有极性共价键的极性分子。非电解质，共价化合物。
（1）无色、有刺激性气味的有毒气体；
（2）密度比空气大，易液化，沸点为－10℃；
（3）易溶于水，常温常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO2。
2、 SO2的化学性质
（1）SO2属酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性
SO2 + H2O = H2SO3
SO2 + CaO = CaSO3
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O (SO2少量)
NaOH + SO2 = NaHSO3 (SO2足量)
Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3↓(白色) + H2O (SO2少量)
Ca(OH)2 + 2SO2 = Ca(HSO3)2 (SO2足量)
SO2 + NaHCO3 = NaHSO3 + CO2 (SO2足量)
SO2 + 2NaHCO3 = NaHSO3 + 2CO2 + H2O (SO2少量)
除去CO2中混有SO2气体的方法
（2）较弱的氧化性——还原产物为S
　　 SO2＋2H2S＝3S＋2H2O（气体或溶液中均可进行）
（3）较强的还原性——氧化产物为SO3、H2SO4或硫酸盐
　　 常见的氧化剂有Cl2、Br2、I2、KMnO4/H＋、HNO3、Fe3＋、O2等，故SO2能使溴水和酸性KMnO4溶液褪色。
　　 SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX （X＝Cl、Br、I）
　　 2FeCl3＋SO2＋2H2O＝2FeCl2＋H2SO4＋2HCl
　　 2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO4
　　 2SO2 + O2 2SO3
　 　H2O2＋SO2＝H2SO4
　 　Na2O2＋SO2＝Na2SO4
（4）漂白性：
SO2的漂白原理：SO2溶于水生成H2SO3，H2SO3跟某些有色物直接化合生成不稳定的无色化合物[该物质在一定条件下（如加热）可分解，使物质又恢复原来的颜色
O3、HClO、Na2O2、H2O2的漂白原理：它们可将有色物质氧化成稳定的无色物质[该物质一般不会转化为原来有色的物质
另外，活性炭具有强的吸附性能，也能使一些有色物质褪色。
品红溶液中通入SO2，褪色，加热至沸腾又恢复红色；品红溶液中通入Cl2，褪色加热至沸腾不恢复红色。紫色石蕊试液中通入SO2，很快变红，(H2SO3有酸性)；紫色石蕊试液中通入Cl2，先变红后褪色(氯水中有H+、HClO)
SO2不漂白指示剂。
漂白剂分类：氧化型：HClO 次氯酸盐和过氧化钠，双氧水，臭氧等，且都能使指示剂褪色。
化合型：如SO2
吸附型：活性炭，胶体，硅藻土等
漂白是指使有机色质褪色，使无机色质褪色如溴水、KMnO4 CuSO45H2O等不称为漂白作用
3、 SO2的制备
⑴工业制法
燃烧硫或煅烧金属硫化物制取SO2。
S + O2 SO2
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
⑵实验室制法
（1）反应原理：Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
（2）反应装置：固＋液→气
　　 （因为Na2SO3是粉未状的固体，易溶于水，故不能用启普发生器制SO2）
（3）收集方法：向上排空气法
（4）检验SO2：品红溶液（若溶液褪色，即可证明气体成分为SO2）
（5）验满：湿润的蓝色石蕊试纸（若变红，即可证明收集满了SO2）
（6）尾气吸收：碱液（如NaOH溶液）
4、 SO2的用途
制H2SO4；可作漂白剂，漂白纸浆、毛、丝、草编制品等；杀灭霉菌和细菌，作食物和干果的防腐剂。
5、 SO2对环境的污染
（1）酸雨的形成
　　正常的雨水由于溶解CO2形成弱酸H2CO3，pH约为5.6。酸雨的形成是一种复杂的大气化学和大气物理过程。一般认为，酸雨是由于人为排放的SO2等酸性气体进入大气后，造成局部地区大气中的二氧化硫富集，在水凝结过程中溶解于水形成亚硫酸，然后经某些污染物的催化作用及氧化剂的氧化作用生成硫酸，随雨水降下形成酸雨。酸雨中的酸度主要是由H2SO4和HNO3造成的，pH＜5.6。
2SO2 + O2 2SO3
SO3 + H2O = H2SO4
SO2 + H2O H2SO3
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4
（2）SO2的来源
　　空气中的SO2主要来自化石燃料（如煤等）的燃烧，以及含硫矿石（如FeS2等）的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。
（3）净化与回收
　　由于SO2有毒，无论是工业制取还是实验室制取或使用SO2时，多余的气体必须吸收处理（如NH3·H2O、NaOH等），以免污染环境。
6、 亚硫酸及亚硫酸盐
SO2溶于水，所得溶液称为亚硫酸。H2SO3是二元中强酸，电离方程式为：
H2SO3 H+ + HSO3-，HSO3- H+ + SO32-
　　H2SO3酸性比H2CO3强。H2SO3只存在于水溶液中，容易分解为SO2和H2O。H2SO3在空气中容易被空气中的O2氧化，使溶液的酸性增强。
　　亚硫酸盐具有还原性，容易被空气中O2氧化。如Na2SO3露置在空气中变质的化学方程式为2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4
H2SO3与H2S可发生反应，H2SO3＋2H2S＝3S↓＋3H2O。SO32－与S2－在中性或碱性条件下可共存，但在酸性条件下不能共存，相关离子方程式为：
SO32－＋S2－＋6H＋＝3S↓＋3H2O
7、 SO2与CO2比较
鉴别二氧化硫的常用方法是用品红溶液，看能否褪色，有时还需要加热看能否恢复原色
鉴别二氧化碳的常用方法是澄清石灰水，看能否变浑浊，足量时能否变澄清
当混有二氧化碳时不会影响二氧化硫的鉴别，当混有二氧化硫时会影响二氧化碳的鉴别，应先除去二氧化硫再鉴别二氧化碳
除去二氧化硫的方法是让混合气体先通过溴水或酸性高锰酸钾溶液或三氯化铁溶液，再通过品红溶液看是否除净；在检验二氧化碳是否存在时不能用饱和碳酸氢钠溶液除去二氧化硫，在除去二氧化碳中二氧化硫杂质时可以通过饱和碳酸氢钠溶液
相同点：均能使澄清石灰水变浑浊，过量时溶液又变澄清了。
不同点：SO2有刺激性气味，而CO2无味；SO2能使溴水、酸性KMnO4溶液、品红溶液褪色，而CO2不能。
七、三氧化硫
1、 SO3的物理性质
SO3是无色易挥发的晶体，熔点为16.8℃，沸点为44.8℃。
2、 SO3的化学性质
（1）具有酸性氧化物的通性
　　 SO3＋H2O＝H2SO4
　　 SO3＋2NaHSO3＝Na2SO4＋2SO2＋H2O（温度较高时，除去SO2中混有的SO3气体）
　　 注：SO3极易吸收水分，在空气中强烈冒烟，溶于水剧烈反应生成H2SO4及一系列水合物，同时放出大量的热。
（2）强氧化性
　　 5SO3＋2P＝5SO2＋P2O5
　　 2KI＋SO3＝K2SO3＋I2
八、硫酸
1、物理性质
　　纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高，难挥发；易溶于水，能与水以任意比混溶，且溶解时放出大量的热。常用浓硫酸的质量分数为98.3%，密度为1.84g/cm3，沸点338℃，物质的量浓度：

2、化学性质
　　硫酸在浓度不同的溶液中主要存在形式不同，因而具有不同的性质。稀硫酸中，由于硫酸安全电离，H2SO4＝2H＋＋SO42－，故H2SO4主要以H＋、SO42－形式存在，其性质 一是具有酸的通性，二是SO42－的性质，如发生沉淀反应等。浓硫酸中，硫酸主要以分子形式存在，故主要如下特性：
（1）吸水性
吸水性是指H2SO4所具有的吸收游离水分的性能。这里的游离水分包括空气中所含的水蒸气，物质中的湿存水及结晶水合物中的结晶水等。
浓硫酸之所以能吸收游离的水分，是因为浓硫酸和水可以结合形成稳定的水合物H2SO4＋nH2O＝H2SO4·nH2O(n＝1,2,4等)。这些水合物在低温时甚至可以以晶体的形式从溶液中析出。
浓硫酸可作干燥剂，可干燥O2、H2、CO、CO2、SO2、Cl2、HCl、N2、CH4等气体。对于那些还原性及碱性的气体，如HI、HBr、H2S、NH3等，则不能用浓硫酸干燥。
（2）脱水性
脱水性是指浓H2SO4将许多有机物（特别是糖类）中的H、O原子按照水分子中H、O原子个数比脱去的性质。
浓硫酸对人体皮肤有强烈的腐蚀作用。如果不慎在皮肤上沾上浓硫酸时，应立即用布拭去，然后迅速用大量水冲洗，最后涂上3%—5%的NaHCO3溶液。
检验浓硫酸最简便的方法——蘸浓H2SO4在纸上写字。
（3）强氧化性
浓硫酸可氧化大多数金属（除Pt和Au）和其他还原性物质（如H2S、HBr、HI、Fe2＋等）
Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O (氧化性、酸性)
2Fe + 6H2SO4(浓) Fe2(SO4)3 + 3SO2↑+ 6H2O (氧化性、酸性)
C + 2H2SO4(浓) CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O
2P + 5H2SO4(浓) 2H3PO4 + 5SO2↑+ 2H2O (氧化性)
S + 2H2SO4 (浓) 3SO2↑+ 2H2O (氧化性)
H2S + H2SO4 (浓)= S↓+ SO2↑+ 2H2O (氧化性)
2HBr + H2SO4 (浓)= Br2 + SO2↑+ 2H2O (氧化性)
2FeSO4 + 2H2SO4 (浓)= Fe2(SO4)3 + SO2↑+ 2H2O (氧化性)
注意：①往蔗糖中滴加一定量的浓H2SO4，加热。观察到现象是蔗糖变黑，最终生成疏松多孔、海绵状的特质，并有刺激性气味的气体产生。
有关的化学方程式为：
浓硫酸

C12H22O11 12C + 11H2O (脱水性)
C + 2H2SO4 (浓) CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O (氧化性)
②钝化：常温下，Fe，Al等金属与浓H2SO4、浓HNO3接触，在金属表面形成一层致密的氧化物薄膜，从而阻止内部的金属继续跟酸发生反应。金属的钝化是化学变化，不是物理变化。
③浓H2SO4的贮存、运输：常温下，可用密闭的铁或铝制容器、贮存、运输浓H2SO4。
④金属与浓H2SO4反应时，金属一般被氧化成较高价态的硫酸盐，还原产物是SO2，不是H2，非金属与浓H2SO4反应时，非金属一般被氧化成最高价氧化物或含氧酸，浓硫酸一般被还原为SO2。
3、用途
（1）制化肥
　　 如制普钙（即过磷酸钙）：Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
（2）合成某些试剂的原料，如制挥发性酸：
NaCl + H2SO4(浓) NaHSO4 + HCl↑
CaF2 + H2SO4 (浓) CaSO4 + 2HF↑
　制弱酸：
Ca3(PO4)2 + H2SO4(浓) = 3CaSO4↓+ 2H3PO4
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑+ H2O
（3）可用作干燥剂、酸洗、制炸药、农药、医药、染料等
4．SO42-、SO32-的检验
l SO42-的检验原理：由于BaSO4不溶于水，也不溶于酸，故可利用可溶性钡盐来检验SO42－，但须排除CO32－、PO42－、Ag＋、SO32－的干扰。
　　　Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
方法：取待测液，先加过量盐酸，无明显现象，再加BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，即证明原待测液中含SO42－。
l SO32-的检验：取含SO32-的溶液,滴加HCl溶液(少量)出现能使品红褪色的气体
离子方程式:SO32-+2H+SO2↑+H2O
5．环境保护
1、大气污染及防治
（1）大气污染物：颗粒物（粉尘）、SO2、NOx、CO、碳氢化合物、含卤素化合物、放射性物质等。
（2）大气污染的危害：①危害人体健康；②影响动、植物生长；③破坏建筑材料；④改变世界的气候。
（3）大气污染的防治：调整能源结构；合理规划工业发展和城市建设布局；运用各种防治污染的技术；制订大气质量标准；加强大气质量监测；充分利用环境自净能力。
2、水污染及防治
（1）水污染源：工业废水、生活污水、农田排水、垃圾渗漏等。
（2）水污染物种类：重金属（Ba2＋、Pb2＋等）、酸、碱、盐等无机物，耗氧物质，石油和难降解的有机物，洗涤剂等。
（3）水污染的防治：控制污水的任意排放。
3、土壤的污染及防治
（1）土壤污染：如果进入土壤的污染物的数量超过了土壤的净化能力，就会引起土壤质量下降，这种现象叫做土壤污染。
（2）土壤污染物：城市污水、工业废水、生活垃圾、工矿企业固体废弃物、化肥、农药、大气沉降物、牲畜排泄物、生物残体等。
（3）防治土壤污染的措施：控制和减少污染物的排放。
九、硫酸的工业制法
1、接触法制硫酸（FeS2为原料）的原理，过程及典型设备
化学反应原理
生产阶段
典型设备
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
造气
沸腾炉
2SO2 + O2 2SO3
接触氧化
接触室(注意在接触室里热交换的过程)
SO3 + H2O = H2SO4
SO3的吸收
吸收塔(注意要用98.3%的硫酸吸收SO3)
2、应用化学反应速率和勒夏特列原理选择适宜条件
在通常状况下SO2与O2反应的速率很低，这对生产极不利。已知有几种物质(如V2O5、Cr2O3等)可以作为加快SO2与O2反应的催化剂，其中较为理想的是V2O5。
②、温度
SO2接触氧化是一个放热的可逆反应。根据化学反应速率和化学平衡理论判断，温度对SO2接触氧化的影响是：温度较低有利于提高SO2的平衡转化率，但不利于提高反应速率；温度较低时催化剂的活性不高，不利于发挥催化剂在提高反应速率中的作用。由上述分析可知，对于SO2的接触氧化，需要确定一个既有理想的化学反应速率又有理想的SO2平衡转化率的温度数值。在实际生产中，选定400℃～500℃作为操作温度，因为这个温度范围内，反应速率和SO2的平衡转化率(93.%～99.2%)都比较理想。
③、压强：SO2的接触氧化也是一个气体总体积缩小的可逆反应。根据化学反应速率和化学平衡理论判断，压强对SO2接触氧化的影响是：增大气体压强，既能提高SO2的平衡转化率，又能提高化学反应速率。但是，增大气体压强以后，SO2的平衡转化率提高得并不多。考虑到加压必须增大投资以解决增加设备和提供能量的问题，而且在常压下400℃～500℃时，SO2的平衡转化率已很高，所以硫酸工厂通常采用常压操作，并不加压。
3、环境保护与原料的综合利用
　①、尾气吸收（氨水吸收）
　　SO2＋2NH3＋H2O＝(NH4)2SO3
(NH4)2SO3＋H2SO4＝(NH4)2SO4＋SO2↑＋H2O　
　　　　　　 (作肥料) (作生产硫酸的原料)
②、污水处理（石灰乳中和）
　　Ca(OH)2＋H2SO4＝CaSO4＋2H2O
③、废渣的作用
黄铁矿的矿渣的主要成分是Fe2O3和SiO2，可作为制造水泥的原料或用于制砖。含铁品位高的矿渣可以炼铁。
4、能量的充分利用
许多化学反应是放热反应。化工生产中应充分利用反应热，这对于降低成本具有重要意义。硫酸生产中的反应热得到充分利用后，不仅不需要由外界向硫酸厂供应能量。而且还可以由硫酸厂向外界输出大量能量。
5、硫酸厂选址的因素
由于硫酸是腐蚀性液体，不便贮存和运输，因此要求把硫酸厂建在靠近硫酸消费中心地区。工厂规模的大小，主要由硫酸用量的多少来决定，硫酸厂址应避开人口稠密的居民区域和环境保护要求高的地区。
6、接触法制硫酸的注意事项
①、依据反应物之间的接触面积越大反应速率越快的原理 ，送进沸腾炉的矿石要粉碎成细小的矿粒，增大矿石跟空气的接触面积，使之充分燃烧。
②、采用适当过量的空气使黄铁矿充分燃烧，依据的原理是增大廉价易得的反应物的浓度，使较贵重的原料得以充分利用。
③、通入接触室的混合气体必须预先净化，其原因是：炉气中含有SO2、O2、N2、H2O以及一些其他杂质。砷、硒等的化合物和矿尘等会使催化剂中毒；水蒸气对生产和设备有不良影响。因此，炉气必须通过除尘、洗涤、干燥等净化处理。
④、在接触室里装有热交换器，它的作用是在SO2接触氧化时，用放出的热来加热未起反应的SO2和空气，这样可以充分利用热能，节约燃烧。
⑤、吸收SO2不能用水或稀H2SO4溶液，而用98.3%的浓硫酸，是因为用水或稀H2SO4溶液作吸收剂容易形成酸雾，吸收速度慢。
⑥、硫酸厂的尾气必须进行处理，因为烟道气里含有大量的SO2，如果不加利用而排入空气会严重污染空气，浪费原料。
7、物质纯度、转化率、产率的计算方法
①物质纯度(%)=不纯物中所含纯物质质量/不纯物质的总质量×100%
②原料利用率或转化率(%)=实际参加反应的原料量/投入原料总量×100%
原料转化率=原料利用率=1-原料的损耗率
③产量(%)=产品实际产量/产品理论产量×100%
④、一种化合物中，一种元素的转化率等于该化合物的转化率，例如在FeS2向SO2转化的过程中，若硫元素的转化率为99%，则FeS2的转化率也为99%。
⑤、在一种组成固定的混合物中，一种组分的转化率等于该混合物的转化率，例如在含FeS230%的黄铁矿向SO2转化的过程中，若FeS2的转化率为85%，则该黄铁矿石的转化率也为85%。
⑥、在同一个化学反应或多个相关联的化学反应中，具有个别元素质量守恒关系的反应物和生成物，反应物的转化率等于生成物的产率，例如在FeS2向SO2转化的过程中，FeS2的转化率必等于SO2的产率，在FeS2向H2SO4转化的过程中，FeS2的转化率等于H2SO4的产率。
十、硫酸盐
（1）常见硫酸盐俗名和化学式
硫酸盐
结晶水合物
俗名
CaSO4
CaSO4·2H2O
生石膏
CaSO4
2CaSO4·H2O
熟石膏
ZnSO4
ZnSO4·7H2O
皓矾
BaSO4
BaSO4
重晶石
FeSO4
FeSO4·7H2O
绿矾
FeSO4
(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O
摩尔盐
CuSO4
CuSO4·5H2O
胆矾、蓝矾
KAl(SO4)2
KAl(SO4)2·12H2O
明矾
NaSO4
NaSO4·10H2O
芒硝
（2）酸式盐NaHSO4主要性质：
<1>NaHSO是强电解质，溶液呈酸性：NaHSO = Na+ +H+ + SO42-
<2>与盐Na2CO3、NaCl等发生反应
NaCl(固) + NaHSO4 Na2SO4 + HCl↑
Na2CO3 + 2NaHSO4 = 2Na2SO4 + H2O + CO2↑
（3）与碱NaOH、Ca(OH)2发生反应
NaOH + NaHSO4 = Na2SO4 + H2O
Ca(OH)2 + 2NaHSO4 = Na2SO4 + CaSO4 + 2H2O
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