高一化学必修一专题四硫氮和可持续发展复习提纲.doc

专题四 硫、氮和可持续发展一、含硫化合物的性质和应用：1、SO2 的性质及其应用：（1）物理性质：通常为无色、有毒气体，具有刺激性气味，密度比空气大，易溶于水（常温常压下一体积水能溶解40体积SO2），易液化（沸点为-10）。是严重的大气污染物。备注：大气污染物通常包括：SO2、CO、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等。（2）化学性质： SO2 是酸性氧化物： 还原性：SO2中S为+4价，可与强氧化剂（如氧气等）反应生成+6价的S：1）2）能使溴水褪色： SO2 + Br2 + 2H2O =H2SO4 +2HBr3）与H2O2反应： SO2 + H2O2 = H2SO44）SO2在水溶液中能被KMnO4（H+）、Cl2、Fe3+、HNO3等氧化，归纳如下（都在通常条件下进行）： 氧化性：SO2中S为+4价，可以降低，表现出氧化性，但氧化性很弱：SO2 + 2H2S =3S+ 2H2O 漂白性：SO2可与某些有色物质反应，生成不稳定的无色物质，加热时这些无色物质又会发生分解，从而恢复原来的颜色，即漂白作用是可逆的。常用于实验室对 SO2 气体的检验备注：漂白原理类型：吸附型：活性炭漂白活性炭吸附色素（包括胶体） 强氧化型：HClO、O3、H2、Na2O2 等强氧化剂漂白将有色物质氧化，不可逆 化合型：SO2 漂白与有色物质化合，可逆（3）酸雨硫酸型酸雨：1）硫酸型酸雨的形成：PH值小于5.6的雨水叫酸雨。含硫酸的酸雨称硫酸型酸雨；含硝酸的酸雨称硝酸型酸雨。硫酸型酸雨的形成途径： 空气中的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧化物等作用下，和氧气生成三氧化硫，溶于水后形成硫酸： 空气中的二氧化硫直接溶于水并生成亚硫酸，亚硫酸具有较强的还原性，在空气中的氧气作用下生成硫酸：SO2 + H2O H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO42）空气中二氧化硫的来源：主要是化石燃料的燃烧。另外还来源于含硫金属矿石的冶炼、硫酸工厂释放的尾气等。3）脱硫措施： 石灰石-石膏法脱硫（钙基固硫法）：CaO + SO2 CaSO3， SO2 + Ca(OH)2 CaSO3 + H2O，2CaSO3 + O2 2CaSO4 氨水脱硫：SO2 + 2NH3+H2O(NH4)2SO3， 2(NH4)2SO3 + O2 2(NH4)2SO4上述方法既可除去二氧化硫，还可以得到副产品石膏（CaSO42H2O）和硫酸铵（一种化肥）2、硫酸的制备和性质：（1）硫酸的工业制法：接触法制硫酸 三原料、三阶段、三反应、三设备：热交换器的作用：预热SO2和O2，降低SO3的温度，便于被吸收。98.3%浓硫酸的作用：如果直接用水吸收SO3，SO3与水反应放热，会形成酸雾，不利于SO3的吸收。所以用98.3%的浓硫酸吸收SO3，得到发烟硫酸。尾气中SO2的处理：用氨水处理后，再用硫酸处理： SO2 + 2NH3+H2O(NH4)2SO3， SO2 + NH3+H2ONH4HSO3（2）硫酸的物理性质： 无色、黏稠、油状液体。硫酸易溶于水，溶解时放出大量的热。98.3%的浓硫酸沸点为338，属于典型的难挥发性酸，密度为1.84gcm-3。 浓硫酸难挥发，故可以制取易挥发性酸，如： （1） 稀硫酸的化学性质：具有酸的通性：使指示剂变色、与碱、碱性氧化物、活泼金属、盐都能反应。如：Fe2O3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3H2O 可用于酸洗除锈（2） 浓硫酸的特性： 热点链接：如何稀释浓H2SO4 在稀释浓H2SO4时,应将浓H2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中,并不断搅拌,使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中,浓H2SO4密度比水大,溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出)。 吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作中性气体和酸性气体的干燥剂，如H2、O2、CO2、Cl2、HCl等。还可以夺取结晶水合物中的水。备注：浓硫酸不能干燥碱性气体（如氨气）和还原性气体（如H2S、H2、HBr等）。 脱水性：浓硫酸能将有机物中 H、O 按照 21 的比例脱出，生成水，是有机物变黑。浓硫酸可用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。C12H22O1112C+11H2O 强氧化性：1）浓硫酸可以将许多金属氧化（铝、铁、铂、金除外）：金属 + 浓硫酸 硫酸盐 + SO2+ H2O 浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：其强氧化性由+6 价的 S 引起，而稀硫酸的氧化性由 H+引起 （故只能氧化金属活动顺序表中 H 前面的金属）。备注：上述反应中，Cu是还原剂，H2SO4是氧化剂。H2SO4既表现了氧化性，又表现了酸性，表现氧化性和酸性H2SO4的分子格式比为1:1。随着反应进行浓硫酸变为稀硫酸后反应就停止。 2）浓硫酸在一定条件下，也可以和一些非金属反应，如C、S、P等。浓H2SO4的还原产物通常为SO2。正是由于浓H2SO4的氧化性，所以浓H2SO4与金属反应均没有H2产生，也不能用浓H2SO4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI、H2S等。3）与低价非金属元素的化合物反应： H2S + H2SO4 (浓) =S+ SO2+2H2O 2HI + H2SO4 (浓) =I2+ SO2+2H2O 2HBr + H2SO4 (浓) =Br2+ SO2+2H2O（5）几种重要的硫酸盐：（6）浓硫酸和稀硫酸的鉴别方法：1）:取等重量的样品，放置在天平两端，并暴露在空气中，下沉一端为浓硫酸。因为浓硫酸具有吸水性，吸收空气中的水 2）：取样，将样品倒入水中，并插入温度计，升温的一个是浓硫酸。 3）：插入铁片，没什么现象的是浓硫酸，持续冒气泡的是稀硫酸。因为浓硫酸有强氧化性，使铁钝化，阻止两者反应，稀硫酸则不能。所以可用铁器装浓硫酸。 4）：放入炭块，膨胀的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。因为浓硫酸具有吸水性。 5）：插入铜片，反应并生成刺激性气味的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。同样因为浓硫酸有强氧化性。 6）：取等体积样平，密封放在天平两端，重的是浓硫酸。因为浓硫酸密度较大。 7）：晃动观察，稠的是浓硫酸，透明均一的是稀硫酸 。 8）：放入5水硫酸铜，颜色退去的是浓硫酸 ，没反应的是稀硫酸 。同样因为浓硫酸 具有吸水性。3、硫和含硫化合物的相互转化：（1）硫的存在及物理性质：硫以游离态（火山口附近或地壳的岩层里）和化合态（硫化物和硫酸盐）存在。硫是淡黄色松脆的晶体，俗名硫磺，熔点112.8，沸点444.6，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2.（2）不同价态的硫的化合物 -2 价：H2S、Na2S、FeS；+4 价：SO2、H2SO3、Na2SO3+6 价：SO3、H2SO4、Na2SO4、BaSO4、CaSO4 、FeSO4 （3）通过氧化还原反应实现含不同价态硫元素的物质之间的转化 反应举例：1）-2价硫到0价硫硫化氢不完全燃烧：硫化氢通入卤水中：H2S + X2=S + 2HX （X代表CL、Br、I）现象：卤水溶液褪色，产生淡黄色沉淀。向Na2S溶液中通入氯气：Na2S + Cl2 =2NaCl +S2）0价硫到-2价硫与金属反应：S + 2Na = Na2S，将S和Na混合，研磨可爆炸。S + Hg =HgS 在常温下进行，常用于除去撒落的汞，且汞显高价。与非金属反应： 3）0价硫到+4价硫：4）+4价硫到0价硫： SO2 + H2S =3S+ 2H2O5）+4价硫到+6价硫：SO2 +X2 + H2O = H2SO4 + 2HX （X代表CL、Br、I）2H2SO2 +O2 = 2H2SO4 （酸雨的酸性由弱变强的原因）6）+6价硫到+4价硫：浓硫酸被还原，一般生成SO2。总结：硫和含硫化合物相互转化的规律： 邻位转化规律：-2价S 0价S +4价S +6价S 越位转化的特例： 相邻价态不发生氧化还原反应：如二氧化硫与浓硫酸不反应，故实验室可用浓硫酸干燥二氧化硫气体。 归中反应规律：（4）含硫化合物间通过非氧化还原反应相互转化： FeS + H2SO4（稀）=FeSO4 + H2S，FeS + 2H+=Fe2+ + H2S 实验室制备H2S气体，采用固-液反应不加热制气体装置或启普发生器）。 H2S有毒，有臭鸡蛋气味，易溶于水，其水溶液叫氢硫酸。 H2S + 2NaOH =Na2S+ 2H2O实验室中常用NaOH溶液吸收多余的H2S气体，防止空气污染。 Na2SO3 + H2SO4（浓）= Na2SO4 + SO2+ H2O实验室或工业上制取SO2的原理。 Na2SO3 + H2SO4（稀）= Na2SO4 + SO2+ H2O不用稀硫酸制取SO2的原因是SO2在稀硫酸中溶解度较大。二、生产生活中的含氮化合物：1、氮氧化物的产生及转化 （1）氮气： 存在：氮气约占空气总体积的78%。 物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，密度比空气稍小，难溶于水。 化学性质：N2分子结构稳定，化学性质不活泼，但在特定条件下会发生化学反应： 所以雷雨会生成NO。氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。（2）氮氧化物： NO：无色无味的有毒气体（中毒原理与 CO 相同），密度略小于空气，微溶于水。在通常情况下易被氧气氧化为NO2：2NO + O2=2NO2 NO2：红棕色的具有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，能溶于水。氧化性较强，易与水、碱等反应：3 NO2+H2O=2HNO3+NO 2 NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O NO2 + 2KI =I2 + 2KNO2（能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝）2NO2 N2O4(NO2和N2O4之间可相互转化，故通常测得NO2的相对分子质量大于其实际值。)氮氧化物有：N2O，NO, N2O3，NO2，N2O4，N2O5，其中N2O3是HNO2（亚硝酸）的酸酐，N2O5是HNO3的酸酐。（3）硝酸型酸雨： 形成原理：3 NO2+H2O=2HNO3+NO NO + NO2+H2O=2HNO2 主要来源：氮肥的生产、金属冶炼、汽车尾气等。 防治措施：1） 为汽车安装尾气转换装置，将汽车尾气中的NO和CO转化成N2和CO2：2） 对生产氮肥、硝酸的工厂尾气处理：2 NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O NO + NO2+ 2NaOH =2 NaNO2 + H2O2、氮肥的生产和使用 （1）氨气的物理性质：常态下是无色、有刺激性气味的气体，极易溶于水（1:700），溶于水显碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。易挥发，易液化，液化时放出大量的热。液态氨汽化时吸收大量的热，使其周围物质的温度急剧下降，故液氨常用作制冷剂。氨水应在阴凉处保存。雨天、烈日下不宜施用氨态氮肥。（2）氨气的化学性质： 与水反应：NH3+H2ONH3H2ONH4OH喷泉实验：在干燥的烧瓶内充满氨气，塞上待遇玻璃管和胶头滴管的胶塞，玻璃管的下端插入滴有酚酞的水溶液中，打开橡皮管上的止水夹，挤压胶头滴管。 现象：烧杯中的水迅速进入烧瓶内，形成红色喷泉，最后烧瓶内充满红色液体。 结论：氨气在水中溶解又多又快，使烧瓶内压强小于外界大气压，从而形成喷泉；酚酞试液显红色说明氨气的水溶液显碱性。 与酸反应：NH3 +HCl=NH4Cl（产生白烟，是NH4Cl固体小颗粒，这可以检验氨气的存在。）2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 具有还原性： 制备硝酸： 2 NH3 + 3Cl2 =N2 + 6HCl（NH3少量） 8 NH3 + 3Cl2 =N2 + 6 NH4Cl（NH3过量） （3）氨水的成分及性质： 氨水所含的微粒有：H2O，NH3，NH3H2O，以及少量的NH3H2O电离出的NH4+ 和 OH-，少量水电离出的H+和OH- 氨水易挥发逸出氨气，可用于检验浓盐酸、浓硝酸等挥发性酸，反应是形成白烟。（4）NH3的制备： 工业上合成氨： 实验室制取氨气：化学药品：氯化铵晶体，熟石灰固体。集气方法：向下排空气法验满：1）将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，试纸变蓝。 2）将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，产生白烟。干燥方法：可用碱石灰、生石灰、硅胶等干燥剂；氨气溶于水显碱性，不能用浓硫酸、五氧化二磷等干燥。（2）铵盐： 物理性质：易溶于水，大多数是无色晶体。 化学性质：A、铵盐受热易分解为氨气和对应的酸，故应保存在阴凉处：1）若该酸不稳定，则继续分解，如：该反应式可用于NH4Cl的提纯.2）如生成的酸为氧化性酸，则该酸不会与氨气发生氧化还原反应，如NH4NO3受热分解较复杂：（NH4）2SO42NH3+H2SO4 B、铵盐与碱反应放出氨气，可利用该性质检验铵根离子NH4+的存在。 铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。 NH4+的检验： 1） NaOH溶液法：待检物为固体液体均可。取少量待检样品配成水溶液，向其中加入足量NaOH溶液，用酒精灯微热，如产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。2） 碱石灰法：待检物必须为固体取少量待检样品固体与碱石灰混合，在研钵中研磨，若产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。三、硝酸的性质： 1、物理性质：无色，具有挥发性的液体，沸点83，有刺激性气味，易溶于水。“发烟硝酸”是指含HNO3质量分数在98%以上的浓硝酸，挥发出的HNO3在空气中产生“发烟”现象。 2.化学性质： （1）是一种强氧化性的酸，绝大多数金属及许多非金属单质能与硝酸反应：Cu + 4HNO3（浓）=Cu(NO3)2 + 2NO2+2H2O3Cu + 8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2 + 2NO+4H2O 常温下，浓硝酸会使铝、铁等发生钝化，故可用铝制或铁制容器装运浓硝酸。（2）不稳定性：HNO3见光或加热会分解释放出NO2气体，故硝酸应保存在避光、低温处。3、硝酸的制备：（1）实验室制备： （2）氨催化氧化法制硝酸：备注：1）氨气氧化成NO需要加热，NO氧化成NO2是放热反应，通过热交换器提高热量利用率，降低成本。2）吸收塔里产生的NO重新回到热交换器中被氧化成NO2，这种循环操作过程可提高原料利用率。3）尾气用NaOH溶液吸收。