高一化学必修一专题四-硫、氮和可持续发展复习提纲 8页

真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 1 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： ① SO2 是酸性氧化物： ② 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 +2HBr 3）与 H2O2 反应： SO2 + H2O2 === H2SO4 4）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）： ③ 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 ④ 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：①吸附型：活性炭漂白——活性炭吸附色素 （包括胶体） ②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 ③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： ① 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： ② 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 == 2H2SO4 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 2 2）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： ① 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 ② 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 （CaSO4·2H2O）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+H2O＝NH4HSO3 （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 1.84g·cm-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)。 ① 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）。 ② 脱水性：浓硫酸能将有机物中 H、O 按照 2∶1 的比例脱出， 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 3 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。 C12H22O11 12C+11H2O ③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 。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 4 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 +S↓ 2）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↓+ 2H2O 5）+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： 1 邻位转化规律：-2 价 S <==> 0 价 S <==> +4 价 S <==> +6 价 S 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 5 2 越位转化的特例： 3 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。 4 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： ① 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。 ② 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。 ③ Na2SO3 + H2SO4（浓）=== Na2SO4 + SO2↑+ H2O 实验室或工业上制取 SO2 的原理。 ④ 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： ① 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 ② 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： ① 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。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 6 ② 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 + H2O 2、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： ① 与水反应：NH3+H2O NH3·H2O NH4 ＋＋OH－ 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。 ② 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 ③ 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，NH3·H2O，以及少量的 NH3·H2O 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： ① 工业上合成氨： ②实验室制取氨气： 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 7 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： ① 物理性质：易溶于水，大多数是无色晶体。 ② 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）2SO4 2NH3↑+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。 ③ 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： 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 8 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+2H2O 3Cu + 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。