《安徽省懷遠縣包集中學高中化學 硫的轉化教案 魯科版必修》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《安徽省懷遠縣包集中學高中化學 硫的轉化教案 魯科版必修（4頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、第3節(jié) 硫的轉化 1 自然界中的硫 1．硫的存在 在自然界里，硫既有游離態(tài)，又有化合態(tài)，游離態(tài)的天然硫存在于火山噴口附近或地殼的巖層里，煤中也含有少量硫。由于自然硫的存在，人類從遠古時代起就知道硫了。大約在4000年以前，埃及人曾利用硫燃燒生成的氣體漂白布匹。以化合態(tài)存在的硫分布很廣，主要是硫化物和硫酸鹽，如黃鐵礦、黃銅礦、石膏、芒硝等。硫的化合物也常存在于火山噴出的氣體中和礦泉水里。硫還是某些蛋白質(zhì)的組成元素，人體內(nèi)平均含有0.2％的硫。 1． 自然界中不同價態(tài)的硫元素間的轉化 【領悟·整合】 大氣中SO2主要有三個來源：化石燃料的燃燒、火山爆發(fā)和微生物的分解作用。在自然狀態(tài)

2、下，大氣中的SO2，一部分被綠色植物吸收；一部分則與大氣中的水結合，形成H2SO4，隨降水落入土壤或水體中，以硫酸鹽的形式被植物的根系吸收，轉變成蛋白質(zhì)等有機物，進而被各級消費者所利用，動植物的遺體被微生物分解后，又能將硫元素釋放到土壤或大氣中，這樣就形成一個完整的循環(huán)回路。 2．認識硫單質(zhì) （1）硫的主要同素異形體：單斜硫、斜方硫。 （2）硫的物理性質(zhì)： 硫單質(zhì)為淡黃色晶體，密度為水的兩倍，難溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS2，熔點112.8℃，沸點444.6℃。 3．化學性質(zhì)： （1）與金屬發(fā)生反應： Cu＋SCu2S Fe＋SFeS （S表現(xiàn)氧化性） 【知識·鏈

3、接】 S的特殊性質(zhì)——與Hg、Ag的反應 一般說來，S是不能使具有可變化合價的金屬顯高價的，且S與大多數(shù)金屬的反應須加熱才能完成．但是S與Hg、Ag等不活潑金屬的反應在常溫下就能進行，且能使Hg顯高價。 利用Ag和S的反應，可用簡易的方法鑒別出真假銀：用一布條沾上少量硫黃粉末在待鑒別的器皿表面用力磨擦，如被磨擦處出現(xiàn)黑斑則說明是真銀，否則為假銀。 利用Hg和S的反應可以消除溫度計、氣壓計、血壓計等被打破后汞的毒害，所以，汞不慎灑落在地面上，要立即打開門窗通風，并盡量設法收集起來，殘余的部分，可覆滅蓋硫粉處理，以免汞蒸氣中毒。 此外硫化汞還要用作紅色顏料（朱砂），在書面上蓋的印章，所用

4、的紅色印泥就是用朱砂做的。 （2）與非金屬發(fā)生反應 S＋O2SO2（S表現(xiàn)還原性） （3）與氧化性酸濃HNO3、濃H2SO4發(fā)生反應 S＋6HNO3（濃）H2SO4+6NO2↑+2H2O（S表現(xiàn)還原性） S＋2H2SO4（濃）3SO2↑+2H2O（S表現(xiàn)還原性） 4．用途：硫單質(zhì)制硫酸，做橡膠制品的硫化劑，制黑火藥、火柴、農(nóng)藥等。 【領悟·整合】 硫元素常見的價態(tài)有－1、0、＋4、+6價，硫單質(zhì)由于處于中間價態(tài)而即有氧化性，又有還原性。在加熱或點燃的情況下可被氧氣、硝酸等強氧化劑氧化。硫在與金屬反應時表現(xiàn)出一定的氧化性，與變價金屬反應時一般生成低價化合物，其氧化性比氯氣弱。

5、 2 不同價態(tài)硫元素間的轉化 1． 硫元素間的轉化網(wǎng)絡圖 ?特別說明： ①相同價態(tài)的硫的化合物，通過酸堿反應規(guī)律加以聯(lián)系(上面縱行) 如：H2SH2S(溶液) NaHSNa2S SO2H2SO3NaHSO3Na2SO3 ②不同價態(tài)的硫及其化合物，通過氧化還原反應規(guī)律加以聯(lián)系(上面橫列)如 H2SSSO2SO3→H2SO4 由圖知：H2S只有氧化性，S、SO2既有氧化性，又有還原性，H2SO4中的S只有氧化性。 ③把以上兩條規(guī)律建立的聯(lián)系結合起來。即形成了硫及其化合物的完整的知識網(wǎng)絡。 【品思·感悟】 用氧化還原反應理論為依據(jù)，緊緊抓住硫元素價態(tài)變化這根主線，以元素價

6、態(tài)變化為橫列，以化合物之間的轉變?yōu)榭v行，縱橫歸納，結線連網(wǎng)，使零碎的知識系統(tǒng)化，規(guī)律化，記憶起來容易，使用起來方便。 2．SO2 （1）物理性質(zhì) 二氧化硫為無色、有刺激性氣味的有毒氣體，密度比空氣大，易液化，易溶于水。 （2）化學性質(zhì) ①二氧化硫是酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性： SO2＋H2OH2SO3；SO2＋CaO＝CaSO3；SO2＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O；SO2＋NaOH＝NaHSO3； SO2＋2NH3·H2O＝(NH4)2SO3＋H2O；SO2＋Ca(OH)2＝CaSO3↓＋H2O（吸收SO2） SO2＋H2O＋Na2S＝Na2SO3＋H2S （酸

7、性：H2SO3＞H2S）； SO2＋NaHCO3＝NaHSO3＋CO2 （酸性：H2SO3＞H2CO3）； SO2＋2NaHCO3＝Na2SO3＋2CO2＋H2O （SO2量不足時）。 ②氧化性：SO2＋2H2S＝3S＋2H2O （氣體或溶液中均可進行） ③還原性：能被Cl2、Br2、I2、Fe3＋、KMnO4、HNO3等強氧化劑氧化生成SO42-。例如： SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX （X＝Cl、Br、I） ④漂白性：SO2可以使品紅溶液褪色。 注意，SO2能使氯水、KMnO4溶液等褪色，這是因為SO2具有還原性的緣故。 【辨析·比較】 氯氣、二氧化硫、活

8、性炭漂白原理的比較 Cl2的漂白性主要是因為它溶于水生成了HClO。該酸有很強的氧化性。可將有色物質(zhì)氧化成無色物質(zhì)。這種氧化作用非常迅速。由于色素的結構被破壞。因此。Cl2的漂白作用是不可復原的。成為永久性漂白。與Cl2不同。SO2的漂白作用。不是因為SO2具有氧化性。而是SO2溶于水生成了亞硫酸。亞硫酸跟有色物質(zhì)結合生成一種無色的不穩(wěn)定的化合物。這種作用較慢。且生成的化合物不穩(wěn)定。加熱時。會有SO2分解出來。溶液又會恢復成原來的顏色。因此。SO2的漂白作用是不能持久的。而活性炭的漂白為物理性吸附。屬物理變化。 3．濃硫酸的強氧化性：濃硫酸是強氧化性酸，可以氧化大多數(shù)金屬(除Pt和Au)和

9、其他還原性物質(zhì)(H2S、Fe2+等)。 Cu+2H2SO4(濃) CuSO4+SO2↑+2H2O(氧化性、酸性) C+2H2SO4(濃) CO2↑+2SO2↑+2H2O(氧化性) 2FeSO4+2H2SO4(濃)＝Fe2(SO4)3+SO2↑+2H2O(氧化性) H2S+H2SO4(濃)＝S↓+SO2↑+2H2O(氧化性) 在以上反應中，濃硫酸一般被還原為SO2。常溫時，Al、Fe在濃硫酸中鈍化，其實質(zhì)是濃H2SO4使Al、Fe氧化生成致密的氧化物保護膜。 【積累·活用】 疊加化學反應方程式的計算技巧 有些體系不只涉及一個反應，且不同的反應之間存在著某種聯(lián)系，對于這樣的體系，疊

10、加化學反應方程式可使用解決的問題簡便、明了。疊加化學反應方程式的關鍵問題是量的關系的銜接和確定，確定量的關系常用待定系數(shù)法，它的理論依據(jù)是質(zhì)量守恒。 Na2S+H2SO4＝Na2SO4+H2S↑ Na2SO3+H2SO4＝Na2SO4+SO2↑+H2O 所以可得總的化學方程式：2Na2S+Na2SO3+3H2SO4＝3Na2SO4+3S↓+3H2O 從以上總化學方程式非常容易看出：當Na2S和Na2SO3的物質(zhì)的量比為2∶1時，沒有氣體放出；當大于2∶1時，有H2S放出；當小于2∶1時，則有SO2放出。 4．接觸法制硫酸簡介 （1）含硫礦物燃燒生成二氧化硫 （2）二氧化硫氣的凈化

11、 （3）二氧化硫被催化氧化成三氧化硫 （4）用98.3%的硫酸吸收三氧化硫 （5）根據(jù)需要稀釋濃硫酸 3 酸雨及其防治 1．酸雨的形成 酸雨中的酸度主要是硫酸和硝酸造成的，它們占總酸度的92%以上。其余為一些弱酸。我國的酸雨主要是硫酸型酸雨。一般認為：“酸雨”是由于大量含硫燃料的燃燒排放的SO2等酸性氣體進入大氣后造成局部地區(qū)大氣中的SO2富集．在水凝結過程中溶解于水形成H2SO3。然后經(jīng)空氣中的塵粒等污染物的催化作用。氧化成H2SO4隨雨水降下形成酸雨。主要反應如下： 2SO2+O22SO3 SO3+H2O＝H2SO4 SO2+H2OH2SO3 2H2SO3+O2＝2H2SO4(酸性增強) 2．酸雨的危害：酸雨危害很大，能直接破壞森林、草原和農(nóng)作物。使土壤酸性增強。使湖泊酸化。還會加速建筑物、橋梁、工業(yè)設備等的腐蝕。 3．酸雨的防治 （1）對酸性物質(zhì)的排放加以控制。 （2）開發(fā)清潔能源