高一化学必修一专题四硫氮和可持续发展复习提纲Word格式文档下载.docx

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（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

H2SO32H2SO3+O2==2H2SO4

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。

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，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）。

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+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

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：

①FeS+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。

②H2S+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。

③Na2SO3+H2SO4（浓）===Na2SO4+SO2↑+H2O

实验室或工业上制取SO2的原理。

④Na2SO3+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：

①NO：

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

②NO2：

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：

3NO2+H2O===2HNO3+NO

2NO2+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：

3NO2+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。

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：

NO+NO2+2NaOH===2NaNO2+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：

2NH3+3Cl2===N2+6HCl（NH3少量）

8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl（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：

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。

③NH4+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+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：

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。