必修一专题四硫氮和可持续发展知识点.docx
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必修一专题四硫氮和可持续发展知识点
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、具有刺激性气味的有毒气体,,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:
①SO2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(SO2不能漂白酸碱指示剂)。
常用于实验室对SO2气体的检验(品红溶液)
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、H2O2、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(酸雨的pH<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。
(正常的雨水由于溶解CO2形成弱酸H2CO3,pH约为5.6。
)
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,SO2直接危害人体健康,发生呼吸道疾病,直至人死亡。
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
古代制硫酸的方法是:
用绿矾(FeSO4·7H2O)为原料,放在蒸馏釜中煅烧而制得硫酸.在煅烧过程中,绿矾发生分解,放出二氧化硫和三氧化硫,其中三氧化硫与水蒸气同时冷凝,便可得到硫酸。
2(FeSO4·7H2O)===Fe2O3+SO2+SO3+14H2O
(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。
浓硫酸稀释方法:
把浓硫酸沿杯壁倒进水中,并用玻璃棒搅拌,因为浓硫酸密度大,若把水倒进浓硫酸中,稀释放出的热量回使水沸腾,水喷溅出来危险.
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:
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、H2I、HBr等)。
浓硫酸能干燥三类气体:
一、中性气体,如H2、O2、N2、CO、NO、CH4等;二、酸性气体:
SO3、SO2、CO2、HCl、HF等;三、氧化性气体:
O3、F2、Cl2.不能干燥两类气体:
一、碱性气体,如氨气(NH3);二、还原性气体,如HBr、HI、H2S等.因为浓硫酸有强氧化性和酸性,所以不能干燥还原性气体和碱性气体.
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)。
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的分子个数比为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==2NO24NO+3O2+2H2O=4HNO3
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+NO4NO2+O2+2H2O=4HNO3
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:
2NO2+2NaOH==NaNO3+NaNO2+H2O
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:
在干燥的烧瓶充满氨气,塞上带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,形成红色喷泉,最后烧瓶充满红色液体。
结论:
氨气在水中溶解又多又快,使烧瓶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。
实验室制取氨
气方法:
2
2NH4Cl+Ca(OH)2====CaCl2+2NH3↑+2H2O
②加热浓氨水NH3·H2O<====>NH3↑+2H2O
③浓氨水和碱石灰氨水中加入碱石灰,生成氢氧化钙,溶液碱性增大,且反应放热,有利于氨气的生成NH3·H2O<====>NH3↑+2H2O
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:
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。
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