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1、 第14讲硫及其化合物考点硫及其氧化物的性质1硫单质(1)自然界中的硫游离态：硫单质俗称硫黄，主要存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。化合态：主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，有关化学式为：(3)从化合价的角度认识硫单质的化学性质与金属反应表现氧化性与非金属反应与强氧化剂反应(如浓硫酸)：S2H2SO4(浓)3SO22H2O，表现还原性与碱溶液反应：3S6NaOH2Na2SNa2SO33H2O，表现氧化性和还原性提醒：实验室中，残留在试管内壁上的硫可用CS2溶解除去，也可用热的NaOH溶液除去，反应化学方程式为3S6NaOH2Na2SNa2SO33H2O。硫单质的氧化性较弱，与变价金属反应时一般生
2、成低价态金属硫化物(和Cl2与变价金属的反应情况相反)，如FeS、Cu2S等。汞蒸气有毒，实验室里不慎洒落一些汞，可撒上硫粉进行处理。单质硫燃烧时，产物只能是SO2，无论O2的量是否充足，均不会生成SO3。2二氧化硫(SO2)(1)物理性质二氧化硫是无色、有刺激性气味的有毒气体，是大气污染物之一；易溶于水，通常状况下，1体积水溶解约40体积SO2。(2)化学性质酸性氧化物的通性SO24价硫之间的转化与酸碱反应的关联性：如SO2H2SO3NaHSO3Na2SO3即：二氧化硫亚硫酸酸式盐正盐氧化性(如与H2S溶液反应)：SO22H2S=3S2H2O还原性SO2漂白性：可使品红溶液等有机色质褪色生成
3、不稳定的化合物。3三氧化硫(1)物理性质熔点16.8 ，沸点44.8 ，常温下为液态，标准状况下为固态。(2)化学性质三氧化硫具有酸性氧化物的通性，主要反应如下：4硫的氧化物的污染与治理(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等。(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)。(3)治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。(4)硫酸型酸雨的形成途径有两个：途径1：空气中飘尘的催化作用，使2SO2O22SO3、SO3H2O=H2SO4。途径2：SO2H2OH2SO3、2H2SO3O2=2H2SO4。知能存储常见的能用于漂白的物质的比较与分析拓展：SO2使物质褪色时表现的性质探规寻律SO2和CO
4、2的鉴别方法SO2和CO2都能使澄清石灰水变浑浊，若通入的气体过量，则沉淀都可以消失，所以不能用澄清的石灰水鉴别SO2和CO2。通常可用以下方法：探规寻律消除SO2对环境污染的“3方法”方法一：钙基固硫法为防治酸雨，工业上常用生石灰和含硫的煤混合后燃烧，燃烧时硫、生石灰、O2共同反应生成硫酸钙，从而使硫转移到煤渣中，反应原理为CaOSO2CaSO3,2CaSO3O2=2CaSO4，总反应方程式为2CaO2SO2O22CaSO4。方法二：氨水脱硫法该脱硫法采用喷雾吸收法，雾化的氨水与烟气中的SO2直接接触吸收SO2，其反应的化学方程式为NH3SO2H2O=NH4HSO3,2NH3SO2H2O=(
5、NH4)2SO3。方法三：钠、碱脱硫法钠、碱脱硫法是用NaOH/Na2CO3吸收烟气中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，发生反应的化学方程式为2NaOHSO2=Na2SO3H2O，Na2CO3SO2=Na2SO3CO2，Na2SO3SO2H2O=2NaHSO3。规律总结熟记中学化学中的四大还原性离子：还原性：S2SOIFe2。(1)能被空气中的O2氧化而变质。(2)易被KMnO4(H)、HNO3、溴水、氯水、Fe3(不氧化Fe2)等氧化。(3)SO2、H2SO3、Na2SO3均有较强的还原性，且还原性：SOH2SO3SO2。(4)H2S、HS、S2也均有很强的还原性。考点硫酸硫酸根离子
6、的检验1硫酸的物理性质(1)纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高，难挥发。(2)溶解性：浓H2SO4与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热。浓H2SO4稀释的方法是：将浓H2SO4沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒不断搅拌。2稀H2SO4具有酸的通性硫酸是强电解质，在水溶液中的电离方程式为H2SO4=2HSO，能与指示剂、金属、碱性氧化物、碱、盐等物质发生反应。与活泼金属铁反应：Fe2H=Fe2H2；与金属氧化物MgO反应：MgO2H=Mg2H2O；与碱Ba(OH)2反应：Ba22OH2HSO=BaSO42H2O；与盐Na2SO3反应：SO2H=H2OSO2；与盐BaCl2反应：Ba2SO=BaSO4
7、。3浓硫酸的特性(1)吸水性：常用作干燥剂，但不能干燥NH3、H2S、HI等。(2)脱水性：将有机物中的H、O以原子数21比例脱去，如使蔗糖变黑。(3)氧化性：常温下，铁、铝遇浓硫酸钝化，“钝化”是浓硫酸将Fe、Al氧化而在其表面形成一层致密的氧化物薄膜，阻止了浓硫酸与Fe、Al的继续反应，体现了浓硫酸的强氧化性。与Cu反应：Cu2H2SO4(浓)CuSO4SO22H2O。与C反应：C2H2SO4(浓)CO22SO22H2O。特别提醒(1)浓硫酸能氧化(必要时加热)除Au、Pt以外的所有金属，其还原产物是SO2而不是H2。(2)常温下，浓硫酸与Fe、Al并不是不反应，而是发生了“钝化”，“钝化
8、”是浓硫酸将Fe、Al氧化而在其表面形成一层致密的氧化物薄膜，阻止了浓硫酸与Fe、Al的继续反应，体现了浓硫酸的强氧化性。(3)浓硫酸使蓝矾(CuSO45H2O)变成白色粉末，体现了浓硫酸的吸水性。(4)浓硫酸与金属反应时体现了浓硫酸的氧化性和酸性，而与碳等非金属反应时只体现了浓硫酸的氧化性。4硫酸的用途(1)制取化肥、硫酸盐、挥发性酸。(2)消除金属表面的氧化物。(3)用于精炼石油，制造炸药、农药、染料等，是实验室里常用的试剂。5SO的检验检验SO的正确操作方法：被检液加足量盐酸酸化，取清液有无白色沉淀(判断有无SO)。先加稀盐酸的目的是排除Ag、CO、SO的干扰，再加BaCl2溶液，有白色
9、沉淀产生，整个过程中可能发生反应的离子方程式：CO2H=H2OCO2、SO2H=SO2H2O、AgCl=AgCl、Ba2SO=BaSO4。知能存储 (1)分清浓硫酸的脱水性和吸水性的区别吸水性：浓硫酸能吸收物质中游离的水，可用作干燥剂。脱水性：浓硫酸可将有机物中的H、O原子以21比例脱去。(2)注意由“量变”引起的“质变”金属(如铜、铁、锌、铝等)与浓H2SO4反应时，要动态地看待反应过程，注意H2SO4浓度的变化对反应的影响，开始阶段是浓H2SO4反应产生SO2气体，但随着反应的进行，硫酸的浓度逐渐减小，最后变成稀硫酸，与Cu不反应，与铁、锌、铝等反应生成H2而不是SO2。易错警示SO检验的
10、易错点(1)只加可溶性钡盐，不酸化。CO、PO、SO等会产生BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3白色沉淀干扰SO的检验。(2)向待测液中滴加BaCl2溶液，再加稀盐酸有白色沉淀便断定含SO。其错误是溶液中若含Ag时也会产生同样的现象：AgCl=AgCl(白色)。(3)向待测液中滴加用稀盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO。该错误是未注意在酸性环境中NO具有强氧化性：Ba2SO=BaSO3(白色)，3BaSO32H2NO=3BaSO4(白色)2NOH2O。考点硫及其化合物的综合应用1硫元素的化合价与氧化性、还原性之间的关系2邻位价态转化规律(1)是硫元素的最低价态，只
11、有还原性。它与氧化剂反应，其价态一般会升至相邻的价态()。如：H22FeCl3=2HCl2FeCl2(2)S能发生自身氧化还原反应，在反应时分别升至和降至与其相邻的价态。如：36KOH=2K2K2O33H2O(3)和处于中间价态，既有氧化性又有还原性。与弱氧化剂作用时，被氧化成相邻的高价态；与弱还原剂作用时，被还原成相邻的低价态。如：H2 O2O32O2O22O3O22H2 =32H2O(4)是硫元素的最高价态，只有氧化性。遇到还原剂时，其价态一般降至相邻的价态()。如：Cu2H2O4(浓)CuSO4O22H2O。3跳位转化规律和遇到强氧化剂时，价态会发生跳位转化。如： ， 。4相同价态硫的转
12、化是通过酸、碱反应实现如：、反应的化学方程式为：H2SO32NaOH=Na2SO32H2O；Na2SO3H2SO4=Na2SO4H2OSO2；Na2SO3SO2H2O=2NaHSO3。注意事项相邻价态的粒子不发生氧化还原反应：如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。当硫元素的高价态粒子与低价态粒子反应时，一般生成中间价态，如2Na2SNa2SO33H2SO4=3Na2SO43S3H2O。含硫物质的连续氧化：探规寻律中学阶段常见的符合ABCD转化关系的有：硫元素：H2SSO2SO3H2SO4SSO2SO3H2SO4碳元素：CCOCO2H2CO3氮元素：N2NONO2HNO
13、3NH3NONO2HNO3钠元素：NaNa2ONa2O2NaOH 脉络构建核心要素1牢记1条转化主线：H2SSSO2SO3H2SO4。2掌握SO2的4个化学性质：(1)酸性氧化物的性质(2)还原性(3)氧化性(4)漂白性3掌握浓H2SO4的3大特性(1)吸水性(2)脱水性(3)强氧化性4熟记5个化学反应方程式：(1)SO22NaOH=Na2SO3H2O(2)Na2SO3H2SO4=Na2SO4SO2H2O(3)SO2X22H2O=H2SO42HX(X为Cl、Br、)(4)Cu2H2SO4(浓)CuSO4SO22H2O(5)C2H2SO4(浓)CO22SO22H2O第15讲氮及其化合物考点氮气及
14、氮的氧化物1氮气有关化学方程式：3MgN2Mg3N2；N23H22NH3；N2O22NO。2氮的氧化物氮有多种价态的氧化物：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5。NO与NO2性质的比较提醒：氮的氧化物都有毒，其中NO2与N2O4存在下列平衡：2NO2N2O4，因此实验测得NO2的平均相对分子质量总大于46。NO只能用排水法收集，不能用排空气法收集；而NO2只能用向上排空气法收集，不能用排水法收集。验证某无色气体是NO的方法是向无色气体中通入O2(或空气)，无色气体变为红棕色。3氮氧化物对环境的污染及防治(1)常见的污染类型光化学烟雾：N
15、Ox在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生了一种有毒的烟雾。酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。NO与血红蛋白结合使人中毒。(2)常见的NOx尾气处理方法碱液吸收法：2NO22NaOH=NaNO3NaNO2H2O，NO2NO2NaOH=2NaNO2H2O，NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。催化转化法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)或NOx，与CO在一定温度下催化转化为无毒
16、气体(N2和CO2)。一般适用于汽车尾气的处理。规律总结有关氮的氧化物溶于水的计算(1)关系式法NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2O22H2O=4HNO3可知，当体积比V(NO2)V(O2)NO和O2的混合气体溶于水时，其反应是2NOO2=2NO2,4NO2O22H2O=4HNO3，总反应式为4NO3O22H2O=4HNO3可知，当体积比V(NO)V(O2)(2)电子守恒法当NOx转化为硝酸时要失去电子，如果是NOx与O2混合，则反应中O2得到的电子数与NOx失去的电子数相等。考点硝酸的性质及应用1物理性质硝酸是无色易挥发的液体，有刺激性气味。2化学性质(1)不稳定性反应：4HNO3(
17、浓)2H2O4NO2O2。市售浓硝酸呈黄色的原因是：硝酸分解生成的NO2溶解在硝酸里。硝酸要保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处，不能用橡胶塞。(2)强氧化性硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强。与金属反应：稀硝酸与铜反应：3Cu8HNO3(稀)=3Cu(NO3)22NO4H2O；浓硝酸与铜反应：Cu4HNO3(浓)=Cu(NO3)22NO22H2O。与非金属反应：浓硝酸与C的反应：C4HNO3(浓)CO24NO22H2O；与还原性化合物反应：硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2等还原性物质。稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式：3Fe24HNO=3Fe3NO2H2
18、O。(3)与有机物反应硝化反应(与反应)：HNO3NO2H2O；颜色反应：含有苯环的蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。提醒：浓、稀硝酸均具有强氧化性，浓度越大，氧化性越强，其还原产物的价态越高。浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色，该反应过程中浓硝酸表现出强酸性和强氧化性。常温下，铁、铝遇浓硝酸能发生“钝化”，故常温下，浓硝酸可用铁桶盛放。硝酸几乎能够与所有的金属反应(除Au、Pt外)，但不生成氢气；与变价金属反应时，金属能够被氧化为最高价态。硝酸与具有还原性的弱酸盐(如Na2SO3、NaI等)、碱性氧化物、碱以及其他还原剂反应时，优先发生氧化还原反应。分析离子共存的问题时要注意隐含的硝酸，即酸性条件
19、的硝酸盐溶液，H和NO共存时相当于稀硝酸，有较强的氧化性。探规寻律硝酸与金属反应的规律(1)与金属反应时，盐酸或稀硫酸中起氧化作用的是H，所以能放出H2，而硝酸中5价氮，其氧化性远大于H，所以硝酸与金属反应不放出H2。(2)金属与硝酸反应，金属一般被氧化为高价金属硝酸盐。若金属过量且有变价时，将生成低价金属硝酸盐。如：Fe(少量)4HNO3(稀)=Fe(NO3)3NO2H2O，3Fe(过量)8HNO3(稀)=3Fe(NO3)22NO4H2O。(3)金属与浓硝酸反应时，先放出NO2气体，随着硝酸的浓度变小，会放出NO气体，因此过量的Cu与浓硝酸反应时，放出的气体是NO2与NO的混合气体。(4)硝
20、酸与金属反应时，一部分起氧化剂的作用，被还原为氮的氧化物，一部分起酸的作用，与金属离子结合形成盐。若金属过量，待反应后，再加入稀硫酸，则这部分成盐的NO又会起氧化剂的作用，继续与金属反应。探规寻律硝酸与金属反应的计算方法(1)思维模型(2)计算技巧考点氨和铵盐1氨的物理性质无色有刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化。极易溶于水(1700)，可由喷泉实验证明。2氨的化学性质(1)还原性：与氧气反应：4NH35O24NO6H2O。与Cl2反应：8NH33Cl2=N26NH4Cl。(2)与酸反应：与氯化氢反应：NH3HCl=NH4Cl，产生白烟。(3)与水反应：NH3H2ONH3H2ONHOH，氨
21、的水溶液叫氨水，呈弱碱性。氨水组成：三种分子：NH3、NH3H2O、H2O；三种离子：NH、OH、H。氨水性质：容易挥发；氨水质量分数越大，其密度越小；氨水是很好的沉淀剂，能使Mg2、Al3、Fe2、Fe3、Cu2、Zn2转变为氢氧化物沉淀，其中AgOH、Cu(OH)2、Zn(OH)2等沉淀能溶于过量氨水，生成络离子。涉及氨水的离子方程式的书写a氨水作反应物，用分子式NH3H2O表示，如：Al33NH3H2O=Al(OH)33NH；b生成氨水时，若反应物(强碱溶液)为浓溶液或在加热条件下：NHOHNH3H2O；c生成氨水时，若反应物(强碱溶液)为稀溶液且不加热：NHOHNH3H2O。(4)与盐
22、溶液反应3.氨的用途(1)液氨汽化时吸收大量的热，故用作制冷剂。(2)制氮肥、硝酸、铵盐、纯碱等。4氨的实验室制法(1)原理：2NH4ClCa(OH)2CaCl22NH32H2O注：不能用NH4NO3，因NH4NO3受热爆炸；Ca(OH)2不能用KOH或NaOH代替，因两者易吸湿，易结块，不利于产生NH3，且高温下腐蚀试管。(2)实验装置：装置类型：固固气体(3)净化装置：如图所示(不能用浓H2SO4、P2O5、CaCl2、无水硫酸铜作干燥剂)。(4)收集方法：向下排空气法。(5)验满方法：将湿润的红色石蕊试纸放置在试管口附近，若试纸变蓝色，说明NH3已收集满。将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，
23、若有白烟产生，说明NH3已收集满。(6)尾气处理：在集气管口塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3。5铵盐及NH的检验(1)物理性质：都是无色或白色晶体，都易溶于水。(2)化学性质“三解”。“热解”不稳定，受热易分解。aNH4Cl受热分解：NH4ClNH3HCl。bNH4HCO3受热分解：NH4HCO3NH3H2OCO2。“碱解”铵盐都可与碱发生反应生成NH3或NH3H2O。铵盐与碱溶液反应的离子方程式：a稀溶液不加热：NHOHNH3H2O。b浓溶液或加热：NHOHNH3H2O。“水解”铵盐溶于水易水解，离子方程式：NHH2ONH3H2OH。(3)NH的
24、检验。NH无色气体试纸变蓝探规寻律NH的检验方法探规寻律喷泉实验的原理及应用(1)喷泉实验的原理使烧瓶内外在短时间内产生较大的压强差，利用大气压将烧瓶下面烧杯中的液体压入烧瓶内，在尖嘴导管口形成喷泉。(2)形成喷泉的类型下面是几种常见的能形成喷泉的气体和液体。探规寻律实验室制取氨气的简易方法考点氮及其重要化合物的综合应用1氮及其重要化合物转化关系图2有关氮及其重要化合物的推断题常以产生白烟、红棕色气体、无色气体在空气中变为红棕色、能使红色石蕊试纸变为蓝色等特殊现象为突破口。3含氮物质的化合价变化及规律(1)氮元素间的歧化和归中歧化同一元素的化合价在同一反应中既升高又降低。归中同一元素高价态和低价态生成中间价态。歧化：3NO2H2O=2HNO3NO。归中：6NO4NH35N26H2O。(2)含氮物质的连续氧化NH3NONO2HNO3；N2NONO2HNO3。脉络构建核心要素1牢记1条转化主线：N2NH3NONO2HNO3NH4NO3。2特殊的颜色：NO2红棕色气体。3特殊的检验：(1)NO：无色气体红棕色(2)NH：NH无色气体变蓝14