高中化学知识点规律大全

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高中化学硫篇一：高中化学知识点规律大全——《硫和硫的化合物 环境保护》

1．氧族元素

[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素钋(84Po)．氧族元素位于元素周期表中第ⅥA族．

[氧族元素的原子结构]

(1)相似性：①最外层电子数均为6个；②主要化合价：氧为－2价，硫、硒、碲有－2、+4、+6价． (2)递变规律：按氧、硫、硒、碲的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．

[氧族元素单质的物理性质]

[氧族元素的化学性质]

[同素异形体] 由同种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体．例如，O2与O3，金刚石、石墨与C60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体．

注意 “同位素”与“同素异形体”的区别．同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质． [臭氧]

(1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水．液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色． (2)化学性质：

①不稳定性．O3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O3 =3O2．②强氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活泼金属能与O3发生反应；

b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反应可用于O3的定量分析)

(3)用途：

①作漂白剂．O3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO类似)．如将O3通入石蕊试液中，溶液变为无色．②消毒剂． (4)制法：3O2

2O3

(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系．

①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km～50 km的大气平流层中(即通常所说的臭

氧层)．②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉．大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害．但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层．因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层． [过氧化氢]

(1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体．市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30％． (2)化学性质：

①H2O2显弱酸性，是二元弱酸．其电离方程式可表示为：

H2

＋+ HO2－HO

22H2O2

2H2O+O2↑

＋+ O22－

②不稳定性．H2O2

贮存时就会分解．在其水溶液中加入MnO2等催化剂，分解速度大大加快． 说明 该反应原理是实验室制O2的常见方法之一．其发生装置为“固 + 液不加热”型．

③H2O2既具有氧化性又具有还原性．H2O2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H2O2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性．例如：

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表现还原性)

H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表现氧化性)

(3)重要用途：

①医疗上广泛使用稀双氧水(含H2O2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂． ②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂． ③实验室制取氧气． *[硫化氢] (1)物理性质：

①硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度比空气大．

②硫化氢有剧毒，是一种大气污染物．在制取和使用H2S气体时，必须在密闭系统如通风橱中进行． ③在常温、常压下，1体积水中能溶解2.6体积的硫化氢． (2)化学性质：

①不稳定性：H

2S受热(隔绝空气)能分解：H2S ②可燃性：H2S

气体能在空气中燃烧： 2H2S + 3O2(充足)

2H2O + 2SO2

2H2S + O2(不足)

2H2O + 2S

H2 + S

(发出淡蓝色火焰) (析出黄色固体)

③强还原性：H2S中的硫为－2价，处在最低价态，当遇到氧化剂时，硫被氧化为0价、+4价或+6价．如：

H2S +X2 ＝2HX + S↓ (X＝Cl、Br、I) H2S + H2SO4(浓) ＝S↓+ SO2 + 2H2O

?

④水溶液显弱酸性．硫化氢的水溶液叫氢硫酸．氢硫酸是一种二元弱酸，具有酸的通性．氢硫酸易挥发，当氢硫酸受热时，硫化氢会从溶液里逸出． (3)实验室制法：

反应原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有强还原性，故不能用HNO3或浓H2SO4制取H2S气体)发生装置：固 + 液 → 气体型装置

干燥剂：用P2O5或CaCl2(不能用浓H2SO4或碱性干燥剂)．

2．二氧化硫 [二氧化硫] (1)物理性质：

①二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化．

②易溶于水．在常温、常压下，1体积水能溶解40体积的SO2气体． (2)化学性质：

①二氧化硫与水反应：SO2 + H2

体变为红色．

b．反应生成的H2SO3为二元中强酸，很不稳定，易分解：H2SO

②二氧化硫与氧气的反应：2SO2 + O

3

说明 a．该反应是工业上制造硫酸的反应原理之一．

b．反应产物SO3是一种无色固体，熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都很低．SO3与H2O反应生成H2SO4，同时放出大量的热：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 热量

c．SO2中的硫处于+4价，因此SO2既具有氧化性又具有还原性．例如：

SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2O

SO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4(X＝C1、Br、I)

③二氧化硫的漂白性：

2O + SO2

2SO3(该反应为可逆反应)

说明 a．将装满SO2气体的试管倒立在滴有紫色石蕊试液的水槽中，一段时间后，水充满试管，试管中的液

说明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)虽然都有漂白作用，但它们的漂白原理和现象有不同的特点．Cl2的漂白原理是因为C12与H2O反应生成的HClO具有强氧化性(O3、H2O2、Na2O2等与此类似)，将有色物质(如有色布条、石蕊试液、品红试液等)氧化成无色物质，褪色后不能再恢复到原来的颜色；而SO2是因它与水反应生成的H2SO3跟品红化合生成了无色化合物，这种不稳定的化合物在一定条件下(如加热或久置)褪色后又能恢复原来的颜色，用SO2漂白过的草帽辫日久又渐渐变成黄色就是这个缘故．

b．SO2能使橙色的溴水、黄绿色的氯水、紫红色的酸性KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性的缘故，与SO2的漂白作用无关．

c．利用SO2气体使品红溶液褪色、加热后红色又复现的性质，可用来检验SO2气体的存在和鉴别SO2气体． ④二氧化硫能杀菌，可以用作食物和水果的防腐剂． [二氧化硫的污染和治理]

(1)SO2的污染：二氧化硫是污染大气的主要有害物质之一．它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重时还会使人死亡．

(2)酸雨的形成和危害：空气中的SO2在O2和H2O的作用下生成H2SO3、H2SO4。

2SO2 + O2＝2SO3 SO2 + H2O＝H2SO3 SO3 + H2O＝H2SO4

下雨时，硫的氧化物(和氮的氧化物)以及所形成的硫酸(和硝酸)随雨水降下，就形成酸雨．酸雨的pH小于5.6(正常雨水因溶解了CO2，其pH约为5.6)．

酸雨能使湖泊水质酸化，毒害鱼类和其他水生生物；使土壤

酸化，破坏农田，损害农作物和森林；酸雨还会腐蚀建筑物、工业设备和名胜古迹等．

(3)治理：空气中的二氧化硫主要来自化石燃料(煤和石油)的燃烧．此外，还有含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气．消除大气污染的主要方法之一是减少污染物的排放、例如，硫酸厂、化工厂、冶炼厂等的尾气在排放前进行回收处理． 3．硫酸 [硫酸]

(1)物理性质：

①纯硫酸是一种无色透明、粘稠的油状液体．常用的浓硫酸的质量分数为98.3％，密度为1.84 g·cm－3 (物质的量浓度为18.4 mol·L－1 )，沸点为338℃(因此，浓硫酸属高沸点、难挥发性酸)．

②硫酸易溶于水，能以任意比与水混溶．浓硫酸溶于水时放出大量的热．因此，在稀释浓硫酸时，要将浓硫酸缓慢倒入水中，并边加边搅拌． (2)化学性质：

①硫酸属于强电解质，是二元强酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：

Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(实验室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除铁锈原理)

H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O

说明：浓硫酸中含水量很少，因此，浓H2SO4的电离程度很小，其中主要含H2SO4分子．

②吸水性：

a．浓H2SO4能吸收空气中的水分或各种物质中混有的游离态的H2O，形成一系列稳定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在实验室中浓H2SO4可用来作气体干燥剂，但不能干燥可与浓H2SO4反应的碱性气体(如NH3等)和强还原性气体(如H2S、HI、HBr等)．

b．因为浓H2SO4能吸收空气中的水分，所以实验室保存浓H2SO4时应注意密封，以防止浓H2SO4吸收水分而变稀．

③脱水性：浓H2SO4能将有机物中的氢、氧元素按2∶1的组成比脱出生成水，使有机物发生变化并生成黑色的炭．例如：C12H22O11(蔗糖)

12C + 11H2O

又如将浓H2SO4滴到蓝色石蕊试纸上，试纸先变红色然后变黑色．

注意 浓H2SO4的脱水性及溶于水时放出大量热的性质，使浓H2SO4对有机物具有强烈的腐蚀性．因此，如皮肤上不慎沾上浓H2SO4时，不能先用水冲洗，而先要用干布迅速擦去，再用大量水冲洗．

④强氧化性：浓H2SO4中的硫为＋6价，处于硫元素的最高价态，因此浓H2SO4具有强氧化性．在反应中，浓H2SO4被还原为＋4价硫的化合物、单质硫或－2价硫的化合物． a．常温下，浓H2SO4使Fe、A1发生钝化(Fe、A1难溶于冷的浓H2SO4中)．

说明 浓硫酸跟某些金属接触，使金属表面生成一薄层致密的氧化物保护膜，阻止内部金属继续跟硫酸反应，这一现象叫做金属的钝化．钝化是化学变化．利用Fe、A1在冷的浓H2SO4中产生钝化的性质，可用铁或铝制容器装盛浓硫酸．

b．加热时，浓H2SO4能跟除Pt、Au外的金属发生反应．反应的通式可表示为：

金属(Pt、Au除外) + H2SO4(浓)

例如：2H2SO4(浓) + Cu

硫酸盐 + SO2↑+ H2O CuSO4 + 2H2O + SO2↑

说明 Cu与浓H2SO4的反应中，由于H2SO4中的硫元素的化合价只有部分改变，因此浓硫酸同时表现出了氧化性和酸性．此外，随着反应的进行，浓H2SO4会渐渐变稀，而稀H2SO4是不与Cu发生反应的．因此，反应物Cu和H2SO4都有可能剩余，且实际产生的SO2气体的体积要比理论值小． c．加热时，浓H2SO4能使非金属单质C、S、P等氧化．例如： 2H2SO4(浓) + C

CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O(在此反应中，H2SO4只表现出氧化性)

H2SO4(浓) + H2S ＝S + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4(浓) ＝Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) ＝4I2 + H2S + 4H2O

[氧化性酸与酸的氧化性] 所谓“氧化性酸”是指酸根部分易于获得电子的酸，如浓H2SO4、HNO3等，由于

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d．浓H2SO4能氧化某些具有还原性的物质．例如：

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其中S、N易获得电子而表现出很强的氧化性；而盐酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易获得电子，所以它

们是非氧化性酸．

在水溶液中任何酸都能不同程度地电离出H＋，H＋在一定条件下可获得电子形成H2．从这一观点看，酸都具有氧化性，但这是H＋表现出来的氧化性，它与氧化性酸中的中心元素处于高价态易获得电子具有的氧化性是不同的．

区别“氧化性酸”与“酸的氧化性”这两个概念的关键如下：酸根部分易获得电子→有氧化性→是氧化性酸

酸电离出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸 [SO42－的检验] 正确操作步骤： 待检溶液

无现象

产生白色沉淀，说明原溶液中含SO42—离子．

离子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓

注意 ①加入盐酸的目的是将待检溶液中可能存在的、对检验SO42－有干扰作用的CO32－、SO32－等阴离子通过反应而除去：

CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O

AgCl也是不溶于稀HNO3的白色沉淀．向待检液中加入盐酸时，若有白色沉淀产生，需进行过滤才能继续下一步操作．

②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待检溶液．因为若待检溶液中含有SO32－时，会被HNO3氧化为SO42－，也能产生同样的现象．

*[硫酸钙和硫酸钡]

4．环境保护

*[大气污染及其防治] 当大气中某些有毒物质的含量超过正常值或大气的自净能力时，就发生了大气污染．大气污染既危害人体健康又影响动植物的生长，同时会破坏建筑材料，严重时会改变地球的气候．例如，使气候变暖、破坏臭氧层，形成酸雨等．大气污染的防治要采取综合措施．主要包括：调整能源结构，合理规划工业发展和城市建设布局，综合运用各种防治污染的技术措施，制定大气质量标准、加强大气质量监测，采取生物措施、改善生态环境，植树造林、充分利用环境的自净能力等．

*[空气质量日报、周报] 从1997年5月起，我国有几十座城市先后开始定期发布城市空气质量周报．在此基础上，又有许多城市开始发布空气质量日报．空气质量日报的主要内容包括“空气污染指数”、“空气质量级别”、“首要污染物”等．空气污染指数(简称APT)就是将常规监测的几种空气污染物的浓度简化为单一的数值形式，并分级表示空气污染程度和空气质量状况．这种方式适用于表示城市的短期空气质量状况和变化趋势．根据我国空气污染的特点和污染防治重点，目前计入空气污染指数的项目暂定为：二氧化硫、二氧化氮和可吸入颗粒等。

空气质量分级标准是：空气污染指数50点对应的污染物浓度为空气质量日均值的一级标准，空气质量优；100点对应二级标准，空气质量良好；200点对应三级标准，空气轻度污染；300点对应四级标准，空气质量中度污染；超过300点则为五级标准，空气质量属重度污染．

高中化学硫篇二：高中化学硫和硫的化合物知识点大全

高中化学硫和硫的化合物知识点规律大全

1．氧族元素

[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素钋(84Po)．氧族元素位于元素周期表中第ⅥA族． [氧族元素的原子结构]

(1)相似性：①最外层电子数均为6个；②主要化合价：氧为－2价，硫、硒、碲有－2、+4、+6价．

(2)递变规律：按氧、硫、硒、碲的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．

[同素异形体] 由同种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体．例如，O2与O3，金刚石、石墨与C60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体．

注意 “同位素”与“同素异形体”的区别．同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质．

[臭氧]

(1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水．液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色． (2)化学性质：

①不稳定性．O3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O3 =3O2．②强氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活泼金属能与O3发生反应；

b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反应可用于O3的定量分析)

(3)用途：

①作漂白剂．O3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO类似)．如将O3通入石蕊试液中，溶液变为无色．②消毒剂．

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23(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系．

①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km～50 km的大气平流层中(即通常所说的臭氧层)．②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉．大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害．但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层．因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层． [过氧化氢]

(1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体．市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30％． (2)化学性质：

①H2O2显弱酸性，是二元弱酸．其电离方程式可表示为：

H2O

＋+ HO2－HO2

＋+ O22－

②不稳定性．H2O2贮存时就会分解．在其水溶液中加入MnO2等催化剂，分解速度大大加快．

2H2O2

2H2O+O2↑

说明 该反应原理是实验室制O2的常见方法之一．其发生装置为“固 + 液不加热”型．

③H2O2既具有氧化性又具有还原性．H2O2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H2O2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性．例如：

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表现还原性)

H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表现氧化性)

(3)重要用途：

①医疗上广泛使用稀双氧水(含H2O2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂． ②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂． ③实验室制取氧气． *[硫化氢] (1)物理性质：

①硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度比空气大．

②硫化氢有剧毒，是一种大气污染物．在制取和使用H2S气体时，必须在密闭系统如通风橱中进行． ③在常温、常压下，1体积水中能溶解2.6体积的硫化氢． (2)化学性质：

①不稳定性：H2S受热(

隔绝空气)能分解：H2S ②可燃性：H2S气体能在空气中燃烧： 2H2S + 3O2(充足)

H2 + S

2H2O + 2SO2 2H2

S + O2(不足) 2H2O + 2S

(发出淡蓝色火焰) (析出黄色固体)

③强还原性：H2S中的硫为－2价，处在最低价态，当遇到氧化剂时，硫被氧化为0价、+4价或+6价．如：

H2S +X2 ＝2HX + S↓ (X＝Cl、Br、I) H2S + H2SO4(浓) ＝S↓+ SO2 + 2H2O

? ④水溶液显弱酸性．硫化氢的水溶液叫氢硫酸．氢硫酸是一种二元弱酸，具有酸的通性．氢硫酸易挥发，当氢硫酸受热时，硫化氢会从溶液里逸出．

(3)实验室制法：

反应原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有强还原性，故不能用HNO3或浓H2SO4制取H2S气体)发生装置：固 + 液 → 气体型装置

干燥剂：用P2O5或CaCl2(不能用浓H2SO4或碱性干燥剂)．

2．二氧化硫 [二氧化硫]

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①二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化． ②易溶于水．在常温、常压下，1体积水能溶解40体积的SO2气体． (2)化学性质：

①二氧化硫与水反应：SO2 + H2

2SO3(该反应为可逆反应)

说明 a．将装满SO2气体的试管倒立在滴有紫色石蕊试液的水槽中，一段时间后，水充满试管，试管中的液体变为红色．

b．反应生成的H2SO3为二元中强酸，很不稳定，易分解：H2SO

2O + SO2 ②二氧化硫与氧气的反应：2SO2 + O

3 说明 a．该反应是工业上制造硫酸的反应原理之一．

b．反应产物SO3是一种无色固体，熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都很低．SO3与H2O反应生成H2SO4，同时放出大量的热：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 热量

c．SO2中的硫处于+4价，因此SO2既具有氧化性又具有还原性．例如：

SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2O

SO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4(X＝C1

、Br、I)

③二氧化硫的漂白性：

说明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)虽然都有漂白作用，但它们的漂白原理和现象有不同的特点．Cl2的漂白原理是因为C12与H2O反应生成的HClO具有强氧化性(O3、H2O2、Na2O2等与此类似)，将有色物质(如有色布条、石蕊试液、品红试液等)氧化成无色物质，褪色后不能再恢复到原来的颜色；而SO2是因它与水反应生成的H2SO3跟品红化合生成了无色化合物，这种不稳定的化合物在一定条件下(如加热或久置)褪色后又能恢复原来的颜色，用SO2漂白过的草帽辫日久又渐渐变成黄色就是这个缘故．

b．SO2能使橙色的溴水、黄绿色的氯水、紫红色的酸性KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性的缘故，与SO2的漂白作用无关．

c．利用SO2气体使品红溶液褪色、加热后红色又复现的性质，可用来检验SO2气体的存在和鉴别SO2气体． ④二氧化硫能杀菌，可以用作食物和水果的防腐剂． [二氧化硫的污染和治理]

(1)SO2的污染：二氧化硫是污染大气的主要有害物质之一．它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重时还会使人死亡．

(2)酸雨的形成和危害：空气中的SO2在O2和H2O的作用下生成H2SO3、H2SO4。

2SO2 + O2＝2SO3 SO2 + H2O＝H2SO3 SO3 + H2O＝H2SO4

下雨时，硫的氧化物(和氮的氧化物)以及所形成的硫酸(和硝酸)随雨水降下，就形成酸雨．酸雨的pH小于5.6(正常雨水因溶解了CO2，其pH约为5.6)．

酸雨能使湖泊水质酸化，毒害鱼类和其他水生生物；使土壤酸化，破坏农田，损害农作物和森林；酸雨还会腐蚀建筑物、工业设备和名胜古迹等．

(3)治理：空气中的二氧化硫主要来自化石燃料(煤和石油)的燃烧．此外，还有含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气．消除大气污染的主要方法之一是减少污染物的排放、例如，硫酸厂、化工厂、冶炼厂等的尾气在排放前进行回收处理．

3．硫酸 [硫酸]

(1)物理性质：

①纯硫酸是一种无色透明、粘稠的油状液体．常用的浓硫酸的质量分数为98.3％，密度为1.84 g·cm－3 (物质的量浓度为18.4 mol·L－1 )，沸点为338℃(因此，浓硫酸属高沸点、难挥发性酸)．

②硫酸易溶于水，能以任意比与水混溶．浓硫酸溶于水时放出大量的热．因此，在稀释浓硫酸时，要将浓硫酸

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缓慢倒入水中，并边加边搅拌． (2)化学性质：

①硫酸属于强电解质，是二元强酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：

Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(实验室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除铁锈原理) H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O

说明：浓硫酸中含水量很少，因此，浓H2SO4的电离程度很小，其中主要含H2SO4分子．

②吸水性： a．浓H2SO4能吸收空气中的水分或各种物质中混有的游离态的H2O，形成一系列稳定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在实验室中浓H2SO4可用来作气体干燥剂，但不能干燥可与浓H2SO4反应的碱性气体(如NH3等)和强还原性气体(如H2S、HI、HBr等)．

b．因为浓H2SO4能吸收空气中的水分，所以实验室保存浓H2SO4时应注意密封，以防止浓H2SO4吸收水分而变稀．

③脱水性：浓H2SO4能将有机物中的氢、氧元素按2∶1的组成比脱出生成水，使有机物发生变化并生成黑色的炭．例如：C12H22

O11(蔗糖)

12C + 11H2O

又如将浓H2SO4滴到蓝色石蕊试纸上，试纸先变红色然后变黑色．

注意 浓H2SO4的脱水性及溶于水时放出大量热的性质，使浓H2SO4对有机物具有强烈的腐蚀性．因此，如皮肤上不慎沾上浓H2SO4时，不能先用水冲洗，而先要用干布迅速擦去，再用大量水冲洗． ④强氧化性：浓H2SO4中的硫为＋6价，处于硫元素的最高价态，因此浓H2SO4具有强氧化性．在反应中，浓H2SO4被还原为＋4价硫的化合物、单质硫或－2价硫的化合物．

a．常温下，浓H2SO4使Fe、A1发生钝化(Fe、A1难溶于冷的浓H2SO4中)．

说明 浓硫酸跟某些金属接触，使金属表面生成一薄层致密的氧化物保护膜，阻止内部金属继续跟硫酸反应，这一现象叫做金属的钝化．钝化是化学变化．利用Fe、A1在冷的浓H2SO4中产生钝化的性质，可用铁或铝制容器装盛浓硫酸．

b．加热时，浓H2SO4能跟除Pt、Au外的金属发生反应．反应的通式可表示为：

金(来自: 博文学习 网:高中化学硫)属(Pt、Au除外) + H2

SO4(浓) 硫酸盐 + SO2↑+ H2O 例如：2H2SO

4(浓) + CuCuSO4 + 2H2O + SO2↑

说明 Cu与浓H2SO4的反应中，由于H2SO4中的硫元素的化合价只有部分改变，因此浓硫酸同时表现出了氧化性和酸性．此外，随着反应的进行，浓H2SO4会渐渐变稀，而稀H2SO4是不与Cu发生反应的．因此，反应物Cu和H2SO4都有可能剩余，且实际产生的SO2气体的体积要比理论值小． c．加热时，浓H2SO4能使非金属单质C、S、P等氧化．例如： 2H2

SO4(浓) + C CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O(在此反应中，H2SO4只表现出氧化性) d．浓H2SO4能氧化某些具有还原性的物质．例如：

H2SO4(浓) + H2S ＝S + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4(浓) ＝Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) ＝4I2 + H2S + 4H2O [氧化性酸与酸的氧化性] 所谓“氧化性酸”是指酸根部分易于获得电子的酸，如浓H2SO4、HNO3等，由于其中S、

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N易获得电子而表现出很强的氧化性；而盐酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易获得电子，所以它们是非氧化性酸．

在水溶液中任何酸都能不同程度地电离出H＋，H＋在一定条件下可获得电子形成H2．从这一观点看，酸都具有氧化性，但这是H＋表现出来的氧化性，它与氧化性酸中的中心元素处于高价态易获得电子具有的氧化性是不同的．

区别“氧化性酸”与“酸的氧化性”这两个概念的关键如下：酸根部分易获得电子→有氧化性→是氧化性酸 酸电离出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸

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[SO42－的检验] 正确操作步骤： 待检溶液

无现象

产生白色沉淀，说明原溶液中含SO42—离子．

离子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓

注意 ①加入盐酸的目的是将待检溶液中可能存在的、对检验SO42－有干扰作用的CO32－、SO32－等阴离子通过反应而除去：

CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O

AgCl也是不溶于稀HNO3的白色沉淀．向待检液中加入盐酸时，若有白色沉淀产生，需进行过滤才能继续下一步操作．

②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待检溶液．因为若待检溶液中含有SO32－时，会被HNO3氧化为SO42－，也能产生同样的现象．

4．环境保护

*[大气污染及其防治] 当大气中某些有毒物质的含量超过正常值或大气的自净能力时，就发生了大气污染．大气污染既危害人体健康又影响动植物的生长，同时会破坏建筑材料，严重时会改变地球的气候．例如，使气候变暖、破坏臭氧层，形成酸雨等．大气污染的防治要采取综合措施．主要包括：调整能源结构，合理规划工业发展和城市建设布局，综合运用各种防治污染的技术措施，制定大气质量标准、加强大气质量监测，采取生物措施、改善生态环境，植树造林、充分利用环境的自净能力等．

*[空气质量日报、周报] 从1997年5月起，我国有几十座城市先后开始定期发布城市空气质量周报．在此基础上，又有许多城市开始发布空气质量日报．空气质量日报的主要内容包括“空气污染指数”、“空气质量级别”、“首要污染物”等．空气污染指数(简称APT)就是将常规监测的几种空气污染物的浓度简化为单一的数值形式，并分级表示空气污染程度和空气质量状况．这种方式适用于表示城市的短期空气质量状况和变化趋势．根据我国空气污染的特点和污染防治重点，目前计入空气污染指数的项目暂定为：二氧化硫、二氧化氮和可吸入颗粒等。

空气质量分级标准是：空气污染指数50点对应的污染物浓度为空气质量日均值的一级标准，空气质量优；100点对应二级标准，空气质量良好；200点对应三级标准，空气轻度污染；300点对应四级标准，空气质量中度污染；超过300点则为五级标准，空气质量属重度污染．

*[水污染及其防治] 由于人类活动排放的污染物，使水的物理、化学性质发生变化或生物群落组成发生变化，从而降低了水的使用价值的现象，叫做水污染．水污染的主要物质有重金属、酸、碱、盐等无机污染物，耗氧物质，植物营养物质，石油和难降解有机物等．此外，对水体造成污染的`还有病原体污染、放射性污染、悬浮固体物污染、热污染等．日常使用的合成洗涤剂也会对水体造成污染．防治水污染的根本措施是控制污水的任意排放．污水要经过处理，达到国家规定的排放标准后再排放．污水处理的方法一般可归纳为物理法、生物法和化学法．各种方法都各有特点和适用条件，往往需要配合使用．

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高中化学硫篇三：[高中化学氮和硫讲义(含有题目)

1．氧族元素

[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素钋(84Po)．氧族元素位于元素周期表中第ⅥA族．

[氧族元素的原子结构]

(1)相似性：①最外层电子数均为6个；②主要化合价：氧为－2价，硫、硒、碲有－2、+4、+6价． (2)递变规律：按氧、硫、硒、碲的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．

[氧族元素单质的物理性质]

[氧族元素的化学性质]

[同素异形体] 由同种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体．例如，O2与O3，金刚石、石墨与C60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体．

注意 “同位素”与“同素异形体”的区别．同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质． [臭氧]

(1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水．液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色． (2)化学性质：

①不稳定性．O3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O3 =3O2．②强氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活泼金属能与O3发生反应；

b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反应可用于O3的定量分析)

(3)用途：

①作漂白剂．O3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO类似)．如将O3通入石蕊试液中，溶液变为无色．②消毒剂． (4)制法：3O2

2O3

(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系．

①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km～50 km的大气平流层中(即通常所说的

臭氧层)．②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉．大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害．但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层．因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层． [过氧化氢]

(1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体．市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30％． (2)化学性质：

①H2O2显弱酸性，是二元弱酸．其电离方程式可表示为：

H2O

＋+ HO2－HO2

2H2O2

2H2O+O2↑

＋+ O22－

②不稳定性．H2O2贮存时就会分解．在其水溶液中加入MnO2等催化剂，分解速度大大加快． 说明 该反应原理是实验室制O2的常见方法之一．其发生装置为“固 + 液不加热”型．

③H2O2既具有氧化性又具有还原性．H2O2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H2O2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性．例如：

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表现还原性)

H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表现氧化性)

(3)重要用途：

①医疗上广泛使用稀双氧水(含H2O2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂． ②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂． ③实验室制取氧气． *[硫化氢] (1)物理性质：

①硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度比空气大．

②硫化氢有剧毒，是一种大气污染物．在制取和使用H2S气体时，必须在密闭系统如通风橱中进行． ③在常温、常压下，1体积水中能溶解2.6体积的硫化氢． (2)化学性质：

①不稳定性：H2S受热(隔绝空气)能分解：H2

S ②可燃性：H2S气体能在空气中燃烧： 2H2S + 3O2(充足)

2H2O + 2SO2 2H2S + O2(不足)

2H2O + 2S

H2 + S

(发出淡蓝色火焰) (析出黄色固体)

③强还原性：H2S中的硫为－2价，处在最低价态，当遇到氧化剂时，硫被氧化为0价、+4价或+6价．如：

H2S +X2 ＝2HX + S↓ (X＝Cl、Br、I) H2S + H2SO4(浓) ＝S↓+ SO2 + 2H2O

?

④水溶液显弱酸性．硫化氢的水溶液叫氢硫酸．氢硫酸是一种二元弱酸，具有酸的通性．氢硫酸易挥发，当氢硫酸受热时，硫化氢会从溶液里逸出． (3)实验室制法：

反应原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有强还原性，故不能用HNO3或浓H2SO4制取H2S气体)发生装置：固 + 液 → 气体型装置

干燥剂：用P2O5或CaCl2(不能用浓H2SO4或碱性干燥剂)．

2．二氧化硫 [二氧化硫] (1)物理性质：

①二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化．

②易溶于水．在常温、常压下，1体积水能溶解40体积的SO2气体． (2)化学性质：

①二氧化硫与水反应：SO2 + H2

液体变为红色．

b．反应生成的H2SO3为二元中强酸，很不稳定，易分解：H2SO

②二氧化硫与氧气的反应：2SO2 + O

3

说明 a．该反应是工业上制造硫酸的反应原理之一．

b．反应产物SO3是一种无色固体，熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都很低．SO3与H2O反应生成H2SO4，同时放出大量的热：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 热量

c．SO2中的硫处于+4价，因此SO2既具有氧化性又具有还原性．例如：

SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2O

SO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4(X＝C1、Br、I)

③二氧化硫的漂白性：

2O + SO2

2SO3(该反应为可逆反应)

说明 a．将装满SO2气体的试管倒立在滴有紫色石蕊试液的水槽中，一段时间后，水充满试管，试管中的

说明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)虽然都有漂白作用，但它们的漂白原理和现象有不同的特点．Cl2的漂白原理是因为C12与H2O反应生成的HClO具有强氧化性(O3、H2O2、Na2O2等与此类似)，将有色物质(如有色布条、石蕊试液、品红试液等)氧化成无色物质，褪色后不能再恢复到原来的颜色；而SO2是因它与水反应生成的H2SO3跟品红化合生成了无色化合物，这种不稳定的化合物在一定条件下(如加热或久置)褪色后又能恢复原来的颜色，用SO2漂白过的草帽辫日久又渐渐变成黄色就是这个缘故．

b．SO2能使橙色的溴水、黄绿色的氯水、紫红色的酸性KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性的缘故，与SO2的漂白作用无关．

c．利用SO2气体使品红溶液褪色、加热后红色又复现的性质，可用来检验SO2气体的存在和鉴别SO2气体． ④二氧化硫能杀菌，可以用作食物和水果的防腐剂． [二氧化硫的污染和治理]

(1)SO2的污染：二氧化硫是污染大气的主要有害物质之一．它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重时还会使人死亡．

(2)酸雨的形成和危害：空气中的SO2在O2和H2O的作用下生成H2SO3、H2SO4。

2SO2 + O2＝2SO3 SO2 + H2O＝H2SO3 SO3 + H2O＝H2SO4

下雨时，硫的氧化物(和氮的氧化物)以及所形成的硫酸(和硝酸)随雨水降下，就形成酸雨．酸雨的pH小于5.6(正常雨水因溶解了CO2，其pH约为5.6)．

酸雨能使湖泊水质酸化，毒害鱼类和其他水生生物；使土壤

酸化，破坏农田，损害农作物和森林；酸雨还会腐蚀建筑物、工业设备和名胜古迹等．

(3)治理：空气中的二氧化硫主要来自化石燃料(煤和石油)的燃烧．此外，还有含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气．消除大气污染的主要方法之一是减少污染物的排放、例如，硫酸厂、化工厂、冶炼厂等的尾气在排放前进行回收处理． 3．硫酸 [硫酸]

(1)物理性质：

①纯硫酸是一种无色透明、粘稠的油状液体．常用的浓硫酸的质量分数为98.3％，密度为1.84 g·cm－3 (物质的量浓度为18.4 mol·L－1 )，沸点为338℃(因此，浓硫酸属高沸点、难挥发性酸)．

②硫酸易溶于水，能以任意比与水混溶．浓硫酸溶于水时放出大量的热．因此，在稀释浓硫酸时，要将浓硫酸缓慢倒入水中，并边加边搅拌． (2)化学性质：

①硫酸属于强电解质，是二元强酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：

Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(实验室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除铁锈原理)

H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O

说明：浓硫酸中含水量很少，因此，浓H2SO4的电离程度很小，其中主要含H2SO4分子．

②吸水性：

a．浓H2SO4能吸收空气中的水分或各种物质中混有的游离态的H2O，形成一系列稳定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在实验室中浓H2SO4可用来作气体干燥剂，但不能干燥可与浓H2SO4反应的碱性气体(如NH3等)和强还原性气体(如H2S、HI、HBr等)．

b．因为浓H2SO4能吸收空气中的水分，所以实验室保存浓H2SO4时应注意密封，以防止浓H2SO4吸收水分而变稀．

③脱水性：浓H2SO4能将有机物中的氢、氧元素按2∶1的组成比脱出生成水，使有机物发生变化并生成黑色的炭．例如：C12H22O11(蔗糖)

12C + 11H2O

又如将浓H2SO4滴到蓝色石蕊试纸上，试纸先变红色然后变黑色．

注意 浓H2SO4的脱水性及溶于水时放出大量热的性质，使浓H2SO4对有机物具有强烈的腐蚀性．因此，如皮肤上不慎沾上浓H2SO4时，不能先用水冲洗，而先要用干布迅速擦去，再用大量水冲洗．

④强氧化性：浓H2SO4中的硫为＋6价，处于硫元素的最高价态，因此浓H2SO4具有强氧化性．在反应中，浓H2SO4被还原为＋4价硫的化合物、单质硫或－2价硫的化合物． a．常温下，浓H2SO4使Fe、A1发生钝化(Fe、A1难溶于冷的浓H2SO4中)．

说明 浓硫酸跟某些金属接触，使金属表面生成一薄层致密的氧化物保护膜，阻止内部金属继续跟硫酸反应，这一现象叫做金属的钝化．钝化是化学变化．利用Fe、A1在冷的浓H2SO4中产生钝化的性质，可用铁或铝制容器装盛浓硫酸．

b．加热时，浓H2SO4能跟除Pt、Au外的金属发生反应．反应的通式可表示为：

金属(Pt、Au除外) + H2SO4(浓)

例如：2H2SO4(浓) + Cu

硫酸盐 + SO2↑+ H2O CuSO4 + 2H2O + SO2↑

说明 Cu与浓H2SO4的反应中，由于H2SO4中的硫元素的化合价只有部分改变，因此浓硫酸同时表现出了氧化性和酸性．此外，随着反应的进行，浓H2SO4会渐渐变稀，而稀H2SO4是不与Cu发生反应的．因此，反应物Cu和H2SO4都有可能剩余，且实际产生的SO2气体的体积要比理论值小． c．加热时，浓H2SO4能使非金属单质C、S、P等氧化．例如： 2H2SO4(浓) + C

CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O(在此反应中，H2SO4只表现出氧化性)

H2SO4(浓) + H2S ＝S + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4(浓) ＝Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) ＝4I2 + H2S + 4H2O

[氧化性酸与酸的氧化性] 所谓“氧化性酸”是指酸根部分易于获得电子的酸，如浓H2SO4、HNO3等，由于其中S、N易获得电子而表现出很强的氧化性；而盐酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易获得电子，所

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d．浓H2SO4能氧化某些具有还原性的物质．例如：

以它们是非氧化性酸．

在水溶液中任何酸都能不同程度地电离出H＋，H＋在一定条件下可获得电子形成H2．从这一观点看，酸都具有氧化性，但这是H＋表现出来的氧化性，它与氧化性酸中的中心元素处于高价态易获得电子具有的氧化性是不同的．

区别“氧化性酸”与“酸的氧化性”这两个概念的关键如下：酸根部分易获得电子→有氧化性→是氧化性酸

酸电离出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸 [SO42－的检验] 正确操作步骤： 待检溶液

无现象

产生白色沉淀，说明原溶液中含SO42—离子．

离子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓

注意 ①加入盐酸的目的是将待检溶液中可能存在的、对检验SO42－有干扰作用的CO32－、SO32－等阴离子通过反应而除去：

CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O

AgCl也是不溶于稀HNO3的白色沉淀．向待检液中加入盐酸时，若有白色沉淀产生，需进行过滤才能继续下一步操作．

②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待检溶液．因为若待检溶液中含有SO32－时，会被HNO3氧化为SO42－，也能产生同样的现象．

*[硫酸钙和硫酸钡]