高中化學知識點規律大全

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高中化學硫篇一：高中化學知識點規律大全——《硫和硫的化合物 環境保護》

1．氧族元素

[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素釙(84Po)．氧族元素位於元素週期表中第ⅥA族．

[氧族元素的原子結構]

(1)相似性：①最外層電子數均為6個；②主要化合價：氧為－2價，硫、硒、碲有－2、+4、+6價． (2)遞變規律：按氧、硫、硒、碲的順序，隨著核電荷數的增加，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱，非金屬性減弱，金屬性增強．

[氧族元素單質的物理性質]

[氧族元素的化學性質]

[同素異形體] 由同種元素形成的幾種性質不同的單質，叫做這種元素的同素異形體．例如，O2與O3，金剛石、石墨與C60，白磷與紅磷，均分別互為同素異形體；硫元素也有多種同素異形體．

注意 “同位素”與“同素異形體”的區別．同位素研究的物件是微觀的原子，而同素異形體研究的物件是巨集觀的單質． [臭氧]

(1)物理性質：在常溫、常壓下，臭氧是一種具有特殊臭味的淡藍色氣體，密度比氧氣大，也比氧氣易溶於水．液態臭氧呈深藍色，固態臭氧呈紫黑色． (2)化學性質：

①不穩定性．O3在常溫時能緩慢分解，高溫時分解加速：2O3 =3O2．②強氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活潑金屬能與O3發生反應；

b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反應可用於O3的定量分析)

(3)用途：

①作漂白劑．O3能使有機物的色素和染料褪色(其褪色原理與HClO類似)．如將O3通入石蕊試液中，溶液變為無色．②消毒劑． (4)製法：3O2

2O3

(5)臭氧在自然界中的存在及其與人類的關係．

①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距離地面15 km～50 km的大氣平流層中(即通常所說的臭

氧層)．②與人類的關係：空氣中的微量臭氧能刺激中樞神經，加速血液迴圈，令人產生爽快和振奮的感覺．大氣中的臭氧層能吸收太陽的大部分紫外線，使地球上的生物免遭傷害．但氟氯烴(商品名為氟利昂)等氣體能破壞臭氧層．因此，應減少並逐步停止氟氯烴等的生產和使用，以保護臭氧層． [過氧化氫]

(1)物理性質：過氧化氫俗稱雙氧水，是一種無色粘稠液體．市售雙氧水中H2O2的質量分數一般約為30％． (2)化學性質：

①H2O2顯弱酸性，是二元弱酸．其電離方程式可表示為：

H2

＋+ HO2－HO

22H2O2

2H2O+O2↑

＋+ O22－

②不穩定性．H2O2

貯存時就會分解．在其水溶液中加入MnO2等催化劑，分解速度大大加快． 說明 該反應原理是實驗室制O2的常見方法之一．其發生裝置為“固 + 液不加熱”型．

③H2O2既具有氧化性又具有還原性．H2O2中的氧元素為－1價，介於0價與－2價之間，當H2O2遇到強氧化劑時表現出還原性，而當遇到強還原劑時則表現出氧化性．例如：

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表現還原性)

H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表現氧化性)

(3)重要用途：

①醫療上廣泛使用稀雙氧水(含H2O2的質量分數為3％或更小)作為消毒殺菌劑． ②工業上用10％的雙氧水作漂白劑(漂白毛、絲及羽毛等)、脫氯劑． ③實驗室製取氧氣． *[硫化氫] (1)物理性質：

①硫化氫是一種無色、有臭雞蛋氣味的氣體，密度比空氣大．

②硫化氫有劇毒，是一種大氣汙染物．在製取和使用H2S氣體時，必須在密閉系統如通風櫥中進行． ③在常溫、常壓下，1體積水中能溶解2.6體積的硫化氫． (2)化學性質：

①不穩定性：H

2S受熱(隔絕空氣)能分解：H2S ②可燃性：H2S

氣體能在空氣中燃燒： 2H2S + 3O2(充足)

2H2O + 2SO2

2H2S + O2(不足)

2H2O + 2S

H2 + S

(發出淡藍色火焰) (析出黃色固體)

③強還原性：H2S中的硫為－2價，處在最低價態，當遇到氧化劑時，硫被氧化為0價、+4價或+6價．如：

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

?

④水溶液顯弱酸性．硫化氫的水溶液叫氫硫酸．氫硫酸是一種二元弱酸，具有酸的通性．氫硫酸易揮發，當氫硫酸受熱時，硫化氫會從溶液裡逸出． (3)實驗室製法：

反應原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有強還原性，故不能用HNO3或濃H2SO4製取H2S氣體)發生裝置：固 + 液 → 氣體型裝置

乾燥劑：用P2O5或CaCl2(不能用濃H2SO4或鹼性乾燥劑)．

2．二氧化硫 [二氧化硫] (1)物理性質：

①二氧化硫是一種無色、有刺激性氣味的氣體，有毒，密度比空氣大，易液化．

②易溶於水．在常溫、常壓下，1體積水能溶解40體積的SO2氣體． (2)化學性質：

①二氧化硫與水反應：SO2 + H2

體變為紅色．

b．反應生成的H2SO3為二元中強酸，很不穩定，易分解：H2SO

②二氧化硫與氧氣的反應：2SO2 + O

3

說明 a．該反應是工業上製造硫酸的反應原理之一．

b．反應產物SO3是一種無色固體，熔點(16.8℃)和沸點(44.8℃)都很低．SO3與H2O反應生成H2SO4，同時放出大量的熱：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 熱量

c．SO2中的硫處於+4價，因此SO2既具有氧化性又具有還原性．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(該反應為可逆反應)

說明 a．將裝滿SO2氣體的試管倒立在滴有紫色石蕊試液的水槽中，一段時間後，水充滿試管，試管中的液

說明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)雖然都有漂白作用，但它們的漂白原理和現象有不同的特點．Cl2的漂白原理是因為C12與H2O反應生成的HClO具有強氧化性(O3、H2O2、Na2O2等與此類似)，將有色物質(如有色布條、石蕊試液、品紅試液等)氧化成無色物質，褪色後不能再恢復到原來的顏色；而SO2是因它與水反應生成的H2SO3跟品紅化合生成了無色化合物，這種不穩定的化合物在一定條件下(如加熱或久置)褪色後又能恢復原來的顏色，用SO2漂白過的草帽辮日久又漸漸變成黃色就是這個緣故．

b．SO2能使橙色的溴水、黃綠色的氯水、紫紅色的酸性KMnO4溶液等褪色，這是因為SO2具有還原性的緣故，與SO2的漂白作用無關．

c．利用SO2氣體使品紅溶液褪色、加熱後紅色又復現的性質，可用來檢驗SO2氣體的存在和鑑別SO2氣體． ④二氧化硫能殺菌，可以用作食物和水果的防腐劑． [二氧化硫的汙染和治理]

(1)SO2的汙染：二氧化硫是汙染大氣的主要有害物質之一．它對人體的直接危害是引起呼吸道疾病，嚴重時還會使人死亡．

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

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

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

酸雨能使湖泊水質酸化，毒害魚類和其他水生生物；使土壤

酸化，破壞農田，損害農作物和森林；酸雨還會腐蝕建築物、工業裝置和名勝古蹟等．

(3)治理：空氣中的二氧化硫主要來自化石燃料(煤和石油)的燃燒．此外，還有含硫礦石的冶煉和硫酸、磷肥、紙漿生產等產生的工業廢氣．消除大氣汙染的主要方法之一是減少汙染物的排放、例如，硫酸廠、化工廠、冶煉廠等的尾氣在排放前進行回收處理． 3．硫酸 [硫酸]

(1)物理性質：

①純硫酸是一種無色透明、粘稠的油狀液體．常用的濃硫酸的質量分數為98.3％，密度為1.84 g·cm－3 (物質的量濃度為18.4 mol·L－1 )，沸點為338℃(因此，濃硫酸屬高沸點、難揮發性酸)．

②硫酸易溶於水，能以任意比與水混溶．濃硫酸溶於水時放出大量的熱．因此，在稀釋濃硫酸時，要將濃硫酸緩慢倒入水中，並邊加邊攪拌． (2)化學性質：

①硫酸屬於強電解質，是二元強酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：

Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(實驗室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除鐵鏽原理)

H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O

說明：濃硫酸中含水量很少，因此，濃H2SO4的電離程度很小，其中主要含H2SO4分子．

②吸水性：

a．濃H2SO4能吸收空氣中的水分或各種物質中混有的遊離態的H2O，形成一系列穩定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在實驗室中濃H2SO4可用來作氣體乾燥劑，但不能幹燥可與濃H2SO4反應的鹼性氣體(如NH3等)和強還原性氣體(如H2S、HI、HBr等)．

b．因為濃H2SO4能吸收空氣中的水分，所以實驗室儲存濃H2SO4時應注意密封，以防止濃H2SO4吸收水分而變稀．

③脫水性：濃H2SO4能將有機物中的氫、氧元素按2∶1的組成比脫出生成水，使有機物發生變化並生成黑色的炭．例如：C12H22O11(蔗糖)

12C + 11H2O

又如將濃H2SO4滴到藍色石蕊試紙上，試紙先變紅色然後變黑色．

注意 濃H2SO4的脫水性及溶於水時放出大量熱的性質，使濃H2SO4對有機物具有強烈的腐蝕性．因此，如面板上不慎沾上濃H2SO4時，不能先用水沖洗，而先要用乾布迅速擦去，再用大量水沖洗．

④強氧化性：濃H2SO4中的硫為＋6價，處於硫元素的最高價態，因此濃H2SO4具有強氧化性．在反應中，濃H2SO4被還原為＋4價硫的化合物、單質硫或－2價硫的化合物． a．常溫下，濃H2SO4使Fe、A1發生鈍化(Fe、A1難溶於冷的濃H2SO4中)．

說明 濃硫酸跟某些金屬接觸，使金屬表面生成一薄層緻密的氧化物保護膜，阻止內部金屬繼續跟硫酸反應，這一現象叫做金屬的鈍化．鈍化是化學變化．利用Fe、A1在冷的濃H2SO4中產生鈍化的性質，可用鐵或鋁製容器裝盛濃硫酸．

b．加熱時，濃H2SO4能跟除Pt、Au外的金屬發生反應．反應的通式可表示為：

金屬(Pt、Au除外) + H2SO4(濃)

例如：2H2SO4(濃) + Cu

硫酸鹽 + SO2↑+ H2O CuSO4 + 2H2O + SO2↑

說明 Cu與濃H2SO4的反應中，由於H2SO4中的硫元素的化合價只有部分改變，因此濃硫酸同時表現出了氧化性和酸性．此外，隨著反應的進行，濃H2SO4會漸漸變稀，而稀H2SO4是不與Cu發生反應的．因此，反應物Cu和H2SO4都有可能剩餘，且實際產生的SO2氣體的體積要比理論值小． c．加熱時，濃H2SO4能使非金屬單質C、S、P等氧化．例如： 2H2SO4(濃) + C

CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O(在此反應中，H2SO4只表現出氧化性)

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

[氧化性酸與酸的氧化性] 所謂“氧化性酸”是指酸根部分易於獲得電子的酸，如濃H2SO4、HNO3等，由於

?6

d．濃H2SO4能氧化某些具有還原性的物質．例如：

?5

其中S、N易獲得電子而表現出很強的氧化性；而鹽酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易獲得電子，所以它

們是非氧化性酸．

在水溶液中任何酸都能不同程度地電離出H＋，H＋在一定條件下可獲得電子形成H2．從這一觀點看，酸都具有氧化性，但這是H＋表現出來的氧化性，它與氧化性酸中的中心元素處於高價態易獲得電子具有的氧化性是不同的．

區別“氧化性酸”與“酸的氧化性”這兩個概念的關鍵如下：酸根部分易獲得電子→有氧化性→是氧化性酸

酸電離出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸 [SO42－的檢驗] 正確操作步驟： 待檢溶液

無現象

產生白色沉澱，說明原溶液中含SO42—離子．

離子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓

注意 ①加入鹽酸的目的是將待檢溶液中可能存在的、對檢驗SO42－有干擾作用的CO32－、SO32－等陰離子通過反應而除去：

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

AgCl也是不溶於稀HNO3的白色沉澱．向待檢液中加入鹽酸時，若有白色沉澱產生，需進行過濾才能繼續下一步操作．

②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待檢溶液．因為若待檢溶液中含有SO32－時，會被HNO3氧化為SO42－，也能產生同樣的現象．

*[硫酸鈣和硫酸鋇]

4．環境保護

*[大氣汙染及其防治] 當大氣中某些有毒物質的含量超過正常值或大氣的自淨能力時，就發生了大氣汙染．大氣汙染既危害人體健康又影響動植物的生長，同時會破壞建築材料，嚴重時會改變地球的氣候．例如，使氣候變暖、破壞臭氧層，形成酸雨等．大氣汙染的防治要採取綜合措施．主要包括：調整能源結構，合理規劃工業發展和城市建設佈局，綜合運用各種防治汙染的技術措施，制定大氣質量標準、加強大氣質量監測，採取生物措施、改善生態環境，植樹造林、充分利用環境的自淨能力等．

*[空氣質量日報、週報] 從1997年5月起，我國有幾十座城市先後開始定期釋出城市空氣質量週報．在此基礎上，又有許多城市開始釋出空氣質量日報．空氣質量日報的主要內容包括“空氣汙染指數”、“空氣質量級別”、“首要汙染物”等．空氣汙染指數(簡稱APT)就是將常規監測的幾種空氣汙染物的濃度簡化為單一的數值形式，並分級表示空氣汙染程度和空氣質量狀況．這種方式適用於表示城市的短期空氣質量狀況和變化趨勢．根據我國空氣汙染的特點和汙染防治重點，目前計入空氣汙染指數的專案暫定為：二氧化硫、二氧化氮和可吸入顆粒等。

空氣質量分級標準是：空氣汙染指數50點對應的汙染物濃度為空氣質量日均值的一級標準，空氣質量優；100點對應二級標準，空氣質量良好；200點對應三級標準，空氣輕度汙染；300點對應四級標準，空氣質量中度汙染；超過300點則為五級標準，空氣質量屬重度汙染．

高中化學硫篇二：高中化學硫和硫的化合物知識點大全

高中化學硫和硫的化合物知識點規律大全

1．氧族元素

[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素釙(84Po)．氧族元素位於元素週期表中第ⅥA族． [氧族元素的原子結構]

(1)相似性：①最外層電子數均為6個；②主要化合價：氧為－2價，硫、硒、碲有－2、+4、+6價．

(2)遞變規律：按氧、硫、硒、碲的順序，隨著核電荷數的增加，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱，非金屬性減弱，金屬性增強．

[同素異形體] 由同種元素形成的幾種性質不同的單質，叫做這種元素的同素異形體．例如，O2與O3，金剛石、石墨與C60，白磷與紅磷，均分別互為同素異形體；硫元素也有多種同素異形體．

注意 “同位素”與“同素異形體”的區別．同位素研究的物件是微觀的原子，而同素異形體研究的物件是巨集觀的單質．

[臭氧]

(1)物理性質：在常溫、常壓下，臭氧是一種具有特殊臭味的淡藍色氣體，密度比氧氣大，也比氧氣易溶於水．液態臭氧呈深藍色，固態臭氧呈紫黑色． (2)化學性質：

①不穩定性．O3在常溫時能緩慢分解，高溫時分解加速：2O3 =3O2．②強氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活潑金屬能與O3發生反應；

b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反應可用於O3的定量分析)

(3)用途：

①作漂白劑．O3能使有機物的色素和染料褪色(其褪色原理與HClO類似)．如將O3通入石蕊試液中，溶液變為無色．②消毒劑．

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23(5)臭氧在自然界中的存在及其與人類的關係．

①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距離地面15 km～50 km的大氣平流層中(即通常所說的臭氧層)．②與人類的關係：空氣中的微量臭氧能刺激中樞神經，加速血液迴圈，令人產生爽快和振奮的感覺．大氣中的臭氧層能吸收太陽的大部分紫外線，使地球上的生物免遭傷害．但氟氯烴(商品名為氟利昂)等氣體能破壞臭氧層．因此，應減少並逐步停止氟氯烴等的生產和使用，以保護臭氧層． [過氧化氫]

(1)物理性質：過氧化氫俗稱雙氧水，是一種無色粘稠液體．市售雙氧水中H2O2的質量分數一般約為30％． (2)化學性質：

①H2O2顯弱酸性，是二元弱酸．其電離方程式可表示為：

H2O

＋+ HO2－HO2

＋+ O22－

②不穩定性．H2O2貯存時就會分解．在其水溶液中加入MnO2等催化劑，分解速度大大加快．

2H2O2

2H2O+O2↑

說明 該反應原理是實驗室制O2的常見方法之一．其發生裝置為“固 + 液不加熱”型．

③H2O2既具有氧化性又具有還原性．H2O2中的氧元素為－1價，介於0價與－2價之間，當H2O2遇到強氧化劑時表現出還原性，而當遇到強還原劑時則表現出氧化性．例如：

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表現還原性)

H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表現氧化性)

(3)重要用途：

①醫療上廣泛使用稀雙氧水(含H2O2的質量分數為3％或更小)作為消毒殺菌劑． ②工業上用10％的雙氧水作漂白劑(漂白毛、絲及羽毛等)、脫氯劑． ③實驗室製取氧氣． *[硫化氫] (1)物理性質：

①硫化氫是一種無色、有臭雞蛋氣味的氣體，密度比空氣大．

②硫化氫有劇毒，是一種大氣汙染物．在製取和使用H2S氣體時，必須在密閉系統如通風櫥中進行． ③在常溫、常壓下，1體積水中能溶解2.6體積的硫化氫． (2)化學性質：

①不穩定性：H2S受熱(

隔絕空氣)能分解：H2S ②可燃性：H2S氣體能在空氣中燃燒： 2H2S + 3O2(充足)

H2 + S

2H2O + 2SO2 2H2

S + O2(不足) 2H2O + 2S

(發出淡藍色火焰) (析出黃色固體)

③強還原性：H2S中的硫為－2價，處在最低價態，當遇到氧化劑時，硫被氧化為0價、+4價或+6價．如：

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

? ④水溶液顯弱酸性．硫化氫的水溶液叫氫硫酸．氫硫酸是一種二元弱酸，具有酸的通性．氫硫酸易揮發，當氫硫酸受熱時，硫化氫會從溶液裡逸出．

(3)實驗室製法：

反應原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有強還原性，故不能用HNO3或濃H2SO4製取H2S氣體)發生裝置：固 + 液 → 氣體型裝置

乾燥劑：用P2O5或CaCl2(不能用濃H2SO4或鹼性乾燥劑)．

2．二氧化硫 [二氧化硫]

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①二氧化硫是一種無色、有刺激性氣味的氣體，有毒，密度比空氣大，易液化． ②易溶於水．在常溫、常壓下，1體積水能溶解40體積的SO2氣體． (2)化學性質：

①二氧化硫與水反應：SO2 + H2

2SO3(該反應為可逆反應)

說明 a．將裝滿SO2氣體的試管倒立在滴有紫色石蕊試液的水槽中，一段時間後，水充滿試管，試管中的液體變為紅色．

b．反應生成的H2SO3為二元中強酸，很不穩定，易分解：H2SO

2O + SO2 ②二氧化硫與氧氣的反應：2SO2 + O

3 說明 a．該反應是工業上製造硫酸的反應原理之一．

b．反應產物SO3是一種無色固體，熔點(16.8℃)和沸點(44.8℃)都很低．SO3與H2O反應生成H2SO4，同時放出大量的熱：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 熱量

c．SO2中的硫處於+4價，因此SO2既具有氧化性又具有還原性．例如：

SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2O

SO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4(X＝C1

、Br、I)

③二氧化硫的漂白性：

說明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)雖然都有漂白作用，但它們的漂白原理和現象有不同的特點．Cl2的漂白原理是因為C12與H2O反應生成的HClO具有強氧化性(O3、H2O2、Na2O2等與此類似)，將有色物質(如有色布條、石蕊試液、品紅試液等)氧化成無色物質，褪色後不能再恢復到原來的顏色；而SO2是因它與水反應生成的H2SO3跟品紅化合生成了無色化合物，這種不穩定的化合物在一定條件下(如加熱或久置)褪色後又能恢復原來的顏色，用SO2漂白過的草帽辮日久又漸漸變成黃色就是這個緣故．

b．SO2能使橙色的溴水、黃綠色的氯水、紫紅色的酸性KMnO4溶液等褪色，這是因為SO2具有還原性的緣故，與SO2的漂白作用無關．

c．利用SO2氣體使品紅溶液褪色、加熱後紅色又復現的性質，可用來檢驗SO2氣體的存在和鑑別SO2氣體． ④二氧化硫能殺菌，可以用作食物和水果的防腐劑． [二氧化硫的汙染和治理]

(1)SO2的汙染：二氧化硫是汙染大氣的主要有害物質之一．它對人體的直接危害是引起呼吸道疾病，嚴重時還會使人死亡．

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

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

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

酸雨能使湖泊水質酸化，毒害魚類和其他水生生物；使土壤酸化，破壞農田，損害農作物和森林；酸雨還會腐蝕建築物、工業裝置和名勝古蹟等．

(3)治理：空氣中的二氧化硫主要來自化石燃料(煤和石油)的燃燒．此外，還有含硫礦石的冶煉和硫酸、磷肥、紙漿生產等產生的工業廢氣．消除大氣汙染的主要方法之一是減少汙染物的排放、例如，硫酸廠、化工廠、冶煉廠等的尾氣在排放前進行回收處理．

3．硫酸 [硫酸]

(1)物理性質：

①純硫酸是一種無色透明、粘稠的油狀液體．常用的濃硫酸的質量分數為98.3％，密度為1.84 g·cm－3 (物質的量濃度為18.4 mol·L－1 )，沸點為338℃(因此，濃硫酸屬高沸點、難揮發性酸)．

②硫酸易溶於水，能以任意比與水混溶．濃硫酸溶於水時放出大量的熱．因此，在稀釋濃硫酸時，要將濃硫酸

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緩慢倒入水中，並邊加邊攪拌． (2)化學性質：

①硫酸屬於強電解質，是二元強酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：

Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(實驗室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除鐵鏽原理) H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O

說明：濃硫酸中含水量很少，因此，濃H2SO4的電離程度很小，其中主要含H2SO4分子．

②吸水性： a．濃H2SO4能吸收空氣中的水分或各種物質中混有的遊離態的H2O，形成一系列穩定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在實驗室中濃H2SO4可用來作氣體乾燥劑，但不能幹燥可與濃H2SO4反應的鹼性氣體(如NH3等)和強還原性氣體(如H2S、HI、HBr等)．

b．因為濃H2SO4能吸收空氣中的水分，所以實驗室儲存濃H2SO4時應注意密封，以防止濃H2SO4吸收水分而變稀．

③脫水性：濃H2SO4能將有機物中的氫、氧元素按2∶1的組成比脫出生成水，使有機物發生變化並生成黑色的炭．例如：C12H22

O11(蔗糖)

12C + 11H2O

又如將濃H2SO4滴到藍色石蕊試紙上，試紙先變紅色然後變黑色．

注意 濃H2SO4的脫水性及溶於水時放出大量熱的性質，使濃H2SO4對有機物具有強烈的腐蝕性．因此，如面板上不慎沾上濃H2SO4時，不能先用水沖洗，而先要用乾布迅速擦去，再用大量水沖洗． ④強氧化性：濃H2SO4中的硫為＋6價，處於硫元素的最高價態，因此濃H2SO4具有強氧化性．在反應中，濃H2SO4被還原為＋4價硫的化合物、單質硫或－2價硫的化合物．

a．常溫下，濃H2SO4使Fe、A1發生鈍化(Fe、A1難溶於冷的濃H2SO4中)．

說明 濃硫酸跟某些金屬接觸，使金屬表面生成一薄層緻密的氧化物保護膜，阻止內部金屬繼續跟硫酸反應，這一現象叫做金屬的鈍化．鈍化是化學變化．利用Fe、A1在冷的濃H2SO4中產生鈍化的性質，可用鐵或鋁製容器裝盛濃硫酸．

b．加熱時，濃H2SO4能跟除Pt、Au外的金屬發生反應．反應的通式可表示為：

金(來自: 博文學習 網:高中化學硫)屬(Pt、Au除外) + H2

SO4(濃) 硫酸鹽 + SO2↑+ H2O 例如：2H2SO

4(濃) + CuCuSO4 + 2H2O + SO2↑

說明 Cu與濃H2SO4的反應中，由於H2SO4中的硫元素的化合價只有部分改變，因此濃硫酸同時表現出了氧化性和酸性．此外，隨著反應的進行，濃H2SO4會漸漸變稀，而稀H2SO4是不與Cu發生反應的．因此，反應物Cu和H2SO4都有可能剩餘，且實際產生的SO2氣體的體積要比理論值小． c．加熱時，濃H2SO4能使非金屬單質C、S、P等氧化．例如： 2H2

SO4(濃) + C CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O(在此反應中，H2SO4只表現出氧化性) d．濃H2SO4能氧化某些具有還原性的物質．例如：

H2SO4(濃) + H2S ＝S + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4(濃) ＝Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(濃) ＝4I2 + H2S + 4H2O [氧化性酸與酸的氧化性] 所謂“氧化性酸”是指酸根部分易於獲得電子的酸，如濃H2SO4、HNO3等，由於其中S、

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N易獲得電子而表現出很強的氧化性；而鹽酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易獲得電子，所以它們是非氧化性酸．

在水溶液中任何酸都能不同程度地電離出H＋，H＋在一定條件下可獲得電子形成H2．從這一觀點看，酸都具有氧化性，但這是H＋表現出來的氧化性，它與氧化性酸中的中心元素處於高價態易獲得電子具有的氧化性是不同的．

區別“氧化性酸”與“酸的氧化性”這兩個概念的關鍵如下：酸根部分易獲得電子→有氧化性→是氧化性酸 酸電離出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸

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?5

[SO42－的檢驗] 正確操作步驟： 待檢溶液

無現象

產生白色沉澱，說明原溶液中含SO42—離子．

離子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓

注意 ①加入鹽酸的目的是將待檢溶液中可能存在的、對檢驗SO42－有干擾作用的CO32－、SO32－等陰離子通過反應而除去：

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

AgCl也是不溶於稀HNO3的白色沉澱．向待檢液中加入鹽酸時，若有白色沉澱產生，需進行過濾才能繼續下一步操作．

②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待檢溶液．因為若待檢溶液中含有SO32－時，會被HNO3氧化為SO42－，也能產生同樣的現象．

4．環境保護

*[大氣汙染及其防治] 當大氣中某些有毒物質的含量超過正常值或大氣的自淨能力時，就發生了大氣汙染．大氣汙染既危害人體健康又影響動植物的生長，同時會破壞建築材料，嚴重時會改變地球的氣候．例如，使氣候變暖、破壞臭氧層，形成酸雨等．大氣汙染的防治要採取綜合措施．主要包括：調整能源結構，合理規劃工業發展和城市建設佈局，綜合運用各種防治汙染的技術措施，制定大氣質量標準、加強大氣質量監測，採取生物措施、改善生態環境，植樹造林、充分利用環境的自淨能力等．

*[空氣質量日報、週報] 從1997年5月起，我國有幾十座城市先後開始定期釋出城市空氣質量週報．在此基礎上，又有許多城市開始釋出空氣質量日報．空氣質量日報的主要內容包括“空氣汙染指數”、“空氣質量級別”、“首要汙染物”等．空氣汙染指數(簡稱APT)就是將常規監測的幾種空氣汙染物的濃度簡化為單一的數值形式，並分級表示空氣汙染程度和空氣質量狀況．這種方式適用於表示城市的短期空氣質量狀況和變化趨勢．根據我國空氣汙染的特點和汙染防治重點，目前計入空氣汙染指數的專案暫定為：二氧化硫、二氧化氮和可吸入顆粒等。

空氣質量分級標準是：空氣汙染指數50點對應的汙染物濃度為空氣質量日均值的一級標準，空氣質量優；100點對應二級標準，空氣質量良好；200點對應三級標準，空氣輕度汙染；300點對應四級標準，空氣質量中度汙染；超過300點則為五級標準，空氣質量屬重度汙染．

*[水汙染及其防治] 由於人類活動排放的汙染物，使水的物理、化學性質發生變化或生物群落組成發生變化，從而降低了水的使用價值的現象，叫做水汙染．水汙染的主要物質有重金屬、酸、鹼、鹽等無機汙染物，耗氧物質，植物營養物質，石油和難降解有機物等．此外，對水體造成汙染的`還有病原體汙染、放射性汙染、懸浮固體物汙染、熱汙染等．日常使用的合成洗滌劑也會對水體造成汙染．防治水汙染的根本措施是控制汙水的任意排放．汙水要經過處理，達到國家規定的排放標準後再排放．汙水處理的方法一般可歸納為物理法、生物法和化學法．各種方法都各有特點和適用條件，往往需要配合使用．

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高中化學硫篇三：[高中化學氮和硫講義(含有題目)

1．氧族元素

[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素釙(84Po)．氧族元素位於元素週期表中第ⅥA族．

[氧族元素的原子結構]

(1)相似性：①最外層電子數均為6個；②主要化合價：氧為－2價，硫、硒、碲有－2、+4、+6價． (2)遞變規律：按氧、硫、硒、碲的順序，隨著核電荷數的增加，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱，非金屬性減弱，金屬性增強．

[氧族元素單質的物理性質]

[氧族元素的化學性質]

[同素異形體] 由同種元素形成的幾種性質不同的單質，叫做這種元素的同素異形體．例如，O2與O3，金剛石、石墨與C60，白磷與紅磷，均分別互為同素異形體；硫元素也有多種同素異形體．

注意 “同位素”與“同素異形體”的區別．同位素研究的物件是微觀的原子，而同素異形體研究的物件是巨集觀的單質． [臭氧]

(1)物理性質：在常溫、常壓下，臭氧是一種具有特殊臭味的淡藍色氣體，密度比氧氣大，也比氧氣易溶於水．液態臭氧呈深藍色，固態臭氧呈紫黑色． (2)化學性質：

①不穩定性．O3在常溫時能緩慢分解，高溫時分解加速：2O3 =3O2．②強氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活潑金屬能與O3發生反應；

b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反應可用於O3的定量分析)

(3)用途：

①作漂白劑．O3能使有機物的色素和染料褪色(其褪色原理與HClO類似)．如將O3通入石蕊試液中，溶液變為無色．②消毒劑． (4)製法：3O2

2O3

(5)臭氧在自然界中的存在及其與人類的關係．

①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距離地面15 km～50 km的大氣平流層中(即通常所說的

臭氧層)．②與人類的關係：空氣中的微量臭氧能刺激中樞神經，加速血液迴圈，令人產生爽快和振奮的感覺．大氣中的臭氧層能吸收太陽的大部分紫外線，使地球上的生物免遭傷害．但氟氯烴(商品名為氟利昂)等氣體能破壞臭氧層．因此，應減少並逐步停止氟氯烴等的生產和使用，以保護臭氧層． [過氧化氫]

(1)物理性質：過氧化氫俗稱雙氧水，是一種無色粘稠液體．市售雙氧水中H2O2的質量分數一般約為30％． (2)化學性質：

①H2O2顯弱酸性，是二元弱酸．其電離方程式可表示為：

H2O

＋+ HO2－HO2

2H2O2

2H2O+O2↑

＋+ O22－

②不穩定性．H2O2貯存時就會分解．在其水溶液中加入MnO2等催化劑，分解速度大大加快． 說明 該反應原理是實驗室制O2的常見方法之一．其發生裝置為“固 + 液不加熱”型．

③H2O2既具有氧化性又具有還原性．H2O2中的氧元素為－1價，介於0價與－2價之間，當H2O2遇到強氧化劑時表現出還原性，而當遇到強還原劑時則表現出氧化性．例如：

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表現還原性)

H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表現氧化性)

(3)重要用途：

①醫療上廣泛使用稀雙氧水(含H2O2的質量分數為3％或更小)作為消毒殺菌劑． ②工業上用10％的雙氧水作漂白劑(漂白毛、絲及羽毛等)、脫氯劑． ③實驗室製取氧氣． *[硫化氫] (1)物理性質：

①硫化氫是一種無色、有臭雞蛋氣味的氣體，密度比空氣大．

②硫化氫有劇毒，是一種大氣汙染物．在製取和使用H2S氣體時，必須在密閉系統如通風櫥中進行． ③在常溫、常壓下，1體積水中能溶解2.6體積的硫化氫． (2)化學性質：

①不穩定性：H2S受熱(隔絕空氣)能分解：H2

S ②可燃性：H2S氣體能在空氣中燃燒： 2H2S + 3O2(充足)

2H2O + 2SO2 2H2S + O2(不足)

2H2O + 2S

H2 + S

(發出淡藍色火焰) (析出黃色固體)

③強還原性：H2S中的硫為－2價，處在最低價態，當遇到氧化劑時，硫被氧化為0價、+4價或+6價．如：

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

?

④水溶液顯弱酸性．硫化氫的水溶液叫氫硫酸．氫硫酸是一種二元弱酸，具有酸的通性．氫硫酸易揮發，當氫硫酸受熱時，硫化氫會從溶液裡逸出． (3)實驗室製法：

反應原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有強還原性，故不能用HNO3或濃H2SO4製取H2S氣體)發生裝置：固 + 液 → 氣體型裝置

乾燥劑：用P2O5或CaCl2(不能用濃H2SO4或鹼性乾燥劑)．

2．二氧化硫 [二氧化硫] (1)物理性質：

①二氧化硫是一種無色、有刺激性氣味的氣體，有毒，密度比空氣大，易液化．

②易溶於水．在常溫、常壓下，1體積水能溶解40體積的SO2氣體． (2)化學性質：

①二氧化硫與水反應：SO2 + H2

液體變為紅色．

b．反應生成的H2SO3為二元中強酸，很不穩定，易分解：H2SO

②二氧化硫與氧氣的反應：2SO2 + O

3

說明 a．該反應是工業上製造硫酸的反應原理之一．

b．反應產物SO3是一種無色固體，熔點(16.8℃)和沸點(44.8℃)都很低．SO3與H2O反應生成H2SO4，同時放出大量的熱：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 熱量

c．SO2中的硫處於+4價，因此SO2既具有氧化性又具有還原性．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(該反應為可逆反應)

說明 a．將裝滿SO2氣體的試管倒立在滴有紫色石蕊試液的水槽中，一段時間後，水充滿試管，試管中的

說明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)雖然都有漂白作用，但它們的漂白原理和現象有不同的特點．Cl2的漂白原理是因為C12與H2O反應生成的HClO具有強氧化性(O3、H2O2、Na2O2等與此類似)，將有色物質(如有色布條、石蕊試液、品紅試液等)氧化成無色物質，褪色後不能再恢復到原來的顏色；而SO2是因它與水反應生成的H2SO3跟品紅化合生成了無色化合物，這種不穩定的化合物在一定條件下(如加熱或久置)褪色後又能恢復原來的顏色，用SO2漂白過的草帽辮日久又漸漸變成黃色就是這個緣故．

b．SO2能使橙色的溴水、黃綠色的氯水、紫紅色的酸性KMnO4溶液等褪色，這是因為SO2具有還原性的緣故，與SO2的漂白作用無關．

c．利用SO2氣體使品紅溶液褪色、加熱後紅色又復現的性質，可用來檢驗SO2氣體的存在和鑑別SO2氣體． ④二氧化硫能殺菌，可以用作食物和水果的防腐劑． [二氧化硫的汙染和治理]

(1)SO2的汙染：二氧化硫是汙染大氣的主要有害物質之一．它對人體的直接危害是引起呼吸道疾病，嚴重時還會使人死亡．

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

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

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

酸雨能使湖泊水質酸化，毒害魚類和其他水生生物；使土壤

酸化，破壞農田，損害農作物和森林；酸雨還會腐蝕建築物、工業裝置和名勝古蹟等．

(3)治理：空氣中的二氧化硫主要來自化石燃料(煤和石油)的燃燒．此外，還有含硫礦石的冶煉和硫酸、磷肥、紙漿生產等產生的工業廢氣．消除大氣汙染的主要方法之一是減少汙染物的排放、例如，硫酸廠、化工廠、冶煉廠等的尾氣在排放前進行回收處理． 3．硫酸 [硫酸]

(1)物理性質：

①純硫酸是一種無色透明、粘稠的油狀液體．常用的濃硫酸的質量分數為98.3％，密度為1.84 g·cm－3 (物質的量濃度為18.4 mol·L－1 )，沸點為338℃(因此，濃硫酸屬高沸點、難揮發性酸)．

②硫酸易溶於水，能以任意比與水混溶．濃硫酸溶於水時放出大量的熱．因此，在稀釋濃硫酸時，要將濃硫酸緩慢倒入水中，並邊加邊攪拌． (2)化學性質：

①硫酸屬於強電解質，是二元強酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：

Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(實驗室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除鐵鏽原理)

H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O

說明：濃硫酸中含水量很少，因此，濃H2SO4的電離程度很小，其中主要含H2SO4分子．

②吸水性：

a．濃H2SO4能吸收空氣中的水分或各種物質中混有的遊離態的H2O，形成一系列穩定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在實驗室中濃H2SO4可用來作氣體乾燥劑，但不能幹燥可與濃H2SO4反應的鹼性氣體(如NH3等)和強還原性氣體(如H2S、HI、HBr等)．

b．因為濃H2SO4能吸收空氣中的水分，所以實驗室儲存濃H2SO4時應注意密封，以防止濃H2SO4吸收水分而變稀．

③脫水性：濃H2SO4能將有機物中的氫、氧元素按2∶1的組成比脫出生成水，使有機物發生變化並生成黑色的炭．例如：C12H22O11(蔗糖)

12C + 11H2O

又如將濃H2SO4滴到藍色石蕊試紙上，試紙先變紅色然後變黑色．

注意 濃H2SO4的脫水性及溶於水時放出大量熱的性質，使濃H2SO4對有機物具有強烈的腐蝕性．因此，如面板上不慎沾上濃H2SO4時，不能先用水沖洗，而先要用乾布迅速擦去，再用大量水沖洗．

④強氧化性：濃H2SO4中的硫為＋6價，處於硫元素的最高價態，因此濃H2SO4具有強氧化性．在反應中，濃H2SO4被還原為＋4價硫的化合物、單質硫或－2價硫的化合物． a．常溫下，濃H2SO4使Fe、A1發生鈍化(Fe、A1難溶於冷的濃H2SO4中)．

說明 濃硫酸跟某些金屬接觸，使金屬表面生成一薄層緻密的氧化物保護膜，阻止內部金屬繼續跟硫酸反應，這一現象叫做金屬的鈍化．鈍化是化學變化．利用Fe、A1在冷的濃H2SO4中產生鈍化的性質，可用鐵或鋁製容器裝盛濃硫酸．

b．加熱時，濃H2SO4能跟除Pt、Au外的金屬發生反應．反應的通式可表示為：

金屬(Pt、Au除外) + H2SO4(濃)

例如：2H2SO4(濃) + Cu

硫酸鹽 + SO2↑+ H2O CuSO4 + 2H2O + SO2↑

說明 Cu與濃H2SO4的反應中，由於H2SO4中的硫元素的化合價只有部分改變，因此濃硫酸同時表現出了氧化性和酸性．此外，隨著反應的進行，濃H2SO4會漸漸變稀，而稀H2SO4是不與Cu發生反應的．因此，反應物Cu和H2SO4都有可能剩餘，且實際產生的SO2氣體的體積要比理論值小． c．加熱時，濃H2SO4能使非金屬單質C、S、P等氧化．例如： 2H2SO4(濃) + C

CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O(在此反應中，H2SO4只表現出氧化性)

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

[氧化性酸與酸的氧化性] 所謂“氧化性酸”是指酸根部分易於獲得電子的酸，如濃H2SO4、HNO3等，由於其中S、N易獲得電子而表現出很強的氧化性；而鹽酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易獲得電子，所

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d．濃H2SO4能氧化某些具有還原性的物質．例如：

以它們是非氧化性酸．

在水溶液中任何酸都能不同程度地電離出H＋，H＋在一定條件下可獲得電子形成H2．從這一觀點看，酸都具有氧化性，但這是H＋表現出來的氧化性，它與氧化性酸中的中心元素處於高價態易獲得電子具有的氧化性是不同的．

區別“氧化性酸”與“酸的氧化性”這兩個概念的關鍵如下：酸根部分易獲得電子→有氧化性→是氧化性酸

酸電離出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸 [SO42－的檢驗] 正確操作步驟： 待檢溶液

無現象

產生白色沉澱，說明原溶液中含SO42—離子．

離子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓

注意 ①加入鹽酸的目的是將待檢溶液中可能存在的、對檢驗SO42－有干擾作用的CO32－、SO32－等陰離子通過反應而除去：

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

AgCl也是不溶於稀HNO3的白色沉澱．向待檢液中加入鹽酸時，若有白色沉澱產生，需進行過濾才能繼續下一步操作．

②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待檢溶液．因為若待檢溶液中含有SO32－時，會被HNO3氧化為SO42－，也能產生同樣的現象．

*[硫酸鈣和硫酸鋇]