2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 硫的轉(zhuǎn)化教案 魯科版必修1

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1、2022年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 硫的轉(zhuǎn)化教案 魯科版必修1 1 自然界中的硫 1．硫的存在 在自然界里，硫既有游離態(tài)，又有化合態(tài)，游離態(tài)的天然硫存在于火山噴口附近或地殼的巖層里，煤中也含有少量硫。由于自然硫的存在，人類(lèi)從遠(yuǎn)古時(shí)代起就知道硫了。大約在4000年以前，埃及人曾利用硫燃燒生成的氣體漂白布匹。以化合態(tài)存在的硫分布很廣，主要是硫化物和硫酸鹽，如黃鐵礦、黃銅礦、石膏、芒硝等。硫的化合物也常存在于火山噴出的氣體中和礦泉水里。硫還是某些蛋白質(zhì)的組成元素，人體內(nèi)平均含有0.2％的硫。 1． 自然界中不同價(jià)態(tài)的硫元素間的轉(zhuǎn)化 【領(lǐng)悟·整合】 大氣中SO2主要有三個(gè)來(lái)源：化石燃料的燃燒、

2、火山爆發(fā)和微生物的分解作用。在自然狀態(tài)下，大氣中的SO2，一部分被綠色植物吸收；一部分則與大氣中的水結(jié)合，形成H2SO4，隨降水落入土壤或水體中，以硫酸鹽的形式被植物的根系吸收，轉(zhuǎn)變成蛋白質(zhì)等有機(jī)物，進(jìn)而被各級(jí)消費(fèi)者所利用，動(dòng)植物的遺體被微生物分解后，又能將硫元素釋放到土壤或大氣中，這樣就形成一個(gè)完整的循環(huán)回路。 2．認(rèn)識(shí)硫單質(zhì) （1）硫的主要同素異形體：?jiǎn)涡绷?、斜方硫? （2）硫的物理性質(zhì)： 硫單質(zhì)為淡黃色晶體，密度為水的兩倍，難溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS2，熔點(diǎn)112.8℃，沸點(diǎn)444.6℃。 3．化學(xué)性質(zhì)： （1）與金屬發(fā)生反應(yīng)： Cu＋SCu2S Fe＋SF

3、eS （S表現(xiàn)氧化性） 【知識(shí)·鏈接】 S的特殊性質(zhì)——與Hg、Ag的反應(yīng) 一般說(shuō)來(lái)，S是不能使具有可變化合價(jià)的金屬顯高價(jià)的，且S與大多數(shù)金屬的反應(yīng)須加熱才能完成．但是S與Hg、Ag等不活潑金屬的反應(yīng)在常溫下就能進(jìn)行，且能使Hg顯高價(jià)。 利用Ag和S的反應(yīng)，可用簡(jiǎn)易的方法鑒別出真假銀：用一布條沾上少量硫黃粉末在待鑒別的器皿表面用力磨擦，如被磨擦處出現(xiàn)黑斑則說(shuō)明是真銀，否則為假銀。 利用Hg和S的反應(yīng)可以消除溫度計(jì)、氣壓計(jì)、血壓計(jì)等被打破后汞的毒害，所以，汞不慎灑落在地面上，要立即打開(kāi)門(mén)窗通風(fēng)，并盡量設(shè)法收集起來(lái)，殘余的部分，可覆滅蓋硫粉處理，以免汞蒸氣中毒。 此外硫化汞還要用作紅

4、色顏料（朱砂），在書(shū)面上蓋的印章，所用的紅色印泥就是用朱砂做的。 （2）與非金屬發(fā)生反應(yīng) S＋O2SO2（S表現(xiàn)還原性） （3）與氧化性酸濃HNO3、濃H2SO4發(fā)生反應(yīng) S＋6HNO3（濃）H2SO4+6NO2↑+2H2O（S表現(xiàn)還原性） S＋2H2SO4（濃）3SO2↑+2H2O（S表現(xiàn)還原性） 4．用途：硫單質(zhì)制硫酸，做橡膠制品的硫化劑，制黑火藥、火柴、農(nóng)藥等。 【領(lǐng)悟·整合】 硫元素常見(jiàn)的價(jià)態(tài)有－1、0、＋4、+6價(jià)，硫單質(zhì)由于處于中間價(jià)態(tài)而即有氧化性，又有還原性。在加熱或點(diǎn)燃的情況下可被氧氣、硝酸等強(qiáng)氧化劑氧化。硫在與金屬反應(yīng)時(shí)表現(xiàn)出一定的氧化性，與變價(jià)金屬反應(yīng)時(shí)

5、一般生成低價(jià)化合物，其氧化性比氯氣弱。 2 不同價(jià)態(tài)硫元素間的轉(zhuǎn)化 1． 硫元素間的轉(zhuǎn)化網(wǎng)絡(luò)圖 ?特別說(shuō)明： ①相同價(jià)態(tài)的硫的化合物，通過(guò)酸堿反應(yīng)規(guī)律加以聯(lián)系(上面縱行) 如：H2SH2S(溶液) NaHSNa2S SO2H2SO3NaHSO3Na2SO3 ②不同價(jià)態(tài)的硫及其化合物，通過(guò)氧化還原反應(yīng)規(guī)律加以聯(lián)系(上面橫列)如 H2SSSO2SO3→H2SO4 由圖知：H2S只有氧化性，S、SO2既有氧化性，又有還原性，H2SO4中的S只有氧化性。 ③把以上兩條規(guī)律建立的聯(lián)系結(jié)合起來(lái)。即形成了硫及其化合物的完整的知識(shí)網(wǎng)絡(luò)。 【品思·感悟】 用氧化還原反應(yīng)理論為依據(jù)，緊

6、緊抓住硫元素價(jià)態(tài)變化這根主線，以元素價(jià)態(tài)變化為橫列，以化合物之間的轉(zhuǎn)變?yōu)榭v行，縱橫歸納，結(jié)線連網(wǎng)，使零碎的知識(shí)系統(tǒng)化，規(guī)律化，記憶起來(lái)容易，使用起來(lái)方便。 2．SO2 （1）物理性質(zhì) 二氧化硫?yàn)闊o(wú)色、有刺激性氣味的有毒氣體，密度比空氣大，易液化，易溶于水。 （2）化學(xué)性質(zhì) ①二氧化硫是酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性： SO2＋H2OH2SO3；SO2＋CaO＝CaSO3；SO2＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O；SO2＋NaOH＝NaHSO3； SO2＋2NH3·H2O＝(NH4)2SO3＋H2O；SO2＋Ca(OH)2＝CaSO3↓＋H2O（吸收SO2） SO2＋H2O

7、＋Na2S＝Na2SO3＋H2S （酸性：H2SO3＞H2S）； SO2＋NaHCO3＝NaHSO3＋CO2 （酸性：H2SO3＞H2CO3）； SO2＋2NaHCO3＝Na2SO3＋2CO2＋H2O （SO2量不足時(shí)）。 ②氧化性：SO2＋2H2S＝3S＋2H2O （氣體或溶液中均可進(jìn)行） ③還原性：能被Cl2、Br2、I2、Fe3＋、KMnO4、HNO3等強(qiáng)氧化劑氧化生成SO42-。例如： SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX （X＝Cl、Br、I） ④漂白性：SO2可以使品紅溶液褪色。 注意，SO2能使氯水、KMnO4溶液等褪色，這是因?yàn)镾O2具有還原性的緣故。

8、 【辨析·比較】 氯氣、二氧化硫、活性炭漂白原理的比較 Cl2的漂白性主要是因?yàn)樗苡谒闪薍ClO。該酸有很強(qiáng)的氧化性?？蓪⒂猩镔|(zhì)氧化成無(wú)色物質(zhì)。這種氧化作用非常迅速。由于色素的結(jié)構(gòu)被破壞。因此。Cl2的漂白作用是不可復(fù)原的。成為永久性漂白。與Cl2不同。SO2的漂白作用。不是因?yàn)镾O2具有氧化性。而是SO2溶于水生成了亞硫酸。亞硫酸跟有色物質(zhì)結(jié)合生成一種無(wú)色的不穩(wěn)定的化合物。這種作用較慢。且生成的化合物不穩(wěn)定。加熱時(shí)。會(huì)有SO2分解出來(lái)。溶液又會(huì)恢復(fù)成原來(lái)的顏色。因此。SO2的漂白作用是不能持久的。而活性炭的漂白為物理性吸附。屬物理變化。 3．濃硫酸的強(qiáng)氧化性：濃硫酸是強(qiáng)氧化性酸

9、，可以氧化大多數(shù)金屬(除Pt和Au)和其他還原性物質(zhì)(H2S、Fe2+等)。 Cu+2H2SO4(濃) CuSO4+SO2↑+2H2O(氧化性、酸性) C+2H2SO4(濃) CO2↑+2SO2↑+2H2O(氧化性) 2FeSO4+2H2SO4(濃)＝Fe2(SO4)3+SO2↑+2H2O(氧化性) H2S+H2SO4(濃)＝S↓+SO2↑+2H2O(氧化性) 在以上反應(yīng)中，濃硫酸一般被還原為SO2。常溫時(shí)，Al、Fe在濃硫酸中鈍化，其實(shí)質(zhì)是濃H2SO4使Al、Fe氧化生成致密的氧化物保護(hù)膜。 【積累·活用】 疊加化學(xué)反應(yīng)方程式的計(jì)算技巧 有些體系不只涉及一個(gè)反應(yīng)，且不同的反應(yīng)

10、之間存在著某種聯(lián)系，對(duì)于這樣的體系，疊加化學(xué)反應(yīng)方程式可使用解決的問(wèn)題簡(jiǎn)便、明了。疊加化學(xué)反應(yīng)方程式的關(guān)鍵問(wèn)題是量的關(guān)系的銜接和確定，確定量的關(guān)系常用待定系數(shù)法，它的理論依據(jù)是質(zhì)量守恒。 Na2S+H2SO4＝Na2SO4+H2S↑ Na2SO3+H2SO4＝Na2SO4+SO2↑+H2O 所以可得總的化學(xué)方程式：2Na2S+Na2SO3+3H2SO4＝3Na2SO4+3S↓+3H2O 從以上總化學(xué)方程式非常容易看出：當(dāng)Na2S和Na2SO3的物質(zhì)的量比為2∶1時(shí)，沒(méi)有氣體放出；當(dāng)大于2∶1時(shí)，有H2S放出；當(dāng)小于2∶1時(shí)，則有SO2放出。 4．接觸法制硫酸簡(jiǎn)介 （1）含硫礦物燃燒

11、生成二氧化硫 （2）二氧化硫氣的凈化 （3）二氧化硫被催化氧化成三氧化硫 （4）用98.3%的硫酸吸收三氧化硫 （5）根據(jù)需要稀釋濃硫酸 3 酸雨及其防治 1．酸雨的形成 酸雨中的酸度主要是硫酸和硝酸造成的，它們占總酸度的92%以上。其余為一些弱酸。我國(guó)的酸雨主要是硫酸型酸雨。一般認(rèn)為：“酸雨”是由于大量含硫燃料的燃燒排放的SO2等酸性氣體進(jìn)入大氣后造成局部地區(qū)大氣中的SO2富集．在水凝結(jié)過(guò)程中溶解于水形成H2SO3。然后經(jīng)空氣中的塵粒等污染物的催化作用。氧化成H2SO4隨雨水降下形成酸雨。主要反應(yīng)如下： 2SO2+O22SO3 SO3+H2O＝H2SO4 SO2+H2OH2SO3 2H2SO3+O2＝2H2SO4(酸性增強(qiáng)) 2．酸雨的危害：酸雨危害很大，能直接破壞森林、草原和農(nóng)作物。使土壤酸性增強(qiáng)。使湖泊酸化。還會(huì)加速建筑物、橋梁、工業(yè)設(shè)備等的腐蝕。 3．酸雨的防治 （1）對(duì)酸性物質(zhì)的排放加以控制。 （2）開(kāi)發(fā)清潔能源