化工生产中的重要非金属元素教师版

第五章第五章 化工生产中的重要非金属元素化工生产中的重要非金属元素 【网络构建】【网络构建】 【知识梳理】【知识梳理】 一、硫及其化合物一、硫及其化合物 1．S： 游离态的硫存在于火山口附近或地壳的岩层里。俗称硫磺，是一种黄色晶体，硫不溶于水，微溶于酒 精，易溶于二硫化碳。 (1) 氧化性： ①和金属 Fe+S ②和非金属 S+H2 (2)还原性：S+O2 FeS(黑色)2Cu+S H2S △ SO2（在空气中燃烧火焰为淡蓝色）， S＋2H2SO4(浓)=====3SO2↑ ＋2H2O。 Cu2S(黑色) △ (3)S 与 NaOH 溶液反应的化学方程式为3S＋6NaOH=====2Na2S＋Na2SO3＋3H2O， 该反应中硫既是氧化剂， 又是还原剂，此反应可用于除去试管内黏附的S。 【特别提醒】 ①硫与变价金属反应时，生成低价态金属硫化物(如 Cu2S、FeS)。 ②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。 2．SO2 二氧化硫是无色、有刺激气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水。二氧化硫是形成酸雨的主要气 体，排放到大气中有很大危害。 (1)酸性氧化物的通性 ①与 H2O 反应：SO2+H2OH2SO3 ②与碱反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O SO2+Na2SO3+H2O= 2NaHSO3 SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O SO2+CaSO3+H2O=Ca(HSO3)2 (CO2、SO2均可使澄清石灰水变浑浊) ③与碱性氧化物的作用：SO2+CaO =CaSO3 ④与某些盐反应：SO2+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+2CO2↑ (2)氧化性和还原性：SO2中的 S 元素化合价为+4 价，处于中间价态，表现出双重性，但以还原性为主。 例：SO2+2H2S=3S↓+2H2O ——氧化性 SO2+I2+2H2O=H2SO4+2HI ——还原性 SO2可使酸性 KMnO4溶液褪色 SO2可以被 O2、Cl2、Br2、I2、KMnO4、HNO3、Fe3+等所氧化 (3)特性：漂白性 二氧化硫有漂白性，它能与某些有色物质化合生成不稳定的无色物质。这种物质容易分解而使有色物 质恢复原来的颜色。因此，二氧化硫气体可使品红溶液褪色，加热后溶液又恢复原来的颜色。 小结所学的漂白剂及其漂白原理 漂白剂 活性炭 HClO、O3、H2O2 SO2 【易错警示】 ①SO2不能漂白酸碱指示剂，如只能使紫色的石蕊溶液变红，但不能使之退色。 ②SO2的漂白性和还原性的区别：SO2使品红溶液退色表现的是SO2的漂白性，加热后溶液颜色复原；SO2 使酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水、碘水退色表现的是SO2的还原性，加热后溶液颜色不复原。 ③SO2氧化性的表现：SO2通入氢硫酸、硫化钠溶液中都会出现淡黄色沉淀，表现了SO2的氧化性。 (4)SO2实验室制法 ①固体 Na2SO3与较浓 H2SO4反应 Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O； ②铜与浓 H2SO4混合加热 △ Cu＋2H2SO4(浓)=====CuSO4＋SO2↑＋2H2O。 3．三氧化硫(SO3) (1)物理性质 漂白原理 物理吸附 强氧化作用 结合生成不稳定的无色物质，加热又复色 熔点 16.8 ℃，沸点 44.8 ℃，在常温下为液态，在标准状况下为固态。 (2)化学性质 反应 与水反应 与氧化钙反应 与氢氧化钠反应 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2SO2＋O2 途径 2：SO2＋H2O 5.浓硫酸 硫酸是一种强酸，其稀溶液具有酸的通性，但浓硫酸还具有三大特性： (1)吸水性：可做气体干燥剂。 (2)脱水性：按水的组成比脱去有机物中的氢、氧元素，生成水。浓硫酸对皮肤有强腐蚀性。 (3)强氧化性 ①与非金属反应 2H2SO4(浓)+ C 2H2SO4(浓) + S ②与不活泼金属反应 2H2SO4(浓) + CuCuSO4 + 2H2O +SO2↑ CO2↑ + 2H2O + 2SO2↑ 3SO2↑ + 2H2O 催化剂 2SO3、SO3＋H2O===H2SO4。 化学方程式 SO3＋H2O===H2SO4(放出大量的热) SO3＋CaO===CaSO4 SO3＋2NaOH===Na2SO4＋H2O H2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。 常温时， Fe、Al 与浓硫酸作用，使金属表面生成致密氧化膜（钝化），可用铝槽车运输浓H2SO4。 ③与化合物反应 2FeSO4+2H2SO4(浓)==Fe2(SO4)3+SO2↑+2H2O 【特别提醒】 微热 ①H2SO4是高沸点、难挥发性的强酸，利用这一性质可以制取HCl 和 HF：H2SO4(浓)＋NaCl=====NaHSO4 ＋HCl↑，CaF2＋H2SO4===CaSO4＋2HF↑。 ②由“量变”引起的“质变”：金属(如 Cu、Zn 等)与浓 H2SO4反应时，要注意 H2SO4浓度对反应产物的影响。 开始阶段产生 SO2气体，随着反应的进行， H2SO4的浓度变小，最后变为稀H2SO4，Cu 与稀 H2SO4不反应， Zn 与稀 H2SO4反应生成 H2而不是 SO2。 （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。 （5）硫酸的工业制备三原理： 高温△ ①4FeS2＋11O2=====2Fe2O3＋8SO2(或 S＋O2=====SO2)。 催化剂 ②2SO2＋O2 高温 2SO3。 ③SO3＋H2O===H2SO4。 6 6、、SO2 4 的检验 检验 SO2 4 的正确操作方法：被检液 － － － 加足量盐酸酸化 ― ― →取清液滴加BaCl2 溶液 ― ― →有无白色沉淀产生(判断有无 SO2 4 )。 － 2先加稀盐酸的目的是防止 CO2 3 、SO3、Ag 干扰，再加 BaCl2溶液，有白色沉淀产生。整个过程中可能发 －＋ 生反应的离子方程式： CO2SO2Ag ＋Cl ===AgCl↓、 Ba2 3 ＋2H ===CO 2↑＋H2O、3 ＋2H ===SO 2↑＋H2O、 ＋ －＋－＋＋－ ＋SO2 4 ===BaSO 4↓。 － 二、氮及其化合物二、氮及其化合物 1．氮的固定 （1）自然固氮：根瘤菌固氮、雷电固氮； （2）人工固氮：合成氨工业。 2．氮气 氮气占空气体积的 78%左右。 (1)物理性质：无色无味气体，密度比空气略小，难溶于水。 (2)化学性质 点燃 ①3Mg＋N2=====Mg3N2； 高温、高压 ②N2＋3H2 催化剂 2NH3； 放电或高温 ③N2＋O2===========2NO。 3．NO 和 NO2 (1)氮有多种价态的氧化物，氮元素从＋1～＋5 价都有对应的氧化物，如N2O、NO、N2O3、NO2(或 N2O4)、 N2O5，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5。 (2)NO 和 NO2的比较 物 理 性 质 色态味 密度 熔沸点 溶解性