高考化学总复习17讲硫及其化合物课件PPT

这是一份高考化学总复习17讲硫及其化合物课件PPT，共37页。PPT课件主要包含了知识梳理，硫化物，硫酸盐，还原氧化，酸性氧化物的通性，含硫化石燃料，金属矿物，强氧化性，蓝色固体变白，吸水性等内容，欢迎下载使用。
考试说明1.了解硫及其重要化合物的制备方法，掌握其主要化学性质及应用。2.了解硫的氧化物对大气的污染与防治。
考点一　硫及其氧化物的性质
考点三　硫及其化合物的综合应用
考点二　硫酸　硫酸根离子的检验
考点四　H2O2与O3的结构、性质和用途
考点一　硫及其氧化物的性质1.硫单质的性质及应用(1)硫元素的存在形态
(2)硫单质的物理性质硫单质俗称硫黄，是一种淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精， 溶于CS2；有多种同素异形体，如单斜硫、斜方硫等。
(3)从化合价的角度认识硫单质的化学性质
①与金属反应 表现 性②与非金属反应③与强氧化剂反应(如浓硫酸)： ，表现 性。
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
按要求完成下列方程式：
①②氧化性(如与H2S溶液反应)：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O③还原性④漂白性：可使 溶液等有机色质褪色，生成不稳定的化合物。
SO2＋H2OH2SO3
2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O
Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4
2SO2＋O2  2SO3
3.SO2与HClO、H2O2、Na2O2、活性炭漂白原理的比较
4.三氧化硫(SO3)SO3在标准状况下为无色、针状晶体，能与水反应： ，放出大量的热，SO3是 氧化物，它跟碱性氧化物或碱都能反应生成硫酸盐。
SO3＋H2O===H2SO4
5.硫的氧化物的污染与治理(1)来源： 的燃烧及 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 ，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 2SO3、SO3＋H2O===H2SO4。途径2：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。
例1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)硫在自然界中仅以化合态存在( )(2)硫与铁反应生成硫化亚铁( )(3)硫与汞反应生成硫化亚汞，体现了硫的弱氧化性( )解析　硫与汞反应产物为硫化汞。(4)硫在空气中燃烧的产物是二氧化硫，在纯氧中燃烧的产物是三氧化硫( )解析　硫在空气或纯氧中只会生成二氧化硫。
(5)二氧化硫可广泛用于食品的漂白( )解析　二氧化硫有毒，严禁用于食品漂白。(6)SO2有漂白性，所以SO2可使溴水褪色( )解析　漂白性是指使有机色质褪色，SO2使溴水褪色体现了二氧化硫的还原性。(7)SO2气体通入BaCl2溶液产生白色沉淀BaSO3( )解析　由于亚硫酸的酸性比盐酸弱，BaSO3可溶于盐酸，故不会生成沉淀。
例2.用CS2或热的烧碱溶液均能洗涤附着在试管内壁上的硫，分别简述洗涤原理。
硫黄易溶于CS2，所以可用CS2溶解试管内壁的硫。硫能与热的烧碱溶液反应生成可溶性的Na2S和Na2SO3，达到除硫的目的。
例3.潮湿的Cl2和SO2都具有漂白性，那么将二者混合时其漂白能力是否增强？
不会增强，由于二者混合时，发生反应：Cl2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HCl，故漂白性减弱或失去。
SO2的特殊性质及应用(1)注意SO2的漂白性和还原性的区别SO2使品红溶液褪色表现的是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、碘水褪色表现的是SO2的还原性，加热后溶液颜色不复原。(2)注意SO2的氧化性的表现SO2通入氢硫酸、硫化钠溶液中都会出现浅黄色沉淀，表现了SO2的氧化性。(3)SO2不能漂白酸碱指示剂，只能使紫色石蕊溶液变红。
1.SO2和CO2的鉴别方法(1)闻气味法：CO2无气味，SO2有刺激性气味。(2)品红溶液法：能使品红溶液褪色的是SO2，不能使品红溶液褪色的是CO2。(3)酸性高锰酸钾溶液或溴水法：使酸性高锰酸钾溶液或溴水褪色的是SO2，不能使它们褪色的是CO2。
2.检验SO2和CO2同时存在的一般流程SO2和CO2都可使澄清的石灰水变浑浊，检验二者同时存在的一般流程为
注意　有时为简化装置，可将除去SO2和检验SO2是否除尽合并为一个装置，用较浓的酸性KMnO4溶液，现象是酸性KMnO4溶液颜色变浅。(如本题组的6题C装置的作用)
考点二　硫酸　硫酸根离子的检验1.硫酸的物理性质H2SO4是无色液体，能与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热，浓H2SO4稀释的方法是将 。2.硫酸是强电解质，写出稀硫酸与下列物质反应的离子方程式①铁： ；②MgO： ；③Ba(OH)2： ；④Na2SO3： ；⑤BaCl2： 。
浓H2SO4沿烧杯内壁缓缓倒入水中并用玻璃棒不断搅拌
Ba2＋＋ ===BaSO4↓
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋ ===BaSO4↓＋2H2O
＋2H＋===H2O＋SO2↑
3.浓H2SO4的特性(1)填写下表
沾有浓H2SO4的滤纸变黑
铜片逐渐溶解，产生无色刺激性气味的气体
(2)分别写出浓硫酸与Cu、C反应的化学方程式： 、_______________________ 。(3)常温下，铁、铝遇浓H2SO4 ，可用铝槽车运输浓H2SO4。
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O
C＋2H2SO4(浓) CO2↑
＋2SO2↑＋2H2O
先加稀盐酸的目的是 ，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：______________ 、 、 、 。
Ba2＋＋ ===BaSO4↓
＋2H＋===SO2↑＋H2O
Ag＋＋Cl－===AgCl↓
例1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)用硫酸清洗锅炉中的水垢( )解析　CaSO4微溶，不能用硫酸清洗锅炉中的水垢。(2)用BaCl2溶液鉴别 ( )解析　BaSO4、BaSO3均为白色沉淀无法用BaCl2鉴别(3)浓硫酸具有强氧化性，所以浓硫酸不可用于干燥H2和CO( )解析　浓硫酸虽然具有强氧化性，但不能氧化H2，CO，因而可干燥H2、CO。
(4)稀硫酸没有氧化性，一般不能发生氧化还原反应( )解析　稀硫酸溶液中的H＋可氧化活泼的金属。(5)浓硫酸使蓝矾(CuSO4·5H2O)变成白色粉末，体现了浓硫酸的强氧化性( )解析　体现浓硫酸的吸水性。(6)铜片溶于热的浓硫酸，体现了浓硫酸的酸性和强氧化性( )
例2.将64 g铜箔加入到盛有含2 ml H2SO4的浓H2SO4试管中加热。(1)铜箔能否完全溶解？请解释原因。
不能，因为随着反应的进行，浓H2SO4变为稀H2SO4，反应停止。
(2)在反应后的溶液中再加入少量硝酸钠晶体，铜箔表面又有气泡冒出，其原因为___________________________________________________________________________。
H＋与 又能氧化铜片，发生反应3Cu＋2 ＋8H＋===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O
例3.下表是鉴别浓硫酸和稀硫酸的方法，请将实验现象填入下表：
ρ(浓H2SO4)>ρ(稀H2SO4)
铁片逐渐溶解，并产生无色气体
铜片溶解，产生无色气体
例4.硫酸是中学化学实验室的常见药品，其性质有①酸性　②吸水性　③脱水性　④强氧化性　⑤催化作用。请将序号填在相应的横线上：(1)锌和稀H2SO4制H2___。(2)浓硫酸作干燥剂___。(3)浓硫酸与蔗糖的炭化实验(黑面包实验)_______。(4)实验室用乙醇和冰醋酸制取乙酸乙酯_____。(5)乙酸乙酯的水解___。(6)纤维素的水解___。(7)浓硫酸与铜的反应_____。(8)浓硫酸使湿润石蕊试纸先变红，后来又变黑_____。
浓硫酸与金属的反应规律(1)钝化：常温下浓硫酸使Fe、Al钝化，若加热或将浓硫酸稀释，则可以继续反应。(2)与活泼金属(如Zn)反应：开始产生SO2，硫酸浓度变小后，产生H2。(3)与某些不活泼金属(如Cu)反应：开始产生SO2(加热)，浓度变小后，稀硫酸不再与Cu反应。如1 ml Cu与含2 ml H2SO4的浓硫酸充分反应，生成SO2的物质的量小于1 ml。(4)浓硫酸在与金属的反应中既表现强氧化性(生成SO2)又表现酸性(生成硫酸盐)。浓硫酸在与非金属的反应中只表现氧化性。
考点三　硫及其化合物的综合应用1.硫及其化合物的转化关系
SO2、SO3是酸性氧化物，H2SO3、H2SO4是酸，物质的类别可以帮助我们理解它们的性质。相同价态的不同含硫化合物间是通过酸碱反应规律联系在一起的。如
2.当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降。如
3.相邻价态的微粒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。4.含硫物质的连续氧化硫元素
考点4　H2O2与O3的结构、性质和用途1.过氧化氢(其水溶液俗称双氧水)(1)过氧化氢的分子结构：过氧化氢分子中含有极性键和非极性键，其结构式为H—O—O—H，电子式为 。
(2)过氧化氢的化学性质①氧化性：过氧化氢是绿色氧化剂，具有较强的氧化性。例如：H2O2＋2KI＋2HCl===2KCl＋I2＋2H2O2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2OH2O2＋H2S===S↓＋2H2OH2O2＋SO2===H2SO4注意　在酸性条件下H2O2的还原产物为H2O，在中性或碱性条件下其还原产物为OH－(或氢氧化物)。
②还原性：过氧化氢遇到强氧化剂被氧化生成氧气。例如：2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4===2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O③不稳定性：过氧化氢在常温下缓慢分解生成氧气和水，加热或者加入催化剂(MnO2、Cu2＋、Fe3＋等)快速分解。
(3)过氧化氢的用途：作消毒剂、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，纯H2O2还可作火箭燃料的氧化剂等。
2.氧气的同素异形体臭氧(O3)(1)物理性质常温常压下，臭氧是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，它的密度比氧气大，比氧气易溶于水。吸入少量臭氧对人体有益，吸入过量对人体健康有一定危害。(2)化学性质
②强氧化性：Ag、Hg等金属在臭氧中可以被氧化，O3能使湿润的淀粉-KI试纸变蓝，其反应的化学方程式如下：O3＋2KI＋H2O===I2＋2KOH＋O2
③漂白和消毒许多染料受到臭氧的强烈氧化会褪色，臭氧还能杀死许多细菌。
(4)臭氧层能吸收来自太阳的大部分紫外线，是人类和其他生物的保护伞。氟氯烃是破坏臭氧层的“元凶”。(5)臭氧的用途：脱色剂、消毒剂等。