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    高考化学知识点复习教案11

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    高考化学知识点复习教案11

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    这是一份高考化学知识点复习教案11,共4页。教案主要包含了领悟·整合,知识·链接,品思·感悟,辨析·比较,积累·活用等内容,欢迎下载使用。
    1.硫的存在
    在自然界里,硫既有游离态,又有化合态,游离态的天然硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里,煤中也含有少量硫。由于自然硫的存在,人类从远古时代起就知道硫了。大约在4000年以前,埃及人曾利用硫燃烧生成的气体漂白布匹。以化合态存在的硫分布很广,主要是硫化物和硫酸盐,如黄铁矿、黄铜矿、石膏、芒硝等。硫的化合物也常存在于火山喷出的气体中和矿泉水里。硫还是某些蛋白质的组成元素,人体内平均含有0.2%的硫。
    1. 自然界中不同价态的硫元素间的转化
    【领悟·整合】
    大气中SO2主要有三个来源:化石燃料的燃烧、火山爆发和微生物的分解作用。在自然状态下,大气中的SO2,一部分被绿色植物吸收;一部分则与大气中的水结合,形成H2SO4,随降水落入土壤或水体中,以硫酸盐的形式被植物的根系吸收,转变成蛋白质等有机物,进而被各级消费者所利用,动植物的遗体被微生物分解后,又能将硫元素释放到土壤或大气中,这样就形成一个完整的循环回路。
    2.认识硫单质
    (1)硫的主要同素异形体:单斜硫、斜方硫。
    (2)硫的物理性质:
    硫单质为淡黄色晶体,密度为水的两倍,难溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS2,熔点112.8℃,沸点444.6℃。
    3.化学性质:
    (1)与金属发生反应:
    Cu+SCu2S Fe+SFeS (S表现氧化性)
    【知识·链接】
    S的特殊性质——与Hg、Ag的反应
    一般说来,S是不能使具有可变化合价的金属显高价的,且S与大多数金属的反应须加热才能完成.但是S与Hg、Ag等不活泼金属的反应在常温下就能进行,且能使Hg显高价。
    利用Ag和S的反应,可用简易的方法鉴别出真假银:用一布条沾上少量硫黄粉末在待鉴别的器皿表面用力磨擦,如被磨擦处出现黑斑则说明是真银,否则为假银。
    利用Hg和S的反应可以消除温度计、气压计、血压计等被打破后汞的毒害,所以,汞不慎洒落在地面上,要立即打开门窗通风,并尽量设法收集起来,残余的部分,可覆灭盖硫粉处理,以免汞蒸气中毒。
    此外硫化汞还要用作红色颜料(朱砂),在书面上盖的印章,所用的红色印泥就是用朱砂做的。
    (2)与非金属发生反应
    S+O2SO2(S表现还原性)
    (3)与氧化性酸浓HNO3、浓H2SO4发生反应
    S+6HNO3(浓)H2SO4+6NO2↑+2H2O(S表现还原性)
    S+2H2SO4(浓)3SO2↑+2H2O(S表现还原性)
    4.用途:硫单质制硫酸,做橡胶制品的硫化剂,制黑火药、火柴、农药等。
    【领悟·整合】
    硫元素常见的价态有-1、0、+4、+6价,硫单质由于处于中间价态而即有氧化性,又有还原性。在加热或点燃的情况下可被氧气、硝酸等强氧化剂氧化。硫在与金属反应时表现出一定的氧化性,与变价金属反应时一般生成低价化合物,其氧化性比氯气弱。
    2 不同价态硫元素间的转化
    1. 硫元素间的转化网络图
    特别说明:
    ①相同价态的硫的化合物,通过酸碱反应规律加以联系(上面纵行)
    如:H2SH2S(溶液) NaHSNa2S
    SO2H2SO3NaHSO3Na2SO3
    ②不同价态的硫及其化合物,通过氧化还原反应规律加以联系(上面横列)如
    H2SSSO2SO3→H2SO4
    由图知:H2S只有氧化性,S、SO2既有氧化性,又有还原性,H2SO4中的S只有氧化性。
    ③把以上两条规律建立的联系结合起来。即形成了硫及其化合物的完整的知识网络。
    【品思·感悟】
    用氧化还原反应理论为依据,紧紧抓住硫元素价态变化这根主线,以元素价态变化为横列,以化合物之间的转变为纵行,纵横归纳,结线连网,使零碎的知识系统化,规律化,记忆起来容易,使用起来方便。
    2.SO2
    (1)物理性质
    二氧化硫为无色、有刺激性气味的有毒气体,密度比空气大,易液化,易溶于水。
    (2)化学性质
    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+Na2S=Na2SO3+H2S (酸性:H2SO3>H2S);
    SO2+NaHCO3=NaHSO3+CO2 (酸性:H2SO3>H2CO3);
    SO2+2NaHCO3=Na2SO3+2CO2+H2O (SO2量不足时)。
    ②氧化性:SO2+2H2S=3S+2H2O (气体或溶液中均可进行)
    ③还原性:能被Cl2、Br2、I2、Fe3+、KMnO4、HNO3等强氧化剂氧化生成SO42-。例如:
    SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX (X=Cl、Br、I)
    ④漂白性:SO2可以使品红溶液褪色。
    注意,SO2能使氯水、KMnO4溶液等褪色,这是因为SO2具有还原性的缘故。
    【辨析·比较】
    氯气、二氧化硫、活性炭漂白原理的比较
    Cl2的漂白性主要是因为它溶于水生成了HClO。该酸有很强的氧化性。可将有色物质氧化成无色物质。这种氧化作用非常迅速。由于色素的结构被破坏。因此。Cl2的漂白作用是不可复原的。成为永久性漂白。与Cl2不同。SO2的漂白作用。不是因为SO2具有氧化性。而是SO2溶于水生成了亚硫酸。亚硫酸跟有色物质结合生成一种无色的不稳定的化合物。这种作用较慢。且生成的化合物不稳定。加热时。会有SO2分解出来。溶液又会恢复成原来的颜色。因此。SO2的漂白作用是不能持久的。而活性炭的漂白为物理性吸附。属物理变化。
    3.浓硫酸的强氧化性:浓硫酸是强氧化性酸,可以氧化大多数金属(除Pt和Au)和其他还原性物质(H2S、Fe2+等)。
    Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O(氧化性、酸性)
    C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O(氧化性)
    2FeSO4+2H2SO4(浓)=Fe2(SO4)3+SO2↑+2H2O(氧化性)
    H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2↑+2H2O(氧化性)
    在以上反应中,浓硫酸一般被还原为SO2。常温时,Al、Fe在浓硫酸中钝化,其实质是浓H2SO4使Al、Fe氧化生成致密的氧化物保护膜。
    【积累·活用】
    叠加化学反应方程式的计算技巧
    有些体系不只涉及一个反应,且不同的反应之间存在着某种联系,对于这样的体系,叠加化学反应方程式可使用解决的问题简便、明了。叠加化学反应方程式的关键问题是量的关系的衔接和确定,确定量的关系常用待定系数法,它的理论依据是质量守恒。
    Na2S+H2SO4=Na2SO4+H2S↑ Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
    所以可得总的化学方程式:2Na2S+Na2SO3+3H2SO4=3Na2SO4+3S↓+3H2O
    从以上总化学方程式非常容易看出:当Na2S和Na2SO3的物质的量比为2∶1时,没有气体放出;当大于2∶1时,有H2S放出;当小于2∶1时,则有SO2放出。
    4.接触法制硫酸简介
    (1)含硫矿物燃烧生成二氧化硫
    (2)二氧化硫气的净化
    (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)根据需要稀释浓硫酸
    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,它们占总酸度的92%以上。其余为一些弱酸。我国的酸雨主要是硫酸型酸雨。一般认为:“酸雨”是由于大量含硫燃料的燃烧排放的SO2等酸性气体进入大气后造成局部地区大气中的SO2富集.在水凝结过程中溶解于水形成H2SO3。然后经空气中的尘粒等污染物的催化作用。氧化成H2SO4随雨水降下形成酸雨。主要反应如下:
    2SO2+O22SO3 SO3+H2O=H2SO4
    SO2+H2OH2SO3 2H2SO3+O2=2H2SO4(酸性增强)
    2.酸雨的危害:酸雨危害很大,能直接破坏森林、草原和农作物。使土壤酸性增强。使湖泊酸化。还会加速建筑物、桥梁、工业设备等的腐蚀。
    3.酸雨的防治
    (1)对酸性物质的排放加以控制。
    (2)开发清洁能源

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