硫及其化合物
1．硫的性质
（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。
（2）硫的化学性质：
①可燃性：S + O2
SO2 ②与氢气反应：H2 + S
H2S ；
③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S
FeS, 2Cu + S
Cu2S；
④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S+ Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;
⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓)
3SO2 + 2H2O。
（3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。
2．硫化氢的性质
（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。
（2）硫化氢的化学性质：
①可燃性：O2不足 2H2S + O2
2S + 2H2O, O2足量 2H2S + 3O2
2SO2 + 2H2O .
②热分解：H2S
H2 + S.
③和碱反应：H2S + 2NaOH == Na2S + H2O ,H2S +NaOH == NaHS + H2O.Na2S + H2S == 2NaHS.
H2S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。
④强还原性：如：2H2S+ SO2 ==3S + 2H2O,H2S + Cl2 == S + 2HCl(Br2、I2也同样发生类似得反应),
H2S+ 2FeCl3 ==2FeCl2 + S + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) == S + SO2+ 2H2O等反应。
⑤和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S+ CuSO4 ==CuS(黑) ↓+ H2SO4;
H2S+ 2AgNO3 ==2HNO3 + Ag2S(黑)↓;H2S+ Pb(NO3)2 ==PbS(黑)↓ + 2HNO3.
（3）硫化氢的实验室制法：
反应式：FeS + 2HCl == FeCl2+ H2S↑, 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.
注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。
3．二氧化硫的性质
（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。
（2）二氧化硫的化学性质：
①酸性氧化物的通性：H2O+ SO2
H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
SO2+ 2NaOH ==Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH == NaHSO3,SO2+ Na2SO3 ＋ H2O ==2NaHSO3.SO2 + CaO ==CaSO3.
②氧化性：SO2 +2H2S == 3S + 2H2O;
③还原性：2SO2 +O2
2SO3,SO2 + Cl2+ H2O ==H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有类似的反应)，5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O == K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。
④漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。
(3)SO2的实验室制法：Na2SO3+ H2SO4 ==Na2SO4 + SO2↑+ H2O.
(4)SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。
（5）酸雨的防治：
1）最主要是控制污染源。主要途径有：
①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。
②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO+ SO2==CaSO3,CaO + H2O ==Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO3+ O2 ==2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。
③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2+ 2NH3 + H2O ==(NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3,2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4,2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥)
④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。
2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。
3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。
4．SO3的性质
SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3+ H2O ==H2SO4.
5．H2SO4的性质
(1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。
（2）化学性质：
①稀硫酸的性质：酸的通性。
②浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。
b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。
c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），
如：Cu + 2H2SO4
CuSO4 + SO2↑+ 2H2O；
加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4
CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O等。
（3）H2SO4 的工业制法(接触法)：
①流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；
进入接触室进行催化氧化生成SO3；
将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.
②设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。
接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。
吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。
③主要反应式：S + O2
SO2 或 4FeS2 + 11O2
2Fe2O3 + 8SO2;2SO2+ O2
2SO3,
SO3 + H2O == H2SO4.
④尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3+ SO2 + H2O == 2 NH4HSO3.
(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。
6．几种常见的硫酸盐
（1）CaSO4:自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O).用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。
（2）BaSO4：重晶石，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。
(3)FeSO4：FeSO4·7H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。
硫及其化合物
1．硫的性质
（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。
（2）硫的化学性质：
①可燃性：S + O2
SO2 ②与氢气反应：H2 + S
H2S ；
③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S
FeS, 2Cu + S
Cu2S；
④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S+ Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;
⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓)
3SO2 + 2H2O。
（3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。
2．硫化氢的性质
（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。
（2）硫化氢的化学性质：
①可燃性：O2不足 2H2S + O2
2S + 2H2O, O2足量 2H2S + 3O2
2SO2 + 2H2O .
②热分解：H2S
H2 + S.
③和碱反应：H2S + 2NaOH == Na2S + H2O ,H2S +NaOH == NaHS + H2O.Na2S + H2S == 2NaHS.
H2S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。
④强还原性：如：2H2S+ SO2 ==3S + 2H2O,H2S + Cl2 == S + 2HCl(Br2、I2也同样发生类似得反应),
H2S+ 2FeCl3 ==2FeCl2 + S + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) == S + SO2+ 2H2O等反应。
⑤和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S+ CuSO4 ==CuS(黑) ↓+ H2SO4;
H2S+ 2AgNO3 ==2HNO3 + Ag2S(黑)↓;H2S+ Pb(NO3)2 ==PbS(黑)↓ + 2HNO3.
（3）硫化氢的实验室制法：
反应式：FeS + 2HCl == FeCl2+ H2S↑, 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.
注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。
3．二氧化硫的性质
（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。
（2）二氧化硫的化学性质：
①酸性氧化物的通性：H2O+ SO2
H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
SO2+ 2NaOH ==Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH == NaHSO3,SO2+ Na2SO3 ＋ H2O ==2NaHSO3.SO2 + CaO ==CaSO3.
②氧化性：SO2 +2H2S == 3S + 2H2O;
③还原性：2SO2 +O2
2SO3,SO2 + Cl2+ H2O ==H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有类似的反应)，5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O == K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。
④漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。
(3)SO2的实验室制法：Na2SO3+ H2SO4 ==Na2SO4 + SO2↑+ H2O.
(4)SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。
（5）酸雨的防治：
1）最主要是控制污染源。主要途径有：
①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。
②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO+ SO2==CaSO3,CaO + H2O ==Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO3+ O2 ==2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。
③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2+ 2NH3 + H2O ==(NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3,2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4,2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥)
④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。
2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。
3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。
4．SO3的性质
SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3+ H2O ==H2SO4.
5．H2SO4的性质
(1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。
（2）化学性质：
①稀硫酸的性质：酸的通性。
②浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。
b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。
c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），
如：Cu + 2H2SO4
CuSO4 + SO2↑+ 2H2O；
加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4
CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O等。
（3）H2SO4 的工业制法(接触法)：
①流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；
进入接触室进行催化氧化生成SO3；
将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.
②设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。
接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。
吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。
③主要反应式：S + O2
SO2 或 4FeS2 + 11O2
2Fe2O3 + 8SO2;2SO2+ O2
2SO3,
SO3 + H2O == H2SO4.
④尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3+ SO2 + H2O == 2 NH4HSO3.
(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。
6．几种常见的硫酸盐
（1）CaSO4:自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O).用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。
（2）BaSO4：重晶石，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。
(3)FeSO4：FeSO4·7H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。