专题　硫、氮和可持续发展知识点

专题　硫、氮和可持续发展知识点

‎ ‎ 专题4　硫、氮和可持续发展 知识点 硫酸型酸雨的成因和防治 ：‎ ‎1．含硫燃料（化石燃料）的大量燃烧 涉及到的反应有：‎ ‎ ①2SO2 + O2 2SO3 SO3 + H2O = H2SO4‎ ‎②SO2 + H2O H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 ‎ ‎2．防治措施：‎ ‎ ①从根本上防治酸雨—开发、使用能代替化石燃料的绿色能源（氢能、核能、太阳能）‎ ‎②对含硫燃料进行脱硫处理（如煤的液化和煤的气化）‎ ‎ ③提高环保意识，加强国际合作 SO2的性质及其应用 ‎ 1．物理性质：无色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水 ‎* 大气污染物通常包括：SO2、CO、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等 ‎2．SO2的化学性质及其应用 ‎⑴SO2是酸性氧化物 ‎ SO2 + H2O H2SO3 ‎ SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3↓+ H2O；CaSO3 + SO2 + H2O ＝ Ca(HSO3)2 ‎ ‎ SO2 + 2NaOH ＝ Na2SO3 + H2O（实验室用NaOH溶液来吸收SO2尾气）‎ SO2 (少量)+2NaHCO3＝Na2SO3 + CO2 + H2O (常用饱和NaHCO3除去CO2中的SO2)‎ ‎ * 减少燃煤过程中SO2的排放（钙基固硫法）‎ ‎ 钙基固硫CaCO3 CaO + CO2↑；CaO + SO2 ＝ CaSO3 ‎ ‎ SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3 + H2O 2CaSO3 + O2 ＝ 2CaSO4 ‎ ‎ 氨水脱硫：SO2 + 2NH3＝(NH4)2SO3 2(NH4)2SO3 + O2 ＝ 2(NH4)2SO4‎ ‎⑵SO2具有漂白性：常用于实验室对SO2气体的检验 漂白原理类型 ‎①吸附型：活性炭漂白——活性炭吸附色素（包括胶体）‎ ‎②强氧化型：HClO、O3、H2、Na2O2等强氧化剂漂白——将有色物质氧化，不可逆 ‎③化合型：SO2漂白——与有色物质化合，可逆 ‎ ⑶SO2具有还原性 ‎ 2SO2 + O2 2SO3‎ ‎ SO2 + X2 + 2H2O ＝ 2HX + H2SO4‎ 接触法制硫酸 ‎ 流程 设备 反应 ‎ 生成二氧化硫 沸腾炉 S + O2 SO2 或4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 ‎ ‎ ‎ SO2接触氧化 接触室 2SO2 + O2 2SO3‎ ‎ SO3的吸收 吸收塔 SO3 + H2O ＝ H2SO4 ‎ ‎ * 为了防止形成酸雾，提高SO3的吸收率，常用浓硫酸来吸收SO3得到发烟硫酸 硫酸的性质及其应用 ‎ 1．硫酸的酸性：硫酸是二元强酸 H2SO4 ＝ 2H+ + SO42－ （具有酸的5点通性）‎ ‎ 如：Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O 硫酸用于酸洗除锈 ‎2．浓硫酸的吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作干燥剂(不可干燥碱性和还原性气体)‎ ‎3．浓硫酸的脱水性：浓硫酸将H、O按照2∶1的比例从物质中夺取出来，浓硫酸用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。‎ 第3页 共3页 ‎ ‎ ‎4．浓硫酸的强氧化性：‎ ‎ Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O ‎ 浓硫酸可以将许多金属氧化：金属 + 浓硫酸 → 硫酸盐 + SO2↑+ H2O 浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：浓硫酸的强氧化性由+6价的S引起，而稀硫酸的氧化性由H+引起（只能氧化金属活动顺序表中H前面的金属）。‎ ‎ C + 2H2SO4(浓) CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O 硫及其化合物的相互转化 ‎1.不同价态的硫的化合物 ‎-2价：H2S、Na2S、FeS；+4价：SO2、H2SO3、Na2SO3 ‎ ‎ +6价：SO3、H2SO4、Na2SO4、BaSO4、CaSO4 、FeSO4‎ ‎2．通过氧化还原反应实现含不同价态硫元素的物质之间的转化 ‎－2 0 +4 +6‎ S S S S ‎ ‎ SO42－离子的检验：SO42－ + Ba2+ ＝ BaSO4↓‎ ‎ 取少量待测液 无明显现象 产生白色沉淀 氮氧化物的产生及转化 放电 途径一：雷雨发庄稼 N2+O2===2NO ‎2NO+O2===2NO2‎ ‎3NO2+H2O===2HNO3+NO 高温高压 途径二：生物固氮 催化剂 途径三：合成氨 N2+3H2=======2NH3‎ 氮氧化物的性质：‎ NO；无色无味的有毒气体（中毒原理与CO相同），密度略小于空气，微溶于水 ‎2NO+O2===2NO2 ‎ NO2：红棕色的具有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，能溶于水 ‎3NO2+H2O===2HNO3+NO ‎4NO + 3O2 + 2H2O＝4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O＝4HNO3‎ 高温高压 氮肥的生产和使用 催化剂 ‎1.工业上合成氨 N2+3H2 ======= 2NH3‎ ‎2.实验室制取氨气 ‎ ‎① 2NH4Cl+Ca(OH)2====CaCl2+2NH3↑+2H2O ‎② 加热浓氨水 ‎ ‎③ 浓氨水和碱石灰 ‎3.氨气的性质 ‎：氨气易溶于水，溶于水显碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。氨水易挥发，不易运输，但成本低。氨水应在阴凉处保存。雨天、烈日下不宜施用氨态氮肥。‎ 喷泉实验：‎ 催化剂 ‎△‎ 与酸的反应 NH3 +HCl===NH4Cl（产生白烟） 2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4‎ 催化氧化：4NH3 + 5O2 =======4NO + 6H2O (制备硝酸)‎ ‎△‎ 盐：固态，易分解，易溶于水，与碱反应，产生而挥发。比 第3页 共3页 ‎ ‎ 易于保存和运输，但成本更高。Cl-不被植物吸收，在土壤中积累，影响植物生长。不能在碱性土壤中使用，不能雨天使用。 NH4Cl===NH3↑+HCl↑（加热分解NH4Cl晶体）‎ 硝酸的性质 ‎1.物理性质：无色，具有挥发性的液体 ‎2.化学性质：‎ 光 ‎ （1）不稳定性见光或加热会分解释放出气体 ‎4HNO3 == 4NO2↑+ O2↑+2H2O ‎（2）强氧化性 是一种强氧化性的酸，绝大多数金属及许多非金属单质能与硝酸反应.。‎ ‎△‎ 浓：‎ ‎ C+4HNO3==CO2↑+ 4NO2↑+2H2O 一般生成气体。‎ 稀： 一般生成气体。‎ 硝酸的制备：‎ 设备 反应原理 催化剂 ‎△‎ 转化器 4NH3 + 5O2 =======4NO + 6H2O 热交换器 2NO+O2===2NO2‎ 吸收塔 3NO2+H2O===2HNO3+NO 第3页 共3页