归纳如下（都在通常条件下进行）：
专题四 硫、氮和可持续发展
一、含硫化合物的性质和应用：
1、SO 2 的性质及其应用：
（1）物理性质：通常为无色、有毒气体，具有刺激性气味，密度比
空气大，易溶于水（常温常压下一体积水能溶解40体积SO 2），易液化（沸点为-10℃）。是严重的大气污染物。
备注：大气污染物通常包括：SO 2、CO 、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等。 （2）化学性质：
① SO 2 是酸性氧化物：
SO 2
② 还原性：SO 2中S 为+4价，可与强氧化剂（如氧气等）反应生成+6价的S ：
1）
2）能使溴水褪色： SO 2 + Br2 + 2H2O ===H2SO 4 +2HBr 3）与H 2O 2反应： SO 2 + H2O 2 === H2SO 4 4）SO 2在水溶液中能被KMnO 4（H +）、Cl 2、Fe 3+、HNO 3等氧化，
SO 2 + O2 2SO3
加热催化剂
③ 氧化性：SO 2中S 为+4价，可以降低，表现出氧化性，但氧化性很弱：
SO 2 + 2H2S ===3S ↓+ 2H2O
④ 漂白性：SO 2可与某些有色物质反应，生成不稳定的无色物质，加热时这些无色物质又会发生分解，从而恢复原来的颜色，即漂白作用是可逆的。常用于实验室对 SO2 气体的检验 备注：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
（3）酸雨——硫酸型酸雨： 1）硫酸型酸雨的形成：
PH 值小于5.6的雨水叫酸雨。含硫酸的酸雨称硫酸型酸雨；含硝酸的酸雨称硝酸型酸雨。
硫酸型酸雨的形成途径： ① 空气中的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧化物等作用下，和氧气生成三氧化硫，溶于水后形成硫酸：
SO 2 + O2 2SO3 SO 3 + H2O === H2SO 4
加热催化剂
H 2SO 4
② 空气中的二氧化硫直接溶于水并生成亚硫酸，亚硫酸具有较强的还原性，在空气中的氧气作用下生成硫酸：
SO 2 + H2O H 2SO 3 2H 2SO 3 + O2 == 2H2SO 4
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2）空气中二氧化硫的来源：
主要是化石燃料的燃烧。另外还来源于含硫金属矿石的冶炼、硫酸工厂释放的尾气等。 3）脱硫措施：
① 石灰石-石膏法脱硫（钙基固硫法）：
CaO + SO2 ＝ CaSO 3， SO 2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO 3 + H2O ， 2CaSO 3 + O2 ＝ 2CaSO 4 ② 氨水脱硫：
SO 2 + 2NH3+H2O ＝(NH4)2SO 3， 2(NH4) 2SO 3 + O2 ＝ 2(NH4) 2SO 4
上述方法既可除去二氧化硫，还可以得到副产品石膏（CaSO 4·2H 2O ）和硫酸铵（一种化肥）
会形成酸雾，不利于SO 3的吸收。所以用98.3%的浓硫酸吸收SO 3，得到发烟硫酸。
尾气中SO 2的处理：用氨水处理后，再用硫酸处理：
SO 2 + 2NH3+H2O ＝(NH4)2SO 3， SO 2 + NH3+H2O ＝NH4HSO 3 （2）硫酸的物理性质：
无色、黏稠、油状液体。硫酸易溶于水，溶解时放出大量的热。98.3%的浓硫酸沸点为338℃，属于典型的难挥发性酸，密度为1.84g ·cm -3。
浓硫酸难挥发，故可以制取易挥发性酸，如：
（1） 稀硫酸的化学性质：具有酸的通性：使指示剂变色、与碱、
碱性氧化物、活泼金属、盐都能反应。如：Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O 可用于酸洗除锈
（2） 浓硫酸的特性：
● 热点链接：如何稀释浓H2SO4
在稀释浓H2SO4时,, 应将浓H2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中, 并不断搅拌, 使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中, 浓H2SO4密度比水大, 溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出) 。
① 吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作中性气体和酸性气体的干燥剂，如H2、O2、CO2、Cl2、HCl 等。还可以夺取结晶水合物中的水。
备注：浓硫酸不能干燥碱性气体（如氨气）和还原性气体（如H2S 、H2、HBr 等）。 ② 脱水性：浓硫酸能将有机物中 H 、O 按照 2∶1 的比例脱出，
2NaCl + H2SO 4 ===Na2SO 4 +HCl↑
加热
2、硫酸的制备和性质：
（1）硫酸的工业制法：接触法制硫酸
三原料、三阶段、三反应、三设备：
热交换器的作用：预热SO 2和O 2，降低SO 3的温度，便于被吸收。 98.3%浓硫酸的作用：如果直接用水吸收SO 3，SO 3与水反应放热，
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生成水，是有机物变黑。浓硫酸可用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。 C 12H 22O 11
12C+11H2O
（5）几种重要的硫酸盐：
③强氧化性：
1）浓硫酸可以将许多金属氧化（铝、铁、铂、金除外）：
金属 + 浓硫酸 → 硫酸盐 + SO2↑+ H2O
浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：其强氧化性由+6 价的 S 引起，而稀硫酸的氧化性由 H+引起 （故只能氧化金属活动顺序表中 H 前面的金属）。
备注：上述反应中，Cu 是还原剂，H 2SO 4是氧化剂。H 2SO 4既表现了氧化性，又表现了酸性，表现氧化性和酸性H 2SO 4的分子格式比为1:1。随着反应进行浓硫酸变为稀硫酸后反应就停止。
2）浓硫酸在一定条件下，也可以和一些非金属反应，如C 、S 、P 等。
浓H 2SO 4的还原产物通常为SO 2。正是由于浓H 2SO 4的氧化性，所以浓H 2SO 4与金属反应均没有H 2产生，也不能用浓H 2SO 4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI 、H 2S 等。 3）与低价非金属元素的化合物反应： H 2S + H2SO 4 (浓) ==S ↓+ SO2↑+2H2O 2HI + H2SO 4 (浓) ==I 2↓+ SO2↑+2H2O 2HBr + H2SO 4 (浓) ==Br 2+ SO2↑+2H2O
（6）浓硫酸和稀硫酸的鉴别方法：
1）:取等重量的样品，放置在天平两端，并暴露在空气中，下沉一端为浓硫酸。因为浓硫酸具有吸水性，吸收空气中的水 2）：取样，将样品倒入水中，并插入温度计，升温的一个是浓硫酸。 3）：插入铁片，没什么现象的是浓硫酸，持续冒气泡的是稀硫酸。因为浓硫酸有强氧化性，使铁钝化，阻止两者反应，稀硫酸则不能。所以可用铁器装浓硫酸。 4）：放入炭块，膨胀的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。因为浓硫酸具有吸水性。 5）：插入铜片，反应并生成刺激性气味的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。同样因为浓硫酸有强氧化性。 6）：取等体积样平，密封放在天平两端，重的是浓硫酸。因为浓硫酸密度较大。 7）：晃动观察，稠的是浓硫酸，透明均一的是稀硫酸 。 8）：放入5水硫酸铜，颜色退去的是浓硫酸 ，没反应的是稀硫酸
。
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同样因为浓硫酸 具有吸水性。
S + 2Na == Na2S ，将S 和Na 混合，研磨可爆炸。
Fe + S ===FeS 2Cu + S ===Cu2S
加热
加热
3、硫和含硫化合物的相互转化：
（1）硫的存在及物理性质：硫以游离态（火山口附近或地壳的岩层里）和化合态（硫化物和硫酸盐）存在。硫是淡黄色松脆的晶体，俗名硫磺，熔点112. 8℃，沸点444.6℃，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2.
（2）不同价态的硫的化合物 -2 价：H 2S 、Na 2S 、FeS ； +4 价：SO 2、H 2SO 3、Na 2SO 3
+6 价：SO 3、H 2SO 4、Na 2SO 4、BaSO 4、CaSO 4 、FeSO 4
（3）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
S + Hg ===HgS 在常温下进行，常用于除去撒落的汞，且汞显高价。
与非金属反应：
H 2 + S（蒸汽） === H 2S
加热
3）0价硫到+4价硫：
S + O2 === SO2
点燃
4）+4价硫到0价硫：
SO 2 + H2S ===3S↓+ 2H2O
反应举例：
1）-2价硫到0价硫
硫化氢不完全燃烧：
硫化氢通入卤水中：H 2S + X2==S ↓ + 2HX （X 代表CL 、Br 、I ）
现象：卤水溶液褪色，产生淡黄色沉淀。
向Na 2S 溶液中通入氯气：Na 2S + Cl2 ==2NaCl +S↓ 2）0价硫到-2价硫 与金属反应：
点燃
H 2S + O2 ===2S↓ + 2H2O
4 + 2HX （（X 代表CL 、Br 、I ） 2H 2SO 2 +O2 === 2H2SO 4 （酸雨的酸性由弱变强的原因） 6）+6价硫到+4价硫：
浓硫酸被还原，一般生成SO 2。
总结：硫和含硫化合物相互转化的规律： ① 邻位转化规律：-2价S 0价S +4价S +6价S
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② 越位转化的特例：
H 2S+ O2===2SO2 + 2H2O
点燃
③ 相邻价态不发生氧化还原反应：如二氧化硫与浓硫酸不反应，故实验室可用浓硫酸干燥二氧化硫气体。
溶于水。
化学性质：N2分子结构稳定，化学性质不活泼，但在特定条件下会发生化学反应：
N 2 + O2 ===2NO N2 + 3H2 ======2NH3 N2 + 3Mg===Mg3N 2
催化剂
放电
高温高压
点燃
④ 归中反应规律：
（4）含硫化合物间通过非氧化还原反应相互转化：
① FeS + H2SO 4（稀）===FeSO4 + H2S ↑，FeS + 2H+==Fe2+ + H2S ↑ 实验室制备H 2S 气体，采用固-液反应不加热制气体装置或启普发生器）。
H 2S 有毒，有臭鸡蛋气味，易溶于水，其水溶液叫氢硫酸。 ② H 2S + 2NaOH ==Na2S+ 2H 2O
实验室中常用NaOH 溶液吸收多余的H 2S 气体，防止空气污染。 ③ Na 2SO 3 + H 2SO 4（浓）=== Na2SO 4 + SO2↑+ H2O
实验室或工业上制取SO 2的原理。
④ Na 2SO 3 + H 2SO 4（稀）=== Na2SO 4 + SO2↑+ H2O
不用稀硫酸制取SO 2的原因是SO 2在稀硫酸中溶解度较大。
二、生产生活中的含氮化合物：
1、氮氧化物的产生及转化
（1）氮气：
存在：氮气约占空气总体积的78%。
物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，密度比空气稍小，难
所以雷雨会生成NO 。
氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。 （2）氮氧化物：
① 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。在通常情况下易被氧气氧化为NO 2：2NO + O 2==2NO2
② NO 2：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。氧化性较强，易与水、碱等反应： 3 NO2+H2O===2HNO3+NO
2 NO2 + 2NaOH == NaNO3 + NaNO2 + H2O
NO 2 + 2KI ==I2 + 2KNO2（能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝） 2NO 2 N 2O 4(NO2和N 2O 4之间可相互转化，故通常测得NO 2的相对分子质量大于其实际值。)
氮氧化物有：N 2O ，NO, N2O 3，NO 2，N 2O 4，N 2O 5，其中N 2O 3是HNO 2（亚硝酸）的酸酐，N 2O 5是HNO 3的酸酐。 （3）硝酸型酸雨：
① 形成原理：3 NO2+H2O===2HNO3+NO NO + NO2+H2O===2HNO2
主要来源：氮肥的生产、金属冶炼、汽车尾气等。
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② 防治措施：
1） 为汽车安装尾气转换装置，将汽车尾气中的NO 和CO 转化成N2和CO2：
2NO + 2CO ==== N2 + 2CO2
催化剂
粒，这可以检验氨气的存在。）
2NH 3+H2SO 4===(NH4) 2SO 4
③ 具有还原性： 制备硝酸：
2 NH3 + 3Cl2 ===N2 + 6HCl（NH 3少量） 8 NH3 + 3Cl2 ===N2 + 6 NH4Cl （NH 3过量）
4 NH3 + 6NO ====5 N2 + 6H2O
△△
2NH 3 +3CuO ==== N2 +3Cu +3H2O
催化剂
2） 对生产氮肥、硝酸的工厂尾气处理：
2 NO2 + 2NaOH == NaNO3 + NaNO2 + H2O NO + NO2+ 2NaOH ===2 NaNO2 + H2O
2、氮肥的生产和使用
（1）氨气的物理性质：常态下是无色、有刺激性气味的气体，极易溶于水（1:700），溶于水显碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。易挥发，易液化，液化时放出大量的热。液态氨汽化时吸收大量的热，使其周围物质的温度急剧下降，故液氨常用作制冷剂。氨水应在阴凉处保存。雨天、烈日下不宜施用氨态氮肥。 （2）氨气的化学性质： ① 与水反应：NH 3+H2O NH 3·H 2O NH 4＋＋OH －
喷泉实验：在干燥的烧瓶内充满氨气，塞上待遇玻璃管和胶头滴管的胶塞，玻璃管的下端插入滴有酚酞的水溶液中，打开橡皮管上的止水夹，挤压胶头滴管。
现象：烧杯中的水迅速进入烧瓶内，形成红色喷泉，最后烧瓶内充满红色液体。
结论：氨气在水中溶解又多又快，使烧瓶内压强小于外界大气压，从而形成喷泉；酚酞试液显红色说明氨气的水溶液显碱性。
② 与酸反应：NH 3 +HCl===NH4Cl （产生白烟，是NH 4Cl 固体小颗
（3）氨水的成分及性质：
氨水所含的微粒有：H2O ，NH 3，NH 3·H 2O ，以及少量的NH 3·H 2O 电离出的NH 4+ 和 OH -，少量水电离出的H +和OH -
氨水易挥发逸出氨气，可用于检验浓盐酸、浓硝酸等挥发性酸，反应是形成白烟。 （4）NH 3的制备： ① 工业上合成氨： ②实验室制取氨气：
△
2NH 4Cl + Ca(OH)2===CaCl2 + 2NH3+2H2O↑
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化学药品：氯化铵晶体，熟石灰固体。
2）如生成的酸为氧化性酸，则该酸不会与氨气发生氧化还原反应，如NH4NO3受热分解较复杂：
△△
NH 4NO 3=== N2O+2H 2O 2NH 4NO 3=== 2N2 ↑+ O2 ↑+4H 2O
（NH 4）2SO 4
2NH 3↑+H2SO 4
B 、铵盐与碱反应放出氨气，可利用该性质检验铵根离子NH 4+的存在。
△
2NH 4Cl + Ca(OH)2===CaCl2 + 2NH3+2H2O↑△
NH4Cl+NaOH==== NH3↑ + NaCl + H2O
集气方法：向下排空气法
验满：1）将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，试纸变蓝。 2）将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，产生白烟。
干燥方法：可用碱石灰、生石灰、硅胶等干燥剂；氨气溶于水显碱性，不能用浓硫酸、五氧化二磷等干燥。 （2）铵盐： ① 物理性质：易溶于水，大多数是无色晶体。
② 化学性质：A 、铵盐受热易分解为氨气和对应的酸，故应保存在阴凉处：
1）若该酸不稳定，则继续分解，如：
该反应式可用于NH4Cl 的提纯.
△
(NH4) 2CO 3=== 2NH3↑+ CO2↑+ H 2O
铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。
③ NH 4+的检验：
1） NaOH 溶液法：待检物为固体液体均可。
取少量待检样品配成水溶液，向其中加入足量
NaOH 溶液，用酒精灯微热，如产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。
2） 碱石灰法：待检物必须为固体
取少量待检样品固体与碱石灰混合，在研钵中研磨，若产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。
三、硝酸的性质：
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1、物理性质：无色，具有挥发性的液体，沸点83℃，有刺激性气味，易溶于水。“发烟硝酸”是指含HNO3质量分数在98%以上的浓硝酸，挥发出的HNO3在空气中产生“发烟”现象。 2. 化学性质：
（1）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：
Cu + 4HNO3（浓）===Cu(NO3) 2 + 2NO2↑+2H2O 3Cu + 8HNO3（稀）===3Cu(NO3) 2 + 2NO↑+4H2O
常温下，浓硝酸会使铝、铁等发生钝化，故可用铝制或铁制容器装运浓硝酸。
△
C+4HNO3（浓）=== CO2↑+ 4NO2↑+2H2O
备注：
1）氨气氧化成NO 需要加热，NO 氧化成NO2是放热反应，通过热交换器提高热量利用率，降低成本。
2）吸收塔里产生的NO 重新回到热交换器中被氧化成NO2，这种循环操作过程可提高原料利用率。 3）尾气用NaOH 溶液吸收。
（2）不稳定性：HNO 3见光或加热会分解释放出NO 2气体，故硝酸应保存在避光、低温处。
4HNO 3 ====4NO2↑+ O2↑+2H2O
光照
3、硝酸的制备： （1）实验室制备：
（2）氨催化氧化法制硝酸：
△
NaNO 3 (固) + H2SO 4(浓) ===NaHSO4 + HNO3
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归纳如下（都在通常条件下进行）：
专题四 硫、氮和可持续发展
一、含硫化合物的性质和应用：
1、SO 2 的性质及其应用：
（1）物理性质：通常为无色、有毒气体，具有刺激性气味，密度比
空气大，易溶于水（常温常压下一体积水能溶解40体积SO 2），易液化（沸点为-10℃）。是严重的大气污染物。
备注：大气污染物通常包括：SO 2、CO 、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等。 （2）化学性质：
① SO 2 是酸性氧化物：
SO 2
② 还原性：SO 2中S 为+4价，可与强氧化剂（如氧气等）反应生成+6价的S ：
1）
2）能使溴水褪色： SO 2 + Br2 + 2H2O ===H2SO 4 +2HBr 3）与H 2O 2反应： SO 2 + H2O 2 === H2SO 4 4）SO 2在水溶液中能被KMnO 4（H +）、Cl 2、Fe 3+、HNO 3等氧化，
SO 2 + O2 2SO3
加热催化剂
③ 氧化性：SO 2中S 为+4价，可以降低，表现出氧化性，但氧化性很弱：
SO 2 + 2H2S ===3S ↓+ 2H2O
④ 漂白性：SO 2可与某些有色物质反应，生成不稳定的无色物质，加热时这些无色物质又会发生分解，从而恢复原来的颜色，即漂白作用是可逆的。常用于实验室对 SO2 气体的检验 备注：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
（3）酸雨——硫酸型酸雨： 1）硫酸型酸雨的形成：
PH 值小于5.6的雨水叫酸雨。含硫酸的酸雨称硫酸型酸雨；含硝酸的酸雨称硝酸型酸雨。
硫酸型酸雨的形成途径： ① 空气中的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧化物等作用下，和氧气生成三氧化硫，溶于水后形成硫酸：
SO 2 + O2 2SO3 SO 3 + H2O === H2SO 4
加热催化剂
H 2SO 4
② 空气中的二氧化硫直接溶于水并生成亚硫酸，亚硫酸具有较强的还原性，在空气中的氧气作用下生成硫酸：
SO 2 + H2O H 2SO 3 2H 2SO 3 + O2 == 2H2SO 4
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2）空气中二氧化硫的来源：
主要是化石燃料的燃烧。另外还来源于含硫金属矿石的冶炼、硫酸工厂释放的尾气等。 3）脱硫措施：
① 石灰石-石膏法脱硫（钙基固硫法）：
CaO + SO2 ＝ CaSO 3， SO 2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO 3 + H2O ， 2CaSO 3 + O2 ＝ 2CaSO 4 ② 氨水脱硫：
SO 2 + 2NH3+H2O ＝(NH4)2SO 3， 2(NH4) 2SO 3 + O2 ＝ 2(NH4) 2SO 4
上述方法既可除去二氧化硫，还可以得到副产品石膏（CaSO 4·2H 2O ）和硫酸铵（一种化肥）
会形成酸雾，不利于SO 3的吸收。所以用98.3%的浓硫酸吸收SO 3，得到发烟硫酸。
尾气中SO 2的处理：用氨水处理后，再用硫酸处理：
SO 2 + 2NH3+H2O ＝(NH4)2SO 3， SO 2 + NH3+H2O ＝NH4HSO 3 （2）硫酸的物理性质：
无色、黏稠、油状液体。硫酸易溶于水，溶解时放出大量的热。98.3%的浓硫酸沸点为338℃，属于典型的难挥发性酸，密度为1.84g ·cm -3。
浓硫酸难挥发，故可以制取易挥发性酸，如：
（1） 稀硫酸的化学性质：具有酸的通性：使指示剂变色、与碱、
碱性氧化物、活泼金属、盐都能反应。如：Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O 可用于酸洗除锈
（2） 浓硫酸的特性：
● 热点链接：如何稀释浓H2SO4
在稀释浓H2SO4时,, 应将浓H2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中, 并不断搅拌, 使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中, 浓H2SO4密度比水大, 溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出) 。
① 吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作中性气体和酸性气体的干燥剂，如H2、O2、CO2、Cl2、HCl 等。还可以夺取结晶水合物中的水。
备注：浓硫酸不能干燥碱性气体（如氨气）和还原性气体（如H2S 、H2、HBr 等）。 ② 脱水性：浓硫酸能将有机物中 H 、O 按照 2∶1 的比例脱出，
2NaCl + H2SO 4 ===Na2SO 4 +HCl↑
加热
2、硫酸的制备和性质：
（1）硫酸的工业制法：接触法制硫酸
三原料、三阶段、三反应、三设备：
热交换器的作用：预热SO 2和O 2，降低SO 3的温度，便于被吸收。 98.3%浓硫酸的作用：如果直接用水吸收SO 3，SO 3与水反应放热，
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生成水，是有机物变黑。浓硫酸可用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。 C 12H 22O 11
12C+11H2O
（5）几种重要的硫酸盐：
③强氧化性：
1）浓硫酸可以将许多金属氧化（铝、铁、铂、金除外）：
金属 + 浓硫酸 → 硫酸盐 + SO2↑+ H2O
浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：其强氧化性由+6 价的 S 引起，而稀硫酸的氧化性由 H+引起 （故只能氧化金属活动顺序表中 H 前面的金属）。
备注：上述反应中，Cu 是还原剂，H 2SO 4是氧化剂。H 2SO 4既表现了氧化性，又表现了酸性，表现氧化性和酸性H 2SO 4的分子格式比为1:1。随着反应进行浓硫酸变为稀硫酸后反应就停止。
2）浓硫酸在一定条件下，也可以和一些非金属反应，如C 、S 、P 等。
浓H 2SO 4的还原产物通常为SO 2。正是由于浓H 2SO 4的氧化性，所以浓H 2SO 4与金属反应均没有H 2产生，也不能用浓H 2SO 4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI 、H 2S 等。 3）与低价非金属元素的化合物反应： H 2S + H2SO 4 (浓) ==S ↓+ SO2↑+2H2O 2HI + H2SO 4 (浓) ==I 2↓+ SO2↑+2H2O 2HBr + H2SO 4 (浓) ==Br 2+ SO2↑+2H2O
（6）浓硫酸和稀硫酸的鉴别方法：
1）:取等重量的样品，放置在天平两端，并暴露在空气中，下沉一端为浓硫酸。因为浓硫酸具有吸水性，吸收空气中的水 2）：取样，将样品倒入水中，并插入温度计，升温的一个是浓硫酸。 3）：插入铁片，没什么现象的是浓硫酸，持续冒气泡的是稀硫酸。因为浓硫酸有强氧化性，使铁钝化，阻止两者反应，稀硫酸则不能。所以可用铁器装浓硫酸。 4）：放入炭块，膨胀的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。因为浓硫酸具有吸水性。 5）：插入铜片，反应并生成刺激性气味的是浓硫酸，没反应的是稀硫酸。同样因为浓硫酸有强氧化性。 6）：取等体积样平，密封放在天平两端，重的是浓硫酸。因为浓硫酸密度较大。 7）：晃动观察，稠的是浓硫酸，透明均一的是稀硫酸 。 8）：放入5水硫酸铜，颜色退去的是浓硫酸 ，没反应的是稀硫酸
。
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同样因为浓硫酸 具有吸水性。
S + 2Na == Na2S ，将S 和Na 混合，研磨可爆炸。
Fe + S ===FeS 2Cu + S ===Cu2S
加热
加热
3、硫和含硫化合物的相互转化：
（1）硫的存在及物理性质：硫以游离态（火山口附近或地壳的岩层里）和化合态（硫化物和硫酸盐）存在。硫是淡黄色松脆的晶体，俗名硫磺，熔点112. 8℃，沸点444.6℃，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2.
（2）不同价态的硫的化合物 -2 价：H 2S 、Na 2S 、FeS ； +4 价：SO 2、H 2SO 3、Na 2SO 3
+6 价：SO 3、H 2SO 4、Na 2SO 4、BaSO 4、CaSO 4 、FeSO 4
（3）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
S + Hg ===HgS 在常温下进行，常用于除去撒落的汞，且汞显高价。
与非金属反应：
H 2 + S（蒸汽） === H 2S
加热
3）0价硫到+4价硫：
S + O2 === SO2
点燃
4）+4价硫到0价硫：
SO 2 + H2S ===3S↓+ 2H2O
反应举例：
1）-2价硫到0价硫
硫化氢不完全燃烧：
硫化氢通入卤水中：H 2S + X2==S ↓ + 2HX （X 代表CL 、Br 、I ）
现象：卤水溶液褪色，产生淡黄色沉淀。
向Na 2S 溶液中通入氯气：Na 2S + Cl2 ==2NaCl +S↓ 2）0价硫到-2价硫 与金属反应：
点燃
H 2S + O2 ===2S↓ + 2H2O
4 + 2HX （（X 代表CL 、Br 、I ） 2H 2SO 2 +O2 === 2H2SO 4 （酸雨的酸性由弱变强的原因） 6）+6价硫到+4价硫：
浓硫酸被还原，一般生成SO 2。
总结：硫和含硫化合物相互转化的规律： ① 邻位转化规律：-2价S 0价S +4价S +6价S
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② 越位转化的特例：
H 2S+ O2===2SO2 + 2H2O
点燃
③ 相邻价态不发生氧化还原反应：如二氧化硫与浓硫酸不反应，故实验室可用浓硫酸干燥二氧化硫气体。
溶于水。
化学性质：N2分子结构稳定，化学性质不活泼，但在特定条件下会发生化学反应：
N 2 + O2 ===2NO N2 + 3H2 ======2NH3 N2 + 3Mg===Mg3N 2
催化剂
放电
高温高压
点燃
④ 归中反应规律：
（4）含硫化合物间通过非氧化还原反应相互转化：
① FeS + H2SO 4（稀）===FeSO4 + H2S ↑，FeS + 2H+==Fe2+ + H2S ↑ 实验室制备H 2S 气体，采用固-液反应不加热制气体装置或启普发生器）。
H 2S 有毒，有臭鸡蛋气味，易溶于水，其水溶液叫氢硫酸。 ② H 2S + 2NaOH ==Na2S+ 2H 2O
实验室中常用NaOH 溶液吸收多余的H 2S 气体，防止空气污染。 ③ Na 2SO 3 + H 2SO 4（浓）=== Na2SO 4 + SO2↑+ H2O
实验室或工业上制取SO 2的原理。
④ Na 2SO 3 + H 2SO 4（稀）=== Na2SO 4 + SO2↑+ H2O
不用稀硫酸制取SO 2的原因是SO 2在稀硫酸中溶解度较大。
二、生产生活中的含氮化合物：
1、氮氧化物的产生及转化
（1）氮气：
存在：氮气约占空气总体积的78%。
物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，密度比空气稍小，难
所以雷雨会生成NO 。
氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。 （2）氮氧化物：
① 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。在通常情况下易被氧气氧化为NO 2：2NO + O 2==2NO2
② NO 2：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。氧化性较强，易与水、碱等反应： 3 NO2+H2O===2HNO3+NO
2 NO2 + 2NaOH == NaNO3 + NaNO2 + H2O
NO 2 + 2KI ==I2 + 2KNO2（能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝） 2NO 2 N 2O 4(NO2和N 2O 4之间可相互转化，故通常测得NO 2的相对分子质量大于其实际值。)
氮氧化物有：N 2O ，NO, N2O 3，NO 2，N 2O 4，N 2O 5，其中N 2O 3是HNO 2（亚硝酸）的酸酐，N 2O 5是HNO 3的酸酐。 （3）硝酸型酸雨：
① 形成原理：3 NO2+H2O===2HNO3+NO NO + NO2+H2O===2HNO2
主要来源：氮肥的生产、金属冶炼、汽车尾气等。
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② 防治措施：
1） 为汽车安装尾气转换装置，将汽车尾气中的NO 和CO 转化成N2和CO2：
2NO + 2CO ==== N2 + 2CO2
催化剂
粒，这可以检验氨气的存在。）
2NH 3+H2SO 4===(NH4) 2SO 4
③ 具有还原性： 制备硝酸：
2 NH3 + 3Cl2 ===N2 + 6HCl（NH 3少量） 8 NH3 + 3Cl2 ===N2 + 6 NH4Cl （NH 3过量）
4 NH3 + 6NO ====5 N2 + 6H2O
△△
2NH 3 +3CuO ==== N2 +3Cu +3H2O
催化剂
2） 对生产氮肥、硝酸的工厂尾气处理：
2 NO2 + 2NaOH == NaNO3 + NaNO2 + H2O NO + NO2+ 2NaOH ===2 NaNO2 + H2O
2、氮肥的生产和使用
（1）氨气的物理性质：常态下是无色、有刺激性气味的气体，极易溶于水（1:700），溶于水显碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。易挥发，易液化，液化时放出大量的热。液态氨汽化时吸收大量的热，使其周围物质的温度急剧下降，故液氨常用作制冷剂。氨水应在阴凉处保存。雨天、烈日下不宜施用氨态氮肥。 （2）氨气的化学性质： ① 与水反应：NH 3+H2O NH 3·H 2O NH 4＋＋OH －
喷泉实验：在干燥的烧瓶内充满氨气，塞上待遇玻璃管和胶头滴管的胶塞，玻璃管的下端插入滴有酚酞的水溶液中，打开橡皮管上的止水夹，挤压胶头滴管。
现象：烧杯中的水迅速进入烧瓶内，形成红色喷泉，最后烧瓶内充满红色液体。
结论：氨气在水中溶解又多又快，使烧瓶内压强小于外界大气压，从而形成喷泉；酚酞试液显红色说明氨气的水溶液显碱性。
② 与酸反应：NH 3 +HCl===NH4Cl （产生白烟，是NH 4Cl 固体小颗
（3）氨水的成分及性质：
氨水所含的微粒有：H2O ，NH 3，NH 3·H 2O ，以及少量的NH 3·H 2O 电离出的NH 4+ 和 OH -，少量水电离出的H +和OH -
氨水易挥发逸出氨气，可用于检验浓盐酸、浓硝酸等挥发性酸，反应是形成白烟。 （4）NH 3的制备： ① 工业上合成氨： ②实验室制取氨气：
△
2NH 4Cl + Ca(OH)2===CaCl2 + 2NH3+2H2O↑
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化学药品：氯化铵晶体，熟石灰固体。
2）如生成的酸为氧化性酸，则该酸不会与氨气发生氧化还原反应，如NH4NO3受热分解较复杂：
△△
NH 4NO 3=== N2O+2H 2O 2NH 4NO 3=== 2N2 ↑+ O2 ↑+4H 2O
（NH 4）2SO 4
2NH 3↑+H2SO 4
B 、铵盐与碱反应放出氨气，可利用该性质检验铵根离子NH 4+的存在。
△
2NH 4Cl + Ca(OH)2===CaCl2 + 2NH3+2H2O↑△
NH4Cl+NaOH==== NH3↑ + NaCl + H2O
集气方法：向下排空气法
验满：1）将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，试纸变蓝。 2）将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，产生白烟。
干燥方法：可用碱石灰、生石灰、硅胶等干燥剂；氨气溶于水显碱性，不能用浓硫酸、五氧化二磷等干燥。 （2）铵盐： ① 物理性质：易溶于水，大多数是无色晶体。
② 化学性质：A 、铵盐受热易分解为氨气和对应的酸，故应保存在阴凉处：
1）若该酸不稳定，则继续分解，如：
该反应式可用于NH4Cl 的提纯.
△
(NH4) 2CO 3=== 2NH3↑+ CO2↑+ H 2O
铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。
③ NH 4+的检验：
1） NaOH 溶液法：待检物为固体液体均可。
取少量待检样品配成水溶液，向其中加入足量
NaOH 溶液，用酒精灯微热，如产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。
2） 碱石灰法：待检物必须为固体
取少量待检样品固体与碱石灰混合，在研钵中研磨，若产生刺激性气味的其他或能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则为铵盐。
三、硝酸的性质：
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1、物理性质：无色，具有挥发性的液体，沸点83℃，有刺激性气味，易溶于水。“发烟硝酸”是指含HNO3质量分数在98%以上的浓硝酸，挥发出的HNO3在空气中产生“发烟”现象。 2. 化学性质：
（1）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：
Cu + 4HNO3（浓）===Cu(NO3) 2 + 2NO2↑+2H2O 3Cu + 8HNO3（稀）===3Cu(NO3) 2 + 2NO↑+4H2O
常温下，浓硝酸会使铝、铁等发生钝化，故可用铝制或铁制容器装运浓硝酸。
△
C+4HNO3（浓）=== CO2↑+ 4NO2↑+2H2O
备注：
1）氨气氧化成NO 需要加热，NO 氧化成NO2是放热反应，通过热交换器提高热量利用率，降低成本。
2）吸收塔里产生的NO 重新回到热交换器中被氧化成NO2，这种循环操作过程可提高原料利用率。 3）尾气用NaOH 溶液吸收。
（2）不稳定性：HNO 3见光或加热会分解释放出NO 2气体，故硝酸应保存在避光、低温处。
4HNO 3 ====4NO2↑+ O2↑+2H2O
光照
3、硝酸的制备： （1）实验室制备：
（2）氨催化氧化法制硝酸：
△
NaNO 3 (固) + H2SO 4(浓) ===NaHSO4 + HNO3
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