发布时间 : 星期一 文章氧族元素 - 环境保护知识总结更新完毕开始阅读
（1）无色、有刺激性气味的有毒气体； （2）密度比空气大，易液化，沸点为－10℃；
（3）易溶于水，常温常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO2。 2、 SO2的化学性质
（1）SO2属酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性 SO2 + H2O = H2SO3 SO2 + CaO = CaSO3
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O (SO2少量) NaOH + SO2 = NaHSO3 (SO2足量)
Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3↓(白色) + H2O (SO2少量) Ca(OH)2 + 2SO2 = Ca(HSO3)2 (SO2足量) SO2 + NaHCO3 = NaHSO3 + CO2 (SO2足量) SO2 + 2NaHCO3 = NaHSO3 + 2CO2 + H2O (SO2少量) 除去CO2中混有SO2气体的方法 （2）较弱的氧化性——还原产物为S
SO2＋2H2S＝3S＋2H2O（气体或溶液中均可进行） （3）较强的还原性——氧化产物为SO3、H2SO4或硫酸盐
常见的氧化剂有Cl2、Br2、I2、KMnO4/H＋、HNO3、Fe3＋、O2等，故SO2能使溴水和酸性KMnO4溶液褪色。
SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX （X＝Cl、Br、I） 2FeCl3＋SO2＋2H2O＝2FeCl2＋H2SO4＋2HCl 2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO4 2SO2 + O2
催化剂 2SO3 △ H2O2＋SO2＝H2SO4 Na2O2＋SO2＝Na2SO4 （4）漂白性：
SO2的漂白原理：SO2溶于水生成H2SO3，H2SO3跟某些有色物直接化合生成不稳定的无色化合物[该物质在一定条件下（如加热）可分解，使物质又恢复原来的颜色
O3、HClO、Na2O2、H2O2的漂白原理：它们可将有色物质氧化成稳定的无色物质[该物质一般不会转化为原来有色的物质
另外，活性炭具有强的吸附性能，也能使一些有色物质褪色。
品红溶液中通入SO2，褪色，加热至沸腾又恢复红色；品红溶液中通入Cl2，褪色加热至沸腾不恢复红色。紫色石蕊试液中通入SO2，很快变红，(H2SO3有酸性)；紫色石蕊试液中通入Cl2，先变红后褪色(氯水中有H+、HClO)
SO2不漂白指示剂。
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漂白剂分类：氧化型：HClO 次氯酸盐和过氧化钠，双氧水，臭氧等，且都能使指示剂褪色。
化合型：如SO2
吸附型：活性炭，胶体，硅藻土等
漂白是指使有机色质褪色，使无机色质褪色如溴水、KMnO4 CuSO45H2O等不称为漂白作用
3、 SO2的制备 ⑴工业制法
燃烧硫或煅烧金属硫化物制取SO2。 S + O2
点燃 SO2 高温 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
⑵实验室制法
（1）反应原理：Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O （2）反应装置：固＋液→气
（因为Na2SO3是粉未状的固体，易溶于水，故不能用启普发生器制SO2） （3）收集方法：向上排空气法
（4）检验SO2：品红溶液（若溶液褪色，即可证明气体成分为SO2） （5）验满：湿润的蓝色石蕊试纸（若变红，即可证明收集满了SO2） （6）尾气吸收：碱液（如NaOH溶液） 4、 SO2的用途
制H2SO4；可作漂白剂，漂白纸浆、毛、丝、草编制品等；杀灭霉菌和细菌，作食物和干果的防腐剂。
5、 SO2对环境的污染 （1）酸雨的形成
正常的雨水由于溶解CO2形成弱酸H2CO3，pH约为5.6。酸雨的形成是一种复杂的大气化学和大气物理过程。一般认为，酸雨是由于人为排放的SO2等酸性气体进入大气后，造成局部地区大气中的二氧化硫富集，在水凝结过程中溶解于水形成亚硫酸，然后经某些污染物的催化作用及氧化剂的氧化作用生成硫酸，随雨水降下形成酸雨。酸雨中的酸度主要是由H2SO4和HNO3造成的，pH＜5.6。
2SO2 + O2
催化剂 2SO3
SO3 + H2O = H2SO4 SO2 + H2O
H2SO3
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4 （2）SO2的来源
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空气中的SO2主要来自化石燃料（如煤等）的燃烧，以及含硫矿石（如FeS2等）的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。
（3）净化与回收
由于SO2有毒，无论是工业制取还是实验室制取或使用SO2时，多余的气体必须吸收处理（如NH3·H2O、NaOH等），以免污染环境。
6、 亚硫酸及亚硫酸盐
SO2溶于水，所得溶液称为亚硫酸。H2SO3是二元中强酸，电离方程式为： H2SO3
H+ + HSO3-，HSO3-
H+ + SO32-
H2SO3酸性比H2CO3强。H2SO3只存在于水溶液中，容易分解为SO2和H2O。H2SO3在空气中容易被空气中的O2氧化，使溶液的酸性增强。
亚硫酸盐具有还原性，容易被空气中O2氧化。如Na2SO3露置在空气中变质的化学方程式为2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4
H2SO3与H2S可发生反应，H2SO3＋2H2S＝3S↓＋3H2O。SO32－与S2－在中性或碱性条件下可共存，但在酸性条件下不能共存，相关离子方程式为：
SO32－＋S2－＋6H＋＝3S↓＋3H2O 7、 SO2与CO2比较
鉴别二氧化硫的常用方法是用品红溶液，看能否褪色，有时还需要加热看能否恢复原色
鉴别二氧化碳的常用方法是澄清石灰水，看能否变浑浊，足量时能否变澄清 当混有二氧化碳时不会影响二氧化硫的鉴别，当混有二氧化硫时会影响二氧化碳的鉴别，应先除去二氧化硫再鉴别二氧化碳
除去二氧化硫的方法是让混合气体先通过溴水或酸性高锰酸钾溶液或三氯化铁溶液，再通过品红溶液看是否除净；在检验二氧化碳是否存在时不能用饱和碳酸氢钠溶液除去二氧化硫，在除去二氧化碳中二氧化硫杂质时可以通过饱和碳酸氢钠溶液
相同点：均能使澄清石灰水变浑浊，过量时溶液又变澄清了。
不同点：SO2有刺激性气味，而CO2无味；SO2能使溴水、酸性KMnO4溶液、品红溶液褪色，而CO2不能。
七、三氧化硫 1、 SO3的物理性质
SO3是无色易挥发的晶体，熔点为16.8℃，沸点为44.8℃。 2、 SO3的化学性质 （1）具有酸性氧化物的通性 SO3＋H2O＝H2SO4
SO3＋2NaHSO3＝Na2SO4＋2SO2＋H2O（温度较高时，除去SO2中混有的SO3
气体）
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注：SO3极易吸收水分，在空气中强烈冒烟，溶于水剧烈反应生成H2SO4及一系列水合物，同时放出大量的热。
（2）强氧化性
5SO3＋2P＝5SO2＋P2O5 2KI＋SO3＝K2SO3＋I2 八、硫酸 1、物理性质
纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高，难挥发；易溶于水，能与水以任意比混溶，且溶解时放出大量的热。常用浓硫酸的质量分数为98.3%，密度为1.84g/cm，沸点338℃，物质的量浓度：
C?1000ml?1.84g?cm98g?mol?1?33
?98.3%?1L?18.4mol?L
?12、化学性质
硫酸在浓度不同的溶液中主要存在形式不同，因而具有不同的性质。稀硫酸中，由于硫酸安全电离，H2SO4＝2H＋＋SO42－，故H2SO4主要以H＋、SO42－形式存在，其性质 一是具有酸的通性，二是SO4的性质，如发生沉淀反应等。浓硫酸中，硫酸主要以分子形式存在，故主要如下特性：
（1）吸水性
吸水性是指H2SO4所具有的吸收游离水分的性能。这里的游离水分包括空气中所含的水蒸气，物质中的湿存水及结晶水合物中的结晶水等。
浓硫酸之所以能吸收游离的水分，是因为浓硫酸和水可以结合形成稳定的水合物H2SO4＋nH2O＝H2SO4·nH2O(n＝1,2,4等)。这些水合物在低温时甚至可以以晶体的形式从溶液中析出。
浓硫酸可作干燥剂，可干燥O2、H2、CO、CO2、SO2、Cl2、HCl、N2、CH4等气体。对于那些还原性及碱性的气体，如HI、HBr、H2S、NH3等，则不能用浓硫酸干燥。
（2）脱水性
脱水性是指浓H2SO4将许多有机物（特别是糖类）中的H、O原子按照水分子中H、O原子个数比脱去的性质。
浓硫酸对人体皮肤有强烈的腐蚀作用。如果不慎在皮肤上沾上浓硫酸时，应立即用布拭去，然后迅速用大量水冲洗，最后涂上3%—5%的NaHCO3溶液。
检验浓硫酸最简便的方法——蘸浓H2SO4在纸上写字。 （3）强氧化性
浓硫酸可氧化大多数金属（除Pt和Au）和其他还原性物质（如H2S、HBr、HI、Fe
＋
2－
2
等）
Cu + 2H2SO4(浓)
△ CuSO4 + SO2↑+ 2H2O (氧化性、酸性)
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