SO2的性质和应用.ppt

\ 1.二氧化硫的物理性质 无色、有刺激性气味的有毒气体；易液化、易溶于水（1 ： 40），密度大于空气 * 2、化学性质 （1）、具有酸性氧化物的通性 H2O ＋ SO2 H2SO3（可逆反应） SO2 十 Ca（OH）2＝ CaSO3 ＋ H2O SO2 + Na2O = Na2SO3 SO2是亚硫酸酸酐 概括：作为酸性氧化物CO2有的性质SO2也有！ * 演示实验: 二氧化硫气体溶于水测PH 现象: PH试纸为红色, 不褪色 * （2）有氧化性 可与强还原剂反应 SO2＋2H2S=3S↓＋2H2O * H2SO3 + H2O2 = H2SO4 + H2O 或者SO2+H2O2= H2SO4 结论：H2SO3（SO2）具有还原性，能被氧化剂（如H2O2）氧化。 （3）有较强还原性（重点） SO2的还原性还可使氯水溴水碘水以及酸性高锰酸钾它们褪色 SO2 + X 2+ 2H2O == H2SO4 + 2HX ( X = Cl、Br、I ) 2 SO2 + O2 催化剂 2SO3（可逆反应） * （4）SO2的漂白性 SO2能与某些有色物质如品红结合成不稳定的无色物质. 实验室常用品红溶液来检验SO2的存在（褪色后加热能复原）！ * 几种具有漂白性物质的性质比较： 具 有 漂 白 性 的 物 质 物质 HClO、H2O2 SO2 活性炭 原理 实质 效果 范围 可漂白大多数有色物质，能使紫色石蕊试液褪色 可漂白某些有色物质，不能使石蕊试液褪色 可吸附某些有色物质的分子 将有色物质 氧化分解 与有色物质 结合生成无 色物质 将有色物质 的分子吸附 在其表面 氧化还原反应 非氧化还原 反应(化合) 物理吸附 永久性 暂时性 暂时性 * 物理性质 化学性质 2、既有氧化性，又有还原性 1）氧化性SO2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2O 2）还原性：会被O2、Cl2、Br2、酸性KMnO4、HNO3、H2O2等氧化 2SO2 + O2 2SO3 催化剂 二氧化硫 SO2 + 2Ca(OH)2 = CaSO3↓ + H2O CaSO3 + SO2+ H2O = Ca(HSO3)2 1、具有酸性氧化物的性质 A、与水反应生成酸 SO2 + H2O H2SO3 B、与碱反应生成Ca(OH)2或NaOH盐和水 SO2 + 2 NaOH Na2SO3 + H2O 会使石灰水 变浑浊又变 澄清 C、与碱性氧化物Na2O、MgO反应生成盐 Na2O+SO2==Na2SO3 3、漂白性：暂时性漂白 漂白某些有色物质，不能使紫色石蕊试液褪色 无色、有刺激性气味、 有毒、易 液化、密度 比空气大、易溶于水 * 补充.二氧化硫的制备： 实验室制备 ：Na2SO3+H2SO4(浓)==Na2SO4+H2O+SO2↑ 其他制备方法： Cu+2H2SO4（浓）=加热= CuSO4+ SO2↑+ 2H2O * 不同。前者缘于SO2的还原性，发生的是氧化还原反应。后者缘于其漂白性，发生的是非氧化还原反应. 小结: 问题探究1： SO2能使溴水、KMnO4溶液褪色与SO2使品红褪色，实质相同吗? * 问题探究2： SO2具有漂白性，氯水有漂白性，如果将二者等物质的量混合，漂白性是不是更强？ 分析 ！ 二氧化硫和氯气发生化学反应生成新物质 而HCl 和H2 SO4是没有漂白性的，因此漂白性 可能消失 SO2 + Cl2 + 2H2O 2HCl + H2 SO4 * 三、SO2的主要用途： 制硫酸、漂白剂（漂白毛，丝，草编品，白木耳等）、防腐剂 * 1酸雨：pH小于5.6的降水包括雨、雪、霜、雾、雹 3.形成过程：途径1：SO2+H2O H2SO3 2H2SO3+O2 = 2H2SO4 途径2：2SO2+O2 催化剂 2SO3 SO3+H2O = H2SO4 四、二氧化硫的污染—酸雨（教材P89-90） 2.形成根源：a.化石燃料（煤，石油）； b. 含硫金属矿冶炼； c. 硫酸工业。 * .酸雨的危害 ①影响水生物的繁殖； ②使土壤肥力下降，逐渐酸化； ③加快了桥梁、雕塑等建筑物的腐蚀速度。 * .酸雨的防治 ①研究开发能代替化石燃料的新能源； ②对含硫燃料进行预先脱硫处理； ③对释放的二氧化硫进行处理或回收利用； 氢能、太阳能、核能。 ④提高全