第六章氧族元素環(huán)境保護教案(人教版)

第六章氧族元素環(huán)境保護復習課一、氧族元素元素氧（O）硫（S）硒（Se）碲（Te）核電荷數(shù)8163452原子結構示意圖化合價－2－2，＋4，＋6－2，＋4，＋6－2，＋4，＋6顏色無色黃色灰色銀白色狀態(tài)氣體固體固體固體原子半徑逐漸增大

密度逐漸增大

與化合難易點燃劇烈反應加熱時化合較高溫時化合不直接化合氫化物穩(wěn)定性逐漸減弱

氧化物化學式

SO2SO3SeO2SeO3TeO2TeO3氧化物對應水化物化學式

H2SO3H2SO4H2SeO3H2SeO4H2TeO3H2TeO4最高價氧化物水化物酸性逐漸減弱

元素非金屬性逐漸減弱

1.相似性氧族元素原子最外層都有6個電子，除氧通常呈現(xiàn)－2價，硫、硒、碲均有可變價：－2價、+4價和+6價。都能與多數(shù)金屬反應。氧化物有兩種，，其對應的水化物為含氧酸，均有酸的通性。氣態(tài)氫化物H2；H2S、H2Se、H2Te其水溶液都顯酸性，除H2Ｏ外，氫化物都具有惡臭，有毒，溶于水形成無氧酸，具有還原性。2.遞變規(guī)律隨著元素核電荷數(shù)的增加，電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對外層電子的引力逐漸減弱，使原子得電子的能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強。表現(xiàn)在性質(zhì)上的遞變規(guī)律是：單質(zhì)的顏色由無色、淡黃、淺灰至呈銀白色。狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)，熔、沸點也依次升高。元素非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。單質(zhì)的氧化性依次減弱。含氧酸的酸性依次減弱，H2Ｏ3、O4順序氧化性增強。氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性增強。二、臭氧1．結構：含有非極性鍵的極性分子，V型結構2．物理性質(zhì)：常溫、常壓下，O3是一種有特殊臭味的淡藍色氣體，密度比氧氣大，也比氧氣易溶于水，液態(tài)呈深藍色，沸點的－112.4℃，固態(tài)為紫黑色，熔點為－251℃3．化學性質(zhì)：①不穩(wěn)定性：常溫下分解較慢，在受熱、光照和MnO2等作用下迅速分解。2O3==3O2②強氧化性：就氧化能力而言，它介于氧原子和氧分子之間。能氧化在空氣中不能氧化的金屬。臭氧分子與其它物質(zhì)反應時，常產(chǎn)生氧氣。2Ag+2O3＝Ag2O2+2O2(常溫下反應)O3+2KI+H2O=2KOH+I2注：臭氧能使?jié)駶櫟腒I淀粉試紙變藍，利用此性質(zhì)可測定微量O3的含量，也可檢驗O3。4．臭氧的產(chǎn)生、應用及臭氧層的保護（1）產(chǎn)生：3O22O3（2）應用：能吸收紫外線，并且是一種很好的漂白劑和消毒劑。三、過氧化氫1．過氧化氫的分子結構過氧化氫是含有極性鍵和非極性鍵的極性分子，共價化合物，其結構式為：H-O-O-H，電子式為：2．物理性質(zhì)：無色粘稠液體，水溶液俗稱雙氧水，市售雙氧水中H2O2的質(zhì)量分數(shù)一般約為30%。3．化學性質(zhì)：（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性H2O2H++HO2-HO2-H++O22-（2）氧化性H2O2＋2KI＋2HCl＝2KCl＋I2＋2H2O2Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝2Fe3＋＋2H2OH2O2＋H2S＝S↓＋2H2OH2O2＋SO2＝H2SO4注：在酸性條件下H2O2的還原產(chǎn)物為H2O，在中性或堿性條件其還原產(chǎn)物為氫氧化物.（3）還原性2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2OH2O2＋Cl2＝2HCl＋O2注：H2O2的氧化產(chǎn)物為O2（4）不穩(wěn)定性2H2O22H2O+O2(實驗室快速制取少量O2的方法)4、H2O2的保存方法實驗室里常把H2O2裝在棕色瓶內(nèi)避光并放在陰涼處。5、H2O2的用途作消毒、殺菌劑，作漂白劑、脫氯劑，純H2O2還可作火箭燃燒的氧化劑等。四、硫⑴物理性質(zhì)：常溫下是一種淡黃色的晶體，俗稱硫磺，熔、沸點較低，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2，自然界中，游離態(tài)的硫可存在于火山噴口附近⑵化學性質(zhì)：①與金屬反應：S+2Na===Na2SS+Hg===HgSS+2Ag===Ag2S3S+2AlAl2S3Fe+SFeS2Cu+SCu2②與非金屬反應：H2＋SH2S(氧化性)S+O2SO2(還原性)③與堿反應：3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O（既表現(xiàn)氧化性又表現(xiàn)還原性）五、硫化氫、硫化物1、物理性質(zhì)含有極性鍵的極性分子。弱電解質(zhì)，共價化合物。常溫下為無色有臭雞蛋氣體的氣體，有劇毒，密度比空氣大，能溶于水（1：2.6），其水溶液叫氫硫酸。氣體溶解性歸納：NH31:700;HCl1:500;SO21:40;H2S1:2.6;Cl21:2;CO21:12、化學性質(zhì)：理解硫化氫的性質(zhì)，需要知道H2S的化合價。H2S中S元素為－2價，可以升高到＋2，＋4,＋6價，所以H2S有比較強的還原性。又由于S元素是比較弱的非金屬，其氫化物較難生成，所以其氫化物有比較弱的穩(wěn)定性。（1）強還原性①可燃性：實質(zhì)是S的化合價發(fā)生了－2→0→＋4的遞增。2H2S+O22S+2H2O(不完全燃燒)2H2S+3O22SO2(完全燃燒)②能被Fe3＋、O2、X2、濃H2SO4、SO2等氧化劑氧化H2S＋X2＝2HX＋S（X＝Cl、Br、I）[非金屬性：F2>O2>Cl2>Br2>I2>S]H2S＋H2SO4（濃）＝S↓＋SO2↑＋2H2O[S的化合價：-2→0；＋4←＋6，接近不交叉]H2S＋2FeCl3＝2FeCl2＋S↓＋2HCl[氧化性：Fe3+>S]2H2S＋SO2＝3S＋2H2O[歸中反應]（2）不穩(wěn)定性H2SH2+S大約在300度的溫度時發(fā)生分解。（3）水溶液（氫硫酸）的弱酸性H2SH++HS-HS-H++S2-NaOH+H2S=NaHS+H2O(H2S足量)2NaOH+H2S=Na2S+H2O(H2S少量)該方法可以用來除去H2S氣體。注：氫硫酸露置在空氣中容易變質(zhì)2H2S＋O2＝2H2O＋2S↓（4）與許多鹽溶液發(fā)生沉淀反應CuSO4＋H2S＝CuS↓＋H2SO4H2S＋Pb(Ac)2＝PbS↓＋2HAc該反應用來給H2S驗滿。2AgNO3＋H2S＝Ag2S↓＋2HNO33、實驗室制法反應原理：FeS＋2HCl＝FeCl2＋H2S↑反應裝置：固＋液氣（可用啟普發(fā)生器）收集方法：向上排空氣法驗滿：濕潤的Pb(Ac)2試紙變黑，即可證明收集滿了H2S尾氣吸收：CuSO4溶液4、硫化物的性質(zhì)：①化合難易：KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu易－－－－－－→難②顏色K→Zn白色或無色FeSPbSCuSCu2SAgS黑色HgS(辰砂、朱砂)紅色 ③溶解性K2SNa2S溶于水和酸CaS水解得Ca(HS)2MgSAl2S3水解得沉淀和氣體ZnSFeSSnS2不溶于水，但可溶于酸PbS、CuS、HgS、Ag2S既不溶于水，也不溶于酸CuSO4＋H2S＝CuS↓＋H2SO4說明CuS既不溶于水，也不溶于酸六、二氧化硫、亞硫酸、亞硫酸鹽1、SO2的物理性質(zhì)含有極性共價鍵的極性分子。非電解質(zhì)，共價化合物。（1）無色、有刺激性氣味的有毒氣體；（2）密度比空氣大，易液化，沸點為－10℃；（3）易溶于水，常溫常壓下，1體積水大約能溶解40體積的SO2。2、SO2的化學性質(zhì)（1）SO2屬酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性SO2+H2O=H2SO3SO2+CaO=CaSO32NaOH+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氣體的方法（2）較弱的氧化性——還原產(chǎn)物為SSO2＋2H2S＝3S＋2H2O（氣體或溶液中均可進行）（3）較強的還原性——氧化產(chǎn)物為SO3、H2SO4或硫酸鹽常見的氧化劑有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＋2HCl2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO42SO2+O22SO3H2O2＋SO2＝H2SO4Na2O2＋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穩(wěn)定的無色化合物[該物質(zhì)在一定條件下（如加熱）可分解，使物質(zhì)又恢復原來的顏色O3、HClO、Na2O2、H2O2的漂白原理：它們可將有色物質(zhì)氧化成穩(wěn)定的無色物質(zhì)[該物質(zhì)一般不會轉化為原來有色的物質(zhì)另外，活性炭具有強的吸附性能，也能使一些有色物質(zhì)褪色。品紅溶液中通入SO2，褪色，加熱至沸騰又恢復紅色；品紅溶液中通入Cl2，褪色加熱至沸騰不恢復紅色。紫色石蕊試液中通入SO2，很快變紅，(H2SO3有酸性)；紫色石蕊試液中通入Cl2，先變紅后褪色(氯水中有H+、HClO)SO2不漂白指示劑。漂白劑分類：氧化型：HClO次氯酸鹽和過氧化鈉，雙氧水，臭氧等，且都能使指示劑褪色?；闲停喝鏢O2吸附型：活性炭，膠體，硅藻土等漂白是指使有機色質(zhì)褪色，使無機色質(zhì)褪色如溴水、KMnO4CuSO45H2O等不稱為漂白作用3、SO2的制備⑴工業(yè)制法燃燒硫或煅燒金屬硫化物制取SO2。S+O2SO24FeS2+11O22Fe2O3+8SO2⑵實驗室制法（1）反應原理：Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O（2）反應裝置：固＋液→氣（因為Na2SO3是粉未狀的固體，易溶于水，故不能用啟普發(fā)生器制SO2）（3）收集方法：向上排空氣法（4）檢驗SO2：品紅溶液（若溶液褪色，即可證明氣體成分為SO2）（5）驗滿：濕潤的藍色石蕊試紙（若變紅，即可證明收集滿了SO2）（6）尾氣吸收：堿液（如NaOH溶液）4、SO2的用途制H2SO4；可作漂白劑，漂白紙漿、毛、絲、草編制品等；殺滅霉菌和細菌，作食物和干果的防腐劑。5、SO2對環(huán)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約為5.6。酸雨的形成是一種復雜的大氣化學和大氣物理過程。一般認為，酸雨是由于人為排放的SO2等酸性氣體進入大氣后，造成局部地區(qū)大氣中的二氧化硫富集，在水凝結過程中溶解于水形成亞硫酸，然后經(jīng)某些污染物的催化作用及氧化劑的氧化作用生成硫酸，隨雨水降下形成酸雨。酸雨中的酸度主要是由H2SO4和HNO3造成的，pH＜5.6。2SO2+O22SO3SO3+H2O=H2SO4SO2+H2OH2SO32H2SO3+O2=2H2SO4（2）SO2的來源空氣中的SO2主要來自化石燃料（如煤等）的燃燒，以及含硫礦石（如FeS2等）的冶煉和硫酸、磷肥、紙漿生產(chǎn)等產(chǎn)生的工業(yè)廢氣。（3）凈化與回收由于SO2有毒，無論是工業(yè)制取還是實驗室制取或使用SO2時，多余的氣體必須吸收處理（如NH3·H2O、NaOH等），以免污染環(huán)境。6、亞硫酸及亞硫酸鹽SO2溶于水，所得溶液稱為亞硫酸。H2SO3是二元中強酸，電離方程式為：H2SO3H++HSO3-，HSO3-H++SO32-H2SO3酸性比H2CO3強。H2SO3只存在于水溶液中，容易分解為SO2和H2O。H2SO3在空氣中容易被空氣中的O2氧化，使溶液的酸性增強。亞硫酸鹽具有還原性，容易被空氣中O2氧化。如Na2SO3露置在空氣中變質(zhì)的化學方程式為2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4H2SO3與H2S可發(fā)生反應，H2SO3＋2H2S＝3S↓＋3H2O。SO32－與S2－在中性或堿性條件下可共存，但在酸性條件下不能共存，相關離子方程式為：SO32－＋S2－＋6H＋＝3S↓＋3H2O7、SO2與CO2比較鑒別二氧化硫的常用方法是用品紅溶液，看能否褪色，有時還需要加熱看能否恢復原色鑒別二氧化碳的常用方法是澄清石灰水，看能否變渾濁，足量時能否變澄清當混有二氧化碳時不會影響二氧化硫的鑒別，當混有二氧化硫時會影響二氧化碳的鑒別，應先除去二氧化硫再鑒別二氧化碳除去二氧化硫的方法是讓混合氣體先通過溴水或酸性高錳酸鉀溶液或三氯化鐵溶液，再通過品紅溶液看是否除凈；在檢驗二氧化碳是否存在時不能用飽和碳酸氫鈉溶液除去二氧化硫，在除去二氧化碳中二氧化硫雜質(zhì)時可以通過飽和碳酸氫鈉溶液相同點：均能使澄清石灰水變渾濁，過量時溶液又變澄清了。不同點：SO2有刺激性氣味，而CO2無味；SO2能使溴水、酸性KMnO4溶液、品紅溶液褪色，而CO2不能。七、三氧化硫1、SO3的物理性質(zhì)SO3是無色易揮發(fā)的晶體，熔點為16.8℃，沸點為44.8℃。2、SO3的化學性質(zhì)（1）具有酸性氧化物的通性SO3＋H2O＝H2SO4SO3＋2NaHSO3＝Na2SO4＋2SO2＋H2O（溫度較高時，除去SO2中混有的SO3氣體）注：SO3極易吸收水分，在空氣中強烈冒煙，溶于水劇烈反應生成H2SO4及一系列水合物，同時放出大量的熱。（2）強氧化性5SO3＋2P＝5SO2＋P2O52KI＋SO3＝K2SO3＋I2八、硫酸1、物理性質(zhì)純硫酸是一種無色油狀液體，沸點高，難揮發(fā)；易溶于水，能與水以任意比混溶，且溶解時放出大量的熱。常用濃硫酸的質(zhì)量分數(shù)為98.3%，密度為1.84g/cm3，沸點338℃，物質(zhì)的量濃度：2、化學性質(zhì)硫酸在濃度不同的溶液中主要存在形式不同，因而具有不同的性質(zhì)。稀硫酸中，由于硫酸安全電離，H2SO4＝2H＋＋SO42－，故H2SO4主要以H＋、SO42－形式存在，其性質(zhì)一是具有酸的通性，二是SO42－的性質(zhì)，如發(fā)生沉淀反應等。濃硫酸中，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所具有的吸收游離水分的性能。這里的游離水分包括空氣中所含的水蒸氣，物質(zhì)中的濕存水及結晶水合物中的結晶水等。濃硫酸之所以能吸收游離的水分，是因為濃硫酸和水可以結合形成穩(wěn)定的水合物H2SO4＋nH2O＝H2SO4·nH2O(n＝1,2,4等)。這些水合物在低溫時甚至可以以晶體的形式從溶液中析出。濃硫酸可作干燥劑，可干燥O2、H2、CO、CO2、SO2、Cl2、HCl、N2、CH4等氣體。對于那些還原性及堿性的氣體，如HI、HBr、H2S、NH3等，則不能用濃硫酸干燥。（2）脫水性脫水性是指濃H2SO4將許多有機物（特別是糖類）中的H、O原子按照水分子中H、O原子個數(shù)比脫去的性質(zhì)。濃硫酸對人體皮膚有強烈的腐蝕作用。如果不慎在皮膚上沾上濃硫酸時，應立即用布拭去，然后迅速用大量水沖洗，最后涂上3%—5%的NaHCO3溶液。檢驗濃硫酸最簡便的方法——蘸濃H2SO4在紙上寫字。（3）強氧化性濃硫酸可氧化大多數(shù)金屬（除Pt和Au）和其他還原性物質(zhì)（如H2S、HBr、HI、Fe2＋等）Cu+2H2SO4(濃)CuSO4+SO2↑+2H2O(氧化性、酸性)2Fe+6H2SO4(濃)Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O(氧化性、酸性)C+2H2SO4(濃)CO2↑+2SO2↑+2H2O2P+5H2SO4(濃)2H3PO4+5SO2↑+2H2O(氧化性)S+2H2SO4(濃)3SO2↑+2H2O(氧化性)H2S+H2SO4(濃)=S↓+SO2↑+2H2O(氧化性)2HBr+H2SO4(濃)=Br2+SO2↑+2H2O(氧化性)2FeSO4+2H2SO4(濃)=Fe2(SO4)3+SO2↑+2H2O(氧化性)注意：①往蔗糖中滴加一定量的濃H2SO4，加熱。觀察到現(xiàn)象是蔗糖變黑，最終生成疏松多孔、海綿狀的特質(zhì)，并有刺激性氣味的氣體產(chǎn)生。有關的化學方程式為：濃硫酸濃硫酸C12H22O1112C+11H2O(脫水性)C+2H2SO4(濃)CO2↑+2SO2↑+2H2O(氧化性)②鈍化：常溫下，F(xiàn)e，Al等金屬與濃H2SO4、濃HNO3接觸，在金屬表面形成一層致密的氧化物薄膜，從而阻止內(nèi)部的金屬繼續(xù)跟酸發(fā)生反應。金屬的鈍化是化學變化，不是物理變化。③濃H2SO4的貯存、運輸：常溫下，可用密閉的鐵或鋁制容器、貯存、運輸濃H2SO4。④金屬與濃H2SO4反應時，金屬一般被氧化成較高價態(tài)的硫酸鹽，還原產(chǎn)物是SO2，不是H2，非金屬與濃H2SO4反應時，非金屬一般被氧化成最高價氧化物或含氧酸，濃硫酸一般被還原為SO2。3、用途（1）制化肥如制普鈣（即過磷酸鈣）：Ca3(PO4)2+2H2SO4=Ca(H2PO4)2+2CaSO4（2）合成某些試劑的原料，如制揮發(fā)性酸：NaCl+H2SO4(濃)NaHSO4+HCl↑CaF2+H2SO4(濃)CaSO4+2HF↑制弱酸：Ca3(PO4)2+H2SO4(濃)=3CaSO4↓+2H3PO4Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O（3）可用作干燥劑、酸洗、制炸藥、農(nóng)藥、醫(yī)藥、染料等4．SO42-、SO32-的檢驗SO42-的檢驗原理：由于BaSO4不溶于水，也不溶于酸，故可利用可溶性鋇鹽來檢驗SO42－，但須排除CO32－、PO42－、Ag＋、SO32－的干擾。Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓方法：取待測液，先加過量鹽酸，無明顯現(xiàn)象，再加BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，即證明原待測液中含SO42－。SO32-的檢驗：取含SO32-的溶液,滴加HCl溶液(少量)出現(xiàn)能使品紅褪色的氣體離子方程式:SO32-+2H+SO2↑+H2O5．環(huán)境保護1、大氣污染及防治（1）大氣污染物：顆粒物（粉塵）、SO2、NOx、CO、碳氫化合物、含鹵素化合物、放射性物質(zhì)等。（2）大氣污染的危害：①危害人體健康；②影響動、植物生長；③破壞建筑材料；④改變世界的氣候。（3）大氣污染的防治：調(diào)整能源結構；合理規(guī)劃工業(yè)發(fā)展和城市建設布局；運用各種防治污染的技術；制訂大氣質(zhì)量標準；加強大氣質(zhì)量監(jiān)測；充分利用環(huán)境自凈能力。2、水污染及防治（1）水污染源：工業(yè)廢水、生活污水、農(nóng)田排水、垃圾滲漏等。（2）水污染物種類：重金屬（Ba2＋、Pb2＋等）、酸、堿、鹽等無機物，耗氧物質(zhì)，石油和難降解的有機物，洗滌劑等。（3）水污染的防治：控制污水的任意排放。3、土壤的污染及防治（1）土壤污染：如果進入土壤的污染物的數(shù)量超過了土壤的凈化能力，就會引起土壤質(zhì)量下降，這種現(xiàn)象叫做土壤污染。（2）土壤污染物：城市污水、工業(yè)廢水、生活垃圾、工礦企業(yè)固體廢棄物、化肥、農(nóng)藥、大氣沉降物、牲畜排泄物、生物殘體等。（3）防治土壤污染的措施：控制和減少污染物的排放。九、硫酸的工業(yè)制法1、接觸法制硫酸（FeS2為原料）的原理，過程及典型設備化學反應原理生產(chǎn)階段典型設備4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2造氣沸騰爐2SO2+O22SO3接觸氧化接觸室(注意在接觸室里熱交換的過程)SO3+H2O=H2SO4SO3的吸收吸收塔(注意要用98.3%的硫酸吸收SO3)2、應用化學反應速率和勒夏特列原理選擇適宜條件在通常狀況下SO2與O2反應的速率很低，這對生產(chǎn)極不利。已知有幾種物質(zhì)(如V2O5、Cr2O3等)可以作為加快SO2與O2反應的催化劑，其中較為理想的是V2O5。②、溫度SO2接觸氧化是一個放熱的可逆反應。根據(jù)化學反應速率和化學平衡理論判斷，溫度對SO2接觸氧化的影響是：溫度較低有利于提高SO2的平衡轉化率，但不利于提高反應速率；溫度較低時催化劑的活性不高，不利于發(fā)揮催化劑在提高反應速率中的作用。由上述分析可知，對于SO2的接觸氧化，需要確定一個既有理想的化學反應速率又有理想的SO2平衡轉化率的溫度數(shù)值。在實際生產(chǎn)中，選定400℃～500℃作為操作溫度，因為這個溫度范圍內(nèi)，反應速率和SO2的平衡轉化率(93.%～99.2%)都比較理想。③、壓強：SO2的接觸氧化也是一個氣體總體積縮小的可逆反應。根據(jù)化學反應速率和化學平衡理論判斷，壓強對SO2接觸氧化的影響是：增大氣體壓強，既能提高SO2的平衡轉化率，又能提高化學反應速率。但是，增大氣體壓強以后，SO2的平衡轉化率提高得并不多?？紤]到加壓必須增大投資以解決增加設備和提供能量的問題，而且在常壓下400℃～500℃時，SO2的平衡轉化率已很高，所以硫酸工廠通常采用常壓操作，并不加壓。3、環(huán)境保護與原料的綜合利用①、尾氣吸收（氨水吸收）SO2＋2NH3＋H2O＝(NH4)2SO3(NH4)2SO3＋H2SO4＝(NH4)2SO4＋SO2↑＋H2O(作肥料)(作生產(chǎn)硫酸的原料)②、污水處理（石灰乳中和）Ca(OH)2＋H2SO4＝CaSO4＋2H2O③、廢渣的作用黃鐵礦的礦渣的主要成分是Fe2O3和SiO2，可作為制造水泥的原料或用于制磚。含鐵品位高的礦渣可以煉鐵。4、能量的充分利用許多化學反應是放熱反應?；どa(chǎn)中應充分利用反應熱，這對于降低成本具有重要意義。硫酸生產(chǎn)中的反應熱得到充分利用后，不僅不需要由外界向硫酸廠供應能量。而且還可以由硫酸廠向外界輸出大量能量。5、硫酸廠選址的因素由于硫酸是腐蝕性液體，不便貯存和運輸，因此要求把硫酸廠建在靠近硫酸消費中心地區(qū)。工廠規(guī)模的大小，主要由硫酸用量的多少來決定，硫酸廠址應避開人口稠密的居民區(qū)域和環(huán)境保護要求高的地區(qū)。6、接觸法制硫酸的注意事項①、依據(jù)反應物之間的接觸面積越大反應速率越快的原理，送進沸騰爐的礦石要粉碎成細小的礦粒，增大礦石跟空氣的接觸面積，使之充分燃燒。②、采用適當過量的空氣使黃鐵礦充分燃燒，依據(jù)的原理是增大廉價易得的反應物的濃度，使較貴重的原料得以充分利用。③、通入接觸室的混合氣體必須預先凈化，其原因是：爐氣中含有SO2、O2、N2、H2O以及一些其他雜質(zhì)。砷、硒等的化合物和礦塵等會使催化劑中毒；水蒸氣對生產(chǎn)和設備有不良影響。因此，爐氣必須通過除塵、洗滌、干燥等凈化處理。④、在接觸室里裝有熱