CHƯƠNG Vl: OXI - LƯU HUỲNH

Get Started. It's Free
or sign up with your email address
CHƯƠNG Vl: OXI - LƯU HUỲNH by Mind Map: CHƯƠNG Vl: OXI - LƯU HUỲNH

1. LƯU HUỲNH - S

1.1. Vị trí và cấu hình electron

1.1.1. Vị trí: Ô thứ 16, chu kì 3, nhóm VIA

1.1.2. Cấu hình e:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

1.1.3. Độ âm điện: 2,58

1.2. Tính chất vật lí

1.2.1. Hai dạng hình thù của lưu huỳnh

1.2.1.1. Lưu huỳnh tà phương: Sα

1.2.1.2. Lưu huỳnh đơn tà: Sβ

1.2.1.3. Khác: cấu tạo tinh thể và một số tính chất vật lí

1.2.1.4. Giống: tính chất hóa học

1.2.1.5. Tùy thuộc vào nhiệt độ mà 2 dạng thù hình có thể biến đổi qua lại.

1.2.2.  Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tính chất vật lí của lưu huỳnh

1.2.3. Là chất bột màu vàng, không tan trong nước nhưng tan trong các dung môi hữu cơ.

1.3. Tính chất hóa học

1.3.1. Số oxi hóa -2, 0, +4, +6 → S0 vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa. Tính oxi hóa mạnh, yếu hơn so với O

1.3.2. Tính oxi hóa

1.3.2.1. + Tác dụng với Hiđro: H2 + S → H2S (350 độ C)

1.3.2.2. + Lưu huỳnh tác dụng với nhiều kim loại → muối sunfua

1.3.2.3. + Hầu hết các phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao.           2Na + S → Na2S           Hg + S → HgS  (phản ứng xảy ra ở ngay nhiệt độ thường nên thường dùng S khử độc Hg)

1.3.2.4. + Tác dụng với oxi:                   S + O2 → SO2 (t0)

1.3.2.5. + Tác dụng với các chất có tính oxi hóa mạnh S + 2H2SO4 đặc → 3SO2 + 2H2O (t0) S + 4HNO3 đặc → 2H2O + 4NO2 + SO2 (t0)

1.3.3. Tính khử

1.3.3.1. + Tác dụng với phi kim

1.3.3.1.1. S0+O20⟶t0S+4O2−2S0+O20⟶t0S+4⁡O2−2

1.3.3.1.2. S0+3F20⟶t0S+6F6−1S0+3F20⟶t0S+6⁡F6−1 

1.3.3.2. Tác dụng với chất oxi hóa mạnh (H2SO4,HNO3,...)

1.3.3.2.1. S+2H2SO4⟶t03SO2+2H2OS+2H2SO4⟶t03SO2+2H2O

1.3.3.2.2. S+6HNO3⟶t0H2SO4+6NO2+2H2O

1.4. Trạng thái tự nhiên

1.4.1. Lưu huỳnh tồn tại ở dạng đơn chất, dạng mỏ lưu huỳnh.

1.4.2. Lưu huỳnh cũng tồn tại ở dạng hợp chất là các muối sunfat, muối sunfua…

1.5. Sản xuất lưu huỳnh

1.5.1. PP vật lí

1.5.1.1. Dùng khai thác lưu huỳnh dưới dạng tự do trong lòng đất.

1.5.1.2. Dùng hệ thống nén nước siêu nóng (1700C1700C) vào mỏ lưu huỳnh để đẩy lưu huỳnh nóng chảy lên mặt đất.

1.5.2. PP hóa học

1.5.2.1. Đốt H2SH2S trong điều kiện thiếu không khí: 2H2S+O2⟶2S+2H2O2H2S+O2⟶2S+2H2O

1.5.2.2. Dùng H2SH2S khử SO2SO2: 2H2S+SO2⟶3S+2H2O

1.6. Ứng dụng

1.6.1. 90% lưu huỳnh dùng điều chế H2SO4H2SO4.

1.6.2. 10% lưu huỳnh dùng lưu hóa cao su, sản xuất chất tẩy trắng bột giấy, diêm, chất dẻo ebonit, dược phẩm, phẩm nhuộm, thuốc trừ sâu, chất diệt nấm trong nông nghiệp…

1.7. Nhận biết

1.7.1. Dùng dd muối chì hoặc muối đồng tạo kết tủa đen

2. LƯU HUỲNH ĐIOXIT

2.1. Tính chất vật lí

2.1.1. Chất khí không màu, nặng hơn không khí, mùi hắc, độc, tan và tác dụng được với nước.

2.2. Tính chất hóa học

2.2.1. SO2 là oxit axit

2.2.1.1. Tác dụng với nước: SO2 + H2O ↔ H2SO3

2.2.1.2.  Tác dụng với dung dịch bazơ (có thể tạo thành 2 loại muối sunfit và hiđrosunfit)

2.2.1.2.1. SO2 + NaOH → NaHSO3

2.2.1.2.2. SO2 + 2NaOH → Na­2SO3 + H2O

2.2.1.3. Tác dụng với oxit bazơ → muối: SO2 + CaO → CaSO3 (t0)

2.2.2. SO2 là chất oxi hóa

2.2.2.1. SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

2.2.3. SO2 là chất khử

2.2.3.1. 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (V2O5, 4500C) Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

2.3. Điều chế

2.3.1. Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2 → SO2 (t0)

2.3.2. Đốt cháy H2S trong oxi dư: 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2

2.3.3. Cho kim loại tác dụng với H2SO4 đặc nóng: Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

2.3.4. Đốt quặng: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

2.3.5. Trong phòng thí nghiệm dùng phản ứng của Na2SO3 với dung dịch H2SO4: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + H2O

2.4. Nhận biết

2.4.1. Làm quỳ tím ẩm chuyển thành màu đỏ.

2.4.2. Làm mất màu dung dịch nước brom, dung dịch thuốc tím… SO2 + 2H2O + Br2 → 2HBr + H2SO4

2.5. Ứng dụng

2.5.1. Sản xuất axit sunfuric. Tẩy trắng giấy, bột giấy. Chống nấm mốc cho lương thực, thực phẩm. Ngoài các ứng dụng trên, SO2 còn là chất gây ô nhiễm môi trường. Nó là nguyên nhân gây ra hiện tượng mưa axit.

3. LƯU HUỲNH TRIOXIT

3.1. Tính chất

3.1.1. Chất lỏng không màu, nóng chảy ở 170C170C, tan vô hạn trong nước và trong axit sunfuric. SO3+H2O⟶H2SO4SO3+H2O⟶H2SO4 nSO3+H2SO4⟶H2SO4.nSO3(ôleum)

3.1.2. SO3SO3 có đầy đủ tính chất của oxit axit, tác dụng với dung dịch bazơ và oxit bazơ tạo muối sunfat. SO3+MgO⟶MgSO4SO3+MgO⟶MgSO4 SO3+2NaOH⟶Na2SO4+H2O

3.2. Ứng dụng và sản xuất

3.2.1. SO3SO3 dùng làm sản phẩm trung gian để sản xuất H2SO4H2SO4. - Trong công nghiệp, SO3SO3 được sản xuất bằng cách oxi hóa lưu huỳnh đioxit. 2SO2+O2⟶V2O5,to2SO3

3.3. Tính chất hóa học

3.3.1. SO3 là một oxit axit

3.3.1.1. Tác dụng với H2O tạo axit sunfuric: SO3 + H2O → H2SO4 SO3 tan vô hạn trong H2SO4 tạo oleum H2SO4.nSO3

3.3.1.2. Tác dụng với bazo tạo muối SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

4. OXI - O2

4.1. Vị trí và cấu tạo

4.1.1. Vị trí: Ô 8, chu kì 2, nhóm VIA

4.1.2. Cấu hình electron: 1s22s22p4

4.1.3. Công thức phân tử: O2 

4.1.3.1. Công thức cấu tạo: O=O

4.1.4. Công thức cấu tạo: O=O

4.2. Tính chất vật lí

4.2.1. Chất khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí (d=1,1)

4.2.2. Hóa lỏng ở -183oC, có màu xanh da trời

4.2.3. Khí oxi ít tan trong nước

4.2.4. Chiếm gần 20% thể tích trong không khí

4.3. Tính chất hóa học

4.3.1. Độ âm điện lớn (3,44), dễ nhận thêm 2 electron nên tính oxi hóa mạnh. O2 + 2.2e →  O­-2

4.3.2. Tác dụng kim loại ( trừ Ag, Au, Pt,...)

4.3.2.1. 2 Mg  + O2 →   2MgO

4.3.2.2. 3Fe + 2O2     →     Fe3O4

4.3.3. Tác dụng với phi kim (trừ halogen)

4.3.3.1. 4P + 5O2 →  P2O5

4.3.3.2. C + O2 →  CO2

4.3.4. Tác dụng với hợp chất

4.3.4.1. 2CO + O2    →  2CO2

4.3.4.2. C2H5OH + 3O2 à 2CO2 + 3H2O

4.4. Điều chế

4.4.1. PTN

4.4.1.1. 2KMnO4 →(to)  K2MnO4 + MnO2 + O2↑     

4.4.1.2. 2KClO3   →(to ; xt: MnO2)      2KCl + 3O2↑

4.4.2. CN

4.4.2.1. Từ không khí: chưng cất phân đoạn không khí lỏng

4.4.2.2. Từ nước: điện phân nước 2H2O→(đk: đp) 2H2 ↑ + O2↑ 

4.5. Nhận biết

4.5.1. Dùng một que đóm đang cháy cho vào lọ, que đóm sáng bùng lên: lọ chứa oxi

4.6. Ứng dụng

4.6.1. Có vai trò quyết định đối với sự sống con người:

4.6.1.1. Thuốc nổ nhiên liệu tên lửa

4.6.1.2. Hàn cắt kim loại

4.6.1.3. Y khoa

4.6.1.4. Công nghiệp hóa chất

4.6.1.5. Luyện thép

5. HIĐROSUNFUA - H2S

5.1. Tính chất vật lí

5.1.1. Chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, ít tan trong nước

5.1.2. Khi tan trong nước tạo thành dung dịch axit yếu sunfuhiđric.

5.2. Tính chất hóa học

5.2.1. Dung dịch H2S có tính axit yếu (yếu hơn axit cacbonic)

5.2.2. Tác dụng với kim loại mạnh: 2Na + H2S → Na2S + H2

5.2.3. Tác dụng với oxit kim loại (ít gặp)

5.2.4. Tác dụng với dung dịch bazơ (có thể tạo thành 2 loại muối hiđrosunfua và sunfua)

5.2.4.1. H2S + NaOH → NaHS + H2O

5.2.4.2. H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O

5.2.5. Tác dụng với dung dịch muối tạo muối không tan trong axit: H2S + CuSO4 → CuS + H2SO4­

5.2.6. H2S có tính khử mạnh (vì S trong H2S có mức oxi hóa thấp nhất - 2).

5.2.6.1. Tác dụng với oxi

5.2.6.1.1. 2H2S + O2 → 2H2O + 2S (thiếu oxi, phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thấp)

5.2.6.1.2. 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (dư oxi, phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao)

5.2.6.2. Tác dụng với các chất oxi hóa khác

5.2.6.2.1. H2S + 4Br2 + 4H2O → H2SO4 + 8HBr

5.2.6.2.2. H2S + 8HNO3 đặc → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

5.2.6.2.3. H2S + H2SO4 đặc → S + SO2 + 2H2O

5.3. Điều chế

5.3.1. Dùng axit mạnh đẩy H2S ra khỏi muối (trừ muối không tan trong axit):  FeS + 2HCl → FeCl2 + H2­S

5.4. Nhận biết

5.4.1. Mùi trứng thối.

5.4.2. Làm đen dung dịch Pb(NO3)2 và Cu(NO3)2.

5.4.2.1. Pb(NO3­)2 + H2S → PbS + 2HNO3

5.4.2.2. Cu(NO3)2 + H2S → CuS + 2HNO3

5.4.3. Làm mất màu dung dịch Brom, dung dịch KMnO4…

6. AXIT SUNFURIC - H2SO4

6.1. Tính chất vật lí

6.1.1. SO3 là chất lỏng, hút nước rất mạnh và chuyển thành H2SO4 hoặc oleum: H2SO4.nSO3 H2SO4 là chất lỏng, nhớt, nặng hơn nước, khó bay hơi và tan vô hạn trong nước. H2SO4 đặc hút nước mạnh và tỏa nhiều nhiệt nên khi pha loãng phải cho từ từ axit đặc vào nước mà không làm ngược lại vì có thể gây bỏng. H2SO4 có khả năng làm than hóa các hợp chất hữu cơ.

6.2. Tính chất hóa học

6.2.1. Dung dịch axit sunfuric loãng có những tính chất chung của axit, đó là:                     -   Đổi màu quỳ tím thành đỏ.                     -   Tác dụng với kim loại hoạt động, giải phóng khí hiđro.                     -   Tác dụng với oxit bazơ và với bazơ.                     -   Tác dụng được với nhiều muối

6.2.2. Axit sunfuric đặc, nóng có tính oxi hoá rất mạnh, nó oxi hoá được hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), nhiều phi kim (C, S, P,...) và nhiều hợp chất:         +6             0                   +2                                 +4  2H2SO4 + Cu  ––> CuSO4 + H2O + SO2        +6           0                +4                                   2H2SO4 + S  ––> 3SO2 + 2H2O        +6                  -1                  0            +4                                2H2SO4 + 2KBr  ––> Br2 + SO2 + 2H2O + K2SO2 - Tính háo nước. Axit sunfuric đặc hấp thụ mạnh nước. Nó cũng hấp thụ nước từ các hợp chất từ các hợp chất gluxit. Thí dụ, nhỏ H2SO4 đặc vào đường saccarozo

6.3. Ứng dụng

6.3.1. Axit sunfuric là hoá chất hàng đầu được dùng trong nhiều ngành sản xuất. Hàng năm, các nước trên thế giới sản xuất khoảng 160 triệu tấn H2SO4. Axit sunfuric được dùng để sản xuất phân bón, thuốc trừ sâu, chất giặt rửa tổng hợp, tơ sợi hoá học, chất dẻo, sơn màu, phẩm nhuộm, dược phẩm, chế biến dầu mỏ...

6.4. Sản xuất

6.4.1. a. Sản xuất lưu huỳnh đioxit (SO2) Phụ thuộc vào nguồn nguyên liệu có sẵn, người ta đi từ nguyên liệu ban đầu là lưu huỳnh hoặc pirit sắt FeS2... - Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2 →(to) SO2     - Đốt quặng pirit sắt FeS2:                         4FeS2 + 11O2 →(to) 2Fe2O3 + 8SO2

6.4.2. b. Sản xuất lưu huỳnh trioxit (SO3) Oxi hoá SO2 bằng khí oxi hoặc không khí dư ở nhiệt độ 450 - 5000C, chất xúc tác là vanađi(V) oxit V2O5:                         2SO2 + O2­ →(to,V2O5) 2SO3

6.4.3. c. Hấp thụ SO3 bằng H2SO4 Dùng H2SO4 98% hấp thụ SO3, được oleum H2SO4 .nSO3:                         H2SO4 + nSO3 →H2SO4 .nSO3 Sau đó dùng lượng nước thích hợp pha loãng oleum, được H2SO4 đặc: H2SO4 .nSO3 + nH2O → (n + 1) H2SO4

6.5. Muối sunfat

6.5.1. Muối sunfat là muối của axir sunfuric. Có 2 loại muối sunfat: - Muối trung hoà (muối sunfat) chứa ion sunfat SO. Phần lớn muối sunfat đều tan trừ BaSO4, SrSO4, PbSO4 không tan. - Muối axit (muối hiđrosunfat) chứa ion hiđrosunfat HSO

6.5.2. Nhận biết ion sunfat

6.5.2.1. Thuốc thử nhận biết ion sunfat SOlà dung dịch muối bari. Sản phẩm phản ứng là bari sunfat BaSO4 kết tủa trắng, không tan trong axit. Nhận biết muối sunfat                        H2SO4 + BaCl2→BaSO4 + 2HCl                        Na2SO4 + Ba(OH)2 →BaSO4 + 2NaOH

7. OZON - O3

7.1. Tính chất

7.1.1. Ozon là một dạng thù hình của oxi.

7.1.2. Ozon là chất khí màu xanh nhạt, có mùi đặc trưng.

7.1.3. Hóa lỏng ở -1120C

7.1.4. Tan nhiều trong nước hơn oxi.

7.1.5. O3 có tính oxi hoá mạnh hơn O2: O3   → O2  +  O

7.2. Trong tự nhiên

7.2.1. Ozon được tạo thành trong khí quyển khi có sự phóng điện( tia chớp, sét). O2 →(tia tử ngoại)  O 3

7.2.2. Trên mặt đất, ozon được sinh ra do sự oxi hóa một số chất hữu cơ.

7.3. Nhận biết

7.3.1. Dùng KI và hồ tinh bột. Ozon phản ứng với KI tạo ra I2, I2 tác dụng với hồ tinh bột tạo phản ứng màu xanh đặc trưng. O3 + 2KI + H2O →  KOH + I2 + O2

7.4. Ứng dụng

7.4.1. Trong công nghiệp,người ta dùng ozon để tẩy trắng tinh bột, dầu ăn và nhiều vật phẩm khác,…

7.4.2. Trong y học, Ozon được dùng để chữa sâu răng

7.4.3. Trong đời sống, người ta dùng ozon để sát trùng nước sinh hoạt