Chương 6

OXI - OZON

A. OXI

I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO

Nguyên tố oxi có số hiệu nguyên tử là 8, thuộc nhóm VIA, chu kì 2 của bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

Nguyên tử oxi có cấu hình electron là 1s²2s²2p⁴, lớp ngoài cùng có 6e.

Trong điều kiện bình thường, phân tử oxi có 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị không cực, có thể viết công thức cấu tạo của phân tử oxi là O = O.

II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ

Khí oxi không màu, không mùi, không vị, hơi nặng hơn không khí . Dưới áp suất khí quyển, oxi hoá lỏng ở nhiệt độ -183⁰C. Khi oxi hoá ít trong nước (100ml nước ở 20⁰C, 1 atm hoà tan được 3,1ml khí oxi. Độ tan của khí oxi ở 20⁰C và 1 atm là 0,0043 g trong 100g H₂O).

III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

Khi tham gia phản ứng, nguyên tử O dễ dàng nhận thêm 2e. Nguyên tử oxi có độ âm điện lớn (3,44), chỉ kém flo (3,98).

Do vậy, oxi là nguyên tố phi kim hoạt động hoá học, có tính oxi hoá mạnh. Trong các hợp chất (trừ hợp chất với flo), nguyên tố oxi có số oxi hoá là -2. Oxi tác dụng với hàu hết các kim loại (trừ Au, Pt ...) và các phi kim (trừ halogen). Oxi tác dụng với nhiều hợp chất vô cơ và hữu cơ.

Dưới đây là một số thí dụ:

1. Tác dụng với kim loại

Magie cháy trong khí oxi:

2. Tác dụng với phi kim

Cacbon cháy trong khí oxi:

3. Tác dụng với hợp chất

CO cháy trong không khí. Xem thí nghiệm

Etanol cháy trong không khí. Xem thí nghiệm

IV. ỨNG DỤNG

Oxi có vai trò quyết định đối với sự sống của người và động vật. Mỗi người mỗi ngày cần từ 20 - 30m³ không khí để thở.

Hình 6.1. Biểu đồ tỉ lệ phần trăm về ứng dụng của oxi

trong các ngành công nghiệp

Hằng năm, các nước trên thế giới sản xuất hàng chục triệu tấn oxi để đáp ứng nhu cầu cho các ngành công nghiệp.

V. ĐIỀU CHẾ

1. Điều chế oxi trong phòng thí nghiệm

Trong phòng thí nghiệm, khí oxi được điều chế bằng cách phân huỷ những hợp chất giầu oxi và ít bền đối với nhiệt như KMnO₄ (rắn), KClO₃ (rắn)... Xem thí nghiệm

Thí dụ:

Hình 6.2. Điều chế khí oxi bằng cách phân huỷ kali pemanganat

2. Sản xuất oxi trong công nghiệp

a. Từ không khí: Không khí sau khi đã loại bỏ hết hơi nước, bụi, khí cácbon đioxit, được hoá lỏng. Chưng cất phân đoạn không khí lỏng, thu được oxi. Oxi được vận chuyển trong những bình thép có dung tích 100lít dưới áp suất 150 atm.

2H₂O 2H₂ + O₂

b. Từ nước: Điện phân nước (nước có hoà tan một ít H₂SO₄ hoặc NaOH để tăng tính dẫn điện của nước), người ta thu được khí oxi ở cực dương và khí hiđro ở cực âm:

B. OZON

I. TÍNH CHẤT

Ozon là một dạng thù hình của oxi. Khí ozon màu xanh nhạt, mùi đặc trưng, hoá lỏng ở nhiệt độ -112⁰C. Khí ozon tan trong nước nhiều hơn so với khí oxi (100 ml nước ở 0⁰C hoà tan được 49ml khí ozon).

Ozon là một trong số những chất có tính oxi hoá rất mạnh và mạnh hơn oxi. Ozon oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), nhiều phi kim và nhiều hợp chất vô cơ, hữu cơ. Ở điều kiện bình thường, oxi không oxi hoá được bạc, nhưng ozon oxi hoá bạc thành bạc oxit:

2Ag + O₃ ® Ag₂O + O₂

II. OZON TRONG TỰ NHIÊN

Ozon được tạo thành trong khí quyển khi có sự phóng điện (tia chớp, sét). Trên mặt đất, ozon được sinh ra do sự oxi hoá một số chất hữu cơ.

Ozon tập trung nhiều ở lớp khí quyển trên cao, cách mặt đất từ 20-30km. Tầng ozon được hình thành là do tia tử ngoại của Mặt trời chuyển hoá các phân tử oxi thành ozon:

3O₂ → 2O₃ Tầng ozon hấp thụ tia tử ngoại từ tầng cao của không khí, bảo vệ con người và các sinh vật trên mặt đất tránh được tác hại của tia này.

III. ỨNG DỤNG

Không khí chứa một lượng rất nhỏ ozon (dưới 1 phần triệu theo thể tích) có tác dụng làm cho không khí trong lành. Nhưng với một lượng lớn hơn sẽ có hại cho con người.

Những ứng dụng của ozon là dựa bào tính oxi hoá của nó.

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

- Trong y học, ozon được dùng để chữa sâu răng.

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

Bài đọc thêm

SỰ SUY GIẢM TẦNG OZON

Khí quyển là lớp không khí bao bọc quanh trái đất. Khí quyển được chia thành 4 tầng chính dựa vào sự khác nhau về độ cao và chênh lệch nhiệt độ.

Tầng đối lưu chứa 70% khối lượng của khí quyển. Ozon tập trung nhiều ở tầng bình lưu, cách mặt đất từ 20-30km tuỳ theo vĩ độ.

Lớp ozon có tác dụng như một tấm lá chắn, ngăn tia tử ngoại, bảo vệ cho sự sống trên Trái Đất.

Một trong những nguyên nhân quan trọng làm suy giảm tầng ozon là do hợp chất CFC dùng trong công nghiệp làm lạnh. Những lượng lớn (nhiều tấn) chất CFC thải vào không khí ở tầng đối lưu, chúng khuếch tán lên tầng bình lưu. Dưới tác dụng của các tia tử ngoại phát ra từ Mặt trời, chúng bị phân huỷ tạo ra các gốc clo tự do.

Các gốc clo tự do phá huỷ ozon theo cơ chế dây chuyền:

Và

Một góc clo tự do có thể phá huỷ hàng nghìn phân từ ozon trước khi nó hoá hợp thành chất khác.

Bài 30:

LƯU HUỲNH

I. VỊ TRÍ, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ

Nguyên tử lưu huỳnh có số hiệu nguyên tử là 16, thuộc nhóm VIA, chu kỳ 3 của bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

Nguyên tử lưu huỳnh có cấu hình electron 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Lớp ngoài cùng có 6e.

II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ

1. Hai dạng thù hình của lưu huỳnh

Lưu huỳnh có 2 dạng thù hình: Lưu huỳnh tà phương (S_α) và lưu huỳnh đơn tà (S_β). Chúng khác nhau về cấu tạo tinh thể và một số tính chất vật lý, nhưng tính chất hoá học giống nhau. Hai dạng thù hình S_α và S_βcó thể biến đổi qua lại với nhau tuỳ theo điều kiện nhiệt độ.

2. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tính chất vật lý

Ở nhiệt độ thấp hơn 113⁰C, S_α và S_β là những chất rắn màu vàng. Phân tử lưu huỳnh có 8 nguyên tử liên kết cộng hoá trị với nhau tạo thành mạch vòng (hình 6.3).

Hình 6.3. Mô hình cấu tạo vòng của phân tử lưu huỳnh S₈

Ở nhiệt độ 119⁰C, S_α và S_β đều nóng chảy thành chất lỏng màu vàng, rất linh động. Ở nhiệt độ 187⁰C, lưu huỳnh lỏng trở nên quánh nhớt, có màu nâu đỏ. Ở nhiệt độ 445⁰C, lưu huỳnh sôi, các phân tử lưu huỳnh bị phá vỡ thành nhiều phân tử nhỏ bay hơi. Thí dụ, ở 1400⁰C hơi lưu huỳnh là những phân tử S₂, ở nhiệt độ 1700⁰C hơi lưu huỳnh là những nguyên tử S.

Để đơn giản, trong các phản ứng hoá học người ta dùng kí hiệu S mà không dùng công thức phân tử S₈.

Xem thí nghiệm ảnh hưởng của nhiệt độ tới tính chất vật lý của lưu huỳnh

III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

Cấu hình electron của nguyên tử S là: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Như vậy, nguyên tử S có 6e ở lớp electron ngoài cùng. Nguyên tử lưu huỳnh có độ âm điện là 2,58.

Khi lưu huỳnh tham gia phản ứng với kim loại hoặc hidro, số oxi hoá của lưu huỳnh từ 0 sẽ giảm xuống - 2.

Khi lưu huỳnh tham gia phản ứng với những phi kim hoạt động mạnh hơn, như oxi, clo, flo,..., số oxi hoá của lưu huỳnh từ 0 tăng lên +4 hoặc +6.

Như vậy, đơn chất lưu huỳnh khi tham gia phản ứng hoá học, số oxi hoá của nó có thể giảm hoặc tăng. Ta nói, lưu huỳnh có tính oxi hoá và tính khử.

Sau đây, là một số thí dụ minh hoạ tính chất hoá học của lưu huỳnh.

1. Lưu huỳnh tác dụng với kim loại và hidro

Ở nhiệt độ cao, lưu huỳnh tác dụng với nhiều kim loại tạo ra muối sunfua và với khí hidro tạo thành khí hidro sunfua.

Xem thí nghiệm

Thuỷ ngân tác dụng với S ở ngay nhiệt độ thường:

Trong những phản ứng hoá học này, S thể hiện tính oxi hoá, nó oxi hoá , thành , , oxi hoá thành .

2. Lưu huỳnh tác dụng với phi kim

Ở nhiệt độ thích hợp, lưu huỳnh tác dụng với một số phi kim mạnh hơn như flo, oxi, clo...

Xem thí nghiệm

Trong những phản ứng hoá học này, S thể hiện tính khử, nó khử thành khử thành .

IV. ỨNG DỤNG CỦA LƯU HUỲNH

Lưu huỳnh có nhiều ứng dụng quan trọng trong nhiều ngành công nghiệp:

-90% lượng lưu huỳnh khai thác được dùng để sản xuất H₂SO₄.

-10% lượng lưu huỳnh còn lại được dùng để lưu hoá cao su; sản xuất chất tẩy trắng bột giấy, diêm, chất dẻo ebonít, dược phẩm, phẩm nhuộm, chất trừ sâu diệt nấm trong nông nghiệp...

V. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN VÀ SẢN XUẤT LƯU HUỲNH

Trong tự nhiên, lưu huỳnh có nhiều ở dạng đơn chất, tạo thành những mỏ lớn trong vỏ Trái Đất. Ngoài ra, lưu huỳnh còn có ở dạng hợp chất như các muối sunfat, muối sunfua...

Để khai thác lưu huỳnh trong mỏ lưu huỳnh, người ta dùng thiết bị đặc biệt để nén nước siêu nóng (170⁰C) vào mỏ làm lưu huỳnh nóng chảy và đẩy lên mặt đất. Sau đó lưu huỳnh được tách ra khỏi các tạp chất.

Bài 31:

BÀI THỰC HÀNH SỐ 4

TÍNH CHẤT CỦA OXI, LƯU HUỲNH

I. NỘI DUNG THÍ NGHIỆM VÀ CÁCH TIẾN HÀNH

1. Tính oxi hoá của oxi

Đốt nóng một đoạn dây thép xoắn (có gắn mẩu than ở đầu để làm mồi) trên ngọn lửa đèn cồn rồi đưa nhanh vào bình đựng khí oxi. Quan sát hiện tượng viết phương trình hoá học và xác định vai trò các chất tham gia phản ứng. Xem thí nghiệm sắt cháy trong oxi

2. Sự biến đổi trạng thái của lưu huỳnh theo nhiệt độ

Đun nóng liên tục một ít lưu huỳnh trong ống nghiệm trên ngọn lửa đèn cồn. Quan sát sự biến đổi trạng thái của lưu huỳnh theo nhiệt độ.

Xem thí nghiệm

3. Tính oxi hoá của lưu huỳnh

Cho một ít hỗn hợp bột sắt và bột lưu huỳnh vào đáy ống nghiệm.

Đun nóng ống nghiệm trên ngọn lửa đèn cồn cho đến khi phản ứng xảy ra.

Quan sát hiện tượng, viết phương trình hoá học và xác định vai trò các chất tham gia phản ứng.

Xem thí nghiệm

4. Tính khử của lưu huỳnh

Đốt lưu huỳnh cháy trong không khí rồi đưa vào bình đựng khí oxi.

Quan sát hiện tượng, viết phương trình hoá học và xác định vai trò các chất tham gia phản ứng.

Xem thí nghiệm

II. VIẾT TƯỜNG TRÌNH

Bài 32

HIDRO SUNFUA LƯU HUỲNH ĐIOXIT

LƯU HUỲNH TRIOXIT

A. HIDRO SUNFUA

I. TÍNH CHẤT VẬT LÝ

Hidro sunfua (H₂S) là chất khí không màu, mùi trứng thối và rất độc. Chỉ 0,1% H₂S có trong không khí đã gây nhiễm độc mạnh. Khí H₂S hơi nặng hơn không khí , hoá lỏng ở nhiệt độ -60⁰C, tan ít trong nước (ở 20⁰C và 1 atm, khí H₂S có độ tan là 0,38g trong 100g nước).

II. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

1. Tính axit yếu

Hidro sunfua tan trong nước tạo thành dung dịch axit rất yếu (yếu hơn axit cacbonic), có tên là axit sunfuhidric (H₂S).

Axit sunfuhidric tác dụng với dung dịch bazơ như NaOH, tạo nên 2 loại muối: muối trung hoà như Na₂S chứa ion S^2- và muối NaHS chứa ion HS^-.

2. Tính khử mạnh

Trong hợp chất H₂S, nguyên tố lưu huỳnh có số oxi hoá thấp nhất là -2.

Khi tham gia phản ứng hoá học, tuỳ thuộc vào điều kiện của phản ứng mà nguyên tố lưu huỳnh có số oxi hoá -2 (), hoặc lưu huỳnh có số oxi hoá +4 (), hoặc lưu huỳnh có số oxi hoá +6 ().

Người ta nói: HCTS - LHC sunfua có tính khử mạnh (dễ bị oxi hoá).

Những phản ứng hoá học chứng minh tính khử của hidro sunfua:

a. Trong những điều kiện bình thường, dung dịch H₂S tiếp xúc với oxi của không khí, dần trở lên vẩn đục màu vàng do H₂S bị oxi hoá :

b. Khi đốt khí H₂S trong không khí, khí H₂S cháy với ngọn lửa màu xanh nhạt; H₂S bị oxi hoá thành SO₂.

Nếu đốt cháy khí H₂S ở nhiệt độ không cao hoặc thiếu oxi, khí H₂S bị oxi hoá thành lưu huỳnh tự do, màu vàng (hình 6.4). Xem thí nghiệm

III. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN VÀ ĐIỀU CHẾ

1. Trong tự nhiên, hidro sunfua có trong một số nước suối, trong khí núi lửa và bốc ra từ xác chết của người và động vật...

2. Trong công nghiệp, người ta không sản xuất khí hidro sunfua. Trong phòng thí nghiệm, người ta điều chế bằng phản ứng hoá học của dung dịch axit clohidric với sắt (III) sunfua.

FeS + 2 HCl ® FeCl₂ + H₂S↑

B. LƯU HUỲNH ĐIOXIT

I.TÍNH CHẤT VẬT LÝ

Lưu huỳnh đioxit (SO₂) (khí sunfurơ) là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn không khí , hoá lỏng ở -10⁰C, tan nhiều trong nước (ở 20⁰C, 1 thể tích nước hoà tan được 40 thể tích khí SO₂). Lưu huỳnh đioxit khí độc, hít thở phải không khí có khí này gây viêm đường hô hấp.

II - TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

1. Lưu huỳnh đioxit là oxit axit

SO₂ tan trong nước tạo thành dung dịch axit sunfurơ H₂SO₃

SO₂ + H₂O H₂SO₃

Axít sunfurơ là axít yếu (mạnh hơn axit sunfuhiđric và axit cacbonic) và không bền, ngay trong dung dịch H₂SO₃ cũng bị phân huỷ thành SO₂ và H₂O. SO₂ tác dụng với dung dịch bazơ như NaOH, tạo nên 2 loại muối: Muối trung hoà như Na₂SO₃ (chứa ion sunfit SO) và muối axit như NaHSO₃, (chứa ion hiđrounfit HSO).

2. Lưu huỳnh đioxit là chất khử và là chất oxi hoá

a. Lưu huỳnh đioxit là chất khử

Khi dẫn khí SO₂ vào dung dịch brom có màu vàng nâu nhạt, dung dịch brom bị mất màu:

_{+4
0
-1
+6}

SO₂ + Br₂ + 2H₂O ® 1HBr + H₂SO₄

Xem thí nghiệm

b) Lưu huỳnh đioxit là chất oxi hoá

Khi dẫn khí SO₂ vào dung dịch axít sunfuhiđric H₂S, dung dịch bị vẩn đục màu vàng:

SO₂ đã oxi hoá H₂S thành S. Xem thí nghiệm

II. ỨNG DỤNG VÀ ĐIỀU CHẾ LƯU HUỲNH ĐIOXIT

1. Ứng dụng

Lưu huỳnh đioxit được dùng để sản xuất H₂SO₄ trong công nghiệp, làm chất tẩy trắng giấy và bột giấy, chất chống nấm mốc lương thực, thực phẩm... Xem thí nghiệm SO₂ làm nhạt màu cánh hoa

2. Điều chế lưu huỳnh đioxit

- Trong phòng thí nghiệm, SO₂ được điều chế bằng cách đun nóng dung dịch H₂SO₄ với muối Na₂SO₃ (hình 6.5).

Hình 6.5. Điều chế SO₂ trong phòng thí nghiệm. Xem thí nghiệm

Na₂SO₃ + H₂SO₄ ––> Na₂SO₄ + H₂O + SO₂

- Trong công nghiệp, SO₂ được sản xuất bằng cách đốt S hoặc quặng pirit sắt:

4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂

C - LƯU HUỲNH TRIOXIT

I. TÍNH CHẤT

Lưu huỳnh trioxit (SO₃) là chất lỏng không màu (t_nc = 17⁰C) tan vô hạn trong nước và trong axit sunfuric.

Lưu huỳnh trioxit là oxit axit, tác dụng rất mạnh với nước tạo ra axit sunfuric: SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

Lưu huỳnh trioxit tác dụng với dung dịch bazơ và oxit bazơ tạo muối sunfat.

II - ỨNG DỤNG VÀ SẢN XUẤT

Lưu huỳnh trioxit ít có ứng dụng thực tế, nhưng lại là sản phẩm trung gian để sản xuất axit sunfuric.

Trong công nghiệp, người ta sản xuất lưu huỳnh trioxit bằng cách oxi hoá lưu huỳnh đioxit (xem trang 142).

Bài 33:

AXIT SUNFURIC

MUỐI SUNFAT

I - AXIT SUNFURIC

1. Tính chất vật lý

Hình 6.6. Cách pha loãng axít H₂SO₄ đặc

Axit sunfuric (H₂SO₄) là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, nặng gần gấp 2 lần nước (H₂SO₄ 98% có D = 1,84 g/cm³).

H₂SO₄ tan vô hạn trong nước và toả nhiệt rất nhiều nhiệt. Nếu ta rót nước vào H₂SO₄, nước sôi đột ngột và kéo theo những giọt axit bắn ra xung quanh gây nguy hiểm. Vì vậy, muốn pha loãng axit H₂SO₄ đặc, người ta phải rót từ từ axit vào nước và khuấy nhẹ bằng đũa thuỷ tinh mà không được làm ngược lại.

2. Tính chất hoá học

a. Tính chất của dung dịch axit sunfuric loãng

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.

(Đã học ở chương 1 Hoá học lớp 9)

b. Tính chất của axit sunfuric đặc

Axit sunfuric đặc có những tính chất hoá học đặc trưng sau:

- Tính ôxi hoá mạnh:

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 ––> 3SO₄ + 2H₂O

₊₆_-1_{0 +4}

2H₂SO₄ + 2KBr ––> Br + SO₂ + 2H₂O +K₂SO₂

- Tính háo nước. Xem thí nghiệm.

Axit sunfuric đặc hấp thụ mạnh nước. Nó cũng hấp thụ nước từ các hợp chất từ các hợp chất gluxit ⁽¹⁾. Thí dụ, nhỏ H₂SO₄ đặc vào đường saccarozơ (hình 6.7).

Hình 6.7 H₂SO₄ đặc tác dụng với đường. Xem thí nghiệm

	C₁₂H₂₂O₁₁		12C + 11H₂O
		H₂SO₄ đặc

Tiếp theo, một phần cacbon bị H₂SO₄ đặc oxi hoá thành khí CO₂ cùng với SO₂ cùng với SO₂ bay lên làm sủi bọt, đẩy cacbon trào ra ngoài cốc.

C + 2H₂SO₄ ® CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

Da thịt tiếp xúc với H₂SO₄ đặc sẽ bi bỏng rất nặng, vì vậy khi sử dụng axit sunfuric phải hết sức thận trọng.

3. Ứng dụng

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...

4. Sản xuất axit sunfuric

Axit sunfuric được sản xuất trong công nghiệp bằng phương pháp tiếp xúc. Phương pháp này có 3 công đoạn chính. Xem minh họa ở đây

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 SO₂ Xem thí nghiêm

- Đốt quặng pirit sắt FeS₂:

4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂

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 2SO₃

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

II. MUỐI SUNFAT. NHẬN BIẾT ION SUNFAT

1. Muối sunfat

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

2. Nhận biết ion sunfat

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.

Xem thí nghiệm nhận biết muối sunfat

H₂SO₄ + BaCl₂ ® BaSO₄ ¯ + 2HCl

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ ® BaSO₄ ¯ + 2NaOH

Xem thí nghiệm nhận biết axit sunfuric

Bài 34:

LUYỆN TẬP

OXI VÀ LƯU HUỲNH

A- KIẾN THỨC CẦN NẮM VỮNG

I - CẤU TẠO, TÍNH CHẤT CỦA OXI VÀ LƯU HUỲNH

1. Cấu hình electron của nguyên tử

- Nguyên tử oxi có 2 lớp electron, lớp ngoài cùng có 6e được phân thành 2 phân lớp: Phân lớp 2s có 2e, phân lớp 2p có 4e: 1s²2s²2p⁴.

- Nguyên tử lưu huỳnh có 3 lớp electron, lớp ngoài cùng có 6e được phân thành 2 phân lớp: Phân lớp 3s có 2e, phân lớp 3p có 4e: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.

2. Độ âm điện

- Độ âm điện của nguyên tử oxi là 3,44 (chỉ đứng sau F có độ âm diện là 3,98)

- Độ âm điện của nguyên tử lưu huỳnh là 2,58.

3. Tính chất hoá học

Từ những đặc điểm về cấu tạo nguyên tử và giá trị độ âm điện của oxi và lưu huỳnh, ta có thể suy ra:

a) Oxi và lưu huỳnh là những nguyên tố phi kim có tính oxi hoá mạnh, trong đó oxi là chất oxi hoá mạnh hơn lưu huỳnh.

- Oxi hoá hầu hết các kim loại, nhiều phi kim và nhiều hợp chất hoá học.

- Lưu huỳnh oxi hoá nhiều kim loại, một số phi kim.

b) Khác với oxi, lưu huỳnh còn thể hiện tính khử khi tác dụng với những nguyên tố có độ âm điện lớn hơn như O, F.

Bảng dưới đây giới thiệu tóm tắt cấu tạo và tính chất hoá học của 2 nguyên tố oxi và lưu huỳnh.

Nguyên tố Tính chất	O	S
Cấu hình electron nguyên tử	1s²2s²2p⁴	1s²2s²2p⁶3s²3p⁴
Độ âm điện	3,44	2,58
Tính chất hoá học	Tính oxy hoá mạnh	Tính oxy hoá mạnh tính khử

II. TÍNH CHẤT CÁC HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH

1. Hiđro sunfua

- Dung dịch hiđro sunfua(H₂S) trong nước có tính axit yếu (axit sunfuhiđric).

- H₂S có tín khử mạnh, khi tham gia phản ứng nó có thể bị oxi hoá thành hoặc ...

2. Lưu huỳnh đioxit

- SO₂ là oxit axit, tác dụng với H₂O tạo thành dung dịch axit sunfurơ H₂SO₃.

- SO₂ có tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh hơn.

- SO₂ có tính khử khi tác dụng với chất oxi mạnh hơn.

3. Lưu huỳnh trioxit và axit sunfuric

- SO₃ là oxit axit, tác dụng với H₂O tạo thành dung dịch axit sunfuhiđric.

- Dung dịch H₂SO₄ loãng có tính chất chung của axit (Những tính chất nào? Viết phương trình hoá học).

- H₂SO₄ đặc có có những tính chất hoá học đặc biệt:

Tính oxi hoá rất mạnh: Oxi hoá học được hầu hết các kim loại, nhiều phi kim và nhiều hợp chất vô cơ, hữu cơ.

Tính háo nước: H₂SO₄ có thể hấp thụ H₂O của các hợp chất vô cơ, hữu cơ. Tính chất các hợp chất của lưu huỳnh được tóm tắt trong bảng dưới đây:

Trạng thái oxi hoá	-2	+4	+6
Trạng thái oxi hoá
Hợp chất	H₂S	SO₂	SO₃, H₂SO₄
Tính chất	Tính khử	Tính khử Tính oxi hoá	Tính oxi hoá

Bài 35:

BÀI THỰC HÀNH SỐ 5

TÍNH CHẤT CÁC HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH

I. NỘI DUNG THÍ NGHIỆM VÀ CÁCH TIẾN HÀNH

1. Điều chế và chứng minh tính khử của hiđro sunfua

- Lắp dụng cụ điều chế H₂S từ FeS và dung dịch HCl (hình 6.8).

- Đốt khí hiđro sunfua thoát ra từ ống vuốt nhọn.

- Xem thí nghiệm

Quan sát hiện tượng, viết phương trình hoá học, xác định vai trò các chất tham gia phản ứng.

2. Tính khử của lưu huỳnh đioxit

Dẫn khí lưu huỳnh đioxit vào dung dịch brom. Xem phản ứng tương tự

Quan sát hiện tượng, viết phương trình hoá học, xác định vai trò các chất tham gia phản ứng.

3. Tính oxi hoá của lưu huỳnh đioxit

- Dẫn khí H₂S điều chế ở trên vào nước, được dung dịch axit sunfuahiđric.

- Dẫn khí SO₂ vào dung dịch H₂S.

- Xem thí nghiệm

Quan sát hiện tượng, viết phương trình hoá học, xác định vai trò các chất tham gia phản ứng.

4. Tính oxi hoá của axit sunfuaric đặc

Nhỏ vài giọt axit sunfuaric đặc vào ống nghiệm (phải hết sức thận trọng). Cho một vài lá đồng nhỏ vào ống nghiệm, đun nóng nhẹ.

Xem thí nghiệm

Quan sát hiện tượng, viết phương trình hoá học, xác định vai trò các chất tham gia phản ứng.

II. VIẾT TƯỜNG TRÌNH

(1) Gluxit (hay cacbonhiđrat) là tên gọi chung của các chất glucozơ, saccarozơ, tinh bột và xenlulozơ, có công thức chung là C_n(H₂O)_m. (Xem chương 5, Hoá học 9).