lý thuyết về oxi và lưu huỳnh

I. KHÁI QUÁT VỀ NHÓM OXI, LƯU HUỲNH

- Nhóm VIA gồm các nguyên tố: O, S, Se và Te, Po.

+ O là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất.

+ S có nhiều trong lòng đất.

+ Se là chất bán dẫn màu nâu đỏ.

+ Te là chất rắn, màu xám, thuộc loại nguyên tố hiếm.

+ Po là nguyên tố kim loại có tính phóng xạ.

- Cấu hình e lớp ngoài cùng: ns²np⁴.

Cấu hình e lớp ngoài cùng

- O trong hợp chất thường có mức oxi hóa -2. S, Se, Te ngoài mức oxi hóa -2 khi liên kết với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn còn có số oxi hóa +4; +6.

- Các nguyên tố trong nhóm oxi đều là nguyên tố phi kim mạnh (trừ Po), chúng có tính oxi hóa mạnh và tính oxi hóa giảm dần từ O đến Te.

- Hợp chất với H₂ (H₂X) là chất khí, mùi khó chịu và độc hại. Dung dịch trong nước của chúng có tính axit yếu.

- Hợp chất hidroxit (H₂XO₄) là những axit.

So sánh tính axit

- Hay gặp nhất trong nhóm là O, S và các hợp chất của chúng. Cụ thể về chúng như sau:

II. OXI, OZON VÀ HIĐRO PEOXIT

1. Oxi

a. Tính chất vật lí

Là chất khí không màu, không mùi, nặng hơn không khí. Ít tan trong nước.

b. Tính chất hóa học

Là một phi kim hoạt động (do có độ âm điện lớn 3,44 chỉ kém F).

* Tác dụng với kim loại

Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Ag, Au và Pt) → oxit. Các phản ứng thường xảy ra ở nhiệt độ cao.

2Mg + O₂ → 2MgO

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄(thường tạo hỗn hợp 4 chất rắn)

* Tác dụng với phi kim

- Oxi phản ứng với hầu hết các phi kim (trừ halogen) tạo thành oxit axit hoặc oxit không tạo muối.

- Các phản ứng thường xảy ra ở nhiệt độ cao.

S + O₂ → SO₂

C + O₂ → CO₂

2C + O₂ → 2CO

N₂ + O₂ → 2NO (3000⁰C, có tia lửa điện)

* Tác dụng với hợp chất có tính khử

2CO + O₂ → 2CO₂

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

c. Ứng dụng

Ứng dụng của oxi

- Có vai trò quyết định đối với sự sống của người và động vật. Oxi không thể thiếu đối với quá trình hô hấp.

- Oxi cũng được dùng nhiều trong công nghiệp hóa chất, luyện thép, y khoa, hàn cắt kim loại...

2. Ozon

Cấu tạo phân tử O3

a. Tính chất vật lí

Là chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt. Khi hóa lỏng có màu xanh đậm. Tan trong nước nhiều hơn oxi.

b. Tính chất hóa học

Có tính oxi hóa mạnh hơn oxi:

O₃ + 2KI + H₂O → 2KOH + I₂ + O₂

2Ag + O₃ → Ag₂O + O₂ (phản ứng xảy ra ngay ở nhiệt độ thường).

c. Ứng dụng

Ứng dụng của O3

- Lượng nhỏ ozon trong không khí có tác dụng làm cho không khí trong lành.

- Trong thương mại dùng để tẩy trắng các loại tinh bột, dầu ăn và nhiều chất khác.

- Trong đời sống được dùng để khử trùng nước ăn, khử mùi, bảo quản hoa quả.

- Trong y khoa được dùng chữa sâu răng.

3. Điều chế oxi và ozon

- Điều chế oxi:

+ Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các hợp chất giàu Oxi.

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂ (MnO₂)

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ (MnO₂)

+ Trong công nghiệp:

* Điện phân nước:

2H₂O → 2H₂ + O₂ (H₂SO₄, NaOH, NaCl ...)

* Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.

Sơ đồ sản xuất oxi từ không khí

- Điều chế ozon: phóng điện qua bình đựng khí oxi.

3O₂ ↔ 2O₃ (tia lửa điện)

4. Hiđro peoxit

- Là chất lỏng không màu, nặng hơn nước tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào.

- Công thức phân tử H₂O₂ và có cấu tạo dạng H - O - O - H.

- Trong H₂O₂, O có số oxi hóa -1 là mức trung gian giữa -2 và 0 nên H₂O₂ có cả tính khử và tính oxi hóa.

- Là hợp chất kém bền, dễ bị phân hủy. Phản ứng phân hủy H₂O₂ tỏa nhiều nhiệt và xảy ra nhanh khi có mặt xúc tác MnO₂:

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

a. H₂O₂ là chất oxi hóa

H₂O₂ + KNO₂ → KNO₃ + H₂O

H₂O₂ + 2KI → I₂ + 2KOH

b. H₂O₂ là chất khử

Ag₂O + H₂O₂ → 2Ag + H₂O + O₂

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5SO₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

III. LƯU HUỲNH VÀ HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH

1. Lưu huỳnh

a. Tính chất vật lí

Là chất bột màu vàng, không tan trong nước. S có 6e ở lớp ngoài cùng → dễ nhận 2e thể hiện tính oxi hóa mạnh. Tính oxi hóa của S yếu hơn so với O.

b. Tính chất hóa học

Các mức oxi hóa có thể có của S: -2, 0, +4, +6. Ngoài tính oxi hóa, S còn có tính khử.

* Tính oxi hóa

- Tác dụng với hiđro:

H₂ + S → H₂S (350⁰C)

- Tác dụng với kim loại

+ S tác dụng với nhiều kim loại → muối sunfua (trong đó kim loại thường chỉ đạt đến hóa trị thấp).

+ Hầu hết các phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao.

2K + S → K₂S

Hg + S → HgS

(phản ứng xảy ra ở ngay nhiệt độ thường nên thường dùng S khử độc Hg)

- Muối sunfua được chia thành 3 loại:

+ Loại 1. Tan trong nước gồm Na₂S, K₂S, CaS và BaS, (NH₄)₂S.

+ Loại 2. Không tan trong nước nhưng tan trong axit mạnh gồm FeS, ZnS...

+ Loại 3. Không tan trong nước và không tan trong axit gồm CuS, PbS, HgS, Ag₂S...

Chú ý: Một số muối sunfua có màu đặc trưng: CuS, PbS, Ag₂S (màu đen); MnS (màu hồng); CdS (màu vàng) → thường được dùng để nhận biết gốc sunfua.

* Tính khử

- Tác dụng với oxi:

S + O₂ → SO₂ (t⁰)

- Tác dụng với các chất có tính oxi hóa mạnh

S + 2H₂SO₄ đặc → 3SO₂ + 2H₂O (t⁰)

S + 4HNO₃ đặc → 2H₂O + 4NO₂ + SO₂ (t⁰)

c. Ứng dụng

Ứng dụng của lưu huỳnh

Là nguyên liệu cho nhiều ngành công nghiệp:

- 90% dùng để sản xuất H₂SO₄.

- 10% để lưu hóa cao su, chế tạo diêm, sản xuất chất tẩy trắng bột giấy, chất dẻo ebonit, dược phẩm, phẩm nhuộm, chất trừ sâu và chất diệt nấm nông nghiệp...

2. Hiđro sunfua và axit sunfuhiđric

Cấu tạo phân tử H2S

a. Tính chất vật lí

- Hiđro sunfua (H₂S) là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, ít tan trong nước.

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

b. Tính chất hóa học

- Dung dịch H₂S có tính axit yếu (yếu hơn axit cacbonic)

- Tác dụng với kim loại mạnh:

2Na + H₂S → Na₂S + H₂

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

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

H₂S + NaOH → NaHS + H₂O

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O

- Tác dụng với dung dịch muối tạo muối không tan trong axit:

H₂S + CuSO₄ → CuS + H₂SO₄

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

+ Tác dụng với oxi

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

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

+ Tác dụng với các chất oxi hóa khác

H₂S + 4Br₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HBr

H₂S + 8HNO₃ đặc → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

H₂S + H₂SO₄ đặc → S + SO₂ + 2H₂O

c. Điều chế

Dùng axit mạnh đẩy H₂S ra khỏi muối (trừ muối không tan trong axit):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

d. Nhận biết

- Mùi trứng thối.

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

Pb(NO₃)₂ + H₂S → PbS + 2HNO₃

Cu(NO₃)₂ + H₂S → CuS + 2HNO₃

- Làm mất màu dung dịch Brom, dung dịch KMnO₄…

3. Lưu huỳnh đioxit - SO₂ (khí sunfurơ, lưu huỳnh (IV) oxit, anhiđrit sunfurơ)

a. Tính chất vật lí

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

b. Tính chất hóa học

* SO₂ là oxit axit

- Tác dụng với nước:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

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

SO₂ + NaOH → NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

- Tác dụng với oxit bazơ → muối:

SO₂ + CaO → CaSO₃ (t⁰)

* SO₂ vừa là chất khử, vừa là chất oxi hóa (do S trong SO₂ có mức oxi hóa trung gian +4)

- SO₂ là chất oxi hóa:

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

- SO₂ là chất khử:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ (V₂O₅, 450⁰C)

Cl₂ + SO₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

c. Điều chế

- Đốt cháy lưu huỳnh:

S + O₂ → SO₂ (t⁰)

- Đốt cháy H₂S trong oxi dư:

2H₂S + 3O₂ → 2H₂O + 2SO₂

- Cho kim loại tác dụng với H₂SO₄ đặc nóng:

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

- Đốt quặng:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

- Trong phòng thí nghiệm dùng phản ứng của Na₂SO₃ với dung dịch H₂SO₄:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Điều chế SO2 trong phòng thí nghiệm

d. Nhận biết

- Làm quỳ tím ẩm chuyển thành màu đỏ.

- Làm mất màu dung dịch nước brom, dung dịch thuốc tím…

SO₂ + 2H₂O + Br₂ → 2HBr + H₂SO₄

e. Ứng dụng

- 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.

4. Axit sunfuric và Lưu huỳnh trioxit

a. Tính chất vật lí

- 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.

Pha loãng H2SO4 đặc

b. Tính chất hóa học

- H₂SO₄ loãng là một axit mạnh

+ Làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ.

+ Tác dụng với kim loại đứng trước H (trừ Pb) → muối sunfat (trong đó kim loại có hóa trị thấp) và H₂

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂

+ Tác dụng với oxit bazơ → muối (trong đó kim loại giữ nguyên hóa trị) + H₂O

FeO + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O

+ Tác dụng với bazơ → muối + H₂O

H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

(phản ứng của H₂SO₄ với Ba(OH)₂ hoặc bazơ kết tủa chỉ tạo thành muối sunfat).

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2H₂O

+ Tác dụng với muối → muối mới (trong đó kim loại giữ nguyên hóa trị) + axit mới

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂

H₂SO₄ + 2KHCO₃ → K₂SO₄ + 2H₂O + 2CO₂

- H₂SO₄ đặc là chất oxi hóa mạnh và axit mạnh:

+ H₂SO₄ đặc vẫn là axit mạnh: làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ; tác dụng với bazơ, oxit bazơ và với muối (trong đó kim loại đã có hóa trị cao nhất) tương tự như H₂SO₄ loãng.

+ Trong H₂SO₄, S có mức oxi hóa cao nhất (+6) nên H₂SO₄ đặc nóng còn có tính oxi hóa mạnh.

* Tác dụng với kim loại:

+ H₂SO₄ đặc phản ứng được với hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) → muối trong đó kim loại có hóa trị cao + H₂O + SO₂ (S, H₂S).

+ Sản phẩm khử của S⁺⁶ tùy thuộc vào độ mạnh của kim loại: kim loại có tính khử càng mạnh thì S⁺⁶ bị khử xuống mức oxi hóa càng thấp.

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2H₂SO₄ + Cu → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

5H₂SO₄ + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

+ H₂SO₄ đặc nguội thụ động với Al, Fe và Cr.

* Tác dụng với phi kim → oxit phi kim + H₂O + SO₂

S + 2H₂SO₄ → 3SO₂ + 2H₂O (t⁰)

C + 2H₂SO₄ → CO₂ + 2H₂O + 2SO₂ (t⁰)

2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O