Tải bản đầy đủ

Lý thuyết hóa học 10 chương 6: Oxi Lưu huỳnh và hợp chất

Chương 6: NHÓM OXI – LƯU HUỲNH
Đặc điểm nhóm VIA
* Nhóm oxi – lưu huỳnh (các nguyên tố thuộc nhóm VIA) gồm : O , S , Se , Te , Po* ( phóng
xạ )
* Các nguyên tử nhóm VIA (X) có 6 electron lớp ngoài cùng, là những phi kim hoạt động dễ
nhận thêm 2 electron trong phản ứng hoá học để tạo ion X 2− .
X . + 2e → X 2− .
* Cấu hình electron ngoài cùng: ns 2 np 4
VD : Viết cấu hình e của O ( z = 8) , S (z = 16)
* Số oxihóa :
+ Trong hợp chất oxi có số oxh đặc trưng là -2 ( Vì không có phân lớp d còn trống )
+ Trong hợp chất S , Se , Te ngoài số oxh đặc trưng là -2 , còn có các số oxh + 4 , + 6 ( Vì có
phân lớp d còn trống )

Bài 29: OXI - OZON
I . Cấu tạo , số oxihoa :
* Cấu tạo :
+ Oxi (Z = 8) có cấu hình electron:

+ Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O = O
+ Dạng thù hình khác của O2 là ozon: O3

+ Đồng vị : Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên:
* Số oxh của oxi :
+ oxh đặc trưng là -2
+ Ngoài ra còn có số oxihóa âm và số oxihóa dương
- Có số oxihóa dương trong các hợp chất với F : OF2 ( +2) , O2F2 ( +1)
- Có số o xihóa âm H2O2 ( 1-) , KO2 ( -1/2) , KO3 ( -1/3 )
II. Tính chất vật lí :
* Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí, hoá lỏng ở 183oC, hoá
rắn ở 219oC. ít tan trong nước
* Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời.
III. Tính chất hóa học :
Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá
mạnh:
1. Tác dụng với đơn chất
a )Tác dụng với kim loại:
Oxi oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit
0

t
3Fe  + 2O 2    
→ Fe3O 4
0

t
 2Cu +   O 2   
→ 2CuO ( đen )


b) Tác dụng với phi kim (trừ F2 , Cl2 ) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác
dụng với O2 ở to thường)
0

2000 C
 N 2  +   O2   
→ 2NO
 4P +   5O 2   
→ 2P2O5
Chú ý : * Trong môi trường H + , oxi oxihóa được I − thành I2
t0
O 2   + 2 H 2SO 4 + 4KI    


→ 2I 2   +   2H 2O  + 2K 2 SO 4

O2 + 4HI → I2 + 2H2O
* Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O2, do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do.
Điều này thể hiện ở phản ứng O3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O2 không có phản ứng
này).
t0
O3   + H 2O + 2KI    
→ I 2   +   O 2   + 2KOH ( Oxi không oxh được KI trong mt trung
tính )
Ag + O3 → Ag2O (đen) + O2 ( Oxi không oxh được Ag ở đk thường )
2. Tác dụng với hợp chất
a) Tác dụng với hợp chất sun fua
0

t
4FeS2   + 11O 2   
→ 2Fe 2O3   + 8SO 2
1
t0
H 2S  + O 2   
→ S  + H 2O
2
3
t0
H 2S  + O 2  du 
→ SO 2   + H 2O
2

b) Tác dụng với Fe(OH)2

4Fe(OH) 2   + O 2  + 2H 2O 
→ 4Fe(OH)3 ↓ ( đỏ nâu )
4Fe(OH) 2   + O 2   
→ 2Fe 2O3 + 4H 2O
c) Tác dụng với oxit
0

t
2CO +O 2   
→ 2CO 2
0

t
2NO +O 2   
→ 2NO 2
0

t
6FeO +O 2   
→ 2Fe3O 4
0

t
2SO 2  +O 2   
→ 2SO3

d) Tác dụng với hợp chất hữu cơ
IV. Điều chế :
1.Trong phòng thí nghiệm:

0

MnO 2 ,t
2KClO3   
→ 2KCl + 3O 2
0

t
2KMnO 4   
→ K 2MnO 4 + MnO 2 + 3O 2
0

t
2NaNO3   
→ 2NaNO 2 + O 2
t
2HgO  
→ 2Hg + O 2

2.Trong công nghiệp:
* Hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp ở âm 200oC, sau đó chưng phân đoạn lấy O2 ở âm
183oC)
dp
→ 2H 2 + O 2
* Điện phân nước
: 2H 2O  

Bài 30: LƯU HUỲNH


I.Cấu tạo nguyên tử :
* Lưu huỳnh (S) có cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
* Lưu huỳnh tồn tại dưới nhiều dạng thù hình , phân tử chứa một số nguyên tử khác nhau , có
cấu trúc khác nhau:

+ Lưu huỳnh tà phương ( S 8 ) bền ở nhiệt độ dưới 95,50 C
+ Lưu huỳnh đơn tà bền ở nhiệt độ từ 95,50 C đến 1190 C
* Đồng vị : Lưu huỳnh có 4 loại đồng vị trong tự nhiên
32
33
34
36
S
S
S
S
* Số oxh của lưu huỳnh trong hợp chất : − 1 , −2  , +4 , + 6
II . Tính chất vật lí , trạng thái tự nhiên :
1. Tính chất vật lí
* Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H2O, tan trong một số dung môi hữu
cơ như: CCl4, C6H6, rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém.
* Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8oC nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo.
2. trạng thái tự nhiên
Trong tự nhiên lưu huỳnh tồn tại ở dạng tự do hay ở dạng quặng sunfua hoặc sunphat như :
1- FeS2
quặng pirit
2- CuS .FeS quặng can co pirit
3- PbS
quặng ga lê nit
4- ZnS
quặng spha lê rit
5- Cu2S
quặng can cô zit
6- HgS
thần sa
7- CaSO4. 2H2O
thạch cao
III . Tính chất hóa học : Vừa thể hiện tính khử , vừa thể hiện tính oxi hoá ( yếu hơn oxi )
1. Tác dụng với đơn chất

S + 2e  
→ S2 −

a )Tác dụng với kim loại tạo hợp chất sunfua ( trừ Au , Pt ) :
0

t
Fe +S  
→ FeS
t0
2Al +3S  
→ Al 2S3
0

t
2Cu +S  
→ Cu 2S

Chú ý : Hg , Cu , Ag kết hợp với S rất dễ dàng ở đk thường
b )Tác dụng với phi kim ( trừ N2 , I2 ) :
0

300 C
S + O 2   
→ SO 2
t
S + H 2   
→ H 2S ( mùi trứng thối )
t
5S + 2P  
→ P2S5
t
2S + C  
→ CS2

Chú ý:
Với các halogen thì jưu huỳnh tạo thành nhiều hợp chất có số o xihóa từ +1 đến +6( S 2Cl2 , SF6
..)


2. Tác dụng với hợp chất
a)Tác dụng với hợp chất có chứa oxi:Khi lưu huỳnh td với hợp chất có chứa o xi thì S thể
hiện tính khử
0

t
3S + 2KClO 3    
→ 3SO 2   + 2KCl
0

t
S + 2H 2SO 4  dac  
→ 3SO 2   + 2H 2O
0

t
S + 6HNO3  dac 
→ H 2SO 4   + 6NO 2 + 2H 2O
0

t
S + 2HNO3   
→ H 2SO 4   + 2NO

b )Tác dụng với bazơ : Tan chậm trong bazơ mạnh
0

t
3S + 6NaOH 
→ 2Na 2S  + Na 2SO 3 + 3H 2O

c )Tác dụng với muối sunfua , muối sunfit tạo hợp chất poli sun fua và thio sun fat
→ Na 2Sn poli sunfua
( n − 1) S + Na 2S dac 

S + Na 2SO3   
→ Na 2S2O3   

thiosunfat

IV . Điều chế :
1. Khai thác lưu huỳnh từ thiên nhiên , từ quặng
2. Thu lại lưu huỳnh từ một số hợp chất
• 2H2S + O2 thiếu → 2S + 2H2O
• H2S + SO2
→ 3 S + 2H2O

Bài 32 -33 : HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH
A. AXIT SUNFUHIĐRIC
I. Cấu tạo :
* Có cấu tạo phân tử gẫy góc :

H
S

H
* Góc HSH bằng 92 , độ dài liên kết H- S bằng 1,33A0
* Số oxihoa của S là -2
0


II . Tính chất vật lí :
* Khí H2S ( hiđrosun fua ) có mùi trứng thối , độc , ít tan trong nước
* H2S tan trong nước tạo dung dịch axit sunfuhiđric là một a xit yếu
III . Tính chất hóa học : Axit sunfuhiđric có 2 tính chất là tính axit yếu và tính khử mạnh
1. Tính axit yếu :

H 2S + 2NaOH  
→ Na 2S +  2H 2O
H 2S + NaOH  
→ NaHS +  H 2O
H 2S + 2NH3  
→ (NH 4 ) 2 S
H 2S + Pb(NO3 ) 2  
→ PbS +  2HNO3

H2S + CuSO4 → CuS + H2SO4
2. Tính khử mạnh: H2S tác dụng với hầu hết các chất oxihóa như SO2 , FeCl3 , H2SO4 đặc ,
HNO3 ,
dd KMnO4 , CuO , Cl2 , NaClO …
2H 2S + SO 2   
→ 3S +  2H 2O
H2S + 3H2SO4 đ → 4SO2 + 4H2O

H 2S + 2FeCl3   
→ 2FeCl 2 +S ↓ +  2HCl

3H2S + 8HNO3 → 3H2SO4 + 8NO +

4H2O

H 2S + 3CuO  
→ 3Cu + SO 2 +  H 2O
H 2S + Cl 2   
→ S +  2HCl

H2S + NaClO → S + NaCl + H2O
3H2S + 2KMnO4 → 3S + 2MnO2 + 2KOH +

2H2O

5H 2S + 2KMnO 4 + H 2SO 4  
→ 2MnSO 4 +5S + K 2SO 4  +  8H 2O
Chú ý :
1. PbS , CuS kết tủa màu đen dùng để NB gốc sunfua
2. Khi có mặt O2 và thì dung dịch H2S có thể hòa tan được một số kim loại kém hoạt động như
Cu , Ag

2H 2S + 5Ag + O 2   
→ 2Ag 2S ↓ +  2H 2O
đen
3. ion sun fua cũng có tính khử mạnh :

5Na 2S + 8KMnO 4 + 12H 2SO 4  
→ 8MnSO 4 + 5Na 2SO 4  +4K 2SO 4  +1 2H 2O
4. Muối sunfua của KLK , KLKT , NH4+ tan và thủy phân mạnh

BaS + 2H 2O  
→ Ba(OH) 2 +  H 2S ↑
5. Tính tan của một số muối và màu đặc trưng
* Tính tan : Trật tự không tan của các muối sunfua trong nước và trong dung dịch axit như sau
:
Na, K, Ca, Ba …
Mn ,Zn , Fe ….
Cd , Co , Ni , Sn , Pb , Cu , Hg ,
Ag , Au …
( Tan trong nước ) (không tan trong nước, tan trong axit) (không tan trong nước, không tan
trong axit )
* Một số muối không tan có màu đặc trưng :


ZnS
CdS , Al2S3
Sb2S3
MnS
Bi2S3 …
Màu trắng
Màu vàng Màu da cam Màu hồng nhạt
IV . Điều chế : FeS + HCl → FeCl2 + H2S

CuS , Ag2S , PbS , HgS ,
Màu đen

B. LƯU HUỲNH ĐI OXIT - LƯU HUỲNH TRI OXIT
I. Lưu hùynh đi oxit ( SO2 )
1. Cấu tạo :
* Liên kết trong phân tử SO2 là liên kết CHT
* Phân tử SO2có cấu tạo tam giác cân
* S có dạng lai hóa sp2 , góc liên kết gần bằng OSO bằng 1200
* Số o xihoa của S là +4
2. Tính chất vật lí :
* Là chất khí không màu , mùi hắc , độc tan nhiều trong nước
* Tan trong nước tạo dung dịch axit sufurơ
3. Tính chất hóa học : S+4 + 4e → S0
S+4 → S+6 + 2e
a) Là oxit axit :


→   H 2SO3
SO 2   + H 2O  ¬


SO 2   + 2NaOH  
→   Na 2SO3 + H 2O
SO 2   + NaOH  
→ NaHSO3 + H 2O
b)Vừa có tính khử , vừa có tính oxi hóa
*Thể hiện tính khử : Là chất khử mạnh ( yếu hơn H2 , HI , H2S )
Tác dụng với các chất oxihóa như : O2 , NO2 , Cl2 , Cl2/H2O , Br2/ H2O , FeCl3/ H2O ,
KMnO4 /H2O
SO 2   +   NO 2 
→   SO3 + NO
SO2 + O2 → SO3

SO 2   +   2H 2O + Br2 
→   H 2SO 4 + 2HBr
SO2 + Cl2 → SO2Cl2
5SO 2   + 2KMnO 4 +   2H 2O 
→   K 2SO 4 + 2MnSO 4 + 2H 2SO 4
SO 2   + 2FeCl3 +   2H 2O 
→   2FeCl2 + H 2SO 4 + 2HCl
Chú ý : SO2 làm mất màu thuốc tím và dungdịch Br2 , nên thường dùng pư này để nhận biết
SO2
*Thể hiện tính oxihóa : Tác dụng với các chất khử mạnh như H2 , H2S ,HI , CO , Mg ....
0

500 C
SO 2 +  2CO 
→ S ↓ + 2CO 2
SO 2 +  6HI 
→ H 2S ↑ + 3I 2 + 2H 2O
SO 2 +  2H 2 
→ S  + 2H 2O

4. Điều chế :
a)Trong phòng thí nghiệm
t
Na 2SO3 + H 2SO 4  
→ Na 2SO 4 +SO 2 + H 2O


b) Trong công nghiệp
* Đốt cháy S
t0
* Đốt quặng pirit
4FeS2   + 11O 2   
→ 2Fe 2O3   + 8SO 2
II. Lưu hùynh tri oxit ( SO3 )
1. Cấu tạo :
* Liên kết trong phân tử SO3 là liên kết CHT
*Phân tử SO3 có cấu tạo tam giác đều , phẳng
* S có dạng lai hóa sp2 , góc liên kết bằng OSO bằng 1200
* Số oxihóa của S là +6
2. Tính chất vật lí : Là chất lỏng , không màu , hút nước rất mạnh
3. Tính chất hóa học :
a) Là o xit axit : tác dụng với H2O , bazơ , oxit bazơ

SO3   + H 2O     
→ H 2SO 4

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
b) Tính o xi hóa mạnh :

SO3   + 2KI    
→ K 2SO3 + I 2
3SO3   + 2NH 3    
→ N 2 + 3SO 2 + 3H 2O
SO3   + 3H 2S    
→ 4S + 3H 2O
Chú ý : SO3 tan vào H2SO4 đặc tạo oleum H2SO4 .nSO3
SO3 + H2SO4 đặc → H2SO4 .nSO3
0

450− 500 C, xt
4. Điều chế : 2SO 2   +   O 2 
→   SO3

C. AXIT SUNFURƠ ( BÀI THÊM )
I. Cấu tạo :
* Liên kết : CHT
* Công thức cấu tạo :
* Số oxihoa của S là + 4
II. Tính chất hóa học :
1. Là axit trung bình: H2 SO3 là một axit hai nấc ( muối HSO3- còn gọi là muối bisunfit )
2. Vừa có tính oxh , vừa có tính khử :
a) Tính khử : Phản ứng với các chất oxi hóa mạnh như Cl2 , Br2 , I2 , O2 , KMnO4 … tạo
thành H2SO4

2H 2SO3   + O 2 (kk)    
→ 2H 2SO 4


H 2SO3   + I 2 + H 2O    
→ H 2SO 4 + 2HI

H2SO3 + KMnO4 → H2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
b) Tính oxihóa : Phản ứng với các chất khử mạnh như H2S , HI …tạo thành H2S hoặc S

H 2SO3   + 2H 2S    
→ 3S ↓ + 3H 2O
Chú ý : Một số điểm lưu ý về muối sunfit
1. Để nhận biết ion sunfit ta dùng dung dịch chứa ion Ba2+ , Pb2+, Mg2+ …
VD;
2. Muối sunfit tác dụng với axit mạnh hơn tạo khí SO2
t
Na 2SO3 + 2HCl 
→ 2NaCl + SO 2 + H 2O

3. Muối sunfit của kim loại hoạt động khi đun nóng bị phân hủy :
t
4Na 2SO3  
→ 3Na 2SO 4 + Na 2S

4. Muối sunfit là chất khử điển hình :

NaHSO3 + NaClO 
→ NaHSO 4 + NaCl
3Na 2SO3 + K 2Cr2O7  +4H 2SO 4 
→ 3Na 2SO 4 + K 2SO 4 + Cr2 (SO 4 ) 3 + 4H 2O
Na 2SO3 + Cl2  + H 2O 
→ Na 2SO 4 + 2HCl
5. Đun dung dịch muối sunfit với S , cho pư cộng tạo thành thiosunfat
t
Na 2SO3 + S 
→ Na 2S2O3

D. AXIT SUNFURIC
I. Cấu tạo :
* Liên kết trong phân tử là liên kết CHT
* Công thức cấu tạo :
* Số o xh của S trong phân tử là +6
II . Tính chất vật lí :
* Là chất lỏng , sánh như dầu , không bay hơi , nặng gần gấp 2 lần nước ( d = 1,84 g/ml )
* Dễ hút ẩm ( t/c này được dùng làm khô khí ẩm )
* axit sunfuric đặc tan trong nước tạo thành những hiđrat H2SO4.nH2O , tỏa nhiệt lớn
III . Tính chất hóa học :
1. Tính chất của dung dịch H2SO4 loãng : Có đầy đủ t/c của một axit
a) Làm đổi màu quì tím
b) Tác dụng với KL hoạt động
c) Tác dụng với bazơ ( oxit bazơ )
d) Tác dụng với muối của axit yếu hơn


2. Tính chất của H2SO4 đặc : Có tính oxi hóa mạnh , háo nước
a) Tính oxihóa mạnh :
*) Tác dụng với KL: Oxi hóa được hầu hết các kim loại kim loại ( trừ Au , Pt)

*) Tác dụng với phi kim ( như C , S , P….)
P + H2SO4 đặc = H3PO4 + SO2 + H2O
*) Tác dụng với hợp chất có tính khử ( như HBr , KBr, HI , H2S , ….) nó bị khử thành SO2
b) Tính háo nước : H2SO4 đặc có thể hấp thụ nước từ các hợp chất gluxít Cn(H2O)m ( như
glucozơ , saccarozơ , tinh bột ….)
H 2SO 4d
C12 H 22O11  →
12C + 11H 2O
→ CO 2 ↑ + 2SO 2 ↑ + 2H 2O
Sau đó : C +2H 2SO 4d 

Cu SO4 .5H2O →
xanh

Cu SO4 + 5H2O
trắng

Chú ý :
1. H2SO4 đặc nguội thụ động với các kim loại Al , Fe , Cr … (Vì trên bề mặt chúng đã tạo
thành lớp màng oxit bền vững bảo vệ cho kim loại khỏi tác dụng của mọi axit)
2. Để nhận biết ion sunfat ta dùng dung dịch chứa ion Ba2+ ,taọ kết tủa trắng không tan trong
axit

3. Phần lớn các muối sunfat tan nhiều trong nước. Chỉ có 1 số muối không tan là : BaSO4,
PbSO4, Ag2SO4 và CaSO4 ít tan.
4. Muối sunfat kim loại ( trừ KLK , Ca ,Sr ,Ba ) bị nhiệt phân cho oxit kim loại + SO2 + O2
5. Phèn là muối sunfat kép ngậm nước :
Phèn nhôm : Al2(SO4)3 .K2SO4 . 24H2O
Phèn sắt : Fe2(SO4)3 .K2SO4 . 24H2O
Phèn crom : Cr2(SO4)3 .K2SO4 . 24H2O
Có thể thay K+ bằng NH4+ ta được phèn amoni :

Al2(SO4)3 .(NH4)2SO4 . 24H2O

O2
O2
H 2SO 4d
H 2O
IV. Điều chế : S 
H2SO4.n SO3 
→ SO2 
→ SO3 →
→ (n+1) H2SO4



Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×