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

Lý thuyết hóa học 10 chương 6: Oxi Lưu huỳnh và hợp chất. Lý thuyết hóa học 10 chương 6: Oxi Lưu huỳnh và hợp chất. Lý thuyết hóa học 10 chương 6: Oxi Lưu huỳnh và hợp chất. 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 np2 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    + → Fe O

0

t 2

 2Cu    O    + → 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)

2000 C0

 N     O    + → 2NO

 4P    5O    + 2  → 2P O2 5

Chú ý : * Trong môi trường H+ , oxi oxihóa được I − thành I2

O   2 H SO 4KI     + + → 2I      2H O  2K SO + +

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)

0

t

O   H O 2KI     + + → I      O   2KOH + + ( Oxi không oxh được KI trong mt trung tính )

Ag + O 3→ Ag 2 O (đen) + O 2 ( Oxi không oxh được Ag ở đk thường )

2 Tác dụng với hợp chất

a) Tác dụng với hợp chất sun fua

t0

4FeS   11O    + → 2Fe O   8SO +

2 1 2 t0 2

H S  O    S  H O

2 + → +

2 3 2 t0 2 2

H S  O  du  SO   H O

2

b) Tác dụng với Fe(OH) 2

4Fe(OH)   O   2H O 2 + 2+ 2  → 4Fe(OH)3↓ ( đỏ nâu )

4Fe(OH)   O   2 + 2  → 2Fe O2 3 + 4H O2

c) Tác dụng với oxit

2CO  O    + → 2CO

t0

2NO  O    + → 2NO

t0

6FeO  O    + → 2Fe O

t0

2SO   O    + → 2SO

d) Tác dụng với hợp chất hữu cơ

IV Điều chế :

2KClO     → 2KCl + 3O

t0

2KMnO    → K MnO + MnO + 3O

t0

2NaNO    → 2NaNO + O 2HgO   t→ 2Hg + O2

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)

* Điện phân nước : 2H O  2 →dp 2H + O2 2

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

32S 33S 34S 36S

* 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 )

S 2e   +  → S2−

1 Tác dụng với đơn chất

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

Fe  S   + →t 0 FeS

t0

2 3

2Al  3S   + → Al S

t0

2

2Cu  S   + → Cu S

Chú ý : Hg , Cu , Ag kết hợp với S rất dễ dàng ở đk thường

b )Tác dụng với phi kim ( trừ N 2 , I 2 ) :

300 C0

S + O    → SO

S + H   2 t→ H S2 ( mùi trứng thối )

5S + 2P   t→ P S2 5

2S + C   t→ CS2

Chú ý:

Với các halogen thì jưu huỳnh tạo thành nhiều hợp chất có số o xihóa từ +1 đến +6( S2Cl2 , 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

t0

3S 2KClO     + → 3SO   + 2KCl

t0

S 2H SO  dac   + → 3SO   + 2H O

t0

S 6HNO  dac  + → H SO   + 6NO + 2H O

t0

S 2HNO    + → H SO   + 2NO

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

t0

3S 6NaOH + → 2Na S  + Na SO + 3H O

c )Tác dụng với muối sunfua , muối sunfit tạo hợp chất poli sun fua và thio sun fat

( n 1 S Na S dac  − ) + 2  → Na S2 n poli sunfua

S Na SO    + 2 3  → Na S O   2 2 3 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 : H

* Có cấu tạo phân tử gẫy góc :

S H

* Góc HSH bằng 920 , độ dài liên kết H- S bằng 1,33A0

* Số oxihoa của S là -2

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 S 2NaOH  2 +  → Na S  2H O2 + 2

H S NaOH  2 +  → NaHS  H O + 2

H S 2NH  2 + 3  → (NH ) S4 2

H S Pb(NO )   2 + 3 2 → PbS  2HNO + 3

H 2 S + CuSO 4 → CuS + H 2 SO 4

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 S SO    +  → 3S  2H O + H2S + 3H2SO4 đ → 4SO2 + 4H2O

H S 2FeCl    +  → 2FeCl +S ↓ +  2HCl 3H2S + 8HNO3 → 3H2SO4 + 8NO + 4H2O

H S 3CuO   +  → 3Cu + SO +  H O H2S + NaClO → S + NaCl + H2O

H S Cl    +  → + S  2HCl 3H2S + 2KMnO4 → 3S + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O

5H S 2KMnO + + H SO    → 2MnSO +5S K SO    8H O + +

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 S 5Ag O    + +  → 2Ag S ↓ +  2H O

đen

3 ion sun fua cũng có tính khử mạnh :

5Na S 8KMnO + + 12H SO    → 8MnSO + 5Na SO   4K SO   1 2H O + +

4 Muối sunfua của KLK , KLKT , NH4+ tan và thủy phân mạnh

BaS 2H O   +  → Ba(OH) +  H S ↑

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 CuS , Ag2S , PbS , HgS ,

Bi2S3 …

Màu trắng Màu vàng Màu da cam Màu hồng nhạt Màu đen

IV Điều chế : FeS + HCl → FeCl2 + H2S

B LƯU HUỲNH ĐI OXIT - LƯU HUỲNH TRI OXIT

I Lưu hùynh đi oxit ( SO 2 )

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 :

SO   H O   + ¬    →    H SO

SO   2NaOH   +  →    Na SO + H O

SO   NaOH   +  → NaHSO + H O

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     NO +  →    SO + NO SO2 + O2 → SO3

SO     2H O Br + +  →    H SO + 2HBr SO2 + Cl2 → SO2Cl2

5SO   2KMnO + +   2H O  →    K SO + 2MnSO + 2H SO

SO   2FeCl + +   2H O  →    2FeCl + H SO + 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  2CO  + → ↓ S  + 2CO

SO  6HI  +  → H S  + 3I ↑ + 2H O

SO  2H +  → S  + 2H O

4 Điều chế :

a)Trong phòng thí nghiệm

t

Na SO + H SO    → Na SO +SO + H O

b) Trong công nghiệp

* Đốt cháy S

* Đốt quặng pirit t0

4FeS   11O    + → 2Fe O   8SO +

II Lưu hùynh tri oxit ( SO 3 )

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 H2 O , bazơ , oxit bazơ

SO   H O     3 + 2  → H SO 2 4

SO 3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

b) Tính o xi hóa mạnh :

SO   2KI    3 +  → K SO + I2 3 2

3SO   2NH    3 + 3  → N + 3SO + 3H O2 2 2

SO   3H S    3 + 2  → 4S + 3H O2

Chú ý : SO 3 tan vào H 2 SO 4 đặc tạo oleum H 2 SO 4 nSO 3

SO 3 + H 2 SO 4 đặc → H 2 SO 4 nSO 3

2SO     O + →−    SO

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 SO   O (kk)    2 3 + 2  → 2H SO2 4

H SO   I + H O    2 3 + 2 2  → H SO2 4 + 2HI

H 2 SO 3 + KMnO 4→ H 2 SO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

b) Tính oxihóa : Phản ứng với các chất khử mạnh như H2S , HI …tạo thành H2S hoặc S

H SO   2H S     +  → 3S + 3H O ↓

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

Na SO2 3 + 2HCl  t→ 2NaCl + SO2+ H O2

3 Muối sunfit của kim loại hoạt động khi đun nóng bị phân hủy :

4Na SO  2 3t→ 3Na SO2 4 + Na S2

4 Muối sunfit là chất khử điển hình :

NaHSO3+ NaClO   → NaHSO4+ NaCl

3Na SO2 3+ K Cr O   4H SO2 2 7+ 2 4 → 3Na SO2 4 + K SO2 4 + Cr (SO )2 4 3+ 4H O2

Na SO2 3+ Cl   H O2+ 2  → Na SO2 4 + 2HCl

5 Đun dung dịch muối sunfit với S , cho pư cộng tạo thành thiosunfat

Na SO2 3 +  S t→ Na S O2 2 3

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 H 2 SO 4 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 H 2 SO 4 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 + H 2 SO 4 đặc = H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O

*) 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 SO d 2 4

C H O   → 12C + 11H O

Sau đó : C  2H SO d + 2 4  → CO2↑ + 2SO2 ↑ + 2H O2

Cu SO 4 5H 2 O → Cu SO 4 + 5H 2 O

xanh 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

IV Điều chế : S →O 2 SO2 →O2 SO3 →H SO d2 4 H2SO4.n SO3H O2 → (n+1) H2SO4