Hệ thống kiến thức cơ bản hóa lớp 10 kỳ 2 chương 6

THÔNG TIN TÀI LIỆU

Thông tin cơ bản

Định dạng
Số trang	25
Dung lượng	408,67 KB

Nội dung

Hiđro sulfua axit sulfuhidric Tính chất vật lí Cấu tạo phân tử H2S - Hiđro sunfua (H2S) chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, tan nước - Khi tan nước tạo thành dung dịch axit yếu sunfuhiđric Tính chất hóa học - Dung dịch H2S có tính axit yếu (yếu axit cacbonic) nên không làm quỳ tím đổi màu - 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 loại muối hiđrosunfua sunfua) H2S + NaOH → NaHS + H2O H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O - Tác dụng với dung dịch muối tạo muối không tan axit: H2S + CuSO4 → CuS + H2SO4 - H2S có tính khử mạnh (vì S H2S có mức oxi hóa thấp - 2) + Tác dụng với oxi: 2H2S + O2 → 2H2O + 2S (thiếu oxi, phản ứng xảy nhiệt độ thấp) 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (dư oxi, phản ứng xảy nhiệt độ cao) + Tác dụng với chất oxi hóa khác: H2S + 4Br2 + 4H2O → H2SO4 + 8HBr H2S + 8HNO3 đặc → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O H2S + H2SO4 đặc → S + SO2 + 2H2O Điều chế Dùng axit mạnh đẩy H2S khỏi muối (trừ muối không tan axit): FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S Nhận biết - Mùi trứng thối - Làm đen dung dịch Pb(NO3)2 Cu(NO3)2 Pb(NO3) 2 + H2S → PbS + 2HNO3 Cu(NO3)2 + H2S → CuS + 2HNO3 - Làm màu dung dịch Brom, dung dịch KMnO4… Axit sunfuric loãng Axit sunfuric axit vô quan trọng hàng đầu đời sống sản xuất Cấu tạo phân tử H2SO4 Tính chất vật lí - H2SO4 chất lỏng, nhớt, nặng nước, khó bay tan vô hạn nước - H2SO4 đặc hút nước mạnh tỏa nhiều nhiệt nên khi pha loãng phải cho từ từ axit đặc vào nước mà không làm ngược lại gây bỏng H2SO4 có khả làm than hóa hợp chất hữu Tính chất hóa học H2SO4 loãng axit mạnh, có đầy đủ tính chất hóa học chung axit: - Làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ - Tác dụng với kim loại đứng trước H (trừ Pb) → muối sunfat (trong kim loại có hóa trị thấp) + H2 Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 Chú ý: nH2 = nH2SO4 mmuối = mkim loại + mH2SO4 - mH2 = mkim loại + 96nH2 - Tác dụng với oxit bazơ → muối (trong kim loại giữ nguyên hóa trị) + H2O FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O Chú ý: nH2SO4 = nH2O = nO (trong oxit) mmuối = moxit + mH2SO4 - mH2O = moxit + 98nH2SO4 - 18nH2O = moxit + 80nH2SO4 = moxit + 80n(O oxit) - Tác dụng với bazơ → muối + H2O H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (phản ứng H2SO 4 với Ba(OH)2 bazơ kết tủa tạo thành muối sunfat) Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O - Tác dụng với muối → muối (trong kim loại giữ nguyên hóa trị) + axit Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 H2SO4 + 2KHCO3 → K2SO4 + 2H2O + 2CO2 Chú ý: Thường dùng phương pháp tăng giảm khối lượng giải tập phản ứng axit sunfuric với muối Điều chế FeS2 S → SO2 → SO3 → H2SO4 Nhận biết - Làm đỏ giấy quỳ tím 2+ - Tạo kết tủa trắng với dung dịch Ba Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O BaSO4 (các muối sunfat dễ tan trừ BaSO4, PbSO4 SrSO4 không tan; CaSO4 Ag2SO4 tan) Ứng dụng Ứng dụng H2SO4 Axit sunfuric hóa chất hàng đầu nhiều ngành sản xuất: phẩm nhuộm, sơn, luyện kim, phân bón, chất dẻo, chất tẩy rửa… Axit sunfuric đặc H2SO4 đặc hút nước mạnh tỏa nhiều nhiệt nên khi pha loãng phải cho từ từ axit đặc vào nước mà không làm ngược lại gây bỏng H2SO4 có khả làm than hóa hợp chất hữu H2SO4 đặc axit mạnh - Làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ - Tác dụng với bazơ (trong kim loại có mức oxi hóa cao nhất) tạo thành muối nước - Tác dụng với oxit bazơ (trong kim loại có mức oxi hóa cao nhất) tạo thành muối nước - Tác dụng với muối (trong kim loại có số oxi hóa cao nhất) tạo thành muối nước Tính oxi hóa mạnh Trong H2SO4, S có mức oxi hóa cao (+6) nên H2SO4 đặc nóng có tính oxi hóa mạnh a Tác dụng với kim loại - H2SO4 đặc phản ứng với hầu hết kim loại (trừ Au Pt) → muối kim loại có hóa trị cao + H2O + SO2 (S, H2S) +6 - Sản phẩm khử S +6 tùy thuộc vào độ mạnh kim loại: kim loại có tính khử mạnh S bị khử xuống mức oxi hóa thấp 2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 2H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2H2O 5H2SO4 + 4Zn → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O Chú ý: tập kim loại tác dụng với axit sunfuric đặc thường gặp tạo khí SO2, giải thường vận dụng bảo toàn e bảo toàn nguyên tố: ne = nkim loại.hóa trịkim loại = 2nSO2 nH2SO4 phản ứng = 2nSO2 mmuối = mkim loại + 96nSO2 - H2SO4 đặc nguội thụ động với Al, Fe Cr b Tác dụng với phi kim → oxit phi kim + H2O + SO2 0 S + 2H2SO4 → 3SO2 + 2H2O (t ) 0 C + 2H2SO4 → CO2 + 2H2O + 2SO2 (t ) 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O c Tác dụng với chất khử khác 2H2SO4 + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O 2FeO + 4H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O Chú ý: Axit sunfuric đặc có khả hấp thụ SO3 tạo thành oleum có công thức tổng quát H2SO4.nSO3 Lí thuyết oxi, lưu huỳnh hợp chất chúng I KHÁI QUÁT VỀ NHÓM OXI, LƯU HUỲNH - Nhóm VIA gồm ngu tố: O, S, Se Te, Po + O nguyên tố phổ biến trái đất + S có nhiều lòng đất + Se chất bán dẫn màu nâu đỏ + Te chất rắn, màu xám, thuộc loại nguyên tố + Po nguyên tố kim loại có tính phóng xạ 2 4 - Cấu hình e lớp cùng: ns np Cấu hình e lớp - O hợp chất thường có mức oxi hóa -2 S, Se, Te mức oxi hóa -2 liên kết với nguyên tố có độ âm điện lớn có số oxi hóa +4; +6 - Các nguyên tố nhóm oxi nguyên tố phi kim mạnh (trừ Po), chúng có tính oxi hóa mạnh tính oxi hóa giảm dần từ O đến Te - Hợp chất với H2 (H2X) chất khí, mùi khó chịu độc hại Dung dịch nước chúng có tính axit yếu - Hợp chất hidroxit (H2XO4) axit - Hay gặp nhóm O, S hợp chất chúng Cụ thể chúng sau: II OXI, OZON VÀ HIĐRO PEOXIT Oxi a Tính chất vật lí Là chất khí không màu, không mùi, nặng không khí Ít tan nước b Tính chất hóa học Là phi kim hoạt động (do có độ âm điện lớn 3,44 F) * Tác dụng với kim loại Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Ag, Au Pt) → oxit Các phản ứng thường xảy nhiệt độ cao 2Mg + O2 → 2MgO 3Fe + 2O2 → Fe3O4 (thường tạo hỗn hợp chất rắn) * Tác dụng với phi kim - Oxi phản ứng với hầu hết phi kim (trừ halogen) tạo thành oxit axit oxit không tạo muối - Các phản ứng thường xảy nhiệt độ cao S + O2 → SO2 C + O2 → CO2 2C + O2 → 2CO 0 N2 + O2 → 2NO (3000 C, có tia lửa điện) * Tác dụng với hợp chất có tính khử 2CO + O2 → 2CO2 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 c Ứng dụng Ứng dụng oxi - Có vai trò định sống người động vật Oxi thiếu trình hô hấp - Oxi dùng nhiều công nghiệp hóa chất, luyện thép, y khoa, hàn cắt kim loại 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 nước nhiều oxi b Tính chất hóa học Có tính oxi hóa mạnh oxi: O3 + 2KI + H2O → 2KOH + I2 + O2 2Ag + O3 → Ag2O + O2 (phản ứng xảy nhiệt độ thường) c Ứng dụng Ứng dụng O3 - Lượng nhỏ ozon không khí có tác dụng làm cho không khí lành - Trong thương mại dùng để tẩy trắng loại tinh bột, dầu ăn nhiều chất khác - Trong đời sống dùng để khử trùng nước ăn, khử mùi, bảo quản hoa - Trong y khoa dùng chữa sâu Điều chế oxi ozon - Điều chế oxi: + Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân 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 - Điều chế ozon: phóng điện qua bình đựng khí oxi 3O2 ↔ 2O3 (tia lửa điện) Hiđro peoxit - Là chất lỏng không màu, nặng nước tan nước theo tỉ lệ - Công thức phân tử H2O2 có cấu tạo dạng H - O - O - H - Trong H2O2, O có số oxi hóa -1 mức trung gian -2 nên H2O2 có tính khử tính oxi hóa - Là hợp chất bền, dễ bị phân hủy Phản ứng phân hủy H2O2 tỏa nhiều nhiệt xảy nhanh có mặt xúc tác MnO2: 2H2O2 → 2H2O + O2 a H2O2 chất oxi hóa H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O H2O2 + 2KI → I2 + 2KOH b H2O2 chất khử Ag2O + H2O2 → 2Ag + H2O + O2 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5SO2 + K2SO4 + 8H2O III LƯU HUỲNH VÀ HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH Lưu huỳnh a Tính chất vật lí Là chất bột màu vàng, không tan nước S có 6e lớp → dễ nhận 2e thể tính oxi hóa mạnh Tính oxi hóa S yếu so với O b Tính chất hóa học Các mức oxi hóa có S: -2, 0, +4, +6 Ngoài tính oxi hóa, S có tính khử * Tính oxi hóa - Tác dụng với hiđro: 0 H2 + S → H2S (350 C) - Tác dụng với kim loại + S tác dụng với nhiều kim loại → muối sunfua (trong kim loại thường đạt đến hóa trị thấp) + Hầu hết phản ứng xảy nhiệt độ cao 2Na + S → Na2S Hg + S → HgS (phản ứng xảy nhiệt độ thường nên thường dùng S khử độc Hg) - Muối sunfua chia thành loại: + Loại Tan nước gồm Na2S, K2S, CaS BaS, (NH4)2S + Loại Không tan nước tan axit mạnh gồm FeS, ZnS + Loại Không tan nước không tan 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 dùng để nhận biết gốc sunfua * Tính khử - Tác dụng với oxi: 0 S + O2 → SO2 (t ) - Tác dụng với chất có tính oxi hóa mạnh 0 S + 2H2SO4 đặc → 3SO2 + 2H2O (t ) 0 S + 4HNO3 đặc → 2H2O + 4NO2 + SO2 (t ) c Ứng dụng Ứng dụng 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 chất diệt nấm nông nghiệp Hiđro sunfua axit sunfuhiđric Cấu tạo phân tử H2S a Tính chất vật lí - Hiđro sunfua (H2S) chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, tan nước - Khi tan nước tạo thành dung dịch axit yếu sunfuhiđric b Tính chất hóa học - Dung dịch H2S có tính axit yếu (yếu 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 loại muối hiđrosunfua sunfua) H2S + NaOH → NaHS + H2O H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O - Tác dụng với dung dịch muối tạo muối không tan axit: H2S + CuSO4 → CuS + H2SO4 - H2S có tính khử mạnh (vì S H2S có mức oxi hóa thấp - 2) + Tác dụng với oxi 2H2S + O2 → 2H2O + 2S (thiếu oxi, phản ứng xảy nhiệt độ thấp) 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (dư oxi, phản ứng xảy nhiệt độ cao) + Tác dụng với 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 khỏi muối (trừ muối không tan axit): FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S d Nhận biết - Mùi trứng thối - Làm đen dung dịch Pb(NO3)2 Cu(NO3)2 Pb(NO3) 2 + H2S → PbS + 2HNO3 Cu(NO3)2 + H2S → CuS + 2HNO3 - Làm màu dung dịch Brom, dung dịch KMnO4… Lưu huỳnh đioxit - SO2 (khí sunfurơ, lưu huỳnh (IV) oxit, anhiđrit sunfurơ) a Tính chất vật lí Là chất khí không màu, nặng không khí, mùi hắc, độc, tan tác dụng với nước b Tính chất hóa học * SO2 oxit axit - Tác dụng với nước: SO2 + H2O ↔ H2SO3 - Tác dụng với dung dịch bazơ (có thể tạo thành loại muối sunfit hiđrosunfit) SO2 + NaOH → NaHSO3 SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O - Tác dụng với oxit bazơ → muối: 0 SO2 + CaO → CaSO3 (t ) * SO2 vừa chất khử, vừa chất oxi hóa (do S SO2 có mức oxi hóa trung gian +4) - SO2 chất oxi hóa: SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O - SO2 chất khử: 0 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (V2O5, 450 C) Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr c Điều chế - Đốt cháy lưu huỳnh: 0 S + O2 → SO2 (t ) - Đốt cháy H2S 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 Na2SO3 với dung dịch H2SO4: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + H2O d Nhận biết - Làm quỳ tím ẩm chuyển thành màu đỏ - Làm 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 ứng dụng trên, SO2 chất gây ô nhiễm môi trường Nó nguyên nhân gây tượng mưa axit Axit sunfuric Lưu huỳnh trioxit a Tính chất vật lí - SO3 chất lỏng, hút nước mạnh chuyển thành H2SO4 oleum: H2SO4.nSO3 - H2SO4 chất lỏng, nhớt, nặng nước, khó bay tan vô hạn nước - H2SO4 đặc hút nước mạnh tỏa nhiều nhiệt nên khi pha loãng phải cho từ từ axit đặc vào nước mà không làm ngược lại gây bỏng H2SO4 có khả làm than hóa hợp chất hữu Nguy hại pha loãng H2SO4 đặc không cách b Tính chất hóa học - H2SO4 loãng axit mạnh + Làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ + Tác dụng với kim loại đứng trước H (trừ Pb) → muối sunfat (trong kim loại có hóa trị thấp) H2 Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 + Tác dụng với oxit bazơ → muối (trong 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 H2SO 4 với Ba(OH)2 bazơ kết tủa tạo thành muối sunfat) Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O + Tác dụng với muối → muối (trong kim loại giữ nguyên hóa trị) + axit Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 H2SO4 + 2KHCO3 → K2SO4 + 2H2O + 2CO2 - H2SO4 đặc chất oxi hóa mạnh axit mạnh Nó có tính háo nước: + H2SO4 đặc axit mạnh: làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ; tác dụng với bazơ, oxit bazơ với muối (trong kim loại có hóa trị cao nhất) tương tự H2SO4 loãng + Trong H2SO4, S có mức oxi hóa cao (+6) nên H2SO4 đặc nóng có tính oxi hóa mạnh * Tác dụng với kim loại: + H2SO4 đặc phản ứng với hầu hết kim loại (trừ Au Pt) → muối kim loại có hóa trị cao + H2O + SO2 (S, H2S) +6 + Sản phẩm khử S xuống mức oxi hóa thấp +6 tùy thuộc vào độ mạnh kim loại: kim loại có tính khử mạnh S bị khử 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 Cr * Tác dụng với phi kim → oxit phi kim + H2O + SO2 0 S + 2H2SO4 → 3SO2 + 2H2O (t ) 0 C + 2H2SO4 → CO2 + 2H2O + 2SO2 (t ) 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O * Tác dụng với chất khử khác 2H2SO4 + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O 2FeO + 4H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O c Điều chế FeS2 S → SO2 → SO3 → H2SO4 Sơ đồ sản xuất H2SO4 d Nhận biết - Làm đỏ giấy quỳ tím 2+ - Tạo kết tủa trắng với dung dịch Ba Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O (các muối sunfat dễ tan trừ BaSO4, PbSO4 SrSO4 không tan; CaSO4 Ag2SO4 tan) e Ứng dụng Ứng dụng H2SO4 Axit sunfuric hóa chất hàng đầu nhiều ngành sản xuất: phẩm nhuộm, sơn, luyện kim, phân bón, chất dẻo, chất tẩy rửa… Hiđro sulfua axit sulfuhidric Lưu huỳnh có tên quốc tế sunfu Tính chất vật lí Là chất bột màu vàng, không tan nước S có 6e lớp → dễ nhận 2e thể tính oxi hóa mạnh Tính oxi hóa S yếu so với O Các dụng thù hình lưu huỳnh Tính chất hóa học - S có 6e lớp nên dễ nhận thêm 2e thể tính oxi hoá mạnh: 2- S + 2e → S - Các mức oxi hóa có S: -2, 0, +4, +6 Ngoài tính oxi hóa, S có tính khử a Tính oxi hóa - Tác dụng với hiđro: 0 H2 + S → H2S (350 C) - Tác dụng với kim loại: + S tác dụng với nhiều kim loại → muối sunfua (trong kim loại thường đạt đến hóa trị thấp) + Hầu hết phản ứng xảy nhiệt độ cao 2Na + S → Na2S Hg + S → HgS (phản ứng xảy nhiệt độ thường nên thường dùng S khử độc Hg) - Muối sunfua chia thành loại: + Loại Tan nước gồm Na2S, K2S, CaS BaS, (NH4)2S + Loại Không tan nước tan axit mạnh gồm FeS, ZnS + Loại Không tan nước không tan 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 dùng để nhận biết gốc sunfua b Tính khử - Tác dụng với oxi: 0 S + O2 → SO2 (t ) - Tác dụng với chất có tính oxi hóa mạnh: 0 S + 2H2SO4 đặc → 3SO2 + 2H2O (t ) 0 S + 4HNO3 đặc → 2H2O + 4NO2 + SO2 (t ) Ứng dụng Ứng dụng 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 chất diệt nấm nông nghiệp… Lưu huỳnh đioxit Lưu huỳnh đioxit (SO2) gọi (sunfu đioxit, khí sunfurơ, lưu huỳnh (IV) oxit, sufu (IV) oxit, anhiđrit sunfurơ) Mô hình phân tử H2S Tính chất vật lí Là chất khí không màu, nặng không khí, mùi hắc, độc, tan tác dụng với nước Tính chất hóa học a SO2 oxit axit - Tác dụng với nước: SO2 + H2O ↔ H2SO3 - Tác dụng với dung dịch bazơ (có thể tạo thành loại muối sunfit hiđrosunfit): SO2 + NaOH → NaHSO3 SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O Để xác định muối tạo trình phản ứng phải tính tỉ lệ số mol chất tham gia phản ứng - Tác dụng với oxit bazơ → muối: 0 SO2 + CaO → CaSO3 (t ) b SO2 vừa chất khử, vừa chất oxi hóa SO2 vừa có tính khử, vừa có tính oxi hoá S SO2 có mức oxi hóa trung gian +4 * SO2 chất oxi hóa: SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O * SO2 chất khử: 0 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (V2O5, 450 C) Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr Điều chế - Đốt cháy lưu huỳnh: 0 S + O2 → SO2 (t ) - Đốt cháy H2S 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 Na2SO3 với dung dịch H2SO4: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + H2O 4 Nhận biết - Làm quỳ tím ẩm chuyển thành màu đỏ - Làm màu dung dịch nước brom, dung dịch thuốc tím… SO2 + 2H2O + Br2 → 2HBr + H2SO4 Ứng dụng - Sản xuất axit sunfuric - Tẩy trắng giấy, bột giấy - Chống nấm mốc cho lương thực, thực phẩm Ngoài ứng dụng trên, SO2 chất gây ô nhiễm môi trường Nó nguyên nhân gây tượng mưa axit Oxi Ozon I OXI Cấu tạo phân tử O2 Tính chất vật lí Là chất khí không màu, không mùi, nặng không khí Ít tan nước Tính chất hóa học Là phi kim hoạt động (do có độ âm điện lớn 3,44 F) a Tác dụng với kim loại Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Ag, Au Pt) → oxit Các phản ứng thường xảy nhiệt độ cao 2Mg + O2 → 2MgO 3Fe + 2O2 → Fe3O4 (thường tạo hỗn hợp chất rắn) b Tác dụng với phi kim - Oxi phản ứng với hầu hết phi kim (trừ halogen) tạo thành oxit axit oxit không tạo muối - Các phản ứng thường xảy nhiệt độ cao S + O2 → SO2 C + O2 → CO2 2C + O2 → 2CO 0 N2 + O2 → 2NO (3000 C, có tia lửa điện) c Tác dụng với hợp chất có tính khử 2CO + O2 → 2CO2 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 Ứng dụng Ứng dụng oxi - Có vai trò định sống người động vật Oxi thiếu trình hô hấp - Oxi dùng nhiều công nghiệp hóa chất, luyện thép, y khoa, hàn cắt kim loại Điều chế a Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân hợp chất giàu oxi 2KClO3 → 2KCl + 3O2 (MnO2) 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 2KNO3 → 2KNO2 + O2 2H2O2 → 2H2O + O2 (MnO2) b Trong công nghiệp - Điện phân nước: 2H2O → 2H2 + O2 (H2SO4, NaOH, NaCl ) - Chưng cất phân đoạn không khí lỏng II OZON Cấu tạo phân tử O3 Tính chất vật lí Là chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt Khi hóa lỏng có màu xanh đậm Tan nước nhiều oxi 2 Tính chất hóa học - Có tính oxi hóa mạnh Oxi: O3 + 2KI + H2O → 2KOH + I2 + O2 2Ag + O3 → Ag2O + O2 (phản ứng xảy nhiệt độ thường) Ứng dụng Ứng dụng O3 - Lượng nhỏ ozon không khí có tác dụng làm cho không khí lành - Trong thương mại dùng để tẩy trắng loại tinh bột, dầu ăn nhiều chất khác - Trong đời sống dùng để khử trùng nước ăn, khử mùi, bảo quản hoa - Trong y khoa dùng chữa sâu Điều chế Phóng điện qua bình đựng khí oxi 3O2 ↔ 2O3 (tia lửa điện) ... 2H 2 O - SO 2 chất khử: 0 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO3 (V 2 O5, 450 C) Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O → H 2 SO4 + 2HCl 5SO 2 + 2KMnO4 + 2H 2 O → 2MnSO4 + K 2 SO4 + 2H 2 SO4 SO 2 + Br 2 + 2H 2 O... hủy H 2 O 2 tỏa nhiều nhiệt xảy nhanh có mặt xúc tác MnO 2 : 2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 a H2O2 chất oxi hóa H 2 O 2 + KNO 2 → KNO3 + H 2 O H 2 O 2 + 2KI → I 2 + 2KOH b H2O2 chất khử Ag 2 O... Oxi 2KClO3 → 2KCl + 3O 2 (MnO 2 ) 2KMnO4 → K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 2KNO3 → 2KNO 2 + O 2 2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 (MnO 2 ) + Trong công nghiệp: * Điện phân nước: 2H 2 O → 2H 2 + O 2

Ngày đăng: 15/07/2017, 23:12

Xem thêm