Giáo án Hóa học 10 - Chương 6: Oxi – lưu huỳnh

HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 1 
 CHƢƠNG 6 OXI – LƯU HUỲNH 
 I. Các đặc điểm của nhóm VIA (cancogen): 
Nguyên tố: O S Se Te Po (p/xạ) 
Độ âm điện: 3,5 2,6 2,5 2,1 2,0 
Số Z : 8 16 34 52 84 
Màu sắc : Không màu Vàng Đỏ, xám Trắng bạc / 
CHe ng/cùng: 2s
2
2p
4
 3s
2
3p
4
 4s
2
4p
4
 5s
2
5p
4
ns2np4 
Tính phi kim: Giảm dần 
HC hydrua: H2O H2S H2Se H2Te 
Số oxi hoá: 
  Oxi có số oxi hoá dương (+1, +2) trong hợp chất với flo: 
+2
2O F , 
+1
2 2O F 
 Oxi có số oxi hoá âm trong tất cả các hợp chất với nguyên tố khác 
1 1
2, 1, ,
2 3
  
  
 
: SO2, H2O, H2O2 , KO2 , KO3. 
  Lưu huỳnh, selen có số oxi hoá âm (-2, -1): FeS , FeS2. 
 Lưu huỳnh, selen có số oxi hoá dương (+1, +2, +4, +6): S2O, SO (không bền), 
SO2 và SO3. 
Liên kết hoá học: 
  Liên kết ion: CaO, Na2S, . 
  Liên kết cộng hoá trị: H2O, H2S, CS2,  
-2 -2 -1 -1/2 -1/3 
-2 -1 
+1 +2 
+4 +6 
-2 
- Tính acid tăng dần. 
- Tính bền giảm dần. 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 2 
OXY 
 I. Cấu tạo, trạng thái tự nhiên: (CH e) 1s22s22p4. 
- Vị trí: ô số 8, nhóm VIA, chu kỳ 2. 
- Đồng vị: 
16
8O (99,759%) ; 
17
8O (0,037%) và 
18
8O (0,204%) 
- Liên kết hoá học của O2: O O hoặc O O (LK cộng hoá trị không cực) 
- Trạng thái tự nhiên: sản phẩm của quang hợp 
a's'
2 2 6 12 6 26CO + 6H O C H O + 6O  
 II. Lý tính: 
- Khí không màu, không mùi, nặng hơn không khí, ít tan trong nƣớc. 
- O2 lỏng có màu xanh da trời. 
- O2 lỏng và rắn bị nam châm hút (nhiễm từ). 
 III. Hoá tính: PK hoạt động mạnh, tính oxi hoá mạnh. 
 1. Tác dụng với kim loại: (-Ag, Au, Pt) 
0t
 oxid. 
0t
2 2 n4M + nO 2M O 
Thí dụ: 4Na + O2 
0t
 2Na2O ; 3Fe + 2O2 
0t
 Fe3O4 
 2Cu + O2 
0t
 2CuO 
 2. Tác dụng với phi kim: (-halogen) 
Thí dụ: P4 + 5O2  2P2O5 ; S + O2 
0t
 SO2 ; 
 N2 + O2 2NO ; C + O2 
0t
 CO2 
3000
0
C 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 3 
 3. Tác dụng với hợp chất: 
Thí dụ: C2H5OH + 3O2 
0t
 2CO2 + 3H2O 
 HC  CH + 
5
2 O2 
0t
 2CO2 + H2O  1305H kJ   
 2NO + O2  2NO2 
 O2 + 4H
+
 + 4I
-
  2I2 + 2H2O 
 2SO2 + O2 2SO3 
 Chú ý: 
 2H2S + O2 (Thiếu) 
0t
 2S + 2H2O 
 2H2S + 3O2 (Dư) 
0t
 2SO2 + 2H2O 
 IV. Điều chế: 
 1. Trong phòng thí nghiệm: KMnO4, KClO3, H2O2, NaNO3,  
Thí dụ: 2KMnO4 
0t
 K2MnO4 + MnO2 + O2 
 2KClO3 
0
2,t MnO xt 2KCl + 3O2 
 2H2O2 
2MnO 2H2O + O2 
 NaNO3 
0t
 NaNO2 + ½ O2 
 2. Trong công nghiệp: 
- Từ không khí: Chưng cất phân đoạn thu O2. 
- Từ nƣớc: 2H2O 
Dp
 2H2 + O2. 
 V. Ứng dụng: HS xem SGK Hoá 10, Nâng cao tr.160. 
V2O5 
450
0
C 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 4 
OZONE 
 I. Cấu tạo O3: 
- Gồm 2 liên kết O – O đồng nhất, tạo thành góc 116,50. 
- CT electron: 
 II. Tính chất: 
 1. Lý tính: Chất khí, mùi xốc đặc trƣng, màu xanh nhạt, tan trong nƣớc nhiều hơn 
O2 (do O3 có cực) 
 2. Hoá tính: Chất oxi hoá mạnh > O2 (do O3 kém bền): 
 a. Tác dụng hầu hết kim loại (-Au, Pt): 
Thí dụ: 2Ag + O3  Ag2O + O2 (Pứ chứng minh tính oxh O3 > O2) 
 2Al + O3  Al2O3 
 b. Tác dụng với dd KI (Pứ nhận biết O3): 
 2KI + O3 + H2O  I2 + 2KOH + O2 
 3. Điều chế: 
Trên tầng cao của khí quyển cách mặt đất 20-30km, O3 đƣợc tạo thành do tia cực tím 
(UV) hoặc tia lửa điện: 
2 33 2
UV
O O 
 III. Ứng dụng: SGK Hoá học 10, Nâng cao tr.164 
-1 0 0 -2 0 
Nhận biết I2 bằng 
hồ tinh bột (hoá 
xanh) 
Quỳ tím 
hoá xanh 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 5 
HYDRO PEROXIDE 
 I. Cấu tạo: 
-1
2 2H O 
 Liên kết hoá học: cộng hoá trị phân cực (lệch về phía O). 
 II. Tính chất: 
 1. Lý tính: Chất lỏng không màu, nặng hơn nƣớc, tan vô hạn trong nƣớc. 
 2. Hoá tính: Kém bền, vừa là chất khử vừa là chất oxi hoá: 
 a. Phản ứng phân huỷ: 
2MnO xt
2 2 2 22H O 2H O + O  
 b. Tính oxi hoá: 
Thí dụ: 2 2 2 3 2H O + KNO KNO + H O 
 2 2 2H O + 2KI I + 2KOH 
 c. Tính khử: 
Thí dụ: 2 2 2 2 2Ag O + H O 2Ag + H O + O 
 2 2 4 2 4 4 2 4 2 25H O + 2KMnO + 3H SO 2MnSO + K SO + 5O + 8H O 
(Làm mất màu thuốc tím) 
 III. Ứng dụng: SGK Hoá học 10, Nâng cao tr.165 
-1 -2 
-1 -2 
-1 
-1 
0 
0 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 6 
LƯU HUỲNH 
 I. Cấu tạo nguyên tử, phân tử: 
- Vị trí: ô 16, nhóm VIA, chu kỳ 3 (1s
22s22p63s23p4) 
- Đồng vị: 
32
16 S (95,0%) ; 
33
16 S (0,76%) ; 
34
16 S (4,22%) ; 
36
16 S (0,014%) 
 II. Lý tính: 
 1. Lưu huỳnh có hai dạng thù hình: 
 (tà phƣơng – rhombic) S S (đơn tà) 
 D: 2,07 1,96 (g/cm
3
) 
 2. Ảnh hưởng của nhiệt độ đối với cấu tạo phân tử và lý tính: 
(Không học, HS đọc thêm trong SGK Hoá 10, NC tr.169) 
 III. Hoá tính: 
 -2 0 +4 +6 
 1. Tác dụng với KL và hydro: 
0t
2 nM + S M S 
Thí dụ: Fe + S 
0t
 FeS; H2 + S 
0t
H2S ; Hg + S  HgS (t
0
 thƣờng) 
 2. Tác dụng với phi kim: O2, C, Cl2, F2,  
Thí dụ: S + O2 
0t
 SO2 ; S + 3F2 
0t
 SF6 (Sulfur hexafluoride) 
 3. Tác dụng với hợp chất có tính oxi hoá mạnh: H2SO4 đặc, HNO3 
Thí dụ: S + 2H2SO4 đặc 
0t
 3SO2 + 2H2O 
 S + 6HNO3 đặc 
0t
 H2SO4 + 6NO2 + 2H2O 
> 95,5
0
C 
< 95,5
0
C 
S 
Tính oxi hoá Tính khử 
+6 +4 
-2 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 7 
 IV. Sản xuất: 
 1. Khai thác từ lòng đất: 
Dùng hệ thống thiết bị nén nƣớc siêu nóng (1700C) vào mỏ S để đẩy S nóng chảy lên mặt 
đất. 
 2. Từ hợp chất có trong chất thải (SO2, H2S) 
 2H2S + O2 (thiếu) 
0t
 2S + 2H2O 
 2H2S + SO2  3S + 2H2O. 
* Câu hỏi thêm: Viết 1 PTHH chứng minh lƣu huỳnh vừa thể hiện tính khử, vừa thể 
hiện tính oxi hoá ? 
HYDRO SUNFUA (HYDROGEN SULFIDE) 
 I. Cấu tạo phân tử: 
- Lƣu huỳnh tạo với 2 nguyên tử H 2 liên kết cộng hoá trị, góc liên kết H-S-H là 92,20. 
 II. Lý tính: 
- Khí không màu, mùi trứng thối, rất độc (gây ngộ độc, chóng mặt, thậm chí tử vong). 
- Dễ bay hơi hơn so với H2O. 
- Độ tan trong nƣớc không lớn lắm. 
 III. Hoá tính: 
 1. Tính acid (dung dịch H2S): Là acid yếu hơn H2CO3 
Tác dụng với dd kiềm, tạo 2 muối: 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 8 
1 : 2
2 2 2H S + 2NaOH Na S + 2H O (Natri sulfur – muối trung hoà) 
1 : 1
2 2H S + NaOH NaHS + H O (Natri hydrosulfur – muối acid) 
Tác dụng với dung dịch muối carbonate của KL kiềm: 
 2 2 3 3H S + Na CO NaHCO + NaHS 
Đồ vật bằng Ag để lâu trong không khí bị đen xám vì: 
2 2 2 24Ag + 2H S + O 2Ag S + 2H O 
 (đen) 
 2. Tính khử mạnh: 
 a. Tác dụng với oxy: 
- Dung dịch H2S để lâu trong kk bị vẩn đục màu vàng, hoặc đốt trong đk thiếu O2 (pứ oxi 
hoá không hoàn toàn): 
 
0t
2 (dd) 22 thieu2H S + O 2S + 2H O  
- H2S cháy trong không khí ở nhiệt độ cao (pứ oxi hoá hoàn toàn): 
 
0t
2 (k) 2 222H S + 3O 2SO + 2H Odu  
(Ngọn lửa màu xanh nhạt) 
 b. Tác dụng với nƣớc clo: 
Thí dụ: 2 2 2 2 4H S + 4Cl + 4H O 8HCl + H SO 
 c. Tác dụng với các chất oxi hoá khác: 
Thí dụ: 
2 4 2 4 4 2 4 25H S + 2KMnO + 3H SO 5S + 2MnSO + K SO + 8H O  
(mất màu thuốc tím, dd bị vẩn đục vàng) 
2 3 2H S + 2FeCl 2FeCl + S + 2HCl  
-2 0 
-2 +4 
-2 +6 
-2 0 
-2 0 
-2 +1 0 0 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 9 
 IV. Trạng thái tự nhiên – Điều chế: 
 1. Trạng thái tự nhiên: 
- Có trong suối nƣớc nóng (lƣợng rất nhỏ). 
- Sinh ra từ núi lửa, protein thối rữa. 
 2. Điều chế: (trong phòng thí nghiệm) 
2 2FeS + 2HCl FeCl + H S  
 V. Các muối sulfur: 
- Muối sulfur của KL nhóm IA, IIA (trừ Be): tan trong nƣớc 
- Muối sulfur của ZnS, FeS, : không tan trong nƣớc 
- Muối sulfur của KL nặng: Ag2S, CuS, PbS, : không tan trong nƣớc và dd acid loãng. 
 * Màu sắc:  CdS, SnS2, As2S3 : màu vàng 
  PbS, CuS, Ag2S, HgS,  : màu đen. 
  MnS : màu hồng. 
HỢP CHẤT CÓ OXI CỦA LƯU HUỲNH 
 A. LƯU HUỲNH DIOXIDE (Khí sulfurơ, anhydrid sulfurơ) 
 I. Cấu tạo phân tử: 
 Liên kết hoá học: cộng hoá trị phân cực  Phân tử SO2 phân cực. 
 II. Lý tính: 
- Khí không màu, mùi hắc, rất xốc, độc: gây ho, gây viêm đƣờng hô hấp. 
- Tan tốt trong nƣớc tạo thành H2SO3. 
tác dụng với HCl, 
H2SO4 loãng. 
- S ở trạng thái KT có 4e độc thân. 
- Góc lkết: 1190 
- Orbital S lai hoá kiểu sp2. 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 10 
 III. Hoá tính: 
 1. Là oxid acid: 
 SO2 + H2O H2SO3 (là aicd yếu không bền, mạnh hơn H2CO3 và H2S) 
1:1
2 3SO + NaOH NaHSO (natri hydrosulfit , natri bisulfit – muối acid). 
1:2
2 2 3 2SO + 2NaOH Na SO + H O (natri sulfit - muối trung hoà). 
 2. Vừa là chất khử, vừa là chất oxi hoá: 
+4
2S O là số oxh trung gian 
 a. Tính khử:  4 6  
 2 2 2 2 4SO + Br + 2H O 2HBr + H SO (làm mất màu nâu đỏ Br2). 
 2 22SO + O 32SO 
 2 4 2 2 4 4 2 45SO + 2KMnO + 2H O K SO + 2MnSO + 2H SO 
(làm mất màu dung dịch thuốc tím) 
  2 2 4 2 4 2 43SO + Fe SO + 2H O 2FeSO + 2H SO 
  2 2 2 7 2 4 2 4 2 4 233SO + K Cr O + H SO Cr SO + K SO + H O 
 b. Tính oxi hoá:  4 0  : 
 2 2 2SO + 2H S 3S + 2H O  
0t
2SO + 2Mg S + 2MgO  
 c. Phản ứng dị ly (tự oxh – khử): 
Khi cho SO2 tác dụng với hơi nƣớc ở 150
0
C, xảy ra phản ứng: 
0150 C
2 2 2 43SO + 2H O 2H SO + S 
V2O5 
450
0
C 
+4 +6 
+4 +6 
+4 
+4 
+4 
+4 0 
0 +4 
+4 0 +6 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 11 
 IV. Điều chế: 
- Trong PTN: 2 3 2 4 2 4 2 2Na SO + H SO Na SO + SO + H O  
- Trong công nghiệp: 
0t
2 2 2 3 24FeS +11O 2Fe O + 8SO  
0t
2 2S + O SO 
 B. LƯU HUỲNH TRIOXIDE (Anhydrid sulfuric) 
 I. Cấu tạo phân tử: 
 Liên kết hoá học của S – O: phân cực 
 Phân tử SO3 không phân cực (do cấu trúc đối xứng). 
 II. Lý tính: 
- Khí không màu, hoá rắn ở 16,80C (dạng ), ở 32,50C (dạng ), ở 62,20C (dạng ) 
- Tan trong nƣớc và trong dd H2SO4 tan vô hạn. 
 III. Hoá tính: 
 Là một oxid acid: 
 3 2 2 4SO + H O H SO  ΔH = -89,2 kJ 
 Phản ứng toả rất nhiều nhiệt, làm nước sôi nhanh chóng. 
 3 4SO + CaO CaSO 
 3 2 4 2SO + 2NaOH Na SO + H O 
 IV. Điều chế: Oxi hoá SO2 2SO2 + O2 2SO3 
- S ở trạng thái KT có 6e độc thân. 
- Góc liên kết bằng nhau: 1200 
- Orbital S lai hoá kiểu sp2. 
V2O5 
450
0
C 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 12 
 C. ACID SULFURIC 
 I. Cấu tạo phân tử: 
- Trong phân tử H2SO4, S có hoá trị VI và có số oxh cực đại là +6. 
 II. Lý tính: 
- H2SO4 nguyên chất là chất lỏng sánh nhƣ dầu, không màu, không mùi, không bay hơi 
- Nhiệt độ sôi 
0
st phụ thuộc vào nồng độ: dd càng loãng  
0
st càng thấp. 
- Hoà tan vô hạn SO3 tạo thành oleum: SO3 cảng lớn  
0
st càng giảm. 
- Acid sulfuric đặc hút nƣớc rất mạnh, toả rất nhiều nhiệt. 
 * Chú ý: Muốn pha loãng H2SO4 đặc, phải cho rất từ từ acid vào nước, tuyệt đối 
không làm ngƣợc lại sẽ gây bỏng acid. 
- Acid sulfuric đặc thƣờng dùng có nồng độ 98%. 
- Acid không nguyên chất thƣờng có màu vàng nâu do lẫn tạp chất. 
 III. Hoá tính: 
 1. H2SO4 loãng: t/c giống HCl. 
 Quỳ tím hoá đỏ. 
 2 4 24 loangFe + H SO FeSO + H  
 2 4 24 loangFeO + H SO FeSO + H O 
   2 3 2 2 4 24 loang 3Fe O + H SO Fe SO + 3H O 
   2 4 24 loang2Fe OH + H SO FeSO + 2H O 
3 2 4 4 2 2CaCO + H SO CaSO + CO + H O  
+6 
0 +2 +1 0 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 13 
 2. H2SO4 đặc: 
- H2SO4 đặc + chất không có tính khử  Tính chất giống HCl. 
- H2SO4 đặc + chất có tính khử  Là chất oxi mạnh. 
- H2SO4 đặc có tính háo nƣớc. 
  Tính oxi hoá mạnh: 
a. Với kim loại: 
 M + H2SO4(đặc)  Muối + {SO2, S, H2S} + H2O 
 (KL lên số oxh cao nhất) 
* Lưu ý: 
 - KL có tính khử càng mạnh  
6
S

bị khử càng sâu. 
 - Al, Fe, Cr không pứ với H2SO4 đặc, nguội (do bị thụ động hoá). 
Thí dụ: .. ... 
. 
. 
. 
b. Với phi kim: 
  
0
2 2
t
2 24 dac
3 4 2
C CO + SO
S + H SO SO
P H PO + SO
 
Thí dụ: .. ... 
. 
. 
c. Với hợp chất: (HS tự cân bằng các p/ứ minh hoạ) 
    2 2 4 2 24 dac 3FeO + H SO Fe SO + SO + H O 
+4 +6 -2 0 
HOÁ HỌC 10 – HK2 Trang 14 
    4 2 2 4 2 24 dac 3FeSO + H SO Fe SO + SO + H O 
    3 2 2 4 2 2 24 dac 3FeCO + H SO Fe SO + SO + CO + H O 
  2 2 2 24 dacHI + H SO I + H S + H O 
  Tính háo nước: dùng làm khô các khí không có tính base (CO2, Cl2, SO2, ) 
 2 4 d
H SO
4 2 4 2CuSO .5H O CuSO + 5H O 
 (màu xanh) (màu trắng) 
 2 4 
H SO d
12 22 11 2C H O 12C + 11H O 
 (đƣờng saccharose) 
* Tổng quát:   2 4 d
H SO
n 2 2m
C H O nC + mH O 
 IV. Điều chế: 
1. Sản xuất SO2: 
0t
2 2 2 3 24FeS + 11O 2Fe O + 8SO  
2. Sản xuất SO3: 2SO2 + O2 2SO3 
3. Sản xuất H2SO4: Dùng H2SO4 đặc 98% hấp thụ SO3 
 3 2 4 2 4 3nSO + H SO H SO .nSO (Oleum) 
  2 4 3 2 2 4H SO .nSO + nH O n+1 H SO 
 V. Muối sunfat: 
- Nhận biết: + Thuốc thử: dung dịch Ba2+ (BaCl2, Ba(NO3)2, Ba(OH)2, ) 
 + Hiện tượng: Xuất hiện kết tủa trắng, không tan trong acid 
2+ 2-
4 4Ba + SO BaSO  
V2O5 
450
0
C