Các nguyên tố nhóm VIA | Bài giảng môn Hóa vôn cơ | Đại học Bách khoa hà nội

Oxi thiên nhiên tồn tại dưới dạng đơn chất và hợp chất là hỗn hợp của 3 đồng vị. Tài liệu trắc nghiệm môn Hóa vôn cơ giúp bạn tham khảo, ôn tập và đạt kết quả cao. Mời bạn đọc đón xem!

20 10 lượt tải Tải xuống
Chia sẻ Báo cáo tài liệu

Môn: Hóa vô cơ (htt)

Trường: Đại học Bách Khoa Hà Nội

Thông tin:

14 trang 1 tháng trước

Tác giả:

Profile Lê Na
3/9/2018
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIA
Trạng thái tự nhiên
3
Oxygen O 8 [He]2s
2
2p
4
Sulfur S 16 [Ne]3s
2
3p
4
Selenium Se 34 [Ar]3d
10
4s
2
4p
4
Tellurium Te 52 [Kr]4d
10
5s
2
5p
4
Polonium Po 84 [Xe]4f
14
5d
10
6s
2
6p
4
IA, IIA: số OXH -II
ns
2
np
4
CHT: số OXH –II / +II
số OXH +IV, +VI







Oxy
Tính chấtlýhọc
-Tồntạidướidạng phân tử gồm hai nguyên tử O
2
.
- Oxi thiên nhiên tồntạidướidạng đơnchấtvàhợp
chấtlàhỗnhợpcủa3đồng vị:
16
O
17
O
18
O
99,76% 0,04% 0,2%
- Là nguyên tố phổ biến trên trái đất: chiếm21%
trong khí quyển, chiếm47%thànhphầncủavỏ
trái đất…..
3/9/2018
- Ởđiềukiệnthường là chất khí không màu,
không mùi, không vị.
-Nhiệt độ sôi rấtthấp t
o
S
=-183
o
C,nhiệt độ
nóng chảy t
o
nc
= -218,9
o
C
-Khả năng hoà tan trong nướcrấtkém, ở
20
o
C 1lítnước hoà tan khoảng 30ml O
2
- Oxy là chấtthuậntừ.
∂
s
2
∂
s
*2
∂
z
2
π
x
2
= π
y
2
π
x
*1
= π
y
*1
Tính chất hoá học
- Độ bộicủaO
2
là 2, E
lk
=494KJ.mol
-1
,bắt đầu
phân huỷ thành các nguyên tử tương ứng ở
1400
o
C: O
2
⇄ 2O
- Oxi rấthoạt động hoá học ở nhiệt độ cao: phản
ứng trựctiếpvới nhiềuhợpchất và hầuhếtcácđơn
chất (trừ các halogen, nguyên tố khí hiếm, mộtsố
kim loạiquý) tạo thành các oxit,
Điềuchế oxi
- Trong phòng thí nghiệm: điềuchế O
2
bằng phân
huỷ các hợpchất giàu oxi, kém bền như KMnO
4
,
KClO
3
…
250
o
C
2KMnO
4
K
2
MnO
4
+MnO
2
+O
2
t
o
,MnO
2
2KClO
3
2KCl + 3O
2
t
o
2KNO
3
2KNO
2
+O
2
- Trong công nghiệp:
+ Chưng cất phân đoạnkhôngkhílỏng.
+ Điện phân H
2
O trongdungdịch kiềmcũng cho
phép thu được O
2
và H
2
tinh khiết,nhưng đây là
phương pháp đắttiền.
3/9/2018
Ứng dụng
- Oxi tham gia vào các phản ứng phân huỷ các
hợpchấthữucơ (xác các động thựcvậtthối
rữa…).
-Oxi rấtquantrọng đốivớicácquátrìnhtrao đổi
chấtcủangườivàđộng thựcvật
-Nhiềuphản ứng oxi hoá các hợpchất bằng O
2
đã
đượcsử dụng trong công nghiệp:
+ Phản ứng cháy củaaxetylenđể tạonhiệt độ
cao (đèn xì)
+ Phản ứng oxi hoá SO
2
thành SO
3
để điềuchế
axit sunfuric…
Ozon
Đặc điểmcấutạo
Phân tử ozon trước đây mộtthờigiandàiđượccoilà
có cấutạo vòng kín:
Phân tử O
3
không có vòng kín mà là phân tử hình góc
O
OO
- Ởđiềukiệnthường O
3
là khí có màu xanh lam
nhạt và có mùi đặcbiệt.Phântử có khốilượng
tương đốilớn, có cực( =0,66D). t
o
nc
=-192,7
o
Cvà
t
o
s
= - 111,9
o
C.Khả năng hoà tan trong nướccủaO
3
lớnhơnO
2
15 lần, chấtnghịch từ.
Tính chấtlýhọc
3/9/2018
Tính chất hoá học
-O
3
kém bềnhơnsovớiO
2
và dễ bị phân huỷ:
O
3
(K) 3/2O
2
(K)
- O
3
có tính oxi hoá mạnh hơn nhiều so với O
2
. Ví du:
O
3
có thể tương tác với Ag và Hg.
2Ag + O
3
=Ag
2
O+O
2
- Cã thÓ oxi ho¸ sunfua thμnh sunfat:
PbS + 4O
3
=PbSO
4
+4O
2
-O
3
có tính oxi hoá mạnh trong cả môi trường axit và bazơ :
O
3
+2e+2H
+
=O
2
+H
2
O
o
= 2,07V
O
3
+2e+H
2
O=O
2
+2OH
-
o
= 1,24V
O
2
+4e+4H
+
=2H
2
O
o
= 1,229V
O
2
+2H
2
O+4e=4OH
-
o
= 0,401V
- O
3
là chất oxi hoá mạnh, khả năng diệtkhuẩnrấttốt. Nó
đượcsử dụng để làm sạch nướcuống, nướcsinhhoạt, nước
thải, làm sạch không khí.
O
2
+h (240nm < < 290nm) O+O
O
2
+O O
3
O
3
+ h (280nm < <320 nm) O + O
2
Tầng ozone
16
Freon-CFCl
3
, CF
2
Cl
2
22 2
CF Cl h CF Cl Cl

32
2
32
2
Cl O ClO O
ClO O Cl O
OO O



http://www.ccpo.odu.edu/SEES/ozone/oz_class.htm
190-225 nm
3/9/2018
17
322
22
32
2
NO O NO O
NO O NO O
OO O



Nobel prize for Chemistry
–
1995
Paul Crutzen
–
1933
–
Nertheland
Mario Molina
–
1943 - US
Frank Rowland
–
1927
-
U
S
18
Oxit bazo: tan trong nướctạo thành bazo
Oxit axit: tan trong nướctạo thành axit
Oxit lưỡng tính: vừa tan trong axit vừatan
trong bazo
Oxit trơ: không tạomuối
OXIDE - X
n
O
m
19
Department of Inorganic Chemistry - HUT
25 2 6
2232
252()
2
Sb O NaO H H O Na Sb OH
SiO NaO H Na SiO H O


32 24
SO H O H SO
25 3 27
NO SO ClO
25 2
Sb O SiO
Oxit axit
20
Department of Inorganic Chemistry - HUT
22
2NiO HCl NiCl H O

22
22
10
2
2
2
2
K
Na O H O NaOH
OHO OH


Oxit bazo
22
Li O Na O CaO BaO
MgO NiO
3/9/2018
21
Department of Inorganic Chemistry - HUT

22
224
2
2()
ZnO HCl ZnCl H O
ZnO NaOH H O Na Zn OH


23 23 4 6
As OAl O ZnO Cr O SnO PbO
2
NO CO
Oxit lưỡng tính
Oxit trơ-không tạo muối
22
Department of Inorganic Chemistry - HUT
HYDROXIT – O
m
X(OH)
n
Hidroxit = oxit.nH
2
O.
Ca(OH)
2
=CaO.H
2
O
Zn(OH)2 = ZnO.H
2
O
4H
3
PO
4
=P
4
O
10
.6H
2
O
Hidroxit bazo là hidroxit tương ứng vớioxitbazo.
Hidroxit axit là hidroxit tương ứng với oxit axit.
Hidroxit lưỡng tính là hidroxit tương ứng vớioxit
lưỡng tính.
O
m
X(OH)
n
Độ mạnh của hidroxit axit
tăng theo giá trị m trong
phân tử
m = 0 axit yếu H-O-Cl
m = 1 axit trung bình O=N-O-H
m ≥ 2 axit mạnh O
2
N-O-H
H
OI HOBr HOCl
Độ mạnh axit tăng dần theo χ
Các axit cùng giá trị m
HYDROXIT – O
m
X(OH)
n
32
2222
() ()
() () () ()
Fe OH Fe OH
M
gOH CaOH SrOH BaOH
Độ mạnh bazo tăng dần
Tính chấtbazotăng khi số oxi hóa và độ âm điệncủaX
giảm,bánkínhcủa ion trung tâm tăng
3/9/2018
HYDROXIT – O
m
X(OH)
n
Trong chu kỳ
2232410327
232334244
() ()
Na O MgO Al O SiO P O SO Cl O
NaOH Mg OH Al OH H SiO H PO H SO HClO
Tính bazo giảm dần, tính axit tăng dần
Xét các nguyên tố ứng số oxi hóa cao nhấ
t
HYDROXIT – O
m
X(OH)
n
Trong nhóm
2
2
2
2
2
()
()
()
()
()
BeO Be OH
M
gO Mg OH
CaO Ca OH
SrO Sr OH
BaO Ba OH
Tính axit giảmdần, tính bazo tăng dần
HợpchấtH
2
O
2
Cấutạo
-Cấutạo gấp khúc; d
O-O
=1,48A, d
H-O
= 0,95A,
Do phân tử không đốixứng nên phân cực.
111,5
o
94,8
o
0,95A
1,48A
- Ởđiềukiệnthường là chấtlỏng màu xanh
nhạt, hơinhớt,cóthể hoà tan trong nước
bấtcứ tỷ lệ nào, sôi ở t
s
= 152
o
C và hoá rắn
ở t
đ
= -0,89
o
C.
Tính chấtlýhọc
3/9/2018
Tính chất hoá học
- Đây là hợpchấtkémbềndễ bị phân huỷ :
2H
2
O
2
=2H
2
O+O
2
- H
2
O
2
vừathể hiện tính oxi hoá và vừathể hiện tính khử.
H
2
O
2
+2e+2H
+
⇄ 2H
2
O
o
= 1,77V
H
2
O
2
+2e ⇄ 2OH
-
o
= 0,87V
O
2
+2e+2H
+
⇄ H
2
O
2
o
= 0,68V
Ví dụ: + H
2
O
2
có thể oxi hoá I
-
thành I
2
, sunfua thành
sunfat…
H
2
O
2
+2KI+H
2
SO
4
=I
2
+K
2
SO
4
+2H
2
O
4H
2
O
2
+PbS =PbSO
4
+4H
2
O
+Vớicácchất oxi hoá mạnh như KMnO
4
,O
3
hoặcCl
2
thì thể hiện tính khử:
5H
2
O
2
+MnO
4
-
+6H
+
=5O
2
+2Mn
2+
+8H
2
O
- TÝnh axit yÕu cña H
2
O
2
H
2
O
2
⇄ H
+
+HO
2
-
K
1
= 1,5.10
-12
HO
2
-
⇄ H
+
+O
2
-
K
2
rÊt nhá
- §iÒu chÕ H
2
O
2
Phßng thÝ nghiªm:
BaO
2
+H
2
SO
4
(l)=H
2
O
2
+BaSO
4
Lưuhuỳnh
Cấutạovàtínhchấtlýhọc
-3s
2
3p
4
3d
o
,
-Số oxi hoá: -2 (các hợpchấtsunfua),-1 (hợp
chấtpiritFeS
2
), +2, +4, +6 (SF
2
,SO
2
,SF
4
,SO
4
2-
,SF
6
….)
3/9/2018
-S tồntạidưới nhiều dạng thù hình khác nhau,docóthể tạo
mạch đồng nhấtgồm nhiều nguyên tử S.Haidạng thù hình
thông thường gặpnhấtcủalưuhuỳnh là S
và S
+Cácdạng thù hình này đềulàchấttinhthể cấutạotừ các
phân tử S
8
-Tấtcả các dạng thù hình của S không tan trong nước, ít
tan trong rượuvàeste,nhưng tan tốt trong benzen và
đặcbiệtlàCS
2
Tính chất hoá học
-Ở nhiệt độ thường kém hoạt động hoá học, ở
nhiệt độ cao nó phản ứng vớihầuhết các nguyên
tố trừ các khí hiếm, nitơ,iốt, vàng và platin
-Với kim loại và hydro lưuhuỳnh thể hiện tính oxy
hoá
t=300
o
C
+ S+H
2
⇄ H
2
S
-Stác dụng vớicáckim loại:Vớicáckimloại kiềm
và kiềmthổ,Ag,Hgphản ứng xảyraở tthường,
còn với Fe, Ni, Co, Cr phản ứng xảyraở nhiệt độ
cao
-Vớicácphi kim, S thể hiện tính khử:
+ S cháy trong không khí tạo thành khí sunfua dioxit:
S+O
2
=SO
2
+ S tác dụng với F ở nhiệt độ thường, với Cl, Br ở nhiệt
độ cao
+ S cũng thể hiện tính khử khi tác dụng với các chấtoxi
hoá mạnh như KClO
3
,K
2
Cr
2
O
7
, HNO
3
,H
2
SO
4đ
2KClO
3
+3S=2KCl+SO
2
2H
2
SO
4
+S=3SO
2
+2H
2
O
- Trong thiên nhiên: S tồntạidướicả dạng đơnchấtvà
hợpchấtcủanónhư H
2
S, sunfua kim loại, pirit sắt,
sunfat, thạch cao….
3/9/2018
HợpchấtH
2
S
-Ởđiềukiệnthường là chấtkhí,cómùitrứng thối, rất
độc, ít tan trong nước.
-Dung dịch bão hoà H
2
S ở 25
o
C và 1atmcó nồng độ
khoảng 0,1M.H
2
Skémbền nhiệt ở 400
o
Cnóbắt đầu
phân huỷ thành S và H
2
Tính chất hoá học
-Tínhaxit: Đây là axit yếu hai lầnaxit:
H
2
S ⇄ H
+
+HS
-
K
1
=10
-7
HS
-
⇄ H
+
+S
2-
K
2
=10
-14
-H
2
Slμ chÊt khö m¹nh:
t
th
2H
2
S+O
2
=2S+2H
2
O
t
o
C
2H
2
S+3O
2
=2SO
2
+2H
2
O
Do
o
S/H2S
= 0,14V nên mọicặpoxihoákhử có thế
khử lớnhơn 0,14V đềucóthể oxi hoá H
2
SthànhS,ví
dụ:
I
2
+H
2
S=S+2HI
+ C¸c chÊt oxi ho¸ m¹nh: Cl
2
hoÆc Br
2
oxy ho¸ H
2
Sthμnh H
2
SO
4
:
H
2
S+4Cl
2
+4H
2
O=H
2
SO
4
+ 8HCl
Điềuchế H
2
S
- Trong công nghiệp H
2
Sthường đượctáchtừ khí
thiên nhiên trong quá trình tinh chế dầumỏ
- Trong phòng thí nghiệm H
2
S được điềuchế từ
các muốisunfua:
FeS + 2HCl = FeCl
2
+H
2
S
3/9/2018
HợpchấtSO
2
- Ởđiềukiệnthường SO
2
là khí không màu, có
mùi rấtkhó,t
o
S
=-10
o
C, t
o
nc
=-75
o
C,tantốttrong
nước. Ở 20
o
C1lítnước hoà tan khoảng 40 lít khí
SO
2
.
-Làtác nhân làm lạnh và được ứng dụng để sản
xuất axit sunfuric,làchất gây ô nhiễmmôitrường.
Tính chất hoá học
+Khả năng hoà tan trong nước:
SO
2
(K) + aq ⇆ SO
2
.aq ⇆ H
2
SO
3
⇆ H
+
+HSO
3
-
⇆
2H
+
+SO
3
2-
H
2
SO
3
không tách đượcrakhỏi dung dịch nước,
nhưng các anion HSO
3
-
và SO
3
2-
tạo đượccác
muốikếttinhtốt
+ Tan trong kiềm:
NaOH + SO
2
=NaHSO
3
NaOH + NaHSO
3
=Na
2
SO
3
+H
2
O
Na
2
SO
3
+2H
+
=2Na
+
+SO
2
+H
2
O
+Tínhkhử củaSO
2
thể hiệntrongmôitrường axit và
trung tính, được đánh giá bằng thế khử chuẩn:
SO
4
2-
+2e+4H
+
⇆ SO
2
.aq + 2H
2
O
o
= 0,17V
SO
4
2-
+2e+H
2
O ⇆ SO
3
2-
+2OH
-
o
=-0,93V
+Cácchấtoxihoámạnh như HNO
3
,KMnO
4
,
K
2
Cr
2
O
7
, halogen…có thể oxi hoá SO
2
hoặcSO
3
2-
thành SO
4
2-
.Vídụ:
2HNO
3
+SO
2
=H
2
SO
4
+2NO
2
Cl
2
+H
2
O+Na
2
SO
3
=Na
2
SO
4
+ 2HCl
Cl
2
+SO
2
+H
2
O=H
2
SO
4
+ 2HCl
+Cácmuối sunfit và hydrosunfit để lâu ngày trong
không khí cũng bị oxi hoá dần thành muối sunfat:
Chậm
2Na
2
SO
3
+O
2
=2Na
2
SO
4
+ Tính oxi hoá: Khi tác dụng vớichấtkhử mạnh hơn
thì S(+4) lạithể hiện tính oxi hoá:
SO
3
2-
+2S
2-
+6H
+
=3S+3H
2
O
SO
2
+2H
2
S=3S+2H
2
O
3/9/2018
- Điềuchế:
+ Trong công nghiệp: SO
2
thường được điềuchế từ
quặng pirit hoặc lưuhuỳnh,tuynhiênphương pháp
thứ hai đắthơn
4FeS
2
+11O
2
=2Fe
2
O
3
+8SO
2
+ Trong phòng thí nghiệm: SO
2
được điềuchế bằng
cách nhỏ axit H
2
SO
4
vào muốisunfithoặc
hydrosunfit
NaHSO
3
+H
2
SO
4
=NaHSO
4
+H
2
O+SO
2
Mưaaxit
Mưaaxit
Hợpchấtvớisố oxi hoá (+6)
- SO
3
có cấutạolàtam giác phẳng,gócOSO là 120
o
,
phân tử không phân cực.
- Phân tử SO
3
tồntại ở trạng thái hơi. Khi làm lạnh hơi
ngưng tụ thành chấtlỏng dễ bay hơi(t
s
=44,8
o
C) gồm
chủ yếu các phân tử trime mạch vòng (SO
3
)
3
: 3SO
3
⇆
(SO
3
)
3
,hỗnhợp đượclàmlạnh đến16,8
o
C, chấtlỏng
biến thành khốirắndạng SO
3
,cócấutạobởi 3 hình
bốnmặtSO
4
nốivớinhaubởi các nguyên tử O.
3/9/2018
-Hydroxittương ứng củaSO
3
là axit
sunfuric, đượctạorakhiSO
3
được hoà
tan trong nước
- Trong công nghiệp SO
3
đượctổng hợp
bằng phản ứng oxi hoá SO
2
trong không khí
có mặtxúctácV
2
O
5
ở nhiệt độ t= 500
o
C:
SO
2
(K) + O
2
(K) ⇆ SO
3
(K)
- Trong phòng thí nghiệm: SO
3
được điềuchế bằng
chưng cấtaxitsunfuric.
-TínhchấtcủaH
2
SO
4
:
+ Chấtrấtháonước, khi pha loãng dung dịch H
2
SO
4
đặc để đượcH
2
SO
4
loãng ta phảichotương ứng
từng giọtH
2
SO
4
đặcvàonước mà không đượclàm
ngượclại
+ Đây là axit mạnh, H
2
SO
4
đặccótínhoxihoámạnh,
có thể oxi hoá đượccáckimloạikémhoạt động hoá
họcnhư Cu, Ag, Hg, sảnphẩmphản ứng khử H
2
SO
4
là SO
2
2H
2
SO
4
+Cu=CuSO
4
+SO
2
+2H
2
O
Còn phản ứng vớicáckimloạihoạt động thì sản
phẩmkhử H
2
SO
4
ngoài SO
2
racòncóthể là S,
H
2
S
Mg + 2H
2
SO
4
=MgSO
4
+SO
2
+2H
2
O
3Mg + 4H
2
SO
4
=3MgSO
4
+S+4H
2
O
4Mg + 5H
2
SO
4
=4MgSO
4
+H
2
S+4H
2
O
Mộtsố phi kim hoạt động hoá họcnhư S, C, P
cũng bị axit H
2
SO
4
đặc nóng oxi hoá thành các
oxit có số oxi hoá cao, ví dụ:
S+H
2
SO
4
=2SO
2
+2H
2
O
C+H
2
SO
4
=CO
2
+SO
2
+H
2
O
3/9/2018
* Axit thiosunfuric H
2
S
2
O
3
ít bềndễ bị phân huỷ
H
2
S
2
O
3
H
2
SO
3
+S
+Tínhkhử:
S
2
O
3
2-
bị Cl
2
hoặcBr
2
oxi hoá thành SO
4
2-
S
2
O
3
2-
+4Cl
2
+5H
2
O=2SO
4
2-
+8Cl
-
+ 10H
+
+Khả năng tạophức:
2S
2
O
3
2-
+ AgBr = [Ag(S
2
O
3
)
2
]
3-
+Br
-
Một vài hợpchấtkháccủaS
MộtvàihợpchấtkháccủaS
*Axitpeoxidisunfuric H
2
S
2
O
8
là chấtrắntrắng dễ hút
ẩm, ion S
2
O
8
2-
có tính oxi hoá rấtmạnh:
S
2
O
8
2-
+2e=2SO
4
2-
;
o
= 2,01V
Nã cã thÓ oxi ho¸ Mn
2+
thμnh MnO
4
-
,Cr
3+
thμnh Cr
2
O
7
2-
5S
2
O
8
2-
+2Mn
2+
+8H
2
O = 10SO
4
2-
+2MnO
4
-
+ 16H
+
Sù thuû ph©n H
2
S
2
O
8
t¹o thμnh axit H
2
SO
5
còng lμ chÊt oxi ho¸
m¹nh:
H
2
S
2
O
8
+H
2
O=H
2
SO
4
+H
2
SO
5
H
2
SO
5
+H
2
O=H
2
SO
4
+H
2
O
2
| 1/14
| | Tải xuống

Có thể bạn quan tâm:

Preview text:

3/9/2018
Trạng thái tự nhiên CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIA IA, IIA: số OXH -II    Oxy ns2np4
CHT: số OXH –II / +II Tính chất lý học
- Tồn tại dưới dạng phân tử gồm hai nguyên tử O    số OXH +IV, +VI 2. 
- Oxi thiên nhiên tồn tại dưới dạng đơn chất và hợp    
chất là hỗn hợp của 3 đồng vị:  16O 17O 18O   99,76% 0,04% 0,2%    Oxygen O 8 [He]2s22p4
- Là nguyên tố phổ biến trên trái đất: chiếm 21 %
trong khí quyển, chiếm 47% thành phần của vỏ Sulfur S 16 [Ne]3s23p4 trái đất….. Selenium Se 34 [Ar]3d104s24p4 Tellurium Te 52 [Kr]4d105s25p4 3 Polonium Po 84
[Xe]4f145d106s26p4 3/9/2018
- Ở điều kiện thường là chất khí không màu, Tính chất hoá học không mùi, không vị.
- Nhiệt độ sôi rất thấp to - Độ bội của O S= -183oC, nhiệt độ
2 là 2, Elk= 494 KJ.mol-1, bắt đầu nóng chảy to
phân huỷ thành các nguyên tử tương ứng ở nc= -218,9oC 1400oC: O ⇄ 2O
- Khả năng hoà tan trong nước rất kém, ở 2
20oC 1 lít nước hoà tan khoảng 30ml O2
- Oxi rất hoạt động hoá học ở nhiệt độ cao: phản - Oxy là chất thuận từ.
ứng trực tiếp với nhiều hợp chất và hầu hết các đơn
chất (trừ các halogen, nguyên tố khí hiếm, một số
kim loại quý) tạo thành các oxit,
∂ 2∂ *2∂ 2π 2 = π 2 π *1 = π *1 s s z x y x y Điều chế oxi - Trong công nghiệp:
- Trong phòng thí nghiệm: điều chế O2 bằng phân
+ Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
huỷ các hợp chất giàu oxi, kém bền như KMnO4, KClO3… 250oC 2KMnO  K MnO + MnO + O 4 2 4 2 2 to,MnO2 2KClO  2KCl + 3O 3 2 to 2KNO  2KNO + O 3 2 2
+ Điện phân H2O trong dung dịch kiềm cũng cho
phép thu được O2 và H2 tinh khiết, nhưng đây là phương pháp đắt tiền. 3/9/2018
- Oxi tham gia vào các phản ứng phân huỷ các Ứng dụng
hợp chất hữu cơ (xác các động thực vật thối rữa…).
-Oxi rất quan trọng đối với các quá trình trao đổi
chất của người và động thực vật
-Nhiều phản ứng oxi hoá các hợp chất bằng O2 đã
được sử dụng trong công nghiệp:
+ Phản ứng cháy của axetylen để tạo nhiệt độ cao (đèn xì)
+ Phản ứng oxi hoá SO2 thành SO3 để điều chế axit sunfuric… Ozon Tính chất lý học
Đặc điểm cấu tạo
- Ở điều kiện thường O3 là khí có màu xanh lam
nhạt và có mùi đặc biệt. Phân tử có khối lượng
Phân tử ozon trước đây một thời gian dài được coi là
tương đối lớn, có cực ( = 0,66D). to có cấu tạo vòng kín: nc=-192,7oC và O
tos= - 111,9oC. Khả năng hoà tan trong nước của O3 O O
lớn hơn O2 15 lần, chất nghịch từ.
Phân tử O3 không có vòng kín mà là phân tử hình góc 3/9/2018 Tính chất hoá học - O - O
3 kém bền hơn so với O2 và dễ bị phân huỷ:
3 có tính oxi hoá mạnh trong cả môi trường axit và bazơ : O (K)  3/2O (K) 3 2 O3 + 2e + 2H+ = O2 + H2O o= 2,07V O - O 3 + 2e + H2O = O2 + 2OH- o= 1,24V
3 có tính oxi hoá mạnh hơn nhiều so với O2. Ví du: O O 2 + 4e + 4H+ = 2H2O o= 1,229V
3 có thể tương tác với Ag và Hg. O 2Ag + O = Ag O + O 2 + 2H2O + 4e = 4OH- o= 0,401V 3 2 2 - O
- Cã thÓ oxi ho¸ sunfua thμnh sunfat:
3 là chất oxi hoá mạnh, khả năng diệt khuẩn rất tốt. Nó
được sử dụng để làm sạch nước uống, nước sinh hoạt, nước PbS + 4O = PbSO + 4O 3 4 2
thải, làm sạch không khí. Tầng ozone
Freon-CFCl , CF Cl 3 2 2    190-225 nm  2 CF 2 Cl h C 2 F Cl Cl Cl    3 O ClO 2 O
ClO O Cl  2 O O O  2 3 2 O
O + h (240nm <  < 290nm)  O + O 2 O + O  O 2 3
O + h (280nm < <320 nm)  O + O 3 2 16
http://www.ccpo.odu.edu/SEES/ozone/oz_class.htm 3/9/2018 OXIDE - XnOm NO    3 O N 2 O 2 O
Oxit axit: tan trong nước tạo thành axit    2 NO O NO 2 O
Oxit lưỡng tính: vừa tan trong axit vừa tan trong bazo O O  2 3 2 O
Oxit bazo: tan trong nước tạo thành bazo
Nobel prize for Chemistry – 1995
Oxit trơ: không tạo muối
Paul Crutzen – 1933 – Nertheland 17
Mario Molina – 1943 - US 18
Frank Rowland – 1927 - US Oxit axit Oxit bazo N2 5 O S 3 O Cl2 7 O 2 Li O Na2O CaO BaO   
Na O H O  2 3 SO H2O H2S 4 O 2 2 NaOH 22 2 K 10 OH O   2  2 OH 2 Sb 5 O S 2 iO
Sb O  2NaOH 5H O  2Na S ( b OH) MgO NiO 2 5 2  6  NiO  2  
SiO  2NaOH Na SiO H O HCl 2 NiCl H2O 19 2 2 3 2 20
Department of Inorganic Chemistry - HUT
Department of Inorganic Chemistry - HUT 3/9/2018 Oxit lưỡng tính HYDROXIT – OmX(OH)nHidroxit = oxit.nH Al O ZnO Cr O SnO PbO As O 2O. 2 3 2 3 4 6 Ca(OH)
ZnO  2HCl   ZnCl 2 = CaO.H2O 2 H2O Zn(OH)2 = ZnO.H2O
ZnO  2NaOH H O   Na Zn(OH ) 2 2  4  4H3PO4 = P4O10.6H2O
Hidroxit bazo là hidroxit tương ứng với oxit bazo.
Oxit trơ-không tạo muối
Hidroxit axit là hidroxit tương ứng với oxit axit. N
Hidroxit lưỡng tính là hidroxit tương ứng với oxit 2O CO 21 22 lưỡng tính.
Department of Inorganic Chemistry - HUT
Department of Inorganic Chemistry - HUT O
Độ mạnh của hidroxit axit mX(OH)n
tăng theo giá trị m trong HYDROXIT – OmX(OH)n phân tử m = 0 axit yếu H-O-Cl Fe(O H ) Fe(O H ) 3 2 m = 1 axit trung bình O=N-O-H M g (O H ) C a (O H ) Sr (O H ) Ba (O H ) 2 2 2 2 m ≥ 2 axit mạnh O2N-O-H
Độ mạnh bazo tăng dần
Tính chất bazo tăng khi số oxi hóa và độ âm điện của X H O I H O Br H O C l
giảm, bán kính của ion trung tâm tăng
Các axit cùng giá trị m
Độ mạnh axit tăng dần theo χ 3/9/2018 HYDROXIT – O HYDROXIT – O mX(OH)n mX(OH)n Trong chu kỳ Trong nhóm n BeO Be(O H ) ầ 2 d ng N a tă 2O M gO Al2O3 SiO2 4 P 1 O 0 SO3 C l2O7 M gO M g (O H ) N aO H M g (O H ) Al (O H ) 2 3 H 2 SiO3 H 3 PO4 H 2 SO4 H C lO4 2 bazo
Tính bazo giảm dần, tính axit tăng dần C aO C a (O H ) 2 n, tính ầ
Xét các nguyên tố ứng số oxi hóa cao nhất SrO Sr (O H ) md 2 iả g BaO Ba (O H ) axit 2 Tính Hợp chất H Tính chất lý học 2O2 Cấu tạo
- Cấu tạo gấp khúc; d
- Ở điều kiện thường là chất lỏng màu xanh O-O=1,48A, dH-O= 0,95A,
nhạt, hơi nhớt, có thể hoà tan trong nước
Do phân tử không đối xứng nên phân cực.
bất cứ tỷ lệ nào, sôi ở ts = 152oC và hoá rắn ở tđ= -0,89oC. 0,95A 111,5o 1,48A 94,8o 3/9/2018 Tính chất hoá học
Ví dụ: + H2O2 có thể oxi hoá I- thành I2, sunfua thành sunfat…
- Đây là hợp chất kém bền dễ bị phân huỷ : H 2H 2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O 2O2 = 2H2O + O2 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O
- H2O2 vừa thể hiện tính oxi hoá và vừa thể hiện tính khử. H O + 2e + 2H+ ⇄ 2H O o = 1,77V
+ Với các chất oxi hoá mạnh như KMnO 2 2 2 4, O3 hoặc Cl2 H O + 2e ⇄ 2OH- o = 0,87V thì thể hiện tính khử: 2 2 O + 2e + 2H+ ⇄ H O o = 0,68V 2 2 2
5H O + MnO - + 6H+ = 5O + 2Mn2+ + 8H O 2 2 4 2 2 - TÝnh axit yÕu cña H O 2 2 H O ⇄ H+ + HO - K = 1,5.10-12 2 2 2 1 HO - ⇄ H+ + O - K rÊt nhá 2 2 2 - §iÒu chÕ H O 2 2 Lưu huỳnh Phßng thÝ nghiªm:
Cấu tạo và tính chất lý học BaO +H SO (l)=H O +BaSO - 3s23p43do, 2 2 4 2 2 4
- Số oxi hoá: -2 (các hợp chất sunfua), -1 (hợp chất pirit FeS 2-
2), +2, +4, +6 (SF2, SO2, SF4, SO4 , SF6….) 3/9/2018
-S tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau, do có thể tạo
mạch đồng nhất gồm nhiều nguyên tử S. Hai dạng thù hình Tính chất hoá học
thông thường gặp nhất của lưu huỳnh là S và S
-Ở nhiệt độ thường kém hoạt động hoá học, ở
nhiệt độ cao nó phản ứng với hầu hết các nguyên
+ Các dạng thù hình này đều là chất tinh thể cấu tạo từ các
tố trừ các khí hiếm, nitơ, iốt, vàng và platin phân tử S8
-Với kim loại và hydro lưu huỳnh thể hiện tính oxy
- Tất cả các dạng thù hình của S không tan trong nước, ít hoá
tan trong rượu và este, nhưng tan tốt trong benzen và t=300oC đặc biệt là CS2 + S + H ⇄ H S 2 2
- S tác dụng với các kim loại: Với các kim loại kiềm
và kiềm thổ, Ag, Hg phản ứng xảy ra ở t thường,
còn với Fe, Ni, Co, Cr phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao
- Với các phi kim, S thể hiện tính khử:
- Trong thiên nhiên: S tồn tại dưới cả dạng đơn chất và
+ S cháy trong không khí tạo thành khí sunfua dioxit:
hợp chất của nó như H2S, sunfua kim loại, pirit sắt, S + O sunfat, thạch cao…. 2 = SO2
+ S tác dụng với F ở nhiệt độ thường, với Cl, Br ở nhiệt độ cao
+ S cũng thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi
hoá mạnh như KClO3, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4đ 2KClO3 + 3S = 2KCl + SO2 2H2SO4 + S = 3SO2 + 2H2O 3/9/2018 Hợp chất H2S Tính chất hoá học
- Tính axit: Đây là axit yếu hai lần axit: H S ⇄ H+ + HS- K = 10-7 2 1 HS- ⇄ H+ + S2- K = 10-14 2 - H S lμ chÊt khö m¹nh: 2
-Ở điều kiện thường là chất khí, có mùi trứng thối, rất tth độc, ít tan trong nước. 2H2S + O2 = 2S + 2H2O toC -Dung dịch bão hoà H 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
2S ở 25oC và 1 atm có nồng độ
khoảng 0,1M. H2S kém bền nhiệt ở 400oC nó bắt đầu phân huỷ thành S và H2 Điều chế H Do o 2S
S/H2S = 0,14V nên mọi cặp oxi hoá khử có thế
khử lớn hơn 0,14V đều có thể oxi hoá H
- Trong công nghiệp H2S thường được tách từ khí 2S thành S, ví dụ:
thiên nhiên trong quá trình tinh chế dầu mỏ - Trong phòng thí nghiệm H I + H S = S + 2HI 2S được điều chế từ 2 2 các muối sunfua: FeS + 2HCl = FeCl
+ C¸c chÊt oxi ho¸ m¹nh: Cl hoÆc Br oxy ho¸ H S thμnh H SO : 2 + H2S 2 2 2 2 4 H S + 4Cl + 4H O = H SO + 8HCl 2 2 2 2 4 3/9/2018 Hợp chất SO Tính chất hoá học 2
+ Khả năng hoà tan trong nước: SO ⇆ - ⇆ 2(K) + aq ⇆ SO2.aq ⇆ H2SO3 H+ + HSO3 2H+ + SO 2- 3 H
- Ở điều kiện thường SO
2SO3 không tách được ra khỏi dung dịch nước, 2 là khí không màu, có
nhưng các anion HSO - và SO 2- tạo được các mùi rất khó, to 3 3
S=-10oC, tonc=-75oC, tan tốt trong muối kết tinh tốt
nước. Ở 20oC 1 lít nước hoà tan khoảng 40 lít khí + Tan trong kiềm: SO2. NaOH + SO2 = NaHSO3 NaOH + NaHSO
- Là tác nhân làm lạnh và được ứng dụng để sản 3 = Na2SO3 + H2O Na
xuất axit sunfuric, là chất gây ô nhiễm môi trường. 2SO3 + 2H+ = 2Na+ + SO2 + H2O + Tính khử của SO
+ Các muối sunfit và hydrosunfit để lâu ngày trong
2 thể hiện trong môi trường axit và
trung tính, được đánh giá bằng thế khử chuẩn:
không khí cũng bị oxi hoá dần thành muối sunfat: SO 2- Chậm 4 + 2e + 4H+ ⇆ SO2.aq + 2H2O o = 0,17V SO 2- 2- 2Na 4 + 2e + H2O ⇆ SO3 + 2OH- o = -0,93V 2SO3 + O2 = 2Na2SO4
+ Tính oxi hoá: Khi tác dụng với chất khử mạnh hơn
+ Các chất oxi hoá mạnh như HNO3, KMnO4,
thì S(+4) lại thể hiện tính oxi hoá: K 2-
2Cr2O7, halogen…có thể oxi hoá SO2 hoặc SO3 2- thành SO 2- SO3 + 2S2- + 6H+ = 3S + 3H2O 4 . Ví dụ: 2HNO SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O 3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2
Cl2 + H2O + Na2SO3 = Na2SO4 + 2HCl Cl2 + SO2 + H2O = H2SO4 + 2HCl 3/9/2018 Mưa axit - Điều chế:
+ Trong công nghiệp: SO2 thường được điều chế từ
quặng pirit hoặc lưu huỳnh, tuy nhiên phương pháp thứ hai đắt hơn 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
+ Trong phòng thí nghiệm: SO2 được điều chế bằng
cách nhỏ axit H2SO4 vào muối sunfit hoặc hydrosunfit
NaHSO3 + H2SO4 = NaHSO4 + H2O + SO2
Hợp chất với số oxi hoá (+6) Mưa axit
- SO3 có cấu tạo là tam giác phẳng, góc OSO là 120o, phân tử không phân cực.
- Phân tử SO3 tồn tại ở trạng thái hơi. Khi làm lạnh hơi
ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi (ts = 44,8oC) gồm
chủ yếu các phân tử trime mạch vòng (SO ⇆ 3)3: 3SO3
(SO3)3, hỗn hợp được làm lạnh đến 16,8oC, chất lỏng
biến thành khối rắn dạng SO 
3 , có cấu tạo bởi 3 hình
bốn mặt SO4 nối với nhau bởi các nguyên tử O. 3/9/2018
- Hydroxit tương ứng của SO
- Trong phòng thí nghiệm: SO3 được điều chế bằng 3 là axit chưng cất axit sunfuric.
sunfuric, được tạo ra khi SO3 được hoà tan trong nước
- Trong công nghiệp SO3 được tổng hợp
bằng phản ứng oxi hoá SO2 trong không khí
có mặt xúc tác V2O5 ở nhiệt độ t= 500oC: SO (K) + O (K) ⇆ SO (K) 2 2 3
Còn phản ứng với các kim loại hoạt động thì sản - Tính chất của H2SO4:
phẩm khử H2SO4 ngoài SO2 ra còn có thể là S, H2S
+ Chất rất háo nước, khi pha loãng dung dịch H2SO4 Mg + 2H SO = MgSO + SO + 2H O 2 4 4 2 2
đặc để được H2SO4 loãng ta phải cho tương ứng 3Mg + 4H SO = 3MgSO + S + 4H O từng giọt H 2 4 4 2
2SO4 đặc vào nước mà không được làm 4Mg + 5H SO = 4MgSO + H S + 4H O ngược lại 2 4 4 2 2
Một số phi kim hoạt động hoá học như S, C, P
+ Đây là axit mạnh, H2SO4 đặc có tính oxi hoá mạnh, cũng bị axit H
có thể oxi hoá được các kim loại kém hoạt động hoá
2SO4 đặc nóng oxi hoá thành các
oxit có số oxi hoá cao, ví dụ:
học như Cu, Ag, Hg, sản phẩm phản ứng khử H2SO4 là SO S + H SO = 2SO + 2H O 2 4 2 2 2 C + H SO = CO + SO + H O 2H 2 4 2 2 2 2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O 3/9/2018
Một vài hợp chất khác của S
Một vài hợp chất khác của S
* Axit thiosunfuric H2S2O3 ít bền dễ bị phân huỷ
* Axit peoxidisunfuric H2S2O8 là chất rắn trắng dễ hút H  ẩm, ion S
2- có tính oxi hoá rất mạnh: 2S2O3 H2SO3 + S 2O8 S O 2- + 2e = 2SO 2-; o = 2,01V 2 8 4 + Tính khử:
Nã cã thÓ oxi ho¸ Mn2+ thμnh MnO -, Cr3+ thμnh Cr O 2- 4 2 7 2- 2- - S 2- 2- 5S O + 2Mn2+ + 8H O = 10SO + 2MnO + 16H+ 2 8 2 4 4 2O3
bị Cl2 hoặc Br2 oxi hoá thành SO4 S 2- 2- 2O3
+ 4Cl2 + 5H2O = 2SO4 + 8Cl- + 10H+
Sù thuû ph©n H S O t¹o thμnh axit H SO còng lμ chÊt oxi ho¸ 2 2 8 2 5 m¹nh: + Khả năng tạo phức: H S O + H O = H SO + H SO 2 2 8 2 2 4 2 5 2S 2- H SO + H O = H SO + H O 2O3 + AgBr = [Ag(S2O3)2]3- + Br- 2 5 2 2 4 2 2