Tài liệu Chuyên đề phi kim

CHUYÊN ĐỀ: PHI KIM Phần I: MỞ ĐẦU I. Lý do chọn đề tài Việc phát hiện và bồi dưỡng nhân tài luôn là mối quan tâm lớn của mỗi quốc gia. Ngày nay, với sự phát triển nhanh chóng của khoa học kĩ thuật và kinh tế xã hội, việc phát hiện và bồi dưỡng nhân tài, phục vụ cho sự phát triển của quốc gia đang là quốc sách hàng đầu không chỉ của các nước phát triển mà còn ở cả nhứng nước đang phát triển trên toàn cầu. Ở nước ta, từ những năm 60 của thế kỉ XX, các trường THPT chuyên đã được thành lập với nhiệm vụ bồi dưỡng nhân tài cho đất nước. Học sinh ở các lớp như vậy được tuyển chọn và có chế độ đào tạo riêng. Đối với học sinh chuyên Hóa, ngoài việc học các nội dung theo chương trình quy định, các em còn phải học các chuyên đề đặc biệt, những nội dung kiến thức chuyên sâu và được tiếp cận với những thí nghiệm hiện đại. Các nội dung kiến thức được lựa chọn không những đáp ứng được yêu cầu của nền giáo dục phổ thông mà còn nhằm phát huy được tối đa khả năng, rèn luyện tư duy cho các em, kích thích sự sáng tạo, tạo dựng niềm say mê đối với Hóa học. Tuy nhiên, hiện nay do áp lực của các kì thi học sinh giỏi, các bài tập được lựa chọn chủ yếu phục vụ mục đích thi cử, chất lượng nắm vững kiến thức của học sinh không cao, đặc biệt việc phát huy tính tích cực của học sinh, năng lực nhận thức, năng lực giải quyết vấn đề và sự sáng tạo còn hạn chế. Với kinh nghiệm dạy chuyên một vài năm tôi nhận thấy rằng HS chuyên hóa cần phải có kĩ năng tổng hợp lý thuyết hiểu sâu sắc lý thuyết để giải quyết các bài tập từ đơn giản đến phức tạp trong các kì thi HSG. Dưới đây tôi xin trình bày phần hóa phi kim lớp 10 gồm 2 chương: các nguyên tố nhóm VIA và nhóm VIIA. II. Mục đích - Hệ thống hóa lý thuyết cơ bản nhóm VIA và nhóm VIIA. - Xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập có liên quan. 1 Phần II: NỘI DUNG CHƯƠNG I: CÁC HALOGEN I. Đại cương các nguyên tố halogen 1. Vị trí các nguyên tố halogen trong bảng tuần hoàn - Các nguyên tố halohen thuộc nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn bao gồm các nguyên tố: flo (F), clo (Cl), brom (Br), iot (I) và atatin (At). 2. Cấu tạo nguyên tử - Các nguyên tử halogen X đều có cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns 2np5 chỉ còn thiếu 1e nữa để đạt được cấu hình electron của khí hiếm. Do đó, các nguyên tử halogen dễ dàng kết hợp thêm 1e tạo ra ion X - mang một điện tích âm hoặc tạo nên một liên kết cộng hóa trị -X. X + 1e  X- Các halogen là những phi kim điển hình có tính oxi hóa mạnh. - Tính oxi hóa giảm dần từ flo đến iot. - Ở trạng thái cơ bản các nguyên tử halogen có 1e độc thân: ↓↑ ↓↑ ns2 ↓↑ ↓ np5 - Ở trạng thái kích thích các nguyên tử halogen từ clo đến iot do có phân lớp d còn trống nên có thể tạo ra 3, 5 hoặc 7e độc thân, khi kết hợp với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn có thể tạo ra các hợp chất với số oxi hóa +3, +5, +7. ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ Trạng thái kích thích 3 ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ Trạng thái kích thích 2 ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓↑ Trạng thái kích thích 1 ↓↑ ↓↑ ↓↑ ↓ ns2 np5 - Trong hợp chất với hầu hết các nguyên tố, các halogen có số oxi hóa -1. Flo không có số oxi hóa dương vì nó có độ âm điện lớn nhất và chỉ có 1e độc thân. Các nguyên tố từ clo đến iot có thể tạo ra hợp chất với số oxi hóa +1, +3, +5, +7. 2 II. Đơn chất 1. Tính chất vật lí - Ở điều kiện thường, flo là chất khí màu lục nhạt, có mùi khó chịu và rất độc. Clo là chất khí màu vàng lục, mùi xốc và độc. Brom là chất lỏng màu đỏ nâu và gây bỏng nặng, iot là chất rắn màu đen tím và có ánh kim. - Phân tử halogen gồm 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng một liên kết . Tuy nhiên trong các phân tử Cl2, Br2, I2 ngoài liên kết  còn có một phần liên kết  tạo nên bởi sự che phủ của obitan d trống của các nguyên tử halogen này với obitan p có cặp electron của nguyên tử halogen kia. Flo không có khả năng tạo thành liên kết  đó nên năng lượng liên kết của F2 nhỏ hơn trong Cl2. Từ Cl2 đến I2 độ dài liên kết tăng nên năng lượng liên kết giảm dần. Độ bền nhiệt của các halogen cũng biến đổi phù hợp với chiều biến đổi của năng lượng liên kết. - Trong các halogen rắn và lỏng, các phân tử X2 liên kết với nhau bằng lực Van de Van. Lực này tăng theo chiều tăng của khối lượng và khả năng bị cực hóa của phân tử halogen nên từ flo đến iot, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng lên. - Do phân tử không phân cực nên các halogen ít tan trong nước. Khi làm lạnh dung dịch nước, các halogen tách ra dưới dạng tinh thể hidrat X 2.8H2O. Đây là những hợp chất bao được tạo nên nhờ sự xâm nhập của các phân tử halogen vào những khoảng trống của những tập hợp gồm những phân tử nước liên kết với nhau bởi liên kết hidro. - Các halogen tan nhiều trong dung môi hữu cơ như benzen, cacbon đisunfua, CCl4… - Trong các dung môi không chứa oxi, iot cho dung dịch màu tím, chứng tỏ không có sự sonvat hóa các phân tử đã tan. Còn trong các dung môi chứa oxi (ancol, axeton, ete) iot bị sonvat hóa cho dung dịch màu nâu. - Iot tan nhiều trong dung dịch KI do tạo phức: I2 + I-  I3(màu nâu) - Trong tinh bột, iot tạo ra dung dịch màu xanh thẫm do các phân tử iot tập trung vào các vòng xoắn của mạch tinh bột, khi đun nóng mạch tinh bột duỗi ra nên màu xanh biến mất. 2. Tính chất hóa học Nhận xét: - Do có 7e lớp ngoài cùng, có độ âm điện lớn nên các halogen là những nguyên tố có tính oxi hóa mạnh. - Từ flo đến iot, độ âm điện giảm dần, thế điện cực giảm dần nên tính oxi hóa giảm dần. - Flo mặc dù có ái lực electron bé hơn clo nhưng do năng lượng liên kết trong F 2 nhỏ hơn Cl2 nên flo vẫn hoạt động hơn clo. - Từ clo đến iot, ngoài tính oxi hóa còn có tính khử, tính khử tăng dần từ clo đến iot. a. Tác dụng với kim loại - Flo tác dụng với tất cả các kim loại. Clo phản ứng với hầu hết các kim loại. Brom và iot phản ứng tương tự clo nhưng phản ứng xảy ra kém mãnh liệt hơn. Các kim loại phản ứng với halogen tạo ra hợp chất với số oxi hóa cao nhất. 3 3F2 + 2Al  2AlF3 3Cl2 + 2Fe  2FeCl3 I2 + Fe  FeI2 (FeI3 không bền) b. Tác dụng với hidro - Flo phản ứng nổ mạnh ngay ở nhiệt độ thấp (-2520C) và trong bóng tối: F2 + H2  2HF ΔH = -288,6 kJ/mol - Clo phản ứng nổ khi được chiếu sáng hoặc đun nóng: Cl2 + H2  2HCl ΔH = -92,3 kJ/mol - Brom tác dụng ở nhiệt độ cao hơn và không gây nổ: t Br2 + H2 �� ΔH = -35,98 kJ/mol � 2HBr - Iot phản ứng thuận nghịch, cần chất xúc tác và đun nóng: xt, t ��� � 2HI I2 + H2 ��� ΔH = 25,9 kJ/mol � c. Tác dụng với nước - Thế điện cực chuẩn của oxi trong nước: O2 + 4H+ + 4e  2H2O E0 = 0,81V - Flo phản ứng mãnh liệt với nước giải phóng oxi: 2F2 + 2H2O  4HF + O2 - Các halogen còn lại phản ứng với nước theo hướng khác: X2 + H2O  HX + HXO - Từ clo đến iot cân bằng trên chuyển dịch dần sang trái. - Nước clo có tính oxi hóa mạnh do HClO sinh ra là chất oxi hóa mạnh. d. Tác dụng với muối của các halogen khác - Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi muối (khí flo khô có thể đẩy clo ra khỏi muối): Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 Br2 + 2NaI  2NaBr + I2 e. Phản ứng với dung dịch kiềm - Flo phản ứng với dung dịch kiềm tùy nồng độ mà tạo ra những sản phẩm khác nhau: 2F2 + 2NaOHloãng  OF2 + 2NaF + H2O 2F2 + 4NaOHđặc  O2 + 4NaF + 2H2O - Clo, brom, iot tác dụng với dung dịch kiềm loãng, lạnh tạo ra hỗn hợp muối X - và XO-. Khi tác dụng với dung dịch kiềm nóng tạo ra muối XO3-. Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O t 3Cl2 + 6NaOH �� � 5NaCl + NaClO3 + 3H2O f. Phản ứng với các chất khác 5Cl2 + Br2 + 6H2O  2HBrO3 + 10HCl 2FeCl2 + Cl2  2FeCl3 2NH3đ + 3Cl2  N2 + 6HCl I2 + AgNO3  AgI + INO3 (trong ancol etylic khan) 3INO3  I2 + I(NO3)3 0 0 0 4 3. Trạng thái tự nhiên - Trong tự nhiên các halogen tồn tại ở dạng hợp chất. - Flo tồn tại chủ yếu trong 2 khoáng florit CaF 2 (hoàng thạch), criolit (Na3AlF6), trong mem răng và trong thành phần của xương động vật. - Clo tồn tại chủ yếu dưới dạng muối ăn NaCl, khoáng xinvinit (KCl.NaCl), khoáng cacnalit (KCl.MgCl2.6H2O)… - Brom có hàm lượng ít hơn flo và clo, đều có trong nước biển, muối mỏ. - Iot có trong các khoáng của clo, trong các loại rong biển, rau cải biển, trong tuyến giáp của người. 4. Phương pháp điều chế a. Điều chế flo - Flo là chất oxi hóa mạnh nhất trong các chất do đó phương pháp duy nhất để điều chế flo là điện phân nóng chảy muối florua. Thực tế người ta điện phân nóng chảy hỗn hợp KF + 3HF với catot bằng Cu, anot bằng Ni hoặc than chì. dpnc 2HF ��� � F 2 + H2 b. Điều chế clo - Trong PTN, clo được điều chế bằng cách cho axit clohidric tác dụng với KMnO 4, CaOCl2, MnO2, KClO3, K2Cr2O7… MnO2 + 4HClđ  MnCl2 + Cl2 + 2H2O K2Cr2O7 + 14HCl  2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O - Trong công nghiệp, clo được điều chế bằng phương pháp điện phân dung dịch muối ăn có màng ngăn xốp: dpdd 2NaCl + 2H2O ��� � 2NaOH + Cl2 + H2 c. Điều chế brom - Dùng clo đẩy brom ra khỏi dung dịch muối: Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 Chưng cất dung dịch đồng thời dùng không khí để lôi cuốn brom đi vào dung dịch sôđa đến khi bão hòa: 3Br2 + 3Na2CO3  5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 Sau cùng axit hóa bằng dung dịch axit sunfuric: 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4  3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O d. Điều chế iot - Nguyên liệu chính để điều chế iot là nước khoan dầu mỏ và rong biển: Cl2 + 2I-  2Cl- + I2 5. Ứng dụng - Flo được dùng để sản xuất một số polime như teflon chịu được nhiệt độ cao và bền với hóa chất, sản xuất freon CF2Cl2 dùng trong các máy lạnh. - Clo được sử dụng nhiều nhất. Dùng trong công nghiệp tẩy trắng vải sợi, giấy, sản xuất nước Gia-ven, clorua vôi, tổng hợp các polime… - Brom dùng để điều chế một số dẫn xuất chứa brom dùng trong công nghiệp dược phẩm, phẩm nhuộm… 5 - Iot dùng để điều chế cồn iot (5% iot trong rượu), thuốc sát trùng, dùng để điều chế một số dược phẩm khác. III. Hidro halogenua. Axit halogen hidric 1. Tính chất vật lí - Ở điều kiện thường các hidro halogenua đều là các chất khí không màu, rất độc. - Khoảng cách dX-H trong các phân tử HX tăng dần, năng lượng liên kết giảm dần từ HF đến HI nên độ bền nhiệt giảm dần. - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi giảm dần từ HF đến HCl sau đó tăng dần từ HCl đến HI. Do hiện tượng trùng hợp phân tử nhờ liên kết hidro. nHF  (HF)n ( n = 2 – 6) - Là các hợp chất có cực, các hidro halogenua tan nhiều ở trong nước. Trong dung dịch nước các hidro halogenua tạo ra với nước những hỗn hợp đồng sôi có thành phần xác định. - Do có độ tan lớn nên các axit halogen hidric đặc đều bốc khói trong không khí ẩm, hơi nước bị hấp thụ mạnh hidro halogenua tạo ra hạt sương mù. - Khi tan trong nước các hidro halogenua tạo ra các dung dịch axit. 2. Tính chất hóa học a. Tính axit - Từ HF đến HI tính axit tăng dần, do từ flo đến iot độ dài liên kết H-X tăng, năng lượng liên kết giảm, sự phân li ra cation H+ tăng, tính axit tăng. - HF là một axit yếu do năng lượng liên kết HF rất lớn: HF + H2O  F- + H3O+ - Từ HCl đến HI là các axit mạnh, có đầy đủ tính chất của một axit: làm quỳ tím chuyển sang màu đỏ, tác dụng với bazo, oxit bazo, muối, kim loại. - HF có thể hòa tan thủy tinh theo phản ứng: SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O SiF4 + 2HF  H2SiF6 b. Tính khử - Theo chiều giảm độ bền nhiệt của phân tử, tính khử của các hidro halogenua tăng lên từ HF đến HI. HF không có tính khử, HCl thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh còn HBr, HI là những chất khử mạnh: 2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 2HBr + H2SO4 đ  Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4đ  4I2 + H2S + 4H2O - Các dung dịch HBr, HI để lâu có màu vàng nâu vì bị oxi không khí oxi hóa giải phóng halogen tự do. 3. Điều chế a. Điều chế HF - Cho CaF2 tác dụng với H2SO4 đặc nóng: CaF2 + H2SO4 đặc nóng  CaSO4 + 2HF b. Điều chế HCl 6 - Trong phòng thí nghiệm: NaClr + H2SO4 đặc nóng  NaHSO4 + HCl ↑ NaClr + NaHSO4  Na2SO4 + HCl - Trong công nghiệp: H2 + Cl2  2HCl c. Điều chế HBr và HI - Thủy phân muối bromua hoặc iodua của photpho: PBr3 + 3H2O  H3PO3 + 3HBr - Cho photpho đỏ ẩm tác dụng trực tiếp với brom: 2P + 5Br2 + 6H2O  2HPO3 + 10 HBr IV. Halogenua của các nguyên tố 1. Khái niệm: - Halogenua là thuật ngữ để chỉ những hợp chất mà thành phần phân tử gồm nguyên tử halogen và nguyên tử của nguyên tố khác. 2. Phân loại - Bản chất liên kết trong phân tử halogenua phụ thuộc vào độ âm điện của nguyên tố kết hợp mà biến đổi từ thuần túy ion đến gần như hoàn toàn cộng hóa trị. Tuy nhiên, người ta thường chia thành 2 loại: halogenua ion và halogenua cộng hóa trị. a. Halogenua ion - Đa số các halogenua kim loại ở trạng thái oxi hóa +1, +2, +3 đều có đặc tính ion như halogenua các kim loại kiềm, kiềm thổ. - Với cùng một kim loại, mức độ cộng hóa trị của liên kết tăng từ F đến I. - Với các kim loại đa hóa trị, halogenua ứng với mức oxi hóa bậc thấp của kim loại có bản chất ion, ở bậc oxi hóa cao chiếm ưu thế là liên kết cộng hóa trị. - Các halogenua ion có một số đặc tính: + Trạng thái rắn là tinh thể ion + Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao. + Dẫn điện khi nóng chảy và khi tan trong nước. + Đa số dễ tan trong nước trừ: AgCl, AgBr, AgI, HgCl2, PbCl2, CuI… - Khả năng hòa tan của muối phụ thuộc vào 2 yếu tố: + Năng lượng mạng lưới tinh thể + Nhiệt hidrat hóa của ion - Với các muối có bản chất ion hoàn toàn, độ tan của các muối halogenua của cùng một kim loại tăng từ flo đến iot. Vì khi bán kính ion tăng lên thì năng lượng mạng lưới giảm xuống. - Nếu bản chất của liên kết cộng hóa trị bắt đầu có ảnh hưởng lớn thì độ hòa tan biến đổi ngược lại. Ví dụ halogenua của bạc, thủy ngân. b. Halogenua cộng hóa trị - Các halogenua cộng hóa trị là những halogenua của các nguyên tố không kim loại, phi kim và halogenua ứng với mức oxi hóa cao của kim loại. - Các halogenua cộng hóa trị có mạng lưới tinh thể phân tử chỉ liên kết với nhau bằng lực Van de Van. 7 - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp, điều kiện thường ở trạng thái rắn dễ bay hơi, lỏng hoặc khí. - Không dẫn điện khi nóng chảy và khi tan trong dung dịch. - Tan trong dung môi không cực. - Bị thủy phân trong nước: SnCl4 + 6H2O  H2[Sn(OH)6] + 4HCl BiCl3 + 3H2O  Bi(OH)3 + 3HCl - Dễ bị trùng hợp như (BeCl2)n, (AlBr3)2… 3. Điều chế các halogenua - Cho nguyên tố tác dụng trực tiếp với halogen. - Cho kim loại tác dụng với axit. - Khử nước của các halogenua ngậm nước bằng cách đun nóng các hidrat trong chân không hoặc nhờ thionyl clorua: CrCl3.6H2O + 6SOCl2  CrCl3 + 6SO2 + 12HCl - Cho oxit kim loại tác dụng với các hợp chất của halogen: 2BeO + CCl4  2BeCl2 + CO2 V. Các oxit của clo - Clo tạo ra các oxit: Cl2O, ClO2, Cl2O3, Cl2O6, Cl2O7. - Các oxit của clo đều không tạo ra trực tiếp từ phản ứng của clo và oxi, chỉ được điều chế bằng các phương pháp gián tiếp. Là những chất thu nhiệt, không bền và có tính oxi hóa mạnh. 1. Điclo oxit (Cl2O) - Cl2O có cấu trúc góc, là chất khí màu vàng da cam, khi hóa lỏng có màu đỏ nâu. - Dễ phân hủy tạo ra clo và oxi. - Tác dụng mạnh với nhiều đơn chất và hợp chất: 4Na + Cl2O  Na2O + 2NaCl - Tan trong nước tạo ra axit hipoclorơ: Cl2O + H2O  2HClO Cl2O + 2NaOH  2NaClO + H2O - Điều chế: 2HgO + 2Cl2  HgO.HgCl2 + Cl2O 2. Clo đioxit (ClO2) - Là phân tử có góc, là chất khí màu vàng lục khi hóa lỏng có màu đỏ nâu. - Kém bền, dễ bị phân hủy - Dễ tan trong nước: 6ClO2 + 3H2O  HCl + 5HClO3 - Tan trong kiềm tạo ra hỗn hợp 2 muối clorit và clorat: 2ClO2 + 2OH-  ClO2- + ClO3- + H2O - Trong môi trường axit tạo ra HCl và HClO3. - Điều chế: + Cho H2SO4 loãng tác dụng với hỗn hợp KClO3 và H2C2O4. 8 2KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4  2KHSO4 + 2ClO2 + 2CO2 + 2H2O + Trong công nghiệp cho SO2 hoặc NO2 tác dụng với NaClO3: NaClO3 + NO2  NaNO3 + ClO2 3. Điclo heptaoxit (Cl2O7) - Cấu tạo gồm 2 hình tứ diện chung đỉnh. - Là chất lỏng, dạng dầu, không màu. - Là chất oxi hóa nhưng tính oxi hóa kém nhất trong các oxit. - Tan trong nước tạo ra axit pecloric. VI. Các hợp chất khác 1. Các axit chứa oxi - Các axit chứa oxi của clo gồm: HClO HClO2 HClO3 HClO4 axit hipoclorơ axit clorơ axit cloric axit pecloric - Theo chiều từ trái sang phải, tính axit tăng dần, tính oxi hóa giảm dần. Do khi số nguyên tử oxi tăng thì số oxi hóa của nguyên tử trung tâm tăng lên, bán kính nguyên tử giảm, mật độ điện tích dương trên nguyên tử trung tâm tăng làm liên kết Cl-O bến, liên kết O-H kém bền nên khả năng phân li ra H+ tăng, tính axit tăng. 2. Nước Gia – ven - Nước Gia-ven là dung dịch hỗn hợp của 2 muối NaCl và NaClO được điều chế bằng cách: + Điện phân dung dịch muối ăn không màng ngăn: dpdd NaCl + H2O ��� � NaClO + H2 + Cho khí clo tác dụng với dung dịch NaOH loãng điều kiện thường. - Nước Gia-ven có tính oxi hóa mạnh: oxi hóa S2-  SO42-, Fe2+  Fe3+, HCl  Cl2. - Nước Gia-ven có tính tẩy màu là do CO2 trong không khí phản ứng với NaClO tạo ra HClO, chất này đóng vai trò chủ yếu trong việc oxi hóa các chất màu: NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO 3. Clorua vôi - Là chất bột màu trắng ngà được coi là muối canxi hỗn hợp của axit hipoclorơ và clohidric có công thức CaOCl2. - Điều chế: cho clo qua huyền phù của Ca(OH)2 ở 300C: Ca(OH)2 + Cl2  CaOCl2 + H2O - Trong không khí: 2CaOCl2 + CO2 + H2O  CaCO3 + 2HClO + CaCl2. - So với nước Gia-ven, Clorua vôi rẻ tiền hơn, có hàm lượng hipoclorit cao hơn, dễ bảo quản, dễ chuyên chở hơn. - Clorua vôi dùng để tẩy trắng vải, sợi, tẩy uế các hố rác, cống rãnh, xử lí chất độc, tinh chế dầu mỏ. 4. Muối clorat - Là muối của axit cloric HClO3. - Điều chế bằng cách cho halogen tác dụng với dung dịch kiềm nóng: 9 3X2 + 6NaOHnóng  NaXO3 + 5NaX + 3H2O + Điện phân dung dịch halogenua nóng: dpdd � NaXO3 + 3H2 NaX + 3H2O ��� t - Quan trọng nhất là muối kali clorat KClO3 là chất kết tinh, không có màu. - Khi đun nóng đến gần 4000C thì bị phân hủy: 400 C 4KClO3 ��� � 3KClO4 + KCl 0 - Trên 400 C thì giải phóng toàn bộ oxi: 2KClO3  2KCl + 3O2. - Nếu có chất xúc tác là MnO2, Fe2O3, CuO…phản ứng xảy ra ở nhiệt độ nóng chảy. - KClO3 rắn là chất oxi hóa mạnh: photpho bốc cháy khi tiếp xúc với kali clorat. Hỗn hợp của KClO3, đường, lưu huỳnh và bột nhôm sẽ nổ khi đập mạnh. t 2KClO3 + 3S �� � 2KCl + 3SO2 t KClO3 r + 6HClđ �� � KCl + 3Cl2 + 3H2O t 2KClO3 + 3C ��� 2KCl + 3CO2 - KClO3 được dùng làm thuốc pháo nổ, thuốc diêm, thuốc pháo hoa. - Pháo hoa màu đỏ gồm: KClO3 + S + C + Sr(NO3)2. - Pháo hoa màu xanh gồm: KClO3 + S + Ba(NO3)2. 0 0 0 0 0 10 CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG HALOGEN Câu 1. Trình bày đặc điểm cấu trúc nguyên tử của các halogen (bán kính nguyên tử, năng lượng ion hóa, ái lực electron). Từ đặc điểm đó hãy cho biết trong hai khuynh hướng phản ứng (oxi hóa – khử) của các halogen thì khuynh hướng nào là chủ yếu. Câu 2. Dựa vào thuyết liên kết hóa trị hãy cho biết: a. Mức oxi hóa đặc trưng của các halogen? b. Tại sao các phân tử halogen đều có cấu tạo từ 2 nguyên tử. Câu 3. Tại sao trong các hợp chất flo chỉ có số oxi hóa duy nhất là -1? Tại sao với clo, brom, iot thì mức oxi hóa chẵn không phải là mức oxi hóa đặc trưng? Câu 4. Năng lượng liên kết của các halogen (X – X) (kcal/mol) của các halogen có giá trị sau: F2 Cl2 Br2 I2 Kcal/mol 38 59 46 36 Câu 5. Phản ứng phân hủy phân tử thành nguyên tử X 2  2X của các halogen ở các nhiệt độ sau: F2 Cl2 Br2 I2 0 t (C) 450 800 600 400 Hãy giải thích sự thay đổi độ bền nhiệt của các phân tử halogen. Câu 6. Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của các halogen có các giá trị sau: F2 Cl2 Br2 I2 0 tnc ( C) -223 -101 -7,2 113,5 0 ts ( C) -187 -34,1 58,2 184,5 Nhận xét và giải thích? Câu 7. a. Tại sao halogen ít tan trong nước nhưng lại tan nhiều trong benzen? b. Tại sao iot tan ít trong nước nhưng lại tan nhiều trong dung dịch KI? Câu 8. Giải thích nguyên nhân, hình thành những tinh thể hidrat Cl 2.8H2O. Hidrat đó có phải là hợp chất bọc không? Câu 9. Hãy so sánh các đại lượng ái lực electron, năng lượng liên kết, năng lượng hidrat hóa, thế tiêu chuẩn của flo và clo, từ đó giải thích: a. Tại sao khả năng phản ứng của flo mạnh hơn clo? b. Tại sao trong dung dịch nước flo có tính oxi hóa mạnh hơn clo? Câu 10. Lấy ví dụ chứng minh theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì tính dương điện lại tăng? Câu 11. Bằng phản ứng với hidro chứng minh tính oxi hóa của các halogen giảm dần từ flo đến iot. Câu 12. a. Trình bày phản ứng khi cho các halogen tác dụng với nước. b. Flo có khả năng oxi hóa nước giải phóng oxi còn các halogen khác thì không. Giải thích? Câu 13. Tại sao flo là chất oxi hóa mạnh nhưng Fe, Ni, Mg không bị ăn mòn? 11 Câu 14. a. Viết phương trình phản ứng chứng minh tính khử của các halogen tăng dần . b. Viết các phương trình phản ứng xảy ra khi sục clo dư vào dung dịch hỗn hợp kali bromua và kali iotua. Câu 15. Các phương pháp điều chế halogen trong phòng thí nghiệm: a. Các phương pháp đó dựa trên nguyên tắc nào? b. Điều kiện cụ thể của phản ứng? c. Phạm vi ứng dụng của mỗi phương pháp. Câu 16. a. Bằng cách nào có thể thu được flo từ hidro florua? b. Tại sao không thể điều chế flo bằng phương pháp điện phân dung dịch nước có chứa ion florua? c. Tại sao flo là chất oxi hóa mạnh nhưng tại sao khi điều chế flo bằng phương pháp điện phân lại dùng cực âm bằng đồng hoặc thép. Câu 17. a. Độ bền nhiệt từ HF đến HI thay đổi như thế nào? Giải thích? b. Hỗn hợp đẳng phí (hay hỗn hợp đồng sôi) là gì? c. Tại sao các hidro halogenua lại bốc khói trong không khí ẩm? d. Tại sao HF có khả năng tạo muối axit còn các axit khác thì không? Câu 18. Hoàn thành các phương trình phản ứng sau: a. MnO2 + HCl  b. KMnO4 + HCl  c. Ca(OH)2 + Cl2  d. CaClO2 + CO2  e. HClO3 + HCl  f. Ag + HClO3  g. Cl2O6 + H2O  h. HClO4 + P2O5  Câu 19. Viết phương trình phản ứng khi cho kali clorat tác dụng với: a. axit clohidric b. axit sunfuric đặc c. axit sunfuric loãng d. kali pesunfat (K2S2O8) e. axit oxalic f. axit oxalic với axit sunfuric loãng. Câu 20. Làm thế nào để tách các chất ra khỏi hỗn hợp a. Hỗn hợp KClO3 và NaClO3. b. Hỗn hợp gồm AgF và AgCl 12 CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIA I. Đại cương về các nguyên tố nhóm VIA I.1. Vị trí các nguyên tố nhóm VIA trong bảng tuần hoàn - Nhóm VIA (còn gọi là nhóm Cancogen) gồm các nguyên tố: oxi (O), lưu huỳnh (S), selen (Se), telu (Te) và poloni (Po). I.2. Cấu tạo nguyên tử Nguyên STT tố Cấu hình electron O S Se [He]2s22p4 [Ne]3s23p4 [Ar]3d104s24p4 8 16 34 I1 (eV) Độ âm Bán kính điện nguyên tử (A0) 3,44 0,66 2,58 1,04 1,17 1,98 Bán kính ion X2- 13,614 1,40 10,357 1,84 9,75 2,55 10 2 4 Te 52 [Kr]4d 5s 5p 9,01 2,1 1,37 2,11 14 10 2 4 Po 84 [Xe]4f 5d 6s 6p 8,43 2,0 - Các nguyên tố nhóm VIA đều có 6 electron hóa trị với cấu hình electron lớp ngoài cùng ns2np4 nên đều có khả năng nhận thêm 2e của các kim loại kiềm, kiềm thổ và một số kim loại khác tạo nên hợp chất ion, trong đó chúng có số oxi hóa -2. Mức độ ion của những hợp chất này giảm dần theo chiều giảm của độ âm điện. Do đó các nguyên tố nhóm VIA đều thể hiện tính oxi hóa. - Từ oxi đến poloni bán kính nguyên tử tăng, năng lượng ion hóa giảm nên tính oxi hóa giảm. - Để đạt được cấu hình e của khí hiếm, các nguyên tố nhóm VIA còn có thể tạo 2 liên kết cộng hóa trị với các nguyên tố khác tạo ra hợp chất trong đó chúng có số oxi hóa -2 hoặc +2. - Từ S đến Po do có phân lớp d trống nên khi kích thích electron có thể chuyển từ phân lớp ns, np lên nd tạo ra 4 hoặc 6e độc thân, khi kết hợp với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn có thể tạo ra hợp chất với số oxi hóa +4, +6. - Số oxi hóa chủ yếu của các nguyên tố nhóm VIA: -2, +4, +6. - Từ oxi đến telu bán kính ion X2- tăng nên tính khử của các anion tăng. Ngoài khả năng chung, các nguyên tử nguyên tố nhóm VIA (trừ O) có thể dùng obitan d để lai hóa với các obitan s và p tạo nên hơn 4 liên kết với các nguyên tố khác và cho những hợp chất trong đó chúng có số phối trí cao, selen và nhất là lưu huỳnh thường còn dùng những obitan d trống để tạo liên kết . II. OXI – OZON – HIDRO PEOXIT II.1. OXI 1. Tính chất vật lí - Phân tử oxi O2 ở trạng thái khí, lỏng, rắn đều có tính thuận từ. Phân tử O2 có cấu tạo:  O  O - Trong phân tử O2 có 1 liên kết 2e và 2 liên kết 3e. 13 - Ở điều kiện thường, oxi là chất khí không màu, không mùi, không vị, ít tan trong nước, hơi nặng hơn không khí. 2. Tính chất hóa học - Oxi là một phi kim điển hình, có tính oxi hóa mạnh, oxi hóa được nhiều đơn chất và hợp chất. a. Tác dụng với kim loại - Oxi oxi hóa được hầu hết các kim loại (trừ Ag, Au, Pt) O2 + 4Na  2Na2O 2O2 + 3Fe  Fe3O4 t 4Al + 3O2 �� � 2Al2O3 b. Tác dụng với phi kim - Oxi có thể oxi hóa nhiều phi kim trừ các halogen: t S + O2 �� � SO2 t C + O2 ��� CO2 t 4P + 5O2 �� � 2P2O5 c. Tác dụng với hợp chất t CH4 + 2O2 �� � CO2 + 2H2O t 2H2S + 3O2 dư �� � 2SO2 + 2H2O  Phản ứng cháy trong oxi nguyên chất mãnh liệt hơn so với trong không khí vì trong không khí một phần nhiệt đã được dùng để đốt nóng những phân tử nitơ không tham gia phản ứng. 3. Trạng thái thiên nhiên - Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên, trong khí quyển trái đất oxi có thành phần theo khối lượng là 23,15%, trong vỏ trái đất là 49,13%. 4. Phương pháp điều chế - Trong công nghiệp, oxi được điều chế bằng phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng. Trước khi hóa lỏng, không khí được làm sạch bụi, hơi ẩm và khí cacbonic. Nén không khí sạch dưới áp suất 100-200 atm rồi chia làm 2 phần: một phần không khí nén được làm lạnh bằng cách giảm đột ngột áp suất, không khí lạnh được dùng để làm lạnh phần không khí nén còn lại. Để tách riêng nitơ và oxi trong không khí lỏng người ta dùng cột chưng cất phân đoạn. - Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các hợp chất giàu oxi nhưng kém bền với nhiệt: KMnO4, K2Cr2O7, KClO3, KNO3… t 2KNO3 �� � 2KNO2 + O2 t 2KMnO4 �� � K2MnO4 + MnO2 + O2 t 2KClO3 ��� 2KCl + 3O2 II.2. OZON 1. Cấu tạo O 0 0 0 0 0 0 0 0 0 O O 14 - Ozon là phân tử có góc, trong mỗi phân tử O3 có hai liên kết  và một liên kết  không định chỗ. 2. Tính chất vật lí - Ở điều kiện thường, ozon là một chất khí có màu lam nhạt và có mùi đặc biệt. Ozon là phân tử có cực nên tan nhiều trong nước hơn oxi 15 lần. 3. Tính chất hóa học - Ozon có hoạt tính hóa học cao hơn oxi. Ozon có thể tác dụng với Ag, Hg. 2Ag + O3  Ag2O + O2 - Có thể biến sunfua thành sunfat: PbS + 4O3  PbSO4 + 4O2 Và biến amoniac thành nitrit và nitrat: 2NH3 + 4O3  2HNO3 + 2H2O + 2O2 - Ozon oxi hóa rất mạnh trong môi trường axit cũng như trong môi trường bazơ và mạnh hơn oxi. Ví dụ: oxi chỉ oxi hóa I-  I2 trong môi trường axit con ozon có thể oxi hóa I-  I2 trong môi trường trung tính. 2KI + O3 + H2O  I2 + 2KOH + O2 4. Ứng dụng - Do có tính oxi hóa mạnh, ozon có thể giết chết các vi khuẩn trong không khí, cho nên với nồng độ bé ozon có lợi cho sức khỏe con người, nhưng với nồng độ lớn ozon trở nên có hại. - Ozon dùng để diệt trùng nước uống ở thành phố. - Trên tầng cao của khí quyển có cân bằng: O3  O2 + O Giữ cho nồng độ ozon không biến đổi. - Trong những năm gần đây, các nhà khoa học phát hiện thấy một số khu vực tầng ozon bị thủng. Nguyên nhân là do tác dụng của một số khí như freon, các oxit của nitơ. Freon là các hợp chất floroclorocacbon như CF 2Cl2, CFCl3 được dùng rộng rãi làm chất đẩy trong bình phun, chất gây lạnh trong tủ lạnh, máy điều hòa, chất gây xốp cho chất dẻo. CF2Cl2 + h  CF2Cl + Cl. Cl + O3  ClO + O2 ClO + O  Cl + O2 O3 + O  2O2 Kết quả là O3 biến thành O2. - Các khí NO và NO2 có trong khí thải của máy bay phản lực: NO + O3  NO2 + O2 NO2 + O  NO + O2 O3 + O  2O2 Như vậy clo nguyên tử và NO được coi là chất xúc tác phá hủy ozon. II.3. HIDRO PEOXIT (H2O2) 15 1. Cấu tạo phân tử - Phân tử H2O2 có cấu tạo gấp khúc: H O O H 2. Tính chất vật lí - Ở điều kiện thường hidro peoxit là một chất lỏng không màu, có vị kim loại, sánh như nước đường, tan vô hạn trong nước do tạo liên kết hidro với nước. 3. Tính chất hóa học - Hidro peoxit là chất kém bền dễ bị phân hủy bởi nhiệt hoặc các chất xúc tác. 2H2O2  2H2O + O2 Bởi vậy để bảo quản hidro peoxit người ta để nơi râm mát và trong bóng tối. - Khi tác dụng với dung dịch kiềm mạnh nó cho peoxit ngược lại khi cho peoxit tác dụng với axit giải phóng H2O2. H2O2 + Ba(OH)2  BaO2 + 2H2O BaO2 + H2SO4  BaSO4 + H2O2. Điều đó chứng tỏ BaO2 là muối của axit H2O2. - Hidro peoxit vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử: H2O2 + H2SO4 + 2KI  I2 + K2SO4 + 2H2O PbS + 4H2O2  PbSO4 + 4H2O Phản ứng 2 dùng để phục hồi các bức tranh cổ vẽ bằng bột trắng chì (2PbCO3.Pb(OH)2) lâu ngỳ bị đen lại do muối chì đã tác dụng với H 2S ngoài không khí tạo ra PbS màu đen. - Tính khử của H2O2 thể hiện khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như: O3 + H2O2  H2O + 2O2 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2  2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O 3. Ứng dụng - Dung dịch H2O2 3% dùng để sát trùng trong y học. Phần lớn H2O2 dùng để tẩy trắng len, lụa, giấy, mây tre… - Trong công nghiệp, H2O2 được điều chế bằng phương pháp điện phân và phương pháp antraquinol. III. Lưu huỳnh và hợp chất của lưu huỳnh III.1. Lưu huỳnh 1. Tính chất vật lí - Lưu huỳnh là chất tinh thể màu vàng. Lưu huỳnh tồn tại dưới hai dạng thù hình: lưu huỳnh tà phương và lưu huỳnh đơn tà. - Lưu huỳnh tà phương S có màu vàng, bền ở nhiệt độ thường, trên 95,50C chuyển sang dạng đơn tà. 16 - Lưu huỳnh đơn tà, S màu vàng nhạt, nóng chảy ở 119,2 0C, bền trên 95,50C, dưới nhiệt độ đó chuyển sang dạng tà phương. 95,5 C ��� � S S ��� � - Lưu huỳnh tà phương và lưu huỳnh đơn tà đều không tan trong nước, tan nhiều trong dầu hỏa, benzen, cacbon đisunfua. - Lưu huỳnh tà phương và lưu huỳnh đơn tà đều gồm những phân tử S8 dạng vòng. 0 - Sự biến đổi của lưu huỳnh theo nhiệt độ: khi đun đến nóng chảy, lưu huỳnh biến thành một chất lỏng, trong suốt, linh động có màu vàng. Đến 160 0C lưu huỳnh nhanh chóng có màu nâu đỏ và nhớt dần, đến 2000C, lưu huỳnh lỏng đặc quánh lại, có màu nâu đen. Trên 2000C lưu huỳnh trở nên linh động và vẫn giữ màu nâu. Đến 444,6 0C lưu huỳnh sôi tạo nên hơi có màu vàng da cam gồm những phân tử S 8, S6, S4. Ở 9000C chỉ có các phân tử S2. Ở 15000C là các nguyên tử lưu huỳnh. Nhiệt độ Cấu tạo phân tử Trạng thái Màu sắc 0 < 119 C S8 dạng vòng rắn vàng 0 119,3 C S8 dạng vòng lỏng, linh động vàng 0 160 C lỏng, nhớt nâu đỏ S8  Sn 0 200 C Sn, mạch hở lỏng, đặc quánh lại nâu đen 0 444,6 C S8, S6, S4 hơi vàng da cam 0 900 C S2 hơi vàng rơm 0 1500 C S hơi vàng rơm 2. Tính chất hóa học - Lưu huỳnh là nguyên tố tương đối hoạt động, ở nhiệt độ thường hơi kém hoạt động nhưng khi đun nóng có thể tương tác với nhiều nguyên tố: - Tác dụng với đơn chất: Hg + S  HgS t Mg + S �� � MgS t �� � H2S H2 + S �� � S + 3F2  SF6 t S + O2 �� � SO2 Cnóng đỏ + 2S  CS2 - Tác dụng với hợp chất: t 2KClO3 + 3S �� � 2KCl + 3SO2 t 2H2SO4 đặc + S ��� 3SO2 + 2H2O t 6HNO3 + S �� � H2SO4 + 6NO2 + 2H2O 0 0 0 0 0 0 17 - Tác dụng với dung dịch kiềm: lưu huỳnh tác dụng với dung dịch kiềm đặc nóng sẽ tạo ra thiosunfat và sunfua: 6NaOH + 4S  2Na2S + Na2S2O3 + 3H2O Nếu lưu huỳnh dư sẽ phản ứng với sunfua tạo ra polisunfua: Na2S + 4S  Na2S5 hoặc tan trong kiềm nóng chảy tạo ra sunfit: 3S + 6NaOHnc  2Na2S + Na2SO3 + 3H2O 3. Trạng thái tự nhiên, phương pháp điều chế - Lưu huỳnh tồn tại ở dạng tự do trong lòng đất tạo thành mỏ tập trung chủ yếu ở các vùng núi lửa như Xixili và Nhật Bản. - Phần lớn lưu huỳnh tồn tại trong thiên nhiên dưới dạng các hợp chất, phổ biến nhất là các khoáng vật như pirit sắt (FeS2), cancopirit (CuFeS2), galen (PbS), blenđơ (ZnS). Người ta khai thác lưu huỳnh chủ yếu từ mỏ lưu huỳnh tự do. III.2. Hidro sunfua (H2S) 1. Cấu tạo - Phân tử H2S có cấu tạo góc, với góc HSH = 92,20 là phân tử phân cực. S H H 2. Tính chất vật lí - Hidro sunfua là chất khí không màu, mùi trứng thối và rất độc. Hidro sunfua ít tan trong nước. 3. Tính chất hóa học - Trong dung dịch nước, axit sunfuhidric là một axit 2 nấc, rất yếu, yếu hơn axit cacbonic: H2S  HS- + H+ Ka1 = 10-7 HS-  S2- + H+ Ka2 = 10-14 - Khi tác dụng với dung dịch kiềm nó tạo nên 2 muối: sunfua và hidro sunfua. - Hidro sunfua là chất khử mạnh. Nó có thể cháy trong không khí cho ngọn lửa màu lam nhạt, khi dư oxi và ở nhiệt độ cao tạo ra sunfu đioxit: t 2H2S + 3O2 dư �� � 2SO2 + 2H2O và thiếu oxi hoặc ở nhiệt độ thấp giải phóng S: 2H2S + O2  2S + 2H2O + Tác dụng với các chất khác: t SO2 + 2H2S �� � 3S + 2H2O 2HNO3 + H2S  2NO2 + S + 2H2O 8HNO3 + H2S  8NO2 + H2SO4 + 4H2O H2S + I2  S + 2HI H2S + 4Cl2 + 4H2O  8HCl + H2SO4 2KMnO4 + 5H2S + 4H2SO4  2KHSO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O 0 0 18 4. Điều chế - Trong phòng thí nghiệm: Cho sắt sunfua tác dụng với axit clohidric: FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S ↑ - Cho nước tác dụng với nhôm sunfua: Al2S3 + 6H2O  2Al(OH)3 ↓ + 3H2S ↑ III.3. Muối sunfua 1. Tính chất vật lí - Dựa vào khả năng hòa tan trong nước và trong axit người ta chia sunfua kim loại thành 3 nhóm: + Các sunfua tan được trong nước và phản ứng với nước như: Na2S, K2S, CaS, BaS, Al2S3, Cr2S3, Fe2S3… + Các sunfua không tan trong nước nhưng tan trong axit như: MnS, FeS, NiS, CoS, SnS… + Các sunfua không tan trong nước cũng không tan trong axit như: CuS, Ag2S, CdS, HgS, PbS… - Đa số các sunfua không tan đều có màu đặc trưng: ZnS trắng, CdS vàng, MnS hồng, CuS đen, FeS đen, HgS đen, Bi2S3 đen. 2. Điều chế - Cho kim loại tác dụng với lưu huỳnh: t Fe + S �� � FeS - Các sunfua kim loại dễ tan có thể điều chế bằng cách cho H 2S tác dụng với dung dịch kiềm: H2S + 2NaOH  Na2S + 2H2O - Các sunfua ít tan của các kim loại nặng có thể điều chế bằng cách cho amoni sunfua tác dụng với dung dịch muối của kim loại: (NH4)2S + Pb(NO3)2  2NH4NO3 + PbS ↓ - Sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ còn được điều chế bằng cách dùng than khử muối sunfat ở nhiệt độ cao: t Na2SO4 + 4C �� � Na2S + 4CO 3. Natri sunfua (Na2S) - Natri sunfua là chất ở dạng tinh thể không màu, dễ tan trong nước. Trong nước bị thủy phân mạnh cho môi trường kiềm, do đó có thể kết tủa muối của một số kim loại: 3Na2S + 6H2O + 2FeCl3  2Fe(OH)3 ↓ + 6NaCl + 3H2S ↑ - Để trong không khí bị oxi hóa thành thiosunfat: 2Na2S + 2O2 + H2O  Na2S2O3 + 2NaOH - Natri sunfua được dùng làm chất khử khi điều chế các phẩm nhuộm. Trong công nghiệp thuộc da, natri sunfua dùng để làm cho da động vật rụng hết lông. III.4. Sunfu đioxit (SO2) 1. Cấu tạo 0 0 19 - Phân tử SO2 có cấu tạo gấp khúc với góc SOS = 119,5 0. Trong phân tử SO2, nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp2, hai obitan lai hóa được dùng để tạo liên kết với 2 nguyên tử oxi, còn 1AO lai hóa với cặp electron tự do. Một AO-p nguyên chất với 1e độc thân tạo ra liên kết  với AO-p chứa electron độc thân của một trong 2 nguyên tử oxi. Đây là một liên kết  không định chỗ. Sự rút ngắn mạnh độ dài liên kết S-O cho thấy ngoài liên kết  kiểu p –p còn có một phần liên kết  kiểu pd tạo nên bởi AO-p có  tử oxi và AO-d trống của S. cặp electron tự do của nguyên S S O O O O 2. Tính chất vật lí - Ở điều kiện thường sunfu đioxit là khí không màu, mùi hắc, rất độc, tan nhiều trong nước. 3. Tính chất hóa học a. SO2 là một oxit axit - Dung dịch nước của SO2 có tính axit yếu: SO2 + nH2O  SO2.nH2O  H3O+ + HSO3- + (n-2)H2O - Tuy axit sunfurơ không tồn tại nhưng có hai loại muối ứng với axit 2 nấc đó là: muối hidro sunfit chứa anion HSO3- và muối sunfit chứa SO32-. SO2 + NaOH  NaHSO3 SO2 + 2NaOH  Na2SO3 + H2O - Chỉ sunfit của kim loại kiềm và hidrosunfit của kim loại kiềm, kiềm thổ mới tan trong nước. Khi tan muối sunfit cho môi trường bazơ còn muối hidrosunfit cho môi trường axit. - Ở nhiệt độ cao, sunfit kim loại kiềm bị phân hủy: t 4K2SO3 �� � 3K2SO4 + K2S 2- Ion SO3 có cấu tạo hình chóp tam giác với nguyên tử S ở đỉnh còn 1 cặp electron tự do trên obitan lai hóa. Chính vì vậy ion SO32- dễ cho cặp e đó để biến thành ion tứ diện SO42- hoặc HSO3-. b. Tính khử - Do có cặp electron tự do nên SO2 và các ion sunfit đều có tính khử mạnh: + Trong không khí muối sunfit bị oxi hóa thành muối sunfat: 2Na2SO3 + O2  2Na2SO4 + Tác dụng với các hợp chất: HNO3, KMnO4, H2O2… SO2 + Br2 + 2H2O  2HBr + H2SO4 H2O2 + SO2  H2SO4 2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O  K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 c. Tính oxi hóa - Khi tác dụng với các chất khử mạnh hơn, SO2 thể hiện tính oxi hóa: SO2 + 2H2S  3S + 2H2O t SO2 + 2H2 �� � S + 2H2O 0 0 20