Hóa học 11: Giữa kì I - Ôn tập Lý thuyết (2025)

Tài liệu được biên soạn bởi TTKT. Mọi hành vi sao chép hoặc chia sẻ trái phép ĐỀU LÀ BẤT HỢP PHÁP!

SÁCH ID: 2025-HOA11-GK1-LYTHUYET

Bài 1: Mở đầu về cân bằng hoá học

I. Khái niệm phản ứng hóa học và trạng thái cân bằng.

1. Phản ứng hóa học

2. Trạng thái cân bằng của phản ứng thuận nghịch

- Cân bằng hóa học là một trạng thái mà ở đó nồng độ chất tham gia biến thành sản phẩm bằng nồng độ chất sản phẩm biến thành chất tham gia

Chú ý: Đây là cân bằng động. Phản ứng thuận và phản ứng nghịch vẫn tiếp diễn với tốc độ bằng nhau, kết quả là lượng sinh ra và lượng mất đi của một chất bất kì trong phản ứng là bằng nhau và nồng độ của chất đó không đổi.

II. Biểu thức hằng số cân bằng và ý nghĩa

1. Biểu thức hằng số cân bằng.

\(\text{Xét phản ứng: } aA + bB \rightleftharpoons mM + nN\)

\(\text{Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng, hằng số cân bằng } K \text{ được xác định bởi:}\)

\(K = \frac{[M]^m \cdot [N]^n}{[A]^a \cdot [B]^b}\)

Trong đó:  [M], [N], [A], [B]  là nồng độ mol C_M của các chất M, N, A, B ở trạng thái cân bằng.

Chú ý: Hằng số cân bằng K_C chỉ phụ thuộc vào bản chất của các chất trong cân bằng và nhiệt độ.

2. Ý nghĩa của biểu thức hằng số cân bằng.

Dựa vào độ lớn của hằng số cân bằng có thể biết được chất phản ứng hay chất sản phẩm chiếm ưu thế ở trạng thái cân bằng, cũng như biết được phản ứng thuận có xảy ra thuận lợi hay không.

- Nếu K_C rất lớn so với 1 thì phản ứng thuận diễn ra thuận lợi hơn rất nhiều so với phản ứng nghịch, các chất ở trạng thái cân bằng chủ yếu là các chất sản phẩm.

- Nếu K_C rất nhỏ so với 1 thì phản ứng thuận diễn ra kém thuận lợi hơn rất nhiều so với phản ứng nghịch, các chất ở trạng thái cân bằng chủ yếu là các chất ban đầu.

III. Ảnh hưởng của nhiệt độ, nồng độ và áp suất đến cân bằng hóa học.

1. Ảnh hưởng của nhiệt độ tới cân bằng hóa học.

Ví dụ: Xét phản ứng:

\(2\text{NO}_2(g) \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4(g) \qquad \Delta H = -58\,\text{kJ}\)

- Cân bằng bị phá vỡ (bị chuyển dịch) khi thay độ nhiệt độ.

- Khi tăng nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch, tạo ra NO₂ nên hỗn hợp có màu nâu đậm hơn.

- Khi hạ nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận, tạo ra N₂O₄ nên hỗn hợp có nhạt màu hơn.

Kết luận:

- Khi tăng nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều phản ứng thu nhiệt.

- Khi giảm nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều phản ứng toả nhiệt.

2. Nguyên lí chuyển dịch cân bằng Le Chatelier

Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng khi chịu tác động từ bên ngoài như biến đổi nhiệt độ, nồng độ hay áp suất thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động bên ngoài đó

Chú ý: Chất xúc tác làm tăng đồng thời tốc độ phản ứng thuận và phản ứng nghịch như nhau, do đó không làm chuyển dịch cân bằng hóa học.

Bài 2: Sự điện li trong dung dịch nước. Thuyết Brønsted-Lowry về Acid-Base

I. Sự điện li, chất điện li và chất không điện li

Ví dụ:

\(\text{NaCl (s)} \rightarrow \text{Na}^+ (aq) + \text{Cl}^- (aq)\)

- Sự điện li là quá trình phân li các chất khi tan trong nước thành các ion

- Phương trình điện li:

\(\text{Muối} \rightarrow \text{Cation kim loại}^{+} + \text{Anion gốc acid}^{-}\)

\(\text{Acid} \rightarrow \mathrm{H}^{+} + \text{Gốc acid}\)

\(\text{Base} \rightarrow \text{Cation kim loại}^{+} + \mathrm{OH}^{-}\)

- Chất điện li khi tan trong nước phân li thành các ion (NaOH, HCl,…)

- Chất không điện li không tan trong nước nên không phân li thành các ion (Fe, Al, ...) hoặc tan nhưng không phân li thành các ion ( \( \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6, \ \text{C}_2\text{H}_5\text{OH}, \ \text{C}_6\text{H}_6, \ \text{xăng}, \ldots \). )

II. Thuyết Brønsted-Lowry về acid-base

1. Thuyết Brønsted-Lowry về acid-base

- Acid là những chất cho H⁺ và base là chất nhận H⁺.

\( n_{\mathrm{H}^+} > n_{\mathrm{OH}^-} \Rightarrow \) sau phản ứng còn dư \( \mathrm{H}^+ \Rightarrow \) dung dịch sau phản ứng có môi trường acid.

\( n_{\mathrm{H}^+} < n_{\mathrm{OH}^-} \Rightarrow \) sau phản ứng còn dư \( \mathrm{OH}^- \Rightarrow \) dung dịch sau phản ứng có môi trường base.

\( n_{\mathrm{H}^+} = n_{\mathrm{OH}^-} \Rightarrow \) sau phản ứng không còn dư \( \mathrm{H}^+ \) hay \( \mathrm{OH}^- \Rightarrow \) dung dịch sau phản ứng có môi trường trung tính.

2. Thuyết điện li trong quá khứ của Arrhenius

- Thuyết điện li (Arrhenius): Acid là chất khi tan trong nước phân li ra ion H⁺.

HCl → H⁺ + Cl^-

- Base là chất khi tan trong nước phân li ra OH^-

NaOH → OH^- + Na⁺

- Hydroxide lưỡng tính khi tan trong nước vừa có thể phân li như acid, vừa có thể phân li theo base

Bài 4: Đơn chất Nitrogen

I. Trạng thái tự nhiên

- Trong khí quyển, nguyên tố nitrogen chiếm 75,5% khối lượng (78,1% thể tích), chủ yếu ở tầng đối lưu.

- Trong vỏ trái đất, nguyên tố nitrogen tập trung tại một số mỏ khoáng \(NaNO_3\) (Diêm tiêu Chile).

- Có 7 electron và hiện diện trong tất cả cơ thể động vật, thực vật.

- Trong tự nhiên nitrogen tồn tại 2 đồng vị bền là \(^{14}N\) (99,63%) và \(^{15}N\) (0,37%).

- Có liên kết ba nên bền ở điều kiện thường, dẫn đến hệ quả trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ thấp.

\(\mathrm{N}^{0} + 3e^{-} \rightarrow \mathrm{N}^{3-}\) là sự khử của N⁰ — ⇒ N⁰ là chất oxy hóa

\(\mathrm{N}^{0} - 5e^{-} \rightarrow \mathrm{N}^{5+}\) là sự oxy hóa của N⁰ — ⇒ N⁰ là chất khử

II. Cấu tạo Nguyên tử, Phân tử

1. Cấu tạo nguyên tử

- Nguyên tố nitrogen ở ô số 7, nhóm VA, chu kì 2 trong bảng tuần hoàn.

- Có độ âm điện lớn (3,04), là phi kim điển hình.

- Các số oxi hoá thường gặp của nitrogen:

2. Cấu tạo phân tử

- Phân tử nitrogen gồm 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết ba, không phân cực.

\(N \equiv N\), \(E_{N \equiv N} = 945 kJ/mol\)

III. Tính chất Vật lí

- Ở điều kiện thường, nitrogen là chất khí, không màu, không mùi, không vị, khó hoá lỏng, tan rất ít trong nước.

- Khí nitrogen không duy trì sự cháy và sự hô hấp.

IV. Tính chất hóa học

Khí \(N_2\) ở nhiệt độ thường khá trơ, nhiệt độ cao hoạt động hơn. Thể hiện cả tính khử và tính oxi hoá.

1. Tác dụng với hydrogen

\(N_{2(g)} + 3H_{2(g)} \rightleftharpoons 2NH_{3(g)}\)

Phản ứng trên xảy ra ở nhiệt độ, áp suất cao, có xúc tác.

Là quá trình quan trọng sản xuất amonia, là quá trình trung gian sản xuất nitric acid, thuốc nổ, là chìa khoá quan trọng sản xuất phân bón.

2. Tác dụng với oxygen

Ở 3000°C (hoặc tia lửa điện), nitrogen kết hợp với oxygen tạo nitrogen monoxide.

\(N_{2(g)} + O_{2(g)} \xrightarrow{t^\circ} 2NO_{(g)}\), \(\Delta_r H^\circ = 180,6 kJ\).

Trong tự nhiên, phản ứng trên xảy ra trong cơn mưa dông kèm sấm chớp, khởi đầu quá trình tạo và cung cấp đạm nitrate cho đất từ nước mưa:

\(N_2 \xrightarrow{+O_2} NO \xrightarrow{+O_2} NO_2 \xrightarrow{+O_2+H_2O} HNO_3 \rightarrow H^+ + NO_3^-\)

Thực tế, quá trình đốt cháy nhiên liệu ở nhiệt độ cao, các hoạt động giao thông vận tải, sản xuất công nghiệp gây phát thải các oxide của nitrogen vào khí quyển.

V. Ứng dụng

- Tác nhân làm lạnh, tổng hợp ammonia, tạo khí quyển trơ, bảo quản thực phẩm,…

Bài 5: Một số hợp chất quan trọng của Nitrogen

A. AMMONIA (NH₃)

1. Cấu trúc phân tử

Trong phân tử NH₃, nguyên tử Nitrogen (N) là nguyên tử trung tâm, liên kết với 3 nguyên tử Hydrogen (H).

Nguyên tử N còn một cặp electron tự do chưa tham gia liên kết.

Cặp electron tự do này quyết định phần lớn tính chất hóa học đặc trưng của NH₃.

Số oxi hóa của N trong NH₃ là -3, là số oxi hóa thấp nhất của Nitrogen.

2. Tính chất hóa học

a. Tính base yếu

Nguyên nhân: Do có cặp electron tự do, phân tử NH₃ có khả năng nhận proton (H⁺).

Phản ứng với nước: NH₃ tan nhiều trong nước, một phần phản ứng với nước tạo thành dung dịch có tính base yếu.
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Dung dịch amoniac làm quỳ tím hóa xanh, dung dịch phenolphthalein hóa hồng.

Phản ứng với axit: Dễ dàng phản ứng với axit để tạo thành muối amoni.

\(\mathrm{NH}_3 + \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{NH}_4\mathrm{Cl} \quad \text{(amoni clorua)}\)

\(2\mathrm{NH}_3 + \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \rightarrow (\mathrm{NH}_4)_2\mathrm{SO}_4 \quad \text{(amoni sunfat)}\)

\(3\mathrm{NH}_3 + \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4 \rightarrow (\mathrm{NH}_4)_3\mathrm{PO}_4 \quad \text{(amoni photphat)}\)

\(\mathrm{NH}_3 + \mathrm{CH}_3\mathrm{COOH} \rightleftharpoons \mathrm{CH}_3\mathrm{COONH}_4 \quad \text{(amoni axetat)}\)

b. Tính khử mạnh

Nguyên nhân: Số oxi hóa của N trong NH₃ là -3 (thấp nhất), nên trong các phản ứng oxi hóa-khử, nó chỉ có thể nhường electron để tăng số oxi hóa (lên 0, +2, v.v.).

Tác dụng với Oxi:

• Khi đốt trong oxi không có xúc tác: NH₃ cháy tạo ra khí N₂ và hơi nước.
  \( 4\mathrm{NH_3} + 3\mathrm{O_2} \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} 2\mathrm{N_2} + 6\mathrm{H_2O} \; (\mathrm{N}^{-3} \rightarrow \mathrm{N}^0) \)
• Khi đốt trong oxi có xúc tác Platin (Pt) ở nhiệt độ cao (850-900°C): NH₃ bị oxi hóa tạo ra khí NO và hơi nước. Đây là phản ứng quan trọng trong công nghiệp sản xuất axit nitric.
  \( 4\mathrm{NH_3} + 5\mathrm{O_2} \xrightarrow[\text{Pt}]{t^\circ} 4\mathrm{NO} + 6\mathrm{H_2O} \; (\mathrm{N}^{-3} \rightarrow \mathrm{N}^{+2}) \)

Tác dụng với Oxit kim loại: NH₃ có thể khử một số oxit kim loại (như CuO, PbO...) về kim loại.

\( 2\mathrm{NH_3} + 3\mathrm{CuO} \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{N_2} + 3\mathrm{Cu} + 3\mathrm{H_2O} \)
(Hiện tượng: Bột CuO màu đen chuyển thành kim loại Cu màu đỏ)

B. MUỐI AMONI

Là các muối chứa ion amoni (NH₄⁺).

1. Tác dụng với dung dịch kiềm (base mạnh)

Đây là phản ứng đặc trưng để nhận biết ion amoni (NH₄⁺).

Khi đun nóng nhẹ dung dịch muối amoni với dung dịch kiềm (NaOH, KOH, Ca(OH)₂,...), sẽ sinh ra khí amoniac (NH₃) có mùi khai đặc trưng.
Phương trình ion rút gọn: \( \mathrm{NH_4^+} + \mathrm{OH^-} \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{NH_3} \uparrow + \mathrm{H_2O} \)

Ví dụ:

\( \mathrm{NH_4Cl} + \mathrm{NaOH} \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{NaCl} + \mathrm{NH_3} \uparrow + \mathrm{H_2O} \)

\( (\mathrm{NH_4})_2\mathrm{SO_4} + \mathrm{Ca(OH)_2} \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{CaSO_4} + 2\mathrm{NH_3} \uparrow + 2\mathrm{H_2O} \)

Cách nhận biết khí NH₃:

• Có mùi khai.
• Dùng giấy quỳ tím ẩm đặt lên miệng ống nghiệm, giấy quỳ hóa xanh.

2. Phản ứng nhiệt phân

Muối amoni dễ bị nhiệt phân hủy, sản phẩm tạo thành phụ thuộc vào gốc axit.

Muối tạo bởi axit không có tính oxi hóa (HCl, H₂CO₃,...): Phân hủy thành NH₃ và axit tương ứng.

\( \mathrm{NH_4Cl}_{\mathrm{(r)}} \rightleftharpoons{\text{t}^\circ} \mathrm{NH_3}_{\mathrm{(k)}} + \mathrm{HCl}_{\mathrm{(k)}} \)

\( \mathrm{NH_4Cl}_{\mathrm{(r)}} \overset{\text{t}^\circ}{\rightleftharpoons} \mathrm{NH_3}_{\mathrm{(k)}} + \mathrm{HCl}_{\mathrm{(k)}}\)

Muối tạo bởi axit có tính oxi hóa (HNO₂, HNO₃): N trong NH₄⁺ (-3) sẽ bị oxi hóa bởi N trong gốc axit (+3, +5).

\( \mathrm{NH_4NO_2}_{\mathrm{(r)}} \xrightarrow{\text{t}^\circ} \mathrm{N_2}_{\mathrm{(k)}} + 2\mathrm{H_2O}_{\mathrm{(h)}} \)

\( \mathrm{NH_4NO_3}_{\mathrm{(r)}} \xrightarrow{\text{t}^\circ} \mathrm{N_2O}_{\mathrm{(k)}} + 2\mathrm{H_2O}_{\mathrm{(h)}} \quad (\text{khí cười}) \)

C. AXIT NITRIC (HNO₃)

1. Tính chất hóa học

a. Tính axit mạnh

HNO₃ là một trong những acid mạnh nhất. Trong dung dịch, nó phân li hoàn toàn:

\( \mathrm{HNO_3} \rightarrow \mathrm{H^+} + \mathrm{NO_3^-} \)

Thể hiện đầy đủ tính chất của một acid mạnh:

- Làm quỳ tím hóa đỏ.

- Tác dụng với base: \(\mathrm{HNO_3} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{NaNO_3} + \mathrm{H_2O}\)

- Tác dụng với oxit base: \(2\mathrm{HNO_3} + \mathrm{Na_2O} \rightarrow 2\mathrm{NaNO_3} + \mathrm{H_2O}\)

- Tác dụng với muối của acid yếu hơn (ví dụ muối cacbonat): \(2\mathrm{HNO_3} + \mathrm{Na_2CO_3} \rightarrow 2\mathrm{NaNO_3} + \mathrm{CO_2} \uparrow + \mathrm{H_2O}\)

b. Tính oxi hóa rất mạnh

Nguyên nhân: Nguyên tử N trong HNO₃ có số oxi hóa cao nhất là +5, nên nó có xu hướng mạnh mẽ nhận electron để giảm số oxi hóa.

Tác dụng với kim loại:

- HNO₃ oxi hóa được hầu hết các kim loại (trừ Vàng - Au, Platin - Pt).

- Sản phẩm khử của N⁺⁵ phụ thuộc vào độ hoạt động của kim loại và nồng độ của axit HNO₃.

Lưu ý quan trọng: Phản ứng với kim loại KHÔNG giải phóng khí H₂.

Ví dụ:

• Với kim loại hoạt động trung bình (Cu, Fe...):

HNO₃ đặc: thường tạo ra khí NO₂ (màu nâu đỏ).
\(\mathrm{Cu} + 4\mathrm{HNO_3}_{\text{(đặc)}} \rightarrow \mathrm{Cu(NO_3)_2} + 2\mathrm{NO_2} \uparrow + 2\mathrm{H_2O}\)

HNO₃ loãng: thường tạo ra khí NO (không màu, hóa nâu trong không khí do NO₂).
\(3\mathrm{Cu} + 8\mathrm{HNO_3}_{\mathrm{(loãng)}} \rightarrow 3\mathrm{Cu(NO_3)_2} + 2\mathrm{NO} \uparrow + 4\mathrm{H_2O}\)

\(\mathrm{Fe} + 4\mathrm{HNO_3}_{\mathrm{(loãng)}} \rightarrow \mathrm{Fe(NO_3)_3} + \mathrm{NO} \uparrow + 2\mathrm{H_2O}\)

Lưu ý đặc biệt: Fe, Al, Cr bị thụ động hóa (không phản ứng) trong dung dịch HNO₃ đặc, nguội.

Bài 6+7: Sulfur và các hợp chất của sulfur

Bài học này sẽ tìm hiểu về đơn chất lưu huỳnh (sulfur), sulfur dioxide, axit sunfuric và muối sunfat.

Phần I. SULFUR (S)

1. Trạng thái tự nhiên

Chất rắn, màu vàng, không tan trong nước, tan trong dung môi hữu cơ như CS₂. Trong môi trường thực tế, sulfur tồn tại trong tự nhiên dưới 2 dạng phổ biến:

Đơn chất: Các mỏ lưu huỳnh, thường có trong các vùng núi lửa.

Hợp chất: Trong các khoáng vật như pirit sắt (FeS₂), galen (PbS), thạch cao (CaSO₄.2H₂O)...

2. Tính oxi hóa và tính khử

Sulfur có số oxi hóa trung gian là 0, nên trong các phản ứng hóa học, nó vừa có thể thể hiện tính oxi hóa (giảm số oxi hóa xuống -2) vừa có thể hiện tính khử (tăng số oxi hóa lên +4, +6).

\(\mathrm{S}^{-2} \text{ (H}_2\mathrm{S)} \xleftarrow{\text{Tính oxi hóa}} \mathrm{S}^0 \xrightarrow{\text{Tính khử}} \mathrm{S}^{+4} \text{ (SO}_2) \rightarrow \mathrm{S}^{+6} \text{ (H}_2\mathrm{SO}_4)\)

a. Tính oxi hóa

Sulfur tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt) và hydro ở nhiệt độ cao, tạo ra muối sulfide và hydro sulfide. Khi đó, số oxi hóa của S giảm từ 0 xuống -2.

Tác dụng với hydro: \(\mathrm{S} + \mathrm{H}_2 \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{H}_2\mathrm{S} \quad \text{(hydro sulfide)}\)

Tác dụng với kim loại:

• \(\mathrm{S} + 2\mathrm{Na} \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{Na_2S} \quad \text{(natri sulfide)}\)
• \(\mathrm{S} + \mathrm{Hg} \rightarrow \mathrm{HgS} \quad \text{(thủy ngân (II) sulfide)}\) - Phản ứng này xảy ra ngay ở nhiệt độ thường, dùng để xử lý thủy ngân rơi vãi.

b. Tính khử

Khi tác dụng với các chất có tính oxi hóa mạnh hơn, số oxi hóa của S tăng từ 0 lên +4 hoặc +6.

Tác dụng với oxi: \(\mathrm{S} + \mathrm{O}_2 \xrightarrow{\text{nhiệt độ}} \mathrm{SO}_2 \quad \text{(sulfur dioxide)}\)

Phần II. SULFUR DIOXIDE (SO₂)

1. Tính chất của một oxit axit

Đây là một chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn không khí, độc.

SO₂ là một oxit axit, thể hiện đầy đủ các tính chất:

Tác dụng với nước: Tạo thành dung dịch axit sunfurơ (một axit yếu, không bền).
\(\mathrm{SO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightleftharpoons \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3\)

Tác dụng với oxit base: \(\mathrm{SO}_2 + \mathrm{Na}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_3\) (natri sunfit)

Tác dụng với dung dịch base: \(\mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_3 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}\)

(Lưu ý: Tùy thuộc vào tỉ lệ mol giữa SO₂ và NaOH, có thể tạo ra muối axit NaHSO₃ hoặc cả hai muối).

2. Tính oxy hóa – khử

Tương tự S, SO₂ có số oxi hóa trung gian là +4 nên cũng thể hiện cả tính khử và tính oxi hóa.

a. Tính khử (S⁺⁴ → S⁺⁶)

SO₂ là chất khử khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh hơn.

Tác dụng với Oxi (có xúc tác): Đây là phản ứng quan trọng để sản xuất H₂SO₄.
\(2\mathrm{SO}_2 + \mathrm{O}_2 \;\underset{\substack{\text{450}^\circ \text{C} \\ \mathrm{V}_2\mathrm{O}_5}}{\leftrightarrow} 2\mathrm{SO}_3\)

Làm mất màu dung dịch Brom:
\(\mathrm{SO}_2 + \mathrm{Br}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 + 2\mathrm{HBr}\) (Đây là phản ứng dùng để nhận biết khí SO₂)

Làm mất màu dung dịch thuốc tím (KMnO₄):
\(5\mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{KMnO}_4 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow 2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 + \mathrm{K}_2\mathrm{SO}_4 + 2\mathrm{MnSO}_4\)

b. Tính oxi hóa (S⁺⁴ → S⁰)

SO₂ là chất oxi hóa khi tác dụng với chất khử mạnh hơn.

Tác dụng với H₂S:
\(\mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{S} \rightarrow 3\mathrm{S} \downarrow + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}\) (Phản ứng này giải thích hiện tượng tạo thành lưu huỳnh ở các miệng núi lửa)

3. Điều chế trong công nghiệp

Gồm 3 giai đoạn chính:

Sản xuất SO₂: S + O₂ → SO₂ (hoặc từ quặng pirit: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂)

Sản xuất SO₃: 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ (xúc tác V₂O₅, 450-500°C)

Hấp thụ SO₃ bằng H₂SO₄ đặc để tạo oleum, sau đó pha loãng: SO₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇ rồi H₂S₂O₇ + H₂O → 2H₂SO₄

Phần III. AXIT SUNFURIC (H₂SO₄)

1. H₂SO₄ loãng

Dung dịch H₂SO₄ loãng có đầy đủ tất cả các tính chất của một axit mạnh:

• Làm quỳ tím hóa đỏ.

• Tác dụng với kim loại đứng trước H trong dãy hoạt động hóa học, giải phóng khí H₂. 
  \( \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_{4_{(\mathrm{loãng})}} + \mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{ZnSO}_4 + \mathrm{H}_2 \uparrow \)

• Tác dụng với base, oxit base và nhiều muối.
• \(\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 + 2\mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}\)
• \(\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 + \mathrm{Na}_2\mathrm{CO}_3 \rightarrow \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 + \mathrm{CO}_2 \uparrow + \mathrm{H}_2\mathrm{O}\)

2. H₂SO₄ đặc

Acid sulfuric đặc có tính háo nước rất mạnh, nó có khả năng lấy nước từ các hợp chất khi tiếp xúc (ví dụ như đường, giấy, vải) và làm chúng hóa đen (hiện tượng than hóa).

a. Tính oxi hóa mạnh

Nguyên nhân: Do nguyên tố S có số oxi hóa cao nhất là +6.

Tác dụng với kim loại:

- Oxi hóa được hầu hết kim loại (kể cả các kim loại đứng sau H như Cu, Ag), nhưng không giải phóng H₂.

- Sản phẩm khử của S⁺⁶ có thể là SO₂, S, hoặc H₂S, tùy thuộc vào độ mạnh của kim loại và nồng độ axit.

\( \mathrm{Cu} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \, \text{(đặc, nóng)} \rightarrow \mathrm{CuSO}_4 + \mathrm{SO}_2 \uparrow + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \quad \text{(Với kim loại yếu)} \)

\(3\mathrm{Mg} + 4\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \, \text{(đặc)} \rightarrow 3\mathrm{MgSO}_4 + \mathrm{S} \downarrow + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O} \quad \text{(Với kim loại mạnh)} \)

\( 4\mathrm{Mg} + 5\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \, \text{(đặc)} \rightarrow 4\mathrm{MgSO}_4 + \mathrm{H}_2\mathrm{S} \uparrow + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O} \quad \text{(Với kim loại rất mạnh)} \)

Lưu ý: Al, Fe, Cr bị thụ động hóa (không phản ứng) trong H₂SO₄ đặc, nguội.

b. Tính háo nước

H₂SO₄ đặc có khả năng hút nước rất mạnh từ các hợp chất hữu cơ (glucid, saccharose...). Ví dụ, nó làm đường saccarozo (C₁₂H₂₂O₁₁) hóa đen do lấy đi nước, chỉ còn lại carbon.
\(\mathrm{C}_{12}\mathrm{H}_{22}\mathrm{O}_{11} \xrightarrow{\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \, \mathrm{đặc}} 12\mathrm{C} + 11\mathrm{H}_2\mathrm{O}\)

Sau đó, carbon có thể bị oxi hóa tiếp: 

\(\mathrm{C} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \, \text{(đặc)} \rightarrow \mathrm{CO}_2 \uparrow + 2\mathrm{SO}_2 \uparrow + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}\)

Cảnh báo: H₂SO₄ đặc cực kỳ nguy hiểm, gây bỏng nặng khi tiếp xúc với da.

Phần IV. MUỐI SULFAT (SO₄²⁻) VÀ ỨNG DỤNG

1. Nhận biết ion sunfat (SO₄²⁻)

Thuốc thử: Dung dịch muối của Bari (Ba²⁺) như BaCl₂, Ba(NO₃)₂.

Hiện tượng: Tạo ra kết tủa trắng không tan trong axit mạnh (HCl, HNO₃).

Phương trình ion: Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓

2. Thạch cao

Thạch cao là muối Canxi sunfat (CaSO₄) ngậm nước.

Thạch cao sống (CaSO₄.2H₂O): Dùng để sản xuất xi măng.

Thạch cao nung (CaSO₄.H₂O hoặc CaSO₄.0,5H₂O): Được tạo ra khi nung thạch cao sống ở ~160°C. Dùng để nặn tượng, đúc khuôn, bó bột trong y tế.

Nung thạch cao sống (CaSO₄·2H₂O) thành thạch cao nung (CaSO₄·0.5H₂O):

\(\mathrm{CaSO_4 \cdot 2H_2O} \xrightarrow{160^\circ \mathrm{C}} \mathrm{CaSO_4 \cdot 0.5H_2O} + 1.5\mathrm{H_2O}\)

Quá trình đông cứng của thạch cao nung (ngược lại phản ứng trên):

\(\mathrm{CaSO_4 \cdot 0.5H_2O} + 1.5\mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{CaSO_4 \cdot 2H_2O}\)

Thạch cao khan (CaSO₄): Được tạo ra khi nung ở nhiệt độ cao hơn (~350°C), dùng làm chất hút ẩm.

Nung thạch cao sống (CaSO₄·2H₂O) thành thạch cao khan (CaSO₄):

\(\mathrm{CaSO_4 \cdot 2H_2O} \xrightarrow{350^\circ \mathrm{C}} \mathrm{CaSO_4} + 2\mathrm{H_2O}\)