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 CM của các chất M, N, A, B ở trạng thái cân bằng.
Chú ý: Hằng
số cân bằng KC 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 KC 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 KC 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):
\(\mathrm{CaSO_4 \cdot
2H_2O} \xrightarrow{350^\circ \mathrm{C}} \mathrm{CaSO_4} + 2\mathrm{H_2O}\)
