hệ thống hóa kiến thức cơ bản về hóa nguyên tố và xây dụng hệ thống bài tập trọng tâm nâng dần mức độ từ dễ đến khó

Lời nói đầu
Đã thành thông lệ, cứ đến tháng 8 hàng năm các Thầy, Cô giáo và học sinh các
trường chuyên thuộc các tỉnh miền núi phía Bắc lại gặp nhau để giao lưu học hỏi và trao
đổi kinh nghiệm về việc dạy và luyện thi HSG các môn học trong trường chuyên.
Trường THPT Chuyên Hoàng Văn Thụ rất vinh dự khi là đội chủ nhà của hoạt động
trong trại hè năm 2013. Các thành viên của nhóm Hóa trường THPT Chuyên Hoàng
Văn Thụ xin được chia sẻ chuyên môn với các đồng nghiệp qua bài viết này.

4


Lý do chọn đề tài:
Hoá học vô cơ là một chuyên ngành rất quan trọng trong bộ môn hoá học. Đặc
biệt trong các đề thi HSG các cấp hóa đại cương và vô cơ chiếm tới 60% nội dung kiến
thức trong đó nội dung về hóa nguyên tố chiếm một dung lượng khá lớn. Việc hệ thống
hóa kiến thức cơ bản về hóa nguyên tố và xây dụng hệ thống bài tập trọng tâm nâng dần
mức độ từ dễ đến khó là ý tưởng của chúng tôi khi trình bày cuốn kỷ yếu này. Xong với
điều kiện thời gian có hạn nên chúng tôi mới tập chung vào chương các nguyên tố phi
kim, mặc dù đã cố gắng sắp xếp một cách hệ thống và khoa học xong không tránh khỏi
thiếu xót rất mong các Thầy ,cô giáo và các các em học sinh đón nhận và đóng góp bổ
sung để nội dung cuốn kỷ yếu được đầy đủ hơn và thực sự hữu ích trong quá trình dạy
và học.

5


CHƯƠNG 1 : OXI-OZON LƯU HUỲNH
A. OXI
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA OXI
I.1. Trạng thái thiên nhiên
Oxi là nguyên tố phổ biến nhất ở trong thiên nhiên. Thành phần khối lượng oxi

trong khí quyển ~23%; trong nước ~89%, trong cát ~53%.
Oxi chiếm khoảng 50% khối lượng vỏ quả đất (~52,3% tổng số nguyên tử). Oxi
tự do tập trung hầu hết trong khí quyển. Không khí chứa khoảng 78,1% thể tích nitơ và
21,0% thể tích oxi.
I.2. Thành phần đồng vị
Oxi có 3 đồng vị thiên nhiên:

16
8

O (99,75%),

17
8

O (0,037%) và

18
8

O (0,204%) tổng

số nguyên tử.
I.3. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử oxi có cấu hình electron lớp vỏ ngoài cùng là 2s 22p4. Với cấu trúc này,
nguyên tử oxi có các khả năng:
I.3.1. Nhận thêm 2e biến thành ion O21
O2(k) + 2e
2

→ O2-

∆Ho = +900 kJ/mol (~ 6,83 eV)

I.3.2. Góp chung 2e tạo thành 1 liên kết đôi hay 2 liên kết đơn
I.3.3. Góp chung 2e và tạo một liên kết cho nhận, ví dụ H3O+
I.4 . Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử O2 có độ dài liên kết bằng 1,21 antron và năng lượng liên kết bằng 494
kJ/mol.
Theo thuyết VB, phân tử oxi được hình thành nhờ sự xen phủ của các electron
2p độc thân, tạo thành 1 liên kết σ và 1 liên kết π:
Theo thuyết VB, phân tử oxi không có electron độc thân và không có từ tính,
điều này mâu thuẫn với thực nghiệm.
Theo thuyết MO, sự hình thành phân tử O2 do dự tổ hợp tuyến tính 2 obital 1s
II. TÍNH CHẤT LÝ-HÓA CỦA OXI
II.1. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, oxi là một khí không màu, không mùi, không vị; nặng hơn
không khí.
Oxi ở trạng thái khí, lỏng, rắn đều có tính thuận từ. Oxi lỏng và rắn có màu xanh
lam.
6


Do phân tử ít bị cực hoá, oxi có nhiệt độ nóng chảy (-218,9 0C) và nhiệt độ sôi (1830) rất thấp.
Khí oxi ít tan trong nước: ở 200C, 1 lít nước hòa tan được 31 mL khí O2.
Khí O2 có thể tan trong một số kim loại nóng chảy và độ tan cũng giảm khi nhiệt
độ tăng. Khi kim loại rắn, khí oxi tan ở trong đó sẽ thoát ra nhanh chóng, nên những
kim loại để nguội nhanh ở ngoài kim loại thường bị rỗ trên bề mặt dẫn đến gây khó
khăn trong luyện kim
II.2. Tính chất hóa học

Oxi là nguyên tố phi kim điển hình. Nó có thể tác dụng trực tiếp với hầu hết
nguyên tố trừ các halogen, khí trơ và một số kim loại quí (Ag, Au, Pt...)
Khả năng phản ứng cao của oxi phân tử được giải thích bằng sự có mặt của 2e ở
obital phân tử π phản liên kết.
Tuy nhiên một số nguyên tố phản ứng mãnh liệt với oxi ở nhiệt độ cao lại không
phản ứng với oxi ở nhiệt độ thấp vì oxi ở trạng thái khí và phân tử oxi có độ bền lớn và
nhỏ tiếp xúc với kim loại trên bề mặt.
II.2.1. Phản ứng với các đơn chất
II.2.1.1.Hidro
2H2 + O2 → 2H2O
Phản ứng xảy ra ở 3000C, nhiệt độ tăng thì vận tốc tăng, đến 500 0C phản ứng gần
như tức thời gây ra hiện tượng nổ.
H2O2 tạo ra khi cho H2 tác dụng trực tiếp với ôxi nguyên tử.
II.2.1.2. Nhóm IA
- Với Li: tạo Li2O, Li2O2 và LiO2
- Đối Li trong oxi dư: 4Li + O2 → 2Li2O
- Khi đốt Li trong dòng oxi còn tạo thêm Li 2O2. Kém bền, bị phân huỷ tạo ra O2 ở
1600C.
- Với M = Na, K, Rb, Cs tạo ra M2O, M2O2 và MO2.
Khi đun nóng M trong dòng khí O2 tạo ra M2O2 và MO2
2Na + O2 → Na2O2
- Các oxit M2O được tạo ra khi nung peoxit hoặc hiđrôxit với kim loại.
Các M2 O là chất rắn màu vàng, cường độ màu tăng từ Na đến Cs.
II.2.1.3. Nhóm IIA
- Với Be: Khi đốt bột kim loại trong oxi tạo BeO.
- Với Mg, Ca, Sr, BA.
+ Khi đun nóng Mg, Ca trong oxi tạo monôxit
2Mg + O2 → 2MgO
7

2Ca + O2 → 2CaO
+ Đung nóng Sr trong oxi tạo SrO + SrO2; còn bari tạo peoxit BaO2.
II.2.1.4. Nhóm IIIA
- Khi nung B trong không khí hoặc trong oxi tạo ra B2O3.
- Nhôm phản ứng trực tiếp với oxi, ngay cả ở nhiệt độ thường tạo ra lớp màng
mỏng 1.10-5 mm bảo vệ bề mặt nhôm.
4Al + 3O2 → 2Al2O3
II.2.1.5. Nhóm IVA
- Với cacbon
+ Khi đốt cháy C trong điều kiện thiếu không khí tạo CO:
2C + O2 → 2CO
Khi đốt cháy C vô định hình ở 350 0C tạo CO2:
C + O2 → CO2
- Với silic
+ Khi cho Si vô định hình cháy ở 6000C tạo SiO2.
II.2.1.6. Nhóm VA
- Với nitơ
Chỉ có NO là tạo ra trực tiếp từ N2 và O2 ở nhiệt độ cao.
N2 + O2 → 2NO
Ở 20000C chỉ có 1,2% NO theo thể tích; ở 30000C được 5,3%.
- Với P
P phản ứng trực tiếp với oxi hoặc ôxi không khí.
Thiếu oxi: 4P + 3O2 → P4O6
Đủ oxi : 4 P + 5O2 → P4O10
II.2.1.7. Nhóm VIA
- Với lưu huỳnh
Khí đốt S trong không khí hoặc trong oxi tạo ra SO2: S + O2 → SO2
Các oxit khác đều tạo ra bằng phương pháp gián tiếp.
- Với selen và telu.

Khi nung nóng Se và Te trong oxi hoặc không khí.
Se + O2 → SeO2 và Te + O2 → TeO2
II.2.2. Phản ứng với hợp chất
II.2.2.1. Hợp chất chứa hidro
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
4NH3 + 3O2 → 6H2O + 2N2
Chuyển hoá glucô cung cấp năng lượng cơ thể:
8


C6H12O6 + 6O2 → 6CO2+ 6H2O
II.2.2.2. Các oxit thấp thành peoxit
2BaO + O2 → BaO2
2CO + O2 → 2CO2
2NO + O2 → 2NO2
II.2.2.3. Oxi của không khí oxi hoá các hiđroxit kim loại chuyển tiếp
2Mn(OH)2 + O2+ 2H2O → 2Mn(OH)4
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4 Cr(OH)3
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4 Fe(OH)3
II.2.2.4. Oxi hoá chất hữu cơ
2CH3 - CHO + O2 → 2CH3COOH
II.3. Điều chế oxi
- Nguyên tắc: nhiệt phân các hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt.
- Phương pháp
Phân hủy peoxit:
2H2O2 → O2 + 2H2O (xt: KI, NaOH rắn; FeSO4; MnO2, …)
Nhiệt phân muối pemanganat, clorat, nitrat.
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (t0 = 3000C; xt: MnO2)
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 (t0 = 2000C)
Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.

II.4. Vai trò sinh học của oxi
- Oxi giúp duy trì sự sống của động thực vật trong quá trình hô hấp.
- Oxi hòa tan duy trì đời sống sinh vật dưới nước.
- Cây xanh ban ngày quang hợp, hấp thụ khí CO 2 và thải O2; ban đêm hấp thụ O2 và thải
khí CO2.
III. CÁC HỢP CHẤT OXIT
III.1. Oxit
Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác. Oxit của các nguyên tố có bản
chất rất khác nhau. Kiểu liên kết hoá học trong oxit biến đổi từ thuần thuý ion đến thuần
tuý cộng hoá trị.
III.1.1. Oxit ion
Bao gồm oxit kim loại kiềm và kiềm thổ.
Chúng ta biết rằng sự tạo thành ion O 2- từ oxi nguyên tử tiêu tốn một năng lượng
khá lớn là 903 kJ/mol.
1
O2 (k) + 2e
2

→ O2- (k)

∆H0 = 903 KJ/mol
9


Muối tạo thành, oxit ion cần tiêu tốn một năng lượng để làm cho nguyên tử kim
loại bay hơi và ion hoá. Nhưng mặt khác, nhờ năng lượng mạng lưới của oxit chứa ion
O2- có bán kính tương đối bé (1,40 antron) là rất cao cho nên nhiều oxit đều thuần thuý
ion và rất bền.
Bằng phương pháp Rơnghen người ta đã xác nhận sự tồn tại của O 2- ở trong mạng
lưới tinh thể của oxit ion, nhưng ion này không tồn tại trong dung dịch mà bị phân huỷ:

O2- + H2O → 2OH- với K > 1022
III.1.2. Oxit cộng hóa trị
Các oxit của nguyên tố phí kim và kim loại khác (trừ kiềm và kiềm thổ, là các oxit
cộng hoá trị.
Khi năng lượng mạng lưới không đủ lớn để có thể ion hoá hoàn toàn nguyên tử
kim loại thì oxit tạo nên sẽ có mức độ cộng hoá trị đáng kể.
III.1.3. Phân loại các oxit
Dựa vào tính chất hoá học người ta phân chia oxit của các nguyên tố ra làm oxit
bazơ, oxit axit và oxit lưỡng tính
III.1.3.1. Oxit bazơ
Là oxit tan được trong nước tạo nên bazơ ví dụ: Na2O, CaO,...
Na2O + H2O → 2NaOH
Một số oxit không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng (ví dụ
MgO cũng được coi là oxit bazơ).
III.1.3.2. Oxit axit
Là những oxit tan được trong nước tạo thành axit
SO3 + H2O → H2SO4
Một số oxit không tan trong nước nhưng tan trong bazơ cũng được coi là oxit axit,
ví dụ
Sb2O5 + 2NaOH + 5H2O → 2Na[Sb(OH)6]
III.1.3.3. Oxit lưỡng tính
Là oxit vừa tan trong axit, vừa tan trong bazơ, ví dụ Al2O3, ZnO, Cr2O3.
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
III.2. Peoxit
Peoxit là những oxit có chứa ion O 22− hay [-O-O-]2-.
Các kim loại kiềm (trừ Li), kiềm thổ tạo thành các peoxit ion.
Trong các peoxit, quan trọng nhất trong thực tế là Na2O2 và BaO2.
III.2.1. Natri peoxit
10

Natri peoxit là chất bột màu trắng, nóng chảy ở 460 0C và sôi ở nhiệt độ sôi 660 0C.
Na2O2 được tạo thành khi đốt cháy Na trong oxi hoặc trong không khí ở nhiệt độ 1800C.
Tính chất của Na2O2:
Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 +

1
O2
2

Na2O2 + CO2 + H2O → Na2CO3 + H2O2
Na2O2 là chất oxi hoá mạnh.
III.2.2. Bari peoxit
Bari peoxit là chất bột màu trắng, nhiệt độ nóng chảy 450 0C, ở 6000C phân huỷ ra
BaO và O2
BaO2 khó tan trong nước, rượu và ete nhưng dễ tan trong dung dịch axit.
BaO2 + H2SO4 (loãng) → BaSO4 + H2O2
BaO2 + 4HCl (đặc) → BaCl2 + Cl2 + H2O
III.3. Supeoxit
Các supeoxit tạo thành khi cho khí O2 tác dụng với K, Rb, Cs.
Nhìn chung các peoxit và supeoxit của kim loại kiềm khá bền với nhiệt, không
phân huỷ khi nóng chảy. Tất cả đều hút ẩm mạnh và chảy rữa khi để trong không khí.
Chúng tương tác mạnh với nước ở nhiệt độ thấp giải phóng H 2O2 và O2. Tất cả đều
là chất oxi hoá mạnh.
Trong các suoeoxit, quan trọng nhất là kali supeoxit.
Kali supeoxit là chất bột vàng, nhiệt độ nóng chảy 4400C.
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2
2KO2 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2+ O2.

III.4. Ozonit
Là oxit có chứa ion O3− trong mạng lưới tinh thể, ion này cấu tạo tương tự ozon.
Hiện nay người ta chỉ mới biết được các ozonit của kim loại kiềm như KO3, RbO3.
Ở nhiệt độ thường, KO3 không bền phân huỷ dần thành KO 2 và O2; còn ở 50- 600C,
phân huỷ hoàn toàn.
KO3 khi tác dụng với nước giải phóng O2
4KO3 + 2H2O → 4KOH + 5O2.
Bởi vậy ozonit là chất oxi hoá mạnh.
IV. KHÍ OZON
IV.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Trong một thời gian dài trước đáy, phân tử O 3 được coi là có cấu tạo vòng khép
kín
11


Nhưng cấu tạo đó không phù hợp với momen lưỡng cực của phân tử; µ = 0,52D.
Việc nghiên cứu cấu tạo của phân tử O 3 cho thấy, phân tử O3 không có vòng kín mà là
phân tử có góc (giống như phân tử H2O, NO2).
Phân tử O3 nghịch từ, góc liên kết OOO = 117 0; độ dài liên kết O-O bằng 1,28
antron, trung gian giữa độ dài liên kết đơn (1,49 antron) và liên kết đôi (1,21 antron).
Do đó trong phân tử O3, liên kết O - O có một phần liên kết kép.
Trong phân tử O3 có 2 liên kết σ và một liên kiết π không định chỗ.
Có thể giải thích: Nguyên tử O trung tâm của O 3 ở trạng thái lai hoá sp 2. Hai
trong 3 obital lai hoá sp2 tạo liên kết σ. Obital lai hoá sp2 thứ 3 chứa cặp e không liên
kết. Nguyên tử oxi trung tâm còn obital 2p z xen phủ với obital pz của một trong hai
nguyên tử oxi tạo thành liên kết π. Do vai trò như nhau của hai nguyên tử oxi nên liên
kết π không định chỗ. Độ bội liên kết O-O bằng 1,5.
IV.2. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, ozon là chất khí màu xanh lam.
Phân tử ozon có cực tính (µ = 0,52D) nên cố nhiệt độ nóng chảy (-162,7 0C) và

nhiệt độ sôi (-111,90C) cao hơn oxi.
Ozon là phân tử có cực và có cấu trúc góc giống nước nên ozon tan trong nước
nhiều hơn oxi khoảng 15 lần.
IV.3. Tính chất hóa học
Phân tử ozon có 1 liên kết cho-nhận nên khá dễ tách oxi nguyên tử. Điều này giải
thích tính kém bền và tính oxi hóa rất mạnh của O3.
Thế oxi hoá khử:
O3 + 2H+ + 2e → O2 + H2O E0 = +2,07V
O3 + H2O + 2e → O2 + 2OH- E0 = +1,24V
Từ giá trị thế khử chuẩn cho thấy, O3 có tính oxi hoá mạnh hơn nhiều so với oxi;
tính oxi hóa trong môi trường axit mạnh hơn môi trường kiềm.
Ozon là chất oxi hoá mạnh đến mức có thể phân tử với nhiều chất ở trong những
điều kiện mà O2 tỏ ra trơ.
IV.3.1. Ozon phản ứng với kim loại
Ozon oxi hoá được nhiều kim loại (trừ Au, Pt, Ir) ở nhiệt độ thường hoặc đun
nóng tạo ra oxit, peoxit hoặc ozonit:
2Ag + O3 →Ag2O + O2
2Ag +O3 → KO3
IV.3.2. Ozon - oxi hoá muối Fe2+ thành Fe3+
2Fe2+ + O3 + 2H+ → 2Fe3+ + H2O + O2
12


và ngay cả khi Fe2+ ở trong ion phức:
2[Fe(CN)6]4- +H2O +O3 → 2[Fe(CN)4]3- +2OH- + O2
IV.3.3. Oxi hoá sunfua thành sunphat
PbS + 4O3 → PbSO4 +4O2
H2S + 4O3 → H2SO4 + 4O2
IV.3.4. Oxi hoá NH3 thành HNO3
2NH3 + 4O3 → 2HNO3 + 2O2 + 2H2O

IV.3.5. Oxi hoá I- → I2 ngay ở môi trường trung tính

2KI +O3 +H2O → 2KOH + O2 + I2
Các hiđrô halogenua (trừ HF) cũng đều bị ozon oxi hoá
2HCl +O3 → Cl2 + H2O + O2
(HBr và HI cũng có tương tự)
IV.3.6. Ozon oxi hoá SO2 và hợp chất Sn(II) bằng cả phân tử
2SO2 + O2 → 2SO3
3SnCl2 + 6HCl + O3 → 3SnCl4 + 3H2O
IV.3.7. Ozon phá huỷ nhanh chóng cao su, phản ứng với nhiều hợp chất hữu cơ khác, ví
dụ rượu bốc cháy khi tiếp xúc với ozon.
Nhiều hợp chất hữu cơ không no phản ứng với O 3 tạo ra hợp chất ozonit không
bền.
IV.4. Ứng dụng của zon
Do tính oxi hoá mạnh, O3 có thể giết chết các vi khuẩn ở trong không khí nên ở
nồng độ rất nhỏ trong không khí rất có ích đối với sức khoẻ con người.
Trên thực tế người ta dùng O3 để diệt trùng nước uống ở thành phố, sử dụng O3
trong các phản ứng ozon hoá các hoá chất hữu cơ.
Ở trên mặt đất, O3 tạo nên chủ yếu do sấm sét và do sự oxi hoá một số chất hữu
cơ. Thường có một lượng ozon rõ rệt trong không khí ở các rừng thông và bờ biển. Tại
nơi này nhựa thông hay rong biển ở bờ biển bị oxi hoá.
Lượng chủ yếu của O3 trong thiên nhiên là ở trên tầng cao khí quyển (cách mặt
đất ∼ 25km), ở đó O2 hấp thụ tia tử ngoại của mặt trời (có bước sóng λ= 160 ÷ 240 nm)
tạo thành O3:
O2 + as → 2O
O2 + O → O3
Mặt khác O3 có khả năng hấp thụ tia tử ngoại tím (có bước sóng λ = 240 ÷360
nm)

O3 + as → O2 +O

13


Chính nhờ O3 hấp thụ tia tử ngoại gần, mà các tia tử ngoại sóng ngắn này không
xuống được mặt đất bảo đảm cho sự tồn tại mọi sinh vật bên trái đất không bị tiêu diệt.
IV.5. Nhận biết ozon
a. Có thể nhận ra ozon khi vắng mặt H2O2 nhờ giấy quì đỏ tẩm dung dịch KI hoặc
làm đen lá bạc hơ nóng.
+ Việc oxi hoá I- → I2 ngoài O3 còn nhiều chất khác:

Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
H2O2 + 2KI → 2KOH + I2
NO2 + H2O + 2KI → 2KOH + I2 + NO
2HNO2 + 2KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + 2NO +2H2O
+ Để tìm O3 trong hỗn hợp với hơi H2O2 người ta dùng giấy tẩm dung dịch
MnSO4; khi có mặt O3 giấy này hóa nâu, còn H2O2 không tác dụng.
+ Để phân biệt O3 và H2O2 người ta còn dùng phản ứng:
H2O2 làm mất màu dung dịch KMnO4 còn O3 thì không:
5H2O2 + 2KMnO + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O

B. LƯU HUỲNH
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA LƯU HUỲNH
I.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
No
1
2
3
4
5
6

7

Tính chất
Số hiệu nguyên tử
Cấu hình electron
Bán kính n.tử, (antron)
Bán kính ion X2-, antron)
Độ âm điện
Thế ion hóa I1, eV
Ái lực electron, eV

O
8
2s22p4
0,66
1,40
3,5
13,62
-1,47

S
16
3s23 p4
1,04
1,84
2,6
10,36
-2,07

Se

34
4s24p4
1,17
1,98
2,5
9,75
-

Te
52
5s25p4
1,37
3,21
2,1
9,01
-

Po
84
6s26p4
2,0
8,43
-

Có cấu hình ns2np4 gần với cấu hình bền của khí hiếm, các nguyên tố nhóm VIa,
trừ Se và Te (một phần nào), thể hiện rõ tính chất của nguyên tố phi kim. Chúng dễ
dàng kết hợp thêm electron của kim loại kiềm và một số kim loại khác tạo nên hợp chất
ion.
Để đạt được cấu hình bền, các nguyên tố nhóm VIa có thể tạo thành 2 liên kết cộng
hóa trị, tạo thành hợp chất với số ôxi hoá +2 hoặc -2. Với oxi và những nguyên tố âm

điện hơn, chúng có thể tạo nên 4 hoặc 6 liên kết cộng hóa trị, tạo thành hợp chất với số
oxi hoá +4 hoặc +6.
14


Ngoài ra, các nguyên tử nguyên tố nhóm VIa (trừ O) có thể dùng obital d để xen
phủ với các obital p của nguyên tố khác tạo nên liên kết π p → d.
I.2. Trạng thái thiên nhiên
Lưu huỳnh là nguyên tố khá phổ biến trong thiên nhiên, tồn tại ở trạng thái đơn
chất (mỏ lưu huỳnh) và trạng thái hợp chất như H 2S, SO2, muối sunfua (FeS2, PbS, ZnS,
CuFeS2.. ), sunfat (thạch cao CaSO4.2H2O, MgSO4…).
Lưu huỳnh khá phổ biến trên trái đất (chiếm 0,03% nguyên tử) ở dưới dạng 4 đồng
vị bền: 32S (95,018%), 33S(0,75%) 34S(4,216%) và 36S(0,017%).
I. 3. Tính chất vật lý
Nguyên tố
Oxi
Lưu huỳnh
Selen
Telu
Poloni

Nhiệt độ, 0C
N.chảy Sôi
- 218
-183
119,3
444,6
217,6
685
450

990
252
962

494
322
267
226
-

-1,47
-2,07
-

Lưu huỳnh có hai dạng thù hình phổ biến là dạng tà phương S α bền và dạng đơn là
Sβ .
Lưu huỳnh tà phương (d =2,07 g/cm 3) có màu vàng, nóng chảy ở 112,8 0C. Nó bền
ở nhiệt độ bình thường, trên 95,50C chuyển sang dạng đơn tà. Lưu huỳnh tồn tại tự do
trong thiên nhiên là lưu huỳnh tà phương.
Lưu huỳnh đơn tà (d = 1,96 g/cm3) có màu vàng nhạt, nóng chảy ở 119,20 C, dưới
nhiệt độ đó chuyển dần sang dạng tà phương.
Hai dạng thù hình của lưu huỳnh có thể chuyển hoá cho nhau.
S tà phương ↔ S đơn tà

∆H0 = + 0,40 kJ/mol.

Hai dạng thù hình Sα và Sβ đều được cấu tạo bởi các phân tử S8, chỉ khác nhau về
phương sắp xếp các phân tử S8 trong tinh thể.
Vì entanpi của quá trình chuyển hoá giữa S α và Sβ là rất bé nên quá trình đó xảy ra
chậm. Ở áp suất thường khi đun nóng từ từ Sα chuyển sang Sβ ở nhiệt độ 95,5oC, nhưng

khi đun nóng nhanh thì Sα chưa kịp chuyển sang Sβ nên vẫn tồn tại cho đến nhiệt độ
nóng chảy của nó (112,80C). Do đó, giản đồ trạng thái của lưu huỳnh có 4 vùng tồn tại
ứng với 4 pha: Sα, Sβ, S lỏng và S hơi.
Lưu huỳnh tà phương và sơn tà không tan trong nước, rất ít tan trong rượu và ete,
tan nhiều trong dầu hỏa, benzen, nhất là trong các bon đisunfua. Khi kết tinh từ các
dung dịch đó, lưu huỳnh xuất hiện ở dạng tinh thể tà phương S α. Phép xác định khối
15


lượng phân tử của lưu huỳnh trong các dung môi khác nhau bằng phương pháp nghiệm
lạnh cho thấy, Sα và Sβ đều gồm những phân tử có 8 nguyên tử lưu huỳnh.
I.4. Ứng dụng
- Lưu hóa cao su;
- Tổng hợp axit sunfuric;
- Công nghiệp hóa chất;
- Dược phẩm (tên dân gian: diêm sinh);
- Làm diêm, phẩm nhuộm, thuốc trừ sâu, dung môi hữu cơ, khử độc Hg.
II. HIDRO SUNFUA
II.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử H2S có cấu tạo tương tự phân tử nước, tuy nhiên nguyên tử S ở trạng thái
lai hóa sp3 yếu hơn.
Momen lưỡng cực của H2S là 1,02D; góc liên kết HSH bằng 92,10.
II.2. Tính chất vật lý
Ở H2S, do lưu huỳnh ở trạng thái lai hóa sp 3 yếu nên sự định hướng của các cặp
electron không đặc trưng. Mặt khác, độ phân cực của liên kết H-S không mạnh, nên so
với nước, khả năng tạo thành liên kết hiđrô giữa các phân tử H 2S là rất yếu so với H2O.
Vì vậy ở điều kiện thường H2S là chất khí, hoá lỏng ở nhiệt độ - 60,4 0C và hoá rắn ở
nhiệt độ - 85,60C.
Khí H2S rất độc (chỉ 0,1% khí H2S trong không khí đã gây nhiễm độc nặng) và có
mùi trứng thối. Khi thở phải khí H2S có nồng độ cao hơn có thể bị ngất hoặc chết vì tắt

thở.
Khí H2S ít tan trong H2O (ở 200 C, 1 lít nước hòa tan được 2,67 lít H2S); tan nhiều
hơn trong dung môi hữu cơ (ở 200C, 1 lít rượu etylic hòa tan được 10 lít khí H2S).
II.3. Tính chất hóa học
II.3.1. Tính axit yếu
Trong nước, H2S là một axit hai nấc và rất yếu, yếu hơn cả axit cacbonic.
H2S + H2O € HS- + H3O+ K1 = 1.10-7
HS- + H2O € S2- + H3O+
K2 = 1.10-14
Khi tác dụng với một số muối kim loại, tạo thành kết tủa sunfua ít tan, ví dụ:
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3
II.3.2. Tính khử mạnh
Đây là tính chất hóa học chủ yếu của H2S, thể hiện qua các giá trị thế điện cực sau.
Môi trường axit
S + 2H+ + 2e
SO42- +8e+10H+

→
→

H2S
H2S + 4H2O

E0, V
+ 0,14V
+ 0,31V

Môi trường bazơ
S + 2e → S2SO42- + 8e + 4H2O

→ S2- + 8OH-

E0, V
- 0,46V
- 0,68V
16


II.3.2.1. Phản ứng với oxi
Khí H2S có thể cháy trong không khí hoặc trong oxi cho ngọn lửa màu lam nhạt, tuỳ
theo lượng oxi mà tạo ra SO2 hay S.
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O.
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
Phản ứng này được sử dụng để thu hồi S từ khí H 2S có ở trong các khí thải của nhà
máy.
Dung dịch H2S trong nước để ngoài không khí cũng bị O 2 không khí oxi hoá, tạo kết
tủa đục sữa S.
Nếu H2S cháy trong khí O2 ẩm và có xúc tác có thể tạo ra H2SO4.
II.3.2.2. Phản ứng với các chất oxi hóa khác
- H2S có thể khử các halogen, khử Fe(III) thành Fe(II), SO2 thành S...
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl.
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
8HNO3 + H2S → 8NO2 + H2SO4 + 4H2O
4Cl2 + H2S + H2O → H2SO4 + 8HCl
- Khử được axit HNO2 (hay dung dịch NaNO2 đã oxi hoá) tạo ra S và NO)
2HNO2 + H2S → 2NO + S + 2H2O
- Trong môi trường axit, H 2S đã làm mất màu tím của dung dịch KMnO 4, mất màu
vàng da cam của dung dịch K2Cr2O7
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3S + 7H2O
II.4. Muối sunfua

II.4.1. Độ tan
Dựa vào độ tan trong nước, người ta chia muối sunfua làm ba loại:
- Sunfua tan trong nước: Cr2S3, BaS, Al2S3, Na2S, K2S…
- Sunfua không tan trong nước không tan trong dung dịch axit loãng như : CuS,
Ag2S, CdS, HgS, SnS2, PbS, AsS3, As2S5….
- Sunfua không tan trong nước nhưng tan trong axit loãng.
MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS…
II.4. 2. Màu sắc
Sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ không có màu.
Nhiều sunfua khác có màu đặc trưng: PbS, CuS, CoS và NiS có màu đen, CdS màu
vàng, HgS màu đỏ, MnS màu hồng.

17


III. CÁC OXIT CỦA LƯU HUỲNH
III.1. Sunfu dioxit
III.1.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử SO2 có cấu trúc góc, góc liên kết OSO bằng 119,50; độ dài liên kết S-O
bằng 1,43 antron và momen lưỡng cực bằng 1,59D.
Theo thuyết VB, trong phân tử SO 2 có 2 liên kết σ và 1 liên kết π không định chỗ,
giải tỏa trên 3 nguyên tử
III.1.2. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, SO2 là khí không màu, mùi sốc, dễ hoá lỏng (nhiệt độ sôi -100C)
và dễ hoá rắn (nhiệt nóng chảy -750C).
SO2 lỏng là dung môi tốt với nhiều chất hữu cơ và vô cơ. Dung môi SO 2 lỏng có
hằng số điện môi bé (ε = 13) nên nhiều chất điện li tan trong đó phân li kém hơn so
với ở trong nước.
SO2 là hợp chất có cực mạnh và cấu trúc góc giống nước nên SO 2 tan nhiều trong
nước (ở 200C, 1 lít nước hoà tan khoảng 40 lít SO2).

III.1.3.Tính chất hóa học
Tính chất hoá học của SO2 thể hiện ở tính axit và tính oxi hoá - khử.
III.1.3.1. Tính axit
Dung dịch SO2 trong nước có tính axit yếu
SO2 + H2O € HSO 3− + H3O+

K1 = 1,7.10-2

HSO 3− + H2O € SO 32− + H3O+ K2 = 6,2.10-8
Trước đây, người ta cho rằng đó là dung dịch của axit sunfurơ. Tuy nhiên, những
nghiên cứu bằng những phương pháp vật lí hiện đại nhận thấy trong dung dịch SO 2,
không có hoặc có rất ít phân tử H2SO3.
Phần lớn SO2 tan vào dd ở dạng hiđrat hoá SO 2.xH2O; khi làm lạnh dung dịch có thể
tách ra hiđrat SO2.7H2O, trong đó cũng không có phân tử H2SO3.
III.1.3.2. Tính khử
SO2 cũng như muối hiđrosunfit và sunfit thể hiện tính khử mạnh khi tác dụng với
chất oxi hoá. Thế khử của SO2 trong các môi trường như sau:
SO42- + 4H+ + 2e → H2SO3 + H2O
EO = +0,17V
SO42- + H2O + 2e → SO32- + 2OH- EO = -0,93V
Nhận thấy SO2 và ion sunfit thể hiện tính khử mạnh trong môi trường kiềm là do
trong dung dịch nước có dạng đồng phân chứa liên kết S - H.
- O2 phản ứng với SO2 có Pt xúc tác ở 4000 C
18


- H2O2 : H2O2 + SO2 → H2SO4
- Cl2 phản ứng với SO2 khi có than hoạt tính hoặc long não làm xúc tác tạo ra
sunfuryl clorua: SO2 + Cl2 → SO2Cl2
- Dung dịch clo, brom bị mất màu.

SO2 + Cl2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4.
- Các chất oxi hoá như HNO 3, KMnO4, K2Cr2O7, muối sắt (III), các halogen… oxi
hoá SO2, hiđrosunfit, sunfit đến H2SO4 hoặc sunfat.
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
Cl2 + H2O + Na2SO3 → Na2SO4 + 2HCl
Khi để trong không khí, muối sunfit và hiđrosunfit biến dần thành sunfat:
2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4
III.2. Sunfu trioxit
Phân tử SO2 có cấu trúc tam giác, góc liên kết OSO bằng 120 0 và độ dài liên kết SO bằng 1,42 antron.
Theo thuyết VB, trong phân tử SO 3 có 3 liên kết σ và 1 liên kết π không định chỗ,
giải tỏa trên 4 nguyên tử
Phân tử SO3 chỉ tồn tại ở trạng thái hơi (nhiệt độ sôi 44,8 0C); khi làm lạnh, hơi SO3
ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi gồm những phân tử trime mạch vòng; tiếp tục
làm lạnh đến 16,80C, chất lỏng đó biến thành khối rắn trong suốt có cấu tạo polime
mạch thẳng
Hiện tượng dễ trùng hợp của SO3 thành mạch vòng hay mạch thẳng là do nguyên tử
S chuyển từ trạng thái lai hoá sp2 sang sp3 đặc trưng hơn.
SO3 là sản phẩm trung gian dùng để điều chế H2SO4.
Trong công nghiệp, SO3 được điều chế bằng cách oxi hóa SO2 bằng oxi không khí có
mặt xúc tác.
III.3. Oleum
Oleum là chất lỏng, sánh như dầu thực vật;
Bao gồm hỗn hợp các axit polisunfuric, thu được khi hòa tan SO 3 bằng axit
sunfuric:
SO3 + H2SO4 → H2S2O7
nSO3 + H2SO4 → H2Sn+1O3n+4
19


Thành phần: H2SO4.nSO3.

IV. AXIT SUNFURIC
IV.1.Đặc điểm cấu tạo
- Phân tử H2SO4 có cấu trúc tứ diện lệch. Nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp3.
- Độ dài liên kết: dS-O = 1,57 antron; dS=O = 1,42 antron; dO-H = 0,96 antron.
IV.2. Tính chất vật lý
Do có khả năng hình thành liên kết hidro liên phân tử mạnh (hình 6-9) nên H 2SO4 là
chất lỏng sánh như dầu.
H2SO4 có khả năng hấp thụ mạch hơi nước nên dùng làm khô các chất. Ở nồng độ
nào của H2SO4 cũng đều có khả năng hấp thụ hơi nước, vì áp suất hơi nước trên bề
mặt dung dịch H2SO4 là khá bé kể cả dung dịch 20%.
Bảng dưới đây cho thấy áp suất hơi nước trên bề mặt của dung dịch H 2SO4 ở các
nồng độ khác nhau:
Nồng độ axit sunfuric

50

60

70

80

90

250C

5,5

2,
5

0,
5

0,
2

0,
1

Phơi nước
(mmHg)

ở

10
0
0,0
3

Axit sunfuric có trên thị trường có nồng độ khoảng 98,5% (d = 1,84 g/cm3).
Axit sunfuric tinh khiết là dung môi ion hoá (ε = 100 ở 250C), bản thân axit cũng tự
ion hoá:
H2SO4 + H2SO4 €

H3SO +4 + HSO −4

Axit sunfuric còn hấp thụ nước của nhiều hợp chất hữu cơ như xenlulozơ, đường và
biến chúng thành cacbon.
IV.3. Tính chất hóa học

IV.3.1. Dung dịch axit sunfuric loãng
Dung axit H2SO4 loãng là một axit mạnh điển hình, nấc thứ nhất điện li hoàn toàn,
nấc thứ hai có hằng số điện li 1.10-2.
H2SO4 hoà tan được nhiều kim loại tạo ra muối sunfat và H2.
H2SO4 hoà tan được Cu khi có mặt của O2 không khí, đây là phương pháp điều chế
CuSO4 trong công nghiệp.
2Cu + O2 + H2SO4 → 2CuSO4 + 2H2O
IV.3.2. Dung dịch axit sunfuric đặc
IV.3.2.1 Tính axit

20


Dung axit H2SO4 đặc là một axit mạnh điển hình. Là axit khó bay hơi, axit sunfuric
thường được sử dụng để điều chế các axit dễ bay hơi như khí HF, HCl hay HNO3.
NaCl (tinh thể) + H2SO4 (đặc) → NaHSO4 + HCl
t
CaF2 (tinh thể) + H2SO4 (đặc) →
CaSO4 + 2HF
IV.3.2.2. Tính oxi hóa
H2SO4 đặc là chất oxi hoá mạnh, nhất là khi đun nóng. Sản phẩm của phản ứng chủ
yếu là SO2 nhưng tuỳ theo chất khử, cũng có thể tạo ra S và H2S.
0

Axit sunfuric oxi hoá HI → I2, H2S → SO2, tác dụng với đa số kim loại, cả những
kim loại kém hoạt động như Cu, Hg và một số nguyên tố không kim loại như C, S.
Ví dụ:
- Đa số kim loại tác dụng với H2SO4 đặc nóng đều tạo SO2:
Cu + 2H2 SO4 → CuSO4 + 2H2O + SO2
2Ag + 2H2SO4 → Ag2SO4 + SO2 + H2O

Hg + 2H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2H2O
- Nếu là kim loại khử mạnh hơn như Zn thì ngoài SO2 còn tạo ra một ít S.
3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S + 4H2O
- Oxi hoá nhiều hợp chất
2HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO4 → H2S + 4I2 + 4H2O
IV.4. Điều chế
Trong công nghiệp, axit sunfuric được sản xuất theo phương pháp buồng chì và
phương pháp tiếp xúc.
IV.4. 1. Phương pháp buồng chì (1758)
Oxi hoá SO2 bằng oxi không khí với xúc tác là hỗn hợp NO và NO2:
2SO2 + O2 + NO + NO2 + H2O → 2NOHSO4
Hoà tan sản phẩm bằng nước trong buồng chì thu được H2SO4.
2NOHSO4 + H2O → 2H2SO4 + NO + NO2.
Phương pháp này cho H2SO4 60 ÷ 70%, sau người ta thay buồng chì bằng tháp hấp
thụ (xây bằng gạch chịu axit), cho phép điều chế H2SO4 75 - 80%.
IV.4. 2. Phương pháp tiếp xúc
Oxi hoá SO2 bằng oxi không khí với xúc tác là V2O5.
V. Muối sunfat và hidrosunfat
- Hiện nay người ta đã biết được sunfat và hiđrôsunfat của tất cả các kim loại, chỉ
các hiđrosunfat của một số kim loại hoạt động nhất (như K, Na…) mới tách ra ở
trạng thái rắn.
21


- Hầu hết các muối sunfat đều dễ tan trong nước, không màu dễ kết tinh Khi kết tinh,
các sunfat ít tan tách ra dưới dạng muối khan còn các sunfat tan tách ra dưới dạng
hidrat hoá, ví dụ Na2SO4.10H2O, Al2 (SO4)3.18H2O,… .
Sunfat của những kim loại hoá trị 2 như Mg, Mn, Ni, Co, Fe và Zn (trừ Cu:
CuSO4.5H2O) thường được kết tinh dưới dạng heptahidrat MSO4.7H2O.

- Các muối sunfat tan thường tạo nên những muối kép:
- Các muốn sunfat của kim loại: K, Na, Ca, Ba rất bền với nhiệt, không bị phân huỷ
khi nung nóng đỏ và ở 10000C. Các muối sunfat khác điều bị nhiệt phân huỷ biến
thành oxit kim loại và SO2 và O2.
VI. CÁC OXIAXIT KHÁC CỦA LƯU HUỲNH
VI.1. Axit thiosunfuric
Phân tử H2S2O3 có cấu trúc tương tự axit sunfuric. Nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp3.
Do liên kết S=S yếu nên phân tử H 2S2O3 rất kém bền, bị phân huỷ dễ dàng trong
dung dịch:
H2S2O3 → H2O + SO2 + S
Axit H2S2O3 là một axit mạnh, muối thiosunfat của kim loại kiềm không bị thuỷ phân
trong nước.
VI.2. Muối thiosunfat
Quan trọng nhất là Na2S2O3.5H2O, được dùng trong nhiếp ảnh và y học.
Na2S2O3 bị oxi hoá dễ bởi các chất oxi hoá mạnh như: Cl 2, HOCl, KMnO4, Br2, biến
thành H2SO4 hay muối sunfat:
4Cl2 + Na2S2O3 + 5H2O → Na2SO4 + H2SO4 + 8HCl.
Trong công nghiệp, phản ứng này được dùng để loại hết Cl 2 còn sót trong vải khi đã
tẩy trắng.
Với những chất oxi hoá yếu như I2, nó biến thành natri tetrathionat:
I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI
Đây là phương pháp để chuẩn độ iot.
Nhiều chất oxi hoá như O3, H2O2 phản ứng với KI giải phóng I 2, I2 sinh ra được định
lượng bằng Na2S2O3, từ đó suy ra lượng KI đã dùng.
Dungdịch Na2SO3 hoà tan một số muối muối ít tan nhờ tạo phức chất:
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Na2S2O3 là chất định hình trong tráng phim, in ảnh. Nó có tác dụng rửa sạch AgBr
còn lại trên phim ảnh và giấy ảnh sau khi rửa.
VI.3. Axit peoxisunfuric
Có hai axit peoxisunfuric là: Axit peoxi nomosunfuric H 2SO5 và axit peoxi

disunfuric H2S2O8.
22


Axit H2SO5 và H2S2O8 là những tinh thể không màu. Cả 2 axit đều hút ẩm mạnh và
phản ứng mạnh với nước, đường, xenlulozơ giống H2SO4.
Trong nước hay dung dịch loãng, hai axit bị thuỷ phân:
H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2
H2S2O8 + 2H2O → 2H2SO4 + H2O2
Cả 2 axit và muối tương ứng đều là các chất oxi hoá mạnh, trong đó axit H 2SO5 có
tính oxi hoá mạnh hơn H2S2O8.
C. BÀI TẬP
Bài 1: Viết các phương trình phản ứng xảy ra:
a) Ion I- trong KI bị oxihoa thành I2 bởi O3, còn I2 oxihoa được Na2S2O3.
b) H2O2 bị khử NaCrO2 (trong môi trường bazơ) và bị oxihoa trong dung dịch KMnO 4
(trong môi trường axit).
c) Khi H2S qua huyền phù iot.
d) Dung dịch Na2S2O3 + Ag2S2O3.
e) Na2S2O3 + H2SO4(đđ).
Bài 2: Nguyên tố lưu huỳnh tạo thành với flo hợp chất SFn, trong đó n có giá trị cực đại.
Dựa vào cấu hình electron của S để tìm giá trị đó. Viết công thức cấu tạo, công thức
electron của SFn. Các obitan nguyên tử trung tâm S lai hoá kiểu gì ? Vẽ mô hình phân
tử.
Bài 3: A, B, C là đơn chất của các nguyên tố thuộc chu kì nhỏ, có các quy trình sau:
(1) A + C → D ↑
(2) A + B → E ↑
(3) A + F → D ↑ + H2O
(4) D + E → A ↓ + H2O
(5) D + KMnO4 + H2O → G + H + F
(6) E + KMnO4 + F → A ↓ + G + H + H2O.

Xác định A, B, C, E, F, G, H. Viết phương trình hoá học
Bài 4: Viết phương trình phản ứng xảy ra trong các trường hợp sau:
1) SO2 + Cl2 →
2) SO2Cl2 + H2O →
3) SOCl2 + H2O →
4) SO2 + PCl5 →
5) CuCl2.2H2O + SOCl2 →
6) Na2S4O6 + KMnO4 + H2SO4 →
7) I2 + Na2S2O3 →
8) Al + Na2S2O3 + HCl → H2S + ...
23


Bài 5: Sử dụng phương trình phản ứng hoá học minh hoạ các ứng dụng được mô tả
dưới đây:
a) Màu trắng chì của các bức tranh cổ lâu ngày bị đen lại do tạo hợp chất PbS. Để tái
tạo màu trắng này, người ta rửa tranh bằng H2O2.
b) Natripeoxit được sử dụng làm nguồn cung cấp oxi và hấp thụ khí cacbonđioxit trong
tàu ngầm và cũng được thêm một lượng nhỏ vào bột giặt để làm chất tẩy trắng.
c) Natri thiosunfat là chất chính truốc định hình dùng trong việc tráng phim và in ảnh,
nó có tác dụng rửa sạch AgBr còn lại trên phim ảnh và giấy sau khi đã rửa bằng thuốc
hiện hình.
d) Tại sao trong thiên nhiên có nhiều nguồn tạo ra H 2S nhưng không có hiện tượng tụ
khí đó trong không khí ?
e) Để một vật bằng bạc ra ngoài không khí bị ô nhiễm H2S một thời gian.
Bài 6: Hợp chất A được tạo thành từ 3 nguyên tố X, Y, Z có phân tử khối là 142 đvC.
Trong đó nguyên tử của nguyên tố X có e cuối cùng ứng với bộ 4 số lượng tử là n = 3; l
1
2

= 0; ml = 0; ms = + . Đơn chất của nguyên tố Y (thuộc chu kì 3) có thể thu hồi như là
một sản phẩm phụ từ khí thiên nhiên bằng cách: Đốt cháy
đó cho sản phẩm tác dụng với

1
lượng khí thiên nhiên, sau
3

2
lượng khí thiên nhiên còn lại. Nguyên tố Z thuộc chu kì
3

2 có các giá trị năng lượng ion hoá là:
In
(eV)

I1
13,26

I2
35,12

I3
54,98

I4
77,91

I5
105,80

I6
137,95

I7
742,29

I8
870,40

a) Xác định công thức phân tử của A.
b) Xác định trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm và dạng hình học phân tử của A.
c) Hợp chất B và C cũng được tạo thành từ 3 nguyên tố X, Y, Z trên có thể điều chế
được đồng thời A và C bằng cách cho B tác dụng với chất oxihoa là hiđropeoxit. Xác
định B, C và viết các phương trình hoá học.
Bài 7: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau, ghi rõ điều kiện phản ứng (nếu có).
Xác định công thức phân tử của các chất A, B, C, D, E, F, G, H.
1. A + O2 → B
2. B + KOH → C + D
3. A + KOH → K2S + C + D
4. E + A → B + F
5. E → F + O2
6. C + Br2 + H2O → G + H
24


7. H + O2 → Br2 + D
8. G + Ba(ClO3)2 → BaSO4 + E.
Bài 8: X, Y, Z lần lượt là hợp chất của lưu huỳnh, trong đó lưu huỳnh lần lượt thể hiện
số oxihoa là: -2, +4, +6. Sơ đồ sau biểu diễn mối quan hệ giữa X, Y, Z với lưu huỳnh

đơn chất So.
Z
X
Y
Z
So
Z
Hãy xác định các chất thích hợp và viết phương trình phản ứng minh hoạ theo sơ đồ
trên, ghi rõ điều kiện (nếu có).
Bài 9: Nguyên tử của nguyên tố X có 10 electron thuộc phân lớp p. Thêm đơn chất X
hoạt động phóng xạ vào dung dịch chứa XO32− thu được ion A hoạt động phóng xạ.
Thêm dung dịch chứa ion Ba2+ thì thu được kết tủa B. Lọc kết tủa B, sấy khô rồi xử lý
với dung dịch axit clohiđric thì thu được chất rắn hoạt động phóng xạ, chất khí không
hoạt động phóng xạ và nước.
a) Viết phương trình ion thu gọn minh hoạ (ký hiệu X* cho X hoạt động phóng xạ).
b) Viết công thức cấu tạo của ion A và cho biết cấu tạo, dạng hình học các hợp chất khí
với hiđro, oxit bậc cao nhất, hiđroxit bậc cao nhất của X.
Bài 10:
a) Có thể dùng những chất nào kể dưới đây để làm anot khi điều chế ozon bằng phương
pháp điện phân dung dịch axit sunfruric (than chì, platin, bạc, vàng).
b) Thường dùng những chất nào để ức chế quá trình phân huỷ hiđropeoxit ? Những chất
nào thúc đẩy nhanh quá trình phân huỷ H2O2 ?
Bài 11: Giải thích
a) Tại sao H2O và H2O2 ở điều kiện thường là những chất lỏng có nhiệt độ sôi cao
b) Tại sao H2O2 và H2O lại có thể trộn lẫn với nhau theo bất kì tỷ lệ nào ?
c) Tại sao khi đun nóng chảy nước đá có hiện tượng co thể tích ?
d) Tại sao dung dịch loãng của H2O2 lại bền hơn dung dịch đậm đặc ?
e) Tại sao khi chiếu sáng hoặc đun nóng dung dịch H2O2 lại bị phân huỷ mạnh ?
f) Tại sao khi cho Na2O2 tác dụng với H2O có khí O2 thoát ra nhưng khi cho BaO tác
dụng với H2SO4 loãng thì không có hiện tượng đó.

g) Tại sao nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của lưu huỳnh lại rất cao so với nhiệt độ
nóng chảy, nhiệt độ sôi của oxi ?
h) Tại sao ở nhiệt độ thường, lưu huỳnh có tính trơ về phương diện hoá học, nhưng khi
đun nóng lại tỏ ra khá hoạt động ?
25


i) Tại sao khí H2S ít tan trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ ?
k) Tại sao axit peoximonosunfuric lại là axit một nấc mặc dù có 2 nguyên tử hiđro ?
m) Tại sao telu tạo ra axit teluric H 6TeO6 nhưng lưu huỳnh, selen không có khả năng đó
?
Bài 12:
1) Ozon có thể tồn tại trong không khí có chứa một lượng lớn các khí SO 2, CO2, HF,
NH3 được không ?
2) Bằng phương pháp nào có thể nhận ra được ozon trong hỗn hợp với hơi hiđropeoxit.
3) Dựa vào cơ sở nào để nói rằng H2O2 vừa có tính oxihoa vừa có tính khử ?
Trong hai khả năng đó, khả năng nào là chủ yếu. Có phản ứng nào H 2O2 đồng thời thể
hiện cả hai tính chất đó không ?
4) Trong hai chất O3 và H2O2 chất nào có tính oxihoa mạnh hơn ? Nêu dẫn chứng
5) Có hiện tượng gì xảy ra khi cho sunfuryclorua tác dụng với dung dịch BaCl2 loãng.
6) Có phản ứng hoá học xảy ra khi cho sunfuryl clorua tác dụng với dng dịch KMnO4.
Bài 13:
1. Viết phương trình phản ứng khi cho H 2O2 tác dụng với dung dịch KI, dung dịch
KMnO4 trong môi trường axit, dung dịch natri cromit trong môi trường kiềm. Trong
mỗi trường hợp H2O2 thể hiện tính chất gì ?
2. Viết phương trình phản ứng khi cho lưu huỳnh tác dụng với các chất sau: F 2, Cl2, O2,
P, NaOH, KClO3, H2SO4đ, HNO3đ, HNO3(l).
3. Viết phương trình phản ứng của SO 2 với các chất HI, H2S, CO, H2, C, Mg từ đó cho
nhận xét về tính khử của SO2 so với các chất kể trên.
Bài 14: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:

1. Zn + H2SO4đ →
2. Hg + H2SO4đ →
3. Zn + H2S2O7 → H2S + …
4. Cl2 + Na2S2O3 + H2O →
5. I2 + Na2S2O3 →
6. Al + Na2S2O3 + HCl →
7. (NH4)2S2O8 + MnSO4 + H2O → HMnO4 + ...
8. K2S2O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
9. K2S3O6 + O3 + H2O →
10. Na2S4O6 + KMnO4 + H2SO4 →
11. Na2S5O6 + O3 + H2O →
12. (NH4)2S3O6 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
13. H2SeO3 + HClO3 →
14. H2SeO4 + HCl →
26


15. H2SeO3 + KMnO4 + KOH →
16. Na2SeO4 + SO2 + H2O →
17. Na2SeO3 + Cl2 + H2O →
18. Ag2SeO3 + Br2 + H2O →
19. Se + HNO3 + H2O →
20. Te + HNO3 →
21. SeO2 + H2S2O3 + H2O →
22. SeO3 + I- + H2O →
23. SOCl2 + Fe → FeCl2 + FeS + ...
24. MgI2 + H2O2 + H2SO4 →
25. Na2O2 + KI + H2SO4 →
26. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
27. CaOCl2 + H2O2 →

28. Na2SeO3 + H2O2 →
29. CrCl3 + H2O2 + NaOH →
30. Na2O2 + Fe(OH)2 + H2O →
31. Hg(NO3)2 + H2O2 + NaOH →
32. Fe + H2O2 →
33. As2S3 + H2O2 + NH3 + H2O → (NH4)3AsO4 + ...
Bài 15: Quá trình nào có thể xảy ra khi tiếp tục đun nóng các chất sau đây trong không
khí ?
1) FeSO4
2) (NH4)2SO4.FeSO4.6H2O
3) Na2SO4.10H2O
4) FeSO4.7H2O
5) NaHSO4
6) Hỗn hợp KHSO4 + Al2O3
Bài 16:
1. Một hỗn hợp X gồm 2 oxit AOx và AOx + 1 chiếm thể tích là 56 lít biết rằng A là
một nguyên tố thuộc nhóm 6, phân nhóm chính.
2. Lấy 84 gam hỗn hợp X cho vào một bình, có thể tích V = 1 lít. Thêm vào đó 16 gam
O2 và một ít V2O5 xúc tác. Nung bình cho đến khi đạt đến cân bằng thì áp suất P 2 sau
phản ứng bằng 1, 2 lần áp suất P 1 (lúc chưa thêm O2) , P1 và P2 đều đo ở 273oC. Tính
hằng số cân bằng của phản ứng ở 273oC.
3. Phải thêm vào hỗn hợp có được trong câu 2 (sau phản ứng với O 2) bao nhiêu mol O2
để khi đến cân bằng mới ta được 1 mol Aox + 1, nhiệt độ là 273 oC. Cho S = 32, Se =
79.
27


Bài 17: Hợp chất A tạo bởi kim loại M có hoá trị không đổi và X (nằm ở chu kì 3,
nhóm VI A). Lấy 13 gam A chia làm hai phần không bằng nhau:
- Phần 1: Tác dụng với O2 tạo khí B.

- Phần 2: Tác dụng với dung dịch HO tạo khí C.
Trộn B và C thu 7,68 gam kết tủa vàng và còn lại là chất khí nào mà khi gặp nước
clo tạo dung dịch D. Cho tác dụng với AgNO3 dư tạo được 22,96 gam kết tủa.
1. Viết cấu hình e đầy đủ của X. Gọi tên và nêu tính chất hoá học cơ bản của X. X có
những số oxihoa nào ? Trong hoàn cảnh nào ? Giải thích tại sao X có các mức oxihoa
đó.
2. Xác định công thức phân tử A.
Bài 18: Theo lý thuyết khoáng pyrit có công thức: FeS 2, trong thực tế một phần ion S 22−
được thay thế bởi S2- và công thức tổng của pyrit là FeS 2 – x . Như vậy có thể coi pyrit
như là hỗn hợp FeSs, FeS. Khi xử lý một mẫu khoáng với Br 2 trong KOH dư thì xảy ra
phản ứng:
FeS2 + Br2 + KOH → Fe(OH)3 + KBr + K2SO4 + H2O
FeS + Br2 + KOH → Fe(OH)3 + KBr + K2SO4 + H2O
Sau khi lọc, được chất rắn A và dung dịch B:
- Nung chất rắn A đến khối lượng không đổi thu được 0,2 gam Fe2O3.
- Cho dư dung dịch BaCl2 vào dung dịch B thu được 1,1087 gam kết tủa BaSO4.
a) Xác định công thức tổng quát của pyrit.
b) Cân bằng các phản ứng trên bằng phương pháp ion – electron.
c) Tính lượng Br2 dùng để oxihoa mẫu khoáng trên.
Bài 19: Từ các nguyên tố O, Na, S tạo ra được các muối A, B đều có hai nguyên tử Na
trong phân tử. Trong một thí nghiệm hoá học người ta cho m 1 gam muối A biến thành
m2 gam muối B và 6,16 lít khí Z tại 27,3oC ; 1 atm. Biết rằng, hai khối lượng đó khác
nhau 16,0 gam.
a) Viết phương trình phản ứng xảy ra với công thức cụ thể của A, B.
b) Tính m1, m2.
Bài 20:
a) Axit H2SO4 100% hấp thụ SO3 tạo oleum (H2SO4 là dung môi, SO3 là chất tan). Hỏi
cần bao nhiêu gam oleum có hàm lượng SO3 là 71% pha vào 100 ml dung dịch H2SO4
40% (d = 1,31 gam/mol) để tạo ra oleum có hàm lượng SO3 là 10% ?
b) Một loại oleum, ngoài H2SO4, SO3 còn có SO2. Lấy 1 gam oleum này đem hoà tan

vào H2O được dung dịch A gồm hai axit. Để trung hoà hết dung dịch A cần 22ml dung
dịch NaOH 1M. Nếu cũng lấy 1 gam oleum này cho vào 10 ml dung dịch I 2 0,05 M.
Lượng I2 dư phản ứng vừa đủ với 4,1 ml dung dịch Na 2S2O3 0,1M (tạo sản phẩm là
Na2S4O6 và NaI). Tính % khối lượng các anhidrit trong oleum này.
28