Thiết lập sơ đồ phản ứng trong hoá học vô cơ phần các nguyên tố phi kim và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp
TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HOÁ HỌC
======☼♦♦♦☼======

TRẦN THỊ VÂN ANH

THIẾT LẬP SƠ ĐỒ PHẢN ỨNG TRONG
HOÁ HỌC VÔ CƠ PHẦN CÁC
NGUYÊN TỐ PHI KIM VÀ ỨNG
DỤNG TRONG GIẢNG DẠY HOÁ HỌC
PHỔ THÔNG

KHOÁ LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hoá vô cơ
Ngƣời hƣớng dẫn khoa học
NGUYỄN VĂN QUANG

HÀ NỘI – 2010

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

1


Khoá luận tốt nghiệp

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HOÁ HỌC
======☼♦♦♦☼======

TRẦN THỊ VÂN ANH

THIẾT LẬP SƠ ĐỒ PHẢN ỨNG TRONG
HOÁ HỌC VÔ CƠ PHẦN CÁC
NGUYÊN TỐ PHI KIM VÀ ỨNG DỤNG
TRONG GIẢNG DẠY HOÁ HỌC PHỔ
THÔNG

KHOÁ LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hoá vô cơ

HÀ NỘI – 2010

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

2


Khoá luận tốt nghiệp

LỜI CẢM ƠN
Sau một khoảng thời gian tìm tòi, nghiên cứu, khoá luận tốt nghiệp với
đề tài: “Thiết lập sơ đồ phản ứng trong hoá học vô cơ phần các nguyên tố
phi kim và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông”, đã đƣợc hoàn
thành. Ngoài sự cố gắng nỗ lực của bản thân, em nhận đƣợc sự khích lệ, giúp
đỡ rất nhiều từ phía nhà trƣờng, thầy cô, gia đình và bạn bè.
Trƣớc hết, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân thành và sâu sắc tới thầy
Nguyễn Văn Quang, đã tận tình hƣớng dẫn em trong suốt quá trình xây dựng
và hoàn thiện khoá luận.
Em xin cảm ơn các thầy cô giáo trong khoa hoá học Trƣờng Đại Học

Sƣ Phạm Hà Nội 2 đã truyền đạt những kiến thức quý báu cho chúng em
trong suốt quá trình học tập.
Và đặc biệt, em xin cảm ơn các thầy cô và các em học sinh Trƣờng
THPT Văn Giang – Hƣng Yên đã tạo điều kiện cho em hoàn thành đề tài này.
Mặc dù bản thân em đã hết sức cố gắng nhƣng việc thực hiện khoá luận
không tránh khỏi những thiếu sót. Vì vậy, em kính mong nhận đƣợc những ý
kiến đóng góp quý báu của các thầy cô giáo và bạn bè!
Em xin chân thành cảm ơn!
Hà Nội, ngày 5 tháng 5 năm 2010
Sinh viên
Trần Thị Vân Anh

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

3


Khoá luận tốt nghiệp

LỜI CAM ĐOAN
Tôi xin cam đoan khoá luận này là kết quả nghiên cứu của bản thân tôi.
Những kết quả thu đƣợc là hoàn chân thực và chƣa có một đề án nghiên cứu
nào. Nếu sai tôi xin hoàn toàn chịu trách nhiệm.

Sinh viên
Trần Thị Vân Anh

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

4

Khoá luận tốt nghiệp

MỤC LỤC
Trang
MỞĐẦU…………………………………………………………….………...1
CHƢƠNG 1: TỔNG QUAN………………………………….……………....2
1.1. Tính chất hoá học của halogen……………...……...……………...2
1.2. Tính chất hoá học của oxi – lƣu huỳnh……………….…………..7
1.3. Tính chất hoá học của nitơ – photpho…………………................14
1.4. Vị trí các kiến thức về nhóm Halogen, Oxi- Lƣu huỳnh, NitơPhotpho trong chƣơng trình hoá học phổ thông……………………….…….21
CHƢƠNG 2: PHƢƠNG PHÁP VÀ ĐỐI TƢỢNG NGHIÊN CỨU………...22
2.1. Phƣơng pháp nghiên cứu……………………………...……….…22
2.2. Mục đích nghiên cứu……………………………………..……....23
2.3. Đối tƣợng nghiên cứu………………………………………….…23
2.4. Nhiệm vụ nghiên cứu…………………………..…...…………....23
CHƢƠNG 3: KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VÀ THẢO LUẬN…….………...24
3.1. Sơ đồ hoá phản ứng của nhóm
Halogen………………………….24
3.2. Sơ đồ hoá phản ứng của Oxi – Lƣu huỳnh……………..………...34
3.3. Sơ đồ hoá phản ứng của Nitơ – Photpho. ……………...…….......42
3.4. Vận dụng sơ đồ hoá phản ứng vô cơ vào giảng dạy hoá học vô cơ ở
trƣờng phổ thông…………………………………..…………...……….…...49
KẾT LUẬN………………………………………………………….…........53
TÀI LIỆU THAM KHẢO……………………………………..………….....55
PHỤ LỤC……………………………………………………….…………...56
ĐỀ LỚP 10 KIỂM TRA HOÁ (đề gốc) và đáp án………………………….56
ĐỀ LỚP 11 KIỂM TRA HOÁ (đề gốc) và đáp án……………....….............59

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

5


Khoá luận tốt nghiệp

DANH MỤC VIẾT TẮT
đpnc: điện phân nóng chảy
r: rắn
xt: xúc tác
dd: dung dịch
to: nhiệt độ
đpdd m.n.x: điện phân dung dịch màng ngăn xốp
tt: tinh thể
SGK: sách giáo khoa
THPT: Trung Học Phổ Thông
bh: bão hòa
tr: trắng
nc: nóng chảy
CB: cơ bản
TN: tự nhiên
đ.n: đặc nóng

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

6


Khoá luận tốt nghiệp

MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài
Hoá học là môn khoa học nghiên cứu về chất, sự biến đổi của chất. Nó
vừa có tính lý thuyết, vừa có tính thực nghiệm và đƣợc ứng dụng rộng rãi
trong đời sống, sản xuất. Hai mảng lý thuyết chủ đạo của hoá học là Vô cơ và
Hữu cơ. Mỗi mảng đi nghiên cứu sâu về một vấn đề nhất định. Tuy nhiên, hai
mảng này lại không tách rời mà luôn có sự liên quan thống nhất với nhau. Vì
vậy, các lý thuyết hoá học nói chung và cả lý thuyết vô cơ nói riêng đều có sự
móc xích liên quan lẫn nhau, muốn tiếp thu kiến thức mới phải dựa trên nền
tảng kiến thức đã biết. Vì vậy, việc ôn tập, củng cố và khắc sâu kiến thức cho
học sinh là một trong những nhiệm vụ rất quan trọng của ngƣời giáo viên. Là
một giáo viên tƣơng lai, tôi cần phải làm nhƣ thế nào?
Có rất nhiều phƣơng pháp khác nhau giúp cho việc ôn tập và củng cố
kiến thức cho học sinh. Trong đó, việc sử dụng “Sơ đồ phản ứng” là công cụ
đơn giản và hữu hiệu giúp cho ngƣời học củng cố, ôn tập và kiểm tra kiến
thức đã tiếp thu.
Với lý do trên tôi đã chọn đề tài:
“Thiết lập sơ đồ phản ứng trong hoá học vô cơ phần các nguyên tố
phi kim và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông”.
Với đề tài này, tôi hy vọng sẽ góp phần nâng cao việc giảng dạy lý
thuyết hoá vô cơ, giúp cho học sinh có nền tảng kiến thức hoá học vững chắc
và rèn kỹ năng viết phƣơng trình hoá học của phản ứng.
2. Nội dung nghiên cứu
Thiết lập sơ đồ phản ứng cho nhóm Halogen, Oxi – Lƣu huỳnh, Nitơ –
Photpho.
Vận dụng sơ đồ hoá phản ứng trong giảng dạy hoá học ở phổ thông và
thử nghiệm sƣ phạm.

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

7


Khoá luận tốt nghiệp
CHƢƠNG 1: TỔNG QUAN
1.1. Tính chất hoá học của Halogen (X2)
Tính chất hoá học điển hình là tính oxi hóa mạnh, hoạt tính đó giảm dần
từ flo đến iot.
1.1.1. Tác dụng với đơn chất
 Tác dụng với kim loại
t
 2MXn
2M + nX2 
o

t
 2FeCl3
3Cl2 + 2Fe 
o

 Tác dụng với phi kim
+ Tác dụng với H2 :

H2  X2 
 2HX

Khả năng phản ứng giảm dần từ F đến I.
H 2  F2 
 2HF

H2

350 C
 Br2 
 2HBr

as
H 2  Cl2 
 2HCl

800 C
H 2  I 2   Pt 
 2HI

o

o

+ Tác dụng với phi kim khác nhƣ: P, S, … (halogen không phản ứng
trực tiếp với O2, N2, C).

 2PCl5
2P + 5Cl2 

1.1.2. Tác dụng với hợp chất
 Tác dụng với nƣớc
+ Flo tác dụng mãnh liệt với nƣớc giải phóng oxi.

2F2  2H2O 
 4HF  O2 

+ Clo, brom, iot phản ứng với nƣớc theo thứ tự giảm dần.

X2  H2O  
 HX  HXO
 Tác dụng với dung dịch kiềm

X2

+ 2NaOH lạnh, nguội 
 NaX + NaXO +H2O

t
 5NaX + NaXO3 + 3H2O (X: Cl2; Br2)
3X2 + 6NaOH 
o

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

8


Khoá luận tốt nghiệp

3I2

+

6NaOH 
 5NaI +

NaIO3 + 3H2O

 Tác dụng với muối của các halogen khác
Halogen mạnh đẩy halogen yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của nó.
Cl2

+

2NaBr




2NaCl +

Br2

 Tác dụng với chất khử khác
Br2 + SO2 + 2H2O 
 2HBr + H2SO4
 Tác dụng với hợp chất hữu cơ
X2

+

CnH2n+2




CnH2n+1X

+ HX

1.1.3. Tính khử của các Halogen
F2: không thể hiện tính khử.
Cl2, Br2, I2: có tính khử nhƣng tính khử tăng dần từ clo đến iot.




5Cl2 + Br2 + 6H2O

2HBrO3 + 10HCl

Iot còn có khả năng tạo ra những hợp chất trong đó Iot ở dạng cation.
I2

+

AgNO3

3INO3






I2

AgI
+

+ INO3 (Kém bền)

I(NO3)3

1.1.4. Điều chế các Halogen
 Điều chế flo (F2) (phƣơng pháp duy nhất)
2MFn(rắn)

đpnc



2M +

nF2 

Trong công nghiệp thƣờng dùng hỗn hợp KF + 3HF
 Điều chế clo (Cl2)
+ Trong phòng thí nghiệm: Cho axit clohiđric tác dụng với những chất
oxi hoá mạnh nhƣ: KMnO4, MnO2, KClO3, ...
2KMnO4(rắn) + 16HCl(đặc) 
 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2  + 8H2O
+ Trong công nghiệp: điện phân dung dịch muối ăn.
đp
 2NaOH + Cl2  + H2 
2NaCl + 2H2O 

m.n.x

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

9


Khoá luận tốt nghiệp
 Điều chế Br2, I2: Cl2 vừa đủ + 2NaBr 
 2NaCl + Br2
Cl2 vừa đủ + 2NaI




2NaCl + I2

1.1.5. Một số hợp chất của Halogen
1.1.5.1. Hiđrohalogenua và axit Halogenhiđric (HX)
- Khí hiđrohalogenua (HX) khô không có tính axit
- Khí hiđrohologenua tan vào trong nƣớc tạo thành dung dịch có tính
axit và đƣợc gọi là axit halogenhiđric

 
HX + H2O 


H3O+ + X-

Tính axit tăng theo dãy axit: HF <

HCl < HBr < HI

 Tính chất hoá học của axit halogenhiđric
- Làm đổi màu chỉ thị: Làm quỳ tím chuyển sang màu đỏ
- Tác dụng với bazơ
HCl + NaOH 
 NaCl +H2O
(Riêng 2HF +NaOH 
 NaHF2 + H2O)
- Tác dụng với oxit bazơ
2HCl + CuO 
 CuCl2 + H2O
- Tác dụng với kim loại đứng trƣớc Hiđro trong dãy hoạt động hóa học
Fe + 2HCl 
 FeCl2 + H2 
- Tác dụng với muối tạo ra muối mới và axit mới
CaCO3 + 2HCl 
 CaCl2 + CO2  + H2O
Ngoài ra SiO2 + 4HF 
 SiF4 + 2H2O
Nếu HF dƣ SiF4 + 2HF 
 H2SiF6 (Axit Hexaflosilixic)
- Tính khử: HF không thể hiện tính khử, HCl chỉ thể hiện tính khử khi
tác dụng với những chất oxi hoá mạnh, còn HBr và nhất là HI có tính khử
mạnh
MnO2 +

4HCl

t

 MnCl2 + Cl2  + 2H2O
o

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

10


Khoá luận tốt nghiệp
2HBrk + H2SO4đ 
 Br2 + SO2 + 2H2O
8HIk + H2SO4đ 
 4I2 + H2S + 4H2O
 Điều chế
250 C
- Điều chế HF: CaF2 + H2SO4đ 
 CaSO4 + 2HF 
o

- Điều chế HCl
+ Phƣơng pháp sunfat
250 C
NaClr + H2SO4đ 
 NaHSO4 + HCl 
o

400 C
2NaClr + H2SO4đ 

 Na2SO4 + 2HCl 
o

+ Phƣơng pháp tổng hợp
t
H2 + Cl2 
 2HCl
o

- Điều chế HBr, HI: Dùng phƣơng pháp thuỷ phân muối bromua và
iotua của Photpho

PX3 + 3H2O 
 H3PO3 + 3HX

1.1.5.2. Axit Hipohalogenơ (HXO)
 Axit HFO
- Ở nhiệt độ thƣờng:

2HFO 
 2HF + O2 ­

- Tác dụng với nƣớc: HFO + H2O 
 HF + H2O2
 Các axit HXO (X: Cl, Br, I) chỉ tồn tại trong dung dịch loãng, dễ bị
phân huỷ:

HXO 
 HX + O

Riêng HIO còn phân ly theo kiểu bazơ


 I+ + OH  với KB=3.10-10
HIO 

 Muối Hipohalogenit

 
- Trong môi trƣờng kiềm: 3XO- 


2X- + XO3-

- ClO- phân huỷ nhanh ở 750C
Ở nhiệt độ thƣờng: Cl2 + 2KOH 
 KCl + KClO + H2O

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

11


Khoá luận tốt nghiệp

Khi đun nóng:

t
3Cl2 + 6KOH 
 5KCl + KClO3 + 3H2O

o

- BrO  phân huỷ chậm ở 0oC, phân huỷ nhanh ở nhiệt độ thƣờng
- IO  phân huỷ ở tất cả các nhiệt độ
3I2 + 6KOH 
 5KI + KIO3 + 3H2O
Axit Hipohalogenơ và muối hipohalogenit đều là những chất oxi hoá
mạnh, tính oxi hoá giảm dần từ clo đến iot
3 ClO + 2NH3 
 N2  + 3 Cl + 3H2O
1.1.5.3. Axit Halogenơ (HXO2)
 Ngƣời ta chỉ biết đến axit clorơ HClO2
Axit clorơ là hợp chất không bền, chỉ tồn tại trong dung dịch và phân
huỷ một phần:

4HClO2 
 2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O

Axit clorơ có độ axit trung bình, có hằng số phân ly là K  10 2
 Muối Clorit bền hơn axit clorơ

 2NaClO2 + O2 
NaClO2 đƣợc điều chế: 2ClO2 + Na2O2 
Khi đun nóng:

3NaClO2 
 NaCl + 2NaClO3

Điều chế: Ba(ClO2)2 + H2SO4 
 2HClO2 + BaSO4 

Huyền phù
1.1.5.4. Axit Halogenic (HXO3)
 Axit HXO3 là những axit mạnh một nấc lực axit giảm dần từ Cl đến I
 Cả 3 axit HXO3 (HClO3, HBrO3, HIO3) đều là chất oxi hoá mạnh tính
oxi hoá giảm từ clo đến iot.
- Tác dụng với S, P, As, SO2
4HClO3 + 5S 
 2Cl2 + 5SO2 + 2H2O
- Giấy hay bông bốc cháy ngay khi tiếp xúc với dd HClO3 40%
 Điều chế: cho Halogenat tác dụng với axit H2SO4

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

12


Khoá luận tốt nghiệp
Ba(ClO3)2 + H2SO4 
 2HClO3 + BaSO4 ¯
Riêng HIO3: 3I2 + 10HNO3 
 6HIO3 + 10NO ­

+ 2H2O

 Muối halogenat bền hơn axit tƣơng ứng trong môi trƣờng trung tính,
nhƣng muối halogenat có tính oxi hoá yếu hơn axit
Các muối halogenat đều không bền với nhiệt dễ bị phân huỷ tạo oxi
400 C
2KClO3 
 2KCl + 3O2 ­

o

90 C
2NH4ClO3 
 N2 ­
o

+ Cl2 ­ + O2 ­

+ 4H2O

1.1.5.5. Axit Pehalogenic: HClO4, HIO4
HClO4: axit pecloric là axit mạnh nhất
Axit pecloric khan là chất oxi hoá mạnh trong khi đó ở dung dịch loãng
hầu nhƣ không có tính oxi hoá. Nhƣng trong môi trƣờng axit mạnh:

 
ClO4 + 8H+ + 8e 


Cl + 4H2O

1.2. Tính chất hoá học của Oxi – Lƣu huỳnh
1.2.1. Tính chất hoá học của Oxi ( 168 O )
Oxi là nguyên tố phi kim hoạt động, có tính oxi hoá mạnh.
 Tác dụng với kim loại: Oxi phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au,
Pt...)

t
4Na + O2 

 2Na2O
o

 Tác dụng với phi kim
t
4P + 5 O2 
 2P2O5
o

 Tác dụng với hợp chất
t
2H2S + 3O2 
 2SO2 + 2H2O
o

t
 4NO ­
4NH3 + 5O2 
Pt
o

+ 6H2O

1.2.2. Điều chế Oxi

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

13

Khoá luận tốt nghiệp
 Trong phòng thí nghiệm: bằng phản ứng phân huỷ những hợp chất oxi,
kém bền với nhiệt nhƣ KMnO4, KClO3, H2O2...
MnO2
2H2O2 
 2H2O + O2 

 Trong công nghiệp
- Đi từ không khí: Chƣng cất phân đoạn không khí lỏng thu đƣợc khí
Oxi ở -183oC
- Đi từ nƣớc:

¾®p¾
¾¾
®
2H2O ¾ H¾
cNaOH
2SO4 hoÆ

2H2 

+ O2 

1.2.3. Các hợp chất của Oxi
 Ozon (O3)
- Tính chất hoá học
Ozon là một chất có tính oxi hoá mạnh, mạnh hơn Oxi.
+ Ozon oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt)
2Ag + O3 
 Ag2O + O2 

+ Tác dụng với hợp chất
PbS + 4O3 
 PbSO4 + 4O2 
O3 phá huỷ nhanh chóng cao su, nhiều chất hữu cơ khác nhƣ ancol...
+ O3 có tính oxi hoá rất mạnh trong môi trƣờng axit cũng nhƣ môi
trƣờng bazơ:

2KI + O3 + H2O 
 I2  + 2KOH + O2 

- Ở trên tầng cao của khí quyển:

UV
3O2 
 2O3

 Nƣớc (H2O)
- Tính chất hoá học
H2O là hợp chất có khả năng phản ứng kết hợp với nhiều oxit của các
nguyên tố và với các muối, tƣơng tác đƣợc với nhiều nguyên tố.
Nƣớc vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.
2Na + 2H2O 
 2NaOH + H2 

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

14


Khoá luận tốt nghiệp

Bột Mg và Al đang cháy sẽ tiếp tục cháy trong hơi nƣớc ở 100 0C, các
kim loại nhƣ Fe, Zn, Ni,... phản ứng thuận nghịch với nƣớc ở to cao
2O
¾H¾®
Nƣớc còn là chất xúc tác: 2NO + O2 ¾ h¬i

2NO2

 Hiđropeoxit (H2O2)
- H2O2 là hợp chất ít bền, dễ bị phân huỷ, phân huỷ nhanh khi có xúc
tác.
xt MnO2
2H2O2 
2H2O + O2 

- Dung dịch lỏng H2O2 có tính axit mạnh hơn nƣớc
H2O2 + H2O  


H3O+ + HO2-

H2O2 + Ba(OH)2 
 BaO2 + 2H2O
BaO2 + H2SO4


 BaSO4 + H2O2

- H2O2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.
H2O2 + KNO2 

 H2O + KNO3
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 
 2MnSO4+ 5O2  +K2SO4 +8H2O
- Điều chế
Trong công nghiệp: H2O2 đƣợc điều chế bằng phƣơng pháp điện phân
và phƣơng pháp antraquinol.
Trong phòng thí nghiệm:
H2SO4 + BaO2 
 BaSO4 

+ H2O2

1.2.4. Tính chất hoá học của Lƣu huỳnh
Lƣu huỳnh là một nguyên tố tƣơng đối hoạt động, đặc biệt là khi đun
nóng.
 Lƣu huỳnh thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với H2 và kim loại.
- Với H2:

o

300 C
1  2
So tà phƣơng + H o2    
 H 2 S (  H = -20,08 KJ)

- Với kim loại: Hg o + S o


 Hg 2 S 2

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

15


Khoá luận tốt nghiệp
 Lƣu huỳnh thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hoá
- Với những nguyên tố phi kim hoạt động nhƣ clo, flo, oxi,...
S o + O o2

t

 S 4 O 2 2
o

 H = -297 KJ

- Với những chất oxi hoá nhƣ KNO3, KClO3, K2Cr2O7, HNO3,
H2SO4đ,…

2KClO3 + 3S 
 2KCl + 3SO2

 Lƣu huỳnh không tan trong nƣớc nhƣng có thể tan trong dung dịch
kiềm hoặc trong kiềm nóng chảy.
3S + 6NaOH 
 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
Lƣu huỳnh tan trong dung dịch sunfua và dung dịch sunfit.
S 2 + nS 
 S 2n1

SO 32  + S 
 S2O32

1.2.5. Sản xuất Lƣu huỳnh
 Khai thác lƣu huỳnh: trong lòng đất.
 Sản xuất lƣu huỳnh từ hợp chất
- Đốt H2S trong điều kiện thiếu không khí
t
2H2S + O2 
 2S + 2H2O
o

t
Dùng H2S khử SO2: 2H2S + SO2 
 3S + 2H2O
o

- Ngoài ra, ở nhiệt độ 6000C trong các lò hầm.
t
FeS2 
 FeS + S
o

1.2.6. Các hợp chất của Lƣu huỳnh
1.2.6.1. Đihiđrosunfua (H2S)
 Tính chất hoá học
- Tính axit yếu
H2S + H2O  


H3O  + HS 

K1 = 10-7

HS  + H2O  


H3O  + S 2

K2 = 10-14

- Tính khử mạnh

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

16


Khoá luận tốt nghiệp

t
2H2Skhí + 3O2 
 2SO2 + 2H2O
o

2KMn 7 O4+5H2S 2 +3H2SO4 
 2Mn 2 S 6 O4+5S o +K2SO4 +8H2O
 Điều chế
- Trong công nghiệp: H2S là sản phẩm phụ của quá trình tinh chế dầu

mỏ và khí thiên nhiên.
- Trong phòng thí nghiệm: FeS + 2HCl 
 FeCl2 + H2S 
1.2.6.2. Muối sunfua (S 2 )
 Tính chất hoá học
- Một số muối sunfua có thể tác dụng với axit:
Na2S + 2HCl 
 2NaCl + H2S 
ZnS + H2SO4(l) 
 ZnSO4 + H2S 
- Một số muối sunfua của kim loại nặng nhƣ: PbS, CuS không tan trong
nƣớc và axit HCl, H2SO4 loãng.
 Điều chế
- Cho kim loại tác dụng trực tiếp với lƣu huỳnh
Fe + S 
 FeS
- Sunfua kim loại kiềm và kiềm thổ
600800 C
BaSO4 + 4C 
 BaS + 4CO
o

- Các sunfua kim loại dễ tan: H2S + 2NaOH 
 Na2S + 2H2O
- Các sunfua ít tan của các kim loại nặng
(NH4)2S + Pb(CH3COO)2 
 PbS  + 2CH3COONH4
Có thể thay (NH4)2S bằng: Na2S, K2S…
1.2.6.3. Lƣu huỳnh đioxit (SO2)
 Tính chất hoá học

- SO2 là oxit axit

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

17


Khoá luận tốt nghiệp

H2O + SO2  
  H2SO3
SO2 + 2NaOH 
 Na2SO3 + H2O
- SO2 là vừa là chất khử vừa là chất oxi hóa
 2HBr 1 + H2S 6 O4
S 4 O2 + Br o2 + 2H2O 

S 4 O2 + 2 H2S 2


 3S o  + 2H2O

 Điều chế SO2
- Trong phòng thí nghiệm:
t
Na2SO3  H2SO4 
 Na2SO4  H2O  SO2 
o

- Trong công nghiệp:

t
S + O2 
 SO2
o

Đốt cháy S:

Đốt quặng sunfua kim loại:
t
4FeS2 + 11O2 
 2Fe2O3 + 8SO2 
o

1.2.6.4. Lƣu huỳnh trioxit (SO3)
 Tính chất hoá học
- Là oxit axit:

SO3 + H2O


 H2SO4

 H<0

SO3 + 2NaOH 
 Na2SO4 + H2O
- SO3 kết hợp với HF, HCl tạo thành axit halogensunfonic
SO3 + HCl 
 HSO3Cl
- SO3 là chất oxi hoá mạnh, nó tƣơng tác với halogenua (nhất là iođua)

của các kim loại và không - kim loại giải phóng halogen.
1.2.6.5. Axit Sunfuric H2SO4
 Tính chất hoá học của dung dịch axit H2SO4 loãng
H2SO4 là một axit mạnh, hai nấc.
Dung dịch H2SO4 loãng có các tính chất chung của axit
- Làm đổi màu quỳ tím thành đỏ

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

18


Khoá luận tốt nghiệp
- Tác dụng với kim loại hoạt động giải phóng khí hiđro
Zn + H2SO4 
 ZnSO4 + H2 
- Tác dụng với bazơ
H2SO4 + 2NaOH 
 Na2SO4 + 2H2O
- Tác dụng với oxit bazơ
H2SO4 + CuO 
 CuSO4 + H2O
- Tác dụng với muối của axit yếu hơn
H2SO4 + CaCO3 
 CaSO4 + H2O + CO2 
 Tính chất hoá học của H2SO4 đặc
- Tính oxi hoá mạnh
H2SO4 đặc, nóng oxi hoá đƣợc hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) và phi
kim nhƣ C, S, P,... và nhiều hợp chất.
6

6H2S O4đ + 2Fe
6

2H2S O4đ + S
6

o

H2S O4đ + 8HI

t

 Fe 2 3 (SO4)3 + 3S 4 O2 + 6H2O
o

o

t

 3 S 4 O2 + 2H2O
o

1


 4I o2 + H2S 2 + 4H2O

Axit H2SO4 đặc, nguội làm Fe, Al, Cr,... bị thụ động hoá
- Tính háo nƣớc

H2SO4đ
Cn(H2O)m 
nC + mH2O

 CO2 + 2SO2 + 2H2O
Sau đó một phần: C + 2H2SO4đ 
 Điều chế H2SO4
Trong công nghiệp: H2SO4 đƣợc sản xuất bằng phƣơng pháp phòng chì
(1758) hay gọi là phƣơng pháp nitro hoá và phƣơng pháp tiếp xúc (1831).
- Phƣơng pháp phòng chì: cho phép điều chế H2SO4 nồng độ 60-70%

 2NOHSO4
2SO2 + O2 + NO + NO2 + H2O 
 2H2SO4 + NO + NO2
2NOHSO4 + H2O 

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

19


Khoá luận tốt nghiệp
- Phƣơng pháp tiếp xúc: gồm 3 công đoạn
t
 2Fe2O3 + 8SO2
4FeS2 + 11 O2 
o

(1) Sản xuất SO2:

t
 SO2
S + O2 
o

o

(2) Sản xuất SO3:

2SO2 + O2

450 C
 V2O5


2SO3

(3) Sản xuất H2SO4

 H2SO4.nSO3 (oleum)
H2SO4 + nSO3 
 (n+1)H2SO4
H2SO4.nSO3 + nH2O 
1.2.6.6. Muối sunfat và nhận biết ion sunfat ( SO24 )
 Muối Sunfat: Có 2 loại muối
- Muối trung hoà (muối sunfat): Na2SO4, BaSO4,…
- Muối axit (muối hiđrosunfat): NaHSO4, Ba(HSO4)2,…
 Nhận biết ion sunfat: dùng ion Ba 2 tạo BaSO4 kết tủa trắng
H2SO4(dd) + BaCl2(dd) 
 BaSO4  + 2HCl(dd)

Na2SO4(dd) + BaCl2(dd) 
 BaSO4  + 2NaCl(dd)
1.3. Tính chất hoá học của Nitơ - Photpho
1.3.1. Tính chất hoá học của Nitơ
- Ở nhiệt độ thƣờng, nitơ khá trơ về mặt hoá học, chỉ tác dụng với Li.
6Li o + N o2


 2Li 31 N 3

- Ở nhiệt độ cao, nitơ trở lên hoạt động hơn
+ Tính oxi hoá
Tác dụng với H2: N o2 + 3H o2

400600 C
   
 2001000amt,Fe
o

2N 3 H 31

Tác dụng với các kim loại: Ca, Mg, Al,...
600 C
N o2 + 3Mg o 
 Mg 32 N 2 3
o

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

20

Khoá luận tốt nghiệp

o

3000 C
ˆ ˆ iÖˆ†
N2 + O2 ‡ˆ ˆtialöa®
ˆˆ
n

+ Tính khử:

2NO

1000 C
N2 + CaC2 
 C + CaCN2
o

1.3.2. Điều chế N2
- Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân muối amoni nitrit
t
NH4NO2 
 N2 ­ + 2H2O
o

t
 N2 + NaCl + 2H2O)

(Hoặc NH4Cl bh + NaNO2 bh 
o

- Trong công nghiệp: Chƣng cất phân đoạn không khí lỏng.
1.3.3. Một số hợp chất của Nitơ
1.3.3.1. Amoniac (NH3)
- Tính bazơ yếu
+ Tác dụng với nƣớc tạo dung dịch bazơ yếu
NH3 + H2O

+
 
  NH 4

+ OH



 NH4Cl
+ Tác dụng với axit: NH3 + HCl 
 Al(OH)3  + 3NH 4
+ Tác dụng với muối: Al + 3NH3 + 3H2O 

+

3

2



2

- Khả năng tạo phức với một số ion: Cu , Ag , Zn ,...
 [Cu(NH3)4](OH)2
Cu(OH)2 + 4NH3 

- Tính khử
+ Tác dụng với O2
t
4N3H3  3Oo2 
 2No2  6H2O2
o

800900 C
4N 3H3  5Oo2 
 4N 2O 2  6H 2O 2
Pt
o

i ami ¨ng
2N- 3H3 + 2Oo2 ¾ sî¾
¾¾
® NH 4N + 5O3 + H2O- 2
muéi Pt

+ Tác dụng với halogen

2N3H3  3Clo2 
 No2  6HCl1

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

21


Khoá luận tốt nghiệp

4N3H3  3F2o 
 N3F31  3NH 4F1
I2 tác dụng với dung dịch NH3 tạo kết tủa đen (NI3.NH3)
+ Tác dụng với oxit kim loại
t
3Cu 2O  2N3H3 
 No2  3H2O  3Cu o
o

- Phản ứng thế nguyên tử H trong phân tử NH3 lần lƣợt bằng các kim
loại hoạt động tạo thành amiđua (NH2  ), imiđua (NH 2 ), nitrua (N 3 )
300 C
2Na  2NH3 
 2NaNH 2  H 2
o

800900 C
2Al  2NH3 
 2AlN  3H 2
o

 Điều chế NH3

- Trong phòng thí nghiệm
t
2NH4Cl  Ca(OH)2 
 2NH3   CaCl2  2H2O
o

- Trong công nghiệp
400600 C
    2NH3(k)
N 2(k)  3H 2(k)  2001000atm,Fe
o

1.3.3.2. Muối amoni (NH4  )
 Tính chất hoá học
- Tất cả các muối amoni đều tan trong nƣớc và bị thuỷ phân

NH4  H2O  
 NH3  H3O

- Tác dụng với dung dịch kiềm
t
(NH4 )2 SO4  2NaOH 
 Na 2SO4  2NH3   2H2O
o

- Dễ bị nhiệt phân
+ Muối amoni chứa gốc của axit không có tính oxi hoá khi đun nóng bị
phân huỷ thành NH3

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

22


Khoá luận tốt nghiệp

t
NH 4Cl(r) 
 NH3(k)  HCl(k)
o

t
(NH 4 )2 CO3 
 NH3(k)  NH 4HCO3
o

t
NH 4HCO3 
 NH3  CO2  H 2O
o

+ Muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hoá nhƣ HNO3, HNO2 khi bị
nhiệt phân cho ra N2, N2O, H2O
t
NH 4 NO2 
 N 2  2H 2O
o

t
NH 4 NO3 

 N 2O  2H 2O
o

1.3.3.3. Nitơ đioxit NO2
- Là chất khí màu nâu đỏ, dễ trùng hợp tạo thành N2O4 nên tồn tại cân
bằng:

2NO2  
 N2O4
- NO2 là anhiđrit của axit nitric và axit nitrơ

2NO2  H 2 O 
 HNO 2  HNO3
2NO2  2NaOH 
 NaNO 2  NaNO 3  H 2O
- NO2 vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá

2N 4 O2  7H o2 
 2N 3 H3  4H 2 O
N 4 O2  2Cu o 
 Cu 21O  N 2 O
N 4 O2  C2 O 
 C4 O2  N 2 O
O3o  2N 4 O2 
 N 25 O52  Oo2
H 2 O2  2N 4 O2 
 2HN 5O3
1.3.3.4. Axit nitric (HNO3)
 Tính chất hoá học
- Tính axit

HNO3 là axit mạnh

HNO3  H2O 
 H3O  NO3

+ Làm đổi màu quỳ tím thành đỏ
+ Tác dụng với oxit bazơ

2HNO3  CuO 
 Cu(NO3 )2  H2O

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

23


Khoá luận tốt nghiệp

+ Tác dụng với bazơ

HNO3  NaOH 
 NaNO3  H2O

+ Tác dụng với muối

CaCO3  2HNO3 
Ca(NO3 ) 2  H 2O  CO 2 
+ Tác dụng với kim loại
Fe +

2HNO3 (rất loãng) ¾ ¾
® Fe(NO3)2 + H2 

- Tính oxi hoá mạnh
+ Với kim loại
 sản phẩm khử
HNO3 oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) 

khác nhau tuỳ thuộc nồng độ HNO3 và tính khử của kim loại.

M  HNO3 
 muối + H2O +X(NO2, NO, N2O, N2, NH4 ,...)
(Muối ở trạng thái hoá trị cao nhất)
Fe + 4HNO3(l) ¾ ¾
® Fe(NO3)3 + NO ­

+ 2H2O

Al, Fe, Cr,... bị thụ động hoá trong HNO3 đặc, nguội.
+ Với phi kim
HNO3 đặc oxi hoá đƣợc nhiều phi kim nhƣ C, S, P,... đƣa phi kim lên
trạng thái oxi hoá cao nhất.
t
So  6HN5O3đ 
 H2S6O4  6N4O2  2H2O
o

+ Với hợp chất
 3S + 2NO  + 4H2O
3H2S + 2HNO3(loãng) 

Nhiều chất hữu cơ bị phá huỷ hoặc bốc cháy khi tiếp xúc với axit HNO3 đặc.
 Điều chế HNO3
- Trong phòng thí nghiệm:
KNO3(rắn) + H2SO4(đặc) ¾ ¾
® KHSO4+ HNO3
- Trong công nghiệp: đi từ NH3, gồm 3 giai đoạn:

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

24


Khoá luận tốt nghiệp

(1)

Pt
4NH 3  5O 2 
 4NO  6H 2 O
800 900o C

(2)

2NO  O 2 
 2NO 2

(3)

4NO 2  O 2  2H 2 O 

 4HNO3

1.3.3.5. Muối nitrat ( NO3 )
- Tất cả các muối nitrat đều tan trong nƣớc
- Có tính oxi hoá trong môi trƣờng axit

3Cu  8H   2NO3 
 3Cu 2  2NO   H 2O
(N 5 
 N 2O; N 4O 2 ; N o2 ; N 21O; N 3H 4 )
- Dễ bị nhiệt phân
+ Muối nitrat của các kim loại hoạt động mạnh (K, Na,...) bị phân huỷ
thành muối nitrit và oxi:

t
2KNO3 
 2KNO2  O2 
o

+ Muối nitrat của Mg, Zn, Fe, Pb, Cu,... bị phân huỷ thành oxit kim loại
tƣơng ứng, NO2 và O2:

t
2Cu(NO3 )2 
 2CuO  4NO2   O2 
o

+ Muối nitrat của Ag, Au, Hg,... bị phân huỷ thành kim loại tƣơng ứng
t
2AgNO3 

 2Ag  2NO2   O2 
o

NO2 và O2:

1.3.4. Tính chất hoá học của Photpho
 Tính oxi hoá
Khi đun nóng P tƣơng tác với nhiều kim loại tạo thành photphua.

Po  3Na o 
 Na 31P3
 Tính khử (tính chất cơ bản)
5 2
t
- Với Oxi 4 Po + 5 Oo2 (đủ hoặc dƣ) 
 P2 O5
o

4 Po +

3 Oo2 (thiếu)

3 2
t

 P2 O3
o

- Với halogen 2Po  3Clo2 
 2P3Cl31

- Với các chất oxi hoá khác

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

25