Lý thuyết Hóa học 11 Cánh diều Bài 6: Sulfur và sulfur dioxide

---

Haylamdo biên soạn và sưu tầm với tóm tắt lý thuyết Hóa 11 Bài 6: Sulfur và sulfur dioxide sách Cánh diều hay nhất, chi tiết sẽ giúp học sinh lớp 11 nắm vững kiến thức trọng tâm, ôn luyện để học tốt môn Hóa học 11.

Lý thuyết Hóa 11 Cánh diều Bài 6: Sulfur và sulfur dioxide

I. Sulfur

1. Trạng thái tự nhiên

- Sulfur có kí hiệu hóa học là S, số hiệu nguyên tử là 16, độ âm điện là 2,58.

- Trong tự nhiên, sulfur tồn tại ở cả dạng đơn chất và hợp chất.

+ Đơn chất sulfur được tìm thấy chủ yếu ở các vùng núi lửa, nhiều nhất ở các nước thuộc “vành đai lửa” Thái Bình Dương như Nhật Bản, Chile, Indonesia…

+ Ở dạng hợp chất, sulfur có trong thành phần của các khoáng vật như pyrite (thành phần chính FeS₂), sphalerite (thành phần chính ZnS), thạch cao (thành phần chính CaSO₄), barite hay baryte (thành phần chính là BaSO₄), …

Ngoài ra, sulfur còn có trong thành phần của một số protein động vật và thực vật.

2. Tính chất

a) Tính chất vật lí

- Ở điều kiện thường, đơn chất sulfur là chất rắn, có màu vàng, không tan trong nước, tan ít trong ethanol, tan nhiều trong dầu hỏa, benzen.

- Sulfur nóng chảy ở khoảng 113 ◦C, hóa hơi ở 445 ◦C.

b) Tính chất hóa học

- Sulfur thể hiện tính oxi hóa hoặc tính khử khi tham gia các phản ứng hoá học.

+ Tính oxi hóa: thể hiện trong phản ứng với kim loại, hoặc hydrogen. Ví dụ:

${\stackrel{0}{H}}_2(g)+\stackrel{0}{S}(s)\stackrel{t^o}{\to }{\stackrel{+1}{H}}_2\stackrel{-2}{S}(g)$

$\stackrel{0}{S}(s)+\stackrel{0}{\mathrm{Fe}}(s)\stackrel{t\circ }{\to }\stackrel{+2}{\mathrm{Fe}}\stackrel{-2}{S}(s)$

Trong các phản ứng này, số oxi hóa của sulfur giảm từ 0 xuống -2.

Lưu ý: Sulfur phản ứng với thuỷ ngân (mercury) ngay điều kiện thường. Người ta ứng dụng phản ứng này dể xử lí thuỷ ngân rơi vãi, hạn chế ảnh hưởng của thuỷ ngân đến sức khoẻ.

Hg(l) + S(s) → HgS(s)

+ Tính khử: thể hiện trong phản ứng của sulfur với các phi kim hoạt động mạnh hơn. Ví dụ:

$\stackrel{0}{S}(s)+\stackrel{0}{O_2}(g)\stackrel{t\circ }{\to }\stackrel{+4}{S}\stackrel{-2}{O_2}(g)$

Trong phản ứng với oxygen, số oxi hóa của sulfur tăng từ 0 lên +4.

2. Ứng dụng

- Sulfur là nguyên liệu để sản xuất sulfuric acid, dược phẩm, phẩm nhuộm, thuốc trừ sâu.

- Sulfur được dùng để biến đổi tính chất của cao su tự nhiên (lưu hoá cao su).

- Sulfur còn được đốt cháy tạo sulfur dioxide có tác dụng diệt khuẩn và nấm mốc.

II. Sulfur dioxide.

1. Một số tính chất.

- Ở điều kiện thường, sulfur dioxide (SO₂) là chất khí không màu, mùi hắc, độc và tan nhiều trong nước.

- Sulfur dioxide có tính chất của một oxide acid (acidic oxide).

+ Phản ứng với nước tạo môi trường acid:

SO₂(g) + H₂O(l) ⇌ H₂SO₃(aq)

+ Phản ứng với basic oxide hoặc base tạo thành muối. Ví dụ:

SO₂(g) + CaO(s) → CaSO₃(s)

SO₂(g) + Ca(OH)₂(aq) → CaSO₃(s) + H₂O(l)

- Ngoài ra, sulfur dioxide còn có cả tính oxi hóa và tính khử. Ví dụ:

$\stackrel{+4}{S}{O}_2(g)+2H_2\stackrel{-2}{S}(g)\to 3\stackrel{0}{S}(s)+2H_{2}O(l)$ (*)

Trong phản ứng (*) SO₂ đóng vai trò là chất oxi hoá.

$2\stackrel{+4}{S}{O}_2(g)+O_2(g)\stackrel{\mathrm{NO}}{\to }2\stackrel{+6}{S}{O}_3(g)$ (**)

Trong phản ứng (**) SO₂ đóng vai trò là chất khử.

2. Ứng dụng

- Sulfur dioxide là chất trung gian quan trọng trong sản xuất sulfuric acid.

- Sulfur dioxide dùng để tẩy trắng vải sợi, đường, thuốc trừ sâu, thuốc sát trùng.

3. Một số biện pháp làm giảm phát thải Sulfur dioxide vào khí quyển.

Để giảm lượng khí sulfur dioxide phát thải vào khí quyển, cần phối hợp thực hiện nhiều biện pháp như:

- Thay thế các nhiên liệu hóa thạch bằng nhiên liệu thân thiện môi trường như ethanol, hydrogen… kết hợp với khai thác các nguồn năng lượng mặt trời, năng lượng gió.

- Dẫn khí thải của các nhà máy vào tháp hoặc bồn chứa các chất hấp phụ phù hợp như than hoạt tính hấp phụ khí sulfur dioxide trước khi thải khí ra môi trường.

- Chuyển hóa sulfur dioxide thành các chất ít gây ô nhiễm hơn bằng các hóa chất như vôi sống (thành phần chính là CaO), vôi tôi (thành phần chính là Ca(OH)₂ hoặc đá vôi nghiền (thành phần chính là CaCO₃).