Lý thuyết Hóa học 11 Kết nối tri thức Bài 7: Sulfur và sulfur dioxide

---

Haylamdo biên soạn và sưu tầm với tóm tắt lý thuyết Hóa 11 Bài 7: Sulfur và sulfur dioxide sách Kết nối tri thức 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 Kết nối tri thức Bài 7: Sulfur và sulfur dioxide

I. Sulfur

1. Trạng thái tự nhiên

- Sulfur (lưu huỳnh) là nguyên tố phổ biến thứ 17 trên vỏ Trái Đất, chiếm khoảng 0,03 – 0,1% khối lượng, tồn tại ở bốn dạng đồng vị bền: ³²S (94,98%), ³³S (0,76%), ³⁴S (4,22%) và ³⁶S (0,02%). Trong tự nhiên, sulfur tồn tại ở cả dạng đơn chất và dạng hợp chất. Đơn chất sulfur được phân bố ở vùng lân cận núi lửa và suối nước nóng,... Hợp chất sulfur gồm các khoáng vật sulfide, sulfate, protein,…

- Sulfur được giải phóng ra khỏi lõi Trái Đất chủ yếu ở dạng sulfur dioxide (SO₂) và hydrogen sulfide (H₂S) khi núi lửa hoạt động. Sau đó, hydrogen sulfide chuyển hoá thành muối sulfide ít tan (tạo thành các khoáng vật pyrite, chalcopyrite,...) và sulfur dioxide chuyển hoá thành muối sulfate của calcium, barium (tạo thành các khoáng vật như thạch cao). Trong cơ thể người, sulfur chiếm khoảng 0,2% khối lượng, có trong thành phần nhiều protein và enzyme.

Đá sulfur ở khu vực gần núi lửa	Các khoáng vật chủ yếu của sulfur trên vỏ Trái Đất

2. Cấu tạo nguyên tử, phân tử

a) Cấu tạo nguyên tử

Nguyên tố sulfur ở ô số 16, nhóm VIA, chu kì 3 trong bảng tuần hoàn. Nguyên tử sulfur có độ âm điện là 2,58. Sulfur có tính phi kim.

Sulfur tạo ra nhiều hợp chất với các số oxi hoá khác nhau từ –2 đến +6, ví dụ: H₂S, SO₂, SO₃....

b) Cấu tạo phân tử

Phân tử sulfur gồm 8 nguyên tử (S₈) có dạng vòng khép kín. Mỗi nguyên tử sulfur liên kết với hai nguyên tử bên cạnh bằng hai liên kết cộng hoá trị không phân cực. Liên kết S-S có năng lượng liên kết bằng 226 kJ/mol và độ dài liên kết là 205 pm.

Trong phản ứng hoá học, phân tử sulfur được viết đơn giản là S.

Phân tử sulfur S₈

3. Tính chất vật lí

Đơn chất sulfur có hai dạng thù hình: dạng tà phương (bền ở nhiệt độ thường) và dạng đơn tà.

Sulfur không tan trong nước, ít tan trong alcohol, tan nhiều trong carbon disulfide.

Sulfur nóng chảy ở 113 ^oC và sôi ở 445 ^oC.

4. Tính chất hoá học

Khi tham gia phản ứng hoá học, sulfur có thể thể hiện tính oxi hoá hoặc tính khử. Trong thực tế, hầu hết các phản ứng của sulfur chỉ xảy ra khi đun nóng.

a) Tác dụng với hydrogen và kim loại

Ở nhiệt độ cao, sulfur tác dụng với hydrogen tạo thành hydrogen sulfide:

H₂(g) + S(s) $\stackrel{t^o}{\to }$ H₂S (g) ${∆}_r{H}^o=-20,6\mathrm{kJ}$

Sulfur tác dụng với thuỷ ngân (mercury) ngay ở nhiệt độ thường, tác dụng với nhiều kim loại khác ở nhiệt độ cao, tạo thành muối sulfide:

Hg + S → HgS

2Al + 3S $\stackrel{t^o}{\to }$ Al₂S₃

Phản ứng của mercury với sulfur được sử dụng để xử lí mercury rơi vãi.

b) Tác dụng với phi kim

Ở nhiệt độ thích hợp, sulfur tác dụng với một số phi kim như fluorine, oxygen …

Ví dụ:

S(s) + 3F₂(g) → SF₆(g) ${∆}_r{H}^o=-1220,5\mathrm{kJ}$

S(s) + O₂(g) $\stackrel{t^o}{\to }$SO₂(g) ${∆}_r{H}^o=-296,8\mathrm{kJ}.$

5. Ứng dụng

Một số ứng dụng của sulfur được thể hiện trong sơ đồ sau:

II. Sulfur dioxide

1. Tính chất vật lí

Ở điều kiện thường, sulfur dioxide (SO₂) là chất khí không màu, nặng hơn không khí, mùi hắc, tan nhiều trong nước (ở 20^oC, 1 lít nước hoà tan được 40 lít khí sulfur dioxide).

Sulfur dioxide là khí độc, hít thở không khí chứa sulfur dioxide vượt ngưỡng cho phép sẽ gây viêm đường hô hấp.

2. Tính chất hoá học

a) Tính oxi hoá

Sulfur dioxide tác dụng với hydrogen sulfide tạo thành sulfur và nước.

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

Trong thực tiễn, phản ứng trên được dùng để chuyển hoá hydrogen sulfide trong khí thiên nhiên thành sulfur.

b) Tính khử

Sulfur dioxide tác dụng với nitrogen dioxide (NO₂) khi có xúc tác nitrogen oxide để chuyển hoá thành sulfur trioxide.

SO₂ + NO₂ $\stackrel{t^o,\mathrm{xt}}{\to }$ SO₃ + NO

Trong không khí, sulfur dioxide chuyển hoá thành sulfur trioxide, sau đó kết hợp với hơi nước tạo thành sulfuric acid. Đây là phản ứng giải thích quá trình hình thành mưa acid khi không khí bị ô nhiễm bởi sulfur dioxide.

3. Ứng dụng

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

Do có khả năng tẩy trắng và diệt khuẩn, sulfur dioxide được sử dụng để tẩy trắng bột giấy, khử màu trong sản xuất đường, chống nấm mốc cho sản phẩm mây tre đan,...

Trong nghiên cứu, sulfur dioxide lỏng là một dung môi phân cực, được sử dụng để thực hiện nhiều phản ứng.

4. Sulfur dioxide và ô nhiễm môi trường

a) Nguồn phát sinh sulfur dioxide

Sulfur dioxide được sinh ra từ cả nguồn tự nhiên (khí thải núi lửa) và nguồn nhân tạo. Trên toàn thế giới, nguồn sulfur dioxide tự nhiên chiếm ưu thế, nhưng ở các khu vực đô thị và công nghiệp, nguồn nhân tạo chiếm ưu thế.

Nguồn sulfur dioxide nhân tạo chủ yếu sinh ra từ quá trình đốt cháy nhiên liệu có chứa tạp chất sulfur (than đá, dầu mỏ), đốt quặng sulfide (galen, blend) trong luyện kim, đốt sulfur và quặng pyrite trong sản xuất sulfuric acid,....

b) Tác hại

Sulfur dioxide là một trong các tác nhân làm ô nhiễm khí quyển, gây mưa acid và viêm đường hô hấp ở người...

c) Biện pháp cắt giảm phát thải sulfur dioxide vào khí quyển

Dựa trên các nguồn phát sinh sulfur dioxide do hoạt động của con người, các biện pháp để cắt giảm sự phát thải khí này được đề xuất như sau: tăng cưởng sử dụng các nguồn năng lượng mới, năng lượng sạch, năng lượng tái tạo; sử dụng tiết kiệm, hiệu quả nguồn tài nguyên thiên nhiên; cải tiến công nghệ sản xuất, có biện pháp xử lí khí thải và tái chế các sản phẩm phụ có chứa sulfur.