Để nhận biết SO2 và O2 ta dùng?

A. quỳ tím ẩm

B. Dung dịch Ca (OH)₂

C. Dung dịch Ba (OH)₂

D. Cả A, B, C đều đúng

Câu trả lời:

Đáp án: D. Cả a, b, c đều đúng

Giải thích:

– Giấy quỳ tím ẩm: SO₂ chuyển sang màu đỏ quỳ, O₂ không thay đổi màu sắc

Dung dịch Ca (OH)₂ hoặc Ba (OH)₂: SO₂ là dung dịch xuất hiện vẩn đục, O₂ không hiện tượng

Ca(OH)₂ + SO₂ → CaSO₃↓ + H₂O

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃↓ + H₂O

I. Lưu huỳnh Dioxit

Lưu huỳnh đioxit (hay còn gọi là anhydride sunfurơ, lưu huỳnh(IV) Oxide, sulfur dioxide) là một oxit có tính axit quan trọng. Đây đây là sản phẩm chính khi đốt cháy lưu huỳnh, với công thức hóa học SO.₂.

Tính chất vật lý của lưu huỳnh đioxit

Lưu huỳnh đioxit là một chất khí không màu, mùi hăng, nặng hơn không khí (d = 64/29), là một trong những chất gây ô nhiễm không khí chính và mưa axit. Nó là một loại khí độc mà khi hít phải có thể gây ho hoặc viêm đường hô hấp.

Có điểm nóng là -72 độ C và điểm sôi – 10 độ C. Ngoài ra, khí này còn có khả năng làm vẩn đục nước sôi và làm mất màu dung dịch brom và màu cánh hoa hồng.

Tính chất hóa học của SO₂ 

Lưu huỳnh đioxit có đầy đủ tính chất hóa học của một oxit axit.

• Lưu huỳnh Dioxide là một Oxide acid, tan trong nước tạo thành dung dịch Acid yếu 

S + O₂ → SO₂

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

• Tác dụng với bazơ:

Lưu huỳnh đioxit phản ứng với bazơ tạo thành muối và nước.

SO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O

• Phản ứng với oxit bazơ:

Lưu huỳnh đioxit phản ứng với oxit bazơ tạo thành muối.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

• SO₂  là chất khử khi tác dụng một chất oxy hóa mạnh:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → 2HBr + H₂SO₄ (Phản ứng làm mất màu nước brom)

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

 Ứng dụng của lưu huỳnh đioxit

• Phần lớn SO₂ được dùng để sản xuất axit sunfuric (H₂SO₄).
• SO₂  Được sử dụng trong ngành công nghiệp giấy để làm chất tẩy trắng bột gỗ.
• SO₂  Dùng làm thuốc diệt nấm …

Điều chế lưu huỳnh đioxit

Trong phòng thí nghiệm

– Trong PTN, SO₂ được điều chế bằng cách cho muối sunfit tác dụng với axit (HCl, H₂SO₄…). Khí SO₂ thu được bằng cách đẩy không khí.

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

– Hoặc đun nóng H₂SO₄ đặc với Cu:

2H₂SO₄ + Cu → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Trong công nghiệp

Trong ngành, SO₂ chuẩn bị từ:

• Đốt lưu huỳnh: S + O₂ (t°) → SO₂
• Đốt pyrit sắt (FeS₂): 4FeS₂ + 11O₂ → Fe₂O₃ + 8SO₂↑

II. Oxi 

Cấu trúc phân tử

Nguyên tử oxi có cấu hình electron là 1s22s22p4, lớp ngoài cùng có 6e.

Ở trong điều kiện bình thường, phân tử oxi có 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị không cực có thể viết công thức cấu tạo phân tử oxi là O=O.

Tính chất vật lý và trạng thái tự nhiên của oxi

Tính chất vật lý: Oxi là chất khí không màu, không mùi, nặng hơn không khí (d= 32/29, xấp xỉ bằng 1.1), hóa lỏng ở -183.⁰c.

Oxy ít hòa tan trong nước, 100ml nước ở 20 độ C, 1 atm hòa tan được 3.1ml khí oxi.

Trạng thái tự nhiên: Ôxy là nguyên tố phổ biến nhất trong tự nhiên, chiếm khoảng 1/5 thể tích không khí, trong nước …

Ngoài ra, oxy còn có trong cơ thể người, động vật và thực vật.

Tính chất hóa học của Oxi

Khi tham gia phản ứng, oxi có xu hướng nhận thêm 2e

O₂ + 4e → 2O²–

Oxi là phi kim hoạt động, có tính oxi hóa mạnh, trong hợp chất có số oxi hóa -2 (trừ hợp chất với flo và hợp chất với peoxit).

* Tác dụng với kim loại:

Oxi có thể phản ứng với hầu hết các kim loại, trừ Au, Pt … tạo oxit kim loại.

– Na, Fe cháy sáng trong khí oxi, phản ứng toả nhiều nhiệt:

* Tác dụng với phi kim:

Oxi phản ứng với nhiều phi kim trừ halogen, tạo ra oxit phi kim. Ví dụ: Lưu huỳnh cháy sáng trong khí oxi, phản ứng tỏa nhiệt:

Tương tự như C, P cũng cháy mạnh trong khí oxi.

* Phản ứng với các hợp chất: Ở nhiệt độ cao, nhiều hợp chất cháy trong khí oxi, phản ứng toả nhiều nhiệt.

Kết luận: Oxi là phi kim có tính oxi hóa mạnh.

3. Ứng dụng của oxy

Điều chế Oxi

Trong phòng thí nghiệm:

Đun nóng KMnO₄ hoặc KClO₃ với chất xúc tác MnO₂

• 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 (Điều kiện: Nhiệt độ)

Sự phân hủy của HO₂O₂ với chất xúc tác MnO₂

Trong công nghiệp: