Tính chất hóa học và cách điều chế O2 Tính chất hóa học
- Oxi là một phi kim hoạt động mạnh. Độ âm điện của nó lớn (3,50, chỉ kém flo) nên trong tất của các dạng hợp chất, trừ hợp chất với flo, oxi đều thể hiện số oxi hoá -2.
- Oxi tạo ra oxit với hầu hết các nguyên tố.

1. Tác dụng với kim loại
- Nó phản ứng trực tiếp với tất cả các kim loại, trừ vàng và bạch kim.
Ví dụ : 2Ca + O2 → 2CaO
3Fe + 2O2 → Fe3O4 (t0)
2. Tác dụng với phi kim
- Oxi cũng phản ứng trực tiếp với các phi kim, trừ halogen tạo thành oxit axit.
Ví dụ : 4P + 5O2 → 2P2O5 (t0)

- Hoặc tạo thành oxit không tạo muối.
Ví dụ : N2 + O2 →2NO (30000C hoặc sấm sét)

3. Tác dụng với các chất khác
- Oxi tác dụng với các chất có tính khử, các hợp chất hữu cơ,...
Ví dụ: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O (t0)
C2H5OH + 3,5O2 → 2CO2 + 3H2O (t0)

* Tóm lại:
- Những phản ứng mà oxi tham gia đều là oxi hoá - khử, trong đó oxi là chất oxi hoá :
O2 + 4e → 2O2-
- Sự cháy, sự gỉ, sự hô hấp và thối rữa là những quá trình xảy ra với sự tham gia của oxi.
- Oxi có vai trò quan trọng trong công nghiệm luyện kim.

V. Điều chế và ứng dụng
1. Điều chế
a. Trong phòng thí nghiệm
- Phân hủy những chất giàu oxi, kém bền (như KClO3, H2O2,...)
Ví dụ: 2KClO3 → 2KCl + 3O2
b. Trong công nghiệp
- Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.

- Từ nước : Điện phân nước
2H2O (điện phân) --> 2H2 + O2

Tính chất hóa học và cách điều chế O3
Tính chất hóa học
* Nhận xét:
- Ozon kém bền và có tính oxi hóa mạnh, mạnh hơn oxi.
1. Ozon là chất kém bền
- Ozon bị phân hủy ngay ở điều kiện thường tạo thành oxi nguyên tử và oxi phân tử.
O3 O2 + O
2. Ozon tác dụng với kim loại
- O3 oxi hóa hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt). Ở điều kiện bình thường, O2 không oxi hóa được Ag, nhưng O3 oxi hóa Ag thành Ag2O:
2Ag + O3 → Ag2O + O2

3. Ozon tác dụng với dung dịch KI
- Ozon đẩy được iot ra khỏi dung dịch kali iotua (O2không có tác dụng được với dung dịch KI)
2KI-1 + O30 → 2KO-2H + I20 + O2

Điều chế
- Phóng điện qua bình đựng khí oxi.
3O2 2O3

Tính chất hóa học và cách điều chế S Tính chất hóa học
- Là một phi kim khá hoạt động. Lưu huỳnh vừa thể hiện tính khử vừa thể hiện tính oxi hóa.

1. Thể hiện tính oxi hóa
a. Tác dụng với kim loại.
- Lưu huỳnh dễ tạo ra hợp chất với nhiều kim loại, thường là khi đun nóng.
Fe + S → FeS
- Phản ứng giữa lưu huỳnh với nhôm hoặc với kẽm cũng xảy ra mãnh liệt kèm theo sự loé sáng. Những sợi dây đồng mảnh có thể cháy trong hơi lưu huỳnh tạo ra CuS màu đen.
- Thuỷ ngân phản ứng với lưu huỳnh ở ngay nhiệt độ thường:
Hg + S → HgS
- Hợp chất của lưu huỳnh với kim loại thuộc loại muối, gọi là sunfua (FeS - sắt sunfua, Al2S3 - nhôm sunfua, .....)

b. Tác dụng với hidro
- Lưu huỳnh cũng phản ứng trực tiếp với hiđro. Khi dẫn hiđro vào ống nghiệm đứng lưu huỳnh đang sôi thì ở đầu ống dẫn khí xuất hiện khí mùi trứng thối, đó là hiđro sunfua:
H2 + S H2S
2. Thể hiện tính khử
a. Tác dụng với phi kim
- Lưu huỳnh tác dụng hầu như với tất cả các phi kim, trừ nitơ và iot.
- Khi bị đốt, lưu huỳnh cháy trong không khí với ngọn lửa màu xanh, tạo ra lưu huỳnh (IV) oxit :
S + O2 → SO2
- Trong các oxit SO2 và SO3, do độ âm điện của lưu huỳnh (2,5) nhỏ hơn của oxi nên liên kết cộng hoá trị giữa oxi và lưu huỳnh là có cực, số oxi hoá của lưu huỳnh trong các oxit đó là +4 và +6.
b. Tác dụng với các chất oxi hóa khác
Thí dụ: 3S + 2KClO3 → 2KCl + 3SO2
S + 6HNO3 (đặc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.
* Tóm lại: Trong những phản ứng với kim loại và hiđro thì lưu huỳnh là chất oxi hoá, còn trong phản ứng với phi kim hoạt động hơn, chẳng hạn oxi, hoặc các chất có tính oxi hóa mạnh thì lưu huỳnh là chất khử.
Điều chế
- Trong công nghiệp, lưu huỳnh được khai thác từ mỏ lưu huỳnh (tồn tại ở dạng tự do).

Tính chất hóa học và điều chế H2S
Tính chất hóa học
Tính axit

Khí H2S tan trong nước tạo thành dung dịch axit sunfuahiđric rất yếu (yếu hơn axit H2CO3) với H+ + HS- K1= 6.10-8 và HS- H+ + S 2- K2=10-14

Tác dụng với các dung dịch kiềm tạo hai muối, muối trung hoà và muối axit:

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O
H2S + NaOH = NaHS + H2O

Đặc biệt H2S tác dụng với các dung dịch muối cacbonat kim loại kiềm chỉ tạo ra muối hiđro cacbonat.

H2S + Na2CO3 = NaHCO3 + NaHS
Tính khử mạnh

Trong axit H2S và các muối của nó (S có số oxi hoá -2) nên là chất khử mạnh. H2S cháy trong không khí với ngọn lửa màu xanh.

2H2S + 3O2 → 2 H2O + 2SO2

Nếu không cung cấp đủ không khí, H2S bị oxi hóa thành S. Clo có thể oxi hoá H2S thành H2SO4 (khi có nước).

4Cl2 + H2S + 4H2O → H2SO4 + 8 HCl

H2S tác dụng với các kim loại kiềm tạo thành muối axit.

2H2S + 2K → 2KHS + H2

Còn với các kim loại khác thì tạo thành muối sunfua. H2S khan không tác dụng với Cu, Ag, Hg, nhưng khi có mặt hơi nước thì lại tác dụng khá nhanh làm cho bề mặt các kim loại này bị xám lại.

4 Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Điều chế

Trong tự nhiên H2S có trong một số nước suối, trong khí núi lửa, khí thoát ra từ các chất protein bị thối rữa. Trong công nghiệp không điều chế H2S còn trong phòng thí nghiệm điều chế bằng phản ứng của FeS với axit HCl

2HCl + FeS → FeCl2 + H2S

Tính chất hóa học và cách điều chế SO2
Tính chất hóa học SO2 là một ôxit axit, tan trong nước tạo thành dung dịch axit yếu H2SO3(nhưng nó vẫn có đầy đủ tính chất hóa học của axit).
S+O2--> SO2
SO2 + H2O --> H2SO3
SO2 là chất khử khi tác dụng một chất oxi hóa mạnh
SO2 + Br2 + 2H2O --> 2HBr + H2SO4(Phản ứng làm mất màu nước Brom)
SO2 + 2KMnO4 + 2H2O --> K2SO4 + 2MnSO4 + 2 H2SO4
SO2 là chất oxi hóa khi tác dụng với chất khử mạnh hơn
SO2 + 2H2S -> 3S + 2H2O
SO2 + 2Mg --> S + 2MgO

Cách điều chế SO2
Cu+2H2SO4 đặc -t*->CuSO4+SO2^+2H20
Na2SO3+H2SO4 loãng->Na2SO4+SO2^+H20
S+O2-t*->SO2^
2H2S+302->2S02+2H20
H2S+H2S04 đặc->S+S02+2H20

Cho các chất HCL,H2SO4,BA(OH)2, dùng 1 chất gì để nhận biết 3 chất trên