SO₂ – Sulfur dioxide

Tên cũ: lưu huỳnh đioxit · Còn gọi là: khí sunfurơ

Acidic oxide, khí độc
Khí, không màu
Tan nhiều trong nước
M = 64

Sulfur dioxide (SO₂, tên cũ: lưu huỳnh đioxit; còn gọi: khí sunfurơ) là oxide, chất khí không màu, tan nhiều trong nước; phân tử khối 64. Acidic oxide: SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃; SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O (với Ca(OH)₂ tạo CaSO₃ ít tan).

Cấu tạo của SO₂

Phân tử SO₂ gấp khúc: S ở giữa liên kết với hai O, góc O–S–O ≈ 119°; trên S còn một cặp electron riêng đẩy hai liên kết lại gần nhau nên phân tử phân cực (momen lưỡng cực 1,62 D) — vì thế SO₂ tan trong nước nhiều hơn CO₂ (phân tử thẳng, không phân cực). Hai liên kết S–O dài bằng nhau với bậc liên kết 1,5: cấu tạo thực là cộng hưởng của hai công thức O=S–O và O–S=O, còn công thức O=S=O chỉ là cách viết gọn. S ở số oxi hoá +4, trung gian giữa −2 và +6, nên SO₂ vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá.

Thông số vật lý của SO₂

Đại lượng	Giá trị	Ghi chú
Phân tử khối	64	tính theo nguyên tử khối làm tròn trong SGK (S 32, O 16)
Khối lượng mol chính xác	64,058 g/mol	theo nguyên tử khối IUPAC (S 32,06, O 15,999)
Trạng thái, màu	khí, không màu, mùi hắc, độc; nặng hơn không khí (d ≈ 2,2)
Nhiệt độ nóng chảy	−72,4 °C	NIST: 200,75 K (Wikipedia/CRC: 201 K)
Nhiệt độ sôi	−10 °C	ở 1 atm (Wikipedia/CRC); áp suất hơi 330 kPa (≈ 3,3 atm) ở 20 °C và nhiệt độ tới hạn 157,2 °C (NIST: 430,34 K) nên nén nhẹ ở nhiệt độ thường là hoá lỏng — SO₂ chở dưới dạng lỏng trong bình thép
Khối lượng riêng (khí)	2,62 g/L	ở 25 °C, 1 atm (Wikipedia dẫn PubChem); nặng hơn không khí khoảng 2,2 lần (M = 64 so với 29, quy ước SGK) nên thu bằng cách đẩy không khí, bình để ngửa
Độ tan trong nước	≈ 10 g/100 mL	ở 20–21 °C dưới 1 atm SO₂ (PubChem/HSDB: 107 g/L ở 21 °C; Wikipedia/CRC: 94 g/L; hằng số Henry của NIST cho ≈ 9,2 g/100 g ở 20 °C) — tương đương 30–40 thể tích khí trong 1 thể tích nước, gấp hàng chục lần CO₂; giảm mạnh khi đun nóng
Hằng số acid	pKa = 1,81	ở 25 °C cho SO₂ + H₂O ⇌ HSO₃⁻ + H⁺; "sulfurous acid" H₂SO₃ không tách ra được, dung dịch thực chất chứa SO₂ hoà tan và ion HSO₃⁻
Hình dạng phân tử	gấp khúc, góc O–S–O 119°	momen lưỡng cực 1,62 D (phân cực, khác CO₂ thẳng và không phân cực); hai liên kết S–O bằng nhau, bậc 1,5
Mùi	hắc như que diêm vừa quẹt	ngưỡng nồng độ gây hại ghi ở mục An toàn

Số liệu làm tròn cho phổ thông; nguồn ghi ở mục Tài liệu tham khảo.

Thành phần nguyên tố của SO₂

Nguyên tố	NTKNguyên tử khối	Số ng.tửSố nguyên tử	KLKhối lượng	% khối lượng
S sulfur	32	1	32	50,00 %
O oxygen	16	2	32	50,00 %
TổngPhân tử khối SO₂		3	64	100 %

NTK = nguyên tử khối (làm tròn như trong bài tập phổ thông), KL = khối lượng. Ví dụ: %S = 32 ÷ 64 × 100 % = 50,0 %.

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Số mol

Khối lượng (g)

Thể tích dung dịch (mL)

Khối lượng: m = n × M = 0,25 × 64; 16 g
Số phân tử: N = n × N_A = 0,25 × 6,022 × 10²³; 1,506 × 10²³
Nồng độ mol: C_M = n / V = 0,25 / 0,25; 1 M

M = phân tử khối (g/mol); N_A = 6,022 × 10²³ là số Avogadro — số phân tử có trong 1 mol của bất kỳ chất nào; V là thể tích dung dịch tính bằng lít.

Điều chế SO₂

Phòng thí nghiệm: Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O (đun nóng) hoặc Cu + 2H₂SO₄ (đặc) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O. Công nghiệp: đốt lưu huỳnh S + O₂ → SO₂ hoặc đốt quặng pirit 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

Tính chất hoá học của SO₂

Acidic oxide: SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃; SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O (với Ca(OH)₂ tạo CaSO₃ ít tan).

Tính khử (S⁺⁴ → S⁺⁶) khi gặp chất oxi hoá mạnh: SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr (làm mất màu nước brom); 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄ (làm mất màu thuốc tím); 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ (xúc tác V₂O₅, 450 °C).

Tính oxi hoá (S⁺⁴ → S⁰) khi gặp chất khử mạnh hơn: SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O.

Lỗi thường gặp với SO₂

Dùng nước vôi trong để phân biệt SO₂ với CO₂. Cả hai đều là acidic oxide và đều làm đục nước vôi trong (SO₂ + Ca(OH)₂ → CaSO₃ + H₂O). Phải dùng thuốc thử phát hiện tính khử: nước bromine hoặc dung dịch KMnO₄ — chỉ SO₂ làm mất màu.
Coi SO₂ chỉ có tính khử. S trong SO₂ ở số oxi hoá +4, trung gian giữa −2 và +6, nên SO₂ còn là chất oxi hoá khi gặp chất khử mạnh hơn: SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O (S⁺⁴ nhận electron, xuống 0).
Viết SO₂ + KMnO₄ ra MnO₂ hoặc quên nước. Trong dung dịch không có kiềm, Mn⁺⁷ bị khử về Mn⁺² và SO₂ bị oxi hoá thành H₂SO₄: 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄ (dung dịch tím mất màu).
Viết SO₂ + O₂ → SO₃ như phản ứng một chiều, dễ xảy ra. Phản ứng thuận nghịch và chỉ đáng kể khi có xúc tác V₂O₅, đun nóng: 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃. Đốt S hay quặng pyrite trong không khí chỉ cho SO₂, không cho SO₃.
Nói SO₂ tẩy màu "vĩnh viễn" như Cl₂. SO₂ tẩy trắng bằng cách khử chất màu; O₂ không khí oxi hoá trở lại nên giấy, rơm tẩy bằng SO₂ ngả vàng theo thời gian. Cl₂ (qua HClO) oxi hoá phá huỷ chất màu nên không hồi màu.

Ứng dụng của SO₂

Ứng dụng	Dựa trên tính chất nào
Sản xuất sulfuric acid (phần lớn SO₂ sản xuất ra)	Đốt S hoặc quặng pyrite được SO₂, oxi hoá tiếp có xúc tác V₂O₅: 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃, rồi hấp thụ SO₃ vào H₂SO₄ đặc (quá trình tiếp xúc)
Tẩy trắng bột giấy, sợi vải	SO₂ có tính khử, khử chất màu thành hợp chất không màu; cách tẩy này nhẹ nhàng với vật liệu dễ hỏng nhưng màu có thể trở lại khi bị không khí oxi hoá
Bảo quản trái cây sấy, rượu vang (sulfite)	SO₂ và ion HSO₃⁻ diệt vi khuẩn, nấm men và chống oxi hoá làm thâm màu; trong rượu vang SO₂ tồn tại ở dạng tự do và dạng liên kết với aldehyde
Thu hồi lưu huỳnh từ khí thải, khí thiên nhiên (quá trình Claus)	SO₂ là chất oxi hoá với H₂S: SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O; lưu huỳnh thu được dùng lại để sản xuất H₂SO₄
Xử lý khí thải nhà máy nhiệt điện (khử lưu huỳnh)	SO₂ là acidic oxide nên bị vôi hấp thụ: SO₂ + CaO → CaSO₃, tránh thải ra gây mưa acid; ngược lại, trong xử lý nước SO₂ khử chlorine dư thành chloride

Nhận biết SO₂

Khí không màu, mùi hắc; làm mất màu dung dịch nước brom hoặc dung dịch KMnO₄ (điểm khác với CO₂); cũng làm đục nước vôi trong.

An toàn và bảo quản SO₂

Khí nén (GHS04), ăn mòn (GHS05), độc (GHS06), nguy hại sức khoẻ (GHS08) — H331: độc khi hít phải; H314: gây bỏng da và tổn thương mắt nghiêm trọng; H370: gây tổn thương cơ quan (hệ hô hấp, khi hít phải)

Phân loại trên là phân loại hài hoà của sulfur dioxide dạng khí (ECHA C&L, chỉ số 016-011-00-9). Khí tan ngay vào niêm mạc ẩm tạo acid nên gây bỏng rát mắt, mũi, co thắt phế quản; người hen suyễn nhạy cảm hơn nhiều. Giới hạn nơi làm việc 2 ppm (trung bình 8 giờ), ngưỡng nguy hiểm tức thời (IDLH) 100 ppm; 1 000 ppm trong 10 phút đã có thể gây tử vong. Khí nặng hơn không khí, tích tụ ở chỗ thấp. Dung dịch SO₂ và SO₂ lỏng gây bỏng lạnh và bỏng hoá học.

Hít phải: ra chỗ thoáng, ngược chiều gió, ngồi nghỉ; đến cơ sở y tế nếu ho, khó thở kéo dài vì phù phổi có thể xuất hiện muộn. Vào mắt, dính da: rửa nước ít nhất 15 phút. Rò rỉ nhỏ trong phòng thí nghiệm: làm trong tủ hút, dẫn khí dư vào dung dịch NaOH hoặc Ca(OH)₂ để hấp thụ (SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O).

Bảo quản: SO₂ lỏng trong bình thép chịu áp, nơi khô, mát, thoáng, xa chất oxi hoá mạnh và kim loại bột; SO₂ ẩm ăn mòn thép nên bình phải khô. Trong phòng thí nghiệm chỉ điều chế lượng nhỏ (Na₂SO₃ + H₂SO₄) trong tủ hút, thu bằng cách đẩy không khí, bình có nút và bông tẩm NaOH; dung dịch SO₂ để lâu bị O₂ không khí oxi hoá dần thành H₂SO₄ nên phải dùng ngay.

Phản ứng tiêu biểu của SO₂ (31)

Xem tất cả 31 phản ứng →

Tự luyện về SO₂

Gom từ bài tập của các phản ứng có sulfur dioxide và câu hỏi riêng cho chất.

1. Hệ số của H₂SO₄ trong phương trình Cu + H₂SO₄ (đặc, nóng) → CuSO₄ + SO₂ + H₂O là

A. 1B. 2C. 3D. 4

Đáp án B. Cu nhường 2e, 1 S⁺⁶ nhận 2e tạo SO₂; thêm 1 H₂SO₄ tạo muối CuSO₄ → 2 H₂SO₄: Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

2. Sản phẩm muối khi Fe tác dụng với H₂SO₄ đặc nóng (dư) là

A. FeSO₄B. Fe₂(SO₄)₃C. FeSD. Fe₃O₄

Đáp án B. H₂SO₄ đặc nóng oxi hoá Fe lên số oxi hoá +3 (mức cao hơn trong hai mức thường gặp của sắt).

3. Trong phản ứng S + O₂ → SO₂, số oxi hoá của S thay đổi

A. từ 0 lên +4B. từ 0 lên +6C. từ −2 lên +4D. từ 0 xuống −2

Đáp án A. S⁰ → S⁺⁴ + 4e (chất khử); O₂⁰ + 4e → 2O⁻² (chất oxi hoá).

4. Thuốc thử dùng để phân biệt hai khí CO₂ và SO₂ là

A. nước vôi trongB. dung dịch NaOHC. dung dịch nước bromineD. quỳ tím ẩm

Đáp án C. SO₂ có tính khử nên làm mất màu nước bromine: SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr; CO₂ không phản ứng. Nước vôi trong, NaOH và quỳ ẩm cho hiện tượng giống nhau với cả hai acidic oxide.

5. Trong phản ứng SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O, vai trò của SO₂ là

A. chất khửB. chất oxi hoáC. acidic oxideD. vừa là chất khử vừa là chất oxi hoá

Đáp án B. S trong SO₂ giảm số oxi hoá từ +4 xuống 0, còn S trong H₂S tăng từ −2 lên 0. SO₂ nhận electron nên là chất oxi hoá; đây là phản ứng thu hồi lưu huỳnh trong quá trình Claus.

6. Dẫn V lít SO₂ (điều kiện chuẩn, 24,79 L/mol) vào dung dịch chứa 0,2 mol NaOH thu được dung dịch chỉ chứa muối Na₂SO₃. Giá trị lớn nhất của V là

A. 1,24B. 2,48C. 4,96D. 7,44

Đáp án B. Để chỉ tạo Na₂SO₃ cần n(NaOH)/n(SO₂) ≥ 2: SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O, nên n(SO₂) ≤ 0,1 mol, V ≤ 0,1 × 24,79 ≈ 2,48 L. Dẫn thêm SO₂ sẽ bắt đầu tạo NaHSO₃.

Câu hỏi thường gặp về SO₂

Khí SO₂ có độc không?

Có: sulfur dioxide xếp loại độc khi hít phải (H331) và ăn mòn (H314). Khí tan vào niêm mạc mắt, mũi, phổi tạo acid, gây bỏng rát, co thắt phế quản; chỉ vài ppm đã gây khó chịu, hàng trăm ppm nguy hiểm đến tính mạng (ngưỡng ở mục An toàn). Mùi hắc như diêm cháy giúp nhận ra sớm; SO₂ trong khói than, khói núi lửa cũng là tác nhân chính của mưa acid.

SO₂ là oxit gì?

SO₂ là acidic oxide (tên cũ: oxit axit): tan trong nước cho dung dịch acid (SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃, thực chất là HSO₃⁻ + H⁺), tác dụng với base tạo muối sulfite: SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O, và với basic oxide: SO₂ + CaO → CaSO₃. Ngoài ra S ở +4 nên SO₂ vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá.

SO₂ có tan trong nước không?

Tan nhiều: ở 20 °C dưới 1 atm SO₂, 100 mL nước hoà tan khoảng 10 g, tức 30–40 thể tích khí — gấp hàng chục lần CO₂ (0,17 g). Nguyên nhân là phân tử SO₂ gấp khúc, phân cực và phản ứng một phần với nước. Vì tan nhiều nên SO₂ không thu bằng cách đẩy nước mà đẩy không khí, bình để ngửa.

SO₂ làm mất màu dung dịch gì?

Nước bromine và dung dịch thuốc tím KMnO₄, do tính khử của S⁺⁴: SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr; 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄. SO₂ ẩm còn làm mất màu cánh hoa và làm quỳ tím ẩm hoá đỏ (để lâu có thể nhạt màu do tính tẩy). Không làm mất màu quỳ khô và không mất màu bền như Cl₂.

Phân biệt SO₂ và CO₂ bằng cách nào?

Dùng nước bromine hoặc dung dịch KMnO₄: SO₂ làm mất màu (tính khử), CO₂ không. Không dùng nước vôi trong vì cả hai đều làm đục (tạo CaSO₃ và CaCO₃). Mùi cũng khác: SO₂ hắc, CO₂ không mùi — nhưng không ngửi thử vì SO₂ độc.

Vì sao SO₂ gây mưa axit?

SO₂ từ đốt than, dầu chứa lưu huỳnh và núi lửa lên khí quyển bị oxi hoá (bởi O₂, O₃, gốc tự do, có xúc tác của bụi kim loại) thành SO₃ rồi tan vào hơi nước tạo H₂SO₄; cùng với HNO₃ từ NO₂, chúng làm nước mưa có pH thấp — mưa acid — ăn mòn công trình đá vôi, kim loại và làm chua đất, hồ. Giải pháp: khử lưu huỳnh khí thải bằng vôi (SO₂ + CaO → CaSO₃).

SO₂ và CO₂

	SO₂	CO₂
Phân tử khối	64	44
Hình dạng phân tử	gấp khúc, góc 119°, phân cực (1,62 D)	thẳng, góc 180°, không phân cực
Mùi	hắc, xốc	không mùi
Độ tan trong nước (20 °C, 1 atm)	≈ 10 g/100 mL	0,17 g/100 mL
Acid tạo thành khi tan	H₂SO₃ / HSO₃⁻ (pKa ≈ 1,8), yếu	H₂CO₃ (pKa1 ≈ 6,35), rất yếu
Với nước bromine, KMnO₄	làm mất màu: SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr	không phản ứng
Với nước vôi trong	đục: SO₂ + Ca(OH)₂ → CaSO₃ + H₂O	đục: CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O
Số oxi hoá của nguyên tố trung tâm	S +4 (trung gian): vừa khử vừa oxi hoá	C +4 (cao nhất): chỉ có tính oxi hoá yếu
Phân loại nguy hiểm	độc khi hít (H331), ăn mòn (H314)	không có phân loại hài hoà (chỉ khí nén H280)

Tài liệu tham khảo

Bộ GD&ĐT, Khoa học tự nhiên 8 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2023 — bài 10 Oxide (SO₂ là acidic oxide).
Bộ GD&ĐT, Hoá học 11 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2023 — bài 7 Sulfur và sulfur dioxide (tính chất, tính khử và tính oxi hoá, mưa acid, ứng dụng), bài 8 Sulfuric acid và muối sulfate (quá trình tiếp xúc).
NIST Chemistry WebBook, "Sulfur dioxide", Phase change data, webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7446095 — nhiệt độ nóng chảy 200,75 K, nhiệt độ tới hạn 430,34 K; Henry's Law data — k°H 1,2 mol/(kg·bar) ở 25 °C, hệ số nhiệt 3 100 K (độ tan tính ra ≈ 9,2 g/100 g ở 20 °C).
Wikipedia, "Sulfur dioxide" (infobox dẫn CRC Handbook 87th, PubChem, HSDB, NIOSH; mục Structure and bonding, Chemical reactions, Uses, Safety), en.wikipedia.org — nhiệt độ nóng chảy 201 K, nhiệt độ sôi −10 °C, khối lượng riêng 2,619 g/L, độ tan 94 g/L, áp suất hơi 330 kPa ở 20 °C, pKa 1,81, momen lưỡng cực 1,62 D, phân tử gấp khúc C₂ᵥ, bậc liên kết 1,5, mùi diêm vừa quẹt, IDLH 100 ppm, REL 2 ppm, LCLo 1 000 ppm/10 phút (người), tẩy trắng khử và hồi màu, bảo quản trái cây sấy và rượu vang, quá trình Claus, khử lưu huỳnh khí thải bằng CaO, khử chlorine dư trong nước thải.
PubChem, "Sulfur dioxide" (CID 1119, mục Density và Solubility dẫn HSDB, ICSC), pubchem.ncbi.nlm.nih.gov — khối lượng riêng 2,619 g/L ở 25 °C, độ tan 107 g/L ở 21 °C.
Wikipedia, "Molecular geometry" (bảng VSEPR), en.wikipedia.org — góc O–S–O 119°; góc O=C=O 180° (bảng so sánh).
Wikipedia, "Carbon dioxide" (infobox) và "Carbon dioxide (data page)", en.wikipedia.org — pKa1 biểu kiến 6,35, độ tan 0,1688 g/100 mL ở 20 °C (bảng so sánh).
ECHA CHEM, C&L Inventory: sulphur dioxide, EC 231-195-2, chỉ số 016-011-00-9 (ATP21), chem.echa.europa.eu — phân loại hài hoà Press. Gas, Acute Tox. 3 (H331), STOT SE 1 (H370), Skin Corr. 1B (H314), hình đồ GHS04, GHS05, GHS06, GHS08; carbon dioxide, EC 204-696-9 — chỉ thông báo doanh nghiệp H280 (bảng so sánh).

Cùng nhóm oxide

Xem tất cả hợp chất →

Cập nhật: 10/10/2026

SO2 – Sulfur dioxide

Cấu tạo của SO2

Thông số vật lý của SO2

Thành phần nguyên tố của SO2

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Điều chế SO2

Tính chất hoá học của SO2

Lỗi thường gặp với SO2

Ứng dụng của SO2

Nhận biết SO2

An toàn và bảo quản SO2

Phản ứng tiêu biểu của SO2 (31)

Tự luyện về SO2

Câu hỏi thường gặp về SO2

SO2 và CO2