Đề cương hóa học kỳ 2 hóa 10

LÍ THUYẾT HOÁ HỌC 10 HKII 2015 – 2016 Nội dung (cơ nâng cao) TT Sách giáo khoa Nội dung Chương Halôgen Chương xi Chương Tốc độ phản ứng cân hóa học Cấu trúc đề thi học kì II − Lí tính, hóa tính, điều chế − Hoàn thành phương trình phản ứng − Chuỗi phản ứng − Phân biệt dung dòch nhãn − Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá chất − Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng cân hóa học − Bài tập toán : Chủ yếu dạng sau : + Dạng : Hỗn hợp kim loại hỗn hợp gồm kim loại ôxít kim loại tác dụng với axít (HCl, H2SO4 loãng, H2SO4 đặc) + Dạng : Hỗn hợp gồm kim loại sunfua kim loại tác dụng với axít (HCl, H2SO4 loãng) + Dạng : Kim loại hỗn hợp kim loại tác dụng với lưu huỳnh + Dạng : Tính tốc độ trung bình phản ứng Cơ cấu đề cương • Lí tính, hoá tính, điều chế (tr.2) : – Đơn chất halôgen (tr.2) – Hợp chất halôgen (tr.3) – Ôxi (tr.5) – Lưu huỳnh (tr.6) • Chuỗi phản ứng (tr.10) • Phân biệt dung dòch nhãn (tr.12) • Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá chất (tr.13) Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 • Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng cân hoá học (tr.14) Chú ý câu hỏi tập ứng dụng thực tế Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 A – LÍ TÍNH, HOÁ TÍNH VÀ ĐIỀU CHẾ I – ĐƠN CHẤT HALÔGEN Cấu tạo phân tử Phân tử X2 có liên kết cộng hoá trò, lượng liên kết X − X không lớn nên phân tử halôgen tương đối dễ tách thành hai nguyên tử Tính chất vật lí – Fluo chất khí, mầu lục nhạt, không tan nước (vì phân huỷ nước mạnh) – Các halôgen khác tan tương đối nước tan nhiều số dung môi hữu – Khí clo có mầu vàng nhạt, độc (vì phá hoại niêm mạc đường hô hấp) – Brôm chất lỏng mầu đỏ nâu, dễ bay – Iốt chất rắn mầu đen tím, sáng kim loại, dễ bò thăng hoa Tính chất hoá học – Halôgen phi kim có tính ôxi hoá mạnh : Halôgen ôxi hoá hầu hết kim loại (riêng fluo ôxi hoá vàng bạch kim), nhiều phi kim nhiều hợp chất Thí dụ : 0 +1 −1 H + Cl → H Cl 0 −1 +1 Cl2 + H O € H Cl + H Cl O ; −1 −2 −1 2F2 + 2H O → 4H F + O2 (Riêng : ); +1 Cl + 2NaOH →  NaCl + NaCl O + H O 4 42 4 43 (Nước Gia-ven) ; +3 −1 Fe+ 3Cl → FeCl Halôgen không tác dụng trực tiếp với ôxi nitơ – Trong hợp chất, halôgen có số ôxi hoá –1, +1, +3, +5, +7 (trừ fluo có số ôxi hoá –1) – Tính ôxi hoá halôgen giảm dần từ fluo đến iốt – Fluo tính khử, halôgen khác có khả thể tính khử tính khử tăng dần từ clo đến iốt Trạng thái tự nhiên ứng dụng – Halôgen tồn tự nhiên dạng hợp chất – Fluo có men răng, số loài ; phần lớn hai khoáng vật fluorít (CaF2) criôlít (Na3AlF6 hay AlF3.3NaF) – Clo, brôm tồn tự nhiên chủ yếu dạng muối clorua brômua : muối ăn NaCl (có nước biển, mỏ muối), khoáng vật chứa clo (cácnalít KCl.MgCl 2.6H2O, xinvinít NaCl.KCl,…) ; brômua kim loại có nước biển Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 – Iốt có số loại rong biển ; iốt có tuyến giáp người, với lượng nhỏ có vai trò quan trọng, thiếu iốt người ta bò bệnh bướu cổ Iốt dùng nhiều dạng cồn iốt để làm chất sát trùng Iốt dùng để nhận biết hồ tinh bột (và ngược lại) hồ tinh bột chuyển thành mầu xanh tiếp xúc với iốt Điều chế – Nguyên tắc : ôxi hoá iôn X– thành X2 – Điều chế clo phòng thí nghiệm : Dùng dung dòch axít HCl đặc tác dụng với chất ôxi → ↑ hoá mạnh KMnO4, MnO2, K2Cr2O7,… Thí dụ : 16HClđặc + 2KMnO4 2KCl + 5Cl2 + 2MnCl2 + 8H2O – Trong công nghiệp : + Điều chế fluo cách điện phân hỗn hợp KF + 2HF nóng chảy + Sản xuất khí clo cách điện phân dung dòch muối ăn bão hoà có màng ngăn 2NaCl + 2H2O Điện phân có màng ngăn  → 2NaOH + Cl2 + H2 + Điều chế brôm từ nước biển cách cho khí clo sục qua dung dòch brômua : Cl2 + NaBr → 2NaCl + Br2 + Điều chế iốt từ rong biển a) b) Điều chế khí clo (a) phòng thí nghiệm ; b) công nghiệp) II – HP CHẤT CỦA HALÔGEN Hiđrô halôgenua axít halôgenhiđríc HF, HCl, HBr, HI – Hiđrô halôgenua hợp chất khí, dễ tan nước tạo dung dòch axít halôgenhiđríc – HF axít yếu Từ HCl đến HI tính axít tăng dần axít mạnh Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 Từ HF đến HI tính khử tăng dần, ôxi hoá F – dòng điện, iôn âm khác Cl–, Br–, I– bò ôxi hoá tác dụng với chất ôxi hoá mạnh Tính chất đặc biệt HF tác dụng với silíc điôxít SiO2 (có thành phần thuỷ tinh) : → 4HF + SiO2 SiF4 + 2H2O −1 HI có tính khử mạnh : +3 +2 2H I + FeCl → FeCl + I + 2HCl – Điều chế : + Điều chế HCl phòng thí nghiệm từ NaCl rắn H 2SO4 đặc ; công nghiệp điều chế HCl tinh khiết từ H2 Cl2 (phương pháp tổng hợp) a) b) Điều chế axít clohiđríc (a) phòng thí nghiệm ; b) công nghiệp) → + Điều chế HBr theo phản ứng : PBr3 + 2H2O 3HBr + H3PO3 – Nhận biết iôn X– : Dùng dung dòch AgNO3 thuốc thử để nhận biết iôn Cl–, Br–, I– có dung dòch axít halôgenhiđríc dung dòch muối halôgen dễ tạo AgCl (mầu trắng), AgBr (mầu vàng), AgI (mầu nâu) không tan nước (riêng AgF dễ tan nước) Hợp chất có ôxi halôgen – Trong hợp chất ôxi fluorua (OF 2), fluo có số ôxi hoá –1 OF điều chế cách cho → fluo qua dung dòch NaOH loãng (khoảng 2%) lạnh : 2F + 2NaOH 2NaF + H2O + OF2 – Trong hợp chất có ôxi : clo, brôm, iốt có số ôxi hoá +1, +3, +5, +7 Thí dụ : Chiều biến đổi tính bền, tính axít tính ôxi hoá dãy axít có ôxi clo Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 Chiều tính bền tính axít tăng HClO HClO2 HClO3 HClO4 ¬  Khả ôxi hoá tăng → – Nước Gia-ven, clorua vôi, muối clorát : + Clo tác dụng với dung dòch natri hiđrôxít loãng, nguội tạo nước Gia-ven : NaCl, NaClO, H2O Khi điện phân dung dòch NaCl, màng ngăn cực âm cực dương, clo tạo thành cực dương tác dụng với với natri hiđrôxít tạo thành nước Gia-ven Do tính ôxi hoá mạnh, nước Gia-ven dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy, sát trùng khử mùi khu vực bò ô nhiễm + Clorua vôi : CaOCl2 (là muối hỗn tạp canxi với hai gốc axít khác nhau) Cl Công thức cấu tạo : Ca OCl So với nước Gia-ven, clorua vôi có giá thành rẻ hơn, dễ chuyên chở nên sử dụng rộng rãi làm chất tẩy trắng, sát trùng, khử ô nhiễm bảo vệ môi trường + Muối clorát quan trọng KClO3 Trong công nghiệp, muối kali clorát điều chế 70 ÷ 75°C cách điện phân dung dòch KCl 25% nhiệt độ Muối kali clorát tan nhiều nước nóng, tan nước lạnh Vì vậy, làm lạnh dung dòch bão hoà, muối kali clorát dễ dàng tách khỏi dung dòch → 3Cl2 + 6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O Muối kali clorát sử dụng để điều chế ôxi phòng thí nghiệm, sản xuất pháo hoa, thuốc nổ Thuốc gắn đầu que diêm thường chứa 50% muối kali clorát II – ÔXI Ôxi đơn chất (O2, O = O) a) Tính chất vật lí, trạng thái tự nhiên : – Ôxi chất khí không mầu, không mùi, nặng không khí, tan nước, ôxi hoá lỏng bò nén áp suất cao nhiệt độ thấp – Ôxi chiếm khoảng 20% thể tích không khí, sản phẩm trình quang hợp b) Tính chất hoá học : – Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt,…) phi kim (trừ halôgen) tạo ôxít → Thí dụ : 4M + O2 2M2On (M kim loại) + Tác dụng với kim loại : Magiê cháy khí ôxi : 0 +2 −2 t° Mg + O2  → Mg O + Tác dụng với phi kim : Cácbon cháy khí ôxi : Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 0 +4 −2 t° C + O2  → CO2 – Tác dụng với hợp chất : Ở nhiệt độ cao, nhiều hợp chất cháy ôxi tạo ôxít + CO cháy không khí : +2 +4 −2 2CO + O2  → 2CO2 t° −2 + Êtanol cháy không khí : c) Điều chế ôxi : … +4 −2 −2 t° C2 H 5OH + 3O  → CO + 3H O – Trong phòng thí nghiệm : Phân huỷ hợp chất chứa ôxi, bền với nhiệt KMnO 4, KClO3, H2O2, t° 2KMnO4  → K MnO4 + MnO2 + O2 ↑ – Trong công nghiệp : + Từ không khí : Không khí sau loại bỏ CO2, bụi nước, hoá lỏng, sau chưng cất phân đoạn + Từ nước : Điện phân nước (có hoà tan chất điện li), ôxi thu cực dương (anốt) điện ph ân 2H O  → 2H ↑ + O2 ↑ a) Điều chế ôxi (a) phòng thí nghiệm ; b) công nghiệp (từ nước)) Ôdôn hiđrô peôxít Anốt Catốt a) Ôdôn (O3) : – Cấu tạo : Phân tử có liên kết đôi liên kết cộng hoá trò cho – nhận – Tính chất vật lí : Là chất khí, mùi đặc trưng, mầu xanh nhạt b) – Tính chất hoá học : Là chất ôxi hoá mạnh ôxi (thí dụ : ôxi hoá Ag thành Ag2O, I– thành I2,…) Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 2Ag + O3 → Ag 2O + O −1 ; 0 −2 2K I + O3 + H O → I + 2K O H + O2 – Ứng dụng : Lượng nhỏ ôdôn không khí làm cho không khí lành ; ôdôn dùng để tẩy trắng, khử trùng, bảo quản hoa b) Hiđrô peôxít (H2O2) : – Cấu tạo hợp chất peôxít : có liên kết − O − O − – Tính chất vật lí : H2O2 chất lỏng, không mầu, nặng nước, tan vô hạn nước – Tính chất hoá học : Là hợp chất bền, dễ bò phân huỷ thành H 2O O2 ; có tính ôxi hoá → → mạnh có tính khử Thí dụ : H2O2 + 2KI 2KOH + I2 ; Ag2O + H2O2 2Ag + H2O + O2 – Ứng dụng : làm chất tẩy mầu, chất sát trùng y tế, chất bảo quản nước giải khát,… II – LƯU HUỲNH Đơn chất lưu huỳnh a) Tính chất vật lí : Sα – Dạng thù hình : Lưu huỳnh có hai dạng thù hình lưu huỳnh tà phương ( ) lưu huỳnh Sβ đơn tà ( ) Hai dạng thù hình khác tính chất vật lí, giống tính chất hoá học, chúng biến đổi qua lại lẫn – Ảnh hưởng nhiệt độ cấu tạo phân tử tính chất vật lí : Ở nhiệt độ thấp nhiệt Sβ °C Sα °C độ nóng chảy (dưới 113 ), chất rắn mầu vàng ; 119 chất lỏng mầu vàng, linh động ; 187 1400 °C °C lưu huỳnh lỏng trở nên quánh nhớt, mầu nâu đỏ ; 445 phân tử S2, 1700 °C nguyên tử S Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 °C lưu huỳnh sôi, b) Tính chất hoá học : – Tính ôxi hoá : Lưu huỳnh tác dụng với nhiều kim loại hiđrô nhiệt độ cao tạo muối sunfua hiđrô sunfua (lưu huỳnh tác dụng với Hg nhiệt độ thường) 0 +2 -2 S + Fe  → Fe S t° ; +1 −2 t° S + H  → H2 S 0 +2 −2 Hg+ S → Hg S ; – Tính khử : Ở nhiệt độ cao, lưu huỳnh tác dụng với số phi kim (như ôxi, clo, fluo) 0 t° +4 −2 S+ O2  → S O2 ; +6 −1 t° S+ 3F2  → S F6 c) Ứng dụng sản xuất lưu huỳnh : – Lưu huỳnh nguyên liệu cho nhiều ngành công nghiệp : sản xuất H 2SO4 (chiếm 90% lượng lưu huỳnh), lưu hoá cao su, sản xuất diêm, tẩy trắng bột giấy, chất dẻo êbônít, dược phẩm, phẩm nhuộm,… – Lưu huỳnh khai thác từ lưu huỳnh tự lòng đất từ H 2S (trong khí tự nhiên) SO2 (sản phẩm phụ công nghiệp luyện kim) Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 Thiết bò khai thác lưu huỳnh (phương pháp Frasch) Hiđrô sunfua (H2S) a) Tính chất vật lí : Là chất khí, mùi trứng thối, nặng không khí, độc b) Tính chất hoá học : – Tính axít yếu : Tạo muối trung hoà (chứa S2–) muối axít (chứa HS–) – Tính khử mạnh : Thí dụ : −2 H2S + 2FeCl3 −2 → 2FeCl2 + S 2H S + O2 → 2H O + S −2 ; ↓ + 2HCl −2 +4 2H S + 3O2  → 2H O + S O2 t° c) Trạng thái tự nhiên, điều chế : – H2S có số nước suối, khí núi lửa, khí thoát từ chất prôtêin thối rữa,… – Trong phòng thí nghiệm điều chế từ FeS : FeS + 2HCl → ↑ FeCl2 + H2S Hợp chất có ôxi lưu huỳnh a) Lưu huỳnh điôxít (SO2) : – Cấu tạo phân tử : Có hai liên kết đôi, nguyên tố lưu huỳnh có số ôxi hoá +4 – Tính chất vật lí : SO2 chất khí, không mầu, mùi hắc, tan nhiều nước, độc – Tính chất hoá học : + SO2 ôxít axít : tạo muối trung hoà (chứa iôn SO32 − ) muối axít (chứa iôn HSO3− + SO2 vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá +4 −1 +6 SO2 + Br + 2H 2O → 2H Br + H S O (phản ứng thể tính khử SO2 ) +4 −2 S O2 + 2H2 S → 3S ↓ + 2H2 O (phản ứng thể tính ôxi hoá SO2 ) Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 10 ) – SO2 chất chủ yếu gây ô nhiễm môi trường – SO2 dùng để sản xuất H 2SO4, tẩy trắng, chống nấm mốc – Điều chế : + Trong phòng thí nghiệm : → Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + SO2 + Trong công nghiệp : Đốt cháy lưu huỳnh quặng sunfua kim loại (thí dụ pirít sắt FeS2) t° 4FeS2 + 11O2  → 2Fe2O3 + 8SO b) Lưu huỳnh triôxít (SO3) : – Cấu tạo phân tử : Có ba liên kết đôi, nguyên tố lưu huỳnh có số ôxi hoá +6 – Tính chất vật lí : SO3 chất lỏng, không mầu, tan vô hạn nước axít sunfuríc Điều chế SO2 phòng thí nghiệâm – Tính chất hoá học : Là ôxít axít (anhiđrít sunfuríc) : – Điều chế : ôxi hoá SO2 ôxi ( 450 ÷ 500°C SO3 + H2O → H2SO4 , xúc tác V2O5) c) Axít sunfuríc (H2SO4) : – Tính chất vật lí : H2SO4 chất lỏng, sánh dầu, không mầu, không bay hơi, dễ hút ẩm ; axít sunfuríc đặc tan nước toả lượng nhiệt lớn – Tính chất hoá học : + Axít sunfuríc loãng axít mạnh, có tính chất chung axít, tạo muối sunfát (chứa iôn muối hiđrôsunfát (chứa iôn HSO−4 SO24− ) ) + Axít sunfuríc đặc nóng có tính ôxi hoá mạnh, ôxi hoá hầu hết kim loại (trừ Au, Pt), nhiều phi kim (như C, S, P,…) nhiều hợp chất ; axít sunfuríc đặc, nguội làm số kim loại Fe, Al, Cr,… bò thụ động hoá ; axít sunfuríc đặc có tính háo nước, chiếm nước kết tinh nhiều muối ngậm nước, chiếm nguyên tố H C nhiều hợp chất hữu H2SO4 đặc tác dụng với đường Thí dụ : Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 11 6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe → Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 (Có thể viết phương trình tổng quát với kim loại sau : 2nH2SO4 nSO2) (đặc, nóng) → + 2M 2H2SO4 (đặc, nóng) + S → H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI M2(SO4)n + 2nH2O + 3SO2 + 2H2O → 4I2 + H2S + 4H2O 2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 Tính háo nước : H SO đặc   → C12H22O11 C + 2H2SO4 → 12C + 11H2O ; CO2 + 2SO2 + 2H2O – Ứng dụng : Axít sunfuríc hoá chất hàng đầu nhiều ngành sản xuất – Sản xuất axít sunfuríc : S SO2 → SO3 → H2SO4 Tháp hấp thụ SO3 sản xuất axít sunfuríc FeS2 – Nhận biết axít sunfuríc dung dòch muối sunfát : dùng iôn Ba 2+ (dung dòch bari hiđrôxít, muối bari tan Ba(NO3)2, BaCl2,…) tạo kết tủa BaSO4 B – CHUỖI PHẢN ỨNG Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 12 Trích Giáo trình Hoá học đại cương, Lê Xuân Trọng (chủ biên), Đại học quốc gia Hà Nội, 2010 Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 13 Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 14 C – PHÂN BIỆT CÁC DUNG DỊCH MẤT NHÃN Phân biệt iôn F–, Cl–, Br–, I– NaI + AgNO3 → AgI ↓ + NaNO3 (màu vàng) Dùng AgNO3 làm thuốc thử : NaF + AgNO3 → không tác dụng Nhận biết iôn sunfát ; SO24− Thuốc thử nhận biết iôn sunfát dung dòch muối bari dung dòch Ba(OH) Sản phẩm phản ứng bari sunfát BaSO kết tủa trắng, không tan axít : NaCl + AgNO3 → AgCl ↓+ NaNO3 (màu trắng) NaBr + AgNO3 → AgBr ↓ + NaNO3 (màu vàng nhạt) ; H 2SO + BaCl → BaSO4 ↓ +2HCl ; Na2 SO + BaCl2 → BaSO4 ↓ +2NaCl Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 15 Với chất khí – CO2 : Nước vôi dư → → → Đục nước vôi – SO2 (mùi hắc) : Dung dòch brôm (Br2) màu vàng dung dòch brôm → SO2 + Br2 + 2H2O HBr + H2SO4) – NH3 (mùi khai) : Quỳ tím ẩm hóa xanh – Cl2 (màu vàng) : Dung dòch KI hồ tinh → → bột Dung dòch màu xanh ; Quỳ tím ẩm Đỏ, sau màu – H2S (mùi trứng thối) : Dung dòch → Pb(NO3)2 Kết tủa đen → – HCl : Quỳ tím ẩm Hóa đỏ → – Dung dòch AgNO3 Kết tủa trắng → – N2 :Que diêm có tàn đỏ Tắt – HNO3 : Dùng bột Cu đun nhiệt độ cao Dung dòch màu xanh, khí màu nâu đỏ thoát Dung dòch muối – Muối clorua (– Cl) : Dùng dung dòch → AgNO3 Kết tủa trắng → – Muối sunfát : Dùng dung dòch BaCl Kết tủa trắng – Muối cácbonat( = CO3) : Dùng dung → dòch axít (HCl, H2SO4 Khí) – Muối sunfua (= S) : Dùng dung dòch → Pb(NO3)2 Kết tủa màu đen – Muối phốtphat (PO4) : Dùng dung dòch → AgNO3 Kết tủa màu vàng Các ôxít kim loại → Thường hòa tan vào nước Chia làm nhóm : tan nước không tan nước – NO : Để không khí hóa màu nâu – Nhóm tan nước cho tác dụng với → CO2 (nếu thử quỳ tím Xanh) – NO2 : Màu nâu đỏ, quỳ tím ẩm hóa đỏ + Nếu kết tủa : kim loại ôxít kim loại kiềm (hóa trò I) đỏ Dung dòch badơ – Ca(OH)2 : Dùng CO2, SO2 : Có kết tủa trắng ( sục đến dư kết tủa tan ra) → – Ba(OH)2 : Dùng dòch H2SO4 Kết tủa màu trắng Dung dòch axít – HCl : Dùng dung dòch AgNO3 trắng – H2SO4 : Dùng dung dòch BaCl2 trắng → → + Nếu có kết tủa : kim loại ôxít kim loại kiềm thổ (hóa trò II) – Nhóm không tan nước cho tác dụng với dung dòch badơ (NaOH) + Nếu tan dung dòch kiềm kim loại ôxít Al, Zn, Cr Kết tủa + Nếu không tan dung dòch kiềm kim loại khác Kết tủa Các ôxít phi kim : Cho vào nước thử → quỳ tím Đỏ Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016 16 D – PHƯƠNG TRÌNH CHỨNG MINH TÍNH AXÍT, TÍNH KHỬ, TÍNH ÔXI HOÁ CỦA CHẤT O2 có tính ôxi hoá mạnh 0 +2 −2 t° Mg + O2  → Mg O 0 +4 − C + O  → CO ; t° +2 +4 −2 2CO + O  → 2CO2 ; t° O3 có tính ôxi hoá mạnh O2 2Ag + O → Ag2O + O2 −1 0 −2 2K I + O3 + H O → I + 2K O H + O2 ; S vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá – Tính ôxi hoá : 0 +2 -2 S + Fe  → Fe S t° +1 −2 t° S + H  → H2 S ; 0 +2 −2 Hg+ S → Hg S ; – Tính khử : 0 t° +4 −2 S+ O2  → S O2 0 +6 −1 t° S+ 3F2  → S F6 ; HF có tính chất ăn mòn thuỷ tinh 4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O SO2 có tính chất ôxít axít SO2 + H O € H 2SO3 ; SO2 + 2NaOH → Na2 SO3 + H O SO2 + NaOH → NaHSO3 ; SO2 vừa có tính axít, vừa có tính khử +4 −1 +6 SO2 + Br + 2H 2O → 2H Br + H S O (phản ứng thể tính khử SO2 ) +4 −2 S O2 + 2H2 S → 3S ↓ + 2H2 O (phản ứng thể tính ôxi hoá SO2 ) H2SO4 đặc có tính ôxi hoá mạnh → 6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 ; → 2H2SO4 (đặc, nóng) + S 3SO2 + 2H2O ; → H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI 4I2 + H2S + 4H2O ; → 2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 8 Tính ôxi hoá Cl2 > Br2 > I2 Cl + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Cl + 2NaI → 2NaCl + I2 Br + 2NaI → 2NaBr + I2 ; ; E – CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC I – TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG Tốc độ phản ứng hoá học độ biến thiên nồng độ chất phản ứng sản phẩm đơn vò thời gian Tốc độ trung bình phản ứng → Xét phản ứng hoá học : aA + bB cC + dD v=− Tốc độ phản ứng tính theo A : v= ∆CA ∆t ∆CD ∆t Tốc độ phản ứng tính theo D : Tốc độ phản ứng hoá học phụ thuộc vào yếu tố Sự biến thiên tốc độ phản ứng thuận phản ứng nghòch theo thời gian – Bản chất chất tham gia phản ứng → – Nồng độ : v = k.[A]a.[B]b Nồng độ chất phản ứng tăng tốc độ phản ứng tăng → – Áp suất (đối với chất khí) : v = k.[p A]a.[pB]b (với A, B chất khí) Áp suất chất khí tăng tốc độ phản ứng tăng ∆t vt = vt γ 10 → – Nhiệt độ : Nhiệt độ tăng tốc độ phản ứng tăng – Ảnh hưởng diện tích tiếp xúc : Khi tăng diện tích tiếp xúc với chất phản ứng tốc độ phản ứng tăng – Chất xúc tác : Chất xúc tác chất làm tăng tốc độ phản ứng, lại sau phản ứng kết thúc II – CÂN BẰNG HOÁ HỌC Phản ứng thuận nghòch phản ứng điều kiện xẩy đồng thời theo hai chiều trái ngược Cân hoá học trạng thái hỗn hợp phản ứng tốc độ phản ứng thuận tốc độ phản ứng nghòch Hằng số cân KC = [C]c [D]d [A]a [B]b – Cân hệ đồng thể : Với A, B, C, D chất khí – Cân hệ dò thể (thí dụ hệ chất rắn chất khí, hệ chất rắn chất tan dung dòch) : Do nồng độ chất rắn coi số, nên mặt biểu thức số cân KC – Hằng số cân KC phản ứng xác đònh phụ thuộc vào nhiệt độ Sự chuyển dòch cân hoá học di chuyển từ trạng thái cân sáng trạng thái cân khác tác động yếu tố từ bên lên cân – Các yếu tố ảnh hưởng : nồng độ, áp suất nhiệt độ – Nguyên lí chuyển dòch cân (nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-ê (H Le Châtelier)) : Một phản ứng thuận nghòch trạng thái cân chòu tác động từ bên ngoài, biến đổi nồng độ, áp suất, nhiệt độ, cân chuyển dòch theo chiều làm giảm tác động bên – Vai trò chất xúc tác : Chất xúc tác không làm cân chuyển dòch Khi phản ứng thuận chưa trạng thái cân bằng, chất xúc tác có tác dụng làm cho cân thiết lập nhanh chóng [...]... Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 20 15 – 20 16 11 6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe → Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 (Có thể viết phương trình tổng quát với kim loại như sau : 2nH2SO4 nSO2) (đặc, nóng) → + 2M 2H2SO4 (đặc, nóng) + S → H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI M2(SO4)n + 2nH2O + 3SO2 + 2H2O → 4I2 + H2S + 4H2O 2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 Tính háo nước : H SO đặc   → 2 C12H22O11 C + 2H2SO4... (phản ứng thể hiện tính ôxi hoá của SO2 ) 7 H2SO4 đặc có tính ôxi hoá mạnh → 6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 ; → 2H2SO4 (đặc, nóng) + S 3SO2 + 2H2O ; → H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI 4I2 + H2S + 4H2O ; → 2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 8 Tính ôxi hoá Cl2 > Br2 > I2 Cl 2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Cl 2 + 2NaI → 2NaCl + I2 Br 2 + 2NaI → 2NaBr + I2 ; ; E – CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN... ÔXI HOÁ CỦA CHẤT 1 O2 có tính ôxi hoá mạnh 0 0 +2 2 t° 2 Mg + O2  → 2 Mg O 0 0 +4 − 2 C + O 2  → CO 2 ; t° +2 0 +4 2 2CO + O 2  → 2CO2 ; t° 2 O3 có tính ôxi hoá mạnh hơn O2 2Ag + O 3 → Ag2O + O2 −1 0 0 2 0 2K I + O3 + H 2 O → I 2 + 2K O H + O2 ; 3 S vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá – Tính ôxi hoá : 0 0 0 +2 -2 S + Fe  → Fe S t° 0 +1 2 t° S + H 2  → H2 S ; 0 0 +2 2 Hg+ S → Hg S ; ... 0 t° +4 2 S+ O2  → S O2 0 0 +6 −1 t° S+ 3F2  → S F6 ; 4 HF có tính chất ăn mòn thuỷ tinh 4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O 5 SO2 có tính chất của một ôxít axít SO2 + H 2 O € H 2SO3 ; SO2 + 2NaOH → Na2 SO3 + H 2 O SO2 + NaOH → NaHSO3 ; 6 SO2 vừa có tính axít, vừa có tính khử +4 0 −1 +6 SO2 + Br 2 + 2H 2O → 2H Br + H 2 S O 4 (phản ứng thể hiện tính khử của SO2 ) +4 2 0 S O2 + 2H2 S → 3S ↓ + 2H2 O (phản... THÁP 20 15 – 20 16 12 Trích Giáo trình Hoá học đại cương, Lê Xuân Trọng (chủ biên), Đại học quốc gia Hà Nội, 20 10 Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 20 15 – 20 16 13 Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 20 15 – 20 16 14 C – PHÂN BIỆT CÁC DUNG DỊCH MẤT NHÃN 1 Phân biệt các iôn F–, Cl–, Br–, I– NaI + AgNO3 → AgI ↓ + NaNO3 (màu vàng) Dùng AgNO3 làm thuốc thử : NaF + AgNO3 → không tác dụng 2 Nhận... 2H2SO4 4 → 12C + 11H2O ; CO2 + 2SO2 + 2H2O – Ứng dụng : Axít sunfuríc là hoá chất hàng đầu của nhiều ngành sản xuất – Sản xuất axít sunfuríc : S SO2 → SO3 → H2SO4 Tháp hấp thụ SO3 trong sản xuất axít sunfuríc FeS2 – Nhận biết axít sunfuríc và dung dòch muối sunfát : dùng iôn Ba 2+ (dung dòch bari hiđrôxít, muối bari tan như Ba(NO3 )2, BaCl2,…) tạo kết tủa BaSO4 B – CHUỖI PHẢN ỨNG Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP...– SO2 là một trong những chất chủ yếu gây ô nhiễm môi trường – SO2 được dùng để sản xuất H 2SO4, tẩy trắng, chống nấm mốc – Điều chế : + Trong phòng thí nghiệm : → Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + SO2 + Trong công nghiệp : Đốt cháy lưu huỳnh hoặc quặng sunfua kim loại (thí dụ như pirít sắt FeS2) t° 4FeS2 + 11O2  → 2Fe2O3 + 8SO 2 b) Lưu huỳnh triôxít (SO3) : – Cấu tạo... → Đục nước vôi – SO2 (mùi hắc) : Dung dòch brôm (Br2) mất màu vàng của dung dòch brôm → SO2 + Br2 + 2H2O HBr + H2SO4) – NH3 (mùi khai) : Quỳ tím ẩm hóa xanh – Cl2 (màu vàng) : Dung dòch KI và hồ tinh → → bột Dung dòch màu xanh ; Quỳ tím ẩm Đỏ, sau đó mất màu – H2S (mùi trứng thối) : Dung dòch → Pb(NO3 )2 Kết tủa đen → – HCl : Quỳ tím ẩm Hóa đỏ → – Dung dòch AgNO3 Kết tủa trắng → – N2 :Que diêm có tàn... SO24− Thuốc thử nhận biết iôn sunfát là dung dòch muối bari hoặc dung dòch Ba(OH) 2 Sản phẩm phản ứng là bari sunfát BaSO 4 kết tủa trắng, không tan trong axít : NaCl + AgNO3 → AgCl ↓+ NaNO3 (màu trắng) NaBr + AgNO3 → AgBr ↓ + NaNO3 (màu vàng nhạt) ; H 2SO 4 + BaCl 2 → BaSO4 ↓ +2HCl ; Na2 SO 4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ +2NaCl Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 20 15 – 20 16 15 3 Với chất khí – CO2... CO2 (nếu thử bằng quỳ tím Xanh) – NO2 : Màu nâu đỏ, quỳ tím ẩm hóa đỏ + Nếu không có kết tủa : kim loại trong ôxít là kim loại kiềm (hóa trò I) đỏ 3 Dung dòch badơ – Ca(OH )2 : Dùng CO2, SO2 : Có kết tủa trắng ( nếu sục đến dư kết tủa tan ra) → – Ba(OH )2 : Dùng dòch H2SO4 Kết tủa màu trắng 4 Dung dòch axít – HCl : Dùng dung dòch AgNO3 trắng – H2SO4 : Dùng dung dòch BaCl2 trắng → → + Nếu có kết tủa : kim ... sau : 2nH2SO4 nSO2) (đặc, nóng) → + 2M 2H2SO4 (đặc, nóng) + S → H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI M2(SO4)n + 2nH2O + 3SO2 + 2H2O → 4I2 + H2S + 4H2O 2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 Tính... nóng) + 8HI 4I2 + H2S + 4H2O ; → 2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 8 Tính ôxi hoá Cl2 > Br2 > I2 Cl + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Cl + 2NaI → 2NaCl + I2 Br + 2NaI → 2NaBr + I2 ; ; E –... O2 + 2H2 S → 3S ↓ + 2H2 O (phản ứng thể tính ôxi hoá SO2 ) H2SO4 đặc có tính ôxi hoá mạnh → 6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 ; → 2H2SO4 (đặc, nóng) + S 3SO2 + 2H2O ; → H2SO4 (đặc,