TRƯỜNG THPT NGUYỄN KHUYẾN NHĨM HĨA ĐỀ CƯƠNG ƠN TẬP HỌC KÌ II NĂM HỌC 2018 - 2019 MƠN: HĨA HỌC 10 PHẦN KIẾN THỨC TRỌNG TÂM CHƯƠNG NHĨM HALOGEN HALOGEN Những tính chất chung Tính chất vật lý X2 FLO CLO BROM IOT ─ Các đơn chất halogen có cơng thức phân tử X2 (F2, Cl2, Br2, I2), nguyên tử halogen liên kết với LKCHT khơng cực Đều có electron lớp (ns2np5) dễ nhận e tham gia phản ứng hóa học ─ Từ F đến I tính oxi hóa giảm dần, BKNT tăng dần, độ âm điện giảm dần ─ F có số oxi hóa -1 hợp chất (vì độ âm điện lớn nhất) halogen khác ngồi số oxi hóa -1 có số oxh dương lẻ +1, +3, +5, +7) - Là chất khí màu - Là chất khí màu vàng lục - Là chất lỏng màu đỏ nâu - Là chất rắn lục nhạt màu đen tím Tính chất hóa học a) Tác dụng với kim loại Như từ Flo đến Iot màu đậm dần, nhiệt độ nóng chảy nhiệt độ sơi tăng dần - Các halogen có tính oxi hóa mạnh, phi kim điển hình Dễ dàng nhận e phản ứng hóa học Thể phản ứng với kim loại, với hidro, với nước, với dung dịch bazơ, với số chất khử khác - Flo oxi hóa - Oxi hóa trực tiếp hầu hết - Oxi hóa nhiều - Oxi hóa nhiều tất các kim loại (trừ Au, Pt ) kim loại tạo muối kim loại, phản ứng xảy kim loại tạo tạo muối clorua brommua đun nóng có muối florua chất xúc tác VD: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 VD: Al + Br2 → AlBr3 VD: Al + I2 H2O AlI3 b) Tác dụng với hidro - Phản ứng xảy bóng tối sinh HF F2 + H2 - Phản ứng xảy chiếu sáng sinh HCl as Cl2 + H2 ⎯⎯→ 2HCl 250 ⎯−⎯ ⎯→ 2HF - Phản ứng xảy đun nóng, sinh HBr ⎯ ⎯→ Br2 + H2 ⎯300 2HBr - Phản ứng xảy đun nóng nhiệt độ cao phản ứng thuận nghịch sinh HI ⎯ ⎯→ 2HI I2 + H2 ⎯450 - Như từ Flo đến Iot khả phản ứng cá halogen với hidro giảm dần.Các HX (hidro halogenua) tan tốt nước tạo dung dịch axit halogen hidric Đều dung dịch axit mạnh (trừ HF) c) Tác - Oxi hóa H2O Cl2 + H2O → Hầu không  HCl + HClO (axit Phản ứng nhiệt độ dụng với nhiệt độ hipocloro) Đây phản ứng tự oxi tường, chậm clo phản ứng với H2O thường → HBr nước hóa khử HClO axit yếu có tính Br2 + H2O  oxi hóa mạnh nước clo có tính + HBrO (axit 2F2 + 2H2O → tẩy màu Để nhận biết khí clo ta hipobromo) 4HF + O2 dùng quỳ tím ẩm, quỳ tím →đỏ→ bị tẩy trắng thuong d) Tác ⎯ ⎯→ NaCl + NaClO + H2O Cl2 + 2NaOH ⎯t⎯ dụng với nước gia ven dung 700 3Cl2 + 6KOH ⎯⎯→ 5KCl + KClO3 + 3H2O dịch Trang bazơ e) Tác dụng với dung dịch muối f) Tác dụng với chất khử khác Điều chế X2 ⎯→ CaOCl2 + H2O Cl2 + Ca(OH)2 ⎯30 (cloruavôi) 3Br2 + 6NaOH → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O Nước gia ven, cloruavôi chất oxi hóa mạnh, tác nhân oxi hóa Cl +1 Chúng có tính tẩy màu sát trùng Halogen đứng đẩy halogen đứng khỏi muối (trừ Flo) - Flo cho vào dd muối phản ứng với nước - Các halogen từ Cl2→I2 : halogen đứng đẩy halogen đứng khỏi muối Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2; Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2; Br2 + 2NaI → 2NaBr + I2 - Clo: - Flo, Brom, Iot t S + F2 ⎯⎯→ SF6 ( lưu huỳnh hexaflorua) t0 F2 + H2S → 2HF 2P + 5Cl2 ⎯⎯→ 2PCl5 (Photpho pentaclorua) Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 ( phản t 2S + Cl2 ⎯⎯→ S2Cl2 ứng dùng để phân biệt khí SO2 khí CO2, Cl2 + H2S → 2HCl + S khí SO2 làm màu nước brom CO2 3FeCl2 + 3Cl2 → 2FeCl3 không) Cl2 + SO2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4 Theo dãy: F2 - Cl2 - Br2 - I2 tính khử tăng dần - Br2: Khử Cl2 5Cl2 + 6H2O + Br2 → 10HCl + 2HBrO3 - I2: Khử Cl2, Br2 5Cl2 + 6H2O + I2 → 10HCl + 2HIO3 5Br2 + 6H2O + I2 → 10HCl + 2HIO3 Điều chế F2: Vì F2 có tính oxi hóa mạnh nhất, nên muốn chuyển F- thành F2 phải điện phân hỗn hợp dp KF + HF (khơng có mặt H2O) nhiệt độ nóng chảy hỗn hợp (khoảng 700c) : 2HF ⎯⎯→ H2 + F2 Điều chế Cl2: a) Trong phòng thí nghiệm: Cho axit HCl đặc (hay hỗn hợp NaCl + H2SO4 đặc), tác dụng với chất oxi hóa mạnh MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2, KClO3, CaOCl2, NaClO, … t0 * MnO2 + 4HCl ⎯⎯→ MnCl2 + Cl2  + 2H2O 2P + 3Cl2 ⎯⎯→ 2PCl3 (Photpho triclorua); t0 t *2KMnO4 + 16HCl ⎯⎯→ 2MnCl2 + Cl2  + 2KCl + 8H2O t *K2Cr2O7 + 14HCl ⎯⎯→ 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2  + 7H2O b) Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl, có màng ngăn dpdd, mn ⎯→ 2NaOH + H2  + Cl2  2NaCl + 2H2O ⎯⎯ ⎯ Điều chế Br2, I2 Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2; Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2 b) Trong cơng nghiệp: - Nguồn để sản xuất Br2 công nghiệp nước biển nước hồ muối, axit hóa H2SO4, sau cho khí Cl2 (vừa đủ) sục qua Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 - Nguồn để sản xuất I2 công nghiệp rong biển nước lỗ khoan dầu mỏ Một số HCl vừa axit mạnh vừa có tính khử mạnh Nước Gia- ven: Được sản xuất cho Cl2 vào hợp chất a) axit mạnh: Làm quỳ tím hóa đỏ, tác dụng với dung dịch NaOH nhiệt độ thường quan kim loại trước H, với oxit bazo, bazo dung dịch Clorua vơi CaOCl2 có tinh oxi hóa, tính sát trọng muối trùng, tẩy uế clo b) Tính khử mạnh: (xem phần điều chế clo Được sản xuất cho Cl2 sục vào huyền phù PTN) Ca(OH)2 (Vôi sữa) - Điều chế HCl PTN phương pháp sunfat Cl2 + Ca(OH)2 ⎯30 ⎯→ CaOCl2 + H2O ⎯ ⎯→ NaHSO4 + HCl  CaOCl2 muối hỗn tạp, có chứa gốc axit gốc NaCl(rắn) + H2SO4(đ) ⎯250 2500 ⎯→ Na2SO4 + 2HCl clorua (Cl ) gốc hipoclorit (-OCl) 2NaCl(rắn) + H2SO4(đ) ⎯⎯ Trang CHƯƠNG OXI ─ LƯU HUỲNH OXI - Oxi khí khơng màu, ko mùi, ko vị, tan nước nặng khơng khí 16 - Trong tự nhiên có đồng vị O Tính chất vật lý trạng 17 18 8O 8O thái tự nhiên Tính - Có tính oxi hóa mạnh, tác dụng với chất hầu hết kim loại (trừ Au, Pt, hóa học Ag…), với nhiều phi kim (trừ halogen) nhiều hợp chất OZON - Là dạng thù hình oxi, chất khí màu xanh nhạt, có mùi đặc trưng, ozon lỏng có màu xanh đậm, tan nước gấp 16 lần so với oxi - Ozon có tinh oxi hóa mạnh mạnh oxi ⎯→ I2 + O3 + 2KI + H2O ⎯ 2KOH + O2 (oxi không có) to ⎯ ⎯→ 2Mg + O2 2MgO Magiê oxit Do tạo KOH nên O3 làm xanh o quì tẩm dd KI (dùng nhận t 4Al + 3O2 ⎯⎯→ 2Al2O3 Nhôm oxit biết ozon) o t 3Fe + 2O2 ⎯⎯→ Fe3O4 ⎯→ Ag2O + O2 2Ag + O3 ⎯ Oxit sắt từ (FeO, Fe2O3) (oxi khơng có phản ứng) to S + O2 ⎯⎯→ SO2 t P + O2 ⎯⎯→ P2O5 o t C + O2 ⎯⎯→ CO2 o t ⎯⎯→ CO2 + 2H2O to 2H2S + 2O2 ⎯⎯→ SO2 + 2H2O to 4NH3 + 5O2 ⎯⎯→ 2N2 + 6H2O o CH4 + 2O2 Điều chế - Trong PTN khí oxi điều chế cách nhiệt phân hợp chất giàu oxi dễ phân hủy nhiệt KMnO4, KClO3, H2O2, KNO3 Ví dụ : t 2KMnO4 ⎯⎯→ K2MnO4 + MnO2 + o t O2 2KClO3 ⎯⎯→ 2KCl o + 3O2 2H2O2 ⎯⎯→ 2H2O + O2 - Trong cơng nghiệp khí oxi sản xuất từ nước( điện phân nước) từ khơng khí (chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng) to Tính chất vật lý trạng thái tự nhiên H2 S H2S chất khí có mùi trứng thối, nặng khơng khí tan nước, tan tạo dung dịch axit sunfuhidric axit yếu có tính khử mạnh - Ozon nằm tầng cao khí quyển, tạo thành từ ảnh hưởng tia cực tím phóng điện giơng O2 → O3 (UV) - Ozon với hàm lượng nhỏ khơng khí (10-6 theo thể tích) làm khơng khí lành, lớn gây độc Ozon dùng để tẩy trắng tinh bột, khử mùi, bảo quản hoa quả, chữa sâu SO2 - SO2 chất khí khơng màu mùi sốc, nặng khơng khí tan nước, tan nước tạo dung dịch axit yếu H2SO3 - cơng thức hóa học SO2, ngồi có tên gọi khác Trang LƯU HUỲNH - Có dạng thù hình lưu huỳnh tà phương lưu huỳnh đơn tà, tonc 113oc, chất rắn màu vàng - Có nhiều cá mỏ lớn lòng đất - S có số oxh: -2, 0, +4, +6 - S đơn chất vừa có tính oxh vừa có tính khử - Tính oxi hóa: tác dụng với kim loại hidro t ⎯⎯→ FeS-2 sắt (II) sunfua ⎯ ⎯→ Hg + S HgS-2 thủy ngân sunfua, phản ứng xảy t0 thường to ⎯⎯→ H2 + S H2S-2 hidrosunfua - Tính khử: to ⎯⎯→ S + O2 SO2 khí sunfurơ, lưu huỳnh điôxit ⎯→ H2SO4 + S + 6HNO3 ⎯ 6NO2 + 2H2O to S + KClO3 ⎯⎯→ KCl + SO2 S sản xuất chủ yếu từ lòng đất, ngồi thu hồi S cách oxi hóa khí H2S ⎯→ H2S + O2 (kk) ⎯ S + H2O ⎯→ H2S + SO2 ⎯ S + H2O Fe + S0 o H2SO4 - H2SO4 chất lỏng, sánh dầu không màu, không bay hơi, nặng gần gấp đôi nước, tan vô hạn nước tạo thành hidrat, tỏa nhiều nhiệt - H2SO4 có tính háo nước mạnh, rót nước vào axit đặc nước sơi đột ngột kéo phân tử axit bắn ngồi nguy hiểm nên để - H2S có khí núi lửa, lưu huỳnh dioxit hay khí xác động thực vật bị sunfurơ, anhidric thối rửa, số loại sunfurơ nước suối Tính - dung dịch H2S - SO2 oxit axit, chất dung dịch axit yếu (yếu tác dụng dung dịch bazo hóa học H2CO3) Tác dụng thu muối với dung dịch bazo trung hòa hay muối axit sinh loại muối SO2 + 2NaOH→ Na2SO3 1:1 + H2O H2S + NaOH ⎯⎯→ SO2 + NaOH → NaHSO3 NaHS+H2O - Khí SO2 vừa chất khử, 1::2 vừa chất oxi hoá H2S + 2NaOH ⎯⎯→ +4 Na2S + 2H2O *SO2 thể tính khử( S H2S chất khử mạnh +6 H2S lưu huỳnh có số → S ) Khi gặp chất oxi hoá oxi hoá thấp (-2), tác mạnh O2, Cl2, Br2 , dụng hầu hết chất dung dịch KMnO4, : khí ơxihóa tạo sản phẩm ứng SO2 đóng vai trò chất V2O5 4500 với soh cao như: khử +4 t0 2H2S + 3O2 ⎯⎯→ 2H2O S O2 + O2 2SO3 + 2SO2 (dư ôxi, đốt +4 S O + Cl2 + 2H2O cháy) +6 t tthaáp 2H2S + O2 ⎯⎯⎯→ ⎯ ⎯→ 2HCl + H2 S O 2H2O + 2S  (Dung dịch 5SO2 + 2KMnO4 + H2S khơng khí 2H O ⎯ ⎯→ K2SO4 + làm lạnh lửa H2S 2MnSO4 + 2H2SO4 cháy) *SO2 LÀ CHẤT OXI ⎯→ H2S + 4Cl2 + 4H2O ⎯ +4 S S HOÁ ( + 4e ) Khi → 8HCl + H2SO4 tác dụng chất khử mạnh ⎯→ H2S + Cl2 ⎯ +4 HCl + S (khí clo gặp khí S O + 2H2S ⎯ ⎯→ H2S) * tác dụng với chất 2H2O + S +4 oxi hóa khác dung S O2 ⎯→ + Mg ⎯ dịch brom, dung dịch MgO + S KMnO4, H2SO4 đậm đặc, pha loãng axit H2SO4 đặc phải rót từ từ axit theo đũa thủy tinh vào nước khuấy nhẹ tuyệt đối khơng làm ngược lại - Ở dạng lỗng axít mạnh làm đỏ q tím, tác dụng kim loại(trước H) giải phóng H2, tác dụng bazơ, oxit bazơ nhiều muối ⎯→ 2H+ + SO42- q tím hố H2SO4 ⎯ màu đỏ ⎯→ FeSO4 + H2 H2SO4 + Fe ⎯ ⎯→ Na2SO4 + 2H2O H2SO4 + 2NaOH ⎯ ⎯→ CuSO4 + H2O H2SO + CuO ⎯ ⎯→ BaSO4 + HCl H2SO4 + BaCl2 ⎯ ⎯→ Na2SO4 + H2O H2SO4 + Na2SO3 ⎯ + SO2 ⎯→ CaSO4+H2O+ CO2 H2SO4+CaCO3 ⎯ Ở dạng đặc H2SO4 ngồi tính axit mạnh có tính oxh mạnh tính háo nước a tác dụng kim loại oxi hoá hầu hết kim loại (trừ Au Pt) tạo muối hoá trị cao thường giải phóng SO2 (có thể H2S, S kim loại khử mạnh) 2Fe + H2SO4 6H2O t Fe2(SO4)3+ 3SO2+ ⎯⎯→ t Cu + H2SO4 ⎯⎯→ CuSO4 + SO2+ 2H2O Al, Fe, Cr không tác dụng với H2SO4 đặc nguội, kim loại bị thụ động hóa b tác dụng với phi kim (tác dụng với phi kim dạng rắn, t0) tạo hợp chất phi kim ứng với soh cao t 2H2SO4(đ) + C ⎯⎯→ CO2 + 2SO2 + 2H2O t 2H2SO4(đ) + S ⎯⎯→ 3SO2 + 2H2O c tác dụng số hợp chất có tính khử FeO, Fe(OH)2, muối sắt II, HBr, HI, H2S, C2H6O, FeS, FeS2, FeO + H2SO4 4H2O t ⎯⎯→ Fe2(SO4)3 + SO2 + (đ) t 2HBr +H2SO4 (đ) ⎯⎯→ Br2+SO2 + 2H2O Hút nước số hợp chất ⎯ ⎯→ 12C + C12H22O11 + H2SO4(đ) H2SO4.11H2O ⎯→ CuSO4 5H2O (xanh) + H2SO4 đặc ⎯ CuSO4 ( trắng) + 5H2O Điều chế - Trong công nghiệp không sản xuất H2S - Trong PTN H2S điều chế cách cho FeS tác dụng với dung dịch H2SO4 - Trong công nghiệp khí SO2 sản xuất cách đốt cháy lưu huỳnh đốt cháy quặng pirit sắt (FeS2) Trang Sản xuất H2SO4trong CN phương pháp tiếp xúc qua giai đoạn - giai đoạn 1: SX SO2 to 4FeS2 + 11O2 ⎯⎯→ 2Fe2O3 + 8SO2 to S + O2 ⎯⎯→ SO2 FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S MUÔI SUNFUA - Muối sunfua muối axit sunfuhidric - Muối sunfua kim loại Na, K, Ca, Ba, tan nước axit - Muối sunfua FeS, ZnS không tan nước tan axit - Muối sunfua CuS, PbS, Ag2S không tan nước axit - Muối sunfua MgS, Al2S3 bị thủy phân nước sinh hidroxit khí H2S ⎯→ SO2 ; S + O2 ⎯ ⎯→ 4FeS2 + 11 O2 ⎯ 2Fe2O3 + SO2 - Trong PTN khí SO2 điều chế cách cho muối sunfit (Na2SO3 ) tác dụng với dung dịch axit loãng H2SO4 hay HCl - giai đoạn SX SO3 V O ,t o 2⎯ ⎯→ 2SO3 2SO2 + O2 ⎯⎯ - Giai đoạn 3: hấp thụ SO3 H2SO4 đặc: cho SO3 vào H2SO4 98% thu ⎯→ H2SO4 oleum H2SO4 + nSO3 ⎯ nSO3 pha loãng oleum dung dịch axit H2SO4 ⎯→ (n+1) H2SO4 nSO3 + n H2O ⎯ MUỐI SUNFIT - Muối sunfit muối axit sunfurơ (H2SO3) - Hầu hết muối sunfit không tan nước BaSO3, CaSO3, trừ muối sunfit kim loại kiềm Na2SO3, K2SO3 - Muối hidrosunfit hầu hết tan nước NaHSO3, Ca(HSO3)2… MUỐI SUNFAT - Muối sunfat muối H2SO4 - Có hai loại muối muối trung hòa (sunfat) muối axit (hidrôsunfat) Phần lớn muối sunfat tan, có BaSO4, PbSO4 khơng tan có màu trắng, CaSO4 tan có màu trắng Nhận biết gốc sunfat dùng dung dịch chứa Ba2+ Ba(OH)2, BaCl2 CHƯƠNG TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC I Tốc độ phản ứng a Khái niệm biểu thức tốc độ phản ứng hóa học - Tốc độ phản ứng đại lượng đặc trưng cho mức độ diễn nhanh hay chậm phản ứng hóa học, đo độ biến thiên nồng độ chất tham gia sản phẩm đơn vị thời gian - Biểu thức tốc độ trung bình phản ứng: Xét phản ứng: aA + bB → cC + dD (*) Tại thời điểm t1: nồng độ chất A C1 (mol/lít) Tại thời điểm t2: nồng độ chất A C2 (mol/lít) C − C2 Tốc độ trung bình phản ứng tính theo chất A là: Vtb = t2 − t1 - Thứ nguyên: mol/lít.s mol/lít.phút… b Các yếu tố ảnh hưởng - Ảnh hưởng nồng độ: tăng nồng độ chất tham gia tốc độ phản ứng tăng lên - Ảnh hưởng áp suất (chỉ với phản ứng có chất khí tham gia): Khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng - Ảnh hưởng nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ tốc độ phản ứng tăng  Bằng thực nghiệm người ta xác định rằng: tăng nhiệt độ thêm 10oC tốc độ phản ứng tăng thêm  lần Giá trị γ =  gọi hệ số nhiệt phản ứng Trị số γ xác định hoàn toàn thực nghiệm v o  = (t C +10) Như phản ứng xảy nhiệt độ T1 với tốc độ v1, nhiệt độ T2 với tốc độ v2 (giả sử: T2 > vt o T −T v2 =  10 v1 - Ảnh hưởng diện tích tiếp xúc: diện tích tiếp xúc lớn tốc độ phản ứng tăng - Ảnh hưởng xúc tác: Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng, thân không bị biến đổi sau phản ứng II Cân hóa học a Khái niệm cân hóa học, số cân hóa học T1) thì: Trang - Cân hóa học trạng thái phản ứng thuận nghịch tốc độ phản ứng thuận tốc độ phản ứng nghịch Cân hóa học cân động ⎯⎯ → cC + dD (**) - Xét phản ứng: aA + bB ⎯ ⎯ b Các yếu tố ảnh hưởng đến cân hóa học - Ảnh hưởng nồng độ: Khi tăng giảm nồng độ chất cân cân chuyển dịch phía làm giảm tăng nồng độ chất  Chú ý: Trong hệ cân có chất rắn (ở dạng nguyên chất) việc tăng hay giảm khối lượng chất rắn không làm chuyển dịch cân - Ảnh hưởng áp suất (cân có chất khí): Khi tăng áp suất chung hệ cân cân chuyển dịch phía tạo số mol khí ngược lại  Chú ý: Trong cân mà tổng số mol khí vế áp suất khơng ảnh hưởng đến cân - Ảnh hưởng nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ cân chuyển dịch phía phản ứng thu nhiệt (∆H>0) ngược lại giảm nhiệt độ cân chuyển dịch phía phản ứng tỏa nhiệt (∆H