Tổng hợp lý thuyết môn Hóa học lớp 10

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

1

TÓM TẮT LÝ THUYẾT

HÓA HỌC - LỚP 10

Biên soạn: Dương Văn Phương

Học online tại: https://toiyeuhoahoc.net/

Chương 1 : NGUYÊN TỬ

I. Thành phần cấu tạo của nguyên tử

- Thành phần cấu tạo của nguyên tử gồm:

+ Hạt nhân nằm ở tâm nguyên tử gồm: các hạt proton và nơtron

+ Vỏ nguyên tử gồm: các electron chuyển động xung quanh hạt nhân

1 Electron

- me= 9,1094.10

-31

kg

- qe= -1,602.10

-19

C kí hiệu là – eo qui ước bằng 1-

2 Proton

- Hạt proton là 1 thành phần cấu tạo của hạt nhân nguyên tử,mang điện tích dương, kí hiệu p

+ m = 1,6726.10

-27

kg

+ q = + 1,602.10

-19

C kí hiệu eo, qui ước 1+

3 Nơtron

- Hạt nơtron là 1 thành phần cấu tạo của hạt nhân nguyên tử, kí hiệu n.

+ m = 1,6726.10

-27

kg

+ không mang điện

II.Kích thước và khối lượng của nguyên tử

1- Kích thước

Nguyên tử các nguyên tố có kích thước vô cùng nhỏ, nguyên tố khác nhau có kích thước khác

nhau.

Đơn vị biểu diễn A(angstron) hay nm(nanomet)

1nm= 10

-9

m ; 1nm= 10A

1A= 10

-10

m = 10

-8

cm

2- Khối lượng

Khối lượng nguyên tử rất nhỏ bé, để biểu thị khối lượng của nguyên tử, phân tử, p, n, e dùng đơn

vị khối lượng nguyên tử, kí hiệu u (đvc)

1u = 1/12 khối lượng 1 nguyên tử đồng vị cacbon-12

1u = 19,9265.10

-27

kg/12

= 1,6605.10

-27

kg

III-Hạt nhân nguyên tử

1. Điện tích hạt nhân

Proton mang điện tích 1+, nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích của hạt nhân bằng Z+

Trong nguyên tử :

Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số p = Số e Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

2

Ví dụ : nguyên tử Na có Z = 11+  ngtử Na có 11p, 11e

2. Số khối

Là tổng số hạt proton và nơtron của hạt nhân đó

A = Z + N

Ví dụ 1: Hạt nhân nguyên tử O có 8p và 8n →

A = 8 + 8 = 16

Ví dụ 2: Nguyên tử Li có A =7 và Z = 3 →

Z = p = e = 3 ; N = 7 - 3 =4

Nguyên tử Li có 3p, 3e và 4n

IV- Nguyên tố hóa học

1.Định nghĩa

Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân

Ví dụ : Tất cả các nguyên tử có cùng Z là 8 đều thuộc nguyên tố oxi, chúng đều có 8p, 8e

2.Số hiệu nguyên tử

Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của 1 nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên

tố đó (Z)

3.Kí hiệu nguyên tử

Số khối

A

Z

X

Số hiệu nguyên tử

Ví dụ : Na

23

11

Cho biết nguyên tử của nguyên tố natri có Z=11, 11p, 11e và 12n (23-11=12)

V - ĐỒNG VỊ

Các đồng vị của cùng 1 nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau

về số nơtron, do đó số khối của chúng khác nhau

Ví dụ : Nguyên tố oxi có 3 đồng vị

O

16

8

, O

17

8

, O

18

8

Chú ý:

- Các nguyên tử của cùng 1 nguyên tố có thể có số khối khác nhau

- Các đồng vị có tính chất hóa học giống nhau

VI- Nguyên tử khối và nguyên tử khối trung bình của các nguyên tố hóa học

1- Nguyên tử khối

Nguyên tử khối của 1 nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần

đơn vị khối lượng nguyên tử

Vì khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân nguyên tử nên nguyên tử khối coi như bằng số khối

(Khi không cần độ chính xác)

Ví dụ : Xác định nguyên tử khối của P biết P cóZ=15, N=16  Nguyên tử khối của P=31

2- Nguyên tử khối trung bình

Trong tự nhiên đa số nguyên tố hóa học là hỗn hợp của nhiều đồng vị(có số khối khác nhau) 

Nguyên tử khối của nguyên tố là nguyên tử khối trung bình của các đồng vị đó.

100

bY aX

A



 Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

3

X, Y: nguyên tử khối của đồng vị X, Y

a,b : % số nguyên tử của đồng vị X, Y

Ví dụ : Clo là hỗn hợp của 2 đồng vị

Cl

35

17

chiếm 75,77% và Cl

35

17

chiếm 24,23% nguyên tử khối trung bình của clo là:

5 . 35

100

23 , 24

100

77 , 75

   A

VII- Cấu hình electron nguyên tử

1.Sự chuyển động của các electron trong nguyên tử:

-Các electron chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt nhân nguyên tử không

theo những quỹ đạo xác định tạo nên vỏ nguyên tử.

- Trong nguyên tử: Số e = số p = Z

2.Lớp electron và phân lớp electron

a.Lớp electron:

- Ở trạng thái cơ bản, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao (từ

gần hạt nhân ra xa hạt nhân) và xếp thành từng lớp.

- Các electron trên cùng một lớp có mức năng lương gần bằng nhau

-

Thứ tự lớp 1 2 3 4 5 6 7

Tên lớp K L M N O P Q

b.Phân lớp electron:

- Các e trên cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau

- Các phân lớp được kí hiệu bằng chữ cái thường : s, p, d, f,…

- Só phân lớp = số thứ tự của lớp

Ví dụ:

+ Lớp thứ nhất (lớp K,n=1) có 1 phân lớp :s

+ Lớp thứ hai (lớp L,n=2) có 2 phân lớp : s, p

+ Lớp thứ ba (lớp M,n=3) có 3 phân lớp :s, p, d

+ Lớp thứ tư (lớp N,n=4) có 4 phân lớp: s, p, d, f

- Các electron ở phân lớp s gọi là electron s, tương tự ep, ed,…

c. Obitan nguyên tử :

Là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó xác suất có mặt electron là lớn nhất ( 90%) kí

hiệu là AO.

Trên 1 AO chỉ chứa tối đa 2 electron được gọi là electron ghép đôi

Nếu trong 1AO chứa 1 lectron được gọi là e độc thân

Nếu trong AO không chứa e được gọi là AO trống.

- Phân lớp s có 1 AO hình cầu.

- Phân lớp p có 3 AO hình số 8 nổi cân đối.

- Phân lớp d có 5 AO hình phức tạp.

- Phân lớp f có 7 AO hình phức tạp.

3.Số electron tối đa trong một phân lớp , một lớp:

a.Số electron tối đa trong một phân lớp :

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

4

Phân

lớp s

Phân

lớp p

Phân

lớp d

Phân

lớp f

Số e tối đa 2 6 10 14

Cách ghi S

2

p

6

d

10

f

14

- Phân lớp đã đủ số electron tối đa gọi là phân lớp electron bão hòa.

b. Số electron tối đa trong một lớp :

Lớp

Thứ tự

Lớp K

n=1

Lớp L

n=2

Lớp M

n=3

Lớp N

n=4

Sốphânlớp 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Số e tối đa ( 2n

2

) 2e 8e 18

e

32e

- Lớp electron đã đủ số e tối đa gọi là lớp e bão hòa.

Thí dụ : Xác định số lớp electron của các nguyên tử :

4.Cấu hình electron nguyên tử

a.Nguyên lí vưng bền

- Các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao.

- Mức năng lượng của : 1s2s2p3s3p4s3d5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d...

- Khi điện tích hạt nhân tăng lên sẽ xuất hiện sự chèn mức năng lượng giữa s và d hay s và f.

+ Lớp : tăng theo thứ tự từ 1 đến 7 kể từ gần hạt nhân nhất

+Phân lớp: tăng theo thứ tự s, p, d, f.

b. Nguyên lí pauli:

Trên 1obitan nguyên tử chứa tối đa 2 electron và có chiều tự quay khác chiều nhau xung quanh trục

riêng của mỗi electron.

c. Qui tắc hun :

Trong cùng một phân lớp các electron điền vào các obitan sao cho số lectron độc thân là lớn nhất.

e. Cấu hình electron của nguyên tử:

- Cấu hình electron của nguyên tử:

Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố electrron trên các phân lớp thuộc các lớp

khác nhau.

- Quy ước cách viết cấu hình electron :

+ STT lớp e được ghi bằng chữ số (1, 2, 3. . .)

+ Phân lớp được ghi bằng các chữ cái thường s, p, d, f.

+ Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của phân lớp.(s

2

, p

6

)

- Một số chú ý khi viết cấu hình electron:

+ Cần xác định đúng số e của nguyên tử hay ion. ( số e = số p = Z )

+ Nắm vững các nguyên lí và qui tắc, kí hiệu của lớp và phân lớp ...

+ Qui tắc bão hoà và bán bão hoà trên d và f : Cấu hình electron bền khi các electron điền

vào phân lớp d và f đạt bão hoà ( d

10

, f

14

) hoặc bán bão hoà ( d

5

, f

7

)

- Các bước viết cấu hình electron nguyên tử

Bước 1: Điền lần lượt các e vào các phân lớp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng.

Bước 2: Sắp xếp lại theo thứ tự các lớp và phân lớp theo nguyên tắc từ trong ra ngoài.

Bước 3: Xem xét phân lớp nào có khả năng đạt đến bão hoà hoặc bán bão hoà, thì có sự sắp xếp lại

các electron ở các phân lớp ( chủ yếu là d và f )

Ví dụ: Viết cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố sau

14

N

7 Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

5

+ H( Z = 1)

+ Ne(Z = 10)

+ Cl(Z = 17) 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

+ Fe, Z = 26, 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

6

4s

2

+ Cu ( Z = 29); Cr ( Z = 24)

-Cách xác định nguyên tố s, p, d, f:

+ Nguyên t ố s : có electron cuối cùng điền vào phân lớp s.

Na, Z =11, 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

+Nguyên t ố p: có electron cuối cùng điền vào phân lớp p.

Br, Z =35, 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

5

Hay 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

10

4s

2

4p

5

+ Nguyên t ố d: có electron cuối cùng điền vào phân lớp d.

Co, Z =27, 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

7

Hay 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

7

4s

2

+ Nguyên t ố f: có electron cuối cùng điền vào phân lớp f

c. Cấu hình e nguyên tử của 20 nguyên tố đầu(sgk)

d. Đặc điểm của lớp e ngoài cùng:

-Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có nhiều nhất là 8 e.

- Các electron ở lớp ngoài cùng quyết định đến tính chất hoá học của một nguyên tố.

+Những nguyên tử khí hiếm có 8 e ở lớp ngoài cùng (ns

2

np

6

) hoặc 2e lớp ngoài cùng

(nguyên tử He ns

2

) không tham gia vào phản ứng hoá học .

+Những nguyên tử kim loại thường có 1, 2, 3 e lớp ngoài cùng.

Ca, Z = 20, 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

, Ca có 2 electron lớp ngoài cùng nên Ca là kim loại.

+Những nguyên tử phi kim thường có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng.

O, Z = 8, 1s

2

2s

2

2p

4

, O có 6 electron lớp ngoài cùng nên O là phi kim.

+Những nguyên tử có 4 e lớp ngoài cùng có thể là kim loại hoặc phi kim.

 Kết luận: Biết cấu hình electron nguyên tử thì dự đoán tính chất hoá học nguyên tố.

PHƯƠNG PHÁP GIẢI MỘT SỐ BÀI TOÁN CHƯƠNG 1

I-Một số điểm lưu ý khi giải toán chương nguyên tử.

Trong nguyên tử ta luôn có:

- Số e = số p

- Số n = Số A – số p

- p  n  1,5p hay P  N  1,5Z

- n,p,e thuộc tập số nguyên dương.

( sau đó chúng ta biến đổi bất đẳng thức để từ đó kiểm tra nghiệm )

II- Một số bài toán ví dụ

1. Bài toán về các hạt: Đề xuất nhiều cách giải, chọn cách giải hay

Ví dụ 1:

Một nguyên tử có tổng số các loại hạt là 13 . Hãy xác định số lượng từng loại hạt trong nguyên

tử.

Ví dụ 2:

Tổng số hạt trong hạt nhân nguyên tử là 9. Hãy xác định số lượng từng loại hạt trong nguyên tử.

Ví dụ 3: Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

6

Tổng số hạt trong nguyên tử bằng 115, số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là

25. Xác định só hạt e của nguyên tử đó.

Ví dụ 4:

Ion M

3+

được cấu tạo bởi 37 hạt. Số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 9.

a. Xác định số lượng từng hạt trong M .

b. Viết cấu hình electron và sự phân bố các e vào các AO.

2. Bài toán về đồng vị : Đề xuất nhiều cách giải, cách giải hay

Ví dụ 1:

Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị

63

Cu chiếm 73 % và

65

Cu chiếm 27%. Xác định khối lượng

nguyên tử trung bình của đồng.

Ví dụ 2:

Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị

63

Cu chiếm 73 % và

A

Cu. Xác định số khối A biết khối

lượng nguyên tử trung bình của đồng bằng 63,54.

Ví dụ 3:

Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị

X

Cu chiếm 73 % và

Y

Cu. Xác định X,Y biết khối lượng

nguyên tử trung bình của đồng bằng 63,54 và số khối của đồng vị thứ hai lớn hơn đồng vị thứ

nhất 2 đơn vị.

Ví dụ 4:

Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị

63

Cu và

65

Cu. Xác định % của đồng vị thứ nhất biết khối

lượng nguyên tử trung bình của đồng bằng 63,54 .

Ví dụ 5:

Ion M

+

và X

2-

đều có cấu hình electron : 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

.

a. Viết cấu hình e của M và X.

b. Tính tổng số hạt mang điện trong hợp chất được tạo bởi 2 ion trên.

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

7

Chương 2 : BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ

ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

I- BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1. Nguyên tắc sắp xếp :

* Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.

* Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng.

* Các nguyên tố có cùng số e hóa trị trong nguyên tử được xếp thành một cột.

2. Cấu tạo bảng tuần hoàn:

a- Ô nguyên tố:

Số thứ tự của ô nguyên tố đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó .

b- Chu kỳ: Chu kỳ là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được

xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Số thứ t ự c ủa chu k ỳ trùng v ới s ố l ớp electron c ủa

nguyên t ử các nguyên t ố trong chu k ỳ đó.

* Chu kỳ nhỏ: gồm chu kỳ 1, 2, 3.

* Chu kỳ lớn : gồm chu kỳ 4, 5, 6, 7.

c- Nhóm nguyên tố: là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau ,

do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.

d- Khối các nguyên tố:

* Khối các nguyên tố s : gồm các nguyên tố nhóm IA và IIA

Nguyên t ố s là những nguyên t ố mà nguyên t ử có electron cu ối cùng đư ợc đi ền vào phân l ớp s.

* Khối các nguyên tố p: gồm các nguyên tố thuộc các nhóm từ IIIA đến VIIIA ( trừ He).

Nguyên t ố p là những nguyên t ố mà nguyên t ử có electron cu ối cùng đư ợc đi ền vào phân l ớp p.

* Khối các nguyên tố d : gồm các nguyên tố thuộc nhóm B.

Nguyên t ố d là các nguyên t ố mà nguyên t ử có electron cu ối cùng đư ợc đi ền vào phân l ớp d.

* Khối các nguyên tố f: gồm các nguyên tố thuộc họ Lantan và họ Actini. Nguyên t ố f là

các nguyên t ố mà nguyên t ử có electron cu ối cùng đư ợc đi ền vào phân l ớp f.

II-SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ

1. Các nguyên tố nhóm A: nguyên tố s và p

* Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị = số electron lớp ngoài cùng.

* Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi

điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các

nguyên tố.

2. Các nguyên tố nhóm B: nguyên tố d và f. ( kim loại chuyển tiếp).

* Cấu hình electron nguyên tử có dạng : (n–1)d

a

ns

2

(a=110)

* Số electron hóa trị = số electron lớp n + số electron phân lớp (n–1)d nhưng chưa bão hòa. Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

8

* Đặt S = a + 2 , ta có : - S ≤ 8 thì S = số thứ tự nhóm.

- 8 ≤ S ≤ 10 thì nguyên tố ở nhóm VIII B.

3. Sự biến đổi một số đại lượng vật lý:

a– Sự biến đổi bán kính nguyên tử khi điện tích hạt nhân tăng :

* Trong cùng chu kỳ : bán kính giảm.

* Trong cùng nhóm A : bán kính tăng.

b– Sự biến đổi năng lượng ion hóa thứ nhất của các nguyên tố nhóm A: Khi điện tích hạt

nhân tăng :

* Trong cùng chu kỳ năng lượng ion hóa tăng.

* Trong cùng nhóm, năng lượng ion hóa giảm.

Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất

ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. ( tính bằng Kj/mol)

4. Độ âm điện: của một nguyên tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên

tử đó khi tạo thành liên kết hóa học.

Khi điện tích hạt nhân tăng:

 trong cùng chu kỳ, độ âm điện tăng.

 trong cùng nhóm, độ âm điện giảm.

5. Sự biến đổi tính kim loại–phi kim:

a– Trong cùng chu kỳ, khi điện tích hạt nhân tăng:

* tính kim loại giảm, tính phi kim tăng dần.

b– trong cùng nhóm A, khi điện tích hạt nhân tăng:

* tính kim loại tăng, tính phi kim giảm dần.

6. Sự biến đổi hóa trị:

Trong cùng chu kỳ , khi điện tích hạt nhân tăng , hóa trị cao nhất với oxi tăng từ 1 đến 7,

hóa trị đối với hidro giảm từ 4 đến 1.

Hóa tr ị đối v ới hidro= s ố thứ t ự nhóm –hóa tr ị đối v ới oxi

Công thức phân tử ứng với các nhóm nguyên tố ( R : là nguyên tố )

R2On : n là số thứ tự của nhóm.

RH8-n : n là số thứ tự của nhóm.

Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

Oxit R20 RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7

Hiđrua RH4 RH3 RH2 RH

7. Sự biến đổi tính axit-baz của oxit và hidroxit tương ứng:

a– Trong cùng chu kỳ , khi điện tích hạt nhân tăng : tính baz giảm , tính axit tăng .

b– Trong cùng nhóm A, khi điện tích hạt nhân tăng : tính baz tăng, tính axit giảm.

* Tổng kết :

N.L ion

hóa (I1)

Bán kính

n.tử(r)

Độ âm

điện

Tính

kim loại

Tính

Phi kim

Tính

bazơ

Tính

axit

Chu kì

(Trái sang phải)

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

9

Nhóm A

(Trên xuống )

8. Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên

từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tư.û

III. QUAN HỆ HỆ GIỮA VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ.

1.Mối quan hệ cấu hình và vị trí trong HTTH.

Caáu hình e

nguyeân töû

-

Toång soá e

-

Nguyeân toá s hoaëc p

-

Nguyeân toá d hoaëc f

-

Soá e ngoaøi cuøng

-

Soá lôùp e

-

Stt nguyeân toá

-

Thuoäc nhoùm A

-

Thuoäc nhoùm B

-

Stt cuûa nhoùm

-

Stt chu kì

Ví dụ : Xét đối với nguyên tố P ( Z = 15)

Caáu hình e

nguyeân töû

-

Toång soá e : 16 neân Stt nguyeân toá :16

-

Nguyeân toá s hoaëc p : P neân thuoäc nhoùm A

-

Nguyeân toá d hoaëc f :

-

Soá e ngoaøi cuøng : 6e neân thuoäc nhoùm VIA

-

Soá lôùp e : 3 lôùp neân thuoäc chu kì 3

2. Quan hệ hệ giữa vị trí nguyên tố và tính chất của nguyên tố.

Vị trí nguyên tố suy ra:

 Thuộc nhóm KL (IA, IIA, IIIA) trừ B và H.

 Hoá trị trong h/c oxit cao nhất và trong h/c với hiđro.

 H/C ôxit cao và h/c với hiđro.

 Tính axit, tính bazơ của h/c oxit và hiđroxit.

Ví dụ: Cho biết S ở ô thứ 16: Suy ra:

 S ở nhóm VI, CK3, PK

 Hoá trị cao nhất với ôxi 6, với hiđro là 2.

 CT oxit cao nhất SO3, h/c với hiđro là H2S.

SO3 là ôxit axit và H2SO4 là axit mạnh.

3.So sánh tính chất hoá học của một nguyên tố với các ng/tố lân cận.

a.Trong chu kì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, cụ thể về:

 Tính kim loại yếu dần, tính phi kim mạnh dần.

 Tính bazơ, của oxit và hiđroxit yêú dần, tính axit mạnh dần.

b. Tong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, cụ thể:

Tính kim loại mạnh dần, tính phi kim yếu dần.

Theo chu kỳ : Tính phi kim Si< P< S

Theo nhóm A: Tính phi kim As < P< N Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

10

4. Lưu ý khi xác định vị trí các nguyên tố nhóm B .

a. Nguyên tố họ d : (n-1)d

a

ns

b

với a = 1 10 ; b = 1  2

+ Nếu a + b < 8  a + b là số thứ tự của nhóm .

+ Nếu a + b > 10  (a + b) – 10 là số thự tự của nhóm.

+ Nếu 8  a + b  10  nguyên tố thuộc nhóm VIII B

b. Nguyên tố họ f : (n-2)f

a

ns

b

với a = 1  14 ; b = 1  2

+ Nếu n = 6  Nguyên tố thuộc họ lantan.

+ Nếu n = 7  Nguyên tố thuộc họ actini.

(a + b) – 3 = số thứ tự của nguyên tố trong họ

Ví dụ : Z = 62 ; n = 6, a = 6, b = 2 6 + 2 – 3 = 5 , thuộc ô thứ 5 trong họ lantan.

PHƯƠNG PHÁP GIẢI MỘT SỐ BÀI TOÁN CHƯƠNG II

A. Phương pháp và qui tắc hỗ trợ:

- Qui tắc tam xuất.

- Phương pháp đặt ẩn số và giải các phương trình.

- Phương pháp giá trị trung bình.

A,x mol, M A

hh A B

AB

hh

m x.M +y.M

M

n x+y

,sau đó dựa vào giả thiết để biện luận

B,y mol, MB

- Phương pháp bảo toàn số mol electron.

Nguyên tắc :

echo enhan

n = n



, trong các phản ứng có sự nhường và nhận electron

- Cách xác định khối lượng muối trong dung dịch.

Sơ đồ : A,B + dd axit,dư dd muối

m gam Khí C.

mmuối = mcation + manion = mkimloại + manion

B. Một số ví dụ:

Bài 1: Ion X

2+

có cấu hình electron lớp ngoài cùng : 3d

4

. Xác đinh vị trí của X trong bảng hệ

thống tuần hoàn.

Bài 2: R có hoá trị cao nhất với Oxi bằng hoá trị cao nhất với Hiđro. Hợp chất khí của R với

Hiđro (R có hoá trị cao nhất) chứa 25% H về khối lượng.. Xác định R ?

Bài 3: Cho 6,4g hỗn hợp hai kim loại thuộc hai chu kỳ liên tiếp, nhóm IIA tác dụng hết với dung

dịch HCl dư thu được 4,48 lít khí hiđro (đktc).Xác định các kim loại ?

Bài 4: Khi hoà tan hoàn toàn 3 g hỗn hợp 2 kim loại trong dung dịch HCl dư thu được 0,672 lít

khí H2 (đkc). Cô cạn dung dịch sau phản ứng thu được a gam muối khan. Xác định giá trị a ?

Bài 5: Hợp chất khí với hiđro của nguyên tố R ứng với công thức RH

3

. Oxit cao nhất của nguyên

tố đó chứa 74,07 % O về khối lượng. Xác định R ?

Bài 6: Hoà tan hoàn toàn 4,6g một kim loại kiềm trong dung dịch HCl thu được 1,321 lit khí

(đktc). Xác định tên kim loại kiềm đó ?

Bài 7: Nguyên tố R thuộc nhóm IIA tạo với Clo một hợp chất, trong đó nguyên tố R chiếm

36,036% về khối lượng. Tên của nguyên tố R ?

Bài 8: Cho 3,425 gam một kim loại thuộc nhóm IIA tác dụng hết với nước. Sau phản ứng thu

được 560 cm

3

khí hiđro (đktc). Tên và chu kì của kim loại ?

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

11

Bài 9: Hoà tan 2,4gam một kim loại trong HCl có dư thu được 2,24lít H2(đkc). Viết cấu hình

electron và xác định vị trí của kim loại trong bảng HTTH ?

Bài 10: Hoà tan hoàn toàn 5,4gam kim loại trong dung dịch H2SO4 đặc, nóng, dư thu được

6,72lít khí SO2 (đkc). Viết cấu hình electron và xác định vị trí của kim loại trong HTTH.

Bài 11: Cho 6,4g hỗn hợp hai kim loại thuộc hai chu kỳ liên tiếp, nhóm IIA tác dụng hết với

dung dịch hỗn hợp gồm HCl và H2SO4 loãng dư thu được 4,48 lít khí hiđro (đktc).Xác định các

kim loại ? Viết cấu hình electron của mỗi kim loại .

Chương 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC

Các nguyên tử có xu hướng liên kết với nhau để đạt cấu hình electron bền vững của khí

hiếm. Tuân theo qui tắc bát tử (8 điện tử).

Qui tắc bát tử : Các nguyên tử có khuynh hướng liên kết với nguyên tử khác để đạt cấu hình

có 8 điện tử (hoặc 2 điện tử)

Tuy nhiên vẫn có một số trường hợp ngoại lệ như NO, PCl5, NO2...

1. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ.

1.1. Định nghĩa: Là liên kết hoá học được hình thành do sự dùng chung các cặp e.

1.2. Ví dụ : H2, Cl2, HCl, CO2, HNO3...

1.3. Điều kiện : Các nguyên tử giống nhau hay gần giống nhau về bản chất ( thường là nhưng

nguyên tố phi kim nhóm IVA, VA, VIA, VIIA )

1.4. Phân loại theo sự phân cực :

+ Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết cộng hóa trị mà trong đó cặp electron

dùng chung không bị lệch về phía nguyên tử nào. Ví dụ : Cl2, H2.

+ Liên kết cộng hóa trị có cực là liên kết cộng hóa trị mà cặp electron dùng chung bị lệch về

phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ : HCl, H2O.

1.5.Hoá trị của các nguyên tố trong hợp chất chứa liên kết công hoá trị

a. Tên gọi : Cộng hoá trị

b. Cách xác định : Cộng hoá trị = số liên kết nguyên tử tạo thành

1.6.Tinh thể nguyên tử :

a. Khái niệm : Tinh thể được hình thành từ các nguyên tử

b. Lực liên kết : Liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị

c. Đặc tính : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao.

d. Ví dụ : Tinh thể kim cương

1.7.Tinh thể phân tử :

a. Khái niệm : Tinh thể được hình thành từ các phân tử

b. Lực liên kết : Lực tương tác giữa các phân tử

c. Đặc tính : Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.

d. Ví dụ : Tinh thể nước đá, tinh thể iốt

2. LIÊN KẾT ION

Các định nghĩa .

a. Cation : Là ion mang điện tích dương Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

12

M → M

n+

+ ne( M : kim loại , n = 1,2,3 )

b. Anion : Là ion mang điện tích âm

X + ne → X

n-

( X : phi kim, n =1,2,3 )

c. Liên kết ion: Là liên kết hoá học hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.

Bàn chất : Sự cho – nhận các e

2.3 Ví dụ :Xét phản ứng giữa Na và Cl2.

Phương trình hoá học :

2.1e

2Na + Cl2  2NaCl

Sơ đồ hình thành liên kết:

1

1

Na e Na

Na

Cl e Cl





 











+

+ Cl

-

 NaCl ( viết theo dạng cấu hình e )

Liên kết hoá học hình thành do lực hút tĩnh điện giữa ion Na

+

và ion Cl

-

gọi là liên kết ion ,

tạo thành hợp chất ion.

2.4 Điều kiện liên kết : Xảy ra ở các kim loại điển hình và phi kim điển hình.

2.5 Tinh thể ion:

+ Được hình thành từ những ion mang điện trái dấu đó là cation và anion

+ Lực liên kết : Có bản chất tĩnh điện

+ Đặc tính : Bền, khó nóng chảy, khó bay hơi

+ Ví dụ : Tinh thể muối ăn ( NaCl)

2.6 Hoá trị của các nguyên tố trong hợp chất có liên kết ion

+ Tên gọi : Điện hoá trị

+ Cách xác định : Điện hoá trị = Điện tích của ion đó

3. HIỆU ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

* Xét chất AxBy ,

AB A B

Δ χ = χ - χ

0 0,4 1,7

LKCHT không cực LKCHT phân cực Liên kết ion

Ví dụ : Dựa và độ âm điện của các chất hãy xác định loại liên kết hoá học tồn tại trong các hợp chất

sau : O2. CO2, HCl, NaCl, CH4, AlCl3...

4. SỰ LAI HOÁ CÁC ORBITAN

a. Khái niệm : Sự lai hoá obitan nguyên tử là sự tổ hợp (trộn lẫn) một số obitan trong

nguyên tử để được các obitan lai hoá giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian.

* Số obitan lai hoá = Tổng số các obitan tham gia tổ hợp.

* Sự lai hoá được xét đối với các nguyên tử trung tâm.

b. Các kiểu lai hoá thường gặp .

b1. Lai hoá sp (lai hoá đường thẳng) : Sự tổ hợp 1AO(s) + 1AO(p)  2AO(sp)

Phân tích : AO(s) hình cầu, AO(p) hình số 8 nổi , AO(sp) hình số 8 nổi không cân đối, hai

AO lai hoá tạo với nhau một góc 180

o

(đường thẳng)

Ví dụ : Xét trong phân tử BeH2 , C2H2, BeCl2

b2. Lai hoá sp

2

(lai hoá tam giác): Sự tổ hợp 1AO(s) + 2AO(p)  3AO(sp

2

)

Phân tích : AO(s) hình cầu, AO(p) hình số 8 nổi , AO(sp

2

) hình số 8 nổi không cân đối, ba

AO lai hoá tạo với nhau một góc 120

o

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

13

Ví dụ : Xét trong phân tử BeF3 , C2H4, BCl3...

b3. Lai hoá sp

3

(lai hoá tứ diện ): Sự tổ hợp 1AO(s) + 3AO(p)  4AO(sp

3

)

Phân tích : AO(s) hình cầu, AO(p) hình số 8 nổi , AO(sp

3

) hình số 8 nổi không cân đối, bốn

AO lai hoá tạo với nhau một góc 109

o

28'

Ví dụ : Thường gặp ở các nguyên tử O, C, N

Xét trong phân tử CH4, H2O, NH3...

c. Áp dụng : Giải thích sự lai hoá của các nguyên tử trung tâm trong các hợp chất sau đây :

C2H2, BCl3, H2O.

5. SỰ XEN PHỦ CÁC OBITAN

a. Xen phủ trục : Trục của các AO tham gia liên kết trùng với đường nối tâm của 2 nguyên

tử đượi gọi là sự xen phủ trục.

Sự xen phủ trục tạo thành liên kết  (xích ma) bền, khó bị cắt đứt, các hợp chất có chứa

liên kết  thưởng có hướng ưu tiên " dễ thế hơn cộng "

Gồm các loại xen phủ : s – s , s – p , p – p

b. Xen phủ bên : Trục của các AO tham gia liên kết song song với nhau và vuông góc với

đường nối tâm của 2 nguyên tử đượi gọi là sự xen phủ bên.

Sự xen phủ bên tạo thành liên kết  (pi) kém bền, linh động , các hợp chất có chứa liên kết

 thưởng có hướng ưu tiên " dễ cộng hơn thế ". Gồm các loại xen phủ : p – p

c. Sự tạo thành liên kết đơn, đôi, ba.

+ Liên kết đơn : Liên kết cộng hoá trị do dùng chung một cặp e, được viết là " __ ", các liên

kết đơn đều là liên kết  bền vững.

+ Liên kết đôi :Liên kết cộng hoá trị do dùng chung hai cặp e , được viết là " = ", các liên

kết đôi được tạo thành từ 1  + 1 

+ Liên kết ba :Liên kết cộng hoá trị do dùng chung ba cặp e, được viết '' = ", được tạo bởi

1  + 1 

+ Xét về độ bền liên kết thì liên kết ba > liên kết đôi > liên kết đơn

+ Liên kết đôi hay ba còn được gọi là liên kết bội.

6. HÓA TRỊ : là biểu thị khả năng nguyên tử nguyên tố này liên kết với một số nhất định nguyên

tử nguyên tố khác.

a. Điện hóa trị :

Là hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất ion, tính bằng điện tích của ion đó.

Ví dụ: CaCl2 là hợp chất ion, hóa trị Canxi là 2+ , Clo là 1-

b. Cộng hóa trị :

Là hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị, tính bằng số liên kết mà nguyên tử

của nguyên tố đó có thể tạo thành với nguyên tử của nguyên tố khác.

Ví dụ: CH4 là hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của Cacbon là 4, Hidrô là 1.

c. áp dụng :

Xác định hoá trị của các nguyên tố trong các hợp chất sau

NaCl, NH3, N2O5, CaSO4, HNO3, (NH4)2SO4...

7. SỐ OXI HOÁ

a. Khái niệm : là điện tích của nguyên tử (điện tích hình thức) trong phân tử nếu giả định rằng các

cặp electron chung coi như chuyển hẳn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn .

b. Cách xác định số oxihoá.

Qui ước 1: Số oxi hoá của nguyên tố trong đơn chất bằng không Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

14

Fe

0

Al

0

H

0

2

O

0

2

Cl

0

2

Qui ước 2 : Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng không.

H2SO4 2(+1) + x + 4(-2) = 0  x = +6

K2Cr2O7 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0  x = +6

Qui ước 3: Số oxihoá của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó .Trong ion đa

nguyên tử tổng số oxihoá của các nguyên tố bằng điện tích của ion đó.

Qui ước 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxihoá của hiđrô bằng +1 ( trừ hiđrua của kim

loại NaH, CaH2...). Số oxihóa của oxi bằng -2 (trừ trường hợp OF2 và peoxit H2O2...)

c.Cách ghi số oxihoá .

Số oxihoá đặt phía trên kí hiệu nguyên tố, dấu ghi trước số ghi sau.

Ví dụ : Xác định số oxihoá của các nguyên tố N,S,P trong các chất sau :

a. NH3, N2, NO, N2O,N2O3,N2O4, N2O5, HNO3, NH4NO3, NaNO3, Ca3N2

b. H2S, FeS,FeS2,SO2, SO3, NaHSO3, H2SO4

c. PH3,Zn3P2, PCl3, PCl5,H3PO4,H3PO3, Ca3(PO4)2

d. ion NO3

-

, SO3

2-

, SO4

2-

, PO3

2-

, PO4

3-

8. LIÊN KẾT KIM LOẠI

a. Khái niệm : là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể

do sự tham gia của các e tự do.

b. Điều kiện liên kết : Xảy ra ở hầu hết các kim loại.

c. Mạng tinh thể kim loại

+ Lập phương tâm khối : Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm và các đỉnh của khối lập

phương.

Ví dụ : Li,Na,K,Rb,V,Cr,Fe,Nb,Mo,Ta,W,Eu

+ Lập phương tâm diện: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm các mặt và các đỉnh của khối

lập phương.

Ví dụ : Ca,Sr,Al,Ni,Cu,Ag,Au...

+ Lục phương: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm các mặt của hình lục giác đứng và các

đỉnh của hình lục giác.

Ví dụ : Be,Mg,Zn,Cd,Co,La...

d. Tính chất của tinh thể kim loại :

Mạng tinh thể kim loại có các e tự do di chuyển được trong mạng tinh thể nên kim loại có một số

tính chất cơ bản : Ánh kim, dẫn điện tốt, dẫn nhiệt tốt và có tính dẻo.

Chương 4: PHẢN ỨNG OXYHOÁ - KHỬ

PHẢN ỨNG ÔXI HÓA KHỬ

-là phản ứng trong đó nguyên tử (hay ion) này nhường electron cho nguyên tử (hay ion) kia.

-Trong một phản ứng oxihoá-khử thì quá trình oxi hoá và quá trình khử luôn luôn xảy ra đồngthời.

-Điều kiện phản ứng ôxihóa - khử là chất ôxihóa mạnh tác dụng với chất khử mạnh để tạo thành

chất oxihóa và chất khử yếu hơn.

1. CHẤT ÔXIHÓA là chất nhận electron, kết quả là số oxihóa giảm.

Nếu hợp chất có nguyên tử (hay ion) mang soh cao nhất là chất ôxihóa (SOH cao nhất ứng

với STT nhóm) hay soh trung gian (sẽ là chất khử nêu gặp chất oxihóa mạnh).

Ion kim loại có soh cao nhất Fe

3+

, Cu

2+

, Ag

+

… Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

15

ANION NO

3



trong môi trường axit là chất ôxihóa mạnh (sản phẩm tạo thành là NO2, NO,

N2O, N2, hay NH

4



); trong môi trường kiềm tạo sản phẩm là NH3 (thường tác dụng với kim loại mà

oxit và hiđrôxit là chất lưỡng tính); trong môi trường trung tính thì xem như không là chất oxihóa.

H2SO4 ĐẶC là chất oxihóa mạnh( tạo SO2, S hay H2S)

MnO

4



còn gọi là thuốc tím (KMnO4) trong môi trường H

+

tạo Mn

2+

(không màu hay hồng

nhạt), môi trường trung tính tạo MnO2 (kết tủa đen), môi trường OH

-

tạo MnO4

2-

(xanh).

HALOGEN

ÔZÔN

2. CHẤT KHỬ là chất nhường electron, kết quả là số oxhóa tăng.

Nếu hợp chất có nguyên tử (hay ion) mang soh thấp nhất là chất khử (soh thấp nhất ứng với 8 -

STT nhóm) hay chứa số oxy hoá trung gian (có thểlà chất oxihóa khi gặp chất khử mạnh)

Đơn chất kim loại , đơn chất phi kim (C, S, P, N…).

Hợp chất (muối, bazơ, axit, oxit) như: FeCl2, CuS2 ,Fe(OH)3, HBr, H2S, CO, Cu2O…

Ion (cation, anion) như: Fe

2+

, Cl

-

, SO3

2--

…

3. QUÁ TRÌNH OXIHÓA là quá trình (sự) nhường electron.

4. QUÁ TRÌNH KHỬ là quá trình (sự) nhận electron.

5. SỐ OXI HOÁ là điện tích của nguyên tử (điện tích hình thức) trong phân tử nếu giả định rằng

các cặp electron chung coi như chuyển hẳn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn .

Qui ước 1: Số oxi hoá của nguyên tử dạng đơn chất bằng không

Fe

0

Al

0

H

0

2

O

0

2

Cl

0

2

Qui ước 2: Trong phân tử hợp chất , số oxi hoá của nguyên tử Kim loại nhóm A là +n; Phi

kim nhóm A trong hợp chất với kim loại hoặc hyđro là 8 - n (n là STT nhóm)

Kim loại hoá trị 1 là +1 : Ag

+1

Cl Na

1

2



SO4 K

+1

NO3

Kim loại hoá trị 2 là +2 : Mg

+2

Cl2 Ca

+2

CO3 Fe

+2

SO4

Kim loại hoá trị 3 là +3 : Al

+3

Cl3 Fe

3

2



(SO4)3

Của oxi thường là –2 : H2O

-2

CO

2

2



H2SO

2

4



KNO

2

3



Riêng H2O

1

2



F2O

+2

Của Hidro thường là +1 : H

+1

Cl H

+1

NO3 H

1

2



S

Qui ước 3 : Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tử bằng không.

H2SO4 2(+1) + x + 4(-2) = 0  x = +6

K2Cr2O7 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0  x = +6

Qui ước 4: Với ion mang điện tích thì tổng số oxi hoá của các nguyên tử bằng điện tích ion.

Mg

2+

số oxi hoá Mg là +2, MnO



4

số oxi hoá Mn là : x + 4(-2) = -1  x = +7

6. CÂN BẰNG PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG OXI HOÁ KHỬ:

B1. Xác định số oxi hoá các nguyên tố. Tìm ra nguyên tố có số oxi hoá thay đổi .

B2. Viết các quá trình làm thay đổi số oxi hoá

Chất có oxi hoá tăng : Chất khử - ne số oxi hoá tăng

Chất có số oxi hoá giảm: Chất oxi hoá + me số oxi hoá giảm

B3. Xác định hệ số cân bằng sao cho số e cho = số e nhận

B4. Đưa hệ số cân bằng vào phương trình , đúng chất và kiểm tra lại theo trật tự : kim loại – phi

kim – hidro – oxi

Fe

3

2



O

2

3



+ H

0

2

   Fe

0

+ H

1

2



O

-2

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

16

2Fe

+3

+ 6e    2Fe

0

quá trình khử Fe

3+

2H

0

– 2e    2H

+

quá trình oxi hoá H2

(2Fe

+3

+ 3H2    2Fe

0

+ 3H2O)

Cân bằng :

Fe2O3 + 3H2    2Fe + 3H2O

Chất oxi hoá chất khử

Fe

3+

là chất oxi hoá H2 là chất khử

7. PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG ÔXIHÓA KHỬ

Môi trường

Môi trường axit MnO

4



+ Cl

-

+ H

+

   Mn

2+

+ Cl2 + H2O

Môi trường kiềm : MnO

4



+ SO

2

3



+ OH

-

   MnO

2

4



+ SO

2

4



+ H2O

Môi trường trung tính : MnO

4



+ SO

2

3



+ H2O    MnO2 + SO

2

4



+OH

-

Chất phản ứng

Phản ứng oxi hóa- khử nội phân tử: Là phản ứng oxihóa- khử trong đó chất khử và chất

oxihóa đều thuộc cùng phân tử.

KClO3

2

nung

MnO

    KCl +

3

2

O2

Phản ứng tự oxihóa- tự khử là phản ứng oxihóa – khử trong đó chất khử và chất oxi hóa đều

thuộc cùng một nguyên tố hóa học, và đều cùng bị biến đổi từ một số oxi hóa ban đầu.

Cl2 + 2 NaOH    NaCl + NaClO + H2O

8. CÂN BẰNG ION – ELECTRON

Phản ứng trong môi trường axit mạnh ( có H

+

tham gia phản ứng ) thì vế nào thừa Oxi thì

thêm H

+

để tạo nước ở vế kia.

Phản ứng trong môi trường kiềm mạnh ( có OH

-

tham gia phản ứng ) thì vế nào thừa Oxi thì

thêm nước để tạo OH

-

ở vế kia.

Phản ứng trong môi trường trung tính ( có H2O tham gia phản ứng) nếu tạo H

+

, coi như H

+

phản ứng; nếu tạo OH

-

coi như OH

-

phản ứng nghĩa là tuân theo các nguyên tắc đã nêu trên.

9. CẶP OXIHÓA – KHỬ là dạng oxihóa và dạng khử của cùng một nguyên tố. Cu

2+

/Cu; H

+

/H2.

10. DÃY ĐIỆN HÓA là dãy những cặp oxihóa khử được xếp theo chiều tăng tính oxihóa và chiều

giảm tính khử.

Chất oxihóa yếu Chất oxihóa mạnh

Chất khử mạnh Chất khử yếu

11. CÁC CHÚ Ý ĐỂ LÀM BÀI TẬP

Khi hoàn thành chuỗi phản ứng tính số oxihóa để biết đó là phản ứng oxihóa-khử hay không.

Để chứng minh hoặc giải thích vai trò của một chất trong phản ứng thì trước hết dùng số oxihóa

để xác định vai trò và lựa chất phản ứng.

Toán nhớ áp dụng định luật bảo toàn electron dựa trên định luật bảo toàn nguyên tố theo sơ đồ.

Một chất có hai khả năng axit-bazơ mạnh và oxihóa-khử mạnh thì xét đồng thời

Riêng một chất khi phản ứng với chất khác mà có cả 2 khả năng phản ứng axit- bazơ và oxihoá-

khử thì được xét đồng thời ( thí dụ Fe3O4 + H

+

+ NO3

-

Hỗn hợp gồm M

n+

, H

+

, NO3

-

thì xét vai trò oxihóa như sau (H

+

, NO3

-

), H

+

, M

n+

α Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

17

Chương 5 : NHÓM HALOGEN

A. TÓM TẮT LÝ THUYẾT

I. Vị trí trong bảng HTTH các nguyên tố.

Gồm có các nguyên tố 9F 17Cl 35Br 53I 85At. Phân tử dạng X2 như F2 khí màu lục nhạt,

Cl2 khí màu vàng lục, Br2 lỏng màu nâu đỏ, I2 tinh thể tím.

Dễ nhận thêm một electron để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm

X + 1e  X

-

(X : F , Cl , Br , I )

F có độ âm điện lớn nhất , chỉ có số oxi hoá –1. Các halogen còn lại ngoài số oxi hoá –1 còn

có số oxi hoá dương như +1 , +3 , +5 , +7

Tính tan của muối bạc AgF AgCl  AgBr  AgI 

tan nhiều trắng vàng lục vàng đậm

II. CLO

Trong tự nhiên Clo có 2 đồng vị

35

17

Cl (75%) và

37

17

Cl (25%)  M Cl=35,5

Là chất khí, màu vàng , mùi xốc , độc và nặng hơn không khí.

Cl2 có một liên kết cộng hóa trị, dễ dàng tham gia phản ứng,là một chất oxihóa mạnh.

Tham gia các phản ứng Clo là chất oxyhoá , tuy nhiên clo cũng có khả năng đóng vai trò là chất

khử.

1.Tính chất hoá học

a. Tác dụng với kim loại : (đa số kim loại và có t

0

để khơi màu phản ứng) tạo muối clorua ( có hoá

trị cao nhất )

2Na + Cl2   

0

t

2NaCl

2Fe + 3Cl2   

0

t

2FeCl3

Cu + Cl2   

0

t

CuCl2

b. Tác dụng với phim kim(cần có nhiệt độ hoặc có ánh sáng)

H2 + Cl2   

as

2HCl

Cl2 + 2S  S2Cl2

2P + 3Cl2   

0

t

2PCl3

Cl2 không tác dụng trực tiếp với O2.

c. Tác dụng với một só hợp chất có tính khử:

H2S + Cl2   

0

t

2HCl + S

3Cl2 + 2NH3  N2 + 6HCl

Cl2 + SO2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl

d. Cl2 còn tham gia phản ứng với vai trò vừa là chất ôxihóa, vừa là chất khử.

Tác dụng với nuớc

Khi hoà tan vào nước , một phần Clo tác dụng (Thuận nghịch)

Cl

0

2

+ H2O HCl + HClO ( Axit hipoclorơ) Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

18

Axit hipoclorơ có tính oxy hoá mạnh, nó phá hửy các màu vì thế nước clo hay clo ẩm có

tính tẩy màu do.

Tác dụng với dung dịch bazơ

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O ( nước javel)

2Cl2 + 2Ca(OH)2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O

3Cl2 + 6KOH   

0

t

KClO3 + 5KCl + 3H2O

e. Tác dụng với muối

Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

3Cl2 + 6FeSO4 → 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3

Cl2 + 2KI → 2KCl + I2

f.Phản ứng thế, phản ứng cộng, phản ứng phân huỷ với một số hợp chất hữu cơ

CH4 + Cl2    

aùkt

CH3Cl + HCl

CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl – CH2Cl

C2H2 + Cl2 → 2C + 2HCl

2.Điều chế : Nguyên tắc là khử các hợp chất Cl

-

tạo Cl

0

a. Trong phòng thí nghiệm

Cho HCl đậm đặc tác dụng với các chất ôxihóa mạnh

2KMnO4 + 16HCl    2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 

+ 8H2O

MnO2 + 4HCl   

0

t

MnCl2 + Cl2 

+ 2H2O

KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2

b. Trong công nghiệp: dùng phương pháp điện phân

2NaCl + 2H2O     

ñpdd/mnx

H2 

+ 2NaOH + Cl2 

2NaCl    

ñpnc

2Na+ Cl2 

( bổ sung thêm kiến thức về điện phân)

( nếu quá trình điện phân không có màng ngăn thí sản phẩm thu được là dung dịch nươc javel)

Ngoài ra còn có thể từ HCl và O2 có xúc tác là CuCl2 ở 400

o

C.

4HCl + O2    

CuCl2

2Cl2 + 2H2O

III. AXIT CLOHIDRIC (HCl)

Dung dịch axit HCl có đầy đủ tính chất hoá học của một axit mạnh

1. Hoá tính

a. TÁC DỤNG CHẤT CHỈ THỊ dung dịch HCl làm quì tím hoá đỏ (nhận biết axit)

HCl    H

+

+ Cl

-

b. TÁC DỤNG KIM LOẠI (đứng trước H trong dãy Bêkêtôp) tạo muối (với hóa trị thấp của kim

loại) và giải phóng khí hidrô

Fe + 2HCl   

0

t

FeCl2 + H2 

2Al + 6HCl   

0

t

2AlCl3 + 3H2 

Cu + HCl → không có phản ứng

c. TÁC DỤNG OXIT BAZƠ , BAZƠ tạo muối và nước

NaOH + HCl    NaCl + H2O

CuO + 2HCl   

0

t

CuCl2 + H2O

Fe2O3 + 6HCl   

0

t

2FeCl3 + 3H2O

d. TÁC DỤNG MUỐI (theo điều kiện phản ứng trao đổi) Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

19

CaCO3 + 2HCl    CaCl2 + H2O + CO2 

AgNO3 + HCl    AgCl  + HNO3

( dùng để nhận biết gốc clorua )

Ngoài tính chất đặc trưng là axit , dung dịch axit HCl đặc còn thể hiện vai trò chất khử

khi tác dụng chất oxi hoá mạnh như KMnO4 , MnO2 ……

4HCl + MnO2   

0

t

MnCl2 + Cl

0

2

 + 2H2O

K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Hỗn hợp 3 thể tích HCl và 1 thể tích HNO3 đặc được gọi là hỗn hợp nước cường toan (

cường thuỷ) có khả năng hoà tan được Au ( vàng)

3HCl + HNO3 → 2Cl + NOCl + 2H2O

NOCl NO + Cl

Au + 3Cl → AuCl3

2.Điều chế

a.PHƯƠNG PHÁP SUNFAT cho NaCl tinh thể vào dung dịch H2SO4 đậm đặc

2NaCltt + H2SO4     



o

t 400

0

Na2SO4 + 2HCl 

NaCltt + H2SO4     



o

250

0

t

NaHSO4 + HCl 

b.PHƯƠNG PHÁP TỔNG HỢP đốt hỗn hợp khí hidro và khí clo

H2 + Cl2   

as

2HCl hidro clorua.

IV. MUỐI CLORUA

Chứa ion âm clorua (Cl

-

) và các ion dương kim loại, NH



4

như NaCl ZnCl2 CuCl2AlCl3

NaCl dùng để ăn, sản xuất Cl2, NaOH, axit HCl

KCl phân kali

ZnCl2 tẩy gỉ khi hàn, chống mục gổ

BaCl2 chất độc

CaCl2 chất chống ẩm

AlCl3 chất xúc tác

V. HỢP CHẤT CHỨA ÔXI CỦA CLO

Trong các hợp chất chứa ôxi của clo, clo có soh dương, được điều chế gián tiếp.

Cl2O Clo (I) oxit Cl2O7 Clo(VII) oxit

HClO Axit hipoclorơ NaClO Natri hipoclorit

HClO2 Axit clorơ NaClO2 Natri clorit

HClO3 Axit cloric KClO3 kali clorat

HClO4 Axit pecloric KClO4 kali peclorat

Tất cả hợp chất chứa oxi của clo điều là chất ôxihóa mạnh.

1.NƯỚC ZAVEN là hỗn hợp gồm NaCl, NaClO và H2O có tính ôxi hóa mạnh, có tính tẩy màu,

được điều chế bằng cách dẫn khí Clo vào dung dịch NaOH (KOH)

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO ( có tính tẩy màu)

(Cl2 + 2KOH →KCl + KClO + H2O)

2.KALI CLORAT công thức phân tử KClO3 là chất ôxihóa mạnh thường dùng điều chế O2 trong

phòng thí nghiệm

2KClO3     

0

t

2

MnO

2KCl + O2 

KClO3 được điều chế khi dẫn khí clo vào dung dịch kiềm đặc đã được đun nóng đến 100

0

c Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

20

3Cl2 + 6KOH    

0

100

5KCl + KClO3 + 3H2O

3.CLORUA VÔI công thức phân tử CaOCl2 là chất ôxihóa mạnh, được điều chế bằng cách dẫn clo

vào dung dịch Ca(OH)2 đặc: Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O

N ếu Ca(OH)2 loãng: 2Ca(OH)2 + 2Cl2 → CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2H2O

4.AXIT HIPOCLORƠ : HClO

Là một axit yếu , yếu hơn cả axit cacbonic. Nhưng nó có tính oxyhoá rất mạnh.

CO2 + H2O + NaClO → NaHCO3 + HClO

HClO → HCl + O

4HClO + PbS → 4HCl + PbSO4

5.AXIT CLORƠ : HClO2

Là một axit yếu nhưng mạnh hơn hipoclorơ và có tính oxyhoá mạnh được điều chế theo

phương trình. Ba(ClO2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO2

6.AXIT CLORIC : HClO3

- Là một axit mạnh tương tự như axit HCl , HNO3 và có tính oxyhoá.

- Muối clorat có tính oxyhoá, không bị thuỷ phân.

7.AXIT PECLORIC : HClO4

- Axit pecloric là axit mạnh nhất trong tất cat các axit. Nó có tính oxyhoá , dễ bị nhiệt phân

2HClO4   

0

t

H2O + Cl2O7

Tổng kết về các axit chứa oxy của clo

Chiều tăng tính bền và tính axit

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Chiều tăng tính oxyhoá

VI. FLO là chất oxihóa mạnh, tham gia phản ứng với hầu hết các đơn chất và hợp chất tạo florua

với số oxyhoá -1.( kể cả vàng)

1. Hoá tính

a.TÁC DỤNG KIM LOẠI & PHI KIM

Ca + F2 → CaF2

2Ag + F2 → 2AgF

3F2 + 2Au → 2AuCl3

3F2 + S → SF6

b.TÁC DỤNG VỚI HIDRO phản ứng xảy ra mạnh hơn các halogen khác , hỗn hợp H2 , F2 nổ

mạnh trong bóng tối.

H2 + F2 → 2HF

Khí HF tan vào nước tạo dung dịch HF. Dung dịch HF là axit yếu, đặc biệt là hòa tan được SiO2

4HF + SiO2   

0

t

2H2O + SiF4 (sự ăn mòn thủy tinh được ứng dụng trong kĩ thuật khắc

trên kính như vẽ tranh khắc chữ).

c.TÁC DỤNG NƯỚC khí flo qua nước sẽ làm bốc cháy nước (do giải phóng O2).

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Phản ứng này giải thích vì sao F2 không đẩy Cl2 , Br2 , I2 ra khỏi dung dịch muối hoặc axit

trong khi flo có tính oxihóa mạnh hơn .

2.Điều chế HF bằng phương pháp sunfat

CaF2(tt) + H2SO4(đđ)   

0

t

CaSO4 + 2HF 

Hợp chất với oxi : OF2

2F2 + 2NaOH → 2NaF + H2O + OF2 ;OF2 là chất có tính độc và tính oxyhoá mạnh Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

21

VII. BRÔM VÀ IÔT là các chất ôxihóa yếu hơn clo.

1.TÁC DỤNG VỚI KIM LOẠI tạo muối tương ứng

2Na + Br2   

0

t

2NaBr

2Na + I2   

0

t

2NaI

2Al + 3Br2   

0

t

2AlBr3

2Al + 3I2   

0

t

2AlI3

2.TÁC DỤNG VỚI HIDRO

H2 + Br2      

g noùn ñun

2HBr 

H2 + I2 2 HI phản ứng xảy ra thuận nghịch.

Độ hoạt động giảm dần từ Cl  Br  I

Các khí HBr, HI tan vào nước tạo dung dich axit

HBr     

 O H

2

ddaxit HBr HI     

 O H

2

dd axit HI.

Về độ mạnh axit thì lại tăng dần từ HCl < HBr < HI

Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl

Các axit HBr , HI có tính khử mạnh có thể khử được axit H2SO4 đặc

2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O

8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O

2HI + 2FeCl3 → FeCl2 + I2 + 2HCl

VIII. NHẬN BIẾT dùng Ag

+

(AgNO3) để nhận biết các gốc halogenua.

Ag

+

+ Cl

-

   AgCl  (trắng) (2AgCl   

aù

2Ag  + Cl2 

)

Ag

+

+ Br

-

   AgBr  (vàng nhạt) Ag

+

+ I

-

   AgI  (vàng đậm)

I2 + hồ tinh bột  xanh lam

NHẬN BIẾT MỘT SỐ HỢP CHẤT VÔ CƠ

I. Nhận biết một số anion ( ion âm)

CHẤT

THỬ

THUỐC

THỬ

DẤU HIỆU PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG

Cl

-

Br

-

I

-

PO4

3-

Dung dịch

AgNO3

- Kết tủa trắng

- Kết tủa vàng nhạt

- Kết tủa vàng

- Kết tủa vàng

Ag

+

+ X

-

→ AgX ↓

( hoá đen ngoài ánh sáng do phản ứng

2AgX → 2Ag + X2)

3Ag

+

+ PO4

3-

→ Ag3PO4↓

SO4

2-

BaCl2 - Kết tủa trắng Ba

2+

+ SO4

2-

→ BaSO4↓

SO3

2-

HSO3

-

CO3

2-

HCO3

-

S

2-

Dung dịch

HCl hoặc

H2SO4

loãng

- ↑ Phai màu dd KMnO4

- ↑ Phai màu dd KMnO4

- ↑ Không mùi

- ↑ Không mùi

- ↑ Mùi trứng thối

SO3

2-

+ 2H

+

→ H2O + SO2↑

HSO3

-

+ H

+

→ H2O + SO2↑

CO3

2-

+ 2H

+

→ H2O + CO2↑

HCO3

-

+ H

+

→ H2O + CO2↑

S

2-

+ 2H

+

→ H2S↑

NO3

-

H2SO4

và vụn Cu

- ↑ Khí không màu hoá nâu

trong không khí.

NO3

-

+ H2SO4 → HNO3 + HSO4

-

3Cu+8HNO3 → 3Cu(NO3)3 +2NO + 4H2O

2NO + O2 → 2NO2

SiO3

2-

Axít mạnh - kết tủa keo trắng SiO3

2-

+ 2H

+

→ H2SiO3↓ ( kết tủa)

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

22

II. Nhận biết một số chất khí .

CHẤT

KHÍ

THUỐC

THỬ

DẤU HIỆU PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG

Cl2 - dd KI + hồ tinh bột - hoá xanh đậm Cl2 + 2I

-

→ 2Cl- + I2

(I 2 + hồ tinh bột → màu xanh đậm)

SO2

- dd KMnO4 ( tím)

- dd Br2 ( nâu đỏ )

- mất màu tím

- mất màu nâu đỏ

5SO2+ 2KMnO4 + 2H2O →

2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 .

SO2 + Br2 + 4H2O → H2SO4 + 2HBr

H2S - dd CuCl2

- ngửi mùi

- kết tủa đen

- múi trứng thối

- H2S + CuCl2 → CuS↓ + 2HCl

Màu đen

O2 - tàn que diêm - bùng cháy

O3

- dd KI + hồ tinh bột

- kim loại Ag

- hoá xanh đậm

- hoá xám đen

2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2

(I 2 + hồ tinh bột → màu xanh đậm)

2Ag + O3 → Ag2O + O2

H2 - đốt, làm lạnh - có hơi nước

Ngưng tụ

2H2 + O2 → 2H2O

CO2 - dd Ca(OH)2 - dd bị đục CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + H2O

CO - dd PdCl2 - dd bị sẫm màu CO + PdCl2 + H2O → CO2 + Pd + 2 HCl

Màu đen

NH3 - quì ẩm

- HCl đặc

- hoá xanh

- khói trắng

NH3 + HCl → NH4Cl

NO - không khí - hoá nâu 2NO + O2 → 2 NO2↑ ( màu nâu)

NO2 - H2O, quì ẩm - dd có tính axit NO2 + H2O → HNO3 + NO

3. Nhận biết một số chất khí .

CHẤT

KHÍ

THUỐC

THỬ

DẤU HIỆU PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG

SO2

- dd KMnO4

( tím)

- dd Br2

( nâu đỏ )

- mất màu tím

- mất màu nâu đỏ

5SO2+ 2KMnO4 + 2H2O →

2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 .

SO2 + Br2 + 4H2O → H2SO4 + 2HBr

H2S - dd CuCl2

- ngửi mùi

- kết tủa đen

- múi trứng thối

- H2S + CuCl2 → CuS ↓+ 2HCl

Màu đen

O2 - tàn que diêm - bùng cháy

O3

- dd KI + HTB

- kim loại Ag

- hoá xanh đậm

- hoá xám đen

2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2

(I 2 + hồ tinh bột → màu xanh đậm)

2Ag + O3 → Ag2O + O2

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

23

Chương 6: OXI – LƯU HUỲNH

I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO.

Các nguyên tố thuộc PNC nhóm VI gồm 8O 16S 34Se 52Te 84Po có 6 electron ngoài cùng

do đó dễ dàng nhận 2e để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm. Vậy tính ôxihóa là tính chất chủ yếu.

Cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố nhóm VIA .

- Giống nhau : đều có 6e lớp ngoài cùng, có 2 độc thân ( viết cấu hình e theo orbitan).  số

oxihoá -2 trong hợp chất có độ âm điện nhỏ hơn ( kim loại, hiđrô )

- Khác nhau: Trừ O , các nguyên tố còn lại S , Se, Te ở trạng thái kích thích có thể xuất hiện

4 hoặc 6 e độc thân điều này giải thích số oxihoá + 4 hoặc + 6 của S,Se,Te trong các hợp chất với

các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn ( oxi , flo )

- Ngoài tính oxihoá S,Se,Te còn có khả năng thể hiện tính khử.

II. ÔXI : trong tự nhiên có 3 đồng vị O

16

8

O

17

8

O

18

8

, Oxi là một phi kim hoạt động và là một chất

ôxihóa mạnh vì thế trong tất cả các dạng hợp chất , oxi thể hiện số oxi hoá –2 (trừ :

1

2 2

2 1

2

,

  

O H O F các

peoxit 2

1

2



O Na ),duy trì sự sống , sự cháy.

Tác dụng hầu hết với kim loại (trừ Au và Pt), cần có t

0

tạo ôxit

2Mg + O2   

o

t

2MgO Magiê oxit

4Al + 3O2   

o

t

2Al2O3 Nhôm oxit

3Fe + 2O2   

o

t

Fe3O4 Oxit sắt từ (FeO, Fe2O3)

Tác dụng hầu hết với phi kim (trừ halogen), cần có t

0

tạo ra oxit

S + O2   

o

t

SO2

C + O2   

o

t

CO2

N2 + O2   

o

t

2NO t

0

khoảng 3000

0

C hay hồ quang điện

Tác dụng với H2 (nổ mạnh theo tỉ lệ 2 :1 về số mol), t

0

2H2 + O2   

o

t

2H2O

Tác dụng với các chất có tính khử.

2SO2 + O2

25

,300

O

V O C

    

2SO3

CH4 + 2O2

  

o

t

CO2 + 2H2O

Tác dụng với các chất hữu cơ.

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

C2H5OH + O2     

lenmemgiam

CH3COOH + H2O

III. ÔZÔN là dạng thù hình của oxi và có tính ôxhóa mạnh hơn O2 rất nhiều

O3 + 2KI + H2O    I2 + 2KOH + O2 (oxi không có)

Do tạo ra KOH nên O3 làm xanh quì tẩm dd KI (dùng trong nhận biết ozon)

2Ag + O3    Ag2O + O2 (oxi không có phản ứng)

IV. HIĐRÔ PEOXIT : Là chất có 2 khả năng đó là có tính oxihoá và có tính khử.

Tính oxihoá: H2O2 + 2KI → I2 + 2KOH

H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O

Tính khử : H2O2 + Ag2O → 2Ag + O2 + H2O

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

24

V. LƯU HUỲNH là chất ôxihóa nhưng yếu hơn O2, ngoài ra S còn đóng vai trò là chất khử khi tác

dụng với oxi ( phân tích dựa trên dãy số oxihoá của S )

S là chất oxihóa khi tác dụng với kim loại và H2 tạo sunfua chứa S

2-

Tác dụng với nhiều kim loại (có t

0

,tạo sản phẩm ứng số oxy hoá thấp của kim loại)

Fe + S

0

  

o

t

FeS

-2

sắt II sunfua

Zn + S

0

  

o

t

ZnS

-2

kẽm sunfua

Hg + S    HgS

-2

thủy ngân sunfua, phản ứng xảy ra ở t

0

thường

Tác dụng với H2: tạo hidro sunfua mùi trứng ung ( trứng thối )

H2 + S   

o

t

H2S

-2

hidrosunfua

S là chất khử khi tác dụng với chất ôxihóa tạo hợp chất với soh dương (+4, +6)

Tác dụng với phi kim (trừ Nitơ và Iod)

S + O2   

o

t

SO2 khí sunfurơ, lưu huỳnh điôxit, lưu huỳnh (IV) ôxit.

S + 3F2 → SF6

Ngoài ra khi g ặp chât ôxihóa khác như HNO3 t ạo H2SO4

VI. HIDRÔSUNFUA (H2S) là chất khử mạnh vì trong H2S lưu huỳnh có số oxi hoá thấp nhất (-2),

tác dụng hầu hết các chất ôxihóa tạo sản phẩm ứng với soh cao hơn.

Tác dụng với oxi có thể tạo S hoặc SO2 tùy lượng ôxi và cách tiến hành phản ứng.

2H2S + 3O2   

0

t

2H2O + 2SO2 (dư ôxi, đốt cháy)

2H2S + O2    

thaáp t t

0

2H2O + 2S 

(Dung dịch H2S trong không khí hoặc làm lạnh ngọn lửa H2S đang cháy)

Tác dụng với clo có thể tạo S hay H2SO4 tùy điều kiện phản ứng

H2S + 4Cl2 + 4H2O → 8HCl + H2SO4

H2S + Cl2 → 2 HCl + S (khí clo gặp khí H2S)

Dung dịch H2S có tính axit yếu 2 nấc : Khi tác dụng dung dịch kiềm có thể tạo muối axit

hoặc muối trung hoà

H2S + NaOH   

1 : 1

NaHS + H2O

H2S + 2NaOH   

2 :: 1

Na2S + 2H2O

VII. LƯU HUỲNH (IV) OXIT công thức hóa học SO2, ngoài ra có các tên gọi khác là lưu huỳnh

dioxit hay khí sunfurơ, hoặc anhidrit sunfurơ.

Với số oxi hoá trung gian +4 (

4 

S O2). Khí SO2 vừa là chất khử, vừa là chất oxi hoá và là

một oxit axit.

SO2 là chất khử (

4 

S - 2e 

6 

S )

Khi gặp chất oxi hoá mạnh như O2, Cl2, Br2 : khí SO2 đóng vai trò là chất khử.

2

4 

S O2 + O2

25

,300

O

V O C

     2SO3

O S

4 

2 + Cl2 + 2H2O → 2HCl + H2 O S

6 

4

5 O S

4 

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

SO2 là chất oxi hoá (

4 

S + 4e 

0

S ) Khi tác dụng chất khử mạnh

O S

4 

2 + 2H2S  2H2O + 3

0

S

O S

4 

2 + Mg  MgO + S Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

25

Ngoài ra SO2 là một oxit axit

SO2 + NaOH   

1 : 1

NaHSO3 (

2

nSO

nNaOH

 2 )

SO2 + 2 NaOH   

2 : 1

Na2SO3 + H2O (

2

nSO

nNaOH

 1)

Nếu 1<

2

nSO

nNaOH

< 2 thì tạo ra cả hai muối







mol y SO Na

mol x NaHSO

:

:

3 2

3

VIII. LƯU HUỲNH (VI) OXIT công thức hóa học SO3, ngoài ra còn tên gọi khác lưu huỳnh tri

oxit, anhidrit sunfuric.

Là một ôxit axit

Tác dụng với H2O tạo axit sunfuric

SO3 + H2O  H2SO4 + Q

SO3 tan vô hạn trong H2SO4 tạo ôleum : H2SO4.nSO3

Tác dụng với bazơ tạo muối

SO3 + 2 NaOH  Na2SO4 + H2O

IX. AXÍT SUNFURIC H2SO4 ở trạng thái loãng là một axit mạnh, ở trạng thái đặc là một chất

ôxihóa mạnh.

Ở dạng loãng là axít mạnh làm đỏ quì tím, tác dụng kim loại(trước H2) giải phóng H2, tác

dụng bazơ, oxit bazơ và nhiều muối.

H2SO4 → 2H

+

+ SO4

2-

là quì tím hoá màu đỏ.

H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2 

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4  + 2 HCl

H2SO4 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O + SO2 

H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2 

Ở dạng đặc là một chất ôxihóa mạnh

Tác dụng với kim loại: oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) tạo muối hoá trị cao và

thường giải phóng SO2 (có thể H2S, S nếu kim loại khử mạnh như Mg ).

2Fe + 6 H2SO4

  

0

t

Fe2(SO4)3+ 3SO2+ 6H2O

Cu + 2 H2SO4   

0

t

CuSO4 + SO2+ 2H2O

Al, Fe, Cr không tác dụng với H2SO4 đặc nguội, vì kim loại bị thụ động hóa.

Tác dụng với phi kim (tác dụng với các phi kim dạng rắn, t

0

) tạo hợp chất của phi kim ứng

với số oxy hoá cao nhất

2H2SO4(đ) + C   

0

t

CO2 + 2SO2 + 2H2O

2H2SO4(đ) + S   

0

t

3SO2 + 2H2O

Tác dụng với một số chất có tính khử.

FeO + H2SO4 (đ)   

0

t

Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O

2HBr + H2SO4 (đ)   

0

t

Br2 + SO2 + 2H2O

Hút nước của một số chất hữu cơ. Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

26

C12H22O11 + H2SO4(đ) → 12C + H2SO4.11H2O

X. NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT LIÊN QUAN.

1. MUỐI SUNFUA VÀ NHẬN BIẾT GỐC SUNFUA (S

2-

) hầu như các muối sunfua điều không

tan, chỉ có muối của kim loại kiềm và kiềm thổ tan (Na2S, K2S, CaS, BaS). Một số muối không tan

và có màu đặc trưng CuS đen, PbS đen, CdS vàng, SnS đỏ gạch, MnS hồng.

Để nhận biết S

2-

dùng dung dịch Pb(NO3)2

Pb

2+

+ S

2-

→ PbS ( đen, không tan trong axit, nước)

2. MUỐI SUNFAT VÀ NHẬN BIẾT GỐC SUNFAT (SO4

2-

)

Có hai loại muối là muối trung hòa (sunfat) và muối axit (hidrôsunfat).

Phần lớn muối sunfat tan, chỉ có BaSO4, PbSO4 không tan có màu trắng, CaSO4 ít tan có

màu trắng.

Nhận biết gốc SO4

2-

(sunfat) dùng dung dịch chứa Ba

2+

, Ca

2+

, Pb

2+

Ba

2+

+ SO4

2-

→ BaSO4 ( kết tủa trắng, không tan trong nước và axit)

XI. ĐIỀU CHẾ

1. ĐIỀU CHẾ ÔXI : 2KClO3   

0

t

2KCl + 3O2 (xúc tác MnO2), điều chế trong PTN

Phân huỷ oxi già hay nhiệt phân kalipemangenat

Trong CN chưng cất phân đoạn không khí lỏng, điện phân nước

( Viết các ptpư)

2. ĐIỀU CHẾ HIDRÔSUNFUA (H2S) :Cho FeS hoặc ZnS tác dung với dung dịch HCl

FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S 

Đốt S trong khí hiđrô

H2 + S   

0

t

H2S

3. ĐIỀU CHẾ SO2 có rất nhiều phản ứng điều chế

S + O2   

0

t

SO2

Na2SO3 + H2SO4(đ)   

0

t

Na2SO4 + H2O + SO2 

Cu +2H2SO4(đ)   

0

t

CuSO4 + 2H2O +SO2 

4FeS2 + 11O2   

0

t

2Fe2O3 + 8SO2

Đốt ZnS, FeS, H2S, S trong oxi ta cũng thu được SO2.

4. ĐIỀU CHẾ SO3 : 2SO2 + O2

25

,300

O

V O C

     2 SO3 .

SO3 là sản phẩm trung gian điều chế axit sunfuric.

5. SẢN XUẤT AXIT SUNFURIC ( trong CN) TỪ QUẶNG PYRIT SẮT FeS2

Đốt FeS2 4FeS2 + 11O2   

0

t

2Fe2O3 + 8SO2

Oxi hoá SO2 2SO2 + O2

25

,300

O

V O C

    2SO3

Hợp nước: SO3 + H2O    H2SO4

TỪ LƯU HUỲNH

Đốt S tạo SO2: S + O2   

0

t

SO2

Oxi hoá SO2 2SO2 + O2

25

,300

O

V O C

     2SO3

SO3 hợp nước SO3 + H2O  H2SO4

Chương 7 : TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HOÁ HỌC

I. Tốc độ phản ứng Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

27

1. Khái niệm : Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc

chất sản phẩm trong một đơn vị thời gian.

2. Biểu thức : Xét phản ứng aA + bB  cC + dD (* )

v : Tốc độ trung bình của phản ứng

) (

) (

1 2

1 2

t t

C C

t

C

v





 





  ; dấu + : Tính theo chất sản phẩm ; dấu - : Tính theo chất tham gia

C  : Biến thiên nồng độ của chất tham gia phản ứng hoặc chất sản phẩm

t  : Biến thiên thời gian.

3. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng

a. Nồng độ : Tăng nồng độ chất phản ứng  tốc độ phản ứng tăng

Giải thích : Ta có v = k .

b

B

a

A

C C . Trong đó: v tốc độ tại thời điểm nhất định

k hằng số tốc độ

CA,CB nồng độ của các chất A,B.

b. Nhiệt độ : Tăng nhiệt độ  tốc độ phản ứng tăng.

Giải thích : Theo Qui tắc Van't – Hoff : cứ tăng nhiệt độ lên 10

o

C thì tốc độ phản ứng tăng từ 2 - 4

lần.

Biểu thức liên hệ

10

1 2

1

2

t t

t

t

v

v



  trong đó  = 2  4 ( nếu tăng 10

o

C )

c. Áp suất : Đối với phản ứng có chất khí, tăng áp suất  tốc độ phản ứng tăng

Giải thích : Áp suất càng lớn  thể tích giảm  khoảng cách giữa các phân tử càng nhỏ  tần số

va chạm trong 1 đơn vị thời gian nhiều  số va chạm có hiệu quả tăng  tốc độ phản ứng tăng.

d. Diện tích bề mặt : Tăng diện tích bê mặt  tốc độ phản ứng tăng

Giải thích : Tăng diện tích bề mặt  tăng tần số va chạm giữa các phân tử  số lần va chạm có

hiệu quả tăng  tốc độ phản ưng tăng.

e. Chất xúc tác:

Định nghĩa : Chất xúc tác là chất làm biến đổi vận tốc phản ứng, nhưng không có mặt trong thành

phần của sản phẩm và không bị mất đi sau phản ứng.

Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng ; không làm chuyển dịch cân bằng.

Chất xúc tác dương : Làm tăng tốc độ phản ứng

Chất xúc tác âm ( chất ức chế ) : làm giảm tốc độ phản ứng.

II. Cân bằng hoá học

1. Phản ứng thuận nghịch, phản ứng một chiều

Ví dụ : Ca + 2HCl  CaCl2 + H2 Phản ứng một chiều

Cl2 + H2O HCl + HClO Phản ứng thuận nghịch

2. Cân bằng hoá học

a. Khái niệm : Cân bằng hóa học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ của phản ứng

thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.

b. Biểu thức: aA + bB cC + dD (* )

Kc : hằng số cân bằng.

Ta có :

   

   

b a

D C

c

B A

D C

K

.

.

 trong đó: {A} ,{B}.. nồng độ các chất tại thời điểm cân bằng

Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

28

a,b,c,d hệ số các chất trong phương trình hoá học

Các chất rắn coi như nồng độ không đổi và không có mặt trong biểu thức.

Hằng số cân bằng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ không phụ thuộc vào các yêu tố khác.

3. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học.

Nguyên lí Lơ Sa – tơ – li – ê: Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng khi chịu một

tác động từ bên ngoài như biến đổi nồng độ, nhiệt độ, áp suất thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo

chiều chống lạ sự biến đổi đó.

a. Nồng độ : Tăng nồng độ chất tham gia phản ứng  cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận

và ngược lại.

b. Áp suất : Tăng áp suất  cân bằng chuyển dịch về phía có số phân tử khí ít hơn, Giảm áp

suất cân bằng dịch về phía có số phân tử khí nhiều hơn.

c. Nhiệt độ: Tăng nhiệt độ  cân bằng chuyển dịch về chiều thu nhiệt, giảm nhiệt độ cân bằng

chuyền dịch về chiều toà nhiệt

* Lưu ý :

1 2

H H H    nếu 0  H : Thu nhiệt

0  H : Toả nhiệt

III. Nhứng chú ý quan trọng

a. Cân bằng hoá học là cân bằng động

Nghĩa là tại thời điểm cân bằng được thiết lập không có nghĩa là phản ứng dừng lại mà vẫn xảy ra

nhưng tốc độ của phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch. ( vt=vn).

b.Khi biến đổi hệ số trong phương trình hoá học biểu diễn cân bằng hoá học thì hằng số cân bằng

cũng biến đổi theo.

Thí dụ : 2A + B  C + D Kcb

4A + 2B  2C + 2D K'cb = (Kcb)

2

IV . Câu hỏi và bài tập

1. Cho một mẩu đá vôi nặng 10g vào 200ml dung dịch HCl 2M. Tốc độ phản ứng thay đổi như thế

nào nếu:

a. Nghiền nhỏ đá vôi trước khi cho vào ?

b. dùng 100ml dung dịch HCl 4M ?

c. tăng nhiệt độ của phản ứng ?

d. Cho thêm vào 500ml dung dịch HCl 4M ?

e. Thực hiện phản ứng trong nghiệm lớn hơn ?

2. Cho H2 + I2 2 HI.

Vận tốc phản ứng thay đổi thế nào khi nồng độ của hiđro tăng gấp hai lần.

3. Tốc độ của phản ứng tăng lên bao nhiêu lần khi nhiệt độ của phản ứng tăng từ 20

o

C  80

o

C.

Biết cứ tăng 10

o

C thì tốc độ tăng lên:

a. 2 lần

b. 3 lần

4. Cho phản ứng tổng hợp NH3

N2 + 3H2 2NH3 0  H .

Cần tác động những yếu tố nào để thu được nhiều NH3 nhất ?

5. Cân bằng của phản ứng sau sẽ chuyển dịch về phía nào khi:

Tăng nhiệt độ của hệ.

Hạ áp suất của hệ .

Tăng nồng độ các chất tham gia phản ứng. Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

29

a) N2 + 3H2 2 NH3 + Q.

b) CaCO3 CaO + CO2 – Q.

c) N2 + O2 2NO + Q.

d) CO2 + H2 H2O + CO – Q.

e) C2H4 + H2O C2H5OH + Q.

f) 2NO + O2 2NO2 + Q.

g) Cl2 + H2 2HCl + Q.

h) 2SO3 2SO2 + O2 – Q.

6. Cho 2SO2 + O2 2SO3 + 44 Kcal.

Cho biết cân bằng của phản ứng chuyền dịch theo chiều nào khi:

a. Tăng nhiệt độ của hệ.

b. Tăng nồng độ của O2 lên gấp đôi .

7. Cân bằng phản ứng CO2 + H2 CO + H2O được thiết lập ở t

0

C khi nồng độ các chất ở trạng

thái cân bằng như sau:

[ CO2] = 0,2 M; [H2] = 0,8 M ; [CO] =0,3 M; [H2O] = 0,3 M.

a) Tính hằng số cân bằng ?

b) Tính nồng độ H2, CO2 ban đầu.

8. Cho phản ứng PCl5 (k) PCl3 (k) + Cl2 (k)

Có hằng số cân bằng ở 503

o

C là 33,33mol/lit . Tính nồng độ cân bằng của các chất biết nồng độ ban

đầu của PCl5 là 1,5M và Cl2 1M

9. Cho phản ứng thuận nghịch

N2 + O2 2NO có hằng số cân bằng ở 2400

o

C là Kcb = 35.10

-4

Biết lúc cân bằng nồng độ của N2 và O2 lần lượt bằng 5M và 7M. Tính nồng độ mol/lit của NO lúc

cân bằng và nồng độ N2 và O2 ban đầu.

10. Xét cân bằng : Cl2 (k) + H2 (k) 2HCl (k)

a. Ở nhiệt độ nào đó hằng số cân bằng là 0,8 và nồng độ cân bằng của HCl là 0,2M. Tính nồng độ

của Cl2 và H2 lúc ban đầu, biết rằng lúc đầu lượng H2 lấy gấp 3 lần Cl2.

b. Nếu tăng áp suất của hệ thì có ảnh hưởng gì đến cân bằng không ? tại sao ?

11. Cho cân bằng 2A(k) B(k) + C(k)

a. Ở nhiệt độ nào đó Kcb = 1/729. Tính xem có bao nhiêu % A bị phân huỷ.

b. Tính hằng số cân bằng của phản ứng cùng ở nhiệt độ trên khi được viết

A(k) 1/2B(k) + 1/2 C(k)

B(k) + C(k) 2A(k)

12. Xét cân bằng sau : CaCO3 (r) CaO(r) + CO2(k) 0  H

Cân bằng sẽ chuyển dịch như thế nào khi biến đổi một trong các điều kiện sau

- Tăng nhiệt độ

- Thêm lượng CaCO3

- Lấy bớt CO2

- Tăng áp suất chung bằng cách nén thể tích của hệ giảm xuống.

13. Trong quá trình sản xuất gang , xảy ra phản ứng

Fe2O3(r) + 3CO(r) 2Fe (r) + 3CO2 (k) 0  H

Có thể dùng những biện pháp gì để tăng tốc độ phản ứng ?

14. Xét cân bằng CO(k) + H2O(k) CO2(k) + H2 0  H Tổng hợp Lý thuyết Hóa Học – lớp 10 Tôi yêu Hóa Học

30

Biết rằng nếu thực hiện phản ứng giữa 1 mol CO và 1 mol H2O thì trạng thái cân bằng có 2/3 mol

CO2 được sinh ra. Tính hằng số cân bằng ccủa phản ứng ?