Đề cương hóa học kỳ 2 hóa 10

LÍ THUYẾT HOÁ HỌC 10 HKII 2015 – 2016
1. Nội dung (cơ bản và nâng cao)
TT

Sách giáo khoa

Nội dung

1

Chương 5

Halôgen

2

Chương 6

xi

3

Chương 7

Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học

2. Cấu trúc đề thi học kì II
− Lí tính, hóa tính, điều chế.
− Hoàn thành các phương trình phản ứng.
− Chuỗi phản ứng.
− Phân biệt các dung dòch mất nhãn.

− Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá của chất.
− Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học.
− Bài tập toán : Chủ yếu các dạng sau :
+ Dạng 1 : Hỗn hợp kim loại hoặc hỗn hợp gồm kim loại và ôxít kim loại tác dụng với
axít (HCl, H2SO4 loãng, H2SO4 đặc).
+ Dạng 2 : Hỗn hợp gồm kim loại và sunfua kim loại tác dụng với axít (HCl, H2SO4
loãng).
+ Dạng 3 : Kim loại hoặc hỗn hợp các kim loại tác dụng với lưu huỳnh.
+ Dạng 4 : Tính tốc độ trung bình của phản ứng.
3. Cơ cấu đề cương
• Lí tính, hoá tính, điều chế (tr.2) :
– Đơn chất halôgen (tr.2).
– Hợp chất của halôgen (tr.3).
– Ôxi (tr.5).
– Lưu huỳnh (tr.6).
• Chuỗi phản ứng (tr.10).
• Phân biệt các dung dòch mất nhãn (tr.12).
• Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá của chất (tr.13).
Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
1


• Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học (tr.14).
Chú ý các câu hỏi và bài tập ứng dụng trong thực tế.

Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
2


A – LÍ TÍNH, HOÁ TÍNH VÀ ĐIỀU CHẾ

I – ĐƠN CHẤT HALÔGEN
1. Cấu tạo phân tử
Phân tử X2 có liên kết cộng hoá trò, năng lượng liên kết X − X không lớn nên các phân tử
halôgen tương đối dễ tách thành hai nguyên tử.
2. Tính chất vật lí
– Fluo là chất khí, mầu lục nhạt, không tan trong nước (vì phân huỷ nước mạnh).
– Các halôgen khác tan tương đối ít trong nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.
– Khí clo có mầu vàng nhạt, rất độc (vì nó phá hoại niêm mạc đường hô hấp).
– Brôm là chất lỏng mầu đỏ nâu, dễ bay hơi.
– Iốt là chất rắn mầu đen tím, có vẻ sáng kim loại, dễ bò thăng hoa.
3. Tính chất hoá học
– Halôgen là những phi kim có tính ôxi hoá mạnh : Halôgen ôxi hoá hầu hết các kim loại
(riêng fluo ôxi hoá được cả vàng và bạch kim), nhiều phi kim và nhiều hợp chất. Thí dụ :
0

0

+1 −1

H 2 + Cl 2 → 2 H Cl
0

0

−1

+1

Cl2 + H 2 O € H Cl + H Cl O

;
−1

0

−2

−1

0

2F2 + 2H 2 O → 4H F + O2

(Riêng :

);

+1

Cl 2 + 2NaOH →  NaCl + NaCl O + H 2 O
1 4 4 4 42 4 4 4 43
(Nước Gia-ven)

0

;

0

+3

−1

2 Fe+ 3Cl 2 → 2 FeCl 3

Halôgen không tác dụng trực tiếp với ôxi và nitơ.
– Trong các hợp chất, halôgen có số ôxi hoá –1, +1, +3, +5, +7 (trừ fluo chỉ có số ôxi hoá –1).
– Tính ôxi hoá của halôgen giảm dần từ fluo đến iốt.
– Fluo không thể hiện tính khử, các halôgen khác có khả năng thể hiện tính khử và tính khử
tăng dần từ clo đến iốt.
4. Trạng thái tự nhiên và ứng dụng
– Halôgen chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất.
– Fluo có trong men răng, trong lá một số loài cây ; phần lớn trong hai khoáng vật fluorít
(CaF2) và criôlít (Na3AlF6 hay AlF3.3NaF).
– Clo, brôm tồn tại trong tự nhiên chủ yếu ở dạng muối clorua và brômua như : muối ăn NaCl
(có trong nước biển, các mỏ muối), các khoáng vật chứa clo (cácnalít KCl.MgCl 2.6H2O, xinvinít
NaCl.KCl,…) ; brômua kim loại có trong nước biển.

Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
3


– Iốt có trong một số loại rong biển ; iốt còn có trong tuyến giáp con người, tuy với lượng rất
nhỏ nhưng có vai trò rất quan trọng, nếu thiếu iốt người ta sẽ bò bệnh bướu cổ. Iốt được dùng nhiều
ở dạng cồn iốt để làm chất sát trùng. Iốt được dùng để nhận biết hồ tinh bột (và ngược lại) do hồ
tinh bột chuyển thành mầu xanh khi tiếp xúc với iốt.
5. Điều chế
– Nguyên tắc : ôxi hoá iôn X– thành X2.
– Điều chế clo trong phòng thí nghiệm : Dùng dung dòch axít HCl đặc tác dụng với một chất ôxi
→

↑
hoá mạnh như KMnO4, MnO2, K2Cr2O7,… Thí dụ : 16HClđặc + 2KMnO4
2KCl + 5Cl2 + 2MnCl2 +
8H2O.
– Trong công nghiệp :
+ Điều chế fluo bằng cách điện phân hỗn hợp KF + 2HF nóng chảy.
+ Sản xuất khí clo bằng 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 bằng 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) trong phòng thí nghiệm ; b) trong công nghiệp)
II – HP CHẤT CỦA HALÔGEN

1. Hiđrô halôgenua và axít halôgenhiđríc HF, HCl, HBr, HI
– Hiđrô halôgenua là các hợp chất khí, dễ tan trong nước tạo ra các dung dòch axít
halôgenhiđríc.
– HF là một axít yếu. Từ HCl đến HI tính axít tăng dần và là những axít mạnh.
Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
4


Từ HF đến HI tính khử tăng dần, chỉ có thể ôxi hoá F – bằng dòng điện, trong khi đó các iôn âm
khác Cl–, Br–, I– đều bò ôxi hoá khi tác dụng với chất ôxi hoá mạnh.
Tính chất đặc biệt của HF là tác dụng với silíc điôxít SiO2 (có trong thành phần của thuỷ tinh) :
→
4HF + SiO2
SiF4 + 2H2O
−1

HI có tính khử khá mạnh :

+3

+2

0

2H I + 2 FeCl 3 → 2 FeCl 2 + I 2 + 2HCl

.

– Điều chế :
+ Điều chế HCl trong phòng thí nghiệm từ NaCl rắn và H 2SO4 đặc ; trong công nghiệp điều chế

HCl tinh khiết từ H2 và Cl2 (phương pháp tổng hợp).

a)

b)

Điều chế axít clohiđríc (a) trong phòng thí nghiệm ; b) trong công nghiệp)
→
+ Điều chế HBr theo phản ứng : PBr3 + 2H2O
3HBr + H3PO3.
– Nhận biết iôn X– : Dùng dung dòch AgNO3 là thuốc thử để nhận biết iôn Cl–, Br–, I– có trong
dung dòch axít halôgenhiđríc hoặc trong dung dòch muối halôgen do dễ tạo AgCl (mầu trắng), AgBr
(mầu vàng), AgI (mầu nâu) không tan trong nước (riêng AgF dễ tan trong nước).
2. Hợp chất có ôxi của halôgen
– Trong hợp chất ôxi fluorua (OF 2), fluo có số ôxi hoá –1. OF 2 được điều chế bằng cách cho
→
fluo qua dung dòch NaOH loãng (khoảng 2%) và lạnh : 2F 2 + 2NaOH
2NaF + H2O + OF2.
– Trong các hợp chất có ôxi : clo, brôm, iốt có số ôxi hoá +1, +3, +5, +7.
Thí dụ : Chiều biến đổi tính bền, tính axít và tính ôxi hoá dãy axít có ôxi của clo.

Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
5


Chiều tính bền và tính axít tăng
HClO HClO2 HClO3 HClO4
¬ 
Khả năng ôxi hoá tăng
→

– Nước Gia-ven, clorua vôi, muối clorát :
+ Clo tác dụng với dung dòch natri hiđrôxít loãng, nguội tạo ra nước Gia-ven : NaCl, NaClO,
H2O. Khi điện phân dung dòch NaCl, không có màng ngăn giữa cực âm và cực dương, clo tạo thành
ở cực dương sẽ tác dụng với với natri hiđrôxít tạo thành nước Gia-ven. Do tính ôxi hoá mạnh, nước
Gia-ven được dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy, sát trùng và khử mùi các khu vực bò ô nhiễm.
+ Clorua vôi : CaOCl2 (là muối hỗn tạp của 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 hơn nên được sử dụng rộng
rãi làm chất tẩy trắng, sát trùng, khử ô nhiễm bảo vệ môi trường.
+ Muối clorát quan trọng hơn cả là KClO3. Trong công nghiệp, muối kali clorát được điều chế bằng
70 ÷ 75°C
cách điện phân dung dòch KCl 25% ở nhiệt độ
. Muối kali clorát tan nhiều trong nước nóng,
ít tan trong nước lạnh. Vì vậy, khi làm lạnh dung dòch bão hoà, muối kali clorát dễ dàng tách khỏi dung
dòch.
→
3Cl2 + 6KOH
5KCl + KClO3 + 3H2O
Muối kali clorát được sử dụng để điều chế ôxi trong phòng thí nghiệm, sản xuất pháo hoa, thuốc
nổ. Thuốc gắn ở đầu que diêm thường chứa 50% muối kali clorát.
II – ÔXI
1. Ôxi đơn chất (O2, O = O)
a) Tính chất vật lí, trạng thái tự nhiên :
– Ôxi là một chất khí không mầu, không mùi, hơi nặng hơn không khí, ít tan trong nước, ôxi

hoá lỏng khi bò nén ở áp suất cao và nhiệt độ thấp.
– Ôxi chiếm khoảng 20% thể tích không khí, là sản phẩm của quá trình quang hợp.
b) Tính chất hoá học :
– Tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt,…) và phi kim (trừ halôgen) tạo các ôxít.
→
Thí dụ : 4M + O2
2M2On (M là kim loại)
+ Tác dụng với kim
loại : Magiê cháy trong khí
ôxi :
0

0

+2

−2

t°
2 Mg + O2 
→ 2 Mg O

+ Tác dụng với phi
kim : Cácbon cháy trong
khí ôxi :
Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
6


0

0

+4 −2

t°
C + O2 
→ CO2 .

– Tác dụng với hợp
chất : Ở nhiệt độ cao,
nhiều hợp chất cháy
trong ôxi tạo ôxít.
+ CO cháy trong
không khí :
+2

0

+4

−2

2CO + O2 
→ 2CO2 .
t°

−2

+ Êtanol cháy trong không khí :

c) Điều chế ôxi :
…

0

+4 −2

−2

t°
C2 H 5OH + 3O 2 
→ 2 CO 2 + 3H 2 O.

– Trong phòng thí nghiệm : Phân huỷ hợp chất chứa ôxi, kém bền với nhiệt như KMnO 4, KClO3, H2O2,
t°
2KMnO4 
→ K 2 MnO4 + MnO2 + O2 ↑

– Trong công nghiệp :
+ Từ không khí : Không khí sau khi loại bỏ CO2, bụi và hơi nước, được hoá lỏng, sau đó chưng cất phân
đoạn.
+ Từ nước : Điện phân nước (có hoà tan chất điện li), ôxi thu được ở cực dương (anốt).
điện ph ân
2H 2 O 
→ 2H 2 ↑ + O2 ↑

a)
Điều chế ôxi (a) trong phòng thí nghiệm ;
b) trong công nghiệp (từ nước))
2. Ôdôn và hiđrô peôxít

Anốt

Catốt

a) Ôdôn (O3) :
– Cấu tạo : Phân tử có một liên kết đôi và một 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 hơn ôxi (thí dụ : ôxi hoá Ag thành Ag2O, I– thành I2,…).
Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
7


2Ag + O3 → Ag 2O + O 2

−1

;

0

0

−2

0

2K I + O3 + H 2 O → I 2 + 2K O H + O2

– Ứng dụng : Lượng nhỏ ôdôn trong không khí làm cho không khí trong lành ; ôdôn dùng để
tẩy trắng, khử trùng, bảo quản hoa quả.
b) Hiđrô peôxít (H2O2) :
– Cấu tạo hợp chất peôxít : có liên kết − O − O −.
– Tính chất vật lí : H2O2 là chất lỏng, không mầu, nặng hơn nước, tan vô hạn trong nước.
– Tính chất hoá học : Là hợp chất ít bền, dễ bò phân huỷ thành H 2O và O2 ; có tính ôxi hoá
→
→
mạnh và có tính khử. Thí dụ : H2O2 + 2KI
2KOH + I2 ; Ag2O + H2O2
2Ag + H2O + O2.
– Ứng dụng : làm chất tẩy mầu, chất sát trùng trong y tế, chất bảo quản nước giải khát,…
II – LƯU HUỲNH
1. Đơn chất lưu huỳnh
a) Tính chất vật lí :
Sα

– Dạng thù hình : Lưu huỳnh có hai dạng thù hình là lưu huỳnh tà phương ( ) và lưu huỳnh
Sβ
đơn tà ( ). Hai dạng thù hình khác nhau về tính chất vật lí, nhưng giống nhau về tính chất hoá
học, giữa chúng có thể biến đổi qua lại lẫn nhau.
– Ảnh hưởng của nhiệt độ đối với cấu tạo phân tử và tính chất vật lí : Ở nhiệt độ thấp hơn nhiệt
Sβ
°C Sα
°C
độ nóng chảy (dưới 113 ),

và
là chất rắn mầu vàng ; ở 119
là chất lỏng mầu vàng, rất
linh động ; ở 187
1400

°C

°C

lưu huỳnh lỏng trở nên quánh nhớt, mầu nâu đỏ ; ở 445

là phân tử S2, ở 1700

°C

là nguyên tử S.

Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
8

°C

lưu huỳnh sôi, ở


b) Tính chất hoá học :
– Tính ôxi hoá : Lưu huỳnh tác dụng với nhiều kim loại và hiđrô ở nhiệt độ cao tạo muối
sunfua hoặc hiđrô sunfua (lưu huỳnh tác dụng với Hg ngay ở nhiệt độ thường).
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

;

– Tính khử : Ở nhiệt độ cao, lưu huỳnh tác dụng với một số phi kim (như ôxi, clo, fluo).
0

0

t°

+4 −2

S+ O2 
→ S O2

0

;

0

+6 −1

t°
S+ 3F2 
→ S F6

c) Ứng dụng và sản xuất lưu huỳnh :
– Lưu huỳnh là nguyên liệu cho nhiều ngành công nghiệp như : 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 được khai thác từ lưu huỳnh tự do trong lòng đất từ H 2S (trong khí tự nhiên) và

SO2 (sản phẩm phụ trong công nghiệp luyện kim).

Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
9


Thiết bò khai thác lưu huỳnh (phương pháp Frasch)
2. Hiđrô sunfua (H2S)
a) Tính chất vật lí : Là chất khí, mùi trứng thối, nặng hơn không khí, rất độc.
b) Tính chất hoá học :
– Tính axít yếu : Tạo muối trung hoà (chứa S2–) và muối axít (chứa HS–).
– Tính khử mạnh : Thí dụ :
−2

H2S + 2FeCl3

0

−2

→

2FeCl2 + S

0

2H 2 S + O2 → 2H 2 O + 2 S

−2

;

↓

+ 2HCl.

0

−2

+4

2H 2 S + 3O2 
→ 2H 2 O + 2 S O2
t°

c) Trạng thái tự nhiên, điều chế :
– H2S có trong một số nước suối, khí núi lửa, khí thoát ra từ chất prôtêin thối rữa,…
– Trong phòng thí nghiệm điều chế từ FeS : FeS + 2HCl

→

↑
FeCl2 + H2S .

3. Hợp chất có ôxi của 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 là chất khí, không mầu, mùi hắc, tan nhiều trong nước, độc.
– Tính chất hoá học :

+ SO2 là ôxít axít : tạo muối trung hoà (chứa iôn

SO32 −

) và muối axít (chứa iôn

HSO3−

+ SO2 vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá.
+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 ứng thể hiện tính ôxi hoá của SO2 ).

Võ Bình Bình 10A2 THPT THÁP MƯỜI – ĐỒNG THÁP 2015 – 2016
10

).


– 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 phân tử : Có ba liên kết đôi, nguyên
tố lưu huỳnh có số ôxi hoá +6.
– Tính chất vật lí : SO3 là chất lỏng, không
mầu, tan vô hạn trong nước và trong axít sunfuríc.

Điều chế SO2 trong phòng thí nghiệâm

– Tính chất hoá học : Là ôxít axít (anhiđrít sunfuríc) :
– Điều chế : ôxi hoá SO2 bằng ôxi (

450 ÷ 500°C

SO3 + H2O

→

H2SO4.

, xúc tác V2O5).

c) Axít sunfuríc (H2SO4) :
– Tính chất vật lí : H2SO4 là chất lỏng, sánh như
dầu, không mầu, không bay hơi, dễ hút ẩm ; axít
sunfuríc đặc tan trong nước toả một lượng nhiệt lớn.
– Tính chất hoá học :
+ Axít sunfuríc loãng là axít mạnh, có những tính
chất chung của axít, tạo muối sunfát (chứa iôn
muối hiđrôsunfát (chứa iôn

HSO−4

SO24−

) và

).

+ Axít sunfuríc đặc nóng có tính ôxi hoá rất mạnh,
nó ôxi hoá được hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), nhiều
phi kim (như C, S, P,…) và nhiều hợp chất ; axít sunfuríc
đặc, nguội làm một số kim loại như Fe, Al, Cr,… bò thụ

động hoá ; axít sunfuríc đặc có tính háo nước, nó chiếm
nước kết tinh của nhiều muối ngậm nước, chiếm các
nguyên tố H và C trong nhiều hợp chất hữu cơ.

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 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

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 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


Voõ Bình Bình 10A2 THPT THAÙP MÖÔØI – ÑOÀNG THAÙP 2015 – 2016
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 biết iôn sunfát
;

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 2015 – 2016
15

.


3. Với chất khí
– CO2 : Nước vôi trong dư
trong.
→

→

→
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 đỏ

Tắt.

ra.

– HNO3 : Dùng bột Cu và đun ở nhiệt độ cao
Dung dòch màu xanh, khí màu nâu đỏ thoát
5. Dung dòch muối

– Muối clorua (– Cl) : Dùng dung dòch
→
AgNO3
Kết tủa trắng.
→
– Muối sunfát : Dùng dung dòch BaCl 2
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.
6. Các ôxít của kim loại
→
Thường hòa tan vào nước

Chia làm 2
nhóm : tan trong nước và không tan trong
nước.

– NO : Để ngoài không khí hóa màu nâu

– Nhóm tan trong nước cho tác dụng với
→
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 loại trong ôxít là
kim loại kiềm thổ (hóa trò II).
– Nhóm không tan trong nước cho tác
dụng với dung dòch badơ (NaOH).
+ Nếu tan trong dung dòch kiềm thì kim
loại trong ôxít là Al, Zn, Cr.

Kết tủa

+ Nếu không tan trong dung dòch kiềm thì
là kim loại khác.

Kết tủa

Các ôxít của phi kim : Cho vào nước thử
→
bằng 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
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

;

.

– Tính khử :
0

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 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 oâxi hoaù 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 TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC
I – TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
1. Tốc độ của phản ứng hoá học là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng
hoặc sản phẩm trong một đơn vò thời gian.
2. Tốc độ trung bình của 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 :
.
3. Tốc độ phản ứng hoá học phụ thuộc vào các yếu tố

Sự biến thiên tốc độ phản ứng thuận và

phản ứng nghòch theo thời gian

– Bản chất của các chất tham gia phản ứng.
→
– Nồng độ : v = k.[A]a.[B]b
Nồng độ chất phản ứng tăng thì tốc độ phản ứng tăng.
→
– Áp suất (đối với các chất khí) : v = k.[p A]a.[pB]b (với A, B là chất khí)
Áp suất chất khí
tăng thì tốc độ phản ứng tăng.
∆t

vt = vt .γ 10 →
2

1

– Nhiệt độ :
Nhiệt độ tăng thì tốc độ phản ứng tăng.
– Ảnh hưởng của diện tích tiếp xúc : Khi tăng diện tích tiếp xúc với các chất phản ứng thì tốc
độ phản ứng tăng.
– Chất xúc tác : Chất xúc tác là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi phản ứng kết
thúc.
II – CÂN BẰNG HOÁ HỌC
1. Phản ứng thuận nghòch là phản ứng trong cùng điều kiện xẩy ra đồng thời theo hai chiều trái ngược
nhau.
2. Cân bằng hoá học là trạng thái của hỗn hợp phản ứng khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc
độ phản ứng nghòch.
3. Hằng số cân bằng
KC =

[C]c [D]d
[A]a [B]b

– Cân bằng trong hệ đồng thể :
. Với A, B, C, D là chất khí.
– Cân bằng trong hệ dò thể (thí dụ hệ chất rắn và chất khí, hệ chất rắn và chất tan trong dung
dòch) : Do nồng độ chất rắn được coi là hằng số, nên nó không có mặt trong biểu thức hằng số cân
bằng KC.
– Hằng số cân bằng KC của phản ứng xác đònh chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
5. Sự chuyển dòch cân bằng hoá học là sự di chuyển từ trạng thái cân bằng này sáng trạng
thái cân bằng khác do tác động của các yếu tố từ bên ngoài lên cân bằng.
– Các yếu tố ảnh hưởng : nồng độ, áp suất và nhiệt độ.


– Nguyên lí chuyển dòch cân bằng (nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-ê (H. Le Châtelier)) : Một phản ứng
thuận nghòch đang ở trạng thái cân bằng khi chòu một tác động từ bên ngoài, như biến đổi nồng độ,
áp suất, nhiệt độ, thì cân bằng sẽ chuyển dòch theo chiều làm giảm tác động bên ngoài đó.
– Vai trò của chất xúc tác : Chất xúc tác không làm cân bằng chuyển dòch. Khi phản ứng thuận
chưa ở trạng thái cân bằng, chất xúc tác có tác dụng làm cho cân bằng được thiết lập nhanh chóng
hơn.