Đề cương ôn tập Học kì 2 môn Hoá 10

Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

LÍ THUYẾT HOÁ HỌC 10 HKII
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).
[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

• Phân biệt các dung dòch mất nhãn (tr.12).
• Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá của chất (tr.13).
• 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.

[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

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

0

H 2  Cl 2  2 HCl ;
0

Cl2  H2O
1

1

1

0

2

1

0

HCl HClO (Riêng : 2F2  2H2 O  4H F  O2 ) ;

1

Cl2  2NaOH   NaCl  NaCl O  H2O ;

0

0

3

1

2 Fe 3Cl2  2 FeCl3

(Nướ c Gia-ven)

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.MgCl2.6H2O, xinvinít
NaCl.KCl,…) ; brômua kim loại có trong nước biển.
[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

– 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.
Điệ n phâ n có mà ng ngă n
 2NaOH + Cl2 + H2
2NaCl + 2H2O 

Br2.

+ Điều chế brôm từ nước biển bằng cách cho khí clo sục qua dung dòch brômua : Cl2 + NaBr  2NaCl +
+ 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.
[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

– HF là một axít yếu. Từ HCl đến HI tính axít tăng dần và là những axít mạnh.
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

3

2

0

HI có tính khử khá mạnh : 2H I  2FeCl 3  2FeCl 2  I 2  2HCl .
– Điều chế :
+ Điều chế HCl trong phòng thí nghiệm từ NaCl rắn và H2SO4 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 (OF2), fluo có số ôxi hoá –1. OF2 được điều chế bằng cách cho
fluo qua dung dòch NaOH loãng (khoảng 2%) và lạnh : 2F2 + 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.
[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

Chiều tính bền và tính axít tă ng
HClO HClO2 HClO3 HClO4

Khả nă ng ôxi hoá tă ng


– 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
cách điện phân dung dòch KCl 25% ở nhiệt độ 70  75C . 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 MgO

[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

+ Tác dụng với phi
kim : Cácbon cháy trong
khí ôxi :
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

t
2CO + O2 
 2CO2 .

2

0

4 2

2

t
+ Êtanol cháy trong không khí : C2 H5OH + 3O2 
 2CO2 + 3H2 O.

c) Điều chế ôxi :
– Trong phòng thí nghiệm : Phân huỷ hợp chất chứa ôxi, kém bền với nhiệt như KMnO4, KClO3,
H2O2,…
t
2KMnO4 
 K2 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).
điệ n phâ n
2H2O 
 2H2   O2 

a)
Điều chế ôxi (a) trong phòng thí nghiệm ;
b) trong công nghiệp (từ nước))
2. Ôdôn và hiđrô peôxít
a) Ôdôn (O3) :
[Type text]

Anốt

Catốt


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

– Cấu tạo : Phân tử có một liên kết đôi và một liên kết
cộng hoá trò cho – nhận.

b)

– Tính chất vật lí : Là chất khí, mùi đặc trưng, mầu xanh

nhạt.

– Tính chất hoá học : Là chất ôxi hoá mạnh hơn ôxi (thí dụ : ôxi hoá Ag thành Ag2O, I– thành I2,…).

2Ag  O3  Ag2O  O2 ;

1

0

0

2

0

2K I  O3  H2O  I2  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 H2O 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 :
– Dạng thù hình : Lưu huỳnh có hai dạng thù hình là lưu huỳnh tà phương ( S ) và lưu huỳnh

đơn tà ( S ). 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
độ nóng chảy (dưới 113 C ), S và S là chất rắn mầu vàng ; ở 119 C là chất lỏng mầu vàng, rất
linh động ; ở 187 C lưu huỳnh lỏng trở nên quánh nhớt, mầu nâu đỏ ; ở 445 C lưu huỳnh sôi, ở
1400 C là phân tử S2, ở 1700 C là nguyên tử S.

[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

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

+2 -2

0

0

0

1 2

t
t
 H2 S ;
S + Fe 
 FeS ; S  H2 

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

4 2

t
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 H2SO4 (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 H2S (trong khí tự nhiên) và SO2
(sản phẩm phụ trong công nghiệp luyện kim).

[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

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  2FeCl2 + S  + 2HCl.

0

2

0

2H2 S + O2  2H2 O + 2S ;

2

0

2

4

t
2H2 S + 3O2 
 2H2 O + 2 SO2

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 + 2H2O  2H Br + H2 SO4 (phả n ứ ng thể hiệ n tính khử củ a SO2 ).

4

2

0

SO2 + 2H2 S  3S  + 2H2O (phả n ứ ng thể hiệ n tính ô xi hoá củ a SO2 ).

[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

– SO2 là một trong những chất chủ yếu gây ô
nhiễm môi trường.
– SO2 được dùng để sản xuất H2SO4, 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) :

SO3 + H2O  H2SO4.

– Điều chế : ôxi hoá SO2 bằng ôxi ( 450 ÷ 500C , 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 SO24 ) và
muối hiđrôsunfát (chứa iôn HSO4 ).
+ 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.
Thí dụ :
[Type text]

H2SO4 đặc tác dụng với đường


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

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  M2(SO4)n + 2nH2O +

2H2SO4 (đặc, nóng) + S  3SO2 + 2H2O
H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI  4I2 + H2S + 4H2O
2H2SO4
SO2.

(đặc, nóng)

+ 2FeSO4  Fe2(SO4)3 + 2H2O +

Tính háo nước :
H SO đặc

2
4
 12C + 11H2O ;
C12H22O11 

C + 2H2SO4  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 Ba2+ (dung dòch bari hiđrôxít,
muối bari tan như Ba(NO3)2, BaCl2,…) tạo kết tủa BaSO4.
B – CHUỖI PHẢN ỨNG

[Type text]


Trích Giáo trình Hoá học đại cương, Lê Xuân Trọng (chủ biên),
Đại học quốc gia Hà Nội, 2010

Gia sư Thành Được

[Type text]
www.daythem.edu.vn


Gia sư Thành Được

[Type text]

www.daythem.edu.vn


Gia sư Thành Được

[Type text]

www.daythem.edu.vn


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

C – PHÂN BIỆT CÁC DUNG DỊCH MẤT NHÃN
1. Phân biệt các iôn F–, Cl–, Br–, I–

– HCl : Quỳ tím ẩm  Hóa đỏ.

Dùng AgNO3 làm thuốc thử :

– Dung dòch AgNO3  Kết tủa trắng.
cóntà
NaF  AgNO–3 N
2 :Que
khô ngdiê
tám
c dụ
g n đỏ  Tắt.

NaCl  AgNO3  AgCl  NaNO3

;

– NO : Để ngoài không khí hóa màu nâu
đỏ.

(mà u trắ ng)

– NO2 : Màu nâu đỏ, quỳ tím ẩm hóa đỏ.
3. Dung dòch badơ

NaBr  AgNO3  AgBr   NaNO3 ;
(mà u và ng nhạ t)

– Ca(OH)2 : Dùng CO2, SO2 : Có kết tủa
trắng ( nếu sục đến dư kết tủa tan ra).

NaI  AgNO3  AgI   NaNO3 .

– Ba(OH)2 : Dùng dòch H2SO4  Kết tủa
màu trắng.

(mà u và ng)

2. Nhận biết iôn sunfát
Thuốc thử nhận biết iôn sunfát SO

4. Dung dòch axít
2
4

là

dung dòch muối bari hoặc dung dòch Ba(OH)2.
Sản phẩm phản ứng là bari sunfát BaSO4 kết
tủa trắng, không tan trong axít :

H2SO4  BaCl2  BaSO4  2HCl ;
Na2SO4  BaCl2  BaSO4  2NaCl .
3. Với chất khí
– CO2 : Nước vôi trong dư  Đục nước vôi
trong.
– 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.
[Type text]

– HCl : Dùng dung dòch AgNO3  Kết tủa
trắng.
– H2SO4 : Dùng dung dòch BaCl2  Kết tủa
trắng.
– HNO3 : Dùng bột Cu và đun ở nhiệt độ cao
 Dung dòch màu xanh, khí màu nâu đỏ thoát
ra.
5. Dung dòch muối
– Muối clorua (– Cl) : Dùng dung dòch
AgNO3  Kết tủa trắng.
– Muối sunfát : Dùng dung dòch BaCl2 
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

Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

Thường hòa tan vào nước  Chia làm 2
nhóm : tan trong nước và không tan trong
nước.

– 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.

– Nhóm tan trong nước cho tác dụng với
CO2 (nếu thử bằng quỳ tím  Xanh)

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

+ Nếu không có kết tủa : kim loại trong
ôxít là kim loại kiềm (hóa trò I).

Các ôxít của phi kim : Cho vào nước thử
bằng quỳ tím  Đỏ.

+ Nếu có kết tủa : kim loại trong ôxít là
kim loại kiềm thổ (hóa trò II).

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

0

t
2Mg + O2 
 2MgO ;

0

4 2

2

t
C + O2 
 CO2 ;

0

4

2

t
2CO + O2 
 2CO2 .

2. O3 có tính ôxi hoá mạnh hơn O2
1

2Ag  O3  Ag2O  O2 ;

0

0

2

0

2K I  O3  H2O  I2  2K O H  O2 .

3. S vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá
– Tính ôxi hoá :
0

0

+2 -2

0

0

1 2

t
t
 H2 S ;
S + Fe 
 FeS ; S  H2 

0

0

2 2

Hg S  Hg S .

– Tính khử :
0

0

4 2

t
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  H2O

H2SO3 ;

SO2  2NaOH  Na2SO3  H2O ;
SO2  NaOH  NaHSO3 .
6. SO2 vừa có tính axít, vừa có tính khử
4

0

1

6

SO2 + Br 2 + 2H2O  2H Br + H2 SO4 (phả n ứ ng thể hiệ n tính khử củ a SO2 ).

[Type text]


Gia sư Thành Được

4

2

www.daythem.edu.vn

0

SO2 + 2H2 S  3S  + 2H2O (phả n ứ ng thể hiệ n tính ô xi hoá củ a SO2 ).

7. H2SO4 đặc có tính ôxi hoá mạnh
6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe  Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 ;
2H2SO4 (đặc, nóng) + S  3SO2 + 2H2O ;
H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI  4I2 + H2S + 4H2O ;
2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4  Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2.
8. Tính ôxi hoá Cl2 > Br2 > I2

Cl 2  2NaBr  2NaCl  Br2 ;
Cl 2  2NaI  2NaCl  I2 ;
Br 2  2NaI  2NaBr  I2 .

[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

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.
Tốc độ phản ứng tính theo A : v  
Tốc độ phản ứng tính theo D : v 

CA
.
t

CD
.
t

3. Tốc độ phản ứng hoá học phụ thuộc vào các yếu tố
– Bản chất của các chất tham gia phản ứng.

Sự biến thiên tốc độ phản ứng thuận và
phản ứng nghòch theo thời gian

– 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.[pA]a.[pB]b (với A, B là chất khí)  Áp suất chất khí tăng
thì tốc độ phản ứng tăng.
t

– Nhiệt độ : vt2  vt1 . 10  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
[C]c [D]d
– Cân bằng trong hệ đồng thể : K C 
. Với A, B, C, D là chất khí.
[A]a [B]b

– 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.
[Type text]


Gia sư Thành Được

www.daythem.edu.vn

– 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.

[Type text]