Phần 1
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
- Electron: mang điện tích âm, kí hiệu e
- $m_e = 9,1094 \cdot 10^{-31}$ kg
- $q_e = -1,602 \cdot 10^{-19}$ C kí hiệu là $-e_0$, qui ước bằng 1-
- Proton: mang điện tích dương, kí hiệu p
- $m_p = 1,6726 \cdot 10^{-27}$ kg
- $q_p = +1,602 \cdot 10^{-19}$ C kí hiệu $e_0$, qui ước bằng 1+
- Nơtron: không mang điện, kí hiệu n.
- $m_n = 1,6726 \cdot 10^{-27}$ kg
- Electron: mang điện tích âm, kí hiệu e
II. 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
- Ví dụ : nguyên tử Na có Z = 11+ $\rightarrow$ 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 $\rightarrow$ A = P + N = 8 + 8 = 16
- Ví dụ 2: Nguyên tử Li có A = 7 và Z = 3 $\rightarrow$ Z = p = e = 3; N = 7 - 3 = 4
- Nguyên tử Li có 3p, 3e và 4n
III. 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
$_Z^A X$
Ví dụ : Số hiệu nguyên tử $_{11}^{23}Na$
Cho biết nguyên tử của nguyên tố natri có Z = 11, 11p, 11e và 12n (23-11=12)
IV. Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử
Mức năng lượng của obitan nguyên tử : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d...
Số electron tối đa trong một phân lớp :
| 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.
V. Cấu hình electron nguyên tử
1. Các quy tắc điền electron
a. Nguyên lí vững bền
- Các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao.
- 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 1 obitan nguyên tử chứa tối đa 2 electron và có chiều tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron.
c. Quy tắc Hun
Trong cùng một phân lớp các electron điền vào các obitan sao cho số electron độc thân là lớn nhất.
2. 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)
- Cách xác định nguyên tố s, p, d, f:
- + Nguyên tố s : có electron cuối cùng điền vào phân lớp s. Na, Z=11, $1s^22s^22p^63s^1$
- + Nguyên tố p: có electron cuối cùng điền vào phân lớp p.
Br: Z=35, $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^{10}4p^5$ Hay $1s^22s^22p^63s^23p^63d^{10}4s^24p^5$ - + Nguyên tố d: có electron cuối cùng điền vào phân lớp d.
Co: Z=27, $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^7$ Hay $1s^22s^22p^63s^23p^63d^74s^2$ - + Nguyên tố f: có electron cuối cùng điền vào phân lớp f.
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: 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 tự của chu kỳ trùng với số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kỳ 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.
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: $(n-1)d^a ns^x (a=1-10; x=1 \text{ hoặc } 2)$ (Lưu ý OCR: x thường là 2, một số trường hợp là 1)
- * Số electron hóa trị = số electron lớp n + số electron phân lớp (n-1)d nhưng chưa bão hòa.
- * Đặt S = a + x, ta có: - $S \le 8$ thì S = số thứ tự nhóm.
- - $8 < S \le 10$ thì nguyên tố ở nhóm VIII B. (Lưu ý OCR: $8 \le S \le 10$)
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 ($I_1$) 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
- Trong cùng chu kỳ, khi điện tích hạt nhân tăng tính kim loại giảm, tính phi kim tăng dần.
- 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 trị đối với hidro = 8 - số thứ tự nhóm (áp dụng cho nhóm IVA đến VIIA) (Lưu ý OCR: Hóa trị đối với oxi = số thứ tự nhóm)
Công thức phân tử ứng với các nhóm nguyên tố ( R : là nguyên tố )
$R_2O_n$ : n là số thứ tự của nhóm (hóa trị cao nhất với oxi)
$RH_{8-n}$: n là số thứ tự của nhóm (hóa trị với hidro)
| Nhóm | IA | IIA | IIIA | IVA | VA | VIA | VIIA |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Oxit | $R_2O$ | $RO$ | $R_2O_3$ | $RO_2$ | $R_2O_5$ | $RO_3$ | $R_2O_7$ |
| Hidrua | $RH_4$ | $RH_3$ | $RH_2$ | $RH$ |
7. Sự biến đổi tính axit-bazơ của oxit và hidroxit tương ứng
- Trong cùng chu kỳ, khi điện tích hạt nhân tăng : tính bazơ giảm, tính axit tăng.
- Trong cùng nhóm A, khi điện tích hạt nhân tăng: tính bazơ tăng, tính axit giảm.
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 tử.
III. So sánh tính chất hoá học của một nguyên tố với các ng/tố lân cận
- Trong chu kì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, cụ thể về:
- Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
- Tính bazơ của oxit và hiđroxit yếu dần, tính axit mạnh dần.
- Trong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, cụ thể:
- Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
- - Theo chu kỳ :
- + Tính phi kim Si < P < S
- + Tính kim loại Na > Mg > Al
- - Theo nhóm A:
- + Tính phi kim As < P < N
- + Tính kim loại Na < K < Rb
IV. Lưu ý khi xác định vị trí các nguyên tố nhóm B
- Nguyên tố họ d : $(n-1)d^a ns^x$ với $a = 1 \ldots 10; x=1 \text{ hoặc } 2$ (Lưu ý OCR: thường x=2)
- + Nếu $a + x < 8 \rightarrow a + x$ là số thứ tự của nhóm.
- + Nếu $a + x > 10 \rightarrow (a + x) - 10$ là số thứ tự của nhóm.
- + Nếu $8 \le a + x \le 10 \rightarrow$ nguyên tố thuộc nhóm VIII B
- Nguyên tố họ f: $(n-2)f^a ns^x$ với $a = 1 \ldots 14; x = 1 \text{ hoặc } 2$ (Lưu ý OCR: thường x=2)
- + Nếu n = 6 $\rightarrow$ Nguyên tố thuộc họ lantan.
- + Nếu n = 7 $\rightarrow$ Nguyên tố thuộc họ actini.
- (a + x) - 3 = số thứ tự của nguyên tố trong họ (Lưu ý: cách xác định này không phổ biến và có thể không chính xác, STT nhóm của họ Lantan và Actini thường được coi là IIIB)
Ví dụ: Z=62; n=6, a=6, x=2 $\rightarrow$ 6+2-3=5 (Lưu ý: Cách tính này không chuẩn, Z=62 là Samarium (Sm), thuộc họ Lantan), thuộc ô thứ 5 trong họ lantan.
Chương 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC
| Loại liên kết | Liên kết ion | Liên kết cộng hóa trị | |
|---|---|---|---|
| Không cực | Có cực | ||
| Định nghĩa | Liên kết ion Là liên kết hoá học hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. | Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa hai hay nhiều nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung | |
| Bản chất của liên kết | Sự cho – nhận các electron | 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. | 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 |
| Hiệu độ âm điện ($\Delta \chi$) | $\Delta \chi \ge 1.7$ | $0 \le \Delta \chi < 0.4$ | $0.4 \le \Delta \chi < 1.7$ |
| Đặc tính | Bền | ||
| Ví dụ | NaCl, $KNO_3, NH_4Cl, Al_2S_3$........ | $H_2, Cl_2, N_2, O_2$........... | $H_2O. NH_3, HCl$ |
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: $CaCl_2$ 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: $CH_4$ là hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của Cacbon là 4, Hidrô là 1.
7. Số oxi hóa
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 oxi hoá
- Qui ước 1: Số oxi hoá của nguyên tố trong đơn chất bằng không.
- Qui ước 2: Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng không.
- $H_2SO_4$: $2(+1) + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = +6$
- $K_2Cr_2O_7$: $2(+1) + 2x + 7(-2) = 0 \Rightarrow x = +6$
- Qui ước 3: Số oxi hoá của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng điện tích của ion đó.
- Qui ước 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá của hiđrô bằng +1 (trừ hiđrua của kim loại NaH, $CaH_2$...). Số oxi hóa của oxi bằng -2 (trừ trường hợp $OF_2$ và peoxit $H_2O_2$...)
c. Cách ghi số oxi hoá : Số oxi hoá đặt phía trên kí hiệu nguyên tố, dấu ghi trước số ghi sau.
Chương 4: PHẢN ỨNG OXY HOÁ - KHỬ
I. Phản ứng oxi hóa – khử
- Chất oxi hóa: là chất nhận electron, kết quả là số oxihóa giảm.
- Chất khử : là chất nhường electron, kết quả là số oxhóa tăng.
- - Quá trình oxi hóa: là quá trình (sự) nhường electron.
- - Quá trình khử: là quá trình (sự) nhận electron.
II. Cân bằng phản ứng oxi hóa – 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 $\rightarrow$ số oxi hoá tăng
- Chất có oxi hoá giảm: Chất oxi hoá + me $\rightarrow$ 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
Ví dụ: cân bằng phương trình sau: $Fe_2O_3 + H_2 \rightarrow Fe + H_2O$
B1: $Fe_2^{+3}O_3^{-2} + H_2^0 \rightarrow Fe^0 + H_2^{+1}O^{-2}$
B2:
- $2Fe^{+3} + 6e \rightarrow 2Fe^0$ (quá trình khử $Fe^{3+}$)
- $2H^0 - 2e \rightarrow 2H^{+1}$ (quá trình oxi hoá $H_2$)
B3:
- x1 | $2Fe^{+3} + 6e \rightarrow 2Fe^0$
- x3 | $2H^0 - 2e \rightarrow 2H^{+1}$
B4: Cân bằng
$Fe_2O_3 + 3H_2 \rightarrow 2Fe + 3H_2O$
- Chất oxi hoá: $Fe_2O_3$ ( $Fe^{3+}$ là chất oxi hoá)
- Chất khử: $H_2$ ( $H_2$ là chất khử)
KIẾN THỨC TRỌNG TÂM HÓA HỌC LỚP 10
Phần 2
Chương 5: NHÓM HALOGEN
I. VỊ TRÍ TRONG BẢNG HTTH
- Gồm có các nguyên tố $_9F, _{17}Cl, _{35}Br, _{53}I, _{85}At$. Phân tử dạng $X_2$ như $F_2$ khí màu lục nhạt, $Cl_2$ khí màu vàng lục, $Br_2$ lỏng màu nâu đỏ, $I_2$ tinh thể tím.
- Dễ nhận thêm một electron để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm: $X + 1e \rightarrow X^-$
- F chỉ có số oxh -1. Các halogen còn lại ngoài số oxh –1 còn có số oxh dương: +1, +3, +5, +7.
II. CLO
1. Tính chất hoá học
a. Tác dụng với kim loại: ($t^\circ$) tạo muối clorua (có hoá trị cao nhất)
$2Na + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2NaCl$; $2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2FeCl_3$
b. Tác dụng với phi kim ($t^\circ$ hoặc ánh sáng)
$H_2 + Cl_2 \xrightarrow{as/t^\circ} 2HCl$; $2P + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2PCl_3$; $Cl_2$ không tác dụng trực tiếp với $O_2$
c. Tác dụng với một số hợp chất có tính khử
$H_2S + Cl_2 \rightarrow 2HCl + S$; $Cl_2 + SO_2 + 2H_2O \rightarrow H_2SO_4 + 2HCl$
d. $Cl_2$ còn tham gia phản ứng với vai trò vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử
- Tác dụng với nước
$Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO$ (Axit hipoclorơ)
- Tác dụng với dung dịch bazơ
$Cl_2 + 2NaOH \rightarrow NaCl + NaClO + H_2O$ (nước javel)
e. Tác dụng với muối
$3Cl_2 + 6FeSO_4 \rightarrow 2Fe_2(SO_4)_3 + 2FeCl_3$
f. Phản ứng thế, phản ứng cộng, phản ứng phân huỷ với một số hợp chất hữu cơ
2. Điều chế : Nguyên tắc là khử các hợp chất $Cl$ tạo $Cl^0$
a. Trong phòng thí nghiệm: HCl đậm đặc tác dụng với chất oxi hóa mạnh: $KMnO_4, MnO_2, KClO_3$
$2KMnO_4 + 16HCl \rightarrow 2KCl + 2MnCl_2 + 5Cl_2 + 8H_2O$
$MnO_2 + 4HCl \xrightarrow{t^\circ} MnCl_2 + Cl_2 + 2H_2O$
$KClO_3 + 6HCl \rightarrow KCl + 3H_2O + 3Cl_2$
b. Trong công nghiệp: dùng phương pháp điện phân
$2NaCl + 2H_2O \xrightarrow{đpdd/cmn} H_2 + 2NaOH + Cl_2$
$2NaCl \xrightarrow{đpnc} 2Na + Cl_2$
(nếu quá trình điện phân không có màng ngăn thì sản phẩm thu được là dung dịch nước javel)
III. AXIT CLOHIDRIC (HCl): Dung dịch HCl có đầy đủ tính chất hoá học của một axit mạnh
1. Tính chất hoá học
a. Dung dịch HCl làm quỳ tím hoá đỏ (nhận biết axit)
b. Tác dụng với kim loại: (đứng trước H) tạo muối (với hóa trị thấp của KL) và giải phóng $H_2$
$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$; $Cu + HCl \rightarrow$ không có phản ứng
c. Tác dụng với bazơ và oxit bazơ: tạo muối và nước
$NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O$
d. Tác dụng với muối: (theo điều kiện phản ứng trao đổi)
$CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2\uparrow$
Dung dịch axit HCl đặc còn đóng vai trò chất khử khi tác dụng với chất oxh mạnh như $K_2Cr_2O_7, MnO_2$...
$K_2Cr_2O_7 + 14HCl_{đặc} \rightarrow 3Cl_2 + 2KCl + 2CrCl_3 + 7H_2O$
Hỗn hợp 3 HCl : 1 $HNO_3$ đặc được gọi là nước cường toan (cường thuỷ) có thể hoà tan được Au.
2. Điều chế
a. Phương pháp sunfat: $2NaCl_{rắn} + H_2SO_{4 đặc} \xrightarrow{t^\circ > 400^\circ C} Na_2SO_4 + 2HCl\uparrow$
$NaCl_{rắn} + H_2SO_{4 đặc} \xrightarrow{t^\circ < 250^\circ C} NaHSO_4 + HCl\uparrow$
b. Phương pháp tổng hợp: $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2HCl$
IV. FLO
1. Tính chất hoá học
a. Tác dụng với kim loại và phi kim
$Ca + F_2 \rightarrow CaF_2$; $3F_2 + S \rightarrow SF_6$
b. Tác dụng với Hidro: phản ứng xảy ra mạnh hơn các halogen khác $H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$
Khí HF tan vào nước tạo dd HF (là axit yếu, hòa tan được $SiO_2$: $4HF + SiO_2 \rightarrow 2H_2O + SiF_4$)
c. Tác dụng với nước: $2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF + O_2$
Phản ứng này giải thích vì sao $F_2$ không đẩy $Cl_2, Br_2, I_2$ ra khỏi dung dịch muối hoặc axit trong khi flo có tính oxi hóa mạnh hơn.
2. Điều chế HF bằng phương pháp sunfat
$CaF_{2(r)} + H_2SO_{4(dd)} \xrightarrow{t^\circ} CaSO_4 + 2HF \uparrow$
V. BROM VÀ IOT
1. Tác dụng với kim loại: tạo muối tương ứng
$2Al + 3Br_2 \rightarrow 2AlBr_3$; $2Al + 3I_2 \rightarrow 2AlI_3$
2. Tác dụng với Hidro
$H_2 + Br_2 \rightleftharpoons 2HBr \uparrow$
$H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$
Độ hoạt động giảm dần từ Cl $\rightarrow$ Br $\rightarrow$ I
Về độ mạnh axit thì lại tăng dần từ HCl < HBr < HI
$Br_2 + 5Cl_2 + 6H_2O \rightarrow 2HBrO_3 + 10HCl$
Các axit HBr, HI có tính khử mạnh có thể khử được axit $H_2SO_4$ đặc
$2HBr + H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + SO_2 + H_2O$; $8HI + H_2SO_4 \rightarrow 4I_2 + H_2S + 4H_2O$
VI. NHẬN BIẾT
Dùng $Ag^+$ ($AgNO_3$) để nhận biết các gốc halogenua.
$Ag^+ + Cl^- \rightarrow AgCl \downarrow$ (trắng)
$Ag^+ + Br^- \rightarrow AgBr \downarrow$ (vàng nhạt)
$Ag^+ + I^- \rightarrow AgI \downarrow$ (vàng đậm)
$I_2$ + hồ tinh bột $\rightarrow$ xanh lam
Chương 6: OXI – LƯU HUỲNH
I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO
Các nguyên tố thuộc PNC nhóm VI gồm $_8O, _{16}S, _{34}Se, _{52}Te, _{84}Po$ có 6 electron ngoài cùng do đó dễ dàng nhận 2e để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm. Vậy tính oxi hóa là tính chất chủ yếu.
Cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố nhóm VIA:
- + Giống: đều có 6e lớp ngoài cùng, có 2 độc thân $\rightarrow$ số oxh -2 trong hợp chất có ĐÂĐ nhỏ hơn.
- + Khác: 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 $\rightarrow$ số oxh +4 hoặc +6 của S, Se, Te trong các hợp chất với các nguyên tố có ĐÂĐ lớn hơn.
Ngoài tính oxi hoá S, Se, Te còn có khả năng thể hiện tính khử.
II. OXI
Trong tự nhiên có 3 đồng vị $^{16}O, ^{17}O, ^{18}O$. Oxi là một phi kim hoạt động và là một chất oxi hóa mạnh vì thế trong tất cả các dạng hợp chất, oxi thể hiện số oxi hoá –2 (trừ : $F_2O^{+2}, H_2O_2^{-1}$, các peoxit $Na_2O_2^{-1}$ ).
- Tác dụng hầu hết với kim loại (trừ Au và Pt), cần có $t^\circ$ tạo oxit
$2Mg + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2MgO$; $4Al + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Al_2O_3$
- Tác dụng hầu hết với phi kim (trừ halogen), cần có $t^\circ$ tạo ra oxit
$S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$; $C + O_2 \xrightarrow{t^\circ} CO_2$
- Tác dụng với $H_2$ (nổ mạnh theo tỉ lệ 2:1 về số mol) $2H_2 + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2H_2O$
- Tác dụng với các chất có tính khử
$2SO_2 + O_2 \xrightarrow{V_2O_5, 450^\circ C} 2SO_3$
$CH_4 + 2O_2 \xrightarrow{t^\circ} CO_2 + 2H_2O$
- Tác dụng với các chất hữu cơ
$C_2H_5OH + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CO_2 + 3H_2O$
$C_2H_5OH + O_2 \xrightarrow{\text{len men giấm}} CH_3COOH + H_2O$
III. OZON:
Là dạng thù hình của oxi và có tính oxi hóa mạnh hơn $O_2$ rất nhiều
$O_3 + 2KI + H_2O \rightarrow I_2 + 2KOH + O_2$ (oxi không có phản ứng)
Do tạo ra KOH nên $O_3$ làm xanh quỳ tím tẩm dd KI (dùng trong nhận biết ozon)
$2Ag + O_3 \rightarrow Ag_2O + O_2$ (oxi không có phản ứng)
IV. HIĐRO PEOXIT:
Là chất vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.
Tính oxi hoá: $H_2O_2 + 2KI \rightarrow I_2 + 2KOH$
$H_2O_2 + KNO_2 \rightarrow KNO_3 + H_2O$
Tính khử : $H_2O_2 + Ag_2O \rightarrow 2Ag + O_2 + H_2O$
$5H_2O_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 5O_2 + 8H_2O$
V. LƯU HUỲNH
Là chất oxi hóa nhưng yếu hơn $O_2$, ngoài ra còn là chất khử.
* S là chất oxi hóa khi tác dụng với kim loại và $H_2$ tạo sunfua chứa $S^{2-}$
- Tác dụng với nhiều kim loại (có $t^\circ$, tạo sản phẩm ứng số oxi hoá thấp của kim loại)
$Fe + S \xrightarrow{t^\circ} FeS$; $Zn + S \xrightarrow{t^\circ} ZnS$
$Hg + S \rightarrow HgS$ thủy ngân sunfua, phản ứng xảy ra ở $t^\circ$ thường
- Tác dụng với $H_2$: tạo hidro sunfua mùi trứng
$H_2 + S \xrightarrow{t^\circ} H_2S^{-2}$ hidrosunfua
* S là chất khử khi tác dụng với chất oxi hóa tạo hợp chất với số oxi hóa dương (+4, +6)
- Tác dụng với phi kim (trừ Nitơ và Iod)
$S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2^{+4}$; $S + 3F_2 \rightarrow SF_6^{+6}$
Ngoài ra khi gặp chất oxi hóa khác như $HNO_3$ tạo $H_2SO_4$.
VI. HIDRO SUNFUA ($H_2S$)
Là chất khử mạnh vì trong $H_2S$ lưu huỳnh có số oxi hoá thấp nhất (-2)
- Tác dụng với oxi: có thể tạo S hoặc $SO_2$ tùy lượng oxi
$2H_2S + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2H_2O + 2SO_2$ (dư oxi, đốt cháy)
$2H_2S + O_2 \xrightarrow{t^\circ \text{thấp}} 2H_2O + 2S \downarrow$
- Tác dụng với clo: có thể tạo S hay $H_2SO_4$ tùy điều kiện phản ứng
$H_2S + Cl_2 \rightarrow 2HCl + S$; $H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O \rightarrow 8HCl + H_2SO_4$
- Dung dịch $H_2S$ có tính axit yếu 2 nấc: Khi tác dụng dung dịch kiềm có thể tạo muối axit hoặc muối trung hoà
$H_2S + NaOH \xrightarrow{1:1} NaHS + H_2O$
$H_2S + 2NaOH \xrightarrow{1:2} Na_2S + 2H_2O$
VII. LƯU HUỲNH (IV) OXIT ($SO_2$)
*Với số oxi hoá trung gian +4 ($S^{+4}O_2$). Khí $SO_2$ vừa là chất khử, vừa là chất oxi hoá và là một oxit axit.
- $SO_2$ là chất khử ($S^{+4} - 2e \rightarrow S^{+6}$ ): tác dụng với chất oxi hóa mạnh như $O_2, Cl_2, KMnO_4$
$2SO_2 + O_2 \xrightarrow{V_2O_5, 450^\circ C} 2SO_3$
$SO_2 + Cl_2 + 2H_2O \rightarrow 2HCl + H_2SO_4$
$5SO_2 + 2KMnO_4 + 2H_2O \rightarrow K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 2H_2SO_4$
- $SO_2$ là chất oxi hoá ($S^{+4} + 4e \rightarrow S^0$ ): tác dụng chất khử mạnh $H_2S, Mg$
$SO_2 + 2H_2S \rightarrow 2H_2O + 3S \downarrow$
$SO_2 + 2Mg \xrightarrow{t^\circ} 2MgO + S \downarrow$
- $SO_2$ là một oxit axit
$SO_2 + NaOH \rightarrow NaHSO_3$ ($k = \frac{n_{NaOH}}{n_{SO_2}} \le 1$)
$SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O$ ($k = \frac{n_{NaOH}}{n_{SO_2}} \ge 2$)
Nếu $1 < k < 2$ thì tạo ra cả hai muối
VIII. LƯU HUỲNH (VI) OXIT ($SO_3$): Là một oxit axit
Tác dụng với $H_2O$ tạo axit sunfuric: $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4 + Q$
Tác dụng với bazơ tạo muối: $SO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O$
IX. AXIT SUNFURIC $H_2SO_4$
Ở trạng thái loãng là một axit mạnh, ở trạng thái đặc là một chất oxi hóa mạnh.
1. Axit $H_2SO_4$ loãng
Làm đỏ quỳ tím, tác dụng kim loại (trước H), bazơ, oxit bazơ và nhiều muối của axit yếu hơn.
$H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$ làm quỳ tím hoá màu đỏ.
$H_2SO_4 + Fe \rightarrow FeSO_4 + H_2 \uparrow$
$H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O$
$H_2SO_4 + CuO \rightarrow CuSO_4 + H_2O$
$H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2HCl$
2. Axit $H_2SO_4$ đặc là một chất oxi hóa 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 $SO_2$ (có thể $H_2S, S$ nếu kim loại khử mạnh như Mg ).
$2Fe + 6H_2SO_{4đặc} \xrightarrow{t^\circ} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + 6H_2O$
Al, Fe, Cr không tác dụng với $H_2SO_4$ đặc nguội, vì kim loại bị thụ động hóa.
- Tác dụng với phi kim rắn, ($t^\circ$) tạo hợp chất của phi kim ứng với số oxi hoá cao nhất.
$2H_2SO_{4(đ)} + S \xrightarrow{t^\circ} 3SO_2 + 2H_2O$
- Tác dụng với một số chất có tính khử
$FeO + H_2SO_{4 (đ)} \xrightarrow{t^\circ} \frac{1}{2}Fe_2(SO_4)_3 + \frac{1}{2}SO_2 + H_2O$ (Lưu ý: Cân bằng lại $2FeO + 4H_2SO_{4(đ)} \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + SO_2 + 4H_2O$)
$2HBr + H_2SO_{4 (đ)} \xrightarrow{t^\circ} Br_2 + SO_2 + 2H_2O$
- Hút nước của một số chất hữu cơ: $C_{12}H_{22}O_{11} + H_2SO_{4(đ)} \rightarrow 12C + H_2SO_4 \cdot 11H_2O$
X. ĐIỀU CHẾ
1. Điều chế oxi
$2KClO_3 \xrightarrow{MnO_2, t^\circ} 2KCl + 3O_2$ (xúc tác $MnO_2$), điều chế trong PTN
2. Điều chế $H_2S$
Cho FeS hoặc ZnS tác dụng với dung dịch HCl: $FeS + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2S\uparrow$
Đốt S trong khí hiđro: $H_2 + S \xrightarrow{t^\circ} H_2S$
3. Điều chế $SO_2$
$S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$
$Na_2SO_3 + H_2SO_{4(đ)} \rightarrow Na_2SO_4 + H_2O + SO_2\uparrow$
$4FeS_2 + 11O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Fe_2O_3 + 8SO_2$
$Cu + 2H_2SO_{4(đ)} \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + 2H_2O + SO_2\uparrow$
4. Điều chế $SO_3$
$2SO_2 + O_2 \xrightarrow{V_2O_5, 450^\circ C} 2SO_3$
5. Sản xuất $H_2SO_4$ (trong CN)
Từ quặng pyrit sắt $FeS_2$: $FeS_2 \xrightarrow{+O_2, t^\circ} SO_2 \xrightarrow{+O_2, V_2O_5, t^\circ} SO_3 \xrightarrow{+H_2O} H_2SO_4$
Từ S: $S \xrightarrow{+O_2, t^\circ} SO_2 \xrightarrow{+O_2, V_2O_5, t^\circ} SO_3 \xrightarrow{+H_2O} H_2SO_4$
Chương 7: TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HOÁ HỌC
I. Tốc độ phản ứng
1. Biểu thức: Xét phản ứng $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$
$\bar{v}$ : Tốc độ trung bình của phản ứng
$\bar{v} = \pm \frac{\Delta C}{\Delta t} = \pm \frac{(C_2 - C_1)}{(t_2 - t_1)}$ ; dấu +: tính theo chất sản phẩm; dấu -: tính theo chất tham gia
$\Delta C$ : Biến thiên nồng độ của chất tham gia phản ứng hoặc chất sản phẩm
$\Delta t$ : Biến thiên thời gian.
2. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
a. Nồng độ: Tăng nồng độ chất phản ứng $\rightarrow$ tốc độ phản ứng tăng
Ta có $v = k \cdot C_A^a \cdot C_B^b$. Trong đó: v tốc độ tại thời điểm nhất định
k hằng số tốc độ
$C_A, C_B$ nồng độ của các chất A, B.
b. Nhiệt độ: Qui tắc Van't – Hoff: cứ tăng nhiệt độ lên $10^\circ C$ thì tốc độ phản ứng tăng từ 2 - 4 lần.
Biểu thức liên hệ $\frac{v_{t_2}}{v_{t_1}} = \gamma^{\frac{t_2-t_1}{10}}$ trong đó $\gamma = 2 \ldots 4$ (nếu tăng $10^\circ C$)
c. Áp suất: Áp suất càng lớn $\rightarrow$ thể tích giảm $\rightarrow$ khoảng cách giữa các phân tử càng nhỏ $\rightarrow$ tần số va chạm trong 1 đơn vị thời gian nhiều $\rightarrow$ số va chạm có hiệu quả tăng $\rightarrow$ tốc độ phản ứng tăng.
d. Diện tích bề mặt: Tăng diện tích bề mặt $\rightarrow$ tăng tần số va chạm giữa các phân tử $\rightarrow$ số lần va chạm có hiệu quả tăng $\rightarrow$ tốc độ phản ứng tăng.
e. Chất xúc tác:
Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng; không làm chuyển dịch cân bằng.
II. Cân bằng hoá học
1. Phản ứng thuận nghịch, phản ứng một chiều
2. Cân bằng hoá học
Biểu thức: $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$
Ta có: $K_c = \frac{{[C]^c \cdot [D]^d}}{{[A]^a \cdot [B]^b}}$
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 yếu tố khác.
3. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học
a. Nồng độ: Tăng nồng độ chất tham gia phản ứng $\rightarrow$ cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận và ngược lại.
b. Áp suất: Tăng áp suất $\rightarrow$ 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 $\rightarrow$ cân bằng chuyển dịch về chiều thu nhiệt, giảm nhiệt độ cân bằng chuyển dịch về chiều tỏa nhiệt
* Lưu ý: $\Delta H = H_2 - H_1$, nếu $\Delta H > 0$: Thu nhiệt; $\Delta H < 0$: Toả nhiệt
NHẬN BIẾT MỘT SỐ HỢP CHẤT VÔ CƠ
1. Nhận biết một số anion (ion âm)
| Ion | Thuốc thử | Dấu hiệu | Phương trình phản ứng |
|---|---|---|---|
| $Cl^-$ | Dung dịch $AgNO_3$ | - Kết tủa trắng | $Ag^+ + X^- \rightarrow AgX \downarrow$ (hoá đen ngoài ánh sáng do phản ứng $2AgX \rightarrow 2Ag + X_2$) |
| $Br^-$ | - Kết tủa vàng nhạt | ||
| $I^-$ | - Kết tủa vàng | ||
| $SO_4^{2-}$ | $BaCl_2$ | - Kết tủa trắng | $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4 \downarrow$ |
| $SO_3^{2-}$ | Dung dịch HCl hoặc $H_2SO_4$ loãng | - $\uparrow$ Phai màu dd $KMnO_4$ | $SO_3^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2O + SO_2 \uparrow$ |
| $HSO_3^-$ | - $\uparrow$ Phai màu dd $KMnO_4$ | $HSO_3^- + H^+ \rightarrow H_2O + SO_2 \uparrow$ | |
| $S^{2-}$ | - $\uparrow$ Mùi trứng thối | $S^{2-} + 2H^+ \rightarrow H_2S \uparrow$ |
2. Nhận biết một số chất khí
| Chất khí | Thuốc thử | Dấu hiệu | Phương trình phản ứng |
|---|---|---|---|
| $Cl_2$ | - dd KI + hồ tinh bột | - hoá xanh đậm | $Cl_2 + 2I^- \rightarrow 2Cl^- + I_2$ ($I_2$ + hồ tinh bột $\rightarrow$ màu xanh đậm) |
| - dd $KMnO_4$ ( tím ) | - mất màu tím | $5SO_2 + 2KMnO_4 + 2H_2O \rightarrow 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 2H_2SO_4$ | |
| $SO_2$ | - dd $Br_2$ ( nâu đỏ ) | - mất màu nâu đỏ | $SO_2 + Br_2 + 2H_2O \rightarrow H_2SO_4 + 2HBr$ (Lưu ý OCR: $SO_2 + Br_2 + 2H_2O \rightarrow 2HBr + H_2SO_4$ ) |
| - dd $CuCl_2$ | - kết tủa đen | $- H_2S + CuCl_2 \rightarrow CuS \downarrow + 2HCl$ | |
| $H_2S$ | - ngửi mùi | - mùi trứng thối | Màu đen |
| $O_2$ | - tàn que diêm | - bùng cháy | |
| $O_3$ | - dd KI + hồ tinh bột | - hoá xanh đậm | $2KI + O_3 + H_2O \rightarrow I_2 + 2KOH + O_2$ ($I_2$ + hồ tinh bột $\rightarrow$ màu xanh đậm) |
| - kim loại Ag | - hoá xám đen | $2Ag + O_3 \rightarrow Ag_2O + O_2$ |