Đề cương ôn tập học kỳ II – Hóa học lớp 10>

A. NHÓM HALOGEN

I. Vị trí trong bảng HTTH các nguyên tố.

+ Gồm có những nguyên tố 9F 17C l 35B r 53I 85A t .

+ Thuộc nhóm VIIA, dễ nhận thêm một electron để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm khi tham gia phản ứng hóa học

=> X + 1 e → X – ( X : F, Cl, Br, I )+ Phân tử dạng X2 như F2 khí màu lục nhạt, Cl2 khí màu vàng lục, Br2 lỏng màu nâu đỏ, I2 tinh thể tím+ 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

II. CLO

+ Là chất khí, màu vàng, mùi xốc, độc và nặng hơn không khí .+ Phân tử Cl2 có một link cộng hóa trị, thuận tiện tham gia phản ứng hóa học .+ Clo có tính oxh mạnh, tuy nhiên nó cũng bộc lộ tính khử trong 1 số ít phản ứng hóa học

1.Tính chất hoá học

a. Tác dụng với kim loại 

Clo tác dụng với hầu hết các kim loại tạo ra muối clorua (KL sau phản ứng có hóa trị cao nhất)

2N a + Cl2 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) 2N aCl2F e + 3C l2 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) 2F eCl3Cu + Cl2 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) CuCl2

b.  Tác dụng với phim kim

(cần có nhiệt độ hoặc có ánh sáng)

H2 + Cl2 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) 2HC l2P + 3C l2 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) 2PC l3

Cl2không tác dụng trực tiếp với O2.

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

H2S + Cl2 → 2HC l + S3C l2 + 2NH3 → N2 + 6HC lCl2 + SO2 + 2H2 O → H2SO4 + 2HC l

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

+  Tác dụng với nước : Khi hoà tan vào nước, một phần Clo tác dụng (Thuận nghịch)

Cl2 + H2O \ ( \ rightleftarrows \ ) HCl + HClO ( Axit hipoclorơ )Axit hipoclorơ có tính oxy hoá mạnh, nó hủy hoại những màu do đó nước clo hay clo ẩm có tính tẩy màu .

+ Tác dụng với dung dịch bazơ

Cl2 + 2N aOH → NaCl + NaClO + H2O ( nước javel )2C l2 + 2C a ( OH ) 2 → Ca ( ClO ) 2 + CaCl2 + H2O3C l2 + 6KOH \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) KClO3 + 5KC l + 3H2 O

 + Tác dụng với muối

Cl2 + 2N aBr → 2N aCl + Br23C l2 + 6F eSO4 → 2F e2 ( SO4 ) 3 + 2F eCl3

2.Điều chế : Nguyên tắc là khử các hợp chất Cl- tạo Cl0

a.  Trong phòng thí nghiệm: Cho HCl đậm đặc tác dụng với các chất oxh mạnh

2KM nO4 + 16HC l → 2KC l + 2M nCl2 + 5C l2 ­ + 8H2 O2N aCl + 2H2 O \ ( \ xrightarrow { dp \ text { dd } / cmn } \ ) 2N aOH + Cl2 + H22N aCl \ ( \ xrightarrow { dpnc } \ ) 2N a + Cl2 ­

b. Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn

III.  AXIT CLOHIDRIC (HCl) :

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

1.  Tính chất hóa học

a.  Tác dụng chất chỉ thị

 Dung dịch HCl làm quì tím hoá đỏ (nhận biết axit)

b.  Tác dụng kim loại (đứng trước H trong dãy hoạt động hóa học) sinh ra muối (với hóa trị thấp của kim loại) và giải phóng khí H2

Fe + 2HC l → FeCl2 + H2

Cu không tác dụng với HCl

c. Tác dụng oxit bazơ, bazơ tạo muối và nước

 NaOH HCl → NaCl + H2O

d.  Tác dụng muối (theo điều kiện phản ứng trao đổi)

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ­

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3 ( dùng để phân biệt 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 ……

2KM nO4 + 16HC l → 2KC l + 2M nCl2 + 5C l2 ­ + 8H2 O

2. Điều chế

Phương pháp sunfat : Cho NaCl tinh thể vào H2SO4 đặc
2N aCltt + H2SO4 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } > { { 400 } ^ { 0 } } C } \ ) Na2SO4 + 2HC l
NaCltt + H2SO4 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } < { { 250 } ^ { 0 } } C } \ ) NaHSO4 + HCl Phương pháp tổng hợp : Cho hidro tính năng với clo H2 + Cl2 \ ( \ xrightarrow { as } \ ) HCl

IV. MUỐI CLORUA

Chứa ion âm clorua (Cl-) và các ion dương kim loại

Một số muối clorua thông dụng :+ NaCl dùng để ăn, sản xuất khí clo, NaOH, axit HCl+ KCl phân kali+ ZnCl2 tẩy gỉ khi hàn, chống mục gổ+ CaCl2 chất chống ẩm

V. HỢP CHẤT CHỨA OXI CỦA CLO 

NƯỚC JAVEN 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 + 2N aOH → NaCl + NaClO + H2ONaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO ( có tính tẩy màu )( Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O )

2.KALI CLORAT công thức phân tử KClO3 là chất oxh mạnh thường dùng điều chế O2 trong phòng thí nghiệm

2KC lO3 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) 2KC l + O2 ­KClO3 được điều chế khi dẫn khí clo vào dung dịch kiềm đặc đã được đun nóng đến 1000 c3C l2 + 6KOH \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) 5KC l + KClO3 + 3H2 O

3.CLORUA VÔI là muối hỗn tạp công thức phân tử CaOCl2 là chất oxh mạnh, được điều chế bằng cách dẫn clo vào dung dịch Ca(OH)2 đặc:

Cl2 + Ca ( OH ) 2 ( đ ) → CaOCl2 + H2O2C a ( OH ) 2 ( l ) + 2C l2 → CaCl2 + Ca ( OCl ) 2 + 2H2 O

5. MỘT SỐ AXIT CÓ CHỨA NGUYÊN TỬ CLO

HClO : axit hipo cloroHClO2 : axit cloroHClO3 : axit cloricHClO4 : axit pecloric

VI. FLO là chất OXH mạnh, tham gia phản ứng với các kim loại và hợp chất

1. Hoá tính

 a.Tác dụng với kim loại và phi kim

Ca + F2 → CaF22A g + F2 → 2A gF3F2 + 2A u → 2A uCl33F2 + S → SF6

b.Tác dụng với hidro

Phản ứng xảy ra mạnh hơn các halogen khác.

Hỗn hợp H2, F2 nổ mạnh trong bóng tốiH2 + F2 → 2HFKhí HF tan vào nước tạo dung dịch HF. Dung dịch HF là axit yếu, đặc biệt quan trọng là hòa tan được SiO24HF + SiO2 → 2H2 O + SiF4( sự ăn mòn thủy tinh được ứng dụng trong kĩ thuật khắc trên kính như vẽ tranh khắc chữ ) .

c.Tác dụng với nước

Khí flo qua nước sẽ làm bốc cháy nước (do giải phóng O2).

2F2 + 2H2 O → 4HF + O2Phản ứng này lý giải vì sao F2 không đẩy Cl2, Br2, I2 ra khỏi dung dịch muối hoặc axit trong khi flo có tính oxh mạnh hơn .

2.Điều chế HF bằng phương pháp sunfat

CaF2 ( tt ) + H2SO4 ( đđ ) → CaSO4 + 2HF ­

VII. BROM VÀ IOT 

1.Tác dụng với kim loại

2N a + Br2 → 2N aBr2N a + I2 → 2N aI

2.Tác dụng với hidro

H2 + Br2 → 2HB rH2 + I2 ↔ 2HI ( phản ứng thuận nghịch )HBr, HI tan trong nước tạo thành dung dịch axitTính axit : HI > HBr > HCl

VIII. NHẬN BIẾT dùng Ag+ (AgNO3) để nhận biết các gốc halogenua

B. NHÓM OXI – LƯU HUỲNH

I. OXI

1. Đơn chất oxi

– Nằm ở ô số 8, chu kì 2, nhóm VI A- CTPT : O = O=> Là một phi kim nổi bật, có tính OXH mạnh ( độ âm điện chỉ sau F )

* Tính chất vật lý

Là chất khí, không màu, không mùi, không tan trong nước, nặng hơn không khí. Duy trì sự sống và sự cháy .

* Tính chất hóa học

+, Tác dụng với hầu hết sắt kẽm kim loại ( trừ Au, Pt ) tạo ra oxit sắt kẽm kim loại+, T / d với hidro :H2 + O2 → H2O+, Tác dụng với phi kim khác :S + O2 → SO2+, Tác dụng với một số ít hợp chất :2O2 + CH4 → CO2 + 2H2 O

* Vai trò : Duy trì sự sống cho động, thực vật

* Điều chế:

+, Trong PTN :KMnO4 \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) K2MnO4 + MnO2 + O2
+, Trong CN :
– Chưng cất phân đoạn không khí lỏng .
– Điện phân nước có mắt chất điện li
+, Trong tự nhiên
6CO2 + 6H2 O \ ( \ xrightarrow [ xt ] { as } \ ) C6H12O6 + 6O2

2. Ozon

– CTPT : O3

 * Tính chất vật lý

Là chất khí, ở thể lỏng có màu xanh nhạt, tan tốt trong nước hơn so với oxi

* Tính chất hóa học

Ozon có tính oxh mạnh hơn so với O2
Một số phản ứng hóa hoc chứng minh điều này :
O3 + 2A g → Ag2O + O2
O3 + 2KI + H2O → I2 + 2KOH + O2

* Ứng dụng

– Khử trùng nước, chữa sâu răng, tẩy trắng, …

II. LƯU HUỲNH

1. Đơn chất lưu huỳnh (S)

* Tính chất vật lý

– Là chất rắn, màu vàng có 2 dạng thù hình chính : Tà phương và đơn tà
– Không tan trong nước nhưng tan trong dung môi hữu cơ, có nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy khá cao

* Tính chất hóa học

Là một phi kim trung bình .
S đơn chất có số OXH = 0
=> S vừa có tính khử và tính OXH

+, Tính khử: Tác dụng với phi kim: 

S + O2 → SO2
S + 3F2 → SF6

+, Tính OXH: Tác dụng với H2 và kim loại

Hg + S → HgS
Fe + S \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) FeS
H2 + S \ ( \ xrightarrow { { { t } ^ { 0 } } } \ ) H2S

2. Hidro sunfua và axit sunfuhidric

* Tính chất vật lý: Là chất khí, không màu, có mùi trứng thối, nặng hơn không khí.

* Tính chất hóa học: 

– Axit sunfuhidric là một axit yếu, nó mang đầy đủ tính chất của 1 axit

+, Làm quỳ tím chuyển sang màu hồng
+, tính năng với bazơ => muối + nước
H2S + NaOH → NaHS + H2O
H2S + 2N aOH → Na2S + 2H2 O
+, Tác dụng với dung dịch muối
H2S + CuCl2 → CuS + 2HC l

– Axit sunfuhidric có tính khử mạnh

+, Tác dụng với chất có tính OXH mạnh
2H2 S + O2 → 2S + 2H2 O
( phản ứng thiếu oxi hoặc ở nhiệt độ thường )
2H2 S + 3O2 → 2SO2 + 2H2 O
( phản ứng dư oxi )
H2S + 4C l2 + 4H2 O → H2SO4 + 8HC l

* Trạng thái tự nhiên: Có trong nước suối, khí núi lửa, xác chết người, động vật

3. Lưu huỳnh dioxit

* Tính chất vật lý: Là chất khí, không màu, mùi hắc, rất độc

* Tính chất hóa học: Là một oxit axit

=> Mang vừa đủ đặc thù của một oxit axit
– SO2 công dụng với nước, bazơ và oxit bazơ
SO2 + H2O → H2SO3
SO2 + NaOH → NaHSO3
SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O
SO2 + CaO → CaSO3

–  Vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa

Tính khử :
SO2 + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
Tính oxi hóa :
SO2 + H2S → S + H2O

4. Lưu huỳnh trioxit

Tính chất vật lý : Là chất lỏng, không màu, tan vô hạn trong nước và axit sunfuric
Tính chất hóa học : Lưu huỳnh trioxit là một oxit axit nổi bật
Một số phản ứng hóa học :
SO3 + H2O → H2SO4
SO3 + CaO → CaSO4
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

5. Axit sunfuric

* Tính chất vật lý: 

Là chất lỏng sánh, không màu, không bay hơi, rất háo nước, tan vô hạn trong nước

* Tính chất hóa học

a)  H2SO4 loãng mang đầy đủ tính chất của một axit thông thường

– Làm quỳ tím chuyển thành đỏ
– Tác dụng với sắt kẽm kim loại hoạt động giải trí → giải phóng H2
H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2
H2SO4 + Cu ( không phản ứng )
– Tác dụng với bazơ, oxit bazơ → Muối + nước
H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O
H2SO4 + Cu ( OH ) 2 → CuSO4 + 2H2 O
– Tác dụng với muối → Muối mới và axit mới
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2

b)  H2SO4 đặc có một số tính chất đặc trưng

–  Tính oxi hóa mạnh: 

Tác dụng hầu hết những sắt kẽm kim loại ( Trừ Au, Pt ) và nhiều phi kim SO2, S, H2S
Cu + 2H2 SO4 ( đ ) → CuSO4 + SO2 + 2H2 O

–  Tính háo nước: Chiếm nước của nhiều muối kết tinh, phân hủy nhiều hợp chất hữu cơ chứa O, H

CuSO4. 5H2 O \ ( \ xrightarrow { { { H } _ { 2 } } S { { O } _ { 4 ( đ ) } } } \ ) CuSO4 + 5H2 O
C6H12O6 \ ( \ xrightarrow { { { H } _ { 2 } } S { { O } _ { 4 ( đ ) } } } \ ) 6C + 6H2 O

c) Sản xuất H2SO4: Bằng phương pháp tiếp xúc gồm 3 giai đoạn

– Sản xuất SO2 :
S + O2 → SO2
4F eS2 + 11O2 → 2F e2O3 + 8SO2
– Sản xuất SO3 :

– Sản xuất H2SO4
nSO3 + H2SO4 ( 98 % ) → H2SO4. nSO3
( oleum )
H2SO4. nSO3 + nH2O → ( n + 1 ) H2SO4

d)  Chú ý

– H2SO4 loãng :

ion H+ đóng vai trò chất oxi hóa giải phóng H2. Kim loại đạt số oxh thấp.

– H2SO4 đặc :
* S đóng vai trò chất oxi hóa nên không giải phóng H2. Kim loại đạt số oxh cao .
* Sau phản ứng tạo SO2, S, H2S. Kim loại càng mạnh, S có số oxh càng thấp .

*  Kim loại sau H, chỉ tạo ra SO2.

– Al, Fe, Cr bị thụ động trong H2SO4 đặc nguội. 

Nguồn: Sưu tầm

Loigiaihay.com

Source: https://evbn.org
Category: Bài Tập