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

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


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.


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).

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


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 


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


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


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


+ 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


+ 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


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)

 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


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

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

[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


– 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.