Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10

Chia sẻ: Do Manh Thang | Ngày: | Loại File: DOCX | Số trang:29

Thêm vào BST

Báo xấu

298
lượt xem 61
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

I-Thành phần cấu tạo của nguyên tử. 1. Electron: a) Sự tìm ra electron: (1897-Tôm-Xơn) - Tia âm cực gồm chùm hạt electron mang điện tích âm và mỗi hạt đều có khối lượng được gọi là electron. b)Khối lượng, điện tích. me = 9,1.10-31 kg. qe = -1,6.10-19 (C)= 1- 2. Sự tìm ra hạt nhân: (1911- Rơ-Dơ- pho) -Nguyên tử có cấu tạo rỗng, phần mang điện dương là hạt nhân. Xung quanh hạt nhân có các e tạo nên vỏ nguyên tử -Vì me ...

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10

Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10 [Cơ Bản] Bài 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ IThành phần cấu tạo của nguyên tử. 1. Electron: a) Sự tìm ra electron: (1897TômXơn) Tia âm cực gồm chùm hạt electron mang điện tích âm và mỗi hạt đều có khối lượng được gọi là electron. b)Khối lượng, điện tích. me = 9,1.1031 kg. qe = 1,6.1019 (C)= 1 2. Sự tìm ra hạt nhân: (1911 RơDơ pho) Nguyên tử có cấu tạo rỗng, phần mang điện dương là hạt nhân. Xung quanh hạt nhân có các e tạo nên vỏ nguyên tử Vì me
Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân nhưng khác số khối. Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân đều có tính chất hóa học giống nhau. 2. Số hiệu nguyên tử: Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) của một nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó. Vậy: số hiệu nguyên tử =số đơn vị điện tích hạt nhân = số p = số e =Z Bài 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ
I.Sự chuyển động của electron trong nguyên tử. Các e chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân nguyên tử không theo những quỹ đạo xác định tạo nên vỏ nguyên tử. Số e ở vỏ nguyên tử = Số Proton trong hạt nhân nguyên tử = Số thứ tự Z của nguyên tử nguyên tố đó trong BTH II) Lớp electron và phân lớp electron: 1) Lớp electron: Ở trạng thái cơ bản, các e lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao. Các e trên cùng 1 lớp có mức năng lượng gần bằng nhau. + Lớp(n): 1 2 3 4 +Tên lớp: K L M N 2) Phân lớp electron: Gồm các electron có năng lượng bằng nhau. Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái s, p, d, f. Vd: Lớp K(n=1) có 1 phân lớp: 1s. Lớp L(n=2) có 2 phân lớp: 2s,2p. Lớp M(n=3) có 3 phân lớp: 3s,3p,3d. Lớp N(n=4) có 4 phân lớp: 4s,4p,4d,4f. Vậy : Lớp thứ n có n phân lớp. Bài 5 : CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
II.CẤU HÌNH ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ 1. Cấu hình electron 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.(s2 , p6 ) * Cách viết cấu hình electron: Xác định số electron của nguyên tử. Phân bố electron vào các phân lớp theo chiều tăng mức năng lượng( bắt đầu là 1s), chú ý số e tối đa trên s, p, d, f.
Sắp xếp lại theo sự phân bố thứ tự các lớp. Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC I) Nguyên Tắc Sắp Xếp Các Nguyên Tố Trong Bảng Tuần Hoàn: 1.Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 2.Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng. 3.Các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột. II) Cấu Tạo Bảng Tuần Hoàn Các Nguyên Tố Hóa Học : 1) Ô nguyên tố: Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng tuần hoàn gọi là ô nguyên tố. STT của ô = Số hiệu nguyên tử nguyên tố đó. ví dụ: Al ở ô số 13 suy ra số hiệu nguyên tử là 13, có 13p, 13e. 2/ Chu kì : Chu kì là dãy những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. STT chu kì = số lớp electron. Chu kì nào cũng bắt đầu bằng kim loại kiềm và kết thúc bằng khí hiếm. *Chu kì 1 có 2 nguyên tố là H và He. *Chu kì 2 có 8 nguyên tố bắt đầu bằng kim loại kiềm Li và kết thúc là khí hiếm Ne. *Chu kì 3 có 8 nguyên tố bắt đầu bằng kim loại kiềm Na và kết thúc là khí hiếm Ar.
*Chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ. *Chu kì 4 và 5 có 18 nguyên tố. *Chu kì 6 có 32 nguyên tố trông đó có 14 nguyên tố ngoài bảng. *Chu kì 7 chưa hoàn thành. Có 14 nguyên tố ngoài bảng. 4M:1s2 2s2: chu kì 2. 8M: 1s2 2s2 2p4: chu kì 2. 14M: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2: chu kì 3. 3. Nhóm Nguyên Tố: a/ Định nghĩa: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau , do đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được xếp thành một cột. b/ Phân loại: Có hai loại nhóm: nhóm A và nhóm B . * Nhóm A: Nhóm A gồm 8 nhóm từ IA đến VIIIA . Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm . Nhóm A: nsanpb 1≤a ≤ 2 ; 0 ≤ b≤ 6 Số thứ tự của nhóm A: = a + b • Nếu: a + b ≤ 3 = = > Kim loại • Nếu 5 ≤ a + b ≤ 7 = = > Phi kim • Nếu a + b = 8 ==> Khí hiếm Ví dụ: Na( Z = 11 ): 1s22s 22p 6 3s1 ==> IA O ( Z = 8 ): 1s22s 22p 4 ==> VIA * Nhóm B: Nhóm B gồm 8 nhóm được đánh số từ IIIB đến VIIIB , rồi IB và IIB theo chiều từ trái sang phải trong bảng tuần hoàn. Nhóm B chỉ gồm các nguyên tố của các chu kỳ lớn . Nhóm B gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình electron hoá trị của nguyên tố d: ( n – 1 )dansb Điều kiện: b = 2 ; 1 ≤ a ≤ 10 Nếu: a + b STT nhóm = a + b Nếu a + b = 8, 9, 10 ==> STT nhóm = 8 Nếu a + b > 10 ==> STT nhóm = (a + b) – 10 Bài 8 : SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC I.SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC Số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố được lặp lại sau mỗi chu kì, ta nói chúng biến đổi tuần hoàn.
vậy :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 về tính chất của các nguyên tố. II.CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A. 1. Cấu hình electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm A có cùng số lớp ngoài cùng ( số electron hoá trị ) nên có tính chất hoá học giống nhau. Số thứ tự nhóm A = số electron ở lớp ngoài cùng = số electron hoá trị. 2. Một số nhóm A tiêu biểu: a. Nhóm VIIIA ( nhóm khí hiếm). các ntố :Heli Neon Argon Kripton xenon rađon. Kí hiệu : He Ne Ar Kr Xe Ra *Nhận xét : nguyên tử của các nguyên tố khí hiếm ( trừ He) đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng ( ns2np6). Đó là cấu hình electron bền vững nên : Hầu hết các nguyên tử khí hiếm không tham gia phản ứng hoá học . ở điều kiên thường các khí hiếm tồn tại ở trạng thái khí và phân tử chỉ gồm một nguyên tử . b. Nhóm IA ( nhóm kim loại kiềm ): các ntố : Liti Natri Kali Rubiđi Xesi Franxi kí hiệu : Li Na K Rb Se Fr *Nhận xét : nguyên tử của các kim loại kiềm chỉ có một e ở lớp ngoài cùng : ns1. Trong các phản ứng hoá học nguyên tử của các kim loại kiềm có khuynh hướng nhường đi một electron và thể hiện hoá trị 1. M ==> M+ + 1e. Các KLK là những kim lạo điển hình. + Tính chất hoá học : Tác dụng với O2 ==> oxit bazơ tan trong nước. Vd : 4Na + O2 = 2Na2O Tác dụng với H2O ==> bazơ kiềm + H2 M + H2O = MOH Tác dụng với các phi kim khác tạo muối. c. Nhóm VIIA ( nhóm Halogen): các ntố : Flo Clo Brom Iot Atatin kí hiệu : F Cl Br I At phân tử : F2 Cl2 Br2 I2 *Nhận xét : Nguyên tử của các nguyên tố halogen đều có 7 e ở lớp ngoài cùng : ns2np5. Trong các phản ứng các halogen có khuynh hướng thu thêm một electron và có hoá trị 1. X + 1 e ==> X là các phi kim điển hình, phân tử gồm hai nguyên tử . + Tính chất hoá học : Tác dụng với H2: X2 + H2 = 2 HX (k), khí HX tan trong nước tạo thành dung dịch axit. Tác dụng với kim loại ==> muối. Vd: 2 Na + Cl2 = 2 NaCl.
Hiđroxit của chúng là các axit. Vd : HClO, HClO3. . . *Các nguyên tố nhóm IIA: nhường 2e để đạt cấu hình bền của khí hiếm. R > R2+ + 2e Bài 9 : SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC .ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN I. SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUYÊN TỐ: + Tính kim loại: là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion dương. M ==> Mn+ + ne (n =1,2,3) +Tính phi kim : là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận electron để trở thành ion âm. X + ne ==> Xn ( n =1,2,3) 1.Sự biến đổi tính chất trong một chu kì : Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng dần. Vd: Tính kim loại : Na > Mg > Al. Tính phi kim : Si Na > Li. + Giải thích :Trong một nhóm A, khi Z+ tăng, số lớp e tăng, bán kính nguyên tử tăng, khã năng nhường e dễ, tính kim loại tăng và tính phi kim giảm. 3. Độ âm điện a.Khái niệm : Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khã năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hoá học. b.Bảng độ âm điện : Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của Z+ giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung tăng dần. Trong nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của Z+ giá trị độ âm điện nói chung giảm dần. *Kết luận : Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. C
các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. Bài 10 : Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC II QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ TÍNH CHẤT CỦA NGUYÊN TỐ Từ vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn ta suy ra: Nguyên tố nhóm IA,IIA,IIA có tính kim loại(trừ B,H). Nguyên tố nhóm VA,VIA,VIIA có tính phi kim(trừ Sb, Bi,Po) . Hóa trị nhất của nguyên tố trong hợp chất với Oxi, hóa trị của nguyên tố trong hợp chất với Hiđro. Công thức Oxit cao nhất. Công thức Hiđroxit tương ứng(nếu có) và tính axit, bazơ của chúng IIISO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT NGUYÊN TỐ VỚI CÁC NGUYÊN TỐ LÂN CẬN Trong chu kì theo chiều tăng của điện etích hạt nhân thì: Tính phi kim mạnh dần, tính kim loại yếu dần. Oxit và hiđroxit có tính bazơ yếu dần, tinh axít mạnh dần. Trong nhóm A theo chiều tăng của điện etích hạt nhân thì Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. Kết luận: Quan hệ giữa vị trí của nguyên tố và cấu tạo nguyên tử. Quan hệ giữa vị trí và tính chất của nguyên tố. So sánh tính chất hóa học của một nguyên tố với các nguyên tố lân cận. Bài 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION I SỰ TẠO THÀNH ION, CATION, ANION. 1/ Ion, Cation, Anion: a/ Sự tạo thành ion Nguyên tử luôn trung hòa về điện, nhưng khi nguyên tử nhường hay nhận thêm electron thì nó trở thành phần tử mang điện gọi là ion. b/ Sự tạo thành Cation. Khi nguyên tử kim loại nhường đi e ngoài cùng thì biến thành ion dương (hay Cation). Ví dụ: Na – 1e = Na+ Hay : Na = Na+ + 1e c/ Sự tạo thành Anion. Khi nguyên tử phi kim nhận thêm e thì biến thành ion âm (hay Anion).
Ví dụ: Cl + 1e = Cl Hay : Cl = Cl 1e 2/ Ion Đơn Nguyên Tử Và Ion Đa Nguyên Tử. a/ Ion đơn nguyên tử: Là các ion tạo nên từ một nguyên tử. Ví dụ: Cation: Na+, Ca2+… Anion: Cl ,S2 … b/ Ion đa nguyên tử: Là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm. Ví dụ: Cation: NH4+ Anion: SO42, OH… IIITINH THỂ ION 1/ Tinh Thể NaCl Ở thể rắn, NaCl tồn tại dưới dạng tinh thể. Trong mạng tinh thể NaCl các ion Na+,Cl được phân bố luân phiên đều đặn và có trật tự trên các đỉnh của hình lập phương nhỏ. Xung quanh mỗi ion đều có 6 ion ngược dấu liên kết với nó. 2/ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA HỢP CHẤT ION Tinh thể ion rất bền vững vì lực hút tĩnh điện giữa các ion ngược dấu trong tinh thể lớn. Các hợp chất ion đều khá rắn, khó nóng chảy, khó bay hơi. Các hợp chất ion thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy, khi hòa tan trong nước chúng tạo thành dung dịch dẫn được điện, còn ở trạng thái rắn thì không dẫn được điện. Bài 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ ISỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ 1/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên tử giống nhau. Sự hình thành đơn chất. a) Sự hình thành phân tử H2 Công thức electron: H : H Công thức cấu tạo: H H *Mỗi nguyên tử H góp 1e tạo thành một cặp e chung , biểu diễn bằng một gạch nối giữa hai nguyên tử
Hiđro b) Sự hình thành phân tử N2 Công thức electron: N.N Công thức cấu tạo: N ≡ N *Mỗi nguyên tử Nitơ thiếu 3e so với cấu hình electron của khí hiếm Ne, nên mỗi nguyên tử N bỏ ra 3 e để dùng chung hình thành 3 cặp e dùng chung, tạo thành 3 liên kết cộng hóa trị. Gọi là liên kết ba. Khái Niệm Về Liên Kết Cộng Hóa Trị: Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung. Mỗi cặp electron dùng chung tạo nên một liên kết cộng hóa trịLiên kết đơn. 2/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên tử khác nhau. Sự hình thành hợp chất. 3Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị. Có thể là chất lỏng : nứơc, rượu… Có thể là chất khí: CO2, H2… Có thể là chất rắn: đường… Các chất có cực tan nhiều trong dung môi có cực như nước. Các chất không cực nói chung không dẫn điện ở mọi trạng thái II ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC 1/ Quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị không cực, liên kết cộng hóa trị có cực và liên kết ion. Trong phân tử, nếu cặp electron chung ở giữa hai nguyên tử thì ta có liên kết cộng hóa trị không cực. Nếu cặp electron chung lệch về một phía của một nguyên tử thì ta có liên kết cộng hóa trị có cực. Nếu cặp electron chung chuyển hẳn về một nguyên tử thì ta có liên kết ion. Bài 14: TINH THỂ NGUYÊN TỬ – TINH THỂ PHÂN TỬ ITINH THỂ NGUYÊN TỬ. 1/ Cấu Tạo. Tinh thể nguyên tử được cấu tạo từ những nguyên tử được sắp xếp một cách đều đặn và có trật tự nhất định trong không gian tạo thành mạng tinh thể nguyên tử. Các nguyên tử liên kết nhau bằng liên kết cộng hóa trị. Ví dụ: Tinh thể kim cương. Mỗi nguyên tử Cacbon liên kết với 4 nguyên tử Caccbon khác bằng 4 liên kết cộng hóa trị. 2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Nguyên Tử. Lực liên kết cộng hóa trị trong cấu trúc mạng tinh thể nguyên tử lớn nên tinh thể nguyên tử thường bền vững, rất cứng, khó nóng chảy, khó sôi… II TINH THỂ PHÂN TỬ
1/ CẤU TẠO. Tinh thể phân tử được cấu tạo từ những phân tử được sắp xếp một cách đều đặn, theo một trật tự nhất định trong không gian tạo thành mạng tinh thể phân tử. Ở các điểm nút mạng tinh thể là những phân tử liên kết nhau bằng lực tương tác yếu giữa các phân tử (lực Vandecvan). Ví dụ: Tinh thể phân tử I2. 2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Phân Tử. Tinh thể phân tử dễ nóng chảy, dễ bay hơi: Naptalen… Tinh thể phân tử không phân cực dễ hòa tan trong các dung môi không phân cực :Benzen Bài 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA I. HÓA TRỊ 1. Hóa trị trong hợp chất ion. Trong hợp chất ion, hóa trị của một nguyên tố bằng điện tích của ion và được gọi là điện hóa trị của nguyên tố đó. Ví dụ: NaCl (Na+, Cl) Na có diện hóa trị là 1+ Cl có điện hóa trị là 1 Lưu ý: Điện hóa trị của các nguyên tố nhóm nhóm IA, IIA, và IIIA trong hợp chất ion tương ứng là 1+, 2+, 3+. Điện hóa trị của các nguyên tố nhóm nhóm VIA, và VIIA trong hợp chất ion tương ứng là 2, 1. 2. Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị. Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của một nguiyên tố được xác định bằng số liên kết cộng hóa trị của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hóa trị của nguyên tố đó. í dụ: CH4 V Nguyên tố cacbon có cộng hóa trị là 4. Nguyên tố Hiđro có cộng hóa trị là 1. II. SỐ OXIHÓA 1. Khái niệm: Số oxihóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion. 2. Quy tắc xác định số oxi hóa. Quy tắc 1: Số oxihóa của nguyên tố trong các đơn chất bằng không. Ví dụ: Cu0, O20 , H20… Quy tắc 2:Trong một phân tử, tổng số số oxihóa của các nguyên tố bằng không. Quy tắc 3: Số oxihóa của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử , tổng số số oxihóa của các nguyên tố bằng điện tích của ion. Quy tắc 4:Trong hầu hết các hợp chất, số oxihóa của Hiđro bằng +1(trừ muối Hiđrua NaH1…), số oxihóa của Oxi bằng 2(trừ các Peoxit H2O21…). Bài 17: PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ I. ĐỊNH NGHĨA Chất khử ( chất bị oxi hoá ) là chất nhường electron Chất oxi hoá ( chất bị khử) là chất nhận electron Sự khử ( quá trình khử) là sự (quá trình) nhận electron
Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) là sự ( quá trình Oxihoá) nhường electron. Định nghĩa phản ứng oxi hoá – khử: Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển electron giữa các chất trong phản ứng hay phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố. IIILẬP PHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC CỦA PHẢN ỨNG OXIHÓAKHỬ. Phương pháp thăng bằng electron, đựa trên nguyên tắc: Tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số electron do chất oxihóa nhận: Trải qua bốn bước Bước 1: Xác định số oxihóa của các nguyên tố trong pảhn ứng để tìm chất khử, chất oxihóa. Bước 2: Viết các quá trình khử, quá trình oxihóa cân bằng mổi quá trình. Bước 3: tim hệ số thích hợp cho chất khử, chất oxihóa sao cho tổng số electron do chất khử nhường ̀ bằng tổng số electron do chất oxihóa nhận Bước 4: Đặt các hệ số của chất khử và chất oxihóa vào sơ đồ phản ứng , từ đó tính ra hệ số của các chất kháccó mặt trong phương trình hóa học . Kiểm tra cân bằng số nguyên tử của các nguyên tố và cân bằng điện tích hai vếđể hòan tất việc lập phương trình hóa học của phản ứng. III Ý NGHĨA CỦA PHẢN ỨNGOXIHÓAKHỬ TRONG THỰC TIỄN Phản ứng oxi hóakhử là loại phản ứng hóa học khá phổ biến trong tự nhiên và có tầm quan trọng trong sản xuất và đời sống Bài 18: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG TRONG HÓA HỌC VÔ CƠ I Phản ứng có sự thay đổi số oxihóa và phản ứng không có sự thay đổi số oxihóa.
IIKết Luận: Dựa vào sự thay đổi số oxihóa của các nguyên tố người ta có thể chia phản ứng hóa học thành hai loại: Phản ứng không có sự thay đổi số oxihóa các nguyên tố ==> không phải là phản ứng oxihóakhử. Phản ứng có sự thay đổi số oxihóa các nguyên tố ==> Là phản ứng oxihóakhử. Bài 21 : KHÁI QUÁT VỀ NHÓM HALOGEN IVị trí của nhóm halogen trong hệ thống tuần hoàn Nhóm VIIA gồm Flo(F), Clo(Cl), Brom(Br), Iot (I) và Atatin(At). Trong đó Atatin là nguyên tố phóng xạ(xét trong phần Vật lí hạt nhân). Nhóm Halogen đứng ở gần cuối mỗi chu kì, đứng sau nhóm VIA, trước nhóm VIIIA. IICấu hình electron nguyên tử, cấu tạo phân tử. III Sự biến đổi tính chất 1/ Sự biến đổi tính chất vật lí . Trạng thái tập hợp: Khí ==> lỏng ==> rắn.
Màu sắc: đậm dần. Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần. Bán kính nguyên tử : tăng dần. Độ âm điện: giảm dần. 2/ Sự biến đổi tính oxihóa Từ Flo đến Iot tính oxihóa của các Halogen giảm dần 3/ Sự biến đổi tính chất hóa học. Thể hiện tính oxihóa mạnh, tính oxihóa giảm dần từ Flo đến Iôt. Bài 22: CLO ITính chất vật lí Ở điều kiện thường, Clo là chất khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc . Khí Clo nặng gấp 2,5 lần không khí và tan ít trong nước tạo thành dung dịch nước Clo có màu vàng nhạt , Clo tan nhiều trong các dung môi hữu cơ: Benzen,… IITính chất hóa học Clo thể hiện tính oxihóa mạnh chỉ kém hơn Flo và Oxi. Cl + 1e = Cl Hay: Cl2 + 2.1e = 2 Cl
IIITrạng Thái Tự Nhiên Trong tự nhiên Clo có hai đồng vị bền và nguyên tử khối trung bình là 35,5. Clo chủ yếu tồn tại dưới dạng hợp chất NaCl và các chất khóang. IV Ứng Dụng Clo được dùng để tiệt trùng nước sinh họat, dùng để tẩy trắng vải, sợi giấy… Một lượng lớn Clo dùng để điều chế một số chất hữu cơ như : PVC, CCl4… Điều chế một số hóa chất quan trọng khác: nước Javen, Cloruavôi… VĐiều Chế Bài 23: HIĐRO CLORUA –AXIT CLOHIĐRIC VÀ MUỐI CLORUA
IHiđro Clorua 2/Tinh chất vật lí ́ Hiđro Clorua là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí gấp 1,26 lần Hiđro Clorua tan nhiều trong nước tạo thành dung dịch Axit Clohiđric (Axit mạnh) làm quỳ tím hóa đỏ IIAxit Clohiđric 1/Tinh chất vật lí ́ Dung dịch Axit Clohiđric là chất lỏng, không màu, mùi xốc. Dung dịch HCl đặc nhất có nồng độ 37% và bốc khói trong không khí ẩm. Khối lượng riêng d = 1,19g/ml. 2/Tinh chất hoa hoc ́ ̣́ Axit Clohiđric là axit mạnh có đầy đủ tính chất hóa học của một axit IIIMUỐI CLORUA VÀ NHẬN BIẾT ION CLORUA(Cl) 1/ MỘT SỐ MUỐI CLORA Lưu ý: Tất cả các muối Clorua đều tan, chỉ trừ AgCl và PbCl2 bị kết tủa màu trắng và không tan trong nước ở điều kiện thường. 2/ NHẬN BIẾT ION CLORUA Dùng thuốc thử: dung dịch AgNO3
Hiện tượng: Có kết tủa màu trắng không tan trong nước, để ra ngoài ánh sáng bị hóa dần màu đen Phản ứng : HCl + AgNO3 ==> AgCl + HNO3 NaCl+AgNO3 ==> AgCl + NaNO3 Bài 24: SƠ LƯỢC VỀ HỢP CHẤT CÓ OXI CỦA CLO I NƯỚC JAVEN 1Điều chế Cho khí Clo vào dung dịch NaOH loãng ở nhiệt độ thường. Cl2 + 2NaOH ==> NaCl + NaClO + H2O Nước Javen là dung dịch hỗn hợp muối NaCl và NaClO (Natri hypo Clorit). Trong phòng thí nghiệm: Điều chế nước Javen bằng cách điện phân dung dịch NaCl không có màng ngăn xốp 2NaCl + 2H2O ==> 2NaOH + Cl2 + H2 Cl2 + 2NaOH ==> NaCl + NaClO + H2O. 2Tính chất Muối NaClO có tính oxihóa mạnh nên nứơc Javen có tính tẩy màu và sát trùng. NaClO là muối của axit yếu (yếu hơn H2CO3) tác dụng được với CO2 trong không khí tạo HClO. NaClO + CO2 + H2O ==> NaHCO3 + HclO 3Ứng dụng Dùng để tẩy trắng vải, sợi, bông, tẩy uế chuồng trại, nhà vệ sinh, sát trùng. IICLORUA VÔI Điều chế 1 Cho Cl2 vào dung dịch Ca(OH)2 ở nhiệt độ thường. Cl2 + Ca(OH)2 ==>*CaOCl2 + H2O Clorua vôi là muối hỗn tạp của hai axit Clohiđric và axit HypoClorơ. Muối hỗn tạp là muối của một kim loại với nhiều gốc axit khác nhau 2Tính chất Clorua vôi là chất rắn, màu trắng luôn bộc mùi khí Clo, có tính oxihóa mạnh CaOCl2 + 2HCl ==> CaCl2 + Cl2 + H2O Phản ứng với nước CO2 CaOCl2 + CO2 + H2O ==> CaCO3 + HClO + CaCl2 Nhiệt phân: 2CaOCl2 ==>CaCl2 + O2 3Ứng dụng Dùng để tẩy trắng vải, sợi, giấy, tây hố rác, chồng trại chăn nuôi, cống rãnh… Bài 25: FLO – BROM – IOT ITÍNH CHẤT VẬT LÍ, TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN, ỨNG DỤNG , ĐIỀU CHẾ
2 TÍNH CHẤT HÓA HỌC
Bài 29: OXI – OZON –LUYỆN TẬP A OXI IVỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO Kí hiệu hóa học : O Số hiệu : 8 Cấu hình e: 1s2 2s2 2p4 Khối lượng nguyên tử : 16 Công thức phân tử: O2