Kiến thức cơ bản môn Hóa học 10 học kì 2 bao gồm các kiến thức cơ bản của chương 10 halogen, oxi – lưu huỳnh, phép đo đẳng tích và tốc độ phản ứng. Mời các bạn cùng xem qua.!
Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2
KIẾN THỨC CƠ BẢN MÔN HÓA HỌC 10 GIÂY 2
CHƯƠNG 5: NHÓM HALOGENI. Vị trí trong mảng CLC của các phần tử.
Hình dung: Công thức 10 học kỳ 2
– Được tạo thành từ các nguyên tố 9F 17Cl 35Br 53I 85At. Các phân tử X2 như khí F2 màu lục nhạt, khí Cl2 màu vàng lục, Br2 lỏng màu nâu đỏ, tinh thể I2 màu tím.
– F có độ âm điện lớn nhất, chỉ có số oxi hóa -1. Các halogen còn lại, ngoài số oxi hóa -1, còn có số oxi hóa dương như +1, +3, +5, +7
Tính tan của muối bạc: AgF AgCl¯ AgBr¯ AgI¯
tan chảy nhiều màu trắng vàng xanh vàng đậm
Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2
II. Tính chất hóa học của nguyên tố: tính oxi hóa F2> Cl2> Br2> I2
| Phản ứng | F2 | Cl2 | Br2 | I2 |
|
Kim khí |
Oxi hóa tất cả các kim loại => muối flo | Oxi hóa hầu hết các kim loại, cần gia nhiệt
Na + Cl2 2NaCl 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 |
Oxit của nhiều kim loại, cần đun nóng
2Na + Br2 2NaBr 2Al + 3Br22AlBr3 |
Sự oxi hóa nhiều kim loại, chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc có xúc tác
2Al + 3I2 2AlI3 xt là H2O |
| khí hydro | hỗn hợp H2, F2 nổ mạnh trong bóng tối.
H2 + F2 → 2HF |
Cần ánh sáng, nổ
H2 + Cl2 2HCl |
Cần nhiệt độ cao
H2 + Br2 2HBr |
Cần nhiệt độ cao hơn, chất xúc tác
H2 + I2 2 CAO |
| Quốc gia | Khí flo phản ứng mạnh với nước ở nhiệt độ thường
2F2 + 2H2O → 4HF + O2 |
Cl + H2OHCl + HClO [axit hipoclorơ] |
Phản ứng chậm hơn clo
Br2 + H2O HBr + HBrO |
Hầu như không có tác dụng |
Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2
III. Điều chế halogen
| F2 | Cl2 | Br2 | I2 |
| Điện phân hỗn hợp KF và HF | Một. Trong phòng thí nghiệm
Cho HCl đặc phản ứng với chất oxi hóa mạnh 2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O b. Trong ngành: sử dụng điện phân 2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2 |
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
NaBr có trong tảo |
Sản xuất I2 từ tảo |
Một. Để biết: Dùng Ag + [AgNO3] để nhận biết các halogen.
Ag + + Cl– → AgCl [trắng] [2AgCl 2Ag + Cl2]
Ag + + Br– → AgBr [vàng nhạt]
Ag + + I– → AgI [vàng đậm]
b. Axit hydrochloric: Dung dịch HF là axit yếu và dung dịch HCl, HBr và HI là axit mạnh
Tính axit HF 2 là chất oxi hóa mạnh
– Đơn xin
————————— ?? ¯ ?? —————————
Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2
CHƯƠNG 6: OXY – FLUIDS1. OXI. Oxi là một phi kim loại hoạt động và là một chất oxi hóa mạnhMột. Hoạt động với hầu hết các kim loại và phi kim loại [trừ halogen]: cần t0 để tạo thành oxit
2Mg + O2 → 2MgO S + O2 → SO2 C + O2 → CO2
b. Tương tác với các hợp chất.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
so với Điều chế oxy
Phòng thí nghiệm: Nhiệt phân KMnO4 rắn, KClO3 rắn:
2KMnO4 → K2MnO2 + MnO2 + O2
CN: Chưng cất phân đoạn không khí lỏng hoặc điện phân nước
2. OZONE Nó là một dạng thù hình của oxy và là một chất oxy hóa mạnh hơn nhiều so với O2.
2Ag + O3 → Ag2O + O2 [ở điều kiện thường oxi không phản ứng]
3. SULFUR là chất oxi hóa nhưng yếu hơn O2, hơn nữa S còn đóng vai trò là chất khử khi phản ứng với oxi
S là chất oxi hóa khi phản ứng với kim loại và H2 tạo ra các muối sunfua có chứa S2-
Một. Hoạt động với nhiều kim loại [với t0, tạo ra sản phẩm có chỉ số oxi hóa kim loại thấp]
Fe + S0 FeS-2 [sắt II sunfua]
Hg + S → HgS-2 [sunfua thủy ngân, phản ứng xảy ra ở t0 bình thường]
b. Tác dụng với H2: tạo ra hydrogen sulfide có mùi giống như trứng thối [trứng thối]
H2 + S → H2S-2 [hydrosunfua]
S là chất khử khi phản ứng với chất oxi hóa tạo hợp chất có số oxi hóa dương [+4, +6]
so với Phản ứng với một số phi kim loại nhất định
S + O2 → SO2 [khí lưu huỳnh, lưu huỳnh đioxit, lưu huỳnh oxit [IV].]
S + 3F2 → SF6
4. HIDRO SUNFUA [H2S] là một chất khử mạnh
Một. Phản ứng với oxy có thể tạo ra S hoặc SO2 tùy thuộc vào lượng oxi và cách thức thực hiện phản ứng.
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 [dư oxi, đốt cháy]
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
b. Dung dịch H2S có tính axit yếu : Khi phản ứng với dung dịch kiềm, nó có thể tạo thành muối axit hoặc muối trung tính.
H2S + NaOH → NaHS + H2O
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
so với Điều chế khí H2S: Phòng thí nghiệm phản ứng FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S. Công nghiệp không sản xuất
5. KHÁM PHÁ DIOXIDE Công thức hóa học SO2, còn được gọi là lưu huỳnh đioxit hoặc khí lưu huỳnh, hoặc anhydrit lưu huỳnh.
Một. Tính chất hóa học:
SO2 là một oxit axit: phản ứng với nước tạo thành axit sunfuric H2SO3
SO2 + NaOH → NaHSO3 hoặc SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O
SO2 vừa là chất khử vừa là chất oxi hóa
SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H24 [SO2 đóng vai trò là chất khử]
b. Điều chế
Phòng thí nghiệm: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2
Công nghiệp: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
6. CUNG ỨNG XƯƠNG [VI] công thức hóa học SO3, còn được gọi là lưu huỳnh trioxit, lưu huỳnh trioxit.
Một. là một oxit axit
b. Phản ứng với H2O tạo axit sunfuric: SO3 + H2O → H2SO4 + Q
so với Phản ứng với bazơ và oxit bazơ tạo muối sunfat: SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
bảy. AXIT CHỐNG NẮNG H2SO4 Ở trạng thái loãng nó là một axit mạnh, ở trạng thái rắn nó là một chất oxi hóa mạnh.
Một. Axit sunfuric loãng là một axit mạnh giấy quỳ đỏ, kim loại tác dụng [trước H2] giải phóng H2, tác dụng bazơ, oxit bazơ và nhiều muối.
Xem thêm: Công thức tính cường độ dòng điện định mức, cường độ dòng điện định mức là gì?
b. Tính chất của axit sunfuric đặc là chất oxi hóa mạnh và ưa nước
so với Tính chất oxy hóa mạnh: Axit sunfuric đặc nóng oxi hóa được hầu hết các kim loại [trừ Au và Pt], nhiều phi kim [C, S, P…] và nhiều hợp chất:
2Fe + 6 H2SO4 → Fe2 [SO4] 3+ 3SO2 + 6H2O
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cần lưu ý: Al, Fe, Cr không phản ứng với H2SO4 đặc nguội vì kim loại bị thụ động hoá.
2H2SO4 đặc [d] + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O
2H2SO4 đặc [d] + S → 3SO2 + 2H2O
FeO + H2SO4 [d] → Fe2 [SO4] 3 + SO2 + 4H2O
D. Tính ưa nước: sự hút nước của một số chất hữu cơ.
Ví dụ: nhỏ H2SO4 [d] vào sacaroza
C12H22O11 + H2SO4 [đ] → 12C + H2SO4.11H2O
2H2SO4 đặc [d] + C CO2 + 2SO2 + 2H2O
Điều chế axit sunfuric:
– Sản xuất SO2 từ FeS2 hoặc S: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 hoặc S + O2 → SO2
– Tính oxi hóa của SO2 2SO2 + O2 → 2SO3
– Hấp thụ SO3 bằng H2SO4: SO3 + H2SO4 → H2SO4.nSO3 [oleum]
H2SO4.nSO3 + n H2O → [n + 1] H2SO4
Nhận biết các ion sunfat: Nhận biết gốc SO42- [sunfat] bằng dung dịch muối bari như BaCl2 hoặc Ba [OH] 2. Tạo thành kết tủa trắng BaSO4 không tan trong axit
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl
————————— ?? ¯ ?? —————————
Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2
CHỦ ĐỀ 7: TỶ SUẤT PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HÓA HỌC
tôi. TỶ LỆ PHẢN ỨNG
1. Khái niệm: Tốc độ của phản ứng là thước đo sự thay đổi nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm được tạo thành trong một đơn vị thời gian.
Công thức tính tốc độ trung bình của phản ứng: V = mol / [ls] [V] t = thời gian sau [t2] – thời điểm ban đầu [t1]
Đối với phản ứng tổng quát có dạng: a A + b B c C + d D
V = = = =
2. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
Ảnh hưởng của nồng độ: Tốc độ của một phản ứng tỷ lệ thuận với nồng độ của các chất phản ứng.
Hiệu ứng áp suất: [Đối với phản ứng có chất khí]: Khi áp suất tăng, tốc độ của phản ứng tăng [hoặc ngược lại].
Ảnh hưởng của nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng [hoặc ngược lại].
Hiệu ứng bề mặt: [Đối với phản ứng có chất rắn]: Khi diện tích tăng, tốc độ phản ứng tăng.
Ảnh hưởng của chất xúc tác: Chất xúc tác là chất làm tăng tốc độ của phản ứng, nhưng không bị tiêu hao trong phản ứng.
II – CÂN BẰNG HÓA HỌC
1. Phản ứng một chiều: Một phản ứng chỉ xảy ra theo một hướng [không phải ngược lại]
aA + bB cC + dD
2. Phản ứng thuận nghịch: Một phản ứng, trong những điều kiện nhất định, có thể xảy ra đồng thời theo các hướng ngược nhau
a A + b B c C + d
3. Cân bằng hóa học: Là trạng thái của một hệ phản ứng thuận nghịch, trong đó tốc độ của các phản ứng thuận và nghịch bằng nhau và nồng độ các chất không thay đổi.Cân bằng hóa học là cân bằng động.
4. Sự thay đổi trạng thái cân bằng hóa học:
Ý tưởng: Sự chuyển dịch của trạng thái cân bằng là sự phá vỡ trạng thái cân bằng cũ để chuyển sang trạng thái mới do các yếu tố bên ngoài [nồng độ, nhiệt độ, áp suất] tác động lên cân bằng.
Xem thêm: Các nghi thức lễ tang công giáo A, Quy trình tổ chức tang lễ công giáo
Nguyên lý chuyển dịch cân bằng [Lesatelie]: Phản ứng thuận nghịch là phản ứng ở trạng thái cân bằng, khi nó chịu một tác động bên ngoài như sự thay đổi [nồng độ, nhiệt độ, áp suất]; Sự cân bằng sẽ chuyển dịch theo hướng làm giảm tác động bên ngoài này.
Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2, Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2
Các bài viết khác:
Trường THPT Hàn Thuyên Ra đề thi thử môn Hóa – Bắc Ninh
Năm 2021 Mock Kỳ thi Trung học cơ sở môn Hóa học
Đáp án 30 câu hỏi trắc nghiệm cuối học kì 3 môn Hóa học THCS.
Ôn thi vào 10 chuyên
Kế hoạch môn học mô-đun 2 tất cả các môn học
Thẻ: Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2, Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2 full, Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2, Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2, Kiến thức cơ bản môn hóa học 10 học kì 2