Hệ thống lý thuyết

..HỆ THỐNG LÝ THUYẾT….. A. HALOGEN: 1) Nhóm VIIA( nhóm halogen ) gồm : Flo,Clo,Brom , Iot ( F-Cl- Br-I) -Có 7e ở lớp ngoài cùng : ns2np5( Dễ nhận thêm 1e : X +1e à X -) - Flo luôn có số oxi hoá là -1 ( flo là phi kim mạnh nhất) -Trong hợp chất , Clo,brom, iot có nhiều số oxi hoá khác nhau: -1, +1, +3, +5, +7 -Phân tử : gồm 2 nguyên tử ( X2) , liên kết cộng hoá trị không cực -Bán kính tăng : F2 à Cl2 à Br2 à I2 2) lí tính halogen F2 Cl2 Br2 I2 Trạng thái Khi’ Khi’ Lỏng rắn Màu sắc Lục nhat Vàng lục Đỏ nâu đenTím 3) Hoá tính Halogen -Halogen có tính oxi hoá mạnh Tính khử giảm dần : I- à Br- à Cl- à F- Phản ứng halogen F2 Cl2 Br2 I2 Với Kim loại Oxi hoá hầu hết kim loại Na+ Cl2à 2NaCl 2Fe + 3Cl2à 2FeCl3 3Br2 + 2Al à 2AlBr3 H2O 3I2 + 2Al ---> 2AlI3 Với hidro Trong bóng tối, ở nhiệt độ rất thấp (-252) , nổ F2+ H2 à 2HF as Cl2 + H2 à 2HCl Pứ nổ T0 Br2 + H2 à 2HBr 350-5000 Pt H2 + I2 2HI Tính chất axit HF(là axit yếu )nhưng ăn mòn thuỷ tinh 4HF + SiO2 à SiH4 + 2H2O ( Ko đựng HF trong bình thuỷ tinh Tính Axit : HI > HBr > HCl > HF Với H2O Pứ mãnh liệt –Làm H2O bốc cháy 2F2 + 2H2O à 4HF + O2 Ở nhiệt độ thường Cl2 + H2O HCl + HClO Ở T0 thường, chậm hơn Cl2 Br2 + H2O HBr + HBrO Ko pứ Tínhoxi hoá Tính oxi hoá tăng dần : I2à Br2 à Cl2à F2 ( Độ Âm điện : I à Br à Cl à F ) Cl2 + 2NaBr à 2NaCl + Br2 Br2 + 2NaI à 2NaBr + I2 Cl2 + 2NaI à 2NaCl + I2 Axit HCl : Khí hidroclorua ( HCl ) Tan nhiều trong =H2O dd Axit Clo hidric -Có tính Axít mạnh +Tác dụng kim loại( đứng trước H2 trong dãy hoạt động hh ): Fe + 2HCl à FeCl2 + H2 Cu + HCl à Ko xẩy ra + Tác dụng với bazơ, oxit bazơ: CuO + 2HCl à CuCl2 + H2O Fe(OH)3 + 3HCl à FeCl3 + 3H2O + Tác dụng với muối của axit yếu : CaCO3 + 2HCl à CaCl2 + CO2 + H2O -Có tính khử : T0 2KMnO4 + 16HCl à 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 4.Điều chế Halogen F2 Điện phân dd lỏng KF và HF Cl2 Trong phòng thí nghiệm : HCl đ Cl2 + Chất oxi hoá ( MnO2, KMnO4..) T0 2KMnO4 + 16HCl à 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O MnO2 + 4HCl à MnCl2 + Cl2 + 2H2O Trong Công nghiệp : Điện phân dd NaCl có màng ngăn 2NaCl + 2H2O điện phân dd 2NaOH + Cl2 + H2 Có màng ngăn Nếu không màng ngăn : Thu được nước Javen và H2 Br2 Cl2 +2 NaBr à2 NaCl + Br2 ( NaBr có trong nước biển ) I2 Từ rong biển HCl Trong phòng thí nghiệm : Phương pháp sanfat NaCl(tinh thẩ ) + H2SO4 đặc à NaHSO4 + HCl NaCl(tinh thẩ ) + H2SO4 đặc à NaHSO4 + HCl Trong công nghiệp: Cl2 + H2 à 2HCl 5.Nhận biết Nhận biết X- bằng dd AgNO3 AgNO3 Cl- Br - I - F- âAgCl ( Trắng ) AgNO3 + NaCl àAgClâ +NaNO3 â AgBr ( vàng nhạt ) AgNO3 + NaBr àAgBrâ NaNO3 â AgI ( vàng ) AgNO3 + NaIàAgIâ +NaNO3 AgF ( tan ) 6.Hợp chất Của Clo Nước javen : ( dd chứa :NaCl và NaClO ) -Tính chất: Có tính oxi hoá mạnh : dùng tẩy trắng, sát trùng NaClO kém ben trong không khí NaClO + CO2 + H2O à NaHCO3 + HClO -Điều chế : Cl2 + 2NaOH à NaCl + NaClO + H2O Hoặc điện phân dd NaCl không màng ngăn Clorua vôi : CaOCl2 hay Cl- Ca- O-Cl -Tính chất : có tính oxi hoá mạnh : dùng sát trùng tẩy uế Trong không khí : 2CaOCl2 + CO2 + H2O à CaCO3 + CaCl2 + 2HClO -Điều chế : Cl2 + Ca(OH)2 à CaOCl2 + H2O B. OXI – LƯU HUỲNH : I Tổng quan : - Cấu hình e ở lớp ngoài cùng : ns2np4 ( Có 6e ở lớp ngoài cùng ) -Độ âm điện O > S -Tính oxi hoá : O > S -Số oxi hoá thông dụng của lưu huỳnh : -2, 0, +4, +6 II XI- OZON : O2 O3 Lưu Huỳnh (S) LÍ TÍNH -Khí , ko màu, ko mùi, ít tan trong H2O -Khí màu xanh nhạt, mùi đặc trưng -To thường ở thể rắn không tan trong nước -Có 2 dạng thù hình:S tà phương và S đơn tà -Lí tính phụ thuộc vào T0 HÓA TÍNH Có tính oxi hoá mạnh ( O2 + 4e à 2O2- ) -Trong hợp chất có SOH là -2 ( trừ hợp chất với F,H2O2) Tác dụng với kim loại ( trừ Au, Ag, Pt) Vd: 2Mg + O2 à 2MgO Ag + O2 ---> Tác dụng với phi kim C + O2 à CO2 Tác dụng với hợp chất : 3O2 + C2H5OH à2CO2 + 3H2O Có Tính oxi hoá mạnh hơn O2 Oxi hoá hầu hết kim loại( trừ Au,Pt) Ag + O3 à Ag2O + O2 (chứng minh O3 có tính oxi hoá mạnh hơn oxi) Tác dụng với phi kim Tác dụng với hợp chất 2KI + O3 + H2O à I2 + 2KOH + O2 ( dùng dd KI và hồ tinh bột nhận ozon) Có tính oxi hoá và có tính khử Tính oxi hoá : T0 - Tác dụng với kim loại, H2 T0 2Al + 3S --------> Al2S3 Fe + S -----> FeS T0 Hg + S à HgS ( xẩy ra ở T0thường ) H2 + S --------> H2S T0 Tính khử S + O2 --------> SO2 ĐIỀU CHẾ T0 Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân hợp chất giàu oxi-: KMnO4, KClO3.. T0,MnO2 2KMnO4 -------> K2MnO4 + O2 + MnO2 2KClO3------- ---->2 KCl + 3O2 Trong công nghiệp : -Chưng cất phân đoạn không khí lỏng đp -Điện phân nước : 2H2O -----> O2 + 2H2 Tia tử ngoại -Ozon được hình thành khi có ( tia chóp. Sét ),tia tử ngoại 3O2 ---------------------> 2O3 -Từ mỏ lưu huỳnh -Từ H2S H2S +1/2 O2 à S +2H2O SO2 + 2H2S à 3S + 2H2O  C LƯU HUỲNH –HIDROSUNFUA –LƯU HUỲNH ĐI OXI- LƯU HUỲNH TRI OXI -2 +4 +6 H2S SO2 SO3, H2SO4 Tính khử Tính oxi hoá-tính khử Tính oxi hoá H2S ( hidrosunfua) SO2 ( khí sunfurơ) ( Lưu huỳnh đi oxit) Lưu huỳnh (IV) oxit SO3( lưu huỳnh trioxit) Lí Tính Khí mùi trứng thối , độc Khí mùi hắc , độc Lỏng,tan vô hạn trong nưoc và axit sunfuric Hoá tính Tính axit yếu: Dd H2S ( axit sunfuhidric)-là axit yếu( H2S < H2CO3) -Tác dụng với dd kiềm có thể tạo 2 muối: H2S + NaOH à NaHS + H2O H2S +2NaOH à Na2S + 2H2O Tính khử mạnh : 2H2S + O2( thiếu ) à 2S + 2H2O 2H2S + 3O2(dư) à 2SO2 +2H2O Là oxit axit: SO2 + H2O H2SO3 Axit sunfurơ là axit yếu, ko bền - Tác dụng với dd kiềm có thể tạo 2 muối: SO2 + NaOH à NaHSO3 SO2 + 2NaOH à Na2SO3 + 2H2O Tính khử : SO2 + Br2+2 H2O à H2SO4 + 2HBr (SO2 làm nhạt màu dd Br2) Tính oxi hoá SO2 + 2H2S à 3S + 2H2O Là oxit axit SO3 + H2Oà H2SO4 -Tác dụng với dd kiềm, oxit bazơ Điều chế FeS + 2HCl à FeCl2 + H2S *Lưu ý: ngoài nhận biết H2S bằng mùi trứng thối . Có thể nhận H2S cũng như muối S2- bằng dd Pb(NO3)2 Vd: Na2S + Pb(NO3)2 à PbSâ+2NaNO3 đen *Trong công nghiệp: T0 -Đốt cháy S hoặc quặng pyrit sắt 4FeS2 + 11O2----> 2Fe2O3+8SO2 *Trong phòng thí nghiệm: Na2SO3 + H2SO4 à Na2SO4 + SO2+ H2O Natri sunfit MÔT SỐ CÔNG THỨC CẦN NHỚ 1)Số mol ( n): n = 2) Nồng độ phần trăm ( C% ): C% = . 100% mCT: Kl chất tan M:khối lượngphân tử mdd: KL dung dịch 3) Nồng độ mol/ lit (CM ) CM = ( mol/l) 4) khối lượng riêng( g/ml): d = (g/ml) 5) Tỉ khối hơi ( dA/B ): dA/B = 6)Ở Điều kiện tiêu chuẩn(00C,1atm): Số mol = n =