Đề cương Ôn tập Giữa Học kì II Môn Hóa Học Lớp 10 Năm học 2022-2023

Nội dung tài liệu: Đề cương Ôn tập Giữa Học kì II Môn Hóa Học Lớp 10 Năm học 2022-2023

1. - So với các hợp chất có cấu trúc tương tự, các hợp chất có liên kết hydrogen đều có nhiệt độ sôi cao hơn do tạo được liên kết hydrogen liên phân tử và tan tốt hơn trong nước do tạo được liên kết hydrogen với các phân tử nước. - Nước là một hợp chất có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn nhiều so với hợp chất có cùng cấu trúc phân tử nhưng không tạo được liên kết hydrogen giữa các phân tử với nhau. - Ngoài ra, nước còn là một dung môi tốt, không chỉ hòa tan được nhiều hợp chất ion mà còn hòa tan được nhiều hợp chất có liên kết cộng hóa trị phân cực. Đặc biệt các hợp chất có thể tạo liên kết hydrogen với nước thường tan tốt trong nước. Ví dụ: Ammonia tan tốt trong nước do tạo được liên kết hydrogen với nước - Nước ở trạng thái rắn có thể tích lớn hơn khi ở trạng thái lỏng. Đó là do nước đá có cấu trúc tinh thể phân tử với 4 phân tử H2O phân bố ở 4 đỉnh của hình tứ diện đều, bên trong là cấu trúc rỗng Điều này giải thích tại sao nước đá nổi lên trên nước lỏng. II. Tương tác van der Waals 1. Giới thiệu về tương tác van der Waals - Trong phân tử, các electron không ngừng chuyển động. Khi các electron di chuyển, tập trung về một phía bất kì của phân tử sẽ hình thành nên các lưỡng cực tạm thời.
2. - Các phân tử có lưỡng cực tạm thời cũng có thể làm các phân tử lân cận xuất hiện các lưỡng cực cảm ứng. Do đó, các phân tử có thể tập hợp tạo thành một mạng lưới với các tương tác lưỡng cực cảm ứng, được gọi là tương tác van der Waals. - Tương tác van der Waals là lực tương tác yếu giữa các phân tử, được hình thành do sự xuất hiện của các lưỡng cực tạm thời và lưỡng cực cảm ứng. 2. Ảnh hưởng của tương tác van der Waals đến nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi các chất - Tương tác van der Waals làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các chất. - Khi khối lượng phân tử tăng, kích thước phân tử tăng thì tương tác van der Waals tăng. Ví dụ: Theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử trong nhóm VIIIA, bán kính nguyên tử tăng đồng thời khối lượng nguyên tử tăng Tương tác van der Waals tăng Nhiệt độ nóng ⇒ ⇒ chảy và nhiệt độ sôi tăng.
3. TÓM TẮT LÝ THUYẾT CHƯƠNG IV: PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ VÀ ỨNG DỤNG TRONG CUỘC SỐNG I. Số oxi hóa 1. Tìm hiểu về số oxi hóa - Số oxi hóa của một nguyên tử trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó nếu giả định cặp electron chung thuộc hẳn về nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ: Giả định nếu cặp electron chung trong hợp chất cộng hóa trị HCl lệch hẳn về phía nguyên tử Cl khi đó có thể coi Cl nhận 1 electron và H nhường 1 electron. Cl mang điện tích -1 và H mang điện tích +1. ⇒ Ta nói số oxi hóa của Cl là -1, của H là +1. ⇒ - Cách biểu diễn số oxi hóa: Số oxi hóa được đặt ở phía trên kí hiệu nguyên tố. +1 −1 +2 −2 Ví dụ: H Cl; Mg O 2. Xác định số oxi hóa của nguyên tử các nguyên tố trong hợp chất Xác định số oxi hóa Số oxi hóa Đơn chất 0 Phân tử Tổng số oxi hóa của các nguyên tử bằng 0 Ion đơn nguyê tử Bằng điện tích của ion Ion đa nguyên tử Tổng số oxi hóa các nguyên tử bằng điện tích ion Kim loại trong hợp chất Hóa trị kim loại (mang dấu dương) Ion fluorine -1 Oxygen trong hợp chất (trừ OF2 và các peroxide, -2 superoxide) Hydrogen trong hợp chất (trừ các hydride) +1 II. Phản ứng oxi hóa – khử
4. - Phản ứng oxi hóa – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự chuyển dịch electron giữa các chất phản ứng hay phản ứng có sự thay đổi số oxi hóa của một số nguyên tử trong phân tử. - Chất khử (hay chất bị oxi hóa) là chất nhường electron hay chất có số oxi hóa tăng lên sau phản ứng. - Chất oxi hóa (hay chất bị khử) là chất nhận electron hay chất có số oxi hóa giảm xuống sau phản ứng. - Quá trình oxi hóa (sự oxi hóa) là quá trình nhường electron. - Quá trình khử (sự khử) là quá trình nhận electron. - Trong phản ứng oxi hóa – khử luôn xảy ra đồng thời sự oxi hóa và sự khử. Chú ý: + Chất oxi hóa mạnh thường là các hợp chất chứa nguyên tử của các nguyên tố có số oxi hóa cao +7 +6 − 2− (như MnO4 ;Cr 2 O7 ;  ...) hoặc đơn chất của các nguyên tố có độ âm điện lớn (như F2, O2, Cl2, Br2, ) + Chất khử mạnh thường là các hợp chất chứa nguyên tử của các nguyên tố có số oxi hóa thấp −2 −1 −1 (như H 2 S ; Na H ; K I ;....) hoặc đơn chất kim loại (như kim loại kiềm, kiềm thổ, ) −1 +4 +2 + Chất chứa nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa trung gian (như H 2 O 2 ; S O2 ; N O ;  ...)thì tùy thuộc vào điều kiện phản ứng (tác nhân và môi trường) mà thể hiện tính khử hoặc tính oxi hóa hoặc cả hai (vừa tính oxi hóa, vừa tính khử hay tự oxi hóa – khử). III. Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa – khử - Phương pháp thông dụng hiện nay là thăng bằng electron. - Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường = Tổng số electron chất oxi hóa nhận. - Các bước lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa - khử theo phương pháp thăng bằng electron: + Bước 1: Xác định số oxi hóa của các nguyên tử có sự thay đổi số oxi hóa trong phản ứng, từ đó xác định chất oxi hóa, chất khử. + Bước 2: Viết quá trình oxi hóa, quá trình khử. + Bước 3: Xác định (và nhân) hệ số thích hợp vào các quá trình sao cho tổng số electron do chất khử
5. nhường bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận. + Bước 4: Đặt các hệ số vào sơ đồ phản ứng. Cân bằng số lượng nguyên tử các nguyên tố còn lại. Ví dụ: Lập phương trình hóa học của phản ứng KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl↑ + H2O theo phương pháp thăng bằng electron. +7 −1 +2 0 Bước 1: K MnO4 + H Cl → KCl + MnCl2 + Cl 2 + H 2O Chất khử: HCl Chất oxi hóa: KMnO4 Bước 2: −1 0 Quá trình oxi hóa: 2Cl →Cl 2 + 2e +7 +2 Quá trình khử: Mn + 5e → Mn Bước 3: −1 0 2Cl →Cl 2 + 2e x5 +7 +2 Mn + 5e → Mn x2 Bước 4: 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O IV. Ý nghĩa của phản ứng oxi hóa – khử - Một số phản ứng oxi hóa – khử quan trọng gắn liền với cuộc sống như sự cháy của than, củi; sự cháy của xăng, dầu trong các động cơ đốt trong; các quá trình điện phân; các phản ứng xảy ra trong pin, ắc quy
6. - Một số phản ứng oxi hóa – khử là cơ sở của quá trình sản xuất trong các ngành công nghiệp nặng; sản xuất các hóa chất cơ bản; sản xuất phân bón; thuốc bảo vệ thực vật; dược phẩm
7. TÓM TẮT LÝ THUYẾT CHƯƠNG V: NĂNG LƯỢNG HÓA HỌC I. Phản ứng tỏa nhiệt - Phản ứng tỏa nhiệt là phản ứng có sự giải phóng nhiệt năng ra môi trường. - Ví dụ: Phản ứng đốt cháy than tỏa một lượng nhiệt lớn giúp nấu chín thức ăn và sưởi ấm. t o C(gr) + O2 (g ) →CO2 (g ) II. Phản ứng thu nhiệt - Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hóa học trong đó có sự hấp thụ nhiệt năng từ môi trường. Ví dụ: Phản ứng nung đá vôi là phản ứng thu nhiệt: t o CaCO3(s) →CaO(s) + CO2(g ) III. Biến thiên enthalpy chuẩn của phản ứng 1. Biến thiên enthalpy của phản ứng (∆rH) : - Biến thiên enthalpy của phản ứng là nhiệt lượng tỏa ra hay thu vào của một phản ứng hóa học trong quá trình đẳng áp (áp suất không đổi). - Đơn vị: kJ hoặc kcal. - Biến thiên enthalpy chuẩn (hay nhiệt phản ứng chuẩn) của một phản ứng hóa học, được kí o hiệu ∆ r Η 298 , là nhiệt kèm theo phản ứng đó trong điều kiện chuẩn. - Điều kiện chuẩn: áp suất 1 bar (đối với chất khí), nồng độ 1 mol/ L (đối với chất tan trong dung dịch) và thường chọn nhiệt độ 25oC (hay 298K). 2. Phương trình nhiệt hóa học - Phương trình nhiệt hóa học là phương trình phản ứng hóa học có kèm theo nhiệt phản ứng và trạng thái của các chất đầu (cđ) và sản phẩm (sp). - Phản ứng thu nhiệt (hệ nhận nhiệt của môi trường) thì ∆ r Η >0. - Phản ứng tỏa nhiệt (hệ tỏa nhiệt ra môi trường) thì ∆ r Η <0 Ví dụ:
8. t o o C(gr) + H 2O(g ) →CO(g ) + H 2(g ) ∆r Η 298 = +131,25kJ > 0 (1) Phản ứng (1) là phản ứng thu nhiệt. ⇒ o CuSO4 (aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + Cu(s) ∆ r Η 298 = −231,04kJ < 0(2) Phản ứng (2) là phản ứng tỏa nhiệt. ⇒ IV. Enthalpy tạo thành (nhiệt tạo thành) - Enthalpy tạo thành của một chất là nhiệt kèm theo phản ứng tạo thành 1 mol chất đó từ các đơn chất bền nhất. - Enthalpy tạo thành (hay nhiệt tạo thành) được kí hiệu bằng ∆fH, thường được tính theo đơn vị kJ/ mol hoặc kcal/ mol. - Enthalpy tạo thành trong điều kiện chuẩn được gọi là enthalpy tạo thành chuẩn (hay nhiệt tạo thành o chuẩn) và được kí hiệu là ∆ f Η 298 . Chú ý: o 1. ∆ f Η 298 của đơn chất bền nhất bằng 0 (xét ở điều kiện chuẩn). o 2. ∆ f Η 298 < 0, chất bền hơn về mặt năng lượng so với các đơn chất bền tạo nên nó.
9. o 3. ∆ f Η 298 > 0, chất kém bền hơn mặt năng lượng so với các đơn chất bền tạo nên nó. o V. Ý nghĩa của dấu và giá trị ∆ r Η 298 - Phản ứng tỏa nhiệt: o o o Σ∆ f Η 298 (sp) < Σ∆ f Η 298 (cd) ⇒ ∆r Η 298 < 0 - Phản ứng thu nhiệt: o o o Σ∆ f Η 298 (sp) > Σ∆ f Η 298 (cd) ⇒ ∆ r Η 298 > 0 o - Thường các phản ứng có ∆ r Η 298 < 0 thì xảy ra thuận lợi. Chú ý: Phản ứng thu nhiệt cần cung cấp nhiệt liên tục, nếu dừng cung cấp nhiệt phản ứng sẽ không tiếp diễn VI. Xác định biến thiên enthalpy của phản ứng dựa vào năng lượng liên kết - Phản ứng hóa học xảy ra khi có sự phá vỡ các liên kết hóa học của chất đầu (cđ) và hình thành các liên kết hóa học của sản phẩm (sp). Sự phá vỡ các liên kết cần cung cấp năng lượng, sự hình thành các liên kết lại giải phóng năng lượng. - Cho phản ứng tổng quát ở điều kiện chuẩn: aA (g) + bB (g) → mM (g) + nN (g) o Tính ∆ r Η 298 của phản ứng khi biết các giá trị năng lượng liên kết (Eb) theo công thức: o ∆ r Η 298 =∑Eb(cd)−∑Eb(sp) Với ∑Eb (cđ); ∑Eb (sp): tổng năng lượng liên kết trong phân tử chất đầu và sản phẩm của phản ứng.
10. - Ví dụ: Dựa vào bảng năng lượng liên kết (phía trên) tính biến thiên enthalpy của phản ứng: 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) o ∆ r Η 298 =∑Eb(cd)−∑Eb(sp) = 3.Eb(H2) + Eb(N2) – 2.Eb(NH3) = 3.Eb(H-H) + Eb(N≡N) – 2.3.Eb(N-H) = 3.432 + 945 – 2.3.391 = -105 kJ < 0 Phản ứng tỏa nhiệt ⇒ Chú ý: Tính biến thiên enthalpy của phản ứng dựa vào năng lượng liên kết được áp dụng cho phản ứng trong đó các chất đều có liên kết cộng hóa trị ở thể khí khi biết giá trị năng lượng liên kết của tất cả các chất trong phản ứng. VII. Xác định biến thiên enthalpy của phản ứng dựa vào enthalpy tạo thành - Cho phương trình hóa học tổng quát: aA + bB → mM + nN o o o ∆ r Η 298 = Σ∆ f Η 298 (sp)− Σ∆ f Η 298  (cd) o o Với Σ∆ f Η 298 (sp); Σ∆ f Η 298 (cd): tổng enthalpy tạo thành ở điều kiện chuẩn tương ứng của sản
11. phẩm và chất đầu của phản ứng. o - Ví dụ: Tính ∆ r Η 298 của phản ứng đốt cháy hoàn toàn benzene C6H6(l) trong khí oxygen. 15 O C H + O T → 6CO + 3H O 6 6(l) 2 2 (g ) 2(g ) 2 (l) o o o o o ∆ r Η 298 = 6. ∆ f Η 298 (CO2) + 3. ∆ r Η 298 (H2O) – ∆ r Η 298 (C6H6) –15/2 ∆ r Η 298 (O2) o ∆ r Η 298 = 6.(-393,50) + 3.(-285,84) – (+49,00) – 15/2.0 o ∆ r Η 298 = -3267,52 kJ