Lí thuyết Hoá học 10 HK II

LÍ THUYẾT HOÁ HỌC 10 HKII 2015 – 2016
1. Nội dung (cơ bản và nâng cao) 
TT
Sách giáo khoa
Nội dung
1
Chương 5
Halôgen
2
Chương 6
Oâxi
3
Chương 7
Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học
2. Cấu trúc đề thi học kì II 
Lí tính, hóa tính, điều chế. 
Hoàn thành các phương trình phản ứng. 
Chuỗi phản ứng. 
Phân biệt các dung dịch mất nhãn.
Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá của chất.
Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học. 
Bài tập toán : Chủ yếu các dạng sau :
+ Dạng 1 : Hỗn hợp kim loại hoặc hỗn hợp gồm kim loại và ôxít kim loại tác dụng với axít (HCl, H2SO4 loãng, H2SO4 đặc).
+ Dạng 2 : Hỗn hợp gồm kim loại và sunfua kim loại tác dụng với axít (HCl, H2SO4 loãng).
+ Dạng 3 : Kim loại hoặc hỗn hợp các kim loại tác dụng với lưu huỳnh.
+ Dạng 4 : Tính tốc độ trung bình của phản ứng.
3. Cơ cấu đề cương
• Lí tính, hoá tính, điều chế (tr.2) :
– Đơn chất halôgen (tr.2).
– Hợp chất của halôgen (tr.3).
– Ôxi (tr.5).
– Lưu huỳnh (tr.6).
• Chuỗi phản ứng (tr.10).
• Phân biệt các dung dịch mất nhãn (tr.12).
• Phương trình chứng minh tính axít, tính khử, tính ôxi hoá của chất (tr.13).
• Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học (tr.14).
Chú ý các câu hỏi và bài tập ứng dụng trong thực tế.
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 trị, 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 bị 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 :
 ;	 (Riêng : ) ;
 ;	
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.
– 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 bị 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.
5. Điều chế
– Nguyên tắc : ôxi hoá iôn X– thành X2.
– Điều chế clo trong phòng thí nghiệm : Dùng dung dịch axít HCl đặc tác dụng với một chất ôxi hoá mạnh như KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, Thí dụ : 16HClđặc + 2KMnO4 2KCl + 5Cl2 + 2MnCl2 + 8H2O.
– Trong công nghiệp :
+ Điều chế fluo bằng cách điện phân hỗn hợp KF + 2HF nóng chảy.
+ Sản xuất khí clo bằng cách điện phân dung dịch muối ăn bão hoà có màng ngăn.
2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2 + H2
+ Điều chế brôm từ nước biển bằng cách cho khí clo sục qua dung dịch brômua : Cl2 + NaBr 2NaCl + Br2.
+ Điều chế iốt từ rong biển.
a) 	b)
Điều chế khí clo (a) trong phòng thí nghiệm ; b) trong công nghiệp)
II – HỢP CHẤT CỦA HALÔGEN
1. Hiđrô halôgenua và axít halôgenhiđríc HF, HCl, HBr, HI
– Hiđrô halôgenua là các hợp chất khí, dễ tan trong nước tạo ra các dung dịch axít halôgenhiđríc.
– 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 bị 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
HI có tính khử khá mạnh : .
– 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 dịch AgNO3 là thuốc thử để nhận biết iôn Cl–, Br–, I– có trong dung dịch axít halôgenhiđríc hoặc trong dung dịch muối halôgen do dễ tạo AgCl (mầu trắng), AgBr (mầu vàng), AgI (mầu nâu) không tan trong nước (riêng AgF dễ tan trong nước).
2. Hợp chất có ôxi của halôgen
– Trong hợp chất ôxi fluorua (OF2), fluo có số ôxi hoá –1. OF2 được điều chế bằng cách cho fluo qua dung dịch NaOH loãng (khoảng 2%) và lạnh : 2F2 + 2NaOH 2NaF + H2O + OF2.
– Trong các hợp chất có ôxi : clo, brôm, iốt có số ôxi hoá +1, +3, +5, +7.
Thí dụ : Chiều biến đổi tính bền, tính axít và tính ôxi hoá dãy axít có ôxi của clo.
– Nước Gia-ven, clorua vôi, muối clorát :
+ Clo tác dụng với dung dịch natri hiđrôxít loãng, nguội tạo ra nước Gia-ven : NaCl, NaClO, H2O. Khi điện phân dung dịch NaCl, không có màng ngăn giữa cực âm và cực dương, clo tạo thành ở cực dương sẽ tác dụng với với natri hiđrôxít tạo thành nước Gia-ven. Do tính ôxi hoá mạnh, nước Gia-ven được dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy, sát trùng và khử mùi các khu vực bị ô nhiễm.
+ Clorua vôi : CaOCl2 (là muối hỗn tạp của canxi với hai gốc axít khác nhau).	
	Cl
Công thức cấu tạo :	Ca 	
	OCl
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 dịch KCl 25% ở nhiệt độ . Muối kali clorát tan nhiều trong nước nóng, ít tan trong nước lạnh. Vì vậy, khi làm lạnh dung dịch bão hoà, muối kali clorát dễ dàng tách khỏi dung dịch.
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 bị 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 : 
+ Tác dụng với phi kim : Cácbon cháy trong khí ôxi : 
– Tác dụng với hợp chất : Ở nhiệt độ cao, nhiều hợp chất cháy trong ôxi tạo ôxít.
+ CO cháy trong không khí : 
+ Êtanol cháy trong không khí : 
c) Điều chế ôxi :
– Trong phòng thí nghiệm : Phân huỷ hợp chất chứa ôxi, kém bền với nhiệt như KMnO4, KClO3, H2O2,
– Trong công nghiệp :
+ Từ không khí : Không khí sau khi loại bỏ CO2, bụi và hơi nước, được hoá lỏng, sau đó chưng cất phân đoạn.
+ Từ nước : Điện phân nước (có hoà tan chất điện li), ôxi thu được ở cực dương (anốt).
a)	
Điều chế ôxi (a) trong phòng thí nghiệm ; 
b) trong công nghiệp (từ nước))
Catốt
Anốt
2. Ôdôn và hiđrô peôxít
a) Ôdôn (O3) :
b)	
– Cấu tạo : Phân tử có một liên kết đôi và một liên kết cộng hoá trị cho – nhận.
– Tính chất vật lí : Là chất khí, mùi đặc trưng, mầu xanh nhạt.
– Tính chất hoá học : Là chất ôxi hoá mạnh hơn ôxi (thí dụ : ôxi hoá Ag thành Ag2O, I– thành I2,).
 ;	
– 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 bị 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 () và lưu huỳnh đơn tà (). Hai dạng thù hình khác nhau về tính chất vật lí, nhưng giống nhau về tính chất hoá học, giữa chúng có thể biến đổi qua lại lẫn nhau.
– Ảnh hưởng của nhiệt độ đối với cấu tạo phân tử và tính chất vật lí : Ở nhiệt độ thấp hơn nhiệt độ nóng chảy (dưới 113), và là chất rắn mầu vàng ; ở 119 là chất lỏng mầu vàng, rất linh động ; ở 187 lưu huỳnh lỏng trở nên quánh nhớt, mầu nâu đỏ ; ở 445 lưu huỳnh sôi, ở 1400 là phân tử S2, ở 1700 là nguyên tử S.
b) Tính chất hoá học :
– Tính ôxi hoá : Lưu huỳnh tác dụng với nhiều kim loại và hiđrô ở nhiệt độ cao tạo muối sunfua hoặc hiđrô sunfua (lưu huỳnh tác dụng với Hg ngay ở nhiệt độ thường).
 ;	 ; 	
– Tính khử : Ở nhiệt độ cao, lưu huỳnh tác dụng với một số phi kim (như ôxi, clo, fluo).
 ;	
c) Ứng dụng và sản xuất lưu huỳnh :
– Lưu huỳnh là nguyên liệu cho nhiều ngành công nghiệp như : sản xuất H2SO4 (chiếm 90% lượng lưu huỳnh), lưu hoá cao su, sản xuất diêm, tẩy trắng bột giấy, chất dẻo êbônít, dược phẩm, phẩm nhuộm,
– Lưu huỳnh được khai thác từ lưu huỳnh tự do trong lòng đất từ H2S (trong khí tự nhiên) và SO2 (sản phẩm phụ trong công nghiệp luyện kim).
Thiết bị khai thác lưu huỳnh (phương pháp Frasch)
2. Hiđrô sunfua (H2S)
a) Tính chất vật lí : Là chất khí, mùi trứng thối, nặng hơn không khí, rất độc.
b) Tính chất hoá học : 
– Tính axít yếu : Tạo muối trung hoà (chứa S2–) và muối axít (chứa HS–).
– Tính khử mạnh : Thí dụ : 	H2S + 2FeCl3 2FeCl2 + S + 2HCl.
 ;	
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 ) và muối axít (chứa iôn ).
+ SO2 vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá.
– SO2 là một trong những chất chủ yếu gây ô nhiễm môi trường.
– SO2 được dùng để sản xuất H2SO4, tẩy trắng, chống nấm mốc.
– Điều chế :
+ Trong phòng thí nghiệm : 
Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2O + SO2.
+ Trong công nghiệp : Đốt cháy lưu huỳnh hoặc quặng sunfua kim loại (thí dụ như pirít sắt FeS2).
b) Lưu huỳnh triôxít (SO3) :
– Cấu tạo phân tử : Có ba liên kết đôi, nguyên tố lưu huỳnh có số ôxi hoá +6.
Điều chế SO2 trong phòng thí nghiệâm
– Tính chất vật lí : SO3 là chất lỏng, không mầu, tan vô hạn trong nước và trong axít sunfuríc.
– Tính chất hoá học : Là ôxít axít (anhiđrít sunfuríc) :	SO3 + H2O H2SO4.
– Điều chế : ôxi hoá SO2 bằng ôxi (, 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 ) và muối hiđrôsunfát (chứa iôn ).
H2SO4 đặc tác dụng với đường
+ 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 đặc, nguội làm một số kim loại như Fe, Al, Cr, bị thụ động hoá ; axít sunfuríc đặc có tính háo nước, nó chiếm nước kết tinh của nhiều muối ngậm nước, chiếm các nguyên tố H và C trong nhiều hợp chất hữu cơ.
Thí dụ : 
6H2SO4 (đặc, nóng) + 2Fe Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2.
(Có thể viết phương trình tổng quát với kim loại như sau :
2nH2SO4 (đặc, nóng) + 2M M2(SO4)n + 2nH2O + nSO2)
2H2SO4 (đặc, nóng) + S 3SO2 + 2H2O
H2SO4 (đặc, nóng) + 8HI 4I2 + H2S + 4H2O
2H2SO4 (đặc, nóng) + 2FeSO4 Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2.
Tính háo nước :
C12H22O11 12C + 11H2O ;	
C + 2H2SO4 CO2 + 2SO2 + 2H2O.
– Ứng dụng : Axít sunfuríc là hoá chất hàng đầu của nhiều ngành sản xuất.
– Sản xuất axít sunfuríc :
Tháp hấp thụ SO3 trong sản xuất axít sunfuríc
S
	SO2 SO3 H2SO4
FeS2
– Nhận biết axít sunfuríc và dung dịch muối sunfát : dùng iôn Ba2+ (dung dịch bari hiđrôxít, muối bari tan như Ba(NO3)2, BaCl2,) tạo kết tủa BaSO4.
B – CHUỖI PHẢN ỨNG
Trích Giáo trình Hoá học đại cương, Lê Xuân Trọng (chủ biên), Đại học quốc gia Hà Nội, 2010
C – PHÂN BIỆT CÁC DUNG DỊCH MẤT NHÃN
1. Phân biệt các iôn F–, Cl–, Br–, I–
Dùng AgNO3 làm thuốc thử :
 ;
 ; 	
.
2. Nhận biết iôn sunfát
Thuốc thử nhận biết iôn sunfát là dung dịch muối bari hoặc dung dịch Ba(OH)2. Sản phẩm phản ứng là bari sunfát BaSO4 kết tủa trắng, không tan trong axít :
 ;
.
3. Với chất khí
– CO2 : Nước vôi trong dư Đục nước vôi trong.
– SO2 (mùi hắc) : Dung dịch brôm (Br2) mất màu vàng của dung dịch brôm. 
SO2 + Br2 + 2H2O HBr + H2SO4)
– NH3 (mùi khai) : Quỳ tím ẩm hóa xanh.
– Cl2 (màu vàng) : Dung dịch KI và hồ tinh bột Dung dịch màu xanh ; Quỳ tím ẩm Đỏ, sau đó mất màu.
– H2S (mùi trứng thối) : Dung dịch Pb(NO3)2 Kết tủa đen.
– HCl : Quỳ tím ẩm Hóa đỏ.
– Dung dịch AgNO3 Kết tủa trắng.
– N2 :Que diêm có tàn đỏ Tắt.
– NO : Để ngoài không khí hóa màu nâu đỏ.
– NO2 : Màu nâu đỏ, quỳ tím ẩm hóa đỏ.
3. Dung dịch badơ
– Ca(OH)2 : Dùng CO2, SO2 : Có kết tủa trắng ( nếu sục đến dư kết tủa tan ra).
– Ba(OH)2 : Dùng dịch H2SO4 Kết tủa màu trắng.
4. Dung dịch axít
– HCl : Dùng dung dịch AgNO3 Kết tủa trắng.
– H2SO4 : Dùng dung dịch BaCl2 Kết tủa trắng.
– HNO3 : Dùng bột Cu và đun ở nhiệt độ cao Dung dịch màu xanh, khí màu nâu đỏ thoát ra.
5. Dung dịch muối
– Muối clorua (– Cl) : Dùng dung dịch AgNO3 Kết tủa trắng.
– Muối sunfát : Dùng dung dịch BaCl2 Kết tủa trắng.
– Muối cácbonat( = CO3) : Dùng dung dịch axít (HCl, H2SO4 Khí).
– Muối sunfua (= S) : Dùng dung dịch Pb(NO3)2 Kết tủa màu đen.
– Muối phốtphat (PO4) : Dùng dung dịch AgNO3 Kết tủa màu vàng.
6. Các ôxít của kim loại
Thường hòa tan vào nước Chia làm 2 nhóm : tan trong nước và không tan trong nước.
– Nhóm tan trong nước cho tác dụng với CO2 (nếu thử bằng quỳ tím Xanh)
+ Nếu không có kết tủa : kim loại trong ôxít là kim loại kiềm (hóa trị I).
+ Nếu có kết tủa : kim loại trong ôxít là kim loại kiềm thổ (hóa trị II).
– Nhóm không tan trong nước cho tác dụng với dung dịch badơ (NaOH).
+ Nếu tan trong dung dịch kiềm thì kim loại trong ôxít là Al, Zn, Cr.
+ Nếu không tan trong dung dịch kiềm thì là kim loại khác.
Các ôxít của phi kim : Cho vào nước thử bằng quỳ tím Đỏ.
D – PHƯƠNG TRÌNH CHỨNG MINH TÍNH AXÍT, TÍNH KHỬ, TÍNH ÔXI HOÁ CỦA CHẤT
1. O2 có tính ôxi hoá mạnh 
 ;	 ;	
2. O3 có tính ôxi hoá mạnh hơn O2 
 ;	.
3. S vừa có tính khử, vừa có tính ôxi hoá
– Tính ôxi hoá :	
 ;	 ; 	.
– Tính khử :	
 ;	.
4. HF có tính chất ăn mòn thuỷ tinh
4HF + SiO2 SiF4 + 2H2O
5. SO2 có tính chất của một ôxít axít
 ;	
 ;	
 .
6. SO2 vừa có tính axít, vừa có tính khử
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
 ;	
 ;	
.
E – CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC
I – TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
1. Tốc độ của phản ứng hoá học là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian. 
2. Tốc độ trung bình của phản ứng
Xét phản ứng hoá học : aA + bB cC + dD.
Tốc độ phản ứng tính theo A : .
Tốc độ phản ứng tính theo D : .
Sự biến thiên tốc độ phản ứng thuận và phản ứng nghịch theo thời gian
3. Tốc độ phản ứng hoá học phụ thuộc vào các yếu tố
– Bản chất của các chất tham gia phản ứng.
– Nồng độ : v = k.[A]a.[B]b Nồng độ chất phản ứng tăng thì tốc độ phản ứng tăng.
– Áp suất (đối với các chất khí) : v = k.[pA]a.[pB]b (với A, B là chất khí) Áp suất chất khí tăng thì tốc độ phản ứng tăng.
– Nhiệt độ : 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 nghịch 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 nghịch.
3. Hằng số cân bằng
– Cân bằng trong hệ đồng thể : . Với A, B, C, D là chất khí.
– Cân bằng trong hệ dị thể (thí dụ hệ chất rắn và chất khí, hệ chất rắn và chất tan trong dung dịch) : 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 định chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
5. Sự chuyển dịch 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.
– Các yếu tố ảnh hưởng : nồng độ, áp suất và nhiệt độ.
– Nguyên lí chuyển dịch cân bằng (nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-ê (H. Le Châtelier)) : Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng khi chịu một tác động từ bên ngoài, như biến đổi nồng độ, áp suất, nhiệt độ, thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động bên ngoài đó.
– Vai trò của chất xúc tác : Chất xúc tác không làm cân bằng chuyển dịch. Khi phản ứng thuận chưa ở trạng thái cân bằng, chất xúc tác có tác dụng làm cho cân bằng được thiết lập nhanh chóng hơn.