Kiến thức trọng tâm Hóa học lớp 10

KIẾN THỨC TRỌNG TÂM HểA HỌC LỚP 10
Chương 1: Nguyờn tử:
I. Thành phần cấu tạo của nguyờn tử
- Thành phần cấu tạo của nguyờn tử gồm:
 + Hạt nhõn nằm ở tõm nguyờn tử gồm: cỏc hạt proton và nơtron
 + Vỏ nguyờn tử gồm: cỏc electron chuyển động xung quanh hạt nhõn
 1 Electron - me= 9,1094.10-31 kg
 - qe= -1,602.10 -19 C kớ hiệu là – eo qui ước bằng 1-
 2 Proton: Hạt proton là 1 thành phần cấu tạo của hạt nhõn nguyờn tử,mang điện tớch dương, kớ hiệu p
 + m = 1,6726.10 -27 kg
 + q = + 1,602.10 -19 C kớ hiệu eo, qui ước 1+
 3 Nơtron: Hạt nơtron là 1 thành phần cấu tạo của hạt nhõn nguyờn tử, kớ hiệu n.
 	 + m = 1,6726.10 -27 kg
 + khụng mang điện 
II. Hạt nhõn nguyờn tử
 1. Điện tớch hạt nhõn
Proton mang điện tớch 1+, nếu hạt nhõn cú Z proton thỡ điện tớch của hạt nhõn bằng Z+
Trong nguyờn tử : 
Số đơn vị điện tớch hạt nhõn = Số p = Số e
 Vớ dụ : nguyờn tử Na cú Z = 11+ à ngtử Na cú 11p, 11e
 2. Số khối : Là tổng số hạt proton và nơtron của hạt nhõn đú 
A = Z + N 
 Vớ dụ 1: Hạt nhõn nguyờn tử O cú 8p và 8n → A = P+N = 8 + 8 = 16
 Vớ dụ 2: Nguyờn tử Li cú A =7 và Z = 3 → Z = p = e = 3 ; N = 7 - 3 =4 Nguyờn tử Li cú 3p, 3e và 4n
III- Nguyờn tố húa học:
 1.Định nghĩa : Nguyờn tố húa học là những nguyờn tử cú cựng điện tớch hạt nhõn
Vớ dụ : Tất cả cỏc nguyờn tử cú cựng Z là 8 đều thuộc nguyờn tố oxi, chỳng đều cú 8p, 8e
2.Số hiệu nguyờn tử
Số đơn vị điện tớch hạt nhõn nguyờn tử của 1 nguyờn tố được gọi là số hiệu nguyờn tử của nguyờn tố đú (Z)
3.Kớ hiệu nguyờn tử:
 	Số khối 
 Vớ dụ : Số hiệu nguyờn tử 
 Cho biết nguyờn tử của nguyờn tố natri cú Z=11, 11p, 11e và 12n (23-11=12)
IV. Trật tự cỏc mức năng lượng obotan nguyờn tử:
- Mức năng lượng của obitan nguyờn tử : 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5 f6d...
Số electron tối đa trong một phõn lớp :
Phõn
lớp s
Phõn
lớp p
Phõn
lớp d
Phõn
lớp f
Số e tối đa
2
6
10
14
Cỏch ghi 
S2
p6
d10
f14
- Phõn lớp đó đủ số electron tối đa gọi là phõn lớp electron bóo hũa.
V .Cấu hỡnh electron nguyờn tử:
 1. Cỏc quy tắc điền electron
 a. Nguyờn lớ vưng bền
- Cỏc e trong nguyờn tử ở trạng thỏi cơ bản lần lượt chiếm cỏc mức năng lượng từ thấp đến cao.
- Khi điện tớch hạt nhõn tăng lờn sẽ xuất hiện sự chốn mức năng lượng giữa s và d hay s và f.
+ Lớp : tăng theo thứ tự từ 1 đến 7 kể từ gần hạt nhõn nhất 
+ Phõn lớp: tăng theo thứ tự s, p, d, f.
 b. Nguyờn lớ pauli:
Trờn 1obitan nguyờn tử chứa tối đa 2 electron và cú chiều tự quay khỏc chiều nhau xung quanh trục riờng của mỗi electron.
 c. Quy tắc hun :
Trong cựng một phõn lớp cỏc electron điền vào cỏc obitan sao cho số lectron độc thõn là lớn nhất.
2 . Cấu hỡnh electron của nguyờn tử:
- Cấu hỡnh electron của nguyờn tử:
Cấu hỡnh electron của nguyờn tử biểu diễn sự phõn bố electrron trờn cỏc phõn lớp thuộc cỏc lớp khỏc nhau.
- Quy ước cỏch viết cấu hỡnh electron :
+ STT lớp e được ghi bằng chữ số (1, 2, 3. . .)
+ Phõn lớp được ghi bằng cỏc chữ cỏi thường s, p, d, f.
+ Số e được ghi bằng số ở phớa trờn bờn phải của phõn lớp.(s2 , p6 )
- Một số chỳ ý khi viết cấu hỡnh electron:
+ Cần xỏc định đỳng số e của nguyờn tử hay ion. ( số e = số p = Z )
+ Nắm vững cỏc nguyờn lớ và qui tắc, kớ hiệu của lớp và phõn lớp ...
+ Qui tắc bóo hoà và bỏn bóo hoà trờn d và f : Cấu hỡnh electron bền khi cỏc electron điền vào phõn lớp d và f đạt bóo hoà ( d10, f14 ) hoặc bỏn bóo hoà ( d5, f7 )
- Cỏc bước viết cấu hỡnh electron nguyờn tử
Bước 1: Điền lần lượt cỏc e vào cỏc phõn lớp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng.
Bước 2: Sắp xếp lại theo thứ tự cỏc lớp và phõn lớp theo nguyờn tắc từ trong ra ngoài.
Bước 3: Xem xột phõn lớp nào cú khả năng đạt đến bóo hoà hoặc bỏn bóo hoà, thỡ cú sự sắp xếp lại cỏc electron ở cỏc phõn lớp ( chủ yếu là d và f )
-Cỏch xỏc định nguyờn tố s, p, d, f:
+ Nguyờn tố s : cú electron cuối cựng điền vào phõn lớp s. Na, Z =11, 1s22s22p63s1
+Nguyờn tố p: cú electron cuối cựng điền vào phõn lớp p.
Br: Z =35, 1s22s22p63s23p64s23d104p5 Hay 1s22s22p63s23p63d104s24p5
+ Nguyờn tố d: cú electron cuối cựng điền vào phõn lớp d.
Co: Z =27, 1s22s22p63s23p64s23d7 Hay 1s22s22p63s23p63d74s2 
+ Nguyờn tố f: cú electron cuối cựng điền vào phõn lớp f:
Chương 2 : BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYấN TỐ HểA HỌC VÀ
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYấN TỐ HOÁ HỌC
	I- BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYấN TỐ HểA HỌC
	1. Nguyờn tắc sắp xếp : 
	* Cỏc nguyờn tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tớch hạt nhõn nguyờn tử.
	* Cỏc nguyờn tố cú cựng số lớp electron trong nguyờn tử được xếp thành một hàng.
	* Cỏc nguyờn tố cú cựng số e húa trị trong nguyờn tử được xếp thành một cột.
	2. Cấu tạo bảng tuần hoàn: 
	a- ễ nguyờn tố: 
	Số thứ tự của ụ nguyờn tố đỳng bằng số hiệu nguyờn tử của nguyờn tố đú .
	b- Chu kỳ: Chu kỳ là dóy cỏc nguyờn tố mà nguyờn tử của chỳng cú cựng số lớp electron, được xếp theo chiều điện tớch hạt nhõn tăng dần. Số thứ tự của chu kỳ trựng với số lớp electron của nguyờn tử cỏc nguyờn tố trong chu kỳ đú.
	 * Chu kỳ nhỏ: gồm chu kỳ 1, 2, 3.
	 * Chu kỳ lớn : gồm chu kỳ 4, 5, 6, 7.
	c- Nhúm nguyờn tố: là tập hợp cỏc nguyờn tố mà nguyờn tử cú cấu hỡnh electron tương tự nhau , do đú cú tớnh chất húa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.
II-SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYấN TỐ
	1. Cỏc nguyờn tố nhúm A: nguyờn tố s và p
	 * Số thứ tự nhúm = số electron húa trị = số electron lớp ngoài cựng.
	 * Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hỡnh electron lớp ngoài cựng của nguyờn tử cỏc nguyờn tố khi điện tớch hạt nhõn tăng dần chớnh là nguyờn nhõn của sự biến đổi tuần hoàn tớnh chất của cỏc nguyờn tố.
	2. Cỏc nguyờn tố nhúm B: nguyờn tố d và f. ( kim loại chuyển tiếp). 
	 * Cấu hỡnh electron nguyờn tử cú dạng : (n–1)da ns2(a=1Š10)
	 * Số electron húa trị = số electron lớp n + số electron phõn lớp (n–1)d nhưng chưa bóo hũa.
	 * Đặt S = a + 2 , ta cú : - S ≤ 8 thỡ S = số thứ tự nhúm.
 - 8 ≤ S ≤ 10 thỡ nguyờn tố ở nhúm VIII B.
	3. Sự biến đổi một số đại lượng vật lý:
	 a– Sự biến đổi bỏn kớnh nguyờn tử khi điện tớch hạt nhõn tăng :	 
	* Trong cựng chu kỳ : bỏn kớnh giảm.
	 	* Trong cựng nhúm A : bỏn kớnh tăng.
	 b– Sự biến đổi năng lượng ion húa thứ nhất của cỏc nguyờn tố nhúm A: Khi điện tớch hạt nhõn tăng :
	 	* Trong cựng chu kỳ năng lượng ion húa tăng.
 	* Trong cựng nhúm, năng lượng ion húa giảm.
Năng lượng ion húa thứ nhất (I1) của nguyờn tử là năng lượng tối thiểu cần để tỏch electron thứ nhất ra khỏi nguyờn tử ở trạng thỏi cơ bản. ( tớnh bằng Kj/mol)
	4. Độ õm điện: của một nguyờn tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng hỳt electron của nguyờn tử đú khi tạo thành liờn kết húa học.
	 Khi điện tớch hạt nhõn tăng:
trong cựng chu kỳ, độ õm điện tăng.
trong cựng nhúm, độ õm điện giảm.
5. Sự biến đổi tớnh kim loại–phi kim:
	 a– Trong cựng chu kỳ, khi điện tớch hạt nhõn tăng:
 * tớnh kim loại giảm, tớnh phi kim tăng dần.
	 b– trong cựng nhúm A, khi điện tớch hạt nhõn tăng:
	 * tớnh kim loại tăng, tớnh phi kim giảm dần.
6. Sự biến đổi húa trị: 
	 Trong cựng chu kỳ , khi điện tớch hạt nhõn tăng , húa trị cao nhất với oxi tăng từ 1 đến 7, húa trị đối với hidro giảm từ 4 đến 1.
	 Húa trị đối với hidro= số thứ tự nhúm –húa trị đối với oxi 
	Cụng thức phõn tử ứng với cỏc nhúm nguyờn tố ( R : là nguyờn tố )
	R2On : n là số thứ tự của nhúm.
	RH8-n : n là số thứ tự của nhúm.
Nhúm
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
Oxit
R20
RO
R2O3
RO2
R2O5
RO3
R2O7
Hiđrua
RH4
RH3
RH2
RH
	7. Sự biến đổi tớnh axit-baz của oxit và hidroxit tương ứng:
	a– Trong cựng chu kỳ , khi điện tớch hạt nhõn tăng : tớnh baz giảm , tớnh axit tăng .
	b– Trong cựng nhúm A, khi điện tớch hạt nhõn tăng : tớnh baz tăng, tớnh axit giảm.
 8. Định luật tuần hoàn cỏc nguyờn tố hoỏ học.
Tớnh chất của cỏc nguyờn tố và đơn chất cũng như thành phần và tớnh chất của cỏc hợp chất tạo nờn từ cỏc nguyờn tố đú biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tớch hạt nhõn nguyờn tử
III. So sỏnh tớnh chất hoỏ học của một nguyờn tố với cỏc ng/tố lõn cận.
a.Trong chu kỡ theo chiều tăng của điện tớch hạt nhõn, cụ thể về:
Tớnh kim loại giảm dần, tớnh phi kim tăng dần.
Tớnh bazơ, của oxit và hiđroxit yờỳ dần, tớnh axit mạnh dần.
b. Tong nhúm A, theo chiều tăng của điện tớch hạt nhõn, cụ thể:
Tớnh kim loại tăng dần, tớnh phi kim giảm dần.
- Theo chu kỳ : 	+Tớnh phi kim Si < P < S	
	+ Tớnh kim loại Na > Mg > Al 	
- Theo nhúm A:	+ Tớnh phi kim As < P < N
	+ Tớnh kim loại Na < K < Rb
IV Lưu ý khi xỏc định vị trớ cỏc nguyờn tố nhúm B .
	a. Nguyờn tố họ d : (n-1)dansb với a = 1à 10 ; b = 1 à 2
	+ Nếu a + b < 8 	à 	a + b là số thứ tự của nhúm .
	+ Nếu a + b > 10 	à 	(a + b) – 10 là số thự tự của nhúm.
	+ Nếu 8 a + b 10 à nguyờn tố thuộc nhúm VIII B
	b. Nguyờn tố họ f : (n-2)fansb với a = 1 à 14 ; b = 1 à 2
	+ Nếu n = 6 à Nguyờn tố thuộc họ lantan.
	+ Nếu n = 7 à Nguyờn tố thuộc họ actini.
	(a + b) – 3 = số thứ tự của nguyờn tố trong họ 
	Vớ dụ : Z = 62 ; n = 6, a = 6, b = 2à 6 + 2 – 3 = 5 , thuộc ụ thứ 5 trong họ lantan.
Chương 3: LIấN KẾT HOÁ HỌC
Loại liờn kết
Liờn kết ion
Liờn kết cộng h úa trị
Khụng cực
Cú cực
Định nghĩa
Liờn kết ion Là liờn kết hoỏ học hỡnh thành do lực hỳt tĩnh điện giữa cỏc ion trỏi dấu. 
Liờn kết cộng húa trị là liờn kết được tạo nờn giữa hai hay nhiều nguyờn tử bằng một hay nhiều cặp elctron chung
Bản chất
của liờn kết
Sự cho – nhận cỏc electron
Liờn kết cộng húa trị khụng phõn cực là liờn kết cộng húa trị mà trong đú cặp electron dựng chung khụng bị lệch về phớa nguyờn tử nào. 
Liờn kết cộng húa trị cú cực là liờn kết cộng húa trị mà cặp electron dựng chung bị lệch về phớa nguyờn tử cú độ õm điện lớn hơn
Hiệu độ 
õn điện
∆X ≥ 1.7
0 ≤ ∆X < 0.4
0.4 ≤ ∆X < 1.7
Đặc tớnh
Bền
Bền
Vớ dụ
NaCl, KNO3 , NH4Cl, Al2S3.............
H2, Cl2, N2, O2...........
H2O. NH3, HCl ...........
6. HểA TRỊ : là biểu thị khả năng nguyờn tử nguyờn tố này liờn kết với một số nhất định nguyờn tử nguyờn tố khỏc.
a. Điện húa trị :
Là húa trị của một nguyờn tố trong hợp chất ion, tớnh bằng điện tớch của ion đú. 
Vớ dụ: CaCl2 là hợp chất ion, húa trị Canxi là 2+ , Clo là 1-
b. Cộng húa trị :
Là húa trị của một nguyờn tố trong hợp chất cộng húa trị, tớnh bằng số liờn kết mà nguyờn tử của nguyờn tố đú cú thể tạo thành với nguyờn tử của nguyờn tố khỏc. 
Vớ dụ: CH4 là hợp chất cộng húa trị, húa trị của Cacbon là 4, Hidrụ là 1.
	7. SỐ OXI HOÁ 
a. Khỏi niệm : là điện tớch của nguyờn tử (điện tớch hỡnh thức) trong phõn tử nếu giả định rằng cỏc cặp electron chung coi như chuyển hẳn về phớa nguyờn tử cú độ õm điện lớn hơn .
b. Cỏch xỏc định số oxihoỏ.
Qui ước 1: Số oxi hoỏ của nguyờn tố trong đơn chất bằng khụng : Fe0 Al0 H O Cl
	Qui ước 2 : Trong một phõn tử tổng số oxi hoỏ của cỏc nguyờn tố bằng khụng.
- H2SO4 : 2(+1) + x + 4(-2) = 0 x = +6
	- K2Cr2O7 : 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0x = +6
 Qui ước 3: Số oxihoỏ của cỏc ion đơn nguyờn tử bằng điện tớch của ion đú .Trong ion đa nguyờn tử tổng số oxihoỏ của cỏc nguyờn tố bằng điện tớch của ion đú.
	Qui ước 4: Trong hầu hết cỏc hợp chất, số oxihoỏ của hiđrụ bằng +1 ( trừ hiđrua của kim loại NaH, CaH2...). Số oxihúa của oxi bằng -2 (trừ trường hợp OF2 và peoxit H2O2...)
c.Cỏch ghi số oxihoỏ : Số oxihoỏ đặt phớa trờn kớ hiệu nguyờn tố, dấu ghi trước số ghi sau.
Chương 4: PHẢN ỨNG OXYHOÁ - KHỬ
PHẢN ỨNG OXI HểA KHỬ
- Chất oxihoa: là chất nhận electron, kết quả là số oxihúa giảm.
- Chất khử : là chất nhường electron, kết quả là số oxhúa tăng.
- Quỏ trỡnh oxihoa: là quỏ trỡnh (sự) nhường electron.
- Quỏ trỡnh khử: là quỏ trỡnh (sự) nhận electron.	
5. SỐ OXI HOÁ là điện tớch của nguyờn tử (điện tớch hỡnh thức) trong phõn tử nếu giả định rằng cỏc cặp electron chung coi như chuyển hẳn về phớa nguyờn tử cú độ õm điện lớn hơn .
Qui ước 1: Số oxi hoỏ của nguyờn tử dạng đơn chất bằng khụng 
Fe0 Al0 H O Cl
	Qui ước 2: Trong phõn tử hợp chất , số oxi hoỏ của nguyờn tử Kim loại nhúm A là +n; Phi kim nhúm A trong hợp chất với kim loại hoặc hyđro là 8 - n (n là STT nhúm)
 	 Kim loại hoỏ trị 1 là +1 : Ag+1Cl NaSO4 K+1NO3
	 Kim loại hoỏ trị 2 là +2 : Mg+2Cl2 Ca+2CO3 Fe+2SO4
	 Kim loại hoỏ trị 3 là +3 : Al+3Cl3 Fe(SO4)3
	 Của oxi thường là –2 : H2O-2 CO H2SO KNO
	Riờng H2O F2O+2
	 Của Hidro thường là +1 : H+1Cl H+1NO3 HS
	Qui ước 3 : Trong một phõn tử tổng số oxi hoỏ của cỏc nguyờn tử bằng khụng.
 H2SO4 2(+1) + x + 4(-2) = 0 x = +6
	 K2Cr2O7 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0x = +6
	Qui ước 4: Với ion mang điện tớch thỡ tổng số oxi hoỏ của cỏc nguyờn tử bằng điện tớch ion. Mg2+ số oxi hoỏ Mg là +2, MnO số oxi hoỏ Mn là : x + 4(-2) = -1x = +7
6. CÂN BẰNG PHƯƠNG TRèNH PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ:
 B1. Xỏc định số oxi hoỏ cỏc nguyờn tố. Tỡm ra nguyờn tố cú số oxi hoỏ thay đổi . 
 B2. Viết cỏc quỏ trỡnh làm thay đổi số oxi hoỏ 
Chất cú oxi hoỏ tăng : Chất khử - nesố oxi hoỏ tăng
Chất cú số oxi hoỏ giảm: Chất oxi hoỏ + mesố oxi hoỏ giảm 
 B3. Xỏc định hệ số cõn bằng sao cho số e cho = số e nhận
 B4. Đưa hệ số cõn bằng vào phương trỡnh , đỳng chất và kiểm tra lại theo trật tự : kim loại – phi kim – hidro – oxi
 Vớ dụ: cõn bằng phương trỡnh sau: Fe2O3 + H2 Fe + H2O
-B1: FeO + HFe0 + HO-2
-B2: 2Fe+3 + 6e 2Fe0 ( quỏ trỡnh khử Fe3 + )
 2H0 – 2e 2H+ ( quỏ trỡnh oxi hoỏ H2 )
-B3: X1 2Fe+3 + 6e 2Fe0 
 X3 2H0 – 2e 2H+ 
 -B4: Cõn bằng : 
	 Fe2O3 + 3H2 2Fe + 3H2O
 Chất oxi hoỏ Chất khử
 Fe3+ là chất oxi hoỏ H2 là chất khử
Chương 5 : NHểM HALOGEN
I. Vị trớ trong bảng HTTH cỏc nguyờn tố.
	Gồm cú cỏc nguyờn tố 9F 17Cl 35Br 53I 85At. Phõn tử dạng X2 như F2 khớ màu lục nhạt, Cl2 khớ màu vàng lục, Br2 lỏng màu nõu đỏ, I2 tinh thể tớm.
	Dễ nhận thờm một electron để đạt cấu hỡnh bền vững của khớ hiếm : X + 1e à X- (X : F , Cl , Br , I )
	F cú độ õm điện lớn nhất , chỉ cú số oxi hoỏ –1. Cỏc halogen cũn lại ngoài số oxi hoỏ –1 cũn cú số oxi hoỏ dương như +1 , +3 , +5 , +7 
 Tớnh tan của muối bạc AgF AgCl¯ AgBr¯ AgI¯
 tan nhiều trắng vàng lục vàng đậm 
II. CLO 
Là chất khớ, màu vàng , mựi xốc , độc và nặng hơn khụng khớ.
1.Tớnh chất hoỏ học
a. Tỏc dụng với kim loại : (đa số kim loại và cú t0 để khơi màu phản ứng) tạo muối clorua ( cú hoỏ trị cao nhất ) 2Na + Cl2 2NaCl;	2Fe + 3Cl2 2FeCl3;	Cu + Cl2 CuCl2;
b. Tỏc dụng với phim kim(cần cú nhiệt độ hoặc cú ỏnh sỏng)
	H2 + Cl2 2HCl ;	 2P + 3Cl2 2PCl3;	Cl2 khụng tỏc dụng trực tiếp với O2.
c. Tỏc dụng với một sú hợp chất cú tớnh khử:
	H2S + Cl2 2HCl + S	3Cl2 + 2NH3 à N2 + 6HCl; Cl2 + SO2 + 2H2O à H2SO4 + 2HCl
d. Cl2 cũn tham gia phản ứng với vai trũ vừa là chất ụxihúa, vừa là chất khử.
- Tỏc dụng với nuớc 
Khi hoà tan vào nước , một phần Clo tỏc dụng (Thuận nghịch)
Cl + H2O HCl + HClO ( Axit hipoclorơ)
Axit hipoclorơ cú tớnh oxy hoỏ mạnh, nú phỏ hửy cỏc màu vỡ thế nước clo hay clo ẩm cú tớnh tẩy màu do.
- Tỏc dụng với dung dịch bazơ
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O ( nước javel)
2Cl2 + 2Ca(OH)2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O
3Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KCl + 3H2O
e. Tỏc dụng với muối 
	Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
	Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3
	3Cl2 + 6FeSO4 → 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3
	Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
f. Phản ứng thế, phản ứng cộng, phản ứng phõn huỷ với một số hợp chất hữu cơ
	CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
	CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl – CH2Cl
	C2H2 + Cl2 → 2C + 2HCl
2.Điều chế : Nguyờn tắc là khử cỏc hợp chất Cl- tạo Cl0
a. Trong phũng thớ nghiệm
Cho HCl đậm đặc tỏc dụng với cỏc chất ụxihúa mạnh
2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2
b. Trong cụng nghiệp: dựng phương phỏp điện phõn
2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2
2NaCl 2Na+ Cl2 ( bổ sung thờm kiến thức về điện phõn)
( nếu quỏ trỡnh điện phõn khụng cú màng ngăn thớ sản phẩm thu được là dung dịch nươc javel)
	Ngoài ra cũn cú thể từ HCl và O2 cú xỳc tỏc là CuCl2 ở 400oC.
	4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O
III. AXIT CLOHIDRIC (HCl) 
Dung dịch axit HCl cú đầy đủ tớnh chất hoỏ học của một axit mạnh 
1. Tớnh Chất Hoỏ Học 	
a. dung dịch HCl làm quỡ tớm hoỏ đỏ (nhận biết axit)
	HCl H+ + Cl-
b. Tỏc Dụng Với Kim Loại (đứng trước H trong dóy Bờkờtụp) tạo muối (với húa trị thấp của kim loại) và giải phúng khớ hidrụ	Fe + 2HCl FeCl2 + H2ư
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2ư
Cu + HCl → khụng cú phản ứng
c. Tỏc dụng với bazo và oxitbazo: tạo muối và nước
NaOH + HCl NaCl + H2O
CuO + 2HCl CuCl2 + H2O
Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O
d. Tỏc dụng với muối: (theo điều kiện phản ứng trao đổi)
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
	( dựng để nhận biết gốc clorua )
	Ngoài tớnh chất đặc trưng là axit , dung dịch axit HCl đặc cũn thể hiện vai trũ chất khử khi tỏc dụng chất oxi hoỏ mạnh như KMnO4 , MnO2 
 	4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl+ 2H2O
	K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O
Hỗn hợp 3 thể tớch HCl và 1 thể tớch HNO3 đặc được gọi là hỗn hợp nước cường toan ( cường thuỷ) cú khả năng hoà tan được Au ( vàng) 
2.Điều chế
a.Phương phỏp sunfat: cho NaCl tinh thể vào dung dịch H2SO4 đậm đặc
2NaCltt + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl
NaCltt + H2SO4 NaHSO4 + HCl
b.Phương phỏp tổng hợp: đốt hỗn hợp khớ hidro và khớ clo
H2 + Cl2 2HCl hidro clorua.
IV. MUỐI CLORUA 
Đa số muối clorua đều tan trong nước. Trừ một số muối khụng tan như AgCl, it tan CuCl2 PbCl2 
VI. FLO là chất oxihúa mạnh, tham gia phản ứng với hầu hết cỏc đơn chất và hợp chất tạo florua với số oxyhoỏ -1.( kể cả vàng)
1. Tớnh Chất Hoỏ Học:
a .tỏc dụng với kim loại và phi kim:
 Ca + F2 → CaF2	2Ag + F2 → 2AgF
3F2 + 2Au → 2AuCl3	3F2 + S → SF6 
b . tỏc dung với Hidro: phản ứng xảy ra mạnh hơn cỏc halogen khỏc , hỗn hợp H2 , F2 nổ mạnh trong búng tối. H2 + F2 → 2HF
Khớ HF tan vào nước tạo dung dịch HF. Dung dịch HF là axit yếu, đặc biệt là hũa tan được SiO2 
4HF + SiO2 2H2O + SiF4 (sự ăn mũn thủy tinh được ứng dụng trong kĩ thuật khắc trờn kớnh như vẽ tranh khắc chữ).
c. tỏc dụng với nước: 	2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Phản ứng này giải thớch vỡ sao F2 khụng đẩy Cl2 , Br2 , I2 ra khỏi dung dịch muối hoặc axit trong khi flo cú tớnh oxihúa mạnh hơn .
2. Điều chế HF bằng phương phỏp sunfat
	CaF2(tt) + H2SO4(đđ) CaSO4 + 2HF ư
	Hợp chất với oxi : OF2
	2F2 + 2NaOH → 2NaF + H2O + OF2 ;OF2 là chất cú tớnh độc và tớnh oxyhoỏ mạnh
VII. BROM VÀ IOT: là cỏc chất ụxihúa yếu hơn clo.
1. tỏc dụng với kim loại tạo muối tương ứng
2Na + Br2 2NaBr	
2Na + I2 2NaI
2Al + 3Br2 2AlBr3 	
2Al + 3I2 2AlI3
2. tỏc dung với Hidro
	H2 + Br2 2HBr ư
	H2 + I2 2 HI phản ứng xảy ra thuận nghịch.
	Độ hoạt động giảm dần từ Cl đ Br đ I
	Cỏc khớ HBr, HI tan vào nước tạo dung dich axit
	HBr ddaxit HBr	 HI dd axit HI.
Về độ mạnh axit thỡ lại tăng dần từ HCl < HBr < HI
	Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
	Cỏc axit HBr , HI cú tớnh khử mạnh cú thể khử được axit H2SO4 đặc
	2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O
	8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O
	2HI + 2FeCl3 → FeCl2 + I2 + 2HCl	
VIII. NHẬN BIẾT dựng Ag+ (AgNO3) để nhận biết cỏc gốc halogenua.
	Ag+ + Cl- AgCl ¯ (trắng) 	(2AgCl 2Ag + Cl2)
Ag+ + Br- AgBr ¯ (vàng nhạt)	
Ag+ + I- AgI ¯ (vàng đậm)
 	I2 + hồ tinh bột đ xanh lam
Chương 6: OXI – LƯU HUỲNH
I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO.
Cỏc nguyờn tố thuộc PNC nhúm VI gồm 8O 16S 34Se 52Te 84Po cú 6 electron ngoài cựng do đú dễ dàng nhận 2e để đạt cấu hỡnh bền vững của khớ hiếm. Vậy tớnh ụxihúa là tớnh chất chủ yếu.
Cấu tạo nguyờn tử của cỏc nguyờn tố nhúm VIA .
- Giống nhau : đều cú 6e lớp ngoài cựng, cú 2 độc thõn ( viết cấu hỡnh e theo orbitan). à số oxihoỏ -2 trong hợp chất cú độ õm điện nhỏ hơn ( kim loại, hiđrụ )
- Khỏc nhau: Trừ O , cỏc nguyờn tố cũn lại S , Se, Te ở trạng thỏi kớch thớch cú thể xuất hiện 4 hoặc 6 e độc thõn điều này giải thớch số oxihoỏ + 4 hoặc + 6 của S,Se,Te trong cỏc hợp chất với cỏc nguyờn tố cú độ õm điện lớn hơn ( oxi , flo )
- Ngoài tớnh oxihoỏ S,Se,Te cũn cú khả năng thể hiện tớnh khử.
II. ễXI : trong tự nhiờn cú 3 đồng vị , Oxi là một phi kim hoạt động và là một chất ụxihúa mạnh vỡ thế trong tất cả cỏc dạng hợp chất , oxi thể hiện số oxi hoỏ –2 (trừ : cỏc peoxit ),duy trỡ sự sống , sự chỏy.
-Tỏc dụng hầu hết với kim loại (trừ Au và Pt), cần cú t0 tạo ụxit
2Mg + O2 2MgO ;	4Al + 3O2 2Al2O3 	
3Fe + 2O2 Fe3O4 	Oxit sắt từ (FeO, Fe2O3)
-Tỏc dụng hầu hết với phi kim (trừ halogen), cần cú t0 tạo ra oxit
S + O2 SO