Sơ đồ tư duy Hoá học lớp 10 học kỳ II

📝 Dàn ý chi tiết

Toàn bộ ý trên sơ đồ kèm giải thích, ví dụ — đọc lại trước khi làm đề.

1. 1. Số oxi hoá

   • Khái niệm

     Điện tích quy ước của nguyên tử trong phân tử khi giả định mọi liên kết đều là liên kết ion.

   • Quy tắc xác định

     Đơn chất: 0. H thường +1, O thường −2 (peroxide −1). Tổng số oxi hoá trong phân tử bằng 0, trong ion bằng điện tích ion.

   • Ví dụ

     H₂SO₄: S = +6; KMnO₄: Mn = +7; NH₄⁺: N = −3; Fe₃O₄: Fe = +8/3 (giá trị trung bình).

2. 2. Phản ứng oxi hoá – khử

   • Khái niệm

     Phản ứng có sự chuyển electron, làm thay đổi số oxi hoá. Chất khử nhường e (số oxi hoá tăng); chất oxi hoá nhận e (số oxi hoá giảm).

   • Cân bằng bằng thăng bằng electron

     • Bước 1–2

       Xác định số oxi hoá, tìm chất khử, chất oxi hoá; viết quá trình oxi hoá và quá trình khử.

     • Bước 3–4

       Nhân hệ số sao cho tổng e nhường = tổng e nhận; đặt hệ số vào phương trình, kiểm tra H và O sau cùng.

     • Ví dụ

       Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂: Fe⁺³ + 3e → Fe⁰ (×2); C⁺² → C⁺⁴ + 2e (×3).

   • Ý nghĩa thực tiễn

     Đốt cháy nhiên liệu, luyện kim, pin và acquy, hô hấp, quang hợp; ăn mòn kim loại.

3. 3. Năng lượng hoá học

   • Toả nhiệt – thu nhiệt

     Toả nhiệt: ΔrH < 0 (đốt cháy, trung hoà). Thu nhiệt: ΔrH > 0 (nung CaCO₃, nhiệt phân).

   • Enthalpy tạo thành chuẩn

     ΔfH°₂₉₈ (kJ/mol) ở 1 bar, 25 °C; đơn chất bền nhất có ΔfH° = 0 (O₂, H₂, C graphite).

   • Tính ΔrH° theo ΔfH°

     ΔrH° = ΣΔfH°(sp) − ΣΔfH°(cđ). CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l): −393,5 + 2·(−285,8) − (−74,6) ≈ −890 kJ.

   • Tính ΔrH° theo năng lượng liên kết

     ΔrH° = ΣEb(cđ) − ΣEb(sp); áp dụng cho phản ứng mà các chất đều ở thể khí.

   • Phương trình nhiệt hoá học

     Ghi rõ thể của các chất và ΔrH°: H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l), ΔrH°₂₉₈ = −285,8 kJ.

4. 4. Tốc độ phản ứng

   • Tốc độ trung bình

     Với aA → bB: v̄ = −(1/a)·ΔC_A/Δt = (1/b)·ΔC_B/Δt (M/s).

   • Định luật tác dụng khối lượng

     aA + bB → sản phẩm (phản ứng đơn giản): v = k·C_Aᵃ·C_Bᵇ. Với a = 1, tăng C_A gấp đôi thì v tăng gấp đôi.

   • Các yếu tố ảnh hưởng

     Nồng độ, áp suất (chất khí), nhiệt độ, diện tích bề mặt, chất xúc tác: tăng các yếu tố này thì tốc độ tăng.

   • Hệ số nhiệt độ Van't Hoff

     v₂/v₁ = γ^((T₂ − T₁)/10). γ = 2, tăng thêm 30 °C → tốc độ tăng 2³ = 8 lần.

   • Chất xúc tác

     Làm tăng tốc độ phản ứng, không bị thay đổi về lượng và chất sau phản ứng; enzyme là chất xúc tác sinh học.

5. 5. Nhóm halogen

   • Đặc điểm nguyên tử

     Nhóm VIIA: F, Cl, Br, I; cấu hình ns²np⁵, dễ nhận 1e → số oxi hoá −1. F chỉ có −1; Cl, Br, I còn có +1, +3, +5, +7.

   • Đơn chất

     Phân tử X₂: F₂, Cl₂ ở thể khí, Br₂ lỏng, I₂ rắn. Tính oxi hoá giảm dần: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.

   • Tính chất hoá học

     • Với kim loại, hydrogen

       2Fe + 3Cl₂ →(t°) 2FeCl₃; H₂ + Cl₂ →(ánh sáng) 2HCl.

     • Halogen mạnh đẩy halogen yếu

       Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂; Br₂ + 2NaI → 2NaBr + I₂.

     • Với nước, dung dịch kiềm

       Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO; Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (nước Javel).

   • Điều chế chlorine

     Phòng thí nghiệm: MnO₂ + 4HCl(đặc) →(t°) MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O. Công nghiệp: điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn.

6. 6. Hydrogen halide, muối halide

   • Hydrogen halide, hydrohalic acid

     Tính acid tăng HF < HCl < HBr < HI; HF là acid yếu nhưng ăn mòn thuỷ tinh: SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O.

   • Tính khử của ion halide

     Tăng dần F⁻ < Cl⁻ < Br⁻ < I⁻: NaCl + H₂SO₄ đặc chỉ tạo HCl; NaBr, NaI khử được H₂SO₄ đặc thành SO₂, H₂S.

   • Nhận biết ion halide

     Dùng AgNO₃: AgCl↓ trắng, AgBr↓ vàng nhạt, AgI↓ vàng; AgF tan. NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃.

   • Ứng dụng

     HCl tẩy gỉ, sản xuất hoá chất; NaCl làm muối ăn, nguyên liệu công nghiệp; NaF trong kem đánh răng; KI, KIO₃ bổ sung iodine.