Các dạng bài tập ôn thi học kỳ II môn Hóa học Lớp 10

Nội dung text: Các dạng bài tập ôn thi học kỳ II môn Hóa học Lớp 10

1. CÁC DẠNG BÀI TẬP HĨA ƠN THI HK2 LỚP 10 Bài 1: Viết các phương trình chứng minh HALOGEN a) Clo cĩ tính oxi hĩa.: t0 2Fe 3Cl2  2FeCl3 b) Clo cĩ tính khử Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O c) Clo vừa cĩ tính oxi hĩa vừa cĩ tính khử. t0 3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O d) Axit clohiđric cĩ tính khử. 2KMnO4 + 16HClđ → 2MnCl2+5Cl2 +2KCl +8H2O e) Axit clohiđric cĩ tính oxi hố. Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 Giống tính axit f) Axit clohiđric là axit mạnh. Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 g) Flo cĩ tính oxi hĩa H2 + F2  2HF ( nổ mạnh trong bĩng tối) h) Brom cĩ tính oxi hĩa t 0 2Na + Br2  2NaBr i) Iot cĩ tính oxi hĩa t 0 2Na + I2  2NaI j) Flo cĩ tính oxi hố mạnh hơn clo, brom, 2F2 + 2H2O  4HF + O2 (làm bốc cháy nước) iot. k) Clo cĩ tính oxi hố mạnh hơn brom, iot. Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2 l) Brom cĩ tính oxi hố mạnh hơn iot Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 nhưng yếu hơn clo. Br2 + 2NaI  2NaBr + I2 OXI – OZON – LƯU HUỲNH 1. Oxi và ozon đều cĩ tính oxi hĩa mạnh t0 3Fe + 2O2  Fe3O4 2Ag + O3  Ag2O + O2 (nhiệt độ thường) 2. Ozon cĩ tính oxi hĩa mạnh hơn oxi 2KI + O2 + H2O  khơng phản ứng 2KI + O3 + H2O  I2 + 2KOH + O2 3. Lưu huỳnh thể hiện tính oxi hĩa và tính khử t0 S O2  SO2 (S thể hiện tính khử) 0 Fe + S t FeS (S thể hiện tính oxi hĩa) 4. Hidrosunfua cĩ tính axit yếu và tính khử Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S↑ (H2S yếu hơn HCl) mạnh H2S + 4Cl2 + 4H2O 8HCl + H2SO4( tính khử mạnh) 1:1 5. Lưu huỳnh đioxit là một oxit axit SO2 + NaOH  NaHSO3 1:2 SO2 + 2 NaOH  Na2SO3 + H2O 6. Khí sunfurơ thể hiện tính oxi hĩa và tính Cl2 + 2H2O + SO2  2HCl + H2SO4 (tính khử) khử t0 2H2S + SO2  3S + 2H2O (tính oxi hĩa) 7. Axit sunfuric cĩ tính axit H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O H2SO4 + Fe FeSO4 + H2 8. Axit sunfuric thể hiện tính oxi hĩa mạnh và 2H2SO4 đ + Cu CuSO4 + SO2 + 2H2O tính háo nước Vỏ bào, đường, + H2SO4 đ C + H2SO4.nH2O (háo nước) Bài 2: Giải thích hiện tượng và viết phương trình phản ứng (nếu cĩ) khi: a) Nhúng quỳ tím vào dd axit clohiđric. Quỳ tím hĩa đỏ b) Cho quỳ tím ẩm tiếp xúc với khí hiđro clorua. Quỳ tím hĩa đỏ c) Nhúng quỳ tím vào nước clo. Quỳ tím hĩa đỏ sau đĩ mất màu vì O trong HClO cĩ tính oxi hĩa mạnh d) Cho dd muối bạc nitrat vào dd muối natri clorua, natri bromua, natri iotua. Xuất hiện AgCl↓ trắng, AgBr↓ vàng nhạt, AgI↓ vàng đậm e) Để hở bình đựng dd HBr trong khơng khí? Bình đựng chuyển sang vàng nâu do HBr tác dụng với oxi trong khơng khí tạo Br2 4HBr O2 2Br2 2H2O f) Cho iot tiếp xúc với hồ tinh bột: xuất hiện màu xanh tím g) Sục từ từ khí clo vào dd hồ tinh bột cĩ hồ tan sẵn một lượng nhỏ KI, thấy xuất hiện màu xanh tím. Do I2 được tạo ra gặp dd hồ tinh bột sẽ xuất hiện màu xanh Cl2 + 2KI  2KCl + I2
2. Bài 3: Hãy giải thích tại sao: a) Trong các hợp chất, flo luơn cĩ số oxi hố âm cịn các halogen khác ngồi số oxi hố âm cịn cĩ số oxi hố dương? Nguyên tử F khơng cĩ phân lớp d, F cĩ độ âm điện lớn nhất (3,98), F cĩ 1 electron độc thân. Các halogen khác cĩ phân lớp d nên ở trạng thái kích thích cĩ 3, 5 hoặc 7 electron tham gia liên kết. Khi liên kết với nguyên tố cĩ độ âm điện lớn hơn (F,O) thì Cl, Br, I cĩ số oxi hĩa dương. b) Trong phịng thí nghiệm khơng đựng dd axit HF vào bình thuỷ tinh? Vì bình thủy tinh sẽ bị ăn mịn t 0 theo phương trình 4HF + SiO2  2H2O + SiF4 c) Nước Javen cĩ khả năng tẩy trắng vải, sợi, giấy, tẩy uế chuồng trại chăn nuơi, nhà vệ sinh, Vì nước Javen là dung dịch hỗn hợp muối ăn NaCl và NaClO (natri hipoclorit). Muối NaClO cĩ tính oxi hĩa rất mạnh, d) Nước Javen để lâu trong khơng khí thì mất dần tính tẩy màu. Để lâu ngồi khơng khí, NaClO càng bị phân tích thành NaCl và [O] nhanh hơn. Các nguyên tử [O] này càng cĩ điều kiện để tác dụng với nhau tạo O2. Lúc này trong dd mất dần [O] nguyên tử nên khơng cịn khả năng tẩy màu e) Trên thực tế người ta dùng clorua vơi nhiều hơn nước Javen. So với nước Javen, clorua vơi rẻ tiền hơn, cĩ hàm lượng hypoclorit cao hơn, dễ bảo quản và dễ chuyên chở hơn f) Các phản ứng điều chế clo bằng cách dùng các chất oxi hố mạnh MnO2, KMnO4, KClO3, tác dụng với dd axit HCl lại khơng áp dụng trong cơng nghiệp? Vì chỉ sản xuất được 1 lượng nhỏ, giá thành cao Bài 4: Nêu rõ các hiện tượng sau đây, giải thích bằng PTPƯ: 1. Khi dẫn khí hiđrosunfua (H2S) vào dung dịch brom (Br2). Mất màu vàng nâu của dd Br2 vì H2S + 4Br2 + 4H2O 8HBr + H2SO4 2. Dẫn khí khí hiđrosunfua (H2S) vào dung dịch chì nitrat Pb(NO3)2. Xuất hiện kết tủa đen PbS vì H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3 3. Dẫn khí khí sunfurơ (SO2) vào dd axit sunfuhiđric (H2S). t0 Dung dịch bị vẫn đục màu vàng do S vì 2H2S + SO2  3S + 2H2O 4. Khi đốt H2S trong điều kiện thiếu oxi. t 0tthấp Xuất hiện kết tủa màu vàng của S vì 2H2S + O2  2H2O+ 2S 5. Khi thả mảnh đồng vào dd H2SO4 đặc, nĩng, rồi dẫn khí sinh ra vào bình chứa nước brom. Khi thả Cu vào 2H2SO4 đ + Cu CuSO4 + SO2 + 2H2O Mất màu vàng nâu của dd Br2 vì SO2 + Br2 + 2H2O 2HBr + H2SO4 6. Khi cho axit sunfuric đặc vào cốc đường, hiện tượng gì xảy ra? Xuất hiện chất rắn màu đen vì H2SO4 đặc cĩ tính háo nước Vỏ bào, đường, + H2SO4 đ C + H2SO4.nH2O Bài 5: Điều chế: 1. Người ta cĩ thể điều chế một số chất khí bằng những phản ứng hĩa học sau: t0 a. Dung dịch HCl đặc tác dụng với MnO2: MnO2 + 4HClđ  MnCl2 + Cl2 + 2H2O b. Dung dịch H2SO4 lỗng tác dụng với Zn: Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 c. Dung dịch H2SO4 đặc tác dụng với Cu: 2H2SO4 đ + Cu CuSO4 + SO2 + 2H2O t0 d. Nhiệt phân KMnO4: 2KMnO4  K2MnO4 MnO2 O2  2. Từ S, Fe, HCl nêu 2 phương pháp điều chế H2S t0 PP1: Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 PP2: Fe + S  FeS t0 H2 + S  H2S FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S 3. Viết phương trình điều chế H2SO4 từ quặng pyrit to (1) 4FeS + 7O2  2Fe2O3 + 4SO2 (2) 2SO O V2O5 2SO 2 2 t0 3 (3) SO3 H2O  H2SO4 4. Từ FeS2, NaCl, H2O, khơng khí, chất xúc tác cĩ đủ, điều chế các chất sau: Fe2(SO4)3, Na2SO4, Na2SO3 5. Từ FeS2, NaCl, O2 và H2O. Viết các phương trình phản ứng điều chế: Fe2(SO4)3, Na2SO4, nước Javen, Na2SO3, Fe(OH)3. Phương pháp: 2. NaCl và H2O điều chế khí Cl2 hoặc H2 dpdd 1. FeS hoặc FeS2 S , O2 hoặc khơng khí điều 2NaCl + 2H2O cmn 2NaOH + H2 + Cl2 chế SO2 và Fe2O3 3. HCl hoặc H2SO4 lỗng điều chế H2
3. to 4FeS + 7O2  2Fe2O3 + 4SO2 Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 (trừ Cu, Ag) to 4. Điều chế H2S 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 t0 H2 + S  H2S 0 S + O t SO 2 2 FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S Bài 6: Phương pháp nhận biết Axit, Bazơ, Gốc Cl (HCl, Gốc Br (HBr, Gốc I (HI,NaI, ) Gốc SO4 Gốc CO3, SO3 Muối NaCl, ) NaBr, ) (H2SO4, (Na2CO3, ) Na2SO4, ) Dùng quỳ tím Dùng AgNO3 Dùng AgNO3 Dùng AgNO3 Dùng BaCl2 Dùng HCl Axit (Đỏ) Xuất hiện Xuất hiện Xuất hiện Xuất hiện Xuất hiện bọt Bazơ (Xanh) ↓trắng AgCl ↓vàng nhạt AgBr ↓vàng đậm AgI ↓trắng BaSO4 khí thốt ra Muối( - ) CO2↑
4. HALOGEN OXI – OZON t 0 t0 Zn + Cl2  ZnCl2 2H2 + O2  2H2O 0 t t0 2Fe + 3Cl2  2FeCl3 3Fe + 2O2  Fe3O4 0 t 0 Fe + I2  FeI2 t 2Cu + O2  2CuO (đen) as H2 + Cl2  2HCl 0 C + O t CO  2 2 Cl2 + H2O  HCl + HClO 0 S + O t SO Cl + 2NaOH  NaCl + NaClO + H O 2 2 2 2 0 0 t t 4P + 5O2  2P2O5 3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O t0 Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 N2 + O2  2NO t0 Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2 2CO + O2  2CO2 = > Tính oxi hĩa của Clo mạnh hơn so với brơm, Iot 2NO + O2  2NO2 Cl2 + 2H2O + SO2  2HCl + H2SO4 V2O5 2SO2 + O2 0 2SO3 Cl2 + 2FeCl2  2FeCl3 450 C 0 t0 t MnO2 + 4HClđ  MnCl2 + Cl2 + 2H2O 6FeO + O2  2Fe3O4 t0 2KMnO4 + 16HClđ → 2MnCl2 + 5Cl2 +2KCl +8H2O 2C2H2 + 5O2  4CO2 + 2H2O KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2 MnO2 2KClO 0 2KCl + 3O dpdd 3 t  2 2NaCl + 2H2O cmn 2NaOH + H2 + Cl2 2NaCl t0 dpnc 2KMnO4  K2MnO4 +MnO2 + O2  Na + Cl2 t0 Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 2KNO3  2KNO2 + O2 tia lua dien 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 2O3  3O2 Cu (Ag) + HCl khơng cĩ phản ứng tia UV 3O2  2O3 NaOH + HCl  NaCl + H2O 4Ag + O2  2Ag2O ( nhiệt độ cao ) CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O 2Ag + O3  Ag2O + O2 (nhiệt độ thường) Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O 2KI + O + H O  I + 2KOH + O  CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2  3 2 2 2 AgNO3 + HCl  AgCl  (trắng) + HNO3 AS LƯU HUỲNH 2AgCl  2Ag  + Cl2  0 H + S t H S (mùi trứng thối) AgNO3 + HBr  AgBr  (vàng nhạt) + HNO3 2 2 AgNO3+ HI  AgI  (vàng đậm) + HNO3 3F2 + S  SF6 0 2KMnO4 +16HCl 2KCl +5Cl2 +2MnCl2+8H2O Fe + S t FeS 400o C NaCl (R) + H2SO4 đặc  Na2SO4 + 2HCl Hg + S  HgS (to thường) H + Cl 2HCl 0 2 2 t 2Al + 3S  Al2S3 Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2 + H2O t0 2Cl2 + 2Ca(OH)2  CaCl2 Ca(ClO)2 +2 H2O S + O2  SO2 Cl + CaO  CaOCl t0 2 to 2 3S + 2KClO3  3SO2 + 2KCl 2CaOCl2 + CO2 + H2O CaCO3 + CaCl2+2HClO t0 S + 6HNO3  6NO2 + H2SO4 + 2H2O Ca + F2  CaF2 Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S↑ 2Ag + F2  2AgF t0 H2 + F2  2HF ( nổ mạnh trong bĩng tối) 2H2S + SO2  3S + 2H2O 0 t t 0 4HF + SiO2  2H2O + SiF4 (khắc trên kính). 2H2S + 3O2  2H2O + 2SO2 t 0tthấp 2F2 + 2H2O  4HF + O2 làm bốc cháy nước 2H2S + O2  2H2O+ 2S t 0 2Na + Br2  2NaBr H2S + 4Cl2 + 4H2O 8HCl + H2SO4 t 0 2Na + I2  2NaI H2S + Cl2  2HCl + S 0 1:1 t H2S + NaOH  NaHS + H2O 2Al + 3Br2  2AlBr3 1:2 t 0 H2S + 2NaOH  Na2S + 2H2O 2Al + 3I2  2AlI3 t0 đun nóng SO2 + Mg MgO + S H2 + Br2  2HBr  đun nóng  H2 + I2  2HI
5. CHÚ Ý:ÁP DỤNG VÀO BÀI TỐN 1:1 nNaOH SO2 + NaOH  NaHSO3 ( 1) nSO2 1:2 nNaOH SO2 + 2 NaOH  Na2SO3 + H2O ( 2 ) nSO2 NaHSO : x mol Nếu 1< nNaOH < 2 thì tạo ra cả hai muối 3 Na SO : y mol nSO2 2 3 . SO3 + 2 NaOH  Na2SO4 + H2O H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O H2SO4 + Fe FeSO4 + H2 H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2HCl H2SO4 + Na2SO3 Na2SO4 + SO2 + H2O H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + CO2 + H2O 2H2SO4 đ + Cu CuSO4 + SO2 + 2H2O 6H2SO4 đ + 2Fe Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 4H2SO4 đ + 2Al Al2(SO4)3 + S + 4H2O 5H2SO4 đ + 4Mg 4MgSO4 + H2S + 4H2O 2H2SO4 đ + C CO2 + 2SO2 + 2H2O 2H2SO4 đ + S 3SO2 + 2H2O 5H2SO4 đ + 2P 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O H2SO4 đ + H2S S + SO2 + 2H2O H2SO4 đ + 2HBr Br2 + SO2 + 2H2O Vỏ bào, đường, + H2SO4 đ C + H2SO4.nH2O to 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 to 4FeS + 7O2  2Fe2O3 + 4SO2 to K2Cr2O7 + 14HCl  2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O