..HỆ THỐNG LÝ THUYẾT...
A. HALOGEN:
1) Nhóm VIIA( nhóm halogen ) gồm : Flo,Clo,Brom , Iot ( F-Cl- Br-I)
-Có 7e ở lớp ngoài cùng : ns2np5( Dễ nhận thêm 1e : X +1e ( X -)
- Flo luôn có số oxi hoá là -1 ( flo là phi kim mạnh nhất)
-Trong hợp chất , Clo,brom, iot có nhiều số oxi hoá khác nhau: -1, +1, +3, +5, +7
-Phân tử : gồm 2 nguyên tử ( X2) , liên kết cộng hoá trị không cực
-Bán kính tăng : F2 ( Cl2 ( Br2 ( I2
2) lí tính

halogen
F2
Cl2
Br2
I2

Trạng thái
Khi`
Khi`
Lỏng
rắn

Màu sắc
Lục nhat
Vàng lục
Đỏ nâu
đenTím

3) Hoá tính
Halogen
-Halogen có tính oxi hoá mạnh
Tính khử giảm dần : I- ( Br- ( Cl- ( F-



F2
Cl2
Br2
I2

Với Kim loại
Oxi hoá hầu hết kim loại
Na+ Cl2( 2NaCl
2Fe + 3Cl2( 2FeCl3
3Br2 + 2Al ( 2AlBr3

3I2 + 2Al ---> 2AlI3

Với hidro
Trong bóng tối, ở nhiệt độ rất thấp (-252) , nổ
F2+ H2 ( 2HF

Cl2 + H2 ( 2HCl
Pứ nổ

Br2 + H2 ( 2HBr

H2 + I2 2HI

Tính chất axit
HF(là axit yếu )nhưng ăn mòn thuỷ tinh
4HF + SiO2 ( SiH4 + 2H2O
( Ko đựng HF trong bình thuỷ tinh

Tính Axit : HI > HBr > HCl > HF


Với H2O
Pứ mãnh liệt -Làm H2O bốc cháy
2F2 + 2H2O ( 4HF + O2
Ở nhiệt độ thường
Cl2 + H2O HCl + HClO
Ở T0 thường, chậm hơn Cl2
Br2 + H2O HBr + HBrO
Ko pứ

Tínhoxi hoá
Tính oxi hoá tăng dần : I2( Br2 ( Cl2( F2
( Độ Âm điện : I ( Br ( Cl ( F )


Cl2 + 2NaBr ( 2NaCl + Br2

Br2 + 2NaI ( 2NaBr + I2
Cl2 + 2NaI ( 2NaCl + I2

Axit HCl : Khí hidroclorua ( HCl ) Tan nhiều trong =H2O dd Axit Clo hidric
-Có tính Axít mạnh
+Tác dụng kim loại( đứng trước H2 trong dãy hoạt động hh ): Fe + 2HCl ( FeCl2 + H2
Cu + HCl ( Ko xẩy ra

+ Tác dụng với bazơ, oxit bazơ: CuO + 2HCl ( CuCl2 + H2O
Fe(OH)3 + 3HCl ( FeCl3 + 3H2O
+ Tác dụng với muối của axit yếu : CaCO3 + 2HCl ( CaCl2 + CO2 + H2O
-Có tính khử : 2KMnO4 + 16HCl ( 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
4.Điều chế Halogen

F2
Điện phân dd lỏng KF và HF

Cl2
Trong phòng thí nghiệm :
+ Chất oxi hoá
( MnO2, KMnO4..)
2KMnO4 + 16HCl ( 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
MnO2 + 4HCl ( MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Trong Công nghiệp : Điện phân dd NaCl có màng ngăn
2NaCl + 2H2O điện phân dd 2NaOH + Cl2 + H2
Có màng ngăn
Nếu không màng ngăn : Thu được nước Javen và H2

Br2
Cl2 +2 NaBr (2 NaCl + Br2 ( NaBr có trong nước biển )


I2
Từ rong biển

HCl
Trong phòng thí nghiệm : Phương pháp sanfat
NaCl(tinh thẩ ) + H2SO4 đặc ( NaHSO4 + HCl
NaCl(tinh thẩ ) + H2SO4 đặc ( NaHSO4 + HCl
Trong công nghiệp: Cl2 + H2 ( 2HCl

5.Nhận biết
Nhận biết X- bằng dd AgNO3
AgNO3
Cl-
Br -
I -
F-


(AgCl ( Trắng )
AgNO3 + NaCl (AgCl( +NaNO3
( AgBr ( vàng nhạt )
AgNO3 + NaBr (AgBr( NaNO3
( AgI ( vàng )
AgNO3 + NaI(AgI( +NaNO3
AgF
( tan )

6.Hợp chất Của Clo
Nước javen : ( dd chứa :NaCl và NaClO )
-Tính chất: Có tính oxi hoá mạnh : dùng tẩy trắng, sát trùng
NaClO kém ben trong không khí
NaClO + CO2 + H2O ( NaHCO3 + HClO
-Điều chế : Cl2 + 2NaOH ( NaCl + NaClO + H2O
Hoặc điện phân dd NaCl không màng ngăn
Clorua vôi : CaOCl2 hay Cl- Ca- O-Cl
-Tính chất : có tính oxi hoá mạnh : dùng sát trùng tẩy uế
Trong không khí : 2CaOCl2 + CO2 + H2O ( CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
-Điều chế : Cl2 + Ca(OH)2 ( CaOCl2 + H2O

B. OXI - LƯU HUỲNH :
I Tổng quan :
- Cấu hình e ở lớp ngoài cùng : ns2np4 ( Có 6e ở lớp ngoài cùng )
-Độ âm điện O > S
-Tính oxi hoá : O > S
-Số oxi hoá thông dụng của lưu huỳnh : -2, 0, +4, +6
II XI- OZON :

O2
O3
Lưu Huỳnh (S)

LÍ TÍNH
-Khí , ko màu, ko mùi, ít tan trong H2O
-Khí màu xanh nhạt, mùi đặc trưng
-To thường ở thể rắn không tan trong nước
-Có 2 dạng thù hình:S tà phương và S đơn tà
-Lí tính phụ thuộc vào T0

HÓA TÍNH
Có tính oxi hoá mạnh
( O2 + 4e ( 2O2- )
-Trong hợp chất có SOH là -2 ( trừ hợp chất với F,H2O2)
Tác dụng với kim loại ( trừ Au, Ag, Pt)
Vd: 2Mg + O2 ( 2MgO
Ag + O2 --->

Tác dụng với phi kim
C + O2 ( CO2
Tác dụng với hợp chất :
3O2 + C2H5OH (2CO2 + 3H2O

Có Tính oxi hoá mạnh hơn O2



Oxi hoá hầu hết kim loại( trừ Au,Pt)
Ag + O3 ( Ag2O + O2
(chứng minh O3 có tính oxi hoá mạnh hơn oxi)
Tác dụng với phi kim

Tác dụng với hợp chất
2KI + O3 + H2O ( I2 + 2KOH + O2
( dùng dd KI và hồ tinh bột nhận ozon)
Có tính oxi hoá và có tính khử
Tính oxi hoá :
- Tác dụng với kim loại, H2
2Al + 3S --------> Al2S3
Fe + S -----> FeS
Hg + S ( HgS ( xẩy ra ở T0thường )
H2 + S --------> H2S
Tính khử
S + O2 --------> SO2


ĐIỀU CHẾ
Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân hợp chất giàu oxi-: KMnO4, KClO3..
2KMnO4 -------> K2MnO4 + O2 + MnO2
2KClO3------- ---->2 KCl + 3O2
Trong công nghiệp :
-Chưng cất phân đoạn không khí lỏng
-Điện phân nước :
2H2O -----> O2 + 2H2

-Ozon được hình thành khi có ( tia chóp. Sét ),tia tử ngoại
3O2 ---------------------> 2O3

-Từ mỏ lưu huỳnh
-Từ H2S
H2S +1/2 O2 ( S +2H2O
SO2 + 2H2S ( 3S + 2H2O



C LƯU HUỲNH -HIDROSUNFUA -LƯU HUỲNH ĐI OXI- LƯU HUỲNH TRI OXI
-2 +4 +6

H2S SO2 SO3, H2SO4
Tính khử Tính oxi hoá-tính khử Tính oxi hoá


H2S ( hidrosunfua)
SO2 ( khí sunfurơ)
( Lưu huỳnh đi oxit)
Lưu huỳnh (IV) oxit
SO3( lưu huỳnh trioxit)

Lí Tính
Khí mùi trứng thối , độc
Khí mùi hắc , độc
Lỏng,tan vô hạn trong nưoc và axit sunfuric

Hoá tính
Tính axit yếu:
Dd H2S ( axit sunfuhidric)-là axit yếu( H2S < H2CO3)
-Tác dụng với dd kiềm có thể tạo 2 muối:
H2S + NaOH ( NaHS + H2O
H2S +2NaOH ( Na2S + 2H2O
Tính khử mạnh :
2H2S + O2( thiếu ) ( 2S + 2H2O
2H2S + 3O2(dư) ( 2SO2 +2H2O
Là oxit axit:
SO2 + H2O H2SO3
Axit sunfurơ là axit yếu, ko bền
- Tác dụng với dd kiềm có thể tạo 2 muối:
SO2 + NaOH ( NaHSO3
SO2 + 2NaOH ( Na2SO3 + 2H2O
Tính khử :
SO2 + Br2+2 H2O ( H2SO4 + 2HBr
(SO2 làm nhạt màu dd Br2)
Tính oxi hoá
SO2 + 2H2S ( 3S + 2H2O
Là oxit axit
SO3 + H2O( H2SO4
-Tác dụng với dd kiềm, oxit bazơ

Điều chế
FeS + 2HCl ( FeCl2 + H2S
*Lưu ý: ngoài nhận biết H2S bằng mùi trứng thối . Có thể nhận H2S cũng như muối S2- bằng dd Pb(NO3)2
Vd: Na2S + Pb(NO3)2 ( PbS(+2NaNO3
đen
*Trong công nghiệp:
-Đốt cháy S hoặc quặng pyrit sắt
4FeS2 + 11O2----> 2Fe2O3+8SO2
*Trong phòng thí nghiệm:
Na2SO3 + H2SO4 ( Na2SO4 + SO2+ H2O
Natri sunfit




MÔT SỐ CÔNG THỨC CẦN NHỚ
1)Số mol ( n):
n =

2) Nồng độ phần trăm ( C% ):
C% =
. 100%
mCT: Kl chất tan
M:khối lượngphân tử
mdd: KL dung dịch


3) Nồng độ mol/ lit (CM )
CM =
( mol/l)
4) khối lượng riêng( g/ml):
d =
(g/ml)
5) Tỉ khối hơi ( dA/B ): dA/B =

 6)Ở Điều kiện tiêu chuẩn(00C,1atm):
Số mol = n =