Đề thi cuối học kì 2 Hóa 10 Chân trời sáng tạo - Đề 3

Phần 1 và phần 2 như nhau nên số mol electron cho và nhận là như nhau.

- Phần 1:

Bảo toàn khối lượng ta có:

m_O = m_Oxide – m_KL = 15,8 – 11 = 4,8 gam

⇒ n_O = 4,8 : 16 = 0,3 mol

⇒ n_{e cho} = n_{e nhận} = 2n_O = 0,3.2 = 0,6 mol

- Phần 2:

n_{e cho} = n_{e nhận} = 2n_H2 ⇒ 2n_H2 = 0,6 ⇒ n_H2 = 0,3 mol

⇒ V_H2 = 0,3.24,79 = 7,437 lít

n_SO2 = 0,1 (mol)

Quá trình nhường electron:  

Quá trình nhận electron:

Áp dụng bảo toàn electron: 

2n_Mg = 2n_SO2 ⇒ n_Mg = n_SO2 = 0,1 mol

⇒ m_Mg = 0,1.24 = 2,4 gam 

Áp dụng mối liên hệ của hệ số Van't Hoff với tốc độ và nhiệt độ:

Trong đó γ = 2, T₂ = 60^oC, T₁ = 20^oC

⇒ Với phản ứng có  γ = 2, nếu nhiệt độ tăng từ 20^oC lên 60^oc thì tốc độ phản ứng tăng 16 lần.

Trong dung dịch, các halogen có tính oxi hóa mạnh hơn (trừ fluorine) sẽ phản ứng với muối halide của halogen có tính oxi hóa yếu hơn để tạo ra các halogen có tính oxi hóa yếu hơn.

Cl₂(g) + 2NaBr(aq) → 2NaCl(aq) + Br₂(aq)

Phản ứng không có sự thay đổi số oxi hóa của Mn là:

Tốc độ trung bình của phản ứng là tốc độ được tính trong một khoảng thời gian phản ứng.

V_{ban đầu} = k.[X]².[Y] = kx²y ( với x, y là nồng độ của X, Y)

Khi áp suất của hệ tăng 3 lần thì nồng độ các chất cũng tăng gấp 3 lần.

⇒ V_sau = k.[3X]².[3Y] = k(3x)².(3y) = 27kx²y

Vậy tốc độ phản ứng tăng lên 27 lần.

Iodine dùng làm gia vị, cần thiết cho tuyến giáp và phòng ngừa khuyết tật trí tuệ. 

Khi tăng nồng độ thì tốc độ phản ứng tăng ⇒ Thời gian phản ứng giảm

⇒ Chiều sắp xếp theo chiều giảm dần thời gian phản ứng là t₁ > t₂ > t₃ > t₄.

Ta có biểu thức:

Thay số liệu trong bảng vào biểu thức trên ta có:

Thí nghiệm 1: v₁ = k.1,98^a.(1,08.10⁻²)^b = 5,4.10⁻⁵            (1)

Thí nghiệm 2: v₂ = k.3,97^a.(1,08.10⁻²)^b = 1,1.10⁻⁴             (2)

Thí nghiệm 3: v₃ = k.(1,98)^a.(2,17.10⁻²)^b = 2,1.10⁻⁴           (3)

Từ (1) và (2) suy ra a = 1

Từ (1) và (3) suy ra b = 2

⇒ Công thức tính tốc độ của phản ứng trên là

2KOH + Cl₂ → KCl + KClO + H₂O

Gọi số mol KOH phản ứng là x mol

⇒ Sau phản ứng có: 0,5x mol KCl; 0,5x mol KClO và (0,25 – x) mol KOH dư.

⇒ m_{rắn sau} = 74,5.0,5x + 90,5.0,5x + 56.(0,25 – x) = 19,3g

⇒ x = 0,2 mol

⇒ n_Cl2 = 0,1 (mol)

⇒ V_Cl2 = 0,1.24,79 = 2,479 (l).

Enthalpy tạo thành chuẩn của một đơn chất bền bằng 0.

Phản ứng diễn ra nhanh hơn khi sử dụng kẽm bột; do với cùng khối lượng kẽm diện tích bề mặt kẽm bột lớn hơn so với kẽm miếng.

Hydrogen halide có thể điều chế theo phản ứng trên là HF và HCl.

Không thể là HBr và HI vì khí HBr và HI sinh ra phản ứng được với H₂SO₄ đặc nóng.

Trong các hợp chất, số oxi hóa của Al là +3.

Phương trình hóa học viết sai là:

Sửa lại: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃.

F₂ phản ứng mạnh với nước ngay ở nhiệt độ thường, giải phóng khí O₂:

2F₂ + 2H₂O 4HF + O₂

Các halogen Cl₂, Br₂ và I₂ phản ứng chậm với nước và mức độ phản ứng giảm dần từ Cl₂ đến I₂.

Phản ứng có = –1219,4 kJ < 0

⇒ Phản ứng là phản ứng tỏa nhiệt.

Phản ứng (2) và (3) chứng minh tính khử của các ion halide.

- Với phản ứng (2): 2NaCl 2Na + Cl₂↑

Số oxi hóa của Cl tăng từ -1 lên 0 sau phản ứng;

- Với phản ứng (3) 2HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

Số oxi hóa của Br tăng từ -1 lên 0 sau phản ứng.

Hiện tượng xảy ra trong các ống 1, 2, 3, 4 là: Không có hiện tượng, có kết tủa trắng, có kết tủa vàng, có kết tủa vàng đậm.

Phương trình phản ứng xảy ra:

NaF(aq) + AgNO₃(aq) → không xảy ra phản ứng.

NaCl(aq) + AgNO₃(aq) → AgCl(s)↓ _{(màu trắng)} + NaNO₃(aq).

NaBr(aq) + AgNO₃(aq) → AgBr(s)↓ _{(màu vàng)} + NaNO₃(aq).

NaI(aq) + AgNO₃(aq) → AgI(s)↓ _{(màu vàng đậm)} + NaNO₃(aq).

Việc thay đổi áp suất chỉ làm ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng khi có chất khí tham gia. 

⇒ Tốc độ các phản ứng (a), (b), (c), (e) thay đổi khi áp suất thay đổi. 

Độ âm điện giảm dần từ F đến I làm cho sự chênh lệch độ âm điện giữa H và halogen giảm dần ⇒ Độ phân cực H – X giảm dần từ HF đến HI.

Áp dụng bảo toàn khối lượng:

m_Fe + m_Cu + m_Cl2 = m_muối

m + 14,2 = 23 m = 8,8 (gam)

= [E_b(N≡N).1 + E_b(O=O).1] − E_b(N=O).2

= [945.1 + 494.1] – 607.2

 = 225 (kJ)

  = 225 kJ > 0 ⇒ Phản ứng thu nhiệt. 

⇒ Để phản ứng xảy ra, cần cung cấp lượng nhiệt lớn 225 kJ/mol.

Nitrogen chỉ phản ứng với oxygen khi ở nhiệt độ cao hoặc có tia lửa điện để tạo thành NO.

- Sản phẩm cuối cùng của phản ứng giữa Fe₃O₄(s) và HI(aq) vừa đủ là FeI₂, I₂ và H₂O.

- Ở trạng thái lỏng, giữa các phân tử HF tạo được liên kết hydrogen mạnh.

- Không thể làm khô khí hydrogen chlorine bằng NaOH(s), do xảy ra phản ứng:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

- Dung dịch hydrohalic acid có khả năng ăn mòn thủy tinh là HF.

Ta có:

Chlorine đóng vai trò chất oxi hóa.

Phương trình phản ứng

2NaBr + Cl₂ → 2NaCl + Br₂

2NaI + Cl₂ → 2NaCl + I₂

Ta có: n_NaCl = 0,4 mol

⇒ n_Cl2 = = 0,2 mol

⇒ V = 4,958 (L).

Quá trình sử dụng chất xúc tác giúp làm tăng tốc độ phản ứng là: phản ứng oxi hóa SO₂ thành SO₃ diễn ra nhanh hơn khi có mặt V₂O₅.

Ag đứng sau (H) trong dãy hoạt động hóa học nên không phản ứng với HCl.

PbS là kết tủa không tan trong acid.

 H₂ + Cl₂ 2HCl

Biểu thức tốc độ trung bình của phản ứng là:

Cho FeS tác dụng với dung dịch HCl, khí bay ra là: H₂S.

FeS + 2HCl → FeCl₂+ H₂S↑

Quá trình: có nguyên tử S nhận electron.

Vậy đây là quá trình khử.

Khí chlorine không được sử dụng để trừ sâu trong nông nghiệp. 

Để loại bỏ khí chlorine ô nhiễm trong phòng thí nghiệm, người ta có thể xịt dung dịch NH₃ vào không khí:

2NH₃ + 3Cl₂ → 3N₂ + 6HCl;

2NH₃ + HCl → NH₄Cl.

Enthalpy của quá trình:

= (Ca²⁺) + (Cl^–) – (CaCl₂)

              = –542,83 – 167,16 – (−795,00)

              = 85,01 (kJ) 

Các phát biểu đúng là (2), (3), (6).

(1) Sai vì một số phản ứng tỏa nhiệt cần phải khơi mào.

(4) Sai vì mùa hè ta thấy thức ăn nhanh ôi thiu hơn mùa đông là do yếu tố nhiệt độ.

(5) Phản ứng thu nhiệt có ∆H > 0 và khó xảy ra.

Đặt n_NaF = x; n_NaCl = y; n_NaBr = z

Khi sục chlorine vào dung dịch A:

Cl₂ + 2NaBr 2NaCl + Cl₂

Vì AgF tan trong nước nên kết tủa Z chỉ gồm AgCl.

Ta có hệ phương trình:

%m_NaBr = 42,74%

Nhiên liệu cháy ở trên vùng cao chậm hơn khi cháy ở vùng thấp. Vì khí oxygen nặng hơn không khí nên càng lên cao nồng độ oxygen càng giảm làm sự cháy diễn ra chậm hơn.

Trong phản ứng oxi hóa - khử luôn xảy ra đồng thời quá trình oxi hóa và quá trình khử.

Trong nhóm halogen có hai nguyên tố phóng xạ là astatine và tennessine.