Phương pháp giải nhanh hóa học trong kỳ thi đại học

Các bạn thân mến,
Chúng tơi cố gắng chuyển kiểu chữ VNI Times qua unicode, nhưng nếu khơng chuyển kịp thì xin các bạn hãy
download font VNI Times để đọc đỡ. Xin cám ơn. Vietsciences />
Chương trình Hóa học
Chuần bị thi vơ Đại học: Số oxi hóa khử
Phản ứng oxi hóa khử
Thế điện hóa chuẩn
Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử
Quy luật chung về sự hòa tan trong nước các muối và hydroxyd

IV.QUI LUẬT CHUNG VỂ SỰ HỊA TAN TRONG
NƯỚC CỦA CÁC MUỐI VÀ HIDROXIT THƯỜNG GẶP


Các qui luật thực nghiệm về sự hòa tan này giúp biết được muối hay bazơ (baz, base) nào có
thể hòa tan trong nước tạo dung dịch, muối hay bazơ nào khơng tan (kết tủa, trầm hiện, coi
như khơng tạo dung dịch). Điều này để chúng ta biết phản ứng trao đổi hay phản ứng trong
dung dịch có thể xảy ra hay khơng (như muối với muối, muối với bazơ, kim loại với dung
dịch muối,…).

1. Tất cả các muối N
itrat (NO
3
-
), Axetat (CH
3
COO
-
), Clorat (ClO
3
-

)
đều
tan.


Thí dụ: AgNO
3
, Pb(NO
3
)
2
, Zn(CH
3
COO)
2
, Fe(CH
3
COO)
3
, KClO
3
, Ca(ClO
3
)
2
,
Pb(CH
3
COO)
2

, Al(NO
3
)
3
tan được trong nước tạo dung dòch.

2. Tất cả các muối
Natri (Na
+
), Kali (K
+
), Amoni (Amonium, NH
4
+
) tan.


Thí dụ: NaCl, K
2
CO
3
, (NH
4
)
2
SO
4
, Na
2
SO

3
, K
2
S, (NH
4
)
2
C
2
O
4
, K
2
SO
3
, Na
3
PO
4

tan được trong nước tạo dung dòch.

3. Hầu hết các muối
Clorua (Cl
-
)
,
Bromua (Br
-
)

,
Iua (I
-
)

tan
. Nhưng các muối
Clorua, Bromua, Iua sau đây không tan ( ): Bạc (Ag
+
), Chì (Pb
2+
), Đồng(I) (Cu
+
), Thủy ngân (I) (Hg
2
2+
).

Thí dụ: AlCl
3
, CuCl
2
, ZnBr
2
, FeI
2
, MgCl
2
, HgCl
2

, CuBr
2
, BaI
2
, FeCl
3
, ZnCl
2

tan. AgCl, PbCl
2
, CuCl, Hg
2
Cl
2
, AgBr, AgI không tan ( ).

4. Hầu hết các muối
Sunfat (SO
4
2-
) tan
. Nhưng các muối Sunfat sau đây không tan:
Bari (Ba
2+
), Stronti (Sr
2+
), Chì (Pb
2+
). Các muối Sunfat sau đây tan ít: Canxi

(Ca
2+
),

Bạc (Ag
+
), Thủy ngân (I) (Hg
2
2+
).

Thí dụ: ZnSO
4
, Al
2
(SO
4
)
3
, CuSO
4
, HgSO
4
, FeSO
4
, Fe
2
(SO
4
)

3
, MgSO
4
, (NH
4
)
2
SO
4
,
Cr
2
(SO
4
)
3
, K
2
SO
4
tan.
BaSO
4
, SrSO
4
, PbSO
4
không tan.
CaSO
4

, Ag
2
SO
4
, Hg
2
SO
4
tan ít (tan vừa phải).

5. Hầu hết các muối
Sunfua (S
2-
)
không tan. Nhưng các muối Sunfua sau đây tan:
của kim loại kiềm [ Liti (Li
+
), Natri (Na
+
), Kali (K
+
), Rubiđi (Rb
+
), Xezi (Cs
+
),

Franxi (Fr
+
) ], của kim loại kiềm thổ [ Canxi (Ca

2+
), Stronti (Sr
2+
), Bari (Ba
2+
),
Ri (Ra
2+
) ] và Amoni (NH
4
+
).

Thí dụ
: CuS, ZnS, Ag
2
S, FeS, HgS không tan;
Na
2
S, K
2
S, CaS, BaS, (NH
4
)
2
S tan.

Lưu ý
L.1. Các muối Sunfua kim loại hóa trò 3 như
Al

2
S
3
, Fe
2
S
3
, Cr
2
S
3
không hiện diện trong
nước
. Trong nước chúng bò thủy phân hoàn toàn tạo hiđroxit kim loại kết tủa ( ) và
khí H
2
S bay ra.

L.2. Do đó, nếu có phản ứng nào tạo các muối Sunfua kim loại trên trong dung dòch nước,
thì thực tế là thu được hiđroxit kim loại tương ứng kết tủa và khí H
2
S bay ra.

Thí dụ:
2AlCl
3
+ 3Na
2
S Al
2

S
3
+ 6NaCl
Al
2
S
3
+ 6H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3H
2
S

2AlCl
3
+ 3Na
2
S + 6H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3H
2
S + 6NaCl

Cr
2
(SO

4
)
3
+ 3K
2
S Cr
2
S
3
+ 3K
2
SO
4

Cr
2
S
3
+ 6H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3H
2
S

Cr
2
(SO
4

)
3
+ 3K
2
S + 6H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3H
2
S + 3K
2
SO
4


2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
S Fe
2
S
3
+ 6NaNO
3

Fe

2
S
3
+ 6H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3H
2
S

2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
S + 6H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3H
2
S + 6NaNO
3

6. Hầu hết các muối
Cacbonat (CO
3
2-

), Sunfit (SO
3
2-
), Silicat (SiO
3
2-
), Photphat

(PO
4
3-
), Oxalat (
-
OOC-COO
-
, C
2
O
4
2-
)

không tan
. Nhưng các muối Cacbonat,
Sunfit, Silicat, Photphat, Oxalat sau đây tan: của kim loại kiềm (Na
+
, K
+
, Rb
+

, Cs
+
,
Fr
+
), của Amoni (NH
4
+
).

Thí dụ:
CaCO
3
, BaSO
3
, FeCO
3
, MgSiO
3
, Ag
3
PO
4
, CaC
2
O
4
, PbCO
3
, ZnSO

3
, Al
2
(SiO
3
)
3
, FePO
4
,
CuC
2
O
4
, Ca
3
(PO
4
)
2
không tan.
Na
2
CO
3
, K
2
SO
3
, (NH

4
)
2
C
2
O
4
, K
3
PO
4
, Na
2
SiO
3
, K
2
CO
3
tan.

Lưu ý
L.1. Li
2
CO
3
, Li
3
PO
4

tan ít.

L.2. Các muối Cacbonat kim loại hóa trò 3 như
Al
2
(CO
3
)
3
, Fe
2
(CO
3
)
3
, Cr
2
(CO
3
)
3
không

hiện diện trong nước
. Trong nước chúng bò thủy phân hoàn toàn tạo hiđroxit kim
loại tương ứng kết tủa và khí CO
2
bay ra. Do đó, nếu có phản ứng nào các muối
Cacbonat trên trong dung dòch nước thì thực tế là thu được Hiđroxit kim loại kết tủa
và khí CO

2
thoát ra.

Thí dụ
:
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3K
2
CO
3
Al
2
(CO
3
)
3
+ 3K
2
SO
4

Al
2
(CO
3

)
3
+ 3H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3CO
2


Al
2
(SO
4
)
3
+ 3K
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3CO
2
+ 3K
2
SO
4

2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
CO
3
Fe
2
(CO
3
)
3
+ 6NaNO
3

Fe
2
(CO
3
)
3
+ 3H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3CO

2


2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3CO
2
+ 6NaNO
3


2CrCl
3
+ 3K
2
CO
3
Cr
2
(CO

3
)
3
+ 6KCl
Cr
2
(CO
3
)
3
+ 3H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3CO
2


2CrCl
3
+ 3K
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3CO
2

+ 6KCl

7. Tất cả các muối
Cacbonat axit (HCO
3
-
)
,
Sunfit axit (HSO
3
-
)
,
Aluminat (AlO
2
-
)

Zincat (ZnO
2
2-
)

tan
.

Thí dụ: NaHCO
3
, Ca(HCO
3

)
2
, Ba(HCO
3
)
2
, KHSO
3
, Ca(HSO
3
)
2
, Ba(HSO
3
)
2
, NaAlO
2
,
Ba(AlO
2
)
2
, K
2
ZnO
2
, BaZnO
2
tan.

8. Hầu hết
Hiđroxit (OH
-
) kim loại không tan
. Nhưng các Hiđroxit sau đây tan: của
kim loại kiềm (Li
+
, Na
+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, Fr
+
),
Bari (Ba
2+
)
, Amoni (NH
4
+
). Các
Hiđroxit sau đây tan ít: Canxi (Ca
2+
), Stronti (Sr
2+

).

Thí dụ: Al(OH)
3
, Cu(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Mg(OH)
2
, Cr(OH)
3
,
Ni(OH)
2
không tan.
NaOH, KOH, Ba(OH)
2
, NH
4
OH tan.
Ca(OH)
2
, Sr(OH)
2
tan ít.

Lưu ý

L.1. Có một số Hiđroxit kim loại không bền. Đó là: AgOH, CuOH, Hg(OH)
2
. Chúng dễ bò
phân tích tạo Hiđroxit kim loại và nước (H
2
O). Do đó nếu có phản ứng nào tạo các
chất trên thì thực tế là thu được Oxit kim loại tương ứng và nước.



Thí dụ: 2AgNO
3
+ 2NaOH 2AgOH ↓ + 2NaNO
3

+ 2AgOH ↓ Ag
2
O ↓

+ H
2
O
(Không bền) Bạc oxit

⇒ 2AgNO
3
+ 2NaOH Ag
2

O↓ + H
2
O + 2NaNO
3


HgCl
2
+ 2NaOH Hg(OH)
2
↓ + 2NaCl
+ Hg(OH)
2
HgO↓ + H
2
O

(Không bền) Thủy ngân (II) oxit


⇒ HgCl
2
+ 2NaOH HgO↓ + H
2
O + 2NaCl

L.2. Các qui luật về sự hòa tan trên chỉ
tương đối
mà thôi vì còn nhiều ngoại lệ khác nữa.
Và thực ra

không muối nào lại không tan trong nước, không tan nhiều thì tan ít
mà thôi
. Người ta qui ước, 100 gam nước hòa tan được nhiều hơn 10 gam một chất
(độ tan của chất này lớn hơn 10 gam) thì chất này được coi là tan nhiều trong nước
(muối tan); 100 gam nước hòa được khoảng 1 gam một chất (độ tan của chất này
khoảng 1 gam) thì chất này được coi là tan ít trong nước (tan vừa phải); Còn 100 gam
nươc hòa tan ít hơn 0,01 gam một chất (độ tan nhỏ hơn 0,01 gam) thì chất này được
coi là không tan trong nước (kết tủa, nếu là chất rắn).

Thí du
ï:
100g nước hòa tan được tối đa 35,9 gam NaCl (ở 20
o
C), nên NaCl là một muối tan (tan
nhiều trong nước).
100 gam nước hòa tan được tối đa 0,2 gam CaSO
4
(ở 30
0
C), nên CaSO
4
là một muối tan ít
(tan vừa phải trong nước).
100 gam nước hòa tan được tối đa 0,0002 gam BaSO
4
(ở 20
0
C), nên BaSO
4
là một muối

không tan (tan rất ít trong nước, coi như không tan).

L.3.
Độ tan
của một
chất rắn hay lỏng
là bằng
số gam tối đa chất đo
ù hòa tan được
trong
100 gam nước
ở một nhiệt độ xác đònh (khi không nói nhiệt độ hiểu ngầm là
ở nhiệt độ thường, 25
0
C) để tạo
dung dòch bão hòa
chất tan đó trong dung môi
nước.

Sau đây là độ tan của một số chất ở 20
0
C (Số gam chất tan hòa tan tối đa trong 100g H
2
O ở
20
0
C)

Hóa chất Độ tan
(g/100g H
2
O) Hóa chất Độ tan (g/100g H
2
O)
K
2
CO
3
110 Ag
2
SO
4
0,79
CuSO
4
36,2 Ca(OH)
2
0,19
KBr 65,8 CaSO
4
0,2
NH
4
Cl 37,6 Li
2
CO
3

1,5
CuS 0,00003 Fe(OH)
2
0,00015
CaCO
3
0,0014 AgCl 0,00009
AgNO
3
219,2 Hg
2
SO
4
0,06

Như vậy K
2
CO
3
, CuSO
4
, KBr, NH
4
Cl, AgNO
3
là các muối tan.
Ag
2
SO
4

, Ca(OH)
2
, CaSO
4
, Li
2
CO
3
, Hg
2
SO
4
là các chất tan ít.
CaCO
3
, CuS, Fe(OH)
2
, AgCl là các chất không tan.

Bài tập 13 (Tuyển sinh ĐH Cần Thơ 7/2000)
Cho các cặp hóa chất sau đây hòa tan vào nước:
(1) NaHCO
3
và CaCl
2

(2) Na
2
CO
3

và AlCl
3

(3) MgCl
2
và NaOH
(4) NH
4
Cl và KOH
Cặp nào tồn tại, cặp nào không tồn tại trong dung dịch?. Viết phản ứng (nếu có).

Bài tập 13’ (Bộ đề TSĐH môn Hóa)
Có ba ống nghiệm, đựng ba dung dòch. Mỗi ống chứa hai cation và hai anion (không trùng
lặp) trong các cation và anion sau đây: NH
4
+
, Na
+
, Ag
+
, Ba
2+
, Mg
2+
, Al
3+
và Cl
-
, Br
-

, NO
3
-
,
SO
4
2-
, PO
4
3-
, CO
3
2-
. Hãy xác đònh các cation và anion trong mỗi dung dòch.

Bài tập 14
Cho các cặp hóa chất sau đây hòa tan vào nước. Cặp nào hiện diện được trong dung dòch,
cặp nào không? Tại sao? Viết phản ứng xảy ra, nếu có.
(a) CuSO
4
, KOH
(b) NaOH , BaCl
2

(c) AgNO
3
, K
2
SO
3

(d) FeCl
3
, Na
2
CO
3

(e) AlBr
3
, ZnSO
4

(f) KNO
3
, CuS
(g) HNO
3
, KOH
(h) KHSO
4
, NaHCO
3


Bài tập 14’
Cho các cặp hóa chất sau đây vào nước. Cặp nào tồn tại tạo dung dòch, cặp nào không?
Giải thích. Viết phản ửng xảy ra (nếu có).
(a) AlCl
3

, K
2
S (f) KOH , Na
2
CO
3

(b) Al
2
(SO
4
)
3
, Cu(NO
3
)
2
(g) Pb(NO
3
)
2
, FeCl
3

(c) Mg(CH
3
COO)
2
, Ba(OH)
2

(h) CaCO
3
, NaOH
(d) Al(NO
3
)
3
, K
2
CO
3
(i) Ba(OH)
2
, K
2
SO
4

(e) CuSO
4
, AlBr
3
(j) KClO
3
, (NH
4
)
2
SO
4

V. TRẠNG THÁI CÁC CHẤT ĐIỆN LY TRONG NƯỚC. CÁC
AXIT, BAZƠ MẠNH, YẾU

V.1. Chất điện ly

Chất điện ly
là chất có thể
phân ly thành ion trong dung dòch
(dung môi là nước) (Chất
điện ly cũng có khả năng phân ly thành ion khi nóng chảy).

Chất điện ly gồm các
muối

tan
, các
axit tan
, các
bazơ tan
.

Thí dụ: NaCl, K
2
SO
4
, HCl, H

2
SO
4
, NaOH, Ba(OH)
2
, CH
3
COOH, NH
3


NaCl dd Na
+
+ Cl
-


K
2
SO
4
dd 2K
+
+ SO
4
2-


HCl dd H
+

+ Cl
-


H
2
SO
4
dd H
+
+ HSO
4
-


NaOH dd Na
+
+ OH
-


Ba(OH)
2
dd Ba
2+
+ 2OH
-


CH

3
COOH dd CH
3
COO
-
+ H
+


NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-



V.2. Chất không điện ly

Chất không điện ly
là chất
không ly thành ion trong dung dòch
. Hầu hết các chất là
không điện ly, trừ muối, axit, bazơ tan.

Thí dụ:

Glucozơ (Glucose, C
6
H
12
O
6
), Saccarozơ (Saccarose, C
12
H
22
O
11
), Benzen (C
6
H
6
), Rượu
etylic (C
2
H
5
OH), Brom (Br
2
), Thủy ngân (Hg), Axeton (Aceton, CH
3
-CO-CH
3
),
Đietyl ete (CH
3

-CH
2
-O-CH
2
-CH
3
) là các chất không điện ly.

Trong thực tế, để biết một chất có phải là chất điện ly hay không thì ta xét xem
dung dòch
được tạo bởi chất này trong nước có dẫn điện hay không
. Nếu dung dung dòch dẫn điện
được thì đó là chất điện ly; còn dung dòch không dẫn điện thì đó là chất không điện ly.

V.3. Chất điện ly mạnh

Chất điện ly mạnh
là chất
phân ly hoàn toàn thành ion trong dung dòch
. Nghóa là nếu
có bao nhiêu phân tử chất điện ly mạnh hòa tan trong nước tạo dung dòch thì có bấy nhiêu
phân tử này phân ly hết thành ion. Chất điện ly mạnh hiện diện ở dạng ion trong dung dòch,
không hiện diện dạng phân tử.

Chất điện ly mạnh gồm các muối tan, các axit mạnh, các bazơ mạnh.

Thí du
ï:
KNO
3

, Na
2
CO
3
, CuCl
2
, HNO
3
, HCl, H
2
SO
4
, NaOH, KOH, Ca(OH)
2
, Ba(OH)
2
là các chất
điện ly mạnh.
KNO
3
dd K
+
+ NO
3
-


HNO
3
dd H

+
+ NO
3
-


KOH dd K
+
+ OH
-

H
2
SO
4
dd H
+
+ HSO
4
-

V.4. Chất điện ly yếu

Chất điện ly yếu
là chất chỉ
phân ly một phần thành ion trong dung dòch
. Chất điện ly
yếu phần lớn hiện diện dạng phân tử trong dung dòch.

Chất điện ly yếu gồm các axit yếu, các bazơ yếu.

Thí dụ:

CH
3
-COOH, NH
3
, CH
3
-NH
2
, HCN là các chất điện ly yếu.

CH
3
-COOH CH
3
-COO
-
+ H
+


NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH

-

CH
3
-NH
2
+ H
2
O CH
3
-NH
3
+
+ OH
-


HCN
dd H
+
+ CN
-

Axit xianhiđric

V.5. Sau đây là một số axit mạnh:

HNO
3

Axit nitric

H
2
SO
4

Axit sunfuric (Acid sulfuric)

HCl

Axit clohiđric (Acid clorhidric)

HBr Axit bromhiđric
HI Axit iothiđric (Acid iodhidric)
HClO
3
Axit cloric
HClO
4
Axit pecloric
H
2
Cr
2
O
7
Axit đicromic
H
2

CrO
4
Axit cromic
HMnO
4
Axit pemanganic (Acid permanganic)

V.6. Sau đây là một số bazơ mạnh thường gặp:

Hiđroxit (Hidroxid) của kim loại kiềm
,
kiềm thổ
là các
bazơ mạnh
.

LiOH Liti hiđroxit
NaOH

Natri hiđroxit

Ca(OH)
2

Canxi hiđroxit

KOH

Kali hiđroxit
Sr(OH)

2
Stronti hiđroxit
RbOH Rubiđi hiđroxit
Ba(OH)
2

Bari hiđroxit

CsOH Xezi hiđroxit (Ra(OH)
2
Ri hiđroxit)
(FrOH Franxi hiđroxit)

V.7. Sau đây là một số axit yếu:

+ Tất cả axit hữu cơ [ R-COOH, R(COOH)
n
] đều là axit yếu.

Thí dụ:
H-COOH (Axit fomic), CH
3
-COOH (Axit axetic), CH
2
=CH-COOH
(Axit acrilic), HOOC-COOH (Axit oxalic) là các axit yếu.

+ Các axit vô cơ yếu như:

H
2
CO
3

Axit cacbonic

H
2
SO
3

Axit sunfurơ


H
2
S

Axit sunfuahiđric
HNO
2
Axit nitrơ
HClO Axit hipoclorơ HClO
2
Axit clorơ
H
2
SiO
3

Axit silicic HCN Axit xianhiđric
HF Axit flohiđric
HAlO
2
.H
2
O
[ Al(OH)
3
] Axit aluminic
H
2
ZnO
2
[ Zn(OH)
2
] Axit zincic HCrO
2
.H
2
O [ Cr(OH)
3
] Axit Cromơ
H
2
BeO
2
[ Be(OH)
2
] Axit berilic

V.8. Sau đây là một số
bazơ yếu
:


Hiđroxit kim loại khác kim loại kiềm, kiềm thổ (bazơ không tan)
đều là
bazơ


yếu
, như:

Al(OH)
3
, Cu(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Mg(OH)
2
, Zn(OH)
2
, Cr(OH)
2
,
AgOH , Cr(OH)

3
, Ni(OH)
2
, Pb(OH)
2
.
-
Amoniac
(NH
3
)
- Các
amin
(R-NH
2
, R-NH-R’, R-N-R’’) như: CH
3
-NH
2
(Metylamin), C
6
H
5
-NH
2

R’
(Anilin), CH
3
-CH

2
-NH
2
(Etylamin), CH
3
-NH-CH
3
(Đimetylamin), (CH
3
)
3
N (Trimetylamin).

V.9. Độ điện ly (α)

Độ điện ly
là một đại lượng cho biết khả năng phân ly thành ion của một chất điện ly trong
dung dòch. Độ điện ly bằng
tỉ số giữa số phân tử chất điện ly thực sự phân ly thành ion
trên tổng số phân tử chất điện ly này hòa tan trong dung dòch lúc đầu.



Số phân tử chất điện ly thực sự phân ly thành ion Số mol chất điện ly thực sự phân ly thành ion
α = =
Tổng số số phân tử chất điện ly này hòa tan trong dung dòch Tổng số số mol chất điện ly này hòa tan trong dung dòch


0 ≤ α ≤ 1
α = 0: chất không điện ly.

α = 1: chất điện ly mạnh, phân ly hoàn toàn thành ion trong dung dòch.
Độ điện ly càng lớn (α → 1): Chất điện ly càng mạnh.
Độ điện ly càng nhỏ (α→ 0): Chất điện ly càng yếu.

Độ điện ly α còn có ý nghóa: cứ 1 mol chất điện ly hòa tan trong dung dòch lúc đầu thì
có α mol chất điện ly này phân ly thành ion và còn lại (α - 1) mol chất điện ly này
không phân ly.

Độ điện ly phụ thuộc vào các yếu tố:

- Bản chất của chất điện ly.
- Bản chất của dung môi. Dung môi nước là dung môi rất phân cực, hỗ trợ cho sự
phân ly ion (α lớn trong dung môi nước). Các dung môi hữu cơ không phân cực
hay kém phân cực ít hỗ trợ sự phân ly ion (α nhỏ hơn trong dung môi hữu cơ).

- Nhiệt độ. Trong đa số trường hợp khi nhiệt tăng thì độ điện ly tăng. Vì sự phân ly
ion coi như sự cắt đứt liên kết, mà sự cắt đứt liên kết thu nhiệt, nên nhiệt độ tăng thì
hỗ trợ sự cắt đứt liên kết, nên độ điện ly trong đa số trường hợp tỉ lệ thuận với nhiệt
độ. Tuy nhiên trong sự phân ly ion còn có quá trình solvat – hóa (hiđrat – hoá nếu là
dung môi nước) ion, mà sự solvat – hóa thì tỏa nhiệt, nên trong một số trường hợp
độ điện ly tỉ lệ nghòch với nhiệt độ. Nói chung, độ điện ly phụ thuộc vào nhiệt độ.
Tùy thuộc vào năng lượng ion – hóa, năng lượng solvat – hóa mà độ điện ly tỉ lệ
thuận hoặc tỉ lệ nghòch với nhiệt độ.

- Nồng độ.
Độ điện ly tỉ lệ nghòch với nồng độ dung dòch chất điện ly
. Nghóa là
dung dòch loãng (nồng độ nhỏ) thì độ điện ly lớn; Còn trong dung dòch đậm đặc
(nồng độ lớn ) thì độ điện ly nhỏ. (Đònh luật Oswald)

Thí dụ:

CH
3
-COOH trong dung dòch CH
3
-COOH 2M có độ điện ly nhỏ hơn so với trong dung
dòch CH
3
-COOH 1M.

Với dung dòch CH
3
-COOH 0,1M ở 25
0
C có độ điện ly là 1,3%.
α = 1,3% =
013,0
1000
13
100
3,1
== . Hiểu là cứ 1000 phân tử CH
3
-COOH hòa tan trong
nước lúc đầu thì có 13 phân tử CH
3
-COOH đã phân ly thành ion, còn lại 1000 - 13 =
987 phân tử không phân ly. Hay cứ 100 mol CH
3

-COOH hòa tan trong nước lúc đầu thì
có 1,3 mol CH
3
-COOH đã phân ly thành ion, còn lại 100 - 1,3 = 98,7 mol CH
3
-COOH
ở dạng phân tử. Hay cứ 1 mol CH
3
-COOH hòa tan trong nước thì có 0,013 mol chất
điện ly ấy phân ly thành ion và còn lại 1 - 0,013 = 0,987 mol CH
3
-COOH chưa phân ly.
Bài tập 15
a. Công thức tính pH của một dung dòch là: pH = ]lg[
][
1
lg
+
+
−= H
H
. Với [H
+
] là nồng độ
mol/lit của ion H
+
trong dung dòch. Hãy thiết lập biểu thức tính pH của một dung dòch
axit yếu AH có nồng C (mol/lit), có độ điện ly α.

b. p dụng: Tính pH của dung dòch CH

3
COOH 0,1M, có độ điện ly 1,3%.
Cho biết lg1,3 = 0,114.
ĐS: a. pH = -lgαC b. pH = 2,89

Bài tập 15’
a. Thiết lập công thức tính pH của dung dòch H-COOH có nồng độ C (mol/l), có độ điện ly
α.
b. Tính pH của dung dòch H-COOH 0,05M, có độ điện ly 5,8% (ở 25
0
C).
Cho biết lg5,8 = 0,76 ; lg5 = 0,70
ĐS: a. pH = -lg
αC b. pH = 2,54

Bài tập 16
Dung dòch CH
3
-COOH 0,05M có độ điện ly 1,9% ở 25
0
C.
a. Tính số mol CH
3
-COOH (dạng phân tử) có trong 1 lít dung dòch này ở 25
0
C.
b. Tính tổng số các ion CH
3
-COO
-

, H
+
(không kể các ion H
+
, OH
-
do nước phân ly) có
trong 1 lít dung dòch trên.
c. Tính pH của dung dòch CH
3
-COOH 0,05M.
Cho biết lg19 = 1,28 ; lg5 = 0,70
ĐS:a. 0,049 mol CH
3
-COOH ; b. 1,144.10
21
ion (CH
3
-COO
-
, H
+
) ; c. pH = 3,02

Bài tập 16’
Dung dòch H-COOH 0,1M có độ điện ly 4,2% ở 25
0
C.
a. Trong 2 lít dung dòch trên có bao nhiêu phân tử H-COOH không phân ly thành ion?
b. Có bao nhiêu mol ion H

+
và HCOO
-
do H-COOH phân ly thành ion trong 2 lít dung dòch
trên?
c. Tính pH của dung dòch này ở 25
0
C.
Cho biết lg42 = 1,62
ĐS: a. 1,154.10
23
phân tử ; b. 0,0168 mol ion ; c. pH = 2,38

Bài tập 17
Ở 25
0
C dung dòch CH
3
-COOH 0,1M có độ điện ly α = 1,3%, dung dòch CH
3
-COOH 0,05M
có độ điện ly α = 1,9%.
Tính tổng số mol các ion (CH
3
-COO
-
, H
+
) do CH
3

COOH phân ly ra trong:
a. 100ml dung dòch CH
3
-COOH 0,1M.
b. 100ml dung dòch CH
3
-COOH 0,05M.
c. Trong hai dung dòch trên, dung dòch nào dẫn điện tốt hơn? Tại sao?
d. Tính pH của mỗi dung dịch trên.
ĐS: a. 2,6.10
- 4
mol ion ; b. 1,9.10
- 4
mol ion ; c. Dung dòch CH
3
-COOH 0,1M;
d. 2,89; 3,02

Bài tập 17’
Ở 25
0
C, dung dòch H-COOH 0,1M có độ điện ly α = 4,2%, dung dòch H-COOH 0,05M có
độ điện ly α = 5,8%.
a. Tính số mol các ion (HCOO
-
, H
+
) có trong 200ml dung dòch H-COOH 0,1M.
b. Tương tự như câu (a) với 200ml dung dòch H-COOH 0,05M.
c. Dung dòch nào dễ phân ly ion hơn? Dung dòch nào dẫn điện tốt hơn ? Giải thích.

d. Tính pH của mỗi dung dịch trên.
ĐS: a. 16,8.10
- 4
mol ion ; b. 1,16.10
- 3
mol ion ; c. dd H-COOH 0,1M dẫn điện tốt hơn;
d. 2,38; 2,54

Lưu ý

L.1. Để biết độ mạnh của các axit yếu, người ta còn căn cứ vào đại lượng Ka, gọi là hằng
số phân ly ion của axit, được đònh nghóa như sau:

AH A
-
+ H
+

cb
a
AH
HA
K









=
+−
][
]][[


Với [ A
-
], [ H
+
], [ AH ] là nồng (mol/lit) của A
-
, H
+
, AH lúc sự phân ly ion đạt trạng thái
cân bằng (lúc đã phân ly xong).
Ka càng lớn thì axit càng mạnh (0 < Ka <∞).

Sau đây là trò số Ka của một số axit:

HNO
2
(Axit nitrơ) có Ka = 7,1.10
- 4
HF (Axit flohiđric) Ka = 6,8.10
- 4

H-COOH (Axit fomic) Ka = 1,8.10
- 4

CH
3
-COOH (Axit axetic) Ka = 1,8.10
- 5

CH
3
-CH
2
-COOH (Axit propionic) Ka = 1,34.10
- 5

HClO (Axit hipoclorơ) Ka = 3,0.10
- 8

HCN (Axit xianhiđric) Ka = 6,2.10
- 10
C
6
H
5
-OH (phenol, axit phenic, axit cacbolic) Ka = 1,3.10
- 10


Do đó, độ mạnh tính axit giảm dần như sau:
HNO
2
> HF > H-COOH > CH

3
-COOH > CH
3
-CH
2
-COOH
> HClO > HCN > C
6
H
5
-OH.
L.2. Với các axit chứa nhiều H axit trong phân tử (axit đa chức), thì
chức axit thứ nhất

luôn luôn
mạnh hơn chức axit thứ nhì
,
chức axit thứ nhì mạnh hơn chức axit thứ
ba
.
Thí dụ:
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO

4
-

3
43
2
42
10.1,7
][
]][[
1
−
−
+
==
POH
POHH
Ka


H
2
PO
4
-
H
+
+ HPO
4
2-

8
42
2
4
10.3,6
][
]][[
2
−
−
−+
==
POH
HPOH
Ka

HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-

13
2
4
3

4
10.5,4
][
]][[
3
−
−
−+
==
HPO
POH
Ka

Axit đa chức Ka1 Ka2
H
2
SO
4
Rất lớn 1,0.10
- 2
H
2
CrO
4
5,0 1,5.10
- 6
HOOC-COOH 5,6.10
- 2
5,4.10
- 5

H
2
SO
3
1,2.10
- 2
6,6.10
- 8
HOOC-CH
2
-COOH 1,4.10
- 3
2,0.10
- 6
H
2
CO
3
4,5.10
- 7
4,7.10
- 11
H
2
S 9,5.10
- 8
1,0.10
- 19

Do đó, chức axit thứ nhất đẩy được chức axit thứ nhì của cùng một axit ra khỏi muối. Chức

thứ nhì đẩy được chức thứ ba ra khỏi muối.

Thí dụ:
CO
2
+ H
2
O + Na
2
CO
3
2NaHCO
3


( CO
2
trong H
2
O tạo H
2
CO
3
có tính axit mạnh hơn HCO
3
-
nên nó đẩy được HCO
3
-
ra khỏi

muối CO
3
2-
, còn H
2
CO
3
sau khi phản ứng xong cũng tạo ra HCO
3
-
)

CO
2
+ H
2
O + CaCO
3
Ca(HCO
3
)
2
(tan)
Khí cacbonic Canxi cacbonat Canxi cacbonat axit

SO
2
+ H
2
O + BaSO

3
Ba(HSO
3
)
2
(tan)
Khí sunfurơ Bari sunfit Bari sunfit axit

H
2
SO
4
+ K
2
SO
4
2KHSO
4

Axit sunfuric Kali sunfat Kali sunfat axit
H
3
PO
4
+ CaHPO
4
Ca(H
2
PO
4

)
2

Axit photphoric Canxi hiđrophotphat Canxi đihiđrophotphat

NaH
2
PO
4
+ Na
3
PO
4
2Na
2
HPO
4

Natri đihihđrophotphat Natri photphat Natri hiđrophotphat

L.3. Để biết độ mạnh của các bazơ yếu, người ta căn cứ vào đại lượng Kb, gọi là
hằng số phân ly ion của bazơ, được đònh nghóa như sau:



BOH B
+
+ OH
-

][
]][[
BOH
OHB
Kb
−+
=

Với [B
+
], [OH
-
], [BOH] là nồng độ (mol/lit) của các ion B
+
, OH
-
và BOH lúc sự phân ly
thành ion đạt trạng thái cân bằng (lúc phân ly xong).

Với các bazơ B, không có OH trong phân tử, như NH
3
, các amin, thì:

B + H
2
O BH
+
+ OH
-

][
]][[
B
OHBH
Kb
−+
=
0 < Kb < ∞

Bazơ nào có
K
b
càng lớn
thì
bazơ đó càng mạnh
. Sau đây là trò số Kb của một số bazơ:

CH
3
-NH-CH
3
có Kb = 9,6.10
- 4

CH
3
-NH
2
Kb = 4,4.10
- 4

CH
3
-N-CH
3
Kb = 7,4.10
- 5
CH
3
NH
3
Kb = 1,8.10
- 5

C
6
H
5
-NH
2
(Anilin) Kb = 4,1.10
- 10
C
6
H
5
-NH-C
6
H
5

(Điphenylamin) Kb = 6,0.10
- 14

Do đó, độ mạnh tính bazơ giảm dần như sau:
CH
3
-NH-CH
3
> CH
3
-NH
2
> (CH
3
)
3
N > NH
3
> C
6
H
5
-NH
2
> C
6
H
5
-NH-C
6

H
5


L.4. HCl, HBr, HI là các axit mạnh, nhưng HF là một axit yếu. Cũng như các muối
AgCl, AgBr, AgI không tan (trong nước, ), nhưng AgF là một muối tan trong
nước. Và đặc biệt, axit flohiđric (HF) hòa tan được thủy tinh (SiO
2
) do có phản
ứng sau đây:

4HF + SiO
2
SiF
4
+ 2H
2
O
Tetraflosilan
Silic tetraflorua

L.5. H
2
SO
3
(Axit sunfurơ), H
2
CO
3
(Axit cacbonic) tuy là hai axit yếu, nhưng

H
2
SO
3
mạnh
hơn H
2
CO
3
, nên khi sục khí sunfurơ (SO
2
) vào dung dòch chứa muối cacbonat thì khí
CO
2
bò đẩy ra khỏi muối cacbonat.


SO
2
+ Na
2
CO
3
(dd) CO
2
+ Na
2
SO
3

SO
2
+ 2NH
4
CO
3
(dd) 2CO
2
+ (NH
4
)
2
SO
3


CO
2
+ K
2
SO
3
(dd)

Bài tập 18
Dung dòch NH
3
0,075M có độ điện ly 1,5% ở 25
0

C.
Tính hằng số phân ly Kb của NH
3
ở nhiệt độ này. Tính pH của dung dịch này.
ĐS: Kb = 1,7.10
- 5
; pH = 11,05

Bài tập 18’
Dung dòch anilin 0,09M có độ điện ly 0,0069% ở 25
0
C.
a. Tính nồng độ ion OH
-
do sự phân ly của anilin trong dung dòch trên.
b. Có thể bỏ qua sự phân ly ion của nước trong dung dòch ở trường hợp này không?
c. Tính hằng số Kb của anilin ở 25
0
C. Tính pH của dung dịch này.
ĐS: a. 6,21.10
- 6
mol ion/l; b. Có thể; c. Kb = 4,3.10
- 10
; pH = 8,8

Bà tập 19
Dung dòch CH
3
COOH 0,1M có độ điện ly 1,3% ở 25
0

C. Tính hằng số phân ly Ka của axit
CH
3
-COOH ở 25
0
C. Từ Ka tìm được, tính lại độ điện ly của dung dịch CH
3
COOH 0,1M.
Tính pH của dung dịch này theo hai cách (dựa vào nồng độ, độ điện ly hoặc dựa vào nồng độ
và Ka).
ĐS: Ka = 1,7.10
- 5
; pH = 2,89

Bài tập 19’
Dung dòch H-COOH 0,1M có độ điện ly 4,2% ở 25
0
C. Tính hằng số phân ly axit Ka của H-
COOH ở 25
0
C. Tính lại độ điện ly của dung dịch HCOOH 0,1M (sau khi biết được Ka). Tính
pH của dung dịch theo hai cách (như cách hướng dẫn ở bài 19).
ĐS: Ka = 1,8.10
- 4
; pH = 2,38

Bài tập 20
Axit flohiđric (HF) có hằng số K
a = 6,8.10
- 4

ở 25
0
C. Tính độ điện ly của HF trong dung
dòch 1M và 0,1M. Kết luận. Mật độ ion trong dung dòch nào lớn hơn?
ĐS: 2,6% ; 7,9%

Bài tập 20’
Axit hipoclorơ (HClO) có hằng số Ka = 3,0.10
- 8
ở 25
0
C. Tính độ điện ly của HClO trong
dung dòch 0,1M và 0,5M ở 25
0
C. Kết luận. Tính pH của mỗi dung dịch theo độ điện ly α và
theo nồng độ C. Tính lại pH của mỗi dung dịch trên theo nồng độ C và hằng số phân ly ion
Ka.
ĐS: 0,055% ; 0,0245% ; pH = 4,26 ; 3,91

Bài tập 21
NH
3
có hằng số phân ly Kb = 1,8.10
- 5
ở 25
0
C. Tính độ điện ly của NH
3
trong dung dòch NH
3

0,1M và dung dòch NH
3
0,2M ở 25
0
C. Kết luận. Số ion trong 1 lít dung dòch nào nhiều hơn?
Tính pH của mỗi dung dịch NH
3
trên theo hai cách (như hướng dẫn ở bài 20’).
ĐS: 1,34%; 0,95% ; dd NH
3
0,2M chứa số ion nhiều hơn; pH = 11,13; 11,28

Bài tập 21’
Metylamin (CH
3
-NH
2
) có hằng số Kb = 4,4.10
- 4
. Tính độ điện ly của CH
3
-NH
2
trong dung
dòch CH
3
NH
2
0,1M và dung dòch CH

3
NH
2
1M. Kết luận. Mật độ ion trong dung dòch nào
cao hơn? Tính pH của mỗi dung dịch.
ĐS: 6,6% ; 2,1%

VI.
CÁC CHẤT DỄ BỊ PHÂN TÍCH TẠO CHẤT KHÍ


H
2
CO
3
CO
2
+ H
2
O
Axit cacbonic Anhiđrit cacbonic Nước
Khí cacbonic, Cacbon đioxit (Khí không màu, không mùi)

H
2
SO
3
SO
2
+ H

2
O
Axit sunfurơ Anhiđrit sunfurơ
Khí sunfurơ, Lưu huỳnh đioxit (Khí có mùi hắc của diêm quẹt cháy)


NH
4
OH NH
3
+ H
2
O
Amoni hiđroxit Khí amoniac
Hiđro nitrua (Khí có mùi khai)

Khí HCl (Khí hiđro clorua)

Khí H
2
S (Khí hiđro sunfua) (Khí có mùi trứng ung, trứng thối)

Lưu ý
L.1. H
2
CO
3
, H
2
SO

3
, NH
4
OH chỉ hiện diện trong các dung dòch rất loãng. Không có
các chất này ở dạng nguyên chất. Khí đun nóng dung dòch chứa các chất này thì dễ
dàng có sự phân tích tạo chất khí tương ứng và nước. Cũng như nếu có phản ứng nào
tạo ra các chất này thì thực tế là thu được chất khí tương ứng và nước.


H
2
CO
3

t
0
CO
2
+ H
2
O

H
2
SO
3
t
0
SO
2

+ H
2
O

NH
4
OH t
0
NH
3
+ H
2
O


Na
2
CO
3
+ 2HCl H
2
CO
3
+ 2NaCl
CO
2
+ H
2
O

K
2
SO
3
+ 2H
2
SO
4
H
2
SO
3
+ 2KHSO
4

SO
2
+ H
2
O

NH
4
Cl + NaOH NH
4
OH + NaCl
NH
3
+ H
2

O

L.2. HCl, H
2
S là hai hợp chất cộng hóa trò, chúng hiện diện dạng khí ở điều kiện
thường. Chỉ khi nào hòa tan các khí này trong nước tạo dung dòch thì mới có sự phân
ly tạo ion và thu được các dung dòch axit tương ứng.

Khí
hiđro clorua (HCl) H
2
O Dung dòch HCl (axit clohiđric) H
+
+ Cl
-

(Axit mạnh, phân ly hoàn toàn thành ion trong dung dòch)

Khí hiđro sunfua
(H
2
S) H
2
O Dung dòch H
2
S (Axit sunfuahiric) H
+
+ HS
-

(Có mùi trứng ung) (Axit yếu, chỉ phân ly một phần thành ion trong dung dòch)

HS
-
dung dòch H
+
+ S
2-




VII. CÁC PHẢN ỨNG TẠO MUỐI THƯỜNG GẶP

Các chất vô cơ phản ứng với nhau tạo thành các sản phẩm khác nhau, nhưng trong đó
thường gặp nhất là sản phẩm muối. Do đó, nếu ta biết được các phản ứng tạo muối, tức
là biết được phần lớn các phản ứng vô cơ. Phản ứng tạo muối có thể là phản ứng oxi hóa
khử hoặc là phản ứng trao đổi. Phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dòch theo
hướng giữa một chất khử mạnh với một oxi hóa mạnh để tạo chất oxi hóa và chất khử
tương ứng yếu hơn. Còn phản ứng trao đổi xảy ra trong dung dòch theo hướng làm
giảm nồng của ion trong dung dòch, nghóa là theo hướng các ion trái dấu kết hợp với
nhau để tạo ra chất không tan (kết tủa), chất khí thoát ra, chất không điện ly hay
chất điện ly yếu hơn.

Thí dụ:
0 +2 +2 0
Zn + Cu
2+
Zn
2+

+ Cu
Chất khử Chất oxi hóa Chất oxi hóa Chất khử

Phản ứng trên xảy ra được là do:
Tính khử: Zn > Cu
Tính oxi hóa: Cu
2+
> Zn
2+



BaCl
2
(dd) + K
2
SO
4
(dd) BaSO
4
+ 2KCl


Ba
2+
+ SO
4
2-
BaSO
4

(Phản ứng xảy ra được là do có tạo ra chất không tan)


Na
2
CO
3
+ 2HCl CO
2
+ H
2
O + 2NaCl


CO
3
2-
+ 2H
+
CO
2
+ H
2
O (Phản ứng xảy ra được là do có tạo
chất khí thoát ra)

HCl + NaOH NaCl + H
2
O

H
+
+ OH
-
H
2
O ( Phản ứng xảy ra là do có tạo chất không điện ly H
2
O)

2CH
3
COONa + H
2
SO
4
2CH
3
COOH + Na
2
SO
4


CH
3
COO
-
+ H
+

CH
3
COOH (Phản ứng xảy ra được là do có tạo ra
chất điện ly yếu CH
3
COOH)

Nguyên nhân của phản ứng xảy ra trao đổi ion trong dung dòch là theo nguyên lý chuyển
dòch cân bằng Le Châtelier. Khi các ion trái dấu kết hợp tạo kết tủa, chất khí thoát ra,
chất không điện ly hay chất điện ly yếu hơn, khiến cho nồng độ các ion này trong dung
dòch giảm, nên các chất điện ly của tác chất tiếp tục phân ly tạo ion này (nhằm chống lại
sự giảm nồng độ ion trong dung dòch). Các ion tạo ra lại kết hợp tạo sản phẩm, như thế
phản ứng tiếp tục xảy ra theo hướng tạo sản phẩm.

Sơ đồ cách nhớ dưới đây giúp biết các phản ứng tạo muối. Các chất được nối với nhau
bằng đoạn thẳng trong sơ đồ là các chất có thể tác dụng tạo muối.


Kim loại Phi kim (Không kim loại)
Oxit bazơ Oxit axit
Bazơ Axit
Muối Muối

Ghi chú
L.1. Đa số các nguyên tố trong bảng phân loại tuần hoàn là kim loại, chỉ có một số ít là
phi kim. Sau đây là 11 phi kim thường gặp:

H
C N O F
Si P S Cl

Br
I

Dạng tồn tại đơn chất của các phi kim này là: F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
; O
2
, S ; N
2
, P ; C ,
Si; H
2
.

Thí dụ:

Na, Mg, Ba, Th, K, Cu, Zn, Po, Ti, Fe, Pb, Ag, Cr, Ni, Li, Sr, U, Al, Sn, Hg, Bi, Pt là các
kim loại.

L.2. Oxit của kim loại hầu hết là oxit bazơ. Tuy nhiên có một số oxit kim loại là oxit
lưỡng tính (như Al
2
O
3

, Cr
2
O
3
, ZnO , BeO , SnO , PbO, SnO
2
, PbO
2
). Và đặc biệt,
oxit ứng với hóa trò cao nhất của kim loại có nhiều hóa trò lại là oxit axit (gồm
Mn
2
O
7
, CrO
3
).

Thí dụ:

Na
2
O, MgO, Fe
2
O
3
, HgO, CuO, Ag
2
O, BaO, NiO, Fe
3

O
4
là các oxit bazơ.

L.3. Oxit của phi kim hầu hết là oxit axit. Tuy nhiên có một số oxit phi kim không phải
là oxit axit mà được gọi là oxit không tạo muối, hay oxit trơ, đó là CO, N
2
O và NO.
(Có tài liệu cũng cho H
2
O thuộc loại oxit này, tức là oxit không tạo muối. Có tài liệu
cho H
2
O là một oxit lưỡng tính, hay chất lưỡng tính).

Thí dụ:
CO
2
, SO
2
, P
2
O
5
, SiO
2
, N
2
O
3

, Cl
2
O
5
, SO
3
, NO
2
là các oxit axit.

Bài tập 22
Hãy cho biết các oxit sau đây thuộc loại oxit nào (oxit bazơ, oxit axit, oxit lưỡng tính hay
oxit không tạo muối?): MgO, Cu
2
O, Fe
2
O
3
, Cr
2
O
3
, CrO
3
, NiO, NO, HgO, BaO, P
2
O
5
, SO
3

,
BeO, SnO, Mn
2
O
7
, CrO, Na
2
O, CO, P
2
O
3
, Al
2
O
3
, CaO, N
2
O
5
, Cl
2
O
3
, Fe
3
O
4
, SrO, SnO
2
,

Br
2
O
5
, Rb
2
O, PbO, N
2
O
3
, SiO
2
, K
2
O, NO
2
, ZnO, CuO, I
2
O
5
, Li
2
O, FeO, PbO
2
, N
2
O, PtO,
PtO
2
, TiO

2
.

Bài tập 22’
Phân loại các oxit sau đây (oxit bazơ, oxit axit, oxit lưỡng tính, oxit trơ): K
2
O, CO, CO
2
,
P
2
O
3
, P
2
O
5
, N
2
O, PbO, CuO, ZnO, Fe
3
O
4
, NO
2
, Li
2
O, Mn
2
O

7
, SnO, CaO, Al
2
O
3
,

Rb
2
O,
Cr
2
O
3
, CrO, CrO
3
, BeO, BaO, Br
2
O
5
, MgO, I
2
O
5
, Ag
2
O, Cl
2
O
3

, NO, PbO
2
, HgO, N
2
O
5
,
Cs
2
O, SO
2
, SrO, Cu
2
O, SiO
2
, Fe
2
O
3
, SO
3
, Th
2
O
3
, Au
2
O, Au
2
O

3
.

Sau đây là 10 loại phản ứng tạo muối thường gặp:


1. Kim loại + Phi kim Muối
(Trừ O
2
)


Thí dụ:
2Fe + 3Cl
2
2FeCl
3
[ Sắt (III) clorua ]
Fe + S t
0
FeS [ Sắt (II) sunfua ]
Zn + Br
2
ZnBr
2
[ Kẽm bromua]
Cu + S t
0
CuS [ Đồng (II) sunfua]
Hg + S HgS [ Thủy ngân (II) sunfua ]

2Ag + S t
0
Ag
2
S [ Bạc sunfua ]
2K + S K
2
S (Kali sunfua)
2Na + H
2
t
0
2NaH (Natri hiđrua)
Ca + H
2
t
0
CaH
2
(Canxi hiđrua)
3Mg + N
2
t
0
Mg
3
N
2
(Magie nitrua)
3Na + P t

0
Na
3
P (Natri photphua)
Ca + 2C t
0
CaC
2
(Canxi cacbua)
3Fe + C t
0
Fe
3
C (Xementit)
2Al + N
2
t
0
2AlN (Nhôm nitrua)
4Al + 3C t
0
Al
4
C
3
(Nhôm cacbua)
3Zn + 2P(trắng) t
0
Zn
3

P
2
(Kẽm photphua, Thuốc chuột)
3Mg + 2P(trắng) t
0
Mg
3
P
2
(Magie photphua)
2Ca + Si t
0
Ca
2
Si (Canxi silixua)
2Mg + Si t
0
Mg
2
Si (Magie silixua)
2Zn + Si t
0
Zn
2
Si (Kẽm silixua)
6Li + N
2
t
0
2Li

3
N (Liti nitrua)
2Cu + I
2
t
0
2CuI [ Đồng (II) iua ]

Lưu ý
L.1. Kim loại tác dụng O
2
tạo oxit, chứ không tạo muối.

L.2. Các phi kim: F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
, O
2
, S là các phi kim mạnh, chúng tác dụng hầu hết với
kim loại, không ở nhiệt độ thường thì ở nhiệt độ cao để tạo muối hay oxit; Còn các
phi kim: N
2
, P, C, Si, H
2
là các phi kim yếu, chúng thường chỉ tác dụng được với các

kim loại rất mạnh (kim loại kiềm, kiềm thổ), kim loại mạnh (như Mg, Al, Zn) ở
nhiệt độ cao để tạo muối.

Thí dụ:
2Na + H
2
t
0
2NaH (Natri hiđrua)
Fe + H
2
t
0

Cu + H
2
t
0

Ca + H
2
t
0
CaH
2
(Canxi hiđrua)


2. Kim loại + Axit thông thường Muối + H
2

(Đứng trước H ( H
+
)
trong DHĐKL)


K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

Thí dụ:
Al + 3HCl AlCl
3
+
2
3
H
2

Nhôm Axit Clohiđric Nhôm Clorua Khí hiđro


Al + 3H
+
+ 3Cl
-
Al
3+
+ 3Cl
-
+ 3/2 H

2


0 +1 +3 0
Al + 3H
+
Al
3+
+ 3/2 H
2

Chất khử Chất oxi hóa Chất oxi hóa Chất khử

Phản ứng trên xảy ra được là do: Tính khử: Al > H
2

Tính oxi hóa: H
+
> Al
3+



Fe + H
2
SO
4
(l) FeSO
4
+ H

2



Cu + H
2
SO
4
(l)


Mg + 2CH
3
COOH Mg(CH
3
COO)
2
+ H
2

Magie Axit axetic Magie axetat Hiđro


3Na + H
3
PO
4
Na
3
PO

4
+
2
3
H
2

Natri Axit photphoric Natri photphat Hiđro

Zn + 2HBr ZnBr
2
+ H
2

Kẽm Axit bromhiđric Kẽm bromua Hiđro

Ag + HCl
Bạc
Au + H
3
PO
4


Vàng

Lưu ý
L.1. Axit thông thường là axit mà tác nhân oxi hóa là ion H
+
. Hầu hết axit thuộc loại

axit thông thường, như: HCl, HBr, HI, HF, H
2
SO
4
(l), H
3
PO
4
, CH
3
COOH, HCOOH,
H
2
CO
3
, H
2
SO
3
, H
2
S,

L.2. Axit thông thường không tác dụng được các kim loại Cu, Ag, nhưng khi sục khí oxi
(O
2
) vào thì axit thông thường có thể hòa tan được các kim loại này.

Thí dụ:
Cu + H

2
SO
4
(l)

Cu + H
2
SO
4
(l) + 1/2O
2
CuSO
4
+ H
2
O

Cu + HCl

Cu + 2HCl + 1/2O
2
CuCl
2
+ H
2
O

L.3. Axit có tính oxi hóa mạnh là axit mà tác nhân oxi hóa là ion âm gốc axit (chứ
không phải ion H
+

). Hai axit có tính oxi hóa mạnh thường gặp là HNO
3
(axit nitric, kể
cả đậm đặc lẫn loãng ) và H
2
SO
4
(đ, nóng) (axit sunfuric đậm đặc, đun nóng).

L.4. Axit có tính oxi hóa mạnh tác dụng được hầu hết kim loại [ Trừ vàng (Au)
và bạch kim (Pt) ] tạo muối, khí NO
2
hoặc NO hoặc SO
2
và nước (H
2
O).




Kim loại + HNO
3
(đ) Nitrat kim loại + NO
2
+ H
2
O
Kim loại + HNO
3

(l) Nitrat kim loại + NO + H
2
O
Kim loại + H
2
SO
4
(đ,nóng) Sunfat kim loại + SO
2
+ H
2
O
(
Trừ Au, Pt)


Thí dụ:
0 +5 +2 +4
Cu + 4HNO
3
(đ) Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
2 1

3Cu + 8HNO
3
(l) 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
Cu + H
2
SO
4
(l)
Cu + 2H
2
SO
4
(đ,nóng) CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O

Fe + 6HNO
3
(đ) t

0
Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
Fe + 4HNO
3
(l) Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
Fe + H
2
SO
4
(l) FeSO
4
+ H
2

Fe + H
2

SO
4
(đ,nguội)
2Fe + 6H
2
SO
4
(đ, nóng) Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O

Fe + HNO
3
(đ, nguội)
Ag + HCl
Ag + 2HNO
3
(đ) AgNO
3
+ NO
2
+ H

2
O

3Ag + 4HNO
3
(l) 3AgNO
3
+ NO + 2H
2
O
Ag + H
2
SO
4
(l)
2Ag + 2H
2
SO
4
(đ, nóng) Ag
2
SO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O

Al + 6HNO

3
(đ) t
0
Al(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
Al + HNO
3
(đ, nguội)
Al + 4HNO
3
(l) Al(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
2Al + 3H
2
SO
4
(l) Al
2

(SO
4
)
3
+ 3H
2

Al + H
2
SO
4
(đ, nguội)
2Al + 6H
2
SO
4
(đ, nóng) Al
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O

L.5. Các kim loại Nhôm (Al), Sắt (Fe), Crom (Cr) không bò hòa tan trong axit nitric
đậm đặc nguội, cũng như trong axit sunfuric đậm đặc nguội (trơ, thụ động hóa).

Và đặc biệt, khi đã nhúng các kim loại này vào các axit trên thì chúng cũng sẽ
không bò hòa tan trong các dung dòch axit khác mà trước đó chúng bò hòa tan.

Al, Fe, Cr HNO
3
(đ, nguội)
Al, Fe, Cr H
2
SO
4
(đ, nguội)


L.6. Các kim loại có tính khử mạnh như
Mg, Al, Zn không những khử HNO
3
tạo NO
2
,
NO mà còn tạo N
2
O, N
2
, NH
4
NO
3
. Dung dòch HNO
3
càng loãng thì càng bò khử xa

hơn (số oxi hóa của N xuống thấp hơn).

Chú ý là
HNO
3
đậm đặc có tính oxi hóa mạnh hơn HNO
3
loãng
. Do đó trong HNO
3
(đ),
các hợp chất có số oxi hóa thấp của N không tồn tại được, chúng sẽ bò HNO
3
đậm đặc có
dư oxi hóa tiếp tạo NO
2
. Cho nên khi cho kim loại tác dụng dung dòch HNO
3
(đ) chỉ tạo khí
NO
2
. Với dung dòch HNO
3
loãng bớt thì các hợp chất của N có số oxi hóa thấp như NO,
N
2
O, mới có thể tồn tại.

Thí dụ:
0 +5 +2 +4

Mg + 4HNO
3
(đ) Mg(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O

0 +5 +2 +2
3Mg + 8HNO
3
(l) 3Mg(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O


0 +5 +2 +1

4Mg + 10HNO
3
(khá loãng) 4Mg(NO

3
)
2
+ N
2
O + 5H
2
O
Nitơ đioxit

0 +5 +2 0
5Mg + 12HNO
3
(rấtù loãng) 5Mg(NO
3
)
2
+ N
2
+ 6H
2
O


0 +5 +2 -3

4Mg + 10HNO
3
(quá loãng) 4Mg(NO
3

)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
Amoni nitrat

L.7. Tương tự, các kim loại có tính khử mạnh như
Mg, Al, Zn không những khử dung

dòch axit sunfuric đậm đặc, nóng tạo SO
2
, mà còn tạo S, H
2
S
. Dung dòch H
2
SO
4

đậm đặc, đun nóng nhưng nếu loãng bớt thì sẽ bò khử xa hơn (số oxi hóa của S trong
H
2
SO
4
xuống thấp hơn).

Giống như HNO
3
,
H
2
SO
4
(đ, nóng) có tính oxi hóa mạnh hơn H
2
SO
4
không đậm đặc
. Do
đó các hợp chất có số oxi hóa thấp của S như S, H
2
S chỉ tồn tại trong dung dòch H
2
SO
4
ít
đậm đặc. Kim loại tác dụng H
2
SO
4
đậm đặc, nóng chỉ tạo khí SO
2
, vối dung dòch bớt đậm
đặc, thì S, H
2

S mới có thể tạo ra.

Thí dụ:
Al + H
2
SO
4
(đ, nguội)

0 +6 +3 +4

2Al + 6H
2
SO
4
(đ, nóng) Al
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O

0 +6 +3 0
2Al + 4H
2

SO
4
(đặc vừa, nóng) Al
2
(SO
4
)
3
+ S + 4H
2
O

0 +6 +3 -2

8Al + 15H
2
SO
4
(hơi đặc, nóng) 4Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
S + 12H
2
O

0 +1 +3 0
2Al + 3H
2
SO
4
(l) Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2


S + H
2
SO
4
(l)

0 +6 +4

S + 2H
2
SO
4
(đ, nóng) 3SO
2
+ 2H

2
O

4Zn + 5H
2
SO
4
(hơi đặc, nóng) 4ZnSO
4
+ H
2
S + 4H
2
O

L.8. Dung dòch HNO
3

rất loãng, ở nhiệt độ thấp (lạnh
), có thể coi như một
axit

thông
thường
. Do đó kim loại tác dụng dung dòch HNO
3
rất loãng, lạnh có thể tạo khí
hiđro (H
2
).

Thí dụ:

0 +1 +2 0
Fe + 2HNO
3
(rất loãng) lạnh Fe(NO
3
)
2
+ H
2

Bài tập 23
Cho bột kim loại nhôm vào 7 cốc đựng 7 dung dòch HNO
3
có nồng độ và nhiệt độ khác
nhau. Người ta nhận thấy:
• Ở cốc 1: Al không bò hòa tan.
• Ở cốc 2: Al bò hòa tan và tạo khí màu nâu.
• Ở cốc3: Al bò hòa tan, có tạo khí không màu, khi tiếp xúc không khí thì hóa nâu.
• Ở cốc 4: Al bò hòa tan, có tạo khí, khí này có tỉ khối so với hiđro bằng 22.
• Ở cốc 5: Al bò hòa tan, có tạo khí không màu, không mùi, không vò, không cháy, hơi
nhẹ hơn so với không khí.
• Ở cốc 6: Al bò hòa tan, không có khí bay ra. Nếu lấy dung dòch trong cốc, sau khi hòa
tan nhôm, cho tác dụng với dung dòch xút thì thấy có tạo khí mùi khai, lúc đầu thấy
dung dòch trong cốc đục, nhưng dung dòch trở lại trong khi cho lượng dư xút vào.
• Ở cốc 7: Al bò hòa tan, có tạo khí nhẹ nhất.
Hãy giải thích. Viết các phản ứng xảy ở mỗi cốc dạng phân tử và dạng ion (ion thu gọn).
Cho biết nếu có khí thoát ra thì chỉ có một khí.

(H = 1 ; O = 16 ; N = 14)

Bài tập 23’
Cho bột kim loại kẽm vào 5 cốc đựng 5 dung dòch H
2
SO
4
có nồng độ và nhiệt độ khác
nhau. Người ta nhận thấy:
• Ở cốc 1: Có khí mùi hắc thoát ra.
• Ở cốc 2: Có tạo chất rắn màu vàng nhạt.
• Ở cốc 3: Có khí mùi trứng thối thoát ra.
• Ở cốc 4: Có tạo khí mà 8 thể tích khí này có cùng khối lượng với một thể tích metan
(trong cùng điều kiện về nhiệt độ và áp suất).
• Ở cốc 5: Vừa có tạo chất rắn màu vàng vừa có tạo khí mùi trứng ung theo tỉ lệ số mol
2:3.
a. Giải thích. Viết phản ứng xảy ra dạng phân tử và dạng ion.
b. Nhỏ từ từ dung dòch xút vào dung dòch thu được ở cốc (1). Viết các phản ứng và nêu
hiện tượng xảy ra.
c. Nhỏ từ từ dung dòch amoniac vào dung dòch thu được ở cốc (2). Viết các phản ứng và
nêu hiện tượng xảy ra.
(H = 1 ; C = 12)

Bài tập 24
Cho bột kim loại sắt vào các cốc đựng dung dòch HNO
3
có nồng độ và nhiệt độ khác nhau.
Ta nhận thấy:
• Ở cốc 1: Sắt không bò hòa tan.
• Ở cốc 2: Có tạo khí màu nâu.

• Ở cốc 3: Có tạo hỗn hợp hai khí NO
2
và NO có tỉ lệ thể tích là VNO
2
: VNO = 2 : 3. Các
thể tích khí đo trong cùng điều kiện về nhiệt độ và áp suất.
• Ở cốc 4: Có tạo khí không màu, khi tiếp xúc không khí thì hóa nâu.
• Ở cốc 5: Có tạo khí mà thể tích khí này bằng 14 thể tích khí nitơ có cùng khối lượng
(trong cùng điều kiện).
a. Giải thích. Viết phản ứng xảy ra dạng phân tử và dạng ion.
b. Lấy dung dòch ở cốc (1) cho tác dụng với kim loại đồng. Viết phản ứng xảy ra. Mô tả
hiện tượng thấy được.
c. Lấy dung dòch ở cốc (2) sau phản ứng cho tác dụng với xút. Viết phản ứng xảy ra. Mô
tả hiện tượng thấy được.
d. Lấy dung dòch sau phản ứng ở cốc (5) cho tác dụng với dung dòch xút. Lọc lấy kết tủa
T, để T ngoài không khí một thời gian, thu được chất rắn T’. Sau đó đem nung chất T’ ở
nhiệt độ cao cho đến khối lượng không đổi, thu được chất rắn R. Xác đònh T, T’, R. Viết
các phản ứng xảy ra.
(H = 1 ; N = 14)
Bài tập 24’
Cho bột kim loại sắt vào các cốc đựng dung dòch H
2
SO
4
có nồng độ và nhiệt độ khác nhau.
Người ta nhận thấy:
• Ở cốc 1: Sắt không bò hòa tan.
• Ở cốc 2: Có tạo khí mà một thể tích khí này và bốn thể tích khí metan có cùng khối
lượng trong cùng điều kiện về nhiệt độ và áp suất.
• Ở cốc 3: Có tạo một khí mà khí này cháy tạo chất làm đồng (II) sunfat khan chuyển

thành màu xanh lam.
• Lấy dung dòch ở cốc (1) cho từ từ vào nước. Rờ thành cốc đựng dung dòch thu được nhận
thấy rất nóng. Cho tiếp miếng kim loại đồng vào, thấy đồng không bò hòa tan. Nếu sục
tiếp khí oxi vào thì thấy đồng bò hòa tan, thu được dung dòch có màu xanh lam. Nếu bây
giờ cho từ từ dung dòch amoniac vào thì thấy dung dòch đục. Nếu cho tiếp lượng dư dung
dòch amoniac vào thì thấy dung dòch hết đục và có màu xanh biếc.
Hãy giải thích. Viết các phản ứng xảy ra ở dạng phân tử và dạng ion.
(C = 12 ; H = 1 ; S = 32 ; O = 16)

L.9. Khi cho
kim loại kiềm
(Li,
Na
,
K
, Rb, Cs, Fr),
kim loại kiềm thổ
(
Ca
, Sr,
Ba
, Ra)
vào một dung dòch axit thông thường (H
+
) thì
kim loại kiềm, kiềm thổ sẽ tác dụng
với

axit (H
+

) trước
. Sau khi
hết axit mà còn dư kim loại kiềm, kiềm thổ thì kim
loại kiềm
,
kiềm thổ mới tác dụng tiếp với nước của dung dòch
(tạo hiđroxit kim
loại kiềm, kiềm thổ và khí hiđro). Do H
+
của axit nhiều hơn H
+
của nước, nên kim
loại sẽ tác dụng với H
+
của axit trước. Khi hết H
+
của axit mà còn dư kim loại kiềm,
kiềm thổ thì các kim loại này mới tác dụng tiếp với ion H
+
của dung môi nước.
(Lượng H
+
do nước phân ly rất là nhỏ, chỉ có kim loại rất mạnh là kim loại kiềm,
kiềm thổ mới tác dụng được với nước ở nhiệt độ thường).

Thí dụ:
Cho Na (dư) vào dung dòch axit clohiđric
Na + HCl NaCl +
2
1

H
2

Natri clorua Hiđro

Sau khi hết HCl:
Na (còn dư) + H
2
O NaOH +
2
1
H
2

Nước (có trong dung dòch) Natri hiđroxit Hiđro

Cho Ca (dư) vào dung dòch axit axetic:

Ca + 2CH
3
COOH Ca(CH
3
COO)
2
+ H
2

Canxi Canxi axetat Hiđro

Ca (còn dư) + 2H

2
O Ca(OH)
2
+ H
2


Nước Canxi hiđroxit Hiđro