BÀI TẬP HÓA SƠ CẤP

đại học huế
trung tâmđào tạo từ xa

BàI tập hoá sơ cÊp

1


PHầN 1. TóM TắT Lý THUYếT HOá HọC

A. HOá HọC VÔ CƠ
I. KIM LOạI

Các nguyên tố kim loại thường có bán kính nguyên tử lớn hơn
so với nguyên tử phi kim cùng chu kỳ. Mặt khác nguyên tử của hầu
hết các nguyên tố kim loại đều có 1, 2 hoặc 3 electron ở lớp ngoài
cùng. Vì vậy tính chất hoá học cơ bản của các nguyên tố kim loại là
dễ mất electron hoá trị, thể hiện tính khử:
M - ne- M n+

1. Tác dụng với phi kim

Đa số các kim loại đều tác dụng với phi kim, phản ứng xảy ra
với mức độ khác nhau.

- Kim loại hoạt động càng mạnh( kiềm, kiềm thổ, Al, Zn....) và
phi kim hoạt động càng mạnh( F 2, Cl 2, Br2 , O2) thì phản ứng xảy ra
càng mÃnh liệt.
2Mg + O2 2MgO

2Na + Cl2 2NaCl

- Những phi hoạt động mạnh nh­ F 2, Cl 2, Br 2 , O2 khi tác dụng
với kim loại, thường tạo ra các hợp chất kim loại có hoá trị dương
cao.
2Fe + 3Cl 2 2FeCl

Sn + 2Cl2  SnCl4
2


2. Tác dụng với H 2O

Những kim loại hoạt động m¹nh nh­ Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr,
Ba- cã hydroxit tan trong nước với phản ứng được với nước ở điều
kiện thường để tạo thành dung dịch bazơ mạnh ®ång thêi gi¶i
phãng H2:
VÝ dơ:

2Na + 2H 2O  2NaOH + H 2
Ca + 2H 2O  Ca(OH)2 + H2

3. Tác dụng với axit

3.1. Với dung dịch axit HCl, H2SO4 loÃng

- Các kim loại đứng trước hidro trong dÃy điện thế của kim loại
tác dụng với dung dịch HCl, H 2SO4 loÃng tạo ra muối kim loại và
khí H2 .
VÝ dô:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Fe + 2H + = Fe2+ + H 2

- Kim loại đứng sau hidro trong dÃy điện thế của kim loại
không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loÃng.
Ví dụ:

Cu + 2H+ không xảy ra

3.2. Với dung dịch H 2SO4 đậm đặc, HNO3

- Dung dịch H2SO4 đậm đặc, đun nóng tác dụng với hầu hết các
kim loại (trừ Au, Pt) tạo ra muối kim loại và thường tạo khí SO2.
2Fe + 6H 2SO4(đặc, nóng) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cu + 2H2SO4(đặc, nóng) CuSO4 + SO2 + 2H 2O

- Dung dịch axit HNO3 tác dụng hầu hết các kim loại (trừ Au,
Pt) tạo thành muối kim loại và thường giải phóng khí NO2 nếu
HNO3 đậm đặc khí NO nếu HNO3 loÃng.
Cu + 4HNO3(đặc) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H 2O
3


Fe + 6HNO3(đặc) Fe(NO3 )3 + 3NO2 + 3H2O
Fe + 4HNO3(lo·ng)  Fe(NO3 )3 + NO + H 2 O

3Cu + 8HNO3(lo·ng)  3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H 2O

- Axit HNO3 , H 2SO4 đậm đặc, nguội không tác dụng với kim

loại Fe, Al, Cr. Hiện tượng này gọi là sự thụ động hoá kim loại.
4. Tác dụng với dung dịch bazơ

- Các kim loại tan trong H 2 O (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Ba) khi cho
vào dung dịch bazơ thì thực tế chúng tác dụng với nước.

Ví dụ: Khi cho Na vào dung dịch Ba(OH)2 thì Na sẽ tác dụng
với nước:
Na + H 2O NaOH + H 2

- Chỉ các kim loại có hidroxit lưỡng tính như Be, Zn, Al mới tác
dụng được với dung dịch bazơ:
Zn + 2NaOH Na2 ZnO2 + H 2

2Al + 2H 2O + 2NaOH  2NaAlO2 + 3H 2

5. Tác dụng với dung dịch muối

5.1. Kim loại tan trong n­íc (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba)

Kim loại tan trong nước khi tác dụng với dung dịch muối thì nó
không đẩy kim loại đứng sau ra khỏi muối, và phản ứng xảy ra như
sau:
Đầu tiên kim loại tác dụng với H2O tạo ra bazơ và H 2 bay lên.

đổi

Sau đó bazơ tác dụng với muối theo điều kiện phản ứng trao

Ví dụ 1: Viết phương trình phản ứng khi cho Na tác dụng với

dung dÞch CuSO4.
Ba + 2H 2O  2NaOH + H 2 
4


2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4

VÝ dô 2: ViÕt phương trình phản ứng khi cho Ba tác dụng với
dung dÞch AlCl 3.
Ba + 2H 2O  Ba(OH)2 + H2 

2AlCl 3 + 3Ba(OH)2  2Al(OH)3 + 2BaCl 2

NÕu Ba(OH)2 d­:

Ba(OH)2 + 2Al(OH)3  Ba(AlO2 )2 + 4H 2O

5.2. Kim loại không tan trong nước

Kim loại không tan trong nước ®Èy kim lo¹i ®øng sau nã ra
khái mi.
VÝ dơ: Zn + CuSO4  Cu + ZnSO4
L­u ý:

Cu + 2AgNO3  Cu(NO3 )2 + Ag

* Nhiều kim loại tác dụng cùng dung dịch một muối thì kim
loại hoạt động mạnh phản ứng hết trước rồi mới đến kim loại yếu
hơn.

Ví dụ: Cho Zn, Fe, Cu vào dung dịch AgNO3 phản ứng x¶y ra
theo thø tù sau:
Zn + 2AgNO3  Zn(NO3 )2 + 2Ag
Fe + 2AgNO3  ZnSO4 + 2Ag

Cu + 2AgNO3 Cu(NO3 )2 + 2Ag

* Cho một kim loại vào dung dịch chứa nhiều muối thì muối ở
kim loại hoạt động kém phản ứng hết trước.

Ví dụ : Zn tác dụng với dung dịch hổn hợp Ag2SO4, CuSO4,
FeSO4
Zn + Ag 2SO4  ZnSO4 + 2Ag
5


Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu

Zn + FeSO4  ZnSO4 + Fe

* Do ion Fe3+ cã tÝnh oxy ho¸ mạnh hơn Cu2+ nên:
Cu + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Cu 2+
Fe + 2Fe3+ = 3Fe2+

Đây là phản ứng của kim loại đứng sau tác dụng với muối của
kim loại đứng trước.
6. Các phương pháp điều chế kim loại

Để điều chế một kim loại người ta dung dòng điện hay chất khử
để khử ion kim loại về kim loại.

Phương trình phản ứng để điều chế một kim loại như sau:
M n+ + ne- M o

6.1. Điều chế kim loại đứng trước Al kể cả Al

Để điều chế các kim loại này chỉ có một phương pháp thường
dùng để điện phân hợp chất nóng chảy:
2NaCl
Al 2 O3

dpnc



dpnc
Cryolit



2Na + Cl 2
2Al +

3
O2
2

6.2. Điều chế các kim loại sau Al

Để điều chế các kim loại đứng sau Al ta có thể dùng các phương
pháp sau:

a. Điện phân dung dịch muối
CuSO4 + H2O

dpnc

Cu + 1/2 O2 + H2SO4

2AgNO3 + H 2O

dpnc


6

2Ag + 1/2O2 + 2HNO3


b. Dïng C, H 2, CO khư oxy kim lo¹i ë nhiƯt ®é cao
CuO + H 2  Cu + H 2O
CuO + C  Cu + CO

CuO + CO  Cu + CO2

Khi dung CO khư oxit s¾t Fe2 O3 ph¶n øng x¶y ra nh­ sau:
3Fe2O3 + CO  2Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO  3FeO + CO2
FeO + CO  Fe + CO2

c. Dïng Al, Mg khö oxit kim loại ở nhiệt độ cao

Phương pháp này gọi là phương pháp nhiệt nhôm hay phương
pháp nhiệt magie. Người ta dùng phương pháp này để điều chế một
số kim loại khó bị khử và nó khó chảy như Cr, Mn....
8Al + 3Fe3O4  4Al2O4 + 9Fe
2Al + Cr 2 O3 Al 2 O3 + 2Cr

d. Dùng kim loại đứng không tan đứng trước đẩy kim loại đừng
sau ra khỏi muèi
Cu + 2AgNO3  2Ag + Cu(NO3 )2
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

II. PHI KIM

Các nguyên tố phi kim thường có bán kính nguyên tử bé hơn so
với nguyên tử kim loại cùng chu kỳ. Nguyên tử của hầu hết các
nguyên tố phi kim đều có 5, 6 hoặc 7 electron ở lớp ngoài cùng. Vì
vậy tính chất hoá học cơ bản của nguyên tố phi kim là dễ nhận
electron hoá trị để đạt cấu hình electron bền vững cđa khÝ hiÕm,
chóng thĨ hiƯn tÝnh oxy ho¸:
X + ne-  X n-

7


1. Tác dụng với đơn chất
1.1. Tác dụng với hydro

Hầu hết các phi kim đều tác dụng với hydro tạo ra các hợp chất
khí:
Ví dụ:

Cl 2 + H 2 2HCl
S + H 2  H 2S

O2 + 2H2  2H2 O
N2 + 3H2  2NH 3

C + 2H 2 CH 4

1.2. Tác dụng với oxy

Trừ halogen không tác dụng trực tiếp với oxy, các phi kim còn
lại tác dụng với oxy tạo thành oxit.
Ví dụ :

C + O2  CO2
S + O2  SO2

4P + 5 O2  2P2O5

N2 + O2 2NO

1.3. Tác dụng với kim loại

Hầu hết các phi kim đều tác dụng được với kim loại( ngoại trừ
Au và Pt). Các phản ứng xảy ra với mức độ khác nhau.

- Các phi kim hoạt động mạnh như halogen, O2 .... tác dụng với
kim loại hoạt ®éng m¹nh nh­ kim lo¹i kiỊm, kiỊm thỉ, Al, Zn.... thì
phản ứng xảy ra mÃnh liệt.

Ví dụ:

Na + Cl 2  2NaCl

2Mg + O2  2MgO

8


- Các phi kim hoạt động mạnh như halogen X 2 (Cl 2, Br 2 , I2 ), O2
khi t¸c dụng với kim loại có nhiều hoá trị thì thường tạo thành hợp
chất có hoá trị cao.
Ví dụ:

2Fe + 3Cl 2  2FeCl 3
Sn + 2Cl2  SnCl4

- C¸c phi kim kém hoạt động như H 2, N2 , C chỉ tác dụng với kim
loại hoạt động ở nhiệt độ cao.
VÝ dô:

4Al + 3C  Al 4C 3
Ca + 2C  CaC 2

2Na + H2  2NaH

2. T¸c dơng víi hợp chất
2.1. Tác dụng với axit

Đối với các phi kim ở trạng thái rắn như C, S, P.... có thể tác

dụng được với các axit có tính oxy hoá mạnh như HNO3 , H2SO4
đậm đặc, nóng.
Ví dụ:

C + HNO3(đặc, nóng) = CO2 + NO2 + H 2O

S + HNO3(đặc, nóng) = H2 SO4+ NO2 + H 2 O
C + H 2SO4(đặc, nóng) = CO2 + SO2 + H 2O

S + H 2SO4(đặc, nóng) = SO2 + H2 O

P + HNO3(đặc, nãng) = H 3PO4 + NO2 + H 2O

2.2. T¸c dụng với bazơ

Halogen và một số kim loại khác có thể tác dụng được với dung
dịch bazơ.
Ví dụ:

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O

2Cl + 2Ca(OH)2 = Ca(OCl)2 + CaCl 2 + 2H 2 O
9


Cl 2 + KOH (đặc, nóng) = KCl + KCl3 + H 2 O

2.3. Tác dụng với dung dịch muối

Halogen ®øng tr­íc(trõ F2 ) ®Èy ®­ỵc halogen ®øng sau ra khái

muèi.
VÝ dô:

Cl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2
Br2 + 2Nal = 2NaBr + I 2

Các phi kim hoạt động mạnh như Cl 2, Br2 tác dụng được với
dung dịch muối của phi kim hoá trị thấp tạo thành muối kim loại
hoá trị cao.
Ví dụ:

Cl 2 + 2FeCl2 = 2FeCl 3

III. PHảN ứNG OXY HOá KHử
1. Định nghĩa

Phản ứng oxy hoá khử là phản ứng xảy ra trong đó có sự thay
đổi số oxy hoá của các nguyên tố. Nguyên nhân của sự thay đổi số
oxy hoá là do có sự chuyển dời electron từ nguyên tố này sang
nguyên tè kh¸c.
Zno +Cu2+  Zn 2+ + Cuo

2. Mét sè khái niệm
2.1. Chất oxy hoá

Chất oxy hoá là chất mà trong thành phần phân tử có chứa
nguyên tố nhận electron, có số oxy hoá giảm sau phản ứng.

Các chất oxy hoá thường là các hợp chất trong đó kim loại hay
¸ kim cã møc oxy ho¸ cao: KMnO4, K2Cr 2O7, HNO32.2. Chất khử

Chất khử mà chất trong thành phần phân tử có chứa nguyên tố
electron, có số oxy hoá tăng sau ph¶n øng.
10


Các kim loại luôn đóng vai trò là chất khử trong mọi phản ứng.
2.3. Quá trình oxy hoá

Quá trình mất electron của một nguyên tố gọi là phá trình oxy
hoá một nguyên tố là sự tăng số oxy hoá của nguyên tố đó.
Ví dụ:

Zn - 2e- Zn 2+

2.4. Quá trình khử

Quá trình oxy hoá

Quá trình nhận electron của một nguyên tố gọi là quá trình
khử. Quá trình của một nguyên tố là quá trình làm giảm số oxy hoá
của nguyên tố đó.
Ví dụ:

Cu 2+ + 2e- Cu o

2.5. Số oxy hoá

Quá trình khử

Số oxy hoá là diện tích của nguyên tử trong phân tử nếu giả
định rằng các cặp electron chung chuyển hẳn về nguyên tử có độ
âm điện lớn hơn.
3. Cách cân bằng phản ứng oxy hoá-khử

Trong phản ứng oxy hoá khử, electron sẽ chuyển từ chất khử
sang chất oxy hoá. Tổng số electron mà chất khử mất đi bằng tổng
số electron mà chất oxy hoá thu vào.
Trình tự chung để thành lập phương trình phản ứng oxy hoá
khử là:
Viết phương trình phản ứng ở dạng phân tử

Khảo sát sự thay đổi oxy hoá của các nguyên tố trước và sau
phản ứng, xác định chất oxy hoá, chất khử.

Thành lập phương trình cho, nhận điện tử và cân bằng hệ số
dựa vào nguyên tắc tổng số electron mà chất khử mất đi bằng tổng
số electron mà chất oxy hoá thu vào.
11


tử.

Dùng phương trình electron để cân bằng phương trình ph©n
VÝ dơ:

KMnO4 + FeSO4 + H 2SO4  MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K 2SO4 + H2O
2 x Mn+7 + 5e-  Mn +2

10 x Fe+2 - 1e-  Fe+3

2Mn+7 + 10Fe+2 = 2Mn+2 + 10Fe+3

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2 SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2 (SO4 )3

+ K2 SO4+8H 2O

4. C¸c dạng phản ứng oxy hoá khử đặc biệt
4.1. Phản ứng tự oxy hoá - tự khử

Phản ứng oxy hoá khử trong đó nột chất vừa đóng vai trò chất
oxy hoá vừa đóng chất khử gọi là phản ứng tự oxy ho¸ tù khư.
VÝ dơ:

Cl 2 + KOH  KClO3 + KCl + H 2 O

1 x Cl o - 5e = Cl +5

5 x Cl o + e = Cl -1

6Cl o = Cl+5 + 5Cl-1

3Cl o + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H 2O

4.2. Phản ứng oxy hoá- khử trong đó 1 phân tử có 2 nguyên tố
đóng vai trß chÊt khư
VÝ dơ: FeS + HNO3  Fe2 (SO4)3 + Fe(NO3)3 + NO2 + H2 O
3 x FeS - 9e- = Fe+3 + S +6

27 x N+5 + le- = N+4

3FeS + 27N+5 = 3Fe3+ 3S +6 + 27N+4

3FeS + 30HNO3 = Fe2 (SO4)3 + Fe(NO3 )3 + 27NO2 + 15H 2O
12


4.3. Phản ứng oxy hoá- khử với nguyên tố có số oxy hoá không
xác định
Ví dụ:

FexOy + HNO3 Fe(NO3 )3 + NO + H2O
3x

(3x - 2y) x

xFe+2y/x -(3x-2y)e- = xFe+3

N+5 + 3e- = N+2

3xFe+2y/x +(3x-2y) N+5 = 3xFe+3 +(3x-2y)N+2

3FxOy + (12x-2y)HNO3= 3xFe(NO3)3 + (3x-2y)NO + (6x-y)H 2 O
4.4. Ph¶n ứng oxy hoá - khử trong hoá hữu cơ

Để cân bằng phản ứng oxy hoá khử trong hữu cơ người ta có
thể dựa vào hai phương pháp:
- Dùng công thức phân tử

Tương tự như cân bằng phản ứng oxy hoá- khử trong hoá vô

cơ. ở đây ta sử dụng số oxy hoá trung bình.

Ví dụ: C7 H8 + KMnO4 C 7H 5 O2K + MnO2 + KOH + H 2O
6
7 x C -8/7 - 6e  = C -2/7
7

2 x

Mn +7 + 3e- = Mn+4

7C -8/7 + 2Mn +7 + 7C -2/7 + 2Mn +4

C 6H 5CH 3 + 2KMnO4  C6 H5 COOK + 2MnO2 +KOH + H 2O
- Dùng công thức cấu tạo:

Cách cân bằng này chỉ chú ý vào cacbon thây đổi số oxy hoá:
C 6H 5 -CH 3 + 2KMnO4  C 6H 5 -COOK+ 2MnO2 + KOH + H 2O
1 x C -3 - 6e- = C+3

2 x Mn+7 + 3e- = Mn +4

C +3 + 2Mn +4 = C +3 + 2Mn +4

C 6H 5 -CH 3 + 2KMnO4  C 6H 5 -COOK + 2MnO2 +KOH + H 2O
13


IV. PHảN ứNG TRAO ĐổI

1. Khái niệm

Phản ứng trao đổi là phản ứng mà không trao đổi số oxy hoá
của các nguyên tố trước và sau phản ứng.
Ví dụ:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2 + 2NaCl

Điều kiện để một phản ứng trao đổi xảy ra khi trộn hai dung
dịch điện ly lại với nhau là: phải tạo thành chất kết tủa, chất bay
hơi hoặc chất ®iƯn ly u.
VÝ dơ:

Na2CO3 + CaCl 2 = CaCO3 + 2NaCl

Na2SO3 + 2HCl = NaCl + SO2 + H2O

HNO3 + NaOH + NaOH = NaNO3 + H 2O

3. Giíi thiƯu một số loại phản ứng trao đổi
3.1. Axit tác dụng với bazơ

Phản ứng luôn luôn xảy ra vì H2O là chÊt ®iƯn ly u
HCl + NaOH = NaCl + H2O

H 2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2H2O

§èi víi axit u loại đa nấc ví dụ H3 PO4 khi tác dụng với bazơ

mạnh ví dụ NaOH, tuỳ thuộc vào tỷ lệ số mol H 3PO4 và NaOH mà
ta thu được một muèi hay nhiÒu muèi, muèi axit hay trung tÝnh.
H 3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H 2O

H 3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + H 2O
H 3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + H2O

3.2. Axit t¸c dơng víi mi

Axit t¸c dơng víi dung dịch muối tạo thành muối mới và axit
mới với ®iỊu kiƯn:
14


* Axit mạnh đẩy axit yếu ra khỏi muối
Ví dụ:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2 O + CO2
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2S

* NÕu axit t¹o ra mạnh bằng axit ban đầu thì muối mới phải lµ
mi kÕt tđa.
BaCl 2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

L­u ý: Mét sè muèi sunfua nh­ CuS, PbS, Ag2S, HgS không
tan trong axit thông thường (HCl, H2SO4 loÃng) nên axit yếu H 2S
đẩy được các muối này ra khỏi muối cđa axit m¹nh.
H 2S + CuCl 2 = CuS + 2HCl

H 2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2HNO3

3.3. Axit t¸c dụng với oxit bazơ

Axit tác dụng với oxit bazơ tạo ra muèi vµ H 2O.
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H2 O

L­u ý:

H 2S + 3H 2SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3H 2 O

Fe3O4 khi t¸c dơng víi axit HCl, H 2SO4 loÃng tạo thành 2 muối:
Fe3O4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2O

Fe3O4 + 4H 2SO4 = FeSO4 + Fe2(SO4 )3 + 4H2O

3.4. Bazơ tác dụng với muối

Dung dịch bazơ tác dụng với dung dịch muối với điều kiện bazơ
mới và muối mới cã mét chÊt kÕt tđa hay bay h¬i.
2NaOH + CuCl 2 = Cu(OH)2 + 2NaCl

Ba(OH)2 + Na2 SO4 = BaSO4 + 2NaOH

NH 4Cl + NaOH = NaCl + NH3+ H2O
15


Lưu ý:

Trường hợp kết tủa hidroxit tạo ra là hidroxit lưỡng tính

(Zn(OH)2, Al(OH)3-) thì nó sẽ tan trở lại trong kiỊm d­.
VÝ dơ 1: AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl
NÕu d­ NaOH:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H 2 O

VÝ dô 2: ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2 + Na2SO4
NÕu d­ NaOH:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na 2ZnO2 + 2H2 O

3.5. Bazơ tác dụng với oxit axit

Dung dịch bazơ tácdụng với oxit axit tạo thành muối và nước
Ví dụ:

Lưu ý:

2NaOH + SO3 = Na 2SO4 + H 2 O

* Oxit axit CO2, SO2 khi tác dụng với dung dịch bazơ đầu tiên
tạo ra muối trung hoà và nước. Sau đó nếu còn dư CO2 (hay SO2)
thì nó tác dụng với muối trung hoà và nước tạo ra muối axit.
Ví dụ: CO2 tác dụng với dung dịch NaOH
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H 2 O

NÕu d­ CO2 :

(1)

NaOH + H 2O + CO2 = 2NaHCO3 (2)

 Oxit NO2 khi t¸c dụng với dung dịch bazơ thì phản ứng tạo
thành 2 muèi:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO3 NaNO2 + H 2 O

4NO2 + 2Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + Ba(NO2)2 + 2H 2O

NÕu cã mỈt cđa O2:

4NO2 + O2 + 4NaOH = 4NaNO3 + 2H 2O
16


3.6. Muối tác dụng với muối

Hai dung dịch muối tác dụng với nhau tạo thành 2 muối mới
với điều kiện trong 2 mi míi cã mét khèi kÕt tđa.
VÝ dơ:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

MgSO4 + BaCl 2 = BaSO4 + MgCl 2

Lưu ý: Muối axit mạnh được xem nh­ mét axit.
VÝ dô:

2NaHSO4 + Na2CO3 = 2Na2 SO4 + CO2 + H2 O

3.7. Oxit axit t¸c dơng víi oxit bazơ

Oxit axit tác dụng với muối oxit bazơ tạo thành muối, với điều
kiện là một trong hai oxit phải có một oxit mạnh( thuộc oxit bazơ
mạnh hay oxit axit mạnh tương ứng).
CaO + CO2 = CaCO3

3.8. Oxit axit tác dụng với dung dịch muối

Oxit axit tác dụng với dung dịch muối thì đầu tiên oxit tác dụng
với nước tạo ra axit tương ứng, sau đó axit tác dụng với muối theo
điều kiện phản ứng trao đổi.
Ví dụ 1: khi sục SO2 vào dung dịch Na2CO3:
SO2 + H 2 O = H 2SO3

Na2CO3 + H 2SO3 = Na 2SO3 + H 2 O + CO2

VÝ dơ 2: khi sơc SO3 vµo dung dÞch BaCl 2:
SO3 + H 2 O = H 2SO4

H 2SO4 + BaCl 2 = BaSO4 + 2HCl

3.9. Oxit bazơ tác dụng với dung dịch muối

Đầu tiên oxit tác dụng với H 2O tạo thành bazơ tương ứng. Sau
đó bazơ tác dụng với muối theo điều kiện phản ứng trao ®ỉi.
17


Ví dụ 1: Viết phương trình phản ứng xảy ra khi cho Na2 O
tácdụng với dung dịch CuSO4.

Na2 O + H 2O = 2NaOH

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4

VÝ dụ 2: Viết phương trình phản ứng xảy ra khi cho K2O tác
dụng với dung dịch Al 2(SO4)3.
K 2 O + H 2O = 2KOH

6KOH + Al2(SO4)3 = 2Al(OH)3 + 3K 2SO4

NÕu d­ KOH:

KOH + Al(OH)3 = KAlO2 + 2H2 O

B. HOá HọC HữU CƠ
I. ANKAN

Ankan là những hidrocacbon no, mạch hở. DÃy đồng đẳng của
ankan bắt đầu từ CH 4, chúng có công thức phân tử tổng quát là
C nH 2n+2 (n1).

1. Danh pháp

an

Tên gọi của các ankan trong dÃy đồng đẳng đều tận cùng bằng
Công thức

Tên gọi

Công thức

Tên gäi

C 2H 6

Etan

C 7H 16

Heptan

Butan

C 9H 20

Nonan

CH 4

Metan

C 3H 8

Propan

C 5H 12

Pentan

C 4H 10

C 6H 14

C 8H 18

C 10H 22
18

Hexan
Octan

Decan


- Đối với ankan không có mạch nhánh:
Ví dụ:

CH 3 -CH 2-CH 2 -CH 3 (n-Butan)

CH 3 -CH 2-CH 2-CH2 -CH3 (n-Pentan)

- Đối với ankan có mạch nhánh:

Chọn mạch cacbon dài nhất làm mạch chính, đánh số thứ tự
trên mạch chính bắt đầu từ cacbon gần mạch nhánh nhất. Đọc chữ
số vị trí mạch nhánh + tên mạch nhánh+ tên m¹ch chÝnh.
VÝ dơ:

CH 3 -CH 2-CH(CH3)- CH 2-CH(C 2H 5 )-CH 2-CH 2-CH 3

(5-etyl-3-metyl octan)

2. Đồng phân

Đồng phân là những hợp chất hữu cơ có dùng công thức phân
tử nhưng khác nhau công thức cấu tạo.
Ví dụ: C 4H 10 có các đồng phân:

CH 3 -CH 2-CH 2 -CH 3
(n-butan)

CH 3-CH(CH 3)-CH 3
(2-metyl propan)

3. Tính chất hoá học
3.1. Phản ứng thÕ

D­íi t¸c dơng cđa askt, Cl 2(Br 2) cã thĨ thay thế lần lượt các
nguyên tử hidro trong ankan:

C nH2n+1-kCl k + kHCl (k  2n+2)
C nH 2n+2 + kCl 2 askt
VÝ dô: CH 4 + Cl 2 askt
 CH 3Cl + HCl
3.2. Phản ứng nhiệt phân

Tuỳ theo điều kiện phản ứng(nhiệt độ, xúc tác) mà các ankan
có thể bị nhiệt phân theo các phản ứng sau:
19

,Ni
- Đề hidro hoá: C nH 2n+2 t

C nH 2n + H2
o

,Ni
t

 C4 H8 + H 2

VÝ dô:

C 4H 10

- Cracking:

t
C mH 2m + Cp H2p+2
C nH 2n+2 

VÝ dơ:

o

o

t
C 2H 4 + C2 H6



C 4H 10

o

3.3. Ph¶n øng đốt cháy
Phản ứng tổng quát:
C nH 2n+2 +

Ví dụ:

(3n 1)
O 2  nCO2 + (n+1)H 2O
2

CH 4 + 2O2 CO2 + 2H 2O

Nhận xét: Khi đốt cháy hoàn toàn ankan thì thu được số mol
CO2 < số mol H 2 O.
4. §iỊu chÕ

4.1. §iỊu chÕ metan

- Al4C3 + 12H 2 O  3CH 4 + 4Al(OH)3
CaO

- CH3COONa + NaOH  CH 4 + Na 2CO3
t0

- C4H 10 Cracking

 CH 4 + C3 H6

4.2. Điều chế các đồng đẳng của metan
a. Phương pháp giữ nguyên mạch C
Ni

- Từ ankan

C nH 2n + H 2 
C nH 2n+2
0

VÝ dô:

C 4H 8 + H2 
C 4H 10
0

-

Tõ ankin:

t

Ni
t

Ni

C nH 2n-2 + 2H 2 
C nH2n+2
0
t

20