tài liệu bồi dưỡng học sinh giỏi hoá học trung học phổ thông tham khảo

PHẦN 1. MỞ ĐẦU
HỆ THỐNG CÁC KIẾN THỨC CƠ BẢN
1. CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
1.1. PHÂN LOẠI CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
Chất

Đơn chất Hợp chất
Kim loại Phi kim Hợp chất vô cơ Hợp chất hữu cơ
Oxit Axit Bazơ Muối
1.2. ĐỊNH NGHĨA, PHÂN LOẠI VÀ TÊN GỌI CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
1.2.1. OXIT
a. Định nghĩa: Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác.
- Công thức tổng quát: R
x
O
y
- Ví dụ: Na
2
O, CaO, SO
2
, CO
2

b. Phân loại:
• Oxit bazơ: Là oxit của kim loại, tương ứng với một bazơ.
Chú ý: Chỉ có kim loại mới tạo thành oxit bazơ, tuy nhiên một số oxit bậc cao của
kim loại như CrO
3
, Mn
2
O

7
lại là oxit axit.
Ví dụ: Na
2
O, CaO, MgO, Fe
2
O
3

• Oxit axit: Thường là oxit của phi kim, tương ứng với một axit.
Ví dụ: CO
2
, SO
2
, SO
3
, P
2
O
5

• Oxit lưỡng tính: Là oxit của các kim loại tạo thành muối khi tác dụng với cả
axit và bazơ (hoặc với oxit axit và oxit bazơ).
Ví dụ: ZnO, Al
2
O
3
, SnO
• Oxit không tạo muối (oxit trung tính):CO, NO
• Oxit hỗn tạp (oxit kép):

1
oxit
bazơ
oxit
axit
axit
không
có oxi
axit có
oxi
Bazơ
tan
Bazơ
không
tan
Muối
trung
hoà
Muối
axit
Ví dụ: Fe
3
O
4
, Mn
3
O
4
, Pb
2

O
3

Chúng cũng có thể coi là các muối:
Fe
3
O
4
= Fe(FeO
2
)
2
sắt (II) ferit
Pb
2
O
3
= PbPbO
3
chì (II) metaplombat
c. Cách gọi tên:
1.2.2. AXIT
a. Định nghĩa
Là hợp chất mà phân tử có một hay nhiều nguyên tử H liên kết với gốc axit.
- Công thức tổng quát: H
n
R (n: bằng hoá trị của gốc axit, R: gốc axit).
- Ví dụ: HCl, H
2
S, H

2
SO
4
, H
2
SO
3
, HNO
3

Một số gốc axit thông thường
Kí hiệu Tên gọi Hoá trị
- Cl Clorua I
= S Sunfua II
- NO
3
Nitrat I
= SO
4
Sunfat II
= SO
3
Sunfit II
- HSO
4
Hidrosunfat I
- HSO
3
Hidrosunfit I
= CO

3
Cacbonat II
- HCO
3
Hidrocacbonat I
≡
PO
4
Photphat III
= HPO
4
Hidrophotphat II
- H
2
PO
4
Đihidropphotphat I
- OOCCH
3
Axetat I
- AlO
2
Aluminat I
b. Phân loại
- Axit không có oxi: HCl, HBr, H
2
S, HI
- Axit có oxi: H
2
CO

3
, H
2
SO
3
, H
2
SO
4
, HNO
2
, HNO
3

c. Tên gọi
* Axit không có oxi:
- Tên axit: axit + tên phi kim + hidric.
- Ví dụ: HCl axit clohidric
H
2
S axit sunfuhidric
HBr axit bromhidric
* Axit có oxi:
- Tên axit: axit + tên phi kim + ic (ơ).
2
- Ví dụ: H
2
SO
4
axit sunfuric

H
2
SO
3
axit sunfurơ
HNO
3
axit nitric
HNO
2
axit nitrơ
1.2.3. BAZƠ (HIDROXIT)
a. Định nghĩa
Bazơ là hợp chất mà phân tử gồm có một nguyên tử kim loại (hay nhóm -NH
4
) liên
kết với một hay nhiều nhóm hidroxit (-OH).
- Công thức tổng quát: M(OH)
n
M: kim loại (hoặc nhóm -NH
4
).
n: bằng hoá trị của kim loại.
- Ví dụ: Fe(OH)
3
, Zn(OH)
2
, NaOH, KOH
b. Phân loại
- Bazơ tan (kiềm): NaOH, KOH, Ca(OH)

2
, Ba(OH)
2

- Bazơ không tan: Cu(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Al(OH)
3

c. Tên gọi
1.2.4. MUỐI
a. Định nghĩa
Muối là hợp chất mà phân tử gồm nguyên tử kim loại (hoặc nhóm - NH
4
) liên kết với
gốc axit.
- Công thức tổng quát: M
n
R
m
(n: hoá trị gốc axit, m: hoá trị kim loại).
- Ví dụ: Na
2
SO
4
, NaHSO
4
, CaCl

2
, KNO
3
, KNO
2

b. Phân loại
Theo thành phần muối được phân thành hai loại:
- Muối trung hoà: là muối mà trong thành phần gốc axit không có nguyên tử
hidro có thể thay thế bằng nguyên tử kim loại.
Ví dụ: Na
2
SO
4
, K
2
CO
3
, Ca
3
(PO
4
)
2

- Muối axit: là muối mà trong đó gốc axit còn nguyên tử H chưa được thay thế
bằng nguyên tử kim loại.
Ví dụ: NaHSO
4
, KHCO

3
, CaHPO
4
, Ca(H
2
PO
4
)
2

c. Tên gọi
Tên muối: tên KL (kèm theo hoá trị nếu KL có nhiều hoá trị) + tên gốc axit.
Ví dụ: Na
2
SO
4
natri sunfat
NaHSO
4
natri hidrosunfat
3
KNO
3
kali nitrat
KNO
2
kali nitrit
Ca(H
2
PO

4
)
2
canxi dihidrophotphat
1.3. TÍNH CHẤT CỦA CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
1.3.1. OXIT
a. Oxit axit
• Tác dụng với nước:
CO
2
+ H
2
O -> H
2
CO
3
SO
2
+ H
2
O -> H
2
SO
3
SO
3
+ H
2
O
→

H
2
SO
4
NO
2
+ H
2
O
→
HNO
3
+ NO
NO
2
+ H
2
O + O
2

→
HNO
3

N
2
O
5
+ H
2

O
→
HNO
3
P
2
O
5
+ H
2
O
→
H
3
PO
4
• Tác dụng với dung dịch bazơ (kiềm):
Chú ý: tuỳ tỉ lệ số mol oxit axit và số mol kiềm sẽ xảy ra phản ứng (1) hoặc (2) hay
xảy ra cả hai phản ứng.
CO
2
+ 2NaOH
→
Na
2
CO
3
+ H
2
O (1)

CO
2
+ NaOH
→
NaHCO
3
(2)
2
NaOH
CO
n
2
n
≥ ⇒
xảy ra phản ứng (1)
2
NaOH
CO
n
1
n
≤ ⇒
xảy ra phản ứng (2)
2
NaOH
CO
n
1 2
n
〈 〈 ⇒

xảy ra cả hai phản ứng
CO
2
+ Ca(OH)
2

→
CaCO
3
+ H
2
O (1)
2CO
2
+ Ca(OH)
2

→
Ca(HCO
3
)
2
(2)
2
2
CO
Ca(OH)
n
2
n

≥ ⇒
xảy ra phản ứng (2)
2
2
CO
Ca(OH)
n
1
n
≤ ⇒
xảy ra phản ứng (1)
2
2
CO
Ca(OH)
n
1 2
n
〈 〈 ⇒
xảy ra cả hai phản ứng
SO
2
+ NaOH
→
Na
2
SO
3
+ H
2

O
SO
2
+ NaOH
→
NaHSO
3

SO
3
+ NaOH
→
Na
2
SO
4
+ H
2
O
4
NO
2
+ NaOH
→
NaNO
3
+ NaNO
2
+ H
2

O
• Tác dụng với oxit bazơ: Oxit bazơ phải tương ứng với bazơ tan:
CO
2
+ CaO
→
CaCO
3
CO
2
+ Na
2
O
→
Na
2
CO
3
SO
3
+ K
2
O
→
K
2
SO
4
SO
2

+ BaO
→
BaSO
3
b. Oxit bazơ
• Tác dụng với nước: Oxit nào mà hidroxit tương ứng tan trong nước thì phản
ứng với nước. Na
2
O + H
2
O
→
2NaOH
CaO + H
2
O
→
Ca(OH)
2
• Tác dụng với axit:
Na
2
O + HCl
→
NaCl + H
2
O
CuO + HCl
→
CuCl

2
+ H
2
O
Fe
2
O
3
+ H
2
SO
4

→
Fe
2
(SO
4
)
3
+ H
2
O
Fe
3
O
4
+ HCl
→
FeCl

2
+ FeCl
3
+ H
2
O
Chú ý: Những oxit của kim loại có nhiềuhoá trị khi phản ứng với axit mạnh sẽ được
đưa tới kim loại có hoá trị cao nhất.
FeO + H
2
SO
4 (đặc)

→
0
t
Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ H
2
O
Cu
2
O + HNO

3

→
0
t
Cu(NO
3
)
2
+ NO
2
+ H
2
O
• Tác dụng với oxit axit: Xem phần oxit axit
• Bị khử bởi các chất khử mạnh: Trừ oxit của kim loại mạnh (từ K
→
Al).
Fe
2
O
3
+ CO
→
0
t
Fe
3
O
4

+ CO
2
Fe
3
O
4
+ CO
→
0
t
FeO + CO
2
FeO + CO
→
0
t
Fe + CO
2
Chú ý: Khi Fe
2
O
3
đang bị khử mà CO bị thiếu thì chất rắn tạo thành có 4 chất
sau: Fe
2
O
3
, Fe
3
O

4
, FeO. Fe (Vì các phản ứng xảy ra đồng thời).
c. Oxit lưỡng tính (Al
2
O
3
, ZnO)
• Tác dụng với axit:
Al
2
O
3
+ HCl
→
AlCl
3
+ H
2
O
ZnO + H
2
SO
4

→
ZnSO
4
+ H
2
O

• Tác dụng với kiềm:
Al
2
O
3
+ NaOH
→
NaAlO
2
+ H
2
O
ZnO + NaOH
→
Na
2
ZnO
2
+ H
2
O
5
d. Oxit không tạo muối (CO, N
2
O NO )
- N
2
O không tham gia phản ứng.
- CO tham gia:
+ Phản ứng cháy trong oxi

+ Khử oxit kim loại
+ Tác dụng thuận nghịch với hemoglobin có trong máu, gây độc.
1.3.2. AXIT
a. Dung dịch axit làm đổi màu chất chỉ thị: Quì tím
→
đỏ.
b. Tác dụng với bazơ:
HCl + Cu(OH)
2

→
CuCl
2
+ H
2
O
H
2
SO
4
+ NaOH
→
Na
2
SO
4
+ H
2
O
H

2
SO
4
+ NaOH
→
NaHSO
4
+ H
2
O
c. Tác dụng với oxit bazơ, oxit lưỡng tính:
HCl + CaO
→
CaCl
2
+ H
2
O
HCl + CuO
→
CuCl
2
+ H
2
O
HNO
3
+ MgO
→
Mg(NO

3
)
2
+ H
2
O
HCl + Al
2
O
3

→
AlCl
3
+ H
2
O
d. Tác dụng với muối:
HCl + AgNO
3

→
AgCl
↓
+ HNO
3
H
2
SO
4

+ BaCl
2

→
BaSO
4
↓
+ HCl
HCl + Na
2
CO
3

→
NaCl + H
2
O + CO
2
↑
HCl + NaCH
3
COO
→
CH
3
COOH + NaCl
(axit yếu)
H
2
SO

4(đậm đặc)
+ NaCl
(rắn)

→
NaHSO
4
+ HCl
(khí)
Chú ý: Sản phẩm phải tạo ra chất kết tủa (chất khó tan), hoặc chất bay hơi hay tạo
ra axit yếu.
e. Tác dụng với phi kim: Xem phần phi kim.
f. Tác dụng với kim loại: (kim loại đứng trước hidro trong dãy hoạt động hoá
học).
HCl + Fe
→
FeCl
2
+ H
2
H
2
SO
4(loãng)
+ Zn
→
ZnSO
4
+ H
2

Chú ý:
- H
2
SO
4
đặc và HNO
3
đặc ở nhiệt độ thường không phản ứng với Al và Fe (tính
chất thụ động hoá).
- Axit HNO
3
phản ứng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt), không giải phóng
hidro.
6
- Axit H
2
SO
4
đặc, nóng có khả năng phản ứng với nhiều kim loại, không giải
phóng hidro.
Cu + 2H
2
SO
4 (đặc,nóng)

→
CuSO
4
+ SO
2

↑
+ H
2
O
Fe + 4HNO
3

→
Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
1.3.3. BAZƠ (HIDROXIT)
a. Bazơ tan (kiềm)
• Dung dịch kiềm làm thay đổi màu một số chất chỉ thị:
- Quỳ tím
→
xanh.
- Dung dịch phenolphtalein không màu
→
hồng.
• Tác dụng với axit:
2KOH + H
2
SO
4

→
K
2
SO
4
+ 2H
2
O (1)
KOH + H
2
SO
4

→
KHSO
4
+ H
2
O (2)
Chú ý: tuỳ tỉ lệ số mol axit và số mol bazơ sẽ xảy ra phản ứng (1) hoặc (2) hay xảy
ra cả phản ứng.
• Tác dụng với kim loại: Xem phần kim loại.
• Tác dụng với phi kim: Xem phần phi kim.
• Tác dụng với oxit axit, oxit lưỡng tính: Xem phần oxit axit, oxit lưỡng tính.
• Tác dụng với hidroxit lưỡng tính (Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
)
NaOH + Al(OH)

3

→
NaAlO
2
+ H
2
O
NaOH + Zn(OH)
2

→
Na
2
ZnO
2
+ H
2
O
• Tác dụng với dung dịch muối
KOH + MgSO
4

→
Mg(OH)
2
↓
+ K
2
SO

4
Ba(OH)
2
+ Na
2
CO
3

→
BaCO
3
↓
+ 2NaOH
Chú ý: Sản phẩm phản ứng ít nhất phải có một chất không tan (kết tủa).
b. Bazơ không tan
• Tác dụng với axit:
Mg(OH)
2
+ HCl
→
MgCl
2
+ H
2
O
Al(OH)
3
+ HCl
→
AlCl

3
+ H
2
O
Cu(OH)
2
+ H
2
SO
4

→
CuSO
4
+ H
2
O
• Bị nhiệt phân tich:
Fe(OH)
2

→
0
t
FeO + H
2
O (không có oxi)
Fe(OH)
2
+ O

2
+ H
2
O
→
0
t
Fe(OH)
3
Fe(OH)
3

→
0
t
Fe
2
O
3
+ H
2
O
Al(OH)
3

→
0
t
Al
2

O
3
+ H
2
O
7
Zn(OH)
2

→
0
t
ZnO + H
2
O
Cu(OH)
2

→
0
t
CuO + H
2
O
c. Hidroxit lưỡng tính
• Tác dụng với axit: Xem phần axit.
• Tác dụng với kiềm: Xem phần kiềm.
• Bị nhiệt phân tích: Xem phần bazơ không tan.
1.3.4. MUỐI
a. Tác dụng với dung dịch axit:

AgNO
3
+ HCl
→
AgCl
↓
+ HNO
3
Na
2
S + HCl
→
NaCl + H
2
S
↑
NaHSO
3
+ HCl
→
NaCl + SO
2
↑
+ H
2
O
Ba(HCO
3
)
2

+ HNO
3

→
Ba(NO
3
)
2
+ CO
2
↑
+ H
2
O
Na
2
HPO
4
+ HCl
→
NaCl + H
3
PO
4
b. Dung dịch muối tác dụng với dung dịch bazơ:
Na
2
CO
3
+ Ca(OH)

2

→
CaCO
3
↓
+ NaOH
FeCl
3
+ KOH
→
KCl + Fe(OH)
3
↓
Chú ý: Muối axit tác dụng với kiềm tạo thành muối trung hoà và nước.
NaHCO
3
+ NaOH
→
Na
2
CO
3
+ H
2
O
NaHCO
3
+ KOH
→

Na
2
CO
3
+ K
2
CO
3
+ H
2
O
KHCO
3
+ Ca(OH)
2

→
CaCO
3
↓
+ KOH + H
2
O
NaHSO
4
+ Ba(OH)
2

→
BaSO

4
+ Na
2
SO
4
+ H
2
O
c. Dung dịch muối tác dụng với dung dịch muối:
Na
2
CO
3
+ CaCl
2

→
CaCO
3
↓
+ NaCl
BaCl
2
+ Na
2
SO
4

→
BaSO

4
↓
+ NaCl
Ba(HCO
3
)
2
+ Na
2
SO
4

→
BaSO
4
+ NaHCO
3
Ba(HCO
3
)
2
+ ZnCl
2

→
BaCl
2
+ Zn(OH)
2
+ CO

2
Ba(HCO
3
)
2
+ NaHSO
4

→
BaSO
4
+ Na
2
SO
4
+ CO
2
+ H
2
O
Chú ý: - Các muối axit tác dụng với các muối có tính bazơ hoặc lưỡng tính thì phản
ứng xảy ra theo chiều axit bazơ:
Na
2
SO
4
+ Na
2
CO
3

→
Na
2
SO
4
+ H
2
O + CO
2
- Trong dung dịch chứa muối nitrat và một axit thường thì dung dịch này được coi là
một axit nitric loãng:
Cu + NaNO
3
+ HCl
→
Cu(NO
3
)
2
+ NaCl + NO + H
2
O
* Khái niệm phản ứng trao đổi:
8
Những phản ứng giữa muối và axit, muối và bazơ, muối và muối xảy ra trong dung
dịch được gọi là phản ứng trao đổi. Trong các phản ứng này các thành phần kim
loại hoặc hidro đổi chỗ cho nhau, các thành phần gốc axit đổi chỗ cho nhau.
Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi:
- Phản ứng phải xảy ra trong dung dịch.

- Tạo ra chất kết tủa (chất khó tan), hoặc chất bay hơi hay tạo ra nước, axit yếu,
bazơ yếu.
Ví dụ:
+ Tạo chất kết tủa: BaCl
2
+ Na
2
SO
4

→
BaSO
4
↓
+ NaCl
+ Tạo chất dễ bay hơi: Na
2
CO
3
+ H
2
SO
4

→
Na
2
SO
4
+ H

2
O + CO
2
↑
K
2
S + HCl
→
KCl + H
2
S
↑
+ Tạo ra nước hay axit yếu, bazơ yếu:
NaOH + HNO
3

→
NaNO
3
+ H
2
O
NaCH
3
COO + HCl
→
CH
3
COOH + NaCl
(axit yếu)

NH
4
Cl + NaOH
→
NH
4
OH + NaCl
(bazơ yếu)
d. Dung dịch muối tác dụng với kim loại:
Ví dụ: AgNO
3
+ Cu
→
Cu(NO
3
)
2
+ Ag
↓
CuSO
4
+ Zn
→
ZnSO
4
+ Cu
↓
Chú ý: không lựa chọn kim loại có khả năng phản ứng với nước ở điều kiện thường
như K, Na, Ca, Ba
e. Tác dụng với phi kim: Xem phần phi kim.

f. Một số muối bị nhiệt phân:
• Nhiệt phân tích các muối CO
3
, SO
3
:
2M(HCO
3
)
n

0
t
→
M
2
(CO
3
)
n
+ nCO
2
+ nH
2
O
M
2
(CO
3
)

n

0
t
→
M
2
O
n
+ nCO
2
Chú ý: Trừ muối của kim loại kiềm.
• Nhiệt phân muối nitrat:
K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
M(NO
3
)
n
0
t
→

M(NO
2
)
n
+
n
2
O

2
M(NO
3
)
n

0
t
→
M
2
O
n
+ 2nNO
2
+
n
2
O
2
M(NO
3
)
n
0
t
→
M + nNO
2
+

n
2
O
2
KNO
3

0
t
→
KNO
2
+ O
2
Fe(NO
3
)
2

0
t
→
Fe + NO
2
+ O
2
9
AgNO
3

0
t
→
Ag + NO
2
+ O
2
• Một số tính chất riêng:
2FeCl
3
+ Fe
→
3FeCl
2
2FeCl
2
+ Cl
2

→
2FeCl
3
Cu + Fe
2
(SO
4
)
3

→

CuSO
4
+ 2FeSO
4
2. PHI KIM
2.1. HALOGEN
A, Một số tính chất
FLO
CLO BROM IOT
1, Kí hiệu F Cl Br I
2, KLNT 19 35,5 80 127
3,điện tích Z 9 17 35 53
4, Cấu hình e hoá
trị
2s
2
2p
5
3s
2
3p
5
4s
2
4p
5
5s
2
5p
5

5, CTPT I
2
Cl
2
Br
2
I
2
6, Trạng thái màu
Khí, lục
nhạt
Khí, vàng lục
lỏng, đỏ
nâu
rằn, tím than
7, Độ sôi -188 -34- +59 +185
8, Axit có oxi Không
HClO
HClO
2
HClO
3
HClO
4
HBrO
-
HBrO
3
-
HIO

-
HIO
3
HIO
4
9, Độ âm điện 4.0 3.0 2.8 2.6
B, Hoá tính của Clo và các Halogen
1. Với kim loại muối Halogenua
nX
2

+ 2M = 2MX
n
n: Số oxi hoá cao nhất của M
2Fe + 3Cl
2
= 2FeCl
3
2.Với hiđrô  Hiđro halogenua
H
2
+ X
2
-> 2 HX↑
3.Với H
2
O
X
2
+ H

2
O → HX + HXO ( X: Cl,Br,I)
HXO → HX + O
2X
2
+ 2H
2
O 4HX + O
2
Nước Clo có tính oxi hoá mạnh nên được dùng để sát khuẩn, tẩy rửa
C, Điều chế
• HX+MnO
2
 MnX
2
+ X
2
↑ + 2H
2
O

• K
2
Cr
2
O
7
+ 14HCl 2CrCl
3
+ 3Cl

2
↑ + 7H
2
O + 2KCl
10
• 2KMnO
4
+ 16HCl 2KCl+2MnO
2
+ 5HCl↑ + 8H
2
O
2,Dùng độ hoạt động:
Cl
2
+ 2 HBr = Br
2
+ 2 HCl
Br
2
+ 2 NaI = I
2
+ 2NaBr
3.Phương pháp điện phân:
• 2NaCl = 2Na + Cl
2
↑
2NaCl+H
2
O

ñpdd
coù m/n
→
Cl
2
↑+H
2
↑+ 2NaOH
D. Axit Clohiđric: Là một Axit mạnh
1.Hoá tính:
*Với kim loại (trước Hiđro) → muối + H
2
↑
2HCl + Zn ZnCl
2
+ H
2
↑
*Với Oxit Bazơ, bazơ muối + nước
• 2HCl + CuO  CuCl
2
+ H
2
O
• 2HCl + Cu(OH)
2
↓  CuCl
2
+ H
2

O
*Với muối:
HCl + AgNO
3
AgCl↓
(trắng)
+ HNO
3
*Đặc biệt dùng Axít HF để vẽ lên thuỷ tinh
4HF + SiO
2
 SiF
4( tan)
+ H
2
O
2.Điều chế:
*Tổng hợp:
H
2
+ X
2
 2HX↑
*Dùng H
2
SO
4
đặc:
• H
2

SO
4(đ)
+ NaCl NaHSO
4
+ HCl↑
• H
2
SO
4(đ)
+ 2NaCl Na
2
SO
4
+ 2HCl↑
o0o
2.2. OXI-LƯU HUỲNH
( NHÓM VI A )
A.Một số tính chất
OXI LƯU
HUỲN
H
SELEN TELU
1.Kí hiệu O S Se Te
2.KLNT 16 32 79 127,6
3.Điện tích
Z
8 16 34 52
4.Cấu hình e
hoá trị
2s

2
2p
4
3s
2
3p
4
4s
2
4p
4
5s
2
5p
4
5.CTCT O
2
S Se Te
6.Trạng thái Khí rắnvàn
g
rắn rắn
7.Axit có
Oxi
-
-
H
2
SO
4
H

2
SO
3
H
2
SeO
4
H
2
SeO
3
H
2
TeO
4
H
2
TeO
3
11
8.Độ ân
điện
3,5 2,5 2,4 2,1
B.OXI
1.Hoá tính:
*Với H
2
2H
2
+

O
2




2H
2
O
*Với các kim loại (trừ Au, Pt)
• 3Fe + 2O
2
 Fe
3
O
4
• 2Cu + O
2
2CuO
(đen)
*Với phi kim( trừ F
2
,Cl
2
)
N
2
+ O
2

 2NO
S + O
2

 SO
2
*Với chất khác:
• CH
4
+ 2O
2
 CO
2
+ 2H
2
O
• 2CO +

O
2
 2CO
2
• 4Fe
3
O
4
+ O
2
 6Fe
2

O
3
2.Điều chế:
a,Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
b,Nhiệt phân các muối giàu oxi
• 2KClO
3
 2KCl + O
2
↑
• 2KMnO
4
 K
2
MnO
4
+ MnO
2
+ O
2
↑
c,Điện phân H
2
O ( có pha H
+
hoặc OH )
H
2
O  2H
2

↑ + O
2
↑
d,Điện phân oxit kim loại
2Al
2
O
3
 4Al + 3O
2
↑
C. Lưu huỳnh
1.Hoá tính: Ở t
o
thường lưu huỳnh hoạt động kém.
*Với kim loại ( trừ Au, Ag, Pt )  muối sunfua.
• Fe + S  FeS
(đen)

• Cu + S  CuS
(đen)

*Với Hiđrô
S + H
2
 H
2
S (mùi trứng thối)
*Với phi kim ( trừ N
2

,I
2
)  sunfua
• C + 2S  CS
2

• 5S + 2P  P
2
S
5
*Với axit có tính oxi hóa mạnh
2H
2
SO
4
+ S  3SO
2
+ 2H
2
O
6HNO
3
+ S  H
2
SO
4
+ 6NO
2
+2H
2

O
2.Điều chế:
• Khai thác từ quặng
• H
2
S + Cl
2
2HCl + S
• 2H
2
S + SO
2
 2H
2
O + 3S
D. OZÔN O
3
1.Hoá tính:
Có tính oxi hoá mạnh hơn Oxi
• O
3
+ 2 Ag  Ag
2
O + O
2
12
• 2KI
(trắng)
+ O
3

+ H
2
O2KOH+I
2(nâu)
+O
2
( Nhận biết Ozôn)
2.Điều chế:
3O
2
↔ 2O
3
E.Hiđrôsunfua H
2
S
1.Lý tính: Chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, dễ tan trong nước  axit
sunfuahiđric
2.Hoá tính
*Với nhiệt độ:
H
2
S  H
2
+ S
*Với Oxi
• 2H
2
S +3O
2
> 2SO

2
+ 2H
2
O
• 2H
2
S + O
2
> 2S↓ + 2H
2
O
*Tính khử :
H
2
S + Cl
2
 2HCl + S↓
H
2
S + H
2
SO
4(đ)
 SO
2
+ 2H
2
O + S↓
3.Điều chế:
H

2
+ S H
2
S
FeS + 2HCl  H
2
S + FeCl
2
G. Anhiđrit sunfurơ SO
2
: S=S→O
1.Lý tính: Khí không màu, mùi hắc tan trong nước Axit sunfurơ
2.Hoá tính:
a,Tính oxi hoá:
• SO
2
+ Mg  2MgO + S
• SO
2
+ H
2
 2H
2
O + S
• SO
2
+ 2H
2
S  2H
2

O + 3S
b,Tính khử:
• 2SO
2
+ O
2


 2SO
3

• SO
2
+ 2H
2
O +Cl  HSO + 2HCl
• 5SO + 2KMnO +2HO  2MnSO
+2KHSO + HSO
c,là oxit axit:
SO + HO  HSO
3,Điều chế:
• S + O
2
 SO
2
• 2H
2
SO
4(đ)
+ S  3SO

2
+ 2H
2
O
• 4FeS
2
+ 11O
2
 8SO + 2FeO
• Cu + 2HSO
(đ)
 CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O


H.Axit sunfuric: H
2
SO
4
1.Lý tính : H
2
SO
4
khan là chất lỏng, không màu, sánh như dầu, không bay hơi, không
mùi vị, tan tốt, trong nước toả nhiều nhiệt.

2.Hoá tính: Là axit mạnh
*Làm đỏ quỳ tím
*Tác dụng với bazơ, oxit bazơ, với muối.
*Tác dụng với kim loại đứng trước H, giải phóng H
2
↑.
a. H
2
SO
4
đậm đặc :
13
*Bị phân tích:
H
2
SO
4
 SO
3
+ H
2
O
*Háo nước:
C
12
HO + H
2
SO
4
 C + H

2
SO
4
.nH
2
O

*Có tính oxi hoá mạnh:
+Với phi kim : C,S,P  CO
2
, SO
2
, P
2
O
5
+Với kim loại  muối , không giải phóng khí hiđrô.
◦◦Nhiệt độ thường: Không phản ứng với Al,Fe,Cr.
◦◦Đun nóng: Tác dụng hầu hết với các kim loại (trừ Au,Pt)
H
2
SO
4(đ)
+ Cu  CuSO
4
+ SO
2
↑ + 2H
2
O

6

H
2
SO
4(đ)
+2Al Al
2
(SO)
4
+SO
2
↑+ 6H
2
O
◦◦Với kim loại khử mạnh ( Kiềm, kiềm thổ, Al,Zn) có thể cho SO
2
, S, H
2
S.
H
2
SO
4(đ)
+ 3Zn  3ZnSO
4
+ S + 4H
2
O

H
2
SO
4(đ)
+ 4Zn  4ZnSO
4
+ H
2
S↑ + 4H
2
O

3.Sản xuất H
2
SO
4
*Điều chế SO
2
:
• 4FeS
2
+ 11O
2
 8SO + 2FeO
• S + O
2
 SO
2
*Oxi hoá SO
2

SO
3
:
2SO
2
+ O
2
 2SO
3

*Tạo ra H
2
SO
4
từ SO
3
:
SO
3
+ H
2
O H
2
SO
4
o0o
2.3. NITƠ- PHỐT PHO (NHÓM VA)
A. M t s tính ch t:ộ ố ấ
NITƠ PHÔT
PHO

ASEN STIB
I
1.Kí hiệu N P As Sb
2.KLNT 14 31 75 122
3.Điện tích
Z
7 15 33 51
4.Cấu hình e
hoá trị
2s
2
2p
4
3s
2
3p
4
4s
2
4p
4
5s
2
5p
4
5.CTCT N
2
P As Sb
6.Trạng thái Khí
khôn

g màu
Rắn
đỏ,
trắng
rắn rắn
7.Axit có
Oxi
HNO
3
HNO
2
H
3
PO
4
H
3
As
O
4
H
3
As
O
4
14
8.Độ ân
điện
3,0 2,1 2,0 1,9
( không giới thiệu nguyên tố BITMUT Bi)

B.NITƠ: N
1.Hoá tính:
*Với Oxi:
N
2
+ O
2
<> 2NO
*Với H
2
:
N
2
+ 3H
2
> 2NH
3
↑
*Với kim loại điển hình ( hoạt động mạnh)
N
2
+ 3Mg  Mg
3
N
2
(Magiênitrua)

( Mg
3
N

2
+ 6H
2
O 3Mg(OH)
3
+ NH
3
↑ )

2.Điều chế: Chưng cất phân đoạn KK lỏng
• NH
4
NO
2
 N
2
+ 2H
2
O
• 2NH
4
NO
2
 2N
2

+ O
2
+ 4H
2

O
• (NH
4
)Cr
2
O
7

 N
2
+ Cr
2
O
3
+ 4H
2
O
C.Các oxit của Nitơ
CTPT NO NO
2
N
2
O
5
N
2
O N
2
O
3

Tính
chất
vật lý
Khí không màu, đọc rất ít
tan trong H
2
O
Khí nâu, hắc độc tan nhiều
trong H
2
O
Rắn trắng
tan nhiều
trong
H
2
O

, t
o


thăng hoa
32,3
o
C
Khí không
màu
Chất
lỏng

xanh
thẫm
Tính
chất
Hoá
học
Không tác dụng với H
2
O
Axit, kiềm là oxit không
tạo muối
Là Oxit axit
*2NO
2
+H
2
O
2HNO
3
+NO
*4NO
2
+2H
2
O+O
2
4HNO
3
*2NO
2

+ 2NaOH  NaNO
3
Là oxit
axit
*N
2
O
5
+
H
2
O 
2HNO
3
- -
15
+ NaNO
2
+ H
2
O *N
2
O
5
+
2NaOH

2NaNO
3

+ H
2
O
Điều
chế
*N
2
+ O
2
 2NO
*3Cu+8HNO
3(l)
Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
2
O
*Cu+4HNO
3(đ)
Cu(NO
3
)
2

+ 2NO↑ + 2H
2
O
* 2HNO

3
>
N
2
O
5
+
H
2
O
*4NH
4
NO
3

──N
2
O+
2H
2
O
*NO +
NO
2

N
2
O
3
16

Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
D.Amoniac NH
3
1.Lý tính: Khí không màu, mùi khai, xốc, tam tốt trong nước.
2.Hoá tính:
* Huỷ: 2NH
3
 N
2
+ 3H
2
*Với axit:
NH
3
+ HCl  NH
4
Cl
*Với H
2
O:
NH
3
+ H
2
O  NH + OH
-
*Tính khử:
4NH
3
+ 5O

2
 4NO + 6H
2
O
2NH
3
+ 3Cl
2
 N
2
+ 6HCl
2NH
3
+ 3CuO  N
2
+ 3Cu + 3H
2
O

3.Điều chế:
*Dung dịch NH
3
 NH
3
↑
*NH
4
Cl + NaOH  NaCl + NH
3
↑ + H

2
O
*N
2
+ H
2
> 2NH
3
E.Dung dịch NH
3
- Muối Amoni
1.Dung dịch NH
3
: Hoá xanh quỳ tím.
*Với axit muối:
NH
3
+ H
+
+ SO  2NH + SO
*Với dung dịch muối:
FeSO
4
+ 2NH
3
+ 2H
2
O Fe(OH)
2
↓ + (NH

4
)
2
SO
4

*Chú ý: Với các dung dịch muối chứa Cu
2+
, Zn
2+
, Ag
+
có thể tạo phức chất, tan.
CuCl
2
+ 2NH
3
+ 2H
2
O  Cu(OH)
2
↓ + 2NH
4
Cl
Cu(OH)
2
+ 4NH
3

2+

+ OH
-

( Xanh thẫm)
1
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
2.Muối Amôni:
a.Lý tính: Tinh thể, không màu, vị mặn, dễ tan.
b.Hoá tính:
*Tính chất chung của muối
*Huỷ: NH
4
Cl  NH
3
↑ + HCl↑
NH
4
NO
3
 N
2
O + 2H
2
O
*Axit NITRIC HNO
3
1.Lý tính: Là chất lỏng không màu, mùi hắc, tan tốt t= 86
o
C và phân huỷ:
4HNO

3
 2H
2
O + 4NO
2
+ O
2

2.Hoá tính:
a.Tính axit: ( như axit thông thường)
b.Tính oxi hoá mạnh.
*Với kim

loại (trừ Au,Pt)  muối có số oxi hoá cao.
◦◦HNO
3(đ)
+ M M(NO
3
)
n
+ NO
2
↑ + H
2
O
◦◦HNO
3(l)
+ M M(NO
3
)

n
+ (có thể : NO,N
2,
N
2
O,NH
4
NO
3
) + H
2
O
Ví dụ:
*4Mg + 10HNO
3(l)
4Mg(NO
3
)
2
+ N
2
O + 5H
2
O
*4Zn(NO
3
)
2
+ 10HNO
3(l)

4Zn(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
◦◦HNO
3(đặc,nguội)
không phản ứng Al, Fe
*Chú ý: Au, Pt chỉ có thể tan trong nước cường toan (HCl + HNO
3
)
Au + 3HCl + HNO
3
 AuCl
3
+ NO+ 2H
2
O
*Với phi kim:
*4HNO
3(đ)
+ C  CO
2
↑ + 4NO

2
↑ +2 H
2
O

*
6HNO
3(đ)
+ S  H
2
SO
4
+6NO
2
↑ + 2H
2
O

*4HNO
3(đ)
+ P  H
3
PO
4
+5NO
2
↑ + H
2
O

3.Điều chế:
*KNO
3
+ H
2
SO
4(đđ)
 KHSO
4
+ HNO
3
*NH
3
 NONO
2
HNO
3
2
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
*4NH
3
+ 5O
2
> 4NO + 6H
2
O
2NO + O
2
 2NO
2

3NO
2
+ H
2
O  2HNO
3
+ NO
Hoặc: 4NO
2
+ O
2
+ H
2
O 4HNO
3
H.Muối NITRAT
1.Lý tính:
Tinh thể không màu dễ tan ( Phân đạm)
2.Hoá tính:
Nhiệt phân phân phân tích theio 3 kiểu:
a, M(NO
3
)  M(NO
2
)
n
+ O
2
↑
M trước Mg

b,M(NO
3
)  M
2
O
n
+ NO
2
↑

+ O
2
↑
Mg ( từ Mg  Cu)
c, M(NO
3
)
n
 M + NO
2
↑+ O
2
↑
M đứng sau Cu
I. PHỐT PHO VÀ HỢP CHẤT
1.Phốt pho
a.Lý tính:
P (trắng) P (đen) P (đỏ)
-Rắn, giống sáp
D=1,8; t=44

o
C t = 281
o
C
-không tan trong H
2
O. Tan
trong CS
2
, C
2
H
2
, ête
-Rất độc, dễ gây bỏng
nặng. Vì vậy phải hết sức
cẩn thận khi dùng P trắng.
-Không bề, tự bốc cháy ỏ t
o
thường, để lâu, biến chậm
thành đỏ.
-Rắn, đen
D=2,7
-Không tan
trong H
2
O
- Không độc
-
-Không bền

để lâu chuyển
thành P đỏ
-Bột đỏ sẫm
D= 2,3
Không tan trong H
2
O và
trong CS
2
Không độc
Bền ở t
o
thường, bốc
cháy Ở 240
o
C. Ở 416
o
C
không có kk  P đỏ
3
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
b.Hoá tính: P (trắng, đỏ)
*Với các chất oxi hoá:
4P
(t)
+3O
2
 2P
2
O

5
+ lân quang.
4P
(t)
+ 5O
2
 2P
2
O
5
+ lân quang
2P
(t)
+ 5Cl
2
2PCl
5

3P
(đỏ)
+ 5HNO
3
+ H
2
O3H
3
PO
4
+ 5NO
*Với chất khử:

2P
(t)
+ 3H
2
> 2PH
3
↑ Phôtphuahiđrô
(PH
3
: Phốtphin mùi cá thối rất độc)
2P
(t)
+3Mg  Mg
3
P
2
2P
(t)
+ 3Zn  Zn
3
P
2
( thuốc chuột)
Muối phôtphua dễ bị thuỷ phân.
Zn
3
P
2
+6H
2

O  3Zn(HO)
3
↓ + PH
3
↑
c.Điều chế:
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3SiO
2
+ 5C  3CaSiO
3
+ 5CO
2
↑ + P↑
( hơi)
2.Hợp chất của P
a.Anhiđrit photphoric P
2
O
5
: Là chất bột trắng, không mùi, không độc, hút nước mạnh
*Là Oxit axit:
4
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
P

2
O
5
+ H
2
O 2HPO
3
(Axitmetaphotphoric)
HPO
4
+ H
2
O H
3
PO
4
(Axitphotphoric)
b.Axit photphoric H
3
PO
4
: Chất rắn, không màu, tan tốt.
*Là một axit trung bình (3 lần axit) tạo 3 muối. Ví dụ: NH
4
+ H
3
PO
4
SP
NH

4
H
2
PO
4
: Amoni_đihiđrophôtphát.
(NH
4
)
2
HPO
4
: Amôni_hiđrôphôtphat
(NH
4
)
3
PO
4
: Amôni_phôtphat.
Tuỳ thuộc vào tỉ lệ mol các chất tham gia pư
*Điều chế: Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3H
2
SO

4(đặc,dư)
 2H
3
PO
4
+3CaSO
4( ít tan)


2.4. CACBON - SILIC
A.Một số tính chất
NHÓM
VA
CACBON SILIC GECMANI THIẾC CHÌ
Kí hiệu C Si Ge Sn Pb
KLNT 12 28 72,6 118,7 207
Điênh
tích Z
6 14 32 50 82
Cấu
hình e
hoá trị
2s
2
2p
2
3s
2
3p
2

4s
2
4p
2
5s
2
5p
2
6s
2
6p
2
Trạng
thái
Rắn rắn rắn rắn rắn
Độ âm
điện
2,5 1,8 1,8 1,8 1,8
*Các bon có 3 dạng thù hình; kim cương
( rất cứng), than chì ( dẫn điện), Các bon vô định hình ( than, mồ hóng) có khả
năng hấp thụ tốt. Mới phát hiện gần đây C
60
, dạng trái bóng( hình cầu).
- Silic có thể ở dạng tinh thể (màu xám, dòn, hoạt tính thấp) hay ở dạng vô định
hình ( bột nâu, khá hoạt động).
B.HOÁ TÍNH CỦA C VÀ Si
5
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
1.Với đơn chất.
*Kim loại ( ở nhiệt độ cao > t

nóngchảy)
.
Ca + 2C  CaC
2
(Canxicacbua)
2Mg + Si  Mg
2
Si ( Magiê xilixua)
*Với H:
C + H
2
 CH
4
(Mêtan)
Si + H
2
 SiH
4
( Silan)
*Với Oxi:
C + O
2
 CO
2
C + CO
2
 2CO
Si + O
2
 SiO

2
*Với nhau:
Si + C  SiC
2.Với hợp chất:
*Với H
2
O:
H
2
O + C  CO + H
2
hay 2H
2
O + C CO
2
+ 2H
2
*Với Axit:
C + 2H
2
SO
4(đặcnóng)
 CO
2
↑ + 2SO
2
↑+ 2H
2
O
C + 4HNO

3(đặcnóng)
CO
2
↑ + 4NO
2
↑ + H
2
O
Si không tác dụng vơi Axit ở t
o
thường.
*Với bazơ: Chỉ Si tác dụng.
Si + 2KOH + H
2
O  K
2
SiO
3
+ H
2
↑
*C là chất khử tương đối mạnh ở nhiệt độ cao:
CO
2
+ C  2CO
C + CuO  Cu + CO↑
C + CaO  CaC
2
+ CO↑
C + 4KNO

3
 CO
2
↑ + 2K
2
O + 4NO
2
↑
C.HỢP CHẤT CỦA CACBON.
I. Oxit:
1.Cácbonmonoxit CO:
a,Là chất khử mạnh.
*CuO + CO  Cu + CO
2

* Fe
2
O
3
+ 3CO  2Fe + 3CO
2
(qua 3 giai đoạn) Fe
2
O
3
Fe
3
O
4
FeOFe

*CI + H
2
O + PdCl
2
 Pd↓ + 2HCl + CO
2
↑
(Dùng Phản ứng này rất nhạy, để nhận biết CO, làm xanh thẫm dd PdCl
2
)
*CO + O
2
 2CO
2
+ 135Kcal
b.Phản ứng kết hợp:
CO + Cl
2
COCl
2
( phosgen)
3CO +Cr Cr(CO)
3
(Cacbonyl Crôm)
c.Điều chế khí than:
*Khí than khô:
C + O
2
 CO
2

+ Q
6
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
C + CO
2
 2CO -Q
*Khí than ướt:
C + O
2
 CO
2
+ Q
H
2
O + C  CO + H
2
-Q
*Đặc biệt:
CO + NaOH >HCOONa
2.Khí cacbonic CO
2
:
*Khí không màu, hoá lỏng khi nén đến 60atm, làm lạnh tạo tuyết cacbonic ( nước
đá khô).
*Là oxít axit tác dụng với bazơ và oxit baz
CO
2
+ CaO CaCO
3
CO

2
+ Ca(OH)
2
 CaCO
3
↓ + H
2
O
2CO
2
+ Ca(OH)
2
 Ca(HCO
3
)
2
*Bị nhiệt phân huỷ ở t
CO
2
 2CO + O
2
*Tác dụng với chất khử mạnh ở t:
CO
2
+ 2Mg
>
2MgO + C
CO
2
+ C  2CO

CO
2
+ H
2
 CO + H
2
O
3.Axit cacbonic và muối cacbonat:
a,H
2
CO
3
là axit yếu, không bền
( chỉ làm quỳ tín hơi hồng) chỉ tác dụng với bazơ mạnh.
b,Muối cacbonat (trung tính và axit).
*Muối cacbonat trung hoà của kim loại kiềm đều bền vững với nhiệt, các muối
cacbonat khác bị phân huỷ khi đun nóng.
MgCO
3
 MgO + CO
2
↑
*Muối cacbonat axit dễ bị phân huỷ:
2NaHCO
3
 Na
2
CO
3
+ CO

2
↑ + H
2
O
*Trung hoà axit:
2HCl + K
2
CO
3
 2KCl + H
2
O + CO
2
↑
HCl + KHCO
3
 KCl + H
2
O

+ CO
2
↑
*Bị thuỷ phân tạo dung dịch có tính kiềm.
Na
2
CO
3
+ H
2

O NaHCO
3
+ NaOH
NaHCO
3
+ H
2
O  NaOH + CO
2
↑ + H
2
O
*Chú ý: NaHCO
3
là muối tan, tan ít hơn Na
2
CO
3
và kết tủa trong dung dịch NH
4
Cl
bão hoà;
NaCl + NH
4
HCO
3
 NaHCO
3
+ NH
4

Cl
(Dung dịchbão hoà)
D.HỢP CHẤT CỦA Si:
I.Silicđioxit SiO
2
: Chất rắn không màu có trong thạch anh, cát trắng.
*Không tan, không tác dụng với nước và axit ( trừ axit Flohiđric).
SiO
2
+ 4HF  SiF
4
+ 2H
2
O
*Tác dụng với bazơ ở nhiệt độ cao.
7
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
SiO
2
+ 2NaOH  Na
2
SiO
3
+ H
2
O
II.Silan SiH
4
: là khí không bền, tự bốc cháy trong kk:
SiH

4
+ O
2
 SiO
2
+ 2H
2
O
III.Axit silicic H
2
SiO
3
và muối Silicat:
1,H
2
SiO
3
là axit rất yếu ( yếu hơn H
2
CO
3
), tạo kết tủa keo trong nước và bị nhiệt
phân:
H
2
SiO
3
 SiO
2
+ H

2
O
2.Muối Silicat:
*Dung dịch đặc của Na
2
SiO
3
hay K
2
SiO
3
gọi là “thuỷ tinh lỏng”, dùng tẩm vào vải,
gỗ là cho chúng không cháy, dùng chế tạo keo dán thuỷ tinh

3. KIM LOẠI
3.1. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
I.Cấu tạo nguyên tử.: Có ít e ở lớp ngoài cùng ( n ≤ 3).
*Bán kính nguyên tử lớn hơn so với phi kim cùng chu kì.
*Điện tích hạt nhân tương đối lớn cho nên kim loại có tính khử: M -n.e  M
n+
II.Hoá tính:
1.Với Oxi  Oxit bazơ
K Ba Ca Na
Mg
Zn G Fe Ni
Sn Pb
(H) Cu Hg
Ag Pt Au
-Phản ứng
mạnh

-Đốt: cháy
sáng
Phản ứng khi
nung
Đốt: không
cháy
Không phản
ứng
2.Với Cl
2
: Tất cả đều tác dụng MCl
n
3.Với H
2
O
8
Dương Hùng THPT Chuyên TN (sưu tầm và biên soạn)
4.Với dung dịch axit:
a, M trướ Pb + Axit thông thường  muối + H
2
↑.
b, M ( trừ Au, Pt) + axit oxi hoá mạnh  Muối, không giả phóng H
2
.
5.Với dung dịch muối: Trừ K, Na, Ca, Ba…) các kim loại đứng trước đẩy kim loại
đứng sau ra khỏi muối của nó.
III.Dãy điện hoá của kim loại
Tính oxi hoá tăng
Li
+

K
+
Ba
2+
Ca
2+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Mn
2+
Zn
+
Cr
3+
Fe
2+
Ni
2+

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni
Tính khử giảm
Tính oxi hoá tăng
Sn2
+
Pb
2+

H
+
Cu
2+
Hg
2+
Ag
+
Hg
2+
Pt
2+
Au
3+
Sn Pb H Cu Hg Ag Hg Pt Au
Tính khử giảm

*Dựa vào dãy điện hoá để xét chiều phản ứng:
*Chất oxi hoá mạnh nhất sẽ oxi hoá chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hoá yếu
hơn và chất khử yếu hơn.
Cu
2+
+ Zn  Cu
2+
+ Zn
2+
OXI KH KH OXI
mạnh mạnh yếu yếu
Chú ý: 2Fe
3+

+ Cu  2Fe
2+
+ Cu
2+
2FeCl
3

+ Cu  2FeCl
2
+ CuCl
2
K Ba Ca
Na
Mg Al Mn Zn Cr Fe
phản ứng
không
điều kiện
tạo
hyđroxit
và khí H
2
Có Đk Phức tạp
*100
o
CMg(OH)
2
+H
2
↑
*≥ 200

O
C MgO +
H
2
↑
Phản ứng ở nhiệt
độ cao ( 200 500
O
,
Hơi nước) Tạo kim
loại Oxit và khí H
2
9