tài liệu bồi dưỡng hóa học thcs cực hay

LỜI NÓI ĐẦU
Thực hiến kế hoạch kế hoạch bồi dưỡng thường xuyên cho giáo viên
theo Thông tư số 26/2012/TT-BGDĐT ngày 10/7/2012 của Bộ Giáo dục và
Đào tạo và nhằm giúp cán bộ, giáo viên giảng dạy môn Hóa học (THCS) củng
cố kiến thức, phương pháp giảng dạy bộ môn Hóa học. Chúng tôi biên soạn
tài liệu nhằm phục vụ, bổ trợ kiến thức cho giáo viên. Nội dung tài liệu(thời
lượng 30 tiết), gồm 4 chuyên đề cụ thể như sau:
1. Phản ứng hóa học giữa các chất vô cơ (thuộc chương trình phổ thông
2. Một số lưu ý khi đọc và viết têncác hợp chất hoá học
3. Rèn kĩ năng giải bài tập hỗn hợp cho học sinh lớp 8
4. Phương pháp tích hợp nội dung giáo dục bảo vệ môi trường vào
môn hóa học THCS.
Trong quá trình biên soạn chắc chắn không tránh khỏi những thiếu sót,
về nội dung cũng như hình thức, rất mong sự đóng góp, bổ sung của các thầy,
cô giáo và đồng nghiệp. Xin chân thành cảm ơn!
SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO HÀ TĨNH

1
Chuyên đề I:
PHẢN ỨNG HÓA HỌC GIỮA CÁC CHẤT VÔ CƠ
(THUỘC CHƯƠNG TRÌNH PHỔ THÔNG)
(Thạc sỹ: Phan Thanh Nam)
1. Khái quát về các chất vô cơ
1.1. Các đơn chất vô cơ
1.1.1. Kim loại: hầu hết các nguyên tố trong bảng tuần hoàn các nguyên tố
hoá học là nguyên tố kim loại, cụ thể:
+ Các nguyên tố nhóm IA (kim loại kiềm): Li, Na, K, Rb, Cs (Fr thuộc
nguyên tố có tính phóng xạ).
+ Các nguyên tố nhóm IIA (kim loại kiềm thổ): Be, Mg, Ca, Sr, Ba (Ra thuộc
nguyên tố có tính phóng xạ).
+ Các nguyên tố nhóm IIIA (trừ B), các nguyên tố kim nhóm IVA (trừ C, Si),

một số nguyên tố nhóm VA (Sb, Bi), VIA (Po), …
+ Các nguyên tố nhóm IB đến VIIIB và hai họ ngoài bảng tuần hoàn (họ
Lantan, họ Actini).
Lưu ý:
+ Dãy beketop là dãy gồm các kim loại được sắp xếp theo chiều tính kim loại
giảm dần: K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au, …
+ Dãy điện hoá chuẩn kim loại là dãy gồm các cặp oxi hoá - khử (OXH/K)
của nguyên tố kim loại được xếp theo chiều tăng dần tính oxi hoá của dạng
oxi hoá và giảm dần tính khử của dạng khử:
K Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu

Fe
2+
Hg Ag Pt Au
K
+
Ca
2+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Zn
2+
Fe
2+
Ni
2+

Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Fe
3+
Hg
+
Ag
+
Pt
2+
Au
3+
OXH
KH
1.1.2. Phi kim: các nguyên tố phi kim trong bảng tuần hoàn đều thuộc các nhóm
A:
+ Các nguyên tố nhóm VIIA (halozen): F, Cl, Br, I (At không tồn tại trong tự
nhiên ở dạng tự do).
+ Các nguyên tố nhóm VIA (O, S, Se, Te), VA (N, P, As), IVA (C, Si), …
2
1.2. Các hợp chất vô cơ
1.2.1. Oxit: oxit là hợp chất có hai nguyên tố trong đó có một nguyên tố là
oxi, bao gồm:
+ Oxit bazơ (OXBZ): trong đó lại chia ra oxit bazơ kiềm (Na

2
O, K
2
O, BaO,
CaO, …) và oxit bazơ không tan (MgO, CuO, FeO, …).
+ Oxit axit (OXAX): CO
2
, SiO
2
, N
2
O
5
, P
2
O
5
, SO
3
, SO
2
, Cl
2
O
7
, …
Lưu ý: SiO
2
tuy là một oxit axit nhưng có thể phản ứng được với axit HF.
SiO

2
+ 4HF
→
SiF
4
+ 2H
2
O
(a)
+ Oxit lưỡng tính (OXLT): Al
2
O
3
, ZnO, Cr
2
O
3
, …
+ Oxit trung tính (OXTT) hay oxit không tạo muối: NO, CO, …
1.2.2. Axit: axit là hợp chất phân tử gồm một hay nhiều nguyên tử hiđro liên
kết với gốc axit, các nguyên tử hiđro này có thể thay thế bằng các nguyên tử
kim loại (SGK lớp 8) hay axit là chất khi phân li trong nước cho ra proton
(SGK lớp 11 chuẩn) đúng hơn axit là chất có khả năng nhường proton (SGK
lớp 11 nâng cao).
+ Các axit không có oxi: HF, HCl, HBr, H
2
S, … trong đó HCl, HBr là các
axit mạnh, HF, H
2
S là các axit yếu.

+ Các axit có oxi: HClO
4
, HClO, H
2
SO
4
, H
2
SO
3
, HNO
3
, HNO
2
, H
3
PO
4
,
H
2
CO
3
, … trong đó HClO
4
, H
2
SO
4
, HNO

3
là các axit mạnh, H
3
PO
4
, H
2
SO
3
là
các axit trung bình, H
2
CO
3
, HNO
2
, HClO là các axit yếu.
Lưu ý: một số ion HSO
4
-
, NH
4
+
, Al
3+
, Cu
2+
, Fe
3+
, … là các axit.

1.2.3. Bazơ: bazơ là hợp chất phân tử gồm nguyên tử kim loại liên kết với
nhóm -OH (SGK lớp 8) hay bazơ là chất khi phân li trong nước cho ra ion OH
-
(SGK lớp 11 chuẩn) đúng hơn bazơ là chất có khả năng nhận proton (SGK lớp
11 nâng cao).
+ Bazơ kiềm (BZK): NaOH, KOH, Ba(OH)
2
, Ca(OH)
2
(tuy Ca(OH)
2
ít tan
nhưng phân li hoàn toàn nên vẫn được xem là bazơ kiềm).
+ Bazơ không tan (BZKT): Fe(OH)
2
, Mg(OH)
2
, …
+ Hiđroxit lưỡng tính: là hiđroxit vừa có tính bazơ, vừa có tính axit, ví dụ:
Al(OH)
3
hay HAlO
2
.H
2
O, Zn(OH)
2
hay H
2
ZnO

2
, Cr(OH)
3
hay HCrO
2
.H
2
O, …
3
Lưu ý: NH
3
và một số ion CO
3
2-
, PO
4
3-
, AlO
2
-
, … là các bazơ.
1.2.4. Muối: muối là hợp chất mà phân tử gồm một hay nhiều nguyên tử kim
loại (hoặc nhóm NH
4
+
) liên kết với một hay nhiều gốc axit (SGK lớp 8) hay
đúng hơn muối là hợp chất, khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc
cation NH
4
+

) và anion gốc axit (SGK lớp 11 nâng cao).
+ Muối trung hoà: Na
2
CO
3
, KNO
3
, BaSO
4
, NH
4
Cl, …
+ Muối axit: NaHSO
4
, K
2
HS, NaHCO
3
, NH
4
H
2
PO
4
, …
Lưu ý: Na
2
HPO
3
là muối trung hoà (gốc HPO

3
2-
tuy có H nhưng không có khả
năng phân li ra H
+
).
2. Một số phản ứng hoá học xảy ra giữa các chất vô cơ
2.1. Kim loại tác dụng với oxi
KL + Oxi
→
OXKL
+ Trừ Ag, Au, Pt, còn lại hầu hết kim loại đều phản ứng với oxi.
+ Kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng ở điều kiện thường cho oxit, tuy nhiên
khi đốt cháy trong oxi có thể cho ra peoxit hoặc supeoxit:
4Na + O
2

→
2Na
2
O (natri oxit)
2Mg + O
2
→
2MgO (magie oxit)
2Na + O
2

o
t

→
Na
2
O
2
(natri peoxit)
Ba + O
2

o
t
→
BaO
2
(bari peoxit)
+ Kim loại sắt phản ứng chậm với oxi cho ra hỗn hợp oxit sắt(II) và oxit
sắt(III), khi đốt cháy hoặc nóng đỏ cho ra oxit sắt từ:
3Fe + 2O
2

o
t
→
Fe
3
O
4
Lưu ý:
+ Kim loại Ag tuy không phản ứng với oxi nhưng dễ dàng phản ứng với O
3

:
2Ag + O
3
→
Ag
2
O + O
2
+ Kim loại Al rất bền trong không khí do lớp màng oxit bảo vệ, bột nhôm
cháy trong oxi, hỗn hống Al – Hg phản ứng mãnh liệt với oxi không khí ở
điều kiện thường (nhôm mọc “lông tơ”):
Làm sạch bề mặt lá nhôm: dùng giấy nhám đánh sạch hoặc nhúng vào dung
dịch HCl, sau đó lau sạch.
4
Nhúng miếng kim loại nhôm ở trên vào dung dịch HgCl
2
nhằm mục đích tạo
ra hỗn hống Hg - Al: 2Al + 3Hg
2+

→
2Al
3+
+ 3Hg
Để hỗn hống Al - Hg ngoài không khí cho phản ứng giữa Al với oxi xảy ra:
4Al + 3O
2

→
2Al

2
O
3
Giải thích: Nếu để miếng nhôm trong không khí thì cũng xảy ra phản ứng
giữa Al với oxi nhưng do lớp oxit nhôm sinh ra đặc khít ngăn cách không cho
nhôm tiếp xúc với oxi do đó phản ứng ngừng lại. Khi tạo ra hỗn hống Al - Hg
thì lớp oxit nhôm sinh ra không có khả năng bao bọc kín lá nhôm do đó phản
ứng giữa nhôm với oxi xảy ra liên tục lớp lớp oxit nhôm đùn lên trông rất
giống những “lông tơ”.
2.2. Kim loại tác dụng với phi kim (trừ oxi)
KL + PK
→
M
+ Các phi kim thường gặp là các đơn chất halogen (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
), lưu huỳnh,
cacbon, phot pho, silic, Kim loại có thể phản ứng với F
2
, Cl
2
, Br
2
ngay ở
điều kiện thường, và phản ứng với S, I

2
, C, … khi đun nóng, tuy nhiên Hg lại
có thể phản ứng với S ngay điều kiện thường:
Hg + S
→
HgS
(b)
+ Kim loại Fe tác dụng với F
2
, Cl
2
, Br
2
cho muối sắt (III), còn khi tác dụng
với S, I
2
thì cho ra muối sắt (II):
2Fe + 3Cl
2

→
2FeCl
3
(sắt(III) clorua)
2Fe + 3Br
2

→
2FeBr
3

(sắt(III) bromua)
Fe + I
2

o
t
→
FeI
2
(sắt(II) iotua)
Fe + S
o
t
→
FeS (sắt(II) sunfua)
Lưu ý:
Phản ứng giữa bột Al và I
2
có thể xảy ra khi đun nóng hoặc có vài giọt H
2
O
làm xúc tác:
2Al + 3I
2

o
2
t (H O)
→
2AlI

3
2.3. Kim loại tác dụng với nước
KL + H
2
O
→
BZ + H
2
5
+ Kim loại nhóm IA (Li, Na, K ), Ca, Ba, Sr tác dụng mãnh liệt với H
2
O cho
ra bazơ kiềm và giải phóng khí H
2
:
2M + 2nH
2
O
→
2M(OH)
n
+ nH
2
2Na + 2H
2
O
→
2NaOH + H
2
Ba + 2H

2
O
→
Ba(OH)
2
+ H
2
+ Kim loại Al, Zn ban đầu có xảy ra phản ứng nhưng do Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
kết tủa bám vào kim loại ngăn cách không cho kim loại tiếp xúc với nước nên
phản ứng ngừng lại.
KL + H
2
O
o
t
→
OXKL + H
2
+ Kim loại Mg phản ứng với nước khi đun nóng:
Mg + H
2
O
o
t
→
MgO + H
2

+ Với kim loại Fe thì chỉ phản ứng với hơi nước ở nhiệt độ cao:
3Fe + 4H
2
O
o
t 570
o
C=
→
Fe
3
O
4
+ 4H
2
Fe + H
2
O
o
t 570
o
C>
→
FeO + H
2
2.4. Kim loại tác dụng với axit
KL + HCl, H
2
SO
4 loãng

→
MCl
-
, MSO
4
2-
+ H
2
+ Kim loại phải đứng trước H trong dãy beketop hay đúng hơn là dãy điện
hoá. Tuy nhiên thực tế Pb không phản ứng với H
2
SO
4
loãng, HCl loãng, lạnh
do tạo ra PbSO
4
, PbCl
2
không tan.
+ Muối thu được khi cho kim loại Fe tác dụng với axit trên là muối sắt (II).
Khí giải phóng là khí H
2
(sản phẩm khử của H
+
):
Fe + 2HCl
→
FeCl
2

+ H
2
Fe + H
2
SO
4

loãng

→
FeSO
4
+ H
2
+ Khi cho các kim loại IA, Ca, Sr, Ba tác dụng với dung dịch axit trên thì ban
đầu kim loại phản ứng với axit, sau đó kim loại dư (nếu có) sẽ phản ứng với
nước. Ví dụ khi cho kim loại Ba tác dụng với dung dịch H
2
SO
4
loãng:
Ba + H
2
SO
4

loãng

→
BaSO

4
+ H
2
Ba
dư
+ 2H
2
O
→
Ba(OH)
2
+ H
2
KL + HNO
3
, H
2
SO
4 đặc

→
MNO
3
-
, MSO
4
2-
+ sp khử của N, S +
H
2

O
6
+ Kim loại có thể trước hoặc sau H trong dãy beketop hay đúng hơn là dãy điện
hoá, các kim loại như Fe, Al, Cr có tính thụ động trong dung dịch H
2
SO
4
đặc
nguội, HNO
3
đặc nguội (chỉ khi đặc nguội thì các kim loại trên mới không tác
dụng vì khi đó tạo ra lớp “oxit bền” trên bề mặt kim loại, ngăn cách không cho
kim loại tiếp xúc với axit).
+ Muối thu được của sắt (trường hợp xảy ra phản ứng) luôn là muối sắt (III).
+ Khí thu được ở đây không phải H
2
mà là sản phẩm quá trình khử S trong
H
2
SO
4
và N trong HNO
3
: SO
2
, H
2
S, NO
2
, NO, N

2
O, N
2
cũng có khi không cho
khí mà thay vào đó là: S, NH
4
NO
3
nên cần phân biệt rõ đề cho sản phẩm khử
duy nhất hay là khí duy nhất (có thể có thêm S, NH
4
NO
3
).
KL + H
2
SO
4 đặc

→
MSO
4
2-
+ {SO
2
, S, H
2
S} + H
2
O

KL + HNO
3

→
MNO
3
-
+ {NO
2
, NO, N
2
O, N
2
, NH
4
NO
3
} + H
2
O
+ Khi đặc và dùng dư HNO
3
, H
2
SO
4
thường cho ra sản phẩm khử có số oxi
hoá cao nhất là NO
2
và SO

2
.
+ Kim loại mạnh như Na, Ba, Mg, Al, Zn, … tác dụng với HNO
3
loãng sản
phẩm khử có thể có NO, N
2
O, N
2
, NH
4
NO
3
. Kim loại trung bình như Fe tác
dụng với HNO
3
loãng sản phẩm khử có thể có NO, N
2
O, N
2
. Kim loại yếu như
Cu, Ag, … tác dụng với HNO
3
loãng sản phẩm khử chỉ có NO.
Fe + 6HNO
3 đặc, nóng

→
Fe(NO
3

)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
3Cu + 8HNO
3 loãng

→
3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
4Mg + 10HNO
3 loãng

→
4Mg(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3

+ 3H
2
O
2Fe + 6H
2
SO
4 đặc, nóng

→
Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
+ Kim loại Au không phản ứng với HNO
3
hay H
2
SO
4
mà phản ứng được với
hỗn hợp axit HNO
3
đặc và HCl đặc với tỉ lệ số mol lần lượt 1: 3 (nước cường

toan):
HNO
3 đặc
+ Au + 3HCl
đặc

→
AuCl
3
+ NO + 2H
2
O
2.5. Kim loại tác dụng với dung dịch muối
+ Nếu kim loại là Li, Na, K, Ca, Ba, thì:
Ban đầu kim loại tác dụng với nước tạo ra bazơ kiềm:
KL + H
2
O
→
BZ + H
2
7
Bazơ kiềm sinh ra tác dụng với dung dịch muối:
BZ + M
→
M
mới
+ BZ
mới
Ví dụ: Cho kim loại K vào dung dịch NH

4
Cl:
2K + 2H
2
O
→
2KOH + H
2
KOH + NH
4
Cl
→
NH
3
+ H
2
O

+ KCl
Cho kim loại Ba vào dung dịch CuSO
4
:
Ba + 2H
2
O
→
Ba(OH)
2
+ H
2

Ba(OH)
2
+ CuSO
4

→
BaSO
4
+ Cu(OH)
2
Cho kim loại Na vào dung dịch Al(NO
3
)
3
:
2Na + 2H
2
O
→
2NaOH + H
2
3NaOH + Al(NO
3
)
3

→
3NaNO
3
+ Al(OH)

3
NaOH
dư
+ Al(OH)
3
→
NaAlO
2
+ 2H
2
O
+ Nếu kim loại từ Mg trở về sau trong dãy điện hoá thì:
KL + M
→
KL
mới
+ M
mới
Kim loại đứng trước đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của nó:
Fe + CuSO
4
→
FeSO
4
+ Cu
Lưu ý:
+ Khi cho một kim loại (từ Mg trở về sau trong dãy điện hoá) tác dụng với
hỗn hợp dung dịch các muối, các phản ứng xảy ra lần lượt: đầu tiên ưu tiên
xảy ra phản ứng giữa kim loại và muối của kim loại đứng sau cùng, tiếp theo
mới đến phản ứng của kim loại với muối của kim loại gần hơn. Ví dụ cho Mg

vào dung dịch hỗn hợp AgNO
3
, Cu(NO
3
)
2
:
Mg + 2AgNO
3
→
Mg(NO
3
)
2
+ 2Ag (1)
Mg
dư
+ Cu(NO
3
)
2
→
Mg(NO
3
)
2
+ Cu (2)
+ Vị trí một số cặp trong dãy điện hoá:
Mg
2+

Fe
2+
Cu
2+
Fe
3+
Ag
+

tính oxi hoá tăng
Mg

Fe Cu Fe Ag tính khử giảm
Áp dụng quy tắc
α
trong dãy điện hoá:
OXH yÕu OXH m¹nh
KH m¹nh KH yÕu
8
Khi cho Fe tác dụng với dung dịch AgNO
3
các phản ứng lần lượt xảy
ra:
Fe + 2AgNO
3

→
Fe(NO
3

)
2
+ 2Ag (1)
Fe(NO
3
)
2
+ AgNO
3 dư

→
Fe(NO
3
)
3
+ Ag (2)
Khi cho Mg tác dụng với dung dịch FeCl
3
các phản ứng lần lượt xảy ra:
Mg + 2FeCl
3

→
MgCl
2
+ 2FeCl
2
(1)
Mg
dư

+ FeCl
2
→
Fe + MgCl
2
(2)
Khi cho Cu tác dụng với dung dịch FeCl
3
phản ứng xảy ra:
Cu + 2FeCl
3

→
CuCl
2
+ 2FeCl
2
2.6. Kim loại tác dụng với dung dịch kiềm
KL + dd Kiềm
→
Muối + H
2
+ Ban đầu kim loại tác dụng với nước tạo ra hiđroxit, sau đó hiđroxit lưỡng
tính mới tác dụng với bazơ kiềm.
+ Các kim loại như Al, Zn, … đều có tính chất trên.
M + nH
2
O
→
M(OH)

n
+ n/2H
2
M(OH)
n
+ (4-n)NaOH
→
Na
4-n
MO
2
+ 2H
2
O
Phương trình tổng quát:
M + (n-2)H
2
O + (4-n)NaOH
→
Na
4-n
MO
2
+ n/2H
2
Ví dụ:
Al + H
2
O + NaOH
→

NaAlO
2
+ 3/2H
2
Zn + 2NaOH
→
Na
2
ZnO
2
+ H
2
2.7. Phi kim tác dụng với oxi
PK + Oxi
o
t
→
OXPK
+ Các phi kim halogen không trực tiếp tác dụng với oxi.
+ Phi kim S tác dụng với O
2
khi đốt cháy cho ra SO
2
, phi kim N
2
tác dụng với
O
2
ở điều kiện 3000
o

C hoặc có tia lửa điện cho ra NO, phi kim C tác dụng với
O
2
khi đốt cháy cho ra CO
2
hoặc CO, phi kim P tác dụng với O
2
cho ra P
2
O
3
hoặc P
2
O
5
:
S + O
2

o
t
→
SO
2
N
2
+ O
2

o

3000 C
→
2NO
9
2C + O
2

thiếu

o
t
→
2CO
C + O
2

dư

o
t
→
CO
2
4P + 3O
2

thiếu

o
t

→
2P
2
O
3
4P + 5O
2

dư

o
t
→
2P
2
O
5
2.8. Phi kim tác dụng với hiđro
H
2
+ F
2

→
2HF (hiđro florua)
H
2
+ Cl
2

as
→
2HCl (hiđro clorua)
H
2
+ Br
2

o
t
→
2HBr (hiđro bromua)
2H
2
+ O
2

o
t
→
2H
2
O
H
2
+ S
o
t
→
H

2
S (hiđro sunfua)
3H
2
+ N
2

o
Fe;450 C
→
2NH
3
2H
2
+ C
o
xt;t
→
CH
4
2.9. Phi kim tác dụng với dung dịch kiềm
Si + 2NaOH
đặc
+ H
2
O
o
t
→
Na

2
SiO
3
+ 2H
2
Cl
2
+ 2NaOH
→
NaCl + NaClO + H
2
O
3Cl
2
+ 6KOH
o
t
→
5KCl + KClO
3
+ 3H
2
O
Cl
2
+ Ca(OH)
2

sữa

→
CaOCl
2
+ H
2
O
2.10. Phi kim tác dụng với axit
PK
rắn: S, C
+ H
2
SO
4

đặc
o
t
→
OXPK
hoá trị cao nhất
+ SO
2
+ H
2
O
S + 2H
2
SO
4

đặc

o
t
→
3SO
2
+ 2H
2
O
C + 2H
2
SO
4

đặc

o
t
→
CO
2
+ 2SO
2
+ 2H
2
O
PK
rắn: S, C, P
+ HNO

3

đặc
o
t
→
OXPK
hoá trị cao nhất
+ NO
2
+ H
2
O
S + 6HNO
3 đặc

o
t
→
H
2
SO
4
+ 6NO
2
+ 2H
2
O
P + 5HNO
3 đặc

o
t
→
H
3
PO
4
+ 5NO
2
+ H
2
O
C + 4HNO
3 đặc

o
t
→
CO
2
+ 4NO
2
+ 2H
2
O
PK
rắn: S, C, P
+ HNO
3 loãng

o
t
→
OXPK + NO + H
2
O
3P + 5HNO
3 loãng
+ 2H
2
O
o
t
→
3H
3
PO
4
+ 5NO
3I
2
+ 10HNO
3 loãng
o
t
→
6HIO
3
+ 10NO + 2H

2
O
10
2.11. Oxit tác dụng với nước
OXBZK + H
2
O
→
BZK
+ Các oxit bazơ kiềm tác dụng với H
2
O cho ra bazơ kiềm:
Na
2
O + H
2
O
→
2NaOH
CaO + 2H
2
O
→
Ca(OH)
2
+ Các oxit bazơ không tan và oxit lưỡng tính không tác dụng với H
2
O.
Lưu ý:
Na

2
O
2
tác dụng với H
2
O tạo thành bazơ và giải phóng O
2
:
Na
2
O
2
+ H
2
O
→
2NaOH + 1/2O
2
OXAX + H
2
O
→
AX
+ Các oxit axit của axit mạnh và trung bình dễ dàng tác dụng với H
2
O cho ra
axit:
SO
2
+ H

2
O
→
H
2
SO
3
P
2
O
5
+ 3H
2
O
→
2H
3
PO
4
N
2
O
5
+ H
2
O
→
2HNO
3
Cl

2
O
7
+ H
2
O
→
2HClO
4
+ Các oxit của axit yếu hoặc kém bền coi như không phản ứng với H
2
O. Các
oxit trung tính CO, NO, N
2
O không tác dụng với H
2
O.
Lưu ý:
CrO
3
khi tác dụng với H
2
O cho ra hỗn hợp hai axit:
2CrO
3
+ H
2
O
→
H

2
Cr
2
O
7
CrO
3
+ H
2
O
→
H
2
CrO
4
2.12. Oxit axit tác dụng với bazơ
OXAX + BZ
→
M + H
2
O
+ Các oxit axit chỉ tác dụng với bazơ kiềm hoặc dung dịch NH
3
mà không
phản ứng với bazơ không tan:
CO
2
+ 2NaOH
→
Na

2
CO
3
+ H
2
O
2NO
2
+ 2NaOH
→
NaNO
3
+ NaNO
2
+ H
2
O
SO
3
+ 2NH
3
+ H
2
O
→
(NH
4
)
2
SO

4
11
+ Nếu cho CO
2
, SO
2
, P
2
O
5
, tác dụng với NaOH, Ca(OH)
2,
, dư thì xem
như chỉ xảy ra phản ứng tạo ra muối trung hoà:
CO
2
+ Ca(OH)
2

→
CaCO
3
+ H
2
O
+ Nếu cho CO
2
, SO
2
, P

2
O
5
, tác dụng với NaOH, Ca(OH)
2,
, đến dư CO
2
,
SO
2
, P
2
O
5
thì xem như chỉ xảy ra phản ứng tạo ra muối axit:
2CO
2
+ Ca(OH)
2

→
Ca(HCO
3
)
2
+ Nếu cho CO
2
, SO
2
, P

2
O
5
, tác dụng với NaOH, Ca(OH)
2,
, mà chưa biết
chất nào dư thì phải xét cả hai trường hợp:
CO
2
+ Ca(OH)
2

→
CaCO
3
+ H
2
O
2CO
2
+ Ca(OH)
2

→
Ca(HCO
3
)
2
Lưu ý:
Khi số mol của CaCO

3
sau phản ứng thu được nhỏ hơn số mol Ca(OH)
2
thì có hai
khả năng Ca(OH)
2
dư hoặc Ca(OH)
2
hết và CO
2
đã hoà tan một phần kết tủa.
2.13. Oxit bazơ tác dụng với axit
OXBZ + AX
→
M + H
2
O
+ Nếu các axit như: HCl, HBr, H
2
SO
4

loãng
, …(không có khả năng làm thay đổi
hoá trị của kim loại trong oxit) thì các oxit bazơ khi phản ứng đều cho muối và
nước:
FeO + H
2
SO
4

loãng

→
FeSO
4
+ H
2
O
Fe
3
O
4
+ 4H
2
SO
4

loãng
→
FeSO
4
+ Fe
2
(SO
4
)
3
+ 4H
2

O
+ Nếu các oxit bazơ không có tính khử như: Fe
2
O
3
, CuO, … thì các axit HCl,
H
2
SO
4

đặc
, H
2
SO
4

loãng
, HNO
3 đặc
, HNO
3

loãng
,

khi phản ứng đều cho muối và
nước:
CuO + 2HNO
3

→
Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
Fe
2
O
3
+ 6HNO
3
→
2Fe(NO
3
)
3
+ 3H
2
O
Lưu ý:
+ Nếu các oxit bazơ có tính khử như: FeO, Fe
3
O
4
, … và các axit có tính oxi
hoá mạnh như: H

2
SO
4

đặc
, HNO
3 đặc
, HNO
3

loãng
khi phản ứng cho muối, nước
và sản phẩm khử của S, N: SO
2
, NO
2
, NO.
2FeO + 4H
2
SO
4

đặc

→
Fe
2
(SO
4
)

3
+ SO
2
+ 4H
2
O
12
2Fe
3
O
4
+ 10H
2
SO
4

đặc

→
3Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 10H
2
O

FeO + 4HNO
3 đặc

→
Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ 2H
2
O
3FeO + 10HNO
3 loãng

→
3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
Fe
3
O
4
+ 10HNO
3 đặc

→
3Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ 5H
2
O
3Fe
3
O
4
+ 28HNO
3 loãng

→
9Fe(NO
3
)
3
+ NO + 14H
2
O
+ Nếu các oxit bazơ có tính oxi hoá như: Fe
2
O
3

, … và các axit có tính khử
mạnh như: HI, H
2
S, khi phản ứng cho muối, nước và sản phẩm oxi hoá của
1
I
−
,
2
S
−
: I
2
, S.
Fe
2
O
3
+ 6HI
→
2FeI
2
+ I
2
+ 3H
2
O
Fe
3
O

4
+ 8HI
→
3FeI
2
+ I
2
+ 4H
2
O
2.14. Oxit bazơ tác dụng với oxit axit
OXBZ + OXAX
→
M
CaO + CO
2

→
CaCO
3
Na
2
O + SO
2

→

Na
2
SO

3
3CaO + P
2
O
5

→
Ca
3
(PO
4
)
2
Lưu ý:
Na
2
O
2
tác dụng với CO
2
tạo thành Na
2
CO
3
và giải phóng O
2
:
Na
2
O

2
+ CO
2

→
Na
2
CO
3
+ 1/2O
2

(c)
2.15. Oxit kim loại tác dụng với CO, H
2
OXKL + CO
o
t
→
KL + CO
2
+ Các oxit kim loại sau Al trong dãy beketop hay đúng hơn là dãy điện hoá
mới phản ứng với CO khi đun nóng, các oxit kim loại từ Al trở về trước
không phản ứng với CO:
ZnO + CO
o
t
→
Zn

+ CO
2
CuO + CO
o
t
→
Cu + CO
2
+ Phản ứng khử sắt(III) oxit bằng CO khi nung nóng có thể diễn ra nhiều giai
đoạn:
3Fe
2
O
3
+ CO
o
t
→
2Fe
3
O
4
+ CO
2
(1)
Fe
3
O
4
+ CO

o
t
→
3FeO

+ CO
2
(2)
13
FeO + CO
o
t
→
Fe

+ CO
2
(3)
Fe
2
O
3
+ 3CO
dư
o
t
→
2Fe + 3CO
2
OXKL + H

2

o
t
→
KL + H
2
O
Các oxit kim loại sau Al trong dãy beketop hay đúng hơn là dãy điện hoá mới
phản ứng với H
2
khi đun nóng, các oxit kim loại từ Al trở về trước không
phản ứng với H
2
.
Fe
2
O
3
+ 3H
2

dư
o
t
→
2Fe + 3H
2
O
ZnO + H

2

o
t
→
Zn

+ H
2
O
CuO + H
2

o
t
→
Cu + H
2
O
2.16. Oxit kim loại tác dụng với Al, C
OXKL + Al
o
t
→
KL + Al
2
O
3
Nhôm đẩy được kim loại đứng sau nó ra khỏi oxit ở trạng thái nóng chảy
(phản ứng nhiệt nhôm):

3Fe
x
O
y
+ 2yAl
o
t
→
yAl
2
O
3
+ 3xFe
(d)
3CuO + 2Al
o
t
→
Al
2
O
3
+ 3Cu
Cr
2
O
3
+ 2Al
o
t

→
2Cr + Al
2
O
3
OXKL + C
o
t
→
KL + CO
Cac bon khử được rất nhiều oxit kim loại (kể cả một số oxit kim loại trước
Al) khi đun nóng:
ZnO + C
o
t
→
Zn + CO
FeO + C
o
t
→
Fe + CO
Lưu ý:
Nung C và CaO ở nhiệt độ cao thu được CaC
2
:
CaO + 3C
o
t
→

CaC
2
+ CO
(e)
2.17. Axit tác dụng với bazơ
BZ + AX
→
M + H
2
O
+ Nếu các axit HCl hay H
2
SO
4

loãng
(chúng không có khả năng làm thay đổi
hoá trị của kim loại trong bazơ) thì các bazơ khi phản ứng đều cho muối và
nước:
14
Fe(OH)
2
+ 2HCl


→
FeCl
2
+ 2H
2

O
Fe(OH)
2
+ H
2
SO
4 loãng

→
FeSO
4
+ 2H
2
O
+ Nếu các bazơ không có tính khử như: Fe(OH)
3
, Cu(OH)
2
… và các axit HCl,
H
2
SO
4

đặc
, H
2
SO
4

loãng
, HNO
3 đặc
, HNO
3

loãng
khi phản ứng đều cho muối và
nước:
Cu(OH)
2
+ 2HNO
3

→
Cu(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
Cu(OH)
2
+ H
2
SO
4
→
CuSO

4
+ 2H
2
O
Fe(OH)
3
+ 3HNO
3
→
Fe(NO
3
)
3
+ 3H
2
O
2Fe(OH)
3
+ 3H
2
SO
4
→
Fe
2
(SO
4
)
3
+ 6H

2
O
Lưu ý:
+ Nếu bazơ có tính khử như: Fe(OH)
2
, … và các axit có tính oxi hoá mạnh
như H
2
SO
4

đặc
, HNO
3 đặc
, HNO
3

loãng
khi phản ứng cho muối, nước và sản
phẩm khử của S, N: SO
2
, NO
2
, NO.
2Fe(OH)
2
+ 4H
2
SO
4

đặc

→
Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 6H
2
O
Fe(OH)
2
+ 4HNO
3 đặc

→
Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
+ 3H
2
O

3Fe(OH)
2
+ 10HNO
3 loãng

→
3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 8H
2
O
+ Nếu bazơ có tính oxi hoá như: Fe(OH)
3
, … và axit có tính khử mạnh như:
HI, khi phản ứng cho muối, nước và sản phẩm oxi hoá của
1
I
−
: I
2
.
2Fe(OH)
3
+ 6HI
→
2FeI
2
+ I

2
+ 6H
2
O
2.18. Axit tác dụng với muối
AX + M
→
M
mới
+ AX
mới
+ Thông thường phản ứng xảy ra theo hướng axit mạnh hơn đẩy axit yếu hơn
ra khỏi muối của nó (HCl, H
2
SO
4
, HNO
3
> H
2
CO
3
> H
2
S, HClO,
HAlO
2
.H
2
O, ):

2HCl + FeS
→
FeCl
2
+ H
2
S


2HCl + Na
2
CO
3

→
2NaCl + H
2
O

+ CO
2
H
2
SO
4

loãng
+ FeS
→
FeSO

4
+ H
2
S


H
2
SO
4
+ Na
2
SO
3

→
Na
2
SO
4
+ H
2
O

+ SO
2
H
2
O + CO
2

+ NaClO
→
HClO + NaHCO
3
H
2
O + CO
2
+ 2CaOCl
2

→
2HClO + CaCO
3
+ CaCl
2
15
CO
2
+ 2H
2
O + NaAlO
2
→
Al(OH)
3
+ NaHCO
3
HCl + H
2

O + NaAlO
2
→
Al(OH)
3
+ NaCl
+ Phản ứng có khi xảy ra theo hướng tạo ra chất có độ tan rất bé như: CuS,
PbS, AgCl,
Ag
2
SO
4
+ 2HCl
→
2AgCl + H
2
SO
4
CuSO
4
+ H
2
S
→
CuS + H
2
SO
4
Pb(NO
3

)
2
+ H
2
S
→
PbS + 2HNO
3
+ Phản ứng có khi xảy ra theo hướng tạo ra chất dễ bay hơi như: HNO
3
,
HCl,
NaCl
rắn
+ H
2
SO
4

đậm đặc
o
t
→
NaHSO
4
+ HCl
NaNO
3 rắn
+ H
2

SO
4

đậm đặc
o
t
→
NaHSO
4
+ HNO
3
+ Muối cacbonat có thể tác dụng được với axit cacbonic, muối phot phat có
thể tác dụng với axit phot phoric:
MCO
3
2-
+ CO
2
+ H
2
O
→
MHCO
3
-
CaCO
3
+ H
2
O + CO

2

→
Ca(HCO
3
)
2

(f)
BaCO
3
+ H
2
O + CO
2

→
Ba(HCO
3
)
2
MPO
4
3-
+ H
3
PO
4

→

MH
2
PO
4
-
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 4H
3
PO
4

→
3Ca(H
2
PO
4
)
2
Lưu ý:
+ Nếu muối có tính khử như: FeS
2
, FeCO
3
, NaBr, NaI, … và các axit có tính
oxi hoá mạnh như: H

2
SO
4

đặc
, HNO
3 đặc
, HNO
3

loãng
, khi phản ứng cho muối,
nước và sản phẩm khử của S, N: SO
2
, H
2
S, NO
2
, NO.
2FeS
2
+ 14H
2
SO
4 đặc

→
Fe
2
(SO

4
)
3
+ 15SO
2
+ 14H
2
O
2NaBr + 2H
2
SO
4 đặc

→
Na
2
SO
4
+ SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O
8NaI + 5H
2
SO
4 đặc
→

4Na
2
SO
4
+ H
2
S + 4I
2
+ 4H
2
O
FeS
2
+ 18HNO
3 đặc
→
Fe(NO
3
)
3
+ 2H
2
SO
4
+ 15NO
2
+ 7H
2
O
FeS

2
+ 8HNO
3 loãng
→
Fe(NO
3
)
3
+ 2H
2
SO
4
+ 5NO + 2H
2
O
FeCO
3
+ 4HNO
3

đặc

→
Fe(NO
3
)
3
+ CO
2
+ NO

2
+ 2H
2
O
3FeCO
3
+ 10HNO
3

loãng

→
3Fe(NO
3
)
3
+ 3CO
2
+ NO + 5H
2
O
16
+ Nếu muối có tính oxi hoá như: FeCl
3
, Fe(NO
3
)
3
, Fe
2

(SO
4
)
3
… và axit có tính
khử mạnh như: HI, H
2
S, khi phản ứng cho muối, nước và sản phẩm oxi hoá của
1
I
−
,
2
S
−
: I
2
, S.
2FeCl
3
+ 2HI
→
2FeCl
2
+ I
2
+ 2HCl
2FeCl
3
+ H

2
S
→
2FeCl
2
+ S + 2HCl
2.19. Bazơ tác dụng với muối
BZ + M
→
M
mới
+ BZ
mới
+ Chỉ bazơ kiềm hoặc NH
3
mới tác dụng với dung dịch muối và tạo ra sản
phẩm là chất kết tủa, chất bay hơi hoặc chất điện li yếu:
2NaOH + CuSO
4

→
Na
2
SO
4
+ Cu(OH)
2
Mg(HCO
3
)

2
+ 2NaOH
→
Mg(OH)
2
+ 2NaHCO
3
KOH + NH
4
Cl

→
KCl + NH
3
+ H
2
O
3NH
3
+ 3H
2
O + FeCl
3

→
Fe(OH)
3
+ 3NH
4
Cl

Lưu ý:
+ Bazơ mạnh hơn đẩy bazơ yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của nó, chẳng
hạn: KOH, NaOH, Ba(OH)
2
> NH
3
> Fe(OH)
3
, Al(OH)
3
,
+ Nếu muối là muối axit thì phản ứng lại xảy ra theo hướng tạo ra sản phẩm
là muối và nước:
NaHCO
3
+ NaOH
→
Na
2
CO
3
+ H
2
O
Ca(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2

→
2CaCO
3
+ 2H
2
O
Ca(HCO
3
)
2
+ 2NaOH
→
CaCO
3
+ Na
2
CO
3
+ 2H
2
O
Mg(HCO
3
)
2
+ 2NaOH
→
MgCO
3

+ Na
2
CO
3
+ 2H
2
O
(g)
Ca(HCO
3
)
2
+ 2NaOH
→
CaCO
3
+ Na
2
CO
3
+ 2H
2
O
2.20. Bazơ bị nhiệt phân huỷ
BZKT
o
t
→
OXBZ + H
2

O
+ Nếu các bazơ không có tính khử như: Fe(OH)
3
, Cu(OH)
2
… thì khi phản ứng
nhiệt phân không cần phải xét đến nhiệt phân trong môi trường có hay không
có oxi không khí.
Cu(OH)
2

o
t
→
CuO

+ H
2
O
17
2Fe(OH)
3

o
t
→
Fe
2
O
3

+ 3H
2
O
+ Nếu các bazơ có tính khử như: Fe(OH)
2
, Cr(OH)
2
… thì khi phản ứng nhiệt
phân cần phải xét đến nhiệt phân trong môi trường có hay không có oxi không
khí:
Fe(OH)
2

o
t
→
FeO

+ H
2
O (nung trong chân không)
2Fe(OH)
2
+ 1/2O
2

o
t
→
Fe

2
O
3
+ 2H
2
O (nung trong không khí)
2.21. Muối tác dụng với muối
Muối + Muối
→
Muối
mới
+ Muối
mới
+ Các muối tạo thành phải có độ tan nhỏ hơn các muối phản ứng (hay gặp
nhất là các muối phản ứng tan, còn muối tạo thành có ít nhất một muối kết
tủa).
NaCl + AgNO
3

→
AgCl + NaNO
3
Na
2
CO
3
+ CaCl
2

→

CaCO
3
+ 2NaCl
Ba(NO
3
)
2
+ (NH
4
)
2
SO
4
→
BaSO
4
+ 2NH
4
NO
3
+ Nếu muối axit của axit mạnh như: NaHSO
4
, KHSO
4
, khi tác dụng với
muối có gốc axit yếu như Na
2
CO
3
, NaHCO

3
, Na
2
SO
3
, NaHSO
3
, Na
2
S, NaHS,
… thì phản ứng xảy ra theo hướng tạo ra muối và axit (muối HSO
4
-
có tính
chất tương tự như HCl, H
2
SO
4
loãng).
2NaHSO
4
+ Na
2
CO
3

→
2Na
2
SO

4
+ H
2
O + CO
2
Ba(HCO
3
)
2
+ 2NaHSO
4

→
BaSO
4
+ Na
2
SO
4
+ 2H
2
O + 2CO
2
+ Nếu hai muối đều bị thuỷ phân trong nước, cho môi trường ngược nhau
như: FeCl
3
, AlCl
3
, Al
2

(SO
4
)
3
, CuSO
4
, NH
4
Cl, (thuỷ phân cho môi trường
axit) và Na
2
CO
3
, Na
2
S, NaAlO
2
, … (thuỷ phân cho môi trường kiềm) thì dễ
dàng phản ứng với nhau:
2AlCl
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O
→
2Al(OH)

3
+ 6NaCl + 3CO
2

(h)
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O
→
2Al(OH)
3
+ 3Na
2
SO
4
+
3CO
2
2AlCl
3

+ 3Na
2
S + 6H
2
O
→
2Al(OH)
3
+ 6NaCl + 3H
2
S
NH
4
Cl + NaAlO
2
+ H
2
O
→
Al(OH)
3
+ NaCl + NH
3
AlCl
3
+ 3NaAlO
2
+ 6H
2
O

→
4Al(OH)
3
+ 3NaCl
18
2FeCl
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O
→
2Fe(OH)
3
+ 6NaCl + 3CO
2
+ Nếu muối có tính oxi hoá như: FeCl
3
, Fe
2
(SO
4
)
3
, Fe(NO
3
)

3
, … tác dụng với
muối có tính khử như: Na
2
S, NaI, K
2
S, KI, … thì khi phản ứng cho sản phẩm
oxi hoá của
1
I
−
,
2
S
−
: I
2
, S.
2FeCl
3
+ 2NaI
→
2FeCl
2
+ I
2
+ 2NaCl
2FeCl
3
+ 3Na

2
S
→
2FeS + S + 6NaCl
2.22. Muối bị nhiệt phân huỷ
MCO
3
2-
không tan

o
t
→

OXBZ + CO
2
CaCO
3

o
t
→
CaO + CO
2
BaCO
3

o
t
→

BaO + CO
2
Lưu ý:
Nung FeCO
3
trong chân không cho ra FeO, nung trong không khí cho ra
Fe
2
O
3
:
FeCO
3

o
t
→
FeO + CO
2
(nung trong chân không)
2FeCO
3
+ 1/2O
2
o
t
→
Fe
2
O

3
+ 2CO
2
(nung trong không khí)
MSO
3
2-
không tan

o
t
→

OXBZ + SO
2
CaSO
3

o
t
→
CaO + SO
2
BaSO
3

o
t
→
BaO + SO

2
MHCO
3
-

o
t
→

MCO
3
2-
+ CO
2
+ H
2
O
2NaHCO
3

o
t
→
Na
2
CO
3
+ H
2
O + CO

2
Ca(HCO
3
)
2

o
t
→
CaCO
3
+ H
2
O + CO
2

(i)
MHSO
3
-

o
t
→

MSO
3
2-
+ SO
2

+ H
2
O
2NaHSO
3

o
t
→
Na
2
SO
3
+ H
2
O + SO
2
Ca(HSO
3
)
2

o
t
→
CaSO
3
+ H
2
O + SO

2
M(NO
3
)
n

o
t
→
M(NO
2
)
n
+ n/2O
2

(M là kim loại trước Mg trong dãy điện hoá)
NaNO
3

o
t
→
NaNO
2
+ 1/2O
2
2M(NO
3
)

n

o
t
→
M
2
O
n
+ 2nNO
2
+ n/2O
2
19
(M là kim loại từ Mg đến Cu trong dãy điện hoá)
2Cu(NO
3
)
2
o
t
→
2CuO + 4NO
2
+ O
2
2Fe(NO
3
)
3

o
t
→
Fe
2
O
3
+ 4NO
2
+ 7/2O
2
Lưu ý:
Khi nhiệt phân sắt(II) nitrat thì thu được sắt(III) oxit:
2Fe(NO
3
)
2

o
t
→
Fe
2
O
3
+ 4NO
2
+ 1/2O
2

M(NO
3
)
n

o
t
→
M + nNO
2
+ n/2O
2
(M là kim loại sau Cu trong dãy điện hoá)
AgNO
3
o
t
→
Ag + NO
2
+ 1/2O
2
Lưu ý:
Khi nhiệt phân Hg(NO
3
)
2
thì không để lại vết vì Hg bay hơi:
Hg(NO
3

)
2
o
t
→
Hg + 2NO
2
+ O
2

(k)
M NH
4
+
o
t
→
NH
3
+ AX
Muối amoni có gốc axit yếu như: CO
3
2-
, HCO
3
-
, SO
3
2-
, HSO

3
-
hoặc gốc axit
không chứa oxi như Cl
-
, Br
-
thì bị nhiệt phân cho ra NH
3
và axit tương ứng:
NH
4
Cl
o
t
→
NH
3
+ HCl
NH
4
HCO
3
o
t
→
NH
3
+ H
2

O + CO
2
(NH
4
)
3
PO
4

o
t
→
3NH
3
+ HPO
3
+ H
2
O
M NH
4
+
o
t
→
sp oxi hoá của
3
N
−
+ H

2
O
Muối amoni có gốc axit có tính oxi hoá như: NO
3
-
, NO
2
-
, SO
4
2-
, Cr
2
O
7
2-
, sẽ
cho sản phẩm tương đối phức tạp:
NH
4
NO
2

o
t
→
N
2
+ 2H
2

O
NH
4
NO
3

o
>250 C
→
N
2
+ 1/2O
2
+ 2H
2
O
NH
4
NO
3

o
200 C
→
N
2
O + 2H
2
O
(l)

3(NH
4
)
2
SO
4

o
t
→
N
2
+ 4NH
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
(NH
4
)
2
Cr
2
O
7

o

t
→
N
2
+ Cr
2
O
3
+ 4H
2
O
Các muối như: KMnO
4
, KClO
3
, CaOCl
2
, cũng rất dễ bị nhiệt phân huỷ:
2KMnO
4

o
t
→
K
2
MnO
4
+ MnO
2

+ O
2
20
4KClO
3
o
t
→
KCl + 3KClO
4
2KClO
3
o
2
MnO ;t
→
2KCl + 3O
2
CaOCl
2

o
t
→
CaCl
2
+ 1/2O
2
2.23. Một số phản ứng thuỷ phân của muối
Chỉ những muối có gốc anion là gốc axit yếu hoặc cation xuất phát từ bazơ

yếu mới bị thuỷ phân (tác dụng với nước), hầu hết phản ứng thuỷ phân muối
trong nước đều là phản ứng thuận nghịch trừ một số muối thuỷ phân hoàn
toàn trong nước như: Al
2
S
3
, Zn
3
P
2
, Mg
3
N
2
, CaC
2
, Al
4
C
3
,
Al
2
S
3
+ 6H
2
O
→
2Al(OH)

3
+ 3H
2
S
Zn
3
P
2
+ 6H
2
O
→
3Zn(OH)
2
+ 2PH
3

(m)
Ca
3
P
2
+ 6H
2
O
→
3Ca(OH)
2
+ 2PH
3

Mg
3
N
2
+ 6H
2
O
→
3Mg(OH)
2
+ 2NH
3
CaC
2
+ 2H
2
O
→
Ca(OH)
2
+ C
2
H
2
Al
4
C
3
+ 12H
2

O
→
4Al(OH)
3
+ 3CH
4
Lưu ý:
Tránh hiểu nhầm là dung dịch muối trung hoà cho môi trường trung tính, dung
dịch muối axit cho môi trường axit bởi vì điều này có thể không đúng. Ví dụ:
+ Dung dịch các muối trung hoà sau cho môi trường trung tính (muối của axit
mạnh và bazơ mạnh): Na
2
SO
4
, KNO
3
, BaCl
2
, …
+ Dung dịch các muối trung hoà sau cho môi trường axit (muối của axit mạnh
và bazơ yếu): CuSO
4
, Al(NO
3
)
3
, FeCl
3
, NH
4

Cl, …
+ Dung dịch các muối trung hoà sau cho môi trường bazơ (muối của axit yếu
và bazơ mạnh): Na
2
CO
3
, K
2
S, NaAlO
2
, CH
3
COONa, …
+ Dung dịch các muối axit sau cho môi trường axit: NaHSO
4
, NH
4
H
2
PO
4
, …
+ Dung dịch các muối axit sau cho môi trường bazơ: NaHCO
3
, KHCO
3
, …
2.24. Một số phản ứng tạo phức chất
CuO, AgCl và một số hiđroxit như Cu(OH)
2

, Zn(OH)
2
, Ni(OH)
2
, AgOH (đúng
hơn là Ag
2
O) tan được trong dung dịch NH
3
do có các phản ứng tạo phức:
AgCl + 2NH
3
→
[Ag(NH
3
)
2
]Cl
(AgCl + 2NH
3
→
[Ag(NH
3
)
2
]
+
+ Cl
-
)

21
Cu(OH)
2
+ 4NH
3

→
[Cu(NH
3
)
4
](OH)
2
(Cu(OH)
2
+ 4NH
3

→
[Cu(NH
3
)
4
]
2+
+ 2OH
-
)
Zn(OH)
2

+ 4NH
3

→
[Zn(NH
3
)
4
] ](OH)
2
(Zn(OH)
2
+ 4NH
3

→
[Zn(NH
3
)
4
]
2+
+ 2OH
-
)
Ni(OH)
2
+ 6NH
3

→
[Ni(NH
3
)
6
](OH)
2
(Ni(OH)
2
+ 6NH
3

→
[Ni(NH
3
)
6
]
2+
+ 2OH
-
)
2.25. Chất khử tác dụng với chất oxi hoá
Chất Khử
mạnh
+ Chất OXH
mạnh

→
Chất Khử

yếu
+ Chất OXH
yếu
+ Chất có nguyên tố ứng với bậc oxi hoá thấp nhất chỉ có tính khử. Các chất khử
thường gặp: K, Na, Mg, Al, Zn, H
2
S, HI, HBr, NH
3
, K
2
S, KI, FeCl
2
, FeSO
4
,
FeCO
3
, FeS, FeS
2
, Fe(OH)
2
, FeO, Fe
3
O
4
, C, S, P, …
+ Chất có nguyên tố ứng với bậc oxi hoá cao nhất chỉ có tính oxi hoá. Các
chất oxi hoá thường gặp: MnO
2
, KMnO

4
, K
2
Cr
2
O
7
, H
2
SO
4 đặc,
HNO
3
, O
3
, O
2
,
F
2
, Cl
2
, Br
2
, Fe
3+
, KNO
3
, KClO
3

, HClO, NaClO, H
2
O
2
, …
+ Chất có nguyên tố ứng với số oxi hoá trung gian thì có thể thể hiện tính oxi hoá
hoặc tính khử. Các chất vừa thể hiện tính oxi hoá vừa thể hiện tính khử thường
gặp: Fe
2+
, NO
2
, SO
2
, HCl (tính oxi hoá: 2H
+
+ 2e
→
H
2
, tính khử: 2Cl
-

→
Cl
2
+
2e), …
+ Một số phản ứng oxi hoá - khử thường gặp:
MnO
2

+ 4HX
đặc

o
t
→
MnX
2
+ X
2
+ 2H
2
O (X: Cl, Br, I)
MnO
2
+ 2NaCl + 2H
2
SO
4

o
t
→
Na
2
SO
4
+ MnSO
4
+ Cl

2
+ 2H
2
O
2KMnO
4
+ 16HX
đặc

→
2KX + 2MnX
2
+ 5X
2
+ 8H
2
O (X: Cl, Br,
I)
2KMnO
4
+ 10NaCl + 8H
2
SO
4

→
K
2
SO
4

+ 5Na
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 5Cl
2

+8H
2
O
2KMnO
4
+ 8H
2
SO
4
+ 10FeSO
4

→
5Fe
2
(SO
4
)
3
+ K
2

SO
4
+ 2MnSO
4
+
8H
2
O
(trong môi trường axit, Mn có số oxi hoá +7 của KMnO
4
bị khử về Mn
2+
)
2KMnO
4
+ 5SO
2
+ 2H
2
O
→
K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 2H
2
SO

4

2KMnO
4
+ 5H
2
O
2
+ 3H
2
SO
4

→
K
2
SO
4
+ 5O
2
+ 2MnSO
4
+ 8H
2
O
22
K
2
Cr
2

O
7
+ 14HCl
đặc

o
t
→
2KCl + 2CrCl
3
+ 3Cl
2
+ 7H
2
O
K
2
Cr
2
O
7
+ 7H
2
SO
4
+ 6FeSO
4

→
3Fe

2
(SO
4
)
3
+ Cr
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+
7H
2
O
(trong môi trường axit, Cr có số oxi hoá +6 của K
2
Cr
2
O
7
bị khử về Cr
3+
)
3KNO
3

+ 5KOH + 8Al + 2H
2
O
→
8KAlO
2
+ 3NH
3
3NO
3
-
+ 5OH
-
+ 8Al + 2H
2
O
→
8AlO
2
-
+ 2NO + 3NH
3
(trong môi trường kiềm, ion NO
3
-
bị Al hoặc Zn khử về NH
3
)
2KNO
3

+ 4H
2
SO
4
+ 3Cu
→
3CuSO
4
+ K
2
SO
4
+ 2NO + 4H
2
O
3Cu + 2NO
3
-
+ 8H
+

→
3Cu
2+
+ 2NO + 4H
2
O
(trong môi trường axit, ion NO
3
-

có khả năng oxi hoá như HNO
3
loãng)
H
2
SO
4

đặc
+ H
2
S
→
SO
2
+ S + 2H
2
O
H
2
O
2
+ 2KI
→
I
2
+ 2KOH
O
3
+ 2KI + H

2
O
→
2KOH + I
2
+ O
2

(n)
O
2

thiếu
+ 2H
2
S
→
2S + 2H
2
O
3O
2 dư
+ 2H
2
S
o
t
→
2SO
2

+ 2H
2
O
3O
2
+ 4NH
3

o
t
→
2N
2
+ 6H
2
O
5O
2
+ 4NH
3
4NO + 6H
2
O
Pt
850
0
C
11O
2
+ 4FeS

2

o
t
→
2Fe
2
O
3
+ 8SO
2
1/2O
2
+ H
2
O + 2Fe(OH)
2

→
2Fe(OH)
3
1/2O
2
+ 2HCl + 2FeCl
2

→
2FeCl
3
+ H

2
O
3CuO + 2NH
3

o
t
→

3Cu + N
2
+ 3H
2
O
2CrO
3
+ 2NH
3

→
Cr
2
O
3
+ N
2
+ 3H
2
O
3F

2
+ 4NH
3

→
3NH
4
F + NF
3
3Cl
2
+ 8NH
3

→
6NH
4
Cl + N
2

(o)
Cl
2
+ 2FeCl
2

→
2FeCl
3
3/2Cl

2
+ 3FeSO
4

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

→
H
2
SO
4
+ 2HCl
4Cl
2
+ 4H
2

O + H
2
S
→
H
2
SO
4
+ 8HCl
Cl
2
+ H
2
O + H
2
SO
3

→
H
2
SO
4
+ 2HCl
23
4KNO
3
+ C
o
t

→
2K
2
O + CO
2
+ 4NO
2
2KNO
3
+ S + 3C
o
t
→
K
2
S + 3CO
2
+ N
2

(p)
(hỗn hợp 70% KNO
3
, 10% S, 15% C là thuốc súng đen)
2KClO
3
+ 3C
o
t
→

2KCl + 3CO
2
2KClO
3
+ 3S


o
t
→

2KCl + 3SO
2
5KClO
3
+ 6P
o
t
→
5KCl + 3P
2
O
5
SO
2
+ 2H
2
S
→
3S + 2H

2
O
Lưu ý:
+ Nguyên tố kim loại ngoài số oxi hoá bằng 0 trong đơn chất, trong hợp chất chỉ
có số oxi hoá dương. Nguyên tố phi kim ngoài số oxi hoá 0 trong đơn chất, trừ flo
trong hợp chất chỉ có số oxi hoá âm (duy nhất -1) còn lại đều có số oxi hoá âm và
dương.
+ Một số nguyên tố có nhiều giá trị số oxi hoá như: Fe: 0, +2, +3; Cr: 0, +2,
+3; +6; Mn: 0, +2, +4, +7; Cl: -1, 0, +1, +3, +5, +7; S: -2, 0, +4, +6; N: -3, 0,
+1, +2, +3, +4, +5.
+ Để cân bằng nhanh phản ứng oxi hoá khử ta sử dụng cách nhẩm chéo:
Xác định, sau đó chỉ giữ lại các giá trị số oxi hoá thay đổi.
Viết các giá trị electron trao đổi ở dưới chân nguyên tố tương ứng (ưu tiên
phía có số lượng chỉ số nguyên tử lớn hơn, trường hợp chỉ số nguyên tử bằng
nhau thì ưu tiên sản phẩm).
Nhân chéo hệ số tìm được lên (sau khi đã làm tối giản)
+7 -1 +2 0
2KMnO
4
+ 16 HCl
o
t
→
2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 2KCl + 8H
2
O

5 2.1 (số
e trao đổi)
0 +4 +6 -1
Br
2
+ SO
2
+ 2H
2
O
→
H
2
SO
4
+ 2HBr
2 2 ( số e trao đổi
chưa tối giản)
24
1 1 ( tỉ lệ số e trao
đổi đã được tối giản)
+5 +2y/x +3
+2
(12x - 2y)HNO
3 loãng
+ 3Fe
x
O
y
→

3xFe(NO
3
)
3
+ (3x - 2y)NO + (6x - y)H
2
O

(3x - 2y)
3
2.26. Một số phản ứng điện phân
+ Cực (+) hay còn gọi là anot xảy ra quá trình oxi hoá. Anot trơ (anot làm
bằng graphit, Pt, …) tuân theo trật tự ưu tiên: S
2-
> I
-
> Br
-
> Cl
-
> H
2
O > OH
-
>> SO
4
2-
, NO
3
-

, CO
3
2-
.
S
2-

→
S + 2e
2X
-

→
X
2
+ 2e
2H
2
O
→
4H
+
+ O
2
+ 4e
2OH
-
→
H
2

O + 1/2O
2
+ 2e
+ Cực (-) hay còn gọi là catot xảy ra quá trình khử, trật tự ưu tiên: ion KL
n+
sau Al
3+
> H
2
O > ion KL
n+
từ Al
3+
trở về trước. Ví dụ: Ag
+
> Fe
3+
> Cu
2+
> H
+
>
Fe
2+
> H
2
O

> Na
+

.
M
n+
+ ne
→
M
2H
+
+ 2e
→
H
2
2H
2
O

+ 2e
→
2OH
-
+ H
2
+ Một số phản ứng quan trọng:
2NaCl

→
®pnc
2Na

+ Cl

2
2NaOH

→
®pnc
2Na + 1/2O
2
+ H
2
O
Al
2
O
3


→
®pnc
2Al

+ 3/2O
2
CuCl
2


→
®pdd
Cu

+ Cl
2
2HCl

→
®pdd
H
2
+ Cl
2
2H
2
O

→
®pdd
2H
2
+ O
2
2NaCl + 2H
2
O

→
®pdd(c.mn)
2NaOH + H
2
+ Cl
2

25