Lý thuyết hóa học 9 ( vô cơ ) HSG

Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
OXIT
I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC:
OXIT BAZƠ OXIT AXIT
1) Oxit bazơ + nước
→
dung dòch bazơ
Vd : CaO + H
2
O → Ca(OH)
2
2) oxit bazơ + axit
→
muối + nước
Vd : CuO + 2HCl → CuCl
2
+ H
2
O
Na
2
O + 2HNO
3
→ 2NaNO
3
+ H
2
O
3) Oxit bazơ (tan) + oxit axit
→
muối

Vd : Na
2
O + CO
2
→ Na
2
CO
3
1) Oxit axit + nước
→
dung dòch axit
Vd : SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
2) Oxit axit + dd bazơ
→
muối + nước
Vd : CO
2
+ Ca(OH)
2
→ CaCO
3
↓ + H
2

O
3) Oxit axit + oxit bazơ (tan)
→
muối
Vd : ( xem phần oxit bazơ )
Lưu ý :
- Các oxit trung tính ( CO,NO,N
2
O … ) không tác dụng với nước, axit, bazơ ( không tạo muối )
- Một số oxit lưỡng tính ( Al
2
O
3
, ZnO, BeO, Cr
2
O
3
…) tác dụng được với cả axit và dd bazơ
Vd : Al
2
O
3
+ 2NaOH → 2NaAlO
2
+ H
2
O
Al
2
O

3
+ 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
O
- Các oxit lưỡng tính tạo ra gốc axit có dạng chung : RO
2
, có hoá trò = 4 – hoá trò kim loại R
- Một số oxit hỗn tạp khi tác dụng với axit hoặc dung dòch bazơ thì tạo ra nhiều muối
Vd: Fe
3
O
4
là oxit hỗn tạp của Fe(II) và Fe(III)
Fe
3
O
4
+ 8HCl → FeCl
2
+ 2FeCl
3
+ 4H
2
O
Vd 2 : NO
2
là oxit hỗn tạp tương ứng với 2 axit HNO
2

và HNO
3
2NO
2
+ 2NaOH → NaNO
2
+ NaNO
3
+ H
2
O
Natri nitrit Natri nitrat
II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP
1)Đốt các kim loại hoặc phi kim trong khí O
2
( trừ Ag,Au,Pt và N
2
):
2) Nhiệt phân bazơ không tan Ví dụ : 2Fe(OH)
3

0
t C
→
Fe
2
O
3
+ 3H
2

O
3) Nhiệt phân một số muối : Cacbonat ,nitrat , sunfat … của một số các kim loại ( Xem bài Pư nhiệt phân)
Ví dụ : 2Cu(NO
3
)
2

0
t C
→
2CuO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
CaCO
3

0
t C
→
CaO + CO
2
↑
4) Điều chế các hợp chất không bền phân huỷ ra oxit
Ví dụ : 2AgNO
3
+ 2NaOH → 2NaNO
3
+ AgOH

Ag
2
O ↓ H
2
O

BAZƠ
I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
BAZƠ TAN BAZƠ KT
1) Làm đổi màu chất chỉ thò
QT → xanh
dd bazơ +
Phênolphtalein : → hồng
2) dd bazơ + axit
→
muối + nước
1) Bazơ KT + axit
→
muối + nước
Cu(OH)
2
+ 2HCl → CuCl
2
+ 2H
2
O
2) Bazơ KT
0
t C
→

oxit bazơ + nước
2Fe(OH)
3

0
t C
→
Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
1
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
NaOH + HNO
3
→ NaNO
3
+ H
2
O
3) dd bazơ + oxit axit
→
muối + nước
Ba(OH)
2
+ CO
2

→ BaCO
3
↓ + H
2
O
4) dung dòch bazơ tác dụng với muối
( xem bài muối )
5) dd bazơ tác dụng với chất lưỡng tính
2Al + 2NaOH + 2H
2
O → 2NaAlO
2
+ 3H
2
↑
II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP
1) Điều chế bazơ tan
* Kim loại tương ứng + H
2
O
→
dd bazơ + H
2

↑

Ví dụ : Ba + 2H
2
O → Ba(OH)
2

+ H
2
↑
* Oxit bazơ + H
2
O
→
dd bazơ
* Điện phân dung dòch muối ( thường dùng muối clorua, bromua … )
Ví dụ : 2NaCl + 2H
2
O
có màng ngăn
đpdd
→
2NaOH + H
2
↑ + Cl
2
↑
* Muối + dd bazơ
→
muối mới + bazơ mới
Ví dụ : Na
2
CO
3
+ Ba(OH)
2
→ BaCO

3
↓ + 2NaOH
2) Điều chế bazơ không tan
* Muối + dd bazơ
→
muối mới + bazơ mới
Ví dụ : CuCl
2
+ 2NaOH → Cu(OH)
2
↓ + 2NaCl

AXIT
I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
1) Tác dụng với chất chỉ thò màu:
Dung dòch axit làm q tím
→
đỏ
2) Tác dụng với kim loại :
a) Đối với các axit thường (HCl, H
2
SO
4
loãng )
Axit + kim loại hoạt động
→
muối + H
2

↑

Ví dụ : 2HCl + Fe → FeCl
2
+ H
2
↑
b) Đối với các axit có tính oxi hoá mạnh như H
2
SO
4
đặc , HNO
3
H
2
SO
4
đặc SO
2
(hắc )
Kim loại ( trừ Au,Pt) + HNO
3
đặc Muối HT cao + H
2
O + NO
2
(nâu)
(2 )
HNO
3
loãng NO

Ví dụ : 3Fe + 4HNO
3
loãng → Fe(NO
3
)
3
+ 2H
2
O + NO ↑
3) Tác dụng với bazơ ( Phản ứng trung hoà )
Axit + bazơ
→
muối + nước
Ví dụ : HCl + NaOH → NaCl + H
2
O
H
2
SO
4
+ Cu(OH)
2
→ CuSO
4
+ 2H
2
O
4) Tác dụng với oxit bazơ
Axit + oxit bazơ
→

muối + nước
Ví dụ : Fe
2
O
3
+ 6HNO
3
→ 2Fe(NO
3
)
3
+ 3H
2
O
(2 )
Sản phẩm có thể là : H
2
S, SO
2
, S ( đối với H
2
SO
4
) và tạo NO
2
, NO, N
2
, NH
4
NO

3
… ( đối với HNO
3
).
2
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
Lưu ý: Các axit có tính oxi hoá mạnh ( HNO
3
, H
2
SO
4
đặc ) khi tác dụng với các hợp chất oxit, bazơ,
hoặc muối của kim loại có hoá trò chưa cao thì cho sản phẩm như khi tác dụng với kim loại
Ví dụ : 4HNO
3
+ FeO
đặc nóng
→
Fe(NO
3
)
3
+ 2H
2
O + NO
2
↑
5) Tác dụng với muối ( xem bài muối )
6) Tác dụng với phi kim rắn : C,P,S ( xảy ra đối với axit có tính oxi hoá mạnh : H

2
SO
4
đặc , HNO
3
)
H
2
SO
4
đặc SO
2
Phi kim + HNO
3
đặc Axit của PK + nước + NO
2
HNO
3
loãng NO
Ví dụ : S + 2H
2
SO
4

Đặc nóng
→
3SO
2
↑ + 2H
2

O
P + 5HNO
3

Đặc nóng
→
H
3
PO
4
+ 5NO
2
↑ + H
2
O
II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP
1) Đối với axit có oxi :
* oxit axit + nước → axit tương ứng
* axit + muối → muối mới + axit mới
* Một số PK rắn + Axit có tính oxi hoá mạnh
2) Đối với axit không có oxi
* Phi kim + H
2
→ hợp chất khí ( Hoà tan trong nước thành dung dòch axit )
* Halogen (F
2
,Cl
2
,Br
2

…) + nước :
Ví dụ : 2F
2
+ 2H
2
O → 4HF + O
2
↑
* Muối + Axit → muối mới + axit mới
Ví dụ : Na
2
S + H
2
SO
4
→ H
2
S ↑ + Na
2
SO
4

MUỐI
I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
1) Tác dụng với kim loại
Dung dòch muối + kim loại KT
→
muối mới + Kim loại mới
Ví dụ : Fe + Cu(NO
3

)
2
→ Fe(NO
3
)
2
+ Cu ↓
Điều kiện : kim loại tham gia phải KT và mạnh hơn kim loại trong muối
2) Tác dụng với muối :
Hai dung dòch muối tác dụng với nhau tạo thành 2 muối mới
Ví dụ: CuCl
2
+ 2AgNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ 2AgCl ↓
3) Tác dụng với bazơ
Dung dòch muối + dung dòch bazơ
→
muối mới + bazơ mới
Ví dụ: Fe
2
(SO
4
)
3
+ 6NaOH → 3Na

2
SO
4
+ 2Fe(OH)
3
↓
dd vàng nâu KT nâu đỏ
4) Tác dụng với axit
Muối + dung dòch axit
→
muối mới + axit mới
Ví dụ : H
2
SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4
↓ + 2HCl
( trắng )
CaCO
3
+ 2HCl → CaCl
2
+ H
2
O + CO
2
↑

5) Muối bò nhiệt phân huỷ: ( Xem bài phản ứng nhiệt phân )
3
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
II- PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI TRONG DUNG DỊCH
1) Khái niệm
Phản ứng trao đổi là phản ứng hoá học trong đó hai hợp chất trao đổi thành phần cấu tạo để tạo ra các
sản phẩm
Vd : phản ứng của muối với : muối, bazơ, axit ( kể cả phản ứng của axit với bazơ hoặc oxit bazơ )
2) Điều kiện để phản ứng trao đổi xảy ra được
Sản phẩm sinh ra có ít nhất một chất không tan, hoặc chất khí, hoặc nước
Lưu ý :
-Đa số muối của axit yếu hơn thường bò tan trong axit mạnh hơn ( do xảy ra phản ứng hoá học)
Ví dụ :
AgNO
3
+ H
3
PO
4
× Ag
3
PO
4
+ HNO
3
( Ag
3
PO
4
bò tan trong HNO

3
nên không tồn tại kết tủa )
-Riêng muối sunfua của các kim loại từ Pb về sau trong dãy hoạt động hoá học của kim loại không tan
trong các axit thường gặp. Vì vậy pư sau đây xảy ra được:
CuCl
2
+ H
2
S → CuS ↓ ( đen ) + 2HCl
II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP
1) Các phản ứng thông thường
Có thể điều chế các muối bằng sơ đồ tóm tắt như sau:
Kim loại (1 ) (

1’ ) Phi kim
Muối
(2 ) ( 2’)
Oxit bazơ oxit axit

(3) Muối + H
2
↑ (3’) Axit
Hoặc khí khác
Bazơ (4) Muối + H
2
O (4’)
( 4 ) (4’)
Muối
+ KL, Axit, muối, dd bazơ
Muối

Giải thích : Các chất ở nhánh trái tác dụng các chất cùng số ở nhánh phải tạo sản phẩm ở trung tâm.
Ví dụ : ( 2 ) + ( 2’) : oxit bazơ + oxit axit → muối
2) Các phản ứng chuyển đổi giữa muối trung hoà và muối axit.
* Muối axit + kiềm
→
muối trung hoà + nước
ví dụ : NaHCO
3
+ NaOH → Na
2
CO
3
+ H
2
O
2NaHCO
3
+ Ca(OH)
2
→ CaCO
3
↓ + Na
2
CO
3
+ 2H
2
O
* Muối trung hoà + oxit tương ứng / H
2

O
→
muối axit
Ví dụ : 2CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O → Ca(HCO
3
)
2
(1)
(1)
Phản ứng này giải thích vì sao khi thổi hơi thở vào nước vôi trong đầu tiên nước vôi bò đục, sau đó trong trở lại.
4
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
3) Phản ứng chuyển mức hoá trò của kim loại
Muối Fe(II)
2 2
PK mạnh ( Cl , Br )
( )
+
+
→
¬
Fe Cu
Muối Fe(III)
Ví dụ : 2FeCl

2
+ Cl
2
→ 2FeCl
3
6Fe(NO
3
)
2
+ 3Cl
2
→ 4Fe(NO
3
)
3
+ 2FeCl
3
Fe
2
(SO
4
)
3
+ Fe → 3FeSO
4
2FeCl
3
+ Cu → 2FeCl
2
+ CuCl

2


PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN MUỐI
( Sản phẩm phụ thuộc vào độ hoạt động hoá học của kim loại tạo muối )
1- Nhiệt phân muối Nitrat
Qui luật phản ứng chung :
Muối Nitrat
0
t C
→
Sản phẩm X + O
2
↑
-Nếu KL tan thì sản phẩm X là : M uối Nitrit ( mang gốc - NO
2
)
2NaNO
3

0
→
t C
2NaNO
2
+ O
2
↑
-Nếu KL từ Mg
→

Cu :Sản phẩm X là: O xit kim loại + NO
2

↑

2Cu(NO
3
)
2

0
→
t C
2CuO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
-Nếu KL sau Cu : Sản phẩm X là : Kim loại + NO
2

↑

2AgNO
3

0
→
t C
2Ag + 2NO

2
↑ + 2O
2
↑
2-Nhiệt phân muối Cacbonat ( Chỉ có muối không tan mới bò nhiệt phân huỷ )
Muối Cacbonat
0
→
t C
Sản phẩm Y + CO
2
↑
-Kim loại từ Cu về trước, thì sản phẩm Y là : Oxit kim loại
CuCO
3

0
→
t C
CuO + CO
2
-Kim loại sau Cu, thì sản phẩm Y là: Kim loại + O
2

Ag
2
CO
3

0

→
t C
2Ag + O
2
↑ + CO
2
↑
3- Nhiệt phân muối Hiđrocacbonat
Hiđrocacbonat
0
t C
→
Cacbonat trung hòa + CO
2

↑
+ H
2
O
Ca(HCO
3
)
2

0
→
t C
CaCO
3
+ CO

2
↑ + H
2
O
4- Nhiệt phân muối sunfat ( trừ muối Sunfat của K, Na, Ba bền với nhiệt )
Muối sunfat
0
→
t C
sản phẩm Z + O
2
+ SO
2
↑
* Từ Mg
→
Cu thì sản phẩm Z là: O xit kim loại
4FeSO
4

0
→
t C
2Fe
2
O
3
+ 4SO
2
↑ + O

2
↑
* Sau Cu thì sản phẩm Z là : Kim Loại
Ag
2
SO
4
0
→
t C
2Ag + SO
2
↑ + O
2
↑
5- Các muối của nguyên tố hoá trò rất cao khi nhiệt phân đều cho khí O
2
2KClO
3

0
→
t C
2KCl + 3O
2
↑
6- Nhiệt phân muối Amôni :
* Amoni của gốc axit dễ bay hơi (- Cl, = CO
3
…) : sản phẩm là Axit tạo muối + NH

3
↑
Ví dụ : NH
4
Cl
0
→
t C
NH
3
↑ + HCl
5
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
(NH
4
)
2
CO
3

0
→
t C
2NH
3
↑ + H
2
O + CO
2
↑

* Amôni của axit có tính oxi hoá mạnh : NH
3
chuyển hoá thành N
2
O hoặc N
2
tuỳ thuộc nhiệt độ
Ví dụ : NH
4
NO
3

0
250
→
C
N
2
O + 2H
2
O
2NH
4
NO
3

0
400
→
C

2N
2
+ O
2
+ 2H
2
O

TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA MUỐI AXIT
Ngoài tính chất chung của muối, các muối axit còn có những tính chất sau đây:
1- Tác dụng với kiềm :
Muối axit + Kiềm
→
Muối trung hoà + Nước
VD: NaHCO
3
+ NaOH → Na
2
CO
3
+ H
2
O
Ca(HCO
3
)
2
+ 2NaOH → Na
2
CO

3
+ CaCO
3
↓ + 2H
2
O
2- Muối axit của axit mạnh thể hiện đầy đủ tính chất hoá học của axit tương ứng.
2NaHSO
4
+ Na
2
CO
3
→ 2Na
2
SO
4
+ H
2
O + CO
2
↑
2KHSO
4
+ Ba(HCO
3
)
2
→ BaSO
4

↓ + K
2
SO
4
+ 2CO
2
↑ + 2H
2
O
* Trong phản ứng trên, các muối NaHSO
4
và KHSO
4
tác dụng với vai trò như H
2
SO
4
.

SỰ THỦY PHÂN MUỐI
Khi cho một muối tan trong nước thì dung dòch thu được có môi trường trung tính, bazơ, hoặc axit. Sự
thuỷ phân muối được tóm tắt theo bảng sau đây :
Muối của Thuỷ phân Môi trường Đổi màu q tím
Axit mạnh và bazơ mạnh Không Trung tính Tím
Axit mạnh và bazơ yếu Có Axit Đỏ
Axit yếu và bazơ mạnh Có Bazơ Xanh
Axit yếu và bazơ yếu Có Tùy
**
Tùy
**

Ví dụ : dd Na
2
CO
3
trong nước làm q tím hoá xanh
dd (NH
4
)
2
SO
4
trong nước làm q tím hoá đỏ
dd Na
2
SO
4
trong nước không làm đổi màu q tím

Thang pH

Thang pH cho biết một dung dòch có tính bazơ hay tính axit:
- Nếu pH < 7 → môi trường có tính axit ( pH càng nhỏ thì axit càng mạnh )
- Nếu pH = 7 → môi trường trung tính ( nước cất, một số muối : NaCl, Na
2
SO
4
… )
- Nếu pH > 7 → môi trường có tính Bazơ ( pH càng lớn thì bazơ càng mạnh )

**
Tùy vào độ yếu của bazơ và axit đã tạo nên muối đó mà môi trường tạo ra có thể là axit hoặc bazơ.
6
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
PHẢN ỨNG ĐIỆN PHÂN MUỐI
1) Điện phân nóng chảy:
Thường dùng muối clorua của các kim loại mạnh , oxit kim loại (mạnh), hoặc các bazơ (bền với nhiệt).
-Tổng quát: 2RCl
x

đpnc
→
2R + xCl
2
↑
Ví dụ: 2NaCl
đpnc
→
2Na + Cl
2
↑
-Có thể đpnc oxit của nhôm:
2Al
2
O
3

đpnc
→
4Al + 3O

2
↑
2) Điện phân dung dòch
a) Đối với muối của kim loại tan :
* điện phân dd muối Halogenua ( gốc : – Cl , – Br …) có màng ngăn
Ví dụ : 2NaCl + 2H
2
O
có màng ngăn
đp
→
2NaOH + H
2
↑ + Cl
2
↑
* Nếu không có màng ngăn cách điện cực dương thì Cl
2
tác dụng với NaOH tạo dd JaVen
Ví dụ : 2NaCl + H
2
O
không có màng ngăn
đp
→
NaCl + NaClO + H
2
↑
( dung dòch Javen )
b) Đối với các kim loại TB và yếu : khi điện phân dung dòch thì cho ra kim loại

* Nếu muối chứa gốc halogenua (– Cl , – Br …) : Sản phẩm là: KL + Phi kim
Ví dụ : CuCl
2

đpd.d
→
Cu + Cl
2
( nước không tham gia điện phân )
* Nếu muối chứa gốc có oxi: : Sản phẩm thường là: kim loại + axit + O
2

2Cu(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
đp
→
2Cu + O
2
↑ + 4HNO
3

2CuSO
4
+ 2H
2

O
đp
→
2Cu + 2H
2
SO
4
+ O
2
↑

KIM LOẠI
I- DÃY HOẠT ĐỘNG HOÁ HỌC CỦA KIM LOẠI
(1)
(2)
K, Ba, Ca, Na,Mg,Al, , , , ,
1 4 4 4 2 4 4 4 3
1 4 4 4 4 4 4 4 2 4 4 4 4 4 4 43
Zn Fe Ni Sn Pb
H
(3)
Cu , Hg, Ag, Pt, Au
1 4 44 2 4 4 43
* (1) Các kim loại mạnh
* (2) Các kim loại hoạt động ( trong đó : từ Zn đến Pb là kim loại trung bình )
* (3) Các kim loại yếu
II- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
1) Tác dụng với nước ( ở nhiệt độ thường)
* Kim loại ( K
→

Na) + H
2
O
→
dung dòch bazơ + H
2
↑
Ví dụ : Ca + 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ H
2
↑
2) Tác dụng với axit
* Kim loại hoạt động + dd axit (HCl,H
2
SO
4
loãng)
→
muối + H
2

↑

Ví dụ : 2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2

↑
* Kim loại khi tác dụng với HNO
3
và H
2
SO
4
đặc thường không giải phóng khí H
2
Ví dụ : Ag + 2HNO
3

đặc, nóng
→
AgNO
3
+ NO
2
↑ + H
2
O
7
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
* Al,Fe,Cr : Không tác dụng với HNO
3
đặc, H
2
SO
4
đặc ở nhiệt độ thường:

3) Tác dụng với muối :
* Kim loại (KT) + Muối
→
Muối mới + Kim loại mới
Ví dụ : Cu + 2AgNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ 2Ag ↓
4) Tác dụng với phi kim ở nhiệt độ cao:
a) Với O
2

→
oxit bazơ
Ví dụ: 3Fe + 2O
2

0
t C
→
Fe
3
O
4
( Ag,Au,Pt không Pư )
b) Với phi kim khác ( Cl
2

,S … )
→
muối
Ví dụ: 2Al + 3S
0
t C
→
Al
2
S
3
5) Tác dụng với kiềm :
* Kim loại lưỡng tính ( Al,Zn,Cr…) + dd bazơ
→
muối + H
2

↑

Ví dụ: 2Al + 2NaOH + 2H
2
O → 2NaAlO
2
+ 3H
2
↑
III- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP.
1) Nhiệt luyện kim
* Đối với các kim loại trung bình và yếu : Khử các oxit kim loại bằng H
2

,C,CO, Al …
Ví dụ: CuO + H
2

0
t C
→
Cu + H
2
O ↑
* Đối với các kim loại mạnh: điện phân nóng chảy muối clorua
Ví dụ: 2NaCl
đpnc
→
2Na + Cl
2
↑
2) Thuỷ luyện kim: điều chế các kim loại không tan trong nước
* Kim loại mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi dd muối
Ví dụ: Fe + CuSO
4
→ FeSO
4
+ Cu ↓
* Điện phân dd muối của kim loại trung bình và yếu:
Ví dụ: FeCl
2

đpdd
→

Fe + Cl
2
↑
3) Điện phân oxit kim loại mạnh :
Ví dụ: 2Al
2
O
3

đpnc
→
4Al + 3O
2
↑
4) Nhiệt phân muối của kim loại yếu hơn Cu:
Ví dụ: 2AgNO
3

0
t C
→
2Ag + O
2
↑ + 2NO
2
↑

PHI KIM
I- TRẠNG THÁI CỦA PHI KIM
Ở điều kiện thường các phi tồn tại được 3 trạng thái :

-Khí : H
2
,N
2
, O
2
, Cl
2
, F
2
…
-Rắn : C.S,P,Si …
-Lỏng : Br
2
II- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA PHI KIM
1) Tác dụng với oxi
→
oxit:
Ví dụ: 4P + 5O
2

0
t C
→
2P
2
O
5

Lưu ý : N

2
không cháy, các đ/c Cl
2
,Br
2
,I
2
không tác dụng trực tiếp với oxi
2) Tác dụng với kim loại
→
muối
(2)
Ví dụ : xem bài kim loại
(2)
Các phi kim mạnh : Cl
2
, Br
2
, O
2
… khi tác dụng với kim loại sẽ nâng hoá trò của kim loại lên trạng thái hoá trò cao nhất.
8
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
3) Tác dụng với Hiđro
→
hợp chất khí
Ví dụ: H
2
+ S
0

t C
→
H
2
S
H
2
+ Cl
2

a.s
→
2HCl
H
2
+ F
2

→
2HF ( Xảy ra ngay trong bóng tối )
4) Một số tính chất đặc biệt của phi kim
a) Các phi kim F
2
,Cl
2 …
: Tác dụng được với nước
Ví dụ : Cl
2
+ H
2

O → HCl + HClO ( không bền dễ huỷ ra : HCl + O )
2F
2
+ 2H
2
O → 4HF + O
2
↑
Lưu ý : HF có khả năng ăn mòn thuỷ tinh : SiO
2
+ 4HF → SiF
4
+ 2H
2
O
b) Các phi kim Cl
2
,F
2
,Si … : Tác dụng được với kiềm
Ví dụ : Cl
2
+ 2NaOH → NaCl + NaClO + H
2
O
3Cl
2
+ 6NaOH
đặc, nóng
→

5NaCl + NaClO
3
+ 3H
2
O
c) Các phi kim rắn C,S,P… tan trong HNO
3
, H
2
SO
4
đặc:
Ví dụ : P + 5HNO
3

Đặc nóng
→
H
3
PO
4
+ 5NO
2
↑ + H
2
O
III- CƠ SỞ ĐÁNH GIÁ ĐỘ MẠNH YẾU CỦA PHI KIM
Phi kim nào dễ phản ứng với H
2
hơn , hoặc dễ phản ứng với kim loại hơn thì phi kim đó mạnh hơn

Ví dụ: H
2
+ S
0
t C
→
H
2
S
H
2
+ Cl
2

a.s
→
2HCl
H
2
+ F
2

→
2HF ( Xảy ra ngay trong bóng tối )
Suy ra : F
2
> Cl
2
> S ( chú ý : F
2

là phi kim mạnh nhất )
IV- ĐIỀU CHẾ PHI KIM
* Các phi kim được điều chế chủ yếu dựa vào các phản ứng điện phân , nhiệt phân
* Dùng phi kim mạnh đẩy phi kim yếu hơn khỏi hợp chất ( thường dùng muối )
Ví dụ : Cl
2
+ 2NaBr → 2NaCl + Br
2


MỘT SỐ PHẢN ỨNG NÂNG CAO
I- Phản ứng đốt cháy:
Khi đốt một hợp chất trong không khí thì các nguyên tố chuyển sang dạng oxit ( trừ N,Ag,Au,Pt )
4FeS
2
+ 11O
2

0
t C
→
2Fe
2
O
3
+ 8SO
2
2PH
3
+ 4O

2

0
t C
→
P
2
O
5
+ 3H
2
O
2H
2
S + 3O
2

0
t C
→
2SO
2
+ 2H
2
O ( đủ oxi, cháy hoàn toàn )
2H
2
S + O
2

0
t C
→
2S + 2H
2
O ( thiếu oxi, cháy không hoàn toàn )
4NH
3
+ 5O
2

0
t C
→
4NO + 6H
2
O
II- Phản ứng sản xuất một số phân bón
-Sản xuất Urê: 2NH
3
+ CO
2

0
t C, x.t
→
CO(NH
2
)
2

+ H
2
O
-Sản xuất Amoni nitrat : Ca(NO
3
)
2
+ (NH
4
)
2
CO
3
→ 2NH
4
NO
3
+ CaCO
3
↓
-Điều chế Supe photphat đơn : hỗn hợp Ca(H
2
PO
4
)
2
+ CaSO
4
2H
2

SO
4
+ Ca
3
(PO
4
)
2
→ 3CaSO
4
+ 2H
3
PO
4

Ca
3
(PO
4
)
2
+ 2H
2
SO
4
đặc → Ca(H
2
PO
4
)

2
+ 2CaSO
4
-Điều chế Supe Photphat kép : 4 H
3
PO
4
+ Ca
3
(PO
4
)
2
→ 3Ca(H
2
PO
4
)
2

9
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
- Sản xuất muối amoni : Khí amoniac + Axit → Muối amôni
III- Các phản ứng quan trọng khác
1) 3Fe + 4H
2
O
0
< 570 C
→

Fe
3
O
4
+ 4H
2
↑
2) Fe + H
2
O
0
> 570 C
→
FeO + H
2
↑
3) 4Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2H
2
O
→

4Fe(OH)
3
4)
(*)
2Mg + CO

2

0
t C
→
2MgO + C
Mg + H
2
O ( hơi)
0
t C
→
MgO + H
2
↑
5) 2NaOH
đpnc
→
2Na + 2H
2
O + O
2
↑
6) 3Na
2
CO
3
+ 2AlCl
3
+ 3H

2
O → 2Al(OH)
3
↓ + 6NaCl + 3CO
2
↑
7) NaAlO
2
+ CO
2
+ H
2
O → Al(OH)
3
↓ + NaHCO
3
8) Al
2
S
3
+ 6H
2
O → 2Al(OH)
3
↓ + 3H
2
S ( phản ứng thuỷ phân )
9) Al
4
C

3
+ 12H
2
O → 4Al(OH)
3
↓ + 3CH
4
↑
10) SO
2
+ H
2
S → S ↓ + H
2
O
11) SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O → 2HBr + H
2
SO
4
( tương tự cho khí Cl
2
)
12) 8NH
3

+ 3Br
2
→ 6NH
4
Br + N
2
( tương tự cho Cl
2
)
13) 4HNO
3

a.s
→
4NO
2
+ 2H
2
O + O
2
14) CaOCl
2
+ 2HCl → CaCl
2
+ Cl
2
↑ + H
2
O
( clorua vôi)

15) NaCl
(r)
+ H
2
SO
4
đặc
0
250 C
→
NaHSO
4
+ HCl ↑
16) 2KNO
3
+ 3C + S
0
t C
→
K
2
S + N
2
+ 3CO
2
+ Q ( Pư của thuốc nổ đen)
17) Các PK kém hoạt động : H
2
, N
2

, C chỉ tác dụng được với kim loại mạnh ở nhiệt độ rất cao:
Ví dụ : 4Al + 3C
0
t C
→
Al
4
C
3
Ca + 2C
0
t C
→
CaC
2
( Canxi cacbua – thành phần chính của đất đèn )

2Na + H
2

0
t C
→
2NaH ( Natri hiđrua )
18) NaH ( Natri hiđrua) , Na
2
O
2
( Natri peoxit ) …tác dụng được với nước:
NaH + H

2
O → NaOH + H
2
↑ ( xem NaH ⇔ Na dư hiđrô )
2Na
2
O
2
+ 2H
2
O → 4NaOH + O
2
↑ ( xem Na
2
O
2
⇔ Na
2
O dư Oxi )
19) 2AgCl
a.s
→
2Ag + Cl
2
↑
20) Điều chế Cl
2
:
2KMnO
4

+ 16HCl
đun nhẹ
→
2KCl + 2MnCl
2
+ 5 Cl
2
↑ + 8H
2
O
MnO
2
+ 4HCl
đun nhẹ
→
MnCl
2
+ Cl
2
↑ + 2H
2
O
21) Mg(AlO
2
)
2
+ 2NaOH → Mg(OH)
2
↓ + 2NaAlO
2

22) NaClO


+ CO
2
+ H
2
O → NaHCO
3
+ HClO
2CaOCl
2
+ 2CO
2
+ H
2
O → 2CaCO
3
+ Cl
2
O ↑ + 2HCl
- HClO và Cl
2
O đều dễ bò phân huỷ thánh oxi nguyên tử, nên có tính tẩy màu.
23) 3Na
2
O
2
+ 2H
3

PO
4
→ 2Na
3
PO
4
+ 3H
2
O + 3/
2
O
2
↑ ( nếu dư axit )
3Na
2
O
2
+ H
3
PO
4
→ Na
3
PO
4
+ 3NaOH + 3/
2
O
2
↑ ( nếu thiếu axit )

24) Cu + 4NaNO
3
+ H
2
SO
4
đặc

→ Cu(NO
3
)
2
+ 2Na
2
SO
4
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O
25) Si + 2NaOH + H
2
O
0
t C
→
Na
2
SiO

3
+ 2H
2
↑
26) NH
4
Cl + Na
2
CO
3
→ NaCl + H
2
O + CO
2
↑ + NH
3
↑ ( xem NH
4
Cl ⇔ HCl.NH
3
)
27) FeS
2
+ 2HCl → FeCl
2
+ H
2
S ↑ + S ↓ ( xem FeS
2
⇔ FeS dư S )

(*)
phản ứng số 4 giải thích được vì sao không dùng CO
2
để chữa cháy trong các đám cháy Mg
10
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao

11
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
TÁCH CHẤT RA KHỎI HỖN HP
I- PHƯƠNG PHÁP CHUNG:
1) Sơ đồ tách hỗn hợp rời khỏi nhau:
Hỗn hợp :
Y
A
AC A Thu gián tiếp A.
X
B
B , (Thu trực tiếp B)
+
→ ⇒
+ →
↑ ↓⇒
-Trong đó X thường là chất dùng hoà tan hỗn hợp. Chất Y dùng để tái tạo lại chất đã bò biến đổi trong
lần hoà tan vào X.
-Chỉ thu được một chất tinh khiết nếu các chất trong môi trường khác thể với nó.
-Có thể kết hợp với phương pháp vật lý để tách : gạn, chưng cất, cô cạn, hoà tan trong nước, chiết …
2) Làm khô khí : dùng các chất có khả năng hút ẩm nhưng chất này không được tác dụng với chất cần
làm khô. Thường dùng Axit đặc ( H
2

SO
4
), các anhiđric axit (P
2
O
5
); các muối khan hoặc kiềm khan .v.v.
II- VÍ DỤ:
Hỗn hợp

+ d.dNaOH t C
+d.d HCl ( dư )
CuO
CuCl (dd) Cu(OH) CuO(Thu được)
SiO
SiO (Thu trực tiếp B)
→ ↓ →
→
↓⇒
0
2 2
2
2
Các PTHH xảy ra: CuO + 2HCl → CuCl
2
+ H
2
O
CuCl
2

+ 2NaOH → Cu(OH)
2
↓ + 2NaCl
Cu(OH)
2

0
t C
→
CuO + H
2
O ↑
TÍNH PHỨC TẠP CỦA PHẢN ỨNG GIỮA
OXIT AXIT ( HOẶC ĐA AXIT ) VỚI DUNG DỊCH KIỀM
I- KIẾN THỨC CẦN NHỚ:
Tuỳ vào tỉ lệ số mol cặp chất tham gia phản ứng mà có thể tạo thành muối trung hoà hoặc muối
axit
1) Cặp CO
2
, SO
2
… H
2
G ( axit) và kiềm của kim loại hoá trò I : NaOH,KOH
Đặt
T =
kiềm
oxit axit
n
n

thì kết quả tạo muối như sau :
≥ ⇒T 2
phản ứng tạo muối trung hoà ( kiềm có thể dư )
≤ ⇒T 1
phản ứng tạo muối axit ( oxit axit có thể dư )
1 < T < 2 ⇒ phản ứng tạo hỗn hợp 2 muối ( phản ứng không có chất nào dư)
2) Cặp CO
2
, SO
2
… H
2
G ( axit) và kiềm của kim loại hoá trò II : Ca(OH)
2
,Ba(OH)
2
Đặt
T =
oxit axit
kiềm
n
n
thì kết quả tạo muối như sau :
≥ ⇒T 2
phản ứng tạo muối axit (oxit axit có thể dư )
≤ ⇒T 1
phản ứng tạo muối trung hoà (kiềm có thể dư)
1 < T < 2 ⇒ phản ứng tạo hỗn hợp 2 muối ( phản ứng không có chất nào dư)
3) Cặp P
2

O
5
, hoặc H
3
PO
4
với các dung dòch bazơ thì có thể tạo 3 loại muối khác nhau ứng với 3 gốc :
– H
2
PO
4
, = HPO
4
,
≡
PO
4
( Hãy thử xét trường hợp P
2
O
5
tác dụng với NaOH và P
2
O
5
với Ca(OH)
2
)
12
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao

II- PHƯƠNG PHÁP GIẢI TOÁN
Việc giải bài toán xác đònh loại muối tạo thành trong trường hợp oxit axit hoặc đa axit tác dụng
với dung dòch bazơ có thể được tóm tắt theo các bước sau đây :
B
1
: Tìm số mol của kiềm và số mol oxit
B
2
: Lập tỉ số T
⇒ xác đònh loại muối tạo thành , viết PTHH tạo ra muối đó.
B
3
: Tính toán theo PTHH
Nếu tạo một muối : Tính theo 1 PTHH dựa vào số mol của chất pư hết.
Nếu tạo 2 muối : Đặt x, y là số mol mỗi muối , Tính theo 2 PTHH dựa vào x,y
B
4
: Hoàn thành yêu cầu của đề bài.
Lưu ý : Nếu đề bài cho biết kiềm dư thì luôn tạo muối trung hoà, còn oxit axit dư thì tạo muối axit.

NHẬN BIẾT HOÁ CHẤT MẤT NHÃN
I) PHƯƠNG PHÁP HOÁ HỌC NHẬN BIẾT HOÁ CHẤT MẤT NHÃN:
- Phân loại các chất mất nhãn để xác đònh tính chất đặc trưng, từ đó chọn thuốc thử đặc trưng.
- Trình bày : Nêu thuốc thử đã chọn ? Chất nhận ra ? Dấu hiệu để nhận biết (Hiện tượng) ?
Viết PTHH xảy ra để minh hoạ
* Lưu ý : Nếu chỉ được lấy thêm 1 thuốc thử , thì chất lấy vào phải nhận ra được một chất sao cho chất
này có khả năng làm thuốc thử cho các chất còn lại.
II) TÓM TẮT THUỐC THỬ VÀ DẤU HIỆU NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ:
13
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao

Lưu ý :
*
Chất cần nhận biết Thuốc thử Dấu hiệu ( Hiện tượng)
dd axit * Q tím *Q tím → đỏ
dd kiềm
* Q tím
* phenolphtalein
*Q tím → xanh
*Phênolphtalein → hồng
Axit sunfuric
và muối sunfat
* ddBaCl
2
*Có kết tủa trắng : BaSO
4
↓
Axit clohiđric
và muối clorua
* ddAgNO
3
*Có kết tủa trắng : AgCl ↓
Muối của Cu (dd Xanh lam)
* Dung dòch kiềm
*Kết tủa xanh lơ : Cu(OH)
2
↓
Muối của Fe(II)
(dd lục nhạt )
*Kết tủa trắng xanh bò hoá nâu đỏ trong
nước :

4Fe(OH)
2
+ 2H
2
O + O
2

→
4Fe(OH)
3

( Trắng xanh) ( nâu đỏ )
Muối Fe(III) (dd vàng nâu) * Kết tủa nâu đỏ Fe(OH)
3
d.dòch muối Al, Cr (III)
* Dung dòch kiềm, dư
*Kết tủa keo tan được trong kiềm dư :
Al(OH)
3
↓ ( trắng , Cr(OH)
3
↓ (xanh xám)
Al(OH)
3
+ NaOH
→
NaAlO
2
+ 2H
2

O
Muối Amoni * dd kiềm, đun nhẹ *Khí mùi khai : NH
3
↑
Muối Photphat * dd AgNO
3
*Kết tủa vàng: Ag
3
PO
4
↓
Muối Sunfua
* Axit mạnh
* dd CuCl
2
, Pb(NO
3
)
2
*Khí mùi trứng thối : H
2
S ↑
*Kết tủa đen : CuS ↓ , PbS ↓
Muối Cacbonat
và muối Sunfit
* Axit (HCl, H
2
SO
4
)

* Nước vôi trong
*Có khí thoát ra : CO
2
↑ , SO
2
↑ ( mùi hắc)
* Nước vôi bò đục: do CaCO
3
↓, CaSO
3
↓
Muối Nitrat * ddH
2
SO
4
đặc / Cu *Dung dòch màu xanh , có khí màu nâu
NO
2
↑
Kim loại hoạt động * Dung dòch axit *Có khí bay ra : H
2
↑
Kim loại đầu dãy :
K , Ba, Ca, Na…
* H
2
O
* Đốt cháy, quan sát
màu ngọn lửa
* Có khí thoát ra ( H

2
↑) , toả nhiều nhiệt
* Na ( vàng ) ; K ( tím ) ; Li ( đỏ tía ) ;
Ca ( đỏ cam) ; Ba (lục vàng )…

Kim loại lưỡng tính:
Al; Zn; Be; Cr…
*Dung dòch kiềm *Kim loại tan ra và có sủi bọt khí H
2
↑
Kim loại yếu :
Cu, Ag, Hg
( thường để lại sau cùng)
*HNO
3
đặc
* Kim loại tan + NO
2
↑ ( nâu )
( nếu phải phân biệt các Kim loại này với nhau
thì chọn thuốc thử để phân biệt các muối).
Ví dụ : muối tạo kết tủa với NaCl là AgNO
3
suy
ra kim loại ban đầu là Ag.
Các hợp chất có kim
loại hoá trò thấp như :
FeO, Fe
3
O

4
,
FeS,FeS
2
,Fe(OH)
2
,,Cu
2
S
*HNO
3
, H
2
SO
4
đặc
*Có khí bay ra :
NO
2
( màu nâu ), SO
2
( mùi hắc )…
BaO, Na
2
O, K
2
O
CaO
P
2

O
5
* H
2
O
* tạo dd trong suốt, làm q tím → xanh
* Tan , tạo dung dòch đục
* Dung dòch tạo thành làm q tím → đỏ
SiO
2
(có trong thuỷ tinh) *dd HF * Chất rắn bò tan ra.
CuO
Ag
2
O
MnO
2
, PbO
2
*dung dòch HCl
( đun nóng nếu MnO
2,
PbO
2
)
* Dung dòch màu xanh lam : CuCl
2
* Kết tủa trắng AgCl ↓
* Có khí màu vàng lục : Cl
2

↑
Khí SO
2
* Dung dòch Brôm
* Khí H
2
S
* mất màu da cam của dd Br
2
* Xuất hiện chất rắn màu vàng ( S ↓ )
14
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
Dung dòch muối của Axit yếu và Bazơ mạnh làm q tím hóa xanh ( Ví dụ: Na
2
CO
3
)
* Dung dòch muối của Axit mạnh và Bazơ yếu làm q tím hóa đỏ. ( Ví dụ : NH
4
Cl )
* Nếu A là thuốc thử của B thì B cũng là thuốc thử của A.
* Dấu hiệu nhận biết phải đặc trưng và dấu hiệu rõ ràng, không giống các chất khác .

15
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
PHẢN ỨNG CHUYỂN ĐỔI MỨC HÓA TRỊ CỦA NGUYÊN TỐ
Trong các phản ứng kết hợp hoặc phản ứng trao đổi thì hóa trò của các nguyên tố thường không thay
đổi. Vì vậy muốn chuyển đổi hóa trò các nguyên tố thì phải dùng một số phản ứng đặc biệt.
1- Nâng hóa trò của nguyên tố trong oxit
oxit (HT thấp ) + O

2

→
oxit (HT cao)
VD: 2SO
2
+ O
2

0
,
→
xúc táct C
2SO
3
2CO + O
2

0
t C
→
2CO
2
2Fe
3
O
4
+ ½ O
2

0
t C
→
3Fe
2
O
3
2- Nâng hóa trò của nguyên tố trong hợp chất với Clo hoặc Oxi

Hợp chất HT thấp + Cl
2
; O
2
…
→
Hợp chất HT cao
VD: 2FeCl
2
+ 3Cl
2

0
t C
→
2FeCl
3
4Fe(OH)
2
+ O
2

+ 2H
2
O

→
4Fe(OH)
3
PCl
3
+ Cl
2


→
PCl
5
3- Hạ hóa trò của muối sắt:

Muối Fe (HT cao) + Fe ( hoặc KL yếu)
→
Muối Fe (HT thấp)
VD: 2FeCl
3
+ Fe

→
3FeCl
2
Fe
2

(SO
4
)
3
+ Fe

→
3FeSO
4
2FeCl
3
+ Cu

→
2FeCl
2
+ CuCl
2
Lưu ý: Phản Cu với FeCl
3
xảy ra không phải do Cu đẩy được Fe ( không phải phản ứng thế)

4- Dùng H
2
SO
4
đ.đ hoặc HNO
3
để nâng hóa trò của các nguyên tố trong hợp chất.
VD: 3FeO + 10HNO

3
loãng

→
3Fe(NO
3
)
3
+ NO ↑ + 5H
2
O
* Khi gặp các phản ứng như ở mục 4 thì nên cân bằng theo phương pháp thăng bằng hóa trò theo các
bước chung như sau:
- Xác đònh nguyên tố có hoá trò tăng và nguyên tố có hoá trò giảm.
- Số hóa trò giảm là hệ số của các chất trong quá trình tăng hóa trò.
- Số hóa trò tăng là hệ số tạm thời của các chất trong quá trình giảm hóa trò.
- Cộng thêm cho hệ số của axit bằng số lần gốc axit ở sau phản ứng.
VD:
0
3 3 3 2 2
( )
V III V IV
Fe H NO Fe N O N O H O+ → + ↑+
Ta có : Từ Fe
→
Fe(NO
3
)
3
tăng 3 hóa trò của Fe . (

×
1 để tăng bằng giảm)
Từ HNO
3

→
NO
2
giảm 1 hóa trò của N. (
×
3 để tăng bằng giảm )
Suy ra hệ số tạm thời là :
1Fe + 3HNO
3

→
1Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2

↑
+ H
2
O
Bù 3(NO
3
) cho vế trái ta được 6HNO

3
, suy ra hệ số của nước là 3H
2
O
Fe + 6HNO
3


→
Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2

↑
+ 3H
2
O
16
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
17
Hoá học 9 : căn bản và nâng cao
TÊN THƯỜNG GỌI CỦA MỘT SỐ CHẤT VÔCƠ
Diêm tiêu: KNO
3
Muối ăn: NaCl
Đá vôi: CaCO
3

Vôi sống: CaO
Vôi tôi: Ca(OH)
2
Thạch cao sống: CaSO
4
.2H
2
O
Thạch cao nung: 2CaSO
4
.H
2
O
Thạch cao khan: CaSO
4
Quặng : Hêmatic: Fe
2
O
3
Quặng Manhêtic: Fe
3
O
4
Quặng pyric: FeS
2
Qặng cupit : Cu
2
S
Diêm sinh: S
Xút : NaOH

Potat: KOH
Thạch anh: SiO
2
Ôlêum: H
2
SO
4
.nSO
3
18