Khóa luận tốt nghiệp_Áp dụng các phương pháp giải nhanh để giải bài toán hóa học phần phi kim trong chương trình hóa học Trung học phổ thông Nâng cao

MỤC LỤC
1
ĐẶT VẤN ĐỀ
1. Lý do chọn đề tài
Hóa học là một môn khoa học lý thuyết và thực nghiệm, do đó trong quá trình
học tập đòi hỏi học sinh nắm vững lý thuyết để áp dụng vào bài tập. Việc giải bài tập
hóa học sẽ giúp học sinh hoạt động tự lực để củng cố và trau dồi kiến thức, tạo điều
kiện để phát triển tư duy, tính tích cực và sáng tạo cho học sinh. Do đó bài tập hóa
học sẽ góp phần làm tăng niềm say mê, hứng thú học tập cho học sinh. Vì vậy, bài tập
hóa học vừa là mục đích, vừa là nội dung và là một phương pháp dạy học hiệu quả.
Trong chương trình phổ thông học sinh sẽ được làm quen với các nguyên tố
phi kim sau khi học xong các lí thuyết chủ đạo. Do đó, các bài tập liên quan đến phi
kim ở trong chương trình hóa học phổ thông rất đa dạng, phong phú và chiếm vị trí
quan trọng vì nó sẽ là nền tảng để học sinh làm bài tập về kim loại được học sau
này. Để giải tốt các bài tập đó đối với học sinh là một điều khó khăn, do khối lượng
kiến thức quá nhiều mà thời lượng của tiết học lại quá ít nên giáo viên không thể
giới thiệu đến học sinh được hết hệ thống bài tập của từng nội dung kiến thức do đó
đòi hỏi các em phải nắm vững kiến thức và phương pháp giải bài tập cũng như tư
duy học tập thích hợp để giải bài tập.
Hiện nay đã có nhiều công trình nghiên cứu về phi kim trong chương trình
hoá học phổ thông – Nâng cao nhưng rất ít tài liệu đi sâu vào phi kim một cách sâu
sắc, kiến thức và phương pháp giải các bài tập liên quan đến phi kim chỉ ở dạng
tổng quát như: Phương pháp giải các bài tập có liên quan đến nhóm halogen, nhóm
oxi,
Xuất phát từ những yêu cầu cấp thiết trên, nhằm giúp giáo viên nâng cao
chất lượng dạy học và giúp học sinh có thể nắm vững kiến thức và giải tốt các bài
tập về phi kim một cách chi tiết bằng phương pháp giải nhanh trong chương trình
hóa học phổ thông – Nâng cao chúng tôi đã chọn đề tài nghiên cứu: “Áp dụng các
phương pháp giải nhanh để giải bài toán hóa học phần phi kim trong chương
trình hóa học Trung học phổ thông - Nâng cao”.
2. Mục tiêu nghiên cứu

Xây dựng hệ thống bài tập bằng phương pháp giải nhanh về phi kim để góp
phần nâng cao chất lượng dạy và học môn hóa học cho học sinh phổ thông và học
sinh ôn thi đại học.
2
TỔNG QUAN VẤN ĐỀ NGHIÊN CỨU
Hiện nay việc giải bài tập hóa học là vấn đề được giáo viên và học sinh đầu
tư nghiên cứu kĩ lưỡng để phục vụ cho quá trình dạy và học môn hóa. Đã có nhiều
công trình nghiên cứu nhằm xây dựng hệ thống các dạng bài tập bằng phương pháp
giải nhanh giúp học sinh có cái nhìn tổng quát và mở rộng hơn về kĩ năng giải bài
tập hóa học của mình, hoàn thành tốt các kì thi, kiểm tra. Một số cuốn sách có thể
sử dụng đề phục vụ cho quá trình dạy và học của mình như cuốn “Phân loại và
phương pháp giải nhanh bài tập hoá học 10” của tác giả ThS. Quách Văn Long –
ThS. Hoàng Thị Thúy Hương; cuốn “Hỗ trợ kiến thức phương pháp chung giải
nhanh bài tập hóa học 11” của Dương Hoàng Giang;
Trong quá trình nghiên cứu, trên cơ sở tham khảo và tiếp thu có chọn lọc một
số tài liệu chúng tôi đưa ra cơ sở lí thuyết cũng như áp dụng các phương pháp giả
nhanh để giải bài toán hóa học phần phi kim dưới dạng trắc nghiệm trong chương
trình hóa học phổ thông – Nâng cao.
1. Đối tượng nghiên cứu
Các phương pháp giải nhanh các bài tập về phi kim trong chương trình hóa
học phổ thông – Nâng cao.
2. Phạm vi nghiên cứu
Giới hạn nội dung vấn đề nghiên cứu: Chương 5 “Nhóm halogen”, Chương 6
“Nhóm oxi” trong chương trình hóa học lớp 10 - Nâng cao; Chương 2 “Nhóm
nitơ”, Chương 3 “Nhóm cacbon” trong chương trình hóa học lớp 11 - Nâng cao.
3
CHƯƠNG 1. CƠ SỞ LÍ LUẬN VÀ THỰC TIỄN CỦA ĐỀ TÀI
1.1. Bài tập hoá học
1.1.1. Khái niệm về bài tập hóa học
Bài tập hóa học là bài ra cho học sinh để vận dụng những kiến thức hóa học

đã học nhằm giải quyết những dạng bài tập đó. Bài tập hóa học còn là một kênh
thông tin truyền thụ kiến thức cho học sinh, con đường lĩnh hội đào sâu kiến thức
cho học sinh. Đặc biệt bài tập hóa học là phương tiện tốt nhất để hệ thống hóa kiến
thức và kích thích khả năng tư duy của học sinh. Theo các nhà lý luận dạy học của
Liên Xô cũ cho rằng: “Bài tập hóa học là một dạng bài làm gồm những bài toán,
những câu hỏi hay đồng thời cả bài toán và cả câu hỏi, mà trong khi hoàn thành
chúng, học sinh nắm được một tri thức hay kỹ năng nhất định hoàn thiện chúng”.
Nội dung của bài tập hóa học thông thường bao gồm những kiến thức chính
yếu trong bài giảng. Nó có thể là những bài tập lý thuyết đơn giản, yêu cầu học sinh
tái hiện các kiến thức đã học, cũng có thể là bài toán hóa học, đòi hỏi ở học sinh sự
tư duy, sáng tạo. Giải bài tập hóa học cũng có nghĩa là học sinh đã tự củng cố và
trau dồi kiến thức hóa học của mình.
1.1.2. Tác dụng của bài tập hóa học
Bài tập hóa học là một trong những phương tiện hiệu nghiệm cơ bản nhất để
dạy học sinh vận dụng các kiến thức đã học vào thực tế cuộc sống, sản xuất và
nghiên cứu khoa học, biến những kiến thức đã tiếp thu được qua bài giảng thành
những kiến thức của chính mình. Kiến thức sẽ nhớ lâu khi được vận dụng thường
xuyên như M.A. Đanilôp nhận định: “Kiến thức sẽ được nắm vững thực sự, nếu học
sinh có thể vận dụng thành thạo chúng vào việc hoàn thành những bài tập lí thuyết
và thực hành”.
 Tác dụng trí dục
- Bài tập hóa học có tác dụng làm cho học sinh hiểu chính xác và biết vận dụng
các khái niệm đã học.
- Bài tập hóa học mở rộng sự hiểu biết một cách sinh động phong phú không làm
nặng nề khối lượng kiến thức của học sinh.
- Bài tập hóa học thúc đẩy thường xuyên rèn luyện các kĩ năng, kĩ xảo cần thiết
về hóa học.
4
- Bài tập hóa học có tác dụng củng cố kiến thức cũ một cách thường xuyên và hệ
thống hóa các kiến thức đã học.

- Bài tập hóa học tạo điều kiện phát triển tư duy như: Phân tích, tổng hợp, so
sánh, diễn dịch, quy nạp…
 Tác dụng đức dục
- Bài tập hóa học có tác dụng rèn luyện đức tính chính xác, kiên nhẫn, khoa học ,
tính trung thực, sáng tạo và lòng yêu thích bộ môn.
- Với các bài tập có nội dung thực tiễn thì phải làm cho học sinh hứng thú đối với
khoa học hóa học.
 Tác dụng giáo dục kĩ thuật tổng hợp
Những vấn đề thực tế, những số liệu kĩ thuật của sản xuất hóa học được thể
hiện trong nội dung của bài tập hóa học, giúp học sinh hiểu kĩ hơn các nguyên tắc kĩ
thuật tổng hợp, gắn kiến thức lí thuyết với thực tế sản xuất gây cho học sinh nhiều
hứng thú và có tác dụng hướng nghiệp.
1.1.3. Phân loại về phương pháp giải nhanh bài toán hóa học ở THPT
Phương pháp giải nhanh bài toán hóa học
Phương pháp bảo toàn
Bảo toàn khối lượng
Bảo toàn nguyên tố
Bảo toàn điện tích
Bảo toàn electron
Phương pháp tăng giảm khối lượng
Phương pháp trung bình
Phương pháp đường chéo
5
1.2. Bài tập trắc nghiệm khách quan
1.2.1. Khái niệm
Trắc nghiệm khách quan là phương tiện nhằm hướng tới khách quan hóa việc
đánh giá kết quả, kết quả thu được không còn phụ thuộc nhiều vào chủ quan người
đánh giá.
1.2.2. Ưu điểm và nhược điểm của bài tập trắc nghiệm khách quan
 Ưu điểm

- Số lượng câu hỏi nhiều, bao quát được kiến thức của chương trình. Học sinh phải
học kĩ tất cả nội dung kiến thức trong chương.
- HS phải tự giác, chủ động, tích cực học tập. Điều này tránh được tình trạng học
tủ, học lệch trong HS.
- Hạn chế được tình trạng quay cóp và sử dụng tài liệu có tác dụng rèn luyện kỹ
năng nhanh nhẹn, phát triển tư duy cho HS.
- Người chấm ít tốn công và kết quả chấm là khách quan vì không bị ảnh hưởng
tâm lý khi chấm.
 Nhược điểm
- Không cho phép kiểm tra khả năng sáng tạo, chủ động, khả năng tổng hợp kiến thức
cũng như phương pháp tư duy, suy luận, giải thích, chứng minh của học sinh.
- Không đảm bảo chức năng phát hiện lệch lạc của kiểm tra để từ đó có sự điều
chỉnh việc dạy và việc học.
- Khó đánh giá được khả năng quan sát, phán đoán tinh vi, khả năng giải quyết vấn
đề khéo léo, khả năng tổ chức, sắp xếp, diễn đạt ý tưởng, khả năng suy luận, óc tư
duy độc lập, sáng tạo và sự phát triển ngôn ngữ chuyên môn của HS.
- Việc soạn câu hỏi là công việc thực sự khó khăn, nó yêu cầu người soạn phải có
chuyên môn khá tốt, có nhiều kinh nghiệm và phải có thời gian.
- Khó soạn được một bài trắc nghiệm khách quan hoàn hảo và tốn kém trong việc
soạn thảo, in ấn đề kiểm tra và học sinh cũng mất nhiều thời gian đọc câu hỏi.
6
1.3. Xây dựng bài tập hóa học
1.3.1. Xu hướng xây dựng bài tập hóa học hiện nay
Trong những năm gần đây Bộ Giáo dục và Đào tạo đã có những cải cách lớn
trong toàn ngành giáo dục nói chung và đặc biệt là trong việc dạy và học ở trường
phổ thông nói riêng; nhằm nâng cao chất lượng giáo dục toàn diện về đức, trí, thể,
mĩ. Đổi mới giáo dục, đặc biệt là nội dung, cơ cấu sách giáo khoa được thay đổi
một cách hợp lý vừa đảm bảo được chuẩn kiến thức phổ thông, cơ bản, có hệ thống
vừa tạo điều kiện để phát triển năng lực của mỗi học sinh, nâng cao năng lực tư duy,
kỹ năng thực hành, tăng tính thực tiễn. Xây dựng thái độ học tập đúng đắn, phương

pháp học tập chủ động, tích cực, sáng tạo; lòng ham học, ham hiểu biết, năng lực tự
học, năng lực vận dụng kiến thức vào cuộc sống.
Muốn vậy, trong quá trình dạy học các môn học nói chung và hóa học nói riêng cần
xây dựng hệ thống bài tập một cách hợp lý và đáp ứng được các yêu cầu trên.
 Đối với BTHH chúng ta cần xây dựng theo các xu hướng như sau:
- Loại bỏ những bài tập có nội dung hóa học nghèo nàn nhưng lại cần đến những
thuật toán phức tạp để giải (như hệ nhiều ẩn nhiều phương trình, bất phương trình,
cấp số cộng, cấp số nhân, )
- Loại bỏ những bài tập có nội dung lắt léo, giả định rắc rối, phức tạp, xa rời hoặc
phi thực tiễn hóa học.
- Tăng cường sử dụng bài tập trắc nghiệm khách quan.
- Xây dựng bài tập mới về bảo vệ môi trường và phòng chống ma túy.
- Xây dựng bài tập mới để rèn luyện cho học sinh năng lực phát hiện vấn đề và
giải quyết vấn đề, đặc biệt là các vấn đề liên quan đến thực tiễn trong tự nhiên và
cuộc sống.
- Đa dạng hóa các loại hình bài tập như bài tập bằng hình vẽ, bài tập vẽ đồ thị, sơ
đồ, bài tập lắp dụng cụ thí nghiệm
- Xây dựng và tăng cường sử dụng bài tập thực nghiệm định lượng.
1.3.2. Nguyên tắc xây dựng hệ thống bài tập hóa học
- HTBT phải góp phần thực hiện mục tiêu môn học.
- HTBT phải đảm bảo tính chính xác, khoa học.
- HTBT phải đảm bảo tính hệ thống, đa dạng.
- HTBT giúp củng cố kiến thức cho học sinh.
- HTBT phải phát huy tính tích cực, nhận thức, năng lực sáng tạo của học sinh.
1.3.3. Quy trình thiết kế hệ thống bài tập hóa học
- Bước 1: Xác định mục đích của HTBT.
- Bước 2: Xác định nội dung HTBT.
7
- Bước 3: Xác định loại bài tập, kiểu bài tập.
- Bước 4: Thu thập thông tin để soạn bài tập.

- Bước 5: Tiến hành soạn thảo bài tập.
- Bước 6: Thực nghiệm, chỉnh sửa và bổ sung.
8
CHƯƠNG 2. CƠ SỞ LÝ THUYẾT VỀ PHI KIM TRONG CHƯƠNG TRÌNH
HÓA HỌC PHỔ THÔNG - NÂNG CAO
2.1. NHÓM HALOGEN
2.1.1. Đặc điểm
Bảng 2.1. Một số đặc điểm của các halogen
Nguyên
tố
Số hiệu
nguyên
tử
Cấu hình
electron
lớp ngoài
cùng
Bán
kính
nguyên
tử
Bán
kính
ion X
-
(nm)
Năng
lượng
liên kết
X-X,

(25
O
c,
1atm)
(kJ/mol)
Độ
âm
điện
Trạng
thái tập
hợp của
đơn
chất
(20
O
C)
Màu sắc Nhiệt
độ
nóng
chảy
(
O
C)
Nhiệt
độ
sôi
(
O
C)
F 9 2s

2
2p
5
0,064 0,136 159
3,9
8
khí lục nhạt -219,6 -188,1
Cl 17 3s
2
3p
5
0,099 0,181 243
3,1
6
khí vàng lục -101,0 -34,1
Br 35 4s
2
4p
5
0,114 0,196 192 2,96 lỏng nâu đỏ -7,3 59,2
I 53 5s
2
5p
5
0,133 0,220 151 2,66 rắn đen tím 113,6 185,5
- Sự biến đổi về tính chất vật lí:
+ Trạng thái: khí – lỏng – rắn.
+ Màu sắc: đậm dần
+ Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần.
+ Độ âm điện: giảm dần.

- Sự biến đổi về tính chất hóa học:
+ Từ flo đến iot tính phi kim và khả năng oxi hóa giảm dần.
+ Hiđroxit của các nguyên tố từ flo đến iot có tính axit giảm và tính bazơ tăng dần,
theo sự biến đổi tính chất của đơn chất.
2.1.2. Tính chất hóa học
a. Tính oxi hóa
 Tác dụng với kim loại:
9
- Flo oxi hóa được tất cả các kim loại kể cả vàng và platin.
o
0 0 3
t
2 3
3F 2Fe 2FeF
+
+ →
- Clo oxi hóa hầu hết các kim loại. Phản ứng xảy ra với tốc độ nhanh, tỏa nhiều
nhiệt.
0 0 1 1
2
2 Na Cl 2 Na Cl
+ −
+ →
0 0 3 1
2
2Fe 3Cl 2 FeCl
+ −
+ →
- Brom oxi hóa nhiều kim loại, các phản ứng đều tỏa nhiệt.
o

0 0 3 1
t
2 3
2Br 2Fe 2FeBr
+ −
+ →
- Iot oxi hóa nhiều kim loại và chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc có chất xúc tác.
2
0 0 3 1
:H O
2 3
2Al 3I 2AlI
xuùc taùc
+ −
+ →
o
0 0 2 1
t
2 2
Fe I FeI
+ −
+ →
 Tác dụng với hiđro:
- Ở nhiệt độ thường và trong bóng tối, clo oxi hóa chậm hiđro. Nếu tỉ lệ số mol
2 2
H : Cl 1:1
=
thì hỗn hợp sẽ nổ mạnh:
0 0 1 1
2 2

H (k) Cl (k) 2HCl(k)
+ −
+ →
,
H 184,6kJ
∆ = −

- Flo phản ứng với hiđro nổ mạnh ngay ở nhiệt độ thấp (-252
o
C):
0 0 1 1
2 2
H (k) F (k) 2H F(k)
+ −
+ →
,
H 577, 2kJ
∆ = −
- Brom có phản ứng khi đun nóng (không gây nổ):
0 0 1 1
2 2
H (k) Br (l) 2HBr (k)
+ −
+ →
,
H 71,98kJ
∆ = −
- Iot chỉ oxi hóa được với hiđro ở nhiệt độ cao và có mặt chất xúc tác:
0 0 1 1
2 2

H (k) I (r) 2H I (k)
+ −
→
+
¬ 
,
H 51,88kJ
∆ =
 Tác dụng với muối của các halogen khác:
10
- Clo không oxi hóa được ion
F
−
trong các muối florua nhưng oxi hóa dễ dàng ion
Br
−
trong dung dịch muối brommua và ion
I
−
trong dung dịch muối iotua:
0 1 1 0
2 2
Cl 2 Na Br 2 Na Cl Br
− −
+ → +

0 1 1 0
2 2
Cl 2Na I 2 Na Cl I
− −

+ → +
⇒
Tính oxi hóa của clo mạnh hơn brom và iot.
- Brom oxi hóa được ion
I
−
trong dung dịch muối iotua:
0 1 1 0
2 2
Br 2Na I 2 Na Br I
− −
+ → +
 Tác dụng với các chất khử:
- Clo oxi hóa được nhiều chất:
0 4 1 6
2 2 2 2 4
Cl 2H O S O 2HCl H S O
+ − +
+ + → +

0 2 3 1
2 2 3
Cl 2 FeCl 2FeCl
+ + −
+ →

0 2 1 0
2 2
Cl H S 2HCl S
− −

+ → +

o
0 0 5 1
t
2 2 2 3
5Cl Br 6H O 2H Br O 10H Cl
+ −
+ + → +

- Flo tác dụng mạnh với nhiều hợp chất vô cơ và hữu cơ. Ngay cả nước, khi đun
nóng sẽ bốc cháy trong flo, giải phóng oxi.
0 2 1 0
2 2 2
2F 2H O 4 H F O
− −
+ → + ↑

0 2 1 2 1
2 (2%), 2 2
2F 2 Na OH 2 Na F H O OF
loaõng laïnh
− − + −
+ → + +

b. Tính khử
Brom thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh:
o
0 0 5 1
t

2 2 2 3
Br 5Cl 6H O 2HBr O 10HCl
+ −
+ + → +
11
c. Tính tự oxi hóa tự khử
 Tác dụng với nước:
- Clo khi tan vào nước, một phần tác dụng chậm với nước theo phản ứng thuận
nghịch:
0 1 1
2 2
Cl H O H Cl H ClO
− +
→
+ +
¬ 

- Brom tác dụng với nước tương tự clo nhưng khó khăn hơn:
0 1 1
2 2
Br H O H Br H BrO
− +
→
+ +
¬ 
 Tác dụng với dung dịch kiềm:
Clo phản ứng dễ dàng tạo thành dung dịch hỗn hợp muối của các axit HCl và
HClO, đó là nước Gia-ven:
0 1 1
2 2

Cl 2 NaOH Na Cl NaClO H O
− +
+ → + +
2 2 2 2
Cl 2Ca(OH) CaOCl H+ → +

o
0 1 5
t
2 3 2
3Cl 6 KOH 5K Cl KClO 3H O
− +
+ → + +
2.1.3. Hợp chất
a. Axit
 Axit có oxi:
- Clo cũng tạo ra các axit có oxi:
1
H ClO
+
: Axit hipoclorơ
3
2
H ClO
+
: Axit clorơ
5
3
H ClO
+

: Axit cloric
7
4
HClO
+
: Axit peccloric
Sự biến đổi tính chất trong dãy axit có oxi của clo được biểu thị bằng sơ đồ sau:
Tính bền và tính axit tăng
12
1 3 5 7
2 3 4
HClO H ClO HClO H ClO
+ + + +

Khả năng oxi hóa giảm
- Brom cũng tạo ra các axit chứa oxi như:
1
H Br O
+
: Axit hipobrommơ
5
3
H Br O
+
: Axit bromic
7
4
H Br O
+
: Axit pebromic

Axit hipobrommơ (HBrO) có tính bền, tính oxi hóa và tính axit đều kém hơn
HClO.
 Một số hợp chất khác:
 Hiđro clorua và axit clohiđric (HCl) :
- Tính chất hóa học:
* Khí hiđro clorua khô:
 Không làm quỳ tím hóa đỏ.
 Không tác dụng với CaCO
3
để giải phóng khí CO
2
.
 Tác dụng khó khăn với kim loại.
* Axit clohiđric:
Mang đầy đủ tính chất của một axit thông thường.
 Làm đổ màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ.
 Tác dụng với bazơ
→
muối + H
2
O
2 2
CuO 2HCl CuCl H O+ → +

 Tác dụng với bazơ
→
muối + H
2
O
2 2 2

Ca(OH) 2HCl CaCl 2H O+ → +

 Tác dụng với muối của axit yếu hơn
→
muối
mới
+ axit
mới
3 2 2 2
CaCO 2 HCl CaCl CO H O+ → + +

 Tác dụng với kim loại đứng trước H
→
muối + H
2
2 2
Fe 2HCl FeCl H
+ → +

13
* Phản ứng oxi hóa khử:
1 1
HCl
+ −
có tính khử của
1
Cl
−
và tính oxi hóa của
1

H
+
.
 Tính khử: tác dụng với các chất oxi hóa.
6 1 0 3
2 2 7 2 3 2
K Cr O 14HCl 3Cl 2KCl 2Cr Cl 7 H O
+ − +
+ → + + +

4 1 0 2
2 2 2 2
Mn O 4H Cl Cl Mn Cl 2H O
+ − +
+ → + +

o
7 1 0 2
t
( )
4 2 2 2
2K Mn O HCl 5Cl 2KCl 2Mn Cl 8H O
ñaëc
+ − +
+ → + + +

 Tính oxi hóa: axit clohiđric tác dụng với kim loại.
 Hiđro halogen ( HF, HBr, HI)
- Tính chất vật lí:
 Trạng thái: chất khí.

 Tính tan: đều tan trong nước tạo thành dung dịch axit halogenhiđric.
- Tính chất hóa học:
* Tính chất đặc biệt của axit flohiđric là tác dụng với silic đioxit.
2 4 2
SiO 4HF SiF 2H O+ → +

⇒
Axit flohiđric được dùng để khắc chữ lên thủy tinh.
* Axit bromhiđric là một axit mạnh, mạnh hơn axit clohiđric.
 Tính khử của HBr (ở trạng thái khí cũng như trong dung dịch) mạnh hơn
HCl.
HBr khử được H
2
SO
4
đặc thành SO
2
.
1 6 0 4
2 4 2 2 2
2HBr H SO Br S O 2H O
− + +
+ → + +

 Dung dịch HBr không màu, để lâu trong không khí trở nên có màu vàng nâu
vì bị oxi hóa (dung dịch HF và HCl không có phản ứng này ):
1 o 2 0
2 2 2
4HBr O 2 H O 2Br
− −

+ → +

* Hiđro iotua có tính khử mạnh, mạnh hơn cả hiđro brommua. HI có thể khử axit
sunfuric đặc thành H
2
S, khử muối sắt (III) thành muối sắt (II):
14
1 6 0 2
2 4 2 2 2
1 3 2 0
3 2 2 2
8H I H SO 4I H S 4H O
2H I 2FeCl 2FeCl I 2H O
− + −
− + +
+ → + +
+ → + +

b. Muối
 Muối của axit clohiđric
- Đa số dễ tan trong nước trừ AgCl, PbCl
2
, CuCl, Hg
2
Cl
2
(riêng PbCl
2
tan khá nhiều
trong nước nóng).

- Một số dễ bay hơi ở nhiệt độ cao như CuCl
2
, FeCl
3
, SnCl
4
,…
- Dùng dung dịch AgNO3 làm thuốc thử để nhận biết ion clorua.
 Nước Gia – ven, clorua vôi, muối clorat
* Nước Gia – ven:
- Điều chế: cho khí clo tác dụng với dung dịch NaOH loãng nguội.
0 1 1
2 2
Cl 2NaOH Na Cl Na ClO H O
Natriclorua Natri hipoclorit
− +
+ → + +
Nước Gia – ven
- Tính chất:
Natri hipoclorit trong nước Gia – ven là muối của một axit rất yếu, dễ tác dụng với
cacbon đioxit của không khí tạo thành axit hipoclorơ.
2 2 3
NaClO CO H O NaHCO HClO+ + → +

⇒
Do có tính oxi hóa mạnh, axit hipoclorơ có tác dụng sát trùng, tẩy trắng sợi, vải,
giấy.
* Clorua vôi:
- Điều chế: cho khí clo tác dụng với vôi tôi hoặc vôi sữa ở 30
o

C.
2 2 2 2
Cl 2Ca(OH) CaOCl H O+ → +

- Tính chất:
 Là chất bột màu trắng, có mùi xốc của khí clo.
 Có tính oxi hóa mạnh. Khi tác dụng với axit clohiđric, clorua vôi giải phóng
khí clo.
2 2 2 2
CaOCl 2HCl CaCl Cl H O+ → + +

15
 Trong không khí ẩm, clorua vôi tác dụng với cacbon đioxit, làm thoát ra axit
hipoclorơ.
2 2 2 3 2
2CaOCl CO H O CaCO CaCl 2HClO+ + → + +

* Muối clorat ( KClO
3
)
- Điều chế: cho khí clo tác dụng với dung dịch kiềm nóng.
o
0 1 5
t
2 3 2
3Cl 6KOH 5K Cl K ClO 3H O
− +
+ → + +

- Tính chất:

 Kali clorat là chất rắn kết tinh, không màu, nóng chảy ở 356
o
C
 Tan nhiều trong nước nóng nhưng ít tan trong nước lạnh.
 Khi đun nóng đến nhiệt độ trên 500
o
C ( không xúc tác ), kali clorat rắn bị
phân hủy:
o
5 2 1 0
t C
3 2
2K ClO 2K Cl 3O
+ − −
→ +

Nếu có chất xúc tác MnO
2
thì phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thấp hơn.
 Ở trạng thái rắn, kali clorat có tính oxi hóa mạnh. Phopho bốc cháy khi được
trộn với kali clorat. Hỗn hợp kali clorat với lưu huỳnh và cacbon sẽ nổ khi
đập mạnh.
 Muối florua:
- Các muối florua đều độc.
- AgF dễ tan trong nước (khác với AgCl, AgBr và AgI).
 Muối bromua:
- Trong các muối của axit bromhiđric, AgBr được sử dụng nhiều. Chất này bị phân
hủy khi gặp ánh sáng:
2
2AgBr 2Ag Br

→ +

⇒
AgBr được dùng chế tạo phim ảnh.
 Muối iotua:
- Đa số dễ tan trong nước, nhưng một số không tan và có màu (AgI màu vàng, PbI
2
màu vàng).
- Khi cho dung dịch muối iotua tác dụng với clo hoặc brom, ion iotua bị oxi hóa:
16
1 0 1 0
2 2
1 0 1 0
2 2
2 Na I Cl 2Na Cl I
2 Na I Br 2 Na Br I
− −
− −
+ → +
+ → +

2.2. NHÓM OXI
2.2.1. Đặc điểm và tính chất
Sự biến thiên tính chất
* Tính chất đơn chất:
Các nguyên tố trong nhóm oxi là những nguyên tố phi kim mạnh (trừ nguyên
tố Po), chúng có tính oxi hóa mạnh (yếu hơn so với những nguyên tố halogen ở
cùng chu kì). Tính chất này giảm dần từ oxi đến telu.
* Tính chất của hợp chất:
- Hợp chất với hiđro (

2 2 2
H S,H Se,H Te
) là những chất khí, có mùi khó chịu và độc
hại. Dung dịch của chúng trong nước có tính axit yếu.
- Hợp chất hiđroxit (
2 4 2 4 2 4
H SO ,H SeO ,H TeO
) là những axit.
Bảng 2.2. Tóm tắt cấu tạo nguyên tử và tính chất của các nguyên tố trong nhóm
oxi
Oxi Lưu huỳnh Selen Telu
Kí hiệu hóa học O S Se Te
Cấu hình electron lớp ngoài
cùng
2s
2
2p
4
3s
2
3p
4
4s
2
4p
4
5s
2
5p
4

Độ âm điện 3,44 2,58 2,55 2,10
Bán kính nguyên tử (nm) 0,066 0,104 0,117 0,137
Hợp chất với hiđro
2 2 2 2
H O H S H Se H Te

2.2.2. Tính chất hóa học
a. Tính oxi hóa
 Tác dụng với kim loại
- Oxi + kim loại (trừ Au, Pt,…)
→
oxit bazơ
17
o
o
0 0 1 2
t
2 2
0 0 2 2
t
2
4 Na O 2Na O
2Mg O 2MgO
+ −
+ −
+ →
+ →

- Ozon + kim loại (trừ Au và Pt)
→

oxit bazơ +
2
O

0 0 1 2 0
3 2 2
2Ag O Ag O O
+ −
+ → +

- Lưu huỳnh + nhiều kim loại và hiđro
→
muối sunfua hoặc hiđro sunfua
0 0 3 2
2 3
0 0 1 2
2 2
0 0 2 2
2Al 3S Al S
H S H S
Hg S Hg S
+ −
+ −
+ −
+ →
+ →
+ →

 Tác dụng với phi kim
- Oxi + phi kim (trừ halogen)

→
oxit axit
o
0 0 5 2
t
2 2 5
4P 5O 2P O
+ −
+ →

o
o
0 0 4 2
t
2 2
0 0 4 2
t
2 2
S O S O
C O CO
+ −
+ −
+ →
+ →

- Ozon + phi kim (trừ halogen)
 Tác dụng với hợp chất
- Oxi + hợp chất (vô cơ và hữu cơ)
→
oxit

2 0 4 2 2
2 2 2 2
2H S 3O 2 S O 2H O
− + − −
+ → +

2 0 4 2
2 5 2 2 2
C H OH 3O 2CO 3H O
− + −
+ → +

⇒
Phản ứng đốt cháy.
- Ozon + hợp chất (vô cơ và hữu cơ) và oxi hóa ion
I
−
thành
2
I
:
1 0 0 2 0
3 2 2 2
2K I O H O I 2K O H O
− −
+ + → + +

18
b. Tính khử
Tác dụng với phi kim

Lưu huỳnh + phi kim (như oxi, clo, flo)
0 0 4 2
2 2
S O S O
+ −
+ →

0 0 6 1
2 6
S 3F S F
+ −
+ →

2.2.3. Hợp chất
a. Oxit
 Lưu huỳnh đioxit (
2
SO
)
- Tính chất vật lí:
 Chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn hai lần không khí (
64
d 2,2
29
= ≈
), hóa
lỏng ở
o
10 C
−

.
 Tan nhiều trong nước.
 Là khí độc.
- Tính chất hóa học:
* Lưu huỳnh đioxit là oxit axit.
 Tác dụng với nước tạo axit tương ứng.
2 2 2 3
SO H O H SO
+ →

2 3
H SO
là axit yếu (mạnh hơn axit sunfuhiđric) và không bền.
 Tác dụng với oxit bazơ tan.
2 3
SO CaO CaSO+ →

 Tác dụng với dung dịch bazơ.
2 2 3 2
SO 2NaOH Na SO H O
+ → +

2 3
SO NaOH NaHSO
+ →

* Lưu huỳnh đioxit là chất khử và là chất oxi hóa
 Tính khử: tác dụng với chất oxi hóa.
19
2 2 2 2 4

SO Br 2H O 2HBr H SO
+ + → +

2 4 2 2 4 4 2 4
5SO 2KMnO 2H O K SO 2MnO 2H SO
+ + → + +

 Tính oxi hóa: tác dụng với chất khử.
4 2 0
2 2 2
S O 2H S 3S 2H O
+ −
+ → +

4 0 0 2
2
S O 2 Mg S 2Mg O
+ +
+ → +

 Lưu huỳnh trioxit
- Tính chất vật lí:
 Ở điều kiện thường, là chất lỏng không màu (nóng chảy ở 17
o
C, sôi ở 45
o
C).
 Tan vô hạn trong nước và trong axit sunfuric.
- Tính chất hóa học:
Mang đầy đủ tính chất của oxit axit

 Tác dụng rất mạnh với nước.
3 2 2 4
SO H O H SO
+ →

 Tác dụng với oxit bazơ tan.
3 4
SO CaO CaSO+ →

 Tác dụng với dung dịch bazơ.
3 2 4 2
SO 2 NaOH Na SO H O+ → +

b. Axit
 Hiđro peoxit (
2 2
H O
)
- Tính chất vật lí:
 Chất lỏng không màu.
 Nặng hơn nước (D = 1,45 g/cm
2
).
 Hóa rắn ở - 0,48
o
C.
 Tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào.
- Tính chất hóa học:
* Hiđro peoxit là hợp chất kém bền, dễ bị phân hủy. Phản ứng tỏa nhiều nhiệt và
xảy ra nhanh nếu có mặt chất xúc tác:

20
2
:MnO
2 2 2 2
2H O 2H O O
xuùc taùc
→ + ↑

* Tính oxi hóa: tác dụng với chất khử.
1 3 2 5
2 2 2 2 3
H O K NO H O K NO
− + − +
+ → +

1 1 0 2
2 2 2
H O 2K I I 2K O H
− − −
+ → +

* Tính khử: tác dụng với chất oxi hóa.
1 1 0 0
2 2 2 2
2
Ag O H O 2 Ag H O O
+ −
+ → + +

1 7 2 0

2 2 4 2 4 4 2 2 4 2
5H O 2K MnO 3H SO 2 MnSO 5O K SO 8H O
− + +
+ + → + + +

 Hiđro sunfua (
2
H S
)
- Tính chất vật lí:
 Chất khí không màu.
 Mùi trứng thối.
 Nặng hơn không khí (
34
d 1,17
29
= ≈
).
 Hóa lỏng ở - 60
o
C, hóa rắn ở - 86
o
C.
 Tan trong nước ( ở 20oC và 1 atm, độ tan S = 0,38 g/100 g H
2
O) tạo thành
dung dịch axit sunfuhiđric.
 Rất độc, đặc biệt đối với đường hô hấp.
- Tính chất hóa học:
* Tính axit yếu: axit sunfuhi đric là axit rất yếu (yếu hơn axit cacbonic).

Tác dụng với kiềm:
2 2 2
2NaOH H S Na S 2H O+ → +

2 2
NaOH H S NaHS H O
+ → +

* Tính khử mạnh:
2 0 2 0
2 2 2
2H S O 2H O 2S
− −
+ → +

o
2 0 2 4
t
2 2 2 2
( )
2H S 3O 2H O 2 SO
thieáu
− − +
+ → +
21
o
2 0 2 0
t
2 2 2
(

2H S O 2H O 2S
dö)
− −
+ → +
2 0 6 1
2 2 2 2 4
H S 4Cl 4H O H S O 8H Cl
− + −
+ + → +

 Axit sunfuric (
2 4
H SO
)
- Tính chất vật lí:
 Là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, nặng gấp hai lần
nước (
2 4
H SO
98% có D = 1,84 g/cm
3
).

2 4
H SO
đặc rất dễ hút ẩm, tính chất này được dùng làm khô khí ẩm.
 Axit sunfuric đặc tan nhiều trong nước, tạo thành những hiđrat
2 4 2
H SO .nH O
và tỏa nhiều nhiệt nên để pha loãng dung dịch

2 4
H SO
người ta rót từ từ
2 4
H SO
vào
2
H O
.
- Tính chất hóa học:
* Tính chất chung của dung dịch axit sunfuric loãng.
 Đổi màu quỳ tím thành đỏ.
 Tác dụng với oxit bazơ
→
muối +
2
H O

2 4 4 2
CuO H SO CuSO H O+ → +

 Tác dụng với bazơ
→
muối +
2
H O

2 4 2 4 2
2 NaOH H SO Na SO 2H O+ → +

 Tác dụng với muối của axit yếu hơn
→
muối
mới
+ axit
mới
3 2 4 4 2 2
CaCO H SO CaSO CO H O+ → + +

 Tác dụng với kim loại đứng trước H
→
muối +
2
H
↑

2 4 4 2
Fe H SO FeSO H+ → + ↑

* Tính chất của axit sunfuric đặc.
22
+ Tính oxi hóa mạnh.
 Axit sunfuric đặc và nóng có tính oxi hóa rất mạnh, nó oxi hóa được hầu hết
các kim loại (trừ Au, Pt), nhiều phi kim như C, S, P,… và nhiều hợp chất:
6 0 3 4
2 4 2 4 3 2 2
6H S O 2Fe Fe (SO ) 6H O 3 S O
+ + +
+ → + +

6 0 2 4
2 4 4 2 2
2H S O Cu CuSO 2H O S O
+ + +
+ → + +
6 0 4
2 4 2 2
2H S O S 3SO 2H O
+ +
+ → +
6 1 0 2
2 4 2 2 2
H S O 8H I 4I H S 4H O
+ − −
+ → + +
 Axit sunfuric đặc, nguội làm một số kim loại như Fe, Al, Cr,… bị thụ động
hóa.
+ Tính háo nước.
Axit sunfuric đặc chiếm nước kết tinh của nhiều muối hiđrat hoặc chiếm các nguyên
tố H và C (thành phần của nước) trong nhiều hợp chất:
2 4
H SO
4 2 4 2
CuSO .5H O CuSO 5H O
ñaëc
→ +

2 4
H SO
n 2 m 2

C (H O) nC mH O
ñaëc
→ +

2 4 2 2 2
C 2 H SO CO 2SO 2H O
+ → + +

c. Muối
 Muối sunfua
- Đều là chất rắn.
- Muối của kim loại nhóm IA, IIA (trừ Be) tan trong nước và tác dụng với các dung
dịch axit
2 4
HCl, H SO
loãng sinh ra khí
2
H S
:
2 2
Na S 2HCl 2 NaCl H S
+ → + ↑

- Muối của kim loại nặng như PbS, CuS,… không tan trong nước, không tác dụng
với các dung dịch
2 4
HCl, H SO
loãng.
23
- Muối của những kim loại còn lại như

ZnS, FeS
,… không tan trong nước, nhưng
tác dụng với dung dịch
2 4
HCl, H SO
loãng sinh ra khí
2
H S
:
2 4 4 2
ZnS H SO ZnSO H S+ → + ↑

- Một số muối sunfua có màu đặc trưng:
CdS
màu vàng,
CuS
,
FeS
,
2
Ag S
,… màu
đen.
 Muối sunfat
- Có 2 loại muối:
 Muối trung hòa (muối sunfat) chứa ion sunfat (
2
4
SO
−

). Phần lớn đều tan, trừ
4
BaSO
,
4
PbSO
,… không tan.
 Muối axit (muối hiđrosunfat) chứa ion hiđrosunfat (
4
HSO
−
).
- Nhận biết ion sunfat bằng dung dịch muối bari hoặc bari hiđroxit. Phản ứng sinh
ra kết tủa trắng không tan trong axit hoặc kiềm.
2 4 ( ) 2 ( ) 4 (r) ( )
H SO BaCl BaSO 2HCl
dd dd dd
+ → ↓+

2 4 ( ) 2 ( ) 4 (r) ( )
Na SO BaCl BaSO 2 NaCl
dd dd dd
+ → ↓+
2.3. NHÓM NITƠ
2.3.1. Đặc điểm và tính chất
Bảng 2.3. Một số tính chất của các nguyên tố nhóm nitơ
Nitơ Photpho Asen Antimon Bimut
Số hiệu nguyên tử 7 15 33 51 83
Nguyên tử khối 14,01 30,97 74,92 121,75 208,98
Cấu hình electron lớp

ngoài cùng
2s
2
2p
3
3s
2
3p
3
4s
2
4p
3
5s
2
5p
3
6s
2
6p
3
Bán kính nguyên tử (nm) 0,070 0,110 0,121 0,140 0,146
Độ âm điện 3,04 2,19 2,18 2,05 2,02
Năng lượng ion hóa thứ
nhất (kJ/mol)
1402 1012 947 834 703
24
 Sự biến thiên tính chất
 Đơn chất
* Tính oxi hóa – khử:

- Nguyên tử các nguyên tố nhóm nitơ thể hiện tính oxi hóa và tính khử.
- Khả năng oxi hóa giảm dần từ nitơ đến bimut, phù hợp với chiều giảm độ âm điện
của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm.
* Tính kim loại – phi kim:
Đi từ nitơ đến bitmut, tính phi kim của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính kim
loại tăng dần.
 Hợp chất
* Hợp chất với hiđro:
- Tất cả các nguyên tố nhóm nitơ đều tạo được hợp chất khí với hiđro (hiđrua), có
công thức chung là
3
RH
.
- Độ bền của các hiđrua giảm dần từ
3
NH
đến
3
BiH
.
- Dung dịch chúng không có tính axit.
* Oxit và hiđroxit:
Từ nitơ đến bitmut, tính axit của các oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời
tính bazơ của chúng tăng dần.
2.3.2. Tính chất hóa học
a. Tính oxi hóa
 Tác dụng với hiđro:
Ở nhiệt độ cao (trên 400
o
C), áp suất cao và có chất xúc tác, nitơ tác dụng trực tiếp

với hiđro tạo ra khí amoniac.
o
0 3
t ,P
2 2 3
xt
N 3H 2 N H ; H 92 kJ
−
→
+ ∆ = −
¬ 

 Tác dụng với kim loại
- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với kim loại liti:
0 0 1 3
2 3
6Li N 2Li N
+ −
+ →

Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với một số kim loại như Ca, Mg, Al,…
25