hoá họctrung học phổ thông lớp 10 11

PHẦN A HÓA VÔ CƠ
CHƯƠNG I. PHI KIM
I. NHÓM HALOGEN :
1.MỘT SỐ ĐẶC ĐIỂM CHUNG NHÓM VIIA
Tên nguyên tố
Flo
Clo
Brom
Iot
Atatin

Trạng thái vật lý ở đk thường
Khí màu lục nhạt
Khí màu vàng lục
Lỏng màu đỏ nâu
Tinh thể màu tím đen(Thăng hoa)
Tinh thể màu xanh đen

Số oxi hóa
-1
-1, +1, +3, +5, +7
-1, +1. +3, +5, +7
-1, +1. +3, +5, +7
+1. +3, +5, +7

a) Cấu tạo chung
* Vì nhóm halogen là những phi kim mạnh nên chỉ tồn tại dưới dạng hợp chất ,và có CTCT
chung là X2 phân tử gồm 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị không cực
* Nguyên tử nhóm halogen có 7e lớp ngoài cùng là những phi kim điển hình có khuynh hướng
nhận 1e để đạt cấu hình bền của khí hiếm X + e ---> X* Các có tính oxi hóa mạnh nên có thể p/ư dễ dàng với kim loại đưa kim loại lên số oxi hóa cao nhất
* Đi từ Flo đến Iot tính oxi hóa giảm dần và Flo luôn có tính oxi hóa là -1,tính khử tăng dần

mạnh nhất là Iot
+ Khả năng khử của các ion phụ thuộc vào môi trường
- Môi trường bazơ :

Cl-

6OH- - 6e -----> ClO3-

+

+ 3H2O

- Môi trường axit : 16HCl + 2KMnO4 -------> 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
b) Đặc điểm riêng :

* Flo không có phân lớp d Flo không có trạng thái kích thích không có tính khử
* Clo,Brom,Iot có phân lớp d còn trống obial (AO)có trạng kích thích có tính khử nên trong hợp
chất chúng có các số oxi hóa là -1,+1,+3,+5,+7
2. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG
a) Phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au,Pt) và đưa kim loại lên số oxi hóa cao nhất :
2Na

+

Cl2 ----->

2NaCl

;

2Fe

+

3Cl2

------>

2FeCl3

;

5Cl2

+

2P

-------> 2PCl5

b) Phản ứng với phi kim (trừ C , O2 N2)
3Cl2

+

2P ------> 2PCl3


c) Tác dụng với NH3
3Cl2

- Nếu NH3 dư

+

2NH3

-------> N2

NH3 + HCl ------->

+

6HCl

NH4Cl

d) Phản ứng với dd bazơ
Cl2

+

2NaOH

------->

3Cl2 +

6KOH

--------> 5KCl + KClO3

Cl2

Ca(OH)2

--------> CaOCl2

+

NaCl +

NaClO

+

+ H 2O
+

3H2O

H 2O

e) Phản ứng với axit
Cl2

+

H 2S

-------->

2HCl

+

S

Cl2

+

2HBr

-------->

2HCl

+

Br2

III.TÍNH CHẤT HÓA HỌC RIÊNG
1.FLO ; KÍ HIỆU F ; PHÂN TỬ KHỐI ; CTPT : F2
a) Điều chế : Điện phân nóng chảy muối florua

2KF ------> 2K + F2

* Do Flo có độ âm điện lớn và có bán kính nhỏ nhất nên tính oxi hóa mạnh
b) Flo Phản ứng với cả Au và Pt :

2Au + 3F2 ------>

c) Phản ứng với Hidro ngay ở nhiệt độ thấp và bóng tối
d) Phản ứng với H2O :

2AuF3
H2 + F2 -----> 2HF

2F2 + H2O -----> 4HF + O2

- Flo không p/ư với muối của Brom ,Clo ,Iot
e) Một số hợp chất của Flo
* Khí Hidro florua HF
+ Điều chế : pp sunfat

2NaF +

H2SO4 -------> 2HF + Na2So4

- Khí HF tan trong nước tạo ra axit flohidric (axit yếu)
* Axit flohidric HF
+ P/ư đặc trưng (p/ư khắc thủy tinh )

4HF + SiO2 ----> SiF4 + 2H2O

* Chú ý : AgF tan trong nước nên không dùng AgNO3 để nhận biết ion F* Hợp chất có Oxi của Flo :

F2 + NaOH -------> 2NaF + H2O + OF2

+ OF2 là chất khí không màu có mùi đặc biệt ,và là chất oxi hóa mạnh

+ P/ư với hầu hết các kim loại :
+ P/ư với phi kim :

OF2 + 2Mg -----> MgO +

2OF2 + 2Si -----> SiO2

+

SiF4

MgF2


2 .CLO ; KÍ HIỆU CL ; PHÂN TỬ KHỐI 35,5 CTPT : CL2
a) Tính chất hóa học
* Phản ứng với H2O
Cl2 + H2O ------ HCl + HClO (nước clo )
Nước Clo có tính tẩy màu vì HClO có tính oxi hóa mạnh HClO ------ HCl + O
* Phản ứng với dd kiềm :
Cl2 + NaOH ------ NaClO + NaCl + H2O (nước gia-ven)
* Tác dụng với muối của halogen yếu hơn
- Do Clo có tính oxi mạnh hơn Brom ,Iot nên Clo đẩy Brom,Iot ra khỏi dd muối
Cl2 + 2NaBr ------> 2NaCl + Br2
+ Dùng để chứng minh Clo có tính oxi hóa mạnh hơn Brom , Iot nhưng yếu hơn Flo
* Tác dụng với chất khử khác : (Clo thể hiện tính oxi hóa )
Cl2 + SO2 + H2O ------> HCl + H2SO4
* Phản ứng với axit của halogen yếu hơn
Cl2

+

2HI

------->

2HCl +

I2

b) Ứng dụng và điều chế
+ Ứng dụng : làm thuốc sát trùng , xử lý nước thải ,sản xuất chất tẩy màu
+ Điều chế :
+ Phòng thí nghiệm :
4HCl + MnO2 ------> MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 8HCl -------> 2KCl + 2MnCl2 + Cl2 + 4H2O
K2Cr2O7 + 14HCl -----> 2KCl + 2CrCl2 + 3Cl2 + 7H2O
2HCl +
4HCl

O3 ------> Cl2 + O2

+

+

Na2O2 -------> NaCl +

H2O
Cl2 + 2H2O

+ Trong công nghiệp :
- Điện phân dd NaCl có màng ngăn 2NaCl + 2H2O ------> 2NaOH + Cl2
- Phương pháp cũ : 4HCl + O2 <=====> 2Cl2
c) Hợp chất của Clo
* Khí hidro clorua :
+ Khí HCl là chất khí không màu mùi xốc ,rất độc
+ Tan trong nước tạo dd axit clohidric HCl

+

2H2O

+ H2


* Tính chất hóa học
- Khí HCl không có tính axit không làm đổi màu quỳ
- Không tác dụng với CaCO3
- Tác dung khó khăn với kim loại
* Axit clo hidric HCl
+ Là chất lỏng không màu mùi xốc , bốc khói trong không khí ẩm
* Tính chất hóa học
- Là dd axit mạnh ,trong phân tử có Cl có số oxi hóa là -1 nên có tính khử
+ Tính axit
- Làm quỳ tím chuyển đỏ
- Tác dụng với kim loại (trước H)
Fe + 2HCl -------> FeCl2 + H2 (HCl thể hiện tính oxi hóa )
* Chú ý : HCl không thể đưa kim loại có nhiều hóa trị lên hóa trị cao nhất
- Tác dụng với bazơ

2HCl + Mg(OH)2 -----> MgCl2 + H2O
- Tác dụng với oxit bazơ
2HCl + CuO ------> CuCl2 + H2O
- Tác dụng với muối của axit yếu hơn
CaCO3

+ 2HCl ------> CaCl2

+ CO2 + H2O

+ Tính khử :
- Tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như MnO2 , KMnO4 , K2Cr2O7
4HCl + MnO2 ------> MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 8HCl -------> 2KCl + 2MnCl2 + Cl2 + 4H2O
K2Cr2O7 + 14HCl -----> 2KCl + 2CrCl2 + 3Cl2 + 7H2O
* P/ư đặc biệt :

Au +

3HCl +

HNO3 ------>

AuCl3 + NO +

* Điều chế :
+ Trong phòng thí nghiệm
- Phương pháp sunfat :

2NaCl + H2SO4 -------> Na2SO4 + 2HCl

+ Trong công nghiệp :
- Phương pháp tổng hợp :

H2 + Cl2 ------> 2HCl

- Phương pháp sunfat
* Muối của axit HCl và nhận biết ion Cl-

2H2O


+ Muối của axit HCl (muối clorua)
- Hầu hết muối clorua đều tan trong nước (trừ AgCl , PbCl2)
+ Ứng dụng : KCl làm phân bón ; ZnCl2 làm chất diệt khuẩn
* Nhận biết : Thuốc thử là dd AgNO3
NaCl +
HCl

AgNO3 ------> NaNO3 + AgCl trắng

+ AgNO3 -------> AgCl
Cl-

Ta có

+

Ag+

+ HNO3 vì AgCl là kết tủa bền

------->

AgCl

* Các oxit của Clo
TÊN OXIT
Cl2O
(Anhidrit hipocloro)
ClO2
(Peoxit clo)

TÍNH CHẤT HÓA HỌC

ĐIỀU CHẾ

Cl2O + H2O -----> 2HClO

2Cl2 + HgO ---> HgCl2 + Cl2O
KClO3 + H2SO4 đ ---> KHSO4 + HClO3

2ClO2 + H2O -----> HClO2 + HClO3

Cl2O7
(Anhidrit pecloric)

3HClO3 -----> HClO4 + 2ClO2 + H2O
P2O5 + 2HClO4 ----> 2HPO3 + Cl2O7

Cl2O7 + H2O ----> 2HClO4

+ Các oxit trên không được điều chế trực tiếp mà được điều chế gián tiếp
+ Iot đứng đầu là I2O5 không có I2O7
+ Brom có các oxit tương tự Clo
* Các axit có oxi của Clo :
+ HClO (axit hipocloro) , HClO2 (axit cloro) , HClO3 (axit cloric) , HClO4 (axit pecloric)
* Chú ý : + Flo không có axit có oxi
+ Các axit có oxi của Brom , Iot cũng tương tự như Clo
* Axit hipocloro : HClO
+ Là axit rất yếu (yếu hơn H2CO3 ,không bền )
2NaClO + CO2 + H2O ------> Na2CO3 +
HClO ----> HCl + O
+ Axit HClO có tính oxi hóa mạnh (như nước Clo)
4HClO + PbS -------> 4HCl + PbSO4

2HClO

+ Muối hipoclorit MClO bền hơn axit HClO , có khả năng oxi hóa tương tự Clo nhưng dễ
bị nhiệt phân
NaClO + 2HCl ------> NaCl
3NaClO ---->

+

H 2O +

NaClO3 + 2NaCl

- Phản ứng quan trọng để điều chế muối clorat)

Cl2


+ Nước gia-ven có tính tẩy màu khử độc là nhờ CO2 của không khí giải phóng dần dần ra axit HClO
Cl2 +

2NaOH -----> NaCl + NaClO

NaClO +

CO2 + H2O

------->

+ H 2O

Na2CO3 +

HClO

* Axit cloro HClO2 :
+ Là axit mạnh hơn HClO, có tính oxi hóa mạnh
+ Muối Clorit có tính oxi hóa và bị thủy phân
+ Điều chế axit HClO2 :

3NaClO -----> 2NaClO3 +

Ba(ClO2)2 + H2SO4 ------> BaSO4

+

NaCl

2HClO

* Axit cloric HClO3 : là axit mạnh gần bằng HCl , HNO3..... có tính oxi hóa
4HClO3 -------->
+ Điều chế aixt HClO3 :

4ClO2

+

3HClO ----->

2H2O +

HClO3

+

O2
2HCl

+ Muối clorat bền hơn axit cloric ,có tính oxi hóa , không bị thủy phân
4MClO

------->

3MClO4

+

MCl

* Muối Kaliclorat (KClO3) dùng làm thuốc nổ ,điều chế O2 ,chấ diệt cỏ ...
6P + 5KClO3

------->

2KClO3 -------->

2KCl

3P2O5 +
+

5KCl (gây cháy)

3O2

+ KClO3 là chất rắn kết tinh không màu ,tan trong nước nóng nhưng ít tan trong nước lạnh ,bị
phân ủy bởi nhiệt
+ KClO3 khi trộn với S,C gây nổ mạnh
+ Điều chế KClO3 : C1:

6Cl2 + 6Ca(OH)2 -----> 5CaCl2 + Ca(ClO3)2 + 6H2O
Ca(ClO3)2 + 2KCl ------> CaCl2

Cách 2 :

3Cl2 +

6KOH đđ ----->

KClO3

+

+
5KCl

2KClO3
+

3H2O

* Axit pecloric HClO4 : là axit mạnh nhất trong tất cả các axit .Các axit HCl ,HNO3 và H2SO4 đặc
nguội không có tác dụng gì với muối peclorat . Nó có tính oxi hóa ,dễ bị nhiệt phân
2HClO4 ------> H2O + Cl2O7
+ Muối peclorat bền hơn axit pecloric ,có tính oxi hóa không bị thủy phân
MClO4 -----> MCl + 2O2
+ Điều chế HClO4 : KClO4 + H2SO4 đặc dư -------> KHSO4 +
HClO4
* TỔNG KẾT : Từ HClO , HClO2 , HClO3 , HClO4 tính axit và tính bền tăng dần nhưng tính oxi
hóa lại giảm
* Clorua vôi CaCl2O
CTCT : CaCl2O hay Ca – O – Cl+1
Cl-1

+ Điều chế 2Ca(OH)2 + 2Cl2 -------> CaCl2

+

CaClO

+

2H2O


* Tính chất hóa học
+ Tác dụng với axit
2CaOCl2

+

CaOCl2 +
H2O

+

2HCl ------> CaCl2

CO2 ------>

CaCO3

+
+

Cl2

+

H2 O

CaCl2

+

2HClO

CaOCl2 có tính tẩy màu và khử trùng
3.BROM ; KÍ HIỆU Br ; PHÂN TỬ KHỐI 80 ; CTPT : Br2
a) Tính chất vật lý
+ Là chất lỏng sánh ,màu nâu đỏ ,dễ bay hơi ,gây bỏng nặng khi rơi vào da
b) Tính chất hóa học
* Tính oxi hóa : + Đẩy Iot ra khỏi dd muối : Br2 + 2NaI ----> 2NaBr + I2
+ Tác dụng với chất khử khác :

Br2

+

SO2 + 2H2O ----> 2HBr

* Tính khử : +Tác dụng chậm với nước Clo :

+

H2SO4

Br2 + Cl2 + H2O -----> HCl + HBrO3

c) Một số hợp chất của Brom
* Khí Hidro bromua (HBr)
+ Điều chế :

PBr3 +

3H2O

------->

H3PO4

+

3HBr

- Ở nhiệt độ thường khí HBr không màu ,bốc khói trong không khí ẩm và tan trong nước tạo
dd axit Brom hidric (là axit mạnh )
* Axit Brom hidric (HBr)
+ Tính axit :
- Làm quỳ chuyển đỏ
- Tác dụng với kim loại (trước H) : Mg + 2HBr
- Tác dụng với oxit bazơ : 2HBr +
- Tác dụng với bazơ : HBr

+

- Tác dụng với muối : HBr +

----> MgBr2

CuO ---> CuBr2

NaOH
AgNO3

-----> NaBr
-----> HNO3

+
+

+ H2

H2O
H 2O

+ AgBr Vàng nhạt

Phản ứng này dùng để nhận biết ion Br-1
+ Tính khử mạnh : HBr + H2SO4
HBr

+

----> Br2 +

O2 -------> H2O

+

SO2

+

H 2O

Br2

- Dd HBr để lâu trong không khí sẽ có màu vàng nâu
* Các hợp chất có oxi của brom tương tự của Clo nhưng tính oxi hóa và tính axit kém hơn các
hợp chất của Clo


4.IOT ; KÍ HIỆU I ; PHÂN TỬ KHỐI 127 ; CTPT : I2
a) Tính chất vật lý
+ Là chất rắn màu đen tím có ánh kim ,rất độc ,khi đun nóng có hiện tượng thăng hoa (Tự
chuyển từ trạng thái rắn sang trạng thái khí không qua trạng thái lỏng ).
- Khi làm lạnh thì Iot từ trạng thái khí chuyển sang trạng thái rắn bỏ qua trạng thái lỏng
+ Tồn tại ở dạng hợp chất ,có nhiều trong rong biển
+ Điều chế :

2NaI

+

Cl2

------->

2NaCl

+

I2

b) Tính chất hóa học
+ Tác dụng với kim loại (trừ Au ,Pt) với đk đun nóng
2Al + 3I2 -----> 2AlI3
+ Tác dụng với H2 : H2

+ I2

;

2Na + I2

<====>

---->

2NaI

2HI

Iot có tính oxi hóa yếu nhất trong nhóm halogen nhưng lại có tính khử mạnh nhất
- Iot p/ư với hồ tinh bột cho chất có màu xanh (Dùng để nhận biết Iot)
* Ứng dụng : Iot dùng để phòng và chống bệnh bướu cổ nhưng nếu dùng với lượng nhiều cố
thể gây bệnh bazedo nặng có thể chết người vì Iot rất độc
c) Một số hợp chất của Iot
* khí hidro iotua (HI)
+ khí Hidro Iotua kém bền với nhiệt và phân hủy thành H2 và I2 :
2HI

-------->

H2

+

I2

+ Khí hidro Iotua tan trong nước tạo thành dd axit Iot hdric
* Axit Iot hidric : là axit mạnh ,có đầy đủ 5 tính chất của axit
+ Tính axit
- Tác dụng kim loại (đứng trước H)
Fe + 2HI -----> FeI2

+ H2

;

2Al +

3I2

- Tác dụng với oxit bazơ : 2HI + MgO ------> Mg2
- Tác dụng với dd bazơ : 2HI +
- Tác dụng với muối :

HI

+

Mg(OH)2 ----->
AgNO3

------->

+ H 2O

Mg2
AgI

-----> 2Al3

+ H2O
+

HNO3


* Tính khử
- HI có tính khử rất mạnh HF < HCl < HBr < HI
8HI

+

H2SO4

-------->

42

+ H 2S +

2HI

+

2FeCl3

--------->

2FeCl2

+

4H2O
2

+

HCl

* Các hợp chất có oxi của Iot cũng tương tự như của Clo và Brom
CÁC DẠNG BÀI TẬP CHÍNH
+ Dạng 1 : Cho 13,44 (l)khí Cl2 đi qua dd 2,5 (l) KOH 100oC thu được 37,25 (g) KCl .Tính khối
lượng KClO3 và nồng độ của KOH
+ Bài làm : 3Cl2 + 6KOH --------> 5KCl +
KClO3
+
BĐ : 0,6
P/ư : 0,3 <----- 0,6
<---0,5 --------> 0,1
Còn : 0,3
0
0,5
0,1
- Sau p/ư Cl2 dư
KOH hết
[KOH] = = 0,24 (M)
- Khối lượng muối KClO3 là m = 0,1 . (39 + 35,5 + 16.3) =12,25 (g)

3H2O

+ Dạng 2 : Cho 16,76 (g) 2 kim loại thuộc nhóm IIA ở 2 chu kì liên tiếp nhau p/ư với HCl sau p/ư
thấy thoát ra 0,672 (l) khí . Tìm 2 kim loại và tính kL muối sinh ra
+ Bài làm : Gọi 2 kim loại chung là M , vì M thuộc nhóm IIA M hóa trị II
- Vì M là kim loại khí thoát ra là khí H2 n =
M

+

2HCl -----> MCl2

0,28 <--- 0,56

𝟐𝟐,𝟒

+

<----------

- Khối lượng TB của 2 kim loại M =
==>

𝟎,𝟔𝟕𝟐

𝟏𝟔,𝟕𝟔
𝟎,𝟐𝟖

= 0,28 (mol)
H2
0,28

= 59,85

M1 < 59,85 < M2 Hai kim loại là Ca và Sr

- Ta có BTKL : m(kim loại) + m(HCl) = m(muối) + m(H2)
m(muối) = 16,76 + 0,56 . 36,5 - 0,28 . 2 = 36,64 (g)
+ Dạng 3 : Cho 9,12 (g) FeO , Fe2O3 , Fe3O4 tác dụng với HCl (dư) .Sau p/ư xảy ra hoàn toàn thu
được dd Y cô cạn Y thu 7,62 (g) muối FeCl2 và m (g) FeCl3 .Tìm m

+ Bài làm : Ta quy bài toán về bàu toán có 2 hỗn hợp là FeO và Fe2O3
Ta có

Bảo toàn nguyên tố Fe
FeO ----------> FeCl2
0,06 <-------

;

0,06

Fe2O3 ---------> 2FeCl3
;

x

--------->

2x

 Khối lượng oxit là moxit = 72 . 0,06 + x . 160 = 9,12 x = 0,03
 Khối lượng muối FeCl3 là m = 2. 0,03 . 162,5 = 9,75
+ Dạng 4 : Cho hh kim loại p/ư với O2 thu hỗn hợp oxit và kim loại dư .Lấy sản phẩm cho qua
dd HCl . Hoặc cho hh kim loại chia làm 2 phần ,phần 1 p/ư với O2 ,còn phần 2 cho p/ư với dd
HCl .Yêu cầu tìm kL muối
+ Bài làm : Ta sử dụng pt : O2 + 2HCl -------> H2O +
Ta có pt : O

+

HCl

0,4

------->

H2O

+

-------------->

2Cl-

Cl-1
0,4

 Khối lượng muối : m = 16,8 + 0,4 . 35,5 = 31 (g)
* Giải thích : Vì Oxi và Clo cùng p/ư với Zn và Fe nên ta có thể coi như hh gồm 2 phần là Au ,
Ag là không p/ư và còn nguyên và phần 2 là gồm Zn và Fe có p/ư nên khối lượng muối là :
m(muối) = m(kim loại) + m(gốc axit)
+ Dạng 5 :Hòa tan hoàn toàn 0,02 mol Au vào nước cường toan (HCl : HNO3 = 3 : 1) .Tính số mol
HCl và NO
+ Bài làm : Ta có Pt : Au + 3HCl + HNO3 ----> AuCl3 + NO + 2H2O
0,02 0,06
--------->
0,02
+ Dạng 6 : Cho hh CO32- a mol và HCO3- c mol từ vào dd HCl (H+) có sẵn sau Phản ứng ,yêu cầu
tính thể tích khí thoát ra

* Dạng bài này là dạng bài toán khoảng ta phải xét 2 trường hợp như sau :
+ Trường hợp 1 : CO32- tham gia Phản ứng trước sau đó đến lượt HCO3- Phản ứng diễn ra theo pt :
CO32- +
a
HCO3P/ư


b

+

2HCl

----->
------>

CO2
a

+

H 2O

HCl

------>

CO2

+

H2O

------>

b

Số mol HCO32- dư = c – b ;

Số mol CO2 (1) = a + b


+ Trường hợp 2 : HCO3- tham gia Phản ứng trước sau đó đến lượt CO32- Phản ứng diễn ra theo pt :
HCO3-

+

HCl

------>

c
CO32- +
p/ư :

CO2

------->

c

----->

CO2

------>

d

2HCl

d



Số mol CO32- dư = a – d



nCO2 (1) < nCO2 (thu được) < nCO2 (2)

;

+

H 2O

+

H2O

Số mol CO2 (2) = c + d

+ Dạng 7 : Cho từ từ đến dư dd HCl (H+) vào dd chứa CO32- a mol và HCO3- b mol yêu cầu tính
thể tích khí CO2 sinh ra
+ Dạng bài này ta phải xét tứ tự Phản ứng của CO32- và HCO3- vì CO32- có tính bazơ mạnh hơn
HCO3- theo p/ư
CO32- +

H+

a

------->

HCO3- +
a+b

------>

H+

HCO3a

------->

--------->

CO2

==>
+

Số mol khí CO2 = a + b

H2O

a+b

* Chú ý : Dạng bài này rất dễ nhầm với các dạng bài trên ta nên để ý đến từ ngữ trong đề bài ,ở
dạng 6 thì cho từ từ HCO3- và CO32- vào dd HCl còn dạng 7 là cho từ từ dd HCl vào hh HCO3- và CO32+ Dạng 8 : Cho 1,9 (g) hh M2CO3 và MHCO3vào dd HCl dư . Sau p/ư thu 0,448 (L) khí CO2 .Tìm
kim loại M ?
+ Bài làm :

MHCO3 và M2CO3 + HCl -----> muối

+

CO2

+

H 2O

- Theo đL bảo toàn nguyên tố C :
-->


Ta có nCO2 = nC trong hh = 0,448/22,4 = 0,02 (mol) ==> Mhh = 1,9 / 0,02 = 95
MHCO3 < Mhh < M2CO3

==> M + 61 < 95 < 2M + 60


17,5 < M < 34
==>
M là Na
+ Dạng 9 : Hỗn hợp X gồm 2 muối Na của 2 halogen liên tiếp nhau .Lấy X tác dụng với 100 ml dd
AgNO3 1 M thì thu được 15(g) kết tủa .Tìm công thức của 2 muối đó
+ Bài làm : Do AgF không kết tủa nên ta xét 2 trường hợp như sau :
* Trường hợp 1 : 2 muối Natri là NaF và NaCl --> Kết tủa là AgCl --> mAgCl = 15 (g)
mà nAgNO3 = 0,1 (mol) n kết tủa = = 0,1045 (mol) < nAgNO3
---> 2 muối trên không thỏa mãn đề bài


* Trường hợp 2 : Cả 2 muối tạo kết tủa với Ag+
Ta có pt : Ag+

+

0,1


X1-

-------->

AgX

----------->

0,1

MAgX = 15/0,1 = 150 150 = 108 + X

==> X = 42 ==> 2 halogen là Cl và Br

II. NHÓM OXI
.Vị trí nhóm và cấu tạo nguyên tử
* Nhóm Oxi là nhóm VIA gồm Oxi (O),lưu huỳnh (S),
* Cấu tạo
+ Giống nhau :
- Có 6 e lớp ngoài cùng ns2 np4 có xu hướng nhận 2 e để đạt cấu hình bền của khí hiếm
- Trong hợp chất có số oxi hóa là -2
- Là chất oxi hóa mạnh
+ Khác nhau :
- Xét Oxi (z = 8) : 1s22s22p4 ; Ở Oxi không có phân d không có trạng thái kích thích
Oxi có số oxi hóa trong hợp chất là -2
- Từ S Te : ns2np4nd0 Vì có phân lớp d còn trống nên có trạng thái kích thích là
Ngoài số oxi hóa là -2 chúng còn có số oxi hóa khác là +4 , +6
Từ S Te vừa có tính oxi hoa vừa có tính khử
Tính chất chung
* Đơn chất
+ Nhóm Oxi là nhóm phi kim mạnh nhưng yếu hơn nhóm halogen
+ Tính phi kim và tính oxi hóa giảm dần từ Oxi --> Te
* Hợp chất
+ Hợp chất là chất khí có mùi khó chịu độc hại trừ H2O
+ Có tính bền và tính axit giảm dần từ S đến Te
1. OXI
1. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lý

* CTCT : O = O ; CTPT : O2 ; liên kết trong phân tử Oxi là liên kết cộng hóa trị không cực


* Tính chất vật lý
+ Là chất khí không màu ,không vị ,nặng hơn không khí ,ít tan trong nước
+ Trạng thái tự nhiên : chiếm 20% thể tích không khí và có trong các loại quặng oxit
+ Oxi thường được tạo ra nhờ quá trình quang hợp của cây xanh
2. Tính chất hóa học :
* Oxi có 6 e ngoài cùng kết hợp với độ âm điện lớn nên dễ dàng nhận 2 e thể hiện tính oxi hóa
mạnh (chú ý : trường hợp đặc biệt Oxi có số oxi hóa là -1 và +2 như ở trong hợp chất Na2O2 , OF2 )
a) Phản ứng với kim loại (trừ Ag , Au , Pt)
2Mg +

O2

4Fe

3O2 (dư) ----->

+

-----> 2MgO

;

2Fe2O3

2Fe

;

3Fe

+

O2 (Thiếu) ----->

+ 2O2 (kk) ----->

2FeO

Fe3O4

b) Tác dụng với phi kim :
+ Oxi Phản ứng với hầu hết các phi kim (trừ nhóm halogen )
C +

O2

-----> CO2

;

CO2

+

C

---->

2CO

c) Tác dụng với hợp chất
NH3

+

O2

-----> N2 +

H 2O

;

Cu2S + 3O2 ----> 2Cu2O + 2SO2 ;

H 2S

+

O2 -----> SO2 +

2Cu2O + Cu2S ----> 6Cu + SO2

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ----> 4Fe(OH)3

; CH4 + O2 ----> CO2 + H2O

3. Điều chế
a) Trong phòng thí nghiệm
2KMnO2 ----> K2MnO4 + MnO2 + O2
2KClO3 ------> 2KCl + 3O2
b) Trong phòng thí nghiệm
* Cách 1: Chưng cất phân đoạn không khí lỏng
* Cách 2: Điện phân nước : H2O ----> H2

+

O2

2.OZÔN VÀ HIĐRÔPEOXIT
a) Ozôn
* Công thức cấu tạo và tính chất vật lý
+ CTCT : O == O O ; CTPT : O3

H2O


* Ozôn có 2 liên kết cộng hóa trị không cực và một liên kết cho nhận
+ Tính chất vật lý
- Ozôn là chất khí có mùi đặc trưng có màu xanh nhạt
- Ozôn tan trong nước nhiều hơn gấp 16 lần
* Tính chất hóa học
+ Nhận xét :

O3

---->

O2

+

O

- Do Ozôn dễ bị phân hủy thành O2 và O ng tử nên Ozôn có tính oxi hóa mạnh hơn Oxi
+ Tác dụng với kim loại (trừ Au , Pt ) :
3Fe + O3 ------>

3FeO

;

2Fe + O3 ----> Fe2O3

3Fe + 4O3 ----> 3Fe3O4

;

Ag

+

O3

------->

2KOH

+

I2

Ag2O

+

O2

+ Tác dụng với hợp chất
2KI

+

O3

+

H2O

-------->

+

2O2

- Phản ứng này dùng để nhận biết Ozôn : sục khí vào dd KI có sẵn hồ tinh bột ,hiện tượng xuất
hiện dd màu xanh

+ Nguồn Ozôn : 3O2

------->

2O3

b) Hiđrô peoxit (H2O2 : oxi già)
* Công thức cấu tạo và tính chất vật lý
+ CTCT :

H–O–O–H

;

CTPT : H2O2

+ Tính chất vật lý :
- Hiđrô peoxit là chất lỏng ,nặng hơn nước ,tan tốt trong
* Tính chất hóa học :
+ nhận xét : H2O2 dễ bị phân hủy thành H2O và O2 : 2H2O2 ----> 2H2O + O2
- H2+1O2-1 : O-1 đây là số oxi hóa trung (trường hợp đặc biệt của Oxi )
+ Tính oxi hóa :
2KI + H2O2 ----> 2KOH + I2
KNO2 +

H2O2 ------> H2O +

KNO3

+ Tính khử : Ag2O + H2O2 -----> Ag + H2O

+

O2

+ Nhận biết : cho dd KI có lẫn hồ tinh bột vào làm hồ tinh bột chuyển màu xanh


3.LƯU HUỲNH (S) ; PTK : M = 32
1. Tính chất vật lý
+ Lưu huỳnh có 2 dạng thù hình đơn tà (Sα ) và tà phương (Sβ )
+ Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng ,khi đun nóng lưu huỳnh có hiện tượng chảy nhớt ,quánh
có màu nâu đỏ
2. Tính chất hóa học :
* Lưu huỳnh có 6e lớp ngoài cùng nên dễ nhận 2e thể hiện tính oxi hóa mạnh (nhưng yếu hơn
nhóm halogen )
* Lưu huỳnh (S : z = 16) : 1s22s22p63s23p43d0 vì S có phân lớp d còn trống nên có trạng thái kích thích
,nên có số oxi hóa là +4 , +6 trong hợp chất S vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa
* Phản ứng với kim loại :
+ S Phản ứng với nhiều kim loại ở nhiệt độ cao (trừ Au , Pt ) và p/ư với Hg ở nhiệt độ thường :
Mg +

S

------->

MgS ;

Hg +

S -------> HgS

; Fe + S ----> FeS

* Chú ý : S Phản ứng với kim loại nhiều hóa trị thì S không đưa kim loại lên số cao nhất
* Tác dụng với H2 :
+ S Phản ứng với H2 ở nhiệt độ cao theo pt : H2 + S ---> H2S (có mùi trứng thối)
- S thể hiện tính oxi hóa
* Phản ứng với Oxi :
S + O2

------->

SO2

;

S

+

O2 dư

-------->

SO3

==> S thể hiện tính khử
* Chú ý : S Phản ứng được F , Cl ,... đưa lưu huỳnh lên số oxi hóa cao nhất là +6
+ Khi vô tình làm đổ kim loại Hg ra ngoài không khí (Hg rất độc hít hơi có thể gây chết người )

người ta dùng S để thu hồi Hg
* Phản ứng với hợp chất :
3S

+ 2KClO3

------->

3S + 2H2SO4

------->

3SO2 +

S + 2HNO3

------->

H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3 đđ ------->

3SO2

+

2KCl
2H2O

H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

* Tác dụng với Bazơ
+ Lưu huỳnh p/ư chậm với dd bazơ :
3S + 6NaOH ---> 2Na2S + Na2SO3 +

3H2O


* Tác dụng với muối sunfua , muối sunfit
(n – 1)S

+

Na2S ------> Na2Sn

3. Điều chế :
a) Khai thác lưu huỳnh tự nhiên từ quặng
* Khai thác lưu huỳnh ở miệng núi lửa
b) Thu lại lưu huỳnh từ một số chất bã của kĩ thuật
* Sản xuất lưu huỳnh từ hợp chất
2CO
+ Khí thiếu Oxi : 2H2S

+
+

SO2
O2

------>

-------->

2CO2

2H2O

2NO + 2H2S ------> 2S +
H2SO3
I2
2KMnO4 + 5H2S

+

------> 3S +

H 2S

S

------>

+ 3H2SO4 ------->

+

S

2S

N2 +

+ 2H2S

+

+

2H2O

3H2O
2HI

2MnSO4 +

5S

+

K2SO4

+

8H2O

4. Một số hợp chất quan trọng của lưu huỳnh
A. AXIT SUNFURIC ( H2S )
* Tính chất vật lý :
+ Khí H2S là chất khí độc ,có mùi trứng thối ,ít tan trong nước . Khi tan trong nước tạo thành
dd axit sunfuhidri

* Tính chất hóa học :
+ Axit H2S là axit rất yếu nhưng trong phân tử có S2- là mức oxi hóa thấp nhất nên có tính khử
mạnh ,nên có thể p/ư với các chất oxi hóa mạnh như : SO2 , H2SO4 đặc , HNO3 , KMnO4 , CuO
...
2H2S +

SO2

---> 3S + 2H2O

H2S + 2FeCl3 -----> 2FeCl2 + 2HCl + S
H2S

+

H2SO4 ---> SO2 + S + 2H2O

H2S + 3CuO ----> 3Cu + SO2 + H2O
H2S

+ Cl2 ---> S +

2HCl

H2S + 4Cl2 + 4H2O ---> H2SO4 +
H2S
2H2S

+

2K ----->
+ 4Ag

K2S

+

8HCl

H2

+ O2 -----> 2Ag2S + 2H2O


B. CÁC MUỐI SUNFUA
* Chú ý : +Các muối sunfua của kim loại mạnh như kiềm , kiềm thổ thì tan tốt trong nước
VD : BaS

+

H2O --------->

Ba(OH)2

+

H 2S

+ Các muối sunfua của kim loại như Mn, Fe , Zn ,.... thì không tan trong nước nhưng tan trong
axit VD : ZnS

+ HCl

---->

ZnCl2

+

H 2S

+ Các muối sunfua của kim loại như Al ,Cu , Ag, Ni ,Pb ,Hg ,....thì không tan trong nước và axit
VD : CuS, PbS , NiS.....
- Điều chế : H2S

+

MSO4

------>

MS

+

H2SO4

* Ion S2- có tính khử mạnh VD : 2ZnS + 3O2 --------> 2ZnO
+
* Một số muối sunfua không tan có màu đặc trưng là :

+ ZnS : Màu trắng ; CdS , Al2S3 : Màu vàng ; CuS ,PbS ,HgS ,BiS : màu đen
C. CÁC OXIT CỦA LƯU HUỲNH
* Khí SO2
+ Tính chất vật lý :
• SO2 là chất khí không màu ,mùi hắc ,độc ,tan nhiều trong nước
+ Tính chất hóa học :

2SO2

- SO2 là chất hoạt động hóa học tương đối mạnh khi tan trong nước tạo dd axit sunfurơ
(H2SO3) là axit yếu
- Phản ứng với dd bazơ (không thây đổi số oxi hóa của S)

-

SO3

+

SO2

+

NaOH

---->

NaHSO3

2NaOH ----> Na2CO3

+

SO2 là chất khử mạnh nhưng kém H2 ,HI ,H2S...
SO2

+

NO2 ------->

SO3

+

SO2 + 2H2O + Cl2 ----> HCl +
SO2
5SO2
-

H 2O

NO

H2SO4

+ 2FeCl3 + 2H2O -----> 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl
+ 2KMnO4 + 2H2O

---->

K2SO4 +

2MnSO4

+

2H2SO4

SO2 còn là chất oxi hóa

Khi p/ư với các chất khử mạnh như : H2 , H2S , HI , CO và các kim loại mạnh )
SO2

+

2CO ----->

2CO2

SO2

+

2H2

2H2O

SO2

+

2Mg ----->

----->

+

S

+ S

2MgO + S


SO2

+

6HI ------>

2H2O

+

H2S +

3I

+ Điều chế SO2 :
S

+

O2

----->

4FeS2 + 11O2

SO2

-----> 8SO2

+

3Fe2O3

Cu + 2H2SO4 đđ -----> CuSO4

+ SO2 + 2H2O

2H2SO4

+

+

2H2S

+

S ------> 3SO2
3O2

------> 2SO2

2H2O

+

2H2O

* Chú ý : SO2 p/ư với dd kiềm cũng tương tự như CO2 là tạo ra ion HSO3- hoặc SO32* SO3
- SO3 là chất khí ,hút nước mạnh và tỏa nhiệt
SO3

+

H2O

------>

H2SO4 +

------->

K2SO3

Q (năng lượng)

- SO3 là chất oxi hóa mạnh
SO3

+

2KI

3SO3

+

2NH3 ------> 3SO2

* Điều chế :

2SO2

+

O2 --------->

+
+

I2
N2

+

3H2O

2SO3 (p/ư này khó xảy ra)

+ Chủ yếu do cây thông hấp thụ CO2 và SO2 để tạo ra khí SO3
* Ứng dụng : Khí SO3 là thành phần chính của tầng ozôn ,có tác dụng ngăn chặn tia cực tim và
tia tử ngoại xuống trái đất . Hiện nay tầng khí quyển đang thiếu hụt khí ozôn
D. AXIT SUNFURƠ (H2SO3)
* Tính chất vật lý :
H2SO3 là một axit yếu phân li theo 2 nấc ,không bền ,dễ bị phân hủy theo sơ đồ sau :
SO2

+

⇋ H2SO3

H 2O

H+

+

HSO3-

⇋

2H+

+

SO32-

* Tính chất hóa học :
+ Nhận xét : Trong phân tử H2SO3 có S+4 là mức oxi hóa trung gian ---> H2SO3 có tính khử và
tính oxi hóa
+ Tính khử : Khi Phản ứng với các chất oxi hóa mạnh như Cl2 ,Br2 , I2 ,KMnO4 ,O2 ... H2SO3 oxi
hóa thành H2SO4
2H2SO3
H2SO3

+

I2

+
+

O2
H 2O

------>
------>

2H2SO4
H2SO4

+ HI

+ Tính oxi hóa : Khi p/ư với các chất khử mạnh như : H2S , HI ,... H2SO3 bị khử thành S hoặc H2S :
H2SO3

+

2H2S

------->

3S

+

3H2O


E. AXIT SUNFURIC (H2SO4 )
* Tính chất vật lý :
+ H2SO4 là axit mạnh ,độ đậm đặc là 98%
+ H2SO4 đậm đặc có tính háo nước nên dễ gây bỏng khi rơi vào da
*Tính chất hóa học :
+ Tính axit
- Axit H2SO4 loãng p/ư với kim loại (đứng trước H) tạo muối và giải phóng khí H2
H2SO4

+

Mg

--------->

MgSO4

+

H2

- Axit H2SO4 đặc p/ư với hầu hết các kim loại (trừ Au , Pt) giải phóng ra SO2 ,S ,H2S và đưa kim
loại có nhiều hóa trị lên số oxi hóa coa nhất
Cu

+

2Fe

2H2SO4
+

-----> CuSO4

6H2SO4

+

------> Fe2(SO4)3

SO2
+

+

2H2O

3SO2

+

6H2O

+ P/ư với oxit bazơ
- Axit H2SO4 loãng p/ư với oxit bazơ tạo muối và nước nhưng không đưa oxit kim loại có
nhiều hóa trị lên số oxi hóa cao nhất :
Fe3O4

+

4H2SO4

------>

FeSO4

+

Fe2(SO4)3

FeO

+

H2SO4

------->

FeSO4

+

H2O

H2SO4

------->

CuO

+

CuSO4

+

+

4H2O

H2O

- Axit H2SO4 đặc nóng p/ư với các oixt bazơ của kim loại chưa đạt số oxi hóa cao nhất thì
đưa kim loai lên số oxi hóa cao nhất còn các oxit bazơ có 1 hóa trị thì p/ư bình thường
như axit bình thường :
2Fe3O4

+

10H2SO4 đ,n ------> 3Fe2(SO4)3

+

SO2

+

10H2

2FeO

+

4H2SO4 đ,n

------>

Fe2(SO4)3

+

SO2

+

4H2O

MgO

+

H2SO4

------->

MgSO4

+

đ,n

H 2O

+ P/ư với bazơ
- Axit H2SO4 p/ư với bazơ của kim loại có 1 hóa trị hoặc có số oxi hóa cao nhất tạo muối và
nước
H2SO4

+

Cu(OH)2

-------->

CuSO4

+

2H2O


- Axit H2SO4 đặc nóng p/ư với bazơ của kim loại có số oxi hóa chưa cao nhất thì xảy ra
p/ư oxi hóa khử
4H2SO4 + 2Fe(OH)2 -------> Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
* T/d với muối của kim loại có 1 số oxi hóa hoặc có số oxi hóa cao nhất
H2SO4

+

BaCl2 -------->

H2SO4

+

CaCO3 -------->

2HCl

+

CaSO4

BaSO4
+

CO2

+

H2O

- Khi p/ư với muối của kim loại có số oxi hóa chưa đạt cao nhất
4H2SO4

+

6FeSO4 --------> 3Fe2(SO4)3

+

S

+ 4H2O

+ Axit H2SO4 p/ư với các chất khử :
H2SO4

+

8HI ------->

H 2S +

3H2SO4

+

H 2S

4SO2

------>

4I2
+

+

4H2O

4H2O

* Các muối của sunfat của axit H2SO4
+ Các muối sunfat là các muối bền không bị thủy phân , không bị nhiệt phân ở nhiệt độ cao và có ứng
dụng lớn trong đời sống và sản xuất như Na2SO4 khan dùng để nấu thủy tinh ,(NH4)2SO4 dùng làm
phân đạm ,dd CaSO4 loãng dùng làm thuốc trừ sâu và khử trùng thóc giống ....
+ Các muối sunfat dễ tan trong nước (trừ CaSO4 ,AgSO4 it tan và PbSO4 , BaSO4 ,..không tan)
+ Nhận biết ion SO42- ta dùng ion Ba2+ tạo kết tủa BaSO4 màu trắng
V.CÁC DẠNG BÀI TẬP
* Dạng 1 : Cho hh SO2 và O2 có Mtb = 44,8 . Nung X một thời gian trong bình kín ta thu được
hh khí Y có Mtb = 53,34 .Tính hiệu suất p/ư tổng hợp SO3
Bài làm : Gọi

nSO2 = a

Ta có pt : 64a + 32(1 – a) = 44,8 a = 0,4 (mol)

Nhh X = 1
nSO2 < nO2 = 0,6 nếu p/ư vừa đủ thì SO2 hết O2 dư
Ta có ptpư : 2SO2
BĐ

:

0,4

P/ư

:

2x

CB

: 0,4 – 2x

-->

Mtb = 53,34

+

O2

------>

2SO3

------->

2x

0,6
------->

x
0,6 – x

2x

64.(0,4 – 2x ) + 32.(0,6 – x ) + 80.2x = 53,34.( 1 – x )

x = 0.16 (mol) --> Hiệu suất : H =

𝟎,𝟏𝟔 . 𝟐
𝟎,𝟒

= 80 %


* Dạng 2 : VD : Cho 16,8 (g) hh Au , Ag , Cu , Zn , Fe với O2 sau p/ư thu sản phẩm X nặng 23,2
(g) cho X qua dd HCl 2 M .Tính V của HCl
- Sơ đồ p/ư :
(Au , Ag , Zn , Fe ) + O2 (Au , Ag , ZnO , FeO ,Fe2O3 ,Fe3O4) ------> (Au , Ag , ZnCl2 , FeCl2 , FeCl3)
+ Bài làm : hh kim loại p/ư với oxi
Áp dụng định luật bảo toàn khối lượng ta có :

m(kim loại) + m (oxi ng tử) = m (hhX) m(oxi ng tử) = 23,2 – 16,8 = 6,4 (g)


Số mol của ng tử Oxi là : n = 6,4/16 = 0,4 (mol)
CHƯƠNG 2 : SỰ ĐIỆN LI

I .Quá trình phân li các chất
1. khái niệm :
- Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li.Những chất tan trong nước phân li
ra ion được gọi là những chất điện li.Vậy axit,bazơ,muối là những chất điện li.
+ Phương trình điện li : NaCl(dd) ----> Na+(dd) + Cl-(dd)
* Độ điện li α (anpha)của chất điện li là tỉ số giữa số phần tử phân li ra ion (n)và tổng số phân
tử hòa tan (n0).

α =n/n0

* Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra
ion , phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch (dd) , (0 < a < 1) .
VD: CH3COOH , H2S ,Mg(OH)2 , H2CO3…. ( axit yếu ,bazơ ít tan ,không tan
Phương trình (PT) phân li :

H2S ----> H+ + HS- , H2CO3

----->

H+ + HCO3- .

* Chất điện li mạnh là những chất khi tan trong nước , các phân tử hòa tan đều phân li ra ion (a=1)
VD: HCl , H2SO4 , BaCl2 , NaOH , KOH , Na2SO4 ….. (axit mạnh ,bazơ tan và hầu hết các muối)
PT phân li : HCl -----> H+ + Cl- , BaCl2

-------> Ba+ + 2Cl- .

2. Cân bằng điện li :
* Sự điện li của chất điện li yếu là quá trình thuận nghịch ,khi nào tốc độ phân li và tốc độ kết
hợp các ion tạo lại phân tử bằng nhau ,cân bằng điên li được thiệt lập .Cân bằng điện li là cân
bằng động .
+ Khi pha loãng dd , độ điện li của các chất điện li đều tăng
VD : ở 250C aCH3COOH trong dd =0,1M là 1,32 % trong dd 0,043 là 2%


3. Axit , bazơ , muối
* Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+.(Axit là chất nhường proton (H+)
VD : HCl ---->

H+ + Cl-

HBr ------> H+

;

+

Br-

* Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH- .(Bazơ là chất nhận proton (H+)
VD : NaOH ----->

Na+ + OH-

;

KOH ------> K+

+

OH-

* Axit nhiều nấc H3PO4 , H2SO4 ….(phải là axit mạnh)
VD : H2SO4 -----> H+ + HSO4- ; HSO4-

---->

H+ + SO42-

* Bazơ nhiều nấc Ba(OH)2 , Mg(OH)2 …..(phải là bazơ mạnh)
VD : Ba(OH)2 -----> Ba(OH)- + OH- ; Ba(OH)- -----> Ba2+

+

OH-

* Hiđrôxit lưỡng tính là những hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit , vừa
có thể phân li như bazơ.VD : Zn(OH)2 , Al(OH)3 , Cu(OH)2 , Cr(OH)3 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2
VD : Zn(OH)2 ----> Zn2+ + OH- (kiểu bazơ) ; Zn(OH)2 -----> 2H+ + ZnO2- (kiểu axit)
Al(OH) 3 ----> Al3+ + 3OH- (kiểu bazơ) ; AI(OH)3 -----> AlO2- + H+ + H2O
* Phân tử H2O là chất lưỡng tính; axit,bazơ có thể là phân tử hay ion
Hằng số phân li axit yếu : H2S -----> H+ + HS-

;

Ka =

[𝑯𝑺− ].[𝑯+ ]
[𝑯𝟐 𝑺]

* Hằng số Ka là hằng số phân li axit . Kacó giá trị phụ thuộc vào bản chất axit và nhiệt độ . Ka
càng nhỏ thì lực axit càng yếu.
* Hằng số p/l bazơ yếu : NH3

+ H2O ----->

NH4+

+ OH- ; Kb =

[𝑶𝑯− ].[𝑵𝑯+
𝟒]
[𝑵𝑯𝟑 ]

* Hằng số Kb là hằng số phân li bazơ ,có giá trị phụ thuộc vào bản chất bazơ và nhiệt độ . Giá trị Kb
càng nhỏ ,lực bazơ càng yếu.
* Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc NH4+ )và anion gốc axit.
+ Muối mà anion gốc axit không cồn khả năng phân li ra ion H+ được gọi là muối trung hòa.
VD : NaCl , Na2CO3 ,NH4Cl …..
+ Muối mà anion gốc axit còn khả năng phân li ra ion H+ được gọi là muối axit.
VD : NaHCO3 , NaHSO4 , NaH2PO4 …


+ Hầu hết các muối khi tan trong nước phân li hoàn toàn ra cation kim loại (hoặc NH4+ )và

anion gốc axit(trừ HgCl2 , Hg(CN)2 ,…là chất điện li yếu)
VD : NaCl ---> Na+ + Cl- , NaCl.KCl ----> Na+ + K+ + Cl- , NaHCO3 ---> Na+ + HCO3+ Muối axit thì gốc axit còn chứa H sẽ tiếp tục điện li VD : HCO3-

H+ + CO32-

---->

+ Muối phức phân li ra ion phức sau đố ion phức phân li ra các cấu tử thành phần
VD : [Ag(NH3)2]Cl ----> [Ag(NH3)2]+ + Cl- ; [Ag(NH3)2]+ ==== Ag+ + 2NH3
* Chú ý : + NH4+ , H+ là ion axit
+ Những anion gốc axit của axit mạnh như Cl- , SO42- HSO4- , …thì cho m/t axit
+ Những anion gốc axit của axit yếu như CO32- , S2- , F- , ClO- ...thì cho môi trường (m/t)bazơ
+ Ion gốc của axit yếu thủy phân trong nước tạo môi trường bazơ: CO32-; SO32-; S2-; PO43-;
CH3COO-...
+ Ion gốc của bazơ yếu thủy phân trong nước tạo môi trường axit: Cu2+; Fe3+; Zn2+; NH4+..
+ Ion gốc của axit mạnh (ví dụ: SO42-, Br-, Cl-, NO3-, ClO4-...) và ion gốc của bazơ mạnh (ví dụ:
Na+; K+, Ba2+, Ca2+, Mg2+...) không bị thủy phân trong nước, đóng vai trò trung tính
* Dạng bài tập
+ Dạng 1 : Cho chất điện li yếu (axit CH3COOH , H2S…,bazơ NH3 , …) có nồng độ mol = α .Ka(b) =
β . Tính nồng độ mol của ion H+ (OH-)
H2S ==== H+

VD: (axit)

+ HS- ; (bazơ)

NH3 + H2O ==== NH4+ + OH-

Ban đầu (Bđ) :

α

-----

0

0

α

-------

0

0

Phân li (P/t) :

x

-----

x

x

x

-------

x

x

α - x -----

x

x

α-x

Kết thúc (kt ) :
Ta có : Ka =


[𝑯+ ].[𝑯𝑺− ]
[𝑯𝟐 𝑺]

=

𝒙. 𝒙
𝒂− 𝒙

= β

Kb =

[𝑶𝑯− ].[𝑵𝑯+
𝟒]

[𝑵𝑯𝟑 ]

------=

𝒙. 𝒙
𝒂− 𝒙

x

x

= β

Giải PT x và kết luận

+ Dạng 2 : Cho hh gồm nhiều ion anion và cation trong 1 dd thì ta có tổng của tích số mol và số
oxi hóa của anion bằng cation (đL bảo toàn điện tích ) VD : cho dd chứa 1 mol K+ ,2 mol Na+ ,3
mol Ca2+ và x mol Cl- .Tính x ?
+ Bài làm : A/D ĐL bảo toàn điện tích ta có 2.1 + 1.1 + 3.2 = x.1 ---> x = 9 mol


+ Dạng 3: Cho các chất trong dd yêu cầu tìm các chất trong dd nào tồn tại được với nhau ?
+ Bài làm : các chất tồn tại trong 1 dd thì không thể pư được với nhau .
+ Dạng 4 : Trộn 100 ml dung dịch NaCl 0,10M với 100ml dung dịch Na2SO4 0,10M. Xác định
nồng độ các ion có mặt trong dung dịch.
+ Bài làm : Ta có NaCl, Na2SO4 là những chất điện li mạnh nên ta có :
NaCl ----> Na+
0,01
[Na+] =

Cl- (1)

+

0,01
𝟎,𝟎𝟑

0,01

= 0,15 (M) ;

𝟐

;

Na2SO4
;

----> 2Na+

0,01

+

0,02

SO42- (2)
0,01

[Cl-] = 0,05 (M) ; [SO42-] = 0,05 (M)

+ Dạng 5 : Tính nồng độ mol của các ion CH3COOH , CH3COO-, H+ tại cân bằng trong dung dịch
CH3COOH 0,1M có độ điện ly α = 1,32%.
+ Bài làm : Ta có : CH3COOH ---> H+ +
Ban đầu :

Co

CH3COO- (1)

0

0

Phản ứng :

Co.α

Co. α

Co.α

Cân bằng :

Co(1-α)

Co. α

Co.α

Vậy : [H+] = [CH3COO-] = α.Co = 0,1. 1,32.10-2 = 1,32.10-3 (M)


[CH3COOH] = 0,1M – 0,00132M = 0,09868 (M)

+ Dạng 6 : Tìm độ điện ly α
VD : Tính độ điện li của axit HCOOH 0,007 (M) trong dung dịch có [H+]=0,001 (M)
HCOOH + H2O -----> HCOO-

+ Bài giải

+

H3O+

Ban đầu : 0,007

0

Phản ứng : 0,007. α

0,007. α

Cân bằng : 0,007(1 - α)

0,007. α

Theo phương trình ta có: [H+] = [H3O+] = 0,007. α (M) → 0,007. α= 0,001


α=

𝑪
𝑪𝒐

=

𝟎,𝟎𝟎𝟏
𝟎,𝟎𝟎𝟕

= 0,1428 hay α = 14,28%.

+ Dạng 7 : Tìm độ điện ly khi có sự thay đổi bên ngoài
a) Tính độ điện li của dung dịch NH3 0,01 M.
b) Độ điện li thay đổi ra sao khi
- Pha loãng dung dịch ra 50 lần.


- Khi có mặt NaOH 0,001 M.
Biết : NH3 + H2O -----> NH4+ + OH- ;

Kb =

[𝑶𝑯− ].[𝑵𝑯+
𝟒]
[𝑵𝑯𝟑 ]

= 10 -3,36

+ Bài giải a) Tính độ điện li của dung dịch NH3 0,01 M :

NH3

H2O ----- NH4+ + OH-

+

Ban đầu : C0

C0

Phản ứng : C0.α

C0.α

C0.α

C0.α

Cân bằng : C0.(1 – α ) C0.α

C0.α

C0.α



Kb =

[𝑶𝑯− ].[𝑵𝑯+
𝟒]

[𝑵𝑯𝟑 ]

=

𝑪𝒐 .𝜶 .𝑪𝒐 .𝜶
𝑪𝒐 (𝟏− 𝜶)

= 10 -3,36

--> α = 18,8 %

b) Pha loãng dung dịch ra 50 lần : [NH3] =10-2 : 50 = 2.10-4 M = C0
-->

Kb = = 10 -3,36

-->

α = 74,5%

Độ điện li tăng vì nồng độ càng nhỏ mật độ ion càng ít thì khả năng tương tác giữa các ion
tạo chất điện li càng giảm, độ điện li càng lớn.
* Khi có mặt NaOH 0,001 M :
NaOH

→

Na+

+

0,001
NH3
Ban đầu :

+

Co

Phản ứng : Coα’

H 2O

0,001
----> NH4+ +

OH-

Kb = 10 -3,36 (1)

10-3

Co

0

Coα’

Coα’

(Coα’ + 10-3)

Coα’

(Coα’ + 10-3)

Cân bằng : C0(1 - α’)
Vì Co = 0,01M → Kb =

OH-

𝑪𝒐𝜶′ . (𝑪𝒐.𝜶′ + 𝟏𝟎−𝟑)
𝑪𝒐(𝟏− 𝜶′ )

= 10 -3,36

→

α’ = 14,9% < 18,8%

* Nhận xét : α giảm vì OH- của NaOH làm chuyển dịch cân bằng (1) sang trái.
+ Dạng 8 : Xác định tính chất của môi trường :
VD : Đánh giá môi trường axit, bazơ, trung tính của các dung dịch thu được khi hòa tan các
chất sau vào các cốc nước riêng biệt: CuCl2; Na2CO3; NaClO4; K2S; NH4Cl; Fe(NO3)3; Na3PO4 ;
K2SO3 ; K2SO4 ; Fe2(CO3)3 ; NaHCO3.