Ôn kiến thức luyện kỹ năng hóa học phạm ngọc sơn

TS. PHẠM NGỌC SƠN

Phiên
bản
điện tử

76


Lời nói đầu
Thực tiễn các kì thi Đại học – Cao đẳng những năm qua cho
thấy, để đạt được điểm số cao nhất, các em cần chuẩn bị cho mình
thật tốt hai vấn đề: “Chính xác về lí thuyết – Nhanh về bài tập”. Việc
lựa chọn đúng Bài hỏi lý thuyết, giải nhanh các bài tập là điều kiện
tiên quyết cho sự thành công của một bài thi môn Hoá học.
Nhằm giúp các em trong việc ôn luyện môn Hoá học phục vụ
các kì thi, chúng tôi biên soạn cuốn sách “Ôn kiến thức – Luyện kĩ
năng Hoá học”. Nội dung được chia làm hai phần chính:
- Phần một: Ôn kiến thức. Tất cả các nội dung cơ bản và
quan trọng nhất về Hoá học THPT được tóm tắt một các cô đọng,
dễ hiểu.
- Phần hai: Luyện kĩ năng. Các câu hỏi trắc nghiệm được chia

thành các chương, mỗi chương bao gồm các câu hỏi lí thuyết và
các bài tập. Các câu hỏi phần này được tác biên soạn một cách
kĩ lưỡng, hướng dẫn một cách chi tiết, sẽ giúp ích cho các em học
sinh trong việc luyện kĩ năng làm bài tập trắc nghiệm nhanh và
chính xác.
Tác giả
TS. Phạm Ngọc Sơn

Phần một:
77


ôn kiến thức

Chương

1:

Cấu tạo nguyên tử
Bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học
Và định luật Tuần hoàn

1. Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu
tạo nên nguyên tử
a) Thành phần cấu tạo nguyên tử
– Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng nguyên tố
hiđro có một loại nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton không có nơtron).
– Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân.
b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử

Điện tích
(quy ước)
Khối lượng
(quy ước)

Vỏ electron
của nguyên tử

Hạt nhân nguyên tử

Đặc tính
hạt

Hạt proton (p)

Hạt nơtron (n)

Hạt electron (e)

qp = +1,602.10 –19C

qn = 0

qe = –1,602.10–19C

(1+)

(0)

(1–)

mp = 1,6726.10–27kg

mn = 1,6748.10–27kg

me = 9,1094.10–31kg

(1đvC)

(1đvC)

(0,549.10–3đvC)

Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối lượng của các
electron là không đáng kể.
me =

1u =

1
1
đvC (hay u)
mp 
1840
1840

1
19, 9265.10 27
mC 
 1, 6605.10 27 (kg)
12
12

Khối lượng nguyên tử : m1nt’ = P + N (u)
Khối lượng mol nguyên tử : M = P + N (gam)
78

(với P là số proton, N là số nơtron)
Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì :
Thể tích nguyên tử :

V1nt’ =

4 3
 .r
3

Đường kính nguyên tử : Dnt’ = 10–10m = 1A0
Đường kính hạt nhân :

2.

(1nm = 10A0)

Dhn = Dnt’.10–4

Điện tích và số khối của hạt nhân
a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E).
b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N).
A=P+N=Z+N

3.

Nguyên tố hoá học
a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (nghĩa là
có cùng số proton, số electron và có tính chất hoá học giống nhau).
b) Số hiệu nguyên tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong bảng tuần

hoàn) được kí hiệu là Z, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng số proton trong hạt
nhân nguyên tử và bằng số electron có trong nguyên tử của nguyên tố).
c) Kí hiệu nguyên tử
A

Số khối

Kí hiệu
nguyên tố

X
Z

Số đơn vị
điện tích
hạt nhân

4.

Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình
a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do
đó có số khối A khác nhau.
Ví dụ :

16
8 O (8e, 8p,

8n) ;

17

8 O (8e,

8p, 9n)và

18
8 O (8e,

8p, 10n).

Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử của những
nguyên tố khác nhau có cùng số khối A nhưng khác số proton Z).
Ví dụ :

40
19 K (19p, 21n,

b) Tỉ số

19e) và

40
20 Ca

(20p, 20n, 20e).

N
Z

Với nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân nguyên tử
bền) luôn có tỉ số :

N
1
 1,524
79
Z


(trừ 11 H )

Riêng nguyên tử nguyên tố có Z < 18, tỉ số là:

1

N
 1,23
Z

 Nếu gọi tổng số các hạt electron, proton, nơtron là S thì :
3

S
S
 3,524 hoặc 3 
 3,23
Z
Z

c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A )
Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X,… với phần trăm số nguyên tử của
các đồng vị là x1, x2, x3,… khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của

nguyên tố X bằng :
A X = x1%A1 + x2%A2 + x3%A3 + …

A

5.

x.A1  y.A 2  z.A3 ...
x y z

Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử
a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt nhân mà tại
đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 95%).
Hình dạng các obitan nguyên tử :
– Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử.
– Obitan p có dạng hình số 8 nổi, các obitan có sự định hướng khác nhau trong không
gian (px, py, pz).
– Obitan d, f có hình dạng phức tạp.
Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2
electron.

b) Lớp electron: gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau.
Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron được đặc
trưng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài
như sau :
80


n

1

2

3

4

5

6

7

lớp

K

L

M

N

O

P

Q

c) Phân lớp electron: gồm các electron có năng lượng bằng nhau.
Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f.
Số lượng các phân lớp trong một lớp bằng số thứ tự lớp. Ví dụ : Lớp thứ 3 (lớp M) có
3 phân lớp (3s, 3p, 3d).
Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp là : ns,
np, nd, nf.
Ví dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f.
d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5, 7.
e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan.
Ví dụ :
Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và 5 obitan 3d)
Lớp N (n = 4) có 42 = 16 obitan (gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p ; 5 obitan 4d; 7
obitan 4f).
f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron nguyên tử


Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO)

Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình tự như sau
:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ...
Lưu ý : Khi Z > 20, có sự chèn mức năng lượng, ví dụ : mức 4s trở nên thấp hơn
3d,…


Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử

– Nguyên lí Pau–li :
Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này chuyển
động tự quay ngược chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron.

Obitan đã có 2 electron ghép đôi :



và 1 electron độc thân :



– Nguyên lí vững bền :
Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt những obitan có
mức năng lượng từ thấp đến cao.

81


–Quy tắc Kleckowski (thứ tự mức năng lượng obitan từ
thấp đến cao) :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ...

– Quy tắc Hund :
Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron
độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau.


Cấu hình electron nguyên tử

Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác
nhau.
Ví dụ : Fe (Z = 26) có 26 electron.
Cấu hình electron của Fe là 1s22s22p63s23p63d64s2.

– Ý nghĩa :
Ví dụ

Số e trong phân lớp

Số thứ tự lớp  3d6
Tên phân lớp
– Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử :



Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng

Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ tham gia
vào sự hình thành liên kết hoá học  quyết định tính chất hoá học của nguyên tố.
Lớp electron ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố có nhiều nhất 8 electron.
– Nếu có 1, 2 hay 3 electron lớp ngoài cùng  chúng là những nguyên tử kim loại.
– Nếu có 5, 6 hay 7 electron lớp ngoài cùng  chúng thường là những phi kim.
– Nếu có 4 electron lớp ngoài cùng  có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim
(C, Si).
– Nếu có đủ 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He có 2e)  đó là các khí hiếm.

82


6. Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học
a) Ô nguyên tố
Thành phần của ô nguyên tố gồm kí hiệu hoá học của nguyên tố, số hiệu nguyên tử,
nguyên tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm thông tin về cấu tạo nguyên tử,
mạng tinh thể,…

Ví dụ :
Số hiệu nguyên tử (stt)

22

Ti

Kí hiệu nguyên tố

Tên nguyên tố

Titan

KLNT trung bình

47,88

Khối lượng riêng (g/cm3)

4,5

(Ar)3d24s2

Cấu hình electron

Nhiệt độ nóng chảy (0C)

1670 0C

1,54

Độ âm điện

Nhiệt độ sôi (0C)

3289 0C

1gđk

Cấu trúc tinh thể

Số oxi hoá có thể có

+ 2, +3, +4
6,82eV

Năng lượng ion hoá

b) Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron,
được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3) và 4 chu kì lớn (4,5, 6,7).
Số lượng nguyên tố ở các chu kì như sau :
– Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1  2 ;
– Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố Z = 3  10 ;
– Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố Z = 11  18 ;
– Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố Z = 19  36 ;
– Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố Z = 37  54 ;
– Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố Z = 55  86 ;
– Chu kì 7 là chu kì chưa đầy đủ gồm các nguyên tố từ Z = 87 trở đi.
c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố mà nguyên

tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau.
– Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và
bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ).
– Các nhóm nguyên tố được chia thành hai loại :
Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p  STT nhóm A = số electron lớp
ngoài cùng.
IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

ns1

ns2

ns2 np1

ns2 np 2

ns2 np3

ns2 np 4

ns2 np5

ns2 np 6

Nhóm B : gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của
hầu hết các nguyên tố nhóm B như sau
83


IB

IIB

IIIB

IVB

(n–1)d10ns1

(n–1)d10ns2

(n–1)d 1ns2

(n–1)d 2ns2

VIB

VB
3

2

(n–1)d ns

7.

5

VIIB
1

(n–1)d ns

(n – 1) d5ns2

VIIIB :
(n–1)6ns2
(n–1)d 7ns2
(n–1)d 8ns2

Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của
điện tích hạt nhân
 Trong một chu kì (từ trái  phải) : Khi điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron
bằng nhau, số electron lớp ngoài cùng tăng bán kính nguyên tử giảm; độ âm điện
tăng; năng lượng ion hoá I1 tăng; tính kim loại giảm đồng thời tính phi kim tăng; tính
axit của các oxit, hiđroxit tăng đồng thời tính bazơ của chúng giảm; hoá trị trong hợp

chất khí với hiđro của phi kim giảm từ 4  1; hoá trị cao nhất trong hợp chất với oxi
tăng từ 1  7.
Trong một nhóm A ( từ trên xuống dưới) : Khi điện tích hạt nhân tăng, số lớp
electron tăng, số electron lớp ngoài cùng bằng nhau  bán kính nguyên tử tăng; độ
âm điện giảm; năng lượng ion hoá I1 giảm; tính kim loại tăng đồng thời tính phi kim
giảm; tính axit của các oxit, hiđroxit giảm đồng thời tính bazơ của chúng tăng; hoá trị
trong hợp chất khí với hiđro và oxi tương tự nhau.
Lưu ý :
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau có ZB
– ZA = 1.
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc 2 chu kì liên tiếp nhau có
+) ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)
+) ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)
– Công thức hợp chất với hiđro và oxi của các nguyên tố nhóm A:
Nhóm
IA
IIA
IIIA IVA
VA
VIA VIIA
Hợp chất khí với
RH4 RH3
RH2
RH
hiđro
Hợp chất với oxi
R2O R O R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
(hoá trị cao nhất)

8.

Định luật tuần hoàn
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và
hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích
hạt nhân nguyên tử.

84


Chương

2:

Liên kết hoá học

1. Khái niệm về liên kết hoá học
Liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền
vững hơn.

2.

Quy tắc bát tử (8 electron)
Cấu hình với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron ở lớp thứ nhất) là một cấu
hình đặc biệt vững bền.
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng
liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm
với 8 electron (hoặc 2 đối với heli) ở lớp ngoài cùng.

3. Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị
Loại liên kết

Liên kết ion
Liên kết cộng hoá trị
Nguyên nhân hình thành liên kết : Các nguyên tử liên kết với
Giống nhau
nhau để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm.
Là lực hút tĩnh điện giữa các
Là sự dùng chung các electron
Bản
ion mang điện tích trái dấu
chất
Na+ + Cl–  NaCl
H. + Cl.  H : Cl
Xảy ra giữa hai nguyên tố
Xảy ra giữa những nguyên tố
Khác
khác hẳn nhau về bản chất hoá giống nhau về bản chất hoá
nhau
Điều
học (thường xảy ra với các
học (thường xảy ra giữa các
kiện
nguyên tố phi kim nhóm 4, 5,
kim loại điển hình và phi kim
liên kết
6, 7)
điển hình) ; giữa ion dương –
ion âm.
Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa mang tính
chất cộng hoá trị vừa mang tính ion. Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào

giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử của một liên kết.

4.

Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa
hai nguyên tử của một liên kết
Hiệu độ âm điện
 < 0,4
0,4   < 1,7
  1,7

5.

Loại liên kết
Liên kết cộng hoá trị không cực
Liên kết cộng hoá trị có cực
Liên kết ion

Liên kết cho - nhận (còn gọi là liên kết phối trí)
Là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1 nguyên tử
cung cấp được gọi là nguyên tử cho electron. Nguyên tử còn lại có obitan trống
(obitan không có electron) được gọi là nguyên tử nhận electron. Liên kết cho – nhận
được kí hiệu bằng mũi tên "" có chiều từ nguyên tử cho electron sang nguyên tử
nhận electrron.
85


Ví dụ : Quá trình hình thành ion NH 4 (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho – nhận
:

Điều kiện để tạo thành liên kết cho – nhận giữa hai nguyên tử A  B là nguyên tử
của nguyên tố A có đủ 8 electron lớp ngoài, trong đó có những cặp electron tự do
(chưa tham gia liên kết) và nguyên tử của nguyên tố B phải có obitan trống.

6.

Liên kết kim loại
1) Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại
trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do.
2) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác với liên
kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion, còn liên kết kim
loại là lực hút tĩnh điện ion – electron tự do.

7.

Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết
đôi và liên kết ba
a) Sự xen phủ trục – Liên kết  (xích ma)
Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trùng với đường nối tâm của hai nguyên tử
liên kết gọi là sự xen phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết  (hình 1).

Hình 1. Xen phủ trục
Hình 2. Xen phủ bên
b) Sự xen phủ bên – Liên kết  (pi)
Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với
đường nối tâm của 2 nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo
liên kết  (hình 2).
c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma , được tạo thành từ sự xen phủ trục
và thường bền vững.
d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết  và 1 liên kết . Các liên kết  thường kém bền hơn

so với liên kết .
e) Liên kết ba : Gồm một liên kết  và hai liên kết  kém bền.

8.

Lai hoá obitan
a) Sự lai hóa obitan
Là sự tổ hợp (trộn lẫn) một số obitan hóa trị có mức năng lượng gần bằng nhau để
được cùng số lượng các obitan lai hóa giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong
không gian.
b) Các kiểu lai hóa thường gặp
- Lai hóa sp : 1AOs + 1AOp  2AOsp thẳng hàng (góc liên kết 1800).
86


Ví dụ : Trong các phân tử BeH2 ; BeCl2 ; C2H2 các nguyên tử Be, C ở trạng thái lai
hóa sp.
- Lai hóa sp2 : 1AOs + 2AOp  3AO sp 3 trên mặt phẳng, hướng từ tâm đến đỉnh tam
giác đều (góc liên kết 1200).
Ví dụ : Trong các phân tử C2H4 ; BF3 các nguyên tử C, B ở trạng thái lai hóa sp2.
- Lai hóa sp3: 1AOs + 3AOp  4AO sp2 có hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện
đều (góc liên kết 109028’).
Ví dụ : Trong các phân tử CH4 ; NH3 ; H2O các nguyên tử C, N, O ở trạng thái lai hóa
sp3.

8.

Các loại tinh thể

a).

Tinh thể ion
– Tinh thể ion được hình thành từ những ion mang điện tích trái dấu, đó là các cation
và anion.
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
– Tinh thể ion bền, khó nóng chảy, khó bay hơi.
Tinh thể nguyên tử
– Tinh thể được hình thành từ các nguyên tử.
– Lực liên kết có bản chất cộng hoá trị.
– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.
Tinh thể phân tử
– Tinh thể được hình thành từ các phân tử.
– Lực liên kết là lực tương tác phân tử.
– Kém bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.
Tinh thể kim loại
– Tinh thể được hình thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron tự do.
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo.

b)

c)

d)

9. Hoá trị trong hợp chất ion
- Khái niệm về điện hoá trị : Hoá trị của nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là
điện hoá trị.
Cách xác định điện hoá trị : Trị số điện hoá trị của một nguyên tố bằng số electron
mà nguyên tử của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo thành ion hay bằng trị số điện

tích của ion.
- Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị
Khái niệm: Hoá trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trị được gọi là cộng hoá trị.
Cách xác định : Cộng hoá trị của một nguyên tố là số liên kết mà nguyên tử của
nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân tử ở trạng thái đang xét.

10. Số oxi hoá
 Khái niệm : Số oxi hoá của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử
nguyên tố đó nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion.
 Cách xác định : Theo 4 quy tắc
Quy tắc 1: Trong các đơn chất, số oxi hoá của nguyên tố bằng 0.
Quy tắc 2: Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng 0.

87


Quy tắc 3: Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoá của nguyên tố bằng điện tích của
ion đó ; trong ion đa nguyên tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng
điện tích của ion.
Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá của hiđro bằng +1, của oxi bằng –
2.

88


Chương

3:

Phản ứng hoá học

1. Phân loại:
 Loại 1: Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá (phản ứng oxi hoá – khử ). Hầu
hết các phản ứng hoá học thuộc loại này.
 Loại 2: Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá. Các phản ứng trao đổi,
một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc loại phản ứng hoá học
này.

2. Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử
a) Phương pháp thăng bằng electron
Nguyên tắc của của phương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là tổng số
electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.

Bước 1 : Xác định các chất có mặt trong PTHH của phản ứng
Có thể chưa cần viết hết tất cả các chất tham gia và sản phẩm, nhưng nhất thiết phải
viết các chất tham gia cho, nhận electron và các sản phẩm của chúng.
Ví dụ : Hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O

Bước 2 : Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi, viết
các quá trình cho, nhận electron.
2

0

Cu  Cu + 2e (Sự oxi hoá)
5

2

N + 3e  N (Sự khử)

Bước 3 : Cân bằng số electron cho – nhận.
Nói chung, để cân bằng số electron cho, nhận ta chỉ cần nhân chéo số electron cho và
nhận.
0

3

2

Cu  Cu + 2e
5

2

2 N + 3e  N

Bước 4 : Đưa hệ số tìm được từ phương trình cho – nhận electron vào
phương trình hoá học :
3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Bước 5 : Cân bằng phần không oxi hoá – khử. Trước hết cần bổ sung phần
axit tạo muối. Đối với phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3 để tạo ra 3 phân tử
Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân tử H2O (hoặc các chất làm môi trường, v.v...).
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
b) Phương pháp ion – electron
Theo phương pháp này, bước 1, bước 2 giống như phương pháp trên, ở bước 3, các
quá trình cho – nhận electron được viết dưới dạng ion, phân tử mà chúng tồn tại thực.
Phương pháp ion-electron chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch.

Ví dụ : Trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết như sau
2

Cuo  Cu2+ + 2e (Cu2+ chứ không phải là Cu )
89


5

2

NO3  3e  NO  (không viết N , N )
Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau :
Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion, vv...) cho – nhận electron và các sản phẩm của
chúng nếu đã cân bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố, cả về điện tích của 2 vế
(VD : Cu o  Cu2+ + 2e) thì coi là bán phản ứng đã viết xong ; nếu chưa cân bằng (VD
: NO3  3e  NO  ) thì tiến hành như sau :
– Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường axit vế trái thêm H+ và
vế phải thêm H2O.
Ví dụ :

NO3  3e  4H   NO  2H 2O .

– Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành OH–.
Ví dụ :

MnO 4  3e  2H2 O  MnO2  4OH 

– Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O
và vế phải tạo thành H+.

Ví dụ :

SO2 + 2H2O  SO24  4H   2e .

– Nếu trong môi trường bazơ thì vế trái thêm OH– và vế phải thêm H2O.
Ví dụ :

SO32  2OH   SO24  H 2O  2e

Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau :
Cuo  Cu2+ + 2e

NO3  3e  4H   NO  2H 2O

Bước 4 : cân bằng số electron cho – nhận giống như phương pháp thăng
bằng electron.
3 Cuo  Cu2+ + 2e
2 NO3  3e  4H   NO  2H 2O

ứng

Bước 5 : cộng 2 bán phản ứng, ta được phương trình ion thu gọn của phản

3Cu  8H   2NO3  3Cu 2  2NO   4H 2O
Muốn chuyển phương trình dạng ion thành phương trình dạng phân tử ta cần cộng
vào 2 vế những lượng như nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai để bù trừ điện tích.
Trường hợp trên cần cộng 6NO3 vào 2 vế, ta có :
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3. Phân loại phản ứng oxi hoá - khử

Số phản ứng oxi hoá – khử có thể phân thành 3 nhóm lớn sau đây :

Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản ứng trong
đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác.
Các ví dụ điển hình :
a) Giữa các nguyên tử :

Zn +

to

S  ZnS
to

b) Giữa nguyên tử – phân tử :

2Al + Fe2O3  2Fe + Al2O3

c) Giữa phân tử – phân tử :
d) Giữa nguyên tử – ion :

FeO + CO  Fe + CO2

to

90


to

3Cu + 2NO 3 + 8H+  3Cu 2+ + 2NO + 4H2O
e) Giữa ion – ion :
2MnO 4 + SO 32 + 2OH–  2MnO24  SO24  H 2O
Trong loại phản ứng này một chất đóng vai trò chất oxi hoá (nhận electron) và chất
kia (cho electron) đóng vai trò chất khử.

Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho – nhận electron
xảy ra trong một phân tử.
Ví dụ : 2HgO  2Hg + O2
2

HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg đóng vai trò chất oxi hoá và
2

O đóng vai trò chất khử.
to

2Cu(NO3)3  2CuO + 4NO2 + O2 
5

Cu(NO3)2 vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó N đóng vai trò chất oxi hoá
2

và O đóng vai trò chất khử.

Phản ứng dị li : là phản ứng trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố
ở cùng một mức oxi hoá (cùng số oxi hoá) tách thành nhiều mức oxi hoá khác nhau :
4

Ví dụ :

3

5

2NO2 2NaOH  NaNO2  NaNO3  H2 O

Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường hợp đặc biệt của phản ứng giữa các phân tử,
trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá khác nhau tác
dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hoá.
5

Ví dụ :

1

0

KBrO3  5KBr  3H 2SO 4  3K 2 SO4  3Br2  3H 2O
(chất oxi hoá)

(chất khử)

91


Chương

4: Tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học

1. Khái niệm về tốc độ phản ứng và tốc độ trung bình của
phản ứng
a) Tốc độ phản ứng
Mọi phản ứng hoá học đều có thể biểu diễn bằng phương trình tổng quát sau :
Các chất phản ứng  Các sản phẩm
Trong quá trình phản ứng, nồng độ các chất phản ứng giảm dần, đồng thời nồng độ
các sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh thì trong một đơn vị thời gian
nồng độ các chất phản ứng giảm và nồng độ các sản phẩm tăng càng nhiều. Như vậy,
có thể dùng độ biến thiên nồng độ theo thời gian của một chất bất kì trong phản ứng
làm thước đo tốc độ phản ứng.
Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản
phẩm trong một đơn vị thời gian.
Nồng độ thường được tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s), phút
(ph), giờ (h)...
Tốc độ phản ứng được xác định bằng thực nghiệm.
b) Tốc độ trung bình của phản ứng ( v )
* Xét phản ứng : A  B
Ở thời điểm t1, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C1 mol/l. Ở thời điểm t2, nồng độ
chất A là C2 mol/l (C2 < C1 vì trong quá trình diễn ra phản ứng nồng độ chất A giảm
dần).
Tốc độ trung bình của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2
được xác định như sau :
v

C
C  C1
C  C2
 2
 1
t 2  t1

t 2  t1
t

Nếu tốc độ trung bình của phản ứng được tính theo sản phẩm B thì :
Ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l. Ở thời điểm t2 nồng độ chất B là C2 mol/l
(C2 > C1 vì nồng độ chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng). Ta có :
C
C  C1
v
 2
t
t 2  t1
* Xét phản ứng : aA + bB  cC + dD
Với các phản ứng có hệ số tỉ lượng khác nhau trong PTHH, cần chú ý :
v

1 C C
1 C D
1 C A
1 C B



c t
d t
a t
b t
92

2.

Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
a) Nồng độ
Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
Ví dụ : aA + bB  cC + dD
v = k. [A]a [B]b
[A] ; [B] là nồng độ các chất A, B.

Trong đó :

k : hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất phản
ứng (là tốc độ phản ứng khi nồng độ các chất tham gia phản ứng bằng
nhau và bằng 1 mol/l).
v : tốc độ phản ứng.
b) Áp suất
Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng.
(Khi tăng áp suất lên bao nhiêu lần đồng nghĩa với tăng nồng độ các chất phản ứng
lên bấy nhiêu lần).
c) Nhiệt độ
Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng khi tăng nhiệt độ từ t01  t20 có :
0

0

t 2  t1

v t0 = v t0 . γ
2

a

1

Trong đó: v t 0 và v t 0 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ ban đầu và nhiệt độ cao hơn.
1

2

 : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên bao
nhiêu lần khi tăng a (0C).
d) Diện tích bề mặt
Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi phản ứng kết thúc.
(Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng).

3. Cân bằng hoá học
- Phản ứng thuận nghịch là phản ứng xảy ra theo 2 chiều ngược nhau trong cùng điều kiện.
- Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng
tốc độ phản ứng nghịch.
- Khi phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng, nồng độ các chất không thay đổi nhưng các phản
ứng thuận và nghịch vẫn diễn ra nên cân bằng hóa học là cân bằng động.

- Hằng số cân bằng: Cho phản ứng :


 cC + dD
aA + bB 


c
d
C D

KC 
Aa Bb

93


[A] ; [B] ; [C] ; [D] là nồng độ mol của các chất A, B, C, D lúc cân bằng.
KC : hằng số cân bằng của phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất phản ứng.

4. Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh hưởng đến cân
bằng hoá học
a) Sự chuyển dịch cân bằng : Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân
bằng, có thể chuyển sang trạng thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện của phản
ứng gọi là sự chuyển dịch cân bằng.
b) Những yếu tố ảnh hưởng
* Nồng độ :
- Khi tăng nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ không
đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía làm giảm nồng độ chất đó cho đến khi đạt
cân bằng mới.
- Khi giảm nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ không
đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng nồng độ chất đó cho đến khi đạt cân
bằng mới.
* Áp suất :
- Khi tăng áp suất chung của hệ cân bằng ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ
chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí ít hơn, cho tới khi đạt cân bằng mới.
- Khi giảm áp suất chung của hệ cân bằng ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ

chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí nhiều hơn, cho đến khi đạt cân bằng
mới.
- Hệ cân bằng có số mol chất khí ở hai vế của PTHH bằng nhau thì việc tăng hay
giảm áp suất chung không làm cân bằng chuyển dịch.
* Nhiệt độ :
- Khi tăng nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng thu
nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.
- Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng toả
nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.
Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng được tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê:
Khi thay đổi các điều kiện của một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân
bằng (nồng độ, nhiệt độ, áp suất), cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác
động của sự thay đổi đó.

94


Chương

5:

sự điện li

1. Khái niệm
– Quá trình phân li các chất thành ion là sự điện li. Những chất tan trong nước phân li
ra ion được gọi là những chất điện li.
– Độ điện li : Độ điện li  (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra
C
ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (n0) :   n , hoặc  
C0

n0
(trong đó C là nồng độ chất điện li đó phân li thành ion; C0 là nồng độ chất tan ban
đầu).
– Phân loại các chất điện li :
+) Chất điện li mạnh là chất có  = 1 (các axit mạnh, bazơ mạnh, hầu hết các muối
tan. Ví dụ : HCl ; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ; NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ;
Ba(NO3)2...).
Na2CO3  2Na+ + CO32
+) Chất điện li yếu là chất có 0 <  < 1. (ví dụ : các axit yếu, bazơ yếu... như : HF ;
HClO ; HNO2 ; H2CO3 ; Mg(OH)2...)

 H+ + F–
HF 


Cân bằng phân li của các chất điện li yếu là cân bằng động, tuân theo nguyên lí
chuyển dịch cân bằng Lơ Satơliê. Khi pha loãng dung dịch chất điện li yếu thì độ điện
li tăng.

2. Axit – bazơ
– Axit là chất nhường proton. Ngoài những axit thông thường, một số ion cũng thể
hiện tính axit trong dung dịch như : NH4+ ; HSO 4 ; Al3+.H2O ; Fe3+.H2O ; Cu2+.H2O ;
Mg2+.H2O,...


 H3O+ + NO 2
HNO2 + H2O 


 H3O+ + Al(OH)2+

Al3+.H2O + H2O 

– Bazơ là chất nhận proton. Ngoài những bazơ thông thường, một số ion cũng thể
hiện tính bazơ trong dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu, như : NO 2 ;
CO 23  ; SO 23  ; S2– ; CH3COO– ; SiO 23  ; AlO 2 ; ZnO 22  ; C6H5 O–; PO 34  ,...


 HCO 3 + OH–
CO 23  + H2O 


95


– Chất vừa có khả năng nhường proton vừa có khả năng nhận proton là chất lưỡng
tính. (Ngoài những chất lưỡng tính thông thường một số ion cũng thể hiện tính lưỡng
tính trong dung dịch như : H2O ; HSO 3 ; HCO 3 ; HS– ; H2PO 3 ,...).
Ví dụ : HCO 3 + H+  H2O + CO2 (HCO 3 đóng vai trò bazơ)
HCO 3 + OH–  CO 23  + H2O (HCO 3 đóng vai trò axit )
- Hằng số phân li axit và bazơ
Sự phân li của axit và bazơ yếu trong nước là các quá trình thuận nghịch :
HNO2

H  .NO2 

Ka =   
HNO2 


 H+ + NO 2




–


 NH + OH



4

NH3 + H2O

NH 4 .OH  


Kb  
NH3

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ tương ứng càng nhỏ.
– Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit – bazơ của cặp axit–bazơ liên hợp :


 H+ + CH3COO–



CH3COOH

 CH3COO-   H  
Ka 
CH3COOH 

–


 CH3COOH + OH–
H2O + CH3COO 


Kb 

CH3COOH.OH  
CH 3COO 



Kb = Ka–1. KH2O ở đây KH2 O = [H+]. [OH– ] (KH2 O là tích số ion của nước)
Lưu ư : Với chất điện li yếu như CH3COOH có nồng độ ban đầu là C (mol/l)


 CH3COO–
CH3COOH 

Nồng độ ban đầu :

H+

Kcb

C

Nồng độ cân bằng : C(1 – )
K cb

+

C

A  .B  
C.C
. Nếu  << 1 thì  =
  
1  C
AB

C
K cb
C

3. Muối
Muối là hợp chất, khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH 4 ) và
anion gốc axit.
NH4Cl  NH 4 + Cl–
KNO3  K+ + NO 3
– Muối trung hoà là muối không có khả năng phân li ra ion H+ (proton).
96

Ví dụ : NaCl, NH4NO3, Na2CO3, Na2HPO3, Na2HBO3......
– Muối axit là muối có khả năng phân li ra ion H+.
Ví dụ : NaHCO3, NaH2PO4, NaHSO4, ...
– Ngoài ra còn có một số muối phức tạp, như
+ muối kép, như : NaCl.KCl ; KAl(SO4)2.12H2O,… ;
+ phức chất, như : [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4…;
+ muối bazơ, như : Mg(OH)Cl ; Fe(OH)Cl2...

4. Khái niệm về độ pH, chất chỉ thị axit – bazơ
– Để đánh giá độ axit – bazơ của dung dịch, ngoài biểu diễn bằng nồng độ [H+], ta
còn có thể biểu diễn dưới dạng pH theo quy ước :
pH = –lg[H+] hay [H+] = 10–pH.
– Sự điện li của nước

 H+ + OH– hay H2O + H2O 

 H3O+ + OH–
H2O 



KH2 O = [H+]. [OH–] = [H3O+]. [OH–]= 10-14
– Môi trường trung tính : [H+] = [OH–] = 10–7 mol/l  pH = 7.
– Môi trường axit : [H+] > 10–7 mol/l >[OH–]  pH < 7.
– Môi trường bazơ : [H+] < 10–7 mol/l <[OH–]  pH > 7
Chất chỉ thị axit – bazơ là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung
dịch.

5. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li
– Phản ứng tạo thành chất kết tủa

Ví dụ :

BaCl2 + Na2SO4  BaSO4 + 2NaCl
Ba2+ + SO 24   BaSO4

– Phản ứng tạo thành chất điện li yếu
Ví dụ :

HCl + KOH  H2O + KCl

 H2O
H+ + OH– 


– Phản ứng tạo thành chất khí
Ví dụ :

2HCl + Na2CO3  H2O + 2NaCl + CO2
2H+ + CO 23   H2O + CO2

6. Phản ứng thủy phân của muối
Khi hoà tan trong nước, muối phân li ra các cation và anion.
Nếu cation và anion là của các bazơ yếu và axit yếu thì chúng sẽ bị thuỷ phân :
97



 ROH(n–1)+ + H3O+
Rn+.H2O + H2O 



 HA(m–1)– + OH–
Am– + H2O 


Nên :
Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan và anion là gốc của axit mạnh
có môi trường trung tính.
Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan và anion là gốc của axit yếu
có môi trường bazơ.
Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ không tan hoặc NH 4 và anion là
gốc của axit mạnh có môi trường axit.

98


Chương

6:

PHI KIM

1. Nhóm halogen
- Nhóm VIIA gồm: flo, clo, brom, iot, atatin (9F ; 17Cl ; 35Br ; 53I ; 85At).
(Trong đó, atatin là nguyên tố phóng xạ)
- Cấu hình electron lớp ngoài cùng : ns2 np5
- Dạng đơn chất : X2
a) Tính chất vật lí
Tính chất vật lí biến đổi theo quy luật (nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng dần, màu
sắc các halogen đậm dần (flo: khí màu lục nhạt, clo: khí màu vàng lục, brom: lỏng

màu nâu đỏ, iot: rắn, màu đen tím).
b) Điều chế
Trong phòng thí nghiệm (điều chế Cl2, Br2, I2)
Chất oxi hoá mạnh (MnO2, PbO2, KClO3, KMnO4, K2Cr2O7,...) + dd HX đặc
MnO2 + 4HX  MnX2 + X2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HX  2KX + 2 MnX2 + 5X2 + 8H2O
Trong công nghiệp
- Flo : điện phân hỗn hợp lỏng gồm KF và HF.
®pnc
2HF 
 H2 + F2
- Clo : điện phân dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn.
®p
2NaCl + 2H2O 
 2NaOH + H2+ Cl2.
- Brom : sau khi tách lấy NaCl từ nước biển  phần còn lại chứa NaBr
Cl2 + 2NaBr  2 NaCl + Br2
- Iot : lấy rong biển khô đem đốt lấy tro, hòa tan tro vào nước được dung dịch NaI.
Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2
c) Tính chất hoá học
- Đều có tính oxi hoá mạnh: X2 + 2e  2X- Từ flo đến iot: Tính chất oxi hoá giảm dần, tính khử tăng dần.
Đơn chất

Flo (F2)

Clo (Cl2)

Brom (Br2)

Iot (I2 )

Tác dụng với tất cả kim Tác dụng hầu hết các với Tác dụng hầu hết với các Tác dụng với nhiều kim
loại kể cả Au, phản ứng kim loại, phản ứng toả kim loại, toả nhiệt ít hơn loại ở nhiệt độ cao (có
nhiều nhiệt
clo
toả nhiệt mạnh
xúc tác)

Tác dụng
2Na + F2  2NaF
với kim loại

2Na + Cl2  2NaCl

2Na + Br2 2 NaBr
2Na + I2
2Al + 3I2

Tác dụng
với H2 và
một số phi
kim

Nổ mạnh ở - 2520C trong Nổ, phản ứng toả nhiệt
bóng tối, phản ứng toả H2 + Cl2
nhiệt
as ( t 0 )

 2HCl
H + F  2HF

2

2

Không nổ toả nhiệt ít
hơn clo
H 2+ Br2

t0

 2HBr

to




2NaI

to


 2AlI3

- P/ư thuận nghịch
- P/ư thu nhiệt
0

t cao



 2HI
H2 + I2 


99


2F2 +2H 2O  4HF+O2
Tác dụng
với H2O

2F2 +2H 2Onóng  cháy

kém hơn clo



Cl2 + H2O 

Br2 +H2O

HCl +HClO





HBr + HBrO

Ít tan trong nước, phản
ứng rất yếu



I2 + H2O 
HI +HIO

Tác dụng
với dung
dịch kiềm

Tác dụng với kiềm
loãng, t0 thấp

Cl2 + 2NaOH 

4F2+2NaOH 
2NaF + H2O + OF2

3Cl2 + 6NaOH

Khó hơn nhiều so với
5NaBr+NaBrO3+3H2O brom

3Br2 + 6NaOH 

NaCl + NaClO + H2O

to




5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Tác dụng
với muối
halogen

Tác dụng với muối nóng Tác dụng với dung dịch Tác dụng với dung dịch Không phản ứng
muối
chảy
muối
F2+ 2NaCl2NaF + Cl2 Cl2+2NaBr 

Br2 + 2NaI 2NaBr + I2

2NaCl + Br2
Cl2 + 2FeCl2 2FeCl3

Một số p/ư Không
thể hiện tính
khử

Không

Br2 + 5Cl2 + 6H 2O I2 + 2HClO3 
2HBrO 3 + 10HCl
2HIO3 + Cl2

Lưu ý: Clo, brom, iot không phản ứng trực tiếp với oxi, nitơ, cacbon.
d) Hiđro halogenua và axit halogen hiđric (HX: HF, HCl, HBr, HI)
Tính chất
- Tính axit : các dung dịch HX có đầy đủ tính chất của axit, tính axit tăng từ HF  HI.
- Tính khử : tính khử tăng từ HF  HI
to

4HCl + MnO2  MnCl2 + 2H2O + Cl2
2HBr + H2SO4 đặc  Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4đặc  4I2 + H2S + 4H2O
- HF ăn mòn thuỷ tinh do :
4HF + SiO2  SiF4 + 2H2O
Điều chế
- Điều chế HF : CaF2 + H2SO4đặc  CaSO4 + 2HF
- Điều chế HCl :
Cách 1: Phương pháp sunfat
NaClrắn

0

 250 C
+ H2SO4đặc 
 NaHSO4 + HCl
0

400 C
2NaCl rắn + H2SO4đặc 
 Na2SO4 + 2HCl
Cách 2: Phương pháp tổng hợp

as
H2 + Cl2 
 2HCl
- Điều chế HBr và HI
PBr3 + 3H2O  H3PO3 + 3HBr
PI3 + 3H2O  H3IO3 + 3HI

Nhận biết ion XDùng dung dịch AgNO3 làm thuốc thử nhận biết ion X- (Cl-, Br-, I-) X vì:
HX + AgNO3  AgX  + HNO3
AgF: tan; AgCl: màu trắng; AgBr: màu vàng nhạt; AgI : màu vàng

100