Hệ thống lý thuyết hóa học THPT phục vụ ôn thi THPT QG, ôn thi học sinh giỏi

GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An

HÓA VÔ CƠ
NGUYÊN TỬ
I.

Thành phần cấu tạo nguyên tử
Hạt nhân:

đ.tích
proton (p): 1+
nơtron (n): 0

k/lượng
1u (đvC)
1u (đvC)

Lớp vỏ:
electron (e): 15,5.10-4u
- Do me <<< mp, mn nên khối lượng nguyên tử tập trung ở hạt nhân
- Do ngtử trung hoà về điện nên số p = e
II.
Điện tích và số khối của hạt nhân
- Điện tích hạt nhân Z+:
Z = số p = số e
- Số khối:
A=Z+N
A
- Ký hiệu nguyên tử:
Z X
N

- Bất đẳng thức đối với đồng vị bền 1 < Z < 83:
1≤
≤ 1,5
Z
Bài toán xác định số hạt
Trong một nguyên tử
- Tổng số hạt = số hạt p + số hạt n + số hạt e = 2Z + N
- số hạt mang điện: p + e = 2Z
- số hạt không mang điện: n = N
Trong phân tử XaYb: tổng số hạt = a(2ZX + NX) + b(2ZY + NY)
Trong ion đa nguyên tử: (Vd NO3-, NH4+, SO42-...)
XaYbn+: tổng số hạt = a(2ZX + NX) + b (2ZY + NY) – n
XaYbm-: tổng số hạt = a(2ZX + NX) + b (2ZY + NY) + m
Bài toán về đồng vị
- Đồng vị là những nguyên tử có cùng số p nhưng khác nhau số n, do đó số khối A khác nhau
- Nguyên tử khối trung bình: Đồng vị số khối X chiếm a%, đồng vị số khối Y chiếm b%
aX + bY
A=
100
Bài toán về khối lượng riêng và kích thước nguyên tử, hạt nhân
m
Khối lượng riêng của một chất: D =
V
4
Thể tích nguyên tử (hình cầu): V = πr3 (r: bán kính nguyên tử)
3
m
=> D = 4 3
πr
3

LỚP VỎ NGUYÊN TỬ
- Lớp: - Các electron trên cùng một lớp có mức năng lượng xấp xỉ bằng nhau
- Phân lớp electron: các electron trên cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau
+ Trật tự các mức năng lượng: 1s, 2s, 2p, 3s. 3p, 4s, 3d, 4p, 5s...
7s 7p 7d 7f
6s 6p 6d 6f
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s
Nguyên tố s là nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s
Nguyên tố p là nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p
Nguyên tố d là nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d
Nguyên tố f là nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
I. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn
Bảng tuần hoàn gồm các ô nguyên tố, được chia thành 7 chu kỳ đánh STT từ 1 đến 7 và 16 nhóm chia
thành 8 nhóm A và 8 nhóm B
Nhóm A gồm các nguyên tố s, p
Nhóm B gồm các nguyên tố d, f
Số thứ tự của ô = số Z = số electron
Số thứ tự của chu kỳ = số lớp electron
Số thứ tự của nhóm = số electron hoá trị
Đối với các nguyên tố nhóm A, số electron hoá trị = số electron lớp ngoài cùng
Đối với các nguyên tố nhóm B, số electron hoá trị = số electron lớp ngoài cùng + electron ở phân lớp sát
lớp ngoài cùng chưa bão hoà

Một số nhóm A:
- nhóm IA: nhóm kim loại kiềm
- nhóm IIA: nhóm kim loại kiềm thổ
- nhóm VIIA: nhóm halogen
- nhóm VIIIA: khí hiếm
- nhóm B: nhóm các nguyên tố chuyển tiếp (các nguyên tố nhóm B là các kim loại chuyển tiếp)
Cấu hình electron lớp ngoài cùng các nguyên tố nhóm A: nsanpb
Cấu hình electron lớp ngoài cùng các nguyên tố nhóm B: (n-1)dansb
SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CÁC NGUYÊN TỐ
Trong một chu kỳ, từ trái sang phải :
Tính kim loại giảm dần
Tính phi kim tăng dần
Bán kính nguyên tử giảm dần
Độ âm điện tăng dần
Trong một nhóm A, từ trên xuống dưới
Tính kim loại tăng dần
Tính phi kim giảm dần
Bán kính nguyên tử tăng dần
Độ âm điện giảm dần
- kim loại mạnh nhất là Cesi (Cs)
- phi kim mạnh nhất là Flo (F)
+ Đối với các nguyên tố nhóm A
- Hoá trị trong oxit cao nhất = STT nhóm
- Hoá trị trong hợp chất khí với hidro = 8 – STT nhóm
=> tổng 2 hoá trị = 8
Chú ý: Các nguyên tố nhóm IA, IIA, và IIIA cũng tạo được hợp chất với hidro (hidrua kim loại – là chất
rắn) có công thức tương ứng: RH, RH2, RH3. Trong các hợp chất này, số oxi hoá của H là -1.
VD: NaH: natri hidrua
CaH2: canxi hidrua
Tính bazơ của oxit cao nhất và hidroxit tương ứng giảm

Tính axit của oxit cao nhất và hidroxit tương ứng tăng
Tính bazơ của oxit cao nhất và hidroxit tương ứng tăng
Tính axit của oxit cao nhất và hidroxit tương ứng giảm


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
ph¶n øng oxi ho¸ khö
Phản ứng oxi hoá khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hoá một số nguyên tố
- Chất oxi hoá là chất nhận e: là chất có số oxi hoá giảm sau phản ứng
- Chất khử là chất nhường e: là chất có số oxi hoá tăng sau phản ứng
- Sự oxi hoá là sự nhường e
- Sự khử là sự nhận e
Điều kiện xảy ra phản ứng oxi hoá khử:
Chất oxi hoá mạnh + chất khử mạnh → chất oxi hoá yếu + chất khử yếu
* Một số chú ý:
- Các chất có số oxi hoá thấp nhất trong dãy: chỉ có tính khử
- Các chất có số oxi hoá cao nhất trong dãy: chỉ có tính oxi hoá
- Các chất có số oxi hoá trung gian: có cả tính oxi hoá và tính khử
* Số oxi hoá một số nguyên tố:
- Nitơ:
-3; 0; +1; +2; +3; +4; +5
- Lưu huỳnh: -2; 0; +4; +6
- Cl, Br, I: -1; 0; +1; +3; +5; +7
- Flo:
-1; 0
- Cacbon: -4; 0; +2; +4
- Photpho: -3; 0 +3; +5
- Mangan: 0; +2; +4; +6;+7
- Crom: 0; +2; +3;+6
- Kim loại: 0; +(hoá trị)

* Một số chất có sản phẩm phụ thuộc vào môi trường
KMnO4 :
- trong môi trường axit, bị khử thành Mn+2 : muối Mn2+
- trong môi trường trung tính, bị khử thành Mn+4: oxit MnO2
- trong môi trường bazơ, bị khử thành Mn+6: oxit K2MnO4
K2Cr2O7:
- trong môi trường axit, bị khử thành Cr+3 : muối Cr3+
- trong môi trường trung tính, bị khử thành Cr+3 : Cr(OH)3 ↓
- trong môi trường bazơ, bị khử thành Cr+2 : Cr(OH)2 ↓
Cr+3:
- trong môi trường axit, bị oxi hoá thành Cr+6 : Cr2O72- (màu da cam)
- trong môi trường bazơ, bị oxi hoá thành Cr+6 : CrO42- (màu vàng)
NO3-:
- trong môi trường axit, có khả năng oxi hoá như HNO3
- trong môi trường trung tính, không có khả năng oxi hoá
- trong môi trường bazơ, có thể bị Al, Zn khử thành đến NH3
* Một số muối và quặng:
FeS, FeS2, CuS, Cu2S, CuFeS2 + HNO3/H2SO4 đn → Fe+3, Cu+2, S+6;
VD: CuS + 4H2SO4 (đn) → CuSO4 + 4SO2 + 4H2O
FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO + H2O


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
Dung dÞch
1. Chất điện li: là những chất khi tan trong nước phân li thành các ion
- Chất điện li mạnh: là những chất khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành các ion
Vd: axit mạnh, bazơ mạnh, muối tan
Phương trình điện li biểu diễn bằng mũi tên một chiều
- Chất điện li yếu: là những chất khi tan trong nước phân li một phần thành các ion, một phần vẫn tồn tại
dạng phân tử trong dung dịch

Vd: axit yếu, bazơ trung bình
Phương trình điện li biểu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều
* Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch chất điện li
Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li chỉ xảy ra khi các ion kết hợp được với nhau tạo
thành ít nhất một trong các chất sau:
o chất kết tủa
o chất điện li yếu (nước, ion phức hoặc axit yếu)
o chất khí
Chú ý khi viết phương trình ion: các chất khí, chất không tan, chất điện li yếu giữ nguyên dạng phân tử,
chất điện li mạnh viết thành các ion
* Tính tan của một số muối
- Muối của kim loại kiềm, muối amoni: tan
- Muối axit (HCO3-, HSO4-, H2PO4-): tan, trừ NaHCO3 ít tan
- Muối nitrat (NO3-): tan
- Muối clorua (Cl-): đa số tan, trừ AgCl ↓
- Muối sunfat (SO42-): đa số tan, trừ BaSO4 ↓, Ag2SO4 ↓, CaSO4 ít tan
- Muối cacbonat (CO32-): đa số không tan, trừ muối của kim loại kiềm, muối amoni
- Muối photphat (PO43-): đa số không tan, trừ muối của Na, K, muối amoni
2. Sự điện li của nước
H2O  H+ + OH* Tích số ion của nước: KH2O = [H+].[OH-] = 10-14
* Khái niệm pH
[H+] = 10-pH ↔ pH = -lg[H+]
pOH = -lg[OH-]
[H+].[OH-] = 10-14 => pH + pOH = 14
+
* Mối quan hệ giữa pH, [H ] và môi trường
- Môi trường trung tính: [H+] = [OH-] = 10-7 => pH = 7
- Môi trường axit: [H+] > [OH-] => [H+] > 10-7 => pH < 7
- Môi trường bazơ: [H+] < [OH-] => [H+] < 10-7 => pH > 7
3. pH của dung dịch muối

Phản ứng trao đổi ion giữa muối hoà tan và nước làm cho pH biến đổi được gọi là phản ứng thuỷ
phân của muối.
- Muối axit tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh có môi trường axit pH < 7
- Muối trung hoà tạo bởi gốc axit mạnh và bazơ mạnh (như NaCl, Na2SO4, KNO3...) không bị
thuỷ phân. dung dịch có môi trường trung tính pH = 7
- Muối trung hoà tạo bởi gốc axit yếu và bazơ mạnh (như CH3COONa, Na2CO3, K2S...) bị thuỷ
phân. dung dịch có môi trường kiềm pH > 7
- Muối trung hoà tạo bởi gốc axit mạnh và bazơ yếu (như NH4Cl, Fe(NO3)3, FeCl3, Al2(SO4)3...)
bị thuỷ phân. dung dịch có môi trường axit pH < 7
- Muối trung hoà tạo bởi gốc axit yếu và gốc bazơ yếu (CH3COONH4, (NH4)2CO3)
=> bị thuỷ phân cho axit yếu và bazơ yếu. Môi trường dung dịch phụ thuộc vào axit yếu và bazơ yếu
này. Nếu hằng số phân li của axit và bazơ gần bằng nhau, dung dịch có môi trường trung tính.


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
NHÓM HALOGEN
Nguyên tố halogen: nhóm VIIA:

Flo (F) M = 19:
Clo (Cl) M = 35,5:
Brom (Br) M = 80:
Iot (I) M = 127:
Từ F đến I: Tính phi kim giảm dần
Độ âm điện giảm dần
Bán kính nguyên tử tăng dần
Số oxi hóa: F: -1, 0
Cl, Br, I: -1, -, +1, +3, +5, +7
1. Đơn chất halogen
* Tính chất vật lí:
F2: chất khí màu lục nhạt

Cl2: chất khí màu vàng lục
Br2: chất lỏng màu đỏ nâu
I2: chất rắn màu đen tím, dễ thăng hoa
* Tính chất hoá học
Tính oxi hoá: F2 > Cl2 > Br2 > I2
- tác dụng với kim loại → muối (kim loại lên hoá trị cao nhất)
- tác dụng với hidro → khí hidrohalogenua (HX) → tan trong nước thành axit halogenhidric
- tác dụng với nước:
F2 bị phân huỷ: 2F2 + H2O → 4HF + O2
Cl2, Br2: phản ứng 2 chiều (brom phản ứng chậm hơn clo)
Cl2 + H2O  HCl + HClO
Br2 + H2O  HBr + HBrO
I2: không phản ứng
- tác dụng với dung dịch bazơ (tính tự oxi hoá khử)
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (nước Gia ven)
t0
3Cl2 + 6NaOH →
5NaCl + NaClO3 + 3H2O
- tác dụng với chất khử khác: NH3, H2S, SO2, ...
Cl2 + SO2 + H2O → 2HCl + H2SO4
- tác dụng với muối halogenua: halogen mạnh hơn đẩy halogen yếu hơn ra khỏi muối
Tính chất riêng: I2 phản ứng với hồ tinh bột cho màu xanh
Điều chế clo:
Trong CN: điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn
2NaCl + 2H2O đpdd

→ 2NaOH + Cl2 + H2
Trong PTN: cho axit HX + chất oxi hoá mạnh
2. Axit halogenhidric (HX)
+ Tính axit: HF < HCl < HBr < HI

+ Tính khử: F- < Cl- < Br- < I- : tác dụng chất oxi hoá mạnh: KMnO4, MnO2, K2Cr2O7...
t0
MnO2 + 4HCl(đ) →
MnCl2 + Cl2 + 2H2O
16HCl(đ) + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
KClO3 + 6HCl(đ) → KCl + 3Cl2↑ + 3H2O
K2Cr2O7 + 14HCl(đ) → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
+ Tính chất riêng: HF có khả năng ăn mòn thuỷ tinh:
4HF + SiO2 → SiF4↑ + H2O
Điều chế: Trong CN: phương pháp tổng hợp: H2 + X2 → 2HX
Trong PTN: phương pháp sunfat: điều chế HF, HCl


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
0

t
CaF2 + H2SO4 (đặc) →
CaSO4 + 2HF
t0
NaCl(r) + H2SO4 (đ) → NaHSO4 + HCl
t0
2NaCl(r) + H2SO4 (đ) →
Na2SO4 + 2HCl
Chú ý: phương pháp sunfat không dùng để điều chế HBr, HI vì H 2SO4 đặc là chất oxi hoá mạnh, còn
HBr, HI là chất khử mạnh
- Điều chế HBr, HI bằng cách:
+ Thủy phân photpho halogenua:
PX3 + 3H2O → 3HX + H3PO3
PX5 + 4H2O → 5HX + H3PO4

+ Cho halogen tác dụng với hợp chất chứa hidro:
X2 + RH → RX + HX
I2 + H2S → 2HI + S↓
3. Muối halogenua
Đa số muối halogenua tan, trừ muối của Ag (AgCl, AgBr, AgI)
Nhận biết:
Thuốc thử: dung dịch AgNO3
AgF: tan trong nước
AgCl: không tan, màu trắng
AgBr: không tan, màu vàng nhạt
AgI: không tan, màu vàng cam
as
Tất cả các muối đều bị hoá đen khi chiếu sáng: AgX →
Ag → Ag2O (đen)
4. Hợp chất có oxi
Tên gọi: HClO: axit hipoclorơ → muối ClO-: muối hipoclorit
HClO2: axit clorơ
→ muối ClO2-: muối clorit
HClO3: axit cloric → muối ClO3-: muối clorat
HClO4: axit pecloric → muối ClO4-: muối peclorat
+ Tính oxi hoá mạnh: Từ HClO → HClO4: tính axit tăng và tính oxi hoá giảm
- Muối hipoclorit có khả năng oxi hóa tương tự và Cl2 và dễ bị nhiệt phân
NaClO + 2HCl → NaCl + Cl2 + H2O
t0
3NaClO →
NaClO3 + 2NaCl
Điều chế: Cl2 + 2NaOH (dd) → NaCl + NaClO + H2O
- Muối clorit cũng có tính oxi hóa và dễ bị nhiệt phân
t0
3NaClO2 →

2NaClO3 + NaCl
- Muối clorat bền hơn, nhưng cũng vẫn bị nhiệt phân
t0
4KClO3 →
3KClO4 + KCl
MnO2 ,t 0
2KClO3  
→ 2KCl + 3O2
t0
Điều chế: 3Cl2 + 6KOH →
5KCl + KClO3 + 3H2O
- Muối peclorat bền hơn
t0
KClO4 →
KCl + 2O2
- Nước Gia-ven là dung dịch hỗn hợp NaCl và NaClO
Cl2 + 2NaOH (dd) → NaCl + NaClO + H2O
NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO
- Clorua vôi là muối hỗn tạp
Cl2 + Ca(OH)2 (bột) → CaOCl2 + H2O
2CaOCl2 + CO2 + H2O → CaCO3 + CaCl2 + 2HClO


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
OXI – LƯU HUỲNH
1. Oxi: Tính oxi hoá mạnh:
Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt),
Tác dụng với hầu hết phi kim (trừ halogen)
Tác dụng với nhiều hợp chất, kể cả vô cơ và hữu cơ
Điều chế: Trong PTN: Phân huỷ các hợp chất giàu oxi như KMnO4, KClO3...

t0
2KMnO4 →
K2MnO4 + MnO2 + O2
t0
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Trong công nghiệp: - Chưng cất phân đoạn không khí lỏng
- Điện phân nước
2. Ozon: là dạng thù hình của oxi và có tính oxi hóa mạnh hơn O2
O3 + 2KI + H2O 
→ I2 + 2KOH + O2 (oxi không có)
Do tạo ra KOH nên O3 làm xanh quì tẩm dung dịch KI, sản phẩm có I2 nên tạo màu xanh với hồ tinh bột
=> Nhận biết ozon bằng quỳ tím tẩm dung dịch KI hoặc dung dịch KI + hồ tinh bột.
3. Lưu huỳnh:
Các mức oxi hóa: -2; 0; +4; +6
- Tính oxi hoá:
- Tác dụng với kim loại ở nhiệt độ cao → muối sunfua, riêng phản ứng với thuỷ ngân ở nhiệt độ
thường => ứng dụng: dùng lưu huỳnh để loại bỏ thuỷ ngân trong nhiệt kế vỡ
- Tác dụng với hidro → hidrosunfua
- Tính khử: tác dụng với phi kim
4. Hidrosunfua
- Hidro sunfua (H2S) là một chất khí, không màu, mùi trứng thối và rất độc
+ Tính axit yếu:
- Dung dịch axit H2S không làm đỏ giấy quỳ tím.
- tác dụng với bazơ => tạo 2 loại muối: muối sunfua (S2-) và muối hidrosunfua (HS-)
- Là một oxit axit: tác dụng với bazơ => tạo 2 loại muối: muối sunfua(S2-) và muối hidrosunfua (HS-)
nOH −
1
2
nH 2S
HS1 muối

S22 muối

1 muối

H2S + O2 (thiếu) → H2O + S
t0
H2S + O2 (dư) →
H2O + SO2
H2S + SO2  3S + 2H2O
H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4  5S + 2MnSO4 + K2SO4+ 8H2O
to
H2S + 3CuO 
→ 3Cu + H2O + SO2
* Điều chế: muối sunfua + axit
5. Muối sunfua
- Muối sunfua ít tan trong nước, trừ sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ, amoni.
- Một số muối sunfua có màu: MnS (hồng), PbS (đen), CdS (vàng), CuS (nâu đậm), ZnS (trắng).
- Muối sunfua là muối của axit yếu nên dễ tan trong axit, trừ muối của các kim loại nặng như: PbS,
CuS, HgS, ZnS,Ag2S là những kết tủa bền với axit
Chú ý tính tan của muối sunfua:
Muối sunfua của kim loại: K, Na, Ca, Ba... Al
Mn, Zn, Fe...
Sn, Pb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Tan trong nước
không tan trong nước
không tan trong nước,
nhưng tan trong axit
không tan trong axit
- Tất cả các ion S2- đều có tính khử mạnh: ZnS + 3O2  2ZnO + SO2

- Ion HS- có tính lưỡng tính:
HS- + H+ 
→ H2S
HS + OH 
→ S2- + H2O
+ Tính khử mạnh:


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
6. Lưu huỳnh đioxit
- Lưu huỳnh đioxit (SO2) (khí sunfurơ) là một chất khí, không màu, mùi hắc, độc
- Là một oxit axit: tác dụng với bazơ => tạo 2 loại muối: muối sunfit (SO32-) và muối hidrosunfit (HSO3-)
nOH −
1
2
n SO2
HSO3-

SO32-

1 muối
2 muối
1 muối
- Tính oxi hoá: tác dụng với chất có tính khử mạnh: SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
- Tính khử: tác dụng với chất có tính oxi hoá mạnh
Br2 + SO2 + H2O → HBr + H2SO4
=> SO2 có khả năng làm mất màu dung dịch brom => nhận ra SO2 bằng dung dịch Br2
* Điều chế SO2
- Trong PTN:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3

t0
- Trong công nghiệp: đốt S hoặc quặng pirit sắt: 4FeS2 + 11O2 →
2Fe2O3 + 8SO2
7. Muối sunfit và hiđrosufit:
- Các muối sunfit ít tan trừ muối của kim loại kiềm và amoni.
- Tác dụng với axit giải phóng SO2:
Na2 SO3 + H 2 SO4 → Na2 SO4 + SO2 + H 2O
NaHSO3 + H 2 SO4 → NaHSO4 + SO2 + H 2O
- Tác dụng với bazơ:
NaHSO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O
2−
−
- SO3 và HSO3 là những chất khử mạnh:
2 Na2 SO3 + O2 → 2 Na2 SO4
Na2 SO3 + Br2 + H 2O → Na2 SO4 + 2 HBr
NaHSO3 + Cl2 + H 2O → NaHSO4 + 2 HCl
3 Na2 SO3 + 2 KMnO4 + H 2O → 3Na2 SO4 + 2MnO2 + 2 KOH
- Đều bị nhiệt phân:
to
4 K 2 SO3 
→ 3K 2 SO4 + K 2 S
o

t
2 NaHSO3 
→ Na2 S 2O5 + H 2O
8. Axit sunfuric
* Tính chất vật lí: Axit H2SO4 tan vô hạn trong nước, quá trình toả nhiều nhiệt => Khi pha loãng H2SO4
đặc phải rót từ từ axit vào nước
* Tính chất hoá học

- Tính chất chung của dung dịch H2SO4 loãng: Tính axit
- Tính chất của H2SO4 đặc:
+ Tính oxi hoá:
- Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Au.Pt):
KL (trừ Au.Pt) + H2SO4 đn’ → muối + SO2 + 2H2O
Chú ý: Một số kim loại (Al, Fe...) bị thụ động trong H2SO4 đặc nguội
- Tác dụng với nhiều phi kim: C, S, P...
t0
2H2SO4 đn + C →
CO2 + 2SO2 + 2H2O
- Tác dụng với nhiều hợp chất có tính khử:
+ Tính háo nước: - Hút ẩm, làm khô khí
- Hoá than hợp chất hữu cơ: (C5H10O5)n → 5nC + 5nH2O
* Sản xuất axit sunfuric : FeS2, S → SO2 → SO3 → H2SO4.nSO3 → H2SO4
(oleum)


GV: ng Th Hng Giang THPT ng An
NIT
I. NIT: N2
1. Tớnh cht hoỏ hc
Cỏc mc oxi hoỏ: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5
nhit thng, N2 tng i tr v mt hoỏ hc do cú liờn kt ba bn vng.
nhit cao, N2 th hin c c tớnh oxi hoỏ v tớnh kh
* Tính oxi hoá
a) Tác dụng với kim loại taùo kim loaùi nitrua:
N2 + 3 Mg Mg3N2
b) tác dụng với hidro:
N2 + 3 H2 2 NH3
* Tính khử

Taực duùng vụựi oxi: 3000oC (h quang in) : N2 + O2 2 NO
2NO + O2 2 NO2
Cỏc oxit khỏc ca nit nh N2O, N2O3, N2O5 khụng iu ch c t phn ng trc tip gia nit v
oxi
2. iu ch
* Trong CN: Phng phỏp chng ct phõn on khụng khớ lng
* Trong PTN:
- Nhit phõn mui amoni nitrit: NH4NO2 N2 + 2 H2O
- un núng dung dch bóo hũa amoni nitrit hoc dung dch hn hp NaNO2 v NH4Cl
NH4Cl + NaNO2 NaCl + N2 + 2 H2O
II AMONIAC: NH3
- Tớnh baz yu => làm quỳ tím chuyển sang màu xanh
Tỏc dng vi axit
NH3 + HCl NH4Cl
Tỏc dng vi dung dch mui :
Al3+ + 3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH4+
- Tớnh kh
a) Tỏc dng vi oxi
4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O
850-9000C v cú xỳc tỏc Pt: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
b) Tỏc dng vi clo:
2NH3 + 3Cl2 N2 + 6 HCl
Cú s to thnh khúi trng do HCl kt hp vi NH3
c) Tỏc dng vi mt s oxit kim loi :
to
2 NH3 + 3 CuO
3 Cu + N2 + 3 H2O
- Kh nng to phc: Dung dch amoniac cú kh nng hũa tan hidroxit hay mui ớt tan ca mt s kim
loi to thnh dd phc cht:
Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2

Mu xanh thm
* iu ch
- Trong PTN: Cho mui amoni tỏc dng vi kim, un nh
NH4+ + OH- NH3 + H2O
- Trong CN: Tng hp t H2 v N2 :
N2 (k) + 3 H2(k) 2 NH3(k)
III- MUI AMONI
* Tỏc dng vi dung dch kim :
NH4+ + OH- NH3 + H2O
- Phn ng nhit phõn
to
a) Mui amoni cha gc axit khụng cú tớnh oxi hoỏ
NH3
to
NH4Cl (r)
NH3(k) + HCl (k)
Mui amoni cacbonat v hidrocacbonat b phõn hu ngay nhit thng
(NH4)2CO3 NH3 + NH4HCO3
NH4HCO3 NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 dựng lm bt n bỏnh
to
b) Mui amoni cha gc axit cú tớnh oxi húa (NO2-, NO3-)
N2, N2O
NH4NO2 N2 + 2 H2O
NH4NO3 N2O + 2 H2O


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
IV- AXIT NITRIC: HNO3
- Tính axit

- Tính oxi hóa mạnh
a) Tác dụng với kim loại

KL (trừ Pt, Au) + HNO3 → muối + sp khử + H2O

* Kim loại càng mạnh, axit càng loãng, N+5 bị khử càng thấp
Sản phẩm khử: NO2: khí màu nâu đỏ
NO: khí không màu hoá nâu trong không khí
N2O: khí không màu, gây cười (khí cười)
N2: khí không màu, hơi nhẹ hơn không khí
NH4NO3: không tạo ra khí, cho kiềm vào có khí thoát ra
Chú ý: Fe, Al, Cr... bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc nguội
b) Tác dụng với phi kim: C, S, P…
Phi kim bị oxi hóa đến mức cao nhất, phi kim bị khử đến NO2 hoặc NO tùy theo nồng độ của axit
C + 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2H2O
S + 6 HNO3 → H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
c) Tác dụng với hợp chất: H2S, HI, SO2, FeO, muối sắt (II): Nguyên tố bị oxi hóa lên mức cao hơn
3 FeO + 10 HNO3 → 3 Fe(NO3)3 + NO + 5 H2O
3 H2S + 2 HNO3 → 3 S + 2 NO + 4 H2O
* Điều chế
1- Trong PTN: Cho kali nitrat hoặc natri nitrat tác dụng với H2SO4 đậm đặc đun nóng
NaNO3(r) + H2SO4(đ) → HNO3 + NaHSO4
2- Trong công nghiệp : HNO3 được sản xuất từ amoniac
4 NH3 + 5O2 → 4NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
4 NO2 + O2 + 2 H2O → 4 HNO3
V- MUỐI NITRAT
Phản ứng nhiệt phân muối nitrat
Muối nitrat kém bền với nhiệt
* Muối nitrat của kim loại hoạt động mạnh phân huỷ thành muối nitrit

to
2 KNO3 
→ 2 KNO2 + O2
* Muối nitrat của kim loại hoạt động mạnh kém hơn phân huỷ thành oxit kim loại
to
2 Cu(NO3)2 
→ 2CuO + 4NO2 + O2
* Muối nitrat của kim loại hoạt động kém phân huỷ thành kim loại
to
2 AgNO3 
→ 2Ag + 2NO2 + O2
Kim loại:
K, N, Ca,
Ba, Mg, Al, ... Cu,
Hg, Ag, Pt, Au
sản phẩm:
muối nitrit + O2
oxit + NO2 + O2
KL + NO2 + O2
* Nhận biết ion nitrat
Cho dung dịch tác dụng với đồng và H2SO4
3 Cu + 8H+ + 2 NO3- → 3 Cu2+ +2 NO↑ + 4 H2O
2NO + O2 → 2NO2 (nâu đỏ)


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
PHOTPHO
I. PHOTPHO: Có 2 dạng thù hình chính: photpho trắng (P4) và photpho đỏ (Pn)
Các mức oxi hoá: -3, 0, +3, +5
to

* TÝnh oxi ho¸: Tác dụng với kim loại hoạt động tạo photphua kim loại: 2P + 3Mg 
→ Mg3P2
* TÝnh khö: Tác dụng với oxi, clo, hợp chất. Số oxi hóa tăng lên +3 hoặc +5 phụ thuộc vào lượng chất
oxi hóa
II – AXIT PHOTPHORIC: H3PO4
- Tính axit: axit 3 nấc có độ mạnh trung bình => có thể tạo ra 3 loại muối tùy thuộc tỉ lệ phản ứng
H3PO4 + OH- → H2PO4- + H2O
Muối đihidrophotphat
H3PO4 + 2OH- → HPO42- + 2H2O
Muối hidrophotphat
H3PO4 + 3OH- → PO43- + 3H2O
Muối photphat trung hoà
nOH −
1
2
3
n H 3 PO4
H2PO41 muối
H3PO4 dư

HPO422 muối

PO432 muối

1 muối
OH- dư

* Điều chế
to
- Trong PTN:

P + 5HNO3 (đ) 
→ H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
- Trong CN:
Từ quặng photphorit hoặc quặng apatit: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (đ) → 2H3PO4 + 3CaSO4
to
Từ photpho:
4P + 5O2 
→ 2P2O5
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
III- MUỐI PHOTPHAT
- Tất cả muối đihidrophotphat (H2PO4-) đều dễ tan
- Muối hidrophotphat (HPO42-) và muối photphat trung hòa (PO43-) của Na, K và amoni là dễ tan, còn
lại không tan hoặc ít tan
Nhận biết ion photphat:
- Thuốc thử: dung dịch AgNO3
- Hiện tượng: xuất hiện kết tủa vàng của Ag3PO4
IV- PHÂN BÓN HÓA HỌC
Phân đạm: cung cấp nguyên tố N
- Tác dụng: kích thích quá trinh sinh trưởng, làm tăng tỉ lệ protein thực vật, giúp cây phát
triển nhanh, cho nhiều hạt, củ, quả.
- Độ dinh dưỡng: %N
+ Đạm amoni: NH4+
+ Đạm nitrat: NO3\ + Đạm urê: (NH2)2CO
Phân lân: cung cấp nguyên tố P
- Tác dụng: thúc đẩy các quá trình sinh hóa, trao đổi chất và trao đổi năng lượng
- Độ dinh dưỡng: %P2O5
+ Supephotphat đơn: Ca(H2PO4)2 + CaSO4
+ Supephotphat kép: Ca(H2PO4)2
\ + Phân lân nung chảy
Phân kali: cung cấp nguyên tố K

- Tác dụng: thúc đẩy quá trình tạo ra các chất đường, chất bột, chất xơ, chất dầu, tăng khả
năng chống rét, chống sâu bệnh và chịu hạn
- Độ dinh dưỡng: %K2O
Phân hỗn hợp (NPK): phân nitrophotka: hỗn hợp (NH4)2HPO4 và KNO3
Phân phức hợp: phân amophot: hỗn hợp NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
CACBON
I. CACBON
Các mức oxi hoá: -4, 0, +2, +4
- Tính khử: - Tác dụng với oxi :

C + O2 → CO2
C + CO2 → 2CO
to
- Tác dụng với hợp chất: Fe2O3 + 3C 
→ 2 Fe + 3 CO
to
- Tính oxi hóa: - Tác dụng với hidro:
C + 2 H2 
→ CH4
- Tác dụng với kim loại → cacbua kim loại
to
4 Al + 3C 
→ Al4C3 ( nhôm cacbua)
o
t
Ca + 2C 
→ CaC2 (canxi cacbua)

II –CACBON MONOOXIT (CO)
* Tính chất hóa học
a) CO là oxit trung tính (không tạo muối)
b) Tính khử mạnh: khử nhiều oxit kim loại (sau Al) thành kim loại
* Điều chế
a) Trong công nghiệp : Cho hơi nước đi qua than nóng đỏ (nhiệt độ khoảng 1050oC)
C + H2O
CO + H2
Hỗn hợp khí tạo thành gọi là khí than ướt (44%CO; 45% H2; 5% H2O; 6% N2)
* Cho hơi nước đi qua than nung đỏ trong lò gas
C + O2 → CO2
CO2 + O2 → 2 CO
Hỗn hợp khí thu đưọc gọi là khí lò gas (25% CO; 70% N2; 4% CO2 và 1% khí khác)
b) Trong phòng thí nghiệm: Cho H2SO4 đậm đặc tác dụng với HCOOH đun nóng
H 2 SO4 dam dac
HCOOH →
CO + H2O
III- CACBON ĐIOXIT (CO2)
* Tính chất hóa học
a) Tác dụng với kim loại có tính khử mạnh (như Al, Mg):
to
CO2 + 2 Mg 
→ 2 MgO + C
b) Tính chất của oxit axit: - Tác dụng với nước tạo thành axit cacbonic
- Tác dụng với dung dịch kiềm: => tạo ra 2 loại muối
nOH −
1
2
nCO 2
HCO3CO321 muối

2 muối
1 muối
Chú ý: Nếu bazơ dư => sản phẩm chỉ có muối CO32* Điều chế
a) Trong công nghiệp: Nung đá vôi: CaCO3(r) → CaO (r) + CO2 (k)
b) Trong phòng thí nghiệm: Cho dung dịch HCl tác dụng với đá vôi
CaCO3 + 2 HCl → CO2 ↑ + CaCl2 + H2O
IV- MUỐI CACBONAT
a) Tác dụng với axit:
CO32- + 2H+ → H2O + CO2↑
HCO3- + H+ → H2O + CO2↑
b) Tác dụng với dung dịch kiềm
Các muối hidrocacbonat dễ tác dụng với dung dịch kiềm: HCO3- + OH- → CO32- + H2O
=> ion HCO3- có tính lưỡng tính
c) T¸c dông víi CO2:
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
CO2 + CaCO3 + H2O → Ca(HCO3)2
d) Phản ứng nhiệt phân
- Nhiệt phân muối hidrocacbonat: → muối cacbonat + CO2 + H2O
- Nhiệt phân muối cacbonat trung hoà:
+ Muối cacbonat của kim loại kiềm không bị nhiệt phân


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
+ Muối cacbonat của kim loại khác → oxit kim loại + CO2
+ Muối amoni cacbonat → NH3 + CO2 + H2O
Bài toán cho từ từ H+ vào dung dịch hỗn hợp NaHCO3, Na2CO3 => phản ứng xảy ra theo thứ tự:
CO32- + H+ → HCO3HCO3- + H+ → CO2 + H2O
Bài toán cho từ từ dung dịch hỗn hợp NaHCO3, Na2CO3 vào dung dịch chứa H+ => các muối đồng thời
xảy ra phản ứng theo đúng tỉ lệ mol trong hỗn hợp
CO32- + 2H+ → CO2 + H2O

HCO3- + H+ → CO2 + H2O
SILIC VÀ HỢP CHẤT
1. Silic
- Tính oxi hóa : tác dụng với kim loại mạnh → silixua kim loại
- Tính khử: - tác dụng với phi kim
- tác dụng với dung dịch kiềm
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
2. Silic đioxit: SiOs
- Là oxit axit: không tan trong nước, ko tan trong dung dịch kiềm loãng, chỉ tan trong kiềm đặc nóng hoặc
kiềm nóng chảy
t0
SiO2 + 2NaOH →
Na2SiO3 + H2O
t0
SiO2 + 2Na2CO3 → Na2SiO3 + H2O
t0
- Có tính oxi hóa :
SiO2 + Mg →
Si + MgO
- Tan trong dung dịch HF: SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
3. Axit silixic: H2SiO3
- Là axit yếu, (yếu hơn axit cacbonic), không tan trong nước, tồn tại dạng keo trắng
- Khi sấy khô, H2SiO3 mất một phần nước tạo thành silicagel


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
KIM LOẠI
Tính chất hóa học
Tính khử:
M → Mn+ + ne

- Tác dụng với phi kim:
KL + PK → muối
- Tác dụng với axit:
+ Với axit thông thường:
KL (trước H) + axit → muối + H2
+ Với axit HNO3/H2SO4 đặc:
KL + axit → muối + sản phẩm khử + H2O
- Tác dụng với nước:
+ Kim loại nhóm IA, IIA (trừ Be, Mg) tác dụng với nước ở nhiệt độ thường
KL + H2O → bazơ + H2
+ Kim loại trung bình tác dụng với nước ở nhiệt độ cao
KL + H2O → oxit kim loại + H2
- Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi muối
KL + muối → muối mới + KL mới
DÃY ĐIỆN HOÁ CỦA KIM LOẠI
Tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần
K
K

+

Na

+

Na

Ca
Ca

2+

Mg

2+

Mg

Al3+ Zn2+ Fe2+
Al

Zn

Fe

Ni2+
Ni

Sn2+ Pb2+
Sn

Pb

H+
H

Cu2+

Fe3+ Ag+

Cu

Fe2+ Ag

Pt2+ Au3+
Pt

Tính khử của kim loại giảm dần
- Quy tắc α :

chất oxi hoá mạnh + chất khử mạnh → chất oxi hoá yếu + chất khử yếu
chất oxi hoá yếu
chất oxi hoá mạnh

chất khử mạnh
chất khử yếu
- Dựa vào dãy điện hoá, xác định phản ứng có xảy ra hay không
- Dựa vào phản ứng hoá học, so sánh tính oxi hoá và tính khử các chất, sắp xếp các cặp oxi hoá khử theo
thứ tự trong dãy điện hoá
- Xác định thứ tự phản ứng:
Nếu cho hỗn hợp 2 chất oxi hoá cùng tác dụng với 1 chất khử => chất oxi hoá mạnh hơn phản ứng trước
Nếu cho hỗn hợp 2 chất khử cùng tác dụng với 1 chất oxi hoá => chất khử mạnh hơn phản ứng trước

Au


GV: ng Th Hng Giang THPT ng An
BI TON KIM LOI TC DNG VI AXIT
1) i vi dung dch HCl, H2SO4 loóng (axit cú tớnh oxi hoỏ yu)
M + nH+ Mn+ + n/2H2 (trong ú: nH+ = nHCl + 2nH2SO4)

KL (trc H) + axit mui + H2
Oxit KL + axit mui + H2O
Phng phỏp bo ton khi lng:
mKL + maxit = mmui + mH2
Trong ú:
nHCl = 2nH2;
nH2SO4 = nH2
Phng phỏp bo ton nguyờn t:
mmui = mKL + mgc axit
Kim loi tan trong nc (Na, K, Ba, Ca,) tỏc dng vi axit: => kim loi tỏc dng vi axit, nu axit
thiu thỡ kim loi d tỏc dng vi nc ca dung dch
2) i vi H2SO4 c, HNO3 (axit cú tớnh oxi húa mnh)
KL (tr Au, Pt) + HNO3 / H2SO4 .núng mui + sn phm kh + H2O
- Kim loi cú nhiu s oxi húa khỏc nhau khi phn ng vi H2SO4 c, HNO3 s t s oxi húa cao nht
- Nu axit l HNO3 c núng, sn phm kh l NO2
- Nu axit l HNO3 loóng, sản phẩm khử phụ thuộc vào kim loại và nồng độ axit: kim loại càng mạnh, axit
càng loãng, N+5 bị khử càng thấp : N+2 (NO) ; N+1 (N2O) ; No (N2) hoc N-3 (NH4+)
- Mt s kim loi b th ng trong HNO3 v H2SO4 c ngui: Fe, Al, Cr, Mn...
- Phng phỏp bo ton electron.
s mol e kim loi nhng = s mol e N+5 nhn

nKL.hoỏ tr = nsp kh.s e nhn
- Kim loi tỏc dng vi hn hp axit H2SO4 loóng, HNO3 hoc hn hp axit H2SO4 v mui NO3- vit
phng trỡnh phn ng di dng ion thu gn v xỏc nh cht phn ng ht.
- phn ng vi hn hp H 2SO4 loóng, HNO3 nu sn phm cú H2 => NO3- phn ng ht (NO3- tớnh oxi
húa mnh hn nờn b kh trc, H+ b kh sau)
Phn ng ca hn hp kim loi trong ú cú Fe
- Hn hp kim loi phn ng., kim loi cú tớnh kh mnh hn s u tiờn phn ng trc
- Khi cho Fe hoc hn hp kim loi trong ú cú Fe v 1 kim loi Mg Cu, tỏc dng vi HNO 3/H2SO4
c núng: - Nu axit d => sn phm l mui Fe3+

- Nu sau phn ng thu c cht rn => kim loi d => cú phn ng kim loi kh Fe 3+ v Fe2+ =>
sn phm l mui Fe2+
- Khi hũa tan hon hon hn hp kim loi trong ú cú Fe bng dung dch HNO 3 m th tớch axit cn dựng
l nh nht sn phm l mui Fe2+
BI TON KIM LOI TC DNG VI DUNG DCH MUI
Kim loi tỏc dng vi dung dch mui: Trng hp kim loi khụng tan trong nc
- iu kin kim loi M y c kim loi X ra khi dung dch mui ca nú:
xM (r) + nXx+ (dd)
xMn+ (dd) + nX (r)
+ M ng trc X trong dóy in húa (quy tc )
+ Mui tham gia phn ng phi l mui tan
Nu kim loi phn ng l thanh kim loi, kim loi to thnh s bỏm lờn thanh kim loi ban u
Nu kim loi phn ng dng bt, kim loi to thnh cng dng bt
Mt kim loi tỏc dng vi dung dch mt mui:
- Khi lng cht rn tng: m = mX to ra mM tan
- Khi lng cht rn gim: m = mM tan mX to ra
Hn hp kim loi tỏc dng vi dung dch mt mui v mt kim loi tỏc dng vi dd hn hp mui:
- Chỳ ý th t phn ng:
Nu cho hn hp 2 cht oxi hoỏ cựng tỏc dng vi 1 cht kh => cht oxi hoỏ mnh hn phn ng trc
Nu cho hn hp 2 cht kh cựng tỏc dng vi 1 cht oxi hoỏ => cht kh mnh hn phn ng trc
- Kim loi (Mg Cu) y c Fe3+ v Fe2+.
Bi toỏn cho Fe vo dung dch Ag+: Fe + 2Ag+ Fe2+ + 2Ag.
- Nu Ag+ ht thỡ phn ng kt thỳc
- Nu Fe ht, Ag+ cũn d thỡ: Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
BÀI TOÁN KIM LOẠI TAN TRONG NƯỚC
(KIM LOẠI KIỀM, KIM LOẠI KIỀM THỔ)
Kim loại tan trong nước ở nhiệt độ thường: Kim loại nhóm IA và kim loại nhóm IIA (trừ Be, Mg)

KL + H2O → bazơ + H2
VD:
Na + H2O → NaOH + ½ H2
Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2
Luôn có:
nOH- = 2nH2
Kim loại tan trong nước tác dụng với dung dịch muối: => Kim loại tác dụng với nước trước, sau đó
sản phẩm mới tác dụng với muối nếu xảy ra được
KL + H2O → bazơ + H2
Bazơ + muối → muối mới + bazơ mới
VD: cho Na vào dung dịch CuSO4:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓
Kim loại tan trong nước (Na, K, Ba, Ca,…) tác dụng với axit: => kim loại tác dụng với axit,
KL + axit → muối + H2
Nếu axit hết:
KL + H2O → bazơ + H2
BÀI TOÁN KIM LOẠI TAN TRONG KIỀM
Cần chú ý đến 2 kim loại Al, Zn. Phương trình phản ứng khi tác dụng với bazơ:
3
Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + H2 
2
Zn + 2NaOH
→ Na2ZnO2 + H2 
3
Phương trình ion:
Al + OH- + H2O → AlO2- + H2S
2
Zn + 2OH- → ZnO22- + H2 
3

Tuy nhiên: Viết theo cách nào thì n H 2 = n Al ; n H 2 = n Zn
2
- Oxit của 2 kim loại này đóng vai trò là oxit axit và tác dụng với bazơ như sau:
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
- Hidroxit (bazơ) của 2 kim loại này đóng vai trò là axit và tác dụng với bazơ như sau:
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O
- Kết tủa Al(OH)3 tan trong dung dịch kiềm mạnh và axit mạnh nhưng không tan trong dung dịch kiềm yếu
như dung dịch NH3 và axit yếu như CO2 + H2O. Kết tủa Zn(OH)2 tan lại trong dung dịch NH3 do tạo phức
chất tan.
- Nếu cho hỗn hợp Al và kim loại kiềm vào nước => kim loại kiềm tan trong nước tạo thành dung dịch
kiềm, sau đó Al tan trong kiềm tạo thành.


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
BÀI TOÁN MUỐI NHÔM VỚI DUNG DỊCH KIỀM
1. Cho dung dịch OH vào dung dịch chứa Al3+ thu được kết tủa Al(OH)3
Nếu số mol Al(OH)3 < số mol Al3+ => có thể xảy ra 2 phản ứng:
Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 ↓
(1)
Al(OH)3 + OH → AlO2 + 2H2O
(2)
TH1: Chỉ xảy ra phản ứng (1) => kết tủa tính theo OH
TH2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và (2) => kết tủa tạo ra tối đa ở p.ứ (1) và bị hoà tan một phần ở p.ứ (2).
2. Cho dung dịch H+ tác dụng với dung dịch AlO2- tạo kết tủa Al(OH)3
Nếu số mol Al(OH)3 < số mol AlO2- => có thể xảy ra 2 phản ứng:
AlO2- + H+ + H2O → Al(OH)3 ↓
(1)
Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O

(2)
+
TH1: Chỉ xảy ra phản ứng (1) => kết tủa tính theo H
TH2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và (2) => kết tủa tạo ra tối đa ở p.ứ (1) và bị hoà tan một phần ở p.ứ (2).
-

SẮT
6

2

2+

3+

Sắt: Fe (Z = 26) : [Ar]3d 4s => cấu hình Fe , Fe
- Tính khử trung bình
- Chú ý: Fe → Fe2+ → Fe3+
o Sắt tác dụng chất oxi hoá mạnh → Fe3+
o Sắt tác dụng chất oxi hoá yếu → Fe2+
Hợp chất của sắt:
- Hợp chất sắt II: tính khử và tính oxi hoá
- Hợp chất sắt III: tính oxi hoá
Bài toán tìm công thức oxit sắt
- Phương pháp bảo toàn nguyên tố
Gọi công thức oxit sắt là FexOy => x : y = nFe : nO
Chú ý: trong phản ứng khử oxit sắt bằng CO, H2, ta luôn có:
nO (trong oxit) = nCO = nCO2 = nH2 = nH2O
Toán về oxit sắt
- Phương pháp quy hỗn hợp về một chất

Ta có công thức: Fe3O4 = FeO.Fe2O3
 Fe3O4 có thể được coi là hỗn hợp gồm FeO và Fe2O3 có số mol bằng nhau
 hoặc: hỗn hợp gồm FeO và Fe2O3 có số mol bằng nhau có thể được coi là Fe3O4.
Nếu bài toán có Fe3O4, ta coi Fe3O4 là hỗn hợp của Fe2O3 và FeO, trong đó chỉ có FeO tác dụng với chất
oxi hoá với số mol FeO = số mol Fe3O4.
Bµi to¸n nung bét s¾t trong kh«ng khÝ rồi cho sản phẩm tác dụng chất oxi hoá mạnh
- Khi cho hỗn hợp Fe và các oxit sắt tác dụng với chất oxi hoá, có thể sử dụng phương pháp quy đổi
hỗn hợp về hỗn hợp gồm 2 nguyên tố sắt và oxi.
- Sử dụng phương pháp bảo toàn electron
m Fe
m − m Fe
.3 = hh
.2 + nsp khử. số e nhận
56
16
Bài toán nhiệt phân hỗn hợp hidroxit sắt
- Khi nhiệt phân hỗn hợp hidroxit sắt trong không khí đến khối lượng không đổi thì sản phẩm cuối
cùng là Fe2O3.


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
HIDROCACBON
Công thức tổng quát:
CnH2n+2-2k k: số liên kết pi hoặc vòng
Chú ý: - Các hidrocacbon có số nguyên tử C n ≤ 4 ở thể khí ở điều kiện thường
- Hai hidrocacbon đồng đẳng: hơn kém nhau một hay nhiều nhóm CH2 => phân tử khối hơn kém
nhau một hay nhiều lần 14 đvC
+ hai đồng đẳng liên tiếp: n’ = n + 1 => số nguyên tử H: m’ = m + 2
+ hơn kém nhau a nguyên tử C: n’ = n + a => số nguyên tử H: m’ = m + 2a
+ cách nhau a chất: n’ = n + a + 1

HIDROACBON NO

Ankan (parafin)
: CnH2n+2 (n ≥ 1)
Cách gọi tên ankan: Số chỉ vị trí nhánh-tên nhánh + tên mạch chính + an
I. Tính chất hoá học
1. Phản ứng thế với halogen
,t 0
CnH2n+2 + xCl2 Xt


→ CnH2n+2-xClx + xHCl
Quy tắc thế: nguyên tử hidro ở nguyên tử cacbon bậc càng cao càng dễ bị thế bởi halogen
Số sản phẩm thế bằng số nguyên tử H không tương đương trong phân tử. Sản phẩm chính là sản
phẩm tuân theo quy tắc thế.
2. Phản ứng tách
Xt ,t 0
- Tách hidro :
CnH2n+2 
→ CnH2n + H2
Xt ,t 0
- Phản ứng cracking: CnH2n+2 
→ CmH2m+2 + CqH2q (n ≥ 3; m ≥ 1; q ≥ 2; m + q = n)
 sau phản ứng, số mol khí tăng nhưng khối lượng hỗn hợp không đổi => tỉ khối giảm
nY
 dX/Y =
=> tính được nY => tính được % ankan bị nhiệt phân
nX
Đốt cháy hỗn hợp sản phẩm cũng chính là đốt cháy hỗn hợp ankan ban đầu (cần cùng lượng O2 đốt cháy,
thu được cùng lượng CO2 và H2O).

3. Phản ứng cháy
3n + 1
CnH2n+2 +
O2 → nCO2 + (n+1)H2O
2
nCO2
n
=
=> nCO < nH O và nankan = nH O - nCO => n
n +1
H 2O
2

2

2

2

- Đối với mọi hidrocacbon:
+ BT nguyên tố O: nO2 phản ứng = nCO2 +

1
nH2O
2

+ BT nguyên tố C, H: mhidrocacbon = mC (trong CO2) + mH (trong H2O)
BT nguyên tố O đối với mọi hợp chất CxHyOz: z.nhc + 2.nO2 = 2.nCO2 + nH2O
* Phương pháp đại lượng trung bình: CnHm
∑ nCO2 = nx + n' y với 1 ≤ n ≤ n ≤ n’;

Ta có: n =
x+ y
∑ nX
m=

2∑ n H 2 O

∑n

X

=

mx + m' y
với 2 ≤ m ≤ m ≤ m’
x+ y

II. Điều chế
1. Phương pháp Duma
Xt ,t 0
RCOONa + NaOH 
→ R-H + Na2CO3
2. Phương pháp cracking
Xt ,t 0
CnH2n+2 
→ CmH2m+2 + CqH2q
3. Phương pháp cộng hidro vào hidrocacbon chưa no
Xt ,t 0
R-CH=CH-R’ + H2 
→ R-CH2-CH2-R’

0
Xt ,t
R-C≡C-R’ + 2H2 
→ R-CH2-CH2-R’


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
HIDROACBON KHÔNG NO
Anken (olefin) : CnH2n (n ≥ 2)
Ankadien
: CnH2n-2 (n ≥ 3)
Ankin
: CnH2n-2 (n ≥ 2)
Cách gọi tên anken: Số chỉ vị trí nhánh-tên nhánh + tên mạch chính-số chỉ vị trí lk đôi + en
Cách gọi tên ankadien: Số chỉ vị trí nhánh-tên nhánh + tên mạch chính-số chỉ vị trí 2 lk đôi + đien
Cách gọi tên ankin: Số chỉ vị trí nhánh-tên nhánh + tên mạch chính-số chỉ vị trí lk ba + in
Tên thường: ankyl + axetilen
Đồng phân hình học:
Điều kiện có đồng phân hình học: - Có liên kết đôi
- C(a,b) = C(c,d) => a ≠ b và c ≠ d
Giả thiết: a > b và c > d: - Nếu a, c cùng phía (mạch chính cùng phía): đồng phân cis- Nếu a, c khác phía (mạch chính khác phía): đồng phân transI. Tính chất hoá học
1. Phản ứng cộng
+ Phản ứng cộng H2
Xt ,t 0
CnH2n+2-2k + kH2 
→ CnH2n+2
=> Số mol khí giảm sau phản ứng = số mol H2 phản ứng
Trong phản ứng, số mol khí giảm nhưng khối lượng hỗn hợp được bảo toàn. => M tăng
nY
dX/Y =

nX
- Số mol các hidrocacbon trong hỗn trước phản ứng và sau phản ứng là bằng nhau
- Đốt cháy hỗn hợp trước và sau phản ứng đều tạo thành số mol CO 2, H2O bằng nhau, số mol O2 cần
để đốt cháy cũng bằng nhau
+ phản ứng cộng Br2
CnH2n+2-2k + kBr2 → CnH2n+2-2kBr2k
- dung dịch nhạt màu => Br2 dư
- dung dịch mất màu => Br2 hết
 khối lượng bình nước brom tăng lên là tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng với dung dịch
brom (anken, ankadien, ankin...)
 bảo toàn khối lượng: mA + mBr2 phản ứng = msản phẩm
• nBr2 = nX => X là CnH2n
• nBr2 = 2nX => X là CnH2n-2
• nBr2 = knX => X là CnH2n-2k
+ phản ứng cộng HX
+ Cộng HX (HCl, HCN, CH3COOH...)
Xt ,t 0
CnH2n + HX 
→ CnH2n+1X
Từ C3H6 trở đi, phản ứng cộng tuân theo Quy tắc cộng Mac-cop-nhi-cop
- anken + HX cho 1 sản phẩm duy nhất => anken là đối xứng
Etilen có phản ứng:
CH2=CH2 + Cl2 + H2O → CH2Cl-CH2OH + HCl
CH2=CH2 + C6H6 → C6H5-CH2-CH3
+ Cộng HX (HCl, HCN, CH3COOH...)
- Cộng nước:
,t 0
CnH2n + H2O Xt



→ CnH2n+1OH
HgSO
04 →
80 C
HC ≡ CH + HOH
[CH2 =CH−OH] → CH3 - CH=O
Andehit axetic
,t
Xt


→ [CH2=CHOH-CH3] → CH3-CO-CH3
đimetylxeton
Lưu ý: phản ứng cộng tuân theo Quy tắc cộng Mac-cop-nhi-cop
Đối với ankadien, có các sản phẩm cộng 1,2; cộng 1,4.

CH≡C-CH3 + H2O

0


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
2. Phản ứng trùng hợp
a) Phản ứng đime hoá
,t 0
2C2H2
Xt


→ CH2=CH-C≡CH (vinylaxetilen)

600 0 C
b) phản ứng trime hoá: 2CH≡CH
> C6H6 (benzen)
C
3. Phản ứng thế với AgNO3/NH3
CH ≡ CH + 2AgNO3 + 2NH3 → AgC≡CAg ↓+ 2NH4NO3
Bạc axetilenua (màu vàng)
CH≡C-R + AgNO3 + NH3 → AgC≡C-R ↓+ NH4NO3
(màu vàng)
=> phản ứng dùng nhận biết hợp chất có liên kết ba đầu mạch.
- Khối lượng bình tăng là tổng khối lượng các ank-1-in
- Kết tủa + HCl → ankin ban đầu
AgC≡C-R + HCl → CH≡C-R + AgCl
4. Phản ứng cháy
3n
- Anken:
CnH2n +
O2 → nCO2 + nH2O
=> nCO = nH O
2
3n − 1
- Ankin, Ankadien: CnH2n-2 +
O2 → nCO2 + (n-1)H2O => nCO
2
5. Phản ứng oxi hoá không hoàn toàn
- Làm mất màu dung dịch KMnO4
II. Điều chế
1. Từ ankan
Xt ,t 0
- phản ứng tách hidro: CnH2n+2 

→ CnH2n + H2
Xt ,t 0
- phản ứng cracking: CnH2n+2 
→ CmH2m+2 + CqH2q
2. Từ ankin: cộng hidro
t0, Pd/PbCO3CnH2n
CnH2n-2 + H2
3. Từ dẫn xuất monohalogen: phản ứng tách hidrohalogenua
,t 0
R-CH2 – CHX-R’ + KOH ancol

→ R-CH=CH-R’ + KBr + H2O
4. Từ ancol: phản ứng tách nước
H 2 SO4
→ CnH2n + H2O
CnH2n+1OH 
o
2

2

2

170 C

*. Điều chế buta-1,3-dien
- Đehidro các buten và butan
,t 0
CH3-CH2-CH2-CH3 Xt



→ CH2=CH-CH=CH2 + 2H2
- Từ axetilen
Xt ,t 0
2CH≡CH 
→ CH≡C−CH=CH2
Xt ,t 0
CH≡C−CH=CH2 + H2 
→ CH2=CH−CH=CH2
* Điều chế axetilen
t0
- Từ metan: Nhiệt phân metan ở 15000C:
2CH4 →
CH ≡ CH + H2↑
- Từ đá vôi: Thuỷ phân CaC2:
CaC2 + H2O → C2H2 + Ca(OH)2
- Tổng hợp trực tiếp:
30000C
2C + H2
C2H2

> nH O
2


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
ANCOL

- CTTQ: CnH2n+2-2k-x(OH)x
hoặc CnH2n+2-2kOx (x ≤ n, k: số liên kết π)

- Ancol no, đơn chức, mạch hở: CnH2n+1OH
hoặc CnH2n+2O
- Ancol no, đa chức, mạch hở: CnH2n+2-x(OH)x
hoặc CnH2n+2Ox
- Ancol không no, phân tử có 1 liên kết đôi: CnH2n-x(OH)x hoặc CnH2nOx
• Lưu ý:
- Nếu nhóm OH liên kết với nguyên tử C có liên kết đôi => không bền, chuyển thành andehit
- Nếu phân tử ancol có 2 nhóm OH liên kết với 1 nguyên tử C => không bền, chuyển thành andehit
hoặc xeton
- Nếu phân tử ancol có 3 nhóm OH liên kết với 1 ng.tử C => không bền, chuyển thành axit
=> ancol bền có n nguyên tử C có thể có tối đa n nhóm OH
* Danh pháp
- Tên thay thế:
tên hidrocacbon tương ứng - số chỉ vị trí nhóm OH - ol
- Tên thường: (ancol đơn chức) Ancol + tên gốc ankyl + ic
* Tính chất hoá học
1. Tác dụng với kim loại kiềm
CnH2n+1OH + Na → CnH2n+1ONa + ½ H2
-OH + Na → -ONa + ½ H2
1
+ Nếu nH = nancol => ancol đơn chức
2
+ Nếu nH = nancol => ancol hai chức
1
+ Nếu nH ≥ nancol => ancol đa chức
2
.n H 2
=> số nhóm chức = 2.
n ancol
Độ rượu: là thể tích (ml) ancol nguyên chất có trong 100 thể tích (ml) dung dịch ancol

Vancol nguyªn chÊt
Độ rượu =
.100
Vdd ancol
2

2

2

2. Phản ứng tách nước từ 1 phân tử ancol → anken
H 2 SO4
→ CnH2n + H2O
CnH2n+1OH 
o
170 C

Lưu ý: metanol không có phản ứng tách nước từ 1 phân tử ancol
 Nếu 1 hỗn hợp 2 ancol tách nước cho 1 anken duy nhất => trong hỗn hợp có ancol metylic hoặc 2
ancol là đồng phân của nhau.
 Ancol bậc bao nhiêu, tách nước cho tối đa bấy nhiêu anken => khi tách nước cho 1 anken duy nhất
=> ancol đó là ancol bậc 1 hoặc có tính đối xứng cao.
 Trong phản ứng tách nước, ta luôn có:
∑nancol = ∑nanken = ∑nH2O
∑mancol = ∑manken + ∑mH2O
3. Phản ứng tách nước từ 2 phân tử ancol → ete
H 2 SO4
→ R-O-R + H2O
2ROH 
o

170 C

n(n + 1)
=> Tách nước từ n phân tử ancol cho ra
ete, trong đó có n phân tử ete đối xứng.
2
 Trong phản ứng tách nước, ta luôn có:
∑nancol bị ete hoá = 2∑nete = 2∑nH2O
∑mancol = ∑manken + ∑mH2O
Nếu hỗn hợp sinh ra các ete có số mol bằng nhau thì trong hỗn hợp ban đầu, các ancol cũng có số mol
bằng nhau.
Lưu ý: trong phản ứng tách nước của ancol X, nếu sau phản ứng thu được chất hữu cơ Y mà:
MY
dY/X < 1 hay
< 1 => chất hữu cơ Y là anken
MX


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
MY
> 1 => chất hữu cơ Y là ete
MX
4. Phản ứng oxi hoá không hoàn toàn
- oxi hoá nhẹ bằng CuO, t0
t0
Ancol bậc 1 + CuO →
anđehit
0
t
Ancol bậc 2 + CuO →

xeton
Ancol bậc 3 không bị oxi hoá nhẹ bằng CuO
 khối lượng CuO giảm là khối lượng O trong CuO đã phản ứng
 Trong phản ứng oxi hoá ancol no đơn chức:
CnH2n+2O + CuO → CnH2nO + Cu + H2O
 Ta luôn có: 1 mol ancol → 1 mol anđehit hoặc xeton khối lượng giảm 2 g
5. Tính chất riêng của ancol đa chức có 2 nhóm OH kề nhau
- Phản ứng với Cu(OH)2 → dung dịch màu xanh lam
2R(OH)2 + Cu(OH)2 → 2[R(OH)O]2Cu + H2O
6. Phản ứng cháy của ancol
Khi đốt cháy một ancol A:
+ Nếu nH O > nCO => A là ancol no mạch hở CnH2n+2Ox và nancol = nH O - nCO
3
Nếu nO pư = nCO <=> A là ancol no đơn chức mạch hở
2
+ Nếu nH O = nCO => A là ancol chưa no và có 1 liên kết π hoặc vòng: CnH2nOx
+ Nếu nH O < nCO => A là ancol chưa no và có ít nhất 2 liên kết π hoặc vòng: CnH2n+2-2kOx
Bảo toàn nguyên tố O đối với ancol CxHyOz
z.nancol + 2.nO2 phản ứng = 2nCO2 + nH2O
dY/X > 1 hay

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

PHENOL
1. Phản ứng thế nguyên tử H của nhóm OH
∗ Tác dụng với kim loại kiềm:
C6H5OH + Na → C6H5ONa + 1/2H2
* Tác dụng với dung dịch kiềm:
C6H5OH + NaOH → C6H5ONa + H2O
=> Nếu nhóm -OH tác dụng được với dd NaOH => -OH của phenol
Cho hợp chất thơm A (không chứa nhóm chức axit hoặc este) tác dụng với NaOH hoặc Na. Nếu A
có n nhóm OH trên vòng benzen và m nhóm OH trên nhánh:
2R(OH)n+m + 2(n+m)Na → 2R(ONa)n+m + (n+m)H2
nH2 n + m
=
Ta có:
=> n + m = số nhóm OH
nA
2
n NaOH
Ta có: n =
=> suy ra m từ tổng số số nhóm OH: n + m

nA
2. Phản ứng thế nguyên tử H của vòng benzen
C6H5OH + 3Br2(dd) → C6H2Br3OH↓ + 3H2O
2,4,6-tribromphenol (kết tủa trắng)
C6H5OH + 3HNO3 → C6H2(NO2)3OH↓ + 3H2O
2,4,6-trinitrophenol (kết tủa vàng)

 Nếu hợp chất thơm có nhóm –OH phản ứng được với dung dịch Br2 => nhóm –OH liên kết
vào vòng benzen


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
ANĐEHIT
CTTQ: CnH2n+2-2k-x(CHO)x (x ≤ n, k: số liên kết π)
+ Anđehit no, đơn chức: CnH2n+1CHO hay CmH2mO
+ Anđehit no, hai chức: CnH2n(CHO)2 hay CmH2m-2O2
+ Anđehit no, đa chức: CnH2n+2-x(CHO)x
+ Anđehit chưa no, đơn chức (có 1 liên kết đôi C=C): CnH2n-1CHO hay CmH2m-2O
Danh pháp
Anđehit + tên axit tương ứng
Hoặc:
Tên hidrocacbon tương ứng + al
Tính chất hóa học
1. Cộng H2 → ancol bậc I
,t 0
CnH2n+2-2k-x(CHO)x + (k+x)H2 Xt


→ CnH2n+1CH2OH
 Nếu nH2 phản ứng = nanđehit => A là anđehit no đơn chức mạch hở

 Nếu nH2 phản ứng > nanđehit => A là anđehit no đa chức hoặc không no đơn chức hoặc không no đa
chức
2. Phản ứng oxi hoá không hoàn toàn
+ Phản ứng tráng bạc
R-CHO + 2AgNO3 + 3NH3 + H2O → R-COONH4 + 2Ag↓ + 2NH4NO3
R-(CHO)a + 2aAgNO3 + 3aNH3 + aH2O→ R-(COONH4)a + 2aAg↓ + 2aNH4NO3
Riêng anđehit fomic HCHO
H-CHO + 4AgNO3 + 6NH3 + 2H2O→ (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 4NH4NO3
 Dựa vào tỉ lệ số mol Ag với số mol anđehit A ta có:
- Nếu nAg = 2nanđehit => A là anđehit đơn chức R-CHO
- Nếu nAg = 4nanđehit => A là HCHO hoặc anđehit hai chức R-(CHO)2
- Nếu hỗn hợp 2 anđehit đơn chức cho nAg > 2nanđehit => có 1 chất là HCHO
- Nếu hỗn hợp 2 anđehit cho 2n anđehit < nAg < 4nanđehit => có 1 chất là anđehit đơn chức, 1 chất là
HCHO hoặc anđehit 2 chức.
Chú ý: nếu bài toán tìm CTPT của anđehit đơn chức thì:
- TH1: Anđehit này không phải là HCHO.
- TH2: Anđehit này là HCHO.
Lưu ý: phản ứng với AgNO3/NH3, ngoài anđehit còn có ank-1-in.
+ phản ứng với Cu(OH)2/OH-, t0 cho kết tủa đỏ gạch Cu2O
R-CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH → R-COONa + Cu2O↓ + 3H2O
+ làm mất màu dung dịch brom
R-CHO+ Br2 + H2O→R-COOH+2HBr
3. Phản ứng cháy
Phản ứng cháy của anđehit no đơn chức mạch hở
3m − 1
CnH2nO +
O2 → nCO2 + nH2O
2
Phản ứng cháy của anđehit chưa no đơn chức mạch hở
3m − 2

CnH2n-2O +
O2 → nCO2 + (n-1)H2O
2
+ Nếu nCO2 = nH2O => anđehit ban đầu là anđehit no, đơn chức, mạch hở
+ Nếu nCO2 > nH2O => anđehit ban đầu không phải là anđehit no, đơn chức, mạch hở
+ Nếu anđehit ban đầu là anđehit không no, đơn chức (có 1 liên kết π): CmH2m-2O hoặc no, hai chức
CmH2m-2O2
=> nanđehit = nCO2 – nH2O
Bảo toàn nguyên tố O đối với anđehit CxHyOz
z.nanđehit + 2.nO2 phản ứng = 2nCO2 + nH2O


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
AXIT CACBOXYLIC
- CTTQ: CnH2n+2-2k-x(COOH)x (k: số liên kết π hoặc vòng)
+ Axit cacboxylic no, đơn chức: CnH2n+1COOH hay CmH2mO2
+ Axit cacboxylic no, đa chức: CnH2n+2-a(COOH)a hay Cm+1H2m+2Oa
+ Axit cacboxylic chưa no, đơn chức (có 1 liên kết đôi C=C): CnH2n-1COOH hay CmH2m-2O2
* Danh pháp:
Tên hidrocacbon tương ứng + oic
Tính chất hóa học :
1. Tính axit
Tác dụng với kim loại kiềm
R(COOH)x + xNa → R(COONa)x + x/2H2
-COOH + Na → -COONa + ½ H2
nH
=> x = 2. 2 => x: số nhóm chức
n axit
nH2 1
= => 2 axit đều đơn chức

Nếu hỗn hợp 2 axit tác dụng với Na có:
n axit 2
Trung hoà bằng NaOH
R(COOH)x + xNaOH → R(COONa)x + xH2O
-COOH + NaOH → -COONa + H2O
n NaOH
 số nhóm chức axit: x =
n axit
n NaOH
 Hỗn hợp 2 axit mạch thẳng có tỉ lệ: 1 <
< 2 => có 1 axit đơn chức và 1 axit đa chức.
n axit
 Hiệu khối lượng của muối và axit: ∆m = mmuối – maxit = 22a.x (x: số mol của axit)
(=> phương pháp tăng giảm khối lượng)
2. Phản ứng este hoá
Đối với este đơn chức: Meste = Maxit + Mancol – 18
Hiệu suất phản ứng: hoặc tính theo sản phẩm (este), hoặc tính theo chất phản ứng hết trong 2 chất
axit và ancol.
3. Phản ứng ở gốc R
+ Nếu R là H => axit HCOOH có phản ứng của nhóm chức -CHO
- Phản ứng tráng bạc
HCOOH + 2AgNO3 + 4NH3 + H2O → (NH4)2CO3 + 2Ag↓ + 2NH4NO3
- Phản ứng với Cu(OH)2 trong môi trường kiềm đun nóng
HCOOH + 2Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2CO3 + Cu2O↓ đỏ gạch + H2O
+ Nếu R là gốc no: phản ứng thế vào Cα
CH3COOH + Cl2 → CH2Cl-COOH + HCl
 Độ mạnh của các axit
Cl3C-COOH > Cl2CH-COOH > ClCH2-COOH > CH3-COOH
+ Nếu R là gốc không no
- làm mất màu dung dịch brom

- phản ứng trùng hợp nCH2=CH-COOH → -(CH2-CH(COOH))n4. Phản ứng cháy
3n + 1 − k
CnH2n+2-2k-x(COOH)x +
O2 → (n+x)CO2 + (n+1-k)H2O
2
+ Nếu nCO2 = nH2O => axit ban đầu là axit no, đơn chức, mạch hở
+ Nếu nCO2 > nH2O => axit ban đầu không phải là axit no, đơn chức, mạch hở
+ Nếu axit ban đầu là axit không no, đơn chức (có 1 liên kết π) hoặc axit no, 2 chức: CnH2n-2Ox =>
naxit = nCO2 – nH2O
Bảo toàn nguyên tố O đối với axit CxHyOz: znaxit + 2nO2 phản ứng = 2nCO2 + nH2O


GV: Đặng Thị Hương Giang – THPT Đường An
ESTE
- Este mạch hở: CnH2n+2-2k-x(COOH)x (k: số liên kết π)
+ Este no, đơn chức, mạch hở: CnH2n+1COOCmH2m+1 hay CnH2nO2 (n ≥ 2)
+ Este no, hai chức, mạch hở: CnH2n-2O4 (n ≥ 2)
+ Este không no, đơn chức, mạch hở (có 1 liên kết đôi C=C): CnH2n-2O2
* Danh pháp:
Tên gốc hidrocacbon của ancol + tên gốc axit (ic→ at)
Tính chất vật lí: Este không tạo được liên kết hidro nên không tan trong nước và có nhiệt độ sôi thấp
hơn axit và ancol tương ứng. Các este thường có mùi thơm đặc trưng:
VD: Isoamyl axetat CH3COOCH2CH2CH(CH3)2 có mùi chuối chín
Etyl butirat CH3CH2CH2COOC2H5 và etyl propionat CH3CH2COOC2H5 có mùi dứa
Benzyl axetat CH3COOCH2C6H5 có mùi hoa nhài
Geranyl axetat CH3COOC10H17 có mùi hoa hồng…
I. Tính chất hoá học
1. Phản ứng ở nhóm chức: Phản ứng thuỷ phân
- trong môi trường axit: RCOOR’ + H2O  RCOOH + R’OH
- trong môi trường bazơ (phản ứng xà phòng hoá):

RCOOR’ + NaOH → RCOONa + R’OH
Lưu ý: một số este đặc biệt
- Nếu một este + NaOH → muối + anđehit => este ở dạng RCOOCH=CH-R’
RCOOCH=CH-R’ + NaOH → RCOONa + R’-CH2-CHO
- Nếu một este + NaOH → muối + xeton => este ở dạng RCOOC(R’’)=CH-R’
RCOOC(R’)=CH2 + NaOH → RCOONa + R’-CO-CH3
- Nếu một este + NaOH → 2 muối => este có gốc R’ là phenol hoặc đồng đẳng phenol).
RCOOC6H5 + NaOH → RCOONa + C6H5OH
RCOOC6H5 + 2NaOH → RCOONa + C6H5ONa + H2O
- Este + NaOH → 1 sản phẩm duy nhất => este đơn chức 1 vòng
R – C = O + NaOH → R – COONa
O
OH
R(COOR’)m + mNaOH → R(COONa)m + mR’OH
(RCOO)mR’ + mNaOH → mRCOONa + R’(OH)m
- Este 2 chức + NaOH → 2 muối + 1 ancol => Este có CTTQ: R1-COO-R’-OOC-R2
1 muối + 2 ancol => Este có CTTQ: R’1-OOC-R-COO-R’2
2. Phản ứng ở gốc R, R’
+ Nếu R là H => axit HCOOR’ có phản ứng của nhóm chức -CHO
- Phản ứng tráng bạc:
HCOOR’ → 2Ag↓
+ Nếu R là gốc no: - phản ứng thế vào Cα
+ Nếu R, R’ là gốc không no: - phản ứng cộng với dung dịch brom
- phản ứng trùng hợp
+ Nếu R là gốc thơm: - phản ứng thế vào vòng thơm: nhóm COOR’ hút e => định hướng thế vào vị trí
meta
3. Phản ứng cháy
+ Nếu nCO2 = nH2O => este ban đầu là este no, đơn chức, mạch hở
+ Nếu nCO2 > nH2O => este ban đầu không phải là este no, đơn chức, mạch hở
+ Nếu este ban đầu là este no, hai chức, mạch hở hoặc không no, đơn chức (có 1 liên kết π) CnH2n2Ox => neste = nCO2 – nH2O

II. Điều chế
Este của ancol: Phản ứng este hoá
RCOOH + R’OH
RCOOR’ + H2O
- Este của phenol: phenol + anhidrit axit (hoặc clorua axit)
(RCO)2O + 2C6H5OH
2RCOOC6H5 + H2O
- Este có gốc R’ chưa no: axit + ankin
CH3COOH + CH≡CH → CH3COO-CH=CH2 (Vinyl axetat)
HCOOH + CH≡CH → HCOO-CH=CH2 (Vinyl fomat)
Este đa chức: