Lý thuyết ôn thi THPT Quốc gia môn Hóa học

CNG ễN THI THPT QUC GIA
BUI 1:
NGUYấN T-BNG TUN HON-LIấN KT HO HC
PHN NG OXI HO KH, TC PHN NG CN BNG HO HC
Tit 1, 2
NGUYấN T - BNG TUN HON
A. KIN THC C BN
1. Thnh phn cu to nguyờn t.
Vỏ nguyên tử: gồm các hạt electron mang điện âm (e)

Hạt proton mang điện d ơng (p)

Hạt
nhân


Hạt nơtron không mang điện (n)
- Nguyờn t gm 2 b phn
Vy nguyờn t gm 3 loi ht c bn: p, n , e.
- Vỡ nguyờn t luụn trung hũa in, nờn trong nguyờn t: s ht p = s ht e.
2. Kớch thc, khi lng ca nguyờn t.
0
Nguyờn t c xem nh mt khi cu cú ng kớnh d = 10-10m = 1 A
Ht nhõn nguyờn t cng c xem nh l mt khi cu cú ng kớnh d = 10-4
Khi lng nguyờn t: mnt = mp + mn + me
Vỡ khi lng me << mp, mn mnt = mp + mn = mhn (bng khi lng ht nhõn).
mnt = Z.mp + N.mn = Z + N = A (u) vỡ mp mn 1u. (Z, N ln lt l tng s proton, s ntron)
Khi nguyờn t cho hoc nhn electron bin thnh ion thỡ khi lng ion cng c xem l
khi lng nguyờn t.
3. ng v, khi lng nguyờn t trung bỡnh.
a) nh ngha: ng v l nhng nguyờn t ca cựng mt nguyờn t húa hc, ngha l cú cựng s

proton nhng s khi khỏc nhau (Z ging nhau, A khỏc nhau dn n N khỏc nhau).

b) Khi lng nguyờn t trung bỡnh ( A ) ca cỏc nguyờn t húa hc.
A = Khối l ợng hỗn hợp các đồng vị = A1.x1 + A2.x2 + ... + Ai.xi
Tổng số nguyên tử đồng vị
11Equation Section (Next)
Trong ú: A1, A2, , Ai l s khi ca ng v th 1, 2, i.
x 1, x2, , xi l % s lng ng v th i (hoc l s nguyờn t ca ng v th i), ly
theo thp phõn (x1 + x2 + + xi = 100% = 1).
35
VD: Trong thiờn nhiờn clo cú hai ng v l 17 Cl chim 75% v
khi lng ca nguyờn t Clo ?
75
25
35.
+ 37.
100
100 = 35,5 (u)
Khi lng nguyờn t Clo =

37
17

Cl

chim 25% v s lng. Tớnh

4. Cu hỡnh electronca nguyờn t
Cu hỡnh electron nguyờn t biu din s phõn b electron trờn cỏc phõn lp thuc cỏc lp khỏc nhau.
Cỏc bc vit cu hỡnh electron nguyờn t:

Bc 1: Xỏc nh s electron ca nguyờn t
Bc 2: Phõn b electron vo cỏc phõn lp theo th t mc nng lng
Bc 3: Sp xp li theo tng lp (t trong ra ngoi)
Lu ý: + Mt s trng hp c bit, nu nguyờn t cú cu hỡnh electron lp ngoi (n-1)dansb
(n: s th t lp ngoi cựng).
+ Nu a + b = 6 a = 5; b = 1.
+ Nu a + b = 11 a = 10; b = 1.
2
2
6
2
6
5
1
5
1
Vớ d:
24Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
2
2
6
2
6
10
1
10
1
29Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
+ Cỏc nguyờn t cú 1, 2, 3 electron lp ngoi cựng thng l nhng kim loi(tr B)

Các nguyên tử có 5, 6, 7, 8 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim.
Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng có thể là phi kim (nếu thuộc chu kì nhỏ) hoặc kim
loại (nếu thuộc chu kì lớn).
Các electron lớp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hóa học của một nguyên tố. Do
đó có thể dự đoán tính chất hóa học cơ ban của một nguyên tử nếu biết được sự phân bố electron
trong nguyên tử của nguyên tố đó.
CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học.
1. Ô nguyên tố: mỗi nguyên tố được xếp vào một ô của bảng gọi là ô nguyên tố.
Stt của ô = số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó = số p = số e.
2. Chu kì: 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.
- Bảng HTTH gồm 7 chu kì được đánh số thứ tự từ 1 đến 7 (chu kì nhỏ: 1, 2, 3; chu kì lớn: 4, 5, 6, 7).
Chu kì
1
2
3
4
5
6
7
Cấu hình e 1s1-2 2s1-22p1-6
3s1-23p1-6 4s1-2 3d1-104p1-6 5s1-2 4d1-105p1- …
6

Z=87 → Z =
110

Chưa
hoàn
thành
- Stt chu kì = số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó = số thứ tự lớp ngoài cùng.
3. Nhóm nguyên tố: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron
tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.
- Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm = hóa trị của nguyên tố
trong oxit cao nhất. (trừ 1 số trường hợp ngoại lệ) = Số electron lớp ngoài cùng của nguyên tố nhóm
A.
- Bảng hệ thống tuần hoàn gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ)
+) Nhóm A gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp s
(nguyên tố họ s) hoặc p (nguyên tố họ p). Gồm IA, IIA, …, VIIIIA.
+) Nhóm B gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp d
(nguyên tố họ d) hoặc f (nguyên tố họ f). Gồm IB, IIB, …, VIIIB.
Lưu ý:
- electron hóa trị là những electron ở lớp ngoài cấu hình bão hòa (ns2np6) hoặc giả bão hòa (n-1)d10.
- Nếu hai nguyên tố X, Y thuộc cùng nhóm A, thuộc hai chu kì liên tiến nhau trong bảng HTTH, ta có:
ZY = ZX + 8 (chu kì 2,3 hoặc 3,4)
hoặc ZY = ZX + 18 (chu kì 4, 5 hoặc 5, 6)
hoặc ZY = ZX + 32 (chu kì 5, 6 hoặc 6, 7)
- Nguyên tử các nguyên tố có số electron hóa trị là 8, 9, 10 đều thuộc nhóm VIIIB
II. Các tính chất biến đổi tuần hoàn
1. Một số tính chất biến đổi tuần hoàn:
a) Độ âm điện (χ: Khapa): Độ âm điện của nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của
nguyên tử khi hình thành liên kết hóa học.
b) Tính kim loại, tính phi kim:
- Tính kim loại: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion
dương.
Số nguyên 2
tố

8

8

18

18

32


- Tính phi kim: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để trở thành
ion âm.
2. Các tính chất biến đổi tuần hoàn.
a) Trong một chu kì:
Chiều Z tăng.
- Năng lượng ion hóa thứ nhất ↑
- Bán kính nguyên tử ↓
- Độ âm điện ↑
- Tính phi kim ↑
- Tính axit của oxit, hiđroxit ↑
- Tính kim loại ↓
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit ↓
b) Theo nhóm A.
- Năng lượng ion hóa thứ nhất ↓
- Bán kính nguyên tử ↑
- Độ âm điện ↓
- Tính phi kim ↓
- Tính axit của oxit, hiđroxit ↓

- Tính kim loại ↑
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit ↑
Chiều Z tăng
Lưu ý:
- Độ âm điện đặc trưng cho khả năng thu electron về phía mình khi hình thành liên kết hóa học.
Nguyên tử nguyên tố càng hút electron mạnh thì độ âm điện lớn.
- Về so sánh bán kính nguyên tử, ion:
+ Nguyên tử, ion có cùng số e: khi Z tăng → bán kính nguyên tử giảm.
+ Nguyên tử, ion có cùng điện tích hạt nhân (cùng Z): số e tăng → bán kính nguyên tử tăng.
+ Khi số lớp electron tăng → bán kính nguyên tử tăng.
III. CÔNG THỨC OXIT CAO NHẤT, HỢP CHẤT KHÍ VỚI HIĐRO, HIĐROXIT CỦA CÁC
NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH.
Nhóm
I
II
III
IV
V
VI
VII
Hợp chất với
MH4
MH3
H2M
HM
hiđro
Khí
khí
khí
khí

Oxit cao nhất
M2O
MO
M2O3
MO2
M2O5
MO3
M2O7
Tiết 3, 4 LIÊN KẾT HOÁ HỌC – PHẢN ỨNG OXI HOÁ KHỬ - CÂN BẰNG HOÁ HỌC
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Phân tử và liên kết hóa học
- Trong tự nhiên các khí hiếm tồn tại ở trạng thái phân tử đơn nguyên tử. Nguyên tử của các nguyên tố
khác rất ít khi tồn tại một cách độc lập mà có xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra phân tử hay tinh thể
có hai hay nhiều nguyên tử. Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu trúc mới bền vững hơn, có năng lượng
thấp hơn. Người ta gọi sự kết hợp giữa các nguyên tử là liên kết hóa học.
2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học
a) Electron hóa trị
Electron hóa trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học.
Các nguyên tố nhóm A có số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng, các nguyên tố nhóm B
có số electron hóa trị bằng số electron có trong các phân lớp (n-1)d và ns.


b) Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet)
Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn. Thực tế cho thấy chỉ
các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử khác. Sở dĩ như vậy vì
chúng có lớp electron ngoài cùng có cấu hình ns 2np6 (8 electron) bền vững, có trạng thái năng lượng
thấp. Trên cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liên kết để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải
làm cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm gần kề. Có hai giải pháp đạt đến cấu trúc này là
dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa trị.

Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “Khi tham gia vào liên kết hóa học các
nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc bền của khí hiếm
bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”.
Ví dụ:
..
H . + . Cl :
..
..
Na . + . Cl :
..
(2/8/1)
(2/8/7)

..
H : Cl
.. :

H-Cl

Na+ Cl(2/8) (2/8/8)

NaCl

II. LIÊN KẾT ION
1. Khái niệm về ion.
Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích.
+
−
2−
VD: Na+; Ca2+; Al3+; NH 4 ; NO3 ; SO 4 .

- Sự tạo thành cation: các nguyên tử kim loại có bán kính nguyên tử lớn và có số electron hoá trị ít
(thường có từ 1 đến 3 electron) nên có năng lượng ion hoá nhỏ, các nguyên tử này dễ mất electron hoá
trị để trở thành ion dương (cation).
M → Mn+ + ne
- Sự tạo thành anion: các nguyên tử phi kim có bán kính nhỏ, điện tích hạt nhân lớn, số electron hoá trị
tương đối nhiều (thường có từ 5 đến 7 electron hoá trị), nên chúng có ái lực electron lớn, có khuynh
hướng nhận thêm electron để đạt được vỏ electron bão hoà giống khí hiếm đứng sau, có năng lượng
thấp và bền vững. Khi đó chúng tạo ra ion âm (anion).
X + me → XmLưu ý: - Tổng số hạt p hoặc n của ion = tổng số hạt p hoặc n của các nguyên tử tạo nên ion.
- Tổng số hạt e của ion
Đối với cation Mn+:
Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên cation Mn+ - n
Đối với anion Xm- :
Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên anion Xm- + m
−
2−
+
VD: Tính số e, p, n của các ion sau: Al 3+, Fe2+, NO3 , SO 4 , NH 4 , CO32-, S2- biết số khối của Al, Fe,
N, O, H, C, S lần lượt là 27, 56, 14, 16, 1, 12, 32.
2. Sự tạo thành liên kết ion.
Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử phi kim điển hình, thì có sự
cho electron của các kim loại và sự nhận electron của các phi kim, hình thành các ion mang điện tích
trái dấu, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion.

VD

Na

+

Cl

Na

+

+

Cl

-

Na

+

Cl

-

Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện ngược dấu.
Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện.
Đặc điểm chung của liên kết ion.


- Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn.
- Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng cầu.
- Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion trái dấu
sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác định, tuần hoàn tạo ra mạng tinh thể ion.

Tính chất chung của các hợp chất ion.
- Luôn là chất rắn tinh thể ion.
- Có nhiệt độ nóng chảy cao và không bay hơi khi cô cạn dung dịch.
- Thường dễ tan trong nước và không tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
- Dung dịch trong nước của hợp chất ion dẫn điện tốt.
III. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1. Sự tạo thành liên kết trong phân tử H2, Cl2, N2, HCl, CO2, NH3, CH4
- Sự hình thành liên kết cộng hóa trị
- Công thức electron
- Công thức cấu tạo
2. Liên kết cộng hóa trị phân cực và không phân cực.
a) Liên kết cộng hóa trị không phân cực là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung ở chính
giữa hạt nhân hai nguyên tử. Liên kết cộng hóa trị không phân cực hình thành giữa các nguyên tử của
cùng một nguyên tố như ở trong các đơn chất H2, N2. O2, Cl2, …
b) Liên kết cộng hóa trị phân cực là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung lệch một phần
về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên tử này sẽ mang một phần điện tích âm và ngược lại.
Liên kết cộng hóa trị phân cực hình thành giữa các nguyên tử của hai nguyên tố khác nhau ( hiệu độ
âm điện giữa hai nguyên tử ∆χ có giá trị trong khoảng từ 0 đến 1,7), như liên kết trong các phân tử
HCl, H2O, SO2, … Người ta biểu diễn sự phân cực bằng mũi tên trên gạch ngang liên kết theo chiều từ
nguyên tử có độ âm điện nhỏ đến nguyên tử có độ âm điện lớn.
Aδ+
Bδ(χA <χB )
3. Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị và tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị.
a) Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:
- Là liên kết hoá học bền.
- Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong không gian để đảm bảo nguyên lí xen phủ cực đại.
- Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa nên phân tử cộng hoá trị thường có số nguyên tử xác định.
b) Tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị.
- Có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hoặc rắn ở điều kiện thường tuỳ thuộc vào khối lượng phân tử và
lực tương tác giữa các phân tử.

- Có hình dạng xác định trong không gian do tính định hướng của liên kết cộng hoá trị.
- Thường khó tan trong nước và dễ tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
IV. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
Xét liên kết tạo giữa A – B (Giả sử χA > χB ).
Đặt ∆χ = χA - χB
+ Nếu 0 ≤ ∆χ < 0,4 ⇒ Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị không phân cực
+ Nếu 0,4 ≤ ∆χ < 1,7 ⇒ Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị phân cực
+ Nếu 1,7 ≤ ∆χ ⇒ Liên kết giữa A và B là liên kết ion (Trừ HF).
- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử bằng các cặp e chung.
Vd: CT electron:
H:H ;
H : Cl ;
N:::N;
O : : C : :O
CTCT:
H–H ;
H – Cl ;
N≡ N ;
O= C =O
- Liên kết ion là liên kết được hình thành bằng lực hút tĩnh điện giữa ion dương và ion âm.
Vd: NaCl (Na+ và Cl-) ; Al2(SO4)3 (Al3+ và SO42-) ; NH4NO3 (NH4+ và NO3-)
Lưu ý: - Trong một hợp chất có thể có nhiều loại liên kết.


+ Trong phân tử H2O2 ( H – O – O – H ), liên kết giưa H với O là liên kết cộng hóa trị phân cực còn
liết kết giữa O với O là liên kết cộng hóa trị không phân cực.
+ Trong phân tử NH4Cl: liên kết giữa H với N là liên kết cộng hóa trị phân cực, còn liên kết giữa NH 4+
với Cl- là liên kết ion.
- Nếu ∆χ càng lớn thì liên kết giữa A và B càng phân cực.
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ

A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. SỐ OXI HÓA
1) Khái niệm: Số oxi hóa là điện tích của nguyên tử trong phân tử nếu giả định rằng cặp electron dùng
chung bị lệch về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (tức có liên kết ion)
2) Các qui tắc xác định số oxi hóa:
Đơn chất: SOH của nguyên tố đó = 0
Hợp chất: tổng số oxi hóa của các nguyên tố trong hợp chất = 0
Ion: tổng số oxi hóa của các nguyên tố trong 1 ion = điện tích ion đó
Trong hợp chất:
+ ) SOH (H) = +1 trừ hiđrua kim loại NaH, BaH2, ..
+ ) SOH (O) = -2 trừ H2O2, Na2O2, F2O, …
+) SOH (KL nhóm IA, IIA, IIIA) = +1, +2, +3, F = -1 (luôn luôn)
Lưu ý: - Cách viết SOH: Dấu trước, trị số sau
- SOH là số dương (+), âm (-) hoặc bằng 0; SOH có thể nguyên hoặc không nguyên.
II. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1) Các khái niệm cơ bản về phản ứng oxi hóa khử
0

t
→ Cu + H2O (1)
VD1: Cho phản ứng CuO + H2 
Trong phản ứng trên có sự thay đổi SOH: Cu+2 → Cu0 ; H0 → H+1
Cu+2 là chất oxi hóa; H0 là chất khử. Phương trình biểu diễn sự thay đổi SOH trên như sau:
Cu+2 + 2e → Cu0 : quá trình khử ;
H0 → H+ + 1e : quá trình oxi hóa
Phản ứng (1) là phản ứng oxi hóa khử.
- Chất khử (chất bị oxi hóa): là chất nhường electron (chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng)
- Chất oxi hóa (chất bị khử) : là chất nhận electron (chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng).
- Quá trình oxi hóa (sự oxi hóa): là quá trình chất khử nhường electron (làm tăng SOH của chất khử)
- Quá trình khử (sự khử): là quá trình chất oxi hóa nhận electron (làm giảm SOH của chất oxi hóa)

- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một hoặc một số nguyên tố
Qui tắc nhớ: “Khử ” cho “o” nhận. “Khử ” tiến “o” lùi
Hoặc: “Khử - cho, cho tăng”. “O - nhận, nhận giảm”
Lưu ý: - Trong pư oxi hóa khử luôn xảy ra đồng thời qtr oxi hóa và qtr khử; chất oxi hóa và chất khử
- Số electron chất khử nhường hay chất oxi hóa nhận gọi là số electron trao đổi
Số electron trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
2) Các bước cân bằng phản ứng oxi hóa khử bằng phương pháp thăng bằng electron.
a) Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường = tổng số electron chất oxi hóa nhận
b) Các bước cân bằng
- B1: Xác định SOH của các nguyên tố trước và sau phản ứng. Từ đó tìm chất oxi hóa, chất khử.
- B2: Viết quá trình oxi hóa, quá trình khử → xác định số e trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
Tìm BSCNN (số e nhường, số e nhận).
Hệ số quá trình oxi hóa = BSCNN/ số e nhường ; Hệ số quá trình khử = BSCNN/ số e nhận
- B3: Nhân hệ số vào quá trình oxi hóa, quá trình khử rồi cộng vế với vế của hai qua trình này làm mất
số e trao đổi ta được phương trình đơn giản.
- B4: Điền các hệ số của ptpư đơn giản vào ptpư ban đầu rồi cân bằng số nguyên tử hai vế theo thứ tự


1) cation kim loi
2) anion gc axit
3) hiro ca axit v nc
Chỳ ý: H s ca PTHH n gin l c nh; nu nguyờn t trong cht oxi húa hoc cht kh úng vai
trũ l mụi trng (to gc mui) thỡ phi cng thờm s nguyờn t úng vai trũ l mụi trng.
- B5: Kim tra xem phn ng ó cõn bng cha theo nguyờn tc phn ng cõn bng khi s nguyờn t
ca mi nguyờn t hai v ca phn ng phi bng nhau (thng kim tra oxi).
TC PHN NG V CN BNG HO HC
A. KIN THC C BN
I. Tc phn ng húa hc
1) nh ngha, biu thc tớnh.
a) nh ngha :Tc phn ng l bin thiờn nng ca mt trong cỏc cht phn ng hoc sn

phm trong mt n v thi gian.
n v : mol/(l.s) hoc mol/l.s-1
b) Biu thc tớnh:
Tc trung bỡnh ca phn ng :
2) Cỏc yu t nh hng n tc phn ng.
- Nng : Khi tng nng cht phn ng, tc phn ng tng.
- p sut : i vi phn ng cú cht khớ, khi tng ỏp sut, tc phn ng tng
- Nhit : Khi tng nhit , tc phn ng tng.
- Din tớch b mt : Khi tng din tớch b mt (p nh cht rn) cht phn ng, tc phn ng tng.
- Cht xỳc tỏc : Cht xỳc tỏc l cht lm tng tc phn ng, nhng cũn li sau khi phn ng kt
thỳc. Cht lm gim tc phn ng c gi l cht c ch phn ng.
II. Cõn bng húa hc

Phản ứng thuận nghịch

v = vn (trạng thái cân bằng động)
1) Cõn bng húa hc : t
2) Cỏc yu t nh hng n cõn bng húa hc.
Nguyờn lớ L Satliờ (Nguyờn lớ cõn bng ng). Nu thay i t bờn ngoi lờn mt h phn
ng ang trng thỏi cõn bng mt iu kin no ú(nhit , ỏp sut, nng thỡ cõn bng s
chuyn dch v phớa lm gim s thay i ú . C th :
* Nhit :
- Nu tng nhit thỡ cõn bng chuyn dch v phớa phn ng thu nhit (H >0), lm gim nhit .
- Nu gim nhit thỡ cõn bng chuyn dch v phớa phn ng ta nhit (H < 0), lm tng nhit .
* p sut : p sut ch nh hng n cõn bng húa hc cú cht khớ tham gia v tng s mol cỏc cht
khớ trc phn ng v sau phn ng khỏc nhau.
- Nu tng ỏp sut cõn bng ca h thỡ cõn bng s chuyn dch v phớa gim s mol khớ tc lm gim
ỏp sut.
- Nu gim ỏp sut thỡ cõn bng chuyn dch v phớa tng s mol khớ tc l lm tng ỏp sut.
* Nng :

- Nu gim nng mt cht trong h phn ng thỡ cõn bng s chuyn dch v phớa lm tng nng
cht ny (chiu to ra cht ny).
- Nu tng nng mt cht trong h phn ng thỡ cõn bng s chuyn dch v phớa lm gim nng
cht ny (chiu cht ny phn ng).
Lu ý : Cht xỳc tỏc khụng lm cõn bng chuyn dch, nu phn ng thun nghch cha trng thỏi
cõn bng thỡ cht xỳc tỏc cú tỏc dng l cho cõn bng c thit lp nhanh chúng hn.
3) í ngha ca tc phn ng v cõn bng húa hc trong sn xut.
Vd1 : Trong quỏ trỡnh sn xut axit sunfuric phi thc hin phn ng sau :



→

2SO2 (k) + O2 (k) ¬ 
2SO3 (k) ; ∆H = -198 kJ
Để cân bằng chuyển dịch theo chiều phản ứng thuận, người ta dùng một lượng dư không khí,
nghĩa là tăng nồng độ oxi.
Vd2 : Trong công nghiệp, amoniac được tổng hợp theo phản ứng sau :

→

N2 (k) + 3H2 (k) ¬ 
2NH3 (k) ; ∆H = -92 kJ
Để tăng hiệu suất tổng hợp NH3, người ta tiến hành phản ứng ở áp suất cao và nhiệt độ thích hợp.
BUỔI 2:
SỰ ĐIỆN LI – HALOGEN – OXI - LƯU HUỲNH – NITO - PHOTPHO – CACBON SI LIC
Tiết 1,2
SỰ ĐIỆN LI – HALOGEN – OXI LƯU HUỲNH
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. SỰ ĐIỆN LI:

1. Sự điện li: là quá trình phân li các chất trong nước ra ion.
2. Chất điện li: là những chất khi tan trong nước phân li ra ion. (axit, bazơ, muối).
II. PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LI:
1. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu:
a. Chất điện li mạnh: Là những chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion
(phương trình biểu diễn bằng mũi tên một chiều: → ).
* Lưu ý: Chất điện li mạnh gồm
- Axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4, HXO4 và HX ( Với X: Cl, Br, I)
- Bazơ mạnh: MOH ( M:Kim loại kiềm) và M(OH)2 (Với M:kim loại kiềm thổ trừ Mg, Be)
- Muối: Hầu hết các muối (trừ HgCl2, Hg(CN)2 ).
b. Chất điện li yếu: Là những chất khi tan trong nước, chỉ có một phần số phân tử hoà tan phân li ra
ion. (phương trình biểu diễn bằng mũi tên hai chiều: ↔).
* Lưu ý: Chất điện li yếu gồm
- Axit trung bình và yếu: Hay gặp như các axit hữu cơ, HClO, HF, H2SO3, H2CO3, H2S.
- Bazơ trung bình yếu: Hay gặp như Mg(OH)2, Al(OH)3, NH3.
- Muối: Một số muối
III. AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI:
1. Axit và bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut:
a. Định nghĩa:
- Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+
- Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OHb. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc:
- Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra cation H + là các axit nhiều nấc. Vd:
H3PO4
- Những bazơ khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra anion OH- là các bazơ nhiều nấc.
c. Hiđroxit lưỡng tính:
- Định nghĩa: là những hiđroxit khi tan trong nước vừa có khả năng phân li như một axit, vừa có khả
năng phân li như một bazơ.
- Zn(OH)2, Al(OH)3; Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cu(OH)2, , Cr(OH)3.
d. Muối axit, muối trung hoà:
- Muối axit: Là muối mà gốc axit còn H có khả năng cho proton.

- Muối trung hoà: Là muối mà gốc axit không còn H có khả năng cho proton.
Lưu ý: Nếu gốc axit còn H, nhưng H này không có khả năng cho proton thì cũng là muối trung
hoà


Vd: Na2HPO3, NaH2PO2 dù là gốc axit còn H nhưng vẫn là muối trung hoà, vì H này không có khả
năng cho proton.
H3PO3 axit photphorơ (điaxit), H3PO2 axit hipophotphorơ (monoaxit).
O

O
H

P
H

O

H

H

O

P
O

H
H

Axit hipophotphorơ

Axit photphorơ

IV. pH CỦA DUNG DỊCH:
CÔNG THỨC
pH = - lg[H+]
pOH = - lg[OH-]
[H+].[OH-] = 10-14
pH + pOH = 14
pH = a ⇒ [H+] = 10-a
pOH = b ⇒ [OH-] = 10-b

MÔI TRƯỜNG
pH < 7 → Môi trường axít
pH > 7 → Môi trường bazơ
pH = 7 → Môi trường trung tính
[H+] càng lớn ↔ Giá trị pH càng bé
[OH-] càng lớn ↔ Giá trị pH càng lớn

V. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION:
1. Phản ứng trao đổi ion:
a. Dạng thường gặp:
MUỐI + AXIT → MUỐI MỚI + AXIT MỚI
ĐK: - Axit mới là axit yếu hơn axit phản ứng hoặc muối mới không tan.
MUỐI + BAZƠ → MUỐI MỚI + BAZƠ MỚI
ĐK: Muối phản ứng và bazơ phản ứng phải tan, đồng thời sản phẩm phải có ít nhất một chất không
tan.
MUỐI + MUỐI → MUỐI MỚI + MUỐI MỚI
ĐK: Hai muối phản ứng phải tan, đồng thời sản phẩm tạo thành phải có ít nhất một chất kết tủa.

b. Cách viết phản ứng hoá học dạng ion:
- Bước 1: Viết phương trình phân tử có cân bằng.
- Bước 2: Viết phương trình ion đầy đủ theo nguyên tắc sau:
+ Chất điện li mạnh phân li hoàn toàn toàn thành ion.
+ Chất điện li yếu như H2O, chất kết tủa hoặc bay hơi thì để nguyên dạng phân tử.
+ Triệt tiêu những ion giống nhau của hai vế phương trình ion đầy đủ ta được phương trình
ion rút gọn.
* Lưu ý: Định luật bảo toàn điện tích: Trong một dung dịch nếu tồn tại đồng thời các ion dương và
ion âm thì: Tổng số điện tích dương bằng tổng số điện tích âm.
2. Phản ứng thuỷ phân muối:
Dạng muối
Muối trung hòa tạo
cation của axit mạnh
anion của bazơ mạnh
Muối trung hòa tạo
cation của axit mạnh

Phản ứng thuỷ phân
bởi Không thuỷ phân
với

pH của dung dịch
pH = 7

bởi Có thuỷ phân (Cation kim pH < 7
với loại bị thuỷ phân, tạo mt axit)


anion của bazơ yếu
Muối trung hòa tạo bởi

cation của axit yếu với anion
của bazơ mạnh
Muối trung hòa tạo bởi
cation của axit yếu với anion
của bazơ yếu

Có thuỷ phân ( Anion gốc
axit bị thuỷ phân, tạo mt
bazơ)
Có thuỷ phân (Cả cation kim
loại và anion gốc axit đều bị
thuỷ phân)

pH > 7

Tuỳ vào Ka, Kb quá trình
thuỷ phân nào chiếm ưu thế,
sẽ cho môi trường axit hoặc
bazơ.

NHÓM HALOGEN
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN VÀ TRỌNG TÂM
I - Vị trí và cấu tạo phân tử của các nguyên tố nhóm Halogen trong bảng hệ thống tuần hoàn các
nguyên tố hóa học.
- Nhóm VIIA trong Bảng HTTH gồm 5 nguyên tố: Flo (Z = 9), Clo (Z = 15), Brom (Z = 35), Iot (Z =
52), Atatin* (Z = 85) – nguyên tố phóng xạ
- Cấu hình electron lớp ngoài cùng: - ns2np5 ; ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
ns2
np5
⇒ có 7e ở lớp ngoài cùng và ở trạng thái cơ bản có 1e độc thân. Nên chúng liên kết với nhau tạo phân

tử 2 nguyên tử X2.
CT electron: X : X
CTCT: X – X
II- Khái quát về tính chất của các Halogen
1) Tính chất vật lí:
Flo không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh. Các halogen khác tan tương đối ít
trong nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.
Nhìn vào bảng tính chất vật lí của nhóm halogen ta thấy: Các tính chất vật lí, hóa học biến đổi
có qui luật: Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân(từ flo đến iot):
- Trạng thái tập hợp: Từ thể khí chuyển sang thể lỏng và thể rắn.
- Màu sắc: Đậm dần
- Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần
- Độ âm điện tương đối lớn và giảm dần.
- Tính oxi hóa giảm dần: Tính oxi hóa F2>Cl2 > Br2 > I2.
2) Tính chất hóa học:.
Các halogen có 7e ở lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử nhỏ, ái lực electron lớn nên dễ dàng
thu thêm 1 electron để tạo ion X- có cấu hình của khí hiếm liền kề trong bảng tuần hoàn.
→ XX + 1e 
…ns2np5
…ns2np6
Các halogen có độ âm điện lớn. Bán kính nguyên tử tăng dần và độ âm điện giảm dần từ flo
đến clo, brom, iot.
⇒ Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hóa mạnh, khả năng oxi hóa của các
halogen giảm dần từ flo đến iot.
Trong hợp chất, flo luôn có số oxi hóa -1, các halogen khác ngoài số oxihoa -1 còn có các số
oxi hóa +1, +3, +5, +7.
0

t
→ 2MXn (n: Hóa trị cao nhất của M)

a) Tác dụng với kim loại: 2M + nX2 
0

0

0

t
t
t
→ 2NaCl ; 2Fe + 3Cl2 
→ 2FeCl3; 2Al + 3Br2 
→ 2AlBr3
Ví dụ: 2Na + Cl2 
0

t
→
Lưu ý: Fe + I2 
FeI2


b) Tác dụng với phi kim
0

t
→ 2HX↑ (khí hiđro halogenua)
* Với H2:
H2 + X2 
(Flo pư mãnh liệt ngay cả trong bóng tối, Clo pư ngoài ánh sáng, Br, Iot cần nhiệt độ và pư thuận

nghịch)
Hòa tan khí HX vào nước được dung dịch axit halogen-hiđric.
+ H 2O
as
→ 2HCl↑; HCl↑ 
→ dung dịch axit clohiđric HCl
H2 + Cl2 

* Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với O2, N2, C
0

0

t
t
→ 2PCl3 ; 2P + 5Cl2 
→ 2PCl5
* Với P, S: 2P + 3Cl2 
0

t
→ S2Cl2
2S + Cl2 

→ H2SO4 + 6HCl
; S + 3Cl2 + 4H2O 
t0

→ 2H3PO4 + 10HCl
2P + 5Cl2 + 8H2O 

→ 4HF + O2↑
c) Tác dụng với H2O: 2F2 + 2H2O 


→

2Cl2 + 2H2O ¬ 
2HCl + 2HClO (axit hipoclorit)
→ 2HCl + 2O
2HClO 

→ O2
2O
→ 4HCl + O2↑
2Cl2 + 2H2O 
Nước Clo chứa (Cl2, HCl, HClO) có tính tính ôxi hóa mạnh nên được dùng để tẩy màu, tẩy uế,
sát trùng.
d) Tác dụng với dung dịch kiềm:
0

t thuong
Cl2 + 2MOH → MCl + MClO + H2O
Nước gia - ven
0

100 c
→ 5MCl + MClO3 + H2O
Cl2 + 6MOH 

Vd:

0

t thuong
Cl2 + 2NaOH → NaCl

+ NaClO + H2O (nước Javen)
Natri hipoclorit

0

100 c
→ 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6NaOH 
0

t
→ 5KCl + KClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6KOHđậm đặc 

Cl2

+

300 C

→ CaOCl2 + H2O
Ca(OH)2 
Dạng bột hoặc sữa clorua vôi
-1

Cl
Ca

+1

O
Cl (muối hỗn tạp của Ca với hai gốc axit Cl- và ClO-)
CTCT:
⇒ Trong các phản ứng trên, nguyên tố clo vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử. Đó là những phản ứng
tự oxi hóa - khử.

→ 2NaF + H2O + OF2↑
2F2 + 2NaOH 
e) Tác dụng với dung dịch muối:
Clo không oxi hóa được ion F- trong các muối florua, nhưng oxi hóa dễ dàng ion Br - trong dung dịch
muối brômua, ion I- trong dung dịch muối iotua.
→ 2NaBr + Cl2
Cl2 + 2NaBr 

→ 2KCl + I2
Cl2 + 2KI 
→ 2KBr + I2
Br2 + 2KI 


⇒ Chứng tỏ trong nhóm halogen, tính oxi hóa giảm dần từ flo đến clo qua brom và iot.
f) Tác dụng với các chất khử khác:
→ N2 + 6HCl
3Cl2 + 2NH3 
→ I2 + 2HBr

Br2 + 2HI 
→ 2HI + S↓
I2 + H2S 
→ 2HX + H2SO4
SO2 + X2 (Cl,Br)+ 2H2O 
0

t
→ 2FeCl3
2FeCl2 + Cl2 
3) Điều chế Halogen X2:
dpnc
→ F2
a) Điều chế F2: Điện phân nóng chảy hỗn hợp (KF và HF) 
b) Điều chế Cl2:
0

t
→ Halogen X2↑ (trong PTN)
Trong PTN: Axit HX + Chất oxi hóa 
Chất oxi hóa thường dùng là: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, NaClO, …

Ví dụ:

0

t
→ MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MnO2 + 4HCl 
→ 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

16HCl + 2KMnO4 

→ 2KCl + 3Cl2 + 2CrCl3 + 7H2O
14HCl + K2Cr2O7 
→ 2KCl + 5Cl2 + 6H2O
2KClO3 + 12HCl 

Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn xốp.
dpdd
→
m.n.x
2NaCl + 2H2O 
2NaOH + H2 ↑ + Cl2 ↑
catot
anot
c) Điều chế Br2: Từ nước biển, tách ra được muối NaBr

→ 2NaCl + Br2 (trong công nghiệp)
Cl2 + 2NaBr 
d) Điều chế I2: (Trong công nghiệp)
Rong tảo biển được sẩy khô, đốt cháy. Tro xử lí bằng nước, tách ra được dung dịch NaI . Sau đó cho
axit H2SO4 đặc tác dụng với dung dịch NaI.
→ I2↓ + SO2↑ + Na2SO4 + 2H2O
2H2SO4 đặc + 2NaI 

Hoặc dung dịch NaI được axit hóa bằng axit H2SO4 loãng rồi thêm vào đó dd NaNO2.
→ I2↓ + 2NO↑ + 2Na2SO4 + 2H2O
2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 
III) Các hợp chất của Halogen
1) Các hiđro halogenua HX

a) Tính chất hóa học: Các hiđro halogenua rất dễ hòa tan trong nước thành dung dịch axit, điện li
hoàn toàn trong dung dịch thể hiện tính axit mạnh (trừ HF).


→

HX + H2O ¬ 
H3O+ + XHX có hai tính chất hóa học chủ yếu là tính axit của dung dịch và tính khử
( Mức độ tính axit và tính khử: HF< HCl < HBr < HI )
* Tính axit: làm quì tím chuyển sang màu đỏ, phản ứng với kim loại, bazơ, oxit bazơ, muối:
→ FeCl2 + H2
→ NaCl + H2O
Fe + 2HCl 
HCl + NaOH 
→ CuCl2 + H2O
→ AgCl↓ + HNO3
CuO + 2HCl 
HCl + AgNO3 
→ SiF4 + 2H2O
Đặc biệt: 4HF + SiO2 

Thủy tinh (SiO2) bị tan trong axit HF nên không thể chứa axit HF trong bình bằng thủy tinh,
người ta đựng dung dịch HF trong bình bằng bạch kim, cao su, nhựa PE…
*Tính khử: tác dụng với các chất oxi hóa MnO 2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, H2SO4
đặc, PbO2 . . .


→ PbCl2 + Cl2 + 2H2O
PbO2 + 4HCl 
→ SO2 + 2H2O + Br2

2HBr + H2SO4 
→ 4I2 + H2S + 4H2O
8HI + H2SO4 
→ 2FeCl2 + I2 + 2HCl
2HI + 2FeCl3 

b) Điều chế
→ 2HX
* Tổng hợp từ H2 và X2 : H2 + X2 
t0

→ HX (X: F, Cl)
* Dùng H2SO4 đặc : Muối halogenua + H2SO4 đặc 
< 2500 c

NaCl + H2SO4 đặc → NaHSO4 + HCl↑
0

> 400 c
2NaCl + H2SO4 đặc → Na2SO4 + 2HCl↑
0

250 c
→ CaSO4 + 2HF↑
CaF2 + H2SO4 dặc 
( Lưu ý: Chúng ta không dùng phương pháp này điều chế HBr, HI, vì H2SO4 đặc nóng là chất ôxi hóa
mạnh, còn HBr, HI là hai chất khử: 2HBr + H2SO4 → SO2 + 2H2O + Br2 )
* Dùng tính ôxi hóa: Cl2 + 2HBr → 2HCl + Br2 ; Cl2 + H2S → 2HCl + S↓
* Phương pháp thủy phân halogenua photpho: PX3 + 3H2O → 3HX↑ + H3PO3
( Phương pháp này thích hợp để điều chế HBr, HI )

2) Các oxiaxit của halogen (Axit và muối):
Flo không cho một oxiaxit nào.
Clo, Brom, Iot cho một số oxiaxit sắp xếp được thành 4 nhóm:
+1
+3
+5
+7
HXO
HXO2
HXO3
HXO4
Chiều tăng tính axit và tính bền
Ví dụ:
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Axit hipoclorơ Axit clorơ
Axit cloric Axit pecloric
Chiều tăng tính oxi hóa
3) Các hợp chất chứa oxi của clo
a. Nước giaven
0

t thuong
* Điều chế: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (nước Javen)
Natri hipoclorit
* Tính chất: Có tính oxi hoá mạnh do clo có số oxi hoá +1 không bền
* Ứng dụng: Tấy trùng, tẩy trắng
b. Clorua vôi

30 0 C

→ CaOCl2 + H2O
* Điều chế: Cl2 + Ca(OH)2 
Dạng bột hoặc sữa clorua vôi
Tính chất: Có tính oxi hoá mạnh do clo có số oxi hoá +1 không bền
* Ứng dụng: Tẩy uế chuồng trại
Lưu ý:
- Nước Gia – ven, clorua vôi có chứa ClO - (hipoclorit) là chất oxi hóa mạnh nên được dùng để sát
trùng và tẩy trắng vải sợi. Clorua vôi được sử dụng nhiều hơn nước Gia-Ven do rẻ tiền, có hàm lượng
hipoclorit cao hơn, dễ bảo quản và dễ chuyên trở hơn.
- Nước Gia – Ven và clorua vôi không bền trong không khí ẩm có CO2.
→ NaHCO3 + HClO
NaClO + CO2 + H2O 
→ CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
2CaOCl2 + CO2 + H2O 
4) Nhận biết gốc halogen (Cl-, Br-, I-) .


Thuốc thử
NaF
NaCl
NaBr
Dd AgNO3
Không phản ứng ↓ trắng
↓ vàng
+
Phương trình phản ứng:
Ag + X → AgX↓

NaI
↓ vàng đậm

NHÓM OXI – LƯU HUỲNH - NITƠ – PHOTPHO – CACBON - SILIC
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
2
2
4
→ ô thứ 8, chu kì 2, nhóm VIA, nguyên tố họ p
8O (z = 8) : 1s 2s 2p
2
2
6
2
4
→ ô thứ 16, chu kì 3, nhóm VIA, nguyên tố họ p
16S (z = 16): 1s 2s 2p 3s 3p
I - OXI
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí (gấp 1,1 lần), ts
= -1830C, rất ít tan trong nước.
2) Tính chất hóa học
t0

a- Tác dụng với kim loại → oxit: 2xM + yO2 → 2MxOy
t0

t0

t0

2Mg + O2 → 2MgO ; 2Cu + O2 → 2CuO ; 3Fe + 2O2 → Fe3O4
Lưu ý: Fe + O2 không khí → hỗn hợp oxit: FeO, Fe2O3 và Fe3O4
b- Tác dụng với phi kim
t0

- Tác dụng với hidro: 2H2 + O2 → 2H2O
t0

t0

- Tác dụng với cacbon: C + O2 → CO2 ; 2C + O2 → 2CO
- Tác dụng với lưu huỳnh, phốt pho:
t0

S + O2 → SO2
c- Tác dụng với hợp chất:

t0

; 4P + 5O2 → 2P2O5

t0

t0

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O;

2CO + O2 → 2CO2

t0

t0

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2;
4FeCO3 + O2 → 2Fe2O3 + 4CO2
3) Điều chế:
a) Trong PTN: Nhiệt phân các hợp chất giàu oxi và kém bền với nhiệt (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7,
H2O2, …):

KClO3

MnO , t 0

2
→

2KCl + 3O2;

t0

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
xt: MnO

2
2H2O2 → 2H2O + O2
b) Trong công nghiệp:

→ O2
- Chưng cất phân đoạn không khí lỏng 
- Điện phân dung dịch H2SO4 hoặc NaOH.

§ iÖn ph©n

→ 2H2 + O2
2H2O 
Cực âm cực dương
II- OZON (là dạng thù hình của oxi):
Thù hình là hiện tượng các đơn chất khác nhau được tạo nên từ một nguyên tố hóa học
Vd: Oxi và ozon; P trắng và P đỏ; S đơn tà và S tà phương; C grafit, kim cương, Than chì.
1. Tính chất vật lí: Là chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt. Ở nhiệt độ -112 0C, khí ozon hóa lỏng
có màu xanh đậm. Ozon tan trong nước nhiều hơn oxi gần 16 lần (100ml nước ở 0 0C hòa tan được 49
ml khí ozon).
2. Tính chất hóa học: O3 có tính oxi hóa mạnh hơn O2


- Tác dụng với dung dịch KI:
→ O2 + 2KOH + I2
O3 + 2KI + H2O 
I2 tạo thành làm xanh hồ tinh bột, phản ứng trên dùng nhận biết O3.

- Tác dụng với Ag:

→ Ag2O + O2
O3 + 2Ag 
tia löa ®iÖn

→ 2O3
3. Điều chế:
3O2 
B. LƯU HUỲNH VÀ HỢP CHẤT
-2

0

H2S
axit yÕu

S

ChÊt khö

+4
SO2 (SO32-)
oxit axit
ChÊt khö, chÊt oxihãa

+6
SO3
oxit axit
H2SO4 (axit m¹nh)
ChÊt oxihãa

I. LƯU HUỲNH
1) Tác dụng với kim loại:
t0

Fe + S → FeS;
2) Tác dụng với phi kim

t0

Zn + S → ZnS;

t0

2Al + 3S → Al2S3

t0

- Tác dụng với hidro: H2 + S → H2S
t0

- Tác dụng với oxi: S + O2 → SO2
II. HIĐRO SUNFUA
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi trứng thối, nặng hơn không khí (gấp 1,17 lần), rất
độc. Hóa lỏng ở -600C, hóa rắn ở -860C.
2) Tính chất hóa học:
a) Tính axit yếu:
- Tác dụng với dung dịch kiềm:
→ Na2S + 2H2O ;
→ NaHS + H2O
H2S + 2NaOH 
H2S + NaOH 
- Tác dụng với dung dịch muối (phản ứng nhận biết khí H2S)

→ PbS ↓ đen + 2HNO3 ;
H2S + Pb(NO3)2 
→ CuS ↓ đen + 2HNO3
H2S + Cu(NO3)2 
b) Tính khử mạnh
t0

- Tác dụng với oxi: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O; 2H2S + O2 oxi hoá chậm →2S + 2H2O
- Tác dụng dung dịch nước Cl2: H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
- Tác dụng với hợp chất: H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + 2HCl + S
3) Điều chế :

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S ↑

ZnS + H2SO4 loãng → ZnSO4 + H2S ↑
III. LƯU HUỲNH ĐIOXIT
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn hai lần không khí (gấp 2,2 lần), hóa
lỏng ở -100C, tan nhiều trong nước, là khí độc.
2) Tính chất hóa học
a) Tính chất của oxit axit
- Tác dụng với nước → axit sunfurơ: SO2 + H2O → H2SO3
- Tác dụng với dung dịch bazơ → Muối + H2O:


SO2 + NaOH → NaHSO3 (1)
; SO2 + 2NaOH →Na2SO3 + H2O (2)
Để xác định sản phẩm thu được ta làm như sau:
a ≤ 1 : Chỉ xảy ra pư (1), sau (1) NaOH hết SO2 dư;
muối thu được là NaHSO3



n NaOH
= a ⇒ 1 < a < 2 : Xảy ra pư (1) và (2), sau (1, 2) NaOH hết SO2 hết;
n SO2


muối thu được là NaHSO3 và Na2SO3

a ≥ 2 : Chỉ xảy ra pư (2), sau (2) NaOH dư SO2 hết;
Đặt
muối thu được là Na2SO3

SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3 ↓ + H2O
(SO2 làm vẩn đục nước vôi trong)
→
- Tác dụng với oxit bazơ tan
muối sunfit
Na2O + SO2 → Na2SO3 ;
CaO + SO2 → CaSO3
b) Tính khử
V O , t0

2 5

→
- Tác dụng với oxi: 2SO2 + O2 ¬  2SO3
- Tác dụng với dung dịch nước clo, brom và chất oxi hóa mạnh:
SO2 + Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr (phản ứng làm mất màu dung dịch brom).
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
c) Tính oxi hóa
- Tác dụng với H2S; Mg:
SO2 + 2H2S → 3S ↓ + 2H2O ;

t0

SO2 + 2Mg → S + 2MgO
3) Điều chế
- Đốt quặng sunfua:
t0

t0

2FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 ;
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 3SO2
- Cho muối sunfit, hiđrosunfit tác dụng với dung dịch axit mạnh:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 ↑ + H2O
- Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2 → SO2
- Cho kim loại tác dụng với dung dịch H2SO4 đặc:
Cu + 2H2SO4 đặc → CuSO4 + SO2 + 2H2O
IV. LƯU HUỲNH TRIOXIT
1) Tính chất vật lí: Là chất lỏng không màu (nóng chảy ở 17 0C, sôi ở 450C). SO3 tan vô hạn trong
nước và trong axit sunfuric (tạo ôlêum: H2SO4.nSO3).
2) Tính chất hóa học: SO3 là oxit axit và là chất oxi hóa.
- Tác dụng với nước → axit sunfuric:
SO2 + H2O → H2SO4
- Tác dụng với dung dịch bazơ → Muối + H2O:
SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O ;
SO3 + NaOH → NaHSO4
→
- Tác dụng với oxit bazơ tan
muối sunfat
Na2O + SO3 → Na2SO4 ;
BaO + SO3 → BaSO4
V O , t0

2 5

→
3) Điều chế:
2SO2 + O2 ¬  2SO3
V- AXIT SUNFURIC


1) Tính chất vật lí: Axit sunfuric là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, nặng gần gấp
hai lần nước (H2SO4 98% có D = 1,84 g/cm3). H2SO4 đặc rất dễ hút ẩm.
2) Tính chất hóa học
a) Tính chất của dung dịch H2SO4 loãng (tính axit mạnh)
Làm quì tím chuyển sang màu đỏ
Tác dụng với kim loại (đứng trước H) → Muối + H2:
Fe + H2SO4 → FeSO4+ H2 ↑ ; 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ↑
Tác dụng với hiđroxit (tan và không tan) → Muối + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O; H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
Tác dụng với oxit bazơ → Muối + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O;
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Tác dụng với muối (tạo kết tủa hoặc chất bay hơi)
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + CO2 ↑ + H2O; Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 ↑ + H2O
FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S ↑ ;

K2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + SO2 ↑ + H2O

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HCl
b) Tính chất của dung dịch H2SO4 đặc
Tính axit mạnh
- Tác dụng với hiđroxit (tan và không tan) → Muối + H2O

H2SO4 đặc + NaOH → Na2SO4 + H2O; H2SO4 đặc + Mg(OH)2 → MgSO4 + H2O
- Tác dụng với oxit bazơ → Muối + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 đặc → Al2(SO4)3 + 3H2O; CuO + H2SO4 đặc → CuSO4 + H2O
- Đẩy các axit dễ bay hơi ra khỏi muối
t0

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể → NaHSO4 + HCl ↑
H2SO4 đặc + CaF2 tinh thể

t0

→ CaSO4 + 2HF ↑
t0

H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể → NaHSO4 + HNO3 ↑
Tính oxi hoá mạnh
Tác dụng với nhiều kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau H như Cu, Ag:
2Fe + 6H2SO4 đặc

t0

→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
t0

Cu + 2H2SO4 đặc → CuSO4 + SO2 + H2O
t0

2Ag + 2H2SO4 đặc → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Một số kim loại mạnh như Mg, Zn có thể khử H2SO4 đặc đến S hoặc H2S:
t0

3Zn + 4H2SO4 đặc → 3ZnSO4 + S + 4H2O
t0

4Zn + 5H2SO4 đặc → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Lưu ý: Các kim loại Al, Fe không tan trong dung dịch H2SO4 đặc nguội!
- Tác dụng với phi kim:
C + 2H2SO4 đặc

t0

→ CO2 + 2SO2 + 2H2O
t0

S + 2H2SO4 đặc → 3SO2 + 2H2O
- Tác dụng với hợp chất có tính khử (ở trạng thái oxi hoá thấp)
2FeO + 4H2SO4 đặc

t0

→ Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O


t0

2FeCO3 + 4H2SO4 đặc → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2CO2 + 4H2O
t0

2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc

→ 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

2FeSO4 + 2H2SO4 đặc

→ Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

t0

Tính háo nước:
H SO

2
4 dac
→ CuSO4
CuSO4.5H2O 
(màu xanh)
(màu trắng)

H2 SO4 dac

→ nC
Cn(H2O)m 
(cacbonhiđrat)
đen

3) Điều chế H2SO4
Sơ đồ điều chế:

+ 5H2O

+ mH2O

Quặng pirit sắt FeS2 hoặc S → SO2 → SO3 → H2SO4.
t0

Các phản ứng xảy ra: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 11SO2 (1)
t0

hoặc S + O2 → SO2 (2)
V O , t0

2 5
→ 2SO3 (3)
2SO2 + O2 

→ H2SO4 (4)
SO3 + H2O 
VI. MUỐI SUNFAT VÀ NHẬN BIẾT MUỐI SUNFAT
1) Muối sunfat: Muối sunfat là muối của axit sunfuric. Có hai loại:
- Muối trung hòa (muối sunfat) chứa ion sunfat (SO 42-). Phần lớn muối sunfat đều tan, trừ BaSO 4,
CaSO4, PbSO4, … không tan.
- Muối axit (HSO4-).
2) Nhận biết ion sunfat (SO42-):
- Thuốc thử : ion Ba2+ (Ba(OH)2, BaCl2, …).
- Hiện tượng: Kết tủa trắng xuất hiện không tan trong dung dịch HCl.
→ BaSO4 ↓
- Phương trình phản ứng: Ba2+ + SO42- 

Tiết 3,4
NITƠ – PHOTPHO – CACBON - SILIC

A. KIẾN THỨC CƠ BẢN VÀ TRỌNG TÂM
I. NITƠ VÀ HỢP CHẤT
1. Nitơ
a) Cấu tạo phân tử
- Cấu hình electron : 1s22s22p3
- CTCT : N ≡ N và CTPT : N2
b) Tính chất vật lí
- Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí ( d = 28/29), hóa lỏng ở
o
-196 C. Nitơ ít tan trong nước, hoá lỏng và hoá rắn ở nhiệt độ rất thấp. Không duy trì sự cháy và sự hô
hấp .
c)Tính chất hóa học
Tính oxi hoá : Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền, nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ
thường.
Tác dụng với hidrô :Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác ,nitơ phản ứng với hidrô tạo
amoniac. Đây là phản ứng thuận nghịch và toả nhiệt :
0

to,p,xt

–3


N2 + 3H2
2NH3 ∆H = -92KJ
Tác dụng với kim loại
–3
0
- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua : 6Li + N2 → 2Li3N
- Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với nhiều kim loại :

3Mg + N2 → Mg3N2 (magie nitrua)
Nitơ thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn .
Tính khử:
- Ở nhiệt độ cao (30000C) Nitơ phản ứng với oxi tạo nitơ monoxit
+2
N0 2 + O2 → 2NO (không màu )
- Ở điều kiện thường, nitơ monoxit tác dụng với oxi không khí tạo nitơ dioxit màu nâu đỏ
+2
+4
2NO
+ O2 → 2NO
2
Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.
- Các oxit khác của nitơ : N2O , N2O3, N2O5 không điều chế được trực tiếp từ niơ và oxi
d) Điều chế :
Trong công nghiệp: Nitơ được sản xuất bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng
Trong phòng thí nghiệm : Nhiệt phân muối nitrit
NH4NO2

t0

→ N2 + 2H2O
t0

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl +2H2O
2. Amoniac và muối amoni
2.1 Amoniac : NH3
Trong phân tử NH3, N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực. NH 3 có
cấu tạo hình chóp với nguyên tử Nitơ ở đỉnh. Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên nhân tính
bazơ của NH3.

a) Tính chất vật lí.
b) Tính chất hóa học
Tính bazơ yếu
Tác dụng với nước: NH3 + H2O
NH4+ + OHThành phần dung dịch gồm: NH3, NH4+, OH-.
⇒ dung dịch NH3 là dung dịch bazơ yếu.
Tác dụng với dung dịch muối tạo kết tủa hidroxit của các kim loại đó :
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl ;
Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4+
Tác dụng với axit tạo muối amoni:
NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua)
2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (amoni sunfat)
Tính khử
to

Tác dụng với oxi: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
Nếu có Pt là xúc tác , ta thu được khí NO.
Pt
4NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O
Tác dụng với clo : 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
NH3 kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo “ khói trắng “ NH4Cl
c) Điều chế
Trong phòng thí nghiệm : Bằng cách đun nóng muối amoni với Ca(OH)2
to

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O
Trong công nghiệp : Tổng hợp từ nitơ và hiđro N2(k) + 3H2(k)

2NH3(k)∆H < O

Nhiệt độ : 450 – 500 0C; Áp suất : từ 200 – 300 atm và xúc tác : sắt kim loại được trộn thêm Al 2O3,
K2O,...
Làm lạnh hỗn hợp khí bay ra, NH3 hóa lỏng được tách riêng .
2.2 MUỐI AMONI : là tinh thể ion gồm cation NH4+ và anion gốc axit
a) Tính chất vật lí: Tan nhiều trong nước, điện li hoàn toàn thành các ion, ion NH4+ không màu.
b) Tính chất hóa học :
Tác dụng với dung dịch kiềm: (để nhận biết ion amoni, điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm).
to

(NH4)2SO4 + 2NaOH → 2NH3 + 2H2O + Na2SO4 ;
NH4+ + OH- → NH3↑ + H2O
Phản ứng nhiệt phân :
- Muối amoni chứa gốc của axit không có tính oxi hóa khi đun nóng bị phân hủy thành NH3
to

Thí dụ : NH4Cl(r) → NH3(k) + HCl(k)
to

NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O ; NH4HCO3 được dùng làm xốp bánh
- Muối amoni chứa gốc của axit có tính oxi hóa như axit nitro , axit nitric khi bị nhiệt phân cho ra N 2 ,
N2O (đinito oxit)
to

to

Thí dụ : NH4NO2 → N2 + 2H2O
NH4NO3 → N2O + 2H2O
3. AXIT NITRIC VÀ MUỐI NITRIAC
3.1. AXIT NITRIC

a) Cấu tạo phân tử
CTPT: HNO3
O
CTCT: H - O – N
O
Nitơ có số oxi hóa cao nhất là + 5
b) Tính chất vật lí
c) Tính chất hóa học
Tính axit
Là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch HNO3 điện li : HNO3 → H + + NO3–
- Dung dịch axit HNO 3 có đầy đủ tính chất của một dung dịch axit : làm đỏ quỳ tím , tác dụng với
oxit bazơ, bazơ, muối của axit yếu hơn.
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O ;
Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O
CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
Tính oxi hóa : Tùy vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO 3 có thể bị khử đến NO2,
NO, N2O, N2, NH4NO3
Với kim loại : HNO3 oxi hóa hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) không giải phóng khí H2
- Do ion NO3- có khả năng oxi hóa mạnh hơn H +. Khi đó kim loại bị oxi hóa đến mức oxi hóa cao
nhất
- Với những kim loại có tính khử yếu như : Cu, Ag…thì HNO3 đặc bị khử đến NO2 : HNO3 loãng bị
khử đến NO
Vd:
Cu + 4HNO3 đặc → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H 2O.
3Cu + 8HNO3 loãng → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh hơn như : Mg, Zn , Al ....
+ HNO3 đặc bị khử đến NO2
+ HNO3 loãng có thể bị khử đến N2O, N2 hoặc NH4NO3.
+ Fe, Al bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc nguội
Với phi kim: Khi đung nóng HNO3 đặc có thể tác dụng được với S, P , S ....

Thí dụ S + 6HNO3(đặc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O


Với hợp chất : các hợp chất chứa nguyên tố chưa có số oxi hóa cao nhất VD: H 2S, Hl, SO2, FeO,
muối sắt (II)…: có thể tác dụng với HNO3 nguyên tố bị oxi hóa trong hợp chất chuyển lên mức oxi hóa
cao hơn .
3FeO + 10HNO3(đ) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
3H2S + 2HNO3(đ) → 3S + 2NO + 4H2O
- Nhiều hợp chất hữu cơ như giấy, vải, dầu thông .... bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc .
d) Điều chế
to

Trong phòng thí nghiệm: NaNO3 (r) + H2SO4đặc → HNO3 + NaHSO4
Trong công nghiệp: Được sản xuất từ amoniac: NH3 → NO → NO2 → HNO3
- Nhiệt độ t0 = 850-900oC, xt : Pt : 4NH3 +5O2→ 4NO +6H2O ; ∆H = – 907kJ
- Oxi hóa NO thành NO2 :
2NO + O2 → 2NO2
- Chuyển hóa NO2 thành HNO3: 4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3 .
Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ 60 - 62% . Chưng cất với H 2SO4 đậm đặc thu được dung dịch
HNO3 96 - 98%
3.2. Muối nitrat
a) Tính chất vật lí : Dễ tan trong nước , là chất điện li mạnh trong dung dịch, chúng phân li hoàn
toàn thành các ion. Thí dụ : Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3Ion NO3 - không có màu, màu của một số muối nitrat là do màu của cation kim loại. Một số muối nitrat
dễ bị chảy rữa như NaNO3, NH4NO3….
t 0 b) Tính chất hóa học : Các muối nitrat dễ bị phân hủy khi đun nóng
- Muối nitrat của các kim loại hoạt động ( trước Mg) Nitrat → Nitrit + O2
t

0

2KNO3
→ 2KNO2 + O2
- Muối nitrat của các kim loại từ Mg → Cu : Nitrat → Oxit kim loại + NO2 + O2

t0

2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
-Muối nitrat của kim loại kém hoạt động (sau Cu) Nitrat → kim loại + NO2 + O2
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
–
c) Nhận biết ion nitrat (NO3 )
Trong môi trường axit , ion NO 3– thể hiện tinh oxi hóa giống như HNO 3. Do đó thuốc thử dùng để
nhận biết ion NO3– là hỗn hợp vụn đồng và dung dịch H2SO4 loãng, đun nóng.
Hiện tượng : dung dịch có màu xanh, khí không màu hóa nâu đỏ trong không khí.
3Cu + 8H+ + 2NO3– → 3Cu2+ + 2 NO↑ + 4H2O
(dd màu xanh)
2NO + O2 ( không khí) → 2NO2 (màu nâu đỏ)
II. PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT
1. Photpho
a) Tính chất hóa học :
Do liên kết trong phân tử photpho kém bền hơn phân tử nitơ nên ở điều kiện thường photpho hoạt
động hoá học mạnh hơn nitơ.
Tính oxi hoá: Photpho chỉ thể hiện rõ rệt tính oxi hoá khi tác dụng với một số kim loại hoạt động, tạo
ra photphua kim loại.
0

o

−3

t
2 P + 3Ca 
→ Ca3 P2

canxi photphua
Vd:
Tính khử: Photpho thể hiện tính khử khi tác dụng với các phi kim hoạt động như oxi, halogen, lưu
huỳnh … cũng như với các chất oxi hóa mạnh khác.
Tác dụng với oxi: Khi đốt nóng, photpho cháy trong không khí tạo ra các oxit của photpho :


0

Thiếu oxi :

+3

4 P + 3O2 → 2 P2 O3

diphotpho trioxit

0

4 P + 5O2 →

+5

2 P2 O5

diphotpho pentaoxit

Dư Oxi :
Tác dụng với clo: Khi cho clo đi qua P nóng chảy, sẽ thu được các hợp chất photpho clorua:
0

Thiếu clo :

+3

2 P + 3Cl2 → 2 P Cl3

photpho triclorua

0

2 P + 5Cl2 →

+5

2 P Cl5

photpho pentaclorua
Dư clo :
b) Điều chế : Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphorit,
t
Ca3 ( PO4 ) 2 + 3SiO2 + 5C 
→ 3CaSiO3 + 2 P + 5CO
o

o

cát và than cốc khoảng 1200 C trong lò điện:
Hơi photpho thoát ra được ngưng tụ khi làm lạnh, thu được photpho trắng ở dạng rắn.
2. A xit photphoric :
Công thức cấu tạo :

a) Tính chất vật lí:
b) Tính chất hóa học
Tính oxi hóa – khử:
Axít photphoric khó bị khử (do P ở mức oxi hóa +5 bền hơn so với N trong axit nitric), không có tính
oxi hóa.
Tính axit: Axít photphoric là axit có 3 lần axit, có độ mạnh trung bình. Trong dung dịch nó phân li
ra 3 nấc:
H3PO4  H+ + H2PO4- k1 = 7, 6.10-3
H2PO4-  H+ + HPO42- k2 = 6,2.10-8
nấc 1 > nấc 2 > nấc 3
2+
3-13
HPO4  H + PO4
k3 = 4,4.10
Dung dịch axít photphoric có những tính chất chung của axit như làm quì tím hóa đỏ, tác dụng với
oxit bazơ, bazơ, muối, kim loại.
Khi tác dụng với oxit bazơ, bazơ tùy theo lượng chất tác dụng mà axít photphoric tạo ra muối trung
hòa, muối axit hoặc hỗn hợp muối:
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
c) Điều chế :
Trong phòng thí nghiệm: P + 5HNO3 →H3PO4 + H2O + 5NO2
Trong công nghiệp:
+ Cho H2SO4 đặc tác dụng với quặng photphorit hoặc quặng apatit:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4
Điều chế bằng phương pháp này không tinh khiết và lượng chất thấp .
+ Để điều chế H 3PO4 có độ tinh khiết và nồng độ cao hơn người ta đốt cháy P để được P 2O5 rồi cho
P2O5 tác dụng với nước :
4P + 5O2 → 2P2O5
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
3. Muối photphat: Axít photphoric tạo ra 3 loại muối:
- Muối photphat trung hòa: Na3PO4, Ca3(PO4)2, …
- Muối đihidrophotphat: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2, …


- Muối hidrophotphat: Na2HPO4, CaHPO4 …
a)Tính tan: Tất cả các muối đihidrophotphat đều tan trong nước.Các muối hidrophotphat và photphat
trung hòa đều không tan hoặc ít tan trong nước (trừ muối natri, kali, amoni).
b) Nhận biết ion photphat: Thuốc thử là bạc nitrat.
3Ag+ + PO43-  Ag3PO4 ↓ (màu vàng)
Chú ý: Ag3PO4 tan trong axit vì vậy không dùng AgNO3 để nhận biết H3PO4.
III. Phân bón hoá học
1. Phân bón hoá học là những hoá chất có chứa nguyên tố dinh dưỡng, dùng để bón cho cây trồng
nhằm nâng cao năng suất.
Có ba loại phân bón hoá học cơ bản: phân đạm, phân lân và phân kali.
a) Phân đạm là phân chứa nguyên tố nitơ. Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO 3- và ion NH4+.
Các loại phân đạm quan trọng:
Muối amoni: NH4Cl (25% N), (NH4)2SO4 (21% N), NH4NO3 (35% N, thường được gọi là "đạm hai
lá")
Ure: CO(NH2)2 (46% N) giàu nitơ nhất. Trong đất ure bị biến đổi dần thành amoni cacbonat. Các
muối amoni và ure bị kiềm phân huỷ, do đó không nên bảo quản phân đạm gần vôi, không bón cho
các loại đất kiềm.
Muối nitrat: NaNO3, Ca(NO3)2,…thường bón cho các vùng đất chua mặn.
b) Phân lân là phân chứa nguyên tố photpho. Cây hấp thụ lân dưới dạng ion PO 43-. Các loại phân

lân chính.
Phân lân tự nhiên: Quặng photphat Ca3(PO4)2 thích hợp với đất chua; phân nung chảy (nung quặng
photphat với đolomit).
Supephotphat đơn: Hỗn hợp canxi đihiđro photphat và thạch cao,
Supephotphat kép: là muối canxi đihiđro photphat,
Amophot: chứa cả đạm và lân, được điều chế bằng cách cho NH 3 tác dụng với axit photphoric thu
được hỗn hợp trong mono và điamophot NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4
c) Phân kali: chứa nguyên tố kali, cây hấp thụ kali dưới dạng ion K +. Phân kali chủ yếu là KCl lấy
từ quặng muối cacnalit (KCl.MgCl2.6H2O), sinvinit (KCl.NaCl). Ngoài ra người ta cũng dùng
KNO3.K2SO4.
2. Phân vi lượng và phân phức hợp:
Phân vi lượng: là loại phân chứa một số lượng rất nhỏ các nguyên tố như đồng, kẽm, molipđen,
mangan, coban, bo, iot… Chỉ cần bón một lượng rất nhỏ các nguyên tố này cũng làm cho cây phát
triển tốt.
Phân phức hợp: amophot: NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4.
Nitophotka: (NH4)2HPO4 và KNO3.
IV. Một số chú ý khi giải toán chương Nitơ – photpho
1. N2 và các oxit của nitơ
- Tính chất của chất khí:
+ Các khí trong cùng điều kiện nhiệt độ áp suất có số mol bằng nhau thì thể tích bằng nhau .
+ Trong điều kiện: cùng nhiệt độ và thể tích thì số mol khí trước và sau phản ứng tỉ lệ thuận với
áp suất trước và sau phản ứng.
- Bài toán hiệu suất khi điều chế NH3.
2. Amoniac và muối amoni
- Tính chất hóa học của amoniac và muối amoni.
- Viết phương trình ion rút gọn.
- Định luật bảo toàn điện tích.
3. Axit nitric và muối nitrat
- Trong bài toán về axit nitric vận dụng linh hoạt các định luật bảo toàn :

+ Định luật bảo toàn electron : Tổng electron cho bằng tổng electron nhận .
+ Định luật bảo toàn nguyên tố : Tổng khối lượng nguyên tố trước phản ứng bằng tổng khối
lượng nguyên tố sau phản ứng .
+ Định luật bảo toàn khối lượng : Tổng khối lượng các chất trước phản ứng bằng các chất sau
phản ứng .
+ Định luật bảo toàn điện tích : Trong dung dịch các chất điện li tổng điện tích dương bằng tổng
điện tích âm.
- Nhiệt phân muối nitrat thu được hỗn hợp rắn và hỗn hợp khí.
+ Định luật bảo toàn khối lượng : mkhí = mrắn trước phản ứng - mrắn sau phản ứng
+ Khí sau phản ứng hấp thụ vào nước có phản ứng :
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3(1)
Từ số mol khí thu được sau phản ứng và phương trình (1) biện luận khí thoát ra.
4. Photpho và hợp chất
- Bài toàn H3PO4 tác dụng với dung dịch bazơ OHH3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
(1)
H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O
(2)
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4
+ 3H2O
(3)
nNaOH
b
nH 3 PO4 = a
b
1-Nếu 0 < a <1thì chỉ xảy ra phản ứng số 1 tạo NaH2PO4 và H3PO4 dư
b
2- Nếu a = 1 thì chỉ xảy ra phản ứng số 1 tạo NaH2PO4
b
3- Nếu 1 < a < thì xảy ra cả 2 phản ứng số (1) và (2) tạo 2 muối NaH2PO4

b
4 – Nếu a = 2 chỉ xảy ra phản ứng số (2) chỉ tạo ra Na2HPO4

và Na2HPO4

b
5 - Nếu 2 < a <3 xảy ra 2 phản ứng số (2) và (3) tạo ra Na3PO4 và Na2HPO4
b
6 – Nếu a = 3 chỉ ra phản ứng (3) và tạo ra Na3PO4
b
7 – Nếu a > 3 chỉ ra phản ứng (3) tạo ra Na3PO4 và NaOH dư.
5. Phân bón: Tính độ dinh dưỡng trong các loại phân bón
+ Phân đạm : % Nitơ
+ Phân lân : % P2O5 tương ứng với lượng P trong lân
+ Phân kali : % K2O tương ứng lượng K trong phân

CACBON - SILIC VÀ HỢP CHẤT
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN.
I.

NHÓM CACBON
Gồm C, Si, Ge, Sn, Pb.
Cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2np2.
Từ C đến Pb tính phi kim giảm dần và tính kim loại tăng dần.
II. CACBON
1. Vị trí và cấu hình electron nguyên tử


•
•

•
•
•
•
•
•

Vị trí : Ô số 6, nhóm IVA, chu kì 2
Cấu hình : 1s22s22p2
Số oxi hóa : -4; 0; +2 và +4.
2. Tính chất vật lí
Có các dạng thù hình : kim cương, than chì, fuleren, cacbon vô định hình.
Kim cương : tinh thể trong suốt, không màu, không dẫn điện, dẫn nhiệt kém và rất cứng (là chất cứng
nhất trong tất cả các chất).
Than chì : tinh thể màu xám đen, mềm.
Fuleren : có nhiều tính chất đặc biệt.
Cacbon vô định hình : thường có cấu tạo xốp, có khả năng hấp phụ mạnh.
3. Tính chất hóa học
- Trong các dạng tồn tại của cacbon, cacbon vô định hình hoạt động hơn cả về mặt hóa học.
- Trong các phản ứng hóa học cacbon thể hiện hai tính chất: Tính oxi hóa và tính khử. Tuy nhiên
tính khử vẫn là chủ yếu của cacbon.
a. Tính khử
* Tác dụng với oxi
.
0

+4

0

t
C + O2 
→ C O2

Ở nhiệt độ cao C lại khử CO2 theo phản ứng
0

+4

+2

0

t
C + C O 2 
→ 2C O

* Tác dụng với hợp chất
0

+4

0

t
C + 4HNO 3 
→ C O 2 + 4NO 2 + 2H 2O
0

+4

t 0C

3 C + Fe2O3 → 2Fe + 3 C O2
b. Tính oxi hóa
* Tác dụng với hidro
0

-4

0

t , xt
C+ 2H 2 
→ C H4

* Tác dụng với kim loại
0

-4

0

(nhôm cacbua)

t
3C+ 4Al 
→ Al 4 C3

III. HỢP CHẤT CỦA CACBON

1. Cacbon monooxit
a. Tính chất hóa học
- Tính chất hóa học đặc trưng của CO là tính khử
+2

+4

0

t
2 C O + O 2 
→ 2 C O2
+2

0

+4

t
3C O + Fe 2O 3 
→ 3C O 2 + 2Fe

b. Điều chế

* Trong phòng thí nghiệm
0

H 2SO 4 (®Æc), t

→

HCOOH
CO
+ H2O
* Trong công nghiệp: Khí CO được điều chế theo hai phương pháp
- Khí than ướt
0

C
+
- Khí lò gas

H2O

1050 C

→
¬


CO

+

H2