CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HS GIỎI

TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT

CÁC CÔNG THỨC THƯỜNG GẶP
I. CÔNG THỨC TÍNH SỐ MOL :
1.

m
n
M

2.

n

3.

n C M Vdd

4.

C % m dd
n
100% M

5.

n

Vdd  ml  D C %

100% M

6.

n

P V  dkkc 
R T

V
22,4

II. CÔNG THỨC TÍNH NỒNG ĐỘ PHẦN
TRĂM :
m 100%
C %  ct
7.
m dd
8.

C% 

C M M
10 D

III. COÂNG THỨC TÍNH NỒNG ĐỘ MOL :
n
C M  ct
9.
Vdd

10.

10 D C %
CM 
M

IV. CÔNG THỨC TÍNH KHỐI LƯNG :
m n M
11.
12.

mct 

Chú thích :
Kí hiệu
Tên gọi
n
Số mol
m
Khối lượng
mct
Khối lượng chất tan
mdd
Khối lượng dung dịch
m dm
Khối lượng dung môi
m hh
Khối lượng hỗn hợp
mA
Khối lượng chất A

mB
Khối lượng chất B
M
Khối lượng mol
MA
Khối lượng mol chất A
MB
Khối lượng mol chất B
V
Thể tích
Vdd
Thể tích dung dịch

Đơn vị
mol
gam
gam
gam
gam
gam
gam
gam
gam/mol
gam/mol
gam/mol
lít
lít

Vdd  ml 

Thể tích dung dịch

mililít

V  dkkc 

Thể tích ở ĐK không
chuẩn
Nồng độ phần trăm
Nồng độ mol
Khối lượng riêng
p suất
Hằng số (22,4:273)
Nhiệt độ (oC+273)
Thành phần % của A
Thành phần % của B
Hiệu suất phản ứng
Khối lượng (số mol\thể
tích) thực tế
Khối lượng (số mol\thể
tích) lý thuyết
Khối lượng mol trung
bình của hỗn hợp khí

lít

C%
CM

D

P
R
T
%A
%B

H%
mtt  mtt \ Vtt 
mlt  nlt \ Vlt 

M hh

C % Vdd
100%

V. COÂNG THỨC TÍNH KHỐI LƯNG DUNG DỊCH :
Trang 1

%
Mol/lít
gam/ml
atm
o

K
%
%
%
gam(mol\
lít)

gam(mol\
lít)
gam/mol


TÀI LIỆU HÓA HỌC
13.

mdd mct  mdm

14.

mdd 

15.

mdd Vdd  ml  D

LXT

mct 100%
C%

VI. CÔNG THỨC TÍNH THỂ TÍCH DUNG DỊCH :
n
CM

16.

Vdd 

17.

Vdd  ml  

mdd
D

VII. CÔNG THỨC TÍNH THÀNH PHẦN % VỀ KHỐI LƯNG HAY THỂ TÍCH CỦA CÁC
CHẤT TRONG HỖN HP :
m
% A  A 100%
18.
m hh
mB
100%
mhh

19.

%B 

20.

mhh m A  m B

hoaëc

% B 100%  % A

VIII. TỶ KHỐI CỦA CHẤT KHÍ :
m 
M 
d  A  d  A 
21.
mB 
MB 
IX. HIỆU SUẤT CỦA PHẢN ỨNG :
m (n \ V )
H %  tt tt tt 100%
22.
mlt  nlt \ Vlt 
X. TÍNH KHỐI LƯNG MOL TRUNG BÌNH CỦA HỖN HP KHÍ :
n M + n M + n3M3 + ...
V1M1 + V2 M2 + V3M3 + ...
M hh = 1 1 2 2
23.
(hoaëc M hh =
)
n1 + n2 + n3 + ...
V1 + V2 + V3 + ...

CHUYÊN ĐỀ 1 :

CÁC LOẠI HP CHẤT VÔ CƠ
Trang 2


TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT

A. ÔXIT :
I. Định nghóa : Ôxit là hợp chất gồm 2 nguyên tố, trong đó có 1 nguyên tố là ôxi.
II.Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với Nước :
a. Ôxit phi kim + H 2O  Axit .Thí dụ : SO3 + H 2 O  H 2SO 4
b. Ôxit kim loại + H 2 O  Bazơ .Thí dụ : CaO + H 2 O  Ca(OH) 2
2. Tác dụng với Axit :
Ôxit kim loại + Axit  Muối + H2O
VD : CuO + 2HCl  CuCl 2 + H 2O
3. Tác dụng với Kiềm :
Ôxit phi kim + Kiềm  Muối + H2O
VD : CO 2 + 2NaOH  Na 2CO3 + H 2O
CO 2 + NaOH  NaHCO3 (tùy theo tỉ lệ số mol)
4. Tác dụng với Ôxit kim loại :
Ôxit phi kim + Ôxit kim loại  Muối
VD : CO 2 + CaO  CaCO3
5. Một số tính chất riêng :
o
VD : 3CO + Fe 2 O3  t 3CO 2 + 2Fe
o

2HgO  t 2Hg + O 2
o

CuO + H 2  t Cu + H 2 O
* Al2O3 laø ôxit lưỡng tính : vừa phản ứng với dung dịch Axit, vừa tác dụng với dung dịch
Al2 O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H 2O
Kieàm :

Al2 O3 + 2NaOH  2NaAlO 2 + H 2O
B. AXIT :
I. Định nghóa : Axit là hợp chất mà phân tử gồm 1 hoặc nhiều nguyên tử Hiđrô liên kết với gốc
Axit .
Tên gọi :
* Axit không có ôxi tên gọi có đuôi “ hiđric ” . HCl : axit clohiđric
* Axit có ôxi tên gọi có đuôi “ ic ” hoặc “ ơ ” .
H2SO4 : Axit Sunfuric
H2SO3 : Axit Sunfurơ
Một số gốc Axit thông thường :
Kí hiệu
Tên gọi
_ Cl
Clorua
=S
Sunfua
_ Br
Bromua
_ NO3
Nitrat
= SO4
Sunfat
= SO3
Sunfit
_ HSO4
Hiđrosunfat
_ HSO3
Hiđrosunfit
Trang 3

Hóa trị
I
II
I
I
II
II
I
I


TÀI LIỆU HÓA HỌC
= CO3
_ HCO3
PO4
= HPO4
_ H2PO4
_ CH3COO
_ AlO2

LXT
Cacbonat
Hiđrocacbonat
Photphat
Hiđrophotphat
Đihiđrophotphat
Axêtat
Aluminat

II

I
III
II
I
I
I

II.Tính chất hóa học :
1. Dung dịch Axit làm q tím hóa đỏ :
2. Tác dụng với Bazơ (Phản ứng trung hoøa) : H 2SO 4 + 2NaOH  Na 2SO 4 + 2H 2 O
H 2SO 4 + NaOH  NaHSO 4 + H 2O
3. Tác dụng với Ôxit kim loaïi : 2HCl + CaO  CaCl 2 + H 2O
4. Tác dụng với Kim loại (đứng trước Hiđrô) : 2HCl + Fe  FeCl 2 + H 2 
5. Tác dụng với Muối : HCl + AgNO3  AgCl  + HNO3
6. Một số tính chất riêng :
* H2SO4 đặc và HNO3 đặc ở nhiệt độ thường không phản ứng với Al và Fe (tính chất thụ
động hóa) .
* Axit HNO3 phản ứng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt) không giải phóng Hiđrô :
4HNO3 + Fe  Fe(NO3 )3 + NO + 2H 2O
* HNO3 đặc, nóng + Kim loại  muối nitrat + NO2 (màu nâu)+ H2O
VD : 6HNO3 đặc,nóng + Fe  Fe(NO3 )3 + NO2 + 3H 2O
* HNO3 loãng + Kim loại  muối nitrat + NO (không màu) + H2O
VD : 8HNO3 loaõng + 3Cu  3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2O
(III).

* H2SO4 đặc, nóng và HNO3 đặc, nóng hoặc loãng tác dụng với Sắt thì tạo thành muối sắt

* Axit H2SO4 đặc, nóng có khả năng phản ứng với nhiều kim loại không giải phóng Hiđrô :
2H 2SO 4 đặc,nóng + Cu  CuSO 4 + SO 2  + 2H 2O
C. BAZƠ :

I. Định nghóa : Bazơ là hợp chất mà phân tử có 1 nguyên tử kim loại liên kết với 1 hay nhiều nhóm
hiđroxit (_ OH).
II.Tính chất hóa học :
1. Dung dịch Kiềm làm q tím hóa xanh, phenolphtalein không màu hóa hồng.
2. Tác dụng với Axit : Mg(OH) 2 + 2HCl  MgCl 2 + 2H 2 O
2KOH + H 2SO 4  K 2SO 4 + 2H 2O ; KOH + H 2SO 4  KHSO 4 + H 2O
3. Dung dịch Kiềm tác dụng với Ôxit phi kim : 2KOH + SO3  K 2SO 4 + H 2 O
KOH + SO3  KHSO 4
4. Dung dịch Kiềm tác dụng với Muối : 2KOH + MgSO 4  K 2SO 4 + Mg(OH) 2 
o

5. Bazơ không tan bị nhiệt phân hủy : Cu(OH) 2  t CuO + H 2 O
6. Một số phản ứng khác : 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O  4Fe(OH)3
Trang 4


TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT
KOH + KHSO 4  K 2SO 4 + H 2O

4NaOH + Mg(HCO3 ) 2  Mg(OH) 2  + 2Na 2CO3 + 2H 2O
* Al(OH)3 laø Hiđrôxit lưỡng tính : Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H 2O
Al(OH)3 + NaOH  NaAlO 2 + 2H 2O
D. MUỐI :
I. Định nghóa : Muối là hợp chất mà phân tử gồm có kim loại liên kết với gốc Axit.
II.Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với Axit : Na 2S + 2HCl  2NaCl + H 2S 
Na 2SO3 + 2HCl  2NaCl + H 2O + SO 2
2. Dung dịch Muối tác dụng với Kiềm : Na 2 CO3 + Ca(OH) 2  CaCO3  +2NaOH

3. Dung dịch Muối tác dụng với dung dịch Muối : Na 2 CO3 + CaCl 2  CaCO3  +2NaCl
4. Dung dịch Muối tác dụng với Kim loại : 2AgNO3 + Cu  Cu(NO3 ) 2 + 2Ag 
5. Một số muối bị nhiệt phân hủy :

o

CaCO3  t CaO + CO 2
o

6. Một số tính chất riêng :

CHUYÊN ĐỀ 2 :

2NaHCO3  t Na 2CO3 + CO 2  +H 2O
2FeCl3 + Fe  3FeCl2
Fe 2 (SO 4 )3 + Cu  CuSO 4 + 2FeSO 4

KIM LOẠI VÀ PHI KIM

A. KIM LOẠI :
I. Dãy hoạt động hóa học của kim loaïi :
K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Pt Au
* Đi từ trái sang phải, độ hoạt động của các kim loại giảm dần.
* Chỉ những kim loại đứng trước Hiđrô mới đẩy được Hiđrô ra khỏi dung dịch Axit. Riêng K,
Na còn có thể đẩy được Hiđrô ra khỏi Nước.
K + H 2O  KOH + 1 H 2
2
Na + H 2O  NaOH + 1 H 2
2
* Từ Mg trở đi, Kim loại đứng sau đẩy được Kim loại đứng trước ra khỏi dung dịch Muối:

Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu 
II.Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với Phi kim :
a. Với Ôxi  Ôxit bazơ
o
VD : 3Fe + 2O 2  t Fe3O 4 (hay FeO.Fe2O3) saét từ ôxit.
b. Với Phi kim khác  Muối
VD :

Fe + S  t FeS (Saét (II) sunfua)
o

o

2Fe + 3Cl2  t 2FeCl3 (Sắt (III) clorua)
2. Tác dụng với dung dịch Axit :
Trang 5


TÀI LIỆU HÓA HỌC
VD :

LXT

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H 2 
đặc,nóng
6H 2SO 4
+ 2Fe  Fe 2 (SO 4 )3 + 3SO 2  +6H 2O

3. Tác dụng với dung dịch Muối :

VD : Fe + 2AgNO3  Fe(NO3 ) 2 + 2Ag 
III. Kim loại thông dụng : NHÔM và SẮT
1. Một số phản ứng của Nhôm và hợp chất :
Al + NaOH + H 2 O  NaAlO 2 + 3 H 2 
2
2Al + Fe2 O3  Al 2 O3 + 2Fe (Phản ứng nhiệt nhoâm)
Al2 O3 + 2NaOH  2NaAlO 2 + H 2O
Al(OH)3 + NaOH  NaAlO 2 + 2H 2 O
* Điều chế nhôm : điện phân nóng chảy quặng Bôxit Al2O3
2Al2 O3  đpnc

 4Al + 3O 2 
2. Một số phản ứng của Sắt và hợp chất :
Fe + 2FeCl3  3FeCl 2
2Fe(NO3 )3 + Cu  Cu(NO3 ) 2 + 2Fe(NO3 ) 2
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O  4Fe(OH)3
FeO + 4HNO3  Fe(NO3 )3 + NO 2  +2H 2O
3. Hợp kim : là chất rắn gồm kim loại và một số nguyên tố khác hòa tan vào khi kim loại nóng
chảy.
a. Luyện gang : Dùng Cacbon (II) ôxit CO để khử quặng sắt Manhêtit Fe 3O4, quặng hêmatit
o
Fe3O 4 + 4CO  t 4CO 2  +3Fe
Fe2O3 (màu đỏ nâu) ở nhiệt độ cao :
hoaëc

o

Fe 2 O3 + 3CO  t 3CO 2  +2Fe

Sắt nóng chảy hòa tan C, Si, Mn, P, S tạo thành gang.

b. Luyện thép : Ôxi hóa gang ở nhiệt độ cao nhằm loại khỏi gang phần lớn C, Mn, Si, P và
S. Sắt (II) ôxit FeO (có trong quặng và sắt vụn) ôxi hóa C, Mn, Si, P và loại chúng ra :
o
FeO + C  t CO  +Fe
o

2FeO + Si  t SiO 2 + 2Fe
B. PHI KIM :
I. Tính chất hóa học của phi kim :
1. Tác dụng với Hiđrô  Hợp chất khí : S + H 2  H 2S 
Phi kim naøo càng dễ phản ứng với Hiđrô thì tính phi kim càng mạnh.
2. Tác dụng với Kim loại  Muối (hoặc OÂxit bazô) :
S + Mg  MgS
3O2 + 4Al  2Al2 O3
3. Tác dụng với Ôxi :

o

S + O 2  t SO2 
tia lửa điện
N 2 + O 2       2NO 

MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ
A. CLO :
Trang 6


TÀI LIỆU HÓA HỌC
Clo là phi kim rất hoạt động, là chất ôxi hóa mạnh.
o

1. Tác dụng với Kim loại  Muoái : Cl2 + 2Na  t 2NaCl

LXT

o

3Cl 2 + 2Fe  t 2FeCl3
o

2. Tác dụng với Hiđrô  Hợp chất khí :

Cl 2 + H 2  t 2HCl  (khí Hiđrô Clorua)

3. Tác dụng với Nước và dung dịch Kiềm :
* Khi tan vào nước, 1 phần Clo tác dụng chậm với nước :
0

-1

Cl 2 + H 2O  H Cl

+1

+ H Cl O

Axit clohiđric Axit hipôclorơ
Axit hipôclorơ HClO có tính ôxi hóa rất mạnh, nó phá hủy các chất màu, vì thế clo ẩm có tác
dụng tẩy màu.
* Với dung dịch Kiềm, Clo phản ứng dễ dàng hơn.
Cl 2 + 2KOH  KCl + KClO + H 2O

Trong các phản ứng trên, nguyên tố clo vừa là chất ôxi hóa, vừa là chất khử.
Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
4. Tác dụng với Muối của các Halogen khác :
Cl2 + 2NaI  2NaCl + I 2
Điều này chứng minh trong nhóm Halogen, tính ôxi hóa của clo mạnh hơn Brôm và Iốt.
5. Tác dụng với các chất khử khác :

0

+4

-1

+6

Cl2 + S O 2 + 2H 2O  2H Cl+ H 2 S O 4
0

+2

+3  1

Cl 2 + 2 Fe Cl 2  2 Fe Cl3

 ĐIỀU CHẾ :
a. Trong phòng thí nghiệm :
MnO 2 + 4HCl  MnCl 2 + Cl2  +H 2O
2KMnO 4 +16HCl  2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2  +8H 2 O
KClO3 + 6HCl  KCl + 3Cl2  +3H 2O
K 2 Cr2 O7 +14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl 2  +7H 2O

b. Trong công nghiệp : Clo được sản xuất bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl bão
hòa có màng ngăn :
đpdd
2NaCl + 2H 2O       
 2NaOH + Cl 2  +H 2 
có màng ngăn
B. HIĐRÔ CLORUA (HCl) :
 ĐIỀU CHẾ :
a. Trong phòng thí nghiệm :
o
C
NaCl(r) + H 2SO 4 đặc  250

 NaHSO 4 + HCl 
o

C
2NaCl(r) + H 2SO 4 đặc  400

 Na 2SO 4 + 2HCl 

Hòa tan khí HCl vào nước cất, ta được dung dịch Axit Clohiđric HCl.
b. Trong công nghiệp :
* Cũng từ NaCl và H2SO4 đặc. Phương pháp này gọi là phương pháp Sunfat.
o
* Phương pháp tổng hợp : Cl 2 + H 2  t 2HCl 
C. NƯỚC GIAVEN, CLORUA VÔI, MUỐI CLORÁT :
Trang 7

TÀI LIỆU HÓA HỌC
LXT
1. Nước Giaven ( NaCl + NaClO + H2O) :
Cl2 + 2NaOH  NaCl +
NaClO
+ H 2O
Natri hipôcloric
Là muối của 1 axit rất yếu, Natri Hipôcloric NaClO trong nước Giaven dễ tác dụng với CO 2
trong không khí tạo thành axit hipôclorơ.
NaClO + CO 2 + H 2 O  NaHCO3 + HClO
Do có tính ôxi hóa mạnh, axit HClO có tác dụng sát trùng, tẩy trắng sợi, vải giấy.
2. Clorua vôi (CaOCl2) :
Cl 2 + Ca(OH) 2
 CaOCl 2 + H 2 O
*
(bột)
Công thức cấu tạo của Clorua vôi CaOCl2 :
O

+1

Cl
Canxi Clorua hipôcloric

Ca
-1

*

Cl

2Cl 2 + 2Ca(OH) 2
 CaCl 2 +
(dd)

Ca(OCl)2
+ 2H 2O
Canxi hipôcloric

Clorua vôi có tính ôxi hóa mạnh :
CaOCl 2 + 2HCl  CaCl2 + Cl 2  +H 2O
Trong không khí ẩm, clorua vôi tác dụng với Cacbon điôxit, làm thoát ra axit HClO:
2CaOCl 2 + CO 2 + H 2O  CaCl 2 + CaCO 3  +2HClO
3. Muối Clorat :
Clorat là muối của axit cloric HClO3. Muối Clorat quan trọng hơn cả laø Kali Clorat KClO3.
o
C
3Cl 2 + KOH
 100

 5KCl + KClO3 + 3H 2O
(đặc)
o

2KClO3  t 2KCl + 3O 2
D. FLO :
Flo là phi kim mạnh nhất.
Flo ôxi hóa được tất cả các kim loại kể cả vàng và platin. Nó cũng tác dụng trực tiếp với hầu
hết phi kim, trừ ôxi và nitơ.
bóng tối
F2 + H 2     

 2HF (khí hiđrô florua)
Ngay cả nước, khi đun nóng sẽ bốc cháy trong flo, giải phóng Ôxi:
F2 + H 2 O  2HF + 1 O 2 
2
 ĐIỀU CHẾ HF : Cho Canxi florua CaF2 tác dụng với Axit Sunfuric đặc ở 250oC :
CaF2 + H 2SO 4  CaSO 4 + HF 
Hiñro florua HF tan vô hạn trong nước tạo ra dung dịch Axit Flohiđric. Khác với axit HCl,
axit HF là axit yếu.
Tính chất đặc biệt của axit HF là tác dụng với Silic điôxit (có trong thủy tinh)
4HF + SiO 2 
SiF
+ 2H 2O
4
Silic teâtra florua
Trang 8


TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT

E. BRÔM (Br2) :
1. Điều chế : người ta cho khí Cl2 sục qua dd Natri Bromua :
Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
2. Tính chất : Brôm là chất lỏng màu đỏ nâu, dễ bay hơi. Brôm và hơi Brôm rất độc.
Brôm cũng chất ôxi hóa mạnh nhưng kém hơn Clo.
o
 Với H2 : Br2 + H 2  t 2HBr
 Brôm ôxi hóa được ion I- : Br2 + 2NaI  2NaBr + I 2


Broâm tác dụng với nước tương tự clo nhưng khó khăn hôn :
0

-1

Br 2 + H 2O  H Br+



+1

H Br O
Axit Hipôbrômơ
Brôm thể hiện tính khử khi tác dụng với chất ôxi hóa mạnh :
0

0

Br 2 + 5Cl 2 + 6H 2O 

+5

-1

2H Br O3 +10H Cl
Axit Brômic

3. Một số hợp chất của Brôm:
a. Hiđrô bromua HBr và Axit brômhiđric :

Để điều chế Hiđrôbromua HBr, người ta thủy phân Photphotribromua PBr 3 :
PBr3 + 3H 2O  H 3PO3 + 3HBr 
Khí HBr dễ tan trong nước. Dung dịch HBr trong nước gọi là ddAxit bromhiđric Axit HBr là 1
axit mạnh, mạnh hơn axit HCl.
Tính khử của HBr (ở trạng thái khí cũng như trong dd) mạnh hơn HCl.
HBr khử được H2SO4 đặc thành SO2.
-1

+6

0

+4

2H Br+ H 2 S O 4  Br 2 + S O 2 + 2H 2O
Dung dịch HBr không màu, để lâu trong không khí trở nên có màu vàng nâu vì bị ôxi hóa (dd
HF và HCl không có phản ứng này) :
4HBr + O 2  2Br2 + 2H 2O
Trong các muối của Axit HBr, AgBr được sử dụng nhiều. Chất này bị phân hủy khi gặp ánh
sáng : 2AgBr  2Ag + Br2
b. Hợp chất chứa ôxi của Brôm :
Axit hipôbrômơ HbrO có thể điều chế tương tự như Axit hipôclorơ HClO:
Br2 + H 2 O  HBr + HBrO
Tính bền, tính ôxi hóa và tính axit của HBrO đều kém hơn HClO.
F. IỐT (I2) :
1. Điều chế : 2NaI + Cl2  2NaCl + I 2
2. Tính chất : Iốt cũng là 1 chất ôxi hóa mạnh nhưng kém Brôm :
c
3I 2 + 2Al  xú
c tá

2AlI3
tác
 xú
c 
 2HI 
I 2 + H 2 

3. Một số hợp chất của Iốt :
a. Hiđrô Iốtua HI và Axit Iốthiđric :
Trong các hiđro halogenua, Hiđro Iốtua HI kém bền với nhiệt hơn caû.
Trang 9


TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT

300o C

2HI    H 2 + I 2
Hiđrô Iốtua dễ tan trong nước tạo thành dd Axit Iốthiđric, đó là một axit rất mạnh, mạnh hơn
cả axit HCl và axit HBr.
Hiđrô Iốtua HI có tính khử mạnh :
-1

+6

0

-2

8H I + H 2 S O 4  4 I 2 + H 2 S+ 4H 2O
-1

+3

+2

0

2H I+ 2 Fe Cl3  2 Fe Cl 2 + I 2 + 2HCl
b. Một số hợp chất khác :
Đa số muối Iotua dễ tan trong nước, nhưng một số muối Iotua không tan và có màu, thí dụ
AgI màu vàng, PbI2 màu vàng. Khi cho dd muối Iotua tác dụng với Clo hoặc Brom, ion Iotua bị ôxi
hóa :
-1

0

-1

-1

0

-1

0

2Na I+ Cl 2  2Na Cl+ I 2

0

2Na I+ Br 2  2Na Br+ I 2
Lưu ý : Iốt tạo thành với hồ tinh bột một chất có màu xanh. Vì vậy, dd Iốt dùng làm thuốc thử
để nhận biết hồ tinh bột và hồ tinh bột được dùng để nhận biết Iốt.
G. CACBON :
Tính chất 1 : Cacbon là chất khử


0

+4

o

C+ O 2  t C O 2
o

nếu Cacbon dö : C + CO 2  t 2CO


o

3C + Fe2 O3  t 3CO  +2Fe
o

nếu Cacbon dư : C + 3Fe  t Fe3C ( xementít)


o

SiO 2 + 2C  t Si + 2CO 

nếu Cacbon dư : C + Si  t SiC (Silic caùcbua)
n
 3C + CaO  lòđiệ
CaC 2 + CO
o

Ở nhiệt độ cao, cacbon tác dụng được với hơi nước, tạo hỗn hợp khí than ướt (CO, CO 2, H2)
do 2 phản ứng :
o
C
C + H 2 O  1000
 
CO + H 2
o

C + 2H 2O  t CO 2 + 2H 2
Tính chất 2 : Cacbon là chất ôxi hóa
0

o

-4

C
C+ 2H 2  500
Ni 
 C H4 

o

2C + Ca  t CaC2 (Canxi cacbua)
CÁC ÔXIT CỦA CACBON (CO và CO2)
I. Cacbon ôxit (CO) :
Công thức cấu tạo : C = O
Tính chất 1 : CO là ôxit không tạo muối :
Ở nhiệt độ cao, CO mới có thể kết hợp với Kieàm :
Trang 10


TÀI LIỆU HÓA HỌC
CO + NaOH

LXT
200o C
   
15atm

HCOONa

Tính chất 2 : CO có tính khử ở nhiệt độ cao :
o
2CO + O 2  t 2CO 2
o

3CO + Fe 2 O3  t 3CO 2 + 2Fe
Điều chế CO :
H SO4 đặc
 CO + H 2 O

o
a. Trong phòng thí nghiệm : HCOOH  2 t
b. Trong công nghiệp :
 Đốt không hoàn toàn than đá trong không khí khô :
o
2C + O 2  t 2CO
o

Có thể có cả C + O 2  t CO 2


Hoặc cho hơi nước qua than nóng đỏ (~1000oC)
o
C + H 2O  t CO + H 2
o

C + 2H 2O  t CO2 + 2H 2
II. Cacbon điôxit (CO2) :
Công thức cấu tạo : O = C = O
CO2 là chất khí không màu, không mùi, không cháy và không duy trì sự cháy và sự sống (sự
hô hấp)
- CO2 là ôxit axit
a. Tác dụng với nước
CO 2 + H 2 O  H 2 CO3
b. Tác dụng với dd bazơ :
Tùy thuộc vào số mol giữa CO2 và NaOH mà có thể tạo ra muối trung hòa, hay muối axit,
hoặc hỗn hợp 2 muối.
 CO2 + 2 NaOH  Na 2 CO3 + H 2O
1mol
2 mol

CO
+
NaOH
 NaHCO3
2

1mol 1 mol
c. Tác dụng với ôxit bazơ :
CO 2 + CaO  CaCO3
2. Điều chế :
a. Trong phòng thí nghiệm : cho muối cacbonat tác dụng với dd HCl:
CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H 2O + CO 2 
Na 2 CO3 + 2HCl  2NaCl + H 2 O + CO 2 
b. Trong công nghiệp : người ta không điều chế khí CO 2 mà thu hồi CO2 là sản phẩm phụ của
phản ứng nung vôi:
o
C
CaCO3  900

 CaO + CO 2
H. ÔXI :
1. Tính chất hóa học :
a. Tác dụng với Kim loại :

o

O2 + 4Na  t 2Na 2O
Trang 11

TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT
to

2O 2 + 3Fe   Fe3O 4 (ôxit sắt từ)
o

b. Tác dụng với Phi kim :

5O2 + 4P  t 2P2 O5

c. Tác dụng với hợp chaát :

3O2 + C2 H 5OH  t 2CO 2 + 3H 2O

o

o

3O2 + H 2S  t 2SO2 + 2H 2 O
2. Điều chế :
a. Trong phòng thí nghiệm :
Nhiệt phân các muối giàu ôxi :

o
2KMnO 4  t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 
o

2KClO3  t 2KCl + 3O2 

o

Hoaëc 2NaNO3  t 2NaNO 2 + O 2 
o



t
2CaOCl2  x
 2CaCl 2 + O 2 
úc tác
Clorua vôi
Phân hủy hiđrôpeôxit H2O2 với chất xúc tác là MnO2
2
2H 2 O 2  MnO

 2H 2O + O 2 
o

2HgO  t 2Hg + O 2 
b. Trong công nghiệp :
Đem hóa lỏng không khí ở -196oC , sau đó chưng cất phân đoạn lấy N2 ra trước (tos = 
o
195,8 C) rồi đến O2 (tos = -183oC).
Điện phân nước (có xúc tác là KOH, NaOH hay Na2SO4):

n phân
2H 2 O  điệ



 2H 2  +O 2 
xúc tác
I. HIĐRÔ :
1. Tính chất hóa học :
o

a. Tác dụng với O2 :

2H 2 + O 2  t 2H 2 O

b. Tác dụng với đồng ôxit CuO :

H 2 + CuO  t H 2O + Cu

2. Điều chế :
a. Trong phòng thí nghiệm :

o

loaõng
2Al + 3H 2SO 4
 Al 2 (SO 4 )3 + 3H 2 
loaõng
Fe + H 2SO 4
 FeSO 4 + H 2 

b. Trong công nghiệp :
Điện phân nước (có xúc tác là KOH, NaOH hay Na2SO4):

n phân

2H 2 O  điệ


 2H 2  +O 2 
xúc tác


Cho hơi nước qua than nung đỏ (~1000oC)
o
C + H 2O  t CO + H 2
o

Hoaëc C + 2H 2O  t CO2 + 2H 2
K. LƯU HUỲNH :
1. Tính chất hóa học :
0

-2

a. Tác dụng với Kim loại và hiđrô : 3S+ 2Al  t Al2 S3
o

Trang 12


TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT
0

-2

o

S+ H 2  t H 2 S
0

Ở nhiệt độ thường :

-2

S+ Hg  Hg S

S thể hiện tính ôxi hóa.
b. Tác dụng với Phi kim : Ở nhiệt độ thích hợp, lưu huỳnh tác dụng được với O 2, Cl2, F2 :
0

+4

o

S+ O 2  t S O 2
0

+6

o

S+ 3F2  t S F6

S thể hiện tính khử .
2. Điều chế :
a. Khai thác lưu huỳnh từ các mỏ lưu huỳnh, từ quặng :
b. Sản xuất lưu huỳnh từ hợp chất :
Đốt H2S trong điều kiện thiếu không khí (cháy không hoàn toàn)

o
2H 2S + O 2  t 2S + 2H 2O


Dùng H2S khử SO2 :
2H 2S + SO 2  
 3S + 2H 2O

MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA LƯU HUỲNH (H2S, SO2, H2SO4)
I. Hiđrô Sunfua H2S :
Công thức cấu tạo : H – S – H
Tính chất hóa học :
1. Tính axit yếu : Hiđrô Sunfua tan trong nước tạo thành dd axit rất yếu (yếu hơn cả axit
H2CO3), có tên là Axit Sunfuhiđric H2S.
2. Tính khử mạnh :
-2



* Cháy hoàn toàn :


0

* Cháy không hoàn toàn : 2H 2 S+ O 2  t 2S+ 2H 2O
o

-2

o

+4

2H 2 S+ 3O 2  t 2 S O 2 + 2H 2O

Clo có thể ôxi hóa H2S thành H2SO4 :
-2

+6

H 2 S+ 4Cl 2 + 4H 2 O  H 2 S O 4 + 8HCl

H 2S + H 2SO 4  S + SO 2 + 2H 2O H 2S + 2FeCl3  2FeCl2 + 2HCl + S
H 2S + Cl 2  S + 2HCl
3. Điều chế H2S trong phòng thí nghiệm:
FeS + 2HCl  FeCl2 + H 2S 
Lưu ý : Một số muối có màu đặc trưng : Cimi Sunfua CdS màu vàng; CuS, FeS, Ag 2S. . .
màu đen .
II. Lưu huỳnh Điôxit SO2:
Công thức cấu tạo : O= S = O
Tính chất hóa học :
1. Lưu huỳnh điôxit là 1 ôxit axit :
SO2 tan trong nước tạo thành dd axit sunfurơ H2SO3:
Trang 13

TÀI LIỆU HÓA HỌC
SO 2 + H 2O 

LXT
H 2SO3

H2SO3 là axit yếu (mạnh hơn axit H2S) và không bền (ngay trong dd, H2SO3 cũng bị phân hủy
thành SO2 và H2O).
2. SO2 là chất khử và chất ôxi hóa :
a. SO2 là chất khử khi tác dụng với những chất ôxi hóa mạnh như halogen, KMnO 4 . . (tuy có
kém H2, HI, H2S)

+4

0

+6

-1

+4

0

+6

-1

S O 2 + Cl 2 + 2H 2O  H 2 S O 4 + 2H Cl

S O 2 + Br 2 + 2H 2O  H 2 S O 4 + 2H Br
+4

+7

+6

+2

+6

5 S O 2 + 2K Mn O 4 + 2H 2O  K 2 S O 4 + 2 Mn SO 4 + 2 H 2SO 4

SO2 + 2FeCl3 + 2H 2O  H 2SO 4 + 2HCl + 2FeCl 2
b. SO2 là chất ôxi hóa khi tác dụng với chất khử mạnh hơn (HI, H 2S, CO, C, Kim loại hoạt
+4

động)

-1

-2

0

S O 2 + 6H I  H 2 S+ 3I 2 + 2H 2O
SO 2 + 2H 2S  3S + 2H 2O
o

SO 2 + 2CO  xú
tc tá
 2CO 2 + S
c
o

SO 2 + 2H 2  t S + 2H 2O
SO 2 + 2C  2CO + S
SO 2 + 2Mg  2MgO + S
3. Điều chế :
a. Trong phòng thí nghiệm :
Na 2SO3 + 2H 2SO 4  Na 2SO 4 + SO 2  +2H 2O
đặc,nóng
Cu + 2H 2SO 4
 CuSO 4 + SO 2  +2H 2O
b. Trong công nghiệp :
o
 S + O 2  t SO2 




Đốt cháy quặng pirít FeS2 :
o
4FeS2 +11O 2  t 2Fe 2O3 + 8SO2 
Khử thạch anh (có mặt SiO2) bằng chất khử Cacbon :
o
C
CaSO4 + C + SiO 2  1000

 
CaSiO3 + CO  +SO 2 

III. Axit Sufuric H2SO4 :
Công thức cấu tạo :
Tính chất hóa học :
1. Tính chất của dd H2SO4 loãng :
Dung dịch H2SO4 loãng có những tính chất chung của Axit :
Đổi màu q tím thành đỏ

Tác dụng với kim loại hoạt động, giải phóng Hiđrô.

Tác dụng với muối của những axit yếu.

Tác dụng với ôxit bazơ và bazơ.

Trang 14


TÀI LIỆU HÓA HỌC
LXT
2. Tính chất của Axit H2SO4 đặc :
Axit H2SO4 đặc có một số tính chất hóa học đặc trưng sau : tính ôxi hóa mạnh và tính háo
nước.
a. Tính ôxi hóa mạnh :
 H2SO4 đặc, nóng có tính ôxi hóa rất mạnh, nó ôxi hóa được hầu hết các kimloại (trừ
Au, Pt), nhiều phi kim như S, P, C . . . và nhiều hợp chất.
6

0

+3

+4

6H 2 S O 4 + 2 Fe  Fe 2 (SO4)3 + 3 S O 2 + 6H 2O

2H 2SO 4 + Cu  CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O
2H 2SO 4 + S  3SO 2 + 2H 2O
6

-1

0

+4

H 2 S O 4 + 2H I  I 2 + S O 2 + 2H 2O

dụng).

H2SO4 đặc, nguội làm một số kim loại như Fe, Al, Cr, . . . bị thụ động hóa (không tác

b. Tính háo nước :
H2SO4 đặc chiếm nước kết tinh của nhiều muối nitrát (muối ngậm nước) hoặc chiếm các
nguyên tố H và O (thành phần của nước) trong nhiều hợp chất :
 Muối CuSO4.5H2O màu xanh tác dụng với H2SO4 sẽ biến thành CuSO4 khan màu
c
CuSO4 .5H 2 O  H2SO4đặ
 CuSO 4

+ 5H 2O
trắng .
khan


Hợp chất Gluxit (cacbon hiđrat) tác dụng với H2SO4 đặc biến thành Cacbon (than).
c
Cn (H 2 O) m  H2SO4 đặ
 nC + mH 2 O

H SO ñaëc
(hoaëc C12 H 22 O11  2 4  12C +11H 2 O )
Một phần sản phẩm C bị H2SO4 đặc ôxi hóa thành khí CO2, cùng với khí SO2 gây hiện tượng
sủi bọt đẩy Cacbon trào ra ngoài cốc :
C + H 2SO 4  CO 2 + 2SO 2 + 2H 2O

3. Điều chế axit H2SO4 :
S + O2
hoaëc FeS2 + O2

+O
+H O
SO 2     2 
 SO3   2  H 2SO 4
V2 O5 , 450o C

L. SILIC :
Silic là nguyên tố phổ biến trong tự nhiên, đứng hàng thứ hai sau ôxi. Vỏ trái đất gồm chủ
yếu các hợp chất của Silic.
Khi ở dạng đơn chất Silic là chất rắn, màu xám, dẫn điện kém . . .

Silic điôxit SiO2 là 1 oâxit axit : SiO 2 + CaO  CaSiO3
SiO 2 + 2NaOH  Na 2SiO3 + H 2 O
* Thaïch anh là SiO2 nguyên chất
* Cát trắng là SiO2 có lẫn tạp chất.
CHUYÊN ĐỀ 3 :

QUI TẮC ĐƯỜNG CHÉO

- Gọi m1 (hoặc V1) và C1 lần lượt là khối lượng dd I (hoặc thể tích dd I) và nồng độ của dd I.
- Gọi m2 (hoặc V2) và C2 lần lượt là khối lượng dd II (hoặc thể tích dd II) và nồng độ của dd II.
Trang 15


TÀI LIỆU HÓA HỌC
Khi trộn dd I với dd II ta được dd III có nồng độ C3.
Ta lập sơ đồ đường chéo :
Dd I : m1 (V1)

Dd II : m2 (V2)
m1 C3 - C 2
=
m 2 C1 - C3

Ta có :

(hoặc

V1 C3 - C 2
=
)

V2
C1 - C3

Lấy giá trị tuyệt đối các hiệu trên để được các số dương.

CHUYÊN ĐỀ 4 :

HIỆU SUẤT PHẢN ỨNG

+ Nếu tính theo chất tạo thành :
m thực tế .100%
H% .m lýthuyết
H% =
 m thực tế =
m lýthuyết
100%
+ Nếu tính theo chất tham gia :
m lýthuyết .100%
m lýthuyết .100%
H% =
 m thực tế =
m thực tế
H%

CHUYÊN ĐỀ 5 :

ÔXIT AXIT VỚI KIỀM

I. Kiềm hóa trị I : (K, Na . . .)
Ta có tỉ lệ số mol giữa NaOH và CO2 :

n NaOH
1
: tạo thành muối axit NaHCO3
n CO2
 NaHCO3
Thí dụ : NaOH + CO 2  
n NaOH
n CO2

2

: tạo thành muối trung hòa Na2CO3

 Na 2CO3 + H 2O
Thí dụ : 2NaOH + CO 2  
1

n NaOH
n CO2

 2 : taïo thành hỗn hợp 2 muối

 NaHCO3
Thí dụ : NaOH + CO 2  
2NaOH + CO 2  
 Na 2CO3 + H 2O
II. Kiềm hóa trị II : (Ba, Ca . . .)
Ta có tỉ lệ số mol giữa CO2 vaø Ca(OH)2
Trang 16

LXT


TÀI LIỆU HÓA HỌC
n CO
2
1 : tạo thành muối trung hòa CaCO3
n Ca(OH)2

LXT

 CaCO3  +H 2O
Thí dụ : CO 2 + Ca(OH) 2  
n CO

2

n Ca(OH)2

2

: tạo thành muối axit Ca(HCO3)2

 Ca(HCO3 ) 2
Thí dụ : 2CO 2 + Ca(OH) 2  
1

n CO

2

n Ca(OH)2

 2 : taïo thành hỗn hợp 2 muối

 CaCO3  +H 2O
Thí dụ : CO 2 + Ca(OH) 2  
2CO 2 + Ca(OH) 2  
 Ca(HCO3 ) 2

CHUYÊN ĐỀ 6 :

NHẬN BIẾT CÁC CHẤT

I. NHẬN BIẾT CÁC CHẤT VÔ CƠ :
Loại chất
Dung dịch

Muối
(gốc axit)

Muối
(Kim loại)

Kim loại
mạnh

Hóa chất
Axit
Kiềm

Clorua (Cl)
Brômua (Br)
Iotua (I)
Sunfua (S)
Sunfít (SO3)
Sunfat (SO4)
Cacbonát (CO3)
Phốtphát (PO4)
Nitrát (NO3)
Amôni (NH4)
Mg
Fe (II)
Fe (III)
Cu (II)
Al (III)
Ca (II)
Pb (II)
K
Ca
Na

Dùng thuốc thử
Quỳ tím
Quỳ tím
Phênolphtalêin
AgNO3
Cl2
Br2 (Cl2) + tinh bột
Pb(NO3)2
Axít mạnh HCl

Dd BaCl2 , Ba(NO3)2
Axít mạnh HCl
Dd AgNO3
H2SO4 đặc + Cu
Kiềm đun nóng nhẹ
Dd NaOH
Dd NaOH
Dd NaOH
Dd NaOH
Dd NaOH
Dd Na2CO3
Dd Na2S hoặc H2S
Đốt
Đốt
Đốt
Trang 17

Hiện tượng
Quỳ tím hóa đỏ
Quỳ tím hóa xanh
Không màu hóa hồng
AgCl trắng
Br2 lỏng màu nâu
Màu xanh do I2
PbS đen
SO2 mùi hắc
BaSO4 trắng
CO2 làm đục nước vôi trong
Ag3PO4 vàng
Dd xanh + NO2

Mùi khai
Mg(OH)2 trắng
Fe(OH)2 trắng xanh à nâu (kk)
Fe(OH)3 nâu đỏ
Cu(OH)2 xanh lam
Al(OH)3 keo trắng tan trong kiềm dư.
CaCO3 trắng
PbS đen
Ngọn lửa màu tím
Ngọn lửa màu đỏ da cam
Ngọn lửa màu vàng


TÀI LIỆU HÓA HỌC

Phi kim

Các chất
khí

Oxit

Ba
Li
I2 (tím đen)
S (vàng)
P (đỏ)
C (đen)
NH3
NO2

NO
H2S
O2
CO2
CO
SO2
Cl2 (vàng lục)
H2
HCl (hiđro clorua)
Na2O, K2O, BaO
CaO
P2O5
SiO2
Al2O3
CuO
Ag2O
MnO2

LXT
Đốt
Đốt
Hồ tinh bột
Đốt trong O2 không khí
Đốt cháy
Đốt cháy
Quỳ tím ướt

Pb(NO3)2
Tàn đóm
Nước vôi trong

PbCl2
Nước Br2
KI & Hồ tinh bột
Đốt cháy
AgNO3
H2O
O2
H2O
Dd HF
Tan trong cả axit và kiềm
HCl, H2SO4
Dd HCl đun nóng
Dd HCl đun nóng

Ngọn lửa màu vàng lục
Ngọn lửa màu đỏ tía
Màu xanh
SO2 có mùi hắc
P2O5 tan trong nước, làm đỏ quỳ tím
CO2 làm đục nước vôi trong
Mùi khai, hóa xanh
Màu nâu
Hóa nâu ngoài không khí
Mùi trứng thối
Bùng cháy
Vẩn đục CaCO3
Kết tủa
Làm mất màu dd Brôm
I2 + màu xanh
Nước đọng

AgCl trắng
Dd trong suốt, làm xanh quỳ tím
Tan, dd đục
Dd làm đỏ quỳ tím
Tan tạo SiF2
Dd màu xanh
AgCl trắng
Cl2 vàng lục

II. NHẬN BIẾT CÁC CHẤT HỮU CƠ :
Hóa chất
Ankan
Anken
Akien
Stiren C6H5 – CH = CH2
Axêtilen
Ankin – 1
Tôluen
Rượu êtylic C2H5OH
Axit Axêtic CH3COOH
Glucozơ C6H12O6
Saccarozơ C12H22O11
Tinh bột và xenlulozơ (C6H10O5)n
Tinh bột n ≈ 1200 – 6000

Dùng thuốc thử

Hiện tượng
Dd Br2
Mất màu dd Br2

Dd Br2
Mất màu dd Br2
Dd Br2
Mất màu dd Br2
Dd Br2
Mất màu dd Br2
Ag2O trong NH3
Kết tủa vàng nhạt
Ag2O trong NH3
Kết tủa vàng nhạt
Dd KMnO4 đun nóng
Mất màu dd KMnO4
Kim loại Na
Sủi bọt khí
Q tím
Q tím hóa đỏ
Đá vôi CaCO3
Sủi bọt khí
Ag2O trong dd NH3 đun nóng Có gương bạc
Đun nóng trong dd axit loãng Có phản ứng tráng gương
Dd I2

Dung dịch màu xanh
Trang 18


TÀI LIỆU HÓA HỌC

LXT

Xenlulozơ n ≈ 10000 – 14000

CHUYÊN ĐỀ 7 :

HP CHẤT HỮU CƠ

A. KHÁI NIỆM VỀ HP CHẤT HỮU CƠ :
Hợp chất hữu cơ là những hợp chất của cacbon (trừ CO, CO 2, H2CO3 và những muối cacbonat ...).
B. ĐỒNG ĐẲNG VÀ ĐỒNG PHÂN :
I. Đồng đẳng :
Là hiện tượng các chất hữu cơ có cấu tạo và tính chất tương tự nhau, nhưng thành phần phân
tử khác nhau 1 hay nhiều nhóm mêtylen CH2 .
Thí dụ :
+ Dãy đồng đẳng ankan : công thức chung CnH2n+2 (với n 1) : CH4, C2H6, C3H8, C4H10,
C5H12 ...
+ Dãy đồng đẳng anken : công thức chung CnH2n (với n  2) : C2H4, C3H6, C4H8, C5H10 ...
+ Dãy đồng đẳng ankin : công thức chung CnH2n-2 (với n  2) : C2H2, C3H4, C4H6, C5H8 ...

+ Dãy đồng đẳng rượu êtylic : công thức chung CnH2n+1OH (với n  1) : CH3OH, C2H5OH,
C3H7OH ...
II. Đồng phân :
Là hiện tượng các chất có cùng công thức phân tử, nhưng có cấu tạo hóa học khác nhau, nên
tính chất của chúng khác nhau.
Thí dụ :
+ Rượu êtylic và ête mêtylic đều có công thức phân tử là C 2H6O, nhưng chúng có cấu tạo hóa
học khác nhau :
CH3 – CH2 – OH
Rượu êtylic
(Chất lỏng, tan vô hạn trong nước, tác dụng với Na)
CH3 – O – CH3

ête mêtylic
(Chất khí, gần như không tan trong nước, không tác dụng với Na)
+ C4H10 có 2 đồng phân : CH3 – CH2 – CH2 – CH3 và CH3 – CH – CH3
!
CH3
C. CÁCH ĐỌC MỘT SỐ HIĐROCACBON ĐẦU DÃY ĐỒNG ĐẲNG THEO n :
n=
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Cách đọc Mêt… Êt…
Prôp… But…
Pent… Hex.. Hept… Oct… Nôn… Đềc…
Ankan : Cách đọc theo n + “an”
Anken : Cách đọc theo n + “en”(theo danh pháp quốc tế) hoặc “ilen”(theo danh pháp thông
thường)
Ankin : Cách đọc theo n + “in” (Riêng Êtin còn có tên khác là Axêtilen).
D. TÍNH CHẤT CỦA MỘT SỐ HP CHẤT ĐẶC TRƯNG :
Trang 19


TÀI LIỆU HÓA HỌC
I. Ankan : Mêtan

-> Công thức cấu tạo :

LXT

H

!
H -C-H
!

Có 4 liên kết đơn trong phân tử.

H

-> Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với ôxi : tất cả các ankan đều cháy được, tạo thành CO 2 và H2O.
2. Tác dụng với clo : (phản ứng thế)
-> Điều chế : ~ C + 2H2 -----> CH4
~ CH3COOH + NaOH –CaO, to-> CH4 + Na2CO3
~ Al4C3 + 12H2O ----> 3CH4 + 4Al(OH)3
~ Al4C3 + 12HCl ----> 3CH4 + 4AlCl3
II. Anken : Êtilen
-> Công thức cấu tạo :
CH2 = CH2
Có 1 liên kết đôi trong phân tử.
-> Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với ôxi : tất cả các anken đều cháy được, tạo thành CO 2 và H2O.
2. Tác dụng với dung dịch Brôm : (phản ứng cộng)
-> Điều chế : ~ C2H5OH -170oC, H2SO4 đặc -> C2H4 + H2O
~ C2H2 + H2 -to, Pd-> C2H4

~ C2H6 -to, xt-> C2H4 + H2
III. Ankin : Axêtilen
-> Công thức cấu tạo :
CH ≡ CH
Có 1 liên kết ba trong phân tử.
-> Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với ôxi : tất cả các ankin đều cháy được, tạo thành CO 2 và H2O.
2. Tác dụng với dung dịch Brôm : (phản ứng cộng)
-> Điều chế : Bước 1 : CaCO3 –to, hồ quang điện-> CaO + CO2
Bước 2 : CaO + 3C –to-> CaC2 + CO
Bước 3 : CaC2 + 2H2O ----> C2H2 + Ca(OH)2
IV. Aren : Benzen
-> Công thức cấu tạo :
Có 3 liên kết đôi và 3 liên kết đơn trong vòng 6 cạnh đều

-> Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với ôxi .
2. Tác dụng với dung dịch Brôm : (phản ứng thế)
-> Điều chế : Từ Axêtilen điều chế như trên
3C2H2 -600oC-> C6H6
Trang 20