Chuyên đề Hóa vô cơ

Chơng I . Thành phần và tính chất các hợp chất vô cơ
Đ1 . Oxít
I . Định nghĩa :
Oxit là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tử của nguyên tố Oxi kết hợp với nguyên tử
của nguyên tố khác .
Ví dụ : Na
2
O , SO
2
, P
2
O
5
, Fe
2
O
3
, Cl
2
O
7
, MgO
II . Phân loại : Có 2 loại .
- Oxít ba zơ : Là Oxít tơng ứng với các ba zơ
Ví dụ : Na
2
O , Fe
2
O
3
, MgO

- Oxít A xit : Là Oxít tơng ứng với các a xit
Ví dụ : SO
2
, P
2
O
5
, Cl
2
O
7

III . Cách viết công thức :
- Kí hiệu nguyên tố oxi xếp sau kí hiệu của nguyên tố khác
- Tổng hoá trị của nguyên tố oxi bằng tổng hoá trị của các nguyên tố khác .
Ví dụ :
Fe
2
O
3
II
III
P
2
O
5
II
V
IV . Cách đọc tên :
a/ Oxít Bazơ : Tên nguyên tố kim loại + hoá trị + oxít

Ví dụ : Na
2
O : Natri oxít , FeO : Sắt II oxít , Fe
2
O
3
: Sắt III oxít
b/ Oxit axít ( anhyđrít ) : Có 3 cách đọc tên
- Tên nguyên tố phi kim + hoá trị + oxít
- Tên nguyên tố phi kim + số nguyên tử oxít + oxít
- An hi đrít + tên a xít tơng ứng
Ví dụ : SO
2
: - Lu huỳnh IV oxít SO
3
: - Lu huỳnh VI oxít
- Lu huỳnh đi oxít - Lu huỳnh tri oxít
- An hi đrít sunfurơ - An hi đrít sunfuric
V . Tính chất hoá học chung :
a/ Oxít Bazơ :
1/ Oxit bazơ tác dụng axít tạo thành muối và nớc
Na
2
O + 2HCl = 2NaCl + H
2
O
Fe
2
O
3

+ 3H
2
SO
4
= Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
O
2/ Một số O xít bazơ tác dụng với nớc tạo thành ba zơ kiềm tơng ứng .
Na
2
O + H
2
O = 2NaOH
BaO + H
2
O = Ba(OH)
2
CuO + H
2
O = Phản ứng không xảy ra Cu(OH)
2
Không tan
3/ Một số O xít bazơ tác dụng với O xít axít tạo thành muối
Na

2
O + SO
2
= Na
2
SO
3

BaO + CO
2
= BaCO
3
b/ Oxit axít :
1/ O xít a xít tác dụng bazơ kiềm tạo thành muối và nớc
SO
2
+ 2NaOH = Na
2
SO
3
+ H
2
O
P
2
O
5
+ 6KOH = 2K
3
PO

4
+ 3H
2
O
Lu ý : khi các o xít axít tác dụng với bazơ kiềm thì tuỳ theo nồng độ của các chất phản ứng mà tạo
thành muối trung hoà hay muối axít
Ví dụ : CO
2
+ 2NaOH = Na
2
CO
3
+ H
2
O (1)
CO
2
+ NaOH = NaHCO
3
(2)
Chuyên đề : Hoá vô cơ

Nếu :
n
n
CO
2
NaOH
<
Phản ứng tạo muối trung hoà ( PƯ1 )

1
2

>
Nếu :
n
n
CO
2
NaOH
Phản ứng tạo muối a xít ( PƯ2 )
1

n
CO
2
NaOH
n
<
<
1
1
2
Phản ứng tạo thành 2 muối
Nếu :

2/ O xít a xít tác dụng với nớc tạo thành a xít tơng ứng
SO
2
+ H

2
O = H
2
SO
3
3/ Một số O xít axít tác dụng với O xít bazơ tạo thành muối
Na
2
O + SO
2
= Na
2
SO
3

BaO + CO
2
= BaCO
3
Đ2. Ba Zơ
I . Định nghĩa :
Bazơ là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tố kim loại kết hợp với một hay nhiều
nhóm Hyđroxyl ( OH )
Ví dụ : NaOH , Ca(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
II . Phân loại :

- bazơ tan : Bazơ kiềm . Tính tan của bazơ càng lớn thì tính kiềm càng mạnh
- Bazơ không tan
III . Cách viết công thức :
- Ký hiệu nguyên tố kim loại xếp trớc các nhóm OH
- Nhóm OH hoá trị 1 => Số nhóm OH phải bằng hoá trị của nguyên tố kim loại
Ví dụ : NaOH , Ca(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe (OH)
3
I
II
III
II
IV . Cách đọc tên :
Đọc tên nguyên tố kim loại + hoá trị + oxít
Ví dụ : NaOH : Natri o xít , Fe(OH)
2
: Sắt II Hyđroxit , Fe(OH)
3
: Sắt III Hyđroxit
V . Tính chất hoá chung :
1/ Bazơ tác dụng với a xít tạo thành muối và nớc
2NaOH + H
2
SO
4
= Na
2

SO
4
+ 2H
2
O
Cu(OH)
2
+ 2HCl = CuCl
2
+ 2H
2
O
2/ Bazơ kiềm tác dụng với Oxit a xít tạo thành muối và nớc
2NaOH + SO
2
= Na
2
SO
3
+ H
2
O
6KOH + P
2
O
5
= 2K
3
PO
4

+ 3H
2
O
3/ Bazơ kiềm tác dụng với muối tan tạo thành muối và bazơ mới
2KOH + CuSO
4
= K
2
SO
4
+ Cu(OH)
2

4/ Các bazơ không tan bị nhiệt phân tích tạo thành Oxit tơng ứng và nớc
2Fe(OH)
3
Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
t
0
cao
t
0
cao
Cu(OH)

2
CuO + H
2
O
5/ Tác dụng với các chất chỉ thị màu
- Làm quì chuyển màu xanh
- Làm fenolftalein từ không màu chuyển sang màu đỏ
Chuyên đề: hoá vô cơ
2
Đ3. A Xit
I . Định nghĩa :
- Axit là hợp chất mà trong phân tử có chứa các nguyên tử Hyđro , mà các nguyên tử Hyđro
này có khả năng thay thế hoặc đổi chỗ với kim loại
- Gốc axit là những nguyên tử hay một nhóm nguyên tử kết hợp với các nguyên tử Hyđro có
khả năng bị thay thế
Ví dụ : H
2
SO
4
, HCl , HNO
3
, H
2
S
Gốc axit
II . Phân loại : Có 2 loại
a / Axit Hyđric : Là axit không chứa oxi : HCl , H
2
S , HBr , HF
b/ Axit oxi : Là axit có chứa oxi : H

2
SO
4
, HNO
3
, HClO
4
III . Cách viết công thức :
- Kí hiệu các nguyên tử Hyđro xếp trớc các gốc axit
- Nguyên tử Hyđro có hoá trị 1 , nên số nguyên tử Hyđro bằng hoá trị của gốc axit
IV . Cách đọc tên :
1) Axit Hyđric : Đọc axit + tên nguyên tố phi kim + Hyđric
Ví dụ : HCl : axit Clo hyđric , H
2
S : axit Sun fu hyđric
2) Axit oxi :
a/ Axit của nguyên tố phi kim có nguyên âm đứng cuối thì đọc : axit + tên nguyên tố phi kim +
r + đuôi ic ( hoặc đuôi ơ )
Ví dụ : H
2
SO
4
: axit Sunfu ríc , H
2
SO
3
: axit Sunfu rơ
HNO
3
: axit Nitơ ric , HNO

2
: axit Nitơ rơ
b/ Axit của nguyên tố phi kim có phụ âm đứng cuối thì đọc : axit + tên nguyên tố phi kim + phụ
âm + đuôi ic ( hoặc đuôi ơ )
Ví dụ : H
2
CO
3
: axit Cacbon nic, H
2
SeO
4
: axit selen níc , H
2
SeO
3
: axit selen nơ
c/ Những phi kim tạo nhiều axit oxi khác nhau thì :
- Axit nào có nhiều oxi hơn thì đọc đuôi ic
- Axit nào có ít oxi hơn thì đọc đuôi ơ
HClO : axit HypoClorơ , HClO
2
: axit Clorơ , HClO
3
: axit Clo ric , HClO
4
: axit peClo ric
V . Tính chất hoá học chung :
1/ Tác dụng với bazơ

muối và nớc
HCl + KOH = KCl + H
2
O
3H
2
SO
4
+ 2Fe(OH)
3
= Fe
2
(SO
4
)
3
+ 6H
2
O
2/ Tác dụng với Oxit bazơ

Muối và nớc
3H
2
SO
4
+ Fe
2
O
3

= Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
O
2HCl + CuO = CuCl
2
+ H
2
O
3/ Axit tác dụng với kim loại mạnh

muối và H
2

H
2
SO
4
(l ) + Fe = FeSO
4
+ H
2

2HCl + Mg = MgCl
2

+ H
2

H
2
SO
4
(l ) + Cu = PƯ không xảy ra
4/ Axit tác dụng với muối của axit yếu hơn hoặc dễ bay hơi hơn

muối mới và axit mới
H
2
SO
4
+ CaCO
3
= CaSO
4
+ CO
2
+ H
2
O
2HCl + Na
2
SO
3
= 2NaCl + SO
2

+ H
2
O
5/ Axit làm cho quì chuyển màu đỏ
Chuyên đề: hoá vô cơ
3
Đ4. Muối
I . Định nghĩa :
Muối là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tố kim loại kết hợp với gốc axit
Ví dụ : FeSO
4
, MgCl
2
, Fe
2
(SO
4
)
3
, CaCO
3
II . Phân loại : Có 2 loại
- Muối trung hoà : Là muối mà trong phân tử không còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế
Ví dụ : Fe
2
(SO
4
)
3
, CaCO

3
, KCl , CuSO
4
- Muối axit : Là muối mà trong phân tử còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế
Ví dụ : NaHS , KHSO
4
, NaH
2
PO
4
, Na
2
HPO
4
III . Cách viết công thức :
- Kí hiệu các nguyên tố kim loại xếp sau gốc axit
- Tổng hoá trị của nguyên tố kim loại phải bằng tổng hoá trị của gốc axit
- Tổng hoá tri của nguyên tố oxi phải bằng tổng hoá trị của các nguyên tố khác trong phân tử
Ví dụ :
Na
2
SO
4
I.2 II.1
Fe
2
( SO
4
)
3

III.2
II.3

KMnO
4
I
II
x
I.1 + 1x = II . 4 => x = VIII - I = VII
IV . Cách đọc tên :
Cách đọc tên các gốc axit
- Gốc của axit có đuôi ic đứng cuối thì đổi đuôI ic sang đuôi at
- Gốc của axit có đuôi ơ đứng cuối thì đổi đuôi ơ sang đuôi it
- Gốc axit hyđric thì thay đuôi hyđric bằng một phụ âm phù hợp + đuôi ua
+ Cách đọc tên muối trung hoà : Tên của nguyên tố kim loại +Hoả tri + tên của gốc axit
+ Cách đọc tên muối axit : Tên của nguyên tố kim loại +Hiddro + tên của gốc axit
Ví dụ : FeSO
4
: Sắt II Sunfat , Fe
2
(SO
4
)
3
: Sắt III Sunfat , NaNO
3
: Natri Nitơrat
K
2
SO

3
: Kali Sunfit , Ca(NO
2
)
2
: Canxi Nitơrit KClO
2
: Kali Clorit
KCl : kai Clorua , CuS : Đồng II sun fua , BaBr
2
: Bari Brommua
Ca(HSO
3
)
2
: Can xi Hyđro Sunfit , NaHCO
3
: Natri Cácbon nat , KHS : Kali Hyđro Sunfua
V . Tính chất hoá học chung :
1/ Muói tác dung với axit mạnh hơn hay khó bay hơn

Muối mới và axit mới
CaCO
3
+ H
2
SO
4
= CaSO
4

+ CO
2
+ H
2
O
Na
2
SO
3
+ 2HCl = 2NaCl + SO
2
+ H
2
O
2/ Muối tan tác dụng với bazơ kiềm

Muối mới và bazơ mới
FeCl
3
+ 3NaOH = Fe(OH)
3
+ 3NaCl
K
2
CO
3
+ Ba(OH)
2
= BaCO
3

+ 2KOH
3/ Muói tan tác dụng với kim loại manh hơn kim loại trong muối

Muối mới và kim loại mới
Cu + Ag
2
SO
4
= CuSO
4
+ 2Ag
Fe + CuSO
4
= FeSO
4
+ Cu
4/ Hai muối tan tát dụng với nhau

Hai muối mới
Ca(NO
3
) + K
2
CO
3
= CaCO
3
+ 2KNO
3
AgNO

3
+ KCl = AgCl + KNO
3
Chơng II. Đại cơng về hoá học vô cƠ
Đ 1. Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử của một nguyên tố hoá học đợc cấu tạo bởi 2 phần : Hạt nhân nguyên tử và lớp vỏ
nguyên tử .
Chuyên đề: hoá vô cơ
4
I. Hạt nhân nguyên tử :
- Hạt nhân nguyên tử đợc tạo bởi 2 loại hạt : Prôton và Nơtron
1) Hạt Prôton : Là những hạt có Z
P
= +1,6.10
-19
Culong
m
P
= 1,67.10
-27
kg
1,6.10
-19
Culong = 1 đơn vị điện tích nguyên tố = +1 (đơn vị điện tích nguyên tố )
1,67.10
-27
kg = 1 đvc.
2) Hạt Notron : Là những hạt không mang điện ( Z
n
= 0 ) và m

n
= 1 đvc
Nh vậy : - Hạt nhân mang điện tích dơng và Z
h.n
= Số hạt Proton
- Tổng các hạt Proton ( Z) + Tổng các hạt Nơtron(N) = Số khối (A)
Hay A = Z + N
- Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân ( Z hay số hiệu nguyên tử ): nguyên tố hoá học
- Những nguyên tử có cùng số hạt Prôton nhng không có cùng số hạt Nơtron : đồng vị . Khối
lợng các nguyên tử trong h
2
đồng vị đợc tính bằng KLNT trung bình (
M
)
M
1
, M
2
, M
3
: KLNT của mỗi đồng vị trong h
2


M
= M
1
n
1
+ M

2
n
3
+ M
3
n
3
+ ...... n
1
, n
2
, n
3
: % khối lợng mỗi đồng vị trong h
2
II. Lớp vỏ nguyên tử :
Là những hạt Electron ( hay hạt điện tử ) quay xung quang hạt nhân rất nhanh tạo thành các
đám mây electron .
- Electron là nhữnh hạt có Z
e
= -1 ( đơn vị điện tích nguyên tố ) và me =
1840
1
đvc
Vì nguyên tử trung hoà về điện nên trong nguyên tử :
Số hạt Electron = số hạt Prôton = Điện tích hạt nhân = Z
1) Sự chuyển động của các hạt electron.
- Mật độ điện tích đám mây e không đều nên nơi có mật độ điện tích đám mây e lớn nhất :
Obitan nguyên tử( AO )
- Mỗi e có một khu vực tồn tại u tiên của mình vì mỗi e có một mức năng lợng riêng.

- Những e có mức năng lợng gần bằng nhau thì tạo thành một lớp e ( Mức năng lợng) . Tính từ
hạt nhân trở ra số thứ tự các lớp e là n = 1, 2, 3, 4 ... tơng ứng với các lớp : K, L, M, N ...
- Trong mỗi lớp e lại chia thành các phân lớp khác nhau (gồm các e có cùng mức năng lợng).
Số e trong mỗi phân lớp bằng chính số thứ tự của lớp đó. Đợc ký hiệu bằng các chữ cái: s, p, d, f, ...
Ví dụ : Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s
Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s 2p
Lớp M (n =3) có 3 phân lớp : 3s 3p 3d
Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s 4p 4d 4f .
2) Số e tối đa trong mỗi phân lớp, trong mỗi lớp .
a/ Số obitan trong mỗi phân lớp và số e tối đa trong mỗi phân lớp
Mỗi AO có tối đa 2 e : AO có 1e : e độc thân ; AO có đủ 2e : e đã ghép đôi
- Phân lớp s có 1 obitan ( Hình cầu ) . Có tối đa 2e
- Phân lớp p có 3 obitan ( Hình số 8 nổi ). Có tối đa 6e
- Phân lớp d có 5 obitan . Có tối đa 10e
- Phân lớp f có 7 obitan . Có tối đa 14e
b/ Số e tối đa trong mỗi lớp : Lớp K (n = 1): có 1 phân lớp s => có tối đa 2e
- Lớp L (n = 2): có 2 phân lớp 2s 2p => có tối đa 8e
- Lớp M (n = 3): có 3 phân lớp 3s 3p 3d => có tối đa 18e
- Lớp N (n = 4): có 4 phân lớp 4s 4p 4d 4f => có tối đa 32e
Những lớp e đã chứa số e tối đa thì lớp e đó đã bão hoà và hầu nh không tham gia vào các PƯ
hoá học.
3) Cách điền e vào các phân lớp, các lớp e.
Dựa vào nguyên lý vững bền: trong nguyên tử các e lần lợt chiếm mức năng lợng từ thấp đến
cao . Và đợc biểu diễn bằng sơ đồ: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s ....
- Sơ đồ phân bố e theo các phân lớp, các lớp gọi là cấu hình e.
Chuyên đề: hoá vô cơ
5
Ví dụ:
7
N : 1s

2
2s
2
3p
3
;
12
Mg : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
;
26
Fe : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s

2
- Nguyên tử của tất cả các nguyên tố có số e lớp ngoài cùng khôngvợt quá 8
+ Các nguyên tử đã có đủ 8e ở lớp ngoài cùng đều bền vững và trơ về hoạt động hoá học.
+ Các nguyên tử có 1, 2, 3e ở lớp ngoài cùng thì các nguyên tố đó là nguyên tố kim loại.
+ Các nguyên tử có 5, 6, 7e ở lớp ngoài cùng thì các nguyên tố đó là nguyên tố phi kim.
Các e ở lớp ngoài cùng hầu nh qui định các tính chất hoá học của các nguyên tử nguyên tố đó
- Có thể biểu diễn sự phân bố e theo obitan nguyên tử:
Ví dụ :
11
Na
1s 2s 2p 3s

Đ 2 . Hệ Thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học
I. Cấu trúc của bảng .
1) Ô : Mỗi nguyên tố chiếm một ô
-Trong ô ghi : Số thứ tự , tên và ký hiệu nguyên tố , khối lợng nguyên tử.
- Số T.T của các nguyên tố đợc sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.
2) Chu kỳ: Những nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp e thì đợc xếp vào cùng 1 chu kỳ
- Trong mỗi chu kỳ: Đầu là một kim loại kiềm, cuối là một khí hiếm
- trong bảng HTTH có 7 chu kỳ. trong đó :
+ Chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt vì có 2 nguyên tố : H và He
+ Chu kỳ 2 và 3 là chu kỳ nhỏ , mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố
+ Chu kỳ 4 và 5 là chu kỳ lớn, mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố
+ Chu kỳ 6 là chu kỳ lớn và có 32 nguyên tố
+ Chu kỳ 7 là chu kỳ cha hoàn thành
3) Nhóm và phân nhóm:
- Nhóm gồm những nguyên tố mà nguyên tử có cùng số e hoá trị
- trong bảng HTTH chia thành 8 nhóm , đánh số T.T bằng chữ số la mã.
- Mỗi nhóm chia thành 2 phân nhóm: PN chính là PN có các nguyên tố ở cả chu kỳ lớn và
nhỏ

- PN phụ là PN chỉ có các nguyên tố ở chu kỳ lớn
4) Phần ngoài bảng: Là 2 họ Lan tan níc và họ Ac ti ni
II. ý nghĩa của các số T.T trong bảng tuần hoàn.
- Số TT của các nguyên tố = Điện tích hạt nhân = Số hạt Prôton = Số hạt Electron = Z
- Số TT của nhóm = Số e hoá trị của nguyên tử = Hoá trị cao nhất với oxy
- Số TT của PNC = Số e lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố trong PNC nhóm đó
- Số TT của chu kỳ = Số lớp e của nguyên tử nguyên tố trong chu kỳ đó
III. Sự biến thiên tính chất của các nguyên tố, của các hợp chất.
1) Trong 1 chu kỳ:
- Khi Zhn tăng tính kim loại giảm dần và tính phi kim tăng dần
- Khi Zhn tăng tính ba zơ của các oxít, hyđroxít tơng ứng giảm đồng thời tính axit củachúng
tăng
- Khi Zhn tăng hoá trị cao nhất đối với oxy của các nguyên tố tăng từ 1

7 và hoá trị đối với
Hyđro giảm từ 4

1
- Khi Zhn tăng độ âm điện của các nguyên tố tăng.
2) Trong 1 phân nhóm chính :
- Khi Zhn tăng tính kim loại tăng , tính phi kim giảm dần .
- Khi Zhn tăng tính ba zơ của các oxít, hyđroxít tơng ứng tăng đồng thời tính axit của chúng
giảm.
Chuyên đề: hoá vô cơ


6
- Khi Zhn tăng độ âm điện của các nguyên tố giảm.

3) Nhận xét :

- Tính chất hoá học của các nguyên tố, độ âm điện, tính chất của các o xít, hyđroxít ... đều
biến thiên một cách tuần hoàn
- Sự biến thiên tuần hoàn tính chất của các nguyên tố, tính kim loại, tính phi kim,độ âm điện,
tính chất các o xít, hyđrôxít của các nguyên tố hoá học cũng nh một số tính chất kháclà do có sự biến
thiên tuần hoàn của các e lớp ngoài cùng khi điện tích hạt nhân tăng.
=> Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học: Tính chất các nguyên tố cũng nh thành phần, tính
chất các đơn chất và các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng
dần của điện tích hạt nhân.

ChơngIII. Liên kết hoá học - Phản ứng Oxy-Khử
I. Độ âm điện ( ) :
- Độ âm điện là đại lợng đặc trng cho khả nâng hút e về phía mình của một nguyên tố hoá
học.
- Nguyên tố nào có >> thì có tính O-xyhoá càng mạnh và có tính khử càng yếu và ngợc lại
nguyên tố nào có << thì tính O-xyhoá càng yếu và có tính khử càng mạnh.
Ví dụ:
FLo
= 4,0 lớn nhất => FLo chỉ có tính O-xyhoá mạnh mà không có tính khử

Si
= 1,8 => Si líc hầu nh không có tính O-xyhoá mà chỉ thể hiện tính khử
- Nếu trong phân tử nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau liên kết với nhau thỉ :
+ Khi 1,77 thì liên kết giữa 2 nguyên tử là liên kết Ion
còn < 1,77 thì liên kết giữa 2 nguyên tử là liên kết Cộng hoá trị
+ Nếu >> thì độ bền phân tử càng lớn và tính O-xyhoá hoặc tính khử càng kém
Nếu << thì độ bền phân tử càng yếu và tính O-xyhoá hoặc tính khử càng mạnh
Ví dụ : Trong phân tử N
2
O
5

và P
2
O
5
nguyên tử N và P đều có số O-xy hoá là +5 . Nhng:
- Phân tử N
2
O
5
có
O-N
= 3,5 - 3,0 = 0,5 => N
2
O
5
rất kém bền dễ bị phân tích
2N
2
O
5


t
4NO
2
+ O
2
=> N
2
O

5
có tính O-xyhoá mạnh
- Phân tử P
2
O
5
có
O-P
= 3,5 - 2,1 = 1,4 => phân tử P
2
O
5
rất bền => P
2
O
5
không có tính O-xyhoá
II. Liên kết hoá học.
1) tại sao các nguyên tử lại liên kết với nhau :
- Các khí hiếm đều trơ về mặt hoạt động hoá học vì nguyên tử của chúng có lớp e ngoài cùng
đã bão hoà ( ns
2
np
6
)
- Nguyên tử của các nguyên tố khác cha có lớp e ngoài cùng bão hoà theo kiểu khí hiếm =>
chúng có xu hớng tạo lớp vỏ bền vững đó. Muốn vậy chúng phải liên kết với nhau.
2) Liên kết cộng hoá trị :
- liên kết CHT là liên kết giữa các nguyên tử bằng các cặp e dùng chung.
- Liên kết CHT có cực là liên kết trong đó cặp e dùng chung bị hút lệch về nguyên tố có độ

âm điện lớn hơn.
- Liên kết CHT không có cực là liên kết trong đó cặp e dùng chung không bị hút lệch về phía
nguyên tố nào.
- Liên kết CHT là liên kết tạo bởi nguyên tử của các nguyên tố có tính chất giống nhau hoặc
gần giống nhau.
*) Liên kết " Cho - Nhận " là liên kết trong đó cặp e chung là của nguyên tử này cho vào
Obitan trống của nguyên tử kia.
Chuyên đề: hoá vô cơ
7

Ví dụ :
H
H
H
H
H
N
N :
+
H
+
H
H
H
H
N H
H
+
+
Hay

3) Liên kết ion :
- Liên kết ion là liên kết tạo bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
- Liên kết ion chỉ tạo bởi những nguyyên tử của nguyên tố có tính chất khác xa nhau ( kim
loại điển hình và phi kim điển hình )
Ví dụ: 2 . 1e
2Na + Cl
2
= 2Na
+
+ 2Cl
-
= 2NaCl
4 . 3e
4Al + 3O
2
= 4Al
3+
+ 6O
2-
= 2Al
2
O
3
=> Phân tử NaCl và Al
2
O
3
là phân tử ion.
III. Phản ứng Oxyhoá-khử.

1) Định nghĩa:
- Phản ứng Oxyhoá- khử là những phản ứng trong đó nguyên tử hay ion này nhờng electron
cho nguyên tử hay ion khác.
- Quá trình cho e gọi là sự oxyhoá ( PƯ oxyhoá)- Quá trình nhận e gọi là sự khử (PƯ khử).
- Chất nhờng e: Chất khử ( Chất bị Oxyhoá) - Chất nhận e: Chất Oxyhoá ( chất bị khử ).
Ví dụ: Zn + H
2
SO
4 (L)
= ZnSO
4
+ H
2
Zn - 2e Zn
2+
: Zn là chất khử (bị oxyhoá)
2H
+
+ 2e H
2
: H
+
là chất Oxyhoá ( chất bị khử ).
2FeSO
4
+ 2H
2
SO
4
= Fe

2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 2H
2
O Fe
2+
: là chất khử (bị oxyhoá)
2Fe
2+
+ 2H
+
+ SO
4
2-
= 2Fe
3+
+ SO
2
+ 2H
2
O S
6+
: là chất Oxyhoá ( chất bị khử )
Zn - 2e Zn
2+

: Sự Oxyhoá(PƯ Oxyhoá)
2H
+
+ 2e H
2
: Sự khử ( PƯ khử )
2) Số Oxyhoá .
a/ Định nghĩa: Số Oxyhoá là điện tích của nguyên tử trong phân tử ( Trong hợp chất CHT
các e dùng chung bị hút lệch về phía một nguyên tử => xem các cặp e chung đó đã bị mất đi hoặc đã
nhận vào )
b/ Cách xác định số Oxyhoá :
Theo qui ớc : - Số Oxyhoá của các đơn chất bằng không.
- Số Oxyhoá của các ion đơn nguyên tử = chính điện tích của các ion đó
- Trong hợp chất: + Số Oxyhoá của Hyđro = +1
+ Số Oxyhoá của Oxy = -2
+ Tổng số Oxyhoá của của các nguyên tố trong hợp chất = 0
3) Phơng pháp cân bằng phản ứng Oxyhoá - Khử.
a/ Cân bằng theo phơng pháp cân bằng e: Qua 4 bớc sau .
- Xác định số Oxyhoá của các nguyên tố trong phân tử các chất trớc và sau PƯ.
- Viết các QT cho và nhận e ( chỉ ra chất Oxyhoá , chất khử ). Cân bằngmỗi QT.
- Tìm hệ số đồng thời cho chất Oxyhoá và chất khử ( các hệ số bằng bội số chung nhỏ nhất)
Theo nguyên tắc: Tổng e cho = tổng e nhận
- Đặt các hệ số tìm đợc vào trớc các công thức có nguyên tố thay đổi số Oxyhoá tơng ứng và
kiểm tra lại.
Ví dụ: KMn
+7
O
4
+ Fe
+2

SO
4
+ H
2
SO
4
- K
2
SO
4
+ Fe
2
+3
(SO
4
)
3
+ Mn
+2
SO
4
+ H
2
O
- Xác định số Oxyhoá ... ( Nh trên )
- Viết các QT Cho - Nhận e : Mn
+7
+ 5e = Mn
+2
=> KMnO

4
: chất Oxyhoá ( C. bị khử).
2Fe
+2
- 2e = 2Fe
+3
=> FeSO
4
: Chất khử ( c. bị Oxyhoá )
H
2
SO
4
: môi trờng tạo muối
- Đặt hệ số trớc các QT Cho - Nhận e: 2. Mn
+7
+ 5e = Mn
+2

5. 2Fe
+2
- 2e = 2Fe
Chuyên đề: hoá vô cơ
8
- Đặt các hệ số tìm đợc vào PTPƯ: Ta đợc PTPƯ đã cân bằng.
2KMnO
4
+ 10FeSO
4
+ 8H

2
SO
4
= K
2
SO
4
+ 5Fe
2
(SO
4
)
3
+ 2MnSO
4
+ 8H
2
O
b/ Cân bằng theo P
2
ion electron: ( trong môi trờng axít )
- Viết các quá trình Oxyhoá và quá trình khử theo dạng PT ion Thu gọn.
- Mỗi QT tiến hành theo các bớc sau :
+ Viết công thức của chất Oxyhoá hoặc chất khử ở dạng ion .
+ Cân bằng số nguyên tử ở 2 vế :
* Nếu vế nào thiếu oxy so với kia thì thêm nớc, số phân tử nớc bằng số nguyên tử oxy còn
thiếu.
* Nếu vế nào thiếu Hyđro so với vế kia thì thêm H
+
, số mol H

+
bằng số nguyên tử còn thiếu.
+ Cân bằng điện tích của các ion ở 2 vế :
* Nếu vế trái d điện tích dơng thì cộng thêm số e = số đơn vị điện tich dơng còn d
* Nếu vế trái d điện tích âm thì trừ thêm số e = số đơn vị điện tich âm còn d
- Tìm hệ số bằng bội số chung nhỏ nhất cho mỗi QT theo nguyên tắc: Tổng e cho bằng tổng e nhận.
- Cộng 2 QT cho và nhận lại sau khi đã nhân theo hệ số tìm đợc ở mỗi QT ta đợc một PTPƯ thống
nhất ở dạng ion thu gọn.
- Hoàn thành PTPƯvề dạng phân tử.
Ví dụ : KMnO
4
+ FeSO
4
+ H
2
SO
4
- K
2
SO
4
+ Fe
2
(SO
4
)
3
+ MnSO
4
+ H

2
O
2. MnO
4
-
+ 8H
+
+ 5e Mn
2+
+ 4H
2
O
5 . 2Fe
+2
+ 2e 2Fe
+3

2MnO
4
-
+ 10Fe
+2
+ 16H
+
2Mn
2+
+ 10Fe
+3
+ 4H
2

O
PT ion đầy đủ: 2K
+
+ 2MnO
4
-
+10Fe
+2
+ 16H
+
+ 18SO
4
2-
2K
+
+ 2Mn
2+
+ 10Fe
+3
+ 18SO
4
2-
+ 4H
2
O
PTPƯ phân tử : 2KMnO
4
+ 10FeSO
4
+ 8H

2
SO
4
= K
2
SO
4
+ 5Fe
2
(SO
4
)
3
+ 2MnSO
4
+ 8H
2
O
4) Một số điều kiện để xác định chất Oxyhoá và chất khử.
a/ Điều kiện về số Oxyhoá.
- Những chất mà nguyên tố trung tâm đã có số Oxyhoá tối đa thì chỉ thể hiện tính Oxyhoá
Ví dụ: Trong phân tử HNO
3
, N có số Oxyhoá +5 => HNO
3
chỉ có tính Oxyhoá
8HN
+5
O
3 (l)

+ 3Cu
0
= 3Cu
+2
(NO
3
)
2
+ 2N
+2
O + 4H
2
O
- Những chất nguyên tố trung tâm đã có số Oxyhoá thấp nhất thì chỉ thể hiện tính khử.
Ví dụ: Trong phân tử H
2
S , S có số Oxyhoá -2 => H
2
S chỉ có tính khử.
H
2
S + 4Cl
2
+ 4H
2
O = H
2
SO
4
+ 8HCl : S

2-



e8
S
+6
=> H
2
S là chất khử
- Những chất mà nguyên tố trung tâm có số Oxyhoá trung gian (số Oxyhoá cha cao nhất, cha
thấp nhất) thì hợp chất đó vừa có tính Oxyhoá, vừa có tính khử.
Ví dụ: Trong SO
2
, S có số Oxyhoá +4 ( cao nhất: +6, thấp nhất: -2) => SO
2
vừa có tính Oxyhoá,
vừa có tính khử
SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O = H
2
SO
4
+ 2HBr : S
+4

e2
S
+6
=> SO
2
là chất khử
SO
2
+ 2H
2
S = 3S + 2H
2
O ; S
+4


+
e4
S
0
=> SO
2
là chất Oxyhoá.
b/ Điều kiện về hiệu độ âm điện.
- Nếu
O - X
( hoặc

X - H
) >> thì tính Oxyhoá (hoặc tính khử) càng yếu.
- Nếu
O - X
( hoặc
X - H
) << thì tính Oxyhoá (hoặc tính khử) càng mạnh.
Ví dụ 1: trong phân tử HNO
3
và H
3
PO
4
: N và P đều có số Oxyhoá là +5 . Nhng :
+ Do
O - N
= 3,5 - 3,0 = 0,5 rất nhỏ => HNO
3
có tính Oxyhoá mạnh
+ Còn
0 - P
= 3,5 - 2,1 = 1,4 rất lớn => H
3
PO
4
không có tính Oxyhoá
Ví dụ 2 : Trong dãy HF HCl HBr HI :
X - H
giảm dần từ HF HI => Tính khử sẽ tăng
dần từ HF HI.

Chơng IV . Thuyết điện ly.
Chuyên đề: hoá vô cơ
9
I. Chất điện ly - Sự điện ly
- Những chất khi tan trong nớc tạo thành dung dịch dẫn điện: chất điện ly( muối, ba zơ, a xít )
- Sự điện ly là QT phân ly thành các ion dơng và ion âm của phân tử chất điện ly khi tan trong nớc.
- Khi tan trong nớc: + Các a xít phân ly thành cation Hyđro ( H
+
) và anion gốc a xít
+ Các bazơ phân ly thành cation kim loại và anion hyĐrôxyl ( OH
-
)
+ Các muối phân ly thành cation kim loại và anion gốc a xít
Ví dụ : HCl = H
+
+ Cl
-
; H
2
SO
4
= 2H
+
+ SO
4
2-
NaOH = Na
+
+ OH
-

; Ba(OH)
2
= Ba
2+
+ 2OH
-

NaCl = Na
+
+ Cl
-
; Fe(NO
3
)
3
= Fe
3+
+ 3NO
3
-

- H
2
O phân ly rất yếu : H
2
O H
+
+ OH
-
=> xem nớc là phân tử không phân ly

II. A xít - Ba zơ ( theo Bronstet )
1) A xít - Ba zơ :
a/ A xít : - Trong nớc a xit là nhữngchất có khả năng cho Proton ( H
+
).
VD: HCl + H
2
O Cl
-
+ H
3
O
+
H
3
O
+
Vì nớc trong H
3
O
+
không tham gia PƯ => H
3
O
+
đợc
viết tắt là H
+
b/ Ba zơ : - Trong nớc Bazơ là những chất nhận Proton.
VD: NH

3
+ HOH NH
4
+
+ OH
-
2) dung dịch a xít - dung dịch Bazơ :
- D
2
a xít là d
2
chứa cation H
+
- D
2
Ba zơ là d
2
chứa anion OH
-
3) Phản ứng axít - bazơ :
- Phản ứng axít - bazơ là PƯ trong đó có sự " Cho và Nhận " Proton ( H
+
)
Ví dụ : NaOH + HCl = NaCl + H
2
O
Na
+
+ OH
-

+ H
+
+ Cl
-
= Na
+
+ Cl
-
+ H
2
O
OH
-
+ H
+
= H
2
O Hay OH
-
+ H
3
O
+
= 2H
2
O
=> Chất cho là Axít , Chất nhận là bazơ.
- Hyđrõxít lỡng tính là hợp chất vừa có khả năng cho, vừa có khả năng nhận proton.
Ví dụ : Al(OH)
3

, Zn(OH)
2
...
4) pH của dung dịch :
a/ Nồng độ mol/lít của H
+
Ta biết nớc nguyên chất có : H
2
O H
+
+ OH
-
=> [ H
+
] = [OH
-
] = 10
-7
mol/lít
- Trong d
2
axít thì [ H
+
] > 10
-7
vì d [ H
+
]
- Trong d
2

bazơ thì [OH
-
] < 10
-7
vì d [OH
-
]
b/ Khái niệm về pH: pH đánh giá nồng độ axít hay bazơ trong dung dịch.
Nếu biểu diễn [ H
+
] = 10
-a
mol/lít pH = - lg[ H
+
] = - lg 10
-a
= -(-a)lg10 => pH = a
Ví dụ: [ H
+
] = 0,0001 mol/lít = 10
-4
mol/l => pH = 4
- Nớc nguyyên chất có pH = 7
- Dung dịch axít có pH < 7 và pH << thì tính axít càng lớn.
- Dung dịch bazơ có pH > 7 và pH >> thì tính bazơ càng lớn.
III . Muối :
1) Khái niệm: - Muối là những hợp chất có chứa Cation kim loại kết hợp với Anion gốc axít
- Dung dịch muối là d
2
có chứa Cation kim loại và Anion gốc axít

2) Phân loại : có 2 loại.
- Muối Axít : là muối mà trong gốc axít còn chứa nguyên tử Hyđro có khả năng bị thay thế.
Ví dụ : NaHSO
4
, K
2
HPO
4
, Ca(HCO
3
)
2
.....
NaHSO
4
= Na
+
+ HSO
4
-
; HSO
4
-
+ H
2
O = SO
4
2-
+ H
3

O
+
- Muối trung hoà: Là muối mà trong phân tử không còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế
Chuyên đề: hoá vô cơ
10
Ví dụ : Na
2
SO
4
, KNO
3
, K
2
CO
3
....
- Tính axít , bazơ, trung tính của muối trung hoà:
+ Muối của axít mạnh và bazơ mạnh có môi trờng trung tính : ( pH = 7 )
Ví dụ : Na
2
SO
4
, KNO
3
, BaCl
2
, CaBr
2
....
+ Muối của axít mạnh và bazơ yếu có môi trờng axít : ( pH < 7)

Ví dụ : NH
4
Cl . Vì trong nớc NH
4
Cl = NH
4
+
+ Cl
-
và NH
4
+
+ H
2
O = NH
3
+ H
3
O
+
+ Muối của axít yếu và bazơ mạnh có moi trờng bazơ: ( pH > 7 )
Ví dụ: Na
2
CO
3
. Vì trong nớc Na
2
CO
3
= 2Na

+
+ CO
3
2-
và CO
3
2-
+ HOH = CO
2
+ 2OH
-
Chơng V. Phi kim và các hợp chất của phi kim.
Đ 1. Tính chất các nguyên tố Phi kim
I. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
1) Vị trí của các nguyên tố phi kim trong bảng HTTH .
- Nằm về phía phải, phần trên của bảng tuần hoàn .
- Có mặt trong các PNC nhóm IV, V, VI, VII
2) Đặc điểm cấu tạo nguyên tử:
- Có số e lớp ngoài cùng sắp bão hoà ( Đã có : 4, 5, 6, 7e ).
- Độ âm điện của các phi kim đều lớn hơn 2 ( trừ
S i
= 1,8 )
- Bán kính nguyên tử phi kim nhỏ hơn bán kính nguyên tử kim loại trong cùng 1 chu kỳ.
II. Tính chất của các đơn chất phi kim
Do số e lớp ngoài cùng sắp bão hoà nên trong phản ứng nguyên tử các nguyên tố phi kim có
su hớng nhận thêm số e còn thiếu để tạo lớp e ngoài cùng bão hoà.
A + ne A
-n
. Trong đó A là ký hiệu chung của nguyên tử phi kim; n: số e nhận thêm.
=> Các nguyên tố phi kim có tính Oxyhoá.

Mặt khác nguyên tử các nguyên tố phi kim còn khả năng đem số e ở lớp ngoài cùng tham gia
liên kết CHT Với nguyên tử nguyên tố khác, trong đó các e này bị hút lệch về nguyên tố có độ âm
điện lớn hơn ( xem nh các phi kim đã cho e ) => các phi kim còn có tính khử.
1) Tính O xyhoá : Khi tác dụng với kim loại hoặc với Hyđro các phi kim thể hiện tính Oxyhoá
a/ Tác dụng với kim loại : tạo thành muối
Ví dụ : 2Na + Cl
2
= 2Na
+
Cl
-

Fe + S = Fe
+2
S
-2

b/ Tác dụng với Hyđro : tạo thành các hợp chất khí chứa Hyđro ( H
x
A )
Ví dụ : H
2
+ Cl
2
= 2H
+
Cl
-
H
2

+ S = H
2
+
S
-2
=> khi tác dụng với kim loại và hyđro: số oxyhoá của các phi kim đều giảm => chúng có tính oxyhoá
2) Tính khử : Khi tác dụng với phi kim khác có độ âm điện lớn hơn hoặc hợp chất có tính oxyhoá
mạnh các phi kim thể hiện tính khử .
Ví dụ : 4P
0
+ 5O
2
= 2P
2
+5
O
5
-2
; 2P
0
+ 3Cl
2
= 2P
+3
Cl
3
-
S
0
+ 6HN

+5
O
3
= H
2
S
+6
O
4
+ 6N
+4
O
2
+ 2H
2
O
C
0
+ 2H
2
S
+6
O
4
= C
+4
O
2
+ 2S
+4

O
2
+ 2H
2
O
=> Sau các PƯ trên số oxyhoá của các phi kim đều tăng => các nguyên tố phi kim có tính khử.
3) Nhận xét: Tính oxyhoá, tính khử của nguyên tố phi kim phụ thuộc vào độ âm điện của chúng
- Nguyên tố phi kim nào có >> thì tính oxihoá càng mạnh , tính khử càng yếu.
Ví dụ : Flo có = 4,0 lớn nhất => Flo chỉ có tính oxyhoá , không có tính khử
- Nguyên tố phi kim nào có << thì có tính khử càng mạnh, tính oxyhoá càng yếu
Ví dụ : Si lic có = 1,8 nhỏ => Si có tính khử mạnh, và hầu nh không thể hiện tính oxyhoá
Chuyên đề: hoá vô cơ
11
Đ 2 . Các hợp chất của các nguyên tố phi kim.
I. Các hợp chất chứa Hyđro.
Đa số là chất khí (trừ H
2
O )
1) Tính khử :
Do trong hợp chất các nguyên tố phi kim đã có số oxyhoá thấp nhất nên các hợp chất chứa
Hyđro của các phi kim chỉ thể hiện tính khử.
- Hợp chất nào có >> thì tính khử càng yếu, còn << thì tính khử càng mạnh.
Ví dụ : trong dãy HX: giảm từ F I =>
X - H
giảm từ HF HI => tính khử tăng từ HF HI.
HF có
F - H
= 4,0 - 2,1 = 1,9 =.> không bao giờ thể hiện tính khử.
HI có
I - H

= 2,6 - 2,1 = 0,5 => HI có tính khử mạnh: H
2
SO
4
+ 6HI = S + I
2
+ 4H
2
O
2) Tính axít - bazơ :
a/ Các hợp chất chứa hyđro của các phi kim ở PNCNVI và VII ( H
2
A , HX ) khi tan trong n-
ớc tạo thành d
2
axít Hyđric ( trừ H
2
O ) Và chúng mang đầy đủ tính chất của một axít thông thờng:
+ Tác dụng với bazơ muối và nớc: HCl + NaOH = NaCl + H
2
O
H
2
S + Ba(OH)
2
= BaS + 2H
2
O
+ Tác dụng với oxít bazơ muối và nớc: 2HBr + K
2

O = 2KBr + H
2
O
+ Tác dụng với kim loại mạnh muối và H
2
: Zn + 2HCl = ZnCl
2
+ H
2

+ Tác dụng với muối của axít yếu hơn muối và axít : 2HCl + CaCO
3
= CaCl
2
+ CO
2
+ H
2
O
b/ NH
3
có tính chất của một bazơ: tác dụng với axít tạo thành muối.
NH
3
+ H
+
= NH
4
+
( NH

4
+
: Cation amôni )
Ví dụ : NH
3
+ H
2
SO
4
= NH
4
HSO
4
( amôni Hyđro sunfát )
Hoặc 2NH
3
+ H
2
SO
4
= (NH
4
)
2
SO
4
( amoni Sunfat)
- Muối amoni có những tính chất riêng biệt sau:
+ Có hiện tợng thăng hoa hoá học: (Trừ NH
4

NO
3
, NH
4
NO
2
)

Ví dụ :
NH
4
+
NH
3
+ H+
t
0
lạnh
NH
4
Cl
t
0
lạnh
NH
3
+ HCl

+ Tác dụng với d
2

kiềm tạo thành NH
3
: NH
4
+
+ OH
-
= NH
3
+ H
2
O
Ví dụ : (NH
4
)
2
SO
4
+ 2NaOH = Na
2
SO
4
+ 2NH
3
+ 2H
2
O
c/ Những hợp chất chứa Hyđro của nguyên tố khác nh : H
2
O, PH

3
, CH
4
... có môi trờng trung
tính
II. Các hợp chất chứa Oxy :
Đó là những Oxít và Hyđroxít của phi kim.
1) Tính Axít:
a/ Oxít : Đa số Oxít của các phi kim là những Oxít axít (CO, NO ... là oxít không tạo muối)
+ Tác dụng với bazơ kiềm muối và nớc : SO
3
+ Ba(OH)
2
= BaSO
4
+ H
2
O
+ Tác dụng với nớc Axít oxy tơng ứng: SO3 + H
2
O = H
2
SO
4
+ Tác dụng với một số Oxít bazơ muối : CO
2
+ Na
2
O = Na
2

CO
3
b/ Hyđroxít: Đa số hyđroxít phi kim là những Axít Oxy.
+ Tác dụng với bazơ muói và nớc: H
2
SO
4
+ 2KOH = K
2
SO
4
+ 2H
2
O
+ ........... Oxít bazơ muối và nớc : 3H
2
SO
4
+ Fe
2
O
3
= Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3 H
2

O
+ .......... kim loại mạnh muối và hyđro : H
2
SO
4 L
+ Fe = FeSO
4
+ H
2

+ ........... muối của axít yếu hơn muối và axít mới: H
2
SO
4
+ Na
2
SO
3
= Na
2
SO
4
+ SO
2
+ H
2
O
2) Tính Oxyhoá - Khử :
- Những hợp chất đã có số oxyhoá cao nhất chỉ có tính Oxyhoá : HN
+5

O
3
, H
2
S
+6
O
4
, HCl
+7
O
4

- Trong hợp chất : + Nếu


O - A
>> thì tính Oxyhoá càng yếu:
Chuyên đề: hoá vô cơ
12
Ví dụ : H
3
PO
4
Có
O - P


= 3,5 - 2,1 = 1,4 => H
3

PO
4
không có tính Oxyhoá.
+ Nếu
O - A
<< thì tính Oxyhoá càng mạnh
Ví dụ : HNO
3
có
O - N
= 3,5 - 3,0 = 0,5 => HNO
3
có tính Oxyhoá mạnh
- Những Axít có tính Oxyhoá mạnh nh H
2
SO
4(đ )
, HNO
3
... có thể tác dụng đợc hầu hết các
kim loại ( trừ Au, Pt ) tạo thành muối , nớc và tuỳ vào bản chất kim loại, điều kiện PƯ , nồng độ d
2
A
xit ( trừ H
2
SO
4
) mà tạo thành các sản phẩm khử axít có số oxyhoá khác nhau.
Ví dụ : Về axít HNO
3

3Cu + 8HNO
3 ( l )
= 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
3Zn + 8HNO
3 ( l )
= 3Zn(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
Cu + 4HNO
3 ( đ )
= Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O

Zn + 4HNO
3 ( đ )
= Zn(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
Al + 4HNO
3 ( l )
= Al(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
8Al + 30HNO
3 ( l )
= 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O + 15H
2

O
10Al + 36HNO
3 ( l )
= 10Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
+ 18H
2
O
4Mg + 10HNO
3 ( l )
= 4Mg(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
- Các axít này có thể oxyhoá các kim loại về hợp chất có số oxyhoá cao nhất.
Ví dụ: Fe + 4HNO
3(l)
= Fe(NO
3

)
3
+ NO + 2H
2
O
Fe + 6HNO
3(l)
= Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
- Các axít nh H
2
SO
4
, HNO
3
đậm đặc và nguội không tác dụng với Fe , Al .
- Các axít có tính oxyhoá mạnh còn khả năng oxyhoá đợc nhiều nguyên tố phi kim (và một số
chất hữu cơ : tinh bột, Xen lu lô zơ ... )
Ví dụ : S
0
+ 6HNO
3 (đ)
= H

2
SO
4
+ 6NO
2
+ 2H
2
O
C
0
+ 2H
2
SO
4(đ)
= CO
2
+ 2SO
2
+ 2H
2
O
P + 5HNO
3 (đ)
= H
3
PO
4
+ 5NO
2
+ H

2
O
- Những hợp chất có số oxyhoá trung gian vừa có tính oxyhoá, vừa có tính khử: SO
2
, H
2
SO
3
,
NO
2
, HClO ....
Ví dụ : SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O = H
2
SO
4
+ 2HBr . S
+4



e2
S
+6

=> SO
2
: chất khử
SO
2
+ 2H
2
S = 3S + 2H
2
O . S
+4


+
e4
S
0
=> SO
2
: chất Oxyhóa
hay HClO : 3HClO + 4HNO
3
= 3HClO
3
+ 4NO + 2H
2
O . Cl
+

e4
Cl
+5
=> HClO: chất khử
HClO + 2HBr = HCl + Br
2
+ H
2
O . Cl
+


+
e1
Cl
-
=> HClO: chất Oxyhoá
- Muối của các axit có tính oxyhoá mạnh cũng có tính oxyhoá mạnh khi đun nóng chảy.
Ví dụ : các muối Nitơrát ( NO
3
-
)
+ Muối Nitơrát của các kim loại kiềm và Ca, Ba: khi đun nóng chảy Muối Nitơrít và oxy
2NaNO
3


Caot
2NaNO

2
+ O
2
+ Muối Nitơrát của các kim loại từ Mg Cu : khi đun nóng chảy Oxít , NO
2
và O
2
4Al(NO
3
)

Caot
2Al
2
O
3
+ 12NO
2
+ 3O
2
+ Muối Nitơrát của các kim loại đứng sau Cu: khi đun nóng chảy Kim loại , NO
2
và O
2
2AgNO
3

Caot
2Ag + 2NO
2

+ O
2


Chơng VI. Kim loại và các hợp chất kim loại .
Đ 1. Nguyên tố kim loại.
.
I. Đặc điểm cấu tạo - Tính chất các đơn chất kim lo ại.
1) Đặc điểm cấu tạo.
a/ Vị trí của kim loại trong bảng HTTH.
- Có mặt ở các PNCN I, II, III và có một số ở PNCN IV, V, VI
- Có mặt ở tất cả các PNF trong bảng tuần hoàn.
- Có ở trong 2 họ Actini và Lantannic ngoài bảng.
Chuyên đề: hoá vô cơ
13
b/ Đặc điểm cấu tạo nguyên tử.
- Số e lớp ngoài cùng ít ( 1, 2, 3e )
- Có một số ít nguyên tử có số e lớp ngoài cùng có 4, 5, 6e
- Bán kính ngnguyên tử kim loại nhỏ hơn bán kính nguyên tử phi kim trong cùng chu kỳ.
- Lực liên kết giữa hạt nhân đến các e lớp ngoài cùng yếu, do đó năng lợng i on hoá nhỏ
c/ Cấu tạo đơn chất kim loại.
- Kim loại có cấu tạo mạng tinh thể : ở nút mạng có các i on dơng dao động, giữa các nút
mạng là các e tự do chuyển động hỗn loạn.
- Các i on dơng ở nút mạng liên kết đợc với nhau nhờ lực hút tĩnh điện giữa chúng với các e tự
do chuyển động hỗn loạn. Liên kết này gọi là " liên kết kim loại ".
=> " Liên kết kim loại " là liên kết sinh ra do các e tự do gắn các i on dơng lại với nhau .
- Đặc điểm của "liên kết kim loại" là lực hút tĩnh điện giữa các i on dơng và các e tự do
- Dựa vào " liên kết kim loại " ta có thể giải thích đợc một số tính chất lý học cơ bản của kim
loại nh : Tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim.
2) Tính chất vật lí:

- Tính chất lí học cơ bản của kim loại là: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, tính ánh kim.
- Kim loại nào dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt, khi bị đốt nóng khả năng dẫn diện, dẫn điện của
kim loại giảm .
3) Tính chất hoá học của kim loại - Me: kim loai
Do số e lớp ngoài cùng ít => trong các PƯ hoá học : Me - ne = Me
+n
- ne: số e cho
=> Tính chất hoá học cơ bản của kim loại là tính khử.
a/ Tác dụng với phi kim.
+ Tác dụng với O xi tạo thành O xít kim loại.
Ví dụ: 4Na + O
2
= 2Na
2
O
4Al + 3O
2
= 2Al
2
O
3
+ Tác dụng với phi kim khac tạo thành muối
Ví dụ: Mg + Cl
2
= MgCl
2

2Fe + 3Cl
2
= 2FeCl

3
b/ Tác dụng với d
2
axít.
+ Với d
2
axít thông thờng ( HCl, H
2
SO
4 loãng
... ) muối và Hyđro
Ví dụ: Zn + 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
bản chất PƯ: Zn + 2H
+
= Zn
+2
+ H
2
Fe + H
2
SO
4 (l)
= FeSO
4
+ H
2
Fe + 2H

+
= Fe
+2
+ H
2
+ Với axit có tính oxyhoá mạnh: Hầu hết các kim loại ( trừ Au, pt ) đều tác dụng đợc với các
axít có tính oxyhoá mạnh muối, nớc và các sản phẩm khử axít khác nhau. ( không bao giờ giải
phóng hyđro )
Ví dụ : Cu + 2H
2
SO
4 đ


t
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
Cu + 4H
+
+

SO
4
-2

t
Cu
+2
+ SO
2
+ 2H
2
O
8Al + 30HNO
3 (l)


8Al(NO
3
)
3
+ 3NH
4
NO
3
+ 9H
2
O
8Al + 30H
+
+ 3NO
3
-

(l)


8Al
+3
+ 3NH
4
+
+ 9H
2
O
c/ Tác dụng với d
2
muối :
+ Kim loại không tác dụng với nớc: Khử đợc cation kimloại yếu hơn ra khỏi d
2
muối
Ví dụ : Zn + CuSO
4
= ZnSO
4
+ Cu
Zn + Cu
+2
= Zn
+2
+ Cu
+ Kim loại tác dụng đợc với nớc: (Các kim loại kiềm, kim loại kiềm thổ) muối, bazơ, H
2
2K + 2H

2
O + CuSO
4
= K
2
SO
4
+ Cu(OH)
2
+ H
2

2K + 2H
2
O + Cu
+2
= 2K
+
+ Cu(OH)
2
+ H
2

d/ Kết luận : Trong các PƯ nguyên tử kim loại luôn luôn nhờng e hoá trị cho các nguyên tử phi
kim, H
+
, anion gốc axít, cationkim loại yếu hơn , nớc... để tạo thành i on mang điện tích dơng
II. Cặp Oxyhoá - khử và dãy điện hoá.
1) Cặp Oxyhoá - khử: Là những chất oxyhoá và chất khử của cùng một nguyên tố hoá học
Ví dụ : Cu

+2
/Cu ; Fe
+3
/ Fe
+2
; Ag
+
/ Ag ; Pb
+2
/ pb ......
Chuyên đề: hoá vô cơ
14
2) Dãy điện hoá : Là dãy các cặp oxyhoá - khử sắp xếp thành một dãy theo chiều tính oxyhoá của
các ion tăng, tính khử của các kim loại tơng ứng giảm ( từ trái qua phải )
Tính Oxyhoá tăng

K
+
..... Na
+
Mg
+2
Al
+3
Zn
+2
Fe
+2
.... ... Pb
+2

2H
+
Cu
+2
Fe
+3
Ag
+
...........
K .... Na Mg Al Zn .Fe........ Pb H
2
Cu Fe
+2
Ag ...........
Tính khử giảm
- Dãy điện hoá cho ta biết chiều của PƯ Oxyhoá - khử : PƯ oxyhoá - khử xảy ra theo chiều
chất khử mạnh tác dụng với chất oxyhoá mạnh để tạo thành chất khử và chất oxyhoá yếu hơn.
Ví dụ : Cho các cặp oxyhoá - khử : Ag
+
Cu
+2
Fe
+3
Ag Cu Fe
+2
Có các PƯ: Cu + 2Ag
+
= Cu
+2
+ 2Ag

Cu + 2Fe
+3
= Cu
+2
+ 2Fe
+2
Fe
+2
+ Ag
+
= Fe
+3
+ Ag
III. Điều chế kim loại.
1) Nguyên tắc :
Khử các Cation kim loại thành thành nguyên tử trung hoà: Me
n+
+ ne Me
2) Các phơng pháp điều chế kim loại :
a/ Phơng pháp thuỷ luyện: Dùng các kim loại có tính khử mạnh để khử cation kim loại yếu hơn
ra khỏi d
2
muối : Zn + Cu
+2
= Zn
+2
+ Cu
Cu + 2Ag
+
= Cu

+2
+ 2Ag
Phơng pháp này chỉ điều chế đợc những kim loại đứng sau nhôm
b/ Phơng pháp nhiệt luyện: Dùng các chất khử mạnh để khử các cation kim loại ra khỏi oxít ở
nhiẹt độ cao. 2Ag
2
O + C

Caot
4Ag + CO
2

Fe
2
O
3
+ 3CO

Caot
2Fe + 3CO
2

CuO + H
2


Caot
Cu + H
2
O

Fe
2
O
3
+ 2Al

t
2Fe + Al
2
O
3
+ Q
Phơng pháp này chỉ điều chế đợc những kim loại sau Nhôm
c/ Phơng pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều để khử cation kim loại trên bề mặt điện
cực Ka tốt.
+ Điện phân các hợp chất nóng chảy( Muối halôzen, Oxít, Hyđroxít.)
Ví dụ: Điều chế Natri từ NaCl và NaOH
Sơ đồ điện phân: NaCl = Na
+
+ Cl
-

( -) (+)
Na
+
+ 1e = Na 2Cl
-
- 2e = Cl
2
=> PTđiện phân: 2NaCl

nc


dp
2Na + Cl
2


Hay :
(-) NaOH = Na
+
+ OH
-
(+)
Na
+
+ 1e = Na 4OH
-
+ 4e = O
2
+ 2H
2
O => 4NaOH
nc


dp
4Na + O
2
+ 2H

2
O
Phơng pháp này chủ yếu điều chế các kim loại từ Al trở về trớc
+ Điện phân dung dịch muối : Có các trờng hợp xảy ra tại các điện cực nh sau.
Các trờng hợp xảy ra tại cực âm ( ka tốt )
*/ Điện phân d
2
muối của các kim loại đứng trớc Al ( Kể cả Al ): Các cation kim loại không bị khử
mà các phân tử nớc bị khử: 2H
2
O + 2e = H
2
+ 2OH
-

*/ Điện phân d
2
muối của các kim loại đứng sau Al và trớc Hyđro: Các cation kim loại bị khử đồng
thời các phân tử nớc cũng bị khử
*/ Điện phân d
2
muối của các kim loại đứng sau Hyđro: Các cation kimloại bị khử và xem nh nớc
không bị khử.
Các trờng hợp xảy ra tại cực dơng ( a nốt )
Chuyên đề: hoá vô cơ
15