Hóa 10 tự luận 2019

LUYỆN THI THPT QUỐC GIA MÔN HÓA HỌC
Th.S Vũ Hoàng Dũng

BÀI TẬP HÓA HỌC 10


MỤC LỤC
CHƢƠNG I: NGUYÊN TỬ ................................................................................................................................................. 3
BÀI 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ ........................................................................................................................... 3
BÀI 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ - NGUYÊN TỐ HÓA HỌC – ĐỒNG VỊ ........................................................ 4
BÀI 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ.............................................................................................................................. 7
BÀI 5: CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ ........................................................................................................... 8
CHƢƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN ...........10
BÀI 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ...............................................................................10
BÀI 8: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ ...................................................11
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ..........................................................................................................................11
BÀI 9: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ...............................12
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN .........................................................................................................................................12
BÀI 10: Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ................................................12
CHƢƠNG III: LIÊN KẾT HÓA HỌC .............................................................................................................................16
BÀI 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION .................................................................................................................16
BÀI 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ ...............................................................................................................................19
BÀI 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA ...........................................................................................................................20
CHƢƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ ................................................................................................................21
BÀI 17: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ ......................................................................................................................21
BÀI 18: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG TRONG HÓA HỌC VÔ CƠ ..........................................................................21
CHƢƠNG V: NHÓM HALOGEN ...................................................................................................................................24
CHƢƠNG VI: OXI – LƢU HUỲNH ................................................................................................................................30
CHƢƠNG VII: TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC .......................................................................37
HỆ THỐNG CÁC PHƢƠNG TRÌNH HÓA HỌC 10 – HỌC KỲ II...........................................................................42

2


CHƢƠNG I: NGUYÊN TỬ
BÀI 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
I. Kiến thức cần nắm
- Cấu tạo nguyên tử = hạt nhân [p (+), n (0)] + vỏ [e (-)].
o

o

- Đơn vị kích thước nguyên tử: 1 nm = 10-9 m; 1 A = 10-10 m; 1 nm = 10 A .
- Một số giá trị cần nhớ: 1u = 1,6605.10-27 kg.
- Mối liên hệ thể tích, bán kính khối lượng riêng nguyên tử hạt nhân: V =
- Khối lượng riêng: d =

r3 (r bán kính)

(g/cm3 hoặc kg/m3)

II. Bài tập
Bài 1: Nguyên tử kẽm có bán kính r = 1,35.10-1 nm và
có nguyên tử khối là 65u.
a. Tính khối lượng riêng của nguyên tử kẽm (g/cm3).
b. Thực tế hầu như to|n bộ khối lượng nguyên tử tập
trung ở hạt nhân có bán kính r = 2.10-6 nm. Tính khối
lượng riêng hạt nhân nguyên tử kẽm.

Bài 2: Biết rằng nguyên tử hiđro v| hạt nhân của nó
đều có dạng hình cầu. Hạt nhân bán kính nguyên tử

hiđro có b{n kinh gần bằng 1,00.10-15m; bán kinh
nguyên tử hiđro bằng 0,53.10-10 nm.
a. Tính khối lượng riêng của hạt nhân và nguyên tử
hiđro theo đơn vị kg/m3.
b. Tính tỉ lệ thể tích của toàn nguyên tử so với thể tích
của hạt nhân.
Cho biết mp = 1,672.10-27 kg và khối lượng nguyên tử
hiđro bằng 1,673.10-27 kg.

Bài 3: Khối lượng riêng của canxi kim loại là 1,55
g/cm3. Giả thiết rằng, trong tinh thể canxi các nguyên
tử là những hình cầu chiếm 74% thể tích tinh thể,
phần còn lại là khe rỗng. X{c định bán kính nguyên tử
canxi. Cho nguyên tử khối của Ca là 40.

Bài 4: Ở 20oC khối lượng riêng của Fe là 7,87 g/cm3.
Trong tinh thể Fe, các nguyên tử Fe là những hình cầu
chiếm 75% thể tích toàn khối tinh thể, phần còn lại là
các khe rỗng giữa các quả cầu. Khối lượng nguyên tử
của Fe là 55,85. Tính bán kính nguyên tử gần đúng của
Fe ở 20oC.

3


BÀI 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ - NGUYÊN TỐ HÓA HỌC – ĐỒNG VỊ
I. Kiến thức cần nắm
- Điện tích hạt nhân:
+ Proton (p+) 
 Điện tích hạt nhân Z+, số đơn vị điện tích hạt nhân là Z.

+ Nguyên tử trung hòa về điện: số đơn vị điện tích hạt nhân Z = p = e 
 tổng hạt S = 2Z + N.
- Số khối A = Z + N.
- Khi 2 ≤ Z ≤ 82 
 1≤
- Kí hiệu nguyên tử:

A
Z

≤ 1,5 hay 1 ≤

≤ 1,5 

≤Z≤ .

X (A số khối; Z số hiệu nguyên tử.

- Đồng vị: cùng một nguyên tố, cùng số hiệu nguyên tử Z, khác nhau số nơtron (N) 
 khác A.
- Nguyên tử khối trung bình: A=

aX + bY
(X, Y là nguyên tử khối đồng vị X, Y; a, b lần lượt là phần
a+b

trăm số nguyên tử đồng vị X, Y.
II. Bài tập
Bài 1: X{c định số hạt p, e, n, số khối và kí hiệu của các nguyên tử sau:
a. Biết tổng số hạt p, n, e trong một nguyên tử là 155. b. Nguyên tử của nguyên tố X có tổng số hạt là 40.

Số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện Tổng số hạt mang điện nhiều hơn tổng số hạt không
là 33 hạt.
mang điện là 12 hạt.

c. Trong nguyên tử một nguyên tố A có tổng số các d. Tổng các hạt cơ bản trong một nguyên tử là 82 hạt.
loại hạt là 58. Biết số hạt p ít hơn số hạt n là 1 hạt
Trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không
mang điện là 22 hạt.

e. Tổng số hạt proton, nơtron, electron trong nguyên f. Một nguyên tử R có tổng số hạt mang điện và không
tử l| 28, trong đó số hạt không mang điện chiếm xấp mang điện l| 34, trong đó số hạt mang điện gấp 1,833
xỉ 35% tổng số hạt
lần số hạt không mang điện.

g. Nguyên tử của một nguyên tố Y có tổng số hạt cơ h. Nguyên tử của một nguyên tố X có tổng số hạt cơ
bản 13 hạt.
bản 21 hạt.

i. Nguyên tử X có tổng số hạt (p, n, e) là 20.

j. Nguyên tử X có tổng số hạt (p, n, e) là 30.

4


Bài 2: Hãy cho biết số đơn vị điện tích hạt nhân, số proton, số nơtron v| số electron của các nguyên tử có kí
hiệu sau đ}y: ,
,
,
,

,
,
,
,
,
,
.
Làm theo bảng mẫu bên dưới:
Đồng vị Số điện tích hạt nhân
Số p
Số n
Số e
Số khối A

Bài 3: Oxit Y có công thức M2O. Tổng số hạt cơ bản (p, n, e) trong Y l| 92, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn
số hạt không mang điện l| 28. X{c định số (p, e, n, A) của M. Biết rằng số hiệu nguyên tử O là 8.

Bài 4: Trong phân tử M2X có tổng số hạt p, n, e l| 140, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang
điện là 44 hạt. Số khối của M lớn hơn số khối của X là 23. Tổng số hạt p, n, e trong nguyên tử M nhiều hơn
trong nguyên tử X là 34 hạt. X{c định số (p, e, n, A) của M và X.

Bài 5: Phân tử MX3 có tổng số hạt cơ bản (p, n, e) bằng 196, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không
mang điện là 60. Số hạt mang điện trong nguyên tử M ít hơn số hạt mang điện trong nguyên tử X là 16 hạt.

5


Bài 4: Toán về đồng vị
a. Nguyên tố cacbon có hai đồng vị bền:
và

13
6

12
6

C (98,89%) b. Trong tự nhiên Brom có 2 đồng vị bền: 79Br chiếm
50,69% số nguyên tử và 81Br chiếm 49,31% số nguyên
tử. Hãy tìm nguyên tử khối trung bình của brom.

C (1,11%). Tính nguyên tử khối trung bình của

nguyên tố cacbon.

c. Cho hai đồng vị hiđro với tỉ lệ % số nguyên tử : 1H d. Oxi tự nhiên là một hỗn hợp c{c đồng vị: 99,757%
16O; 0,039% 17O; 0,204% 18O. Tính số nguyên tử mỗi
(99,984%),
(0,016%) v| hai đồng vị của clo là
(75,53%),
(24,47%).Tính nguyên tử khối trung đồng vị khi có 1 nguyên tử 17O.
bình của mỗi nguyên tố.

e. Biết rằng nguyên tố Agon có ba đồng vị khác nhau, f. Nguyên tử khối trung bình của đồng bằng 63,546.
ứng với số khối 36, 38 và A. Phần trăm c{c đồng vị Đồng tồn tại trong tự nhiên dưới hai dạng đồng vị
tương ứng lần lượt bằng: 0,34%; 0,06% và 99,6%. Tính
và
. Tính tỉ lệ % số nguyên tử đồng
tồn
số khối A của đồng vị thứ ba, biết rằng nguyên tử khối tại trong tự nhiên.

trung bình của Agon bằng 39,98.

g. Trong tự nhiên clo có 2 đồng vị bền

37
17

Cl chiếm h. Trong tự nhiên K có hai đồng vị là

39
19

K và

41
19

K khối

35
là 17

Cl . Tính thành phần phần trăm nguyên tử khối trung bình là 39,13. Tính thành phần
37
37
phần trăm theo khối lượng 17 Cl trong KClO4.
theo khối lượng 17 Cl trong HClO4.
24,23% và còn lại

i. Nguyên tử khối trung bình của Cu l| 63,54 có 2 đồng

vị X và Y, tổng số khối là 128. Số nguyên tử đồng vị X
bằng 0,37 lần số nguyên tử đồng vị Y. Tính số khối của
X và Y.

j. Một nguyên tố R có hai đồng vị X, Y. Tỉ lệ số nguyên
tử X : Y = 45 : 455. Tổng số hạt trong X l| 32 v| hơn Y 2
hạt. Trong Y số hạt mang điện gấp 2 lần số hạt không
mang điện. Tính nguyên tử khối trung bình của R.

6


BÀI 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ
I. Kiến thức cần nắm
- Lớp electron: n = 1, 2, 3, 4,… với tên gọi K, L, M, N,…
- Phân lớp electron: s, p, d, f.
- Sự phân bố electron:
+Trong một phân lớp số electron tối đa: smax = 2; pmax = 6; dmax = 10; fmax = 14.
Lớp thứ nhất (n = 1): có 1 phân lớp s.
Lớp thứ hai (n = 2): có 2 phân lớp 2s và 2p.
Lớp thứ ba (n = 3) có 3 phân lớp 3s, 3p và 3d.
+Trong một lớp số electron tối đa l| 2n2.
II. Bài tập
Bài 1: X{c định số lớp electron và vẽ sự phân bố electron trên các lớp của các nguyên tử sau đ}y:
23
11

12
6

C;

39
19

K;

Na ; 168 O .

40

Bài 2: Nguyên tử agon có kí hiệu là 18 Ar .
a. Hãy x{c định số proton, số nơtron v| số electron của nguyên tử.

b. Hãy x{c định sự phân bố electron trên các lớp electron và vẽ sự phân bố electron trên các lớp.

Bài 3: Các electron nguyên tử X được phân bố trên 3 lớp, lớp thứ 3 có 6 electron. Hãy x{c định số đơn vị điện
tích hạt nhân của nguyên tố X.

Bài 4: Nguyên tố X có 14 nơtron, có 3 lớp electron, trong đó lớp thứ 3 có số electron gấp 1,5 lần lớp thứ nhất.
Hãy x{c định kí hiệu nguyên tử X.

7


BÀI 5: CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
I. Kiến thức cần nắm
- Trật tự mức năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s...
- C{c electron được sắp xếp theo thứ tự các mức năng lượng, quy tắc n|y được biểu diễn theo quy tác
kinh nghiệm Klestkopxki:

1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7s
7p
7d
7f
- Viết cấu hình electron nguyên tử:
+X{c định số electron nguyên tử.
+Điền electron vào từng phân lớp theo mức năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s… chú ý số
electron tối đa mỗi lớp: smax = 2; pmax = 6; dmax = 10; fmax = 14.
+Viết cấu hình electron theo từng lớp: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 5s …
- Cấu hình electron theo mức năng lượng cho biết electron cuối cùng rơi v|o ph}n lớp n|o để x{c định
được loại nguyên tố s, p, d hoặc f.
- Cấu hình elctron sắp xếp theo từng lớp để x{c định số electron lớp ngoài cùng.

- Đặc điểm số electron lớp ngoài cùng:
+Nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng là kim loại (trừ H, He, B).
+Nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng là phi kim.
+Nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng là kim loại hoặc phi kim.
II. Bài tập
Bài 1: Hoàn thành bảng sau đ}y:
Số electron ngoài cùng
Nguyên tử
Z
Cấu hình electron
Số lớp
Lớp
Phân lớp
Li
3
C
6
O
8
Na
11
Al
13
P
15
Cl
17
K
19
Cr

24
Fe
26
Cu
29
Br
35
Bài 2: Viết cấu hình electron đầy đủ cho các nguyên tử có lớp electron ngoài cùng là
a. 2s1
b. 2s22p3
c. 2s22p5
d. 3s23p1

e. 3s23p4

f. 3s23p6

Bài 3: Cấu hình electron nguyên tử photpho là 1s22s22p63s23p3. Cho biết
a. Nguyên tử photpho có … electron.
b. Số hiệu nguyên tử của photpho l| …
c. Lớp electron có năng lượng cao nhất l| …
d. Photpho là nguyên tố …………….
e. Có bao nhiêu lớp electron, mỗi lớp có bao nhiêu electron.
8


Bài 4: Viết cấu hình electron của các nguyên tố có số hiệu nguyên tố như sau:
(Z = 9):
(Z = 16):
(Z = 20):

(Z = 21):

(Z = 25):

(Z = 32):

(Z = 38):

(Z = 44):

Bài 5: Nguyên tử của nguyên tố Y có tổng số electron ở các phân lớp p là 11. Hãy viết cấu hình electron của
nguyên tử Y.

Bài 6: Nguyên tử nguyên tố X có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 4s1. X{c định cấu hình electron của X.

Bài 5: Tổng số hạt proton, nơtron và electron của một nguyên tố X là 13.
a. X{c định nguyên tử khối. Cho biết 1 ≤

≤ 1,5.

b. Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố X và cho biết X thuộc loại nguyên tố nào ?

Bài 6: Nguyên tử Fe có Z = 26. Hãy viết cấu hình electron của Fe. Viết cấu hình electron của các ion Fe2+
và Fe3+.

Bài 7: Nguyên tử lưu huỳnh (S) có Z = 16. Viết cấu hình electron của S và S2-.

Bài 8: Ion M3+ có phân lớp electron ngoài cùng là 3d2. Viết cấu hình electron của nguyên tử M.

Bài 9: Phân tử MX3 có tổng số hạt cơ bản (p, n, e) bằng 196, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không
mang điện là 60. Số hạt mang điện trong nguyên tử M ít hơn số hạt mang điện trong nguyên tử X là 16 hạt. Xác
định cấu hình electron của M và X.

9


CHƢƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
BÀI 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. Kiến thức cần nắm
- Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
+Ô nguyên tố: số thứ thự ô nguyên tố đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó..
+Chu kỳ: dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều tăng
điện tích hạt nhân. Số thứ tự chu kỳ bằng số lớp electron nguyên tử.
+Nhóm nguyên tố: tập hợp các nguyên tố nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính
chất hóa học gần giống nhau v| được xếp thành 1 cột.
Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số elecron hóa trị bằng nhau và bằng số thứ
tự của nhóm (trừ hai cột cuối nhóm VIIIB).
Electron hóa trị là những electron có khả năng hình th|nh liên kết hóa học. Chúng thường nằm ở
lớp ngoài cùng hoặc ở phân lớp sát ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.
Nếu dạng nsanpb thì electron hóa trị là a + b.
Nếu dạng (n – 1)dansb thì electron hóa trị là a + b (với 1 ≤ a ≤ 10)
Nhóm A gồm các nguyên tố s và p.
Nhóm B gồm các nguyên tố d và f.
II. Bài tập
Bài 1: Số thứ tự các các nguyên tố trong bảng tuần hoàn cho ta biết những thông tin gì
Bài 2: Vì sao chu kỳ 2 và chu kỳ 3, mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố

Bài 3: Hãy tính số nguyên tố trong chu kỳ 4 và 5.

Bài 4: Trong bài học viết: “Chu kỳ 7 chưa đầy đủ, hiện nay mới có 30 nguyên tố”.
a. Căn cứ v|o đ}u m| nói rằng nó chưa đầy đủ ?
b. Nếu đầy đủ thì phải gồm bao nhiêu nguyên tố ? Vì sao ?
Bài 5: a) Viết cấu hình e của các nguyên tử có số hiệu nguyên tử theo bảng bên dưới.
b) X{c định vị trí nguyên tố trong bảng HTTH .
c) Nguyên tố nào là kim loại, phi kim, khí hiếm? Vì sao?
Hoàn thành bằng cách lập bảng như sau:
Nguyên tố, Z
Cấu hình electron
Số thứ tự ô
A (Z=10)
B (Z=13)
C (Z=19)
D (Z=9)
E (Z=11)
F (Z=16)
G (Z=18)
H (Z=20)
I (Z=24)
K (Z=26)
M (Z=29)
N (Z=35)

Nhóm

10

Chu kỳ

Tính chất

Giải thích


BÀI 8: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. Kiến thức cần nắm
- Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm A
+Số thứ tự nhóm (IA, IIA,…) cho biết số electron ở lớp ngo|i cùng v| đồng thời cũng l| số electron
hóa trị.
+Các electron hóa trị của các nguyên tố IA, IIA là electron s, các nguyên tố tiêp theo là nguyên tố p.
- Một số nhóm A tiêu biểu
+Nhóm VIIIA là nhóm khí hiếm.
+Nhóm IA là nhóm kim loại kiềm: Li, Na, K, Rb, Cs, (Fr).
+Nhóm VIIA là nhóm halogen: F, Cl, Br, I, (At).
II. Bài tập
Bài 1: Một nguyên tố ở chu kỳ 3, nhóm VIA trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. Hỏi:
a. Nguyên tố đó có bao nhiêu electron ở lớp ngoài cùng ?

b. Các electron ngoài cùng nằm ở lớp electron thứ mấy ?
c. Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố trên.
Bài 2: Nguyên tố X thuộc chu kỳ 4, nhóm VIIA. X{c định X có bao nhiêu electron ở lớp ngoài cùng, có bao nhiêu
lớp electron ? Viết cấu hình electron của X.

Bài 3: Cho cấu hình electron các nguyên tố sau:
X: 1s22s22p4
Y: 1s22s22p3
a. hãy x{c định số electron hóa trị của từng nguyên tử.

Z: 1s22p63s23p1

T: 1s22s22p63s23p5

b. Hãy x{c định vị trí của chúng (chu kỳ, nhóm) trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.

Bài 4: Cho nguyên tố X (Z = 19) và Y (Z = 26).
a. Viết cấu hình electron nguyên tử của X và Y.

b. X{c định vị trí (số thứ tự, chu kỳ, nhóm) của X và Y trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.

Bài 5: Nguyên tử của nguyên tố X có tổng số hạt cơ bản (p, n, e) l| 60, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số
hạt không mang điện là 20. Hãy x{c định vị trí của X trong bảng tuần hoàn.

11


BÀI 9: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
I. Kiến thức cần nắm
1. Sự biến đổi tuần hoàn
- Tính kim loại, tính phi kim
+Cùng chu kỳ tính kim loại giảm dần từ trái sang phải đồng thời tính phi kim tăng dần.
+Cùng nhóm A tính kim loại tăng dần từ trên xuống dưới đồng thời tính phi kim giảm dần.
- Bán kính nguyên tử
+Cùng chu kỳ bán kính giảm dần từ trái qua phải.
+Cùng nhóm A b{n kính tăng từ trên xuống dưới.
- Bán kính ion
+Kim loại mất electron trở th|nh cation (ion dương) b{n kính bao giờ cũng nhỏ hơn b{n kính nguyên tử
tương ứng.
+Phi kim nhận electron trở thành anion (ion âm) bán kính bao giờ cũng lớn hơn b{n kính nguyên tử

tương ứng.
- Độ }m điện
+Cùng chu kỳ độ }m điện tăng từ trái sang phải.
+Cùng nhóm A độ âm điện giảm từ trên xuống dưới.
2. Hóa trị của các nguyên tố
- Trong một chu kỳ từ trái qua phải hóa trị cao nhất của các nguyên tố với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7,
còn hóa trị của các phi kim trong hợp chất với hiđro giảm từ 4 đến 1.
Ví dụ: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, N2O5, SO3, Cl2O7 hóa trị các nguyên tố lần lượt là 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
SiH4, PH3, H2S, HCl hóa trị các nguyên tố lần lượt là 4, 3, 2, 1.
3. Oxit và hiđroxit của nguyên tố nhóm A thuộc cùng chu kỳ
- Từ trái sang phải theo chiều tăng điện tích hạt nh}n, tính bazơ của c{c oxit v| hiđroxit tương ứng yếu
dần, đồng thời tính axit của chúng mạnh dần.
(Trong cùng nhóm A thì tính bazơ tăng dần từ trên xuống dưới đồng thời tính axit giảm dần).
BÀI 10: Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. Kiến thức cần nắm
- Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra cấu hình electron của nguyên tố đó.
+Biết nhóm  số electron lớp ngoài cùng.
+Biết chu kỳ  số lớp electron.
Ví dụ: Biết nguyên tố brom ở chu kỳ 4, nhóm VIIA hãy suy ra cấu hình electron.
Chu kỳ 4 nên có 4 lớp electron, nhóm VIIA nên có 7 electron hóa trị  1s22s22p63s23p63d104s24p5.
- Biết cấu hình electron của một nguyên tố có thể suy ra vị trí của nó trong bảng tuần hoàn.
- Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất hóa học cơ bản của
nguyên tố đó.
Tính kim loại
Tính phi kim
1. Các nguyên tố nhóm IA, IIA, IIIA (trừ B). Tất cả các 1. Các nguyên tố nhóm VA, VIA, VIIA. C, Si.
nguyên tố nhóm B.
2. Kim loại nhường electron để tạo thành ion dương.
2. Phi kim nhận electron để tạo thành ion âm.

 Mn+ + ne
M 
Có khả năng tạo thành hợp chất ion với các phi kim.
Mn+Xn3. Viết công thức oxit cao nhất.
- Oxit kim loại đều là những oxit bazơ.
- C{c hiđroxit đều l| c{c bazơ.

 XnX + ne 
Có khả năng tạo thành hợp chất ion với các phi kim.
Mn+Xn3. Viết công thức oxit cao nhất.
- Oxit kim loại đều là những oxit oxit.
- C{c hiđroxit đều là các axit.

12


BÀI TẬP
Bài 1: Viết cấu hình electron các nguyên tố có Z = 8, 12, 16, 20, 21, 24, 29, 30.
a. X{c định vị trí của từng nguyên tố trong bảng tuần hoàn.
Z
Cấu hình electron
Vị trí (ô, chu kỳ, phân nhóm)
8
12
16
20
21
24
29
30

b. Tại nguyên tố có Z = 29 thuộc nhóm IB và Z = 30 thuộc nhóm IIB.

Bài 2: Nguyên tố X có cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d54s1.
a. X{c định vị trí của X trong bảng tuần hoàn.
b. Nêu tính chất hóa học cơ bản của X. X{c định công thức oxit cao nhất của X.

Bài 3: Cho hai nguyên tố X và Y (ZX < ZY) ở hai ô liên tiếp trong một chu kỳ của bảng tuần hoàn và có tổng số
proton bằng 27. Hãy viết cấu hình electron nguyên tử v| x{c định vị trị của X, Y trong bảng tuần hoàn.
(Gợi ý: hai nguyên tố liên tiếp chu kỳ hơn kém nhau 1 electron  ZY = ZX + 1)

Bài 4: Hai nguyên tố A và B (ZB < ZA) ở hai ô liên tiếp trong một chu kỳ của bảng tuần hoàn và có tổng số
proton bằng 25. Hãy viết cấu hình electron nguyên tử v| x{c định vị trị của A, B trong bảng tuần hoàn. So sánh
tính chất hóa học A và B.

Bài 5: Cho hai nguyên tố X và Y (ZX < ZY) ở hai ô liên tiếp trong một chu kỳ của bảng tuần hoàn và có tổng số
proton bằng 39. X{c định vị trị X và Y trong bảng tuần hoàn. So sánh tính chất hóa học X và Y.

Bài 6: Hai nguyên tố X, Y (ZX < ZY) cùng một nhóm và ở hai chu kì liên tiếp nhau trong bảng tuần hoàn các
nguyên tố hóa học. Tổng điện tích hạt nhân của chúng bằng 24. X{c định và viết cấu hình của X , Y.
Gợi ý: hai nguyên tố thuộc 2 chu kỳ liên tiếp có 2 trường hợp

 ZY - ZX = 8
nếu 4 < Z tổng < 32 
 ZX = 1 (H) hoặc ZY – ZX = 8 hoặc ZY – ZX = 18
nếu Z tổng ≥ 32 

13


Bài 13. Hai nguyên tố X,Y thuộc cùng một phân nhóm và ở hai chu kì liên tiếp trong bảng HTTH, có tổng số

proton trong hạt nhân nguyên tử hai nguyên tố l| 30. X{c định vị trí của X,Y.

Bài 14. A, B là 2 nguyên tố thuộc cùng 1 phân nhóm và thuộc 2 chu kì liên tiếp trong HTTH. Biết ZA + ZB = 32. Số
proton trong nguyên tử của A, B lần lượt là bao nhiêu? X{c định tính chất của A và B.

Bài 15: Nguyên tử của nguyên tố M thuộc nhóm A, có khả năng tạo được ion M3+ có tổng số hạt cơ bản (p, e, n)
là 37 hạt. X{c định nguyên tố M và vị trí của nó trong bảng tuần hoàn.

Bài 6: Cho Na (Z = 11), Mg (Z = 12), Al (Z = 13). So sánh tính kim loại Na, Mg và Al.

Bài 7: Cho N (Z = 7), O (Z = 8), (F = 9). So sánh tính phi kim N, O và F.

Bài 8: So s{nh tính bazơ của NaOH và Al(OH)3. Biết Na (Z = 11) và Al (Z = 13).

Bài 9: So s{nh tính bazơ của NaOH, KOH và Ca(OH)2. Biết Na (Z = 11), K (Z = 39) và Al (Z = 13).

Bài 10: Oxit cao nhất của nguyên tố có công thức R2O5. Hợp chất khí với H chứa 91,18% R về khối lượng. Xác
định tên nguyên tố R.
Gợi ý:
Đối với phi kim: hóa trị cao nhất với oxi + hóa trị với hiđro = 8
Với hợp chất RHn ta có %mH = a%  %mR = 100 – a 
Với hợp chất RxOy có %mO = b %  %mR = 100 –b 




Bài 11: Hợp chất khí của một nguyên tố với H có dạng RH2. Oxit cao nhất của R chứa 60% oxi. Hãy x{c định tên
nguyên tố R.

14

Bài 12: Hợp chất khí H của một nguyên tố có công thức RH3. Oxit cao nhất của nó chứa 74,07% O. X{c định R.

Bài 13: Một nguyên tố có hóa trị đối với H và hóa trị đối với O bằng nhau. Trong oxit cao nhất của nó oxi chiếm
53,33%. X{c định R.

Bài 14: Một nguyên tố kim loại R trong bảng hệ thống tuần hoàn chiếm 52,94% về khối lượng trong oxit cao
nhất của nó. X{c định R.

Bài 15: Cho 6,2 gam hỗn hợp hai kim loại kiềm X, Y ở hai chu kỳ liên tiếp nhau trong bảng tuần hoàn tác dụng
với nước dư, thu được 2,24 lít khí H2 (đktc).

 MX < M < MY)
a. X{c định tên hai kim loại kiềm. (Gợi ý: đặt M là công thức chung của 2 kim loại 

b. Tính phần trăm khối lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp trên. (Gợi ý áp dụng công thức M )

Bài 16: Cho 11,2 gam hỗn hợp hai kim loại kiềm A, B ở 2 chu kì liên tiếp vào dung dịch 200 gam H2O được 4,48
lít khí (đktc) v| dung dịch E.
a. X{c định A, B ?
b. Tính nồng độ phần trăm c{c chất trong dung dịch E ?

Bài 17: Cho 0,88 gam hỗn hợp 2 kim loại X, Y (nhóm IIA), ở 2 chu kì liên tiếp tác dụng với dung dịch H2SO4
loãng thu được 672 ml khí (đktc) v| m gam muối khan.
a. X{c định 2 kim loại X, Y ?
b. Tính m gam muối khan thu được ?

Bài 18: Hòa tan hoàn toàn 17 gam hỗn hợp hai kim loại kiềm A, B thuộc hai chu kì liên tiếp nhau vào 83,6 gam
nước được 6,72 lít khí ở đktc.

a. Xác định tên hai kim loại kiềm
b. Tính thành phần phần trăm khối lượng của mỗi kim loại.

c. Tính nồng độ phần trăm c{c chất trong dung dung dịch thu được sau phản ứng.

15


CHƢƠNG III: LIÊN KẾT HÓA HỌC
BÀI 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION
I. Kiến thức cần nắm
1. Electron hóa trị - Quy tắc bát tử
- Electron hóa trị là các electron lớp ngoài cùng có khả năng tham gia v|o việc tạo thành liên kết hóa học.
- Để thuận tiện, kí hiệu electron hóa trị theo sơ đồ Lewis, nh}n v| c{c electron bên trong được kí hiệu
bằng kí hiệu hóa học của nguyên tố, còn electron hóa trị được kí hiệu bằng các dấu chấm đặt xung quanh kí
hiệu của nguyên tố.

:C:

:O:

Ca :
;
;
- Khí hiếm tồn tại độc lập vì có cấu hình bền ns2np6 có 8 electron bền vững. Vì vậy trong phản ứng hóa
học, nguyên tử có khuynh hướng nhường electron đi, hoặc nhận vào, hoặc góp chúng lại để đạt được cấu hình
electron của khí hiếm.
- Quy tắc nêu trên được gọi là quy tắc bát tử.
2. Liên kết ion
a. Sự tạo thành ion

- Ion dương: Kim loại có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng sẽ nhường 1, 2, 3 electron để đạt được cấu hình khí
hiếm gần nhất.
Ví dụ:
Na (Z = 11) có 3 lớp electron, 1 electron lóp ngoài cùng (3, 1) sẽ nhường 1 electron trở thành ion Na+.
Ví dụ: Na



Na
Na+ (cation natri)
2
6
1
2
1s 2s 2p 3s
1s 2s22p6
Mg (Z = 12) cấu hình electron (3, 2)

+

1e

2

Mg
Mg2+ (cation magie) +
2e


2

2
6
2
2
2
6
1s 2s 2p 3s
1s 2s 2p
- Ion âm: phi kim có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng sẽ nhận thêm 3, 2, 1 electron để đạt được cấu hình khí
hiếm gấn nhất.
Ví dụ:
F (Z = 9) có 2 lớp electron, 7 electron lớp ngoài cùng (2, 7) sẽ nhận thêm 1 electron để trở thành ion F-.



F + 1e
F- (anion florua)
1s22s22p5
1s22s22p6
O (Z = 8) cấu hình electron (2, 6)


O + 2e
O2- (anion oxit)
1s22s22p4
1s22s22p6
b. Sự tạo thành liên kết
- Xét sự tạo thành NaCl
+Sự tạo thành ion Na+ và Cl-

 Na+ + 1e
Na 
 ClCl + 1e 
+Hai ion mang điện tích trái dấu hút nhau tạo thành NaCl
 Na+ClNa+ + Cl- 
+Phương trình phản ứng
2.1e
2Na + Cl2
2Na+Clc. Tinh thể ion
- Ở trạng thái rắn kết tinh, khó bay hơi, bền nhiệt, khó nóng chảy.
- Thường tan nhiều trong nước tạo thành dung dịch dẫn điện, trạng thái rắn thì không dẫn điện.
16


II. Bài tập
Bài 1: Giải thích sự tạo thành và viết cấu hình các ion sau
a. K+ biết K có Z = 19

b. Cl- biết Cl có Z = 17

c. Ca2+ biết Fe có Z = 20

d. S2- biết S có Z = 16

e. Al3+ biết Al có Z = 13

f. Br- biết Br có Z = 35

Bài 2: Cấu hình lớp ngoài cùng của các kim loại kiềm là ns1. Làm thế n|o để các kim loại kiềm đạt tới cấu hình
khí hiếm? Viết sơ đồ phản ứng.

Bài 3: Cấu hình lớp ngoài cùng của các halogenlà ns2np5. Làm thế n|o để c{c halogen đạt tới cấu hình khí hiếm?
Viết sơ đồ phản ứng.

Bài 4: Viết cấu hình electron của các ion sau: Mn2+, Cr2+, Zn2+, Fe2+, Cu2+, Ni2+. Biết rằng khi bị ion hóa, các
electron phân lớp ns mất trước rồi đến electron phân lớp (n – 1)d.
Cấu hình
Mn
Cr
Fe
Cu
Ni
electron
nguyên tử
Cấu hình
Mn2+
Cr2+
Fe2+
Cu2+
Ni2+
electron ion
nguyên tử
Bài 5: Viết cấu hình electron của Cl (Z = 17) và Ca (Z = 20). Cho biết vị trí của chúng (chu kì, nhóm) trong bảng
tuần hoàn. Liên kết giữa canxi và clo trong hợp chất CaCl2 thuộc loại liên kết gì? Vì sao? Viết sơ đồ hình thành
liên kết đó.

Bài 6:
a. Viết cấu hình electron của các nguyên tử A, B biết rằng:
- Tổng số các loại hạt cơ bản trong nguyên tử A là 34. Số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang
điện là 10.

- Kí hiệu của nguyên tử B là

19
9

B.

b. Liên kết trong hợp chất tạo thành từ A và B thuộc loại liên kết gì? Vì sao? Viết công thức của hợp chất tạo
thành.

17


Bài 7: Giải thích sự hình thành các phân tử sau
a. MgO biết Mg (Z = 12) và O (Z = 8)

b. CaCl2 biết Ca (Z = 20) và Cl (Z = 17)

c. K2S biết K (Z = 19) và S (Z = 16)

d. Li2O biết Li (Z = 3).

Bài 8: Hai nguyên tố M và X tạo thành hợp chất có công thức là M2X. Cho biết:
- Tổng số proton trong hợp chất bằng 46.
- Trong hạt nhân của M có n - p = 1, trong hạt nhân của X có n’ = p’.
- Trong hợp chất M2X, nguyên tố X chiếm khối lượng.
a. Tìm số hạt proton trong nguyên tử M và X.

b. Dựa vào bảng tuần hoàn hãy cho biết tên các nguyên tố M, X.

c. Liên kết trong hợp chất M2X là liên kết gì? Tại sao? Viết sơ đồ hình thành liên kết trong hợp chất đó.

*Bài 9: (Gợi ý: khoảng cách 2 ion càng lớn thì nhiệt độ nóng chảy càng giảm, điện càng lớn thì nhiệt độ nóng
chảy càng cao; độ tan trong nước tỉ lệ nghịch với nhiệt độ nóng chảy).
a. So sánh nhiệt độ nóng chảy v| độ tan trong nước của muối NaCl và CsCl.

b. Dự đo{n xem hợp chất nào có nhiệt độ nóng chảy cao hơn ?
- BaO hay MgO ?

- NaF hay LiF ?

- NaCl hay MgCl2 ?

18


BÀI 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I. Kiến thức cần nắm
1. Liên kết cộng hóa trị đơn chất (hai nguyên tử giống nhau)
- Các phi kim có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng sẽ góp 3, 2, 1 electron để đạt được cấu hình khí kiếm gần
nhất.
Ví dụ: Sự tạo thành phân tử N2

: N    N: 


:N N:

;

;

Công thức electron

N≡N
Công thức cấu tạo

2. Sự tạo thành hợp chất (hai nguyên tử khác nhau)
- C{c phi kim (v| hiđro) sẽ góp chung các electron còn thiếu để đạt được cấu hình khí hiếm.
Ví dụ: Sự tạo thành phân tử HCl

H    Cl 


H  Cl :

;

;

H – Cl

Công thức electron
Công thức cấu tạo
3. Độ âm điện
- Hiệu độ }m điện:
0 < χ < 0,4: liên kết cộng hóa trị không cực.
0,4 < χ < 1,7: liên kết cộng hóa trị có cực.
χ ≥ 1,7 liên kết ion
II. Bài tập

Bài 1: Giải thích sự tạo th|nh c{c đơn chất sau đ}y: O2, Cl2, F2. Viết công thức electron và công thức cấu tạo.

Bài 2: Giải thích sự tạo thành các hợp chất sau: H2O, CO2, SO2, H2S, NH3, HBr, HClO, H2O2, CO, HNO3. Viết
công thức electron v| công thức cấu tạo. Chất n|o có liên kết cho nhận.

Bài 3: Biết N (Z = 7), O (Z = 8). Ph}n tử N2 v| NO có thỏa mãn quy tắc b{t tử hay không?

Bài 4: Dựa v|o hiệu độ }m điện c{c nguyên tố, hãy cho biết loại liên kết trong c{c chất sau đ}y: AlCl 3, CaCl2,
CaS, Al2S3, NaF, KI.
19


BÀI 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA
I. Lý thuyết cần nắm
1. Hóa trị
- Hóa trị trong hợp chất ion: bằng điện tích của ion v| được gọi l| điện hóa trị của nguyên tố đó.
Ví dụ: Trong NaCl, Na có điện hóa trị 1+ và Cl- có điện hóa trị 1-.
- Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị: bằng số liên của nguyên tử nguyên tố đó v| được gọi là cộng hóa
trị của nguyên tố đó.
Ví dụ: Trong NH3, N có 3 liên kết cộng hóa trị với H nên nguyên tố N có cộng hóa trị 3.
II. Số oxi hóa
- Quy tắc x{c định số oxi hóa:
+Quy tắc 1: Trong đơn chất, số oxi hóa của nguyên tố bằng 0.
Ví dụ: Fe, Cl2, O2,… có số oxi hóa đều bằng 0.
+Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của
từng nguyên tố bằng 0.
+Quy tắc 3: Trong ion đơn nguyên tử, số oxi hóa của nguyên tố bằng điện tích của ion đó. Trong
ion đa nguyên tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của từng nguyên tố bằng
điện tích của ion.
+Quy tắc 4: Số oxi hóa H bằng +1 (trừ NaH, CaH2,…). Số oxi hóa O bằng -2 (trừ OF2, H2O2,…).

II. Bài tập
Bài 1: Hãy cho biết điện hóa trị của các nguyên tố trong các hợp chất sau đ}y: CsCl, Na2O, BaO, BaCl2, Al2O3.

Bài 2: Hãy x{c định cộng hóa trị của các nguyên tố trong các hợp chất sau: H2O, CH4, HCl, H2S.

Bài 3: X{c định số oxi hóa của các nguyên tố trong phân tử và ion sau: CO2, H2O, SO3, NH3, NO, NO2, Cu2+, Fe3+.

Bài 4: X{c định số oxi hóa của các nguyên tố trong các hợp chất, đơn chất và ion sau: H2S, S, H2SO3, H2SO4, HCl,
HClO, NaClO, HClO3, HClO4, Mn, MnCl2, MnO2, KMnO4, K2CrO4, Cr2O72-, NH4+, SO42-, PO43-.

20


CHƢƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ
BÀI 17: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ
BÀI 18: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG TRONG HÓA HỌC VÔ CƠ
I. Kiến thức cần nắm
- C{c bước cân bằng phản ứng oxi hóa – khử
+Bước 1: X{c định số oxi hóa các nguyên tố để tìm ra chất oxi hóa và chất khử. Chất oxi hóa nhận
electron (số oxi hóa giảm), chất khử nhường electron (số oxi hóa tăng).
+Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử..
+Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho chất oxi hóa và chất khử sao cho tổng số electron trao đổi bằng nhau.
+Bước 4: Đặt hệ số chất oxi hóa và chất khử v|o phương trình phản ứng, rồi tính hệ số các chất còn lại.
Ví dụ: Cân bằng phản ứng đốt cháy P trong O2 tạo ra P2O5 theo phương trình: P + O2 
 P2O5
Hướng dẫn:
0

0

+5 -2

t
P  O2 
 P2 O5
o

P là chất khử; O2 là chất oxi hóa.
5

0

4x P 
 P  5e
0
2
5x O2  4e 
2 O
Phương trình phản ứng:
4P + 5O2 
 2P2O5
- Phân loại phản ứng hóa học:
+Phản ứng hóa hợp (số oxi hóa có thể đổi hoặc không)
+Phản ứng phân hủy (số oxi hóa có thể đổi hoặc không)
+Phản ứng thế (số oxi hóa luôn thay đổi)
+Phản ứng trao đổi (số oxi hóa không thay đổi)
II. Bài tập
Bài 1: C}n bằng c{c phản ứng sau
to

1.

Fe3O4 + Al 
 Al2O3 + Fe
t0

2.

t ,Pt
4. NH3 + O2 

o

3. Cl2 + SO2 + H2O  HCl + H2SO4

5.

NO2 + O2 + H2O  HNO3

6. C +

7. O3 + KI + H2O  O2 + I2 + KOH

9.

 Al2(SO4)3 +
Al + H2SO4 (đặc) 
t0

10. Al + HNO3 (rất loãng)  Al(NO3)3 +

11. Zn + HNO3 (rất loãng) 
12. Zn + HNO3 (loãng) 

SO2 + H2O
NH4NO3 +

Zn(NO3)2 + NO +
N2O +

SO2 + H2O

N2O + H2O

 CO2 + SO2 +
H2SO4đ 
t0

8. H2S + Cl2 + H2O  H2SO4 + HCl

H2O

Zn(NO3)2 + NH4NO3 +

13. Al + HNO3  Al(NO3)3 +

HBr + H2SO4 đặc. nóng  Br2 +

H2O

H2O

H2O

21

H2O


14. NaBr + H2SO4 +

KMnO4  Br2 + MnSO4 +

15. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 

K2SO4 +

H2O

Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

16. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

17.

KMnO4 +

HCl  KCl +

MnCl2 + Cl2 + H2O

18. Cu + KNO3 + H2SO4  Cu(SO4)2 + NO + K2SO4 + H2O
19. FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
20. FeCu2S2 + O2  Fe2O3 + CuO + SO2 
21. FeS + H2SO4 đặc, nóng  Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O
22. As2S3 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3AsO4 + NO2 + H2O
23. Mg + HNO3  Mg(NO3)2 + N2O + NO + H2O. Biết V N2O : VNO = 1:1

24. FeS2 + HNO3  H2SO4 +

25.

Fe(NO3)3 + NO +

H2O

FeI2 + H2SO4 đặc, nóng  Fe2(SO4)3 + I2 + SO2 + H2O

Bài 3: Hoàn tan 6,4 gam Cu vào dung dịch HNO3 loãng, phản ứng xảy ra theo phương trình:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
a. C}n bằng phương trình, viết c{c qu{ trình khử, oxi hóa xảy ra.

b. Tính thể tích khí NO (đktc) tạo thành.

Bài 2: Hòa tan m gam Al bằng dung dịch HNO3 dư theo phương trình phản ứng:
Al + HNO3 → Al(NO3)3 + N2 + H2O
thu được 6,72 lit khí N2 (ở đktc) v| dung dịch chứa x gam muối.
a. C}n bằng phương trình, viết c{c qu{ trình khử, oxi hóa xảy ra.

b. Tính gi{ trị của m v| x.

c. Tính thể tích dung dịch HNO3 6,35% (d = 1,03 g/ml) cần dùng.
22


Bài 3: Hòa tan m gam Cu bằng dung dịch HNO3 0,5M (vừa đủ) thu được 0,03 mol NO v| 0,02 mol NO2 và dung
dịch chứa x gam muối.
a. Viết phương trình phản ứng v| c{c qu{ trình khử , oxi hóa xảy ra.
b. Tính gi{ trị của m v| x.

c. Tính thể tích dung dịch HNO3 0,5M cần dùng.
Định luật bảo toàn mol – electron: Tổng số mol electron nhƣờng = Tổng số mol electron nhận.
Bài 4: Hòa tan 15,2 gam hỗn hợp X gồm Fe và Cu trong dung dịch HNO3 thu được 4,48 lít khí NO (đktc), phản
ứng xảy ra theo phương trình hóa học sau:
Fe + HNO3 
 Fe(NO3)3 + NO + H2O;
Tính phần trăm khối lượng mỗi kim loại trong X.

Cu + HNO3 
 Cu(NO3)2 + NO + H2O

Bài 5: Để m (gam) Fe ngoài không khí, sau một thời gian thu được 12 gam hỗn hợp X gồm Fe, FeO, Fe2O3,
Fe3O4. Hòa tan hoàn toàn hỗn hợp bằng HNO3 thu được dung dịch A v| 2,24 lit NO (đktc). Biết các chất trong X
đều tạo thành Fe(NO3)3. Tính giá trị m.

Bài 6: Hòa tan hoàn toàn m gam Al vào dung dịch HNO3 rất loãng thì thu được hỗn hợp gồm 0,015 mol khí
N2O và 0,01 mol khí NO (phản ứng không tạo NH4NO3). Tính giá trị m.

Bài 7: Cho 19,5 gam một kim loại M hóa trị n tan hết trong dung dịch HNO3 thu được 4,48 lít khí NO (ở đktc),
muối nitrat M(NO3)n v| nước. X{c định tên kim loại M.

Bài 8: Hòa tan ho|n to|n 19,2 gam kim loại M trong dung dịch HNO3 dư thu được 8,96 lít (đktc) hỗn hợp khí
gồm NO2 v| NO có tỉ lệ thể tích 3:1. X{c định kim loại M v| tính khối lượng HNO3 tham gia phản ứng.

23


CHƢƠNG V: NHÓM HALOGEN
I. Kiến thức cần nắm
1. Khái quát nhóm halogen
- Gồm các nguyên tố: F (flo), Cl (clo), Br (brom), I (iot), At (atatin).
- Tồn tại dạng phân tử X2.
- Tính chất vật lí biến đổi từ F đến Cl: từ khí sang lỏng và rắn, màu sắc đậm dần, nhiệt nóng chảy và
nhiệt độ sôi tăng dần.
- Tính chất hóa học: tính oxi hóa giảm dần từ F đến I.
2. Clo
- Số oxi hóa đặc trưng: -1, 0, +1, +3, +5, +7.
- Phản ứng đặc trưng
2Na + Cl2 
 2NaCl
Cu + Cl2 
 CuCl2
2Fe + 3Cl2 
 2FeCl3

 2HCl
H2 + Cl2 

 HCl + HClO
Cl2 + H2O 


 NaCl + NaClO + H2O
Cl2 + 2NaOH 
5Cl2 + 6NaOH 
 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
to

- Điều chế
MnO2 + 4HCl 
 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
to

2KMnO4 + 16HCl 
 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2

 2NaOH + H2 + Cl2
2NaCl + 2H2O 
cmn
dpdd

3. Hiđro clorua – axit clohiđric và muối clorua
a. Axit clohiđric
- Khí HCl tan v|o trong nước tạo thành dung dịch axit clohiđric l|m quý tím hóa đỏ.
- Phản ứng đặc trưng

 FeCl2 + H2
Fe + 2HCl 
 2AlCl3 + 3H2
2Al + 6HCl 
 CuCl2 + H2O

CuO + 2HCl 
 FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3HCl 

 CaCl2 + CO2 + H2O
CaCO3 + 2HCl 
- Điều chế
NaCl + H2SO4  NaHSO4 + HCl
<250o C

2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCl
>400o C

b. Muối clorua
- Đa số tan trong nước trừ AgCl không tan; CuCl và PbCl2 ít tan.
- Nhận biết muối clorua

 AgCl (trắng) + NaNO3
NaCl + AgNO3 
 AgCl (trắng) + HNO3
HCl + AgNO3 
4. Hợp chất có oxi của clo
- Nước gia-ven là hỗn hợp của NaCl và NaClO

 NaCl + NaClO + H2O
+Điều chế: Cl2 + 2NaOH 
 NaHCO3 + HClO
+NaClO là muối axit yếu (yếu hơn axit cacbonic): NaClO + CO2 + H2O 
- Clorua vôi là muối hỗn tạp CaOCl2

 CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
2CaOCl2 + CO2 + H2O 
24


5. Flo – Brom – Iot
a. Flo
- Tính oxi hóa mạnh
H2 + F2 
 2HF
-252o C

2F2 + 2H2O 
 4HF + O2
- HF là axit yếu nhưng ăn mòn được thủy tinh
SiO2 + 4HF 
 SiF4 + 2H2O
b. Brom
- Tính oxi hóa mạnh
2Al + 3Br2 
 2AlBr3
H2 + Br2 
 2HBr
to


 HBr + HBrO
Br2 + H2O 

NaBr + AgNO3 

 AgBr (vàng nhạt) + NaNO3
AgBr  2Ag + Br2
¸nhs¸ng

- Sản xuất

 2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaBr 
c. Iot
- Tính oxi hóa: F2 > Cl2 > Br2 > I2.


 2HI
H2 + I2 

350-500o C
Pt

 2NaCl + I2
Cl2 + 2NaI 
 2NaBr + I2
Br2 + 2NaI 
NaI + AgNO3 
 AgI (vàng) + NaNO3
II. Bài tập
Bài 1: Hãy giải thích vì sao flo chỉ có số oxi hóa là -1, trong khi đó clo, brom, iot ngo|i số oxi hóa -1 còn có các số
oxi hóa +1, +3,…, +7.

Bài 2: Giải thích sự biến đổi có tính quy luật của nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, màu sắc độ }m điện của các
halogen.

Bài 3: Tại sao HF là một axit yếu còn HCl, HBr, HI lại là các axit mạnh ? HF có tính chất hóa học n|o đặc biệt ?
Cho biết ứng dụng của tính chất hóa học đó ?

Bài 4: Làm thế n|o để phân biệt KBr với KI bằng phương ph{p hóa học. Viết phương trình hóa học.

Bài 5: Tại sao khí clo ẩm (hơi nước) lại có tính oxi hóa. Nước Gia-ven là gì ? Nó sử dụng chủ yếu để làm gì ? Có
thể điều chế trực tiếp nước Gia-ven bằng phương ph{p điện ph}n được không ?
Bài 6: Kể một số phương ph{p điều chế khí Cl2. Phương ph{p n|o được áp dụng trong công nghiệp ?

25