LY THUYET HOA

<span class='text_page_counter'>(1)</span><div class='page_container' data-page=1>

<i><b>Phần một</b></i>

<b>LÝ THUYẾT HÓA ĐẠI CƯƠNG</b>

<b>Bài 1</b>

<b>CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - CẤU HÌNH ELECTRON VÀ BẢNG HTTH</b>

<b>I. Cấu tạo nguyên tử</b>

Nguyên tử được cấu tạo bởi hạt nhân và lớp vỏ electron:

Hạt nhân Vỏ electron

Proton Nơtron Gồm các hạt electron
Có khối lượng = 1đvc

Mạng điện tích
dương

Có khối lượng =
1đvc

Khơng mang điện

Có khối lượng khơng đáng kể
Mang điện tích âm

Trong một nguyên tử:

- Số hạt P = số hạt e = số thứ tự của nguyên tử = Z (điện tích hạt nhân)
- Mối liên hệ giửa số Z và N: 1 1.5

<i>Z</i>
<i>N</i>

- Ký hiệu một nguyên tử:

<i>X</i>

<i>_ZA</i> trong đó A là số khối (A = N + Z)

Đối với chương trình của hóa học thì chúng ta chỉ đi sâu nghiên cứu về cấu tạo lớp vỏ electron
(vì chúng quyết định tính chất hóa học của một chất hay một nguyên tố).

<b>II. Cấu hình electron</b>

- Bảng phân bố electron:

Phân
lớp

STT s p d f

Số orbital 1 3 5 7

Số e tối đa 2 6 10 14
- Bảng phân mức năng lượng:

<b>1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10_4p6_5s2_4d10_5p6_6s2_4f14_5d10_6p6_7s2_…</b>

- Theo trật tự phân mức năng lượng như vậy thì ta có thể viết được tất cả các câu hình e có trong
bảng HTTH một cách đơn giản.

- Các e được phân bố theo mức năng lượng từ thấp đến cao (lấp đầy các phân lớp ở mức năng lượng
thấp hơn ở bên trái rồi đến mức cao hơn ở bên phải.

Ví dụ: Z = 19 có cấu hình e: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1

1 s

2 s 2 p

3 s 3 p 3 d

</div>
<span class='text_page_counter'>(2)</span><div class='page_container' data-page=2>

Z = 23 có cấu hình e: 1s22s22p63s23p64s23d3
Z = 25 có cấu hình e: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d5

Z = 28 có cấu hình e: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d8

Z = 30 có cấu hình e: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10

- Lưu ý: Đối với 2 trường hợp đặc biệt sau:

i) Bán bảo hịa: nS2_(n-1)d4_{khơng tồn tại mà chuyển thành ns}1_(n-1)d5_{có mức năng lượng thấp hơn}

(bền hơn).

Ví dụ: Cr Z =24: có cấu hình e là: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1_3d5_{(chứ không phải như theo quy tắc chung}

là: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d4_).

ii) Bảo hịa gấp: ns2_(n-1)d9_{khơng tồn tại mà chuyển thành ns}1_(n-1)d10_.

Ví dụ: Cu Z = 29: có cấu hình là: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1_3d10_{. (ko phải: 1s}2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d9₎

<b>III. Bảng hệ thống tuần hoàn</b>

<b>1. Cấu tạo bảng HTTH: gồm các hàng, cột và ô</b>

- Hàng (gồm có 7 hàng ngang): chỉ số chu kỳ chính là số lớp e. Giúp chúng ta xác định chu kỳ của
một nguyên tố.

- Cột(gồm 16 cột): chỉ số phân nhóm là só e lớp ngồi cùng. Giúp chúng ta xác định được một
ngun tố thuộc phân nhóm chính hay phụ và số thứ tự của nhóm.

- Ơ: là só thứ tự của một ngun tố, cũng chính là sơ Z, P, e của một nguyên tố.

<b>2. Định luật tuần hoàn:</b>

+ Trong một chu kỳ theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân (chiều từ trái qua phải):
- Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.

- Độ âm điện tăng dần.

- Bán kính nguyên tử giảm dần.
- Năng lượng ion hóa tăng dần.

+ Trong một phân nhóm chính theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (chiều từ trên xuống):
- Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dân.

- Độ âm điện giảm dần.

- Bán kính nguyên tử tăng dần.
- Năng lượng ion hóa giảm dần.

* Ghi chú: i) Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút và giữ điện tử (electron) của một

nguyên tố hóa học.

ii) Bán kính nguyên tử là khoảng cách từ hạt nhân đến lớp vỏ electron

iii) Năng lượng ion hóa là năng lượng cần thiết để chuyển nguyên tử thành ion dương.

<b>3. Chu kỳ, nhóm và phân nhóm:</b>

- Chu kỳ: số chu kỳ bằng số lớp electron.

- Nhóm: số thứ tự của nhóm bằng số electron lớp ngồi cùng.
- Phân nhóm:

i) Phân nhóm chính (ký hiệu là A): gốm các ngun tố có các electron lớp ngồi cùng thuộc phân
lớp s và p.

ii) Phân nhóm phụ (ký hiệu là B): gồm các ngun tố có các electron lớp ngồi cùng thuộc phân lớp
s và phân lớp d kế bên trong.

Ví dụ: Z = 17: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p5 _{Chu kỳ 3, phân nhóm VII}
A

Z = 18: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3, _VIII
A

Z = 19: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1 _4, _I
A

Z = 20: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2 _4, _II
A

Z = 21: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d1 _4, _III
B

Z = 23: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d3 _4, _V
B

Z = 24: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1_3d5 _4, _VI
B

</div>
<span class='text_page_counter'>(3)</span><div class='page_container' data-page=3>

Z = 26: 1s22s22p63s23p64s23d6 4, VIIIB

Z = 27: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d7 _4, _VIII
B

Z = 28: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d8 _4, _VIII
B

Z = 29: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s1_3d10_` _4, _I
B

Z = 30: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s2_3d10 _4, _II
B

Z = 31: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d10_4s2_4p1 _4, _III
A

Z = 32: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d10_4s2_4p2 _4, _IV
A

<b>Bài 2</b>

<b>OXY HÓA – KHỬ</b>

<b>I. Quy tắc xác định số oxy hóa</b>

+ Các đơn chất có số oxy hóa bằng 0.

Ví dụ: N2, O2, Cl2, Ca, Cu, Fe… đều có số oxy hóa bằng 0.

+ Trong một hợp chất tổng số oxy hóa của các nguyên tơ bằng 0
Ví dụ:<i>H</i> <i>Cl</i> : số oxy hóa của H là +1, Cl là -1 nên tổng = 1 + (-1) = 0
+ Trong một ion:

- Ion đơn nguyên tử có số oxy hóa bằng điện tích của ion.
Ví dụ: Fe2+_{có số oxy hóa là +2, Br}-_{có số oxy hóa là -1…}

- Ion đa nguyên tử có số oxy hóa bằng tổng số oxy hóa của các ngun tố trong ion đó.
Ví dụ:    





 2 2

4
6

<i>O</i>

<i>S</i> số oxy hóa của S là +6, O là -2 nên tổng số là: 6 + 4.(-2) = -2

+ Số oxy hóa của một số nguyên tố: trong thực tế để xác định số oxy hóa của một hợp chất chúng ta
phải nắm được số oxy hóa của một số nguyên tố sau:

- Oxy có số oxy hóa -2 trong hầu hết mọi hợp chất, ngoại trừ H2O2, Na2O2… Oxy có số oxy hóa là

-1.

- Hidro: Ln có số oxy hóa +1 trong hợp chất với phi kim, -1 trong hợp chất với kim loại.
- Flo luôn có số oxy hóa -1 trong mọi hợp chất.

- Kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Cs) ln có số oxy hóa +1.
- Kim loại kiềm thổ (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) ln có số oxy hóa +2.
- Al là +3, Zn là +2…

<b>II. Phản ứng oxy hóa – khử</b>

<b>1) Khái niệm:</b>

- Khái niệm: phản ứng oxy hóa – khử là phản ứng trong đó sự trao đổi electron (hay có sự cho nhận,
thay đổi số oxy hóa).

- Đặc điểm: Trong phản ứng oxy hóa - khử ln xãy ra hai q trình: khử và oxy hóa;
+ Q trình khử (sự khử): là q trình chất oxy hóa nhận electron, số oxy hóa giảm.
+ Q trình oxy hóa (sự oxy hóa): là q trình chất khử nhường electron, số oxy hóa tăng.

<b>2) Cân bằng phản ứng oxy hóa – khử và chiều hướng phản ứng:</b>

<b>a) Các bước cân bằng một phản ứng oxy hóa - khử bằng pp thăng bằng electron:</b>

B1. Xác định số oxy hóa của các chất trong phản ứng từ đó suy ra chất oxy hóa và chất khử.

B2. Viết q trình oxy hóa và q trình khử, rồi cân bằng hệ số trong quá trình oxy hóa – khử (sao

cho tổng electron nhường bằng tổng electron nhận).

B3. Từ hệ số của q trình oxy hóa – khử ở B2 cân bằng các hệ số còn lại trong phản ứng.

* Lưu ý: + Đối với phản ứng có axit là mơi trường phản ứng thì hệ số ở axit và H2O cân bằng sau

</div>
<span class='text_page_counter'>(4)</span><div class='page_container' data-page=4>

+ Đối với phản ứng có nhiều quá trình oxy hóa – khử thì ta phải cộng tất cả các q trình
oxy hóa với nhau, khử với nhau rồi mới cân bằng hệ số của quá trình oxy hóa – khủ.

Ví dụ: Cân bằng các phản ứng sau:

i) Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2O + H2O

B1. Xác định số oxy hóa: <i>Zn</i>0  <i>Zn</i>2 là chất khử;

1

5 



<i>N</i>

<i>N</i> là chất oxy hóa.
B2. Q trình oxy hóa và quá trình khử:

4. Zn – 2e  Zn+2_{(quá trình oxy hóa)}

1. 2 N+5_{+ 8e} __{2 N}+1_{(quá trình khử)}

4 Zn + 2 N+5 __{4 Zn}+2_{+ 2 N}+1

B3. Cân bằng các hệ số còn lại trong phản ứng đầu:

4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

ii) Al + HNO3  Al(NO3)3 + NO + N2O + H2O

B1. Al0  Al+3 là chất khử; N+5  N+2 và N+1 là chất oxy hóa.

B2. Q trình oxy hóa – khử: N+5 + 3e  N+2 (quá trình khử)

2N+5_{+ 8e} __2N+1_{(quá trình khử)}

3. 3N+5_{+ 11e} __N+2_{+ 2N}+1_{(quá trình khử)}

11. Al0 _{- 3e} __Al+3_{(quá trình oxy hóa)}

9N+5_{+ 11Al}0 __3N+2_{+ 6N}+1_{+ 11Al}+3

B3. Cân bằng các hệ số còn lại:

11Al + 42HNO3  11Al(NO3)3 + 3NO + 3N2O + 21H2O

iii) FeS2 + Cu2S + HNO3  Fe2(SO4)3 + CuSO4 + NO + H2O

B1. Xác định chất oxy hóa và chất khử:

Fe+2 __Fe+3_{, S}-1_S-2__S+6_{, Cu}+1 __Cu+2_{là chất khử. N}+5 __N+2_{là chất oxy hóa.}

B2. Quá trình oxy hóa và q trình khử:

Fe+2_{– 1e} __Fe+3 _2Cu+1_{– 2e} __2Cu+2

2S-1_-14e __2S+6 _S-2_{– 8e} __S+6

2FeS2– 30e  2Fe+3 + 4S+6 Cu2S – 10e  2Cu+2 + S+6

3. 2FeS2 + Cu2S – 40e  2Fe+3 + 2Cu+2 + 5S+6 (quá trình oxy hóa).

25. N+5_{+ 3e} __N+2 _{(quá trình khử)}

6FeS2 + 3Cu2S + 40N+5  6Fe+3 + 6Cu+2 + 15S+6 + 40N+2

B3. Cân bằng phản ứng:

6FeS2 + 3Cu2S + 40HNO3  3Fe2(SO4)3 + 6CuSO4 + 40NO + 20H2O
<b>b) Chiều hướng phản ứng:</b>

+ Nguyên tắc chung là chất oxy hóa mạnh phản ứng với chất khử mạnh tạo thành chất oxy hóa và
chất khử yếu hơn.

+ Trong cùng một nguyên tố thì mức oxy hóa cao có thể phản ứng với mức oxy hóa thấp cho ra sản
phẩm ở mức oxy hóa trung gian.

Ví dụ: Fe + 2Fe3+  3Fe2+

NH3 + HNO3  NO + H2O.

+ Dựa vào những điều này cho phép chúng ta dự đốn sản phẩm của phản ứng oxy hóa khử: Đối với
chất oxy hóa (thường ở mức oxy hóa cao) thì sản phẩm phải là các hợp chất của nó ứng với mức
oxy hóa thấp hơn. Cịn đối với chất khư (O mức oxy hóa thấp) sản phẩm là các hợp chất của nó ứng
với mức oxy hóa cao hơn.

Ví dụ: HNO3 nitơ ở mức N+5 là mức oxy hóa cao nhất của nó nên trong mọi phản ứng sẽ tạo ra

những dạng ứng với mức oxy hóa thấp hơn như NO2, NO, N2O, N2, NH3. Tuy nhiên phải tùy vào

từng trường hợp cụ thể mà chúng ta tìm ra được sản phẩm chính xác: nếu HNO3 đặc nóng thì

thường là NO2 (dấu hiệu: khí màu nâu bay lên), cịn nếu HNO3loảng thì phải dựa vào dữ kiện đề

(khí khơng màu hóa nâu trong khơng khí là NO, khơng thấy khí bay lên là NH3vì nó tồn tại dưới

</div>
<span class='text_page_counter'>(5)</span><div class='page_container' data-page=5>

<b>Bài 3</b>

<b>CÂN BẰNG HÓA HỌC</b>

<b>I. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng</b>

<b>1. Nội dung nguyên lý:</b>

Trong một phản ứng thuận nhịch đang ở trạng thái cân bằng, nếu chúng ta tác động từ bên ngồi vào
hệ cân bằng đó thì cân bằng sẽ dịc chuyển theo chiều làm giảm tác động đó.

<b>2. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng:</b>

<b>a) Nhiệt độ:</b>

+ Đối với phản ứng thu nhiệt (<i>H</i> 0):

- Nếu tăng nhiệt độ cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều thuận tức là chiều thu nhiệt (làm giảm tác
động tăng nhiệt).

- Nếu giảm nhiết độ cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều nghịch tức là chiều tỏa nhiêt ( nhiệt tỏa ra
để chống lại sự giảm đó).

Ví dụ: Phản ứng ESTE

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O (<i>H</i> 0)

Đây là phản ứng thu nhiệt nên khi ta tăng nhiệt độ cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận.
+ Đối với phản ứng tỏa nhiệt:

- Nếu tăng nhiệt độ cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch tức là chiều thu nhiệt (để làm giảm
sự tăng nhiệt độ đó).

- Nếu giảm nhiệt độ thì cân bằng dịch chuyển theo chiều thuận tức là chiều tỏa nhiệt.

<b>b) Ảnh hưởng của nồng độ:</b>

+ Nếu tăng nồng độ chất phản ứng hoặc giảm nồng độ sản phẩm thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo
chiều thuận (chiều làm tăng nồng độ sản phẩm).

+ Nếu giảm nồng độ chất phản ứng hoặc tăng nồng độ sản phẩm thì cân bằng se dịch chuyển theo
chiều nghịch (chiều làm giảm nồng độ sản phẩm).

<b>c) Ảnh hưởng của áp suất:</b>

+ Khi ta tắng áp suất cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo ra ít số mol khí hơn (có tổng các hệ số
tỉ lượng nhỏ hơn).

+ Khi giảm áp suất cân bằng dịch chuyển theo chiều tạo ra nhiều số mol khí hơn.

Lưu ý: Áp suất chỉ ảnh hưởng đến phản ứng là hệ khí và có số mol khí trước phản ưng và sau phản
ứng khác nhau (tổng hệ các hệ số tỉ lượng trước và sau phản ứng khác nhau).

<b>II. Hằng số cân bằng.</b>

<b>1. Biểu thức hằng số cân bằng.</b>

Xét phản ứng: aA + bB cC + dD

   

   

<i>a</i> <i>b</i>

<i>d</i>
<i>c</i>
<i>CB</i> <i>C_A</i> <i>D_B</i>

<i>K</i> 

Trong đó KCB là hằng số cân bằng; [A]a, [B]b, [C]c, [D]d là nồng độ của các chất A, B, C, D ở thời

điểm cân bằng.

<b>2. Một số dạng tốn sử dụng hằng số cân bằng.</b>

Ví dụ 1: Cho phản ứng: N2 + O2 2NO. Biết KCB= 35.10-4 và lúc cân bằng thì

[N2] = 5M, [O2] = 7M. Tính [N2] và [O2] ban đầu.

Giải:

N2 + O2 2NO

Ban đầu x y 0

Phản ứng z z 2z

Cân bằng x-z y-z 2z

</div>
<span class='text_page_counter'>(6)</span><div class='page_container' data-page=6>

Ta có:

_{  }

 

2 4
2
2
2
10
.
35
7
.
5
)
2
( _ 

 <i>z</i>

<i>O</i>
<i>N</i>
<i>NO</i>

<i>K_CB</i>  (2z)2_{= (35.10)}-2 __{z = 0.175M}

Nồng độ ban đầu của N2và O2 là: [N2]o = 5.175M, [O2]o = 7.175M

Ví dụ 2:

Khi thực hiện phản ứng Este hóa 1mol CH3COOH và 1mol C2H5OH, lượng Este lớn nhất thu được

là 2/3 mol. Để đạt hiệu suất cực đại là 90% (tính theo lượng axit) khi tiến hành Este hóa 1mol
CH3COOH thì lượng C2H5OH cần dùng là bao nhiêu (biết các phản ứng Este hóa thực hiện ở cùng

nhiệt độ).
Giải:

+ Giai đoạn 1:

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O

Ban đầu 1 1 0 0
Phản ứng 2/3 2/3 2/3 2/3
Cân bằng 1/3 1/3 2/3 2/3













4

3
1
.
3
1 3
2
.
3
2
.
.
5
2
3
2
5
2

3 _ _


<i>OH</i>
<i>H</i>
<i>C</i>
<i>COOH</i>
<i>CH</i>
<i>O</i>
<i>H</i>
<i>H</i>
<i>COOC</i>

<i>CH</i>
<i>K_CB</i>

+ Giai đoạn 2:

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O

Ban đầu 1 x 0 0
Phản ứng 0,9 0,9 0,9 0,9
Cân bằng 0,1 x – 0,9 0,9 0,9













01,.( 0,9) 4

9
,
0
.
9
,
0
.
.
5
2
3
2
5
2

3 _



<i>x</i>
<i>OH</i>
<i>H</i>
<i>C</i>
<i>COOH</i>
<i>CH</i>
<i>O</i>
<i>H</i>
<i>H</i>
<i>COOC</i>
<i>CH</i>

<i>K_CB</i>



<i>x</i>



2

,

925

<b>Bài 4</b>

<b>DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY</b>

<b>I.Khái niệm chất điện ly.</b>

Chất điện ly là những chất có khả năng tan trong nước (hoặc khi nóng chảy) tạo thành dung dịch có
khả năng dẫn điện.

<b>1. Chất điện ly mạnh.</b>

Là nhũng chất tan gần như hồn tồn trong nước. Đó là các axit mạnh như HCl, HNO3, H2SO4,

HClO4 …các bazơ mạnh NaOH, KOH, Ba(OH)2 và hầu hết các muối tan.

<b>2. Chất điện ly yếu:</b>

Là những chất chỉ tan một phần nhỏ trong nước. Đó là các axit yếu: H2CO3, H2SO3, H2S…, các

bazơ yếu: NH4OH và các muối ít tan.

<b>II. Độ điện ly</b>

<i></i>

<b>- pH dung dịch.</b>

<b>1. Độ điện ly</b>

<i></i>

<b>:</b>

Độ điện ly <i></i> của một chất là tỉ số của phân tử phân li (n) và tổng số phân tử hòa tan (no).
0

<i>n</i>
<i>n</i>


<i></i> (0<i></i> 1)

Lưu ý: Chất điện ly mạnh<i></i>  0.3

Chất điện ly trung bình 0.03  <i></i>  0.3
Chất điện ly yếu <i></i>  0.03

</div>
<span class='text_page_counter'>(7)</span><div class='page_container' data-page=7>

Độ tan S là số gam tối đa (của một chất tan) tan được trong 100g dung môi (thường là nước) để
được dung dịch bảo hòa ở một nhiệt đơ xác định.

<i>O</i>
<i>H</i>

<i>ct</i>
<i>m</i>
<i>m</i>
<i>S</i>
2
100
.


Một chất có độ tan S ở một nhiệt độ xác định thì dung dịch bảo hịa sẽ có nồng độ phần trăm là:

%
100
.
100
%
<i>S</i>
<i>S</i>
<i>C</i>



<b>3. Nồng độ dung dịch:</b>

%
100
.
.
%
100

.
.
%
100
.
%
<i>D</i>
<i>C</i>
<i>M</i>
<i>V</i>
<i>D</i>
<i>m</i>
<i>m</i>
<i>m</i>
<i>C</i> <i>M</i>
<i>dd</i>
<i>ct</i>
<i>dd</i>

<i>ct</i> _ _



<i>dd</i>
<i>ct</i>
<i>dd</i>

<i>M</i> <i>_M_V</i>

<i>m</i>

<i>V</i>
<i>n</i>
<i>C</i>
.



Vdd: thể tích dung dịch (lit).

D: khối lượng riêng dd (g/lit)

<b>4. pH dung dịch:</b>

pH là chỉ số dùng để chỉ nồng độ ion H+ có trong dung dịch, được cho bởi công thưc sau:
pH = - lg[H+] [H+] là nồng độ CM của H+ở thời điểm cân bằng.

[H+].[OH-] = 10-14

<b>Bài 5</b>

<b>TÍNH CHẤT CHUNG CỦA</b>

<b>KIM LOẠI – PHI KIM – OXIT - AXIT – BAZƠ – MUỐI</b>

<b>I. Kim loại</b>

<b>1. Tính chất vật lý:</b>

KL có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo và có ánh kim: tất cả các tính chất này của kim loại là đều nhờ
các electron tự do.

<b>2. Tính chất hóa học:</b>

Tính chất hóa học đặc trưng của KL là tính khử: M - ne  Mn+_{vì vậy nên KL phản ứng được}

với hầu hết các đơn chất và hợp chất thể hiện tính oxi hóa:

<b>a) Phản ứng với phi kim:</b>

3Fe + 2O2  Fe3O4

2Fe + 3Cl2  2FeCl3
<b>b) Phản ứng với axit:</b>

+ Các axit thông thường như HCl, H2SO4 (loảng), CH3COOH …KL phản ứng với các axit này tạo ra

muối và giải phóng H2 nên chỉ có các kim loại đứng trước H trong dãy điện hóa mới phản ứng.

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

Cu + HCl  khơng xãy ra

+ Các axit có tính oxi hóa mạnh như HNO3, H2SO4 (đặc): Hầu hết các KL đều phản ứng trừ Au và Pt.

Al + 4HNO3  Al(NO3)3 + NO + 2H2O

Lưu ý: HNO3, H2SO4 đặc nguội không phản ứng với Al và Fe.
<b>c) Phản ứng với dung dịch muối:</b>

KL (không tan trong nước) có tính khử mạnh hơn (KL đứng trước trong dãy điện hóa) phản ứng với
muối của kim loại có tính khử yếu hơn tạo ra muối mới và KL mới.

Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu

Fe + 2FeCl3  3FeCl2
<b>d) Phản ứng với H2O:</b>

+ Các kim loại kiềm và kiềm thổ tan trong nước trừ Mg.
2Na + 2H2O  2NaOH + H2

</div>
<span class='text_page_counter'>(8)</span><div class='page_container' data-page=8>

<b>e) Phản ứng với dung dịch kiềm:</b>

Chỉ các KL có oxit và hidro xit lưỡng tính như Al, Zn, Cr mới phản ứng với dd kiềm.
2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2

<b>II. Phi kim</b>

Tính chất hóa học đặc trưng của PK là tính oxi hóa: vì vậy nên PK phản ứng được với hầu hết các
đơn chất và hợp chất thể hiện tính khử:

<b>1. Phản ứng với các đơn chất:</b>

<b>a) Kim loại:</b>

Cu + Cl2  CuCl2
<b>b) Phi kim:</b>

C + O2  CO2

<b>2. Phản ứng với các hợp chất:</b>

<b>a) H2O:</b>

Cl2 + H2O  HClO + HCl

2F2 + 2H2O  4HF + 2O2
<b>b) Dung dịch kiềm:</b>

Cl2 + KOH  KClO + KCl (nhiệt độ thường)

Cl2 + KOH  KClO3 + KCl (100oC)
<b>c) Một số hợp chất khác:</b>

4NH3 + 7O2  6H2O + 4NO2

H2S + Cl2  2HCl + S

<b>III. Oxit</b>

<b>1. Oxit axit (oxit phi kim):</b>

<b>a) Tan trong nước tạo thành dd axit:</b>

SO3 + H2O  H2SO4

4NO2 + O2 + 2H2O  4HNO3
<b>b) Phản ứng với bazơ:</b>

CO2 + NaOH  NaHCO3

SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O

<b>c) Một số oxit có tính khử phản ứng với các chất có tính oxi hóa:</b>

2CO + O2  2CO2

2SO2 + O2  2SO3

<b>2. Oxit bazơ (oxit kim loại):</b>

<b>a) Tan trong nước tạo thành bazơ:</b> Chỉ có các oxit của kim loại kiềm và kiềm thổ (trừ MgO) mới
tan trong nước.

Na2O + H2O  2NaOH

<b>b) Phản ứng với axit tạo thành muối và nước:</b>

Fe3O4 + 8HCl  FeCl2 2FeCl3 + 4H2O
<b>c) Phản ứng với các chất oxi hóa và chất khử khác:</b>

4FeO + O2  2Fe2O3

CuO + CO  Cu + CO2

<b>3. Oxit lưỡng tính:</b> <b>Al2O3, ZnO, Cr2O3:</b>

<b>a) Phản ứng với axit:</b>

ZnO + HCl  ZnCl2 + H2O
<b>b) Phản ứng với bazơ:</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(9)</span><div class='page_container' data-page=9>

<b>IV. Axit</b>

<b>1. Phản ứng với bazơ: tạo thành muối và nước:</b>

KOH + H2SO4  K2SO4 + H2O

<b>2. Phản ứng với kim loại:</b>

<b>a) Các axit thông thường như HCl, H2SO4 loảng</b> phản ứng vói KL đứng trước H trong dãy điện hóa
tạo thành muối và giải phóng H2

2K + 2HCl  KCl + H2

<b> b) Các axit có tính oxi hóa mạnh như HNO3 và H2SO4 đặc:</b>phản ứng với hầu hết các KL và đưa
KL lên hóa trị cao nhất.

Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

<b>3. Phản ứng với muối:</b> tạo thành muối và axit mới (axit mới tạo thành phải yếu hơn, dễ bay hoi
hơn hoặc muối mới tạo thành phải không tan trong axit mới sinh ra).

CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

<b>4. Phản ứng với oxit:</b>tạo thành muối và nước:
FeO + HCl  FeCl2 + H2O

3FeO + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

<b>5. Phản ứng với các chất khử khác:</b>

3H2S + 8HNO3  3H2SO4 + 8NO + 4H2O

<b>6. Phản ứng với các chất oxi hóa khác:</b>

MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

<b>7. Làm quỳ tím hóa đỏ:</b>

<b>V. Bazơ</b>

<b>1. Phản ứng với axit</b>: tạo thành muối và nước:
KOH + HNO3  KNO3 + H2O

Cu(OH)2 + H2SO4  CuSO4 + 2H2O

<b>2. Phản ứng với oxit axit:</b>tạo thành muối và nước:
2NaOH + SO3  Na2SO4 + H2O

<b>3. Phản ứng với muối</b>: tạo thành muối mới và bazơ mới:

Lưu ý: hai chất tham gia phải tan, sản phẩm tạo thành phải có ít nhất mốt chất kết tủa hoặc dễ bay
hơi hay chất điện ly yếu.

NaOH + CuSO4  NaCl + Cu(OH)2 (Cu(OH)2 kết tủa màu xanh).

NaOH + NH4CL  NaCl + NH3 + H2O

<b>4. Nhiệt phân:</b>tạo thành oxit và nước:
Fe(OH)3  Fe2O3 + H2O

Lưu ý: Chỉ các bazơ không tan trong nước mới bị nhiệt phân.

<b>5. Làm quỳ tím hóa đỏ, phenolphtalein chuyển hồng:</b>

<b>VI. Muối</b>

<b>1. Phản ứng với axit:</b>tạo muối mới và axit mới

Lưu ý: axit mới sinh ra phải yếu hơn axit ban đầu (dễ bay hơi, điện ly yếu) hoặc muối mới phải
không tan trong axit mới.

C6H5ONa + HCl  C6H5OH + NaCl

NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O

<b>2. Phản ứng với bazơ</b>: Tạo muối mới và bazơ mới:

Lưu ý: các chất tham gia phản ứng phải tan; sản phẩm tạo thành phải có ít nhất một chất kết tủa, bay
hơi hay chất điện ly yếu.

</div>
<span class='text_page_counter'>(10)</span><div class='page_container' data-page=10>

KOH + (NH4)2CO3  K2CO3 + NH3 + H2O

<b>3. Phản ứng với muối:</b>tạo hai muối mới:

Lưu ý: Các chất tham gia phản ứng phải tan, sản phẩm tạo thành phải có ít nhất một chất kết tủa.
NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl (AgCl kết tủa màu trắng)

K2SO4 + BaCl2  2KCl + BaSO4 (BaSO4 kết tủa trắng)
<b>4. Phản ứng nhiệt phân:</b>

Tùy theo từng muối cụ thể mà khi bị nhiệt phân có thể tạo ra nhiều muối khác nhau và cũng có một
số muối không bị nhiệt phân:

<b>a) Muối nitrat (NO3):</b>

+ Các muối KL kiềm, kiềm thổ (trừ Mg): khi nhiệt phân tạo thành muối nitrit và O2:

2NaNO3  2NaNO2 + O2

+ Các muối của kim loại từ Mg  Cu: khi nhiệt phân tạo thành oxit KL tương ứng + NO2 + O2:

4Al(NO3)3  2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2

+ Các kim loại yếu từ Ag trở về sau: nhiệt phân tạo thành KL + NO2 + O2

2AgNO3  2Ag + 2NO2 + O2
<b>b) Muối amoni (NH4+):</b>

+ Muối amoni của axit khơng có tính oxi hóa khi nhiệt phân tạo ra NH3:

NH4Cl  NH3 + HCl

(NH4)2CO3  2NH3 + CO2 + H2O

+ Muối của axit có tính oxi hóa mạnh nhiệt phân tạo thành N2 hoặc N2O:

NH4NO3  N2O + 2H2O

NH4NO2  N2 + 2H2O
<b>c) Một số muối khác:</b>

2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O

CaCO3  CaO + CO2

Lưu ý:

+ Muối của axit mạnh và bazơ mạnh thì trưng tính (khơng làm đổi màu quỳ tím).
+ Muối của axit mạnh và bazơ yếu thì mang tính axit (làm quỳ tím chuyển đỏ).
+ Muối của axit yếu và bazơ mạnh thì mang tính bazơ (làm quỳ tím chuyển xanh).
+ Muối của axit yếu và bazơ yếu thì lưỡng tính

</div>
<span class='text_page_counter'>(11)</span><div class='page_container' data-page=11>

<i><b>Phần hai</b></i>

<b>HĨA VƠ CƠ</b>

<b>CHƯƠNG I</b>

<b>KIM LOẠI</b>

<b>Bài 1</b>

<b>ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI</b>

<b>I. Vị trí và tính chất vật lý của KL</b>

<b>1. Vị trí của KL trong bảng HTTH:</b>

Thuộc phân nhóm IA, IIA, IIIA, chu kỳ lớn của các phân nhóm IVA, VA và tất cả các phân nhóm phụ

đều là KL (các KL phân nhóm phụ cịn được gọi là KL chuyển tiếp).

<b>2. Tính chất vật lý: (phần trên):</b>

<b>II. Tính chất hóa học của kim loại (phần trên)</b>

<b>III. Ăn mịn kim loại</b>

Trong tự nhiên có hai dạng ăn mịn KL cơ bản là ăn mịn điện hóa và ăn mịn hóa học:

<b>1. Ăn mịn hóa học:</b>

Là q trình oxi hóa khử mà KL nhường trực tiếp electron cho các chất oxi hóa của mơi trường
xung quanh. Các chất oxi hóa có thể là phi kim, axit, muối…

<b>2. Ăn mịn điện hóa:</b>

Là q trình oxi hóa KL dưới tác dụng của mơi trường chất điện ly và có sự hình thành dịng điện.
Điều kiện để xãy ra ăn mịn điện hóa: hai KL phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp qua một dây dẫn
và cùng ở trong môi trường chất điện ly.

Ví dụ: Nhúng một thanh sắt vào dd H2SO4 sau đó nhỏ thêm vài giọt CuSO4.

Hiện tượng: sau khi nhỏ CuSO4vào thì thấy thanh sắt tan nhanh hơn.

Giải thích hiện tượng: lúc đầu nhúng thanh sắt vào axit thì xãy ra q trình ăn mịn hóa học;
Fe + H2SO4  FeSO4 + H2.

Nhung sau khi nhỏ CuSO4 vào thì Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu, Cu vủa tạo ra bám vào thanh

sắt nên xảy ra q trình ăn mịn điện hóa. Hai q trình ăn mịn diễn ra song song nên thanh sắt tan
ra nhanh hơn.

<b>IV. Điều chế kim loai</b>

<b>1. Phương pháp nhiệt luyện:</b>

+ Là phương pháp sử dụng các chất khử mạnh như Al, CO, H2….để khử các oxit KL ở nhiết độ cao

thành KL.

+ Phương pháp này sử dụng để điều chế các KL trung bình và yếu (từ Zn trở về sau).
ZnO + CO  Zn + CO2

Cuo + H2  Cu + H2O

<b>2. Phương pháp thủy luyện:</b>

+ Là phương pháp sử dụng KL có tính khử mạnh hơn (KL có tính khủ mạnh phải khơng tan trong
nước) để khử ion của KL yếu hơn trong dung dịch muối của nó.

+ Phương pháp này được sử dụng để điều chế KL trung bình và yếu.
Al + FeCl3  AlCl3 + Fe

Zn + CuCl2  ZnCl2 + Cu

<b>3. Phương pháp điện phân:</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(12)</span><div class='page_container' data-page=12>

+ Là phương pháp khử các ion KL từ dung dịch muối của nó dưới tác dụng của dòng điện.
+ Phương pháp này chỉ sử dụng để điều chế các KL từ Zn trở về sau.

+ Q trình oxi hóa khử xãy ra trên bề mặt hai điện cực:

- Trên bề mặt Catod (cực âm): có các cation KL và H2O, nên điễn ra quá trình khử các ion KL như

Zn2+_{, Fe}2+_{, Cu}2+_{, Ag}+_…(Mn+_{+ ne} _ _{M). Nếu các ion KL khơng bị khử thì H}

2O bị điện phân:

2H2O + 2e  H2 + 2<i>OH</i>

- Trên bề mặt Anod (cực dương): có các anion gốc axit, nên điễn ra q trình oxi hóa các anion gốc
axit như <i>_Cl</i>_, <i>_I</i>_, <i>_Br</i>₍₂<i>_X</i> __X

2). Nếu các anion không bi oxi hóa thì H2O sẽ bị oxi hóa:

H2O - 2e  2H+ + 2

1

O2

Lưu ý: - KL đứng sau trong dãy điện hóa thì ion của KL đó sẽ bị điện phân trước (Ag+_{sẽ bị điện}

phân trước Cu2+_{, Cu}2+_{thì trước Fe}2+_...)

- Các anion chứa oxi như 
3

<i>NO</i> , 2
4

<i>SO</i> , 2
3

<i>CO</i> thì khịng bị oxi hóa.
- Các cation KL mạnh từ Al trở về trước khơng bị khử.

Ví dụ: + Điện phân dung dịch CuCl2:

CuCl2  <i>dpdd</i> Cu + Cl2

+ Điện phân dung dịch CuSO4:

CuSO4 + H2O  <i>dpdd</i> Cu + 2

1

O2 + H2SO4

+ Điện phân dung dịch Na2SO4:

Na2SO4 + H2O  <i>dpdd</i> Na2SO4 + H2 + 2

1

O2

<b>2. Điện phân nóng chảy:</b>

Được sử dụng để điều chế các KL mạnh (từ Al trở về trước).
2NaCl  <i>dpnc</i> _{2Na + Cl}

2

<b>Bài 2</b>

<b>KIM LOẠI KIỀM</b>

CuCl2

Catod (-) Anod (+)

Cu2+_{, H}

2O Cl-, H2O

Cu2+ _{+ 2e} _Cu _2Cl- _{- 2e} _Cl

2

CuSO₄

Catod (-) Anod (+)

Cu2+, H2O SO42-, H2O

Cu2+_{+ 2e} _Cu _H₂_{O - 2e} 1 _O₂_{+ 2H}+

2

Na2SO4

Catod (-) Anod (+)

Na+, H2O SO42-, H2O

</div>
<span class='text_page_counter'>(13)</span><div class='page_container' data-page=13>

<b>Li, Na. K, Rb, Cs</b>

<b>I. Vị trí – tính chất vật lý</b>

<b>1. Vị trí:</b>

Thuộc nhóm IA, có cấu hình electron lớp ngồi cùng là: nS1.

<b>2. Tính chất vật lý:</b>

Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo, ánh kim nhưng kém hơn so với các KL khác.

<b>II. Tính chất hóa học</b>

Là các KL có tính khử mạnh nhất: M - 1e  M+

<b>1. Phản ứng với phi kim:</b>

4M + O2  2M2O

<b>2. Phản ứng với H2O:</b>

M + H2O  MOH + H2

<b>3. Phản ứng với axit:</b>

2M + 2HCl  2MCl + H2

<b>4. Phản ứng với dung dịch muối:</b>

2K + CuCl2 + 2H2O  2KCl + Cu(OH)2 + H2

<b>5. Điều chế:</b>

KL kiềm được diều chế bằng phương pháp điện phân nóng chảy các muối của nó:
2NaCl <i>dpnc</i>  _{2Na + Cl}

2

<b>III. Một số hợp chất của kim loại kiềm</b>

<b>1. Natri hidroxit: NaOH</b>

Là một bazơ mạnh nên thể hiện đầy đủ tính chất của một bazơ. (xem phần tính chất của bazơ)

<b>2. Natri hidro cacbonat NaHCO3:</b>
Là một muối chứa H nên lưỡng tính:

<b>a) Phản ứng với axit:</b>

NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O
<b>b) Phản ứng với bazơ:</b>

NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O
<b>c) Phản ứng nhiệt phân:</b>

2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O

<b>3. Natri cacbonat (soda) Na2CO3:</b>

Là một muối của bazơ mạnh với một axit yếu nên thể hiện tính bazơ:

<b>a) Làm quỳ tím chuyển xanh:</b>
<b>b) Phản ứng với axit:</b>

Na2CO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O
<b>c) Phản ứng với muối:</b>

Na2CO3 + CaCl2  CaCO3 + 2NaCl

<b>Bài 2</b>

<b>KIM LOẠI KIỀM THỔ</b>

<b>Be, Mg, Ca, Sr, Ba</b>

<b>I. Vị trí – Tính chất vật lý</b>

<b>1. Vị trí:</b>

Kim loại kiềm thổ thuộc phân nhóm IIA, có cấu hình electron lớp ngồi cùng là: nS2.

<b>2. Tính chất vật lý:</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(14)</span><div class='page_container' data-page=14>

<b>II. Tính chất hóa học</b>

KL kiềm thổ có tính khử mạnh chỉ kém KL kiềm.

<b>1. Phản ứng với phi kim:</b>

2Mg + O2  2MgO

<b>2. Phản ứng với nước:</b>

Ở điều kiện thường các KL kiềm thổ dều tan trong nước trừ Mg và Be.
Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2

<b>3. Phản ứng với axit:</b>

Ở điều kiện thường các KL kiềm thổ đều tan mạnh trong dung dịch axit:
Ba + 2HCl  BaCl2 + H2

<b>4. Phản ứng với dung dịch muối:</b>

Mg + FeCl2  MgCl2 + Fe

Ca + FeCl2 + 2H2O  CaCl2 + Fe(OH)2 + H2

<b>5. Điều chế:</b>

KL kiềm thổ được điều chế bằng phương pháp điện phân nóng chảy:
CaCl2 <i>dpnc</i>  Ca + Cl2

<b>II. Một số hợp chất của kim loại kiềm thổ</b>

<b>1. Canxi hidroxit Ca(OH)2:</b>

Ở nhiệt độ thường Ca(OH)2 ít tan trong nước, (0.12g/ 100g H2O). Dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi

trong) là một bazơ mạnh nên thể hiện đầy đủ tính chất của một bazơ: (xem phần tính chất của bazơ).

<b>2. Canxi cacbonat (đá vôi) CaCO3:</b>
Là chất rắn màu trắng không tan trong nước.

<b>a) Phản ứng với axit:</b>

CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2

CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

CaCO3 + 2CH3COOH  (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O
<b>b) Phản ứng nhiệt phân:</b>

CaCO3  CaO + CO2

<b>III. Nước cứng</b>

<b>1. Khái niệm:</b>

Nước cúng là nước có chứa nhiều cation Ca2+_{, Mg}2+_{. Nước chứa ít hoặc khơng chứa các ion trên}

được gọi là nước mềm.

<b>2. Phân loại nước cứng:</b>

Có 3 loại nước cứng:

<b>a) Nước cứng tạm thời</b>: Nước cứng tạm thời là nước có chứa các muối: Ca(HCO3)2 và

Mg(HCO3)2.

<b>b) Nước cứng vĩnh cửu:</b> Là nước có chứa các muối CaCl2, CaSO4, MgCl2, MgSO4.
<b>c) Nước cứng tồn phần:</b> Là nước có chứa cả hai loại muối trên.

<b>3. Các biện pháp làm mềm nước:</b>

<b>a) Phương pháp kết tủa:</b>

+ Đối với nước cứng tạm thời: Ta làm mềm nước bằng cách đun sôi nước:
Ca(HCO3)2  CaCO3  + CO2 + H2O

Mg(HCO3)2  MgCO3  + CO2 + H2O

(CaCO3 và MgCO3đều kết tủa nên sau khi lọc bỏ kết tủa ta có thể thu được nước mềm).

+ Đối với nước cứng vĩnh cửu: Ta có thể sử dụng các chất sau để là mềm nước: Na2CO3, Ca(OH)2,

</div>
<span class='text_page_counter'>(15)</span><div class='page_container' data-page=15>

3CaCl2 + 2Na3PO4  Ca3(PO4)2 + 6NaCl

<b>b) Phương pháp trao đổi ion:</b> Phương pháp này được dùng phổ biến: dụa trên sự trao đổi ion của
các hạt zeolit.

<b>Bài 3</b>

<b>NHƠM (Al)</b>

<b>I. Vị trí – Tính chất vật lý</b>

<b>1. Vị trí</b>: Al thuộc phân nhóm IIIA, ở vị trí thứ 13 trong bảng HTTH, số khối là 27.

Cấu hính electron: 1S2_2S2_2P6_3S2_3P1_.

<b>2. Tính chất vật lý:</b>

Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo và có ánh kim.

<b>II. Tính chất hóa học</b>

Al là một kim loại có tính khử mạnh nên nó có thể phản ứng được với hầu hết các đơn chất và hợp
chất có tính oxi hóa.

<b>1. Phản ứng với phi kim:</b>Al phản ứng mạnh với hầu hết các phi kim.
4Al + 3O2  2Al2O3

2Al + 3H2  2AlH3

<b>2. Tác dụng với axit:</b>

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2

2Al + 6H2SO4 (đặc, nóng)  Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

<b>3. Tác dụng với dung dịch kiềm:</b>

2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2

(Al + NaOH + 4H2O  NaAl(OH)4 +

2
3_H

2)

Thực tế là: 2Al + 6H2O  2Al(OH)3  + 3H2 sau đó Al(OH)3 mới bị hịa tan trong NaOH:

Al(OH)3 + NaOH  NaAl(OH)4

<b>4. Tác dụng với các chất oxi hóa khác:</b>

Al + Fe2O3 

0

<i>t</i> _Al

2O3 + Fe

Al + 3CO2 

0

<i>t</i> _Al

2O3 + 3CO

<b>5. Sản xuất Al:</b>

Trong công nghiệp người ta sản xuất Al bằng cách điện phân nóng chảy Al2O3 (thực tế người ta trộn

Al2O3với criolit, để hạ nhiệt độ nóng chảy xuống 900oC, vì Al2O3 nóng chảy ở 2050oC).

2Al2O3 <i>dpnc</i>  4Al + 3O2

Lưu ý: + Al không phải là một chất lưỡng tính (chỉ Al2O3, Al(OH)3 mới lưỡng tính).

<b>III. Một số hợp chât của Al</b>

<b>1. Nhôm oxit Al2O3:</b>

Al2O3 là một hợp chất rất bền, cứng, nóng chảy ở 2050oC.

Là một oxit lưỡng tính nên phản ứng được với cả dd axit và dd kiềm:
Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O  2NaAl(OH)4

<b>2. Nhơm hidroxit Al(OH)</b>

<b>3</b>

<b>:</b>

a) Là một hidroxit lưỡng tính:

Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH  NaAl(OH)4
<b>b) Al(OH)3 không bền nhiệt:</b>

2Al(OH)3 
0

<i>t</i> _Al

</div>
<span class='text_page_counter'>(16)</span><div class='page_container' data-page=16>

<b>Bài 4</b>

<b>CROM – SẮT – ĐỒNG – KẼM</b>

<b>I. Crom</b>

<b>1. Cấu tạo và tính chất của crom:</b>

<b>a) Cấu tạo:</b> Cr thuộc phân nhóm VIB, chu kỳ 4, vị trí thứ 24 trong bảng HTTH, có cấu hình electron

là: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d5_4s1_{, nguyên tử khối = 52 g/mol. Do vậy Cr có thể có các mức oxi hóa từ}

+1 đến +6.

<b>b) Tính chất:</b>

+ Tính chất vật lý: Cr có màu trắng ánh bạc, cứng nhất trong tất cả các KL.
+ Tính chất hóa học:

- Tác dụng với phi kim:
4Cr + 3O2 

0

<i>t</i> _2Cr

2O3

2Cr + 3Cl2 

0

<i>t</i> _2CrCl

3

- Tác dụng với axit:

Cr + 2HCl <i>_t</i>0

CrCl2 + H2

Cr không tác dung được với HNO3 và H2SO4 đặc nguội.

<b>2. Hợp chất crom (II):</b>

Tât cả các hợp chất của Cr(II) đều thể hiện tính khử mạnh, dễ dàng bị oxi hóa lên các mức cao hơn.

<b>a) Crom (II) oxit CrO:</b>

+ Phản ứng với axit:

CrO + 2HCl  CrCl2 + H2O

+ Phản ứng với các chất oxi hóa:
4CrO + O2  2Cr2O3

+ Phản ứng với chất khử:

CrO + CO  Cr + CO2
<b>b) Crom (II) hidroxit Cr(OH)2:</b>

+ Là chất rắn, màu vàng. Trong khơng khí dễ bị oxi hóa thành Cr3+_:

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3

+ Phản ứng với axit:

Cr(OH)2 + H2SO4  CrSO4 + 2H2O

+ Bị nhiệt phân:

Cr(OH)2 

0

<i>t</i> _{CrO + H}

2O

<b>3. Hợp chất Cr (III):</b>

<b>a) Crom (III) oxit Cr2O3:</b>

Là một oxit lưỡng tính, có thể tan trong axit và kiềm:
Cr2O3 + 6HCl  2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O  2NaCr(OH)4

(Cr2O3 + 2NaOH  2NaCrO2 + H2O).
<b>b) Crom (III) hidroxit Cr(OH)3:</b>

+Là một hidroxit lưỡng tính nên có thể tan được trong dd axit và dd kiềm.
Cr(OH)3 + HCl  CrCl3 + H2O

Cr(OH)3 + NaOH  NaCr(OH)4 (hoặc NaCrO2 + 2H2O)

+ Cr(OH)3 không tan trong nước nên cũng bị nhiệt phân:

Cr(OH)3  Cr2O3 + H2O
<b>c) Muối Cr3+_:</b>

Ở mức oxi hóa trung gian nên Cr3+_{vừa thể hiện tính khử vừa thể hiện tính oxi hóa.}

</div>
<span class='text_page_counter'>(17)</span><div class='page_container' data-page=17>

+ Tính khử: 2 Cr3+ _{+ 3 Br}

2 + 16 OH-  2<i>CrO</i>42 + 6<i>Br</i> + 8 H2O

<b>4. Hợp chất Cr(VI):</b>

<b>a) Crom (VI) oxit CrO3:</b>

+ Là chất rắn màu đỏ thẩm có tính oxi hóa rất mạnh: một số chất vô cơ và hữu cơ như S, P, C, NH3,

C2H5OH… có thể bốc cháy khi tiếp xuc với CrO3.

2CrO3 + 2NH3  Cr2O3 + N2 + 3H2O

+ CrO3 là một oxit axit nên phản ứng với H2O tạo thành axit cromic hoặc dicromic:

CrO3 + H2O  H2CrO4 (axit cromic)

2CrO3 + H2O  H2Cr2O7

Hai axit này chỉ tồn tại trong dung dịch, nếu tách ra khỏi dung dịch thì bị phân hủy thành CrO3.
<b>b) Muối cromat và dicromat:</b>

+ Hai muối này có chuyển đổi qua lại:
2 2

4

<i>CrO</i> + 2H+ _ 2
7
2<i>O</i>

<i>Cr</i> + H2O

Vàng cam

+ Muối cromat có tính oxi hóa mạnh đặc biệt là trong mơi trường axit:

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4  Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4  Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O

<b>II. SẮT Fe</b>

<b>1. Vị trí – Tính chất của sắt:</b>

<b>a) Vị trí:</b>

Fe thuộc phân nhóm VIIIB, chu kỳ 4, đứng vị trí thứ 26 trong bảng HTTH, có cấu hình electron là:

1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d6_4s2_{, ngun tử khối = 56 g/mol. Do vậy Fe có các mức oxi hóa +2 (cấu hình}

la: [Ar]3d6) và +3 (cấu hình là: [Ar]3d5).

<b>b) Tính chất vật lý:</b>

Ngồi các tính chất vật lý chung của KL như: dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo và có ánh kim sắt cịn có tính
nhiễm từ.

<b>c) Tính chất hóa học</b>

Sắt là KL có tính khử trung bình, có hai mức oxi hóa là +2 và +3.
i) Tác dụng với phi kim:

Fe + S <i>_t</i>0

FeS
3Fe + 2O2 

0

<i>t</i> _Fe

3O4

2Fe + 3Cl2 

0

<i>t</i> _2FeCl

3

ii) Tác dụng với axit:

+ Các axit thông thường như HCl, H2SO4 (loảng), HCOOH, H3PO4… phản ứng với Fe tạo muối sắt(II)

và giải phóng H2.

Fe + H2SO4  FeSO4 + H2

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

+ Các axit có tính oxi hóa mạnh như HNO3, H2SO4 phản ứng với Fe tạo muối sắt(III) và giải phóng

sản phẩm khử của N+5_{hay S}+6_.

Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

2Fe + 6H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

iii) Tác dụng với dung dịch muối:

Fe phản ứng được với tất các dd muối của các KL đứng sau Fe trong dãy điện hóa.
Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu

Fe + 3AgNO3  Fe(NO3)3 + 3Ag

iiii) Tác dụng với H2O:

3Fe + 4H2O <i>t</i><i>C</i>

<i>o</i>
<i>o</i> ₅₇₀

Fe3O4 + 4H2

Fe + H2O <i>t</i> <i>C</i>

<i>o</i>
<i>o</i> ₅₇₀

</div>
<span class='text_page_counter'>(18)</span><div class='page_container' data-page=18>

<b>2. Một số hợp chất của sắt:</b>

<b>a) Hợp chất sắt (II):</b>

Fe+2_{là mức oxi hóa trung gian nên nớ vửa thể hiện tính khử vừa thể hiện tính oxi hóa:}

+ Tính khử:

4FeO + O2 

0

<i>t</i> _2Fe

2O3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3

2FeCl2 + Cl2  2FeCl3

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4  5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

+ Tính oxi hóa:

FeCl2 + Zn  ZnCl2 + Fe

FeO + CO  Fe + CO2

+ Một số phản ứng khác:

Fe(OH)2 + 2HCl  FeCl2 + 2H2O

FeO + H2SO4  FeSO4 + H2O

Fe(OH)2 

0

<i>t</i> _{FeO + H}

2O

2Fe(NO3)2 

0

<i>t</i> _{2FeO + 4NO}

2 + O2

Fe2+ _{+ OH}- __Fe(OH)

2 (màu trắng).
<b>b) Hợp chất sắt (III):</b>

+ Fe+3_{là mức oxi hóa cao nhất của Fe nên chỉ có thể hiện tính oxi hóa.}

Fe2O3 + Al 

0

<i>t</i> _Al

2O3 + Fe

2FeCl3 + Fe  3FeCl2

2FeCl3 + Cu  2FeCl2 + CuCl2

+ Một số phản ứng khác:
3Fe(OH)3 

0

<i>t</i> _Fe

2O3 + 3H2O

4Fe(NO3)3 <i>t</i>0 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O

Fe3+_{+ 3OH}- __Fe(OH)

3  (nâu đỏ)

<b>III. ĐỒNG Cu</b>

<b>1. Vị trí – Tính chất của đồng:</b>

<b>a) Vị trí:</b>

Cu thuộc phân nhóm IB, chu kỳ 4, vị trí thứ 29 trong bảng HTTH, có cấu hình electron là: 1s2 2s2

2p6_3s2_3p6_3d10_4s1_{, nguyên tử khối = 64 g/mol. Cu có hai mức oxi hóa là: +1 [Ar]3d}10_{và +2}

[Ar]3d9_.

<b>b) Tính chất vật lý:</b>

Đồng có tính deo, ánh kim; đặc biệt tính dẫn điện và dẫn nhiệt của Cu rất tốt (chỉ kém Ag).

<b>c) Tính chất hóa học:</b>

Cu là một KL có tính khử yếu.
i) tác dụng với phi kim:

2Cu + O2 

0

<i>t</i> _{2CuO (màu đen)}

CuO + Cu <i>_t</i>0

Cu2O (màu đỏ gạch).

Cu + S <i>_t</i>0

CuS
ii) Tác dụng với axit:

Cu chỉ tác dụng được với HNO3 và H2SO4 đặc.

Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4 đ  CuSO4 + SO2 + 2H2O

iii) Tác dụng với dung dịch muối:

</div>
<span class='text_page_counter'>(19)</span><div class='page_container' data-page=19>

<b>2. Một số hợp chất của đồng:</b>

<b>a) Đồng (II) oxit CuO:</b>

+ Là một oxit bazơ: nên có thể tan trong dd axit tạo thành muối và nước.
CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O

+ Cu+2_{nên có thể hiện tính oxi hóa.}

CuO + CO <i>t</i>0 _{Cu + CO}

2

3CuO + 2NH3 

0

<i>t</i> _N

2 + 3Cu + 3H2O
<b>b) Đông (II) hidroxit Cu(OH)2:</b>

+ Là bazơ khơng tan, có màu xanh.

Cu(OH)2 + H2SO4  CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 

0

<i>t</i> _{CuO + H}

2O

+ Có phản ứng tạo phức màu xanh lam với NH3.

Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2

<b>c) Muối đồng (II), Cu2+_:</b>

Cu2+ _{+ 2OH}- __Cu(OH)
2

2Cu(NO3)2 

0

<i>t</i> _{2CuO + 4NO}

2 + O2

Riêng CuSO4 ở dạng khan có màu trắng nhưng khi hút ẩm CuSO4.5H2O thì có màu xanh.

<b>IV. KẼM Zn</b>

<b>1. Vị trí – Tính chất của Zn:</b>

<b>a) Vị trí:</b>

Zn thuộc phân nhóm IIB, chu kỳ 4, vị trí thứ 30 trong bảng HTTH, ngun tử khối = 65 g/mol, có

cấu hình eletron là: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d10_4s2_{. Do vậy nên Zn chỉ có mức oxi hóa +2 [Ar]3d}10_là

phổ biến.

<b>b) Tính chất vật lý:</b>

Dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo, ánh kim.

<b>c) Tính chất hóa học:</b>

Zn là một KL có tính khử trung bình.
i) Phản ứng với phi kim:

2Zn + O2 

0

<i>t</i> _2ZnO

ii) Phản ứng với axit:

Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

iii) Phản ứng với dung dịch muối:

Zn + FeCl2  ZnCl2 + Fe

iiii) Phản ứng với dung dịch kiềm:

Zn + NaOH + 2H2O  NaZn(OH)3 + H2

(Zn + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2)

Lưu ý: Zn không lưỡng tính, chỉ ZnO và Zn(OH)2 lưỡng tính.

<b>Chương II</b>

<b>PHI KIM</b>

<b>Bài 1</b>

<b>HALOGEN</b>

<b>I. Vị trí – Tính chất chung của halogen</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(20)</span><div class='page_container' data-page=20>

Các nguyên tố halogen thuộc phân nhóm VIIA, cột thứ 2 ngồi cùng phía bên phải trong bảng

HTTH, cấu hình electron lớp ngồi cùng là: nS2_nP5_.

<b>2. Tính chất chung của halogen:</b>

Halogen là các phi kim điển hình, có tính oxi hóa rất mạnh (mạnh nhất trong tất cả các phi kim).




 <i>e</i> <i>X</i>
<i>X</i> 1

Tính oxi hóa của halogen giảm dần từ F tới I. Vì vậy nên tính chất của các halogen cũng có nhiều
điểm khác nhau, để hiểu rõ hơn thì ta phải nghiên cứu cụ thể từng chất.

<b>Bài 2</b>

<b>CLO – HỢP CHẤT CỦA CLO</b>

<b>I. Clo</b>

<b>1. Vị trí - Tính chất vật lý:</b>

<b>a) Vị trí</b>: Clo thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ 3, vị trí thứ 17 trong bảng HTTH, ngun tử khối =

35.5 g/mol, có cấu hình electron là: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p5

<b>b) Tính chất vật lý:</b>Ở điều kiện thường Cl2 là chất khí màu vàng lục, ít tan trong nước.

<b>2. Tính chất hóa học:</b>

Clo thể hiện tính oxi hóa mạnh, phản ứng được với hầu hết các chất khử:

<b>a) Phản ứng với kim loại:</b>Cl2 õi hóa được hầu hết các kim loại.

3Cl2 + 2Fe  2FeCl3

<b>b) Tác dụng với H2:</b> Khi có ánh sáng, to Cl2phản ứng với H2 co thể gây nổ.

Cl2 + H2  2HCl

<b>c) Tác dụng với nước và với dung dịch kiềm:</b>

+ Tác dụng với H2O: khi tan trong nươc một phần Cl2 tác dụng với H2O theo phản ứng sau:

Cl2 + H2O  HCl + HClO

+ Tác dụng với kiềm: Cl2 phản ứng dễ dàng hơn

Cl2 + 2KOH  <i>tthuong</i>

<i>o</i>

KCl + KClO + H2O

3Cl2 + 6KOH  <i>C</i>

0

100 _{5KCl + KClO}

3 + 3H2O
<b>d) Tác dụng với muối của các halogen khác:</b>

Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2

Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2
<b>e) Tác dụng với các chất khử khác:</b>

2FeCl2 + Cl2  2FeCl3

Cl2 + SO2 + 2H2O  2HCl + H2SO4

<b>3. Điều chế clo:</b>

<b>a) Trong phịng thí nghiệm:</b> Sử dụng các chất oxi hóa mạnh như MnO2, KMnO4, KClO3,

K2Cr2O7… để oxi hóa <i>Cl</i> thành Cl2.

MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

KClO3 + 6HCl  KCl + 3Cl2 + 3H2O

K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

<b>b) Trong công nghiệp:</b>Clo được điều chế bắng cách điện phân dung dịch muối NaCl có màng
ngăn xốp.

2NaCl + 2H2O  <i>dpdd</i> 2NaOH + H2 + Cl2

<b>II. Các hợp chất của clo</b>

<b>1. Axit clohidric – muối clorua:</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(21)</span><div class='page_container' data-page=21>

- Tính axit:

+ Làm quỳ tím hóa đỏ.

+ Tác dụng với bazơ: tác dụng với hầu hết các bazơ.
HCl + KOH  KCl + H2O

2HCl + Cu(OH)2  CuCl2 + 2H2O

+ Tác dụng với oxit bazơ: Tác dụng với hầu hết các oxit bazơ.
CaO + 2HCl  CaCl2 + H2O

CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O

+ Tác dụng với kim loại: HCl phản ứng được với các kim loại đứng trươc H trong dãy điện hóa tạo
ra muối và giải phóng H2.

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

+ Tác dụng với muối: tạo muối mới và axit mới. Axit mới sinh ra phai yếu hơn hoặc dễ hơi hơn
hoặc muối mới sinh ra phải không tan trong axit mới.

2HCl + CaCO3  CaCl2 + CO2 + H2O

HCl + AgNO3  HNO3 + AgCl

HCl + (NH4)2CO3  NH4Cl + CO2 + H2O

- Tính khử: HCl có thể phản ứng được với các chất oxi hóa mạnh như MnO2, KMnO4…

2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
<b>b) Muối clorua:</b> các muối clorua đều tan trong nước (trừ AgCl).

Các dung dịch muối clorua thể hiện đầy đủ tính chất của một muối. (xem thêm phần tính chất hóa
học của muối).

<b>2. Các hợp chất chứa oxi của clo:</b>

<b>a) Các axit có oxi của clo:</b>

+ HClO (axit hipoclorơ), HClO2 (axit clorơ), HClO3 (axit cloric), HClO4 (axit pecloric).

+ Tính oxi hóa giảm dần từ HClO  HClO4, ngược lại tính axit tăng dần: HClO là chất oxi hóa rất

mạnh nên thường được sử dụng làm chất tẩy rữa. HClO4 là một axit rất mạnh, tính axit cịn mạnh

hơn cả HCl.

<b>b) Nước javen, clorua vôi:</b>

+ Nước javen: được điều chế bằng cách cho Cl2 sục qua dung dịch NaOH.

2NaOH + Cl2  NaCl + NaClO + H2O

+ Clorua vôi: được điều chế bằng cách cho Cl2 sục qua dd Ca(OH)2.

Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2 + H2O

<b>c) Muối clorat:</b> được điều chế bằng cách cho Cl2 tác dụng với dung dịch kiềm nóng.

3Cl2 + 6KOH  <i>C</i>

0

100 _{5KCl + KClO}

3 + 3H2O

+ Muối clorat là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước nóng, it tan trong nước lạnh.
+ Khi nung nóng đến 500o_{C thì bị nhiệt phân, nêu có MnO}

2 xúc tác sẽ xảy ra dễ dàng hơn và giải

phóng tồn bộ oxi.

2KClO3  

0
2,<i>t</i>

<i>MnO</i> _{2KCl + 3O}

2

<b>Bài 3</b>

<b>FLO – BROM - IOT</b>

<b>I. Flo</b>

<b>1. Vị trí:</b>

Thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ II, vị trí thứ 9 trong bảng HTTH, nguyên tử khối = 19 g/mol, có

cấu hình electron là: 1s2_2s2_2p5
.

<b>2. Tính chất:</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(22)</span><div class='page_container' data-page=22>

<b>a) Phản ứng với H2O:</b> H2O sẽ bóc cháy khi đun nóng với F.

2F2 + 2H2O  4HF + O2

<b>b) Phản ứng với H2:</b> phản ứng gây nổ mạnh ngay cả ở nhiệt độ rất thấp (-2520C).
F2 + H2  2HF

<b>c) Phản ứng vơi dung dịch kiềm:</b>

2F2 + 2NaOH  2NaF + OF2 + H2O

<b>3. axit flo hidric:</b>

Là axit yếu nhưng lại có khả năng ăn mòn thủy tinh:
HF + SiO2  SiF4 + H2O

<b>II. Brom</b>

<b>1. Vị trí – Tính chất:</b>

<b>a) Vị trí:</b> Brom thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ 4, vị trí thứ 35 trong bảng HTTH, nguyên tử khối =

80 g/mol, có cấu hình electron: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d10_4s2_4p5_.
<b>b) Tính chất của brom:</b>

Brom là chất lỏng màu đỏ nâu, rất độc, thể hiện tính oxi hóa mạnh (nhưng kém clo) và có thể hiện
tính khử khi gặp các chất oxi hóa mạnh.

- Tính oxi hóa:

+ Phản ứng với kim loại: Brom phản ứng được với hầub hết các kim loại.
Br2 + 2Na  2NaBr

+ Tác dụng với nước: Brom có tác dụng với nước nhưng khó khăn hơn so với clo.
Br2 + H2O  HBr + HBrO

+ Phản ứng với một số chất khử khác:

Br2 + 2H2O + SO2  2HBr + H2SO4

- Tính khử:

Br2 + 5Cl2 + 6H2O  2HBrO3 + 10HCl
<b>2. Một số hợp chất của brom:</b>

<b>a) Axit bromhidric, HBr</b>: vừa thể hiện tính axit vừa thể hiện tính khử.
- Tính axit:

Là một axit mạnh (mạnh hơn HCl) nên thể hiện đầy đủ tính chất của một axit (xem thêm phần tính
chất của axit).

- Tính khử: tính khử mạnh hơn HCl.

HBr + H2SO4 (đăc)  Br2 + SO2 + H2O
<b>b) Muối bromua:</b>

+ Các dung dịch muối bromua cũng thể hiện đầy đủ tính chất của muối: (xem thêm tính chất của
muối).

+ Muối bromua cịn thể hiện tính khử:
2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2

+ Để nhận biết sự có mặt của anion <i>_Br</i>_{có trong dung dịch ta sử dụng dd AgNO}
3.

NaBr + AgNO3  NaNO3 + AgBr (trắng ngà)

<b>III. Iot, I</b>

<b>2</b>

1. Vị trí – tính chất của Iot:

<b>a) Vị trí:</b>

Iot thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ 5, vị trí thứ 53 trong bảng HTTH, nguyên tử khối = 127 g/mol, có

cấu hình electron là: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p5.

<b>b) Tính chất:</b>

</div>
<span class='text_page_counter'>(23)</span><div class='page_container' data-page=23>

+ I2thể hiện tính oxi hóa tuong đối mạnh nhưng kém hơn Br2. Iot có thể oxi hóa được nhiều kim

loại nhưng phải đun nóng.

3I2 + 2Al  <i>xt</i>,<i>t</i>0 2AlI3

<b>2. Một số hợp chất của Iot:</b>

<b>a) Axit iot hidric, HI</b>: Vừa thể hiện tính axit vừa thể hiện tính khử.

+ Là một axit rất mạnh, tính axit mạnh hơn cả HCl và HBr. (xem thêm phần tính chất của axit).
+ Tính khử: HI cũng thể hiện tính khử mạnh hơn HBr và HCl.

8HI + H2SO4 (đặc)  4I2 + H2S + 4H2O

2HI + 2FeCl3  2FeCl2 + I2 + 2HCl

<b>b) Muối iotua,</b> <i>_I</i><b>_:</b>_{thể hiện tính khử mạnh hơn muối clorua và bromua.}

2NaI + Br2  2NaBr + I2

2NaI + Cl2  2NaCl + I2

+ Để nhận biết anion <i>_I</i>_{có trong dung dịch ta sử dụng dung dịch AgNO}
3:

NaI + AgNO3  NaNO3 + AgI (màu vàng)

<b>Bài 4</b>

<b>LƯU HUỲNH – CÁC HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH</b>

<b>I. Lưu huỳnh</b>

<b>1. Vị trí – Tính chất vật lý:</b>

<b>a) Vị trí:</b>

Lưu huỳnh thuộc phân nhóm VIA, chu kỳ 3, vi trí thứ 16 trong bảng HTTH, ngun tử khối 32

g/mol, có cấu hình electron: 1s2_2s2_2p6_3s2_3p4_.

b) Tính chất vật lý: Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng, khơng tan trong nước.

<b>2. Tính chất hóa học:</b>

Lưu huỳnh vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể hiện tính khử.

<b>a) Tính oxi hóa:</b>

Lưu huỳnh có thể oxi hóa được nhiều kim loại và H2ở nhiệt độ cao.

2Al + 3S <i>_t</i>0

Al2S3

H2 + S 

0

<i>t</i> _H

2S
<b>b) Tính khử:</b>

S thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như O2, F2, HNO3, H2SO4 đặc.

S + O2 <i>t</i>0 SO2

S + 3F2 

0

<i>t</i> _SF

6

S + 2H2SO4 (đặc) 

0

<i>t</i> _3SO

2 + 2H2O

<b>II. Hợp chất của lưu huỳnh</b>

<b>1. Hidro sunfua – Muối sunfua:</b>

<b>a) Hidro sunfua, H2S:</b>Là chất khí khơng màu, rất độc, tan ít trong nước, thể hiện tính axit yếu và
tính khử mạnh.

+ Tính axit yếu: H2S khơng làm đổi màu giấy quỳ, nhưng vẫn phản ứng được với dung dịch kiềm.

H2S + NaOH  NaHS + H2O

NaHS + NaOH  Na2S + H2O

+ Tính khử mạnh: trong H2S, <i>S</i>2 là mức oxi hóa thấp nhất của S nên nó thể hiện tính khử mạnh, có

thể phản ứng dễ dàng với các chất oxi hóa. Tùy theo chất oxi hóa mạnh hay yếu và điều kiện mà có
thể đưa S lên mức 0, +4, +6.

2H2S + O2  2S + 2H2O

2H2S + 3O2 

0

<i>t</i> _2SO

</div>
<span class='text_page_counter'>(24)</span><div class='page_container' data-page=24>

H2S + Cl2  2HCl + S

H2S + 3H2SO4 (đặc)  4SO2 + 4H2O

H2S + 4Cl2 + 4H2O  8HCl + H2SO4
<b>b) Muối sunfua:</b>

+ Phản ứng với axit: Na2S + 2HCl  2NaCl + H2S

+ Phản ứng với muối: Na2S + CuCl2  2NaCl + CuS (màu đen)

- Các muối sun fua kim loại kiềm đều tan.

- CuS, PbS, HgS… không tan trong H2O, HCl và H2SO4.

- Các muối còn lại như FeS, ZnS… không tan trong H2O nhưng tan trong axit.

Các muối sunfua kết tủa đều có màu đặc trưng: CdS màu vàng; CuS, PbS, AgS có màu đen.
+ Phản ứng với một số chất oxi hóa:

5K2S + 8KMnO4 + 12H2SO4  9K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

3K2S + 8HNO3  3K2SO4 + 8NO + 4H2O

<b>2. Axit sunfuric – Muối sunfat:</b>

<b>a) Axit sunfuric, H2SO4:</b>

+ Là một axit rất mạnh, thể hiện đầy đủ tính chất của một axit (xem thêm phần tính chất của axit).
+ H2SO4đặc thể hiện tính oxi hóa mạnh, có thể oxi hóa hầu hết các chất khử:

- Phản ứng với kim loại: Oxi hóa hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) đưa kim loại lên mức oxi hóa
cao nhất.

2Fe + 6H2SO4 (đặc, nóng)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Lưu ý: H2SO4 đặc nguội không phản ứng với Al, Fe, Cr.

- Với các chất khử khác:

2FeSO4 + 2H2SO4  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

2FeO + 4H2SO4 (dặc)  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
<b>b) Muối sunfat,</b> 2

4

<i>SO</i> <b>:</b>

+ Các muối BaSO4, CaSO4, PbSO4 khơng tan trong nước, cịn các dung dịch muối khác đều tan.

(xem thêm phần tính chất hóa học của muối).

<b>Bài 5</b>

<b>NITƠ – CÁC HỢP CHẤT CỦA NITƠ</b>

<b>I. Nitơ</b>

<b>1. Vị trí – tính chất vật lý:</b>

<b>a) Vị trí:</b>

Nitơ thuộc phân nhóm VA, chu kỳ 2, vị trí thứ 7 trong bảng HTTH, nguyên tử khối = 14, cấu hình

electron là: 1s2_2s2_2p3_.
<b>b) Tính chất vật lý:</b>

N2 là chất khí khơng màu, khơng mùi, khơng vị, khơng tan trong nước.

<b>2. Tính chất hóa học:</b>

N2 là chất khí trơ ở điều kiện thường, nhưng khá hoạt động ở nhiệt độ cao vừa thể hiện tính oxi hóa

vừa thể hiện tính khử.

<b>a) Tính oxi hóa:</b>

+ Phản ứng với kim loại.
6Li + N2  2Li3N

6K + N2 

0

<i>t</i> _2K

3N

(Chỉ có Li phản ứng được với N2ở điều kiện thường).

+ Phản ứng với H2:

3H2 + N2 

0

<i>t</i> _2NH

3

</div>
<span class='text_page_counter'>(25)</span><div class='page_container' data-page=25>

N2 + 2O2 

0

<i>t</i> _2NO

2 (to = 3000oC hoặc có tia lửa điện).

<b>II. Hợp chất của nitơ</b>

<b>1. Amoniac – muối amoni:</b>

<b>a) Amoniac, NH3:</b>

NH3 là chất khí khơng màu, có mùi khai, tan ít trong nươc: Thể hiện tính bazơ yếu và tính khử

mạnh.

+ Tính bazơ yếu: NH3 thể hiện tính bazơ yếu là nhờ cặp điện tử (electron) tự do của nguyên tử N.

Tuy tính bazơ của NH3 yếu nhưng vẫn làm quỳ tím chuyển màu xanh.

- Phản ứng với axit:

NH3 + HCl  NH4Cl

- Phản ứng với oxit axit:

NH3 + H2O + CO2  NH4HCO3

- Phản ứng với muối:

3NH3 + 3H2O + AlCl3  3NH4Cl + Al(OH)3

+ Tính khử: NH3 có thể phản ứng được với hầu hết các chất oxi hóa.

2NH3 + O2 

0

<i>t</i> _N

2 + 3H2O

2NH3 + 3Cl2 

0

<i>t</i> _N

2 + 6HCl

5NH3 + 3HNO3 

0

<i>t</i> _9N

2 + 9H2O
<b>b) Muối amoni, NH4+:</b>

- Tính axit yếu.
+ Phản ứng với bazơ:

NH4Cl + NaOH  NaCl + NH3 + H2O

+ Phản ứng với muối:

NH4Cl + AgNO3  NH4NO3 + AgCl

- Phản ứng nhiệt phân:

NH4Cl <i>t</i>0 NH3 + HCl

(NH4)2CO3 

0

<i>t</i> _2NH

3 + CO2 + H2O

NH4NO3 

0

<i>t</i> _N

2O + 2H2O

NH4NO2 

0

<i>t</i> _N

2 + 2H2O

<b>2. Axit nitơric – muối nitơrat:</b>

<b>a) Axit nitơric, HNO3:</b>

Thể hiện tính oxi hóa rất mạnh:
+ Phản ứng với bazơ:

Fe(OH)3 + 3HNO3  Fe(NO3)3 + H2O

3Fe(OH)2 + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O

+ Phản ứng với oxit bazơ:

CuO + 2HNO3  Cu(NO3)2 + H2O

3Fe3O4 + 28HNO3  9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

Fe2O3 + 6HNO3  2Fe(NO3)3 + 3H2O

+ Phản ứng với kim loại: HNO3 oxi hóa được hầu hết các kim loại và đưa kim loại lên mức oxi hóa

cao nhất.

Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

8Al + 30HNO3  8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O

Lưu ý: HNO3 đặc nguội không phản ứng với Al, Fe, Cr.

+ Phản ứng với muối:

2HNO3 + CaCO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

</div>
<span class='text_page_counter'>(26)</span><div class='page_container' data-page=26>

+ Phản ứng với phi kim: HNO3 có thể oxi hóa được một số phi kim khi đun nóng như: P, C, S…

C + 4HNO3 

0

<i>t</i> _4NO

2 + CO2 + 2H2O

P + 5HNO3 

0

<i>t</i> _5NO

2 + H3PO4 + H2O

+ Phản ứng với một số chất khử khác:

3H2S + 2HNO3  2NO + 3S + 4H2O

NH3 + 7HNO3 <i>t</i>0 8NO2 + 5H2O
<b>b) Muối nitơrat:</b>

Tất cả các muối <i>_NO</i>_{đều tan trong nước.}

+ Dung dịch muối <i>_NO</i>_{có thể phản ứng được với bazơ, muối…(xem thêm phần tính chất của muối).}

+ Phản ứng nhiệt phân: hầu hết các muối <i>_NO</i>_{đều bị nhiệt phân.}

- Muối nitơrat của kim loại mạnh nhiệt phân tạo thành muối nitơrit + O2.

KNO3 

0

<i>t</i> _KNO

2 + O2

- Muối của các kim loại từ Mg đến Cu nhiết phân tạo thành oxit kim loại + NO2 + O2.

2Mg(NO3)2 

0

<i>t</i> _{2MgO + 4NO}

2 + O2

Cu(NO3)2 

0

<i>t</i> _{CuO + NO}

2 + O2

- Muối của kim loại yếu từ Ag trở về sau nhiệt phân tạo ra kim loại + NO2 + O2.

2AgNO3 

0

<i>t</i> _{2Ag + 2NO}

2 + O2

Lưu ý: muối nitơrat trong môi trường axit đóng vai trị giống như axit nitơric.
3Cu + 8NaNO3 + 8HCl  3Cu(NO3)2 + 2NO + 8NaCl + 4H2O

Fe + KNO3 + H2SO4  Fe(NO3)3 + NO + K2SO4

<i><b>Bảng nhận biết các cation thường gặp</b></i>

Tuy nhiên cần lưu ý bảng này chỉ có giá trị chung chung thơi (nó có thể áp dụng cho mọi trường
hợp, với các cation có trong bảng) cũng có nhiều trường hợp khác tiến hành theo phương pháp khác
sẽ nhanh và hiệu quả hơn.

<i><b>Bảng nhận biết các anion thường gặp</b></i>

Cation

Thuốc thử Ba

2+ _Ca2+ _Mg2+ _Al3+ _Zn2+ _Fe2+ _Cu2+ _Fe3+ _Ag+ _NH

4+



<i>OH</i> trắng

keo
trắng
sau đó
tan ra
keo
trắng
sau đó
tan ra
trắng
chuyển

nâu đỏ
trong
kk

xanh _đỏnâu _xámtrắng mùi
khai


2
3

<i>CO</i> trắng trắng trắng


2
4

<i>SO</i> trắng trắng

)
,
(  

 <i>_Br</i> <i>_I</i>

<i>Cl</i> trăng

(vàng)



3
4

<i>PO</i> trắng  trắng trắng trắng trắng trắng trắng trắng trắng

Anion
Thuốc thử


2
3

<i>CO</i> 2

4

<i>SO</i> <i>_Cl</i>(<i>_Br</i>,<i>_I</i>) 3
4

<i>PO</i> <i>_OH</i> 2

3

<i>SO</i> <i>_S</i>2

Cu2+

Fe2+
Al3+_{, Zn}2+

………
trắng
……..
………
………
……….
……….
……….
………

</div>
<span class='text_page_counter'>(27)</span><div class='page_container' data-page=27>

NH4+ ………

……… …….. ………. ………trắng trắng, sau đó tan rakhí mùi khai ……… ………đen

Ca2+_{, Ba}2+ __trắng __trắng __trắng __trắng

Ag+ __trắng __trắng __{trắng (vàng)} __trắng __trắng __đen

Fe3+ trắng nâu đỏ đen

</div>

<!--links-->