Bang tong hop hoa vo co THPT

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (510.2 KB, 13 trang )

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

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội

Biên soạn

Nhóm halogen nhóm VIIA Nhóm oxi nhóm VIA

K

h

á

i

q

u

á

t

Vị trí
n.tố
trong
HTTH

Thuc nhúm VIIA, cỏc chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH  Nằm sát các khí hiếm ở cuối các chu kì

 Gåm 5 nguyªn tè: 9F (Flo); 17Cl(Clo); 35Br (Brom); 53I (Iot); 85At* (Atatin – n.tè phãng x¹)

 Thuộc nhóm VIA, các chu kì từ 2 đến 6 của bảng HTTH

 N»m tríc các nguyên tố halogen trong mỗi chu kì

Gồm 5 nguyªn tè: 8O; 16S; Selen(34Se); Telu(52Te); 84Po* (Poloni)

CÊu h×nh
electron

và
đặc điểm

 Cấu hình ngun tố có dạng : …ns2np5 ở TTCB các nguyên tố nhóm halogen có 1 electron độc thân
ở trạng thái kích thích

    

 



…ns2np4nd1  có 3 e độc thân  Xuất hiện số oxi hoá +3
     

 



…ns2np3nd2  có 5 e độc thân  Xuất hiện số oxi hoá +5
      

 



…ns1np3nd3  có 7 e độc thân  Xuất hiện số oxi hoá +7

ns… np… nd…

CHe dạng : …ns2np4 ở TTCB các nguyên tố nhóm oxi có 2 electron độc thân
ở trạng thái kích thích (sự biểu diễn các AO tơng tự nh bên)

 



…ns2np3nd1  có 4 e độc thân  Xuất hiện số oxi hoá +4

 



…ns1np3nd2  có 6 e độc thân  Xuất hiện số oxi hoá +6

PS: N.tè O k0 cã ph©n líp d trèng  chØ cã thĨ cã số oxh 2, các n.tố khác còn phân 
lớp d trống nên có 3 trạng thái số oxh ( 2; +4; +6)

Tính chất
của

nhóm

Đơn chất halogen không tồn tại ở dạng nguyên tử mà tồn tại ở dạng phân tử , hai nguyên tử X bằng liên kết cộng hoá trị liên kết thành X2 (Cl2; F2; …)

 TÝnh chÊt ho¸ häc chung: Xu híng chung: Dễ dàng nhận thêm 1 electron trở thành ion ©m bỊn gièng khÝ hiÕm
0
2 5

X

...ns np

+ 1e 2 6

X

...ns np



 



 Các hal đều là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hố mạnh. Khả năng oxi hoá giảm dần từ flo đến clo

C¸c ngtè nhãm oxi cã tÝnh oxi ho¸ ; trong hợp chất chúng có thể có số ôxihoá 2

 Xu híng : DƠ dµng nhËn 2 electron trở thành ion âm bền giống khí hiếm
0

2 4

Y

...ns np

+ 2e

2 6

Y

...ns np



 



gam
mol
17 Cl

Clo



Cl



M



35, 5

gam
mol

9 F

Flo



F



M



19, 0

gam
mol
35 Br

Brom



Br



M



80, 0

gam
mol
53 I

Iot



I



M



127, 0

gam
mol

8 O

Oxi



O M





16, 0

Lu huúnh – 16S – MS = 32,0gam/mol
TÝnh chÊt

vật lý rất độc, tan vừa phải trong nớc, Chất khí màu vàng lục, mùi xốc, … Chất lỏng, màu đỏ nâu, dễ bay hơi, độc, có khả năng gây bang nặng kim loại, khi đun nóng có thăng hoaTinh thể màu đen tím có vẻ sáng Khí, khơng màu, khơng mùi, khơng vị, nặng hơn kk, ít tan trong nớc Tồn tại ở 2 dạng thù hình: đơn tà (Stà phơng (S), đều là ch.rắn, m.vàng) và
Tính chất hố

học sơ lợc  Cl2 đóng vai trị là chất oxi hoá
hoặc chất khử

Cl



1e

 



Cl



Flo là chất oxi hoá rất mạnh, pứ với
hầu hết các đơn chất, hợp chất tạo
florua với số oxi hoỏ 1 (c vi
Au)

Có tính oxi hoá mạnh nhng kém Cl Là chất oxi hoá mạnh nhng kém

hơn Br Oxi là nguyên tố phi kim hoạt động và có tính oxi hố mạnh S khi tham gia phản ứng thể hiện cả 2 tính chất oxi hố v kh.

ản

ứ

ớ

Kim
loại

Muối clorua kl hoá trÞ max

VÝ dơ: 2Na + Cl2
0

 

2NaCl
2Fe + 3Cl2

 

2FeCl3

VÝ dô:

Ca + F2
0

 

CaF2 (canxiflorua)
2Au + 3F2

 

2AuF3

VÝ dô:

Mg + Br2

 



MgBr2
Fe + Br2

 



FeBr2

VÝ dô:

2Al + 3I2
2
xt:H O

   2AlI3

VÝ dô:

4K + O2
0

 

2K2O
3Fe + 2O2

 

Fe3O4

VÝ dô:

3S + 2Al

 

Al2S3
Hg + S

 



HgS (điều kiện thờng)

Oxi (O2) Không có phản ứng ở bất cứ điều kiện nào P/ứ với Oxi

S + O2
0

 

SO2
2SO2 + O2

0
2 5

t ,V O

   

2SO3

 P/ø víi H2
H2 + S

 

H2S

 P/ø víi phi kim kh¸c

3F2 + S



SF6
Phi kim

khác

khí hiđrohalogenua

Cl2 + H2
as

 

2HCl

F2 + H2

 



2HF

P/ø x¶y ra ngay trong bãng tèi H2 + Br2

 



2HBr

H2 + I2
 

 2HI O2 cháy cùng H2 hình thành hơi nớc

O2 + 2H2

2H2O

O2 phản ứng víi c¸c phi kim kh¸c
O2 + C

 

CO2
5O2 + 4P

 

2P2O5

 O2 rÊt Ýt tan trong níc
Níc

(H2O)

Tan võa ph¶i  dd níc clo

Cl2 + H2O    HCl + HClO
ë ngoµi a.s HClO  HCl + O
Nước clo có tính tẩy màu,diệt trùng.

F2 + H2O

 



2HF +

1

2

O2

 Giải thích vì sao F2 khơng đẩy đợc
các ion halogen khác ra khỏi dung
dịch muối của chúng

Br2 p/ø víi níc tơng tự nh Cl2 nhng
khó khăn hơn

Br2 + H2O    HBr + HBrO

I2 Ýt tan trong níc , khi tan t¹o dung
dịch nớc iốt màu hồng đen

Phản ứng

hoá học

khác

Tỏc dng với dung dịch kiềm:

Cl2
0

0
t th êng

t cao

   



  



Cl2 + 2KOH

 



KCl+KClO + H2O
3Cl2+6KOH

75


  

5KCl+KClO3+ 3H2O
P/ø víi d.dÞch mi halogen u h¬n

Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2

 Tác dụng với hợp chất:
2FeCl2 + Cl2 2FeCl3

6FeSO4 + 3Cl2 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3
SO2 + Cl2 + 2H2O  H2SO4+ 2HCl
H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4+ 8HCl

 P/ø víi dung dÞch kiỊm

2F2 + 2KOH  2KF + H2O + OF2
PS: OF2 là chất độc và có tính oxi
hố rất mạnh

 Br2 oxi hoá (đẩy) đợc ion I–
Br2 + 2NaI

 



2NaBr + I2

Br2 phản ứng với các hợp chÊt
mang tÝnh oxi ho¸

Br2 + 5Cl2 + 6H2O2HBrO3+ 10HCl

Oxi phản ứng với các hợp chất (p/ứ
cháy ,p/ứ oxi hoá hoàn toàn )

C2H5OH + 3O2
0

2CO2 + 3H2O
2H2S + 3O2

 

2SO2 + 2H2O

4FeS2 + 11O2

 

2Fe2O3 + 8SO2

§iỊu chÕ

Ngun tắc: Oxi hố 2Cl- Cl
2

 Trong phßng thÝ nghiƯm
MnO2+4HClđặc

  MnCl2+Cl2+2H2O

2KMnO4 + 16HCl

 



2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Trong công nghiệp:

Nguyên tắc: dùng dòng điện oxi hoá
ion F trong florua nóng chảy

Trong công nghiệp:

Điện phân hỗn hợp (KF + 2HF)
KF

2 2

2HF

H

F

Nguyên tắc: oxi hoá ion Br

PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dÞch
Bromua

2NaBr + Cl2

 



2NaCl + Br2

Nguyên tắc: oxi hoá ion I
PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung
dịch iotua

2NaI + Cl2

2NaCl + I2

 Trong phßng thÝ nghiƯm: Nhiệt phân các
hợp chất giàu oxi và kém bền víi nhiệt.
2KClO3

2
0
MnO

  

2KCl + 3O2
2KMnO4

 

K2MnO4 + MnO2 + O2

Trong công nghiệp:

+, Chng cất phân đoạn không khí lỏng

Đốt H2Strong điều kiện thiếu oxi
2H2S + O2(thiÕu)

 

2S + 2H2O

 Dïng H2S khö CO2
2H2S + SO2

 

3S + 2H2O

Ngoµi sè oxi hoá - 1 các
halogen còn có các số
oxihoá +3, +5, +7 t
thc b¶n chÊt cđa chÊt
phản ứng với halogen

Ngoài số oxi hoá - 1 các
halogen còn có các số
oxihoá +3, +5, +7 t
thc b¶n chÊt cđa chÊt
ph¶n øng víi halogen

Mi hipoclorit



ClO





Muèi clorat



ClO



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

NaCl +H2O
®pdd
mnx

  



NaOH +

1

2

Cl2 +

1

2

H2

+, Điện phân nớc: 2H2O
dp

2H2 + O2

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội

Biên soạn
A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM HALOGEN

Hợp

chất Tính chất Phơng pháp điều chế

H

ợ

p

c

h

ấ

t

q

u

a

n

t

r

ọ

n

g

c

ủ

a

c

l

o

K

h

Ý h

i

®

ro

cl

o

ru

a

–

A

x

it

cl

o

h

i

®

ric

(H

C

l)

 Khí HCl ko làm đổi màu quỳ tím 
khơ, nhng làm đỏ giấy quỳ tím ẩm

 KhÝ HCl  H O2  dd axit HCl
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O
CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O
CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O+ CO2
AgNO3 + HCl  AgCl + HNO3

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

 TÝnh khư cđa HCl

K2Cr2O7 + 14HCl  3Cl2 + KCl +

+ 2CrCl3 + 7H2O
MnO2 +4HClđặc

  MnCl2+Cl2+2H2O

 Trong phßng thÝ nghiƯm
NaCltinh thÓ + H2SO4đặc

 

  NaHSO4 +HCl



2NaCl tinh thể + H2SO4 đặc
0

 

  2Na2SO4 + HCl



 Trong c«ng nghiƯp
H2 + Cl2

 

2HCl

N
í
c
G
ia
v
en

 Lµ hỗn hợp (NaCl, NaClO, H2O)

Là muối của axit yếu, yếu hơn cả
axit cacbonic

NaClO + CO2 + H2ONaHCO3+ HClO

2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O
Nớc giaven
Or: điện phân dd NaCl k0 màng ngăn

C
lo
ru
a
v
ô
i
(C

aO
C
l
2)

Là muối của axit yếu yếu hơn cả
H2CO3 tác dụng với axit mạnh
CaOCl2 + 2HCl CaCl2 + Cl2+ H2O
2CaOCl2 + CO2 + H2O 

 CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

 Cho Cl2 phản ứng với Ca(OH)2 (vôi
tôi) ở nhiệt độ 300C

Ca(OH)2 + Cl2 CaOCl2 + H2O

O Cl

Ca

Cl

Muối
clorat
3

ClO

Không bền với nhiệt dễ bị phân huỷ
2KClO3



2KCl + 3O2
4KClO3

 

3KClO4 + KCl

 Cho Cl2 vào kiềm ở khoảng nhiệt độ
70 – 750C

3Cl2+6KOH

5KCl+KClO3+3H2O

H

/C

c

ủ

a

F

l

o

Hiđro
florua
và axit
HF

HF là một axit yÕu

 Tính chất đặc biệt của HF
SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O

ứng dụng khắc chữ lên thuỷ tinh

Điều chế hiđro florua
CaF2+H2SO4(đặc)

250 C

  

CaSO4+2HF

Oxi
florua
(OF2)

 OF2là chất khí, khơng màu, mùi đặc
biệt, rất đặc biệt, oxi hoá mạnh

OF2 + Mg

 



MgO + F2
OF2 + C

 



CO2 + F2

 §iỊu chÕ

2F2 + 2NaOH

2NaF+H2O + OF2

H

/C

c

ủ

a

B

r

o

m

Hiđro
bromua
và axit
HBr

HBr: chÊt khÝ, ko mµu, dƠ tan trong 
níc, axit HBr: là 1 axit mạnh mạnh hơn
cả HCl

Tính chất hoá häc (tÝnh khö)
2HBr + H2SO4

 



Br2+SO2+2H2O
4HBr + O2

2H2O + 2Br2

Điều chế hiđrobromua

PBr3 + 3H2O

 



H3PO3 + 3HBr

Hỵp
chÊt

cã oxi  Axit hipobromơ (HBrO): điều chế: Br2 + H2O


  HBr + HBrO

H

/C

c

đ

a

i

o

t

Hi®ro
iotua
vµ axit
HI

 KÐm bỊn víi nhiƯt
2HI

300 C

  

H2 + I2

HI lµ mét axit rÊt mạnh, mạnh hơn cả
HCl và HBr, có tính khử m¹nh

8HI + H2SO4  4I2 + H2S + 4H2O
2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2 + 2HCl

 §iỊu chÕ:
H2 + I2

2HI

Hợp
chất
khác

Mui iotua đa số đều dễ tan trong nớc, trừ AgI (m.vàng); PbI2 (m.vàng)
 Một số phản ứng của muối iotua 2NaI + Cl2

 



2NaCl + I2
2H2SO4(đặc) + 2NaI + MnO2

 



Na2SO4 + MnSO4 + I2 + 2H2O
NHẬN BIẾT

ion halogen dùng Ag

+ (AgNO

3) để nhận biết các gốc halogenua.

Ag+ + Cl-

 



AgCl (trắng) Ag+ + Br-

 



AgBr ¯ (vàng nht)

A, Hợp chất QUAN trọng củA CáC NGUYÊN Tố NHóM OXI

H/C Tính chất

H
ợ
p
 c
h
ấ
t
 q
u
a
n
 t
r
ọ
n
g
 c
ủ
a
 o
x
i
Ozon
(O3)

Là thù h×nh cđa oxi

 Chất khí, m.xanh nhạt, có mùi đặc trng

 TÝnh chÊt ho¸ häc

+, O3 hình thành qua phản ứng 3O2
UV

 

2O3

+, O3 là một trong những chất có tính oxi hoá rất mạnh mạnh hơn cả O2
O3 oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) : 2Ag + O3

  Ag2O + O2

O3 oxi hoá đợc ion iotua trong dung dịch: 2KI+O3+H2O
0

 I2+2KOH+O2

Hiđro
peoxit
(H2O2)

Công thức cấu tạo của H2O2

H2O2: ch.lỏng, ko màu, tan vô hạn trong nớc

Tính chất hoá học

+, H2O2 là hợp chất kÐm bÒn: 2H2O2

2
xt:MnO

   2H2O + O2
+, H2O2 võa cã tÝnh oxi ho¸ võa cã tÝnh khư

TÝnh khư cđa H2O2: H2O2 + KNO2
0

  H2O + KNO3

H2O2 + 2KI
0

  I2 + 2KOH

TÝnh oxi ho¸ cđa H2O2 : Ag2O + H2O2
0

  2Ag + H2O+ O2

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4
0

  2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

C
h
Ê
t
 q
u
a
n
 t
r
ä
n
g
 c
đ
a
 l
u
 h
u

ú
n
h
Hi®ro
sunfua

(H2S)

 ChÊt khÝ ko mµu, mïi trøng thèi

 H2S tan trong níc dd axit yÕu
H2S + KOH  KHS + H2O
H2S + 2KOH  K2S + 2H2O

 H2S cã tÝnh khư m¹nh
2H2S + O2(thiÕu)

 

2S + 2H2O
H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 8HCl

 Trong CN: k0 ®iỊu chÕ H
2S

 Trong phßng thÝ nghiƯm
FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S

Muèi
sunfua

TÝnh tan cña mét sè muèi sunfua

+, Muỗi của các kim loại IA, IIA (Be) [Na2S, K2S,…]: tan trong níc vµ axit
+, Muối của kim loại nặng PbS, CuS : ko tan trong níc vµ axit

+, Mi cđa ZnS, FeS,…: kh«ng tan trong níc, nhng tan trong níc H2S

 Một số màu sắc đặc trng: CdS :m.vàng, CuS, FeS. Ag2S : m.đen kết tủa

Lu
hnh
®ioxit
(SO2)

1. Tính oxit axit

- P/ø với nước



axit sunfurơ:

- P/ø với dung dịch bazơ



Muối + H2O:
SO2 + 2OH– SO32– + H2O (1)
SO2 + OH– HSO3– (2)
(2) (1) + (2) (1)

- P/ø với oxit bazơ tan



muối sunfit
Na2O + SO2 Na2SO3

CaO + SO2 CaSO3

2. Tính khử (P/ø víi chÊt oxi ho¸ )

2SO2 + O2

2 5
0
450 500
V O
C

   
   
2SO3
SO2 + Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl
SO2 + Br2 + 2H2O  H2SO4 + 2HBr (phản
ứng làm mất màu dung dịch brom)

3. Tính oxi hóa (P/ø víi chÊt khư)

SO2 + 2H2S  3S



+ 2H2O

 Trong phịng thí nghiệm:

- Đốt quặng sunfua:

2FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
2ZnS + 3O2 2ZnO + 3SO2

-Cho muối sunfit, hidrosunfit tác dụng với

dung dịch axit mạnh:

Na2SO3+H2SO4  Na2SO4 +SO2



+ H2O

 Trong cônh nghiệp:

- Đốt cháy lưu huỳnh:
S + O2

  SO2

- Cho kim loại tác dụng với dung dịch
H2SO4 đặc, nóng:

Cu+2H2SO4đặc
0

  CuSO4+SO2+ H2O

Lu
huúnh
trioxit

Thể hiện tính chất của một oxit axit:

- P/ứ với nước



axit sunfuric:
SO2 + H2O  H2SO4

- P/ứ với dung dịch bazơ



Muối + H2O:
SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O

SO3 + NaOH  NaHSO4

- P/ứ với oxit bazơ tan



muối sunfat
Na2O + SO3 Na2SO4

SO

+ O

2 5
0
V O
t

  



 



2SO

Axit sunfuric (H2SO4)

 Axit lo·ng ( thĨ hiƯn tÝnh chÊt cđa mét axit m¹nh)
a) Tác dụng với kim loại (đứng trước H)



Muối + H2:

Fe + H2SO4 FeSO4+ H2



2Al + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2



b) Tác dụng với bazơ (tan và không tan)



Muối + H2O
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2H2O
c) Tác dụng với oxit bazơ



Muối + H2O

Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

d) Tác dụng với muối (tạo kết tủa hoặc chất bay hơi)
MgCO3 + H2SO4  MgSO4 + CO2



+ H2O
BaCl2 + H2SO4  BaSO4



+ 2HCl

 Axit đậm đặc (Là một chất oxi hoá mạnh)
a) Tớnh axit mạnh

- P/ø với hidroxit (tan và không tan)



Muối + H2O
H2SO4 đặc + NaOH  Na2SO4 + H2O

H2SO4 đặc + Mg(OH)2 MgSO4 + H2O
- P/ø với oxit bazơ



Muối + H2O

Al2O3 + 3H2SO4 đặc Al2(SO4)3 + 3H2O
CuO + H2SO4 đặc CuSO4 + H2O
- Đẩy các axit dễ bay hơi ra khỏi muối

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể NaHSO4 + HCl



H2SO4 đặc + CaF2 tinh thể CaSO4 + 2HF



H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể NaHSO4 + HNO3



b) Tính oxi hoá mạnh

 Tác dụng với hầu hết các kim loại trong dãy điện hoá
2Fe + 6H2SO4 đặc

  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4 đặc
0

  CuSO4 + SO2 + H2O

2Ag + 2H2SO4 đặc
0

  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
 Kim loại mạnh như Mg, Zn    H SO (d)2 4 

S hoặc H2S:
3Zn + 4H2SO4 đặc

  3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 đặc
0

  4ZnSO4 + H2S + 4H2O
 Al, Fe, Cr thụ động hoá với dd H2SO4 đặc nguội

 Tác dụng với phi kim:

C + 2H2SO4 đặc  CO2 + 2SO2 + 2H2O
S + 2H2SO4 đặc

  3SO2 + 2H2O

P/ứ với hợp chất có tính khử (ở TT oxi hố thấp)
2FeO + 4H2SO4đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O

2FeCO3 + 4H2SO4đặc Fe2(SO4)3 +SO2 + 2CO2 + 4H2O
2Fe3O4 + 10H2SO4đặc  3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O
2FeSO4 + 2H2SO4đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

 Điều chế H2SO4
Sơ đồ điều chế:
FeS2

 O2
SO2
2 5
0
V O
t

  



 



SO

3 2

H O

 

H

2

SO

4
S

 Nhận biết:

Gốc SO42- được nhận biết bằng ion Ba2+, vì tạo kết tủa
trắng BaSO4 khơng tan trong các axit HNO3, HCl.

Ba2+ + SO

42–  BaSO4

O

O O

H
O O
H

1 2

</div>
(3)<div class='page_container' data-page=3></div>
(4)<div class='page_container' data-page=4>

B¶ng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội

Biên soạn

Nhúm nit Nhóm VA

Nhóm Cácbon – Nhóm IVA

Axit nitric(HNO3)(chất lỏng, khơng màu, bốc cháy ở khơng khí ẩm)

1. Tính axit mạnh (5tính chất

: chất chỉ thị màu,  kim loại ( trừ Au, Pt) ,  oxit kim loại,  bazơ, muối)
 HNO3 làm đỏ giấy quỳ tím

 HNO3 p/ứ với kim loại sẽ đề cập ở dưới đây
 HNO3 +NaOH NaNO3 + H2O

2HNO3 +Mg(OH)2Mg(NO3)2 + 2H2O
 Fe2O3 + 6 HNO3 2 Fe(NO3)3 + 3H2O
 2HNO3 + CaCO3 Ca(NO3)2 + H2O + CO2
2. Tính oxi hố mạnh:

a) P/ứ với hầu hết kim loại trong dãy điện hoá (trừ Au, Pt)
Fe + 6HNO3 đặc

  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Fe + 4HNO3 loãng

 



Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Ag + 2HNO3

 



AgNO3 + NO2 + H2O

Lưu ý:

+ Sản phẩm của phản ứng thụ thuộc vào: Bản chất kim loại; Nồng độ axit: axit
đặc, chủ yếu

 



NO2 ; axit loãng, chủ yếu

 



NO; Nhiệt độ phản ứng.

+ Các kim loại mạnh có thể khử HNO3 thành NH3 và sau đó NH3 + HNO3 

NH4NO3, có nghĩa là trong dung dịch tồn tại NH4+ và NO3-.

4Mg + 10HNO3

 



4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

+ Các kim loại Al, Fe bị thụ động trong dung dịch HNO3 đặc nguội

+ Dung dịch chứa muối nitrat (KNO3) trong mơi trường axit cũng có tính chất

tương tự như dung dịch HNO3, vì trong dung dịch tồn tại H+ và NO3-.

Ví dụ: Cho Cu vào dung dịch chứa KNO3 và H2SO4 lỗng:

Phương trình điện li: KNO3  K+ + NO3- và H2SO4  2H+ + SO4

2-Phương trình phản ứng: 3Cu + 2NO3- + 8H+  3Cu2+ + 2NO + 4H2O

b) Tác dụng với phi kim:

C + 4HNO3  CO2 + 4NO2 + 2H2O
S + 6HNO3  H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

c) Tác dụng với hợp chất có tính khử (ở trạng thái oxi hoá thấp):
3FeO + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Fe3O4 + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O
FeCO3 + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO2 + CO2 + 2H2O
FeS2 + 18HNO3 Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O
3. Điều chế

 Trong PTN: NaNO3tinh thể + H2SO4 đặc NaHSO4 + HNO3



 Trong CN: Khơng khí



NH3



NO2



HNO3.
4NH3 + 5O2   

0
850 C

Pt 4 NO + 6H2O

2NO + O2

 



2NO2
4NO2 + O2 + 2H2O

 



4HNO3


Muèi nitrat



NO3





Tính tan: Tất cả các muối nitrat đều tan trong nước.

Phản ứng bị phân huỷ bởi nhiệt đối với muối nitrat của kim loại X:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn Pb,

[H]

, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
- X đứng trước Mg :

0
t

3 2 2

XNO  XNO O
2KNO3

  2KNO2 + O2

- X đứng trong khoảng từ Mg  Cu:
0
t

2 2

oxit NO O

   

2Pb(NO3)2
0

  2PbO + 4NO2 + O2

2Cu(NO3)2
0

  2CuO + 4NO2 + O2

- X đứng sau Cu:
0
t

  kim loại + NO
2 + O2
2AgNO3

  2Ag + 2NO2 + O2

 Nhận biết ion nitrat
Dd chứa ion





2 4
Cu / H SO
3

NO    

dd màu xanh + khí NO2(m.nâu)
Phương trình ion thu gọn

K

h

á

i

q

u

á

t

Vị trí n.tố

trong
HTTH

Thuc nhúm VA, cỏc chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH

 Gåm 5 nguyªn tè: 7N, 15P, 33As(Asen), 51Sb (Antimon), 83Bi(Bitmut)

 Thuộc nhóm IVA, các chu kì từ 2 đến 6 của Bảng HTTH

 Gåm 5 nguyªn tè: 6C; 14Si; 32Ge (Gemani); 50Sn; 82Pb

Cấu hình
electron và

c im

CHe dng : …ns2np3 ở TTCB các nguyên tố nhóm oxi có 3 e độc thân

ở trạng thái kích thích, đối với ng.tố P, As, Sb, Bi do vẫn còn AOd trống nên

 



…ns1np3nd1  có 5 e độc thân  Xuất hiện hố trị V

TÝnh chÊt
cđa nhãm

 Đi từ nittơ  bitmut: tính phi kim giảm dần, tính kim loại tăng dần
 Hợp chất khí với hiđro có dạng RH3: độ bền của nó giảm dần từ N Bi
 Từ N Bi: tính axit của các oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời

tính bazơ tăng dần

gam
mol

7 N

Nito



N



M



17, 0

gammol

15 P

Photpho



P



M



31, 0

gammol

6 C

Cacbon



C



M



12, 0

gammol

14 Si

Silic



N



M



28, 0

TÝnh chÊt

vËt lý khơng vị, hơi nhẹ hơn khơng khí Ch.khí, không màu, không mùi, trắng Tồn tại ở 2 dạng thù hình P đỏ và P than chì, Cacbon vơ định hình Tồn tại ở 3 dạng thù hình: kim cương, tinh thể và silic vơ định hình Tồn tại dưới hai dạng thù hình silic
Tính chất hoá học

sơ lợc N tr về mặt hoá học 2 (NN) rất bền ở đk thường

 Ở t0 cao N2 hoạt động hơn, thể hiện
đồng thời tính khử & oxi hố

 Ở điều kiện thường đơn chất P hoạt

động hơn so với N2

 P mang đồng thời tính khử và tính oxi

hố

Tính
chất
hố
học

Tính khử

 Ở nhiệt độ khoảng 30000C có p/ứ

N2 + O2
0
3000C

  

 

2NO

Ở đk thường có

2NO + O2

 



2NO2

 P/ứ với O2 (2 trường hợp)
Dư O2: 4P + 5O2

 

2P2O5
Thiếu O2: 4P + 3O2

 

2P2O3

 P/ứ với Cl2 (2 trường hợp)
Dư Cl2 : 5Cl2 + 2P

 

2PCl5
Thiếu Cl2 : 3Cl2 + 2P

 

2PCl3

 P/ứ với các hợp chất mang tính oxh

(KClO3, KNO3, K2Cr2O7, KMnO4)

6P + 5KClO3

 

3P2O5 + 5KCl

 P/ứ với O2
C + O2

 

CO2
Cdư + CO2

 

2CO

 P/ứ với các hợp chất mang tính oxh

C + 4HNO3

 



CO2 +4NO2 +2H2O
C + ZnO

 

Zn + CO

 P/ứ với một số phi kim có tính oxh

Si + 2F2

 



SiF4
Si + O2

 



SiO2

 P/ứ với một số hợp chất có tính oxh

Si + 2NaOH + H2O Na2SiO3 + 2H2

Tính oxi
hố

 P/ứ với khí H2 (t0 > 4000)
N2 + 3H2

0,

t xt
P

  



 



2NH

3
 P/ứ với kim loại  nitrua k.loại

N2 + 6Li

 



2Li3N (t0 thường)
N2 + 3Mg

 

Mg3N2

 P/ứ với khí H2
2P + 3H2

 

2PH3

 P/ứ với một số kim loại hoạt động 

photphua kim loại
2P + 3Ca

 

Ca3P2

 P/ứ với khí H2

C + 2H2

 

CH4

 P/ứ với kim loại cacbua kim loại

4Al + 3C

 

Al4C3

 P/ứ với một số kim loạih.c silixua

2Mg + Si

 



Mg2Si

Điều
chế

Phòng TN NH4NO2

 

N2 + 2H2O hc
NH4Cl +NaNO2N2 +NaCl +2H2O

Dùng phản ứng
SiO2 + 2Mg

 

Si + 2MgO

C.nghiệp

Chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng
thu được N2 và O2.

Nung hỗn hợp (photphorit, cát và than
đá) ở 12000C

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C
0

 

3CaSiO3 +2P + 5CO

 Kim cương nhân tạo: nung tan chì ở

20000C, p = 50–100 nghìn atm(xt:Fe)
Than chì nhân tạo: nung than cốc ở

25000 – 30000 trong lò điện
 Than muội: CH4

t ,xt

  



C + 2H2

Dùng phản ứng
SiO2 + 2C

 

Si + CO2

Một số hợp chất quan phổ biến ứng với các nhãm nguyªn tè trªn

Tính chất hố học Điều chế

Amoniac

(NH3)
Ch.khí, k0
màu, mùi khai

H N H



 

Khí amoniac

a) Tính bazơ: NH3 + HCl  NH4Cl
b) Tính khử:

- Tác dụng với oxi:
4NH3 +3O2

  2N2 + 6H2O

4NH3 + 5O2
0

850 / Pt

  

4NO + 6H2O
- P/ứ Cl2: 2NH3+3Cl2

 



N2 + 6HCl
- Khử một số oxit kim loại:

3CuO + 2NH3
0

  3Cu + N2 + 3H2O

Dung dịch amoniac

a) Tính bazo: NH3 + H2O



NH4+ + OH
-b) Tính chất của dung dịch NH3:

- Tính bazơ: NH3 + H+ NH4+

- Đổi màu chỉ thị: quì tím



xanh ;
phenolphtalein



hồng.

- P/ứ với dd muối(Al3+, Fe2+,...)



hiđroxit 


AlCl3+3NH3+3H2OAl(OH)3+3NH4Cl
Al3++3NH

3 + 3H2O Al(OH)3+ 3NH4+

- Khả năng tạo phức
Cu(OH)2 + 4 NH3 (dd)

 



 



[Cu(NH3)4]2+

(dd) + 2OH- (dd)
Hoặc

AgCl + 2 NH3 (dd)

 



 



[Ag(NH3)2]+ (dd) + Cl- (dd)
PS: NH3 có khả năng tạo phức với
một số ion như Cu2+, Zn2+, Ag+, Co2+, 
Co3+, Pt4+

* Trong phịng thí nghiệm:
NH4++OH

-KiỊm(r¾n)

    NH3 +H2O

2NH4Cl(r) +CaO

t

  2NH3 + CaCl2

* Trong công nghiệp:

 N2 : chưng cất phân đoạn kk lỏng.
 H2: CH4

t

  C + 2H2

- Phản ứng tổng hợp:
N2 + 3H2

0
450-500 C
200-300 (atm),Fe
             


2NH3
Muối Amoni



NH





 Phản ứng trao đổi ion:

NH4Cl +NaOH  NaCl + NH3 + H2O
(phản ứng nhận biết muối amoni)

Muối amoni kém bền với nhiệt

NH4Cl
0

  NH3 + HCl

NH4HCO3
0

  NH3 + CO2 + H2O

Đối với các gốc axit có tính oxi hoá
NH4NO2

  N2 + 2H2O

NH4NO3
0

  N2O + 2 H2O

Thực hiện p/ứ giữa (NH3) và dd axit
NH3 + H2SO4

 



NH4HSO4
2NH3 + H2SO4

 



(NH4)2SO4

O

H O

N

O

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

Hay: NH4+ + OH– NH3 + H2O 2

3 2 2

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

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội

Biên soạn

hợp chất tiêu biểu chứa photpho

Axit photphoric (H3PO4)

 Ch.rắn kết tinh, trong suốt, háo nước

 H3PO4 là axit không bền bị phân huỷ bởi nhiệt
2H3PO4

0
200 250

   H4P2O7 + H2O (axit điphotphoric)
H4P2O7

0
400 500

   2HPO3 + H2O (axit metaphotphoric)

 H3PO4 là một axit 3 nấc, có độ mạnh trung bình
H3PO4 + KOH   KH2PO4 + H2O
H3PO4 + 2KOH   K2HPO4 + 2H2O
H3PO4 + 3KOH   K3PO4 + 3H2O

 Điều chế:

Trong PTN: P + 5HNO3   H3PO4 + 5NO2 + H2O

Trong CN:

3 4 2 2 4 4 3 4
t

2 2 5

2 5 2 3 4

Ca (PO ) 3H SO 3CaSO H PO

4P 5O 2P O

P O 3H O 2H PO

  



   



  




Muối phophat

 Sơ lược một số muối photphát

Photphat trung hoà





3
4

PO

: Ag3PO4,…
Hiđrophotphat





2
4

HPO 

: K2HPO4,…
Đihidrophotphat



H PO2 4





: NaH2PO4,… (tất cả đều tan)

 Muối photphat bị thuỷ phân tạo môi trường kiềm

Na3PO4 + H2O    Na2HPO4 + NaOH

 Nhận biết muối photphat (ion PO34



)
3

4 3 4

PO 3Ag Ag PO (cht kt ta m.vng)

hợp chất tiêu biểu chứa silic

Silic đioxit (SiO2)

 Tồn tại ở dạng tinh thể không tan trong nước
 SiO2 là một oxit axit

SiO2 + CaO

o

t

  CaSiO3 (canxi silicat)

SiO2 + 2NaOH

o

t

  Na2SiO3 + H2O

SiO2 + K2CO3

o

t

  K2SiO3 + CO2

 SiO2 tan tốt trong HF

SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O

Axit salixic (H2SiO3)

 Chất ở dạng keo, không tan trong nước, khi đun nóng dễ bị

mất nước H2SiO3  SiO2 + H2O

 H2SiO3 làmột axit yếu ( yếu hơn cả H2CO3)

Na2SiO3 + CO2 + H2O   H2SiO3 + Na2CO3

Muối silicat





SiO 

Dễ dàng tan trong dung dịch kiềm, chỉ muối của kim loại
kiềm mới tan trong nước theo phương trình

Na2SiO3 + 2H2O   2NaOH + H2SiO3

hợp chất tiêu biểu chứa cacbon

Cacbon monoxit (CO – CTCT:

C



O

)

 Chất khí, ko màu, ko mùi, ko vị, rất độc
 Tính chất hố học

CO kém hoạt động ở nhiệt độ thường tương tự như N2

CO là oxit trung tính (oxit khơng tạo muối); có tính khử mạnh
2CO + O2

0
t

 

2CO2

CO + Cl2
C

  COCl2 (Photphogen)
CO + CuO

 

t0 Cu + CO2

 Điều chế: Trong CN:

0
0
1500 C

2 2

t
2

C H O CO H

CO C 2CO

    

  

Trong PTN: HCOOH   H SO (d)2 5

CO + H2O

Cacbon dioxit (CO2)

 Chất khí, khơng màu, khơng mùi vị, ít tan trong nước
 Tính chất hố học

CO2 khơng duy trì sự chấy của nhiều chất trừ của các kl mạnh
CO2 + 2Mg  2MgO + C

CO2 là một oxit axit

- Tan trong nước tạo thành axit cacbonic, là axit yếu hai nấc.
CO2 + 2H2O



 



H3O+ + HCO3

-- P/ứ với bazơ và oxit bazơ:

Nếu dư kiềm: CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O
Nếu thiếu kiềm: Na2CO3 + CO2 + H2O  NaHCO3

 Điều chế: CO2 được điều chế bằng cách đốt than hoặc đi từ
muối cacbonat: CaCO3

1000 C

   CaO + CO2

Trong PTN: CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

 Muối cacbonat:

 Sơ lược về tính tan

- Muối cacbonat: chỉ có các muối của kim loại kiềm và amoni là tan
tốt trong nước (riêng Li2CO3 tan vừa phải trong nước nguội và tan ít

hơn trong nước nóng). Dung dịch của các muối này trong nước có
xảy ra quá trình thủy phân, nên mơi trường có tính kiềm (đối với
muối amoni cacbonat cũng vậy).

CO32- + H2O
 


HCO3- + OH

-P/ứ với axit mạnh :
2

3 3

3 2 2

CO H HCO

CO 2H CO H O

  

 

   




   




Muối ko tan

0
t

CO oxit

  





0
t

3 2

MgCO  MgO CO
- Muối hiđrocacbonat: Đa số các muối này tan được khá nhiều trong
nước, nhưng kém bền, có thể bị phân hủy ngay cả khi đun nóng
dung dịch:

2NaHCO3
0

  Na2CO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2
 


CaCO3 + CO2 + H2O
-Muối hiđrocacbonat lưỡng tính (p/ứ với axit và bazơ)

NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2
NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O

 Nhận biết ion cacbonat





CO 

2
Ca (OH)
ddH

3 2 3

CO     CO      CaCO

(m.trắng)

SƠ LƯỢC VỀ PHÂN BĨN HỐ HỌC

N.tố Tên gọi CTPT Phạm vi xử dụng Tác dụng chính

Phân

đạm N

 Amoni clorua
 Amoni sunfat

NH4Cl
(NH4)2SO4

Đất ít chua hay đã được
khử chua

Giúp cây phát triển nhanh,
tốt lá, ra nhiều củ, …

 Ure (NH2)2CO Thích hợp cho nhiều loại

 Kali nitrat
 Canxi nitrat

KNO3

Ca(NO3)2 Đất chua và đất mặn
Phân

lân P

 Canxi photphat Ca3(PO4)2 Đất chua

Thúc đẩy q trình sinh hố
của cây, giúp cây cứng cáp,
chắc hạt

 Supe photphat Ca(H2PO4)2 Khử chua đất trước bón

 Amophot

4 2 4
4 2 4

NH H PO
(NH ) HPO




 Phân phức hợp gồm N, P

Phân
kali K

 Kali clorua KCl Giúp cây hấp thụ nhiều

đạm, tăng cường khả năng
chống bệnh của cây

 Kali sunfat K2SO4

 Kali cacbonat K2CO3

--------------------------------

--H O

H O P O

H O



  



Muối của kim loại
kiềm và ion NH4



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

Bảng hệ thống hố kiến thức hố học vơ cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

–

I. TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI

1. Tính chất vật lí:

T.chất chung: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt,ánh kim
Giải thích: Tính chất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự

có mặt của các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại.

2. Tính chất hóa học:

Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử

0 n

M M  ne

  

Tác dụng với phi kim:

2Fe + 3Cl2

⃗

t

o 2FeCl3
Cu + Cl2

⃗

t

o CuCl2

4Al + 3O2

⃗

t

o 2Al2O3
Fe + S

⃗

t

o FeS

Tác dụng với dung dịch axit:

 Với dd axit HCl , H2SO4 loãng: (trừ Cu,Ag,Hg,Au, Pt).
Fe + 2HCl

❑

⃗

FeCl2 + H2

Với dung dịch HNO3 , H2SO4 đặc: (trừ Pt , Au )
3Cu + 8HNO3(loãng)

⃗

t

o 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O
Fe + 4HNO3(loãng)

⃗

t

o Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O
Cu + 2H2SO4(đặc)

⃗

t

o CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O

Chú ý: HNO3 , H2SO4 đặc nguội không p/ứ với Al , Fe, Cr …

Tác dụng với nước:

 Kim loại kiềm, 1 số kiềm thổ   H O2 dd bazơ tan + H2
2Na + 2H2O

❑

⃗

2NaOH + H2

 Một vài kim loại có pứ vs nước ở t0 cao
3Fe + 4H2O

t 570

  

Fe

3O4 + 4H2
Fe + H2O

t 570

  

FeO + H
2

 Số cịn lại khơng phản ứng với nước ở bất cứ điều kiện nào

Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh hơn khử ion

của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do.
Fe + CuSO4

❑

⃗

FeSO4 + Cu

II, DÃY ĐIỆN HỐ CỦA KIM LOẠI

a. Dãy điện hóa của kim loại:

b. Ý nghĩa của dãy điện hóa:

Dự đoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hóa khử
xảy ra theo chiều: chất oxi hóa mạnh hơn sẽ oxi hóa chát khử
mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn.

Ví dụ: phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là:
Cu2+ + Fe

⃗

❑

Fe2+ + Cu

Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu

III, SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
1. Khái niệm:

Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác
dụng của các chất trong môi trường xung quanh.

0 n

M M  ne

  

2. Các dạng ăn mịn kim loại:

a. Ăn mịn hóa học: là q trình oxi hóa - khử, trong đó các

electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất
trong mơi trường.

b. Ăn mịn điện hóa học:

* Khái niệm: ăn mịn điện hóa là q trình oxi hóa – khử,
trong đó kim loại bị ăn mịn do tác dụng của dung dịch
chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực
âm đến cực dương.

* Cơ chế:

+ Cực âm: kim loại có tính khử mạnh hơn bị oxi hóa.
+ Cực dương: kim loại có tính khử yếu hơn.3. Chống ăn mòn 
kim loại:

a. Phương pháp bảo vệ bề mặt:
b. Phương pháp điện hóa:

Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại có tính khử
mạnh hơn. Thí dụ: để bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép người ta
gắn vào những mặt ngồi của vỏ tàu (phần chìm dưới nước)
những lá kẽm (Zn).

IV. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

1. Nguyên tắc:Khử ion kim loại thành nguyên tử.
Mn+ + ne

 M

2. Phương pháp:

a. Phương pháp nhiệt luyện: dùng điều chế những kim
loại như Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg …Dùng các chất khử
mạnh như: C , CO , H2 hoặc Al để khử các ion kim loại
trong oxit ở nhiệt độ cao.

Fe2O3 + 3CO

⃗

t

o 2Fe + 3CO2

b. Phương pháp thủy luyện: dùng điều chế những kim
loại Cu , Ag , Hg …Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để
khử ion kim loại trong dung dịch muối

Fe + CuSO4   Cu + FeSO4

c. Phương pháp điện phân:

* Điện phân nóng chảy: điều chế những kim loại
K , Na , Ca , Mg , Al.

Điện phân nóng chảy các hợp chất (muối, oxit,
bazơ) của chúng.

2NaCl

⃗

đpnc

2Na + Cl2

* Điện phân dung dịch: điều chế k.loại sau Al.
CuCl2

⃗

đpdd

Cu + Cl2

4AgNO3 + 2H2O

⃗

đpdd

4Ag + O2 + 4HNO3

Sơ lợc về một số nhóm kim loại và kim loại

Kim loại kiềm Kim loại kiềm thổ

Nhôm

gam
mol

13Al MAl 27, 0

   S¾t

gam
mol

26Fe MFe 56, 0

   crom

gam
mol

24Cr MCr 52, 0

   §ång

gam
mol

29Cu MCu 64, 0

Vị trí ng. tố trong
bảng HTTH

 Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, đứng
đầu mỗi chu kỳ (trừ chu kỳ I)

 Gåm 6 n.tè: Li; Na; K; Rb; Cs; Fr*

 Klo¹i kiỊm thổ thuộc nhóm IIA

Gồm các nguyên tố :

Be, Mg, Ca, Sr, Kr, Ba, Ra.

Nh«m (Al) ë « sè 13, thuéc nhãm

IIIA, chu kú 3 của bảng HTTH Fe ở ô 26 , chu kú 4, nhãm VIIIB , cđa b¶ng HTTH Thc nhãm VIB , chu kú 4 , n»m ë « sè 24 của bảng HTTH Đồng nằm ở ô số 29 thuộc nhóm IBchu kỳ IV của bảng HTTH
Cấu tạo ng.tử Cấu hình dạng: ...ns

KL kiềm có 1 e lớp ngoài cùng Cấu hình dạng: ns
2

KL kiỊm thỉ cã 2e líp ngoµi cïng Cấu hình e 1s

22s22p63s23p1

lớp ngoài cùng có 3e Cấu hình e : 1s

22s22p63s23p63d64s2

Số oxi hoá phổ biÕn: +2, +3  CÊu h×nh : [ Ar ] 3d
5 4s1

 Sè oxihoa phæ biÕn +2, +3, +6 Cấu hình e: 1s

22s22p63s23p63d104s1

Số oxi hoá phổ biến +1, +2

TÝnh chÊt vËt lý



0 0
s nc

t ,t

thÊp

 Khối lợng riêng nhỏ do KLK có
Rngtử lớn, cấu tạo mạng kém đặc khít

 KLK mỊm do lùc liªn kÕt KL trong
tinh thĨ yếu

-KLK thổ có màu trắng bạc, có thể
rát máng

0 0
s nc

t , t

thÊp , Khèi lỵng 
riêng nhỏ

Là KL có màu trắng ánh bạc, khối
l-ợng riêng lớn D= 7,2 g/cm3 . Nóng 
chảy ở 18900C . Lµ KL cøng nhÊt

 Đồng l kim lọai m u đỏ, dẻo,à à
dai,dễ kéo sợi dát mỏng

 Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, l KL nặngà
có D = 8,89 g/cm3 nhiệt độ nóng
chảy cao khoảng (10830C )

T

Ýn

h

c

h

Êt

h

o

¸

h

ọ

c

Sơ lợc

Kim loại kiềm có tính khử mạnh:
M → M+ +1e

KLK thæ cã tÝnh khử mạnh .Tính khử
tăng dần từ Be Ba

→

M2+ + 2e

Al → Al3+ + 3e
Sè oxi hoá trong hợp chất +3

Sắt có tính khử TB .

chÊt oxi ho¸ yÕu Fe → Fe2+ +

chÊt oxihoa m¹nh Fe

→

Fe3+ +
3e

+ O2

2 Na + O2(kh«)
0

 

Na
2O2
4 Na + O2 (kk)

 

2Na2O

TQ:

t 2 2

(M O )
peoxit

KLK O

oxit (M O)

  

0
t
2

2MgO  2MgO

0
t
2

TQ : M O MO

  

4Al + 3O2

 

2Al2O3

3Fe + 2O2
0

 

Fe

3O4 (oxit s¾t tõ) 4Cr + 3O2
0

 

2Cr2O3

2Cu + O2
0

 

2CuO

+ Phi kim 

2Na + Cl2 → 2 NaCl

Ca + Cl2
0

 

CaCl2

Mg + S

 

MgS

2Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3

Fe + S

 

Fe S2

2Fe + 3Cl2
0

 

2Fe3


Cl3

2Cr + 3S

 

Cr2S3

2Cr + 3Cl2
0

 

2CrCl
3

Cu + Cl2
0

 

CuCl2

Cu + S

 

CuS

+ Níc

Na + H2O

→

NaOH +

1

2

↑
TQ:

2 2

M H O MOH H

  

Nhí: nOH nM 2.nH2

 Ca, Ba, Sr cã thĨ khư níc  baz¬
Ca +2 H2O

→

Ca(OH)2 +H2

↑

VíiMg

2 2 2

2 2

Mg 2H O Mg(OH) H

Mg H O MgO H

  




   



 Be ko p/ø vs nớc ở bất cứ đk nào

2Al + 6H2O 2Al(OH)3 +
3H2

Trên thực tế phản ứng này rất ít xảy ra
nên coi nh không có

ở nhiệt độ cao sắt khử hơi nớc tạo ra
H2 và Fe3O4 hoặc FeO

3Fe + 4H2O
0

t 570

  

Fe3O4 + 4H2

Fe + H2O
0

t 570

  

FeO + H
2

ở nhiệt độ thờng trong khơng khí
tạo ra màng mỏng crom (III) oxit có
cấu tạo mịn bền vững bảo vệ không
cho Cr p/ứ với nớc

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

it Không

oxihoá

KLK khử H+ của dd axit HCl, H
2SO4
loÃng thành khí hiđro

2 M + 2H+

→

2M+ + H
2
↑

2 2

Mg 2HCl



 

MgCl



H

2
2

TQ : M



2H



 



M



H

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 2H2

TQ: Al + 3H+ Al3+ +

3
2H2

 Fe pứ chỉ lên đến số oxi hoá +2

Fe + 2HCl   FeCl2 + H2

TQ: Fe + 2H+   Fe2+ + H
2

Cr +2 HCl

→

CrCl2 + H2

↑

Cr + 2 H2SO4 → CrSO4 + H2

↑

TQ: Cr + 2H+   Cr2+ + H
2

Cu không tác dụng víi dung dịch
HCl, H2SO4 lo·ng.

Bảng hệ thống hố kiến thức hố học vơ cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

–

Kim lo¹i kiỊm Kim loại kiềm thổ

Nhôm

gam
mol

13Al MAl 27, 0

S¾t

gam

mol

26Fe MFe 56, 0

   crom

gam
mol

24Cr MCr 52, 0

   §ång

gam
mol

29Cu MCu 64, 0

 

T

ín

h

c

h

ất

h

o

á

h

ọ

c

+
A
x
it
Có tính
oxihoá

Có khả năng khử N+5 trong HNO
3
lo·ng xuèng N–3 (NH

4NO3) và S+6
trong H2SO4 đặc xuống S–2 (H2S)
4Mg + 10HNO3(loãng)  

  4Mg(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O
4Mg + 5H2SO4(đặc)

 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Al + 4HNO3(lo·ng)

Al(NO3)3 + 2NO + H2O
2Al + 6H2SO4(đặc)

Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 4HNO3(lo·ng)

Fe(NO3)3 + 2NO + H2O
2Fe + 6H2SO4(đặc)

Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4(đặc)

  CuSO4 + SO2 + H2O
Cu + 4HNO3(đặc)

  Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑ +H2O
3Cu + 8HNO3(lo·ng)

  3Cu(NO3)2+2NO2

↑

+H2O

Al, Cr, Fe đều thụ động hoá với HNO

3

, H

2

SO

4

đặc nguội

+ dd mi

PS: KLK kh«ng khư trùc tiÕp ion kim
loại trong muối mà khử nớc trớc

VD: Cho mẩu Na vµo dd AlCl3
2Na + 2H2O   2NaOH + H2
3NaOH + AlCl3  Al(OH)3 + 3NaCl
NaOH + Al(OH)3





Na Al OH 

 

 Ca, Ba khử nớc ở đk thờng  pứ
với dd muối tơng tự nh đối với kim
loại kiềm

 Mg : đẩy đợc ion kim loại đứng sau
nó trong dãy hoạt động hố học ra
khỏi muối

Mg + CuCl2 Cu + MgCl2

Các kim loại này đều có khả năng khử đợc ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hố ra khỏi dung dịch muối

2Al + 3FeSO4 3Fe + Al2(SO4)3
Hay

2Al + 3Fe2+ 3Fe + 2Al3+

Fe + Cu(NO3)2 Fe(NO3)2 + Cu
Hay

Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu

Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag
Hay

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

Phản ứng đặc biệt

 P/ø víi kiỊm m¹nh  mi + H2

Al + NaOH + H2O  NaAlO2 +

2H2

 P/ø nhiÖt nhôm (pứ vs oxit kim loại)
2Al + 3CuO

Al2O3 + 3Cu

8Al + 3Fe3O4

  4Al2O3 + 9Fe

§iỊu chÕ kim loại

Điện phân nóng chảy muối clorua của
kim loại tơng ứng

2NaCl dpcn 2Na + Cl2

Điện phân nóng chảy hợp chất clorua
tơng ứng

MgCl2
dpcn

Mg + Cl2

Điện phân nóng chảy Al2O3 trong hỗn
hợp với coriolit (Na3AlF6)

2Al2O3

3 6
Na AlF

    4Al + 3O2

 Điện phân dung dịch FeCl2
FeCl2

Fe + Cl2

Dùng (CO, Al, H2,...) khư oxit s¾t
Fe2O3 + 3CO

  2Fe + 3CO2

Tinh chế Cr2O3 từ quặng cromit
(Cr2O3, Al2O3, FeO, SiO2), rồi trộn
với Al để tham gia p/ứ nhiệt nhôm
Cr2O3 + 2Al

  Al2O3 + 2Cr

 NhiƯt lun qng CuFeS2
2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2

t
 
0

 2Cu + 2FeSiO2 + 4SO2

 CuCl2
dp

  Fe + Cl2

NhËn biết ion
kim loại
(xem kĩ hơn ở
bảng thống kê
một số cách nhËn

biÕt )

Dùng đũa Pt nhúng vào các mẫu thử
dung dịch rồi đốt nhận xét màu ngọn
lửa thu đợc

 Na+ :Ngọn lửa m.vàng

 K+ :Ngọn lửa m.tím

 Li+ :Ngọn lửa m.đỏ tía

 Rb+ :Ngọn lửa m.đỏ máu

 Cs+ :Ngn la m.xanh da tri

Mg2+ tạo m.trắng víi

CO ,OH 

2 2

3 3

Mg CO MgCO

Mg 2OH Mg(OH)



Ba2+, Ca2+tạo m.trắngvới c¸c ion

2 2

3 4

CO ,SO ,... 

2 2

4 4

2 2

3 3

Ba SO BaSO

Ca CO CaCO

 

  

 Al3+ tạo kết tủa keo lơ lửng m.trắng 
trong dung dịch kiềm, nếu kiềm d kết
tủa tan dần đến hết





3 2 2

3 4

Al 3OH Al(OH)

Al(OH) OH AlO 2H O

Al(OH) OH Al OH

 
 


   
    

    
 


hc
3

3 2 3 4

Al



3NH

3H O

Al(OH)

3NH





Fe2+ tạo

màu trắng xanh với OH,NH3

Fe 2OH Fe(OH)

3 2 2 4

Fe 2NH 2H O Fe(OH) 2NH

 Fe3+ t¹o 

màu nâu đỏ với OH–,NH3

Fe  3OH Fe(OH)

  

3 2 3 4

Fe  3NH 3H O Fe(OH) 3NH

   

 ddCr2+ lµm mÊt mµu dd Br
2
2Cr2+ + Br

2  2Cr3+ + 2Br–

Cr3+: dd mµu lơc

P/ø víi Cl2/OH–  dd m.vµng
3

2 4 2

2Cr  Cl 8OH CrO 2Cl 4H O

    

 P/ứ với OH– đặc tạo kết tủa 
m.trắng, nếu OH– d thì kết tủa tan 
dần tơng tự nh đối với Al3+

 ddCu2+ có m.xanh lam đặc trng

 Cu2+ t¹o kÕt tđa m.xanh lam víi dd 
kiỊm

Cu  2OH Cu(OH)
  

 Cu2+ t¹o kÕt tđa víi NH

3, nÕu NH3
d thì kết tủa tạo phức tan m.xanh

3 2 2 4

Cu  2NH 2H O Cu(OH) NH

   





2 3 3 4

Cu(OH) 4NH  Cu NH  2OH

Sơ lợc về

một số kim

loại khác

A, Bạc (

47

Ag)

¤ 47, chu k× 5, nhãm IB

 CÊu h×nh e: [Kr]4d105s1

Kim loại, m.trắng bạc, mềm dẻo,
dẫn điện và nhiệt tốt nhất

Tính chất hoá học

Tính khử yếu, khơng bị oxi hố ở 
nhiệt độ thờng và nhiệt độ cao, không 
khử H+ trong axit nhng p/ c vi

một số chất oxi hoá mạnh

3Ag+4HNO33AgNO3 +NO+ 2H2O

Ag + H2SO4 
1

2Ag2SO4+

2SO2+H2O

4Ag + 2H2S + O2 2Ag2S + 2H2O

B, Vàng (

79

Au)

Ô 79, chu k× 6, nhãm IB

 CÊu h×nh e: [Xe]4f145d106s1

 Kim loại có màu vàng, mềm dẻo,
có khả năng dẫn nhiệt điện tốt

Tính chất hoá học

Kim loại có tính khử rất yếu, không
phản øng víi halogen, oxi (trõ F2)

F2 + 2Au   2AuF
Au không phản ứng với HNO3, HCl
theo tỉ lệ mol bất kì mà chỉ pứ với hh



nHNO3:nHCl 1: 3



Au+HNO3+3HClAuCl3+2H2O+NO

Au t¹o phøc víi ion xianua (CN-)

cã CTPT d¹ng Au CN( )2

Au có khả năng tạo hỗn hống với 
Hg

C, Niken (

28

Ni)

¤ 28, chu k× 4, nhãm VIIIB

 CÊu h×nh e: [Ar]3d84s2

 Kim loại, m.trắng bạc, có độ cứng
cao

 TÝnh chÊt ho¸ häc

Niken cã tÝnh khư trung b×nh

 P/ø vs phi kim
2Ni + O2

t

  2NiO
Ni + Cl2

t

  NiCl2

 P/ø vs axit
K0 cã tÝnh oxi ho¸

Ni + 2H+   Ni2+ + H
2
Cã tÝnh oxi ho¸

Ni + 4HNO3  

 Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

D, Kẽm (

30

Zn)

Ô 30, chu k× 4, nhãm IIB

 CÊu h×nh e: [Ar]3d104s2

 Kim loại nặng có m. lam nhạt

Tính chất hoá häc

Kim lo¹i cã tÝnh khư m¹nh yếu hơn 
Al mạnh hơn Cr, Fe

2Zn + O2

t

 2ZnO

 Zn + S
0

t

  ZnS

 Zn + 2H+  Zn2+ + H
2

 Zn + 4HNO3 

  Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 Zn + Cu2+   Zn2+ + Cu

Zn cịng lµ mét kim lo¹i lìng tÝnh 
2H2O + Zn + 2NaOH  

 Na2Zn(OH)4 + H2

E, Thiếc (

50

Sn)

Ô 50, chu kì 5, nhóm IVA

Cấu hình e: [Kr]4d105s25p2

Kim loại nặng có m. trắng bạc

Tính chất hoá học

Sn là kim loại có tính khư trung 
b×nh u

 P/ø víi phi kim
2Sn + O2   2SnO
Sn + S  SnS
 P/ø víi axit

Sn + 2H+  Sn2+ + H
2
3Sn+8HNO3 

  3Sn(NO3)2 + 2NO+4H2O
 P/ø víi dd muèi

Sn + Cu2+   Sn2+ + Cu
Sn có p/ứ vs dd kiềm đặc nóng
Sn + 2NaOHđặc   Na2SnO2 + H2

F, Chì (

82

Pb)

Ô 82, chu k× 6, nhãm IVA

 CÊu h×nh e: [Xe]4f145d106s26p2

 Kim loại nặng có m.trắng hơi xanh

Tính chất hoá häc
2Pb + O2

t

  2PbO
Pb + HCl :   kh«ng p/ø
Pb    HNO3 Pb(NO3)2 + NO
Pb + 3H2SO4  

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

Bảng hệ thống hố kiến thức hố học vơ cơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại và sơ lợc một số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

–

A, Hỵp chÊt cđa Natri





Natri hidroxit (NaOH)



 Ch.r¾n, k0 mµu, dƠ hót Èm tan tèt trong níc

 TÝnh chÊt ho¸ häc: NaOH H O2 NaOH dd bazơ
+, NaOH làm q tÝm  xanh, phenolphthalein ho¸ hång

+, P/ø víi axit:

2
2

NaOH HCl NaCl H O
OH H H O


    

  



+, P/ø víi dd muèi:









2 2

2NaOH CuCl Cu OH 2NaCl
2OH Cu  Cu OH

    


  



+, P/ø oxit axit:

   

      

 

      

2 3 2 2 3 2

2 3 2 3 2

NaOH CO NaHCO , 2NaOH CO Na CO H O
OH CO HCO (1) , 2OH CO CO H O(2)
 S¶n phÈm

p.ø (1) p.ø (1) + (2) p.ø (2)

Điều chế: Điện phân dd NaCl bÃo hoà có màng ngắn xốp

2 2 2

1 1

NaCl H O NaOH H Cl

2 2

       



Natri cacbonat (Na2CO3) vµ Natri hidrocacbonat (NaHCO3)

Natri cacbonat (Na2CO3) Natrihidrocacbonat

T.chÊt

vật lý Ch.rắn m.trắng, độtan cao, bền với nhiệt. Ch.rắn, m.trắng, tan tốt trong nớc, kém bền vs t0

M«i
trêng

Na2CO3 2Na+ +
2
3

CO 

3 2 2

CO  H O CO 2OH
d2 Na

2CO3 ë m«i trêng kiỊm

3 2 2

3 3

HCO H CO H O

HCO OH CO

 
  
   

 


d2 NaHCO

3 lìng tÝnh

3 2 3

NaHCO Na CO NaOH

pH pH pH

(các chất có cùng nồng độ)
p/ứ dd

axit Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl 

 NaCl + H2O + CO2
p/ø dd

baz¬ Na2CO3 + Ca(OH) CaCO23 + 2NaOH

NaHCO3 + NaOH 

 Na2CO3 + H2O
p/ø dd

muèi Na2CO3 + BaCl BaCO23 + 2NaCl
KÐm
bÒn 2NaHCO
3
0
t
 

0
t
  Na

2CO3 + CO2 + H2O



B, Hỵp chÊt cđa Canxi





Canxi hidroxit (Ca(OH)



2

)

Ch.rắn màu trắng.ít tan trong nớc,rất bỊn víi nhiƯt
 Khi tan trong nớc dd nớc vôi trong Ca(OH)2 t/c bazơ
+, Làm q tÝm ho¸ xanh, phenolphthalein ho¸ hång

+, P/ø víi axit : Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O

+, P/ø oxit axit

2 2 3 2 2 2 3 2

2 3 2 3 2

Ca(OH) 2CO Ca(HCO ) Ca(OH) CO CaCO H O

OH CO HCO (1) 2OH CO CO H O(2)

      

 

      

PS: nOH 2.nCa(OH)2 áp dụng nh đối với NaOH  sản phẩm
+, P/ứ dd muối : Ca(OH)2 + MgCl2  Mg(OH)2 + CaCl2



Canxi cacbonat vµ Canxi hidrocacbonat

Canxi cacbonat Canxi hidrocacbonat

t.chÊt

vËt lý Ch.r¾n, m.tr¾ng, k

0 tan trong

nớc, không bền với nhiệt Ch.rắn, m.trắng, tan trong n-íc, kh«ng bỊn víi nhiƯt
P/ø vs

axit CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2

Ca(HCO3)2 + 2HCl 

CaCl2 + 2H2O + 2CO2
KÐm

bÒn CaCO3
0
t

  CaO + CO

2 Ca(HCO3)2
0
t
 

CaCO3 + CO2 + H2O
p/ø vs

baz¬ Ca(HCO CaCO3)3 2 + 2 NaOH + Na2CO3 + 2H2O

 Canxi sunfat (CaSO4)



4 2

CaSO .2H O
2CaSO .H O

 P/ø vs dd muèi

CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4
CaSO4 + BaCl2 BaCO3 + CaCl2

Mét vµi nét cơ bản về n ớc cứng

Khái niệm phân loại níc cøng

 Nớc chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ đợc gọi l nc cng

Nếu các ion tồn tại ở dạng mi hidrocacbonat Ca(HCO3)2 hay
Mg(HCO3)2 níc cøng t¹m thêi

 NÕu các ion tồn tại ở dạng muối clorua or sunfat CaCl2 hay
MgCl2 hc CaSO4 hay MgSO4níc cøng vÜnh cửu

Nớc cứng chứa cả 2 loại trên nớc cứng toàn phần

Cách làm mềm nớc cứng 
Phơng pháp kết tủa

un nc sôi để phân huỷ Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 thành
muối cacbonat không tan lắng xuống đáy ta đợc nớc mềm

Ca(HCO3)2
0

 

CaCO3 + CO2 + H2O

Mg(HCO3)2
0

 

MgCO3 + CO2 + H2O

Dùng Ca(OH)2 1 lợng vửa đủ để trung hoá muối axit kết
tủa các ion Ca2+ và Mg2+ làm mất tính cứng tạm thời 
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2   2CaCO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2   MgCO3 + CaCO3 + 2H2O
Dùng Na2CO3 để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng
vĩnh cửu của nớc cứng

Ca(HCO3)2 + Na2CO3   CaCO3 + 2NaHCO3
CaSO4 + Na2CO3   CaCO3 + Na2SO4

 Phơng pháp trao đổi ion



C, Hợp chất của nhôm

Nhôm oxit (Al

2

O

3

)

Ch.rắn, màu trắng, k0 tan trong nớc, bền với nhiƯt, cøng
 Al2O3 cã tÝnh chÊt lìng tÝnh

+, Al2O3 + 6HCl   2AlCl3 + 3H2O
Hay Al2O3 + 6H+   Al3+ + 3H2O

+, Al2O3 + 2NaOH   2NaAlO2 + H2O
Hay Al2O3 + 2OH –   2

AlO



+ H2O
 Mét vµi p/ø ®iÒu chÕ Al2O3

2Al(OH)3
0

 

Al2O3 + 3H2O

4Al(NO3)3
0

 

2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

4Al + 3O2
0

 

2Al2O3





Nh«m hidroxit (Al(OH)



3

)

Chất rắn, m.trắng dạng keo, k0 tan trong nớc, kÐm bỊn vs t0
 TÝnh chÊt ho¸ häc

+, Al(OH)3 lµ mét hidroxit lìng tÝnh
Al(OH)3 + 3HCl   AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4]
+, Al(OH)3 kÐm bỊn víi nhiƯt
2Al(OH)3 Al2O3 + H2O
 §iỊu chÕ

Al3+ + 3OH –   Al(OH)
3
Al3+ + 3NH

3 + 3H2O  Al(OH)3 + 3NH4







Mét sè muèi nh«m (Al



3+



)



AlCl3: Chất xúc tác cho một số phản ứng hữu cơ

Al2(SO4)3 : Phèn chua có ứng dụng làm sạch nớc, diệt khuẩn





Al SO2 4 3.K SO .24H O2 4 2 KAl SO4 2.12H O2



 Mét sè muèi nhôm bị thuỷ phân tạo khí tơng ứng

4 3 2 3

Al C AlN Al S AlP

CH NH H S PH



D, Hỵp chÊt cđa Crom

Tính

axit

Tính

bazơ

Tính

khử

Tính oxi

hóa

Màu sắc

Cr2O3

´

Lục thẫm

CrO3

´

Rất mạnh

Đỏ

Cr(OH)3

´

Lục xám

Cr

´



2
4

CrO

Mạnh

Vàng



2 7

Cr O

Mạnh

Da cam





Hỵp chÊt crom (III)



Crom (III) oxit :

Cr2O3 là chất rắn màu lục thẫm . Cr2O3 là oxit lỡng tính tan trong
axit và kiềm đặc

Cr2O3 + 6HCl

→

2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O
Crom (III) hiđroxit .

Là chất rắn màu xanh nhạt . Cr(OH)3 là hiđroxit lỡng tÝnh
Cr(OH)3 + NaOH

→

NaCrO2 + 2H2O
Cr(OH)3 +3 HCl → CrCl3 +3H2O
Muối crom(III)

Vì ở trạng thái số oxihoa trung gian , ion Cr3+ trong dd võa cã 
tÝnh oxihoa , võa cã tÝnh khö

VD : 2CrCl3 + Zn

→

2CrCl2 +ZnCl2
2Cr3+ + Zn → 2Cr2+ + Zn2+





Hỵp chÊt Crom (V



I

)



 Crom (VI) oxit : CrO3

Là chất rắn màu đỏ thẫm . CrO3 là một oxit axit , tác dụng với
n-ớc tạo ra axit

CrO3 + H2O

→

H2CrO4 ( axit cromic)
CrO3 + H2O H2Cr2O7 ( axit đicromic)

CrO3 có tính oxihoa mạnh một số chất vô cơ hữu cơ nh S,P,C,
C2H5OH bèc ch¸y khi tiÕp xóc víi CrO3

 Muèi crom (VI)

Các muối cromat và đicromat có tính oxihoa mạnh đặc biệt trong
mơi trờng axit muối crom (VI) bị khử thành muối crom(III)

6 2

2 7 4 2 4

3 3

2 4 3 2 4 3 2 4 2

K CrO 6 FeSO 7H SO

3Fe (SO ) Cr (SO ) K SO 7H O

 

   

    

Trong dung dÞch cđa ion Cr2O72- (màu da cam) luôn có cả ion
CrO42- (màu vàng ) ở trạng thái cân bằng với nhau

Cr2O72- + H2O ⇔ 2CrO42- +2H+



E, Hỵp chÊt cđa S¾t

Tính

bazơ

Tính

khử

Tính oxi

hóa

Màu sắc

FeO

´

Đen

Fe2O3

´

Nâu thẫm

Fe3O4

´

Đen

Fe(OH)2

´

Trắng xanh

Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)

2 ↓ (hơi xanh )
4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O

→

4Fe(OH)3

↓

(nâu đỏ )

3. Muèi s¾t (II) :

§a sè mi Fe(II) tan trong níc, khi kÕt tinh thêng
ë d¹ng ngËm níc : FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O
DƠ bị oxihoa thành muối sắt (III) bởi các chất oxi

ho¸:

2 0 3

2 3

2 Fe Cl Cl 2 Fe Cl

§iỊu chÕ :Cho Fe ( hc FeO , Fe(OH)2 ) t/d HCl,
H2SO4 lo·ng :

Fe + 2HCl

→

FeCl2 + H2

↑

FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O

II. Hợp chất sắt (III) :

ion Fe3+ có khả năng nhận 1,3 e để trở thành ion
Fe2+ hoặc Fe

Fe3+ +1e → Fe2+ ; Fe3+ + 3e ↑ Fe
Tính chất hố học đặc trng của hợp chất Fe(III) là
tính oxihố

1. S¾t (III) oxit : Fe2O3 .

Là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nớc . Có

trong quặng hematit. Tan trong axit mạnh :

Fe2O3 +6 HCl → 2FeCl3 + 3H2O
+ ở nhiệt độ cao bị CO, H2 khử thành Fe

Fe2O3 + 3CO
0
t

  2Fe + 3 CO
2 ↑
+ §iỊu chÕ 2Fe(OH)3

0
t

Fe2O3 + 3H2O

2. Sắt (III) hiđroxit :

DÔ tan trong dd axit

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 +6 H2O
§iỊu chÕ : FeCl3 + 3NaOH

→

Fe(OH)3

↓

+3NaCl

3. Mi s¾t (III) :

Tan trong níc, thêng ë dạng ngậm nớc
Thí dụ : FeCl3.6H2O , Fe2(SO4)3.9H2O

Các muèi s¾t(III) cã tÝnh oxihoa,dƠ bÞ khư thành
muối sắt(II)

0 3 2

3 2

Fe 2 Fe Cl   3Fe Cl

Cho bột đồng vào dd muối sắt(III) thấy màu xanh
xuất hiện màu của ion Cu2+

0 3 2 2

3 2 2

Cu 2 Fe Cl   Cu Cl 2 Fe Cl

Phản ứng của ion sắt 3+ với một số dd vµ ion

2Fe3+ + H

2S  2Fe2+ + S + 2H+

2Fe3+ + 3CO32 + 3H

2O  2Fe(OH)3 + 3CO2

III - Hợp kim của sắt

1)Gang

Gang là hợp kim sắt – cacbon (C chiếm từ 2% đến
5% khối lượng) và lượng nhỏ Si, Mn, P, S...

–Gang trắng: cứng, giòn. Chứa ít C, rất ít Si, nhiều

Fe3C. Dùng để luyện thép.

–Gang xám ít cứng và ít giịn hơn. Chứa nhiều C và

Si. Dùng để đúc các vật dụng.

2)Thép

Thép là hợp kim sắt – cacbon và một lượng rất ít

các nguyên tố Si, Mn... (C chiếm từ 0,01% đến 2%

khối lượng).

–Thép thường hay thép cacbon chứa ít C, Si, Mn và
rất ít S, P.

–Thép đặc biệt là thép có chứa thêm S, Mn, Cr, Ni,
W, V...

3)Sản xuất gang, thép

a)Sản xuất gang:

*Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc
trong lò cao.

: Th¹ch cao sèng
: Th¹ch cao nung

1 2 2

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

Fe(OH)3

´

Nâu đỏ

Fe

´

Lục nhạt

Fe

x

Vàng

I) Hỵp chÊt của sắt (II)

1. Tính chất hoá học của hợp chÊt Fe(II)

Fe2+ → Fe3+ + e

Tính chất hố học đặc trng của hợp chất Fe(II) là tính khử
1. Sắt(II) ơxit : FeO

3(loang) 3 3 2

3FeO 10HNO  3Fe(NO ) NO 5H O

3 2

3FeO NO 10H    3Fe NO 5H O

§iỊu chÕ : Dïng H2, hay CO, khư Fe(III) oxit ë 5000C:
Fe2O3 + CO

0
t

  2 FeO + CO
2 
2. Sắt (II) hiđoxit : Fe(OH)2

- Là chất rắn màu trắng hơi xanh, không tan trong nớc . Trong
không khí Fe(OH)2 dễ bị oxihoa thành Fe(OH)3 .

*Nguyên liệu: Quặng sắt oxit (thường là quặng

hematit đỏ Fe2O3), than cốc và chất chảy (CaCO3

hoặc SiO2).

*Các phản ứng hóa học xảy ra trong quá trình
luyện quặng thành gang:

-Phản ứng tạo thành chất khử CO

C + O2  

CO2

C + CO2  

2CO

-Phản ứng khử sắt oxit.

Fe2O3 + CO  

Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO  

FeO + CO2

FeO + CO  

Fe + CO2

-Phản ứng tạo xỉ

CaCO3  

CaO + CO2

CaO + SiO2  

CaSiO3

b)Sản xuất thép:

*Nguyên tắc: Giảm hàm lượng các tạp
chất C, S, Si, Mn, ...có trong gang bằng cách oxi
hóa các tạp chất đó thành oxit rồi biến thành xỉ và
tách ra khỏi thép.



E, Hợp chất của đồng

1) §ång (II) oxit: CuO

- L chất rắn m u đen, t¸c dơng víi axit, oxit axit . à à
- CuO + H2SO4  CuSO4 +H2O

- CuO dễ bị H2, CO, C khử thành đồng kim loại
- CuO + H2

0
t

  Cu + H
2O

2)

§å ng (II) hidroxit : Cu(OH)2

- L ch ất rắn m u xanh.không tan trong n ớc
- DƠ tan trong c¸c dd axit

Cu(OH)2 + 2HCl à CuCl2 +2H2O
- Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân

Cu(OH)2
0
t

  CuO + H
2O
3.

Muối đồng (II) .

- dd muối đồng có màu xanh .

- Muối đồng (II) VD : CuCl2 , CuSO4 , Cu(NO3)2
Muối đồng (II) sunfat kết tinh ở dạng ngậm nớc .
CuSO4 .5H2O

0
t

CuSO

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

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông : nhận biết các hợp chất vô cơ và hữu cơ Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

Cht

H.tg v.lý

Thuc th

Hin tượng

Phương trình (nếu có)

n

h

Ë

n

b

iÕ

t

m

é

t

s

è

c

h

Ê

t

k

h

Ý

đ

ơ

n

g

iả

n

F2 Khớ m.lc nht H2O F2 chỏy trờn mt nước 2F2 + 2H2O   4HF + O2 + Q

Cl2 Khí, m.vàng lục, mùi xốc

Quỳ tím ẩm Quỳ hố đỏ sau đó mất màu Cl2 + H2O   2HCl + HClO

Giấy tẩm hh gồm

(KI +hồ tinh bột) Giấy chuyển màu xanh

Cl2 + 2KI   2KCl + I2

I2 + hồ tinh bột   phức m.xanh
HF Chất không màu Thuỷ tinh (SiO2) Thuỷ tinh bị ăn mòn SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O
HCl    ddAgNO3 màu trắng

HCl + AgNO3   AgCl + HNO3

HBr màu vàng nhạt HBr + AgNO3   AgBr + HNO3

HI màu vàng đậm HI + AgNO3   AgI + HNO3

O2 Khí, k
o màu,

ko mùi, k0 vị Tàn đóm cháy dở Tàn đóm bùng cháy khi đưa vào bình đựng khí O
2

SO2 Khí, k
o màu,
mùi xốc hắc

2
4
ddBr
ddKMnO





Dd thuốc thử bị mất màu nếu

dùng dư SO2 SO2 + Br2 + 2H2O  2HBr + H2SO4

 
 
2
2
ddBa OH
ddCa OH



 Xuất hiện kết tủa trắng SO2 + Ca(OH)2dư  CaSO3 + H2O

dd H2S Kết tủa màu vàng 2H2S + SO2   3S + 2H2O

H2S

Khí, ko màu, 
mùi trứng
thối
2
4
ddBr
ddKMnO





Dd thuốc thử bị mất màu nếu

dùng dư SO2 H2S + 4Br2 + 4H2O  8HBr + H2SO4
dd Cu2+, Pb2+ dd xuất hiện kết tủa đen H2S + CuCl2   CuS + 2HCl

H2S + Pb(NO3)2   PbS +2HNO3
NH3 Khí, k

0 màu, 
mùi khai

Quỳ tím ẩm Quỳ tím hố xanh

NH

3



H O

2

NH

4



OH


Dẫn qua CuO nung

nóng CuO chuyển từ m.đen sang m.đỏ (Cu) 2CuO +3NH3
0

 

3Cu + N2 +3H2O

CO2 Khí, k
0 màu, 
k0 mùi, k0 vị

Quỳ tím ẩm Quỳ tím hố màu hồng 2

2 2 3

CO



H O

CO





2H











2
2
ddBa OH
ddCa OH



 Xuất hiện kết tủa trắng

CO2 + Ca(OH)2dư  CaCO3 + H2O
CO Khí, kk0 mùi 0 màu, CuO nung nóng CuO chuyển từ màu đen sang màu đỏ (Cu) CO + CuO

 

Cu + CO2

N

h

Ë

n

b

iÕ

t

m

é

t

s

è

i

o

n

©

m

(

a

n

io

n

)

Cl    ddAgNO3 màu trắng

Cl – + Ag+   AgCl

Br

3
ddAgNO



    màu vàng nhạt Br– + Ag+   AgBr 
Thổi khí Cl2 Xuất hiện màu đỏ nâu 2Br– + Cl

2   2Cl – + Br2

I

3
ddAgNO



    màu vàng đậm I– + Ag+   AgI 
Thổi khí Cl2 Có chất màu đen tím 2I– + Cl2   2Cl – + I2
2

S  dd Cu2+, Pb2+ Xuất hiện kết tủa đen Cu2+ + S2   CuS

2
3

SO



dd Axit mạnh Xuất hiện khí mùi hắc 2

3 2 2

SO





2H



 

SO



H O

dd Br2, KMnO4 Dung dịch bị nhạt màu

SO

23



Br

2



H O

2



SO

42



2Br





2H


dd chứa Ca2+,Ba2+ Xuất hiện kết tủa trắng 2 2

3 3

SO





Ba



 

BaSO

HSO

 dd axit mạnh Xuất hiện khí mùi hắc

HSO

3



H



 

SO

2



H O

2
2

SO

 dd chứa Ba2+ Xuất hiện kết tủa trắng 2 2

4 4

SO





Ba



 

BaSO

NO

 dd H

+ và kim loại

đồng(Cu) Có khí khơng màu hố nâu trong kk, dd m.xanh

3 2

2 2

3Cu 8H 2NO 3Cu 2NO 4H O

2NO O 2NO

  

    

  

3
4

PO

 dd chứa Ag+ Có kết tủa m.vàng 3

4 3 4

PO





3Ag



 



Ag PO

CO

 dd Axit mạnh Xuất hiện bọt khí 2

3 2 2

CO





2H



 

CO



H O

d2Ca2+,Ba2+, Mg2+ Xuất hiện kết tủa trắng 2 2

3 3

CO





Ba



 

BaCO

Chất H.tg v.lý

Thuốc thử

Hiện tượng

Phương trình (nếu có)

N

h

Ë

n

b

iÕ

t

m

é

t

s

è

i

o

n

d

¬

n

g

(

c

a

t

io

n

)

H Quỳ tím Quỳ tím hố đỏ

NH

 Kiềm mạnh Thốt khí mùi khai

NH

4



OH



 

NH

3



H O

2
Na+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.vàng

K+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.tím

Li+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.đỏ tía

Rb+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.đỏ máu

Cs+ Thử màu với lửa Lửa m.xanh da trời

Mg2+ Dung dịch kiềm Kết tủa trắng Mg

2+ + OH –   Mg(OH)
2
dd

SO ,CO

32 23

 

Kết tủa trắng 2 2

3 3

Mg



CO



 

MgCO

Ca2+ 2 2

3 3

SO ,CO

  Kết tủa trắng

Ca

2



CO

23

 

CaCO

3

Ba2+

2 2 2

3 3 4

SO ,CO ,SO

   Kết tủa trắng 2 2

4 4

Ba



SO



 

MgSO

2 2

2 7 4

Cr O , CrO

 

Kết tủa m.vàng

2 2

4 4

2 2

2 7 2 4

Ba CrO BaCrO

2Ba Cr O H O 2BaCrO 2H

 

  

  

    

Al3+ Dd kiềm dư Xuất hiện kết tủa trắng
keo lơ lửng sau tan dần

Al3+ + 3OH– Al(OH)
3
Al(OH)3 + OH– [Al(OH)4]–

Fe2+

Dung dịch
màu trắng

xanh

Dung dịch OH
-hay NH3

Kết tủa trắng xanh, hóa
nâu đỏ trong khơng khí:

Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)

2↓ (trắng xanh)
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
Dung dịch thuốc

tím trong mơi
trường H+

Dung dịch thuốc tím bị
nhạt màu

2 3

5Fe MnO 8H

Mn 5Fe +4H O

  

 

   

  

Dung dịch S2- Kết tủa đen, tan trong

axit mạnh





2 2

Fe + S   FeS đen

Fe3+ Dung dịch
màu nâu đỏ

Dung dịch OH

-hay NH3 Kết tủa nâu đỏ





Fe   3OH   Fe OH 

dd thioxianat

SCN / H  Tạo phức màu đỏ máu





Fe  3SCN   Fe SCN (đỏ máu)

Cr3+

dd màu tím
nhạt, xanh

xám , lục
nhạt tùy
theo dạng
hidrat hóa
của Cr3+

Cho dung dịch
OH- từ từ đến dư

Kết tủa xanh lục, tan
dần cho đến hết trong
OH- dư:





















3
3
3 4
2 2
3

Cr 3OH Cr OH xanh luc

Cr OH OH Cr OH

Cr OH OH CrO H O

 


 
  
   
  

  


Dung dịch

CrO

2


tạo lại Cr(OH)3 khi đun nóng.

Mn2+ Dung dịch
màu hồng

Dung dịch OH
-hay NH3

Kết tủa keo trắng, bị
hóa nâu trong khơng
khí

Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)

2↓ (trắng keo)
2Mn(OH)2 + O2 → 2MnO(OH)2↓ (nâu thẫm)
Dung dịch S

2-Kết tủa màu hồng, tan

trong axit mạnh Mn

2+ + S2- → MnS↓ (hồng)
2

MnO

 : lục thẫm,

MnO

4 : tím

Sn2+ Dung dịch
khơng màu

Cho dung dịch
OH- từ từ đến dư

Kết tủa xanh lục, tan
trong OH- dư





















2
2
2
2 4
2
2 2
2

Sn 2OH Sn OH xanh luc
Sn OH 2OH Sn OH
Sn OH 2OH SnO 2H O

 


 
  
   
  


  

H2S hoặc dung

dịch S

2-Kết tủa màu sơcơla, tan

ở HCl đặc, nóng

Sn H S

2 2

SnS

2H

 





 

Dung dịch HgCl2 Kết tủa trắng sợi (lụa trắng)

SnCl2 + 2HgCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2↓(lụa trắng)
Khi SnCl2 dư, sẽ xuất hiện màu xám đen:
Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 + 2Hg↓ (xám đen)

Pb2+ Dung dịch
không màu

Cho dung dịch

OH- từ từ đến dư Kết tủa trắng, tan trong OH- dư Pb

2+ + 2OH- → Pb(OH)

2↓ (trắng)

Pb(OH)2 + 2OH- → PbO22- + 2H2O
Dung dịch Cl

-hoặc SO4

2-Kết tủa trắng Pb2+ + 2Cl- → PbCl

2↓ (trắng, tan khi đun sôi)
Pb2+ + 2SO

42- → PbSO4↓ (trắng)
Dung dịch I- hoặc

CrO4

2-Kết tủa vàng, tan khi
đun sôi

Pb2+ + 2I- → PbI

2↓ (vàng, tan khi đun sôi)
Pb2+ + CrO

42- → PbCrO4↓ (vàng)
H2S hoặc dung

dịch S

2-màu đen, k0 tan trong

OH-, tan ở HNO

3 Pb

2+ + H

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

HCO

 dd axit mạnh Xuất hiện khí khơng màu

HCO

3



H



 

CO

2



H O

2

OH Quỳ tím Quỳ tím hố xanh, dd phenolphtalein hố hồng

B¶ng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông : nhận biết các hợp chất vô cơ và hữu cơ Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

Cht Thuc th Hin tng Phn ng hoỏ hc

C

á

c

h

ợ

p

c

h

ấ

t

h

ữ

u

c

ơ

t

ổ

n

g

q

u

á

t

Liờn kt C = C

hay C C  dd Brom (Br2)

Phai màu
nâu đỏ

CH2 = CH2 + Br2   BrCH2 – CH2Br
CH  CH + 2Br2   Br2CH – CHBr2
Phenol

dd Brom (Br2)

Kết tủa trắng

Anilin

Hợp chất có
liên kết C = C

dd KMnO4
(dd thuốc tím)

Phai màu tím 3CH2 = CH2 + 2KMnO4 + 4H2O  

  3HOCH2CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

 C  C  3CHCH+8KMnO4

 

  3HOOCCOOH + 8MnO4 + 8KOH
Ankyl benzen

Ankin có liên
kết ba đầu
mạch

dd AgNO3
trong
NH4OH

(Ag2O)

Kết tủa màu vàng

nhạt R

CCH + Ag[(NH3)2]OH  

  RCCAg + H2O + 2NH3
Hợp chất có

– CH = O:
Andehit,
glucozơ,
mantơzơ

Kết tủa Ag (phản
ứng tráng bạc)

R  CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH  

  R  COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3
CH2OH(CHOH)4CHO + Ag2O

0
3

t ,ddNH
   

t ,ddNH

    CH2OH(CHOH)4COOH + 2Ag

(Phản ứng nhận biết nước tiểu bệnh tiểu đường có glucozơ)

Axit fomic

HCOOH+2Ag[(NH3)2]OH  

  (NH4)2CO3 + 2Ag +H2O+2NH3

Hay: HCOOH + Ag2O

ddNH

   CO2 + 2Ag + H2O
Este formiat

H – COO – R

HCOOR+2Ag[(NH3)2]OH 

  (NH4)2CO3 + 2Ag +ROH+2NH3
Hợp chất có

nhóm –CH= O Cu(OH)2  Cu2O đỏ gạch RCHO + 2Cu(OH)
2

  RCOOH + Cu2O + 2H2O

Ancol đa chức
(ít nhất 2 –OH
ở 2C kế tiếp)

Tạo dd màu xanh lơ

trong suốt

2 2 2 2

2 2

2 2 2 2

CH OH HOCH CH OH HOCH

CH OH Cu(OH) HOCH CH O Cu OCH 2H O

CH OH HOCH  CH OH HOCH 

Anđehit dd NaHSO3

bảo hòa Kết tủa dạng kết tinh R  CHO + NaHSO3   R  CHOH  NaSO3
Metyl xêton

Hợp chất có H
linh động: axit,
Ancol, phenol

Na, K Sủi bọt khí không màu

2R  OH + 2Na   2R  ONa + H2
2R  COOH + 2Na   2R  COONa + H2
2C6H5 OH + 2Na   2C6H5 ONa + H2

Ankan Cl2/ás Sp tạo thành sau pứ làm hồng quỳ ẩm C

nH2n+2 + Cl2

  CnH2n+1Cl + HCl

Anken dd Br2 mất màu CnH2n + Br2 CnH2nBr2

dd KMnO4 mất màu 3CnH2n + 2KMnO4 + 4H2O 3CnH2n(OH)2+2MnO2+ 2KOH

Chất Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng

h

id

r

o

c

a

c

b

o

n ANKIN dd CuCl/NH3 kết tủa màu đỏ

CH  CH + 2CuCl + 2NH3 Cu  C  C  Cu + 2NH4Cl
R  C  C  H + CuCl + NH3 R  C  C  Cu + NH4Cl

Toluen dd KMnO4, t0 Mất màu

Stiren dd KMnO4 Mất màu

D

É

n

x

u

Ê

t

c

đ

a

h

id

r

o

c

a

c

b

o

n

Ancol Na, K  khơng màu 2R  OH + 2Na   2R  ONa + H2

Ancol

bậc I CuO (đen), t0

Xuất hiện Cu (đỏ),
Sản phẩm tạo thành

cho pứ tráng gương

R  CH2 OH + CuO

 R  CH = O + Cu + H2O

R  CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH  

  R COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3

Ancol

bậc II CuO (đen), t0

Xuất hiện Cu (đỏ),
Sản phẩm tạo thành

k0 có pứ tráng gương R  CH2OH  R + CuO

 R  CO  R + Cu + H2O

Ancol

đa chức Cu(OH)2 dung dịch màu xanh lam

2 2 2 2

2 2

2 2 2 2

CH OH HOCH CH OH HOCH

CH OH Cu(OH) HOCH CH O Cu OCH 2H O

CH OH HOCH  CH OH HOCH 

Anđehit

AgNO3 trong

NH3  Ag trắng

R  CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH

 R  COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3
Cu(OH)2

NaOH, t0  đỏ gạch RCHO + 2Cu(OH)

2 + NaOH

 RCOONa + Cu2O+ 3H2O

dd Brom Mất màu RCHO + Br2 + H2O  RCOOH + 2HBr

Axit
cacboxylic

Quì tím Hố đỏ

2
3

CO  Thốt khi khơng màu 2R

 COOH + Na2CO3 2R  COONa + CO2 + H2O

Aminoaxit Quỳ tím

Hóa xanh Số nhóm  NH2 > số nhóm  COOH
Hóa đỏ Số nhóm  NH2 < số nhóm  COOH
Khơng đổi Số nhóm  NH2 < số nhóm  COOH

2
3

CO 

 CO2 2H2NRCOOH + Na2CO3 2H2NRCOONa +CO2+H2O

Amin Q tím Hóa xanh

S

a

c

a

r

it

Glucozơ

Cu(OH)2 dd xanh lam 2C6H12O6 + Cu(OH)2 (C6H11O6)2Cu + 2H2O
Cu(OH)2

NaOH, t0  đỏ gạch CH

2OH  (CHOH)4  CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH

 

  CH2OH  (CHOH)4  COONa + Cu2O + 3H2O

AgNO3 / NH3  Ag trắng CH

2OH  (CHOH)4  CHO + 2Ag[(NH3)2]OH

 

 CH2OH(CHOH)4COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3

dd Br2 Mất màu CH

2OH(CHOH)4CHO + Br2

 

  CH2OH(CHOH)4COOH+2HBr

Saccarozơ
C12H22O11

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương C12H22O11 + H2O   C6H12O6 + C6H12O6
Glucozơ Fructozơ

Vôi sữa Vẩn đục C12H22O11 + Ca(OH)2   C12H22O11.CaO.2H2O
Cu(OH)2 dd xanh lam C12H22O11 + Cu(OH)2   (C12H22O11)2Cu + 2H2O

Mantozơ
C12H22O11

Cu(OH)2 dd xanh lam C12H22O11 + Cu(OH)2   (C12H22O11)2Cu + 2H2O
AgNO3 / NH3  Ag trắng

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương C12H22O11 + H2O   2C6H12O6 (Glucozơ)

Tinh bột

(C6H10O5)n

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứ

tráng gương (C6H10O11)n + nH2O   nC6H12O6 (Glucozơ)

2  

+ 3Br

Br Br

+ 3HBr

(kết tủa trắng)
2

2  

+ 3Br Br

+ 3HBr

(kết tủa trắng)
2

    2
0

H O

4 80-100 C

+ 2KMnO

COOK

2 2

+ 2MnO +KOH+H O

    2
0

H O

4 80-100 C

+ 2KMnO

COOK

2 2

+ 2MnO +KOH+H O

2 2

+ 2MnO + 2H O

CH = CH

  

4 2

+ 2KMnO 4H O

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

h

id

r

o

c

a

c

b

o

n

Khí Oxi sp có pứ tráng gương 2CH2 = CH2 + O2     PdCl ,CuCl2 2

CH3CHO

Ankađien dd Br2 Mất màu CnH2n2 + 2Br2 CnH2nBr4

Ankin

dd Br2 Mất màu CnH2n2 + 2Br2 CnH2nBr4

dd KMnO4 mất màu 3CHCH+8KMnO4 3HOOCCOOH + 8MnO4+8KOH
AgNO3/NH3

( đầu mạch)

kết tủa màu vàng
nhạt

HC  CH + 2[Ag(NH3)2]OHAgCCAg+2H2O+ 4NH3
RCCH + [Ag(NH3)2]OH  RC  CAg +H2O+2NH3

</div>

Bang tong hop hoa vo co THPT

<i>Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô cơ trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim cơ bản và hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội </i>

K

h

á

i

q

u

á

t

<sub> </sub>

<sub></sub>

<sub> </sub>

<sub></sub>

<sub> </sub>

<sub></sub>

 



 



X

...ns np

X

...ns np

 



Y

...ns np

Y

...ns np

 



Clo



Cl



M



35, 5

Flo



F



M



19, 0

Brom



Br



M



80, 0

Iot



I



M



127, 0

Oxi



O M





16, 0

Cl



1e

 



Cl

 

 

 

 

 



 

