On tap Hoa Vo co Cung LTDH mon Hoa voi thay Son

<span class='text_page_counter'>(1)</span>ÔN TẬP HÓA VÔ CƠ ( HẸN T 5- 28/2 – CHƯƠNG I ) BẢNG NHẬN BIẾT ION Ion ( + )( Cation ) Cần nhận biết H+ NH4+. Dấu hiệu nhận biết. Phản ứng. - Qùy tím ẩm - Phênolphatalin hồng Dung dịch OH- ( NaOH..). Hóa đỏ ( hồng ) Chuyển sang không màu Tạo mùi khai. NH4+ + OH- → NH3↑ + H2O. Cu2+. - dd OH dư - dd Cl- dd OH-. Tạo ↓ keo trắng hóa thành đen Ag2O Tạo ↓ keo trắng Tạo ↓ xanh lam. Ag+ + OH- → AgOH↓ ( không bền )→ Ag2O↓ Ag+ + Cl- → AgCl ↓ Cu2+ 2OH- → Cu(OH)2 ↓ xanh lam. Ni2+. - dd OH-. Tạo ↓ xanh táo. Ni2+ + 2OH- → Ni(OH)2 ↓ xanh táo. Mg2+. - dd OH- dư. Tạo ↓ keo trắng. Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2 ↓ keo trắng. Fe2+. - dd OH- dư. Fe3+. - dd OH- dư. Be2+. - dd OH- dư. Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư. Be2+ + 2OH- → Be(OH)2 ↓ keo trắng 2− Be(OH)2 + 2OH- → BeO 2 + 2H2O. Zn2+. - dd OH- dư. Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư. Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2 ↓ keo trắng 2− Zn(OH)2 + 2OH- → ZnO2 + 2H2O. Al3+. - dd OH- dư. Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư. Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 ↓ keo trắng − Al(OH)3 + OH- → AlO 2 + 2H2O. Cr3+ Cr2+. - dd OH- dư. Tạo ↓ xám xanh tan trong kiềm dư Tạo ↓ nâu Cr2+ + OH- → Cr(OH)2 ↓. Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3 ↓ xám xanh − Cr(OH)3 + OH- → CrO 2 + 2H2O. Na+. - Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi đốt với ngọn lửa không màu - như trên - Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi đốt với ngọn lửa không màu 2− - dd CO3 (dd Na2CO3..). Ngọn lửa có màu vàng chói. - Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi đốt với ngọn lửa không màu 2− - dd SO 4 ( dd Na2SO4 ..). Ngọn lửa có màu lục hơi vàng. Ag. +. Thuốc thư. -. K+ Ca2+. Ba2+. Tạo ↓ trắng xanh rồi chuyển sang nâu đỏ khi có không khí. Tạo ↓ nâu đỏ. Ngọn lửa có màu tím hồng Ngọn lửa có màu đỏ cam ↓ trắng tan được trong axit. ↓ trắng không tan được trong mọi axit. Ion ( - ) ( Aation ) Cần nhận biết. Thuốc thư. Dấu hiệu nhận biết. Dd OH-. - Qùy tím ẩm - Phênolphatalin hồng. Hóa xanh → không màu hóa hồng Tạo bọt khí ( SO2 ↑) làm mất màu dd Br2. 2−. SO3 HSO23 − phải nhận 2− biết trước CO3 , 2− HCO3 Muối. 2−. CO3 2− HCO 3. Muối. Muối S2-, HSMuối Silicat. SiO23 − 2− Muối SO 4. ,. - Dd H+ ( HCl..). hay mất màu dd thuốc tím KMnO4. Dd H+. Tạo bọt khí ( CO2 ↑). Dd H+. Tạo bọt khí ( H2S ↑) có mùi trứng thối. Dd H. +. Dd Ba2+ ( dd BaCl2..). Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 ↓ trắng xanh 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O →4Fe(OH)3↓ nâu đỏ Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 ↓nâu đỏ. Tạo ↓ ( H2SiO3 ↓ ) Tạo ↓ trắng ( BaSO4↓) không tan trong các axit. 2−. CO3. Ca2+ +. 2−. SO 4. Ba2+ +. → CaCO3↓. → BaSO4↓. Phản ứng. 2−. SO3. + 2H++ → H2O + SO2↑ SO2 + H2O + Br2 → H2SO4 + HBr SO2 + [ O]. 2−. CO3. ⃗ KMnO4. SO3. + 2H+ → H2O + SO2↑. S2- + 2H+ → H2S↑ SiO23 − + 2H+ → H2SiO3 ↓ 2−. SO 4. + Ba2+ → BaSO4↓.

<span class='text_page_counter'>(2)</span> Muối Clorua Cl-. Dd Ag+ ( AgNO3..). Tạo ↓ trắng ( AgCl ). Cl- + Ag+ → AgCl↓. Muối Bromua Br-. - Dd Ag+ ( AgNO3..) - Cl2 - Dd Ag+ ( dd AgNO3..) - Cl2 Dd Ag+ ( dd AgNO3 ..). Tạo kết tủa vàng nhạt ( AgBr ) - Tạo dd màu nâu ( do hình thành Br2 ) Tạo ↓ vàng ( AgI ) Tạo ↓ xám xẫm ( do hình thành I2 ) Tạo ↓ vàng. Br- + Ag+ → AgBr ↓ 2Br- + Cl2 → Br2 ( màu nâu ) + 2ClI- + Ag+ → AgI ↓ 2I- + Cl2 →I2 ( xám xẫm ) + 2Cl-. Muối Iô dua I-+ Muối Photphat. PO. 3− 4. - H2SO4đặc, t0. −. NO3. Muối Nitrat. 3−. PO 4. Tạo khí màu nâu, mùi hắc ( NO2 ). NO−3. + 3Ag+ → Ag3PO4↓ + H2SO4đ → NO2↑+. SO24−. +H2O. - Nhận biết kim loại lưỡng tính ( Al, Zn, Be, Cr, Pb..): tác dụng với dung dịch kiềm: kim loại tan trong NaOH là kim loại lưỡng tính. -Oxit lưỡng tính ( Al2O3, ZnO, BeO, Cr2O3, PbO..): tác dụng với dd kiềm ( NaOH..), oxit kim loại tan trong dung dịch kiềm là oxit lưỡng tính. - Với kim loại hay oxit kim loại thì có thể chuyển thành muối tan rồi được nhận biết qua ion của nó. - Zn, Al có thể dùng HNO3 đặc nguội để nhận biết như sau. Kim loại không tan trong HNO3 đặc, nguội → đó là Al hay chuyển thành muối rồi tác dụng dd NH3, muối cho kết tủa rồi tan dần trong dd NH3 → Zn Bảng điện hóa: Tính oxi hóa của Ion kim loại tăng dần Li+. K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+. Li. K. Ba. Ca. Na. Mg. Al. Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+. Mn. Zn. Cr. Fe. Ni. Sn2+ Pb2+ Sn. Pb. 2H+ Cu2+ H2. Fe3+ Ag+. Cu. Hg2+ Pt2+. Fe2+ Ag. Hg. Au3+ Pt. Au. Tính khư của kim loại giảm dần Kim loại có tính khư càng mạnh ↔ Ion kim loại có tính oxi hóa càng yếu Chiều phản ứng oxi hóa khử: Ví dụ:. Cu2+ ( chất oh mạnh ). +. Zn. →. ( Ch. khử mạnh ). Cu. ( Ch . khử yếu ). +. Zn2+. ( Ch .oxi hóa yếu ). Ch. khư mạnh 1 + Ch .oxi hóa mạnh 1 → Ch .khư yếu + Ch oxi hóa yếu HÓA TÍNH CHUNG CỦA KIM LOẠI Kim loại kiềm: Li Na K Rb Cs Fr ( IA ) Kim loại kiềm thổ: Be Mg Ca Sr Ba Ra ( IIA ) Kim loại lưỡng tính: Be Zn Al… Kim loại phân nhóm phụ: Cu ( IB ) Zn ( IIB ) Fe( VIIIB )… I. Đặc điểm về cấu tạo nguyên tử kim loại : - Bán kính nguyên tử hơi lớn so với nguyên tử phi kim. - Số e hóa trị ít ( 1 → 3) so với phi kim. - Lực liên kết các e với hạt nhân tương đối yếu, nên năng lượng cần tách e khỏi nguyên tử kim loại nhỏ ( năng lượng ion hóa nhỏ ) II. Tính chất hóa học chung của kim loại: - Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử ( dễ bị oxi hóa ) M – ne = Mn+ 1. Tác dụng với phi kim: KL bị oxi hóa được thành cation. Phi kim bị khử thành anion.

<span class='text_page_counter'>(3)</span> 2+¿. 4Al + 3O2. O3. ⃗ t0. Cu + Cl2 ⃗ t0. 3 +¿. Al 2 ¿ 2¿. +2 − 1. Cu Cl2. 2.Tác dụng với axit: a) Dung dịch HCl, H2SO4 (loãng ) [Axit không oxi hóa ] Zn + 2H+ → Zn2+ + H2↑ Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑ b) Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc, to [ Axit có tính oxi hóa] NxOy ( N2, NO, NO2, N2O M + HNO3 → M(NO3)n + H2O + NH4NO3 SO2; S↓ M + H2SO4đặc → M2(SO4)n + H2O + H2S Trừ Pt, Au hầu hết khử được N+5, S+6 đến mức oxi hóa thấp hơn. +4. +5. Cu + 4 H N O3 → Cu(NO3)2 + 2H2O + 2 N O2 3.Tác dụng với dung dịch muối: - Kim loại đứng trước trong dãy điện hóa sẽ đẩy ( ion ) kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối. Ví dụ: Fe + ddCuSO4 → FeSO4 + Cu↓ ( Fe > Cu ) Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag ( Cu > Ag ) Cu + FeSO4 → không xảy ra ( Cu < Fe ) Nhưng: Cu + 2FeCl3 → CuCl2 + 2FeCl2 *****. Fe Cu. Cu2+ 3+. 2+. + Fe2+ → Fe3+…. + Fe → Fe + …. Ag+ ( hay thi TNPT + ĐH ). ( hay thi TNPT + ĐH ) - Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2 - Ag + FeCl3 → không xảy ra Giải thích: Cu2+ Fe3+ Cu Fe2+ Quy tắc Anpha. - AgNO3 + Fe(NO3)2 → Fe(NO3)3 + Ag↓ ... Fe3+ Ag+ Fe2+ Ag. Quy tắc An pha xảy ra theo chiều mũi tên ( không xảy ra theo chiều ngược lại ). KIM LOẠI PNC NHÓM I ( KIM LOẠI KIỀM ) I. Vị trí của kim loại kiềm trong HTTH: - Thuộc phân nhóm chính nhóm I:. Li. ; Na. ; K;. Rb. ; Cs. , Fr. - Đứng đầu mỗi chu kì ( trừ chu kì I ) II. Hóa tính của kim loại kiềm: - KL kiềm là những nguyên tố nhóm s, bán kính nguyên tử tương đối lớn. - KL kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại: ( Tính khử ). M – 1e → M+.

<span class='text_page_counter'>(4)</span> 1. Tác dụng với phi kim: 4Na + O2 → 2Na2O 2Ca + O2 → 2CaO 2Na + Cl2 → 2NaCl 2. Tác dụng với axit: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑ 2Na + 2H2SO4 → Na2SO4 + H2↑ * 3. Tác dụng với H2O: 2K + 2H2O → 2KOH + H2↑ Các KL kiềm khác cũng có những phản ứng hóa học tương tự. 4. Tác dụng với H2 : Chỉ kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng với H2 2Na + H2 ⃗ Ca + H2 ⃗ 300 0 C CaH 2 t 0 , p 2NaH ( natri hidrua ) III. Điều chế kim loại kiềm: Nguyên tắc: Khử ion KL kiềm → KL kiềm Điện phân nóng chảy có màng ngăn muối halogenua hay hiđroxit tương ứng.. M+ + e → M 1. Điện phân muối NaCl: NaCl → Na+ + ClCatot ( - ): 2Na+ + 2e → 2Na Anot ( + ): 2Cl- + 2e → Cl2↑ 2NaCl ⃗ đpnc , vn 4Na + Cl2↑ 2. Điện phân NaOH: NaOH = Na+ + OHCatot ( - ) 4Na+ + 4e → 4Na ( nóng chảy ) Anot ( + ) 4OH- + 4e → 2H2O + O2 4NaOH ⃗ đpnc , vn 4Na + O2↑ + 2H2O Chú y: Na2CO3 + 2C ⃗ t 0 2Na + 3CO MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA Na I. Natri hiđroxit: - NaOH phân li hoàn toàn thành ion: NaOH → Na + OH1. Tác dụng với axit: NaOH + HCl → NaCl + H2O OH- + H+ → H2O *** 2. Tác dụng với oxit axit: nNaOH - Tỉ lệ số mol ( Nếu KOH cũng lập tỉ lệ như NaOH ) nCO 1 2 nNaOH nNaOH nNaOH ≤1 1< <2 ≥2 nCO nCO nCO → ra NaHCO3 → ra NaHCO3 và Na2CO3 → ra Na2CO3 Lấy nNaOH tính Cả hai đều hết, đặt ẩn số Lấy n tính PT: NaOH + CO2 → NaHCO3 NaOH + CO2 → NaHCO3 NaOH + CO2 → Na2CO3 a a 2. 2. 2. 2.

<span class='text_page_counter'>(5)</span> 2NaOH + CO2 → Na2CO3 2b b Ta có: a + 2b = nNaOH a + b = nCO 3. Tác dụng với dung dịch muối: 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4 2OH- + Cu2+ → Cu(OH)2 ↓ - Điều chế NaOH bằng dung dịch NaCl, có màng ngăn xốp, điện cực trơ. 2NaCl + 2H2O ⃗ đpvn H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH Anot ( + ) Catot ( - ) 2Cl- - 2e → Cl2↑ 2H2O + 2e → H2 + 2OH 2Na+ + 2OH- = 2NaOH 2. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM II I. Vị trí của kim loại phân nhóm chính nhóm II trong hệ thống tuần hoàn. Be, Mg , Ca , Strontri (Sr ), Ba , Rađi (Ra ) Be: lưỡng tính Ca, Sr, Ba : kim loại kiềm thổ → Đứng liền sau kim loại kiềm ( trừ chu kì I ) II. Tính chất hóa học của kim loại PNC nhóm II. - Là những nguyên tố nhóm s, có 2 e hóa trị ( s2 ) - KL PNC II có bán kính nguyên tử hơi lớn → là chất khử mạnh trong hợp chất có số oxi hóa + 2. M – 2e → M2+ 1. Tác dụng phi kim: a) Tác dụng Oxi: - Trong không khí ( nhiệt độ thường ) Be và Mg bị oxi hóa chậm thành màng bảo vệ kim loại, còn lại phản ứng với oxi của không khí mãnh liệt hơn. - Khi đốt nóng, kim loại PNC nhóm II cháy trong không khí tạo ra oxit. 2M + O2 → 2MO ( M là nguyên tử kim loại PNC II ) b) Tác dụng Lưu huỳnh ( S ) M+S ⃗ t 0 MS c) Tác dụng Halogen: M + Cl2 ⃗ t 0 MCl2 2. Tác dụng Axit: a) Tác dụng dd HCl, H2SO4 loãng … ( Axit không oxi hóa ) M + H2SO4 → MSO4 + H2↑ b) Tác dụng HNO3; H2SO4 đđ; t0 (Axit oxi hóa ) 4M + 10HNO3 → 4M(NO3)2 +3H2O + NH4NO3 2M + 2H2SO4đ ⃗ t 0 MSO4 + SO2↑ +2H2O c) Tác dụng với H2O: Trong H2O ( t0 thường ) Be không phản ứng, Mg khử chậm, còn lại (Ca, Sr, Ba) khử nước mạnh. M + 2H2O → M(OH)2 + H2↑ Vì vậy Ca, Sr, Ba được gọi là những kim loại kiềm thổ. Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogenua của chúng MX2⃗ đpnc M + X 2. ( X: là nguyên tố halogenua ).

<span class='text_page_counter'>(6)</span> MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA Ca I. Canxi oxit: ( oxit bazơ ) 1. Tác dụng với H2O CaO + H2O → Ca(OH)2 + Q 2. Tác dụng với axit, oxit tạo muối. CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O CaO + CO2 → CaCO3 Điều chế CaO bằng cách phân hủy CaCO3 ở nhiệt độ cao. 0 CaCO3 ⃗ t 0 CaO + CO2 + Q ( ở 900 C CaCO3 bị phân hủy hoàn toàn ) II. Canxi hiđroxit: 1. Phản ứng với axit, oxit axit: Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O - Dung dịch Ca(OH)2 tác dụng với dung dịch muối khác. Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaOH Ca2+ + CO23 − → CaCO3↓ OH ¿2 ¿ *** Ca ¿ = k n¿ ¿ ½ 1 OH ¿2 OH ¿2 OH ¿2 ¿ ¿ ¿ ½ Ca ¿ < 1 Ca ¿ ≤ ½ Ca ¿ ≥1 n¿ n¿ n¿ ¿ ¿ ¿ → Ca(HCO3)2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 Lấy Ca(OH)2 tính đặt ẩn số lấy CO2 tính PT: Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2 Ca(OH)2 +2CO2 → Ca(HCO3)2 a 2a Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O b b OH ¿2 Ta có: a + b = Ca ¿ n¿ n 2a + b = CO ** NaOH tác dụng với H3PO4 nNaOH nH PO nNaOH TH1: ≤ 1 → tạo muối NaH2PO4 nH PO P/T: NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O 2. 3. 3. 4. 4. nNaOH < 2 → tạo 2 muối nH PO P/T: NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O TH2: 1 <. 3. 4. 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O.

<span class='text_page_counter'>(7)</span> nNaOH = 2 → tạo muối Na2HPO4 nH PO P/T: 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O TH3:. 3. 4. nNaOH < 3 → tạo 2 muối Na2HPO4 và Na3PO4 nH PO P/T: 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O TH4: 2 <. 3. 4. 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O nNaOH ≥ 3 → Tạo 1 muối Na3PO4 nH PO P/T: 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O TH5:. 3. 4. ĐIỆN PHÂN 1. Điện phân: Quá trình oxi hóa khử diễn ra ở bề mặt hai điện cực khi cho dòng điện một chiều đi qua chất điện phân ở trạng thái nóng chảy hay dung dịch 2. Nguyên tắc: a) Tại Catod: Các cation nhận e- ( quá trình khử ) theo thứ tự từ sau ra trước - H2O trong dung dịch điện phân ở Catot khi: K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+. Mn2+ Zn2+. Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+. Pb2+ 2H+. Cu2+ Fe3+. Ag+ Hg2+. Pt2+ Au3+. H – OH điện phân Tự điện phân 2H – OH + 2e →H2 + 2OH Mn+ + ne → M b) Tại Anod: Các anion nhường e ( quá trình oxi hóa ) theo thứ tự: I- , Br- , Cl- , RCOO- > OH- > H2O > SO24− , PO 34 − ... - H2O trong dung dịch điện phân ở Anot khi: Cl- Br-.... SO24− SO23 − CO23 − NO−3 .... H – OH điện phân Tự điện phân H –OH -2e = 2H+ + ½ O2 3. Định luật Faraday: Lượng chất thu được ở mỗi điện cực tỉ lệ thuận với tích số cường độ dòng điện và thời gian điện phân: mX =. I .t AX . 96500 n X. I: Cường độ dòng điện ( A ) ; AX: Khối lượng mol nguyên tử của X. t: Thời gian điện phân ( s ); nX : Hóa trị của X trong chất đang dùng.. Sự điện ly 1. Chất điện li: là chất phân ly thành ion ( + ) và ion ( - ) khi nóng chảy hoặc ở trạng thái dung dịch. 2. Sự điện li: Là sự phân ly thành ion của chất điện ly ở trạng thái dung dịch hay nóng chảy. Chất không điện ly: Là chất mà dung dịch không dẫn điện được ( dung dịch rượu, đường ) + Axit → H+ + Ion ( - ) gốc axit.

<span class='text_page_counter'>(8)</span> + Bazơ → OH- + ion ( + ) kim loại hay NH4 + Muối → ion ( + ) kim loại + ion ( - ) gốc axit 3. * Chất điện ly mạnh: Có khả năng phân ly gần như hoàn toàn thành ion * Chất điện ly yếu: Chỉ phân ly một phần thành ion. Số phân tử phân ly * Độ điện ly: α =¿ Số phân tử hòa tan ( 0 ≤ α ≤ 1) - Sự điện ly là quá trình thuận nghịch vì các ion chuyển động tự do trong dung dịch nên có thể va chạm với nhau và tái tạo lại phân tử chất điện ly. 4. Axit – Baz ( theo Bronsted) : - Axit là chất có khả năng cho H+; Baz là chất có khả năng nhận H+ Dung dịch axit là dung dịch có chứa ion H+ Dung dịch Baz là dung dịch có chứa ion OHHidroxit lưỡng tính là những hidroxit vừa có khả năng cho H+, vừa có khả năng nhận H+ như : Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Be(OH)2... 5.pH của dung dịch: Đặc trưng cho nồng độ H+ của một dung dịch +¿¿ +¿¿ pH = -lg H ; pOH = - lg [ OH− ] ; H : nồng độ mol H+ ¿ ¿ Cùng một dung dịch: pH + pOH = 14 +¿¿ H2O nguyên chất có H = 10-7 nên pH = 7 ¿ ¿ pH 0 5 7 8 10 14 Qùy tím Hồng Tím Xanh Phenoltalein Không màu Đỏ tím đỏ 1 ( pKa −lg C) + Đối với axit yếu: HA H+ + A- ; pH = 2 + Độ mạnh axit: Axit không có Oxi: Phụ thuộc vào năng lượng liên kết H – X HF < HBr < HCl < HI Axit có oxi: HxXOy y – x ≥ 2: axit mạnh ( H2SO4 , HNO3…) y – x ≤ 1: axit yếu ( H2 CO3 , H2SO3) + Độ mạnh của Bazo: M(OH)n M có tính kim loại càng mạnh, khả năng nhường e- càng lớn, sự đứt liên kết M – OH càng dễ nên tính Baz càng mạnh. NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 … 6. Muối: Hợp chất gồm ion ( + ) kim loại hay NH4+ với ion âm gốc axit - Muối trung hòa: Muối mà trong gốc axit không còn H có tính axit H3PO3 Axít Phốtphorơ là một hợp chất ( 2 chức axit) nên Na2HPO3 là muối trung hòa. - Muối axit: Muối mà trong gốc axit còn H có tính axit. NaHSO4, Ca(HPO4)2, KHS… - Muối kép: Nhiều cation kim loại kết hợp với 1 gốc axit: Kal(SO4)2 - Muối hỗn hợp: Một loại kim loại kết hợp với các axit khác nhau Cl Ca. Clorua vôi O – Cl 7. Tính Axit – Baz của dung dịch muối:.

<span class='text_page_counter'>(9)</span> Muối tạo bởi Axit và Baz mạnh Axit mạnh + Baz yếu Axit yếu + Baz mạnh Axit yếu + Baz yếu. Thủy phân Không Có Có Có. Dung dịch Trung tính Tính axit Tính Baz Tùy quá trình cho hay nhận H+ mạnh hơn. pH 7 pH < 7 pH > 7 pH tùy trường hợp. NH4Cl + H2O NH4OH + HCl + NH 4 + H2O NH4OH + H+ ( pH < 7) CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH CH3COO + H2O CH3COOH + OH(pH > 7) 8. Phản ứng trao đổi ion: Là phản ứng trao đổi giữa các ion của những chất đầu để tạo sản phẩm mới ( không có sự thay đổi số oxi hóa ) Điều kiện: - Chất tham gia phản ứng phải tan ( trừ khi phản ứng với axit ) - Có sự tạo thành: chất dễ bay hơi, chất kết tủa ( ít tan ); chân phân li yếu hơn ***Nhiệt phân muối nitrat : Li K Ca Na Ba Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn − − NO3 → NO2 +O2 NO−3 → OxitKL+NO2 ↑+O2 ↑ NaNO3 → NaNO2 + O2↑ Cu(NO3)2 → CuO + NO2↑ + O2↑ Ba(NO3)2 ⃗ t 0 BaO +NO2 +O2 NH4NO3 ⃗ t 0 <3000 N2O + H2O NH4NO3 ⃗ t 0 >3000 N2 + O2 + H2O NH4NO3 ⃗ t 0 N2 + H2O. PHI KIM Hay gặp là : Oxy, Clo, Lưu huỳnh, Nitơ I. OXY 1. Tác dụng với kim loại: Mg + ½ O2 → MgO 2. Phản ứng với Hidro: H2 + ½ O2 → H2O 3. Điều chế: 3 KClO3 ⃗ t 0 KCl + 2 O2 NaNO3 ⃗ t 0 NaNO2 + ½ O2 H2O ⃗ đp( ddNaOH) H2 + ½ O2 II. CLO 1. Phản ứng với kim loại: Mg + Cl2 → MgCl2 2. Phản ứng với Hidro: H2 + Cl2 → 2HCl 3. Điều chế: NaCl + H2O ⃗ đpdd , vn ½ H2 + ½ Cl2 + NaOH 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O. Pb Cu. Ag Hg Pt Au − NO3 → KL+ NO2 ↑+O2 ↑ AgNO3 →Ag + O2↑ + NO2↑.

<span class='text_page_counter'>(10)</span> MnO2 + 4HCl ⃗ t 0 MnCl2 + Cl2 + 2H2O - HCl có tính khử: + 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + K2Cr2O7 ( Kali dicromat ) + 14 HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O - HClO4 :có tính oxi hóa mạnh + HClO4 + 7HCl → 4Cl2 + 4H2O III.LƯU HUỲNH: 1.Phản ứng với kim loại: Mg + S → MgS 2. Phản ứng với H2: H2 + S → H2S → Còn có tính khử: S + O2 → SO2 - H2S có tính khử: + H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl + 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O - H2SO4 có tính oxi hóa mạnh ( thể hiện khi đặc, nóng ) + S + H2SO4 ⃗ t 0 3SO2 + 2H2O IV.NITƠ: 1. Phản ứng với kim loại: 4Mg + 3N2 ⃗ t 0 Mg2N3 2. Phản ứng với Hiodro: Còn có tính khử: N2 + O2 30000C 2NO N2 + 3H2 2NH3 - Điều chế: NH4NO2 ⃗ t 0 N2 + 2H2O - NH3 có tính khử: + 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl + 2NH3 + 3CuO ⃗ t 0 N2 + 3Cu + 3H2O - HNO3 có tính oxi hóa mạnh: + S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O - Cấu tạo nguyên tử - Kim loại Al, Fe, Cu ( * * * * * ) - Các công thức tính số mol, m, V, mdd .. → Sẽ được trình bày trong các chuyên đề.. Chúc các em thi tốt! Để ôn tập tốt và xem lại những bài học trước đó. Google: thay Hoang Son ( mục Cùng LTĐH môn Hóa ), phía dưới là Tuyển tập đề thi ĐH các năm. Google: thcs nguyen van troi q2 ( có mục Tuyển tập đề thi TNPT các năm ) Thân tặng các công chúa, hoàng tử: Mất niềm tin là mất tất cả.( Tự tin lên ).

<span class='text_page_counter'>(11)</span>