Lời nói đầu
Đã thành thông lệ, cứ đến tháng 8 hàng năm các Thầy, Cô giáo và học sinh các
trường chuyên thuộc các tỉnh miền núi phía Bắc lại gặp nhau để giao lưu học hỏi và trao
đổi kinh nghiệm về việc dạy và luyện thi HSG các môn học trong trường chuyên.
Trường THPT Chuyên Hoàng Văn Thụ rất vinh dự khi là đội chủ nhà của hoạt động
trong trại hè năm 2013. Các thành viên của nhóm Hóa trường THPT Chuyên Hoàng
Văn Thụ xin được chia sẻ chuyên môn với các đồng nghiệp qua bài viết này.

4


Lý do chọn đề tài:
Hoá học vô cơ là một chuyên ngành rất quan trọng trong bộ môn hoá học. Đặc
biệt trong các đề thi HSG các cấp hóa đại cương và vô cơ chiếm tới 60% nội dung kiến
thức trong đó nội dung về hóa nguyên tố chiếm một dung lượng khá lớn. Việc hệ thống
hóa kiến thức cơ bản về hóa nguyên tố và xây dụng hệ thống bài tập trọng tâm nâng dần
mức độ từ dễ đến khó là ý tưởng của chúng tôi khi trình bày cuốn kỷ yếu này. Xong với
điều kiện thời gian có hạn nên chúng tôi mới tập chung vào chương các nguyên tố phi
kim, mặc dù đã cố gắng sắp xếp một cách hệ thống và khoa học xong không tránh khỏi
thiếu xót rất mong các Thầy ,cô giáo và các các em học sinh đón nhận và đóng góp bổ
sung để nội dung cuốn kỷ yếu được đầy đủ hơn và thực sự hữu ích trong quá trình dạy
và học.

5


CHƯƠNG 1 : OXI-OZON LƯU HUỲNH
A. OXI
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA OXI
I.1. Trạng thái thiên nhiên
Oxi là nguyên tố phổ biến nhất ở trong thiên nhiên. Thành phần khối lượng oxi

→ O2-

∆Ho = +900 kJ/mol (~ 6,83 eV)

I.3.2. Góp chung 2e tạo thành 1 liên kết đôi hay 2 liên kết đơn
I.3.3. Góp chung 2e và tạo một liên kết cho nhận, ví dụ H3O+
I.4 . Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử O2 có độ dài liên kết bằng 1,21 antron và năng lượng liên kết bằng 494
kJ/mol.
Theo thuyết VB, phân tử oxi được hình thành nhờ sự xen phủ của các electron
2p độc thân, tạo thành 1 liên kết σ và 1 liên kết π:
Theo thuyết VB, phân tử oxi không có electron độc thân và không có từ tính,
điều này mâu thuẫn với thực nghiệm.
Theo thuyết MO, sự hình thành phân tử O2 do dự tổ hợp tuyến tính 2 obital 1s
II. TÍNH CHẤT LÝ-HÓA CỦA OXI
II.1. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, oxi là một khí không màu, không mùi, không vị; nặng hơn
không khí.
Oxi ở trạng thái khí, lỏng, rắn đều có tính thuận từ. Oxi lỏng và rắn có màu xanh
lam.
6


Do phân tử ít bị cực hoá, oxi có nhiệt độ nóng chảy (-218,9 0C) và nhiệt độ sôi (1830) rất thấp.
Khí oxi ít tan trong nước: ở 200C, 1 lít nước hòa tan được 31 mL khí O2.
Khí O2 có thể tan trong một số kim loại nóng chảy và độ tan cũng giảm khi nhiệt
độ tăng. Khi kim loại rắn, khí oxi tan ở trong đó sẽ thoát ra nhanh chóng, nên những
kim loại để nguội nhanh ở ngoài kim loại thường bị rỗ trên bề mặt dẫn đến gây khó
khăn trong luyện kim
II.2. Tính chất hóa học


2Ca + O2 → 2CaO
+ Đung nóng Sr trong oxi tạo SrO + SrO2; còn bari tạo peoxit BaO2.
II.2.1.4. Nhóm IIIA
- Khi nung B trong không khí hoặc trong oxi tạo ra B2O3.
- Nhôm phản ứng trực tiếp với oxi, ngay cả ở nhiệt độ thường tạo ra lớp màng
mỏng 1.10-5 mm bảo vệ bề mặt nhôm.
4Al + 3O2 → 2Al2O3
II.2.1.5. Nhóm IVA
- Với cacbon
+ Khi đốt cháy C trong điều kiện thiếu không khí tạo CO:
2C + O2 → 2CO
Khi đốt cháy C vô định hình ở 350 0C tạo CO2:
C + O2 → CO2
- Với silic
+ Khi cho Si vô định hình cháy ở 6000C tạo SiO2.
II.2.1.6. Nhóm VA
- Với nitơ
Chỉ có NO là tạo ra trực tiếp từ N2 và O2 ở nhiệt độ cao.
N2 + O2 → 2NO
Ở 20000C chỉ có 1,2% NO theo thể tích; ở 30000C được 5,3%.
- Với P
P phản ứng trực tiếp với oxi hoặc ôxi không khí.
Thiếu oxi: 4P + 3O2 → P4O6
Đủ oxi : 4 P + 5O2 → P4O10
II.2.1.7. Nhóm VIA
- Với lưu huỳnh
Khí đốt S trong không khí hoặc trong oxi tạo ra SO2: S + O2 → SO2
Các oxit khác đều tạo ra bằng phương pháp gián tiếp.
- Với selen và telu.

II.4. Vai trò sinh học của oxi
- Oxi giúp duy trì sự sống của động thực vật trong quá trình hô hấp.
- Oxi hòa tan duy trì đời sống sinh vật dưới nước.
- Cây xanh ban ngày quang hợp, hấp thụ khí CO 2 và thải O2; ban đêm hấp thụ O2 và thải
khí CO2.
III. CÁC HỢP CHẤT OXIT
III.1. Oxit
Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác. Oxit của các nguyên tố có bản
chất rất khác nhau. Kiểu liên kết hoá học trong oxit biến đổi từ thuần thuý ion đến thuần
tuý cộng hoá trị.
III.1.1. Oxit ion
Bao gồm oxit kim loại kiềm và kiềm thổ.
Chúng ta biết rằng sự tạo thành ion O 2- từ oxi nguyên tử tiêu tốn một năng lượng
khá lớn là 903 kJ/mol.
1
O2 (k) + 2e
2

→ O2- (k)

∆H0 = 903 KJ/mol
9


Muối tạo thành, oxit ion cần tiêu tốn một năng lượng để làm cho nguyên tử kim
loại bay hơi và ion hoá. Nhưng mặt khác, nhờ năng lượng mạng lưới của oxit chứa ion
O2- có bán kính tương đối bé (1,40 antron) là rất cao cho nên nhiều oxit đều thuần thuý
ion và rất bền.
Bằng phương pháp Rơnghen người ta đã xác nhận sự tồn tại của O 2- ở trong mạng
lưới tinh thể của oxit ion, nhưng ion này không tồn tại trong dung dịch mà bị phân huỷ:



Natri peoxit là chất bột màu trắng, nóng chảy ở 460 0C và sôi ở nhiệt độ sôi 660 0C.
Na2O2 được tạo thành khi đốt cháy Na trong oxi hoặc trong không khí ở nhiệt độ 1800C.
Tính chất của Na2O2:
Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 +

1
O2
2

Na2O2 + CO2 + H2O → Na2CO3 + H2O2
Na2O2 là chất oxi hoá mạnh.
III.2.2. Bari peoxit
Bari peoxit là chất bột màu trắng, nhiệt độ nóng chảy 450 0C, ở 6000C phân huỷ ra
BaO và O2
BaO2 khó tan trong nước, rượu và ete nhưng dễ tan trong dung dịch axit.
BaO2 + H2SO4 (loãng) → BaSO4 + H2O2
BaO2 + 4HCl (đặc) → BaCl2 + Cl2 + H2O
III.3. Supeoxit
Các supeoxit tạo thành khi cho khí O2 tác dụng với K, Rb, Cs.
Nhìn chung các peoxit và supeoxit của kim loại kiềm khá bền với nhiệt, không
phân huỷ khi nóng chảy. Tất cả đều hút ẩm mạnh và chảy rữa khi để trong không khí.
Chúng tương tác mạnh với nước ở nhiệt độ thấp giải phóng H 2O2 và O2. Tất cả đều
là chất oxi hoá mạnh.
Trong các suoeoxit, quan trọng nhất là kali supeoxit.
Kali supeoxit là chất bột vàng, nhiệt độ nóng chảy 4400C.
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2
2KO2 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2+ O2.

nhiệt độ sôi (-111,90C) cao hơn oxi.
Ozon là phân tử có cực và có cấu trúc góc giống nước nên ozon tan trong nước
nhiều hơn oxi khoảng 15 lần.
IV.3. Tính chất hóa học
Phân tử ozon có 1 liên kết cho-nhận nên khá dễ tách oxi nguyên tử. Điều này giải
thích tính kém bền và tính oxi hóa rất mạnh của O3.
Thế oxi hoá khử:
O3 + 2H+ + 2e → O2 + H2O E0 = +2,07V
O3 + H2O + 2e → O2 + 2OH- E0 = +1,24V
Từ giá trị thế khử chuẩn cho thấy, O3 có tính oxi hoá mạnh hơn nhiều so với oxi;
tính oxi hóa trong môi trường axit mạnh hơn môi trường kiềm.
Ozon là chất oxi hoá mạnh đến mức có thể phân tử với nhiều chất ở trong những
điều kiện mà O2 tỏ ra trơ.
IV.3.1. Ozon phản ứng với kim loại
Ozon oxi hoá được nhiều kim loại (trừ Au, Pt, Ir) ở nhiệt độ thường hoặc đun
nóng tạo ra oxit, peoxit hoặc ozonit:
2Ag + O3 →Ag2O + O2
2Ag +O3 → KO3
IV.3.2. Ozon - oxi hoá muối Fe2+ thành Fe3+
2Fe2+ + O3 + 2H+ → 2Fe3+ + H2O + O2
12


và ngay cả khi Fe2+ ở trong ion phức:
2[Fe(CN)6]4- +H2O +O3 → 2[Fe(CN)4]3- +2OH- + O2
IV.3.3. Oxi hoá sunfua thành sunphat
PbS + 4O3 → PbSO4 +4O2
H2S + 4O3 → H2SO4 + 4O2
IV.3.4. Oxi hoá NH3 thành HNO3
2NH3 + 4O3 → 2HNO3 + 2O2 + 2H2O

13


Chính nhờ O3 hấp thụ tia tử ngoại gần, mà các tia tử ngoại sóng ngắn này không
xuống được mặt đất bảo đảm cho sự tồn tại mọi sinh vật bên trái đất không bị tiêu diệt.
IV.5. Nhận biết ozon
a. Có thể nhận ra ozon khi vắng mặt H2O2 nhờ giấy quì đỏ tẩm dung dịch KI hoặc
làm đen lá bạc hơ nóng.
+ Việc oxi hoá I- → I2 ngoài O3 còn nhiều chất khác:

Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
H2O2 + 2KI → 2KOH + I2
NO2 + H2O + 2KI → 2KOH + I2 + NO
2HNO2 + 2KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + 2NO +2H2O
+ Để tìm O3 trong hỗn hợp với hơi H2O2 người ta dùng giấy tẩm dung dịch
MnSO4; khi có mặt O3 giấy này hóa nâu, còn H2O2 không tác dụng.
+ Để phân biệt O3 và H2O2 người ta còn dùng phản ứng:
H2O2 làm mất màu dung dịch KMnO4 còn O3 thì không:
5H2O2 + 2KMnO + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O

B. LƯU HUỲNH
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA LƯU HUỲNH
I.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
No
1
2
3
4
5
6

34
4s24p4
1,17
1,98
2,5
9,75
-

Te
52
5s25p4
1,37
3,21
2,1
9,01
-

Po
84
6s26p4
2,0
8,43
-

Có cấu hình ns2np4 gần với cấu hình bền của khí hiếm, các nguyên tố nhóm VIa,
trừ Se và Te (một phần nào), thể hiện rõ tính chất của nguyên tố phi kim. Chúng dễ
dàng kết hợp thêm electron của kim loại kiềm và một số kim loại khác tạo nên hợp chất
ion.
Để đạt được cấu hình bền, các nguyên tố nhóm VIa có thể tạo thành 2 liên kết cộng
hóa trị, tạo thành hợp chất với số ôxi hoá +2 hoặc -2. Với oxi và những nguyên tố âm

990
252
962

494
322
267
226
-

-1,47
-2,07
-

Lưu huỳnh có hai dạng thù hình phổ biến là dạng tà phương S α bền và dạng đơn là
Sβ .
Lưu huỳnh tà phương (d =2,07 g/cm 3) có màu vàng, nóng chảy ở 112,8 0C. Nó bền
ở nhiệt độ bình thường, trên 95,50C chuyển sang dạng đơn tà. Lưu huỳnh tồn tại tự do
trong thiên nhiên là lưu huỳnh tà phương.
Lưu huỳnh đơn tà (d = 1,96 g/cm3) có màu vàng nhạt, nóng chảy ở 119,20 C, dưới
nhiệt độ đó chuyển dần sang dạng tà phương.
Hai dạng thù hình của lưu huỳnh có thể chuyển hoá cho nhau.
S tà phương ↔ S đơn tà

∆H0 = + 0,40 kJ/mol.

Hai dạng thù hình Sα và Sβ đều được cấu tạo bởi các phân tử S8, chỉ khác nhau về
phương sắp xếp các phân tử S8 trong tinh thể.
Vì entanpi của quá trình chuyển hoá giữa S α và Sβ là rất bé nên quá trình đó xảy ra
chậm. Ở áp suất thường khi đun nóng từ từ Sα chuyển sang Sβ ở nhiệt độ 95,5oC, nhưng

thở.
Khí H2S ít tan trong H2O (ở 200 C, 1 lít nước hòa tan được 2,67 lít H2S); tan nhiều
hơn trong dung môi hữu cơ (ở 200C, 1 lít rượu etylic hòa tan được 10 lít khí H2S).
II.3. Tính chất hóa học
II.3.1. Tính axit yếu
Trong nước, H2S là một axit hai nấc và rất yếu, yếu hơn cả axit cacbonic.
H2S + H2O € HS- + H3O+ K1 = 1.10-7
HS- + H2O € S2- + H3O+
K2 = 1.10-14
Khi tác dụng với một số muối kim loại, tạo thành kết tủa sunfua ít tan, ví dụ:
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3
II.3.2. Tính khử mạnh
Đây là tính chất hóa học chủ yếu của H2S, thể hiện qua các giá trị thế điện cực sau.
Môi trường axit
S + 2H+ + 2e
SO42- +8e+10H+

→
→

H2S
H2S + 4H2O

E0, V
+ 0,14V
+ 0,31V

Môi trường bazơ
S + 2e → S2SO42- + 8e + 4H2O


II.4.1. Độ tan
Dựa vào độ tan trong nước, người ta chia muối sunfua làm ba loại:
- Sunfua tan trong nước: Cr2S3, BaS, Al2S3, Na2S, K2S…
- Sunfua không tan trong nước không tan trong dung dịch axit loãng như : CuS,
Ag2S, CdS, HgS, SnS2, PbS, AsS3, As2S5….
- Sunfua không tan trong nước nhưng tan trong axit loãng.
MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS…
II.4. 2. Màu sắc
Sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ không có màu.
Nhiều sunfua khác có màu đặc trưng: PbS, CuS, CoS và NiS có màu đen, CdS màu
vàng, HgS màu đỏ, MnS màu hồng.

17


III. CÁC OXIT CỦA LƯU HUỲNH
III.1. Sunfu dioxit
III.1.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử SO2 có cấu trúc góc, góc liên kết OSO bằng 119,50; độ dài liên kết S-O
bằng 1,43 antron và momen lưỡng cực bằng 1,59D.
Theo thuyết VB, trong phân tử SO 2 có 2 liên kết σ và 1 liên kết π không định chỗ,
giải tỏa trên 3 nguyên tử
III.1.2. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, SO2 là khí không màu, mùi sốc, dễ hoá lỏng (nhiệt độ sôi -100C)
và dễ hoá rắn (nhiệt nóng chảy -750C).
SO2 lỏng là dung môi tốt với nhiều chất hữu cơ và vô cơ. Dung môi SO 2 lỏng có
hằng số điện môi bé (ε = 13) nên nhiều chất điện li tan trong đó phân li kém hơn so
với ở trong nước.
SO2 là hợp chất có cực mạnh và cấu trúc góc giống nước nên SO 2 tan nhiều trong
nước (ở 200C, 1 lít nước hoà tan khoảng 40 lít SO2).

SO2 + Cl2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4.
- Các chất oxi hoá như HNO 3, KMnO4, K2Cr2O7, muối sắt (III), các halogen… oxi
hoá SO2, hiđrosunfit, sunfit đến H2SO4 hoặc sunfat.
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
Cl2 + H2O + Na2SO3 → Na2SO4 + 2HCl
Khi để trong không khí, muối sunfit và hiđrosunfit biến dần thành sunfat:
2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4
III.2. Sunfu trioxit
Phân tử SO2 có cấu trúc tam giác, góc liên kết OSO bằng 120 0 và độ dài liên kết SO bằng 1,42 antron.
Theo thuyết VB, trong phân tử SO 3 có 3 liên kết σ và 1 liên kết π không định chỗ,
giải tỏa trên 4 nguyên tử
Phân tử SO3 chỉ tồn tại ở trạng thái hơi (nhiệt độ sôi 44,8 0C); khi làm lạnh, hơi SO3
ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi gồm những phân tử trime mạch vòng; tiếp tục
làm lạnh đến 16,80C, chất lỏng đó biến thành khối rắn trong suốt có cấu tạo polime
mạch thẳng
Hiện tượng dễ trùng hợp của SO3 thành mạch vòng hay mạch thẳng là do nguyên tử
S chuyển từ trạng thái lai hoá sp2 sang sp3 đặc trưng hơn.
SO3 là sản phẩm trung gian dùng để điều chế H2SO4.
Trong công nghiệp, SO3 được điều chế bằng cách oxi hóa SO2 bằng oxi không khí có
mặt xúc tác.
III.3. Oleum
Oleum là chất lỏng, sánh như dầu thực vật;
Bao gồm hỗn hợp các axit polisunfuric, thu được khi hòa tan SO 3 bằng axit
sunfuric:
SO3 + H2SO4 → H2S2O7
nSO3 + H2SO4 → H2Sn+1O3n+4
19


Thành phần: H2SO4.nSO3.


0,
5

0,
2

0,
1

Phơi nước
(mmHg)

ở

10
0
0,0
3

Axit sunfuric có trên thị trường có nồng độ khoảng 98,5% (d = 1,84 g/cm3).
Axit sunfuric tinh khiết là dung môi ion hoá (ε = 100 ở 250C), bản thân axit cũng tự
ion hoá:
H2SO4 + H2SO4 €

H3SO +4 + HSO −4

Axit sunfuric còn hấp thụ nước của nhiều hợp chất hữu cơ như xenlulozơ, đường và
biến chúng thành cacbon.
IV.3. Tính chất hóa học

Hg + 2H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2H2O
- Nếu là kim loại khử mạnh hơn như Zn thì ngoài SO2 còn tạo ra một ít S.
3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S + 4H2O
- Oxi hoá nhiều hợp chất
2HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO4 → H2S + 4I2 + 4H2O
IV.4. Điều chế
Trong công nghiệp, axit sunfuric được sản xuất theo phương pháp buồng chì và
phương pháp tiếp xúc.
IV.4. 1. Phương pháp buồng chì (1758)
Oxi hoá SO2 bằng oxi không khí với xúc tác là hỗn hợp NO và NO2:
2SO2 + O2 + NO + NO2 + H2O → 2NOHSO4
Hoà tan sản phẩm bằng nước trong buồng chì thu được H2SO4.
2NOHSO4 + H2O → 2H2SO4 + NO + NO2.
Phương pháp này cho H2SO4 60 ÷ 70%, sau người ta thay buồng chì bằng tháp hấp
thụ (xây bằng gạch chịu axit), cho phép điều chế H2SO4 75 - 80%.
IV.4. 2. Phương pháp tiếp xúc
Oxi hoá SO2 bằng oxi không khí với xúc tác là V2O5.
V. Muối sunfat và hidrosunfat
- Hiện nay người ta đã biết được sunfat và hiđrôsunfat của tất cả các kim loại, chỉ
các hiđrosunfat của một số kim loại hoạt động nhất (như K, Na…) mới tách ra ở
trạng thái rắn.
21


- Hầu hết các muối sunfat đều dễ tan trong nước, không màu dễ kết tinh Khi kết tinh,
các sunfat ít tan tách ra dưới dạng muối khan còn các sunfat tan tách ra dưới dạng
hidrat hoá, ví dụ Na2SO4.10H2O, Al2 (SO4)3.18H2O,… .
Sunfat của những kim loại hoá trị 2 như Mg, Mn, Ni, Co, Fe và Zn (trừ Cu:
CuSO4.5H2O) thường được kết tinh dưới dạng heptahidrat MSO4.7H2O.

disunfuric H2S2O8.
22


Axit H2SO5 và H2S2O8 là những tinh thể không màu. Cả 2 axit đều hút ẩm mạnh và
phản ứng mạnh với nước, đường, xenlulozơ giống H2SO4.
Trong nước hay dung dịch loãng, hai axit bị thuỷ phân:
H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2
H2S2O8 + 2H2O → 2H2SO4 + H2O2
Cả 2 axit và muối tương ứng đều là các chất oxi hoá mạnh, trong đó axit H 2SO5 có
tính oxi hoá mạnh hơn H2S2O8.
C. BÀI TẬP
Bài 1: Viết các phương trình phản ứng xảy ra:
a) Ion I- trong KI bị oxihoa thành I2 bởi O3, còn I2 oxihoa được Na2S2O3.
b) H2O2 bị khử NaCrO2 (trong môi trường bazơ) và bị oxihoa trong dung dịch KMnO 4
(trong môi trường axit).
c) Khi H2S qua huyền phù iot.
d) Dung dịch Na2S2O3 + Ag2S2O3.
e) Na2S2O3 + H2SO4(đđ).
Bài 2: Nguyên tố lưu huỳnh tạo thành với flo hợp chất SFn, trong đó n có giá trị cực đại.
Dựa vào cấu hình electron của S để tìm giá trị đó. Viết công thức cấu tạo, công thức
electron của SFn. Các obitan nguyên tử trung tâm S lai hoá kiểu gì ? Vẽ mô hình phân
tử.
Bài 3: A, B, C là đơn chất của các nguyên tố thuộc chu kì nhỏ, có các quy trình sau:
(1) A + C → D ↑
(2) A + B → E ↑
(3) A + F → D ↑ + H2O
(4) D + E → A ↓ + H2O
(5) D + KMnO4 + H2O → G + H + F
(6) E + KMnO4 + F → A ↓ + G + H + H2O.

= 0; ml = 0; ms = + . Đơn chất của nguyên tố Y (thuộc chu kì 3) có thể thu hồi như là
một sản phẩm phụ từ khí thiên nhiên bằng cách: Đốt cháy
đó cho sản phẩm tác dụng với

1
lượng khí thiên nhiên, sau
3

2
lượng khí thiên nhiên còn lại. Nguyên tố Z thuộc chu kì
3

2 có các giá trị năng lượng ion hoá là:
In
(eV)

I1
13,26

I2
35,12

I3
54,98

I4
77,91

I5
105,80

đơn chất So.
Z
X
Y
Z
So
Z
Hãy xác định các chất thích hợp và viết phương trình phản ứng minh hoạ theo sơ đồ
trên, ghi rõ điều kiện (nếu có).
Bài 9: Nguyên tử của nguyên tố X có 10 electron thuộc phân lớp p. Thêm đơn chất X
hoạt động phóng xạ vào dung dịch chứa XO32− thu được ion A hoạt động phóng xạ.
Thêm dung dịch chứa ion Ba2+ thì thu được kết tủa B. Lọc kết tủa B, sấy khô rồi xử lý
với dung dịch axit clohiđric thì thu được chất rắn hoạt động phóng xạ, chất khí không
hoạt động phóng xạ và nước.
a) Viết phương trình ion thu gọn minh hoạ (ký hiệu X* cho X hoạt động phóng xạ).
b) Viết công thức cấu tạo của ion A và cho biết cấu tạo, dạng hình học các hợp chất khí
với hiđro, oxit bậc cao nhất, hiđroxit bậc cao nhất của X.
Bài 10:
a) Có thể dùng những chất nào kể dưới đây để làm anot khi điều chế ozon bằng phương
pháp điện phân dung dịch axit sunfruric (than chì, platin, bạc, vàng).
b) Thường dùng những chất nào để ức chế quá trình phân huỷ hiđropeoxit ? Những chất
nào thúc đẩy nhanh quá trình phân huỷ H2O2 ?
Bài 11: Giải thích
a) Tại sao H2O và H2O2 ở điều kiện thường là những chất lỏng có nhiệt độ sôi cao
b) Tại sao H2O2 và H2O lại có thể trộn lẫn với nhau theo bất kì tỷ lệ nào ?
c) Tại sao khi đun nóng chảy nước đá có hiện tượng co thể tích ?
d) Tại sao dung dịch loãng của H2O2 lại bền hơn dung dịch đậm đặc ?
e) Tại sao khi chiếu sáng hoặc đun nóng dung dịch H2O2 lại bị phân huỷ mạnh ?
f) Tại sao khi cho Na2O2 tác dụng với H2O có khí O2 thoát ra nhưng khi cho BaO tác
dụng với H2SO4 loãng thì không có hiện tượng đó.

1. Zn + H2SO4đ →
2. Hg + H2SO4đ →
3. Zn + H2S2O7 → H2S + …
4. Cl2 + Na2S2O3 + H2O →
5. I2 + Na2S2O3 →
6. Al + Na2S2O3 + HCl →
7. (NH4)2S2O8 + MnSO4 + H2O → HMnO4 + ...
8. K2S2O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
9. K2S3O6 + O3 + H2O →
10. Na2S4O6 + KMnO4 + H2SO4 →
11. Na2S5O6 + O3 + H2O →
12. (NH4)2S3O6 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
13. H2SeO3 + HClO3 →
14. H2SeO4 + HCl →
26


15. H2SeO3 + KMnO4 + KOH →
16. Na2SeO4 + SO2 + H2O →
17. Na2SeO3 + Cl2 + H2O →
18. Ag2SeO3 + Br2 + H2O →
19. Se + HNO3 + H2O →
20. Te + HNO3 →
21. SeO2 + H2S2O3 + H2O →
22. SeO3 + I- + H2O →
23. SOCl2 + Fe → FeCl2 + FeS + ...
24. MgI2 + H2O2 + H2SO4 →
25. Na2O2 + KI + H2SO4 →
26. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
27. CaOCl2 + H2O2 →

- Phần 2: Tác dụng với dung dịch HO tạo khí C.
Trộn B và C thu 7,68 gam kết tủa vàng và còn lại là chất khí nào mà khi gặp nước
clo tạo dung dịch D. Cho tác dụng với AgNO3 dư tạo được 22,96 gam kết tủa.
1. Viết cấu hình e đầy đủ của X. Gọi tên và nêu tính chất hoá học cơ bản của X. X có
những số oxihoa nào ? Trong hoàn cảnh nào ? Giải thích tại sao X có các mức oxihoa
đó.
2. Xác định công thức phân tử A.
Bài 18: Theo lý thuyết khoáng pyrit có công thức: FeS 2, trong thực tế một phần ion S 22−
được thay thế bởi S2- và công thức tổng của pyrit là FeS 2 – x . Như vậy có thể coi pyrit
như là hỗn hợp FeSs, FeS. Khi xử lý một mẫu khoáng với Br 2 trong KOH dư thì xảy ra
phản ứng:
FeS2 + Br2 + KOH → Fe(OH)3 + KBr + K2SO4 + H2O
FeS + Br2 + KOH → Fe(OH)3 + KBr + K2SO4 + H2O
Sau khi lọc, được chất rắn A và dung dịch B:
- Nung chất rắn A đến khối lượng không đổi thu được 0,2 gam Fe2O3.
- Cho dư dung dịch BaCl2 vào dung dịch B thu được 1,1087 gam kết tủa BaSO4.
a) Xác định công thức tổng quát của pyrit.
b) Cân bằng các phản ứng trên bằng phương pháp ion – electron.
c) Tính lượng Br2 dùng để oxihoa mẫu khoáng trên.
Bài 19: Từ các nguyên tố O, Na, S tạo ra được các muối A, B đều có hai nguyên tử Na
trong phân tử. Trong một thí nghiệm hoá học người ta cho m 1 gam muối A biến thành
m2 gam muối B và 6,16 lít khí Z tại 27,3oC ; 1 atm. Biết rằng, hai khối lượng đó khác
nhau 16,0 gam.
a) Viết phương trình phản ứng xảy ra với công thức cụ thể của A, B.
b) Tính m1, m2.
Bài 20:
a) Axit H2SO4 100% hấp thụ SO3 tạo oleum (H2SO4 là dung môi, SO3 là chất tan). Hỏi
cần bao nhiêu gam oleum có hàm lượng SO3 là 71% pha vào 100 ml dung dịch H2SO4
40% (d = 1,31 gam/mol) để tạo ra oleum có hàm lượng SO3 là 10% ?
b) Một loại oleum, ngoài H2SO4, SO3 còn có SO2. Lấy 1 gam oleum này đem hoà tan