CNG ễN THI THPT QUC GIA
BUI 1:
NGUYấN T-BNG TUN HON-LIấN KT HO HC
PHN NG OXI HO KH, TC PHN NG CN BNG HO HC
Tit 1, 2
NGUYấN T - BNG TUN HON
A. KIN THC C BN
1. Thnh phn cu to nguyờn t.
Vỏ nguyên tử: gồm các hạt electron mang điện âm (e)

Hạt proton mang điện d ơng (p)

Hạt
nhân


Hạt nơtron không mang điện (n)
- Nguyờn t gm 2 b phn
Vy nguyờn t gm 3 loi ht c bn: p, n , e.
- Vỡ nguyờn t luụn trung hũa in, nờn trong nguyờn t: s ht p = s ht e.
2. Kớch thc, khi lng ca nguyờn t.
0
Nguyờn t c xem nh mt khi cu cú ng kớnh d = 10-10m = 1 A
Ht nhõn nguyờn t cng c xem nh l mt khi cu cú ng kớnh d = 10-4
Khi lng nguyờn t: mnt = mp + mn + me
Vỡ khi lng me
Bc 1: Xỏc nh s electron ca nguyờn t
Bc 2: Phõn b electron vo cỏc phõn lp theo th t mc nng lng
Bc 3: Sp xp li theo tng lp (t trong ra ngoi)
Lu ý: + Mt s trng hp c bit, nu nguyờn t cú cu hỡnh electron lp ngoi (n-1)dansb
(n: s th t lp ngoi cựng).
+ Nu a + b = 6 a = 5; b = 1.
+ Nu a + b = 11 a = 10; b = 1.
2
2
6
2
6
5
1
5
1
Vớ d:
24Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
2
2
6
2
6
10
1
10
1
29Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
+ Cỏc nguyờn t cú 1, 2, 3 electron lp ngoi cựng thng l nhng kim loi(tr B)


Chưa
hoàn
thành
- Stt chu kì = số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó = số thứ tự lớp ngoài cùng.
3. Nhóm nguyên tố: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron
tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.
- Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm = hóa trị của nguyên tố
trong oxit cao nhất. (trừ 1 số trường hợp ngoại lệ) = Số electron lớp ngoài cùng của nguyên tố nhóm
A.
- Bảng hệ thống tuần hoàn gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ)
+) Nhóm A gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp s
(nguyên tố họ s) hoặc p (nguyên tố họ p). Gồm IA, IIA, …, VIIIIA.
+) Nhóm B gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp d
(nguyên tố họ d) hoặc f (nguyên tố họ f). Gồm IB, IIB, …, VIIIB.
Lưu ý:
- electron hóa trị là những electron ở lớp ngoài cấu hình bão hòa (ns2np6) hoặc giả bão hòa (n-1)d10.
- Nếu hai nguyên tố X, Y thuộc cùng nhóm A, thuộc hai chu kì liên tiến nhau trong bảng HTTH, ta có:
ZY = ZX + 8 (chu kì 2,3 hoặc 3,4)
hoặc ZY = ZX + 18 (chu kì 4, 5 hoặc 5, 6)
hoặc ZY = ZX + 32 (chu kì 5, 6 hoặc 6, 7)
- Nguyên tử các nguyên tố có số electron hóa trị là 8, 9, 10 đều thuộc nhóm VIIIB
II. Các tính chất biến đổi tuần hoàn
1. Một số tính chất biến đổi tuần hoàn:
a) Độ âm điện (χ: Khapa): Độ âm điện của nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của
nguyên tử khi hình thành liên kết hóa học.
b) Tính kim loại, tính phi kim:
- Tính kim loại: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion
dương.
Số nguyên 2
tố

- Tính kim loại ↑
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit ↑
Chiều Z tăng
Lưu ý:
- Độ âm điện đặc trưng cho khả năng thu electron về phía mình khi hình thành liên kết hóa học.
Nguyên tử nguyên tố càng hút electron mạnh thì độ âm điện lớn.
- Về so sánh bán kính nguyên tử, ion:
+ Nguyên tử, ion có cùng số e: khi Z tăng → bán kính nguyên tử giảm.
+ Nguyên tử, ion có cùng điện tích hạt nhân (cùng Z): số e tăng → bán kính nguyên tử tăng.
+ Khi số lớp electron tăng → bán kính nguyên tử tăng.
III. CÔNG THỨC OXIT CAO NHẤT, HỢP CHẤT KHÍ VỚI HIĐRO, HIĐROXIT CỦA CÁC
NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH.
Nhóm
I
II
III
IV
V
VI
VII
Hợp chất với
MH4
MH3
H2M
HM
hiđro
Khí
khí
khí
khí

Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “Khi tham gia vào liên kết hóa học các
nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc bền của khí hiếm
bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”.
Ví dụ:
..
H . + . Cl :
..
..
Na . + . Cl :
..
(2/8/1)
(2/8/7)

..
H : Cl
.. :

H-Cl

Na+ Cl(2/8) (2/8/8)

NaCl

II. LIÊN KẾT ION
1. Khái niệm về ion.
Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích.
+
−
2−
VD: Na+; Ca2+; Al3+; NH 4 ; NO3 ; SO 4 .

Cl

Na

+

+

Cl

-

Na

+

Cl

-

Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện ngược dấu.
Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện.
Đặc điểm chung của liên kết ion.


- Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn.
- Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng cầu.
- Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion trái dấu
sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác định, tuần hoàn tạo ra mạng tinh thể ion.

- Có hình dạng xác định trong không gian do tính định hướng của liên kết cộng hoá trị.
- Thường khó tan trong nước và dễ tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
IV. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
Xét liên kết tạo giữa A – B (Giả sử χA > χB ).
Đặt ∆χ = χA - χB
+ Nếu 0 ≤ ∆χ < 0,4 ⇒ Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị không phân cực
+ Nếu 0,4 ≤ ∆χ < 1,7 ⇒ Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị phân cực
+ Nếu 1,7 ≤ ∆χ ⇒ Liên kết giữa A và B là liên kết ion (Trừ HF).
- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử bằng các cặp e chung.
Vd: CT electron:
H:H ;
H : Cl ;
N:::N;
O : : C : :O
CTCT:
H–H ;
H – Cl ;
N≡ N ;
O= C =O
- Liên kết ion là liên kết được hình thành bằng lực hút tĩnh điện giữa ion dương và ion âm.
Vd: NaCl (Na+ và Cl-) ; Al2(SO4)3 (Al3+ và SO42-) ; NH4NO3 (NH4+ và NO3-)
Lưu ý: - Trong một hợp chất có thể có nhiều loại liên kết.


+ Trong phân tử H2O2 ( H – O – O – H ), liên kết giưa H với O là liên kết cộng hóa trị phân cực còn
liết kết giữa O với O là liên kết cộng hóa trị không phân cực.
+ Trong phân tử NH4Cl: liên kết giữa H với N là liên kết cộng hóa trị phân cực, còn liên kết giữa NH 4+
với Cl- là liên kết ion.
- Nếu ∆χ càng lớn thì liên kết giữa A và B càng phân cực.
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ

- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một hoặc một số nguyên tố
Qui tắc nhớ: “Khử ” cho “o” nhận. “Khử ” tiến “o” lùi
Hoặc: “Khử - cho, cho tăng”. “O - nhận, nhận giảm”
Lưu ý: - Trong pư oxi hóa khử luôn xảy ra đồng thời qtr oxi hóa và qtr khử; chất oxi hóa và chất khử
- Số electron chất khử nhường hay chất oxi hóa nhận gọi là số electron trao đổi
Số electron trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
2) Các bước cân bằng phản ứng oxi hóa khử bằng phương pháp thăng bằng electron.
a) Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường = tổng số electron chất oxi hóa nhận
b) Các bước cân bằng
- B1: Xác định SOH của các nguyên tố trước và sau phản ứng. Từ đó tìm chất oxi hóa, chất khử.
- B2: Viết quá trình oxi hóa, quá trình khử → xác định số e trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
Tìm BSCNN (số e nhường, số e nhận).
Hệ số quá trình oxi hóa = BSCNN/ số e nhường ; Hệ số quá trình khử = BSCNN/ số e nhận
- B3: Nhân hệ số vào quá trình oxi hóa, quá trình khử rồi cộng vế với vế của hai qua trình này làm mất
số e trao đổi ta được phương trình đơn giản.
- B4: Điền các hệ số của ptpư đơn giản vào ptpư ban đầu rồi cân bằng số nguyên tử hai vế theo thứ tự


1) cation kim loi
2) anion gc axit
3) hiro ca axit v nc
Chỳ ý: H s ca PTHH n gin l c nh; nu nguyờn t trong cht oxi húa hoc cht kh úng vai
trũ l mụi trng (to gc mui) thỡ phi cng thờm s nguyờn t úng vai trũ l mụi trng.
- B5: Kim tra xem phn ng ó cõn bng cha theo nguyờn tc phn ng cõn bng khi s nguyờn t
ca mi nguyờn t hai v ca phn ng phi bng nhau (thng kim tra oxi).
TC PHN NG V CN BNG HO HC
A. KIN THC C BN
I. Tc phn ng húa hc
1) nh ngha, biu thc tớnh.
a) nh ngha :Tc phn ng l bin thiờn nng ca mt trong cỏc cht phn ng hoc sn

- Nu gim nng mt cht trong h phn ng thỡ cõn bng s chuyn dch v phớa lm tng nng
cht ny (chiu to ra cht ny).
- Nu tng nng mt cht trong h phn ng thỡ cõn bng s chuyn dch v phớa lm gim nng
cht ny (chiu cht ny phn ng).
Lu ý : Cht xỳc tỏc khụng lm cõn bng chuyn dch, nu phn ng thun nghch cha trng thỏi
cõn bng thỡ cht xỳc tỏc cú tỏc dng l cho cõn bng c thit lp nhanh chúng hn.
3) í ngha ca tc phn ng v cõn bng húa hc trong sn xut.
Vd1 : Trong quỏ trỡnh sn xut axit sunfuric phi thc hin phn ng sau :



→

2SO2 (k) + O2 (k) ¬ 
2SO3 (k) ; ∆H = -198 kJ
Để cân bằng chuyển dịch theo chiều phản ứng thuận, người ta dùng một lượng dư không khí,
nghĩa là tăng nồng độ oxi.
Vd2 : Trong công nghiệp, amoniac được tổng hợp theo phản ứng sau :

→

N2 (k) + 3H2 (k) ¬ 
2NH3 (k) ; ∆H = -92 kJ
Để tăng hiệu suất tổng hợp NH3, người ta tiến hành phản ứng ở áp suất cao và nhiệt độ thích hợp.
BUỔI 2:
SỰ ĐIỆN LI – HALOGEN – OXI - LƯU HUỲNH – NITO - PHOTPHO – CACBON SI LIC
Tiết 1,2
SỰ ĐIỆN LI – HALOGEN – OXI LƯU HUỲNH
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. SỰ ĐIỆN LI:

- Muối trung hoà: Là muối mà gốc axit không còn H có khả năng cho proton.
Lưu ý: Nếu gốc axit còn H, nhưng H này không có khả năng cho proton thì cũng là muối trung
hoà


Vd: Na2HPO3, NaH2PO2 dù là gốc axit còn H nhưng vẫn là muối trung hoà, vì H này không có khả
năng cho proton.
H3PO3 axit photphorơ (điaxit), H3PO2 axit hipophotphorơ (monoaxit).
O

O
H

P
H

O

H

H

O

P
O

H
H


b. Cách viết phản ứng hoá học dạng ion:
- Bước 1: Viết phương trình phân tử có cân bằng.
- Bước 2: Viết phương trình ion đầy đủ theo nguyên tắc sau:
+ Chất điện li mạnh phân li hoàn toàn toàn thành ion.
+ Chất điện li yếu như H2O, chất kết tủa hoặc bay hơi thì để nguyên dạng phân tử.
+ Triệt tiêu những ion giống nhau của hai vế phương trình ion đầy đủ ta được phương trình
ion rút gọn.
* Lưu ý: Định luật bảo toàn điện tích: Trong một dung dịch nếu tồn tại đồng thời các ion dương và
ion âm thì: Tổng số điện tích dương bằng tổng số điện tích âm.
2. Phản ứng thuỷ phân muối:
Dạng muối
Muối trung hòa tạo
cation của axit mạnh
anion của bazơ mạnh
Muối trung hòa tạo
cation của axit mạnh

Phản ứng thuỷ phân
bởi Không thuỷ phân
với

pH của dung dịch
pH = 7

bởi Có thuỷ phân (Cation kim pH < 7
với loại bị thuỷ phân, tạo mt axit)


anion của bazơ yếu
Muối trung hòa tạo bởi

tử 2 nguyên tử X2.
CT electron: X : X
CTCT: X – X
II- Khái quát về tính chất của các Halogen
1) Tính chất vật lí:
Flo không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh. Các halogen khác tan tương đối ít
trong nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.
Nhìn vào bảng tính chất vật lí của nhóm halogen ta thấy: Các tính chất vật lí, hóa học biến đổi
có qui luật: Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân(từ flo đến iot):
- Trạng thái tập hợp: Từ thể khí chuyển sang thể lỏng và thể rắn.
- Màu sắc: Đậm dần
- Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần
- Độ âm điện tương đối lớn và giảm dần.
- Tính oxi hóa giảm dần: Tính oxi hóa F2>Cl2 > Br2 > I2.
2) Tính chất hóa học:.
Các halogen có 7e ở lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử nhỏ, ái lực electron lớn nên dễ dàng
thu thêm 1 electron để tạo ion X- có cấu hình của khí hiếm liền kề trong bảng tuần hoàn.
→ XX + 1e 
…ns2np5
…ns2np6
Các halogen có độ âm điện lớn. Bán kính nguyên tử tăng dần và độ âm điện giảm dần từ flo
đến clo, brom, iot.
⇒ Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hóa mạnh, khả năng oxi hóa của các
halogen giảm dần từ flo đến iot.
Trong hợp chất, flo luôn có số oxi hóa -1, các halogen khác ngoài số oxihoa -1 còn có các số
oxi hóa +1, +3, +5, +7.
0

t
→ 2MXn (n: Hóa trị cao nhất của M)

nghịch)
Hòa tan khí HX vào nước được dung dịch axit halogen-hiđric.
+ H 2O
as
→ 2HCl↑; HCl↑ 
→ dung dịch axit clohiđric HCl
H2 + Cl2 

* Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với O2, N2, C
0

0

t
t
→ 2PCl3 ; 2P + 5Cl2 
→ 2PCl5
* Với P, S: 2P + 3Cl2 
0

t
→ S2Cl2
2S + Cl2 

→ H2SO4 + 6HCl
; S + 3Cl2 + 4H2O 
t0

→ 2H3PO4 + 10HCl
2P + 5Cl2 + 8H2O 

0

t thuong
Cl2 + 2NaOH → NaCl

+ NaClO + H2O (nước Javen)
Natri hipoclorit

0

100 c
→ 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6NaOH 
0

t
→ 5KCl + KClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6KOHđậm đặc 

Cl2

+

300 C

→ CaOCl2 + H2O
Ca(OH)2 
Dạng bột hoặc sữa clorua vôi
-1


Br2 + 2HI 
→ 2HI + S↓
I2 + H2S 
→ 2HX + H2SO4
SO2 + X2 (Cl,Br)+ 2H2O 
0

t
→ 2FeCl3
2FeCl2 + Cl2 
3) Điều chế Halogen X2:
dpnc
→ F2
a) Điều chế F2: Điện phân nóng chảy hỗn hợp (KF và HF) 
b) Điều chế Cl2:
0

t
→ Halogen X2↑ (trong PTN)
Trong PTN: Axit HX + Chất oxi hóa 
Chất oxi hóa thường dùng là: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, NaClO, …

Ví dụ:

0

t
→ MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MnO2 + 4HCl 
→ 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

a) Tính chất hóa học: Các hiđro halogenua rất dễ hòa tan trong nước thành dung dịch axit, điện li
hoàn toàn trong dung dịch thể hiện tính axit mạnh (trừ HF).


→

HX + H2O ¬ 
H3O+ + XHX có hai tính chất hóa học chủ yếu là tính axit của dung dịch và tính khử
( Mức độ tính axit và tính khử: HF< HCl < HBr < HI )
* Tính axit: làm quì tím chuyển sang màu đỏ, phản ứng với kim loại, bazơ, oxit bazơ, muối:
→ FeCl2 + H2
→ NaCl + H2O
Fe + 2HCl 
HCl + NaOH 
→ CuCl2 + H2O
→ AgCl↓ + HNO3
CuO + 2HCl 
HCl + AgNO3 
→ SiF4 + 2H2O
Đặc biệt: 4HF + SiO2 

Thủy tinh (SiO2) bị tan trong axit HF nên không thể chứa axit HF trong bình bằng thủy tinh,
người ta đựng dung dịch HF trong bình bằng bạch kim, cao su, nhựa PE…
*Tính khử: tác dụng với các chất oxi hóa MnO 2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, H2SO4
đặc, PbO2 . . .


→ PbCl2 + Cl2 + 2H2O
PbO2 + 4HCl 
→ SO2 + 2H2O + Br2

2) Các oxiaxit của halogen (Axit và muối):
Flo không cho một oxiaxit nào.
Clo, Brom, Iot cho một số oxiaxit sắp xếp được thành 4 nhóm:
+1
+3
+5
+7
HXO
HXO2
HXO3
HXO4
Chiều tăng tính axit và tính bền
Ví dụ:
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Axit hipoclorơ Axit clorơ
Axit cloric Axit pecloric
Chiều tăng tính oxi hóa
3) Các hợp chất chứa oxi của clo
a. Nước giaven
0

t thuong
* Điều chế: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (nước Javen)
Natri hipoclorit
* Tính chất: Có tính oxi hoá mạnh do clo có số oxi hoá +1 không bền
* Ứng dụng: Tấy trùng, tẩy trắng
b. Clorua vôi

NaI
↓ vàng đậm

NHÓM OXI – LƯU HUỲNH - NITƠ – PHOTPHO – CACBON - SILIC
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
2
2
4
→ ô thứ 8, chu kì 2, nhóm VIA, nguyên tố họ p
8O (z = 8) : 1s 2s 2p
2
2
6
2
4
→ ô thứ 16, chu kì 3, nhóm VIA, nguyên tố họ p
16S (z = 16): 1s 2s 2p 3s 3p
I - OXI
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí (gấp 1,1 lần), ts
= -1830C, rất ít tan trong nước.
2) Tính chất hóa học
t0

a- Tác dụng với kim loại → oxit: 2xM + yO2 → 2MxOy
t0

t0

t0



t0

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2;
4FeCO3 + O2 → 2Fe2O3 + 4CO2
3) Điều chế:
a) Trong PTN: Nhiệt phân các hợp chất giàu oxi và kém bền với nhiệt (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7,
H2O2, …):

KClO3

MnO , t 0

2
→

2KCl + 3O2;

t0

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
xt: MnO

2
2H2O2 → 2H2O + O2
b) Trong công nghiệp:

→ O2
- Chưng cất phân đoạn không khí lỏng 
- Điện phân dung dịch H2SO4 hoặc NaOH.


0

H2S
axit yÕu

S

ChÊt khö

+4
SO2 (SO32-)
oxit axit
ChÊt khö, chÊt oxihãa

+6
SO3
oxit axit
H2SO4 (axit m¹nh)
ChÊt oxihãa

I. LƯU HUỲNH
1) Tác dụng với kim loại:
t0

Fe + S → FeS;
2) Tác dụng với phi kim

t0



- Tác dụng với oxi: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O; 2H2S + O2 oxi hoá chậm →2S + 2H2O
- Tác dụng dung dịch nước Cl2: H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
- Tác dụng với hợp chất: H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + 2HCl + S
3) Điều chế :

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S ↑

ZnS + H2SO4 loãng → ZnSO4 + H2S ↑
III. LƯU HUỲNH ĐIOXIT
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn hai lần không khí (gấp 2,2 lần), hóa
lỏng ở -100C, tan nhiều trong nước, là khí độc.
2) Tính chất hóa học
a) Tính chất của oxit axit
- Tác dụng với nước → axit sunfurơ: SO2 + H2O → H2SO3
- Tác dụng với dung dịch bazơ → Muối + H2O:


SO2 + NaOH → NaHSO3 (1)
; SO2 + 2NaOH →Na2SO3 + H2O (2)
Để xác định sản phẩm thu được ta làm như sau:
a ≤ 1 : Chỉ xảy ra pư (1), sau (1) NaOH hết SO2 dư;
muối thu được là NaHSO3



n NaOH
= a ⇒ 1 < a < 2 : Xảy ra pư (1) và (2), sau (1, 2) NaOH hết SO2 hết;
n SO2


SO2 + 2Mg → S + 2MgO
3) Điều chế
- Đốt quặng sunfua:
t0

t0

2FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 ;
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 3SO2
- Cho muối sunfit, hiđrosunfit tác dụng với dung dịch axit mạnh:
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 ↑ + H2O
- Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2 → SO2
- Cho kim loại tác dụng với dung dịch H2SO4 đặc:
Cu + 2H2SO4 đặc → CuSO4 + SO2 + 2H2O
IV. LƯU HUỲNH TRIOXIT
1) Tính chất vật lí: Là chất lỏng không màu (nóng chảy ở 17 0C, sôi ở 450C). SO3 tan vô hạn trong
nước và trong axit sunfuric (tạo ôlêum: H2SO4.nSO3).
2) Tính chất hóa học: SO3 là oxit axit và là chất oxi hóa.
- Tác dụng với nước → axit sunfuric:
SO2 + H2O → H2SO4
- Tác dụng với dung dịch bazơ → Muối + H2O:
SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O ;
SO3 + NaOH → NaHSO4
→
- Tác dụng với oxit bazơ tan
muối sunfat
Na2O + SO3 → Na2SO4 ;
BaO + SO3 → BaSO4
V O , t0


H2SO4 đặc + NaOH → Na2SO4 + H2O; H2SO4 đặc + Mg(OH)2 → MgSO4 + H2O
- Tác dụng 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
t0

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể → NaHSO4 + HCl ↑
H2SO4 đặc + CaF2 tinh thể

t0

→ CaSO4 + 2HF ↑
t0

H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể → NaHSO4 + HNO3 ↑
Tính oxi hoá mạnh
Tác dụng với nhiều kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau H như Cu, Ag:
2Fe + 6H2SO4 đặc

t0

→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
t0

Cu + 2H2SO4 đặc → CuSO4 + SO2 + H2O
t0

2Ag + 2H2SO4 đặc → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Một số kim loại mạnh như Mg, Zn có thể khử H2SO4 đặc đến S hoặc H2S:
t0

→ 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

2FeSO4 + 2H2SO4 đặc

→ Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

t0

Tính háo nước:
H SO

2
4 dac
→ CuSO4
CuSO4.5H2O 
(màu xanh)
(màu trắng)

H2 SO4 dac

→ nC
Cn(H2O)m 
(cacbonhiđrat)
đen

3) Điều chế H2SO4
Sơ đồ điều chế:

+ 5H2O


A. KIẾN THỨC CƠ BẢN VÀ TRỌNG TÂM
I. NITƠ VÀ HỢP CHẤT
1. Nitơ
a) Cấu tạo phân tử
- Cấu hình electron : 1s22s22p3
- CTCT : N ≡ N và CTPT : N2
b) Tính chất vật lí
- Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí ( d = 28/29), hóa lỏng ở
o
-196 C. Nitơ ít tan trong nước, hoá lỏng và hoá rắn ở nhiệt độ rất thấp. Không duy trì sự cháy và sự hô
hấp .
c)Tính chất hóa học
Tính oxi hoá : Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền, nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ
thường.
Tác dụng với hidrô :Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác ,nitơ phản ứng với hidrô tạo
amoniac. Đây là phản ứng thuận nghịch và toả nhiệt :
0

to,p,xt

–3


N2 + 3H2
2NH3 ∆H = -92KJ
Tác dụng với kim loại
–3
0
- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua : 6Li + N2 → 2Li3N
- Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với nhiều kim loại :

a) Tính chất vật lí.
b) Tính chất hóa học
Tính bazơ yếu
Tác dụng với nước: NH3 + H2O
NH4+ + OHThành phần dung dịch gồm: NH3, NH4+, OH-.
⇒ dung dịch NH3 là dung dịch bazơ yếu.
Tác dụng với dung dịch muối tạo kết tủa hidroxit của các kim loại đó :
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl ;
Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4+
Tác dụng với axit tạo muối amoni:
NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua)
2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (amoni sunfat)
Tính khử
to

Tác dụng với oxi: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
Nếu có Pt là xúc tác , ta thu được khí NO.
Pt
4NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O
Tác dụng với clo : 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
NH3 kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo “ khói trắng “ NH4Cl
c) Điều chế
Trong phòng thí nghiệm : Bằng cách đun nóng muối amoni với Ca(OH)2
to

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O
Trong công nghiệp : Tổng hợp từ nitơ và hiđro N2(k) + 3H2(k)

2NH3(k)∆H < O


a) Cấu tạo phân tử
CTPT: HNO3
O
CTCT: H - O – N
O
Nitơ có số oxi hóa cao nhất là + 5
b) Tính chất vật lí
c) Tính chất hóa học
Tính axit
Là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch HNO3 điện li : HNO3 → H + + NO3–
- Dung dịch axit HNO 3 có đầy đủ tính chất của một dung dịch axit : làm đỏ quỳ tím , tác dụng với
oxit bazơ, bazơ, muối của axit yếu hơn.
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O ;
Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O
CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
Tính oxi hóa : Tùy vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO 3 có thể bị khử đến NO2,
NO, N2O, N2, NH4NO3
Với kim loại : HNO3 oxi hóa hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) không giải phóng khí H2
- Do ion NO3- có khả năng oxi hóa mạnh hơn H +. Khi đó kim loại bị oxi hóa đến mức oxi hóa cao
nhất
- Với những kim loại có tính khử yếu như : Cu, Ag…thì HNO3 đặc bị khử đến NO2 : HNO3 loãng bị
khử đến NO
Vd:
Cu + 4HNO3 đặc → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H 2O.
3Cu + 8HNO3 loãng → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh hơn như : Mg, Zn , Al ....
+ HNO3 đặc bị khử đến NO2
+ HNO3 loãng có thể bị khử đến N2O, N2 hoặc NH4NO3.
+ Fe, Al bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc nguội
Với phi kim: Khi đung nóng HNO3 đặc có thể tác dụng được với S, P , S ....

2KNO3
→ 2KNO2 + O2
- Muối nitrat của các kim loại từ Mg → Cu : Nitrat → Oxit kim loại + NO2 + O2

t0

2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
-Muối nitrat của kim loại kém hoạt động (sau Cu) Nitrat → kim loại + NO2 + O2
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
–
c) Nhận biết ion nitrat (NO3 )
Trong môi trường axit , ion NO 3– thể hiện tinh oxi hóa giống như HNO 3. Do đó thuốc thử dùng để
nhận biết ion NO3– là hỗn hợp vụn đồng và dung dịch H2SO4 loãng, đun nóng.
Hiện tượng : dung dịch có màu xanh, khí không màu hóa nâu đỏ trong không khí.
3Cu + 8H+ + 2NO3– → 3Cu2+ + 2 NO↑ + 4H2O
(dd màu xanh)
2NO + O2 ( không khí) → 2NO2 (màu nâu đỏ)
II. PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT
1. Photpho
a) Tính chất hóa học :
Do liên kết trong phân tử photpho kém bền hơn phân tử nitơ nên ở điều kiện thường photpho hoạt
động hoá học mạnh hơn nitơ.
Tính oxi hoá: Photpho chỉ thể hiện rõ rệt tính oxi hoá khi tác dụng với một số kim loại hoạt động, tạo
ra photphua kim loại.
0

o

−3


Dư Oxi :
Tác dụng với clo: Khi cho clo đi qua P nóng chảy, sẽ thu được các hợp chất photpho clorua:
0

Thiếu clo :

+3

2 P + 3Cl2 → 2 P Cl3

photpho triclorua

0

2 P + 5Cl2 →

+5

2 P Cl5

photpho pentaclorua
Dư clo :
b) Điều chế : Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphorit,
t
Ca3 ( PO4 ) 2 + 3SiO2 + 5C 
→ 3CaSiO3 + 2 P + 5CO
o

o


Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4
Điều chế bằng phương pháp này không tinh khiết và lượng chất thấp .
+ Để điều chế H 3PO4 có độ tinh khiết và nồng độ cao hơn người ta đốt cháy P để được P 2O5 rồi cho
P2O5 tác dụng với nước :
4P + 5O2 → 2P2O5
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
3. Muối photphat: Axít photphoric tạo ra 3 loại muối:
- Muối photphat trung hòa: Na3PO4, Ca3(PO4)2, …
- Muối đihidrophotphat: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2, …


- Muối hidrophotphat: Na2HPO4, CaHPO4 …
a)Tính tan: Tất cả các muối đihidrophotphat đều tan trong nước.Các muối hidrophotphat và photphat
trung hòa đều không tan hoặc ít tan trong nước (trừ muối natri, kali, amoni).
b) Nhận biết ion photphat: Thuốc thử là bạc nitrat.
3Ag+ + PO43-  Ag3PO4 ↓ (màu vàng)
Chú ý: Ag3PO4 tan trong axit vì vậy không dùng AgNO3 để nhận biết H3PO4.
III. Phân bón hoá học
1. Phân bón hoá học là những hoá chất có chứa nguyên tố dinh dưỡng, dùng để bón cho cây trồng
nhằm nâng cao năng suất.
Có ba loại phân bón hoá học cơ bản: phân đạm, phân lân và phân kali.
a) Phân đạm là phân chứa nguyên tố nitơ. Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO 3- và ion NH4+.
Các loại phân đạm quan trọng:
Muối amoni: NH4Cl (25% N), (NH4)2SO4 (21% N), NH4NO3 (35% N, thường được gọi là "đạm hai
lá")
Ure: CO(NH2)2 (46% N) giàu nitơ nhất. Trong đất ure bị biến đổi dần thành amoni cacbonat. Các
muối amoni và ure bị kiềm phân huỷ, do đó không nên bảo quản phân đạm gần vôi, không bón cho
các loại đất kiềm.
Muối nitrat: NaNO3, Ca(NO3)2,…thường bón cho các vùng đất chua mặn.
b) Phân lân là phân chứa nguyên tố photpho. Cây hấp thụ lân dưới dạng ion PO 43-. Các loại phân


+ Định luật bảo toàn electron : Tổng electron cho bằng tổng electron nhận .
+ Định luật bảo toàn nguyên tố : Tổng khối lượng nguyên tố trước phản ứng bằng tổng khối
lượng nguyên tố sau phản ứng .
+ Định luật bảo toàn khối lượng : Tổng khối lượng các chất trước phản ứng bằng các chất sau
phản ứng .
+ Định luật bảo toàn điện tích : Trong dung dịch các chất điện li tổng điện tích dương bằng tổng
điện tích âm.
- Nhiệt phân muối nitrat thu được hỗn hợp rắn và hỗn hợp khí.
+ Định luật bảo toàn khối lượng : mkhí = mrắn trước phản ứng - mrắn sau phản ứng
+ Khí sau phản ứng hấp thụ vào nước có phản ứng :
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3(1)
Từ số mol khí thu được sau phản ứng và phương trình (1) biện luận khí thoát ra.
4. Photpho và hợp chất
- Bài toàn H3PO4 tác dụng với dung dịch bazơ OHH3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
(1)
H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O
(2)
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4
+ 3H2O
(3)
nNaOH
b
nH 3 PO4 = a
b
1-Nếu 0 < a
•
•
•
•
•
•

Vị trí : Ô số 6, nhóm IVA, chu kì 2
Cấu hình : 1s22s22p2
Số oxi hóa : -4; 0; +2 và +4.
2. Tính chất vật lí
Có các dạng thù hình : kim cương, than chì, fuleren, cacbon vô định hình.
Kim cương : tinh thể trong suốt, không màu, không dẫn điện, dẫn nhiệt kém và rất cứng (là chất cứng
nhất trong tất cả các chất).
Than chì : tinh thể màu xám đen, mềm.
Fuleren : có nhiều tính chất đặc biệt.
Cacbon vô định hình : thường có cấu tạo xốp, có khả năng hấp phụ mạnh.
3. Tính chất hóa học
- Trong các dạng tồn tại của cacbon, cacbon vô định hình hoạt động hơn cả về mặt hóa học.
- Trong các phản ứng hóa học cacbon thể hiện hai tính chất: Tính oxi hóa và tính khử. Tuy nhiên
tính khử vẫn là chủ yếu của cacbon.
a. Tính khử
* Tác dụng với oxi
.
0

+4

0



t 0C

3 C + Fe2O3 → 2Fe + 3 C O2
b. Tính oxi hóa
* Tác dụng với hidro
0

-4

0

t , xt
C+ 2H 2 
→ C H4

* Tác dụng với kim loại
0

-4

0

(nhôm cacbua)

t
3C+ 4Al 
→ Al 4 C3

III. HỢP CHẤT CỦA CACBON

HCOOH
CO
+ H2O
* Trong công nghiệp: Khí CO được điều chế theo hai phương pháp
- Khí than ướt
0

C
+
- Khí lò gas

H2O

1050 C

→
¬


CO

+

H2