LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

A. HÓA ĐẠI CƯƠNG:
Vấn đề 1: Cấu tạo nguyên tử, hệ thống tuần hoàn, liên kết hóa học
1. Cấu tạo nguyên tử:
a. Cấu tạo nguyên tử gồm 2 phần: phần hạt nhân mang điện tích dương gồm proton và nơtron (nếu hạt nhân
bền thì số lượng: số proton ≤ số nơtron ≤ 1,5 số proton) và phần vỏ mang điện tích âm gồm electron.
b. Nguyên tử trung hòa điện nên trong nguyên tử luôn có số proton = số electron.

2. Số Advogaro và khối lượng mol nguyên tử, mol phân tử:
a. 1 mol nguyên tử hay phân tử hay ion đều chiếm 6,0221415.1023 nguyên tử hay phân tử hay ion.
b. Khối lượng 1 mol nguyên tử (tính theo gam) = Khối lượng 1 nguyên tử (tính theo đvC).

3. Điện tích hạt nhân
a. Proton mang điện tích 1+, nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích của hạt nhân là Z+ và số đơn vị điện
tích hạt nhân bằng Z.
b. Vì nguyên tử trung hòa về điện nên số đơn vị điện tích hạt nhân Z = số proton = số electron.

4. Số khối
a. Số khối A = số proton Z + số nơtron N
b. Số đơn vị điện tích hạt nhân Z và số khối A đặc trưng cho hạt nhân và cho nguyên tử.

5. Đồng vị
a. Khái niệm: các đồng vị của cùng 1 nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác
nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng cũng khác nhau.
b. Một cách gần đúng thì nguyên tử khối M ≈ số khối A (khi không cần độ chính xác cao).
c. Một nguyên tố hóa học X tồn tại nhiều đồng vị trong tự nhiên nên nguyên tử khối (số khối) của nguyên

* (n-1)d ns thì phải sửa lại là (n-1)d ns .
2
2
6
* [Ne] là cấu hình electron viết tắt của Ne (1s 2s 2p ).
2
2
6
2
6
* [Ar] là cấu hình electron viết tắt của Ar (1s 2s 2p 3s 3p ).
*

c. Dựa vào cấu hình electron mà phán đoán vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn:
.....nsa hay ...(n-1)d0nsa ⇒ nguyên tố s, chu kì n, nhóm aA.
a
b
10
a
b
*....ns np hay (n-1)d ns np ⇒ nguyên tố p, chu kì n nhóm (a+b)A.
x
y
*....(n-1)d ns (với x ≠ 0) ⇒ nguyên tố d, chu kì n:
* (x+y) ∈ {3, 4, 5, 6, 7} ⇒ nhóm (x+y)B.
* (x+y) ∈ {8, 9, 10} ⇒ nhóm VIIIB.
* (x+y) = 11 ⇒ nhóm IB.
* (x+y) = 12 ⇒ nhóm IIB.
*


20Ca
24Cr (VIB); 26Fe (VIIIB); 29Cu (IB); 30Zn (IIB): là những kim loại chuyển tiếp, ntố d.
1


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

8. Định luật tuần hoàn:
a. Định luật: Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cũng như thành phần và tính chất của các hợp
chất tạo nên từ từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

b. Qui luật biến đổi các thông số:
Trên cùng 1 chu kì, từ trái sang phải, và trên cùng 1 nhóm A, từ dưới lên trên các nguyên tố có bán
kính nguyên tử giảm dần ( dẫn đến tính khử giảm dần, tính kim loại giảm dần; , tính bazơ của các oxit và
hidroxit giảm dần), độ âm điện nói chung tăng ( dẫn đến tính oxi hóa tăng dần, tính phi kim tăng dần và
tính axit của các oxit và hidroxit tăng dần).
* Nếu các ion đều có cùng cấu hình electron thì bán kính nguyên tử ion giảm khi Z của nguyên tố tăng.
*

c. Sự biến đổi hóa trị của các nguyên tố với oxi và hidro trong cùng 1 chu kì từ nhóm
IA đến VIIA:
Số thứ tự
nhóm A

IA


R2O7

RH (rắn)
trừ khí H2

RH2 (rắn)

RH3 (rắn)

RH4 (khí)

RH3 (khí)

RH2 (khí)

RH (khí)

9. Sự hình thành ion, cation, anion:
a. Ngtử trung hòa về điện, khi nó nhường hay nhận electron thì trở thành phần tử mang điện gọi là ion.
b. Để đạt cấu hình bền của khí hiếm (2e hoặc 8e ở lớp ngoài cùng), thì các kim loại có khuynh hướng
nhường đi 1, 2 hay 3 hạt electron để thành ion dương gọi là cation.
c. Để đạt cấu hình bền của khí hiếm (2e hoặc 8e ở lớp ngoài cùng), thì các phi kim có khuynh hướng nhận
thêm đi 1, 2 ,3 hay 4 hạt electron để thành ion âm gọi là anion.
d. Ion đơn nguyên tử là các ion tạo nên từ 1 nguyên tử, ví dụ như: Cl-,S2-, Na+, Al3+,...
e. Ion đa nguyên tử là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm,như: NH4+,SO42-,...

10. Sự tạo thành liên kết ion và tính chất chung của tinh thể ion:
a. Liên kết ion là liên kết được tạo nên bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
b. Hợp chất ion thường được tạo bởi kim loại điển hình và phi kim điển hình như NaCl, K2O,KF.. hoặc
có trong phân tử muối của các gốc axit mạnh như NH4Cl, MgSO4, KNO3,...


GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

13. Dựa vào hiệu độ âm điện để phán đoán về mặt lí thuyết loại liên kết hóa học
Giả sử kí hiệu độ âm điện là ∆λ thì
a. 0 ≤ ∆λ < 0,4 thì tạo được liên kết cộng hóa trị không phân cực.
b. 0,4 ≤ ∆λ < 1,7 thì tạo được liên kết cộng hóa trị có cực.
c. 1,7 ≤ ∆λ thì tạo được liên kết cộng ion.
* Chú ý: dự đoán này còn phải được xác minh tính đúng đắn bởi nhiều phương pháp thực nghiệm khác.

14. Liên kết phối trí (liên kết cho nhận)
Liên kết phối trí được tạo bởi một cặp electron có sẵn của 1 nguyên tử này cho phép dùng chung với 1
nguyên tử khác mà không bắt buộc nguyên tử khác này phải bỏ ra electron để đóng góp tạo liên kết.
* Vậy, liên kết phối trí cũng là 1 loại của liên kết cộng hóa trị.
*

15. Tinh thể ion thường gặp như NaCl, KCl, KI,...
16. Tinh thể nguyên tử thường gặp như kim cương, than chì,...
17. Tinh thể phân tử (kém bền nhất) thường gặp như I2, nước đá, naphtalen,
photpho trắng P4,...

Vấn đề 2: Tính oxi hóa, tính khử, dãy điện hóa và pứ oxi hóa-khử
1. Hóa trị:
a. Hóa trị trong hợp chất ion: trong hợp chất ion, hóa trị của một nguyên tố bằng điện tích của ion
và được gọi là điện hóa trị của nguyên tố đó.

b. Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị: trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của một nguyên tố
được xác định bằng số liên kết của nguyên tử ngtố đó trong ptử và được gọi là cộng hóa trị của ngtố đó.


4. Chất khử và quá trình oxi hóa, chất oxi hóa và quá trình khử:
a. Chất khử và quá trình oxi hóa:
0
+n
Xét bán phản ứng: Μ → Μ + ne.
* Nhận xét:
*

0

-Số oxi hóa của M tăng hay nhường electron từ 0 đến +n nên Μ là chất khử (chất bị oxi hoá).
- Quá trình mà làm tăng số oxi hóa (hay nhường electron) hay tạo thành chất oxi hóa là quá
trình oxi hóa (còn gọi là sự oxi hóa).

3


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

b. Chất oxi hóa và quá trình khử:
+n
0
Xét bán phản ứng: Μ + ne → Μ .
* Nhận xét :
*

c. Một số hợp chất:
FeO, Fe3O4, CrO, CO, NO2, SO2,...
Một số dung dịch axit như: HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3,..
* Một số muối khi nhiệt phân như: muối NO3 , KClO3, KClO4, KMnO4, K2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7,..
2+
2+
3+
* Một số dung dịch muối Fe , Cr , Cr ,...
*
*

9. Dãy điện hóa:
K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+: tính oxi hóa tăng dần
K Na Mg
Al
Zn
Cr
Fe
Ni
Sn
Pb
H Cu
Fe2+ Ag Pt
Au : tính khử giảm dần
Quy tắc α: chất khử mạnh + chất oxi hóa mạnh → chất oxi hóa yếu tương ứng + chất khử yếu tương ứng.

Vấn đề 3: Tốc độ phản ứng, cân bằng hóa học, hằng số cân bằng
1. Khái niệm tốc độ phản ứng hóa học:
Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm trong một
đơn vị thời gian.

4. Cân bằng hóa học:

Xét phản ứng: aA + bB € cC + dD.
Lúc đầu, tốc độ phản ứng thuận lớn và giảm dần còn khi đó tốc độ phản ứng nghịch lúc đầu bằng 0, rồi nhỏ
sau đó tăng dần. Đến lúc tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch thì hệ đạt cân bằng, tuy
nhiên lúc đó hệ không dừng phản ứng lại mà vẫn tiếp tục xảy ra nhưng với tốc độ 2 bên bằng nhau nên
nồng độ các chất xem như ổn định, do đó còn gọi là cân bằng động.
Vậy, cân bằng hóa học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ
phản ứng nghịch.

5. Hằng số cân bằng kcb:
Xét phản ứng: aA + bB €
c

kcb =

cC + dD.

d

[C ] .[ D]
trong đó [A], [B], [C], [D] lần lượt là nồng độ của A,B,C,D lúc cân bằng.
[ A]a .[ B]b

Chú ý: * kcb chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất riêng của từng phản ứng.
* Nồng độ trong biểu thức kcb chỉ xét cho chất khí và chất lỏng không tính chất rắn và còn nếu
phản ứng xảy ra trong môi trường dung dịch thì không xét nồng độ của H2O phản ứng.

6. Sự chuyển dịch cân bằng hóa học:
Sự chuyển dịch cân bằng hóa học là sự di chuyển từ trạng thái cân bằng này sang trạng thái cân bằng

e. Muối:
MXn , AgF tan hết (trừ AgCl ↓ , AgBr ↓ , AgI ↓ ); M2(SO4)n tan hết (trừ BaSO4 ↓ ); M(NO3)n tan hết.
* M3(PO4)n hầu hết ↓ trừ K3PO4, Na3PO4, (NH4)3PO4 tan.
* M(CH3COO)n hầu hết tan trừ M(CH3COO)3 không bền.
* M2S tan hết (trừ Ag 2S ↓ ); MS hầu hết ↓ (trừ CaS, BaS tan); M2S3 hầu hết không bền.
* M2CO3 tan hết (trừ Ag2CO3 ↓ ); MCO3 hầu hết ↓ ; M2(CO3)3 hầu hết không bền.
* M2SO3 tan hết (trừ Ag2SO3 ↓ ); MSO3 hầu hết ↓ ; M2(SO3)3 hầu hết không bền.
* M2SiO3 tan hết (trừ Ag2CO3 không bền); MSiO3 hầu hết ↓ ; M2(SiO3)3 hầu hết không bền.
*

2. Sự điện li:
5


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

a. Quá trình phân li các chất trong nước ra ion gọi là sự điện li.
b. Những chất tan trong nước kèm theo sự phân li ra ion gọi là chất điện li như axit ,bazơ, muối.
c. Một số chất ở trạng thái nóng chảy cũng phân li ra ion như muối clorua, Al2O3,...
d. Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion. Những chất điện li
mạnh thường gặp như axit mạnh (HCl, HNO3, HClO4, H2SO4,..); bazơ mạnh (NaOH, KOH, Ba(OH)2,..) và
hầu hết các muối tan.
e. Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một số phân tử hòa tan bị phân li ra ion thường gặp là:
axit tan, bazơ tan trung bình, yếu H3PO4, CH3COOH, HClO, HF, H2S, H2CO3, H2SO3, H2O, NH4OH..;
bazơ ↓ và muối ↓
f. Độ điện li α = (số phân tử phân li)/ (số phân tử hòa tan).

*

b. Nhóm chất có tính bazơ:
Các bazơ mạnh, yếu như: NaOH, KOH, Ba(OH)2, NH4OH,...
Các amin: CH3NH2, C6H5NH2, CH3NHCH3, (CH3)3N,...
* Các amino axit (H2N)x-R-(COOH)y với x > y
* Các muối ancolat natri, kali như C 2H5ONa, CH3OK, C6H5ONa,...
* Các muối natri, kali của axit hữu cơ như CH 3COONa, HCOOK,...
2223* Các muối natri, kali của các gốc axit yếu trung hòa như S , SO3 , CO3 , PO4 như Na2CO3, K3PO4,
*
*

c. Nhóm chất có tính lưỡng tính:
Các oxit lưỡng tính như Al2O3, Cr2O3, ZnO....
* Các hidroxit lưỡng tính như Al(OH) 3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2,....
* Các amino axit (H2N)x-R-(COOH)y
2* Các muối axit của gốc axit yếu như HS , HSO3 , HCO3 , H2PO4 , HPO4 ,...
* Các muối amoni với gốc axit yếu trung hòa như (NH 4)2S, (NH4)2CO3, (NH4)2SO3, CH3COONH4,...
*

6. Phản ứng trao đổi ion:

chất (hay ion) + chất (hay ion) → chất điện li yếu (H2O, HF, HClO, H3PO4, RCOOH, chất khí, chất kết tủa)
⇒ xảy ra phản ứng trao đổi ion.

7. Một số phản ứng trao đổi ion thường gặp:
a. Phản ứng tạo H2O:

6



b. Phản ứng tạo chất khí, chất khí và H2O:
H+(dd axit mạnh) + (HS-; S2-) (muối hidro sunfua tan; muối sunfua tan) 
→ H2S ↑ .
+
* H (dd axit mạnh) + (MgS, CaS, BaS, FeS, ZnS) (trừ PbS, CuS, Ag2S, HgS) 
→ (Mg2+, Ca2+, …) +H2S ↑ .
+
2* H (dd axit mạnh) + (HSO3 ; SO3 ) (dd muối hidro sunfit tan; muối sunfit tan) 
→ SO2 ↑ + H2O.
+
2+
* H (dd axit mạnh) + MSO3 ↓ 
→ M + SO2 ↑ + H2O.
+
2* H (dd axit mạnh) + (HCO3 ; CO3 ) (dd muối hidro cacbonat tan; muối cacbonat tan) 
→ CO2 ↑ + H2O.
+
2+
* H (dd axit mạnh) + MCO3 ↓ 
→ M + CO2 ↑ + H2O.
+
* OH (dd bazơ mạnh) + NH4 (dd muối amoni) 
→ NH3 ↑ + H2O.
*

c. Phản ứng tạo chất kết tủa:
2H+(dd axit mạnh) + SiO32- (dd muối silicat) 
→ H2SiO3 ↓ .
+

22+
* CO3 (dd muối cacbonat) + M (dd muối của M hóa trị 2) 
→ MCO3 ↓
3+
3+
thì tạo muối Al2(CO3)3, Fe2(CO3)3 bị thủy phân thành hidroxit ↓ và CO2 ↑ .
+ Nếu là Al , Fe
22+
* SO3 (dd muối sunfit) + M (dd muối của M hóa trị 2) 
→ MSO3 ↓
3+
3+
thì tạo muối Al2(SO3)3, Fe2(SO3)3 bị thủy phân thành hidroxit ↓ và SO2 ↑ .
+ Nếu là Al , Fe
22+
* S (dd muối sunfua) + M (dd muối của M hóa trị 2) 
→ MS ↓
3+
3+
thì tạo muối Al2S3, Fe2S3 bị thủy phân thành hidroxit ↓ và H2S ↑ .
+ Nếu là Al , Fe
n+
là dd muối (Pb2+, Cu2+, Ag+, Hg2+) thì có thêm phản ứng:
+ Nếu M
dd axit H2S + dd muối (Pb2+, Cu2+, Ag+, Hg2+) 
→ H+ + (PbS ↓ , CuS ↓ , Ag2S ↓ , HgS ↓ )
22+
* SiO3 (dd muối silicat) + M (dd muối của M hóa trị 2) 
→ MSiO3 ↓
* HSO4 /HSO3 /HCO3 + dd Ba(OH)2/Ca(OH)2 


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

1. Sơ lược các nguyên tố thuộc một số nhóm quan trọng:
a. Nhóm VIIA (halogen):
Dãy các nguyên tố từ trên xuống dưới gồm: F (19); Cl (35,5); Br (80); I (127); At (phóng xạ).
Màu
sắc và trạng thái: F2 (khí, lục nhạt); Cl2 (khí, vàng lục); Br2 (lỏng, nâu đỏ); I2 (rắn, đen tím).
*
Bán
kính
nguyên tử, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy tăng dần từ trên xuống dưới (không xét At).
*
* Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dưới (không xét At).
2
5
* Dãy các nguyên tố p, cấu hình e ngoài cùng đều có dạng ns np .
* Số oxi hóa trong hợp chất: -1, +3, +5, +7 trừ F chỉ có -1.
* Ở trạng thái đơn chất đều có liên kết cộng hóa trị không phân cực.
* Tính axit tăng dần từ HF < HCl < HBr < HI.
*

b. Nhóm VIA (oxi-lưu huỳnh):
Dãy các nguyên tố từ trên xuống dưới gồm: O (16); S (32); Se (79); Te (128); Po (kim loại phóng xạ).
Màu
sắc và trạng thái: O2 (khí không màu); S (rắn vàng); Se (rắn, bán dẫn, nâu đỏ); Te (rắn, xám, hiếm).

* Dãy các nguyên tố p, cấu hình e ngoài cùng đều có dạng ns np .
* Số oxi hóa trong hợp chất: -4, -2, +2, +4 riêng C có thêm số oxi hóa -3, -1 trong hợp chất hữu cơ.
* Độ bền nhiệt trong hợp chất hiđrua giảm dần từ CH 4 > SiH4 > GeH4 > SnH4 > PbH4.
*
*

2. Tính chất vật lí của một số nguyên tố phi kim quan trọng:
a. Nhóm VIIA (halogen):
Cl2: khí vàng lục, mùi xốc, độc, tan vừa trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ như hexan,
cacbon tetraclorua, benzene, etanol,...Trong tự nhiên chỉ ở dạng hợp chất như cacnalit KCl.MgCl 2.6H2O,
nước biển (Cl chiếm 2% khối lượng), muối mỏ,..Cl có 2 đồng vị bền 35Cl (76%) và 37Cl (24%).
* F2: khí màu lục nhạt, rất độc. Trong tự nhiên chỉ ở dạng hợp chất như CaF 2, Na3AlF6 (criolit), men răng, lá
một số loài cây,…
* Br2: lỏng màu đỏ nâu, dễ bay hơi, độc, rơi vào da gây bỏng nặng. Br 2 tan trong nước gọi là nước brom,
nhưng tan nhiều hơn trong dung môi hữu cơ như: etanol, xăng, benzen,…Trong tự nhiên tồn tại chủ yếu ở
dạng hợp chất nhưng ít hơn so với flo và clo.
* I2: tinh thể rắn màu đen tím, có sự thăng hoa (từ rắn sang khí khi đun nóng). I 2 ít tan trong nước nhưng tan
nhiều trong dung môi hữu cơ như etanol, xăng, benzen,…Trong tự nhiên tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất.
*

b. Nhóm VIA (oxi-lưu huỳnh):
O2: khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí, ít tan trong nước. Trong không khí O2
chiếm khoảng 20% thể tích. O2 duy trì sự cháy và sự hô hấp.
* O3: là một dạng thù hình của O 2, là chất khí màu xanh nhạt, mùi đặc trưng, được tạo thành trong khí
quyển nhờ sự phóng điện (tia chớp, sét) hoặc nhờ tia tử ngoại của ánh sáng mặt trởi chuyển O 2 thành O3.
Trên mặt đất O3 sinh ra từ sự oxi hóa một số chất hữu cơ. Khí O3 tập trung chủ yếu ở lớp khí quyển trên cao
và hấp thụ tia tử ngoại để bảo vệ con người và các sinh vật trên mặt đất.
*

S là chất rắn màu vàng ở nhiệt độ thấp hơn 113oC, tồn tại 2 dạng thù hình: S α (tà phương) và S β (đơn tà)

+ Cacbon vơ định hình như: than gỗ, than xương, than muội,.. Than gỗ, than xương có cấu tạo xốp
nên có khả năng hấp phụ chất khí và chất tan trong dung dịch.
Trong tự nhiên, kim cương và than chì là cacbon tự do gần như tinh khiết. Ngồi ra, cacbon còn có trong
các khống vật như: canxit (đá vơi, đá hoa, đá phấn đều chứa CaCO 3), magiezit (MgCO3), đolomit
(CaCO3.MgCO3),..và là thành phần chính các loại than mỏ (than antraxit, than mỡ, than nâu, than bùn,..),
dầu mỏ và khí thiên nhiên.
* Si là chất rắn màu xám, ánh kim, có cấu trúc giống kim cương nhưng mềm hơn, có tính bán dẫn. Si có 2
dạng thù hình là silic tinh thể và silic vơ định hình.
Si là ngun tố phổ biến, đứng hàng thứ 2 chỉ sau O, Si khơng nằm ở dạng tự do mà chỉ gặp ở dạng hợp
chất như: silic oxit, khống vật silicat, cao lanh, mica, fenspat, đá xà vân, thạch anh,…
*

3. Điều chế của một số ngun tố phi kim quan trọng và hợp chất của chúng:
a. Nhóm VIIA (halogen):
*

Điều chế Cl2:
+ Trong phòng thí nghiệm:
to
* MnO2 + 4HCl (đặc) 
→ MnCl2 + Cl2 ↑ + 2H2O.
* 2KMnO4 + 16HCl (đặc) → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 ↑ + 8H2O.
+ Trong cơng nghiệp:
đpdd cómà
ng ngă
n
* NaCl + H2O 
→ ½ H2 ↑ + NaOH + ½ Cl2 ↑ .

*

+ Trong cơng nghiệp: Cl2 + 2NaBr (dd) 
→ 2NaCl + Br2.

*

Điều chế I2:

+ Trong phòng thí nghiệm: Cl2 + 2NaI (dd) 
→ 2NaCl + I2.
+ Trong cơng nghiệp: sản xuất iot từ rong biển.

b. Nhóm VIA (oxi-lưu huỳnh):
*

Điều chế O2:
t
+ Trong phòng thí nghiệm: 2KMnO4 
→ K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑ .
đp
+ Trong cơng nghiệp: chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng hay từ H2O 
→ H2 ↑ + ½ O2 ↑ .
o

*

Điều chế O3:

tia tửngoại
+ Trong tự nhiên: 3O2 
→ 2O3.

* S + O2 
→ SO2 (từ quặng sunfua lưu huỳnh).
o

*

*

t
4FeS2 + 11O2 
→ 2Fe2O3 + 8SO2 (từ quặng pirit sắt).

Điều chế SO3, oleum, H2SO4 đặc:
V2 O5 , t o
+ SO2 + ½ O2 

→ SO3 (SO2 sinh ra từ quá trình đốt quặng pirit sắt hay sunfua lưu huỳnh)
+ nSO3 + H2SO4 (98%) 
→ H2SO4.nSO3 (oleum).
+ H2SO4.nSO3 + nH2O 
→ (n+1) H2SO4 (pha loãng oleum được H2SO4 đặc)

c. Nhóm VA (nitơ-photpho):
*

Điều chế N2:
+ Trong phòng thí nghiệm:
to
* NH4NO2 
→ N2 ↑ + H2O.

* 4NH3 + 5O2 
→ 4NO + 6H2O.
2NO + O2 
→ 2NO2.
* 4NO2 + O2 + 2H2O 
→ 4HNO3. (nồng độ axit thu được cỡ 52-68%)
*

*

Điều chế P:

+ Trong công nghiệp: nung quặng photphoric (hay apatit), cát và than cốc ở 1200 oC trong lò điện:
1200o , loøñieä
n
* 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 
→ 6CaSiO3 + 10CO + P4.
o

*

*

250 C
P4 là photho trắng: P (trắng) 
→ P (đỏ) và khi làm lạnh P (đỏ) ngưng tụ thành P (trắng).

Điều chế H3PO4:

+ Trong phòng thí nghiệm:

t o , xt
+ Than muội được tạo từ: CH4 
→ C + 2H2.

*

Điều chế CO:

+ Trong phòng thí nghiệm:
H2 SO4 ñ, to
* HCOOH 
→ CO + H2O.
+ Trong công nghiệp:
: 1050o C
* C + H2O (hơi) 
→ CO ↑ + H2 ↑ . (khí than ướt 44% CO, còn lại CO2, H2, N2,…)
o

*

*

t
C + CO2 
→ 2CO. (khí lò gas hay khí than khô 25% CO, còn lại CO2, N2,…)

Điều chế CO2:

+ Trong phòng thí nghiệm:
* CaCO3 + 2HCl 

* Cl2 + 6KOH (nhiệt độ cao) → 5KCl + KClO3 + 3H2O.
* Cl2 + Ca(OH)2 (nhiệt độ thường) → CaOCl2 (clorua vôi) + H2O.
HCl + HClO (trong đó HClO có tính oxi hoá và tẩy màu mạnh do phân huỷ ra ntử O).
* Cl2 + H2O €
* 3Cl2 + 2NH3 → N2 ↑ + 6HCl và Cl2 + H2S → S ↓ + 2HCl.
*

c. Br2/I2: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá nhưng yếu hơn Cl2 về tính oxh
Br2/I2: có hóa tính tương tự như Cl2 là phản ứng với kim loại, H2, dd NaOH/KOH/Ca(OH)2 nhưng kém
mãnh liệt hơn Cl2.
* Br2 có phản ứng với nước tương tự như Cl2 nhưng cần đun nóng còn I2 hầu như không pứ với nước.
* Br2 + 2NaI (dd) → 2NaBr + I2.
* I2 + hồ tinh bột tạo chất có màu xanh tím đặc trưng.
*

d. S: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

S + kim loại → muối sunfua kim loại ( Hg + S (ở nhiệt độ thường) → HgS) và S + H2 → H2S.
* S + O2 → SO2
* S + 3F2 → SF6.
* S + 4HNO3 (đặc nóng) → SO2 ↑ + 4NO2 ↑ + 2H2O.
* S + 6HNO3 (đặc nóng, dư) → H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O.
* S + 2H2SO4 (đặc nóng) → 3SO2 ↑ + 2H2O.
*

e. O2: chỉ thể hiện tính oxi hoá
O2 + hầu hết kim loại trừ Ag, Pt, Au và một số phi kim như S, P, C, Si trừ halogen.
hv

→ O3.

o

Fe, t

→ 2NH3.
N2 + 3H2 ¬



*

3000

→ 2NO.
N2 + O2 ¬



h. P: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

P + Ca, Mg, Al, Zn,.. tạo muối photphua kim loại.
4P + 3O2 (thiếu) → 2P2O3
* 4P + 5O2 (dư) → 2P2O5.
* 2P + 3Cl2 (thiếu) → 2PCl3
* 2P + 5Cl2 (dư) → 2PCl5.
Tính
phi
kim
của
P

Si + O2 → SiO2 và Si + 2F2 → SiF4.
* Si + NaOH + H2O → Na2SiO3 + H2 ↑ .
*
*

5. Tính chất của các oxit phi kim:
a. Tác dụng với nước ở nhiệt độ thường tạo axit:
SO2, SO3, NO2, N2O5, P2O5, CO2 và đặc biệt CrO3.
(n+1)SO3 + H2O → H2SO4.nSO3 (oleum).
* Pha loãng oleum bằng nước được H 2SO4 đặc: H2SO4.nSO3 + nH2O → (n + 1)H2SO4.
* 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2.
* 2NO2 + ½ O2 + H2O → 2HNO3.
*
*

b. Tác dụng với dd kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2) ở nhiệt độ thường tạo muối:
*
*

SO2, SO3, NO2, N2O5, P2O5, CO2 và đặc biệt CrO3.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O. * 2NO2 + ½ O2 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O.

c. Tác dụng với dd NaOH đặc nóng tạo muối:
*

SO2, SO3, NO2, N2O5, P2O5, CO2, SiO2 và đặc biệt CrO3, Cr2O3.

d. Tác dụng với dd HF:
*


*

6. Tính chất của các hidro phi kim:
a. Tính axit tăng dần: HF < HCl < HBr < HI.
b. Dung dịch HF, HCl, HBr có tính axit, tính oxi hoá và có tính khử mà HI thể hiện tính khử rõ nét nhất:
tính axit: oxit kim loại, hidroxit kim loại, muối S2- (trừ Pb, Cu, Ag, Hg), CO32-, HCO3- + HX → muối.
* tính oxi hoá: M (đứng trước H) + nHX → MXn + 0,5nH2 ↑ . ( với X thường là Cl, Br).
* tính khử:
+ 16Hx (đặc) + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 5X2 + 8H2O ( với X là Cl, Br).
+ 4HX (đặc) + MnO2 → MnX2 + X2 + 2H2O ( với X là Cl, Br).
+ 14HX (đặc) + 2K2Cr2O7 → 2KX + 2CrX3 + 3X2 + 7H2O ( với X là Cl, Br).
+ 8HI + Fe3O4 → I2 + FeI2 + 4H2O.
*

c. H2S vừa thể hiện tính axit yếu và tính khử
H2S làm quì tím ẩm hoá đỏ. H2S có mùi trứng thối đặc trưng.
H2S + dd muối (Pb2+, Cu2+, Ag+, Hg2+) → PbS ↓ , CuS ↓ , Ag2S ↓ , HgS ↓ .
2* H2S + dd kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH)2) tạo muối sunfua S hay muối hidrosunfua HS .
* H2S + một số chất oxi hoá như: O2, O3, Cl2, F2, SO2, dd H2SO4 đ, dd HNO3, dd KMnO4, dd K2Cr2O7,
*
*

12


LÝ THUYẾT HĨA PHỔ THƠNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.


xt, t
2NH3 + 5/2O2 
→ 2NO ↑ + 3H2O.

*

t
2NH3 + 3Cl2 
→ N2 ↑ + 6HCl.

*

to
2NH3 + 3CuO 
→ N2 ↑ + 3Cu ↓ + 3H2O.

o

o

o

7. Tính chất của các hidroxit phi kim (axit):
a. HClO4: là một axit rất mạnh, thể hiện đầy đủ tính chất của một axit, đồng thời có tính oxi hóa mạnh nhưng
có một điều cần lưu ý là:
* tính axit tăng dần theo: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4.
* tính oxi hóa giảm dần theo: HClO > HClO 2 > HClO3 > HClO4.

b. HNO3:

+
* Có thể tạo kết tủa với hầu hết các ion dương (trừ K , Na , NH4 ) như Ag3PO4 (kết tủa vàng).
*

e. H2CO3:
Là một axit yếu nên dễ phân hủy thành CO2 ↑ và H2O.
* Chỉ phản ứng được với dung dịch bazơ mạnh.
* CO2 có thể hòa tan CaCO3 ↓ , BaCO3 ↓ , ..trong nước.
CO
có
thể
pứ
với
một
số
dd
muối
có
tính
axit
yếu
như: C6H5ONa, Na2SiO3, Na2CO3, NaClO, NaAlO2,..
*
2
*

f. H2SiO3:
Là một axit rất yếu nên khơng tan trong nước.
* Khi bị mất nước thì tạo lớp chất rắn xốp có khả năng hấp phụ mạnh gọi là sicagen.
*

2
3 + HClO.
* 2CaOCl2 + CO2 + H2O → CaCO3 + CaCl2 + 2HClO.
*

b. Nước oxi già H2O2 (hidro peoxit):
Tính khử:
+ H2O2 + Ag2O → H2O + O2 + 2Ag.
+ 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
* Tính oxi hóa:
*

13


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG
GV: NGUYỄN TRỌNG DANH
→
H
O
+
2KI
I
+
2KOH.
+
2 2
2
+ H2O2 + KNO2 → H2O + KNO3.


Để nhận biết ion SO42- trong dung dịch ta cho phản ứng với dd Ba2+: SO42- + Ba2+ → BaSO4 ↓ (trắng).

e. Muối amoni NH4+:

dd muối NH4+ phản ứng với dd kiềm tạo khí NH3 ↑ : NH4+ + OH- → NH3 ↑ + H2O.
+
* Sự nhiệt phân muối NH4 :
to
+ NH4Cl (r) 
→ NH3 ↑ + HCl ↑ .
*

t
(NH4)2CO3 (r) 
→ NH4HCO3 (r) + CO2 ↑ .
o
t
+ NH4HCO3 (r) 
→ NH3 ↑ + CO2 ↑ + H2O ↑ . (dùng làm bột nở trong xốp bánh bao).
o

+

t
NH4NO2 (r) 
→ N2 ↑ + H2O.
o
t
+ NH4NO3 (r) 
→ N2O ↑ + H2O ↑ .

* Để nhận biết ion NO3 trong dung dịch ta dùng vụn Cu và dd H2SO4 loãng:
+
2+
+ 3Cu + 8H + 2NO3 → 3Cu (dd màu xanh) + 2NO ↑ (không màu hóa nâu trong kk) + 4H2O.
o

+

g. Muối phophat PO43-:

Muối PO43-, HPO4- đều không tan trong nước trừ đi với K+, Na+, NH4+.
* Muối H2PO4 đều tan trong nước.
3* Để nhận biết ion PO4 ta dùng dd AgNO3 phản ứng với dd muối R3PO4 (với R là K, Na, NH4)
*

+

PO43- + 3Ag+ → Ag3PO4 ↓ (màu vàng và tan được trong dd HNO3)

h. Muối cacbonat CO32-, hidrocacbonat HCO3-:
Muối CO32- của K+, Na+, NH4+ tan, của M2+ kết tủa và của Al3+, Fe3+ bị thủy phân thành CO2 ↑ và ↓ .
* Muối HCO3 đều tan.
2+
* ion CO3 có tính bazơ mạnh (kiềm) nên khi cho từ từ ion H của axit HCl/H2SO4 loãng thì có 2 giai đoạn:
H+ + CO32- → HCO3+ giai đoạn 1: dd chưa thoát khí:
H+ + HCO3- → CO2 ↑ + H2O.
+ giai đoạn 2: dd thoát khí từ từ cho đến hết:
* ion HCO3 có tính lưỡng tính (vừa có tính axit và vừa có tính bazơ):
2H+ + HCO3- → CO2 ↑ + H2O.
+ tính bazơ (yếu hơn của ion CO3 ):

+ B(HCO3)2 (l/r) 
→ BO (r) + 2CO2 ↑ + H2O ↑ .(với B là Ba, Ca, Mg, Fe, Zn, Cu,..).

i. Muối silicat SiO32-:

Muối SiO32- của K+, Na+, NH4+ tan, còn lại đều khơng tan hoặc bị thủy phân trong nước.
* Na2SiO3 + CO2 + H2O → Na2CO3 + H2SiO3 ↓ .
* Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3 ↓ .
* Dung dịch đậm đặc Na2SiO3 và K2SiO3 được gọi là thủy tinh lỏng.
*

9. Tổng hợp phản ứng điều chế ra các đơn chất:
a. Tạo đơn chất H2:

M (đứng trước H) + nH+ (dd HCl/H2SO4 lỗng) → Mn+ + ½n H2 ↑ .
* Kim loại kiềm A và B (Ca, Sr, Ba) + H2O → AOH/B(OH)2 + H2 ↑ .
điệ
n phâ
n
đpdd cómà
ng ngă
n
* H2O 
* NaCl + H2O 
→ H2 ↑ + ½ O2 ↑ .
→ ½ H2 ↑ + NaOH + ½ Cl2 ↑ .
*

b. Tạo đơn chất O2:
o

→ H2 ↑ + ½ O2 ↑ .
clorofin
* 6nCO2+ 5nH2O → (C6H10O5)n+ 6nO2 ↑ * Sự nhiệt phân muối NO3 .
đpdd cómà
ng ngă
n
* CuSO4 + H2O 
→ Cu ↓ + H2SO4 + ½ O2 ↑ .
đpdd cómà
ng ngă
n
* 2AgNO3 + H2O 
→ 2Ag ↓ + 2HNO3 + ½ O2 ↑ .
*

điệ
n phâ
n

hv

→ O 3.
O2 + O ¬


c. Tạo đơn chất O3:
d. Tạo đơn chất S:
o

o

→ Na ↓ + ½ X2 (với X là Br, I).
*

g. Tạo đơn chất Cl2:
t
4HCl (đặc) + MnO2 
→ MnCl2 + Cl2 ↑ + 2H2O.
* 16HCl (đặc) + 2KMnO4 → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 ↑ + 8H2O.
* 14HCl (đặc) + 2K2Cr2O7 → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 ↑ + 7H2O.
đpdd có
mà
ng ngă
n
* HCl 
→ ½ H2 ↑ + ½ Cl2 ↑ .
đpdd cómà
ng ngă
n
* NaCl + H2O 
→ ½ H2 ↑ + NaOH + ½ Cl2 ↑ .
đpnc
* NaCl 
→ Na ↓ + ½ Cl2. (có thể thay Na bởi K, Mg, Ca hay Ba).
o

*

h. Tạo đơn chất N2:
t
t

2NH3 + 2CrO3 
→ Cr2O3 + N2 ↑ + 3H2O.

*

Dùng Mg/Al/Zn + HNO3 (lỗng), ví dụ như: 5Mg + 12HNO3 → 5Mg(NO3)2 + N2 ↑ + 6H2O.

*

t
Đốt cháy hồn tồn amin: CxHyNt + (x + y/4) O2 
→ xCO2 + y/2H2O + t/2N2 ↑ .

*

t
Đốt cháy hồn tồn amino axit, peptit,...: CxHyNtOz + (x + y/4 - z/2)O2 
→ xCO2 + y/2H2O + t/2N2 ↑ .

o

o

o

o

o

i. Tạo đơn chất P: Nung quặng photphoric (hay apatit) Ca3(PO4)2, cát và than cốc trong lò điện 1200oC:

t
* CO2 + 2Mg 
→ C + 2MgO. (không thể dập đám cháy bằng CO2).
*

k. Tạo đơn chất Si:
o

t
SiO2 + 2C 
→ Si + 2CO.
to
* SiO2 + 2Mg 
→ Si + 2MgO. (không thể dập đám cháy bằng cát khô).
*

10. Phân bón hóa học:
a. Phân đạm:
Phân đạm cung cấp nitơ dưới dạng ion nitrat NO3- và ion amoni NH4+
* Độ dinh dưỡng của phân đạm được tính theo % khối lượng của N.
* Có 3 loại phân đạm thường gặp là:
+ Phân đạm amoni:
-thành phần chính là các muối amoni như NH4NO3 (đạm 2 lá), NH4Cl/(NH4)2SO4 (đạm 1 lá)
-được tạo từ NH3 tác dụng với axit tương ứng.
+ Phân đạm nitrat:
-thành phần chính là các muối nitrat như NaNO 3, Ca(NO3)2,...
-được tạo từ HNO3 và muối cacbonat CO32-.
+ Urê:
-thành phần chính là (NH2)2CO.
to , p

*

d. Phân hỗn hợp:
*
*

Là loại phân từ quá trình trộn lẫn các loại phân đơn theo tỉ lệ N:P:K khác nhau, gọi chung là phân NPK.
Nitrophotka là hỗn hợp của (NH4)2HPO4 và KNO3.

e. Phân phức hợp:
*
*

Là loại phân tạo thành nhiều sản phẩm khác nhau từ quá trình tương tác hóa học.
Amophot là hỗn hợp (NH4)2HPO4 và NH4H2PO4 từ phản ứng hóa học của NH3 và axit H3PO4.

f. Phân vi lượng:
*

Là loại phân cung cấp các nguyên tố như B, Zn, Mn, Cu, Mo,...

C. HÓA VÔ CƠ KIM LOẠI:
Vấn đề 1: Cấu tạo kloại, lí-hóa tính,sự ăn mòn,điều chế,điện phân
16


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH


a. Tác dụng với phi kim O2, Cl2, S:

Fe, Cr, Sn + O2 → Fe3O4, Cr2O3, SnO2. (Chú ý: Ag, Pt, Au không phản ứng với O2)
Fe, Cr + Cl2 → FeCl3, CrCl3.
* Fe, Cr + S → FeS, Cr2S3. Riêng thủy ngân Hg + S ngay ở nhiệt độ thường.
*
*

b. Tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường tạo bazơ + H2:
Tất cả kim loại kiềm như Li, Na, K, Rb, Cs.
* Một số kim loại kiềm thổ như Ca, Sr, Ba.
* Oxit của kim loại kiềm và của Ca, Sr, Ba + H 2O → bazơ.
*

c. Tác dụng với dung dịch HCl hay H2SO4 (loãng) tạo muối và H2 ↑ :

Kim loại phải đứng trước H trong dãy điện hóa (nghĩa là trừ 5 kim loại sau H: Cu, Hg, Ag, Pt, Au).
Fe, Cr, Sn + dd HCl hay H2SO4 (loãng) đều tạo muối Fe2+, Cr2+, Sn2+.
* Oxit của kim loại đều + HCl hay H 2SO4 (loãng) tạo muối và H2O.
*
*

d. Tác dụng với H2SO4 đặc hay HNO3 tạo muối + sản phẩm khử (SO2, NO2,..) + H2O:
Au, Pt không tác dụng với H2SO4 đặc và với HNO3.
Au, Pt, Cr, Al, Fe không tác dụng với H2SO4 đặc nguội và với HNO3 đặc nguội.
* Kim loại tác dụng với HNO3 đặc thì tạo khí NO2 (màu nâu, mùi hắc).
* Kim loaị tác dụng với HNO3 loãng thường tạo khí NO (không màu, dễ hóa nâu trong không khí).
* Kim loại tác dụng với H2SO4 đặc thường tạo khí SO2 (không màu, mùi hắc).
3+
* Fe tác dụng với H2SO4 đặc dư và với HNO3 dư đều tạo muối Fe .

* Nhóm kim loại tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường (như K, Na, Ba, Ca) cũng tan trong dd kiềm tạo H 2 ↑ .
*

17


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

4. Dãy điện hóa:
K+
K

Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+: tính oxi hóa tăng dần
Na Mg
Al
Zn
Cr
Fe
Ni
Sn
Pb
H Cu
Fe2+ Ag Pt
Au : tính khử giảm dần
n+
→


e. Kết quả ăn mòn:
TH1: 2 kim loại khác nhau A-B (giả sử A đứng trước B) thì những ý đúng là:
• A là cực âm (anot) xảy ra sự (quá trình) oxi hóa A ⇒ A bị ăn mòn trước.
• B là cực dương (catot) xảy ra sự (quá trình) khử ion dương thường là H + ⇒ B không bị ăn mòn.
TH2: 1 kim loại A và 1 phi kim X: A-X thì những ý đúng là:
• A là cực âm (anot) xảy ra sự (quá trình) oxi hóa A ⇒ A bị ăn mòn trước.
• X là cực dương (catot) xảy ra sự (quá trình) khử ion dương thường là H + ⇒ X không bị ăn mòn.

f. Các biện pháp chống ăn mòn:
Phương pháp bảo vệ bề mặt: phủ lên bề mặt kim loại một lớp hóa chất bền với môi trường.
* Phương pháp điện hóa: chọn một kim loại “hi sinh” A đứng trước kim loại B cần bảo vệ ⇒ A bị ăn mòn
còn B được bảo vệ.
* Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép ta phủ một lớp Zn vì: Zn đứng trước Fe & C và Zn bị ăn mòn nhưng rất
chậm nên bảo vệ trong thời gian dài.
*

6. Điều chế kim loại:
a. Nguyên tắc chung: Mn+ + ne → M ⇒ khử ion kl thành kim loại hay sự biến hợp chất thành đơn chất.
b. Điều chế kim loại nhóm IA, IIA, Al:
*

Điều chế kim loại IA từ muối halogen hay hidroxit hay oxit bằng phương pháp điện phân nóng chảy:
*

*

ñpnc
2NaCl 
→ Na + Cl2;

3NaF.AlF3):
Công dụng của Criloit là làm hạ nhiệt độ nóng chảy, tăng độ dẫn điện của chất lỏng và tạo lớp chất

ñpnc
lỏng nổi lên làm ngăn Al sinh ra không bị oxi hóa với không khí. 2Al2O3 
→ 4Al + 3O2.

c. Điều chế kim loại có tính khử yếu như Cu, Hg, Ag, Pt, Au:
Dùng phương pháp thủy luyện hay còn gọi là phương pháp ướt (chủ yếu): dùng kim loại có tính khử
mạnh hơn và khó tan trong nước như Mg, Zn,… đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dịch muối.
Ví dụ: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu;
Mg + 2AgNO3 → Mg(NO3)2 + 2Ag.
* Dùng phương pháp nhiệt luyện: dùng các tác nhân khử như H 2, CO, C, Al hoặc dùng nhiệt trực tiếp hay
đốt với oxi (đối với Ag, Hg).
*

o

o

t
Ví dụ 1: CuO + H2 
→ Cu + H2O;

t
Ag2O + CO 
→ 2Ag + CO2.

o


→ Zn + CO; Cr2O3 +2Al 
→ Al2O3 + 2Cr.
* Dùng phương pháp thủy luyện hay còn gọi là phương pháp ướt : dùng kim loại có tính khử mạnh hơn
và khó tan trong nước như Mg, Al,… đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dịch muối.
Ví dụ: Mg + ZnCl2 → MgCl2 + Zn;
Mg + FeSO4 → MgSO4 + Fe.
* Dùng phương pháp điện phân dung dịch từ những muối tan:
ñpdd
Ví dụ: ZnSO4 + H2O 
→ Zn + H2SO4 + ½ O2.

7. Điện phân dung dịch muối:
a. Thứ tự ưu tiên bị khử của các ion dương kim loại, H+ và H2O ở cực âm (catot):
K+, Na+, Ba2+, Ca2+, Mg2+, Al3+< H2O < Zn2+
GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

A. KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT
I. Sơ lược về kim loại kiềm:
Li * Cấu trúc mạng tinh thể: lập phương tâm khối
Na * Bán kính nguyên tử tăng, năng lượng ion hóa I1 giảm, độ âm điện giảm
K * Cấu hình e ở lớp ngoài cùng: ns1 ⇒ nguyên tố s, thuộc nhóm IA, số oxi hóa +1 trong hợp chất.
Rb * Là những kim loại màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt
Cs * Do bán kính nguyên tử lớn, cấu trúc tương đối rỗng, lực liên kết kim loại yếu
Fr (nguyên tố phóng xạ)
⇒ nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, độ cứng thấp, là những kim loại nhẹ

II. Ứng dụng và điều chế kim loại kiềm:
1. Ứng dụng của kim loại kiềm:
* Dùng để chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp như hợp kim Na – K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong
một số lò phản ứng hạt nhân.
* Hợp kim Li – Al siêu nhẹ, dùng trong kỹ thuật hàng không.
* Cs được dùng làm tế bào quang điện.

2. Điều chế: dựa nguyên tắc là khử cation M+ thành kim loại M qua sự điện phân nóng chảy.
*Điện phân nóng chảy muối halogenua hay hidroxit của kim loại kiềm.
ñpnc
Ví dụ: 2NaCl 
→ 2Na↓ + Cl2↑.
+
• Na bị khử thành Na bám lên cực (–) (catot)
• Cl– bị oxi hóa thành Cl2 thoát ở cực (+) (anot)


2

K + H2O → KOH +

1
H2↑
2

3. Phản ứng với axit: phản ứng rất mãnh liệt, đều nổ khi tiếp xúc với dung dịch axit.
Ví dụ: Na + HCl → NaCl +

1
H2↑ ; 2K + H2SO4 (loãng) → K2SO4 + H2↑
2

Lưu ý: Nếu kim loại kiềm tan hết trong dung dịch HCl/H2SO4 (loãng) mà lượng axit thiếu thì có 2 phản ứng:
Ví dụ: Na + dd HCl thì:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

4. Phản ứng với một số dung dịch muối: xảy ra 2 giai đoạn
20


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH
0908.720.831.
1


coùvaù
ch ngaê
n

1
1
H2↑ + NaOH + Cl2↑. (phương pháp sản xuất NaOH trong công nghiệp)
2
2

(ở cực âm (catot) xảy ra sự khử H2O thành H2 và ở cực dương (anot) xảy ra sự oxi hóa ion Cl- thành Cl2)
* Nếu điện phân dd NaCl không có màng ngăn sẽ tạo nước Javel: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O.

4. Muối NaHCO3: lưỡng tính,dung dịch có tính kiềm yếu, làm quì tím hóa xanh
* NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O : tính axit.

* NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O : tính bazơ.

* 2NaHCO3 
→ Na2CO3 + CO2↑ + H2O : tính kém bền với nhiệt.
* dd NaHCO3 + dd Ba(OH)2, Ca(OH)2 → kết tủa BaCO3↓, CaCO3↓.
to

5. Muối Na2CO3: dung dịch có tính kiềm, làm quỳ tím hóa xanh
* Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O
(cho từ từ đến dư dd HCl vào dd Na2CO3 thì một lát sau mới thoát khí).
* Na2CO3; K2CO3 không cho phản ứng nhiệt phân (có tính bền với nhiệt).
* Na2CO3 + dd muối (Mg2+, Ca2+, Ba2+, Fe2+, Zn2+) → kết tủa cacbonat.
* Na2CO3 + dd muối (Al3+, Fe3+) → dd muối Na+ + kết tủa hidroxit và khí CO2.



Lí THUYT HểA PH THễNG

GV: NGUYN TRNG DANH

0908.720.831.

I. S lc v kim loi kim th:
Be

* Cu hỡnh e ngoi cựng: ns2 nguyờn t s; nhúm IIA; s oxi húa trong hp cht +2

Mg

* nhit sụi v nhit núng chy thp, khi lng riờng thp
(nhng cao hn kim loi kim) nhng khụng tuõn theo quy lut cú cu to mng tinh
th khụng ging nhau nh: Be v Mg (lc phng); Ca v Sr (lp phng tõm din);
Ba (lp phng tõm khi)

Ca
Sr
Ba
Ra (nguyờn t phúng x)

* Bỏn kớnh nguyờn t tng dn, nng lng ion húa I1 gim, õm in gim theo
chiu t Be Ba (chiu tng ca in tớch ht nhõn) tớnh kh tng
* Cỏc kim loi kim th u nhe hn Al (tr Ba)

II. iu ch kim loi kim th:
()


* Ba + 2HCl BaCl2 + H2.
* Ca + 2HCl CaCl2 + H2.

* Ba + H2SO4 loóng BaSO4 + H2.
* Mg + H2SO4 loóng MgSO4 + H2.

b) Vi H2SO4 c mui + (SO2, S, H2S) + H2O:
Vớ d:

* 4Mg + 5H2SO4 c 4MgSO4 + H2S + 4H2O.

c) Vi HNO3 mui + (NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3) + H2O:
Vớ d:

* 4Mg + 10HNO3 loóng 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

4. Phn ng vi dung dch mui:
a) i vi Mg: Mg + dd mui ca KL ng sau dd mui Mg2+ + KL .
Vớ d:

* Mg + CuSO4 MgSO4 + Cu (mu ).

b) i vi Ca, Sr, Ba: tỏc dng vi dung dch mui ca KL ng sau din ra 2 giai on nh KL kim
Ba+2H 2 O Ba(OH) 2 + H 2 .
u traộ
ng) + Cu(OH) 2 ( maứ
u xanh) .
Ba(OH) 2 + CuSO 4 BaSO 4 ( maứ


o

1000 C
* CaCO3 
→ CaO + CO2 : quá trình nung vôi.
* CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 (tan): sự xâm thực của nước mưa.
* MCO3 + 2HCl → MCl2 + CO2↑ + H2O.
* Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng.
* Đá hoa dùng trong tạc tượng, trang trí.
* Đá phấn dùng làm phụ gia thuốc đánh răng.
o

t
* Đôlômit có thành phần chính là CaCO3.MgCO3. Khi nung thì: CaCO3.MgCO3 
→ CaO+MgO+2CO2.

4. Muối HCO3-: M(HCO3)2 đều tan trong nước
t
* Ca(HCO3)2 
→ CaCO3↓ + CO2 + H2O : sự tạo thành thạch nhũ trong hang động.
* Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O: trộn dd Ca(HCO3)2 với dd Ca(OH)2 thì có kết tủa.
* Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2 → CaCO3↓ + BaCO3↓ + 2H2O.
* Ca(HCO3)2 + 2NaOH (dư) → CaCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O.
* Ca(HCO3)2 (dư) + NaOH → CaCO3↓ + NaHCO3 + H2O.
* M(HCO3)2 + 2HCl → MCl2 + 2CO2↑ + 2H2O.
* Muối M(HCO3)2 có tính chất lưỡng tính.
o

5. Muối SO42-: (BeSO4, MgSO4) tan; CaSO4 ít tan; (BaSO4↓, SrSO4↓):
* CaSO4.2H2O: thạch cao sống; CaSO4.H2O: thạch cao nung; CaSO4: thạch cao khan.


GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

1. Khái quát chung:
a) Khái niệm:
* Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+.
* Nước mềm là nước chứa ít hoặc không chứa Ca2+, Mg2+.

b) Phân loại:
* Nước cứng tạm thời chứa:
−
Ca2+; Mg2+; HCO3 .

* Nước cứng vĩnh cửu chứa:
2−
2−
Ca2+; Mg2+; Cl− ; SO 4 .(có thể không có Cl− hoặc SO 4 ).

* Nước cứng toàn phần:
−
2−
2−
Gồm tạm thời và vĩnh cửu: Ca2+; Mg2+; HCO3 ; Cl− ; SO 4 (có thể không có Cl− hoặc SO 4 ).

2. Tác hại:
* Đun sôi nước lâu ngày trong nồi hơi sẽ tạo một lớp cặn.
⇒ giảm sự truyền nhiệt của lò ⇒ tốn nhiên liệu và có thể gây nổ.
* Ống dẫn nước bị đóng cặn ⇒ giảm lưu lượng nước hay làm tắc ống dẫn hơi nước.


(M là Ca, Mg).

2+

3-

* Dùng nhựa ionit để trao đổi ion

b) Đối với nước cứng vĩnh cửu hay toàn phần:
Dùng Na2CO3 hay Na3PO4 hoặc nhựa ionit để trao đổi ion.
Chú ý:
• Đun sôi hay dùng Na2CO3, Na3PO4; NaOH; KOH; Ca(OH)2 là phương pháp kết tủa.
• Dùng nhựa ionit là phương pháp trao đổi ion là phương pháp hiện đại.

C. KIM LOẠI NHÔM VÀ HỢP CHẤT
24


LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG

GV: NGUYỄN TRỌNG DANH

0908.720.831.

I. Vị trí cấu tạo, tính chất vật lý:
1. Al ở ô 13, chu kì 3, nhóm IIIA.
2. Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p1 ⇒ nguyên tố p, số oxi hóa +3 trong hợp chất.
3. Mạng tinh thể lập phương tâm diện.
4. Là kim loại nhẹ, mềm; có màu trắng bạc, dễ kéo sợi và dát mỏng.


b) Al cháy trong không khí với ngọn lửa sáng chói, tỏa nhiều nhiệt:
o

t
4Al + 3O2 
→ 2Al2O3.

c) Al bền trong không khí ở to thường do có lớp màng mỏng oxit Al2O3 bền bảo vệ.

2. Phản ứng với H2O:
* Nếu phá bỏ lớp oxit trên bề mặt Al (hoặc tạo hỗn hống Al – Hg) thì Al phản ứng với nước ở to thường:
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2↑.
* Nhưng vì khó phá vỡ lớp oxit dù ở to cao nên Al không phản ứng với nước vì lớp oxit đã phủ kín trên bề
mặt Al không cho nước và khí thấm qua.

3. Phản ứng với dung dịch axit: lớp oxit bị phá vỡ bởi ion H+.
* Al + 3HCl → AlCl3 +

3
H2↑.
2

* 2Al + 3H2SO4 loãng → Al2(SO4)3 + 3H2↑.
* Al + HNO3 → Al(NO3)3 + (NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3) + H2O.
o

t
Ví dụ: Al + 4HNO3 
→ Al(NO3)3 + NO↑ + 2H2O.