Lý thuyết hóa vô cơ THPT Lưu hành nội bộ
CHƯƠNG I: CÁC HALOGEN
TÓM TẮT LÝ THUYẾT:
Nhóm halogen gồm flo (F), clo (Cl), brom (Br) và iot (I). Đặc điểm chung của nhóm là ở vị trí
nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn, có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns
2
np
5
. Các halogen thiếu một
electron nữa là bão hòa lớp electron ngoài cùng, do đó chúng có xu hướng nhận electron, thể hiện tính
oxi hóa mạnh. Trừ flo, các nguyên tử halogen khác đều có các obitan d trống, điều này giúp giải thích
các số oxi hóa +1, +3, + 5, +7 của các halogen. Nguyên tố điển hình, có nhiều ứng dụng nhất của nhóm
VIIA là clo.
I. Clo
1. Tính chất vật lí: Là chất khí màu vàng lục, ít tan trong nước.
2. Tính chất hoá học: Clo là một chất oxi hoá mạnh thể hiện ở các phản ứng sau:
a) Tác dụng với kim loại
Kim loại mạnh: 2Na + Cl
2
→ 2NaCl
Kim loại trung bình: 2Fe + 3Cl
2
→ 2FeCl
3
Kim loại yếu: Cu + Cl
2
→ CuCl
2
b) Tác dụng với phi kim Cl
2
+ H

→
5KCl + KClO
3
+ 3H
2
O
2Cl
2
+ 2Ca(OH)
2 loãng
→ CaCl
2
+ Ca(OCl)
2
+ 2H
2
O
Cl
2
+ Ca(OH)
2 huyền phù
→ CaOCl
2
+ H
2
O
e) Tác dụng với dung dịch muối của halogen đứng sau:
Cl
2
+ 2NaBr → 2NaCl + Br

O → H
2
SO
4
+ 2HCl H
2
S + 4Cl
2
+ 4H
2
O → H
2
SO
4
+ 8HCl
3. Điều chế Nguyên tắc: Oxi hoá 2Cl
-
→ Cl
2
↑ bằng các chất oxi hoá mạnh, chẳng hạn như:
MnO
2
+ 4HCl
đặc

0
t
→
MnCl
2

+3 H
2
↑
Fe + 2HCl → FeCl
2
+ H
2
↑
2. Tác dụng với bazơ: HCl + NaOH → NaCl + H
2
O 2HCl + Mg(OH)
2
→ MgCl
2
+ H
2
O
- 1 -
Lý thuyết hóa vô cơ THPT Lưu hành nội bộ
3. Tác dụng với oxit bazơ Al
2
O
3
+ 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
O CuO + 2HCl → CuCl
2
+ H

+ HCl → AgCl

↓
+ HNO
3
5. Điều chế H
2
+ Cl
2

as
→
2HCl NaCl
tinh thể
+ H
2
SO
4 đặc

0
t
→
NaHSO
4
+ HCl
↑
(hoặc 2NaCl
tinh thể
+ H
2

+ Ca(OH)
2 sữa vôi
→ CaOCl
2
+ 2H
2
O
(Hợp chất CaOCl
2
được gọi là clorua vôi)
CHƯƠNG II: OXI – LƯU HUỲNH
TÓM TẮT LÝ THUYẾT:
Nhóm VIA gồm oxi (O), lưu huỳnh (S), selen (Se) và telu (Te). Cấu hình electron lớp ngoài cùng
là ns
2
np
4
, thiếu hai electron nữa là bão hòa. Oxi và lưu huỳnh đều thể hiện tính oxi hóa mạnh, tính oxi
hóa giảm dần từ oxi đến telu. Trong nhóm VIA hai nguyên tố oxi và lưu huỳnh có nhiều ứng dụng nhất
trong công nghiệp và đời sống con người.
I. Oxi – ozon:
1. Tác dụng với kim loại
→
oxit
2Mg + O
2
→ 2MgO
3Fe + 2O
2


S + O
2
→ SO
2
3. Tác dụng với hợp chất:
2H
2
S + 3O
2
→ 2SO
2
+ 2H
2
O
2CO + O
2
→ 2CO
2
4. Điều chế oxi trong PTN: Nhiệt phân các hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt.
Thí dụ: 2KClO
3

2
0
MnO
t
→
2KCl + 3O
2
5. Ozon: Tính oxi hóa mạnh

2. Tác dụng với phi kim:
- Tác dụng với hiđro: H
2
+ S
0
t
→
H
2
S
- Tác dụng với oxi: S + O
2

0
t
→
SO
2
Với các phi kim khác, phản ứng xảy ra khó khăn hơn.
III. Hiđrosunfua:
1. Tính axit yếu:
- Tác dụng với dung dịch kiềm:
H
2
S + 2NaOH → Na
2
S + 2H
2
O
H

- Tác dụng với oxi: 2 H
2
S + 3 O
2

0
t
→
2 SO
2
+ 2 H
2
O
2 H
2
S + O
2 oxi hoá chậm

0
t
→
2 S + 2 H
2
O
- Tác dụng dung dịch nước Cl
2
:
H
2
S + 4Cl

SO
2
+ H
2
O → H
2
SO
3

- Tác dụng với dung dịch bazơ
→
Muối + H
2
O:
SO
2
+ 2NaOH → Na
2
SO
3
+ H
2
O
SO
2
+ NaOH → NaHSO
3

- Nếu
2

2
→ CaSO
3
↓
+ H
2
O (SO
2
làm vẩn đục nước vôi trong)
- Tác dụng với oxit bazơ tan
→
muối sunfit
Na
2
O + SO
2
→ Na
2
SO
3
CaO + SO
2
→ CaSO
3
2. Tính khử
- Tác dụng với oxi: 2SO
2
+ O
2


4
+ 2HBr (phản ứng làm mất màu dung dịch brom)
3. Tính oxi hóa
- Tác dụng với H
2
S: SO
2
+ 2H
2
S → 3S
↓
+ 2H
2
O
4. Điều chế:
a) Trong PTN:
- Đốt quặng sunfua:
2FeS
2
+ 11O
2
→ 2Fe
2
O
3
+ 8SO
2
2ZnS + 3O
2
→ 2ZnO + 3SO

2
SO
4
đặc, nóng:
Cu + 2H
2
SO
4 đặc
0
t
→
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
V. Lưu huỳnh trioxit:
1. Tính oxit axit:
- Tác dụng với nước
→
axit sunfuric:
SO
2
+ H
2
O → H
2
SO

SO
4
BaO + SO
3
→ BaSO
4
2. Điều chế:
SO
2
+ O
2

2 5
0
V O
t
→
¬ 
2SO
3
VI. Axit Sunfuric:
1. Dung dịch H
2
SO
4
loãng (thể hiện tính axit mạnh)
- 4 -
-2 0 +4 +6
Lý thuyết hóa vô cơ THPT Lưu hành nội bộ
a) Tác dụng với kim loại (đứng trước H)

O
H
2
SO
4
+ 2NaOH → Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
H
2
SO
4
+ Mg(OH)
2
→ MgSO
4
+ 2H
2
O
c) Tác dụng với oxit bazơ
→
Muối + H
2
O
Al
2

4
→ MgSO
4
+ CO
2
↑
+ H
2
O
Na
2
CO
3
+ H
2
SO
4
→ Na
2
SO
4
+ CO
2
↑
+ H
2
O
FeS + H
2
SO

4
→ BaSO
4
↓
+ 2HCl
2. Dung dịch H
2
SO
4
đặc:
a) Tính axit mạnh
- Tác dụng với hidroxit (tan và không tan)
→
Muối + H
2
O
H
2
SO
4 đặc
+ NaOH → Na
2
SO
4
+ H
2
O
H
2
SO

CuO + H
2
SO
4 đặc
→ CuSO
4
+ H
2
O
- Đẩy các axit dễ bay hơi ra khỏi muối
H
2
SO
4 đặc
+ NaCl
tinh thể
→ NaHSO
4
+ HCl
↑
H
2
SO
4 đặc
+ CaF
2 tinh thể
→ CaSO
4
+ 2HF
↑

O
Cu + 2H
2
SO
4 đặc
0
t
→
CuSO
4
+ SO
2
+ H
2
O
2Ag + 2H
2
SO
4 đặc
0
t
→
Ag
2
SO
4
+ SO
2
+ 2H
2