Hóa thpt

TỔNG HỢP
KIẾN THỨC HÓA THPT
2016

Gv: Hà Thành Trung
1
Bài 1: HÓA ĐẠI CƯƠNG
A. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
I. Thành phần nguyên tử:
-Nguyên tử là hạt trung hòa về điện có cấu tạo 2 phần:
+ Nhân nguyên tử: proton (P) mang điện dương , notron (N) không mang điện
+ Vỏ nguyên tử: các electron (e) mang điện âm.
- Khối lượng nguyên tử chính là khối lượng hạt nhân (khối lượng các hạt proton và notron)
Cấu tạo nguyên tử
Vỏ nguyên tử Hạt nhân
Electron Proton Notron
Điện tích 1- 1+ Không mang điện
Khối lượng 9,1.10-31
(kg) 1,6727.10-27
(kg) 1,6748.10-27
(kg)
- Số Avorgaro là số nguyên tử hay phân tử có trong 1 mol chất, bằng 6,023.1023
- Đơn vị Cacbon (đơn vị khối lượng nguyên tử), ký hiệu u bằng
1
12
khối lượng Cacbon
27
1 1,6605.10u kg

II.Hạt nhân nguyên tử:
- Ký hiệu Z cho biết:
+Số proton.
+Số electron
+Điện tích hạt nhân là Z+.
+Số đơn vị điện tích hạt nhân Z
+Số hiệu nguyên tử Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số proton = Số electron
-Số khối ký hiệu A A = p + n = Z + N
III.Nguyên tố hóa học:
- Nguyên tố hóa học là tập hợp nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân nên có tính chất hóa học
giống nhau
- Ký hiệu nguyên tử

2
Z: số hiệu nguyên tử
A: số khối
X: ký hiệu tên nguyên tử
IV.Đồng vị:
- Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử cùng số proton, khác nhau
số notron, do đó khác nhau số khối A
- Các đồng vị có electron bằng nhau nên tính chất hóa học giống nhau.
- Các đồng vị có notron khác nên khối lượng khác nên tính chất vật lý khác.
Nguyên tử khối trung bình:
-Ta có 1A
z X ( a%) và 2A
z X (b%)…..
-Nguyên tử khối trung bình là:
1 2. . ....
.....
hh
hh
a A b A m
M
a b n
 
 
 


Điều kiện tỷ lệ của N : Z là: 1 1,5
N
Z
 
V.Vỏ nguyên tử
1. Obitan nguyên tử:
a. Định nghĩa: Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó khả
năng có mặt electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).
b. Số và dạng obitan: phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron.
Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu.
Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi.
Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn.
Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin(chiều) ngược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng
1 ô vuông , (còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron ta gọi đó là electron
độc thân, nếu đủ 2 electron ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan không có electron gọi là
obitan trống.
A
Z X

3
2.Lớp và phân lớp electron:
-Các e xếp vào các lớp xung quanh nhân ; lớp trong có năng lượng thấp hơn lớp ngoài.
a. Trong một lớp
 Các electron có năng lượng gần bằng nhau.
 Ký hiệu của lớp: Lớp K (n=1) ; lớp L (n=2)……
b. Trong phân lớp
 Các electron có năng lượng bằng nhau.
 Ký hiệu của phân lớp s, p, d, f,………….
Lớp (n=…) K (n=1) L (n=2) M (n=3) N (n=4) O (n=5) P (n=6) Q (n=7)
Mức năng
lượng
Phân lớp s s , p s, p, d s, p, d , f
3.Số obitan trong một lớp và phân lớp.
Phân lớp S P d f
Số obitan 1 3 5 7
Lớp 1 2 3 4
Phân lớp S s , p s, p, d s, p, d , f
Số obitan 1 4 9 16
- Số obitan trong một lớp là n2
VI. Cấu hình electron
1. Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
Cấu hình e theo mức năng lượng của obitan là:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Cấu hình e theo mức sự phân bố lớp là:
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s

4
2.Nguyên tắc phân bố electron:
a.Nguyên lý Pauli:
-Trên 1 obitan chỉ có thể có nhiều nhất 2 electron và 2 electron này chuyển động tự quay khác
chiều nhau xung quanh trục riêng mỗi e.
Hệ quả:
Phân lớp S P d F
Số e tối đa 2 6 10 14
Ký hiệu s2
p6
d10
f14
Lớp 1 2 3 4
Số e tối đa 2 8 18 32
- Số e tối đa trong 1 lớp là 2n2
(n là số lớp e)
b.Nguyên lý vững bền:
-Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt những obitan có mức năng
lượng từ thấp đến cao.
c.Quy tắc Hund:
-Trong cùng 1 phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là
tối đa
3.Cấu hình electron:
**11Na
-Cấu hình e theo mức năng lượng: 1s2
2s2
2p6
3s1
-Sự phân bố e vào các obitan:
*35Br
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p5
-Cấu hình e (theo thứ tự lớp): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p5

5
* Fe (Z = 26).
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
-Cấu hình e (theo thứ tự lớp): 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
4s2
Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation
hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó:
Fe2+
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
Fe3+
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d5
.
Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận.
S(Z = 16) : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
.
S2-
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Cần hiểu rằng :electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng lượng.
4.Đặc điểm e lớp ngoài cùng:
 Nguyên tử có 1, 2, 3e lớp ngoài cùng là kim loại
 Nguyên tử có 5, 6, 7e lớp ngoài cùng là phi kim
 Nguyên tử có 4e lớp ngoài cùng là kim loại hoặc phi kim
 Nguyên tử có 8e lớp ngoài cùng là khí hiếm
Các công thức làm bài tập :
Dạng 1 : Toán về kích thước ,bán kính ,thể tích nguyên tử
Phương pháp :
 Áp dụng công thức
34
3
V r

27
1 1,6605.10u kg


0
10 8
9 7
1 10 10
1 10 10
A m cm
nm m cm
 
 
 
 
- Số Avorgaro là số nguyên tử hay phân tử có trong 1 mol chất, bằng 6,023.1023
- Đơn vị Cacbon (đơn vị khối lượng nguyên tử), ký hiệu u bằng
1
12
khối lượng Cacbon
VII. Phản ứng hạt nhân:

6
Phản ứng hạt nhân là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguyên tố này thành hạt nhân
của những nguyên tố khác.
Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn.
Ví dụ:
VIII. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện.
1) Năng lượng ion hoá (I)
Năng lượng ion hoá là năng lượng cần tiêu thụ để tách 1e ra khỏi nguyên tử và biến nguyên tử
thành ion dương. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng
nhỏ.
2) Ái lực với electron (E)
Ái lực với electron là năng lượng giải phóng khi kết hợp 1e vào nguyên tử, biến nguyên tử thành
ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng
lớn.
3) Độ âm điện ():
Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp electron liên kết của một nguyên tử
trong phân tử.
Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:
 Nguyên tố có  càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng mạnh.
 Độ âm điện  thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các hiệu ứng dịch
chuyển electron trong phân tử.
 Nếu hai nguyên tử có  bằng nhau sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị thuần tuý.
. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều (> 1,7) sẽ tạo thành liên kết ion.
. Nếu độ âm điện khác nhau không nhiều (0 << 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực.
Vậy X là C.

7
B. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. Định luật tuần hoàn:
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơn chất và hợp chất của
chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân.
II. Bảng hệ thống tuần hoàn
Người ta sắp xếp 109 nguyên tố hoá học (đã tìm được) theo chiều tăng dần của điện tích hạt
nhân Z thành một bảng gọi là bảng hệ thống tuần hoàn.
Có 2 dạng bảng thường gặp.
1. Dạng bảng dài:
Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được chia thành 2 loại: Nhóm A (gồm
các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều
là kim loại.
2. Dạng bảng ngắn:
Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu kỳ 7 đang xây dựng mới có
1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng
với nhóm A trong bảng dài) và phân nhóm phụ (gồm các nguyên tố d và f - ứng với nhóm B
trong bảng dài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ actini) được xếp thành 2 hàng riêng.
Trong chương trình PTTH và trong cuốn sách này sử dụng dạng bảng ngắn.
III. Chu kỳ
Chu kỳ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron.
Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm.
Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
- Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần.
- Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính nguyên tử
giảm dần. Do đó:
+ Độ âm điện χ của các nguyên tố tăng dần.
+ Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần.
- Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm IV) đến I
(nhóm VII).

8
IV. Nhóm và phân nhóm
Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích hạt
nhân.
- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở lớp
ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó:
+ Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần.
- Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa
nguyên tố đó.
NHÓM IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
Hợp chất oxi cao nhất R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
Hợp chất với hidro RH4 RH3 RH2 RH
C. LIÊN KẾT HÓA HỌC
I. Liên kết ion:
1.Định nghĩa: được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu
2. Đặc điểm: thường tạo bởi kl điển hình và phi kim điển hình ( > 1,7 ) : NaCl, KF
3. Hợp chất ion:
-Chất rắn, dạng tinh thể, nhiệt độ nóng chảy cao
-Đa số tan trong nước, khó tan trong dung môi hữu cơ ít phân cực
-Dẫn điện ở trạng thái nóng chảy và dung dịch
II. Liên kết cộng hóa trị:
1. Định nghĩa: được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung
2. Phân loại:
a. Liên kết cộng hóa trị không cực: cặp e dùng chung không bị hút lệch về phía nguyên tử nào
(0 << 0,4) : H2; Cl2, CO2
b. Liên kết cộng hóa trị có cực: cặp e dùng chung bị hút lệch về phía nguyên tử có độ âm điện
lớn hơn (0,4<< 1,7): HCl, H2O, SO2, NH3

9
δ+ δ’-
3.Hợp chất cộng hóa trị:
-Chất khí, lỏng hoặc rắn, nhiệt độ nóng chảy thấp, dễ thăng hoa (với chất rắn)
-Đa số không tan trong nước (trừ khi có thể tạo liên kết hidro), tan dễ trong dung môi hữu cơ
-Không dẫn điện khi nóng chảy hoặc hòa tan
III. Liên kết cho nhận:
1. Định nghĩa: Là liên kết cộng hóa trị đặc biệt trong đó cặp electron chung chỉ do một nguyên
tử góp
2. Đặc điểm:
-Nguyên tử cho: đã đạt cơ cấu bền mà vẫn còn dư 1 đôi điện tử
-Nguyên tử nhận: chỉ đạt cơ cấu bền khi có thêm 2 điện tử
3. Kết quả
-Tạo thành hợp chất phối trí
-Nhiều hợp chất chứa cùng 1 nguyên tố với hóa trị khác nhau
IV. Liên kết kim loại:
1. Định nghĩa: là liên kết được hình thành giữa cation, nguyên tử và các electron tự do
2. Mạng tinh thể kim loại:
a. Lập phương tâm khối
b. Lập phương tâm diện
c. Lục phương
V. Liên kết hidro:
1. Định nghĩa:
Liên kết hiđro là một loại liên kết hóa học yếu, được thực hiện giữa hiđro linh động [H linh
động là H có mang một phần điện tích dương, H này được liên kết cộng hóa trị phân cực (có

10
cực) với một nguyên tố có độ âm điện lớn gồm O, N, F ] với một nguồn giàu điện tử (cũng
thường là các nguyên tố có độ âm điện lớn gồm O, N, F).
Liên kết hiđro được biểu diễn như sau: A < H.... B
Trong đó:
A < H: liên kết cộng hóa trị phân cực giữa H với nguyên tố có độ âm điện lớn A
H.... B: (B là O, N, F): Đôi điện tử góp chung bị kéo về phía A có độ âm điện lớn hơn so với H.
liên kết hiđro giữa H với nguồn giàu điện tử B (B cũng thường là các nguyên tố
có độ âm điện lớn gồm O, N, F hay nguồn điện π, nhân thơm)
(H có độ âm điện 2,20. Còn O có độ âm điện 3,44 ; N có độ âm điện 3,04 ; F có độ âm điện
3,98)
2. Kết quả:
-Làm nhiệt độ sôi của chất cao bất thường
-Làm tăng khả năng hòa tan với dung môi
- Giải thích tính tan và nhiệt độ sôi của các hợp chất có liên kết hidro
3. Đặc điểm:
Bản chất của liên kết hiđro là do lực hút tĩnh điện giữa H linh động có mang một phần điện tích
dương với nguồn giàu điện tử B có mang một phần điện tích âm. Do đó yếu tố nào làm cho H
càng linh động, tức H càng mang nhiều điện tích dương, và nguồn giàu điện tử B càng giàu điện
tử, tức B càng mang nhiều điện tích âm, thì liên kết hiđro giữa H và B càng mạnh.
Chỉ những phân tử nào chứa H linh động, tức có chứa nhóm −O−H, −N−H, F−H, mới tạo được
liên kết hiđro giữa các phân tử của chúng với nhau.
VD: Nước (H-OH), Rượu đơn chức (R-OH), Rượu đa chức (R(OH)n), Phenol (Ar-OH),
Axit hữu cơ (R-COOH ), Amoniac (NH3), Amin bậc 1 (R-NH2), Amin bậc 2 (R-NH-R’),
Amino axit (H2N-R-COOH)... tạo được liên kết H giữa các phân tử với nhau.
- Hai hợp chất cộng hóa trị có khối lượng phân tử xấp xỉ nhau, hợp chất nào tạo được liên kết
hiđro giữa các phân tử với nhau thì sẽ có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao hơn (do phải cần

11
cung cấp thêm năng lượng nhiệt để phá vỡ liên kết hiđro, sau đó phần năng lượng còn dư mới
cung cấp cho động năng để các phân tử bay hơi).
Thí dụ: : CH3Cl (−240C, M = 50,5) < : C2H5OH (780C, M = 46)
Hợp chất hữu cơ nào tạo đươc liên kết hiđro với nước và có khối lượng phân tử không lớn sẽ
hòa tan nhiều trong nước.
Các rượu chứa 1C, 2C, 3C trong phân tử ( CH3OH, C2H5OH, C3H7OH ) tan mọi tỉ lệ (tan vô
hạn) trong nước.
Các axit chứa 1C, 2C, 3C trong phân tử (HCOOH, CH3COOH, CH3CH2COOH) tan vô hạn
trong nước. Nhưng axit panmitic (acid palmitic, C15H31COOH), axit stearic (C17H35COOH)
không tan trong nước.
VI. Liên kết xích-ma (σ)
-Là liên kết cộng hóa trị, do sự xen phủ theo hướng đồng trục giữa 2 obitan
-Bền

12
VII. Liên kết pi (π)
-Là liên kết cộng hóa trị, do sự xen phủ bên giữa 2 obitan
-Kém bền
D. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG CÂN BẰNG HÓA HỌC
I.Tốc độ phản ứng
-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.
-Biểu thức vận tốc phản ứng: vận tốc phản ứng tỉ lệ thuận với tích số nồng độ của các chất tham
gia phản ứng, với số mũ là hệ số hợp thức các chất tương ứng trong phương trình phản ứng hóa
học.
Với phản ứng: mA + nB pC + qD
Biểu thức vận tốc: V = k.[A]m
.[B]n
=
k: hệ số tỉ lệ (hằng số vận tốc) [A], [B]: nồng độ mol/l của A, B.
Thí dụ: Br2 + HCOOH 2HBr + CO2
Lúc đầu nồng độ Br2 là 0,0120 mol/l, sau 50 giây nồng độ là 0,0101 mol/l
Vậy tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian 50 giây tính theo Br2 là:
̅ = 3,8.10-4
mol / l.s
II.Cân bằng hóa học
1. Phản ứng thuận nghịch: Là phản ứng xảy ra theo 2 chiều ngược nhau trong cùng điều kiện,
ví dụ: H2 + I2 2HI
2. Cân bằng hóa học trong phản ứng thuận nghịch:
a. Định nghĩa: Là trạng thái của phản ứng thuận nghịch mà tại đó vận tốc phản ứng thuận bằng
vận tốc phản ứng nghịch (cân bằng động)
b. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier
Cân bằng của phản ứng thuận nghịch sẽ chuyển dời theo chiều chống lại sự thay đổi các điều
kiện bên ngoài (về nồng độ, nhiệt độ, áp suất)
Thay đổi : Chiều chuyển dời

13
Nồng độ: Tăng – Giảm ; Giảm – Tăng
Áp suất: Tăng – Giảm số phân tử khí ; Giảm – Tăng số phân tử khí
Nhiệt độ: Tăng – Giảm nhiệt (thu nhiệt) ; Giảm – Tăng nhiệt (tỏa nhiệt)
Lưu ý:
Xúc tác chỉ làm tăng tốc độ phản ứng chứ không làm ảnh hưởng đến chuyển dịch cân
bằng.
c. Hằng số cân bằng với phản ứng thuận nghịch:
mA + nB pC + qD
-Vận tốc phản ứng thuận: Vt = kt.[A]m
.[B]n
-Vận tốc phản ứng nghịch: Vn = kn.[C]p
.[D]q
-Khi cân bằng: Vt = Vn kt.[A]m
.[B]n
= kn.[C]p
.[D]q
-Hằng số cân bằng:
E. ĐIỆN LY
I. Sự điện ly:
Là quá trình phân ly các chất trong nước hoặc nóng chảy toàn ion ( ion dương ,ion âm)
Sự điện ly được biểu diễn bằng phương trình điện ly.
II.PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LY
1.Định nghĩa
Độ điện li anpha của một chất điện ly là tỉ số của số phân tử phân li ra ion (n) và tông số phân tử
hòa tan (no)
o
n
n
 
2. Phân loại:
a. Chất điện li mạnh : là chất khi tan trong nước ,các phân tử đều phân li ra ion.
b. Chất điện li yếu : là chất khi tan trong nước, chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra
ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.

14
III.AXIT- BAZO- MUỐI
1.Axit –bazo theo Arenius:
a. Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+
Vd: HCl, H2SO4…
b. Bazo là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-
Vd: NaOH, Ba(OH)2…
2.Axit nhiều nấc là axit mà một phần tử phân li nhiều nấc ra ion H+
Vd: H2S, H3PO4…
3.Bazo nhiều nấc là baazo mà một phần tử phân li ra nhiều ion OH-
Vd: Mg(OH)2…
4.Hidroxit lưỡng tính : là những chất khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa
có thể phân li như bazo.
Vd: Al(OH)3/ HAlO2.H2O; Zn(OH)2/ H2ZnO2…
5.Axit- bazo theo Brontstet
a. Axit là chất nhường proton (H+
): NH4
+
, H2O, Fe3+
…
b. Bazo là chất nhận proton: NH3, H2O, HCO3
-
6.Hằng số phân li axit
 a
HA H A
H A
K
HA
 
 

      
Ka là hằng số phân li axit: phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất axit. Ka càng nhỏ thì lực axit
càng yếu.

15
7.Hằng số phân li bazo
 b
ROH R OH
R OH
K
ROH
 
 

      
Kb là hằng số phân li bazo, phụ thuộc vào bản chất bazo đó và nhiệt độ, Kb càng nhỏ thì lực
bazo càng yếu .
8. Muối: là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại ( hoặc NH4
+
) và anion gốc
axit.
Có 2 loại : muối trung hòa và muối axit .
IV.Công thức tính pH :
[H+
].[OH-
]=10 -14
tích số ion của nước
pH + pOH = 14 pH = -lg [H+
] pOH = -log[OH-]
 pH < 7 : môi trường axit
 pH = 7 : môi trường trung tính
 pH > 7 : môi trương Bazơ
AXIT TRUNG TÍNH KIỀM
QUÌ TÍM ĐỎ TÍM XANH
PHENOLPHTALEIN KHÔNG MÀU KHÔNG MÀU HỒNG
Chú ý: có thể trộn một số chất chỉ thị có khoảng pH đổi màu kế tiếp nhau, ta được hỗn hợp chất
chỉ thị-bazo vạn năng .
V. Phản ứng trao đổi trong dung dịch:
1. Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li chỉ xảy ra khi các
ion kết hợp với nhau tao ra ít nhất một trong các chất: kết tủa, điện li yếu, chất khí.
 pt ion rút gọn cho biết bản chất của phản ứng trong các dd chất điện li.
 Trong pt ion rút gọn: loại bỏ những ion không tham gia phản ứng, còn những chất kết
tủa, điện li yếu, chất khí được giữ nguyên dưới dạng phân tử.

16
2. Ví dụ:
a. Phản ứng tạo thành chất kết tủa .
Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4↓
Pt ion thu gọn :Ba2+ + SO4
2-
→ BaSO4↓
b. Phản ứng tạo thành chất điện ly yếu :
NaOH + HCl → NaCl ++ H2O
PT ion thu gọn : H+ + OH- → H2O
c. Phản ứng tạo thành ion phức :
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)]2Cl
d.Phản ứng tạo thành axit yếu :
Phương trình phân tử: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
Phương trình ion đầy đủ: 2Na+
+ CO3
2-
+ 2H+
+ 2Cl-
→ 2Na+
+ 2Cl-
+ H2O + CO2↑
Phương trình ion rút gọn: CO3
2-
+ 2H+
→ H2O + CO2↑
Lưu ý :
Tính tan của một số muối:
+ Tất cả các muối nitrat (NO3
-
) đều tan: ví dụ NaNO3, Ca(NO3)2, Cu(NO3)2……….
+ Hầu hết các muối clorua(Cl-
) đều tan trừ AgCl, PbCl2
+ Hầu hết các muối sunfat(SO4
2-
) đều tan trừ BaSO4, CaSO4,PbSO4
+ Hầu hết các muối sunfua(S2-) đều không tan trừ các muối sunfua của kim loại Kiềm: Na2S,
K2S, Li2S và( NH4)2S
+ Hầu hết các muối cacbonat (CO3
2-
) đều không tan trừ các muối cacbonat của kim loại Kiềm:
Na2CO3, Li2CO3, K2CO3 và (NH4)2CO3.
+ Hầu hết các muối Photphat (PO4
3-
)và hidrophotphat(HPO4
2-
) đều không tan trừ muối Photphat
và hidrophotphat của kim loại Kiềm (Na, K) và NH4
+
. Li3PO4 không tan.
Tính tan của các Bazơ:
Bazo tan gồm: LiOH. NaOH, KOH, Ba(OH)2 Ca(OH)2
Bazo không tan gồm : Fe(OH)3 màu nâu đỏ, Cu(OH)2 màu xanh lam, Fe(OH)2 có màu trắng
xanh

17
VI.KHÁI NIỆM SỰ THỦY PHÂN CỦA MUỐI
Phản ứng trao đổi ion giữa các dd muối hòa tan và nước làm cho pH biến đổi gọi là phản
ứng thủy phân của muối
Điều kiện thủy phân của muối :
1.Muối tạo bởi gôc bazo mạnh và gốc axit yếu : khi tan, gốc axit yếu bị thủy phân, dd có môi
trường kiềm (pH > 7): Na2CO3, K2S…
2.Muối tạo bởi gốc bazo yếu và gốc axit mạnh : khi tan ,gốc bazo yếu bị thủy phân ,dd có tính
axit (pH<7): Al2(SO4)3,NH4Cl, (NH4)2SO4 ….
3.Muối tạo bởi gốc axit mạnh và bazo mạnh : không bị thủy phân ,môi trường trung tính: NaCl,
BaCl2… trừ NaHSO4 thủy phân cho môi trường axit.

1
Bài 2: HALOGEN VÀ HỢP CHẤT
A. X2
I. Đặc điểm cấu tạo
-Nguyên tử có 7e lớp ngoài cùng ns2np5, bán kính nguyên tử nhỏ và tăng dần , độ âm điện lớn,
dễ nhận e, có tính oxi hóa mạnh, là phi kim điển hình, nhóm VII.A
-Ion X-
có mức oxi hóa thấp nhất nên chỉ thể hiện tính khử. Từ F đến I tính oxi hóa giảm dần,
tính khử của ion X- tăng dần.
II. Lý tính
Halogen F2 Cl2 Br2 I2
Trạng thái Khí Khí Lỏng Rắn
Màu sắc
Lục nhạt
Rất độc
Vàng lục
Mùi xốc, độc
Nâu đỏ
Dễ bay hơi
Đen tím
Bị thăng hoa khi
dun nóng
Độ âm điện 3.98 3.16 2.96 2.66
Số oxi hóa trong hợp chất -1 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7
Nhận xét: trạng thái tập hợp: tăng dần; màu sắc đậm dần, tnc/ ts tăng dần
III. Hóa tính: Nhận xét: Có tính oxi hóa mạnh
1. Tác dụng với Kim loại:
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Na + F2 → 2NaF
Lưu ý: Fe + I2 → FeI2
2. Tác dụng với H2:
H2 + F2
ố
→ 2HF H2 + Cl2 → 2HCl (tỉ lệ 1:1 gây nổ)
H2 + Br2 → 2HBr H2 + I2 ↔ 2HI
M + X2 → Muối hóa trị cao nhất

2
=> tính oxi hóa Cl2 > Br2 > I2
3. Tác dụng với Phi Kim:
2P + 3Cl2 → 2PCl3
2P + 5Cl2 → 2PCl5
Si + 2F2 → SiF4
Lưu ý: Halogen (Cl2, Br2, I2) không tác dụng trực tiếp với O2, N2 và C
4. Tác dụng với H2O:
F2 phân hùy nước: 2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Cl2, Br2, I2 tác dụng với nước theo thứ tự giảm dần:
Cl2 + H2O HCl + HClO
2HClO → 2HCl + O2
5. Tác dụng với bazo:
F2 phân hủy nước nên không tác dung trực tiếp với dd bazo
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 bột → CaOCl2 + H2O
2F2 + 2NaOH loãng, lạnh → 2NaF + H2O + OF2
6. Tác dụng với dd muối:
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Br2 + 2KI → 2KBr + I2
2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl
Na2SO3 + Br2 + H2O → Na2SO4 + HBr
2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2NaI
2F2 + SiO2 → SiF4 + O2

3
7. Tác dụng với Axit có tính khử:
H2S khí + Cl2 khí → S + 2HCl
2HI + Cl2 → 2HCl + I2
SO2 + 2H2O + Br2 → 2HBr + H2SO4
H2S + 4H2O + 4Cl2 → 8HCl + H2SO4
8. Tác dụng với chất khử:
3Cl2 khí + 2NH3 khí → N2 + 6HCl
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 10HCl + 2HBrO3
IV. Điều chế halogen
1.Cl2:
a. Trong phòng thí nghiệm: oxi hóa Cl- bằng MnO2 ( cần đun n ng) hoặc KMnO4, K2Cr2O7,
KClO3 trong môi trường axít
MnO2 + 4HClđặc → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
b. Trong công nghiệm:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

4
2. Br2: oxi hóa Br- bằng MnO2 trong môi trường axít
MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Br2 + 2H2O
MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O
H2SO4 đ + 2HBr → SO2 + Br2 + 2H2O
2NaBr + 2H2SO4 đ → Na2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O
3. I2: oxi hóa I- bằng MnO2 trong môi trường axít
MnO2 + 2KI + 2H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + I2 + 2H2O
2FeCl3 + 2HI → 2FeCl2 + 2HCl + I2
2NaI + 2H2SO4 đ → Na2SO4 + I2 + SO2 + 2H2O
2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 → I2 + SO2 + Na2SO4 + 2H2O
2KI + O3 + H2O → 2KOH + O2 + I2
4. F2: điện phân nóng chảy hỗn hợp dd HF,KF với anot than chì, catot thép
B. Hợp chất HX:
I. Hidro halogenua HX: không thể hiện tính axit
HF: chất lỏng, xốc, rất độc, tan nhiều torng nước, làm phỏng nặng
HCl :khí không màu, mùi xốc, độc, tan nhiều trong nước
HBr: khí không màu, mùi khó thở, bốc khói trong không khí ẩm, dễ tan trong nước
HI: Khí không màu, kém bền với nhiệt:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O 2HI → H2 + I2
Nhận xét:
1. Khí HCl và H2O lẫn trong qu trình điều chế vì dd HCl dùng là dd đậm đặc, dễ bay hơi nên
tách ra khỏi dd tạo khí HCl lẫn vào sản phẩm. Khi đun n ng, H2O bay hơi một phần tạo hơi H2O,
nên sản phẩm ngoài Cl2 còn có HCl và H2O
2. Tại sao bình 1 lại dùng dd NaCl bão hòa mà không dùng dd kh c: vì độ h o nước của HCl >
NaCl > Cl2. Khi dẫn hỗn hợp sản phẩm vào dd NaCl bão hòa thì HCl hòa tan làm tăng nồng độ
Cl-
tạo kết tinh NaCl.xH2O, làm giảm khả năng hòa tan của Cl2
3. Vai trò của bông tầm NaOH: ngăn Cl2 thoát ra ngoài (có thể thay bằng nước vôi trong)

5
II. Axit halogenhidric: HF, HCl, HBr, HI
Tính axit tăng
Tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
Độ bền giảm
1. Axit floric HF:
Axit có tính oxi hóa mạnh nhất, tính khử yếu nhất và tính axi yếu nhất, bền nhất
4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O (c c axit kh c không c pư này)
CaF2 + H2SO4 đặc → CaSO4 + 2HF
2. Axit clohidric HCl:
a. Lý tính: Chất lỏng không màu, xốc, bốc khói trong không khí ẩm; (C% 37%)
b. Hóa tính: Là axit mạnh và có tính khử
+ Quỳ tím hóa đỏ
+ bazo, oxit bazo
+ Muối của axit yếu ( CO3
2-
; SO3
2-
; S2-
; CH3COO-
...)
+ KL trước H trong dãy hoạt động hóa học
+ Chất oxi hóa (KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, KClO3…)
c. Điều chế:
NaCl rắn + H2SO4 đặc → NaHSO4 + HCl
2NaCl rắn + H2SO4 đặc → Na2SO4 + 2HCl
H2 + Cl2 → 2HCl
3. Axit Bromic HBr:
HBr c tính axit tương tự HCl nhưng mạnh hơn
4HBr + O2 → 2Br2 + 2H2O (HF, HCl không c pư này)
2HBr + H2SO4 đặc → Br2 + SO2 + 2H2O
Br2 + H2O + K2SO3 → 2HBr + K2SO4
PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr
2P + 3Br2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HBr (thực tế hay dùng)
Nhận xét:
Vai trò của bông tẩm NaOH/Ca(OH)2:
ngăn khí HCl thoát ra ngoài

6
4. Axit iodic HI:
HI có tính axit mạnh nhất, tính oxi hóa yếu nhất và kém bền nhất
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
6HI + KBrO3 → KBr + 3I2 + 3H2O
2FeCl3 + 2KI → FeCl2 + I2 + 2KCl
8HI + H2SO4 đặc → 4I2 + H2S + 4H2O
Lưu ý: Hỗn hợp 3V.HCl đặc: 1V.HNO3 đặc gọi là nước cường toan (cường thủy), có thể hòa tan
Au và Pt:
3HCl + HNO3 2Cl + NOCl + 2H2O
NOCl NO + Cl
Au + 3Cl → AuCl3
C. Muối halogennua:
AgF tan, AgCl tủa trắng, AgBr tủa vàng nhạt, AgI tủa vàng: 2AgX → 2Ag + X2
PbCl2, PbBr2 tủa trắng, PbI2 tủa vàng
HgI2 tủa đỏ, Cu2I2 tủa trắng
D. Axit có oxi của clo:
HClO: Axit hipocloro; HClO2: Axit cloro; HClO3: Axit cloric; HClO4: Axit pecloric
I. Tính axit: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4
[Tăng O (không tham gia lk H-O) làm tăng độ phân cực của liên kết H-O]
Thường xét trong môi trường dung môi là nước. Phụ thuộc vào độ bền liên kết H-O (khả năng
phân ly H+), được biểu thị qua chỉ số pKa (Hằng số phân ly axit).
.HCl < H2SO4 (Tăng O làm tăng độ phân cực lk H-O => khả năng phân ly H+ tăng)
.H2SO4 < HClO4 (Do bán kính nguyên tử S > bán kính nguyên tử Cl, Số O không tham gia lk H-
O trong HClO4 > trong H2SO4).
Còn đem ghép HCl vào khoảng nào thì hơi khó để so sánh, vì 2 loại axit khác nhau, 1 loại có O,
1 loại không O.

7
-1 + 1
II. Tính oxi hóa:
HCl không có khả năng oxi hóa (Vì Clo đang có số oxi hóa thấp nhất).
Dãy chất còn lại, tính oxi hóa phụ thuộc vào độ bền phân tử, chất nào càng kém bền thì khả
năng oxi hóa tăng: HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4
[số O tăng làm độ bền tăng (do độ bội liên kết tăng), tính oxi hóa giảm]
2HClO → 2HCl + O2
NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO
3HClO2 → 2HClO3 + HCl
- HClO3: mạnh, kém bền ở >50o
C :
3HClO3 → HClO4 + 2ClO2 + H2O
- HClO4: mạnh nhất trong các axít vô cơ, kém bền khi nung với P2O5
2HClO4 → Cl2O7 + H2O
E. Hợp chất chứa oxi của clo:
I. Nước javen: dùng tẩy trắng sợi, vải giấy, sát trùng, khử mùi do gốc ClO-
gây ra
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
NaCl + H2O
đ ệ â ô à ă
→ NaClO + H2
NaClO + CO2 +H2O → NaHCO3 + HClO
II. Clorua vôi: chất bột, màu trắng, mùi xốc, tính oxi hóa mạnh, ứng dụng tương tự như nước
Javel nhưng được dùng rộng rãi hơn (rẻ tiền hơn : do gốc ClO-
gây ra
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
2CaOCl2 + CO2 +H2O → CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + Cl2 + H2O
Lưu ý: CaOCl2 = CaCl2.Ca(ClO)2: được gọi là muối hỗn tạp
(Muối hỗn tạp: muối của một kim loại với nhiều gốc axit khác nhau
Muối kép: muối của nhiều cation khác nhau với một gốc axit)

8
III. Kaliclorat: chất rắn, kết tinh, không màu, dùng làm thuốc nổ, điều chế Oxi
3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O
2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2
2KClO3 + 3C → 2KCl + 3CO2
5KClO3 + 6P → 5KCl + 3P2O5
KClO3 + Br2 → KBrO3 + Cl2
KClO3 + 6HCl đặc → KCl + 3Cl2 + 3H2O
2KClO3 → 2KCl + 3O2
4KClO3 → KCl + 3KClO4
3KClO → 2KCl + KClO3
F. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng:
I. Trạng thái tự nhiên:
Muối mỏ: NaCl
Cacnalit: KCl. MgCl2.6H2O
Xinvinit: NaCl. KCl
II. Ứng dụng:
- Flo: NaF loãng: thuốc chống sâu răng
Teflon (CF2-CF2): chất nhiệt dẻo trong chảo chống dính
Freon (CFCl3, CF2Cl2, gọi chung là CFC): dùng trong tủ lạnh, máy lạnh nhưng gây lủng
tầng ozon nên cấm dùng
- Clo: tẩy trùng nước sinh hoạt, tẩy trắng sợi vải, giấy
- KClO3: chế tạo thuốc nổ, pháo hoa, ngòi nổ, sx diêm (đầu diêm chứa 50% KClO3)
- AgBr: chất nhạy cảm với ánh sáng, dùng để tráng lên phim
- Iot: Cồn iot (dd iot 5% trong C2H5OH)
Muối Iot: NaCl + lượng nhỏ KI/KIO3

1
Bài 3: OXI - LƯU HUỲNH
A. Oxi: 1s2
2s2
2p4
Có 2 dạng thù hình: O2, O3
I. O2
CTCT: O=O
1. Lý tính: khí không màu không mùi, nặng hơn không khí, tan ít trong nước, hóa lỏng có màu
xanh da trời. Có tính thuận từ. Độ âm điện 3,44
Luôn có soh là -2 trừ các peoxit H2O2, Na2O2… có soh là -1 và +1, +2 trong OF2, O2F2
Có 3 đồng vị: 16 17 18
8 8 8, ,O O O
2. Hóa tính:
Là phi kim hoạt động, có tính oxi hóa mạnh
Mặc dù có độ âm điện lớn hơn Clo (3,16), đáng lẽ phải có tính oxi hóa mạnh hơn, tuy nhiên, do
năng lượng để phá vỡ 2 lk đôi trong phân tử lớn hơn Clo, nên tính oxi hóa kém Clo
a. Tác dụng với Kim loại: trừ Au, Pt, Ag
4Na + 2O2 → 2Na2O 3Fe + 2O2 → Fe3O4
b. Tác dụng với phi kim:
C + O2 → CO2
S + O2 → SO2
4P + 5O2 → 2P2O5
N2 + O2 ⇔ 2NO
2H2 + O2 → 2H2O
c. Tác dụng với hợp chất – chất khử:
2NO + O2 → 2NO2
2SO2 + O2 ⇔ 2SO3
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

2
2FeCuS2 + 4O2 → 2FeO + Cu2S + 3SO2
2CO + O2
o
t
 2CO2
2Cu2O + O2
o
t
 4CuO
2Fe(OH)2 + O2
o
t
 Fe2O3 + 2H2O
CH4 + 2O2
o
t
 CO2 + 2H2O
3. Điều chế:
Nguyên tắc: Nhiệt phân muối giàu oxi và kém bền nhiệt
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
2KClO3→ 2KCl + 3O2
2H2O2 → H2O + O2
II. O3 (Ozon):
CTCT: O
O O
1. Lý tính:
Chất khí, mùi dặc trưng, màu xanh nhạt
Hóa lỏng có màu xanh đậm
Nhận xét:
1. O2 không tan trong nước nên ta thu khí bằng phương pháp dời nước
2. Ống nghiệm đựng hóa chất rắn tham gia pư được lắp sao cho miệng ống hơi chúc xuống vì:
hóa chất rắn để trong không khí ít nhiều cũng hút ẩm, khi đun nóng làm hơi nước bay lên bám
trên thành ống nghiệm rồi ngưng tụ chảy xuống miệng ống và bị miếng bông hút lại. Nếu để
miệng ống hướng lên, hơi nước ngưng tụ sẽ chảy ngược xuống đáy ống làm nứt vỡ ống
3. Vai trò miếng bông: hút nước, ngăn cản hóa chất rắn thăng hoa bay sang ông dẫn

3
2. Hóa tính:
3O2 → 2O3
Tác dụng hầu hết các kim loại trừ Au, Pt
Ag + O3 → Ag2O + O2 2KI + O3 + H2O → 2KOH + I2 + O2
3. Ứng dụng:
- Lượng nhỏ ozone trong không khí có tác dụng làm không khí trong lành, với lượng lớn gây hại
- Tẩy trắng tinh bột, dầu ăn
- Dùng chữa sâu răng, sát trùng nước sinh hoạt
III. Hidro peoxit H2O2 CTCT :
H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O
H2O2 + 2KI → 2KOH + I2
H2O2 + Ag2O → 2Ag + H2O + O2
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + 5O2 + 8H2O
Ứng dụng:
- Tầy trắng bột giấy, tơ sợi, bông, len, vải; nguyên liệu tẩy trắng trong bột giặt
- Làm chất bảo vệ môi trường, khai thác mỏ
- Dùng trong công nghệ hóa chất, khử trùng hạt giống, chất bảo quản nước giải khát, chất sát
trùng
B. Lưu huỳnh:
I. Lưu huỳnh S : [Ne] 3s2
3p4
1. Lý tính:
Có 2 dạng thù hình:

4
Phân tử gồm 8 nguyên tử lk CHT tạo mạch vòng => Cấu tạo tinh thể phân tử S8
2. Hóa tính: Vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử
a. Lưu huỳnh tác dụng với hidro:
S + H2 → H2S (hidro sunfua )
b. Lưu huỳnh tác dụng với kim loại:
S + Na → Na2S (natri sunfua)
S + Fe → FeS (sắt sunfua)
S + Hg → HgS (thủy ngân sunfua): pư xảy ra ở điều kiện thường
c. Tác dụng với phi kim : trừ N2, I2
S + O2 → SO2 S + 3F2 → SF6
d. Tác dụng với hợp chất:
3S + 2KClO3 → 3SO2 + 2KCl S + 2H2SO4đ → SO2 + 2H2O
S + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO S + 2HNO3đ → H2SO4 + NO2 + H2O
S + KL muối sunfua

5
3. Điều chế:
a. Khai thác lưu huỳnh tự nhiên từ quặng: bằng pp Frasch
b. Từ hợp chất: Điều chế lưu huỳnh từ các khí thải độc hại: SO2 và H2S
. Đốt H2S trong điều kiện thiếu không khí:
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
. Dùng H2S khử SO2
2H2S + SO2→ 3S + 2H2O
II. H2S: hidrosunfua – axit sunfuhidric
1. Cấu tạo phân tử: tượng tự phân tử H2O
2. Tính chất:
a.Tính chất vật lý:
Khí không màu, mùi trứng thối, nặng hơn không khí (
34
1,17
29
d   ), rất độc
Tan trong nước (độ tan S=0,38g/100g H2O)
b.Tính chất hóa học:
+ Tính axit yếu:
H2S tan trong nước tạo dd có tính axit yếu tên là axit sunfuhidric
Tác dụng với kiềm
H2S + OH-
 HS-
+ H2O (muối axit)
H2S + 2OH-
 S2-
+ 2H2O (muối trung hòa)
Tỉ lệ: :
- T ≤ 1 : tạo muối HS-
.
- T ≥ 2 : tạo muối S2-
.
- 1<T <2: tạo hỗn hợp muối .
+ Tính khử:
2H2S + O2 → 2S + 2H2O (thiếu O2) 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O (dư O2)
H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl H2S + 4Br2 + 4H2O → H2SO4 + 8HBr

6
H2S + Cl2 khí → S + 2HCl 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O
H2S + CuO → 3Cu + SO2 + H2O H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
H2S + 8HNO3đ → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O H2S + 3H2SO4 → 4SO2 + 4H2O
5H2S + 2KMnO4 +3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O
3H2S + K2Cr2O7 +4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3S + 7H2O
3. Muối sufua:
- Trật tự không tan của muối sunfua trong nước và axit:
Na,K,Ca,Ba... Mn, Zn,Fe... Cd,Co,Ni,Pb,Cu,Hg,Ag.....
- Một số muối có màu đặc trưng: CdS màu vàng, HgS màu đỏ, MnS màu hồng
CuS, FeS, Ag2S, PbS... màu đen, ZnS màu trắng
Một số muối không tồn tại trong dd: Al2S3 + 6H2O  Al(OH)3 + H2S
III. LƯU HUỲNH ĐIOXIT (SO2)
1. Cấu tạo phân tử:
2. Tính chất:
a. Tính chất vật lý:
- Chất khí, không màu, mùi hắc, nặng hơn không khí, khí độc
- Tan nhiều trong nước
b. Tính chất hóa hoc:
.Tính chất của 1 oxit axit: SO2 + H2O H2SO3 (không bền)
SO2 + OH-
 HSO3
-
(muối axit)
SO2 + 2OH-
 SO3
2-
+ H2O (muối trung hòa)
Tan trong
nước và axit
Không tan trong nước,
tan trong axit
Không tan trong nước và
axit

7
Tỷ lệ:
- T ≤ 1 : tạo muối axit (muối hidrosunfit).
- T ≥ 2 : tạo muối trung hòa (muối sunfit).
- 1< T <2: tạo hỗn hợp muối
.Tính khử và tính oxi hóa:
SO2 + Br2 + 2H2O  2HBr + H2SO4 SO2 + Cl2 + 2H2O  2HCl + H2SO4
SO2 + 2H2S  3S + 2H2O SO2 +2 Mg  S + 2MgO
SO2 + 2HI  H2S + I2 + H2O SO2 + H2  S + H2O
SO2 + CO  S + CO2
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2FeCl3 + 2H2O  2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl
3.Điều chế - Ứng dụng:
a. Điều chế:
.Trong PTN:
Na2SO3 + H2SO4  Na2SO4 + H2O + SO2
Nhận xét:
1. SO2 tan nhiều trong nước nên
ta thu khí bằng phương pháp đẩy
không khí (dời không khí)
2. Vai trò bông tẩm NaOH: hấp
thụ SO2 dư thoát ra ngoài (có thể
thay bằng nước vôi trong)

8
. Trong CN:
S + O2 → SO2
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
b. Ứng dụng:
- Sản xuất axit sunfuric
- Tẩy trắng giấy, bột giấy
- Chống nấm mốc cho lương thực thực phẩm
IV. LƯU HUỲNH TRIOXIT (SO3)
2.Tính chất hóa học:
a. Oxit axit: SO3 + H2O  H2SO4
SO3 tan trong nước tỏa nhiều nhiệt
SO3 + CaO  CaSO4
SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O
b. Tính oxi hóa:
SO3 + 2KI  K2SO3 + I2 3SO3 + 2NH3  3SO2 + N2 + 3H2O
3. Điều chế:
2SO2 + O2 2SO3 (xúc tác: V2O5, đun nóng 450o
C)
V. AXIT SUNFURIC (H2SO4)
2. Tính chất:
a. Tính chất vật lý:

9
- Chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi
- H2SO4 đặc dễ hút ẩm  làm khô khí ẩm không có tính bazo và tính khử
- Axit H2SO4 đặc tan trong nước và tỏa nhiệt lớn  pha loãng H2SO4 đặc bằng cách rót từ từ
axit vào nước không làm ngược lại
b. Tính chất hóa học:
.Tính chất của H2SO4 loãng: có tính oxi hóa do gốc H+ gây nên
- Có đầy đủ tính chất của 1 axit:
. Quỳ tím hóa đỏ
. Td vs KL trước H trong dãy hoạt động
. Td vs bazo, oxit bazo
. Td vs muối của axit yếu
. Tính chất của H2SO4 đặc:
Thể hiện tính oxi hóa mạnh (do gốc SO4
2-
gây ra)
 oxi hóa mọi kim loại (trừ Au,Pt), nhiều phi kim và hợp chất
H2SO4 đặc
Tác dụng
với kim loại
M + H2SO4đ  muối sunfat (hóa trị cao nhất) + (SO2; S; H2S) + H2O
Cu + 2H2SO4đ  CuSO4 + SO2 + H2O
2Fe + 6H2SO4đ → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Zn + 2H2SO4đ  ZnSO4 + SO2 + H2O
Các kim loại yếu và trung bình thì H2SO4 thường bị khử thành SO2
Các kim loại hoạt động mạnh (Mg,Al,Zn) thì có thể khử H2SO4 thành S hoặc H2S
3Mg + 4H2SO4đ  3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4đ  4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Lưu ý: H2SO4 đặc nguội không tác dụng với Al, Cr, Fe.
Tác dụng C + 2H2SO4đ → CO2 + 2SO2 + H2O

10
với phi kim S + 2H2SO4đ → 3SO2 + 2H2O
2P + 5H2SO4đ → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Tác dụng
với bazo,
oxit bazo
4H2SO4 + 2Fe(OH)2  Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
4H2SO4 + 2FeO  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
Tác dụng
với muối
H2SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2HCl
H2SO4 + Na2SO3  Na2SO4 + H2O + SO2
Tính háo
nước
H2SO4đ tiếp xúc với chất hữu cơ (gluxit...)  các chất đó bị than hóa
C12H22O11
2 4dH SO
 12C + 11H2O
CuSO4.5H2O 2 4dH SO
 CuSO4 + 5H2O
(màu xanh) (màu trắng)
Tác dụng
với các hợp
chất có tính
khử
H2SO4 + 2HBr  SO2 + Br2 + 2H2O
2NaI + 2H2SO4 đ → Na2SO4 + I2 + SO2 + 2H2O
H2SO4 + H2S  SO2 + S + 2H2O
3. Điều chế - Ứng dụng:
a. Điều chế: bằng phương pháp tiếp xúc. Gồm 3 giai đoạn và sản xuất theo sơ đồ sau:
.Giai đoạn 1 :
S + O2 → SO2 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
. Giai đoạn 2: giai đoạn khó khăn nhất
2SO2 + O2 2SO3 (xúc tác: V2O5, đun nóng 450o
C)
S
FeS2
SO2
Xt: V2O5
SO3 H2SO4

11
. Giai đoạn 3: dùng H2SO4 98% hấp thụ SO3, được oleum
H2SO4 + nSO3 → H2SO4.nSO3: oleum
H2SO4.nSO3 + nH2O → (n+1)H2SO4
b. Ứng dụng:
- H2SO4 được ứng dụng rộng rãi trong nhiều ngành sản xuất: phẩm nhuộm,luyện kim, chất tẩy
rửa tổng hợp, phân bón, thuốc trừ sâu, tơ sợi hóa học, chất dẻo, sơn màu, dược phẩm.....
4. Muối sunfat: có 2 loại
- Muối axit (muối hidrosunfat: HSO4
-
): tất cả đều tan
- Muối trung hòa (muối sunfat: SO4
2-
): đa số đều tan trừ BaSO4, PbSO4, SrSO4, Ag2SO4,
CaSO4… không tan hoặc ít tan

1
Bài 4: NITƠ-PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT
TÓM TẮT LÝ THUYẾT : Đặc điểm cấu tạo của nitơ và photpho
-Thuộc phân nhóm VA, có 5e lớp ngoài cùng, dễ góp chung 3e tạo liên kết cộng hóa trị.
-Có thể kết hợp thêm 3e tạo ion N3-
(Li3N, Mg3N2)
-Ngoài 3 liên kết cộng hóa trị, N có thể tạo 1 liên kết cho nhận, vậy cộng hóa trị cao nhất của N
là IV (HNO3)
-Với P có phân lớp 3d trống, các e có thể di chuyển từ phân lớp 3s lên tạo tối đa 5 e độc thân, do
đó P có thể tạo 3 hoặc 5 liên kết cộng hóa trị (PCl3, PCl5).
A. Nito và hợp chất của nito:
I. Nito:
1. Cấu tạo phân tử
- Cấu hình electron : 1s2
2s2
2p3
- CTCT : N  N CTPT : N2
2. Tính chất vật lý
- Là chất khí không màu , không mùi , không vị, hơi nhẹ hơn không khí ( d = 28/29) , hóa lỏng ở
-196o
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 .
3. Tính chất hoá học
a. 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 : N2 + 3H2 ⇔ 2NH3 H = -92KJ
. Tác dụng với kim loại
- Ở nhiệt độ thường nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua : 6Li + N2 → 2Li3N
- Ở nhiệt độ cao, N2 tác dụng với nhiều kim loại : 3Mg + N2 → Mg3N2 (magie nitrua)
 Nitơ thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn .
b. Tính khử:
0 –3
0 –3
+20

2
N2 + O2 → 2NO ( không màu )
- Ở điều kiện thường
2NO + O2 → 2NO2
 Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.
- Các oxit khác của nitơ :N2O , N2O3, N2O5 không điều chế được trực tiếp từ niơ và oxi
4. ĐIỀU CHẾ :
a) Trong công nghiệp: N2 được sản xuất bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng
b) Trong phòng thí nghiệm : Nhiệt phân muối nitrit
NH4NO2 → N2 + 2H2O NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl +2H2O
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
II. AMONIAC :
Trong phân tử NH3 , N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực. NH3
có cấu tạo hình chóp với nguyên tử Nitơ ở đỉnh. Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên
nhân tính baz của NH3.
1.Tính chất vật lý:
- Là chất khí không màu, có mùi khai xốc, nhẹ hơn không khí.
- Tan rất nhiều trong nước ( 1 lít nước hòa tan được 800 lít khí NH3)
- Amoniac hòa tan vào nước thu được dung dịch amoniac.
2. Tính chất hóa học:
a. Tính bazo yếu
. Tác dụng với nước: NH3 + H2O NH4
+
+ OH-
+2 +4

3
. Tác dụng với dung dịch muối :
- Điều kiện pư: 1. Muối tham gia pư phải tan
2. Sau pư phải tạo kết tủa hidroxit.
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl ;
Al3+
+ 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4
+
. Tác dụng với axit: → muối amoni:
NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua) : xuất hiện khói trắng là những tinh thể NH4Cl tạo thành
2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 ( amoni sunfat)
NH3 + CO2 + H2O → NH4HCO3
NH3 lỏng + CO2 → (NH2)2CO + H2O
Phân ure
. Khả năng tạo phức của NH3:
4NH3 + Cu(OH)2 [Cu(NH3)4](OH)2
2NH3 + AgCl [Ag(NH3)2]Cl
b. Tính khử:
4NH3 + 3O2 
o
t
2N2 + 6H2O 4NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O
2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl: ta dùng pư này để loại bỏ Cl2 thoát ra
2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O 2NH3 + 3SO3 → N2 + 3SO2 + 3H2O
2NH3 + 3NaClO → N2 + 3NaCl + 3H2O
3. Ñieàu cheá:
a. Trong phoøng thí nghieäm:
2NH4Cl + Ca(OH)2 
o
t
CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O: thường dùng
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3
KNO3 + 7KOH + 4Zn → NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

4
b. Trong coâng nghieäp:
Toång hôïp töø nitô vaø hiñro: N2(k) + 3H2(k) ⇔ 2NH3(k) ∆H < O
o Nhieät ñoä: 450 – 5000
C
o Aùp suaát cao töø 200 – 300 atm
o Chaát xuùc taùc: saét kim loaïi ñöôïc troän theâm Al2O3, K2O,...
Làm lạnh hỗn hợp khí bay ra, NH3 hóa lỏng được tách riêng.
4. Muoái amoni: Laø tinh theå ion goàm cation NH4
+
vaø anion goác axit.
a. Tính chaát vaät lí: Tan nhieàu trong nöôùc, ñieän li hoøan toaøn thaønh caùc ion, ion NH4
+
khoâng
maøu.
b. Tính chaát hoùa hoïc:
. Taùc duïng vôùi dung dòch kieàm: (ñeå nhaän bieát ion amoni, ñieàu cheá amoniac trong phoøng thí
nghieäm)
(NH4)2SO4 + 2NaOH 
o
t
2NH3 + 2H2O + Na2SO4 ;
NH4
+
+ OH-
→ NH3↑ + H2O
. Tác dụng với dd axit và muối khác:
(NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + CO2 + H2O
(NH4)2CO3 + CaCl2 → 2NH4Cl + CaCO3
. Phaûn öùng nhieät phaân: các muối amoni đều kém bền với nhiệt
- Muoái amoni chöùa goác cuûa axit khoâng coù tính oxi hoùa khi ñun noùng bò phaân huûy thaønh NH3
NH4Cl(r) 
o
t
NH3(k) + HCl(k)
(NH4)2CO3(r) 
o
t
NH3(k) + NH4HCO3(r)
NH4HCO3 
o
t
NH3 + CO2 + H2O NH4HCO3 được dùng làm xốp bánh.

5
- Muoái amoni chöùa goác cuûa axit coù tính oxi hoùa nhö axit nitrô, axit nitric khi bò nhieät phaân cho
ra N2, N2O ( ñinitô oxit)
NH4NO2 
o
t
N2 + 2H2O NH4NO3 
o
t
N2O + 2H2O
2NH4NO3 → 2 N2 + O2 + 4H2O
5. Ứng dụng:
- Các muối amoni được dùng làm phâm đạm
- Chế tạo lựu đạn khói từ NH4Cl: 2NH4Cl + 3CuO 
o
t
N2 + 3Cu + 2HCl + 3H2O
- Điều chế thuốc nổ từ NH4NO3
III. Các oxit của Nito:
1. N2O : nito (I) oxit/ đinito oxit
a. Lý tính: khí không màu, có mùi, vị hơi ngọt, tan trong nước, gây ù tai và bất tỉnh nếu hít
phải. Hỗn hợp có tỉ lệ thể tích giữa N2O và không khí là 1:4 gây hôn mê
b. Hóa tính: N2O không phải oxit axit nên không tạo muối
2N2O → 2N2 + O2 N2O + H2 
o
t
N2 + H2O
3N2O + 2NH3 
o
t
4N2 + 3H2O 2N2O + O2 
o
t
4NO
N2O + SO2 
o
t
2NO + SO2
c. Điều chế:
NH4NO3 → N2O + H2O
2. NO: nito (II) oxit / nito oxit
a. Lý tính: khí không màu, ít tan trong nước, khó hóa lỏng, khó hóa rắn, ;
b. Hóa tính: NO không phải oxit axit nên không tạo muối
2NO + O2 
o
t
2NO2 2NO + O3 N2O5
2NO + O3 N2O5 3NO + 3NO2 → 3N2O3
2NO + SO2 SO3 + N2O 2NO + 2H2S N2 + 2S + 2H2O
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4H2O

6
c. Điều chế:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 I2 + 2NO + 2K2SO4 + 2H2O
3Cu + 2NO3
-
+ 8H+
3Cu2+ + 2NO + 4H2O
3. NO2: Nito (IV) oxit/ nito đioxit:
a. Lý tính: khí màu nâu đỏ, mùi hắc, độc, hóa lỏng ở 210
C (màu vàng nhạt), hóa rắn ờ -110
C
b. Hóa tính:
2NO2 N2O4
ở nhiệt độ thường luôn có một hỗn hợp 2 khí NO2, N2O4 ở trạng thái cân bằng
2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O 2HNO3 + NO
4NO2 + O2 + 2H2O 4HNO3
2NO2 + 2NaOH NaNO3 + NaNO2
NO2 + SO2 NO + SO3
NO2 + CO NO + CO2
4. N2O5: Nito (V) oxit/ anhidric nitric
a. Lý tính: là chất rắn, màu trắng, dễ phân hủy nổ
b. Hóa tính:
2N2O5 4NO2 + O2
N2O5 + H2O 2HNO3
N2O5 + 2NaOH 2NaNO3 + H2O
c. Điều chế:
2NO2 + O3 N2O5 + O2
2HNO3 N2O5 + H2O
2HNO3 + P2O5 N2O5 + 2HPO3

7
IV. AXIT NITRIC: HNO3
1. Caáu taïo phaân töû :
CTCT: Nitô coù soá oxi hoaù cao nhất laø +5
2. Tính chaát vaät lyù
- Laø chaát loûng khoâng maøu, boác khoùi maïnh trong khoâng khí aåm ;
- Axit nitric khoâng beàn, khi coù aùnh saùng , phaân huyû 1 phaàn:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O
Do ñoù axit HNO3 caát giöõ laâu ngaøy coù maøu vaøng do NO2 phaân huyû tan vaøo axit.
→ Caàn caát giöõ trong bình saãm maøu/ boïc baèng giaáy ñen…
- Axit nitric tan voâ haïn trong nöôùc (HNO3 ñaëc coù noàng ñoäkhoảng 68%, D = 1,40 g/cm3
).
3. Tính chaát hoaù hoïc
a. Tính axit:
Là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch: HNO3 → H +
+ NO3
–
- Dd axit HNO3 có đầy đủ tính chất của môt 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
b. Tính oxi hoaù: Tuyø vaøo noàng ñoä cuûa axit vaø baûn chaát cuûa chaát khöû maø HNO3 coù theå bò khöû
ñeán: NO, NO2, N2O, N2, NH4NO3.
. Vôùi kim loaïi:
( tröø Au, Pt ) khoâng giaûi phoùng khí H2, do ion NO3
-
coù khaû naêng oxi hoaù maïnh hôn H+
.
Kl + HNO3 Muối hóa trị cao nhất + spk (N2, N2O, NO, NO2, NH4NO3) + H2O

8
Lưu ý:
- HNO3 ñaëc bị khöû ñeán NO2 ; HNO3 loaõng bò khöû ñeán NO
- Khi td vôùi kim loaïi coù tính khöû maïnh (Mg, Zn, Al...)có thể bị khử đến N2O , N2 hoặc
NH4NO3.
- Fe, Al, Cr bò thuï ñoäng hoaù trong dung dòch HNO3 ñaëc nguoäi.
Cu + 4HNO3ñ → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3loãng → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Fe + 6HNO3ñ → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
5Zn + 12HNO3 → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
. Vôùi phi kim: Khi ñun noùng HNO3 ñaëc coù theå taùc duïng ñöôïc vôùi C, P, S…
C + 4HNO3(ñ) → CO2 + 4NO2 + 2H2O
P + 5HNO3(ñ) → H3PO4 + 5NO2 + H2O
S + 6HNO3(ñ) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
. Vôùi hôïp chaát:
- H2S, Hl, SO2, hợp chất sắt (II)… có thể tác dụng với HNO3 tạo sp oxi hoá cao hơn.
3FeO + 10HNO3(d)  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
3H2S + 2HNO3(d)  3S + 2NO + 4H2O
- Nhiều hợp chất hữu cơ như giấy, vải, dầu thông… bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc.
4. Ñieàu cheá
a. Trong phoøng thí nghieäm: NaNO3 rắn + H2SO4ñ → HNO3 + NaHSO4
2NaNO3 rắn + H2SO4ñ → 2HNO3 + Na2SO4

9
b. Trong coâng nghieäp:
- Ñöôïc saûn xuaát töø amoniac: NH3 → NO → NO2 → HNO3
- ÔÛ t0
= 850-900o
C, xt : Pt : 4NH3 +5O2 4NO +6H2O ; H = – 907kJ
- Oxi hoaù NO thaønh NO2 : 2NO + O2  2NO2
- Chuyeån hoùa NO2 thaønh HNO3: 4NO2 +2H2O +O2  4HNO3 .
Dung dòch HNO3 thu ñöôïc coù noàng ñoä 60 – 62%. Chöng caát vôùi H2SO4 ñaäm ñaëc thu ñöôïc
dung dịch HNO3 92 – 95% .
5. Muoái nitrat
a. Tính chaát vaät lyù: Deã tan trong nöôùc , laø chaát ñieän li maïnh trong dung dòch, chuùng phaân li
hoaøn toaøn thaønh caùc ion
- Ion NO3
-
khoâng màu, maøu cuûa moät soá muoái nitrat laø do maøu cuûa cation kim loaïi. Moät soá
muoái nitrat deã bò chaûy rữa nhö NaNO3, NH4NO3…
b. Tính chaát hoaù hoïc:
+ Caùc muoái nitrat deã bò phaân huyû khi ñun noùng
. Muoái nitrat cuûa caùc kim loaïi hoaït ñoäng (trước Mg) Nitrat → Nitrit + O2
2KNO3 → 2KNO2 + O2
Nhận xét:
1. HNO3 bị H2SO4 đặc đẩy ra
ở dạng khí. Pư chứng tỏ tính
axit của H2SO4 đặc mạnh hơn
HNO3
2. Vai trò nước đá: làm khí
HNO3 ngưng tụ

10
. Muoái nitrat cuûa caùc kim loaïi töø Mg  Cu: Nitrat → Oxit kim loại + NO2 + O2
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
. Muoái cuûa nhöõng kim loaïi keùm hoaït ñoäng ( sau Cu ) : Nitrat → kim loại + NO2 + O2
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
+ Tính oxi hóa của ion nitrat (NO3
–
)
. Trong môi trường axit , ion NO3
–
thể hiện tinh oxi hóa giống như HNO3. Do đó thuốc thử
dùng để nhận biết ion NO3
–
là hỗn hợp vụn đồng và dung dịch H+
loãng, đun nóng.
Hiện tượng : dung dịch có màu xanh, khí không màu hóa nâu đỏ trong không khí.
3Cu + 8H+
+ 2NO3
–
→ 3Cu2+
+ 2NO↑ + 4H2O
2NO + O2 → 2NO2
. Trong môi trường bazo, chỉ tác dụng với Al, Zn tạo NH3
KNO3 + 7KOH + 4Zn → NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O
3KNO3 + 5KOH + 8Al + 2H2O → 3NH3 + 8KAlO2
B. Photpho:
I. Photpho:
Cấu tạo: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
Có 2 dạng thù hình: P trắng và P đỏ
1. Photpho trắng: kém bền, rất độc
- P4 (tinh thể phân tử) , có cấu trúc mạng tinh thể lập phương không bền, nên dễ nóng chảy
(440
C), mềm
- Rắn giống sáp, phát quang trong bóng tối, tự bốc cháy trong không khí (nên phải bảo quản
trong nước)
- Không tan trong nước nhưng tan trong dung môi hữu cơ (CS2, ete, benzen…)
P trắng → P đỏ

11
2. Photpho đỏ: bền, không phát quang, không độc
-Pn (tinh thể polime): bột đỏ
- Khó nóng chảy, không tan trong nước và dung môi CS2
- Bốc cháy ở nhiệt độ > 2400
C
3. Hóa tính:
P hoạt động hóa học mạnh hơn N vì P (2,19) có độ âm điện nhỏ hơn N (3,04) nhưng liên kết
P – P kém bền hơn so với N N
4P trắng + 3O2 → 2P2O3 lân quang 4P trắng + 5O2 → 2P2O5
2P trắng + 3Cl2 → 2PCl3 2P trắng + 5Cl2 → 2PCl5
P2O3 + H2O → H3PO3 P2O5 + H2O → 2H3PO4
PCl3 + H2O → HCl + H3PO3 PCl5 + 4H2O → 5HCl + H3PO4
3P đỏ + 3HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O
6P đỏ + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
Đầu que diêm thuốc ở hộp diêm
P trắng + 5K2Cr2O7 → 5K2O + 5 Cr2O3 + P2O5
2P trắng + 3Zn → Zn3P2 Zn3P2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2PH3
2P trắng + 3Ca → Ca3P2 Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3
2P trắng + 3Mg → Mg3P2 Mg3P2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2PH3
2P trắng + 3H2 ⇔ 2PH3
PH3 (Photphin/ photphohidrua): mùi cá thối, rất độc, tự bốc cháy trong không khí ở 1500
C, kém
bền, độ phân cực yếu
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

12
4. Điều chế:
Trong công nghiệp: điều chế bằng pp nhiệt điện
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 2P trắng + 3CaSiO3 + 5CO
II. Hợp chất:
1. P2O3 và H3PO3:
a. P2O3: anhidrit photphoro
. CTCT : O = P – O – P = O
. Tinh thể rắn, trắng giống sáp
. Tan trong nước tạo H3PO3 : P2O3 + H2O → H3PO3
b. H3PO3: axit photphoro
. CTCT:
. Lý tính: Tinh thể không màu, chảy rữa trong không khí, dễ tan trong nước
. Hóa tính:
+ Tác dụng với dd bazo:
H3PO3 + OH-
→ H2PO3
-
+ H2O H3PO3 + 2OH-
→ HPO3
2-
+ 2H2O
muối axit muối trung hòa
+ Là chất khử mạnh:
2H3PO3 + O2 → 2H3PO4
4H3PO3 → 3H3PO4 + 2PH3
4H3PO3 + AgNO3 → 24H3PO4 + NO + Ag
H3PO3 + HgCl2 + H2O → H3PO4 + 2HCl + Hg
2. P2O5 và H3PO4:
a. P2O5: anhidrit photphoric

13
. CTCT:
. Lý tính: bột trắng, không mùi, rất háo nước, chảy rữa ngoài không khí
. Hóa tính:
+ Tác dụng với H2O : P2O5 + H2O → 2H3PO4
P2O5 + 2OH-
+ H2O → 2H2PO4
-
P2O5 + 4OH-
→ 2HPO4
2-
+ H2O
P2O5 + 6OH-
→ 2PO4
3-
+ 3H2O
b. H3PO4: Axit photphoric
. CTCT:
. Lý tính: tinh thể trong suốt, tan vô hạn trogn nước
. Hóa tính:
H3PO4 + OH-
→ H2PO4
-
+ H2O
H3PO4 + 2OH-
→ HPO4
2-
+ 2H2O
H3PO4 + 3OH-
→ PO4
3-
+ 3H2O
. Điều chế:
Trong công nghiệp:
Quặng photphoric: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 2H3PO4 + 3CaSO4
Quặng apatit: 3Ca3(PO4)2.CaF2 + 10H2SO4 → 6H3PO4 + 10CaSO4 + 2HF
. Muối photphat: Đa số không tan trừ Na+
, K+
, NH4
+
, Ca(H2PO4)2 tan
Nhận biết PO4
3-
: 3Ag+
+ PO4
3-
→ Ag3PO4 tủa vàng

1
Bài 5: CACBON – SILIC
A. Cacbon:
I. Cacbon
1. Cấu tạo nguyên tử:
- Cấu hình e: 1s2
2s2
2p2
2. Lý tính:
Có các dạng thù hình sau
a. Kim cương:
Tinh thể nguyên tử có độ cứng đặc biệt, trong suốt, không màu, không dẫn điện, dẫn nhiệt kém,
kém hoạt động
b. Than chì (graphit):
Tinh thể nguyên tử có cấu trúc lớp, màu xám đen, mềm, có ánh kim, dẫn điện tốt (kém Kim
loại), khó nóng chảy.
c. Fulerene:
Là những phân tử cấu thành từ các nguyên tử cacbon, chúng có dạng rỗng như mặt cầu,
ellipsoid, hay ống. Các fullerene hình cầu còn được gọi là quả bóng bucky (buckyballs), và
hình trụ tròn rỗng được gọi là ống nano cacbon hay ống bucky (buckytube). Fullerene có cấu
trúc tương tự với than chì, là tổ hợp của lớp than chì độ dày một nguyên tử (còn gọi là graphene)
liên kết với nhau tạo thành vòng lục giác; nhưng chúng cũng có thể tạo thành vòng ngũ giác
hoặc thất giác.
d. Cacbon vô định hình: Than gỗ, than xương, than muội, mồ hóng, than cốc…
Chất bột màu đen, không ở dạng tinh thể, xốp, có khả năng hấp phụ mạnh các khí và chất tan
trong dung dịch

2
a. Kim cương b. Than chì c. Cacbon trong thiên thạch d. Fulerene 60
e. Fulerene 540 f. Fulerene 70 g. Cacbon vô định hình h. ống nanocacbon có vách đơn.
3. Hóa tính:
- Ở nhiệt độ thường, Cacbon trơ về mặt hóa học, khi đốt nóng bắt đầu hoạt động hơn. Khả năng
hoạt động hóa học: Kim Cương > Than chì > Cacbon vô định hình
a. Tính khử:
C + O2 → CO2 2C + O2 → 2CO C + 2S → CS2
C không tác dụng trực tiếp với halogen
C + CO2 → 2CO 3C + SiO2 → SiC + 2CO
C + SiO2 → CO2 + Si C + ZnO → Zn + CO
3C + CaO → CaC2 + CO 3C + Fe2O3 → 2Fe + 3CO
9C + 2Al2O3 → Al4C3 + 6CO C + 4KNO3 → 2K2O + CO2 + 4NO2
C + 2H2SO4 đặc → CO2 + 2SO2 + 2H2O C + 4HNO3 đặc → CO2 + 4NO2 + 2H2O

3
C + H2O → CO + H2
b. Tính oxi hóa:
C + 2H2 → CH4 C + Si → SiC (cacborundum: cứng gần bằng kim cương)
2C + Ca → CaC2 3C + 4Al → Al4C3 C + 3Fe → Fe3C
4. Trạng thái tự nhiên, Điều chế, Ứng dụng:
a. Trạng thái tự nhiên:
- Caxit CaCO3 (đá vôi, đá phấn, đá hoa)
- Magiezit MgCO3
- Đôlômit: CaCO3.MgCO3
b. Điều chế:
- Kim cương được điều chế từ than chì khi đun ở 20000
C, 50.000 – 100.000 atm, với xúc tác
Fe/Cr/Ni
- Than chì điều chế từ than cốc, nhựa và cát với hồ quang điện sau 24 -36 giờ
- Than gỗ tạo nên khi đốt cháy gỗ
- Than cốc được điểu chế bằng cách nung than đá ở 1000 12000
C trong lò điện (không có
không khí)
- Than muội tạo nên khi nhiệt phân CH4 : CH4 → C + 2H2
c. Ứng dụng:
- Kim cương: làm trang sức, mũi khoan, dao cắt thủy tinh, bột mài
- Than chì: làm điện cực, nồi nấu hợp kim chịu nhiệt, chất bôi trơn, ruột chì
- Than cốc: làm chất khử trong luyện kim từ quặng
- Than gỗ: chế tạo thuốc nổ đen, thuốc pháo
- Than hoat tính: dùng trong mặt nạ phòng độc và công nghiệp hóa chất
- Than muội: chất độn cao su, sản xuất mực in, xi đánh giày

4
II. Cacbon monooxit CO:
1. Lý tính:
- Khí rất độc, không màu, không mùi, không vị, rất ít tan trong nước
2. Hóa tính:
Là oxit trung tính không tạo muối, ở nhiệt độ thường rất trơ, hoạt mạnh khi đun nóng
CO + O2 → 2CO2 cháy với ngọn lửa màu lam nhạt
CO + Cl2 → COCl2 : Photgen – rất độc
4CO + Ni → Ni(CO)4 : CacbonilNiken
3CO + Cr → Cr(CO)3
yCO + MxOy → xM + yCO2 : (với M là kim loại sau Al trong dãy hoạt động)
CO + 2Na2O → Na2CO3 + 2Na
CO + H2O → HCOOH
CO + KOH → HCOOK
CO + CH3OH → CH3COOH
CO + PdCl2 + H2O Pd + 2HCl + CO2
3. Điều chế:
a. Trong Công nghiệp:
- Điều chế khí than khô:
Không khí + C → CO + CO2 + N2
- Điều chế khí than ướt: cho hơi nước qua than nóng đỏ
C + O2 → CO2
C + H2O → CO + H2
b. Trong phòng thí nghiệm:
HCOOH → CO + H2O

5
III. Cacbon dioxit CO2: O=C=O
1. Lý tính: - Khí không màu, có mùi, vị hơi chua, tan trong nước
2. Hóa tính:
CO2 + OH- HCO3
-
CO2 + 2OH- CO3
2-
+ H2O
Tỉ lệ: :
- T ≤ 1 : tạo muối HCO3
-
.
- T ≥ 2 : tạo muối CO3
2-
.
- 1<T <2: tạo hỗn hợp muối .
CO2 + 2Mg → 2MgO +C 3CO2 + 4Al → 2Al2O3 + 3C
CO2 + C → 2CO CO2 + H2 → H2O + CO
CO2 khô + 2NH3 lỏng → (NH2)2CO + H2O
3. Điều chế:
a. Trong công nghiệp:
- Đốt cháy hoàn toàn than cốc trong không khí: C + O2 → CO2
- Nung đá vôi ở 10000
C: CaCO3 → CaO + CO2
- Lên men ancol glucozo: C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + CO2 + H2O
IV. Muối cacbonat:
1. Lý tính:
- Muối cacbonat của kim loại kiềm, amoni, hidrocacbonat tan
- Các muối Cacbonat kim loại hóa trị 2 không tan: CaCO3, MgCO3, PbCO3, FeCO3…
- Muối cacbonat hóa trị III không tồn tại trong dung dịch:
Al2(CO3)3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3CO2
Fe2(CO3)3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3CO2

6
2. Hóa tính:
CaCO3 → CaO + CO2 Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O 2HCO3
-
→ CO3
2-
+ CO2 + H2O
CO3
2-
+ H+
HCO3
-
CO3
2-
+ 2H+
CO3
2-
+ CO2 + H2O
HCO3
-
+ H+
CO2 + H2O HCO3
-
+ OH-
CO3
2-
+ H2O
Lưu ý: Na2CO3 không bị nhiệt phân
Ag2CO3 → Ag2O + CO2
B. Silic
I. Silic:
1. Cấu tạo:
Cấu hình: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p2
2. Lý tính, trạng thái tự nhiên:
Silic có 2 dạng thù hình:
- Silic tinh thể: cấu trúc giống kim cương, màu xám, có ánh kim, tính bán dẫn
- Silic vô định hình: bột màu nâu
3. Hóa tính:
Si + 2F2 SiF4 Si + 2Cl2 → SiCl4
Si + O2 → SiO2 Si + C → SiC
3Si + 2N2 → Si3N4
Si + 2Mg → Mg2Si
Mg2Si + 4HCl 2MgCl2 + SiH4 (Silan bốc cháy trong không khí)
SiF4 + 2O2 SiO2 + 2H2O
Si + 2KOH + H2O K2SiO3 +2H2
3Si + 18HF + 4HNO3 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

7
4. Điều chế:
a. Trong công nghiệp:
SiO2 + 2C → 2CO + Si
3SiO2 + 2CaC2 → 3Si + 2CaO + 4CO
SiCl4 + 2Zn → Si + 2ZnCl2
SiH4 → Si + 2H2
SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
5. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng:
a. Trạng thái tự nhiên:
Tồn tại trong tự nhiên dạng SiO2, Silicat, aluminosilicat (cao lanh, mica, fenspat, đá xà vân,
thạch anh….)
Là nguyên tố phổ biến thứ 2 (sau Oxi)
b. Ứng dụng:
Silic siêu tinh khiết là chất bán dẫn (dùng trong kỹ thuật vô tuyến, điện tử, tế bào quang điện,
pin mặt trời…)
Silic dùng để tách oxi ra khỏi kim loại nóng chảy, chế tao thép chịu axit (ferosilic)
II. SiO2
1. Trạng thai tự nhiên và lý tính:
SiO2 tồn tại dạng tinh thể, chất rắn, không màu, khó nóng chảy, không tan trong nước
Trong tự nhiên, tồn tại dạng thạch anh và cát trắng, cát trắng là SiO2 gần như nguyên chất
SiO2 là nguyên liệu quan trọng để sản xuất thủy tinh và đồ gốm….
2. Hóa tính:
SiO2 + 2NaOH đặc → Na2SiO3 + H2O
SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O
SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2

8
3. H2SiO3:
Là axit rất yếu, kém bền, tủa keo trong nước
H2SiO3 → SiO2 + H2O
H2SiO3 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O
Na2SiO3 + CO2 + H2O Na2CO3 + H2SiO3 keo trắng
Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3 keo trắng
SiCl4 + 3H2O 4HCl + H2SiO3 keo trắng
III. Thủy tinh lỏng:
- Thủy tinh lỏng là dd đặc hh Na2SiO3 và K2SiO3 (vải/ gỗ tẩm thủy tinh lỏng sẽ khó cháy), dùng
làm keo dán thủy tinh và sứ
- Thủy tinh rắn: CaSiO3
- Pha lê: nấu chảy SiO2 với KOH và PbO ta nhận được thủy tinh nặng gọi là Pha lê

1
Bài 6: HÓA HỌC VÀ CÁC VẤN ĐỀ XÃ HỘI
A. Phân bón hóa học:
I. Phân đạm:
- Phân đạm cung cấp N dưới dạng NH4
+
, NO3
-
- Tác dụng: kích thích quá trình sinh trưởng, tăng tị lệ của protein thực vật, giúp cây phát triển
nhanh, cho nhiều hạt, củ, quả
- Đánh giá dộ dinh dưỡng: %N trong phân
1. Phâm đạm amoni: NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4
2. Phân đạm nitrat: NaNO3, Ca(NO3)2
3. Phân ure: chất rắn màu trắng có CT: (NH2)2CO chứa khoảng 46%N, là loại phân đạm tốt
nhất
CO2 + NH3 → (NH2)2CO + H2O
(NH2)2CO + H2O (NH4)2CO3
II. Phân lân:
- Phân lân cung cấp P dưới dạng PO4
3-
- Tác dụng: thúc đẩy các quá trình sinh hóa, trao đổi chất và trao đổi năng lượng ở thời kỳ sinh
trưởng của cây
- Đánh giá dộ dinh dưỡng: %P2O5 trong phân
1. Suppephotphat:
a. Supephotphat đơn: 14 – 20% P2O5
CT: Ca(H2PO4)2 và CaSO4. Cây trồng đồng hóa muối dễ tan Ca(H2PO4)2, còn CaSO4 không tan,
không có ích, làm rắn đất.
b. Supephotphat kép: 40 – 50% P2O5
CT: Ca(H2PO4)2

2
2. Phân lân nung chảy: 12 – 14% P2O5
Chỉ dùng cho đất chua: là hỗn hợp photphat và silicat của canxi và magie
III. Phân kali:
- Phân kali cung cấp K dưới dạng K+
- Tác dụng: thúc đẩy nhanh quá trình tạo chất đường, bột, chất xơ, chất dầu, tăng cường sức
chống rét, chống sâu bệnh và chịu hạn cho cây
- Đánh giá dộ dinh dưỡng: %K2O trong phân
CT: KCl, K2SO4, K2CO3 (tro thực vật)
IV. Phân hỗn hợp và phân phức hợp:
1. Phân hỗn hợp: chứa N, P, K, gọi chung là phân NPK
Nitrophotka: (NH4)2HPO4 và KNO3
2. Phân phức hợp:
Amophot: NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4
V. Phân vi lượng:
Cung cấp Bo, Zn, Mn, Cu… dạng hợp chất với một lượng rất nhỏ
Tác dụng: tăng khả năng kích thích quá trình sinh trưởng và trao đổi chất, tăng hiệu lực quang
hợp
B. Công nghiệp silicat:
I. Thủy tinh:
1. Thành phần hóa học:
Nấu chảy cát trắng, đá vôi và soda ở 14000
C ta thu được thủy tinh có CT: Na2O.CaO.6SiO2
Đặc điểm: không có nhiệt độ nóng chảy xác định

3
2. Phân loại:
a. Thủy tinh thông thường: Na2O.CaO.6SiO2
b. Thủy tinh kali: thay soda bằng K2CO3: K2O.CaO.6SiO2
Ưu điểm: nhiệt độ hóa mềm và nhiệt độ nóng chảy cao hơn. Được dùng làm dụng cụ thí nghiệm:
cốc, ống nghiệm, bình cầu, thấu kính, lăng kính…
c. Pha lê: Thủy tinh chứa nhiều PbO dễ nóng chảy và trong suốt
d. Thủy tinh thạch anh: nấu chảy SiO2 tinh khiết.
Ưu điểm: nhiệt độ hóa mềm cao, hệ số nở nhiệt rất nhỏ nên không bị nứt khi thay đổi nhiệt độ
đột ngột
Thủy tinh có màu: cho thêm oxit của một số kim loại vào ta tạo nên các silicat có màu
Cr2O3: thủy tinh màu lục
CoO: thủy tinh màu xanh nước biển…
II. Đồ gốm:
Là vật liệu được chế tạo chủ yếu từ đất sét và cao lanh
Phân loại:
1. Gốm xây dựng: gạch, ngói…
2. Gốm kỹ thuật: sứ (vật liệu cách điện, tụ điện, chén chịu nhiệt, dụng cụ thí nghiệm…)
3. Gốm dân dụng: sành, sứ (chén, bát…)
Gạch và ngói: đất sét và cát nhào với nước thành khối dẻo, tạo hình rồi sấy khô, nung ở 900 –
10000
C
Sành: đất sét được nung ở 1200 – 13000
C, cứng, gõ kêu, màu xám hoặc nâu, thường được tráng
lớp men mỏng để có độ bóng và không thấm nước
Sứ là vật liệu cứng xốp, màu trắng, gõ kêu, được trộn thêm cao lanh, fenspat, thạch anh và một
số oxit kim loại. Được nung 2 lần, lần đầu: 10000
C rồi tráng men và trang trí, lần 2nung ở 1400
– 15000
C.

4
III. Xi măng:
1. Định nghĩa: Chất bột mịn, màu lục xám: 3CaO.SiO2 + 2CaO.SiO2 + 3CaO.Al2O3
2. Cách sản xuất:
Nghiền nhỏ đá vôi, trộn với đất sét chứa nhiều SiO2 và ít quặng sắt rồi nung trong lò ở 1400 –
16000
C. Sản phẩm thu được là clanhke. Nghiền clanhke với thạch cao (5%) và phụ gia khác ta
được bột mịn là xi măng
C. Hóa học với vấn đề kinh tế và xã hội
I. Năng lượng, nhiên liệu và vật liệu:
1. Các nguồn năng lượng chính: Mặt trời, thực phẩm, gỗ, gió, nước, dầu mỏ+ khí tự nhiên+
than đá, phản ứng hạt nhân….
Dầu mỏ+ khí tự nhiên+ than đá được gọi chung là nhiên liệu hóa thạch (trong vỏ Trái đất)
2. Nguồn năng lượng mới (năng lượng nhân tạo):
- Điều chế CH4 trong hầm/ bể biogaz bằng cách lên men chất thải hữu cơ (phân gia xúc, rác thải)
- Sản xuất etanol từ ngô khoai sắn thay thế xăng, chế biến dầu thực vật (dừa, cọ…) tahy chi dầu
điezen trong các động cơ đốt trong
- Năng lượng sản sinh từ lò hạt nhân dùng cho mục đích hòa bình, tạo ra vật liệu đặc biệt để xây
lò phản ứng hạt nhân, giúp quá trình làm sạch nhiên liệu uranni để dùng cho nhà máy điện
nguyên tử
- Chế tạo pin mặt trời…
Lưu ý: nguồn năng lượng sạch: năng lượng thủy điện, năng lượng gió, năng lượng mặt trời,
năng lượng địa nhiệt, năng lượng thủy triều…
3.Vật liệu mới:
- Vật liệu nano (nanomet): được tạo nên từ những hạt có kích thước cỡ nanomet. Đặc điểm: độ
rắn siêu cao, siêu dẻo…
- Vật liệu quang điện tử: có độ siêu dẫn ở nhiệt độ cao, dùng trong sinh học, y học, điện tử…
- Vật liệu compozit: tính năng bền, chắc, không bị axit/ kiềm và một số hóa chất phá hủy

5
II. Thực phẩm và dược phẩm:
1. Thực phẩm:
- Tổng hợp hóa chất diệt nấm bệnh: etirimol, benonyl, CuSO4…
- Sản xuất hóa chất bảo quản lượng thực thực phẩm, làm chậm sự phát triển của vi khuẩn
- Chế biến thức ăn tổng hợp để tăng sản lượng chăn nuôi
- Thay thế tinh bột bằng hợp chất hidrocacbon để sản xuất etanol, thay thế việc sản xuất xà
phòng giặt từ chất béo bằng sản xuất bột giặt tổng hợp
- Sản xuất glucozo từ chất thải như vỏ bào, mùn cưa, rơm rạ
- Tổng hợp chất béo nhân tạo (bơ magarin) từ axit stearic và glixerol, chuyển hóa dầu thành bơ,
mỡ
- Chế biến protein từ protein tự nhiên
- Tạo những giống cây trồng mới có khả năng sinh trưởng tốt cho năng suất cao, chất lượng tốt
hơn (ngô, khoai, sắn…)
- Tạo nên thực phẩm cho người béo phì hoặc người ăn kiêng
- Sản xuất chất phụ gia: làm tăng tính thẩm mỹ và hấp dẫn cho thực phẩm…
2. Dược phẩm:
- Sản xuất thuốc đặc trị có tác dụng nhanh, mạnh và hiệu quả
- Tạo ra những loại thuốc bổ tăng cường sức khỏe cho con người
Lưu ý: Chất gây nghiện, ma túy…:
- Ma túy (thuốc phiện, cần sa, heroin, cocain, moocphin, seduxen…): dạng bột trắng, viên nén,
dung dịch. Có tác dụng làm thay đổi nhiều chức năng sinh lí (ức chế, giảm đau, gây ảo giác…)
làm rối loạn tâm sinh lý, rối loạn tiêu hóa, chức năng thần kinh, rối loạn tuần hoàn và hô hấp,
gây trụy tim và tử vong
- Nicotin (C10H14N2): có trong cây thuốc lá; là chất lòng, sánh như dầu, không màu, có mùi
thuốc lá, tan trong nước, dung dịch nicotin trong nước làm thuốc trừ sâu cho cây trồng, với
người và động vật: là chất độc mạnh
- Cafein (C8H10N4O2): có nhiều trong hạt cà phê, lá chè, là chất kết tinh không màu, tan trong
nước và rượu. Có tác dụng kích thích thần kinh, quá liều sẽ gây nghiện và mất ngủ

6
- Moocphin: có torng cây thuốc phiện/ cây anh túc. Có tác dụng làm giảm hoặc mất cảm giác
đau đớn. Từ Moocphin tinh chế đươc Heroin, có tác dụng mạnh hơn Moocphin nhiều lần, độc
và dễ gây nghiện
- Hassish: có trong cây cần sa/ cây bồ đà. Có tác dụng chống co giật, chống nôn mửa, nhưng
kích thích mạnh và gây ảo giác
- Thuốc an thần (seduxen, meprobamat…): có tác dụng chữa bệnh, gây ngủ, làm dịu cơn đau
nhưng gây nghiện
- Amphetamin: chất kích thích hệ thần kinh, dễ gây nghiện, gây choáng, dùng thường xuyên sẽ
gây rối loạn thần kinh.
III. Một số chất gây ô nhiễm môi trường:
1. Ô nhiễm không khí:
- Gây hiệu ứng nhà kính: CO2, CH4
- Gây mưa axit: SO2, NO2
- Gây lủng tầng ozon: CFC..
Ngoài ra, những khí gây ô nhiễm còn có: CO, H2S, hơi Hg, hợp chất của Pb (Pb(C2H5)4 hoặc
Pb(CH3)4)…
2. Ô nhiễm nguồn nước:
- Các anion: Cl-
; SO4
2-
; NO3
-
, PO4
3-
…
- Các cation của kim loại nặng: Pb2+
; Hg2+
; Cr3+
; Cd2+
; As3+
; Mn2+
…
- Các chất hữu cơ: hợp chất của phenol, hóa chất bảo vệ thực phẩm, tanin, lignin, hidrocacbon
đa vòng ngưng tụ
3. Ô nhiễm đất
- Kim loại nặng thường có trong phế thải luyện kim, oto
- Phân bón hóa học và thuốc bảo vệ thực vật, thuốc trừ sâu…
- Chất phóng xạ phát ra từ trung tâm khai thác chất phóng xạ, nghiên cức nguyên tử, nhà máy
điện nguyên tử, bệnh viện…

1
Bài 7: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI
I. KIM LOẠI:
1- Vị trí của kim loại trong bth
- Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA, nhóm IIIA (trừ Bo) và một phần nhóm IVA, VA, VIA
- Các nhóm B (từ IB dến VIIIB)
- Họ lantan và họ actini
2- Cấu tạo của kim loại
a. Cấu tạo nguyên tử
-Nguyên tử của hầu hết kim loại có từ 1,2,3 e ở lớp ngoài cùng, luôn thể hiện soh dương trong
các hợp chất.
b. Cấu tạo tinh thể
- Ở nhiệt dộ thuờng các kim loại ở thể rắn vàcó cấu tạo tinh thể (riêng Hg ở thể lỏng)
- Mạng tinh thể kim loại gồm có: + Nguyên tử kim loại
+ Ion kim loại
+ Electron hóa trị (hay e tự do)
- Ba kiểu mạng tinh thể kim loại phổ biến
+ Mạng tinh thể lục phương có độ đặc khít 74% (Be, Mg, Zn)
+ Mạng tinh thể lập phương tâm diện có độ đặc khít 74% (Cu, Ag, Au, Al)
+ Mạng tinh thể lập phương tâm khối có độ đặc khít 68% (Li, Na, K, V, Mo)
c. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử kim loại và ion kim loại trong
mạng tinh thể do sự tham gia của các e tự do
3- Tính chất vật lý của kim l oại
. Tính chất chung:
a. Tính dẻo: do các e tự do có lực hút tĩnh điện với các cation kim loại trong mạng tinh thể
Những kim loại có tính dẻo cao: Au, Ag, Al, Cu, Sn…
b. Tính dẫn điện: do các e tự do chuyển động thành dòng có hướng dưới tác dụng của điện
trường. Độ dẫn điện giảm dần: Ag, Cu, Au, Al, Fe
Lưu ý: Nhiệt độ càng cao thì độ dẫn điện càng tăng

2
c. Tính dẫn nhiệt: do những e tự do ở vùng nhiệt độ cao có động năng lớn hơn ,chúng chuyển
động đến vùng có nhiệt độ thấp và truyền cho các ion dương ở đây
Tính dẫn nhiệt giảm dần: Ag, Cu, Al, Fe
d. Ánh kim: do các e tự do phản xạ tốt những tia sáng có bước sóng mà mắt ta không nhìn thấy
 các tính chất trên do e tự do trong kim loại gây ra
. Tính chất riêng:
Kim loại có khối lượng riêng nhỏ nhất là Li, lớn nhât là Os
Kim loại có nhiệt độ nóng chảy thấp nhất là Hg, cao nhất là W
Kim loại mềm nhất là Cs; cứng nhất là Cr
4- Tính chất hóa học chung của kim loại
Tính chất hóa học đặc trưng của kim loại là tính khử: M  Mn+
+ ne
a. Tác dụng với phi kim: Cl2, O2, S, N2, P, C
. Tác dụng với Clo: tạo muối clorua
2Fe + 3Cl2 
o
t
2FeCl3
. Tác dụng với oxi: tạo o it kim loại trừ Au, t, Ag phản ứng ở o
C)
4Al + 3O2 
o
t
2Al2O3 3Fe + 2O2 
o
t
Fe3O4
. Tác dụng với lưu huỳnh: tạo muối sun ua g phản ứng ở nhiệt độ thường
Fe + S 
o
t
FeS Hg + S  HgS
b. Tác dụng với dd axit:
. Với dd Axit loại 1 (không có tính oxi hóa): HCl,H2SO4 loãng:
ớ 1  M 2
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
. Với dd Axit loại 2 (có tính oxi hóa): HNO3, H2SO4 đặc
Kl (trừ Au,Pt) + A2 Mu i hóa trị cao nhất + SPK + H2O
. HNO3 đặc NO2 nâu đỏ)
. HNO3 loãng NO (không màu, hóa nâu); NO/N2O/N2/NH4NO3 (khi tác dụng với Mg, Zn, Al)
. H2SO4 đặc SO2 (không màu mùi xốc); SO2/H2S/S (khi tác dụng với Mg, Zn, Al)

3
3Cu + 8HNO3 loãng 
o
t
3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cu + 2H2SO4 đặc 
o
t
CuSO4 + SO2 + 2H2O
Lưu ý: Al, Fe, Cr không tác dụng với HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội
c. Tác dụng vớ n ớc:
. Kim loại nhóm IA, IIA trừ Be, Mg: M + n H2O  M(OH)n + n/2 H2
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2
.Các kim loại có tính khử trung bình: Zn, Fe,... khử nước ở nhiệt độ cao
Mg+H2O(h) MgO+H2
3Fe+4H2O(h) Fe3O4+4H2 Fe+H2O(h) FeO+H2
.Các kim loại có tính khử yếu: Cu, Ag, g… không khử được nước dù ở nhiệt độ cao
d. Tác dụng với dd mu i: KL X + mu i KL Y
- Điều kiện để kim loại M đẩy được kim loại X ra khỏi dung dịch muối của nó:
+ M đứng trước X trong dãy thế điện cực chuẩn
+ Cả M và X đều không tác dụng được với nước ở điều kiện thường
+ Muối tham gia phản ứng và muối tạo thành phải là muối tan:
xM (r) + nXx+
dd → Mn+
(dd) + nX (r)
- Khối lượng chất rắn tăng: ∆m↑ = mX tạo ra – mM tan
- Khối lượng chất rắn giảm: ∆m↓ = mM tan – mX tạo ra
Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag
Lưu ý: Hỗn hợp các kim loại phản ứng với hỗn hợp dung dịch muối theo thứ tự ưu tiên: kim loại
khử mạnh nhất tác dụng với cation oxi hóa mạnh nhất để tạo ra kim loại khử yếu nhất và cation
oxi hóa yếu nhất

4
5. HỢP KIM
a. Định nghĩa: là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một kim loại hoặc phi kim
khác
VD: thép là hợp kim của Fe với C và 1 một số nguyên tố khác
b. Tính chất: hợp kim có nhiều tính chất hóa học tương tự của các đơn chất tạo thành hợp kim
nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều so với tính chất các đơn chất
-Tính dẫn điện, dẫn nhiệt của hợp kim kém hơn so với các kim loại ban đầu
- Tính cứng và dòn của hợp kim trộ hơn so cới các đơn chất ban đầu
- Nhiệt độ nóng chảy của hợp kim h ờng thấp hơn so với các KL ban đầu
Hợp kim không bị ăn mòn: Fe-Cr-Mn (thép inoc)
Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe
Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al-Si, Al-Cu-Mn-Mg
II. Đ
1 Cặ i h hử ủ i l ại uy ước: /oxihoùa khöû . 3 2
/ ; /Ag Ag Fe Fe  
2 đi h
Tính oxi hóa của ion kim loại tă g dần
K+
Na+
Ca2+
Mg2+
Al3+
Zn2+
Cr3+
Fe2+
Ni2+
Sn2+
Pb2+
2H+
Cu2+
Fe3+
Ag+
Hg2+
Au3+
K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+
Ag Hg Au
Tính khử của kim loại giảm dần
3 gh ủ d đi h dự đoán chiều của phản ứng xảy ra giữa 2 cặp oxi hóa-khử : theo
uy tắc α : chất khử mạnh + chất oxi hóa mạnh → hất khử yếu + chất oxi hóa yếu
Fe + Cu2+
→ Cu + Fe2+
3Zn +2 Cr3+
→ 2 Cr2+
+ 3Zn2+
 Tính khử: Zn > Cr2+
Tính oxi hóa : Cr3+
> Zn2+
III. ĂN MÒN KIM LOẠI:
1 Đị h gh : là sự phá hủy kim loại do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh
2. Phân loại:

5
a. Ă ò h học b. Ă ò đi n hóa
Định nghĩa
- Là sự phá hủy kim loại do kim loại phản
ứng với chất khí/ hơi nước ở nhiệt độ cao
- Là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc với dung
dịch chất điện ly và sinh ra dòng điện
Đ ều kiện phát sinh
- Kim loại tiếp xúc với chất khí/ hơi nước
ở nhiệt độ cao
- Cặp điện cực phải khác chất (kl-kl, kl – pk)
- Cặp điện cực phải tiếp xúc với nhau
- Cặp điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch điện ly
Đặ đ ểm
- Không phát sinh dòng điện
- Nhiệt độ càng cao, ăn mòn càng nhanh
- Có phát sinh dòng điện, bọt H2 thoát ra nhanh
- Thế điện cực càng khác nhau, độ ẩm càng lớn thì ăn
mòn càng nhanh
Bản chất
- Là quá trình oxi hóa khử, kim loại
nhường e trực tiếp cho các chất trong môi
trường xung quanh
- Là quá trình oxi hóa khử, xảy ra trên bề mặt điện cực:
.Cực (-): sự oxi hóa kim loại
.Cực (+): sự khử ion kim loại, H2O, O2
Ví dụ
- Thiết bị bằng gang, thép tiếp xúc với hơi
nước ở nhiệt độ cao
- Các vật bằng sắt tráng thiếc bị trầy sâu sẽ xuất hiện
lớp gỉ nâu đỏ
3 Cơ hế ă ò đi n hóa:
- Cực (-): kim loại có tính khử mạnh bị oxi hóa M  Mn+
+ ne
- Cực (+): kim loại khử yếu/phi kim:
. Nếu dd điện ly là axit: 2H+ + 2e  H2
. Nếu dd điện ly là không khí ẩm: 2H+ + 2e  H2
O2 + 2H2O + 4e  4OH-
. Nếu dung dịch điện ly là trung tính/ bazo: O2 + 2H2O + 4e  4OH-
4. Chố g ă ò im loại:
- Bảo vệ bề mặt: chống H2O và khí thấm qua

6
. Tráng mạ bằng kim loại
. Phủ lên bề mặt: sơn, dầu mỡ, chất dẻo
- Bảo vệ điện hóa: nối kim loại cần bảo vệ với kim loại khác có tính khử mạnh hơn; kim loại
mạnh hơn sẽ bị ăn mòn trước
IV ĐIỆN PHÂN:
1. Đị h gh
Sự điện phân là quá trình oxi hóa khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi cho dòng điện một chiều
đi ua hợp chất nóng chảy hoặc dung dịch điện ly
2. Hoạt động:
- Anot (+): quá trình oxi hóa
- Catot (-): quá trình khử
3. Phân loại:
Đi n phân nóng chảy:
- Catot (-): M  Mn+
+ ne
- Anot (+): 2X- X2 + 2e
4OH-  O2 + 2H2O + 4e
O2-
 O2 + 4e
Ghi chú: không điện phân nóng chảy muối gốc CO3
2-
, NO3
-
, SO4
2-
, PO4
3-
vì:
. Anion gốc axit có oxi rất khó bị oxi hóa
. Một số muối bị nhiệt phân hủy ở nhiệt độ cao
2NaCl → 2Na + Cl2 CuCl2 → Cu + Cl2 4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O
b Đi n phân dung dịch:
- Catot(-): . Gốc cation kim loại sau Al: M  Mn+
+ ne
. Gốc cation kim loại trước Al: 2H2O + 4e  H2 + 2OH-
- Anot (+): . Gốc anion axit không có oxi: 2X- X2 + 2e
. Gốc anion axit có oxi: 2H2O  O2 + 4H+
+ 4e
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2 CuCl2 → Cu + Cl2
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
Định luật Faraday:
I: (A) M: (g/mol)
t : (s) m: (g)

7
V ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI:
1. Nhóm kim loại: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al
+Ph ơng pháp: Đ N PHÂN NÓNG CHẢY
. MCln → M + Cl2
. M(OH)n → M + O2 + H2O
. M2On→ M + O2
ý:
. Không điện phân nóng chảy AlCl3 vì AlCl3 có liên kết CHT nên thăng hoa ở nhiệt độ cao
. Không điện phân nóng chảy hidroxit của kim loại kiềm thổ bị hidroxit của kim loại kiềm thổ bị
phân hủy ở nhiệt độ cao
2. Nhóm kim loại: Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb
Ph ơng pháp: T LUY N
. Kim loại + [C/CO/H2/Al] → M + [CO/CO2/H2O/Al2O3]
Ph ơng pháp: Đ N PHÂN DUNG DỊCH
. M2(SO4)2 + H2O → M + H2SO4 + O2
. M(NO3)2 + H2O → M + HNO3 + O2
. MCln → M + Cl2
3. Nhóm kim loại: Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Ph ơng pháp: T Y LUY N
. Kim loại khử mạnh + dd muối → Kim loại khử yếu + dd muối mới
(trừ Na, K, Ba, Ca)
Ph ơng pháp: T LUY N
. Kim loại + [C/CO/H2/Al] → M + [CO/CO2/H2O/Al2O3]

8
Ph ơng pháp: Đ N PHÂN DUNG DỊCH
. M2(SO4)n + H2O → M + H2SO4 + O2
. M(NO3)2 + H2O → M + HNO3 + O2
. MCln → M + Cl2
VD:
CaCl2 → Ca + Cl2 2ZnSO4 + 2H2O → 2Zn + 2H2SO4 + O2
4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O 4AgNO3 + 2H2O → 4Ag + 4HNO3 + O2
2Al2O3 → 4Al + 3O2 CuCl2 → Cu + Cl2
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
3Fe3O4 + 8Al → 9Fe +4Al2O3 Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag

1
Bài 8: KIM LOẠI ĐIỂN HÌNH
A. Kim loại kiềm (IA)
I. Đơn chất:
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: ns1
Cấu tạo đơn chất: TINH THỂ LẬP PHƯƠNG TÂM KHỐI
1. Lý tính:
Màu trắng bạc, có ánh kim
Nhẹ, mềm, tnc và ts thấp, d nhỏ
2. Hóa tính:
a. Tác dụng với phi kim: DỄ DÀNG
b. Tác dụng với H2O: MÃNH LIỆT
c. Tác dụng với Axit: NỔ MẠNH
d. Tác dụng với dung dịch muối: 2 giai đoạn
. 2M + 2H2O 2MOH + H2
. MOH + muối
3. Điều chế:
Điện phân nóng chảy muối clorua: 2MCl → 2M + Cl2
Điện phân nóng chảy oxit/ hidroxit tương ứng: 4MOH → 4M + O2 + 2H2O
Kim loại kiềm được bảo quản bằng cách ngâm chìm trong dầu hỏa
Với Li, được bảo quản bằng parafin
II. Các hợp chất:
1. Na2O: chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước
Na2O + 2H2O 2NaOH Na2O + CO2 Na2CO3
Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O
2. NaOH: chất rắn, màu trắng, tan nhiều trong nước
NaOH + HCl NaCl + H2O
NaOH + SO2 NaHSO3

2
2NaOH + SO2 Na2SO3 + H2O
2NaOH + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH)2
NaOH + 2KHSO3 Na2SO3 + K2SO3 + H2O
2NaOH + 2Cl2 NaCl + NaClO + H2O
2NaOH + 2NO2 NaNO3 + NaNO2 + H2O
Điều chế trong công nghiệp: 2NaCl + H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
3. NaHCO3: chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước, ng trong , ng ng
t , t o nướ g t
NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O
NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
NaHCO3 + NaHSO4 Na2SO4 + CO2 + H2O
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Lưu ý: NaOH, Na2CO3 không bị nhiệt phân
B. Kim loại kiềm thổ (IIA):
I. Đơn chất:
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: ns2
Cấu tạo đơn chất:
. Be, Mg: MẠNG TINH THỂ LỤC PHƯƠNG
. Ca, Sr: MẠNG TINH THỂ LẬP PHƯƠNG TÂM DIỆN
. Ba: MẠNG TINH THỂ LẬP PHƯƠNG TÂM KHỐI
1. Lý tính:
Màu trắng bạc, cứng hơn kim loại kiềm, nhẹ; , thấp, d nhỏ
2. Hóa tính:
. Td với Phi kim: MÃNH LIỆT
. Td với H2O: M + 2H2O M(OH)2 + H2
Lưu ý:
Be không phàn ứng với nước;
Mg không tan trong nước lạnh, tan trong nước nóng: Mg + H2O → MgO + H2

3
. Td với axit:
M + A1 Muối + H2
M + A2 Muối + SPK + H2O
. Td với dd muối:
Be, Mg tác dụng trực tiếp vs muối
Ca, Sr, Ba tác dụng theo 2 giai đoạn:
M + 2H2O M(OH)2 + H2
M(OH)2 + muối
. Td với dd kiềm: chỉ Be mới có pư này
Be + 2NaOH Na2BeO2 + H2
3. Điều chế:
Điện phân nóng chảy muối clorua: MCl2 → M + Cl2
Không đpnc M(OH)2 vì các hidroxit của kim loại kiềm thổ bị phân hủy ở nhiệt độ cao
II. Hợp chất:
1. CaO: vôi sống, chất rắn màu trắng, tan trong nước
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O CaO + H2O → Ca(OH)2
CaO + SO2 → CaSO3
2. Ca(OH)2: vôi tôi, chất rắn, ít tan trong nước. ng tr n a n , ua ất
tr ng, n uất orua t trắng tr ng
Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2
Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaOH
Ca(OH)2 + 2NaHCO3 → CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O
3Ca(OH)2 + 2FeCl3 → 3CaCl2 + 2Fe(OH)3
Ca(OH)2 + Cl2 → CaOCl2 + H2O
Ca(OH)2 → CaO + H2O

4
3. CaCO3: , chất rắn, màu trắng, ng tan trong nước
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2
CaCO3 → CaO + CO2
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
4. CaSO4: chất rắn màu trắng, rất ít tan trong nước
CaSO4: thạch cao khan
CaSO4.H2O hoặc CaSO4.0,5H2O : thạch cao nung
CaSO4.2H2O : thạch cao sống
C. ư c c n :
1. Khái niệm:
- Nước có chứa nhiều ion Ca2+
, Mg2+
gọi là nước cứng.
VD: Nước sông, suối, ao, hồ, giếng,…
- Nước có chứa ít hoặc không chứa các ion trên gọi là nước mềm.
VD: Nước mưa, nước cất.
2.Phân loại nư c c ng:
- Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion HCO3
-
.
Vd: Nước có chứa muối Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 .
- Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các ion Cl-
, SO4
2-
hoặc cả 2.
Vd: Nước có chứa muối CaCl2, CaSO4,...
- Nước cứng toàn phần: Là nước cứng chứa cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu
3. Cách làm mềm nư c c ng:
* Nguyên tắc: làm giảm nồng độ ion Ca2+
, Mg2+
trong nước cứng bằng cách chuyển 2
ion tự do này vào hợp chất không tan hoặc thay thế chúng bằng những cation khác.

5
* Phương pháp làm mềm:
+ Phương pháp kết tủa:
a. Đối với nước cứng tạm thời:
- Đun sôi trước khi dùng:
M(HCO3)2 
0
t
MCO3  + CO2 + H2O
l c bỏ k t tủa ượ nước mềm.
- Dùng nước vôi trong vừa đủ:
M(HCO3)2 + Ca(OH)2 MCO3 + CaCO3 + 2H2O
b. Đối với nước cứng vĩnh cửu và toàn phần:
dùng các dung dịch Na2CO3, Na3PO4 để làm mềm nước.
M2+
+ CO3
2-
→ MCO3 ↓. M2+
+ 2PO4
3-
→ M3(PO4)2 ↓
+ Phươn pháp trao đổi ion:
Dựa trên khả năng trao đổi ion của các hạt zeolit ( các alumino silicat kết tinh, trong
tinh thể chứa những lỗ trống nhỏ) hoặc nhựa trao đổi ion.
D. Nhôm:
Cấu hình: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Cấu tạo tinh thể: LẬP PHƯƠNG TÂM DIỆN
I. Đơn chất
1. Lý tính:
Màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng
Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, nhẹ ( d= 2,7 g/ml),
2. Hóa tính:
Al là kim loại có tính khử mạnh. (yếu hơn KLK, KLK thổ)
a. Tác dụng với phi kim: tác dụng trực tiếp và mãnh liệt với nhiều phi kim.
Vd: 4Al + 3O2 2Al2O3 ; 2 Al + 3Cl2 2AlCl3
b. Tác dụng với axit:
- Với các dung dịch axit HCl, H2SO4loãng:
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2; 2Al + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2
Pt ion thu gọn : 2Al + 6H+
2Al3+
+ 3H2

6
- Với dung dịch HNO3, H2SO4 ặc:
+ Al khôn pư v i HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội.
+ Với các axit HNO3 đặc nóng, HNO3 loãng, H2SO4 đặc nóng: Al khử được
5
N và
6
S xuống những mức oxi hoá thấp hơn. ( NO2, NO, N2, N2O, NH4NO3; SO2, S, H2S)
Al + 6HNO3 đ 
0
t
Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
c. Tác dụng với H2O:
Al không pư với H2O vì có lớp Al2O3 bền bảo vệ
2Alnguyên chất + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2
 phản ứng dừng lại nhanh do có lớp Al(OH)3 không tan trong H2O bảo vệ lớp nhôm
bên trong.
d. Tác dụng với oxit kim loại: (phản ứng nhiệt nhôm)
Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều ion kim loại kém hoạt dộng hơn trong oxit ( FeO,
CuO, ...) thành kim loại tự do.
Fe2O3 + 2Al 
0
t
Al2O3 + 2Fe
e. Tác dụng với bazơ: nhôm tác dụng với dung dịch bazơ mạnh: NaOH, KOH,
Ca(OH)2....
. pư xảy ra theo 2 giai đoạn:
2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O
. pt tổng quát:
2Al +2NaOH +2H2O 2NaAlO2 +3H2 ( Nhôm tan trong dung dịch kiềm)
natri aluminat
i u chế
Điện ph n n ng chảy: Al2O3 đpnc
2Al + 3/2 O2.
Lưu ý: khôn điện phân nóng chảy AlCl3 vì AlCl3 ch a liên kết CHT phân cực
nên thăn hoa khi đun nón
II. Một hợp chất c a nhôm
1/ Nhôm oxit (Al2O3):
- Là chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước.
- , rất bền với nhiệt

7
- Trong vỏ quả đất, Al2O3 tồn tại ở các dạng sau:
+ Tinh thể Al2O3 khan là đá quý rất cứng: corindon trong suốt, không màu.
+ Đá rubi (hồng ngọc): màu đỏ
+ Đá saphia: màu xanh.(C lẫn TiO2 và Fe3O4)
+ Emeri ( dạng khan) độ cứng cao làm đá mài
* Tính chất hoá học:
- Al2O3 là hợp chất rất b n: Al2O3 là hợp chất ion, ở dạng tinh thể nó rất bền về mặt
hoá học.
- Al2O3 là chất lưỡng tính:
+ Tác dụng với axit mạnh: HCl, HNO3,…:
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
+ Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh: NaOH, KOH
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
2/ Nhôm hidroxit (Al(OH)3): K t tủa keo màu trắng
a. Kém b n với nhiệt: 2Al(OH)3 
0
t
Al2O3 + 3 H2O
b. Là hợp chất lưỡng tính
. Tác dụng với axit mạnh: HCl, HNO3,…: 3HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + 3H2O
. Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh : Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
Lưu ý: Al(OH)3 không tan trong dd NH3
3/ Dung dịch AlO2
-
:
AlO2
-
+ CO2 + 2H2O → Al(OH)3 + HCO3
-
AlO2
-
+ H+
+ H2O → Al(OH)3 AlO2
-
+ 2H+
→ Al3+
+ H2O
4/ Nhôm sunfat Al2(SO4)3 :
- Phèn CHUA: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O
- Phèn AMONI: (NH4)2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay NH4Al(SO4)2.12H2O
- Phèn KÉP: Al2(SO4)3.18H2O
- Ứng dụng: Phèn chua được dùng trong công nghiệp thuộc da, CN giấy, chất cầm
màu, làm trong nước ...
- dd Al2(SO4)3 c pH< 7, môi trường axit.

Hóa thpt

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Viewers also liked

Viewers also liked (6)

Similar to Hóa thpt

Similar to Hóa thpt (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (11)

Hóa thpt