hóa dược thuyết trình về các nguyên tố có trong bảng tuần hoàn

1. C (Z=6)
Cấu hình electron:
1s22s22p2
Vị trí: Ô thứ 6, chu kì 2,
nhóm IVA
Các số oxi hóa của cacbon: -
4, 0, +2, +4

2. C có ba dạng thù hình
chính: Kim cương,
than chì và fuleren.
Kim cương Than chì Fluleren
- Là chất rắn
trong suốt,
không màu, lấp
lánh rất đẹp
- Rất bền, cứng
nhất, nhiệt độ
nóng chảy rất
cao
- Không dẫn điện,
dẫn nhiệt kém
- Là chất rắn
màu xám
đen, có ánh
kim, dẫn
điện, dẫn
nhiệt tốt
- Nhiệt độ
nóng chảy
cao, bền
- Mềm, nhờn,
trơn
- Có rất nhiều
nguyên tử C.
VD : C60, C70,...
- Có dạng khối
cầu rỗng, hình
trụ,…

3. 2. TÍNH
CHẤT
HÓA
HỌC:
Trong các dạng tồn tại của cacbon thì cacbon vô
định hình hoạt động hơn về mặt hóa học.
Ở nhiệt độ thường cacbon tương đối trơ, khi có
nhiệt độ cacbon tác dụng với nhiều chất.
Cacbon vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa.
Tuy nhiên tính khử đặc trưng hơn.
a. Tính khử
Tác dụng với oxi
Tác dụng với hợp chất
b. Tính oxi hóa
Tác dụng với H2
Tác dụng với một số kim loại có tính khử mạnh
tạo thành cacbua kim loại.

4. Kim cương
- làm đồ trang sức.
- làm đầu mũi khoan, dao cắt
kính,…
Than chì - làm điện cực, làm chén nung
- làm ruột bút chì đen, chất phụ gia trong
dầu mỡ bôi trơn
Than muội - làm mực in, chất tạo màu đen và chất
độn cho cao su, chất dẻo,…
Than cốc - làm chất khử điều chế kim loại
Than gỗ, than xương - làm than hoạt tính: lọc khí, lọc nước
- làm chất khử điều chế kim loại, làm
nhiên liệu,…
Trong y học:
Than hoạt tính làm
mặt nạ phòng độc. khử
mùi, giảm đầy hơi, khó
tiêu, xử lí tình trạng
xây xẩm do rượu.

5. 4. ĐIỀU CHẾ:
Kim cương nhân tạo được điều chế từ than chì ở
nhiệt độ, áp suất rất cao có xúc tác sắt, crom
hoặc niken.
Than chì nhân tạo được điều chế từ than cốc ở
nhiệt độ cao trong lò điện không có không khí.
Than cốc được điều chế từ than mỡ ở nhiệt độ
cao trong lò cốc không có không khí.
Than mỡ được khai thác từ các vỉa than.
Than gỗ tạo ra từ việc đốt cháy gỗ trong điều
kiện thiếu khí.
Than muội tạo ra từ nhiệt phân metan
CH4 → C + 2H2

6. 5 . TRẠNG THÁI
TỰ NHIÊN
Trong tự nhiên kim cương và
than chì tồn tại ở dạng tự do gần
như tinh khiết
Ngoài ra cacbon còn tồn tại
trong các khoáng vật như canxit
(CaCO3), đolomit
(CaCO3.MgCO3), thành phần
chính của các loại than mỏ.
Hợp chất của cacbon là thành
phần cơ sở của tế bào động vật
và thực vật.

7. II. SILIC:
Silic có kí hiệu là Si thuộc ô số
14, nhóm IVA, chu kỳ 3 trong
bảng tuần hoàn. Khối lượng
nguyên tử của Silic là 23, số hiệu
nguyên tử là Z=14.

8. Silic tồn tại ở 2 dạng
thù hình: Silic tinh thể
và silic vô định hình.
Silic tinh thể có cấu
trúc giống kim cương,
màu xám, nhiệt độ nóng
chảy1420℃, có tính
bán dẫn.
Silic vô định hình là
chất bột màu nâu.

9. 2. TÍNH CHẤT
HÓA HỌC:
Giống như cacbon silic có các số
oxi hóa: -4, 0, +2, +4. Silic vừa có
tính khử, vừa có tính oxi hóa.
a. Tính khử
- Tác dụng với phi kim
Si + O2→ SiO2
- Tác dụng với hợp chất
Si + 2NaOH + H2O→ Na2SiO3 +
2H2
b.Tính oxi hóa
- Tác dụng với kim loại:
2Mg + Si→ Mg2Si

10. Silic siêu tinh khiết là chất bán dẫn
được dùng trong kỹ thuật vô tuyến
và điện tử,
Dùng chế tạo tế bào quang điện.
Trong luyện kim silic dùng để tách
oxi khỏi kim loại nóng chảy.
Ferosilic là hợp
Chế tạo thép chịu axit.
Vật liệu y tế
Silicon là hợp chất dẻo chứa các liên
kết silic-oxy và silic-cacbon; chúng
được sử dụng trong các ứng dụng
như nâng ngực nhân tạo và lăng kính
tiếp giáp (kính úp tròng).

11. 4. ĐIỀU CHẾ:
Trong phòng thí nghiệm
SiO2 +2Mg→ 2MgO + Si
Trong công nghiệp:
SiO2 +2C→ Si + 2CO.
 Không dùng cát để dập tắt
đám cháy là magie, nhôm.

12.  Trong tự nhiên, nguyên tố Si
- Chiếm khoảng 29,5% về khối
lượng vỏ trái đất
- Có ở dạng hợp chất: cát (có SiO2 ),
cao lanh (Al2O3.SiO2.H2O ),…
 Silic là nguyên tố phổ biến thứ hai
sau oxi.
 Trong tự nhiên không gặp Si ở dạng
tự do mà ở dạng hợp chất: chủ yếu ở
dạng SiO2, các khoáng vật silicat và
aluminosilicat như cao lanh, fenspat,
mica, thạch anh…

13. 1. Tính chất vật lí
a. Gemani.
 Có màu trắng ánh xám, bề ngoài giống kim loại
nhưng có cấu trúc tinh thể tương tự như kim cương.
 Là chất bán dẫn và có ứng dụng quan trọng.
b. Thiếc.
 Thiếc tồn tại ở hai dạng thù hình là thiếc trắng
và thiếc xám, hai dạng này có thể biến đổi qua lại
lẫn nhau phụ thuộc vào nhiệt độ.
 Ở điều kiện thường, thiếc là kim loại màu trắng
bạc, có khối lượng riêng lớn, D = 7,92 g/cm3
c. Chì :
 Chì thể hiện rõ tính kim loại nhất, tồn tại ở dạng
kim loại. Pb là kim loại màu xám thẫm
 Pb rất mềm, dùng móng tay có thể rạch được và
dễ dát mỏng. Pb là kim loại dẫn điện.

14. 2.TÍNH CHẤT
HÓA HỌC
Tác dụng với phi kim :
- Cả ba nguyên tố đều tương tác với
halogen và nhiều nguyên tố không kim
loại khác.
-Nước không tác dụng với Ge và Sn,
nhưng đối với Pb nó tách dần mạng oxit
bao bọc ngoài và tiếp tục tác dụng. Riêng
Pb, khi có mặt oxi, có thể tương tác với
H2O.
2Pb + 2H2O + O2 2Pb(OH)2

15. 3.ỨNG DỤNG
a.Gecmani
- Vật liệu quang học (sợi cáp quang)
- Vật liệu bán dẫn nhưng có thể trở thành siêu dẫn khi đặt trong
vùng có từ trường mạnh.
- Pin mặt trời gallium arsenide germanium
- Các thiết bị phát hiện dùng một tinh thể gecmani độ tinh khiết
cao có thể nhận dạng chính xác nguồn bức xạ (ví dụ trong an
ninh hàng không)
b.Thiếc
Nhờ đặc tính chống ăn mòn, người ta cũng thường tráng hay mạ
lên các kim loại dễ bị ôxy hoá nhằm bảo vệ chúng như một lớp
sơn phủ bề mặt, như trong các tấm sắt tây dùng để đựng đồ thực
phẩm.
c. Chì.
- Thành phần chính của pin chì-axit, dùng rộng rãi chẳng hạn
như pin xe hơi.
- Dùng làm chất tạo màu cho sứ,men (ceramics) (đỏ và vàng)
- Màn chắn cho các phòng X-ray
- Làm điện cực ( trong các bình ắc quy)
- Cho vào đồng thanh (Cu-Zn) làm vật liệu cho các áo giáp
- Thường dùng trong các công trình kiến trúc.
- Chì được sử dụng như chất nhuộm trắng trong sơn.
- Chì dùng làm các tấm ngăn để chống phóng xạ hạt nhân.

16. 4.ĐIỀU CHẾ
GE, SN , PB
Gecman: Chuyển Ge trong các quặng
đó thành dạng oxit GeO2, sau đó khử
bừng H2, hay than ở nhiệt dộ cao.
Thiếc: Dùng than khử quăng caxiterit
có thạch anh thành phần chủ yếu là Thiếc
( IV ) oxit ở 1300
Chì: Nung quặng galen ( PbS ) hoặc
xiruzit ( PbCO3 ) bằng PbO rồi khử bằng
than
℃

17. + Photpho ở ô 15
nhóm VA chu kỳ 3
+ Cấu hình e
[Ne]3s23p33d0
+ P có orbital 3d nên
có khả năng lai hóa sp3
d2, sp3 d. Nhưng trạng
thái lai hóa sp3 là đặc
trưng nhất của P
+ Trạng thái oxi hóa là
-3, 0, +1, +3, +5, trong
đó +5 là đặc trưng nhất
+ P có nhiều dạng : P4
trắng, Pn đỏ, Pm đen,
P8 tím.

18. 2.
TÍNH
CHẤT
VẬT
LÝ
Photpho có nhiều dạng
a. Photpho trắng:
+ Khối trong suốt, mềm như sáp, có mạng lưới lập
phương.
+ Do có mạng lưới phân tử nên dễ nóng chảy(t0
nc=440C),
dễ bay hơi (t0
s=2570C), dễ tan trong dung môi không
phân cực như CS2, benzen.
+ Photpho trắng ở thể hơi có mùi tỏi, chưng cất ở 1000 C
cùng với hơi nước
+ Phopho trắng không bền nên dưới tác dụng của ánh
sáng, nhiệt nó chuyển dần sang dạng bên hơn là P đỏ.
Dưới tác dụng nhiệt, P4 phân hủy: 𝑃4
800−900°𝐶
𝑃2
Phân tử P2 có cấu tạo giống N2 : 2𝑃2
1700−1800°𝐶
4𝑃
Photpho trắng rất độc, liều chết người là 0,1 gam

19. 2.
TÍNH
CHẤT
VẬT
LÝ
b. Photpho đỏ :
+ Chất bột đỏ, phân tử dạng polime và
một số dạng chưa xác định
+ Không tan trong dung môi nào
+ Nóng chảy ở 5930C, thăng hoa ở áp
suất cao, tạo thành hơi gồm những phân
tử P4 , ngưng tụ thành P trắng.
c. Photpho đen:
+Photpho đen dạng polyme có mạng
lưới nguyên tử. +P đen khó nóng
chảy(t0
nc=10000C)
d. Photpho tím:
P đỏ hòa tan trong chì nóng chảy ở (
327,50C) rồi kết tinh lại thì được P tím.

20. 3. TÍNH
CHẤT
HOÁ
HỌC:
 P trắng hoạt động nhất và P đen kém hoạt
động nhất.
Ví dụ : Với oxi không khí, ở điều kiện thường P
trắng bị oxi hóa dần nên phải để trong nước,
còn P đỏ và P đen đều bền, P trắng tự bốc cháy
trong không khí 400C
 P có tính oxh và tính khử: P bị oxh khi phản
ứng với Oxi, halogen, lưu huỳnh…
 Tính khử của thể hiện khi phản ứng với những
hợp chất oxh mạnh như P đỏ, nổ khi va chạm
mạnh với KCLO3, K2Cr2O7….
12𝑃đỏ + 10𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 10𝐾𝐶𝑙 + 3𝑃4𝑂10
Tính chất này dùng để làm diêm
 Photpho có thể phản ứng với axit, kiềm, hidro,
nước với nhiều kim loại khi đun nóng

21. 4 .TRẠNG THÁI
THIÊN NHIÊN -
ĐIỀU CHẾ:
Photpho phổ biến trong thiên
nhiên nhưng tổng lượng không
nhiều khoảng 0,04% tổng số
nguyên tử vỏ trái đất
Photpho tập trung dưới 2 khoáng
vật chính là photphorit và apatit
Nước ta có mỏ apatit ở Lào Cai
với trữ lượng lớn
Photpho chủ yếu tồn tại trong
xương và lượng nhỏ trong protein
nhưng giữ vai trò quan trọng
trong hoạt động sống.
Thực phẩm có nhiều photpho là
phomat, các loại đậu, lòng đỏ
trứng.

22.  Nitơ có lớp electron hoá trị là
2s2 2p3
 Phân tử N2 có liên kết 3: N ≡ N

23.  N2 là khí không màu, không
mùi, không vị, hơi nhẹ hơn
không khí và không duy trì sự
sống, sự cháy. Nhiệt độ nóng
chảy là -210°C và nhiệt độ sôi
là -195,8°C.
 Ít tan trong nước và dung môi
hữu cơ.

24.  Ở nhiệt độ thường, Nitơ trơ về mặt
hóa học nhưng trở nên hoạt động hơn
và tác dụng được với nhiều chất khi
ở nhiệt độ cao.
 Do có năng lượng liên kết lớn nên
nitơ rất bền với nhiệt, ở 3000°C
chưa phân huỷ rõ rệt thành nguyên
tử.
 Ở nhiệt độ thường N2 không phản
ứng với axit, kiềm, halogen, S, chỉ tới
tác dụng với liti tạo nitrua
6Li+N2 -> 2Li3N
 Khi được hoạt hoá ( nhiệt, xúc tác,
phóng điện hay bức xạ ion) N2 có vai
trò là chất oxi hoá và phản ứng với
nhiều kim loại, không kim loại tạo
nitrua:
3Mg + N2 -> Mg3N2

25. Trạng thái tự nhiên:
 Trong thiên nhiên, nitơ tồn tại dạng hợp chất
và tự do. Trong khí quyển chiếm 78,03% thể
tích.
 Ở dạng hợp chất, nito góp mặt trong thành
phần của protein, axit ucleic và nhiều hợp
chất khác. Người ta tìm thấy N2 nhiều trong
khoáng vật NaNO3 với tên gọi là diêm tiêu
natri.
Điều chế:
 Trong công nghiệp, Nitơ được điều chế bằng
cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
 Trong phòng thí nghiệm, thực hiện nhiệt
phân muối nitri để sản xuất nito.
NH4NO2 (xt nhiệt độ) -> N2 + 2H2O
NH4Cl + NaNO2 (xt nhiệt độ) -> N2 +
NaCl + 2H2O

26.  Bảo quản thực phẩm
 Hàn ống, chế biến kim loại
 Luyện kim, chế tác kim loại
 Bơm lốp oto , máy bay
 Khí nitơ trong vận chuyển thực
phẩm và các mẫu chế phẩm
sinh học
 Trong nghiên cứu, giáo dục

27. Lưu huỳnh thường tồn tại
ở dạng tinh thể tà phương
và đơn tà: Sα và Sβ.
Hai dạng thù hình này có
thể chuyển hóa cho nhau,
không tan trong nước, ít
tan trong rượu, tan nhiều
trong dầu hóa, benzen,
nhất là trong CS2
Sα ⇌ Sβ

28. TÍNH CHẤT
HÓA HỌC:
- Lưu huỳnh tương đối hoạt động, khi đun nóng
phản ứng với hầu hết các nguyên tố.
- Với H2, S thể hiện tính oxi hóa: S + H2 ⇌ H2S.
- Với kim loại, S thể hiện tính oxi hóa. Phản ứng
xảy ra ở nhiệt độ thấp với kim loại kiềm, kiềm
thổ, Ag,Hg.
mM + nS → MmSn
- Với P trắng, S phản ứng tạo sunfua.
- Với oxi không khí, S cháy với ngọn lửa màu
xanh mờ
S + O2 → SO2
- Với hợp chất có tính oix hóa như KNO3, HNO3,
KClO3, H2SO4 đặc…, lưu huỳnh thể hiện tính
khử.
2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2
- Phản ứng với dung dịch kiềm:
3S +6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
- Với dung dịch sunfua và dung dịch sunfit.

29. Lưu huỳnh là nguyên tố phổ biến,
chiếm 0,03% tổng số nguyên tử của
vỏ trái đất.
Trong thiên nhiên, lưu huỳnh có thể
tồn tại tự do và tập trung thành mỏ ở
vùng núi lửa Sixil, Nhật Bản, Nga…
Phần lớn ở dạng hợp chất, phổ biến
nhất là khoáng vật sunfua như pirit
(FeS2), galen (PbS), blenđơ (ZnS)
và khoáng vật sunfat như
Na2SO4.10H20, CaSO4.2H2O,
BaSO4
S gồm 4 đồng vị: 32S, 33S, 34S, 36S và
2 đồng vị nhân tạo: 31S, 37S (đồng vị
phóng xạ)

30. Trong thiên nhiên, lưu huỳnh có thể tồn tại tự
do và tập trung thành mỏ ở vùng núi lửa Sixil,
Nhật Bản, Nga… Phần lớn ở dạng hợp chất,
phổ biến nhất là khoáng vật sunfua như pirit
(FeS2), galen (PbS), blenđơ (ZnS) và khoáng
vật sunfat như Na2SO4.10H20, CaSO4.2H2O,
BaSO4

31. S gồm 4 đồng vị: 32S, 33S, 34S, 36S và
2 đồng vị nhân tạo: 31S, 37S (đồng vị
phóng xạ)

32. ĐIHIĐRO
SUNFUA H2S:
Tính chất vật lí:
- H2S là khí độc (có thể dẫn đến mất cảm giác, buồn nôn, ngất xỉu, thậm chí
tử vong khi hít phải), không màu, mùi trứng thối.
- Khí H2S ít tan trong nước.
Tính chất hóa học:
- Trong nước, H2S là axit yếu, điện li 2 nấc
H2S + H2O ⇌ H3O+ + HS-
HS- + H2O ⇌ H3O+ + S2-
- H2S kém bền nhiệt H2O, H2S bắt đầu phân hủy ở 400 oC và phân hủy hoàn
toàn ở 1700 oC.
- Tính khử mạnh.
- Tác dụng với oxi tự do, H2S cháy với ngọn lửa màu xanh
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
- Phản ứng với I2 (dùng để định lượng H2S trong hỗn hợp khí)
H2S + I2 → S + 2HI
- Phản ứng oxi hóa H2S còn xảy ra nhờ một số vi khuẩn và rong biến H2S
thành S và tích lũy trong cơ thể, nhiệt của quá trình oxi hóa này là nguồn
năng lượng sống của chúng. Một số vi khuẩn khác lại có thể biến sunfat
thành H2S, do vậy trong khí thiên nhiên và nước của một số suối khoáng
thường có H2S.
Điều chế:
 Trong phòng thí nghiệm: FeS + HCl → FeCl2 + H2S
 Trong công nghiệp, H2S được điều chế bằng cách nung hỗn hợp gồm bột S,
parafin, bột amiăng theo tỷ lệ 3:5:2.

33. SUNFUA KIM
LOẠI MXSY
Tính chất vật lí:
Phân loại:
Theo bản chất liên kết:
+ Những kim loại hoạt động mạnh như
kiềm, kiềm thổ tạo ra sunfua ion.
+ Những kim loại khác tạo ra sunfua cộng
hóa trị.
Theo độ tan:
+ Sunfua tan trong nước: Na2S, K2S,
BaS…
+ Sunfua không tan trong nước nhưng tan
trong dung dịch axit loãng: FeS, ZnS...
+ Sun fua không tan trong nước cũng như
trong axit loãng: CuS, HgS, PbS…

34. SUNFUA KIM
LOẠI MXSY
Màu hồng: MnS
Màu nâu: Bi2S3, PtS2

35. TÍNH CHẤT
HÓA HỌC:
- Các sunfua tan trong nước (sunfua kim
loại kiềm, kiềm thổ) bị thủy phân tạo môi
trường kiềm.
S2-+ H2O ⇌ OH- + HS-
- Các sunfua kim loại mà hiđroxit kim loại
là lưỡng tính bị thủy phân hoàn toàn tạo
hiđroxit và hiđro sunfua.
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
- Một số sunfua tương tác với sunfua kim
loại kiềm và amoni tạo thành muối tio tan
được: As2S5 + 3Na2S → 2Na3AsS4

36. ĐIỀU CHẾ
- Cho kim loại tác dụng trực tiếp với S
- Dùng than khử muối sunfat ở nhiệt độ
cao: MxSO4 + 4C → MxS + 4CO
- Các sunfua kim loại dễ tan điều chế bằng
cách cho khí H2S tác dụng với dung dịch
kiềm: H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
- Các sunfua ít tan của các kim loại nặng
được điều chế bằng cách cho dung dịch
(NH4)2S tác dụng với dung dịch muối
của kim loại.
(NH4)2S + Pb(CH3COO)2 → PbS +
2NH4CH3COO.

37. ỨNG DỤNG:
TRONG CƠ
THỂ NGƯỜI
- Lưu huỳnh có trong tất cả các mô và tổ chức, chiếm
0,25% trọng lượng cơ thể, có trong thành phần cấu tạo
của các acid amin như metionin, xesin và một số hợp
chất khác như heparin, glutatuon, insulin, acid lipoic.
- Một lượng nhỏ lưu huỳnh nằm dưới dạng ion SO4
2-có
trong máu và dịch cơ thể.
- Keratin, protein của lông, tóc… có chứa nguyên tố lưu
huỳnh.
- Một số hợp chất của lưu huỳnh tham gia vào cơ chế
khử độc, các hợp chất của nhóm –SH tham gia vào
quá trình hô hấp ở tổ chức, đóng vai trò chất khử.
- Những hợp chất hữu cơ có liên kết lưu huỳnh giàu
năng lượng tham gia vào nhiều quá trình chuyển hóa.
- Các liên kết disulfua giữa các polypeptid có vai trò rất
quan trọng trong sự tạo thành và cấu trúc của protein.
Homocystein và taurin cũng là các axít amin chứa lưu
huỳnh nhưng không được mã hóa bởi ADN và cũng
không phải là một phần của cấu trúc sơ cấp của các
protein.
- Sulfur cũng là thành phần quan trọng của coenzym A.

38. ỨNG DỤNG:
TRONG Y
HỌC
- Kem, sữa dưỡng da, thuốc mỡ và xà phòng lưu huỳnh được
sử dụng để điều trị mụn trứng cá. Thuốc mỡ lưu huỳnh được
sử dụng để điều trị viêm da tiết bã.
- Các muối sunfat như MgSO4 dùng làm thuốc tẩy, thông mật.
- Kích thích hệ tiêu hóa: Sau khi uống Lưu huỳnh, trong ruột
sẽ có một phần biến thành hydrogen sulfide (H2S) và arsenic
sulfide (As4S4), các chất này kích thích lên thành ruột làm
tăng nhu động và gây tiêu chảy nhẹ do chất sulfide trong cơ
thể sản sinh rất chậm nên tác dụng gây tiêu chảy tùy thuộc
vào lượng nhiều ít.
- Giảm ho, giảm đàm, trị viêm khớp do formaldehydum.
- Sát trùng, ức chế vi khuẩn, ký sinh trùng: Lưu huỳnh sau khi
tiếp xúc với da, trước tiên có thể trở thành hydrogen sulfide
(H2S) và acid pentathionic (viatmin B5), sau đó hòa tan vào
da có tác dụng tiêu diệt các ký sinh trùng trên da.
- Thạch cao nung CaSO4.10H2O dùng để bó bột.
- BaSO4 có tác dụng cản quan không cho tia Rơnghen đi qua
nên người ta cho bệnh nhân uống một ít bột đó với nước
trước khi dùng X-quang để chiếu hoặc chụp dạ dày, ruột.
- Bổ thận hỏa, trợ dương, sát trùng, tráng dương, thông tiện,
mạnh gân cốt,…
- Chữa đại tiện bị kết do hàn, bụng thích đắp nóng, đại tiện bí
kết do hàn tà tích lại lâu ngày.
- Dùng bên ngoài có thể sát được các loại trùng độc của chứng
ghẻ…
- Trị phong thấp.
- Sát trùng, chữa mẩn ngứa.

39. ỨNG DỤNG:
TRONG CÁC
LĨNH VỰC
KHÁC
- Lưu huỳnh được sử dụng trong nhiều sản phẩm công
nghiệp, ví dụ: bột giặt, lưu hóa cao su, thuốc diệt nấm.
- Lưu huỳnh được sử dụng để tạo nên độ trắng của giấy, làm
chất bảo quản trong rượu vang và làm khô hoa quả.
- Do bản chất dễ cháy, lưu huỳnh còn được ứng dụng trong
sản xuất các loại diêm, thuốc súng, thuốc nổ cũng như pháo
hoa…
- Trong nhiếp ảnh, các thiosulfat natri và amoni được dùng
làm tác nhân cố định.
- Sulfat magiê (muối Epsom) có thể được dùng như chất bổ
sung cho các bình ngâm (xử lý hóa học), tác nhân làm tróc
vỏ cây, hay để bổ sung magiê cho cây trồng.
- Lưu huỳnh có khả năng kháng viêm và kháng khuẩn cao, từ
đó có khả năng khiến những nốt mụn xẹp đi một cách nhanh
chóng.
- Trong lĩnh vực nông nghiệp, lưu huỳnh cũng được xem như
một trong những nguyên liệu để chế tạo phân bón hóa học,
thuốc trừ sâu, thuốc diệt nấm…
- Lưu huỳnh nóng chảy còn được dùng để tạo các lớp khảm
trang trí trong sản phẩm đồ gỗ. Tuy nhiên việc nung chảy
lưu huỳnh cũng tạo ra lưu huỳnh dioxide – một chất độc nên
các đồ gỗ có lớp khảm lưu huỳnh đã bị loại bỏ nhanh chóng.

40. ỨNG DỤNG:
TRONG CÁC
LĨNH VỰC
KHÁC

41. DƯỢC TÍNH:
Lưu huỳnh có vị chua, tính
ôn, quy hai kinh tâm, thận, có
độc, đại nhiệt, vị ngọt, có tác
dụng bổ hỏa, tráng dương, lợi
đại tràng, sát khuẩn ngoài da;
dùng đối với trường hợp liệt
dương, chân lạnh, suyễn lạnh,
hư hàn tiện bí, lỵ lâu ngày.

42. C ( Z=8)
Thuộc ô số 8, chu kì 2, nhóm VIA
Oxi đơn chất thường tồn tại ở dạng phân tử (O2).

43. Oxi có cấu tạo đối xứng, ít bị phân cực hóa nên có nhiệt độ nóng
chảy (-218,9°C) và nhiệt độ sôi (-183°C) thấp.
Ở đktc, oxi là chất khí không màu, không mùi, không vị. Có màu
xanh da trời ở trạng thái lỏng. Ở trạng thái rắn kết tinh thành tinh thể
giống tuyết, màu xanh da trời.
Ở trạng thái lỏng, một phần O2 kết hợp tạo thành O4.

44.  Nguyên tử oxi có 6e lớp ngoài cùng, dễ nhận thêm 2e (để đạt cấu hình electron
của khí hiếm).
⟶ Oxi là nguyên tố phi kim hoạt động mạnh, có tính oxi hóa mạnh
 Oxi tác dụng với hầu hết nguyên tố (trừ Cl2, Br2, I2, khí hiếm và một số kim
loại quý).
 Khi đốt cháy trong hợp chất hữu cơ (phản ứng cháy) phát ra nhiều nhiệt và
sinh ra ngọn lửa sang
 Khí metan cháy trong không khí tỏa nhiều nhiệt :
Phản ứng của oxi với các chất được gọi là quá trình oxi hóa, oxi là chất oxi
hóa
 Quá trình oxi hóa của một chất là quá trình lấy electron của chất đó.

45.  Oxi là nguyên tố phổ biển nhất trong thiên nhiên chiếm: 20.93% thế tích không
khí
 Oxi còn tồn tại ở dạng hợp chất trong nước, khoáng vật, nham thạch, hợp chất
cấu tạo cơ thể sống.
 Oxi có 3 đồng vị bền: O16, O17 và O18.
 Ngoài ra còn một số đồng vị được tổng hợp nhân tạo ( O14, O15, O19).

47. ĐIỀU CHẾ:
 Trong công nghiệp: Điện phân nước hoặc chưng cất phân đoạn.
 Trong phòng thí nghiệm: Điện phân những hợp chất chứaa nhiều oxi và ít bền như KMnO4, KClO3
2𝐾𝑀𝑛𝑂4 →
𝑡°
𝐾2𝑀𝑛𝑂4 + 𝑀𝑛𝑂2 + 𝑂2
2𝐾𝐶𝑙𝑂3
𝑀𝑛𝑂4,𝑡°
2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2
ỨNG DỤNG:
 Trong đời sống:
- Dùng thay cho xăng (O2+H2)
- Hàn cắt kim loại (O2+C2H2)
- Làm nhiên liệu động cơ phản lực (O2 lỏng)
- Thổi vào lò luyện kim (thêm O2 vào không khí)
 Trong y học:
- Oxi được đưa vào phổi, liên kết với hemoglobin tạo ra oxi hemoglobin (HbO2), sau đó vận chuyển đến
các mô tế bào và thâm gia vào quá trình oxi hóa tại đó.
- Khí oxi dùng trong cấp cứu (ngạt, ngất, ngộ độc các khí độc)
- Trị giun sán
- Vệ sinh (chuyển các chất hữu cơ chết đi thành các chất dễ bay hơi)

50.  Cấu tạo phân tử: Một nguyên tử oxi ở trung tâm
trạng thái lai hóa sp2
 Tính chất vật lý- sinh học:
- Ở đktc, O3 là chất khí màu xanh da trời nhạt, mùi
đặc biệt.
- Ở trạng thái lỏng, O3 có màu lam. Trạng thái rắn
màu tím đậm.
- Là phân tử có cực, tan nhiều trong nước (nhiều
hơn O2 15 lần)
- Trong không khí, O3 có tỷ lệ lớn thì rất độc, có tỷ
lệ bé thì có lợi với con người (tác dụng diệt
khuẩn, làm sạch không khí)
 Tính chất hóa học:
- Tính không bền: là chất thu nhiệt, dễ bị phân hủy
khi nổ và va chạm. Tuy nhiên quá trình này xảy ra
rất chậm ngay ở 250°C khi không có chất xu d tác
và tia tử ngoại.
- Tính oxi hóa mạnh: thể hiện trong cả môi trường
axi và bazo. O3 có khả năng oxi hóa mạnh hơn O2
được thể hiện ở thế khử

51. Trạng thái thiên nhiên - Điều chế- Ứng dụng:
 Ứng dụng :
 Trong đời sống:
- Tầng ozon bảo vệ con người và sinh vật trên mặt đất khỏi
tác hại của các tia tử ngoại .
- Trong công nghiệp dung để tẩy trắng tinh bột, dầu ăn,..
- Trong thực tế, O3 dùng để sát trùng nước uống, dùng
trong phản ứng ozon hóa hợp chất hữu cơ, dùng dung
dich nước O3 để bảo quản trái cây.
 Trong y học :
- Có thể giết chết các vi khuẩn trong không khí.
 Vô trùng phòng mổ, nhanh và chất lượng vô trùng cao
 Điều chế:
 Phóng điện âm qua khí oxy khô, thu được hỗn hợp oxy
và ozon
 Làm lạnh hỗn hợp khí bằng oxy lỏng thì ozon sẽ hóa lỏng
và tách ra khỏi hỗn hợp.
 Ozon trong tự nhiên:
 Ozon được tạo ra trong khí quyển khi có sự phóng điện.
Trên mặt đất, ozon được tạo do sự oxi hóa một số chất
hữu cơ.
 Tầng ozon cách mặt đất 20-30km. Nó được hình thành
do tia tử ngoại của mặt trời chuyển hóa oxi thành ozon:

52. Ứng dụng và tầm
quan trọng

53. TRẠNG THÁI
TỰ NHIÊN
 Crom là nguyên tố phổ biến thứ
21 trong vỏ Trái Đất, chỉ có ở
dạng hợp chất (chiếm 0,03% khối
lượng vỏ quả đất). Hợp chất phổ
biến nhất là quặng cromit
FeO.Cr2O3.
 Crom nguồn gốc tự nhiên là sự
hợp thành của 3 đồng vị ổn định;
Cr52, Cr53 và Cr54 với Cr52 là phổ
biến nhất (83,789%).

54. TÍNH CHẤT VẬT
LÍ CỦA CROM
Crom có màu trắng ánh bạc, rất
cứng (cứng nhất trong số các kim
loại, độ cứng chỉ kém kim
cương), khó nóng chảy
(tnc 18900C). Crom là kim loại
nặng, có khối lượng riêng là 7,2
g/cm3

55. TÍNH CHẤT
HÓA HỌC CỦA
CROM
 Cũng tương tự như các kim loại khác, đều tác
dụng với phi kim, với nước và dung dịch axit.
a. Tác dụng với phi kim:
4Cr +3O2 → 2Cr2O3
b. Tác dụng với nước: Cr bền với nước và
không khí do có lớp màng oxit rất mỏng, bền
bảo vệ. Người ta mạ crom lên sắt để bảo vệ sắt
và dùng Cr để chế tạo thép không gỉ.Nhưng ở
khoảng 600-8000C, Crom tác dụng với nước
giải phóng khí H2:
2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2
c. Tác dụng với axit:
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2
Crom không tác dụng với dung dịch HNO3
hoặc H2SO4 đặc, nguội.
Crom không tan trong dung dịch kiềm nhưng
tan trong hỗn hợp kiềm nóng chảy với nitrat hay
clorat kim loại kiềm.

56. ĐIỀU CHẾ:
 Crom được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3
 Trong công nghiệp, phần lớn Cr được sản xuất dưới dạng
ferocrom: dùng than cốc khử quặng cromit.
 Fe(CrO2)2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO
ỨNG DỤNG:
 Crom có vai trò làm hạ cholesteron và Triglycerid ở bệnh
nhân tiểu đường không phụ thuộc Insulin cũng như ở người
không bị tiểu đường.
 Crom còn liên kết với sự chuyển hoá lipid, bổ sung crom
làm gia tăng hàm lượng cholesterol tốt (HDL) làm giảm các
glycerid.
 Trong nghiên cứu thực nghiệm đã chứng minh crom(III) có
vai trò chống trầm cảm.

57. C (Z=42)
Cấu hình e nguyên
tử:1s22s22p63s23p63d104s24p64d55
s1
Vị trí: Cr thuộc ô 42, chu kì 5,
nhóm VIB.

58. Là nguyên tố tương đối phổ biến
đứng thứ 42 trong vũ trụ và thứ 25
trong lòng đại dương của Trái Đất .
Trong vỏ quả đất Mo chiếm 3% - 4%,
khoáng vật chính của Mo là
Molypdenit(MoS2).
TRẠNG THÁI
TỰ NHIÊN

59. Molipđen ở dạng kim loại nguyên
chất, có màu xám trắng bạc và rất
cứng, có nhiệt độ nóng chảy khá cao
(2623oC).
Molipđen là một kim loại khá nặng có
khối lượng riêng là 10,2 g/cm3
TÍNH CHẤT
VẬT LÍ CỦA
MOLIPDEN

60.  Molypden là kim loại có tính khử yếu, có
một số trạng thái ôxi hóa phổ biến là +2, +3,
+4, +5 và +6.
a. Tác dụng với phi kim
- Ở nhiệt độ cao, Mo tác dụng được với các
phi kim (như oxi, halogen, lưu huỳnh,...)
Thí dụ: 2Mo + 3O2 → 2MoO3
b. Tác dụng với axit
- Mo không tan trong dung dịch axit loãng.
Mo (r) + 4H2SO4 (đ) →H4[Mo(SO4)O4] (dd)
+ 3SO2+ 2H2O.
c. Tác dụng với nước
Mo + 2H2O (hơi) → MoO2 + 2H2.
d. Tác dụng với dung dịch kiềm đặc, có
đun nóng
2Mo+4NaOH+3O2 → 2Na2MoO4 +2H2O
TÍNH CHẤT
HÓA HỌC

61. Dùng khí H2 để khử oxit của Mo
trong lò điện thu được dạng bột
MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O
Trong công nghiệp Mo được sản xuất
từ quặng dưới dạng hợp kim
feromolyden; dùng Al hoặc C khử hỗn
hợp molypden, oxit sắt và vôi ở trong
lò điện.
2CaMoO4 + Fe2O3 + 6Al + CaO →
2Fe + 2Mo + 3Ca(AlO2)2
ĐIỀU CHẾ

62. Mo giúp giải độc đồng hiệu quả nếu
như cơ thể đang bị nhiễm độc.
Tăng cường khả năng sinh sản.
Cải thiện tình trạng cho người mắc
các chứng như hen, dị ứng, bệnh
đường ruột người có tỉ lệ axit uric
trong máu thấp hoặc tỷ lệ anđehit cao,
người suy dinh dưỡng, ….
ỨNG DỤNG CỦA
MO TRONG
NGÀNH Y HỌC :

64. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN
Wolfram được tìm thấy trong các khoáng vật wolframit (wolframat
sắt-mangan FeWO4/MnWO4), scheelit (canxi wolframat, (CaWO4),
ferberit (FeWO4) và hübnerit (MnWO4).

65. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
Ở dạng thô, wolfram là kim loại có màu xám thép, thường giòn và
cứng khi gia công, nhưng nếu tinh khiết nó rất dễ gia công.
Trong tất cả kim loại nguyên chất, wolfram có điểm nóng chảy cao
nhất (3.422 °C), áp suất hơi thấp nhất, (ở nhiệt độ trên 1.650 °C) độ
bền kéo lớn nhất.

66. TÍNH CHẤT HÓA HỌC
 Wolfram là kim loại kém hoạt động, có khả năng chống ôxy hóa, axit, và kiềm.
 Wolfram có một số trạng thái ôxi hóa phổ biến là +2, +3, +4, +5 và +6.
a. Tác dụng với phi kim
- Ở nhiệt độ cao, W tác dụng được với các phi kim (như oxi, halogen, lưu
huỳnh,...)
Ví dụ: 2W + 3O2 → 2WO3
b. Tác dụng với axit
W bị hòa tan trong hỗn hợp dung dịch HF và HNO3 đặc.
W + 4HF (đặc) + 2HNO3 (đặc, nóng) → H2[WO2F4] + 2NO + 2H2O.
c. Tác dụng với dung dịch kiềm đặc, đun nóng
2W + 4NaOH + 3O2 → 2Na2WO4 + 2H2O.

67. ĐIỀU CHẾ
Wolfram được tách từ các quặng của nó qua nhiều công đoạn.
Wolfram cũng có thể được tách ra bằng cách khử hydro của WF6
WF6 + 3 H2 → W + 6 HF

68. ỨNG DỤNG
Hợp kim của kim loại nặng vonfram có tỷ trọng kim loại cao, đặc
tính giảm chấn cơ học, khả năng hấp thụ bức xạ ion hóa cao và dễ
gia công. Trong công nghệ y tế , các hợp kim này được sử dụng để
che chắn và tập trung bức xạ ion hóa cho thiết bị đo lường và tia X.

69.  Nhóm VIIA gồm các nguyên tố
flo(F), clo(Cl), brom(Br), iot(I),
atatin( At) được gọi chung là
halogen.
 - Các nguyên tử halogen X có
cấu hình electron hóa trị là ns2np5
=> Halogen là những nguyên tố phi
kim rất điển hình và có tính chất
hóa học đặc trưng là tính oxi hóa.
 Có tính phi kim loại giảm từ F
đến At.
 Các hợp chất có số oxi hóa
dương kém bền .
 Trong nhóm nguyên tố At là
nguyên tố hiếm không có trong tự
nhiên, có tính phóng xạ và được
tổng hợp nhân tạo lượng rất bé nên
chưa được nghiên cứu nhiều.

70. TÍNH
CHẤT
VẬT LÍ
Các halogen phổ biến trong thiên nhiên
nhưng không ở trạng thái tự do.
Ở điều kiện thường:
+ F2 là chất khí, nếu đậm đặc có màu
vàng nhạt, nếu loãng hầu như không màu
+ Cl2 là chất khí màu vàng lục nhạt
+ Br2 là chất lỏng màu đỏ nâu, dễ bay hơi
+ I2 là chất rắn, tinh thể, màu tím đen,
ánh kim,có tính thăng hoa.
Các halogen đều có phân tử 2 nguyên tử
, mùi xốc, rất độc, hít nhiều sẽ gây nên
loét đường hô hấp.
Brom lỏng gây bỏng nặng, ăn sâu vào
da thịt.
Tan ít trong nước, là những phi kim loại
điển hình, hoạt tính hóa học cao.

71. TÍNH
CHẤT
HÓA HỌC
 Có tính oxi hóa mạnh, giảm dần từ flo đến iot
 Dễ liên kết với các kim loại và oxi hóa các kim loại tới
số oxi hóa cao nhất.
Halogen tác dụng với kim loại
3Cl2 +2Fe → 2FeCl3
Halogen tác dụng với phi kim
3F2 + N2 →2NF3 (phóng điện)
Halogen phản ứng với H2
 Flo phản ứng mãnh liệt nhất với hidro, phản ứng gây nổ
và tỏa nhiệt lớn ngay cả khi ở nhiệt độ thấp (-252oC) và
trong tối.
 Clo phản ứng gây nổ khi chiếu ánh sáng có nhiều tia tử
ngoại.
 Brom phản ứng với H2 ở 350oC, không gây nổ.
 Iot phản ứng thuận nghịch với H2 khi đun nóng đến
500oC với xúc tác Pt
Halogen phản ứng với H2O
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
 -Cl2, Br2 phản ứng được với H2O nhưng đòi hỏi năng
lượng hoạt hóa cao
 I2 không có phản ứng với H2O.

72. TÍNH
CHẤT
HÓA HỌC
Halogen phản ứng với halogen
Halogen phản ứng với NH3
Halogen phản ứng với dung dịch kiềm
Các halogen có khả năng phản ứng với
dung dịch kiềm tạo hỗn hợp có tính oxi
mạnh, có tác dụng tẩy trắng, khử trùng.
Đặc biệt phản ứng của Cl2 với dung dịch
NaOH được sử dụng nhiều trong thực tế
(nước Javen)
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO +
H2O
Tính khử ở Br2 và I2
Br2 thể hiện tính khử khi phản ứng với
chất oxi hóa mạnh hơn như Cl2
I2 thể hiện tính khử ngay khi phản ứng
với chất oxi hóa như HNO3

73. TRẠNG
THÁI
THIÊN
NHIÊN
 Khoáng vật quan trọng nhất của
flo là florit CaF2, criolit Na3AlF6,
flo apatit Ca5(PO4)4F.
 Khoáng vật quan trọng của clo là
NaCl, cacnalit KC1.MgCl2.6H2O
và xivin KC1.
 Brom có trong hồ nước mặn,
nước biển.
 lot có trong nước lỗ khoan dầu
khí.

74. ĐIỀU CHẾ
- ỨNG
DỤNG
 Flo: Điều chế bằng điện phân muối
nóng chảy.
Flo được ứng dụng để điều chế freon là
chất làm lạnh cho máy lạnh (frêon là
CFCl3, CF2Cl2), tuy nhiên freon thoát ra
môi trường khí quyển thì phá thủng tầng
ozon. Flo còn dùng để điều chế các
pôlyme có độ bền cao. Flo lỏng được
dùng làm chất oxy hoá nhiên liệu tên lửa
...
 Clo: Trong công nghiệp, C12 được điều
chế bằng điện phân dung dịch NaCl có
màng ngăn.
Trong phòng thí nghiệm, Clo được điều
chế bằng tác dụng của axit HCl với những
chất oxy hoá mạnh như KMnO4, MnO2,
CaOCl2 ...
Clo được ứng dụng để sản xuất nước
Javen, tẩy trắng vải sợi, bột giấy, sát trùng
nước uống, tổng hợp HCl, chế tạo chất
dẻo, cao su.

75. ĐIỀU CHẾ
- ỨNG
DỤNG
Brôm: Brôm được điều chế từ nước
biển, nước thải trong sản xuất muối.
Cl₂+2NaBr→ Br₂+ 2NaCl.
Brôm được dùng để tổng hợp
dược phẩm, sản xuất AgBr dùng cho
phim, giấy ảnh.
Iot: Nguồn chính để sản xuất iot là
rong biển và nước lỗ khoan dầu khí
(iot chiếm 0,006 ÷0,4%).
Iot được dùng để tổng hợp
dược phẩm, sản xuất muối trộn iot
làm thực phẩm, dung dịch rượu iot 10
% để sát trùng (I2 trong C2H5OH).

76. Ý NGHĨA
TRONG Y
DƯỢC CỦA
CÁC
HALOGEN
VÀ HỢP
CHẤT CỦA
CHÚNG
 Các ion florid có trong men rằng góp phần làm cho men răng phát triển
bình thường. Dung dịch NaF 1-2% dùng sát trùng trong nha khoa. Ngoài
ra một số hợp chất hữu cơ của flo như floridxil, dùng làm thuốc chữa ung
thư, dẫn xuất cocticoit của flo như: Locacorten, Flunar, Untralan có tác
dụng chữa viêm, dị ứng.
 Clo trong cơ thể tồn tại dưới dạng muối KCl, NaCl tham gia vào các thành
phần cấu tạo các tế bào mô và tạo ra áp suất thẩm thấu của máu và các dịch
vị cơ thể. Acid HCl có trong dịch vị tạo môi trường pH thích hợp cho
enzym pepsin hoạt động. Nếu dịch vị thiếu HCl sẽ gây viêm loét dạ dày.
 Clo dưới dạng CaCl2 có trong thành phần của nhiều loại thuốc, hoặc dưới
dạng NaCl trong huyết thanh nhân tạo. Hợp chất clorofoc CHCl3 dùng làm
thuốc mê.
 Nước clo còn dùng để sát trùng do giải phóng oxy nguyên tử theo phản
ứng
Cl₂+H₂O → HCl + HClO
HCIO → HCl + O
 Một số hợp chất khác của clo như cloramin, neomagnol cũng có tác dụng
sát trùng tương tự như nước clo.
 Các ion bromid có tác dụng ức chế hệ thần kinh trung ương. Một số muối
bromid như KBr, NaBr, NH4Br được bào chế dưới dạng xiro làm thuốc an
thần cho trẻ em. Tuy nhiên ion bromid khó bị đảo thải và gây một số tác
dụng phụ như mụn nhọt, giảm trí nhớ. Hợp chất FeBr3 không bền, bị phân
huỷ một phần khi tiếp xúc với vết thương và giải phóng brom tự do nên có
tính chất sát trùng.
 Rượu iod là chất sát trùng phổ biến nhất dùng để sát trùng vết thương, sát
trùng da để chuẩn bị phẫu thuật
 Iod và nhiều hợp chất của nó được dùng để chữa một số bệnh.

77. NHÓM VIII
 Nhóm VIIIA
Gồm các nguyên tố: heli (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe)
và radon (Rn)
- Các khí hiếm có lớp e ngoài cùng bão hòa: ns2 np6
- Hoạt tính hóa học của các khí hiểm rất thấp, hầu như không tham gia phản ứng
hóa học (chất trơ)
- Các khí hiếm dễ tan trong nước
- Các khí hiếm có màu đặc trưng trong ống phóng điện: He- vàng, Ne- đỏ, Ar-
lam nhạt hơi đỏ, Kr- tím, Xe- lam
 Nhóm VIIIB
Khảo sát chung:
- Họ Fe: Fe, Co, Ni
- Họ Pt: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt
- Các nguyên tố nhóm VIIIB: phần lớn có 2e ngoài
- Mức oxi hóa đặc trưng là 2,3.
- Là những kim loại hoạt động trung tính, tính kim loại giảm từ Fe đến Ni.
 Đơn chất: Fe là kim loại màu trắng bạc, có ánh kim, có tính thuận từ.

78. HÓA TÍNH:
 Sắt là nguyên tố phổ biến tồn tại dưới các dạng quặng,
Quặng sắt nâu HFeO2.nH2O
Quặng sắt đỏ hematit Fe2O3
Quặng sắt từ manhetit Fe3O4
Quặng xiđerit FeCO3
 Đôi khi cũng gặp sắt tự do trong các thiên thể.
 Gang là hợp kim của Fe với C (có 2 - 4% C), thép (có 2%C).
 Sắt là kim loại cơ sở của mọi ngành kỹ thuật. Trong công nghiệp chế
tạo máy, thiết bị, dụng cụ... sắt luôn được dùng dưới dạng hợp kim.
 Gang được dùng để đúc các dụng cụ, luyện thép.
 Thép dùng để chiết tạo các bộ phận thông thường của máy móc,
bulông, đinh,... thép rất cứng dùng chiết tạo các công cụ như đục, lưỡi
phay,...
 Ngoài ra có những loại thép đặc biệt (dẻo, bền nhiệt, bền hóa học...)
dùng để chế tạo các thiết bị, máy móc, nhiều dụng cụ đặc biệt.

79. VAI TRÒ
CỦA SẮT :
Thành phần cấu tạo của hemoglobin trong máu.
Vận chuyển oxy trong máu
Tăng cường sự tập trung của não bộ
Có nhiều trong cơ quan sinh máu như tủy sống,
tủy tạng và gan.
Thiếu sắt sẽ sinh ra nhiều ở trạng thái bệnh lý như
: giảm sắc da và niêm mạc tái nhợt, thần kinh bị
rối loạn, dễ bị ngất
Do ion Cu2+ đóng vai trò xúc tác cho quá trình tạo
huyết cầu tố nên khi điều trị bệnh thiếu máu do
thiếu sắt, người ta phối hợp thuốc bổ sung sắt với
dung dịch CuSO4 0,5 đến 1% .
Một vài loại thuốc có sắt được dùng để cầm máu
tại chỗ.

80. VAI TRÒ
COBAN
ĐỐI VỚI
CƠ THỂ
Thành phần cấu tạo của vitamin B12 xúc tác
cho quá trình hình thành hồng cầu.
Một số vi khuẩn có thể tổng hợp được
vitamin B12 từ các muối coban vô cơ .
Các thuốc chữa bệnh có coban như : vitamin
B12, hydro cobalamin, xiannocobalanin ...
Dùng để điều trị bệnh thiếu máu và cơ thể
suy nhược.
Cadimi tham gia cấu tạo một số protein
Ion Cr3+ cùng với Isulin cách thức sử dụng
của glucozơ