Chỉ còn vài tháng nữa để chuẩn bị cho kì thi THPT Quốc gia sắp tới. Để đạt được kết quả tốt nhất các em cần tổng hợp đúng kiến thức để ôn tập. Đối với bộ môn hóa, kiến thức trọng tâm nằm ở phần hóa học hữu cơ và hóa học vô cơ. Dưới đây là một số kiến thức hóa học vô cơ và những bộ sách luyện thi THPT Quốc gia môn hóa thật sự hữu ích mà newshop muốn hỗ trợ các em trong quá trình ôn luyện.


PHẦN 1: TỔNG HỢP KIẾN THỨC HÓA HỌC VÔ CƠ LUYỆN THI THPT QUỐC GIA

CHẤT LƯỠNG TÍNH 
1. Chất/Ion lưỡng tính

  • Chất/Ion lưỡng tính là những chất/ion vừa có khả năng nhường vừa có khả năng nhận proton ( H+)
  • Chất/ ion lưỡng tính vừa tác dụng được với dung dịch axit ( như HCl, H2SO4 loãng…), vừa tác dụng được với dung dịch bazơ ( như NaOH, KOH, Ba(OH)2…)

Lưu ý: Chất vừa tác dụng được với dung dịch axit, vừa tác dụng được với dung dịch bazơ nhưng chưa chắc đã phải chất lưỡng tính như: Al, Zn, Sn, Pb, Be 2. Các chất lưỡng tính thường gặp.

  • Oxit như: Al2O3, ZnO, BeO, SnO, PbO, Cr2O3.
  • Hidroxit như:  Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3
  • Muối chứa ion lưỡng tính như: Muối HCO3-, HSO3-, HS-, H2PO4-
  • Muối amoni của axit yếu như: (NH4)2CO3, (NH4)2SO3, (NH4)2S, CH3COONH4

2. Các phản ứng của các chất lưỡng với dd HCl, NaOH - Giả sử: X ( là Al, Cr), Y là ( Zn, Be, Sn, Pb) a. Oxit:
 

*  Tác dụng với HCl

X2O3 + 6HCl → 2MCl3 + 3H2O

YO + 2HCl → YCl2 + H2O

*  Tác dụng với NaOH

X2O3 + NaOH → NaXO2 + 2H2O

YO + 2NaOH → Na2YO2 + H2O

b. Hidroxit lưỡng tính

*  Tác dụng với HCl

X(OH)3 + 3HCl →XCl3 + 3H2O

Y(OH)2 + 2HCl → YCl2 + 2H2O

*  Tác dụng với NaOH

X(OH)3 + NaOH → NaXO2 + 2H2O

Y(OH)2 + 2NaOH →  Na2YO2 + 2H2O

c. Muối chứa ion lưỡng tính

*  Tác dụng với HCl

HCO3- + H+ →  H2O + CO2

HSO3- + H+ →  H2O + SO2

HS- + H+ →  H2S

*  Tác dụng với NaOH

HCO3- + OH- →  CO32- + H2O

HSO3- + OH- →  SO32- + H2O

HS- + OH- →  S2- + H2

d. Muối của NH4+ với axit yếu

* Tác dụng với HCl

(NH4)2RO3 + 2HCl →  2NH4Cl + H2O + RO2  ( với R là C, S)

(NH4)2S + 2HCl →  2NH4Cl + H2S

* Tác dụng với NaOH

NH4+ + OH- → NH3 + H2O

Lưu ý: Kim loại Al, Zn, Be, Sn, Pb không phải chất lưỡng tính nhưng cũng tác đụng được với cả axit và dung dịch bazơ 

M + nHCl →  (n/2)MCln +  H2  ( M là kim loại Al, Zn, Be, Sn, Pb; n là hóa trị của M) 

             M + (4 - n)NaOH + (n – 2) H2O →  Na4-nMO2 +  (n/2)H2
 

MÔI TRƯỜNG CỦA DUNG DỊCH MUỐI 

1. Muối trung hòa

Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ mạnh và anion gốc axit mạnh không bị thủy phân.

Dung dịch thu được có môi trường trung tính ( pH = 7) 

VD: NaNO3, KCl, Na2SO4,…

  • Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ mạnh và anion gốc axit yếu bị thủy phân. Dung dịch thu được có môi trường bazơ ( pH > 7) VD: Na2CO3, K2S…
  • Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ yếu và anion gốc axit mạnh bị thủy phân. Dung dịch thu được có môi trường axit ( pH < 7) VD: NH4Cl, CuSO4, AlCl3Muối trung hòa tạo bởi cation của bazơ yếu và anion gốc axit yếu bị thủy phân ( cả hai bị thủy phân). Tùy thuộc vào độ thủy phân của hai ion mà dung dịch có pH = 7 hoặc pH > 7 hoặc pH < 7 VD: (NH4)2CO3, (NH4)2S…

2. Muối axit
Muối HSO
4- có môi trường axit ( pH < 7) VD: NaHSO4

Muối HCO3-, HSO3-, HS- với cation bazơ mạnh có môi trường bazơ VD: NaHCO3,… 

CÁC CHẤT PHẢN ỨNG VỚI NƯỚC Ở NHIỆT ĐỘ THƯỜNG 
1. Các chất phản ứng với H
2O ở nhiệt độ thường.

  • Kim loại Kiềm + Ca, Sr, Ba tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường tạo bazơ + H2
  • Oxit của KLK và CaO, SrO, BaO tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường tạo bazơ
  • Các oxit: CO2, SO2, SO3, P2O5, N2O5, NO2 tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường tạo axit

VD: CO2 + H2O H2CO3

SO3 + H2O →  H2SO4

P2O5 + 3H2O →  2H3PO4

N2O5 + H2O →  2HNO3

3NO2 + H2O →  2HNO3 + NO

4NO2 + 2H2O + O2 →  4HNO3

  • Các khí HCl, HBr, HI, H2S không có tính axit, khi hòa tan vào nước sẽ tạo dung dịch axit tương ứng.
  • Khí NH3 tác dụng với H2O rất yếu: NH3 + H2O NH4+ + OH-.
  • Một số muối của cation Al3+, Zn2+, Fe3+ với anion gốc axit yếu như CO32-, HCO3-, SO32-, HSO3, S2-, HS- bị thủy phân tạo bazơ + axit tương ứng.

VD:     Al2S3 + 6H2O →  2Al(OH)3 + 3H2S Fe2(CO3)3 + 3H2O →  2Fe(OH)3 + 3CO2

2. Tác dụng với H2O ở nhiệt độ cao.
Ở nhiệt độ cao, khả năng phản ứng của các chất với H2O cao hơn, nhưng các em chú ý một số phản ứng sau: Mg + 2H2O dunnong Mg(OH)2 + H2

570oC

3Fe + 4H2O   Fe3O4 + 4H2

            Fe + H2O 570oC FeO + H2

          C + H2O nungdothan CO + H2

            C + 2H2O nungdothan     CO2 + 2H2

 

NƯỚC CỨNG 
1. Khái niệm

  • Nước cứng là nước chứa nhiều cation Ca2+ và Mg2+
  • Nước mềm là nước chứa ít hoặc không chứa cation Ca2+ và Mg2+

2. Phân loại

  • Dựa vào đặc anion trong nước cứng ta chia 3 loại: 

a. Nước cứng tạm thời là nước cứng chứa ion HCO3- ( dạng muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 )

  • Nước cứng tạm thời đun nóng sẽ làm mất tính cứng của nước

b. Nước cứng vĩnh cửu là nước cứng chứa ion Cl-, SO42- ( dạng muối CaCl2, MgCl2, CaSO4, và MgSO4)

  • Nước cứng vĩnh cửu đun nóng sẽ không làm mất tính cứng của nước

c. Nước cứng toàn phần là nước cứng chứa cả anion HCO3- lẫn Cl-, SO42-. - nước cứng toàn phần đun nóng sẽ làm giảm tính cứng của nước 3. Tác hại

  • Làm hỏng các thiết bị nồi hơi, ống dẫn nước
  • Làm giảm mùi vị thức ăn
  • Làm mất tác dụng của xà phòng 4. Phương pháp làm mềm

Phương pháp kết tủa.

Đối với mọi loại nước cứng ta dùng Na2CO3 hoặc Na3PO4 để làm mềm nước

M2+ + CO32- → MCO3

2M2+ + 2PO43- → M3(PO4)2

Đối với nước cứng tạm thời, ngoài phương pháp dùng Na2CO3, Na3PO4 ta có thể dùng thêm NaOH hoặc Ca(OH)2 vừa đủ, hoặc là đun nóng.

+ Dùng NaOH vừa đủ.

Ca(HCO3)2 + 2NaOH → CaCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + 2NaOH → MgCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O

+ Dùng Ca(OH)2 vừa đủ

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 → MgCO3↓ +  CaCO3↓ + 2H2O

+ Đun sôi nước, để phân hủy Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 tạo thành muối cacbonat không tan. Để lắng gạn bỏ kể tủa được nước mềm. 

ĂN MÒN KIM LOẠI

1.  Ăn mòn kim loại: là sự phá hủy kim loại do tác dụng của các chất trong môi trường - Ăn mòn kim loại có 2 dạng chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.

2.  Ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.
- Ăn mòn hóa học thường xảy ra ở những bộ phận của thiết bị lò đốt hoặc những thiết bị thường xuyên phải tiếp xúc vớ hơi nước và khí oxi…

Kinh nghiệm:
nhận biết ăn mòn hóa học, ta thấy ăn mòn kim loại mà không thấy xuất hiện cặp kim loại hay cặp KL-C thì đó là ăn mòn kim loại.
3.  Ăn mòn điện hóa: là quá trình oxi hóa khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên đong electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương.


-
   Điều kiện để xảy ra ăn mòn điện hóa: phải thỏa mãn đồng thời 3 điều sau

          + Các điện cực phải khác nhau về bản chất

          + Các định cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn

          + Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li

 
-   Ăn mòn điện hóa thường xảy ra khi cặp kim loại ( hoặc hợp kim) để ngoài không khí ẩm, hoặc nhúng trong dung dịch axit, dung dịch muối, trong nước không nguyên chất… 4. Các biện pháp chống ăn mòn kim loại.

a. Phương pháp bảo vệ bề mặt


-
  Phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo…
- Lau chùi, để nơi khô dáo thoáng

b. Phương pháp điện hóa
dùng một kim loại là “ vật hi sinh” để bảo vệ vật liệu kim loại. 
PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN 
1. Nhiệt phân muối nitrat


Tất cả các muối nitrat đều bị nhiệt phân tạo sản phẩm X + O2
a.
  Nhiệt phân muối nitrat của kim loại K, Ba,Ca, Na…( kim loại tan) thì sản phẩm X là muối nitrit ( NO2-
b. Nhiệt phân muối nitrat của kim loại Mg → Cu thì sản phẩm X là oxit + NO
2  

2. Nhiệt phân muối cacbonat ( CO
32-
  • Muối cacbonat của kim loại kiềm không bị phân hủy như Na2CO3, K2CO3
  • Muối cacbonat của kim loại khác trước Cu bị nhiệt phân thành oxit + CO2
  • Muối cacbonat của kim loại sau Cu bị nhiệt phân thành KL + O2 +  CO2
  • Muối (NH4)2CO3 2NH3 + CO2 + H2

3. Nhiệt phân muối hidrocacbonat ( HCO
3-)
  • Tất cả các muối hidrocacbonat đều bị nhiệt phân.
  • Khi đun nóng dung dịch muối hidrocacbonat

4. Nhiệt phân muối amoni

  • Muối amoni của gốc axit không có tính oxi hóa Axit + NH3
  • Muối amoni của gốc axit có tính oxi hóa N2 hoặc N2O  + H2O

5. Nhiệt phân bazơ

  • Bazơ tan như NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 …không bị nhiệt phân hủy. - Bazơ không tan nhiệt phân tạo oxit + H2

 

PHẢN ỨNG ĐIỆN PHÂN 
I. Điện phân nóng chảy

 

-  Thường điện phân muối clorua của kim loại mạnh, bazơ của kim loại kiềm, hoặc oxit nhôm n (muối Halogen, Bazơ, Oxit nhôm)
 

II. Điện phân dung dịch. 

1. Muối của kim loại tan 

  • Điện phân dung dịch muối halogenua ( gốc –Cl, -Br …) có màng ngăn, tạo bazơ + halogen + H2
  • Điện phân dung dịch muối halogen nếu không có màng ngăn, Cl2 sinh ra phản ứng với dung dịch kiềm tạo nước giaven. 

2. Muối của kim loại trung bình yếu: khi điện phân dung dịch sinh kim loại

a.   Nếu muối chứa gốc halogenua ( gốc –Cl, - Br …): Sản phẩm là KL + phi kim 

b.   Nếu muối chứa gốc có oxi: Sản phẩm là KL + Axit + O

3. Muối của kim loại tan với gốc axit có oxi, axit có oxi, bazơ tan như NaNO3, NaOH, H2SO4


PHẢN ỨNG NHIỆT LUYỆN 

1. Khái niệm
- Là phản ứng điều chế kim loại bằng các khử các oxit kim loại ở nhiệt độ cao bằng H
2, CO, Al, C 

TỔNG HỢP CÁC TÍNH CHẤT CỦA MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ THƯỜNG GẶP 

I. PHẢN ỨNG TẠO PHỨC CỦA NH3.

NH3 có thể tạo phức tan với cation Cu2+, Zn2+, Ag+, Ni2+

TQ:  M(OH)n + 2nNH3 → [M(NH3)2n] (OH)n   với M là Cu, Zn, Ag.
 

VD: CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2 + (NH4)2SO4

Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4] (OH)2 VD:         AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl
 

II. PHẢN ỨNG CỦA MUỐI AXIT ( HCO3-, HSO3-, HS-… )

Ion HCO3- , HSO3-, HS-… có tính lưỡng tính nên vừa tác dụng với dung dịch axit, vừa tác dụng với dung dịch bazơ

HCO3- + H+ → H2O + CO2↑

HCO3- + OH- → CO32- + H2O

HCO3- + HSO4- → H2O + CO2↑ + SO42-    

III. PHẢN ỨNG CỦA MUỐI HSO4-.

Ion HSO4- là ion chứa H của axit mạnh nên khác với ion chứa H của axit yếu như HCO3-, HSO3-, HS-… 

Ion HSO4- không có tính lưỡng tính, chỉ có tính axit mạnh nên phản ứng giống như axit H2SO4 loãng.

+ Tác dụng với HCO3-, HSO3-,…

HSO4- + HCO3- → SO42- + H2O + CO2

+ Tác dụng với ion Ba2+, Ca2+, Pb2+

HSO4- + Ba2+ → BaSO4↓ + H+
 

IV. TÁC DỤNG VỚI  HCl 

1. Kim loại: các kim loại đứng trước nguyên tố H trong dãy hoạt động hóa học ( K,Na,Mg….Pb) 
 

- Riêng Cu nếu có mặt oxi sẽ có phản ứng với HCl: 2Cu + 4HCl + O2 → 2CuCl2 + 2H2O

2.  Phi kim: không tác dụng với HCl
 

3.  Oxit bazơ và bazơ: tất cả các oxit bazơ và oxit bazơ đều phản ứng tạo muối ( hóa trị không đổi) và H2O

M2On + 2nHCl → 2MCln + nH2
 

4. Muối: tất cả các muối của axit yếu và AgNO3, Pb(NO3)2 đều phản ứng với HCl 
 

- Riêng các muối giàu oxi của Mn, Cr tác dụng với HCl đặc tạo khí Cl2
 

TÁC DỤNG VỚI NaOH.

1. Kim loại: 

Nhóm 1: các kim loại phản ứng với H2O gồm KLK và Ca, Sr, Ba. Các kim loại nhóm 1 sẽ phản ứng với H2O ở trong dung dịch NaOH.
Nhóm 2
: các kim loại Al, Zn, Be,Sn, Pb tác dụng với NaOH theo phản ứng

2. Phi kim:
Cl2, Br2 phản ứng với NaOH.
-
  Clo phản ứng với dd NaOH ở nhiệt độ thường tạo nước giaven

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
 

-  Clo phản ứng với dd NaOH ở nhiệt độ 100oC tạo muối clorat (ClO3-)

3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O

3. Oxit lưỡng tính và hidroxit lưỡng tính: Như Al2O3, ZnO2, BeO, PbO, SnO, Cr2O3, Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3
-  Các oxit lưỡng tính và hidroxit lưỡng tính đều phản ứng với NaOH đặc ( với dung dịch NaOH thì Cr
2O3 không phản ứng) tạo muối và nước 

4. Oxit axit ( CO
2, SO2, NO2, N2O5, P2O5, SiO2)

  • Phản ứng 1: Tác dụng với NaOH tạo muối trung hòa và H2O -  phản ứng 2: tác dụng với NaOH tạo muối axit ( với các oxit axit của axit nhiều nấc)

  • Lưu ý:  - NO2 tác dụng với NaOH tạo 2 muối như sau: 2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
     

-  SiO2 chỉ phản ứng được với NaOH đặc, không phản ứng với NaOH loãng.
 

-  Các oxit CO, NO là oxit trung tính không tác dụng với NaOH

5. Axit: tất cả các axit đều phản ứng ( kể cả axit yếu)
 

Phản ứng 1: Axit + NaOH → Muối trung hòa + H2O

Phản ứng 2: Axit nhiều nấc + NaOH → Muối axit + H2
 

6. Muối amoni và dd muối của kim loại có bazơ không tan ( như muối Mg2+, Al3+….)

Phản ứng 1: Muối amoni + NaOH → Muối Na+ + NH3 + H2

Phản ứng 2: Muối của kim loại có bazơ không tan + NaOH → Muối Na+ + Bazơ↓



 

CÁC CHẤT CÙNG TỒN TẠI TRONG MỘT HỖN HỢP

1. Điều kiện cùng tồn tại trong một hỗn hợp
 

- Các chất cùng tồn tại trong hỗn hợp trong một điều kiện cho trước khi và chỉ khi các chất đó không phản ứng với nhau ở điều kiện đó. 2. Cùng tồn tại trong hỗn hợp khí
 

a. Ở điều kiện thường.

-  Các cặp khí cùng tồn tại trong điều kiện thường hay gặp là

               Cl2 và O2                        Cl2 và CO2                    Cl2 và SO3                     Cl2 và O3

               F2 và O2                          F2 và CO2                      F2 và SO3                       F2 và O3

O2 và H2       O2 và CO2     O2 và SO2      O2 và N

N2 và Cl2    N2 và HCl   N2 và F2          N2 và H2S

……...

-  Các cặp khí không cùng tồn tại trong cùng một hỗn hợp ở điều kiện thường là

               F2 và H2               Cl2 và H2             H2S và O2            NH3 và Cl2

               HI và O3              NH3 và HCl            H2S và O3            NO và O2

b. Ở điều kiện đun nóng

- Các cặp khí không cùng tồn tại trong điều kiện đun nóng: ngoài các cặp không tồn tại ở điều kiện thường còn có thêm

               H2 và O2              SO2 và O2 ( khi có V2O5)           
 

3. Cùng tồn tại trong dung dịch 

 

TỔNG HỢP CÁC HIỆN TƯỢNG PHẢN ỨNG

  • Cần lưu ý trong mỗi chương về chất vô cơ đều có một số hiện tượng, các hiện tượng này được giải thích dựa vào phản ứng oxi hóa khử. Các hiện tượng này được ứng dụng để làm các bài tập nhận biết.
  • Trong chương halogen có các hiện tượng như: tính tẩy màu của clo, màu kết tủa của AgX ( X là Cl, Br, I), phản ứng màu của iot với hồ tinh bột…
  • Trong chương oxi lưu huỳnh có các hiện tượng như phản ứng của O3 với Ag hoặc dd KI,...
  • Trong chương nitơ photpho có các hiện tượng về các phản ứng của HNO3, phản ứng của NH3 tạo phức, hiện tượng ma chơi…
  • Trong chương cacbon silic có các hiện tượng về phản ứng của CO2 với dung dịch kiềm… - Trong phần kim loại có các hiện tượng về phản ứng của NaOH với các dung dịch muối, hiện tượng của kim loại tác dụng với dung dịch muối, hiện tượng của phản ứng của sắt (III)…
DỰ ĐOÁN CÁC PHẢN ỨNG VÔ CƠ

Các phản ứng thường gặp trong hóa vô cơ các em cần nhớ kĩ công thức phản ứng và điều kiện tương ứng là

1.  Phản ứng hóa hợp

2.  Phản ứng phân hủy

3.  Phản ứng thế

4.  Phản ưng trao đổi

5.  Phản ứng oxi hóa khử

6.  Phản ứng axit bazơ

                  7. Phản ứng thủy phân

 

LÀM KHÔ KHÍ 
1. Chất làm khô:


- Có tác dụng hút ẩm: H2SO4 đặc, dd kiềm, CuSO4, CaCl2, CaO, P2O5
- Không tác dụng với chất cần làm khô

2. Khí cần làm khô
      H2, CO, CO2, SO2, H2S, O2, N2, NH3, NO2, Cl2, HCl, hidrocacbon

DÃY ĐIỆN HÓA

1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại

  • Nguyên tử kim loại dễ nhường electron trở thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại.
  • Các nguyên tử kim loại (Ag, Cu, Fe,...) đóng vai trò chất khử, các ion kim loại (Ag+, Cu2+, Fe2+...) đóng vai trò chất oxi hoá.
  • Chất oxi hoá và chất khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hoá - khử. Thí dụ ta có cặp oxi hoá - khử : Ag+/Ag ; Cu2+/Cu ; Fe2+/Fe.

Kết luận: Nói cặp oxi hóa khử là nói dạng oxi hóa trước dạng khử sau, và chúng ta ghi dạng oxi hóa trên dạng khử.
* Tổng quát:     
Dạng oxi hóa/Dạng khử.

 

2. So sánh tính chất của các cặp oxi hoá - khử

VD: So sánh tính chất của hai cặp oxi hoá - khử Cu2+/Cu và Ag+/Ag, thực nghiệm cho  thấy Cu tác dụng được với dung dịch muối Ag+ theo phương trình ion rút gọn : 

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

So sánh : Ion Cu2+ không oxi hoá được Ag, trong khi đó Cu khử được ion Ag+. Như vậy, ion Cu2+ có tính oxi hoá yếu hơn ion Ag+. Kim loại Cu có tính khử mạnh hơn Ag.
 

Để so sánh cặp oxi hóa khử ta so sánh tính oxi hóa của dạng oxi hóa, tính khử của dạng khử. Mà chiều phản ứng oxi hóa khử là chất khử mạnh phản ứng với chất oxi hóa mạnh tạo chất khử và chất oxi hóa yếu hơn.

+ tính oxi hóa: Cu2+ < Ag+

+ tính khử: Cu > Ag
 

3. Dãy điện hoá của kim loại
 

Người ta đã so sánh tính chất của nhiều cặp oxi hoá - khử và sắp xếp thành dãy điện hoá của kim loại : Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần

Tính khử của kim loại giảm dần 

4. Ý nghĩa của dãy điện hoá của kim loại


Ứng dụng 1: Xác định thứ tự  ưu tiên 

Xác định thứ tự ưu tiên phản ứng của chất khử, của chất oxi hóa.

Lưu ý nếu có hỗn hơp nhiều chất oxi hóa khử tác dụng với nhau thì ta mới xét thứ tự ưu tiên. Luật phản ứng oxihoa khử.
  Chất Mạnh 
→    Chất yếu
  ( pư trước đến hết)        
( pư tiếp )

 

Ứng dụng 2:  Quy tắc α 

Dãy điện hoá của kim loại cho phép dự đoán chiều của phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá - khử theo quy tắc (anpha) : Phản ứng giữa 2 cặp oxi hoá - khử sẽ xảy ra theo chiều, chất oxi hoá mạnh nhất sẽ oxi hoá chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn

 

CHẤT OXI HÓA, CHẤT KHỬ - SỰ OXI HÓA, SỰ KHỬ

1. Khái niệm

  • Chất khử là chất nhường electron
  • Chất oxi hóa là chất nhận electron - Sự khử là quá trình nhận electron - Sự oxi hóa là sự nhường electron.

=> Chất và sự ngược nhau.
 

2. Cách xác định chất oxi hóa chất khử 
Cần nhớ: Khử cho tăng, O nhận giảm 

  • Nghĩa là chất khử cho electron số oxi hóa tăng, chất oxi hóa nhận electron số oxi hóa giảm.
  • Để xác định được chất oxi hóa chất khử đúng ta dựa vào một số kinh nghiệm sau:

* Chất vừa có tính oxi hóa khử là những chất:

-  có nguyên tố có số oxi hóa trung gian như FeO, SO2, Cl2

-  có đồng thời nguyên tố có soh thấp và nguyên tố có soh cao ( thường gặp các hợp chất của halogen, NO3-) như: HCl, NaCl, FeCl3, HNO3, NaNO3

Chất chỉ có tính khử: là những chất chỉ có nguyên tố có số oxi hóa thấp thể hiện tính chất như H2S, NH3

                               Chất chỉ có tính oxi hóa là nhưng chất chỉ có nguyên tố có số oxi hóa cao thể hiện tính chất như F2, O2, O3…. 

 
 

HOÀN THÀNH PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

I. CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
 

1. PHƯƠNG PHÁP THĂNG BẰNG ELECTRON
 

B1. Xác định số oxi hoá các nguyên tố. Tìm ra nguyên tố có số oxi hoá thay đổi .
 

B2. Viết các quá trình làm thay đổi số oxi hoá 

Chất có oxi hoá tăng : Chất khử - nesố oxi hoá tăng

Chất  có số oxi hoá giảm: Chất oxi hoá + mesố oxi hoá giảm    
 

B3. Xác định hệ số cân bằng sao cho số e cho = số e nhận
 

B4. Đưa hệ số cân bằng vào phương trình, đúng chất (Nên đưa hệ số vào bên phải của pt trước) và kiểm tra lại theo trật tự : kim loại – phi kim – hidro – oxi 

II. HOÀN THÀNH PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

Để viết được các phản ứng oxi hóa khử thì chúng ta cần biết một số chất oxi hóa và một số chất khử thường gặp. Chất oxi hóa sau khi bị khử thì tạo thành chất khử liên hợp (chất khử tương ứng); Cũng như chất khử sau khi bị oxi hóa thì tạo thành chất khử liên hợp (chất khử tương ứng). Ta phải biết các chất khử và chất oxi hóa tương ứng thì mới viết được phản ứng oxi hóa khử. 
 

CÁC CHẤT OXI HÓA THƯỜNG GẶP

a.   Các hợp chất của mangan: KMnO4, K2MnO4, MnO2 (MnO4-, MnO42-, MnO2) -   KMnO4, K2MnO4, MnO2 trong môi trường axit (H+) thường bị khử thành muối Mn2+

  • KMnO4 trong môi trường trung tính (H2O) thường bị khử thành mangan đioxit (MnO2)
  • KMnO4 trong môi trường bazơ (OH-) thường bị khử tạo K2MnO4
  • KMnO4  trong môi trường axit (thường là H2SO4) có tính oxi hóa rất mạnh, nên nó dễ bị mất màu tím bởi nhiều chất khử như: Fe2+; FeO; Fe3O4; SO2; SO32-; H2S; S2-; NaCl; HCl; KBr, HBr,

HI; KI; Cl-; Br-; I-; NO2-; Anken; Ankin; Ankađien; Aren đồng đẳng benzen; …

  • KMnO4  có thể đóng vai trò chất oxi hóa trong môi trường axit (H+), bazơ (OH-) hoặc trung tính (H2O). Còn K2MnO4, MnO2  chỉ có thể đóng vai trò chất oxi hóa trong môi trường axit 

b. Hợp chất của crom: K2Cr2O7; K2CrO4 (Cr2O72-; CrO42-)

  • K2Cr2O7  (Kali đicromat; Kali bicromat), K2CrO4  (Kali cromat) trong môi trường axit (H+) thường bị khử thành muối crom (III) (Cr3+
  • Trong môi trường trung tính, muối cromat (CrO42-) thường bị khử tạo crom (III) hiđroxit (Cr(OH)3

c. Axit nitric (HNO3), muối nitrat trong môi trường axit (NO3-/H+)
 

-  HNO3 đậm đặc thường bị khử tạo khí màu nâu nitơ đioxit NO2. Các chất khử thường bị HNO3  oxi hóa là: các kim loại, các oxit kim loại có số oxi hóa trung gian (FeO, Fe3O4), một số phi kim (C, S, P), một số hợp chất của phi kim có số oxi hóa thấp nhất hay trung gian (H2S, SO2, SO32-, HI), một số hợp chất của kim loại trong đó kim loại có số oxi hóa trung gian (Fe2+, Fe(OH)2

- HNO3 loãng thường bị khử thành NO (khí nitơ oxit). Các chất khử thường gặp là: các kim loại, các oxit kim loại hay hợp chất kim loại có số oxi hóa trung gian (FeO, Fe(OH)2, Fe3O4, Fe2+), một số phi kim (S, C, P), một số hợp chất của phi kim trong đó phi kim có số oxi hoá thấp nhất hoặc có số oxi hóa trung gian (NO2-, SO3   ).

- Muối nitrat trong môi trường axit (NO3-/H+) giống như HNO3 loãng, nên nó oxi hóa được các kim loại tạo muối, NO3- bị khử tạo khí NO, đồng thời có sự tạo nước (H2O)

 

-  Ba kim loại sắt (Fe), nhôm (Al) và crom (Cr) không bị hòa tan trong dung dịch axit nitric đậm đặc nguội (HNO3 đ, nguội) cũng như trong dung dịch axit sunfuric đậm đặc nguội (H2SO4 đ, nguội) (bị thụ động hóa, bị trơ).

-  Các  kim loại  mạnh như magie (Mg),  nhôm (Al), kẽm (Zn) không  những khử HNO3  tạo NO2, NO, mà có thể tạo N2O, N2, NH4NO3. Dung dịch HNO3  càng loãng thì bị khử tạo hợp chất của N hay đơn chất của N có số oxi hóa càng thấp. 
 

Lưu ý: - thường bài tập không viết rõ là khá loãng, rất loãng, quá loãng mà chỉ viết loãng. Nếu đề viết loãng mà tạo sản phẩm khử N2O, N2, NH4NO3 thì ta vẫn viết phản ứng bình thường như trên chứ không được nói là không thể tạo ra N2O, N2, NH4NO3  

- Một kim loại tác dụng dung dịch HNO3  tạo các khí khác nhau, tổng quát mỗi khí ứng với một phản ứng riêng. Chỉ khi nào biết tỉ lệ số mol các khí này thì mới viết chung các khí trong cùng một phản ứng với tỉ lệ số mol khí tương ứng. 

d. Axit sunfuric đậm đặc nóng, H2SO4(đ, nóng)
 

-   H2SO4(đ, nóng) thường bị khử tạo khí SO2. Các chất khử thường tác dụng với H2SO4(đ, nóng) là: các kim loại, các hợp chất của kim loại số oxi hóa trung gian (như FeO, Fe3O4), một số phi kim (như C, S, P), một số hợp chất của phi kim (như HI, HBr, H2S)
 

-  Các kim loại mạnh như Mg, Al, Zn không những khử H2SO4 đậm đặc, nóng thành SO2 mà còn thành S, H2S. H2SO4  đậm đặc nhưng nếu loãng bớt thì sẽ bị khử tạo lưu huỳnh (S) hay hợp chất của lưu huỳnh có số oxi hóa thấp hơn (H2S). Nguyên nhân của tính chất trên là do kim loại mạnh nên dễ cho điện tử (để H2SO4 nhận nhiều điện tử) và do H2SO4 ít đậm đặc nên nó không oxi hóa tiếp S, H2S. 
 

-  Khác với HNO3, dung dịch H2SO4 loãng là a xit thông thường (tác nhân oxi hóa là H+), chỉ dung dịch H2SO4  đậm đặc, nóng mới là axit có tính oxi hóa mạnh (tác nhân oxi hóa là SO42-). Trong khi dung dịch HNO3 kể cả đậm đặc lẫn loãng đều là axit có tính o xi hóa mạnh

(tác nhân oxi hóa là NO3-)

2. CÁC CHẤT KHỬ THƯỜNG GẶP

a. Kim loại 
 

Tất cả kim loại đều là chất khử. Kim loại bị khử tạo thành hợp chất của kim loại trong đó kim loại có số oxi hóa dương. Phản ứng nào có kim loại tham gia thì đó là phản ứng oxi hóa khử và kim loại luôn luôn đóng vai trò chất khử. Kim loại có thể khử các phi kim, axit thông thường, nước, axit có tính oxi hóa mạnh, muối của kim loại yếu hơn, oxit của kim loại yếu hơn, dung dịch kiềm,…

  • Kim loại khử phi kim (F2, Cl2, Br2, I2, O2, S, N2, P, C, Si, H2) tạo muối hay oxit

VD: 2Fe +  3Cl2 → 2FeCl3 Fe + S → FeS

                     3Fe + 2O2 → Fe3O4

  • Kim loại khử ion H+ của axit thông thường, tạo muối và khí hiđro.
  • Kim loại đứng trước H trong dãy thế điện hoá khử được ion H+  của axit thông thường tạo khí hiđro (H2), còn kim loại bị oxi hoá tạo muối: K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb  H Cu Ag Hg Pt Au
  • Kim loại kiềm, kiềm thổ khử được nước ở nhiệt độ thường, tạo hiđroxit kim loại và khí hiđro.
  • Kim loại kiềm: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
  • Kim loại kiềm thổ: Ca, Sr, Ba, Ra VD:  Na + H2O → NaOH + ½ H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

  • Kim loại (trừ vàng, bạch kim) khử được axit có tính oxi hoá mạnh [HNO3, H2SO4(đặc, nóng)] tạo muối, khí NO2, NO hay SO2 và H2O.
  • Kim loại mạnh (trừ kim loại kiềm, kiềm thổ) khử được ion kim loại yếu hơn trong dung dịch muối.

K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

  • Các kim loại có oxit lưỡng tính (trừ Cr, gồm Al, Zn, Be, Sn, Pb) khử được dung dịch kiềm, tạo muối và khí hiđro.

b. Hợp chất của kim loại trong đó kim loại có số oxi hóa trung gian, mà thường gặp là Fe(II) [như FeO, Fe(OH)2, FeSO4, FeCl2, Fe(NO3)2,  Fe2+, FeS, FeS2], Fe3O4, Cr(II), Cu2O. Các chất khử này bị oxi hóa tạo thành hợp chất của kim loại đó có số oxi hóa cao hơn.

VD: 2FeO  + 1/2O2 → Fe2O3

3FeO  + 10HNO3(l) → 3Fe(NO3)3  + NO  + 5H2O

4Fe(OH)2 +  O2   → 2Fe2O3 + 4H2O

             3Fe(OH)2 +  10HNO3(l) → 3Fe(NO3)3 +  NO   + 8H2O

10FeSO4 + 2KMnO4   + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 +  2MnSO4   + K2SO4   + 8H2

FeCO3  + 4HNO3(đ) → Fe(NO3)3 +  NO2  + CO2 +   2H2O

FeS2  + 18HNO3(đ) → Fe(NO3)3  + 2H2SO4 +  15NO2 +   7H2O

2FeS2 + 14H2SO4(đ, nóng) → Fe2(SO4)3 +   15SO2 +   14H2

 

c.   Một số phi kim, như H2, C, S, P, Si, N2, Cl2. Các phi kim này bị oxi hóa tạo thành hợp chất của phi kim, trong đó phi kim có số oxi hóa dương. Các chất  oxi hóa thường dùng để oxi hóa các phi kim là oxit kim loại, oxi, HNO3, H2SO4(đặc, nóng). 

d. Một số hợp chất của phi kim, trong đó phi kim có số oxi hóa trung gian, như CO, NO, NO2, NO2, SO2, SO32−, Na2S2O3, FeS2, P2O3, C2H4, C2H2,…Các hợp chất này bị oxi hóa tạo thành hợp chất của phi kim trong đó phi kim có số oxi hóa cao hơn

e. Các hợp chất của phi kim, trong đó phi kim có số oxi hóa thấp nhất (cực tiểu), như X (Cl, Br, I, HCl, HBr, HI), S2−, H2S, NH3, PH3, CH4, NaH, CaH2, …Các hợp chất bị oxi hóa tạo phi kim đơn chất hay hợp chất của phi kim có số oxi hóa cao hơn. 
 

Lưu ý: - Phân tử nào chỉ cần chứa một nguyên tố có số oxi hóa giảm sau phản ứng thì có thể kết luận phân tử đó là chất oxi hóa; Cũng phân tử nào chỉ cần chứa một nguyên tố có số oxi hóa tăng sau phản ứng thì có thể kết luận phân tử chất đó là chất khử. 
 

- Nguyên tố nào có số oxi hóa tối đa (trong hợp chất) nếu tham gia phản ứng oxi hóa khử thì nguyên tố này chỉ có thể đóng vai trò chất oxi hóa, vì số oxi hóa của nguyên tố này chỉ có thể giảm, chứ không tăng được nữa. 

VD: Fe3+ ; KMnO4 ; K2Cr2O7 ; HNO3 ; H2SO4(đ, nóng) ; CuO ; H+ ; Ag+ ;  Au3+ ; Zn2+

Nguyên tố nào có số oxi hóa thấp nhất (trong đơn chất kim loại, trong hợp chất của phi kim) nếu tham gia phản ứng oxi hóa khử thì sẽ đóng vai trò chất khử, vì số oxi hóa của nguyên tố này chỉ có thể tăng chứ không giảm được nữa.

VD: Tất cả các kim loại, như: Na ; Mg ; Al ; Ag ; Hg ; Au ; Các hợp chất của phi kim, như: X (F, Cl , Br , I) ; HCl ; HBr ; HI ; H2S ; S2− ; H ; NaH ; CaH2 ; NH3 ; PH3 ; CH4; SiH4 ; O2−.
 

Còn nguyên tố nào có số oxi hóa trung gian (trong đơn chất phi kim, các hợp chất của kim loại hay phi kim trong đó kim loại hay phi kim có số oxi hóa trung gian) nếu tham gia phản ứng oxi hóa khử thì tùy trường hợp (tùy theo tác chất mà chúng phản ứng) mà có thể đóng vai trò chất oxi hóa hoặc đóng vai trò chất khử.
 

VD: H2 ; C ; Si ; O2 ; S ; Cl2 ; Br2 ; I2 ; Fe2+ ; FeO ; Fe3O4 ; FeCl2 ; FeSO4 ; Cu2O ; SO2 ;Na2S2O3 ; NO2.
 

Có phân tử mà trong phân tử có chứa cả nguyên tố có oxi hóa cao nhất lẫn nguyên tố có số oxi hóa thấp nhất, do đó tùy trường hợp mà phân tử này hoặc là chất oxi hóa hoặc là chất khử hoặc là chất trao đổi (không là chất oxi hóa, không là chất khử).
 

VD: HCl, H2S, KMnO4, K2Cr2O7, Fe2O3, KClO3

 

PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC

  • Quá trình biến đổi từ chất này thành chất khác gọi là phản ứng hóa học. Chất ban đầu, bị biến đổi trong phản ứng gọi là chất tham gia (hay chất phản ứng), chất mới sinh ra là sản phẩm. Phản ứng hóa học được ghi theo phương trình chữ như sau:
  • Tên các chất phản ứng → Tên các sản phẩm Những loại phản ứng thường gặp bao gồm :
  • Phản ứng hóa hợp: Là phản ứng hóa học trong đó chỉ có một chất mới (sản phẩm) được tạo thành từ hai hay nhiều chất ban đầu.
  • Phản ứng phân hủy: Là phản ứng hóa học trong đó một chất sinh ra hai hay nhiều chất mới.
  • Phản ứng oxi hóa - khử: Là phản ứng hóa học trong đó xảy ra đông thời sự oxi hóa và sự khử.
  • Phản ứng thế

Ngoài ra còn có các phản ứng khác như phản ứng trao đổi, phản ứng tỏa nhiệt,phản ứng trung hòa,....
 

ĐIỀU CHẾ

1. Điều chế kim loại.

Chia 2 loại.

[ Kim loại mạnh: K, Ba,Ca, Na, Mg, Al. điều chế bằng phương pháp điện phân nóng chảy * muối clorua: trừ AlCl3 bị thăng hoa ở nhiệt độ cao. 

*  bazơ: trừ Be(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3 không bền khi đun nóng * oxit: chỉ dùng điều chế Al.

[ Kim loại TB_Y. Mg trở đi. 

Muối  - tác dụng với kim loại mạnh hơn ( thủy luyện ) - điện phân dung dịch 

* Oxit: dùng CO, H2, Al, C ở to cao để khử ( nhiệt luyện ) 

2. Điều chế các phi kim và hợp chất của chúng.

- Xem kĩ và phân rõ cách điều chế trong phòng thí nghiệm và trong công nghiệp 

 

TÁCH – TINH CHẾ

- Dùng 1 hóa chất để tách A ra khỏi hỗn hợp .=> tìm chất mà A không phản ứng, còn chất đó phản ứng với tất cả các chất còn lại.

- Dùng nhiều hóa chất để tách A ra khỏi hỗn hợp. =>  Tìm chất phản ứng với A mà không ( ít ) phản ứng với chất còn lại, các chất tiếp theo

sẽ là chất phục hồi lại A.  
 

PHẦN 2: MỘT SỐ SÁCH LUYỆN THI HÓA  HỌC HAY VÀ MỚI NHẤT - ĐỌC THỬ NGAY

1. MEGA 2020 - SIÊU TỐC LUYỆN ĐỀ THPT QUỐC GIA 2020 - HÓA HỌC 
Mega 2020 – Siêu tốc luyện đề THPT Quốc Gia môn Hóa Học nằm trong bộ sách “
Mega Luyện đề THPT Quốc Gia 2020”. Cuốn sách được biên soạn từ những giáo viên uy tín, có nhiều năm kinh nghiệm luyện thi Đại học. Với những bước đột phá trong nội dung và phương pháp học, cuốn sách sẽ là trợ thủ đắc lực giúp Teen 2k2 làm chủ kiến thức – bứt phá điểm số môn Hóa Học.

Cấu trúc sách gồm:
Phần 1: Đề kiểm tra đánh giá năng lực, giúp tìm ra lỗ hổng kiến thức, từ đó có phương pháp học tập tối ưu để kịp thời bù đắp
Phần 2: Chủ đề trọng tâm – Tổng hợp tất tần tật kiến thức và các dạng bài tập giúp em đạt điểm 8, 9, 10 một cách nhanh nhất.
Phần 3: 5 giai đoạn ôn thi siêu tốc. Với 20 đề thi chia thành 5 giai đoạn: Khởi động – Tăng tốc 1, 2 – Siêu tốc – Về đích sẽ giúp các em ôn thi hiệu quả, có định hướng để giành điểm số mơ ước.
Phần 4: Lời giải chi tiết – Với lời giải siêu chi tiết và 40 ô note ghi nhớ quan trọng, sẽ là chìa khóa vàng mở ra cánh cổng Đại học trong mơ của 2k2.
Hy vọng cuốn
sách luyện thi này mang đến cho các em kiến thức bổ ích, hoàn thành thật tốt kì thi THPT sắp tới.


2. COMBO PHƯƠNG PHÁP HỌC NHANH HÓA HỌC THPT QUỐC GIA


 6 chuyên đề kiến thức trọng tâm giúp học đến đâu nắm chắc kiến thức đến đấy, giúp học ĐÚNG – học ĐỦ - học ĐỘT PHÁ, giật ngay điểm 9+ môn Hóa Học
  • Kiến thức mô phỏng theo 4 cấp độ khó tăng dần: Nhận biết – Thông hiểu – Vận dụng – Vận dụng cao, vì vậy phù hợp với mọi đối tượng học sinh kể cả học sinh mất gốc
  • Bài tập vận dụng theo từng dạng với lời giải cực kì chi tiết, giúp định hướng và nâng cao tốc độ và kĩ năng giải đề
  • Bảng hành trình ghi nhớ công thức Hóa Học tạo động lực học tập và giúp em tự theo dõi được quá trình tiến bộ của bản thân.
  • Giờ giải lao với các câu đố, các trò chơi trí tuệ giúp thư giãn sau khi học xong mỗi chuyên đề và sẵn sàng cho những bài học mới
 Với những ưu điểm vượt trội, cuốn sách Combo Phương Pháp Học Nhanh Hóa Học THPT Quốc Gia chắc chắn sẽ trở thành người bạn đồng hành giúp các sĩ tử chuẩn bị thi Đại học ôn luyện và bứt phá về đích với số điểm mơ ước.​

 Xem thêm: 
>> CC Thần Tốc Luyện Đề 2020 - Những lỗi "DỄ MẤT ĐIỂM" Cần Tránh Trong Quá Trình Làm Đề Thi THPT Quốc Gia
>> 
Tuyển Chọn Đề Thi Thử THPT Quốc Gia 2020 Môn Sinh Rèn Luyện Kĩ Năng Làm Bài Hiệu Quả