Tài liệu ôn thi Hóa học - Phần vô cơ

SỞ GD – ĐT BẮC GIANG
TRƯỜNG THPT LỤC NGẠN SỐ 1
Giáo viên: Trần Đức Tuấn
Tổ: Hóa học
Tel: 0169.5.178.188
Năm 2016
- 1 -
Lời nói đầu
Nhằm kịp thời chuẩn bị tài liệu ôn thi cấp tốc cho các em. Thầy soạn tài liệu này, dưới hình thức sử 
dụng các bài toán, các câu hỏi được tham khảo ở các tài liệu và internet. Vì vậy không tránh khỏi sẽ có một 
số bài tập, câu hỏi chưa mẫu mực, còn sai sót. Tuy nhiên đây cũng là tài liệu tốt để giúp các em ôn tập tốt 
môn hóa học.
Trước khi đọc tiếp tài liệu thầy cũng trao đổi với các em 4 vấn đề về cách học và phương pháp học 
như sau.
Thứ nhất: Em không nên học khuya!
Thường các em lớp 12, sau khi tổng kết xong và bước vào học ôn thi đại học, thì các em hay học 
khuya. Tức là các em thường học từ 9h tối đến 1-2h sáng. Điều đó diễn ra trong vòng 1 tháng thì sẽ hình 
thành thói quen tư duy vào thời gian đó, nhưng chúng ta thi vào buổi sáng và buổi chiều cơ mà! Đâu có thi 
buổi đêm đâu. Khi đó đi thi các em sẽ có tình trạng là đọc đề xong mơ mơ màng màng, không nghĩ ra gì cả, 
lúc đó còn làm sai cả những bài dễ mà bình thường mình không sai nữa cơ. Và đây là điều hay mắc phải của 
những học sinh có lực học trung bình và khá nhất, là nguyên nhân chính dẫn đến tình trạng các em học lực 
khá nhưng có điểm thi cực tệ. Không tin, em hãy nghĩ lại việc mình bỏ thời gian 1,2 buổi ôn khuya để thi học
kì xem có đúng vậy không, có kết quả cao không? và em hỏi các anh chị có lực học khá mà kết quả thi kém 
xem có phải rằng các anh chị đó có phải là các anh chị thường hay học khuya không nhé. Vì vậy em hãy 
chấm dứt việc học khuya, buổi tối học từ 20h đến 22h30 là đủ, cùng lắm là 23h thôi nhé.
Vậy thì còn một tháng nữa, mà bài vở nhiều, buổi sáng buổi chiều thì đi học thêm không học khuya 
thì lấy thời gian đâu để học? Nếu thắc mắc vậy thì hãy đọc lời khuyên tiếp theo nhé 
Thứ hai: Em cần có thời gian biểu hợp lí!
Việc lập thời gian biểu của mỗi người là khác nhau, không thể giống nhau. Tuy nhiên khi lập thời 
gian biểu em thường hay mắc phải thói quen là lập quá chặt chẽ, từng giờ từng giờ một, vì vậy khi thực hiện 
được 2 – 3 ngày là quá tải, giờ nào cũng là giờ cao điểm, ngày nào cũng là ngày cao điểm luôn luôn phải 
học, nên không thể thực hiện được, vì áp lực từ thời gian biểu quá lớn mà lại không hiệu quả.
Vì vậy khi lập thời gian biểu, cần sắp xếp làm sao có thời gian học tập và nghỉ ngơi đan xen, và quan
trọng nó phải hình thành được thói quen tốt thì mới có thể thực hiện được. Thầy có thể gợi ý các lập như sau:
giả sử ta phải học toàn bộ buổi sáng trên trường từ 7h đến 10h30, thời gian đi đến trường khoảng 30 phút, 
còn buổi chiều hôm học hôm không, khi học ca 1( từ 14h – 16h), khi thì học ca 2 ( 16h – 18h) chẳng hạn. 
Vậy ta có thể lập thời gian biểu như sau:
+ Thức dậy từ 5h, làm vệ sinh cá nhân, thể dục nhẹ nhàng khoảng rồi học bài đến 6h15 ( vậy là ta 
học được khoảng 1h)
+ Từ 6h15 chuẩn bị đi học, học từ 7h đến 10h30 hết giờ, về đến nhà là 11h.
+ Từ 11h đến 13h là thời gian ăn cơm nghỉ ngơi và ngủ trưa ( em nhớ ngủ trưa khoảng 15 phút thôi 
nhé, cao lắm thì 20, không nên nhiều hơn)
+ Từ 13h đến 13h30 ôn lại kiến thức và chuẩn bị đi học ca 1 ( nếu không học thì tự học ở nhà trong 
thời gian ca đó từ 14h – 15h30)
+ Từ 15h30 ta chuẩn bị đi học ca 2 ( nếu không phải đi học thì nghỉ ngơi, rồi tự học ở nhà ca 2 trong
thời gian ca đó khoảng từ 16h – 17h30)
+ Trong khoảng thời gian từ 18h – 20h ta tắm rửa, ăn uống và nghỉ ngơi 
+ Từ 20h – 22h30 ta chuẩn bị bài và tự học. Rồi đi ngủ
Vậy là ta đã cố định 1h + 0,5h + 2,5h = 4h học cố định rồi nhé. Nếu em được nghỉ học thì sẽ có nhiều thời 
gian hơn nữa. Với thời gian như vậy, ta luôn có thời gian học, có thời gian nghỉ ngơi, và thư giãn linh động, 
không áp lực về mặt thời gian. ( lưu ý: đây chỉ là 1 gợi ý)
Vậy với khoảng thời gian như vậy thì ta học các môn như thế nào cho hiệu quả. Mời em xem lời 
khuyên thứ 3.
Thứ ba: Cách học cấp tốc ôn thi Quốc gia! 
( Trao đổi với các em trong buổi dạy nhé!)
.................................................................................................
MỤC LỤC
Các phương pháp giải bài toán hóa học ....................................................................................
Hóa học vô cơ .................................................................................... ..........................................
Hóa học hữu cơ .................................................................................... ........................................
Hóa học đại cương .................................................................................... ...................................
Phương pháp tư duy và kĩ thuật giải các bài toán hóa học khó .............................................
Đề ôn thi QG năm 2016 .................................................................................... .........................
Hướng dẫn giải chi tiết đề ôn thi QG năm 2016 ......................................................................
- 2 -
HÓA HỌC VÔ CƠ
A – ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA CÁC CHẤT VÔ CƠ
I. OXIT
1. Khái quát về sự phân loại oxit
Căn cứ vào tính chất hóa học của oxit, người ta phân loại oxit thành 4 loại như sau:
a. Oxit bazơ là những oxit tác dụng với dung dịch axit tạo thành muối và nước.
Ví dụ: Na2O, K2O, BaO, CaO, MgO,CrO, FeO, Fe3O4, Fe2O3, NiO, CuO, ...
b. Oxit axit là những oxit tác dụng với dung dich bazơ tạo thành muối và nước.
Ví dụ: CO2, SO2, SO3, N2O5, P2O5, SiO2, CrO3 ... 
c. Oxit lưỡng tính là những oxit tác dụng với dung dịch axit và tác dụng với dung dịch bazơ tạo 
thành muối và nước.
Ví dụ: Al2O3, ZnO, SnO, PbO, BeO, Cr2O3.
d. Oxit trung tính hay còn gọi là oxit không tạo muối là những oxit không tác dung với axit, bazơ, 
nước. Ví dụ: CO, NO.
Nhận xét:
- Oxit kim loại thường là oxit bazơ nhưng có 6 trường hợp là oxit lưỡng tính và 1 trường 
hợp là oxit axit ( đây là nói trong trường hợp thường gặp thôi nhé)
- Oxit phi kim thường là oxit axit nhưng có 2 trường hợp là oxit trung tính.
2. Tính chất hóa học của oxit bazơ
- Oxit bazơ chia 2 nhóm
+ nhóm 1: oxit bazơ tan trong nước là những oxit bazơ mạnh.
Ví dụ: Na2O, K2O, CaO, BaO, Li2O, Rb2O, Cs2O, SrO.
+ nhóm 2: oxit bazơ không tan trong nước là những oxit bazơ yếu
Ví dụ: MgO, FeO, Fe2O3, Fe3O4, CuO.
a. Tính chất hóa học của Oxit bazơ tan: Oxit bazơ tan có những tính chất hóa học nào ?
*) Tác dụng với nước: 
- Một số oxit bazơ tan tác dụng với nước tạo thành dung dịch bazơ (kiềm).
Ví dụ: Na2O + H2O → 2NaOH
BaO + H2O → Ba(OH)2
- Những oxit bazơ tác dụng với nước và do đó cũng tan được trong nước là: Na2O, K2O, CaO, BaO, 
(Li2O, Rb2O, Cs2O, SrO) “ những oxit trong dấu ( ) ít gặp không nhớ cũng được”
*) Tác dụng với axit: Oxit bazơ + axit → muối + nước
Ví dụ: BaO + 2HCl → BaCl2 + H2O
Na2O + 3H2SO4 → Na2SO4 + H2O
*) Tác dụng với oxit axit: Một số oxit bazơ, là những oxit bazơ tan trong nước tác dụng với oxit 
axit tạo thành muối.
Ví dụ: CaO + CO2 → CaCO3
- 3 -
CaO + SO3 → CaSO4
b. Tính chất hóa học của oxit bazơ không tan.
*) Tác dụng với axit: Oxit bazơ + axit → muối + nước
Ví dụ: CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O
*) Bị khử bởi chất khử CO, H2, Al, C
- Các oxit bazơ không tan ( trừ MgO, Al2O3) bị khử bởi CO, H2, Al, C thành kim loại và oxit tương 
ứng
Ví dụ: CuO + CO otCu + CO2
- Riêng ZnO bị khử bởi chất rắn Al, C nhưng không bị khử bởi chất khí CO, H2.
3ZnO + 2Al ot 3Zn + Al2O3
ZnO + CO ot không phản ứng
3. Tính chất hóa học của Oxit axit: oxit axit có những tính chất hóa học nào ?
- Oxit oxit chia 2 nhóm
+ nhóm 1: oxit axit mạnh SO3, N2O5
+ nhóm 2: oxit axit yếu như SO2, CO2 ( riêng P2O5 là oxit axit trung bình)
a) Tác dụng với nước: Nhiều oxit axit tác dụng với nước tạo thành dung dịch axit.
- Những oxit axit mạnh và P2O5 tác dụng hết với nước 
Ví dụ: SO3 + H2O → H2SO4
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
- Những oxit axit yếu như CO2, SO2 phản ứng không hoàn toàn với nước
CO2 + H2O  H2CO3
b) Tác dụng với dung dịch bazơ: Oxit axit + dd bazơ → muối + nước.
- Oxit axit mạnh tác dụng với dung dịch bazơ thường tạo muối trung hòa và H2O
Ví dụ: SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O
- Các oxit axit yếu tác dụng với dung dịch bazơ tạo muối trung hòa hoặc muối axit.
Ví dụ: CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 
Canxi cacbonat 
2CO2 + Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2
Canxi đihidrocacbonat
c) Tác dụng với oxit bazơ: 
- Oxit axit mạnh có thể tác dụng được với cả oxit bazơ yếu tạo thành muối
Ví dụ: SO3 + BaO → BaSO4
SO3 + CuO → CuSO4
- Oxit axit yếu tác dụng với một số oxit bazơ tan ( oxit bazơ mạnh) tạo thành muối.
Ví dụ: CO2 + BaO → BaCO3
CO2 + CuO → không phản ứng
Lưu ý: SiO2 không phản ứng với oxit bazơ
3. Oxit lưỡng tính: Một số oxit vừa tác dụng dung dịch axit, vừa tác dụng với dung dịc bazơ, gọi là
oxit lưỡng tính. Thí dụ như: Al2O3, ZnO, SnO, Cr2O3,PbO, BeO
a. Tác dụng với axit
- phản ứng tương tự oxit bazơ tác dụng với axit.
Ví dụ: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
- 4 -
Oxit kim loại + Kim loại + 
( KL sau Zn)
CO
2
H
2
O
Al
2
O
3
CO/C
O
2
C
O
H
2
Al
C
b. Tác dụng với dung dịch bazơ
- Các oxit lưỡng tính của kim loại hóa trị 3 dạng M2O3 tạo gốc MO2-
Ví dụ: Al2O3 + 2NaOH → H2O + 2NaAlO2 (natri aluminat)
Cr2O3 + 2NaOH → H2O + 2NaCrO2 
- Các oxit lưỡng tính của kim loại hóa trị 2 dạng MO tạo gốc MO22-.
Ví dụ: ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Natri zincat
SnO + 2NaOH → Na2SnO2 + H2O
4. Oxit trung tính (hay là oxit không tạo muối): Một số oxit không tác dụng với axit, dung dịch, 
bazơ, nước, gọi là oxit trung tính như: NO, N2O, CO,
II – AXIT 
1. Khái quát về sự phân loại axit
- Thường có 2 cách phân loại axit như sau
a. Cách 1: thuận tiện cho việc gọi tên
+ axit không có oxi như HCl, HBr, HI, H2S
Tên axit = Axit + tên PK + hidric Tên gốc = tên PK + ua
HCl Axit clohidric Cl- Clorua
HBr Axit bromhidric Br- Bromua
HI Axit iothidric I- Iotua
H2S Axit sunfuhidric
S2- Sunfua
HS- Hidro sunfua
+ axit có ít oxi như H2SO3, HNO2, H3PO3
Tên axit = Axit + tên PK + ơ Tên gốc = tên PK + it
H2SO3 Axit sunfurơ SO32- Sunfit
HNO2 Axit nitrơ NO2- Nitrit
H3PO3 Axit photphorơ HPO32- Hidro photphit
Lưu ý: Axit H3PO3 là axit 2 nấc tức là chỉ có thể tạo 2 gốc H2PO3- và HPO32-
+ Axit có nhiều oxi như H2SO4, HNO3, H3PO4
Tên axit = Axit + tên PK + ic Tên gốc = tên PK + at
H2SO4 Axit sunfuric SO32- Sunfat
HNO3 Axit nitric NO2- Nitrat
H3PO4 Axit photphoric PO33- Photphat
b. Cách 2: thuận tiện cho việc học tính chất hóa học
+ Axit mạnh như HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4
+ Axit yếu như H2S, H2SO3, H2CO3
+ Axit trung bình như H3PO4 
2. Tính chất hóa học chung của axit 
a. Axit làm đổi màu chất chỉ thị
- Dung dịch axit làm đổi màu quỳ tím thành đỏ 
=> Quỳ tím là chất chỉ thị màu để nhận biết dung dịch axit.
Lưu ý: Các axit yếu như H2S, H2CO3, HF không làm đổi màu quỳ tím.
b. Axit tác dụng với bazơ tạo thành muối và nước
- Axit mạnh tác dụng được với tất cả các bazơ
Ví dụ: H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O 
- Axit yếu chỉ tác dụng được với dung dịch bazơ ( bazơ tan) tạo muối axit hoặc muối trung hòa 
( nếu là axit nhiều nấc)
Ví dụ: H2S + NaOH→ NaHS + H2O
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + Cu(OH)2 → không phản ứng
c. Axit tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối và nước.
- Axit mạnh tác dụng được với các oxit bazơ kể cả oxit bazơ không tan
Ví dụ: Fe2O3 + 6HCl → FeCl3 + 3H2O
- 5 -
- Axit yếu chỉ tác dụng được với oxit bazơ tan
H2S + Na2O → Na2S + H2O
d. Axit tác dụng với kim loại
- Dung dịch axit mạnh tác dụng được với kim loại trước H trong dãy kim loại tạo thành muối và 
giải phóng khí hiđro
Ví dụ: 3H2SO4 (dd loãng) + 2Al → Al2(SO4)3 + 3H2
2HCl + Fe → FeCl2 + H2
Cu + HCl → không phản ứng
5 kim loại không tác dụng với HCl, H2SO4 loãng như Cu, Ag, Hg, Pt, Au
- Các dung dịch axit mạnh chỉ tác dụng với kim loại mạnh
Lưu ý: Axit HNO3 và H2SO4 đặc tác dụng được với nhiều kim loại nhưng không giải phóng hiđro.
e. axit tác dụng với muối.
- Phản ứng xảy ra khi axit tạo thành yếu hơn axit phản ứng
Ví dụ: 2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
2HCl + Na2S → 2NaCl + H2S
- Hoặc muối tạo thành tạo kết tủa không tan trong axit
Ví dụ: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl
- Hoặc axit tạo thành ở điều kiện phản ứng dễ bay hơi
Ví dụ: NaCl (rắn) + H2SO4 ( đặc) 
otNaHSO4 + HCl↑
III – BAZƠ
1. Khái quát về sự phân loại bazơ
Dựa vào tính tan của bazơ trong nước, người ta chia tính baz ơ thành 2 loại:
- Bazơ tan được trong nước tạo thành dung dịch bazơ (gọi là kiềm): là bazơ mạnh
NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, LiOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2.
- Những bazơ không tan: là bazơ yếu
Mg(OH)2, Al(OH)3 ,Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2,...
- dung dịch NH3 là bazơ yếu.
2. Tính chất hóa học của bazơ tan
a. Tác dụng với chất chỉ thị màu.
- Dung dịch bazơ làm quỳ tím đổi thành màu xanh.
- Dung dịch bazơ làm phenolphthalein không màu đổi sang màu đỏ.
b. Dung dịch bazơ tác dụng với oxit axit tạo thành muối và nước.
Ví dụ: 2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O
 3Ca(OH)2 + P2O5 → Ca3(PO4)2↓ + 3H2O
c. Bazơ tan tác dụng với axit tạo thành muối và nước.
Ví dụ: KOH + HCl → KCl + H2O
 Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O
d. Dung dịch bazơ tác dụng với nhiều dung dịch muối tạo thành muối mới và bazơ mới.
- Phản ứng xảy ra khi bazơ hoặc muối tạo thành kết tủa.
Ví dụ: 2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
- Hoặc tạo khí NH3
Ví dụ: NaOH + NH4Cl → NaCl + NH3↑ + H2O
3. Tính chất hóa học của bazơ không tan
a. Bazơ không tan tác dụng với axit tạo thành muối và nước.
Ví dụ: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O
b. Bazơ không tan bị nhiệt phân hủy thành oxit và nước.
Ví dụ: Cu(OH)2 
ot CuO + H2O
 2Fe(OH)3 
ot Fe2O3 + 3H2O 
Riêng Fe(OH)2 
ot FeO + H2O
- 6 -
Trong môi trường không khí, có oxi xảy ra phản ứng: 2FeO + ½ O2 
ot Fe2O3
Vậy nên
- Nung Fe(OH)2 trong không khí ta viết phản ứng là
4Fe(OH)2 + O2 
ot 2Fe2O3 + 4H2O
- Nung Fe(OH)2 trong chân không ta viết phản ứng là
Fe(OH)2 
ot FeO + H2O
IV – PHI KIM
- Các phi kim thường gặp
Tính phi kim tăng dần
C N O F
Si P S Cl
Br
I
- Các phi kim có khả năng hoạt động hóa học khác nhau.
Flo là phi kim mạnh nhất; oxi, clo là những phi kim hoạt động mạnh; lưu huỳnh, photpho, cacbon, 
silic là những phi kim hoạt động yếu hơn.
1. Tính chất vật lí
- Ở điều kiện thường, phi kim có thể tồn tại ở trạng thái rắn như C, S, P, Si, I,... Trạng thái lỏng như:
Br; Trạng thái khí như: O2, H2, N2, 
- Phần lớn phi kim không dẫn điện, dẫn nhiệt và có nhiệt độ nóng chảy thấp, ơ thể rắn thì dòn.
- Một số phi kim độc như clo, brom, iot,..
2. Tính chất hóa học
a. Tác dụng với kim loại
- Nhiều phi kim tác dụng với kim loại tạo thành muối.
Ví dụ: Fe + S ot FeS
Cu + Cl2 
otCuCl2
Lưu ý: -Tùy thuộc vào độ mạnh của phi kim mà tác dụng được với nhiều kim loại hay không
+ F2 là phi kim mạnh nhất, tác dụng được với tất cả các kim loại kế cả Au
+ Cl2, Br2 cũng là phi kim mạnh, nhưng yếu hơn F2 nên chỉ tác dụng đến Ag ( theo dãy KL)
- Thường các phi kim tác dụng với kim loại cần có nhiệt độ nhưng
+ Thủy ngân tác dụng với lưu huỳnh ngay ở nhiệt độ thường, tạo thành HgS. 
Hg + S → HgS
+ Liti tác dụng với nitơ ngay ở nhiệt độ thường tạo thành Li3N
6Li + N2 → 2Li3N
- Oxi tác dụng với hầu hết kim loại ( trừ Ag, Pt, Au) tạo thành oxit kim loại.
4Al + 3O2 
ot 2Al2O3
Ag + O2 
ot không phản ứng
b. Tác dụng với hiđro
- Nhiều phi kim tác dụng với hiđro tạo thành các hợp chất khí như F2, Cl2, Br2, I2, O2, S,N2, C... tạo 
thành hợp chất khí.
Ví dụ: F2 + H2 bongtoi 2HF
Cl2 + H2 as 2HCl
Br2 + H2 
ot 2HBr
I2 + H2 ,
o
caot xt 2HI
c. Tác dụng với oxi
- Các halogen F2, Cl2, Br2, I2 không phản ứng với O2
- Các phi kim còn lại tác dụng với oxi tạo oxit.
Ví dụ: S + O2 
ot SO2 (k)
- 7 -
Tính 
phi
kim 
giảm 
dần
dựa vào phản ứng với H2 chứng minh được 
tính oxi hóa của F2 > Cl2 > Br2 > I2
4P + 5O2 
ot 2P2O5 (r)
V – KIM LOẠI
1. Dãy kim loại và dãy điện hóa
a. Dãy kim loại ( dãy hoạt động hóa học của kim loại hay dãy beketop)
- là dãy các kim loại được sắp xếp theo chiều giàm dần mức độ hoạt động hóa học của chúng.
K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
b. Dãy điện hóa
- Dãy điện hóa là dãy gồm các cặp oxi hóa khử ( dạng oxi hóa/ dạng khử của cùng 1 kim loại) được 
xếp theo quy luật.
- Quy luật của dãy điện hoá của kim loại:
+ Các kim loại trong dãy điện hoá được sắp xếp theo chiều tính khử của kim loại giảm dần 
và tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần.
+ Dãy điện hoá cho phép dự đoán chiều của phản ứng giữa hai cặp oxi hoá - khử: chất oxi 
hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn.
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Au3+
 Tính oxi hóa ion kim loại tăng
K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Ag Au
 Tính khử kim loại giảm
Thứ tự của dãy điện hóa có tương tự dãy kim loại.
2. Tính chất vật lí chung của kim loại.
- Kim loại có tính chất vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim.
+ Tính dẫn điện: Ag > Cu > Au > Al > Fe
+ Tính dẻo: Au > Ag > Al > Cu > Sn
- Các tính chất vật lí chung này là do các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra.
- Nhờ có tính dẻo, kim loại có thể dát mỏng, kéo thành sợi,... tạo nên các đồ vật khác nhau.
- Nhờ có tính dẫn điện mà một sô kim loại được sử dụng làm dây dẫn điện. 
- Nhờ có tính dẫn nhiệt mà một số kim loại được dùng để làm dụng cụ nấu ăn. Kim loại nào dẫn 
điện tốt thường cũng dẫn nhiệt tốt.
- Nhờ có ánh kim mà một số kim loại được dùng làm đồ trang sức, như vàng, bạcr..
3. Tính chất hóa học chung của kim loại
a. Tác dụng với phi kim
*) Tác dụng với oxi: Hầu hết kim loại (trừ Au, Pt, Ag,...) tác dụng với oxi ở nhiệt độ thường hoặc 
nhiệt độ cao, tạo thành oxit.
- Mức độ phản ứng với oxi của các kim loại khác nhau: kim loại càng mạnh thì phản ứng càng 
mạnh.
 + K, Na cháy tạo thành oxit khi có lượng oxi hạn chế. Nếu oxi dư thì tạo thành peoxit.
 + Ca, Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và khả năng phản ứng với oxi giảm dần.
 + Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên bề mặt.
 + Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên bề mặt.
- Phản ứng với oxi của kim loại phụ thuộc vào bề mặt của lớp oxit tạo thành: nếu bề mặt không khít
thì phản ứng hoàn toàn; nếu bề mặt khít thì chỉ phản ứng ở trên bề mặt như Al, Zn...
*) Tác dụng với phi kim khác (Cl2.,, S,...): Nhiều kim loại tác dụng với nhiều phi kim, tạo thành 
muối.
Ví dụ 2Al + 3I2 2H O 2AlI3
 Fe + S ot FeS
b. Tác dụng với dung dịch axit
- Các kim loại đứng trước H trong dãy kim loại tác dụng với dung dịch axit (HCl,H2SO4...) tạo 
thành muối và H2.
Fe + H2SO4 (loãng) → FeSO4 + H2
Lưu ý: Kim loại tác dụng với axit HNO3, H2SO4 đặc không giải phóng H2.
c. Tác dụng với dung dịch muối
- 8 -
- Kim lọại hoạt động mạnh hơn (trừ Na, K, Ba,Ca) tác dụng với muối của kim loại yếu hơn, tạo 
thành muối và kim loại mới.
Ví dụ: Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu
2Al + 3CuCl2 → 2AlCl3 + 3Cu 
B. ĐẶC ĐIỂM RIÊNG CỦA CHẤT VÔ CƠ
I – OXIT
1. CO2 chất khí, không màu, gây hiệu ứng nhà kính
- Là oxit axit
- Tác dụng với Mg => không dập đám cháy Mg bằng khí CO2
Mg + CO2 
otMgO + C
- Tác dụng với C => ứng dụng tạo chất khử CO trong sản xuất gang thép và lưu ý không đốt than ở 
nơi kín khí
CO2 + C 
ot 2CO
- Tác dụng với đá vôi => giải thích hiện tượng tạo thành hang động ở núi đá vôi
CO2 + CaCO3 + H2O → Ca(HCO3)2
- Tác dụng với dung dịch Na2SiO3, CaOCl2, NaClO => dùng chứng minh axit H2CO3 > H2SiO3, 
HClO
CO2 + Na2SiO2 + H2O →Na2CO3 + H2SiO3↓
CO2 + 2CaOCl2 + H2O → CaCl2 + CaCO3 + 2HClO
CO2 + NaClO + H2O → NaHCO3 + HClO
- Tác dụng với NH3 tạo ure => dùng điều chế ure
CO2 + 2NH3 200 ,200
o C atm (NH2)2CO + H2O
* Điều chế: trong phòng thí nghiệm 2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
2. CO chất khí, không màu, độc
- Ngoài là oxit trung tính, CO là chất khử
- Khử các oxit kim loại sau Zn tạo thành kim loại và CO2
Ví dụ: CO + CuO otCu + CO2
Lưu ý: Dùng CO khử Fe2O3 nếu hoàn toàn thì tạo Fe, nhưng nếu không hoàn toàn thì tạo hỗn hợp 
Fe3O4, FeO, Fe, Fe2O3.
- Tác dụng với CH3OH tạo axit axetic => Dùng điều chế axit axetic trong công nghiệp
CO + CH3OH ,
ot xt CH3COOH
* Điều chế: Trong phòng thí nghiệm HCOOH 2 4 , oH SO dac tCO + H2O
3. SO2 chất khí, mùi hắc
- Ngoài là oxit axit, SO2 còn có thêm tính oxi hóa, tính khử.
- Tác dụng với H2S, Mg tạo chất rắn màu vàng
SO2 + 2H2S 
ot 3S↓ + 2H2O
SO2 + 2Mg 
ot S↓ + 2MgO
- Làm mất màu dung dịch Br2, dung dịch thuốc tím KMnO4 => dùng nhận biết SO2
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
- Tác dụng với O2 với xúc tác V2O5, là phản ứng tỏa nhiệt => thường gặp trong cân bằng hóa học
SO2 + ½ O2 2 5 ,450
oV O C SO3
- SO2 làm mất màu cánh hoa hồng.
4. Fe3O4 chất rắn, màu nâu đỏ
- là hỗn hợp oxit FeO.Fe2O3 nên vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử.
- Tác dụng với HCl, H2SO4 loãng giữ nguyên hóa trị
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
Fe3O4 + 4H2SO4 loãng → FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
- Tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc lên sắt (III)
- 9 -
3Fe3O4 + 28HNO3 → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O
2Fe3O4 + 10H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O
- Tác dụng với HI xuống sắt (II)
Fe3O4 + 8HI → 3FeI2 + I2 + 4H2O
II – AXIT
1. HF là axit rất yếu, không làm đổi màu quỳ tím
- Tác dụng với SiO2 => dùng khắc chữ trên thủy tinh, vì vậy không dùng bình thủy tinh đựng dung 
dịch axit HF
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
2. H2S 
- Ngoài tính axit, H2S còn có tính khử mạnh.
- Tác dụng với SO2 tạo chất rắn màu vàng
2H2S + SO2 → 3S↓ + 2H2O
- Tác dụng với oxi tạo SO2 hoặc S
2H2S + O2 ( thiếu) 
ot 2S + 2H2O
2H2S + 3O2 ( dư) 
ot 2SO2 + 2H2O
- Làm mất màu dung dịch brom
H2S + 4Br2 + 4H2O → H2SO4 + 8HBr
- Tác dụng với muối Cu2+, Ag+, Pb2+ tạo kết tủa màu đen
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
H2S + 2AgNO3 → Ag2S↓ + 2HNO3
H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3
- Tác dụng với clo ở dạng khí và dạng dung dịch tạo sản phẩm khác nhau
H2S + Cl2 ( khí) → 2HCl + S↓
H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
- Tác dụng với muối sắt (III) tạo muối sắt (II)
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl 
3. HCl
- Ngoài tính axit manh, HCl đặc còn có tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa MnO2, KMnO4, 
K2Cr2O7,.... => Phản ứng này được dùng để điều chế Cl2 trong phòng thí nghiệm.
Ví dụ: MnO2 + 4HCl  0t MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2↑ + 8H2O
2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 4KCl + 3Cl2↑ + 8H2O
4. HBr, HI 
- HBr, HI có tính axit và tính khử mạnh hơn HCl. Vì vậy HCl không tác dụng được với H2SO4 đặc 
nhưng HBr, HI thì tác dụng được => Phản ứng này giải thích vì sao không điều chế được HBr, HI 
bằng cách cho muối NaBr, NaI tác dụng với H2SO4 đặc như là điều chế HCl
2HBr + H2SO4 đặc  0t SO2 + Br2 + 2H2O
2HI + H2SO4 đặc  0t SO2 + I2 + 2H2O 
- HI có tính khử mạnh hơn HBr, nên HI có thể khử được sắt (III)
2FeCl3 + 2HI → 2FeCl2 + I2 + 2HCl
Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O
Fe3O4 + 8HI → 3FeI2 + I2 + 4H2O
5. HNO3, H2SO4 đặc
- Ngoài tình axit mạnh, HNO3 và H2SO4 đặc còn có tính oxi hóa mạnh.
a. Tác dụng với kim loại
- HNO3, H2SO4 đặc tác dụng với hầu hết các kim loại ( trừ Au, Pt) nhưng không giải phóng H2 mà 
tạo ra các hợp chất số oxi hóa thấp của N, S ( gọi là các sản phẩm khử)
KL + HNO3/H2SO4 đặc → Muối ( h.trị cao) + SPK + H2O
- Với HNO3 thì sản phẩm khử là
Sản phẩm khử Đặc điểm
NO2 Khí, màu nâu đỏ
- 10 -
NO Khí, không màu, hóa nâu trong không khí
N2O Khí, không màu, nặng hơn không khí, gây cười
N2 Khí, không màu, nhẹ hơn không khí
NH4NO3 Không thấy khí, cho NaOH hoặc đun nóng dung 
dịch sau phản ứng thấy có khí NH3 bay ra
Thông thường: HNO3 đặc → sản phẩm khử là NO2
HNO3 loãng → sản phẩm khử là NO
Chỉ kim loại mạnh như Mg, Al, Zn mới khử được HNO3 xuống NH4NO3.
Ví dụ: Cu + 4HNO3 đặc 
ot Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Fe + 4HNO3 loãng → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
- Với H2SO4 đặc thì sản phẩm khử là
Sản phẩm khử Đặc điểm
SO2 Khí, mùi hắc
S Chất rắn, màu vàng
H2S Khí, mùi trứng thối
Thông thường: H2SO4 đặc → sản phẩm khử là SO2
Ví dụ: 2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2H2O
5H2SO4 + 4Zn → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
- 3 kim loại Al, Fe, Cr thụ dộng trong HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội.
b. Tác dụng với C, S, P và các hợp chất có số oxi hóa thấp
* Với HNO3
Ví dụ: C + 4HNO3 đặc 
ot CO2 + 4NO2 + 2H2O
S + 6HNO3 đặc 
ot H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
P + 5HNO3 đặc 
ot H3PO4 + 5NO2 + H2O
4HNO3 + FeO → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
4HNO3 + FeCO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O + CO2
* Với H2SO4 đặc
Ví dụ: S + 2H2SO4 đặc  0t 3SO2 + 2H2O 
C + 2H2SO4 đặc  0t CO2 + 2H2O + 2SO2 
2P + 5H2SO4 đặc  0t 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
2H2SO4 + 2FeSO4 đặc  0t Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O
2FeO + 4H2SO4 đặc  0t Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
Chú ý: - Axit sunfuric đặc còn có khả năng hấp thụ SO3 tạo thành oleum có công thức tổng quát là 
H2SO4.nSO3.
- Axit sunfuric có khả năng hút nước mạnh => H2SO4 được dùng làm chất hút nước
- Axit sunfuric hấp thụ nước tỏa nhiểu nhiệt nên khi pha loãng cần rót cẩn thận từ từ axit vào nước 
và khuấy đều.
III – BAZƠ
1. NH3 chất khí không màu, mùi khai.
- Ngoài tính chất của bazơ tan, NH3 còn có tính khử mạnh.
- Khử CuO ( màu đen) thành Cu ( màu đỏ)
2NH3 + 3CuO  0t N2 + 3Cu + 3H2O
- Tác dụng với O2 tạo N2 hoặc NO tùy điều kiện có xúc tác hay không 
4NH3 + 3O2 
ot 2N2 + 6H2O 
4NH3 + 5O2 ,
ot Pt 4NO + 6H2O 
- Tác dụng với Cl2 
2NH3 + 3Cl2 dư 
ot N2 + 6HCl
8NH3 dư + 3Cl2 
ot N2 + 6NH4Cl
- Tạo phức tan với Cu2+, Ag+, Zn2+
- 11 -
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl
=> Sục khí NH3 dư vào dung dịch CuSO4 sẽ không thu được kết tủa do
CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2↓ + (NH4)2SO4
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
2. Al(OH)3 và Zn(OH)2
- Al(OH)3 và Zn(OH)2 là 2 hidroxit lưỡng tính điển hình. Vừa tác dụng được với axit, vừa tác dụng 
được với bazơ.
- Tác dụng với axit
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
Zn(OH)2 + 2HCl→ ZnCl2 + 2H2O
- Tác dụng với bazơ
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O
IV – PHI KIM
1. F2 chất khí, màu lục nhạt
- là phi kim mạnh nhất.
- Tác dụng với nước, nếu sục vào nước nóng sẽ bùng cháy
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
2. Cl2 chất khí, màu vàng nhạt, độc.
- Cl2 là chất oxi hóa mạnh
- Tác dụng với dung dịch NaOH, KOH ở nhiệt độ thường tạo nước gia ven
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O 
- Tác dụng với dung dịch kiềm và đun nóng tạo muối clorat
3Cl2 + 6KOH 
ot 5KCl + KClO3 + 3H2O
- Tác dụng với Ca(OH)2 dạng vôi sữa tạo clorua vôi
Cl2 + Ca(OH)2 dạng vôi sữa 30
o CCaOCl2 + H2O
3. Br2, I2
- Br2, I2 có tính khử mạnh hơn Cl2, bị oxi hóa bởi clo trong dung dịch
5Cl2 + Br2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl 
5Cl2 + I2 + 6H2O → 2HIO3 + 10HCl
- I2 tác dụng với hồ tinh bột tạo thành hợp chất màu tím đen => dùng hồ tinh bột nhật biết I2 và 
ngược lại.
4. O3 là một dạng thù hình của oxi.
- Có tính oxi hóa mạnh hơn O2 , thể hiện qua 2 phản ứng mà O2 không có là
O3 + 2Ag → Ag2O + O2
O3 + 2KI + H2O → O2 + I2 + 2KOH
5. S là chất rắn màu vàng
- tác dụng với Hg ở nhiệt độ thường => dùng S để thu hồi Hg rơi vãi
Hg + S → HgS
- tác dụng với F2
S + 3F2 → SF6
6. C là chất rắn, có nhiều dạng thù hình.
- Tác dụng với hơi nước tạo khí than ướt
C + H2O 
otCO + H2
C + 2H2O 
otCO2 + 2H2
- tác dụng với không khí tạo khí than khô
C + O2 
otCO2
C + CO2 
ot 2CO
- Khử được SiO2
- 12 -
2C + SiO2 → 2CO + Si
- Tác dụng với Ca tạo canxi cacbua, với Al tạo nhôm cacbua
Ca + 2C otCaC2
4Al + 3C ot Al4C3
7. Si là chất rắn, có 2 dạng thù hình
- Tác dụng với dung dịch kiềm đặc
Si + 2NaOH đăc + H2O → Na2SiO3 + 2H2
V – KIM LOẠI
1. Kim loại kiềm và Ba, Ca, Cs
- Tác dụng với nước ở nhiệt độ thường
Na + H2O → NaOH + ½ H2
K + H2O → KOH + ½ H2
Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2
nên khi tác dụng với dung dịch, thì kim loại kiềm phản ứng với nước trước tạo thành bazơ, sau đó 
bazơ mới phản ứng với chất tan trong dung dịch.
Ví dụ: Cho Na vào dung dịch CuSO4, thì phản ứng xảy ra theo thứ tự sau:
Na + H2O → NaOH + ½ H2
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
2. Mg
- Khử được một số oxit phi kim như SO2, SiO2, CO2
2Mg + SO2 
ot 2MgO + S
2Mg + SiO2 
ot 2MgO + Si 
2Mg + CO2 
ot 2MgO + C 
- Mg tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc thì có thể khử N, S xuống số oxi hóa thấp nhất ( tạo NH4NO3, 
H2S)
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4Mg + 5H2SO4 đặc 
ot 4MgSO4 + H2S + 4H2O 
3. Al, Zn
- là kim loại vừa tác dụng được với axit, vừa tác dụng với dung dịch kiềm
- Tác dụng với axit
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
- Tác dụng với dung dịch kiềm
Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + 
3
2
H2
Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2
4. Fe là kim loại trung bình
- Khi tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng, S, I2 và dung dịch muối tạo sắt (II)
Fe + S ot FeS
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
- Khi tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc, nóng; Cl2, Br2 tạo muối sắt (III)
2Fe + 3Cl2 
ot 2FeCl3
Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
- Khi tác dụng với oxi, tùy theo điều kiện mà có thể tạo FeO, Fe2O3, Fe3O4.
VI – CÁC LOẠI PHÂN BÓN HÓA HỌC
1. Phân đạm
- Đạm 2 lá: NH4NO3 - Ure: (NH2)2CO
- 13 -
2. Phân lân
- Supephotphat đơn ( 14-20% P2O5): Ca(H2PO4)2 + CaSO4
- Supephotphat kép ( 40 – 50% P2O5): Ca(H2PO4)2
- Phân lân nung chảy (12 – 14% P2O5): hỗn hợp photphat, silicat với Ca, Mg.
3. Phân kali
- Chủ yếu là KCl
4. Phân hỗn hợp
- Nitrophotka: (NH4)2HPO4 + KNO3
5. Phân phức hợp
- Amonphot: (NH4)2HPO4 + NH4H2PO4
6. Phân vi lượng
- Cung cấp B, Mn, Mo, Cu, Zn... ở dạng đơn chất
VII – PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN CỦA MUỐI
- Đa số các muối không bền với nhiệt dễ bị nhiệt phân hủy, ở đây ta xét một số muối thường gặp
1. Muối cacbonat trung hòa ( CO32-)
- Muối cacbonat trung hòa của kim loại kiềm không bị nhiệt phân
Na2CO3 
ot không phản ứng
- Muối cacbonat trung hòa của kim loại khác bị nhiệt phân tạo oxit + CO2
Ví dụ: CaCO3 
o