Hóa học 10 - Hóa học các hợp chất vô cơ

Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 30
Phần II 
HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ 
Chương 1 
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA 
Nhóm Halogen 
1. Cấu tạo nguyên tử 
− Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns2np5. Dễ dàng thực hiện quá trình : 
 X2 + 2e -> 2X- 
Thể hiện tính oxi hoá mạnh. 
− Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá −1, các halogen khác có các số oxi hoá −1, +1, +3, +5 
và +7. 
− Từ F2 → I2: tính oxi hóa giảm, tính khử tăng, độ âm điện giảm. 
2. Tính chất vật lý 
F2, Cl2 là chất khí, Br2 là chất lỏng, I2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng 
lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc. 
 F2 không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan tương đối 
ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như: C6H6, CCl4,. 
3. Tính chất hoá học 
 Tính chất hóa học đặc trưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh 
a. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau: 
 H2 + F2 -> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk thường, nổ 
 H2 + Cl2 -> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiếu sáng hoặc có đốt nóng, nổ 
 H2 + Br2 -> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng 
 H2 + I2 2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao, thuận nghịch 
b. Phản ứng mạnh với kim loại 
2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3 
Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxi 
hoá như Fe, Sn) 
c. Phản ứng với H2O: Khi cho halogen tan vào nước thì: 
− Flo phân huỷ nước: 
F2 + H2O -> 2HF + 1/2O2 
− Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit: 
 Cl2 + H2O HCl + HClO 
− Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo. 
− Iot tan rất ít. 
d. Phản ứng với phi kim khác 
2P + 3Cl2 -> 2PCl3 
2P + 5Cl2 -> 2PCl5 
Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với oxi. 
e. Phản ứng với dung dịch kiềm 
− Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen: 
 + NaOH + H2O 2
0
Cl → OClNaClNa 11 +− +
− Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc và nóng tạo thành muối clorat: 
 + NaOH + H2O 2
0
Cl ⎯→⎯ 0t 3
51
OClNaClNa
+− +
− Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi: 
 + Ca(OH)2 bột ẩm, huyền phù → + 2H2O 2
0
Cl 2CaOCl
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 31
Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl+ trong phân tử gây ra. Chúng 
được dùng làm chất tẩy màu, sát trùng. 
f. Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi hợp chất: 
 2Cl2 + NaBr -> 2NaCl + Br2 
g. Oxi hóa các hợp chất có tính khử: 
 Cl2 + 2FeCl2 2FeCl3 →
 Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 
 I2 + 2Na2S2O3 Na2S4O6 + 2NaI →
4. Ứng dụng và điều chế clo 
− Clo được dùng để: 
 + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố 
 + Tẩy trắng vải sợi, giấy 
 + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl 
 + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt 
− Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl: 
4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2 O ⎯→⎯ 0t
16HCl + 2KMnO4 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O ⎯→
− Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim 
loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình. 
 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 ⎯⎯ →⎯ mndpdd ,
5. Trạng thái tự nhiên 
 Trong lớp vỏ trái đất, clo đứng thứ 11 trong tất cả các nguyên tố hóa học và đứng thứ 
nhất trong các halogen. Clo tự nhiên tồn tại ở hai dạng đồng vị: (75,77%) 
và (24,23%). Do hoạt động hóa học mạnh, clo chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất, 
chủ yếu là muối clorua (trong nước biển, mỏ muối, khoáng vật: cacnalit KCl. MgCl2.6H2O 
và xinvinit NaCl. KCl). 
Cl3517
Cl3717
6. Hợp chất 
a. Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX) 
− Đều là chất khí, tan nhiều trong H2O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa 
các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch: 
 HX + H2O -> H3O+ + X- 
HCl là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí (d = 1,26). Trong không khí ẩm 
nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù. Nồng độ cho phép trong không khí là: 0,005mg/l. 
− Axit halogenhiđric có đầy đủ các tính chất hóa học đặc trưng của một axit: 
 + Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ 
 + Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước 
 HCl + NaOH -> NaCl + H2O 
 2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O 
 + Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2 
 2HCl + Zn -> ZnCl2 + H2 
 + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit 
mới phải dễ bay hơi): 
 2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + CO2 ↑ + H2O 
• Riêng HF có tính chất đặc biệt: nó có thể tác dụng được với SiO2 (thủy tinh) 
 4HF + SiO2 -> SìF4 + 2H2O 
 2HF + SìF4 -> H2[SìF6] 
 Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các 
lọ bằng chất dẻo. 
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 32
 - Ngoài tính axit, các HX do có chứa X-1 nên chúng còn thể hiện tính khử khi tác dụng 
với các chất oxi hóa mạnh. Từ HF -> HI tính khử tăng dần Ví dụ: 
 16HCl + 2KMnO4 -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 
− Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H2O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl2, 
Hg2Cl2, Cu2Cl2,Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua. 
- Điều chế các HX: 
 + Tổng hợp trực tiếp: 
 H2 + X2 -> 2HX 
 + Dùng phương pháp trao đổi ion: 
 NaClrắn + H2SO4 đặc HCl + NaHSO4 ⎯→⎯ 0t
− Cách nhận biết ion Cl− (Br−, I−): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua) kết tủa với 
Ag+ (AgNO3) 
 AgNO3 + NaCl -> NaNO3 + AgCl↓ 
 Trắng 
AgBr kết tủa màu vàng, AgI kết tủa màu vàng đậm 
b. Axit hipoclorơ (HClO) 
− Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch. 
− Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có 
chứa Cl+ : 
Cl+ + 2e -> Cl-1 
c. Axit cloric (HClO3) 
− Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H2O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ dưới 50%. 
− Axit HClO3 và muối clorat (KClO3) có tính oxi hoá mạnh. 
15
6
−+ →+ CleCl 
- Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong phòng thí nghiệm 
 KClO3 KCl + 3/2O2 ⎯⎯ →⎯ 02 ,tMnO
d. Axit pecloric (HClO4) 
Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, là axit mạnh nhất trong các axit, tan 
nhiều trong H2O, HClO4 có tính oxi hoá mạnh. 
Axit pecloric được điều chế bằng phản ứng: 
 2KClO4 + H2SO4 → 2HClO4 + K2SO4 
Từ HClO -> HClO4 tính bền, tính axit tăng và khả năng oxi hóa giảm. 
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 33
Chương 2 
OXI – LƯU HUỲNH 
I. Oxi 
1. Cấu tạo nguyên tử 
− Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s22s22p4 
 1s2 2s2 2p4 
Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá 
mạnh: 
O2 + 4e -> 2O-2 
− Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O2 
Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O3 
− Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên: 
 (99,76%);17 (0,037%);18 (0,2%) O168 O8 O8
2. Tính chất vật lý 
− Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí (d = 1,1), hoá lỏng ở 
−183oC, hoá rắn ở −219oC, tan ít trong nước, duy trì sự cháy sự sống. Oxi lỏng và rắn có 
màu xanh da trời. 
− Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời. 
3. Tính chất hoá học: Oxi là chất oxi hóa mạnh, thể hiện qua: 
− Tác dụng với kim loại: 
Oxi phản ứng trực tiếp vói hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit 
Fe + O2 -> Fe3O4 
− Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng 
với O2 ở to thường) 
S + O2 SO2 ⎯→⎯ 0t
C + O2 CO2 ⎯→⎯ 0t
− Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O2, do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do. 
O3 -> O2 + O 
Điều này thể hiện ở phản ứng O3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O2 không có phản ứng 
này). 
2KI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2KOH 
4. Điều chế 
− Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ: 
2
01
3
25 0
OClKOClK t +⎯→⎯ −−+ 
hay 
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 ⎯→⎯ 0t
− Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (−200oC), sau đó chưng 
phân đoạn lấy O2 (ở −183oC) 
5. Trạng thái tự nhiên: 
Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất, chiếm khoảng 20% thể tích không khí, 
khoảng 50% khối lượng vỏ trái đất, khoảng 60% khối lượng cơ thể người, 89% khối lượng 
nước. 
Mỗi người một ngày cần 20 – 30m3 oxi để thở. 
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 34
II. Lưu huỳnh 
1. Cấu tạo nguyên tử 
− Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Lớp e 
ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình. 
S + 2e -> S-2 thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi. 
− Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S8) khép kín thành vòng: 
 S S S S 
 S S S S 
2. Tính chất vật lý 
− Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H2O, tan trong một số dung môi 
hữu cơ như: CCl4, C6H6, rượudẫn nhiệt, dẫn điện rất kém. 
− Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8oC nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo. 
 Srắn -> S lỏng, vàng - > S quánh, nhớt, nâu đỏ -> S sôi ->S hơi -> S bột vàng 
 1190C 1870C 4450C làm lạnh 
3. Tính chất hoá học 
Lưu huỳnh vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử, thường gặp các mức oxi hóa sau: S-2, S+4, 
S+6. 
− Ở to thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở to cao, S phản ứng được với nhiều phi kim 
và kim loại. 
S + O2 SO2 (S0 -> S+4) ⎯→⎯ 0t
S + Fe FeS (S0 -> S-2) ⎯→⎯ 0t
S + H2 H2S (S0 -> S-2) ⎯→⎯ 0t
− Hoà tan trong axit oxi hoá: 
 S + 2HNO3 H2SO4 + 2NO (S0 -> S+6) ⎯→⎯ 0t
 S + 2H2SO4 đặc 2H2O + 3SO2 (S0 -> S+4) ⎯→⎯ 0t
* 90% lượng S dùng để sản xuất H2SO4, 10% còn lại dùng để lưu hóa cao su, sản xuất 
diêm, chất dẻo ebonit,. 
4. Hợp chất 
a) Hiđro sunfua (H2S−2) 
− Là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, nặng hơn không khí (d = 1,17), ít tan trong 
H2O. H2S hóa lỏng ở -600C và hóa rắn ở - 860C. Dung dịch H2S là axit sunfuhiđric. 
− Có tính khử mạnh, cháy trong O2: 
 H2S + 3/2O2 SO2 + H2O ⎯→⎯ 0t
 2H2S + SO2 3S + 2H2O ⎯→⎯ 0t
Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, S-2 có thể bị oxi hoá đến S+6: 
 H2S + 4Cl2 + 4H2O 8HCl + H2SO4 ⎯→⎯ 0t
H2S là axit yếu. 
Khi có mặt oxi và nước, H2S có thể phản ứng với một số kim loại như: Ag, Cu: 
 2H2S + 4Ag + O2 2Ag2S + 2H2O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trong 
không khí ẩm bị hóa đen. 
⎯→
Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H2O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm, 
kiềm thổ tan nhiều. 
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 35
− Đ ùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất 
hiệ
2 và axit sunfurơ H2SO 
kh g ùi hắc ông khí (d = 2,2), hóa lỏng ở -100C, 
độ
ể nhận biết H2S hoặc muối sunfua (S2−) d
n. 
 Pb(NO3)2 + Na2S -> PbS↓ + 2NaNO3 
b) Lưu huỳnh đioxit SO
4+
ôn
3 
− SO2 là chất khí màu, m , nặng hơn kh
( S )
c, tác dụng với H2O: 
 SO2 + H2O H2SO3 HSO3- + H+ 
t khử và là một oxit axit. 
 là sunfit (ví dụ Na2SO3). ... 0t CuO + H2O 2 
c) Muối: Các muối nitrat, sunfat,
ất. 
Cu2+ + 2OH- -> Cu(OH) ↓2 
Cu(OH) + 4NH -> [Cu(NH ) ]2+ + 2OH- 2 3 3 4
3.3. Hợp chất có số oxi hoá +3 
Chỉ đặc trưng với Au. 
a) Au2O3 : Rắn, màu đen, không tan trong nước. 
b) Au(OH)3: Kết tủa, lưỡng tính, tan trong dung dịch ki
c) Muối: Các muối nitrat, clorua, sunfat đều dễ tan. 
Trạng thái tự nhiên 
− Cu thường gặp ở dạng Cu2S (pirit đồng), CuS.
(malakit), 2CuCO .Cu(OH)2 (azurit), Cu2O (cupr3
− Ag: Thường gặp
 − Au: gặp ở dạng đơn chất.
. Các nguyên tố nhóm IIB (Zn, Cd, Hg) 
Tính chất vật lý 
Zn, Cd
− Hg là chất lỏng, Zn, Cd là chất r
ều kim− Hg rất dễ tạo hợp kim với nhi
 đứng trước H, H ng
Kẽm 
hất hoá h a Zn 
oại khá h ng: 
+ Zn – 2e -> Zn
a) Phản ứng với nhiều phi kim: 
Zn + Cl2 ⎯→⎯ 0t ZnCl2 
Zn + O2 ⎯→⎯ nO 0t 
b) Phản ứng với H2O: 
− Ở nhiệt độ thường tạo thành lớp Zn(OH)2 bảo vệ. 
hi nung nóng Zn phản ứng với h
Zn + H2O ⎯→⎯ 0t + H2 
c) Phản ứng với axit và kiềm: 
− Zn phản ứng dễ dàng với axit thường và ax o
 Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 
 4Zn + 10HNO oãng ⎯→⎯ 0t 4Zn(NO3)2 + NH43 l
− Zn phản ứng với dung ch kiềm:
 Zn + 2Na 2 2 2 2 ↑ 
d) Zn tan được trong dung dịch NH3 (khác Al) 
 Zn + 4NH 2 ↑ 3 2 3 4
2.2. Hợp chất của Zn 
a) Oxit ZnO: 
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 73
Là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, nhưng tan trong dung dịch axit và dung 
dịch ki
ất kết tủa trắ lưỡng tính (tan trong axit và kiềm). 
O4 -> ZnSO4 + 2H2O 
Dễ tạo phứ
 [Zn(N )4](OH)2 
ước. ZnS kết tủa 
nh oxit, sau đó: 
 CO 
Sphalerit(Z ay ( ZnO và ZnO. A 3, Zn2SiO4. H2O 
3. 
i Cl và S nga ở nhiệt độ thường. 
5H2O 
c) Phản ứn uối H h Hg+: 
3.2. Hợp c
a) Oxit HgO: chất rắn, màu đỏ hoặc vàng, không tan và không tác dụ ới nước. Tan 
và O2. 
2Hg + O2 
, bị phân tích ngay khi vừa tạo thành: 
gCl2 đều tan nhiều trong nước. 
II
và chì (Sn, Pb) 
há thấp. 
1.2. Tính c ọc 
Là những ạ oạt độ ng bình. Trong các hợp chất tồn tại ở 2 số oxi hoá: +2 
và +4. 
oxit bảo vệ. Khi nung nóng phản ứng mạnh 
với oxi tạo th và PbO
0t S
ềm 
 ZnO + H2SO4 -> ZnSO4 + H2O
 ZnO + 2NaOH -> Na2ZnO2 + H2O 
b) Hiđroxit Zn(OH)2: 
Là ch ng, có tính 
 Zn(OH)2 + H2S
Zn(OH)2 + 2NaOH -> Na2ZnO2 + 2H2O 
c chất với dung dịch NH3: 
H3 Zn(OH)2 + 4NH3 ->
c) Muối Zn: Zn(NO3)2, ZnSO4, ZnCl2, ZnBr2 đều tan nhiều trong n
trắng. 
2.3. Điều chế Zn 
Nung quặng (ZnS hay ZnCO3) tạo thà
ZnO + C Zn + ⎯→⎯ 0t
2.4. Trạng thái tự nhiên 
l2OnS), ganm ZnCO3),
Thuỷ ngân 
3.1. c: Tính chất hoá họ 
a) Phản ứng với oxi: Khi đun nóng 
Hg + O2 ⎯→⎯ 0t HgO 
y Hg phản ứng vớ 2
Hg + Cl2 ⎯→ HgCl2 
b) Phản ứng với axit oxi hóa: 
 3Hg + 10HNO3 loãng ⎯→ 3Hg(NO3)2 + 2NO +
g với m g2+ tạo thàn
 Hg2+ + Hg -> Hg22+ 
hất 
Hợp chất của thuỷ ngân tồn tại ở 2 số oxi hoá : +2, +1. 
ng v
trong axit, khi nung nóng bị phân tích thành Hg 
2HgO ⎯→⎯ 0t
b) Hiđroxit: không bền
Hg(OH)2 -> HgO + H2O 
c) Muối: Các muối Hg(NO3)2, Hg2SO4, H
I. Một số nguyên tố quan trọng khác 
1. Thiếc 
1.1. Tính chất vật lý 
− Sn là kim loại màu trắng, Pb là kim loại màu xám. 
− Đều có nhiệt độ nóng chảy k
hất hoá h
kim lo i h ng tru
a) Phản ứng với oxi: 
Ở nhiệt độ thường, trên bề mặt tạo thành lớp 
ành SnO2 . 
Sn + O2 ⎯→⎯ nO2 
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 74
Pb + 
2
O2 ⎯→⎯ PbO 
b) P
ả
1 t0
hản ứng với halogen 
Ph bX : 
Ở nhiệt độ roxit bảo vệ. Khi có mặt oxi, Pb phản ứng được với 
H2O.
O
à H SO loãng).
− Sn
− Pb g tan bảo v . 
e) P
2 + 2NO + 5H2O 
b 2 + 3H2O 
− Sn n + tuỳ từng trường hợp: 
S 2 + 4H2O 
2 +NH4NO3 + 5H2O 
2 H
O
i ki
PbO
O4 + 3PbSO4 + 2H2O 
2 2 b(OH)4 đều là những chất không tan trong 
nư
2+
 SnCl2 + HgCl2 -> SnCl4 + Hg (đen) 
n ứng tạo thành halogenua SnX4, P 2
Sn + 2Cl ⎯→⎯ 0t SnCl4 2
Pb + 2Cl ⎯2 ⎯→ PbCl4 
c) Phản ứng với nước 
0t
 thường tạo thành lớp hiđ
 Pb + 1/2O + H O -> Pb(2 2 H)2 
d) Phản ứng với axit thường (HCl v 2 4 
 phản ứng chậm. 
 hầu như không phản ứng vì t o thành muối khônạ ệ
Sn + 2HCl -> SnCl + H2 ↑2 
Pb + 2HCl -> PbCl ↓ + H2 2 ↑ 
hản ứng với axit oxi hoá 
− Pb phản ứng tạo thành muối Pb
 3Pb(NO3)
2+ 
3Pb + 10HNO3 ->
 Pb + 3H SO đ, n -2 4 > P SO4 + 2SO
ố 2+ S 4
↓
 phản ứng tạo thành mu i Sn và 
O4)2 + 2 O Sn + 4H2SO4 đ, n -> Sn(S
 4Sn + 10HNO3 -> 4Sn(NO3)
 Sn + 4HNO3 -> H2SnO3 + 4NO2 + H2O 
f) Phản ứng với dung dịch kiềm 
Cả 2 kim loại đều tan: 
 Sn + 2NạOH -> Na2SnO2 + H
PbO + 
2 ↑ 
 Pb + 2NạOH -> Na2
1.3. Hợp chất của Sn và Pb.
2 ↑ 
xit: SnO , PbO , SnO, PbOa) 2 2 
Các oxit đều là chất rắn, không tác dụng với nước. Tác dụng với axit rất khó khăn (ngay 
cả khi đun nóng). 
Tác dụng vớ ềm nóng chảy 
CaO + PbO -> CaPbO2 3 
 thể hiện tính oxi hoá:2 
0t3PbO2 + 2MnO2 + 3H2SO4 ⎯→⎯ 2HMn
it: Sn(OH) , Pb(OH) , Sn(OH)4, Pb) Hiđrox
ớc và là những hiđrưxit lưỡng tính. 
Ví dụ: 
Sn(OH)4 + 4HCl -> SnCl4 + 4H2O 
Na2[Sn(OH)6] Sn(OH)4 + 2NaOH -> 
Pb(OH + 2HCl -> Pb)2 Cl2 + 2H2O 
P OH)2 + 2NaOH -> Na2PbO2 + 2H2O b(
c) Muối 
− Muối Pb4+ : kém bền, dễ chuyển thành muối Pb . 
PbCl -> PbCl + Cl4 2 2 
− Muối halogenua và sunfat Pb2+ : ít tan. 
− Muố Sn2+ có tính khử: i 
 ↓
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 75
2. Crom 
2.1. Tính c
 khó nóng chảy, rất cứng. 
 nhiệt độ thường. 
3Cl2 2CrCl3 
3HCl -> CrCl3+ 3/2H
àng tác dụng với chất oxi hoá trong môi trường kiềm.
2.2.
m tồn tại ở 2 số oxi hoá iển hình : +3 và +6. 
Là chất rắ g với nước, không tác dụng với dung dịch 
kiềm và axit. 
 với kiềm nóng chảy tạo thành mu 2 
đroxit Cr(OH)3 
ong nước, màu xanh lá cây, lưỡng tính. 
3HCl -> CrCl3 + 3H2O 
H -> NaCrO + 2H O
iều trong nước tạo thành dung dịch màu xanh lá 
câ
h
 dịch do: 
 bền trong môi trường kiềm 
rong môi trường axit 
hất 
− Crom (Cr = 52) là kim loại sáng trắng,
− Crom bề í ởn đối với nước và không kh
Khi nung nóng, ở trạng thái bột, crom dễ bị oxi hoá bởi các phi kim. 
Ví dụ: 
0
4Cr + 3O2 ⎯→⎯t 2Cr2O3 
0t2Cr + ⎯→⎯
− Crom dễ dàng tan trong axit thường. 
Cr + 2 ↑ 
− Crom bị thụ động hoá trong HNO3 đặc, nguội và trong H2SO4 đặc, nguội 
− Crom dễ d 
 Cr + 3NaNO3 + 2NaOH -> Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O 
 Hợp chất: 
đTrong các hợp chất, cro
a) Oxit Cr2O3 
n, màu xanh lá cây, không tác dụn
Cr2O3 tác dụng ối cromit MeCrO
 Cr2O3 + 2NaOH ⎯→⎯ 0t 2NaCrO2 + H2O 
b) Hi
Là chất không tan tr
Cr(OH) + 3
Cr(OH) + NaO3 2 2 
c) Muối Cr3+ 
Cr(NO3) , CrCl , Cr (SO ) đều tan nh3 3 2 4 3
y. 
d) Hợp c ất Cr+6 
H2CrO4: axit cromic 
H2Cr2O7: axit đicromic. 
Giữa hai ion CrO42- và ion Cr2O72- có cân bằng trong dung
 CrO42-
 Cr2O72- bền t
 2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O 
− Hợp chất Cr6+ có tính oxi hoá: 
 7H2O 
3. 
h chất 
i trắn ng dòn, khó nóng chảy,khá hoạt động (kém Al nhưng 
mạ
ại ở n ức oxi hoá +2, +3, +4, +6 và +7. Nhưng bền nhất 
và ph ức ; +6 và +7. 
an (II). 
 K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 -> K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O 
 K2Cr2O7 + 14HBr -> 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 +
Mangan 
3.1. Tín
− Mangan là kim loạ g bạc, cứ
nh hơn Zn). 
− Mangan có thể tồn t hững m
ổ biến n m 4 hất là các : +2 ; +
− Phản ứng với oxi: ở nhiệt độ thường tạo lớp oxit MnO2 bảo vệ, ở dạng bột bị oxi hoá 
dễ dàng. 
 Mn + O2 MnO2 ⎯→⎯ 0t
− Phản ứng với các phi kim khác: tạo thành những hợp chất mang
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 76
hiệt độ cao phản ứng nhanh 
hơ
 Mn(OH)2 + H 
2+
O
(OH)4 màu nâu. 
 H O 
ều trong nước. 
u đen, không tan trong nước, phản ứng với axit tạo thành 
mu
O2: 
4 
Là ch trong nước, kém bền trong dung dịch, dễ bị chuyển thành 
KM
2 MnO2 + 4KOH 
4
ng nước, có tính oxi hoá mạnh, tuỳ theo môi 
trư 7+ ử
4
Ví d
2KMnO4 2 3 + 3 2 4 2 4 2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O 
O3 + H2O - > 2KOH + 2MnO2 + 3Na2SO4 
O3 + 2KOH -> 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O 
p nên thường 
dùng ặng, nhiệt độ nóng chảy cao. 
 Mn + Cl ⎯→⎯ 0t MnCl2 2 
Mn + S ⎯→⎯ 0t MnS 
ớ phản ứng chậm, ở n− Phản ứng v i nước: ở nhiệt độ thường
n. 
⎯→⎯ 0t 2 ↑ Mn + H2O 
− Phản ứng với axit thường và axit oxi hoá tạo thành muối Mn2+.
Mn + HCl -> MnCl2 + H2 
Mn+ H2SO4 loãng -> MnSO4 + H2 
3Mn + 8HNO3 -> 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O 
− Mn bị HNO3 đặc, nguội thụ động hoá. 
3.2. Hợp chất 
a) Hợp chất Mn 
xit MnO là chất rắn, tan trong axit, bị oxi hoá th− O ành Mn 2. 
− Hiđroxit Mn(OH) là chất kết tủa trắng, dễ chuyển thành Mn2
Mn(OH) + 1/2O + -> Mn(OH)2 2 2 4 
− Muốn Mn2+ muối nitrat, clorua,sunfat, axetat tan nhi
b) Oxit MnO là chất rắn mà2
ối Mn2+. 
 MnO2 + 4HCl ⎯→⎯ MnCl2 + Cl2 + H2O 
i hông khí oxi hoá được Mn
0t
− Trong kiềm nóng chảy, ox k
 2MnO2 + O2 + 4KOH ⎯→⎯ 0t 2K2MnO4 + 2H2O 
Muối Mn4+ kém bền, dễ bị chuyển thành muối Mn2+.
c) Kali manganat K2MnO
ất tinh thể màu xanh, tan 
nO4: 
 3K MnO4 + 2H2O -> 2KMnO4 + 
MnO d) Kali pemanganat K
Là chất tinh thể màu tím, tan nhiều tro
bị kh : ờng Mn
− Môi trường axit: 
+7 e 2+Mn + 5 -> Mn 
− Môi trường trung tính: 
+7 +4Mn + 3e-> Mn (MnO2) 
− Môi trường kiềm: 
Mn+7 + 1e-> Mn+6 (MnO 2-) 
ụ: 
 + 5Na SO H SO -> K SO + 5Na
2KMnO4 + 3Na2S
2KMnO4 + Na2S
2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2+ 8H2O 
− KMnO4 bị nhiệt phân giải phóng oxi: 
 2KMnO4 ⎯→⎯t K2MnO4 + MnO2 + O2 
4. 
0
Coban và niken 
4.1. Tính chất 
àu trắng bạc, đặc biệt Ni có vẻ sáng đẹ− Coban và niken đều là kim loại m
để mạ kim loại. Cả 2 đều cứng, n
Hóa học các hợp chất vô cơ 
Đồng Đức Thiện # " Trường THPT Sơn Động số 3 77
− Coban và niken đều đứng trước H trong dãy thế điện hoá, nhưng hoạt động kém Fe. 
− Khi đun nóng, coban và niken có khả năng tham gia phản ứng với một số phi kim như: 
O2, C
4.2.
coban, niken có số oxi hoá +2 đặc trưng hơn +3 (khác Fe). 
g không 
tác dụn
ây. 
(O 3. 
+ N ường. 
những chất kết tủa, Co(OH)3 màu xanh thẫm, Ni(OH)3 mầu nâu đen. 
t tạo thành muối có số oxi hoá +2. 
2Ni(OH)3 + 6HCl -> 2NiCl2 + Cl + H2O 
c) Muối: Chỉ có muối với oxi hoá +2 là bền. 
− Muối Co2+: muối khan màu xanh lam, khi bị hiđrat hoá và tan trong dung dịch có màu 
hồng. 
− Muối Ni2+: có màu xanh lá cây. 
− Các muối nitrat, sunfat, halogenua tan nhiều trong nước. 
l2, S, P, 
 Hợp chất của coban và niken 
Hợp chất của 
a) Oxit CoO, NiO, Co2O3, Ni2O3. 
Các oxit này đều là chất rắn, không tác dụng với nước. Tác dụng với axit nhưn
g với kiềm: 
 CoO + 2HCl -> CoCl2 + H2O 
 Ni2O + 6HCl -> 2NiCl3 + 3H2O 3
b) Hiđroxit 
− M(OH)2 : đều là chất kết tủa, Co(OH)2 màu hồng, Ni(OH)2 màu xanh lá c
H)+ Dưới tác dụng của chất oxi hoá mạnh (ví dụ NaClO) chuyển thành Me
 2Co(OH)2 + NaClO + H2O -> 2Co(OH)3 + NaCl 
i(OH)2 không bị oxi hoá bởi oxi ở nhiệt độ th
+ Me(OH)2 là những bazơ yếu, tan trong axit. 
− M(OH)3: 
+ Là 
+ Đều là bazơ yếu, hoà tan trong axi
4Co(OH)3 + 4H2SO4 -> 4CoSO4 + O2 ↑ + 10H2O 
2 ↑