Hóa học 12 - Đại cương về kim loại

 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 1 
Chương 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI. 
I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI: 
1.Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn: 
- Các kim loại (KL) là những nguyên tố họ s.(nhóm IA (trừ H) và nhóm IIA). 
- Là những KL họ p: nhóm IIIA (trừ B), một phần của các nhóm IVA, VA, VIA. 
- Là những KL họ d: nhóm IB đến VIIIB. 
- Là những KL họ f: họ lantan và actini. (chúng được xếp thành 2 hàng ở cuối bảng). 
2. Cấu tạo của KL: 
a. cấu tạo của nguyên tử KL. 
- KL có bán kính nguyên tử lớn. 
- KL có e ngoài cùng ít: 1 đến 3 e. 
b. Cấu tạo mạng của KL. 
KL tồn tại dưới 3 dạng tinh thể phổ biến: 
- Mạng lập phương tâm khối có các ion dương (ion KL) nằm trên các đỉnh và tâm của 
hình lập phương. Ví dụ như : các kim loại kiềm, Cr, Fe 
- Mạng lập phương tâm diện có các ion dương (ion KL) nằm trên các đỉnh và giữa các 
mặt của hình lập phương. Ví dụ như : Cu, Al, Pb 
- Mạng lăng trụ lục giác đều có các ion dương (ion KL) ở đỉnh, giữa 2 mặt đáy và giữa 
2 đáy của hình lăng trụ. Ví dụ như các kim loại nhóm II (Be, Mg, Ca,...). 
Trong tinh thể KL, ion dương và nguyên tử KL nằm ở những nút của mạng tinh thể. 
Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyễn 
động tự do trong mạng tinh thể. 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 2 
 => Liên kết kim loại là liên kết được hình thành do các electron tự do gắn các ion 
dương kim loại với nhau. 
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI: 
1. Tính chất chung. 
a. Tính dẽo. 
- KL bị biến dạng khi tác dụng một lực cơ học đủ mạnh lên miếng KL: KL có khả năng 
dễ rèn, dễ dát mỏng dễ kéo sợi. 
Lí do: Khi có tác động cơ học các cation KL trong mạng tinh thể trượt lên nhau, 
nhưng không tách rời nhau nhờ sức hút tĩnh điện của các e tự do với các cation KL. 
Những KL có tính dẽo cao là: Au, Ag, Al, Cu, Sn... 
b. Tính dẫn điện. 
- KL có khả năng dẫn điện được, nhiệt độ của KL càng cao thì tính dẫn điện của KL 
càng giảm. 
 Lí do: 
 + Khi được nối với nguồn điện, các e tự do đang chuyễn động hỗn loạn trở 
 nên chuyễn động thành dòng trong KL. 
 + Khi tăng nhiệt độ, sự dao động của các cation KL tăng lên, làm cản trở sự 
 chuyễn động của dòng e tự do trong KL. 
- KL khác khau có tính dẫn điện khác nhau chủ yếu là do mật độ e tự do của chúng 
không giống nhau. KL dẫn điện tốt nhất là Ag (49), Cu (46), Au 35,5), Al (26) 
c. Tính dẫn nhiệt . 
+ KL có khả năng dẫn nhiệt. 
Lí do : Những e tự do ở vùng nhiệt độ cao có động năng lớn hơn, chúng chuyễn động 
đến vùng có nhiệt độ thấp hơn của KL và truyền năng lượng cho các ion dương ở đây. 
Tính dẫn nhiệt của KL giảm dần theo thứ theo đây : Ag, Cu, Al, Fe 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 3 
 d. Ánh kim. 
+ Vẻ sáng của KL gọi là ánh kim. Hầu hết KL đều có ánh kim. 
Lí do : các e tự do có khả năng phản xạ tốt những tia sáng có bước sóng mà mắt ta có 
thể nhận đươc. 
Tóm lại : những tính chất vật lí chung của KL như trên chủ yếu là do các e tự do trong 
KL gây ra. 
e. Tính chất khác của KL. 
● Khối lượng riêng : 
- KL khác nhau có khối lượng riêng khác nhau rõ rệt (nhẹ nhất Li (D=0,5), nặng nhất 
(Os có D= 22,6). 
- Quy ước : 
 + KL nhẹ có D<5g/cm3 ( Na, K, Mg, Al) 
 + KL nặng có D>5g/cm3 (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg 
● Nhiệt độ nóng chảy : 
- KL khác nhau có nhiệt độ nóng rất khác nhau, thấp nhất là Hg (-39oC), cao nhất là W 
(3410oC). 
- Quy ước : 
 + KL có nhiệt độ nóng chảy < 1500oC là KL dễ nóng chảy. 
 + KL có nhiệt độ nóng chảy > 1500oC là KL khó nóng chảy. 
● Tính cứng : 
- Những KL khác nhau có tính cứng khác nhau 
- Quy ước kim cương có độ cứng là 10 thí : Cr là 9, W là 7, Fe là 4,5, Cu lvà Al là 3, 
Cs là 0,2 
 Các tính chất : khối lượng riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng phụ thuộc vào độ 
bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tinh thểcủa KL. 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 4 
III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI : 
Vì KL có e hóa trị ít, bán kính nguyên tử lớn, độ âm điện thấp, năng lượng ion hóa của 
nguyên tử thấp nên tính chất hóa học đặc trưng của KL là tính khử (dễ bị oxi hóa : 
 M  Mn+ + ne- 
1. Tác dụng với phi kim. 
- Hầu hết Kl đều tác dụng được với phi kim trừ Au, Ag, Pt 
 + Tác dụng với oxi : 4 M + n O2  2 M2On 
 4 Al + 3 O2  2 Al2O3. 
 2 Mg + O2  2 MgO. 
 4 Na + O2  2 Na2O. 
 Chú ý : Fe có thể bị oxi hóa bởi oxi cho nhiều oxit khác nhau. 
 2 Fe + O2  2 FeO. 
 4 Fe + 3 O2  2 Fe 2O3. 
 3 Fe + 2 O2  Fe 3O4. 
 + Tác dụng với halogen (X2): 2 M + n X2  2 MXn. 
 2 Fe + 3 Cl2  2 FeCl3. 
 Cu + Cl2  CuCl2 
 2 K + Cl2  2 KCl. 
 + Tác dụng với lưu huỳnh: 2 M + n S  M2Sn 
 Fe + S  FeS 
 2 Na + S  Na2S 
 Hg + S  HgS 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 5 
2. Tác dụng với axit. 
a. Axít có tính oxi hóa do ion hidro (HCl; H2SO4 loãng). 
 2 M + 2n H+  2 Mgn+ + x H2  
Ví dụ: Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2  
 Fe + 2 HCl  FeCl2 + H2  
Chú ý: Các KL đứng sau hidro trong dãy điiện hóa không có phản ứng này. 
b. Axít có tính oxi hóa không phải do nguyên tử hiđro (HNO3; H2SO4 đ): 
● Hầu hết KL tác dụng được,( trừ Au và Pt), không giải phóng hidro mà tạo ra các sản 
phẩm của N hay S: 
 - Với axit HNO3 
 Sơ đồ: 
 
 
33
2
n
2
2
4+
NO
NO
M + HNO M(NO ) H O
N
NH
 + 








kh«ng mµu hãa n©u trong kh«ng khÝ
khÝ mµu n©u
 Chú ý: 
 + Nếu HNO3 đặc thì gỉai phóng NO2. 
 + Nếu HNO3 loãng thì KL đứng sau H sẽ tạo ra NO; KL đứng trước H sẽ tạo ra 
 NO hoặc ( N2O; N2 ; NH+4). 
 + Nếu KL có nhiều hóa trị, thì tạo ra hóa trị tối đa. 
 - Với axit H2SO4 đ : 
 Sơ đồ: 
2n2 4 2 4
2
2
S
H S
SO
M + H SO M (SO ) + H O





 mï i ®Êt ®Ì n)
mï i h¾c)
(
( 
Lưu ý: Al, Fe, Cr : không tác dụng với axit HNO3; H2SO4 đặc, nguội. 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 6 
3. Tác dụng với nước: 
- Ở nhiệt độ thường chỉ có 5 kim loại kiền (Li, Na, K, Rb, Cs) và 3 kim loại kiềm thổ (
 Ca, Sr, Ba) tác dụng được với nước tạo ra dd kiềm và khí H2 
 2 M + 2 a H2O —> 2 M(OH)a + a H2 
Ví dụ: 2 K + 2 H2O —> 2 K(OH) + H2 
 Ca + 2 H2O —> Ca(OH)2 + H2 
- Một số KL có tính khử trung bình khử được hơi nước ở nhiệt độ cao như Zn, Fe... tạo 
ra oxit và hidro. 
- Các KL có tính khử yếu như Cu, Ag, Hg... không khử được H2O, dù ở nhiệt độ nào. 
- Một số KL có hidroxit lưỡng tính thì tác dụng với H2O trong môi trường kiềm như: 
Al, Zn, Be, Sn 
Ví dụ: 
22 2 +Al + H O + NaOH NaAlO H
3
2
 
 22 2
 +Zn + 2 NaOH Na ZnO H 
4. Tác dụng với dung dịch muối: 
a. Với các KL trung bình yếu (không tác dụng được với H2O ở nhiệt độ thường) có thể 
khử được ion KL kém hoạt động hơn trong dung dịch muối thành KL tự do. 
Ví dụ: 2 2
 +Zn + CuCl ZnCl Cu
 2 3
 +2 Al + 3 CuCl 2 AlCl 3 Cu
b. Với các KL mạnh (tác dụng được H2O ở nhiệt độ thường) thì xảy ra qua 2 giai đoạn: 
+ Giai đoạn 1 kim loại tác dụng với nước tao ra dung dịch kiềm và hidro. 
+ Giai đoạn 2: dung dịch kiềm tác dụng với muối (nếu thỏa mãn đk xảy ra) 
Ví dụ: Khi cho Na vào lượng dư dung dịch CuCl2 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 7 
2 2
1
 +
2
 Na + H O NaOH H 
 (Giai đoạn 1) 
 2 2
2 NaOH + + CuCl Cu(OH) 2 NaCl 
 (Giai đoạn 2) 
 Hay 2 2 2 2
 + + 2 Na + 2 H O + CuCl Cu(OH) 2 NaCl H 
IV. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI 
1. Một số khái niệm: 
● Cặp oxi hóa-khử của KL 
Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một nguyên tố KL tạo nên cặp oxi hóa-khử: Dạng 
oxi hóa / dạng khử. 
Ví dụ: 
2+Cu
Cu ; 
2+
3+Fe
Fe ; 
2+Ag
Ag 
● Pin điện hóa: Là thiết bị gồm 2 thanh KL 
nhúng trong dung dịch muối của nó được nối 
bằng cầu muối. 
Ví dụ: Lá Zn nhúng trong ZnSO4. Cu nhúng trong CuSO4. 2 dung dịch này nối với 
nhau qua cầu muối: 
 - Lá Zn bị ăn mòn vì Zn bị oxi hóa: 
 Zn  Zn2+ + 2e- 
 Các e này di chuyễn qua lá Cu thông qua dây dẫn (làm kim vôn kế bị lệch). 
 - Trong dung dịch CuSO4 các ion Cu2+ di chuyễn đến lá Cu, tại đây chúng bị 
 khử thành Cu, rồi bám lên lá Cu. 
 Cu2+ + 2e  Cu. 
 Ion Cu2+ trong dung dịch bị giảm dần về nồng độ. 
 - vai tró của cầu muối: trung hòa điện tích của 2 dung dịch: các ion dương 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 8 
 NH+4 hoặc K+ và Zn2+ di chuyễn qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch 
 CuSO4. ngược lại các ion âm NO3-, SO42- di chuyễn qua cầu muối đến cốc 
 đựng dung dịch ZnSO4. 
 Zn đóng vai trò điện cực âm (Anot) là nơi xảy ra sự oxi hóa. 
 Cu đóng vai trò điện cực dương (catot) là nơi xảy ra sự k 
● Thế điện cực: 
Sự xuất hiện dòng điện đi từ cực đồng sang cực kẽm chứng tỏ rằng có sự chênh lệch 
điện thế giữa 2 điện cực kẽm và đồng tức là mỗi điện cực xuất hiện một thế điện cực 
nhất định. 
● Suất điện động: 
Hiệu của thế điện cực dương (E(+)) với thế điện cực âm (E(-)) được gọi là suất điện động 
của pin điện hóa: 
 Epin = E(+) - E(-) 
(ở ví dụ này E0pin = E0(Cu2+/ Cu) - E0(Zn2+/Zn)). 
● Điện cực hidro chuẩn: 
Tấm platin (Pt) nhúng trong dung dịch axit có nồng độ ion H+ là 1 M. Bề mặt được hấp 
phụ bởi khí hidro dưới áp suất 1atm. E02H+/ H2 = 0,00 V. 
● Thế điện cực chuẩn kim loại: 
- Điện cực KL mà nồng độ ion KL trong dung dịch bằng 1M được gọi là điện cực 
chuẩn. 
- Thế điện cực chuẩn của KL cần đo được chấp nhận bằng sđd của pin tạo bởi điện cực 
hidro chuẩn và điện cực chuẩn của KL cần đo. 
- Nếu KL đóng vai cực âm, thì thế điện cực chuẩn của KL có giá trị âm, nếu đóng vai 
trò cực dương thì thế điện cực chuẩn của KL có gía trị dương. 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 9 
2. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của KL. 
● So sánh tính oxi hóa-khử: Trong dung dịch nước thế điện cực chuẩn của KL E0Mn+/ 
M càng lớn thì tính oxi hóa của cation Mn+ và tính khử của KL M càng yếu. (ngược lại). 
● Xác định chiều của phản ứng oxi-hóa khử: Cation KL trong cặp oxihóa-khử có thế 
điện cực chuẩn lớn hơn có thể oxihóa được KL trong cặp có thế điện cực chuẩn nhỏ 
hơn. 
- dựa vào thế điện cực chuẩn của KL để sắp xếp nhỏ bên trái, lớn bên phải. 
- viết phương trình phản ứng theo quy tắc anpha ( ). 
KL trong cặp oxihóa-khử có thế ĐCC âm khử được ion H+ của dung dịch axit. 
● Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa: 
Epin = E(+) - E(-) 
suất điện động của pin điện hóa luôn là số dương 
● Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxihóa-khử: 
 Dựa vào Epin = E(+) - E(-). 
Một số CT liên quan đến E0: 
+ Suất điện động của pin có liên quan đến năng lượng Gip G (còn gọi là entanpi tự 
do) của phản ứng: G = -nFE và ở các điều kiện chuẩn 0G

 = -nFE0. 
Trong đó: - E0 và E là sđđ (V) của pin ở đkc và điều kiện khác với đkc; 
 - F là hằng số faraday. 
 - 0G

, G là biến thiên năng lượng Gip (J) ở ĐKC và ĐK bất kì. 
 - n là số e tối thiểu trao đổi trong phản ứng oxi hóa-khử. 
+ phương trình Necst: 
Trong Ox + ne 
 Kh. Phương trình của thế điện cực là: 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
10 
 E = E0 + 
0,059 [ ]
lg
[ ]
Ox
n Kh

V. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI. 
1. Nguyên tắc. 
 Khử ion KL thành KL: Mn+ + ne  M 
2. Phương pháp: có 3 phương pháp chính 
● Phương pháp thủy luyện: 
- Dùng kim loại mạnh khử (không tác được với H2O ở t0 thường) kim loại yếu ra khỏi 
muối. 
Ví du: 2 2
 +Zn + CuCl ZnCl Cu
 3 3 2
 +) Cu + 2 AgNO Cu(NO 2 Ag
—> Phương pháp này dùng để điều chế kim loại có tính khử yếu. 
● Phương pháp nhiệt luyện: 
- Dùng chất khử (CO, H2; C; Al) để khử ion kim loại trong các oxit. 
Ví dụ: 2
CO + CuO Cu + CO
 2 2H + CuO Cu + H O 
 2 3 23 CO + Fe O 2 Fe + 3 CO 
—> Phương pháp này để điều chế kim loại hoạt động trung bình và yếu.(sau nhôm) 
● Phương pháp điện phân 
- Dùng dòng điện một chiều trên catôt (cực âm)để khử ion kim loại: 
+ Điện phân dung dịch nóng chảy: dùng để điều chế các kim loại từ Al trở về trước. 
Ví dụ: điện phân nóng chảy NaCl 
Sơ đồ điện phân K NaCl A 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
11 
 Na+ (nc) Cl- 
 Na+ + 1e = Na0 2Cl- -2e = Cl2 
 Phương trình điện phân: 2
 2 +NaCl Na 2 Cl®iÖn ph©n nãng ch¶y
+ Điện phân dung dịch (trong nước): dùng để điều chế các kim loại sau Al 
Ví dụ: điện phân dung dịch CuCl2 
 Sơ đồ điện phân K CuCl2 A 
 Cu+ (H2O) Cl
- 
 Cu2+ + 2e = Cu0 2Cl- -2e = Cl2 
 Phương trình điện phân: 2 2
 +CuCl Cu Cl  ®iÖn ph©n dung dÞch
VI. SỰ ĐIỆN PHÂN. 
1. Khái niệm: 
Là quá trình oxi hóa- khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua 
chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li. 
2. Sự điện phân của các chất điện li. 
● Điện phân chất điện li nóng chảy: 
- Chất điện li nóng chảy phân li thành ion. Cation chuyễn về catot, anion về anot 
- Tại catot: cation KL nhận e thành KL 
- Tại anot: anion nhường e thành phi kim 
● Điện phân dung dịch chất điện li trong nước: 
- Ở katot(K) thứ tự điện phân: Ag+, Fe3+, Cu2+, H+(của axit), Pb2+... Fe2+, Zn2+, H+ (của 
nước) 
- Ở anot (A) thứ tự điện phân: S2-, I-, Br-, Cl- , OH- 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
12 
3. Định luật faraday: 
A.I.t
m = 
n.F 
V. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI 
1. Định nghĩa. 
- Ăn mòn kim loại là sự phá hủy KL hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi 
trường. Hậu quả KL bị oxi hóa thành ion KL: M  Mn+ + ne 
2. Phân loại. 
Có 2 dạng ăn mòn KL: 
* Ăn mòn hóa học: 
 - Đ/N: là sự phá hủy KL do KL phản ứng hóa học với chất khí hoặc hơi nước ở 
 nhiệt độ cao. 
 - Bản chất: là qúa trình oxhóa– khử.trong đó KL cho e và môi trường nhận e. 
 - Đặc điểm: nhiệt độ càng cao tốc độ ăn mòn càng nhanh và không sinh ra 
 dòng điện. 
* Ăn mòn điện hóa 
 - Đ/N: là sự phá huỷ KL khi KL tiếp xúc với môi trường điện li tạo ra dòng 
 diện. 
 - Điều kiện: 
 + 2 điện cực phải khác nhau 
 + 2 điện cực phải tiếp xúc nhau 
 + 2 điện cực phải cùng tiếp xúc với môi trường chất điện li 
 - Bản chất: là các quá trình oxi hóa, khử xảy ra trên bề mặt điện cực tạo ra 
 dòng điện. 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
13 
 - Cơ chế: 
 + Điện cực âm(thường là các KL mạnh hơn) cho e thành ion dương, các e 
 này di chuyễn sang điện cực dương 
 + Điện cực dương: H+, H2O nhận e thành H2, OH- 
 + Ion dương KL kết hợp với OH- thành hidroxit, bị phân huỷ thành oxit 
3. Cách chống ăn mòn kim loại. 
a. Cách li kim loại với môi trường. 
- Theo phương pháp này thì dùng các chất bền vững đối với môi trường để phủ ngoài 
mặt đối với những vật làm bằng kim loại. Như: 
 + Sơn chóng gỉ, vecni... 
 + Mạ điện bằng các kim loại như thiếc, crom, kẽm... 
 + Dùng các chất hóa học bền vững như oxit kim loại, photphat kim loại 
 (phương pháp tạo màng) 
b. Dùng hợp kim chông gỉ (hợp kim inôc). 
c. Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm). 
d. Phương pháp điện hóa. 
- Để bào vệ một kim loại người ta nối kim loại này với một kim loại khác có tính khử 
mạnh hơn. 
VI. CÁC DẠNG BÀI TẬP 
Dạng 1: Kim loại phản ứng với axit 
Những điều cần chú ý: 
● Kim loại cho tác dụng có phản ứng với axit không: 
+ Các kim loại kể từ Cu trở về sau không phản ứng với các axit có tính axit 
do H+ (HCl, H2SO4 loãng ...) 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
14 
+ Al, Fe không phản ứng với HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội 
● Axit có tính oxi hóa do H+ hay do anio gây ra: 
+ Các axit như: HCl, H2SO4 loãng...là các axit có tính oxi hóa do H+ gây ra. 
Các kim loại khi tác dụng với các axit này cho muối và khí H2 
+ Các axit như: HNO3, H2SO4 đặc nóng ...là các axit có tính oxi hóa do 
anio gây ra. 
 Với axit HNO3 
 
 
33
2
n
2
2
4+
NO
NO
M + HNO M(NO ) H O
N
NH
 + 








kh«ng mµu hãa n©u trong kh«ng khÝ
khÝ mµu n©u
Với axit H2SO4 đn : 
Sơ đồ: 
n2 4 2 4 2
 2
2
S
M + H SO M (SO ) + H S H O
SO






 mï i ®Êt ®Ì n)
mï i h¾c)
(
(
Ví dụ 1: Có 14,2 gam hỗn hợp A gồm Mg, Al, Cu. Cho hỗn hợp này qua dung dịch HCl 
dư thì thấy tạo ra 8,96 lít khí (đktc) còn nếu cũng cho hỗn hợp trên qua H2SO4 đặc 
nguội thì tạo ra 4,48 (đktc) lít khí làm mất màu dung dịch Br2. Số mol của mỗi kim loại 
trong hỗn hợp đầu lần lượt là 
 A. 0,1; 0,1; 0.1. B. 0,1; 0,1; 0,3 
 C. 0,1; 0,2; 0.1. D. 0,1; 0,2; 0,3 
Giải 
Gọi a, b, c lần lượt là số mol của Mg, Al, Cu. Ta có: 
hh
= 24a + 27b + 64c = 14,2 gam (1.)m
Khi cho hỗn hợp tác dụng với HCl thì Cu không phản ứng: 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
15 
 Mg + 2 HCl —> MgCl2 + H2  
 a mol a mol 
 2Al + 6 HCl —> 2 Al Cl3 + 3H2  
 b mol 1,5b mol 
H
2
 = a + 1,5b = 0,4 moln
 (2.) 
Khi cho hỗn hợp tác dụng với H2SO4 đặc nguội thì Al không phản ứng, khí làm mất 
màu dung dịch 2
Br
 là khí 2
SO
: 
2 4 4 2 2
2 4 4 2 2
Mg + 2 H SO MgSO + + 2 H O 
Cu + 2 H SO CuSO + + 2 H O 
SO
a mol a mol
SO
c mol 


 c mol 
SO
2
 = a + c = 0,2 moln
 (3.) 
Giải các phương trình 1,2,3 trên ta được: 
a = 0,1 mol; b = 0,2 mol ; c = 0,1 mol 
Chọn C. 
● Biết vận dụng các định luật bảo toàn đặc biệt là trong bài toán tính khối lượng 
muối . 
Ví dụ 2: Cho 1,37 gam hỗn hợp Mg, Al, Cu tác dụng với dung dịch HNO3 loãng dư, thì 
thu được 1,12 lít (đktc) khí không mầu, hoá nâu trong không khí. Khối lượng muối 
nitrat sinh ra là: 
 A. 16,7 gam. B. 10,67 gam. C. 17,6 gam. D. 10,76 gam. 
Giải 
Cách 1: 
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
16 
3 3 2 2
3 3 2 2
3 3 3 2
3 Mg + 8 HNO 3 Mg(NO ) + 2 NO + 4 H O 1.
3 Cu + 8 HNO 3 Cu(NO ) + 2 NO + 4 H O 2. 
Al + 4 HNO Al(NO ) + NO + 2 H O 


 3.
Từ các phản ứng trên thấy ngay: 
3
HNO NO
 4 4.0,05 = 0,2 moln n 
H O
2 NO
 2 2.0,05 = 0,1 moln n 
Áp dụng ĐLBTKL ta có: 
HNO3 NO H O2
 + = + + 
hh
mm m m m
muèi 
   HNO3 NO H O2 = + - + hh
 = 
m
(1,37 + 63. 0,2) - (30.0,05 + 18.0,1) = 10,67 gam
m m m m
muèi
Chọn B 
Cách 2: 
Gọi a, b, c lấn lượt là số mol của Mg, Al, Cu ta có: 
NO
+ +
hh
= 24a + 27b + 64c = 1,37 gam 4.
= + = 0,05 + 2 = 0,15 5.
2a 2c
 b 2a 3b c
3 3
m
n 
Mà 
 = 148a + 213b + 188c 6.m
muèi 
Chúng ta phải tìm được 2 hệ số (x,y) để làm sao x.(4.) + y.(5.) = 6. Điều này xảy ra khi 
và chỉ khi:
+
+24x 2y = 148 =
= 62 = 213
 1
 27x 3y 
x
y
  
 
  
   +
 = 148a + 213b + 188c 
 = 24a + 27b + 64c + 62 + 2 
 = 1,37 + 62.0,15 = 10,67 gam 
m
2a 3b c
muè
VËy
i
 www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation 
Page | 
17 
Ví dụ 3: Hoà tan hoàn toàn 17,4gam hỗn hợp 3 kim loại Mg, Al, Fe trong dung dịch 
HCl dư, thấy thoát ra 13,44 lít khí. Khối lượng muối thu được là: 
 A. 60 gam. B.50 gam. C. 62,1 gam D. 58,4 gam 
Giải 
Cách 1: Không viết phương trình phản ứng mà áp dụng ngay ĐLBTNT hiđro 
HH(H ) H(HCl) HCl 22
 = = 2 = 2.0,6 = 1,2 moln n n n
Sau đó mới áp dụng ĐLBTKL: 
 
HCl
HCl
H
2
H
2
 + 
 + - 
hh
hh
 = + 
 = 
 = (17,4 + 36,5. 1,2) - 2.0,6 = 60 gam
m
m
m m m
m m m
muè
muè
i
i
Cách 2: Viết phương trình phản ứng 
 Mg + 2 HCl —> MgCl2 + H2  
 2Al + 6 HCl —> 2 Al Cl3 + 3H2  
 Fe + 2 HCl —> FeCl2 + H2  
Ta thấy ngay 
HHCl
2
 = 2 = 2.0,6 = 1,2 moln n
 sau đó cũng áp dụng ĐLBTKL (nhưng 
cách 1 hay hơn). 
 
HCl
HCl
H
2
H
2
 + = + 
 = + - 
 = 
hh
hh
(17,4 + 36,5. 1,2) - 2.0,6 = 60 gam
m
m
m m m
m m m
muè
muè
i
i
● Sử dụng thành thạo phương pháp bảo toàn electron 
Ví dụ 4: Một hỗn hợp bột kim loại Mg và Al được chia thành hai phần bằng nhau. Phần 
1 cho tác dụng với HCl dư thu được 3,36 lít H2. Phần 2 hoà tan hết trong HNO3 loãng 
dư thu được V lít một khí không màu, hoá nâu tron