Hóa học là chuyển nhỏ Trần Thanh Bình

Tài liệu gồm 85 trang được biên soạn bởi thầy Trần Thanh Bình, tổng kết kiến thức Hóa học THPT (10 – 11 – 12), giúp học sinh ôn tập để chuẩn bị cho kỳ thi THPT Quốc gia môn Hóa học.

Mục lục tài liệu tổng kết kiến thức Hóa học THPT – Trần Thanh Bình:
Chủ đề 1. Nguyên tử (Trang 4).
Chủ đề 2. Bảng hệ thống tuần hoàn (Trang 7).
Chủ đề 3. Liên kết hóa học (Trang 10).
Chủ đề 4. Phản ứng hóa học (Trang 12).
Chủ đề 5. Tốc độ phản ứng (Trang 18).
Chủ đề 6. Cân bằng hóa học (Trang 19).
Chủ đề 7. Dung dịch (Trang 21).
Chủ đề 8. Phản ứng ion trong dung dịch (Trang 24).
Chủ đề 9. Halogen và hợp chất (Trang 27).
Chủ đề 10. Oxi và hợp chất (Trang 30)
Chủ đề 11. Lưu huỳnh và hợp chất (Trang 31).
Chủ đề 12. Nitơ và hợp chất (Trang 34).
Chủ đề 13. Photpho và hợp chất (Trang 36).
Chủ đề 14. Cacbon và hợp chất (Trang 38).
Chủ đề 15. Tổng hợp kiến thức phi kim (Trang 40).
Chủ đề 16. Đại cương kim loại (Trang 42).
Chủ đề 17. Kim loại kiềm và kiềm thổ (Trang 45).
Chủ đề 18. Nhôm và hợp chất (Trang 47).
Chủ đề 19. Crom và hợp chất (Trang 50).
Chủ đề 20. Sắt và hợp chất (Trang 51).
Chủ đề 21. Tổng hợp kiến thức hóa vô cơ (Trang 54).
Chủ đề 22. Nhận biết (Trang 55).
Chủ đề 23. Đại cương hóa hữu cơ (Trang 57).
Chủ đề 24. Hiđrocacbon (Trang 59).
Chủ đề 25. Độ bất bão hòa (Trang 65).
Chủ đề 26. Hợp chất nhóm chức (Trang 66).
Chủ đề 27. Danh pháp hợp chất nhóm chức (Trang 68).
Chủ đề 28. Một số phản ứng riêng của các hợp chất nhóm chức (Trang 72).
Chủ đề 29. Tính chất điển hình của hợp chất nhóm chức (Trang 76).
Chủ đề 30. Tính axit – bazơ của các hợp chất hữu cơ (Trang 77).
Chủ đề 31. Amino axit (Trang 78).
Chủ đề 32. Tính chất của cacbohiđrat (Trang 80).
Chủ đề 33. Polime (Trang 81).
Chủ đề 34. Sơ đồ chuyển hóa giữa các hợp chất hữu cơ (Trang 83).

[ads]

____✫✫✫____

TỔNG KẾT KIẾN THỨC
HÓA HỌC THPT

Ths. TRẦN THANH BÌNH
NHẬN DẠY NHÓM, DẠY LỚP LUYỆN THI MÔN HÓA 8 – 12
SĐT: 0977.111.382

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

MỤC LỤC
Chương 1: Nguyên tử…………………………………………………..4
Chương 2: Bảng hệ thống tuần hoàn…………………………………...7
Chương 3: Liên kết hóa học……………………………………………10
Chương 4: Phản ứng hóa học…………………………………………12
Chương 5: Tốc độ phản ứng…………………………………………..18
Chương 6: Cân bằng hóa học……………………………………….…19
Chương 7: Dung dịch……………………………………………….…21
Chương 8: Phản ứng ion trong dung dịch……………………………..24
Chương 9: Halogen và hợp chất………………………………………27
Chương 10: Oxi và hợp chất………………………………….……….30
Chương 11: Lưu huỳnh và hợp chất…………………………………..31
Chương 12: Nitơ và hợp chất……………………………………...…..34
Chương 13: Photpho và hợp chất………………………………….…..36
Chương 14: Cacbon và hợp chất………………………………………38
Chương 15: Tổng hợp kiến thức phi kim……………………………...40
Chương 16: Đại cương kim loại…………………………………….…42

Chương 17: Kim loại kiềm và kiềm thổ…………………………….…45
Chương 18: Nhôm và hợp chất……………………………………..….47
Chương 19: Crom và hợp chất………………………………….……...50
Chương 20: Sắt và hợp chất……………………………………….…...51
Chương 21: Tổng hợp kiến thức hóa vô cơ………………………….....54
Chương 22: Nhận biết……………………………………………….....55
Chương 23: Đại cương hóa hữu cơ………………………………….…57
Chương 24: Hiđrocacbon……………………………………………....59
Chương 25: Độ bất bão hòa…………………………………………....65
Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 2

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

Chương 26: Hợp chất nhóm chức…………………………………..….66
Chương 27: Danh pháp hợp chất nhóm chức…………………………..68
Chương 28: Một số phản ứng riêng của các hợp chất nhóm chức…..…72
Chương 29: Tính chất điển hình của hợp chất nhóm chức……………..76
Chương 30: Tính axit – bazơ của các hợp chất hữu cơ………………...77
Chương 31: Amino axit………………………………………………...78
Chương 32: Tính chất của cacbohiđrat……………………………........80
Chương 33: Polime…………………………………………………..…81
Chương 34: Sơ đồ chuyển hóa giữa các hợp chất hữu cơ……………...83

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 3

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

NGUYÊN TỬ
1. Cấu tạo nguyên tử
‒ Nguyên tử có hai thành phần chính: hạt nhân và lớp vỏ electron.

‒ Do phân tử trung hòa về điện nên số proton luôn bằng số electron, giá trị này
được gọi là số đơn vị điện tích hạt nhân hoặc số hiệu nguyên tử – kí hiệu là
Z.
2. Kí hiệu nguyên tử
‒ Số khối của hạt nhân, kí hiệu là A, bằng tổng số proton (Z) và nơtron (N).
A=Z+N
A
‒ Nguyên tử được kí hiệu là: Z X với X là kí hiệu nguyên tố.
3. Đồng vị
‒ Những nguyên tử cùng số proton nhưng khác số nơtron được gọi là các đồng
vị.
‒ Cho nguyên tố X có n đồng vị với khối lượng nguyên tử là A1, A2, …, An. Tỉ
lệ phần trăm số nguyên tử (hay hàm lượng) các đồng vị lần lượt là x1, x2, …, xn
(với x 1 + x2 + … + xn = 100 %) thì khối lượng nguyên tử trung bình của X là
AX 

A1x1  A 2 x2  ...  A n x n
x1  x 2  ...  x n

4. Sự phân bố electron

‒ Các electron trong nguyên tử được sắp xếp theo từng lớp từ trong ra ngoài.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 4

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Thông thường, các phân lớp càng xa hạt nhân thì mức năng lượng càng lớn,
càng dễ tách electron ra khỏi nguyên tử. Theo quy tắc này thì thứ tự tăng dần
mức năng lượng của các phân lớp sẽ là: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p <
4d < 4f. Tuy nhiên, có một trường hợp đặc biệt là mức năng lượng của phân lớp
3d lại lớn hơn 4s, do đó thứ tự sắp xếp mức năng lượng của các phân lớp phải là
1s  2s  2p  3s  3p  4s < 3d  4p  4d  4f

5. Cấu hình electron nguyên tử
‒ Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố các electron trên các phân lớp khác
nhau. Cách viết cấu hình electron của một nguyên tử bất kì gồm các bước sau
Bước 1: Xác định số electron của nguyên tử (chính là Z).
Bước 2: Xác định sự phân bố các phân lớp electron, cụ thể là
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p …
Bước 3: Lần lượt điền từng electron vào các phân lớp theo
• Nguyên lí vững bền (từ mức năng lượng thấp tới cao, lưu ý điền
electron vào phân lớp 4s trước 3d.)

• Nguyên lí Pauli (mỗi obitan chỉ có tối đa 2 electron).
• Quy tắc Hund (số electron độc thân phải lớn nhất có thể).
‒ Có hai trường hợp đặc biệt là Cr (Z = 24) và Cu (Z = 29):
Nguyên tố

Cấu hình electron dự đoán

Cấu hình electron thực tế

Cr (Z = 24)

1s22s22p63s23p63d44s2

1s22s22p63s23p63d54s1

Cu (Z = 29)

1s22s22p63s23p63d94s2

1s22s22p63s23p63d104s1

Nguyên nhân là do cấu hình dạng d5 và d 10 rất bền vững nên Cr
và Cu ưu tiên các dạng này hơn.
6. Cấu hình electron của ion
‒ Cation: Khi nguyên tử mất electron (điện tích âm) thì sẽ tạo thành các ion
mang điện tích dương, gọi là các cation. Cấu hình electron của các cation được
tạo ra bằng cách bớt electron lần lượt từ phân lớp ngoài vào phân lớp trong.
VD1:

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 5

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Anion: Khi nguyên tử nhận electron (điện tích âm) thì sẽ tạo thành các ion
mang điện tích âm, gọi là các anion. Cấu hình electron của anion được tạo ra
bằng cách thêm electron lần lượt từ phân lớp trong tới phân lớp ngoài.
———  ———

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 6

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
1. Cấu tạo bảng tuần hoàn
‒ Trong bảng tuần hoàn, các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần số
đơn vị điện tích hạt nhân Z theo chiều từ trái sang phải và từ trên xuống dưới.
Giá trị của Z cũng chính là số thứ tự của mỗi nguyên tố trong bảng.
‒ Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp electron được xếp thành một
hàng, gọi là chu kì.
‒ Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số electron hóa trị1 được xếp thành một

cột, gọi là nhóm nguyên tố.
2. Xác định số thứ tự chu kì của một nguyên tố
‒ Dựa vào cấu hình electron: Số thứ tự của lớp ngoài cùng bằng bao nhiêu thì
nguyên tố thuộc chu kì bấy nhiêu.
VD1: Fe có cấu hình electron là 1s22s22p63s23p63d64s2  Fe thuộc chu kì 4.
3. Nguyên tố nhóm chính và nhóm phụ
‒ Những nguyên tố mà electron cuối cùng được điền vào obitan s hoặc p thì gọi
là nguyên tố nhóm chính (nhóm A). Những nguyên tố mà electron cuối cùng
được điền vào obitan d hoặc f thì gọi là nguyên tố nhóm phụ (nhóm B).
4. Xác định số thứ tự nhóm của một nguyên tố
‒ Thông thường, nguyên tố nhóm A có cấu hình electron lớp vỏ ngoài dạng:
nsanpb và số thứ tự của nhóm nguyên tố chính là tổng (a + b).
‒ Cấu hình electron lớp ngoài cùng (và sát ngoài cùng) của nguyên tố nhóm B
thường có dạng: (n – 1)dansb. Số thứ tự nhóm được xác định theo nguyên tắc
• Nếu a + b = 3 – 7: nhóm IIIB – VIIB.
• Nếu a + b = 8 – 10: nhóm VIIIB.
• Nếu a + b = 11, 12: nhóm IB, IIB.
5. Vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn
‒ Khi biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra cấu tạo
nguyên tử của nguyên tố đó, và ngược lại.

6. Khí hiếm
1

Electron hóa trị là các electron ở lớp vỏ ngoài cùng (hoặc của phân lớp sát ngoài cùng), có
khả năng tham gia tạo thành liên kết hóa học.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 7

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Mỗi chu kì kết thúc khi phân lớp p đã bão hòa (riêng với chu kì 1 là khi phân
lớp 1s bão hòa). Các nguyên tố kết thúc mỗi chu kì có cấu hình electron lớp
ngoài cùng dạng ns2np6 (riêng với chu kì 1 là 1s2) và được gọi là các khí hiếm.
Các khí hiếm điển hình nhất là
Chu kì
1
2
3

Khí hiếm
Heli (He)
Neon (Ne)
Argon (Ar)

Số hiệu
Z=2
Z = 10
Z = 18

Cấu hình electron
1s2
1s22s22p6
1s22s22p63s23p6

‒ Cấu hình electron của một nguyên tố ở chu kì n có thể viết gọn theo công thức

VD2: Cấu hình của crom (Z = 24) là:

7. Cách vẽ bảng hệ thống tuần hoàn
‒ Các bước cơ bản để vẽ một bảng tuần hoàn đơn giản (gồm 20 nguyên tố).
Bước tiến hành
Bước 1: Vẽ một bảng đơn giản
với 4 hàng (chu kì) và 8 cột
(nhóm).

Minh họa

Bước 2: Xác định các nguyên
tố ở chu kì 1, chỉ gồm hai
nguyên tố Z = 1, 2 ở đầu và
cuối bảng
Bước 3: Xác định các nguyên
tố ở chu kì 2, gồm tám nguyên
tố (Z = 3 – 10) xếp lần lượt từ
đầu đến cuối bảng. Các nguyên
tố ở chu kì 3 cũng tương tự (Z
= 11 – 18). Tiếp theo, bắt đầu ở
chu kì 4 là hai nguyên tố Z =
19 và 20.
‒ Khi đã dần quen với cách vẽ trên, bạn nên ghi nhớ tên gọi / kí hiệu của các
nguyên tố có Z = 1 – 20 và vị trí của chúng trong bảng tuần hoàn.
8. Sự biến đổi bán kính nguyên tử của các nguyên tố

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 8

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Bán kính nguyên tử (kí hiệu: R) có thể được xem là khoảng cách từ hạt nhân
tới các electron lớp ngoài cùng. R phụ thuộc vào hai yếu tố
• Số lớp electron càng lớn thì R càng lớn.
• Nếu số lớp electron giống nhau (cùng chu kì) thì R càng lớn khi điện
tích hạt nhân Z càng bé2.
‒ Sự biến đổi bán kính nguyên tử các nguyên tố được tóm tắt như sau: Trong
cùng nhóm, theo chiều từ trên xuống dưới, số lớp vỏ electron tăng dần nên R
tăng dần. Trong cùng chu kì, theo chiều từ trái sang phải, Z tăng dần nên R
giảm dần.
9. Sự biến đổi các đại lượng khác
‒ Sau mỗi chu kì, tính chất của các nguyên tố lại biến đổi tuần hoàn. Ngoài sự
biến đổi về bán kính nguyên tử, còn có các yếu tố sau
• Năng lượng ion hóa (I), độ âm điện (E), tính phi kim (PK): Các đại
lượng đặc trưng cho khả năng hút (hoặc giữ) electron của hạt nhân – biến
đổi theo chiều ngược với bán kính nguyên tử (R).
• Tính kim loại (KL): Đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron
của nguyên tử - biến đổi cùng chiều với R.

10. Hóa trị của các nguyên tố
‒ Hóa trị là số liên kết hóa học mà nguyên tử có thể tạo ra trong phân tử. Một
nguyên tố hóa học có thể có nhiều hóa trị, nhưng hóa trị cao nhất thì bằng số
electron lớp vỏ ngoài cùng (hay “electron hóa trị”3 trong nguyên tử)

‒ Hóa trị cao nhất của một nguyên tố có thể xuất hiện trong oxit (hợp chất với
oxi). Nếu một nguyên tố thuộc nhóm chính x thì hóa trị cao nhất của nguyên tử
nguyên tố đó trong oxit là x.
‒ Ngoài ra, một số nguyên tố có thể tạo ra hợp chất khí với hiđro. Trong các
hợp chất này, nguyên tử nguyên tố đó có hóa trị bằng 8 – x.
————————
2

Khi Z càng bé thì lực hút giữa hạt nhân với electron sẽ càng yếu  Electron sẽ nằm cách xa
hạt nhân hơn  R càng lớn.
3
Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị thì xếp cùng một nhóm. Do đó, nguyên tố ở nhóm
nào thì có hóa trị cao nhất như thế. VD: Cacbon ở nhóm IVA thì hóa trị cao nhất bằng 4.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 9

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Electron hóa trị
‒ Trong nguyên tử của các nguyên tố thuộc nhóm chính (nhóm A), các electron
lớp vỏ ngoài cùng được gọi là các “electron” hóa trị. Các electron hóa trị sẽ
quyết định tính kim loại hoặc phi kim của các nguyên tố
• Kim loại thường có 1 – 3 electron hóa trị.4
• Phi kim thường có 4 – 7 electron hóa trị.

• Nguyên tố có 8 electron hóa trị là khí hiếm.
Nhìn chung thì nguyên tố thuộc nhóm chính thứ x sẽ có x electron hóa trị5.

2. Kim loại và phi kim điển hình
‒ Tất cả các nguyên tố nhóm B (như Fe, Zn, Cu, Cr) đều là kim loại. Trong
nhóm A, các kim loại điển hình nhất là
• nhóm IA (hay “kim loại kiềm”): liti (Li), natri (Na), kali (K).
• nhóm IIA (hay “kim loại kiềm thổ”): magie (Mg), canxi (Ca), bari (Ba).
• nhóm IIIA: nhôm (Al).
Ở điều kiện thường, đa số kim loại đều là chất rắn, trừ thủy ngân (Hg) là chất
lỏng.
‒ Các phi kim điển hình nhất là
• nhóm IA : hiđro (H).
• nhóm IVA: cacbon (C).
• nhóm VA: nitơ (N), photphot (P).
• nhóm VIA: oxi (O), lưu huỳnh (S).
• nhóm VIIA (hay “halogen”): flo (F), clo (Cl), brom (Br), iot (I).
Ở điều kiện thường, đa số phi kim đều là chất khí, ngoại trừ: brom (chất lỏng)
và cacbon, lưu huỳnh, photpho, iot (chất rắn).
3. Quy tắc bát tử

4
5

Ngoại trừ hiđro, tuy chỉ có 1 electron hóa trị nhưng là phi kim.
Mỗi chu kì thường bắt đầu là các kim loại, sau đó là các phi kim và cuối cùng là khí hiếm.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 10

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Quy tắc chung trong các phản ứng hóa học là nguyên tử thường có xu hướng
nhường hoặc nhận electron để trở thành các ion có cấu hình electron của khí
hiếm (với 8 electron lớp ngoài cùng). Quy tắc này gọi là quy tắc “bát tử” (8
electron).
VD1: Clo (Z = 17) có 7 electron lớp ngoài cùng nên dễ nhận thêm 1 electron để
tạo thành anion Cl– có cấu hình electron của khí hiếm Ar.

4. Ion đa nguyên tử
‒ Dưới đây là những ion đa (nhiều) nguyên tử bạn cần nhớ.
CATION

ANION

NH4 (amoni)

NO 3– (nitrat)
CO32– (cacbonat)

Ion của N:
Ion của C:
(hiđrocacbonat)
Ion của S:

SO42– (sunfat)
Ion của P: PO43– (photphat)

NO2– (nitrit)
HCO3–

5. Liên kết hóa học
‒ Liên kết hóa học được chia thành hai loại chính.
Liên kết ion
Thường được tạo
thành giữa kim
loại với phi kim
(hoặc với ion đa
nguyên tử).
VD: KF, NH4Cl,
Na2SO4.

Liên kết cộng hóa trị (CHT)
Thường được tạo thành giữa phi kim và phi kim.
Liên kết CHT không
phân cực

Liên kết CHT phân cực

Được tạo thành giữa
hai phi kim giống nhau
hoặc có độ âm điện gần
bằng nhau (thường là
cacbon và hiđro).
VD: O2, Cl2, CH4.

Được tạo thành giữa hai
phi kim có độ âm điện
khác nhau nhiều.
VD: HCl, H2O, NH3.

6. Công thức hợp chất ion
‒ Khi kết hợp hai ion X và Y với nhau tạo thành hợp chất thì sẽ có tỉ lệ
Sè nguyª n tö X

Sè nguyª n tö X

®iÖn tÝch ion cña Y
®iÖn tÝch ion cña X

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 11

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

PHẢN ỨNG HÓA HỌC
1. Quy tắc xác định số oxi hóa
‒ Số oxi hóa (viết tắt: SOH) là điện tích của nguyên tử trong đơn chất, hợp chất.
Có 7 quy tắc cơ bản để xác định số oxi hóa.
Quy tắc

1
2
3
4

Nội dung

Ví dụ
6

SOH của mọi nguyên tố trong đơn chất đều
bằng 0.
Trong hợp chất, kim loại nhóm IA (Li, Na,
K, Rb, Cs) chỉ có SOH +1.
Trong hợp chất, kim loại nhóm IIA (Be, Mg,
Ca, Sr, Ba) chỉ có SOH +2.
Nguyên tử của các nguyên tố sau chỉ có một
+3

1

Cl 2 , O3 , S

1

Na Cl, K 2 SO 4
+2

Mg O, Ba SO 4
+3 1

Al F3 , Zn O

SOH trong hợp chất: Al, Zn , F .
+1
5
Trong đa số hợp chất, hiđro thường có SOH +1
H
O,
N
H
2
3
+17.
2
2
6

Trong đa số hợp chất, oxi thường có SOH –
Fe
O
,
HN
O
3
28.
-1
-1
7
Trong các hợp chất hai nguyên tố, các
Mg Br 2 , Cr Cl3
halogen (Cl2, Br2, I2) luôn có SOH –1 (ngoại
trừ hợp chất với oxi).
‒ Trong phân tử (trung hòa điện), tổng SOH của tất cả các nguyên tử bằng 0.
‒ Trong ion, tổng SOH của tất cả các nguyên tử bằng điện tích ion.
VD1: Xác định SOH của nitơ trong ion NO3–. Theo quy tắc 6, SOH của oxi là –
2. Đặt SOH của nitơ là x  1  x  3  (2)  1  x  +5

N


O

2. Phản ứng oxi hóa – khử
‒ Trong PƯ oxi hóa – khử có sự thay đổi SOH của một số nguyên tử. Nguyên
nhân là do có sự trao đổi electron giữa các chất tham gia phản ứng: Các chất
nhường (cho) electron thì SOH tăng lên, các chất nhận electron thì SOH giảm
xuống.

‒ Các thuật ngữ trong PƯ oxi hóa – khử được tóm tắt ở bảng sau:

Đơn chất là chất chỉ có một nguyên tố.
Riêng trong các hợp chất với kim loại thì hiđro có SOH –1.
8
Trong hợp chất H2O2 thì oxi có SOH –1.
7

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 12

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Lưu ý rằng khi xác định các chất oxi hóa và chất khử thì chỉ xác định những
chất PƯ (không xét đến các sản phẩm).
‒ Khi chất khử và chất oxi hóa giống nhau thì PƯ gọi là “tự oxi hóa – khử”.
1

VD2: Cl2  H 2 O 
 H Cl  H Cl O

‒ Khi chất khử và chất oxi hóa thuộc về hai nguyên tố khác nhau trong cùng
một phân tử thì PƯ gọi là “oxi hóa – khử nội phân tử”.
+5 2

1

MnO
VD3: 2K ClO3 
 2K Cl + 3 O2
t
2

3. Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa – khử
‒ Phương pháp cân bằng dưới đây được gọi là “phương pháp thăng bằng
electron”.
• Bước 1: Xác định các nguyên tử bị thay đổi SOH trong PƯ.
• Bước 2: Viết sự khử và sự oxi hóa, lưu ý phải cân bằng số nguyên tử
của mỗi nguyên tố trong các quá trình.
• Bước 3: Xác định hệ số cân bằng9 và cân bằng các quá trình.
• Bước 4: Điền hệ số và cân bằng phương trình.
‒ Ở bước 3, khi cân bằng các quá trình thì cần lưu ý trường hợp sau
(1) Nguyên tử có mặt trong nhiều phân tử.
(2) Nguyên tử tham gia đồng thời hai quá trình (khử và oxi hóa)
Khi đó, không thể điền hệ số và cân bằng trực tiếp với nguyên tử này.

Hệ số cân bằng có thể được xác định bằng cách lấy số electron của quá trình này làm hệ số
cho quá trình kia. Lưu ý rằng tỉ lệ giữa các hệ số phải rút gọn về tối giản.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 13

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

VD4: Cân bằng PƯ: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O.

Trong PƯ trên, Cl–1 vừa là chất khử, vừa tham gia tạo môi trường PƯ10 (xuất
hiện trong nhiều phân tử), do đó không thể cân bằng trực tiếp clo bằng cách
điền hệ số mà phải cân bằng qua các nguyên tố khác.
 Cân bằng kali:

2KMnO 4  HCl 
 2 KCl  2MnCl 2  5Cl 2  H 2 O

2K

 Cân bằng clo:
2KMnO4  16 HCl 
 2KCl  2MnCl 2  5Cl 2  H 2O

16 Cl

 Cân bằng hiđro:
2KMnO 4  16HCl 
 2KCl  2MnCl 2  5Cl 2  8 H 2O


16 H

Lúc này, PƯ đã cân bằng.
4. Phản ứng có nhiều chất khử hoặc chất oxi hóa
‒ Các PƯ oxi hóa – khử thường chỉ có một nguyên tố tăng SOH (chất khử), một
nguyên tố giảm SOH (chất oxi hóa). Tuy nhiên, trong một số trường hợp có thể
có nhiều (2 hoặc 3) nguyên tố là chất khử (hoặc chất oxi hóa) và các nguyên tố
này lại thường cùng thuộc một phân tử. Trường hợp này gọi là PƯ có nhiều chất
khử hoặc chất oxi hóa.
+1

2

t
 Cu O + S O2 có hai chất khử là Cu+1 và S–2.
VD5: Trong PƯ: Cu2 S + O 2 

‒ Để đơn giản, có thể xem rằng: Trong các phân tử mà tất cả các nguyên tử đều

là chất khử (hoặc chất oxi hóa) thì SOH của tất cả các nguyên tử đều bằng 0.
o

t
 Fe2(SO4)3 + SO 2 + H2O.
VD6: Viết sự khử của PƯ: FeS + H2SO4 (đặc) 

Chất tạo môi trường nghĩa là vẫn còn trong sản phẩm.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 14

Giáo viên: Trần Thanh Bình

VD7: Cân bằng PƯ:

SĐT: 0977111382
o

t
FeS + H2SO 4 (đặc) 
 Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O.

Trong PƯ trên, S+6 vừa là chất khử, vừa tham gia tạo môi trường PƯ (xuất hiện
trong nhiều phân tử), do đó không thể cân bằng trực tiếp lưu huỳnh bằng cách
điền hệ số mà phải cân bằng qua các nguyên tố khác. Bạn hãy tự cân bằng tiếp:

t
 Fe2 (SO 4 )3 + 9SO 2 + H 2 O
 Cân bằng lưu huỳnh: 2FeS + .....H 2SO 4 


12 S

 Cân bằng hiđro:

t
2FeS + .....H 2 SO 4 
 Fe2 (SO 4 )3 + 9SO2 + .....H 2O

Lúc này PƯ đã cân bằng!
5. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của đơn chất
‒ Nguyên tắc 1: Đơn chất kim loại chỉ có thể nhường electron  chỉ có tính
khử.
‒ Nguyên tắc 2: Đơn chất phi kim vừa có thể nhường hoặc nhận electron11, do
đó phi kim vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa (trừ flo). Xét một phi kim X ở
nhóm chính thứ n (tương ứng với n electron hóa trị), khi đó X có hai xu hướng
PƯ chính:
Nhận thêm (8 – n) electron Nhường n electron để tạo
để tạo ra ion có cấu hình của ra ion có cấu hình của khí
khí hiếm thuộc chu kì trước. hiếm cùng chu kì.
X0 – n∙e → X+n
X0 + (8 – n)e → X–(8 – n)

Giá trị –(8 – n) và +n lần lượt là SOH thấp nhất và cao nhất của X trong hợp
chất.
VD8: Nitơ thuộc nhóm V A  Có 5 electron hóa trị  SOH cao nhất và thấp
nhất của nitơ lần lượt là –3 và +5.

Riêng flo (F2) thì chỉ có thể nhận chứ không thể nhường electron nên chỉ có tính oxi hóa.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 15

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

6. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của kim loại trong hợp chất
‒ Trong hợp chất, các kim loại điển hình (nhóm IA, IIA, Al, Zn, Ag) chỉ có một
SOH duy nhất và đó là SOH cao nhất. Do đó, chúng chỉ có thể chuyển từ SOH
này về 0 (đơn chất) chứ không thể tăng thêm  Chỉ có tính oxi hóa.

‒ Một số kim loại nhóm B có thể có nhiều SOH trong hợp chất (VD9: Fe có
SOH +2 và +3). Nếu như trong hợp chất, các kim loại này chưa đạt tới SOH cao
nhất thì chúng sẽ vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử.
7. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của phi kim trong hợp chất
‒ Xét phi kim X thuộc nhóm chính thứ n. Trong hợp chất, nếu X có SOH nằm
giữa hai giá trị –(8 – n) và +n (chính là SOH thấp nhất và cao nhất) thì X vừa có
tính khử, vừa có tính oxi hóa.

Lưu ý: F2 và O 2 là các phi kim rất mạnh (có độ âm điện lớn nhất) nên anion F–
và O2– có tính khử rất yếu, chỉ thể hiện khi có dòng điện. Do đó, trong các PƯ
hóa học, các ion F– và O2– hầu như không thể hiện tính khử.
8. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của hợp chất
‒ Nguyên tắc: Tính oxi hóa – khử của hợp chất là sự kết hợp của tính oxi hóa
và tính khử của tất cả các nguyên tử có trong hợp chất.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 16

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

PHỤ LỤC 1: CHẤT OXI HÓA VÀ CHẤT KHỬ ĐIỂN HÌNH

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 17

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
1. Khái niệm và công thức tính tốc độ phản ứng
‒ Tốc độ PƯ là sự thay đổi (độ biến thiên) nồng độ của chất PƯ hoặc sản phẩm

trong một đơn vị thời gian.
‒ Xét một PƯ có sự tham gia của chất A từ thời điểm t1 đến t2.

Tốc độ của PƯ của A là: v A 

C A

t

C 2  C1



mol


 lÝt  ®¬n vÞ thêi gian 

t 2  t1

‒ Xét PTPƯ tổng quát: aA + bB → cC + dD
(a, b, c, d: hệ số tỉ lượng hoặc hệ số cân bằng)
Độ biến thiên nồng độ (ΔC) của các chất trong PƯ có thể khác nhau.



 Tốc độ PƯ của từng chất  v i 

C i 
có thể khác nhau. Để tính tốc độ toàn

t 

PƯ thì phải chia tốc độ của từng chất cho hệ số tỉ lượng.
1 C A
1 C B
v 
 
  
a 
t  b 
t 
vA

2. Các yếu tố ảnh hưởng tốc độ phản ứng
Tốc độ phản ứng của
Tác động vào
phản ứng
Tăng nồng độ
Tăng áp suất
Tăng nhiệt độ
Tăng diện tích
tiếp xúc
Thêm xúc tác

Chất khí

Chất lỏng

Chất rắn

↑
↑
↑
↑

↑
X

X
X

↑
↑

↑

Trong đó: ↑ là tốc độ tăng lên; X là không ảnh hưởng đến tốc độ.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 18

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

CÂN BẰNG HÓA HỌC
1. Phản ứng thuận nghịch
‒ PƯ thuận nghịch là PƯ diễn ra theo hai chiều ngược nhau, trong cùng một
 ” được sử dụng để mô tả hai chiều PƯ diễn ra đồng
điều kiện. Mũi tên “ 
thời.
t , p, xt. Fe


VD1: N2 (k) + 3H2 (k) 
 2NH3 (k) là một PƯ thuận nghịch.
o

2. Cân bằng hóa học
 cC + dD.
‒ Xét PƯ thuận nghịch: aA + bB 
Thực chất, có hai PƯ diễn ra đồng thời:
• PƯ thuận: A + B → C + D, có tốc độ là vt.
• PƯ nghịch: C + D → A + B, có tốc độ là vn.
Tại một thời điểm xác định, vt = vn – khi đó PƯ sẽ đạt tới trạng thái cân bằng và
nồng độ các chất không thay đổi nữa.
c

‒ Khi PƯ đạt cân bằng, giá trị K C 

C    D
a
b
A   B 

gọi là hằng số cân bằng của

PƯ. Trong đó [i] là nồng độ của chất i khi cân bằng. Ở một nhiệt độ xác định,
KC luôn không thay đổi.
‒ Biểu thức tính hằng số cân bằng KC (hoặc viết gọn là K) chỉ xét với chất khí
hoặc chất tan trong dung dịch. Trong PƯ có chất rắn thì không viết nồng độ
chất rắn vào biểu thức tính KC.
 CaCO3 (r) là
VD2: Hằng số cân bằng của CaO (r) + CO2 (k) 
K

1
.
 CO2 

3. Mối liên hệ giữa các biểu thức tính KC
‒ Nguyên tắc 1: Các PƯ ngược chiều thì có KC là nghịch đảo của nhau.
‒ Nguyên tắc 2: Xét hai PƯ thuận nghịch cùng bản chất nhưng khác nhau về hệ
số tỉ lượng. Giả sử PƯ thứ nhất có hệ số tỉ lượng gấp n lần PƯ thứ hai thì
n
K1   K 2  .
2

 2SO3 (k)
VD3: Xét hai PƯ: (1) 2SO 2 (k) + O2 (k) 

K1 

1
 SO3 (k)
O2 (k) 
2

K2 

(2) SO2 (k) +

 SO3 
2
 SO2   O 2 
SO3 
1
SO

O
 2   2 2

Dễ nhận thấy K1   K 2  . Kết quả này phù hợp với nguyên tắc 2 vì các hệ số tỉ
lượng của K 1 gấp đôi K2.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 19

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

4. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học
‒ Cân bằng có thể bị chuyển dịch (đổi chiều) khi thay đổi một trong các yếu tố:
(1) nồng độ; (2) áp suất; (3) nhiệt độ. Sự chuyển dịch cân bằng tuân theo
nguyên lí Lơ Satơlie (Le Chatelier):
Một PƯ thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng khi chịu tác động
từ bên ngoài (biến đổi nồng độ, áp suất, nhiệt độ) thì cân bằng sẽ
chuyển dịch theo chiều chống lại tác động đó.

5. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng
‒ Mỗi PƯ đều có xảy ra sự biến đổi năng lượng, thường là dưới dạng nhiệt năng
(kí hiệu là ΔH). Nếu
• ΔH > 0 thì PƯ được gọi là thu nhiệt (làm nhiệt độ giảm xuống).
• ΔH < 0 thì PƯ được gọi là tỏa nhiệt (làm nhiệt độ tăng lên).
6. Sự chuyển dịch cân bằng
Ảnh hưởng của
Nồng độ
Khi tăng nồng độ của
một chất thì cân bằng
sẽ chuyển dịch theo
chiều làm giảm nồng
độ của chất đó. 12

Áp suất
Khi tăng áp suất của hệ
PƯ thì cân bằng sẽ
chuyển dịch theo chiều
làm giảm số phân tử khí
(giảm áp suất)13.

Nhiệt độ
Khi tăng nhiệt độ,
cân bằng sẽ chuyển
dịch theo chiều làm
giảm nhiệt độ (chiều
thu nhiệt).

Lưu ý: Chất xúc tác chỉ làm PƯ nhanh đạt tới trạng thái cân bằng chứ không
làm chuyển dịch cân bằng.

12
13

Khi thêm hoặc bớt chất rắn thì cân bằng không bị chuyển dịch.
 H2 (k) + I2
Trong một PƯ, nếu tổng số phân tử khí ở hai vế bằng nhau (VD: 2HI (k) 

(k)) thì cân bằng đó không bị chuyển dịch khi áp suất thay đổi.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 20

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

DUNG DỊCH
1. Khái niệm dung dịch
‒ Khi hòa tan một chất A vào nước sẽ thu được một dung dịch A. Khi đó A
được gọi là chất tan còn nước là dung môi14.
‒ Nồng độ phần trăm (C%) của chất tan trong dung dịch được tính theo công
thức:

‒ Nồng độ mol (CM) của chất tan trong dung dịch được tính theo công thức:

‒ Giữa nồng độ phần trăm và nồng độ mol có mối liên hệ như sau

2. Chất điện li
‒ Quá trình phân li các chất trong nước thành ion gọi là sự điện li. Các chất khi
tan trong nước bị phân li thành ion gọi là chất điện li. Chất điện li có thể là axit,
bazơ hoặc muối.
‒ Khi hòa tan một chất vào nước thì có thể xảy ra hai trường hợp:
• Các phân tử bị hòa tan đều phân li ra ion  Chất điện li mạnh.
• Các phân tử bị hòa tan phân li một phần ra ion  Chất điện li yếu.
3. Lí thuyết axit – bazơ cổ điển
‒ Axit là hợp chất có một hay nhiều nguyên tử hiđro liên kết với gốc axit. Công
thức chung là HmA (A là gốc axit). VD1: HCl, H2SO4, H2CO3, …
‒ Bazơ là hợp chất gồm một nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH4) liên kết với
một hay nhiều nhóm OH. Công thức chung là B(OH)n (B là kim loại hoặc nhóm
NH4). VD2: NaOH, NH4OH (hay dung dịch NH3), …

‒ Muối là hợp chất gồm một hay nhiều nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH4)
liên kết với một hay nhiều gốc axit. Công thức chung là B mAn. VD3: Na2SO4,
KCl, …
4. Lí thuyết axit – bazơ của Bron-stêt
Lí thuyết cổ điển chưa giải thích được tại sao những chất như Na2CO3 (không
có nhóm OH) mà lại là bazơ. Do đó, lí thuyết axit – bazơ đã được mở rộng hơn
bởi quan điểm của Bron-stêt:
14

Có nhiều loại dung môi khác (như benzen, toluen) tuy nhiên H2O là dung môi phổ biến
nhất.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 21

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

‒ Axit là những chất tan trong nước có khả năng nhường proton (H+).
VD4: NH4Cl là axit vì trong dung dịch, NH4+ có khả năng nhường H+ cho H2O.
 NH3 + H3O +.
NH4+ + H 2O 
VD5: Na2CO 3 là bazơ vì trong dung dịch, CO32– có khả năng nhận proton từ
H2O.
 HCO3– + OH–.
CO32– + H 2O 
5. pH – pOH

‒ Đại lượng pH được sử dụng để đánh giá nồng độ ion H+ trong dung dịch.
pH = lg  H+  hay  H    10 pH (lg là logarit cơ số 10)
Giá trị pH cho biết môi trường có tính axit, bazơ hay trung tính.
• pH < 7: Môi trường axit.
• pH = 7: Môi trường trung tính.
• pH > 7: Môi trường bazơ.
‒ Ngoài giá trị pH, còn có thể sử dụng giá trị pOH   lg OH   . Lưu ý rằng
trong mọi dung dịch thì pOH + pH = 14.
6. Phân loại muối
‒ Những muối mà gốc axit còn hiđro và có khả năng nhường proton thì gọi là
muối axit (VD6: NaHSO4, NaHS) còn những muối mà gốc axit không còn hiđro
(hoặc chứa hiđro nhưng không có khả năng nhường proton) thì gọi là muối
trung hòa (VD7: Na2CO 3, K2SO4).
‒ Các muối axit thì luôn có tính axit. Các muối trung hòa thì có thể có tính bazơ
nếu đó là muối của axit yếu. VD8: Na2CO3 có tính bazơ còn NaHSO 4 thì không.
‒ Xét một axit yếu điển hình dạng H2X. Sự chuyển hóa giữa H2X và các muối
tương ứng được biểu diễn theo sơ đồ sau đây:

Có thể dự đoán tính axit – bazơ của H 2X, HX–, X2– như sau:
Tính chất
PƯ với bazơ (tính axit)
PƯ với axit (tính bazơ)

H 2X
Có PƯ
X

HX–
Có PƯ
Có PƯ

X2–
X

Có PƯ

Dễ nhận thấy HX– vừa PƯ được với cả axit và bazơ nên đây là chất lưỡng tính.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 22

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

PHỤ LỤC 2: AXIT VÀ BAZƠ VÔ CƠ

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 23

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

PHẢN ỨNG ION TRONG DUNG DỊCH
1. Khái niệm kết tủa và tính tan của hợp chất ion

‒ Kết tủa là chất rắn, gần như không tan trong nước và điện li rất yếu. Trong PƯ
hóa học, kết tủa thường được kí hiệu là “↓”. Kết tủa có thể là axit (hiếm gặp),
hoặc bazơ, nhưng phổ biến nhất là muối.
‒ Kết tủa là hợp chất ion, gồm một cation và một anion kết hợp với nhau.

Hợp chất tan
(không kết tủa)

Tất cả các cation kim loại nhóm IA và nhóm
amoni (NH4+) đều tạo ra hợp chất ion tan.

Tất cả các muối của ion nitrat (NO3–) và
axetat (CH3COO–) đều tan.

Đa số muối của ion halogenua (Cl–, Br–, I–)
đều tan, trừ muối của cation Ag+ và Pb2+.

Đa số các muối sunfat (SO42–) đều tan, trừ
muối của ion Ca2+, Ba2+, Pb 2+.

Đa số hiđroxit kim loại đều không tan, trừ
hiđroxit của kim loại nhóm IA và Ca, Ba.

Đa số muối của ion cacbonat (CO32–), sunfit
(SO32–) và photphat (PO43–) đều không tan,
trừ muối của các kim loại nhóm IA và NH4.

Đa số muối sunfua (S2–) đều không tan, trừ
muối của kim loại nhóm IA, IIA, NH4 và Al.

Kết tủa

2. Chất khí
‒ Chất khí có nhiều loại, nhưng thường gặp nhất là các axit hoặc bazơ yếu,
gồm:
• Axit yếu: CO2, SO 2, H2S.
• Bazơ yếu: NH 3.
‒ Các khí thường tạo ra từ sự kết hợp các ion sau
H+ + anion của axit yếu
OH– + Cation
của bazơ yếu
Axit yếu
Anion tương ứng
15
–
2–

HCO3 , CO3
Thường gặp nhất
H2CO3
–
2–
là cation NH4+.
H2SO3
HSO3 , SO3
H 2S
HS–, S2–

H2CO3 là axit yếu, kém bền, dễ phân hủy theo PƯ: H2CO3  H2O + CO2. Do vậy, H2CO3
thực chất là CO2 trong nước. Tính chất của H2SO3 cũng tương tự.

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 24

Giáo viên: Trần Thanh Bình

SĐT: 0977111382

3. Phân loại chất điện li
Chất điện li mạnh
• Axit mạnh.
• Bazơ mạnh.
• Hầu hết các muối tan.

Chất điện li yếu
• Axit yếu.
• Bazơ yếu.
• H2O và kết tủa.

‒ Theo phân loại như trên thì các chất khí (là các axit hoặc bazơ yếu) đều thuộc
loại chất điện li yếu.
4. Phản ứng ion trong dung dịch
‒ PƯ trong dung dịch giữa các chất điện li thực ra là PƯ giữa các ion với nhau.
Các PƯ ion trong dung dịch có thể chia thành hai loại:
• PƯ oxi hóa – khử.
• PƯ không oxi hóa – khử (còn gọi là “PƯ trao đổi ion”).
5. Phản ứng trao đổi ion
‒ PƯ trao đổi ion giữa các chất điện li trong dung dịch chỉ xảy ra khi các ion kết
hợp với nhau tạo thành ít nhất một chất điện li yếu (thường là kết tủa, chất khí
hoặc nước). PƯ trao đổi ion có thể chia thành hai loại nhỏ:

6. Cách viết phương trình ion thu gọn
Nguyên tắc: PƯ trong dung dịch giữa các chất điện li là PƯ giữa các ion với
nhau. Tuy nhiên, chỉ có một số ion PƯ còn một số khác thì không. Do vậy, có
thể viết PTPƯ dưới dạng thu gọn, trong đó các ion không PƯ bị lược bỏ.
‒ Bước 1: Cân bằng PT phân tử (dạng đầy đủ).
‒ Bước 2: Viết các chất trong PƯ dưới dạng ion, ngoại trừ: chất kết tủa, chất
khí hoặc các chất điện li yếu khác.
‒ Bước 3: Lược bỏ các ion xuất hiện ở cả hai vế của phương trình (đó là các ion
không tham gia PƯ).

Đ/C lớp ofline: Số 6, ngõ 599 – Nguyễn Trãi – Thanh Xuân

Trang 25

Hóa học là chuyển nhỏ Trần Thanh Bình

Bài Viết Liên Quan

Quảng Cáo

Có thể bạn quan tâm

Toplist được quan tâm

Quảng cáo

Xem Nhiều

Quảng cáo

Chúng tôi

Điều khoản

Trợ giúp

Mạng xã hội