Zn – Zinc

Tên cũ: kẽm · Còn gọi là: zincum (tên Latinh)

Kim loại hoạt động khá
Rắn, trắng xanh
Không tan trong nước
A = 65

Zinc (Zn, tên cũ: kẽm; còn gọi: zincum (tên Latinh)) là đơn chất, chất rắn màu trắng xanh, không tan trong nước; nguyên tử khối 65. Kim loại hoạt động trung bình, tính khử khá mạnh (Zn → Zn⁺²); tan trong cả acid và kiềm vì ZnO, Zn(OH)₂ lưỡng tính.

Cấu tạo của Zn

Zn
electron tự do
Sơ đồ mạng tinh thể kim loại — không theo tỉ lệ thật

1 · Nguyên tử kim loại xếp thành mạng tinh thể
2 · Electron hoá trị tách ra thành electron tự do
3 · Ion dương và e tự do hút nhau → liên kết kim loại

Thông số vật lý của Zn

Đại lượng	Giá trị	Ghi chú
Nguyên tử khối	65	tính theo nguyên tử khối làm tròn trong SGK (Zn 65)
Khối lượng mol chính xác	65,38 g/mol	theo nguyên tử khối IUPAC (Zn 65,38)
Trạng thái, màu	rắn, trắng xanh, ánh kim
Nhiệt độ nóng chảy	419,5 °C	NIST: 692,65 ± 0,1 K; thấp so với Fe (1 538 °C) nên dễ đúc và dễ nhúng nóng khi mạ
Nhiệt độ sôi	907 °C	thấp so với các kim loại kết cấu khác (Fe 2 861 °C, Al 2 520 °C); kẽm dễ bay hơi nên từ thế kỉ IX người ta đã tách kẽm bằng cách chưng cất
Khối lượng riêng	7,14 g/cm³	ở 20 °C; kim loại nặng, nhẹ hơn Fe (7,87 g/cm³) một chút
Điện trở suất	59,0 nΩ·m	ở 20 °C; dẫn điện tốt hơn Fe (96,1 nΩ·m), kém Cu (16,8 nΩ·m)
Độ dẫn nhiệt	116 W/(m·K)	Fe: 80,4 W/(m·K)
Độ cứng Mohs	2,5	giòn ở nhiệt độ thường, chỉ dẻo trong khoảng 100–150 °C, trên 210 °C lại giòn — vì vậy tấm kẽm được cán nóng
Cấu hình electron	[Ar]3d¹⁰4s²	nhường 2e ở 4s thành Zn²⁺ (3d¹⁰ bền) — hoá trị duy nhất là II; hợp chất không màu, nghịch từ
Thế điện cực chuẩn Zn²⁺/Zn	−0,76 V	âm hơn Fe nên Zn làm cực âm trong pin và làm điện cực hi sinh bảo vệ thép
Lớp bảo vệ ngoài không khí	Zn₅(OH)₆(CO₃)₂	carbonate base của kẽm (hydrozincite), mỏng, bám chắc, tạo ra khi bề mặt kẽm xỉn màu — kẽm "không gỉ" như sắt
Mạng tinh thể	lục phương xếp chặt (hcp)	cùng kiểu mạng với Mg; khác Fe (lập phương tâm khối) và Al, Cu (lập phương tâm diện)

Số liệu làm tròn cho phổ thông; nguồn ghi ở mục Tài liệu tham khảo.

Thành phần nguyên tố của Zn

Nguyên tố	NTKNguyên tử khối	Số ng.tửSố nguyên tử	KLKhối lượng	% khối lượng
Zn zinc	65	1	65	100,00 %
TổngNguyên tử khối Zn		1	65	100 %

NTK = nguyên tử khối (làm tròn như trong bài tập phổ thông), KL = khối lượng. Ví dụ: %Zn = 65 ÷ 65 × 100 % = 100,0 %.

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Số mol

Khối lượng (g)

Thể tích dung dịch (mL)

Khối lượng: m = n × M = 0,25 × 65; 16,25 g
Số phân tử: N = n × N_A = 0,25 × 6,022 × 10²³; 1,506 × 10²³
Nồng độ mol: C_M = n / V = 0,25 / 0,25; 1 M

M = phân tử khối (g/mol); N_A = 6,022 × 10²³ là số Avogadro — số phân tử có trong 1 mol của bất kỳ chất nào; V là thể tích dung dịch tính bằng lít.

Điều chế Zn

Đốt quặng blende (ZnS) rồi khử oxide bằng carbon: 2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂ (t°); ZnO + C → Zn + CO (t°). Hoặc hoà tan ZnO bằng H₂SO₄ rồi điện phân dung dịch ZnSO₄.

Tính chất hoá học của Zn

Kim loại hoạt động trung bình, tính khử khá mạnh (Zn → Zn⁺²); tan trong cả acid và kiềm vì ZnO, Zn(OH)₂ lưỡng tính.

Với phi kim: 2Zn + O₂ → 2ZnO (t°); Zn + Cl₂ → ZnCl₂ (t°); Zn + S → ZnS (t°).
Với acid thường: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑; Zn + H₂SO₄ (loãng) → ZnSO₄ + H₂↑.
Với acid có tính oxi hoá: Zn + 2H₂SO₄ (đặc) → ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O; 4Zn + 10HNO₃ (rất loãng) → 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O.
Với dung dịch kiềm: Zn + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂↑.
Đẩy kim loại yếu hơn khỏi dung dịch muối: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu; Zn + 2AgNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2Ag.

Lỗi thường gặp với Zn

Gọi Zn là "kim loại lưỡng tính". Zn là kim loại, chỉ có tính khử. Lưỡng tính là ZnO và Zn(OH)₂ (tan trong cả acid và base). Zn tan trong dung dịch NaOH vì lớp oxide bị base hoà tan rồi Zn khử nước: Zn + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂ (cách viết SGK; dạng đầy đủ là Na₂[Zn(OH)₄]) — chất oxi hoá là H₂O, không phải NaOH.
Xếp Zn sau Fe trong dãy hoạt động, cho Fe đẩy Zn khỏi muối. Zn đứng trước Fe (K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, …): Zn + FeSO₄ → ZnSO₄ + Fe, còn Fe không đẩy được Zn khỏi ZnSO₄. Vì thế khi ghép Zn với Fe, Zn bị ăn mòn trước và bảo vệ Fe.
Cho Zn tác dụng với HNO₃ giải phóng H₂. HNO₃ là acid có tính oxi hoá, sản phẩm khử là oxide của nitrogen hoặc muối ammonium, không phải H₂: 4Zn + 10HNO₃ → 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O (acid rất loãng, quy ước SGK). Chỉ HCl, H₂SO₄ loãng mới cho H₂: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂.
Quên Zn(OH)₂ tan trong NaOH dư và trong NH₃ dư. Nhỏ NaOH vào dung dịch Zn²⁺: kết tủa trắng Zn(OH)₂ xuất hiện rồi tan khi base dư: Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2H₂O. Với NH₃ dư kết tủa cũng tan (tạo phức [Zn(NH₃)₄]²⁺) — khác Al(OH)₃ không tan trong NH₃; đây là cách phân biệt Zn²⁺ với Al³⁺.
Nghĩ tôn mạ kẽm bị xước là sắt gỉ ngay. Chỗ xước hở sắt nhưng Zn còn bám quanh vẫn là cực âm (anode) của cặp Zn–Fe: Zn bị oxi hoá thay cho Fe, sắt chỉ gỉ khi lớp kẽm đã mòn hết. Mạ thiếc thì ngược lại: thiếc kém hoạt động hơn sắt, nên hộp sắt tây xước là gỉ nhanh.

Ứng dụng của Zn

Ứng dụng	Dựa trên tính chất nào
Mạ kẽm (tôn kẽm, dây thép, lan can, khung xe)	Zn hoạt động hơn Fe nên khi có vết xước Zn bị ăn mòn thay cho sắt (điện cực hi sinh); bề mặt kẽm lại tự phủ lớp carbonate base kín nên mòn rất chậm. Mạ kẽm chiếm hơn một nửa lượng kẽm tiêu thụ
Vỏ pin kẽm–carbon, bột kẽm trong pin kiềm	Thế điện cực −0,76 V: Zn là cực âm, nhường 2 electron thành Zn²⁺; vỏ pin kẽm–carbon làm bằng tấm kẽm, vừa đựng vừa là điện cực
Đồng thau (hợp kim Cu–Zn 3–45 % Zn) làm vòi nước, ổ khoá, nhạc cụ, vỏ đạn	Zn hoà tan trong Cu cho hợp kim cứng hơn, dẻo hơn và chịu ăn mòn tốt hơn đồng nguyên chất; màu vàng, dễ gia công
Điện cực hi sinh cho vỏ tàu biển, ống dẫn chôn dưới đất, bình nước nóng	Nối khối kẽm với thép: Zn là cực âm, bị ăn mòn dần còn thép được bảo vệ (bảo vệ cathode); thay khối kẽm rẻ hơn thay vỏ tàu
Đúc áp lực chi tiết ô tô, tay nắm, đồ chơi (hợp kim Zamak Zn–Al–Cu–Mg)	Nhiệt độ nóng chảy 419,5 °C thấp, chảy loãng nên đúc được chi tiết mỏng, chính xác với khuôn thép bền lâu
ZnO trong kem chống nắng, thuốc mỡ, chất độn cao su	Đốt hơi kẽm trong không khí: 2Zn + O₂ → 2ZnO; ZnO trắng, không tan, hấp thụ tia tử ngoại UVA và UVB (Wikipedia) và làm dịu da; trong cao su ZnO là chất hoạt hoá lưu hoá
Viên kẽm bổ sung, kẽm gluconate	Zn²⁺ là nguyên tố vi lượng cần cho enzyme và miễn dịch; nhu cầu người lớn 8–11 mg/ngày, giới hạn trên 40 mg/ngày (IOM) — thừa kẽm gây thiếu đồng

Nhận biết Zn

Tan trong dung dịch HCl và cả dung dịch NaOH đều giải phóng khí không màu (oxide, hydroxide lưỡng tính); dung dịch muối Zn²⁺ không màu, với NH₃ dư tạo phức tan.

An toàn và bảo quản Zn

Dễ cháy (GHS02), nguy hại môi trường (GHS09) — bột kẽm: H250: tự bốc cháy khi tiếp xúc không khí (bột tự cháy); H260: tiếp xúc với nước sinh khí dễ cháy có thể tự bốc cháy; H400, H410: rất độc với sinh vật thuỷ sinh, ảnh hưởng lâu dài

Phân loại hài hoà trên chỉ áp cho bột kẽm (ECHA C&L, chỉ số 030-001-00-1 bột tự cháy và 030-001-01-9 bột ổn định — bột ổn định chỉ mang H400, H410, hình đồ GHS09). Kẽm dạng khối, viên, tấm, dây không có phân loại hài hoà; thông báo của doanh nghiệp phần lớn ghi rất độc với thuỷ sinh, một phần ghi không xếp loại. Khói ZnO sinh ra khi hàn, cắt tôn mạ kẽm gây "sốt khói kim loại" (sốt, ớn lạnh, đau cơ vài giờ sau khi hít). Kẽm kim loại nuốt phải tan trong acid dạ dày thành ZnCl₂ ăn mòn niêm mạc; uống viên kẽm quá 40 mg/ngày kéo dài gây thiếu đồng, thiếu máu.

Bột kẽm cháy: dập bằng cát khô hoặc bình chữa cháy bột kim loại (loại D), không dùng nước, không dùng CO₂. Hít khói ZnO khi hàn: ra chỗ thoáng, nghỉ, uống nhiều nước; triệu chứng thường tự hết trong 1–2 ngày, kéo dài hoặc khó thở thì đến cơ sở y tế. Trẻ nuốt đồng xu, vật nhỏ bằng kẽm: đưa đi khám ngay, không gây nôn. Dung dịch ZnCl₂, ZnSO₄ đổ tràn: pha loãng, thu gom, không đổ xuống cống vì độc với cá.

Bảo quản: Viên kẽm, dây kẽm để nơi khô, tránh hơi acid; bột kẽm đựng lọ kín, xa chất oxi hoá (KMnO₄, KClO₃, S), acid, kiềm và hơi ẩm — bột kẽm ẩm sinh H₂ và có thể tự nóng lên. Hàn hoặc cắt tôn mạ kẽm ở nơi thoáng, có hút khói. Không dùng đồ mạ kẽm chứa nước chua (giấm, nước chanh) vì Zn tan vào thức ăn.

Phản ứng tiêu biểu của Zn (16)

Xem tất cả 16 phản ứng →

Tự luyện về Zn

Gom từ bài tập của các phản ứng có zinc và câu hỏi riêng cho chất.

1. Phản ứng Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ thuộc loại

A. hoá hợpB. phân huỷC. thếD. trao đổi

Đáp án C. Zn thay thế H trong acid — phản ứng thế (đồng thời là oxi hoá – khử).

2. Cho 13 g Zn tan hết trong H₂SO₄ loãng dư, thể tích H₂ (đkc) thu được là

A. 2,479 LB. 4,958 LC. 7,437 LD. 9,916 L

Đáp án B. n(Zn) = 13/65 = 0,2 mol = n(H₂) → V = 4,958 L.

3. Trong phản ứng Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu, chất khử là

A. CuSO₄B. ZnC. ZnSO₄D. Cu

Đáp án B. Zn nhường 2 electron (0 → +2) là chất khử; Cu²⁺ nhận electron là chất oxi hoá.

4. Kim loại nào sau đây tan được trong cả dung dịch HCl và dung dịch NaOH?

A. FeB. ZnC. CuD. Mg

Đáp án B. Zn tan trong HCl (Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂) và trong NaOH (Zn + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂) nhờ ZnO, Zn(OH)₂ lưỡng tính. Fe, Mg chỉ tan trong acid; Cu không tan trong cả hai.

5. Tấm tôn mạ kẽm bị xước để ngoài trời mưa. Kim loại nào bị ăn mòn trước và vì sao?

A. Fe, vì sắt dễ gỉ hơnB. Zn, vì Zn hoạt động hơn Fe nên là cực âm của pin Zn–FeC. Cả hai cùng lúcD. Không kim loại nào bị ăn mòn vì đã mạ

Đáp án B. Zn đứng trước Fe trong dãy hoạt động, thế điện cực âm hơn, nên trong pin điện hoá Zn–Fe (nước mưa là chất điện li) Zn bị oxi hoá thành Zn²⁺, còn Fe là cực dương được bảo vệ. Sắt chỉ gỉ khi kẽm quanh vết xước đã mòn hết.

6. Nhỏ từ từ đến dư dung dịch NH₃ vào hai ống nghiệm đựng dung dịch ZnCl₂ và AlCl₃. Hiện tượng khác nhau là

A. ống ZnCl₂ có kết tủa rồi tan, ống AlCl₃ kết tủa không tanB. ống AlCl₃ có kết tủa rồi tan, ống ZnCl₂ kết tủa không tanC. cả hai ống kết tủa đều tanD. cả hai ống đều không có kết tủa

Đáp án A. Cả hai đều tạo kết tủa hydroxide trắng, nhưng Zn(OH)₂ tan trong NH₃ dư tạo phức [Zn(NH₃)₄]²⁺, còn Al(OH)₃ không tạo phức với NH₃ nên không tan. Nếu thay NH₃ bằng NaOH dư thì cả hai kết tủa đều tan (đều lưỡng tính), không phân biệt được.

Câu hỏi thường gặp về Zn

Kẽm có tác dụng với NaOH không? Vì sao?

Có, ngay ở nhiệt độ thường: Zn + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂ (cách viết SGK), có khí thoát ra và kẽm tan dần. Base hoà tan lớp ZnO ngoài (oxide lưỡng tính), rồi Zn khử nước tạo H₂ và Zn(OH)₂ sinh ra lại tan trong kiềm thành zincate. Đây là cách phân biệt Zn với Fe, Mg, Cu (không tan trong kiềm); Al cũng tan nên phải dùng thêm NH₃ để phân biệt Zn với Al.

Kẽm có phải kim loại lưỡng tính không?

Không. Không có khái niệm "kim loại lưỡng tính": Zn chỉ có tính khử, còn lưỡng tính (tan trong cả acid lẫn base) là của ZnO và Zn(OH)₂. Zn tan được trong cả HCl và NaOH nhưng đều với vai trò chất khử — xem mục Lỗi thường gặp.

Kẽm có tác dụng với nước không?

Ở nhiệt độ thường vật bằng kẽm không tan trong nước vì bề mặt được phủ lớp carbonate base Zn₅(OH)₆(CO₃)₂ mỏng, kín. Về mặt hoá học Zn đứng trước H, đủ mạnh để khử nước, nhưng lớp bảo vệ ngăn phản ứng. Trong dung dịch acid hoặc kiềm lớp này bị hoà tan nên kẽm tan và sủi bọt H₂; kẽm tinh khiết cao thậm chí tan chậm trong acid vì thiếu tạp chất làm cực dương.

Kẽm có độc không?

Kẽm kim loại dạng khối không xếp loại nguy hiểm (ECHA chỉ phân loại hài hoà cho bột kẽm); Zn²⁺ còn là vi chất cần thiết, người lớn cần 8–11 mg/ngày. Nguy hiểm nằm ở liều: uống quá 40 mg/ngày kéo dài gây thiếu đồng, thiếu máu; hít khói ZnO khi hàn tôn mạ kẽm gây sốt khói kim loại; nuốt vật bằng kẽm thì kẽm tan trong acid dạ dày thành ZnCl₂ ăn mòn. Ion Zn²⁺ rất độc với cá và thuỷ sinh.

Tại sao mạ kẽm chống gỉ được cho sắt, kể cả khi bị xước?

Vì Zn hoạt động hơn Fe. Lớp kẽm lành thì tự phủ carbonate base kín, ngăn nước và O₂. Khi xước, Zn và Fe tiếp xúc nhau trong nước ẩm tạo pin điện hoá: Zn là cực âm bị oxi hoá thành Zn²⁺, electron chảy sang sắt nên sắt không bị oxi hoá. Sắt chỉ gỉ khi kẽm quanh vết xước đã mòn hết — khác với mạ thiếc, hộp sắt tây xước là gỉ ngay vì thiếc kém hoạt động hơn sắt.

Kẽm hoá trị mấy?

Kẽm chỉ có hoá trị II: nguyên tử Zn ([Ar]3d¹⁰4s²) nhường đúng 2 electron ở lớp 4s thành Zn²⁺ có lớp 3d¹⁰ bền, không mất thêm được nữa. Vì thế mọi hợp chất thường gặp đều là Zn(II): ZnO, ZnCl₂, ZnSO₄, Zn(OH)₂, ZnS; các hợp chất này không màu, và không có cặp Zn(II)/Zn(III) như Fe²⁺/Fe³⁺ nên muối kẽm không đổi màu khi để ngoài không khí.

Zn và Fe

	Zn	Fe
Khối lượng riêng (20 °C)	7,14 g/cm³	7,87 g/cm³
Nhiệt độ nóng chảy	419,5 °C — dễ đúc, mạ nhúng nóng	1 538 °C
Điện trở suất (20 °C)	59,0 nΩ·m	96,1 nΩ·m
Từ tính	nghịch từ, không bị nam châm hút	sắt từ, bị nam châm hút
Số oxi hoá trong hợp chất	+2	+2, +3
Vị trí trong dãy hoạt động	trước Fe — Zn đẩy Fe khỏi muối, là cực âm khi ghép với Fe	sau Zn
Lớp ngoài không khí	carbonate base mỏng, kín, bảo vệ	gỉ xốp, không bảo vệ
Với dung dịch NaOH	tan, giải phóng H₂ (ZnO, Zn(OH)₂ lưỡng tính)	không phản ứng
Với HNO₃, H₂SO₄ đặc nguội	tan	thụ động

Tài liệu tham khảo

Bộ GD&ĐT, Khoa học tự nhiên 9 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2024 — bài 18 Tính chất chung của kim loại, bài 19 Dãy hoạt động hoá học (Zn đứng trước Fe, tác dụng với acid), bài 20 Tách kim loại và việc sử dụng hợp kim (đồng thau).
Bộ GD&ĐT, Hoá học 12 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2024 — bài 15 Thế điện cực và nguồn điện hoá học (pin Zn–Cu), bài 22 Sự ăn mòn kim loại (mạ kẽm, điện cực hi sinh, ăn mòn điện hoá), bài 27 Đại cương về kim loại chuyển tiếp dãy thứ nhất (cấu hình electron).
NIST Chemistry WebBook, "Zinc", Phase change data, webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7440666 — nhiệt độ nóng chảy 692,65 ± 0,1 K (không có nhiệt độ sôi).
Wikipedia, "Zinc" (infobox dẫn CRC Handbook; khối lượng riêng dẫn Arblaster 2018; mục Physical properties, Chemistry, Applications, Biological role, Toxicity), en.wikipedia.org — nhiệt độ nóng chảy 419,53 °C, nhiệt độ sôi 907 °C, chưng cất kẽm ở Zawar từ thế kỉ IX, khối lượng riêng 7,140 g/cm³, điện trở suất 59,0 nΩ·m, độ dẫn nhiệt 116 W/(m·K), độ cứng Mohs 2,5, dẻo trong 100–150 °C và giòn trên 210 °C, mạng lục phương xếp chặt, nghịch từ, cấu hình [Ar]4s²3d¹⁰, lớp Zn₅(OH)₆(CO₃)₂, cháy ngọn lửa xanh lục cho ZnO, tan trong acid và kiềm (zincate), kẽm rất tinh khiết tan chậm trong acid, thế điện cực −0,76 V, mạ kẽm 55 % (Mỹ, 2009), đồng thau 3–45 % Zn, pin kẽm–carbon và pin kiềm, điện cực hi sinh, hợp kim Zamak, RDA 8–11 mg/ngày, UL 40 mg/ngày, 100–300 mg/ngày gây thiếu đồng, đồng xu kẽm tan trong acid dạ dày, Zn²⁺ độc với thuỷ sinh.
Wikipedia, "Iron" và "Copper" (infobox; khối lượng riêng dẫn Arblaster 2018), en.wikipedia.org — nhiệt độ nóng chảy Fe 1 538 °C, nhiệt độ sôi Fe 2 861 °C, khối lượng riêng 7,874 g/cm³, điện trở suất Fe 96,1 và Cu 16,78 nΩ·m, độ dẫn nhiệt Fe 80,4 W/(m·K) (ghi chú và bảng so sánh).
NIST Chemistry WebBook, "Aluminum", Phase change data, webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7429905 — nhiệt độ sôi Al 2 793 ± 4 K (2 520 °C), dùng để khớp với trang Al.
Wikipedia, "Metal fume fever", en.wikipedia.org — sốt khói kim loại do hít khói ZnO khi hàn thép mạ kẽm, triệu chứng giống cúm.
Wikipedia, "Zinc oxide" (mục Applications), en.wikipedia.org — ZnO trong kem chống nắng là chất hấp thụ tia tử ngoại: "the broadest spectrum UVA and UVB absorber that is approved for use as a sunscreen by the U.S. FDA".
ECHA CHEM, C&L Inventory: zinc, EC 231-175-3, chỉ số 030-001-00-1 "zinc powder — zinc dust (pyrophoric)" và 030-001-01-9 "zinc powder — zinc dust (stabilised)", chem.echa.europa.eu — phân loại hài hoà Pyr. Sol. 1 (H250), Water-react. 1 (H260), Aquatic Acute 1 (H400), Aquatic Chronic 1 (H410), hình đồ GHS02, GHS09 cho bột tự cháy; bột ổn định chỉ H400, H410, GHS09; kẽm dạng khối chỉ có thông báo doanh nghiệp (phần lớn H400/H410, một phần "Not classified").

Cùng nhóm đơn chất

Xem tất cả hợp chất →

Cập nhật: 3/10/2026