To,s tắt Lí thuyết hoá học

PHẠM NGỌC SƠN

TĨM TẮT LÝ THUYẾT

HỐ HỌC
TRUNG HỌC PHỔ THƠNG


Chủ đề

1

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT
TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HỐ HỌC

I.
1.

CẤU TẠO NGUN TỬ
Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu tạo nên
nguyên tử
a) Thành phần cấu tạo nguyên tử
– Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng
nguyên tố hiđro có một loại nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton khơng
có nơtron).
– Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt
nhân.
b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử
Vỏ electron
của nguyên tử

Hạt nhân nguyên tử

Đặc tính
hạt

Hạt proton (P)
–

Điện tích
(quy ước)

qp = 1,602.10
19
C

Hạt nơtron (N)

Hạt electron (E)

qn = 0

qe = –1,602.10
19
C

–

(0)

(1+)
Khối lượng
(quy ước)

(1–)
–

–

–

e

mp = 1,6726.10
27
kg

mn = 1,6748.10
27
kg

m = 9,1094.10
31
kg

(1đvC)

(1đvC)

(0,549.10 đvC)

–3

Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối
lượng của các electron là không đáng kể.
me =

2

1
1
mp 
đvC (hay u)
1840
1840


1u =

1
19, 9265.1027
; mC 
 1, 6605.1027 (kg)
12
12

m1nt’ = (P+N)u ; M1molnt’ = (P+N) gam

(với P là số p, N là số n)

Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : V1nt’ =
–10

Dnt’ = 10
2.

0

4 3
 .r
3

–4

0

m = 1A ; 1nm = 10A ; Dhn = Dnt’.10

Điện tích và số khối của hạt nhân
a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E).
b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N).
A=P+N=Z+N

3.

Nguyên tố hoá học
a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các ngun tử có cùng điện tích hạt nhân
(nghĩa là có cùng số proton và có cùng số electron và có tính chất hố học
giống nhau).
b) Số hiệu ngun tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong

bảng tuần hồn) được kí hiệu là Z, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng
số proton trong hạt nhân nguyên tử và bằng số electron có trong nguyên tử
của nguyên tố).
c) Kí hiệu nguyên tử
Số khối

A

X
Số đơn vị
điện tích
hạt nhân

4.

Z

Kí hiệu
ngun
tố

Đồng vị – Ngun tử khối trung bình
a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số
nơtron, do đó có số khối A khác nhau.
Thí dụ :

16
8 O (8e,

8p, 8n) ;

17
8 O (8e,

8p, 9n)và

18
8 O (8e,

8p, 10n).

Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử
của những nguyên tố khác nhau có cùng số khối A nhưng khác số proton Z).
3


Thí dụ :

40
19 K (19p,

21n, 19e) và

40
20 Ca

(20p, 20n, 20e).

N
Z

Với ngun tử ngun tố có điện tích hạt nhân Z khơng q 82 (hạt nhân
ngun tử bền) ln có tỉ số :
N
|
1

 1,524
(trừ | H )
Z

b) Tỉ số

Riêng nguyên tử nguyên tố Z < 18, tỉ số là

1

N
 1,23
Z

 Nếu gọi tổng các số hạt e, p, n là S thì :
3

S
S
 3,524 hoặc 3 <
 1,23
Z
Z

c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A )
A1

A2

A3

Nếu nguyên tố X có các đồng vị : X, X, X,… với phần trăm số
nguyên tử của các đồng vị là x1, x2, x3,… khi đó khối lượng ngun tử trung
bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng :
A X = x1%A1 + x2%A2 + x3%A3 + …

A

5.

x.A1  y.A2  z.A3 ...
xyz

Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử
a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt
nhân mà tại đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 95%).
Hình dạng các obitan nguyên tử :
– Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân ngun tử.
– Obitan p gồm 3 obitan px, py, pz có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự
định hướng khác nhau trong khơng gian.
– Obitan d, f có hình dạng phức tạp.
Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa
tối đa 2 electron.

4


Obitan s

Obitan px

Obitan py

Obitan pz

b) Lớp electron : gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau.
Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron
được đặc trưng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần
lượt từ trong ra ngoài như sau :
n

1

2

3

4

5

6

7

lớp

K

L

M

N

O

P

Q

c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng lượng bằng nhau.
Các phân phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f.
Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân
lớp : ns, np, nd, nf.
Thí dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f.
d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tưương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7.
2

e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n obitan.
2

– Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 3 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và
2

5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có 4 = 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan
4p; 5 obitan 4d ; 7 obitan 4f.
f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron
nguyên tử

Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO)
Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình
tự như sau :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s …
Lưu ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng lượng. Thí dụ : mức 4s trở nên thấp
hơn 3d,…
5



Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong ngun tử
– Ngun lí Pau–li
Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này
chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi
electron.
Obitan đã có 2 electron ghép đơi :  và 1 electron độc thân : 
– Nguyên lí vững bền
Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử
các electron chiếm lần lượt những
obitan có mức năng lượng từ thấp đến
cao.

– Quy tắc Kleckowski :
2

2

6

2

6

2

10 6

2

10

(1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4 5s 4d

2

14

10

6

2

14

10

2

 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7s ...)

Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho
các số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay
giống nhau.

Cấu hình electron nguyên tử
Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các
lớp khác nhau.
Thí dụ : Fe (Z =26) có 26 electron.
2

2

6

2

6

6

2

Cấu hình electron (CHE) của Fe là 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .
– Ý nghĩa :

Số e trong phân lớp
6

Chẳng hạn : Số thứ tự lớp  3d

Tên phân lớp
– Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử :



6

Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng


Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngồi cùng dễ
tham gia vào sự hình thành liên kết hố học  Quyết định tính chất hố học
của một ngun tố.
Lớp ngồi cùng ngun tử của mọi nguyên tố chỉ có thể có nhiều nhất 8e.
– Nếu có 1, 2 hay 3e lớp ngồi cùng  là những nguyên tử kim loại.
– Nếu có 5, 6 hay 7e lớp ngoài cùng  thường là những nguyên tử phi kim.
– Nếu có 4e lớp ngồi cùng, có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim
(C, Si).
– Nếu có đủ 8e lớp ngồi cùng (trừ He có 2e)  Đó là các khí hiếm.

II.
BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HỐ HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT
TUẦN HỒN
1.

Cấu tạo bảng tuần hồn các ngun tố hố học
a) Ơ nguyên tố
Thành phần của ô nguyên tố không thể thiếu là kí hiệu hố học của ngun
tố, số hiệu ngun tử, ngun tử khối trung bình, ngồi ra cịn có thể thêm
thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể,…
Thí dụ :
Số hiệu nguyên tử (stt)

22

Tên nguyên tố

Titan

KLNT trung bình

47,88
3

Khối lượng riêng (g/cm )
0

Nhiệt độ nóng chảy ( C)
0

Kí hiệu nguyên tố

Ti

4,5(Ar)

0

1670 C
0

2

2

3d 4s

2

2

3d 4s

Cấu hình electron

1,54

Độ âm điện

Nhiệt độ sơi ( C)

3289 C

1gđk

Cấu trúc tinh thể

Số oxi hố có thể có

2, 3, 4

6,82eV

Năng lượng ion hố

Thơng thường các nguyên tố nhóm A và nhóm B được phân biệt nhau ở vị
trí đặt kí hiệu nguyên tố.
Số thứ tự (stt) ô = số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = tổng số
electron.
b) Chu kì là dãy các nguyên tố, mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp
electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
7


Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3).
Có 4 chu kì lớn :
– Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1  2 ;
– Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố Z = 3  10 ;
– Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố Z = 11  18 ;
– Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố Z = 19  36 ;
– Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố Z = 37  54 ;
– Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố Z = 55  86 ;
– Chu kì 7 các ngun tố cịn lại từ Z = 87 trở đi.
c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố
mà ngun tử có cấu hình electron tưương tự nhau, do đó có tính chất hố
học gần giống nhau.

– Ngun tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hố trị bằng
nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ).
– Các nhóm ngun tố được chia thành hai loại :
Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p  STT nhóm A = số e lớp
ngoài cùng.
IA

IIA

1

2

ns

ns

IIIA
2

IVA
1

ns np

2

VA
2

ns np

2

VIA
3

2

ns np

VIIA
4

ns np

2

VIIIA
5

ns np

2

6

ns np

Nhóm B : gồm các nguyên tố d và ngun tố f. Cấu hình e lớp ngồi cùng

của hầu hết các nguyên tố nhóm B như sau :
IB

IIB
10

1

2

1

2

(n–1)d ns

(n–1)d ns

VB

VIB

VIIB

2

(n–1)d ns

5

1

(n–1)d ns

5

2

2

(n–1)d ns
2

(n – 1) d ns

VIIIB : (n–
6 2
1) ns
(n–
7 2
1)d ns
(n–
8 2
1)d ns

Những tính chất biến đổi tuần hồn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân


8

10

IVB

(n–1)d ns
3

2.

IIIB

Trong một chu kì : từ trái  phải


Điện tích hạt nhân số lớp e bằng nhau, số lớp ngoài cùng tăng, rnt ; độ âm
điện. Năng lượng ion hố I1  ; tính kim loại , tính phi kim  ; tính axit
của các oxit, hiđroxit , tính bazơ của chúng  ; hố trị trong hợp chất khí
với H của phi kim giảm từ 4  1 ; hoá trị cao nhất trong hợp chất với O
tăng từ 1  7.

Trong một nhóm A : từ trên xuống dưới
Khi Z, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, rnt  ; ĐÂĐ ; I1, tính
KL, tính PK, tính axit của các oxit, hiđroxit, tính bazơ .
3.

Định luật tuần hồn
a) Nội dung định luật
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn
chất và hợp chất tạo nên từ các ngun tố đó biến đổi tuần hồn theo chiều

tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
Lưu ư :
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp
nhau ZB – ZA = 1.
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau.
ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)
ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)


Trong một chu kì từ trái sang phải

Hợp chất khí với
hiđro
Hợp chất với oxi
(hố trị cao nhất)

R2O

RO

R2O3

RH4

RH3

RH2

RH

RO2

R2O5

RO3

R2O7

9


Chủ đề

I.

2

LIÊN KẾT HOÁ HỌC

KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

1.

Khái niệm về liên kết hoá học
Liên kết hoá học được hình thành giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất
hay hợp chất.

2.

Quy tắc bát tử (8 electron)

Cấu hình với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron ở lớp thứ nhất) là
một cấu hình đặc biệt vững bền.
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì các nguyên tử của các nguyên tố có
khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron
vững bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với heli) ở lớp ngoài
cùng.

II.

SO SÁNH LIÊN KẾT ION VÀ LIÊN KẾT CỘNG HỐ TRỊ

1.
Loại
Giống nhau

Liên kết cộng hố trị

Nguyên nhân hình thành liên kết : Các nguyên tử liên
kết với nhau tạo thành phân tử để có cấu hình electron
bền vững của khí hiếm.

Bản
chất

Là lực hút tĩnh điện giữa
các ion mang điện tích trái
dấu

Thí dụ

Na + Cl  NaCl

H. + Cl.  H : Cl

Xảy ra giữa những
nguyên tố khác hẳn nhau
về bản chất hoá học
(thường xảy ra giữa các
kim loại điển hình và phi
kim điển hình) ; giữa ion
dưương – ion âm.

Xảy ra giữa hai nguyên tố
giống nhau về bản chất
hoá học (thường xảy ra
với các nguyên tố phi kim
nhóm 4, 5, 6, 7)

Khác Điều
nhau kiện
liên kết

10

Liên kết ion

+

–

Là sự dùng chung các
electron


Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa
mang tính chất cộng hố trị vừa mang tính ion. Để có thể biết được loại liên
kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử của một liên
kết.
2.

Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên
tử của một liên kết
Hiệu độ âm điện

Loại liên kết

 < 0,4

Liên kết cộng hoá trị khơng cực

0,4   < 1,7

Liên kết cộng hố trị có cực
Liên kết ion

  1,7

3.

Liên kết cho – nhận (cịn gọi là liên kết phối trí)

Đó là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1
nguyên tố cung cấp được gọi là nguyên tố cho electron. Nguyên tố kia có
obitan trống (obitan khơng có electron) được gọi là ngun tố nhận electron.
Liên kết cho – nhận được kí hiệu bằng () có chiều từ chất cho e sang chất
nhận e.
Thí dụ : Quá trình hình thành ion NH
cho – nhận :

+
4

+

(từ NH3 và H ) có bản chất liên kết

Điều kiện để tạo thành liên kết cho – nhận giữa hai nguyên tố A  B là
nguyên tố A có đủ 8 electron lớp ngồi, trong đó có những cặp electron tự
do (chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống.
4.

Liên kết kim loại
1) Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion
kim loại trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do.
2) Tưương tác giữa các ion dưương kim loại ở nút mạng với electron tự do
là nguyên nhân của liên kết kim loại.
3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác
với liên kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion,
còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron.
11

5.

Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết
ba
a) Sự xen phủ trục – Liên kết  (xích ma)
Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trung với đường nối tâm của hai
nguyên tử liên kết gọi là sự xen phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết  (hình
1).

Hình 1. Xen phủ trục

Hình 2. Xen phủ bên

b) Sự xen phủ bên – Liên kết  (pi)
Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và
vng góc với đường nối tâm của 2 ngun tử liên kết được gọi là xen phủ
bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết  (hình 2).
c) Liên kết đơn : Ln ln là liên kết xích ma , được tạo thành từ sự xen
phủ trục và thường bền vững.
d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết  và 1 liên kết . Các liên kết  thường
kém bền hơn so với liên kết .
e) Liên kết ba : Gồm một liên kết  và hai liên kết  kém bền.
III. TINH THỂ ION, TINH THỂ NGUYÊN TỬ, TINH THỂ PHÂN TỬ VÀ
TINH THỂ KIM LOẠI
1.

12

Tinh thể ion

– Tinh thể ion được hnh thành từ những ion mang điện tích trái dấu, đó là
các cation và anion.
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
– Tinh thể ion bền, khó nóng chảy, khó bay hơi.


2.

Tinh thể nguyên tử
– Tinh thể được hnh thành từ các nguyên tử.
– Lực liên kết có bản chất cộng hoỏ trị.
– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi cao.

3.

Tinh thể phân tử
– Tinh thể được hnh thành từ các phân tử.
– Lực liên kết là lực tưương tác phân tử.
– Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.

4.

Tinh thể kim loại
– Tinh thể dược hnh thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron
tự do.
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo.

IV.

HỐ TRỊ VÀ SỐ OXI HỐ

1.

Hố trị trong hợp chất ion

Khái niệm về điện hoỏ trị : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất
ion được gọi là điện hoỏ trị.

Cách xác định điện hoỏ trị : Trị số điện hoỏ trị của một nguyên tố
bằng số electron mà nguyên tử của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo
thành ion.

2.

Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

Khái niệm : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoỏ trị được
gọi là cộng hoỏ trị.

Cách xác định : Cộng hoỏ trị của một nguyên tố là số liên kết mà
nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân
tử ở trạng thái đang xét.

3.

Số oxi hoá

Khái niệm : Số oxi hoỏ của một nguyên tố trong phân tử là điện
tích của nguyên tử nguyên tố đó nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử

trong phân tử là liên kết ion.

Cách xác định : Theo 4 quy tắc
13


Quy tắc 1 : Trong các đơn chất, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng 0.
Quy tắc 2 : Trong mụt phân tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng 0.
Quy tắc 3 : Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng
điện tích của ion đó ; trong ion đa nguyên tử tổng số oxi hoỏ của
các nguyên tố bằng điện tích của ion.
Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoỏ của hiđro bằng +1, của
oxi bằng –2.

14


Chủ đề

3

PHẢN ỨNG HOÁ HỌC

I.

PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HOÁ HỌC
Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá, các phản ứng hoá học được chia làm hai
loại :

Loại 1 : Phản ứng hố học có sự thay đổi số oxi hố : Tất cả các

phản ứng hoá học thuộc loại phản ứng hoá học này.

Loại 2 : Phản ứng hoá học khơng có sự thay đổi số oxi hố : Các
phản ứng trao đổi, một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ
thuộc loại phản ứng hoá học này.

II.
1.

PHẢN ỨNG TOẢ NHIỆT VÀ PHẢN ỨNG THU NHIỆT
Phản ứng toả nhiệt là phản ứng hố học giải phóng năng lượng dưới dạng
nhiệt.
Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng lượng dưới dạng

2.
nhiệt.
3.
Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, người ta dùng
phưương trình nhiệt hố học. Nhiệt của phản ứng hố học được kí hiệu là
H.

Phưương trình phản ứng có ghi thêm giá trị H và trạng thái của các chất
được gọi là phưương trình nhiệt hố học.
Quy ước : phản ứng thu nhiệt thì H > 0, toả nhiệt thì H < 0.
Thí dụ :

1
1
H2  k   Cl2  k   HCl  k  ; H  185, 7kJ / mol
2

2

<=>1 mol HCl tạo thành từ khí H2 và khí Cl2 toả ra 185,7kJ.
CaCO3đ  CaO(r) + CO2(k) ; H = + 572lkJ/mol
<=>1mol CaCO3 rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO2,
hấp thụ một lượng nhiệt là 572kJ.

15


III.
1.

PHẢN ỨNG OXI HỐ - KHỬ
Định nghĩa

Phản ứng oxi hố – khử là phản ứng hố học trong đó có sự chuyển
electron giữa các chất phản ứng (do đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số
nguyên tố).

Phản ứng oxi hố – khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi
hoỏ của một hoặc nhiều nguyên tố.

Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nhường electron, do đó có
số oxi hố tăng sau phản ứng.

Chất oxi hoá (hay chất bị khứ) : là chất nhận electron, do đó có số
oxi hố giảm sau phản ứng.

Sự oxi hoá một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm

tăng số oxi hố của chất đó.

Sự khử một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số
oxi hố của chất đó.
 Sự khử và sự oxi hoá là hai mặt của một phản ứng oxi hoá khử, chúng
phải xảy ra đồng thời.

2.

Các phưương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử
a) Phưương pháp đại số
Phưương pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá – khử cũng
như phản ứng khơng oxi hố – khử.
b) Phưương pháp thăng bằng electron
Đây là phưương pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá –
khử trong thi trắc nghiệm.
Nguyên tắc của của phưương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là
tổng số electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.

Bước 1 : Viết phưương trình phản ứng. Có thể chưa cần viết hết tất
cả các chất tham gia và sản phẩm, nhưng nhất thiết phải viết các chất tham
gia cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng.
Thí dụ : Hồ tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng
Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O

16



Bước 2 : Xác định số oxi hoá của các ngun tố có số oxi hố thay

đổi, khơng cần quan tâm tới các ngun tố có số oxi hố khơng thay đổi và
viết các phưương trình cho nhận electron.
o

Cu  Cu
+5

N

+2

+ 2e
+2

+ 3e  N


Bước 3 : Cân bằng số electron cho – nhận. Nói chung, để cân bằng
số electron cho nhận ta chỉ cần nhân chéo số electron cho và nhận.
o

+2

3

Cu  Cu

2

N

+5

+ 2e
+2

+ 3e  N

Chú ý : Để khơng nhầm lẫn nên tính tổng số electron cho – nhận trong tồn
bộ phân tử.
+5

Thí dụ :

2N

+1

+ 8e  2N (trong N2O)


Bước 4 : Đưa hệ số tìm được từ phưương trình cho – nhận electron
vào phưương trình phản ứng :
3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

Bước 5 : Cân bằng phần khơng oxi hố – khử. Trước hết cần bổ
sung phần axit tạo muối. Đối với phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3
để tạo ra 3 phân tử Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân từ H2O (hoặc các
chất làm môi trường v.v…).
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

c) Phưương pháp ion – electron hay phưương pháp bán phản ứng
Theo phưương pháp bán phản ứng thì bước 1, bước 2 giống như phưương
pháp trên, từ bước 3 trở đi thì khác. Đáng lẽ viết các phưương trình cho –
nhận electron và sản phẩm của chúng nếu thuộc diện điện li mạnh (axit
mạnh, bazơ mạnh, muối tan) thì viết dưới dạng ion (như vậy phưương pháp
bán phản ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch). Đối
với trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết như sau :
o

2+

Cu  Cu

+ 2e (Cu

2+

+2

chứ không phải là Cu !)

NO3  3e  NO  (không viết N , N !)
+5

+2

Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau :
Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion v.v…) cho – nhận electron và các
sản phẩm của chúng nếu đã cân bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố,
o

2+
cả về điện tích của 2 vế, Thí dụ : Cu  Cu + 2e) thì coi là bán phản ứng
17


đã viết xong ; nếu chưa cân bằng, Thí dụ : NO3  3e  NO  thì cân bằng
như sau :
– Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong mơi trường axit vế trái
+
thêm H vàvế phải thêm H2O, Thí dụ : NO3  3e  4H  NO  2H2O .
– Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành

OH . Thí dụ : MnO4  3e  2H2O  MnO2  4OH
– Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong mơi trường trung tính vế trái
+
thêm H2O và vế phải tạo thành H . Thí dụ :SO2 + 2H2O 
–

SO24  4H  2e .

–

– Nếu trong mơi trường bazơ thì vế trái thêm OH và vế phải thêm H2O, Thí
dụ :

SO32  2OH  SO24  H2O  2e

Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau :
o

2+

Cu  Cu

+ 2e

NO3  3e  4H  NO  2H2O

Bước 4 : cân bằng số electron cho – nhận giống như phưương pháp
thăng bằng electron.
o

2+

 3 Cu  Cu

+ 2e

 2 NO3  3e  4H  NO  2H2O

Bước 5 : cộng 2 bán phản ứng ta được phưương trình phản ứng
dạng ion (thu gọn).

3Cu  8H  2NO3  3Cu2  2NO   4H2O
Muốn chuyển phưương trình dạng ion thành phưương trình dạng phân tử ta
cần cộng vào 2 vế những lượng như nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai
để bù trừ điện tích. Trường hợp trên cần cộng 6NO3 vào 2 vế, ta có :
3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3.

18

Phân loại phản ứng oxi hoá - khử
Số phản ứng oxi hoá – khử cực kì nhiều nhưng có thể phân thành 3 nhóm
lớn sau đây :



Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản
ứng trong đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác.
Các thí dụ điển hình :
to

S  ZnS

a) Giữa các nguyên tử :

Zn +

b) Giữa nguyên tử – phân tử :

2Al + Fe2O3  2Fe + Al2O3

c) Giữa phân tử – phân tử :

to

to

FeO + CO  Fe + CO2

to

d) Giữa nguyên tử ion : 3Cu + 2NO 32  + 8H  3Cu
+

2+

+ 2NO + 4H2O

e) Giữa ion – ion :
–

2MnO 4 + SO 32  + 2OH  2MnO24  SO24  H2O
Trong loại phản ứng này một chất đóng vai trị chất oxi hố (nhận electron)
và chất kia (cho electron) đóng vai trò chất khử.

Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó q trình cho – nhận
electron xảy ra trong một phân tử.
Thí dụ :

2HgO  2Hg + O2
+2

HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg đóng vai trị chất
–2
oxi hố và O đóng vai trị chất khử.
1
to
Cu(NO3)3  CuO + 2NO2 + O2 
2

Cu(NO3)2 vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó 2 ngun tử N
–2
đóng vai trị chất oxi hố và 1 ngun tử O đóng vai trị chất khử.

+5


Phản ứng dị li : là phản ứng trong đó các nguyên tử của cùng một
nguyên tố ở cùng một mức oxi hoá (cùng số oxi hoá) tách thành nhiều mức
oxi hoá khác nhau :
3
5

4

2NO2  2NaOH  NaNO2  NaNO3  H2O
Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường hợp đặc biệt của phản ứng giữa các
phân tử, trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá
khác nhau tác dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hố.
Thí dụ :

5

1

0

KBrO3  5KBr  3H2SO4  3K2SO4  3Br2  3H2O
(chất oxi hoá) (chất khử)
19

Chủ đề

I.
1.

4

TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC

TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
Khái niệm về tốc độ phản ứng và tốc độ trung bình của phản ứng
a) Tốc độ phản ứng
Các chất phản ứng  các sản phẩm
Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng
hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.
b) Tốc độ trung bình của phản ứng
Mọi phản ứng hố học đều có thể biểu diễn bằng phưương trình tổng quát
sau :
Các chất phản ứng  Các sản phẩm
Trong quá trình diễn biến của phản ứng, nồng độ các chất phản ứng giảm
dần, đồng thời nồng độ các sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh
thì trong một đơn vị thời gian nồng độ các chất phản ứng giảm và nồng độ
các sản phẩm tăng càng nhiều. Như vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ
theo thời gian của một chất bất kì trong phản ứng làm thước đo tốc độ phản
ứng.
Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng
hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.
Nồng độ thường được tính bằng mol/l, cịn đơn vị thời gian có thể là giây

(s), phút (ph), giờ (h)...
Tốc độ phản ứng đựoc xác định bằng thực nghiệm.
c) Tốc độ trung bình của phản ứng
Xét phản ứng : A  B
ở thời điểm t1, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C 1 mol/l. ở thời điểm t2,
nồng độ chất A là C2 mol/l (C2 < C1 vì trong quá trình diễn ra phản ứng
nồng độ chất A giảm dần).
Tốc độ của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2
được xác định như sau :

20


v

C1  C 2
C  C1 C
 2

t 2  t1
t 2  t1
t

Nếu tốc độ được tính theo sản phẩm B thì :
Ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l. ở thời điểm t2 nồng độ chất B là
C2 mol/l (C2 > C1 vì nồng độ chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng).
Ta có :

v

C'2  C1'
C

t 2  t1
t

Trong đó, v là tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian từ t1
đến t2.
2.

Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
a) Nồng độ
Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
Thí dụ : aA + bB  cC + dD
a

Vp/ư = k. [A] [B]
Trong đó :

b

[A] ; [B] là nồng độ các chất A, B.
k : hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản
chất các phản ứng (là tốc độ phản ứng khi nồng độ các chất
tham gia phản ứng bằng nhau và bằng 1mol/l).
v : tốc độ phản ứng

b) Áp suất
Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng.
(Khi tăng áp suất lên bao nhiêu lần đồng nghĩa với tăng nồng độ các chất

phản ứng lên bấy nhiêu lần).
c) Nhiệt độ
Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng khi tăng nhiệt độ từ t

0

0

1

 t2 có :

t 20  t10
a
vt2 = vt1. 
Trong đó :

0

vt1 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ
21


vt2

ban đầu
cao hơn

 : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng
0

lên cao nhiêu lần khi tăng a ( C).
d) Diện tích bề mặt
Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi
phản ứng kết thúc.
(Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng).
II.

CÂN BẰNG HOÁ HỌC

1.

Phản ứng thuận nghịch là phản ứng trong cùng điều kiện phản ứng đồng
thời xảy ra theo 2 chiều ngược nhau.

2.

Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ
phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.

3.

Hằng số cân bằng : chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
aA + bB
cC + dD
c
d
C D

KC 

Aa Bb

[A] ; [B] ; [C] ; [D] là nồng độ mol của các chất A, B, C, D lúc cân bằng.
4.

Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá
học
a) Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng, có thể chuyển
sang trạng thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện của môi trường gọi là
sự chuyển dịch cân bằng.
b) Những yếu tố ảnh hưởng
Khi tăng nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ
khơng đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía làm giảm nồng độ chất đó
cho đến khi đạt cân bằng mới.

22


Khi giảm nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ
khơng đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng nồng độ chất đó cho
đến khi đạt cân bằng mới.
Khi tăng áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách nén bình phản ứng lại) ở
nhiệt độ khơng đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số
mol khí ít hơn, cho tới khi đạt cân bằng mới.
Khi giảm áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách tăng thể tích bình phản
ứng lên) ở nhiệt độ khơng đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản
ứng có số mol khí nhiều hơn, cho đến khi đạt cân bằng mới.
Khi tăng nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản
ứng thu nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.
Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản

ứng toả nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.
Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng được tóm tắt trong nguyên lí Lơ
Satơliê.

23


Chủ đề

I.

5

SỰ ĐIỆN LI

SỰ ĐIỆN LI
– Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li. Những chất tan
trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li.
– Độ điện li : Độ điện li  (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa phân số phân
n
C
tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (n0) :  
, hoặc  
C0
n0
(trong đó C là nồng độ ion ; C0 là nồng độ chất tan ban đầu).
– Phân loại các chất điện li :
+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước có  = 1 (ví dụ : các axit
mạnh, bazo mạnh, hầu hết các muối tan như HCl ; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ;
NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2...).

+

Na2CO3  2Na + CO3

2–

+) Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước có 0 <  < 1. (ví dụ : các axit
yếu, bazo yếu...như : HF ; HClO ; HNO2 ; H2CO3 ; Mg(OH)2...)
–

+

HF

H +F

Cân bằng phân li của các chất điện li yếu là cân bằng động, tuân theo
nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Satơliê. Khi pha lỗng dung dịch chất
điện li yếu thì độ điện li tăng.
I.

AXIT – BAZƠ, MUỐI, pH

1.

Axit – bazơ theo A–rê–ni–ut
+

– Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H .
+

HCl  H + Cl

–
–

CH3COOH

+

CH3COO + H

–

– Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH .
+

–

NaOH  Na + OH

24


Mg(OH) + OH

+

2+

Mg(OH)
2.

–

+

Mg(OH)2

Mg

+ OH

–

Axit – bazơ theo Bron–stêt
– Axit là chất nhường proton. (Ngồi những axit thơng thường, một số ion
+
–
3+
3+
cũng thể hiện tính axit trong dung dịch như : NH4 ; HSO4 ; Al ; Fe ;
2+
2+
Cu ; Mg ...).
+

HNO2 + H2O

H3O + NO2

–

– Bazơ là chất nhận proton. (Ngồi những bazơ thơng thường, một số ion
cũng thể hiện tính bazơ trong dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu
–
2–
2–
2–
2–
–
2–
–
: NO2 ; CO3 ; SO3 ; HPO3 ; S ; CH3COO ; SiO3 ; AlO2 ;
2–
–
2–
ZnO2 ; C6H5O ; PO4 ...)
– Chất vừa có khả năng nhường proton vừa có khả năng nhận proton là chất
lưỡng tính. (Ngồi những chất lưỡng tính thơng thường một số ion cũng thể
–
–
–
hiện tính lưỡng tính trong dung dịch như : H2O ; HSO3 ; HCO3 ; HS ;
–
H2PO3 ...)
–

–

+

Thí dụ : HCO3 + H  H2O + CO2 (HCO3 đóng vai trò bazơ)
–

–

2–

+

–

HCO3 + OH  CO3 + H3O (HCO3 đóng vai trị axit )
3.

Hằng số phân li axit và bazơ
Sự phân li của axit và bazơ yếu trong nước là các quá trình thuận nghịch :
HNO2

+

H + NO2

NH3 + H2O

H  .NO2 

Ka =   
HNO


2

–

+

NH 4 .OH  


Kb  
NH3

–

NH4 + OH

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ tưương ứng càng nhỏ.
– Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit – bazơ của cặp axit–bazơ liên hợp :
CH3COOH

+

–

H + CH3COO

H  .CH3COO 

Ka    


CH3COO 



25