SỔ TAY HÓA HỌC TRUNG HỌC doc

TRƯỜNG THPT SƠN ĐỘNG SỐ 3
TỔ KHOA HỌC TỰ NHIÊN
BỘ MÔN HÓA HỌC
… Z  Y



ĐỒNG ĐỨC THIỆN






SỔ TAY HÓA HỌC


TRUNG HỌC

S¬n §éng, Ngµy 01 th¸ng 08 n¨m 2007
MỤC LỤC
TRANG
Phần I: HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG
Chương 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1
Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
I. Cấu tạo nguyên tử: 6
1. Hạt nhân 6
2. Phản ứng hạt nhân 6
3. Cấu tạo vỏ electron của nguyên tử 6
4. Cấu hình electron và sự phân bố
electron theo obitan 7
5. Năng lượng ion hoá, ái lực với
electron, độ âm điện. 8
II. Định luật tuần hoàn _ Bảng HTTH 8
1. Định luật tuần hoàn 8
2. Bảng hệ thống tuần hoàn 8
3. Chu kỳ 9
4. Nhóm và phân nhóm 9
5. Ý nghĩa của bảng HTTH 9
Chương 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Liên kết ion 11
2. Liên kết cộng hóa trị 11
3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí) 11

4. Liên kết
σ
và liên kết π 12
5. Liên kết hiđro 12
6. Sự lai hoá các obitan 13
Chương 4: CÁC ĐỊNH LUẬT VỀ CHẤT KHÍ
I. Định luật Avôgađrô. 14
1. Nội dung 14
2. Hệ quả 14
II. Phương trình khí lý tưởng 14
III. Hỗn hợp khí
1. Áp suất riêng của chất khí trong hỗn hợp 14
2. Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp khí 15
Chương 5: DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LI – ĐIỆN
PHÂN 16
I. Dung dịch 16
1. Định nghĩa 16

TRANG
2. Quá trình hoà tan 16
3. Độ tan của các chất 16
4. Tinh thể ngậm nước 16
5. Nồng độ dung dịch 16
II. Sự điện li 17
1. Định nghĩa 17
2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong
dung dịch nước 17
3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu 18
4. Độ điện li α 19
5. Quan hệ giữa độ điện li α và hằng số điện li 19

6. Axit – bazơ 19
7. Sự điện li của nước 21
8. Sự thuỷ phân của muối 22
9. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li 22
III. Sự điện phân 23
1. Định nghĩa 23
2. Điện phân hợp chất nóng chảy 23
3. Điện phân dung dịch nước 24
4. Công thức Farađây 26
Chương 6: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ
1. Số oxi hoá 27
2. Định nghĩa 27
3. Cân bằng phương trình phản ứng
oxi hoá - khử 27
4. Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt 28
Phần II: HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
Chương 1: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA 30
1. Cấu tạo nguyên tử 30
2. Tính chất vật lý 30
3. Tính chất hoá học 30
5. Trạng thái tự nhiên 31
4. Ứng dụng và điều chế clo 31
6. Hợp chất 31
Chương 2: OXI – LƯU HUỲNH 33
I. Oxi 33
1. Cấu tạo nguyên tử 33
2. Tính chất vật lý 33
3. Tính chất hoá học 33
4. Điều chế 33
5. Trạng thái tự nhiên 33

II. Lưu huỳnh 34
1. Cấu tạo nguyên tử 34
2. Tính chất vật lý 34
3. Tính chất hoá học 34
4. Hợp chất 34
Chương 3: NITƠ – PHOTPHO 37
I. Nitơ 37
1. Cấu tạo nguyên tử 37
2. Tính chất vật lý 37
3. Tính chất hoá học 37
4. Điều chế và ứng dụng 37
5. Các hợp chất quan trọng của nitơ. 37
II. Phot pho 41
1. Cấu tạo nguyên tử 41
2. Tính chất vật lý và các dạng thù hình 41
3. Tính chất hoá học 41
4. Điều chế và ứng dụng 42
5. Hợp chất của photpho 42
6. Phân bón hoá học 43
Chương 4: CACBON – SILIC 45
I. Cacbon 45
1. Cấu tạo nguyên tử 45
2. Các dạng thù hình và tính chất vật lý 45
3. Tính chất hoá học 45
4. Các hợp chất quan trọng của cacbon 46
II. Silic 47
1. Cấu tạo nguyên tử 47
2. Tính chất vật lý 47
3. Tính chất hoá học 47
4. Ứng dụng và điều chế 48

5. Các hợp chất quan trọng của silic 48
Chương 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 49
1. Vị trí và cấu tạo của kim loại 49
2. Tính chất vật lý 49
3. Tính chất hoá học 50
4. Dãy thế điện hoá của kim loại 51
5. Hợp kim 52
6. Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn 52
7. Điều chế kim loại 54
8. Hợp chất của kim loại 55
Chương 6: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IA 57
1. Cấu tạo nguyên tử 57
2. Tính chất vật lý 57
3. Tính chất hoá học 57
4. Hợp chất 57
5. Điều chế 59
6. Ứng dụng của kim loại kiềm 59
7. Trạng thái tự nhiên 59
Chương 7: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IIA 60
1. Cấu tạo nguyên tử 60
2. Tính chất vật lý 60
3. Tính chất hoá học 60
4. Điều chế 61
5. Một số hợp chất quan trọng 61
6. Ứng dụng 62
7. Trạng thái tự nhiên 62
8. Nước cứng 62
Chương 8: NHÔM – SẮT 64
I. Nhôm 64
1. Cấu tạo nguyên tử 64

2. Tính chất vật lý 64
3. Tính chất hoá học 64
4. Hợp chất của Al 65
5. Một số hợp kim quan trọng của nhôm 65
6. Ứng dụng của nhôm 66
7. Điều chế Al 66
8. Nhận biết ion Al
3+
66
9. Trạng thái tự nhiên của nhôm 66
II. Sắt 67
1. Cấu tạo nguyên tử 67
2. Tính chất vật lý 67
3. Tính chất hoá học 67
4. Hợp chất 67
5. Hợp kim của Fe 68
6. Luyện gang 69
7. Luyện thép 69
Chương 9: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM B 71
I. Các nguyên tố nhóm IB (Cu, Ag, Au) 71
1. Tính chất vật lý 71
2. Tính chất hoá học 71
3. Hợp chất 71
4. Trạng thái tự nhiên 72
II. Các nguyên tố nhóm IIB (Zn, Cd, Hg) 72
1. Tính chất vật lý 72
2. Kẽm 72
3. Thuỷ ngân 73
III. Một số nguyên tố quan trọng khác 73
1. Thiếc và chì (Sn, Pb) 73

2. Crom 74
3. Mangan 75
4. Coban và niken 76
Phần III: HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT HỮU CƠ
Chương 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA HỮU CƠ 78
1. Những đặc điểm chung của hợp chất hữu cơ 78
2. Phân loại các hợp chất hữu cơ 78
3. Thuyết cấu tạo hoá học 79
4. Các dạng công thức hoá học 79
5. Liên kết hoá học trong hợp chất hữu cơ 80
6. Hiện tượng đồng phân 81
7. Hiện tượng đồng đẳng 83
8. Cách gọi tên các hợp chất hữu cơ 84
9. Một số dạng phản ứng hoá học
trong hoá hữu cơ 85
10. Các hiệu ứng chuyển dịch electron 87
Chương 2: HIĐROCACBON 88
I. Hiđrocacbon no mạch hở _Ankan 88
1. Đồng đẳng – đồng phân – danh pháp 88
2. Tính chất vật lý 89
3. Tính chất hoá học 89
4. Điều chế 90
5. Ứng dụng 91
II. Anken (olefin) 91
1. Đồng đẳng – đồng phân – danh pháp 91
2. Tính chất vật lý 92
3. Tính chất hoá học 92
4. Điều chế 93
5. Ứng dụng 93
III. Ankin 93

1. Đồng đẳng, đồng phân, danh pháp 93
2. Tính chất vật lý 94
3. Tính chất hoá học 94
4. Điều chế 95
5. Ứng dụng của ankin 95
IV Ankađien (hay điolefin) 96
1. Cấu tạo 96
2. Tính chất vật lý 96
3 Tính chất hoá học 96
4. Điều chế 96
V. Hiđrocacbon thơm (Aren) 97
1. Benzen C
6
H
6
và ankyl benzen 97
2. Giới thiệu một số hiđrocacbon thơm khác 100
VI. Dẫn xuất halogen 101
1. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon no 101
2. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon chưa no 102
VII. Nguồn hiđrocacbon trong thiên nhiên 102
1. Khí thiên nhiên 102
2. Dầu mỏ 103
3. Than đá 103
Chương 3: NHỮNG HỢP CHẤT HỮU CƠ CÓ
NHÓM CHỨC 105
I. Rượu (ancol) 105
1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên 105
2. Tính chất vật lý 106
3. Tính chất hoá học 106

4. Điều chế 106
5. Giới thiệu một số rượu đơn chức 107
6. Rượu đa chức 107
II. Phenol 108
1. Cấu tạo phân tử của phenol 108
2. Tính chất vật lý 109
3. Tính chất hoá học 109
4. Điều chế phenol 110
5. Ứng dụng của phenol 110
6. Sơ lược về rượu thơm 110
III. Amin 110
1. Công thức cấu tạo 110
2. Tính chất vật lý 111
3. Tính chất hoá học 111
4. Điều chế 112
5. Giới thiệu một số amin 112
IV. Andehit fomic và dãy đồng đẳng 112
1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên 112
2. Tính chất vật lý 113
3. Tính chất hoá học 113
4. Điều chế 114
5. Một số anđehit thường gặp 114
V. Xeton 115
1. Cấu tạo 115
2.Tính chất vật lý 115
3. Tính chất hoá học 115
4. Điều chế 115
VI. Axit axetic và dãy đồng đẳng 115
1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên 115
2. Tính chất vật lý của axit no, đơn

chức mạch hở (C
n
H
2n+1
− COOH) 117
3. Tính chất hoá học 117
4. Điều chế 118
5. Giới thiệu một số axit 118
VII. Este – Chất béo 121
1. Cấu tạo và gọi tên 121
2. Tính chất vật lý 122
3. Tính chất hoá học 122
4. Điều chế 123
5. Giới thiệu một số este thường gặp 123
6. Lipit _Chất béo 123
7. Xà phòng và các chất tẩy rửa tổng hợp125
VIII. Gluxit 126
1. Monosaccarit 127
2. Đisaccarit 129
3. Polisaccarit 130
IX. Aminoaxit – protit 132
1. Aminoaxit 132
2. Protit 134
Chương 3: HỢP CHẤT CAO PHÂN TỬ
VÀ VẬT LIỆU POLIME 136
I. Định nghĩa polime 136
II. Cấu trúc và phân loại 136
1. Thành phần hoá học của mạch polime 136
2. Cấu tạo hình học của mạch polime 137
III. Tính chất của polime 137

1. Tính chất vật lý 137
2. Tính chất hoá học 137
IV. Điều chế polime 137
1. Phản ứng trùng hợp 137
2. Phản ứng trùng ngưng 138
V. Ứng dụng của polime 138
1. Chất dẻo 138
2. Cao su 139
3. Tơ tổng hợp 140



Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
1
Phần I
HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG
Chương 1
CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

1. Nguyên tử: Là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hóa học, tham gia tạo thành
phân tử.Nguyên tử luôn trung hòa về điện:
Gồm: - Hạt nhân (do p, n cấu tạo) mang điện tích dương, ở tâm nguyên tử, có kích
thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử song lại chiếm phần lớn khối lượng nguyên tử.
- Các electron mang điện tích âm chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử
2. Nguyên tố hóa học: là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.

3. Đồng vị: Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó
số khối A của chúng khác nhau gọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố.
4. Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập và mang những
tính chất hóa học đặc trưng của chất đó.
5. . Đơn chất là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học. Ví dụ: O
2
, H
2
, Cl
2
,
Một nguyên tố hoá học có thể tạo thành một số đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù
hình của nguyên tố đó.

Ví dụ:
- Cacbon tồn tại ở 3 dạng thù hình là cacbon vô định hình, than chì và kim cương.
- Oxi tồn tại ở 2 dạng thù hình là oxi (O
2
) và ozon (O
3
).
6. Hợp chất: là chất cấu tạo từ nhiều nguyên tố hoá học khác nhau. Ví dụ: H
2
O, NaOH,
H
2
SO
4
,
7. Nguyên tử khối (NTK) là khối lượng tương đối của nguyên tử. Nguyên tử khối của

một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối
lượng nguyên tử.

Chú ý: Khác với nguyên tử khối, khối lượng nguyên tử (KLNT) cũng là khối lượng của
một nguyên tử nhưng biểu diễn bằng kg. Ví dụ: KLNT của hiđro bằng 1.67.10
-27
kg, của
cacbon bằng 1,99.10
-26
.
8. Phân tử khối(PTK): là khối lượng của một phân tử biểu diễn bằng đơn vị cacbon
(đ.v.C). Phân tử khối bằng tổng khối lượng các nguyên tử cấu tạo nên phân tử.

Ví dụ: PTK của H
2
O = 2 + 16 = 18 đ.v.C, của NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 đ.v.C.
Chú ý: Khối lượng phân tử cũng được biểu diễn bằng kg và bằng tổng khối lượng các
nguyên tử tạo thành phân tử.
9. Mol: là lượng chất chứa 6,02.10
23
hạt đơn vị (nguyên tử, phân tử, ion, electron, )
- Số 6,02.10
23
được gọi là số Avôgađrô và ký hiệu là N (N = 6,02.10
23
). Như vậy:
1 mol nguyên tử Na chứa N nguyên tử Na.
1 mol phân tử H
2
SO

4
chứa N phân tử H
2
SO
4

1 mol ion OH
-
chứa N ion OH
-
.
- Khối lượng của 1 mol chất tính ra gam được gọi là khối lượng mol của chất đó và ký
hiệu là M.

Khi nói về mol và khối lượng mol cần chỉ rõ của loại hạt nào, nguyên tử, phân tử, ion,
electron Ví dụ:

- Khối lượng mol nguyên tử oxi (O) bằng 16g, nhưng khối lượng mol phân tử oxi (O
2
)
bằng 32g.

- Khối lượng mol phân tử H
2
SO
4
bằng 98g, nhưng khối lượng mol ion SO
4
2-
bằng 96g.

Như vậy khái niệm nguyên tử gam, phân tử gam chỉ là những trường hợp cụ thể của khái
niệm khối lượng mol.



Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
2

- Cách tính số mol chất:

Số mol n của chất liên hệ với khối lượng m (tính ra gam) và khối lượng mol M của chất
đó bằng công thức:


M
m
n =
(mol)
+ Đối với hỗn hợp các chất, lúc đó n là tổng số mol các chất, m là tổng khối lượng hỗn
hợp và M trở thành khối lượng mol trung bình
M
, (viết tắt là khối lượng mol trung bình).

hh
hh

hh
M
m
n =

+ Đối với chất khí, n được tính bằng công thức:

4,22
0
V
n =

Trong đó, V
0
là thể tích của chất khí hay hỗn hợp khí đo ở đktc (0
0
C, 1atm hay 760
mmHg).

Chú ý: Nếu V cho ở điều kiện t
0
C và p atm thì số mol chất khí được tính qua phương
trình trạng thái:

RT
pV
n =

Trong đó: T = t
0

+ 273, R =
273
4,22

≈
0,082 là hằng số khí lý tưởng
10. Phản ứng hóa học:Là quá trình biến đổi các chất này thành các chất khác được.
Trong phản ứng hoá học, tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng
các chất tạo thành sau phản ứng (Định luật bảo toàn khối lượng).

Các dạng phản ứng hoá học cơ bản:
a) Phản ứng phân tích: là phản ứng trong đó một chất bị phân tích thành nhiều chất mới.
Ví dụ:
CaCO
3
= CaO + CO
2
↑
b) Phản ứng kết hợp: là phản ứng trong đó hai hay nhiều chất kết hợp với nhau tạo thành
một chất mới.

Ví dụ.
BaO + H
2
O = Ba(OH)
2

c) Phản ứng thế: là phản ứng trong đó nguyên tử của nguyên tố này (ở dạng đơn chất)
thay thế nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất.

Ví dụ.
Zn + H
2
SO
4
loãng = ZnSO
4
+ H
2
↑
d) Phản ứng trao đổi: là phản ứng trong đó các hợp chất trao đổi nguyên tử hay nhóm
nguyên tử với nhau.

Ví dụ.
BaCl
2
+ NaSO
4
= BaSO
4
+ 2NaCl.
e) Phản ứng oxi hoá - khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa một
số nguyên tố.
Ví dụ:
Fe
0
+ Cu
+2
SO
4

-> Fe
+2
SO
4
+ Cu
0
11. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
a) Năng lượng liên kết: là năng lượng được giải phóng khi hình thành liên kết hoá học
từ các nguyên tố cô lập.

Năng lượng liên kết được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là E
1k
. Ví dụ năng lượng liên kết
của một số mối liên kết như sau.

H - H Cl - Cl H - Cl

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
3
E
1k
= 436 242 432
b) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: là nhiệt toả ra hay hấp thụ trong một phản ứng hoá học.
Hiệu ứng nhiệt được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là Q.

Khi Q >0: phản ứng toả nhiệt.
Khi Q<0: phản ứng thu nhiệt.
Ví dụ:
CaCO
3
= CaO + CO
2
↑ Q = - 186,19kJ/mol.
H
2
+ 1/2O
2
= H
2
O Q = + 241kJ/mol
Phản ứng đốt cháy, phản ứng trung hoà thuộc loại phản ứng toả nhiệt. Phản ứng nhiệt
phân thường là phản ứng thu nhiệt.

- Muốn tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng tạo thành các hợp chất từ đơn chất hoặc
phân huỷ một hợp chất thành các đơn chất ta dựa vào năng lượng liên kết.

Ví dụ: Tính năng lượng toả ra trong phản ứng.
H
2
+ Cl
2
= 2HCl.
Dựa vào năng lượng liên kết (cho ở trên) ta tính được.
Q = 2E
1k

(HCl) - [E
1k
(H
2
) + E
1k
(Cl
2
)] = 2 . 432 - (436 + 242) = 186kJ/mol.
- Đối với phản ứng phức tạp, muốn tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng ta dựa vào nhiệt tạo
thành của các chất (từ đơn chất), do đó đơn chất trong phản ứng không tính đến (ở phản ứng
trên, nhiệt tạo thành HCl là 186/2 = 93 kJ/mol

Ví dụ: Tính khối lượng hỗn hợp gồm Al và Fe
3
O
4
cần phải lấy để khi phản ứng theo
phương trình. :
3Fe
3
O
4
+ 8Al = 4Al
2
O
3
+ 9Fe
toả ra 665,25kJ, biết nhiệt tạo thành của Fe
3

O
4
là 1117 kJ/mol, của Al
2
O
3
là 1670 kJ/mol.
Giải:
Tính Q của phản ứng:
3Fe
3
O
4
+ 8Al = 4Al
2
O
3
+ 9Fe (1)

Theo (1), khối lượng hỗn hợp hai chất phản ứng với nhiệt lượng Q là :
3 . 232 + 8 . 27 = 912g
Để tỏa ra lượng nhiệt 665,25 kJ thì khối lượng hỗn hợp cần lấy :
g
x
25,182
3329
25,665912
=
12. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học:

a) Định nghĩa: Tốc độ phản ứng là đại lượng biểu thị mức độ nhanh chậm của phản ứng.
Ký hiệu là V
p.ư
.
t
C
t
CC
Δ
=V
pu
−
=
21
mol.l
-1
.s
-1

Trong đó : C
1
là nồng độ đầu của chất tham gia phản ứng (mol/l).
C
2
là nồng độ của chất đó sau t giây phản ứng (mol/l).
b) Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng:
− Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với nồng độ các chất tham gia phản ứng. Ví dụ, có phản
ứng.

A + B = AB.

V
p.ư
= k . C
A
. C
B
.
Trong đó, k là hằng số tốc độ đặc trưng cho mỗi phản ứng.
- Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
4
- Nhiệt độ càng cao thì tốc độ phản ứng càng lớn.
- Tốc độ phản ứng còn phụ thuộc vào diện tích bề mặt chất tham gia phản ứng

- Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng nhưng bản thân nó không bị thay đổi về số lượng
và bản chất hoá học sau phản ứng.

c) Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hoá học
− Phản ứng một chiều (không thuận nghịch) là phản ứng chỉ xảy ra một chiều và có thể
xảy ra đến mức hoàn toàn.

Ví dụ:
2KClO
3

= 2KCl + 3O
2 ↑

−
Phản ứng thuận nghịch là phản ứng đồng thời xảy ra theo hai chiều ngược nhau.
Ví dụ:
CH
3
COOH + CH
3
OH CH
3
COOCH
3
+ H
2
O
− Trong hệ thuận nghịch, khi tốc độ phản ứng thuận (v
t
) bằng tốc độ phản ứng nghịch (v
n
)
thì hệ đạt tới trạng thái cân bằng. Nghĩa là trong hệ, phản ứng thuận và phản ứng nghịch
vẫn xảy ra nhưng nồng độ các chất trong hệ không thay đổi. Vì vậy, trạng thái cân bằng của
hệ là trạng thái cân bằng động.

* Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Lơ – sa – tơ - lie: Khi một hệ đang tồn tại ở trạng thái
cân bằng, nếu ta thay đổi một thuộc tính nào đó của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo
chiều chống lại sự thay đổi đó
* Các yếu tố ảnh hưởng tới trạng thái cân bằng hoá học của hệ:

- Nồng độ
- Nhiệt độ
- Áp suất (chất khí)
- Chất xúc tác không làm thay đổi trạng thái cân bằng của một hệ mà chi làm tăng tốc
độ phản ứng nhằm giúp hệ nhanh đạt tới trạng thái cân bằng.
13. Hiệu suất phản ứng:
Có phản ứng:

A + B = C + D
Tính hiệu suất phản ứng theo sản phẩm C hoặc D:

%100
lt
t
q
q
h =

Trong đó:
q
t
là lượng thực tế tạo thành C hoặc D.
q
lt
là lượng tính theo lý thuyết, nghĩa là lượng C hoặc D tính được với giả thiết hiệu suất
100%.

Chú ý:
− Khi tính hiệu suất phản ứng phải tính theo chất sản phẩm nào tạo thành từ chất đầu
thiếu, vì khi kết thúc phản ứng chất đầu đó phản ứng hết.

− Có thể tính hiệu suất phản ứng theo chất phản ứng A hoặc B tuỳ thuộc vào chất nào
thiếu.

− Cần phân biệt giữa % chất đã tham gia phản ứng và hiệu suất phản ứng.
Ví dụ: Cho 0,5 mol H
2
tác dụng với 0,45 mol Cl
2
, sau phản ứng thu được 0.6 mol HCl.
Tính hiệu suất phản ứng và % các chất đã tham gia phản ứng.

Giải: Phương trình phản ứng:
H
2
+ Cl
2
= 2HCl
Theo phương trình phản ứng và theo đầu bài, Cl
2
là chất thiếu, nên tính hiệu suất phản
ứng theo Cl
2
:

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3

5

%6,66%100
2.45,0
6,0
==h
Còn % Cl
2
đã tham gia phản ứng = %6,66%100
2.45,0
6,0
=
% H
2
đã tham gia phản ứng = %60%100
2.5,0
6,0
=
Như vậy % chất thiếu đã tham gia phản ứng bằng hiệu suất phản ứng.
− Đối với trường hợp có nhiều phản ứng xảy ra song song, ví dụ phản ứng crackinh
butan:
C
4
H
10
-> CH
4
+ C
3
H

6
(1)
C
4
H
10
-> C
2
H
6
+ C
2
H
4
(2)
C
4
H
10
-> H
2
+ C
4
H
8
(3)
Cần chú ý phân biệt:
+ Nếu nói "hiệu suất phản ứng crackinh", tức chỉ nói phản ứng (1) và (2) vì phản ứng (3)
không phải phản ứng crackinh.

+ Nếu nói % butan đã tham gia phản ứng", tức là nói đến cả 3 phản ứng.
+ Nếu nói % butan bị crackinh thành etilen" tức là chỉ nói phản ứng (2).

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
6
Chương 2
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
I. Cấu tạo nguyên tử:
Nguyên tử gồm hạt nhân tích điện dương (Z+) ở tâm và có Z electron chuyển động xung
quanh hạt nhân.
Bảng 1: Các hạt cơ bản trong nguyên tử
Đặc tính hạt
Vỏ nguyên tử Hạt nhân
Electron Proton Nơtron
Điện tích
q
n
= - 1,602. 10
-19
C
q
n
= 1-
q
n
= + 1,602. 10
-19

C
q
n
= 1+
q
n
= 0
Khối lượng m
e
= 9,1094. 10
-31
kg m
p
= 1,6726. 10
-27
kg m
n
= 1,6748. 10
-27
kg
1. Hạt nhân: Hạt nhân gồm:

− Proton: Điện tích 1+, khối lượng bằng 1 đ.v.C, ký hiệu
− Nơtron: Không mang điện tích, khối lượng bằng 1 đ.v.C ký hiệu

Như vậy, điện tích Z của hạt nhân bằng tổng số proton.
* Khối lượng của hạt nhân coi như bằng khối lượng của nguyên tử (vì khối lượng của
electron nhỏ không đáng kể).
Số khối A: là đại lượng có giá trị bằng tổng số proton (ký hiệu là Z) và số nơtron (ký hiệu
là N): Z + N ≈ A.

2. Phản ứng hạt nhân: Là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguyên tố này thành
hạt nhân của những nguyên tố khác.

Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn.
Ví dụ:

nXHeBe
1
0
4
2
9
4
+→+
nXHeBe
1
0
12
6
4
2
9
4
+→+
Số khối của X = (9 + 4) – 1 = 12
Điện tích hạt nhân của X = (4 + 2) – 0 = 6
Suy ra: X
12
6

Vậy X là C. Phương trình phản ứng hạt nhân.


3. Cấu tạo vỏ electron của nguyên tử:
Nguyên tử là hệ trung hoà điện, tổng số electron chuyển động xung quanh hạt nhân bằng
số điện tích dương Z của hạt nhân.

Các electron trong nguyên tử được chia thành các lớp, phân lớp, obitan.
a) Các lớp electron. Kể từ phía gần hạt nhân trở ra được ký hiệu:
Bằng số thứ tự n = 1 2 3 4 5 6 7 …
Bằng chữ tương ứng: K L M N O P Q …
Những electron thuộc cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Lớp electron càng gần
hạt nhân có mức năng lượng càng thấp, vì vậy lớp K có năng lượng thấp nhất.

Số electron tối đa có trong lớp thứ n bằng 2n
2
. Cụ thể:
Lớp : K L M N …
Số electron tối đa: 2 8 18 32 …
b) Các phân lớp electron. Các electron trong cùng một lớp lại được chia thành các phân
lớp.


Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
7

Lớp thứ n có n phân lớp, các phân lớp được ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ hạt nhân
trở ra. Các electron trong cùng phân lớp có năng lượng bằng nhau.

Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s.
Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s, 2p.
Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp :3s, 3p, 3d.
Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s, 4p, 4d, 4f.
* Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần như sau : 1s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s…

Số electron tối đa của các phân lớp như sau:
Phân lớp : s p d f.
Số electron tối đa: 2 6 10 14.
Vậy số obitan trong một phân lớp lần lượt là những số lẻ: 1, 3, 5, 7.

c) Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có
mặt (xác suất tìm thấy) electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).

Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron.
Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu.
Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi.
Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn.
Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin ngược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng
1 ô vuông (còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron ta gọi đó là
electron độc thân, nếu đủ 2 electron ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan không có
electron gọi là obitan trống.


↑
↑↓

4. Cấu hình electron và sự phân bố electron theo obitan
a) Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử:

* Nguyên lý 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.
* Nguyên lý Pau – li: Trên một obitan chỉ có nhiều nhất hai e và hai e này chuyển động
tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi e (có spin ngược nhau).
* Quy tắc Hun: Trong một phân lớp, các e sẽ phân bố trên các obitan sao cho số e độc
thân là tối đa và các e này phải có chiều tự quay giống nhau.
b) Cấu hình electron nguyên tử: biểu diễn sự phân bố các e trên các phân lớp thuộc các
lớp khác nhau.
* Cách viết cấu hình:
- Xác định số e của nguyên tử
- Biểu diễn các e theo thứ tự tắng dần các mức năng lượng các obitan nguyên tử (AO)
theo các nguyên lý và quy tắc phân bố các e trong nguyên tử.
- Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các lớp e từ
nhỏ tới lớn.

Ví dụ: Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26).
Viết theo thứ tự các mức năng lượng : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s

2
3d
6

Cấu hình của Fe: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2

Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation
hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó.

Ví dụ: Cấu hình electron của

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3

8
Fe
2+
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
; Fe
3+
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
.

Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận.
Ví dụ:
S(Z = 16) : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4
.
S
2-
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

Cần hiểu rằng : electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng
lượng.

5. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện

a) Năng lượng ion hoá (I). Năng lượng ion hoá là năng lượng tối thiểu cần để tách 1e ra
khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh)
thì I có trị số càng nhỏ. Đơn vị kJ/mol.

b) Ái lực với electron (E). Ái lực electron là năng lượng giải phóng hay hấp thụ khi một
nguyênt tử trung hòa ở trạng thái khí nhận 1e để trở thành ion âm. Nguyên tử có khả năng
thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn.

c) Độ âm điện (
χ
). Độ âm điện của một nguyên tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng
hút electron của nguyên tử nguyên tố đó khi tạo thành liên kết hóa học.

Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:

2
EI +
=
χ

− Nguyên tố có χ càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng
mạnh.

− Độ âm điện χ thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các
hiệu ứng dịch chuyển electron trong phân tử.

− Nếu hai nguyên tử có χ bằng nhau thì liên kết tạo thành sẽ là liên kết cộng hoá trị
thuần tuý. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều (Δχ > 1,7) liên kết tạo thành là liên kết ion. Nếu
độ âm điện khác nhau không nhiều (0 < Δχ < 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực.

II. Định luật tuần hoàn _ Bảng HTTH
1. Định luật tuần hoàn
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp
chất tạo nên từ những nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân nguyên tử.

2. Bảng hệ thống tuần hoàn
Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuân hoàn:
- Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử
- Các nguyên tố có cùng số lớp e trong nguyên tử được xếp thành một hàng
- Các nguyên tố có cùng số e hóa trị
(
*
)
trong nguyên tử được xếp thành một cột
(*)
Electron hóa trị là những e có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng
thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc cả ở phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa
bão hòa.
Có 2 dạng bảng thường gặp.

a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được chia
thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f).
Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại.

b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu
kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính
(gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng dài) và phân nhóm phụ (gồm các

Phần Hóa Học Đại Cương

Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
9
nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng dài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ
actini) được xếp thành 2 hàng riêng.

3. Chu kỳ
Chu kỳ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron.
Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm.
Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
- Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần.
- Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính
nguyên tử giảm dần. Do đó:

+ Độ âm điện χ của các nguyên tố tăng dần.
+ Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần.
- Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm
IV) đến I (nhóm VII).

4. Nhóm và phân nhóm
Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích
hạt nhân.

- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở
lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó:

+ Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần.
- Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm
chứa nguyên tố đó.

5. Ý nghĩa của bảng HTTH
a. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo:
Biêt vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hòan có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên
tố đó và ngược lại (mô tả bằng sơ đồ sau)

Vị trí trong bảng tuần hoàn
↔

Câu tạo nguyên tử
Số thứ tự của nguyên tố Số p, số n, số e
Số thứ tự của chu kỳ Số lớp e
Số thứ tự của nhóm
Số e lớp ngoài cùng (số e
hóa trị)
Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25.
Cấu hình e: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

3d
5
4s
2
.
- Có 4 lớp e → ở chu kỳ 4.
Đang xây dựng e ở phân lớp 3d → thuộc phân nhóm phụ (nhóm B). Nguyên tố này là kim
loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s và 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7
+
. Do
đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII (nhóm VIIB). Đó là Mn.

b. Quan hệ giữa vị trí và tính chất:
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất hóa học
cơ bản của nó:
- Tính kim loại, phi kim
- Hóa trị cao nhất của nguyên tố đó với O, hóa trị với H
- Công thức của oxit cao nhất và hiđroxit tương ứng
- Công thức của hợp chất khí với H (nếu có)
- Oxit hay hiđroxit có tính axit hay bazơ
Ví dụ: S ở ô 16, nhóm VIA, chu kỳ 3. Suy ra:
- S là phi kim

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
10

- Hóa trị cao nhất với O là 6, công thức oxit đó là SO
3

- Hóa trị với H là 2, công thức của khí đó là H
2
S
- SO
3
là oxit axit còn H
2
SO
4
là axit mạnh
c. So sánh tính chất của nguyên tố này với các nguyên tố khác lân cận
Dựa vào quy luật biến đổi các tính chất trong bảng tuần hòan theo chu kỳ và theo các
nhóm, chúng ta có thể so sánh được tính chất của một nguyên tố so với các nguyên tố lân
cận.

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
11
Chương 3
LIÊN KẾT HÓA HỌC
Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền
vững.
Liên kết hóa học được chia thành hai loại cơ bản: liên kết ion và liên kết cộng hóa trị
1. Liên kết ion

Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích
trái dấu.
Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.(
>Δ
χ
1,7).
Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm
điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng
lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử.
Ví dụ : 2.e
2Na + Cl
2
= 2Na
+
+ 2Cl
-

= 2NaCl
Đặc điểm của liên kết ion Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo
thành những mạng lưới ion (dạng tih thể) có tính bền vững, thường có nhiệt độ nóng chảy và
nhiệt độ sôi khá cao, thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy hoặc khi tan trong nước
chúng tạo thành những dung dịch dẫn điện, còn ở trạng thái rắn chúng không dẫn điện.

2. Liên kết cộng hóa trị
Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều
cặp e chung.

* Đặc điểm:
Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc
khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển
động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí
của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành :

a. Liên kết cộng hoá trị không cực
− Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl. .(
χ
Δ
= 0)
hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau mà.
χ
Δ
<0,4.
− Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào.
− Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung.
b. Liên kết cộng hoá trị có cực
− Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ
: H : Cl.

(0,4 <
χ
Δ <1,7 )
− Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
− Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e
dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ,
trong HCl, clo hoá trị 1
−
, hiđro hoá trị 1
+
.
3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí)
Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được
gọi là nguyên tố cho e; Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là
nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên (→) có chiều từ chất cho
sang chất nhận.






Phần Hóa Học Đạ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
12
i Cương

Ví dụ quá trình hình thành ion NH
4
+
(từ NH
3
và H
+
) có bản chất liên kết cho - nhận.:
H +

H N H

H
Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta
có thể viết CTCT của NH
+
4
như sau:
H +

H N H

H
Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A → B là: nguyên tố A có đủ
8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan
trống.

4. Liên kết
σ

và liên kết
π

Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị.
a) Liên kết
σ
: Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết) dọc
theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên
kết
σ
kiểu s-s, s-p, p-p:
Obitan liên kết
σ
có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên
tử.

Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết
σ
. Khi đó, do
tính đối xứng của obitan liên kết
σ
, hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết.
b) Liên kết
π
: Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết.
Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết
σ
(bền), còn lại là liên kết
π (kém bền).
Liên kết π không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả

năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-
trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi.

5. Liên kết hiđro
Liên kết hiđro là mối liên kết phụ (hay mối liên kết thứ 2) của nguyên tử H với nguyên tử
có độ âm điện lớn (như F, O, N…). Tức là nguyên tử hiđro linh động bị hút bởi cặp e chưa
liên kết của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

Liên kết hiđro được ký hiệu bằng 3 dấu chấm ( … ) và không tính hoá trị cũng như số
oxi hoá.

Liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử cùng loại.
Ví dụ:
Giữa các phân tử H
2
O, HF, rượu, axit…
OH … OH …; H – F …H – F …


H H
hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử rượu hay axit với H
2
O:
OH … O – H …OH …

H R H
hoặc trong một phân tử (liên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ :

CH
2

– CH
2

OH … OH
Do có liên kết hiđro tạo thành trong dung dịch nên:


Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
13
+ Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl).
+ Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên rõ rệt so với các hợp
chất có khối lượng phân tử tương đương.

6. Sự lai hoá các obitan
− Để giải thích hiện tượng đa hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) và cấu trúc
phân tử của một số hợp chất (đặc biệt là các phức chất), ta không thể căn cứ vào số e độc
thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan".
− Các kiểu lai hoá thường gặp:

a) Lai hoá sp
3
: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai
hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với
nhau những góc bằng 109
o

28'. Kiểu lai hoá sp
3
được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm
trong phân tử H
2
O, NH
3
, NH
+
4
, CH
4
,…
b) Lai hoá sp
2
: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá
q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp
2
được gặp trong các phân tử
BCl
3
, C
2
H
4
,…
c) Lai hoá sp: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định
hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl
2
, C

2
H
2
,…
Ngoài các dạng lai hóa trên, các obitan còn có khả năng tạo thành nhiều kiểu lai hóa
khác, như: lai hóa vuông phẳng dsp
2
, lai hóa bát diện d
2
sp
3
, …

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
14
Chương 4
CÁC ĐỊNH LUẬT VỀ CHẤT KHÍ
I. Định luật Avôgađrô.
1. Nội dung: ở cùng một điều kiện (nhiệt độ và áp suất) những thể tích bằng nhau của mọi
chất khí đều chứa số phân tử khí bằng nhau.
2. Hệ quả:

a) Thể tích mol phân tử. ở cùng điều kiện (T, P), 1 mol của mọi chất khí đều chiếm thể
tích bằng nhau.

Đặc biệt, ở điều kiện tiêu chuẩn (T = 273K, P = 1atm = 760 mmHg) 1 mol khí bất kỳ
chiếm thể tích 22,4 l. Thể tích này được gọi là thể tích mol ở đktc.

Công thức liên hệ giữa số mol khí (n) và thể tích (V
o
) ở đktc là.

4,22
0
V
n =
hay V
0
= n. 22,4
Khi n = 1 mol → V
o
= 22,4
Khối lượng mol: M = 22,4.D
D là khối lượng riêng của chất khí đo ở đktc, tính bằng g/l.
b) Tỷ khối hơi của chất khí:
Tỷ khối của khí A so với khí B (ký hiệu là d
A/B
) là tỷ số khối lượng của 1 thể tích khí A so
với khối lượng của một thể tích tương đương khí B, khi đo ở cùng T và P.

dA/B =
B
A
m
m

m

A
, m
B
là khối lượng của cùng thể tích khí A và khí B.
Với n mol khí thì:
m
A
= n. M
A
; m
B
= n. M
B
dA/B =
B
A
m
m
=
B
A
Mn
Mn
.
.
=
B
A
M
M

-> M
A
= dA/B . M
B
II. Phương trình khí lý tưởng
− Phương trình

const
T
VP
T
VP
===
.
.
1
11
0
00

Công thức này thường được sử dụng để tính V
o
(thể tích ở đktc), từ đó tính ra số mol khí
n:


4,22
0
V

n =

− Phương trình trên còn viết dưới dạng:
T
nP
T
T
VP
PV
273
4,22
0
0
00
== hay PV = nRT với R =
11
0
082,0
273
4,22.
−−
≈ Kmolatmlit
P

− Ta lại biết, số mol khí n = a / M (a là số gam khí). Do đó PV =
M
a
RT
III. Hỗn hợp khí

1. Áp suất riêng của chất khí trong hỗn hợp
Giả sử trong hỗn hợp có 3 khí A, B, C. Các phân tử khí gây ra áp suất tương ứng là P
A
,
P
B
, P
C
. Người ta gọi P
A
, P
B
và P
C
là áp suất riêng của các chất khí A, B và C.
Vậy áp suất riêng của một chất khí trong hỗn hợp là áp suất có được nếu một mình khí đó
chiếm toàn bộ thể tích hỗn hợp ở nhiệt độ đã cho.

Áp suất chung: P = P
A
+ P
B
+P
C


Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
15
P
A
, P
B
và P
C
tỉ lệ với số mol của các khí A, B, C trong hỗn hợp.
2. Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp khí (
M
) là khối lượng của một thể tích hỗn
hợp khí đó ở một điều kiện xác định:
Ví dụ:
M
của không khí bằng 29 gam.
Cách tính
M
:
+
M
= d
hh/A
. M
A
+ Khối lượng mol trung bình
M
của hỗn hợp 3 khí.:
M

=
CBA
CCBBAA
CBA
CBA
nnn
MnMnMn
nnn
mmm
++
+
+
=
++
++

Nếu thay n = V/22,4 vào phương trình trên ta có:

M
=
CBA
CCBBAA
VVV
MVMVMV
++
++

V
A
, V

B
, V
C
, là thể tích các khí A, B, C (đo ở cùng điều kiện) trước khi trộn tạo thành hỗn
hợp.

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
16
Chương 5
DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LI – ĐIỆN PHÂN
1.
ay nhiều chất mà tỷ lệ thành phần của chúng có thể
tha
n bố các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp dung môi
O.

2.
quá trình.

ất tan nguyên
ch
oặc bỏ
dung dịch là lượng chất tan dư sẽ kết tinh khỏi dung dịch.

3.
nh bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác định ở
điề
hay tan nhiều.
hực tế không tan.

4.
dung môi gọi là quá
trì uá trình hiđrat hoá.

rat).
ở dạng tinh
thể rong tinh thể gọi là nước kết tinh.

.10H O, CaSO .2H O.
5.
ng nhất định
du
Nồng độ phần trăm được biểu thị bằng số gam chất tan có
trong 100 g dung dịch.
I. Dung dịch

Định nghĩa
Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai h
y đổi trong một giới hạn khá rộng.

Dung dịch gồm: các chất tan và dung môi.
Dung môi là môi trường để phâ
lỏng và quan trọng nhất là H

2
Quá trình hoà tan
Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2
− Phá huỷ cấu trúc của các chất tan.

− Tương tác của dung môi với các tiểu phân chất tan (quá trình solvat hóa).
Ngoài ra còn xảy ra hiện tượng ion hoá hoặc liên hợp phân tử chất tan (liên kết hiđro).
Ngược với quá trình hoà tan là quá trình kết tinh. Trong dung dịch, khi tốc độ hoà tan
bằng tốc độ kết tinh (chất tan trong dung dịch ở trạng thái cân bằng với ch
ất), ta có dung dịch bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa.
Ở mỗi nhiệt độ xác định, dung dịch bão hòa chứa một lượng chất tan xác định ứng với độ
tan của chất đó. Tuy nhiên đối với một số chất người ta có thể điều chế được dung dịch quá
bão hòa có chứa một lượng chất tan lớn hơn so với dung dịch bão hòa. Ví dụ, hòa tan muối
natriaxetat vào nước đến bão hòa ở nhiệt độ cao rồi hạ từ từ nhiệt độ dung dịch xuống, phần
chất tan còn dư chưa thể kết tinh (hiện tượng chậm kết tinh), khi đó ta được dung dịch quá
bão hòa. Trạng thái quá bão hòa là trạng thái kém bền, chỉ cần một va chạm nhỏ h
một tinh thể chất tan vào
Độ tan của các chất

Độ tan được xác đị
u kiện cho trước.
Nếu trong 100 g H
2
O hoà tan được:
>10 g chất tan: chất dễ tan

<1 g chất tan: chất tan ít.
< 0,01 g chất tan: chất t
Tinh thể ngậm nước

Quá trình liên kết các phân tử (hoặc ion) chất tan với các phân tử
nh sonvat hoá. Nếu dung môi là H
2
O thì đó là q
Hợp chất tạo thành gọi là sonvat (hay hiđ
Ví dụ: CuSO
4
.5H
2
O ; Na
2
SO
4
.10H
2
O.
Các sonvat (hiđrat) khá bền vững. Khi làm bay hơi dung dịch thu được chúng
, gọi là những tinh thể ngậm H
2
O. Nước t
Một số tinh thể ngậm nước thường gặp:

FeSO
4
.7H
2
O, Na
2
SO
4 2 4 2

Nồng độ dung dịch
Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lượ
ng dịch hoặc dung môi. Thường gặp các cách biểu diễn nồng độ sau đây:

a) Nồng độ phần trăm (C%):

%100%
dd
m
C
=
ct
m
=
%100
.DV

m
ct
V là thể tích dung dịch (ml), D là khối lượng riêng của dung dịch (g/ml)
Trong đó : m
ct
, m
dd
là khối lượng của chất tan và của dung dịch.

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
17
b) Nồng độ mol (C
M
): Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung
dịch. Ký hiệu là M.

C
M
=
dd
ct
dd
ct
VM
m
litV
moln
1
.
)(
)(
=

c) Quan hệ giữa C% và C
M
:
C% =
D

CM
Mct
.10

C
M
= %
.10
C
M
D
ct

Ví dụ : Tính nồng độ mol của dung dịch axit H
2
SO
4
20%, có D = 1,143 g/ml
Giải : Theo công thức trên ta có :
C
M
= M34.220
98
143,1.10
=
II. Sự điện li

1. Định nghĩa
−
Sự điện li là quá trình phân li chất tan thành các ion (ion dương và ion âm) dưới tác

dụng của các phân tử dung môi (thường là nước) hoặc khi nóng chảy.

Ion dương gọi là cation, ion âm gọi là anion.
− Chất điện li là những chất tan trong nước và phân li ra ion, tạo thành dung dịch dẫn
điện.

Ví dụ: Các chất muối axit, bazơ.
− Chất không điện li là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện.
Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu,…
− Nếu chất tan cấu tạo từ các tinh thể ion (như NaCl, KOH,…) thì quá trình điện li là quá
trình điện li là quá trình tách các ion khỏi mạng lưới tinh thể rồi sau đó ion kết hợp với các
phân tử nước tạo thành ion hiđrat.

− Nếu chất tan gồm các phân tử phân cực (như HCl, HBr, HNO
3
,…) thì đầu tiên xảy ra sự
ion hoá phân tử và sau đó là sự hiđrat hoá các ion.

− Phân tử dung môi phân cực càng mạnh thì khả năng gây ra hiện tượng điện li đối với
chất tan càng mạnh.

Trong một số trường hợp quá trình điện li liên quan với khả năng tạo liên kết hiđro của
phân tử dung môi (như sự điện li của axit).

2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong dung dịch nước
a) Sự điện li của axit
Axit điện li ra cation oxoni H
3
O
+

(H
+
) và anion gốc axit.

HCl + H
2
O = H
3
O
+
+ Cl
-

Để đơn giản, người ta chỉ viết
HCl = H
+
+ Cl
-

Nếu axit nhiều lần axit thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.

H
2
CO
3
HCO
3
-
+ H
+

HCO
3
-
CO
2-
+ H
+
b) Sự điện li của bazơ
Bazơ điện li ra anion OH
−
và cation kim loại hoặc amoni.
NaOH = Na
+
+ OH
-

NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-

Nếu bazơ nhiều lần bazơ thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.
Fe(OH)
3

Fe(OH)
2
+
+ OH
-


Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
18
Fe(OH) Fe(OH)
2+
+ OH
-

Fe(OH) Fe
3+
+ OH
-

c) Sự điện li của muối
Muối điện li ra cation kim loại hay amoni và anion gốc axit, các muối trung hoà thường
chỉ điện li 1 nấc.

K
2

SO
4
= 2K
+
+ SO
4
2-

Muối axit, muối bazơ điện li nhiều nấc :
NaH
2
PO
4
= Na
+
+ H
2
PO
4
-

H
2
PO
4
-
HPO
4
-
+ H

+

HPO
4
-
PO
4
3-
+ H
+

Muối bazơ :
CaOHCl = CaOH
+
+ Cl
-

CaOH
+
= Ca
2+
+ OH
-

d) Sự điện li của hiđroxit lưỡng tính
Hiđroxit lưỡng tính có thể điện li theo 2 chiều ra cả ion H
+
và OH
−
.

2H
+
+ ZnO
2
2-
Zn(OH)
2
Zn
2+
+ 2OH
-

H
+
+ AlO
2
-
+ H
2
O Al(OH)
3
Al
3+
+ 3OH
-
3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
a) Chất điện li mạnh
Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành ion. Quá
trình điện li là quá trình một chiều, trong phương trình điện li dùng dấu “=” (hoặc dấu ).
→

Ví dụ:

KCl = K
+
+ Cl
-
Những chất điện li mạnh là những chất mà tinh thể ion hoặc phân tử có liên kết phân cực
mạnh.

Đó là:
− Hầu hết các muối tan.
− Các axit mạnh: HCl, HNO
3
, H
2
SO
4
,…
− Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)
2
,…
b) Chất điện li yếu
Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ có một phần nhỏ số phân tử điện
li thành ion, còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là thuận nghịch, trong
phương trình điện li dùng dấu “
”
Ví dụ:
CH
3
COOH CH

3
COO
-
+ H
+

NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-
Những chất điện li yếu thường gặp là:
− Các axit yếu: CH
3
COOH, H
2
CO
3
, H
2
S,…
− Các bazơ yếu: NH
3
,…
− Mỗi chất điện li yếu được đặc trưng bằng hằng số điện li (K
đl

) - đó là hằng số cân bằng
của quá trình điện li.
Ví dụ:

CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
K
đl
=
][
]].[[
3
3
COOHCH
HCOOCH
+−

Trong đó: [CH
3
COO
−
], [H
+
] và [CH

3
COOH] là nồng độ các ion và phân tử trong dung
dịch lúc cân bằng. K
đl
là hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li càng yếu thì K
đl

càng nhỏ.

Với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số K
đl
riêng. H
2
CO
3
có 2 hằng số điện li:

Phần Hóa Học Đại Cương
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
19
H
2
CO
3
HCO
3

-
+ H
+
K
1
=
][
]].[[
32
3
COH
HHCO
+
−

HCO
3
-
CO
2-
+ H
+
K
2
=
][
]].[[
3
2
3

−
+
−
HCO
HCO

4. Độ điện li
α

Độ điện li
α
của chất điện li là tỷ số giữa số phân tử phân li thành ion N
p
và tổng số phân
tử chất điện li tan vào nước N
t
.

t
p
N
N
=
α

Ví dụ: Cứ 100 phân tử chất tan trong nước có 25 phân tử điện li thì độ điện li α bằng:
25,0%25
100
25
===

α

Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (C
p
) và nồng độ mol chất tan
vào trong dung dịch (C
t
).

t
p
C
C
=
α

− Giá trị của α biến đổi trong khoảng 0 đến 1(hay từ 0% tới 100%)
0 ≤ α ≤ 1
Khi α = 1: chất tan phân li hoàn toàn thành ion. Khi α = 0: chất tan hoàn toàn không phân
li (chất không điện li).

− Độ điện li
α
phụ thuộc các yếu tố : bản chất của chất tan, dung môi, nhiệt độ và nồng độ
dung dịch.

5. Quan hệ giữa độ điện li
α
và hằng số điện li
Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu C

o
, độ điện li của nó là α, ta có:
MA M
+
+ A
-
Nồng độ lúc cân bằng:
0
)1( C
α
−
0
C
α
0
C
α

Hằng số điện li:


α
α
α
αα
−
=
−
=
1)1(

.
0
2
0
00
C
C
CC
K
đl

Dựa vào biểu thức này, nếu biết α ứng với nồng độ dung dịch C
o
, ta tính được K
đl
và
ngược lại.

Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có α = 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký
hiệu là K
a
).
Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li:
HA H
+
+ A
-


lmol

HA
AH
K
a
/10
01,01
1,0.)01,0(
][
]].[[
5
2
−
−+
=
−
==
6. Axit - bazơ
a) Định nghĩa
Theo quan niệm cũ:
- Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H
+
(chính xác là H
3
O
+
).
- Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra ion OH
−
.
− Đối với axit, ví dụ HCl, sự điện li thường được biểu diễn bằng phương trình:

HCl = H
+
+ Cl
-