Học phần: Hóa đại cương

1
BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO ĐỀ CƢƠNG CHI TIẾT HỌC PHẦN
TRƢỜNG ĐẠI HỌC CẦN THƠ


Học phần: Hóa Đại Cƣơng
(General Chemistry)
- Mã số: TN039
- Số Tín chỉ: 2
+ Giờ lý thuyết: 20
+ Giờ bài tập: 10
1. Thông tin giảng viên
Tên giảng viên: Võ Hồng Thái học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên chính
Tên người cùng tham gia giảng dạy:
- Lâm Phước Điền học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên chính
- Bùi Thị Bửu Huê học vị: tiến sĩ học hàm: giảng viên chính
- Nguyễn Văn Đạt học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên
- Lê Thị Bạch học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên
- Trần Quang Đệ học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên
- Ngô Kim Liên học vị: thạc sĩ học hàm: giảng viên
- Phan Thị Ngọc Mai học vị: tiến sĩ học hàm: giảng viên chính (Khoa Sư Phạm)

Đơn vị: Khoa Khoa Học
Điện thoại: 0913107035; (0710)831468
E-mail:

2. Học phần tiên quyết: Học viên phải tốt nghiệp trung học phổ thông khối A, B
3. Nội dung
3.1. Mục tiêu: Học viên sẽ lĩnh hội các kiến thức cơ bản nhất của môn hóa học, như
liên kết hóa học, sự lai hóa orbital, liên kết hidro, lực tương tác Van der
Waals, giải thích và so sánh được nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi các

chất, điều kiện để phản ứng hóa học xảy ra (nhiệt phản ứng, biến đổi
entropi, biến đổi năng lượng tự do), vận tốc phản ứng, cân bằng hóa học
(điều kiện để phản ứng xảy ra nhanh, tạo nhiều sản phẩm), nồng độ dung
dịch, tính được pH của các dung dịch acid, baz (base) mạnh, yếu, pH của
dung dịch muối, dung dịch đệm, pin điện hóa học, điện phân, ăn mòn kim
loại,...Các kiến thức đại cương này giúp học viên học tiếp các kiến thức
cơ sở của hóa học như hóa vô cơ, hóa hữu cơ, hoá phân tích, hóa lý, cũng
như vận dụng sự hiểu biết này đối với các chuyên ngành có liên quan đến
hóa học như công nghệ hóa học, chế biến thực phẩm, môi trường, dược
khoa, y khoa, sinh học, nông nghiệp, thủy sản, chăn nuôi, thú y, xây dựng,
điện tử, cơ khí,...
3.2. Phƣơng pháp giảng dạy: Môn học này được coi là cơ bản nhất của hóa học. Học
viên cần hiểu rõ các khái niệm, kiến thức cơ bản, coi như phần cứng, này
để vận dụng vào trường hợp cụ thể. Do đó phương pháp diễn giải, chứng
minh là chính và đưa ra một số minh hoạ cụ thể để học viên dễ tiếp thu
hơn. Người dạy hướng dẫn các vấn đề khó hiểu tại lớp, phần dễ hiểu thì
hướng dẫn học viện tự đọc tại nhà (có giáo trình). Nếu có thời gian làm
bài tập nhiều thì học viên sẽ hiễu rõ ý nghĩa của phần lý thuyết hơn. Phần
bài tập chiếm khoảng 20-25% (của 30 tiết)
2
3.3. Đánh giá môn học:
- Kiểm tra giữa kỳ: 3/10 điểm (chiếm 30%)
- Thi kết thúc: 7/10 điểm (chiếm 70%)
Ghi chú: Do lượng học viên môn học này rất đông (chung cho các khối ngành của
cả trường) và có nhiều giáo viên cùng dạy nên để công bằng và tránh các
phiền phức khác nên hiện nay môn này tổ chức thi chung một lần vào
cuối học kỳ với số điểm 10/10 điểm
4. Đề cƣơng chi tiết: (nêu những vấn đề chính học viên sẽ được học tập và trao đổi)

Nội dung Tiết – buổi

Chƣơng 1 Cấu Tạo Nguyên Tử Và Bảng Phân Loại
Tuần Hoàn
III. Nguyên tử đồng vị
IV. Mẫu nguyên tử theo thuyết cơ học lượng tử
. Số lượng tử chính n
. Số lượng phụ l
. Số lượng từ m
. Số lượng tử spin m
s
V. Nguyên tử đa điện tử
. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
. Số điện tử tối đa trong một orbital
. Số điện tử tối đa trong một phân lớp
. Số điện tử tối đa trong một lớp
. Qui tắc Klechkovski (Qui tắc Aufbau): Cấu hình
electron
. Qui tắc Hund: Sự phân bố điện tử vào orbital
. Qui ước: Điện tử vào orbital của phân lớp có số
lượng tử từ m nhỏ nhất trước và điện tử đầu tiên vào
orbital có số lượng tử spin m
s
= +1/2
VI. Bảng phân loại tuần hoàn
. Định luật tuần hoàn
. Mô tả (dạng bảng dài)
. Biến thiên bán kính nguyên tử trong một chu kỳ,
trong một phân nhóm
. Biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất trong một
chu kỳ, trong một phân nhóm
. Biến thiên năng lượng anion hóa (năng lượng anion

hóa)
Chƣơng 2. Liên Kết Hóa Học
I. Đại cương về liên kết hóa học
II. Liên kết ion
. Định nghĩa
. Các cấu hình điện tử bền của ion (Thuyết Kossel, 8
điện tử; 18 điện tử; điện tử d bán bão hòa; 2 điện tử
s ngoài cùng;...)
. Hợp chất ion có phần nào tính cộng hóa trị (Sự phân
cực ion) và hệ quả (so sánh nhiệt độ nóng chảy, sự
hòa tan trong dung môi hữu cơ một số hợp chất ion)
III. Liên kết cộng hóa trị
2t

8t










3
. Định nghĩa
. Thuyết Lewis-Langmuir, công thức Lewis
. Thuyết VB (Thuyết liên kết cộng hóa trị): Nguyên
tắc, Liên kết sigma, liên kết pi, sự lai hóa orbital,
phương pháp dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên
tố trung tâm, giải thích sự xen phủ giữa các orbital
hóa trị để tạo phân tử một số hợp chất cộng hóa trị,
như CH

4
, C
2
H
4
, C
2
H
2
, PCl
5
, SF
6
, CO
2
, SO
2
, NO
3
-
,
CO
3
2-
, HCN; HCHO;....Dự đoán góc liên kết
. Thuyết đẩy của các đôi điện tử ở lớp hóa trị (Thuyết
VSEPR): dự đoán cơ cấu bền của một số hợp chất
. Thuyết MO (Thuyết orbital phân tử): Nguyên tắc, Cấu
hình điện tử của các phân tử nhị nguyên tử đồng nhân, như
H

2
, O
2
, N
2
, F
2
, B
2
; Các phân tử dị nguyên tử dị nhân như CO,
NO, NO
+
, NO
-
. Tính bậc nối, so sánh độ bền liên kết, độ dài
liên kết, sự tồn tại hay không tồn tạo của các phân tử này, từ
tính (thuận từ, phản từ)
IV. Liên kết hidro
. Định nghĩa: Liên kết hidro liên phân tử, nội phân tử. .
Hệ quả (giải thích nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, sự
hòa tan trong nước của một số hợp chất cộng hóa trị)
V. Lực Van der Waals
. Định nghĩa, nguyên nhân gây lực Van der Waals
. Vận dụng so sánh nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi
của một số hợp chất cộng hóa trị.
Chƣơng 3. Nguyên Lý Thứ Nhất Nhiệt Động Học Và Áp
Dụng Vào Hóa Học

I. Các khái niệm: Hệ nhiệt động học, trạng thái, quá trình,
hàm trạng thái, nhiệt , công, qui ước dấu nhiệt động học

II. Nguyên lý thứ nhất nhiệt động học, nội năng U:
dU = δq + δw, ΔU = q + w
III. Vận dụng vào hóa học:
. Nhiệt phản ứng
. Phương trình nhiệt hóa học
. Entalpi mol chuẩn thức (Sinh nhiệt mol chuẩn thức)
. Tính nhiệt phản ứng dựa vào: Entalpi mol chuẩn thức;
Dựa vào định luật Hess; Dựa vào năng lượng liên kết;
Dựa vào thiêu nhiệt mol chuẩn thức
Chƣơng 4. Nguyên lý Thứ Hai Nhiệt Động Học Và Áp
Dụng Vào Hóa Học
I. Khái niệm về entropi S. Nguyên lý thứ hai nhiệt động
học
II. Nguyên lý thứ ba nhiệt động học
. Entropi mol chuẩn thức các chất
. Tính biến đổi entropi ở điều kiện chuẩn thức của
phản ứng
III. Hàm số năng lượng tự do G
. G = H – TS
. Tính biến đổi năng lượng tự do ở điều kiện chuẩn

2t













3t

4
thức của một phản ứng (1atm, 25ºC), từ đó kết luận
phản ứng có xảy ra được ở 1atm, 25ºC hay không
Chƣơng 5. Khái Niệm về Động Hóa Học (Vận Tốc Phản
Ứng)
I. Một số khái niệm cơ bản:
Phản ứng đơn giản, phản ứng phức tạp, vận tốc phản
ứng, bậc phản ứng riêng phần, bậc phản ứng tổng quát
(toàn phần), năng lượng kích động, tạp chất kích động,
phân tử số, chất trung gian
II. Phương trình động học của các phản ứng có bậc đơn
giản
. Phản ứng bậc 1
. Phản ứng bậc 2, nồng độ lúc đầu hai tác chất bằng
nhau
III. Biến đổi hằng số phản ứng theo nhiệt độ
IV. Chất xúc tác
. Định nghĩa
. Tính chất của chất xúc tác
. Tác động của chất xúc tác

Chƣơng 6. Cân Bằng Hóa Học
I. Định luật tác dụng khối lượng
. K
C
, K
p
, K
x

II. Nguyên lý dịch chuyển cân bằng Le Châterlier
. Ảnh hưởng của nồng độ
. Ảnh hưởng của áp suất
. Ảnh hưởng của nhiệt độ
. Áp dụng nguyên lý dịch chuyển cân bằng
Chƣơng 7. Dung Dịch
I. Dung dịch
. Hệ phân tán (khuếch tán)
. Nồng độ dung dịch: Phần trăm khối lượng; Mol/lít (M,
molarity); Molan (molality, m); Phân mol (phần mol);
Đương lượng gam/lít (N) (giới thiệu các khái niệm
đương lượng, đương lượng gam. Sự liên hệ giữa
đương lượng và khối lượng nguyên tử, phân tử, ion.
Định luật đuơng lượng, C
A
V
A
= C
B
V
B

). Sự liên hệ
giữa các nồng độ
. Nhiệt hòa tan
. Dung dịch chất không điện ly: Áp suất hơi của dung
dịch mà cả dung môi và chất tan đều bay hơi; Áp suất
hơi của dung dịch chứa chất tan không bay hơi; Độ
tăng nhiệt độ sôi của dung dịch chứa chất tan không
bay hơi; Độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung dịch
chứa chất tan không bay hơi; Áp suất thẩm thấu của
dung dịch; Hệ số Van’t Hoff hiệu chỉnh đối với dung
dịch chứa chất tan điện ly.
II. Cân bằng ion trong dung dịch
. Nhắc lại các khái niệm: Chất điện ly; Chất điện ly
mạnh; Chất điện ly yếu; Chất không điện ly
. Sự ion hóa của nước. Tích số ion K
w
của nước


2t

2t







8t

5
. Định nghĩa acid baz theo Arrhenius
. Định nghĩa acid baz theo Bronsted-Lowry
. pH, pOH
. Độ mạnh của acid, baz (K
a
, pK
a
, K
b
, pK
b
)
. pH của dung dịch acid, baz mạnh, yếu
. Sự thủy phân của muối, pH của dung dịch muối
. Dung dịch đệm: Định nghĩa, công thức tính pH của
dung dịch đệm
. Tích số hòa tan K
sp
của chất ít tan. Từ tích số hòa tan
tính độ tan s và ngược lại. Tính độ tan với sự hiện
diện ion chung
Chƣơng 8. Phản Ứng Oxi Hóa Khử Và Điện Hóa

. Nhắc lại các định nghĩa và khái niệm: Số oxi hóa; Chất oxi
hóa; Chất khử; Quá trình oxi hóa; Quá trình khử; Phản ứng
oxi hóa khử
. Cặp oxi hóa khử (Ox/Kh)
. Thế điện cực chuẩn (Thế khử chuẩn) E
0
/ KhOx
. Ý nghĩa
. Chiều diễn tiến của phản ứng oxi hóa khử trong dung dịch
. Pin điện hóa học. Ký hiệu pin (xét loại đơn giản nhất gồm hai
thanh kim loại khác nhau được nhúng trong dung dịch muối
tương ứng và hai dung dịch muối được nối với nhau bằng
một cầu muối). Xác định chiều di chuyển điện tử, chiều dòng
điện, cực âm, cực dương của pin. Phản ứng xảy ra tại mỗi
điện cực. Tính sức điện động chuẩn của pin
. ΔG = -w = -nFE; ΔG
0
= -nFE
0
. Phương trình Nernst
Q
n
EE log
0591,0
0

. Áp dụng tính sức điện động của pin
không chuẩn. Thế điện cực không chuẩn
. Ăn mòn kim loại (kim loại đóng vai trò anod hay cực âm của
pin bị ăn mòn).

. Sự liên hệ giữa biến đổi năng lượng với sức điện động và
hằng số cân bằng của phản ứng xảy ra trong pin











3t




5. Tài liệu của học phần
- Bài Giảng Môn Học Hóa Đại Cương Tập I. Biên soạn: Bùi Thị Bửu Huê
- Bài Giảng Môn Học Hóa Đại Cương Tập II. Biên soạn: Võ Hồng Thái
- Bài Giảng Môn Học Hóa Đại Cương Tập III. Biên soạn: Lâm Phước Điền
- Tất cả các giáo trình, sách về hóa đại cương, hóa cơ sở (kể cả tiếng Việt, tiếng Anh:
General Chemistry, Fundamentals of Chemistry) có rất nhiều ở Trung Tâm Học
Liệu của Nhà Trường, ở thư viện, tiệm sách.
Ngày 20 tháng 12 năm 2011
Duyệt của đơn vị Ngƣời biên soạn

Võ Hồng Thái