đề cương ôn thi thpt quốc gia môn hóa học mới nhất

ĐỀ CƯƠNG ÔN THI THPT QUỐC GIA

MÔN HÓA HỌC
- Dành cho khối 10, 11, 12
- Ôn thi THPT Quốc gia môn Hóa học

1


Lời giới thiệu
Tài liệu Đề cương ôn thi THPT Quốc gia môn Hóa học là tài liệu tổng hợp lại kiến
thức hóa học cơ bản và THPT, giúp cho giáo viên có một tài liệu tổng hợp để hướng dẫn
học sinh ôn tập hóa 10, 11, 12, đặc biệt là cho ôn thi THPT Quốc gia sắp tới. Đối với học
sinh, đây là tài liệu tự học, tự ôn luyện ở nha để có được lượng kiến thức lí thuyết tốt nhất
của bộ môn, từ đó có thể ứng dụng giải các bài tập hóa học.
Tài liệu được chia thành 2 phần chính:
-

Phần I- Tổng ôn tập lí thuyết hóa học THPT 10-11-12 (theo từng chương)
có bài tập kèm theo;

-

Phần II- 99 đề thi thử có đáp án chi tiết và bình luận.

Mong rằng, Đề cương ôn thi THPT Quốc gia này sẽ giúp cho quý Thầy (Cô) và các
em học sinh có được một tài liệu bổ ích trong giảng dạy và học tập bộ môn hóa học.
Tác giả

2

MỤC LỤC
PHẦN I- TỔNG ÔN TẬP LÍ THUYẾT HÓA HỌC THPT
LỚP 10
CHƯƠNG 1: NGUYÊN TỬ
CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
CHƯƠNG 5: NHÓM HALOGEN
CHƯƠNG 6: OXI – LƯU HUỲNH
CHƯƠNG 7: TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC
LỚP 11
CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI
CHƯƠNG 2: NITƠ – PHOTPHO
CHƯƠNG 3: CACBON - SILIC VÀ HỢP CHẤT
CHƯƠNG 5: HIDROCACBON
CHƯƠNG 4: ĐẠI CƯƠNG HỮU CƠ
CHƯƠNG 6 : HIĐROCACBON KHÔNG NO
CHƯƠNG 7: HIĐROCACBON THƠM. NGUỒN HIĐROCACBON THIÊN NHIÊN. HỆ THỐNG
HÓA VỀ HIĐROCACBON
CHƯƠNG 8 : DẪN XUẤT HALOGEN – ANCOL – PHENOL
CHƯƠNG 9 : ANĐEHIT – XETON – AXIT CACBOXYLIC
LỚP 12
CHƯƠNG 1: ESTE – LIPIT
CHƯƠNG 2: CACBOHIĐRAT
CHƯƠNG 3: AMIN, AMINOAXIT VÀ PROTEIN
CHƯƠNG 4: POLIME VÀ VẬT LIỆU POLIME
CHƯƠNG 5 ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
CHƯƠNG 6: KIM LOẠI KIỀM - KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM

CHƯƠNG 7: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC
CHƯƠNG 8 : PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ
CHƯƠNG 9: HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ PHÁT TRIỂN KINH TẾ XÃ HỘI, MÔI TRƯỜNG
PHẦN II- 99 ĐỀ THI THỬ THPT QUỐC GIA MÔN HÓA HỌC CÓ ĐÁP ÁN CHI TIẾT VÀ
BÌNH LUẬN

3


PHN I- TNG ễN TP L THUYT HểA HC THPT
LP 10
CHNG 1: NGUYấN T
A. KIN THC C BN
1. Thnh phn cu to nguyờn t.
Vỏ nguyên tử: gồm các hạt electron mang điện âm (e)

- Nguyờn t gm 2 b phn
Hạt proton mang điện dương (p)
Hạt nhân Hạt nơtron không mang điện (n)



Vy nguyờn t gm 3 loi ht c bn: p, n , e.
- Vỡ nguyờn t luụn trung hũa in, nờn trong nguyờn t: s ht p = s ht e.
2. Kớch thc, khi lng ca nguyờn t.
Nguyờn t c xem nh mt khi cu cú ng kớnh d = 10-10m = 1 A0
Ht nhõn nguyờn t cng c xem nh l mt khi cu cú ng kớnh d = 10-4
Khi lng nguyờn t: mnt = mp + mn + me
Vỡ khi lng me << mp, mn mnt = mp + mn = mhn (bng khi lng ht nhõn).
mnt = Z.mp + N.mn = Z + N = A (u) vỡ mp mn 1u. (Z, N ln lt l tng s proton,

s ntron)
Khi nguyờn t cho hoc nhn electron bin thnh ion thỡ khi lng ion cng
c xem l khi lng nguyờn t.
3. ng v, khi lng nguyờn t trung bỡnh.
a) nh ngha: ng v l nhng nguyờn t ca cựng mt nguyờn t húa hc, ngha l cú
cựng s proton nhng s khi khỏc nhau ( Z ging nhau, A khỏc nhau dn n N khỏc
nhau).
b) Khi lng nguyờn t trung bỡnh ( A ) ca cỏc nguyờn t húa hc.
A = Khối l-ợng hỗn hợp các đồng vị = A1.x1 + A2.x2 + ... + Ai.xi
Tổng số nguyên tử đồng vị

Trong ú: A1, A2, , Ai l s khi ca ng v th 1, 2, i.
x1, x2, , xi l % s lng ng v th i (hoc l s nguyờn t ca ng v
th i), ly theo thp phõn (x1 + x2 + + xi = 100% = 1).
VD: Trong thiờn nhiờn clo cú hai ng v l

Cl chim 75% v

35
17

37
17

Cl chim 25% v s

lng. Tớnh khi lng ca nguyờn t Clo ?
Khi lng nguyờn t Clo = 35.

75

25
= 35,5 (u)
37.
100
100

4


4. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử
a) Nguyên tắc sắp xếp:
- Nguyên lý vững bền: Các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao
Thứ tự tăng dần mức năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 4d 6s 4f 5d 6p 7s …
- Nguyên lý Pauli: Trong một obitan chứa tối đa 2e và 2e này có chiều tự quay ngược nhau.
- Qui tắc Hund: Trong một phân lớp chưa đủ số electron, các electron có khuynh hướng
phân bố vào các obitan sao cho số electron độc thân trong một phân lớp nhiều nhất.
b) Cấu hình electroncủa nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc
các lớp khác nhau.
Cấu hình electron còn được viết dưới dạng ô lượng tử
Mỗi ô lượng tử biểu diễn bằng một ô vuông thay cho một obitan; mỗi electron biểu
diễn bằng một mũi tên. Một ô đã có đủ 2 electron, người ta nói rằng một cặp electron đã
ghép đôi. Nếu một ô chỉ có 1 electron thì đó là electron độc thân.

¤ bitan trèng
13P:

electron ®éc th©n

CÆp electron ghÐp ®«i

Cấu hình electron 1s22s22p63s23p3

1s2

hoặc [Ne] 3s23p3

2s2

2p6

3s2

3p3

26Fe:

- Sơ đồ phân bố e theo mức năng lượng: 1s22s22p63s23p6 4s2 3d6
- Cấu hình electron 1s22s22p63s23p63d64s2

1s2 2s2

2p6

hoặc [Ar] 3d64s2

3s2

3p6

3d6

4s2

Lưu ý: Một số trường hợp đặc biệt , nếu nguyên tử có cấu hình electron lớp ngoài (n1)dansb (n: số thứ tự lớp ngoài cùng).
+ Nếu a + b = 6  a = 5; b = 1.
+ Nếu a + b = 11  a = 10; b = 1.
Ví dụ:

24Cr

: 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar] 3d54s1

29Cr

: 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar] 3d104s1

5. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8 electron .

5


Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng hầu như không
tham gia vào phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử khí hiếm (hay khí trơ), hoặc He có 2
electron lớp ngoài cùng cũng rất bền vững.
Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng đều là những kim loại(trừ B)
Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim.
Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng có thể là phi kim (nếu thuộc chu kì nhỏ )
hoặc kim loại (nếu thuộc chu kì lớn).
Các electron lớp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hóa học của một

nguyên tố. Do đó có thể dự đoán tính chất hóa học cơ ban của một nguyên tử nếu biết được
sự phân bố electron trong nguyên tử của nguyên tố đó.
B. Bài tập minh họa
B1. Cấp độ biết (5 câu)
Câu 1: Trong nguyên tử, hạt mang điện là
A. electron.

B. electron và nơtron

C. proton và nơtron

D. proton và electron.

Câu 2: Số khối của nguyên tử bằng tổng
A. số proton và nơtron.

B. số proton và electron

C. số nơtron, electron và proton.

D. số điện tích hạt nhân.

Câu 3: Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng
A. số khối.

B. điện tích hạt nhân

C. số nơtron

D. tổng số proton và nơtron

Câu 4: Chọn cấu hình electron đúng ở trạng thái cơ bản?
A. D. 1s22s22p63p2.

B. 1s22s22p63s2.

C. 1s22s22p53s3 D. 1s22s22p63s13p1.

Câu 5: Phân lớp s, p, d lần lượt đầy điện tử (bão hòa) khi có số electron là
A. 1, 3, 5.

B. 2, 4, 6.

C. 1, 2, 3.

D. 2, 8, 18.

B2. Cấp độ hiểu (5 câu)
Câu 6: Cấu hình electron của nguyên tử có số hiệu bằng 17 là
A. 1s22s22p63s23p44s1.

B. 1s22s22p63s23d5. C. 1s22s22p63s23p5 D. 1s22s22p63s23p34s2.

Câu 7: Các ion sau: 8 O2  ,
A. Số khối

12

Mg 2 ,

13

Al 3 bằng nhau về

B. Số nơtron

C. Số proton

D. Số electron

Câu 8: Cation M2+ có cấu hình electron phân lớp ngoài cùng là 2p6, cấu hình electron của
nguyên tử M là
A. 1s22s22p6.

B. 1s22s22p63s1.

C. 1s22s22p63s2

D. 1s22s22p4.

6


Câu 9: Nguyên tử của nguyên tố R có 56 electron và 81 nơtron. Kí hiệu nguyên tử nào sau
đây là của nguyên tố R?
A.

137
56

R

B.

137
81

C.

R

81
56

D.

R

56
81

R

Câu 10: Ở trạng thái cơ bản, cấu hình electron của nguyên tử Na( Z = 11) là
A. 1s22s22p53s2

B. 1s22s22p43s1

C. 1s22s22p63s2

D.

1s22s22p63s1
B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu)
Câu 11: Tổng số proton, nơtron, electron trong nguyên tử của nguyên tố X là 28, trong đó
số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 8, nguyên tố X là
A. O (Z=8)

B. F (Z=9)

C. Ar (Z=18)

D. K (Z=19)

Câu 12: Nguyên tử nguyên tố B có tổng số hạt cơ bản là 34. Số hạt mang điện gấp 1,8333
lần số hạt không mang điện. Nguyên tố B là
A. Na (Z=11)

B. Mg (Z=12)

C. Al (Z=13)

D. Cl (Z=17)

Câu 13: Hợp chất MX3 có tổng số hạt mang điện là 128. Trong hợp chất, số proton của
nguyên tử X nhiều hơn số proton của M là 38. CT của hợp chất trên là
A. FeCl3

B. AlCl3

Câu 14: Đồng có hai đồng vị là

C. FeF3

63
29

Cu (chiếm 73%) và

D. AlBr3
65
29

Cu (chiếm 27%). Nguyên tử khối

trung bình của Cu là
A. 63,45

B. 63,54

C. 64,46

D. 64,64

Câu 15: Nguyên tố X có hai đồng vị, đồng vị thứ nhất có số khối 35 chiếm 75%. Nguyên
tử khối trung bình của X là 35,5. Đồng vị thứ hai có số khối là
A. 36

B. 37

C. 38

D. 39

B4. Cấp độ vận dụng cao (5 câu)
Câu 16: Mg có 3 đồng vị

24
12

Mg,

25
12

26
Mg, 12
Mg và Clo có hai đồng vị

35
17

Cl và

37
17

Cl . Có bao

nhiêu loại phân tử khác nhau tạo nên từ các đồng vị của hai nguyên tố đó?

A. 6

B. 9

C. 12

D. 10

Câu 17: Nguyên tử của nguyên tố X có electron ở mức năng lượng cao nhất là 3p.
Nguyên tử của nguyên tố Y cũng có electron ở mức năng lượng 3p và có một electron ở
lớp ngoài cùng. Nguyên tử X và Y có số electron hơn kém nhau là 2. Nguyên tố X, Y lần
lượt là
A. phi kim và kim loại. B. khí hiếm và kim loại. C. kim loại và khí hiếm. D. kim loại và
kim loại.

7


Câu 18: Số nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng 4s1 là
A. 1.

B. 2.

C. 3.

D. 4.

Câu 19: Trong hợp chất ion XY (X là kim loại, Y là phi kim), số electron của cation bằng
số electron của anion và tổng số electron trong XY là 20. Biết trong mọi hợp chất, Y chỉ có
một mức oxi hóa duy nhất. Công thức XY là

A. AlN.

B. MgO.

C. LiF.

D. NaF.

Câu 20: Trong tự nhiên clo có hai đồng vị bền:

37
17

lại là

Cl trong HClO4 là:

35
17

Cl . Thành phần % theo khối lượng của

A. 8,92%

B. 8,43%

37
17

Cl chiếm 24,23% tổng số nguyên tử, còn

C. 8,56%

D. 8,79%

ĐÁP ÁN:
1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

D

A

B

B

B

C

D

C

A

D

B

A

B

B

B

B

A

C

D

A

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học.
1. Ô nguyên tố: mỗi nguyên tố được xếp vào một ô của bảng gọi là ô nguyên tố.
Stt của ô = số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó = số p = số e.
2. Chu kì: 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.
- Bảng HTTH gồm 7 chu kì được đánh số thứ tự từ 1 đến 7 (chu kì nhỏ: 1, 2, 3; chu kì lớn:
4, 5, 6, 7).
Chu kì

1

Cấu hình e

1s1-2 2s1-22p1-6

Số
tố

nguyên 2

2

8

3

4

5

6

3s1-23p1-

4s1-2 3d1-104p1- 5s1-2

6

6

10

8

18

18

7

4d1- …

5p1-6
32

Z=87 
Z = 110
Chưa
hoàn
thành

8


- Stt chu kì = số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó = số thứ tự lớp
ngoài cùng.
3. Nhóm nguyên tố: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình
electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một
cột.
- Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm = hóa trị của
nguyên tố trong oxit cao nhất. (trừ 1 số trường hợp ngoại lệ) = Số electron lớp ngoài cùng
của nguyên tố nhóm A.
- Bảng hệ thống tuần hoàn gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ)
+) Nhóm A gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân
lớp s (nguyên tố họ s) hoặc p (nguyên tố họ p). Gồm IA, IIA, …, VIIIIA.
+) Nhóm B gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân
lớp d (nguyên tố họ d) hoặc f (nguyên tố họ f). Gồm IB, IIB, …, VIIIB.
Lưu ý:
- electron hóa trị là những electron ở lớp ngoài cấu hình bão hòa (ns2np6) hoặc giả bão hòa
(n-1)d10.
- Nếu hai nguyên tố X, Y thuộc cùng nhóm A, thuộc hai chu kì liên tiến nhau trong bảng

HTTH, ta có:
ZY = ZX + 8 (chu kì 2,3 hoặc 3,4)
hoặc ZY = ZX + 18 (chu kì 4, 5 hoặc 5, 6)
hoặc ZY = ZX + 32 (chu kì 5, 6 hoặc 6, 7)
- Nguyên tử các nguyên tố có số electron hóa trị là 8, 9, 10 đều thuộc nhóm VIIIB
II. Các tính chất biến đổi tuần hoàn
1. Một số tính chất biến đổi tuần hoàn:
a) Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của nguyên tử: Là năng lượng tối thiểu cần để tách
electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
Vd:

H  H+ + 1e ; H = 1312 kj/mol.

b) Độ âm điện (: Khapa): Độ âm điện của nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron
của nguyên tử khi hình thành liên kết hóa học.
c) Tính kim loại, tính phi kim:
- Tính kim loại: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở
thành ion dương.

9


- Tính phi kim: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để
trở thành ion âm.
2. Các tính chất biến đổi tuần hoàn.
a) Trong một chu kì:
Chiều Z tăng.
- Năng lượng ion hóa thứ nhất 
- Bán kính nguyên tử 
- Độ âm điện 

- Tính phi kim 
- Tính axit của oxit, hiđroxit 
- Tính kim loại 
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit 
b) Theo nhóm A.
- Năng lượng ion hóa thứ nhất 
- Bán kính nguyên tử 
- Độ âm điện 
- Tính phi kim 
- Tính axit của oxit, hiđroxit 
- Tính kim loại 
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit 
Chiều Z tăng
Lưu ý:
- Độ âm điện đặc trưng cho khả năng thu electron về phía mình khi hình thành liên kết hóa
học. Nguyên tử nguyên tố càng hút electron mạnh thì độ âm điện lớn.
- Về so sánh bán kính nguyên tử, ion:
+ Nguyên tử, ion có cùng số e: khi Z tăng  bán kính nguyên tử giảm.
+ Nguyên tử, ion có cùng điện tích hạt nhân (cùng Z): số e tăng  bán kính nguyên
tử tăng.
+ Khi số lớp electron tăng  bán kính nguyên tử tăng.
III. CÔNG THỨC OXIT CAO NHẤT, HỢP CHẤT KHÍ VỚI HIĐRO, HIĐROXIT
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH.

10


Nhóm

I

Hợp chất với MH

II

III

IV

V

VI

VII

MH2

MH3

MH4

MH3

H2 M

HM

hiđro

rắn

rắn

rắn

Khí

khí

khí

khí

Oxit cao nhất

M2O

MO

M2O3

MO2

M2O5

MO3

M2O7

B. BÀI TẬP MINH HỌA

B1. Cấp độ biết (5 câu)
Câu 1: Chu kì là dãy các nguyên tố có cùng
A. số lớp electron.

B. số electron hóa trị

C. số proton.

D. số điện tích hạt nhân.

Câu 2: Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn do Mendeleev công bố được sắp xếp theo tăng
dần
A. Khối lượng nguyên tử.

B. bán kính nguyên tử

C. số hiệu nguyên tử

D. độ âm điện của nguyên tử.

Câu 3: Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn hiện nay được sắp xếp theo tăng dần
A. Khối lượng nguyên tử.

B. bán kính nguyên tử

C. số hiệu nguyên tử.

D. độ âm điện của nguyên tử.

Câu 4: Trong một nhóm A (phân nhóm chính), trừ nhóm VIIIA (phân nhóm chính nhóm

VIII), theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử thì
A. tính phi kim giảm dần, bán kính nguyên tử tăng dần.
B. tính kim loại tăng dần, độ âm điện tăng dần.
C. độ âm điện giảm dần, tính phi kim tăng dần.
D. tính kim loại tăng dần, bán kính nguyên tử giảm dần.
Câu 5: Các nguyên tố từ Li đến F, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì
A. Bán kính nguyên tử và độ âm điện đều tăng B. Bán kính nguyên tử tăng, độ âm điện
giảm
C. Bán kính nguyên tử giảm, độ âm điện tăng

D. Bán kính nguyên tử và độ âm điện đều

giảm
B2. Cấp độ hiểu (5 câu)
Câu 6: Số số nguyên tố thuộc chu kì 2, 4, 6 lần lượt là
A. 8, 18, 32.

B. 2, 8, 18.

C. 8, 18, 18.

D. 8, 10, 18.

Câu 7: Chọn phát biểu không đúng

11


A. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng chu kì đều có số lớp electron bằng nhau.
B. Tính chất hóa học của các nguyên tố trong cùng chu kì nhìn chung tương tự nhau.

C. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng nhóm có số electron lớp ngoài cùng nhìn chung
bằng nhau.
D. Tính chất của các nguyên tố trong cùng nhóm là tương tự nhau.
Câu 8: Ở trạng thái cơ bản, cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố X là 1s22s22p63s23p4.
Vị trí của nguyên tố X trong bảng tuần hoàn là
A. Ô số 16, chu kì 3, nhóm IVA.

B. Ô số 16, chu kì 3, nhóm VIA.

C. Ô số 16, chu kì 3, nhóm IVB.

D. Ô số 16, chu kì 3, nhóm VIB.

Câu 9: Cấu hình electron của nguyên tử X: 1s22s22p63s23p5. Hợp chất với hidro và oxi cao
nhất có dạng
A. HX, X2O7.

B. H2X, XO3

C. XH4, XO2

D. H3X, X2O5

Câu 10: Anion X-và cation Y2+ đều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 3s23p6. Vị trí
của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học là:
A. X có số thứ tự 17, chu kỳ 4, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự
20, chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II).
B. X có số thứ tự 18, chu kỳ 3, nhóm VIA (phân nhóm chính nhóm VI); Y có số thứ tự 20,
chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II).
C. X có số thứ tự 17, chu kỳ 3, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự

20, chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II).
D. X có số thứ tự 18, chu kỳ 3, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự 20,
chu kỳ 3, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II).
B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu)
Câu 11: Dãy các nguyên tố sắp xếp theo chiều tăng dần tính phi kim từ trái sang phải là:
A. N, P, O, F.

B. P, N, F, O.

C. N, P, F, O.

D. P, N, O, F.

Câu 12: Bán kính nguyên tử của các nguyên tố: 3Li, 8O, 9F, 11Na được xếp theo thứ tự tăng
dần từ trái sang phải là
A. Li, Na, O, F.

B. F, O, Li, Na.

C. F, Li, O, Na.

D. F, Na, O, Li.

Câu 13: Cho các nguyên tố M (Z = 11), X (Z = 17), Y (Z = 9) và R (Z = 19). Độ âm điện
của các nguyên tố tăng dần theo thứ tự
A. M < X < Y < R.

B. R < M < X < Y.

C. Y < M < X < R.

D. M < X < R <

Y.

12


Câu 14: Cho các nguyên tố: K (Z = 19), N (Z = 7), Si (Z = 14), Mg (Z = 12). Dãy gồm
các nguyên tố được sắp xếp theo chiều giảm dần bán kính nguyên tử từ trái sang phải là:
A. N, Si, Mg, K.

B. K, Mg, Si, N.

C. K, Mg, N, Si.

D. Mg, K, Si, N.

Câu 15: Các kim loại X, Y, Z có cấu hình electron nguyên tử lần lượt là: 1s22s22p63s1;
1s22s22p63s2; 1s22s22p63s23p1 . Dãy gồm các kim loại xếp theo chiều tăng dần tính khử từ
trái sang phải là:
A. Z, X, Y.

B. Y, Z, X.

C. Z, Y, X.

D. X, Y, Z.

B4. Cấp độ vận dụng cao (5 câu)

Câu 16: Công thức phân tử hợp chất khí tạo bởi nguyên tố R và hiđro là RH3. Trong oxit
mà R có hóa trị cao nhất thì oxi chiếm 74,07% về khối lượng. Nguyên tố R là
A. S.

B. As.

C. N.

D. P.

Câu 17: Nguyên tử của nguyên tố X có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2np4. Trong
hợp chất khí của nguyên tố X với hiđro, X chiếm 94,12% khối lượng. Phần trăm khối lượng
của nguyên tố X trong oxit cao nhất là
A. 50,00%.

B. 27,27%.

C. 60,00%.

D. 40,00%.

Câu 18: Nguyên tố Y là phi kim thuộc chu kì 3, có công thức oxit cao nhất là YO3. Nguyên
tốt Y tạo với kim loại M hợp chất có công thức MY, trong đó M chiếm 63,64% về khối
lượng. Kim loại M là
A. Zn

B. Cu

C. Mg

D. Fe

Câu 19: Phần trăm khối lượng của nguyên tố R trong hợp chất khí với hiđro (R có số
oxi hóa thấp nhất) và trong oxit cao nhất tương ứng là a% và b%, với a : b = 11 : 4. Phát
biểu nào sau đây là đúng?
A. Phân tử oxit cao nhất của R không có cực.
B. Nguyên tử R (ở trạng thái cơ bản) có 6 electron s.
C. Oxit cao nhất của R ở điều kiện thường là chất rắn.
D. Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, R thuộc chu kì 3.
Câu 20: X và Y là hai nguyên tố thuộc cùng một chu kỳ, hai nhóm A liên tiếp. Số proton
của nguyên tử Y nhiều hơn số proton của nguyên tử X. Tổng số hạt proton trong nguyên
tử X và Y là 33. Nhận xét nào sau đây về X, Y là đúng?
A. Độ âm điện của X lớn hơn độ âm điện của Y.
B. Đơn chất X là chất khí ở điều kiện thường.
C. Lớp ngoài cùng của nguyên tử Y (ở trạng thái cơ bản) có 5 electron.

13


D. Phân lớp ngoài cùng của nguyên tử X (ở trạng thái cơ bản) có 4 electron.
ĐÁP ÁN:
1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

A

A

C

A

C

A

B

B

A

C

D

B

B

B

C

C

D

D

A

D

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Phân tử và liên kết hóa học
- Trong tự nhiên các khí hiếm tồn tại ở trạng thái phân tử đơn nguyên tử. Nguyên tử của các
nguyên tố khác rất ít khi tồn tại một cách độc lập mà có xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra
phân tử hay tinh thể có hai hay nhiều nguyên tử. Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu trúc mới
bền vững hơn, có năng lượng thấp hơn. Người ta gọi sự kết hợp giữa các nguyên tử là liên
kết hóa học.

2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học
a) Electron hóa trị
Electron hóa trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học.
Các nguyên tố nhóm A có số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng, các nguyên tố
nhóm B có số electron hóa trị bằng số electron có trong các phân lớp (n-1)d và ns.
b) Công thức Lewis
Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên tử, trong
đó hạt nhân và electron lớp trong được biểu diễn bằng kí hiệu hóa học của nguyên tố, còn
electron hóa trị tượng trưng bằng các dấu chấm (.) đặt xung quanh kí hiệu của nguyên tố (có
phân biệt electron ghép đôi và độc thân). Mỗi cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do còn
có thể biểu diễn bằng một đoạn gạch ngang (-)

b) Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet)
Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn. Thực tế
cho thấy chỉ các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử

14


khác. Sở dĩ như vậy vì chúng có lớp electron ngoài cùng có cấu hình ns2np6 (8 electron) bền
vững, có trạng thái năng lượng thấp. Trên cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liên kết
để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải làm cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm
gần kề. Có hai giải pháp đạt đến cấu trúc này là dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa
trị.
Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết hóa
học các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc
bền của khí hiếm bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”.
Ví dụ:
..
H . + . Cl :

..
..
Na . + . Cl :
..
(2/8/1)
(2/8/7)

..
H : Cl
.. :
Na+ Cl(2/8) (2/8/8)

H-Cl
NaCl

II. LIÊN KẾT ION
1. Khái niệm về ion.
Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích.
VD: Na+; Ca2+; Al3+; NH 4 ; NO3 ; SO24 .
- Sự tạo thành cation: các nguyên tử kim loại có bán kính nguyên tử lớn và có số electron
hoá trị ít (thường có từ 1 đến 3 electron) nên có năng lượng ion hoá nhỏ, các nguyên tử này
dễ mất electron hoá trị để trở thành ion dương (cation).
M → Mn+ + ne
- Sự tạo thành anion: các nguyên tử phi kim có bán kính nhỏ, điện tích hạt nhân lớn, số
electron hoá trị tương đối nhiều (thường có từ 5 đến 7 electron hoá trị), nên chúng có ái lực
electron lớn, có khuynh hướng nhận thêm electron để đạt được vỏ electron bão hoà giống
khí hiếm đứng sau, có năng lượng thấp và bền vững. Khi đó chúng tạo ra ion âm (anion).
X + me → XmLưu ý: - Tổng số hạt p hoặc n của ion = tổng số hạt p hoặc n của các nguyên tử tạo nên ion.
- Tổng số hạt e của ion
Đối với cation Mn+:

Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên cation Mn+ - n
Đối với anion Xm- :
Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên anion Xm- + m

15


VD: Tính số e, p, n của các ion sau: Al3+, Fe2+, NO3 , SO24 , NH 4 , CO32-, S2- biết số khối của
Al, Fe, N, O, H, C, S lần lượt là 27, 56, 14, 16, 1, 12, 32.
2. Sự tạo thành liên kết ion.
Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử phi kim điển hình,
thì có sự cho electron của các kim loại và sự nhận electron của các phi kim, hình thành các
ion mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion.
VD

Na

+

Cl

Na

+

+

Cl

-

Na

+

Cl

-

Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện
giữa các ion mang điện ngược dấu.
Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện.
Đặc điểm chung của liên kết ion.
- Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn.
- Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng
cầu.
- Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion
trái dấu sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác định, tuần hoàn tạo ra mạng
tinh thể ion.
Tính chất chung của các hợp chất ion.
- Luôn là chất rắn tinh thể ion.
- Có nhiệt độ nóng chảy cao và không bay hơi khi cô cạn dung dịch.
- Thường dễ tan trong nước và không tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
- Dung dịch trong nước của hợp chất ion dẫn điện tốt.
III. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1. Sự tạo thành liên kết trong phân tử H2, Cl2, N2, HCl, CO2, NH3, CH4
- Sự hình thành liên kết cộng hóa trị
- Công thức electron
- Công thức cấu tạo
2. Liên kết xichma () và liên kết pi ().

Tùy theo cách xen phủ các obitan nguyên tử mà liên kết cộng hóa trị tạo thành có độ bền
khác nhau. Trên cơ sở nàu người ta phân biệt liên kết cộng hóa trị thành hai loại chính là
liên kết xichma () và liên kết pi ().

16


a) Liên kết xichma () : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen
phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết.
Liên kết  có các loại s-s , s-p , p-p , …
p

p

p

s

s s

Liên kết  thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể quay tự do
xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
b) Liên kết  : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ
song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết.
Liên kết  có các loại p-p , p-d , …
Liên kết  kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do
xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
z

z

z

z

y

y

x
y
x

p-p

p-d

Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 và 1 và liên kết ba gồm 1 và 2.
3. Liên kết cộng hóa trị phân cực và không phân cực.
a) Liên kết cộng hóa trị không phân cực là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron
chung ở chính giữa hạt nhân hai nguyên tử. Liên kết cộng hóa trị không phân cực hình thành
giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố như ở trong các đơn chất H2, N2. O2, Cl2, …
b) Liên kết cộng hóa trị phân cực là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung lệch
một phần về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên tử này sẽ mang một phần điện
tích âm và ngược lại.
Liên kết cộng hóa trị phân cực hình thành giữa các nguyên tử của hai nguyên tố khác nhau (
hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử  có giá trị trong khoảng từ 0 đến 1,7), như liên kết
trong các phân tử HCl, H2O, SO2, … Người ta biểu diễn sự phân cực bằng mũi tên trên gạch
ngang liên kết theo chiều từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ đến nguyên tử có độ âm điện lớn.
A+

B-

(A <B )

3. Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí).

17


a) Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho-nhận là liên kết cộng hoá trị đặc biệt trong đó cặp
electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp - gọi là nguyên tử cho, nguyên tử còn
lại là nguyên tử nhận. VD:
H
H

+

H
+

N

+

H

H

H

N

H

hay

H

H

N

H

H
O

O
hay

N

+

H

O

N

O

b) Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:
- Nguyên tử “cho” phải có lớp vỏ electron đã bão hoà và còn ít nhất một cặp electron tự do
(chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn.
- Nguyên tử “nhận” phải có obitan trống.
4. Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị và tính chất chung của các hợp chất cộng
hoá trị.
a) Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:
- Là liên kết hoá học bền.
- Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong không gian để đảm bảo nguyên lí xen
phủ cực đại.
- Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa nên phân tử cộng hoá trị thường có số nguyên tử xác
định.
b) Tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị.
- Có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hoặc rắn ở điều kiện thường tuỳ thuộc vào khối lượng
phân tử và lực tương tác giữa các phân tử.
- Có hình dạng xác định trong không gian do tính định hướng của liên kết cộng hoá trị.
- Thường khó tan trong nước và dễ tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
IV. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
Xét liên kết tạo giữa A – B (Giả sử A > B ).
Đặt  = A - B
+ Nếu 0   < 0,4  Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị không phân cực
+ Nếu 0,4   < 1,7  Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị phân cực
+ Nếu 1,7    Liên kết giữa A và B là liên kết ion (Trừ HF).

18


- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử bằng các cặp e

chung.
Vd:

CT electron:

H:H ;
H–H ;

CTCT:

H : Cl ;

N:::N;

H – Cl ;

NN

O : : C : :O
;

O= C =O

- Liên kết ion là liên kết được hình thành bằng lực hút tĩnh điện giữa ion dương và ion
âm.
Vd: NaCl (Na+ và Cl-) ; Al2(SO4)3 (Al3+ và SO42-) ; NH4NO3 (NH4+ và NO3-)
Lưu ý: - Trong một hợp chất có thể có nhiều loại liên kết.
+ Trong phân tử H2O2 ( H – O – O – H ), liên kết giưa H với O là liên kết cộng hóa trị
phân cực còn liết kết giữa O với O là liên kết cộng hóa trị không phân cực.
+ Trong phân tử NH4Cl: liên kết giữa H với N là liên kết cộng hóa trị phân cực, còn liên kết

giữa NH4+ với Cl- là liên kết ion.
- Nếu  càng lớn thì liên kết giữa A và B càng phân cực.
B. CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP
B1. Cấp độ biết (5 câu)
Câu 1: Liên kết ion được tạo thành giữa 2 nguyên tử
A. kim loại điển hình.

B. phi kim điển hình.

C. kim loại và phi kim.

D. kim loại và phi kim đều điển hình.

Câu 2: Chọn định nghĩa đúng nhất về liên kết cộng hóa trị: Liên kết cộng hóa trị là liên kết
giữa hai nguyên tử ...
A. phi kim, được tạo thành do sự góp chung electron.
B. khác nhau, được tạo thành do sự góp chung electron.
C. được tạo thành do sự góp chung một hay nhiều electron.
D. được tạo thành do sự cho nhận electron giữa chúng.
Câu 3: Loại liên kết trong phân tử khí hiđro clorua là liên kết
A. cho - nhận.

B. cộng hóa trị không cực.

C. cộng hóa trị có cực.

D. ion.

Câu 4: Điều kiện để tạo thành liên kết cho nhận là
A. Nguyên tử cho còn dư cặp electron chưa tham gia liên kết, nguyên tử nhận có obitan

trống.
B. Hai nguyên tử cho và nhận phải có độ âm điện khác nhau.
C. Hai nguyên tử cho và nhận phải có độ âm điện gần bằng nhau.

19


D. Hai nguyên tử cho và nhận đều là những phi kim mạnh.
Câu 5: Liên kết hoá học giữa các nguyên tử trong phân tử H2O là liên kết
A. cộng hoá trị không phân cực.

B. cộng hoá trị phân cực. C. ion.

D. hiđro.

B2. Cấp độ hiểu (5 câu)
Câu 6: Chọn câu đúng
A. Trong liên kết cộng hóa trị, cặp electron bị lệch về nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn.
B. Liên kết cộng hóa trị có cực được tạo thành giữa hai nguyên tử có hiệu độ âm điện từ 0,4
đến nhỏ hơn 1,7.
C. Liên kết cộng hóa trị có cực được tạo nên từ các nguyên tử khác hẳn nhau về tính chất
hóa học.
D. Hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử lớn thì phân tử phân cực yếu.
Câu 7: Liên kết hóa học giữa các nguyên tử trong phân tử HCl thuộc loại liên kết
A. cộng hóa trị không cực B. ion

C. cộng hóa trị có cực

D. hiđro

Câu 8: Hợp chất trong phân tử có liên kết ion là
A. HCl.

B. NH3.

C. H2O.

D. NH4Cl.

Câu 9: Liên kết hóa học trong NaCl được hình thành do
A. Hai hạt nhân nguyên tử hút electron rất mạnh.
B. Mỗi nguyên tử Na và Cl góp chung 1 electron.
C. Mỗi nguyên tử đó nhường hoặc thu electron để trở thành các ion trái dấu hút nhau.
D. Na → Na+ + 1e; Cl + 1e → Cl-; Na+ + Cl- → NaCl
Câu 10: Dãy gồm các chất trong phân tử chỉ có liên kết cộng hoá trị phân cực là:
A. HCl, O3, H2S.

B. O2, H2O, NH3.

C. H2O, HF, H2S.

D. HF, Cl2, H2O.

B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu)
Câu 11: Liên kết hóa học trong phân tử nào sau đây được hình thành từ sự xen phủ trục p –
p?
A. HCl

B. H2

C. Cl2

D. NH3.

Câu 12: Nguyên tử của nguyên tố X có cấu hình electron 1s22s22p63s23p64s1, nguyên tử của
nguyên tố Y có cấu hình electron 1s22s22p5. Liên kết hoá học giữa nguyên tử X và nguyên
tử Y thuộc loại liên kết
A. kim loại

B. ion

C. cộng hóa trị

D. cho nhận

Câu 13: Nhóm các phân tử đều chứa liên kết pi (π) là
A. C2H4, CO2, N2.

B. O2, H2S, H2O

C. Br2, C2H2, NH3

D. CH4, N2, Cl2

20


Câu 14: Những trường hợp sau các phân tử chỉ có liên kết sigma (σ) là
A. Cl2, N2, H2O.

B. H2S, Br2, CH4

C. N2, CO2, NH3

D. PH3, CCl4, SiO2.

Câu 15: Các chất mà phân tử không phân cực là:
A. HBr, CO2, CH4.

B. Cl2, CO2, C2H2.

C. NH3, Br2, C2H4.

D. HCl, C2H2,

Br2.
B4. Cấp độ vận dụng cao (5 câu)
Câu 16: Chất nào sau đây có liên kết hidro giữa các phân tử?
A. H2O, CH4.

B. H2O, HCl

C. SiH4, CH4.

D. PH3, NH3.

Câu 17: Hình dạng phân tử CH4, BF3, H2O, BeH2 tương ứng là
A. Tứ diện, tam giác, gấp khúc, thẳng.

B. Tam giác, tứ diện, gấp khúc, thẳng.

C. Gấp khúc, tam giác, tứ diện, thẳng.

D. Thẳng, tam giác, tứ diện, gấp khúc.

Câu 18: Biết rằng các nguyên tử cacbon và oxi trong phân tử CO đều thỏa mãn quy tắc bát
tử, phân tử hợp chất này được tạo bởi
A. Một liên kết phối trí và hai liên kết cộng hóa trị bình thường.
B. Hai liên kết phối trí và một liên kết cộng hóa trị bình thường.
C. Hai liên kết phối trí.
D. Hai liên kết cộng hóa trị bình thường.
Câu 19: Phân tử nước có góc liên kết 104o5 là do nguyên tử oxi ở trạng thái lai hóa
B. sp2

A. sp

D. Không xác định được.

C. sp3

Câu 20: Trong phân tử H2S có góc liên kết là 920. Vậy khi hình thành liên kết nguyên tử
hidro và nguyên tử S
B. Lai hóa sp2

A. Lai hóa sp

C. Lai hóa sp3

D. Không lai hóa.

ĐÁP ÁN:
1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

D

C

C

A

B

B

C

D

D

C

C

B

A

B

B

B

A

A

C

D

21


CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. SỐ OXI HÓA
1) Ví dụ:
Phân tử

Sự chuyển dịch điện tích

Số oxi hóa

NaCl

Na  Na 1+ + 1e

Na = +1

Cl + 1e  Cl1-

Cl = -1

HCl

H :Cl cặp e chung bị lệnh về phía Cl, để xác
định SOH người ta giả sử cặp e chung lệch hẳn
về Cl

H = +1
H  H1+ + 1e

C = -1

Cl + 1e  Cl1- + 1e
H2

H : H cặp e chung không lệch về nguyên tử nào H = 0
(khôn có sự chuyển dịch electron)

2) Định nghĩa: Số oxi hóa là điện tích của nguyên tử trong phân tử nếu giả định rằng cặp
electron dùng chung bị lệch về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (tức có liên kết ion)
3) Các qui tắc xác định số oxi hóa:
SOH(đơn chất) = 0
SOH (hợp chất) = tổng số oxi hóa của các nguyên tố trong hợp chất = 0
SOH (ion) = điện tích ion
Trong hợp chất:

+ ) SOH (H) = +1 trừ hiđrua kim loại NaH, BaH2, ..
+ ) SOH (O) = -2 trừ H2O2, Na2O2, F2O, …
+) SOH (KL nhóm IA, IIA, IIIA) = +1, +2, +3

Lưu ý:

- Cách viết SOH: Dấu trước, trị số sau
- SOH là số dương (+), âm (-) hoặc bằng 0; SOH có thể nguyên hoặc không nguyên.

II. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1) Các khái niệm cơ bản về phản ứng oxi hóa khử

t
 Cu + H2O (1)
VD1: Cho phản ứng CuO + H2 
0

Trong phản ứng trên có sự thay đổi SOH: Cu+2  Cu0 ; H0  H+1
Cu+2 là chất oxi hóa; H0 là chất khử. Phương trình biểu diễn sự thay đổi SOH trên như sau:
Cu+2 + 2e  Cu0 : quá trình khử ;

H0  H+ + 1e : quá trình oxi hóa

22


Phản ứng (1) là phản ứng oxi hóa khử.
- Chất khử (chất bị oxi hóa): là chất nhường electron (chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng)
- Chất oxi hóa (chất bị khử) : là chất nhận electron (chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng).
- Quá trình oxi hóa (sự oxi hóa): là quá trình chất khử nhường electron (làm tăng SOH của
chất khử)
- Quá trình khử (sự khử): là quá trình chất oxi hóa nhận electron (làm giảm SOH của chất
oxi hóa)
- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một hoặc một số
nguyên tố
Qui tắc nhớ: “Khử ” cho “o” nhận.

“Khử ” tiến “o” lùi

Hoặc: “Khử - cho, cho tăng”. “O - nhận, nhận giảm” ; Hay “ sự nọ - chất kia”
Lưu ý: - Trong pư oxi hóa khử luôn xảy ra đồng thời qtr oxi hóa và qtr khử; chất oxi hóa và
chất khử

- Số electron chất khử nhường hay chất oxi hóa nhận gọi là số electron trao đổi
Số electron trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
2) Các bước cân bằng phản ứng oxi hóa khử bằng phương pháp thăng bằng electron.
a) Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường = tổng số electron chất oxi hóa nhận
b) Các bước cân bằng
- B1: Xác định SOH của các nguyên tố trước và sau phản ứng. Từ đó tìm chất oxi hóa, chất
khử.
- B2: Viết quá trình oxi hóa, quá trình khử  xác định số e trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
Tìm BSCNN (số e nhường, số e nhận).
Hệ số quá trình oxi hóa = BSCNN/ số e nhường ; Hệ số quá trình khử = BSCNN/ số
e nhận
- B3: Nhân hệ số vào quá trình oxi hóa, quá trình khử rồi cộng vế với vế của hai qua trình
này làm mất số e trao đổi ta được phương trình đơn giản.
- B4: Điền các hệ số của ptpư đơn giản vào ptpư ban đầu rồi cân bằng số nguyên tử hai vế
theo thứ tự
1) cation kim loại

2) anion gốc axit

3) hiđro của axit và nước

Chú ý: Hệ số của PTHH đơn giản là cố định; nếu nguyên tố trong chất oxi hóa hoặc chất
khử đóng vai trò là môi trường (tạo gốc muối) thì phải cộng thêm số nguyên tử đóng vai trò
là môi trường.

23


- B5: Kiểm tra xem phản ứng đã cân bằng chưa theo nguyên tắc phản ứng cân bằng khi số
nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế của phản ứng phải bằng nhau (thường kiểm tra oxi).

3) Phân loại phản ứng oxi hóa khử: 3 loại
a) Phản ứng oxi hóa khử thông thường: Chất oxi hóa và chất khử thuộc hai chất khác
nhau
Vd1: 3H2SO4 +
Chất oxh

H2S  4SO2 + 4H2O
chất khử

+ 2KMnO4  2KCl + MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Vd2: 16HCl
Chất khử

chất oxh

b) Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử: chất oxi hóa và chất khử thuộc một phân tử.
t
Vd1: NH4NO3 
 N2O + 2H2O
0

N-3 : chất khử ; N+5 : Chất oxi hóa đều thuộc phân tử NH4NO3
Vd2:

t
2 KMnO4 
 K2MnO4 + MnO2 + O2
0

Mn+7: Chất oxi hóa; O-2: Chất khử đều thuộc một phân tử KMnO4.
c) Phản ứng tự oxi hóa tự khử: Chất oxi hóa, chất khử đều do một nguyên tố tạo nên ở
cùng mức số oxi hóa.
Vd1: 3Cl2

t
 5KCl + KClO3 + 3H2O
+ 6KOH 
0

Cl0: vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa và do nguyên tố clo tạo
nên.
t
 NaNO2 + NaNO3 + H2O
Vd2: 2NO2 + 2NaOH 
0

N+4: vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa +4 và do nguyên tố N
tạo nên.
4) Tính chất oxi hóa khử của chất, ion:
a) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa cao nhất thường đóng vai trò là chất oxi hóa:
Vd: Fe3+, N+5 (HNO3), S+6, Mn+7, ….
b) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa thấp nhất thường đóng vai trò là chất khử:
Vd: H-1, O-2, Cl-1, N-3, S-2, tất cả các kim loại, …
c) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa trung gian hoặc chất chứa một nguyên tố có số
oxi hóa thấp nhất và một nguyên tố có số oxi hóa cao nhất đóng vai trò là chất oxi hóa hoặc
chất khử:
Vd: SO2, NO2, S, Fe2+, NH3, FeCl3, Fe(NO3)3 ,…

24

5) Chiều hướng xảy ra phản ứng oxi hóa khử
Phản ứng oxi hóa khử chỉ xảy ra theo chiều:
Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh → chất oxi hóa yếu hơn + chất khử yếu
hơn
Ví dụ:

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Fe2+ + Cu → không phản ứng
Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 → không phản ứng

Với một số chất, tùy vào độ mạnh yếu của chất oxi hóa, chất khử và vào môi trường phản
ứng mà có thể tạo thành các sản phẩm oxi hóa khử khác nhau.
6) Định luật bảo toàn electron:
“Tổng số mol e các chất khử nhường = tổng số mol e các chất oxi hóa nhận”
B. CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP TNKQ
B1. Cấp độ biết (5 câu)
Câu 1: Số oxi hóa của lưu huỳnh (S) trong H2S, SO2, SO32-, SO42- lần lượt là
A. -2, +4, +4, +6

B. -2, +4, +6, +8 C. +2, +4, +8, +10

D. 0, +4, +3, +8

Câu 2: Ở phản ứng nào sau đây NH3 đóng vai trò chất khử ?

 NH Cl
B. NH3 + HCl 

4

t
 N + 3Cu + 3H O
A. 2NH3 + 3CuO 
2
2
0

 (NH ) SO
C. 2NH3 + H2SO4 
4 2
4
 Al(OH) ↓ + 3NH Cl
D. 3NH3 + AlCl3 + 3H2O 
3
4
t
 KClO + KCl + H O. Clo đóng vai trò là
Câu 3: Trong phản ứng sau Cl2 + KOH 
3
2
0

A. vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử

B. môt trường

C. chất khử

D. chất oxi hóa

Câu 4: Cho phản ứng hóa học: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
Trong phản ứng trên xảy ra
A. sự khử Fe2+ và sự oxi hóa Cu.

B. sự khử Fe2+ và sự khử Cu2+.

C. sự oxi hóa Fe và sự oxi hóa Cu.

D. sự oxi hóa Fe và sự khử Cu2+.

Câu 5: Bạc tiếp xúc với không khí có H2S bị biến đổi thành Ag2S màu đen:

 2Ag S + 2H O.
4Ag + 2H2S + O2 
2
2

25