cấu tạo nguyên tử

Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(TÀI LIỆU BÀI GIẢNG)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Đây là tài liệu tóm lược các kiến thức đi kèm với bài giảng “Cấu tạo nguyên tử” thuộc Khóa học LTĐH KIT-1:
Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn. Để có thể nắm vững kiến thức phần “Cấu tạo nguyên
tử”, Bạn cần kết hợp xem tài liệu cùng với bài giảng này.

I. THÀNH PHẦN CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1. Lớp vỏ
Gồm các hạt mang điện âm gọi là electron (hay điện tử). Khối lượng của các electron đều bằng nhau
và xấp xỉ bằng 1/1840 khối lượng của nguyên tử hiđro là nguyên tử nhẹ nhất, tức là bằng: me = 9,1095.1031
kg hay bằng 0,00055 đơn vị Cacbon (đv.C).
Điện tích của các electron đều bằng nhau và bằng -1,6.10-19 Culông.
Đó là điện tích nhỏ nhất, vì vậy được gọi là điện tích nguyên tố.
2. Hạt nhân
Hạt nhân nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron.
Proton. Proton có điện tích đúng bằng điện tích của electron nhưng ngược dấu tức là bằng +1,6.10 -19
Culông.
Như vậy proton và electron cùng mang một điện tích nguyên tố, có dấu ngược nhau. Để thuận tiện,
người ta quy ước lấy điện tích nguyên tố làm đơn vị, coi điện tích của electron là 1- và điện tích cảu proton
là 1+.
Nơtron. Hạt nơtron không mang điện, có khối lượng xấp xỉ bằng khối lượng của proton và bằng:
mp = mn = 1,67.10-27 kg
hay xấp xỉ bằng 1 đv.C.
3. Kích thước, khối lượng của nguyên tử

Kích thước: Nếu hình dung nguyên tử như một khối cầu thì nó có đường kính khoảng 10-10 m. Để
biểu thị kích thước nguyên tử, người ta dùng một đơn vị là Angxtrom và kí hiệu là Å.
1Å = 10-10 m hay 1Å = 10-8 cm.
Nguyên tử nhỏ nhất là hiđro có bán kính khoảng 0,53 Å.
Đường kính của hạt nhân nguyên tử còn nhỏ hơn, vào khoảng 10-4 Å, như vậy đường kính của
nguyên tử lớn hơn đường kính của hạt nhân khoảng 10.000 lần.
Ta tưởng tượng nếu phóng đại một nguyên tử vàng lên 109 lần (một tỉ lấn !) thì nó có đường kính là
30 cm nghĩa là nguyên tử vừa bằng quả bóng rổ. Trong khi đó thì hạt nhân nguyên tử vàng có một đường
kính nhỏ hơn 0,003 cm nghĩa là có kích thước của một hạt cát nhỏ.
Bảng - Khối lượng và điện tích của các hạt cấu tạo nên nguyên tử
Tên
Electron
Proton
Nơtron

Kí hiệu
e
p
n

Khối lượng
me = 9,1095 ´ 10-31 kg
mp = 1,6726 ´ 10-27 kg
mn = 1,6750 ´ 10-27 kg

me » 0,549 ´ 10-3 đv.C
mp » 1đv.C
mn » 1đv.C

Điện tích

-1,602.10-19 C
+1,602.10-19 C
0

Đường kính của electron và proton lại còn nhỏ hơn nhiều : khoảng 10-7 Å. Electron chuyển động xung
quanh hạt nhân. Giữa electron và hạt nhân là chân không : từ đó ta thấy nguyên tử có cấu tạo rỗng !
Khối lượng : Khối lượng của một nguyên tử vào khoảng 10-26 kg. Nguyên tử nhẹ nhất là hiđro có khối
lượng là 1,67.10-27 kg. Khối lượng của nguyên tử cacbon là 1,99.10-26 kg.
Một lượng chất rất nhỏ cũng chứa một số nguyên tử lớn tới mức ta khó mà hình dung được.
Ví dụ : Trong 2 gam cacbon có1023 nguyên tử cacbon. Một lít nước cũng chứa tới khoảng 9.10 25
nguyên tử hiđro và oxi.
II. HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ- NGUYÊN TỐ HÓA HỌC- ĐỒNG VỊ

1. Hạt nhân nguyên tử
a. Điện tích hạt nhân

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

Vì điện tích của mỗi proton bằng một đơn vị điện tích dương (1+) nên trong hạt nhân nếu có Z
proton, thì điện tích của hạt nhân sẽ là Z+. Thực nghiệm cho biết nguyên tử trung hoà điện nên số proton
trong hạt nhân bằng số electron chuyển động quanh hạt nhân. Như vật, trong nguyên tử:

Điện tích hạt nhân = Số proton = Số electron
Ví dụ: Điện tích hạt nhân nguyên tử oxi là 8+, như vậy nguyên tử oxi có 8 proton và có 8 electron.
Biết được điện tích hạt nhân nguyên tử (cũng như biết được số proton và số electron) tức là nắm được chìa
khóa để nhận biết nguyên tử.
b. Số khối
Tổng số hạt proton (kí hiệu là Z) và tổng số hạt hạt nơtron (kí hiệu là N) trong hạt nhân gọi là số khối
của hạt nhân đó (kí hiệu là A).
A=Z+N
Ví dụ: Trong hạt nhân nguyên tử clo có 17 proton và 18 nơtron, vậy số khối của hạt nhân nguyên tử
clo là: 17 + 18 = 35.
c, Khối lượng nguyên tử
Khối lượng của nguyên tử bằng tổng khối lượng của proton, nơtron và electron có trong nguyên tử.
Nhưng vì khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng của proton và nơtron nên khối lượng của
nguyên tử coi như bằng khối lượng của các proton và nơtron trong hạt nhân nguyên tử.
Ví dụ: Hạt nhân của nguyên tử nhôm có 13 proton và 14 nơtron, xung quanh hạt nhân có 13 electron.
Xác định khối lượng nguyên tử nhôm.
Khối lượng của nguyên tử nhôm coi như bằng khối lượng của 13 proton và 14 nơtron. Khối lượng
của mỗi proton và mỗi nơtron xấp xỉ bằng 1 đv.C. Vậy khối lượng nguyên tử nhôm bằng 27 đv.C.
Như vậy, hạt nhân tuy rất nhỏ so với cả nguyên tử nhưng lại tập trung ở đó hầu như toàn bộ khối
lượng của nguyên tử.
2. Nguyên tố hoá học
a. Định nghĩa
Tất cả các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân đều thuộc cùng một nguyên tố hoá học.
Như vậy, các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học có cùng số proton và cùng số electron.
Ví dụ : Tất cả các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân là 17+ đều thuộc nguyên tố clo. Các nguyên
tử của nguyên tố clo đều có 17 proton và 17 electron.
Cho đến nay, người ta đã biết 92 nguyên tố tự nhiên và khoảng 17 nguyên tố nhân tạo (tổng số
khoảng 109 nguyên tố). Các nguyên tố nhân tạo chưa được phát hiện thấy trên Trái Đất hay bất kì nơi nào
khác trong vũ trụ mà được điều chế trong phòng thí nghiệm.
Tính chất của một nguyên tố hoá học là tính chất của tất cả các nguyên tử của nguyên tố đó.

b. Số hiệu nguyên tử
Điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó.
Số hiệu nguyên tử đặc trưng cho một nguyên tố hoá học và thường được kí hiệu là Z.
Ví dụ : Số hiệu nguyên tử của nguyên tố urani là 92. Vậy : điện tích hạt nhân nguyên tử urani là 92+ ;
có 92 proton trong hạt nhân và 92 electron ngoài lớp vỏ.
c. Kí hiệu các nguyên tử
Để đặc trưng đầy đủ cho một nguyên tố hoá học, bên cạnh kí hiệu thường dùng, người ta còn ghi các
chỉ dẫn sau: AZ X
X : kí hiệu của nguyên tố.
Z : số hiệu nguyên tử.
A : số khối A = Z + N.

Từ kí hiệu trên ta có thể biết được :
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 2 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

- Số hiệu nguyên tử của nguyên tố clo là 17 ; điện tích hạt nhân nguyên tử là 17+ ; trong hạt nhân có
17 proton và (35 - 17) = 18 nơtron.
- Nguyên tử clo có 17 electron chuyên động quanh nhân.
- Khối lượng nguyên tử của clo là 35 đv.C.
3. Đồng vị
Khi nghiên cứu các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học, người ta thấy rằng trong hạt nhân của

những nguyên tử đó, số proton đều như nhau nhưng số khối có thể khác nhau do số nơtron khác nhau.
Người ra gọi những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron là những đồng vị.
Hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của nhiều đồng vị, chỉ có vài nguyên tố có một đồng vị.
Ngoài những đồng vị tồn tại trong tự nhiên (khoảng 300), người ta còn điều chế được các đồng vị nhân tạo
(khoảng 1000).
Các đồng vị của cùng một nguyên tố có tính chất hoá học giống nhau.
Khối lượng nguyên tử trung bình của các nguyên tố hoá học.
Vì hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của nhiều đồng vị nên khối lượng nguyên tử của các
nguyên tố đó là khối lượng nguyên tử trung bình của hỗn hợp các đồng vị có kể đến tỉ lệ phần trăm của
mỗi đồng vị.
III. VỎ NGUYÊN TỬ

1. Lớp electron
Trong nguyên tử, hạt nhân mang điện tích dương hút các electron mang điện tích trái dấu. Muốn tách
electron ra khỏi vỏ nguyên tử cần cung cấp năng lượng cho nó. Thực nghiện chứng tỏ rằng không phải mọi
electron đều liên kết với hạt nhân chặt chẽ như nhau. Những electron ở gần hạt nhân nhất liên kết với nhau
chặt chẽ nhất. Người ta nói: chúng ở mức năng lượng thấp nhất. Ngược lại, những electron ở xa hạt nhân
nhất có mức năng lượng cao nhất ; chúng dễ bị tách ra khỏi nguyên tử hơn các electron khác. Chính những
electron này quy định tính chất hoá học của các nguyên tố.
Tuỳ theo mức năng lượng cao hay thấp mà các electron được phân bố theo từng lớp electron (hay
mức năng lượng). Các electron có mức năng lượng gần bằng nhau thuộc cùng một lớp.
Các lớp electron từ trong ra ngoài được đánh số n = 1, 2, 3, 4, .... hoặc kí hiệu bằng dãy chữ cái lớn:
K, L, M, N ....
2. Phân lớp electron (hay phân mức năng lượng)
Mỗi lớp electron lại phân chia thành phân lớp electron. Các electron trong mỗi phân lớp có mức năng
lượng bằng nhau.
Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường s, p, d, f.
Số phân lớp bằng số thứ tự của lớp.
Lớp thứ 1 có 1 phân lớp, đó là phân lớp 1s.
Lớp thứ 2 có 2 phân lớp, đó là phân lớp 2s và phân lớp 2p.

Lớp thứ 3 có 3 phân lớp, đó là phân lớp 3s, 3p và phân lớp 3d, v.v....
Các electron ở phân lớp s được gọi là electron s ; ở phân lớp p, được gọi là electron p, v.v....
3. Obitan
Obitan là khu vực không gian xung quanh hạt nhân trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất
(khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).
Số và dạng obitan phụ thuộc vào đặc điểm của mỗi phân lớp electron.
Phân lớp s có 1 obitan có dạng hình cầu.
Phân lớp p có 3 obitan có dạng hình số 8 nổi.
Phân lớp d có 5 obitan và phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và obitan f có dạng phức tạp hơn.
Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron.
Khi một obitan đã có đủ 2 electron, người ta nói rằng các electron đã ghép đôi. Các electron ghép đôi
thường không tham gia vào việc tạo thành liên kết hoá học.
Khi một obitan chỉ có 1 electron, người ta gọi đó là electron độc thân. Trong đa số các trường hợp,
chỉ có các electron độc thân mới tham gia vào tạo thành liên kết hoá học.
4. Số electron tối đa trong một phân lớp, một lớp
Từ số electron tối đa trong một obitan, ta có thể suy ra số electron tối đa trong mỗi phân lớp và mỗi
lớp.
- Phân lớp s có 1 obitan nên có tối đa 2 electron.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 3 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

Phân lớp p có 3 obitan nên có tối đa 6 electron.

Phân lớp d có tối đa 10 electron và phân lớp f có 14 electron.
- Lớp thứ 1 có 1 phân lớp s nên có tối đa 2 electron.
Lớp thứ 2 có phân lớp s và phân lớp p nên có tối đa 8 electron.
Lớp thứ 3 có các phân lớp s, p, d, nên có tối đa 18 electron.
Từ đó suy ra lớp thứ 4 có tối đa 32 electron v.v...
Một lớp đã chứa đủ số electron tối đa được gọi là lớp electron bão hào.
Số electron tối đa trong các lớp và các phân lớp (từ n = 1 đến n = 3)
Số thứ tự của lớp
n = 1 (lớp K)
n = 2 (lớp L)
n = 3 (lớp M)

Số electron tối đa của lớp
2
8
18

Số electron phân bố vào các phân lớp
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10

5. Cấu trúc electron trong nguyên tử các nguyên tố
Nguyên lí vững bền :
Trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao.
Càng xa hạt nhân, các lớp và phân lớp electron nõi chung có mức năng lượng càng cao. Cụ thể mức
năng lượng của các lớp tăng theo thứ tự từ 1 đến 7 và của phân lớp tăng theo thứ tự s, p, d, f.
Sau đây là thứ tự sắp xếp các phân lớp theo chiều tăng của mức năng lượng xác định bằng thực
nghiệm :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s v.v....

Dựa vào nguyên lí vững bền, đồng thời chú ý đến số electron tối đa trong mỗi phân lớp, ta có thể viết
được sơ đồ phân bố electron trong nguyên tử của bất kì nguyên tố náo khi biêt số hiệu nguyên tử Z của
nguyên tố đó.
Ví dụ:
- Nguyên tử hiđro : Z = 1, có 1 electron. Electron này chiếm phân mức năng lượng thấp nhất là 1s.
- Nguyên tử heli : Z = 2, có 2 electron. Cả 2 electron đều chiếm phân mức 1s.
Như vậy, nguyên tử hiđro và nguyên tử heli chỉ có 1 lớp electron, lớp K.
- Nguyên tử liti : Z = 3, có 3 electron. Hai electron đầu chiếm phân mức 1s : vì phân mức 1s chỉ nhận
tối đa 2 electron nên electron thứ 3 chiếm phân mức 2s.
Như vậy nguyên tử liti có 2 lớp electron, lớp K gồm 2 electron và lớp L, 1 electron v.v...
Cấu hình electron
Muốn biểu diễn sự phân bố electron theo các lớp và phân lớp, người ta dùng cấu hình electron ghi
theo cách sau:
- Lớp electron được ghi bằng chữ số.
- Phân lớp được ghi bằng chữ cái thường s, p, d...
- Số electron được ghi bằng số ở phía trên bên phải của chữ cái chỉ phân lớp, các phân lớp không có
electron không ghi.
Ví dụ:
Cấu hinh electron của các nguyên tử 1H, 2He, 3Li, 13Al được ghi như sau:
1
1H : 1s
2
2He : 1s
2
1
3Li : 1s 2s
2
2
6
2

1
13Al : 1s 2s 2p 3s 3p
Ngoài cách viết cấu hình electron như trên, muốn biểu diễn sự phân bố electron theo cac obitan,
người ta làm như sau :
Kí hiệu mỗi obitan bằng một ô vuông, mỗi electron bằng một mũi tên, các electron ghép đôi được kí
hiệu bằng hai mũi tên ngược chiều.
Sau đây là sơ đồ phân bố electron vào các obitan trong nguyên tử của 10 nguyên tố đầu tiên.

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 4 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

6. 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.
- Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng không tham gia vào các phản
ứng hoá học. Đó là các nguyên tử khí hiếm.
- Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng là những nguyên tử kim loại.
- Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim.
Các electron lớp ngoài cùng (gọi tắt là các electron ngoài cùng) hầu như quyết định tính chất hoá học
của một nguyên tố.
Biết được sự phân bố electron trong nguyên tử, nhất là biết được số electron lớp ngoài cùng, người ta
có thể dự đoán được những tính chất hoá học tiêu biểu của nguyên tố đó.

Giáo viên: Vũ Khắc Ngọc
Nguồn:

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

Hocmai.vn

- Trang | 5 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
(TÀI LIỆU BÀI GIẢNG)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Đây là tài liệu tóm lược các kiến thức đi kèm với bài giảng “Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học” thuộc
Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn. Để có thể nắm vững kiến
thức phần “Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học”, Bạn cần kết hợp xem tài liệu cùng với bài giảng này.

1. Định luật tuần hoàn.
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơn chất và hợp chất của chúng
biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân.
2. Bảng hệ thống tuần hoàn.
Người ta sắp xếp 109 nguyên tố hoá học (đã tìm được) theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân Z
thành một bảng gọi là bảng hệ thống tuần hoàn.

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 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.
Trong chương trình PTTH và trong cuốn sách này sử dụng dạng bảng ngắn.
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 c 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. Xét đoán tính chất của các nguyên tố theo vị trí trong bảng HTTH.

Khi biết số thứ tự của một nguyên tố trong bảng HTTH (hay điện tích hạt nhân Z), ta có thể suy ra vị
trí và những tính chất cơ bản của nó. Có 2 cách xét đoán:
Cách 1: Dựa vào số nguyên tố có trong các chu kỳ.
Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố và Z có số trị từ 1 đến 2.
Chu kỳ 2 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 3
10.
Chu kỳ 3 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 11
18.
Chu kỳ 4 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 19
36.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Chu kỳ 5 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 37
54.
Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố và Z có số trị từ 55
86.
Chú ý:
- Các chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, các nguyên tố đều thuộc phân nhóm chính (nhóm A).
- Chu kỳ lớn (4 và 5) có 18 nguyên tố, ở dạng bảng ngắn được xếp thành 2 hàng. Hàng trên có 10
nguyên tố, trong đó 2 nguyên tố đầu thuộc phân nhóm chính (nhóm A), 8 nguyên tố còn lại ở phân nhóm
phụ (phân nhóm phụ nhóm VIII có 3 nguyên tố). Hàng dưới có 8 nguyên tố, trong đó 2 nguyên tố đầu ở

phân nhóm phụ, 6 nguyên tố sau thuộc phân nhóm chính. Điều đó thể hiện ở sơ đồ sau:

Dấu * : nguyên tố phân nhóm chính.
Dấu · : nguyên tố phân nhóm phụ.
Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 26.
Vì chu kỳ 4 chứa các nguyên tố Z = 19
36, nên nguyên tố Z = 26 thuộc chu kỳ 4, hàng trên, phân
nhóm phụ nhóm VIII. Đó là Fe.
Cách 2: Dựa vào cấu hình electrong của các nguyên tố theo những quy tắc sau:
- Số lớp e của nguyên tử bằng số thứ tự của chu kỳ.
- Các nguyên tố đang xây dựng e, ở lớp ngoài cùng (phân lớp s hoặc p) còn các lớp trong đã bão hoà
thì thuộc phân nhóm chính. Số thứ tự của nhóm bằng số e ở lớp ngoài cùng.
- Các nguyên tố đang xây dựng e ở lớp sát lớp ngoài cùng (ở phân lớp d) thì thuộc phân nhóm phụ.
Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25.
Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2.
- Có 4 lớp e
ở chu kỳ 4.
Đang xây dựng e ở phân lớp 3d
thuộc phân nhóm phụ. 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. Đó là Mn.
Giáo viên: Vũ Khắc Ngọc
Nguồn:

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

Hocmai.vn

- Trang | 2 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Liên kết hóa học

LIÊN KẾT HÓA HỌC
(TÀI LIỆU BÀI GIẢNG)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Đây là tài liệu tóm lược các kiến thức đi kèm với bài giảng “Liên kết hóa học (Phần 1)” thuộc Khóa học LTĐH
KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn. Để có thể nắm vững kiến thức phần “Liên kết
hóa học”, Bạn cần kết hợp xem tài liệu cùng với bài giảng này.

I. VÌ SAO CÁC NGUYÊN TỬ LẠI LIÊN KẾT VỚI NHAU ? Người ta biết rằng trong tự nhiên các
nguyên tử khí hiếm đều tồn tại ở trạng thái tự do còn nguyên tử của các nguyên tố khác như hiđro, clo
v.v... lại liên kết với nhau tạo thành phân tử. Sở dĩ như vậy vì các nguyên tử khí hiếm có lớp electron ngoài
cùng bền vững (2 electron đối với heli, 8 electron đối với các khí hiếm khác). Nguyên tử hiđro chỉ có 1
electron lớp ngoài cùng, cấu trúc này không bền bằngcấu trúc electron của heli là khí hiếm gần nó nhất.
Nguyên tử clo có 7 electron ngoài cùng, không bền bằng cấu trúc electron của khí hiếm neon gần nó nhất.
Vì vậy các nguyên tử liên kết với nhau để đạt tới cấu trúc electron của khí hiếm bền hơn cấu trúc electron
của từng nguyên tử đứng riêng rẽ.
II. CÁC LOẠI LIÊN KẾT
1. Liên kết cộng hoá trị
a. 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 : Liên kết cộng hoá trị không cực.

- Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl.
- 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. 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.
- 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+.
b. Liên kết cho - nhận (còn gọi là 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 choe. Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho nhận được ký hiệubằng mũi tên ( ) có chiều từ chất cho sang chất nhận.
Ví dụ quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.

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 vàCTE của NH4+ như sau:

CTCT và CTE của HNO3:

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Liên kết hóa học

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.
c. 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
củaobitan 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, còn lại là liên kết π. Ví dụ trong liên kết 3 sẽ gồm 1 liên kết d (bền
nhất) và 2 liên kết π (kém bền hơn). 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 cistrans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi.
d. Sự lai hoá các obitan.
- Khi giải thích khả năng hình thành nhiều loại hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) ta
không thểcăn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá
obitan". Lấy nguyên tử C làm ví dụ: Cấu hình e của C (Z = 6).

Nếu dựa vào số e độc thân: C có hoá trị II. Trong thực tế, C có hoá trị IV trong các hợp chất hữu cơ.
Điều này được giải thích là do sự "lai hoá" obitan 2s với 3 obitan 2p tạo thành 4 obitan q mới (obitan lai
hoá) có năng lượng đồng nhất. Khi đó 4e (2e của obitan 2s và 2ecủa obitan 2p)chuyển động trên 4 obitan
lai hoá q và tham gia liên kết làm cho cacbon có hoá trị IV. Sau khi lai hoá,cấu hình e của C có dạng:

Các kiểu lai hoá thường gặp.
a) Lai hoá sp3.
Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá q định hướng từ tâmđến 4 đỉnh
của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3
đượcgặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử H2O, NH3, NH4+, CH4,…
b) Lai hoá sp2.

Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá q định hướng từ tâmđến 3 đỉnh
của tam giác đều. Lai hoá sp2 được gặp trong các phân tử BCl3, C2H4,…
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 hàngvới nhau.
Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl2, C2H2,…
2. Liên kết ion
Liên kết ion được hình thành giữa các nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều (Dc ³ 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 thànhcác ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử. Ví
dụ :

Liên kết ion có đặc điểm: Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo thành những mạng
lướiion. Liên kết ion còn tạo thành trong phản ứng trao đổi ion. Ví dụ, khi trộn dung dịch CaCl2 với dung
dịch Na2CO3tạo ra kết tủa CaCO3:
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 2 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Liên kết hóa học

3. 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 lớnhơn. 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 H2O, HF, rượu,

axit…

hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử rượu hay axit với H2O:

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

Do có liên kết hiđro tạo thành trong dung dịch nên:
+ 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 KLPT
tương đương.
III. CÁC LOẠI TINH THỂ
1. Tinh thể nguyên tử
Ta lấy tinh thể kim cương làm ví dụ : Nguyên tử cacbon có electron ngoài cùng. Trong tinh thể kim
cương,mỗi nguyên tử cacbon liên kết với 4 nguyên tử cacbon lân cận gần nhất bằng 4 cặp electron chung.
Các nguyên tửcacbon này nằm trên 4 đỉnh của một tứ diện đều. Mỗi nguyên tử cacbon ở đỉnh lại liên kết
với 4 nguyên tử cacbonkhác.

1 Nguyên tử C ở tâm và 4 nguyên tử C
Mạng tinh thể kim cương (mỗi nguyêntử cacbon có
khác ở 4 đỉnh của hình tứ diện đều
4 nguyên tử lân cận gần nhất)
Lực liên kết cộng hoá trị rất lớn, vì vậy các tinh thể nguyên tử đều bền vững, khá cứng, khó nóng chảy,
khóbay hơi. Kim cương, thạch anh... là những tinh thể nguyên tử. Kim cương cứng nhất trong các chất.
2. Tinh thể phân tử
Ta lấy tinh thể nước đá làm ví dụ : Trong tinh thể nước đá, mỗi phân tử nước có 4 phân tử nước lân cận
gầnnhất nằm trên 4 đỉnh của một tứ diện đều. Mỗi phân tử nước ở đỉnh lại có 4 phân tử lân cận nằm ở 4
đỉnh của một tứdiện đều khác và cứ tiếp tục như vậy.

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 3 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Liên kết hóa học

Tinh thể nước đá. Trong tinh thể nước đá, mỗi phân tử nước là 1 đơn vị cấu trúc
Trong tinh thể nước đá, các phân tử liên kết với nhau bằng liên kết giữa các phân tử. Vì lực hút giữa các
phân tử yếu hơn nhiều so với lực liên kết cộng hoá trị và lực hút tĩnh điện giữa các ion nên nước đá dễ
nóng chảy, dễ bayhơi. Ở 00C nước đá đã bị phân huỷ một phần. Các phân tử nước dịch chuyển lại gần
nhau làm cho tỉ khối của nước (lỏng) lớn hơn nước đá, vì vậy nước đá nổi lên mặt nước lỏng. Đây là đặc
điểm cấu tạo tinh thể nước đá.
Các tinh thể naphtalen (băng phiến), iot, tuyết cacbonic CO2 v.v... là những tinh thể phân tử, chúng cũng
dễ bịnóng chảy, bay hơi. Ngay ở nhiệt độ thường, một phần tinh thể naphtalen và iot đã bị phân huỷ. Các
phân tử tách rờikhỏi mạng tinh thể và khuyếch tán vào không khí làm cho ta dễ nhận ra mùi của chúng.
Trong tinh thể phân tử, các phân tử vẫn tồn tại như những đơn vị độc lập.
3. Tinh thể ion
Ta lấy tinh thể NaCl làm ví dụ

Tinh thể natri clorua NaCl Trong tinh thể NaCl, các ion Na+ và Clˉ được phân bố luân phiên đều đặn trên
các đỉnh của một hình lập phương. Xung quanh mỗi ion đều có 6 ion ngược dấu gần nhất. Vì lực hút tĩnh
điện giữa các ion ngược dấu lớn nên tinh thể ion rất bền vững. Các hợp chất ion đều khá rắn,khó bay hơi,
khó nóng chảy. Ví dụ nhiệt độ nóng chảy của muối ăn NaCl là 8000C. Dung dịch các hợp chất ion hoá tan
trong nước và các hợp chất ion nóng chảy đều dẫn điện vì các ion (lànhững phần tử mang điện) khi đó có
thể chuyển động tự do.
4. Tinh thể kim loại
Trong số 109 nguyên tố đã biết thì có hơn 80 nguyên tố là kim loại.

Tinh thể sắt. Mỗi nguyên tử ở tâm (lập phương) có 8 nguyên tử lân cận gần nhất ở 8 đỉnh của hình lập
phương Trừ thuỷ ngân, tất cả các kim loại đều là chất rắn ở nhiệt độ thường và đều có cấu tạo tinh thể như
hình trên.Liên kết giữa các nguyên tử kim loại trong tinh thể là liên kết kim loại (sẽ học trong chương trình
hoá học lớp 12). Những tính chất đặc trưng của kim loại như tính dẫn điện, dẫn nhiệt, dễ dát mỏng, kéo dài
v.v... là do liên kếtkim loại quyết định. Liên kết kim loại khá vững chắc nên các kim loại đều khó nóng
chảy, khó bay hơi.
Giáo viên: Vũ Khắc Ngọc
Nguồn:
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

Hocmai.vn
- Trang | 4 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Phản ứng oxi hóa khử

PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
(TÀI LIỆU BÀI GIẢNG)
(Tài liệu dùng chung cho các bài giảng 8, 9, 10 thuộc chuyên đề này)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Đây là tài liệu tóm lược các kiến thức đi kèm với bài giảng “Phản ứng oxi hóa khử (Phần 1)” thuộc Khóa học
LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn. Để có thể nắm vững kiến thức phần
“Phản ứng oxi hóa khử”, Bạn cần kết hợp xem tài liệu cùng với bài giảng này.

I. KHÁI NIỆM CHUNG VỀ PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. Định nghĩa
Ví dụ 1 : Khi đốt natri trong khí clo, ta có phương trình phản ứng :

Trong phản ứng trên, nguyên tử natri nhường electron cho nguyên tử clo, biến thành ion Na+ và ion Clˉ. Ta
có các quá trình sau :
Na - e = Na+
Cl + e = Clˉ
Người ta gọi quá trình natri nhường electron là quá trình oxi hoá natri.
Quá trình clo thu electron là quá trình khử clo. Nguyên tử natri nhường electron : nó là chất khử (hay chất
bị oxi hoá).
Nguyên tử clo thu electron : nó là chất oxi hoá (hay chất bị khử).
Phản ứng (1) là phản ứng oxi hoá - khử.
Ví dụ 2 : Cho clo tác dụng với muối sắt (II) clorua, ta có phương trình phản ứng :

Trong phản ứng trên ion Fe2+ (trong muối FeCl2) nhường electron cho nguyên tử clo để tạo thành ion Fe3+
và ion Clˉ. Ta có các quá trình sau :
Fe2+ - e = Fe3+ sự oxi hoá.
Cl + e = Clˉ sự khử.
Ion Fe2+ là chất khử, nguyên tử clo là chất oxi hoá.
Khái niệm "chất" ở đây là bao gồm nguyên tử, phân tử hoặc ion.
Phản ứng (2) là phản oxi hoá - khử.
Định nghĩa : Sự oxi hoá là sự mất electron.
Sự khử là sự thu electron.
Chất nhường electron là chất khử.
Chất thu electron là chất oxi hoá.
Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong đó nguyên tử hoặc ion này nhường electron cho nguyên tử hoặc
ion khác.
Một chất chỉ có thể nhường electron khi có mặt một chất khác thu electron. Vì vậy trong phản ứng oxi hoá
- khử, quá trình oxi hoá và quá trình khử bao giờ cũng diễn ra đồng thời.

2. Số oxi hoá (hay mức oxi hoá)
Để thuận tiện cho việc thành lập phương trình phản ứng oxi hoá - khử, người ta dùng khái niệm số
oxi hoá.
Số oxi hoá là diện tích của nguyên tử trong phân tử nếu giả định rằng các cặp electron chung chuyển
hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (nghĩa là nếu phân tử có liên kết ion).
Số oxi hoá của các nguyên tố được xác định theo các quy tắc sau :
a. Số oxi hoá của nguyên tử các đơn chất bằng không.
Ví dụ : Số oxi hoá của Fe, Cu, Cl, S bằng không
b. Đối với các ion đơn nguyên tử, số oxi hoá bằng điện tích của ion đó.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Phản ứng oxi hóa khử

Ví dụ : Số oxi hoá của Na+, Mg2+, Iˉ, S2-, lần lượt bằng +1, +2, -1, -2.
c. Trong các hợp chất, số oxi hoá của hiđro bằng +1, của oxi bằng -2.
d. Trong một phân tử, tổng số oxi hoá của các nguyên tử bằng không.
Ví dụ : Tính số oxi hoá của nitơ trong các hợp chất amoniac NH3, axit nitơrơ HNO2 và axit nitric
HNO3.
Ta gọi x, y, z là các số oxi hoá cần tìm.
Trong NH3 : x + 3(+1) = 0
x = -3.
Trong HNO2 : (+1) + y + 2(-2) = 0
y = +3.

Trong HNO3 : (+1) + z + 3(-2) = 0
z = +5.
II. CÂN BẰNG PHƢƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. Nhận xét: Qua các ví dụ 1 và 2 (phần I) ta thấy.
- Trong các phản ứng oxi hoá - khử, bao giờ cũng có sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố.
- Khi một chất nhường electron, số oxi hoá của nó tăng lên.
- Khi một chất thu electron, số oxi hoá của nó giảm đi.
2. Cân bằng phƣơng trình phản ứng oxi hoá - khử
Ví dụ 1 : Fe2O3 + H2
Fe + H2O.
Ta theo các bước sau :
1. Xác định số oxi hoá của các nguyên tố trong phản ứng để tìm chất oxi hoá và chất khử.
Số oxi hoá của sắt giảm từ +3 đến 0 : Fe+3 (trong Fe2O3) là chất oxi hoá. Số oxi hoá của hiđro tăng từ
0 đến +1 : H là chất khử.
2. Viết các quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Fe+3 + 3e = Fe0
H - e = H+
3. Tìm hệ số đồng thời cho chất oxi hoá và chất khử theo quy tắc số electron do chất khử nhường ra bằng
số electron chất oxi hoá thu vào.
Hệ số:
Các hệ số 1 và 3 có nghĩa là một ion Fe+3 đã thu 3e của 3 nguyên tử H hoặc 2 ion Fe+3 đã thu 63 của 3
phân tử H2.
4. Đặt các hệ số của chất oxi hoá và chất khử vào phương trình phản ứng và kiểm tra lại :
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
Ví dụ 2 : Cân bằng phương trình phản ứng đốt khí hiđro sunfua

Số oxi hoá của lưu huỳnh tăng từ -2 đến +4. Vậy S-2 (trong H2S) là chất khử.
Số oxi hoá của oxi giảm tử 0 đến -2. Vậy O là chất oxi hoá.
2.
S-2 - 6e = S+4

O2 + 4e = 2O-2
3. Tìm hệ số đồng thời của chất oxi hoá và chất khử :
- Tìm bội số chung nhỏ nhất cho 2 hệ số electron (ở đây là 12)

4. Đặt các hệ số của chất oxi hoá và chất khử vào phương trình. Dựa trên cơ sở đó, cần bằng toàn phương
trình
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O.
III. MỘT SỐ DẠNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ ĐẶC BIỆT
1. Phản ứng oxi hoá - khử nội phân tử.
Chất oxi hoá và chất khử là những nguyên tử khác nhau nằm trong cùng một phân tử.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 2 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Phản ứng oxi hóa khử

Ví dụ.

2. Phản ứng tự oxi hoá - tự khử
Chất oxi hoá và chất khử cùng là một loại nguyên tử trong hợp chất.
Ví dụ: Trong phản ứng.

* Phản ứng có 3 nguyên tố thay đổi số oxi hoá.
Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau theo phương pháp cân bằng e

* Phản ứng oxi hoá - khử có môi trường tham gia.
- Ở môi trường axit thường có ion H+ tham gia tạo thành H2O. Ví dụ:
- Ở môi trường kiềm thường có ion OH- tham gia tạo thành H2O. Ví dụ:

- Ở môi trường trung tính có thể có H2O tham gia. Ví dụ:
IV. PHÂN LOẠI CÁC PHẢN ỨNG HÓA HỌC
Trong hoá học vô cơ, người ta thường chia các phản ứng hoá học thành hai loại :
1) Phản ứng không kèm theo sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố : Đó là phản ứng trao đổi, một số
phản ứng kết hợp, một số phản ứng phân huỷ.
Ví dụ : NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3
SO3 + H2O = H2SO4
Trong các phản ứng trên, không có sự nhường và sự thu electron nên số oxi hoá của các nguyên tố không
thay đổi.
2) Phản ứng kèm theo sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố : Đó là phản ứng oxi hóa - khử.
Từ đó ra có định nghĩa sau: Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng có kèm theo sự thay đổi số oxi hoá của
các nguyên tố.
Giáo viên: Vũ Khắc Ngọc
Nguồn:
Hocmai.vn

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 3 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Lý thuyết về phản ứng hóa học

LÝ THUYẾT VỀ PHẢN ỨNG HÓA HỌC
(TÀI LIỆU BÀI GIẢNG)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Đây là tài liệu tóm lược các kiến thức đi kèm với bài giảng “Lý thuyết về phản ứng hóa học” thuộc Khóa học
LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn. Để có thể nắm vững kiến thức phần “Lý
thuyết về phản ứng hóa học”, Bạn cần kết hợp xem tài liệu cùng với bài giảng này.

I. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
Các phản ứng hoá học xảy ra nhanh chậm khác nhau, ta nói phản ứng xảy ra với tốc độ khác nhau. Có
phản ứng xảy ra trong hàng nghìn năm, như sự chuyển hoá đá granit thành đất sét.
Tốc dộ phản ứng hóa học được đo bằng sự thay đổi nồng độ của một chất tham gia phản ứng trong
một đơn vị thời gian, thường biểu thị bằng sôốmol/l trong một giây (mol/l.s).
Ví dụ phản ứng oxi hoá SO2 thành SO3 :
2SO2 + O2
2SO3
Nếu nồng độ ban đầu của SO2 là 0,03 mol/l, sau 30 giây nồng độ của nó là 0,01 mol/l thì tốc độ của
phản ứng này trong khoảng thời gian đó bằng :

Một cách tổng quát, tốc độ của phản ứng hoá học được tính theo công thức :

Trong đó:
v : tốc độ phản ứng.
C1 : nồng độ ban đầu của một chất tham gia phản ứng (mol/l).
C2 : nồng độ của chất đó (mol/l) sau t giây (s) xảy ra phản ứng.
∆C = C1 - C2.
Tốc độ của phản ứng hoá học phụ thuộc vào bản chất của những chất tham gia phản ứng và những
điều kiện tiến hành phản ứng, quan trọng nhất là : nồng độ các chất tham gia phản ứng, nhiệt độ, sự có mặt
của chất xúc tác.

Khi tăng nồng độ các chất tham gia phản ứng, các phân tử va chạm với nhau nhiều hơn trong một đơn
vị thời gian nên tốc độ của phản ứng tăng lên. Tốc độ của phản ứng tỉ lệ thuận với nồng độ các chất tham
gia phản ứng.
Ví dụ tốc độ của phản ứng tạo thành hiđro iotua từ hiđro và hơi iot được tính như sau:
v = k [H2] [I2]
Trong đó v : tốc độ phản ứng.
[H2] : nồng độ của hiđro, mol/l.
[I2] : nồng độ của iot, mol/l.
k : hệ số tỉ lệ đặc trưng cho mỗi phản ứng, còn gọi là hằng số tốc độ.
Ở dạng tổng quát, với phản ứng :
A+B
AB.
v = k [A] [B].
Để xảy ra phản ứng, các phân tử phải va chạm nhau, tuy không phải va chạm nào cũng gây ra phản
ứng.
Khi tăng nhiệt độ, số va chạm có hiệu quả (gây ra phản ứng tăng lên, số lần va chạm giữa các phân tử
trong một đơn vik thời gian tăng lên, dẫn đến sự tăng tốc độ phản ứng. Thông thường, khi tăng nhiệt độ
10oC thì tốc độ phản ứng tăng 2 - 3 lần.
Ở phản ứng có chất rắn tham gia, như phản ứng giữa sắt với lưu huỳnh, cacbon với oxi, kẽm với dung
dịch axit sunfuric thid tốc độ phản ứng tỉ lệ thuận với độ lớn của bề mặt các chất tham gia phản ứng. Do
vậy, để thực hiện phản ứng, các chất rắn thường được nghiền nhỏ để tăng diện tích tiếp xúc giữa các chất
phản ứng.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Lý thuyết về phản ứng hóa học

Tốc độ của phản ứng cũng tăng lên khi có mặt chất xúc tác. Có thể thấy rõ điều này qua phản ứng oxi
hoá SO2 thành SO3. Nếu chỉ đun nóng hỗn hợp gồm SO2 và O2 thì phản ứng xảy ra rất chậm. Nếu có mặt
chất xúc tác (crom oxit Cr2O3 hoặc mangan đioxit MnO2) thì phản ứng xảy ra nhanh. Nếu làm thí nghiệm
như mô ta trong hình vẽ, ta sẽ trông rõ anhiđrit sunfuric đi vào bình cầu ở dạng mù (đó là do SO 3 gặp hơi
nước trong bình cầu, tạo thành những giọt nhỏ axit sunfuric). Dụng cụ được lắp như hình vẽ.

Khi bắt đầu thí nghiệm, ta đốt nóng mạnh crom oxit, sau đó dùng quả bóp cao su để đẩy không khí
vào, không khí sẽ mang theo khí sunfurơ. Khi hỗn hợp khí đi qua chất xúc tác đun nóng thì khí sunfurơ bị
oxi của không khí oxi hoá và anhiđrit sunfuric được tạo thành.
II. CÂN BẰNG HÓA HỌC
Có những phản ứng xảy ra theo hai chiều ngược nhau, ví dụ phản ứng phân huỷ và tạo thành nước,
phản ứng phân huỷ và tạo thành thuỷ ngân oxit, phản ứng phân huỷ và tạo thành anhiđrit sunfuric v.v...
Ta xét phản ứng oxi hoá anhiđric sunfurơ để tạo thành anhiđrit sunfuric :
2SO2 + O2
2SO3.
Nếu ta cho anhiđrit sunfuric đi qua chất xúc tác đã được sử dụng để oxi hoá anhiđric sunfurơ, và cũng
ở đúng nhiệt độ oxi hoá anhiđric sunfurơ thì thấy rằng, một phần anhiđrit sunfuric bị phân huỷe thành
anhiđric sunfurơ và oxi, nghĩa là xảy ra phản ứng :
2SO3
2SO2 + O2.
Như vậy, phản ứng tạo thành SO3 và phản ứng phân huỷ SO3 xảy ra ở cùng điều kiện. Hai phản ứng
đó là thuận nghịch của nhau.
Những phản ứng hoá học xảy ra theo hai chiều ngược nhau ở cùng điều kiện gọi là phản ứng thuận
nghịch.
Phản ứng thuận nghịch biểu thị bằng phương trình với những mũi tên hai chiều ngược nhau :
2SO2 + O2  2SO3.
Lúc đầu, khi mới trộn SO2 với O2 thì tốc độ phản ứng thuận lớn (phản ứng tạo thành SO3), còn tốc độ

của phản ứng nghịch bằng không. Theo mức độ xảy ra phản ứng, các chất đầu bị tiêu thụ, nồng độ của
chúng giảm xuống nên tốc độ của phản ứng thuận giảm. Đồng thời với sự giảm nồng độ của các chất tham
gia phản ứng là sự xuất hiện và tăng nồng độ của sản phẩm phản ứng. Do vậy, phản ứng nghịch (phản ứng
phân huỷ SO3) bắt đầu xảy ra và tốc độ của nó tăng dần. Đến một lúc các chất tham gia và tạo thành sau
phản ứng đạt đến một tỉ lệ xác định, có bao nhiêu phân tử SO3 được tạo ra thì có bấy nhiêu phân tử SO3 bị
phân huỷ thành SO2 và O2 trong cùng một đơn vị thời gian. Lúc đó tốc đọ của phản ứng thuận bằng tốc độ
của phản ứng nghịch. Ta nói, phản ứng đạt đến trạng thái cân bằng.
Cân bằng hoá học là trạng thái của hỗn hợp các chất phản ứng khi tốc độ của phản ứng thuận bằng
tốc độ của phản ứng nghịch :
vt = vn
(vt : tốc độ phản ứng thuận, vn : tốc độ của phản ứng nghịch).
Cân bằng hoá học là cân bằng động, nghĩa là khi hệ đạt tới trạng thái cân bằng, các phản ứng thuận
nghịch vẫn tiếp tục xảy ra, nhưng vì tốc độ của chúng bằng nhau, do đó không nhận thấy sự biến đổi trong
hệ. Cân bằng hoá học của một phản ứng sẽ bị thay đổi nếu ta thay đổi các điều kiện tiến hành phản ứng
như nhiệt độ, áp suất và nồng độ các chất tham gia phản ứng.
Phản ứng oxi hoá SO2 thành SO3 đã đạt đến trạng thái cân bằng ở nhiệt độ xác định, nếu cho thêm oxi
thì tốc độ của phản ứng thuận sẽ tăng, làm tăng nồng độ của SO3 làm giảm nồng độ của SO2 và O2. Nhưng
sự tăng nồng độ SO3 cũng kéo theo sự tăng nồng độ của phản ứng thuận và nghịch. Sau một thời gian nào
đó, tốc độ của các phản ứng thuận và nghịch lại bằng nhau, cân bằng mới được các lập, nhưng nồng độ của
SO3 bây giờ lớn hơn so với trước khi thêm oxi, còn nồng độ của SO2 thì nhỏ hơn.

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 2 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Lý thuyết về phản ứng hóa học

Quá trình biến đổi nồng độ các chất trong hỗn hợp phản ứng từ trạng thái cân bằng này đến trạng
thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện của môi trường gọi là sự chuyển dịch cân bằng hoá học.
Thực nghiệm cho thấy rằng, nếu phản ứng xảy ra làm giảm thể tích của hỗn hợp các chất phản ứng
(làm giảm số phân tử khí) thì sự tăng áp suất sẽ làm cho cân bằng chuyển dịch về phía giảm số phân tử khí,
nghĩa là sang phía giảm áp suất; khi giảm áp suất thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng số phân tử
khí, nghĩa là sang phía tăng áp suất.
Trong trường hợp phản ứng xảy ra không có sự biến đổi số phân tử khí thì áp suất không ảnh hưởng
đến sự chuyển dịch cân bằng.
Nhiệt độ ảnh hưởng đến sự chuển dịch cân bằng hoá học theo quy luật : khi đun nóng, cân bằng của
phản ứng toả nhiệt sẽ chuyển dịch về phía tạo thành những chất ban đầu, còn cân bằng của phản ứng thu
nhiệt sẽ chuyển dịch về phía tạo thành sản phẩm phản ứng.
Các chất xúc tác ảnh hưởng như nhau đến tốc độ của phản ứng thuận và tốc độ của phản ứng nghịch,
do vậy chất xúc tác không làm chuyển dịch cân bằng hoá học.
Giáo viên: Vũ Khắc Ngọc
Nguồn:
Hocmai.vn

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 3 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Dung dịch, sự điện li

DUNG DỊCH, SỰ ĐIỆN LI
(TÀI LIỆU BÀI GIẢNG)
(Tài liệu dùng chung cho các bài giảng số: 14, 15, 16 thuộc chuyên đề này)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Đây là tài liệu tóm lược các kiến thức đi kèm với bài giảng “Dung dịch, sự điện li” thuộc Khóa học LTĐH KIT-1:
Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn. Để có thể nắm vững kiến thức phần “Dung dịch, sự
điện li”, Bạn cần kết hợp xem tài liệu cùng với bài giảng này.

I. DUNG DỊCH
1. Định nghĩa.
Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà tỷ lệ thành phần của chúng có thể thay đổi trong một giới
hạn khá rộng.
Dung dịch gồm: các chất tan và dung môi.
Dung môi là môi trường để phân bổ các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp dung môi lỏng và quan trọng
nhất là H2O.
2. Quá trình hoà tan.
Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2 quá trình.
- Phá huỷ cấu trúc của các chất tan.
- Tương tác của dung môi với các tiểu phân chất tan.
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, ta
có dung dịch bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa.
3. Độ tan của các chất.
Độ tan được xác định bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác định. Nếu trong 100 g H2O
hoà tan được:
>10 g chất tan: chất dễ tan hay tan nhiều.
<1 g chất tan: chất tan ít.
< 0,01 g chất tan: chất thực tế không tan.
4. Tinh thể ngậm nước.

Quá trình liên kết các phân tử (hoặc ion) chất tan với các phân tử dung môi gọi là quá trình sonvat hoá. Nếu
dung môi là H2O thì đó là quá trình hiđrat hoá.
Hợp chất tạo thành gọi là sonvat (hay hiđrat).
Ví dụ: CuSO4.5H2O ; Na2SO4.10H2O.
Các sonvat (hiđrat) khá bền vững. Khi làm bay hơi dung dịch thu được chúng ở dạng tinh thể, gọi là những
tinh thể ngậm H2O. Nước trong tinh thể gọi là nước kết tinh.
Một số tinh thể ngậm nước thường gặp:
FeSO4.7H2O, Na2SO4.10H2O, CaSO4.2H2O.
5. Nồng độ dung dịch
Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lượng nhất định dung dịch hoặc dung
môi.
a) Nồng độ phần trăm (C%). Nồng độ phần trăm được biểu thị bằng số gam chất tan có trong 100 g dung dịch.

Trong đó : mt, mdd là khối lượng của chất tan và của dung dịch.
V là thể tích dung dịch (ml), D là khối lượng riêng của dung dịch (g/ml)
b) Nồng độ mol (CM). Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung dịch. Ký hiệu là M.

c) Quan hệ giữa C% và CM.

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Dung dịch, sự điện li

Ví dụ : Tính nồng độ mol của dung dịch axit H2SO4 20%, có D = 1,143 g/ml
Giải : Theo công thức trên ta có :

II. SỰ ĐIỆN LY
1. Định nghĩa.
- Sự điện li là quá trình phân li chất tan thành các ion 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 ly là những chất tan trong nước tạo thành dung dịch dẫn điện nhờ phân ly thành các ion.
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 ly 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, HNO3,…) 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 H+ (đúng hơn là H3O+) và anion gốc axit.

HCl + H 2 O

H 3O + + 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.

b) Sự điện li của bazơ.
Bazơ điện li ra anion OH- và cation kim loại hoặc amoni.

NaOH

Na + + OH-

NH 4 OH  NH 4 + OHNếu bazơ nhiều lần bazơ thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.

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 42

Muối axit, muối bazơ điện li nhiều nấc :

Muối bazơ :

d) Sự điện li của hiđroxit lưỡng tính.
Hiđroxit lưỡng tính có thể điện li theo 2 chiều ra cả ion H+ và OH-.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 2 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Dung dịch, sự điện li

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
. 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, HNO3, H2SO4,…
- 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, trong phương trình điện li dùng dấu thuận nghịch
Ví dụ:

Những chất điện li yếu thường gặp là:
- Các axit yếu: CH3COOH, H2CO3, H2S,…

- Các bazơ yếu: NH4OH,…
- Mỗi chất điện li yếu được đặc trưng bằng hằng số điện li (Kđl) - đó là hằng số cân bằng của quá trình điện li.
Ví dụ:

Trong đó: [CH3COO-], [H+] và [CH3COOH] là nồng độ các ion và phân tử trong dung dịch lúc cân bằng. Kđl là
hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li càng yếu thì Kđl càng nhỏ.
Với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có Kđl riêng. H2CO3 có 2 hằng số điện li:

4. Độ điện li a.
- Độ điện li a của chất điện li là tỷ số giữa số phân tử phân li thành ion Np và tổng số phân tử chất điện li tan
vào nước Nt.

Ví dụ: Cứ 100 phân tử chất tan trong nước có 25 phân tử điện li thì độ điện li a bằng:

- Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) và nồng độ mol chất tan vào trong dung dịch
(Ct).

- Giá trị của a biến đổi trong khoảng 0 đến 1
0≤a≤1
Khi a = 1: chất tan phân li hoàn toàn thành ion. Khi a = 0: chất tan hoàn toàn không phân li (chất không điện
li).
- Độ điện li a phụ thuộc các yếu tố : bản chất của chất tan, dung môi, nhiệt độ và nồng độ dung dịch.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 3 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Dung dịch, sự điện li

5. Quan hệ giữa độ điện li a và hằng số điện li.
Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li của nó là α, ta có:

Hằng số điện li:

Dựa vào biểu thức này, nếu biết α ứng với nồng độ dung dịch Co, ta tính được Kđl và ngược lại.
Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có a = 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký hiệu là Ka).
Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li:

6. Axit - bazơ.
a) Định nghĩa
Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H+ (chính xác là H3O+).
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.
Nhưng thực ra axit không tự phân li mà nhường proton cho nước theo phương trình.
Vì H2O trong H3O+ không tham gia phản ứng nên thường chỉ ghi là H+
- Đối với bazơ, ngoài những chất trong phân tử có sẵn nhóm OH- (như NaOH, Ba(OH)2…) Còn có những bazơ
trong phân tử không có nhóm OH (như NH3…) nhưng đã nhận proton của nước để tạo ra OHDo đó để nêu lên bản chất của axit và bazơ, vai trò của nước (dung môi) cần định nghĩa axit - bazơ như sau:
Axit là những chất có khả năng cho proton.
Bazơ là những chất có khả năng nhận proton.
Đây là định nghĩa của Bronstet về axit - bazơ.
b) Phản ứng axit - bazơ.
- Tác dụng của dung dịch axit và dung dịch bazơ.
Cho dung dịch H2SO4 tác dụng với dung dịch NaOH, phản ứng hoá học xảy ra toả nhiệt làm dung dịch nóng
lên.
H2SO4 cho proton (chuyển qua ion H3O+) và NaOH nhận proton (trực tiếp là ion OH-).
Phản ứng của axit với bazơ gọi là phản ứng trung hoà và luôn toả nhiệt.

- Tác dụng của dung dịch axit và bazơ không tan.
Đổ dung dịch HNO3 vào Al(OH)3 ¯, chất này tan dần. Phản ứng hoá học xảy ra.
HNO3 cho proton, Al(OH)3 nhận proton.
- Tác dụng của dung dịch axit và oxit bazơ không tan.
Đổ dung dịch axit HCl vào CuO, đun nóng, phản ứng hoá học xảy ra, CuO tan dần:
Kết luận:
Trong các phản ứng trên đều có sự cho, nhận proton - đó là bản chất của phản ứng axit - bazơ.
c) Hiđroxit lưỡng tính.
Có một số hiđroxit không tan (như Zn(OH)2, Al(OH)3) tác dụng được cả với dung dịch axit và cả với dung
dịch bazơ được gọi là hiđroxit lưỡng tính.
Ví dụ: Zn(OH)2 tác đụng được với H2SO4 và NaOH.
Kẽm hiđroxit nhận proton, nó là một bazơ.
Kẽm hiđroxit cho proton, nó là một axit.
Vậy: Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit có hai khả năng cho và nhận proton, nghĩa là vừa là axit, vừa là bazơ.
7. Sự điện li của nước
a) Nước là chất điện li yếu.
Tích số nồng độ ion H+ và OH- trong nước nguyên chất và trong dung dịch nước ở mỗi nhiệt độ là một hằng
số.

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 4 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Dung dịch, sự điện li

Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l
Môi trường axit: [H+] > [OH-]
[H+] > 10-7 mol/l.
Môi trường bazơ: [H+] < [OH-]
[H+] < 10-7 mol/l
b) Chỉ số hiđro của dung dịch - Độ pH
- Khi biểu diễn nồng độ ion H+ (hay H3O+) của dung dịch dưới dạng hệ thức sau:
thì hệ số a được gọi là pH của dung dịch
Ví dụ: [H+] = 10-5 mol/l thì pH = 5, …
Về mặt toán học thì pH = -lg[H+]
Như vậy:
Môi trường trung tính: pH = 7
Môi trường axit: pH < 7
Môi trường bazơ: pH > 7
pH càng nhỏ thì dung dịch có độ axit càng lớn, (axit càng mạnh); pH càng lớn thì dung dịch có độ bazơ càng
lớn (bazơ càng mạnh).
- Cách xác định pH:
Ví dụ 1: Dung dịch HCl 0,02M, có [H+] = 0,02M. Do đó pH = -lg2.10-2 = 1,7.
Ví dụ 2: Dung dịch NaOH 0,01M, có [OH-] = 0,01 = 10-2 mol/l. Do đó :

c) Chất chỉ thị màu axit - bazơ.
Chất chỉ thị màu axit - bazơ là chất có màu thay đổi theo nồng độ ion H+ của dung dịch. Mỗi chất chỉ thị
chuyển màu trong một khoảng xác định.
Một số chất chỉ thị màu axit - bazơ thường dùng:

8. Sự thuỷ phân của muối.
Chúng ta đã biết, không phải dung dịch của tất cả các muối trung hoà đều là những môi trường trung tính (pH
= 7). Nguyên nhân là do: những muối của axit yếu - bazơ mạnh (như CH3COOHNa), của axit mạnh - bazơ yếu (như
NH4Cl) khi hoà tan trong nước đã tác dụng với nước tạo ra axit yếu, bazơ yếu, vì vậy những muối này không tồn tại
trong nước. Nó bị thuỷ phân, gây ra sự thay đổi tính chất của môi trường.

a) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu -bazơ mạnh. Ví dụ: CH3COONa, Na2CO3, K2S,…
Trong dung dịch dư ion OH-, do vậy pH > 7 (tính bazơ).
Vậy: muối của axit yếu - bazơ mạnh khi thuỷ phân cho môi trường bazơ.
b) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit mạnh - bazơ yếu. Ví dụ: NH4Cl, ZnCl2, Al2(SO4)3.
Trong dung dịch dư ion H3O+ hay (H+), do vậy pH < 7 (tính axit).
Vậy muối của axit mạnh - bazơ yếu khi thuỷ phân cho môi trường axit.
c) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu - bazơ yếu. Ví dụ: Al2S3, Fe2(CO3)3.

9. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li.
Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li chỉ xảy ra khi có sự tạo thành hoặc chất kết tủa, hoặc chất bay
hơi, hoặc chất ít điện li (điện li yếu).
a) Phản ứng tạo thành chất kết tủa.
Trộn dung dịch BaCl2 với dung dịch Na2SO4 thấy có kết tủa trắng tạo thành. Đã xảy ra phản ứng.
b) Phản ứng tạo thành chất bay hơi.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 5 -


Khóa học LTĐH KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Dung dịch, sự điện li

Cho axit HCl tác dụng với Na2CO3 thấy có khí bay ra. Đã xảy ra phản ứng.
c) Phản ứng tạo thành chất ít điện li.
- Cho axit H2SO4 vào muối axetat. Phản ứng xảy ra tạo thành axit CH3COOH ít điện li
- Hoặc cho axit HNO3 tác dụng với Ba(OH)2. Phản ứng trung hoà xảy ra tạo thành chất ít điện li là nước.
Chú ý: Khi biểu diễn phản ứng trao đổi trong dung dịch điện li người ta thường viết phương trình phân tử và

phương trình ion. ở phương trình ion, những chất kết tủa, bay hơi, điện li yếu viết dưới dạng phân tử, các chất điện
li mạnh viết dưới dạng ion (do chúng điện li ra). Cuối cùng thu gọn phương trình ion bằng cách lược bỏ những ion
như nhau ở 2 vế của phương trình.
Giáo viên: Vũ Khắc Ngọc
Nguồn:
Hocmai.vn

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 6 -


Khóa học KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
(BÀI TẬP TỰ LUYỆN)

Giáo viên: VŨ KHẮC NGỌC
Các bài tập trong tài liệu này được biên soạn kèm theo bài giảng “Cấu tạo nguyên tử” thuộc Khóa học KIT-1: Môn
Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc) tại website Hocmai.vn để giúp các Bạn kiểm tra, củng cố lại các kiến thức được
giáo viên truyền đạt trong bài giảng tương ứng. Để sử dụng hiệu quả, Bạn cần học trước bài giảng “Cấu tạo nguyên
tử” sau đó làm đầy đủ các bài tập trong tài liệu này.

Dạng 1: Lý thuyết về cấu tạo nguyên tử
1. Trong thành phần của mọi nguyên tử nhất thiết phải có các loại hạt nào sau đây:
A. Proton và nơtron.

B. Proton và electron.
C. Nơtron và electron .
D. Proton, nơtron, electron.
2. Nguyên tử được cấu tạo bởi bao nhiêu loại hạt cơ bản:
A. 1.
B. 2.
C. 3.
D. 4.
64
3. Nguyên tử đồng có kí hiệu là 29 Cu . Số hạt nơtron trong 64 gam đồng là:
A. 29.
B. 35.
C. 35.6,02.1023.
D. 29.6,02.1023.
4. Obitan nguyên tử là:
A. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ta có thể xác định vị trí electron tại từng thời điểm.
B. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ta có thể xác định được vị trí của 2 electron cùng một
lúc.
C. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất.
D. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân có dạng hình cầu hoặc hình số tám nổi.
5. Lớp electron liên kết với hạt nhân nguyên tử chặt chẽ nhất là:
A. lớp trong cùng.
B. lớp ở giữa.
C . lớp ngoài cùng.
D. lớp sát ngoài cùng.
6. Số electron tối đa ở lớp thứ n là:
A. n2.
B. n.
C. 2n2.
D. 2n.

7. Số electron tối đatrong lớp thứ 3 là:
A. 9e.
B. 18e.
C. 32e.
D. 8e.
8. Đồng vị là những nguyên tử của cùng một nguyên tố, có số p bằng nhau nhưng khác nhau số:
A. electron độc thân. B. nơtron.
C. electron hóa trị.
D. obitan.
9. Số khối của nguyên tử bằng tổng:
A. số p và n.
B. số p và e.
C. số n, e và p.
D. số điện tích hạt nhân.
10. Mệnh đề nào dưới đây là đúng:
A. Đồng vị là những nguyên tố có cùng điện tích hạt nhân.
B. Đồng vị là những nguyên tố có cùng số electron.
C. Đồng vị là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
D. Đồng vị là những nguyên tử có cùng số khối A.
11. Trong nguyên tử, electron hóa trị là các electron:
A. độc thân.
B. ở phân lớp ngoài cùng.
C. ở obitan ngoài cùng .
D. tham gia tạo liên kết hóa học .
12. Trong nguyên tử, hạt mang điện là:
A. Electron.
B. electron và nơtron.
C. proton và nơtron.
D. proton và electron.
13. Trong nguyên tử, loại hạt nào có khối lượng không đáng kể so với các hạt còn lại:

A. proton.
B. nơtron.
C. electron.
D. nơtron và electron.
14. Hạt nhân của ion X+ có điện tích là 30,4.10-19C. Vậy nguyên tử đó là:
A. Ar.
B. K.
C. Ca.
D. Cl.
15. Mệnh đề nào dưới đây không đúng:
A. Trong nguyên tử, các electron chuyển động xung quanh hạt nhân theo những quỹ đạo xác định.
B. Chuyển động của electron trong nguyên tử không theo một quỹ đạo xác định.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 1 -


Khóa học KIT-1: Môn Hóa học (Thầy Vũ Khắc Ngọc)

Cấu tạo nguyên tử

C. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân trong đó khả năng có mặt electron lớn nhất gọi là obitan
nguyên tử.
D. Các electron trong cùng một lớp có mức năng lượng gần bằng nhau.
16. Mỗi obitan nguyên tử chứa tối đa:
A. 1 electron.
B. 2 electron.
C. 3 electron.

D. 4 electron.
17. Electron thuộc lớp nào sau đây liên kết kém chặt chẽ với hạt nhân nhất:
A. lớp L .
B. lớp K .
C. lớp M .
D. lớp N .
18. Số electron tối đa chứa trong các phân lớp s, p, d, f lần lượt là:
A. 2, 8, 18, 32.
B. 2, 6, 10, 14.
C. 2, 4, 6, 8.
D. 2, 6, 8, 18.
19. Lớp e thứ 3 có số phân lớp là:
A. 1.
B. 2.
C. 3.
D. 4.
20. Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng:
A. số khối .
B. điện tích hạt nhân.
C. số electron .
D. tổng số proton và nơtron.
21. Phát biểu nào sau đây là sai:
A. Số hiệu nguyên tử bằng điện tích hạt nhân nguyên tử.
B. Số proton trong nguyên tử bằng số nơtron.
C. Số proton trong hạt nhân bằng số electron ở lớp vỏ nguyên tử.
D. Số khối của hạt nhân nguyên tử bằng tổng số hạt proton và số hạt nơtron.
22. Mệnh đề nào dưới đây không đúng:
A. Các đồng vị phải có số khối khác nhau.
B. Các đồng vị phải có số nơtron khác nhau.
C. Các đồng vị phải có số electron khác nhau.

D. Các đồng vị phải có cùng điện tích hạt nhân.
23. Cho 3 ion: Na+, Mg2+, F. Mệnh đề nào dưới đây không đúng:
A. 3 ion trên có cấu hình electron giống nhau.
B. 3 ion trên có số hạt nơtron khác nhau.
C. 3 ion trên có số hạt electron bằng nhau.
D. 3 ion trên có số hạt proton bằng nhau.
24. Mệnh đề nào sau đây không đúng:
A. Chỉ có hạt nhân nguyên tử magiê mới có tỉ lệ giữa số proton và nơtron là 1 : 1.
B. Trong các nguyên tử, chỉ nguyên tử magiê mới có 12 electron.
C. Trong các nguyên tử, chỉ hạt nhân nguyên tử magiê mới có 12 proton.
D. Nguyên tử magiê có 3 lớp electron.
25. Biết rằng khối lượng của 1 nguyên tử oxi nặng gấp 15,842 lần và khối lượng của nguyên tử cacbon
nặng gấp 11,9059 lần khối lượng của nguyên tử hiđro. Nếu chọn khối lượng của 1/12 nguyên tử đồng vị
12C làm đơn vị thì O, H có nguyên tử khối lần lượt là:
A. 15,9672 và 1,01.
B. 16,01 và 1,0079 .
C. 15,9672 và 1,0079.
D. 16 và 1,0081.
Dạng 2: Bài tập liên quan tới mối liên hệ giữa các thành phần của nguyên tử
1. Số hạt electron và số hạt nơtron có trong một nguyên tử 56
26 Fe là:
A. 26e, 56n.
B. 26e, 30n.
C. 26e, 26n.
D. 30e, 30n .
2. Nguyên tử X có số hiệu 24, số nơtron là 28. X có:
A. số khối là 52 .
B. số e là 28 .
C. điện tích hạt nhân là 24 .
D. số p là 28.

14
18
16
14
3. Cho 5 nguyên tử : 12
6 A, 6 B, 8 C, 8 D, 7 E. Hai nguyên tử có cùng số nơtron là:
A. A và B.
B. B và D.
C. A và C.
D. B và E.
4. Tổng số hạt p, e, n trong nguyên tử nguyên tố X là 10. Nguyên tố X là:
A. Li .
B. Be .
C. N .
D. Ne.
5. Nguyên tử X có tổng số hạt proton, nơtron, electron là 34. Biết số nơtron nhiều hơn số proton là 1. Số
khối của X là:
A. 11.
B. 19.
C. 21.
D. 23.
Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt

Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12

- Trang | 2 -