TOM TAT LI THUYET 10-11-12.doc

Túm tt lớ thuyt Húa 10-11-12
LP 10
CHNG 1: NGUYấN T
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 lượng 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

35
17

Cl chim 75% v

37
17

Cl chim 25% v s lng. Tớnh khi

lng ca nguyờn t Clo ?
75
25
= 35,5 (u)
37.
100
100
4. S sp xp electron trong nguyờn t
a) Nguyờn tc sp xp:
- Nguyờn lý vng bn: Cỏc electron ln lt chim cỏc mc nng lng t thp n cao
Th t tng dn mc nng lng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 4d 6s 4f 5d 6p 7s
- Nguyờn lý Pauli: Trong mt obitan cha ti a 2e v 2e ny cú chiu t quay ngc nhau.
- Qui tc Hund: Trong mt phõn lp cha s electron, cỏc electron cú khuynh hng phõn b vo cỏc
obitan sao cho s electron c thõn trong mt phõn lp nhiu nht.
b) Cu hỡnh electronca nguyờn t biu din s phõn b electron trờn cỏc phõn lp thuc cỏc lp khỏc
nhau.

Cu hỡnh electron cũn c vit di dng ụ lng t

Khi lng nguyờn t Clo = 35.

Giỏo viờn: Trn Quang Din

-1-


Túm tt lớ thuyt Húa 10-11-12
Mi ụ lng t biu din bng mt ụ vuụng thay cho mt obitan; mi electron biu din bng mt
mi tờn. Mt ụ ó cú 2 electron, ngi ta núi rng mt cp electron ó ghộp ụi. Nu mt ụ ch cú 1
electron thỡ ú l electron c thõn.

Ô bitan trống
13P:

electron độc thân
2

2

6

2

Cặp electron ghép đôi

3

hoc [Ne] 3s23p3

Cu hỡnh electron 1s 2s 2p 3s 3p
1s2

2s2

2p6

3s2

3p3

26Fe:

- S phõn b e theo mc nng lng: 1s22s22p63s23p6 4s2 3d6
- Cu hỡnh electron 1s22s22p63s23p63d64s2
hoc [Ar] 3d64s2
1s2 2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
4s2
Lu ý: Mt s trng hp c bit , nu nguyờn t cú cu hỡnh electron lp ngoi (n-1)dansb (n: s th
t lp ngoi cựng).
+ Nu a + b = 6 a = 5; b = 1.
+ Nu a + b = 11 a = 10; b = 1.
2 2 6 2 6 5 1
5 1

Vớ d:
24Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
2 2 6 2 6 10 1
10 1
29Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
5. c im ca lp electron ngoi cựng
i vi nguyờn t ca tt c cỏc nguyờn t, lp ngoi cựng cú ti a l 8 electron .
Cỏc nguyờn t cú 8 electron lp ngoi cựng u rt bn vng, chỳng hu nh khụng tham gia
vo phn ng húa hc. ú l cỏc nguyờn t khớ him (hay khớ tr), hoc He cú 2 electron lp ngoi cựng
cng rt bn vng.
Cỏc nguyờn t cú 1, 2, 3 electron lp ngoi cựng u l nhng kim loi(tr B)
Cỏc nguyờn t cú 5, 6, 7 electron lp ngoi cựng thng l nhng phi kim.
Cỏc nguyờn t cú 4 electron lp ngoi cựng cú th l phi kim (nu thuc chu kỡ nh ) hoc kim
loi (nu thuc chu kỡ ln).
Cỏc electron lp ngoi cựng quyt nh hu ht cỏc tớnh cht húa hc ca mt nguyờn t. Do ú
cú th d oỏn tớnh cht húa hc c ban ca mt nguyờn t nu bit c s phõn b electron trong
nguyờn t ca nguyờn t ú.
CHNG 2: BNG TUN HON CC NGUYấN T HO HC
V NH LUT TUN HON
I. Bng h thng tun hon cỏc nguyờn t húa hc.
1. ễ nguyờn t: mi nguyờn t c xp vo mt ụ ca bng gi l ụ nguyờn t.
Stt ca ụ = s hiu nguyờn t ca nguyờn t ú = s p = s e.
2. Chu kỡ: Chu kỡ l dóy cỏc nguyờn t m nguyờn t ca chỳng cú cựng s lp electron, c xp theo
chiu in tớch ht nhõn tng dn.
- Bng HTTH gm 7 chu kỡ c ỏnh s th t t 1 n 7 (chu kỡ nh: 1, 2, 3; chu kỡ ln: 4, 5, 6, 7).
Giỏo viờn: Trn Quang Din

-2-

Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Chu kì
1
Cấu hình e 1s1-2
Số nguyên 2
tố

2
2s1-22p1-6
8

3
3s1-23p1-6
8

4
4s1-2 3d1-104p1-6
18

5
5s1-2 4d1-105p1-6
18

6
…
32

7

Z=87  Z = 110

Chưa hoàn thành
- 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.
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.
- 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 
Giáo viên: Trần Quang Din

-3-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
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.
Nhóm
I
II
III
IV
V
VI
VII
MH2
MH3
MH4
MH3
H2M
HM
Hợp chất với MH
rắn
rắn
rắn
Khí
khí
khí
khí
hiđro
M2O
MO
M2O3
MO2

M2O5
MO3
M2O7
Oxit cao nhất
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC
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 (-)

Giáo viên: Trần Quang Din

-4-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12

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 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 ; SO 24 .
- 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
VD: Tính số e, p, n của các ion sau: Al3+, Fe2+, NO3 , SO 24 , 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.
Giáo viên: Trần Quang Din

-5-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
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
().
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 , …
s s

s

p

p

p

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.

Giáo viên: Trần Quang Din

-6-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
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).
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
O

hay

H

N

H

H
O

O
N

H

+

H

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.
Giáo viên: Trần Quang Din
-7-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
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).
- 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 : Cl ;
N:::N;
O : : C : :O
CTCT:
H–H ;
H – Cl ;
NN ;
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.
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
I. SỐ OXI HÓA
1) Ví dụ:
Phân tử Sự chuyển dịch điện tích
NaCl
Na  Na 1+ + 1e
Cl + 1e  Cl1HCl
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  H1+ + 1e
Cl + 1e  Cl1- + 1e
H2
H : H cặp e chung không lệch về nguyên tử nào (khôn có sự

chuyển dịch electron)

Số oxi hóa
Na = +1
Cl = -1

H = +1
C = -1
H=0

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.
Giáo viên: Trần Quang Din

-8-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
II. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1) Các khái niệm cơ bản về phản ứng oxi hóa khử

0

t
VD1: Cho phản ứng CuO + H2 
 Cu + H2O (1)
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
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.
- 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 + H2S  4SO2 + 4H2O
Chất oxh
chất khử
Vd2: 16HCl + 2KMnO4  2KCl + MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Chất khử
chất oxh
b) Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử: chất oxi hóa và chất khử thuộc một phân tử.

Vd1:

t0

 N2O + 2H2O
NH4NO3 
N-3 : chất khử ; N+5 : Chất oxi hóa đều thuộc phân tử NH4NO3

Giáo viên: Trần Quang Din

-9-

Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
t0

2 KMnO4 
 K2MnO4 + MnO2 + O2
+7
Mn : 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.
Vd2:

t0

 5KCl + KClO3 + 3H2O
Vd1: 3Cl2 + 6KOH 
Cl0: vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa và do nguyên tố clo tạo nên.
t0

 NaNO2 + NaNO3 + H2O
Vd2: 2NO2 + 2NaOH 
+4
N : 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 ,…

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”
CHƯƠNG 5: NHÓM HALOGEN
I - Vị trí và cấu tạo phân tử của các nguyên tố nhóm Halogen trong bảng hệ thống tuần hoàn các
nguyên tố hóa học.
- Nhóm VIIA trong Bảng HTTH gồm 5 nguyên tố: Flo (Z = 9), Clo (Z = 15), Brom (Z = 35), Iot (Z = 52),
Atatin* ( Z = 85) – nguyên tố phóng xạ
- Cấu hình electron lớp ngoài cùng: - ns2np5 ;    
ns2
np5
 có 7e ở lớp ngoài cùng và ở trạng thái cơ bản có 1e độc thân. Nên chúng liên kết với nhau tạo phân tử
2 nguyên tử X2.
CT electron: X : X
CTCT: X – X
II- Khái quát về tính chất của các Halogen
1) Tính chất vật lí:
Bảng một số đặc điểm của các nguyên tố nhóm halogen
Giáo viên: Trần Quang Din

- 10 -

Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Nguyên tố
F
Cl
Br
I
Số hiệu nguyên tử
9
17
35
53
2 5
2 5
2 5
Cấu hình electron lớp ngoài cùng
-2s 2p
-3s 3p
-4s 4p
-5s25p5
Trạng thái tập hợp (200c)
khí
khí
lỏng
rắn
Màu sắc
lục nhạt vàng lục nâu đỏ
tím đen
0

Nhiệt độ nóng chảy ( c)
-219,6
-101,0
-7,3
113,6
0
Nhiệt độ sôi ( c)
-188,1
-34,1
59,2
185,5
Bán kính nguyên tử (nm)
0,064
0,099
0,114
0,133
Bán kính ion X (nm)
0,136
0,181
0,196
0,220
0
Năng lượng liên kết X-X (25 c, 1atm) (kJ/mol)
159
243
192
151
Ái lực electron (eV)
3,45
3,61

3,37
3,08
Độ âm điện
4,0
3,0
2,8
2,5
Flo không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh. Các halogen khác tan tương đối ít trong
nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.
Nhìn vào bảng tính chất vật lí của nhóm halogen ta thấy: Các tính chất vật lí, hóa học biến đổi có
qui luật: Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân(từ flo đến iot):
- Trạng thái tập hợp: Từ thể khí chuyển sang thể lỏng và thể rắn.
- Màu sắc: Đậm dần
- Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần
- Độ âm điện tương đối lớn và giảm dần.
- Tính oxi hóa giảm dần: Tính oxi hóa F2>Cl2 > Br2 > I2.
2) Tính chất hóa học:.
Các halogen có 7e ở lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử nhỏ, ái lực electron lớn nên dễ dàng thu
thêm 1 electron để tạo ion X- có cấu hình của khí hiếm liền kề trong bảng tuần hoàn.
X + 1e 
 X…ns2np5
…ns2np6
Các halogen có độ âm điện lớn. Bán kính nguyên tử tăng dần và độ âm điện giảm dần từ flo đến
clo, brom, iot.
 Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hóa mạnh, khả năng oxi hóa của các
halogen giảm dần từ flo đến iot.
Trong hợp chất, flo luôn có số oxi hóa -1, các halogen khác ngoài số oxihoa -1 còn có các số oxi
hóa +1, +3, +5, +7.
0

t
a) Tác dụng với kim loại: 2M + nX2 
 2MXn (n: Hóa trị cao nhất của M)
0

0

0

t
t
t
Ví dụ: 2Na + Cl2 
 2NaCl ; 2Fe + 3Cl2 
 2FeCl3; 2Al + 3Br2 
 2AlBr3
0

t
Lưu ý: Fe + I2 
 FeI2
b) Tác dụng với phi kim
0

t
* Với H2:
H2 + X2 
 2HX (khí hiđro halogenua)
( Flo pư mãnh liệt ngay cả trong bóng tối, Clo pư ngoài ánh sáng, Br, Iot cần nhiệt độ và pư thuận nghịch)
Hòa tan khí HX vào nước được dung dịch axit halogen-hiđric.

 H 2O
as
H2 + Cl2 
 2HCl; HCl 
 dung dịch axit clohiđric HCl
* Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với O2, N2, C

Giáo viên: Trần Quang Din

- 11 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
0

0

t
t
* Với P, S: 2P + 3Cl2 
 2PCl3 ; 2P + 5Cl2 
 2PCl5
0

t
2S + Cl2 
 S2Cl2 ; S + 3Cl2 + 4H2O 
 H2SO4 + 6HCl
0

t
2P + 5Cl2 + 8H2O 
 2H3PO4 + 10HCl

c) Tác dụng với H2O: 2F2 + 2H2O 
 4HF + O2


 2HCl + 2HClO (axit hipoclorit)
2Cl2 + 2H2O 

2HClO 
 2HCl + 2O
2O


 O2

2Cl2 + 2H2O 
 4HCl + O2
Nước Clo chứa (Cl2, HCl, HClO) có tính tính ôxi hóa mạnh nên được dùng để tẩy màu, tẩy uế, sát
trùng.
d) Tác dụng với dung dịch kiềm:
0

t thuong
Cl2 + 2MOH 
MCl + MClO + H2O
Nước gia - ven
0

100 c
Cl2 + 6MOH 
 5MCl + MClO3 + H2O

Vd:
0

t thuong
Cl2 + 2NaOH 
NaCl

+ NaClO + H2O (nước Javen)
Natri hipoclorit

0

100 c
3Cl2 + 6NaOH 
 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
0

t
3Cl2 + 6KOHđậm đặc 
 5KCl + KClO3 + 3H2O

Cl2

0

30 C
Ca(OH)2 
 CaOCl2 + H2O
Dạng bột hoặc sữa clorua vôi

+

-1

Cl
Ca

+1

O
Cl (muối hỗn tạp của Ca với hai gốc axit Cl- và ClO-)
CTCT:
 Trong các phản ứng trên, nguyên tố clo vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử. Đó là những phản ứng tự
oxi hóa - khử.

 2NaF + H2O + OF2
2F2 + 2NaOH 
Lưu ý:
- Nước Gia – ven, clorua vôi có chứa ClO- (hipoclorit) là chất oxi hóa mạnh nên được dùng để sát trùng
và tẩy trắng vải sợi. Clorua vôi được sử dụng nhiều hơn nước Gia-Ven do rẻ tiền, có hàm lượng hipoclorit
cao hơn, dễ bảo quản và dễ chuyên trở hơn.
- Nước Gia – Ven và clorua vôi không bền trong không khí ẩm có CO2.
 NaHCO3 + HClO
NaClO + CO2 + H2O 

2CaOCl2 + CO2 + H2O 
 CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
e) Tác dụng với dung dịch muối:
Clo không oxi hóa được ion F- trong các muối florua, nhưng oxi hóa dễ dàng ion Br- trong dung dịch
muối brômua, ion I- trong dung dịch muối iotua.
 2NaBr + Cl2
Cl2 + 2NaBr 

Giáo viên: Trần Quang Din

- 12 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Cl2 + 2KI 
 2KCl + I2
Br2 + 2KI 
 2KBr + I2
 Chứng tỏ trong nhóm halogen, tính oxi hóa giảm dần từ flo đến clo qua brom và iot.
f) Tác dụng với các chất khử khác:
3Cl2 + 2NH3 
 N2 + 6HCl
Br2 + 2HI 
 I2 + 2HBr
I2 + H2S 
 2HI + S
SO2 + X2 (Cl,Br)+ 2H2O 
 2HX + H2SO4
0

t
2FeCl2 + Cl2 
 2FeCl3
3) Điều chế Halogen X2:
dpnc
a) Điều chế F2: Điện phân nóng chảy hỗn hợp (KF và HF) 
 F2
b) Điều chế Cl2:
0

t
Trong PTN: Axit HX + Chất oxi hóa 
 Halogen X2 (trong PTN)
Chất oxi hóa thường dùng là: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, NaClO, …

Ví dụ:

0

t
MnO2 + 4HCl 
 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

16HCl + 2KMnO4 
 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
14HCl + K2Cr2O7 
 2KCl + 3Cl2 + 2CrCl3 + 7H2O
2KClO3 + 12HCl 
 2KCl + 5Cl2 + 6H2O
Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn xốp.

dpdd
2NaCl + 2H2O 
 2NaOH + H2  + Cl2 
m.n.x

catot
c) Điều chế Br2: Từ nước biển, tách ra được muối NaBr

anot

Cl2 + 2NaBr 
 2NaCl + Br2 (trong công nghiệp)
d) Điều chế I2: (Trong công nghiệp)
Rong tảo biển được sẩy khô, đốt cháy. Tro xử lí bằng nước, tách ra được dung dịch NaI . Sau đó cho axit
H2SO4 đặc tác dụng với dung dịch NaI.
2H2SO4 đặc + 2NaI 
 I2 + SO2 + Na2SO4 + 2H2O
Hoặc dung dịch NaI được axit hóa bằng axit H2SO4 loãng rồi thêm vào đó dd NaNO2.
2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 
 I2 + 2NO + 2Na2SO4 + 2H2O
III) Các hợp chất của Halogen
1) Các hiđro halogenua HX
a) Tính chất hóa học: Các hiđro halogenua rất dễ hòa tan trong nước thành dung dịch axit, điện li hoàn
toàn trong dung dịch thể hiện tính axit mạnh (trừ HF).


 H3O+ + XHX + H2O 

HX có hai tính chất hóa học chủ yếu là tính axit của dung dịch và tính khử
( Mức độ tính axit và tính khử: HF< HCl < HBr < HI )

* Tính axit: làm quì tím chuyển sang màu đỏ, phản ứng với kim loại, bazơ, oxit bazơ, muối:
Fe + 2HCl 
 FeCl2 + H2
CuO + 2HCl 
 CuCl2 + H2O
Giáo viên: Trần Quang Din

HCl + NaOH 
 NaCl + H2O
HCl + AgNO3 
 AgCl + HNO3
- 13 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Đặc biệt: 4HF + SiO2 
 SiF4 + 2H2O
Thủy tinh (SiO2) bị tan trong axit HF nên không thể chứa axit HF trong bình bằng thủy tinh, người
ta đựng dung dịch HF trong bình bằng bạch kim, cao su, nhựa PE…
*Tính khử: tác dụng với các chất oxi hóa MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, H2SO4 đặc,
PbO2 . . .
PbO2 + 4HCl 
 PbCl2 + Cl2 + 2H2O
2HBr + H2SO4 
 SO2 + 2H2O + Br2
8HI + H2SO4 
 4I2 + H2S + 4H2O
2HI + 2FeCl3 
 2FeCl2 + I2 + 2HCl
b) Điều chế

* Tổng hợp từ H2 và X2 : H2 + X2 
 2HX
0

t
* Dùng H2SO4 đặc : Muối halogenua + H2SO4 đặc 
 HX (X: F, Cl)
0

 250 c
NaCl + H2SO4 đặc 
 NaHSO4 + HCl
0

 400 c
2NaCl + H2SO4 đặc 
 Na2SO4 + 2HCl
0

250 c
CaF2 + H2SO4 dặc 
 CaSO4 + 2HF
( Lưu ý: Chúng ta không dùng phương pháp này điều chế HBr, HI, vì H2SO4 đặc nóng là chất ôxi hóa
mạnh, còn HBr, HI là hai chất khử: 2HBr + H2SO4  SO2 + 2H2O + Br2 )
* Dùng tính ôxi hóa: Cl2 + 2HBr  2HCl + Br2 ; Cl2 + H2S  2HCl + S
* Phương pháp thủy phân halogenua photpho: PX3 + 3H2O  3HX + H3PO3
( Phương pháp này thích hợp để điều chế HBr, HI )
2) Các oxiaxit của halogen (Axit và muối):
Flo không cho một oxiaxit nào.
Clo, Brom, Iot cho một số oxiaxit sắp xếp được thành 4 nhóm:

+1
+3
+5
+7
HXO
HXO2
HXO3
HXO4
Chiều tăng tính axit và tính bền
Ví dụ:
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Axit hipoclorơ Axit clorơ
Axit cloric
Axit pecloric
Chiều tăng tính oxi hóa
a) Axit hipoclorơ:
- Axit hipoclorơ là axit rất yếu có Ka = 2,5.10-8, không bền, được điều chế:
CO2 + H2O + KClO  KHCO3 + HClO
HClO  HCl + O
- Axit HClO có tính oxihóa mạnh (như nước clo):
4HClO + PbS  4HCl + PbSO4
- Muối hipoclorit MClO bền hơn axit HClO, lại có khả năng oxi hóa tương tự Cl2 , dễ bị nhiệt
phân và dễ tác dụng với CO2 của không khí tạo ra HClO:

NaClO + 2HCl 
 NaCl + H2O + Cl2
0

70 c
3NaClO 
 NaClO3 + 2NaCl
( Phản ứng quan trọng điều chế muối clorat )

Giáo viên: Trần Quang Din

- 14 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO
- Nước Javen : Cl2 + 2NaOH NaClO + NaCl + H2O
Ứng dụng:
+ Do tính chất oxi hóa mạnh, axit HClO có tác dụng sát trùng, tẩy trắng vải, sợi, giấy.
+ Nước Javen có tính oxi hóa mạnh được dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy. Nó cũng được dùng để
sát trùng và khử mùi khi tẩy uế nhà vệ sinh hoặc những khu vực bị ô nhiễm khác.
b) Axit clorơ HClO2
- Axit HClO2 là axit mạnh hơn axit HClO, có Ka = 5.10-3, và là axit có tính oxi hóa mạnh.
- Muối clorit của axit HClO2 cũng có tính oxi hóa và bị nhiệt phân:
0

t
3NaClO2 
 2NaClO3 + NaCl
- Điều chế axit HClO2 : Ba(ClO2)2 + H2SO4 loãng  BaSO4 + 2HClO2
c) Axit cloric HClO3
- Axit cloric là axit mạnh gần bằng các axit HCl, HNO3… có tính oxi hóa.
0

t
4HClO3 
 4ClO2 + 2H2O + O2
- Muối clorat bền hơn axit cloric, có tính oxi hóa, không bị thủy phân
0

t
4MClO3 
 3MClO4 + MCl
- Muối clorat (KClO3) dùng làm thuốc nổ, diêm, điều chế O2, chất oxi hóa, chất diệt cỏ. . .
6P + 5KClO3  3P2O5 + 5KCl
0

MnO2 ,t
2KClO3 
 2KCl + 3O2
0

t
- Điều chế HClO3 : 3HClO 
 HClO3 + 2HCl
0

100 c
- Điều chế KClO3 : 3Cl2 + 6KOH đậm đặc 
 KClO3 + 5KCl + 3H2O
6Cl2 + 6Ca(OH)2  5CaCl2 + Ca(ClO3)2 + 6H2O
lam lanh
Ca(ClO3)2+2KCl 

CaCl2 + 2KClO3 
Hoặc điện phân dung dịch KCl 25% ở nhiệt độ 70-750c
®p, xóc t¸c
KClO3 + 3H2
KCl + 3H2O

d) HClO4 (axit pecloric)
Là axit rất mạnh, tan nhiều trong nước. Phản ứng loại nước từ HClO4 với xúc tác P2O5 giúp tạo thành
Cl2O7
0

t
Điều chế từ kali peclorat: KClO4 + H2SO4 
 HClO4 + KHSO4
- 3) Nhận biết gốc halogen (Cl , Br , I ) .

Thuốc thử
Dd AgNO3

NaF
Không phản ứng

Phương trình phản ứng:

Giáo viên: Trần Quang Din

NaCl
 trắng

NaBr

 vàng

Ag+ + X-  AgX

- 15 -

NaI
 vàng đậm


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
CHƯƠNG 6: OXI – LƯU HUỲNH
 ô thứ 8, chu kì 2, nhóm VIA, nguyên tố họ p
8O (z = 8) : 1s 2s 2p
2 2 6 2 4
 ô thứ 16, chu kì 3, nhóm VIA, nguyên tố họ p
16S (z = 16): 1s 2s 2p 3s 3p
A. OXI – OZON
I - OXI
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí (gấp 1,1 lần), ts =
-1830C, rất ít tan trong nước.
2) Tính chất hóa học
2

2

4

t0

a- Tác dụng với kim loại  oxit: 2xM + yO2  2MxOy
t0

t0

t0

2Mg + O2  2MgO ; 2Cu + O2  2CuO ; 3Fe + 2O2  Fe3O4
Lưu ý: Fe + O2 không khí  hỗn hợp oxit: FeO, Fe2O3 và Fe3O4
b- Tác dụng với phi kim
t0

- Tác dụng với hidro: 2H2 + O2  2H2O
t0

t0

- Tác dụng với cacbon: C + O2  CO2 ; 2C + O2  2CO
- Tác dụng với lưu huỳnh, phốt pho:
t0

S + O2  SO2
c- Tác dụng với hợp chất:

t0

; 4P + 5O2  2P2O5

t0

2H2S + 3O2  2SO2 + 2H2O;

t0

2CO + O2  2CO2

t0

t0

4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2;
4FeCO3 + O2  2Fe2O3 + 4CO2
3) Điều chế:
a) Trong PTN: Nhiệt phân các hợp chất giàu oxi và kém bền với nhiệt (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7, H2O2,
…) :

KClO3

MnO , t 0

2


2KCl + 3O2;
t0

2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
xt: MnO

2

2H2O2 
2H2O + O2
b) Trong công nghiệp:

 O2
- Chưng cất phân đoạn không khí lỏng 
- Điện phân dung dịch H2SO4 hoặc NaOH.
§ iÖn ph©n

2H2O 
 2H2 + O2
Cực âm
cực dương
II- OZON (là dạng thù hình của oxi):
Thù hình là hiện tượng các đơn chất khác nhau được tạo nên từ một nguyên tố hóa học
Vd: Oxi và ozon; P trắng và P đỏ; S đơn tà và S tà phương; C grafit, kim cương, Than chì.
1. Tính chất vật lí: Là chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt. Ở nhiệt độ -1120C, khí ozon hóa lỏng có
màu xanh đậm. Ozon tan trong nước nhiều hơn oxi gần 16 lần (100ml nước ở 00C hòa tan được 49 ml khí
ozon).
2. Tính chất hóa học: O3 có tính oxi hóa mạnh hơn O2
- Tác dụng với dung dịch KI:
Giáo viên: Trần Quang Din

- 16 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
O3 + 2KI + H2O 
 O2 + 2KOH + I2
I2 tạo thành làm xanh hồ tinh bột, phản ứng trên dùng nhận biết O3.

- Tác dụng với Ag:

O3 + 2Ag 
 Ag2O + O2
tia löa ®iÖn

3. Điều chế:
3O2 
 2O3
B. LƯU HUỲNH VÀ HỢP CHẤT
-2

0

H 2S
axit yÕu

S

ChÊt khö

+4
SO2 (SO32-)
oxit axit
ChÊt khö, chÊt oxihãa

+6
SO3
oxit axit
H2SO4 (axit m¹nh)

ChÊt oxihãa

I. LƯU HUỲNH
1) Tác dụng với kim loại:
t0

Fe + S  FeS;
2) Tác dụng với phi kim

t0

Zn + S  ZnS;

t0

2Al + 3S  Al2S3

t0

- Tác dụng với hidro: H2 + S  H2S
t0

- Tác dụng với oxi: S + O2  SO2
II. HIĐRO SUNFUA
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi trứng thối, nặng hơn không khí (gấp 1,17 lần), rất độc.
Hóa lỏng ở -600C, hóa rắn ở -860C.
2) Tính chất hóa học:
a) Tính axit yếu:
- Tác dụng với dung dịch kiềm:
H2S + 2NaOH 

H2S + NaOH 
 Na2S + 2H2O ;
 NaHS + H2O
- Tác dụng với dung dịch muối (phản ứng nhận biết khí H2S)
H2S + Pb(NO3)2 
 PbS  đen + 2HNO3 ;
H2S + Cu(NO3)2 
 CuS  đen + 2HNO3
b) Tính khử mạnh
t0

- Tác dụng với oxi: 2H2S + 3O2  2SO2 + 2H2O; 2H2S + O2 oxi hoá chậm 2S + 2H2O
- Tác dụng dung dịch nước Cl2: H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 8HCl
- Tác dụng với hợp chất: H2S + 2FeCl3  2FeCl2 + 2HCl + S
3) Điều chế :

FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S 

ZnS + H2SO4 loãng  ZnSO4 + H2S 
III. LƯU HUỲNH ĐIOXIT
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn hai lần không khí (gấp 2,2 lần), hóa lỏng
ở -100C, tan nhiều trong nước, là khí độc.
2) Tính chất hóa học
a) Tính chất của oxit axit
- Tác dụng với nước  axit sunfurơ: SO2 + H2O  H2SO3
Giáo viên: Trần Quang Din
- 17 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12

- Tác dụng với dung dịch bazơ  Muối + H2O:
SO2 + NaOH  NaHSO3 (1)
; SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O (2)
Để xác định sản phẩm thu được ta làm như sau:
a  1 : Chỉ xảy ra pư (1), sau (1) NaOH hết SO2 dư;
muối thu được là NaHSO3



n NaOH
Đặt
 a  1  a  2 : Xảy ra pư (1) và (2), sau (1, 2) NaOH hết SO2 hết;
n SO2

muối thu được là NaHSO3 và Na2SO3

a  2 : Chỉ xảy ra pư (2), sau (2) NaOH dư SO2 hết;
muối thu được là Na2SO3
SO2 + Ca(OH)2  CaSO3  + H2O
(SO2 làm vẩn đục nước vôi trong)
- Tác dụng với oxit bazơ tan  muối sunfit
Na2O + SO2  Na2SO3 ;
CaO + SO2  CaSO3
b) Tính khử
V O , t0

2 5

 2SO3
2SO2 + O2 


- Tác dụng với dung dịch nước clo, brom và chất oxi hóa mạnh:
SO2 + Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl
SO2 + Br2 + 2H2O  H2SO4 + 2HBr (phản ứng làm mất màu dung dịch brom).
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O  K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
c) Tính oxi hóa

- Tác dụng với oxi:

- Tác dụng với H2S; Mg:

SO2 + 2H2S  3S  + 2H2O ;
t0

SO2 + 2Mg  S + 2MgO
3) Điều chế
- Đốt quặng sunfua:
t0

t0

2FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 ;
2ZnS + 3O2  2ZnO + 3SO2
- Cho muối sunfit, hiđrosunfit tác dụng với dung dịch axit mạnh:
Na2SO3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2  + H2O
- Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2  SO2
- Cho kim loại tác dụng với dung dịch H2SO4 đặc:
Cu + 2H2SO4 đặc  CuSO4 + SO2 + 2H2O
IV. LƯU HUỲNH TRIOXIT
1) Tính chất vật lí: Là chất lỏng không màu (nóng chảy ở 170C, sôi ở 450C). SO3 tan vô hạn trong nước

và trong axit sunfuric (tạo ôlêum: H2SO4.nSO3).
2) Tính chất hóa học: SO3 là oxit axit và là chất oxi hóa.
- Tác dụng với nước  axit sunfuric:
SO2 + H2O  H2SO4
- Tác dụng với dung dịch bazơ  Muối + H2O:
SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O ;
SO3 + NaOH  NaHSO4
- Tác dụng với oxit bazơ tan  muối sunfat
Giáo viên: Trần Quang Din

- 18 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Na2O + SO3  Na2SO4 ;

BaO + SO3  BaSO4
V O , t0

2 5

 2SO3
2SO2 + O2 

V- AXIT SUNFURIC
1) Tính chất vật lí: Axit sunfuric là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, nặng gần gấp hai
lần nước (H2SO4 98% có D = 1,84 g/cm3). H2SO4 đặc rất dễ hút ẩm.
2) Tính chất hóa học
a) Tính chất của dung dịch H2SO4 loãng (tính axit mạnh)
Làm quì tím chuyển sang màu đỏ

Tác dụng với kim loại (đứng trước H)  Muối + H2:

3) Điều chế:

Fe + H2SO4  FeSO4+ H2  ; 2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2 
Tác dụng với hiđroxit (tan và không tan)  Muối + H2O
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O; H2SO4 + Mg(OH)2  MgSO4 + 2H2O
Tác dụng với oxit bazơ  Muối + H2O
Al2O3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2O; CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O
Tác dụng với muối (tạo kết tủa hoặc chất bay hơi)
MgCO3 + H2SO4  MgSO4 + CO2  + H2O; Na2CO3 + H2SO4  Na2SO4 + CO2  + H2O
FeS + H2SO4  FeSO4 + H2S  ;

K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + SO2  + H2O

BaCl2 + H2SO4  BaSO4  + 2HCl
b) Tính chất của dung dịch H2SO4 đặc
Tính axit mạnh
- Tác dụng với hiđroxit (tan và không tan)  Muối + H2O
H2SO4 đặc + NaOH  Na2SO4 + H2O; H2SO4 đặc + Mg(OH)2  MgSO4 + H2O
- Tác dụng với oxit bazơ  Muối + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 đặc  Al2(SO4)3 + 3H2O; CuO + H2SO4 đặc  CuSO4 + H2O
- Đẩy các axit dễ bay hơi ra khỏi muối
t0

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể  NaHSO4 + HCl 
t0

H2SO4 đặc + CaF2 tinh thể  CaSO4 + 2HF 
t0

H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể  NaHSO4 + HNO3 
Tính oxi hoá mạnh
Tác dụng với nhiều kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau H như Cu, Ag:
t0

2Fe + 6H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
t0

Cu + 2H2SO4 đặc  CuSO4 + SO2 + H2O
t0

2Ag + 2H2SO4 đặc  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Một số kim loại mạnh như Mg, Zn có thể khử H2SO4 đặc đến S hoặc H2S:
t0

3Zn + 4H2SO4 đặc  3ZnSO4 + S + 4H2O
t0

4Zn + 5H2SO4 đặc  4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Lưu ý: Các kim loại Al, Fe không tan trong dung dịch H2SO4 đặc nguội!
Giáo viên: Trần Quang Din

- 19 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
- Tác dụng với phi kim:
t0

C + 2H2SO4 đặc  CO2 + 2SO2 + 2H2O
t0

S + 2H2SO4 đặc  3SO2 + 2H2O
- Tác dụng với hợp chất có tính khử (ở trạng thái oxi hoá thấp)
t0

2FeO + 4H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
t0

2FeCO3 + 4H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2CO2 + 4H2O
t0

2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc  3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O
t0

2FeSO4 + 2H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O
Tính háo nước:
H SO

2
4 dac
CuSO4.5H2O 
 CuSO4
(màu xanh)
(màu trắng)

H SO

2

4 dac
Cn(H2O)m 
 nC
(cacbonhiđrat)
đen

+

5H2O

+ mH2O

3) Điều chế H2SO4
Sơ đồ điều chế:
Quặng pirit sắt FeS2 hoặc S  SO2  SO3  H2SO4.
t0

Các phản ứng xảy ra: 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 11SO2 (1)
t0

hoặc S + O2  SO2 (2)
V O , t0

2 5
 2SO3 (3)
2SO2 + O2 

SO3 + H2O 
 H2SO4 (4)
VI. MUỐI SUNFAT VÀ NHẬN BIẾT MUỐI SUNFAT

1) Muối sunfat: Muối sunfat là muối của axit sunfuric. Có hai loại:
- Muối trung hòa (muối sunfat) chứa ion sunfat (SO42-). Phần lớn muối sunfat đều tan, trừ BaSO4, CaSO4,
PbSO4, … không tan.
- Muối axit (HSO4-).
2) Nhận biết ion sunfat (SO42-):
- Thuốc thử : ion Ba2+ (Ba(OH)2, BaCl2, …).
- Hiện tượng: Kết tủa trắng xuất hiện không tan trong dung dịch HCl.
- Phương trình phản ứng: Ba2+ + SO42- 
 BaSO4 
CHƯƠNG 7: TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC
I. Tốc độ phản ứng hóa học
1) Định nghĩa, biểu thức tính.
a) Định nghĩa :Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản
phẩm trong một đơn vị thời gian.
Đơn vị : mol/l.s hoặc mol/l.ph ; mol/l.h
b) Biểu thức tính:
Giáo viên: Trần Quang Din

- 20 -


Túm tt lớ thuyt Húa 10-11-12
Gi s ta cú phn ng tng quỏt :
a.A
+ b.B + ...
c. C + d.D +
1
1
Ti thi im t1
CA

CB
C1C
C1D
Ti thi im t2
C2A
C2B
C2C
C2D
Tc trung bỡnh ca phn ng tớnh theo cỏc cht nh sau :
Cht tham gia phn ng : Nng cỏc cht gim theo thi gian.
vA

C1A C A2
C 2 C1A
C A
;
A

t2 t1
t2 t1
t

vB

...
(mol/l)
(mol/l)

CB1 CB2
C 2 CB1

CB
B

t2 t1
t2 t1
t

Cht sn phm : Nng cỏc cht tng theo thi gian
vC

CC2 CC1
CC

t2 t1
t

; vD

CD2 CD1
CD

t2 t1
t

Tc trung bỡnh ca phn ng :
1
1
1
1
1 C

1 C
1 C
1 C
v .vA .vB .vC .vD ; v . A . B . C . D
a
b
c
d
a t
b t
c t
d t
2) Cỏc yu t nh hng n tc phn ng.
- Nng : Khi tng nng cht phn ng, tc phn ng tng.
- p sut : i vi phn ng cú cht khớ, khi tng ỏp sut, tc phn ng tng
- Nhit : Khi tng nhit , tc phn ng tng.
- Din tớch b mt : Khi tng din tớch b mt (p nh cht rn) cht phn ng, tc phn ng tng.
- Cht xỳc tỏc : Cht xỳc tỏc l cht lm tng tc phn ng, nhng cũn li sau khi phn ng kt thỳc.
Cht lm gim tc phn ng c gi l cht c ch phn ng.
3) í ngha thc tin ca tc phn ng :
Cỏc yu t nh hng n tc phn ng c vn dng nhiu trong i sng v trong sn xut.
- Nhit ca ngn la axetilen chỏy trong oxi cao hn nhiu so vi chỏy trong khụng khớ, to nhit
hn cao.
- Nu thc phm trong ni ỏp sut chúng chớn hn so vi khi nu chỳng ỏp sut thng.
- Cỏc cht t rn nh than, ci cú kớch thc nh hn s chỏy nhanh hn.
- tng tc tng hp NH3 t N2, H2 ngi ta phi dựng cht xỳc tỏc, tng nhit v thc hin ỏp
sut cao.
II. Cõn bng húa hc

Phản ứng thuận nghịch

1) Cõn bng húa hc :
vt vn (trạng thái cân bằng động)
c trng : Kc (hng s cõn bng) Nhit , bn cht phn ng
2) Cỏc yu t nh hng n cõn bng húa hc.
Nguyờn lớ L Satliờ (Nguyờn lớ cõn bng ng). Nu thay i t bờn ngoi lờn mt h phn ng
ang trng thỏi cõn bng mt iu kin no ú(nhit , ỏp sut, nng thỡ cõn bng s chuyn dch
v phớa lm gim s thay i ú . C th :
* Nhit :
- Nu tng nhit thỡ cõn bng chuyn dch v phớa phn ng thu nhit (H >0), lm gim nhit .
- Nu gim nhit thỡ cõn bng chuyn dch v phớa phn ng ta nhit (H < 0), lm tng nhit .

Giỏo viờn: Trn Quang Din

- 21 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
* Áp suất : Áp suất chỉ ảnh hưởng đến cân bằng hóa học có chất khí tham gia và tổng số mol các chất khí
trước phản ứng và sau phản ứng khác nhau.
- Nếu tăng áp suất cân bằng của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía giảm số mol khí tức làm giảm áp
suất.
- Nếu giảm áp suất thì cân bằng chuyển dịch về phía tăng số mol khí tức là làm tăng áp suất.
* Nồng độ :
- Nếu giảm nồng độ một chất trong hệ phản ứng thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía làm tăng nồng độ
chất này (chiều tạo ra chất này).
- Nếu tăng nồng độ một chất trong hệ phản ứng thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía làm giảm nồng độ
chất này (chiều chất này phản ứng).
Lưu ý : Chất xúc tác không làm cân bằng chuyển dịch, nếu phản ứng thuận nghịch chưa ở trạng thái cân
bằng thì chất xúc tác có tác dụng là cho cân bằng được thiết lập nhanh chóng hơn.
3) Ý nghĩa của tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học trong sản xuất.

Vd1 : Trong quá trình sản xuất axit sunfuric phải thực hiện phản ứng sau :


 2SO3 (k) ; H = -198 kJ
2SO2 (k) + O2 (k) 

Để cân bằng chuyển dịch theo chiều phản ứng thuận, người ta dùng một lượng dư không khí,
nghĩa là tăng nồng độ oxi.
Vd2 : Trong công nghiệp, amoniac được tổng hợp theo phản ứng sau :

 2NH3 (k) ; H = -92 kJ
N2 (k) + 3H2 (k) 

Để tăng hiệu suất tổng hợp NH3, người ta tiến hành phản ứng ở áp suất cao và nhiệt độ thích hợp.

Giáo viên: Trần Quang Din

- 22 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
LỚP 11
CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI
I. SỰ ĐIỆN LI:
1. Sự điện li: là quá trình phân li các chất trong nước ra ion.
2. Chất điện li: là những chất khi tan trong nước phân li ra ion. (axit, bazơ, muối).
II. PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LI:
1. Độ điện li: (  )
a. Định nghĩa: Độ điện li của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử
hòa tan (no)

b. Biểu thức
n
= C/Co
Với ĐK: 0 <   1.
 
n0
n: số phân tử hoà tan;
n0: số phân tử ban đầu.
2. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu:
a. Chất điện li mạnh: Là những chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion (   1 ,
phương trình biểu diễn bằng mũi tên một chiều:  ).
* Lưu ý: Chất điện li mạnh gồm
- Axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4, HXO4 và HX ( Với X: Cl, Br, I)
- Bazơ mạnh: MOH ( M:Kim loại kiềm) và M(OH)2 (Với M:kim loại kiềm thổ trừ Mg, Be)
- Muối: Hầu hết các muối (trừ HgCl2, Hg(CN)2 ).
b. Chất điện li yếu: Là những chất khi tan trong nước, chỉ có một phần số phân tử hoà tan phân li ra
ion. (0 <  < 1, phương trình biểu diễn bằng mũi tên hai chiều: ↔).
* Lưu ý: Chất điện li yếu gồm
- Axit trung bình và yếu: Hay gặp như các axit hữu cơ, HClO, HF, H2SO3, H2CO3, H2S.
- Bazơ trung bình yếu: Hay gặp như Mg(OH)2, Al(OH)3, NH3.
- Muối: Một số muối
c. Cân bằng điện li: lưu ý:
Chỉ xảy ra đối với các chất điện li yếu và cân bằng điện li là cân bằng động
d. Ảnh hưởng của sự pha trộn đến độ điện li  : Khi pha loãng   tăng.
III. AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI:
1. Axit và bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut:
a. Định nghĩa:
- Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+
- Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OHb. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc:
- Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra cation H+ là các axit nhiều nấc. Vd:

H3PO4
- Những bazơ khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra anion OH- là các bazơ nhiều nấc.
c. Hiđroxit lưỡng tính:
- Định nghĩa: là những hiđroxit khi tan trong nước vừa có khả năng phân li như một axit, vừa có khả năng
phân li như một bazơ.
Giáo viên: Trần Quang Din

- 23 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
- Zn(OH)2, Al(OH)3;Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cu(OH)2, , Cr(OH)3.
2. Axit, bazơ theo Bronstet:
a. Định nghĩa: - Axit là chất (hoặc ion) nhường proton H+.
- Bazơ là chất (hoặc ion) nhận proton.
*Chú ý:
Anion gốc axit còn H của axit yếu (H2CO3, H2SO3, H2S, H3PO4, …) đều là chất lưỡng tính, còn anion
không còn H của axit yếu đều là bazơ.
b. Hằng số phân li axit (Ka) và bazơ (Kb):
Vd:

CH3COOH ↔ CH3COO + H

[H + ].[CH 3COO- ]
Ka =
[CH3COOH]

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H+

Ka =

[H3O+ ].[CH3COO- ]
[CH3COOH]

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Kb =

[NH +4 ].[OH - ]
[NH 3 ]

CO32- + H2O ↔HCO3- + OH-

K CO2- 

-

+

3

[OH - ].[HCO3- ]
[CO32- ]

c. Quan hệ giữa Ka và Kb:
TQ:

Axit ↔ Bazơ + H+

Hằng số phân li axit Ka, hằng số phân li bazơ Kb thì K a 

K w 1014

Kb
Kb

d. Muối axit, muối trung hoà:
- Muối axit: Là muối mà gốc axit còn H có khả năng cho proton.
- Muối trung hoà: Là muối mà gốc axit không còn H có khả năng cho proton.
Lưu ý: Nếu gốc axit còn H, nhưng H này không có khả năng cho proton thì cũng là muối trung
hoà
Vd: Na2HPO3, NaH2PO2 dù là gốc axit còn H nhưng vẫn là muối trung hoà, vì H này không có khả
năng cho proton.
IV. pH CỦA DUNG DỊCH:
CÔNG THỨC
+

pH = - lg[H ]
pOH = - lg[OH-]
[H+].[OH-] = 10-14
pH + pOH = 14
pH = a  [H+] = 10-a
pOH = b  [OH-] = 10-b

MÔI TRƯỜNG
pH < 7  Môi trường axít
pH > 7  Môi trường bazơ
pH = 7  Môi trường trung tính
[H+] càng lớn  Giá trị pH càng bé
[OH-] càng lớn  Giá trị pH càng lớn

V. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION:
1. Phản ứng trao đổi ion:
a. Dạng thường gặp:
MUỐI + AXIT  MUỐI MỚI + AXIT MỚI
ĐK: - Axit mới là axit yếu hơn axit phản ứng hoặc muối mới không tan.
Giáo viên: Trần Quang Din
- 24 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
MUỐI + BAZƠ  MUỐI MỚI + BAZƠ MỚI
ĐK: Muối phản ứng và bazơ phản ứng phải tan, đồng thời sản phẩm phải có ít nhất một chất không tan.
MUỐI + MUỐI  MUỐI MỚI + MUỐI MỚI
ĐK: Hai muối phản ứng phải tan, đồng thời sản phẩm tạo thành phải có ít nhất một chất kết tủa.
b. Cách viết phản ứng hoá học dạng ion:
- Bước 1: Viết phương trình phân tử có cân bằng.
- Bước 2: Viết phương trình ion đầy đủ theo nguyên tắc sau:
+ Chất điện li mạnh phân li hoàn toàn toàn thành ion.
+ Chất điện li yếu như H2O, chất kết tủa hoặc bay hơi thì để nguyên dạng phân tử.
+ Triệt tiêu những ion giống nhau của hai vế phương trình ion đầy đủ ta được phương trình ion
rút gọn.
* Lưu ý: Định luật bảo toàn điện tích: Trong một dung dịch nếu tồn tại đồng thời các ion dương và ion
âm thì: Tổng số điện tích dương bằng tổng số điện tích âm.
2. Phản ứng thuỷ phân muối:
Dạng muối
Muối trung hòa tạo bởi
cation của axit mạnh với
anion của bazơ mạnh
Muối trung hòa tạo bởi

cation của axit mạnh với
anion của bazơ yếu
Muối trung hòa tạo bởi
cation của axit yếu với anion
của bazơ mạnh
Muối trung hòa tạo bởi
cation của axit yếu với anion
của bazơ yếu

Phản ứng thuỷ phân
Không thuỷ phân

pH của dung dịch
pH = 7

Có thuỷ phân (Cation kim pH < 7
loại bị thuỷ phân, tạo mt axit)
Có thuỷ phân ( Anion gốc
axit bị thuỷ phân, tạo mt
bazơ)
Có thuỷ phân (Cả cation kim
loại và anion gốc axit đều bị
thuỷ phân)

pH > 7

Tuỳ vào Ka, Kb quá trình
thuỷ phân nào chiếm ưu thế,
sẽ cho môi trường axit hoặc
bazơ.

CHƯƠNG 2: NITƠ – PHOTPHO
I. NITƠ VÀ HỢP CHẤT
1. Nitơ
a) Cấu tạo phân tử
- Cấu hình electron : 1s22s22p3
- CTCT : N  N và CTPT : N2
b) Tính chất vật lí
- Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí ( d = 28/29), hóa lỏng ở o
196 C. Nitơ ít tan trong nước, hoá lỏng và hoá rắn ở nhiệt độ rất thấp. Không duy trì sự cháy và sự hô hấp
.
c)Tính chất hóa học
Tính oxi hoá : Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền, nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ
thường.
Giáo viên: Trần Quang Din

- 25 -