Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10

 Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10 [Cơ Bản]
Bài 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
I-Thành phần cấu tạo của nguyên tử.
1. Electron:
a) Sự tìm ra electron: (1897-Tôm-Xơn)
- Tia âm cực gồm chùm hạt electron mang điện tích âm
và mỗi hạt đều có khối lượng được gọi là electron.
b)Khối lượng, điện tích.
me = 9,1.10-31 kg.
qe = -1,6.10-19 (C)= 12. Sự tìm ra hạt nhân: (1911- Rơ-Dơ- pho)
-Nguyên tử có cấu tạo rỗng, phần mang điện dương là
hạt nhân. Xung quanh hạt nhân có các e tạo nên vỏ
nguyên tử
-Vì me <<0,mnguyên tử = mhạt nhân
3. Cấu tạo của hạt nhân nguyên tử:
- Chứa proton (p) và nơtron (n).
- Khối lượng: mp~mn~1,67.10-27kg ~1u.
- Điện tích:
qp = + 1,6.10-19 (c) = 1+.
qn = 0 (hạt trung hòa)
II. Kích thước và khối lượng của nguyên tử.
1. Kích thước:
dnt = 10-10 m =10-1nm =1A0
dhn=10-14 m =10-5 nm =10-4 (A0).
de=dp =10-17m =10-8nm =10-7 A0.
2. Khối lượng:
- 1u = 1/12 khối lượng của một nguyên tử đồng vị
cacbon 12. - Nguyên tử này có khối lượng là
19,9265.10-27kg.

- 1u = 19,9265.10-27/12= 1,6605.10-27kg
mp ~ mn ~ 1u.
Bài 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ. NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC. ĐỒNG VỊ
I. HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ:
1. Điện tích hạt nhân:
- Nếu hạt nhân nguyên tử có Z hạt proton thì điện tích
hạt nhân là Z+ và số đơn vị điện tích hạt nhân là Z. Vì
vậy: số đơn vị điện tích hạt nhân = số p = số e =Z
2. Số khối:
- Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số prton(Z) và
tổng số nơtron (N)
- Công thức: A = Z + N
Ví dụ: Li có 3P và 4n " A = 7
II. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC:
I. Định nghĩa:
- Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện
tích hạt nhân nhưng khác số khối.
- Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân đều có
tính chất hóa học giống nhau.
2. Số hiệu nguyên tử:
- Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) của một nguyên tố
được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó.
Vậy: số hiệu nguyên tử =số đơn vị điện tích hạt nhân =
số p = số e =Z


Bài 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ
I.Sự chuyển động của electron trong nguyên tử.
-Các e chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân

nguyên tử không theo những quỹ đạo xác định tạo nên
vỏ nguyên tử.
-Số e ở vỏ nguyên tử = Số Proton trong hạt nhân
nguyên tử = Số thứ tự Z của nguyên tử nguyên tố đó


trong BTH
II) Lớp electron và phân lớp electron:
1) Lớp electron:
- Ở trạng thái cơ bản, các e lần lượt chiếm các mức
năng lượng từ thấp đến cao.
- Các e trên cùng 1 lớp có mức năng lượng gần bằng
nhau.
+ Lớp(n): 1 2 3 4
+Tên lớp: K L M N
2) Phân lớp electron: Gồm các electron có năng lượng
bằng nhau.
- Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái s, p, d, f.
Vd:
Lớp K(n=1) có 1 phân lớp: 1s.
Lớp L(n=2) có 2 phân lớp: 2s,2p.
Lớp M(n=3) có 3 phân lớp: 3s,3p,3d.
Lớp N(n=4) có 4 phân lớp: 4s,4p,4d,4f.
Vậy : Lớp thứ n có n phân lớp.


Bài 5 : CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ

II.CẤU HÌNH ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ
1. Cấu hình electron nguyên tử :

- Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố
electrron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
* Quy ước cách viết cấu hình electron :
- STT lớp e được ghi bằng chữ số (1, 2, 3. . .)
- Phân lớp được ghi bằng các chữ cái thường s, p, d, f.
- Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của phân
lớp.(s2 , p6 )
* Cách viết cấu hình electron:
- Xác định số electron của nguyên tử.
- Phân bố electron vào các phân lớp theo chiều tăng
mức năng lượng( bắt đầu là 1s), chú ý số e tối đa trên s,


p, d, f.
- Sắp xếp lại theo sự phân bố thứ tự các lớp.

Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC
I) Nguyên Tắc Sắp Xếp Các Nguyên Tố Trong Bảng
Tuần Hoàn:
1.Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng của điện
tích hạt nhân.
2.Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên
tử được xếp thành một hàng.
3.Các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử
như nhau được xếp thành một cột.
II) Cấu Tạo Bảng Tuần Hoàn Các Nguyên Tố Hóa
Học :

1) Ô nguyên tố:
Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng
tuần hoàn gọi là ô nguyên tố.
STT của ô = Số hiệu nguyên tử nguyên tố đó.
ví dụ: Al ở ô số 13 suy ra số hiệu nguyên tử là 13, có
13p, 13e.
2/ Chu kì :
- Chu kì là dãy những nguyên tố mà nguyên tử của
chúng có cùng số lớp electron được xếp theo chiều điện
tích hạt nhân tăng dần.
- STT chu kì = số lớp electron.
- Chu kì nào cũng bắt đầu bằng kim loại kiềm và kết
thúc bằng khí hiếm.
*Chu kì 1 có 2 nguyên tố là H và He.
*Chu kì 2 có 8 nguyên tố bắt đầu bằng kim loại kiềm Li
và kết thúc là khí hiếm Ne.
*Chu kì 3 có 8 nguyên tố bắt đầu bằng kim loại kiềm
Na và kết thúc là khí hiếm Ar.
*Chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ.
*Chu kì 4 và 5 có 18 nguyên tố.
*Chu kì 6 có 32 nguyên tố trông đó có 14 nguyên tố
ngoài bảng.
*Chu kì 7 chưa hoàn thành. Có 14 nguyên tố ngoài
bảng.
4M:1s2 2s2: chu kì 2.
8M: 1s2 2s2 2p4: chu kì 2.
14M: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2: chu kì 3.
3. Nhóm Nguyên Tố:
a/ Định nghĩa: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên
tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau , do

đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được xếp
thành một cột.
b/ Phân loại:
Có hai loại nhóm: nhóm A và nhóm B .
* Nhóm A:
- Nhóm A gồm 8 nhóm từ IA đến VIIIA .
- Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số
electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm .
- Nhóm A: nsanpb
1≤a ≤ 2 ; 0 ≤ b≤ 6
- Số thứ tự của nhóm A: = a + b
• Nếu: a + b ≤ 3 ==> Kim loại
• Nếu 5 ≤ a + b ≤ 7 ==> Phi kim
• Nếu a + b = 8 ==> Khí hiếm
- Ví dụ:
Na( Z = 11 ): 1s22s 22p 6 3s1 ==> IA
O ( Z = 8 ): 1s22s 22p 4 ==> VIA
* Nhóm B:
- Nhóm B gồm 8 nhóm được đánh số từ IIIB đến
VIIIB , rồi IB và IIB theo chiều từ trái sang phải trong
bảng tuần hoàn.
- Nhóm B chỉ gồm các nguyên tố
của các chu kỳ lớn .
- Nhóm B gồm các nguyên tố d và nguyên tố f.
Cấu hình electron hoá trị của nguyên tố d: ( n – 1 )
dansb
Điều kiện: b = 2 ; 1 ≤ a ≤ 10
Nếu: a + b < 8 ==> STT nhóm = a + b

Nếu a + b = 8, 9, 10 ==> STT nhóm = 8


Nếu a + b > 10 ==> STT nhóm = (a + b) – 10
Bài 8 : SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH
ELECTRON NGUYÊN TỬ
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
I.SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH
ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN
TỐ HOÁ HỌC
- Số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các
nguyên tố được lặp lại sau mỗi chu kì, ta nói chúng biến
đổi tuần hoàn.
vậy :sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp
ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích
hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi
tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố.
II.CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A.
1. Cấu hình electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử
các nguyên tố nhóm A.
- Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm A
có cùng số lớp ngoài cùng ( số electron hoá trị ) nên có
tính chất hoá học giống nhau.
Số thứ tự nhóm A = số electron ở lớp ngoài cùng = số
electron hoá trị.
2. Một số nhóm A tiêu biểu:
a. Nhóm VIIIA ( nhóm khí hiếm).
các ntố :Heli Neon Argon Kripton xenon rađon.
Kí hiệu : He Ne Ar Kr Xe Ra

*Nhận xét : nguyên tử của các nguyên tố khí hiếm ( trừ
He) đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng ( ns2np6). Đó là


cấu hình electron bền vững nên :
- Hầu hết các nguyên tử khí hiếm không tham gia phản
ứng hoá học .
-ở điều kiên thường các khí hiếm tồn tại ở trạng thái khí
và phân tử chỉ gồm một nguyên tử .
b. Nhóm IA ( nhóm kim loại kiềm ):
các ntố : Liti Natri Kali Rubiđi Xesi Franxi
kí hiệu : Li Na K Rb Se Fr
*Nhận xét : -nguyên tử của các kim loại kiềm chỉ có
một e ở lớp ngoài cùng : ns1.
- Trong các phản ứng hoá học nguyên tử của các kim
loại kiềm có khuynh hướng nhường đi một electron và
thể hiện hoá trị 1.
M ==> M+ + 1e.
- Các KLK là những kim lạo điển hình.
+ Tính chất hoá học :
- Tác dụng với O2 ==> oxit bazơ tan trong nước.
Vd : 4Na + O2 = 2Na2O
-Tác dụng với H2O ==> bazơ kiềm + H2
M + H2O = MOH
- Tác dụng với các phi kim khác tạo muối.
c. Nhóm VIIA ( nhóm Halogen):
các ntố : Flo Clo Brom Iot Atatin
kí hiệu : F Cl Br I At
phân tử : F2 Cl2 Br2 I2
*Nhận xét :

- Nguyên tử của các nguyên tố halogen đều có 7 e ở lớp
ngoài cùng : ns2np5.
- Trong các phản ứng các halogen có khuynh hướng thu
thêm một electron và có hoá trị 1.


X + 1 e ==> X- là các phi kim điển hình, phân tử gồm hai nguyên tử .
+ Tính chất hoá học :
- Tác dụng với H2:
X2 + H2 = 2 HX (k), khí HX tan trong nước tạo thành
dung dịch axit.
- Tác dụng với kim loại ==> muối.
Vd: 2 Na + Cl2 = 2 NaCl.
- Hiđroxit của chúng là các axit. Vd : HClO, HClO3. . .
*Các nguyên tố nhóm IIA: nhường 2e để đạt cấu hình
bền của khí hiếm.
R --> R2+ + 2e
Bài 9 : SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT
CỦA CÁC
NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC .ĐỊNH LUẬT TUẦN
HOÀN
I. SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH KIM LOẠI,
TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUYÊN TỐ:
+ Tính kim loại: là tính chất của một nguyên tố mà
nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion
dương.
M ==> Mn+ + ne (n =1,2,3)
+Tính phi kim : là tính chất của một nguyên tố mà
nguyên tử của nó dễ nhận electron để trở thành ion âm.
X + ne ==> Xn- ( n =1,2,3)

1.Sự biến đổi tính chất trong một chu kì :
Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại của
các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng
dần.


Vd: Tính kim loại : Na > Mg > Al.
Tính phi kim : Si < P < S < Cl
2.Sự biến đổi tính chất trong một nhóm A :
Trong một nhóm A :Theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, đồng
thời tính phi kim giảm dần.
Vd: Tính kim loại: Cs > Rb > K > Na > Li.
+ Giải thích :Trong một nhóm A, khi Z+ tăng, số lớp e
tăng, bán kính nguyên tử tăng, khã năng nhường e dễ,
tính kim loại tăng và tính phi kim giảm.
3. Độ âm điện
a.Khái niệm : Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng
cho khã năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo
thành liên kết hoá học.
b.Bảng độ âm điện :
- Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều
tăng của Z+ giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói
chung tăng dần.
- Trong nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều
tăng của Z+ giá trị độ âm điện nói chung giảm dần.
*Kết luận : Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên
tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân. C < Si < Ge < Sn.
II. HÓA TRỊ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ:

-Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải, hóa trị cao
nhất của một nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng dần
từ 1 tới 7 còn hóa trị của các phi kum trong hợp chất
với H2 giảm từ 4 tới 1.
III. Oxit và hiđroxit các nguyên tố nhóm A:


-Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, trong cùng một
chu kì tính bazơ của oxit và hiđroxit giảm dần đồng thời
tính axit tăng dần.
IV. Định luật tuần hoàn:
*Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cũng như
thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ
các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng
của điện tích hạt nhân nguyên tử.
Bài 10 : Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC
NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

II- QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ TÍNH CHẤT CỦA
NGUYÊN TỐ
Từ vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn ta suy ra:
-Nguyên tố nhóm IA,IIA,IIA có tính kim loại(trừ B,H).
-Nguyên tố nhóm VA,VIA,VIIA có tính phi kim(trừ Sb,
Bi,Po) .
-Hóa trị nhất của nguyên tố trong hợp chất với Oxi, hóa
trị của nguyên tố trong hợp chất với Hiđro.
-Công thức Oxit cao nhất.
-Công thức Hiđroxit tương ứng(nếu có) và tính axit,
bazơ của chúng
III-SO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT

NGUYÊN TỐ VỚI CÁC NGUYÊN TỐ LÂN CẬN


Trong chu kì theo chiều tăng của điện etích hạt nhân
thì:
-Tính phi kim mạnh dần, tính kim loại yếu dần.
-Oxit và hiđroxit có tính bazơ yếu dần, tinh axít mạnh
dần.
Trong nhóm A theo chiều tăng của điện etích hạt nhân
thì
-Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Kết luận:
-Quan hệ giữa vị trí của nguyên tố và cấu tạo nguyên tử.
-Quan hệ giữa vị trí và tính chất của nguyên tố.
-So sánh tính chất hóa học của một nguyên tố với các
nguyên tố lân cận.
Bài 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION
I- SỰ TẠO THÀNH ION, CATION, ANION.
1/ Ion, Cation, Anion:
a/ Sự tạo thành ion
-Nguyên tử luôn trung hòa về điện, nhưng khi nguyên
tử nhường hay nhận thêm electron thì nó trở thành phần
tử mang điện gọi là ion.
b/ Sự tạo thành Cation.
Khi nguyên tử kim loại nhường đi e ngoài cùng thì biến
thành ion dương (hay Cation).
Ví dụ: Na – 1e = Na+
Hay : Na = Na+ + 1e
c/ Sự tạo thành Anion.
Khi nguyên tử phi kim nhận thêm e thì biến thành ion

âm (hay Anion).
Ví dụ: Cl + 1e = Cl-


Hay : Cl = Cl- - 1e
2/ Ion Đơn Nguyên Tử Và Ion Đa Nguyên Tử.
a/ Ion đơn nguyên tử: Là các ion tạo nên từ một
nguyên tử.
Ví dụ: Cation: Na+, Ca2+…
Anion: Cl- ,S2- …
b/ Ion đa nguyên tử: Là những nhóm nguyên tử mang
điện tích dương hay âm.
Ví dụ: Cation: NH4+
Anion: SO42-, OH-…

III-TINH THỂ ION
1/ Tinh Thể NaCl
-Ở thể rắn, NaCl tồn tại dưới dạng tinh thể. Trong mạng
tinh thể NaCl các ion Na+,Cl- được phân bố luân phiên
đều đặn và có trật tự trên các đỉnh của hình lập phương
nhỏ. Xung quanh mỗi ion đều có 6 ion ngược dấu liên
kết với nó.
2/ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA HỢP CHẤT ION
-Tinh thể ion rất bền vững vì lực hút tĩnh điện giữa các
ion ngược dấu trong tinh thể lớn. Các hợp chất ion đều


khá rắn, khó nóng chảy, khó bay hơi.
-Các hợp chất ion thường tan nhiều trong nước. Khi
nóng chảy, khi hòa tan trong nước chúng tạo thành

dung dịch dẫn được điện, còn ở trạng thái rắn thì không
dẫn được điện.
Bài 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I-SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên
tử giống nhau. Sự hình thành đơn chất.
a) Sự hình thành phân tử H2
-Công thức electron: H : H
-Công thức cấu tạo: H - H
*Mỗi nguyên tử H góp 1e tạo thành một cặp e
chung , biểu diễn bằng một gạch nối giữa hai
nguyên tử Hiđro
b) Sự hình thành phân tử N2
-Công thức electron: N.N
-Công thức cấu tạo: N ≡ N
*Mỗi nguyên tử Nitơ thiếu 3e so với cấu hình electron
của khí hiếm Ne, nên mỗi nguyên tử N bỏ ra 3 e để
dùng chung hình thành 3 cặp e dùng chung, tạo thành 3
liên kết cộng hóa trị. Gọi là liên kết ba.
Khái Niệm Về Liên Kết Cộng Hóa Trị:
Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa hai
nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung.
Mỗi cặp electron dùng chung tạo nên một liên kết cộng
hóa trị-Liên kết đơn.
2/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên
tử khác nhau. Sự hình thành hợp chất.


3-Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị.
Có thể là chất lỏng : nứơc, rượu…

Có thể là chất khí: CO2, H2…
Có thể là chất rắn: đường…
Các chất có cực tan nhiều trong dung môi có cực như
nước.
Các chất không cực nói chung không dẫn điện ở mọi
trạng thái
II- ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1/ Quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị không cực, liên
kết cộng hóa trị có cực và liên kết ion.
Trong phân tử, nếu cặp electron chung ở giữa hai
nguyên tử thì ta có liên kết cộng hóa trị không cực.
Nếu cặp electron chung lệch về một phía của một
nguyên tử thì ta có liên kết cộng hóa trị có cực.
Nếu cặp electron chung chuyển hẳn về một nguyên tử
thì ta có liên kết ion.
Bài 14: TINH THỂ NGUYÊN TỬ – TINH THỂ
PHÂN TỬ
I-TINH THỂ NGUYÊN TỬ.
1/ Cấu Tạo.
-Tinh thể nguyên tử được cấu tạo từ những nguyên tử
được sắp xếp một cách đều đặn và có trật tự nhất định
trong không gian tạo thành mạng tinh thể nguyên tử.


Các nguyên tử liên kết nhau bằng liên kết cộng hóa trị.
Ví dụ: Tinh thể kim cương. Mỗi nguyên tử Cacbon liên
kết với 4 nguyên tử Caccbon khác bằng 4 liên kết cộng
hóa trị.
2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Nguyên Tử.
-Lực liên kết cộng hóa trị trong cấu trúc mạng tinh thể

nguyên tử lớn nên tinh thể nguyên tử thường bền vững,
rất cứng, khó nóng chảy, khó sôi…
II- TINH THỂ PHÂN TỬ
1/ CẤU TẠO.
-Tinh thể phân tử được cấu tạo từ những phân tử được
sắp xếp một cách đều đặn, theo một trật tự nhất định
trong không gian tạo thành mạng tinh thể phân tử. Ở
các điểm nút mạng tinh thể là những phân tử liên kết
nhau bằng lực tương tác yếu giữa các phân tử (lực
Vandecvan).
Ví dụ: Tinh thể phân tử I2.
2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Phân Tử.
-Tinh thể phân tử dễ nóng chảy, dễ bay hơi: Naptalen…
-Tinh thể phân tử không phân cực dễ hòa tan trong các
dung môi không phân cực :Benzen
Bài 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA
I. HÓA TRỊ
1. Hóa trị trong hợp chất ion.
Trong hợp chất ion, hóa trị của một nguyên tố bằng
điện tích của ion và được gọi là điện hóa trị của nguyên
tố đó.
Ví dụ: NaCl (Na+, Cl-)
-Na có diện hóa trị là 1+


-Cl có điện hóa trị là 1Lưu ý:
-Điện hóa trị của các nguyên tố nhóm nhóm IA, IIA, và
IIIA trong hợp chất ion tương ứng là 1+, 2+, 3+.
-Điện hóa trị của các nguyên tố nhóm nhóm VIA, và
VIIA trong hợp chất ion tương ứng là 2-, 1-.

2. Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị.
Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của một nguiyên tố
được xác định bằng số liên kết cộng hóa trị của nguyên
tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hóa
trị của nguyên tố đó.
Ví dụ: CH4
-Nguyên tố cacbon có cộng hóa trị là 4.
-Nguyên tố Hiđro có cộng hóa trị là 1.
II. SỐ OXIHÓA
1. Khái niệm:
Số oxihóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích
của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả định
rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên
kết ion.
2. Quy tắc xác định số oxi hóa.
Quy tắc 1: Số oxihóa của nguyên tố trong các đơn chất
bằng không.
Ví dụ: Cu-0, O2-0 , H2-0…
Quy tắc 2:Trong một phân tử, tổng số số oxihóa của các
nguyên tố bằng không.
Quy tắc 3: Số oxihóa của các ion đơn nguyên tử bằng
điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử , tổng số
số oxihóa của các nguyên tố bằng điện tích của ion.
Quy tắc 4:Trong hầu hết các hợp chất, số oxihóa của


Hiđro bằng +1(trừ muối Hiđrua NaH-1…), số oxihóa
của Oxi bằng -2(trừ các Peoxit H2O2-1…).
Bài 17: PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ
I. ĐỊNH NGHĨA

-Chất khử ( chất bị oxi hoá ) là chất nhường electron
- Chất oxi hoá ( chất bị khử) là chất nhận electron
- Sự khử ( quá trình khử) là sự (quá trình) nhận
electron
- Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) là sự ( quá trình
Oxihoá) nhường electron.
Định nghĩa phản ứng oxi hoá – khử:
Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong
đó có sự chuyển electron giữa các chất trong phản
ứng hay phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học
trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên
tố.
III-LẬP PHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC CỦA PHẢN
ỨNG OXIHÓA-KHỬ.
Phương pháp thăng bằng electron, đựa trên nguyên tắc:
Tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số
electron do chất oxihóa nhận: Trải qua bốn bước
-Bước 1: Xác định số oxihóa của các nguyên tố trong
pảhn ứng để tìm chất khử, chất oxihóa.
-Bước 2: Viết các quá trình khử, quá trình oxihóa cân
bằng mổi quá trình.
-Bước 3: tìm hệ số thích hợp cho chất khử, chất oxihóa
sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng
số electron do chất oxihóa nhận
-Bước 4: Đặt các hệ số của chất khử và chất oxihóa vào
sơ đồ phản ứng , từ đó tính ra hệ số của các chất kháccó


mặt trong phương trình hóa học . Kiểm tra cân bằng số
nguyên tử của các nguyên tố và cân bằng điện tích hai

vếđể hòan tất việc lập phương trình hóa học của phản
ứng.
III- Ý NGHĨA CỦA PHẢN ỨNGOXIHÓA-KHỬ
TRONG THỰC TIỄN
-Phản ứng oxi hóa-khử là loại phản ứng hóa học khá
phổ biến trong tự nhiên và có tầm quan trọng trong sản
xuất và đời sống
Bài 18: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG TRONG HÓA
HỌC VÔ CƠ
I- Phản ứng có sự thay đổi số oxihóa và phản ứng
không có sự thay đổi số oxihóa.


II-Kết Luận:
Dựa vào sự thay đổi số oxihóa của các nguyên tố người
ta có thể chia phản ứng hóa học thành hai loại:
-Phản ứng không có sự thay đổi số oxihóa các nguyên
tố ==> không phải là phản ứng oxihóa-khử.
-Phản ứng có sự thay đổi số oxihóa các nguyên tố ==>
Là phản ứng oxihóa-khử.
Bài 21 : KHÁI QUÁT VỀ NHÓM HALOGEN
I-Vị trí của nhóm halogen trong hệ thống tuần hoàn
-Nhóm VIIA gồm Flo(F), Clo(Cl), Brom(Br), Iot (I) và
Atatin(At). Trong đó Atatin là nguyên tố phóng xạ(xét
trong phần Vật lí hạt nhân).
-Nhóm Halogen đứng ở gần cuối mỗi chu kì, đứng sau
nhóm VIA, trước nhóm VIIIA.
II-Cấu hình electron nguyên tử, cấu tạo phân tử.

III- Sự biến đổi tính chất
1/ Sự biến đổi tính chất vật lí .
-Trạng thái tập hợp: Khí ==> lỏng ==> rắn.
-Màu sắc: đậm dần.
-Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần.
-Bán kính nguyên tử : tăng dần.
-Độ âm điện: giảm dần.
2/ Sự biến đổi tính oxihóa
Từ Flo đến Iot tính oxihóa của các Halogen giảm dần
3/ Sự biến đổi tính chất hóa học.
-Thể hiện tính oxihóa mạnh, tính oxihóa giảm dần từ
Flo đến Iôt.


Bài 22: CLO
I-Tính chất vật lí
-Ở điều kiện thường, Clo là chất khí màu vàng lục, mùi
xốc, rất độc .
-Khí Clo nặng gấp 2,5 lần không khí và tan ít trong
nước tạo thành dung dịch nước Clo có màu vàng nhạt ,
Clo tan nhiều trong các dung môi hữu cơ: Benzen,…
II-Tính chất hóa học
Clo thể hiện tính oxihóa mạnh chỉ kém hơn Flo và Oxi.
Cl + 1e = ClHay: Cl2 + 2.1e = 2 Cl-

III-Trạng Thái Tự Nhiên
-Trong tự nhiên Clo có hai đồng vị bền và nguyên tử
khối trung bình là 35,5.
-Clo chủ yếu tồn tại dưới dạng hợp chất NaCl và các
chất khóang.

IV- Ứng Dụng


-Clo được dùng để tiệt trùng nước sinh họat, dùng để
tẩy trắng vải, sợi giấy…
-Một lượng lớn Clo dùng để điều chế một số chất hữu
cơ như : PVC, CCl4…
-Điều chế một số hóa chất quan trọng khác: nước Javen,
Cloruavôi…
V-Điều Chế

Bài 23: HIĐRO CLORUA –AXIT CLOHIĐRIC VÀ
MUỐI CLORUA
I-Hiđro Clorua

2/Tính chất vật lí
-Hiđro Clorua là chất khí không màu, mùi xốc, nặng
hơn không khí gấp 1,26 lần
-Hiđro Clorua tan nhiều trong nước tạo thành dung dịch
Axit Clohiđric (Axit mạnh) làm quỳ tím hóa đỏ
II-Axit Clohiđric
1/Tính chất vật lí
-Dung dịch Axit Clohiđric là chất lỏng, không màu, mùi