Tổng hợp ngắn gọn lý thuyết hóa THPT 10-11-12

Gv: Hà Thành Trung

Bài 1: HÓA ĐẠI CƯƠNG
A. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
I. Thành phần nguyên tử:
-Nguyên tử là hạt trung hòa về điện có cấu tạo 2 phần:
+ Nhân nguyên tử: proton (P) mang điện dương , notron (N) không mang điện
+ Vỏ nguyên tử: các electron (e) mang điện âm.
- Khối lượng nguyên tử chính là khối lượng hạt nhân (khối lượng các hạt proton và notron)

Cấu tạo nguyên tử

Vỏ nguyên tử

Hạt nhân

Electron

Proton

Notron

Điện tích

1-

1+

Không mang điện

Khối lượng

9,1.10-31 (kg)

1,6727.10-27(kg)

1,6748.10-27(kg)

- Số Avorgaro là số nguyên tử hay phân tử có trong 1 mol chất, bằng 6,023.1023
- Đơn vị Cacbon (đơn vị khối lượng nguyên tử), ký hiệu u bằng

1
khối lượng Cacbon
12

1u  1,6605.1027 kg

II.Hạt nhân nguyên tử:
- Ký hiệu Z cho biết:
+Số proton.
+Số electron
+Điện tích hạt nhân là Z+.
+Số đơn vị điện tích hạt nhân Z
+Số hiệu nguyên tử Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số proton = Số electron
-Số khối ký hiệu A

A=p+n=Z+N

III.Nguyên tố hóa học:
- Nguyên tố hóa học là tập hợp nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân nên có tính chất hóa học
giống nhau

- Ký hiệu nguyên tử
1


Gv: Hà Thành Trung

A
Z

Z: số hiệu nguyên tử

X

A: số khối
X: ký hiệu tên nguyên tử

IV.Đồng vị:
- Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử cùng số proton, khác nhau
số notron, do đó khác nhau số khối A
- Các đồng vị có electron bằng nhau nên tính chất hóa học giống nhau.
- Các đồng vị có notron khác nên khối lượng khác nên tính chất vật lý khác.

Nguyên tử khối trung bình:
-Ta có

A1
z

X ( a%) và

A2
z

X (b%)…..

-Nguyên tử khối trung bình là:

M

a. A1  b. A2  ....
a  b  .....
1

Điều kiện tỷ lệ của N : Z là:



m
n

hh

hh

N
 1,5
Z

V.Vỏ nguyên tử
1. Obitan nguyên tử:

a. Định nghĩa: Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó khả
năng có mặt electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).
b. Số và dạng obitan: phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron.
Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu.
Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi.
Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn.
Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin(chiều) ngược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng
1 ô vuông

, (còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron

độc thân, nếu đủ 2 electron

ta gọi đó là electron

ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan không có electron gọi là

obitan trống.

2


Gv: Hà Thành Trung
2.Lớp và phân lớp electron:
-Các e xếp vào các lớp xung quanh nhân ; lớp trong có năng lượng thấp hơn lớp ngoài.
a. Trong một lớp
 Các electron có năng lượng gần bằng nhau.
 Ký hiệu của lớp: Lớp K (n=1) ; lớp L (n=2)……
b. Trong phân lớp
 Các electron có năng lượng bằng nhau.

 Ký hiệu của phân lớp s, p, d, f,………….
Lớp (n=…)

K (n=1)

L (n=2)

M (n=3)

s

s,p

s, p, d

N (n=4) O (n=5)

P (n=6)

Q (n=7)

Mức năng
lượng
Phân lớp

s, p, d , f

3.Số obitan trong một lớp và phân lớp.
Phân lớp

S

P

d

f

Số obitan

1

3

5

7

Lớp

1

2

3

4

Phân lớp

S

s,p

s, p, d

s, p, d , f

Số obitan

1

4

9

16

- Số obitan trong một lớp là n2

VI. Cấu hình electron
1. Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron
1s
Cấu hình e theo mức năng lượng của obitan là:

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
4f
Cấu hình e theo mức sự phân bố lớp là:

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

6f

7s

7p

7d

7f

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s

3


Gv: Hà Thành Trung
2.Nguyên tắc phân bố electron:
a.Nguyên lý Pauli:
-Trên 1 obitan chỉ có thể có nhiều nhất 2 electron và 2 electron này chuyển động tự quay khác
chiều nhau xung quanh trục riêng mỗi e.

Hệ quả:
Phân lớp

S

P

d

F

Số e tối đa

2

6

10

14

Ký hiệu

s2

p6

d10

f14

Lớp

1

2

3

4

Số e tối đa

2

8

18

32

-

Số e tối đa trong 1 lớp là 2n2 (n là số lớp e)

b.Nguyên lý vững bền:
-Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt những obitan có mức năng
lượng từ thấp đến cao.

c.Quy tắc Hund:
-Trong cùng 1 phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là
tối đa

3.Cấu hình electron:
**11Na
-Cấu hình e theo mức năng lượng:

1s2 2s2 2p6 3s1

-Sự phân bố e vào các obitan:

*35Br
-Cấu hình e theo mức năng lượng:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

-Cấu hình e (theo thứ tự lớp):

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

4


Gv: Hà Thành Trung
* Fe (Z = 26).
-Cấu hình e theo mức năng lượng:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

-Cấu hình e (theo thứ tự lớp):

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation
hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó:
Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5.
Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận.
S(Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cần hiểu rằng :electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng lượng.
4.Đặc điểm e lớp ngoài cùng:
 Nguyên tử

có 1, 2, 3e lớp ngoài cùng

là kim loại

 Nguyên tử

có 5, 6, 7e lớp ngoài cùng

là phi kim

 Nguyên tử

có 4e lớp ngoài cùng

là kim loại hoặc phi kim

 Nguyên tử

có 8e lớp ngoài cùng

là khí hiếm

Các công thức làm bài tập :
Dạng 1 : Toán về kích thước ,bán kính ,thể tích nguyên tử
Phương pháp :
 Áp dụng công thức V 

4 3
r
3

27
 1u  1,6605.10 kg
0

10
8
 1 A  10 m  10 cm
1nm  109 m  107 cm

- Số Avorgaro là số nguyên tử hay phân tử có trong 1 mol chất, bằng 6,023.1023
- Đơn vị Cacbon (đơn vị khối lượng nguyên tử), ký hiệu u bằng
VII. Phản ứng hạt nhân:

5

1
khối lượng Cacbon
12


Gv: Hà Thành Trung
Phản ứng hạt nhân là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguyên tố này thành hạt nhân
của những nguyên tố khác.
Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn.
Ví dụ:

Vậy X là C.

VIII. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện.
1) Năng lượng ion hoá (I)
Năng lượng ion hoá là năng lượng cần tiêu thụ để tách 1e ra khỏi nguyên tử và biến nguyên tử
thành ion dương. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng
nhỏ.

2) Ái lực với electron (E)
Ái lực với electron là năng lượng giải phóng khi kết hợp 1e vào nguyên tử, biến nguyên tử thành
ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng
lớn.
3) Độ âm điện ():
Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp electron liên kết của một nguyên tử
trong phân tử.
Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:
 Nguyên tố có  càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng mạnh.
 Độ âm điện  thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các hiệu ứng dịch
chuyển electron trong phân tử.
 Nếu hai nguyên tử có  bằng nhau sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị thuần tuý.
. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều (> 1,7) sẽ tạo thành liên kết ion.
. Nếu độ âm điện khác nhau không nhiều (0 << 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực.

6


Gv: Hà Thành Trung

B. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. 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.

II. 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.
1. 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.
2. 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.

III. 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 χ 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).

7


Gv: Hà Thành Trung
IV. 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.
NHÓM
Hợp chất oxi cao nhất

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

R2O

RO

R2O3

RO2

R2O5

RO3

R2O7

RH4

RH3

RH2

RH

Hợp chất với hidro

VIIA

C. LIÊN KẾT HÓA HỌC
I. Liên kết ion:
1.Định nghĩa: được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu
2. Đặc điểm: thường tạo bởi kl điển hình và phi kim điển hình ( > 1,7 ) : NaCl, KF
3. Hợp chất ion:
-Chất rắn, dạng tinh thể, nhiệt độ nóng chảy cao

-Đa số tan trong nước, khó tan trong dung môi hữu cơ ít phân cực
-Dẫn điện ở trạng thái nóng chảy và dung dịch

II. Liên kết cộng hóa trị:
1. Định nghĩa: được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung

2. Phân loại:
a. Liên kết cộng hóa trị không cực: cặp e dùng chung không bị hút lệch về phía nguyên tử nào
(0 << 0,4) : H2; Cl2, CO2
b. Liên kết cộng hóa trị có cực: cặp e dùng chung bị hút lệch về phía nguyên tử có độ âm điện
lớn hơn (0,4<< 1,7): HCl, H2O, SO2, NH3
8


Gv: Hà Thành Trung
3.Hợp chất cộng hóa trị:
-Chất khí, lỏng hoặc rắn, nhiệt độ nóng chảy thấp, dễ thăng hoa (với chất rắn)
-Đa số không tan trong nước (trừ khi có thể tạo liên kết hidro), tan dễ trong dung môi hữu cơ
-Không dẫn điện khi nóng chảy hoặc hòa tan

III. Liên kết cho nhận:
1. Định nghĩa: Là liên kết cộng hóa trị đặc biệt trong đó cặp electron chung chỉ do một nguyên
tử góp
2. Đặc điểm:
-Nguyên tử cho: đã đạt cơ cấu bền mà vẫn còn dư 1 đôi điện tử
-Nguyên tử nhận: chỉ đạt cơ cấu bền khi có thêm 2 điện tử
3. Kết quả
-Tạo thành hợp chất phối trí
-Nhiều hợp chất chứa cùng 1 nguyên tố với hóa trị khác nhau

IV. Liên kết kim loại:
1. Định nghĩa: là liên kết được hình thành giữa cation, nguyên tử và các electron tự do
2. Mạng tinh thể kim loại:
a. Lập phương tâm khối
b. Lập phương tâm diện
c. Lục phương

V. Liên kết hidro:
1. Định nghĩa:
Liên kết hiđro là một loại liên kết hóa học yếu, được thực hiện giữa hiđro linh động [H linh
động là H có mang một phần điện tích dương, H này được liên kết cộng hóa trị phân cực (có

9

δ+

δ’-


Gv: Hà Thành Trung
cực) với một nguyên tố có độ âm điện lớn gồm O, N, F ] với một nguồn giàu điện tử (cũng
thường là các nguyên tố có độ âm điện lớn gồm O, N, F).
Liên kết hiđro được biểu diễn như sau:

A <

H.... B

Trong đó:
A < H: liên kết cộng hóa trị phân cực giữa H với nguyên tố có độ âm điện lớn A

H.... B: (B là O, N, F): Đôi điện tử góp chung bị kéo về phía A có độ âm điện lớn hơn so với H.
liên kết hiđro giữa H với nguồn giàu điện tử B (B cũng thường là các nguyên tố
có độ âm điện lớn gồm O, N, F hay nguồn điện π, nhân thơm)
(H có độ âm điện 2,20. Còn O có độ âm điện 3,44 ; N có độ âm điện 3,04 ; F có độ âm điện
3,98)

2. Kết quả:
-Làm nhiệt độ sôi của chất cao bất thường
-Làm tăng khả năng hòa tan với dung môi
- Giải thích tính tan và nhiệt độ sôi của các hợp chất có liên kết hidro
3. Đặc điểm:
Bản chất của liên kết hiđro là do lực hút tĩnh điện giữa H linh động có mang một phần điện tích
dương với nguồn giàu điện tử B có mang một phần điện tích âm. Do đó yếu tố nào làm cho H
càng linh động, tức H càng mang nhiều điện tích dương, và nguồn giàu điện tử B càng giàu điện
tử, tức B càng mang nhiều điện tích âm, thì liên kết hiđro giữa H và B càng mạnh.
Chỉ những phân tử nào chứa H linh động, tức có chứa nhóm −O−H, −N−H, F−H, mới tạo được
liên kết hiđro giữa các phân tử của chúng với nhau.
VD: Nước (H-OH), Rượu đơn chức (R-OH), Rượu đa chức (R(OH)n), Phenol (Ar-OH),
Axit hữu cơ (R-COOH ), Amoniac (NH3), Amin bậc 1 (R-NH2), Amin bậc 2 (R-NH-R’),
Amino axit (H2N-R-COOH)... tạo được liên kết H giữa các phân tử với nhau.
- Hai hợp chất cộng hóa trị có khối lượng phân tử xấp xỉ nhau, hợp chất nào tạo được liên kết
hiđro giữa các phân tử với nhau thì sẽ có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao hơn (do phải cần

10


Gv: Hà Thành Trung
cung cấp thêm năng lượng nhiệt để phá vỡ liên kết hiđro, sau đó phần năng lượng còn dư mới
cung cấp cho động năng để các phân tử bay hơi).
: CH3Cl (−240C, M = 50,5) <

Thí dụ:

: C2H5OH (780C, M = 46)

Hợp chất hữu cơ nào tạo đươc liên kết hiđro với nước và có khối lượng phân tử không lớn sẽ
hòa tan nhiều trong nước.
Các rượu chứa 1C, 2C, 3C trong phân tử ( CH3OH, C2H5OH, C3H7OH ) tan mọi tỉ lệ (tan vô
hạn) trong nước.
Các axit chứa 1C, 2C, 3C trong phân tử (HCOOH, CH3COOH, CH3CH2COOH) tan vô hạn
trong nước.

Nhưng axit panmitic (acid palmitic, C15H31COOH), axit stearic (C17H35COOH)

không tan trong nước.
VI. Liên kết xích-ma (σ)
-Là liên kết cộng hóa trị, do sự xen phủ theo hướng đồng trục giữa 2 obitan
-Bền

11


Gv: Hà Thành Trung
VII. Liên kết pi (π)
-Là liên kết cộng hóa trị, do sự xen phủ bên giữa 2 obitan
-Kém bền

D. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG CÂN BẰNG HÓA HỌC
I.Tốc độ phản ứng
-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.
-Biểu thức vận tốc phản ứng: vận tốc phản ứng tỉ lệ thuận với tích số nồng độ của các chất tham
gia phản ứng, với số mũ là hệ số hợp thức các chất tương ứng trong phương trình phản ứng hóa
học.
Với phản ứng: mA + nB

pC + qD

Biểu thức vận tốc: V = k.[A]m.[B]n =
k: hệ số tỉ lệ (hằng số vận tốc) [A], [B]: nồng độ mol/l của A, B.

Thí dụ:

Br2 + HCOOH

2HBr + CO2

Lúc đầu nồng độ Br2 là 0,0120 mol/l, sau 50 giây nồng độ là 0,0101 mol/l
Vậy tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian 50 giây tính theo Br2 là:
̅

= 3,8.10-4 mol / l.s

II.Cân bằng hóa học
1. Phản ứng thuận nghịch: Là phản ứng xảy ra theo 2 chiều ngược nhau trong cùng điều kiện,
ví dụ: H2 + I2

2HI

2. Cân bằng hóa học trong phản ứng thuận nghịch:

a. Định nghĩa: Là trạng thái của phản ứng thuận nghịch mà tại đó vận tốc phản ứng thuận bằng
vận tốc phản ứng nghịch (cân bằng động)
b. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier
Cân bằng của phản ứng thuận nghịch sẽ chuyển dời theo chiều chống lại sự thay đổi các điều
kiện bên ngoài (về nồng độ, nhiệt độ, áp suất)
Thay đổi : Chiều chuyển dời
12


Gv: Hà Thành Trung
Nồng độ: Tăng – Giảm ; Giảm – Tăng
Áp suất: Tăng – Giảm số phân tử khí ; Giảm – Tăng số phân tử khí
Nhiệt độ: Tăng – Giảm nhiệt (thu nhiệt) ; Giảm – Tăng nhiệt (tỏa nhiệt)
Lưu ý:
Xúc tác chỉ làm tăng tốc độ phản ứng chứ không làm ảnh hưởng đến chuyển dịch cân
bằng.
c. Hằng số cân bằng với phản ứng thuận nghịch:
mA + nB

pC + qD

-Vận tốc phản ứng thuận: Vt = kt.[A]m.[B]n
-Vận tốc phản ứng nghịch: Vn = kn.[C]p.[D]q
-Khi cân bằng: Vt = Vn

kt.[A]m.[B]n = kn.[C]p.[D]q

-Hằng số cân bằng:

E. ĐIỆN LY

I. Sự điện ly:
Là quá trình phân ly các chất trong nước hoặc nóng chảy toàn ion ( ion dương ,ion âm)
Sự điện ly được biểu diễn bằng phương trình điện ly.
II.PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LY
1.Định nghĩa
Độ điện li anpha của một chất điện ly là tỉ số của số phân tử phân li ra ion (n) và tông số phân tử
hòa tan (no)



n
no

2. Phân loại:
a. Chất điện li mạnh : là chất khi tan trong nước ,các phân tử đều phân li ra ion.
b. Chất điện li yếu : là chất khi tan trong nước, chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra
ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.

13


Gv: Hà Thành Trung
III.AXIT- BAZO- MUỐI
1.Axit –bazo theo Arenius:
a. Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+
Vd: HCl, H2SO4…
b. Bazo là chất khi tan trong nước phân li ra anion OHVd: NaOH, Ba(OH)2…
2.Axit nhiều nấc là axit mà một phần tử phân li nhiều nấc ra ion H+
Vd: H2S, H3PO4…
3.Bazo nhiều nấc là baazo mà một phần tử phân li ra nhiều ion OHVd: Mg(OH)2…

4.Hidroxit lưỡng tính : là những chất khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa
có thể phân li như bazo.
Vd: Al(OH)3/ HAlO2.H2O; Zn(OH)2/ H2ZnO2…

5.Axit- bazo theo Brontstet
a. Axit là chất nhường proton (H+):
b. Bazo là chất nhận proton:

NH4+, H2O, Fe3+…

NH3, H2O, HCO3-

6.Hằng số phân li axit

HA

H   A

 H    A 
Ka 
 HA
Ka là hằng số phân li axit: phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất axit. Ka càng nhỏ thì lực axit
càng yếu.

14


Gv: Hà Thành Trung
7.Hằng số phân li bazo
ROH

R   OH 

 R   OH  
Kb 
 ROH 

Kb là hằng số phân li bazo, phụ thuộc vào bản chất bazo đó và nhiệt độ, Kb càng nhỏ thì lực
bazo càng yếu .
8. Muối: là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại ( hoặc NH4+) và anion gốc
axit.
Có 2 loại : muối trung hòa và muối axit .

IV.Công thức tính pH :
[H+].[OH-]=10 -14

tích số ion của nước

pH + pOH = 14

pH = -lg [H+]



pH < 7 : môi trường axit



pH = 7 : môi trường trung tính



pH > 7 : môi trương Bazơ

pOH = -log[OH-]

AXIT

TRUNG TÍNH

KIỀM

QUÌ TÍM

ĐỎ

TÍM

XANH

PHENOLPHTALEIN

KHÔNG MÀU

KHÔNG MÀU

HỒNG

Chú ý: có thể trộn một số chất chỉ thị có khoảng pH đổi màu kế tiếp nhau, ta được hỗn hợp chất
chỉ thị-bazo vạn năng .

V. Phản ứng trao đổi trong dung dịch:
1. Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li chỉ xảy ra khi các
ion kết hợp với nhau tao ra ít nhất một trong các chất: kết tủa, điện li yếu, chất khí.


pt ion rút gọn cho biết bản chất của phản ứng trong các dd chất điện li.



Trong pt ion rút gọn: loại bỏ những ion không tham gia phản ứng, còn những chất kết

tủa, điện li yếu, chất khí được giữ nguyên dưới dạng phân tử.

15


Gv: Hà Thành Trung
2. Ví dụ:
a. Phản ứng tạo thành chất kết tủa .
Na2SO4 + BaCl2 →

2NaCl + BaSO4↓

Pt ion thu gọn :Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
b. Phản ứng tạo thành chất điện ly yếu :
NaOH + HCl → NaCl ++ H2O
PT ion thu gọn : H+ + OH- → H2O
c. Phản ứng tạo thành ion phức :
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)]2Cl
d.Phản ứng tạo thành axit yếu :

Phương trình phân tử:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑

Phương trình ion đầy đủ:

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2↑

Phương trình ion rút gọn: CO32- + 2H+ →

H2O + CO2↑

Lưu ý :
Tính tan của một số muối:
+ Tất cả các muối nitrat (NO3-) đều tan: ví dụ NaNO3, Ca(NO3)2, Cu(NO3)2……….
+ Hầu hết các muối clorua(Cl-) đều tan trừ AgCl, PbCl2
+ Hầu hết các muối sunfat(SO42-) đều tan trừ BaSO4, CaSO4,PbSO4
+ Hầu hết các muối sunfua(S2-) đều không tan trừ các muối sunfua của kim loại Kiềm: Na2S,
K2S, Li2S và( NH4)2S
+ Hầu hết các muối cacbonat (CO32-) đều không tan trừ các muối cacbonat của kim loại Kiềm:
Na2CO3, Li2CO3, K2CO3 và (NH4)2CO3.
+ Hầu hết các muối Photphat (PO43-)và hidrophotphat(HPO42-) đều không tan trừ muối Photphat
và hidrophotphat của kim loại Kiềm (Na, K) và NH4+ . Li3PO4 không tan.
Tính tan của các Bazơ:
Bazo tan gồm: LiOH. NaOH, KOH, Ba(OH)2 Ca(OH)2
Bazo không tan gồm : Fe(OH)3 màu nâu đỏ, Cu(OH)2 màu xanh lam, Fe(OH)2 có màu trắng
xanh
16

Gv: Hà Thành Trung
VI.KHÁI NIỆM SỰ THỦY PHÂN CỦA MUỐI
Phản ứng trao đổi ion giữa các dd muối hòa tan và nước làm cho pH biến đổi gọi là phản
ứng thủy phân của muối
Điều kiện thủy phân của muối :
1.Muối tạo bởi gôc bazo mạnh và gốc axit yếu : khi tan, gốc axit yếu bị thủy phân, dd có môi
trường kiềm (pH > 7): Na2CO3, K2S…
2.Muối tạo bởi gốc bazo yếu và gốc axit mạnh : khi tan ,gốc bazo yếu bị thủy phân ,dd có tính
axit (pH<7): Al2(SO4)3,NH4Cl, (NH4)2SO4 ….
3.Muối tạo bởi gốc axit mạnh và bazo mạnh : không bị thủy phân ,môi trường trung tính: NaCl,
BaCl2… trừ NaHSO4 thủy phân cho môi trường axit.

17


Gv: Hà Thành Trung

Bài 2: HALOGEN VÀ HỢP CHẤT
A. X2
I. Đặc điểm cấu tạo
-Nguyên tử có 7e lớp ngoài cùng ns2np5, bán kính nguyên tử nhỏ và tăng dần , độ âm điện lớn,
dễ nhận e, có tính oxi hóa mạnh, là phi kim điển hình, nhóm VII.A
-Ion X- có mức oxi hóa thấp nhất nên chỉ thể hiện tính khử. Từ F đến I tính oxi hóa giảm dần,
tính khử của ion X- tăng dần.

II. Lý tính
Halogen

F2

Cl2

Br2

I2

Trạng thái

Khí

Khí

Lỏng

Rắn

Lục nhạt

Vàng lục

Nâu đỏ

Rất độc

Mùi xốc, độc

Dễ bay hơi

Độ âm điện

3.98

3.16

2.96

Số oxi hóa trong hợp chất

-1

Màu sắc

III. Hóa tính: Nhận xét: Có tính oxi hóa mạnh
M + X2 → Muối hóa trị cao nhất

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Na + F2 → 2NaF
Lưu ý: Fe + I2 → FeI2

2. Tác dụng với H2:
H 2 + F2 →

ố

2HF

H2 + Br2 → 2HBr

Bị thăng hoa khi
dun nóng

2.66

-1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7

Nhận xét: trạng thái tập hợp: tăng dần; màu sắc đậm dần, tnc/ ts tăng dần

1. Tác dụng với Kim loại:

Đen tím

H2 + Cl2 →
H2 + I 2 ↔

2HCl
2HI
1

(tỉ lệ 1:1 gây nổ)


Gv: Hà Thành Trung
3. Tác dụng với Phi Kim:
2P + 3Cl2 → 2PCl3
2P + 5Cl2 → 2PCl5
Si + 2F2 → SiF4
Lưu ý: Halogen (Cl2, Br2, I2) không tác dụng trực tiếp với O2, N2 và C

4. Tác dụng với H2O:
F2 phân hùy nước:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Cl2, Br2, I2 tác dụng với nước theo thứ tự giảm dần:
Cl2 + H2O

HCl + HClO

2HClO →

2HCl + O2

5. Tác dụng với bazo:
F2 phân hủy nước nên không tác dung trực tiếp với dd bazo
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
3Cl2 + 6KOH →

5KCl + KClO3 + 3H2O

Cl2 + Ca(OH)2 bột → CaOCl2 + H2O
2F2 + 2NaOH loãng, lạnh → 2NaF + H2O + OF2

6. Tác dụng với dd muối:
Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2
Br2 + 2KI → 2KBr + I2
=> tính oxi hóa Cl2 > Br2 > I2
2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl
Na2SO3 + Br2 + H2O → Na2SO4 + HBr
2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2NaI
2F2 + SiO2 → SiF4 + O2

2


Gv: Hà Thành Trung
7. Tác dụng với Axit có tính khử:
H2S khí + Cl2 khí → S + 2HCl
2HI + Cl2 → 2HCl + I2
SO2 + 2H2O + Br2 → 2HBr + H2SO4
H2S + 4H2O + 4Cl2 → 8HCl + H2SO4

8. Tác dụng với chất khử:
3Cl2 khí + 2NH3 khí → N2 + 6HCl
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 10HCl + 2HBrO3
IV. Điều chế halogen
1.Cl2:
a. Trong phòng thí nghiệm: oxi hóa Cl- bằng MnO2 ( cần đun n ng) hoặc KMnO4, K2Cr2O7,
KClO3 trong môi trường axít
MnO2 + 4HClđặc → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

b. Trong công nghiệm:
2NaCl + 2H2O →

2NaOH + H2 + Cl2

3

Gv: Hà Thành Trung
Nhận xét:
1. Khí HCl và H2O lẫn trong qu trình điều chế vì dd HCl dùng là dd đậm đặc, dễ bay hơi nên
tách ra khỏi dd tạo khí HCl lẫn vào sản phẩm. Khi đun n ng, H2O bay hơi một phần tạo hơi H2O,
nên sản phẩm ngoài Cl2 còn có HCl và H2O
2. Tại sao bình 1 lại dùng dd NaCl bão hòa mà không dùng dd kh c: vì độ h o nước của HCl >
NaCl > Cl2. Khi dẫn hỗn hợp sản phẩm vào dd NaCl bão hòa thì HCl hòa tan làm tăng nồng độ
Cl- tạo kết tinh NaCl.xH2O, làm giảm khả năng hòa tan của Cl2
3. Vai trò của bông tầm NaOH: ngăn Cl2 thoát ra ngoài (có thể thay bằng nước vôi trong)

2. Br2: oxi hóa Br- bằng MnO2 trong môi trường axít
MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Br2 + 2H2O
MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O
H2SO4 đ + 2HBr → SO2 + Br2 + 2H2O
2NaBr + 2H2SO4 đ → Na2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O
3. I2: oxi hóa I- bằng MnO2 trong môi trường axít
MnO2 + 2KI + 2H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + I2 + 2H2O
2FeCl3 + 2HI → 2FeCl2 + 2HCl + I2
2NaI + 2H2SO4 đ → Na2SO4 + I2 + SO2 + 2H2O
2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 → I2 + SO2 + Na2SO4 + 2H2O
2KI + O3 + H2O → 2KOH + O2 + I2
4. F2: điện phân nóng chảy hỗn hợp dd HF,KF với anot than chì, catot thép

B. Hợp chất HX:
I. Hidro halogenua HX: không thể hiện tính axit
HF: chất lỏng, xốc, rất độc, tan nhiều torng nước, làm phỏng nặng
HCl :khí không màu, mùi xốc, độc, tan nhiều trong nước
HBr: khí không màu, mùi khó thở, bốc khói trong không khí ẩm, dễ tan trong nước
HI: Khí không màu, kém bền với nhiệt:
4HI + O2 →

2I2 + 2H2O

2HI →
4

H2 + I 2


Gv: Hà Thành Trung
II. Axit halogenhidric:

HF, HCl, HBr, HI

Tính axit tăng
Tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
Độ bền giảm

1. Axit floric HF:
Axit có tính oxi hóa mạnh nhất, tính khử yếu nhất và tính axi yếu nhất, bền nhất
4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O

(c c axit kh c không c pư này)

CaF2 + H2SO4 đặc → CaSO4 + 2HF

2. Axit clohidric HCl:
a. Lý tính: Chất lỏng không màu, xốc, bốc khói trong không khí ẩm; (C%

37%)

b. Hóa tính: Là axit mạnh và có tính khử
+ Quỳ tím hóa đỏ
+ bazo, oxit bazo
+ Muối của axit yếu ( CO32-; SO32-; S2-; CH3COO-...)
+ KL trước H trong dãy hoạt động hóa học
+ Chất oxi hóa (KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, KClO3…)
c. Điều chế:
NaCl rắn + H2SO4 đặc →
2NaCl rắn + H2SO4 đặc →
H2 + Cl2 →

NaHSO4 + HCl
Na2SO4 + 2HCl
Nhận xét:

2HCl

Vai trò của bông tẩm NaOH/Ca(OH)2:
ngăn khí HCl thoát ra ngoài
3. Axit Bromic HBr:
HBr c tính axit tương tự HCl nhưng mạnh hơn
4HBr + O2 → 2Br2 + 2H2O (HF, HCl không c pư này)
2HBr + H2SO4 đặc → Br2 + SO2 + 2H2O
Br2 + H2O + K2SO3 → 2HBr + K2SO4
PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr
2P + 3Br2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HBr (thực tế hay dùng)
5

Gv: Hà Thành Trung
4. Axit iodic HI:
HI có tính axit mạnh nhất, tính oxi hóa yếu nhất và kém bền nhất
4HI + O2 →

2I2 + 2H2O

6HI + KBrO3 → KBr + 3I2 + 3H2O
2FeCl3 + 2KI → FeCl2 + I2 + 2KCl
8HI + H2SO4 đặc → 4I2 + H2S + 4H2O
Lưu ý: Hỗn hợp 3V.HCl đặc: 1V.HNO3 đặc gọi là nước cường toan (cường thủy), có thể hòa tan
Au và Pt:
3HCl + HNO3
NOCl

2Cl + NOCl + 2H2O

NO + Cl

Au + 3Cl → AuCl3

C. Muối halogennua:
AgF tan, AgCl tủa trắng, AgBr tủa vàng nhạt, AgI tủa vàng:

2AgX →

2Ag + X2

PbCl2, PbBr2 tủa trắng, PbI2 tủa vàng
HgI2 tủa đỏ, Cu2I2 tủa trắng

D. Axit có oxi của clo:
HClO: Axit hipocloro; HClO2: Axit cloro; HClO3: Axit cloric; HClO4: Axit pecloric
I. Tính axit:

HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

[Tăng O (không tham gia lk H-O) làm tăng độ phân cực của liên kết H-O]
Thường xét trong môi trường dung môi là nước. Phụ thuộc vào độ bền liên kết H-O (khả năng
phân ly H+), được biểu thị qua chỉ số pKa (Hằng số phân ly axit).
.HCl < H2SO4 (Tăng O làm tăng độ phân cực lk H-O => khả năng phân ly H+ tăng)
.H2SO4 < HClO4 (Do bán kính nguyên tử S > bán kính nguyên tử Cl, Số O không tham gia lk HO trong HClO4 > trong H2SO4).
Còn đem ghép HCl vào khoảng nào thì hơi khó để so sánh, vì 2 loại axit khác nhau, 1 loại có O,
1 loại không O.
6


Gv: Hà Thành Trung
II. Tính oxi hóa:
HCl không có khả năng oxi hóa (Vì Clo đang có số oxi hóa thấp nhất).
Dãy chất còn lại, tính oxi hóa phụ thuộc vào độ bền phân tử, chất nào càng kém bền thì khả
năng oxi hóa tăng: HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4
[số O tăng làm độ bền tăng (do độ bội liên kết tăng), tính oxi hóa giảm]

2HClO →

2HCl + O2

NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO
3HClO2 →

2HClO3 + HCl

- HClO3: mạnh, kém bền ở >50oC :
3HClO3 →

HClO4 + 2ClO2 + H2O

- HClO4: mạnh nhất trong các axít vô cơ, kém bền khi nung với P2O5
2HClO4 →

Cl2O7 + H2O

E. Hợp chất chứa oxi của clo:
I. Nước javen: dùng tẩy trắng sợi, vải giấy, sát trùng, khử mùi do gốc ClO- gây ra
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
đệ

NaCl + H2O →

â

ô

à

ă

NaClO + H2

NaClO + CO2 +H2O → NaHCO3 + HClO
II. Clorua vôi: chất bột, màu trắng, mùi xốc, tính oxi hóa mạnh, ứng dụng tương tự như nước
Javel nhưng được dùng rộng rãi hơn (rẻ tiền hơn : do gốc ClO- gây ra
Cl2 + Ca(OH)2 →

CaOCl2 + H2O

2CaOCl2 + CO2 +H2O → CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + Cl2 + H2O
-1

+1

Lưu ý: CaOCl2 = CaCl2.Ca(ClO)2: được gọi là muối hỗn tạp
(Muối hỗn tạp: muối của một kim loại với nhiều gốc axit khác nhau
Muối kép: muối của nhiều cation khác nhau với một gốc axit)
7


Gv: Hà Thành Trung
III. Kaliclorat: chất rắn, kết tinh, không màu, dùng làm thuốc nổ, điều chế Oxi
3Cl2 + 6KOH →

5KCl + KClO3 + 3H2O

2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2
2KClO3 + 3C → 2KCl + 3CO2
5KClO3 + 6P → 5KCl + 3P2O5
KClO3 + Br2 → KBrO3 + Cl2
KClO3 + 6HCl đặc → KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 →

2KCl + 3O2

4KClO3 →

KCl + 3KClO4

3KClO → 2KCl + KClO3

F. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng:
I. Trạng thái tự nhiên:
Muối mỏ: NaCl
Cacnalit: KCl. MgCl2.6H2O
Xinvinit: NaCl. KCl
II. Ứng dụng:
- Flo: NaF loãng: thuốc chống sâu răng
Teflon (CF2-CF2): chất nhiệt dẻo trong chảo chống dính
Freon (CFCl3, CF2Cl2, gọi chung là CFC): dùng trong tủ lạnh, máy lạnh nhưng gây lủng
tầng ozon nên cấm dùng
- Clo: tẩy trùng nước sinh hoạt, tẩy trắng sợi vải, giấy
- KClO3: chế tạo thuốc nổ, pháo hoa, ngòi nổ, sx diêm (đầu diêm chứa 50% KClO3)
- AgBr: chất nhạy cảm với ánh sáng, dùng để tráng lên phim
- Iot: Cồn iot (dd iot 5% trong C2H5OH)
Muối Iot: NaCl + lượng nhỏ KI/KIO3

8