li thuyet hoa hoc

A - Hóa đại cơng
I/- Các khái niệm cơ bản
1. Nguyên tử là hạt vi mô đại diện cho nguyên tố hóa học và không bị chia nhỏ hơn trong phản ứng hóa
học.
2. Phân tử là hạt vi mô đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học của chất.
3. Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
4. Đơn chất là những chất chỉ cho một nguyên tố hóa học cấu tạo nên, ví dụ nh O
2
, H
2
, Cl
2
, Al, Fe, S, P, ...
5. Hợp chất là những chất đợc cấu tạo từ 2 nguyên tố hóa học trở lên.
6. Nguyên chất là chất gồm các nguyên tử hay phân tử cùng loại.
7. Hỗn hợp là tập hợp nhiều chất đồng thể và không có tơng tác hóa học hóa học với nhau.
8. Ion là nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích:
ion dơng : cation,
ion âm : anion.
9. Mol là lợng chất hay lợng nguyên tố có chứa N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion: N = 6,02.1023.
10. Khối lợng nguyên tử, phân tử là khối lợng tơng đối của nguyên tử, phân tử tính bằng đvc (đơn vị
cacbon).
11. Đơn vị cacbon là đơn vị đo khối lợng nguyên tử, phân tử và các hạt cơ bản:
1 đvc = khối lợng của nguyên tử cacbon = 1,67 . 10-24 kg (=. 1,9926 . 10-23).
12. Khối lợng mol nguyên tử (phân tử) là khối lợng tính bằng gam của N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion
có trị số bằng nguyên tử khối (phân tử khối).
13. Định luật Avogađrô: ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất những thể tích bằng nhau của các chất khí khác
nhau đều chứa cùng một số phân tử.
14. Định luật bảo toàn khối lợng: Khối lợng các chất tham gia phản ứng bằng khối lợng các chất thu đợc
sau phản ứng.
15. Thù hình: các dạng đơn chất khác của cùng một nguyên tố gọi là dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví

dụ: oxi - ozon, than - kim cơng, phốt pho đỏ - phốt pho trắng.
16. Hỗn hống là trạng thái hòa tan một phần của kim loại trong thủy ngân. Ví dụ: (Al, Hg); (Cu, Hg).
17. Hợp kim là vật liệu thu đợc khi đun nóng chảy nhiều kim loại hoặc kim loại với phi kim rồi để nguội.
Ví dụ: thép, gang (Fe-C), đuyra (Al-Mg).
18. Axit là chất có khả năng phân ly cho proton H
+
(trong dung dịch) còn dung dịch axit là dung dịch có
chứa proton H
+
19. Bazơ là chất có khả năng kết hợp với proton H
+
còn dung dịch bazơ là dung dịch có chứa ion OH

.
20. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) với anion gốc axit.
21. Chất trung tính là chất không thể hiện tính axit và tính bazơ.
22. Chất lỡng tính là chất vừa thể hiện tính axit vừa thể hiện tính bazơ.
23. Hóa trị là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử (hóa trị là số nguyên, không dấu).
24. Số oxi hóa là một số đại số để chỉ điện tích của nguyên
tử trong phân tử.
Nếu giả thiết rằng phân tử chỉ gồm các ion. Ví dụ với
CaC
2
:
Nếu giả thiết rằng các cặp electron dùng chung
chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ: với
HNO
3
:
25. Độ điện ly (

) của chất điện ly ở một nồng độ nhất
định là tỷ số giữa số phân tử điện ly (n') với số phân tử ban đầu của nó tan trong dung dịch (n
o
): =
o
n'
n
26. Độ tan là số gam chất tan có trong 100 gam nớc ở một nhiệt độ xác định để tạo thành dung dịch bão
hòa.
27. Độ rợu là số ml rợu nguyên chất có trong 100ml dung dịch rợu. Ví dụ rợu 45
o
thì có 45ml rợu và 55ml
nớc: độ rợu =
rượu ng / c
dd rượu
V 100
V
ì
1
Ca
C
C
Ca có số oxi hóa +2, hóa trị 2
C có số oxi hóa -1, hóa trị 4
N có số oxi hóa +5
N có hóa trị 4
N
O
O

OH
II/- Cấu tạo nguyên tử
e điện tích 1 khối lợng 1/1840 đvc
p điện tích 1 + khối lợng 1 đvc
n điện tích 0 khối lợng 1 đvc
1 = 1,6 . 10
-19
C (culông)
1 + = +1,6 . 10
-19
C (culông)
2. Điện tích hạt nhân
Điện tích hạt nhân = số electron (e) = số proton (p) = Z = số thứ tự = số hiệu nguyên tử.
3. Số khối (A) bằng tổng số proton (Z) và tổng số nơtron (N): A = Z + N , trong đó 1
N
Z
1,3.
4. Khối lợng nguyên tử bằng tổng số khối lợng của proton, nơtron và electron (xấp xỉ bằng số khối, vì
khối lợng electron không đáng kể).
5. Ký hiệu nguyên tử:
6. Đồng vị là những nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân (cùng số proton) nhng khác số khối.
Ví dụ:
37
17
Cl
và
35
17
Cl
;

16
8
O
và
17
8
O
và
18
8
O
.
Đồng khối là các dạng nguyên tử có cùng số khối nhng khác số proton. Ví dụ:
14
6
C
và
14
7
C
.
7. Lớp điện tử (e) đợc đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lợng tăng dần:
STT 1 2 3 4 5 6 7
Tên K L M N O P Q
- Số electron tối đa trên mỗi lớp là 2n
2
(n - Số thứ tự của lớp).
- Lớp ngoài cùng bất luận ở thứ tự nào từ lớp 2 đến lớp 7 cũng chỉ chứa tối đa 8e.
8. Phân lớp electron: Các lớp electron lại chia ra thành phân lớp:
K (n = 1) phân lớp s 2e = 2e

L (n = 2) phân lớp sp (2 + 6)e = 8e
M (n = 3) phân lớp spd (2 + 6 + 10)e = 18e
N (n = 4) phân lớp spdf (2 + 6 + 10 + 14) = 32e.
9. Obitan là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất.
- Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2e:
s có 1 obitan s hình cầu d có 4 obitan d phức tạp
p có 3 obitan p hình số 8 nổi f có 7 obitan f phức tạp.
10. Nguyên lý vững bền: Trong nguyên tử, các electron lần lợt chiếm các mức năng lợng từ thấp đến cao:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f.
11. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng:
Khí hiếm có 8 electron ngoài cùng.
Kim loại có 1, 2, 3 electron ngoài cùng.
Phi kim có 5, 6, 7 electron ngoài cùng.
4 electron: có thể là phi kim (C, Si) hoặc là kim loại (Sn, Pb).
12. Electron hóa trị là electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử (hoặc một phần electron ở lớp sát ngoài
cùng) có khả năng tham gia tạo thành liên kết hóa học.
13. Độ âm điện của một nguyên tố đặc trng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó trong phân tử
hút electron về phía mình.
Phi kim có độ âm điện lớn, còn kim loại có độ âm điện nhỏ.
III/- Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học
2
1. Nguyên tử
lớp vỏ (e mang điện tích âm)
hạt nhân
proton (+)
nơtron ()
A
Z
X
1. Nội dung định luật: Tính chất của các nguyên tố cũng nh thành phần và tính chất của các đơn chất và

hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
2. Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Đầu chu kỳ là kim loại kiềm,
cuối chu kỳ là khí hiếm. Các nguyên tố trong một chu kỳ có cùng số lớp electron.
3. Nhóm là dãy các nguyên tố nằm trong cột do có số e ngoài cùng bằng nhau, tức là có hóa trị cao nhất
đối với oxi bằng nhau.
4. Sự biến thiên tính chất
- Trong chu kỳ: từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm, tính kim loại giảm, tính phi kim tăng, độ âm
điện tăng.
- Trong phân nhóm chính: từ trên xuống, bán kính nguyên tử tăng, tính kim loại tăng, tính phi kim giảm,
độ âm điện giảm.
- STT số p số e.
STT chu kỳ số lớp e.
STT phân nhóm chính số e lớp ngoài cùng.
IV/- Liên kết hóa học
1. Liên kết ion là loại liên kết hóa học đợc hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái
dấu.
- Kim loại điển hình + phi kim điển hình.
- Hiệu độ âm điện của 2 nguyên tố trong phân tử ():
> 1,7 : liên kết ion.
= 1,7 : 50% liên kết ion và 50% liên kết cộng hóa trị.
< 1,7 : liên kết cộng hóa trị có cực.
= 0 : liên kết cộng hóa trị không có cực.
Hiệu số độ âm điện càng lớn thì sự phân cực càng nhiều.
2. Liên kết cộng hóa trị là liên kết đợc hình thành bởi những cặp e dùng chung.
+ Không cực : 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố phi kim.
+ Có cực :2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau.
3. Liên kết cho nhận là liên kết đợc hình thành khi cặp e dùng chung đợc 1 nguyên tử cung cấp.
Ví dụ: SO
2
: O = S O NH

4
+
:
H
|
H N H
|
H
+







4. Liên kết kim loại là loại liên kết hóa học đợc hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion dơng có trong
mạng tinh thể kim loại với các electron tự do.
5. Liên kết hiđro là loại liên kết hóa học giữa các phân tử, liên kết nguyên tử H của phân tử này với
nguyên tử có độ âm điện lớn hơn nh F, O, N ... của phân tử khác. Ví dụ:
HF : ... F H ... F H ... F H ...
B - Hóa vô cơ
I/- Thuyết điện ly
1. Sự điện ly là quá trình phân ly thành các ion trái dấu của phân tử chất điện ly khi tan trong nớc hay ở
trạng thái nóng chảy.
2. Chất điện ly là chất dẫn đợc điện khi tan trong nớc (hay ở trạng thái nóng chảy).
3
2 5
C H OH : ... H O ... H O ... H O ...
| | |

C
2
H
5
C
2
H
5
C
2
H
5
O ... H O
CH
3
C C CH
3
O H ... O
CH
3
COOH:
3. Độ điện ly: =
o
n
n
trong đó: n là số phân tử điện ly còn n
o
là tổng phân tử đầu.
Chất điện ly mạnh : 0,3 (phân ly gần nh hoàn toàn)

Chất điện ly trung bình : 0,03 < < 0,3.
Chất điện ly yếu : 0,03 (phân ly một phần)
4. Hằng số điện ly là hằng số cân bằng của sự điện ly.
Xét phản ứng điện ly: XY X
+
+ Y

K
a
=
[ ]
X . Y
XY
+


và pK
a
= -lgK
a
5. Phản ứng axit - bazơ là phản ứng hóa học trong đó có sự cho và nhận H
+
(proton):
dd axit + dd bazơ dd axit + oxit bazơ
dd axit + bazơ không tan oxit axit + dd kiềm v.v...
6. H
3
PO
4
là axit đa chức.

So sánh tỉ lệ:
3 4
NaOH
H PO
n
a
n b
=
3 4
NaOH
H PO
n
a
n b
=
1 2 3
NaH
2
PO
4
Na
2
HPO
4
Na
3
PO
4
NaH
2

PO
4
H
+
d
NaH
2
PO
4
Na
2
HPO
4
Na
2
HPO
4
Na
3
PO
4
Na
3
PO
4
OH

d
II/- Muối
1. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) liên kết với anion gốc axit.

Ngoại lệ: Ag C C Ag và CH
3
CH
2
O Na cũng là muối.
2. Dung dịch muối: Khi tan trong nớc, muối phân ly thành các ion. Dung dịch muối có chứa cation kim
loại (amoni) và anion gốc axit.
3. Màu của dung dịch muối:
CuSO
4
khan : màu trắng.
dd CuSO
4
: xanh lam (CuSO
4
.5H
2
O)
dd FeSO
4
: xanh lục nhạt (FeSO
4
.7H
2
O)
dd KMnO
4
: tím là màu của MnO
4

dd K
2
MnO
4
: xanh lục là màu MnO
4
2

.
4. Phân loại muối:
a) Muối trung hòa: Trong gốc axit không chứa hiđro.
- Muối thờng: gồm 1 loại cation và 1 anion.
- Muối kép: gồm nhiều loại cation khác nhau kết hợp với một loại anion. Ví dụ: KAl(SO
4
)
2
- phèn.
- Muối hỗn tạp: 1 loại cation kết hợp với nhiều loại anion khác.
Ví dụ:
O Cl
Ca
Cl



hay CaOCl
2
: clorua vôi.
b) Muối axit: Trong gốc axit vẫn còn hiđro. Ngoại lệ
H O

P O
H O |
H

=

hay Na
2
HPO
3
là muối trung hòa.
5. Tính axit - bazơ trong dung dịch muối
Sự tơng tác giữa các ion trong muối với nớc gọi là sự thủy phân muối và thờng là quá trình thuận
nghịch.
Muối Dung dịch pH
a
m
+ b
m
trung tính 7
4
a
m
+ b
y
axit < 7
a
y
+ b
m

bazơ > 7
a
y
+ b
y
tùy quá trình cho hay nhận H
+
mạnh hơn tùy
Muối của axit mạnh và bazơ mạnh không bị thủy phân.
Ví dụ: NaCl hòa tan trong nớc, NaCl không thủy phân, pH = 7.
Muối của axit yếu và bazơ mạnh bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính bazơ.
Ví dụ: Thủy phân Na
2
CO
3
:
Cách 1: Na
2
CO
3
+ H
2
O NaHCO
3
+ NaOH
NaHCO
3
+ H
2
O H

2
CO
3
+ NaOH
Na
2
CO
3
+ H
2
O CO
2
+ 2NaOH.
CO
3
2

+ H
2
O CO
2

+ 2OH

Cách 2: Na
2
CO
3
= 2Na
+

+ CO
3
2

CO
3
2

+ H
2
O HCO
3

+ OH

HCO
3

+ H
2
O = H
2
CO
3
+ OH

dung dịch có OH

pH > 7.
Muối của axit mạnh và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính axit.

Ví dụ: Thủy phân NH
4
Cl: NH
4
Cl + H
2
O NH
4
OH + HCl
Ph.trình ion: NH
4
+
+ H
2
O NH
3

+ H
3
O
+
dung dịch có H
3
O
+
pH < 7.
Muối của axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch trung tính nên những muối này thực ra
không tồn tại trong dung dịch.
Ví dụ: Al
2

S
3
+ 6H
2
O = 2Al(OH)
3

+ 3H
2
S

Fe
2
(CO
3
)
2
+ 3H
2
O = 2Fe(OH)
3

+ 3CO
2

Al
2
(CO
3
)

3
+ 3H
2
O = 2Al(OH)
3

+ 3CO
2

Một số trờng hợp đặc biệt: Một số muối lại có khả năng thủy phân hoàn toàn trong dung dịch (hầu hết là
do các chất tạo thành không phản ứng đợc với nhau để cho phản ứng thuận nghịch).
Ví dụ:
a) Cho dung dịch Na
2
CO
3
tác dụng với dung dịch FeCl
3
hoặc AlCl
3
có CO
2

và kết tủa tạo thành. Vì:
CO
3
2

+ H
2

O HCO
3

+ OH

HCO
3

CO
2

+ OH

Fe
3+
+ 3 OH

= Fe(OH)
3

3 Na
2
CO
3
+ 2 FeCl
3
+ 3 H
2
O = 2 Fe(OH)
3

+ 3 CO
2

+ 6 NaCl
b) Cho dung dịch NH
4
Cl tác dụng với dung dịch NaAlO
2
tạo kết tủa và có khí bày ra.
NH
4
Cl NH
4
+
+ Cl

NH
4
+
+ H
2
O NH
3

+ H
3
O
+
NaAlO

2
= Na
+
+ AlO
2

AlO
2

+ H
3
O

= Al(OH)
3

NH
4
Cl + NaAlO
2
+ H
2
O = Al(OH)
3

+ NH
3

+ NaCl
III/- Axit - bazơ

1. Axit có các dạng sau
- Phân tử trung hòa: HCl , HNO
3
, H
2
SO
4
, ...
- Ion dơng: NH
4
+
, Fe
3+
, Al
3+
, ...
- Ion âm: duy nhất có HSO
4

.
HCl + H
2
O H
3
O
+
+ Cl

HSO
4

+ H
2
O = H
3
O
+
+ SO
4
2

NH
4
+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Fe
3+
+ 3 H
2
O = Fe(OH)
3
+ 3 H
+

Tạo môi trờng axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton.
2. Bazơ có các dạng
5
- Phân tử trung hòa: NaOH , NH
3
, ...
- Ion gốc axit yếu: S
2

, SO
3
2

, CO
3
2-
, ...
Tạo ra môi trờng OH

quì tím ngả xanh, có khả năng nhận proton.
NH
3
+ H
2
O NH
4
+ OH

S
2

+ H
2
O HS

+ OH

CO
3
2

+ H
2
O HCO
3

+ OH

.
3. Những ion trung tính
- Ion kim loại mạnh: K
+
, Na
+
, Ca
2+
, Ba
2+
, ...
- Ion gốc axit mạnh: Cl

, SO
4
2

, NO
3

, Br

.
4. Những chất lỡng tính (vừa cho H
+
vừa nhận H
+
)
- Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Be(OH)
2
, Cr(OH)
3
.
- Muối axit của axit yếu: NaHCO
3
.
HCO
3

CO
3
2

+ H
+
HCO
3

+ H
+
H
2
CO
3
.
- H
2
O là chất lỡng tính:
H
2
O H
+
+ OH

H
2
O + H
+

H
3
O
+
.
5. pH
Nếu biểu diễn nồng độ mol của H
+
bằng hệ thức [H
+
] = 10
-a
mol/lít
thì số trị a đợc xem là pH của dung dịch, nên pH = a = -lg[H
+
].
Tơng tự [OH

] = 10
-b
mol/lit. Suy ra:pOH = -lg[OH].
Với môi trờng trung hòa: pH = 7
Với môi trờng axit: pH < 7
Với môi trờng bazơ: pH > 7
Từ tích số ion [H
+
] ì [OH

] = 10
-14

pH + pOH = 14.
IV/- Phản ứng trao đổi
1. Định nghĩa : Phản ứng trao đổi là phản ứng xảy ra với sự đổi chỗ các ion.
2. Điều kiện để phản ứng trao đổi thực hiện đợc hoàn toàn:
- Sau phản ứng có chất kết tủa hoặc khí bay lên, hoặc chất điện ly yếu.
- Chất tham gia phản ứng phải là chất tan.
3. Trờng hợp đặc biệt
Một chất tan đợc vẫn có thể kết tinh trong dung dịch đã bão hòa chính nó hoặc chất khác dễ tan hơn.
Ví dụ:
* Thêm NaCl vào dung dịch NaCl bão hòa thì phần NaCl thêm sẽ không thể tan đợc nữa.
* Để tách NaCl ra khỏi dung dịch chứa hỗn hợp NaCl và NaOH ngời ta dùng phơng pháp kết tinh phân
đoạn. Chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh nhanh hơn khi cô cạn dung dịch.
Do độ tan của NaCl nhỏ hơn của NaOH nên khi cô cạn dung dịch NaCl sẽ kết tinh trớc. Lập lại nhiều lần
sẽ tách đợc hết NaCl và thu đợc dung dịch NaOH riêng.
* Phản ứng giữa một số muối tan trong dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa - khử.
2 FeCl
3
+ 2 KI = 2 FeCl
2
+ I
2
+ 2 KCl
2 FeCl
3
+ H
2
S = 2 FeCl
2
+ S

+ 2 HCl.
* Một số kết tủa có khả năng tạo phức tan nh: Cu(OH)
2
, Zn(OH)
2
, AgCl.
Cu(OH)
2
+ 4 NH
3
= [Cu(NH
4
)
3
](OH)
2
AgCl + 2 NH
3
= [Ag(NH
3
)
2
]Cl
V/- Phản ứng oxi hóa - khử
1. Định nghĩa: Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó nguyên tử hoặc ion này nhờng
electron cho nguyên tử hoặc ion khác.
Chất khử là chất cho điện tử Quá trình oxi hóa là quá trình cho electron.
Chất oxi hóa là chất nhận điện tử Quá trình khử là quá trình nhận electron.
2. Bản chất của phản ứng oxi hóa - khử: Có sự thay đổi số oxi hóa.
6