Tom tat ly thuyet hoa hoc

Ph¹m ngäc s¬n

Tãm t¾t lý thuyÕt

ho¸ häc
trung häc phæ th«ng


Chủ đề

1

Cấu tạo nguyên tử
Bảng tuần hoàn và định luật
Tuần hoàn các nguyên tố hoá học

I.

Cấu tạo nguyên tử

1.

Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu tạo nên nguyên tử
a) Thành phần cấu tạo nguyên tử
Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng
nguyên tố hiđro có một loại nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton không
có nơtron).
Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt
nhân.
b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử
Vỏ electron

của nguyên tử

Hạt nhân nguyên tử

Đặc tính hạt

Hạt proton (P)

Hạt nơtron (N)

Hạt electron (E)

Điện tích
(quy -ớc)

qp = 1,602.1019C

qn = 0

qe = 1,602.1019C

(1+)

(0)

(1)

Khối l-ợng
(quy -ớc)

mp = 1,6726.10
(1đvC)

27

kg

mn = 1,6748.10
(1đvC)

27

kg

e

m = 9,1094.10

31

kg

(0,549.103đvC)

Nhận xét : Khối l-ợng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối
l-ợng của các electron là không đáng kể.
1
1
me =
đvC (hay u)

mp
1840
1840
1u =

19, 9265.1027
1
1, 6605.1027 (kg)
; mC
12
12

m1nt = (P+N)u ; M1molnt = (P+N) gam
2

(với P là số p, N là số n)


Nếu hình dung nguyên tử nh- một quả cầu thì : V1nt =

4 3
.r
3

Dnt = 1010m = 1A0 ; 1nm = 10A0 ; Dhn = Dnt.104
2.

Điện tích và số khối của hạt nhân
a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E).
b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N).

A=P+N=Z+N

3.

Nguyên tố hoá học
a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân
(nghĩa là có cùng số proton và có cùng số electron và có tính chất hoá học
giống nhau).
b) Số hiệu nguyên tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong
bảng tuần hoàn) đ-ợc kí hiệu là Z, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng
số proton trong hạt nhân nguyên tử và bằng số electron có trong nguyên tử
của nguyên tố).
c) Kí hiệu nguyên tử
Số khối

A

X
Z

Số đơn vị điện
tích hạt nhân

4.

Kí hiệu
nguyên tố

Đồng vị Nguyên tử khối trung bình
a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nh-ng khác nhau về số

nơtron, do đó có số khối A khác nhau.
Thí dụ :

16
8 O (8e,

8p, 8n) ;

17
8 O (8e,

8p, 9n)và

18
8 O (8e,

8p, 10n).

L-u ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử của
những nguyên tố khác nhau có cùng số khối A nh-ng khác số proton Z).
Thí dụ :

40
19 K (19p,

21n, 19e) và

40
20 Ca

(20p, 20n, 20e).

3


N
Z
Với nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân
nguyên tử bền) luôn có tỉ số :
N
1
1,524
(trừ || H )
Z

b) Tỉ số

Riêng nguyên tử nguyên tố Z < 18, tỉ số là

1

N
1,23
Z

Nếu gọi tổng các số hạt e, p, n là S thì :
3

S
S

3,524 hoặc 3 <
1,23
Z
Z

c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A )
Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X,với phần trăm số nguyên
tử của các đồng vị là x1, x2, x3, khi đó khối l-ợng nguyên tử trung bình
(KLNTTB) của nguyên tố X bằng :
A X = x1%A1 + x2%A2 + x3%A3 +

A

5.

x.A1 y.A2 z.A3 ...
xyz

Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử
a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt nhân
mà tại đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 95%).
Hình dạng các obitan nguyên tử :
Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử.
Obitan p gồm 3 obitan px, py, pz có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự
định h-ớng khác nhau trong không gian.
Obitan d, f có hình dạng phức tạp.
Các obitan khác nhau về hình dạng, kích th-ớc, nh-ng mỗi obitan chỉ chứa
tối đa 2 electron.

4

Obitan s

Obitan px

Obitan py

Obitan pz

b) Lớp electron : gồm các electron có năng l-ợng gần bằng nhau.
Năng l-ợng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron đ-ợc
đặc tr-ng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, , 7 và đ-ợc kí hiệu lần l-ợt từ
trong ra ngoài nh- sau :
n

1

2

3

4

5

6

7

lớp

K

L

M

N

O

P

Q

c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng l-ợng bằng nhau.
Các phân phân lớp đ-ợc kí hiệu bằng các chữ cái viết th-ờng : s, p, d, f.
Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp
: ns, np, nd, nf.
Thí dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f.
d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f t-ơng ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7.
e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan.
Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và
5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có 42 = 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p;
5 obitan 4d ; 7 obitan 4f.
f) Năng l-ợng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron
nguyên tử
Mức năng l-ợng obitan nguyên tử (hay mức năng l-ợng AO)
Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng l-ợng AO tăng dần theo trình tự

nh- sau :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s
L-u ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng l-ợng. Thí dụ : mức 4s trở nên thấp
hơn 3d,
5


Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử
Nguyên lí Pauli
Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này
chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi
electron.
Obitan đã có 2 electron ghép đôi : và 1 electron độc thân :
Nguyên lí vững bền
ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử
các electron chiếm lần l-ợt những
obitan có mức năng l-ợng từ thấp đến
cao.

Quy tắc Kleckowski :
(1s22s22p63s23p64s23d10465s24d10 6s24f145d106p67s25f146d107s2...)
Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho
các số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay
giống nhau.
Cấu hình electron nguyên tử
Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các
lớp khác nhau.
Thí dụ :
Fe (Z =26) có 26 electron.
Cấu hình electron (CHE) của Fe là 1s22s22p63s23p63d64s2.

ý nghĩa :
Số e trong phân lớp
Chẳng hạn : Số thứ tự lớp 3d6
Tên phân lớp
Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết d-ới dạng ô l-ợng tử :

Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ
tham gia vào sự hình thành liên kết hoá học Quyết định tính chất hoá học
của một nguyên tố.
6


Lớp ngoài cùng nguyên tử của mọi nguyên tố chỉ có thể có nhiều nhất 8e.
Nếu có 1, 2 hay 3e lớp ngoài cùng là những nguyên tử kim loại.
Nếu có 5, 6 hay 7e lớp ngoài cùng th-ờng là những nguyên tử phi
kim.
Nếu có 4e lớp ngoài cùng, có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim
(C, Si).
Nếu có đủ 8e lớp ngoài cùng (trừ He có 2e) Đó là các khí hiếm.

II.

Bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học và định luật tuần hoàn

1.

Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học
a) Ô nguyên tố
Thành phần của ô nguyên tố không thể thiếu là kí hiệu hoá học của nguyên

tố, số hiệu nguyên tử, nguyên tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm
thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể,
Thí dụ :
Số hiệu nguyên tử (stt)

22

Tên nguyên tố

Titan

KLNT trung bình

47,88

3d24s2

Khối l-ợng riêng (g/cm3)

4,5(Ar)

3d24s2

Cấu hình electron

0

Ti

0

Kí hiệu nguyên tố

Nhiệt độ nóng chảy ( C)

1670 C

1,54

Độ âm điện

Nhiệt độ sôi (0C)

32890C

1gđk

Cấu trúc tinh thể

Số oxi hoá có thể có

2, 3, 4

6,82eV

Năng l-ợng ion hoá

Thông th-ờng các nguyên tố nhóm A và nhóm B đ-ợc phân biệt nhau ở vị trí
đặt kí hiệu nguyên tố.
Số thứ tự (stt) ô = số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = tổng số

electron.
b) Chu kì là dãy các nguyên tố, mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp
electron, đ-ợc xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3).
Có 4 chu kì lớn :
7


Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1 2 ;
Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố Z = 3 10 ;
Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố Z = 11 18 ;
Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố Z = 19 36 ;
Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố Z = 37 54 ;
Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố Z = 55 86 ;
Chu kì 7 các nguyên tố còn lại từ Z = 87 trở đi.
c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố đ-ợc xếp thành cột, gồm các nguyên tố
mà nguyên tử có cấu hình electron t-ơng tự nhau, do đó có tính chất hoá học
gần giống nhau.
Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị
bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ).
Các nhóm nguyên tố đ-ợc chia thành hai loại :
Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p STT nhóm A = số e lớp
ngoài cùng.
IA
ns

IIA

1

ns

2

IIIA
2

IVA

ns np

1

2

ns np

VA
2

2

VIA

ns np

3

2

ns np

VIIA
4

2

VIIIA

ns np

5

2

ns np

6

Nhóm B : gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình e lớp ngoài cùng
của hầu hết các nguyên tố nhóm B nh- sau :
IB

IIB
10

(n1)d ns

1

VB

IIIB
10

(n1)d ns

2

VIB
3

(n1)d ns

2

IVB
1

(n1)d ns

2

2

(n1)d ns

VIIIB : (n1)6ns2

VIIB

5

(n1)d ns

1

2

5

(n 1) d ns

2

(n1)d7ns2
8

(n1)d ns

2.

2

Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân


Trong một chu kì : từ trái phải

Điện tích hạt nhân số lớp e bằng nhau, số lớp ngoài cùng tăng, rnt ; độ âm
điện. Năng l-ợng ion hoá I1 ; tính kim loại , tính phi kim ; tính axit

của các oxit, hiđroxit , tính bazơ của chúng ; hoá trị trong hợp chất khí
với H của phi kim giảm từ 4 1 ; hoá trị cao nhất trong hợp chất với O tăng
từ 1 7.

8




Trong một nhóm A : từ trên xuống d-ới

Khi Z, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, rnt ; ĐÂĐ ; I1, tính
KL, tính PK, tính axit của các oxit, hiđroxit, tính bazơ .
3.

Định luật tuần hoàn
a) 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 đổi tuần hoàn theo chiều
tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
:
Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp
nhau ZB ZA = 1.
Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau.
ZB ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)
ZB ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)


Trong một chu kì từ trái sang phải

Hợp chất khí với hiđro
Hợp chất với oxi
(hoá trị cao nhất)

R2O

RO

R2O3

RH4

RH3

RH2

RH

RO2

R2O5

RO3

R2O7

9


Chủ đề

2

Liên kết hoá học

I.

Khái niệm về liên kết hoá học

1.

Khái niệm về liên kết hoá học
Liên kết hoá học đ-ợc hình thành giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất
hay hợp chất.

2.

Quy tắc bát tử (8 electron)
Cấu hình với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron ở lớp thứ nhất) là
một cấu hình đặc biệt vững bền.
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì các nguyên tử của các nguyên tố có
khuynh h-ớng liên kết với các nguyên tử khác để đạt đ-ợc cấu hình electron
vững bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với heli) ở lớp ngoài
cùng.

II.

So sánh liên kết ion và liên kết cộng hoá trị

1.

Loại
Giống nhau

Khác
nhau

10

Liên kết ion

Liên kết cộng hoá trị

Nguyên nhân hình thành liên kết : Các nguyên tử liên kết với nhau
tạo thành phân tử để có cấu hình electron bền vững của khí hiếm.

Bản chất

Là lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện tích trái dấu

Thí dụ

Na + Cl NaCl

H. + Cl. H : Cl

Điều kiện
liên kết

Xảy ra giữa những nguyên tố

khác hẳn nhau về bản chất hoá
học (th-ờng xảy ra giữa các kim
loại điển hình và phi kim điển
hình) ; giữa ion d-ơng ion âm.

Xảy ra giữa hai nguyên tố giống
nhau về bản chất hoá học
(th-ờng xảy ra với các nguyên tố
phi kim nhóm 4, 5, 6, 7)

+



Là sự dùng chung các electron


L-u ý : Trên thực tế trong hầu hết các tr-ờng hợp, trạng thái liên kết vừa
mang tính chất cộng hoá trị vừa mang tính ion. Để có thể biết đ-ợc loại liên
kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử của một liên kết.
2.

3.

Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử
của một liên kết
Hiệu độ âm điện

Loại liên kết

< 0,4

Liên kết cộng hoá trị không cực

0,4 < 1,7

Liên kết cộng hoá trị có cực

1,7

Liên kết ion

Liên kết cho nhận (còn gọi là liên kết phối trí)
Đó là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1
nguyên tố cung cấp đ-ợc gọi là nguyên tố cho electron. Nguyên tố kia có
obitan trống (obitan không có electron) đ-ợc gọi là nguyên tố nhận electron.
Liên kết cho nhận đ-ợc kí hiệu bằng () có chiều từ chất cho e sang chất
nhận e.
Thí dụ : Quá trình hình thành ion NH+4 (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết
cho nhận :

Điều kiện để tạo thành liên kết cho nhận giữa hai nguyên tố A B là
nguyên tố A có đủ 8 electron lớp ngoài, trong đó có những cặp electron tự
do (ch-a tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống.
4.

Liên kết kim loại
1) Liên kết kim loại là liên kết đ-ợc hình thành giữa các nguyên tử và ion
kim loại trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do.
2) T-ơng tác giữa các ion d-ơng kim loại ở nút mạng với electron tự do là

nguyên nhân của liên kết kim loại.
3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nh-ng khác
với liên kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion ion,
còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion electron.

11


5.

Sù xen phñ c¸c obitan t¹o thµnh liªn kÕt ®¬n, liªn kÕt ®«i vµ liªn kÕt ba
a) Sù xen phñ trôc – Liªn kÕt  (xÝch ma)
Sù xen phñ trong ®ã trôc cña obitan liªn kÕt trung víi ®-êng nèi t©m cña hai
nguyªn tö liªn kÕt gäi lµ sù xen phñ trôc. Sù xen phñ trôc t¹o liªn kÕt  (h×nh 1).

H×nh 1. Xen phñ trôc

H×nh 2. Xen phñ bªn

b) Sù xen phñ bªn – Liªn kÕt  (pi)
Sù xen phñ trong ®ã trôc cña c¸c obitan liªn kÕt song song víi nhau vµ
vu«ng gãc víi ®-êng nèi t©m cña 2 nguyªn tö liªn kÕt ®-îc gäi lµ xen phñ
bªn. Sù xen phñ bªn t¹o liªn kÕt  (h×nh 2).
c) Liªn kÕt ®¬n : Lu«n lu«n lµ liªn kÕt xÝch ma , ®-îc t¹o thµnh tõ sù xen
phñ trôc vµ th-êng bÒn v÷ng.
d) Liªn kÕt ®«i : Gåm 1 liªn kÕt  vµ 1 liªn kÕt . C¸c liªn kÕt  th-êng
kÐm bÒn h¬n so víi liªn kÕt .
e) Liªn kÕt ba : Gåm mét liªn kÕt  vµ hai liªn kÕt  kÐm bÒn.
III. Tinh thÓ ion, tinh thÓ nguyªn tö, tinh thÓ ph©n tö vµ tinh thÓ kim lo¹i
1.

Tinh thÓ ion
–

®
.

–
–
2.

12

Tinh thÓ nguyªn tö
– Ti

.
.

.




3.

hoỏ

.

Tinh thể phân tử




4.

.

.

đ
.

t-ơng

.

ộ

Tinh thể kim loại

.



.
,

.

IV.

Hoá trị và số oxi hoá

1.

Hoá trị trong hợp chất ion

đ


hoỏ
g

hoỏ

: Hoỏ

.
hoỏ

:

hoỏ

.
2.

Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

: Hoỏ
hoỏ .
:



hoỏ
hoỏ

là
với

ở trạng thái đang xét.
3.

Số oxi hoá


:S

hoỏ
.



:
:

,

hoỏ

0.
13


Quy

2:
:

hoá
,

0.
hoá

;
:

hoá
–2.

14

hoá

Chủ đề

3

Phản ứng hoá học

I.

Phân loại phản ứng hoá học
Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá, các phản ứng hoá học đ-ợc chia làm hai loại
:

Loại 1 : Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá : Tất cả các phản
ứng hoá học thuộc loại phản ứng hoá học này.

Loại 2 : Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá : Các phản
ứng trao đổi, một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc
loại phản ứng hoá học này.

II.

Phản ứng toả nhiệt và phản ứng thu nhiệt

1.

Phản ứng toả nhiệt là phản ứng hoá học giải phóng năng l-ợng d-ới dạng
nhiệt.

2.

Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng l-ợng d-ới dạng nhiệt.

3.

Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, ng-ời ta dùng
ph-ơng trình nhiệt hoá học. Nhiệt của phản ứng hoá học đ-ợc kí hiệu là H.
Ph-ơng trình phản ứng có ghi thêm giá trị H và trạng thái của các chất
đ-ợc gọi là ph-ơng trình nhiệt hoá học.
Quy -ớc : phản ứng thu nhiệt thì H > 0, toả nhiệt thì H < 0.
1
1
Thí dụ : H2 k Cl2 k HCl k ; H 185, 7kJ / mol
2
2
<=>1 mol HCl tạo thành từ khí H2 và khí Cl2 toả ra 185,7kJ.
CaCO3đ CaO(r) + CO2(k) ; H = + 572lkJ/mol
<=>1mol CaCO3 rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO2,
hấp thụ một l-ợng nhiệt là 572kJ.

15


III.

Phản ứng oxi hoá - khử

1.

Định nghĩa

Phản ứng oxi hoá khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển
electron giữa các chất phản ứng (do đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số
nguyên tố).

Phản ứng oxi hoá khử là phản ứng trong
hoỏ

Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nh-ờng electron, do đó có số
oxi hoá tăng sau phản ứng.

Chất oxi hoá (hay chất bị khứ) : là chất nhận electron, do đó có số oxi
hoá giảm sau phản ứng.

Sự oxi hoá một chất là làm cho chất đó nh-ờng electron hay làm tăng
số oxi hoá của chất đó.

Sự khử một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi
hoá của chất đó.
Sự khử và sự oxi hoá là hai mặt của một phản ứng oxi hoá khử, chúng
phải xảy ra đồng thời.

2.

Các ph-ơng pháp cân bằng phản ứng oxi hoá khử
a) Ph-ơng pháp đại số
Ph-ơng pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá khử cũng
nh- phản ứng không oxi hoá khử.
b) Ph-ơng pháp thăng bằng electron
Đây là ph-ơng pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá
khử trong thi trắc nghiệm.

Nguyên tắc của của ph-ơng pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là
tổng số electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.

B-ớc 1 : Viết ph-ơng trình phản ứng. Có thể ch-a cần viết hết tất cả
các chất tham gia và sản phẩm, nh-ng nhất thiết phải viết các chất tham gia
cho nhận electron và các sản phẩm của chúng.
Thí dụ : Hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

16



B-ớc 2 : Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi,
không cần quan tâm tới các nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi và viết
các ph-ơng trình cho nhận electron.
Cuo Cu+2 + 2e
N+5 + 3e N+2

B-ớc 3 : Cân bằng số electron cho nhận. Nói chung, để cân bằng số
electron cho nhận ta chỉ cần nhân chéo số electron cho và nhận.
3

Cuo Cu+2 + 2e

2
N+5 + 3e N+2
Chú ý : Để không nhầm lẫn nên tính tổng số electron cho nhận trong toàn
bộ phân tử.
Thí dụ :

2N+5 + 8e 2N+1 (trong N2O)

B-ớc 4 : Đ-a hệ số tìm đ-ợc từ ph-ơng trình cho nhận electron vào
ph-ơng trình phản ứng :
3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

B-ớc 5 : Cân bằng phần không oxi hoá khử. Tr-ớc hết cần bổ sung
phần axit tạo muối. Đối với phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3 để
tạo ra 3 phân tử Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân từ H2O (hoặc các
chất làm môi tr-ờng v.v).
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
c) Ph-ơng pháp ion electron hay ph-ơng pháp bán phản ứng
Theo ph-ơng pháp bán phản ứng thì b-ớc 1, b-ớc 2 giống nh- ph-ơng pháp
trên, từ b-ớc 3 trở đi thì khác. Đáng lẽ viết các ph-ơng trình cho nhận
electron và sản phẩm của chúng nếu thuộc diện điện li mạnh (axit mạnh,
bazơ mạnh, muối tan) thì viết d-ới dạng ion (nh- vậy ph-ơng pháp bán phản
ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch). Đối với tr-ờng
hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết nh- sau :
Cuo Cu2+ + 2e (Cu2+ chứ không phải là Cu+2!)

NO3 3e NO (không viết N+5, N+2!)
Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau :
Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion v.v) cho nhận electron và các
sản phẩm của chúng nếu đã cân bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố,
cả về điện tích của 2 vế, Thí dụ : Cuo Cu2+ + 2e) thì coi là bán phản ứng

17


đã viết xong ; nếu ch-a cân bằng, Thí dụ : NO3 3e NO thì cân bằng

nh- sau :
Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi tr-ờng axit vế trái
thêm H+ vàvế phải thêm H2O, Thí dụ : NO3 3e 4H NO 2H2O .
Nếu trong môi tr-ờng trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành
OH. Thí dụ : MnO4 3e 2H2O MnO2 4OH
Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong môi tr-ờng trung tính vế trái
thêm H2O và vế phải tạo thành H+. Thí dụ :SO2 + 2H2O
SO24 4H 2e .
Nếu trong môi tr-ờng bazơ thì vế trái thêm OH và vế phải thêm H2O,
Thí dụ :

SO32 2OH SO24 H2O 2e
Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau :
Cuo Cu2+ + 2e

NO3 3e 4H NO 2H2O

B-ớc 4 : cân bằng số electron cho nhận giống nh- ph-ơng pháp
thăng bằng electron.
3

Cuo Cu2+ + 2e

2

NO3 3e 4H NO 2H2O


B-ớc 5 : cộng 2 bán phản ứng ta đ-ợc ph-ơng trình phản ứng dạng ion
(thu gọn).

3Cu 8H 2NO3 3Cu2 2NO 4H2O
Muốn chuyển ph-ơng trình dạng ion thành ph-ơng trình dạng phân tử ta cần
cộng vào 2 vế những l-ợng nh- nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai để
bù trừ điện tích. Tr-ờng hợp trên cần cộng 6NO3 vào 2 vế, ta có :
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3.

18

Phân loại phản ứng oxi hoá - khử
Số phản ứng oxi hoá khử cực kì nhiều nh-ng có thể phân thành 3 nhóm
lớn sau đây :



Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản ứng
trong đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác.
Các thí dụ điển hình :
to

a) Giữa các nguyên tử :

Zn + S ZnS

b) Giữa nguyên tử phân tử :

2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3

c) Giữa phân tử phân tử :

d) Giữa nguyên tử ion :

to

to

FeO + CO Fe + CO2
to

3Cu + 2NO 32 + 8H+ 3Cu2+ + 2NO + 4H2O
e) Giữa ion ion :
2MnO 4 + SO 32 + 2OH 2MnO24 SO24 H2O
Trong loại phản ứng này một chất đóng vai trò chất oxi hoá (nhận electron)
và chất kia (cho electron) đóng vai trò chất khử.

Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho nhận
electron xảy ra trong một phân tử.
2HgO 2Hg + O2

Thí dụ :

HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg+2 đóng vai trò chất oxi
hoá và O2 đóng vai trò chất khử.
1
to
Cu(NO3)3 CuO + 2NO2 + O2
2
Cu(NO3)2 vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó 2 nguyên tử N+5
đóng vai trò chất oxi hoá và 1 nguyên tử O2 đóng vai trò chất khử.

Phản ứng dị li : là phản ứng trong đó các nguyên tử của cùng một
nguyên tố ở cùng một mức oxi hoá (cùng số oxi hoá) tách thành nhiều mức
oxi hoá khác nhau :
3
5

4

2NO2 2NaOH NaNO2 NaNO3 H2O
Chú ý : phản ứng đồng hợp là tr-ờng hợp đặc biệt của phản ứng giữa các
phân tử, trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá
khác nhau tác dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hoá.
5

Thí dụ :

1

0

KBrO3 5KBr 3H2SO4 3K2SO4 3Br2 3H2O
(chất oxi hoá)

(chất khử)
19


Chủ đề

4

Tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học

I.

Tốc độ phản ứng

1.

Khái niệm về tốc độ phản ứng và tốc độ trung bình của phản ứng
a) Tốc độ phản ứng
Các chất phản ứng các sản phẩm
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.
b) Tốc độ trung bình của phản ứng
Mọi phản ứng hoá học đều có thể biểu diễn bằng ph-ơng trình tổng quát sau
:
Các chất phản ứng Các sản phẩm
Trong quá trình diễn biến của phản ứng, nồng độ các chất phản ứng giảm
dần, đồng thời nồng độ các sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh
thì trong một đơn vị thời gian nồng độ các chất phản ứng giảm và nồng độ
các sản phẩm tăng càng nhiều. Nh- vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ
theo thời gian của một chất bất kì trong phản ứng làm th-ớc đo 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.
Nồng độ th-ờng đ-ợc tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s),
phút (ph), giờ (h)...
Tốc độ phản ứng đựoc xác định bằng thực nghiệm.
c) Tốc độ trung bình của phản ứng

Xét phản ứng : A B
ở thời điểm t1, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C1 mol/l. ở thời điểm t2,
nồng độ chất A là C2 mol/l (C2 < C1 vì trong quá trình diễn ra phản ứng nồng
độ chất A giảm dần).
Tốc độ của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2
đ-ợc xác định nh- sau :

20


v

C1 C 2
C C1 C
2

t 2 t1
t 2 t1
t

Nếu tốc độ đ-ợc tính theo sản phẩm B thì :
ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l. ở thời điểm t2 nồng độ chất B là
C2 mol/l (C2 > C1 vì nồng độ chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng).
Ta có :

C'2 C1'
C
v

t 2 t1

t
Trong đó, v là tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian từ t1
đến t2.
2.

Các yếu tố ảnh h-ởng đến tốc độ phản ứng
a) Nồng độ
Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
Thí dụ :

aA + bB cC + dD

Vp/- = k. [A]a [B]b
Trong đó : [A] ; [B] là nồng độ các chất A, B.
k : hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản
chất các phản ứng (là tốc độ phản ứng khi nồng độ các chất tham
gia phản ứng bằng nhau và bằng 1mol/l).
v : tốc độ phản ứng
b) áp suất
Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng.
(Khi tăng áp suất lên bao nhiêu lần đồng nghĩa với tăng nồng độ các chất
phản ứng lên bấy nhiêu lần).
c) Nhiệt độ
Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng khi tăng nhiệt độ từ t01 t20 có :

t 20 t10
a
vt2 = vt1.
Trong đó : vt10 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ
21

vt2

ban đầu
cao hơn

: là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên
cao nhiêu lần khi tăng a (0C).
d) Diện tích bề mặt
Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nh-ng còn lại sau khi
phản ứng kết thúc.
(Chất làm giảm tốc độ phản ứng đ-ợc gọi là chất ức chế phản ứng).
II.

Cân bằng hoá học

1.

Phản ứng thuận nghịch là phản ứng trong cùng điều kiện phản ứng đồng
thời xảy ra theo 2 chiều ng-ợc nhau.

2.

Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản
ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.

3.

Hằng số cân bằng : chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
aA + bB

cC + dD

c
d
C D

KC
Aa Bb

[A] ; [B] ; [C] ; [D] là nồng độ mol của các chất A, B, C, D lúc cân bằng.
4.

Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh h-ởng đến cân bằng hoá học
a) Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng, có thể chuyển
sang trạng thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện của môi tr-ờng gọi là
sự chuyển dịch cân bằng.
b) Những yếu tố ảnh h-ởng
Khi tăng nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ
không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía làm giảm nồng độ chất đó
cho đến khi đạt cân bằng mới.

22


Khi giảm nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ
không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng nồng độ chất đó cho
đến khi đạt cân bằng mới.

Khi tăng áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách nén bình phản ứng lại) ở
nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số
mol khí ít hơn, cho tới khi đạt cân bằng mới.
Khi giảm áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách tăng thể tích bình phản
ứng lên) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản
ứng có số mol khí nhiều hơn, cho đến khi đạt cân bằng mới.
Khi tăng nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản
ứng thu nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.
Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản
ứng toả nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.
Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng đ-ợc tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê.

23


Chủ đề

I.

5

sự điện li

Sự điện li
Quá trình phân li các chất trong n-ớc ra ion là sự điện li. Những chất tan
trong n-ớc phân li ra ion đ-ợc gọi là những chất điện li.
Độ điện li : Độ điện li (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa phân số
phân tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (n0) :

n
,
n0

C
C0
; C0

.

Phân loại các chất điện li :
+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong n-ớc có = 1 (
:
; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ;
NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2...).
Na2CO3 2Na+ + CO32
+) Chất điện li yếu là chất khi tan trong n-ớc có 0 < < 1.
.
: HF ; HClO ; HNO2 ; H2CO3 ; Mg(OH)2...)
HF

:

H+ + F

Cân bằng phân li của các chất điện li yếu là cân bằng động, tuân theo
nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Satơliê. Khi pha loãng dung dịch chất
điện li yếu thì độ điện li tăng.
I.

Axit bazơ, muối, pH

1.

Axit bazơ theo Arêniut
Axit là chất khi tan trong n-ớc phân li ra cation H+.
HCl H+ + Cl
CH3COOH

24



CH3COO + H+


Bazơ là chất khi tan trong n-ớc phân li ra anion OH.
NaOH Na+ + OH
+

Mg(OH) + OH

Mg(OH)2
+

2+

Mg(OH)
2.

Mg

+ OH

Axit bazơ theo Bronstêt
Axit là chất nh-ờng proton. (N
+

2+

Cu

: NH4 ;

2+


HSO4

,
n
3+
3+
; Al ; Fe ;

; Mg ...).
HNO2 + H2O

H3O+ + NO2

Bazơ là chất nhận proton. (N
bazơ
,
bazơ

: NO2 ; CO32 ; SO32 ; HPO32 ; S2 ; CH3COO ; SiO32 ; AlO2 ;
ZnO22 ; C6H5O ; PO42...)
Chất vừa có khả năng nh-ờng proton vừa có khả năng nhận proton là chất
l-ỡng tính. (N
chất l-ỡng tính
l-ỡng tính
: H2O ; HSO3 ; HCO3 ; HS ;
H2PO3...)
HCO3 + H+ H2O + CO2 (HCO3 đóng vai trò bazơ)

Thí dụ :

HCO3 + OH CO32+ H3O+ (HCO3 đóng vai trò axit )
3.

Hằng số phân li axit và bazơ
Sự phân li của axit và bazơ yếu trong n-ớc là các quá trình thuận nghịch :
HNO2

+

H + NO2

NH3 + H2O

H .NO2

Ka =
HNO2



+



NH4 + OH

NH 4 .OH


Kb
NH3

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ t-ơng ứng càng nhỏ.
Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit bazơ của cặp axitbazơ liên hợp
:

25