Đề cương bài giảng hóa học vô cơ

Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

CHƯƠNG I: MỘT SỐ KIẾN THỨC CƠ BẢN VỀ PHẢN ỨNG HÓA HỌC
I.1. ĐIỀU KIỆN XẢY RA PHẢN ỨNG HÓA HỌC
Một phản ứng hóa học chỉ có thể xảy ra nếu có đủ hai điều kiện sau:
- Điều kiện nhiệt động: thế đẳng áp của quá trình phản ứng phải giảm
(∆G<0). Nói cách khác, phản ứng hóa học đi theo chiều có ∆G <0;
- Điều kiện động học: tốc độ phản ứng phải đủ lớn
Những số liệu để tính toán ∆G của các phản ứng hóa học có tương đối đủ trong
các tài liệu. Tuy nhiên để biết được tốc độ của phản ứng hóa học cần phải qua
thực nghiệm. Chúng ta chỉ biết để tăng tốc độ của phản ứng hóa học cần phải sử
dụng một hoặc phối hợp các điều kiện sau:
- tăng nhiệt độ
- dùng chất xúc tác
- tăng nồng độ (hoặc tăng áp suất nếu là chất khí)
- dùng dung môi thích hợp
Ví dụ: Phản ứng:
Cgr + O2(k) → CO2(k)
Có ∆G0298 = - 394,38kj/mol <<0, nghĩa là ở nhiệt độ 298K phản ứng là thuận lợi
về mặt nhiệt động, nhưng thực tế ở nhiệt độ này phản ứng trên không xảy ra vì
tốc độ phản ứng quá nhỏ. Cacbon graphit chỉ cháy trong oxi tinh khiết ở nhiệt độ
khoảng 7000C
Từ những điều kiện đã trình bày ở trên ta thấy rằng có thể dự đoán được
chiều của các phản ứng hóa học dựa vào các số liệu nhiệt động có trong tài liệu,
nhưng không dự đoán được tốc độ của chúng, trừ một số trường hợp người ta
biết được tốc độ phản ứng là lớn ngay ở nhiệt độ thường, như các phản ứng axit
và kiềm, phản ứng tạo chất kết tủa trong dung dịch các chất điện li.

1

Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

I.2. MỐI LIÊN HỆ GIỮA ∆G CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC VÀ CÁC ĐẠI
LƯỢNG NHIỆT ĐỘNG KHÁC
I.2.1. Công thức tổng quát cho mọi phản ứng
∆G của mọi phản ứng có thể được tính bằng các công thức sau:
∆G=∆H - T∆S

(I.1)

∆G = ∑∆G2,,s - ∑∆G1,s

(I.2)

Trong đó: ∆G: sự biến thiên thế đẳng áp của phản ứng, J
∆H: entanpi của phản ứng, J
∆S: sự biến thiên entropi của phản ứng, JK-1
∑∆G2,,s : tổng các thế đẳng áp tạo thành của các sản phẩm phản ứng, J
∑∆G1,s : tổng các thế đẳng áp tạo thành của các chất tham gia phản ứng, J
Nếu phản ứng là hai chiều (thuận nghịch) thì người ta thường dùng công thức
sau:
G  RT ln



(I.3)

K

Trong đó: K- là hằng số cân bằng của phản ứng
π: được tính bằng phương trình giống phương trình tính K nhưng lấy ở điều kiện
bắt đầu phản ứng
R: hằng số khí lý tưởng, R = 8,314J.K-1mol-1
I.2.2. Công thức tổng quát cho mọi phản ứng ở điều kiện chuẩn
Ở điều kiện chuẩn sự biến thiên thế đẳng áp chuẩn ∆G0 của mọi phản ứng
có thể được tính bằng các công thức sau:
∆G0 = ∆H0 - T∆S0

(I.4)
2


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

∆G0 = ∑∆G2,,s0 - ∑∆G1,s0

(I.5)

Nếu phản ứng là thuận nghịch thì:
∆G0 = - RTlnKp
Hằng số cân bằng Kp của phản ứng liên hệ với các hằng số cân bằng Kc,
Kn, KN bằng các công thức sau:
K p  K c ( RT ) n  K n (

P n
)  K N ( P )n
 ni

(I.6)

Trong đó R – hằng số khí lí tưởng, R = 0,082 l.atm.K-1mol-1
P: áp suất chung của hệ phản ứng khi cân bằng, atm
∑ni – tổng số mol khí có mặt trong hệ phản ứng khi cân bằng
∆n- hiệu số số mol khí ở hai vế và số mol khí ở vế một của phương trình phản
ứng
khi ∆n = 0 thì Kp = Kc = Kn = KN
Hai hằng số Kp, Kc chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ
I.2.3. Công thức tính ∆G cho phản ứng oxi hóa - khử xảy ra trong dung
dịch nước
Đối với các phản ứng oxi hóa - khử trong dung dịch nước, người ta
thường tính ∆G bằng các công thức sau:
G  nFE  RT ln


K

(I-8)

Nếu phản ứng ở điều kiện chuẩn thì:
G   nFE 0   RT ln K p

(I-9)

Trong đó n- số electron trao đổi giữa chất khử và chất oxi hóa trong phản ứng;

F-hằng số Faraday, F ≈ 96500 C/mol
3


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

ε0 = ε0ox - ε0kh - ε0ox - thế khử chuẩn của cặp oxi hóa – khử có dạng oxi hóa
tham gia phản ứng, ε0kh –thế khử chuẩn của cặp oxi hóa – khử có dạng tham gia
phản ứng, V;
ε =εox - εkh , ε của một cặp oxi hóa – khử liên hệ với ε0 của nó bằng công thức
Nernst, ở 250 C công thức này có dạng:
0, 059  ox 

lg
b
n
 kh

a

 ox / kh  

0
ox / kh

(I.10)

Nếu cặp oxi hóa khử này liên hệ với nhau bằng phương trình:

a ox + ne → b kh
trong đó [ox] và [kh] – nồng độ mol/l của dạng oxi hóa và dạng khử trong dung
dịch. Nếu dạng oxi hóa hoặc dạng khử là chất rắn hay chất lỏng không tan trong
nước thì nó không có mặt trong công thức Nernst (nó được coi là hằng số). Khi
dạng oxi hóa hoặc dạng khử là chất khí thì người ta thay nồng độ bằng áp suất
riêng phần của khí đó, atm. Nếu sự chuyển biến giữa dạng oxi hóa và dạng khử
có cả chất trong môi trường phản ứng tham gia thì chúng phải có mặt trong công
thức Nernst
Ví dụ: Cu2+ + 2e → Cu(r)
 Cu

2

/ Cu

  0Cu 2 / Cu 

0, 059
lg Cu 2 
2

Nhận xét: thế khử của một cặp oxi hóa –khử càng lớn thì tính oxi hóa của
dạng oxi hóa càng mạnh và tính khử của dạng khử càng yếu về phương diện
nhiệt động. Do đó ion H+ có tính oxi hóa dễ trong môi trường axit và khó trong
môi trường kiềm, còn H2 có tính khử khó trong môi trường axit và dễ hơn trong
môi trường kiềm
I.3.MỐI LIÊN HỆ GIỮA CÁC ĐẠI LƯỢNG NHIỆT ĐỘNG CỦA PHẢN
ỨNG HÓA HỌC VÀ NHIỆT ĐỘ
1, Công thức của ∆G phụ thuộc vào nhiệt độ:

4


Bài giảng: Hóa Vô Cơ
  G 
H

  2
T  T  p
T

→

GT2
T2



GT1

T2

(I.11)

 

T1

T1

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

H T
dT
T2

2, Công thức hằng số cân bằng K phụ thuộc vào nhiệt độ:
  ln K p 
H T0

 
2
 T  p0 RT
T

→ ln

K PT 2 1 2 H T0

dT
K PT 1 R T1 T 2

3, Sự phụ thuộc của entanpi phản ứng vào nhiệt độ:
T2

H T 2  H T 1   C p dT
T1

Trong đó C p   C p ( sp )  C p (tg )

C

p ( sp )

tổng nhiệt dung mol đẳng áp của các chất tham gia phản ứng, J.K-1

4, Sự phụ thuộc của ∆S phản ứng vào nhiệt độ:
T2

ST 2  ST 1  
T1

C p
T

dT

Thông thường ta có các giá trị ∆GT1, KPT1, ∆HT1, ∆ST1 ở nhiệt độ T1 = 298K và
áp suất P=1atm xuất phát từ các số liệu trong tài liệu, nghĩa là biết các giá trị
∆G2890, Kp298, ∆H2980 và ∆S2980 để thay vào các công thức trên
1.4. MỐI LIÊN HỆ GIỮA CHIỀU PHẢN ỨNG VÀ NĂNG LƯỢNG LIÊN
KẾT
Phản ứng hóa học xảy ra là do sự phá vỡ liên kết trong các chất tham gia
ứng và tạo thành liên kết trong các sản phẩm phản ứng, do đó chiều phản ứng
liên quan chặt chẽ với năng lượng liên kết.
5


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

1.4.1. Sự liên hệ giữa ∆H của phản ứng và năng lượng liên kết
Để thấy rõ mối liên hệ này ta xét ví dụ sau:
2 Na(r) + Cl2 (k)
2∆HaNa

∆H

ECl-Cl

2INa

2 Na (k) + 2 Cl (k)

2ACl

2 NaCl (r)
-2UNaCl

2Na+ (k) + 2Cl- (k)

Theo định luật Hess ta có:
∆H = 2∆Ha Na + ECl-Cl + 2INa + 2ACl – 2UNaCl
Phản ứng này cho thấy ∆H liên hệ với entanpi nguyên tử hóa kim loại natri
(∆HaNa), năng lượng liên kết cộng hóa trị Cl-Cl trong Cl2 (ECl-Cl), năng lượng ion
hóa thứ nhất của natri (INa), năng lượng kết hợp electron của clo (ACl) và năng
lượng mạng lưới ion của NaCl (UNaCl)
I.4.2. Sự liên hệ giữa ∆S của phản ứng và năng lượng liên kết
Ta đã biết ∆S của phản ứng được tính theo công thức:

∆S = ∑S2 + ∑S1
Trong đó ∑S2 tổng entropi của các sản phẩm phản ứng, JK-1;
∑S1 tổng entropi của các chất tham gia phản ứng, JK-1
Vì entropi là đại lượng đặc trưng cho độ hỗn độn của các chất nên liên kết trong
chất càng yếu thì entropi càng lớn. Do đó đối với một chất ta có:
Skhi >> Slỏng > Srắn
Chẳng hạn S0H2O(k) = 188,72 J.K-1.mol-1; S0H2O(l) = 69,94 JK-1.mol-1và S0H2O(r) =
39,33 JK-1.mol-1 ở nhiệt độ 250C

6


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Từ đó ta có thể dự đoán được sự biến thiên entropi (∆S) của các phản ứng. Nhìn
vào phương trình phản ứng nếu thấy số mol khí ở vế hai nhiều hơn vế một thì
phản ứng có ∆S > 0 và ngược lại. Nếu số mol khí ở hai vế của phương trình
phản ứng bằng nhau hoặc ở cả hai vế không có chất khí thì ∆S của phản ứng là
nhỏ và trong trường hợp này chiều của phản ứng thường do ∆H quyết định
I.5. THUYẾT AXIT – BAZO
Trong tài liệu này chúng ta dùng thuyết axit –bazo của Bronsted:
- Axit là tiểu phân (phân tử, ion) có khả năng cho proton
- Bazo là tiểu phân có khả năng nhận proton
Ví dụ:
HCl + H2O → Cl- + H3O+
CH3COO- + H3O+

CH3COOH + H2O

NH4+ + H2O

NH3 + H3O+

HCl, CH3COOH, NH4+ là các axit
NaOH + HOH → Na+.H2O + OHNH3 + HOH

NH4+ + OH-

CH3COO- + HOH

CH3COOH + OH-

NaOH, NH3, CH3COO- là các bazo
Tuy nhiên khi tính pH để đơn giản hơn trong hầu hết các trường hợp ta có thể bỏ
qua các phân tử dung môi H2O trong phương trình phản ứng:
HCl → Cl- + H+
CH3COOH
NH4+

CH3COO- + H+
NH3 + H+

NaOH → Na+ + OH7


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Trừ hai trường hợp xét ở trên là :
CH3COOH + H2O
NH3 + HOH

CH3COO- + H3O+
NH4+ + OH-

Không thể bỏ qua phân tử H2O trong phương trình

8


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

CHƯƠNG II: SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT
CỦA CÁC NGUYÊN TỬ THEO ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN TĂNG DẦN
II.1. CẤU TẠO CỦA BẢNG DÀI
II.1.1. Chu kỳ và nhóm của dạng bảng dài
- Theo bảng này thì mỗi hàng là một chu kỳ và mỗi cột là một nhóm, trừ
các nguyên tố họ Lantan và họ actini được xếp vào nhóm IIIB và nhóm VIIIB
gồm ba cột. Có 7 chu kỳ, 8 nhóm A và 8 nhóm B. Để tránh bảng quá dài, người
ta thường đặt 28 nguyên tố của hai họ lantan và actinin thành hai hàng ở cuối
bảng
- Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kỳ đều có cùng số
lớp electron. Cấu hình electron hóa trị của các nguyên tử các nguyên tố trong
cùng một nhóm A hay nhóm B là tương tự nhau, điều này quyết định tính chất
hóa học tương tự như nhau cuả đơn chất và hợp chất các nguyên tố trong cùng
một nhóm

- Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố ở trạng thái cơ bản có thể
viết được bằng cách điền electron vào dãy các phân lớp e theo thứ tự như sau:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f

5d 6p 7s 5f 6d

Số electron nhiều nhất ở phân lớp s là 2, ở phân lớp p là 6, ở phân lớp d là10 và
phân lớp f là 14. Khi số e ở phân lớp nào chưa đủ số e tối đa thì các e có khuynh
hướng chiếm các obitan sao cho số e độc thân với các giá trị số lượng tử từ spin
ms cùng dấu là lớn nhất
Một số nguyên tố có cấu hình e nguyên tử hơi khác so với cấu hình e
được viết theo những quy tắc đã trình bày ở trên. Ví dụ, các nguyên tử crom
(Z=24), molipden (Z=42) đáng lẽ có hai phân lớp e ngoài cùng là (n-1)d4ns2
nhưng thực tế là (n-1)d5ns1. Một phân lớp ngoài ns đã chuyển vào phân lớp
trong (n-1)d. Ở các nguyên tử đồng (Z=29) và bạc (Z=47) và vàng (Z= 79) nếu
theo cách điên e vào nguyên tử như trên thì chúng phải có cấu hình e phân lớp
ngoài cùng là (n-1)d9ns2 nhưng thực tế là (n-1)d10ns1, nghĩa là cũng có sự
chuyển một e ở ns vào (n-1)
9


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Chúng ta cũng quan sát thấy sự chuyển e tương tự ở một số nguyên tử của
các nguyên tố khác đang xây dựng phân lớp (n-1)d hay (n-2)f
Nguyên nhân chủ yếu của sự chuyển một vài e từ phân lớp này sang phân
lớp kia ở một số nguyên tử như trên có lẽ là do năng lượng của các e ở các phân
lớp này rất gần nhau và các cấu hình e nửa bão hòa (d5, f7) hay bão hòa (d10, f14)

là cấu hình bền. Một khi xây dựng phân lớp của nguyên tử đã đạt gần đạt nửa
bão hòa hay bão hòa thì một vài e có năng lượng xấp xỉ ở phân lớp gần đó dễ
chuyển đến để đạt trạng thái nửa bão hòa hay bão hòa bền. Các hiện tượng này
thường được gọi là vội nửa bão hòa và vội bão hòa
II.1.2. Nguyên tố s, p, d và f
Những nguyên tố mà sự điền vào nguyên tử của chúng đang được thực
hiện ở phân lớp s được gọi là các nguyên tố s. Cũng định nghĩa tương tự cho các
nguyên tố họ p, d, f
Vậy các nguyên tố của các nhóm IA và IIA là những nguyên tố s, các
nguyên tố nhóm A từ IIIA đến VIIIA đều là các nguyên tố p. Tất cả các nguyên
tố d đều nằm ở các nhóm B. Riêng nhóm IIIB bao gồm cả các nguyên tố f
II.1.3. Nguyên tố chuyển tiếp và nguyên tố không chuyển tiếp
Chỉ có các chu kỳ lớn (các chu kỳ 4, 5, 6 và 7) mới có các nguyên tố
chuyển tiếp đó là các nguyên tố d và f , chúng nằm giữa các chu kỳ có tính chất
chuyển tiếp từ các nguyên tố s sang các nguyên tố p. Người ta phân biệt các
nguyên tố chuyển tiếp d và các nguyên tố chuyển tiếp f
Có tất cả 28 nguyên tố chuyển tiếp f nằm ở hai chu kỳ. Chu kỳ 6 chứa 14
nguyên tố chuyển tiếp f từ số Z = 58 đến số Z =71. Chu kỳ 7 cũng chứa 14
nguyên tố f khác từ số Z = 90 đến số Z = 103. Dãy các nguyên tố chuyển tiếp f
thứ nhất còn được gọi là họ lantan hoặc các lantanoit. Dãy các nguyên tố chuyển
tiếp f thứ hai còn được gọi là họ actini hoặc các actinoit
Các nguyên tố còn lại trong bảng tuần hoàn là các nguyên tố s và p được gọi là
các nguyên tố không chuyển tiếp

10


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

II.2. SỰ BIẾN THIÊN NĂNG LƯỢNG CỦA CÁC OBITAN NGUYÊN TỬ
THEO SỰ TĂNG CỦA ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
Năng lượng của obitan nguyên tử được hiểu là năng lượng của e trên
obitan nguyên tử đó. Năng lượng này được tính bằng công thức gần đúng sau:
Ee  C

Z '2
n2

Trong đó C là hằng số, Nếu Ee tính bằng e –V thì hằng số C = 13,6
N là số lượng tử chính của e có năng lượng Ee
Z’ điện tích hiệu dụng của hạt nhân đối với e xét: Z’= Z -A
ở đây Z là điện tích hạt nhân nguyên tử , A là hệ số chắn tổng cộng của
các e còn lại trong nguyên tử đối với e xét:
n 1

A   ai
i 1

ai hệ số chắn của e thứ i đối với e xét
n: số e trong nguyên tử
trong nguyên tử, các obitan đều xâm nhập vào nhau, nên các e đều chắn
lẫn nhau, nghĩa là mỗi e đều bị các e còn lại chắn và bản thân nó lại chắn các e
còn lại. Khả năng xâm nhập vào gần nhân của obitan càng lớn thì các e trên
obitan đó chắn các e khác càng mạnh và bị chắn càng yếu. Khả năng xâm nhập
của các obitan trong cùng một lớp giảm theo thứ tự ns-np-nd-nf. Có thể đưa ra
một số nhận xét gần đúng về các yếu tố ảnh hưởng đến hệ số chắn như sau:
- Các e trong cùng một lớp chắn lẫn nhau kém, trong cùng một phân lớp
chắn lẫn nhau còn kém hơn, đặc biệt các e trong cùng một phân lớp chứa một

nửa số e với giá trị ms cùng dấu chắn lẫn nhau kém nhất
- Trong cùng một lớp các e trên obitan ns chắn các e khác mạnh nhất, sau
đó đến các e np, rồi đến các e nd, cuối cùng các e nf có tác dụng chắn yếu nhất.

11


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Nhưng bị chắn của các e trong cùng một phân lớp thì biến thiên ngược lại, nghĩa
là tăng theo chiều ns-np-nd-nf
- E nào ở lớp e ứng với số lượng tử chính n càng lớn thì bị chắn càng
nhiều và chắn các e khác càng ít
- Tác dụng chắn cuả một e này đối với một e khác được đặc trưng bằng
đại lượng ai. Giá trị ai lớn nhất bằng 1, nhưng thường nhỏ hơn 1
Dựa vào các yếu tố ảnh hưởng đến hệ số chắn trên ta có thể giải thích
được sự biến thiên năng lượng các obitan nguyên tử, năng lượng ion hóa nguyên
tử, bán kính nguyên tử và ion theo sự tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
II.3. SỰ BIẾN THIÊN NĂNG LƯỢNG CÁC OBITAN HÓA TRỊ CỦA
CÁC NGUYÊN TỬ THEO CHU KỲ VÀ THEO NHÓM
Sự biến thiên năng lượng các obitan nguyên tử theo sự tăng của điện tích
hạt nhân dẫn đến những kết quả sau:
- Trong một chu kỳ đi từ trái sang phải, năng lượng các obitan hóa trị
cùng tên giảm dần từ nguyên tử này đến nguyên tử khác. Ví dụ ở chu kỳ 2, từ liti
đến neon năng lượng các obitan hóa trị 2s và 2p đều giảm dần
- Hiệu năng lượng các obitan hóa trị np và ns (Enp-Ens) trong một nguyên
tử tăng dần khi chuyển từ nguyên tử này sang nguyên tử khác trong một chu kỳ.
Sự biến thiên này là hệ quả khả năng xâm nhập của obitan ns vào gần hạt nhân

lớn hơn so với các obitan np, nên năng lượng của obitan ns giảm nhanh hơn các
obitan np khi Z tăng.
- Hiệu năng lượng các obitan hóa trị Ens-E(n-1)d trong một nguyên tử tăng
dần từ nguyên tố chuyển tiếp d đầu dãy đến nguyên tố chuyển tiếp d cuối dãy
trong một chu kỳ. Ví dụ hiệu năng lượng E4s-E3d ở nguyên tử Sc(Z=21) là nhỏ
và tăng dần cho đến nguyên tử Zn(Z=30)
- Trong phạm vi một nhóm A khi đi từ nguyên tử đầu nhóm đến nguyên
tử cuối nhóm thì năng lượng các obitan hóa trị cùng dạng tăng dần

12


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

- Trong phạm vi một nhóm B khi đi từ nguyên tử đầu nhóm đến nguyên
tử thứ hai trong nhóm, năng lượng obitan hóa trị ns biến thiên chậm và không
giống nhau ở các nhóm, nghĩa là ở một số nhóm năng lượng này giảm, nhưng ở
một số nhóm khác lại tăng lên. Còn từ nguyên tử thứ hai sang nguyên tử thứ ba
trong nhóm năng lượng obitan ns giảm xuống
- Hiệu năng lượng cac obitan hóa trị Ens-E(n-1)d trong một nguyên tử giảm
dần từ nguyên tử đầu đến nguyên tử cuối trong nhóm B
II.4. SỰ BIẾN THIÊN NĂNG LƯỢNG ION HÓA THỨ NHẤT CỦA
NGUYÊN TỬ THEO SỰ TĂNG DẦN CỦA ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN
NGUYÊN TỬ
Năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của nguyên tử là năng lượng cần thiết để
bứt một e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái khí, cơ bản thành ion mang điện tích 1+
ở trạng thái khí, cơ bản, nghĩa là ứng với quá trình sau:
Nguyên tử(k, cb) – e → ion+ (k, cb); I1 > 0

Năng lượng ion hóa thứ hai (I2) và năng lượng ion hóa thứ ba (I3) ứng với
các quá trình:
Ion+(k, cb) - e → ion2+ (k, cb); I2 > I1
Ion2 +(k, cb) - e → ion3+ (k, cb); I3 > I2
Khi bị ion hóa thì e bị bứt ra khỏi nguyên tử trước tiên là e liên kết với hạt
nhân yếu nhất, đó là e ở lớp ngoài cùng có năng lượng lớn nhất. Để bứt e khỏi
nguyên tử phải cung cấp năng lượng cho nguyên tử để chuyển e đó ra khỏi phạm
vi ảnh hưởng của nguyên tử, nghĩa là chuyển e ra xa vô cùng đối với nguyên tử.
Vậy năng lượng ion hóa thứ nhất được tính bằng công thức:
I1  E  Eemax   Eemax  C

Z '2
n2

Trong đó Eemax là năng lượng của e có năng lượng lớn nhất trong nguyên tử
E∞ là năng lượng của e khi nó ở xa vô cùng đối với nguyên tử, E∞ =0
13


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Ta thấy rõ năng lượng e càng nhỏ thì năng lượng ion hóa càng lớn
II.5. ÁI LỰC VỚI E CỦA NGUYÊN TỬ
Ái lực e của nguyên tử là khả năng kết hợp e của nguyên tử. Đại lượng
đặc trưng cho khả năng này là năng lượng kết hợp e AX. Năng lượng kết hợp e
nguyên tử là năng lượng tỏa ra hay thu vào khi nguyên tử ở trong trạng thái khí,
cơ bản kết hợp e thành ion âm ở trạng thái khí, cơ bản. Ví dụ:
Cl(k,cb) + e → Cl- (k,cb); ACl = -348 kJ.mol-1

Ái lực với e càng lớn thì giá trị AX càng âm. Ái lực với e lớn nhất (AX
nhỏ nhất) ở các halogen và nhỏ nhất ở các nguyên tử s và p có phân lớp e ngoài
cùng s2, p6 và p3.
II.6. SỰ BIẾN THIÊN BÁN KÍNH NGUYÊN TỬ VÀ ION THEO CHU KỲ
VÀ THEO NHÓM
II.6.1. Khái niệm bán kính nguyên tử và ion
Theo quan điểm cơ học lượng tử về cấu tạo nguyên tử thì bán kính
nguyên tử và ion không có giá trị xác định nghiêm ngặt, vì mây e trong nguyên
tử khuếch tán không có giới hạn rõ rệt
Một trong những định nghĩa người ta thừa nhận rằng bán kính nguyên tử
ở trạng thái tự do là khoảng cách từ hạt nhân đến cực đại của hàm phân bố theo
bán kính của obitan ngoài cùng có e
Vậy bán kính nguyên tử phụ thuộc vào điện tích hạt nhân và trạng thái
của các e trong nguyên tử. Nói chung Z’ đối với các e hóa trị càng lớn và số
lượng tử chính của các e hóa trị càng nhỏ thì bán kính nguyên tử ở trạng thái tự
do càng nhỏ
Trạng thái của các e trong nguyên tử tự do khác với trạng thái của chúng
khi nguyên tử đã tạo liên kết, nên bán kính nguyên tử ở trạng thái tự do khác với
bán kính nguyên tử ở trạng thái liên kết và nguyên tử ở trạng thái liên kết khác
nhau cũng có bán kính nguyên tử khác nhau. Vì vậy nên các bán kính nguyên tử

14


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

được dùng để so sánh chỉ trong trường hợp chúng được xác định trong những
điều kiện đồng nhất

Trong tài liệu này chúng ta dùng bán kính cộng hóa trị, bán kính kim loại
và bán kính ion với quy ước như sau:
- Bán kính cộng hóa trị được tính bằng nửa khoảng cách giữa hai hạt nhân
của hai nguyên tử giống nhau liên kết đơn với nhau ở 250C. Ví dụ, khoảng cách
giữa hai hạt nhân trong phân tử Cl2 là 1,988A0 ; nên bán kính cộng hóa trị của
clo là 0,994A0; khoảng cách ngắn nhất giữa hai nguyên tử cacbon trong tinh thể
kim cương là 1,544A0, nên bán kính cộng hóa trị của cacbon là 0,772A0
- Đối với kim loại, bán kính nguyên tử được xác định bằng nửa khoảng
cách giữa hai hạt nhân nguyên tử gần nhau nhất trong tinh thể kim loại và được
gọi là bán kính kim loại
II.6.2. Sự biến thiên bán kính nguyên tử và ion trong chu kỳ và trong nhóm.
Sự co d và sự co f
Các chu kỳ lớn khác các chu nhỏ ở chỗ, chúng có thêm các nguyên tố d,
các chu kỳ 6 và 7 lại có thêm cả các nguyên tố f. Sự điền e vào các obitan (n-1)d
ở các nguyên tử d làm cho phân lớp e (n-1)d co lại khi đi từ trái sang phải trong
dãy các nguyên tố d cùng chu kỳ. Hiện tượng này được gọi là sự co d. Sỡ dĩ như
vậy vì tác dụng chắn giữa các e trong cùng phân lớp d kém, sự điền e vào các
obitan (n-1)d làm Z’ đối với các e (n-1)d này tăng lên nhanh theo sự tăng của Z
Sự điền đầy e vào phân lớp (n-2)f ở các nguyên tử của các nguyên tố f
cũng dẫn đến sự co f. Sự co f mạnh hơn sự co d, vì tác dụng chắn lẫn nhau giữa
các e f kém hơn so với giữa các e d. Sự co d và co f ảnh hưởng đến bán kính
nguyên tử, bán kính ion và năng lượng ion hóa nguyên tử
Từ trái sang phải trong một chu kỳ bán kính nguyên tử của các nguyên tố
nói chung giảm dần vì Z’ đối với các e hóa trị tăng dần, trong khi đó số lớp e
của các nguyên tử không đổi. Sự biến thiên này được lặp đi lặp lại từ chu kỳ này
đến chu kỳ khác được gọi là sự tuần hoàn của bán kính nguyên tử. Người ta
cũng quan sát thấy sự tuần hoàn nội chu kỳ của bán kính nguyên tử, tương tự
như sự tuần hoàn nội chu kỳ của I1
15

Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Trong các chu kỳ lớn, ở các nguyên tố d và đặc biệt ở các nguyên tố f, khi
đi từ trái sang phải sự giảm bán kính nguyên tử chậm hơn nhiều so với các
nguyên tố s và p cùng chu kỳ, vì sự co d và đặc biệt sự co f làm tăng tác dụng
chắn của e (n-1)d và đặc biệt của các e (n-2)f đối với các e ns, do đó Z’ đối với
các e tăng chậm
Từ trên xuống dưới trong các nhóm A bán kính nguyên tử và ion đồng
dạng tăng dần, vì số lớp e tăng dần ở các nguyên tử, trong khi đó Z’ đối với các
e tăng lên chậm hơn
Trong các nhóm B, khi đi từ nguyên tố thứ nhất đến nguyên tố thứ hai,
bán kính và ion đồng dạng tăng nhưng chậm, từ nguyên tố thứ hai sang nguyên
tố thứ ba các bán kính này không biến đổi mấy vì các nguyên tố thứ ba trong
nhóm chịu ảnh hưởng của sự co f

16


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường
CHƯƠNG III

NĂNG LƯỢNG LIÊN KÊT HÓA HỌC
III.1. NĂNG LƯỢNG MẠNG LƯỚI ION Uion
Uion là năng lượng cần thiết để phá vỡ một mol hợp chất ion ở thể rắn
thành các ion tự do ở trạng thái khí, cơ bản. Ví dụ

LiF (r)

→ Li+ (k,cb) + F- (k,cb)

ULiF =1008 kJ.mol-1
Năng lượng mạng lưới ion thường được tính theo công thức Born:
U ion 

Z  .Z .e 2
1
-1
(1  )aN , J.mol
4 0 R
nB

Trong đó ε0 hằng số điện môi của chân không = 8,85.10-12 SI;
Z+, Z- là số điện tích mà ion dương và ion âm mang, ví dụ CaF2 thì Z+ = 2 và Z=1
E là điện tích của e, e = -1,602.10-19 C
R: là khoảng cách ngắn nhất giữa hai ion dương và ion âm trong tinh thể, m
N là số avogadro
A là hằng số Madelung, giá trị của nó phụ thuộc vào kiểu cấu trúc tinh thể , ví
dụ a đối với cấu trúc tinh thể NaCl và CsCl lần lượt bằng 1,7475 và 1,763
NB hệ số đẩy Born, giá trị của nB phụ thuộc vào cấu hình e của ion, với
các ion có cấu hình e giống He, Ne, Ar, Kr, Xe hệ số nB có giá trị lần lượt là 5,
7, 9, 10, 12. Nếu hai ion có cấu hình e khác nhau thì người ta lấy giá trị trung
bình cộng của nB. Chẳng hạn đối với LiF, ion Li+ có cấu hình giống He (nB = 5),
còn F- giống Ne (nB = 7) nên nB của LiF là 1/2*(5+7) = 6
Kapustinxki đã nhận xét rằng hằng số Madelung đối với các chất khác
nhau gần như tỉ lệ với số ion trong phân tử. Ông cũng đề nghị coi hệ số đẩy
17

Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Born là như nhau đối với tất cả các hợp chất và coi khoảng cách R giữa các ion
trong tinh thể bằng tổng số bán kính của cation và anion được xác định trong
tinh thể có cấu trúc kiểu NaCl. Phương trình Kapustinxki có dạng:
U ion  C

z .z . n
r  r

Trong đó ∑n số ion trong một phân tử, ví dụ CaF2 có ∑n =3, NaCl có
∑n=2
C là hằng số, giá trị của nó phụ thuộc vào đơn vị dùng, C = 1,08. 10-7 nếu đơn vị
của r+ và r- là met, khi đó Uion được tính bằng đơn vị là kJ.mol-1
Ta thấy rằng Uion càng lớn khi số điện tích của ion dương và ion âm, số
ion trong một phân tử càng lớn, bán kính của cation và anion càng nhỏ
III.2. NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ E cht
Đối với phân tử hai nguyên tử thì năng lượng liên kết cộng hóa trị là năng
lượng cần thiết phá vỡ liên kết giữa hai nguyên tử trong phân tử ở trạng thái khí,
cơ bản thành các nguyên tử cũng ở trạng thái khí, cơ bản. Nó thường được tính
cho một mol liên kết. Ví dụ, năng lượng liên kết H-H trong phân tử H2 là ứng
với quá trình sau:
H2 (k,cb) → H (k,cb) + H (k,cb) , EH-H = 432 kJ/mol
Đối với phân tử nhiều nguyên tử kiểu ABn, người ta dùng khái niệm năng
lượng liên kết trung bình A-B, chẳng hạn xét phân tử CH4 , để phá 4 liên kết CH:
CH4 (k,cb) → C (k,cb) + 4H (k,cb) cần 1649 kJ

Trong một mol CH4 có bốn liên kết C-H, do đó năng lượng liên kết trung
bình C-H phải là:
EC-H = 1649/4 = 413 kJ/mol
Cần lưu ý rằng ở đây mol là mol liên kết
18


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Sở dĩ có khái niệm năng lượng liên kết trung bình vì sự phá vỡ từng liên
kết một trong ABn đòi hỏi các năng lượng khác nhau, nhưng thực tế các năng
lượng liên kết này trong phân tử đều bằng nhau. Ví dụ, trong phân tử CH4 sự
phá vỡ liên tiếp từng liên kết C-H đòi hỏi các năng lượng lần lượt là 427, 368,
519, 335 (kJ/mol)
Nếu phân tử nhiều nguyên tử chứa số nguyên tố khác nhau lớn hơn hai thì
khaí niệm năng lượng liên kết trung bình không phù hợp nữa. Chẳng hạn đối với
phân tử C2H6
C2H6 (k,cb) →
EC-C + 6 EC-H

2C (k) + 6H (k,cb), năng lượng của phản ứng này bằng

Năng lượng liên kết phụ thuộc vào bậc liên kết (độ bội liên kết) và độ xen
phủ các obitan hóa trị. Bậc liên kết và độ xen phủ các obitan hóa trị càng lớn thì
liên kết càng bền, nghĩa là năng lượng liên kết càng lớn
III.3. NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT KIM LOẠI
Liên kết trong kim loại được gọi là liên kết kim loại. Lí thuyết hiện đại
giải thích liên kết kim loại là thuyết vùng. Nó dựa trên phương pháp obitan phân

tử -tổ hợp tuyến tính các obitan nguyên tử
Năng lượng liên kết kim loại có thể đặc trưng bằng entanpi nguyên tử hóa
kim loại ∆Ha. Nó ứng với quá trình sau:
Kim loại rắn → các nguyên tử kim loại khí, ∆Ha > 0
- ∆Ha của hầu hết các kim loại đều lớn và lớn nhất là của W (∆Ha = 837
kJ.mol-1), bé nhất là của Hg (∆Ha = 61 kJ.mol-1)
- Năng lượng liên kết kim loại của các kim loại chuyển tiếp d nói chung lớn
hơn so với các kim loại không chuyển tiếp, có lẽ là do ở các kim loại
chuyển tiếp d có các obitan hóa trị (n-1)d tham gia liên kết kim loại
- Từ trái sang phải trong dãy các kim loại chuyển tiếp d năng lượng liên kết
kim loại tăng theo số e hóa trị (n-1)d trong nguyên tử và đạt giá trị cực đại

19


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

ở khoảng giữa dãy, khi mà số e hóa trị bằng hoặc gần bằng số obital hóa
trị có thể tham gia liên kết kim loại
Khi số e hóa trị vượt quá số obital hóa trị thì nói chung quan sát thấy ∆Ha
giảm dần. Nguyên nhân chính của sự biến thiên này có thể là do sự tăng số e
trên obital phân tử liên kết cùng với sự tăng số e hóa trị (n-1)d trong nguyên
tử kim loại làm cho ∆Ha tăng, nhưng khi số e trên các obital phân tử liên kết
đã đầy thì sự tăng số e hóa trị (n-1)d trong nguyên tử kim loại sẽ dẫn đến sự
điền các e vào các obital phân tử phản liên kết làm cho ∆Ha lại giảm
- Từ trên xuống trong nhóm A năng lượng liên kết kim loại giảm và trong
nhóm B năng lượng này tăng, trừ một số ít trường hợp có sự sai khác này
như ở nhóm IIB, năng lượng liên kết kim loại giảm dần từ trên xuống, điều

này liên quan đến cấu hình bền của phân lớp e bão hòa (n-1)d10 và hiệu Ens –
E(n-1)d lớn làm cho các e (n-1)d hầu như không tham gia liên kết kim loại
cùng với các e ns2, trong khi đó các e ns2 tham gia liên kết kim loại giảm dần
từ trên xuống. Cũng vì lý do này mà ∆Ha của ba kim loại nhóm IIB là cực
tiểu so với các kim loại khác trong cùng chu kỳ
III.4. NĂNG LƯỢNG SONVAT HÓA ION
Năng lượng sonvat hóa ion là năng lượng tỏa ra khi một mol ion ở thể khí
tan vào dung môi tạo thành dung dịch loãng vô cùng, nếu dung môi là nước,
năng lượng này được gọi là năng lượng hidrat hóa ion. Ví dụ:
Na+ (k) + ∞ H2O (l) → Na+ trong dung dịch
Có ∆G298 = - 405,84 kJ/mol
Năng lượng sonvat hóa ion thường được tính theo phương trình Born:
G s  H s  TS s  k

Z 2 .e 2 N  1 
1  
2r   

Trong đó ∆Gs sự biến thiên thế đẳng áp sự sonvat hóa cation hay anion (còn
được gọi là năng lượng sonvat hóa ion) với số điện tích dương hay âm của
cation hay anion là Z+ hay Z- và bán kính của cation hay anion là r+ hay r20


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

∆Hs – nhiệt sonvat hóa ion
∆Ss sự biến thiên entropi sonvat hóa ion
ε hằng số điện môi của dung môi

k: hằng số phụ thuộc đơn vị dùng
từ công thức trên ta thấy ∆Gs càng nhỏ (càng âm), nghĩa là khả năng sonvat hóa
ion càng lớn khi số điện tích của ion càng lớn, bán kính ion càng nhỏ và hằng số
điện môi của dung môi càng lớn
III.5. NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT YẾU
III.5.1. Năng lượng liên kết hidro
Nguyên tử hidro khi đã liên kết với nguyên tử của nguyên tố có độ âm
điện lớn (F, O, N), nó còn có khả năng liên kết phụ với nguyên tử khác trong
phân tử hay trong phân tử khác cũng có độ điện âm lớn. Liên kết phụ đó được
gọi là liên kết hidro (thường được biểu diễn bằng những dấu chấm). Ví dụ liên
kết hidro giữa các phân tử HF như sau:
....F – H...F – H ...F – H ....
Năng lượng liên kết hidro phụ thuộc chủ yếu vào độ âm điện của nguyên
tử liên kết với nó. Độ âm điện càng lớn, năng lượng liên kết hidro càng lớn. Tuy
nhiên năng lượng này nhỏ hơn nhiều so với năng lượng liên kết cộng hóa trị và
ion và nó có giá trị khoảng 4 - 40kJ/mol. Năng lượng liên kết hidro lớn nhất là F...HF, gần bằng 113 kJ/mol
III.5.2. Năng lượng tương tác vander Waals
Đây là tương tác giữa các phân tử. Ở khoảng cách lớn giữa các phân tử,
khi mà các vỏ e chưa xen phủ nhau, giữa các phân tử chỉ có tương tác hút và
được chia thành ba loại, đó là các tương tác định hướng, cảm ứng và khuếch tán
Tương tác định hướng là tương tác giữa các phân tử có momen lưỡng cực
khác số không, nó càng lớn khi momen lưỡng cực của phân tử càng lớn và giảm
21


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

khi nhiệt độ tăng vì chuyển động nhiệt phá vỡ sự định hướng giữa các phân tử.

Năng lượng tương tác này được tính bằng công thức sau:
U đh 

2 4
1
.
6
3kTR (4 0 ) 2

Trong đó μ- momen lưỡng cực của phân tử, C.m;
k- hằng số Boltzman, k = 1,3805.10-23 J.K-1
T nhiệt độ tuyệt đối, K
R khoảng cách giữa hai phân tử, m
ε0 :Hằng số điện môi của chân không, ε0 = 8,85.10-12SI
Nếu phân tử có μ =0 thì giữa các phân tử này không có tương tác định hướng
Khi các phân tử phân cực tương tác định hướng với nhau sẽ làm biến dạng phân
tử và dẫn đến sự tương tác bổ sung, được gọi là tương tác cảm ứng mà năng
lượng của nó được tính bằng công thức sau:
U cu 

2 2
1
.
6
R
(4 0 ) 2

α độ phân cực (độ biến dạng) của phân tử
Hai loại tương tác trên chưa giải thích được hiện tượng hóa lỏng và hóa rắn của
các chất gồm những phân tử không phân cực, như các khí hiếm, hidro, khí

cacbonic, metan... nghĩa là giữa các phân tử này cũng phải tồn tại tương tác, đó
là tương tác khuếch tán. Tương tác này xuất hiện là do sự chuyển động không
ngừng của các e trong phân tử, gây nên sự bất đối xứng tạm thời về sự phân bố
điện tích dương và âm trong phân tử, tạo nên momen lưỡng cực tạm thời và do
đó xuất hiện tương tác giữa chúng. Như vậy tương tác này cũng phải thể hiện
giữa các phân tử phân cực. Năng lượng tương tác khuếch tán được tính gần đúng
theo phương trình :
U kt 

3h 0 2
1
.
6
4R
(4 0 ) 2
22


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Trong đó h-hằng số Planck, h = 6,626.10-34 J.s
ν 0 : Tần số dao động ứng với năng lượng không, nghĩa là năng lượng ở nhiệt
độ T = 0K, thực tế hν0 gần bằng năng lượng ion hóa I1 của phân tử
Năng lượng tương tác vander Waals cũng như năng lượng liên kết hidro
là rất nhỏ so với năng lượng liên kết cộng hóa trị và ion, nên chúng ảnh hưởng
rất ít đến tính chất hóa học mà chủ yếu là ảnh hưởng đến tính chất lý học của các
chất

23


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường
CHƯƠNG IV

CHIỀU MỘT SỐ PHẢN ỨNG HÓA HỌC VÔ CƠ
Có thể chia các phản ứng hóa học ra làm hai loại: phản ứng có sự biến đổi
số oxi hóa và phản ứng không có sự biến đổi số oxi hóa của các nguyên tố.
Trong phạm vi chương này ta chỉ xét chiều phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong
dung dịch nước và phản ứng trao đổi ion trong dung dịch nước
IV.1. MỘT SỐ KHÁI NIỆM
IV.1.1. Chất điện li mạnh và yếu
Những chất khi hòa tan trong nước, phân tử của chúng phân li nhiều hay ít
ra ion được gọi là những chất điện li. Khả năng phân li của các chất điện li khác
nhau là không giống nhau và được đánh giá bằng độ điện li α
α = số mol phân li ra ion/số mol hòa tan
Khả năng phân li ra ion của chất điện li còn phụ thuộc vào nồng độ, nồng
độ càng nhỏ độ điện li α càng lớn, nghĩa là càng gần tiến tới 1. Trong chương
này chúng ta chỉ xét dung dịch loãng, nên có thể coi chất điện li mạnh là chất có
α =1, nghĩa là 100% phân tử hòa tan trong nước điện li ra ion, còn chất điện li
yếu có α <1, nghĩa là chỉ một phần các phân tử hòa tan phân li thành ion, còn
phần lớn chúng vẫn ở dạng phân tử. Phương trình phân li của chất điện li mạnh
được viết một mũi tên, còn phương trình phân li của chất điện li yếu viết hai mũi
tên trái chiều nhau ở giữa phân tử và các ion do nó phân li ra. Ví dụ, phương
trình phân li chất điện li mạnh HCl và chất điện li yếu CH3COOH được viết:
HCl → Cl- + H+
CH3COOH

CH3COO- + H+

Vậy sự phân li chất điện li yếu là quá trinh thuận nghịch, nghĩa là nó tuân
theo mọi định luật của cân bằng hóa học và sự chuyển dịch cân bằng

24


Bài giảng: Hóa Vô Cơ

Khoa Công nghệ Hóa và Môi trường

Về một phương diện nào đó người ta có thể chia các chất điện li thành
chất điện li mạnh, chất điện li khá mạnh, chất điện li trung bình, chất điện li yếu
và chất điện li rất yếu
IV.1.2. Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước
Xét ví dụ phản ứng sau:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaCl
Trong phản ứng này BaCl2 , Na2SO4 , NaCl là các chất dễ tan và điện li
mạnh, nên trong dung dịch chúng phân li hoàn toàn ra các ion:
Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2ClTừ đó ta thấy thực chất phản ứng này chỉ là:
Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓
Điều đó có nghĩa là để tạo kết tủa BaSO4 chỉ cần trộn hai dung dịch, một
dung dịch có chứa các ion Ba2+, còn dung dịch kia có chứa các ion SO42Đây là phương trình ion của phản ứng đã xét
Để viết phương trình ion của phản ứng người ta quy ước như sau: căn cứ
vào phương trình phản ứng đầy đủ dưới dạng phân tử chuyển tất cả những chất
vừa dễ tan, vừa điện li mạnh hoặc khá mạnh ra ion, những chất còn lại để
nguyên dưới dạng phân tử, sau đó đơn giản những ion giống nhau ở hai vế của
phương trình phản ứng. Phương trình rút gọn được gọi là phương trình ion của

phản ứng
IV.1.3. Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố
Hóa trị của nguyên tố là số cặp e liên kết mà một nguyên tử nguyên tố đó
liên kết trực tiếp với các nguyên tử xung quanh nó trong phân tử. Ví dụ, hóa trị
của nito, oxi và hidro trong các phân tử N2, NH3, H2O lần lượt là 3, 2, 1
Số oxi hóa của nguyên tố có giá trị đại số khác với hóa trị, ví dụ số oxi
hóa của nito trong N2 là số 0, còn trong NH3 là –III
25