LT HOA VO CO 10 2017 2018

Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

1

CHƯƠNG I: NGUYÊN TỬ
Bài 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
I. THÀNH PHẦN CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1. Electron (e)
Là hạt vật chất mang điện tích âm, có khối lượng và chuyển động rất nhanh.
me = 9,1094×10−31 kg.
qe = –1,602.10–19 C (Culong) = – eo = 1– (đvđt).
2. Sự tìm ra hạt nhân nguyên tử
– Nguyên tử có cấu tạo rỗng,
– Electron chuyển động xung quanh hạt mang điện dương, có kích thước nhỏ, khối lượng lớn so với nguyên
tử gọi là hạt nhân.
3. Cấu tạo của hạt nhân nguyên tử: Hạt nhân nguyên tử được tạo thành bởi các hạt proton và nơtron.
 Proton: mp = 1, 6726×10−27 kg.
qp = +1,602.10–19 C (Culong) = eo = 1+ (đvđt).
 Nơtron: mn = 1,6748×10−27 kg.
qn = 0
Số proton = Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số electron
II. KÍCH THƯỚC VÀ KHỐI LƯỢNG NGUYÊN TỬ
1. Kích thước
– Đường kính nguyên tử khoảng 10−1 nm = 1
– Đường kính hạt nhân khoảng 10−4
– Đường kính e , p , n khoảng 10−7
d nguye töû
ân
Nhận xét: d haïtnhaân

=

1
= 10 4 = 10.000
−4
10

→ hạt nhân có kích thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử.
2. Khối lượng: đơn vị khối lượng nguyên tử là u (hay đvC)
1u =

1
19,9265 × 10 −27 kg
mC =
= 1,6605 × 10 −27 kg
12
12

Khối lượng và điện tích của các hạt tạo nên nguyên tử
Đặc tính hạt
Điện tích (q)
Khối lượng (m)

Vỏ nguyên tử

Hạt nhân

Electron (e)
qe = –1,602.10

–19

Proton (p)
C

qp = +1,602.10

–19

Nơtron (n)
C

qn = 0

hay qe = – eo = 1–

hay qp = eo = 1+

me = 9,1094×10−31 kg

mp = 1, 6726×10−27 kg

mn = 1,6748×10−27 kg

me ≈ 0,00055u

mp ≈ 1u

mn ≈ 1u

• So sánh khối lượng electron với proton, với nơtron:

2

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương
mp 1,6726.10 −27
m e 9,1094.10 −31
=
=
0
,
0005446
hay
=
= 1836
m p 1,6726.10 −27
me 9,1094.10 −31
m e 9,1094.10 −31
mn 1,6748.10 −27
=
=
0
,
0005439
hay
=
= 1839
m n 1,6748.10 − 27
me 9,1094.10 −31

Nhận xét: khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng proton và nơtron.
• So sánh khối lượng hạt nhân so với nguyên tử Na biết Na có 11 proton, 11 electron và 12 nơtron.
−27
m nguye töû
+ 12.1,6748.10 −27 + 11 .9,1094.10 −31 = 3,8506.10 −26 kg
ân = mp + m n + m e = 11 .1,6726.10

m haïtnhaân= mp + m n = 11 .1,6726.10 −27 + 12.1,6748.10 −27 = 3,8496.10 −26 kg
m nguye töû
mhaïtnhaân 3,8496.10 −26
3,8506.10 −26
ân
=
=
1
,
00026
hay
=
= 0,9997
m haïtnhaân 3,8496.10 − 26
mnguye töû
3,8506.10 −26
ân
Nhận xét: khối lượng nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân.

Bài 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ.
NGUYÊN TỐ HÓA HỌC – ĐỒNG VỊ
I. HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
1. Điện tích hạt nhân: Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số proton = Số electron

2. Số khối: Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (Z) và tổng số nơtron (N).
A=Z+N
II. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. Định nghĩa: Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
– Tất cả các nguyên tử của cùng một nguyên tố hóa học đều có cùng số proton và cùng số electron.
– Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân đều có tính chất hóa học giống nhau.
2. Số hiệu (Z): Số đơn vị điện tích hạt nhân của một nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố
đó.
Số hiệu = Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số electron = Số proton
3. Kí hiệu nguyên tử :
Ví dụ:

35
17

Cl

A
Z

X (X: kí hiệu hóa học, A: số khối, Z: số hiệu)

Số hiệu Z = 17 = Số proton = Số electron.
Số khối A = 35 → Số nơtron = A – Z = 35 – 17 = 18

III. ĐỒNG VỊ
Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau số nơtron nên khác nhau số khối (A).
IV. NGUYÊN TỬ KHỐI – NGUYÊN TỬ KHỐI TRUNG BÌNH
1. Nguyên tử khối

Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

3

– Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử.
– Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị
khối lượng.
Ví dụ: Nguyên tử Na (11p, 11e, 12n)
mnguyên tử = mp + mn + me = 11.1 + 12.1 + 11.0,00055 = 23,00605u
mhạt nhân = mp + mn = 11.1 + 12.1 = 23u
→ mnguyên tử ≈ mhạt nhân = 23u → Nguyên tử khối của Na là 23.
Nhận xét: Khi không cần độ chính xác cao có thể coi nguyên tử khối = số khối.
2. Nguyên tử khối trung bình
Hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp của nhiều đồng vị với tỉ lệ phần trăm số nguyên tử xác định.
Nguyên tử khối của nguyên tố có nhiều đồng vị là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng vị đó.
Giả xử nguyên tố X có hai đồng vị là

A1
ZX

chiếm x1% số nguyên tử,

Nguyên tử khối trung bình:
Ví dụ 1: Clo là hỗn hợp của hai đồng vị bền
khối trugn bình của clo.
35.75,77 + 37.24,23
A Cl =
= 35,5
100

35
17

Cl

A=

A2
ZX

chiếm x2% số nguyên tử:

A1 .x1 + A 2 .x 2
100

(chiếm 75,77%) và

37
17

Cl

(chiếm 24,23%). Tính nguyên tử

63
65
Cu và 29
Cu . Nguyên tử khối trung bình của đồng là 63,546.
Ví dụ 2: Trong tự nhiên, đồng có hai đồng vị 29

Tính thành phần phần trăm số nguyên tử của mỗi đồng vị.

Gọi x1 là % số nguyên tử

63
29 Cu

, x2 là % số nguyên tử

65
29 Cu

A1 .x1 + A 2 .x 2

 63.x1 + 65.x 2
= 63,546 x1 = 72,7
A =

→
→
100
100

x 2 = 27,3
x + x 2 = 100
x1 + x 2 = 100
Ta có:  1

Vậy

63
29 Cu

(chiếm 72,7%) và

65
29 Cu

(chiếm 27,3%).

Ví dụ 3: Nguyên tử khối trung bình của brom là 79,91. Brom có 2 đồng vị. Biết
nguyên tử khối của đồng vị thứ hai.
Gọi số khối đồng vị thứ hai là A2 chiếm tỉ lệ x2% số nguyên tử
Ta có: x1 = 54,5% → x2 = 100% – 54,5% = 45,5%.
A .x + A 2 . x 2
79.54,5 + A 2 .45,5
A= 1 1
→
= 79,91 → A 2 = 81
100
100

79
35

Br

chiếm 54,5%. Tìm

Ví dụ 4: Một nguyên tử X có tổng số hạt proton, nơtron, electron là 18. Tìm số khối của hạt nhân nguyên tử

X.
Số proton = Số electron = Z ; Số nơtron = N.


4

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

18

Z ≤ 3

2Z + N = 18
Z ≤ 18 − 2Z
18
18
Z ≥ 18
≤Z≤



3,5 hay 3,5
3
Ta có: Z ≤ N ≤ 1,5Z → Z ≤ 18 − 2 Z ≤ 1,5Z → 18 − 2Z ≤ 1,5Z → 
→ 5,143 ≤ Z ≤ 6 → Z = 6 → N = 18 – 2.6 = 6 → A = Z + N = 6 + 6 = 12.
Lưu ý: Đối với các đồng vị bền (Z ≤ 82) trừ H: Z ≤ N ≤ 1,5Z ; Riêng (Z ≤ 20): Z ≤ N ≤ 1,2Z
S
S
≤Z≤
3

Gọi S là tổng số hạt proton, nơtron, electron của nguyên tử (S = 2Z + N), ta có: 3,5

Bài 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ
I. SỰ CHUYỂN ĐỘNG CỦA ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ
1. Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
Các e chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt nhân không theo những quỹ đạo xác định tạo
nên vỏ nguyên tử.
2. Obitan nguyên tử
Obitan nguyen tử là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt electron là 90%.
Dựa trên sự khác nhau về trạng thái của electron trong nguyên tử, người ta phân loại thành:
– Obitan s: có dạng hình cầu.
– Obitan p: có dạng số 8 nổi.
– Obitan d, obitan f có hình dạng phức tạp hơn.
II. LỚP ELECTRON VÀ PHÂN LỚP ELECTRON.
1. Lớp electron
Trong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp, các lớp được sắp xếp từ gần hạt nhân ra ngoài.
Các electron trên cùng một lớp có mức năng lượng gần bằng nhau.
Các lớp electron được xếp theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao, từ trong ra ngoài
n=
1
2
3
4
5
6
7
Tên lớp

K

L

M

N

O

P

Q

2. Phân lớp electron
Mỗi lớp electron được chia thành các phân lớp.
Các e trên cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau.
Số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó.
Lớp

Phân lớp

K (n = 1)

1s

L (n = 2)

2s

2p

M (n = 3)

3s

3p

3d

N (n = 4)

4s

4p

4d

4f

III. SỐ OBITAN NGUYÊN TỬ TRONG MỘT PHÂN LỚP, MỘT LỚP ELECTRON
1. Số obitan nguyên tử trong một phân lớp


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

5

Phân lớp

s

p

d

f

Số obitan

1

3

5

7

2. Số obitan nguyên tử trong một lớp
Lớp
Số phân lớp
Số obitan

Lớp K

Lớp L

Lớp M

Lớp N

n=1

n =2

n=3

n=4

Lớp thứ n

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

n phân lớp

1

1

3

1

3

5

1

3

5

7

n2 obitan

1

4

9

16

Bài 5: CẤU HÌNH ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ
I. NĂNG LƯỢNG CỦA ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ
1. Mức năng lượng obitan nguyên tử
Trong nguyên tử, các electron trên mỗi obitan có một mức năng lượng xác định gọi là mức năng lượng
obitan nguyên tử (AO)
7s
6s

7p

6d

5f

6p

5d

4f

5p

4d

4p

3d

5s

4s

3s

3p

2s

2p

1s

Mối liên hệ về mức năng lượng của các obitan trong những phân lớp khác nhau.
2. Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử
Thực nghiệm và lý thuyết cho thấy khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo thứ
tự sau:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
II. CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
1. Cấu hình electron nguyên tử: biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
2. Cách viết cấu hình electron:
Bước 1: Xác định số electron của nguyên tử.
Bước 2: Phân bố electron vào các phân lớp theo chiều tăng mức năng lượng trong nguyên tử.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d


6

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

Bước 3: Viết cấu hình electron theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các lớp electron

Ví dụ:
Na (Z = 11) :

Na có 11 electron.
Cấu hình electron của Na là 1s2 2s22p6 3s1
Na thuộc nguyên tố s vì electron cuối cùng điền vào phân lớp s.

O (Z = 8)

O có 8 electron.
Cấu hình electron của O là 1s2 2s22p4
O thuộc nguyên tố p vì electron cuối cùng điền vào phân lớp p.

:

Fe (Z = 26) :

Fe có 26 electron.
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d6
Cấu hình elctron của Fe: 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2
Fe là nguyên tố d vì electron cuối cùng điền vào phân lớp d.

Cr (Z = 24) :

Cr có 24 electron
1s22s22p63s23p64s13d5
Cấu hình electron của Cr: 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1
Cr là nguyên tố d vì electron cuối cùng điền vào phân lớp d.

Cu (Z = 29) :

Cu có 29 electron
1s22s22p63s23p64s13d10
Cấu hình electron của Cu: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s1
Cu là nguyên tố d vì electron cuối cùng điền vào phân lớp d.

3. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng: Lớp ngoài cùng có nhiều nhất 8e.
– Các nguyên tử có 8e lớp ngoài cùng và He (1s2)
– Các nguyên tử có 1e, 2e, 3e lớp ngoài cùng
– Các nguyên tử có 5e, 6e ,7e lớp ngoài cùng
– Các nguyên tử có 4e lớp ngoài cùng

: là khí hiếm.
: là kim loại (trừ H, He và B).
: thường là phi kim.
: là kim loại hoặc phi kim.

→ Khi biết cấu hình electron của nguyên tử có thể dự đoán được loại nguyên tố.

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. NGUYÊN TẮC SẮP XẾP CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
– Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.
– Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng.
– Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị trong nguyên tử được xếp thành một cột.
Electron hóa trị là những electron có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng thường nằm ở
lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.
II. CẤU TẠO BẢNG TUẦN HOÀN
IA IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA VIIIA


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

7

H

He

Li Be
Na Mg IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIIIB

B

C

N

O

F

Ne

IB

IIB

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

Fr Ra

Ac

104

105

106

107

108

109

110

Họ Lantan

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Họ Actini

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

1. Ô nguyên tố: Mỗi nguyên tố được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên tố.
Số thứ tự của ô = Số hiệu (Z)
2. Chu kì: Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo
chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Số thứ tự chu kì = Số lớp electron
Chu kì 1, 2, 3: chu kì nhỏ. Chu kì 4, 5, 6, 7: chu kì lớn.
3. Nhóm nguyên tố:
– Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính
chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.
– Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng nhóm có số electron hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự của
nhóm (trừ 2 cột cuối của nhóm VIIIB)
IA IIA

IIIA

1s1

IVA

VA

VIA

VIIA VIIIA
2s2

2s1

2s2

2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6

3s1

3s2

4s1

4s2 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1

3d104s2 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s24p5 4s24p6

5s1

5s2 4d15s2 4d25s2 4d35s2 4d55s1 4d55s2 4d75s1 4d85s1 4d85s2 4d105s1

4d105s2 5s25p1 5s25p2 5s25p3 5s25p4 5s25p5 5s25p6

6s1

6s2 5d16s2 5d26s2 5d36s2 5d46s2 5d56s2 5d66s2 5d76s2 5d96s1 5d106s1

5d106s2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6

7s1

7s2 6d17s2

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIIIB

IB

IIB

3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6

– Nhóm A: gồm các nguyên tố s, p.
– Nhóm B: gồm các nguyên tố d, f.
Thứ tự nhóm = Số electron hóa trị
Ví dụ:
Na (Z = 11) :

1s2 2s22p6 3s1
Na thuộc ô nguyên tố 11, chu kì 3, nhóm IA


8

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

O (Z = 8)

:

1s2 2s22p4
O thuộc ô nguyên tố 8, chu kì 2, nhóm VIA

Fe (Z = 26) :

1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2
Fe thuộc ô nguyên tố 26, chu kì 4, nhóm VIIIB.

Ni (Z = 28) :

1s2 2s22p6 3s23p63d8 4s2
Ni thuộc ô nguyên tố 28, chu kì 4, nhóm VIIIB.

Cr (Z = 24) :

1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1
Cr thuộc ô nguyên tố 24, chu kì 4, nhóm VIB.

Cu (Z = 29) :

1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s1
Cu thuộc ô nguyên tố 30, chu kì 4, nhóm IB.

Bài 8: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN
TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

I. SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ, TÍNH CHẤT CỦA CÁC
NGUYÊN TỐ HÓA HỌC.
Nhóm
Chu kì

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

1

H
1s1

He
1s2

2

Li
2s1

Be
2s2

B
2s 2p1

C
2s 2p2

N
2s 2p3

O
2s 2p4

F
2s 2p5

Ne
2s2 2p6

3

Na
3s1

Mg
3s2

Al
3s2 3p1

Si
3s 3p2

P
3s 3p3

S
3s 3p4

Cl
3s2 3p5

Ar
3s2 3p6

4

K
4s1

Ca
4s2

Ga

4s2 4p1

Ge
4s2 4p2

As
4s2 4p3

Se
4s 4p44

Br
4s2 4p5

Kr
4s2 4p6

5

Rb
5s1

Sr
5s2

In
5s2 5p1

Sn
5s2 5p2

Sb
5s2 5p3

Te
5s2 5p4

I
5s 5p5

Xe
5s2 5p6

6

Cs
6s1

Ba
6s2

Tl
6s2 6p1

Pb
6s2 6p2

Bi
6s2 6p3

Po
6s2 6p4

At
6s2 6p5

Rn
6s2 6p6

7

Fr
7s1

Ra
7s2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm A được lặp đi lặp lại
sau mỗi chu kì → chúng biến đổi tuần hoàn.
Vậy: Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích
hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố.
II. CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A
1. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A.


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

9

– Nguyên tử các nguyên tố trong cùng nhóm A có cùng số electron lớp ngoài cùng → nguyên nhân của sự
giống nhau về tính chất hóa học của các nguyên tố trong cùng nhóm A.
– Số thứ tự nhóm A = Số electron lớp ngoài cùng = Số electron hóa trị
2. Một số nhóm A tiêu biểu
a. Nhóm VIIIA (nhóm khí hiếm)
– Gồm: Heli (He) ; Neon (Ne) ; Argon (Ar) ; Kripton (Kp) ; Xenon (Xe) và Rađon (Rn).
– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2 np6 trừ He (1s2): là cấu hình bền vững.
– Tính chất:
+ Hầu hết khí hiếm đều không tham gia phản ứng hóa học (trừ một số trường hợp đặc biệt).
+ Ở điều kiện thường, các khí hiếm đều ở trạng thái khí và phân tử chỉ gồm một phân tử.
b. Nhóm IA (nhóm kim loại kiềm)

– Gồm: Natri (Na) ; Kali (K) ; Rubiđi (Rb) ; Xesi (Cs) ; Franxi (Fr). Fr là nguyên tố phóng xạ.
– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns1
+ Dễ nhường 1e để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm.
+ Trong các hợp chất, kim loại kiềm chỉ có hóa trị 1.
– Tính chất: là những kim loại điển hình
+ Tác dụng mạnh với oxi tạo oxit: 4M + O2 → 2M2O.
+ Tác dụng mạnh với nước ở nhiệt độ thường tạo hidroxit và hiđro: 2M +2H2O→ 2MOH + H2.
+ Tác dụng phi kim khác tạo muối:
2M + Cl2 → 2MCl (muối clorua)
2M + S → M2S (muối sunfua)
c. Nhóm VIIA (nhóm Halogen)
– Gồm: Flo (F) ; Clo (Cl) ; Brom (Br) ; Iot (I) ; Atattin (At). At là nguyên tố phóng xạ.
– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2np5
+ Dễ nhận 1e để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm.
+ Trong các hợp chất với kim loại, Halogen chỉ có hóa trị 1.
– Ở dạng đơn chất, phân tử Halogen gồm 2 nguyên tử: F2, Cl2, Br2, I2.
– Tính chất: là những phi kim điển hình
+ Tác dụng kim loại tạo muối Halogenua: 2M + nX2 → 2MXn (M là kim loại, X là Halogen)
+ Tác dụng hidro tạo hợp chất khí hidro halogenua: H2 + X2 → 2HX.
+ Hidroxit của Halogen là những axit: HClO, HClO2, HClO3, HClO4.

Bài 9: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
I. SỰ BIẾN ĐỔI MỘT SỐ ĐẠI LƯỢNG VẬT LÍ
1. Bán kính nguyên tử (nm)
Nhóm
Chu kì

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA


10

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương
2

Li
0,123

Be
0,089

B
0,080

C
0,077

N
0,070

O
0,066

F
0,064

3

Na
0,157

Mg
0,136

Al
0,125

Si
0,117

P
0,110

S
0,104

Cl

0,099

4

K
0,203

Ca
0,174

Ga
0,125

Ge
0,122

As
0,121

Se
0,117

Br
0,114

5

Rb
0,216

Sr
0,191

In
0,150

Sn
0,140

Sb
0,140

Te
0,137

I
0,133

Vậy: Bán kính nguyên tử của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân.
2. Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol): năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất ra khỏi
nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
Nhóm
Chu kì

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

1

H
1312

He
2372

2

Li
520

Be
899

B
801

C
1086

N
1402

O
1314

F
1681

Ne
2081

3

Na
497

Mg
738

Al
578

Si
786

P

1012

S
1000

Cl
1251

Ar
1521

4

K
419

Ca
590

Ga
579

Ge
762

As
947

Se
941

Br
1008

Kr
1351

5

Rb
403

Sr
549

In
558

Sn
709

Sb
834

Te
869

I
1140

Xe
1170

6

Cs
376

Ba
503

Tl
589

Pb
716

Bi
703

Po
812

At
920

Rn
1037

Vậy: Năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng

của điện tích hạt nhân.
3. Độ âm điện: đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử khi tạo thành liên kết hóa học.

Nhóm
Chu kì
1
2
3

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

H
2,2
Li
0,98
Na
0,93

Be
1,57
Mg
1,31

B
2,04
Al
1,61

C
2,55
Si
1,90

N
3,04
P
2,19

O
3,44
S
2,58

F
3,98
Cl
3,16

Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018
K
0,82
Rb
0,82
Cs
0,79

4
5
6

11
Ca
1,00
Sr
0,95
Ba
0,89

Ga
1,81
In
1,78
Tl
1,62

Ge
2,01

Sn
1,96
Pb
2,33

As
2,18
Sb
2,05
Bi
2,02

Se
2,55
Te
2,10
Po
2,00

Br
2,96
I
2,66
At
2,20

II. SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM
1. Tính kim loại, tính phi kim
Tính kim loại: là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương.
Nguyên tử càng dễ mất electron, tính kim loại càng mạnh.

Tính phi kim: là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm. Nguyên
tử càng dễ thu electron, tính phi kim càng mạnh.
2. Sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim
Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, đồng thời
tính phi kim tăng dần.
Trong một nhóm A, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, đồng thời
tính phi kim giảm dần.
Vậy: Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích
hạt nhân.
III. SỰ BIẾN ĐỔI VỀ HÓA TRỊ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
Nhóm
Chu kì

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

R2O

RO

R2O3

RO2

R2O5

RO3

R2O7

1

2

3

4

5

6

7

–

–

–

SiH4

PH3

H2S

HCl

–

–

–

RH4

RH3

RH2

RH

4

3

2

1

Hợp chất với oxi
Hóa trị cao nhất với
oxi
Hợp chất khí với hidro
Hóa trị với hidro

Nhận xét: Hóa trị cao nhất của một nguyên tố với oxi, hóa trị với hidro của các phi kim biến đổi tuần hoàn
theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
IV. SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH AXIT – BAZƠ CỦA OXIT VÀ HIDROXIT TƯƠNG ỨNG
Nhóm
Chu kì
Oxit

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7


12

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

Tính chất oxit

Oxit
bazơ

Oxit
bazơ

Oxit
lưỡng
tính

Oxit axit

Oxit axit

Oxit axit

Oxit axit

Hidroxit

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Tính chất
hidroxit

Bazơ
mạnh

Bazơ yếu

hidroxit
lưỡng
tính

Axit yếu

Axit
trung
bình

Axit
mạnh

Axit rất
mạnh

Nhận xét: Tính axit – bazơ của các oxit và hidroxit tương ứng của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo
chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
V. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN:
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các
nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
Nhóm

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

Chu kì
1
2

F

3

Phi kim mạnh nhất

4

Độ âm điện lớn
nhất

5
6

Cs

Kim loại mạnh nhất,

7

Fr*

Bán kính lớn nhất, Năng lượng ion hóa nhỏ nhất.

Bài 10: Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA
HỌC
I. QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ CỦA NGUYÊN TỐ VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ CỦA NÓ.
• Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể biết được cấu tạo nguyên tử.
Ví dụ: Mg ở ô 12, chu kì 3, nhóm IIA.
Mg ở ô 12 → Nguyên tử Mg có 12 electron, 12 proton.
Mg ở chu kì 3 → Nguyên tử Mg có 3 lớp electron.
Mg ở nhóm IIA → Lớp ngoài cùng có 2 electron.

• Biết cấu tạo nguyên tử có thể biết được vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn.
Ví dụ: Al (Z = 13): 1s22s22p63s23p1.
Nguyên tử Al có 13 electron → Al ở ô 13.
Nguyên tử Al có 3 lớp electron → Al ở chu kì 3.
Nguyên tử Al có 3 electron ở lớp ngoài cùng → Al ở nhóm IIIA


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

13

II. QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÁ TÍNH CHẤT NGUYÊN TỐ
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra những tính chất hóa học cơ bản của nó.
• Tính kim loại, phi kim.
– Nhóm IA, IIA, IIIA (trừ H, B): có tính kim loại.
– Nhóm VA, VIA, VIIA (trừ Sb, Bi, Po): có tính phi kim
• Hóa trị cao nhất với oxi, hóa trị với hidro.
– Hóa trị cao nhất với oxi = thứ tự nhóm (n)
– Hóa trị với hidro = 8 – n
• Công thức oxit cao nhất, công thức hợp chất khí với hidro (nếu có).
– Công thức oxit cao nhất: R2On.
– Công thức hợp chất khí với hidro: RH8–n (n ≥ 4)
Nhóm

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Hợp chất với oxi

R2O

RO

R2O3

RO2

R2O5

RO3

R2O7

Hóa trị cao nhất với
oxi

1

2

3

4

5

6

7

Hợp chất khí với hidro

RH4

RH3

RH2

RH

Hóa trị với hidro

4

3

2

1

Chu kì

• Oxit và hidroxit có tính axit hay bazơ
– Oxit và hidroxit của kim loại thường có tính bazơ.
– Oxit và hidroxit của phi kim có tính axit.
III. SO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT NGUYÊN TỐ VỚI CÁC NGUYÊN TỐ LÂN
CẬN
Dựa vào quy luật biến đổi tính chất của các nguyên tố trong BTH có thể so sánh tinh chất hóa học của một
nguyên tố với các nguyên tố lân cận.

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC
Bài 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION.
I. KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Khái niệm về liên kết
Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn.
2. Quy tắc bát tử
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết các nguyên tử
khác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 electron đối với heli) ở
lớp ngoài cùng.
(Vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong nhiều trường hợp quy tắc bát tử tỏ ra không đầy đủ)


14

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

II. SỰ HÌNH THÀNH ION, CATION, ANION.
1. Ion, cation, anion
a. Ion: Nguyên tử trung hòa về điện. Khi nguyên tử nhường hay nhận electron, nó trở thành phần tử mạng

điện gọi là ion.
b. Ion dương (cation): Các nguyên tử kim loại dễ nhường 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng để trở thành các
ion mang điện tích dương, được gọi là ion dương (cation).
Na
Mg
Al

→ Na+
+
cation natri
→ Mg2+ +
cation magie
→ Al3+ +
cation nhôm

1e.
2e.
3e.

c. Ion âm (anion): Các nguyên tử phi kim dễ nhận thêm electron để trở thành các ion mang điện tích âm,
được gọi là ion âm (anion).
F

+

1e

Cl

+

1e

O

+

2e

S

+

2e

→ F–
anion florua
→ Cl–
anion clorua
→ O2–
anion oxit
→ S2–
anion sunfua

2. Ion đơn và ion đa nguyên tử
Ion đơn nguyên tử là các ion tạo nên từ một nguyên tử.
Ví dụ: Al3+, Mg2+, Na+, F–, Cl–, O2–, S2–...
Ion đa nguyên tử là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm.
Ví dụ: NH4+ (cation amoni) ; OH– (anion hiđroxit) ; SO42– (anion sunfat)...
III. SỰ TẠO THÀNH LIÊN KẾT ION

1. Sự tạo thành liên kết ion của phân tử 2 nguyên tử
Ví dụ: Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử NaCl
Na
+
Cl
→
2
2
6
1
2
2
6
2
5
1s 2s 2p 3s
1s 2s 2p 3s 3p

Na+
1s2 2s2 2p6

+

Cl–
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Các ion Na+ và Cl– được tạo thành hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo nên phân tử NaCl:
Na+
+ Cl– →
NaCl

2. Sự tạo thành liên kết ion của phân tử nhiều nguyên tử
Ví dụ: Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử CaCl2
Cl
+
Ca
+
Cl
→

Cl–

+

Ca2+

+

Cl–


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018
[Ne]3s2 3p5

15

[Ne]3s23p54s2

[Ne]3s23p5

[Ne]3s23p6

[Ne]3s23p6

[Ne]3s23p6

Các ion Ca2+ và Cl– được tạo thành hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo nên phân tử CaCl2:
Ca+ +
2Cl–
→ CaCl2.
Vậy: Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.

BÀI 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I. SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ BẰNG CẶP ELECTRON CHUNG
1. Sự hình thành phân tử đơn chất
a. Sự hình thành phân tử H2
H (Z = 1): 1s1
H + H

H H

Công thức electron
Công thức cấu tạo

H H
H – H (‘ – ‘ liên kết đơn)

b. Sự hình thành phân tử O2
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
O

+

O O

O

Công thức electron
Công thức cấu tạo

O O
O = O (‘ = ‘ liên kết đôi)

c. Sự tạo thành phân tử N2
N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3
N +
N
Công thức electron
Công thức cấu tạo

N N

N N
N ≡ N (‘ ≡ ‘ liên kết ba)

→ Liên kết trong phân tử H2, O2, N2 là liên kết cộng hóa trị.
Liên kết cộng hóa trị: là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều gặp electron
chung.
Các phân tử H2, O2, N2 tạo nên từ hai nguyên tử của cùng một nguyên tố (có độ âm điện như nhau) nên các
cặp electron chung không bị hút lệch về phía nguyên tử nào → liên kết trong các phân tử này không phân

cực, đó là liên kết cộng hóa trị không phân cực.
2. Sự hình thành phân tử hợp chất
a. Sự hình thành phân tử HCl
H (Z = 1): 1s2
Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
H

+

Cl

Công thức electron

; độ âm điện là 2,2
; độ âm điện là 3,16

H Cl
H Cl


16

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

Công thức cấu tạo H – Cl
Cặp electron chung của H và Cl bị lệch về phía Cl (do Cl có độ âm điện lớn hơn H) → Liên kết cộng hóa trị
có cực (hay liên kết cộng hóa trị phân cực)
Liên kết giữa nguyên tử clo và hiđro là phân cực → Phân tử HCl phân cực.
b. Sự hình thành phân tử H2O
H (Z = 1): 1s1

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
H + O +

; độ âm điện là 2,2
; độ âm điện là 3,44

H

H O H

H O H
Công thức electron
Công thức cấu tạo H – O – H
Liên kết giữa nguyên tử oxi và hiđro là phân cực → Phân tử H2O phân cực.
c. Sự hình thành phân tử NH3
H (Z = 1): 1s1
N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3

; độ âm điện là 2,2
; độ âm điện là 3,04

H + N +

H

H N H
H

H
Công thức electron

H N H
H
H N H

H
Công thức cấu tạo
Liên kết giữa nguyên tử nitơ và hiđro là phân cực → Phân tử NH3 phân cực.
d. Sự hình thành phân tử CO2
O (Z = 16): 1s2 2s2 2p4
C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
O + C + O

; độ âm điện là 3,44
; độ âm điện là 2,55
O

C

O

O C O
Công thức electron
Công thức cấu tạo O = C = O
Liên kết giữa nguyên tử cacbon và oxi là phân cực nhưng do phân tử CO 2 có cấu tạo thẳng nên độ phân cực
của hai liên kết đôi C = C triệt tiêu nhau → Phân tử CO2 không bị phân cực.
e. Liên kết cho – nhận
Trong một số trường hợp, cặp electron chung chỉ do một nguyên tử đóng góp thì liên kết giữa hai nguyên tử
là liên kết cho – nhận.
Ví dụ: SO2

Công thức electron
Công thức cấu tạo
Phân tử

O

S O

O=S→O

Công thức

Công thức cấu tạo

Liên kết cộng

Cấu tạo phân tử


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

17

electron

hóa trị

H2

H H

H H

Không phân cực

Không phân cực

O2

O O

O O

Không phân cực

Không phân cực

N2

N N

N N

Không phân cực

Không phân cực

HCl

H Cl

H Cl

Phân cực

Phân cực

H2O

H O H

H O H

Phân cực

Phân cực

CO2

O C O

O C O

Phân cực

Không phân cực

3. Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị
– Chất mà phân tử chỉ có liên kết cộng hóa trị có thể là chất rắn (đường, lưu huỳnh, iot, …), chất lỏng (nước,
ancol, …), chất khí (cacbonic, clo, hiđro, …).

– Chất có cực (ancol etylic, đường, …) tan nhiều trong dung môi có cực như nước.
– Phần lớn chất không cực (iot, chất hữu cơ không cực, …) tan trong dung môi không cực như benzen.
– Chất chỉ có liên kết cộng hóa trị không cực không dẫn điện ở mọi trạng thái.
II. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị không cực, liên kết cộng hóa trị có cực và liên kết ion.
– Cặp electron chung ở giữa 2 nguyên tử → liên kết cộng hóa trị không cực.
– Cặp electron chung lệch về phía của một nguyên tử → liên kết cộng hóa trị không cực.
– Cặp electron chung chuyển về một nguyên tử → liên kết ion.
2. Hiệu độ âm điện và liên kết hóa học
Hiệu độ âm điện ()

Loại liên kết

0 ≤  < 0,4

Liên kết cộng hóa trị không cực

0,4 ≤  < 1,7

Liên kết cộng hóa trị có cực

≥ 1,7

Liên kết ion

Bài 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA
I. HÓA TRỊ
1. Hóa trị trong hợp chất ion
Hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất ion gọi là điện hóa trị và bằng điện tích ion đó.
Điện hóa trị = số electron nguyên tử nhường/nhận

Na + Cl − → Na có điện hóa trị là 1+, Cl có điện hóa trị là 1–
Ví dụ:
Ca 2+ O 2− → Ca có điện hóa trị là 2+, O có điện hóa trị là 2–

2. Hóa trị trong hợp cộng hóa trị
Hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị gọi là cộng hóa trị và bằng liên kết cộng hóa trị mà
nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân tử.
Cộng hóa trị = số liên kết xung quanh nguyên tử


18

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

Ví dụ:
H
H C H
H

→ C có cộng hóa trị là 4, H có cộng hóa trị là 1.

II. SỐ OXI HÓA
Số oxi hóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả
định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion
+1

−1

+2 −2

−4 +1

Ví dụ: Na Cl ; Ca O ; C H 4
• Cách xác định số oxi hóa của nguyên tố [SOH]:
– Quy tắc 1: Đơn chất [SOH] = 0
– Quy tắc 2: Hợp chất, [SOH] của:
H = +1
O = –2
Ion kim loại = + hóa trị kim loại
Tổng [SOH] = 0
– Quy tắc 3: [SOH] của ion = điện tích ion
Lưu ý: số oxi hóa thì ghi dấu trước, số sau

CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
Bài 17: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
I. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
0

1. Phản ứng của Mg với oxi:

0

+2 −2

2 Mg + O 2 → 2 Mg O

– Dựa vào chất kết hợp với oxi:
Magie kết hợp với oxi → Magie là chất khử
Oxi là chất oxi hóa.
– Dựa vào sự cho – nhận electron:

Mg → Mg2+ + 2e

O + 2e → O 2 Nguyên tử Mg nhường electron, là chất khử.
Nguyên tử O nhận electron, là chất oxi hóa
Quá trình Mg nhường electron là quá trình oxi hóa.
Quá trình O nhận electron là quá trình khử.
– Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa:
Số oxi hóa nguyên tố magie tăng từ 0 lên + 2 → Magie là chất khử.
Số oxi hóa nguyên tố oxi giảm từ 0 xuống – 2 → Oxi là chất oxi hóa.
Quá trình làm tăng số oxi hóa của magie → quá trình oxi hóa nguyên tử magie.
Quá trình làm giảm số oxi hóa của oxi → quá trình khử nguyên tử oxi.
Vậy: trong phản ứng oxi hóa khử có sự cho – nhận electron hay có sự thay đổi số oxi hóa một số nguyên tố.


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

19
+2

0

2. Phản ứng của Fe với dung dịch CuSO4:

+2

0

Fe + Cu SO 4 → Fe SO 4 + Cu

– Dựa vào sự cho – nhận electron:

Fe → Fe2+ + 2e
Cu 2+ + 2e → Cu
Nguyên tử Fe nhường electron, là chất khử.
Ion Cu2+ nhận electron, là chất oxi hóa
Quá trình Fe nhường electron là quá trình oxi hóa.
Quá trình Cu2+ nhận electron là quá trình khử.
– Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa:
Số oxi hóa nguyên tố sắt tăng từ 0 lên + 2 → Nguyên tử sắt là chất khử.
Số oxi hóa nguyên tố đồng giảm từ +2 xuống 0 → Ion đồng là chất oxi hóa.
Quá trình làm tăng số oxi hóa của sắt → quá trình oxi hóa nguyên tử sắt.
Quá trình làm giảm số oxi hóa của đồng → quá trình khử ion đồng.
0

3. Phản ứng của H2 với Cl2:

0

+1 −1

H 2 + Cl2 → 2 H Cl

– Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa:
Số oxi hóa nguyên tố hiđro tăng từ 0 lên +1 → Nguyên tử hiđro là chất khử.
Số oxi hóa nguyên tố clo giảm từ 0 xuống –1 → Nguyên tử clo là chất oxi hóa.
Quá trình làm tăng số oxi hóa của hiđro → quá trình oxi hóa nguyên tử hiđro.
Quá trình làm giảm số oxi hóa của clo → quá trình khử nguyên tử clo.
4. Định nghĩa
– Chất khử (chất bị oxi hóa): chất nhường electron, chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng.
– Chất oxi hóa (chất bị khử): chất nhận electron, chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng.

– Quá trình oxi hóa (sự oxi hóa): là quá trình làm cho chất nhường electron, quá trình làm tăng số oxi hóa
chất đó.
– Quá trình khử (sự khử): là quá trình làm cho chất nhận electron, quá trình làm giảm số oxi hóa chất đó.
II. LẬP PHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC CỦA PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
Bước 1: Xác định số oxi hóa của các nguyên tố trong phản ứng để tìm chất oxi hóa và chất khử.
Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho chất oxi hóa và chất khử sao cho
Tổng số electron nhường = Tổng số electron nhận.
Bước 4: Đặt hệ số chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồ phản ứng, đồng thời cân bằng các nguyên tố không
thay đổi số oxi hóa.

Bài 18: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG TRONG HÓA HỌC VÔ CƠ


20

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương

I. PHẢN ỨNG CÓ SỰ THAY ĐỔI SỐ OXI HÓA VÀ PHẢN ỨNG KHÔNG CÓ SỰ THAY ĐỔI SỐ
OXI HÓA.
1. Phản ứng hóa hợp
0

2 H2

+1

0

+ O2

+2 −2

−2


→ 2 H 2 O

+4 −2

+2 +4 −2

Ca O + C O 2


→ Ca C O 3

2. Phản ứng phân hủy
+5 −2

2K Cl O 3
+2

−1

0


→ 2K Cl + 3 O 2

−2 +1

+2 −2

+1

−2


→ Cu O + H 2 O

Cu (O H ) 2
3. Phản ứng thế

+1

0

+2

Cu + 2 Ag NO3
0

Zn


→ Cu( NO 3 ) 2

+1

+2

0

+ 2 Ag

0

+ 2 H Cl 
→ Zn Cl 2

+ H2

4. Phản ứng trao đổi
+1 +5 −2

Ag N O 3
+1 −2 +1

+

+1

−1

+1

−1

Na Cl 

→ Ag Cl +
+2 −1

2 Na O H + Cu Cl 2

+2

−2 +1


→ Cu (O H) 2

+1 +5 −2

Na N O 3
+1

−1

+ 2 Na Cl

II. KẾT LUẬN: Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa, có thể chia phản ứng hóa học thành 2 loại:
– Phản ứng hóa học có sự thay đổi số oxi hóa là phản ứng oxi hóa khử.
– Phản ứng hóa học không có sự thay đổi số oxi hóa không phải là phản ứng oxi hóa khử.

CHƯƠNG 5: NHÓM HALOGEN
Bài 21: KHÁI QUÁT VỀ NHÓM HALOGEN
I. VỊ TRÍ NHÓM HALOGEN TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
Gồm: F (flo) ; Cl (clo) ; Br (brom) ; I (iot) ; At (atatin)
At không gặp trong tự nhiên, được điều chế nhân tạo bằng các phản ứng hạt nhân → At được nghiên cứu

trong nhóm các nguyên tố phóng xạ.
Nhóm halogen được nghiên cứu gồm: F, Cl, Br, I.
II. CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2 np5.
 Ở trạng thái cơ bản: các nguyên tử halogen đều có 1 electron độc thân.
 Ở trạng thái kích thích: nguyên tử clo, brom, iot có thể có 3, 5, 7 electron độc thân.
Electron lớp ngoài cùng ở trạng thái cơ bản

Electron lớp ngoài cùng ở trạng thái kích thích


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

21

ns2

ns2

np5

nd0

np4

nd1

ns2

np3

nd2

ns1

np3

nd3

X +
X
X X
X X
Đơn chất halogen là những phân tử gồm 2 nguyên tử:
Năng lượng liên kết X – X của phân tử X 2 không lớn → phân tử halogen tương đối dễ tách thành hai nguyên
tử.
Trong phản ứng hóa học, các nguyên tử này rất hoạt động vì chúng dễ thu thêm 1 electron → tính chất hóa
học cơ bản của các halogen là tính oxi hóa mạnh.
III. SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH CHẤT
1. Tính chất vật lí
Trong nhóm halogen, các tính chất vật lí: trạng thái vật lí, màu sắc, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi,…biến
đổi có quy luật.
Nguyên tố

Trạng thái tập hợp của đơn chất

Màu sắc

Nhiệt độ nóng chảy

Nhiệt độ sôi

F

Khí

lục nhạt

–219,6

–188,1

Cl

Khí

vàng lục

–101,0

–34,1

Br

lỏng

nâu đỏ

–7,3

59,2

I

rắn

đen tím

113,6

185,5

2. Độ âm điện
– Độ âm điện tương đối lớn.
– Từ flo đến iot độ âm điện giảm dần.
– Flo có độ âm điện lớn nhất → trong tất cả hợp chất chỉ có số oxi hóa –1.
– Các nguyên tố halogen khác có số oxi hóa –1, +1, +3, +5, +7.
3. Tính chất hóa học
Tính chất hóa học của đơn chất, thành phần và tính chất của hợp chất giống nhau do có cấu hình electron lớp
ngoài cùng tương tự nhau
– Halogen là những phi kim điển hình, có oxi hóa mạnh. Tính oxi hóa giảm dần từ flo đến iot.
+ Halogen + kim loại → muối halogenua
2M + nX2 → 2MXn.
+ Halogen + hiđro → khí hiđro halogenua
X2 + H2 → 2HX.
– Các chất khí hiđro halogenua tan trong nước tạo dung dịch axit.


22

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương
Hợp chất với hiđro

Khí hiđro halogenua

HF

Hiđro florua

Axit flohiđric

Axit yếu

HCl

Hiđro clorua

Axit clohiđric

Axit mạnh

HBr

Hiđro bromua

Axit bromhiđric

Axit mạnh

HI

Hiđro iotua

Axit iothiđric

Axit mạnh

Bài
I.

Dung dịch axit halogenhiđric
Tính
22: CLO
axit
tăng
TÍNH
CHẤT
dần
VẬT LÍ

– Ở điều kiện thường, clo là khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc
– Nặng hơn không khí 2,5 lần, tan vừa phải trong nước.
– Dung dịch clo trong nước gọi là nước clo có màu vàng nhạt.
– Clo tan nhiều trong dung môi hữu cơ như benzen, etanol, hexan, cacbon tetraclorua.
– Clo rất độc, nó phá hoại niêm mạc đường hô hấp.
II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC
Độ âm điện của flo là 3,98 ; oxi là 3,44 và clo là 3,16.
Clo có độ âm điện lớn, chỉ sau flo và oxi:
+ Trong hợp chất với flo và oxi, clo có số oxi hóa dương: +1, +3, +5, +7.
+ Trong hợp chất với các nguyên tố khác, clo có số oxi hóa âm: –1.

Cấu hình electron của clo là 3s2 3p5 → khi tham gia phản ứng, nguyên tử clo dễ nhận thêm 1e để trở thành
ion Cl–.
Tính chất hóa học cơ bản của clo là tính oxi hóa mạnh.
1. Tác dụng với kim loại
Clo oxi hóa hầu hết các kim loại. Phản ứng xảy ra với tốc độ nhanh, tỏa nhiều nhiệt
2Na

+

Cl2

→

2NaCl

Mg

+

Cl2

→

MgCl2

2Fe

+

3Cl2

→

2FeCl3

2. Tác dụng với hiđro
– Ở điều kiện thường và trong bóng tối: clo oxi hóa chậm hiđro.
– Khi được chiếu sáng hoặc hơ nóng, phản ứng xảy ra nhanh.
– Tỉ lê mol H2 : Cl2 là 1 : 1 thì hỗn hợp sẽ nổ mạnh.
H2
+
Cl2
→
2HCl
3. Tác dụng với nước
Khi tan vào nước, một phần clo tác dụng chậm với nước theo phản ứng thuận nghịch:
0

Cl 2

+

H 2O

+1

−1

H Cl

+

H Cl O

Axit clohiđric
axit hipoclorơ
Axit hipoclorơ có tính oxi hóa rất mạnh, nó phá hủy các chất màu → clo ẩm có tính tẩy màu.
III. ĐIỀU CHẾ
1. Trong phòng thí nghiệm:
Cho HCl đặc tác dụng chất oxi hóa mạnh như MnO2, KMnO4, KClO3…


Hóa vô cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

23

o

t
→
MnCl2

MnO2

+ 4HCl

+ Cl2

+ 2H2O

KClO3

+ 6HCl →

KCl

2KMnO4

+ 16HCl →

2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

+ 3Cl2 + 3H2O

2. Trong công nghiệp
Điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn
2NaCl

maøng
n
ñpdd/coù

ngaê

→

+ 2H2O

H2

+ Cl2

+ 2NaOH

Bài 23: HIĐROCLORUA – AXIT CLOHIĐRIC VÀ MUỐI CLORUA
I. HĐROCLORUA
1. Cấu tạo phân tử
Công thức phân tử

:

Công electron

:

Công thức cấu tạo

:

HCl
H Cl
H Cl

2. Tính chất
a. Tính chất vật lí
– Là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí.
– Trong không khí ẩm, nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù.
– Hiđro clorua rất độc.
– Hiđro clorua tan rất nhiều trong nước.
b. Tính chất hóa học: Khí hiđroclorua khô không làm quỳ tím đổi màu, không tác dụng CaCO 3, tác dụng

rất khó khăn với kim loại.
II. AXIT CLOHIĐRIC
1. Tính chất vật lí
Hiđro clorua tan vào nước tạo thành dung dịch axit clohiđric.
Dung dịch axit clohiđric đặc là chất lỏng, không màu, mùi xốc, “bốc khói” trong không khí ẩm
Ở 20oC, dung dịch HCl đặc nhất có nồng độ 37%, D = 1,19g/ml.
2. Tính chất hóa học
a. Tính axit mạnh
– Làm quỳ tím hóa đỏ
– Tác dụng bazơ
Cu(OH)2

+ 2HCl

→

CuCl2

+ 2H2O

Fe(OH)3

+ 3HCl

→

FeCl3

+ 3H2O

Fe(OH)2

+ 2HCl

→

FeCl2

+ 2H2O

– Tác dụng oxit bazơ
CuO
+ 2HCl

→

CuCl2

+ H2O


24

GV Nguyễn Thị Ngọc Phương
FeO

+ 2HCl

→

FeCl2

+ H2O

Fe2O3

+ 6HCl

→

2FeCl3

+ 3H2O

Fe3O4

+ 8HCl

→

FeCl2

+ 2FeCl3 + 4H2O

+ 2HCl

→

CaCl2

+ CO2

+ HCl

→

AgCl

+ H2O

– Tác dụng muối
CaCO3
AgNO3

+ H2O

b Tính oxi hóa (H+): Tác dụng kim loại (đứng trước H)
Cu

+ HCl

→

không xảy ra.

Fe

+ 2HCl

→

FeCl2

+ H2

c. Tính khử mạnh (Cl –): Nguyên tố clo trong HCl có số oxi hóa thấp nhất là –1. HCl có tính khử khi tác
dụng chất oxi hóa mạnh.
o

t
→
MnCl2

MnO2

+ 4HCl

+ Cl2

+ 2H2O

KClO3

+ 6HCl →

KCl

2KMnO4

+ 16HCl →

2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

K2Cr2O7

+ 14HCl →

2CrCl3

+ 3Cl2 + 3H2O

+ 3Cl2 + 2KCl + 7H2O

3. Điều chế
a. Trong phòng thí nghiệm: Điều chế hiđro clorua từ NaCl rắn và H2SO4 đậm đặc:
250 C
<

→
o

NaCl

+ H2SO4

NaHSO4

> 400 o C

 

→
2NaCl
+ H2SO4
Na2SO4
Hòa tan khí HCl vào nước cất được dung dịch axit HCl.

+

HCl

+

2HCl

b. Trong công nghiệp
– Phương pháp sunfat

: sản xuất từ NaCl và H2SO4 đậm đặc.

– Phương pháp tổng hợp

: H2

+

Cl2

→

2HCl

III. MUỐI CLORUA
1. Muối clorua
Đa số muối clorua tan nhiều trong nước (trừ AgCl không tan ;CuCl, PbCl2 ít tan)
Một số muối clorua dễ bay hơi ở nhiệt độ cao: CuCl2, FeCl3, SnCl4…
2. Nhận biết ion clorua: Nhỏ vài giọt dung dịch AgNO 3 vào dung dịch muối clorua hoặc dung dịch HCl sẽ
có kết tủa trắng AgCl.
HCl

+ AgNO3 →

AgCl

+ HNO3

NaCl

+ AgNO3 →

AgCl

+ AgNO3

Bài 24: SƠ LƯỢC VỀ HỢP CHẤT CÓ OXI CỦA CLO
I. SƠ LƯỢC VỀ CÁC OXIT VÀ CÁC AXIT CÓ OXI CỦA CLO


Hóa vơ cơ 10 / Năm học 2017 – 2018

25

Clo khơng tác dụng trực tiếp với oxi nhưng tạo ra một loạt oxit được điều chế bằng con đường gián tiếp.
Cl2O ; Cl2O3 ; Cl2O5 ; Cl2O7.
Clo cũng tạo ra các axit có oxi
HClO
axit hipoclorơ

HClO2
axit clorơ

HClO3
axit cloric

HClO4.
axit pecloric

Tính bền và tính axit tăng dần :

HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4.

Khả năng oxi hóa giảm dần

HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4.

:

II. NƯỚC GIAVEN, CLORUA VƠI, MUỐI CLORAT
1. Nước Giaven
a. Điều chế
Trong phòng thí nghiệm: Cho khí clo tác dụng dung dịch NaOH lỗng nguội → nước Giaven

0

Cl2

−1

+ 2 NaOH 
→ Na C l

+

+1

Na Cl O + H 2 O

(natriclorua) (natrihipoclori
t)
              
Nước
Giave n

Trong cơng nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl (15 – 20%) trong thùng điện phân khơng có màng ngăn
2NaCl

+ 2H2O

có
màng
n
đpdd/

 không


ngă

→

H2 +

Cl2 +

2NaOH

Do khơng có màng ngăn nên Cl2 thốt ra tác dụng NaOH cũng vừa được tạo ra trong dung dịch tạo nước
Giaven.
0

Cl2

−1

+ 2 NaOH 
→ Na C l

+

+1

Na Cl O + H 2 O

b. Tính chất
NaClO có tính oxi hóa rất mạnh → nước Giaven có tính tẩy màu và sát trùng
NaClO
+
2HCl → NaCl +
Cl2
+ H2O
NaClO là muối của axit yếu (yếu hơn H2CO3), trong khơng khí nó tác dụng CO2:
NaClO
+
CO2 +
H2O → NaHCO3 + HClO
c. Ứng dụng
Tẩy trắng vải, sợi, giấy và dùng để tẩy uế chuồng trại chăn ni, nhà vệ sinh.
2. Clorua vơi
a. Điều chế: Cho khí clo tác dụng với vơi tơi hay sữa vơi ở 30o → clorua vơi
Cl 2

+ Ca(OH) 2

o

C
30

→ CaOCl2

+ H 2O

b. Tính chất

Clorua vơi có tính oxi hóa mạnh:
CaOCl2
+
2HCl →

CaCl2 +

Trong khơng khí, clorua vơi tác dụng CO2:
2CaOCl2 +
CO2 +
H2O

→

Cl2

+ H2O

CaCO3

+ CaCl2

+ HClO