TH Lí Thuyết Hóa Học PT ÔN HSG12

Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
NI DUNG ễN THI HC SINH GII
A - Hóa đại cơng
I/- Các khái niệm cơ bản
1. Nguyên tử là hạt vi mô đại diện cho nguyên tố hóa học và không bị chia nhỏ hơn trong
phản ứng hóa học.
2. Phân tử là hạt vi mô đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học của chất.
3. Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
4. Đơn chất là những chất chỉ cho một nguyên tố hóa học cấu tạo nên, ví dụ nh O
2
, H
2
,
Cl
2
, Al, Fe, S, P, ...
5. Hợp chất là những chất đợc cấu tạo từ 2 nguyên tố hóa học trở lên.
6. Nguyên chất là chất gồm các nguyên tử hay phân tử cùng loại.
7. Hỗn hợp là tập hợp nhiều chất đồng thể và không có tơng tác hóa học hóa học với nhau.
8. Ion là nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích:
ion dơng : cation,
ion âm : anion.
9. Mol là lợng chất hay lợng nguyên tố có chứa N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion: N =
6,02.10
23
.
10. Khối lợng nguyên tử, phân tử là khối lợng tơng đối của nguyên tử, phân tử tính bằng
đvc (đơn vị cacbon).
11. Đơn vị cacbon là đơn vị đo khối lợng nguyên tử, phân tử và các hạt cơ bản:
1 đvc =
1

12
khối lợng của nguyên tử cacbon = 1,67 . 10
-24
kg (=
1
12
. 1,9926 . 10
-23
).
12. Khối lợng mol nguyên tử (phân tử) là khối lợng tính bằng gam của N hạt vi mô
nguyên tử, phân tử, ion có trị số bằng nguyên tử khối (phân tử khối).
13. Định luật Avogađrô: ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất những thể tích bằng nhau của
các chất khí khác nhau đều chứa cùng một số phân tử.
14. Định luật bảo toàn khối lợng: Khối lợng các chất tham gia phản ứng bằng khối lợng
các chất thu đợc sau phản ứng.
15. Thù hình: các dạng đơn chất khác của cùng một nguyên tố gọi là dạng thù hình của
nguyên tố đó. Ví dụ: oxi - ozon, than - kim cơng, phốt pho đỏ - phốt pho trắng.
16. Hỗn hống là trạng thái hòa tan một phần của kim loại trong thủy ngân. Ví dụ: (Al,
Hg); (Cu, Hg).
17. Hợp kim là vật liệu thu đợc khi đun nóng chảy nhiều kim loại hoặc kim loại với phi
kim rồi để nguội. Ví dụ: thép, gang (Fe-C), đuyra (Al-Mg).
18. Axit là chất có khả năng phân ly cho proton H
+
(trong dung dịch) còn dung dịch axit
là dung dịch có chứa proton H
+
19. Bazơ là chất có khả năng kết hợp với proton H
+
còn dung dịch bazơ là dung dịch có
chứa ion OH

.
20. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) với anion gốc axit.
21. Chất trung tính là chất không thể hiện tính axit và tính bazơ.
22. Chất lỡng tính là chất vừa thể hiện tính axit vừa thể hiện tính bazơ.
23. Hóa trị là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử (hóa trị là số nguyên, không
dấu).
24. Số oxi hóa là một số đại số để chỉ điện tích của
nguyên tử trong phân tử.
Nếu giả thiết rằng phân tử chỉ gồm các ion. Ví dụ
với CaC
2
:
ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC
Ca
C
C
Ca có số oxi hóa +2, hóa trị 2
C có số oxi hóa -1, hóa trị 4
Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
Nếu giả thiết rằng các cặp electron dùng chung
chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ:
với HNO
3
:
25. Độ điện ly (

) của chất điện ly ở một nồng độ nhất định là tỷ số giữa số phân tử điện
ly (n') với số phân tử ban đầu của nó tan trong dung dịch (n
o

): =
o
n'
n
26. Độ tan là số gam chất tan có trong 100 gam nớc ở một nhiệt độ xác định để tạo thành
dung dịch bão hòa.
27. Độ rợu là số ml rợu nguyên chất có trong 100ml dung dịch rợu. Ví dụ rợu 45
o
thì có
45ml rợu và 55ml nớc: độ rợu =
rư ợu ng / c
dd rư ợu
V 100
V
ì
II/- Cấu tạo nguyên tử
e điện tích 1 khối lợng 1/1840 đvc
p điện tích 1 + khối lợng 1 đvc
n điện tích 0 khối lợng 1 đvc
1 = 1,6 . 10
-19
C (culông)
1 + = +1,6 . 10
-19
C (culông)
2. Điện tích hạt nhân
Điện tích hạt nhân = số electron (e) = số proton (p) = Z = số thứ tự = số hiệu nguyên
tử.
3. Số khối (A) bằng tổng số proton (Z) và tổng số nơtron (N): A = Z + N , trong đó 1
N

Z

1,3.
4. Khối lợng nguyên tử bằng tổng số khối lợng của proton, nơtron và electron (xấp xỉ
bằng số khối, vì khối lợng electron không đáng kể).
5. Ký hiệu nguyên tử:
6. Đồng vị là những nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân (cùng số proton) nhng khác
số khối. Ví dụ:
37
17
Cl
và
35
17
Cl
;
16
8
O
và
17
8
O
và
18
8
O
.
Đồng khối là các dạng nguyên tử có cùng số khối nhng khác số proton. Ví dụ:
14

6
C
và
14
7
C
.
7. Lớp điện tử (e) đợc đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lợng tăng dần:
STT 1 2 3 4 5 6 7
Tên K L M N O P Q
- Số electron tối đa trên mỗi lớp là 2n
2
(n - số thứ tự của lớp).
- Lớp ngoài cùng bất luận ở thứ tự nào từ lớp 2 đến lớp 7 cũng chỉ chứa tối đa 8e.
8. Phân lớp electron: Các lớp electron lại chia ra thành phân lớp:
K (n = 1) phân lớp s 2e = 2e
L (n = 2) phân lớp s p (2 + 6)e = 8e
ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC
N có số oxi hóa +5
N có hóa trị 4
N
O
O
OH
1. Nguyên tử
lớp vỏ (e mang điện tích âm)
hạt nhân
proton (+)
nơtron ()
A

Z
X
Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
M (n = 3) phân lớp s p d (2 + 6 + 10)e = 18e
N (n = 4) phân lớp s p d f (2 + 6 + 10 + 14) = 32e.
9. Obitan là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó khả năng có mặt electron là lớn
nhất.
- Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2e:
s có 1 obitan s hình cầu d có 4 obitan d phức tạp
p 3 p hình số 8 nổi f 7 f phức tạp.
10. Nguyên lý vững bền: Trong nguyên tử, các electron lần lợt chiếm các mức năng lợng
từ thấp đến cao: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f.
11. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng:
Khí hiếm có 8 electron ngoài cùng.
Kim loại có 1, 2, 3 electron ngoài cùng.
Phi kim có 5, 6, 7 electron ngoài cùng.
4 electron: có thể là phi kim (C, Si) hoặc là kim loại (Sn, Pb).
12. Electron hóa trị là electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử (hoặc một phần electron ở
lớp sát ngoài cùng) có khả năng tham gia tạo thành liên kết hóa học.
13. Độ âm điện của một nguyên tố đặc trng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó
trong phân tử hút electron về phía mình.
Phi kim có độ âm điện lớn, còn kim loại có độ âm điện nhỏ.
III/- Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học
1. Nội dung định luật: Tính chất của các nguyên tố cũng nh thành phần và tính chất của
các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của
điện tích hạt nhân nguyên tử.
2. Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Đầu chu kỳ là
kim loại kiềm, cuối chu kỳ là khí hiếm. Các nguyên tố trong một chu kỳ có cùng số lớp
electron.
3. Nhóm là dãy các nguyên tố nằm trong cột do có số e ngoài cùng bằng nhau, tức là có

hóa trị cao nhất đối với oxi bằng nhau.
4. Sự biến thiên tính chất
- Trong chu kỳ: từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm, tính kim loại giảm, tính phi
kim tăng, độ âm điện tăng.
- Trong phân nhóm chính: từ trên xuống, bán kính nguyên tử tăng, tính kim loại tăng, tính
phi kim giảm, độ âm điện giảm.
- STT số p số e.
STT chu kỳ số lớp e.
STT phân nhóm chính số e lớp ngoài cùng.
IV/- Liên kết hóa học
1. Liên kết ion là loại liên kết hóa học đợc hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện tích trái dấu.
- Kim loại điển hình + phi kim điển hình.
- Hiệu độ âm điện của 2 nguyên tố trong phân tử ():
> 1,7 : liên kết ion.
= 1,7 : 50% liên kết ion và 50% liên kết cộng hóa trị.
< 1,7 : liên kết cộng hóa trị có cực.
= 0 : liên kết cộng hóa trị không có cực.
Hiệu số độ âm điện càng lớn thì sự phân cực càng nhiều.
2. Liên kết cộng hóa trị là liên kết đợc hình thành bởi những cặp e dùng chung.
ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC
Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
+ Không cực : 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố phi kim.
+ Có cực : 2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau.
3. Liên kết cho nhận là liên kết đợc hình thành khi cặp e dùng chung đợc 1 nguyên tử cung
cấp.
Ví dụ: SO
2
: O = S O NH
4

+
:
H
|
H N H
|
H
+







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

o
là tổng phân tử đầu.
Chất điện ly mạnh : / 0,3 (phân ly gần nh hoàn toàn)
Chất điện ly trung bình : 0,03 < < 0,3.
Chất điện ly yếu : 0,03 (phân ly một phần)
4. Hằng số điện ly là hằng số cân bằng của sự điện ly.
Xét phản ứng điện ly: XY

ơ
X
+
+ Y

K
a
=
[ ]
X . Y
XY
+


và pK
a
= -lgK
a
5. Phản ứng axit - bazơ là phản ứng hóa học trong đó có sự cho và nhận H
+
(proton):
dd axit + dd bazơ dd axit + oxit bazơ

dd axit + bazơ không tan oxit axit + dd kiềm v.v...
6. H
3
PO
4
là axit đa chức.
ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC
2 5
C H OH : ... H O ... H O ... H O ...
| | |

C
2
H
5
C
2
H
5
C
2
H
5
O ... H O
CH
3
C C CH
3
O H ... O
CH

3
COOH:
Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
So sánh tỉ lệ:
3 4
NaOH
H PO
n
a
n b
=
3 4
NaOH
H PO
n
a
n b
=
1 2 3
NaH
2
PO
4
Na
2
HPO
4
Na
3
PO

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

d
II/- Muối
1. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) liên kết với anion gốc
axit.
Ngoại lệ: Ag C C Ag và CH
3
CH
2
O Na cũng là muối.
2. Dung dịch muối: Khi tan trong nớc, muối phân ly thành các ion. Dung dịch muối có
chứa cation kim loại (amoni) và anion gốc axit.
3. Màu của dung dịch muối:
CuSO
4
khan : màu trắng.
dd CuSO
4
: xanh lam (CuSO
4
.5H
2
O)
dd FeCl
3
: vàng nhạt
dd KMnO
4
: tím là màu của MnO
4

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

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



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

H O
P O
H O |
H

=

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

m
bazơ > 7
a
y
+ b
y
tùy quá trình cho hay nhận H
+
mạnh hơn tùy
Muối của axit mạnh và bazơ mạnh không bị thủy phân.
Ví dụ: NaCl hòa tan trong nớc, NaCl không thủy phân, pH = 7.
Muối của axit yếu và bazơ mạnh bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính bazơ.
Ví dụ: Thủy phân Na
2
CO
3
:
ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC
Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
Cách 1: Na
2
CO
3
+ H
2
O

ơ
NaHCO
3

+ NaOH
NaHCO
3
+ H
2
O

ơ
H
2
CO
3
+ NaOH
Na
2
CO
3
+ H
2
O

ơ
CO
2
+ 2NaOH.
CO
3
2

+ H

2
O

ơ
CO
2

+ 2OH

Cách 2: Na
2
CO
3
2Na
+
+ CO
3
2

CO
3
2

+ H
2
O

ơ
HCO
3

+ OH

HCO
3

+ H
2
O

ơ
H
2
CO
3
+ OH

dung dịch có OH

pH > 7.
Muối của axit mạnh và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính axit.
Ví dụ: Thủy phân NH
4
Cl: NH
4
Cl + H
2
O

ơ

NH
4
OH + HCl
Ph.trình ion: NH
4
+
+ H
2
O

ơ
NH
3

+ H
3
O
+
dung dịch có H
3
O
+
pH < 7.
Muối của axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch trung tính nên những
muối này thực ra không tồn tại trong dung dịch.
Ví dụ: Al
2
S
3
+ 6H

2
O 2Al(OH)
3

+ 3H
2
S

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

+ 3CO
2

Al
2
(CO
3
)
3
+ 3H
2

O 2Al(OH)
3

+ 3CO
2

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

và kết tủa tạo
thành. Vì: CO
3
2

+ H
2
O

ơ
HCO
3

+ OH

HCO
3



ơ
CO
2

+ OH

Fe
3+
+ 3 OH



ơ
Fe(OH)
3

3 Na
2
CO

3
+ 2 FeCl
3
+ 3 H
2
O

ơ
2 Fe(OH)
3

+ 3 CO
2

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

ơ
NH
4
+
+ Cl

NH
4
+
+ H
2
O

ơ
NH
3

+ H
3
O
+
NaAlO
2
Na
+
+ AlO
2

AlO
2

+ H
3
O

Al(OH)

3

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

+ NH
3

+ NaCl
III/- Axit - bazơ
1. Axit có các dạng sau
- Phân tử trung hòa: HCl , HNO
3
, H
2
SO
4
, ...
- Ion dơng: NH
4
+
, Fe
3+
, Al

3+
, ...
- Ion âm: duy nhất có HSO
4

.
HCl + H
2
O

ơ
H
3
O
+
+ Cl

ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC
Vn v lớ thuyt húa hc ph Thụng Hunh V Phong
HSO
4

+ H
2
O H
3
O
+
+ SO
4

2

NH
4
+
+ H
2
O

ơ
NH
3
+ H
3
O
+
Fe
3+
+ 3 H
2
O Fe(OH)
3
+ 3 H
+
Tạo môi trờng axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton.
2. Bazơ có các dạng
- Phân tử trung hòa: NaOH , NH
3
, ...
- Ion gốc axit yếu: S

2

, SO
3
2

, CO
3
2-
, ...
Tạo ra môi trờng OH

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

ơ
NH
4
+ OH

S
2

+ H
2
O

ơ
HS

+ OH

CO
3
2

+ H
2
O

ơ
HCO
3

+ OH

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

, ...
- Ion gốc axit mạnh: Cl

, SO
4
2

, NO
3

, Br

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

HCO
3



ơ
CO
3
2

+ H
+
HCO
3

+ H
+


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

O

ơ
H
+
+ OH

H
2
O + H
+


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

Tơng tự [OH

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

] = 10
-14
pH + pOH = 14.
IV/- Phản ứng trao đổi
1. Định nghĩa : Phản ứng trao đổi là phản ứng xảy ra với sự đổi chỗ các ion.
2. Điều kiện để phản ứng trao đổi thực hiện đợc hoàn toàn:
- Sau phản ứng có chất kết tủa hoặc khí bay lên, hoặc chất điện ly yếu.
- Chất tham gia phản ứng phải là chất tan.
3. Trờng hợp đặc biệt
Một chất tan đợc vẫn có thể kết tinh trong dung dịch đã bão hòa chính nó hoặc chất khác
dễ tan hơn.
Ví dụ:
* Thêm NaCl vào dung dịch NaCl bão hòa thì phần NaCl thêm sẽ không thể tan đợc nữa.
* Để tách NaCl ra khỏi dung dịch chứa hỗn hợp NaCl và NaOH ngời ta dùng phơng pháp
kết tinh phân đoạn. Chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh nhanh hơn khi cô cạn dung dịch.
ễn TP THI HC SINH GII VềNG TNH V THI I HC