Tải bản đầy đủ

Tóm tắt công thức và lý thuyết hóa học lớp 11

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 1 -





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
Đặc tính hạt
Hạt nhân nguyên tử
Vỏ electron
của nguyên tử
Hạt proton (P) Hạt nơtron (N) Hạt electron (E)
Điện tích
(quy ước)
q
p
= 1,602.10
–19
C
(1+)
q
n
= 0
(0)
q
e
= –1,602.10
–19
C
(1–)
Khối lượng
(quy ước)
m
p
= 1,6726.10

27
kg
(1đvC)
m
n
= 1,6748.10

27


kg
(1đvC)
m
e
= 9,1094.10

31
kg
(0,549.10
–3
đvC)
Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối lượng của các electron là không
đáng kể.
m
e
=
p
11
m
1840 1840
=
đvC (hay u)
1u =
1
12
;
27
27
C
19,9265.10
m 1,6605.10
12


==
(kg)
m
1nt’
= (P+N)u ; M
1molnt’
= (P+N) gam (với P là số p, N là số n)
Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : V
1nt’
=
3
4
.r
3
π

D
nt’
= 10
–10
m = 1A
0
; 1nm = 10A
0
; D
hn
= D
nt’
.10
–4

TÓM TẮT LÝ THUYẾT HOÁ HỌC TRUNG HỌC PHỔ THÔNG
GIÁO VIÊN: PHẠM NGỌC SƠN
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 2 -


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 th
ứ tự của nguyên tử nguyên tố trong bảng tuần hoàn) được 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





4. Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình
a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng 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).
Lưu 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 nhưng khác số proton Z).
Thí dụ :
40
19
K (19p, 21n, 19e) và
40
20
Ca (20p, 20n, 20e).
b) Tỉ số
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 :
(trừ
|
|
H )

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

⇒ Nếu gọi tổng các số hạt e, p, n là S thì :
3 ≥
S
Z
≥ 3,524 hoặc 3 <
S
Z
≤ 1,23
1≤
N
Z
≤1,524
1≤
N
Z
≤1,23
A
X
Kí hiệu
nguyên
t

Số khối
Số đơn vị
điện tích
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 3 -


c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A )
Nếu nguyên tố X có các đồng vị :
A1
X,
A2
X,
A3
X,… với phần trăm số nguyên tử của các đồng vị là x
1
, x
2
,
x
3
,… khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng :
X
A = x
1
%A
1
+ x
2
%A
2
+ x
3
%A
3
+ …
123
x.A y.A z.A
A
xyz
+++
=
++

5. 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 p
x
, p
y
, p
z
có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự định hướng khác nhau trong
không gian.
– Obitan d, f có hình dạng phức tạp.
Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron.

Obitan s Obitan p
x
Obitan p
y
Obitan p
z


b) Lớp electron : gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau.
Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron được đặc trưng bằng các số nguyên
: n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài như 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 lượng bằng nhau.
Các phân phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : 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 tưương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7.
e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n
2
obitan.
– Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 3
2
= 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và 5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có
4
2
= 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p; 5 obitan 4d ; 7 obitan 4f.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 4 -


f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron nguyên tử
 Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO)
Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình tự như sau :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s …
Lưu ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng lượng. Thí dụ : mức 4s trở nên thấp hơn 3d,…
 Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử
– Nguyên lí Pau–li
Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này chuyể
n 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 lượt những
obitan có mức năng lượng từ thấp đến
cao.

– Quy tắc Kleckowski :

(1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4
6
5s
2
4d
10


6s
2
4f
14
5d
10
6p
6
7s
2
5f
14
6d
10
7s
2
)
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 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
.
– Ý nghĩa : Số e trong phân lớp
Chẳng hạn : Số thứ tự lớp
→ 3d
6

Tên phân lớp
– Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng 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.
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
→ thường là những nguyên tử phi kim.
↑↑↓
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 5 -


– 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 Ti Kí hiệu nguyên tố
Tên nguyên tố Titan
KLNT trung bình
47,88 3d
2
4s
2

Khối lượng riêng (g/cm
3
) 4,5(Ar) 3d
2
4s
2
Cấu hình electron
Nhiệt độ nóng chảy (
0
C) 1670
0
C 1,54
Độ âm điện
Nhiệt độ sôi (
0
C) 3289
0
C 1gđk
Cấu trúc tinh thể
Số oxi hoá có thể có 2, 3, 4 6,82eV Năng lượng ion hoá
Thông thường các nguyên tố nhóm A và nhóm B được 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, được xếp theo chiều điện
tích hạt nhân tăng dần.
Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3).
Có 4 chu kì lớn :
– 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 được xếp thành cột, gồm các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình
electron tưương 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 được chia thành hai loại :
Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p
→ STT nhóm A = số e lớp ngoài cùng.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 6 -


IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
ns
1
ns
2
ns
2
np
1
ns
2
np
2
ns
2
np
3
ns
2
np
4
ns
2
np
5
ns
2
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 như sau :
IB IIB IIIB IVB
(n–1)d
10
ns
1
(n–1)d
10
ns
2
(n–1)d
1
ns
2
(n–1)d
2
ns
2

VB
(n–1)d
3
ns
2

VIB
(n–1)d
5
ns
1

VIIB
(n – 1) d
5
ns
2
VIIIB : (n–1)
6
ns
2
(n–1)d
7
ns
2
(n–1)d
8
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, r
nt
↓ ; độ âm điện↑. Năng lượng ion hoá I
1

; 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.
 Trong một nhóm A : từ trên xuống dưới
Khi Z
↑, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, r
nt
↑ ; ĐÂĐ↓ ; I
1
↓, 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 như 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.
Lưu ư :
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau Z
B
– Z
A
= 1.
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau.
Z
B
– Z
A
= 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)
Z
B
– Z
A
= 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)
 Trong một chu kì từ trái sang phải
Hợp chất khí với
hiđro

RH
4
RH
3
RH
2
RH
Hợp chất với oxi
(hoá trị cao nhất)
R
2
O
R O

R
2
O
3
RO
2
R
2
O
5
RO
3
R
2
O
7




Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 7 -


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 được 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 hướng liên kết với các
nguyên tử khác
để đạt được 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 Liên kết ion Liên kết cộng hoá trị
Giống nhau
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.
Khác
nhau
Bản
chất
Là lực hút tĩnh điện giữa các
ion mang điện tích trái dấu
Là sự dùng chung các
electron
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 (thường xảy ra giữa
các kim loại điển hình và phi
kim điển hình) ; giữa ion
dưương – ion âm.
Xảy ra giữa hai nguyên tố
giống nhau về bản chất hoá
học (thường xảy ra với các
nguyên tố phi kim nhóm 4, 5,
6, 7)

Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa mang tính chất cộng hoá trị vừa
mang tính ion. Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử
của một liên kết.
2. 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
Δχ < 0,4
0,4 ≤ Δχ < 1,7
Δχ ≥ 1,7
Liên kết cộng hoá trị không cực
Liên kết cộng hoá trị có cực
Liên kết ion
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 8 -


3. 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 được gọi
là nguyên tố cho electron. Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có electron) được gọi là nguyên tố
nhận electron. Liên kết cho – nhận được kí hiệu bằng (
→) có chiều từ chất cho e sang chất nhận e.
Thí dụ : Quá trình hình thành ion NH
+
4
(từ NH
3
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 (chưa 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 được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể có
sự tham gia của các electron tự do.
2) Tưương tác giữa các ion dưương 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, như
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.
5. Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết ba
a) Sự xen phủ trục – Liên kết
σ (xích ma)
Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trung với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen
phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết σ (hình 1).

Hình 1. Xen phủ trục Hình 2. Xen phủ bên
b) Sự xen phủ bên – Liên kết
π (pi)
Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2
nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết
π (hình 2).
c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma
σ, được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững.
d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết
σ và 1 liên kết π. Các liên kết π thường kém bền hơn so với liên kết σ.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 9 -


e) Liên kết ba : Gồm một liên kết σ và hai liên kết π kém bền.
III. TINH THỂ ION, TINH THỂ NGUYÊN TỬ, TINH THỂ PHÂN TỬ VÀ TINH THỂ KIM LOẠI
1. Tinh thể ion
– Tinh thể ion được h́nh thành từ những ion mang điện tích trái dấu, đó là các cation và anion.
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
– Tinh thể ion bền, khó nóng chảy, khó bay hơi.
2. Tinh thể nguyên tử
– Tinh thể được h́nh thành từ các nguyên tử.
– Lực liên kết có bản chất cộng hoỏ trị.
– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệ
t độ sôi cao.
3. Tinh thể phân tử
– Tinh thể được h́nh thành từ các phân tử.
– Lực liên kết là lực tưương tác phân tử.
– Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.
4. Tinh thể kim loại
– Tinh thể dược h́nh thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron tự do.
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo.
IV. HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ
1. Hoá trị trong hợp chất ion
 Khái niệm về điện hoỏ trị : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là điện hoỏ trị.
 Cách xác định điện hoỏ trị : Trị số điện hoỏ trị của một nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử
của nguyên tố đó nhường hoặc thu để
tạo thành ion.
2. Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị
 Khái niệm : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoỏ trị được gọi là cộng hoỏ trị.
 Cách xác định : Cộng hoỏ trị của một nguyên tố là số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra
được với các nguyên tử khác trong phân tử ở trạng thái đang xét.
3. Số oxi hoá
 Khái niệ
m : Số oxi hoỏ của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó
nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion.
 Cách xác định : Theo 4 quy tắc
Quy tắc 1 : Trong các đơn chất, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng 0.
Quy tắc 2 : Trong mụ̣t phân tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng 0.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 10 -


Quy tắc 3 : Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng điện tích của ion đó ; trong ion
đa nguyên tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng điện tích của ion.
Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoỏ của hiđro bằng +1, của oxi bằng –2.
















Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 11 -


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 được 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 h
ợp 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 lượng dưới dạng nhiệt.
2. Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng lượng dưới dạng nhiệt.
3. Để biểu diễn một phả
n ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, người ta dùng phương trình nhiệt hoá
học. Nhiệt của phản ứng hoá học được kí hiệu là
ΔH.
Phương trình phản ứng có ghi thêm giá trị
ΔH và trạng thái của các chất được gọi là phương trình nhiệt hoá
học.
Quy ước : phản ứng thu nhiệt thì
ΔH > 0, toả nhiệt thì ΔH < 0.
Thí dụ :
() () ()
22
11
H k Cl k HCl k ; H 185,7kJ / mol
22
+→Δ=−

<=>1 mol HCl tạo thành từ khí H
2
và khí Cl
2
toả ra 185,7kJ.
CaCO
3
đ → CaO(r) + CO
2
(k) ; ΔH = + 572lkJ/mol
<=>1mol CaCO
3
rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO
2
, hấp thụ một lượng nhiệt là
572kJ.
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 đó có sự thay đổi số oxi hoỏ của một hoặc nhiều nguyên
tố
.
 Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nhường 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 nhường 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 phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử
a) Phương pháp đại số
Phương pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá – khử cũng như phản ứng không oxi hoá –
khử.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 12 -


b) Phương pháp thăng bằng electron
Đây là phương pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá – khử trong thi trắc nghiệm.
Nguyên tắc của của phương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là tổng số electron chất khử cho
bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.
 Bước 1 : Viết phương trình phản ứng. Có thể chưa cần viết hết tất cả các chất tham gia và sản
phẩm, nhưng nhấ
t thiết phải viết các chất tham gia cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng.
Thí dụ : Hoà tan Cu bằng dung dịch HNO
3
loãng
Cu + HNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ NO↑ + H
2
O
 Bước 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 phương trình cho nhận electron.
Cu
o
→ Cu
+2
+ 2e
N
+5
+ 3e → N
+2

 Bước 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 Cu
o
→ 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 N
2
O)
 Bước 4 : Đưa hệ số tìm được từ phương trình cho – nhận electron vào phương trình phản ứng :
3Cu + 2HNO
3
→ 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + H
2
O
 Bước 5 : Cân bằng phần không oxi hoá – khử. Trước hết cần bổ sung phần axit tạo muối. Đối với
phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO
3
để tạo ra 3 phân tử Cu(NO
3
)
2
, cuối cùng cân bằng số phân từ
H
2
O (hoặc các chất làm môi trường v.v…).
3Cu + 8HNO
3
→ 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
2
O
c) Phương pháp ion – electron hay phương pháp bán phản ứng
Theo phương pháp bán phản ứng thì bước 1, bước 2 giống như phương pháp trên, từ bước 3 trở đi thì khác.
Đáng lẽ viết các phương trình cho – nhận electron và sản phẩm của chúng nếu thuộc diện điện li mạnh
(axit mạnh, bazơ mạnh, muối tan) thì viết dưới dạng ion (như vậy phương pháp bán phản ứng chỉ áp dụng
cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch).
Đối với trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO
3
ở trên ta
viết như sau :
Cu
o
→ Cu
2+
+ 2e (Cu
2+
chứ không phải là Cu
+2
!)
3
NO 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 : Cu
o
→ Cu
2+
+ 2e) thì coi là
bán phản ứng đã viết xong ; nếu chưa cân bằng, Thí dụ :
3
NO 3e NO

+
→↑thì cân bằng như sau :
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 13 -


– Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường axit vế trái thêm H
+
vàvế phải thêm H
2
O, Thí
dụ :
32
NO 3e 4H NO 2H O
−+
++ → +
.
– Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H
2
O và vế phải tạo thành OH

. Thí dụ :
42 2
MnO 3e 2H O MnO 4OH
−−
++ → +

– Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường trung tính vế trái thêm H
2
O và vế phải tạo thành
H
+
. Thí dụ :SO
2
+ 2H
2
O →
2
4
SO 4H 2e
−+
++
.
– Nếu trong môi trường bazơ thì vế trái thêm OH

và vế phải thêm H
2
O, Thí dụ :
22
342
SO 2OH SO H O 2e
−− −
+→++

Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau :
Cu
o
→ Cu
2+
+ 2e
32
NO 3e 4H NO 2H O
−+
++ → ↑+
 Bước 4 : cân bằng số electron cho – nhận giống như phương pháp thăng bằng electron.
× 3 Cu
o
→ Cu
2+
+ 2e
× 2
32
NO 3e 4H NO 2H O
−+
++ → ↑+
 Bước 5 : cộng 2 bán phản ứng ta được phương trình phản ứng dạng ion (thu gọn).
2
32
3Cu 8H 2NO 3Cu 2NO 4H O
+− +
++ → + ↑+
Muốn chuyển phương trình dạng ion thành phương trình dạng phân tử ta cần cộng vào 2 vế những lượng
như nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai để bù trừ điện tích. Trường hợp trên cần cộng
3
6NO

vào 2 vế,
ta có :
3Cu + 8HNO
3
→ 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
2
O
3. Phân loại phản ứng oxi hoá - khử
Số phản ứng oxi hoá – khử cực kì nhiều nhưng 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 :
a) Giữa các nguyên tử : Zn + S
o
t


ZnS
b) Giữa nguyên tử – phân tử : 2Al + Fe
2
O
3

o
t

→ 2Fe + Al
2
O
3

c) Giữa phân tử – phân tử : FeO + CO
o
t

→ Fe + CO
2

d) Giữa nguyên tử ion : 3Cu + 2NO
2
3

+ 8H
+

o
t

→ 3Cu
2+
+ 2NO↑ + 4H
2
O
e) Giữa ion – ion :
2MnO
4

+ SO
2
3

+ 2OH


22
442
2MnO SO H O
−−
++
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.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 14 -


 Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho – nhận electron xảy ra trong một phân
tử.
Thí dụ : 2HgO
→ 2Hg + O
2

HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg
+2
đóng vai trò chất oxi hoá và O
–2
đóng vai trò chất
khử.
Cu(NO
3
)
3

o
t


CuO + 2NO
2
↑ +
2
1
O
2


Cu(NO
3
)
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 O
–2
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
45
2232
2NO 2NaOH NaNO NaNO H O
+
++
+→++
Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường 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.
Thí dụ :
51 0
3242422
KBrO 5KBr 3H SO 3K SO 3Br 3H O
+−
++ → ++

(chất oxi hoá) (chất khử)
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 15 -


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 phương 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. Như vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ theo thờ
i gian
của một chất bất kì trong phản ứng làm thước 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 thường được tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s), phút (ph), giờ (h)
Tốc độ phản ứng đựoc xác đị
nh bằng thực nghiệm.
c) Tốc độ trung bình của phản ứng
Xét phản ứng : A
→ B
ở thời điểm t
1
, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C
1
mol/l. ở thời điểm t
2
, nồng độ chất A là C
2
mol/l (C
2

< C
1
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 t
1
đến t
2
được xác định như sau :
12 21
21 21
CC CC
C
v
tt tt t
−−
Δ
=+ =− =
−−Δ

Nếu tốc độ được tính theo sản phẩm B thì :
Ở thời điểm t
1
, nồng độ chất B là C
1
mol/l. ở thời điểm t
2
nồng độ chất B là C
2
mol/l (C
2
> C
1
vì nồng độ
chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng). Ta có :
''
21
21
CC
C
v
tt t

Δ
=+ =+
−Δ

Trong đó,
v
là tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian từ t
1
đến t
2
.
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 16 -


2. Các yếu tố ảnh hưởng 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
V
p/ư
= 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 tă
ng 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 t
0
1
→ t
2
0
có :
00
21
tt
a


vt
2
= vt
1.
γ
Trong đó : vt
1
0
là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ
vt
2

ban đầu
cao hơn

γ : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên cao nhiêu lần khi tăng a (
0
C).
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, nhưng còn lại sau khi phản ứng kết thúc.
(Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng).
II. CÂN BẰNG HOÁ HỌC
1. Phản ứng thuận nghịch là ph
ản ứng trong cùng điều kiện phản ứng đồng thời xảy ra theo 2 chiều
ngược 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
[][]
[][]
cd
C
ab
CD
K
AB
=

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 17 -


[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 hưởng 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 trường gọi là sự chuyển dịch cân bằng.
b) Những yếu tố ảnh hưởng
Khi tăng n
ồng 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.
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 ứ
ng 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 được tóm tắt trong nguyên lí Lơ
Satơliê.









Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 18 -


Chủ đề 5 SỰ ĐIỆN LI

I. SỰ ĐIỆN LI
– Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li. Những chất tan trong nước phân li ra ion được
gọi là những chất điện li.
– Độ điện li : Độ điện li
α (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 (n
0
) :
0
n
n

, hoặc
0
C
C
α=

(trong đó C là nồng độ ion ; C
0
là nồng độ chất tan ban đầu).
– Phân loại các chất điện li :
+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước có
α = 1 (ví dụ : các axit mạnh, bazo mạnh, hầu hết các
muối tan như HCl ; HNO
3
; H
2
SO
4
; HClO
3
; NaOH ; KOH ; Ba(OH)
2
; NaCl ; KNO
3
; Ba(NO
3
)
2
).
Na
2
CO
3
→ 2Na
+
+ CO
3
2–

+) Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước có 0 <
α < 1. (ví dụ : các axit yếu, bazo yếu như : HF ;
HClO ; HNO
2
; H
2
CO
3
; 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 A–rê–ni–ut
– Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H
+
.
HCl
→ H
+
+ Cl


CH
3
COOH  CH
3
COO

+ H
+

– Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH

.
NaOH
→ Na
+
+ OH

Mg(OH)
2


Mg(OH)
+
+ OH

Mg(OH)
+


Mg
2+
+ OH


2. Axit – bazơ theo Bron–stêt
– Axit là chất nhường proton. (Ngoài những axit thông thường, một số ion cũng thể hiện tính axit trong
dung dịch như : NH
4
+
; HSO
4

; Al
3+
; Fe
3+
; Cu
2+
; Mg
2+
).
HNO
2
+ H
2
O  H
3
O
+
+ NO
2

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 19 -


– Bazơ là chất nhận proton. (Ngoài những bazơ thông thường, một số ion cũng thể hiện tính bazơ trong
dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu : NO
2

; CO
3
2–
; SO
3
2–
;
HPO
3
2–
; S
2–
; CH
3
COO

; SiO
3
2–
;
AlO
2

; ZnO
2
2–
; C
6
H
5
O

; PO
4
2–
)
– Chất vừa có khả năng nhường proton vừa có khả năng nhận proton là chất lưỡng tính. (Ngoài những chất
lưỡng tính thông thường một số ion cũng thể hiện tính lưỡng tính trong dung dịch như : H
2
O ; HSO
3

;
HCO
3

; HS

; H
2
PO
3

)
Thí dụ : HCO
3

+ H
+
→ H
2
O + CO
2
(HCO
3

đóng vai trò bazơ)
HCO
3

+ OH



CO
3
2–
+ H
3
O
+
(HCO
3

đóng vai trò axit )
3. Hằng số phân li axit và bazơ
Sự phân li của axit và bazơ yếu trong nước là các quá trình thuận nghịch :
HNO
2
 H
+
+ NO
2

K
a
=
[]
2
2
H.NO
HNO
+


⎤⎡ ⎤

⎦⎣ ⎦

NH
3
+ H
2
O  NH
4
+
+ OH


4
b
3
NH . OH
K
NH
+


⎤⎡ ⎤

⎦⎣ ⎦
=

Giá trị K
a
, K
b
càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ tưương ứng càng nhỏ.
– Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit – bazơ của cặp axit–bazơ liên hợp :
CH
3
COOH  H
+
+ CH
3
COO


3
a
3
H . CH COO
K
CH COO
+



⎤⎡ ⎤

⎦⎣ ⎦
=





H
2
O + CH
3
COO



CH
3
COOH + OH

[]
3
b
3
CH COOH . OH
K
CH COO






=
⎡⎤
⎣⎦

K
b
+ K
a
–1
. K
w
ở đây K
w
= [H
+
]. [OH

] (K
w
gọi là tích số ion của nước)
Lưu ư : Với chất điện li yếu như CH
3
COOH có nồng độ ban đầu là C (mol/l)
CH
3
COOH CH
3
COO

+ H
+
K
cb

Nồng độ ban đầu : C
Nồng độ cân bằng : C(1 –
α) αC αC
[]
()
cb
A.B
C. C
K
AB 1 C
+−
⎡⎤⎡⎤
αα
⎣⎦⎣⎦
==
−α
. Nếu α << 1 thì α =
cb
K
C

4. Muối
Muối là hợp chất, khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH
4
+
) và anion gốc axit.
NH
4
Cl → NH
4
+
+ Cl


KNO
3
→ K
+
+ NO
3


Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 20 -


– Muối trung hoà là muối không có khả năng phân li ra ion H
+
(proton)
Thí dụ : NaCl, NH
4
NO
3
, Na
2
CO
3
, Na
2
HPO
3
, Na
2
HBO
3.

– Muối axit là muối có khả năng phân li ra ion H
+
. Thí dụ : NaHCO
3
. NaH
2
PO
4
, NaHSO
4

– Ngoài ra còn có một số muối phức tạp, như muối kép NaCl.KCl ; KAl(SO
4
)
2
.12H
2
O,… hay phức chất
[Ag(NH
3
)
2
]Cl, [Cu(NH
3
)
4
]SO
4
… ; muối bazơ như Mg(OH)Cl ; Fe(OH)Cl
2

5. Khái niệm về pH, chất chỉ thị axit – bazơ
– Để đánh giá độ axit – bazơ của dung dịch, ngoài biểu diễn bằng nồng độ [H
+
], ta còn có thể biểu diễn
dưới dạng pH theo quy ước : pH = –lg[H
+
] hay [H
+
] = 10
–pH
.
– Sự điện li của nước
H
2
O  H
+
+ OH

hay H
2
O + H
2
O  H
3
O
+
+ OH


K
H
2
O
= K. [H
2
O] = [H
+
]. [OH

]
– Môi trường trung tính : [H
+
] = 10
–7
mol/l =[OH

] hay pH = 7.
– Môi trường axit : [H
+
] > 10
–7
mol/l >[OH

] hay pH < 7.
– Môi trường bazơ : [H
+
] < 10
–7
mol/l <[OH

] hay pH > 7
Chất chỉ thị axit – bazơ là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch.
III. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI
1. Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li
Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch xảy ra khi thoả mãn một trong các điều kiện sau :
– Phản ứng tạo thành chất kết tủa
Thí dụ :
BaCl
2
+ Na
2
SO
4
→ BaSO
4
↓ + 2NaCl
Ba
2+
+ SO
4
2–
→ BaSO
4

– Phản ứng tạo thành chất điện li yếu
Thí dụ : HCl + KOH
→ H
2
O + KCl
H
+
+ OH

 H
2
O
– Phản ứng tạo thành chất khí
Thí dụ : 2HCl + Na
2
CO
3
→ H
2
O + 2NaCl + CO
2

2H
+
+ CO
3
2–
→ H
2
O + CO
2

2. Phản ứng thủy phân của muối
Khi hoà tan trong nước, muối phân li ra các cation và anion.
Nếu cation là cation của các bazơ yếu thì sẽ bị thủy phân cho môi trường axit :
R
n+
+ H
2
O  ROH
(n–1)+

+ H
+

Nếu anion là anion của axit yếu thì anion sẽ bị thủy phân cho môi trường bazơ :
A
m–
+ H
2
O  HA
(m–1)–
+ OH

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 21 -


Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường trung
tính.
Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan (M
+
) và anion là gốc của axit yếu có môi trường
bazơ
Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ không tan và anion là gốc của axit mạnh có môi
trường axit.
























Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 22 -


Chủ đề 6 PHI KIM
I. NHÓM HALOGEN
1. Khái quát về nhóm halozen
– Nhóm VIIA gồm: Flo, clo, brom, iot, atatin (
9
F;
17
Cl;
35
Br;
53
I;
85
At).
(Trong đó, atatin là nguyên tố phóng xạ)
– Cấu hình electron: ns
2
np
5
(n = 2 → 6).
– Dạng đơn chất: X
2
2. Tính chất vật lí
Tính chất vật lí biến đổi theo quy luật (nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi

tăng dần, màu sắc các halogen đậm
dần (flo: khí màu lục nhạt, clo: khí màu vàng lục, brom: lỏng màu nâu đỏ, iot: rắn, màu đen tím).
3. Điều chế
a. Trong phòng thí nghiệm ( Cl
2
, Br
2
, I
2
)
Chất oxi hoá mạnh (MnO
2
, PbO
2
, KClO
3
, KMnO
4
, K
2
Cr
2
O
7
, ) + dd HX đặc
MnO
2
+ 4 HX → MnX
2
+ X
2
+ 2H
2
O
2KMnO
4
+ 16 HX → 2KX + 2 MnX
2
+ 5X
2
+ 8H
2
O
b. Trong công nghiệp
– Flo: điện phân hỗn hợp lỏng gồm KF và HF.
2HF
⎯→⎯
dp
H
2
+ F
2
– Clo: điện phân dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn.
2NaCl + 2H
2
O

→ 2NaOH + H
2
+ Cl
2.

– Brom: Sau khi tách lấy NaCl từ nớc biển
→ phần còn lại chứa NaBr
Cl
2
+ 2NaBr → 2 NaCl + Br
2

– Iot: lấy rong biển khô đem đốt lấy tro, hòa tan tro vào nớc đợc dung dịch NaI.
Cl
2
+ 2NaI → 2NaCl + I
2

4. Tính chất hoá học
– Đều có tính oxi hoá mạnh: X
2
+ 2e → 2X

– Từ flo đến iot: Tính chất oxi hoá giảm dần, tính khử tăng dần.
Đơn chất
Flo(F
2
) Clo (Cl
2
) Brom (Br
2
) Iot(I
2
)
Tác dụng
với kim
loại
Tác dụng với tất
cả kim loại kể cả
Au, phản ứng toả
nhiệt mạnh
Tác dụng hầu hết
các với kim loại,
phản ứng toả
nhiều nhiệt
Tác dụng hầu hết
với các kim loại;
toả nhiệt ít hơn clo
2Na + Br
2

Tác dụng với
nhiều kim loại ở
nhiệt độ cao (có
xúc tác)
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 23 -


2Na + F
2
→ 2NaF 2Na + Cl
2

2Na
+
Cl


→2Na
+
Br


2Na + I
2



o
t

2Na
+
I

2Al + 3I
2



o
t
2AlI
3

Tác dụng
với H
2

một s

phi
kim
– Nổ mạnh; xảy ra
ở – 252
0
C trong
bóng t

i, phản ứng
toả nhiệt
H
2
+ F
2

2H
2+
F


– Nổ, phản ứng
toả nhiệt
H
2
+ Cl
2

⎯⎯→⎯
)(
0
tAs
2H
+
Cl

– Không nổ toả
nhiệt ít hơn Clo
H
2
+ Br
2

⎯⎯→⎯
caot
0
2H
+
Br

– Thuận nghịch
– Phản ứng thu
nhiệt
H
2
+ I
2
caot
0

2HI

Tác dụng
với H
2
O
2F
0
2
+2H
2
–2
O →
4HF

+O
0
2

– Nớc nóng →
cháy
Cl
2
+ H
2
O ⇔
HCl +HClO
– kém hơn Clo
Br
2
+H
2
O ⇔ HBr
+ HBrO
– Ít tan trong nớc,
phản ứng rất yếu
I
2
+ H
2
O⇔ HI
+HIO
Tác dụng
với dung
dịch kiềm
Tác dụng với ki

m
loãng, t
0
thấp
F
0
2
+2NaOH
→2NaF + H
2
O +
OF
2

Cl
2
+ 2NaOH→
NaCl

+

NaClO

+

H
2
O
3Cl
2
+ 6NaOH


o
t

5NaCl

+

NaClO
3
+
3H
2
O
3Br
2
+ 6NaOH →
5NaBr+NaBrO
3
+3H
2
O
– Khó hơn nhiều
so với brom
Tác dụng
với muối
halozen
– Tác dụng với
muối nóng chảy
F
2
+ 2NaCl


2NaF + Cl
2

– Tác dụng với
dung dịch muối
Cl
0
2
+2NaBr
→2NaCl

+ Br
0
2

Cl
2
+ 2FeCl
2

2FeCl
3

– Tác dụng với
dung dịch muối
Br
0
2
+
2NaI→2NaBr+I
2
0
– Không phản ứng
Một số
phản ứng
thể hiện
tính khử
Không Không
Br
2
+ 5Cl
2
+
6H
2
O →
2HBrO
3
+ 10HCl
I
0
2
+ 2HCl
+5
O
3

2HI
+5
O
3
+ Cl
2
Lu ý: Clo, brom, iot không phản ứng trực tiếp với oxi, nitơ, cacbon.
5. Các hologenua và axit halogen hiđric (HX: HF, HCl, HBr, HI)
a) Tính chất
– Tính axit : các dung dịch HX có đầy đủ tính chất của axit, tính axit tăng từ HF
→ HI.
– Tính khử : tính khử tăng từ HF
→ HI
4HCl
td
+ MnO
2

o
t


MnCl
2
+ 2H
2
O + Cl
2

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 24 -


2HBr + H
2
SO

→ Br
2
+ SO
2
+ 2H
2
O
8HI + H
2
SO

→ 4I
2
+ H
2
S + 4H
2
O
– HF ăn mòn thuỷ tinh do :
4HF + SiO
2
→ SiF
4
+ 2H
2
O
b) Điều chế
– HF: CaF
2
+ H
2
SO

→ CaSO
4
+ 2HF
– HCl:
Cách 1: Phương pháp sunfat
NaCl
2
+ H
2
SO






C250d
0
NaHSO
4
+ HCl
2NaCl
2
+ H
2
SO






≥ C400
0
Na
2
SO
4
+ 2HCl
Cách 2: Phương pháp tổng hợp
H
2
+Cl
2




AS
2HCl
– HBr và HI
PBr
3
+ 2H
2
O → H
3
PO
3
+ 3 HBr
PI
3
+ 3H
2
O → H
3
IO
3
+ 3HI
c) Nhận biết ion X


Dùng dung dịch AgNO
3
làm thuốc thử nhận biết ion X

(Cl

, Br

, I

) X vì:
HX + AgNO
3
→ Ag X ↓ + HNO
3

AgF: tan; AgCl: màu trắng; AgBr: màu vàng nhạt; AgI : màu vàng
6. Hợp chất chứa oxi của halogen
a) Trong hợp chất với oxi, flo có số oxi hoá âm (OF
2
), còn các halogen khác có số oxi hoá dương (+1, +3,
+5, +7).
b) Các axit chứa oxi của clo: HClO; HClO
2
; HClO
3
; HClO
4
– Từ HClO đến HClO
4
: Độ bền tăng dần, tính axit tăng dần; tính oxi hoá giảm dần.
– Các muối tương ứng dễ bị nhiệt phân
4KClO
3
o
t


3NaClO
4
+ NaCl
2KClO
3
0
2
t
MnO
⎯⎯→⎯
2NaCl + 3O
2

c) Một số hợp chất có ứng dụng quan trọng do có tính oxi hoá mạnh
– Nớc Giaven: (NaCl, NaClO, H
2
O)
– Clorua vôi: (CaOCl
2
)
– Kali clorat (KClO
3
)
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014


Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt
Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12
- Trang | 25 -


II. NHÓM OXI
1. Khái quát về nhóm oxi
– Vị trí: Nhóm VIA gồm: Oxi (O); lu huỳnh (S), selen (Se), telu (Te), poloni (Po: là nguyên tố phóng xạ).
– Cấu hình electron: ns
2
np
4
(n = 2 → 6)
– Đơn chất : O
2
(khí không màu), S (rắn, màu vàng), Se (chất bán dẫn, rắn, màu nâu đỏ), Te (chất rắn, màu
xám).
2. Tính chất hoá học
– Có tính oxi hoá nhng yếu hơn so với halogen cùng chu kì.
– Từ O đến Po : tính phi kim giảm, tính kim loại tăng dần
⇒ O, S là phi kim.
a) Oxi (O
2
) có tính oxi hoá mạnh
– Tác dụng mạnh với nhiều đơn chất nh các kim loại (trừ Au, Pt), H
2
, nhiều phi kim (trừ halogen)
2Na + O
2
0
→ 2Na
2
O
–2

2Cu + O
2
0

o
t

→ 2CuO
–2
2H
2
+ O
2
0
o
t


2H
2
O
–2
ΔH = –285,83 kJ
C
0
+ O
2
o
t


4
2
2
CO
+


– Tác dụng với nhiều hợp chất
C
2
H
5
OH + 3O
2
0

o
t


2CO
2
–2
+ 3H
2
O
–2

2H
2
S
–2
+ 3O
2

4
2
2
2SO
+

+ 2H
2
O
–2

b) Ozon (O
3
) có tính oxi hoá rất mạnh (mạnh hơn O
2
)
– Tác dụng hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) kể cả bạc:
Ag + O
3
→ Ag
2
O

+ O
2
– Oxi hoá đợc ion I

trong dung dịch
2KI + O
3
0
+ H
2
O

→ I
2
0
+ 2KOH
–2
+ O
2
0

c) Lu huỳnh (S): vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử
– Tính oxi hoá : Tác dụng với H
2
và nhiều kim loại ở t
0
cao.
H
2
+ S
o




H
2
S
–2
4H = –20,08 kJ
2Al + 3S
0
o
tcao

⎯→
Al
2
S
3
–2

Cu + S
o
tcao

⎯→
CuS
Hg + S
o
tth−ên
g

⎯⎯→
HgS
– Tính khử : Tác dụng với nhiều phi kim (trừ N
2
, I
2
), nhiều chất oxi hoá mạnh.

Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×