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)

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

= 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

|
|
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
ố
Số khối
Số đơn vị

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.
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

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


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.
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

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

– 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

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

→) 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)

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

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

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

)
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).

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

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

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 :


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

- 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


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

(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

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.

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

.
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)
+

+ 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

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

2
H.NO
HNO
+
−
⎡
⎤⎡ ⎤
⎣
⎦⎣ ⎦

NH
3
+ H
2
O  NH
4
+
+ OH
–

4
b
3
NH . OH
K
NH
+
−
⎡
⎤⎡ ⎤

⎣
⎦⎣ ⎦
=
⎡
⎤
⎣
⎦

H
2
O + CH
3
COO
–


CH
3
COOH + OH
–
[]
3
b
3
CH COOH . OH
K
CH COO
−
−
⎡

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

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

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
+

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

+ 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.
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
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

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

một s
ố
phi
kim
– Nổ mạnh; xảy ra
ở – 252
0
C trong
bóng t
ố
i, phản ứng
toả nhiệt
H
2
+ F
2
→
2H
2+
F
–

– Nổ, phản ứng
toả nhiệt
H
2
+ Cl
2

⎯⎯→⎯

⇔
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

Cl
2
+ 2NaOH→
NaCl

+

NaClO

+

H
2
O
3Cl
2
+ 6NaOH
⎯
→
o
t

5NaCl

+

NaClO
3

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 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

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

⎯
⎯
→
⎯
C250d
0
NaHSO
4
+ HCl
2NaCl
2
+ H
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

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

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

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

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