ĐỀ CƯƠNG ÔN THI THPT QUỐC GIA

MÔN HÓA HỌC
- Dành cho khối 10, 11, 12
- Ôn thi THPT Quốc gia môn Hóa học

1


Lời giới thiệu
Tài liệu Đề cương ôn thi THPT Quốc gia môn Hóa học là tài liệu tổng hợp lại kiến
thức hóa học cơ bản và THPT, giúp cho giáo viên có một tài liệu tổng hợp để hướng dẫn
học sinh ôn tập hóa 10, 11, 12, đặc biệt là cho ôn thi THPT Quốc gia sắp tới. Đối với học
sinh, đây là tài liệu tự học, tự ôn luyện ở nha để có được lượng kiến thức lí thuyết tốt nhất
của bộ môn, từ đó có thể ứng dụng giải các bài tập hóa học.
Tài liệu được chia thành 2 phần chính:
-

Phần I- Tổng ôn tập lí thuyết hóa học THPT 10-11-12 (theo từng chương)
có bài tập kèm theo;

-

Phần II- 99 đề thi thử có đáp án chi tiết và bình luận.

Mong rằng, Đề cương ôn thi THPT Quốc gia này sẽ giúp cho quý Thầy (Cô) và các
em học sinh có được một tài liệu bổ ích trong giảng dạy và học tập bộ môn hóa học.
Tác giả

2


CHƯƠNG 7: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC
CHƯƠNG 8 : PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ
CHƯƠNG 9: HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ PHÁT TRIỂN KINH TẾ XÃ HỘI, MÔI TRƯỜNG
PHẦN II- 99 ĐỀ THI THỬ THPT QUỐC GIA MÔN HÓA HỌC CÓ ĐÁP ÁN CHI TIẾT VÀ
BÌNH LUẬN

3


PHN I- TNG ễN TP L THUYT HểA HC THPT
LP 10
CHNG 1: NGUYấN T
A. KIN THC C BN
1. Thnh phn cu to nguyờn t.
Vỏ nguyên tử: gồm các hạt electron mang điện âm (e)

- Nguyờn t gm 2 b phn
Hạt proton mang điện dương (p)
Hạt nhân Hạt nơtron không mang điện (n)



Vy nguyờn t gm 3 loi ht c bn: p, n , e.
- Vỡ nguyờn t luụn trung hũa in, nờn trong nguyờn t: s ht p = s ht e.
2. Kớch thc, khi lng ca nguyờn t.
Nguyờn t c xem nh mt khi cu cú ng kớnh d = 10-10m = 1 A0
Ht nhõn nguyờn t cng c xem nh l mt khi cu cú ng kớnh d = 10-4
Khi lng nguyờn t: mnt = mp + mn + me
Vỡ khi lng me
25
= 35,5 (u)
37.
100
100

4


4. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử
a) Nguyên tắc sắp xếp:
- Nguyên lý vững bền: Các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao
Thứ tự tăng dần mức năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 4d 6s 4f 5d 6p 7s …
- Nguyên lý Pauli: Trong một obitan chứa tối đa 2e và 2e này có chiều tự quay ngược nhau.
- Qui tắc Hund: Trong một phân lớp chưa đủ số electron, các electron có khuynh hướng
phân bố vào các obitan sao cho số electron độc thân trong một phân lớp nhiều nhất.
b) Cấu hình electroncủa nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc
các lớp khác nhau.
Cấu hình electron còn được viết dưới dạng ô lượng tử
Mỗi ô lượng tử biểu diễn bằng một ô vuông thay cho một obitan; mỗi electron biểu
diễn bằng một mũi tên. Một ô đã có đủ 2 electron, người ta nói rằng một cặp electron đã
ghép đôi. Nếu một ô chỉ có 1 electron thì đó là electron độc thân.

¤ bitan trèng
13P:

electron ®éc th©n

CÆp electron ghÐp ®«i



4s2

Lưu ý: Một số trường hợp đặc biệt , nếu nguyên tử có cấu hình electron lớp ngoài (n1)dansb (n: số thứ tự lớp ngoài cùng).
+ Nếu a + b = 6  a = 5; b = 1.
+ Nếu a + b = 11  a = 10; b = 1.
Ví dụ:

24Cr

: 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar] 3d54s1

29Cr

: 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar] 3d104s1

5. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8 electron .

5


Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng hầu như không
tham gia vào phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử khí hiếm (hay khí trơ), hoặc He có 2
electron lớp ngoài cùng cũng rất bền vững.
Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng đều là những kim loại(trừ B)
Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim.
Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng có thể là phi kim (nếu thuộc chu kì nhỏ )
hoặc kim loại (nếu thuộc chu kì lớn).
Các electron lớp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hóa học của một


Câu 4: Chọn cấu hình electron đúng ở trạng thái cơ bản?
A. D. 1s22s22p63p2.

B. 1s22s22p63s2.

C. 1s22s22p53s3 D. 1s22s22p63s13p1.

Câu 5: Phân lớp s, p, d lần lượt đầy điện tử (bão hòa) khi có số electron là
A. 1, 3, 5.

B. 2, 4, 6.

C. 1, 2, 3.

D. 2, 8, 18.

B2. Cấp độ hiểu (5 câu)
Câu 6: Cấu hình electron của nguyên tử có số hiệu bằng 17 là
A. 1s22s22p63s23p44s1.

B. 1s22s22p63s23d5. C. 1s22s22p63s23p5 D. 1s22s22p63s23p34s2.

Câu 7: Các ion sau: 8 O2  ,
A. Số khối

12

Mg 2 ,


R

B.

137
81

C.

R

81
56

D.

R

56
81

R

Câu 10: Ở trạng thái cơ bản, cấu hình electron của nguyên tử Na( Z = 11) là
A. 1s22s22p53s2

B. 1s22s22p43s1

C. 1s22s22p63s2


Câu 14: Đồng có hai đồng vị là

C. FeF3

63
29

Cu (chiếm 73%) và

D. AlBr3
65
29

Cu (chiếm 27%). Nguyên tử khối

trung bình của Cu là
A. 63,45

B. 63,54

C. 64,46

D. 64,64

Câu 15: Nguyên tố X có hai đồng vị, đồng vị thứ nhất có số khối 35 chiếm 75%. Nguyên
tử khối trung bình của X là 35,5. Đồng vị thứ hai có số khối là
A. 36

B. 37


A. 6

B. 9

C. 12

D. 10

Câu 17: Nguyên tử của nguyên tố X có electron ở mức năng lượng cao nhất là 3p.
Nguyên tử của nguyên tố Y cũng có electron ở mức năng lượng 3p và có một electron ở
lớp ngoài cùng. Nguyên tử X và Y có số electron hơn kém nhau là 2. Nguyên tố X, Y lần
lượt là
A. phi kim và kim loại. B. khí hiếm và kim loại. C. kim loại và khí hiếm. D. kim loại và
kim loại.

7


Câu 18: Số nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng 4s1 là
A. 1.

B. 2.

C. 3.

D. 4.

Câu 19: Trong hợp chất ion XY (X là kim loại, Y là phi kim), số electron của cation bằng
số electron của anion và tổng số electron trong XY là 20. Biết trong mọi hợp chất, Y chỉ có
một mức oxi hóa duy nhất. Công thức XY là


C. 8,56%

D. 8,79%

ĐÁP ÁN:
1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

D

A


C

D

A

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học.
1. Ô nguyên tố: mỗi nguyên tố được xếp vào một ô của bảng gọi là ô nguyên tố.
Stt của ô = số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó = số p = số e.
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.
- Bảng HTTH gồm 7 chu kì được đánh số thứ tự từ 1 đến 7 (chu kì nhỏ: 1, 2, 3; chu kì lớn:
4, 5, 6, 7).
Chu kì

1

Cấu hình e

1s1-2 2s1-22p1-6

Số
tố

nguyên 2

2


5p1-6
32

Z=87 
Z = 110
Chưa
hoàn
thành

8


- Stt chu kì = số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó = số thứ tự lớp
ngoài cùng.
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.
- Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm = hóa trị của
nguyên tố trong oxit cao nhất. (trừ 1 số trường hợp ngoại lệ) = Số electron lớp ngoài cùng
của nguyên tố nhóm A.
- Bảng hệ thống tuần hoàn gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ)
+) Nhóm A gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân
lớp s (nguyên tố họ s) hoặc p (nguyên tố họ p). Gồm IA, IIA, …, VIIIIA.
+) Nhóm B gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân
lớp d (nguyên tố họ d) hoặc f (nguyên tố họ f). Gồm IB, IIB, …, VIIIB.
Lưu ý:
- electron hóa trị là những electron ở lớp ngoài cấu hình bão hòa (ns2np6) hoặc giả bão hòa
(n-1)d10.
- Nếu hai nguyên tố X, Y thuộc cùng nhóm A, thuộc hai chu kì liên tiến nhau trong bảng

- Tính phi kim 
- Tính axit của oxit, hiđroxit 
- Tính kim loại 
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit 
b) Theo nhóm A.
- Năng lượng ion hóa thứ nhất 
- Bán kính nguyên tử 
- Độ âm điện 
- Tính phi kim 
- Tính axit của oxit, hiđroxit 
- Tính kim loại 
- Tính bazơ của oxit, hiđroxit 
Chiều Z tăng
Lưu ý:
- Độ âm điện đặc trưng cho khả năng thu electron về phía mình khi hình thành liên kết hóa
học. Nguyên tử nguyên tố càng hút electron mạnh thì độ âm điện lớn.
- Về so sánh bán kính nguyên tử, ion:
+ Nguyên tử, ion có cùng số e: khi Z tăng  bán kính nguyên tử giảm.
+ Nguyên tử, ion có cùng điện tích hạt nhân (cùng Z): số e tăng  bán kính nguyên
tử tăng.
+ Khi số lớp electron tăng  bán kính nguyên tử tăng.
III. CÔNG THỨC OXIT CAO NHẤT, HỢP CHẤT KHÍ VỚI HIĐRO, HIĐROXIT
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH.

10


Nhóm

I


rắn

rắn

Khí

khí

khí

khí

Oxit cao nhất

M2O

MO

M2O3

MO2

M2O5

MO3

M2O7

B. BÀI TẬP MINH HỌA

VIII), theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử thì
A. tính phi kim giảm dần, bán kính nguyên tử tăng dần.
B. tính kim loại tăng dần, độ âm điện tăng dần.
C. độ âm điện giảm dần, tính phi kim tăng dần.
D. tính kim loại tăng dần, bán kính nguyên tử giảm dần.
Câu 5: Các nguyên tố từ Li đến F, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì
A. Bán kính nguyên tử và độ âm điện đều tăng B. Bán kính nguyên tử tăng, độ âm điện
giảm
C. Bán kính nguyên tử giảm, độ âm điện tăng

D. Bán kính nguyên tử và độ âm điện đều

giảm
B2. Cấp độ hiểu (5 câu)
Câu 6: Số số nguyên tố thuộc chu kì 2, 4, 6 lần lượt là
A. 8, 18, 32.

B. 2, 8, 18.

C. 8, 18, 18.

D. 8, 10, 18.

Câu 7: Chọn phát biểu không đúng

11


A. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng chu kì đều có số lớp electron bằng nhau.
B. Tính chất hóa học của các nguyên tố trong cùng chu kì nhìn chung tương tự nhau.

20, chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II).
D. X có số thứ tự 18, chu kỳ 3, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự 20,
chu kỳ 3, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II).
B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu)
Câu 11: Dãy các nguyên tố sắp xếp theo chiều tăng dần tính phi kim từ trái sang phải là:
A. N, P, O, F.

B. P, N, F, O.

C. N, P, F, O.

D. P, N, O, F.

Câu 12: Bán kính nguyên tử của các nguyên tố: 3Li, 8O, 9F, 11Na được xếp theo thứ tự tăng
dần từ trái sang phải là
A. Li, Na, O, F.

B. F, O, Li, Na.

C. F, Li, O, Na.

D. F, Na, O, Li.

Câu 13: Cho các nguyên tố M (Z = 11), X (Z = 17), Y (Z = 9) và R (Z = 19). Độ âm điện
của các nguyên tố tăng dần theo thứ tự
A. M < X < Y < R.

B. R < M < X < Y.

C. Y < M < X < R.

Câu 16: Công thức phân tử hợp chất khí tạo bởi nguyên tố R và hiđro là RH3. Trong oxit
mà R có hóa trị cao nhất thì oxi chiếm 74,07% về khối lượng. Nguyên tố R là
A. S.

B. As.

C. N.

D. P.

Câu 17: Nguyên tử của nguyên tố X có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2np4. Trong
hợp chất khí của nguyên tố X với hiđro, X chiếm 94,12% khối lượng. Phần trăm khối lượng
của nguyên tố X trong oxit cao nhất là
A. 50,00%.

B. 27,27%.

C. 60,00%.

D. 40,00%.

Câu 18: Nguyên tố Y là phi kim thuộc chu kì 3, có công thức oxit cao nhất là YO3. Nguyên
tốt Y tạo với kim loại M hợp chất có công thức MY, trong đó M chiếm 63,64% về khối
lượng. Kim loại M là
A. Zn

B. Cu

C. Mg



6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

A

A

C

A

C

A

B

B

A

C

2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học
a) Electron hóa trị
Electron hóa trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học.
Các nguyên tố nhóm A có số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng, các nguyên tố
nhóm B có số electron hóa trị bằng số electron có trong các phân lớp (n-1)d và ns.
b) Công thức Lewis
Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên tử, trong
đó hạt nhân và electron lớp trong được biểu diễn bằng kí hiệu hóa học của nguyên tố, còn
electron hóa trị tượng trưng bằng các dấu chấm (.) đặt xung quanh kí hiệu của nguyên tố (có
phân biệt electron ghép đôi và độc thân). Mỗi cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do còn
có thể biểu diễn bằng một đoạn gạch ngang (-)

b) Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet)
Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn. Thực tế
cho thấy chỉ các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử

14


khác. Sở dĩ như vậy vì chúng có lớp electron ngoài cùng có cấu hình ns2np6 (8 electron) bền
vững, có trạng thái năng lượng thấp. Trên cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liên kết
để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải làm cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm
gần kề. Có hai giải pháp đạt đến cấu trúc này là dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa
trị.
Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết hóa
học các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc
bền của khí hiếm bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”.
Ví dụ:
..
H . + . Cl :

Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên cation Mn+ - n
Đối với anion Xm- :
Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên anion Xm- + m

15


VD: Tính số e, p, n của các ion sau: Al3+, Fe2+, NO3 , SO24 , NH 4 , CO32-, S2- biết số khối của
Al, Fe, N, O, H, C, S lần lượt là 27, 56, 14, 16, 1, 12, 32.
2. Sự tạo thành liên kết ion.
Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử phi kim điển hình,
thì có sự cho electron của các kim loại và sự nhận electron của các phi kim, hình thành các
ion mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion.
VD

Na

+

Cl

Na

+

+

Cl

-

Tùy theo cách xen phủ các obitan nguyên tử mà liên kết cộng hóa trị tạo thành có độ bền
khác nhau. Trên cơ sở nàu người ta phân biệt liên kết cộng hóa trị thành hai loại chính là
liên kết xichma () và liên kết pi ().

16


a) Liên kết xichma () : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen
phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết.
Liên kết  có các loại s-s , s-p , p-p , …
p

p

p

s

s s

Liên kết  thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể quay tự do
xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
b) Liên kết  : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ
song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết.
Liên kết  có các loại p-p , p-d , …
Liên kết  kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do
xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
z

z


B-

(A
O

b) Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:
- Nguyên tử “cho” phải có lớp vỏ electron đã bão hoà và còn ít nhất một cặp electron tự do
(chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn.
- Nguyên tử “nhận” phải có obitan trống.
4. Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị và tính chất chung của các hợp chất cộng
hoá trị.
a) Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:
- Là liên kết hoá học bền.
- Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong không gian để đảm bảo nguyên lí xen
phủ cực đại.
- Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa nên phân tử cộng hoá trị thường có số nguyên tử xác
định.
b) Tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị.
- Có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hoặc rắn ở điều kiện thường tuỳ thuộc vào khối lượng
phân tử và lực tương tác giữa các phân tử.
- Có hình dạng xác định trong không gian do tính định hướng của liên kết cộng hoá trị.
- Thường khó tan trong nước và dễ tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
IV. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
Xét liên kết tạo giữa A – B (Giả sử A > B ).
Đặt  = A - B
+ Nếu 0   < 0,4  Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị không phân cực
+ Nếu 0,4   < 1,7  Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị phân cực
+ Nếu 1,7    Liên kết giữa A và B là liên kết ion (Trừ HF).

18


- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử bằng các cặp e

giữa NH4+ với Cl- là liên kết ion.
- Nếu  càng lớn thì liên kết giữa A và B càng phân cực.
B. CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP
B1. Cấp độ biết (5 câu)
Câu 1: Liên kết ion được tạo thành giữa 2 nguyên tử
A. kim loại điển hình.

B. phi kim điển hình.

C. kim loại và phi kim.

D. kim loại và phi kim đều điển hình.

Câu 2: Chọn định nghĩa đúng nhất về liên kết cộng hóa trị: Liên kết cộng hóa trị là liên kết
giữa hai nguyên tử ...
A. phi kim, được tạo thành do sự góp chung electron.
B. khác nhau, được tạo thành do sự góp chung electron.
C. được tạo thành do sự góp chung một hay nhiều electron.
D. được tạo thành do sự cho nhận electron giữa chúng.
Câu 3: Loại liên kết trong phân tử khí hiđro clorua là liên kết
A. cho - nhận.

B. cộng hóa trị không cực.

C. cộng hóa trị có cực.

D. ion.

Câu 4: Điều kiện để tạo thành liên kết cho nhận là
A. Nguyên tử cho còn dư cặp electron chưa tham gia liên kết, nguyên tử nhận có obitan

Câu 8: Hợp chất trong phân tử có liên kết ion là
A. HCl.

B. NH3.

C. H2O.

D. NH4Cl.

Câu 9: Liên kết hóa học trong NaCl được hình thành do
A. Hai hạt nhân nguyên tử hút electron rất mạnh.
B. Mỗi nguyên tử Na và Cl góp chung 1 electron.
C. Mỗi nguyên tử đó nhường hoặc thu electron để trở thành các ion trái dấu hút nhau.
D. Na → Na+ + 1e; Cl + 1e → Cl-; Na+ + Cl- → NaCl
Câu 10: Dãy gồm các chất trong phân tử chỉ có liên kết cộng hoá trị phân cực là:
A. HCl, O3, H2S.

B. O2, H2O, NH3.

C. H2O, HF, H2S.

D. HF, Cl2, H2O.

B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu)
Câu 11: Liên kết hóa học trong phân tử nào sau đây được hình thành từ sự xen phủ trục p –
p?
A. HCl

B. H2


B. H2S, Br2, CH4

C. N2, CO2, NH3

D. PH3, CCl4, SiO2.

Câu 15: Các chất mà phân tử không phân cực là:
A. HBr, CO2, CH4.

B. Cl2, CO2, C2H2.

C. NH3, Br2, C2H4.

D. HCl, C2H2,

Br2.
B4. Cấp độ vận dụng cao (5 câu)
Câu 16: Chất nào sau đây có liên kết hidro giữa các phân tử?
A. H2O, CH4.

B. H2O, HCl

C. SiH4, CH4.

D. PH3, NH3.

Câu 17: Hình dạng phân tử CH4, BF3, H2O, BeH2 tương ứng là
A. Tứ diện, tam giác, gấp khúc, thẳng.

B. Tam giác, tứ diện, gấp khúc, thẳng.

ĐÁP ÁN:
1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

D

C

C

A

B


21


CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
I. SỐ OXI HÓA
1) Ví dụ:
Phân tử

Sự chuyển dịch điện tích

Số oxi hóa

NaCl

Na  Na 1+ + 1e

Na = +1

Cl + 1e  Cl1-

Cl = -1

HCl

H :Cl cặp e chung bị lệnh về phía Cl, để xác
định SOH người ta giả sử cặp e chung lệch hẳn
về Cl


t
 Cu + H2O (1)
VD1: Cho phản ứng CuO + H2 
0

Trong phản ứng trên có sự thay đổi SOH: Cu+2  Cu0 ; H0  H+1
Cu+2 là chất oxi hóa; H0 là chất khử. Phương trình biểu diễn sự thay đổi SOH trên như sau:
Cu+2 + 2e  Cu0 : quá trình khử ;

H0  H+ + 1e : quá trình oxi hóa

22


Phản ứng (1) là phản ứng oxi hóa khử.
- Chất khử (chất bị oxi hóa): là chất nhường electron (chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng)
- Chất oxi hóa (chất bị khử) : là chất nhận electron (chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng).
- Quá trình oxi hóa (sự oxi hóa): là quá trình chất khử nhường electron (làm tăng SOH của
chất khử)
- Quá trình khử (sự khử): là quá trình chất oxi hóa nhận electron (làm giảm SOH của chất
oxi hóa)
- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một hoặc một số
nguyên tố
Qui tắc nhớ: “Khử ” cho “o” nhận.

“Khử ” tiến “o” lùi

Hoặc: “Khử - cho, cho tăng”. “O - nhận, nhận giảm” ; Hay “ sự nọ - chất kia”
Lưu ý: - Trong pư oxi hóa khử luôn xảy ra đồng thời qtr oxi hóa và qtr khử; chất oxi hóa và
chất khử

3) Phân loại phản ứng oxi hóa khử: 3 loại
a) Phản ứng oxi hóa khử thông thường: Chất oxi hóa và chất khử thuộc hai chất khác
nhau
Vd1: 3H2SO4 +
Chất oxh

H2S  4SO2 + 4H2O
chất khử

+ 2KMnO4  2KCl + MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Vd2: 16HCl
Chất khử

chất oxh

b) Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử: chất oxi hóa và chất khử thuộc một phân tử.
t
Vd1: NH4NO3 
 N2O + 2H2O
0

N-3 : chất khử ; N+5 : Chất oxi hóa đều thuộc phân tử NH4NO3
Vd2:

t
2 KMnO4 
 K2MnO4 + MnO2 + O2
0




5) Chiều hướng xảy ra phản ứng oxi hóa khử
Phản ứng oxi hóa khử chỉ xảy ra theo chiều:
Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh → chất oxi hóa yếu hơn + chất khử yếu
hơn
Ví dụ:

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Fe2+ + Cu → không phản ứng
Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 → không phản ứng

Với một số chất, tùy vào độ mạnh yếu của chất oxi hóa, chất khử và vào môi trường phản
ứng mà có thể tạo thành các sản phẩm oxi hóa khử khác nhau.
6) Định luật bảo toàn electron:
“Tổng số mol e các chất khử nhường = tổng số mol e các chất oxi hóa nhận”
B. CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP TNKQ
B1. Cấp độ biết (5 câu)
Câu 1: Số oxi hóa của lưu huỳnh (S) trong H2S, SO2, SO32-, SO42- lần lượt là
A. -2, +4, +4, +6

B. -2, +4, +6, +8 C. +2, +4, +8, +10

D. 0, +4, +3, +8

Câu 2: Ở phản ứng nào sau đây NH3 đóng vai trò chất khử ?

 NH Cl
B. NH3 + HCl 

D. chất oxi hóa

Câu 4: Cho phản ứng hóa học: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
Trong phản ứng trên xảy ra
A. sự khử Fe2+ và sự oxi hóa Cu.

B. sự khử Fe2+ và sự khử Cu2+.

C. sự oxi hóa Fe và sự oxi hóa Cu.

D. sự oxi hóa Fe và sự khử Cu2+.

Câu 5: Bạc tiếp xúc với không khí có H2S bị biến đổi thành Ag2S màu đen:

 2Ag S + 2H O.
4Ag + 2H2S + O2 
2
2

25