TÓM TẮT
LÝ THUYẾT HÓA HỌC PHỔ THÔNG
(Tổng hợp lý thuyết, ví dụ minh họa, một số phương pháp giải bài tập)

Thành phố Hồ Chí Minh

1


Chương I.
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ – HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC
NGUYÊN TỐ
I. Cấu tạo nguyên tử.
Nguyên tử gồm hạt nhân tích điện dương (Z+) ở tâm và có Z electron chuyển động
xung quanh hạt nhân.
1. Hạt nhân: Hạt nhân gồm:
 Proton: Điện tích 1+, khối lượng bằng 1 đ.v.C, ký hiệu

(chỉ số ghi trên là

khối lượng, chỉ số ghi dưới là điện tích).
 Nơtron: Không mang điện tích, khối lượng bằng 1 đ.v.C ký hiệu
Như vậy, điện tích Z của hạt nhân bằng tổng số proton.
* Khối lượng của hạt nhân coi như bằng khối lượng của nguyên tử (vì khối lượng
của electron nhỏ không đáng kể) bằng tổng số proton (ký hiệu là Z) và số nơtron (ký
hiệu là N):
Z + N ≈ A.
A được gọi là số khối.
* Các dạng đồng vị khác nhau của một nguyên tố là những dạng nguyên tử khác
nhau có cùng số proton nhưng khác số nơtron trong hạt nhân, do đó có cùng điện
tích hạt nhân nhưng khác nhau về khối lượng nguyên tử, tức là số khối A khác nhau.

b) Các phân lớp electron. Các electron trong cùng một lớp lại được chia thành các
phân lớp.
Lớp thứ n có n phân lớp, các phân lớp được ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ
hạt nhân trở ra. Các electron trong cùng phân lớp có năng lượng bằng nhau.
Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s.
Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s, 2p.
Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp :3s, 3p, 3d.
Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s, 4p, 4d, 4f.
Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần như sau : 1s,
2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s…

Số electron tối đa của các phân lớp như sau:
Phân lớp : s p d f.
Số electron tối đa: 2 6 10 14.
c) Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó khả
năng có mặt electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).
Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron.

3


Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu.
Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi.
Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn.
Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin ngược nhau. Mỗi obitan được ký
hiệu bằng 1 ô vuông

(còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron

gọi đó là electron độc thân, nếu đủ 2 electron

4


b) Ái lực với electron (E). Ái lực với electron là năng lượng giải phóng khi kết hợp
1e vào nguyên tử, biến nguyên tử thành ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng
mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn.
c) Độ âm điện ().Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp
electron liên kết của một nguyên tử trong phân tử.
Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:
 Nguyên tố có  càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng mạnh.
 Độ âm điện  thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các hiệu ứng
dịch chuyển electron trong phân tử.
 Nếu hai nguyên tử có  bằng nhau sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị thuần tuý. Nếu độ âm
điện khác nhau nhiều ( > 1,7) sẽ tạo thành liên kết ion. Nếu độ âm điện khác nhau không
nhiều (0 <  < 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực.
II. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

1. Định luật tuần hoàn.
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơn chất và
hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân.
2. Bảng hệ thống tuần hoàn.
Người ta sắp xếp 109 nguyên tố hoá học (đã tìm được) theo chiều tăng dần của
điện tích hạt nhân Z thành một bảng gọi là bảng hệ thống tuần hoàn.
Có 2 dạng bảng thường gặp.
a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được
chia thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những
nguyên tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại.
b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2
hàng, chu kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm:
Phân nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng dài) và

nhóm chứa nguyên tố đó.
5. Xét đoán tính chất của các nguyên tố theo vị trí trong bảng HTTH.
Khi biết số thứ tự của một nguyên tố trong bảng HTTH (hay điện tích hạt nhân Z),
ta có thể suy ra vị trí và những tính chất cơ bản của nó. Có 2 cách xét đoán.:
Cách 1: Dựa vào số nguyên tố có trong các chu kỳ.
Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố và Z có số trị từ 1 đến 2.
Chu kỳ 2 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 3

10.

Chu kỳ 3 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 11

18.

Chu kỳ 4 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 19

36.

Chu kỳ 5 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 37

54.

Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố và Z có số trị từ 55

86.
6


Chú ý:
- Các chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, các nguyên tố đều thuộc phân nhóm chính (nhóm


CHƯƠNG II.LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Liên kết ion.
7


Liên kết ion được hình thành giữa các nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều
1,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của

(

nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu.
Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử.
Ví

dụ

:

Liên kết ion có đặc điểm: Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion
tạo thành những mạng lưới ion.
Liên kết ion còn tạo thành trong phản ứng trao đổi ion. Ví dụ, khi trộn dd CaCl2 với
dd Na2CO3 tạo ra kết tủa CaCO3:

3. Liên kết cộng hoá trị:
3. 1. Đặc điểm.
Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau
hoặc khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên
kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân
tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành :


. Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên

kết)dọc theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta
-s, s-p, p-p:
nguyên tử.
Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là
kết.

9


b)

. Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên

kết. Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên k

có khả năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng
đồng phân cis-trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi.
3.6. Sự lai hoá các obitan.
Khi giải thích khả năng hình thành nhiều loại hoá trị của một nguyên tố (như của
Fe, Cl, C…) ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải
dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan". Lấy nguyên tử C làm ví dụ:
Cấu hình e của C (Z = 6).

Nếu dựa vào số e độc thân: C có hoá trị II.
Trong thực tế, C có hoá trị IV trong các hợp chất hữu cơ. Điều này được giải thích
là do sự "lai hoá" obitan 2s với 3 obitan 2p tạo thành 4 obitan q mới (obitan lai hoá)
có năng lượng đồng nhất. Khi đó 4e (2e của obitan 2s và 2e của obitan 2p)chuyển


Do có liên kết hiđro toạ thành trong dd nên:
+ Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl).
+ Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên râ rệt so với
các hợp chất có KLPT tương đương.
CHƯƠNG III. DUNG DỊCH - ĐIỆN LI – pH

I. DUNG DỊCH
1. Định nghĩa.
Dd là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà tỷ lệ thành phần của chúng có thể
thay đổi trong một giới hạn khá rộng.
Dd gồm: các chất tan và dung môi.
11


Dung môi là môi trường để phân bổ các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp
dung môi lỏng và quan trọng nhất là H2O.
2. Quá trình hoà tan.
Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2 quá trình.

Ngoài ra còn xảy ra hiện tượng ion hoá hoặc liên hợp phân tử chất tan (liên kết
hiđro).
Ngược với quá trình hoà tan là quá trình kết tinh. Trong dd, khi tốc độ hoà tan
bằng tốc độ kết tinh, ta có dd bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa.
3. Độ tan của các chất.
Độ tan được xác định bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác
định. Nếu trong 100 g H2O hoà tan được:
>10 g chất tan: chất dễ tan hay tan nhiều.

phân tử dung môi (thường là nước) hoặc khi nóng chảy.
Ion dương gọi là cation, ion âm gọi là anion.
Chất điện ly là những chất tan trong nước tạo thành dd dẫn điện nhờ phân ly
thành các ion.
Ví dụ: Các chất muối axit, bazơ.
Chất không điện li là chất khi tan trong nước tạo thành dd không dẫn điện.
Ví dụ: Dd đường, dd rượu,…
ly là quá trình điện li là quá trình tách các ion khỏi mạng lưới tinh thể rồi sau đó ion
kết hợp với các phân tử nước tạo thành ion hiđrat.

13


3,…)

thì đầu tiên

xảy ra sự ion hoá phân tử và sau đó là sự hiđrat hoá các ion.
đối với chất tan càng mạnh.
Trong một số trường hợp quá trình điện li liên quan với khả năng tạo liên kết hiđro
của phân tử dung môi (như sự điện li của axit).
2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong dd nước.
a) Sự điện li của axit
Axit điện li ra cation H+ (đúng hơn là H3O+) và anion gốc axit.

Để đơn giản, người ta chỉ viết

Nếu axit nhiều lần axit thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc
trước.



b) Chất điện li yếu
điện li thành ion còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử, trong phương trình điện li
dùng dấu thuận nghịch
Ví dụ:

15


Những chất điện li yếu thường gặp là:
3COOH,

H2CO3, H2S,…

4OH,…

hằng số điện li (Kđl) - đó là hằng số
cân bằng của quá trình điện li. Ví dụ:

Trong đó

3COO

+

ân tử

3

trong dd lúc cân bằng. Kđl là hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li càng

Ví dụ: Trong dd axit HA 0,1M có

= 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký

hiệu là Ka).
Giải: Trong dd, axit HA phân li:

6. Axit - bazơ.
a) Định nghĩa
Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H+ (chính xác là H3O+).
Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra ion OH .

Nhưng thực ra axit không tự phân li mà nhường proton cho nước theo phương
trình.

Vì H2O trong H3O+ không tham gia phản ứng nên thường chỉ ghi là H+
17


Đối với bazơ, ngoài những chất trong phân tử có sẵn nhóm OH (như NaOH,
Ba(OH)2…) Còn có những bazơ trong phân tử không có nhóm OH (như NH 3…)
nhưng đã nhận proton của nước để tạo ra OH

Do đó để nêu lên bản chất của axit và bazơ, vai trò của nước (dung môi) cần định
nghĩa axit - bazơ như sau:
Axit là những chất có khả năng cho proton.
Bazơ là những chất có khả năng nhận proton.
Đây là định nghĩa của Bronstet về axit - bazơ.
b) Phản ứng axit - bazơ.
Tác dụng của dd axit và dd bazơ.


HCl cho proton, CuO nhận proton, nó đóng vai trò như một bazơ.
Kết luận:
Trong các phản ứng trên đều có sự cho, nhận proton - đó là bản chất của phản ứng
axit - bazơ.
c) Hiđroxit lưỡng tính.
Có một số hiđroxit không tan (như Zn(OH)2, Al(OH)3) tác dụng được cả với dd
axit và cả với dd bazơ được gọi là hiđroxit lưỡng tính.
Ví dụ: Zn(OH)2 tác đụng được với H2SO4 và NaOH.

Hoặc là:

Kẽm hiđroxit nhận proton, nó là một bazơ.
19


Kẽm hiđroxit cho proton, nó là một axit.
Vậy: Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit có hai khả năng cho và nhận proton, nghĩa là
vừa là axit, vừa là bazơ.
7. Sự điện li của nước
a) Nước là chất điện li yếu.

Tích số nồng độ ion H+ và OH trong nước nguyên chất và trong dd nước ở mỗi
nhiệt độ là một hằng số

.

+

=

Môi trường axit: pH < 7
Môi trường bazơ: pH > 7

20


pH càng nhỏ thì dd có độ axit càng lớn, (axit càng mạnh); pH càng lớn thì dd có độ
bazơ càng lớn (bazơ càng mạnh).
Ví dụ 1

+

Ví dụ 2

= 1,7.
mol/l. Do đó :

c) Chất chỉ thị màu axit - bazơ.
Chất chỉ thị màu axit - bazơ là chất có màu thay đổi theo nồng độ ion H+ của dd.
Mỗi chất chỉ thị chuyển màu trong một khoảng xác định.
Một số chất chỉ thị màu axit - bazơ thường dùng:

8. Sự thuỷ phân của muối.
Chúng ta đã biết, không phải dd của tất cả các muối trung hoà đều là những môi
trường trung tính (pH = 7). Nguyên nhân là do: những muối của axit yếu - bazơ
mạnh (như CH3COOHNa), của axit mạnh - bazơ yếu (như NH4Cl) khi hoà tan trong
nước đã tác dụng với nước tạo ra axit yếu, bazơ yếu, vì vậy những muối này không
tồn tại trong nước. Nó bị thuỷ phân, gây ra sự thay đổi tính chất của môi trường.
a) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu -bazơ mạnh. Ví dụ: CH3COONa,
Na2CO3, K2S,…

vào muối axetat. Phản ứng xảy ra tạo thành axit CH3COOH ít

điện li
Phương trình phân tử:

Phương trình ion

22


3

tác dụng với Ba(OH)2. Phản ứng trung hoà xảy ra tạo

thành chất ít điện li là nước.
Phương trình phân tử:

Phương trình ion

Chú ý: Khi biểu diễn phản ứng trao đổi trong dd điện li người ta thường viết
phương trình phân tử và phương trình ion. ở phương trình ion, những chất kết tủa,
bay hơi, điện li yếu viết dưới dạng phân tử, các chất điện li mạnh viết dưới dạng ion
(do chúng điện li ra). Cuối cùng thu gọn phương trình ion bằng cách lược bỏ những
ion như nhau ở 2 vế của phương trình.
CHƯƠNG IV.
PHẢN ỨNG HÓA HỌC – PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ –

ĐIỆN PHÂN – TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC

I. PHẢN ỨNG HÓA HỌC


e) Phản ứng oxi hoá - khử

II. PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
1. Số oxi hoá.
Để thuận tiện khi xem xét phản ứng oxi hoá - khử và tính chất của các nguyên tố,
người ta đưa ra khái niệm số oxi hoá (còn gọi là mức oxi hoá hay điện tích hoá trị).
Số oxi hoá là điện tích quy ước mà nguyên tử có được nếu giả thuyết rằng cặp e
liên kết (do 2 nguyên tử góp chung) chuyển hoàn toàn về phía nguyên tử có độ âm
điện lớn hơn.
Số oxi hoá được tính theo quy tắc sau :
Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong phân tử trung hoà điện bằng 0.
Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion phức tạp bằng điện tích
của ion. Ví dụ trong ion
+ 1 + 6 + ( 2. 4) =

, số oxi hoá của H là +1, của O là

2 của S là +6.

1.

Trong đơn chất, số oxi hoá của các nguyên tử bằng 0.
Ví dụ: Trong Cl2, số oxi hoá của Cl bằng 0.
Khi tham gia hợp chất, số oxi hoá của một số nguyên tố có trị số không đổi như
sau.
+ Kim loại kiềm luôn bằng +1.
+ Kim loại kiềm thổ luôn bằng +2.
+ Oxi (trừ trong peoxit bằng


Nguyên tắc khi cân bằng : Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e mà
chất oxi hoá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn.
Quá trình cân bằng tiến hành theo các bước:
1) Viết phương trình phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện
cho ở đề bài để suy luận.
2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những
nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi thì không cần quan tâm.
3) Viết các phương trình e (cho - nhận e).
4) Cân bằng số e cho và nhận.
5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng.
6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử.
Ví dụ: Cho miếng Al vào dd axit HNO3 loãng thấy bay ra chất khí không màu,
không mùi, không cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng.
Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N2.
Phương trình phản ứng (bước 1):

25