Túm tt lớ thuyt Húa 10-11-12
LP 10
CHNG 1: NGUYấN T
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
Cu hỡnh electron cũn c vit di dng ụ lng t

Khi lng nguyờn t Clo = 35.

Giỏo viờn: Trn Quang Din

-1-


Túm tt lớ thuyt Húa 10-11-12
Mi ụ lng t biu din bng mt ụ vuụng thay cho mt obitan; mi electron biu din bng mt
mi tờn. Mt ụ ó cú 2 electron, ngi ta núi rng mt cp electron ó ghộp ụi. Nu mt ụ ch cú 1
electron thỡ ú l electron c thõn.

Ô bitan trống
13P:

electron độc thân
2

2

6

2

Cặp electron ghép đôi

3


Vớ d:
24Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
2 2 6 2 6 10 1
10 1
29Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s hay [Ar] 3d 4s
5. c im ca lp electron ngoi cựng
i vi nguyờn t ca tt c cỏc nguyờn t, lp ngoi cựng cú ti a l 8 electron .
Cỏc nguyờn t cú 8 electron lp ngoi cựng u rt bn vng, chỳng hu nh khụng tham gia
vo phn ng húa hc. ú l cỏc nguyờn t khớ him (hay khớ tr), hoc He cú 2 electron lp ngoi cựng
cng rt bn vng.
Cỏc nguyờn t cú 1, 2, 3 electron lp ngoi cựng u l nhng kim loi(tr B)
Cỏc nguyờn t cú 5, 6, 7 electron lp ngoi cựng thng l nhng phi kim.
Cỏc nguyờn t cú 4 electron lp ngoi cựng cú th l phi kim (nu thuc chu kỡ nh ) hoc kim
loi (nu thuc chu kỡ ln).
Cỏc electron lp ngoi cựng quyt nh hu ht cỏc tớnh cht húa hc ca mt nguyờn t. Do ú
cú th d oỏn tớnh cht húa hc c ban ca mt nguyờn t nu bit c s phõn b electron trong
nguyờn t ca nguyờn t ú.
CHNG 2: BNG TUN HON CC NGUYấN T HO HC
V NH LUT TUN HON
I. Bng h thng tun hon cỏc nguyờn t húa hc.
1. ễ nguyờn t: mi nguyờn t c xp vo mt ụ ca bng gi l ụ nguyờn t.
Stt ca ụ = s hiu nguyờn t ca nguyờn t ú = s p = s e.
2. Chu kỡ: Chu kỡ l dóy cỏc nguyờn t m nguyờn t ca chỳng cú cựng s lp electron, c xp theo
chiu in tớch ht nhõn tng dn.
- Bng HTTH gm 7 chu kỡ c ỏnh s th t t 1 n 7 (chu kỡ nh: 1, 2, 3; chu kỡ ln: 4, 5, 6, 7).
Giỏo viờn: Trn Quang Din

-2-



Chưa hoàn thành
- 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 HTTH, ta có:
ZY = ZX + 8 (chu kì 2,3 hoặc 3,4)
hoặc ZY = ZX + 18 (chu kì 4, 5 hoặc 5, 6)
hoặc ZY = ZX + 32 (chu kì 5, 6 hoặc 6, 7)
- Nguyên tử các nguyên tố có số electron hóa trị là 8, 9, 10 đều thuộc nhóm VIIIB
II. Các tính chất biến đổi tuần hoàn
1. Một số tính chất biến đổi tuần hoàn:
a) Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của nguyên tử: Là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ
nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
b) Độ âm điện (: Khapa): Độ âm điện của nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên
tử khi hình thành liên kết hóa học.
c) Tính kim loại, tính phi kim:
- Tính kim loại: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion
dương.
- Tính phi kim: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để trở thành ion
âm.
2. Các tính chất biến đổi tuần hoàn.

+ 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.
Nhóm
I
II
III
IV
V
VI
VII
MH2
MH3
MH4
MH3
H2M
HM
Hợp chất với MH
rắn
rắn
rắn
Khí
khí
khí
khí
hiđro
M2O
MO
M2O3
MO2

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 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 :
..
..
Na . + . Cl :
..
(2/8/1)
(2/8/7)

..
H : Cl
.. :
Na+ Cl(2/8) (2/8/8)

H-Cl
NaCl

II. LIÊN KẾT ION
1. Khái niệm về ion.
Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích.


+

Cl

Na

+

+

Cl

-

Na

+

Cl

-

Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện ngược dấu.
Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện.
Đặc điểm chung của liên kết ion.
- Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn.
- Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng cầu.
- Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion trái dấu sắp

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.

Giáo viên: Trần Quang Din

-6-


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
z

z

z

z

y

y

x
y
x

p-p
p-d

H

H

N
H

hay
O

hay

H

N

H

H
O

O
N

H

+

H


H:H ;
H : Cl ;
N:::N;
O : : C : :O
CTCT:
H–H ;
H – Cl ;
NN ;
O= C =O
- Liên kết ion là liên kết được hình thành bằng lực hút tĩnh điện giữa ion dương và ion âm.
Vd: NaCl (Na+ và Cl-) ; Al2(SO4)3 (Al3+ và SO42-) ; NH4NO3 (NH4+ và NO3-)
Lưu ý: - Trong một hợp chất có thể có nhiều loại liên kết.
+ Trong phân tử H2O2 ( H – O – O – H ), liên kết giưa H với O là liên kết cộng hóa trị phân cực còn liết
kết giữa O với O là liên kết cộng hóa trị không phân cực.
+ Trong phân tử NH4Cl: liên kết giữa H với N là liên kết cộng hóa trị phân cực, còn liên kết giữa NH4+
với Cl- là liên kết ion.
- Nếu  càng lớn thì liên kết giữa A và B càng phân cực.
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
I. SỐ OXI HÓA
1) Ví dụ:
Phân tử Sự chuyển dịch điện tích
NaCl
Na  Na 1+ + 1e
Cl + 1e  Cl1HCl
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
H  H1+ + 1e
Cl + 1e  Cl1- + 1e
H2
H : H cặp e chung không lệch về nguyên tử nào (khôn có sự

0

t
VD1: Cho phản ứng CuO + H2 
 Cu + H2O (1)
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
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
- Số electron chất khử nhường hay chất oxi hóa nhận gọi là số electron trao đổi
Số electron trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
2) Các bước cân bằng phản ứng oxi hóa khử bằng phương pháp thăng bằng electron.
a) Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường = tổng số electron chất oxi hóa nhận
b) Các bước cân bằng
- B1: Xác định SOH của các nguyên tố trước và sau phản ứng. Từ đó tìm chất oxi hóa, chất khử.
- B2: Viết quá trình oxi hóa, quá trình khử  xác định số e trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ
Tìm BSCNN (số e nhường, số e nhận).
Hệ số quá trình oxi hóa = BSCNN/ số e nhường ; Hệ số quá trình khử = BSCNN/ số e nhận
- B3: Nhân hệ số vào quá trình oxi hóa, quá trình khử rồi cộng vế với vế của hai qua trình này làm mất số
e trao đổi ta được phương trình đơn giản.
- B4: Điền các hệ số của ptpư đơn giản vào ptpư ban đầu rồi cân bằng số nguyên tử hai vế theo thứ tự

Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
t0

2 KMnO4 
 K2MnO4 + MnO2 + O2
+7
Mn : Chất oxi hóa; O-2: Chất khử đều thuộc một phân tử KMnO4.
c) Phản ứng tự oxi hóa tự khử: Chất oxi hóa, chất khử đều do một nguyên tố tạo nên ở cùng mức số oxi
hóa.
Vd2:

t0

 5KCl + KClO3 + 3H2O
Vd1: 3Cl2 + 6KOH 
Cl0: vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa và do nguyên tố clo tạo nên.
t0

 NaNO2 + NaNO3 + H2O
Vd2: 2NO2 + 2NaOH 
+4
N : vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa +4 và do nguyên tố N tạo nên.
4) Tính chất oxi hóa khử của chất, ion:
a) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa cao nhất thường đóng vai trò là chất oxi hóa:
Vd: Fe3+, N+5 (HNO3), S+6, Mn+7, ….
b) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa thấp nhất thường đóng vai trò là chất khử:
Vd: H-1, O-2, Cl-1, N-3, S-2, tất cả các kim loại, …
c) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa trung gian hoặc chất chứa một nguyên tố có số oxi hóa thấp
nhất và một nguyên tố có số oxi hóa cao nhất đóng vai trò là chất oxi hóa hoặc chất khử:
Vd: SO2, NO2, S, Fe2+, NH3, FeCl3, Fe(NO3)3 ,…



Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Nguyên tố
F
Cl
Br
I
Số hiệu nguyên tử
9
17
35
53
2 5
2 5
2 5
Cấu hình electron lớp ngoài cùng
-2s 2p
-3s 3p
-4s 4p
-5s25p5
Trạng thái tập hợp (200c)
khí
khí
lỏng
rắn
Màu sắc
lục nhạt vàng lục nâu đỏ
tím đen
0

3,37
3,08
Độ âm điện
4,0
3,0
2,8
2,5
Flo không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh. Các halogen khác tan tương đối ít trong
nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.
Nhìn vào bảng tính chất vật lí của nhóm halogen ta thấy: Các tính chất vật lí, hóa học biến đổi có
qui luật: Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân(từ flo đến iot):
- Trạng thái tập hợp: Từ thể khí chuyển sang thể lỏng và thể rắn.
- Màu sắc: Đậm dần
- Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần
- Độ âm điện tương đối lớn và giảm dần.
- Tính oxi hóa giảm dần: Tính oxi hóa F2>Cl2 > Br2 > I2.
2) Tính chất hóa học:.
Các halogen có 7e ở lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử nhỏ, ái lực electron lớn nên dễ dàng thu
thêm 1 electron để tạo ion X- có cấu hình của khí hiếm liền kề trong bảng tuần hoàn.
X + 1e 
 X…ns2np5
…ns2np6
Các halogen có độ âm điện lớn. Bán kính nguyên tử tăng dần và độ âm điện giảm dần từ flo đến
clo, brom, iot.
 Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hóa mạnh, khả năng oxi hóa của các
halogen giảm dần từ flo đến iot.
Trong hợp chất, flo luôn có số oxi hóa -1, các halogen khác ngoài số oxihoa -1 còn có các số oxi
hóa +1, +3, +5, +7.
0


 H 2O
as
H2 + Cl2 
 2HCl; HCl 
 dung dịch axit clohiđric HCl
* Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với O2, N2, C

Giáo viên: Trần Quang Din

- 11 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
0

0

t
t
* Với P, S: 2P + 3Cl2 
 2PCl3 ; 2P + 5Cl2 
 2PCl5
0

t
2S + Cl2 
 S2Cl2 ; S + 3Cl2 + 4H2O 
 H2SO4 + 6HCl
0



100 c
Cl2 + 6MOH 
 5MCl + MClO3 + H2O

Vd:
0

t thuong
Cl2 + 2NaOH 
NaCl

+ NaClO + H2O (nước Javen)
Natri hipoclorit

0

100 c
3Cl2 + 6NaOH 
 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
0

t
3Cl2 + 6KOHđậm đặc 
 5KCl + KClO3 + 3H2O

Cl2

0


2CaOCl2 + CO2 + H2O 
 CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
e) Tác dụng với dung dịch muối:
Clo không oxi hóa được ion F- trong các muối florua, nhưng oxi hóa dễ dàng ion Br- trong dung dịch
muối brômua, ion I- trong dung dịch muối iotua.
 2NaBr + Cl2
Cl2 + 2NaBr 

Giáo viên: Trần Quang Din

- 12 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Cl2 + 2KI 
 2KCl + I2
Br2 + 2KI 
 2KBr + I2
 Chứng tỏ trong nhóm halogen, tính oxi hóa giảm dần từ flo đến clo qua brom và iot.
f) Tác dụng với các chất khử khác:
3Cl2 + 2NH3 
 N2 + 6HCl
Br2 + 2HI 
 I2 + 2HBr
I2 + H2S 
 2HI + S
SO2 + X2 (Cl,Br)+ 2H2O 
 2HX + H2SO4
0


dpdd
2NaCl + 2H2O 
 2NaOH + H2  + Cl2 
m.n.x

catot
c) Điều chế Br2: Từ nước biển, tách ra được muối NaBr

anot

Cl2 + 2NaBr 
 2NaCl + Br2 (trong công nghiệp)
d) Điều chế I2: (Trong công nghiệp)
Rong tảo biển được sẩy khô, đốt cháy. Tro xử lí bằng nước, tách ra được dung dịch NaI . Sau đó cho axit
H2SO4 đặc tác dụng với dung dịch NaI.
2H2SO4 đặc + 2NaI 
 I2 + SO2 + Na2SO4 + 2H2O
Hoặc dung dịch NaI được axit hóa bằng axit H2SO4 loãng rồi thêm vào đó dd NaNO2.
2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 
 I2 + 2NO + 2Na2SO4 + 2H2O
III) Các hợp chất của Halogen
1) Các hiđro halogenua HX
a) Tính chất hóa học: Các hiđro halogenua rất dễ hòa tan trong nước thành dung dịch axit, điện li hoàn
toàn trong dung dịch thể hiện tính axit mạnh (trừ HF).


 H3O+ + XHX + H2O 

HX có hai tính chất hóa học chủ yếu là tính axit của dung dịch và tính khử
( Mức độ tính axit và tính khử: HF< HCl < HBr < HI )

* Tổng hợp từ H2 và X2 : H2 + X2 
 2HX
0

t
* Dùng H2SO4 đặc : Muối halogenua + H2SO4 đặc 
 HX (X: F, Cl)
0

 250 c
NaCl + H2SO4 đặc 
 NaHSO4 + HCl
0

 400 c
2NaCl + H2SO4 đặc 
 Na2SO4 + 2HCl
0

250 c
CaF2 + H2SO4 dặc 
 CaSO4 + 2HF
( Lưu ý: Chúng ta không dùng phương pháp này điều chế HBr, HI, vì H2SO4 đặc nóng là chất ôxi hóa
mạnh, còn HBr, HI là hai chất khử: 2HBr + H2SO4  SO2 + 2H2O + Br2 )
* Dùng tính ôxi hóa: Cl2 + 2HBr  2HCl + Br2 ; Cl2 + H2S  2HCl + S
* Phương pháp thủy phân halogenua photpho: PX3 + 3H2O  3HX + H3PO3
( Phương pháp này thích hợp để điều chế HBr, HI )
2) Các oxiaxit của halogen (Axit và muối):
Flo không cho một oxiaxit nào.
Clo, Brom, Iot cho một số oxiaxit sắp xếp được thành 4 nhóm:


70 c
3NaClO 
 NaClO3 + 2NaCl
( Phản ứng quan trọng điều chế muối clorat )

Giáo viên: Trần Quang Din

- 14 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO
- Nước Javen : Cl2 + 2NaOH NaClO + NaCl + H2O
Ứng dụng:
+ Do tính chất oxi hóa mạnh, axit HClO có tác dụng sát trùng, tẩy trắng vải, sợi, giấy.
+ Nước Javen có tính oxi hóa mạnh được dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy. Nó cũng được dùng để
sát trùng và khử mùi khi tẩy uế nhà vệ sinh hoặc những khu vực bị ô nhiễm khác.
b) Axit clorơ HClO2
- Axit HClO2 là axit mạnh hơn axit HClO, có Ka = 5.10-3, và là axit có tính oxi hóa mạnh.
- Muối clorit của axit HClO2 cũng có tính oxi hóa và bị nhiệt phân:
0

t
3NaClO2 
 2NaClO3 + NaCl
- Điều chế axit HClO2 : Ba(ClO2)2 + H2SO4 loãng  BaSO4 + 2HClO2
c) Axit cloric HClO3
- Axit cloric là axit mạnh gần bằng các axit HCl, HNO3… có tính oxi hóa.
0

CaCl2 + 2KClO3 
Hoặc điện phân dung dịch KCl 25% ở nhiệt độ 70-750c
®p, xóc t¸c
KClO3 + 3H2
KCl + 3H2O

d) HClO4 (axit pecloric)
Là axit rất mạnh, tan nhiều trong nước. Phản ứng loại nước từ HClO4 với xúc tác P2O5 giúp tạo thành
Cl2O7
0

t
Điều chế từ kali peclorat: KClO4 + H2SO4 
 HClO4 + KHSO4
- 3) Nhận biết gốc halogen (Cl , Br , I ) .

Thuốc thử
Dd AgNO3

NaF
Không phản ứng

Phương trình phản ứng:

Giáo viên: Trần Quang Din

NaCl
 trắng

NaBr

a- Tác dụng với kim loại  oxit: 2xM + yO2  2MxOy
t0

t0

t0

2Mg + O2  2MgO ; 2Cu + O2  2CuO ; 3Fe + 2O2  Fe3O4
Lưu ý: Fe + O2 không khí  hỗn hợp oxit: FeO, Fe2O3 và Fe3O4
b- Tác dụng với phi kim
t0

- Tác dụng với hidro: 2H2 + O2  2H2O
t0

t0

- Tác dụng với cacbon: C + O2  CO2 ; 2C + O2  2CO
- Tác dụng với lưu huỳnh, phốt pho:
t0

S + O2  SO2
c- Tác dụng với hợp chất:

t0

; 4P + 5O2  2P2O5

t0


2H2O2 
2H2O + O2
b) Trong công nghiệp:

 O2
- Chưng cất phân đoạn không khí lỏng 
- Điện phân dung dịch H2SO4 hoặc NaOH.
§ iÖn ph©n

2H2O 
 2H2 + O2
Cực âm
cực dương
II- OZON (là dạng thù hình của oxi):
Thù hình là hiện tượng các đơn chất khác nhau được tạo nên từ một nguyên tố hóa học
Vd: Oxi và ozon; P trắng và P đỏ; S đơn tà và S tà phương; C grafit, kim cương, Than chì.
1. Tính chất vật lí: Là chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt. Ở nhiệt độ -1120C, khí ozon hóa lỏng có
màu xanh đậm. Ozon tan trong nước nhiều hơn oxi gần 16 lần (100ml nước ở 00C hòa tan được 49 ml khí
ozon).
2. Tính chất hóa học: O3 có tính oxi hóa mạnh hơn O2
- Tác dụng với dung dịch KI:
Giáo viên: Trần Quang Din

- 16 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
O3 + 2KI + H2O 
 O2 + 2KOH + I2
I2 tạo thành làm xanh hồ tinh bột, phản ứng trên dùng nhận biết O3.

ChÊt oxihãa

I. LƯU HUỲNH
1) Tác dụng với kim loại:
t0

Fe + S  FeS;
2) Tác dụng với phi kim

t0

Zn + S  ZnS;

t0

2Al + 3S  Al2S3

t0

- Tác dụng với hidro: H2 + S  H2S
t0

- Tác dụng với oxi: S + O2  SO2
II. HIĐRO SUNFUA
1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi trứng thối, nặng hơn không khí (gấp 1,17 lần), rất độc.
Hóa lỏng ở -600C, hóa rắn ở -860C.
2) Tính chất hóa học:
a) Tính axit yếu:
- Tác dụng với dung dịch kiềm:
H2S + 2NaOH 

- Tác dụng với dung dịch bazơ  Muối + H2O:
SO2 + NaOH  NaHSO3 (1)
; SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O (2)
Để xác định sản phẩm thu được ta làm như sau:
a  1 : Chỉ xảy ra pư (1), sau (1) NaOH hết SO2 dư;
muối thu được là NaHSO3



n NaOH
Đặt
 a  1  a  2 : Xảy ra pư (1) và (2), sau (1, 2) NaOH hết SO2 hết;
n SO2

muối thu được là NaHSO3 và Na2SO3

a  2 : Chỉ xảy ra pư (2), sau (2) NaOH dư SO2 hết;
muối thu được là Na2SO3
SO2 + Ca(OH)2  CaSO3  + H2O
(SO2 làm vẩn đục nước vôi trong)
- Tác dụng với oxit bazơ tan  muối sunfit
Na2O + SO2  Na2SO3 ;
CaO + SO2  CaSO3
b) Tính khử
V O , t0

2 5

 2SO3
2SO2 + O2 

và trong axit sunfuric (tạo ôlêum: H2SO4.nSO3).
2) Tính chất hóa học: SO3 là oxit axit và là chất oxi hóa.
- Tác dụng với nước  axit sunfuric:
SO2 + H2O  H2SO4
- Tác dụng với dung dịch bazơ  Muối + H2O:
SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O ;
SO3 + NaOH  NaHSO4
- Tác dụng với oxit bazơ tan  muối sunfat
Giáo viên: Trần Quang Din

- 18 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
Na2O + SO3  Na2SO4 ;

BaO + SO3  BaSO4
V O , t0

2 5

 2SO3
2SO2 + O2 

V- AXIT SUNFURIC
1) Tính chất vật lí: Axit sunfuric là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, nặng gần gấp hai
lần nước (H2SO4 98% có D = 1,84 g/cm3). H2SO4 đặc rất dễ hút ẩm.
2) Tính chất hóa học
a) Tính chất của dung dịch H2SO4 loãng (tính axit mạnh)
Làm quì tím chuyển sang màu đỏ


H2SO4 đặc + NaNO3 tinh thể  NaHSO4 + HNO3 
Tính oxi hoá mạnh
Tác dụng với nhiều kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau H như Cu, Ag:
t0

2Fe + 6H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
t0

Cu + 2H2SO4 đặc  CuSO4 + SO2 + H2O
t0

2Ag + 2H2SO4 đặc  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Một số kim loại mạnh như Mg, Zn có thể khử H2SO4 đặc đến S hoặc H2S:
t0

3Zn + 4H2SO4 đặc  3ZnSO4 + S + 4H2O
t0

4Zn + 5H2SO4 đặc  4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Lưu ý: Các kim loại Al, Fe không tan trong dung dịch H2SO4 đặc nguội!
Giáo viên: Trần Quang Din

- 19 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
- Tác dụng với phi kim:
t0


4 dac
Cn(H2O)m 
 nC
(cacbonhiđrat)
đen

+

5H2O

+ mH2O

3) Điều chế H2SO4
Sơ đồ điều chế:
Quặng pirit sắt FeS2 hoặc S  SO2  SO3  H2SO4.
t0

Các phản ứng xảy ra: 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 11SO2 (1)
t0

hoặc S + O2  SO2 (2)
V O , t0

2 5
 2SO3 (3)
2SO2 + O2 

SO3 + H2O 
 H2SO4 (4)
VI. MUỐI SUNFAT VÀ NHẬN BIẾT MUỐI SUNFAT

CB
C1C
C1D
Ti thi im t2
C2A
C2B
C2C
C2D
Tc trung bỡnh ca phn ng tớnh theo cỏc cht nh sau :
Cht tham gia phn ng : Nng cỏc cht gim theo thi gian.
vA

C1A C A2
C 2 C1A
C A
;
A

t2 t1
t2 t1
t

vB

...
(mol/l)
(mol/l)

CB1 CB2
C 2 CB1

1 C
1 C
1 C
v .vA .vB .vC .vD ; v . A . B . C . D
a
b
c
d
a t
b t
c t
d t
2) Cỏc yu t nh hng n tc phn ng.
- Nng : Khi tng nng cht phn ng, tc phn ng tng.
- p sut : i vi phn ng cú cht khớ, khi tng ỏp sut, tc phn ng tng
- Nhit : Khi tng nhit , tc phn ng tng.
- Din tớch b mt : Khi tng din tớch b mt (p nh cht rn) cht phn ng, tc phn ng tng.
- Cht xỳc tỏc : Cht xỳc tỏc l cht lm tng tc phn ng, nhng cũn li sau khi phn ng kt thỳc.
Cht lm gim tc phn ng c gi l cht c ch phn ng.
3) í ngha thc tin ca tc phn ng :
Cỏc yu t nh hng n tc phn ng c vn dng nhiu trong i sng v trong sn xut.
- Nhit ca ngn la axetilen chỏy trong oxi cao hn nhiu so vi chỏy trong khụng khớ, to nhit
hn cao.
- Nu thc phm trong ni ỏp sut chúng chớn hn so vi khi nu chỳng ỏp sut thng.
- Cỏc cht t rn nh than, ci cú kớch thc nh hn s chỏy nhanh hn.
- tng tc tng hp NH3 t N2, H2 ngi ta phi dựng cht xỳc tỏc, tng nhit v thc hin ỏp
sut cao.
II. Cõn bng húa hc

Phản ứng thuận nghịch

Vd1 : Trong quá trình sản xuất axit sunfuric phải thực hiện phản ứng sau :


 2SO3 (k) ; H = -198 kJ
2SO2 (k) + O2 (k) 

Để cân bằng chuyển dịch theo chiều phản ứng thuận, người ta dùng một lượng dư không khí,
nghĩa là tăng nồng độ oxi.
Vd2 : Trong công nghiệp, amoniac được tổng hợp theo phản ứng sau :

 2NH3 (k) ; H = -92 kJ
N2 (k) + 3H2 (k) 

Để tăng hiệu suất tổng hợp NH3, người ta tiến hành phản ứng ở áp suất cao và nhiệt độ thích hợp.

Giáo viên: Trần Quang Din

- 22 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
LỚP 11
CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI
I. SỰ ĐIỆN LI:
1. Sự điện li: là quá trình phân li các chất trong nước ra ion.
2. Chất điện li: là những chất khi tan trong nước phân li ra ion. (axit, bazơ, muối).
II. PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LI:
1. Độ điện li: (  )
a. Định nghĩa: Độ điện li của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử
hòa tan (no)

H3PO4
- Những bazơ khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra anion OH- là các bazơ nhiều nấc.
c. Hiđroxit lưỡng tính:
- Định nghĩa: là những hiđroxit khi tan trong nước vừa có khả năng phân li như một axit, vừa có khả năng
phân li như một bazơ.
Giáo viên: Trần Quang Din

- 23 -


Tóm tắt lí thuyết Hóa 10-11-12
- Zn(OH)2, Al(OH)3;Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cu(OH)2, , Cr(OH)3.
2. Axit, bazơ theo Bronstet:
a. Định nghĩa: - Axit là chất (hoặc ion) nhường proton H+.
- Bazơ là chất (hoặc ion) nhận proton.
*Chú ý:
Anion gốc axit còn H của axit yếu (H2CO3, H2SO3, H2S, H3PO4, …) đều là chất lưỡng tính, còn anion
không còn H của axit yếu đều là bazơ.
b. Hằng số phân li axit (Ka) và bazơ (Kb):
Vd:

CH3COOH ↔ CH3COO + H

[H + ].[CH 3COO- ]
Ka =
[CH3COOH]

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H+

Ka =


K w 1014

Kb
Kb

d. Muối axit, muối trung hoà:
- Muối axit: Là muối mà gốc axit còn H có khả năng cho proton.
- Muối trung hoà: Là muối mà gốc axit không còn H có khả năng cho proton.
Lưu ý: Nếu gốc axit còn H, nhưng H này không có khả năng cho proton thì cũng là muối trung
hoà
Vd: Na2HPO3, NaH2PO2 dù là gốc axit còn H nhưng vẫn là muối trung hoà, vì H này không có khả
năng cho proton.
IV. pH CỦA DUNG DỊCH:
CÔNG THỨC
+

pH = - lg[H ]
pOH = - lg[OH-]
[H+].[OH-] = 10-14
pH + pOH = 14
pH = a  [H+] = 10-a
pOH = b  [OH-] = 10-b

MÔI TRƯỜNG
pH < 7  Môi trường axít
pH > 7  Môi trường bazơ
pH = 7  Môi trường trung tính
[H+] càng lớn  Giá trị pH càng bé
[OH-] càng lớn  Giá trị pH càng lớn

cation của axit mạnh với
anion của bazơ yếu
Muối trung hòa tạo bởi
cation của axit yếu với anion
của bazơ mạnh
Muối trung hòa tạo bởi
cation của axit yếu với anion
của bazơ yếu

Phản ứng thuỷ phân
Không thuỷ phân

pH của dung dịch
pH = 7

Có thuỷ phân (Cation kim pH < 7
loại bị thuỷ phân, tạo mt axit)
Có thuỷ phân ( Anion gốc
axit bị thuỷ phân, tạo mt
bazơ)
Có thuỷ phân (Cả cation kim
loại và anion gốc axit đều bị
thuỷ phân)

pH > 7

Tuỳ vào Ka, Kb quá trình
thuỷ phân nào chiếm ưu thế,
sẽ cho môi trường axit hoặc
bazơ.