A - Hóa đại cơng
I/- Các khái niệm cơ bản
1. Nguyên tử là hạt vi mô đại diện cho nguyên tố hóa học và không bị chia nhỏ hơn trong phản ứng hóa
học.
2. Phân tử là hạt vi mô đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học của chất.
3. Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
4. Đơn chất là những chất chỉ cho một nguyên tố hóa học cấu tạo nên, ví dụ nh O
2
, H
2
, Cl
2
, Al, Fe, S, P, ...
5. Hợp chất là những chất đợc cấu tạo từ 2 nguyên tố hóa học trở lên.
6. Nguyên chất là chất gồm các nguyên tử hay phân tử cùng loại.
7. Hỗn hợp là tập hợp nhiều chất đồng thể và không có tơng tác hóa học hóa học với nhau.
8. Ion là nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích:
ion dơng : cation,
ion âm : anion.
9. Mol là lợng chất hay lợng nguyên tố có chứa N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion: N = 6,02.1023.
10. Khối lợng nguyên tử, phân tử là khối lợng tơng đối của nguyên tử, phân tử tính bằng đvc (đơn vị
cacbon).
11. Đơn vị cacbon là đơn vị đo khối lợng nguyên tử, phân tử và các hạt cơ bản:
1 đvc = khối lợng của nguyên tử cacbon = 1,67 . 10-24 kg (=. 1,9926 . 10-23).
12. Khối lợng mol nguyên tử (phân tử) là khối lợng tính bằng gam của N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion
có trị số bằng nguyên tử khối (phân tử khối).
13. Định luật Avogađrô: ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất những thể tích bằng nhau của các chất khí khác
nhau đều chứa cùng một số phân tử.
14. Định luật bảo toàn khối lợng: Khối lợng các chất tham gia phản ứng bằng khối lợng các chất thu đợc
sau phản ứng.
15. Thù hình: các dạng đơn chất khác của cùng một nguyên tố gọi là dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví


) của chất điện ly ở một nồng độ nhất
định là tỷ số giữa số phân tử điện ly (n') với số phân tử ban đầu của nó tan trong dung dịch (n
o
): =
o
n'
n
26. Độ tan là số gam chất tan có trong 100 gam nớc ở một nhiệt độ xác định để tạo thành dung dịch bão
hòa.
27. Độ rợu là số ml rợu nguyên chất có trong 100ml dung dịch rợu. Ví dụ rợu 45
o
thì có 45ml rợu và 55ml
nớc: độ rợu =
rượu ng / c
dd rượu
V 100
V
ì
1
Ca
C
C
Ca có số oxi hóa +2, hóa trị 2
C có số oxi hóa -1, hóa trị 4
N có số oxi hóa +5
N có hóa trị 4
N
O
O

16
8
O
và
17
8
O
và
18
8
O
.
Đồng khối là các dạng nguyên tử có cùng số khối nhng khác số proton. Ví dụ:
14
6
C
và
14
7
C
.
7. Lớp điện tử (e) đợc đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lợng tăng dần:
STT 1 2 3 4 5 6 7
Tên K L M N O P Q
- Số electron tối đa trên mỗi lớp là 2n
2
(n - Số thứ tự của lớp).
- Lớp ngoài cùng bất luận ở thứ tự nào từ lớp 2 đến lớp 7 cũng chỉ chứa tối đa 8e.
8. Phân lớp electron: Các lớp electron lại chia ra thành phân lớp:
K (n = 1) phân lớp s 2e = 2e

hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.
2. Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Đầu chu kỳ là kim loại kiềm,
cuối chu kỳ là khí hiếm. Các nguyên tố trong một chu kỳ có cùng số lớp electron.
3. Nhóm là dãy các nguyên tố nằm trong cột do có số e ngoài cùng bằng nhau, tức là có hóa trị cao nhất
đối với oxi bằng nhau.
4. Sự biến thiên tính chất
- Trong chu kỳ: từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm, tính kim loại giảm, tính phi kim tăng, độ âm
điện tăng.
- Trong phân nhóm chính: từ trên xuống, bán kính nguyên tử tăng, tính kim loại tăng, tính phi kim giảm,
độ âm điện giảm.
- STT số p số e.
STT chu kỳ số lớp e.
STT phân nhóm chính số e lớp ngoài cùng.
IV/- Liên kết hóa học
1. Liên kết ion là loại liên kết hóa học đợc hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái
dấu.
- Kim loại điển hình + phi kim điển hình.
- Hiệu độ âm điện của 2 nguyên tố trong phân tử ():
> 1,7 : liên kết ion.
= 1,7 : 50% liên kết ion và 50% liên kết cộng hóa trị.
< 1,7 : liên kết cộng hóa trị có cực.
= 0 : liên kết cộng hóa trị không có cực.
Hiệu số độ âm điện càng lớn thì sự phân cực càng nhiều.
2. Liên kết cộng hóa trị là liên kết đợc hình thành bởi những cặp e dùng chung.
+ Không cực : 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố phi kim.
+ Có cực :2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau.
3. Liên kết cho nhận là liên kết đợc hình thành khi cặp e dùng chung đợc 1 nguyên tử cung cấp.
Ví dụ: SO
2
: O = S O NH


C
2
H
5
C
2
H
5
C
2
H
5
O ... H O
CH
3
C C CH
3
O H ... O
CH
3
COOH:
3. Độ điện ly: =
o
n
n
trong đó: n là số phân tử điện ly còn n
o
là tổng phân tử đầu.
Chất điện ly mạnh : 0,3 (phân ly gần nh hoàn toàn)

So sánh tỉ lệ:
3 4
NaOH
H PO
n
a
n b
=
3 4
NaOH
H PO
n
a
n b
=
1 2 3
NaH
2
PO
4
Na
2
HPO
4
Na
3
PO
4
NaH
2

Ngoại lệ: Ag C C Ag và CH
3
CH
2
O Na cũng là muối.
2. Dung dịch muối: Khi tan trong nớc, muối phân ly thành các ion. Dung dịch muối có chứa cation kim
loại (amoni) và anion gốc axit.
3. Màu của dung dịch muối:
CuSO
4
khan : màu trắng.
dd CuSO
4
: xanh lam (CuSO
4
.5H
2
O)
dd FeSO
4
: xanh lục nhạt (FeSO
4
.7H
2
O)
dd KMnO
4
: tím là màu của MnO
4


P O
H O |
H

=

hay Na
2
HPO
3
là muối trung hòa.
5. Tính axit - bazơ trong dung dịch muối
Sự tơng tác giữa các ion trong muối với nớc gọi là sự thủy phân muối và thờng là quá trình thuận
nghịch.
Muối Dung dịch pH
a
m
+ b
m
trung tính 7
4
a
m
+ b
y
axit < 7
a
y
+ b
m

2
CO
3
+ NaOH
Na
2
CO
3
+ H
2
O CO
2
+ 2NaOH.
CO
3
2

+ H
2
O CO
2

+ 2OH

Cách 2: Na
2
CO
3
= 2Na
+

Ví dụ: Thủy phân NH
4
Cl: NH
4
Cl + H
2
O NH
4
OH + HCl
Ph.trình ion: NH
4
+
+ H
2
O NH
3

+ H
3
O
+
dung dịch có H
3
O
+
pH < 7.
Muối của axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch trung tính nên những muối này thực ra
không tồn tại trong dung dịch.
Ví dụ: Al
2

3
+ 3H
2
O = 2Al(OH)
3

+ 3CO
2

Một số trờng hợp đặc biệt: Một số muối lại có khả năng thủy phân hoàn toàn trong dung dịch (hầu hết là
do các chất tạo thành không phản ứng đợc với nhau để cho phản ứng thuận nghịch).
Ví dụ:
a) Cho dung dịch Na
2
CO
3
tác dụng với dung dịch FeCl
3
hoặc AlCl
3
có CO
2

và kết tủa tạo thành. Vì:
CO
3
2

+ H
2


+ 3 CO
2

+ 6 NaCl
b) Cho dung dịch NH
4
Cl tác dụng với dung dịch NaAlO
2
tạo kết tủa và có khí bày ra.
NH
4
Cl NH
4
+
+ Cl

NH
4
+
+ H
2
O NH
3

+ H
3
O
+
NaAlO

1. Axit có các dạng sau
- Phân tử trung hòa: HCl , HNO
3
, H
2
SO
4
, ...
- Ion dơng: NH
4
+
, Fe
3+
, Al
3+
, ...
- Ion âm: duy nhất có HSO
4

.
HCl + H
2
O H
3
O
+
+ Cl

HSO
4

Tạo môi trờng axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton.
2. Bazơ có các dạng
5
- Phân tử trung hòa: NaOH , NH
3
, ...
- Ion gốc axit yếu: S
2

, SO
3
2

, CO
3
2-
, ...
Tạo ra môi trờng OH

quì tím ngả xanh, có khả năng nhận proton.
NH
3
+ H
2
O NH
4
+ OH

S
2


, SO
4
2

, NO
3

, Br

.
4. Những chất lỡng tính (vừa cho H
+
vừa nhận H
+
)
- Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Be(OH)
2
, Cr(OH)
3
.
- Muối axit của axit yếu: NaHCO
3
.
HCO
3

H
3
O
+
.
5. pH
Nếu biểu diễn nồng độ mol của H
+
bằng hệ thức [H
+
] = 10
-a
mol/lít
thì số trị a đợc xem là pH của dung dịch, nên pH = a = -lg[H
+
].
Tơng tự [OH

] = 10
-b
mol/lit. Suy ra:pOH = -lg[OH].
Với môi trờng trung hòa: pH = 7
Với môi trờng axit: pH < 7
Với môi trờng bazơ: pH > 7
Từ tích số ion [H
+
] ì [OH

] = 10
-14

+ 2 HCl.
* Một số kết tủa có khả năng tạo phức tan nh: Cu(OH)
2
, Zn(OH)
2
, AgCl.
Cu(OH)
2
+ 4 NH
3
= [Cu(NH
4
)
3
](OH)
2
AgCl + 2 NH
3
= [Ag(NH
3
)
2
]Cl
V/- Phản ứng oxi hóa - khử
1. Định nghĩa: Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó nguyên tử hoặc ion này nhờng
electron cho nguyên tử hoặc ion khác.
Chất khử là chất cho điện tử Quá trình oxi hóa là quá trình cho electron.
Chất oxi hóa là chất nhận điện tử Quá trình khử là quá trình nhận electron.
2. Bản chất của phản ứng oxi hóa - khử: Có sự thay đổi số oxi hóa.
6