Ph¹m ngäc s¬n

Tãm t¾t lý thuyÕt

ho¸ häc
trung häc phæ th«ng


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
Vỏ electron

mp = 1,6726.10
(1đvC)

27

kg

mn = 1,6748.10
(1đvC)

27

kg

e

m = 9,1094.10

31

kg

(0,549.103đvC)

Nhận xét : Khối l-ợng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối
l-ợng của các electron là không đáng kể.
1
1
me =
đvC (hay u)

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 thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong
bảng tuần hoàn) đ-ợc 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
Số khối

A

X
Z

Số đơn vị điện
tích hạt nhân

4.

Kí hiệu
nguyên tố

Đồng vị Nguyên tử khối trung bình
a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nh-ng khác nhau về số

(20p, 20n, 20e).

3


N
Z
Với nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân
nguyên tử bền) luôn có tỉ số :
N
1
1,524
(trừ || H )
Z

b) Tỉ số

Riêng nguyên tử nguyên tố Z < 18, tỉ số là

1

N
1,23
Z

Nếu gọi tổng các số hạt e, p, n là S thì :
3

S
S



Obitan s

Obitan px

Obitan py

Obitan pz

b) Lớp electron : gồm các electron có năng l-ợng gần bằng nhau.
Năng l-ợng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron đ-ợc
đặc tr-ng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, , 7 và đ-ợc kí hiệu lần l-ợt từ
trong ra ngoài nh- sau :
n

1

2

3

4

5

6

7


nh- sau :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s
L-u ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng l-ợng. Thí dụ : mức 4s trở nên thấp
hơn 3d,
5


Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử
Nguyên lí Pauli
Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này
chuyển 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 l-ợt những
obitan có mức năng l-ợng từ thấp đến
cao.

Quy tắc Kleckowski :
(1s22s22p63s23p64s23d10465s24d10 6s24f145d106p67s25f146d107s2...)
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 1s22s22p63s23p63d64s2.

tố, số hiệu nguyên tử, nguyên tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm
thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể,
Thí dụ :
Số hiệu nguyên tử (stt)

22

Tên nguyên tố

Titan

KLNT trung bình

47,88

3d24s2

Khối l-ợng riêng (g/cm3)

4,5(Ar)

3d24s2

Cấu hình electron

0

Ti

0

electron.
b) Chu kì là dãy các nguyên tố, mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp
electron, đ-ợc xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3).
Có 4 chu kì lớn :
7


Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1 2 ;
Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố Z = 3 10 ;
Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố Z = 11 18 ;
Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố Z = 19 36 ;
Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố Z = 37 54 ;
Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố Z = 55 86 ;
Chu kì 7 các nguyên tố còn lại từ Z = 87 trở đi.
c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố đ-ợc xếp thành cột, gồm các nguyên tố
mà nguyên tử có cấu hình electron t-ơng tự nhau, do đó có tính chất hoá học
gần giống nhau.
Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị
bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ).
Các nhóm nguyên tố đ-ợc chia thành hai loại :
Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p STT nhóm A = số e lớp
ngoài cùng.
IA
ns

IIA

1


ns np

VIIA
4

2

VIIIA

ns np

5

2

ns np

6

Nhóm B : gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình e lớp ngoài cùng
của hầu hết các nguyên tố nhóm B nh- sau :
IB

IIB
10

(n1)d ns

1


5

(n1)d ns

1

2

5

(n 1) d ns

2

(n1)d7ns2
8

(n1)d 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, rnt ; độ âm
điện. Năng l-ợng ion hoá I1 ; tính kim loại , tính phi kim ; tính axit

Hợp chất khí với hiđro
Hợp chất với oxi
(hoá trị cao nhất)

R2O

RO

R2O3

RH4

RH3

RH2

RH

RO2

R2O5

RO3

R2O7

9


Chủ đề

Loại
Giống nhau

Khác
nhau

10

Liên kết ion

Liên kết cộng hoá trị

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.

Bản chất

Là lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện tích trái dấu

Thí dụ

Na + Cl NaCl

H. + Cl. H : Cl

Điều kiện
liên kết

Xảy ra giữa những nguyên tố

< 0,4

Liên kết cộng hoá trị không cực

0,4 < 1,7

Liên kết cộng hoá trị có cực

1,7

Liên kết ion

Liên kết cho nhận (còn gọi là liên kết phối trí)
Đó là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1
nguyên tố cung cấp đ-ợc gọi là nguyên tố cho electron. Nguyên tố kia có
obitan trống (obitan không có electron) đ-ợc gọi là nguyên tố nhận electron.
Liên kết cho nhận đ-ợc kí hiệu bằng () có chiều từ chất cho e sang chất
nhận e.
Thí dụ : Quá trình hình thành ion NH+4 (từ NH3 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 (ch-a 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 đ-ợc hình thành giữa các nguyên tử và ion
kim loại trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do.
2) T-ơng tác giữa các ion d-ơng kim loại ở nút mạng với electron tự do là


Tinh thÓ ion
–

®
.

–
–
2.

12

Tinh thÓ nguyªn tö
– Ti

.
.

.




3.

hoỏ

.



IV.

Hoá trị và số oxi hoá

1.

Hoá trị trong hợp chất ion

đ


hoỏ
g

hoỏ

: Hoỏ

.
hoỏ

:

hoỏ

.
2.

Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

,

hoỏ

0.
13


Quy

2:
:

hoá
,

0.
hoá

;
:

hoá
–2.

14

hoá



Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng l-ợng d-ới dạng nhiệt.

3.

Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, ng-ời ta dùng
ph-ơng trình nhiệt hoá học. Nhiệt của phản ứng hoá học đ-ợc kí hiệu là H.
Ph-ơng trình phản ứng có ghi thêm giá trị H và trạng thái của các chất
đ-ợc gọi là ph-ơng trình nhiệt hoá học.
Quy -ớc : phản ứng thu nhiệt thì H > 0, toả nhiệt thì H < 0.
1
1
Thí dụ : H2 k Cl2 k HCl k ; H 185, 7kJ / mol
2
2
<=>1 mol HCl tạo thành từ khí H2 và khí Cl2 toả ra 185,7kJ.
CaCO3đ CaO(r) + CO2(k) ; H = + 572lkJ/mol
<=>1mol CaCO3 rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO2,
hấp thụ một l-ợng nhiệt là 572kJ.

15


III.

Phản ứng oxi hoá - khử

1.

Định nghĩa


Nguyên tắc của của ph-ơng pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là
tổng số electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.

B-ớc 1 : Viết ph-ơng trình phản ứng. Có thể ch-a cần viết hết tất cả
các chất tham gia và sản phẩm, nh-ng nhất thiết phải viết các chất tham gia
cho nhận electron và các sản phẩm của chúng.
Thí dụ : Hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

16



B-ớc 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 ph-ơng trình cho nhận electron.
Cuo Cu+2 + 2e
N+5 + 3e N+2

B-ớc 3 : Cân bằng số electron cho nhận. Nói chung, để cân bằng số
electron cho nhận ta chỉ cần nhân chéo số electron cho và nhận.
3

Cuo Cu+2 + 2e

2
N+5 + 3e N+2
Chú ý : Để không nhầm lẫn nên tính tổng số electron cho nhận trong toàn
bộ phân tử.
Thí dụ :

nh- sau :
Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi tr-ờng axit vế trái
thêm H+ vàvế phải thêm H2O, Thí dụ : NO3 3e 4H NO 2H2O .
Nếu trong môi tr-ờng trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành
OH. Thí dụ : MnO4 3e 2H2O MnO2 4OH
Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong môi tr-ờng trung tính vế trái
thêm H2O và vế phải tạo thành H+. Thí dụ :SO2 + 2H2O
SO24 4H 2e .
Nếu trong môi tr-ờng bazơ thì vế trái thêm OH và vế phải thêm H2O,
Thí dụ :

SO32 2OH SO24 H2O 2e
Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau :
Cuo Cu2+ + 2e

NO3 3e 4H NO 2H2O

B-ớc 4 : cân bằng số electron cho nhận giống nh- ph-ơng pháp
thăng bằng electron.
3

Cuo Cu2+ + 2e

2

NO3 3e 4H NO 2H2O


B-ớc 5 : cộng 2 bán phản ứng ta đ-ợc ph-ơng trình phản ứng dạng ion
(thu gọn).

d) Giữa nguyên tử ion :

to

to

FeO + CO Fe + CO2
to

3Cu + 2NO 32 + 8H+ 3Cu2+ + 2NO + 4H2O
e) Giữa ion ion :
2MnO 4 + SO 32 + 2OH 2MnO24 SO24 H2O
Trong loại phản ứng này một chất đóng vai trò chất oxi hoá (nhận electron)
và chất kia (cho electron) đóng vai trò chất khử.

Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho nhận
electron xảy ra trong một phân tử.
2HgO 2Hg + O2

Thí dụ :

HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg+2 đóng vai trò chất oxi
hoá và O2 đóng vai trò chất khử.
1
to
Cu(NO3)3 CuO + 2NO2 + O2
2
Cu(NO3)2 vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó 2 nguyên tử N+5
đóng vai trò chất oxi hoá và 1 nguyên tử O2 đóng vai trò chất khử.



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 ph-ơng 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. Nh- vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ
theo thời gian của một chất bất kì trong phản ứng làm th-ớc 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 th-ờng đ-ợc tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s),
phút (ph), giờ (h)...
Tốc độ phản ứng đựoc xác định bằng thực nghiệm.
c) Tốc độ trung bình của phản ứng

t
Trong đó, v là tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian từ t1
đến t2.
2.

Các yếu tố ảnh h-ởng đến tốc độ phản ứng
a) Nồng độ
Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.
Thí dụ :

aA + bB cC + dD

Vp/- = k. [A]a [B]b
Trong đó : [A] ; [B] là nồng độ các chất A, B.
k : hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản
chất các phản ứng (là tốc độ phản ứng khi nồng độ các chất tham
gia phản ứng bằng nhau và bằng 1mol/l).
v : tốc độ phản ứng
b) áp suất
Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng.
(Khi tăng 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 t01 t20 có :

t 20 t10
a
vt2 = vt1.
Trong đó : vt10 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ
21

Hằng số cân bằng : chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
aA + bB

cC + dD

c
d
C D

KC
Aa Bb

[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 h-ởng 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 tr-ờng gọi là
sự chuyển dịch cân bằng.
b) Những yếu tố ảnh h-ởng
Khi tăng 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 làm giảm nồng độ chất đó
cho đến khi đạt cân bằng mới.

22


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.


n
,
n0

C
C0
; C0

.

Phân loại các chất điện li :
+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong n-ớc có = 1 (
:
; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ;
NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2...).
Na2CO3 2Na+ + CO32
+) Chất điện li yếu là chất khi tan trong n-ớc có 0 < < 1.
.
: HF ; HClO ; HNO2 ; H2CO3 ; Mg(OH)2...)
HF

:

H+ + F

Cân bằng phân li của các chất điện li yếu là cân bằng động, tuân theo
nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Satơliê. Khi pha loãng dung dịch chất
điện li yếu thì độ điện li tăng.
I.


Mg

+ OH

Axit bazơ theo Bronstêt
Axit là chất nh-ờng proton. (N
+

2+

Cu

: NH4 ;

2+


HSO4

,
n
3+
3+
; Al ; Fe ;

; Mg ...).
HNO2 + H2O

H3O+ + NO2


H .NO2

Ka =
HNO2



+



NH4 + OH

NH 4 .OH


Kb
NH3

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ t-ơng ứng càng nhỏ.
Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit bazơ của cặp axitbazơ liên hợp
:

25