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 = 6,02.10
23
.
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 =
1
12
khối lợng của nguyên tử cacbon = 1,67 . 10
-24

21. Chất trung tính là chất không thể hiện tính axit và tính bazơ.
22. Chất lỡng tính là chất vừa thể hiện tính axit vừa thể hiện tính bazơ.
23. Hóa trị là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử (hóa trị là số nguyên, không dấu).
24. Số oxi hóa là một số đại số để chỉ điện tích của
nguyên tử trong phân tử.
Nếu giả thiết rằng phân tử chỉ gồm các ion. Ví dụ
với CaC
2
:
Nếu giả thiết rằng các cặp electron dùng chung
chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ:
với HNO
3
:
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
OH
25. Độ điện ly (

) 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

Z
1,3.
4. Khối lợng nguyên tử bằng tổng số khối lợng của proton, nơtron và electron (xấp xỉ bằng số khối,
vì khối lợng electron không đáng kể).
5. Ký hiệu nguyên tử:
6. Đồng vị là những nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân (cùng số proton) nhng khác số khối. Ví
dụ:
37
17
Cl
và
35
17
Cl
;
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

X
10. Nguyên lý vững bền: Trong nguyên tử, các electron lần lợt chiếm các mức năng lợng từ thấp đến
cao: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f.
11. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng:
Khí hiếm có 8 electron ngoài cùng.
Kim loại có 1, 2, 3 electron ngoài cùng.
Phi kim có 5, 6, 7 electron ngoài cùng.
4 electron: có thể là phi kim (C, Si) hoặc là kim loại (Sn, Pb).
12. Electron hóa trị là electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử (hoặc một phần electron ở lớp sát
ngoài cùng) có khả năng tham gia tạo thành liên kết hóa học.
13. Độ âm điện của một nguyên tố đặc trng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó trong
phân tử hút electron về phía mình.
Phi kim có độ âm điện lớn, còn kim loại có độ âm điện nhỏ.
III/- Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học
1. Nội dung định luật: Tính chất của các nguyên tố cũng nh thành phần và tính chất của các đơn
chất và 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
3
4. Liên kết kim loại là loại liên kết hóa học đợc hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion dơng có
trong mạng tinh thể kim loại với các electron tự do.
5. Liên kết hiđro là loại liên kết hóa học giữa các phân tử, liên kết nguyên tử H của phân tử này với
nguyên tử có độ âm điện lớn hơn nh F, O, N ... của phân tử khác. Ví dụ:
HF : ... F H ... F H ... F H ...
B - Hóa vô cơ
I/- Thuyết điện ly
1. Sự điện ly là quá trình phân ly thành các ion trái dấu của phân tử chất điện ly khi tan trong nớc
hay ở trạng thái nóng chảy.
2. Chất điện ly là chất dẫn đợc điện khi tan trong nớc (hay ở trạng thái nóng chảy).
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)
Chất điện ly trung bình : 0,03 < < 0,3.
Chất điện ly yếu : 0,03 (phân ly một phần)
4. Hằng số điện ly là hằng số cân bằng của sự điện ly.
Xét phản ứng điện ly: XY X
+
+ Y

K
a

NaOH
H PO
n
a
n b
=
1 2 3
NaH
2
PO
4
Na
2
HPO
4
Na
3
PO
4
NaH
2
PO
4
H
+
d
NaH
2
PO
4

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

4
2 5
C H OH : ... H O ... H O ... H O ...
| | |

C
2
H
5

4
)
2
- phèn.
- Muối hỗn tạp: 1 loại cation kết hợp với nhiều loại anion khác.
Ví dụ:
O Cl
Ca
Cl



hay CaOCl
2
: clorua vôi.
b) Muối axit: Trong gốc axit vẫn còn hiđro. Ngoại lệ
H O
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

3
:
Cách 1: Na
2
CO
3
+ H
2
O NaHCO
3
+ NaOH
NaHCO
3
+ H
2
O H
2
CO
3
+ NaOH
Na
2
CO
3
+ H
2
O CO
2
+ 2NaOH.
CO


HCO
3

+ H
2
O = H
2
CO
3
+ OH

dung dịch có OH

pH > 7.
Muối của axit mạnh và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính axit.
Ví dụ: Thủy phân NH
4
Cl: NH
4
Cl + H
2
O NH
4
OH + HCl
Ph.trình ion: NH
4
+
+ H
2

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

+ 3CO
2

Al
2
(CO
3
)
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:
5
a) Cho dung dịch Na

Fe
3+
+ 3 OH

= Fe(OH)
3

3 Na
2
CO
3
+ 2 FeCl
3
+ 3 H
2
O = 2 Fe(OH)
3

+ 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

= Al(OH)
3

NH
4
Cl + NaAlO
2
+ H
2
O = Al(OH)
3

+ NH
3

+ NaCl
III/- Axit - bazơ
1. Axit có các dạng sau
- Phân tử trung hòa: HCl , HNO
3
, H
2
SO
4
, ...
- Ion dơng: NH
4
+
, Fe
3+

+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Fe
3+
+ 3 H
2
O = Fe(OH)
3
+ 3 H
+
Tạo môi trờng axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton.
2. Bazơ có các dạng
- Phân tử trung hòa: NaOH , NH
3
, ...
- Ion gốc axit yếu: S
2

, SO
3
2

, CO

3

+ OH

.
3. Những ion trung tính
- Ion kim loại mạnh: K
+
, Na
+
, Ca
2+
, Ba
2+
, ...
- Ion gốc axit mạnh: Cl

, SO
4
2

, NO
3

, Br

.
4. Những chất lỡng tính (vừa cho H
+
vừa nhận H

CO
3
.
- H
2
O là chất lỡng tính:
H
2
O H
+
+ OH

H
2
O + H
+
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

nhiều lần sẽ tách đợc hết NaCl và thu đợc dung dịch NaOH riêng.
* Phản ứng giữa một số muối tan trong dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa - khử.
2 FeCl
3
+ 2 KI = 2 FeCl
2
+ I
2
+ 2 KCl
2 FeCl
3
+ H
2
S = 2 FeCl
2
+ S

+ 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
)

2
+ HNO
3
Fe
3+
+ NO + SO
4
2

+ ...
2
3
2 2 4
3 2
FeS 8H O 15e Fe 2SO 16H
1
5
NO 4H 3e NO 2H O

+ +

+
+ = + +
+ + = +
Phơng trình ion: FeS
2
+ 4 H
+
+ 5 NO
3

2
(SO
4
)
3
+ H
2
SO
4
+ 10 NO + 4 H
2
O
VI/- Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn kim loại
1. Sự ăn mòn kim loại
7