To,s tắt Lí thuyết hoá học

Tổng hợp lí thuyết ngắn gọn, xú tích môn Hoá học. Tài liệu do thầy Phạm Ngọc Sơn top 10 GV nổi tiếng Hà Nội biên soạn. Tìm thêm bài giảng của thầy bằng tab thaygiaoCam Tài liệu 10 Phương pháp giải nhanh tập hợp các câu hỏi, bài tập hay, sử dụng các phương pháp giải nhanh để tìm đáp án. Bài tập được thầy Phạm Ngọc Sơn lựa chọn kĩ, đã từng xuất bản sách và có số lượng bản in rất lớn. Tài liệu phù hợp cho GV dạy học và HS ôn thi THPT quốc gia môn Hoá học.

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

Hạt nhân nguyên tử của nguyên tử Vỏ electron

Hạt proton (P) Hạt nơtron (N) Hạt electron (E)

Điện tích

– 19

C (1+)

qn = 0 (0)

qe = –1,602.10–

19

C (1–) Khối lượng

– 27

kg (1đvC)

mn = 1,6748.10–

27

kg (1đvC)

me = 9,1094.10–

31

kg (0,549.10–3đvC)

Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối

lượng của các electron là không đáng kể

me = 1 mp 1

1840 1840 đvC (hay u)

1u = 1

12 ;

27

27 C

m1nt’ = (P+N)u ; M1molnt’ = (P+N) gam (với P là số p, N là số n)

Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : V1nt’ = 4 r3

3

Dnt’ = 10–10m = 1A0 ; 1nm = 10A0 ; Dhn = Dnt’.10–4

2 Điện tích và số khối của hạt nhân

a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E) b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N)

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) được 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

4 Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình

a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số

nơtron, do đó có số khối A khác nhau

Thí dụ : 16

8 O (8e, 8p, 8n) ; 178 O (8e, 8p, 9n)và 188 O (8e, 8p, 10n)

Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử

của những nguyên tố khác nhau có cùng số khối A nhưng khác số proton Z)

A

X

Z

Kí hiệu nguyên

tố

Số khối

Số đơn vị điện tích hạt nhân

Thí dụ : 40

19K (19p, 21n, 19e) và 4020Ca (20p, 20n, 20e)

b) Tỉ số N

ZVới nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân nguyên tử bền) luôn có tỉ số :

c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố (A)

Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X,… với phần trăm số nguyên tử của các đồng vị là x1, x2, x3,… khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng :

5 Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử

a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt

nhân mà tại đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 95%) Hình dạng các obitan nguyên tử :

– Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử

– Obitan p gồm 3 obitan px, py, pz có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự định hướng khác nhau trong không gian

Obitan s Obitan p x Obitan p y Obitan p z

b) Lớp electron : gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau

Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài Các lớp electron được đặc trưng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài như sau :

c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng lượng bằng nhau

Các phân phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp : ns, np, nd, nf

Thí dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f

d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tưương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7 e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan

– Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và

 Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO)

Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình

tự như sau :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s …

Lưu ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng lượng Thí dụ : mức 4s trở nên thấp

hơn 3d,…

 Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử

– Nguyên lí Pau–li

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 lượt những

obitan có mức năng lượng 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 – Ý nghĩa : Số e trong phân lớp Chẳng hạn : Số thứ tự lớp  3d6

– Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử :

 Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng





Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ tham gia vào sự hình thành liên kết hoá học  Quyết định tính chất hoá học của một nguyên tố

Lớp ngoài cùng nguyên tử của mọi nguyên tố chỉ có thể có nhiều nhất 8e – Nếu có 1, 2 hay 3e lớp ngoài cùng  là những nguyên tử kim loại

– Nếu có 5, 6 hay 7e lớp ngoài cùng  thường là những nguyên tử phi kim – Nếu có 4e lớp ngoài cùng, có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim (C, Si)

– Nếu có đủ 8e lớp ngoài cùng (trừ He có 2e)  Đó là các khí hiếm

II BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

1 Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học

a) Ô nguyên tố

Thành phần của ô nguyên tố không thể thiếu là kí hiệu hoá học của nguyên

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 :

Thông thường các nguyên tố nhóm A và nhóm B được phân biệt nhau ở vị trí đặt kí hiệu nguyên tố

Số thứ tự (stt) ô = số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = tổng số electron

b) Chu kì là dãy các nguyên tố, mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp

electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần

– Chu kì 7 các nguyên tố còn lại từ Z = 87 trở đi

c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố

mà nguyên tử có cấu hình electron tưương 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 được chia thành hai loại :

Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p  STT nhóm A = số e lớp ngoài cùng

ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

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 như sau :

VB

(n–1)d3ns2

VIB (n–1)d5ns1

VIIB (n – 1) d5ns2

VIIIB : (n–

1)6ns2 (n–

1)d7ns2 (n–

Điện tích hạt nhân số lớp e bằng nhau, số lớp ngoài cùng tăng, rnt ; độ âm điện Năng lượng ion hoá I1  ; tính kim loại , tính phi kim  ; tính axit của các oxit, hiđroxit , tính bazơ của chúng  ; hoá trị trong hợp chất khí với H của phi kim giảm từ 4  1 ; hoá trị cao nhất trong hợp chất với O tăng từ 1  7

 Trong một nhóm A : từ trên xuống dưới

Khi Z, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, rnt  ; ĐÂĐ ; I1, tính KL, tính PK, tính axit của các oxit, hiđroxit, tính bazơ 

3 Định luật tuần hoàn

a) Nội dung định luật

Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử

Lưu ư :

– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau ZB – ZA = 1

– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau

ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)

ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)

 Trong một chu kì từ trái sang phải

Hợp chất khí với

Hợp chất với oxi

Chủ đề 2 LIÊN KẾT HOÁ HỌC

I KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

1 Khái niệm về liên kết hoá học

Liên kết hoá học được hình thành giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất hay hợp chất

II SO SÁNH LIÊN KẾT ION VÀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

Khác

nhau

Bản chất

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

Là sự dùng chung các electron

Điều kiện liên kết

Xảy ra giữa những nguyên tố khác hẳn nhau

về bản chất hoá học (thường xảy ra giữa các kim loại điển hình và phi kim điển hình) ; giữa ion dưương – ion âm

Xảy ra giữa hai nguyên tố giống nhau về bản chất hoá học (thường xảy ra với các nguyên tố phi kim nhóm 4, 5, 6, 7)

Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa

mang tính chất cộng hoá trị vừa mang tính ion Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử của một liên kết

2 Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên

3 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 được gọi là nguyên tố cho electron Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có electron) được gọi là nguyên tố nhận electron Liên kết cho – nhận được 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 (chưa 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 được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do

2) Tưương tác giữa các ion dưương kim loại ở nút mạng với electron tự do

là nguyên nhân của liên kết kim loại

3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác với liên kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion, còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron

5 Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết

ba

a) Sự xen phủ trục – Liên kết  (xích ma)

Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trung với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen phủ trục Sự xen phủ trục tạo liên kết  (hình 1)

Hình 1 Xen phủ trục Hình 2 Xen phủ bên

b) Sự xen phủ bên – Liên kết  (pi)

Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2 nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên Sự xen phủ bên tạo liên kết  (hình 2)

c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma , được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững

d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết  và 1 liên kết  Các liên kết  thường kém bền hơn so với liên kết 

e) Liên kết ba : Gồm một liên kết  và hai liên kết  kém bền

III TINH THỂ ION, TINH THỂ NGUYÊN TỬ, TINH THỂ PHÂN TỬ VÀ TINH THỂ KIM LOẠI

– Tinh thể được h nh thành từ các phân tử

– Lực liên kết là lực tưương tác phân tử

– Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp

4 Tinh thể kim loại

– Tinh thể dược h nh thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron

tự do

– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện

– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo

IV HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ

1 Hoá trị trong hợp chất ion

 Khái niệm về điện hoỏ trị : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất

ion được gọi là điện hoỏ trị

 Cách xác định điện hoỏ trị : Trị số điện hoỏ trị của một nguyên tố

bằng số electron mà nguyên tử của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo thành ion

2 Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

 Khái niệm : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoỏ trị được

gọi là cộng hoỏ trị

 Cách xác định : Cộng hoỏ trị của một nguyên tố là số liên kết mà

nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân

tử ở trạng thái đang xét

3 Số oxi hoá

 Khái niệm : Số oxi hoỏ của một nguyên tố trong phân tử là điện

tích của nguyên tử nguyên tố đó nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion

 Cách xác định : Theo 4 quy tắc

Quy tắc 1 : Trong các đơn chất, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng 0

Quy tắc 2 : Trong mụ t phân tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng 0 Quy tắc 3 : Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng

điện tích của ion đó ; trong ion đa nguyên tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng điện tích của ion

Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoỏ của hiđro bằng +1, của

oxi bằng –2

Chủ đề 3 PHẢN ỨNG HOÁ HỌC

I PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HOÁ HỌC

Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá, các phản ứng hoá học được chia làm hai loại :

 Loại 1 : Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá : Tất cả các phản ứng hoá học thuộc loại phản ứng hoá học này

 Loại 2 : Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá : Các phản ứng trao đổi, một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc loại phản ứng hoá học này

II PHẢN ỨNG TOẢ NHIỆT VÀ PHẢN ỨNG THU NHIỆT

1 Phản ứng toả nhiệt là phản ứng hoá học giải phóng năng lượng dưới dạng nhiệt

2 Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng lượng dưới dạng nhiệt

3 Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, người ta dùng

phưương trình nhiệt hoá học Nhiệt của phản ứng hoá học được kí hiệu là

<=>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 lượng nhiệt là 572kJ

III PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ

1 Định nghĩa

 Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng (do đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố)

 Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hoỏ của một hoặc nhiều nguyên tố

 Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nhường electron, do đó có

số oxi hoá tăng sau phản ứng

 Chất oxi hoá (hay chất bị khứ) : là chất nhận electron, do đó có số oxi hoá giảm sau phản ứng

 Sự oxi hoá một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó

 Sự khử một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó

 Sự khử và sự oxi hoá là hai mặt của một phản ứng oxi hoá khử, chúng phải xảy ra đồng thời

2 Các phưương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử

a) Phưương pháp đại số

Phưương pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá – khử cũng như phản ứng không oxi hoá – khử

b) Phưương pháp thăng bằng electron

Đây là phưương pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá – khử trong thi trắc nghiệm

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

 Bước 1 : Viết phưương trình phản ứng Có thể chưa cần viết hết tất

cả các chất tham gia và sản phẩm, nhưng 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

 Bước 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 phưương trình cho nhận electron

Cuo  Cu+2

+ 2e

N+5 + 3e  N+2

 Bước 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

3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

 Bước 5 : Cân bằng phần không oxi hoá – khử Trước hết cần bổ

sung phần axit tạo muối Đối với phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3

để tạo ra 3 phân tử Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân từ H2O (hoặc các chất làm môi trường v.v…)

3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

c) Phưương pháp ion – electron hay phưương pháp bán phản ứng

Theo phưương pháp bán phản ứng thì bước 1, bước 2 giống như phưương pháp trên, từ bước 3 trở đi thì khác Đáng lẽ viết các phưương trình cho – nhận electron và sản phẩm của chúng nếu thuộc diện điện li mạnh (axit mạnh, bazơ mạnh, muối tan) thì viết dưới dạng ion (như vậy phưương pháp bán phản ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch) Đối với trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết như sau :

Cuo  Cu2+

+ 2e (Cu2+ chứ không phải là Cu+2!)

3

NO3eNO(không viết N+5, N+2!)

Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau :

Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion v.v…) cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng nếu đã cân bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố,

cả về điện tích của 2 vế, Thí dụ : Cuo  Cu2+

+ 2e) thì coi là bán phản ứng

đã viết xong ; nếu chưa cân bằng, Thí dụ : NO33eNOthì cân bằng như sau :

– Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường axit vế trái thêm H+ vàvế phải thêm H2O, Thí dụ : NO33e 4H  NO 2H O 2 – Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành

OH– Thí dụ : MnO43e 2H O 2 MnO24OH

– Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường trung tính vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành H+ Thí dụ :SO2 + 2H2O 

để bù trừ điện tích Trường hợp trên cần cộng 6NO3 vào 2 vế, ta có :

3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3 Phân loại phản ứng oxi hoá - khử

Số phản ứng oxi hoá – khử cực kì nhiều nhưng có thể phân thành 3 nhóm lớn sau đây :

 Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản ứng trong đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác

d) Giữa nguyên tử ion : 3Cu + 2NO2

3  + 8H+ to 3Cu2+ + 2NO + 4H2O e) Giữa ion – ion :

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

Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường hợp đặc biệt của phản ứng giữa các

phân tử, trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá khác nhau tác dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hoá

Thí dụ : KBrO5 3 5KBr 3H SO1 2 4 3K SO2 4 3Br02 3H O2

(chất oxi hoá) (chất khử)

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 thường được tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s), phút (ph), giờ (h)

Tốc độ của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2được xác định như sau :

Nếu tốc độ được tính theo sản phẩm B thì :

Ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l ở thời điểm t2 nồng độ chất B là

C2 mol/l (C2 > C1 vì nồng độ chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng)

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)



vt2 = vt1.  Trong đó : vt 0 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ

vt2 ban đầu cao hơn

 : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên cao nhiêu lần khi tăng a (0C)

d) Diện tích bề mặt

Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng

e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi

phản ứng kết thúc

(Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng)

II CÂN BẰNG HOÁ HỌC

1 Phản ứng thuận nghịch là phản ứng trong cùng điều kiện phản ứng đồng thời xảy ra theo 2 chiều ngược nhau

2 Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch

3 Hằng số cân bằng : chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ

4 Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh hưởng 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 trường gọi là

sự chuyển dịch cân bằng

b) Những yếu tố ảnh hưởng

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

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

Khi tăng áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách nén bình phản ứng lại) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí ít hơn, cho tới khi đạt cân bằng mới

Khi giảm áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách tăng thể tích bình phản ứng lên) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí nhiều hơn, cho đến khi đạt cân bằng mới

Khi tăng nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng thu nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới

Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng toả nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới

Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng được tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê

Chủ đề 5 SỰ ĐIỆN LI

I SỰ ĐIỆN LI

– Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li Những chất tan trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li

– Độ điện li : Độ điện li  (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa phân số phân

tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (n0) :

 

(trong đó C là nồng độ ion ; C0 là nồng độ chất tan ban đầu)

– Phân loại các chất điện li :

+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước có  = 1 (ví dụ : các axit mạnh, bazo mạnh, hầu hết các muối tan như HCl ; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ; NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2 )

I AXIT – BAZƠ, MUỐI, pH

1 Axit – bazơ theo A–rê–ni–ut

– Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+

Mg(OH)2 Mg(OH)+ + OH– Mg(OH)+ Mg2+ + OH–

2 Axit – bazơ theo Bron–stêt

– Axit là chất nhường proton (Ngoài những axit thông thường, một số ion cũng thể hiện tính axit trong dung dịch như : NH4+ ; HSO4– ; Al3+ ; Fe3+ ;

Cu2+ ; Mg2+ )

HNO2 + H2O H3O+ + NO2– – Bazơ là chất nhận proton (Ngoài những bazơ thông thường, một số ion cũng thể hiện tính bazơ trong dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu : NO2– ; CO32– ; SO32– ; HPO32– ; S2– ; CH3COO– ; SiO32– ; AlO2– ; ZnO22– ; C6H5O– ; PO42– )

– Chất vừa có khả năng nhường proton vừa có khả năng nhận proton là chất lưỡng tính (Ngoài những chất lưỡng tính thông thường một số ion cũng thể hiện tính lưỡng tính trong dung dịch như : H2O ; HSO3– ; HCO3– ; HS– ;

H2PO3– )

Thí dụ : HCO3 –

+ H+  H2O + CO2 (HCO3– đóng vai trò bazơ) HCO3– + OH– 

CO32–+ H3O+ (HCO3– đóng vai trò axit )

3 Hằng số phân li axit và bazơ

Sự phân li của axit và bazơ yếu trong nước là các quá trình thuận nghịch :

HNO2 H+ + NO2– Ka =

 

2 2

H NOHNO

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ tưương ứng càng nhỏ

– Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit – bazơ của cặp axit–bazơ liên hợp :

CH3COOH H+ + CH3COO– a 3

3

H CH COOK

Kb + Ka–1 Kw ở đây Kw = [H+] [OH–] (Kw gọi là tích số ion của nước)

Lưu ư : Với chất điện li yếu như CH3COOH có nồng độ ban đầu là C (mol/l)

CH3COOH CH3COO– + H+ Kcb

Nồng độ ban đầu : C

Nồng độ cân bằng : C(1 – ) C C

   cb

4 Muối

Muối là hợp chất, khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation

NH4+) và anion gốc axit

NH4Cl  NH4+ + Cl–KNO3  K+

+ NO3–– Muối trung hoà là muối không có khả năng phân li ra ion H+ (proton)

Thí dụ : NaCl, NH4NO3, Na2CO3, Na2HPO3, Na2HBO3.

– Muối axit là muối có khả năng phân li ra ion H+ Thí dụ : NaHCO3 NaH2PO4, NaHSO4

– Ngoài ra còn có một số muối phức tạp, như muối kép NaCl.KCl ; KAl(SO4)2.12H2O,… hay phức chất [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4… ; muối bazơ như Mg(OH)Cl ; Fe(OH)Cl2

5 Khái niệm về pH, chất chỉ thị axit – bazơ

– Để đánh giá độ axit – bazơ của dung dịch, ngoài biểu diễn bằng nồng độ [H+], ta còn có thể biểu diễn dưới dạng pH theo quy ước : pH = –lg[H+] hay [H+] = 10–pH

– Sự điện li của nước

H2O H+ + OH– hay H2O + H2O H3O+ + OH–

KH2O = K [H2O] = [H+] [OH–]

– Môi trường trung tính : [H+] = 10–7 mol/l =[OH–] hay pH = 7

– Môi trường axit : [H+] > 10–7 mol/l >[OH–] hay pH < 7

– Môi trường bazơ : [H+] < 10–7 mol/l <[OH–] hay pH > 7

Chất chỉ thị axit – bazơ là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch

III PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI

1 Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện

2 Phản ứng thủy phân của muối

Khi hoà tan trong nước, muối phân li ra các cation và anion

Nếu cation là cation của các bazơ yếu thì sẽ bị thủy phân cho môi trường axit :

Rn+ + H2O ROH(n–1)++ H+Nếu anion là anion của axit yếu thì anion sẽ bị thủy phân cho môi trường bazơ :

Am– + H2O HA(m–1)– + OH– Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường trung tính

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan (M+

) và anion là gốc của axit yếu có môi trường bazơ

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ không tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường axit

Chủ đề 6 PHI KIM

I NHÓM HALOGEN

1 Khái quát về nhóm halozen

– Nhóm VIIA gồm: Flo, clo, brom, iot, atatin (9F; 17Cl; 35Br; 53I; 85At) (Trong đó, atatin là nguyên tố phóng xạ)

b Trong công nghiệp

– Flo: điện phân hỗn hợp lỏng gồm KF và HF

2HF dp

H2 + F2 – Clo: điện phân dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn

2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2+ Cl2.

– Brom: Sau khi tách lấy NaCl từ nớc biển  phần còn lại chứa NaBr

Cl2 + 2NaBr  2 NaCl + Br2– Iot: lấy rong biển khô đem đốt lấy tro, hòa tan tro vào nớc đợc dung dịch NaI

Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2

4 Tính chất hoá học

– Đều có tính oxi hoá mạnh: X2 + 2e  2X–

– Từ flo đến iot: Tính chất oxi hoá giảm dần, tính khử tăng dần

2Na+Cl–

Tác dụng hầu hết với các kim loại; toả nhiệt ít hơn clo

2Na + Br2

 2Na+Br–

Tác dụng với nhiều kim loại ở nhiệt độ cao (có xúc tác)

2Na + I2 to

2Na+I– 2Al + 3I2

– Ít tan trong

n-ớc, phản ứng rất yếu

I2 + H2O  HI +HIO

– Tác dụng với dung dịch muối

– Không phản ứng

I02 + 2HCl+5O3

2HI+5O3 + Cl2

Lu ý: Clo, brom, iot không phản ứng trực tiếp với oxi, nitơ, cacbon

5 Các hologenua và axit halogen hiđric (HX: HF, HCl, HBr, HI)

Na2SO4 + 2HCl

Cách 2: Phương pháp tổng hợp

H2 +Cl2  AS

2HCl – HBr và HI

PBr3 + 2H2O  H3PO3 + 3 HBr

PI3 + 3H2O  H3IO3 + 3HI

c) Nhận biết ion X –

Dùng dung dịch AgNO3 làm thuốc thử nhận biết ion X– (Cl–, Br–, I–) X vì:

HX + AgNO3  Ag X  + HNO3 AgF: tan; AgCl: màu trắng; AgBr: màu vàng nhạt; AgI : màu vàng

6 Hợp chất chứa oxi của halogen

a) Trong hợp chất với oxi, flo có số oxi hoá âm (OF2), còn các halogen khác

có số oxi hoá dương (+1, +3, +5, +7)

b) Các axit chứa oxi của clo: HClO; HClO2; HClO3; HClO4

– Từ HClO đến HClO4 : Độ bền tăng dần, tính axit tăng dần; tính oxi hoá giảm dần

– Các muối tương ứng dễ bị nhiệt phân

4KClO3 to 3NaClO4 + NaCl 2KClO3

0

2

t MnO

 

 2NaCl + 3O2

c) Một số hợp chất có ứng dụng quan trọng do có tính oxi hoá mạnh

– Nớc Giaven: (NaCl, NaClO, H2O)

– Clorua vôi: (CaOCl2)

– Kali clorat (KClO3)

II NHÓM OXI

1 Khái quát về nhóm oxi

– Vị trí: Nhóm VIA gồm: Oxi (O); lu huỳnh (S), selen (Se), telu (Te), poloni (Po: là nguyên tố phóng xạ)

– Từ O đến Po : tính phi kim giảm, tính kim loại tăng dần  O, S là phi kim

a) Oxi (O 2 ) có tính oxi hoá mạnh

– Tác dụng mạnh với nhiều đơn chất nh các kim loại (trừ Au, Pt), H2 , nhiều phi kim (trừ halogen)

2Na + O20  2Na2O–22Cu + O20

o

t

 2CuO–2 2H2 + O20to 2H2O–2 H = –285,83 kJ

C0 + O2 to

4 2 2

4 2 2

2SO





+ 2H2O–2

b) Ozon (O 3 ) có tính oxi hoá rất mạnh (mạnh hơn O 2 )

– Tác dụng hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) kể cả bạc:

Ag + O3  Ag2O+ O2 – Oxi hoá đợc ion I– trong dung dịch

2KI + O30 + H2O I20

+ 2KOH–2 + O20

c) Lu huỳnh (S): vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử

– Tính oxi hoá : Tác dụng với H2 và nhiều kim loại ở t0 cao

2KNO3 + S0  SO42 2KNO2



6HNO3đ/c + S0  H SO2 64 2H O 6NO2 2

  – Tính khử :

2H2S–2 + 3O2  2H2O + 2SO2

H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 8HCl 2H2S + 4Ag + O2  2 Ag2S + 2H2O

H2S + 2FeCl3  2FeCl2 + 2HCl + S – Tính axit yếu của dung dịch H2S (yếu hơn H2CO3)

H2S + NaOH  NaHS + H2O

H2S + 2NaOH  Na2S + 2 H2O – Nhận biết ion S2– bằng dung dịch Pb(NO3)2 tạo PbS màu đen không tan trong axit loãng

c) Lu huỳnh đioxit (SO 2 )

2SO



4 0

Trong PTN: Na2SO3 + H2SO4 to Na2SO4 + H2O + SO2 Trong công nghiệp: S + O2

o

t

 SO2

4FeS2 + 11O2 t Fe2O3 + 8SO2

d) Axit sunfuric (H 2 SO 4 )

– H2SO4 loãng là một axit mạnh có đầy đủ tính chất của một axit

– H2SO4 đặc có tính oxi hoá mạnh, rất háo nớc

– Tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt)

2R + 2nH2SO4 đặc nóng  R2(SO4)n + 2nH2O + nSO2 (H2S) (n là hoá trị cao nhất của kim loại R)

Ví dụ: 2Fe + 6H2SO4 đặc nóng  Fe2(SO4)3 + 6H2O + 2SO2

Chú ý: Fe, Al, Cr, Ni thụ động trong H2SO4 đặc nguội

– Tác dụng với nhiều phi kim (C, S, P…)

2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc nóng  3Fe2(SO4)3 + 10H2O + SO2

Trong các phản ứng trên, S+6 nhận electron, là chất oxi hoá nên sản phẩm không tạo thành khí H2 mà tạo thành các sản phẩm ứng với các số oxi hoá thấp của S nh SO2; H2S ; S

– Tính háo nớc: H2SO4 chiếm nớc của nhiều chất vô cơ và hữu cơ

C12(H2O)11 H 2SO4d

12C + 11H2O – Sản xuất H2SO4

FeS2  SO2  SO3 H2SO4 nSO3(oleum)  H2SO4

– Nhận biết SO4–2 bằng dung dịch chứa Ba2+ (Ba(OH)2; BaCl2, Ba(NO3)2 )

do tạo BaSO4 kết tủa trắng không tan trong axit

– Trong CN : Chng cất phân đoạn không khí lỏng

1 Khái quát về nhóm nitơ

– Nhóm VA gồm: Nitơ, photpho, asen, antimon, bimut (N, P, As, Sb, Bi) – Cấu hình electron: ns2np3 (n = 2  6)

– Số oxi hoá: thấp nhất : –3, cao nhất : +5

– Dạng đơn chất: N2, P, As, Sb, Bi

2 Tính chất hoá học

Vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử

– Tính oxi hoá yếu hơn so với nguyên tố VIIA, nhóm VIA cùng chu kì – Từ N đến Bi:

Tính phi kim giảm, tính oxi hoá giảm dần  chỉ có N và P là các phi kim Tính kim loại tăng dần, tính khử tăng dần

a Nitơ (N 2 : N≡N)

– Tính chất hoá học : là chất bền ở điều kiện thờng, hoạt động hơn ở nhiệt

độ cao và chất xúc tác

– Vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử

+) Tính oxi hoá : Tác dụng với H2 và một số kim loại Ca, Mg, Al ở nhiệt độ cao:

3Mg + N20  Mg3N2–33H2 + N2

o

t



 2NH3 H = –92 kJ +) Tính khử: Tác dụng với oxi

– Tính chất hoá học: vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử

– Tính oxi hoá: tác dụng với một số kim loại:

2P + 3Ca

o

t

 Ca3P2 – Tính khử: tác dụng với một số phi kim nh O2 ; halogen, nhiều chất oxi hoá mạnh

4P + 5O2 to 2P2O5 2P + 5Cl2 to 2PCl5 6P + 5KNO3

o

t

 2P2O5 + KCl – Điều chế: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C to 3CaSiO3 + 5CO + 2P

3 Hợp chất của nitơ và photpho

NH3(k) + HCl(k)  NH4Cl (khói trắng) 2NH3 + H2SO4  (NH4)2SO4

Al3+ + 3NH3 + 3H2O  Al(OH)3 + 3NH4+ – Khả năng tạo phức: dung dịch NH3 có khả năng hoà tan hiđroxit, muối ít tan của một số kim loại tạo thành dung dịch phức chất:

Cu(OH)2 + 4NH3  [ Cu(NH3)4] 2+ + 2OH–

(phức đồng amoniac có màu xanh thẫm) AgCl + 2NH3  [ Ag(NH3)2] + + Cl–

(phức bạc amoniac không màu) – Tính khử: NH3 khử nhiều phi kim, hợp chất

2NH3 + O2

o

t

 N2 + 3H2O 4NH3 + 5O2  0, xóct¸c

4NO + 6H2O

2NH3 + Cl2 to N2 + 6HCl 2NH3 + 3CuO

o

t

 N2 + 3Cu + 3H2O – Điều chế NH3:

+) Trong phòng thí nghiệm: cho muối amoni tác dụng với kiềm

2NH4Cl + Ca(OH)2  2NH3 + CaCl2 + H2O + Trong công nghiệp: tổng hợp từ N2 và H2

N2 + 3H2

o

t ,xt,p

 2NH3

– Muối amoni: các muối amoni đều điện li mạnh khi tan trong nớc

– Dung dịch muối amoni tham gia phản ứng trao đổi ion với các chất điện li khác

– Các muối amoni kém bền nhiệt dễ bị nhiệt phân:

b Axit nitric : HNO 3

– Tính chất vật lí: chất lỏng không màu, tan vô hạn trong nớc, dung dịch đậm đặc nhất có nồng độ 68%, thông thờng dung dịch HNO3 đặc có màu vàng (do phân huỷ ra NO2 )

R + 2nHNO3 đặc R(NO3)n + nH2O + nNO2

(n là hoá trị cao nhất của kim loại R)

Ví dụ : 2Fe + 6HNO3 đặc nóng  Fe(NO3)3 + 3H2O + 3NO2

4Zn + 10HNO3 đặc 4Zn(NO3)2 + 5H2O + N2O 5Mg + 12HNO3 đặc 5Mg(NO3)2 + 4H2O + NH4NO3

Chú ý: Fe, Al, Cr, Ni thụ động trong HNO3 đặc nguội

Tác dụng với nhiều phi kim (C, S, P) và oxi hoá chúng lên mức oxi hoá cao nhất

C + 4HNO3 đặc nóng  CO2 + 2H2O + 4NO2 Tác dụng với nhiều hợp chất :

Fe3O4 + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + 5H2O + NO FeS2 + 18HNO3 đặc, nóng Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 7H2O + 15NO2

HI + 2HNO  HIO + 2NO + 2H O