Tom tat ly thuyet hoa hoc

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 hiệ

Ph¹m ngäc s¬n

T ã m t ¾ t l ý t h u y Õ t 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

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

Điện tích

(quy -ớc) qp = 1,602.10

–19

C (1+)

qn = 0 (0)

qe = –1,602.10–19C (1–)

Khối l-ợng

(quy -ớc) mp = 1,6726.10

–27

kg (1đvC)

mn = 1,6748.10–27kg (1đvC)

me = 9,1094.10–31kg (0,549.10–3đvC)

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

Nếu hình dung nguyên tử nh- 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) 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

4 Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình

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

nơtron, do đó có số khối A khác nhau

Thí dụ : 168 O (8e, 8p, 8n) ; 178 O (8e, 8p, 9n)và 188 O (8e, 8p, 10n)

L-u 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 nh-ng khác số proton Z)

Thí dụ : 1940K (19p, 21n, 19e) và 4020Ca (20p, 20n, 20e)

A

X

Z

Kí hiệu nguyên tố

Số khối

Số đơn vị điện tích hạt nhân

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 l-ợng 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 h-ớng khác nhau trong không gian

Obitan s Obitan p x Obitan p y Obitan p z

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 lớp K L M N O P Q

c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng l-ợng bằng nhau

Các phân phân lớp đ-ợc kí hiệu bằng các chữ cái viết th-ờng : 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 t-ơng 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

5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có 42 = 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p;

5 obitan 4d ; 7 obitan 4f

f) Năng l-ợng của các electron trong nguyên tử Cấu hình electron nguyên tử

 Mức năng l-ợng obitan nguyên tử (hay mức năng l-ợng AO)

Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng l-ợng AO tăng dần theo trình tự 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,…

 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 :

 Cấu hình electron nguyên tử

Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau

 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  th-ờng 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,…

Nhiệt độ sôi (0C) 32890C 1gđk Cấu trúc tinh thể

Số oxi hoá có thể có 2, 3, 4 6,82eV Năng l-ợng ion hoá Thông th-ờng các nguyên tố nhóm A và nhóm B đ-ợc 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, đ-ợc xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần

Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3)

Có 4 chu kì lớn :

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

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 nh- sau :

(n–1)d10ns1 (n–1)d10ns2 (n–1)d1ns2 (n–1)d2ns2

VB

(n–1)d3ns2

VIB (n–1)d5ns1

VIIB (n – 1) d5ns2

VIIIB : (n–1)6ns2 (n–1)d7ns2 (n–1)d8ns2

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 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 d-ới

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 nh- 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

:

– 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 hiđro RH4 RH3 RH2 RH Hợp chất với oxi

(hoá trị cao nhất) R2 O R O R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7

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 đ-ợc 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

1

Giống nhau 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

Khác

nhau

Bản chất Là lực hút tĩnh điện giữa các ion

mang điện tích trái dấu

Là sự dùng chung các electron

Thí dụ Na+

+ Cl– NaCl H + Cl  H : Cl

Điều kiện liên kết

Xảy ra giữa những nguyên tố khác hẳn nhau về bản chất hoá

học (th-ờng xảy ra giữa các kim loại điển hình và phi kim điển hình) ; giữa ion d-ơng – ion âm

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

L-u ý : Trên thực tế trong hầu hết các tr-ờng hợp, trạng thái liên kết vừa

mang tính chất cộng hoá trị vừa mang tính ion Để có thể biết đ-ợc 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 tử của một liên kết

Hiệu độ âm điện Loại liên kết

 < 0,4

0,4   < 1,7

  1,7

Liên kết cộng hoá trị không cực Liên kết cộng hoá trị có cực Liên kết ion

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 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 nguyên nhân của liên kết kim loại

3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nh-ng 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 đ-ờng nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen phủ trục Sự xen phủ trục tạo liên kết  (hình 1)

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 đ-ờng nối tâm của 2 nguyên tử liên kết đ-ợc 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 , đ-ợc tạo thành từ sự xen phủ trục và th-ờng bền vững

d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết  và 1 liên kết  Các liên kết  th-ờng 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

1 Tinh thể ion

– đ

–

–

2 Tinh thể nguyên tử – Ti

– hoá

–

3 Tinh thÓ ph©n tö – ®

– t-¬ng

– é

4 Tinh thÓ kim lo¹i –

–

– ,

IV Ho¸ trÞ vµ sè oxi ho¸ 1 Ho¸ trÞ trong hîp chÊt ion  hoá : Hoá

® g hoá

 hoá : hoá

2 Ho¸ trÞ trong hîp chÊt céng ho¸ trÞ  : Hoá hoá

hoá

 : hoá lµ

víi

ë tr¹ng th¸i ®ang xÐt 3 Sè oxi ho¸  : S hoá

 :

: , hoá 0

2 : hoá 0 Quy : , hoá

; hoá

: hoá

–2

II Ph¶n øng to¶ nhiÖt vµ ph¶n øng thu nhiÖt

1 Ph¶n øng to¶ nhiÖt lµ ph¶n øng ho¸ häc gi¶i phãng n¨ng l-îng d-íi d¹ng nhiÖt

2 Ph¶n øng thu nhiÖt lµ ph¶n øng ho¸ häc hÊp thô n¨ng l-îng d-íi d¹ng nhiÖt

3 §Ó biÓu diÔn mét ph¶n øng ho¸ häc thu nhiÖt hay to¶ nhiÖt, ng-êi ta dïng ph-¬ng tr×nh nhiÖt ho¸ häc NhiÖt cña ph¶n øng ho¸ häc ®-îc kÝ hiÖu lµ H Ph-¬ng tr×nh ph¶n øng cã ghi thªm gi¸ trÞ H vµ tr¹ng th¸i cña c¸c chÊt

®-îc gäi lµ ph-¬ng tr×nh nhiÖt ho¸ häc

Quy -íc : ph¶n øng thu nhiÖt th× H > 0, to¶ nhiÖt th× H < 0

ThÝ dô : 2  2   

H k Cl k HCl k ; H 185, 7kJ / mol

<=>1 mol HCl t¹o thµnh tõ khÝ H2 vµ khÝ Cl2 to¶ ra 185,7kJ

CaCO3®  CaO(r) + CO2(k) ; H = + 572lkJ/mol

<=>1mol CaCO3 r¾n ph©n huû t¹o thµnh 1mol CaO r¾n vµ 1 mol khÝ CO2, hÊp thô mét l-îng nhiÖt lµ 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 hoỏ

 Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nh-ờng 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 nh-ờng 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

 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

 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

3Cu + 2HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O

 B-ớc 5 : Cân bằng phần không oxi hoá – khử Tr-ớc 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 tr-ờng v.v…)

3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

c) Ph-ơng pháp ion – electron hay ph-ơng pháp bán phản ứng

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

đã viết xong ; nếu ch-a cân bằng, Thí dụ : NO33eNOthì cân bằng 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 2H O 2 – Nếu trong môi tr-ờng 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 tr-ờng trung tính vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành H+ Thí dụ :SO2 + 2H2O 

bù trừ điện tích Tr-ờng 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 nh-ng 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

o

t

 2Fe + Al2O3c) Giữa phân tử – phân tử : FeO + CO

o

t

 Fe + CO2d) Giữa nguyên tử ion :

2MnO4 + SO2

3  + 2OH– 2 2

2MnO SO H OTrong 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

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 O–2 đóng vai trò chất khử

 Phản ứng dị li : là phản ứng trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở cùng một mức oxi hoá (cùng số oxi hoá) tách thành nhiều mức oxi hoá khác nhau :

Chú ý : phản ứng đồng hợp là tr-ờng 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

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)

1 2 2 1

C C C C Cv

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 : vt10 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, nh-ng còn lại sau khi

[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

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 đ-ợc tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê

– 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 Axit – bazơ, muối, pH

1 Axit – bazơ theo A–rê–ni–ut

– Axit là chất khi tan trong n-ớc phân li ra cation H+

HCl  H+ + Cl–

CH3COOH CH3COO– + H+

– Baz¬ lµ chÊt khi tan trong n-íc ph©n li ra anion OH–

NaOH  Na+ + OH–Mg(OH)2 Mg(OH)+ + OH– Mg(OH)+ Mg2+ + OH–

2 Axit – baz¬ theo Bron–stªt

– Axit lµ chÊt nh-êng proton (N , n : NH4+ ; HSO4– ; Al3+ ; Fe3+ ;

Cu2+ ; Mg2+ )

HNO2 + H2O H3O+ + NO2–– Baz¬ lµ chÊt nhËn proton (N baz¬ , baz¬ : NO2– ; CO32– ; SO32– ; HPO32– ; S2– ; CH3COO– ; SiO32– ; AlO2– ; ZnO22– ; C6H5O– ; PO42– )

– ChÊt võa cã kh¶ n¨ng nh-êng proton võa cã kh¶ n¨ng nhËn proton lµ chÊt l-ìng tÝnh (N chÊt l-ìng tÝnh l-ìng tÝnh : H2O ; HSO3– ; HCO3– ; HS– ;

Gi¸ trÞ Ka, Kb cµng nhá, lùc axit hoÆc baz¬ t-¬ng øng cµng nhá

– Mèi liªn hÖ gi÷a h»ng sè ph©n li axit – baz¬ cña cÆp axit–baz¬ liªn hîp :

4 Muèi

Muèi lµ hîp chÊt, khi tan trong n-íc ph©n li ra cation kim lo¹i (hoÆc cation

NH4+) vµ anion gèc axit

NH4Cl  NH4+ + Cl–KNO3 K+ + NO3–– Muèi trung hoµ lµ muèi kh«ng cã kh¶ n¨ng ph©n li ra ion H+ (proton)

ThÝ dô : NaCl, NH4NO3, Na2CO3, Na2HPO3, Na2HBO3.

– Muèi axit lµ muèi cã kh¶ n¨ng ph©n li ra ion H+ ThÝ dô : NaHCO3 NaH2PO4, NaHSO4

– Ngoµi ra cßn cã mét sè muèi phøc t¹p, nh- muèi kÐp NaCl.KCl ; KAl(SO4)2.12H2O,… hay phøc chÊt [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4… ; baz M ; 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 d-ới dạng pH theo quy -ớc : pH = –lg[H+] hay [H+] = 10–pH

– Sự điện li của n-ớc

H2O H+ + OH– hay H2O + H2O H3O+ + OH–

KH2O = K [H2O] = [H+] [OH–]

– Môi tr-ờng trung tính : [H+

] = 10–7 mol/l =[OH–] hay pH = 7

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

– Môi tr-ờng 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 li Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch xảy ra khi thoả mãn một trong các

điều kiện sau :

– Phản ứng tạo thành chất kết tủa

Thí dụ : BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl

Ba2+ + SO42– BaSO4

– Phản ứng tạo thành chất điện li yếu

Thí dụ : HCl + KOH  H2O + KCl

H+ + OH– H2O – Phản ứng tạo thành chất khí

Thí dụ : 2HCl + Na2CO3 H2O + 2NaCl + CO2

2H+ + CO32– H2O + CO2

2 Phản ứng thủy phân của muối

Khi hoà tan trong n-ớc, muối phân li ra các cation và anion

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

Rn+ + H2O ROH(n–1)++ H+NÕu anion lµ anion cña axit yÕu th× anion sÏ bÞ thñy ph©n baz¬ :

Am– + H2O HA(m–1)– + OH–Dung dÞch uèi t¹o bëi cation kim lo¹i cã baz¬ tan vµ anion lµ gèc cña axit m¹nh cã m«i tr-êng trung tÝnh

Dung dÞch uèi t¹o bëi cation kim lo¹i cã baz¬ tan (M+) vµ anion lµ gèc cña axit yÕu cã m«i tr-êng baz¬

Dung dÞch uèi t¹o bëi cation kim lo¹i cã baz¬ kh«ng tan vµ anion lµ gèc cña axit m¹nh cã m«i tr-êng 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)

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

Đơn chất Flo(F 2 ) Clo (Cl 2 ) Brom (Br 2 ) Iot(I 2 )

Tác dụng

với kim loại

Tác dụng với tất cả

kim loại kể cả Au,

phản ứng toả nhiệt

mạnh

2Na + F2 2NaF

Tác dụng hầu hết các với kim loại, phản ứng toả nhiều nhiệt

2Na + Cl2

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 to

Cl2 + H2O  HCl +HClO

– kém hơn Clo

Br2+H2O  HBr + HBrO

– ít tan trong nớc, phản ứng rất yếu

– Tác dụng với dung dịch muối Br02 + 2NaI  2NaBr+I20

I02 + 2HCl+5O3

2HI+5O3 + Cl2

Lu ý: Clo, brom, iot kh«ng ph¶n øng trùc tiÕp víi oxi, nit¬, cacbon

5 C¸c hologenua vµ axit halogen hi®ric (HX: HF, HCl, HBr, HI)

Na2SO4 + 2HCl

C¸ch 2: Ph¬ng ph¸p tæng hîp

H2 +Cl2  AS

2HCl – HBr vµ HI

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 dơng (+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 tơng ứng dễ bị nhiệt phân

4KClO3

o

t

 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)

– Cấu hình electron: ns2np4 (n = 2  6)

– Đơn chất : O2 (khí không màu), S (rắn, màu vàng), Se (chất bán dẫn, rắn, màu nâu đỏ), Te (chất rắn, màu xám)

2 Tính chất hoá học

– Có tính oxi hoá nhng yếu hơn so với halogen cùng chu kì

– 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–2

2Cu + O20 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

H2 + So H2S–2 4H = –20,08 kJ 2Al + 3S0 t caoo Al2S3–2

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

H2S + 2FeCl3 2FeCl2 + 2HCl + S – TÝnh axit yÕu cña dung dÞch H2S (yÕu h¬n 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

– 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 2 SO4 d

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

3 H = –92 kJ +) Tính khử: Tác dụng với oxi

N 0 + O to

2 2

2NO





(NO lµ chÊt khÝ kh«ng mµu, ho¸ n©u ngoµi kh«ng khÝ do dÔ ph¶n øng víi O2

– TÝnh chÊt ho¸ häc: võa cã tÝnh oxi ho¸ võa cã tÝnh khö

– TÝnh oxi ho¸: t¸c dông víi mét sè kim lo¹i:

2P + 3Ca

o

t

 Ca3P2 – TÝnh khö: t¸c dông víi mét sè phi kim nh O2 ; halogen, nhiÒu chÊt oxi ho¸ m¹nh

o

t

 2P2O5 + KCl – §iÒu chÕ: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C

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 to N2 + 3H2O 4NH3 + 5O2  0 , xúctác

4NO + 6H2O 2NH3 + Cl2

o

t

 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

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

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 + 18HNO3đặc, nóng Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 7H2O + 15NO2

HI + 2HNO3 HIO3 + 2NO + 2H2O Trong các phản ứng trên, N+5 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 N nh NO2; N2 ; NO; N2O ; NH4NO3