III LIÊN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO ELECTRON Số thứ tự của nguyên tố = Số proton, số electron… Số thứ tự của chu kỳ = số lớp của Electron Số thứ tự của nhóm A = Số Electron ở lớp ngoài cù
Trang 1A ĐẠI CƯƠNG :
I NGUYÊN TỬ: GỒM 2 PHẦN:
1 Hạt nhân: có 2 hạt: Proton ( p ) mang điện tích dương
Nơtron ( N ) không mang điện
2 Lớp vỏ: Có hạt Electron ( Z ) mang điện tích âm
Vậy trong 1 nguyên tử thì có 2 hạt mang điện là: Proton và Electron, 1 hạt không mang điện là Nơtron
Do nguyên tử trung hòa về điện nên:
Số proton (p) = số Electron (Z) = số hiệu nguyên tử = số thứ tự ô = số điện tích hạt nhân ( +Z)
3 Số khối: A = Z + N Với A Số khối, Z số Proton, N số Nơtron
4 Kí hiệu nguyên tố: A X
Z Với A Số khối, Z số Proton, X nguyên tố
5 Khối lượng nguyên tử trung bình: A = X1.A1X+1X+X2.2A2+
A1, A2… Số khối của đồng vị thứ 1, 2, …
X1, X2, … Phần trăm của đồng vị thứ 1, 2, …
6 Công thức liên hệ: 1≤ N Z ≤ 1.5
II CẤU HÌNH ELECTRON VÀ CÁCH ĐIỀN ELECTRON VÀO Ô LƯỢNG TỬ ( OBITAN )
Được chia thành 4 phân lớp: s, p, d, f
Lớp 1 có 1 phân lớp: 1S
Lớp 2 có 2 phân lớp: 2S 2p
Lớp 3 có 3 phân lớp: 3S 3p 3d
Lớp 4 có 4 phân lớp: 4S 4p 4d 4f Lớp 5 có 4 phân lớp: 5S 5p 5d 5f Lớp 6 có 4 phân lớp: 6S 6p 6d 6f
Cấu hình: 1S 2S 2p 3S 3p 4S 3d 4p 5S …
Phân lớp S có tới đa 2 e
Phân lớp p có tối đa 6 e
Phân lớp d có tối đa 10 e Phân lớp f có tối đa 14 e
Điền electron vào Obitan: mổi Obitan là 1 ô vuông
Phân lớp S có 1 obitan
Phân lớp p có 3 obitan Phân lớp d có 5 obitanPhân lớp f có 7 obitan
Cách điền electron vào obitan theo quy tắc Hund: khi điền e vào obitan sao
cho số e độc thân là lớn nhất.
Mổi Obitan chứa tối đa 2 e
Nguyên lý vững bền: trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao
Quy tắc Kleckoski: cho biết sự sắp xếp e theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s…
Đới với nguyên tố có Z ≥ 21 , trước tiên viết sự phân bố eletron theo mức năng lượng, sau đó sắp xếp lại theo các lớp từ trong ra ngoài
Vd Viết cấu hình electron của Fe ( Z = 26)
Trang 2Mức năng lượng : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Chú ý: Electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng lượng
Sự phân bố electron vào obitan:
N ( Z = 7 ) 1s2 2s2 2p3
Đặc điểm lớp e của nguyên tử nguyên tố hoá học:
• Lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố hoá học có thể có nhiều nhất 8 e
Các nguyên tử có 1, 2, 3 e ngoài cùng là kim loại
Các nguyên tử có 5, 6, 7 e ngoài cùng là phi kim
Các nguyên tử có 4 e ngoài cùng : có thể là kim loại ( Sn ,Pb) hoặc phi kim ( C,
S …)
Các nguyên tử có đủ 8 e ngoài cùng , bền vững : là khí hiếm
Vậy e ngoài cùng quyết định tính chất hoá học của một nguyên tố.
III LIÊN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO ELECTRON
Số thứ tự của nguyên tố = Số proton, số electron…
Số thứ tự của chu kỳ = số lớp của Electron
Số thứ tự của nhóm A = Số Electron ở lớp ngoài cùng
VI HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC:
1 Định luật tuần hoàn: “ Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần,
tính chất của các đơn chất và hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhan”
2 Bảng hệ thống tuần hoàn: Có 7 chu kỳ: 8 nhóm
a chu kỳ: Gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp
electron xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm
b Nhóm và phân nhóm:
Mổi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính ( nguyên tố s và p ) và phân nhóm phụ ( nguyên tố d và f )
Nguyên tử của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính có số electron lớp ngoài cùng bằng số thứ tự nhóm
V KHÁI NIỆM NGUYÊN TỬ, NGUYÊN TỐ, PHÂN TỬ, CHẤT:
1 Nguyên tử: là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hoá học, tham gia
tạo thành phân tử
Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có điện tích hạt nhân bằng nhau
2 Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất có khã năng tồn tại độc lập và còn
mang những tính chất hoá học cơ bản của chất đó
Trang 33 Đơn chất: là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học : O2, H2 , Cl2
Một nguyên tố hoá học có thể tạo tàhn một số dạng đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù hình của nguyên tố đó
Ví dụ : các bon có 3 dạng thù hình : cácbon vô định hình, than chì và kim loại
4 Hợp chất là chất cấu tạo từ 2 hay nhiều nguyên tố hoá học : H2O , NaOH…
VI KHÁI NIỆM KHỐI LƯỢNG NGUYÊN TỬ, KHỐI LƯỢNG PHÂN TỬ, MOL
1 Nguyên tử khối: là khối lượng của một nguyên tử biểu diển bằng đơn vị
cácbon ( đ v C)
2 Phân tử khối: là khối lượng của một phân tử biểu diển bằng đơn vị cácbon
( đ v C)
3 Mol là lượng chất chứa N = 6,02 1023 ( số Avôgađrô ) hạt đơn vị ( nguyên tử, phân tử, ion, electron … )
4 Khơi lượng Mol là khối ưlợng của N hạt vi mô ( nguyên tử, phân ửt, ion…)
5 Cách tính số mol
a Dựa vào khối lượng của một chất : n = Với
n Số mol của một chất ( đơn vị mol)
m Khối lượng của một chất ( đơn vị là gam)
M khối lượng phân tử của một chất ( đ v C)
b Dựa vào thể tích chất khí ở đktc : n = Với
n số mol của chất khí ( đơn vị mol )
V thể tích của chất khí ở đktc ( đơn vị là lít )
c Dựa vào Nồng độ và thể tích của một dung dịch : n = CM x V Với
n số mol của một dung dịch ( đơn vị là mol)
CM Là nồng độ của một dung dịch ( đơn vị là mol/lit)
V thể tích của một dung dịch ( đơn vị là lít)
d Dựa vào Aùp suất của một chất khí: n = Với
n Số mol của một chất khí ( đơn vị là mol )
P thể tích của chất khí ( đơn vị atm)
V thể tích của chất khí ( đơn vị lít)
R hằng số Plăng (= 0,082 ) đối với thể tích khi tính bằng atm
T = t +273 oC nhiệt độ theo kenvin
e Cách đổi từ mmHg ra atm : 1 atm = 760 mmHg
VII TỶ KHỐI CỦA CHẤT KHÍ: (kí hiệu là d) là tỷ khối của khí này so với khí khác
d A/B = Với : MA và MB là phân tử khối của cùng thể tích khí A và khí B
VIII KHỐI LƯỢNG MOL TRUNG BÌNH CỦA HỔN HỢP KHÍ:
Khối lượng mol trung bình của hổn hợp khí ( ) với =
Trong đó : mhh là khối lượng của hổn hợp khí
m M
V 22,4
P.V R.T
MA
M
B
mhh hh
Trang 4nhh số mol của hổn hợp khí Giả sử hổn hợp gồm 3 khí A, B, C ta có
= =
IX LIÊN KẾT HOÁ HỌC
Có 2 kiểu liên kết hoá học chính là: liên kết cộng hoá trị và liên kết ion
Liên kết cộng hoá trị:
Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do ác nguyên tử góp chung với nhau 1 hay nhiều electron tạo thành các cặp e chung, khi đó 2 nguyên tử đều đạt cơ cấu bền của khí hiếm Có 2 loại:
Liên kết cộng hoá trị không cực: (∆x = 0 với : ∆x là hiệu độ âm điện)
Tạo thành do 2 nguyên tử của cùng 1 nguyên tố, cặp e liên kết không bị lệch về phía nào
Ví dụ như: H-H, Cl-Cl
Liên kết cộng hóa trị có cực (∆x < 1,7 )
Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều, cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn
Ví dụ như: H-Cl
Liên kết cho nhận ( còn gọi là liêm kết phối trí)
Đó là loại lien kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e
Vdí dụ như: NH+
Liên kết π và liên kết σ
Liên kết π là sự xen phủ giữa các obitan p ở 2 bên trục nối giữa 2 hạt nhân nguyên tử
Liên kết σ là do sự xen phủ 2 obitan dọc theo trục nối giữa 2 hạt nhân nguyên tử
Liên kết ion:( ∆x ≥ 1,7 ) là liên kết đựoc hình thành do lực hút tỉnh điện giữa các ion mang điện tích ngược dấu
Vd sự tạo thành phân tử NaCl
Na – e → Na+
Cl + e → Cl
-Hoá trị của các nguyên tố:
Electron hoá trị: là những electron có khã năng tham gia vào việc hình thành liên kết hoá học
M m A + mB + m C
n
A + n B + n C
n AMA + nBMB+ nC MC
nA + nB + nC
H +
H – N → H H
Na+ + Cl- = NaCl
Trang 5Điện hoá trị: là hoá trị của 1 nguyên tố trong hợp chất ion bằng số điện tích ion đó
Vd : trong NaCl : Điện hoá trị của Na là 1+ , của Clo là 1
-Cộng hoá trị: hoá trị của 1 nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trị ( gọi là cộng hoá trị ) bằng số lien kết mà nguyên tử của nguyên tố đocs thể tạo thành với các nguyên tử của nguyên tố khác
Vd : trong CH4 : hoá trị của Hiđrô là 1, của các bon là 4
B HOÁ HỌC CÁC CHẤT
Các chất vô cơ:
I Đơn chất: kim loại và phi kim.
Kim loại: chỉ thể hiện tính khử, tức nhường electron để trở thành cation
M – ne = Mn+
Phi kim: có khã năng thu electron để trở thành anion
II Hợp chất: Oxít, Axít, Bazơ, muối:
1 Oâxít là hợp chất giữa oxi với một nguyên tố hoá học khác: CaO, CO2 …
2 Oâxít bazơ: là những ôxit tác dụng với dung dịch axit tạo thành muối và nước (
thường ôxit của kim loại )
Oâxit bazơ của kim loại kiềm và kiềm thổ phản ứng với nước tạo hiđrôxit:
Cao + H2O = Ca(OH)2
Tác dụng với ôxit axit và axit tạo thành muối:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CaO + CO2 = CaCO3
3 Oâxit axit: là những ôxit tác dụng với dung dịch bazơ tạo thành muối và nước (
thường là ôxit của phi kim )
Một số ôxit axit được tạo thành khi làm mất nước của axit tương tứng, từ đó ôxit axit còn gọi là Anhiđric axit.
SO3: anhidric sunfuric N2O5 Anhiđric nitric
4 Tác dụng với nước tạo axit tương ứng:
SO3 + H2O = H2SO4
5Phản ứng với ôxit bazơ và bazơ tạo thành muối:
CO2 + 2 KOH = K2CO3 + H2O
CO2 + CaO = CaCO3
6 Oâxit lưỡng tính: vừa có tính axit vừa có tính bazơ:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O ZnO + 2 KOH = K2ZnO2 + H2O
Lưu ý: Co, NO, N2O không phản ứng với axit, bazơ tạo thành muối
II Axit:
Theo Brônsted “ Axit là những chất có khã năng cho prôton ( tức H+ )”
HCl = H+ + Cl
Trang 6-HCl + H2O = H3O+ + Cl
-Phân loại:
Axit không có Oâxi :
Axit có ôxi ( ôxi axit )
HNO3 Axit nitric HNO2 Axit nitrơ
H2SO4 Axit sunfuric
H2SO3 Axit sunfuric HClO Axit hypoclorơ HClO2 Axit clorơ HClO3 Axit Cloric HClO4 Axit pecloric
1 Tính chất của Axit:
Trong nước axit điện ly cho ion H3O+ ( H+) làm giấy quỳ tím ( hay xanh ) hoá đỏ Phản ứng với kim loại trước hiđrô
Fe + 2 HCl = FeCl2 + H2↑
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
Phản ứng với ôxit bazơ: H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
Phản ứng với bazơ: H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2 H2O
Phản ứng với muối: 2 HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2↑
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓+ 2 HCl Chú ý:
Axit H2SO4 đạc nóng:
Oâxi hoá hầu hết các kim loại ( trừ Au và Pt) đến số ôxi hoá cao nhất và giải phóng SO2
Cu + 2 H2SO4 đặc nóng = CuSO4 + SO2↑ + H2O
2 Fe + 6 H2SO4 đặc nóng = Fe2(SO4)3 + 3 SO2↑ + 6 H2O Oâxi hoá một số với phi kim
S + 2 H2SO4 đặc nóng = 3 SO2↑ + 2 H2O
2 P + 5 H2SO4 đặc nóng = 5 SO2↑ + 2 H2O + 2 H3PO4
Oâxi hoá các hợp chất của sắt II như : FeO, Fe3O4, FeCO3… tạo muối sắt III sunfát và giải phóng khí SO2
Oâxi hoá kim loại: 4 HNO3 + Fe = Fe(NO3)3 + NO +2 H2O
2 H2SO4 + Mg = MgSO4 + SO2 + 2 H2O
III BAZƠ
1 Định nghĩa: ( Theo Bronsted ) Bazơ là những chất có khã năng nhận Prôton
H+
Vd : KOH + HCl = KNO3 + H2O
Phân loại: dựa vào tính tan, bazơ được chia làm 2 loại:
Bazơ tan trong nước như: KOH, NaOH, Ba(OH)2
Tên gọi = Axit + tên phi kim + hyđric
Trang 7Bazơ không tan trong nước như: Mg(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)2…
2 Tính chất hoá học:
Trong nước bazơ điện ly ra ion OH- làm quỳ hoá xanh
NaOH = Na+ + OH
-NH3 + H2O NH4+ + OH
-Phản ứng với axit và ôxit axit tạo muối
Ca(OH)2 + 2 HCl = CaCl2 + 2 H2O Phản ứng với muối axit tạo muối trung hoà:
2 NaOH + Ca(HCO3)2 = Na2CO3 + CaCO3↓ + 2 H2O Bazơ mạnh đẩy bazơ yếu ra khỏi dung dịch muối:
2 NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2 NaCl Ba(OH)2 + 2 NH4Cl = BaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O Kiềm mạnh hoà tan đựơc ôxit lưỡng tính và kim loại có hiđrôxit lưỡng tính:
NaOH + Al + H2O = NaAlO2 + 3/2 H2↑
KOH + Al2O3 = 2 KAlO2 + H2O Ba(OH)2 + 2 Al(OH)3 = Ba(AlO2)2 + 4 H2O Kiềm mạnh phản ứng với halogen:
2 NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2o Bazơ tan phản ứng trao đổi với muối:
Ba(OH)2 + K2SO3 = BaSO3↓ + 2 KOH Phản ứng nhiệt phân: ( các bazơ không tan hoặc ít tan)
Cu(OH)2 = CuO + H2O
IV HIĐRÔXÍT LƯỠNG TÍNH: X(OH) n
Trong đó: n số oxi hoá của X
X có thể là kim loại hoặc phi kim
1 Định nghĩa: Hiđrôxít lưỡng tính là hiđrôxít có cả 2 khã năng cho và nhận
prôtn, nghĩa là vừa có tính axit, vừa có tính bazơ: nhưng cả 2 tính chất đều yếu
Vd : Zn(OH)2 , Al(OH)3, Be(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3
2 Tính chất:
Các hiđrôxit lưỡng tính đều ít tan trong nước
2 OH- + Zn2+ Zn(OH)2 ZnO22- + 2 H+
3 OH- + Al3+ Al(OH)3 AlO2- + H+ + H2O Phản ứng với axit mạnh và bazơ mạnh:
Al(OH)3 + 3 HCl = AlCl3 + 3 H2O Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2 H2O
3 Muối:
Định nghĩa: Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại ( hay NH4+ ) liên kết với anion gốc axit
Phân loại: theo thành phần, muối được chia làm 2 loại:
Trang 8Muối axit là những muối mà gốc axit không còn hiđrô có thể tách thành prôton
Vd NaHCO3 , Ca(HCO3)2
Muối trung hoà là những muối mà gốc axit không còn hiđrô có khã năng hay htể bằng kim loại
Vd Na2CO3, CaCO3
Tính chất
Tính tan trong nước: các muối amoni, muối nitrát đều tan Muối clorua đều tan ( rừ AgCl không tan, PbCl2 ít tan) Muối sunfát đều tan ( trừ SrSO4, BaSO4, PbSO4 không tan, CaSO4,
Ag2SO4 ít tan)
Muối cacbonat: chỉ có muối của kim loại kiềm và amoni tan Muối photphat: chỉ có muối phophat của kim loại kiềm và amoni tan Phản ứng thuỷ phân, tính axit, tính bazơ của dung dịch muối:
Phản ứng thuỷ phân là phản ngsthuần nghịch xảy ra do mộ muối tác dụng với nước Theo Bronsted: phản ứng thuỷ phân cũng là phản ứng trung hoà, phản ứng trao đổi
Tính axit bazơ của dung dịch muối:
Axit yếu + Bazơ yếu Có Tuỳ vào độ mạnh của axit
hay bazơ mà dung dịch có tính axi hay bazơ
Axi mạnh hơn : < 7 Bazơ mạnh hơn > 7
Phản ứng trao đổi ion: chỉ xảy ra khi sản phẩm tạo thành là chất kết ủa, chất dể bay hoi hoặc chất điện ly yếu:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑ ( tạo chất bay hơi ) Cu(OH)2 + 2 NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 ( tạo chất kết tủa)
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl ( tạo chất điện ly yếu ) Tính chất hoá học của muối
Kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dịch muối
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Phản ứng đẩy phi kim yếu ra khỏi dung dịch muối:
Cl2 + 2 KBr = 2 KCl + Br2
Phản ứng với chất ôxihoá và chất khử:
Cl2 + 2 FeCl2 = 2 FeCl3
2 FeCl3 + Fe = 3 FeCl2
Phản ứng nhiệt phân
to
Trang 9CaCO3 = CO2 + CaO Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2
AgNO3 = Ag + NO2 + ½ O2
Dung dịch và sự điện ly:
Dung dịch: là hổn hợp đồng nhất của dung môi và chất tan
Độ tan ( S) của một chất trong nước ở một nhiệt độ xác định là số gam chất đó có thể tan trong 100 g để ạo thành dung dịch bảo hoà ở nhiệ độ đó
Nông độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lượng dung dịch nhất định dung dịch hoặc dung môi
Nồng độ phần trăm ( C %): Nồng độ phần trăm được biểu thị băng số gam chất tan có trong 100 g dung dịch
Trong đó: mct, mdd, mdm khối lượng của chất an, của dung dịch và của dung môi (g)
Vdd thể tích dung dịch ( ml) d: khối lượng riêng của dung dịch ( g/ml )
Nồng độ mol: là số mol chất tan trong 1 lit dung dịch Ký hiệu là CM hoặc [ ]
Trong đó: n số mol chấ tan mct khối lượng chất tan ( g)
M khối lượng mol chất tan ( g/mol ) Vdd thể tích dung dịch ( lít )
Quan hệ giữa C% và CM
Sự điện ly
Định nghĩa: là quá trình phân li chất tan thành các ion : ion dương ( cation ) và ion âm ( anion) ở trạng thái dung dịch hoặc khi nóng chảy
Chất điện ly là những chất tan trong nước tạo thành các ion
Sự điện li được biểu diển bằng phương trình điện ly
Số phân tử đã điện ly Độ điện li : α =
Tổng số phân tử chất Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
Chất điện li mạnh: là những chất rong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành ion ( các muối tan, các axit mạnh, các bazơ mạnh…)
Chất điện li yếu: là những chất chỉ phân limột phần thành ion ( đường , rượu, các axit yếu, bazơ yếu …)
Phản ứng axit và bazơ
Tác dụng của dung dịch axit và dung dịch bazơ
Phương trình phân tử: H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O
Phương trình ion H3O+ +OH- = 2 H2O
to to
C% = mct
m
dd
100 mct
mct + mdm.100
m
ct .100
Vdd d
CM= Vddn = mct
M 1Vdd
CM= M 10.d C%
Trang 10Tác dụng của dung dịch axit và bazơ không tan:
PT phân tử: 3 HNO3 + Al(OH)3 = Al(OH)3 + 3 H2O
PT ion thu gọn: 3 H3 + Al(OH)3 = Al3+ + 3 H2O
Tác dụng của dung dịch axit và ôxit bazơ không tan
PT phân tử: 2 HCl + CuO = CuCl2 + H2O
PT ion thu gọn: 2 H+ + CuO = Cu2+ + H2O
V PHẢN ỨNG ÔXY HOÁ KHỬ
Định nghĩa phản ứng ôxy hoá khử: là phản ứng trong đó nguyên tử hoặc ion này nhường e cho nguyên tử hoặc ion khác
Chất khử là chất nhường e nên có số ôxy hoá tăng
Chất ôxy hoá là chất thu e nên số ôxy hoá giảm
Sự ôxy hoá là sự mất e: Fe2+ - e = Fe3+
Sự khử là sự thu e: Cl2 +2 e = 2 Cl
-Cách xác định số ôxy hoá:
Số ôxy hoá của đơn chất bằng không
Đối với các ion đơn nguyên tử, số ôxi hoá bằng điệ tĩha của ion đó:
Vd số ôxi hoá của Na+ , Mg2+ Al3+ lần lượt là +1, +2 ,+3
Trong các hợp chất, số ôxi hoá của hiđrô bằng +1 và của ôxi bằng –2
Trong mộ phân tử, tổng số ôxi hoá của các nguyên tử bằng không
Vd Tìm số ôxi hoá của các nguyên tố N, H trong phân tử: HNO3
Giải : gọi x là số ôxi hoá của nitơ cần tìm : 1 + x + (-2) 3 = 0 -> x = 6 – 1 = + 5 Cách cân bằng phản ứng ôxi hoá khử
Gồm các bước như sau:
Viết sơ đồ phản ứng
Xác định số ôxi hoá của các nguyên tố có số ôxi hoá thay đổi
Viết các phương trình e ( cho – nhận e) Tìm hệ số cân bằng số e cho và nhận Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng
Cân bằng phần không tham gia quá trình ôxi hoá khử
VI HOÁ VÔ CƠ
1 Phi kim
Nhóm halogen : ( Flo, Clo, brôm, iot, Atatin )
Cấu tạo nguyên tử: cấu hình ns2 np5
Tính chất vật lý: Ở điều kiện thường F2, Cl2 là chất khí, Br2 là chất lỏng, I2 là chất rắn
Tính chất hoá học
Phản ứng vói H2
Bóng tối
F2 + H2 = 2 HF
Cl2 + H2 = 2 HCl
H2 + Br2 = 2 HBr
I2 + H2 2 HI
to to to