Tóm tắt lý thuyết Hoá học vô cơ 10

Thành phần cấu tạo của nguyên tử
Kết luận : thành phần cấu tạo của nguyên tử gồm:
Chương 1 : NGUYÊN TỬ
Hạt nhân nằm ở tâm nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron
Vỏ nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân
Electron
me= 9,1094.10-31 kg
qe= -1,602.10 -19 C kí hiệu là – eo qui ước bằng 1-
Proton
Hạt proton là 1 thành phần cấu tạo của hạt nhân nguyên tử,mang điện tích dương, kí hiệu p m= 1,6726.10 -27 kg
q= + 1,602.10 -19 C kí hiệu eo, qui ước 1+
Nơtron
Hạt nơtron là 1 thành phần cấu tạo của hạt nhân nguyên tử, không mang điện , kí hiệu n.Khối lượng gần bằng khối lương proton
Kích thước và khối lượng của nguyên tử 1- Kích thước
Nguyên tử các nguyên tố có kích thước vô cùng nhỏ, nguyên tố khác nhau có kích thước khác nhau.
Đơn vị biểu diễn A(angstron) hay nm(nanomet) 1nm= 10 -9 m ; 1nm= 10A
1A= 10 -10 m = 10 -8 cm
2- Khối lượng
Khối lượng nguyên tử rất nhỏ bé, để biểu thị khối lượng của nguyên tử, phân tử, p, n, e dùng đơn vị khối lượng nguyên tử, kí hiệu u (đvc)
1u = 1/12 khối lượng 1 nguyên tử đồng vị cacbon-12 1u = 19,9265.10 -27 kg/12
= 1,6605.10 -27kg
Hạt nhân nguyên tử
Điện tích hạt nhân
Proton mang điện tích 1+, nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích của hạt nhân bằng Z+ Trong nguyên tử :
Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số p = Số e
Ví dụ : nguyên tử Na có Z = 11+ → ngtử Na có 11p, 11e
Số khối
Là tổng số hạt proton và nơtron của hạt nhân đó A = Z + N
Ví dụ 1: Hạt nhân nguyên tử O có 8p và 8n → A = 8 + 8 = 16
Ví dụ 2: Nguyên tử Li có A =7 và Z = 3 → Z = p = e = 3 ; N = 7 - 3 =4
Nguyên tử Li có 3p, 3e và 4n
Nguyên tố hóa học 1.Định nghĩa
Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân
Ví dụ : Tất cả các nguyên tử có cùng Z là 8 đều thuộc nguyên tố oxi, chúng đều có 8p, 8e
Số hiệu nguyên tử
Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của 1 nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó (Z)
Kí hiệu nguyên tử
Số khối
A
Z X
Số hiệu nguyên tử
Na
11
Ví dụ :	23
Cho biết nguyên tử của nguyên tố natri có Z=11, 11p, 11e và 12n (23-11=12)
V - ĐỒNG VỊ
Các đồng vị của cùng 1 nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối của chúng khác nhau
O
8
Ví dụ : Nguyên tố oxi có 3 đồng vị
8
8
16O ,
Chú ý:
17O , 18
Các nguyên tử của cùng 1 nguyên tố có thể có số khối khác nhau
Các đồng vị có tính chất hóa học giống nhau
Nguyên tử khối và nguyên tử khối trung bình của các nguyên tố hóa học 1- Nguyên tử khối
Nguyên tử khối của 1 nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử
Vì khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân nguyên tử nên nguyên tử khối coi như bằng số khối (Khi không cần độ chính xác)
Ví dụ : Xác định nguyên tử khối của P biết P cóZ=15, N=16 → Nguyên tử khối của P=31
2- Nguyên tử khối trung bình
Trong tự nhiên đa số nguyên tố hóa học là hỗn hợp của nhiều đồng vị(có số khối khác nhau) →
Nguyên tử khối của nguyên tố là nguyên tử khối trung bình của các đồng vị đó.
A = aX + bY
100
X, Y: nguyên tử khối của đồng vị X, Y a,b : % số nguyên tử của đồng vị X, Y Ví dụ : Clo là hỗn hợp của 2 đồng vị
17
Cl
17
35 Cl chiếm 75,77%	và	35
chiếm 24,23% nguyên tử khối trung bình của clo là:
A = 75,77 + 24,23 » 35.5
100
100
Cấu hình electron nguyên tử
1.Sự chuyển động của các electron trong nguyên tử:
-Các electron chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt nhân nguyên tử không theo những quỹ đạo xác định tạo nên vỏ nguyên tử.
Trong nguyên tử: Số e = số p = Z 2.Lớp electron và phân lớp electron a.Lớp electron:
Ở trạng thái cơ bản, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao (từ gần hạt nhân ra xa hạt nhân) và xếp thành từng lớp.
Các electron trên cùng một lớp có mức năng lương gần bằng nhau
-
Thứ tự lớp	1	2	3	4	5	6	7 Tên lớp	K	L	M	N	O	P	Q
hân lớp electron:
Các e trên cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau
Các phân lớp được kí hiệu bằng chữ cái thường : s, p, d, f, 
Só phân lớp = số thứ tự của lớp
Ví dụ:

+ Lớp thứ nhất (lớp K,n=1) có 1 phân lớp :s
+ Lớp thứ hai (lớp L,n=2) có 2 phân lớp : s, p
+ Lớp thứ ba (lớp M,n=3) có 3 phân lớp :s, p, d
+ Lớp thứ tư (lớp N,n=4) có 4 phân lớp: s, p, d, f
Các electron ở phân lớp s gọi là electron s, tương tự ep, ed, 
Obitan nguyên tử :
Là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó xác suất có mặt electron là lớn nhất ( 90%) kí hiệu là AO.
Trên 1 AO chỉ chứa tối đa 2 electron được gọi là electron ghép đôi Nếu trong 1AO chứa 1 lectron được gọi là e độc thân
Nếu trong AO không chứa e được gọi là AO trống.
Phân lớp s có 1 AO hình cầu.
Phân lớp p có 3 AO hình số 8 nổi cân đối.
Phân lớp d có 5 AO hình phức tạp.
Phân lớp f có 7 AO hình phức tạp.
Số electron tối đa trong một phân lớp , một lớp: a.Số electron tối đa trong một phân lớp :
Phân
lớp s
Phân
lớp p
Phân
lớp d
Phân
lớp f
Số e tối đa
2
6
10
14
Cách ghi
S2
p6
d10
f14
- Phân lớp đã đủ số electron tối đa gọi là phân lớp electron bão hòa.
b. Số electron tối đa trong một lớp :
Lớp
Lớp K
Lớp L
Lớp M
Lớp N
Thứ tự
n=1
n=2
n=3
n=4
Sốphânlớp
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
Số e tối đa ( 2n2)
2e
8e
18e
32e
- Lớp electron đã đủ số e tối đa gọi là lớp e bão hòa.
Thí dụ : Xác định số lớp electron của các nguyên tử :
Cấu hình electron nguyên tử a.Nguyên lí vưng bền

14 N
7
Các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao.
Mức năng lượng của : 1s2s2p3s3p4s3d5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d...
Khi điện tích hạt nhân tăng lên sẽ xuất hiện sự chèn mức năng lượng giữa s và d hay s và f.
+ Lớp : tăng theo thứ tự từ 1 đến 7 kể từ gần hạt nhân nhất
+Phân lớp: tăng theo thứ tự s, p, d, f.
Nguyên lí pauli:
Trên 1obitan nguyên tử chứa tối đa 2 electron và có chiều tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron.
Qui tắc hun :
Trong cùng một phân lớp các electron điền vào các obitan sao cho số lectron độc thân là lớn nhất.
e. Cấu hình electron của nguyên tử:
- Cấu hình electron của nguyên tử:
Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố electrron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
- Quy ước cách viết cấu hình electron :
+ STT lớp e được ghi bằng chữ số (1, 2, 3. . .)
+ Phân lớp được ghi bằng các chữ cái thường s, p, d, f.
+ Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của phân lớp.(s2 , p6 )
- Một số chú ý khi viết cấu hình electron:
+ Cần xác định đúng số e của nguyên tử hay ion. ( số e = số p = Z )
+ Nắm vững các nguyên lí và qui tắc, kí hiệu của lớp và phân lớp ...
+ Qui tắc bão hoà và bán bão hoà trên d và f : Cấu hình electron bền khi các electron điền vào phân lớp d và f đạt bão hoà ( d10, f14 ) hoặc bán bão hoà ( d5, f7 )
- Các bước viết cấu hình electron nguyên tử
Bước 1: Điền lần lượt các e vào các phân lớp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng. Bước 2: Sắp xếp lại theo thứ tự các lớp và phân lớp theo nguyên tắc từ trong ra ngoài.
Bước 3: Xem xét phân lớp nào có khả năng đạt đến bão hoà hoặc bán bão hoà, thì có sự sắp xếp lại các electron ở các phân lớp ( chủ yếu là d và f )
Ví dụ: Viết cấu hình electron nguyên tử các nguyên tố sau
+ H( Z = 1)
+ Ne(Z = 10)
+ Cl(Z = 17) 1s22s22p63s23p5
+ Fe, Z = 26, 1s22s22p63s23p63d64s2
+ Cu ( Z = 29); Cr ( Z = 24)
-Cách xác định nguyên tố s, p, d, f:
+ Nguyên tố s : có electron cuối cùng điền vào phân lớp s.
+Nguyên tố p: có electron cuối cùng điền vào phân lớp p. Br, Z =35, 1s22s22p63s23p64s23d104p5
Hay 1s22s22p63s23p63d104s24p5
+ Nguyên tố d: có electron cuối cùng điền vào phân lớp d. Co, Z =27, 1s22s22p63s23p64s23d7
Hay 1s22s22p63s23p63d74s2
+ Nguyên tố f: có electron cuối cùng điền vào phân lớp f
Cấu hình e nguyên tử của 20 nguyên tố đầu(sgk)
Đặc điểm của lớp e ngoài cùng:
-Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có nhiều nhất là 8 e.
Các electron ở lớp ngoài cùng quyết định đến tính chất hoá học của một nguyên tố.
+Những nguyên tử khí hiếm có 8 e ở lớp ngoài cùng (ns2np6) hoặc 2e lớp ngoài cùng (nguyên tử He ns2 ) không tham gia vào phản ứng hoá học .
+Những nguyên tử kim loại thường có 1, 2, 3 e lớp ngoài cùng.
Ca, Z = 20, 1s22s22p63s23p64s2 , Ca có 2 electron lớp ngoài cùng nên Ca là kim loại.
+Những nguyên tử phi kim thường có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng.
O, Z = 8, 1s22s22p4, O có 6 electron lớp ngoài cùng nên O là phi kim.
+Những nguyên tử có 4 e lớp ngoài cùng có thể là kim loại hoặc phi kim.
Kết luận: Biết cấu hình electron nguyên tử thì dự đoán tính chất hoá học nguyên tố.
PHƯƠNG PHÁP GIẢI MỘT SỐ BÀI TOÁN CHƯƠNG 1
Một số điểm lưu ý khi giải toán chương nguyên tử.
Trong nguyên tử ta luôn có:
Số e = số p
Số n = Số A – số p
-	p £ n £ 1,5p hay P £ N £ 1,5Z
n,p,e thuộc tập số nguyên dương.
( sau đó chúng ta biến đổi bất đẳng thức để từ đó kiểm tra nghiệm )
Một số bài toán ví dụ
1. Bài toán về các hạt: Đề xuất nhiều cách giải, chọn cách giải hay
Ví dụ 1:
Một nguyên tử có tổng số các loại hạt là 13 . Hãy xác định số lượng từng loại hạt trong nguyên tử.
Ví dụ 2:
Tổng số hạt trong hạt nhân nguyên tử là 9. Hãy xác định số lượng từng loại hạt trong nguyên tử.
Ví dụ 3:
Tổng số hạt trong nguyên tử bằng 115, số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là
Xác định só hạt e của nguyên tử đó.
Ví dụ 4:
Ion M3+ được cấu tạo bởi 37 hạt. Số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 9.
Xác định số lượng từng hạt trong M .
Viết cấu hình electron và sự phân bố các e vào các AO.
Bài toán về đồng vị : Đề xuất nhiều cách giải, cách giải hay
Ví dụ 1:
Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị 63Cu chiếm 73 % và 65Cu chiếm 27%. Xác định khối lượng nguyên tử trung bình của đồng.
Ví dụ 2:
Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị 63Cu chiếm 73 % và A Cu. Xác định số khối A biết khối lượng nguyên tử trung bình của đồng bằng 63,54.
Ví dụ 3:
Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị X Cu chiếm 73 % và Y Cu. Xác định X,Y biết khối lượng nguyên tử trung bình của đồng bằng 63,54 và số khối của đồng vị thứ hai lớn hơn đồng vị thứ nhất 2 đơn vị.
Ví dụ 4:
Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị 63 Cu và 65 Cu. Xác định % của đồng vị thứ nhất biết khối lượng nguyên tử trung bình của đồng bằng 63,54 .
Ví dụ 5:
Ion M+ và X2- đều có cấu hình electron : 1s22s22p63s23p6.
Viết cấu hình e của M và X.
Tính tổng số hạt mang điện trong hợp chất được tạo bởi 2 ion trên.
Chương 2 : BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
Nguyên tắc sắp xếp :
Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.
Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng.
Các nguyên tố có cùng số e hóa trị trong nguyên tử được xếp thành một cột.
Cấu tạo bảng tuần hoàn: a- Ô nguyên tố:
Số thứ tự của ô nguyên tố đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó .
Chu kỳ: Chu kỳ 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. Số thứ tự của chu kỳ trùng với số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kỳ đó.
Chu kỳ nhỏ: gồm chu kỳ 1, 2, 3.
Chu kỳ lớn : gồm chu kỳ 4, 5, 6, 7.
Nhóm nguyên tố: là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau , do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.
Khối các nguyên tố:
Khối các nguyên tố s : gồm các nguyên tố nhóm IA và IIA
Nguyên tố s là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp s.
Khối các nguyên tố p: gồm các nguyên tố thuộc các nhóm từ IIIA đến VIIIA ( trừ He).
Nguyên tố p là những nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp p.
Khối các nguyên tố d : gồm các nguyên tố thuộc nhóm B.
Nguyên tố d là các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp d.
Khối các nguyên tố f: gồm các nguyên tố thuộc họ Lantan và họ Actini. Nguyên tố f là các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp f.
SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
Các nguyên tố nhóm A: nguyên tố s và p
Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị = số electron lớp ngoài cùng.
Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố.
Các nguyên tố nhóm B: nguyên tố d và f. ( kim loại chuyển tiếp).
Cấu hình electron nguyên tử có dạng : (n–1)da ns2(a=1Š10)
Số electron hóa trị = số electron lớp n + số electron phân lớp (n–1)d nhưng chưa bão hòa.
Đặt S = a + 2 , ta có : - S ≤ 8 thì S = số thứ tự nhóm.
- 8 ≤ S ≤ 10 thì nguyên tố ở nhóm VIII B.
Sự biến đổi một số đại lượng vật lý:
a– Sự biến đổi bán kính nguyên tử khi điện tích hạt nhân tăng :
Trong cùng chu kỳ : bán kính giảm.
Trong cùng nhóm A : bán kính tăng.
b– Sự biến đổi năng lượng ion hóa thứ nhất của các nguyên tố nhóm A: Khi điện tích hạt nhân tăng :
Trong cùng chu kỳ năng lượng ion hóa tăng.
Trong cùng nhóm, năng lượng ion hóa giảm.
Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. ( tính bằng Kj/mol)
Độ âm điện: của một nguyên tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hóa học.
Khi điện tích hạt nhân tăng:
trong cùng chu kỳ, độ âm điện tăng.
trong cùng nhóm, độ âm điện giảm.
Sự biến đổi tính kim loại–phi kim:
a– Trong cùng chu kỳ, khi điện tích hạt nhân tăng:
tính kim loại giảm, tính phi kim tăng dần.
b– trong cùng nhóm A, khi điện tích hạt nhân tăng:
* tính kim loại tăng, tính phi kim giảm dần.
Sự biến đổi hóa trị:
Trong cùng chu kỳ , khi điện tích hạt nhân tăng , hóa trị cao nhất với oxi tăng từ 1 đến 7, hóa trị đối với hidro giảm từ 4 đến 1.
Hóa trị đối với hidro= số thứ tự nhóm –hóa trị đối với oxi
Công thức phân tử ứng với các nhóm nguyên tố ( R : là nguyên tố ) R2On : n là số thứ tự của nhóm.
RH8-n : n là số thứ tự của nhóm.
Nhóm
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
Oxit
R20
RO
R2O3
RO2
R2O5
RO3
R2O7
Hiđrua
RH4
RH3
RH2
RH
Sự biến đổi tính axit-baz của oxit và hidroxit tương ứng:
a– Trong cùng chu kỳ , khi điện tích hạt nhân tăng : tính baz giảm , tính axit tăng . b– Trong cùng nhóm A, khi điện tích hạt nhân tăng : tính baz tăng, tính axit giảm.
* Tổng kết :
N.L ion
hóa (I1)
Bán kính
n.tử(r)
Độ âm
điện
Tính
kim loại
Tính
Phi kim
Tính
bazơ
Tính
axit
Chu kì (Trái sang phải)
Nhóm A (Trên xuống )
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học.
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tư.û
QUAN HỆ HỆ GIỮA VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ.
Mối quan hệ cấu hình và vị trí trong HTTH.
Caáu hình e nguyeân töû
Toång soáe
Nguyeân toás hoaëc p
Nguyeân toád hoaëc f
Soáe ngoaøi cuøng
Soálôùp e

Stt nguyeân toá
Thuoäc nhoùm A
Thuoäc nhoùm B
Stt cuûa nhoùm
Stt chu kì
Ví dụ : Xét đối với nguyên tố P ( Z = 15)
Toång soáe	: 16 neân Stt nguyeân toá:16
Nguyeân toás hoaëc p	: P neân thuoäc nhoùm A
Caáu hình e
nguyeân töû
Nguyeân toád hoaëc f	:
Soáe ngoaøi cuøng	: 6e neân thuoäc nhoùm VIA
Soálôùp e	: 3 lôùp neân thuoäc chu kì 3
Quan hệ hệ giữa vị trí nguyên tố và tính chất của nguyên tố.
Vị trí nguyên tố suy ra:
Thuộc nhóm KL (IA, IIA, IIIA) trừ B và H.
Hoá trị trong h/c oxit cao nhất và trong h/c với hiđro.
H/C ôxit cao và h/c với hiđro.
Tính axit, tính bazơ của h/c oxit và hiđroxit.
Ví dụ: Cho biết S ở ô thứ 16: Suy ra:
S ở nhóm VI, CK3, PK
Hoá trị cao nhất với ôxi 6, với hiđro là 2.
CT oxit cao nhất SO3, h/c với hiđro là H2S. SO3 là ôxit axit và H2SO4 là axit mạnh.
So sánh tính chất hoá học của một nguyên tố với các ng/tố lân cận. a.Trong chu kì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, cụ thể về:
Tính kim loại yếu dần, tính phi kim mạnh dần.
Tính bazơ, của oxit và hiđroxit yêú dần, tính axit mạnh dần. b. Tong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, cụ thể: Tính kim loại mạnh dần, tính phi kim yếu dần.
Theo chu kỳ : Tính phi kim Si< P< S Theo nhóm A: Tính phi kim As < P< N
Lưu ý khi xác định vị trí các nguyên tố nhóm B .
Nguyên tố họ d : (n-1)dansb với a = 1→ 10 ; b = 1 → 2
+ Nếu a + b < 8	→	a + b là số thứ tự của nhóm .
+ Nếu a + b > 10	→	(a + b) – 10 là số thự tự của nhóm.
+ Nếu 8 £ a + b £ 10 → nguyên tố thuộc nhóm VIII B
Nguyên tố họ f : (n-2)fansb với a = 1 → 14 ; b = 1 → 2
+ Nếu n = 6 → Nguyên tố thuộc họ lantan.
+ Nếu n = 7 → Nguyên tố thuộc họ actini.
(a + b) – 3 = số thứ tự của nguyên tố trong họ
Ví dụ : Z = 62 ; n = 6, a = 6, b = 2→ 6 + 2 – 3 = 5 , thuộc ô thứ 5 trong họ lantan.
PHƯƠNG PHÁP GIẢI MỘT SỐ BÀI TOÁN CHƯƠNG II
A. Phương pháp và qui tắc hỗ trợ:
Qui tắc tam xuất.
Phương pháp đặt ẩn số và giải các phương trình.
Phương pháp giá trị trung bình. A,x mol, MA
A	B
M <M= mhh = x.MA +y.MB <M
,sau đó dựa vào giả thiết để biện luận
B,y mol, MB
nhh
x+y
Phương pháp bảo toàn số mol electron.
Nguyên tắc : ånecho = ånenhan , trong các phản ứng có sự nhường và nhận electron
Cách xác định khối lượng muối trong dung dịch.
Sơ đồ :
A,B
+ dd axit,dư
dd muối
m gam
Khí C.
mmuối = mcation + manion = mkimloại + manion
B. Một số ví dụ:
Bài 1: Ion X2+ có cấu hình electron lớp ngoài cùng : 3d4 . Xác đinh vị trí của X trong bảng hệ thống tuần hoàn.
Bài 2: R có hoá trị cao nhất với Oxi bằng hoá trị cao nhất với Hiđro. Hợp chất khí của R với
Hiđro (R có hoá trị cao nhất) chứa 25% H về khối lượng.. Xác định R ?
Bài 3: Cho 6,4g hỗn hợp hai kim loại thuộc hai chu kỳ liên tiếp, nhóm IIA tác dụng hết với dung dịch HCl dư thu được 4,48 lít khí hiđro (đktc).Xác định các kim loại ?
Bài 4: Khi hoà tan hoàn toàn 3 g hỗn hợp 2 kim loại trong dung dịch HCl dư thu được	0,672 lít khí H2 (đkc). Cô cạn dung dịch sau phản ứng thu được a gam muối khan. Xác định giá trị a ?
Bài 5: Hợp chất khí với hiđro của nguyên tố R ứng với công thức RH . Oxit cao nhất của nguyên
3
tố đó chứa 74,07 % O về khối lượng. Xác định R ?
Bài 6: Hoà tan hoàn toàn 4,6g một kim loại kiềm trong dung dịch HCl thu được 1,321 lit khí (đktc). Xác định tên kim loại kiềm đó ?
Bài 7: Nguyên tố R thuộc nhóm IIA tạo với Clo một hợp chất, trong đó nguyên tố R chiếm 36,036% về khối lượng. Tên của nguyên tố R ?
Bài 8: Cho 3,425 gam một kim loại thuộc nhóm IIA tác dụng hết với nước. Sau phản ứng thu được 560 cm3 khí hiđro (đktc). Tên và chu kì của kim loại ?
Bài 9: Hoà tan 2,4gam một kim loại trong HCl có dư thu được 2,24lít H2(đkc). Viết cấu hình electron và xác định vị trí của kim loại trong bảng HTTH ?
Bài 10: Hoà tan hoàn toàn 5,4gam kim loại trong dung dịch H2SO4 đặc, nóng, dư thu được 6,72lít khí SO2 (đkc). Viết cấu hình electron và xác định vị trí của kim loại trong HTTH.
Bài 11: Cho 6,4g hỗn hợp hai kim loại thuộc hai chu kỳ liên tiếp, nhóm IIA tác dụng hết với dung dịch hỗn hợp gồm HCl và H2SO4 loãng dư thu được 4,48 lít khí hiđro (đktc).Xác định các kim loại ? Viết cấu hình electron của mỗi kim loại .
Chương 3:	LIÊN KẾT HOÁ HỌC
Các nguyên tử có xu hướng liên kết với nhau để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Tuân theo qui tắc bát tử (8 điện tử).
Qui tắc bát tử : Các nguyên tử có khuynh hướng liên kết với nguyên tử khác để đạt cấu hình có 8 điện tử (hoặc 2 điện tử)
Tuy nhiên vẫn có một số trường hợp ngoại lệ như NO, PCl5, NO2...
LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ.
Định nghĩa: Là liên kết hoá học được hình thành do sự dùng chung các cặp e.
Ví dụ : H2, Cl2, HCl, CO2, HNO3...
Điều kiện : Các nguyên tử giống nhau hay gần giống nhau về bản chất ( thường là nhưng nguyên tố phi kim nhóm IVA, VA, VIA, VIIA )
Phân loại theo sự phân cực :
+ Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết cộng hóa trị mà trong đó cặp electron dùng chung không bị lệch về phía nguyên tử nào.
Ví dụ : Cl2, H2.
+ Liên kết cộng hóa trị có cực là liên kết cộng hóa trị mà cặp electron dùng chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Ví dụ : HCl, H2O.
Hoá trị của các nguyên tố trong hợp chất chứa liên kết công hoá trị
Tên gọi : Cộng hoá trị
Cách xác định : Cộng hoá trị = số liên kết nguyên tử tạo thành 1.6.Tinh thể nguyên tử :
Khái niệm : Tinh thể được hình thành từ các nguyên tử
Lực liên kết : Liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị
Đặc tính : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao.
Ví dụ : Tinh thể kim cương 1.7.Tinh thể phân tử :
Khái niệm : Tinh thể được hình thành từ các phân tử
Lực liên kết : Lực tương tác giữa các phân tử
Đặc tính : Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.
Ví dụ : Tinh thể nước đá, tinh thể iốt
LIÊN KẾT ION
Các định nghĩa .
Cation : Là ion mang điện tích dương
M → Mn+ + ne( M : kim loại , n = 1,2,3 )
Anion : Là ion mang điện tích âm
X + ne → X n- ( X : phi kim, n =1,2,3 )
Liên kết ion: Là liên kết hoá học hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
Bàn chất : Sự cho – nhận các e
Ví dụ :Xét phản ứng giữa Na và Cl2.
Phương trình hoá học :
2.1e
2Na +	Cl2 ®2NaCl Sơ đồ hình thành liên kết:
Na -1e ® Na+ üï
ý Na + + Cl- ®NaCl ( viết theo dạng cấu hình e )
Cl +1e ® Cl - ïþ
Liên kết hoá học hình thành do lực hút tĩnh điện giữa ion Na+ và ion Cl- gọi là liên kết ion , tạo thành hợp chất ion.
Điều kiện liên kết : Xảy ra ở các kim loại điển hình và phi kim điển hình.
Tinh thể ion:
+ Được hình thành từ những ion mang điện trái dấu đó là cation và anion
+ Lực liên kết : Có bản chất tĩnh điện
+ Đặc tính : Bền, khó nóng chảy, khó bay hơi
+ Ví dụ :	Tinh thể muối ăn ( NaCl)
Hoá trị của các nguyên tố trong hợp chất có liên kết ion
+ Tên gọi : Điện hoá trị
+ Cách xác định : Điện hoá trị = Điện tích của ion đó
HIỆU ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC
* Xét chất AxBy , ΔχAB = χA -χB
0	0,4	1,7
LKCHT không cực	LKCHT phân cực	Liên kết ion
Ví dụ : Dựa và độ âm điện của các chất hãy xác định loại liên kết hoá học tồn tại trong các hợp chất sau : O2. CO2, HCl, NaCl, CH4, AlCl3...
SỰ LAI HOÁ CÁC ORBITAN
Khái niệm : Sự lai hoá obitan nguyên tử là sự tổ hợp (trộn lẫn) một số obitan trong nguyên tử để được các obitan lai hoá giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian.
Số obitan lai hoá = Tổng số các obitan tham gia tổ hợp.
Sự lai hoá được xét đối với các nguyên tử trung tâm.
Các kiểu lai hoá thường gặp .
b1. Lai hoá sp (lai hoá đường thẳng) : Sự tổ hợp 1AO(s) + 1AO(p) → 2AO(sp)
Phân tích : AO(s) hình cầu, AO(p) hình số 8 nổi , AO(sp) hình số 8 nổi không cân đối, hai AO lai hoá tạo với nhau một góc 180o (đường thẳng)
Ví dụ : Xét trong phân tử BeH2 , C2H2, BeCl2
b2. Lai hoá sp2 (lai hoá tam giác): Sự tổ hợp 1AO(s) + 2AO(p) → 3AO(sp2)
Phân tích : AO(s) hình cầu, AO(p) hình số 8 nổi , AO(sp2) hình số 8 nổi không cân đối, ba AO lai hoá tạo với nhau một góc 120o
Ví dụ : Xét trong phân tử BeF3 , C2H4, BCl3...
b3. Lai hoá sp3 (lai hoá tứ diện ): Sự tổ hợp 1AO(s) + 3AO(p) → 4AO(sp3)
Phân tích : AO(s) hình cầu, AO(p) hình số 8 nổi , AO(sp3) hình số 8 nổi không cân đối, bốn AO lai hoá tạo với nhau một góc 109o28'
Ví dụ :	Thường gặp ở các nguyên tử O, C, N Xét trong phân tử CH4, H2O, NH3...
Áp dụng : Giải thích sự lai hoá của các nguyên tử trung tâm trong các hợp chất sau đây : C2H2, BCl3, H2O.
SỰ XEN PHỦ CÁC OBITAN
Xen phủ trục : Trục của các AO tham gia liên kết trùng với đường nối tâm của 2 nguyên tử đượi gọi là sự xen phủ trục.
Sự xen phủ trục tạo thành liên kết s (xích ma) bền, khó bị cắt đứt, các hợp chất có chứa
liên kết s thưởng có hướng ưu tiên " dễ thế hơn cộng "
Gồm các loại xen phủ : s – s , s – p , p – p
Xen phủ bên : Trục của các AO tham gia liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2 nguyên tử đượi gọi là sự xen phủ bên.
Sự xen phủ bên tạo thành liên kết p (pi) kém bền, linh động , các hợp chất có chứa liên kết
p thưởng có hướng ưu tiên " dễ cộng hơn thế ". Gồm các loại xen phủ : p – p
Sự tạo thành liên kết đơn, đôi, ba.
+ Liên kết đơn : Liên kết cộng hoá trị do dùng chung một cặp e, được viết là "	", các liên kết đơn đều là liên kết s bền vững.
+ Liên kết đôi :Liên kết cộng hoá trị do dùng chung hai cặp e , được viết là " = ", các liên kết đôi được tạo thành từ 1s + 1 p
+ Liên kết ba :Liên kết cộng hoá trị do dùng chung ba cặp e, được viết '' = ", được tạo bởi 1s + 1 p
+ Xét về độ bền liên kết thì liên kết ba > liên kết đôi > liên kết đơn
+ Liên kết đôi hay ba còn được gọi là liên kết bội.
HÓA TRỊ : là biểu thị khả năng nguyên tử nguyên tố này liên kết với một số nhất định nguyên tử nguyên tố khác.
Điện hóa trị :
Là hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất ion, tính bằng điện tích của ion đó. Ví dụ: CaCl2 là hợp chất ion, hóa trị Canxi là 2+ , Clo là 1-
Cộng hóa trị :
Là hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị, tính bằng số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó có thể tạo thành với nguyên tử của nguyên tố khác.
Ví dụ: CH4 là hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của Cacbon là 4, Hidrô là 1.
c. áp dụng :
Xác định hoá trị của các nguyên tố trong các hợp chất sau NaCl, NH3, N2O5, CaSO4, HNO3, (NH4)2SO4...
SỐ OXI HOÁ
Khái niệm : là điện tích của nguyên tử (điện tích hình thức) trong phân tử nếu giả định rằng các cặp electron chung coi như chuyển hẳn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn .
Cách xác định số oxihoá.
Qui ước 1: Số oxi hoá của nguyên tố trong đơn chất bằng không
2
O
2
Fe0	Al0	H 0	0
Cl 0
2
Qui ước 2 : Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng không. H2SO4	2(+1) + x + 4(-2) = 0 Þ x = +6
K2Cr2O7 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0 Þ x = +6
Qui ước 3: Số oxihoá của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó .Trong ion đa nguyên tử tổng số oxihoá của các nguyên tố bằng điện tích của ion đó.
Qui ước 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxihoá của hiđrô bằng +1 ( trừ hiđrua của kim loại NaH, CaH2...). Số oxihóa của oxi bằng -2 (trừ trường hợp OF2 và peoxit H2O2...)
Cách ghi số oxihoá .
Số oxihoá đặt phía trên kí hiệu nguyên tố, dấu ghi trước số ghi sau.
Ví dụ : Xác định số oxihoá của các nguyên tố N,S,P trong các chất sau :
NH3, N2, NO, N2O,N2O3,N2O4, N2O5, HNO3, NH4NO3, NaNO3, Ca3N2
H2S, FeS,FeS2,SO2, SO3, NaHSO3, H2SO4
PH3,Zn3P2, PCl3, PCl5,H3PO4,H3PO3, Ca3(PO4)2
2-	2-
2-	3-
ion NO3-, SO3
, SO4
, PO3
, PO4
LIÊN KẾT KIM LOẠI
Khái niệm : là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các e tự do.
Điều kiện liên kết : Xảy ra ở hầu hết các kim loại.
Mạng tinh thể kim loại
+ Lập phương tâm khối : Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm và các đỉnh của khối lập phương.
Ví dụ : Li,Na,K,Rb,V,Cr,Fe,Nb,Mo,Ta,W,Eu
+ Lập phương tâm diện: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm các mặt và các đỉnh của khối lập phương.
Ví dụ : Ca,Sr,Al,Ni,Cu,Ag,Au...
+ Lục phương: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm ở tâm các mặt của hình lục giác đứng và các đỉnh của hình lục giác.
Ví dụ : Be,Mg,Zn,Cd,Co,La...
Tính chất của tinh thể kim loại :
Mạng tinh thể kim loại có các e tự do di chuyển được trong mạng tinh thể nên kim loại có một số tính chất cơ bản : Ánh kim, dẫn điện tốt, dẫn nhiệt tốt và có tính dẻo.
Chương 4: PHẢN ỨNG OXYHOÁ - KHỬ
PHẢN ỨNG ÔXI HÓA KHỬ là phản ứng trong đó nguyên tử (hay ion) này nhường electron cho nguyên tử (hay ion) kia.
Trong một phản ứng oxihoá - khử thì quá trình oxi hoá và quá trình khử luôn luôn xảy ra đồng thời.
Điều kiện phản ứng ôxihóa - khử là chất ôxihóa mạnh tác dụng với chất khử mạnh để tạo thành chất oxihóa và chất khử yếu hơn.
CHẤT ÔXIHÓA là chất nhận electron, kết quả là số oxihóa giảm.
Nếu hợp chất có nguyên tử (hay ion) mang soh cao nhất là chất ôxihóa (SOH cao nhất ứng với STT nhóm) hay soh trung gian (sẽ là chất khử nêu gặp chất oxihóa mạnh).
Ion kim loại có soh cao nhất Fe3+, Cu2+, Ag+ 
-
ANION NO 3
+
trong môi trường axit là chất ôxihóa mạnh (sản phẩm tạo thành là NO2, NO,
N2O, N2, hay NH 4 ); trong môi trường kiềm tạo sản phẩm là NH3 (thường tác dụng với kim loại mà
oxit và hiđrôxit là chất lưỡng tính); trong môi trường trung tính thì xem như không là chất oxihóa.
H2SO4 ĐẶC là chất oxihóa mạnh( tạo SO2, S hay H2S)
4
MnO -
còn gọi là thuốc tím (KMnO4) trong môi trường H+
tạo Mn2+
(không màu hay hồng
nhạt), môi trường trung tính tạo MnO2 (kết tủa đen), môi trường OH- tạo MnO42- (xanh).
HALOGEN ÔZÔN
CHẤT KHỬ là chất nhường electron, kết quả là số oxhóa tăng.
Nếu hợp chất có nguyên tử (hay ion) mang soh thấp nhất là chất khử (soh thấp nhất ứng với 8 - STT nhóm) hay chứa số oxy hoá trung gian (có thểlà chất oxihóa khi gặp chất khử mạnh)
Đơn chất kim loại , đơn chất phi kim (C, S, P, N ).
Hợp chất (muối, bazơ, axit, oxit) như: FeCl2, CuS2 ,Fe(OH)3, HBr, H2S, CO, Cu2O 
2--
Ion (cation, anion) như: Fe2+, Cl-, SO3 
QUÁ TRÌNH OXIHÓA là quá trình (sự) nhường electron.
QUÁ TRÌNH KHỬ là quá trình (sự) nhận electron.
SỐ OXI HOÁ là điện tích của nguyên tử (điện tích hình thức) trong phân tử nếu giả định rằng các cặp electron chung coi như chuyển hẳn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn .
Qui ước 1: Số oxi hoá của nguyên tử dạng đơn chất bằng không
2
O
2
Fe0	Al0	H 0	0
Cl 0
2
Qui ước 2: Trong phân tử hợp chất , số oxi hoá của nguyên tử Kim loại nhóm A là +n; Phi kim nhóm A trong hợp chất với kim loại hoặc hyđro là 8 - n (n là STT nhóm)
2
2
Kim loại hoá trị 1 là +1 : Ag+1Cl Na +1 SO4 K+1NO3 Kim loại hoá trị 2 là +2 : Mg+2Cl2 Ca+2CO3 Fe+2SO4 Kim loại hoá trị 3 là +3 : Al+3Cl3 Fe +3 (SO4)3
2
Của oxi thường là –2 : H2O-2	CO -2
H2SO -2
KNO -2
4
3
2
Riêng H2O -1
F2O+2
2
Của Hidro thường là +1 : H+1Cl H+1NO3 H +1 S
Qui ước 3 : Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tử bằng không. H2SO4	2(+1) + x + 4(-2) = 0 Þ x = +6
K2Cr2O7 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0 Þ x = +6
Qui ước 4: Với ion mang điện tích thì tổng số oxi hoá của các nguyên tử bằng điện tích ion.
4
Mg2+ số oxi hoá Mg là +2, MnO -
số oxi hoá Mn là : x + 4(-2) = -1 Þ x = +7
CÂN BẰNG PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG OXI HOÁ KHỬ:
B1. Xác định số oxi hoá các nguyên tố. Tìm ra nguyên tố có số oxi hoá thay đổi .
B2. Viết các quá trình làm thay đổi số oxi hoá
Chất có oxi hoá tăng : Chất khử - ne ®số oxi hoá tăng
Chất có số oxi hoá giảm: Chất oxi hoá + me ®số oxi hoá giảm
B3. Xác địn