Tóm tắt kiến thức môn hóa học THPT lớp 10 11 12

TỔNG KẾT KIẾN THỨC HÓA HỌC THPT

MỤC LỤC

Nội dung

Trang

Chương 1: Nguyên tử………………………………………… Chương 2: Bảng hệ thống tuần hoàn………………………… Chương 3: Liên kết hóa học…………………………………… Chương 4: Phản ứng hóa học…………………………………… Chương 5: Tốc độ phản ứng…………………………………. Chương 6: Cân bằng hóa học………………………………… Chương 7: Dung dịch……………………………………….… Chương 8: Phản ứng ion trong dung dịch……………..…… Chương 9: Halogen và hợp chất…………………………….. Chương 10: Oxi và hợp chất………………………………… Chương 11: Lưu huỳnh và hợp chất………………………… Chương 12: Nitơ và hợp chất…………………………….…… Chương 13: Photpho và hợp chất…………………………… Chương 14: Cacbon và hợp chất……………………….…… Chương 15: Tổng hợp kiến thức phi kim…………………… Chương 16: Đại cương kim loại……………………………… Chương 17: Kim loại kiềm và kiềm thổ…………………..… Chương 18: Nhôm và hợp chất………………………………. Chương 19: Crom và hợp chất……………………………….. Chương 20: Sắt và hợp chất………………………….………. Chương 21: Tổng hợp kiến thức hóa vô cơ…………………… Chương 22: Nhận biết…………………………………………. Chương 23: Đại cương hóa hữu cơ………………………..… Chương 24: Hiđrocacbon……………………………….……. Chương 25: Độ bất bão hòa…………………………………… Chương 26: Hợp chất nhóm chức……………………..…….. Chương 27: Danh pháp hợp chất nhóm chức……………….. Chương 28: Một số phản ứng riêng của các hcnc…………… Chương 29: Tính chất điển hình của hợp chất nhóm chức….. Chương 30: Tính axit – bazơ của các hợp chất hữu cơ……… Chương 31: Amino axit……………………………………….. Chương 32: Tính chất của cacbohiđrat………………….. Chương 33: Polime…………………………………..… Chương 34: Sơ đồ chuyển hóa giữa các hợp chất hữu cơ…

4 7 10 12 18 19 21 24 27 30 31 34 36 38 40 42 45 47 50 51 54 55 57 59 65 66 68 72 76 77 78 80 81 83

NGUYÊN TỬ

1. Cấu tạo nguyên tử

‒ Nguyên tử có hai thành phần chính: hạt nhân và lớp vỏ electron.

‒ Do phân tử trung hòa về điện nên số proton luôn bằng số electron, giá trị này được gọi là số đơn vị điện tích hạt nhân hoặc số hiệu nguyên tử – kí hiệu là Z.

2. Kí hiệu nguyên tử

‒ Số khối của hạt nhân, kí hiệu là A, bằng tổng số proton (Z) và nơtron (N).

A = Z + N

‒ Nguyên tử được kí hiệu là:với X là kí hiệu nguyên tố.

3. Đồng vị

‒ Những nguyên tử cùng số proton nhưng khác số nơtron được gọi là các đồng vị.

‒ Cho nguyên tố X có n đồng vị với khối lượng nguyên tử là A₁, A₂, …, A_n. Tỉ lệ phần trăm số nguyên tử (hay hàm lượng) các đồng vị lần lượt là x₁, x₂, …, x_n (với x₁ + x₂ + … + x_n = 100 %) thì khối lượng nguyên tử trung bình của X là

4. Sự phân bố electron

‒ Các electron trong nguyên tử được sắp xếp theo từng lớp từ trong ra ngoài.

‒ Thông thường, các phân lớp càng xa hạt nhân thì mức năng lượng càng lớn, càng dễ tách electron ra khỏi nguyên tử. Theo quy tắc này thì thứ tự tăng dần mức năng lượng của các phân lớp sẽ là: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 4d < 4f. Tuy nhiên, có một trường hợp đặc biệt là mức năng lượng của phân lớp 3d lại lớn hơn 4s, do đó thứ tự sắp xếp mức năng lượng của các phân lớp phải là

5. Cấu hình electron nguyên tử

‒ Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố các electron trên các phân lớp khác nhau. Cách viết cấu hình electron của một nguyên tử bất kì gồm các bước sau

Bước 1: Xác định số electron của nguyên tử (chính là Z).

Bước 2: Xác định sự phân bố các phân lớp electron, cụ thể là

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p …

Bước 3: Lần lượt điền từng electron vào các phân lớp theo

• Nguyên lí vững bền (từ mức năng lượng thấp tới cao, lưu ý điền electron vào phân lớp 4s trước 3d.)

• Nguyên lí Pauli (mỗi obitan chỉ có tối đa 2 electron).

• Quy tắc Hund (số electron độc thân phải lớn nhất có thể).

‒ Có hai trường hợp đặc biệt là Cr (Z = 24) và Cu (Z = 29):

Nguyên tố	Cấu hình electron dự đoán	Cấu hình electron thực tế
Cr (Z = 24)	1s22s22p63s23p63d44s2	1s22s22p63s23p63d54s1
Cu (Z = 29)	1s22s22p63s23p63d94s2	1s22s22p63s23p63d104s1
Nguyên nhân là do cấu hình dạng d5 và d10 rất bền vững nên Cr và Cu ưu tiên các dạng này hơn.

6. Cấu hình electron của ion

‒ Cation: Khi nguyên tử mất electron (điện tích âm) thì sẽ tạo thành các ion mang điện tích dương, gọi là các cation. Cấu hình electron của các cation được tạo ra bằng cách bớt electron lần lượt từ phân lớp ngoài vào phân lớp trong.

VD1:

‒ Anion: Khi nguyên tử nhận electron (điện tích âm) thì sẽ tạo thành các ion mang điện tích âm, gọi là các anion. Cấu hình electron của anion được tạo ra bằng cách thêm electron lần lượt từ phân lớp trong tới phân lớp ngoài.

———  ———

BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

1. Cấu tạo bảng tuần hoàn

‒ Trong bảng tuần hoàn, các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần số đơn vị điện tích hạt nhân Z theo chiều từ trái sang phải và từ trên xuống dưới. Giá trị của Z cũng chính là số thứ tự của mỗi nguyên tố trong bảng.

‒ Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp electron được xếp thành một hàng, gọi là chu kì.

‒ Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số electron hóa trị¹ được xếp thành một cột, gọi là nhóm nguyên tố.

2. Xác định số thứ tự chu kì của một nguyên tố

‒ Dựa vào cấu hình electron: Số thứ tự của lớp ngoài cùng bằng bao nhiêu thì nguyên tố thuộc chu kì bấy nhiêu.

VD1: Fe có cấu hình electron là 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²  Fe thuộc chu kì 4.

3. Nguyên tố nhóm chính và nhóm phụ

‒ Những nguyên tố mà electron cuối cùng được điền vào obitan s hoặc p thì gọi là nguyên tố nhóm chính (nhóm A). Những nguyên tố mà electron cuối cùng được điền vào obitan d hoặc f thì gọi là nguyên tố nhóm phụ (nhóm B).

4. Xác định số thứ tự nhóm của một nguyên tố

‒ Thông thường, nguyên tố nhóm A có cấu hình electron lớp vỏ ngoài dạng: ns^anp^b và số thứ tự của nhóm nguyên tố chính là tổng (a + b).

‒ Cấu hình electron lớp ngoài cùng (và sát ngoài cùng) của nguyên tố nhóm B thường có dạng: (n – 1)d^ans^b. Số thứ tự nhóm được xác định theo nguyên tắc

• Nếu a + b = 3 – 7: nhóm III_B – VII_B.

• Nếu a + b = 8 – 10: nhóm VIII_B­.

• Nếu a + b = 11, 12: nhóm I_B, II_B.

5. Vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn

‒ Khi biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó, và ngược lại.

6. Khí hiếm

‒ Mỗi chu kì kết thúc khi phân lớp p đã bão hòa (riêng với chu kì 1 là khi phân lớp 1s bão hòa). Các nguyên tố kết thúc mỗi chu kì có cấu hình electron lớp ngoài cùng dạng ns²np⁶ (riêng với chu kì 1 là 1s²) và được gọi là các khí hiếm. Các khí hiếm điển hình nhất là

Chu kì	Khí hiếm	Số hiệu	Cấu hình electron
1	Heli (He)	Z = 2	1s2
2	Neon (Ne)	Z = 10	1s22s22p6
3	Argon (Ar)	Z = 18	1s22s22p63s23p6

‒ Cấu hình electron của một nguyên tố ở chu kì n có thể viết gọn theo công thức

VD2: Cấu hình của crom (Z = 24) là:

7. Cách vẽ bảng hệ thống tuần hoàn

‒ Các bước cơ bản để vẽ một bảng tuần hoàn đơn giản (gồm 20 nguyên tố).

Bước tiến hành	Minh họa
Bước 1: Vẽ một bảng đơn giản với 4 hàng (chu kì) và 8 cột (nhóm).
Bước 2: Xác định các nguyên tố ở chu kì 1, chỉ gồm hai nguyên tố Z = 1, 2 ở đầu và cuối bảng
Bước 3: Xác định các nguyên tố ở chu kì 2, gồm tám nguyên tố (Z = 3 – 10) xếp lần lượt từ đầu đến cuối bảng. Các nguyên tố ở chu kì 3 cũng tương tự (Z = 11 – 18). Tiếp theo, bắt đầu ở chu kì 4 là hai nguyên tố Z = 19 và 20.

‒ Khi đã dần quen với cách vẽ trên, bạn nên ghi nhớ tên gọi / kí hiệu của các nguyên tố có Z = 1 – 20 và vị trí của chúng trong bảng tuần hoàn.

8. Sự biến đổi bán kính nguyên tử của các nguyên tố

‒ Bán kính nguyên tử (kí hiệu: R) có thể được xem là khoảng cách từ hạt nhân tới các electron lớp ngoài cùng. R phụ thuộc vào hai yếu tố

• Số lớp electron càng lớn thì R càng lớn.

• Nếu số lớp electron giống nhau (cùng chu kì) thì R càng lớn khi điện tích hạt nhân Z càng bé².

‒ Sự biến đổi bán kính nguyên tử các nguyên tố được tóm tắt như sau: Trong cùng nhóm, theo chiều từ trên xuống dưới, số lớp vỏ electron tăng dần nên R tăng dần. Trong cùng chu kì, theo chiều từ trái sang phải, Z tăng dần nên R giảm dần.

9. Sự biến đổi các đại lượng khác

‒ Sau mỗi chu kì, tính chất của các nguyên tố lại biến đổi tuần hoàn. Ngoài sự biến đổi về bán kính nguyên tử, còn có các yếu tố sau

• Năng lượng ion hóa (I), độ âm điện (E), tính phi kim (PK): Các đại lượng đặc trưng cho khả năng hút (hoặc giữ) electron của hạt nhân – biến đổi theo chiều ngược với bán kính nguyên tử (R).

• Tính kim loại (KL): Đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron của nguyên tử – biến đổi cùng chiều với R.

10. Hóa trị của các nguyên tố

‒ Hóa trị là số liên kết hóa học mà nguyên tử có thể tạo ra trong phân tử. Một nguyên tố hóa học có thể có nhiều hóa trị, nhưng hóa trị cao nhất thì bằng số electron lớp vỏ ngoài cùng (hay “electron hóa trị”³ trong nguyên tử)

‒ Hóa trị cao nhất của một nguyên tố có thể xuất hiện trong oxit (hợp chất với oxi). Nếu một nguyên tố thuộc nhóm chính x thì hóa trị cao nhất của nguyên tử nguyên tố đó trong oxit là x.

‒ Ngoài ra, một số nguyên tố có thể tạo ra hợp chất khí với hiđro. Trong các hợp chất này, nguyên tử nguyên tố đó có hóa trị bằng 8 – x.

————————

LIÊN KẾT HÓA HỌC

1. Electron hóa trị

‒ Trong nguyên tử của các nguyên tố thuộc nhóm chính (nhóm A), các electron lớp vỏ ngoài cùng được gọi là các “electron” hóa trị. Các electron hóa trị sẽ quyết định tính kim loại hoặc phi kim của các nguyên tố

• Kim loại thường có 1 – 3 electron hóa trị.⁴

• Phi kim thường có 4 – 7 electron hóa trị.

• Nguyên tố có 8 electron hóa trị là khí hiếm.

Nhìn chung thì nguyên tố thuộc nhóm chính thứ x sẽ có x electron hóa trị⁵.

2. Kim loại và phi kim điển hình

‒ Tất cả các nguyên tố nhóm B (như Fe, Zn, Cu, Cr) đều là kim loại. Trong nhóm A, các kim loại điển hình nhất là

• nhóm I_A (hay “kim loại kiềm”): liti (Li), natri (Na), kali (K).

• nhóm II_A (hay “kim loại kiềm thổ”): magie (Mg), canxi (Ca), bari (Ba).

• nhóm III_A: nhôm (Al).

Ở điều kiện thường, đa số kim loại đều là chất rắn, trừ thủy ngân (Hg) là chất lỏng.

‒ Các phi kim điển hình nhất là

• nhóm I_A : hiđro (H).

• nhóm IV_A: cacbon (C).

• nhóm V_A: nitơ (N), photphot (P).

• nhóm VI_A: oxi (O), lưu huỳnh (S).

• nhóm VII_A (hay “halogen”): flo (F), clo (Cl), brom (Br), iot (I).

Ở điều kiện thường, đa số phi kim đều là chất khí, ngoại trừ: brom (chất lỏng) và cacbon, lưu huỳnh, photpho, iot (chất rắn).

3. Quy tắc bát tử

‒ Quy tắc chung trong các phản ứng hóa học là nguyên tử thường có xu hướng nhường hoặc nhận electron để trở thành các ion có cấu hình electron của khí hiếm (với 8 electron lớp ngoài cùng). Quy tắc này gọi là quy tắc “bát tử” (8 electron).

VD1: Clo (Z = 17) có 7 electron lớp ngoài cùng nên dễ nhận thêm 1 electron để tạo thành anion Cl^– có cấu hình electron của khí hiếm Ar.

4. Ion đa nguyên tử

‒ Dưới đây là những ion đa (nhiều) nguyên tử bạn cần nhớ.

CATION	ANION
NH4+ (amoni)	Ion của N: NO3– (nitrat) NO2– (nitrit) Ion của C: CO32– (cacbonat) HCO3– (hiđrocacbonat) Ion của S: SO42– (sunfat) Ion của P: PO43– (photphat)

5. Liên kết hóa học

‒ Liên kết hóa học được chia thành hai loại chính.

Liên kết ion	Liên kết cộng hóa trị (CHT)
Thường được tạo thành giữa kim loại với phi kim (hoặc với ion đa nguyên tử). VD: KF, NH4Cl, Na2SO4­.	Thường được tạo thành giữa phi kim và phi kim.
	Liên kết CHT không phân cực	Liên kết CHT phân cực
	Được tạo thành giữa hai phi kim giống nhau hoặc có độ âm điện gần bằng nhau (thường là cacbon và hiđro). VD: O2, Cl2, CH4.	Được tạo thành giữa hai phi kim có độ âm điện khác nhau nhiều. VD: HCl, H2O, NH3­.

6. Công thức hợp chất ion

‒ Khi kết hợp hai ion X và Y với nhau tạo thành hợp chất thì sẽ có tỉ lệ

PHẢN ỨNG HÓA HỌC

1. Quy tắc xác định số oxi hóa

‒ Số oxi hóa (viết tắt: SOH) là điện tích của nguyên tử trong đơn chất, hợp chất. Có 7 quy tắc cơ bản để xác định số oxi hóa.

Quy tắc	Nội dung	Ví dụ
1	SOH của mọi nguyên tố trong đơn chất6 đều bằng 0.
2	Trong hợp chất, kim loại nhóm IA (Li, Na, K, Rb, Cs) chỉ có SOH +1.
3	Trong hợp chất, kim loại nhóm IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) chỉ có SOH +2.
4	Nguyên tử của các nguyên tố sau chỉ có một SOH trong hợp chất:
5	Trong đa số hợp chất, hiđro thường có SOH +17.
6	Trong đa số hợp chất, oxi thường có SOH –28.
7	Trong các hợp chất hai nguyên tố, các halogen (Cl2, Br2, I2) luôn có SOH –1 (ngoại trừ hợp chất với oxi).

‒ Trong phân tử (trung hòa điện), tổng SOH của tất cả các nguyên tử bằng 0.

‒ Trong ion, tổng SOH của tất cả các nguyên tử bằng điện tích ion.

VD1: Xác định SOH của nitơ trong ion NO₃^–. Theo quy tắc 6, SOH của oxi là –2. Đặt SOH của nitơ là x

2. Phản ứng oxi hóa – khử

‒ Trong PƯ oxi hóa – khử có sự thay đổi SOH của một số nguyên tử. Nguyên nhân là do có sự trao đổi electron giữa các chất tham gia phản ứng: Các chất nhường (cho) electron thì SOH tăng lên, các chất nhận electron thì SOH giảm xuống.

‒ Các thuật ngữ trong PƯ oxi hóa – khử được tóm tắt ở bảng sau:

‒ Lưu ý rằng khi xác định các chất oxi hóa và chất khử thì chỉ xác định những chất PƯ (không xét đến các sản phẩm).

‒ Khi chất khử và chất oxi hóa giống nhau thì PƯ gọi là “tự oxi hóa – khử”.

VD2:

‒ Khi chất khử và chất oxi hóa thuộc về hai nguyên tố khác nhau trong cùng một phân tử thì PƯ gọi là “oxi hóa – khử nội phân tử”.

VD3:

3. Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa – khử

‒ Phương pháp cân bằng dưới đây được gọi là “phương pháp thăng bằng electron”.

• Bước 1: Xác định các nguyên tử bị thay đổi SOH trong PƯ.

• Bước 2: Viết sự khử và sự oxi hóa, lưu ý phải cân bằng số nguyên tử của mỗi nguyên tố trong các quá trình.

• Bước 3: Xác định hệ số cân bằng⁹ và cân bằng các quá trình.

• Bước 4: Điền hệ số và cân bằng phương trình.

‒ Ở bước 3, khi cân bằng các quá trình thì cần lưu ý trường hợp sau

(1) Nguyên tử có mặt trong nhiều phân tử.

(2) Nguyên tử tham gia đồng thời hai quá trình (khử và oxi hóa)

Khi đó, không thể điền hệ số và cân bằng trực tiếp với nguyên tử này.

VD4: Cân bằng PƯ: KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O.

Trong PƯ trên, Cl^–1 vừa là chất khử, vừa tham gia tạo môi trường PƯ¹⁰ (xuất hiện trong nhiều phân tử), do đó không thể cân bằng trực tiếp clo bằng cách điền hệ số mà phải cân bằng qua các nguyên tố khác.

 Cân bằng kali:

 Cân bằng clo:

 Cân bằng hiđro:

Lúc này, PƯ đã cân bằng.

4. Phản ứng có nhiều chất khử hoặc chất oxi hóa

‒ Các PƯ oxi hóa – khử thường chỉ có một nguyên tố tăng SOH (chất khử), một nguyên tố giảm SOH (chất oxi hóa). Tuy nhiên, trong một số trường hợp có thể có nhiều (2 hoặc 3) nguyên tố là chất khử (hoặc chất oxi hóa) và các nguyên tố này lại thường cùng thuộc một phân tử. Trường hợp này gọi là PƯ có nhiều chất khử hoặc chất oxi hóa.

VD5: Trong PƯ: có hai chất khử là Cu⁺¹ và S^–2.

‒ Để đơn giản, có thể xem rằng: Trong các phân tử mà tất cả các nguyên tử đều là chất khử (hoặc chất oxi hóa) thì SOH của tất cả các nguyên tử đều bằng 0.

VD6: Viết sự khử của PƯ: FeS + H₂SO₄ (đặc) Fe_2­(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O.

VD7: Cân bằng PƯ: FeS + H₂SO₄ (đặc) Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O.

Trong PƯ trên, S⁺⁶ vừa là chất khử, vừa tham gia tạo môi trường PƯ (xuất hiện trong nhiều phân tử), do đó không thể cân bằng trực tiếp lưu huỳnh bằng cách điền hệ số mà phải cân bằng qua các nguyên tố khác. Bạn hãy tự cân bằng tiếp:

 Cân bằng lưu huỳnh:

 Cân bằng hiđro:

Lúc này PƯ đã cân bằng!

5. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của đơn chất

‒ Nguyên tắc 1: Đơn chất kim loại chỉ có thể nhường electron  chỉ có tính khử.

‒ Nguyên tắc 2: Đơn chất phi kim vừa có thể nhường hoặc nhận electron¹¹, do đó phi kim vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa (trừ flo). Xét một phi kim X ở nhóm chính thứ n (tương ứng với n electron hóa trị), khi đó X có hai xu hướng PƯ chính:

Nhận thêm (8 – n) electron để tạo ra ion có cấu hình của khí hiếm thuộc chu kì trước. X0 + (8 – n)e → X–(8 – n)

Nhường n electron để tạo ra ion có cấu hình của khí hiếm cùng chu kì. X0 – n∙e → X+n

Giá trị –(8 – n) và +n lần lượt là SOH thấp nhất và cao nhất của X trong hợp chất.

VD8: Nitơ thuộc nhóm V_A  Có 5 electron hóa trị  SOH cao nhất và thấp nhất của nitơ lần lượt là –3 và +5.

6. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của kim loại trong hợp chất

‒ Trong hợp chất, các kim loại điển hình (nhóm I_A, II_A, Al, Zn, Ag) chỉ có một SOH duy nhất và đó là SOH cao nhất. Do đó, chúng chỉ có thể chuyển từ SOH này về 0 (đơn chất) chứ không thể tăng thêm  Chỉ có tính oxi hóa.

‒ Một số kim loại nhóm B có thể có nhiều SOH trong hợp chất (VD9: Fe có SOH +2 và +3). Nếu như trong hợp chất, các kim loại này chưa đạt tới SOH cao nhất thì chúng sẽ vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử.

7. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của phi kim trong hợp chất

‒ Xét phi kim X thuộc nhóm chính thứ n. Trong hợp chất, nếu X có SOH nằm giữa hai giá trị –(8 – n) và +n (chính là SOH thấp nhất và cao nhất) thì X vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa.

Lưu ý: F₂ và O₂ là các phi kim rất mạnh (có độ âm điện lớn nhất) nên anion F^– và O^2– có tính khử rất yếu, chỉ thể hiện khi có dòng điện. Do đó, trong các PƯ hóa học, các ion F^– và O^2– hầu như không thể hiện tính khử.

8. Dự đoán tính chất oxi hóa – khử của hợp chất

‒ Nguyên tắc: Tính oxi hóa – khử của hợp chất là sự kết hợp của tính oxi hóa và tính khử của tất cả các nguyên tử có trong hợp chất.

P HỤ LỤC 1: CHẤT OXI HÓA VÀ CHẤT KHỬ ĐIỂN HÌNH

TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG

1. Khái niệm và công thức tính tốc độ phản ứng

‒ Tốc độ PƯ là sự thay đổi (độ biến thiên) nồng độ của chất PƯ hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.

‒ Xét một PƯ có sự tham gia của chất A từ thời điểm t₁ đến t₂.

Tốc độ của PƯ của A là:

‒ Xét PTPƯ tổng quát: aA + bB → cC + dD

(a, b, c, d: hệ số tỉ lượng hoặc hệ số cân bằng)

Độ biến thiên nồng độ (ΔC) của các chất trong PƯ có thể khác nhau.

 Tốc độ PƯ của từng chất có thể khác nhau. Để tính tốc độ toàn PƯ thì phải chia tốc độ của từng chất cho hệ số tỉ lượng.

2. Các yếu tố ảnh hưởng tốc độ phản ứng

Tác động vào phản ứng	Tốc độ phản ứng của
	Chất khí	Chất lỏng	Chất rắn
Tăng nồng độ	↑	↑	X
Tăng áp suất	↑	X	X
Tăng nhiệt độ	↑	↑	↑
Tăng diện tích tiếp xúc	↑	↑	↑
Thêm xúc tác	↑	↑	↑

Trong đó: ↑ là tốc độ tăng lên; X là không ảnh hưởng đến tốc độ.

CÂN BẰNG HÓA HỌC

1. Phản ứng thuận nghịch

‒ PƯ thuận nghịch là PƯ diễn ra theo hai chiều ngược nhau, trong cùng một điều kiện. Mũi tên “” được sử dụng để mô tả hai chiều PƯ diễn ra đồng thời.

VD1: N₂ (k) + 3H₂ (k) 2NH₃ (k) là một PƯ thuận nghịch.

2. Cân bằng hóa học

‒ Xét PƯ thuận nghịch: aA + bB cC + dD.

Thực chất, có hai PƯ diễn ra đồng thời:

• PƯ thuận: A + B → C + D, có tốc độ là v_t.

• PƯ nghịch: C + D → A + B, có tốc độ là v_n.

Tại một thời điểm xác định, v_t = v_n – khi đó PƯ sẽ đạt tới trạng thái cân bằng và nồng độ các chất không thay đổi nữa.

‒ Khi PƯ đạt cân bằng, giá trị gọi là hằng số cân bằng của PƯ. Trong đó [i] là nồng độ của chất i khi cân bằng. Ở một nhiệt độ xác định, K_C luôn không thay đổi.

‒ Biểu thức tính hằng số cân bằng K_C (hoặc viết gọn là K) chỉ xét với chất khí hoặc chất tan trong dung dịch. Trong PƯ có chất rắn thì không viết nồng độ chất rắn vào biểu thức tính K_C.

VD2: Hằng số cân bằng của CaO (r) + CO₂ (k) CaCO₃ (r) là

3. Mối liên hệ giữa các biểu thức tính K_C

‒ Nguyên tắc 1: Các PƯ ngược chiều thì có K_C là nghịch đảo của nhau.

‒ Nguyên tắc 2: Xét hai PƯ thuận nghịch cùng bản chất nhưng khác nhau về hệ số tỉ lượng. Giả sử PƯ thứ nhất có hệ số tỉ lượng gấp n lần PƯ thứ hai thì .

VD3: Xét hai PƯ: (1) 2SO₂ (k) + O₂ (k)2SO₃ (k)

(2) SO₂ (k) + O₂ (k)SO₃ (k)

Dễ nhận thấy Kết quả này phù hợp với nguyên tắc 2 vì các hệ số tỉ lượng của K₁ gấp đôi K₂.

4. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học

‒ Cân bằng có thể bị chuyển dịch (đổi chiều) khi thay đổi một trong các yếu tố: (1) nồng độ; (2) áp suất; (3) nhiệt độ. Sự chuyển dịch cân bằng tuân theo nguyên lí Lơ Satơlie (Le Chatelier):

Một PƯ thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng khi chịu tác động từ bên ngoài (biến đổi nồng độ, áp suất, nhiệt độ) thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại tác động đó.

5. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng

‒ Mỗi PƯ đều có xảy ra sự biến đổi năng lượng, thường là dưới dạng nhiệt năng (kí hiệu là ΔH). Nếu

• ΔH > 0 thì PƯ được gọi là thu nhiệt (làm nhiệt độ giảm xuống).

• ΔH < 0 thì PƯ được gọi là tỏa nhiệt (làm nhiệt độ tăng lên).

6. Sự chuyển dịch cân bằng

Ảnh hưởng của
Nồng độ	Áp suất	Nhiệt độ
Khi tăng nồng độ của một chất thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm nồng độ của chất đó. 12	Khi tăng áp suất của hệ PƯ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm số phân tử khí (giảm áp suất)13.	Khi tăng nhiệt độ, cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm nhiệt độ (chiều thu nhiệt).

Lưu ý: Chất xúc tác chỉ làm PƯ nhanh đạt tới trạng thái cân bằng chứ không làm chuyển dịch cân bằng.

DUNG DỊCH

1. Khái niệm dung dịch

‒ Khi hòa tan một chất A vào nước sẽ thu được một dung dịch A. Khi đó A được gọi là chất tan còn nước là dung môi¹⁴.

‒ Nồng độ phần trăm (C%) của chất tan trong dung dịch được tính theo công thức:

‒ Nồng độ mol (C_M) của chất tan trong dung dịch được tính theo công thức:

‒ Giữa nồng độ phần trăm và nồng độ mol có mối liên hệ như sau

2. Chất điện li

‒ Quá trình phân li các chất trong nước thành ion gọi là sự điện li. Các chất khi tan trong nước bị phân li thành ion gọi là chất điện li. Chất điện li có thể là axit, bazơ hoặc muối.

‒ Khi hòa tan một chất vào nước thì có thể xảy ra hai trường hợp:

• Các phân tử bị hòa tan đều phân li ra ion  Chất điện li mạnh.

• Các phân tử bị hòa tan phân li một phần ra ion  Chất điện li yếu.

3. Lí thuyết axit – bazơ cổ điển

‒ Axit là hợp chất có một hay nhiều nguyên tử hiđro liên kết với gốc axit. Công thức chung là H_mA (A là gốc axit). VD1: HCl, H₂SO₄, H₂CO₃, …

‒ Bazơ là hợp chất gồm một nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH₄) liên kết với một hay nhiều nhóm OH. Công thức chung là B(OH)_n (B là kim loại hoặc nhóm NH₄). VD2: NaOH, NH₄OH (hay dung dịch NH₃), …

‒ Muối là hợp chất gồm một hay nhiều nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH₄) liên kết với một hay nhiều gốc axit. Công thức chung là B_mA_n. VD3: Na₂SO₄, KCl, …

4. Lí thuyết axit – bazơ của Bron-stêt

Lí thuyết cổ điển chưa giải thích được tại sao những chất như Na₂CO₃ (không có nhóm OH) mà lại là bazơ. Do đó, lí thuyết axit – bazơ đã được mở rộng hơn bởi quan điểm của Bron-stêt:

‒ Axit là những chất tan trong nước có khả năng nhường proton (H⁺).

VD4: NH₄Cl là axit vì trong dung dịch, NH₄⁺ có khả năng nhường H⁺ cho H₂O.

NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺.

VD5: Na₂CO₃ là bazơ vì trong dung dịch, CO₃^2– có khả năng nhận proton từ H₂O.

CO₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^–.

5. pH – pOH

‒ Đại lượng pH được sử dụng để đánh giá nồng độ ion H⁺ trong dung dịch.

(lg là logarit cơ số 10)

Giá trị pH cho biết môi trường có tính axit, bazơ hay trung tính.

• pH < 7: Môi trường axit.

• pH = 7: Môi trường trung tính.

• pH > 7: Môi trường bazơ.

‒ Ngoài giá trị pH, còn có thể sử dụng giá trị. Lưu ý rằng trong mọi dung dịch thì pOH + pH = 14.

6. Phân loại muối

‒ Những muối mà gốc axit còn hiđro và có khả năng nhường proton thì gọi là muối axit (VD6: NaHSO₄, NaHS) còn những muối mà gốc axit không còn hiđro (hoặc chứa hiđro nhưng không có khả năng nhường proton) thì gọi là muối trung hòa (VD7: Na₂CO₃, K₂SO₄).

‒ Các muối axit thì luôn có tính axit. Các muối trung hòa thì có thể có tính bazơ nếu đó là muối của axit yếu. VD8: Na₂CO₃ có tính bazơ còn NaHSO₄ thì không.

‒ Xét một axit yếu điển hình dạng H₂X. Sự chuyển hóa giữa H₂X và các muối tương ứng được biểu diễn theo sơ đồ sau đây:

Có thể dự đoán tính axit – bazơ của H₂X, HX^–, X^2– như sau:

Tính chất	H2X	HX–	X2–
PƯ với bazơ (tính axit)	Có PƯ	Có PƯ	X
PƯ với axit (tính bazơ)	X	Có PƯ	Có PƯ

Dễ nhận thấy HX^– vừa PƯ được với cả axit và bazơ nên đây là chất lưỡng tính.

PHỤ LỤC 2: AXIT VÀ BAZƠ VÔ CƠ

PHẢN ỨNG ION TRONG DUNG DỊCH

1. Khái niệm kết tủa và tính tan của hợp chất ion

‒ Kết tủa là chất rắn, gần như không tan trong nước và điện li rất yếu. Trong PƯ hóa học, kết tủa thường được kí hiệu là “↓”. Kết tủa có thể là axit (hiếm gặp), hoặc bazơ, nhưng phổ biến nhất là muối.

‒ Kết tủa là hợp chất ion, gồm một cation và một anion kết hợp với nhau.

Hợp chất tan (không kết tủa)	1	Tất cả các cation kim loại nhóm IA và nhóm amoni (NH4+) đều tạo ra hợp chất ion tan.
	2	Tất cả các muối của ion nitrat (NO3–) và axetat (CH­3­COO–) đều tan.
	3	Đa số muối của ion halogenua (Cl–, Br–, I–) đều tan, trừ muối của cation Ag+ và Pb2+.
	4	Đa số các muối sunfat (SO42–) đều tan, trừ muối của ion Ca2+, Ba2+, Pb2+.
Kết tủa	5	Đa số hiđroxit kim loại đều không tan, trừ hiđroxit của kim loại nhóm IA và Ca, Ba.
	6	Đa số muối của ion cacbonat (CO32–), sunfit (SO3­­2–) và photphat (PO43–) đều không tan, trừ muối của các kim loại nhóm IA và NH4.
	7	Đa số muối sunfua (S2–) đều không tan, trừ muối của kim loại nhóm IA, IIA, NH4 và Al.

2. Chất khí

‒ Chất khí có nhiều loại, nhưng thường gặp nhất là các axit hoặc bazơ yếu, gồm:

• Axit yếu: CO₂, SO₂, H₂S.

• Bazơ yếu: NH₃.

‒ Các khí thường tạo ra từ sự kết hợp các ion sau

H+ + anion của axit yếu		OH– + Cation của bazơ yếu
Axit yếu	Anion tương ứng
H2CO315 H2SO3 H2S	HCO3–, CO32– HSO3–, SO32– HS–, S2–	Thường gặp nhất là cation NH4+.

3. Phân loại chất điện li

Chất điện li mạnh	Chất điện li yếu
• Axit mạnh. • Bazơ mạnh. • Hầu hết các muối tan.	• Axit yếu. • Bazơ yếu. • H2O và kết tủa.

‒ Theo phân loại như trên thì các chất khí (là các axit hoặc bazơ yếu) đều thuộc loại chất điện li yếu.

4. Phản ứng ion trong dung dịch

‒ PƯ trong dung dịch giữa các chất điện li thực ra là PƯ giữa các ion với nhau. Các PƯ ion trong dung dịch có thể chia thành hai loại:

• PƯ oxi hóa – khử.

• PƯ không oxi hóa – khử (còn gọi là “PƯ trao đổi ion”).

5. Phản ứng trao đổi ion

‒ PƯ trao đổi ion giữa các chất điện li trong dung dịch chỉ xảy ra khi các ion kết hợp với nhau tạo thành ít nhất một chất điện li yếu (thường là kết tủa, chất khí hoặc nước). PƯ trao đổi ion có thể chia thành hai loại nhỏ:

6. Cách viết phương trình ion thu gọn

Nguyên tắc: PƯ trong dung dịch giữa các chất điện li là PƯ giữa các ion với nhau. Tuy nhiên, chỉ có một số ion PƯ còn một số khác thì không. Do vậy, có thể viết PTPƯ dưới dạng thu gọn, trong đó các ion không PƯ bị lược bỏ.

‒ Bước 1: Cân bằng PT phân tử (dạng đầy đủ).

‒ Bước 2: Viết các chất trong PƯ dưới dạng ion, ngoại trừ: chất kết tủa, chất khí hoặc các chất điện li yếu khác.

‒ Bước 3: Lược bỏ các ion xuất hiện ở cả hai vế của phương trình (đó là các ion không tham gia PƯ).

7. Bài toán phản ứng giữa axit mạnh và bazơ mạnh

Nguyên tắc: Với các bài toán tính pH của dung dịch sau PƯ giữa (hỗn hợp) axit mạnh PƯ với (hỗn hợp) bazơ mạnh thì chỉ cần tiến hành các bước sau:

‒ Bước 1: Tính số mol H⁺, OH^– ban đầu.

‒ Bước 2: Viết PTPƯ: H⁺ + OH^– → H₂O và tính số mol chất còn dư sau PƯ.

‒ Bước 3: Tính nồng độ H⁺ hoặc OH^– còn dư sau PƯ.

Lưu ý các công thức sau:

8. Sự trung hòa điện tích trong dung dịch

‒ Trong mọi dung dịch, điện tích luôn trung hòa (bằng 0), do đó:

Tổng số mol mỗi ion nhân với điện tích của ion tương ứng bằng 0

Trong đó: n_i là số mol ion; q_i là điện tích ion tương ứng.

HALOGEN VÀ HỢP CHẤT

1. Giới thiệu nhóm halogen

‒ Nhóm nguyên tố VII_A thường được gọi là nhóm halogen, gồm: F, Cl, Br, I, At – trong đó At là nguyên tố phóng xạ, kém bền nên chúng ta không nghiên cứu.

‒ Các nguyên tố halogen có đặc điểm:

• Đơn chất tồn tại ở dạng X₂.

• Đều là phi kim, độ âm điện lớn.

• Có cấu hình electron lớp ngoài cùng dạng: ns²np⁵ (7 electron).

 Halogen có hai xu hướng phản ứng chính là:

Halogen vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử, tuy nhiên tính oxi hóa trội hơn.

‒ SOH trong hợp chất của halogen thường là –1. Ngoài ra, các halogen (trừ F) còn có SOH +1, +3, +5, +7 trong hợp chất (thường là với oxi).

2. Khái quát về tính chất hóa học

3. Điều chế halogen

‒ Trong thiên nhiên, halogen tồn tại chủ yếu ở dạng ion halogenua X^– (thường là trong muối khoáng). Do đó, đơn chất halogen thường được điều chế bằng cách oxi hóa các ion này: 2X^– – 2e X₂.

– Halogen X₂ có tính oxi hóa càng mạnh thì ion halogenua X^– có tính khử càng yếu và càng khó điều chế. Tùy thuộc vào tính oxi hóa của halogen mà lựa chọn tác nhân oxi hóa phù hợp.

– Clo là halogen quan trọng nhất. Trong công nghiệp, clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối NaCl. Giữa hai điện cực có màng ngăn xốp để tránh PƯ giữa NaOH và Cl₂.

4. Hiđro halogenua

‒ Hiđro halogenua là các hợp chất của halogen và hiđro, công thức chung là HX, có khả năng tan trong nước tạo thành dung dịch “axit halogenhiđric”. Tính axit của chúng tăng theo chiều tăng bán kính nguyên tử halogen:

‒ Dung dịch HX có đầy đủ tính chất của một axit điển hình (xem PHỤ LỤC 2).

5. Điều chế HX

‒ Có hai phương pháp điều chế HX

‒ Br^‒ và I^‒ có tính khử mạnh, trong khi đó H₂SO₄ đặc, nóng lại là chất oxi hóa mạnh nên không thể điều chế HBr và HI bằng phương pháp sunfat vì khi sinh ra chúng sẽ bị H₂SO₄ oxi hóa thành Br₂ và I_2­.

2HBr + H₂SO₄ (đặc, nóng) Br₂ + SO₂ + 2H₂O.

8HI + H₂SO₄ (đặc, nóng) 4I₂ + H₂S + 4H₂O.

6. Nhận biết ion halogenua

‒ Đa số muối halogenua đều tan trong nước, trừ một số muối của ion Ag⁺, Pb²⁺.

‒ Các muối halogenua (kết tủa) thường gặp là: AgCl, PbCl₂ (đều có màu trắng).

‒ Phương pháp để nhận biết ion halogenua trong dung dịch là “PƯ với ion Ag⁺”: chỉ có F^‒ không kết tủa, còn lại các halogenua khác đều tạo ra kết tủa.

———  ———

OXI VÀ HỢP CHẤT

1. Oxi và ozon

‒ Oxi có hai dạng thù hình¹⁶ là: O₂ (oxi phân tử) và O₃ (ozon). Cả hai chất này đều là chất khí ở điều kiện thường và có tính oxi hóa rất mạnh, tuy nhiên tính oxi hóa của O₃ mạnh hơn O₂.

Lưu ý: Trong đa số PƯ giữa O₂­ hoặc O₃ với kim loại thì kim loại đều bị chuyển lên SOH cao nhất, ngoại trừ PƯ: 3Fe + 2O₂ Fe₃O₄

Fe₃O₄ (oxit sắt từ) là một hỗn hợp của Fe₂O₃ và FeO (tỉ lệ mol 1:1).

2. Điều chế oxi

———  ———

LƯU HUỲNH VÀ HỢP CHẤT

1. Tính chất của lưu huỳnh và hợp chất: Xem trang bên.

So sánh	SO2	CO2
Giống nhau	‒ Đều PƯ với các bazơ / oxit bazơ tạo thành muối. PƯ thường gặp nhất là với Ca(OH)2 tạo thành kết tủa trắng Ca(OH)2 + XO2 → CaXO3↓+ H2O (X = S, C) ‒ Cả S và C đều có SOH +4.
Khác nhau	SOH của S là trung gian giữa SOH cao nhất và thấp nhất  SO2 vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử.	SOH của C là cao nhất  CO2 chỉ có tính oxi hóa.
	SO2 PƯ được với các chất oxi hóa mạnh: oxi, halogen, KMnO4 còn CO2 thì không. PƯ thường dùng để nhận biết hai khí là PƯ với nước brom (màu nâu đỏ), SO2 có thể làm nhạt màu dung dịch. SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4.

2. So sánh tính chất của SO₂ và CO₂ 

3. Nhận biết ion sunfat

‒ Ion sunfat (SO₄^2‒) được nhận biết bằng PƯ với ion Ba²⁺ (hoặc Pb²⁺) tạo thành kết tủa màu trắng. Các thuốc thử thường dùng là: Ba(OH)₂, Ba(NO₃)₂, BaCl₂.

‒ Ion hiđrosunfat (HSO₄^‒) không tạo kết tủa với ion Ba²⁺ nhưng có thể nhận biết bằng Ba(OH)₂ do ion này có tính axit yếu, có thể PƯ với dung dịch kiềm tạo thành ion sunfat.

HSO₄^‒ + OH^‒ → SO_­4^2‒ + H₂O

Ba²⁺ + SO_­4^2‒ → BaSO₄↓

4. Bài toán kim loại phản ứng với H₂SO₄ đặc

‒ Trong PƯ giữa kim loại (giả sử là X) với H₂SO₄ đặc, tạo ra sản phẩm khử S^{+(6 – y)} luôn xảy ra hai quá trình:

• Sự oxi hóa: X⁰ – x∙e → X^+x

• Sự khử: S⁺⁶ + y∙e → S^{+(6 – y)}

‒ Đề bài thường cho biết dữ liệu liên quan đến số mol của kim loại hoặc sản phẩm khử rồi yêu cầu xác định giá trị còn lại. Khi đó, bạn giải bài toán như sau:

• Gọi số mol electron mà X nhường và S⁺⁶ nhận lần lượt là n_nhường và n_nhận.

• Theo các quá trình trên thì:

• Theo định luật bảo toàn electron thì:

Giải PT trên để xác định giá trị cần tìm.

5. Công thức tính nhanh số mol axit và khối lượng muối

BÀI TOÁN: Hòa tan hoàn toàn hỗn hợp kim loại vào một lượng vừa đủ với dung dịch H₂SO₄ đặc, nóng thu được SO₂ (là sản phẩm khử duy nhất). Cho biết khối lượng kim loại và số mol SO₂, tính số mol axit đã phản ứng và khối lượng muối tạo thành.

‒ Tính nhanh số mol axit: Xét bán PƯ khử: SO₄^2– + 4H⁺ + 2e → SO₂ + H₂O.

Dễ nhận thấy:

(*) Do mỗi phân tử H₂SO₄ phân li thành 2H⁺.

‒ Tính nhanh khối lượng muối:

 

 

O2 Education gửi các thầy cô link download file word

Tom tat kien thuc Hoa hoc THPT

 

Xem thêm

• Tổng hợp giáo án chủ đề STEM trong môn hóa học
• Tổng hợp bài tập hữu cơ hay và khó có lời giải chi tiết
• Giải bài tập chất béo theo phương pháp dồn chất
• Tổng hợp 50+ bài tập chất béo có lời giải chi tiết
• Tổng hợp bài tập vô cơ hay và khó có lời giải chi tiết
• Tổng hợp đề thi môn hóa của bộ giáo dục từ năm 2007 đến nay
• Tổng hợp đề thi THPT QG 2021 file word có lời giải chi tiết
• Tổng hợp đề thi học kì 2 lớp 12 môn hóa học
• Tổng hợp đề thi học kì 2 lớp 11 môn hóa học
• Tổng hợp đề thi học kì 2 lớp 10 môn hoá học
• Tổng hợp các chuyên đề hóa học lớp 10
• Tổng hợp các chuyên đề hóa học lớp 11
• Tổng hợp các chuyên đề hóa học lớp 12
• Tổng hợp đề thi giữa học kì 2 cả ba khối 10 11 12
• Tổng hợp các phương pháp giải bài tập môn hoá học
• Tổng hợp đề thi HSG lớp 12 môn hoá học