- 25 Tháng mười 2018
- 1,560
- 1,682
- 251
- 28
- Quảng Bình
- Đại học Sư phạm Huế
[TẶNG BẠN] TRỌN BỘ Bí kíp học tốt 08 môn
Chắc suất Đại học top - Giữ chỗ ngay!!
ĐĂNG BÀI NGAY để cùng trao đổi với các thành viên siêu nhiệt tình & dễ thương trên diễn đàn.
Kì thi học kì đang đến gần, nhằm giúp các bạn ôn tập lại các kiến thức lý thuyết một cách nhanh chóng và trọng tâm, mình đã tổng hợp lại các kiến thức lý thuyết trọng tâm môn Hóa học trong học kì I vừa rồi. Hy vọng sẽ giúp được các bạn trong kì thi học kì sắp tới. Cảm ơn các bạn đã quan tâm.
CHƯƠNG I. NGUYÊN TỬ
I. Thành phần nguyên tử
1. Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử gồm
Nguyên tử gồm
Hạt nhân (Z+):
- Proton (P): (+) hay qp = 1+=1,602.10-19 C, mp = 1u (đvC) = 1,6726.10-27 kg;
- Nơtron (N) không mang điện qn=0, mn=1đvC = 1,6748.10-27 kg
Vỏ được tạo bởi electron mang điện (-) hay qe = 1- = -1,602.10-19 C; me = 5,5.10-4 đvC = 9,1094.10-31 kg
2. Kích thước và khối lượng nguyên tử
- Kích thước:
Đường kính của nguyên tử khoảng [tex]10^{-10}[/tex] m, của hạt nhân khoảng [tex]10^{-14}[/tex]
- Khối lượng:
[tex]1u=\frac{19,9265.10^{-27}}{12} = 1,6605.10^{-27}[/tex]
II. Hạt nhân nguyên tử - Nguyên tố hóa học
1. Hạt nhân nguyên tử
- Điện tích hạt nhân (Z)
Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) = số p = số e
- Số khối (A) A = Z + N
2. Nguyên tố hóa học
- Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
- Số hiệu nguyên tử Z cho biết số p và số e trong nguyên tử
- Kí hiệu nguyên tử: [tex]_{Z}^{A}\textrm{X}[/tex]
Trong đó: Z là số hiệu nguyên tử, A là số khối, X là nguyên tố hóa học
- Điều kiện bền của nguyên tử: [tex]1\leq \frac{N}{Z}\leq 1,5[/tex]
3. Đồng vị: Là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron do đó số khối A của chúng khác nhau
VD: [tex]_{17}^{35}\textrm{Cl}; _{17}^{37}\textrm{Cl}[/tex] là đồng vị của nguyên tố hóa học Cl
4. Nguyên tử khối trung bình
[tex]\bar{A}=\frac{aA+bB}{100}[/tex]
Với A, B là số khối của các đồng vị A, B
a,b là phần trăm các đồng vị A, B
[tex]\bar{A}[/tex] là số khối trung bình của các đồng vị
III. Sự chuyển động của electrong trong nguyên tử. Obitan nguyên tử
- Obitan nguyên tử (AO) là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt (xác suất tìm thấy) electron khoảng 90%.
IV. Lớp và phân lớp electron
[TBODY]
[/TBODY]* Số obitan trong 1 phân lớp, 1 lớp electron
- Phân lớp s: có 1AO
- Phân lớp p: có 3AO
- Phân lớp d: có 5AO
- Phân lớp d: có 7AO
V. Năng lượng của các electron trong nguyên tử, cấu hình electrong nguyên tử
1. Năng lượng của các e trong nguyên tử
Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 6s 4f 5d 6p…
2. Cấu hình electron nguyên tử
- Cấu hình e nguyên tử dùng để biểu diễn sự phân bố e trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
- Cách viết cấu hình e nguyên tử:
+ Xác định số electron của nguyên tử.
+ Các e được phân bố theo thứ tự tăng dần các mức năng lương AO, theo các nguyên lí và qui tắc phân bố electron trong nguyên tử.
+ Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các electron.
VD: Viết cấu hình e của nguyên tố có Z = 20
+ Số electron của nguyên tử = 22
+ Phân bố các e vào các phân lớp theo thứ tự mức năng lượng 1s22s22p63s23p64s23d2
+ Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các e
1s22s22p63s23p63d24s2
Chương 2 : BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
I- BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. 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.
2. 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 .
b. 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 chu kì = số lớp electron nguyên tử
- Bảng tuần hoàn có 7 chu kì
+ Chu kỳ nhỏ: gồm chu kỳ 1, 2, 3.
+ Chu kỳ lớn : gồm chu kỳ 4, 5, 6, 7.
c. 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.
- Số thứ tự của nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử nguyên tố thuộc nhóm đó.
- Bảng tuần hoàn có 18 cột chia thành 8 nhóm A và 8 nhóm B
- Nhóm A gồm các nguyên tố s và p
- Nhóm B gồm các nguyên tố d và f.
II-SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
1. Nhóm A
Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất các nguyên tố.
2. Nhóm B
Các nguyên tố nhóm B đều thuộc chu kì lớn là các nguyên tố d và nguyên tố f còn được gọi là các kim loại chuyển tiếp, chúng có số e hóa trị ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng chưa bão hòa, khi phân lớp sát lớp ngoài cùng đã bão hòa thì số e hóa trị được tính theo số e ở lớp ngoài cùng
III. Sự biến đổi tính kim loại, phi kim của các nguyên tố hóa học. Định luật tuần hoàn
1. Tính kim loại và tính phi kim
- Trong cùng chu kì: Tính kim loại giảm dần đồng thời tính phi kim tăng dàn.
- Trong cùng nhóm A: Tính kim loại tăng dần đồng thời tính phi kim giảm dần.
2. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố
- Trong chu kì hóa trị cao nhất của các nguyên tố với oxi tăng dần từ 1 đến 7 còn hóa trị với hidro của các phi kim giảm dần từ 4 đến 1.
3. Sự biến đổi tính axit – bazo của oxit và hidroxit tương ứng
- Trong chu kì: tính bazo của oxit và hidroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit tăng dần.
- Trong nhóm A: tính bazo của các oxit và hidroxit tương ứng tăng dần đồng thời tính axit giảm dần.
* Tổng kết :
[TBODY]
[/TBODY] 4. 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 tử.
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC
I. KHÁI NIỆM LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn.
2. Quy tắc bát tử (8 electron): Theo quy tắc bát tử thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm với lớp ngoài cùng có 8 electron (hoặc 2 đối với heli )
II. Liên kết ion
1. Sự hình thành ion, cation, anion
Nguyên tử nhường/nhận e => ion
- Sự hình thành ion dương (cation):
+ TQ : M ----> M(n+) + ne
+Tên cation: cation + tên kim loại
Ví duï: Li+ (cation liti), Mg2+ (cation magie) …
- Sự hình thành ion âm (anion):
+ TQ: X + me ----> X(m-)
+ Tên gọi: Gọi theo tên gốc axit
VD: [tex]Cl^{-}[/tex] :anion clorua ; [tex]S^{2-}[/tex] : anion sunfua
2.Phân loại theo số lượng nguyên tử tạo ion
- Ion đơn nguyên tử: Tạo nên từ một nguyên tử
- Ion đa nguyên tử: Tạo nên từ nhóm các nguyên tử mang điện
2. Sự hình thành liên kết ion:
+ Liên kết ion được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
Cần nhớ: Lk ion được tạo thành từ KL & PK
+ KL - e ion+(cation)
+ PK + e ion–(anion) tĩnh điện
=> Lực hút tĩnh điện: anion và cation -> Liên kết uon
Ví dụ: Hãy giải thích sự tạo thành lk trong ptử MgO
Giải thích:
Mg -----> Mg2++2e hút
O + 2e ----> O2-
=> [Mg2+][O2-]----> MgO
III. Liên kết cộng hóa trị
1.Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa 2 nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung.
Mỗi cặp e chung tạo thành 1 lk CHT, được biểu diễn bằng 1 gạch ngang (¾).
Trong lk CHT, ng/tử còn thiếu bao nhiêu e để đạt cấu hình bền thì sẽ góp bấy nhiêu e với ng/tử khác.Thông thường: số e góp chung = 8- số e lớp nc
2.Phân loại liên kết CHT
a. Dựa trên số cặp e dùng chung: Liên kết CHT gồm 3 loại với độ bền sắp theo thứ tự sau:
- 1 cặp e dùng chung → Liên kết đơn
- 2 cặp e dùng chung → Liên kết đôi
- 3 cặp e dùng chung → Liên kết ba
b.Dựa trên bản chất nguyên tử tạo lk: Liên kết CHT chia thành 2 loại:
+Liên kết CHT không phân cực: là lk CHT trong đó các cặp e chung không bị hút lệch về phía ngtử nào, lk này được hình thành giữa 2 nguyên tử phi kim giống nhau hoàn toàn (hình thành ptử đơn chất) VD: H2, N2, Cl2, O2,…
+Liên kết CHT có cực (lk CHT phân cực): là lk CHT trong đó cặp e chung bị lệch về phía ngtử có độ âm điện lớn hơn, lk này được hình thành giữa 2 nguyên tử phi kim khác nhau (sự hình thành ptử hợp chất). VD: HCl, H2S, H2O,…
3. Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị
Các bước
- Viết cấu hình e của các nguyên tử tạo hợp chất
- Tính nhẩm số e mỗi nguyên tử góp chung = 8 – số e lớp nc
- Biểu diễn các e lớp nc và các cặp e chung (bằng các dấu chấm) lên xung quanh kí hiệu ng/tửà Công thức electron
Thay mỗi cặp e chung bằng 1 gạch ngangà Công thức cấu tạo
Ví dụ: Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử N2
N: [tex]1s^{2}2s^{2}2p^{3}[/tex]
Để đạt cấu hình bát tử mỗi nguyên tử N cần 8 – 5 = 3e
=> Mỗi nguyên tử N đưa ra 3e để góp chung
4. Độ âm điện và liên kết hóa học :
a.Quan hệ giữa lk CHT không cực, lk CHT có cực & lk ion:
- Trong ptử, nếu cặp e chung ở giữa 2 ngtử lk lk CHT không cực.
- Nếu cặp e chung lệch về phía ngtử có độ âm điện lớn hơn lk CHT có cực.
- Nếu cặp e chung lệch hẳn về 1 ngtử lk ion.
Lk ion là trường hợp riêng của lk CHT.
b.Hiệu độ âm điện & lk hóa học:
Có thể dựa vào hiệu độ âm điện ( ) để xác định loại liên kết:
[TBODY]
[/TBODY]VD: * Trong ptử NaCl, = 2,23 lk ion.
* Trong ptử HCl, = 0,96 lk CHT có cực.
* Trong ptử H2, = 0 lk CHT không cực.
IV. Hóa trị và số oxi hóa
1. Hóa trị
Hợp chất ion: Điện hóa trị bằng điện tích của ion
Hợp chất cộng hóa trị: Cộng hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử.
2. Số oxi hóa
a. Định nghĩa: Nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion, khi đó điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử là số oxi hóa của nguyên tử đó.
b. Quy tắc xác định số oxi hóa
Qui tắc 1: Số oxi hóa của các đơn chất bằng không
VD: Số oxi hóa của các nguyên tố Cu, O2, Mg,... đều bằng 0
Qui tắc 2: Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng không
VD: H2O thì 2. số oxi hóa H + số oxi hóa của O = 0
Qui tắc 3: Số oxi hóa của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử thì tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng điện tích ion.
VD: Mg2+ -> số oxi hóa của Mg = 2
SO42-: Số oxi hóa S + 4.số oxi hóa O = -2
Qui tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của H=+1, số oxi hóa của O = -2
Ví dụ: Tính số oxi hóa của N trong hợp chất HNO3:
Gọi số oxi hóa của N trong HNO3 là x
Theo qui tắc 4, số oxi hóa của H = +1, của O = -2
Theo qui tắc 2, tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong HNO3 = 0 = 1 + x +3.(-2)
=> x = +5
Vậy số oxi hóa của N trong HNO3 là +5
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
I. KHÁI NIỆM
1. Phản ứng oxi hoá - khử
- Khái niệm: Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển e giữa các chất phản ứng.
- Dấu hiệu nhận biết: Phản ứng có sự thay đổi số oxi hóa của một số nguyên tố.
2. Chất khử (chất bị oxi hoá)
- Khái niệm: Chất khử là chất có khả năng nhường e (cho e).
- Dấu hiệu nhận biêt:
+ Sau phản ứng, số oxi hoá của chất khử tăng.
+ Chất khử có chứa nguyên tố chưa đạt đến mức oxi hoá cao nhất.
Chú ý: Nguyên tố ở nhóm XA có số oxi hoá cao nhất là +X.
3. Chất oxi hoá (chất bị khử)
- Khái niệm: Chất oxi hoá là chất có khả năng nhận e (thu e).
- Dấu hiệu:
+ Sau phản ứng, số oxi hoá của chất oxi hoá giảm.
+ Chất oxi hoá có chứa nguyên tố có mức oxi hoá chưa phải thấp nhất.
Chú ý: Kim loại có số oxi hoá thấp nhất là 0, phi kim thuộc nhóm xA thì số oxi hoá thấp nhất là (x - 8).
4. Sự khử và sự oxi hoá
- Sự khử (quá trình khử) của một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó.
- Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) của một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó.
II. ĐIỀU KIỆN CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
Phải có sự tham gia đồng thời của chất khử và chất oxi hóa. Chất khử và chất oxi hóa phải đủ mạnh.
III. PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC
1. Phản ứng không có sự thay đổi số oxi hóa
2. Phản ứng có sự thay đổi số oxi hóa (phản ứng oxi hóa khử)
Phản ứng oxi hoá - khử được chia thành nhiều loại khác nhau:
- Phản ứng oxi hóa khử thông thường: chất khử và chất oxi hóaở 2 phân tử chất khác nhau.
VD: C + 4HNO3 đặc → CO2 + 4NO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4 đặc → CuSO4 + SO2 + 2H2O
- Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử: chất khử và chất oxi hóa thuộc cùng 1 phân tử nhưng ở 2 nguyên tử khác nhau (thường gặp là phản ứng nhiệt phân).
AgNO3 → Ag + NO2 + O2
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
- Phản ứng tự oxi hóa - khử, chất khử đồng thời cũng là chất oxi hóa (chất khử và chất oxi hoá thuộc về cùng một nguyên tố trong một phân tử chất).
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa khử
VD: C + HNO3 đặc → CO2 + NO2 + H2O
Bước 1: Xác định số oxi hóa của các chất để tìm chất oxi hóa và chất khử
Số oxi hóa của các chất: C số oxi hóa 0, C/CO2+4 ; N/HNO3:+5, N/NO2 = +4
Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình
[tex]C^{0}\rightarrow C^{+4}+4e N^{+5}+e\rightarrow N^{+4}[/tex]
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho chất oxi hóa và chất khử sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số e mà chất oxi hóa nhận.
- Nhân chéo số e trao đổi ở các quá trình oxi hóa và khử
Bước 4: Đặt các hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồi phản ứng, tiến hành cân bằng phương trình.
C + 4HNO3 đặc → CO2 + 4NO2 +2 H2O
CHƯƠNG I. NGUYÊN TỬ
I. Thành phần nguyên tử
1. Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử gồm
Nguyên tử gồm
Hạt nhân (Z+):
- Proton (P): (+) hay qp = 1+=1,602.10-19 C, mp = 1u (đvC) = 1,6726.10-27 kg;
- Nơtron (N) không mang điện qn=0, mn=1đvC = 1,6748.10-27 kg
Vỏ được tạo bởi electron mang điện (-) hay qe = 1- = -1,602.10-19 C; me = 5,5.10-4 đvC = 9,1094.10-31 kg
2. Kích thước và khối lượng nguyên tử
- Kích thước:
Đường kính của nguyên tử khoảng [tex]10^{-10}[/tex] m, của hạt nhân khoảng [tex]10^{-14}[/tex]
- Khối lượng:
[tex]1u=\frac{19,9265.10^{-27}}{12} = 1,6605.10^{-27}[/tex]
II. Hạt nhân nguyên tử - Nguyên tố hóa học
1. Hạt nhân nguyên tử
- Điện tích hạt nhân (Z)
Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) = số p = số e
- Số khối (A) A = Z + N
2. Nguyên tố hóa học
- Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
- Số hiệu nguyên tử Z cho biết số p và số e trong nguyên tử
- Kí hiệu nguyên tử: [tex]_{Z}^{A}\textrm{X}[/tex]
Trong đó: Z là số hiệu nguyên tử, A là số khối, X là nguyên tố hóa học
- Điều kiện bền của nguyên tử: [tex]1\leq \frac{N}{Z}\leq 1,5[/tex]
3. Đồng vị: Là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron do đó số khối A của chúng khác nhau
VD: [tex]_{17}^{35}\textrm{Cl}; _{17}^{37}\textrm{Cl}[/tex] là đồng vị của nguyên tố hóa học Cl
4. Nguyên tử khối trung bình
[tex]\bar{A}=\frac{aA+bB}{100}[/tex]
Với A, B là số khối của các đồng vị A, B
a,b là phần trăm các đồng vị A, B
[tex]\bar{A}[/tex] là số khối trung bình của các đồng vị
III. Sự chuyển động của electrong trong nguyên tử. Obitan nguyên tử
- Obitan nguyên tử (AO) là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt (xác suất tìm thấy) electron khoảng 90%.
IV. Lớp và phân lớp electron
| Số thứ tự lớp (n) | 1 | 2 | 3 | 4 | … |
| Kí hiệu lớp e | K | L | M | N | … |
| Số e tối đa/lớp | 2 =2.12 | 8 =2.23 | 18=2.32 | 32 =2.42 | … |
| Tên phân lớp | 1s | 2s, 2p | 3s,3p,3d | 4s,4p,4d,4f | … |
| Số phân lớp/1 lớp | 1 | 2 | 3 | 4 | … |
| Số e tối đa/phân lớp | 2 | 2,6 | 2,6,10 | 2,6,10,14 | … |
- Phân lớp s: có 1AO
- Phân lớp p: có 3AO
- Phân lớp d: có 5AO
- Phân lớp d: có 7AO
V. Năng lượng của các electron trong nguyên tử, cấu hình electrong nguyên tử
1. Năng lượng của các e trong nguyên tử
Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 6s 4f 5d 6p…
2. Cấu hình electron nguyên tử
- Cấu hình e nguyên tử dùng để biểu diễn sự phân bố e trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
- Cách viết cấu hình e nguyên tử:
+ Xác định số electron của nguyên tử.
+ Các e được phân bố theo thứ tự tăng dần các mức năng lương AO, theo các nguyên lí và qui tắc phân bố electron trong nguyên tử.
+ Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các electron.
VD: Viết cấu hình e của nguyên tố có Z = 20
+ Số electron của nguyên tử = 22
+ Phân bố các e vào các phân lớp theo thứ tự mức năng lượng 1s22s22p63s23p64s23d2
+ Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các e
1s22s22p63s23p63d24s2
Chương 2 : BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
I- BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. 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.
2. 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 .
b. 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 chu kì = số lớp electron nguyên tử
- Bảng tuần hoàn có 7 chu kì
+ Chu kỳ nhỏ: gồm chu kỳ 1, 2, 3.
+ Chu kỳ lớn : gồm chu kỳ 4, 5, 6, 7.
c. 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.
- Số thứ tự của nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử nguyên tố thuộc nhóm đó.
- Bảng tuần hoàn có 18 cột chia thành 8 nhóm A và 8 nhóm B
- Nhóm A gồm các nguyên tố s và p
- Nhóm B gồm các nguyên tố d và f.
II-SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
1. Nhóm A
Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất các nguyên tố.
2. Nhóm B
Các nguyên tố nhóm B đều thuộc chu kì lớn là các nguyên tố d và nguyên tố f còn được gọi là các kim loại chuyển tiếp, chúng có số e hóa trị ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng chưa bão hòa, khi phân lớp sát lớp ngoài cùng đã bão hòa thì số e hóa trị được tính theo số e ở lớp ngoài cùng
III. Sự biến đổi tính kim loại, phi kim của các nguyên tố hóa học. Định luật tuần hoàn
1. Tính kim loại và tính phi kim
- Trong cùng chu kì: Tính kim loại giảm dần đồng thời tính phi kim tăng dàn.
- Trong cùng nhóm A: Tính kim loại tăng dần đồng thời tính phi kim giảm dần.
2. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố
- Trong chu kì hóa trị cao nhất của các nguyên tố với oxi tăng dần từ 1 đến 7 còn hóa trị với hidro của các phi kim giảm dần từ 4 đến 1.
3. Sự biến đổi tính axit – bazo của oxit và hidroxit tương ứng
- Trong chu kì: tính bazo của oxit và hidroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit tăng dần.
- Trong nhóm A: tính bazo của các oxit và hidroxit tương ứng tăng dần đồng thời tính axit giảm dần.
* 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 -> phải) | tăng | giảm | tăng | giảm | tăng | giảm | tăng |
| Nhóm A (Trên xuống ) | giảm | tăng | giảm | tăng | giảm | tăng | giảm |
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 tử.
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC
I. KHÁI NIỆM LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn.
2. Quy tắc bát tử (8 electron): Theo quy tắc bát tử thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm với lớp ngoài cùng có 8 electron (hoặc 2 đối với heli )
II. Liên kết ion
1. Sự hình thành ion, cation, anion
Nguyên tử nhường/nhận e => ion
- Sự hình thành ion dương (cation):
+ TQ : M ----> M(n+) + ne
+Tên cation: cation + tên kim loại
Ví duï: Li+ (cation liti), Mg2+ (cation magie) …
- Sự hình thành ion âm (anion):
+ TQ: X + me ----> X(m-)
+ Tên gọi: Gọi theo tên gốc axit
VD: [tex]Cl^{-}[/tex] :anion clorua ; [tex]S^{2-}[/tex] : anion sunfua
2.Phân loại theo số lượng nguyên tử tạo ion
- Ion đơn nguyên tử: Tạo nên từ một nguyên tử
- Ion đa nguyên tử: Tạo nên từ nhóm các nguyên tử mang điện
2. Sự hình thành liên kết ion:
+ Liên kết ion được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
Cần nhớ: Lk ion được tạo thành từ KL & PK
+ KL - e ion+(cation)
+ PK + e ion–(anion) tĩnh điện
=> Lực hút tĩnh điện: anion và cation -> Liên kết uon
Ví dụ: Hãy giải thích sự tạo thành lk trong ptử MgO
Giải thích:
Mg -----> Mg2++2e hút
O + 2e ----> O2-
=> [Mg2+][O2-]----> MgO
III. Liên kết cộng hóa trị
1.Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa 2 nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung.
Mỗi cặp e chung tạo thành 1 lk CHT, được biểu diễn bằng 1 gạch ngang (¾).
Trong lk CHT, ng/tử còn thiếu bao nhiêu e để đạt cấu hình bền thì sẽ góp bấy nhiêu e với ng/tử khác.Thông thường: số e góp chung = 8- số e lớp nc
2.Phân loại liên kết CHT
a. Dựa trên số cặp e dùng chung: Liên kết CHT gồm 3 loại với độ bền sắp theo thứ tự sau:
- 1 cặp e dùng chung → Liên kết đơn
- 2 cặp e dùng chung → Liên kết đôi
- 3 cặp e dùng chung → Liên kết ba
b.Dựa trên bản chất nguyên tử tạo lk: Liên kết CHT chia thành 2 loại:
+Liên kết CHT không phân cực: là lk CHT trong đó các cặp e chung không bị hút lệch về phía ngtử nào, lk này được hình thành giữa 2 nguyên tử phi kim giống nhau hoàn toàn (hình thành ptử đơn chất) VD: H2, N2, Cl2, O2,…
+Liên kết CHT có cực (lk CHT phân cực): là lk CHT trong đó cặp e chung bị lệch về phía ngtử có độ âm điện lớn hơn, lk này được hình thành giữa 2 nguyên tử phi kim khác nhau (sự hình thành ptử hợp chất). VD: HCl, H2S, H2O,…
3. Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị
Các bước
- Viết cấu hình e của các nguyên tử tạo hợp chất
- Tính nhẩm số e mỗi nguyên tử góp chung = 8 – số e lớp nc
- Biểu diễn các e lớp nc và các cặp e chung (bằng các dấu chấm) lên xung quanh kí hiệu ng/tửà Công thức electron
Thay mỗi cặp e chung bằng 1 gạch ngangà Công thức cấu tạo
Ví dụ: Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử N2
N: [tex]1s^{2}2s^{2}2p^{3}[/tex]
Để đạt cấu hình bát tử mỗi nguyên tử N cần 8 – 5 = 3e
=> Mỗi nguyên tử N đưa ra 3e để góp chung
4. Độ âm điện và liên kết hóa học :
a.Quan hệ giữa lk CHT không cực, lk CHT có cực & lk ion:
- Trong ptử, nếu cặp e chung ở giữa 2 ngtử lk lk CHT không cực.
- Nếu cặp e chung lệch về phía ngtử có độ âm điện lớn hơn lk CHT có cực.
- Nếu cặp e chung lệch hẳn về 1 ngtử lk ion.
Lk ion là trường hợp riêng của lk CHT.
b.Hiệu độ âm điện & lk hóa học:
Có thể dựa vào hiệu độ âm điện ( ) để xác định loại liên kết:
| Loại lk | |
| 0 < 0,4 0,4 < 1,7 1,7 | Lk CHT không cực LK CHT có cực Lk ion |
* Trong ptử HCl, = 0,96 lk CHT có cực.
* Trong ptử H2, = 0 lk CHT không cực.
IV. Hóa trị và số oxi hóa
1. Hóa trị
Hợp chất ion: Điện hóa trị bằng điện tích của ion
Hợp chất cộng hóa trị: Cộng hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử.
2. Số oxi hóa
a. Định nghĩa: Nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion, khi đó điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử là số oxi hóa của nguyên tử đó.
b. Quy tắc xác định số oxi hóa
Qui tắc 1: Số oxi hóa của các đơn chất bằng không
VD: Số oxi hóa của các nguyên tố Cu, O2, Mg,... đều bằng 0
Qui tắc 2: Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng không
VD: H2O thì 2. số oxi hóa H + số oxi hóa của O = 0
Qui tắc 3: Số oxi hóa của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử thì tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng điện tích ion.
VD: Mg2+ -> số oxi hóa của Mg = 2
SO42-: Số oxi hóa S + 4.số oxi hóa O = -2
Qui tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của H=+1, số oxi hóa của O = -2
Ví dụ: Tính số oxi hóa của N trong hợp chất HNO3:
Gọi số oxi hóa của N trong HNO3 là x
Theo qui tắc 4, số oxi hóa của H = +1, của O = -2
Theo qui tắc 2, tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong HNO3 = 0 = 1 + x +3.(-2)
=> x = +5
Vậy số oxi hóa của N trong HNO3 là +5
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
I. KHÁI NIỆM
1. Phản ứng oxi hoá - khử
- Khái niệm: Phản ứng oxi hóa khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển e giữa các chất phản ứng.
- Dấu hiệu nhận biết: Phản ứng có sự thay đổi số oxi hóa của một số nguyên tố.
2. Chất khử (chất bị oxi hoá)
- Khái niệm: Chất khử là chất có khả năng nhường e (cho e).
- Dấu hiệu nhận biêt:
+ Sau phản ứng, số oxi hoá của chất khử tăng.
+ Chất khử có chứa nguyên tố chưa đạt đến mức oxi hoá cao nhất.
Chú ý: Nguyên tố ở nhóm XA có số oxi hoá cao nhất là +X.
3. Chất oxi hoá (chất bị khử)
- Khái niệm: Chất oxi hoá là chất có khả năng nhận e (thu e).
- Dấu hiệu:
+ Sau phản ứng, số oxi hoá của chất oxi hoá giảm.
+ Chất oxi hoá có chứa nguyên tố có mức oxi hoá chưa phải thấp nhất.
Chú ý: Kim loại có số oxi hoá thấp nhất là 0, phi kim thuộc nhóm xA thì số oxi hoá thấp nhất là (x - 8).
4. Sự khử và sự oxi hoá
- Sự khử (quá trình khử) của một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó.
- Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) của một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó.
II. ĐIỀU KIỆN CỦA PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ
Phải có sự tham gia đồng thời của chất khử và chất oxi hóa. Chất khử và chất oxi hóa phải đủ mạnh.
III. PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC
1. Phản ứng không có sự thay đổi số oxi hóa
2. Phản ứng có sự thay đổi số oxi hóa (phản ứng oxi hóa khử)
Phản ứng oxi hoá - khử được chia thành nhiều loại khác nhau:
- Phản ứng oxi hóa khử thông thường: chất khử và chất oxi hóaở 2 phân tử chất khác nhau.
VD: C + 4HNO3 đặc → CO2 + 4NO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4 đặc → CuSO4 + SO2 + 2H2O
- Phản ứng oxi hóa khử nội phân tử: chất khử và chất oxi hóa thuộc cùng 1 phân tử nhưng ở 2 nguyên tử khác nhau (thường gặp là phản ứng nhiệt phân).
AgNO3 → Ag + NO2 + O2
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
- Phản ứng tự oxi hóa - khử, chất khử đồng thời cũng là chất oxi hóa (chất khử và chất oxi hoá thuộc về cùng một nguyên tố trong một phân tử chất).
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa khử
VD: C + HNO3 đặc → CO2 + NO2 + H2O
Bước 1: Xác định số oxi hóa của các chất để tìm chất oxi hóa và chất khử
Số oxi hóa của các chất: C số oxi hóa 0, C/CO2+4 ; N/HNO3:+5, N/NO2 = +4
Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình
[tex]C^{0}\rightarrow C^{+4}+4e N^{+5}+e\rightarrow N^{+4}[/tex]
Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho chất oxi hóa và chất khử sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số e mà chất oxi hóa nhận.
- Nhân chéo số e trao đổi ở các quá trình oxi hóa và khử
Bước 4: Đặt các hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồi phản ứng, tiến hành cân bằng phương trình.
C + 4HNO3 đặc → CO2 + 4NO2 +2 H2O
