Phần Hóa Học Đại Cương

Phần I
HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG
Chương 1
CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN
1. Nguyên tử: Là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hóa học, tham gia tạo thành
phân tử.Nguyên tử luôn trung hòa về điện:
Gồm: - Hạt nhân (do p, n cấu tạo) mang điện tích d ương, ở tâm nguyên tử, có kích
thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử song lại chiếm phần lớn khối lượng nguyên tử.
- Các electron mang điện tích âm chuyển động xung quanh hạt nhân nguy ên tử
2. Nguyên tố hóa học: là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
3. Đồng vị: Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó
số khối A của chúng khác nhau gọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố.
4. Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập v à mang những
tính chất hóa học đặc trưng của chất đó.
5. . Đơn chất là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học. Ví dụ: O2, H2, Cl2, ...
Một nguyên tố hoá học có thể tạo thành một số đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù
hình của nguyên tố đó.
Ví dụ:
- Cacbon tồn tại ở 3 dạng thù hình là cacbon vô định hình, than chì và kim cương.
- Oxi tồn tại ở 2 dạng thù hình là oxi (O 2) và ozon (O 3).
6. Hợp chất: là chất cấu tạo từ nhiều nguy ên tố hoá học khác nhau. Ví dụ: H2O, NaOH,
H2SO4,...
7. Nguyên tử khối (NTK) là khối lượng tương đối của nguyên tử. Nguyên tử khối của
một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối
lượng nguyên tử.
Chú ý: Khác với nguyên tử khối, khối lượng nguyên tử (KLNT) cũng là khối lượng của
một nguyên tử nhưng biểu diễn bằng kg. Ví dụ: KLNT của hiđro bằng 1.67.10 -27kg, của
cacbon bằng 1,99.10 -26.
8. Phân tử khối(PTK): là khối lượng của một phân tử biểu diễn bằng đ ơn vị cacbon
(đ.v.C). Phân tử khối bằng tổng khối lượng các nguyên tử cấu tạo nên phân tử.
Ví dụ: PTK của H2O = 2 + 16 = 18 đ.v.C, của NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 đ.v.C.
Chú ý: Khối lượng phân tử cũng được biểu diễn bằng kg và bằng tổng khối lượng các
nguyên tử tạo thành phân tử.
9. Mol: là lượng chất chứa 6,02.10 23 hạt đơn vị (nguyên tử, phân tử, ion, electron, ...)
- Số 6,02.10 23 được gọi là số Avôgađrô và ký hiệu là N (N = 6,02.10 23). Như vậy:
1 mol nguyên tử Na chứa N nguyên tử Na.
1 mol phân tử H2SO4 chứa N phân tử H 2SO4
1 mol ion OH - chứa N ion OH -.
- Khối lượng của 1 mol chất tính ra gam đ ược gọi là khối lượng mol của chất đó v à ký
hiệu là M.
Khi nói về mol và khối lượng mol cần chỉ rõ của loại hạt nào, nguyên tử, phân tử, ion,
electron... Ví dụ:
- Khối lượng mol nguyên tử oxi (O) bằng 16g, nhưng khối lượng mol phân tử oxi (O 2)
bằng 32g.
- Khối lượng mol phân tử H 2SO4 bằng 98g, nhưng khối lượng mol ion SO42- bằng 96g.
Như vậy khái niệm nguyên tử gam, phân tử gam chỉ l à những trường hợp cụ thể của khái
niệm khối lượng mol.

Đồng Đức Thiện  1  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương

- Cách tính số mol chất:

Số mol n của chất liên hệ với khối lượng m (tính ra gam) và khối lượng mol M của chất
đó bằng công thức:
m
n (mol)
M
+ Đối với hỗn hợp các chất, lúc đó n là tổng số mol các chất, m là tổng khối lượng hỗn
hợp và M trở thành khối lượng mol trung bình M , (viết tắt là khối lượng mol trung bình).
mhh
nhh 
M hh
+ Đối với chất khí, n được tính bằng công thức:
V0
n
22,4
Trong đó, V 0 là thể tích của chất khí hay hỗn hợp khí đo ở đktc (0 0C, 1atm hay 760
mmHg).
Chú ý: Nếu V cho ở điều kiện t 0C và p atm thì số mol chất khí được tính qua phương
trình trạng thái:
pV
n
RT
22,4
Trong đó: T = t 0 + 273, R =  0,082 là hằng số khí lý tưởng
273
10. Phản ứng hóa học:Là quá trình biến đổi các chất này thành các chất khác được.
Trong phản ứng hoá học, tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối l ượng
các chất tạo thành sau phản ứng (Định luật bảo toàn khối lượng).
Các dạng phản ứng hoá học cơ bản:
a) Phản ứng phân tích: là phản ứng trong đó một chất bị phân tích th ành nhiều chất mới.
Ví dụ:
CaCO 3 = CaO + CO 2 ↑
b) Phản ứng kết hợp: là phản ứng trong đó hai hay nhiều chất kết hợp với nhau tạo th ành
một chất mới.
Ví dụ.
BaO + H 2O = Ba(OH) 2
c) Phản ứng thế: là phản ứng trong đó nguy ên tử của nguyên tố này (ở dạng đơn chất)
thay thế nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất.
Ví dụ.
Zn + H2SO4 loãng = ZnSO 4 + H2 ↑
d) Phản ứng trao đổi: là phản ứng trong đó các hợp chất trao đổi nguy ên tử hay nhóm
nguyên tử với nhau.
Ví dụ.
BaCl2 + NaSO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.
e) Phản ứng oxi hoá - khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa một
số nguyên tố.
Ví dụ:
Fe0 + Cu+2SO4 -> Fe+2SO4 + Cu0
11. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
a) Năng lượng liên kết: là năng lượng được giải phóng khi hình thành liên kết hoá học
từ các nguyên tố cô lập.
Năng lượng liên kết được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là E1k. Ví dụ năng lượng liên kết
của một số mối liên kết như sau.
H-H Cl - Cl H - Cl
Đồng Đức Thiện  2  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
E1k = 436 242 432
b) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng : là nhiệt toả ra hay hấp thụ trong một phản ứng hoá học .
Hiệu ứng nhiệt được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là Q.
Khi Q >0: phản ứng toả nhiệt.
Khi Q<0: phản ứng thu nhiệt.
Ví dụ:
CaCO 3 = CaO + CO 2 ↑ Q = - 186,19kJ/mol.
H2 + 1/2O2 = H2O Q = + 241kJ/mol
Phản ứng đốt cháy, phản ứng trung ho à thuộc loại phản ứng toả nhiệt. Phản ứng nhiệt
phân thường là phản ứng thu nhiệt.
- Muốn tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng tạo th ành các hợp chất từ đơn chất hoặc
phân huỷ một hợp chất thành các đơn chất ta dựa vào năng lượng liên kết.
Ví dụ: Tính năng lượng toả ra trong phản ứng.
H2 + Cl2 = 2HCl.
Dựa vào năng lượng liên kết (cho ở trên) ta tính được.
Q = 2E1k (HCl) - [E1k(H2) + E1k(Cl2)] = 2 . 432 - (436 + 242) = 186kJ/mol.
- Đối với phản ứng phức tạp, muốn tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng ta dựa v ào nhiệt tạo
thành của các chất (từ đơn chất), do đó đơn chất trong phản ứng không tính đến (ở phản ứng
trên, nhiệt tạo thành HCl là 186/2 = 93 kJ/mol
Ví dụ: Tính khối lượng hỗn hợp gồm Al và Fe3O4 cần phải lấy để khi phản ứng theo
phương trình. :
3Fe3O4 + 8Al = 4Al 2O3 + 9Fe
toả ra 665,25kJ, biết nhiệt tạo th ành của Fe3O4 là 1117 kJ/mol, của Al2O3 là 1670 kJ/mol.
Giải:
Tính Q của phản ứng:
3Fe3O4 + 8Al = 4Al 2O3 + 9Fe (1)

Theo (1), khối lượng hỗn hợp hai chất phản ứng với nhiệt l ượng Q là :
3 . 232 + 8 . 27 = 912g
Để tỏa ra lượng nhiệt 665,25 kJ thì khối lượng hỗn hợp cần lấy :
912 x665,25
 182,25 g
3329
12. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học:
a) Định nghĩa: Tốc độ phản ứng là đại lượng biểu thị mức độ nhanh chậm của phản ứng.
Ký hiệu là Vp.ư.
C1  C 2 C
V pu   mol.l-1.s-1
t t
Trong đó : C 1 là nồng độ đầu của chất tham gia phản ứng (mol/l).
C2 là nồng độ của chất đó sau t giây phản ứng (mol/l).
b) Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng:
 Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với nồng độ các chất tham gia phản ứng. Ví dụ, có phản
ứng.
A + B = AB.
Vp.ư = k . CA . CB.
Trong đó, k là hằng số tốc độ đặc trưng cho mỗi phản ứng.
- Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng

Đồng Đức Thiện  3  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
- Nhiệt độ càng cao thì tốc độ phản ứng càng lớn.
- Tốc độ phản ứng còn phụ thuộc vào diện tích bề mặt chất tham gia phản ứng
- Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng nhưng bản thân nó không bị thay đổi về số l ượng
và bản chất hoá học sau phản ứng.
c) Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hoá học
 Phản ứng một chiều (không thuận nghịch) là phản ứng chỉ xảy ra một chiều và có thể
xảy ra đến mức hoàn toàn.
Ví dụ:
2KClO3 = 2KCl + 3O 2 
 Phản ứng thuận nghịch là phản ứng đồng thời xảy ra theo hai chiều ng ược nhau.
Ví dụ:
CH3COOH + CH 3OH CH3COOCH 3 + H2O
 Trong hệ thuận nghịch, khi tốc độ phản ứng thuận (v t) bằng tốc độ phản ứng nghịch (v n)
thì hệ đạt tới trạng thái cân bằng . Nghĩa là trong hệ, phản ứng thuận và phản ứng nghịch
vẫn xảy ra nhưng nồng độ các chất trong hệ không thay đổi. Vì vậy, trạng thái cân bằng của
hệ là trạng thái cân bằng động.
* Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Lơ – sa – tơ - lie: Khi một hệ đang tồn tại ở trạng thái
cân bằng, nếu ta thay đổi một thuộc tính n ào đó của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo
chiều chống lại sự thay đổi đó
* Các yếu tố ảnh hưởng tới trạng thái cân bằng hoá học của hệ:
- Nồng độ
- Nhiệt độ
- Áp suất (chất khí)
- Chất xúc tác không làm thay đổi trạng thái cân bằng của một hệ m à chi làm tăng tốc
độ phản ứng nhằm giúp hệ nhanh đạt tới trạng thái cân bằng.
13. Hiệu suất phản ứng:
Có phản ứng:
A+B=C+D
Tính hiệu suất phản ứng theo sản phẩm C hoặc D:
qt
h 100%
q lt
Trong đó:
qt là lượng thực tế tạo thành C hoặc D.
qlt là lượng tính theo lý thuyết, nghĩa là lượng C hoặc D tính được với giả thiết hiệu suất
100%.
Chú ý:
 Khi tính hiệu suất phản ứng phải tính theo chất sản phẩm nào tạo thành từ chất đầu
thiếu, vì khi kết thúc phản ứng chất đầu đó phản ứng hết.
 Có thể tính hiệu suất phản ứng theo chất phản ứng A hoặc B tuỳ thuộc vào chất nào
thiếu.
 Cần phân biệt giữa % chất đã tham gia phản ứng và hiệu suất phản ứng.
Ví dụ: Cho 0,5 mol H 2 tác dụng với 0,45 mol Cl 2, sau phản ứng thu được 0.6 mol HCl.
Tính hiệu suất phản ứng và % các chất đã tham gia phản ứng.
Giải: Phương trình phản ứng:
H2 + Cl2 = 2HCl
Theo phương trình phản ứng và theo đầu bài, Cl 2 là chất thiếu, nên tính hiệu suất phản
ứng theo Cl 2:

Đồng Đức Thiện  4  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
0,6
h 100%  66,6%
0,45.2
0,6
Còn % Cl 2 đã tham gia phản ứng = 100%  66,6%
0,45.2
0,6
% H2 đã tham gia phản ứng = 100%  60%
0,5.2
Như vậy % chất thiếu đã tham gia phản ứng bằng hiệu suất phản ứng.
 Đối với trường hợp có nhiều phản ứng xảy ra song song, ví dụ phản ứng crackinh
butan:
C4H10 -> CH4 + C3H6 (1)
C4H10 -> C2H6 + C2H4 (2)
C4H10 -> H2 + C4H8 (3)
Cần chú ý phân biệt:
+ Nếu nói "hiệu suất phản ứng crackinh", tức chỉ nói phản ứng (1) và (2) vì phản ứng (3)
không phải phản ứng crackinh.
+ Nếu nói % butan đã tham gia phản ứng", tức là nói đến cả 3 phản ứng.
+ Nếu nói % butan bị crackinh thành etilen" tức là chỉ nói phản ứng (2).

Đồng Đức Thiện  5  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Chương 2
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
I. Cấu tạo nguyên tử:
Nguyên tử gồm hạt nhân tích điện d ương (Z+) ở tâm và có Z electron chuyển động xung
quanh hạt nhân.
Bảng 1: Các hạt cơ bản trong nguyên tử
Vỏ nguyên tử Hạt nhân
Đặc tính hạt
Electron Proton Nơtron
-19 -19
qn = - 1,602. 10 C qn = + 1,602. 10 C
Điện tích qn = 0
qn = 1- qn = 1+
Khối lượng me = 9,1094. 10 -31kg mp = 1,6726. 10 -27kg mn = 1,6748. 10 -27kg
1. Hạt nhân: Hạt nhân gồm:
 Proton: Điện tích 1+, khối lượng bằng 1 đ.v.C, ký hiệu
 Nơtron: Không mang điện tích, khối lượng bằng 1 đ.v.C ký hiệu
Như vậy, điện tích Z của hạt nhân bằng tổng số proton.
* Khối lượng của hạt nhân coi nh ư bằng khối lượng của nguyên tử (vì khối lượng của
electron nhỏ không đáng kể).
Số khối A: là đại lượng có giá trị bằng tổng số proton (ký hiệu l à Z) và số nơtron (ký hiệu
là N): Z + N ≈ A.
2. Phản ứng hạt nhân: Là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguy ên tố này thành
hạt nhân của những nguyên tố khác.
Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn.
Ví dụ:
9
4
Be  24He  X  01n
Số khối của X = (9 + 4) – 1 = 12
Điện tích hạt nhân của X = (4 + 2) – 0 = 6
Suy ra: 126 X
Vậy X là C. Phương trình phản ứng hạt nhân.
9
4
Be 24He126 X  01n
3. Cấu tạo vỏ electron của nguy ên tử:
Nguyên tử là hệ trung hoà điện, tổng số electron chuyển động xung quanh hạt nhân bằng
số điện tích dương Z của hạt nhân.
Các electron trong nguyên t ử được chia thành các lớp, phân lớp, obitan.
a) Các lớp electron. Kể từ phía gần hạt nhân trở ra được ký hiệu:
Bằng số thứ tự n = 1 2 3 4 5 6 7 …
Bằng chữ tương ứng: K L M N O P Q …
Những electron thuộc cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Lớp electron c àng gần
hạt nhân có mức năng lượng càng thấp, vì vậy lớp K có năng lượng thấp nhất.
Số electron tối đa có trong lớp thứ n bằng 2n 2. Cụ thể:
Lớp : K L M N…
Số electron tối đa: 2 8 18 32 …
b) Các phân lớp electron. Các electron trong cùng m ột lớp lại được chia thành các phân
lớp.
Đồng Đức Thiện  6  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
Lớp thứ n có n phân lớp, các phân lớp đ ược ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ hạt nhân
trở ra. Các electron trong cùng phân l ớp có năng lượng bằng nhau.
Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s.
Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s, 2p.
Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp :3s, 3p, 3d.
Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s, 4p, 4d, 4f.
* Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần nh ư sau : 1s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s…
Số electron tối đa của các phân lớp nh ư sau:
Phân lớp : s p d f.
Số electron tối đa: 2 6 10 14.
Vậy số obitan trong một phân lớp lần l ượt là những số lẻ: 1, 3, 5, 7.
c) Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có
mặt (xác suất tìm thấy) electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất).
Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron.
Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu.
Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi.
Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d v à f có dạng phức tạp hơn.
Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin ng ược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng
1 ô vuông (còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron  ta gọi đó là
electron độc thân, nếu đủ 2 electron  ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan không có
electron gọi là obitan trống.
4. Cấu hình electron và sự phân bố electron theo obitan
a) Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử:
* Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt
những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao.
* Nguyên lý Pau – li: Trên một obitan chỉ có nhiều nhất hai e và hai e này chuyển động
tự quay khác chiều nhau xung quanh trục ri êng của mỗi e (có spin ngược nhau).
* Quy tắc Hun: Trong một phân lớp, các e sẽ phân bố tr ên các obitan sao cho số e độc
thân là tối đa và các e này phải có chiều tự quay giống nhau.
b) Cấu hình electron nguyên tử: biểu diễn sự phân bố các e tr ên các phân lớp thuộc các
lớp khác nhau.
* Cách viết cấu hình:
- Xác định số e của nguyên tử
- Biểu diễn các e theo thứ tự tắng dần các mức năng l ượng các obitan nguyên tử (AO)
theo các nguyên lý và quy t ắc phân bố các e trong nguy ên tử.
- Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các lớp e từ
nhỏ tới lớn.
Ví dụ: Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26).
Viết theo thứ tự các mức năng lượng : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d6
Cấu hình của Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation
hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó.
Ví dụ: Cấu hình electron của
Đồng Đức Thiện  7  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ; Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5.
Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận.
Ví dụ:
S(Z = 16) : 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p4.
S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cần hiểu rằng : electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng
lượng.
5. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện
a) Năng lượng ion hoá (I). Năng lượng ion hoá là năng lượng tối thiểu cần để tách 1e ra
khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh)
thì I có trị số càng nhỏ. Đơn vị kJ/mol.
b) Ái lực với electron (E). Ái lực electron là năng lượng giải phóng hay hấp thụ khi một
nguyênt tử trung hòa ở trạng thái khí nhận 1e để trở thành ion âm. Nguyên tử có khả năng
thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn.
c) Độ âm điện (). Độ âm điện của một nguyên tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng
hút electron của nguyên tử nguyên tố đó khi tạo thành liên kết hóa học.
Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:
IE

2
 Nguyên tố có  càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e li ên kết càng
mạnh.
 Độ âm điện  thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các
hiệu ứng dịch chuyển electron tro ng phân tử.
 Nếu hai nguyên tử có  bằng nhau thì liên kết tạo thành sẽ là liên kết cộng hoá trị
thuần tuý. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều ( > 1,7) liên kết tạo thành là liên kết ion. Nếu
độ âm điện khác nhau không nhiều (0 <  < 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực.

II. Định luật tuần hoàn _ Bảng HTTH

1. Định luật tuần hoàn
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp
chất tạo nên từ những nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân nguyên tử.
2. Bảng hệ thống tuần hoàn
Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuân hoàn:
- Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử
- Các nguyên tố có cùng số lớp e 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
(*)
Electron hóa trị là những e có khả năng tham gia h ình thành liên kết hóa học. Chúng
thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc cả ở phân lớp sát lớp ngo ài cùng nếu phân lớp đó chưa
bão hòa.
Có 2 dạng bảng thường gặp.
a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm đư ợc chia
thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguy ên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f).
Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại.
b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu
kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 h àng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính
(gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng d ài) và phân nhóm phụ (gồm các
Đồng Đức Thiện  8  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng d ài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ
actini) được xếp thành 2 hàng riêng.
3. Chu kỳ
Chu kỳ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron.
Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng k hí hiếm.
Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
- Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần.
- Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính
nguyên tử giảm dần. Do đó:
+ Độ âm điện  của các nguyên tố tăng dần.
+ Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần.
- Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm
IV) đến I (nhóm VII).
4. Nhóm và phân nhóm
Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ tr ên xuống dưới theo chiều tăng điện tích
hạt nhân.
- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) n ên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở
lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó:
+ Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần.
- Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị d ương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nh óm
chứa nguyên tố đó.
5. Ý nghĩa của bảng HTTH
a. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo:
Biêt vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hòan có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên
tố đó và ngược lại (mô tả bằng sơ đồ sau)
Vị trí trong bảng tuần hoàn Câu tạo nguyên tử


Số thứ tự của nguyên tố Số p, số n, số e
Số thứ tự của chu kỳ Số lớp e
Số e lớp ngoài cùng (số e
Số thứ tự của nhóm
hóa trị)
Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25.
Cấu hình e: 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2.
- Có 4 lớp e  ở chu kỳ 4.
Đang xây dựng e ở phân lớp 3d  thuộc phân nhóm phụ (nhóm B). Nguyên tố này là kim
loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s v à 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7 +. Do
đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII (nhóm VIIB). Đó là Mn.
b. Quan hệ giữa vị trí và tính chất:
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất hóa học
cơ bản của nó:
- Tính kim loại, phi kim
- Hóa trị cao nhất của nguyên tố đó với O, hóa trị với H
- Công thức của oxit cao nhất và hiđroxit tương ứng
- Công thức của hợp chất khí với H (nếu có)
- Oxit hay hiđroxit có tính axit hay bazơ
Ví dụ: S ở ô 16, nhóm VIA, chu kỳ 3. Suy ra:
- S là phi kim

Đồng Đức Thiện  9  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
- Hóa trị cao nhất với O là 6, công thức oxit đó là SO3
- Hóa trị với H là 2, công thức của khí đó là H2S
- SO3 là oxit axit còn H 2SO4 là axit mạnh
c. So sánh tính chất của nguyên tố này với các nguyên tố khác lân cận
Dựa vào quy luật biến đổi các tính chất trong bảng tuần h òan theo chu kỳ và theo các
nhóm, chúng ta có thể so sánh được tính chất của một nguy ên tố so với các nguyên tố lân
cận.

Đồng Đức Thiện  10  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Chương 3
LIÊN KẾT HÓA HỌC
Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguy ên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền
vững.
Liên kết hóa học được chia thành hai loại cơ bản: liên kết ion và liên kết cộng hóa trị
1. Liên kết ion
Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích
trái dấu.
Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.(   1,7).
Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển h ình) thu e của nguyên tử có độ âm
điện nhỏ (các kim loại điển h ình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng
lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử.
Ví dụ : 2.e
2Na + Cl 2 = 2Na+ + 2Cl- = 2NaCl
Đặc điểm của liên kết ion Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo
thành những mạng lưới ion (dạng tih thể) có tính bền vững, thường có nhiệt độ nóng chảy v à
nhiệt độ sôi khá cao, thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy hoặc k hi tan trong nước
chúng tạo thành những dung dịch dẫn điện, còn ở trạng thái rắn chúng không dẫn điện.
2. Liên kết cộng hóa trị
Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều
cặp e chung.
* Đặc điểm:
Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc
khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo th ành các cặp e liên kết chuyển
động trong cùng 1 obitan (xung quanh c ả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí
của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành :
a. Liên kết cộng hoá trị không cực
 Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl. .(  = 0)
hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau mà.  <0,4.
 Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguy ên tử nào.
 Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung.
b. Liên kết cộng hoá trị có cực
 Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H : Cl.
(0,4 <  <1,7 )
 Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
 Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực đ ược tính bằng số cặp e
dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, n guyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ,
trong HCl, clo hoá trị 1, hiđro hoá trị 1+.
3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí)
Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được
gọi là nguyên tố cho e; Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) đ ược gọi là
nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên () có chiều từ chất cho
sang chất nhận.

Đồng Đức Thiện  11  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương

Ví dụ quá trình hình thành ion NH 4+ (từ NH3 và H +) có bản chất liên kết cho - nhận.:
H +
H N H
H
Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta
có thể viết CTCT của NH +4 như sau:
H +
H N H
H
Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A  B là: nguyên tố A có đủ
8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan
trống.
4. Liên kết  và liên kết 
Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị.
a) Liên kết  : Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia li ên kết) dọc
theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia li ên kết là obitan s hay p ta có các lo ại liên
kết  kiểu s-s, s-p, p-p:
Obitan liên kết  có tính đối xứng trục, với trục đối xứng l à trục nối hai hạt nhân nguy ên
tử.
Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết  . Khi đó, do
tính đối xứng của obitan liên kết  , hai nguyên tử có thể quay quanh trục li ên kết.
b) Liên kết : Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai b ên trục liên kết.
Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết  bền, còn lại là liên kết
kém bền.
Liên kết  không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả
năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hi ện tượng đồng phân cis-
trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi.
5. Liên kết hiđro
Liên kết hiđro là mối liên kết phụ (hay mối liên kết thứ 2) của nguyên tử H với nguyên tử
có độ âm điện lớn (như F, O, N…). Tức là nguyên tử hiđro linh động bị hút bởi cặp e ch ưa
liên kết của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Liên kết hiđro được ký hiệu bằng 3 dấu ch ấm ( … ) và không tính hoá trị cũng như số
oxi hoá.
Liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử cùng loại.
Ví dụ: Giữa các phân tử H 2O, HF, rượu, axit…
OH … OH …; H – F …H – F …
H H
hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử r ượu hay axit với H 2O:
OH … O – H …OH …
H R H
hoặc trong một phân tử (li ên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ :
CH2 – CH2
OH … OH
Do có liên kết hiđro tạo thành trong dung dịch nên:
Đồng Đức Thiện  12  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
+ Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl).
+ Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên rõ rệt so với các hợp
chất có khối lượng phân tử tương đương.
6. Sự lai hoá các obitan
 Để giải thích hiện tượng đa hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) và cấu trúc
phân tử của một số hợp chất (đặc biệt l à các phức chất), ta không thể căn cứ vào số e độc
thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan".
 Các kiểu lai hoá thường gặp:
a) Lai hoá sp 3: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai
hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với
nhau những góc bằng 109 o28'. Kiểu lai hoá sp 3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm
trong phân tử H2O, NH3, NH+4, CH4,…
b) Lai hoá sp 2: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s v à 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá
q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp 2 được gặp trong các phân tử
BCl3, C2H4,…
c) Lai hoá sp: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s v à 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định
hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl 2, C2H2,…
Ngoài các dạng lai hóa trên, các obitan còn có khả năng tạo thành nhiều kiểu lai hóa
khác, như: lai hóa vuông phẳng dsp 2, lai hóa bát diện d2sp3, …

Đồng Đức Thiện  13  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Chương 4
CÁC ĐỊNH LUẬT VỀ CHẤT KHÍ
I. Định luật Avôgađrô.
1. Nội dung: ở cùng một điều kiện (nhiệt độ v à áp suất) những thể tích bằng nhau của mọi
chất khí đều chứa số phân tử khí bằng nhau.
2. Hệ quả:
a) Thể tích mol phân tử. ở cùng điều kiện (T, P), 1 mol của mọi chất khí đều chiếm thể
tích bằng nhau.
Đặc biệt, ở điều kiện tiêu chuẩn (T = 273K, P = 1atm = 760 mmHg) 1 mol khí bất kỳ
chiếm thể tích 22,4 l. Thể tích này được gọi là thể tích mol ở đktc.
Công thức liên hệ giữa số mol khí (n) và thể tích (V o) ở đktc là.
V0
n hay V0 = n. 22,4
22,4
Khi n = 1 mol  Vo = 22,4
Khối lượng mol: M = 22,4.D
D là khối lượng riêng của chất khí đo ở đktc, tính bằng g/l.
b) Tỷ khối hơi của chất khí:
Tỷ khối của khí A so với khí B (ký hiệu l à dA/B) là tỷ số khối lượng của 1 thể tích khí A so
với khối lượng của một thể tích tương đương khí B, khi đo ở cùng T và P.
mA
dA/B =
mB
mA, mB là khối lượng của cùng thể tích khí A và khí B.
Với n mol khí thì:
mA = n. M A; mB = n. M B
mA n.M A M A
dA/B = = =
mB n.M B MB
-> MA = dA/B . MB
II. Phương trình khí lý tưởng
 Phương trình
P0 .V0 P1 .V1
  ...  const
T0 T1
Công thức này thường được sử dụng để tính V o (thể tích ở đktc), từ đó tính ra số mol khí
n:
V0
n
22,4
 Phương trình trên còn viết dưới dạng:
P0 .V0 P .n.22,4 P .22,4
PV  T 0 T hay PV = nRT với R = 0  0,082lit .atm.mol 1 .K 1
T0 273 273
a
 Ta lại biết, số mol khí n = a / M (a là số gam khí). Do đó PV = RT
M
III. Hỗn hợp khí
1. Áp suất riêng của chất khí trong hỗn hợp
Giả sử trong hỗn hợp có 3 khí A, B, C. Các phân tử khí gây ra áp suất t ương ứng là PA,
PB, PC. Người ta gọi P A, PB và PC là áp suất riêng của các chất khí A, B và C.
Vậy áp suất riêng của một chất khí trong hỗn hợp l à áp suất có được nếu một mình khí đó
chiếm toàn bộ thể tích hỗn hợp ở nhiệt độ đ ã cho.
Áp suất chung: P = P A + PB +PC
Đồng Đức Thiện  14  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
PA, PB và PC tỉ lệ với số mol của các khí A, B, C trong hỗn hợp.
2. Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp khí ( M ) là khối lượng của một thể tích hỗn
hợp khí đó ở một điều kiện xác định:
Ví dụ: M của không khí bằng 29 gam.
Cách tính M :
+ M = dhh/A. MA
+ Khối lượng mol trung bình M của hỗn hợp 3 khí.:
m A  m B  mC n A .M A  n B .M B  nC .M C
M = 
n A  n B  nC n A  n B  nC
Nếu thay n = V/22,4 vào phương trình trên ta có:
V A .M A  V B .M B  VC .M C
M =
V A  V B  VC
VA, VB, VC, là thể tích các khí A, B, C (đo ở c ùng điều kiện) trước khi trộn tạo thành hỗn
hợp.

Đồng Đức Thiện  15  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Chương 5
DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LI – ĐIỆN PHÂN
I. Dung dịch
1. Định nghĩa
Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất m à tỷ lệ thành phần của chúng có thể
thay đổi trong một giới hạn khá rộng.
Dung dịch gồm: các chất tan và dung môi.
Dung môi là môi trường để phân bố các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp dung môi
lỏng và quan trọng nhất là H2O.
2. Quá trình hoà tan
Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2 quá trình.
 Phá huỷ cấu trúc của các chất tan.
 Tương tác của dung môi với các tiểu phân chất tan (quá trình solvat hóa).
Ngoài ra còn xảy ra hiện tượng ion hoá hoặc liên hợp phân tử chất tan (liên kết hiđro).
Ngược với quá trình hoà tan là quá trình kết tinh. Trong dung dịch, khi tốc độ hoà tan
bằng tốc độ kết tinh (chất tan trong dung dịch ở trạng thái cân bằng với chất tan nguy ên
chất), ta có dung dịch bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa.
Ở mỗi nhiệt độ xác định, dung dịch bão hòa chứa một lượng chất tan xác định ứng với độ
tan của chất đó. Tuy nhiên đối với một số chất người ta có thể điều chế được dung dịch quá
bão hòa có chứa một lượng chất tan lớn hơn so với dung dịch bão hòa. Ví dụ, hòa tan muối
natriaxetat vào nước đến bão hòa ở nhiệt độ cao rồi hạ từ từ nhiệt độ dung dịch xuống, phần
chất tan còn dư chưa thể kết tinh (hiện tượng chậm kết tinh), khi đó ta được dung dịch quá
bão hòa. Trạng thái quá bão hòa là trạng thái kém bền, chỉ cần một va chạm nhỏ hoặc bỏ
một tinh thể chất tan vào dung dịch là lượng chất tan dư sẽ kết tinh khỏi dung dịch.
3. Độ tan của các chất
Độ tan được xác định bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác định ở
điều kiện cho trước.
Nếu trong 100 g H 2O hoà tan được:
>10 g chất tan: chất dễ tan hay tan nhiều.
<1 g chất tan: chất tan ít.
< 0,01 g chất tan: chất thực tế không tan.
4. Tinh thể ngậm nước
Quá trình liên kết các phân tử (hoặc ion) chất tan với các phân tử dung môi gọi l à quá
trình sonvat hoá. Nếu dung môi là H2O thì đó là quá trình hiđrat hoá.
Hợp chất tạo thành gọi là sonvat (hay hiđrat).
Ví dụ: CuSO4.5H2O ; Na2SO4.10H2O.
Các sonvat (hiđrat) khá b ền vững. Khi làm bay hơi dung dịch thu được chúng ở dạng tinh
thể, gọi là những tinh thể ngậm H 2O. Nước trong tinh thể gọi là nước kết tinh.
Một số tinh thể ngậm nước thường gặp:
FeSO4.7H2O, Na2SO4.10H2O, CaSO 4.2H2O.
5. Nồng độ dung dịch
Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một l ượng nhất định
dung dịch hoặc dung môi. Thường gặp các cách biểu diễn nồng độ sau đây:
a) Nồng độ phần trăm (C%): Nồng độ phần trăm được biểu thị bằng số gam chất tan có
trong 100 g dung dịch.
mct m
C%  100% = ct 100%
mdd V .D
Trong đó : m ct, mdd là khối lượng của chất tan và của dung dịch.
V là thể tích dung dịch (ml), D là khối lượng riêng của dung dịch (g/ml)
Đồng Đức Thiện  16  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
b) Nồng độ mol (CM): Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung
dịch. Ký hiệu là M.
nct (mol ) mct 1
CM =  .
Vdd (lit ) M Vdd
c) Quan hệ giữa C% và CM:
M ct C M
C% =
10.D
10.D
CM = C%
M ct
Ví dụ : Tính nồng độ mol của dung dịch axit H 2SO4 20%, có D = 1,143 g/ml
Giải : Theo công thức trên ta có :
10.1,143
CM = 20  2.34 M
98
II. Sự điện li
1. Định nghĩa
 Sự điện li là quá trình phân li chất tan thành các ion (ion dương và ion âm) dưới tác
dụng của các phân tử dung môi (thường là nước) hoặc khi nóng chảy.
Ion dương gọi là cation, ion âm gọi là anion.
 Chất điện li là những chất tan trong nước và phân li ra ion, tạo thành dung dịch dẫn
điện.
Ví dụ: Các chất muối axit, baz ơ.
 Chất không điện li là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện.
Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu,…
 Nếu chất tan cấu tạo từ các tinh thể ion (nh ư NaCl, KOH,…) thì quá trình điện li là quá
trình điện li là quá trình tách các ion kh ỏi mạng lưới tinh thể rồi sau đó ion kết hợp với các
phân tử nước tạo thành ion hiđrat.
 Nếu chất tan gồm các phân tử phân cực (nh ư HCl, HBr, HNO 3,…) thì đầu tiên xảy ra sự
ion hoá phân tử và sau đó là sự hiđrat hoá các ion.
 Phân tử dung môi phân cực càng mạnh thì khả năng gây ra hiện tượng điện li đối với
chất tan càng mạnh.
Trong một số trường hợp quá trình điện li liên quan với khả năng tạo liên kết hiđro của
phân tử dung môi (như sự điện li của axit).
2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong dung dịch nước
a) Sự điện li của axit
Axit điện li ra cation oxoni H3O+ (H+) và anion gốc axit.
HCl + H 2O = H 3O+ + Cl-
Để đơn giản, người ta chỉ viết
HCl = H + + Cl-
Nếu axit nhiều lần axit th ì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu h ơn nấc trước.
H2CO3 HCO3- + H+
HCO3- CO2- + H+
b) Sự điện li của bazơ
Bazơ điện li ra anion OH  và cation kim loại hoặc amoni.
NaOH = Na + + OH -
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Nếu bazơ nhiều lần bazơ thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu h ơn nấc trước.
Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH -

Đồng Đức Thiện  17  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Fe(OH) Fe(OH)2+ + OH -
Fe(OH) Fe3+ + OH -
c) Sự điện li của muối
Muối điện li ra cation kim loại hay amoni v à anion gốc axit, các muối trung ho à thường
chỉ điện li 1 nấc.
K2SO4 = 2K+ + SO42-
Muối axit, muối bazơ điện li nhiều nấc :
NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-
H2PO4- HPO4- + H+
HPO4- PO43- + H+
Muối bazơ :
CaOHCl = CaOH + + Cl-
CaOH + = Ca2+ + OH -
d) Sự điện li của hiđroxit lưỡng tính
Hiđroxit lưỡng tính có thể điện li theo 2 chiều ra cả ion H + và OH .
2H+ + ZnO 22- Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-
+ -
H + AlO2 + H2O Al(OH)3 Al3+ + 3OH -
3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
a) Chất điện li mạnh
Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành ion. Quá
trình điện li là quá trình một chiều, trong phương trình điện li dùng dấu “=” (hoặc dấu  ).
Ví dụ:
KCl = K + + Cl-
Những chất điện li mạnh là những chất mà tinh thể ion hoặc phân tử có liên kết phân cực
mạnh.
Đó là:
 Hầu hết các muối tan.
 Các axit mạnh: HCl, HNO 3, H2SO4,…
 Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH) 2,…
b) Chất điện li yếu
Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ có một phần nhỏ số phân tử điện
li thành ion, còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là thuận nghịch, trong
phương trình điện li dùng dấu “ ”
Ví dụ:
CH3COOH CH3COO- + H+
NH3 + H2O NH4+ + OH -
Những chất điện li yếu thường gặp là:
 Các axit yếu: CH3COOH, H 2CO3, H2S,…
 Các bazơ yếu: NH3,…
 Mỗi chất điện li yếu được đặc trưng bằng hằng số điện li (Kđl) - đó là hằng số cân bằng
của quá trình điện li.
Ví dụ:
[CH 3 COO  ].[ H  ]
CH3COOH CH3COO- + H+ Kđl =
[CH 3 COOH ]
Trong đó: CH3COO, H+ và CH3COOH là nồng độ các ion và phân tử trong dung
dịch lúc cân bằng. Kđl là hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li c àng yếu thì K đl
càng nhỏ.
Với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số Kđl riêng. H 2CO3 có 2 hằng số điện li:
Đồng Đức Thiện  18  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương

[ HCO3 ].[ H  ]
H2CO3 HCO 3- + H+ K1 =
[ H 2 CO3 ]
2
- 2- + [CO3 ].[ H  ]
HCO3 CO + H K2 = 
[ HCO3 ]
4. Độ điện li 
Độ điện li  của chất điện li là tỷ số giữa số phân tử phân li th ành ion N p và tổng số phân
tử chất điện li tan vào nước Nt.
Np

Nt
Ví dụ: Cứ 100 phân tử chất tan trong n ước có 25 phân tử điện li th ì độ điện li  bằng:
25
  25%  0,25
100
Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) và nồng độ mol chất tan
vào trong dung dịch (Ct).
Cp

Ct
 Giá trị của  biến đổi trong khoảng 0 đến 1 (hay từ 0% tới 100%)
01
Khi  = 1: chất tan phân li hoàn toàn thành ion. Khi  = 0: chất tan hoàn toàn không phân
li (chất không điện li).
 Độ điện li  phụ thuộc các yếu tố : bản chất của chất tan, dung môi, nhiệt độ v à nồng độ
dung dịch.
5. Quan hệ giữa độ điện li  và hằng số điện li
Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ba n đầu Co, độ điện li của nó là , ta có:
MA M+ + A -
Nồng độ lúc cân bằng: (1   )C 0 C 0 C 0
Hằng số điện li:
C 0 .C 0  2 C 0
K đl  
(1   )C 0 1  
Dựa vào biểu thức này, nếu biết  ứng với nồng độ dung dịch C o, ta tính được Kđl và
ngược lại.
Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có  = 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký
hiệu là Ka).
Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li:
HA H+ + A -

[ H  ].[ A  ] (0,01) 2 .0,1

Ka    10 5 mol / l
[ HA] 1  0,01
6. Axit - bazơ
a) Định nghĩa
Theo quan niệm cũ:
- Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H + (chính xác là H 3O+).
- Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra ion OH .
 Đối với axit, ví dụ HCl, sự điện li th ường được biểu diễn bằng phương trình:
HCl = H + + Cl-

Đồng Đức Thiện  19  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Nhưng thực ra axit không tự phân li m à nhường proton cho nước theo phương trình.

HCl + H 2O = H3O+ + Cl-

Vì H2O trong H 3O+ không tham gia phản ứng nên thường chỉ ghi là H+
 Đối với bazơ, ngoài những chất trong phân tử có sẵn nhóm OH  (như NaOH,
Ba(OH)2…) Còn có những bazơ trong phân tử không có nhóm OH (nh ư NH3…) nhưng đã
nhận proton của nước để tạo ra OH 

H2O + NH 3 NH4+ + OH -
Do đó để nêu lên bản chất của axit và bazơ, vai trò của nước (dung môi), Bronxtet đã đưa
ra định nghĩa mới về axit - bazơ như sau:
Axit là những chất có khả năng cho proton .
Bazơ là những chất có khả năng nhận proton .
b) Phản ứng axit - bazơ
 Tác dụng của dung dịch axit v à dung dịch bazơ.
Cho dung dịch H 2SO4 tác dụng với dung dịch NaOH, phản ứng hoá học xảy ra toả nhiệt
làm dung dịch nóng lên.
Phương trình phân tử:
2NaOH + H 2SO4 = Na2SO4 + 2H 2O
Phương trình ion:
2Na+ + 2OH - + 2H + + SO 42- = 2Na+ + SO 42- + 2H 2O
2OH- + 2H+ = 2H 2O
Hoặc là:

H3O+ + OH - = 2H2O
H2SO4 cho proton (chuyển qua ion H 3O+) và NaOH nhận proton (trực tiếp là ion OH ).
Phản ứng của axit với bazơ gọi là phản ứng trung hoà và luôn toả nhiệt.
 Tác dụng của dung dịch axit v à bazơ không tan.
Đổ dung dịch HNO 3 vào Al(OH) 3 , chất này tan dần. Phản ứng hoá học xảy ra.
Phương trình phân tử:
3HNO3 + Al(OH)3 = Al(NO 3)3 + 3H 2O
Phương trình ion:
3H+ + 3NO3- + Al(OH) 3 = Al3+ + 3NO3- + 3H 2O
3H+ + Al(OH) 3 = Al3++ 3H2O
Hoặc là:

3H3O+ + Al(OH) 3 = Al3++ 6H2O

HNO3 cho proton, Al(OH) 3 nhận proton.
 Tác dụng của dung dịch axit v à oxit bazơ không tan.
Đổ dung dịch axit HCl vào CuO, đun nóng, phản ứng hoá học xảy ra, CuO tan dần:
Phương trình phân tử:
2HCl + CuO = CuCl 2 + H2O
Phương trình ion
2H+ + 2Cl- + CuO = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
2H+ + CuO = Cu2+ + 2H 2O
Hoặc là

2H3O+ + CuO = Cu2+ + 3H2O

HCl cho proton, CuO nhận proton, nó đóng vai tr ò như một bazơ.
Đồng Đức Thiện  20  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
 Kết luận: Vậy bản chất của phản ứng axit – bazơ chính là sự cho và nhận proton.
c) Hiđroxit lưỡng tính
Có một số hiđroxit không tan (nh ư Zn(OH) 2, Al(OH)3,…) tác dụng được cả với dung dịch
axit và cả với dung dịch bazơ được gọi là những hiđroxit lưỡng tính.
Ví dụ: Zn(OH)2 tác đụng được với H 2SO4 và NaOH.
H2SO4 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + 2H2O
2H+ + SO 42- + Zn(OH) 2 = Zn2+ + SO42- + 2H2O
2H+ + Zn(OH) 2 = Zn2+ + 2H2O
Hoặc là:
2H3O+ + Zn(OH) 2 = Zn2+ + 4H 2O
Kẽm hiđroxit nhận proton, nó l à một bazơ.
H2ZnO2  Zn(OH)2 + 2NaOH = Na 2ZnO2 + 2H 2O
H2ZnO2 + 2Na+ + 2OH - = 2Na+ + ZnO22- + 2H2O
H2ZnO2 + 2OH - = ZnO22- + 2H2O
Kẽm hiđroxit cho proton, nó l à một axit.
Vậy: Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit vừa có khả năng cho vừa có khả năng nhận proton,
nghĩa là vừa là axit, vừa là bazơ.
7. Sự điện li của nước
a) Nước là chất điện li yếu
H2O H+ + OH-
Tích số nồng độ ion H + và OH  trong nước nguyên chất và trong dung dịch nước ở mỗi
nhiệt độ là một hằng số K H O2

Ở 200C thì K H O = [H+].[OH-] = 10-14

2

Môi trường trung tính : H+ = OH = 107 mol/l

Môi trường axit: H+ > OH
H+ > 107 mol/l.
Môi trường bazơ: H+ < OH
H+ < 107 mol/l
b) Chỉ số hiđro của dung dịch - Độ pH
 Khi biểu diễn nồng độ ion H + (hay H 3O+) của dung dịch dưới dạng:
[H+] = 10-a (mol/l)
thì hệ số a được gọi là pH của dung dịch
Ví dụ: H+ = 105 mol/l thì pH = 5, …
 Cách xác định pH: Về mặt toán học th ì pH = lgH+
Như vậy:
Môi trường trung tính: pH = 7
Môi trường axit: pH < 7
Môi trường bazơ: pH > 7
pH càng nhỏ thì dung dịch có độ axit càng lớn (axit càng mạnh); pH càng lớn thì dung
dịch có độ bazơ càng lớn (bazơ càng mạnh).
Ví dụ 1: Dung dịch HCl 0,02M, có H+ = 0,02M. Do đó pH = lg2.102 = 1,7.
Ví dụ 2: Dung dịch NaOH 0,01M, có OH = 0,01 = 10 2 mol/l. Do đó :
10 14
H+  10 12 pH = - lg10-12 = 12
10  2

c) Chất chỉ thị màu axit - bazơ

Đồng Đức Thiện  21  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Chất chỉ thị màu axit - bazơ là chất có màu thay đổi theo nồng độ ion H + của dung dịch.
Mỗi chất chỉ thị chuyển màu trong một khoảng pH xác định.

Bảng 2: Một số chất chỉ thị màu axit - bazơ thường dùng
Màu trong các mội trường
Chất chỉ thị màu
Axit Trung tính Bazơ
Đỏ Da cam Vàng
Metyl da cam
pH < 3,1 3,1 < pH < 4,4 pH > 4,4
Đỏ Tím Xanh
Quỳ
pH < 5 5 < pH < 8 pH > 8
Không màu Hồng nhạt Hồng
Phenolphtalein
pH < 8 8 < pH < 9,8 pH > 9,8
8. Sự thuỷ phân của muối
Không phải dung dịch của tất cả các muối trung ho à đều có môi trường trung tính (pH =
7) mà có thể là môi trường axit hoặc bazơ. Nguyên nhân là do: Một số muối khi hòa tan vào
nước đã tác dụng với nước làm thay đôi môi trường dung dịch. Ví dụ nh ư: những muối của
axit yếu - bazơ mạnh (như CH 3COOHNa), của axit mạnh - bazơ yếu (như NH4Cl) khi hoà
tan trong nước đã tác dụng với nước tạo ra axit yếu, bazơ yếu, vì vậy những muối này không
tồn tại trong nước. Nó bị thuỷ phân, gây ra sự thay đổi tính chất của môi tr ường.
a) Sự thuỷ phân của muối tạo th ành từ axit yếu -bazơ mạnh
Ví dụ: CH3COONa, Na 2CO3, K2S,…
CH3COONa + H 2O CH3COOH + Na + + OH-
Trong dung dịch dư ion OH , do vậy pH > 7 (môi trường bazơ).
Vậy: muối của axit yếu - bazơ mạnh khi thuỷ phân cho môi tr ường bazơ.
b) Sự thuỷ phân của muối tạo th ành từ axit mạnh - bazơ yếu
Ví dụ: NH4Cl, ZnCl 2, Al2(SO4)3, …
NH4Cl + H2O NH3 + H3O+ + Cl-
Trong dung dịch dư ion H 3O+ hay (H +), do vậy pH < 7 (môi truờng axit).
Vậy muối của axit mạnh - bazơ yếu khi thuỷ phân cho môi tr ường axit.
c) Sự thuỷ phân của muối tạo th ành từ axit yếu - bazơ yếu
Ví dụ: Al2S3, Fe2(CO3)3,…
Al2S3 + 6HOH 2Al(OH)3  + 3H2S 
Fe2(CO3)2 + 6HOH 2Fe(OH)3  + 3CO 2  + 3H 2O

9. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li chỉ xảy ra khi có sự tạo thành hoặc chất kết
tủa, hoặc chất dễ bay hơi, hoặc chất ít điện li (điện li yếu).
a) Phản ứng tạo thành chất kết tủa
Trộn dung dịch BaCl 2 với dung dịch Na 2SO4 thấy có kết tủa trắng tạo th ành. Đã xảy ra
phản ứng.
Phương trình phân tử:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO 4  + 2NaCl
Phương trình ion:
Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO 42- = BaSO 4  + 2Na+ + 2Cl-
Ba2+ + SO 42- = BaSO 4 
b) Phản ứng tạo thành chất bay hơi
Cho axit HCl tác dụng với Na 2CO3 thấy có khí bay ra. Đã xảy ra phản ứng.
Phương trình phân tử:
Đồng Đức Thiện  22  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
2HCl + Na 2CO3 = 2NaCl + CO 2  + H2O
Phương trình ion
2H+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32- = 2Na+ + 2Cl- + CO2  + H2O
2H+ + CO 32- = CO2  + H2O
c) Phản ứng tạo thành chất ít điện li
- Cho axit H 2SO4 vào muối axetat. Phản ứng xảy ra tạo thành axit CH 3COOH ít điện li
Phương trình phân tử:
H2SO4 + 2CH3COONa = 2CH 3COOH + Na 2SO4
Phương trình ion
2H+ + SO42- + 2CH3COO- + 2Na+ = 2CH 3COOH + 2Na+ + SO42-
2H+ + 2CH 3COO- = 2CH 3COOH
 Hoặc cho axit HNO 3 tác dụng với Ba(OH) 2. Phản ứng trung hoà xảy ra tạo thành chất ít
điện li là nước.
Phương trình phân tử:
2HNO 3 + Ba(OH) 2 = Ba(NO 3)2 + 2H2O
Phương trình ion
2H+ + 2NO3- + Ba2+ + 2OH- = Ba2+ + 2NO3- + 2H 2O
H+ + 2OH- = 2H2O
Chú ý: Khi biểu diễn phản ứng trao đổi trong dung dịch điện li , người ta thường viết
phương trình phản ứng dưới các dạng: phương trình phân tử và phương trình ion. Ở
phương trình ion, những chất kết tủa, bay h ơi, điện li yếu (ít điện li) được viết dưới dạng
phân tử, các chất điện li mạnh viết d ưới dạng ion (do chúng điện li ra). Cuối cùng thu gọn
phương trình ion bằng cách lược bỏ những thành phần giống nhau ở 2 vế của phương trình.

III. Sự điện phân

1. Định nghĩa
Điện phân là sự thực hiện các quá trình oxi hoá - khử trên bề mặt điện cực nhờ dòng điện
một chiều bên ngoài
Quá trình điện phân được biểu diễn bằng sơ đồ điện phân.
Ví dụ: Sơ đồ điện phân NaCl nóng chảy.
NaCl 
0
t
Na+ + Cl-

Catot (-) anot(+)

2Na + 2e -> 2Na 2Cl - - 2e -> Cl2
+

Ở catôt: xảy ra quá trình khử.

2Na+ + 2e -> 2Na
Ở anôt: xảy ra quá trình oxi hoá.
2Cl- - 2e -> Cl2
Phương trình điện phân NaCl nóng chảy:
2NaCl 
0
t
2Na + Cl 2
2. Điện phân hợp chất nóng chảy
Ở trạng thái nóng chảy, các tinh thể chất điện phân bị phá vỡ th ành các ion chuyển động
hỗn loạn. Khi có dòng điện một chiều chạy qua, ion dương chạy về catôt và bị khử ở đó, ion
âm chạy về anôt và bị oxi hoá ở đó.
Ví dụ: Điện phân KOH nóng chảy.

KOH 
0
t
K+ + OH -

Đồng Đức Thiện  23  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Catot (-) anot(+)
2K+ + 2e -> 2K 2OH- - 2e -> 1/2O2 + H2O
Phương trình điện phân
2KOH dpnc  2K + 1/2O 2 + H2O
Điện phân nóng chảy xảy ra ở nhiệt độ cao n ên có thể xảy ra phản ứng phụ giữa sản phẩm
điện phân (O 2, Cl2 ... ) và điện cực (anôt) thường làm bằng than chì.

Ví dụ: điện phân Al 2O3 nóng chảy (có pha thêm criolit 3NaF.AlF 3) ở 1000oC
Al2O3 
0
t
2Al3+ + 3O2-

Catot (-) anot(+)

2Al3+ + 6e -> 6Al 3O2- - 6e -> 3/2O2
Phương trình điện phân
Al2O3 dpnc

 2Al + 3/2O2
Phản ứng phụ:
2C + O2 
0
t
2CO
(Than chì làm anôt bị mất dần, nên sau một thời gian phải bổ sung vào điện cực).
Ứng dụng: Phương pháp điện phân hợp chất nóng chảy đ ược dùng để điều chế các kim
loại hoạt động mạnh:
 Điều chế kim loại kiềm: Điện phân muối clorua hoặc hiđroxit nóng chảy.
 Điều chế kim loại kiềm thổ : Điện phân muối clorua nóng chảy.
 Điều chế Al: Điện phân Al 2O3 nóng chảy.
3. Điện phân dung dịch nước
a) Nguyên tắc:
Khi điện phân dung dịch, tham gia các quá tr ình oxi hoá - khử ở điện cực ngoài các ion
của chất điện phân còn có thể có các ion H + và OH  của nước và bản thân kim loại làm điện
cực. Khi đó quá trình oxi hoá - khử thực tế xảy ra phụ thuộc v ào so sánh tính oxi hoá - khử
mạnh hay yếu của các chất trong b ình điện phân.
b) Thứ tự khử ở catôt
Kim loại càng yếu thì cation của nó có tính oxi hoá càng mạnh và càng dễ bị khử ở catôt
(trừ trường hợp ion H +). Có thể áp dụng quy tắc sau:
 Dễ khử nhất là các cation kim loại đứng sau Al trong d ãy thế điện hoá (trừ ion H+),
trong đó ion kim loại càng ở cưối dãy càng dễ bị khử.
 Tiếp đến là ion H + của dung dịch
 Khó khử nhất là các ion kim loại mạnh, kể từ Al, về phía đầu d ãy thế điện hoá.
(Al3+, Mg2+, Ca2+, Na+, …). Những ion này thực tế không bao giờ bị khử khi điện phân
trong dung dịch.
c) Thứ tự oxi hoá ở anôt
Nói chung ion hoặc phân tử nào có tính khử mạnh thì càng dễ bị oxi hoá. Có thể áp dụng
kinh nghiệm sau:
 Dễ bị oxi hoá nhất là bản thân các kim loại dùng làm anôt. Trừ trường hợp anôt trơ
(không bị ăn mòn làm bằng Pt, hay than chì (C).
 Sau đó đến các ion gốc axit không có oxi : I, Br, Cl, …
 Rồi đến ion OH  của nước hoặc của kiềm tan trong dung dịch .
 Khó bị oxi hoá nhất là các anion gốc axit có oxi như NO3-, SO42-, … Thực tế các anion
này không bị oxi hoá khi điện phân dung dịch.
d) Một số ví dụ áp dụng quy tắc tr ên
Ví dụ 1: Điện phân dung dịch CuCl 2 với điện cực than chì:
Đồng Đức Thiện  24  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
CuCl2  Cu + 2Cl
2+ -

HOH H+ + OH -

Catot (-) anot(+)

Cu2+ + 2e -> Cu 2Cl- - 2e -> Cl2
Phương trình điện phân:
CuCl2 dpdd
 Cu + Cl 2
Ví dụ 2: Điện phân dung dịch NiCl 2 với điện cực bằng niken
NiCl2  Ni + 2Cl
2+ -

HOH H+ + OH -

Catot (-) anot(+) (Ni)

2+ +
Ni , H Cl-, OH-, Ni
Ni2+ + 2e -> Ni Ni – 2e -> Ni2+
Thực chất quá trình điện phân là sự vận chuyển Ni từ anôt sang catôt nhờ dòng điện.
Phương pháp được ứng dụng để tinh chế kim loại.
Ví dụ 3: Điện phân dung dịch Na 2SO4 với điện cực Pt:
Na2SO4   2Na + SO4
+ 2-

HOH H+ + OH -

Catot (-) anot(+)

+ +
Na , H SO42-, OH-
2H+ + 2e -> H2 2OH- – 2e -> 1/2O2 + H2O
Phương trình điện phân:
H2O dp
H2 + 1/2O2
Ví dụ 4: Điện phân dung dịch NaCl với anôt bằng than ch ì:
NaCl   Na + Cl
+ -

HOH H + OH -
+

Catot (-) anot(+)

+ +
Na , H Cl-, OH-
+
2H + 2e -> H2 2Cl- – 2e -> Cl2
Phương trình điện phân:
2NaCl + 2H 2O dpdd   2NaOH + H 2 + Cl2
, mn

Trong quá trình điện phân, dung dịch ở khu vực xung quanh catôt, ion H + bị mất dần.,
H2O tiếp tục điện li, do đó ở khu vực n ày giàu ion OH  tạo thành (cùng với Na+) dung dịch
NaOH.
Ở anôt, ion Cl  bị oxi hoá thành Cl2. Một phần hoà tan vào dung dịch và một phần khuếch
tán sang catôt, tác dụng với NaOH tạo thành nước Javen:
Cl2 + 2NaOH   NaCl + NaClO + H 2O
Vì vậy muốn thu được NaOH phải tránh phản ứng tạo n ước Javen bằng cách dùng màng
ngăn bao bọc lấy khu vực anôt để ngăn khí Cl 2 khuếch tán vào dung dịch.
Ví dụ 5: Điện phân dung dịch KNO 3 với anôt bằng Cu.
KNO 3   K + NO3
+ -

HOH H+ + OH -

Catot (-) anot(+)

K+, H+ NO3-, OH-, Cu
Đồng Đức Thiện  25  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
2H+ + 2e -> H2 Cu – 2e -> Cu2+
Khi điện phân, ở khu vực catôt, ion H + mất dần, nồng độ OH  tăng dần, dung dịch ở đó có
tính kiềm tăng dần. ở anôt ion Cu 2+ tan vào dung dịch.
Trong dung dịch xảy ra phản ứng.
Cu2+ + 2OH - -> Cu(OH)2 (màu xanh)
Phương trình điện phân:
Cu + H2O  dp
Cu(OH)2 + H2
Bản thân KNO 3 không bị biến đổi nhưng nồng độ tăng dần.
Ứng dụng của điện phân dung dịch :
 Điều chế kim loại đứng sau Al trong d ãy thế điện hoá.
 Tinh chế kim loại.
 Mạ và đúc kim loại bằng điện.
 Điều chế một số hoá chất thông dụng: H 2, Cl2, O2,…, hiđroxit kim loại kiềm
 Tách riêng một số kim loại khỏi hỗn hợp dung dịch.
4. Công thức Farađây
A Q A I .t
m .  .
n F n F
Trong đó: m là khối lượng chất được giải phóng khi điện phân (gam)
A là khối lượng mol của chất đó.
n là số e trao đổi khi tạo thành một nguyên tử hay phân tử chất đó.
Q là điện lượng phóng qua bình điện phân (Culông).
F là hằng số Farađây (F = 96500 Culông.mol -1)
l là cường độ dòng điện (Ampe)
t là thời gian điện phân (giây)
Ví dụ: Tính khối lượng oxi được giải phóng ở anôt khi cho d òng điện 5 ampe qua bình
điện phân đựng dung dịch Na 2SO4 trong 1 giờ 20 phút 25 giây.
Giải:
Áp dụng công thức Farađây:
A = 16 , n = 2 , t = 4825 giây , I = 5;
16 5.4825
m .  2 gam
2 96500

Đồng Đức Thiện  26  Trường THPT Sơn Động số 3

Phần Hóa Học Đại Cương
Chương 6
PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ
1. Số oxi hoá
Để thuận tiện khi xem xét phản ứng oxi hoá - khử và tính chất của các nguyên tố, người ta
đưa ra khái niệm số oxi hoá (còn gọi là mức oxi hoá hay điện tích hoá trị).
Số oxi hoá là điện tích quy ước mà nguyên tử có được nếu giả thuyết rằng cặp e li ên kết
(do 2 nguyên tử góp chung) chuyển hoàn toàn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Số oxi hoá được tính theo quy tắc sau :
 Trong đơn chất, số oxi hoá của các nguy ên tử bằng 0.
Ví dụ: Trong Cl 2, số oxi hoá của Cl bằng 0.
 Khi tham gia hợp chất, số oxi hoá của một số nguy ên tố có trị số không đổi:
+ Kim loại kiềm luôn bằng +1.
+ Kim loại kiềm thổ luôn bằng +2.
+ Oxi (trừ trong peoxit bằng  1) luôn bằng  2.
+ Hiđro (trừ trong hiđrua kim loại bằng  1) luôn bằng  2.
+ Al thường bằng +3.
 Tổng đại số số oxi hoá của các nguy ên tử trong phân tử trung hoà điện bằng 0.
 Tổng đại số số oxi hoá của các nguy ên tử trong một ion phức tạp bằng điện tích của ion.
Ví dụ trong ion HSO 4-, số oxi hoá của H là +1, của O là 2 của S là +6.
+ 1 + 6 + (2. 4) =  1.
Chú ý: Dấu của số oxi hoá đặt trước giá trị, còn dấu của ion đặt sau giá trị.
Ví dụ:
3
Số oxi hóa Fe , ion Fe3+
2. Định nghĩa
 Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong đó có sự trao đổi e g iữa các nguyên tử hoặc
ion của các chất tham gia phản ứng, do đó l àm thay đổi số oxi hoá của chúng.
Ví dụ:
0 2 2 0
Zn  Cu Cl 2  Zn Cl 2  Cu
 Chất nhường e gọi là chất khử (hay chất bị oxi hoá).
Chất thu e gọi là chất oxi hoá (hay chất bị khử).
 Quá trình kết hợp e vào chất oxi hoá được gọi là sự khử chất oxi hoá (quá trình khử)
2 0
Cu  2e  Cu
Quá trình tách e khỏi chất khử được gọi là sự oxi hoá chất khử (quá trình oxi hóa):
0 2
Zn  2e  Zn
3. Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử
 Nguyên tắc khi cân bằng : Tổng số e mà chất khử cho phải bằng tổng số e m à chất oxi
hoá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được bảo toàn.
 Quá trình cân bằng tiến hành theo các bước:
1) Viết sơ đồ phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện cho ở đề bài để
suy luận.
2) Xác định số oxi hoá của các nguy ên tố có số oxi hoá thay đổi. Đối với những nguy ên
tố có số oxi hoá không thay đổi th ì không cần quan tâm.
3) Viết các quá trình cho - nhận e
4) Cân bằng số e cho và nhận.
5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng.
6) Cân bằng phần không tham gia quá tr ình oxi hoá - khử.
Đồng Đức Thiện  27  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
Ví dụ: Cho miếng Al vào dung dịch axit HNO 3 loãng thấy bay ra chất khí không m àu,
không mùi, không cháy, nh ẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng.
Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N 2.
Phương trình phản ứng (bước 1):
Al + HNO 3 -> Al(NO 3)3 + N2 + H2O
Bước 2, 3, 4:
0 3
10 Al  3e  Al
5 0
3 2 N  2.5e  N 2
Bước 5:
10Al + 6HNO3 -> 10Al(NO3)3 + 3N2 + H2O
Bước 6: Ngoài 6 HNO 3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30HNO 3 tạo thành
muối nitrat (10Al(NO 3)3).
Vậy tổng số phân tử HNO 3 là 36 và tạo thành 18H 2O.
Phương trình cuối cùng:
10Al + 36HNO3 -> 10Al(NO3)3 + 3N2 + 18H2O
Dạng ion:
10Al + 36H+ + 36NO3- -> 10Al3+ + 30NO3- + 3N2 + 18H2O
10Al + 36H+ + 6NO3- -> 10Al3+ + 3N2 + 18H2O
Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguy ên tố ở nhiều số oxi
hoá khác nhau, ta có th ể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng sản phẩm, sau
đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu b ài. Cuối cùng cộng gộp các
phản ứng lại.
Ví dụ: Cân bằng phản ứng:
Al + HNO 3 -> NO + N 2O + ... Biết tỷ lệ: n NO : n H O  3 : 1
2

Giải
Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên):
Al + 4HNO3 -> Al(NO 3)3 + NO + 2H2O
8Al + 30HNO3 -> 8Al(NO3)3 + 3N2 + 15H2O
Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại:
17Al + 66HNO3 -> 17Al(NO 3)3 + 9NO + 3N 2O + 33H2O
4. Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt
a. Phản ứng oxi hoá  khử nội phân tử
Chất oxi hoá và chất khử là những nguyên tử khác nhau nằm trong c ùng một phân tử.
3 5 0
Ví dụ. N H 4 N O2  N 2  H 2 O
5 2 1 0
K Cl O 3  K Cl  O 2
b. Phản ứng tự oxi hoá - tự khử
Chất oxi hoá và chất khử cùng là một loại nguyên tử trong hợp chất.
Ví dụ: Trong phản ứng.
0 1 1
Cl 2 + NaOH  Na Cl  Na Cl O + H2O
0 0 1 0 1
Cl 2 vừa là chất oxi hóa ( Cl  1e  Cl ) vừa là chất khử ( Cl  1e  Cl )
c) Phản ứng có nhiều nguyên tố thay đổi số oxi hoá
Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau theo ph ương pháp cân bằng e
KNO3 + FeS2 -> KNO 2 + Fe2O3 + SO 3
0 3 6
2 FeS 2  15e  Fe  2 S
5 3
15 N  2e  N
Đồng Đức Thiện  28  Trường THPT Sơn Động số 3
Phần Hóa Học Đại Cương
Vậy phương trình cân bằng là:
15KNO3 + 2FeS2 -> 15KNO 2 + Fe2O3 + 4SO 3
d) Phản ứng oxi hoá - khử có môi trường tham gia
 Ở môi trường axit thường có ion H + tham gia tạo thành H2O.
Ví dụ:
2MnO4- + 5SO32- + 6H+ -> 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O
 Ở môi trường kiềm thường có ion OH  tham gia tạo thành H2O.
Ví dụ:
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH -> 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
 Ở môi trường trung tính có thể có H2O tham gia. Ví dụ:
MnO4- + SO32- + H2O -> MnO2 + SO42- + OH-

Đồng Đức Thiện  29  Trường THPT Sơn Động số 3