Tự ON LUYỆN THI ĐẠI HQC - CAO ĐÂNG - TaiLieu.VN

ĐÀO VĂN ÍCH (chủ biên) TRIỆU QUỸ HÙNG

a

Tự ON LUYỆN THI ĐẠI HQC - CAO ĐÂNG

MÔN HÓẠ HỌC-A >

TẬP I >• V OB

KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT c ơ BẢN1 \ • v" 1

TRONG HÓA HỌC PHỔ THÔNGx ¿ir - \ ' '

- , V '* V ^ í á ' ,v‘̂

" / # 4 •’ ‘ể - - ĨV '"•• - ' ■ V \ /VJ k J

DÙNG CHO:Học sinh lớp 10, 11, 12.

• Học sinh ôn thi Đại học, Cao đẳng• Giáo viên hóa học phổ thông.

s* \ *ii» wi/^v

ĐÀO VĂN ÍCH (chủ biên) - TRIỆU QUÝ HÙNG

Tự ÔN LUYỆN THI DẠI HỌC - CAO ĐANG ■ ■ ■ ■

MÔN HÓA HỌC

TẬP1KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT cơ BẢNTRONG HÓA HOC PHổ THÔNG

• Nội dung lý thuyết• Bài tâp áp dụng• Câu hỏi trắc nghiệm• Bài tập tự giái• Đáp sô câu hỏi trắc nghiệm• Đề kiếm tra

NHÀ XUẤT BẢN ĐẠI HỌC QUÔC GIA HÀ NỘI

Mục lục

Trang

Phần 1. Hóa vô cơ 1

Vấn dề 1. Nguyên tử - phân tử - ion và liên kết hóa học 1

A. Nội dung lí thuyết. 1

B. Bài tập áp dụng. 34

c. Câu hỏi trắc nghiệm. 68

D. Bài tập tự giải. 70

E. Đáp số câu hỏi trắc nghiệm. 74

Vân đề 2. Chất vô cơ và sự phân loại 75





E. Đáp sô'câu hỏi trắc nghiệm. 137

Ván đề 3. Chất khí và dung dịch.138

Tốc dộ phản ửng - cân bằng hoá học.






Vấn đề 4. Phản ứng vô cơ 226



c . Câu hỏi trắc nghiệm. 323



vấn để 5. Định luật hoá học cơ sở 335

A. Một sô định luậ t cơ sỏ 335




E. Đáp sô câu hỏi trắc nghiệm. 364

Phẩn 2. Hóa hữu cơ 365

Vấn đế 1. Thuyết cấu tạo hoá học butlerop và cấu tạo hoá học 365





E. Đáp sô câu hỏi trác nghiệm. 407

Vấn đề 2. Sự phân loại các chất hữu cơ và danh pháp 408






Vấn đề 3. Phản ứng hữu cơ 458





E. Đáp sốcâu hỏi trắc nghiệm. 511

Phụ lue 512

ii

Lời nói đầu

Nhằm phát huy năng lực tư duy độc lập, xây dựng phương pháp tự học, tự nghiên cứu tài liệu, tự kiểm tra, tự nâng cao và hoàn thiện kiến thức của mình, đê có thê hoàn thành nguyện vọng thi đỗ vào trường Đại học, Cao đẳng, Trung học chuyên nghiệp của các em học sinh phô thông cũng như của các ban trẻ đã tốt nghiệp trung học phô thỏnK, chúng tôi cùng Nhà xuất bản Đại học Quốc gia Hà Nội giới thiệu bộ sách “Tự ôn luyện thi Đại học - Cao đẳng môn Hoá học” gồm 3 tập:

Tập 1. Khái niệm và định luật cơ bản trong hoá học phô thông.

Tập 2. Kim loại - Phi kim điển hình và một số hợp chất.

Tập 3. Các chất hữu cơ trong chương trình hoá học phổ thông.

Khai thác triệt để tính chất "đồng tâm" của các kiến thức hoá học ciược giảng dạy trong chương trình hoá học phổ thông hiện hành, bộ sách là sự tổng hợp, phân loại, hệ thổng hoá kiến thức theo các vấn đề xuyên suổt từ hoá học lớp 8 đến lốp 12 có cấu trúc chung là:

A. Nội dung lí thuyết. Bao gồm các vấn đề lí thuyết cơ bản, cụ thể, khái quát, dễ hiểu, dễ nhớ, có phần mở rộng để tham khảo.

B. Bài tậ p áp d ụ n g . Gồm các câu hỏi lý thuyết, bài tập định tính, định lượng, thực nghiệm được chọn lọc vỏi yêu cầu khắc sâu kiến thức cơ bản, rèn luyện tư duy hoá học, kỹ năng hoá học vối đặc thù ( ủa bộ môn khoa học thực nghiệm và phương pháp làm bài. ơ môi bài tập đều có lời hướng dẫn cụ thế\ từ đó giúp bạn đọc định hướng, tự lý giải và hiểu rô nội dung phần bài giải. Mặc nhiên không hạn chê sự sáng tạo của bạn đọc với các cách giải khác nếu đảm bảo sự chính xác của quá trình diễn giải đến kết quả cuối cùng.

c . Câu hỏi trắc nghiệm. Đó là những câu hỏi, bài tập ngắn, ■gọn, kiểm tra kiến thức chính xác, đòi hỏi sự cẩn thận, thông minh trong tư duy hoá học, nhưng lại rấ t khẩn trương vì thòi lượng cho sự lựa chọn ỏ mỗi câu chỉ trong 2 đến 3 phút.

Đây là hình thức kiểm tra được coi là khách quan, có khả năng đánh giá khá toàn diện vể kiến thức và kỹ năng tư duv hoá học nên ỏ mỗi vấn để đều giành 10 câu hỏi đê bạn đọc tự luyện tập và tiếp cận với phương pháp thi trắc nghiệm.

D. Bài tập tự giải. Gồm các câu hỏi, bài tập cơ bản, nâng cao, tổng hợp đã được chọn lọc. Các bạn nghiên cứu đề, tự làm bài và đối chiếu với kết quả ở cuối mỗi để.

E. Đáp số câu hỏi trắc nghiệm. Bạn đọc tự đối chiếu với phương án đã lựa chọn và nên tự lý giải lại một lần để ghi nhớ.

ở cuối mỗi tập chúng tôi có giới thiệu đề kiểm tra và đáp án để bạn dọc tham khảo.

Cùng với nhà trường, các thầy, cô giáo, bộ sách là tài liệu tự học, tự luyện cho các bạn, là người bạn đồng hành chân thành trong quá trình thực hiện ước mơ của bạn, cũng là tài liệu tham khảo hữu ích cho giáo viên hoá học phổ thông.

Dù đã có nhiều cố gắng song cũng khó tránh khỏi những hạn hẹp, xin chân thành cảm ơn sự góp ý của bạn đọc gần xa đê cuốn sách được hoàn thiện hơn.

Các tác giả

iv

Phần 1 . Hóa vô cơ

vấn đề 1. Nguyên tử - phân tử - ion và liên kết hóa học

A Nội dung lí thuyết

1 N guyên tử

• Nguyên tử là hạt nhỏ nhất của một ĩíguyên tố hoá học, không thế chia nhỏ hơn được nữa vể mặt hoá học (hay trong các phản ứng hóa học).

Bằng phương pháp hiện đại người ta đã chứng minh nguyên tử tuy nhỏ bé nhưng có cấu tạo vô cùng phức tạp.

Lớp vỏ electron: gồm các electron chuyển động trong không gian quanh hạt nhân vối vận tốc cực lớn

TT , * „ , * (nơtronHạt nhan nguyên tử: gôm <[proton

Nguyên tử bao gồm

Hạt cơ bản Khối lượng Điện tích

Electron (e) 9.1095.10'31 kg * 0,0549.10’3 đvC- 1.602.10"19 Culông

= - 1 điện tích nguyên tố

Proton (p) 1,6726.10 kg * 1 đvC+ 1.602.10"19 Culông

= + 1 điện tích nguyên tố

Nơtron (n) 1.6750.10'27 kg * 1 đvC0 (Không mang điện -

trung hòa về điện)

• Kích thước nguyên tử: Coi nguyên tử như hình cầu thì nó có đường kính vào khoảng 1CT8 cm (1 Ả (Angstrong) = 10~8 cm). Đường

1

kính hạt nhân nguyên tử còn nhỏ hơn nữa, vào khoảng 10 1 Ả; trong khi đó electron, proton có đường kính vào khoáng 1CT7 Ả. Nghĩa là nguyên tử có cấu tạo rỗng.

Nguyên tử nhỏ nhất là hiđro có bán kính khoảng 0,53 Ả.

• Đ iện tích của nguyên tử bằng 0 (nguyên tử trung hoà vể điện) nên:

số electron = sô proton

• Khối lượng của nguyên tử bằng tổng số khôi lượng của các proton, nơtrơn và electron có trong nguyên tử.

Khôi lượng của electron nhỏ hơn rấ t nhiều so với khôi lượng

của proton và nơtron (m0 % —-— m ) nên khối lương nguyên tử tàp1840

trung hầu hết ở hạt nhân.

m nguyên tử ^ m hạt nhân

Ví dụ: Nguyên tử Na có 11 e, 11 p, và 12 n

- Điện tích của nguvên tử Na:

ll .( - l ,602 .10 “19C) + ll.(+ l,602.10-19c ) + 12.0 = 0

- Khối lượng của nguyên tử Na:

mNa = (11.1.6726.10"27 + 12.1,67 50.1(T27) + n .9 ,1095.10-31

= 38,4986.10 ”27 + 0,01.lo -27 * m hạt nhân = 38.4986.10'27 kg

Khôi lượng của hạt proton, electron, nơtron và của cả nguyên tử là rấ t nhỏ nên người ta thường dùng đjn vị Caobon (đvC) đế chỉ khôi lượng.

- Một đơn vi khôi lươrtg nguyên tử (đvC) bằng — khôi lượng của1

một nguyên tử cacbon-12.

1 đvC = — khối lượng đồng vị 12c = 1,66.10 21 kg.12

- Khối lượng nguyên tử của các nguyên tô tính theo dơn vị cacbon được gọi là nguyên tử khôi.

Tính theo đơn vị cacbon thì gần đúng mp « mn « 1 đvC.

Ví dụ. m ^a (tính theo trên) a: 38,4986. 10”“7 kg

2

= 3 M 9 8 6 ^ w 23 đvC 1,66.10

• Moi là lượug chất chứa 6,022.10“:i hạt vi mô.

- Hạt VI mỏ: nguyên tử, phân tử, lon, electron, ...

- Sô 6,022.1023 (là sô nguyên tử cacbon chứa trong 12 gam :aobon-l2) được gọi là sô Avôgađrô (kí hiệu là chừ N).

• Khối lượng mol n g u y ên tử của một nguyên tố là khỏi lượng 'ủa một mol nguvên tử của nguyên tô đó biểu thị bằng gam, vê sỗ» bàng nguyôn tử khôi của nguyên tô" biểu thị bằng đơn vị cacbon.

- Khối lượng mol nguyên tử có đơn vị là "gam/mol".

Ví dụ: Khối lượng mol nguyên tử Na: M^a - 23 gam/mol; khối lượng mol nguyên tử 0: Mq = 16 gam/mol; v.v ...

- Khôi lượng mol nguyên tử của một nguyên tô" chính là nguvên tử gam tính theo đơn vị cũ.

• Mối liên quan giữa số mol nguyên tử (n) và khối lượng đơn chất (nguyên tô) (m):

m = n.Mm ; trong đó M là khối lượng mol nguyên tử.

M = — n

Như vậy: Nếu có 4,6 gam Na thì số mol nguyên tử Na là

—— = 0,2 moi, trong đó có 0 ,2.11 = 2,2 mol electron (proton) và 0 ,2.12 23

= 2,4 mol nơtron.

Suy ra sẽ có 0 ,2 .6 ,022.1023 nguyên tử Na; 2 ,2 .6 ,022 .1023 hạt electron (proton) và 2,4.6,022.102:i hạt nơtron.

1.1 Hạt nhân nguyên tử• Sỏ đ iện tích hạt nhân = sô proton = số electron.

• S ố khối của hạt nhân (kí hiệu là A) là tổng sô hạt proton (Z) và hạt nơtron (N) trong hạt nhân.

A = z + N

3

Với các nguyên tố không có tính phóng xạ (Z = 1 82) thìN1 < — < 1,52z

• N guyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. •

Đe đặc trưng đầy đủ cho nguyên tử của một nguyên tô hoá học, người ta ghi các chỉ sô» bên^ạnh kí hiệu nguyên tô" như sau:

Az x

X - kí hiệu của nguyên tử;

z - sô' hiệu nguyên tử;

A - số k h ố i, A = Z + N = > N = A - Z .

Hiện nay đã biết đến 118 nguyên tố hóa học (khi Đ. I. Menđêlêep đưa ra bảng tuần hoàn vào năm 1869 thì mới chỉ có 63

' nguyên tố).- Nguyên tố tự nhiên là những nguyên tố được phát hiện có tổn tại trong tự nhiên. Đã tìm được 94 nguyên tố tự nhiên: z = 1 (hiđro) -r 94 (plutoni).

- Nguyên tố nhản tạo là những nguyên tố đượọ tổng hợp bằng phản ứng hạt nhân và chưa phát hiện thấy có trong tự nhiên.

Đó là các nguyên tố có z > 92,t còn được gọi là nguyên tố siêu urani (urani, z = 92). Tuy nhiên các nguyên tỏ' như neptuni (Z = 93), plutoni (Z = 94) là các nguyên tố nhân tạo nhưng ogày nay có thể coi là nguyên tố tự nhiên vì đã tìm thấy dấu vết trong tự nhiên.

- Nguyên tố phóng xạ là những nguyên tố hóa học không có đổng vị tự nhiên bền, tất cả đểu là đồng vị phóng xạ.

Tecneti (Z = 43), prometi (Z = 61), các nguyên tố có z = 84 (poloni) -ỉ- 92 (urani) và các nguyên tố siêu urani đều là các nguyên tố phóng xạ.

- Sự p h ó n g xạ tự n h iê n là sự tự phân rã của hạt nhân nguyên tử, nguyên tô" nọ có thể chuyển thành nguyên tô" kia.

Ví dụ: 292ư -> 2 940Th + ¿He (phóng xạ kiểu anpha a).

• Đ ồng vị: Những nguyên tử có cùng sô' proton nhưng khác nhau về sô' nơtron là những đồng vị (đồng vị nghĩa là cùng chiếm một vị trí trong bảng hệ thông tuần hoàn).

4

- Cháng hạn: Clo có hai đồng vị là 17CI và |ỊC1 , hai đồng vị này

Jeu có 17 proton (và 17 electron) nhưng số nơtron lại là 18 và 20 .

- Hiđro có ba đồng vị:

l u : Hiđro (H) jH : Đơteri (D) jH : Triti (T)

(chiếm 99,984% hiđro tự nhiên) (chiếm 0,016%) (đổng vị nhân tạo)

- Đồng vị của một sô nguyẻn tô khác được nêu trong bảng sau:

Nguyên tổ Đổng vị Nguyên tố Đổng vị

Bo Ì05B , " B Magie f 2M g , “ M g . 1 2 M g

Cacbon12 /"1 1 3 p 14 ^

6 ^ ’ 6 ^ ' 6 ^ Canxi 2 o C a , 2 0 C a , « C a

Nitơ ^ N . '?N Sắt 54 F p 56 F p 57 F p 5 8 Fp 26r e ' 26 ' 26 ' 26

Oxi '« 0 . ‘ ¡ 0 . « 0 Urani235TT 238TT 92 u • 92 u

- Hầu hết các nguyên tố hóa học ]à hỗn hợp của nhiêu đồng vị nên khối lượng nguyên tử của các nguyên tố đó là khối lượng nguyên tử trung bình của hồn hợp các đồng vị có tính đến tỉ lệ phần trăm của các đồng vị.

Ã = xịA] + x2A2 + .... + xnAn

Khôi lượng của đồng vị: Aị , Aọ, ... được tính theo đơn vị cacbon;

X ị , x 2 , ... là % số hạt của các đồng vị (% các đồng vị).

Từ khối lượng nguyên tử trung bình có thê tính được % các đồng vị và ngược lại.

Ví dụ: Clo là hỗn hợp của hai đồng vị :35C1 chiêm 75% và 37C1 chiếm 25%.

75 25-» Khôi lương nguyên tử của clo = 35. - + 37. —— = 35,5.

v 6 100 100

• Đồng lượng: Những nguyên tử có số khôi (A) bằng nhau nhưng sô" điện tích hạt nhân (Z) khác nhau dược gọi là các đồng lượng với nhau.

Ví dụ: 3 đồng lượng igAr , I9K , 20^ a

5

1.2 Lớp vỏ electronTrong nguyên tử, các electron chịu lực hút tĩnh điện với hạt

nhân khác nhau. Electron càng gần hạt nhân bị hạt nhân hút càng chặt nên càng khó tách, electron càng xa hạt nhân càng dễ tách. Theo lí thuyết hiện đại, trong nguyên tử electron không chuyển động theo những quỹ đạo (đường) xác định mà chuyên động như nhửng đám mây mang điện tích âm. Vùng không gian chứa hầu hết điện tích đám mây electron gọi là obitan.

• Obitan là khu vực không gian quanh hạt nhân ở đó khả năng có mặt electron là lớn nhất.

Obitan nguyên tử H(obitan s)

Các obitan có hình dạng khác nhau:

o

Obitan s Obitan p(dạng hình cầu) (dạng hình số tám nổi)

Obitan d và f có hình dạng phức tạp.

• Lớp electron

- Các electron càng gần hạt nhân có mức năng lượng càng thấp, electron ở xa hạt nhân có mức năng lượng cao hơn.

Những electron có mức năng lượng trung bình bằng nhau tạo thành một lớp electron.

- Mỗi lớp electron lại được chia thành một số phân lớp.

Phân lớp Sô obitan

s 1

p 3

d 5

f 7

Lớp Số phản lớp

1 1 s

2 2 s, 2 p

3 3s, 3p, 3d

4 4s, 4p, 4d, 4f

6

Sự sắp xếp electron trong nguyên tử tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bển và quy tắc Hund.

• Nguyên lí Pauli (W. Pauli - nhà vật lí học Thuỵ Sì)

Mỗi obitan chí có tối đa hai electron và hai electron này có chiều quay ngược nhau.

Electron độc thân Electron £hép đôi

Như vậy:

Phản lớp Số electron tối đa

s 2

p 6

d 1 0

• Nguyên lí vững bển

Trong nguyên tử các electron sẽ lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao.

Is < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d< 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < ....

Sự "chèn" mức năng lượng

Một cách đơn giản đế nhớ thứ tự điền

electron:

7 7s

6 ^ 6s

5 .5s

4 N s

3 ^ 3 s

2

1 ls

7

• Quy tắc Hund

Trong cùng một phân lớp các electron được phân bô sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron này có chiều quay giống nhau.

Ví dụ như ở phân lớp p có 4 electron thì:4

Đúng Sai

• Câu hình electron là cách biểu diễn sự phân bố electron theo thứ tự các phân lốp và các lớp tính từ hạt nhân ra.

Đê diễn tả đầy đủ hơn, người ta dùng những ô lượng tử. Cách này cho biết trạng thái những electron độc thân và electron ghép đôi trong nguyên tử.

Ví dụ :

Cấu hình electron xO : ls2 2s2 2p4Sự phân bo electron

theo obitan

Nhìn vào sự phân bố electron theo obitan ta thấy oxi có 6 electron lớp ngoài cùng nên có khả năng nhận thèm 2 electron; trong đó có 2 electron độc thân nên có thế tạo hai liên kết cộng hóa trị với nguyên tử khác, ...

Bên cạnh đó có một sô trường hợp có cấu hình electron "ngoại lệM - đỏ là sự "sớm bão hòa", cụ thể:

29CU 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d94s2 (chưa đúng)

3d9

Do sự bão hoà gấp 3d (tạo 3d10 bão hoà thì bén hơn) nên 1 electron từ 4s nhảy vào 3d

Cấu hình electron thực sự của Cu là: l s 2 2 s2 2p6 3 s2 3p6 3 d l()4 s 1

l i m

8

Mc r I s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 (chưa đúng)

;* 4 I I l ỉ 11 11 1Do sự hão hoà gấp 3d (tạo 3ds nứa bào hoà thì bén hơn) nên 1 electron từ 4s nháv vào 3d.

Cảu hình electron thực sự cua Cr là: 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3ds 4 s1

Mở rộng: Các sô lượng tử và ý nghĩa của chúng

Trạng thái của electron trong nguyên tử được xác định bằng các số lượng tử n,/, m, s.

• Số lượng tử chính, n (n = 1 , 2, 3, ...).

- Số lượng tử chính cho biết eiectron thuộc lớp nào trong nguyên tử và được kí hiệu như sau:

n = 1 2 3 4 5 6 7

Lớp K L M N o p Q

- Số lượng tử chính còn xác định mức năng lượng trung binh của eỉectron trên lớp thứ n:

trong đó: En là năng lượng của electron ở lớp thứ n;

z là điện tích hạt nhản;

R là hằng số Ritbe, R = 13,6 electron von hay 316,6 kcaỉ/mol.

Trong phương trình tính năng lượng ở trẽn, dấu (-) thể hiện tương tác hút giữa hạt nhân và eỉectron. Khỉ n = 1, electron ở gần hạt nhân nhất và En có trị số

nhỏ nhất, người ta nói eỉectron có mức năng lượng thấp nhất hay nói cách khác electron đó liên kết với hạt nhản chạt chẽ nhất.

• Số lượng tử phụ hay số lượng tử obitan, l.

- Số lượng tử obitan I quy định hình dạng obitan hay kiểu obitan.

Trong lớp n, l nhận các giá trị sau:

/= 0 1 2 3.. . ( n - 1 )

kí hiệu là s p d f ...

- Mỗi giá trị của / ứng với một kiểu obitan.

9

Chảng hạn / = 0 được gọi là phản mức s và obitan trong phân mức s gọi là obitan s, ...

Ví dụ :

+ ở lớp thứ hai n = 2 , có hai kiểu obitan: / = 0 (obitan s), / = 1 (obitan p).

+ ở lớp thứ ba n = 3, có ba kiểu obitan: / = 0 (obitan s), / = 1 (obitan p), / = 2(obitan d).

- Obitan s có dạng hình cầu, obitan p có dạng số 8 nổi, obitan d và f có dạng phức tạp hơn.

• Số lượng tử từ, m.

- Số lượng tử từ xác định sự định hướng của các obitan trong khống gian. Nóquy định số obitan trong cùng một phân mức nãng lượng.

m có giá trị từ - 1 0 , ... + / : tổng cộng (21 + 1 ) giá trị.

Chảng hạn: / = 0, m chỉ có một giá trị (m = 0), có một obitan s.

ỉ = 1, m có 3 giá trị (-1, 0 , + 1 ), có 3 obitan p.

/ = 2, m có 5 giá trị (-2, -1, 0, +1, +2), có 5 obitan d.

• Mỗi obitan được đặc trưng bằng một tổ hợp ba số lượng tử n, /, m.

Chảng hạn, obitan s của nguyên tử hiđro được đặc trưng bằng các giá trị n =

1, / = 0, m/ = 0.

• Tuy nhiên, electron còn có chuyển động riêng và được đăc trưng bằng số lượng tử spin s.

Số lượng tử spin có hai trị số s = + — và s = - 42 2

- Nguyên lí Pauli: Trong mỗi obitan chỉ có thể chứa tối đa hai electron và hai electron này có spin ngược dấu.

V----------- ^ --------- /Đúng Sai

- Quy tắc Hund: Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ được phân bố vào các obitan như thế nào để tổng spin của chúng là cực đại.

Chảng hạn, với nguyên tử 6 C:

(1) (2 )

10

Nếu theo cách (1) thì tổng số spin của các electron 2p là (- — + — = 0); còn theo2 2

cách (2) thi tổng số spin của các electron 2p là ( — + — = 1). Do vậy theo quy2 2

tắc Hund thì cấu hình electron của 6C phải là (2).

1.3 Đặc điếm của lớp electron ngoài cùng- Đối VỚI nguyên tử của tấ t cả các nguyên tô, lớp ngoài cùng có

tôi đa 8 electron (có dạng ns2np6).

- Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He: l s 2 cũng đã bão hoà) đều rấ t bển vững. Chúng hầu như không tham gia vào các phản ứng hoá học. Đó là các nguyên tử khí trơ (hay còn gọi là khí hiếm).

- Các nguyên tủ có 1, 2 , 3 electron lớp ngoài cùng là các kim loại (trừ hiclro, heli, bo). Cấu hình electron của chúng thường có dạng n s1, ns2, ns2npl ; còn thiếu nhiều electron mới bão hoà nên xu hưỏng của chúng là nhường các electron lớp ngoài cùng đi.

- Các nguyên tử có 5, 6 , 7 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim. Cấu hình electron của chúng có dạng ns2np3, ns2np4, ns2nj)5; gần bão hoà nên xu hướng của chúng là nhận thêm electron hoặc góp chung electron đế bão hoà lớp ngoài cùng.

- Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng (ns2np2) có thể là phi kim nếu thuộc chu kì nhỏ (chu kì 1,2,3), là kim loại nếu thuộc chu kì lớn (chu kì 4,5,6 ,7).

Các electron lóp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hoá học của một nguyên tố. Biết được sự phân bố electron trong nguyên tử, nhất là biết được sô electron lớp ngoài cùng có thể dự đoán (ìược nhừng tính chất hoá học cơ bản của nguyên tố đó.

1.4 lon• lon là nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử mang điện.

• lon dương hay cation (nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích dương).

Nguyên tử Na có 11 electron và 11 proton, có cấu hình electron:

11

n Na: l s “2s22p63s1 hay [Ne] 3s1

Lớp ngoài cùng có 1 electron nên Na dễ nhường đi 1 electron. Khi nguyên tử Na nhường đi 1 electron thì lớp vỏ electron chỉ còn lại 10 electron (giống lốp vỏ electron của nguyên tử neon); trong khi đó hạt nhân vẫn có 11 proton nên sẽ dư ra một đơn vị điện tích dương. Nguyên tử Na đã biến thành ion dương natri (Na*).

Na - 1 e -> Na+

l s 22s22p63s l l s 22s22p6 *

Khôi lượng mol Na+ = 23 g/mol = Khối lượng moi nguyên tử Na (bỏ qua phần khôi lượng electron)

- Các nguyên tử kim loại với 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng đềucó thể nhưòng các electron lớp ngoài cùng đi để tạo thành ion dương. t

- Tên cation tương ứng với tên của kim loại, như ion canxi (Ca2+), ion sắt II (Fe2+), ion sắt III (Fe3+),...

• lon âm hay anion (nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích âm).

Nguyên tử C1 có 17 electron và 17 proton, có cấu hình electron:

17CI: l s 22s22p63s23pl) hay [Ne] 3s23p5

Lớp ngoài cùng có 7 electron nên C1 dễ nhận thêm 1 electron để tạo thành 8 electron bền vững hơn. Khi nguyên tử C1 nhận thêm 1 electron thì lớp vỏ electron có 18 electron (giống lớp vỏ electron của nguyên tử agcn); trong khi đó hạt nhân vẫn có 17 proton nên sẽ clư ra một đơn vị điện tích âm. Nguyên tử C1 đã biến thành ion âm clorua(CO.

C1 + 1 e -> cr1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6

Khôi lượng mol C1 = 35,5 g/mol = Khối lượng mol nguyên tử Cl.

- Các nguyên tử phi kim vối 5 , 6 , 7 electron lớp ngoài cùng (lều có thế nhận thêm electron đê tạo thành ion âm.

s

- Tên anion là tên của gốc axit tương ứng: ion clorua (Cl ), ion sunfua (S2 ), ion nitrua (N3 ), ion nitrat NO3 , ion đihiđrophotphat Họ PO., ,

ion hiđrophotphat HPO4' , ion sunfat so ij" , ion hiđrocacbonat HCO3 ,...

12

Lưu ý:- Khi nguyên tử nhường hoặc nhận electron đê tạo thành các

cation và anion thì chi có lóp vỏ electron biến đổi, phần hạt nhân vẫn giữ nguyên.

- Một cách khái quát:

Aniơn Mm' M — t -m e-------- Nguyên tử M — — ------------- ► Cation Mn+(M thè hiện tính oxi hoá) (M thè hiện tính khử)

- Khôi lượng moi của ion (anion, cation) bằng khôi lượng mol của nguy ên tử tương ứng (bỏ qua phần khôi lượng rấ t nhỏ của electron).

• lo n p h ứ c tap (do nhiều loại nguyên tử tạo nên) như:

- Ion amoni NH4 , ion sunfat SO4- , ion hiđrocacbonat HCO3

Trong ion amoni, tổng sô" proton là (7 + 4.1 = 11), tổng sô" electron là (7 + 4.1 - 1 = 10). Tổng số nguyên tử trong ion này là 5.

- Ion phức như phức amoniacat: Cu(NH3)4+ , Ag(NH3)2 , ...

Do phân tử amoniac trung hòa về điện (không mang điện) nên điện tích của ion phức bằng chính điện tích của ien trung tâm.

Ngoài ra còn có thể gặp các ion hiđrat hóa như C1 .xH20, N a \y H 2 0 , ...

Mỏ rộng:• Năng lượng ion hóa

Năng lượng ion hóa là nâng lương cần thiết đề tách electron ra khỏi nguyên tử, biến nguyên tử thành ion tích điện dương.

- Nàng lượng cần thiết để tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử gọi là năng lượng ion hóa thứ nhất; và như vậy còn có năng lượng ion hóa thứ hai, thứba,...

Chảng hạn, nguyên tố Li có các năng lượng ion hóa: 3 L1: 1s2 2s 1

Nàng lượng ion hóa thứ nhất Ỉ-Ị = 500 kJ/mol, thứ hai l2 = 7300 kJ/mol, thứ ba

I3 = 11800 kJ/mol; điều này cho thấy electron thứ nhất dẻ tách, hai electron kế

tiếp (electron 1 s) rất khó tách hay nói cách khác, các electron được phân bố theo từng mức năng lượng.

- Những nguyên tử có năng lượng ion hóa càng nhỏ càng dễ tách electron biến thành ion dương.

13

• Ái lực với electron

- Ái lực với electron là năng lượng tỏa ra khi một nguyên tử kết hợp với electron để tạo thành ion ám.

- Ái lực với electron của một nguyên tố càng lớn thi nguyên tố đó càng dễ biẽn thành ion ảm.

Chảng hạn:

Nguyên tố CI Br I

Ái lực với electron 398 kJ/mol 342 kJ/mol 295 kJ/mol

Như vậy clo dễ biến thành ion âm (dẻ nhận electron) hơn brom, brom nhận electron dễ hơn iot.

2 Liên kết hóa hoc

Vấn đê đặt ra là vì sao các nguyên tử lại liên kết với nhau?

Thực tế cho thấy cấu hình electron của khí hiếm là cấu hình bển vững do các electron đều đã ghép đôi (bão hoà) bao gồm hai loại: lớp ngoài cùng có hai electron như He, 8 electron như các khí hiêrn khác. Các nguyên tử của các nguyên tô còn lại có cấu hình electron chưa bão hoà do đó kém bền vững. Vì vậy trong các phản ứng hoá học, các nguyên tử có khuynh hướng nhường electron đi, hoặc nhận thêm electron, hoặc góp chung electron lại để đạt tỏi cấu hình electron của khí hiếm gần nó nhất (thường có 8 electron lớp ngoài cùng - "quy tắc bát tử")

2.1 Liên kết ion• Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện

giữa các ion mang điện ngược dấu.le

; ìVí dụ: Na- + :c i : — ► Na+ + [ ĩâ : ] * — *»[Na]+[ ĩ â ĩ ] '

Công thức Lewis

Nguyên tử Na có 1 electron lớp ngoài cùng nên có khả nàng nhường electron. Nguyên tử C1 có 7 electron lỏp ngoài cùng nên có khả năng nhận electron. Trong phản ứng giữa natri và clo: Nguyên tử Na đã nhưòng một electron cho nguyên tử C1 và biến thành ion dương

14

Tự ON LUYỆN THI ĐẠI HQC - CAO ĐÂNG - TaiLieu.VN

Documents

Transcript of Tự ON LUYỆN THI ĐẠI HQC - CAO ĐÂNG - TaiLieu.VN