Giáo án Chủ đề 1: Cấu tạo nguyên tử. Bảng tuần hoàn và định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 - Trang | 1 -
Chủ đề 1 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 
 BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT 
 TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 
I. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 
1. Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu tạo nên nguyên tử 
a) Thành phần cấu tạo nguyên tử 
– Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng nguyên tố hiđro có một loại 
nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton không có nơtron). 
– Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân. 
b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử 
Đặc tính hạt 
Hạt nhân nguyên tử Vỏ electron của nguyên tử 
Hạt proton (P) Hạt nơtron (N) Hạt electron (E) 
Điện tích 
(quy ước) 
qp = 1,602.10
–19C 
(1+) 
qn = 0 
(0) 
qe = –1,602.10
–19C 
(1–) 
Khối lượng 
(quy ước) 
mp = 1,6726.10
–
27kg 
(1đvC) 
mn = 1,6748.10
–
27kg 
(1đvC) 
me = 9,1094.10–
31kg 
(0,549.10–3đvC) 
Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối lượng của các electron là không 
đáng kể. 
me = p
1 1
m
1840 1840
= đvC (hay u) 
1u = 1
12
 ; 
27
27
C
19, 9265.10
m 1, 6605.10
12
− −= = (kg) 
m1nt’ = (P+N)u ; M1molnt’ = (P+N) gam (với P là số p, N là số n) 
Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : V1nt’ = 3
4
.r
3
π 
Dnt’ = 10
–10m = 1A0 ; 1nm = 10A0 ; Dhn = Dnt’.10
–4 
TÓM TẮT LÝ THUYẾT HOÁ HỌC TRUNG HỌC PHỔ THÔNG 
GIÁO VIÊN: PHẠM NGỌC SƠN 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 2 -
2. Điện tích và số khối của hạt nhân 
a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E). 
b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N). 
A = P + N = Z + N 
3. Nguyên tố hoá học 
a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (nghĩa là có cùng số proton và 
có cùng số electron và có tính chất hoá học giống nhau). 
b) Số hiệu nguyên tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong bảng tuần hoàn) được kí hiệu là Z, 
bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng số proton trong hạt nhân nguyên tử và bằng số electron có trong 
nguyên tử của nguyên tố). 
c) Kí hiệu nguyên tử 
4. Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình 
a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó có số khối A khác 
nhau. 
Thí dụ : 168 O (8e, 8p, 8n) ; 
17
8 O (8e, 8p, 9n)và 
18
8 O (8e, 8p, 10n). 
Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử của những nguyên tố khác nhau 
có cùng số khối A nhưng khác số proton Z). 
Thí dụ : 4019 K (19p, 21n, 19e) và 
40
20 Ca (20p, 20n, 20e). 
b) Tỉ số N
Z
Với nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân nguyên tử bền) luôn có tỉ số : 
(trừ || H ) 
Riêng nguyên tử nguyên tố Z < 18, tỉ số là 
⇒ Nếu gọi tổng các số hạt e, p, n là S thì : 
3 ≥ S
Z
 ≥ 3,524 hoặc 3 < S
Z
 ≤ 1,23 
1 ≤  N
Z
≤ 1,524 
1 ≤  N
Z
 ≤ 1,23 
A 
X 
 Kí hiệu 
 nguyên 
tố
Số khối 
Số đơn vị 
điện tích 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 3 -
c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A ) 
Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X, với phần trăm số nguyên tử của các đồng vị là x1, x2, 
x3, khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng : 
XA = x1%A1 + x2%A2 + x3%A3 +  
1 2 3x.A y.A z.A ...A
x y z
+ + += + + 
5. Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử 
a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó tập trung phần lớn 
xác suất có mặt electron (khoảng 95%). 
Hình dạng các obitan nguyên tử : 
– Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử. 
– Obitan p gồm 3 obitan px, py, pz có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự định hướng khác nhau trong 
không gian. 
– Obitan d, f có hình dạng phức tạp. 
Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron. 
 Obitan s Obitan px Obitan py Obitan pz 
b) Lớp electron : gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau. 
Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron được đặc trưng bằng các số nguyên 
: n = 1, 2, 3, , 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài như sau : 
n 1 2 3 4 5 6 7 
lớp K L M N O P Q 
c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng lượng bằng nhau. 
Các phân phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f. 
Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp : ns, np, nd, nf. 
Thí dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f. 
d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tưương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7. 
e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan. 
– Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và 5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có 
42 = 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p; 5 obitan 4d ; 7 obitan 4f. 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 4 -
f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron nguyên tử 
 Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO) 
Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình tự như sau : 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s  
Lưu ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng lượng. Thí dụ : mức 4s trở nên thấp hơn 3d, 
 Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử 
– Nguyên lí Pau–li 
Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này chuyển động tự quay khác 
chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron. 
Obitan đã có 2 electron ghép đôi : và 1 electron độc thân : 
– Nguyên lí 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. 
– Quy tắc Kleckowski : 
(1s22s22p63s23p64s23d10465s24d10 → 6s24f145d106p67s25f146d107s2...) 
Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho các số electron độc thân là tối đa 
và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau. 
 Cấu hình electron nguyên tử 
Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau. 
Thí dụ : Fe (Z =26) có 26 electron. 
Cấu hình electron (CHE) của Fe là 1s22s22p63s23p63d64s2. 
– Ý nghĩa : Số e trong phân lớp 
Chẳng hạn : Số thứ tự lớp → 3d6 
 Tên phân lớp 
– Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử : 
 Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng 
Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ tham gia vào sự hình thành liên 
kết hoá học → Quyết định tính chất hoá học của một nguyên tố. 
Lớp ngoài cùng nguyên tử của mọi nguyên tố chỉ có thể có nhiều nhất 8e. 
– Nếu có 1, 2 hay 3e lớp ngoài cùng → là những nguyên tử kim loại. 
– Nếu có 5, 6 hay 7e lớp ngoài cùng → thường là những nguyên tử phi kim. 
↑↑↓ 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 5 -
– Nếu có 4e lớp ngoài cùng, có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim (C, Si). 
– Nếu có đủ 8e lớp ngoài cùng (trừ He có 2e) → Đó là các khí hiếm. 
II. BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 
1. Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học 
a) Ô nguyên tố 
Thành phần của ô nguyên tố không thể thiếu là kí hiệu hoá học của nguyên tố, số hiệu nguyên tử, nguyên 
tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể, 
Thí dụ : 
Số hiệu nguyên tử (stt) 22 Ti Kí hiệu nguyên tố 
Tên nguyên tố Titan 
KLNT trung bình 47,88 3d24s2 
Khối lượng riêng (g/cm3) 4,5(Ar) 3d24s2 Cấu hình electron 
Nhiệt độ nóng chảy (0C) 16700C 1,54 Độ âm điện 
Nhiệt độ sôi (0C) 32890C 1gđk Cấu trúc tinh thể 
Số oxi hoá có thể có 2, 3, 4 6,82eV Năng lượng ion hoá 
Thông thường các nguyên tố nhóm A và nhóm B được phân biệt nhau ở vị trí đặt kí hiệu nguyên tố. 
Số thứ tự (stt) ô = số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = tổng số electron. 
b) Chu kì 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. 
Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3). 
Có 4 chu kì lớn : 
– Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1 → 2 ; 
– Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố Z = 3 → 10 ; 
– Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố Z = 11 → 18 ; 
– Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố Z = 19 → 36 ; 
– Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố Z = 37 → 54 ; 
– Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố Z = 55 → 86 ; 
– Chu kì 7 các nguyên tố còn lại từ Z = 87 trở đi. 
c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình 
electron tưương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau. 
– Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của 
nhóm (trừ một số ít ngoại lệ). 
– Các nhóm nguyên tố được chia thành hai loại : 
Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p → STT nhóm A = số e lớp ngoài cùng. 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 6 -
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 
Nhóm B : gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình e lớp ngoài cùng của hầu hết các nguyên tố nhóm 
B như sau : 
IB IIB IIIB IVB 
(n–1)d10ns1 (n–1)d10ns2 (n–1)d1ns2 (n–1)d2ns2 
VB 
(n–1)d3ns2 
VIB 
(n–1)d5ns1 
VIIB 
(n – 1) d5ns2 
VIIIB : (n–1)6ns2 
 (n–1)d7ns2 
 (n–1)d8ns2 
2. Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân 
 Trong một chu kì : từ trái → phải 
Điện tích hạt nhân số lớp e bằng nhau, số lớp ngoài cùng tăng, rnt↓ ; độ âm điện↑. Năng lượng ion hoá I1 ↑ 
; tính kim loại ↓, tính phi kim ↑ ; tính axit của các oxit, hiđroxit ↑, tính bazơ của chúng ↓ ; hoá trị trong 
hợp chất khí với H của phi kim giảm từ 4 → 1 ; hoá trị cao nhất trong hợp chất với O tăng từ 1 → 7. 
 Trong một nhóm A : từ trên xuống dưới 
Khi Z↑, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, rnt ↑ ; ĐÂĐ↓ ; I1↓, tính KL↑, tính PK↓, tính axit của các 
oxit, hiđroxit↓, tính bazơ ↑. 
3. Định luật tuần hoàn 
a) Nội dung định luật 
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các 
nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 
Lưu ư : 
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau ZB – ZA = 1. 
– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau. 
ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ) 
ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn) 
 Trong một chu kì từ trái sang phải 
Hợp chất khí với 
hiđro RH4 RH3 RH2 RH 
Hợp chất với oxi 
(hoá trị cao nhất) R2O 
R O R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 7 -
Chủ đề 2 LIÊN KẾT HOÁ HỌC 
I. KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC 
1. Khái niệm về liên kết hoá học 
Liên kết hoá học được hình thành giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất hay hợp chất. 
2. Quy tắc bát tử (8 electron) 
Cấu hình với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron ở lớp thứ nhất) là một cấu hình đặc biệt vững 
bền. 
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì các 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 8 electron (hoặc 2 đối với 
heli) ở lớp ngoài cùng. 
II. SO SÁNH LIÊN KẾT ION VÀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ 
1. 
Loại Liên kết ion Liên kết cộng hoá trị 
Giống nhau 
Nguyên nhân hình thành liên kết : Các nguyên tử liên kết với 
nhau tạo thành phân tử để có cấu hình electron bền vững của 
khí hiếm. 
Khác 
nhau 
Bản 
chất 
Là lực hút tĩnh điện giữa các 
ion mang điện tích trái dấu 
Là sự dùng chung các 
electron 
Thí dụ Na+ + Cl– → NaCl H. + Cl. → H : Cl 
Điều 
kiện liên 
kết 
Xảy ra giữa những nguyên tố 
khác hẳn nhau về bản chất 
hoá học (thường xảy ra giữa 
các kim loại điển hình và phi 
kim điển hình) ; giữa ion 
dưương – ion âm. 
Xảy ra giữa hai nguyên tố 
giống nhau về bản chất hoá 
học (thường xảy ra với các 
nguyên tố phi kim nhóm 4, 5, 
6, 7) 
Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa mang tính chất cộng hoá trị vừa 
mang tính ion. Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử 
của một liên kết. 
2. Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết 
Hiệu độ âm điện Loại liên kết 
Δχ < 0,4 
0,4 ≤ Δχ < 1,7 
Δχ ≥ 1,7 
Liên kết cộng hoá trị không cực 
Liên kết cộng hoá trị có cực 
Liên kết ion 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: - Trang | 8 -
3. Liên kết cho – nhận (còn gọi là liên kết phối trí) 
Đó là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp được gọi 
là nguyên tố cho electron. Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có electron) được gọi là nguyên tố 
nhận electron. Liên kết cho – nhận được kí hiệu bằng (→) có chiều từ chất cho e sang chất nhận e. 
Thí dụ : Quá trình hình thành ion NH+4 (từ NH3 và H
+) có bản chất liên kết cho – nhận : 
Điều kiện để tạo thành liên kết cho – nhận giữa hai nguyên tố A → B là nguyên tố A có đủ 8 electron lớp 
ngoài, trong đó có những cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống. 
4. Liên kết kim loại 
1) Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể có 
sự tham gia của các electron tự do. 
2) Tưương tác giữa các ion dưương kim loại ở nút mạng với electron tự do là nguyên nhân của liên kết kim 
loại. 
3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác với liên kết ion ở chỗ : Liên kết 
giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion, còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron. 
5. Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết ba 
a) Sự xen phủ trục – Liên kết σ (xích ma) 
Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trung với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen 
phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết σ (hình 1). 
 Hình 1. Xen phủ trục Hình 2. Xen phủ bên 
b) Sự xen phủ bên – Liên kết π (pi) 
Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2 
nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết π (hình 2). 
c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma σ, được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững. 
d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π. Các liên kết π thường kém bền hơn so với liên kết σ. 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 9 -
e) Liên kết ba : Gồm một liên kết σ và hai liên kết π kém bền. 
III. TINH THỂ ION, TINH THỂ NGUYÊN TỬ, TINH THỂ PHÂN TỬ VÀ TINH THỂ KIM LOẠI 
1. Tinh thể ion 
– Tinh thể ion được h́nh thành từ những ion mang điện tích trái dấu, đó là các cation và anion. 
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện. 
– Tinh thể ion bền, khó nóng chảy, khó bay hơi. 
2. Tinh thể nguyên tử 
– Tinh thể được h́nh thành từ các nguyên tử. 
– Lực liên kết có bản chất cộng hoỏ trị. 
– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao. 
3. Tinh thể phân tử 
– Tinh thể được h́nh thành từ các phân tử. 
– Lực liên kết là lực tưương tác phân tử. 
– Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp. 
4. Tinh thể kim loại 
– Tinh thể dược h́nh thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron tự do. 
– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện. 
– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo. 
IV. HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ 
1. Hoá trị trong hợp chất ion 
„ Khái niệm về điện hoỏ trị : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là điện hoỏ trị. 
„ Cách xác định điện hoỏ trị : Trị số điện hoỏ trị của một nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử 
của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo thành ion. 
2. Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị 
„ Khái niệm : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoỏ trị được gọi là cộng hoỏ trị. 
„ Cách xác định : Cộng hoỏ trị của một nguyên tố là số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra 
được với các nguyên tử khác trong phân tử ở trạng thái đang xét. 
3. Số oxi hoá 
„ Khái niệm : Số oxi hoỏ của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó 
nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion. 
„ Cách xác định : Theo 4 quy tắc 
Quy tắc 1 : Trong các đơn chất, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng 0. 
Quy tắc 2 : Trong mụ̣t phân tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng 0. 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 10 -
Quy tắc 3 : Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng điện tích của ion đó ; trong ion 
đa nguyên tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng điện tích của ion. 
Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoỏ của hiđro bằng +1, của oxi bằng –2. 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 11 -
Chủ đề 3 PHẢN ỨNG HOÁ HỌC 
I. PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HOÁ HỌC 
Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá, các phản ứng hoá học được chia làm hai loại : 
„ Loại 1 : Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá : Tất cả các phản ứng hoá học thuộc loại phản 
ứng hoá học này. 
„ Loại 2 : Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá : Các phản ứng trao đổi, một số phản 
ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc loại phản ứng hoá học này. 
II. PHẢN ỨNG TOẢ NHIỆT VÀ PHẢN ỨNG THU NHIỆT 
1. Phản ứng toả nhiệt là phản ứng hoá học giải phóng năng lượng dưới dạng nhiệt. 
2. Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng lượng dưới dạng nhiệt. 
3. Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, người ta dùng phương trình nhiệt hoá 
học. Nhiệt của phản ứng hoá học được kí hiệu là ΔH. 
Phương trình phản ứng có ghi thêm giá trị ΔH và trạng thái của các chất được gọi là phương trình nhiệt hoá 
học. 
Quy ước : phản ứng thu nhiệt thì ΔH > 0, toả nhiệt thì ΔH < 0. 
Thí dụ : ( ) ( ) ( )2 21 1H k Cl k HCl k ; H 185,7kJ / mol2 2+ → Δ = − 
1 mol HCl tạo thành từ khí H2 và khí Cl2 toả ra 185,7kJ. 
CaCO3đ → CaO(r) + CO2(k) ; ΔH = + 572lkJ/mol 
1mol CaCO3 rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO2, hấp thụ một lượng nhiệt là 
572kJ. 
III. PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ 
1. Định nghĩa 
„ Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng 
(do đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố). 
„ Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hoỏ của một hoặc nhiều nguyên 
tố. 
„ Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nhường electron, do đó có số oxi hoá tăng sau phản ứng. 
„ Chất oxi hoá (hay chất bị khứ) : là chất nhận electron, do đó có số oxi hoá giảm sau phản ứng. 
„ Sự oxi hoá một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó. 
„ Sự khử một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó. 
→ Sự khử và sự oxi hoá là hai mặt của một phản ứng oxi hoá khử, chúng phải xảy ra đồng thời. 
2. Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử 
a) Phương pháp đại số 
Phương pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá – khử cũng như phản ứng không oxi hoá – 
khử. 
Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014 
 Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 12 -
b) Phương pháp thăng bằng electron 
Đây là phương pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá – khử trong thi trắc nghiệm. 
Nguyên tắc của của phương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là tổng số electron chất khử cho 
bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận. 
„ Bước 1 : Viết phương trình phản ứng. Có thể chưa cần viết hết tất cả các chất tham gia và sản 
phẩm, nhưng nhất thiết phải viết các chất tham gia cho – nhận e