TỔNG HỢP HÓA ĐẠI CƯƠNG BÀI 1 ĐẾN BÀI 4 Bản ôn tập dễ hiểu • Lý thuyết trọng tâm • Công thức • Ví dụ Tài liệu được sắp xếp để ôn tập từ nền tảng. Các công thức và quy tắc được ghi kèm điều kiện áp dụng; một số điểm dễ nhầm trong ghi chú ban đầu đã được chuẩn hóa. BÀI 1. CÁC ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN VỀ HÓA HỌC 1. Cấu tạo nguyên tử • Nguyên tử gồm hạt nhân (proton p mang điện tích +1, neutron n không mang điện) và lớp vỏ electron e mang điện tích −1. • Nguyên tử trung hòa: số proton = số electron. Số hiệu nguyên tử Z = số proton. Số khối A = Z + N, trong đó N là số neutron; do đó N = A − Z. • Ví dụ: Z = 11, A = 23 → có 11 proton, 11 electron nếu trung hòa và 12 neutron. 2. Nguyên tố, đồng vị, đơn chất và hợp chất • Nguyên tố hóa học gồm các nguyên tử có cùng số proton. Đồng vị là các nguyên tử cùng nguyên tố nhưng khác số neutron. • Đơn chất chỉ gồm một nguyên tố: Fe, O₂, N₂, Cl₂. Hợp chất gồm từ hai nguyên tố khác nhau trở lên: H₂O, CO₂, H₂SO₄. • Lưu ý: O₂ có hai nguyên tử nhưng vẫn là đơn chất vì chỉ có nguyên tố oxygen. 3. Mol và khối lượng mol • Một mol chứa Nₐ = 6,022 × 10²³ hạt vi mô (nguyên tử, phân tử hoặc ion). • Khối lượng mol M có đơn vị g/mol. Tính M bằng cách cộng khối lượng nguyên tử theo công thức hóa học. • Công thức chính: n = m/M; m = nM; M = m/n. Trong đó n là số mol, m là khối lượng (g), M là khối lượng mol (g/mol). • Số hạt: N = nNₐ; n = N/Nₐ. • Ví dụ: M(H₂O) = 2×1 + 16 = 18 g/mol. Có 9 g nước thì n = 9/18 = 0,5 mol. • Một số khối lượng mol thường dùng: H₂ = 2; O₂ = 32; H₂O = 18; CO₂ = 44; H₂SO₄ = 98 g/mol. 4. Thể tích khí và phương trình khí lý tưởng • Ở 0°C và 1 atm, 1 mol khí lý tưởng chiếm xấp xỉ 22,4 L: V = 22,4n; n = V/22,4. Chỉ dùng khi đề cho đúng điều kiện này. • Phương trình khí lý tưởng: PV = nRT. T phải tính bằng Kelvin: T(K) = t(°C) + 273,15. • Ở cùng nhiệt độ và áp suất, thể tích khí tỉ lệ với số mol; các khí có thể tích bằng nhau chứa số phân tử bằng nhau. 5. Các định luật hóa học cơ bản • Định luật bảo toàn khối lượng: trong hệ kín, tổng khối lượng chất tham gia bằng tổng khối lượng sản phẩm. • Định luật thành phần không đổi: một hợp chất tinh khiết có thành phần nguyên tố theo tỉ lệ khối lượng xác định. Trong nước, m(H):m(O) = 2:16 = 1:8. • Định luật tỷ lệ bội: khi hai nguyên tố tạo nhiều hợp chất, với lượng cố định của một nguyên tố, lượng nguyên tố kia kết hợp có thể theo tỷ lệ số nguyên nhỏ. Ví dụ CO và CO₂: lượng O kết hợp với cùng lượng C có tỷ lệ 1:2. • Định luật thể tích kết hợp Gay-Lussac: ở cùng nhiệt độ, áp suất, thể tích các khí phản ứng và sản phẩm có tỷ lệ số nguyên đơn giản. Ví dụ H₂ + Cl₂ → 2HCl, tỷ lệ thể tích 1:1:2. Ghi nhớ Bài 1 • Thuộc n = m/M, m = nM, N = nNₐ, V = 22,4n (chỉ ở 0°C, 1 atm), PV = nRT và định luật bảo toàn khối lượng. BÀI 2. CẤU TẠO CHẤT 1. Lớp electron, phân lớp và orbital • Trong mô hình lớp electron, các lớp được ký hiệu K, L, M, N… tương ứng n = 1, 2, 3, 4. Sức chứa tối đa theo công thức 2n²: K = 2, L = 8, M = 18, N = 32 electron. • Sức chứa tối đa của phân lớp: s = 2 electron; p = 6; d = 10; f = 14. Mỗi orbital chứa tối đa 2 electron với spin ngược chiều. • Không nhầm sức chứa tối đa của lớp với thứ tự điền phân lớp theo năng lượng. 2. Nguyên lý phân bố electron • Nguyên lý vững bền: electron điền vào phân lớp năng lượng thấp trước. Thứ tự thường dùng: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s. • Nguyên lý Pauli: mỗi orbital tối đa 2 electron và chúng có spin ngược chiều. • Quy tắc Hund: trong các orbital cùng mức năng lượng, electron điền độc thân từng orbital trước khi ghép đôi. 3. Cấu hình electron • Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron vào các phân lớp. Số mũ cho biết số electron trong phân lớp đó. • Ví dụ: C (Z=6): 1s² 2s² 2p²; O (Z=8): 1s² 2s² 2p⁴; Na (Z=11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹; Al (Z=13): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹; Cl (Z=17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. • Ca (Z=20): [Ar] 4s²; Cr (Z=24): [Ar] 3d⁵ 4s¹; Fe (Z=26): [Ar] 3d⁶ 4s²; Cu (Z=29): [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Cr và Cu là các trường hợp cấu hình đặc biệt thường gặp. • Cách làm: xác định Z; với nguyên tử trung hòa, số electron = Z; điền theo thứ tự năng lượng; kiểm tra tổng số electron. 4. Ion • Cation là ion dương, tạo thành khi nguyên tử mất electron. Anion là ion âm, tạo thành khi nguyên tử nhận electron. • Ví dụ: Na → Na⁺ + e⁻; Cl + e⁻ → Cl⁻. • Với kim loại chuyển tiếp, khi tạo ion, electron ở 4s thường bị lấy đi trước 3d: Fe = [Ar] 3d⁶ 4s²; Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶; Fe³⁺ = [Ar] 3d⁵. 5. Bảng tuần hoàn và xu hướng tuần hoàn • Chu kỳ là hàng ngang; nhóm là cột dọc. Vị trí nguyên tố liên quan đến cấu hình electron. • Trong một chu kỳ, nhìn chung từ trái sang phải: bán kính nguyên tử giảm, năng lượng ion hóa tăng, độ âm điện tăng. • Trong một nhóm, nhìn chung từ trên xuống dưới: bán kính nguyên tử tăng, năng lượng ion hóa giảm, độ âm điện thường giảm. Đây là xu hướng tổng quát, có ngoại lệ. 6. Quy tắc bát tử và liên kết hóa học • Quy tắc bát tử: nhiều nguyên tử có xu hướng nhường, nhận hoặc dùng chung electron để đạt cấu hình bền, thường có 8 electron lớp ngoài cùng; đây là quy tắc gần đúng, không đúng tuyệt đối cho mọi chất. • Liên kết ion: lực hút giữa ion trái dấu; ví dụ NaCl, MgO, CaCl₂. • Liên kết cộng hóa trị: các nguyên tử dùng chung cặp electron. Không phân cực: H₂, O₂; phân cực: HCl, liên kết O–H trong H₂O. • Liên kết kim loại: lực hút giữa ion dương kim loại và electron hóa trị chuyển động tương đối tự do. • Liên kết hydrogen: lực hút liên quan đến H đã liên kết với nguyên tử có độ âm điện lớn (thường N, O, F) và cặp electron tự do của nguyên tử thích hợp; ví dụ giữa các phân tử nước. Ghi nhớ Bài 2 • Thuộc sức chứa s² p⁶ d¹⁰ f¹⁴, thứ tự điền electron, cách viết cấu hình, quy tắc Pauli/Hund, phân biệt ion và các loại liên kết. BÀI 3. CÁC LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC 1. Phản ứng oxy hóa – khử • Phản ứng oxy hóa – khử có sự thay đổi số oxy hóa của một hay nhiều nguyên tố. • Oxy hóa = nhường electron, số oxy hóa tăng. Khử = nhận electron, số oxy hóa giảm. • Chất khử là chất nhường electron và bản thân bị oxy hóa. Chất oxy hóa là chất nhận electron và bản thân bị khử. • Ví dụ: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (Zn là chất khử); Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (Cu²⁺ là chất oxy hóa). 2. Quy tắc số oxy hóa • Đơn chất có số oxy hóa bằng 0: Fe, O₂, H₂. • Ion đơn nguyên tử có số oxy hóa bằng điện tích ion: Na⁺ là +1; Cl⁻ là −1. • Oxygen thường là −2; hydrogen thường là +1 khi liên kết với phi kim. • Tổng số oxy hóa trong phân tử trung hòa bằng 0; tổng số oxy hóa trong ion đa nguyên tử bằng điện tích ion. • Ví dụ H₂SO₄: 2(+1) + x + 4(−2) = 0 → S = +6. 3. Cân bằng phản ứng oxy hóa – khử bằng electron • Nguyên tắc: tổng electron nhường = tổng electron nhận. • Các bước: (1) xác định nguyên tố đổi số oxy hóa; (2) viết quá trình nhường/nhận electron; (3) quy đồng electron; (4) đặt hệ số; (5) cân bằng nguyên tố còn lại; (6) kiểm tra. • Ví dụ: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂. 4. Phản ứng tạo kết tủa và tích số tan • Kết tủa là chất ít tan tạo thành khi các ion trong dung dịch kết hợp. Ví dụ: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl; BaSO₄ là kết tủa trắng. • Một số kết tủa thường gặp: AgCl trắng; BaSO₄ trắng; CaCO₃ trắng; Cu(OH)₂ xanh lam; Fe(OH)₂ trắng xanh, dễ chuyển nâu khi bị oxy hóa; AgI vàng nhạt; Ag₃PO₄ vàng. • Ví dụ AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻, Ksp = [Ag⁺][Cl⁻]. Tích số ion nhỏ hơn Ksp: chưa đạt điều kiện kết tủa; bằng Ksp: bão hòa; lớn hơn Ksp: có xu hướng kết tủa. 5. Acid – base theo Bronsted–Lowry • Acid là chất nhường proton H⁺; base là chất nhận proton H⁺. • Ví dụ: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻. HCl là acid, H₂O là base; H₃O⁺ là acid liên hợp của H₂O, Cl⁻ là base liên hợp của HCl. • Cặp acid–base liên hợp chỉ khác nhau một proton, ví dụ NH₄⁺/NH₃. • Với acid yếu HA: Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]. Với base yếu B: Kb = [BH⁺][OH⁻]/[B]. Nồng độ trong biểu thức là nồng độ cân bằng. • pKa = −log Ka; pKb = −log Kb. Với cặp liên hợp trong nước ở 25°C: pKa + pKb = 14. 6. Acid – base Lewis và pH • Acid Lewis nhận một cặp electron; base Lewis cho một cặp electron. • Nước tự ion hóa; ở 25°C: Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴. • pH = −log[H⁺]; pOH = −log[OH⁻]; ở 25°C, pH + pOH = 14. • Ở 25°C: pH < 7 là acid; pH = 7 trung tính; pH > 7 là base. pH trung tính phụ thuộc nhiệt độ, nên pH = 7 là mốc trung tính ở 25°C. • Ví dụ [H⁺] = 10⁻³ mol/L → pH = 3. Ghi nhớ Bài 3 • Nhớ phân biệt: nhường e = oxy hóa = chất khử; nhận e = khử = chất oxy hóa. Thuộc cách tính số oxy hóa, cân bằng electron, acid/base và pH. BÀI 4. DUNG DỊCH 1. Chất điện ly và độ điện ly • Chất điện ly tạo ion khi tan trong nước hoặc nóng chảy và có thể dẫn điện. • Chất điện ly mạnh phân ly gần như hoàn toàn trong dung dịch loãng, ví dụ HCl, NaOH, NaCl. Chất điện ly yếu phân ly một phần, ví dụ CH₃COOH. • Độ điện ly α = lượng chất đã phân ly / lượng chất ban đầu. Nếu biểu diễn phần trăm: α% = α × 100%. Ví dụ α = 0,2 tương ứng 20%. 2. Hằng số phân ly • Ka là hằng số phân ly acid; Kb là hằng số phân ly base. Với acid yếu, Ka càng lớn thì acid càng mạnh; pKa = −log Ka, nên pKa càng nhỏ thì acid càng mạnh. • pK = −log K là cách biểu diễn hằng số cân bằng theo thang logarit. 3. Các cách biểu diễn nồng độ • Nồng độ phần trăm khối lượng: C% = (m chất tan / m dung dịch) × 100%. Khối lượng dung dịch = khối lượng chất tan + khối lượng dung môi. • Nồng độ mol: C_M = n/V, đơn vị mol/L; n = C_M V. Thể tích V phải tính bằng lít và là thể tích dung dịch. • Nồng độ molan: b = n chất tan / khối lượng dung môi (kg), đơn vị mol/kg. • Phần mol: xᵢ = nᵢ/n tổng; tổng phần mol của tất cả cấu tử bằng 1. • Nồng độ đương lượng: N = số đương lượng/V, thường tính bằng đương lượng/L. 4. Đương lượng gam • Khối lượng đương lượng E = M/z, trong đó z là hệ số đương lượng phụ thuộc phản ứng cụ thể. • Với acid–base, z thường là số H⁺ trao đổi của acid hoặc số OH⁻ phản ứng của base theo phương trình. • Ví dụ H₂SO₄ trung hòa hoàn toàn: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O. M = 98, z = 2 → E = 49 g/đương lượng. • Ví dụ Ca(OH)₂ trung hòa hoàn toàn: M ≈ 74, z = 2 → E ≈ 37 g/đương lượng. • Với muối và phản ứng oxy hóa–khử, phải xác định z theo phản ứng cụ thể; đương lượng không phải lúc nào cũng cố định cho mọi phản ứng. 5. Pha loãng dung dịch • Khi thêm dung môi mà không làm mất chất tan, số mol chất tan được bảo toàn: C₁V₁ = C₂V₂ (với cùng chất tan và cùng kiểu nồng độ). • Ví dụ lấy 100 mL dung dịch 2 mol/L pha loãng thành 500 mL: C₂ = 2 × 100/500 = 0,4 mol/L. Có thể dùng mL ở cả hai thể tích nếu cùng đơn vị. 6. Chuẩn độ • Chuẩn độ xác định nồng độ dung dịch bằng dung dịch khác có nồng độ đã biết. Tại điểm tương đương, các chất phản ứng vừa đủ theo phương trình. • Với nồng độ đương lượng: N₁V₁ = N₂V₂ tại điểm tương đương. • Với nồng độ mol, phải dùng hệ số phương trình. Ví dụ HCl + NaOH → NaCl + H₂O có tỷ lệ 1:1 nên C(HCl)V(HCl) = C(NaOH)V(NaOH). Ghi nhớ Bài 4 • Phân biệt C%, nồng độ mol, molan, phần mol và nồng độ đương lượng. Khi tính, kiểm tra đúng đơn vị và phân biệt thể tích dung dịch với khối lượng dung môi. BẢNG CÔNG THỨC ÔN NHANH Bài 1 • A = Z + N; N = A − Z. • n = m/M; m = nM; M = m/n. • N hạt = nNₐ; n = N hạt/Nₐ; Nₐ = 6,022 × 10²³ mol⁻¹. • V = 22,4n (khí ở 0°C, 1 atm); PV = nRT; T(K) = t(°C) + 273,15. Bài 2 • Số electron tối đa của lớp n: 2n². • Sức chứa phân lớp: s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴; mỗi orbital tối đa 2 electron. Bài 3 • Kw = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ ở 25°C. • pH = −log[H⁺]; pOH = −log[OH⁻]; pH + pOH = 14 ở 25°C. • pKa = −log Ka; pKb = −log Kb; với cặp liên hợp trong nước ở 25°C: pKa + pKb = 14. • Ksp được viết từ tích nồng độ các ion theo hệ số trong phương trình hòa tan; ví dụ AgCl: Ksp = [Ag⁺][Cl⁻]. Bài 4 • C% = (m chất tan/m dung dịch) × 100%. • C_M = n/V; n = C_MV (V tính bằng L). • Molal b = n chất tan/m dung môi (kg). • Phần mol xᵢ = nᵢ/n tổng; tổng xᵢ = 1. • E = M/z; N = số đương lượng/V. • Pha loãng: C₁V₁ = C₂V₂. Chuẩn độ theo đương lượng: N₁V₁ = N₂V₂. NHỮNG LỖI DỄ MẤT ĐIỂM Kiểm tra trước khi nộp bài • 1. A = Z + N, trong đó N là số neutron, không phải electron. • 2. Nguyên tử trung hòa: proton = electron; ion thì số electron thay đổi theo điện tích. • 3. O₂, N₂, Cl₂ là đơn chất; H₂O, CO₂, H₂SO₄ là hợp chất. • 4. Nhường electron = oxy hóa; nhận electron = khử. Chất khử nhường electron; chất oxy hóa nhận electron. • 5. Base Bronsted–Lowry nhận H⁺, không phải nhường H⁺. • 6. Phải đổi mL sang L khi dùng C_M = n/V nếu không tính theo tỷ số thể tích cùng đơn vị. • 7. Công thức V = 22,4n chỉ dùng ở 0°C và 1 atm. • 8. Công thức E = M/z cần xác định z theo phản ứng, không mặc định giống nhau trong mọi trường hợp. LỘ TRÌNH ÔN TẬP GỢI Ý Học theo thứ tự • 1. Bài 1: luyện tính mol, khối lượng mol, số hạt và bảo toàn khối lượng. • 2. Bài 2: luyện cấu hình electron, ion, chu kỳ/nhóm và loại liên kết. • 3. Bài 3: luyện số oxy hóa, xác định chất oxy hóa/chất khử, cân bằng phản ứng và pH. • 4. Bài 4: luyện C%, nồng độ mol, pha loãng, đương lượng và chuẩn độ. • 5. Mỗi dạng làm vài bài từ dễ đến khó; ghi riêng những lỗi hay gặp để ôn lại. BẢNG NHẬN DIỆN NHANH CÁC LOẠI LIÊN KẾT Loại liên kết Bản chất Ví dụ Ion Lực hút giữa ion trái dấu NaCl, MgO Cộng hóa trị không phân cực Chia sẻ electron tương đối đồng đều H₂, O₂ Cộng hóa trị phân cực Cặp electron bị hút lệch HCl, liên kết O–H Kim loại Ion dương và electron hóa trị tự do Fe, Cu Hydrogen Lực hút liên phân tử/nhóm phân tử thích hợp Giữa các phân tử H₂O