Tao sẽ tổng hợp đầy đủ những ý quan trọng từ Bài 1 đến Bài 4 môn Hóa đại cương, theo kiểu dễ hiểu cho người mất gốc hóa, nhưng vẫn đủ kiến thức để ôn thi cao đẳng. Tao cũng sửa những chỗ sai hoặc dễ nhầm trong tài liệu của mày nhé.
📘 TỔNG HỢP HÓA ĐẠI CƯƠNG BÀI 1–4
BÀI 1. CÁC ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN VỀ HÓA HỌC
I. Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử gồm hạt nhân và lớp vỏ electron.
Hạt Ký hiệu Điện tích Vị trí
Proton p +1 Hạt nhân
Neutron n 0 Hạt nhân
Electron e −1 Lớp vỏ
Nguyên tử trung hòa điện: Số proton = số electron.
1. Các đại lượng cần nhớ
* Số hiệu nguyên tử Z: Số proton.
* Số khối A: Tổng số proton và neutron.
* Số neutron N: Số khối trừ số proton.
Công thức:
\boxed{A=Z+N}
\boxed{N=A-Z}
Ví dụ: Nguyên tử có Z = 11, A = 23.
* Proton = 11.
* Electron = 11 nếu nguyên tử trung hòa.
* Neutron = 23 − 11 = 12.
2. Nguyên tố hóa học và đồng vị
* Nguyên tố hóa học: Tập hợp các nguyên tử có cùng số proton.
* Đồng vị: Các nguyên tử cùng nguyên tố, có cùng số proton nhưng khác số neutron.
Ví dụ: Carbon-12 và carbon-14 là hai đồng vị của carbon.
3. Phân biệt đơn chất và hợp chất
* Đơn chất: Chỉ gồm một nguyên tố hóa học. Ví dụ: Fe, O₂, N₂, Cl₂.
* Hợp chất: Gồm từ hai nguyên tố hóa học khác nhau trở lên. Ví dụ: H₂O, CO₂, H₂SO₄.
Lưu ý: O₂ có hai nguyên tử nhưng vẫn là đơn chất vì chỉ có nguyên tố oxygen.
⸻
II. Mol và khối lượng mol
1. Mol là gì?
Mol là đơn vị đo lượng chất.
Một mol chứa:
\boxed{N_A=6,022\times10^{23}}
hạt vi mô, chẳng hạn nguyên tử, phân tử hoặc ion.
2. Khối lượng mol
Ký hiệu: M, đơn vị g/mol.
Khối lượng mol có giá trị bằng khối lượng nguyên tử hoặc phân tử tương ứng khi biểu diễn theo g/mol.
Ví dụ:
* M_H=1 g/mol.
* M_O=16 g/mol.
* M_{O_2}=32 g/mol.
* M_{H_2O}=2\times1+16=18 g/mol.
* M_{CO_2}=12+2\times16=44 g/mol.
* M_{H_2SO_4}=2\times1+32+4\times16=98 g/mol.
3. Ba công thức tính mol quan trọng nhất
\boxed{n=\frac{m}{M}}
\boxed{m=nM}
\boxed{M=\frac{m}{n}}
Trong đó:
* n: Số mol (mol).
* m: Khối lượng (g).
* M: Khối lượng mol (g/mol).
Ví dụ: Có 9 g nước, biết M_{H_2O}=18 g/mol.
n=\frac{9}{18}=0,5\text{ mol}
4. Công thức tính số hạt
\boxed{N=nN_A}
Trong đó N là số hạt và N_A là hằng số Avogadro.
Suy ra:
\boxed{n=\frac{N}{N_A}}
5. Thể tích mol của chất khí
Ở điều kiện tiêu chuẩn được dùng trong tài liệu của mày: 0^\circ C, 1 atm:
\boxed{V=22,4n}
\boxed{n=\frac{V}{22,4}}
Trong đó V tính bằng lít.
Lưu ý: Công thức 22,4 L/mol chỉ áp dụng cho khí ở điều kiện đã nêu. Nếu đề cho điều kiện khác, cần dùng phương trình khí lý tưởng.
⸻
III. Các định luật cơ bản về hóa học
1. Định luật bảo toàn khối lượng
Trong phản ứng hóa học, tổng khối lượng các chất tham gia bằng tổng khối lượng các chất sản phẩm.
\boxed{m_{\text{chất tham gia}}=m_{\text{sản phẩm}}}
Ví dụ:
A+B\rightarrow C+D
Khi phản ứng xảy ra hoàn toàn trong hệ kín:
m_A+m_B=m_C+m_D
Nếu biết ba khối lượng, lấy tổng khối lượng một vế trừ các khối lượng đã biết để tìm đại lượng còn thiếu.
2. Định luật thành phần không đổi
Một hợp chất tinh khiết luôn có thành phần nguyên tố theo một tỉ lệ khối lượng xác định.
Ví dụ: Nước luôn có tỉ lệ khối lượng hydrogen và oxygen là:
m_H:m_O=2:16=1:8
3. Định luật tỷ lệ bội
Khi hai nguyên tố tạo thành nhiều hợp chất, với một khối lượng cố định của nguyên tố này, khối lượng nguyên tố kia kết hợp với nó có thể theo tỷ lệ số nguyên nhỏ.
Ví dụ: CO và CO₂.
Với cùng 12 g carbon:
* CO kết hợp với 16 g oxygen.
* CO₂ kết hợp với 32 g oxygen.
Tỷ lệ khối lượng oxygen:
16:32=1:2
⸻
IV. Các định luật về chất khí
1. Định luật Gay-Lussac về thể tích phản ứng
Ở cùng nhiệt độ và áp suất, thể tích các chất khí tham gia và tạo thành trong phản ứng có tỷ lệ số nguyên đơn giản.
Ví dụ:
H_2+Cl_2\rightarrow 2HCl
Tỷ lệ thể tích:
V_{H_2}:V_{Cl_2}:V_{HCl}=1:1:2
2. Định luật Avogadro
Ở cùng nhiệt độ và áp suất, những thể tích khí bằng nhau chứa số phân tử bằng nhau.
3. Phương trình khí lý tưởng
\boxed{PV=nRT}
Trong đó:
* P: Áp suất.
* V: Thể tích.
* n: Số mol khí.
* R: Hằng số khí.
* T: Nhiệt độ tuyệt đối, tính bằng Kelvin.
Đổi nhiệt độ:
\boxed{T(K)=t(^\circ C)+273,15}
Bài 1 cần thuộc nhất: Công thức mol, khối lượng mol, số hạt, thể tích khí và định luật bảo toàn khối lượng.
⸻
BÀI 2. CẤU TẠO CHẤT
I. Các lớp electron
Electron chuyển động trong vùng không gian quanh hạt nhân. Trong mô hình lớp electron, các lớp thường được ký hiệu K, L, M, N…
Lớp Số thứ tự n Số electron tối đa theo 2n^2
K 1 2
L 2 8
M 3 18
N 4 32
Công thức số electron tối đa theo lớp:
\boxed{N_{\max}=2n^2}
Lưu ý: Đây là sức chứa tối đa theo mô hình lớp; khi viết cấu hình electron, phải xét thứ tự phân lớp theo năng lượng.
II. Phân lớp electron và orbital
1. Bốn loại phân lớp
Phân lớp Số orbital Số electron tối đa
s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
Quy tắc: Mỗi orbital chứa tối đa 2 electron.
Ví dụ:
* 1s²: Phân lớp 1s có 2 electron.
* 2p⁴: Phân lớp 2p có 4 electron.
* 3d⁶: Phân lớp 3d có 6 electron.
Số mũ cho biết số electron trong phân lớp đó.
III. Các nguyên lý phân bố electron
1. Nguyên lý vững bền
Electron điền vào các phân lớp có mức năng lượng thấp trước.
Thứ tự thường dùng:
\boxed{
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s
}
2. Nguyên lý Pauli
Một orbital chứa tối đa 2 electron và hai electron này có spin ngược chiều nhau.
3. Quy tắc Hund
Trong các orbital cùng mức năng lượng, electron sẽ phân bố độc thân vào từng orbital trước khi ghép đôi.
Ví dụ, phân lớp p có ba orbital. Khi phân bố 3 electron, mỗi orbital nhận một electron trước.
⸻
IV. Cấu hình electron
Cấu hình electron biểu diễn cách electron phân bố trong các phân lớp.
Một số cấu hình cần nhớ:
Nguyên tố Z Cấu hình electron
H 1 1s¹
He 2 1s²
C 6 1s² 2s² 2p²
O 8 1s² 2s² 2p⁴
Na 11 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Al 13 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
Cl 17 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
Ca 20 [Ar] 4s²
Cr 24 [Ar] 3d⁵ 4s¹
Fe 26 [Ar] 3d⁶ 4s²
Cu 29 [Ar] 3d¹⁰ 4s¹
Ký hiệu [Ar] thay cho cấu hình electron của argon:
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6
Lưu ý: Cr và Cu là những trường hợp có cấu hình electron đặc biệt thường gặp trong bài tập.
Cách xác định cấu hình electron
1. Xác định số hiệu nguyên tử Z.
2. Với nguyên tử trung hòa, số electron bằng Z.
3. Điền electron theo thứ tự năng lượng.
4. Kiểm tra tổng số electron đã điền có bằng Z không.
Ví dụ: Na có Z=11, nên có 11 electron:
\boxed{1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1}
V. Ion và cấu hình electron của ion
* Cation: Ion dương, hình thành khi nguyên tử mất electron.
* Anion: Ion âm, hình thành khi nguyên tử nhận electron.
Ví dụ:
Na\rightarrow Na^++e^-
Na mất 1 electron.
Cl+e^-\rightarrow Cl^-
Cl nhận 1 electron.
Với kim loại chuyển tiếp, khi tạo ion, electron ở phân lớp 4s thường bị lấy đi trước electron 3d.
Ví dụ:
Fe:[Ar]3d^64s^2
Fe^{2+}:[Ar]3d^6
Fe^{3+}:[Ar]3d^5
⸻
VI. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
1. Chu kỳ
Chu kỳ là hàng ngang trong bảng tuần hoàn.
Đối với các nguyên tố thuộc những chu kỳ thông thường, số thứ tự chu kỳ liên quan đến lớp electron ngoài cùng có số lượng tử chính lớn nhất đang được chiếm.
Ví dụ:
* Na có lớp ngoài cùng là lớp 3 → chu kỳ 3.
* Ca có lớp ngoài cùng là lớp 4 → chu kỳ 4.
2. Nhóm
Nhóm là cột trong bảng tuần hoàn.
Các nguyên tố cùng nhóm thường có những điểm tương đồng về cấu hình electron hóa trị và tính chất hóa học.
3. Một số xu hướng tuần hoàn
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; vẫn có những ngoại lệ.
⸻
VII. Quy tắc bát tử
Quy tắc bát tử cho rằng nhiều nguyên tử có xu hướng nhường, nhận hoặc dùng chung electron để đạt cấu hình electron bền, thường có 8 electron lớp ngoài cùng.
Ví dụ:
* Na nhường 1 electron tạo Na⁺.
* Cl nhận 1 electron tạo Cl⁻.
* H và Cl dùng chung một cặp electron trong HCl.
Lưu ý: Đây là quy tắc gần đúng, không áp dụng tuyệt đối cho mọi hợp chất.
VIII. Các loại liên kết hóa học
1. Liên kết ion
Thường hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Ví dụ: NaCl, MgO, CaCl₂.
2. Liên kết cộng hóa trị
Các nguyên tử dùng chung một hoặc nhiều cặp electron.
* Cộng hóa trị không phân cực: Cặp electron được chia sẻ tương đối đồng đều. Ví dụ: H₂, O₂, N₂.
* Cộng hóa trị phân cực: Cặp electron bị hút lệch về một phía. Ví dụ: HCl, liên kết O–H trong H₂O.
3. Liên kết kim loại
Các nguyên tử kim loại liên kết nhờ lực hút giữa các ion dương kim loại và các electron hóa trị chuyển động tương đối tự do.
4. Liên kết hydrogen
Lực hút giữa nguyên tử H đã liên kết với nguyên tử có độ âm điện lớn (thường là N, O hoặc F) và một nguyên tử có cặp electron tự do thích hợp.
Ví dụ: Giữa các phân tử nước.
Bài 2 cần thuộc nhất: Cấu hình electron, quy tắc Pauli, Hund, thứ tự điền electron, vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn và các loại liên kết hóa học.
⸻
BÀI 3. CÁC LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC
I. Phản ứng oxy hóa – khử
1. Khái niệm
Phản ứng oxy hóa – khử là phản ứng có sự thay đổi số oxy hóa của một hoặc nhiều nguyên tố.
* Oxy hóa: Quá trình nhường electron.
* Khử: Quá trình nhận electron.
* Chất khử: Chất nhường electron; bản thân nó bị oxy hóa.
* Chất oxy hóa: Chất nhận electron; bản thân nó bị khử.
Mẹo nhớ:
* Nhường electron → số oxy hóa tăng.
* Nhận electron → số oxy hóa giảm.
2. Ví dụ
Zn+Cu^{2+}\rightarrow Zn^{2+}+Cu
Quá trình oxy hóa:
Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^-
Zn nhường electron nên Zn là chất khử.
Quá trình khử:
Cu^{2+}+2e^-\rightarrow Cu
Cu²⁺ nhận electron nên Cu²⁺ là chất oxy hóa.
3. Cách xác định số oxy hóa
Một số quy tắc thường dùng:
1. Nguyên tố ở dạng đơn chất có số oxy hóa bằng 0. Ví dụ: Fe, O₂, H₂.
2. Ion đơn nguyên tử có số oxy hóa bằng điện tích ion. Ví dụ: Na⁺ là +1, Cl⁻ là −1.
3. Oxygen thường có số oxy hóa −2 trong hợp chất.
4. Hydrogen thường có số oxy hóa +1 khi kết hợp với phi kim.
5. Tổng số oxy hóa trong phân tử trung hòa bằng 0.
6. Tổng số oxy hóa trong ion đa nguyên tử bằng điện tích ion.
Ví dụ: Trong H₂SO₄, gọi số oxy hóa của S là x.
2(+1)+x+4(-2)=0
2+x-8=0
\boxed{x=+6}
Vậy S có số oxy hóa +6.
4. Các dạng phản ứng oxy hóa – khử
* Phản ứng liên phân tử: Chất oxy hóa và chất khử nằm trong các chất khác nhau.
* Phản ứng tự oxy hóa – khử: Cùng một nguyên tố trong một chất vừa bị oxy hóa, vừa bị khử.
* Phản ứng oxy hóa – khử nội phân tử: Quá trình oxy hóa và khử xảy ra giữa các thành phần trong cùng một chất phản ứng.
⸻
II. Cân bằng phản ứng oxy hóa – khử
Phương pháp thăng bằng electron dựa trên nguyên tắc:
\boxed{\text{Tổng electron nhường}=\text{Tổng electron nhận}}
Các bước làm
1. Xác định số oxy hóa của những nguyên tố thay đổi.
2. Viết quá trình nhường electron và nhận electron.
3. Quy đồng số electron nhường và nhận.
4. Đặt hệ số vào phương trình.
5. Cân bằng các nguyên tố còn lại.
6. Kiểm tra số nguyên tử hai vế.
Ví dụ
Cân bằng:
Fe_2O_3+CO\rightarrow Fe+CO_2
Fe trong Fe₂O₃ có số oxy hóa +3, về Fe có số oxy hóa 0.
Mỗi Fe nhận 3 electron. Có 2 nguyên tử Fe nên tổng nhận 6 electron.
C trong CO có số oxy hóa +2, trong CO₂ có số oxy hóa +4.
Mỗi C nhường 2 electron. Do đó cần 3 phân tử CO để nhường tổng cộng 6 electron.
Phương trình cân bằng:
\boxed{Fe_2O_3+3CO\rightarrow2Fe+3CO_2}
⸻
III. Phản ứng trao đổi và phản ứng tạo kết tủa
Phản ứng tạo kết tủa xảy ra khi các ion trong dung dịch kết hợp tạo thành chất ít tan.
Ví dụ:
BaCl_2+Na_2SO_4\rightarrow BaSO_4\downarrow+2NaCl
BaSO₄ là kết tủa trắng.
Một số kết tủa thường gặp:
Chất Màu sắc thường gặp
AgCl Trắng
BaSO₄ Trắng
CaCO₃ Trắng
Cu(OH)₂ Xanh lam
Fe(OH)₂ Trắng xanh, có thể chuyển nâu khi bị oxy hóa
AgI Vàng nhạt
Ag₃PO₄ Vàng
Tích số tan K_{sp}
Tích số tan biểu thị cân bằng hòa tan của một chất điện ly ít tan trong dung dịch bão hòa.
Ví dụ:
\[
AgCl(s)\rightleftharpoons Ag^++Cl^-
\]
\boxed{K_{sp}=[Ag^+][Cl^-]}
Đối với một muối ít tan, khi tích số nồng độ ion theo biểu thức phản ứng:
* Nhỏ hơn K_{sp}: Chưa đạt điều kiện kết tủa.
* Bằng K_{sp}: Dung dịch bão hòa ở trạng thái cân bằng.
* Lớn hơn K_{sp}: Có xu hướng tạo kết tủa.
⸻
IV. Phản ứng acid – base theo Bronsted–Lowry
1. Khái niệm
* Acid: Chất nhường proton H⁺.
* Base: Chất nhận proton H⁺.
Mẹo nhớ: Acid cho H⁺, base nhận H⁺.
2. Ví dụ
HCl+H_2O\rightarrow H_3O^++Cl^-
Trong phản ứng này:
* HCl nhường H⁺ → acid.
* H₂O nhận H⁺ → base.
* H₃O⁺ là acid liên hợp của H₂O.
* Cl⁻ là base liên hợp của HCl.
3. Cặp acid – base liên hợp
Hai chất trong một cặp liên hợp chỉ khác nhau một proton H⁺.
Ví dụ:
NH_4^+/NH_3
* NH₄⁺ là acid.
* NH₃ là base liên hợp.
4. Hằng số phân ly acid và base
Với acid yếu:
\[
HA+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++A^-
\]
Hằng số phân ly acid:
\boxed{K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}}
Với base yếu B:
\[
B+H_2O\rightleftharpoons BH^++OH^-
\]
\boxed{K_b=\frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}}
Ở đây, nồng độ trong biểu thức được hiểu là nồng độ cân bằng; nước lỏng tinh khiết không xuất hiện trong biểu thức K_a và K_b.
* K_a càng lớn → acid càng mạnh.
* K_b càng lớn → base càng mạnh.
Công thức pK:
\boxed{pK_a=-\log K_a}
\boxed{pK_b=-\log K_b}
Với một cặp acid – base liên hợp trong nước ở 25°C:
\boxed{pK_a+pK_b=14}
⸻
V. Acid – base theo Lewis
* Acid Lewis: Chất nhận một cặp electron.
* Base Lewis: Chất cho một cặp electron.
Ví dụ: Trong phản ứng tạo phức giữa BF₃ và NH₃:
* BF₃ nhận cặp electron → acid Lewis.
* NH₃ cho cặp electron → base Lewis.
⸻
VI. Sự tự ion hóa của nước
Nước có thể tự ion hóa:
\[
2H_2O\rightleftharpoons H_3O^++OH^-
\]
Tích số ion của nước ở 25°C:
\boxed{K_w=[H^+][OH^-]=10^{-14}}
Với dung dịch nước ở 25°C:
Môi trường Điều kiện
Acid pH < 7
Trung tính pH = 7
Base pH > 7
Lưu ý: Giá trị pH trung tính bằng 7 chỉ đúng ở 25°C; pH trung tính thay đổi theo nhiệt độ.
Công thức pH
\boxed{pH=-\log[H^+]}
Suy ra:
\boxed{[H^+]=10^{-pH}}
Tương tự:
\boxed{pOH=-\log[OH^-]}
Ở 25°C:
\boxed{pH+pOH=14}
Ví dụ: Nếu [H^+]=10^{-3} mol/L:
pH=-\log(10^{-3})=3
Dung dịch có tính acid.
Bài 3 cần thuộc nhất: Oxy hóa – khử, chất khử/chất oxy hóa, số oxy hóa, cân bằng electron, kết tủa, acid – base và công thức pH.
⸻
BÀI 4. DUNG DỊCH
I. Chất điện ly
1. Chất điện ly là gì?
Chất điện ly tạo thành các ion khi tan trong nước hoặc khi nóng chảy, nhờ đó dung dịch hoặc chất nóng chảy có thể dẫn điện.
2. Chất điện ly mạnh
Chất điện ly mạnh phân ly gần như hoàn toàn thành ion trong dung dịch loãng.
Ví dụ thường gặp:
* HCl.
* HNO₃.
* NaOH.
* KOH.
* Các muối tan như NaCl.
Ví dụ:
NaCl\rightarrow Na^++Cl^-
3. Chất điện ly yếu
Chất điện ly yếu chỉ phân ly một phần, tạo cân bằng giữa các phân tử và ion.
Ví dụ:
\[
CH_3COOH\rightleftharpoons H^++CH_3COO^-
\]
Acid acetic là acid yếu.
⸻
II. Độ điện ly
Độ điện ly ký hiệu là \alpha, biểu thị phần chất ban đầu đã phân ly thành ion.
\boxed{\alpha=\frac{\text{Lượng chất đã phân ly}}{\text{Lượng chất ban đầu}}}
Nếu biểu diễn bằng phần trăm:
\boxed{\alpha\%=\alpha\times100\%}
Ví dụ: Ban đầu có 100 phân tử, trong đó 5 phân tử phân ly.
\alpha=\frac{5}{100}=0,05
\boxed{\alpha=5\%}
* \alpha gần 1: Mức độ phân ly cao.
* \alpha nhỏ: Mức độ phân ly thấp.
Độ điện ly phụ thuộc vào bản chất chất điện ly, nồng độ và nhiệt độ.
⸻
III. Hằng số phân ly
Với một chất điện ly yếu, phản ứng phân ly đạt trạng thái cân bằng.
Hằng số cân bằng phân ly được ký hiệu tùy loại chất:
* K_a: Hằng số phân ly acid.
* K_b: Hằng số phân ly base.
* K: Ký hiệu chung cho hằng số cân bằng trong một số trường hợp.
Công thức pK:
\boxed{pK=-\log K}
Đối với acid yếu, K_a càng lớn thì acid càng mạnh; tương ứng, pK_a càng nhỏ thì acid càng mạnh.
⸻
IV. Nồng độ dung dịch
Có nhiều cách biểu diễn nồng độ. Đây là phần rất quan trọng trong bài tập tính toán.
1. Nồng độ phần trăm khối lượng
Ký hiệu: C\%.
\boxed{C\%=\frac{m_{\text{chất tan}}}{m_{\text{dung dịch}}}\times100\%}
Trong đó:
\boxed{m_{\text{dung dịch}}=m_{\text{chất tan}}+m_{\text{dung môi}}}
Ví dụ: Hòa tan 10 g muối vào 90 g nước.
Khối lượng dung dịch:
m_{dd}=10+90=100g
Nồng độ phần trăm:
C\%=\frac{10}{100}\times100\%=10\%
2. Nồng độ mol
Ký hiệu: C_M hoặc C, đơn vị mol/L.
\boxed{C_M=\frac{n}{V}}
Suy ra:
\boxed{n=C_MV}
Trong đó:
* n: Số mol chất tan.
* V: Thể tích dung dịch tính bằng lít.
Ví dụ: Có 0,2 mol NaCl trong 0,5 L dung dịch.
C_M=\frac{0,2}{0,5}=0,4\text{ mol/L}
Chú ý: Phải dùng thể tích dung dịch, không phải thể tích nước đã cho vào ban đầu.
3. Nồng độ molan
Ký hiệu: C_m hoặc m, đơn vị mol/kg dung môi.
\boxed{C_m=\frac{n_{\text{chất tan}}}{m_{\text{dung môi}}(\text{kg})}}
Khác với nồng độ mol, nồng độ molan sử dụng khối lượng dung môi thay vì thể tích dung dịch.
4. Phần mol
Ký hiệu: x_i.
\boxed{x_i=\frac{n_i}{n_{\text{tổng}}}}
Tổng phần mol của tất cả các cấu tử bằng 1:
\boxed{\sum x_i=1}
5. Nồng độ đương lượng
Nồng độ đương lượng thường được ký hiệu N, đơn vị đương lượng/L.
\boxed{N=\frac{n_{đl}}{V}}
Trong đó n_{đl} là số đương lượng chất tan.
⸻
V. Đương lượng gam
Đương lượng gam là lượng chất tương ứng với một đương lượng hóa học.
Công thức:
\boxed{E=\frac{M}{z}}
Trong đó:
* E: Khối lượng đương lượng, g/đương lượng.
* M: Khối lượng mol, g/mol.
* z: Hệ số đương lượng, phụ thuộc vào phản ứng cụ thể.
1. Với acid
Trong phản ứng acid – base, z là số proton H⁺ mà một phân tử acid thực sự trao đổi theo phương trình phản ứng.
Ví dụ, khi H₂SO₄ trung hòa hoàn toàn bằng base:
H_2SO_4+2NaOH\rightarrow Na_2SO_4+2H_2O
Một mol H₂SO₄ cung cấp hai mol H⁺.
E_{H_2SO_4}=\frac{98}{2}=49\text{ g/đương lượng}
2. Với base
Trong phản ứng acid – base, z là số OH⁻ có thể phản ứng trên một đơn vị công thức base.
Ví dụ:
Ca(OH)_2+2HCl\rightarrow CaCl_2+2H_2O
E_{Ca(OH)_2}=\frac{74}{2}=37\text{ g/đương lượng}
3. Với muối
Hệ số đương lượng được xác định từ tổng điện tích ion tham gia phản ứng hoặc số điện tích được trao đổi theo phản ứng cụ thể.
Ví dụ, trong phản ứng trao đổi ion thông thường, CaCl₂ có thể được tính với z=2:
E_{CaCl_2}=\frac{111}{2}=55,5\text{ g/đương lượng}
4. Với phản ứng oxy hóa – khử
Hệ số z là số electron một đơn vị công thức chất nhận hoặc nhường trong phản ứng đã cho.
Lưu ý quan trọng: Không phải mọi chất đều có một đương lượng gam cố định cho tất cả phản ứng. Hệ số đương lượng có thể thay đổi theo phản ứng cụ thể.
⸻
VI. Pha loãng dung dịch
Khi thêm dung môi vào dung dịch mà không làm mất chất tan, số mol chất tan được bảo toàn.
\boxed{C_1V_1=C_2V_2}
Trong đó:
* C_1,V_1: Nồng độ và thể tích ban đầu.
* C_2,V_2: Nồng độ và thể tích sau pha loãng.
Công thức này áp dụng cho cùng một chất tan, khi các nồng độ đều được biểu diễn theo cùng một kiểu.
Ví dụ: Lấy 100 mL dung dịch 2 mol/L, pha loãng thành 500 mL.
C_2=\frac{C_1V_1}{V_2}
C_2=\frac{2\times100}{500}=0,4\text{ mol/L}
⸻
VII. Chuẩn độ và công thức tính toán
Chuẩn độ là phương pháp xác định nồng độ của một dung dịch bằng cách cho phản ứng với dung dịch khác có nồng độ đã biết.
Tại điểm tương đương, các chất phản ứng vừa đủ theo phương trình hóa học.
Với phép chuẩn độ acid – base, có thể dùng công thức:
\boxed{N_1V_1=N_2V_2}
Công thức này áp dụng khi hai dung dịch phản ứng vừa đủ và nồng độ được biểu diễn bằng đương lượng.
Nếu sử dụng nồng độ mol, phải dựa vào hệ số trong phương trình hóa học.
Ví dụ:
HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O
Tỷ lệ phản ứng là 1:1, nên tại điểm tương đương:
\boxed{C_{HCl}V_{HCl}=C_{NaOH}V_{NaOH}}
Nhưng với phản ứng có tỷ lệ mol khác 1:1, phải đưa hệ số phương trình vào phép tính.
⸻
PHẦN QUAN TRỌNG NHẤT: BẢNG CÔNG THỨC CẦN HỌC THUỘC
STT Nội dung Công thức
1 Số khối A=Z+N
2 Số neutron N=A-Z
3 Số mol n=\frac{m}{M}
4 Khối lượng m=nM
5 Khối lượng mol M=\frac{m}{n}
6 Số hạt N=nN_A
7 Mol khí ở 0°C, 1 atm V=22,4n
8 Phương trình khí lý tưởng PV=nRT
9 Đổi nhiệt độ T=t+273,15
10 Số electron tối đa mỗi lớp 2n^2
11 Hằng số phân ly acid K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}
12 Hằng số phân ly base K_b=\frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}
13 Tích số ion của nước K_w=[H^+][OH^-]=10^{-14} ở 25°C
14 pH pH=-\log[H^+]
15 pOH pOH=-\log[OH^-]
16 Quan hệ pH và pOH pH+pOH=14 ở 25°C
17 Nồng độ phần trăm C\%=\frac{m_{ct}}{m_{dd}}\times100\%
18 Nồng độ mol C_M=\frac{n}{V}
19 Nồng độ molan C_m=\frac{n}{m_{dm}(\text{kg})}
20 Phần mol x_i=\frac{n_i}{n_{tổng}}
21 Khối lượng đương lượng E=\frac{M}{z}
22 Nồng độ đương lượng N=\frac{n_{đl}}{V}
23 Pha loãng C_1V_1=C_2V_2
24 Chuẩn độ theo đương lượng N_1V_1=N_2V_2
25 Tích số tan AgCl K_{sp}=[Ag^+][Cl^-]
Ký hiệu cần phân biệt:
* N có thể chỉ số neutron hoặc nồng độ đương lượng tùy ngữ cảnh.
* n thường là số mol.
* N_A là hằng số Avogadro.
* m có thể là khối lượng hoặc nồng độ molan tùy cách viết.
* V là thể tích; khi tính nồng độ mol, cần đổi thể tích sang lít.
⸻
NHỮNG DẠNG BÀI MÀY NÊN LUYỆN
Bài Dạng bài trọng tâm Điều cần biết
Bài 1 Tính số mol, khối lượng, số hạt n=m/M, N=nN_A
Bài 1 Bảo toàn khối lượng Tổng khối lượng trước và sau phản ứng
Bài 1 Bài toán khí V=22,4n hoặc PV=nRT
Bài 2 Viết cấu hình electron Số hiệu nguyên tử, thứ tự phân lớp
Bài 2 Xác định vị trí nguyên tố Cấu hình electron, chu kỳ, nhóm
Bài 2 Xác định liên kết Ion, cộng hóa trị, kim loại, hydrogen
Bài 3 Xác định chất oxy hóa, chất khử Số oxy hóa, electron nhường/nhận
Bài 3 Cân bằng phản ứng oxy hóa – khử Bảo toàn electron
Bài 3 Nhận biết kết tủa Độ tan và màu sắc
Bài 3 Tính pH đơn giản pH=-\log[H^+]
Bài 4 Tính nồng độ phần trăm C\%=\frac{m_{ct}}{m_{dd}}\times100\%
Bài 4 Tính nồng độ mol C_M=n/V
Bài 4 Tính đương lượng E=M/z
Bài 4 Pha loãng, chuẩn độ Bảo toàn lượng chất hoặc đương lượng
⸻
CÁCH HỌC CHO NGƯỜI MẤT GỐC HÓA
Tao khuyên mày học theo thứ tự này để không bị rối:
Bước 1: Học thuộc ký hiệu và công thức cơ bản của Bài 1: n,m,M,N_A.
Bước 2: Học cách viết cấu hình electron ở Bài 2. Ban đầu chỉ cần làm tốt các nguyên tố từ H đến Ca, sau đó học thêm Cr, Fe, Cu và các ion.
Bước 3: Học quy tắc số oxy hóa, chất oxy hóa, chất khử và cân bằng phương trình ở Bài 3.
Bước 4: Học nồng độ phần trăm, nồng độ mol và pha loãng ở Bài 4. Sau đó mới chuyển sang đương lượng và chuẩn độ.
Đừng cố học thuộc tất cả một lúc. Mày cần hiểu công thức dùng để làm gì, biết các ký hiệu và luyện bài tập theo từng dạng.
Nếu ôn thi, hãy ưu tiên học chắc các công thức tính mol, nồng độ, cấu hình electron,
10
