Trong cùng một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, độ âm.. điện của các nguyên tố nói chung tăng dần.[r]
(1)Chương + 2: NGUYÊN TỬ - BẢNG TUẦN HỒN HĨA HỌC A/ KIẾN THỨC CẦN NHỚ
I/ THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
1/ Cấu tạo nguyên tử - đặc tính hạt: Nguyên tử có cấu tạo gồm:
- Hạt nhân nguyên tử, gồm hạt proton (p) (mang điện tích dương) hạt nơtron (n) (khơng mang điện)
- Vỏ nguyên tử gồm hạt electron (e) (mang điện tích âm) chuyển động xung quanh hạt nhân Hạt Khối lượng (m)Thật Tương đối Điện tích (q)Thật Tương đối
Proton 1,6726.10-27 kg 1u +1,602.10-19C 1+
Nơtron 1,6748.10-27 kg 1u 0 0
Electron 9,1094.10-31 kg 1
1836 u
-1,602.10-19C
1-* Kết luận.
+ Khối lượng nguyên tử khối lượng hạt nhân ngun tử (vì khối lượng e bé so với khối lượng hạt nơtron proton, cụ thể
27 31
1,6726.10
1836 9,1094.10
p e
m m
) + Nguyên tử trung hòa điện, nên số p = số e
2/ Kích thước khối lượng nguyên tử
a/ Kích thước nguyên tử: nhỏ, tính đơn vị nanomet (nm) nm = 10-9m = 10 Ǻ
Đường kính So sánh
Nguyên tử 10-1 nm D
nguyentu
Dhatnhan =10
−1 10−5=10
4 lan
hạt nhân 10-5 nm D
nguyentu
Delectron
=10
−1 10−8=10
7 lan
Electron (hay proton) 10-8 nm D
hatnhan
Delectron =10
−5 10−8=10
3lan Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân không gian rỗng nguyên tử b/ Khối lượng nguyên tử: nhỏ, tính u (hoặc đvC).
Với 1u = 12
12 m C
=
12 19,9265.10-27 kg → 1u = 1,6605.10-27 kg.
II/ HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ NGUYÊN TỐ HĨA HỌC
1/ Điện tích hạt nhân (Z+) Điện tích hạt nhân tổng điện tích proton. Z = số proton = số electron = E (Nguyên tử trung hòa điện)
2/ Số khối hạt nhân (A) Số khối hạt nhân tổng số proton (Z) với tổng số nơtron (N). A = Z + N
3/ Số hiệunguyên tử (Z) Số hiệu nguyên tử số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử nguyên tố. 4/ Kí hiệu nguyên tử nguyên tố X
Z A
X
(2)1/ Đồng vị: Đồng vị nguyên tử ngun tố có số proton, khác số nơtron. Ví dụ Nguyên tố H có đồng vị 11H , 12H , 13H
Chú ý Các đồng vị bền có Z ≤ 82 2/ Nguyên tử khối Nguyên tử khối trung bình
a/ Nguyên tử khối (M) Nguyên tử khối khối lượng tương đối nguyên tử, số khối hạt nhân M = A
b/ Nguyên tử khối trung bình ( M ) Ngun tử khối trung bình ngun tố có nhiều đồng vị được tính hệ thức
M=aA+bB+cC
a+b+c
Với a, b, c: số nguyên tử (hoặc % số nguyên tử) mối đồng vị A, B, C: nguyên tử khối (hay số khối) đồng vị
Mở rộng:
1
1
k
i i
i k
i i
n M M
n
Với:
ni : % hay số mol hay thể tích chất thứ i ( ni thể tích sử dụng cho chất khí)
Mi : Khối lượng mol chất thứ i
Nếu hỗn hợp có hai chất , ta gọi x số mol (% hay thể tích) chất thứ mol hỗn hợp, suy số mol chất thứ hai (1 – x) mol
1
(1 )
M x M x M
Lưu ý:
Mmin < M < Mmax
1
2
M M
M
↔
1 2
1 50% n n
V V x x
( thể tích khí khơng áp dụng cho thể tích dung dịch)
M1 = M2 → M M1 M2 , n V x, ,
M đơn chất ↔ M hợp chất
Sơ đồ đường chéo:
V1 (hay n1) M1 |M2 – M |
M →
2
2
M M
V
V M M
V2 (hay n2) M2 |M – M1|
* Chú ý:
- Phân biệt nguyên tử nguyên tố:
+ Nguyên tử loại hạt vi mô gồm hạt nhân hạt electron quanh hạt nhân + Nguyên tố tập hợp nguyên tử có điện tích hạt nhân
- Tính chất hóa học ngun tố tính chất hóa học ngun tử nguyên tố - Mối quan hệ hạt cấu tạo nên nguyên tử:
+ Số hạt = 2.Z + N (mang điện: 2.Z, không mang điện: N) + Số hạt mang điện = số electron + số proton = 2.Z
+ Số hạt hạt nhân = số proton + số nơtron = Z + N + Điều kiện bền hạt nhân nguyên tử
N
1 1,33
Z
(3)1 N 1,5
Z
với Z ≤ 82 Tổng hạt = Z + E + N = 2.Z + N mà : Z ≤ N ≤ 1,5.Z
Nên: 2.Z + Z ≤ 2.Z + N ≤ 2.Z + 1,5.Z 3.Z ≤ Tổng hạt ≤ 3,5.Z 3,5
hat hat
Z
- Từ kí hiệu nguyên tử ZAX => số p số n hạt nhân số electron vỏ nguyên tử ngược lại
- Tất nguyên tử có số điện tích hạt nhân Z thuộc ngun tố hóa học - Cơng thức tính thể tích nguyên tử:
V=4
3πR
(R bán kính nguyên tử) III/ Sự chuyển động e nguyên tử Obitan nguyên tử. 1/ Sự chuyển động electron nguyên tử
Trong nguyên tử, electron chuyển động nhanh xung quanh hạt nhân không theo quỹ đạo xác định tạo thành đám mây electron
2/ Obitan nguyên tử (AO)
a/ Định nghĩa: Obitan nguyên tử khu vực đám mây electron xung quanh hạt nhân mà xác suất có mặt electron khoảng 90%
b/ Hình dạng obitan nguyên tử: Dựa khác trạng thái electron nguyên tử ta có: - Obitan s: dạng hình cầu
- Obitan p: gồm obitan px, py, pz có hình dạng số nổi, định hướng theo trục Ox, Oy, Oz hệ tọa độ
IV/ Lớp phân lớp e:
1/ Lớp electron: Lớp electron gồm electron có mức lượng gần Các lớp electron xếp theo thứ tự mức lượng từ thấp đến cao (từ gần nhân ngoài):
Lớp thứ n
Tên lớp K L M N O P Q
Có số obitan n2 1 4 9 16
Có số electron tối đa 2n2 2 8 18 32
2/ Phân lớp electron
- Mỗi lớp electron chia thành phân lớp s, p, d, f gồm electron có mức lượng nhau:
Phân lớp s p d f
Có số obitan
Có số electron tối đa 10 14
- Trong lớp electron số phân lớp = số thứ tự lớp:
Lớp thứ
Có phân lớp 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f
- Phân lớp electron chứa electron tối đa gọi phân lớp electron bão hòa V/ Năng lượng – Cấu hình e nguyên tử :
1/ Các nguyên lý quy tắc phân bố electron nguyên tử
a/ Nguyên lý Pauli: Trên obitan có tối đa 2e 2e chuyển động tự quay khác chiều nhau: obitan có 2e: 2e ghép đơi
1 obitan có 1e: 1e độc thân
(4)b/ Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái bản, nguyên tử electron chiếm obitan có mức lượng từ thấp đến cao
c/ Quy tắc Hund: Trong phân lớp, electron phân bố obitan cho số electron độc thân là tối đa có chiều tự quay giống
Ví dụ: 7N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
1s2 2s2 2p3
d/ Trật tự mức lượng nguyên tử: Trong nguyên tử, electron obitan khác nhau, nhưng phân lớp có mức lượng Các mức lượng nguyên tử tăng dần theo trình tự:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p * Để nhớ ta dùng quy tắc Klechkowsky
1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s
2p 3p 4p 5p 6p 7p
3d 4d 5d 6d 7d
4f 5f 6f 7f
2/ Cấu hình electron nguyên tử: Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn phân bố electron các phân lớp lớp electron khác
a/ Cách viết cấu hình electron nguyên tử - Xác định số electron nguyên tử
- Phân bố electron theo trật tự mức lượng AO tăng dần - Viết cấu hình electron theo thứ tự phân lớp electron lớp
Ví dụ: 26Fe Viết theo trật tự mức lượng AO tăng dần: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
- Sau viết lại theo thứ tự phân lớp electron lớp: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
- Viết gọn: [Ar] 3d6 4s2
* Chú ý: Khi viết cấu hình electron để dễ nhớ trật tự mức lượng, ta viết theo thứ tự lớp với phân lớp s, p sau:
1s 2s2p 3s3p 4s 4p 5s 5p 6s 6p 7s 7p - Sau thêm 3d vào lớp 4s 4p
- Thêm 4d vào lớp 5s 5p - Thêm 4f 5d vào lớp 6s 6p - Thêm 5f 6d vào lớp 7s 7p
- Ta 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p b/ Đặc điểm lớp electron cùng
- Các electron lớp ngồi định tính chất hóa học nguyên tố - Số electron lớp tối đa 8e
+ Các nguyên tử kim loại có: 1e, 2e, 3e lớp ngồi cùng + Các ngun tử phi kim có: 5e, 6e, 7e lớp ngồi cùng + Các ngun tử khí có: 8e (He có 2e) lớp ngồi cùng
+ Các ngun tử có 4e lớp ngồi kim loại (Ge, Sn, Pb) phi kim (C, Si) VI Một số vấn đề bổ sung:
Xác định vị trí nguyên tố X bảng tuần hồn hóa học: (phân biệt e cuối e lớp ngồi cùng) Phân nhóm ( nhóm A ) : e cuối điền vào phân lớp s hay p, cụ thể: nsa npb
(5)Số thứ tự nhóm = a + b đó:
3
4 /
5
8
a b K L
a b K L P K
a b P K
a b Kh h
2 Phân nhóm phụ ( nhóm B ) : e cuối điền vào phân lớp d hay f, cụ thể: (n-1)da nsb
(với điều kiện a,b є số nguyên b = , ≤ a ≤ 10)
Nếu a + b < Số thứ tự nhóm = a + b
Nếu a + b = hay hay 10 Số thứ tự nhóm = Nếu a + b > 10 Số thứ tự nhóm = (a + b) – 10
Các nguyên tố nhóm B thuộc kim loại chuyển tiếp. Ngoại trừ:
b = , a = b = , a = (bán bão hòa gấp) b = , a = b = , a = 10 (bão hòa gấp)
VII Sự biến đổi tuần hồn tính chất ngun tố hóa học: 1 Bán kính ngun tử:
Trong chu kỳ: từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, bán
kính nguyên tử nguyên tố giảm dần Nguyên nhân số lớp e như nhau, từ ô sang ô sau liền kề với e lớp tăng lên điện tích hạt nhân cũng tăng làm lực hút hạt nhân e tăng → bán kính nguyên tử giảm.
Trong phân nhóm (nhóm A): từ xuống theo chiều tăng dần
điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử nguyên tố tăng dần Nguyên nhân số lớp e tăng dần từ xuống e lớp giống làm lực hút hạt nhân với e lớp giảm dần, điện tích hạt nhân có tăng.
Chú ý: Mn n e. M m e.Mm
cation anion
Khi ngtử e để tạo thành ion dương (cation) kích thước giảm nhiều
→ bán kính cation nhỏ bán kính nguyên tử tương ứng Cùng nguyên tử, điện tích ion lớn bán kính nhỏ
Vd: rFe rFe2 rFe3
Khi ngtử nhận thêm e để tạo thành ion âm (anion) kích thước ion tăng lên e
nhận thêm vào làm tăng tương tác đẩy e – e
→ Bán kính anion lớn bán kính nguyên tử tương ứng Vd: rCl rCl rCl
2 Năng lượng ion hóa: I
Nói cách tóm tắt: lượng ion hóa lượng tối thiểu cần tiêu thụ để tách e khỏi nguyên tử thể khí biến thành ion dương
Cụ thể, lượng ion hóa nguyên tử hay phân tử lượng cần thiết để tách điện tử từ nguyên tử hay phân tử trạng thái Một cách tổng quát hơn, lượng ion hóa thứ n lượng cần thiết để tách điện tử thứ n sau tách (n-1) điện tử Trạng thái cơ bản trạng thái mà đó, ngun tử khơng chịu ảnh hưởng từ trường Tức nguyên tử kim loại trạng thái có dạng khí, cấu hình electron cấu hình bản: tn theo ngun lí Pauli, Nguyên lí vững bền qui tắc Hund
(6)hoặc ion lượng cần thiết để tách êlectron liên kết yếu khỏi hạt trạng thái cho ion dương tạo thành trạng thái Đó lượng ion hố thứ Các giai đoạn ion hoá ứng với lượng ion hoá thứ hai, thứ ba,
Nguyên tử dễ nhường e (tính kim loại mạnh) giá trị I nhỏ Phân biệt lượng ion hóa thứ I1 , thứ hai I2 , …
M → M+ + 1e , I >
M+ → M2+ + 1e , I > I1
Quy tắc Koopmans: Năng lượng ion hóa thứ I1 nguyên tử đối lượng
obitan mà e bị tách chiếm
Trong chu kỳ, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, lực liên kết hạt nhân e lớp
ngồi tăng, làm cho lượng ion hóa nói chung tăng theo
Trong phân nhóm chính, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử
tăng,lực liên kết e lớp ngồi hạt nhân giảm, lượng ion hóa nói chung giảm
Đơi nét ion :
Ion nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị hay thu nhận thêm hay nhiều
điện tử Một ion mang điện tích âm,khi thu hay nhiều điện tử, gọi anion, ion mang điện tích dương hay nhiều điện tử, gọi cation Quá trình tạo ion gọi ion hóa
Các nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị ion hóa biểu diễn dạng số viết nhỏ
lên trên, bên phải ký hiệu nguyên tử hay nhóm nguyên tử, thể số lượng điện tử mà thu hay (nếu lớn 1) dấu + hay − tùy theo hay thu (các) điện tử Trong trường hợp hay thu điện tử khơng cần ghi giá trị số Ví dụ H+ hay O2-.
Các kim loại có xu hướng tạo cation (mất điện tử) phi kim lại có xu
hướng tạo anion, ví dụ natri tạo cation Na+ clo tạo anion Cl-.
3 Ái lực e: E
Ái lực e lượng giải phóng nguyên tử thể khí kết hợp e vào để biến
thành ion âm
M + 1e → M- , E < 0
Trong chu kỳ, nói chung lực e âm theo chiều tăng dần điện tích hạt
nhân Ngoại trừ khí lại có lực e dương
Trong phân nhóm chính, theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, phần lớn lực
e âm dần (giá trị tuyệt đối E giảm dần) Ái lực e nguyên tố nhóm II.A,II.B có giá trị dương
4 Độ âm điện: (đọc khi)
Độ âm điện nguyên tử đặc trưng cho khả hút e nguyên tử tạo thành
liên kết hóa học
Độ âm điện nguyên tử lớn tính phi kim ngun tố mạnh Ngược
lại, độ âm điện nhỏ, tính kim loại nguyên tố mạnh
Trong chu kỳ, từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, độ âm
điện nguyên tố nói chung tăng dần
Trong phân nhóm chính, từ xuống theo chiều tăng dần điện tích hạt
nhân, độ âm điện nguyên tố nói chung giảm dần
(7)5 Tính kim loại, tính phi kim:
Tính kim loại tính chất nguyên tố mà nguyên tử dễ nhường e để trở thành
ion dương
M – n.e → Mn+
→ Nguyên tử nguyên tố dễ nhường e, tính kim loại mạnh
Tính phi kim tính chất nguyên tố mà nguyên tử để nhận thêm e để trở thành
ion âm
M + n.e → M
n-→ Nguyên tử nguyên tố dễ nhận e, tính phi kim mạnh
Trong chu kỳ, từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, tính
kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần (của nguyên tố)
Trong phân nhóm chính, từ xuống theo chiều tăng dần điện tích hạt
nhân, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần (của nguyên tố)
Trong Bảng THHH, kim loại chiếm phần bến trái phi kim chiếm phần bên phải,
giới hạn không rõ rệt đường chéo kể từ góc bên phải 6 Sự biến đổi hóa trị nguyên tố:
Hóa trị cao nguyên tố với oxi, với hidro phi kim biến đổi tuần hoàn theo
chiều tăng dần điện tích hạt nhân
Trong chu kỳ, từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, hóa trị cao
nhất nguyên tố với Oxi tăng từ → 7, cịn hóa trị với hidro phi kim giảm từ →
Bảng biến đổi tuần hồn hóa trị ngun tố nhóm A
Nhóm I.A II.A III.A IV.A V.A VI.A VII.A
Hợp chất với Oxi Na2O
K2O
MgO CaO
Al2O3
Ga2O3
SiO2
GeO2
P2O5
As2O5
SO3
SeO3
Cl2O7
Br2O7
Hóa trị cao với
Oxi I II III IV V VI VII Tổng quát hóa trị cao
nhất với Oxi
R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
Hợp chất khí với hidro SiH4
GeH4
PH3
AsH3
H2S
H2Se
HCl HBr
Hóa trị với hidro IV III II I
Tquát hóa trị với hidro RH4 RH3 RH2 RH
Chú ý : Hoá trị cao với oxi + hoá trị với hiđro = ( ¸p dơng cho nguyªn tè nhãm A )
Tính chất nguyên tố nhóm IA IIA: a) Nhóm IA ( nhóm kim loại kiềm )
- Tác dụng với nớc đk thờng cho kiềm tơng ứng giải phóng hiđro 2M + 2H2O 2MOH + H2
- Tác dụng mạnh với oxi cho oxit bazơ kiềm, oxit tác dụng mạnh với níc cho kiỊm 4M + O2 → 2M2O ( ý tạo peoxit supeoxit )
M2O + H2O → 2MOH - T¸c dơng víi phi kim cho muèi b) Nhãm IIA ( kim loại kiềm thổ )
- đk thờng tác dơng víi níc ( trõ Mg t¸c dơng chËm víi nớc lạnh, Be không pứ ) R + 2H2O R(OH)2 + H2
- Tác dụng mạnh với oxi cho oxit, oxit tác dụng mạnh với nớc cho dung dÞch kiỊm 2R + O2 → 2RO
(8)7 Sự biến đổi tính axit – bazo oxit hidroxit:
Oxit hidroxit kim loại thể tính bazo Oxit hidroxit phi kim thể tính axit
Tính axit – bazo chúng mạnh yếu phụ thuộc vào độ mạnh yếu kim loại phi kim
tương ứng
Hidroxit kim loại M(OH)n có tính bazo vì: M ngun tố kim loại, có xu hướng nhường e,
tương đương với tác dụng đẩy e mạnh → phân cực liên kết M – O tăng phân cực liên kết O – H giảm → liên kết M – O phân cực mạnh hơn, bền, dễ đứt ion OH
-→ Thể tính bazơ
Hidroxit phi kim R(OH)n có tính axit vì: R ngun tố phi kim, có xu hướng nhận e, tương
đương với tác dụng hút e mạnh → phân cực liên kết R – O giảm phân cực liên kết O – H tăng → liên kết O – H phân cực mạnh hơn, bền, dễ đứt ion H+
→ Thể tính axit mạnh
Trong chu kỳ , từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, tính
bazo oxit hidroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit chúng tăng dần 8 Quy tắc bão hòa sớm nửa bão hịa sớm:
Cấu hình bền phân lớp d ứng với trạng thái bão hòa (10e) hay nửa bão hịa (5e) Vì vậy,
khi vỏ ngồi nguyên tử, phân lớp d có e có nhảy e từ phân lớp s lớp liền bên để phân lớp d đạt trạng thái bão hòa hay nửa bão hòa bền vững Hiện tượng gọi bão hòa sớm nửa bão hòa sớm
Hiện tượng thường xãy số nguyên tố thuộc nhóm I.B VI.B bảng
tuần hồn
Thí dụ: Cu ( Z = 29 ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2
→ thực tế là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 → Bảo hòa sớm
Thí dụ: Cr ( Z = 24 ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2
→ thực tế là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 → Nửa bảo hòa sớm
(9)IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
H 1
Hỏi
He 2
Hễ
Li 3
Li
Be 4
Bẻ
B 5
Bố
C 6
Chú
N 7
Nếu
O 8
Ông
F 9
Fải
Ne 10
Nếu
Na 11
Nào
Mg 12
Măng
Al 13
Ăn
Si 14
Sỉn
P 15
Phải
S 16
Sợ
Cl 17
Cho (luôn)
Ar 18
Ai
K 19
Không
Ca 20
Cần
Ga 31
Gà
Ge 32
Gé
As 33
Ăn
Se 34
Sệt
Br 35
Bom (rơi)
Kr 36
Khùng
Rb 37
Rót (bia)
Sr 38
Sỏ (rỗ)
In 49
Ít (nhiều)
Sn 50
Sang
Sb 51
Sườn
Te 52
Té
I 53 Ì
Xe 54 Xê
Cs 55
Cà (sa)
Ba 56
Ba
Tl 81 Tiền (lẻ)
Pb 82
Phố (buồn)
Bi 83
Bì
Po 84
Phở
At 85
Ặt
Rn 86
Ra
Fr 87
Fê (rồi)
Ra 88
Ra
Ở nhóm V.A, chu kỳ 4,5,6 : chữ cuối nguyên tố chữ đầu ngun tố kia.
CÁC CƠNG THỨC TÍNH TỐN
1
m n
M
→ m = n.M Đánh số
thứ tự tăng dần từ trái
Chu kỳ 5: Từ II.A→III.A thì ZIII = ZII+11
(10)2 Vkhí = n 22,4 =>
í
22,
kh
V n
3
M M
M
n n
C n C V V
V C
4
.100% %
%
100%
ct dd
ct dd
m C m
C m
m
5
% A 100%
A hh
m m
m
6 Tính theo sản phẩm:
l thuyêt
H.mli thuyet
mthuc te*100% m = m =mthuc te*100% thuc te li thuyet
mý 100% H
H
Tính theo chất tham gia:
mli thuyet H.m mli thuyet thuc te
*100% mli thuyet= mthuc te= *100%
mthuc te 100% H
H
7 Số mol A đo t0C, P atm
A
pV n
R T
P: áp suất khí A đo t0C (tính atm) V: thể tích khí A đo t0C (tính lít) n: số mol chất khí A
T: nhiệt độ tuyệt đối (tính 0K) T = t + 273 (T tính 0K) R = 22,4/273 = 0,082
8 Tỉ khối chất khí A
dA B=
MA
MB
dAkk=MA
29 Mkk = 29
9 Khối lượng riêng:
( ) ( )
dd g dd ml
m D
V
→ mdd = Vdd D
10 Mối liên quan nồng độ phần trăm nồng độ mol/l
10 %C D
CM M
D: khối lượng riêng; M: khối lượngmol chất tan 11 Tính nhiệt phản ứng ∆H:
∆H=
nguyên tử phân tử lượng điện tử khí, Nguyên lí vững bền và Hund.
