Tóm tắt lí thuyết thi Đại học môn Hóa học

à tan trong axit oxi hoá thì tạo thành muối Fe3+:
2. Hiđroxit
Fe(OH)2 ¯ có màu trắng.
Fe(OH)3 ¯ có màu nâu.
- Cả 2 hiđroxit này đều ít tan trong nước.
- Khi nung nóng, bị mất nước:
Nếu nung trong khí quyển có oxi thì đều tạo thành Fe2O3, vì:
- Fe(OH)2 dễ bị oxi hoá (ngay trong không khí) thành Fe(OH)3:
- Cả 2 hiđroxit đều là bazơ yếu, tan trong axit:
- Fe(OH)3 không tan trong kiềm dư, nhưng tan một ít trong kiềm đặc vì có tính axit và rất yếu.
3. Muối
a) Các muối nitrat, halogenua, sunfat của Fe đều tan nhiều trong nước.
b) Muối Fe2+ có tính khử mạnh.
c) Muối Fe3+ có tính oxi hoá
4. Cách nhận biết.
a) Nhận biết hợp chất của Fe2+
- Bằng phản ứng tạo kết tủa Fe(OH)2 màu trắng, rồi bị oxi hoá dần thành Fe(OH)3 màu nâu.
- Bằng phản ứng thể hiện tính khử của Fe2+. Ví dụ làm mất màu KMnO4 (xem phản ứng 3b.)
b) Nhận biết hợp chất của Fe3+
Bằng phản ứng tạo thành kết tủa Fe(OH)3 màu nâu.
5. Hợp chất của Fe trong tự nhiên
Trong tự nhiên, sắt tồn tại chủ yếu trong các khoáng chất sau :
Oxit sắt từ (Fe3O4), hêmatit (Fe2O3), hêmatit nâu (Fe2O3 . H2O), xeđerit (FeCO3), pirit (FeS2)
V. Hợp kim của Fe
1. Sắt non: là hợp kim của sắt có chứa dưới 0,01% cacbon.
2. Gang: là hợp kim của sắt chứa 2 - 6% cacbon, ngoài ra còn có một ít Mn, Si, P, S. Người ta phân biệt:
- Gang xám: Chế tạo ở nhiệt độ cao, có chứa nhiều cacbon (3,5 - 6%) và ít Si hơn.
- Gang trắng: Rất cứng nhưng rất dòn, dùng để luyện sắt hoặc thép.
- Gang đặc biệt: Có chứa nhiều Mn, Si, Cr, W. Dùng để trộn vào gang thường để luyện thép quý.
3. Thép: là hợp kim của sắt có từ 0,01 - 2% cacbon và một số nguyên tố khác. Người ta phân biệt:
a) Thép thường hay thép cacbon: có chứa ít C, Si, Mn và rất ít P, S. Độ cứng của thép phụ thuộc vào hàm lượng cacbon.
b) Thép đặc biệt: có chứa những lượng đáng kể các nguyên tố khác như Mn, Si, Cr, Ni, W. Thép đặc biệt có những tính chất cơ học và vật lý rất quý.
Ví du: 
- Thép Ni - Cr: Rất cứng, ít dòn. Dùng để chế tạo vòng bi, vỏ xe bọc thép.
- Thép W - Mo - Cr: Rất cứng ngay ở nhiệt độ cao. Dùng để chế tạo dụng cụ cắt gọt kim loại.
- Thép Si: Rất dẻo, đàn hồi tốt. Dùng chế lò xo, díp ôtô.
- Thép Mn: Rất bền, chịu được va đập mạnh. Dùng để chế máy nghiền đá, thanh đường ray.
VI. Luyện gang
1. Nguyên tắc
Dùng CO để khử sắt oxit (nếu là quặng FeCO3 thì nung trước để biến thành sắt oxit).
2. Các phản ứng trong lò cao:
- Ở phía trên nồi lò:
- Khí CO bốc lên gặp sắt oxit:
- Đồng thời xảy ra tương tác giữa Fe và C tạo thành sắt cacbua Fe3C hoà tan trong gang. Một phần cacbon trong gang ở dạng than chì (graphit).
Gang trắng chứa nhiều Fe3C, gang xám chứa nhiều than chì.
VII. Luyện thép
1. Nguyên tắc
Tách bớt khỏi gang một phần lớn C, Cr, Si, Mn và hầu hết P, S.
2. Phản ứng xảy ra khi luyện thép.
- O2 của không khí oxi hoá một phần Fe trong gang lỏng. 
- FeO oxi hoá các tạp chất như Si, Mn, C:
SiO2 và MnO bị loại cùng xỉ lò, CO cháy:
- Loại P, S:
Ca3(PO4)2, CaO và CaS được loại cùng với xỉ.
- Khử FeO còn sót lại trong thép
FeSiO3, MnSiO3 được loại cùng xỉ.
B. PHÂN NHÓM PHỤ NHÓM I
I. Tính chất vật lý
- Đều là kim loại màu, nặng, cứng.
- Nhiệt độ nóng chảy cao (gần 1000oC).
II. Tính chất hoá học
Đều là kim loại hoạt động chủ yếu, đứng sau H trong dãy thế điện hoá. Các số oxi hoá chủ yếu:
Cu : +1, +2  ;  Ag : +1  ;  Au : +1, +3.
Một số phản ứng quan trọng:
1. Phản ứng với oxi.
Chỉ có Cu phản ứng trực tiếp khi đun nóng.
(ở nhiệt độ thường, trong khí quyển trên mặt đồng tạo thành lớp oxit rất mỏng bảo vệ).
2. Phản ứng với halogen
Cả 3 kim loại phản ứng trực tiếp tạo thành CuCl2, AgCl, AuCl3. Khi nung nóng, Cu phản ứng với S tạo thành Cu2S.
3. Phản ứng với axit oxi hoá
HNO3 (đặc, loãng), H2SO4 (đặc) chỉ phản ứng trực tiếp với Cu và Ag:
Au chỉ tan trong nước cường toan:
III. Hợp chất
1. Hợp chất có số oxi hoá +1
a) Oxit:
- Cu2O: màu đỏ gạch, không tan và không tác dụng với nước.
- Ag2O: màu nâu, chỉ tan một lượng nhỏ trong nước.
b) Hiđroxit:
Hiđroxit không bền, bị phân tích ngay khi vừa tạo thành
c) Muối
- Muối của Ag+: AgNO3 tan nhiều, AgCl và Ag2SO4 không tan. Trong dd NH3 tạo thành phức chất tan.
- Muối Cu+ và Au+ : không bền, dễ bị oxi hoá hoặc tự biến đổi thành hợp chất có số oxi hoá bền hơn.
2. Hợp chất có số oxi hoá +2
Chỉ đặc tương đối với Cu.
a) Oxit CuO chất rắn màu đen, không tác dụng với nước, không tan trong nước.
b) Hiđroxit Cu(OH)2. Kết tủa xanh da trêi, khi nung nóng bị phân tích thành CuO và H2O.
c) Muối: Các muối nitrat, sunfat, halogenua đều tan nhiều. Có khuynh hướng tạo phức chất.
3. Hợp chất có số oxi hoá +3
Chỉ đặc trưng với Au.
a) Au2O3 : Rắn, màu đen, không tan trong nước.
b) Au(OH)3 : Kết tủa, lưỡng tính, tan trong dd kiềm và axit.
c) Muối: Các muối nitrat, clorua, sunfat đều dễ tan.
IV. Trạng thái tự nhiên
- Cu: thường gặp ở dạng Cu2S (pirit đồng), CuCO3.Cu(OH)2 (malakit), 2CuCO3.Cu(OH)2 (azurit), Cu2O (cuprit).
- Ag: Thường gặp muối sunfua bạc lẫn trong các quặng muối sunfua kim loại khác.
- Au: gặp ở dạng đơn chất.
C. PHÂN NHÓM PHỤ NHÓM II
I. Tính chất vật lý
Zn, Cd, Hg là những kim loại trắng bạc.
- Hg là chất lỏng, Zn, Cd là chất rắn tương đối dễ nóng chảy.
- Hg rất dễ tạo hợp kim với nhiều kim loại khác gọi là hỗn hống.
- Zn và Cd đứng trước H, Hg đứng sau H trong dãy thế điện hoá.
II. Kẽm
1. Tính chất hoá học của Zn
Zn là kim loại khá hoạt động:
a) Phản ứng với nhiều phi kim:
b) Phản ứng với H2O:
- Ở nhiệt độ thường tạo thành lớp Zn(OH)2 bảo vệ.
- Khi nung nóng Zn phản ứng với hơi nước:
c) Phản ứng với axit và kiềm:
- Zn phản ứng dễ dàng với axit thường và axit oxi hoá.
- Zn phản ứng với dd kiềm:
d) Zn tan được trong dd NH4OH (khác Al).
2. Hợp chất của Zn.
a) Oxit ZnO
Là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, nhưng tan trong dd axit và dd kiềm            
b) Hiđroxit Zn(OH)2:
Là chất kết tủa trắng, có tính lưỡng tính (tan trong axit và kiềm).
Dễ tạo phức chất với dd NH3:
c) Muối Zn : Zn(NO3)2, ZnSO4, ZnCl2, ZnBr2 đều tan nhiều trong nước. ZnS kết tủa trắng.
3. Điều chế Zn
Nung quặng (ZnS hay ZnCO3) tạo thành oxit, sau đó:
4. Trạng thái tự nhiên
III. Thuỷ ngân
1. Tính chất hoá học
a) Phản ứng với oxi: Khi đun nóng
Hg phản ứng với Cl2 và S ngay ở nhiệt độ thường.
b) Phản ứng với axit oxi hóa:
c) Phản ứng với muối Hg2+ tạo thành Hg+:
2. Hợp chất
Hợp chất của thuỷ ngân tồn tại ở 2 số oxi hoá : +2,   +1.
a) Oxit HgO: chất rắn, màu đỏ hoặc vàng, không tan và không tác dụng với nước. Tan trong axit, khi nung nóng bị phân tích thành Hg và O2.
b) Hiđroxit: không bền, bị phân tích ngay khi vừa tạo thành:
c) Muối: Các muối Hg(NO3)2, Hg2SO4, HgCl2 đều tan nhiều trong nước.
D. MỘT SỐ NGUYÊN TỐ QUAN TRỌNG KHÁC
I. Thiếc và chì (Sn, Pb)
1. Tính chất vật lý
- Sn là kim loại màu trắng, Pb là kim loại màu xám.
- Đều có nhiệt độ nóng chảy khá thấp.
2. Tính chất hoá học
Là những kim loại hoạt động trung bình. Trong các hợp chất tồn tại ở 2 số oxi hoá: +2  và  +4.
a) Phản ứng với oxi:
Ở nhiệt độ thường, trên bề mặt tạo thành lớp oxit bảo vệ. Khi nung nóng phản ứng mạnh với oxi tạo thành SnO2 và PbO.
b) Phản ứng với halogen
Phản ứng tạo thành halogenua SnX4, PbX2:
c) Phản ứng với nước
Ở nhiệt độ thường tạo thành lớp hiđroxit bảo vệ. Khi có mặt oxi, Pb phản ứng được với H2O.
d) Phản ứng với axit thường (HCl và H2SO4 loãng).
- Sn phản ứng chậm.
- Pb hầu như không phản ứng vì tạo thành muối không tan bảo vệ.
e) Phản ứng với axit oxi hoá
- Pb phản ứng tạo thành muối Pb2+
- Sn phản ứng tạo thành muối Sn2+ và Sn4+ tuỳ từng trường hợp:
f) Phản ứng với dd kiềm
Cả 2 kim loại đều tan:
3. Hợp chất của Sn và Pb.
a) Oxit: SnO2, PbO2, SnO, PbO
Các oxit đều là chất rắn, không tác dụng với nước. Tác dụng với axit rất khó khăn (cả khi đun nóng).
Tác dụng với kiềm nóng chảy
PbO2 thể hiện tính oxi hoá:
b) Hiđroxit: Sn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)4 đều là những chất không tan trong nước lưỡng tính.
Ví dụ:
c) Muối
- Muối Pb4+ : kém bền, dễ chuyển thành muối Pb2+.
- Muối halogenua và sunfat Pb2+ : ít tan.
- Muối Sn2+ có tính khử:
II. Crom
1. Tính chất
- Crom (Cr = 52) là kim loại sáng trắng, khó nóng chảy, rất cứng.
- Crom bền đối với nước và không khí ở nhiệt độ thường.
Khi nung nóng, ở trạng thái bột, crom dễ bị oxi hoá bởi các phi kim. 
Ví dụ:
- Crom dễ dàng tan trong axit thường.
- Crom bị thụ động hoá trong HNO3 đặc, nguội và trong H2SO4 đặc, nguội
- Crom dễ dàng tác dụng với chất oxi hoá trong môi trường kiềm.
2. Hợp chất:
Trong các hợp chất, crom tồn tại ở 2 số oxi hoá điển hình :  +3 và  +6.
a) Oxit Cr2O3
Là chất rắn, màu xanh lá cây, không tác dụng với nước, không tác dụng với dd kiềm và axit.
Cr2O3 tác dụng với kiềm nóng chảy tạo thành muối cromit MeCrO2
b) Hiđroxit Cr(OH)3 
Là chất không tan trong nước, màu xanh lá cây, lưỡng tính.
c) Muối Cr3+
Cr(NO3)3, CrCl3, Cr2(SO4)3 đều tan nhiều trong nước tạo thành dd màu xanh lá cây.
d) Hợp chất Cr+6
H2CrO4: axit cromic
H2Cr2O7: axit đicromic.
- Hợp chất Cr6+ có tính oxi hoá:
III. Mangan
1. Tính chất.
- Mangan là kim loại trắng bạc, cứng dòn, khó nóng chảy,khá hoạt động (kém Al nhưng mạnh hơn Zn).
- Mangan có thể tồn tại ở những mức oxi hoá +2,   +3,   +4,   +6  và  +7. Nhưng bền nhất và phổ biến nhất là các mức :  +2 ; +4 ; +6  và +7.
- Phản ứng với oxi: ở nhiệt độ thường tạo lớp oxit MnO2 bảo vệ, ở dạng bột bị oxi hoá dễ dàng.
- Phản ứng với các phi kim: tạo thành những hợp chất mangan (II).
- Phản ứng với nước: ở nhiệt độ thường phản ứng chậm, ở nhiệt độ cao phản ứng nhanh hơn.
- Phản ứng với axit thường và axit oxi hoá tạo thành muối Mn2+.
- Mn bị HNO3 đặc, nguội thụ động hoá.
2. Hợp chất
a) Hợp chất Mn2+
- Oxit MnO là chất rắn, tan trong axit, bị oxi hoá thành MnO2.
- Hiđroxit Mn(OH)2 là chất kết tủa trắng, dễ chuyển thành Mn(OH)4 màu nâu.
- Muốn Mn2+ muối nitrat, clorua,sunfat, axetat tan nhiều trong nước.
b) Oxit MnO2 là chất rắn màu đen, không tan trong nước, phản ứng với axit tạo thành muối Mn2+.
- Trong kiềm nóng chảy, oxi không khí oxi hoá được MnO2:
Muối Mn4+ kém bền, dễ bị chuyển thành muối Mn2+.
c) Kali manganat K2MnO4.
Là chất tinh thể màu xanh, tan trong nước, kém bền trong dd, dễ bị chuyển thành KMnO4:
d) Kali pemanganat KMnO4
Là chất tinh thể màu tím, tan nhiều trong nước, có tính oxi hoá mạnh, tuỳ theo môi trường Mn7+ bị khử:
- Môi trường axit: 
 	 Môi trường trung tính: 
- Môi trường kiềm: 
Ví dụ:
- KMnO4 bị nhiệt phân giải phóng oxi:
IV. Coban và niken
1. Tính chất
- Coban và niken đều là kim loại màu trắng bạc, đặc biệt Ni có vẻ sáng đẹp nên thường dùng để mạ kim loại. Cả 2 đều cứng, nặng, nhiệt độ nóng chảy cao.
- Coban và niken đều đứng trước H trong dãy thế điện hoá, nhưng hoạt động kém Fe.
- Khi đun nóng, coban và niken có khả năng tham gia phản ứng với một số phi kim như: O2,   Cl2,   S,   P,
2. Hợp chất của coban và niken
Hợp chất của coban, niken có số oxi hoá +2 đặc trưng hơn +3 (khác Fe).
a) Oxit CoO, NiO, Co2O3, Ni2O3.
Các oxit này đều là chất rắn, không tác dụng với nước. Tác dụng với axit nhưng không tác dụng với kiềm:
b) Hiđroxit
- Me(OH)2 : đều là chất kết tủa, Co(OH)2 màu hồng, Ni(OH)2 màu xanh lá cây.
+ Dưới tác dụng của chất oxi hoá mạnh (ví dụ NaClO) chuyển thành Me(OH)3.
+ Ni(OH)2 không bị oxi hoá bởi oxi ở nhiệt độ thường.
+ Me(OH)2 là những bazơ yếu, tan trong axit.
- Me(OH)3:
+ Là những chất kết tủa, Co(OH)3 màu xanh thẫm, Ni(OH)3 màu nâu đen.
+ Đều là bazơ yếu, hoà tan trong axit tạo thành muối có số oxi hoá +2.
c) Muối: Chỉ có muối với oxi hoá +2 là bền.
- Muối Co2+: muối khan màu xanh lam, khi bị hiđrat hoá và tan trong dd có màu hồng.
- Muối Ni2+: có màu xanh lá cây.
- Các muối nitơrat, sunfat, halogenua tan nhiều trong nước.
PHẦN III. HÓA HỌC HỮU CƠ
CHƯƠNG XII. ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA HỌC HỮU CƠ
Hoá học hữu cơ là một ngành khoa học nghiên cứu về thành phần, cấu tạo, tính chất, ứng dụng của các hợp chất hữu cơ và các quá trình biến đổi (phản ứng) của chúng. Hợp chất hữu cơ là các hợp chất của cacbon trừ CO, CO2, axit cacbonic và các muối cacbonat.
I. Những đặc điểm của hợp chất hữu cơ
- Số lượng rất lớn so với hợp chất vô cơ (hiện nay đã biết khoảng dưới 1 triệu hợp chất vô cơ và khoảng 7 triệu hợp chất hữu cơ) do hiện tượng đồng phân, đồng đẳng gây ra.
- Đa số hợp chất hữu cơ mang đặc tính liên kết cộng hoá trị, không tan hoặc rất ít tan trong nước, tan trong dung môi hữu cơ.
- Đa số hợp chất hữu cơ dễ bay hơi và kém bền nhiệt so với hợp chất vô cơ.
- Có thể phân loại và sắp xếp các hợp chất hữu cơ thành những dãy đồng đẳng (có cấu tạo và tính chất hoá học tương tự).
- Hiện tượng đồng phân rất phổ biến đối với các hợp chất hữu cơ, nhưng rất hiếm đối với các hợp chất vô cơ.
- Tốc độ phản ứng của các hợp chất hữu cơ thường chậm so với hợp chất vô cơ và không hoàn toàn theo một hướng nhất định.
- Nhiều hợp chất hữu cơ là thành phần cơ bản của động vật và thực vật.
II. Thuyết cấu tạo hoá học
Thuyết cấu tạo hoá học do nhà bác học Nga Butlêrôp đề ra năm 1861 gồm 4 luận điểm chính.
1. Trong phân tử, các nguyên tử liên kết với nhau theo một thứ tự xác định phù hợp với hoá trị của chúng. Thứ tự liên kết đó gọi là cấu tạo hoá học. Sự thay đổi thứ tự liên kết đó sẽ tạo ra chất mới, có những tính chất mới.
Ví dụ: Rượu etylic và ete metylic đều có công thức phân tử C2H6O, nhưng chúng có cấu tạo khác nhau.
CH3 - CH2 - OH                                      CH3 - O - CH3 
     Rượu etylic                                              Ete metylic
2. Tính chất của các hợp chất không những phụ thuộc vào thành phần nguyên tố mà còn phụ thuộc vào số lượng nguyên tử của mỗi nguyên tố và thứ tự liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử.
Ví dụ:
- Phụ thuộc vào thành phần nguyên tố: CH4 (chất khí) có tính chất khác CCl4 (chất lỏng).
- Phụ thuộc số lượng nguyên tử: C2H6 có tính chất khác C2H4.
- Phụ thuộc thứ tự liên kết giữa các nguyên tử: CH3 - CH2 - OH có tính chất khác CH3 - O - CH3.
3. Các nguyên tử trong phân tử ảnh hưởng qua lại với nhau. Các nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau, thể hiện ảnh hưởng lẫn nhau mạnh. Những  nguyên tử liên kết gián tiếp với nhau (qua các nguyên tử khác) thể hiện ảnh hưởng lẫn nhau yếu hơn.
Ví dụ: Axit Cl3C - COOH mạnh hơn axit CH3 - COOH hàng ngàn lần là do ảnh hưởng của các nguyên tử clo làm tăng độ phân cực của liên kết O - H.
4. Trong phân tử chất hữu cơ, cacbon có hóa trị IV. Những nguyên tử cacbon không những kết hợp với những nguyên tử của các nguyên tố khác mà còn kết hợp trực tiếp với nhau thành những mạch cacbon khác nhau (mạch không nhánh, mạch có nhánh và mạch vòng).
Ví dụ:
III. Các dạng công thức hoá học
1. Công thức đơn giản nhất (CTĐGN)
Cho biết tỷ lệ đơn giản nhất giữa số nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử.
Ví dụ: CTĐGN của etilen (CH2)n, của glucozơ (CH2O)n (n là số nguyên dương, chưa xác định).
2. Công thức phân tử (CTPT)
Cho biết số nguyên tử của mỗi nguyên tố trong một phân tử hợp chất.
Ví dụ: CTPT của etilen C2H4, của glucozơ C6H12O6, của benzen C6H6, 
Liên hệ với CTĐGN ở trên, hệ số n đối với etilen : n = 2, với glucozơ: n = 6,
3. Công thức cấu tạo (CTCT).
Cho biết trật tự liên kết của các nguyên tử trong phân tử. Khi viết CTCT nhất thiết phải bảo đảm đúng hoá trị của các nguyên tố.
Có thể viết CTCT dưới dạng đầy đủ và rút gọn.
Ví dụ: CTCT của axit axetic.
Dạng rút gọn: CH3 – COOH
4. Công thức electron (CTE)
Cho biết cách phân bố e liên kết trong phân tử. Mỗi e được ký hiệu bằng một dấu chấm (.).
Ví dụ: Công thức electron của axit axetic
Khi viết CTE của các hợp chất hữu cơ, trước hết viết CTCT, sau đó thay mỗi liên kết bằng một cặp e dùng chung, cuối cùng đối với những nguyên tử phi kim còn ghi thêm những e ngoài cùng không tham gia liên kết để đủ 8e.
IV. Liên kết hoá học trong hợp chất hữu cơ
Phần lớn các mối liên kết trong các phân tử hợp chất hữu cơ là liên kết cộng hoá trị
Trong các hợp chất hữu cơ thường gặp nhất hai kiểu xen phủ hình thành hai kiểu liên kết là liên kết d và liên kết p.
Liên kết p kém bền so với liên kết d. Trong các phản ứng hoá học, nó thường bị đứt ra để phân tử liên kết với 2 nguyên tử (hay nhóm nguyên tử) của các nguyên tố khác (phân tử tham gia phản ứng cộng).
Liên kết đơn có bản chất liên kết d
Liên kết đôi gồm 1 liên kết d và 1 liên kết p.                            
Liên kết ba gồm 1 liên kết d và 2 liên kết p.                                          
- Khi nguyên tử cacbon chỉ tham gia liên kết đơn, các obitan nguyên tử hoá trị lai hoá kiểu sp3 tạo thành 4 obitan lai hóa q định hướng theo phương từ tâm (hạt nhân) đến 4 đỉnh hình tứ diện đều và đó là hướng của 4 mối liên kết đơn (d). 
 Ví dụ các liên kết trong phân tử metan
- Khi nguyên tử cacbon tham gia liên kết đôi, các obitan nguyên tử hoá trị lai hoá kiểu sp2 tạo thành 3 obitan lai hoá q nằm trong một mặt phẳng định hướng theo phương từ tâm tam giác đều (hạt nhân) đến 3 đỉnh và đó là hướng của 3 liên kết đơn (liên kết d). Còn liên kết p do 1 obitan hoá trị p còn lại tham gia theo hướng vuông góc với mặt phẳng của tam giác. 
Ví dụ trong phân tử 
- Khi nguyên tử cacbon tham gia liên kết ba, các obitan nguyên tử hoá trị lai hoá kiểu sp tạo ra 2 obitan và tạo liên kết d. Còn 2 liên kết p do 2 obitan p còn lại tham gia, vuông góc với nhau và vuông góc với trục liên kết d. 
Ví dụ trong phân tử CH º CH:
  V. Hiện tượng đồng phân
1. Định nghĩa 
Những chất có thành phần phân tử giống nhau nhưng thứ tự liên kết giữa các nguyên tử khác nhau, do đó chúng có tính chất khác nhau gọi là những chất đồng phân.
Ví dụ:  C5H12 có 3 đồng phân.
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3   (1)
2. Bậc của nguyên tử cacbon
Bậc của nguyên tử cacbon trong một phân tử được xác định bằng số nguyên tử cacbon khác liên kết với nó. Bậc của cacbon được ký hiệu bằng chữ số La mã (I, II, III,)
Ví dụ:
3. Các trường hợp đồng phân
a) Nhóm đồng phân cấu tạo. Là nhóm đồng phân do thứ tự liên kết khác nhau của các nguyên tử hay nhóm nguyên tử trong phân tử gây ra.
Nhóm đồng phân này được chia thành 3 loại:
1) Đồng phân mạch cacbon: thay đổi thứ tự liên kết của các nguyên tử cacbon với nhau (mạch thẳng, mạch nhánh, mạch vòng), các nhóm thế, nhóm chức không thay đổi.
Đối với hiđrocacbon, phân tử phải có từ 4C trở lên mới có đồng phân mạch cacbon.
Ví dụ: Butan C4H10 có 2 đồng phân.
CH3 - CH2 - CH2 - CH3  : n - butan
Riêng với các hợp chất chứa nhóm chức rượu, ete thì từ 3C trở lên đã có đồng phân. Ví dụ rượu propylic có 2 đồng phân.
CH3 - CH2 - CH2 - OH  :  n - propylic
nhưng đây không phải là đồng phân mạch cacbon mà là đồng phân vị trí nhóm chức OH.
2) Đồng phân vị trí của nối đôi, nối ba, nhóm thế, nhóm chức.
Nhóm đồng phân này do:
Sự khác nhau vị trí của nối đôi, nối ba. 
Ví dụ:
CH2 = CH - CH2 - CH3                           CH3 - CH = CH - CH3
              buten -1                                                   buten - 2 
Khác nhau vị trí của nhóm thế.
Ví dụ:
Khác nhau vị trí của nhóm chức. 
Ví dụ:
CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - OH  : butanol -1
3) Đồng phân nhóm chức
Các đồng phân của nhóm này khác nhau về nhóm chức, tức là đổi từ nhóm chức này sang nhóm khác, do đó tính chất hoá học hoàn toàn khác nhau. Sau đây là những đồng phân nhóm chức quan trọng nhất.
+ Anken - xicloankan
Ví dụ C3H6 có thể là
+ Ankađien - ankin - xicloanken
Ví dụ C4H6 có những đồng phân sau:
CH2 = CH - CH = CH2                    CH2 = C = CH - CH3
       butađien -1,3                                    butađien -1,2
CH º C - CH2 - CH3                        CH3 - C º C - CH3.
         butin -1                                            butin - 2
+ Rượu - ete
Ví dụ C3H8O có những đồng phân.
CH3 - CH2 - CH2 - OH   : propanol - 1
CH3 - CH2 - O - CH3   : etyl metylete
+ Anđehit – xeton
Ví dụ C3H6O có 2 đồng phân
CH3 - CH2 - CHO  :  propanal
CH3 - CO - CH3     : đimetylxeton.
+ Axit - este 
Ví dụ C3H6O2 có 3 đồng phân
CH3 - CH2 - COOH   : axit propionic
CH3 - COO - CH3      :  metyl axetat
H - COO - C2H5         : etyl fomiat 
+ Nitro - aminoaxit 
Ví dụ C2H5NO2 có hai đồng phân
H2N - CH2 - COOH   : axit aminoaxetic
CH3 - CH2 - NO2        : nitroetan.
b) Nhóm đồn