Đề cương ôn tập học kì I môn hóa lớp 10

ĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HỌC KÌ I

CHƯƠNG 1: NGUYÊN TỬ

I. Thành phần nguyên tử

       Nguyên tử gồm hạt nhân và vỏ electron. Hạt nhân gồm các hạt proton và nơtron, phần vỏ gồm các electron.

	Proton	Nơtron	Electron
Kí hiệu	p	n	e
Khối lượng u (đvC)	1	1	0,00055
Khối lượng (kg)	1,6726.10-27	1,6748.10-27	9,1095.10-31
Điện tích nguyên tố	1+	0	1–
Điện tích C (Culông)	1,602.10-19	0	–1,602.10-19

● Kết luận : 

- Hạt nhân mang điện tích dương, vỏ electron mang điện tích âm

- Tổng số p = số e trong nguyên tử

II. Điện tích và số khối hạt nhân

1. Điện tích hạt nhân

Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) = số proton = số electron

2. Số khối hạt nhân

              A = Z + N

3. Nguyên tố hóa học

Là tập hợp các nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân.

Số hiệu nguyên tử (Z) : Z = p = e

Kí hiệu nguyên tử :

Trong đó A là số khối nguyên tử, Z là số hiệu nguyên tử, X là ký hiệu hóa học của nguyên tử.

III. Đồng vị, nguyên tử khối trung bình

1. Đồng vị

Là tập hợp các nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau số nơtron (khác nhau số khối A)

Các đồng vị bền có :  với Z < 83 hoặc :  với Z ≤ 20.

2. Nguyên tử khối trung bình

      Gọi  là nguyên tử khối trung bình của một nguyên tố. A₁, A₂ ... là nguyên tử khối của các đồng vị có % số nguyên tử lần lượt là a%, b%...

Ta có : \(\overline{A}=\frac{a.{{A}_{1}}\,+\,\,b.{{A}_{2}}\,+\,....}{100}\)

IV. Lớp và phân lớp electron

1. Lớp electron

      Trong nguyên tử, mỗi electron có một mức năng lượng nhất định. Các electron có mức năng lượng gần bằng nhau được xếp thành một lớp electron.

      Thứ tự và kí hiệu các lớp :

n	1	2	3	4	5	6	7
Tên lớp	K	L	M	N	O	P	Q

      Tổng số electron trong một lớp là 2n²

Số thứ tự của lớp electron (n)	1	2	3	4
Kí hiệu tương ứng của lớp electron	K	L	M	N
Số electron tối đa ở lớp	2	8	18	32

2. Phân lớp electron

      Mỗi lớp electron lại được chia thành các phân lớp. Các electron thuộc cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau.

      Kí hiệu các phân lớp là các chữ cái thường : s, p, d, f.

      Số phân lớp của một lớp electron bằng số thứ tự của lớp.

      Ví dụ : Lớp K (n = 1) chỉ có một phân lớp s.

     Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp là s và p.

     Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp là s, p, d…

      Số electron tối đa trong một phân lớp : Phân lớp s chứa tối đa 2 electron ; Phân lớp p chứa tối đa 6 electron ; Phân lớp d chứa tối đa 10 electron ; Phân lớp f chứa tối đa 14 electron.

V. Cấu hình electron trong nguyên tử

1. Mức năng lượng

      Trật tự mức năng lượng :     

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s ...

           Mức năng lượng tăng dần.

Cách viết cấu hình electron trong nguyên tử :

              Xác định số electron

              Sắp xếp các electron vào phân lớp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng

              Viết electron theo thứ tự các lớp và phân lớp.

Ví dụ : Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26)

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶              

Sắp xếp theo mức năng lượng      

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²

Cấu hình electron

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

I. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1. Nguyên tắc sắp xếp :

Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.

Các nguyên tố có cùng số lớp electron được xếp thành một hàng.

Các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột.

● Lưu ý : Electron hóa trị là những electron có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.

2. Cấu tạo của bảng tuần hoàn:

a. Ô nguyên tố : Số thứ tự của ô nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân và bằng tổng số electron của nguyên tử.

b. Chu kì :

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. Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron của nguyên tử.

Bảng tuần hoàn có 7 chu kì :

Chu kì nhỏ là các chu kì 1, 2, 3. Mỗi chu kì nhỏ gồm 8 nguyên tố, trừ chu kì 1 chỉ có hai nguyên tố.

Chu kì lớn là các chu kì 4, 5, 6 ,7. Chu kì 4 và chu kì 5 mỗi chu kì có 18 nguyên tố. Chu kì 6 có 32 nguyên tố.

c. Nhóm :

Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.

Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số trường hợp ngoại lệ).

Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A và 8 nhóm B.

Nhóm A : Gồm 8 nhóm từ IA đến VIIIA, số thứ tự của nhóm bằng số electron hóa trị (số electron ở lớp ngoài cùng), nhóm A gồm các nguyên tố s và p. Nhóm A còn được gọi là các nguyên tố thuộc phân nhóm chính.

Nhóm B : Gồm 8 nhóm từ IB đến VIIIB, số thứ tự của nhóm B bằng số electron hóa trị (số electron lớp ngoài cùng và số electron của phân lớp d sát lớp ngoài nếu phân lớp đó chưa bão hòa), nhóm B gồm các nguyên tố d và f. Nhóm B còn được gọi là các nguyên tố thuộc phân nhóm phụ.

Nguyên tố s, p, d, f là các nguyên tố có các electron ngoài cùng lần lượt điền vào các phân lớp s, p, d, f.

II. Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân

	Bán kính nguyên tử	Độ âm điện	Năng lượng ion hóa	Tính kim loại	Tính phi kim	Tính axit của oxit và hiđroxit	Tính bazơ của oxit và hiđroxit
Trong chu kì (trái  phải)	Giảm dần	Tăng dần	Tăng dần	Giảm dần	Tăng dần	Tăng dần	Giảm dần
Trong nhóm (trên  xuống)	Tăng dần	Giảm dần	Giảm dần	Tăng dần	Giảm dần	Giảm dần	Tăng dần

      Nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các đơn chất, thành phần và tính chất của các hợp chất của các nguyên tố khi xếp chúng theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử là sự biến đổi tuần hoàn của số electron lớp ngoài cùng.

- Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố

Với nguyên tố phi kim R có :

Oxit cao nhất dạng là : R₂O_n (R có hóa trị cao nhất là n);

Hợp chất khí với hiđro là : RH_m (R có hóa trị là m)

Ta luôn có : m + n = 8

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC

I. Liên kết ion và cộng hóa trị

      - Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn.

      - Các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với nguyên tử khác tạo thành để đạt được cấu hình electron bền vững giống như khí hiếm (có 2 hoặc 8 electron lớp ngoài cùng).

3. So sánh liên kết ion và liên kết cộng hoá trị

      Giống nhau : Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị giống nhau về nguyên nhân hình thành liên kết. Các nguyên tử liên kết với nhau để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm.

      Khác nhau : Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị khác nhau về bản chất liên kết và điều kiện liên kết :

Loại liên kết	Liên kết ion	Liên kết cộng hoá trị
Bản chất	Là lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu	Là sự dùng chung các electron - Liên kết cộng hóa trị không phân cực: cặp e liên kết nằm giữa 2 nguyên tử - Liên kết cộng hóa trị phân cực: cặp e liên kết lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Ví dụ	Na+  +  Cl-   ¾®  NaCl	\({{H}^{\bullet }}\,\,\,+\,\,\,{{H}^{\bullet }}\,\,\,\to \,\,\,H\,_{\bullet }^{\bullet }\,H\) \(C{{l}^{\bullet }}\,\,\,+\,\,\,C{{l}^{\bullet }}\,\,\,\to \,\,\,Cl\,_{\bullet }^{\bullet }\,Cl\) \({{H}^{\bullet }}\,\,\,+\,\,\,C{{l}^{\bullet }}\,\,\,\,\,\to \,\,\,\,H\,\,_{\bullet }^{\bullet }Cl\)
Điều kiện hình thành liên kết	Các kim loại điển hình liên kết với các phi kim điển hình. Giữa các nguyên tố có bản chất hoá học khác nhau.	Xảy ra giữa các nguyên tố có bản chất hoá học giống nhau hoặc gần giống nhau. Thường xảy ra giữa các nguyên tố phi kim các nhóm 4, 5, 6, 7.

      ● Dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết để có thể biết được loại liên kết

Hiệu độ âm điện ()	Loại liên kết
0,0   \(\Delta \chi \)  < 0,4	Liên kết cộng hoá trị không phân cực
0,4  <  \(\Delta \chi \)    < 1,7	Liên kết cộng hoá trị phân cực
\(\Delta \chi \)   ³ 1,7	Liên kết ion

● Chú ý : Quy ước này chỉ có ý nghĩa tương đối, có nhiều ngoại lệ và có nhiều thang đo độ âm điện khác nhau. Ví dụ phân tử HF có hiệu độ âm điện >  1,7 nhưng vẫn là hợp chất cộng hóa trị.

VII. Hóa trị và số oxi hóa

1. Hóa trị

      - Trong các hợp chất ion : Hóa trị (còn gọi là điện hóa trị) chính bằng điện tích của ion đó.

      - Trong hợp chất cộng hóa trị : Hóa trị (cộng hóa trị) chính bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác.

2. Số oxi hóa

      Số oxi hóa của một nguyên tố trong hợp chất là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử nếu giả định liên kết trong phân tử là liên kết ion.

      Xác định số oxi hóa của các nguyên tử trong phân tử theo nguyên tắc :

              + Số oxi hóa của các đơn chất bằng không.

              + Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của hiđro là +1, của oxi là  –2.

+ Số oxi hóa của các ion bằng điện tích của ion đó.

+ Tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong phân tử bằng không

CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG HÓA HỌC

I. Số oxi hóa và cách xác định số oxi hóa

a. Khái niệm về số oxi hóa :

      Số oxi hóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó, nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử đều là liên kết ion.

b. Quy tắc xác định số oxi hóa

● Quy tắc 1 : Số oxi hóa của các nguyên tố trong đơn chất bằng 0.

● Quy tắc 2 : Trong hầu hết các hợp chất :

      Số oxi hóa của H là +1 (trừ các hợp chất của H với kim loại như NaH, CaH₂, thì H có số oxi hóa  –1).

      Số oxi hóa của O là –2 (trừ một số trường hợp như H₂O₂, F₂O, oxi có số oxi hóa lần lượt là : –1, +2).

● Quy tắc 3 : Trong một phân tử, tổng đại số số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0. Theo quy tắc này, ta có thể tìm được số oxi hóa của một nguyên tố nào đó trong phân tử nếu biết số oxi hóa của các nguyên tố còn lại.

● Quy tắc 4 : Trong ion đơn nguyên tử, số oxi hóa của nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử, tổng đại số số oxi hóa của các nguyên tử trong ion đó bằng điện tích của nó.

Ví dụ 1 :Số oxi hóa của Na, Zn, S và Cl trong các ion Na⁺, Zn²⁺, S^2-, Cl^- lần lượt là : +1, +2, –2, –1.

Tổng đại số số oxi hóa của các nguyên tố trong các ion SO₄^2-, MnO₄^-, NH₄⁺ lần lượt là :–2, –1, +1.

Lưu ý: Trong hợp chất, kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm luôn có số oxi hóa lần lượt là : +1, +2, +3.

II. Các khái niệm cần nắm vững

1. Chất khử

Là chất nhường electron, sau phản ứng số oxi hóa của nó tăng lên.

2. Chất oxi hóa

Là chất nhận electron, sau phản ứng số oxi hóa của nó giảm xuống.

3. Sự oxi hóa (quá trình oxi hóa)

Là sự nhường electron. Như vậy chất khử có quá trình oxi hóa hay bị oxi hóa.

4. Sự khử (quá trình khử)

Là sự nhận electron. Như vậy chất oxi hóa có quá trình khử hay bị khử.

● Cách nhớ : Đối với chất oxi hóa và chất khử  : “khử cho o nhận” (o là chất oxi hóa).

5. Phản ứng oxi hóa – khử là phản ứng hóa học xảy ra trong đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng hoặc phản ứng oxi hóa – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một hoặc nhiều nguyên tố.

● Chú ý : Tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số electron do chất oxi hóa nhận.

III. Cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa - khử

Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa – khử

Bước 1 : Xác định số oxi hóa của các nguyên tố trong phản ứng (chỉ nên biểu diễn số oxi hóa của những nguyên tố nào có sự thay đổi số oxi hóa).

Bước 2 : Viết các quá trình oxi hóa và quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình.

Bước 3 : Tìm hệ số thích hợp cho chất oxi hóa và chất khử

Bước 4 : Đặt hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào phương trình phản ứng. Sau đó chọn hệ số thích hợp cho các chất còn lại trong phản ứng.