Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10

Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC I Nguyên Tắc Sắp Xếp Các Nguyên Tố Trong Bảng Tuần Hoàn: 1.Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.. vậy :sự biến đ

 Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10 [Cơ Bản]

Bài 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ I-Thành phần cấu tạo của nguyên tử.

1 Electron:

a) Sự tìm ra electron: (1897-Tôm-Xơn)

- Tia âm cực gồm chùm hạt electron mang điện tích âm

và mỗi hạt đều có khối lượng được gọi là electron

b)Khối lượng, điện tích.

me = 9,1.10-31 kg

qe = -1,6.10-19 (C)=

1-2 Sự tìm ra hạt nhân: (1911- Rơ-Dơ- pho)

-Nguyên tử có cấu tạo rỗng, phần mang điện dương là hạt nhân Xung quanh hạt nhân có các e tạo nên vỏ

nguyên tử

-Vì me <<0,mnguyên tử = mhạt nhân

3 Cấu tạo của hạt nhân nguyên tử:

- Chứa proton (p) và nơtron (n)

- Khối lượng: mp~mn~1,67.10-27kg ~1u

- 1u = 1/12 khối lượng của một nguyên tử đồng vị

cacbon 12 - Nguyên tử này có khối lượng là

19,9265.10-27kg

Bài 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ I.Sự chuyển động của electron trong nguyên tử.

-Các e chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân nguyên tử không theo những quỹ đạo xác định tạo nên

vỏ nguyên tử

-Số e ở vỏ nguyên tử = Số Proton trong hạt nhân

nguyên tử = Số thứ tự Z của nguyên tử nguyên tố đó

Bài 5 : CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ

II.CẤU HÌNH ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ

1 Cấu hình electron nguyên tử :

- Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố electrron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau

* Quy ước cách viết cấu hình electron :

- STT lớp e được ghi bằng chữ số (1, 2, 3 .)

- Phân lớp được ghi bằng các chữ cái thường s, p, d, f

- Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của phân lớp.(s2 , p6 )

* Cách viết cấu hình electron:

- Xác định số electron của nguyên tử

- Phân bố electron vào các phân lớp theo chiều tăng mức năng lượng( bắt đầu là 1s), chú ý số e tối đa trên s,

p, d, f.

- Sắp xếp lại theo sự phân bố thứ tự các lớp

Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ

HÓA HỌC I) Nguyên Tắc Sắp Xếp Các Nguyên Tố Trong Bảng Tuần Hoàn:  

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

2.Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên

1) Ô nguyên tố:

Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng tuần hoàn gọi là ô nguyên tố

STT của ô = Số hiệu nguyên tử nguyên tố đó

ví dụ: Al ở ô số 13 suy ra số hiệu nguyên tử là 13, có 13p, 13e

2/ Chu kì :

- Chu kì là dãy những nguyên tố mà nguyên tử của

chúng có cùng số lớp electron được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần

- STT chu kì = số lớp electron

- Chu kì nào cũng bắt đầu bằng kim loại kiềm và kết thúc bằng khí hiếm

*Chu kì 1 có 2 nguyên tố là H và He

*Chu kì 2 có 8 nguyên tố bắt đầu bằng kim loại kiềm Li

a/ Định nghĩa: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên

tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau , do

đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được xếp thành một cột.

 Nếu: a + b ≤ 3     Kim loại

 Nếu 5 ≤ a + b ≤ 7     Phi kim

Nếu a + b > 10 ==> STT nhóm = (a + b) – 10

Bài 8 : SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH

ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC I.SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH

ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN

TỐ HOÁ HỌC

- Số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các

nguyên tố được lặp lại sau mỗi chu kì, ta nói chúng biếnđổi tuần hoàn

vậy :sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp

ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố

II.CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A.

1 Cấu hình electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A.

- Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm A

có cùng số lớp ngoài cùng ( số electron hoá trị ) nên có tính chất hoá học giống nhau

Số thứ tự nhóm A = số electron ở lớp ngoài cùng = số electron hoá trị.

2 Một số nhóm A tiêu biểu:

a Nhóm VIIIA ( nhóm khí hiếm).

các ntố :Heli Neon Argon Kripton xenon rađon

Kí hiệu : He Ne Ar Kr Xe Ra

*Nhận xét : nguyên tử của các nguyên tố khí hiếm ( trừ

He) đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng ( ns2np6) Đó là

cấu hình electron bền vững nên :

- Hầu hết các nguyên tử khí hiếm không tham gia phản ứng hoá học

-ở điều kiên thường các khí hiếm tồn tại ở trạng thái khí

và phân tử chỉ gồm một nguyên tử

b Nhóm IA ( nhóm kim loại kiềm ):

các ntố : Liti Natri Kali Rubiđi Xesi Franxi

- Hiđroxit của chúng là các axit Vd : HClO, HClO3 .

*Các nguyên tố nhóm IIA: nhường 2e để đạt cấu hình bền của khí hiếm

R > R2+ + 2e

Bài 9 : SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT

CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC ĐỊNH LUẬT TUẦN

HOÀN

I. SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM CỦA CÁC NGUYÊN TỐ:

+ Tính kim loại: là tính chất của một nguyên tố mà

nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion dương

M ==> Mn+ + ne (n =1,2,3)

+Tính phi kim : là tính chất của một nguyên tố mà

nguyên tử của nó dễ nhận electron để trở thành ion âm

X + ne ==> Xn- ( n =1,2,3)

1.Sự biến đổi tính chất trong một chu kì :

Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại củacác nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng dần

Vd: Tính kim loại : Na > Mg > Al.

Tính phi kim : Si < P < S < Cl

2.Sự biến đổi tính chất trong một nhóm A :

Trong một nhóm A :Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, đồng thời tính phi kim giảm dần

Vd: Tính kim loại: Cs > Rb > K > Na > Li

+ Giải thích :Trong một nhóm A, khi Z+ tăng, số lớp e

tăng, bán kính nguyên tử tăng, khã năng nhường e dễ, tính kim loại tăng và tính phi kim giảm

3 Độ âm điện

a.Khái niệm : Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng

cho khã năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo

thành liên kết hoá học

b.Bảng độ âm điện :

- Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của Z+ giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung tăng dần

- Trong nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của Z+ giá trị độ âm điện nói chung giảm dần

*Kết luận : Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên

tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân C < Si < Ge < Sn

II HÓA TRỊ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ:

-Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của một nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng dần

từ 1 tới 7 còn hóa trị của các phi kum trong hợp chất với H2 giảm từ 4 tới 1

III Oxit và hiđroxit các nguyên tố nhóm A:

-Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, trong cùng mộtchu kì tính bazơ của oxit và hiđroxit giảm dần đồng thờitính axit tăng dần.

IV Định luật tuần hoàn:

*Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

Bài 10 : Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC

-Hóa trị nhất của nguyên tố trong hợp chất với Oxi, hóa trị của nguyên tố trong hợp chất với Hiđro

-Công thức Oxit cao nhất

-Công thức Hiđroxit tương ứng(nếu có) và tính axit, bazơ của chúng

III-SO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT NGUYÊN TỐ VỚI CÁC NGUYÊN TỐ LÂN CẬN

Trong chu kì theo chiều tăng của điện etích hạt nhân thì:

-Tính phi kim mạnh dần, tính kim loại yếu dần

-Oxit và hiđroxit có tính bazơ yếu dần, tinh axít mạnh dần

Trong nhóm A theo chiều tăng của điện etích hạt nhân thì

-Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần

Bài 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION

I- SỰ TẠO THÀNH ION, CATION, ANION.

1/ Ion, Cation, Anion:

a/ Sự tạo thành ion

-Nguyên tử luôn trung hòa về điện, nhưng khi nguyên

tử nhường hay nhận thêm electron thì nó trở thành phần

tử mang điện gọi là ion

Khi nguyên tử phi kim nhận thêm e thì biến thành ion

âm (hay Anion). 

Ví dụ: Cl + 1e =

Cl-Hay : Cl = Cl- - 1e 

2/ Ion Đơn Nguyên Tử Và Ion Đa Nguyên Tử.

a/ Ion đơn nguyên tử: Là các ion tạo nên từ một

nguyên tử

Ví dụ: Cation: Na+, Ca2+…

Anion: Cl- ,S2- …

b/ Ion đa nguyên tử: Là những nhóm nguyên tử mang

điện tích dương hay âm

2/ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA HỢP CHẤT ION

-Tinh thể ion rất bền vững vì lực hút tĩnh điện giữa các ion ngược dấu trong tinh thể lớn Các hợp chất ion đều

khá rắn, khó nóng chảy, khó bay hơi.

-Các hợp chất ion thường tan nhiều trong nước Khi nóng chảy, khi hòa tan trong nước chúng tạo thành

dung dịch dẫn được điện, còn ở trạng thái rắn thì không dẫn được điện

Bài 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ I-SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

1/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên

tử giống nhau Sự hình thành đơn chất.

a) Sự hình thành phân tử H2

-Công thức electron: H : H

-Công thức cấu tạo: H - H

*Mỗi nguyên tử H góp 1e tạo thành một cặp e

chung , biểu diễn bằng một gạch nối giữa hai nguyên tử Hiđro

b) Sự hình thành phân tử N2

-Công thức electron: N.N

-Công thức cấu tạo: N ≡ N

*Mỗi nguyên tử Nitơ thiếu 3e so với cấu hình electron của khí hiếm Ne, nên mỗi nguyên tử N bỏ ra 3 e để

dùng chung hình thành 3 cặp e dùng chung, tạo thành 3 liên kết cộng hóa trị Gọi là liên kết ba

Khái Niệm Về Liên Kết Cộng Hóa Trị:

Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung.Mỗi cặp electron dùng chung tạo nên một liên kết cộng hóa trị-Liên kết đơn

2/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên

tử khác nhau Sự hình thành hợp chất.

3-Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị.

II- ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

1/ Quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị không cực, liên kết cộng hóa trị có cực và liên kết ion.

Trong phân tử, nếu cặp electron chung ở giữa hai

nguyên tử thì ta có liên kết cộng hóa trị không cực

Nếu cặp electron chung lệch về một phía của một

nguyên tử thì ta có liên kết cộng hóa trị có cực

Nếu cặp electron chung chuyển hẳn về một nguyên tử thì ta có liên kết ion

Bài 14: TINH THỂ NGUYÊN TỬ – TINH THỂ

PHÂN TỬ I-TINH THỂ NGUYÊN TỬ. 

1/ Cấu Tạo.

-Tinh thể nguyên tử được cấu tạo từ những nguyên tử được sắp xếp một cách đều đặn và có trật tự nhất định trong không gian tạo thành mạng tinh thể nguyên tử

Các nguyên tử liên kết nhau bằng liên kết cộng hóa trị.

Ví dụ: Tinh thể kim cương Mỗi nguyên tử Cacbon liên

kết với 4 nguyên tử Caccbon khác bằng 4 liên kết cộng hóa trị. 

2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Nguyên Tử.

-Lực liên kết cộng hóa trị trong cấu trúc mạng tinh thể nguyên tử lớn nên tinh thể nguyên tử thường bền vững, rất cứng, khó nóng chảy, khó sôi…

II- TINH THỂ PHÂN TỬ 

1/ CẤU TẠO.

-Tinh thể phân tử được cấu tạo từ những phân tử được sắp xếp một cách đều đặn, theo một trật tự nhất định trong không gian tạo thành mạng tinh thể phân tử Ở các điểm nút mạng tinh thể là những phân tử liên kết nhau bằng lực tương tác yếu giữa các phân tử (lực

Vandecvan)

Ví dụ: Tinh thể phân tử I2.

2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Phân Tử.

-Tinh thể phân tử dễ nóng chảy, dễ bay hơi: Naptalen…-Tinh thể phân tử không phân cực dễ hòa tan trong các dung môi không phân cực :Benzen

Bài 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA

I HÓA TRỊ

1 Hóa trị trong hợp chất ion.

Trong hợp chất ion, hóa trị của một nguyên tố bằng điện tích của ion và được gọi là điện hóa trị của nguyên

tố đó

Ví dụ: NaCl (Na+, Cl-)

-Na có diện hóa trị là 1+

2 Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị.

Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của một nguiyên tố được xác định bằng số liên kết cộng hóa trị của nguyên

tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hóa trị của nguyên tố đó

Ví dụ:   CH4

-Nguyên tố cacbon có cộng hóa trị là 4

-Nguyên tố Hiđro có cộng hóa trị là 1

II SỐ OXIHÓA

1 Khái niệm:

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

2 Quy tắc xác định số oxi hóa.

Quy tắc 1: Số oxihóa của nguyên tố trong các đơn chất

bằng không

Ví dụ: Cu-0, O2-0 , H2-0…

Quy tắc 2:Trong một phân tử, tổng số số oxihóa của các

nguyên tố bằng không

Quy tắc 3: Số oxihóa của các ion đơn nguyên tử bằng

điện tích của ion đó Trong ion đa nguyên tử , tổng số

số oxihóa của các nguyên tố bằng điện tích của ion

Quy tắc 4:Trong hầu hết các hợp chất, số oxihóa của

Hiđro bằng +1(trừ muối Hiđrua NaH-1…), số oxihóa của Oxi bằng -2(trừ các Peoxit H2O2-1…).

Bài 17: PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ

I. ĐỊNH NGHĨA

-Chất khử ( chất bị oxi hoá ) là chất nhường electron 

- Chất oxi hoá ( chất bị khử) là chất nhận electron

- Sự khử ( quá trình khử) là sự (quá trình) nhận

electron

- Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) là sự ( quá trình

Oxihoá) nhường electron.

Định nghĩa phản ứng oxi hoá – khử:

Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong

đó có sự chuyển electron giữa các chất trong phản ứng hay phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố.

III-LẬP PHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC CỦA PHẢN ỨNG OXIHÓA-KHỬ.

Phương pháp thăng bằng electron, đựa trên nguyên tắc: Tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số

electron do chất oxihóa nhận: Trải qua bốn bước 

-Bước 1: Xác định số oxihóa của các nguyên tố trong

pảhn ứng để tìm chất khử, chất oxihóa

-Bước 2: Viết các quá trình khử, quá trình oxihóa cân

bằng mổi quá trình

-Bước 3: tìm hệ số thích hợp cho chất khử, chất oxihóa

sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng

số electron do chất oxihóa nhận

-Bước 4: Đặt các hệ số của chất khử và chất oxihóa vào

sơ đồ phản ứng , từ đó tính ra hệ số của các chất kháccó

mặt trong phương trình hóa học Kiểm tra cân bằng số nguyên tử của các nguyên tố và cân bằng điện tích hai vếđể hòan tất việc lập phương trình hóa học của phản ứng.

III- Ý NGHĨA CỦA PHẢN ỨNGOXIHÓA-KHỬ TRONG THỰC TIỄN

-Phản ứng oxi hóa-khử là loại phản ứng hóa học khá phổ biến trong tự nhiên và có tầm quan trọng trong sản xuất và đời sống

Bài 18: PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG TRONG HÓA

HỌC VÔ CƠ I- Phản ứng có sự thay đổi số oxihóa và phản ứng không có sự thay đổi số oxihóa. 

II-Kết Luận:

Dựa vào sự thay đổi số oxihóa của các nguyên tố người

ta có thể chia phản ứng hóa học thành hai loại:

-Phản ứng không có sự thay đổi số oxihóa các nguyên

tố ==> không phải là phản ứng oxihóa-khử

-Phản ứng có sự thay đổi số oxihóa các nguyên tố ==>

-Nhóm Halogen đứng ở gần cuối mỗi chu kì, đứng sau nhóm VIA, trước nhóm VIIIA

II-Cấu hình electron nguyên tử, cấu tạo phân tử.

III- Sự biến đổi tính chất 

-Độ âm điện: giảm dần

2/ Sự biến đổi tính oxihóa

Từ Flo đến Iot tính oxihóa của các Halogen giảm dần

3/ Sự biến đổi tính chất hóa học.

-Thể hiện tính oxihóa mạnh, tính oxihóa giảm dần từ Flo đến Iôt

Bài 22: CLO I-Tính chất vật lí

-Ở điều kiện thường, Clo là chất khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc

-Khí Clo nặng gấp 2,5 lần không khí và tan ít trong nước tạo thành dung dịch nước Clo có màu vàng nhạt , Clo tan nhiều trong các dung môi hữu cơ: Benzen,…

II-Tính chất hóa học

Clo thể hiện tính oxihóa mạnh chỉ kém hơn Flo và Oxi

Cl + 1e = Cl- 

Hay: Cl2 + 2.1e = 2

Cl-III-Trạng Thái Tự Nhiên

-Trong tự nhiên Clo có hai đồng vị bền và nguyên tử khối trung bình là 35,5

-Clo chủ yếu tồn tại dưới dạng hợp chất NaCl và các chất khóang

IV- Ứng Dụng

-Clo được dùng để tiệt trùng nước sinh họat, dùng để tẩy trắng vải, sợi giấy…

-Một lượng lớn Clo dùng để điều chế một số chất hữu

-Dung dịch HCl đặc nhất có nồng độ 37% và bốc khói trong không khí ẩm

-Khối lượng riêng d = 1,19g/ml

Lưu ý: Tất cả các muối Clorua đều tan, chỉ trừ AgCl

và PbCl2 bị kết tủa màu trắng và không tan trong nước ở điều kiện thường.

2/ NHẬN BIẾT ION CLORUA

-Dùng thuốc thử: dung dịch AgNO3

-Hiện tượng: Có kết tủa màu trắng không tan trong nước, để ra ngoài ánh sáng bị hóa dần màu đen

-Phản ứng :