lý thuyết hóa học 10 HKI

lý thuyết hóa 10 học kỳ 1 mang tâm huyết truyền tải kiến thức cho các học sinh tự học, có hệ thống đầy đủ lý thuyết và các ví dụ, có sự so sánh giữa các tính chất hóa học, tính chất vật lý, các khái niệm , giúp học sinh có một cái nhìn tổng quan và nhớ dễ dàng hơn

Lớp 10 Chương 1: Nguyên tử

1 Nguyên tử - Nguyên tố

Nguyên tử: là hạt vô cùng nhỏ và trung hòa về điên, gồm 2 phần

-Hạt nhân: mang điện dương (1,6.10 C19 ), tạo bởi proton và nơtron

-Lớp vỏ: mang điện âm (1,6.10 C19 ), tạo bởi electron

Trong nguyên tử: Số proton = số electron

A

ZX{𝑍: 𝑠ố ℎ𝑖ệ𝑢 𝑛𝑔𝑢𝑦ê𝑛 𝑡ử𝐴: 𝑠ố 𝑘ℎố𝑖

𝑋: 𝑘ý ℎ𝑖ệ𝑢 𝑛𝑔𝑢𝑦ê𝑛 𝑡ử

A p n

Z p e

  

 

 



Điều kiện bền:

n

1 1,5 Z

 

hay

2Z n

Z



Nguyên tử Số proton Số electron Số nơtron Số khối Điện tích hạt

nhân

Ký hiệu nguyên tử

2 Khối lượng

Để biểu diễn khối lượng nguyên tử, người ta dùng đơn vị là u hoặc đvC

1u=1/12 khối lượng nguyên tử đồng vị 31 12C 1,6605.10 kg 27

e

27 p

27 n

m 9,1094.10 kg 0,00055u

m 1,6726.10 kg 1u

m 1,6748.10 kg 1u







3 Đồng vị

Là những nguyên tố tử có cùng số proton, khác nhau số nơtron

VD:

1H; H; H1 1

SV: Phạm Hoàng Gia 2

4 Nguyên tử khối – nguyên tử khối trung bình

Nguyên tử khối: cho biết khối lượng nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử

Nguyên tử khối trung bình:

aA bB

A

100

 



với { 𝐴, 𝐵: 𝑛𝑔𝑢𝑦ê𝑛 𝑡ử 𝑘ℎố𝑖 đồ𝑛𝑔 𝑣ị 𝑡ℎứ 𝑛ℎấ𝑡, 𝑡ℎứ ℎ𝑎𝑖, …

𝑎, 𝑏: 𝑡ỉ 𝑙ệ 𝑠ố 𝑛𝑔𝑢𝑦ê𝑛 𝑡ử đồ𝑛𝑔 𝑣ị 𝑡ℎứ 𝑛ℎấ𝑡, 𝑡ℎứ ℎ𝑎𝑖, … VD1: Nguyên tố Oxi có 3 đồng vị

16

8O

(99,75%),

17

8O

(0,039%),

18

8O

(0,211%) TÍnh nguyên tử khối trung bình của oxi

VD2: Nguyên tử khối trung bình của Sb là 121,76 Sb có đồng vị, biết

121

51Sb

chiếm 62% Tính số khối của đồng vị thứ hai

5 Cấu hình electron

Lớp electron: trong nguyên tử các electron được sắp xếp thành từng lớp theo thứ tự gần hạt nhân ra ngoài

Các electron trong cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau Những electron ở lớp trong có liên kết với hạt nhân bền chặt hơn và năng lượng thấp hơn so với các electron lớp ngoài

Phân lớp (s,p,d,f,g,h,i…)

Lớp n có n phân lớp

1s 2s,2p 3s,3p,3d 4s,4p,4d,4f

Obitan s-1; p-3; d-5; f-7

Lớp n có n obitan 2

1 obitan 1s

=1 obitan

1 obitan 2s

3 obitan 2p

=4 obitan

1 obitan 3s

3 obitan 3p

5 obitan 3d

=9 obitan

1 obitan 4s

3 obitan 4p

5 obitan 4d

7 obitan 4f

=16 obitan

Số electron tối đa

s-2; p-6; d-10; f-14

Ký hiệu obitan chứa electron

 Obitan có một electron độc thân

  Obitan có cặp electron ghép đôi

Cấu hình electron theo lớp 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Cấu hình electron theo năng lượng 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Đặc diểm của lớp electron ngoài cùng:

Số electron lớp ngoài cùng: 1, 2, 3 Kim loại (trừ H và B là phi kim; He là khí hiếm)

Số electron lớp ngoài cùng: 4  phi kim (C;S) hoặc kim loại (còn lại)

Số electron lớp ngoài cùng: 5, 6, 7 Phi kim

Số electron lớp ngoài cùng: 8 Khí hiếm

Z Nguyên tử Cấu hình electron Tính chất hóa học

1 H

2 He

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

SV: Phạm Hoàng Gia 4

Chương 2: Bảng tuần hoàn

1 Nguyên tắc sắp xếp vào bảng tuần hoàn

- Các nguyên tố sắp xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân

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

- Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị được xếp thành một cột

(electron hóa trị thể hiện khả năng hình thành liên kết hóa học)

2 Cấu tạo bảng tuần hoàn

- Ô nguyên tố: Số thứ tự ô = số hiệu nguyên tử

- Chu kỳ: số thứ tự chu kỳ = số lớp

Chu kỳ nhỏ gồm 1, 2, 3

Chu kỳ lớn gồm 4, 5, 6, 7

- Nhóm nguyên tố: số thứ tự nhóm = số electron hóa trị

Xét trên cấu hình năng lượng để xác định nhóm

+ Nhóm A (nhóm chính) có mức năng lượng cao nhất là s, p = số electron lớp ngoài cùng

+ Nhóm B (nhóm phụ) có mức năng lượng cao nhất là d, f

= 𝑠ố 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛 𝑙ớ𝑝 𝑛𝑔𝑜à𝑖 𝑐ù𝑛𝑔 (𝑛ế𝑢 𝑙ớ𝑝 𝑠á𝑡 𝑙ớ𝑝 𝑛𝑔𝑜à𝑖 𝑐ù𝑛𝑔 𝑏ã𝑜 ℎò𝑎)

= 𝑠ố 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛 𝑙ớ𝑝 𝑛𝑔𝑜à𝑖 𝑐ù𝑛𝑔 + số electron phân lớp sát lớp ngoài cùng (nếu lớp sát lớp ngoài cùng chưa bão hòa)

- Khối nguyên tố:

Khối nguyên tố s: nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp s

Khối nguyên tố p: nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp p

Khối nguyên tố d: nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp d

Khối nguyên tố f: nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp f

- Sự biến đối tính chất vật lý và tính chất hóa học trong bảng tuần hoàn

Trái sang phải trong một chu kỳ Trên xuống dưới trong một nhóm Bán kính Giảm dần  Tăng dần 

SV: Phạm Hoàng Gia 6

Chương 3: Liên kết hóa học

1 Liên kết hóa học – quy tắc bát tử

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

- Quy tắc bát tử: là khuynh hướng liên kết để đạt được cấu hình electron bền vững như khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với He) ở lớp ngoài cùng

2 Liên kết kim loại

Là liên kết hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do Hầu hết kim loại ở điều kiện thường đều tồn tại dạng tinh thể (trừ Hg dạng lỏng)

Tinh thể

Ion Nguyên tử Phân tử Kim loại

Hình thành từ Những ion mang

điện trái dấu Các nguyên tử Các phân tử

Những ion kim loại và các electron tự do Lực liên kết Tĩnh điện Cộng hòa trị Tương tác phân tử Tĩnh điện

Tính chất

Bền, khó nóng chảy, khó bay hơi VD: NaCl

Nhiệt độ nóng chảy và bay hơi cao

VD: Kim cương (Cacbon)

Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và bay hơi thấp

VD: I2, nước đá

Ánh kim, dẽo, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt VD: Fe, Cu

3 Liên kết ion

- Là liên kết hình thành bằng lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu, là sự trao đổi electron giữa một nguyên tử kim loại và một nguyên tử phi kim

- Hiệu độ âm điện   1,7

4 Liên kết cộng hóa trị

- Là liên kết hình thành bằng sự dùng chung electron của hai nguyên tử phi kim, gồm 3 loại:

Liên kết cộng hóa trị phân

cực

Liên kết cộng hóa trị không phân cực

Liên kết cho nhận (trường hợp đặc biệt) Khái niệm

cặp electron dùng chung bị lệch về phía nguyên tử có

độ âm điện lớn hơn

cặp electron dùng chung nằm ngay chính giữa hai nguyên tử

Cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử bỏ ra

Hiệu độ âm điện 0,4   1,7   0,4

Tính chất hợp chất Tan trong dung môi phân

cực

Tan trong dung môi không phân cực

VD: H2 H H H H



 

H-H

CT electron CT cấu tạo : là liên kết đơn hoặc liên kết cho nhận ()

:: là liên kết đôi

là liên kết ba

C;Si N;P O;S Cl;Br;I CTCT 4 3 2 1

LK cho nhận 0 1 2 3

*So sánh độ sôi giữa các loại liên kết: LK ion > LK kim loại > LK cộng hóa trị

5 Thuyết lai hóa

Là sự tổ hợp trộn lẫn của một số obitan nguyên tử trong cùng nguyên tử để hình thành nên obitan mới Những obitan này có cùng kích thước, năng lượng, cấu trúc nhưng khác nhau về tính định hướng trong không gian

- Sự xen phủ trục là sự xen phủ giữa các obitan s và s; p và s; p và p cho ra liên kết xích ma  Trục đối

xứng obitan trùng với trục đường nối tâm  liên kết mới bền

- Sự xen phủ bên là sự xen phủ giữa obitan p và p cho ra liên kết xích ma  và liên kết pi  Trục đối

xứng obitan song song với nhau  liên kết mới kém bền

Liên kết đơn: có 1 liên kết xích ma 

Liên kết đôi: có 1 liên kết xích ma và 1 liên kết pi 

Liên kết ba: có 1 liên kết xích ma và 2 liên kết pi 

SV: Phạm Hoàng Gia 8

6 Hoá trị và số oxi hóa

-Hóa trị trong hợp chất ion = điện tích

VD: CaCl2

2

Ca : 2 Ca Cl

Cl :1

 

 









- Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị = số liên kết

VD: CH4

C : 4

H :1







- Quy tắc số oxi hóa

+ Số oxi hóa của đơn chất bằng 0

+ Tổng số oxi hóa của phân tử bằng 0

+ Tổng số oxi hóa của một ion bằng điện tích của hợp chất ion đó VD:

3

H(NO ) 

+ Trong hợp chất:

Li, Na, K: +1

H: +1

O: -2

Chương 4: Phản ứng hóa học

1 Cân bằng phản ứng oxi hóa khử

Electron Số oxi hóa Quá trình (sự) Chất khử (chất bị oxi hóa) Cho (nhường) Tăng Oxi hóa

Chất oxi hóa (chất bị khử) Nhận Giảm Khử

Dạng đơn giản:

4N H 5O 4NO 6H O  

(Chất khử)(chất OXH)

4

5|

N  N 5e (quá trình OXH)

2

O 4e  2O (quá trình khử)

Dạng môi trường

(chất khử) (chất OXH)(môi trường)

4

1|

 

  (quá trình OXH)

Cl 8e  Cl (quá trình khử)

Dạng ẩn số

3Fe O (12x 2y)HNO  3xFe(NO ) (3x 2y)NO (6x y)H O   

3

3𝑥−2𝑦|

x Fex Fe (3x 2y)e   (quá trình OXH)

N 3e  N (quá trình khử)

`

2 Phân loại phản ứng vô cơ

- Phản ứng hóa hợp: (từ nhiều chất thành 1 chất) có thể là hoặc không là phản ứng oxi hóa khử

VD: 2H2O2 2H O2

CaO CO 2 CaCO3

- Phản ứng phân hủy: (từ 1 chất thành nhiều chất) có thể là hoặc không là phản ứng oxi hóa khử

SV: Phạm Hoàng Gia 10

VD: 2KClO3 2KCl 3O 2

Cu(OH)2 CuO H O 2

-Phản ứng thế: luôn là phản ứng oxi hóa khử

axit (H SO ;HCl2 4

) + Kim loại muối + H2 

VD: Fe 2HCl FeCl2H2 

- Phản ứng trao đổi: luôn không phải là phản ứng oxi hóa khử

Điều kiện xảy ra phản ứng

+ Chất tham gia phản ứng phải tan (trừ 1 số chất ngoại lệ kết tủa khi tác dụng với axit)

+ Sản phẩm có kết tủa hoặc bay hơi

dd muối + KL muối mới + KL mới

dd muối + dd bazơ muối mới + bazơ mới

dd muối + axit muối mới + axit mới

dd muối + dd muối  muối mới + muối mới

VD: AgNO3NaClAgCl NaNO3

- Phản ứng trung hòa: luôn không phải là phản ứng oxi hóa khử

Axit + bazơ muối + H O2

VD: NaOH HCl NaCl H O 2