Giao an ca nam

Sự biến đổi tính chất trong 1 nhóm A Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố mạnh dần, đồng thời tính phi kim yếu dần... Giải thích [r]

TỔNG HỢP CÁC CÔNG THỨC

I CÔNG THỨC TÍNH SỐ MOL (MOL)

1 Theo khối lượng:

n = m M

m

a Viết PTHH Chất nào còn dư? Tính khối lượng chất dư

b Tính khối lượng kết tủa tạo thành Sau khi loại bỏ kết tủa, tính C% các chất

còn lại sau phản ứng

THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ

I THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ

1 Thành phần cấu tạo của nguyên tử

Nguyên tử được cấu tạo bởi 2 phần: vỏ nguyên tử và hạt nhân nguyên tử

Vỏ nguyên tử: mang điện tích âm gồm các eletron (e)

Hạt nhân: mang điện tích dương, gồm có 2 loại hạt:

Proton mang điện dương (p)

Nơtron không mang điện (n)

Trong nguyên tử trung hoà điện, số proton = số electron

+1,602.10-19 C = 1+ đvđt

Nơtron n mn = 1,6748.10

-27 kg  1 u

0

2 Kích thước

1 Ao = 10-10 m, 1 nm = 10-9 m, 1 nm = 10 Ao

Đường kính của nguyên tử khoảng 10-1 nm

Đường kính của hạt nhân nguyên tử khoảng 10-5 nm

Đường kính của nguyên tử lớn hơn đường kính của hạt nhân 10.000 lần

Đường kính của electron và proton khoảng 10- 8 nm

Electron chuyển động xung quanh hạt nhân, giữa electron và hạt nhân là chân

không  nguyên tử có cấu tạo rỗng

3 Khối lượng

Khối lượng nguyên tử bằng tổng khối lượng của các hạt có trong nguyên tử

Đơn vị: u (đơn vị khối lượng nguyên tử, 1u = 1,6605.10-27 kg), đvC

II HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ

1 Điện tích hạt nhân (Z)

Proton mang điện tích 1+, nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích hạt nhân bằng Z+

và số đơn vị điện tích hạt nhân bằng Z

Nguyên tử trung hòa điện, do đó:

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

Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố được gọi là số hiệu

nguyên tử của nguyên tố đó, kí hiệu là Z

(trừ 3

1 H triti)

Bài tập áp dụng 1

a Nguyên tử X có tổng số hạt bằng 58, số nơtron gần bằng số proton Xác định số

điện tích hạt nhân Z và số khối A trong nguyên tử X

b Nguyên tử Y có tổng số các hạt bằng 82, hạt mang điện nhiều hơn hạt không

mang điện là 22 hạt Xác định số điện tích hạt nhân Z và số khối A trong nguyên

tử Y

Bài tập áp dụng 2

a Nguyên tử X có tổng số hạt bằng 52, số hạt không mang điện

bằng 1,06 lần số hạt mang điện âm Xác định số điện tích hạt nhân Z và số khối

A trong nguyên tử X

b Nguyên tử X có tổng số hạt bằng 49, số hạt không mang điện bằng 53,125% số

hạt mang điện Xác định số điện tích hạt nhân Z và số khối A trong nguyên tử X

2 Dạng 2: Giải thích kí hiệu – viết kí hiệu nguyên tử

Bài tập áp dụng 1

Xác định số điện tích hạt nhân, số proton, số nơtron, số electron, số khối A

của nguyên tố có kí hiệu nguyên tử sau:

Bài tập áp dụng 2

Cho nguyên tử X có tổng số các loại hạt là 155, trong đó số hạt mang điện nhiều

hơn số hạt không mang điện là 33 hạt Viết kí hiệu nguyên tử của X

3 Dạng 3: Xác định khối lượng nguyên tử - nguyên tử khối

Khối lượng nguyên tử = tổng khối lượng các hạt (đơn vị là gam hoặc kilôgam)

Bài tập áp dụng 1

Nguyên tử nitơ có 7 proton, 7 nơtron, 7 electron

Tính khối lượng theo gam của nguyên tử nitơ

Bài tập áp dụng 2

Biết rằng khối lượng một nguyên tử oxi nặng gấp 15,842 lần và khối lượng của

nguyên tử cacbon nặng gấp 11,9059 lần khối lượng của nguyên tử hiđro Hỏi nếu

chọn 1/12 khối lượng nguyên tử cacbon làm đơn vị thì hiđro và oxi có nguyên tử

khối là bao nhiêu?

7

3Li 19 9F 23 11Na

ĐỒNG VỊ VÀ CÁC BÀI TOÁN ĐỒNG VỊ TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I ĐỒNG VỊ

Định nghĩa:

1

Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton

nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng khác nhau

Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử, có thể coi nguyên tử khối xấp

xỉ số khối của hạt nhân

Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp

bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử

Ví dụ: Xác định nguyên tử khối của P biết rằng P có Z = 15 và N = 16

 Nguyên tử khối của P là 15 + 16 = 31

Nguyên tử khối trung bình

2

Giả sử một nguyên tố có hai đồng vị

Công thức tính nguyên tử khối trung bình là:

A x + A x

A =

100 Trong đó:

A1: số khối đồng vị thứ nhất

A2: số khối đồng vị thứ hai

X1: phầ trăm (%) số nguyên tử của đồng vị thứ 1

X2: phần trăm (%) số nguyên tử của đồng vị thứ 2

Ví dụ

Clo là hỗn hợp hai đồng vị: (chiếm 75,77%) (chiếm 24,23%) Tính

nguyên tử khối trung bình của Clo

Giải

Nguyên tử khối trung bình của oxi là

2 Dạng 2: Tính tỉ lệ phần trăm số nguyên tử (số nguyên tử) các đồng vị khi

biết nguyên tử khối trung bình

Gọi x1 là % số nguyên tử của đồng vị 1

x2 là % số nguyên tử của đồng vị 2, …

Khi đó: x1 + x2 + x3 + … = 100

Kết hợp với nguyên tử khối trung bình ta lập hệ phương trình đại số chứa x1 , x2, …

Giải hệ xác định x1 , x2, … Suy ra yêu cầu bài toán

Bài tập áp dụng 1

Nguyên tử khối trung bình của đồng là 63,546 Đồng tồn tại trong tự nhiên dưới hai

dạng đồng vị Tính tỉ lệ phần trăm số nguyên tử của hai đồng vị trên

Tính nguyên tử khối trung bình của Mg Giả sử trong hỗn hợp nói trên có 50

nguyên tử 25Mg thì số nguyên tử tương ứng của hai đồng vị còn lại là bao nhiêu?

Lập phương trình nguyên tử khối trung bình (nếu cĩ)

 Số khối (nguyên tử khối) mỗi đồng vị

Bài tập áp dụng 1

Nguyên tố X cĩ ba đồng vị:

a Tổng số khối của ba đồng vị là 87 Số nơtron trong đồng vị thứ hai nhiều hơn

số nơtron trong đồng vị thứ nhất 1 hạt, biết nguyên tử khối trung bình của X là 28,055

Cho một dung dịch chứa 8,19 gam muối NaX tác dụng với một lượng dư dung dịch

AgNO3 thu được 20,09 gam kết tủa

26 12 25 12

số nguyêntử Mg số nguyê

24 12 25 12

số nguyêntử Mg số nguyê

số nguyêntử Mg = 50.78,99 

10

55

26 12

số nguyêntử Mg = 50.11,01 

10



a Tìm nguyên tử khối và gọi tên X

b X có hai đồng vị tự nhiên trong đó đồng vị một có số nguyên tử nhiều hơn

đồng vị hai 50% Hạt nhân đồng vị một có ít hơn hạt nhân đồng vị hai 2

nơtron Tìm số khối mỗi đồng vị

X có nguyên tử khối 35,5  X là Clo

Gọi x1 là % số nguyên tử của đồng vị 1

A = 35

A = 37





VỎ NGUYÊN TỬ TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I VỎ NGUYÊN TỬ

1 Sự chuyển động của các electron trong nguyên tử

a.Mô hình nguyên tử Bo và Rơ-dơ-pho:

Trong nguyên tử, electron chuyển động trên những quỹ đạo tròn hay bầu dục xác

định

Hạn chế: Không giải thích đầy đủ tính chất của nguyên tử

Mô hình hiện đại về sự chuyển động của electron trong nguyên tử:

Trong nguyên tử, electron chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt

nhân nguyên tử không theo những quỹ đạo xác định tạo nên vỏ nguyên tử

2 Lớp electron và phân lớp electron

a.Lớp electron

Ở trạng thái cơ bản, các electron trong nguyên tử lần lượt chiếm các mức năng

lượng từ thấp đến cao và chia thành từng lớp

Lớp electron gồm những electron có mức năng lượng gần bằng nhau

Trong nguyên tử, có thể có nhiều lớp sắp xếp từ trong ra ngoài theo thứ tự mức

năng lượng từ thấp lên cao Thực nghiệm xác định có 7 lớp electron

b.Phân lớp electron

Mỗi lớp electron lại chia thành các phân lớp

Các electron có mức năng lượng bằng nhau thì thuộc cùng một phân lớp

Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường s, p , d , f  có 4 phân lớp

Số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó (cao nhất là 4 vì chỉ có 4

phân lớp)

Các electron ở phân lớp s gọi là electron s, ở phân lớp p được gọi là các electron

p,…

3 Số electron tối đa trong một phân lớp, một lớp

a.Số electron tối đa trong một phân lớp

Ghi chú: Phân lớp electron đã có đủ số electron tối đa gọi là phân lớp electron bão hòa

b.Số electron tối đa trong 1 lớp

Nhận xét: Số electron tối đa trong lớp thứ n là: 2.n2 (n≤4)

Phân lớp s p d f

Số electron tối

đa

2 6 10 14

Ghi chú: Lớp electron đã chứa đủ số electron tối đa gọi là lớp electron bão hòa

Ví dụ: xác định số lớp electron của các nguyên tử ,

Số điện tích hạt nhân của N là 7

 có 7 proton và 7 electron được phân bố như sau

+ 2 electron trên lớp K (n = 1)

+ 5 electron trên lớp L (n = 2)

Số điện tích hạt nhân của Al là 13

 có 13 proton và 13 electron được phân bố như sau

+ 2 electron trên lớp K (n = 1)

+ 8 electron trên lớp L (n = 2)

+ 3 electron trên lớp M (n = 3)

II CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ

1 Thứ tự các mức năng lượng trong nguyên tử

Các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các mức năng lượng

từ thấp đến cao

Thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao của các phân lớp

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s …

Để giải thích các mức năng lương trên, ta có thể dùng quy Klechkowski Mức năng

lượng tăng dần theo chiều mũi tên

2 Cấu hình electron của nguyên tử

a.Cấu hình electron nguyên tử

Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp

khác nhau

b.Qui ước cách viết cấu hình electron

Số thứ tự của lớp electron được viết bằng các số (1, 2, 3, )

Phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường: s, p, d, f

Số electron viết trên kí hiệu của các phân lớp như số mũ (s2, p6, )

Cách viết cấu hình electron nguyên tử

c.Xác định số electron của nguyên tử

Phân bố các electron vào các phân lớp theo thứ tự mức năng lượng (1s 2s 2p 3s

3p 4s 3d 4p 5s …) và tuân theo quy tắc sau: 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

Khi số electron có từ 21 trở lên, sau khi phân bố electron vào các phân lớp theo

thứ tự mức năng lượng, để có cấu hình electron ta phải viết lại theo lớp khác nhau

Cấu hình electron của nguyên tử Fe là 1s22s2 2p63s23p6 3d64s2

3 Đặc điểm electron lớp ngoài cùng

Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp electron ngoài cùng có nhiều nhất là

8 electron

Các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng (ns2np6) và nguyên tử heli (1s2) không

tham gia vào các phản ứng hóa học Đó là các nguyên tử của nguyên tố khí hiếm

(khí trơ)

Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng dễ nhường electron là nguyên tử

của các nguyên tố kim loại

Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng dễ nhận electron thường là

nguyên tử của các nguyên tố phi kim

Các nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể là nguyên tử của nguyên tố kim

loại hoặc phi kim

Như vậy, khi biết cấu hình electron của nguyên tử có thể dự đoán được loại nguyên

tố

BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUYÊN TỐ HĨA HỌC TÊN BÀI HỌC (ghi một dịng)

I NGUYÊN TẮC SẮP XẾP CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG TUẦN HỒN

Các nguyên tố hĩa học được sắp xếp trong bảng tuần hồn theo các nguyên tắc :

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

Các nguyên tố cĩ cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng

Kí hiệu hóa học

Tên nguyên tố Độ âm điện

Nguyên tử khối trung bình

Cấu hình electron Số oxi hóa

[Ne]3s 3p2 1Số hiệu nguyên tử

2 Chu kì

Chu kì là những dãy nguyên tố mà nguyên tử của chúng cĩ cùng số lớp electron,

được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần

Số thứ tự chu kì = số lớp electron

Số lớp electron là số thứ tự hàng ngang cao nhất trên cấu hình electron

Ví dụ: Na (Z=11)  cĩ 11 electron Cấu hình electron của nguyên tử Na: 1s22s22p63s1

 số thứ tự hàng ngang cao nhất là 3 do đĩ Na cĩ 3 lớp electron Vậy Na thuộc chu kì 3

Hệ thống tuần hồn cĩ 7 chu kì được ghi bằng số thứ tự từ 1 đến 7

Ví dụ:

Các chu kì 1, 2, 3 là các chu kì nhỏ

Các chu kì 4, 5, 6,7 là các chu kì lớn

Chu kì 7 chưa đầy đủ

Bắt đầu mỗi chu kì là kim loại kiềm kết thúc chu kì là nguyên tố khí hiếm (trừ chu

kì 1)

3 Nhóm nguyên tố

Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương

tự nhau do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột

Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị

Số electron hóa trị thường là electron ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát ngoài

cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa

Ví dụ

S (Z = 16) có 16 electron cấu hình e của S là 1s s2p 3s23p4

Giải

Có 3 lớp electron  lớp ngoài cùng là lớp thứ ba có hai phân lớp 3s23p4

tổng số mũ 2 + 4 = 6  có 6 electron lớp ngoài cùng  S thuộc nhóm VI

Lưu ý:

Số electron lớp ngoài cùng (nguyên tố s,p) = tổng số mũ trên các phân lớp của lớp

ngoài cùng

Số thứ tự nhóm ghi bằng số La Mã

Bảng tuần hoàn được chia làm 2 loại nhóm

Nhóm A: bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p, có 8 nhóm A từ IA  VIIIA

Nhóm B: bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f, có 8 nhóm B từ IB  VIIIB (mỗi

A điện tích hạt nhân B bán kính nguyên tử.

C khối lượng nguyên tử D A và C đúng

Nhận xét nào sau đây đúng?

A X thuộc nhóm IVA, Y thuộc nhóm IIA

B X thuộc nhóm IIA, Y thuộc nhóm IVA

C X thuộc nhóm VA, Y thuộc nhóm IIA

D X thuộc nhóm VIA, Y thuộc nhóm IIA

Bài tập áp dụng 6

Số hiệu nguyên tử Z của các nguyên tử X, Y là 7, 19 Nhận xét đúng là

A X, Y thuộc cùng chu kì

B X, Y thuộc chu kì 2

C X thuộc chu kì 2, Y thuộc chu kì 4

D X thuộc chu kì 3, Y thuộc chu kì 6

SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

I TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM

Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương Nguyên tử càng dễ mất electron  tính kim loại càng mạnh

Ví dụ

Mg (Z = 12): 1s22s22p63s2

Mg → Mg2++ 2e

Nguyên tử càng dễ mất electron → tính kim loại càng mạnh

Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm Nguyên tử càng dễ thu electron  tính phi kim càng mạnh

Ví dụ

P (Z = 15): 1s22s22p63s23p3

P + 3e → P

Nguyên tử càng dễ thu electron → tính phi kim càng mạnh

1 Sự biến đổi tính chất trong 1 chu kỳ

Trong một chu kỳ, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố yếu dần, đồng thời tính phi kim mạnh dần

Ví dụ: Trong chu kỳ 3:

Tính kim loại của: Na > Mg > Al Tính phi kim của: Si < P < S < Cl

Giải thích

Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải thì:

Điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron không đổi

 hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng tăng,

 bán kính nguyên tử giảm,

 khả năng nhường electron giảm đồng thời khả năng thu thêm electron tăng lên,

 tính kim loại giảm và tính phi kim tăng

2 Sự biến đổi tính chất trong 1 nhóm A

Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các

nguyên tố mạnh dần, đồng thời tính phi kim yếu dần

Ví dụ: Trong nhóm IA, tính kim loại của:

Li < Na < K < Rb < Cs

Ví dụ: Trong nhóm VIIA, tính phi kim của:

F > Cl > Br > I

Giải thích

Trong một nhóm, khi đi từ trên xuống thì:

Điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron tăng vượt mạnh hơn

 Lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng giảm,

 bán kính nguyên tử tăng,

 khả năng nhường electron tăng đồng thời khả năng thu thêm electron giảm,

 tính kim loại tăng và tính phi kim giảm

3 Độ âm điện

Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử

đó khi hình thành liên kết hóa học

Lưu ý: Độ âm điện của nguyên tử càng lớn thì tính phi kim của nó càng mạnh và

ngược lại

Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân thì giá trị độ âm điện

của các nguyên tử nói chung tăng dần

Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân thì giá trị độ âm điện

của các nguyên tử nói chung giảm dần

Kết luận: Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều

tăng dần của điện tích hạt nhân

II HÓA TRỊ CỦA NGUYÊN TỐ

Trong 1 chu kì, đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất

với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7, còn hóa trị của các phi kim trong hợp chất với hiđro

giảm từ 4 đến 1

Oxit lưỡng tính

Oxit axit

P2O5

Oxit axit

Oxit axit

Cl2O7

Oxit axit NaOH

Bazơ

mạnh

(kiềm)

Mg(OH)2Bazơ yếu

Al(OH)3Hiđroxit lưỡng tính

H2SiO3Axit yếu

H3PO4Axit trung bình

H2SO4Axit mạnh

HClO4Axit rất mạnh

Kết luận: Trong một chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân,

tính bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng yếu dần đồng thời tính axit của chúng

mạnh dần

Tính bazơ tỉ lệ tính kim loại - tính axit tỉ lệ tính phi kim

IV ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp

chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt

nhân nguyên tử

Bài tập áp dụng 1

Trong một chu kì, bán kính nguyên tử các nguyên tố

A tăng theo chiều tăng của điện tích hạt nhân

B giảm theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân

C giảm theo chiều tăng của tính kim loại

D tăng theo chiều tăng tính phi kim

Bài tập áp dụng 2

Các nguyên tố halogen được sắp xếp theo chiều bán kính nguyên tử giảm dần (từ trái

sang phải) là

A I, Br, Cl, F B I, Br, F, Cl C F, Cl, Br, I D Br, I, Cl, F

Bài tập áp dụng 3

Theo qui luật biến đổi tính chất đơn chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn thì

A phi kim mạnh nhất là iot B kim loại mạnh nhất là liti

C phi kim mạnh nhất là flo D kim loại yếu nhất là xesi

Bài tập áp dụng 4

Các nguyên tố của chu kì 2 được sắp xếp theo chiều giá trị độ âm điện giảm dần (từ

trái qua phải) là

A F, O, N, C, B, Be, Li B Li, B, Be, N, C, F, O

C Be, Li, C, B, O, N, F D N, O, F, Li, Be, B, C

Ý NGHĨA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ CỦA NGUYÊN TỐ VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ CỦA

NÓ

Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể xác định cấu tạo nguyên tử và viết

cấu hình electron nguyên tử

Vị trí của một nguyên tố

Số thứ tự của nguyên tố Số electron, số proton, số

II QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ TÍNH CHẤT CỦA NGUYÊN TỐ

Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất cơ bản của

Hóa trị cao nhất của nguyên tố với oxi = số thứ tự nhóm

Hóa trị của nguyên tố với hiđro = 8 – số thứ tự nhóm

Công thức oxit cao nhất Công thức hợp chất khí với hiđro Công thức hidroxit tương ứng và tính axit hay bazơ của chúng Nếu nguyên tố phi kim thì hidroxit tương ứng là axit

Nếu nguyên tố là kim loại thì hidroxit tương ứng là bazơ

Ví dụ

Nitơ thuộc chu kì 2, nhóm VA (Nitơ là phi kim)

 Oxit cao nhất là: N2O5

Do đó: N O 2 5 + H2 O  2HNO 3

Hiđroxit tương ứng là axit: HNO3

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

NGUYÊN TỐ LÂN CẬN

Dựa vào qui luật biến đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy

ra tính chất của các nguyên tố với các nguyên tố lân cận

Nguyên tố clo thuộc chu kì 3 và nhóm VIIA Hãy cho biết đặc điểm về cấu hình electron

nguyên tử và tính chất hóa học cơ bản của clo

Bài tập áp dụng 2

Hai nguyên tô A, B đứng kế tiếp nhau trong cùng một chu kì của bảng tuần hoàn có tổng

số đơn vị điện tích hạt nhân là 25

A Viết cấu hình electron Xác định hai nguyên tố A và B thuộc chu kì nào, nhóm nào?

B So sánh tính chất hóa học của chúng

Bài tập áp dụng 3

Tổng số hạt proton, nơtron, electron của nguyên tử một nguyên tố X thuộc nhóm VIIA là

28

a Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố đó

b So sánh tính chất hóa học của X với lưu huỳnh (Z = 16) và clo (Z = 17)

BÀI TOÁN XÁC ĐỊNH NGUYÊN TỐ TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I DẠNG TOÁN 1: XÁC ĐỊNH TÊN NGUYÊN TỐ DỰA VÀO % KHỐI LƯỢNG

CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HỢP CHẤT OXIT CAO NHẤT VÀ HỢP CHẤT KHÍ

R O RO

Nếu gọi y là hóa trị của R với hiđro khi đó

x+y = 8 ( R thuộc nhóm IVA,VA,VIA,VIIA) Hợp chất khí với hiđro có dạng RHy (hay RH(8-x))

2 Phương pháp:

Từ công thức oxit cao nhất  Công thức hợp chất với hidro (hoặc ngược lại)

Lập tỉ lệ % khối lượng các nguyên tố trong hợp chất tương ứng suy ra giá trị MR

x 2

RO Nếu oxit có dạng (x: chẳn):

R

= x

hợp chất khí với hidro của R là

Dựa vào điều kiện đề bài ta xác định nguyên tử khối M (M m

n

 )

Từ giá trị M tìm được  tên kim loại

Bài tập áp dụng 1

Khi cho 0,6 gam một kim loại nhóm IIA tác dụng với nước tạo ra 0,336 lit khí hiđro

(ở điều kiện tiêu chuẩn) Xác định kim loại đó

Bài tập áp dụng 2

Cho 0,48 gam một kim loại nhóm IIA tác dụng hết với 200 gam dung dịch HCl

14,6% thu được dung dịch (A) và 0,448 lit khí hiđro (điều kiện tiêu chuẩn)

a Xác định tên kim loại

b Tính nồng độ phần trăm các chất trong dung dịch A

Bài tập áp dụng 3

Cho 31 gam hỗn hợp gồm kim loại Natri và một kim loại kiềm (R) tác dụng hết với

nước ta được dung dịch (A) Để trung hòa dung dịch (A) phải dùng 2 mol HCl Xác

định kim loại R

LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I SỰ HÌNH THÀNH ION, CATION, ANION

1 Ion, cation, anion

a.Ion

Nguyên tử trung hòa về điện khi nhường hay nhận e thì trở thành phần tử mang

điện gọi là ion

b.Sự tạo thành cation

Ví dụ:

Na có 11p mang điện tích 11+

Na có 11e mang điện tích 11- Do đó nguyên tử Na trung hòa điện Có 11p

mang điện tích 11+ Có 10e mang điện tích 10-

Phần còn lại của nguyên tử Na mang điện tích 1+

Có thể biểu diễn quá trình trên bằng phương trình sau:

Na  Na+ + e Khi nguyên tử của các nguyên tố nhường electron trở thành ion dương còn gọi là

F có 9p mang điện tích 9+

F có 9e mang điện tích 9-

Nguyên tử F trung hòa về điện

Có 9p mang điện tích 9+

Có 10e mang điện tích 10-

Nên phần còn lại mang điện tích 1- là ion F-

Có thể biểu diễn quá trình trờn bằng phương trình sau: F +1e  F-

Khi nguyên tử của các ng/tố nhận e trở thành ion âm còn gọi là anion

Ví dụ:

N + 3e  N

3-O + 2e  O 2-

Cl + 1e  Cl-

2 Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử

Ion đơn nguyên tử là ion tạo thành từ một nguyên tử



4

2.1e

III TINH THỂ - TINH THỂ ION

1 Tinh thể

Cấu tạo từ những nguyên tử, ion hoặc phân tử và chúng được sắp xếp theo một trật

tự nhất định trong không gian

Mạng tinh thể NaCl có cấu trúc hình lập phương

1 ion Na+ được bao quanh bởi 6 ion Cl- và ngược lại

Ví dụ

Mạng tinh thể NaCl có cấu trúc hình lập phương: 1 ion Na+ được bao quanh bởi 6

ion Cl- và ngược lại

2 Tính chất hợp chất ion

Thường tan nhiều trong nước

Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao

Khi nóng chảy hay tan trong nước thì dẫn điện (trạng thái rắn ban đầu không dẫn

điện)

LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

Liên kết giữa N bằng 3 cặp e ta có liên kết ba

Liên kết cộng hóa trị là liên kết giữa 2 nguyên tố bằng cặp electron chung

Liên kết giữa 2 nguyên tử H và N là liên kết cộng hóa trị không phân cực

2 Liên kết giữa các nguyên tử khác nhau-sự hình thành hợp chất

a.Sự hình thành phân tử hiđroclorua (HCl)

H  + H hay Cl  H

công thức e CTCT

Liên kết cộng hóa trị trong đó cặp electron bị lệch về 1 nguyên tử gọi là liên kết

cộng hóa trị có cực hay liên kết cộng hóa trị phân cực

b.Sự hình thành phân tử khí cacbon đioxit (CO2) , (cấu tạo mạch thẳng)



Cl :



:O:  :O :C :O :

Phân tử CO2 không phân cực

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

Lỏng, rắn, khí

Ví dụ: H2O, rượu etylic, đường saccarozơ,…

Chất không phân cực tan trong dung môi không phân cực

Chất phân cực tan trong dung môi phân cực

Các chất chỉ có liên kết cộng hóa trị không phân cực dẫn được điện

II VIẾT CÔNG THỨC CẤU TẠO MỘT SỐ HỢP CHẤT THƯỜNG GẶP

1 Nguyên tắc chung:

Công thức cấu tạo chỉ có ý nghĩa tương đối, nhằm thỏa mãn hóa trị của nguyên tố

Mỗi hóa trị được biểu diễn bằng một gạch chung giữa 2 nguyên tử

Nếu số nguyên tử trong phân tử có số lẻ, số chẵn thì: lẻ ở giữa, chẵn nằm ở hai bên

b.Axit (có oxi)

Axit có bao nhiêu H, vẽ bấy nhiêu nhóm HO-

Nối các nhóm HO với nguyên tố trung tâm (thường là phi kim)

Nếu nguyên tố trung tâm chưa đủ hóa trị thì thêm =O vào cho đủ, nếu vẫn còn

dư oxi thì tạo liên kết cho nhận

Ví dụ: viết công thức cấu tạo của các hợp chất sau

a H2CO3, H2SO4, HClO, HN , O3 H3PO4

b H2CO3, H2SO4, HClO, HNO3, H3PO4

c.Bazơ

Gắn các nhóm HO- của baz với kim loại bazơ sao cho phù hợp với hóa trị

Ví dụ: viết công thức cấu tạo của các hợp chất sau

Ví dụ: viết công thức cấu tạo của các hợp chất sau

a Na2CO3, K3PO4, CaSO4, Mg(NO3)2, Ba3(PO4)2

b Na2CO3, K3PO4, CaSO4, Mg(NO3)2, Ba3(PO4)2

c Na2CO3, K3PO4, CaSO4, Mg(NO3)2, Ba3(PO4)2

HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I CÁCH XÁC ĐỊNH HÓA TRỊ

1 Điện hóa trị

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

điện hoá trị của nguyên tố đó

Ví dụ: NaCl là hợp chất ion: tạo bởi cation Na+ và anion Cl- , natri có điện hoá trị là

1+, clo có điện hoá trị là 1-

2 Cộng hóa trị

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

kết CHT của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hoá trị của

Số oxi hoá của nguyên tố trong đơn chất bằng không

Ví dụ: Số oxi hóa của các nguyên tố Cu, Zn, O… trong Cu, Zn, O2… bằng 0

b.Qui tắc 2:

Trong một phân tử, tổng số số oxi hoá của các nguyên tố bằng không:

Ví dụ: Tính tổng số oxi hóa các nguyên tố trong NH3 và HNO2 tính số oxi hóa của

N

c.Qui tắc 3:

Số oxi hoá của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích ion đó Trong ion đa nguyên

tử, tổng số số oxi hoá của các nguyên tố bằng điện tích ion

Ví dụ: số oxi hóa của K, Ca, Cl, S trong K+, Ca2+, Cl-, S2- lần lượt là +1, +2, -1, -2

d.Qui tắc 4:

Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá của hidro bằng +1, trừ một số trường hợp

như hiđrua kim loại ( NaH, CaH2…)

Số oxi hoá của oxi bằng -2 trừ trường hợp OF2, peoxit ( chẳng hạn H2O2…)

PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I KHÁI NIỆM

1 Quan niệm cũ

Chất oxi hóa là chất cho oxi

Chất khử là chất nhận oxi

2 Quan niệm mới

Chất oxi hóa là chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng

Chất khử là chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng

Ví dụ: Đun nóng CuO với khí H2 +2 0 0  0 +1

Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển electron giữa các

chất 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

Chất khử Nhường electron Số oxi hóa tăng

Chất oxi hóa Nhận electron Số oxi hóa giảm

Sự khử Quá trình nhận electron Làm giảm số oxi hóa

Sự oxi hóa Quá trình nhường electron Làm tăng số oxi hóa

4 Phương pháp thăng bằng electron

tổng electron nhường = tổng electron nhận

II CÁC BƯỚC THIẾT LẬP PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

Bước 1: Xác định số oxi hóa của các nguyên tố

Bước 2: Viết các quá trình oxi hóa khử

Bước 3: Tìm hệ số để tổng electron nhường bằng tổng electron nhận

Bước 4: Đưa hệ số cân bằng và kiểm tra sự cân bằng

Ví dụ

Cân bằng phản ứng sau đây:

a Fe2O3 + CO → Fe + CO2

LUYỆN TẬP PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ ĐƠN GIẢN

Phản ứng xảy trong đó có một chất đóng vai trò chất oxi hóa và một chất đóng vai trò

chất khử, hoặc phản ứng tự oxi hóa khử

8Al + 30HNO3 8Al(NO)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

II PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ PHỨC TẠP

Có nhiều nguyên tố thay đổi số oxi hóa cùng lúc (từ 3 nguyên tố trở lên)

Phương trình hoàn chỉnh

FeS + 12HNO3  Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O

Bài tập áp dụng

Cân bằng các phản ứng hóa học sau bằng phương pháp thăng bằng electron

a CrCl3 + Br2+NaOH → Na2CrO4+ NaBr + NaCl + H2O

b H2S+ KMnO4+H2SO4 → MnSO4+ S + K2SO4 + H2O

c CuFeS2 + HNO3 → Cu(NO3)2 + Fe(NO3)3+ H2SO4+ NO2 + H2O

d Cu2S + HNO3 → Cu(NO 3)2 + CuSO4 + NO + H2O

PHƯƠNG PHÁP BẢO TOÀN MOL ELECTRON TÊN BÀI HỌC (ghi một dòng)

I ĐẶC ĐIỂM

Không phải là phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa - khử, mặc dù phương pháp

thăng bằng electron dùng để cân bằng phản ứng oxi hóa - khử cũng dựa trên sự bảo

toàn electron

Sử dụng phương pháp sơ đồ để hệ thống hóa nhanh bài toán và từ đó rút gọn các

phương trình chuyển hóa

II NGUYÊN TẮC:

Áp dụng trong trường hợp có nhiều chất oxi hóa, chất khử trong một hỗn hợp phản

ứng qua nhiều giai đoạn

Tổng số electron cho bằng tổng số electron nhận

Dùng sơ đồ chuyển hóa, xác định trạng thái đầu và trạng thái cuối của các chất trong

quá trình phản ứng

III MỘT SỐ DẠNG TOÁN BẢO TOÀN MOL ELECTRON:

1 Kim loại tác dụng với dung dịch axit HNO 3 , H 2 SO 4 đặc

a.Lý thuyết

Xét tỉ lệ sản phẩm khử & axit khi tác dụng kim loại

HNO3:

2HN+5O3 + 1e → NO3─ + N+4O2 + H2O 4HN+5O3 + 3e → 3NO3─ + N+2O + 2H2O 10HN+5O3 + 8e → 8NO3─ + N+12O + 5H2O 12HN+5O3 + 10e → 10NO3─ + N02 + 6H2O 10HN+5O3 + 8e → 9NO3─ + N- 3H+