Đề cương Ôn tập Học kì I Môn Hóa Học Lớp 10 Năm học 2022-2023

Nội dung tài liệu: Đề cương Ôn tập Học kì I Môn Hóa Học Lớp 10 Năm học 2022-2023

1. Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của một nguyên tử, cho biết khối lượng của một nguyên tử nặng gấp bao nhiêu lần 1 amu. Orbital nguyên tử (AO) là khu vực không gian xung quanh hạt nhân nguyên tử mà xác suất tìm thấy electron trong khu vực đó là lớn nhất (khoảng 90%). Lớp và phân lớp electron • Các electron thuộc cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. • Các electron thuộc cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau. • Các phân lớp: s, p, d, f . • Số orbital trong lớp n là n2 (n ≤ 4). • Số electron tối đa trong các phân lớp: Cấu hình electron cho biết thứ tự mức năng lượng các electron giữa các phân lớp. Năng lượng electron trên mỗi phân lớp tăng theo chiều từ trái sang phải. Cách viết cấu hình electron • Bước 1: Điền electron theo thứ tự các mức năng lượng từ thấp đến cao: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s • Bước 2: Đổi lại vị trí các phân lớp sao cho số thứ tự lớp (n) tăng dần theo chiều từ trái qua phải, các phân lớp trong cùng một lớp theo thứ tự s, p, d, f. Biểu diễn cấu hình electron theo ô orbital • Viết cấu hình electron của nguyên tử. • Biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông, AO cùng phân lớp thì viết liền, khác lớp thì tách nhau. Thứ tự ô orbital từ trái sang phải như cấu hình electron. • Điền electron vào từng ô orbital theo thứ tự lớp và phân lớp. Mỗi electron = 1 mũi tên. • Quy tắc Hund: Trong mỗi phân lớp, electron được phân bố sao cho e độc thân là lớn nhất. • Nguyên lí Pau – Li: Trên 1 orbital nguyên tử chứa tối đa 2 electron và có chiều tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron.
2. Từ cấu hình electron nguyên tử có thể dự đoán dược tính chất hóa học cơ bản của nguyên tố hóa học. • Có 1, 2 hoặc 3e lớp ngoài cùng thường là nguyên tử nguyên tố kim loại. • Có 5, 6 hoặc 7e lớp ngoài cùng thường là nguyên tử nguyên tố phi kim. • Có 8e lớp ngoài cùng là nguyên tử nguyên tố khí hiếm. (Trừ He có 2e). • Có 4e lớp ngoài cùng nguyên tố có thể là kim loại hoặc phi kim. Bài tập về phổ khối: Phổ khối (phổ khối lượng) được sử dụng để xác định phân tử khối, nguyên tử khối của các chất và hàm lượng các đồng vị bền của một nguyên tố. Dựa vào phổ khối lượng sẽ biết được nguyên tố có bao nhiêu đồng vị bền, phầm trăm số nguyên tử của từng đồng vị. Ví dụ: Phổ khối của nguyên tử Lithium • Phổ khối lượng cho thấy Lithium có 2 đồng vị bền. • Phần trăm số nguyên tử của 6Li là 7,5%, 7Li là 92,5%.
3. TÓM TẮT LÍ THUYẾT BẢNG TUẦN HOÀN PHÂN LOẠI BẢNG TUẦN HOÀN ● Dựa theo cấu hình electron: khối nguyên tố s, p, d, f. • Khối nguyên tố s: cấu hình electron ngoài cùng là ns1-2. • Khối nguyên tố p: cấu hình electron ngoài cùng là ns2np1-6. • Khối nguyên tố d: cấu hình electron ngoài cùng là (n-1)d1-10ns1-2. • Khối nguyên tố f: cấu hình electron ngoài cùng là (n-2)f0-14(n-1)d1-10ns1-2. ● Dựa theo tính chất hóa học: cơ bản có thể phân loại nguyên tố thành kim loại, phi kim, khí hiếm.
4. XU HƯỚNG BIẾN ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA ĐƠN CHẤT, HỢP CHẤT I. Xu hướng biến đổi bán kính nguyên tử - Bán kính nguyên tử là khoảng cách từ hạt nhân tới electron ở lớp vỏ ngoài cùng. Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử có xu hướng giảm dần. Giải thích: Nguyên tử các nguyên tố có cùng số lớp, khi điện tích hạt nhân tăng dần → lực hút với electron lớp ngoài cùng tăng → bán kính nguyên tử giảm. Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử có xu hướng tăng dần. Giải thích: Do số lớp electron tăng nên bán kính nguyên tử tăng. II. Xu hướng biến đổi độ âm điện - Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron liên kết của một nguyên tử trong phân tử. Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân: - Trong một chu kì, độ âm điện tăng dần. - Trong một nhóm A, độ âm điện giảm dần. Giải thích: Độ âm điện phụ thuộc điện tích hạt nhân và bán kính nguyên tử. - Trong một chu kì: Z+ tăng, r giảm → khả năng hút e liên kết tăng → χ tăng - Trong một chu kì: khả năng hút e liên kết giảm → χ giảm. - Tính kim loại Tính phi kim (đặc trưng bằng (đặc trưng bằng Bán kính nguyên tử Độ âm điện khả năng khả năng nhận (). (). nhường electron của electron của nguyên tử).
5. nguyên tử). Trong một chu kỳ Trong một nhóm ● Hóa trị cao nhất của nguyên tố từ nhóm IA đến VIIA trong oxide cao nhất = STT nhóm (Trừ Flourine). Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Hóa trị nguyên tố 1 2 3 4 5 6 7 trong oxide cao nhất Công thức oxide cao R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 nhất Ví dụ Na2O MgO Al2O3 SiO2 N2O5 SO3 Cl2O7 Công thức hydroxide NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 cao nhất Tính acid của oxide có xu hướng tăng dần, tính base của oxide có xu hương giảm dần. Tính acid của hydroxide có xu hướng tăng dần, tính base có xu hướng giảm dần.
6. Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN ● Định luật tuần hoàn: “Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của hợp chất tạo nên từ các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của ĐTHN.” ● Ý nghĩa của bảng tuần hoàn o STT ô nguyên tố = Số hiệu nguyên tử nguyên tố. o STT Chu kì = Số lớp electron trong nguyên tử. o STT nhóm A = Số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố đó (trừ He). ● Khi electron "cuối cùng" điền vào phân lớp d, nguyên tố thuộc nhóm B. Cấu hình electron khi này có dạng (n-1)dxnsy. o x + y ≤ 7 nguyên tố thuộc nhóm (x + y) B. o x + y = 8, 9, 10 nguyên tố thuộc nhóm VIIIB. o x + y > 10 nguyên tố thuộc nhóm (x + y - 10) B. Cấu tạo nguyên tử Vị trí nguyên tố Công thức hydroxide tướng ứng. Số thứ tự nguyên tố. Tính acid, base của oxide cao Số thứ tự chu kỳ. nhất và hydroxide. Nhóm. Cấu hình electron. Số proton, số electron. Số lớp electron. Số electron lớp ngoài cùng. Tính chất của nguyên tố Tính kim loại, tính phi kim. Hóa trị cao nhất với oxygen. Công thức oxide cao nhất. Công thức hydroxide tướng ứng. Tính acid, base của oxide cao nhất và hydroxide.
7. TÓM TẮT LÝ THUYẾT CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC LIÊN KẾT HÓA HỌC Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn. Ví dụ: Hai nguyên tử hydrogen liên kết với nhau tạo phân tử H2. Trong liên kết hóa học, chỉ có các electron thuộc lớp ngoài cùng và phân lớp sát ngoài cùng tham gia vào quá trình tạo thành liên kết (electron hóa trị). . Các electron hóa trị được biểu diễn bằng các dấu chấm đặt xung quanh nguyên tố. Ví dụ: Biểu diễn các electron hóa trị của các nguyên tố thuộc chu kỳ 3. Quy tắc octet: Khi hình thành liên kết hóa học, các nguyên tử có xu hướng nhường, nhận hoặc góp chung electron để đạt tới cấu hình electron bền vững của nguyên tử khí hiếm. Ví dụ: Nguyên tử Sodium nhường 1 electron để đạt cấu hình của khí hiếm Neon. Ví dụ: Nguyên tử Fluorine nhận 1 electron để đạt cấu hình của khí hiếm Neon.
8. Ví dụ: Hai nguyên tử Fluorine góp chung electron tạo phân tử F2. LIÊN KẾT ION Sự hình thành ion o Các kim loại có 1, 2 hoặc 3 electron lớp ngoài cùng có xu hướng nhường electron để tạo ion dương (cation). o Số đơn vị điện tích của ion dương (cation) bằng số electron mà nguyên tử đã nhường. Ví dụ: Nguyên tử Sodium nhường 1 electron để tạo ion Sodium (mang điện dương, điện tích 1+). o Các phi kim có 5,6 hoặc 7 electron lớp ngoài cùng có xu hướng nhận electron để tạo ion âm (Anion). o Số đơn vị điện tích của ion âm (anion) bằng số electron mà nguyên tử đã nhận. Ví dụ: Nguyên tử Fluorine nhận 1 electron để tạo ion Fluoride (mang điện âm, điện tích 1-). Liên kết ion được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện trái dấu.
9. Liên kết ion thường được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình. Ví dụ: Sự hình thành liên kết ion trong phân tử sodium chloride. Tinh thể ion là tinh thể được tạo nên bởi các cation và anion. Các ion được sắp xếp theo một trật tự nhất định trong không gian theo kiểu mạng lưới. Các ion dương và ion âm được sắp xếp luân phiên. Số ion cùng dấu bao quanh một ion trái dấu phụ thuộc vào kiểu mạng lưới tinh thể, số điện tích và kích thước của ion. Tính chất của hợp chất ion: o Thường là tinh thể rắn ở điều kiện thường. o Khó nóng chảy, khó bay hơi. o Thường tan nhiều trong nước tạo dung dịch dẫn điện. Tên của hợp chất ion Tên của hợp chất lưỡng nguyên tố được xác định khi biết tên của hai phần tử liên quan. 1. Tên của cation kim loại được gọi theo một số nguyên tắc sau NT1. Kim loại chỉ tạo một cation có tên cùng tên của kim loại Na (sodium) → Na+ (sodium). NT2. Kim loại tạo thành nhiều cation với các điện tích khác nhau, thì điện tích dương được biểu thị bằng chữ số La Mã trong ngoặc đơn sau tên của kim loại: 2+ 3+ Fe (iron) → Fe iron(II) ion ; Fe iron(III) ion NT3. Các cation được hình thành từ các nguyên tử phi kim có tên tận cùng bằng -ium: + + NH4 ammonium ion; H3O hydronium ion 2. Tên anion được gọi theo một số nguyên tắc sau NT1. Các anion đơn nguyên tử được hình thành bằng cách thay thế phần cuối của tên nguyên tố bằng -ide: Phi kim Tên gốc Tên ion
10. Bromine brom- Br- bromide ion Chlorine chlor- Cl- chloride ion Fluorine fluor- F- fluoride ion Iodine iod- I- iodide ion Nitrogen nitr- N3- nitride ion Oxygen ox- O2- oxide ion Phosphorus phosph- P3- phosphide Sulfur sulf- S2- sulfide Hydrogen hydr- H- hydride ion Một số anion đa nguyên tử cũng có tên kết thúc bằng -ide: - - 2- OH hydroxide ion CN cyanide ion O2 peroxide ion NT2. Các anion đa nguyên tử chứa oxy có tên kết thúc bằng -ate hoặc -ite và được gọi là oxyanion. -ate được sử dụng cho oxyanion phổ biến nhất hoặc của một nguyên tố và -ite được sử dụng cho oxyanion có cùng điện tích nhưng ít hơn một nguyên tử O: - 2- NO3 nitrate ion SO4 sulfate ion - 2- NO2 nitrite ion SO3 sulfite ion Tiếp đầu ngữ được sử dụng khi oxyanion của một nguyên tố có đến bốn phần tử, như với các halogen. Tiền tố per- chỉ ra một nguyên tử O nhiều hơn oxyanion kết thúc bằng - ate; hypo- chỉ ra một nguyên tử O ít hơn oxyanion kết thúc bằng -ite: - ClO4 perchlorate ion (nhiều hơn 1 O hơn chlorate) - ClO3 chlorate ion - ClO2 chlorite ion (ít hơn 1 O so với chlorate) ClO- hypochlorite ion (ít hơn 1 O so với chlorite) LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành bởi một hay nhiều cặp electron chung giữa hai nguyên tử. Liên kết tạo thành từ cặp electron chung thường gặp giữa phi kim và phi kim. o Liên kết đơn hình thành từ một cặp electron dùng chung. o Liên kết đôi hình thành từ hai cặp electron dùng chung. o Liên kết ba hình thành từ ba cặp electron dùng chung. Ví dụ: Liên kết đơn, liên kết đôi, liên kết ba trong các phân tử Liên kết cho nhận là liên kiết mà cặp electron chung được đóng góp từ một nguyên tử. Công thức Lewis biểu diễn cấu tạo phân tử qua các liên kết (cặp electron chung) và các electron hóa trị
11. riêng. Độ âm điện và liên kết hóa học