Đề cương Ôn tập Học kì I Môn Hóa Học Lớp 10 Năm học 2024-2025

Nội dung tài liệu: Đề cương Ôn tập Học kì I Môn Hóa Học Lớp 10 Năm học 2024-2025

1. Chương Nội dung Yêu cầu cần đạt trong một chu – Nhận xét và giải thích được xu hướng biến đổi độ âm điện và tính kì và trong một kim loại, phi kim của nguyên tử các nguyên tố trong một chu kì, trong nhóm một nhóm (nhóm A). 3. Xu hướng Thông hiểu biến đổi thành Nhận xét được xu hướng biến đổi thành phần và tính chất acid/base phần và một số của các oxide và các hydroxide theo chu kì. Viết được phương trình tính chất của hoá học minh hoạ. hợp chất trong một chu kì 4. Định luật Nhận biết: tuần hoàn và ý – Phát biểu được định luật tuần hoàn. nghĩa của bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học Thông hiểu: Trình bày được ý nghĩa của bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học: Mối liên hệ giữa vị trí (trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học) với tính chất và ngược lại. Liên kết hoá 1. Quy tắc octet Nhận biết: học – *Trình bày được quy tắc octet. Vận dụng: Vận dụng được quy tắc octet trong quá trình hình thành liên kết hoá học cho các nguyên tố nhóm A. 2. Liên kết ion Nhận biết: – *Trình bày được khái niệm liên kết ion. – Nêu được cấu tạo tinh thể NaCl. Thông hiểu: – Trình bày được sự hình thành liên kết ion (nêu một số ví dụ điển hình tuân theo quy tắc octet). – Giải thích được vì sao các hợp chất ion thường ở trạng thái rắn trong điều kiện thường (dạng tinh thể ion). Vận dụng: – Lắp được mô hình phân tử, tinh thể NaCl (theo mô hình có sẵn). 3. Liên kết Nhận biết: cộng hoá trị – *Trình bày được khái niệm về liên kết cộng hoá trị. – Trình bày được khái niệm về liên kết cho nhận. – Trình bày được khái niệm năng lượng liên kết (cộng hoá trị). Thông hiểu: – Phân biệt được các loại liên kết (liên kết cộng hoá trị không phân cực, phân cực, liên kết ion) dựa theo độ âm điện. – Giải thích được sự hình thành liên kết  và liên kết qua sự xen phủ AO. Vận dụng: – Lấy được ví dụ về liên kết cộng hoá trị (liên kết đơn, đôi, ba) khi áp dụng quy tắc octet. – Viết được công thức Lewis của một số chất đơn giản.
2. A. TÓM TẮT LÍ THUYẾT CHUYÊN ĐỀ 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. Các đặc trưng của các hạt cơ bản trong nguyên tử được tóm tắt trong bảng sau : 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 : Trong nguyên tử hạt nhân mang điện dương, còn lớp vỏ mang điện âm. Tổng số proton trong hạt nhân bằng tổng số electron ở lớp vỏ. Khối lượng của electron rất nhỏ so với proton và neutron. II. Điện tích và số khối hạt nhân 1. Điện tích hạt nhân Nguyên tử trung hòa điện, cho nên ngoài các electron mang điện âm, nguyên tử còn có hạt nhân mang điện dương. Điện tích hạt nhân là Z+, số đơn vị điện tích hạt nhân là Z. Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) = số proton = số electron Ví dụ : Nguyên tử có 17 electron thì điện tích hạt nhân là 17+ 2. Số khối hạt nhân A = Z + N Ví dụ : Nguyên tử natri có 11 electron và 12 nơtron thì số khối là : A = 11 + 12 = 23 (Số khối không có đơn vị) 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 A Kí hiệu nguyên tử : Z X 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 nuetron (khác nhau số khối A). 12 13 14 Ví dụ : Nguyên tố cacbon có 3 đồng vị: 6C,C,C 6 6 N N Các đồng vị bền có : 1 1,524 với Z < 83 hoặc : 1 1,33 với Z ≤ 20. Z Z 2. Nguyên tử khối trung bình Gọi A 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%... a.A++ b.A .... Ta có : A = 12 100 ● Lưu ý :Trong các bài tập tính toán người ta thường coi nguyên tử khối bằng số khối. IV. Sự chuyển động của electron trong nguyên tử. Obitan nguyên tử - Trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân và không theo một quỹ đạo xác định. - Khu vực xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt của electron là lớn nhất được gọi là obitan nguyên tử (AO). - Obitan s có dạng hình cầu, obitan p có dạng hình số 8 nổi, obitan d, f có hình dạng phức tạp. z z z z x x x x y y y y Obitan s Obitan px Obitan p Obitan p y z V. 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 của lớp tăng dần 1, 2, 3, n thì mức năng lượng của electron cũng tăng dần.Electron ở lớp có giá trị n nhỏ bị hạt nhân hút mạnh, khó bứt ra khỏi nguyên tử, có mức năng lượng thấp.Electron ở lớp có giá trị n lớn bị hạt nhân hút yếu
3. hơn và dễ tách ra khỏi nguyên tử hơn, có mức năng năng lượng cao.Các electron ở lớp ngoài cùng là những electron quyết định tính chất hóa học của nguyên tử. Lớp electron đã có đủ số electron tối đa gọi là lớp electron bão hoà. 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 obitan có trong các phân lớp s, p, d, f lần lượt là 1, 3, 5 và 7. Mỗi obitan chứa tối đa 2 electron. 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. VI. 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 2. Cấu hình electron Sự phân bố các electron vào obitan trong nguyên tử tuân theo các quy tắc và nguyên lí : Nguyên lí Pauli : Trên một obitan có thể có nhiều nhất hai electron và hai electron này chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi obitan. Nguyên lí vững bền :Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao. Quy tắc Hun :Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên obitan sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau. 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 1s22s22p63s23p63d64s2 Sắp xếp theo mức năng lượng Cấu hình electron 3. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng (ns2np6) đều rất bền vững, chúng hầu như không tham gia vào các phản ứng hoá học.Đó là các khí hiếm, vì vậy trong tự nhiên, phân tử khí hiếm chỉ gồm một nguyên tử. Các nguyên tử có 1 đến 3 electron lớp ngoài cùng đều là các kim loại (trừ H, He, B). Trong các phản ứng hoá học các kim loại có xu hướng chủ yếu là nhường electron trở thành ion dương. Các nguyên tử có 5 đến 7 electron lớp ngoài cùng đều là các phi kim. Trong các phản ứng hoá học các phi kim có xu hướng chủ yếu là nhận thêm electron trở thành ion âm. Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng là các phi kim, khi chúng có số hiệu nguyên tử nhỏ như C, Si hay các kim loại như Sn, Pb khi chúng có số hiệu nguyên tử lớn.
4. CHUYÊN ĐỀ 2 : BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 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. Chukì : 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 chỉ gồm các nguyên tố s và các nguyên tố p. 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 gồm các nguyên tố s, p, d và f. Chu kì 4 và chu kì 5 mỗi chu kì có 18 nguyên tố. Chu kì 6 có 32 nguyên tố. Theo quy luật, chu kì 7 cũng phải có 32 nguyên tố, tuy nhiên chu kì 7 mới phát hiện được 24 nguyên tố hóa học. Lí do là các nguyên tố có hạt nhân càng nặng càng kém bền, chúng có “đời sống” rất ngắn ngủi. 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 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 1. Bán kính nguyên tử : Trong chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử giảm dần, vì điện tích hạt nhân tăng dần trong khi số lớp electron không thay đổi nên lực hút của hạt nhân với các eletron tăng dần, khoảng cách từ hạt nhân đến các eletron ngoài cùng giảm dần, dẫn đến bán kính giảm dần. Trong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử tăng dần, do số lớp electron tăng dần. 2. Độ âm điện (  : campa) : Độ âm điện là một khái niệm mang tính chất kinh nghiệm và thay đổi theo thang đo và chỉ có ý nghĩa tương đối. Độ âm điện đặc trưng cho khả năng hút electron về phía mình của nguyên tử trong phân tử. Trong chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, độ âm điện của nguyên tử tăng dần. Trong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, độ âm điện của nguyên tử giảm dần. 3. Tính kim loại - phi kim : Trong chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại giảm dần và tính phi kim tăng dần. Trong nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại tăng dần và tính phi kim giảm dần. 4. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, số electron lớp ngoài cùng tăng dần từ 1 đến 8, hóa trị cao nhất của các nguyên tố đối với oxigen tăng dần từ 1 đến 7, còn hóa trị với hiđrogen của các phi kim giảm từ 4 đến 1. Ví dụ đối với chu kì 3 : Số thứ tự IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Hợp chất với Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 oxigen Hóa trị cao nhất 1 2 3 4 5 6 7 với oxigen Hợp chất khí với SiH4 PH3 H2S HCl hiđrogen Hóa trị với 4 3 2 1 hiđrogen Đối với các chu kì khác, sự biến đổi hóa trị của các nguyên tố cũng diễn ra tương tự.
5. Nhận xét : Như vậy ta thấy, đối với nguyên tố phi kim R có : Oxide cao nhất dạng là : R2On (R có hóa trị cao nhất là n); hợp chất khí với hiđrogen là : RHm (R có hóa trị là m) Thì ta luôn có : m + n = 8 6. Tính acid - base của oxide và hiđroxide : Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính base của các oxide và hiđroxide tương ứng yếu dần, đồng thời tính acid của chúng mạnh dần. Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính base của các oxde và hiđroxide tương ứng mạnh dần, đồng thời tính acid của chúng yếu dần. ● Kết luận : Quy luật biến thiên tính chất các nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể tóm tắt như sau : Bán kính Độ âm Năng Tính Tính Tính acid Tính base nguyên tử điện lượng kim loại phi kim của oxide của oxide ion hóa và và hiđroxide hiđroxide Trong chu kì Giảm dần Tăng dần Tăng dần Giảm dần Tăng dần Tăng dần Giảm dần (trái → phải) Trong nhóm Tăng dần Giảm dần Giảm Tăng dần Giảm dần Giảm dần Tăng dần (trên dần xuống) 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. III. Định luật tuần hoàn 1. Nội dung 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. 2. Ý nghĩa của định luật tuần hoàn Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó và ngược lại. Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra tính chất hóa học cơ bản của nó. So sánh tính chất hóa học của một nguyên tố với các nguyên tố lân cận. IV. Kiến thức bổ sung : 1. Xác định vị trí nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn: Cấu hình eletron (lớp ngoài cùng) Nhóm Chu kì nsx hoặc ns2npy Nhóm A nsx Nhóm : xA n ns2npy Nhóm : (2+y)A n (n-1)dxnsy Nhóm B Nếu x + y = 11 ; 12 Nhóm IB, IIB n Nếu x + y = 3 đến 7 Nhóm IIIB đến VIIB n Nếu x + y = 8 ; 9 ; 10 Nhóm VIIIB n 2. E hóa trị : Là các electron tham gia vào sự tạo thành liên kết hóa học. Với nguyên tố phân nhóm chính (nhóm A) : Số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng. Ví dụ : Ca [Ar]4s2, có số electron hóa trị là 2. Với nguyên tố phân nhóm phụ (nhóm B) : Số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng và số electron của phân lớp d sát lớp ngoài nếu phân lớp đó chưa bão hòa. Ví dụ : Fe : [Ar]3d64s2: số electron hóa trị là 8. Ag : [Ar]3d104s1: số electron hóa trị là 1 (do lớp d đã bão hòa không tính số electron của phân lớp d).
6. CHUYÊN ĐỀ 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). 1. Liên kết ion ● Định nghĩa : Là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. ● Sự hình thành liên kết ion Nguyên tử kim loại nhường electron hóa trị trở thành ion dương (cation). Nguyên tử phi kim nhận electron trở thành ion âm (anion). Các ion trái dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành hợp chất chứa liên kết ion. Ví dụ : Liên kết trong phân tử CaCl2 Nguyên tử Ca nhường 2 electron tạo thành ion dương. 2+ Ca → Ca + 2e Nguyên tử clo nhận 1 electron tạo thành ion âm. - Cl2 + 2e → 2Cl 2+ - Ion Ca và 2 ion Cl hút nhau bằng lực hút tĩnh điện để tạo thành phân tử CaCl2. ● Điều kiện hình thành liên kết ion : Liên kết được hình thành giữa các nguyên tố có tính chất khác hẳn nhau (kim loại điển hình và phi kim điển hình). Quy ước hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết 1,7 là liên kết ion (trừ một số trường hợp). ● Dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết ion : Phân tử hợp chất được hình thành từ kim loại điển hình (kim loại nhóm IA, IIA) và phi kim điển hình (phi kim nhóm VIIA và oxi). Ví dụ : Các phân tử NaCl, MgCl2, BaF2 đều chứa liên kết ion, là liên kết được hình thành giữa cation kim loại và anion phi kim. Phân tử hợp chất muối chứa cation hoặc anion đa nguyên tử. Ví dụ : Các phân tử NH4Cl, MgSO4, AgNO3 đều chứa liên kết ion, là liên kết được hình thành giữa cation kim loại hoặc amoni và anion gốc axit. ● Đặc điểm của hợp chất ion : Các hợp chất ion có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, dẫn điện khi tan trong nước hoặc nóng chảy. 2. Liên kết cộng hóa trị ● Định nghĩa : Là liên kết được hình thành giữa 2 nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung. ● Điều kiện hình thành liên kết cộng hóa trị : Các nguyên tử giống nhau hoặc gần giống nhau, liên kết với nhau bằng cách góp chung các electron hóa trị. Ví dụ Cl2, H2, N2, HCl, H2O... ● Dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết cộng hóa trị : Phân tử đơn chất được hình thành từ phi kim. Ví dụ các phân tử O2, F2, H2, N2 đều chứa liên kết cộng hóa trị, là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử phi kim giống nhau. Phân tử hợp chất được hình thành từ các phi kim. Ví dụ các phân tử F2O, HF, H2O, NH3,CO2 đều chứa liên kết cộng hóa trị, là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử phi kim khác nhau. ● Liên kết cộng hóa trị có cực và không cực Khi cặp electron dùng chung phân bố đối xứng giữa hai hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết thì đó là liên kết cộng hóa trị không phân cực. Khi cặp electron dùng chung bị hút lệch về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn thì đó là liên kết cộng hóa trị có cực. 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 Là sự dùng chung các electron mang điện tích trái dấu Ví dụ Na+ + Cl-⎯ → NaCl ••• HHHH+→• ••• Cl+→ Cl Cl• Cl ••• H+→ Cl H• Cl Điều kiện hình Các kim loại điển hình liên kết với Xảy ra giữa các nguyên tố có bản chất hoá học thành liên kết các phi kim điển hình. Giữa các giống nhau hoặc gần giống nhau. Thường xảy ra nguyên tố có bản chất hoá học khác giữa các nguyên tố phi kim các nhóm 4, 5, 6, 7. hẳn nhau. ● Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị không phân cực là hai trường hợp giới hạn của liên kết cộng hoá trị phân cực. Đối với hầu hết các chất trong tự nhiên không có ranh giới thật rõ rệt giữa liên kết ion và liên kết cộng hoá trị. Người ta thường dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết để có thể biết được loại liên kết :
7. Hiệu độ âm điện (  ) Loại liên kết 0,0 < 0,4 Liên kết cộng hoá trị không phân cực 0,4 < < 1,7 Liên kết cộng hoá trị phân cực 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. 4. Liên kết cho – nhận (liên kết phối trí) Liên kết cho – nhận là trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị khi cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử đóng góp. Nguyên tử đóng góp cặp electron là nguyên tử cho, nguyên tử nhận cặp electron gọi là nguyên tử nhận. Liên kết cho – nhận biểu diễn bằng mũi tên “ →”, gốc mũi tên là nguyên tử cho, đầu mũi tên là nguyên tử nhận. Điều kiện hình thành liên kết cho – nhận : Nguyên tử cho phải có cặp electron chưa tham gia liên kết, nguyên tử nhận phải có obitan trống (hoặc dồn hai electron độc thân lại để tạo ra obitan trống).
8. ĐỀ MINH HỌA PHẦN I. Câu trắc nghiệm nhiều phương án lựa chọn. Thí sinh trả lời từ câu 1 đến câu 18. Mỗi câu hỏi thí sinh chỉ chọn một phương án. Câu 1. Các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học là đồng vị của nhau có sự khác nhau về A. số khối . B. số proton. C. số electron. D. điện tích hạt nhân. Câu 2. Kí hiệu phân lớp electron nào sau đây sai? A. 1s. B. 2p. C. 2d. D. 3p. Câu 3: Bảng tuần hoàn hiện nay có số cột, số nhóm A và số nhóm B lần lượt là: A. 16, 8, 8. B. 18, 8, 8. C. 18, 8, 10. D. 18, 10, 8. Câu 4: Nguyên tử của nguyên tố X có cấu hình electron là 1s22s22p63s23p3. X có công thức oxide cao nhất là A. XO2.. B. X2O5. C. X2O3. D. XO3. Câu 5: Phát biểu nào sai khi nói về neutron? A. Có khối lượng lớn hơn khối lượng electron. B. Có khối lượng lượng bằng khối lượng proton. C. Không mang điện. D. Tồn tại trong hạt nhân nguyên tử. Câu 6: Phát biểu nào sau đây không đúng? A. Số khối của hạt nhân bằng tổng số proton và số neutron. B. Trong nguyên tử, số đơn vị điện tích hạt nhân bằng số proton và bằng electron. C. Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số đơn vị điện tích hạt nhân. D. Số hiệu nguyên tử bằng số neutron trong hạt nhân nguyên tử. Câu 7: Vì sao các nguyên tử lại liên kết với nhau thành phân tử? A. Để mỗi nguyên tử trong phân tử đạt tới cấu electron ổn định, bền vững. B. Để lớp ngoài cùng của mỗi nguyên tử trong phân tử có nhiều electron độc thân nhất. C. Để mỗi nguyên tử trong phân tử đều đạt 8 electron ở lớp ngoài cùng. D. Để tổng số electron ngoài cùng của các nguyên tử trong phân tử là 8. Câu 8: Hạt nhân nguyên tử nguyên tố X có 24 hạt, trong đó số hạt mang điện là 12. Số electron trong X là A. 12. B. 6. C. 24. D. 13. Câu 9: Điều nào dưới đây đúng khi nói về ion Cl-? A. Được tạo thành khi nguyên tử chlorine (Cl) nhận vào 1 proton. B. Có chứa 18 proton. C. Có chứa 18 electron. D. Trung hoà về điện. Câu 10: Trong Bảng tuần hoàn các nguyên tố, con số trên đầu mỗi ký hiệu hóa học biểu thị thông tin về Hình : Ô nguyên tố nitrogen. A. Số khối của nguyên tố. B. Số thứ tự nhóm của nó. C. Số thứ tự chu kỳ của nguyên tố. D. Số hiệu nguyên tử của nguyên tố. A Câu 11: Kí hiệu chung của mọi nguyên tử là Z X , trong đó A, X và Z lần lượt là A. số khối, kí hiệu nguyên tố, số hiệu nguyên tử. B. số khối, số hiệu nguyên tử, kí hiệu nguyên tố. C. số hiệu nguyên tử, số khối, kí hiệu nguyên tố. D. số hiệu nguyên tử, kí hiệu nguyên tố, số khối. Câu 12: Quan sát hình bên dưới và cho biết nguyên tố Phosphorus có bao nhiêu proton? Hình : Ô nguyên tố Phosphorus A. 30. B. 15. C. 3. D. 10. Câu 13: Trong nguyên tử, loại hạt có khối lượng không đáng kể so với các hạt còn lại là A. electron. B. neutron. C. neutron và electron. D. proton. Câu 14: Cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố nitrogen (Z= 7) là A. 1s22s22p4. B. 1s22s2. C. 1s22s22p63s2. D. 1s22s22p3. Câu 15: Nguyên tử của nguyên tố X có cấu hình electron: 1s22s22p63s23p5. X thuộc nhóm A. VA. B. IIIA. C. IA. D. VIIA. Câu 16. Chất nào sau đây không tạo được liên kết hydrogen giữa các phân tử?
9. A. NH3. B. H2O. C. HF. D. PH3. Câu 17. Trong chất và phân tử Cl2, N2, O2 có tổng số liên kết σ và liên kết π lần lượt là A. 0 và 4. B. 2 và 2. C. 3 và 3. D. 4 và 0. Câu 18. Cho bảng số liệu sau: Phát biểu nào sau đây sai? A. Do có liên kết hydrogen giữa các phân tử nên HF có nhiệt độ sôi cao hơn hydrogen còn lại. B. Trong phân tử chỉ có các liên kết cộng hóa trị. C. Nguyên tử H và các nguyên tử Halogen góp 1 e tạo liên kết. D. Liên kết F-H trong phân tử HF là liên kết ion. PHẦN II. Câu trắc nghiệm đúng sai. Thí sinh trả lời từ câu 1 đến câu 3.Trong mỗi ý a), b), c), d) ở mỗi câu, thí sinh chọn đúng hoặc sai.(Đ – S) Câu 1: Soudime ( 11Na) và Magienime (12Mg) thuộc chu kì 3 trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. a. Na và Mg đều có 3 electron hóa trị. b. Dựa vào mức độ phản ứng của Na và Mg với nước ở điều kiện thường, có thể so sánh được độ hoạt động hóa học giữa Na với Mg. c. Tính base của sodium hydroxide yếu hơn tính base của magnesium hydroxide. d. Khi phản ứng với Cl2, Na và Mg đều tạo ra hợp chất ion. Câu 2. Cho độ âm điện của N bằng 3,04; của H bằng 2,2; của C bằng 2,55; của O bằng 3,44. a. Phân tử NO2 và NH3 tuân theo quy tắc octet; CH4 và H2O vi phạm quy tắc octet . b. Liên kết trong phân tử NH3 là liên kết cộng hóa trị có cực, đôi electron dùng chung lệch về phía nguyên tử Hydrogen.. c. Trong phân tử H2O nguyên tử Oxygen còn hai cặp electron hóa trị riêng. d. Nguyên tử C trong phân tử CH4 còn một cặp electron chưa tham gia liên kết. Câu 3: Cho K có Z = 19 a. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của K là 4s1. b. Liên kết hóa học trong K2O là liên kết ion. c. Cho 0,1 mol K tác dụng với 2H O dư thu được 2,479 lit khí ở điều kiện chuẩn. d. Trong các phản ứng hóa học K có khả năng nhận thêm 1e tạo cấu hình bền của khí hiếm. PHẦN III: Tự luận: Câu 1. a. Viết công thức electron và CTCT của phân tử NH3, biết N(Z=7) và H(Z=1). b. Có bao nhiêu hợp chất chỉ chứa liên kết cộng hoá trị trong dãy các chất sau: NH3, CaO, PCl3, H2S, NaOH, O2, HCl? Câu 2. a. Một nguyên tố tạo hợp chất khí với hydrogen có công thức RH3, được sử dụng để trung hoà các thành phần acid của dầu thô, bảo vệ thiết bị không bị ăn mòn trong ngành công nghiệp dầu khí. Nguyên tố này chiếm 25,93% về khối lượng trong oxide cao nhất. Phần trăm khối lượng của nguyên tố R trong hợp chất khí với hydrogen là bao nhiêu ? b. A, B là 2 nguyên tố thuộc cùng 1 phân nhóm chính và thuộc 2 chu kì liên tiếp trong bảng tuần hoàn. Biết ZA + ZB = 32 (ZA<ZB). B thuộc chu kì mấy ? Câu 3. Cho 2,3 gam hỗn hợp hai kim loại kiềm X và Y vào nước thu được 200 gam dung dịch Z chứa các chất tan có nồng độ mol bằng nhau (MX < MY). Cô cạn Z thu được 4,0 gam chất rắn khan. Tính nồng độ phần trăm khối lượng của chất tan tạo bởi kim loại Y trong dung dịch Z? (Làm tròn kết quả đến hàng phần mười). ĐÁP ÁN
10. Phần I. Câu 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 ĐA A C B B B D A A C D A B A D D D C D Phần II. Câu Lệnh hỏi Đáp án (Đ/S) Câu Lệnh hỏi Đáp án (Đ/S) 1 A S 3 A Đ B Đ B Đ C S C S D Đ D S 2 A S B S C Đ D S Phần III. Câu 1. a. Tự làm b. 5 Câu 2. a. 82,34% b. ZA= 12 , ZB = 20. B có cấu hình : 1s22s22p63s23p64s2, nên B ở chu kì 4. Câu 3. X là Li, còn Y là K C% (KOH) = 1,4%.