intTypePromotion=1
zunia.vn Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z zunia.vn zunia.vn
ADSENSE
 » 
 » 

Lý thuyết và bài tập môn Hóa học lớp 10 năm 2021-2022 - Trường THPT Đào Sơn Tây

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:53

Thêm vào BST
Báo xấu
14
lượt xem 4
download
 
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Nhằm giúp các bạn có thêm tài liệu ôn tập, củng cố lại kiến thức đã học và rèn luyện kỹ năng làm bài tập, mời các bạn cùng tham khảo ‘Lý thuyết và bài tập môn Hóa học lớp 10 năm 2021-2022 - Trường THPT Đào Sơn Tây’ dưới đây. Hy vọng sẽ giúp các bạn tự tin hơn trong kỳ thi sắp tới.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Lý thuyết và bài tập môn Hóa học lớp 10 năm 2021-2022 - Trường THPT Đào Sơn Tây

  1. TRƯỜNG THPT ĐÀO SƠN TÂY TỔ HÓA HỌC HỌ VÀ TÊN: ................................................................................................................................... LỚP: ............................................................................................................................................... Tài liệu lưu hành nội bộ Tháng 9/2021
  2. MỤC LỤC PHẦN LÝ THUYẾT .....................................................................................................................................................1 ÔN TẬP ĐẦU NĂM .....................................................................................................................................................1 BÀI 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ .........................................................................................................................3 BÀI 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ, NGUYÊN TỐ HÓA HỌC, ĐỒNG VỊ................................................................4 BÀI 3: LUYỆN TẬP THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ ..................................................................................................6 BÀI 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ ..........................................................................................................................7 BÀI 5: CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ ..........................................................................................................9 BÀI 6: LUYỆN TẬP CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ.................................................................................................. 11 BÀI 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ................................................................................. 12 BÀI 8: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ...................... 13 BÀI 9: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN ........ 14 BÀI 10: Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC .................................................... 16 BÀI 11: LUYỆN TẬP: BẢNG TUẦN HOÀN, SỰ BIẾN ĐỔI BẢNG TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON VÀ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC .................................................................................................. 16 BÀI 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION ............................................................................................................... 16 BÀI 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ ........................................................................................................................ 18 BÀI 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA ......................................................................................................................... 20 BÀI 16: LUYỆN TẬP LIÊN KẾT HÓA HỌC ........................................................................................................... 21 BÀI 17: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ ....................................................................................................................... 23 BÀI 19: LUYỆN TẬP PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ ................................................................................................ 24 PHẦN BÀI TẬP .......................................................................................................................................................... 25 CHƯƠNG 1: NGUYÊN TỬ ....................................................................................................................................... 25 CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN...................... 33 CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC .......................................................................................................................... 41 CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA - KHỬ ............................................................................................................ 46
  3. Lí thuyết hóa học lớp 10 PHẦN LÝ THUYẾT ÔN TẬP ĐẦU NĂM I/ Hóa trị 1. Hóa trị các nguyên tố Kali (K), Iot (I), Hidro (H) Magie (Mg), Kẽm (Zn) với Thuỷ Ngân (Hg). Natri (Na) với Bạc (Ag), Clo (Cl) một loài. Oxi (O), Đồng (Cu), Thiếc(Sn) thêm phần Là hoá trị I hỡi ai Bari (Ba). Cuối cùng thêm chú Canxi (Ca). Nhớ ghi cho kỹ khỏi hoài phân vân. Hoá trị II nhớ có gì khó khăn Bác Nhôm (Al) hoá trị III lần Cacbon (C), Silic (Si) này đây In sâu trí nhớ khi cần có ngay Có hoá trị IV không ngày nào quên Sắt (Fe) kia lắm lúc hay phiền Em ơi, cố gắng học chăm II III lên xuống nhớ liền ngay thôi Bài ca hoá trị suốt năm cần dùng 2. Hóa trị các gốc axit Gốc axit Hóa trị Tên gọi -Cl I Clorua =SO4 II Sunfat -NO3 I Nitrat =CO3 II Cacbonat -OH I hidroxit VD: thành lập công thức hóa học của một số hợp chất sau: Tên Công thức Kalisunfat K2SO4 Canxi hidroxit Ca(OH)2 Natri clorua NaCl Nhôm nitrat. Al(NO3)3 II/ Phân loại hợp chất Axit Bazơ Muối VD: HCl, H2SO4, HNO3,… VD: NaOH, Ca(OH)2, VD: KNO3, KCN, Làm quỳ tím hóa đỏ, tác dụng Cu(OH)2,… CH3COONa với kim loại, oxit bazo, bazo,.. III/ Dãy hoạt động kim loại K Na Ba Ca Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au 1
  4. Lí thuyết hóa học lớp 10 Kim loại đứng sau H không tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng IV/ Công thức tính cơ bản 1. Công thức tính số mol Trường hợp Công thức m Tính số mol khi có khối lượng (gam) chất n M V Tính số mol chất khí ở đkc (0oC và 1 atm) n 22, 4 n  CM .V V dung dịch và CM VD1: Tính số mol trong các trường hợp sau: a) 6,5 gam Zn; b) 10 gam đá vôi; c) 8,96 lít CO2 (đkc); d) 200 ml dung dịch NaOH 0,1M (Cho Zn = 65; Ca = 40; O = 16; C = 12) 2. Công thức tính nồng độ Nồng độ Công thức mct .100% Nồng độ phần trăm (C%) C%  mdd n Nồng độ mol/lit (CM) CM  Vdd 10.C%.D Công thức mối liên hệ C% và CM CM  M m Công thức khối lượng riêng d V VD1: Cho 2 gam natriclorua và nước thu được 100 gam dung dịch. Tính C% của dung dịch thu được. VD2: Cho 4 gam natri hidroxit vào nước thu được 200 ml dung dịch. Tính CM dung dịch thu được. 2
  5. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ I/ Thành phần nguyên tử Nguyên tử Vỏ nguyên tử electron (e); điện tích qe=1- Proton (p); điện tích qp=1+ Hạt nhân nguyên tử Nơtron (n); điện tích qn=0 (không mang điện) Nguyên tử trung hòa về điện: số proton = số electron II/ Kích thước nguyên tử - Đơn vị biểu diễn kích thước nguyên tử là nanomet (nm) và angstrom (Å) - Quy đổi: 1nm = 10-9m ; 1Å = 10-10m ; 1nm = 10 Å - Nguyên tử hidro là nguyên tử nhỏ nhất, bán kính nguyên tử khoảng 0,052 nm. - Nguyên tử có cấu tạo rỗng. III/ Khối lượng nguyên tử - Để biểu thị khối lượng nguyên tử, phân tử và các hạt p, n, e ta dùng đơn vị khối lượng nguyên tử kí hiệu là u (còn gọi là đvC) - 1u = 1/12 khối lượng của một nguyên tử cacbon-12. 27 - Quy đổi: 1u  19,9265.10 kg  1,6605.10 27 kg 12 Khối lượng tuyệt đối (kg, gam) Khối lượng tương đối (u) mp = 1,67.10-27 kg mp = 1u mn = 1,67.10-27 kg mn = 1u me = 9,1.10-31 kg me = 0,00055u - Khối lượng nguyên tử = mp + mn + me = mp + mn => Khối lượng nguyên tử tập trung chủ yếu ở hạt nhân nguyên tử. 3
  6. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ, NGUYÊN TỐ HÓA HỌC, ĐỒNG VỊ I/ Hạt nhân nguyên tử 1. Điện tích hạt nhân - Điện tích hạt nhân: Z+ - Số đơn vị điện tích hạt nhân: Z Trong nguyên tử: số proton = số electron = số đơn vị điện tích hạt nhân VD: nguyên tử N có 7 proton, Z+ =7+; Nguyên tử Na có 11 electron, Z+ =11+ 2. Số khối Kí hiệu A Công thức A=Z+N VD: Tính số khối: a) Cl có 17p và 18n. A = Z + N = 17 + 18 = 35. b) Na có 11 electron và 12 nơtron A = Z + N = 11 + 12 = 23. c) Al có A = 27, Z = 13. Tính số p, n, e. P = E = Z = 13. A = Z + N => N = A – Z = 27 – 13 = 14. * Z và A là những đại lượng đặc trưng cho hạt nhân. II/ Nguyên tố hóa học 1. Nguyên tố hóa học: là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân VD: nguyên tử X có Z = 9 => nguyên tử X thuộc nguyên tố Flo 2. Số hiệu nguyên tử: - Số đơn vị điện tích hạt nhân của nguyên tử của nguyên tố gọi là số hiệu nguyên tử. Kí hiệu: Z Trong nguyên tử: Số proton = số electron = số đơn vị điện tích hạt nhân = số hiệu nguyên tử 3. Kí hiệu nguyên tử: A=Z+N Số p = số e = số đv điện tích hạt nhân = số hiệu nguyên tử VD: Học sinh điền vào các giá trị còn trống sau: 4
  7. Lí thuyết hóa học lớp 10 Kí hiệu nguyên tử ĐTHN Z P E A N (Z+) 23 11+ 11 11 11 23 12 11Na 35 17+ 11 11 11 18 35 17 Cl 37 17+ 17 17 17 20 37 17 Cl III/ Đồng vị - Đồng vị là những nguyên tử của cùng một nguyên tố hóa học có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron nên số khối khác nhau. 35 37 VD: 17 Cl và 17 Cl IV/ Nguyên tử khối và nguyên tử khối trung bình 1. Nguyên tử khối: 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. NTK bằng tổng khối lượng proton và nơtron. NTK bằng số khối. VD: P có Z = 15; N = 16 => A = 31. Vậy, P có nguyên tử khối là 31. 2. Nguyên tử khối trung bình ( A ): A1 A1 - Nguyên tố X có hai đồng vị: Đồng vị 1: ZX chiếm x1%; đồng vị 2: ZX chiềm x2% (x1 + x2 = 100%) A1.x1  A 2 .x 2 Công thức tính NTK trung bình là: A  x1  x 2 12 13 VD: Cacbon có hai đồng vị: 6C chiếm 98,89% và 6C . Tính nguyên tử khối trung bình của cacbon. Mở rộng: Nếu đề bài cho nhiều đồng vị, công thức tính nguyên tử khối trung bình như sau: A1.x1  A 2 .x 2  A 3 .x 3  ... A x1  x 2  x 3  ... ---Hết-- 5
  8. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 3: LUYỆN TẬP THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ A. Kiến thức cần nẵm vững 1. Thành phần nguyên tử: Vỏ nguyên tử Nguyên tử Hạt nhân nguyên tử 2. Công thức tính số khối: ................................................................................................................ 3. Trong nguyên tử: số proton = ....................................................................................................... = ................................................................................................ = ................................................................................................ 4. Kí hiệu nguyên tử:......................................................................................................................... ........................................................................................................................................................... 5. Công thức tính nguyên tử khối trung bình: ................................................................................... ........................................................................................................................................................... B. Bài tập 19 Bài 1: Cho kí hiệu nguyên tử: 73 Li ; 9 F; 24 12 Mg ; 40 20 Ca . Hãy xác định Z, A, P, E, N Bài 2: Tính nguyên tử khối trung bình của nguyên tố Kali, biết rằng trong tự nhiên phần trăm các đồng vị của Kali như sau: 93,258% 39 19 K ; 0,012% 39 19 K và 39 19 K 35 37 Bài 3: Trong tự nhiên, clo có hai đồng vị bền 17 Cl; 17 Cl , trong đó đồng vị 37 Cl chiếm 24,23%. Tính nguyên tử khối trung bình của clo Bài 4: Trong nguyên tử, tổng số hạt cơ bản là 115, số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 25 hạt. Xác định p, n, e. --Hết-- 6
  9. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ I. Sự chuyển động các electron trong nguyên tử Các electron chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt nhân nguyên tư tử không theo quỹ đạo xác định tạo nên vỏ nguyên tử. II. Lớp electron và phân lớp electron 1. Lớp electron: - Khái niệm: các electron có mức năng lượng gần bằng nhau được xếp vào một lớp. - Phân loại: Lớp electron (Kí hiệu: n) 1 2 3 4 Tên K L M N - Hình vẽ minh họa: 2. Phân lớp: - Khái niệm: các electron có mức năng lượng bằng nhau được xếp vào một phân lớp. - Phân loại: thường có 4 phân lớp s, p, d, f - Qui tắc: số phân lớp = số thứ tự lớp Lớp e Số phân lớp Tên các phân lớp n=1 1 1s n=2 2 2s 2p n=3 3 3s 3p 3d n=4 4 4s 4p 4d 4f III/ Số elctron tối đa trong phân lớp, lớp 1. Số electron tối đa trong 1 phân lớp: Phân lớp s p d f Số e tối đa 2 6 10 14 2. Số e tối đa trong một lớp: Lớp Số e tối đa trong các phân lớp Số e trong 1 lớp Công thức n=1 1s2 2e 2.n2=2.12=2 7
  10. Lí thuyết hóa học lớp 10 n=2 2s2 2p6 8e 2.n2=2.22=8 n=3 3s2 3p6 3d10 18e 2.n2=2.32=18 --Hết-- 8
  11. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 5: CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ I/ Thứ tự mức năng lượng trong nguyên tử 3s 4s 1s 2s 5s 3p 5p 2p 4p 3d 4d 5d 5f 4f Thứ tự mức năng lượng: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 Chú thích: 1s2 1 số thứ tự lớp s tên phân lớp 2 số electron trên phân lớp VD: Viết phân mức năng lượng của các nguyên tử sau, xác định số lớp e 3Li; 5B; 7N; 11Na; 21Sc Nguyên tử Phân mức năng lượng Số lớp e 3Li 1s2 1 5B 1s22s22p1 2 7N 1s22s22p5 2 11Na 1s22s22p63s1 3 21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1 4 1s22s22p63s23p63d14s2 II/ Cấu hình electron 1. Khái niệm: cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau. 2. Các bước viết cấu hình electron: Bước 1: Xác định số electron nguyên tử (P=E=Z) 9
  12. Lí thuyết hóa học lớp 10 Bước 2: Viết phân mức năng lượng. Bước 3: Sắp xếp theo đúng thứ tự lớp. 3. Cấu hình 20 nguyên tố đầu tiên trong bảng tuần hoàn. (viết cấu hình, xác định số lớp, số electron lớp ngoài cùng) H (Z=1) ......................................................................................................................................... He (Z=2)......................................................................................................................................... Li (Z=3) .......................................................................................................................................... Be (Z=4) ......................................................................................................................................... B (Z=5)........................................................................................................................................... C (Z=6)........................................................................................................................................... N (Z=7) .......................................................................................................................................... O (Z=8) .......................................................................................................................................... F (Z=9) ........................................................................................................................................... Ne (Z=10)....................................................................................................................................... Na (Z=11)....................................................................................................................................... Mg (Z=12) ...................................................................................................................................... Al (Z=13) ....................................................................................................................................... Si (Z=14) ........................................................................................................................................ P (Z=15) ......................................................................................................................................... S (Z=16) ......................................................................................................................................... Cl (Z=17) ....................................................................................................................................... Ar (Z=18) ....................................................................................................................................... K (Z=19) ........................................................................................................................................ Ca (Z=20) ...................................................................................................................................... 10
  13. Lưu ý: Nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp s gọi là nguyên tố s Nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp p gọi là nguyên tố p Nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp d gọi là nguyên tố d Nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp f gọi là nguyên tố f * Đặc điểm electron lớp ngoài cùng của 20 nguyên tố đầu tiên: - 1,2,3e ở lớp ngoài cùng (lnc): nguyên tố là kim loại (trừ H, He, B) - 5,6,7e ở lnc: nguyên tố là phi kim - 8e ở lnc: nguyên tố là khí hiếm, trừ khí hiếm He có 2e lnc. - 4e ở lnc và Z20: nguyên tố là kim loại. * Những nguyên tố d và f đều là kim loại BÀI 6: LUYỆN TẬP CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ A. KIẾN THỨC CẦN NẮM VỮNG Thứ tự mức năng lượng: .................................................................................................................... Đặc điểm electron lớp ngoài cùng của 20 nguyên tố đầu tiên: 1,2,3 e lnc 5,6,7e lnc 8e lnc 4e lnc B. Bài tập Bài 1: Viết cấu hình electron các nguyên tử sau: N (Z=7); Ne (Z=8); Na (Z=11). Xác định tính chất nguyên tử (có giải thích) Bài 2: Viết cấu hình electron đầy đủ các nguyên tử có lớp electron ngoài cùng sau và xác định tính chất (có giải thích) a) 2s1; b) 2s22p3; c) 2s22p6; d) 3s23p3; e) 3s23p5; f) 3s23p6 ---Hết---
  14. Lí thuyết hóa học lớp 10 CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN BÀI 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC I/ Giới thiệu bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học - Hàng: có 7 hàng - Cột gồm cột A có 8 cột A; cột B có 8 cột B. - Ô chứa các nguyên tố gọi là ô nguyên tố. II/ Nguyên tắc sắp xếp - Nguyên tắc 1: các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân nguyên tử. - Nguyên tắc 2: nguyên tố có cùng số lớp electron được xếp thành một hàng. - Nguyên tắc 3: nguyên tố có cùng số electron hóa trị được xếp thành một cột. * Lưu ý: Đối với nguyên tố s, p electron hóa trị = electron lớp ngoài cùng. III/ Cấu tạo bảng tuần hoàn 1. Ô nguyên tố: - Cách xác định: STT ô nguyên tố = số hiệu nguyên tử VD: Mg có số hiệu nguyên tử là 12 nằm ở ô 12. 2. Chu kì (Hàng): - Khái niệm: cùng số lớp electron được xếp thành một chu kì - Cách xác định: STT chu kì = số lớp electron VD: Xác định STT chu kì của nguyên tố Clo (Z=17). Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p5 / Clo có 3 lớp e => Clo thuộc chu kì 3. Lưu ý:  Bảng tuần hoàn có 7 chu kì được ghi số từ 1 đến 7  Chu kì 1,2,3 là các chu kì nhỏ (1-8 nguyên tố). Chu kì 4,5,6,7 là các chu kì lớp (18-32 nguyên tố). Chu kì 7 chưa đầy đủ.  Bắt đầu mỗi chu kì là kim loại kiềm kết thúc là nguyên tố khí hiếm. 3. Nhóm (Cột) - Khái niệm nhóm A: cùng số electron lớp ngoài cùng được xếp vào 1 nhóm. - Cách xác định: nguyên tố s, p => nhóm A STT nhóm A = số electron lớp ngoài cùng VD: Xác định vị trí của P (Z = 15) trong bảng tuần hoàn. Cấu hình: 1s22s22p63s23p3 Z = 15 => ô 15 3 lớp electron => chu kì 3 Nguyên tố p và 5e lớp ngoài cùng => nhóm VA 12
  15. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 8: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ I/ Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình electron - Nhận xét: cấu hình e lớp ngoài cùng nguyên tử nhóm A lặp đi lặp lại sau mỗi chu kì.  Cấu hình e biến đổi một cách tuần hoàn.  Tính chất biến đổi tuần hoàn. II/ Cấu hình electron các nguyên tố trong cùng nhóm A. - Nhận xét: trong cùng nhóm A cấu hình e lớp ngoài cùng giống nhau.  Tính chất nguyên tố cùng một nhóm giống nhau  Một số nhóm A tiêu biểu: Nhóm Tên gọi Các nguyên tố Lớp ngoài cùng Tính chất Khí hiếm He, Ne, Ar, Kr, Xe, 8e trừ He có 2e Trạng thái khí, có 1 nguyên VIIIA Rn tử, không tham gia phản ứng hóa học Kim loại Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 1e Kim loại điển hình IA kiềm Kim loại Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 2e Kim loại IIA kiềm thổ Ra halogen F, Cl, Br, I, At 7e Phi kim điển hình VIIA 13
  16. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 9: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN I/ Tính kim loại, phi kim 1. Tính kim loại - Khái niệm: là tính chất của nguyên tử dễ mất electron trở thành ion dương.  càng dễ mất e tính kim loại càng mạnh. - Sơ đồ: M  Mn+ + ne VD: Na  Na+ + 1e 2. Tính phi kim - Khái niệm: là tính chất của nguyên tử dễ nhận electron trở thành ion âm  càng dễ nhận e tính phi kim càng mạnh. - Sơ đồ: X + me  Xm- VD: Cl + 1e  Cl- 3. Sự biến đổi tính kim loại, phi kim trong chu kì (hàng): Trong chu kì, từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm dần (> >>)  Tính kim loại giảm dần (> >>)  Tính phi kim tăng dần (<
  17. Lí thuyết hóa học lớp 10 Bảng 1: Hóa trị các nguyên tố Công thức oxit cao nhất: R2Oa a = STT nhóm A Công thức hợp chất khí với H: RH(8-a) STT nhóm A IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA CT oxit R2 O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 Hóa trị trong hợp IV III II I chất khí với H CT hợp chất khí RH4 RH3 RH2 RH Bảng 2: Công thức hidroxit IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA ROH R(OH)2 R(OH)3 H2CO3 HNO3 H2SO4 HClO4 CT hidroxit NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 III/ Định luật tuần hoàn Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cũng như thành phân 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. 15
  18. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 10: Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC Dạng 1: Từ cấu tạo nguyên tử  vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn Kiến thức cần nhớ: STT ô nguyên tố = số hiệu nguyên tử STT chu kì = số lớp electron nguyên tố s, p => nhóm A STT nhóm A = số electron lớp ngoài cùng VD: Xác định vị trí của Al (Z=13) và F (Z=9) trong bảng tuần hoàn. Al (Z=13) 1s22s22p63s23p1 F (Z=9) 1s22s22p5 Z=13 => ô 13 Z=9 => ô 9 3 lớp e => chu kì 3 2 lớp 2 => chu kì 2 Nguyên tố p và 3e lớp ngoài cùng => nhóm Nguyên tố p và 7e lớp ngoài cùng => nhóm IIIA VIIA Dạng 2: Từ vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn  cấu tạo nguyên tử VD: Viết cấu hình electron của Cl biết Cl thuộc chu kì 3, nhóm VIIA. chu kì 3 => 3 lớp e. nhóm VIIA => nguyên tố s (hoặc p) và 7e lớp ngoài cùng.  Cấu hình: 1s22s22p63s23p5 Dạng 3: So sánh tính chất hóa học của các nguyên tố trong bảng tuần hòa Bước 1: Viết cấu hình e, xác định tính chất, ô, chu kì, nhóm. Bước 2: Sắp xếp các nguyên tố theo đúng vị trí trong BTH Bước 3: Áp dụng quy luật biến đổi để so sánh. --------------------------------- BÀI 11: LUYỆN TẬP: BẢNG TUẦN HOÀN, SỰ BIẾN ĐỔI BẢNG TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON VÀ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ---------------------------- CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC Nguyên tử có xu hướng đạt đến 8e lớp ngoài cùng là bền vững (giống khí hiếm) trừ Heli là 2e lớp ngoài cùng. BÀI 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION I/ Sự hình thành ion, cation và anion 1. Ion, cation và anion 16
  19. Lí thuyết hóa học lớp 10 - Khái niệm ion: Khi nguyên tử nhường hay nhận electron trở thành phần tử mang điện gọi là ion - Ion dương: Nguyên tử có 1,2,3 electron lớp ngoài cùng (kim loại)  nhường 1,23,3 e tạo thành ion dương (cation) - Sơ đồ: M  Mn+ + ne (n=1,2,3) VD: Mg (Z=12)…. (2e lnc  nhường 2e). Mg  Mg2+ + 2e - Ion âm: Nguyên tử có 5,6,7 e lớp ngoài cùng (phi kim)  nhận thêm 3, 2, 1e tạo thành ion âm (anion) - Sơ đồ: X + me  Xm- VD: O (Z=8)…. (6e lnc  nhận 2 e). O + 2e  O2- 2. Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử - Ion đơn nguyên tử: là các ion tạo nên từ 1 nguyên tố - Ion đa nguyên tử: là nhóm nguyên tử mang điện tích II/ Sự tạo thành liên kết ion - Xét sự hình thành liên kết ion trong phân tử NaCl  Bước 1: Hình thành ion Na (Z=11) Na  Na+ + 1e Cl (Z=17) Cl + 1e  Cl-  Bước 2: Hai ion trái dấu hút nhau: Na+ + Cl-  NaCl  Bước 3: Phương trình hóa học có sự cho và nhận electron: 2Na + Cl2  2NaCl - Kết luận: Liên kết ion được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. - Lưu ý: liên kết ion thường được hình thành giữa KL-PK 17
  20. Lí thuyết hóa học lớp 10 BÀI 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ I/ Sự hình thành liên kết cộng hóa trị 1. Xét phân tử H2 H (Z=1) 1s1 (1e lnc) H thiếu 1e  góp 1e H:H (CT electron)  H-H (CT cấu tạo) 2. Khái niệm liên kết cộng hóa trị (CHT): - Liên kết cộng hóa trị được hình thành giữa hai nguyên tử bằng sự góp chung electron VD1: xét phân tử N2. Biết N (Z=7) N (Z=7) 1s22s22p3 (5e lnc) N thiếu 3e => góp 3e (công thức electron)  VD2: Xét sự hình thành phân tử HCl. Biết H (Z=1); Cl (Z=17) H (Z=1) 1s1 (1e lnc) Cl (Z=17) 1s22s22p63s23p5 (7e lnc) H thiếu 1e  góp 1e Cl thiếu 1e  góp 1e (Công thức electron)  3. Khái niệm liên kết cộng hóa trị có cực và không cực - LK cộng hóa trị không cực: cặp e dùng chung không bị lệch (thường là 2 nguyên tử giống nhau) VD: O::O ; Cl:Cl - LK cộng hóa trị có cực: cặp e dùng chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. VD: H :Cl ; O:: C ::O II/ Độ âm điện và liên kết hóa học Hiệu độ âm điện Loại liên kết Từ 0,0 đến < 0,4 Liên kết cộng hóa trị không cực Từ 0,4 đến < 1,7 Liên kết cộng hóa trị có cực >=1,7 Liên kết ion VD: Dựa vào độ âm điện, xác định loại liên kết của các hợp chất sau: Hợp chất Độ âm điện Hiệu độ âm điện Loại liên kết 18
ADSENSE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN
TRỢ GIÚP
HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG
Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.

 

Đồng bộ tài khoản
3=>0