Đề cương ôn tập HK1 môn Hóa học 10 CTST năm 2022-2023

1. TÓM TẮT LÝ THUYẾT

A. THÀNH PHẦN CỦA NGUYÊN TỬ

Thành phần cấu tạo nguyên tử

Nguyên tử gồm:

- Hạt nhân chứa proton, neutron

- Vỏ nguyên tử chứa electron.

Sự tìm ra electron

- Trong nguyên tử tồn tại một loại hạt electron (kí hiệu là e) có khối lượng và mang diện tích âm

+ Điện tích: qe = -1,602.10-19 C (coulomb).

=> Dùng làm điện tích đơn vị, điện tích của electron được quy ước là -1.

+ Khối lượng m = 9,11.10-28g. 

Sự khám phá hạt nhân nguyên tử

- Nguyên tử:

+ Có cấu tạo rỗng

+ Gồm hạt nhân ở trung tâm và lớp vỏ là các electron chuyển động xung quanh hạt nhân.

- Nguyên tử trung hoà về điện

số đơn vị điện tích đương của hạt nhân = số đơn vị điện tích âm của các electron trong nguyên tử.

Cấu tạo hạt nhân nguyên tử

- Hạt nhân nguyên tử gồm hai loại hạt:

+ proton: mang diện tích dương (+1)

+ neutron: không mang điện.

- Proton và neutron có khối lượng gần bằng nhau.

Kích thước và khối lượng nguyên tử

Khối lượng của nguyên tử gần bằng khối lượng hạt nhân

B. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Hạt nhân nguyên tử

Điện tích hạt nhân = +Z.

Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z) = số proton (P) = số electron (E).

Số khối (A) = số proton (P) + số neutron (N)

Nguyên tố hóa học

\(_Z^AX\)

- Mỗi nguyên tố hoá học có một số hiệu nguyên tử.

- Nguyên tố hoá học là tập hợp những nguyên tử có cùng diện tích hạt nhân.

Đồng vị

Các đồng vị của một nguyên tố hoá học là những nguyên tử có cùng số proton (P), cùng số hiệu nguyên tử (Z), nhưng khác nhau về số neutron (N).

Nguyên tử khối và nguyên tử khối trung bình

- 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 (1 amu).

- Công thức tính nguyên tử khối trung bình của nguyên tố X: 

\(\overline {{{\rm{A}}_{\rm{x}}}} = \frac{{{a_1}.{A_1} + {a_2}.{A_2} + ... + {a_i}.{A_i}}}{{100}}\)

\(\overline {{{\rm{A}}_{\rm{x}}}} \): là nguyên tử khối trung bình của X.

Ai là nguyên tử khối đồng vị thứ i.

ai là tỉ lệ % số nguyên tử đồng vị thứ i.

C. CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ

Sự chuyển động của electron trong nguyên tử

- Orbital nguyên tử (Atomic Orbital, viết tắt AO) là khu vực không gian xung quanh hạt nhân nguyên tử mà tại đó xác suất tìm thấy electron là lớn nhất (khoảng 90%).

- Một số AO thường gặp: S, P, d, f.

- Các AO có hình dạng khác nhau: AO s có dạng hình cầu, AO p có dạng hình số tám nổi, AO d và f có hình dạng phức tạp.

Lớp và phân lớp electron

- Trong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp (kí hiệu K, L, M, N, O, P,Q) từ gần đến xa hạt nhân, theo thứ tự từ lớp n = 1 đến n = 7

- Các electron trên cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau.

- Mỗi lớp electron phân chia thành các phần lớp, được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường: s, p, d, f. Các electron thuộc các phần lớp s, p, d và f được gọi tương ứng là các electron s, p, dvà f.

- Các phân lớp s, p, d và f lần lượt có các số AO tương ứng 1, 3, 5 và 7.

- Các electron trên cùng một phần lớp có năng lượng bằng nhau. Với 4 lớp đầu (1, 2, 3, 4) số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó.

Cấu hình electron nguyên tử

- Nguyên lí vững bền: Ở trạng thái cơ bản, các electron trong nguyên tử chiếm lần lượt những orbital có mức năng lượng từ thấp đến cao: Is 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p...

- Nguyên lí Pauli: Mỗi orbital chỉ chứa tối đa 2 electron và có chiều tự quay ngược nhau.

=> Số electron tối đa trong lớp n là 2n (n < 4).

- Quy tắc Hund: Trong cùng một phần lớn chưa bão hoà, các electron sẽ phân bố vào các orbital sao cho số electron độc thân là tối đa.

- Cấu hình electron nguyên tử phải được viết theo thứ tự các lớp electron và phân lớp trong mỗi lớp. Trong đó:

+ Số thứ tự lớp electron được viết bằng các số tự nhiên (n = 1, 2, 3, ...).

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

+ Số electron của từng phần lớn được ghi bằng chỉ số ở phía trên, bên phải kí hiệu của phân lớp.

A. CẤU TẠO BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuần hoàn

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

- Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp cùng một chu kì.

- Các nguyên tố có cùng số electron hoá trị trong nguyên tử được xếp cùng một nhóm, trừ nhóm VIIIB.

Cấu tạo của bảng tuần hoàn

- Ô nguyên tố: Số thứ tự của một ô nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố hoá học trong ô đó.

- Chu kì

+ Các chu kì 1, 2 và 3 là các chu kì nhỏ.

+ Các chu kì 4, 5, 6 và 7 là các chu kì lớn.

- Nhóm: số thứ tự của nhóm A bằng số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm.

Phân loại nguyên tố dựa theo cấu hình electron và tính chất hoá học

- Dựa vào cấu hình electron: nnguyên tố s, nguyên tố C, nguyên tố d và nguyên tố f.

- Dựa vào tính chất hoá học: nguyên tố kim loại, nguyên tố phi kim và nguyên tố khí hiếm.

B. XU HƯỚNG BIẾN ĐỔI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

Bán kính nguyên tử

- Bán kính nguyên tử của các nguyên tố nhóm A có xu huong biên đối tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân: 

+ Trong một chu kì, từ trái sang phải, bán kính nguyên tử của các nguyên tố có xu hướng giảm dần

+ Trong một nhóm, theo chiều từ trên xuống dưới bán kính nguyên tử có xu hướng tăng.

Độ âm điện

- Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hoá học.

- Độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố nhóm A có xu hướng biến đối tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân:

+ Trong một chu kì, độ âm diện của nguyên từ các nguyên tố có xu hướng tăng dần.

+ Trong một nhóm, độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố có xu hướng giảm dần.

Tính kim loại, tính phi kim

- Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử dễ nhường electron.

- Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử dễ nhận electron.

- Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố nhóm A có xu hướng biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân:

+ Trong một chu kì, tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng dần.

+ Trong một nhóm, tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, tính phi kim giảm dần.

Tính acid - base của oxide và hydroxide

C. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

Định luật tuần hoàn

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.

Ý nghĩa của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn → cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó và ngược lại → biết những tính chất hoá học cơ bản của nó.

A. QUY TẮC OCTET

Quy tắc Octet (bát tử): Trong quá trình hình thành liên kết hoá học, nguyên tử của các nguyên tố nhóm A có xu hướng tạo thành lớp vỏ ngoài cùng có 8 electron tương ứng với khí hiếm gần nhất (hoặc 2 electron với khí hiếm helium).

B. LIÊN KẾT ION

- Liên kết ion là liên kết được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

- Liên kết ion thường được hình thành khi kim loại điển hình tác dụng với phi kim điển hình.

- Trong điều kiện thưởng, các hợp chất ion thường tồn tại ở trạng thái rắn, khó nóng chảy, khó bay hơi và không dẫn điện ở trạng thái rắn. Hợp chất ion thường dễ tan trong nước, tạo thành dung dịch có khả năng dẫn điện.

C. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

Liên kết cộng hóa trị 
- Liên kết cộng hoá trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung

+ Liên kết cộng hoá trị không phân cực là liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron chung không lệch về phía nguyên tử nào.

+ Liên kết cộng hoá trị phân cực là liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron chung lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

- Liên kết cho – nhận là một trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hoá trị, trong đó cặp electron chung chỉ do một nguyên tử đóng góp.

Phân biệt các loại liên kết dựa theo độ âm điện

- Dựa trên hiệu độ âm điện xác định loại liên kết hóa học:

Hiệu độ âm điện (∆x)	Loại liên kết
0 ≤ ∆x < 0,4	Cộng hóa trị không cực
0,4 ≤ ∆x < 1,7	Cộng hóa trị có cực
≥ 1,7	Ion

Liên kết  \(\sigma \), \(\pi \) và năng lượng liên kết

- Liên kết \(\sigma \) là loại liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen phủ trục của hai orbital. Vùng xen phủ nằm trên đường nối tâm hai nguyên tử.

- Liên kết \(\pi \) là loại liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen phủ bên của hai orbital. Vùng xen phủ năm hai bên đường nội tâm hai nguyên tử.

- Năng lượng của một liên kết hoá học là năng lượng cần thiết để phá vỡ 1 mol liên kết đó ở thể khí, tạo thành các nguyên tử ở thể khí.

- Giá trị năng lượng của một liên kết hoá học là thước đo độ bền liên kết.

D. LIÊN KẾT HYDROGEN VÀ TƯƠNG TÁC VAN DER WAALS

Liên kết hydrogen

- Liên kết hydrogen là một loại liên kết yếu, được hình thánh giữa nguyên tử H (đã liên kết với một nguyên tử có độ âm điện lớn, thường là F, O, N) với một nguyên tử khác có độ âm điện lớn (thường là F, O, N) còn cập electron hoá trị chưa tham gia liên kết.

- Liên kết hydrogen làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của nước.

Tương tác Van der Waals

- Tương tác van der Waals là tương tác tĩnh điện lưỡng cực – lưỡng cực được hình thành giữa các phân tử hay nguyên tử.

- Tương tác van der Waals làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các chất.

 

Trên đây là một phần trích đoạn nội dung Đề cương ôn tập HK1 môn Hóa học 10 CTST năm 2022-2023. Để xem toàn bộ nội dung các em chọn chức năng xem online hoặc đăng nhập vào trang hoc247.net để tải tài liệu về máy tính.

Mời các em tham khảo tài liệu có liên quan:

• Đề cương ôn tập HK1 môn Lịch sử 10 CTST năm học 2022-2023
• Đề cương ôn tập HK1 môn Tiếng Anh 10 CTST năm 2022-2023

Hy vọng tài liệu này sẽ giúp các em học sinh ôn tập tốt và đạt thành tích cao trong học tập.