Đề cương ôn thi học kì I môn Hóa học Lớp 10

Nội dung text: Đề cương ôn thi học kì I môn Hóa học Lớp 10

1. ĐỀ CƯƠNG ÔN THI HỌC KỲ I CHƯƠNG I: NGUYÊN TỬ I. LÝ THUYẾT 1. Cấu tạo nguyên tử Kí hiệu: e. Số hạt electron: E -31 -4 Vỏ nguyên tử (chứa hạt electron) Khối lượng: me = 9,1.10 kg 5.10 u -19 Điện tích: qe = - 1,602.10 (C) = 1- Nguyên tử Kí hiệu: p. Số hạt proton: P -27 Proton Khối lượng: mp = 1,6726.10 kg 1u -19 Hạt nhân Điện tích: qp = + 1,602.10 (C) = 1+ Notron Kí hiệu: n. Số hạt proton: N -27 Khối lượng: mn = 1,6748.10 kg 1u Điện tích: qn = 0 2. Hạt nhân nguyên tử Nguyên tử trung hòa về điện nên số proton trong hạt nhân bằng số electron ở vỏ nguyên tử. Z = P = E Số khối là tổng số hạt proton và tổng số hạt notron của hạt nhân đó. A = Z + N Với Z ≤ 82, ta có: 1 ≤ N ≤ 1,5 3. Nguyên tố hóa học Z Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. 4. Ký hiệu nguyên tử Số hiệu nguyên tử là số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố. Ký hiệu nguyên tử: 5. Đồng vị, nguyên tử khối trung bình Đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác số notron, do đó số khối A của chúng khác nhau. Nguyên tử khối là khối lượng trung bình của nguyên tử. 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.
2. a, b là tỷ lệ % số nguyên tử của đồng vị A, B. 6. Lớp electron và phân lớp electron Các electron có mức năng lượng bằng nhau được xếp cùng 1 phân lớp Ký hiệu: s, p, d, f Phân lớp Phân lớp bão hòa (tối đa): s2, p6,d10,f14 bền Đặc điểm Phân lớp bán bão hòa: s1 ,p3 ,d5,f7 bền Phân lớp chưa bão hòa kém bền Các electron có mức năng lượng gần bằng nhau được xếp cùng 1 lớp Vỏ nguyên tử Ký hiệu: 1 2 3 4 5 6 7 Lớp K L M N O P Q Thứ tự mức năng lượng tăng dần Số electron tối đa lớp thứ n là 2.n2 (n ≤ 4) 7. Cấu hình electron Năng lượng của electron trong nguyên tử được sắp xếp theo tứ tự tăng dần như sau: 1s 2s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d Nguyên tố s là nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp s. Nguyên tố p là nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp p. Nguyên tố d là nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp d. Nguyên tố f là nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng được điền vào phân lớp f. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng: - Đối với nguyên tử của các nguyên tố, lớp electron ngoài cùng có tối đa 8 electron. - Các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng không tham gia vào các phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tố khí hiếm (trừ He, có 2e ngoài cùng). - Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng là các nguyên tố kim loại (trừ H, He, B). - Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng là các nguyên tố phi kim. - Các nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể là kim loại hoặc phi kim.
3. CHƯƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố vào bảng tuần hoàn. Sắp xếp theo chiều tang dần của điện tích hạt nhân. Nguyên tắc Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp cùng 1 hàng. Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị xếp cùng 1 cột. 2. Cấu tạo bảng tuần hoàn. Số thứ tự Ô = Z = P = E. Cho biết: Tên nguyên tố, kí hiệu nguyên tố, số hiệu, cấu hình electron, độ âm điện, Ô Các nguyên tố có cùng số lớp electron được xếp thành 1 chu kì (hàng ngang) Số thứ tự Chu kì = Số lớp electron. 1(2 nguyên tố): 1 H, 2 He. CK nhỏ 2 (8 nguyên tố): 3 Li, 4 Be, 5 B, 6 C, 7 N, 8 O, 9 F, 10 Ne Cấu tạo 3 (8 nguyên tố): Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar. BTH 11 12 13 14 15 16 17 18 Chu kì Cấu tạo 4 (18 nguyên tố): 19 K → 36 Kr. N 5 (18 nguyên tố): 37 Rb → 54 Xe. h CK lớn ó 6 (32 nguyên tố): 55 Cs → 86 Rn. m 7 ( khoảng 32 nguyên tố): chưa hoàn thành. Các nguyên tố có cấu hình electron tương tự nhau (tính chất tương tự) được xếp thành 1 nhóm (cột). Nhóm Số electron hóa trị = số electron lớp ngoài cùng + kế ngoài cùng (chưa bão hòa). Số thứ tự Nhóm = Số electron hóa trị (*). Nhóm A (IA → VIIIA): có 8 cột; gồm các nguyên tố s, p. Nhóm B (IB → VIIIB): có 10 cột; gồm các nguyên tố d, f. 3. Định luật tuần hoàn Tính bazo Tính axit Bán kính Độ âm Tính kim Tính phi của oxit và của oxit và nguyên tử điện loại kim hidroxit hidroxit tương ứng tương ứng Chu kỳ (đi từ trái Giảm dần Tăng dần Giảm dần Tăng dần Giảm dần Tăng dần sang phải) Nhóm (đi từ trên Tăng dần Giảm dần Tăng dần Giảm dần Tăng dần Giảm dần xuống dưới) 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.
4. 4. Hóa trị cao nhất đối với Oxi và Hidro Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Cấu hình electron ngoài cùng ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 Hóa trị cao nhất của R 1 2 3 4 5 6 7 với Oxi Oxit R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 Hóa trị cao nhất của R RH RH RH RH với Hidro 4 3 2 R(OH) R(OH) R(OH) 4 R(OH)5 5 7 kém bền kém bền Hidroxit cao nhất ROH R(OH) kém bền kém bền R(OH)2 3 H RO HRO4 H2RO3 3 4 H2RO4 Tên gọi khác của một số nhóm cần lưu ý: Nhóm IA: Nhóm kim loại kiềm Nhóm IIA: Nhóm kim loại kiềm thổ Nhóm VIIA: Nhóm Halogen Nhóm VIIIA: Nhóm khí hiếm.
5. CHƯƠNG II: LIÊN KẾT HÓA HỌC 1. Sự hình thành và phân loại ion. - Ion là nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử mang điện tích. - Lớp electron ngoài cùng của kim loại thường có 1, 2, 3 electron, nên có xu hướng nhường electron → tạo ion dương (Cation).- Lớp electron ngoài cùng của phi kim thường có 5, 6, 7 electron, nên có xu hướng nhận electron → tạo ion âm (Anion). - Tên của ion dương = cation + tên kim loại (hoặc amoni). Ví dụ: Na+ cation natri. 2 anion sunfat - Tên của ion âm = anion + tên gốc axit tương ứng (hoặc oxit). Ví dụ: SO4 Ion dương (cation). Ví dụ: Na+, Cu2+, Al3+, NH , 4 Điện tích Ion âm (anion). Ví dụ: Cl , O 2 , SO 2 , PO 3 , NO , 4 4 3 Phân loại ION Ion đơn nguyên tử. Ví dụ: Na+, Cu2+, Al3+, Cl , O 2 , Số nguyên tử 2 3 Ion đa nguyên tử. Ví dụ: NH 4, SO 4, PO 4 , NO3 , 2. Các loại liên kết hóa học. Là liên kết được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình Liên kết ion Hiệu độ âm điện ≥ 1,7 Ví dụ: Na → Na+ + 1e tạo thành phân tử NaCl Cl + 1e → Cl- Là liên kết được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung Cặp e chung không bị lệch về phía nguyên tử nào Liên kết Thường thấy ở phân tử đơn chất hóa học Hiệu độ âm điện Từ 0 đến < 0,4 CHT không cực Ví dụ: Liên kết cộng hóa trị Cặp e chung bị lệch về phía một nguyên tử Thường thấy ở phân tử hợp chất Hiệu độ âm điện Từ 0,4 đến < 1,7 CHT có cực Ví dụ:
6. 3. Hóa trị và số Oxi hóa Trong hợp chất ion, hóa trị của một nguyên tố bằng điện tích của ion và được gọi là điện hóa trị của nguyên tố đó. Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hóa trị của nguyên tố đó. Các quy tắc xác định số oxi hóa: Quy tắc 1: Trong các đơn chất, số oxi hóa của nguyên tố bằng 0. Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của từng nguyên tố bằng 0. Quy tắc 3: Trong ion đơn nguyên tử số oxi hóa của nguyên tố bằng điện tích của ion đó Trong ion đa nguyên tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của từng nguyên tố bằng điện tích nguyên tử. Quy tắc 4: Trong hầu hết hợp chất: H có số oxi hóa bằng +1, O có số oxi hóa bằng -2 4. Tinh thể Tinh thể ion Tinh thể nguyên tử Tinh thể phân tử Các cation và anion được ở các điểm nút của mạng ở các điểm nút của mạng tinh phân bố luân phiên đều đặn tinh thể nguyên tử là thể phân tử là những phân tử Khái niệm ở các điểm nút của mạng những nguyên tử tinh thể ion Các ion mang điện tích trái Các nguyên tử liên kết Các phân tử liên kết với nhau dấu hút nhau bằng lực hút với nhau bằng lực liên bằng lực hút giữa các phân Lực liên kết tĩnh điện. Lực này lớn kết cộng hóa trị. Lực này tử, yếu hơn nhiều lực hút tĩnh rất lớn điện và lực liên kết cộng hóa trị Bền, khá rắn, khó bay hơi, Bền, khá cứng, khó nóng Không bền, dễ nóng chảy, dễ Đặc tính khó nóng chảy chảy, khó bay hơi bay hơi
7. CHƯƠNG IV: PHẢN ỨNG OXI HÓA- KHỬ