HỆ THỐNG KIẾN THỨC HÓA HỌC LỚP 10
CHƯƠNG TRÌNH CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO
LUYỆN THI ĐẠI HỌC CAO ĐẲNG
Trần Hoàng Tuấn
Trang 1
http://violet.vn/violetq11
Chương 1 + 2:
NGUYÊN TỬ - BẢNG TUẦN HOÀN HÓA HỌC
A/ KIẾN THỨC CẦN NHỚ
I/ THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
1/ Cấu tạo nguyên tử - đặc tính các hạt: Nguyên tử có cấu tạo gồm:
- Hạt nhân ở giữa nguyên tử, gồm các hạt proton (p) (mang điện tích dương) và các hạt nơtron (n) (không
mang điện).
- Vỏ nguyên tử gồm các hạt electron (e) (mang điện tích âm) chuyển động xung quanh hạt nhân.
Hạt
Proton
Nơtron
Electron
Khối lượng (m)
Thật
1,6726.10-27 kg
1,6748.10-27 kg
9,1094.10-31 kg
Điện tích (q)
Thật
+1,602.10-19C
0
-1,602.10-19C
Tương đối
1u
1u
1
u
1836
Tương đối
1+
0
1-
* Kết luận.
+ Khối lượng nguyên tử bằng khối lượng hạt nhân nguyên tử đó (vì khối lượng của e rất bé so với khối
m p 1, 6726.1027
1836 ).
lượng các hạt nơtron và proton, cụ thể
me 9,1094.1031
+ Nguyên tử trung hòa về điện, nên số p = số e.
2/ Kích thước và khối lượng nguyên tử
a/ Kích thước nguyên tử: rất nhỏ, được tính bằng đơn vị nanomet (nm).
1 nm = 10-9m = 10 Ǻ
Đường kính
10-1 nm
Nguyên tử
So sánh
Dnguyentu
Dhatnhan
hạt nhân
-5
10 nm
Dnguyentu
Delectron
Electron (hay proton)
-8
10 1
10 4 lan
10 5
101
107 lan
108
Dhatnhan 105
103 lan
Delectron 108
10 nm
Vì vậy electron chuyển động xung quanh hạt nhân trong không gian rỗng của nguyên tử.
b/ Khối lượng nguyên tử: rất nhỏ, được tính bằng u (hoặc đvC).
1
1
.m12 C = . 19,9265.10-27 kg
Với 1u =
→
1u = 1,6605.10-27 kg.
12
12
II/ HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1/ Điện tích hạt nhân (Z+). Điện tích hạt nhân chính là tổng điện tích của proton.
Z = số proton = số electron = E
(Nguyên tử trung hòa về điện)
2/ Số khối hạt nhân (A). Số khối của hạt nhân bằng tổng số proton (Z) với tổng số nơtron (N).
A= Z + N
3/ Số hiệunguyên tử (Z). Số hiệu nguyên tử là số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố.
4/ Kí hiệu nguyên tử của nguyên tố X.
A
Z
Trong đó:
Trần Hoàng Tuấn
A: số khối
X
Z: số hiệu nguyên tử
Trang 2
X: kí hiệu hóa học của nguyên tố
http://violet.vn/violetq11
III/ ĐỒNG VỊ. NGUYÊN TỬ KHỐI. NGUYÊN TỬ KHỐI TRUNG BÌNH
1/ Đồng vị: Đồng vị là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có cùng số proton, khác số nơtron.
Ví dụ. Nguyên tố H có 3 đồng vị 11 H , 12 H , 13 H
Chú ý. Các đồng vị bền có Z ≤ 82.
2/ Nguyên tử khối. Nguyên tử khối trung bình
a/ Nguyên tử khối (M). Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử, bằng số khối hạt nhân
M =A
b/ Nguyên tử khối trung bình ( M ). Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố có nhiều đồng vị được tính
bằng hệ thức
aA bB cC
abc
Với a, b, c: là số nguyên tử (hoặc % số nguyên tử) của mối đồng vị.
A, B, C: là nguyên tử khối (hay số khối) của mỗi đồng vị.
Mở rộng:
M
k
M
n .M
i
i 1
i
k
n
i 1
i
Với:
ni : % hay số mol hay thể tích của chất thứ i ( khi ni là thể tích thì chỉ sử dụng cho chất khí)
Mi : Khối lượng mol của chất thứ i
Nếu trong hỗn hợp chỉ có hai chất , ta có thể gọi x là số mol (% hay thể tích) của chất thứ nhất trong
1 mol hỗn hợp, khi đó suy ra số mol của chất thứ hai là (1 – x) mol.
M x.M1 (1 x).M 2
Lưu ý:
Mmin < M < Mmax
n1 n2
M1 M 2
M
↔ V1 V2
( thể tích của khí không áp dụng cho thể tích dung dịch)
2
x x 50%
2
1
M1 = M2 → M M1 M 2 , n,V , x
M đơn chất ↔ M hợp chất
Sơ đồ đường chéo:
V1 (hay n1) M1
|M2 – M |
→
M
V1 M 2 M
V2
M M1
V2 (hay n2) M2
| M – M1 |
* Chú ý:
- Phân biệt nguyên tử và nguyên tố:
+ Nguyên tử là loại hạt vi mô gồm hạt nhân và các hạt electron quanh hạt nhân.
+ Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
- Tính chất hóa học nguyên tố là tính chất hóa học các nguyên tử của nguyên tố đó.
- Mối quan hệ giữa các hạt cơ bản cấu tạo nên nguyên tử:
+ Số hạt cơ bản = 2.Z + N (mang điện: 2.Z, không mang điện: N).
+ Số hạt mang điện = số electron + số proton = 2.Z .
+ Số hạt ở hạt nhân = số proton + số nơtron = Z + N.
+ Điều kiện bền của hạt nhân nguyên tử là
Trần Hoàng Tuấn
Trang 3
http://violet.vn/violetq11
N
1,33 với Z ≤ 20
Z
N
1 1,5 với Z ≤ 82
Z
mà :
Z ≤ N ≤ 1,5.Z
1
Tổng hạt = Z + E + N = 2.Z + N
Nên:
2.Z + Z ≤ 2.Z + N ≤ 2.Z + 1,5.Z
3.Z ≤ Tổng hạt ≤ 3,5.Z
hat Z hat
3,5
3
- Từ kí hiệu nguyên tử X => số p và số n trong hạt nhân cũng như số electron ở vỏ nguyên tử và ngược lại.
- Tất cả các nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân Z đều thuộc cùng một nguyên tố hóa học.
- Công thức tính thể tích của một nguyên tử:
A
Z
4
V R 3
3
(R là bán kính nguyên tử)
III/ Sự chuyển động của e trong nguyên tử. Obitan nguyên tử.
1/ Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
Trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân không theo quỹ đạo xác
định nào và tạo thành đám mây electron.
2/ Obitan nguyên tử (AO)
a/ Định nghĩa: Obitan nguyên tử là khu vực đám mây electron xung quanh hạt nhân mà xác suất có mặt
electron khoảng 90%.
b/ Hình dạng obitan nguyên tử: Dựa trên sự khác nhau về trạng thái electron trong nguyên tử ta có:
- Obitan s: dạng hình cầu.
- Obitan p: gồm 3 obitan px, py, pz có hình dạng số 8 nổi, định hướng theo 3 trục Ox, Oy, Oz của hệ tọa độ.
IV/ Lớp và phân lớp e:
1/ Lớp electron: Lớp electron gồm các electron có mức năng lượng gần bằng nhau. Các lớp electron xếp
theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao (từ gần nhân ra ngoài):
Lớp thứ n
1
2
3
4
5
6
7
Tên lớp
K
L
M
N
O
P
Q
Có số obitan là n2
1
4
9
16
Có số electron tối đa là 2n2 2
8
18
32
2/ Phân lớp electron
- Mỗi lớp electron chia thành các phân lớp s, p, d, f gồm các electron có mức năng lượng bằng nhau:
Phân lớp
s
Có số obitan
1
Có số electron tối đa
2
- Trong 1 lớp electron thì số phân lớp = số thứ tự lớp:
p
3
6
d
5
10
Lớp thứ
1
2
3
Có phân lớp
1s
2s2p
3s3p3d
- Phân lớp electron chứa electron tối đa gọi là phân lớp electron bão hòa.
f
7
14
4
4s4p4d4f
V/ Năng lượng – Cấu hình e trong nguyên tử :
1/ Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử
a/ Nguyên lý Pauli: Trên 1 obitan có tối đa 2e và 2e này chuyển động tự quay khác chiều nhau:
1 obitan có 2e: 2e ghép đôi
Trần Hoàng Tuấn
Trang 4
http://violet.vn/violetq11
1 obitan có 1e: 1e độc thân
b/ Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt các obitan có mức
năng lượng từ thấp đến cao.
c/ Quy tắc Hund: Trong 1 phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là
tối đa và có chiều tự quay giống nhau.
Ví dụ: 7N
↑↓
2
↑↓
↑ ↑ ↑
2
1s
2s
2p3
d/ Trật tự các mức năng lượng nguyên tử: Trong nguyên tử, các electron trên các obitan khác nhau, nhưng
cùng 1 phân lớp có mức năng lượng như nhau. Các mức năng lượng nguyên tử tăng dần theo trình tự:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
* Ñeå nhôù ta duøng quy taéc Klechkowsky
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f
6f
7f
2/ Cấu hình electron nguyên tử: Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các
phân lớp của các lớp electron khác nhau.
a/ Cách viết cấu hình electron nguyên tử
- Xác định số electron trong nguyên tử.
- Phân bố các electron theo trật tự mức năng lượng AO tăng dần.
- Viết cấu hình electron theo thứ tự các phân lớp electron trong một lớp.
Ví dụ: 26Fe. Viết theo trật tự mức năng lượng AO tăng dần: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
- Sau đó viết lại theo thứ tự các phân lớp electron trong 1 lớp: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
- Viết gọn: [Ar] 3d6 4s2
* Chú ý: Khi viết cấu hình electron để dễ nhớ trật tự các mức năng lượng, ta viết theo thứ tự lớp với 2 phân
lớp s, p như sau:
1s 2s2p 3s3p 4s ... 4p 5s ... 5p 6s ... 6p
7s ... 7p
- Sau đó thêm 3d vào giữa lớp 4s ... 4p
- Thêm 4d vào giữa lớp 5s ... 5p
- Thêm 4f 5d vào giữa lớp 6s ... 6p
- Thêm 5f 6d vào giữa lớp 7s ... 7p
- Ta sẽ được 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
b/ Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
- Các electron lớp ngoài cùng quyết định tính chất hóa học của một nguyên tố.
- Số electron lớp ngoài cùng tối đa là 8e
+ Các nguyên tử kim loại có:
1e, 2e, 3e
lớp ngoài cùng.
+ Các nguyên tử phi kim có:
5e, 6e, 7e
lớp ngoài cùng.
+ Các nguyên tử khí hiếm có:
8e (He có 2e) lớp ngoài cùng.
+ Các nguyên tử có 4e lớp ngoài cùng có thể là kim loại (Ge, Sn, Pb) có thể là phi kim (C, Si).
VI. Một số vấn đề bổ sung:
Xác định vị trí của nguyên tố X trong bảng tuần hoàn hóa học: (phân biệt e cuối cùng và e lớp ngoài cùng)
1. Phân nhóm chính ( nhóm A ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp s hay p, cụ thể: nsa npb
Trần Hoàng Tuấn
Trang 5
http://violet.vn/violetq11
(với điều kiện a,b є số nguyên và a ≥ 1 , 0 ≤ b ≤ 6)
a b 3 K .L
a b 4 K .L / P.K
Số thứ tự nhóm = a + b
trong đó:
a b 5 P.K
a b 8 Kh.h
2. Phân nhóm phụ ( nhóm B ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp d hay f, cụ thể: (n-1)da nsb
(với điều kiện a,b є số nguyên và b = 2 , 1 ≤ a ≤ 10)
Nếu a + b < 8 Số thứ tự nhóm = a + b
Nếu a + b = 8 hay 9 hay 10 Số thứ tự nhóm = 8
Nếu a + b > 10 Số thứ tự nhóm = (a + b) – 10
Các nguyên tố nhóm B đều thuộc kim loại chuyển tiếp.
Ngoại trừ:
b = 2 , a = 4 b = 1 , a = 5 (bán bão hòa gấp)
b = 2 , a = 9 b = 1 , a = 10 (bão hòa gấp)
VII. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hóa học:
1. Bán kính nguyên tử:
Trong cùng một chu kỳ: đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, bán
kính nguyên tử của các nguyên tố giảm dần. Nguyên nhân là do số lớp e ngoài cùng như
nhau, khi đi từ ô này sang ô sau liền kề với nó thì e lớp này tăng lên và điện tích hạt nhân
cũng tăng làm lực hút giữa hạt nhân và e tăng → bán kính nguyên tử giảm.
Trong cùng một phân nhóm chính (nhóm A): đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của
điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng dần. Nguyên nhân là do số lớp
e tăng dần khi đi từ trên xuống và e lớp ngoài cùng giống nhau làm lực hút giữa hạt nhân với
e lớp ngoài cùng giảm dần, mặc dù điện tích hạt nhân có tăng.
Chú ý:
2.
n .e
m .e
M n
M
M m
cation
anion
Khi một ngtử mất e để tạo thành ion dương (cation) thì kích thước giảm đi rất nhiều
→ bán kính của cation bao giờ cũng nhỏ hơn bán kính của nguyên tử tương ứng. Cùng
một nguyên tử, nếu điện tích ion càng lớn thì bán kính càng nhỏ.
Vd: rFe rFe2 rFe3
Khi một ngtử nhận thêm e để tạo thành ion âm (anion) thì kích thước ion tăng lên vì e
nhận thêm vào làm tăng tương tác đẩy e – e.
→ Bán kính của anion bao giờ cũng lớn hơn bán kính của nguyên tử tương ứng.
Vd: rCl rCl rCl
Năng lượng ion hóa: I
Nói một cách tóm tắt: năng lượng ion hóa là năng lượng tối thiểu cần tiêu thụ để tách một e ra khỏi
nguyên tử ở thể khí và biến thành ion dương.
Cụ thể, năng lượng ion hóa của một nguyên tử hay một phân tử là năng lượng cần thiết để tách một
điện tử từ nguyên tử hay phân tử đó ở trạng thái cơ bản. Một cách tổng quát hơn, năng lượng ion hóa
thứ n là năng lượng cần thiết để tách điện tử thứ n sau khi đã tách (n-1) điện tử đầu tiên. Trạng thái
cơ bản chính là trạng thái mà tại đó, nguyên tử không chịu ảnh hưởng của bất kỳ một từ trường ngoài
nào cả. Tức là một nguyên tử kim loại ở trạng thái cơ bản sẽ có dạng khí, và cấu hình electron của nó
cũng là cấu hình cơ bản: tuân theo nguyên lí Pauli, Nguyên lí vững bền và qui tắc Hund.
Theo từ điển Giáo khoa Vật lí của các tác giả Vũ Thanh Khiết,..., Nhà Xuất bản Giáo dục- năm 2007
Trần Hoàng Tuấn
Trang 6
http://violet.vn/violetq11
thì năng lượng ion hoá được định nghĩa như sau: năng lượng ion hóa của một nguyên tử, phân tử
hoặc ion là năng lượng cần thiết để tách êlectron liên kết yếu nhất ra khỏi một hạt ở trạng thái cơ bản
sao cho ion dương được tạo thành cũng ở trạng thái cơ bản. Đó là năng lượng ion hoá thứ nhất. Các
giai đoạn ion hoá tiếp theo sẽ ứng với các năng lượng ion hoá thứ hai, thứ ba,..
Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì giá trị I càng nhỏ.
Phân biệt năng lượng ion hóa thứ nhất I1 , thứ hai I2 , …
M → M+ + 1e , I1 > 0
M+ → M2+ + 1e , I2 > I1
Quy tắc Koopmans: Năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của nguyên tử là bằng đối của năng lượng của
obitan mà e bị tách đó đã chiếm.
Trong một chu kỳ, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, lực liên kết giữa hạt nhân và e lớp
ngoài cùng tăng, làm cho năng lượng ion hóa nói chung cũng tăng theo.
Trong cùng một phân nhóm chính, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử
tăng,lực liên kết giữa e lớp ngoài cùng và hạt nhân giảm, do đó năng lượng ion hóa nói chung giảm.
Đôi nét về ion :
Ion là một nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị mất hay thu nhận thêm được một hay nhiều điện
tử. Một ion mang điện tích âm,khi nó thu được một hay nhiều điện tử, được gọi là anion, và
một ion mang điện tích dương khi nó mất một hay nhiều điện tử, được gọi là cation. Quá trình
tạo ra các ion gọi là ion hóa.
Các nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị ion hóa được biểu diễn dưới dạng các số viết nhỏ lên
trên, bên phải ký hiệu của nguyên tử hay nhóm nguyên tử, thể hiện số lượng điện tử mà nó
thu được hay mất đi (nếu lớn hơn 1) và dấu + hay − tùy theo nó mất hay thu được (các) điện
tử. Trong trường hợp mất hay thu được chỉ một điện tử thì không cần ghi giá trị số. Ví dụ H+
hay O2-.
Các kim loại có xu hướng tạo ra các cation (mất đi điện tử) trong khi các phi kim lại có xu
hướng tạo ra anion, ví dụ natri tạo ra cation Na+ trong khi clo tạo ra các anion Cl-.
Các ion lần đầu tiên được lý thuyết hóa bởi Michael Faraday khoảng năm 1830, để miêu tả
các thành phần của phân tử mà chuyển động về phía anốt hay catốt. Tuy nhiên, cơ chế mà các
chuyển động này có thể diễn ra đã không được miêu tả cho đến tận năm 1884 khi Svante
August Arrhenius trong luận án tiến sĩ của mình trong trường đại học tổng hợp Uppsala đã
miêu tả chúng. Lý thuyết của ông ban đầu đã không được chấp nhận (ông nhận được học vị
tiến sĩ với điểm thấp nhất để được vượt qua) nhưng luận án tiến sĩ của ông đã đoạt giải Nobel
về hóa học năm 1903.
Từ ion đã được đặt tên bởi Michael Faraday, từ tiếng Hy Lạp ἰόν, động tính từ thời hiện tại
của ἰέναι, "chuyển động", vì thế là "người đi lại". Danh pháp này dựa trên xu hướng của các
anion chuyển động về phía anốt, và của các cation chuyển động về phía catốt. Vì thế, anion
(ἀνιόν) và cation (κατιόν) có nghĩa là "(một thứ) đi lên" và "(một thứ) đi xuống", một cách
tương ứng, và anốt, ἄνοδος, và catốt, κάθοδος, có nghĩa là "đi lên" và "đi xuống", tương ứng
từ ὁδός, "đường".
3. Ái lực e: E
Ái lực e càng là năng lượng giải phóng khi một nguyên tử ở thể khí kết hợp một e vào để biến
thành ion âm.
M + 1e → M,
E<0
Trong cùng một chu kỳ, nói chung ái lực e càng âm theo chiều tăng dần của điện tích hạt
nhân. Ngoại trừ các khí hiếm lại có ái lực e dương.
Trong cùng một phân nhóm chính, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, phần lớn ái lực
e kém âm dần (giá trị tuyệt đối của E giảm dần). Ái lực e của các nguyên tố nhóm II.A,II.B có
giá trị dương.
Trần Hoàng Tuấn
Trang 7
http://violet.vn/violetq11
4. Độ âm điện: (đọc là khi)
Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút e của nguyên tử đó khi tạo thành
liên kết hóa học.
Độ âm điện của một nguyên tử càng lớn thì tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh. Ngược
lại, độ âm điện càng nhỏ, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh.
Trong cùng một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, độ âm
điện của các nguyên tố nói chung tăng dần.
Trong cùng một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt
nhân, độ âm điện của các nguyên tố nói chung giảm dần.
Nguyên tố flo (F) có độ âm điện lớn nhất là 3,98 .
5. Tính kim loại, tính phi kim:
Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường e để trở thành
ion dương.
M – n.e → Mn+
→ Nguyên tử của nguyên tố càng dễ nhường e, tính kim loại càng mạnh.
Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó để nhận thêm e để trở thành
ion âm.
M + n.e → Mn→ Nguyên tử của nguyên tố càng dễ nhận e, tính phi kim càng mạnh.
Trong cùng một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính
kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần (của các nguyên tố).
Trong cùng một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt
nhân, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần (của các nguyên tố).
Trong Bảng THHH, kim loại chiếm phần dưới bến trái và phi kim chiếm phần trên bên phải,
giới hạn này không rõ rệt là đường chéo kể từ góc trên bên phải.
6. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố:
Hóa trị cao nhất của một nguyên tố với oxi, với hidro của các phi kim biến đổi tuần hoàn theo
chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.
Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, hóa trị cao
nhất của các nguyên tố với Oxi tăng lần lượt từ 1 → 7, còn hóa trị với hidro của các phi kim
giảm từ 4 → 1.
Bảng biến đổi tuần hoàn hóa trị của các nguyên tố nhóm A.
Nhóm
Hợp chất với Oxi
Hóa trị cao nhất với
Oxi
Tổng quát hóa trị cao
nhất với Oxi
Hợp chất khí với hidro
I.A
Na2O
K2O
II.A
MgO
CaO
III.A
Al2O3
Ga2O3
IV.A
SiO2
GeO2
V.A
P2O5
As2O5
VI.A
SO3
SeO3
VII.A
Cl2O7
Br2O7
I
R2 O
II
RO
III
R2O3
IV
RO2
V
R2O5
VI
RO3
VII
R2O7
SiH4
GeH4
IV
RH4
PH3
AsH3
III
RH3
H2S
H2Se
II
RH2
HCl
HBr
I
RH
Hóa trị với hidro
Tquát hóa trị với hidro
Chó ý : Ho¸ trÞ cao nhÊt víi oxi
cho nguyªn tè nhãm A )
+ ho¸ trÞ víi hi®ro = 8 ( chØ ¸p dông
TÝnh chÊt nguyªn tè nhãm IA vµ IIA:
Trần Hoàng Tuấn
Trang 8
http://violet.vn/violetq11
a) Nhãm IA ( nhãm kim lo¹i kiÒm )
- T¸c dông víi n-íc ë ®k th-êng cho kiÒm t-¬ng øng vµ gi¶i
phãng hi®ro.
2M + 2H2O → 2MOH + H2
- T¸c dông m¹nh víi oxi cho ra oxit baz¬ kiÒm, c¸c oxit nµy
t¸c dông m¹nh víi n-íc cho kiÒm
4M + O2
→
2M2O
( chó ý t¹o ra peoxit
vµ supeoxit )
M2O + H2O →
2MOH
- T¸c dông víi phi kim cho muèi.
b) Nhãm IIA ( kim lo¹i kiÒm thæ )
- ë ®k th-êng t¸c dông víi n-íc ( trõ Mg t¸c dông chËm víi
n-íc l¹nh, Be kh«ng pø )
R + 2H2O
→
R(OH)2
+ H2
- T¸c dông m¹nh víi oxi cho oxit, oxit t¸c dông m¹nh víi n-íc
cho dung dÞch kiÒm
2R + O2 → 2RO
RO + H2O →
R(OH)2
7. Sự biến đổi tính axit – bazo của oxit và hidroxit:
Oxit và hidroxit của kim loại thể hiện tính bazo.
Oxit và hidroxit của phi kim thể hiện tính axit.
Tính axit – bazo của chúng mạnh yếu phụ thuộc vào độ mạnh yếu của kim loại và phi kim
tương ứng.
Hidroxit kim loại M(OH)n có tính bazo vì: M là nguyên tố kim loại, có xu hướng nhường e,
tương đương với tác dụng đẩy e mạnh → sự phân cực liên kết M – O tăng và sự phân cực
liên kết O – H giảm → liên kết M – O phân cực mạnh hơn, kém bền, dễ đứt để cho ion OH→ Thể hiện tính bazơ.
Hidroxit phi kim R(OH)n có tính axit vì: R là nguyên tố phi kim, có xu hướng nhận e, tương
đương với tác dụng hút e mạnh → sự phân cực liên kết R – O giảm và sự phân cực liên kết
O – H tăng → liên kết O – H phân cực mạnh hơn, kém bền, dễ đứt để cho ion H+
→ Thể hiện tính axit mạnh.
Trong cùng một chu kỳ , đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính
bazo của oxit và hidroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần.
8. Quy tắc bão hòa sớm và nửa bão hòa sớm:
Cấu hình bền của phân lớp d ứng với trạng thái bão hòa (10e) hay nửa bão hòa (5e). Vì vậy,
khi vỏ ngoài của nguyên tử, ở phân lớp d có 9 hoặc 4 e thì có sự nhảy e từ phân lớp s của lớp
liền bên ngoài để phân lớp d đạt trạng thái bão hòa hay nửa bão hòa bền vững. Hiện tượng
này gọi là bão hòa sớm và nửa bão hòa sớm.
Hiện tượng này thường xãy ra đối với một số nguyên tố thuộc nhóm I.B và VI.B trong bảng
tuần hoàn.
Thí dụ: Cu ( Z = 29 ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2
→ thực tế là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 → Bảo hòa sớm
Trần Hoàng Tuấn
Trang 9
http://violet.vn/violetq11
Thí dụ: Cr ( Z = 24 ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2
→ thực tế là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 → Nửa bảo hòa sớm
9. Bảng tuần hoàn các nguyên tố nhóm A:
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
H
1
Hỏi
Đánh số thứ tự
tăng dần từ trái
sang phải
Chu kỳ 4 và 5:
Từ II.A→III.A
thì ZIII = ZII+11
Chu kỳ 6:
Từ II.A→III.A
thì ZIII = ZII+25
VIIIA
He
2
Hễ
Li
3
Li
Be
4
Bẻ
B
5
Bố
C
6
Chú
N
7
Nếu
O
8
Ông
F
9
Fải
Ne
10
Nếu
Na
11
Nào
Mg
12
Măng
Al
13
Ăn
Si
14
Sỉn
P
15
Phải
S
16
Sợ
Cl
17
Cho
(luôn)
Ar
18
Ai
K
19
Không
Ca
20
Cần
Ga
31
Gà
Ge
32
Gé
As
33
Ăn
Se
34
Sệt
Br
35
Bom
Kr
36
Khùng
(rơi)
Rb
37
Rót
(bia)
Sr
38
Sỏ
(rỗ)
In
49
Ít
(nhiều)
Sn
50
Sang
Sb
51
Sườn
Te
52
Té
I
53
Ì
Xe
54
Xê
Cs
55
Cà
(sa)
Ba
56
Ba
Tl
81
Tiền
(lẻ)
Pb
82
Phố
(buồn)
Bi
83
Bì
Po
84
Phở
At
85
Ặt
Rn
86
Ra
Fr
87
Fê
(rồi)
Ra
88
Ra
Ở nhóm V.A, các chu kỳ 4,5,6 : chữ cuối của nguyên tố này là chữ đầu của nguyên tố kia.
***Các ví dụ:
Vd 1: Tổng số hạt proton, notron, và e của một nguyên tử X trong một nguyên tố bằng 21.
a) Xác định số proton, notron và số khối của nguyên tử.
Trần Hoàng Tuấn
Trang 10
http://violet.vn/violetq11
b) Viết cấu hình e của nguyên tử và biểu diễn sự sắp xếp chúng trên các obitan. Suy ra vị trí của nguyên
tử trong bảng tuần hoàn.
Giải:
N
Z 1
N
a.
Cách 1:
Ta có: 2.Z + N = 21 ↔ N = 21 – 2.Z → Z < 82 → 1 1,5 hay
Z
N 1,5
Z
21 2.Z
1
Z
21 2.Z Z
21 3.Z
7 Z
↔
↔
↔
↔ 6≤Z≤7
21 2.Z 1,5.Z
21 3,5Z
6 Z
21 2.Z 1,5
Z
Kẻ bảng:
Z
6
7
N = 21 – 2.Z
9
7
A= Z + N
15
14
Z 7
Chọn
→ E = 7 và A = 14 (đvC)
N 7
Cách 2:
21
21
Ta có: Tổng hạt = 21 →
↔ 6≤Z≤7
Z
3,5
3
Kẻ bảng:
Z
6
7
N = 21 – 2.Z
9
7
A= Z + N
15
14
Z 7
Chọn
→ E = 7 và A = 14 (đvC)
N 7
b.
X là Nito : N
N ( Z = 7 ):
1s2
2s2
2p3
N ở ô thứ 7 trong bảng tuần hoàn và thuộc chu kỳ 2.
N có 3 e cuối cùng điền vào phân lớp p nên N là nguyên tố p và có 5e thuộc lớp 2
→ N thuộc nhóm V.A
Vd 2: Hai nguyên tử A và B có phân lớp ngoài cùng là 3p và 4s tương ứng. Biết tổng số e của 2 phân lớp là
5 và hiệu số là 3. Hãy viết cấu hình e của hai nguyên tử đó và định giá trị Z của A và B.
Giải:
Gọi x là số e của phân lớp 3p
y là số e của phân lớp 4s
x y 5
x 4
Theo đề, ta có:
↔
x y 3
y 1
Do đó, cấu hình e của nguyên tử A và B là:
A: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
→ ZA = 16
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 → ZB = 19
Vd 3: Dựa vào bảng khối lượng của proton, notron,và e. Hãy tính khối lượng của nguyên tử: Cl gồm 17p,
18n và 17e.
Giải: Khối lượng 1 nguyên tử Clo là:
mCl = (17.1,6726.10-24) + (18.1,6748.10-24) + (17.9,1094.10-28) = 58,596.10-24g
Vd 4: Biết khối lượng một nguyên tử sắt 93,6736.10-24g có 26 proton, tỉ khối là 7,9. Biết các nguyên tử sắt
Trần Hoàng Tuấn
Trang 11
http://violet.vn/violetq11
trong tinh thể chỉ chiếm 74% thể tích.
a) Tính tỉ số khối lượng của các e trong nguyên tử so với khối lượng của toàn nguyên tử. Từ đó có thể
coi khối lượng nguyên tử thực tế bằng khối lượng hạt nhân được không?
b) Xác định bán kính nguyên tử gần đúng của sắt.
Giải:
me 26.9,1094.1028 2,5284.104 = 1
a) Tỉ số khối lượng e so với khối lượng nguên tử sắt là:
mngtu
93, 6736.1024
→ có thể xem thực tế khối lượng nguyên tử bằng khối lượng hạt nhân
b) Khối lượng mol của sắt:
MFe = 93,6736.10-24.6,02.1023 = 56,391 g
M 56,391
Thể tích 1 mol Fe:
V
7,138 cm3
D
7,9
74%
5, 41532 cm3
Thể tích của một mol sắt trong mạng tinh thể là: 7,318.
100%
5, 41532
Vậy thể tích của một nguyên tử sắt trong mạng tinh thể:
0,9.1023 cm3
23
6, 02.10
Giả sử nguyên tử Fe là một khối cầu:
4
3.V
3.V 3 3.0,9.1023 3
V .R 3 R 3
R3
2,150.1024 1, 29.10 8 cm3
3
4.
4.
4.
Vd 5: Khối lượng nguyên tử của clo là 35,5. Clo có hai đồng vị là 1735Cl và 1737Cl . Tính phần trăm về số
nguyên tử của mỗi đồng vị.
Giải:
Gọi x là % của số nguyên tử đồng vị thứ nhất
y là % của số nguyên tử đồng vị thứ hai → y = 100 – x
35.x (100 x).37
M
35,5 → x = 75%
100
→ 1735Cl chiếm 75% và 1737Cl chiếm 25%
Vd 6: Hidro điều chế từ nước nguyên chất có khối lượng nguyên tử là 1,008. Hỏi có bao nhiêu nguyên tử
2
1
1 H và 1 H trong 1g nước.
Giải:
Gọi x là thành phần phần trăm về số nguyên tử của đồng vị 11H và (100-x) là thành phần phần trăm
số nguyên tử của đồng vị 12 H
1H : 99, 2%
1.x (100 x).2
1, 008 → x = 99,2% → 12
100
1 H : 0,8%
1
Ta có : 1g nước thì có
mol H2O
18
Mà 1mol H2O có 6,02.1023 hạt phân tử H2O
1
→ Số phân tử H2O có trong 1g nước là:
.6,02.1023 hạt
18
99, 2
1
→ Số nguyên tử 11H có trong 1g nước là:
.6,02.1023.2.
= 663,53.1020 hạt
18
100
0,8
1
→ Số nguyên tử 12 H có trong 1g nước là:
.6,02.1023.2.
= 5,35.1020 hạt
100
18
Vd 7: Cho biết tổng số e trong anion AB32 là 42. Trong các hạt nhân A cũng như B số proton bằng số
notron.
a. Tính số khối của A và B.
b. Viết cấu hình e và sự phân bố e trong các obitan của các nguyên tố A, B.
Giải:
40
13,33
Ta có: ZA + 3.ZB = 42 – 2 = 40 → ZB <
3
→ B Є chu kỳ 2 và vì là phi kim (do tạo anion) nên B chỉ có thể là Flo, Oxi, hoặc Nito.
MH
Trần Hoàng Tuấn
Trang 12
http://violet.vn/violetq11
Mặt khác:
AA = ZA + NA = 2. ZA (do số p = số n trong hạt nhân A cũng như trong hạt nhân B)
AB = ZB + NB = 2. ZB
Các trường hợp xãy ra:
F
O
N
ZB
9
8
7
AB = 2. ZB
18
16
14
ZA = 40 – 3.ZB
13
16
19
AA = 2. ZA
26
32
38
Z A 16
→ chọn
(vì thỏa mãn yêu cầu đề)
→ A là Lưu huỳnh (S), B là Oxi (O).
Z B 8
Vd 8: Oxit cao nhất của một nguyên tố ứng với công thức RO3. Trong hợp chất của nó với hidro thì chiếm
94,12% về khối lượng. Xác định nguyên tố R.
Giải:
Oxit cao nhất của R có CTTQ: RO3
→ R ở nhóm VI nên hợp chất R ứng với hidro có CTTQ : RH2
%R
94,12
R
94,12
Ta có:
↔
↔ R = 32 (đvC) → R là nguyên tố lưu huỳnh (S).
% RH 2
100
R 21 100
Vd 9: Viết cấu hình e của: Fe, Fe2+ , Fe3+ , Ni, Ni2+ biết số thứ tự nguyên tố của Fe là 26, của Ni là 28 và
lớp ngoài cùng đều có 2 e. Từ đó hãy xác định số thứ tự chu kỳ và phân nhóm chính của Ni và Fe.
Giải:
Cấu hình e của:
2
2
6
2
6
6
2
26Fe : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
28Ni
: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2
Ni2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8
Có thể xđ chu kỳ và phân nhóm của Fe và Ni theo hai cách:
Theo vị trí trong bảng HTTH:
Chu kỳ:
1
2
3
4
5
Số nguyên tố:
2
8
8
18
18
Chu kỳ lớn (gồm 18 nguyên tố) được phân thành hai hàng:
Hàng trên : 10 nguyên tố.
Hàng dưới : 8 nguyên tố.
Ta thấy nguyên tố Fe (Z = 26) thuộc chu kỳ 4, ở gần cuối hàng trên của chu kỳ này
nên ở nhóm VIII và thuộc phân nhóm phụ (những nguyên tố ở cuối hàng dưới chu kỳ
lớn là phân nhóm chính nhóm VIII).
Tương tự, Ni (Z = 28) cũng thuộc chu kỳ IV, phân nhóm phụ nhóm VIII.
Theo cấu hình e: nhận thấy lớp ngoài cùng của nguyên tố Fe và Ni đều có 2e (4s 2) trong khi
đó lớp e thứ hai (tính từ ngoài vào) là lớp 3d lại chứa số e chưa đầy đủ (chưa bão hòa) có
dạng: (n – 1)d1→9ns2, vì vậy Fe và Ni đều là hai kim loại chuyển tiếp, thuộc phân nhóm phụ
nhóm VIII (vì có cấu hình … 3d64s2 và …3d84s2) và chu kỳ 4, cuối hàng chẵn chu kỳ này. Cụ
thể :
a + b = 6 + 2 = 8 → Fe Є VIII.B
a + b = 8 + 2 = 10 → Ni Є VIII.B
Ví dụ 10:
Cho các nguyên tố:
6C; 7N; 13Al ; 14Si
a) Sắp xếp các nguyên tố trên theo trình tự tính phi kim giảm dần.
b. Viết công thức hidroxit ứng với oxit cao nhất của các nguyên tố và sắp xếp chúng theo trình tự tính
axit tăng dần
Giải:
Trần Hoàng Tuấn
Trang 13
http://violet.vn/violetq11
C
N
a.
Al
Vậy:
b.
7N
Si
> 6C > 14Si > 13Al
Al(OH)3 < H2SiO3 < H2CO3 < HNO3
Ví dụ 11:
Cho 25 gam hỗn hợp X gồm hai oxit của kim loại kiềm ( ở hai chu kỳ liên tiếp ) tác dụng vừa đủ với 300 gam
dung dịch HCl 7,3%
a) Xác định tên hai kim loại.
b) Tính nồng độ % của các chất trong dung dịch thu được.
Giải:
a.
A2O , B2O lần lượt là hai Oxit của hai kim loại kiềm ( A, B ở hai chu kỳ liên tiếp nhau và A Mg2+ > F- > O2-.
B. Mg2+ > Na+ > F- > O2-.
C. F- > Na+ > Mg2+ > O2-.
D. O2-> F- > Na+ > Mg2+.
Câu 20: Trong hợp chất ion XY (X là kim loại, Y là phi kim), số electron của cation bằng số electron
của anion và tổng số electron trong XY là 20. Biết trong mọi hợp chất, Y chỉ có một mức oxi hóa duy
nhất. Công thức XY là
A. LiF.
B. NaF.
C. AlN.
D. MgO.
Câu 21: Hai nguyên tố X và Y thuộc cùng một nhóm A ở chu kì 2 và 3 có số đơn vị điện tích hạt nhân hơn
kém nhau là
A. 8.
B. 18.
C. 2.
D. 10.
Câu 22: Hai nguyên tố A, B ở 2 nhóm A liên tiếp trong hệ thống tuần hòan. B thuộc nhóm V. Ở trạng thái
đơn chất, A và B không phản ứng với nhau. Tổng số proton trong hạt nhân nguyên tử A và B là 23. Tên
của A và B là
A. cacbon, photpho. B. oxi, photpho.
C. nitơ, lưu huỳnh.
D. nitơ, oxi.
Câu 23: Hai nguyên tử A, B có phân lớp electron ngòai cùng lần lượt là 2p, 3s. Tổng số electron của hai
phân lớp này là 5 và hiệu số electron của chúng là 1. Số thứ tự A, B trong bảng HTTH lần lượt là :
A. 5, 10
B. 7, 12
C. 6, 11
D. 5, 12
Câu 24: Nguyên tử của nguyên tố X có tổng số electron trong các phân lớp p là 7. Nguyên tử của nguyên tố
Y có tổng số hạt mang điện nhiều hơn tổng số hạt mang điện của X là 8. Cấu hình electron lớp ngoài
cùng của Y là
A. 3s2 3p4.
B. 3s2 3p5.
C. 3s2 3p3.
D. 2s2 2p4.
Câu 25: Một nguyên tố thuộc nhóm VA có hóa trị cao nhất với oxi và hóa trị trong hợp chất với hidro lần
lượt là
A. III và V.
B. V và V.
C. III và III.
D. V và III.
Câu 26: Nguyên tố X là phi kim có hoá trị cao nhất với oxi là a; hoá trị trong hợp chất khí với hidro là b.
Quan hệ giữa a và b là
A. a = b.
B. a + b = 8.
C. a ≤ b.
D. a - b = 8.
Trần Hoàng Tuấn
Trang 20
http://violet.vn/violetq11
- Xem thêm -
.PDF 
25 
7014 
136 
