Tóm tắt lý thuyết Hóa 10 (Chương trình mới)

Đây là tài liệu Cao cấp - Chỉ dành cho Thành viên VnDoc ProPlus.

• Tải tất cả tài liệu lớp 10 (Trừ Giáo án, bài giảng)
• Trắc nghiệm không giới hạn

Hỗ trợ Zalo

Tải nhanh tài liệu này 99.000đ Mua ProPlus 369.000đ

Tóm tắt lý thuyết Hóa học 10 chương trình mới giúp hệ thống kiến thức trọng tâm, ôn tập nhanh kiến thức Hóa 10 cho học sinh trung bình - khá. Mời các bạn tham khảo chi tiết nội dung dưới đây.

A. CHƯƠNG I: NGUYÊN TỬ

I. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1. Thành phần nguyên tử:

Gồm: hạt nhân (gồm proton và neutron) và vỏ electron.

Proton (p): điện tích +1, khối lượng ≈ 1u.

Neutron (n): không mang điện, khối lượng ≈ 1u.

Electron (e): điện tích –1, khối lượng rất nhỏ (~0,00055u).

2. Khối lượng nguyên tử

Để biểu thị khối lượng nguyên tử, các hạt proton, neutron và electron, người ta dùng đơn vị khối lượng nguyên tử, kí hiệu là amu.

1 amu bằng khối lượng nguyên tử của carbon – 12

1 amu = 1,66 × 10^-24g.

3. Kí hiệu nguyên tử

\(_{Z}^{A}X\)

• X: Kí hiệu nguyên tố
• Z: Số proton = số electron (nguyên tử trung hòa)
• A: Số khối = Z + N (N là số neutron)

II. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ ĐỒNG VỊ

1. Nguyên tố hóa học:

Là tập hợp các nguyên tử có cùng số proton (Z).

Đồng vị:

Các nguyên tử cùng Z nhưng khác A (khác số neutron).

2. Nguyên tử khối trung bình

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

Trong đó:

\(\bar{A} _{X} =\frac{X\times x +Y\times y+Z\times z+...}{x+y+x+...}\)

\(\bar{A}_{X}\): là nguyên tử khối trung bình của X

X, Y, Z …: lần lượt là số khối của các đồng vị.

x, y, z… là phần trăm số nguyên tử của các đồng vị tương ứng.

Trả lời

\(\frac{107.51,86+109.48,14}{51,86+48,14} =107,96\)

III. CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ

1. Lớp và phân lớp

1.1. Lớp electron

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

Số electron và số AO trong lớp electron thứ n (n ≤ 4) được ghi nhớ theo quy tắc sau:

- Lớp thứ n có n² AO.

- Lớp thứ n có tối đa 2n² electron.

Trả lời

- Có n² = 2² = 4 AO.

- Có tối đa 2n² = 2×2² = 8 electron.

1.2. Phân lớp electron

- Mỗi lớp electron (trừ lớp thứ nhất) lại được chia thành các phân lớp theo nguyên tắc: Các electron thuộc cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau.

- Số lượng và kí hiệu các phân lớp trong một lớp:

Lớp thứ n có n phân lớp và kí hiệu lần lượt là ns, np, nd, nf, … Cụ thể:

+ Lớp K, n = 1: có 1 phân lớp , kí hiệu là 1s.

+ Lớp L, n = 2: có 2 phân lớp, kí hiệu là 2s và 2p.

+ Lớp M, n = 3: có 3 phân lớp, kí hiệu là 3s, 3p và 3d.

- Số lượng AO trong mỗi phân lớp:

+ Phân lớp ns chỉ có 1 AO.

+ Phân lớp np có 3 AO.

+ Phân lớp nd có 5 AO.

+ Phân lớp nf có 7 AO.

2. Cấu hình electron nguyên tử

Electron phân bố theo mức năng lượng tăng dần:
s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, …

Tuân theo các nguyên lý:

• Nguyên lý vững bền
• Nguyên lý Pauli
• Quy tắc Hund

Trả lời

Thứ tự các mức năng lượng: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹.

→ Cấu hình electron của nguyên tử K: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹.

Chú ý: Cấu hình electron của nguyên tử K có thể viết gọn là [Ar]4s¹; kí hiệu [Ar] thay cho cấu hình nguyên tử khí hiếm Ar là 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Trả lời

- Thứ tự các mức năng lượng: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶.

→ Cấu hình electron của nguyên tử Fe: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s² hoặc [Ar] 3d⁶4s².

3. Đặc điểm electron lớp ngoài cùng của nguyên tử

+ Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của các nguyên tố kim loại.

+ Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của các nguyên tố phi kim.

+ Các nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể là nguyên tử của nguyên tố kim loại hoặc phi kim.

+ Các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng là nguyên tử của nguyên tố khí hiếm (trừ He có 2 electron ở lớp ngoài cùng).

CHƯƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

I. NGUYÊN TẮC SẮP XẾP TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của số hiệu nguyên tử (Z)

Cấu hình electron là cơ sở để xác định vị trí nguyên tố trong bảng.

Các nguyên tố có cấu hình e lớp ngoài giống nhau được xếp thành cùng nhóm → tính chất hóa học tương tự.

II. CẤU TRÚC BẢNG TUẦN HOÀN

1. Chu kỳ (hàng ngang):

Gồm 7 chu kỳ.

Chu kỳ biểu diễn số lớp electron của nguyên tử.

Ví dụ: nguyên tử có 2 lớp e ⇒ chu kỳ 2.

2. Nhóm (cột dọc)

Gồm 18 nhóm, chia thành:

Nhóm A (IA → VIIIA): nguyên tố s và p.

Nhóm B (IIIB → VIIIB): nguyên tố d (kim loại chuyển tiếp).

Nhóm biểu diễn số electron lớp ngoài cùng (đối với nhóm A).

3. Phân loại nguyên tố theo cấu hình e

• Nguyên tố s: kết thúc bằng s (nhóm IA, IIA).
• Nguyên tố p: kết thúc bằng p (nhóm IIIA – VIIIA).
• Nguyên tố d: nguyên tố chuyển tiếp (nhóm B).
• Nguyên tố f: họ lantan và actini (nằm riêng phía dưới).

III. CÁC LOẠI NGUYÊN TỐ

1. Kim loại

• Chiếm phần lớn bảng tuần hoàn.
• Có xu hướng nhường electron → tạo ion dương.
• Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt.

2. Phi kim:

• Nằm phía trên bên phải bảng tuần hoàn (trừ H).
• Có xu hướng nhận electron → tạo ion âm.
• Thường tồn tại ở thể khí hoặc rắn.

3. Nguyên tố trung tính (khí hiếm):

• Nhóm 18 (VIIIA).
• Lớp electron ngoài cùng đã bão hòa (cấu hình e bền).
• Ít tham gia phản ứng hóa học.

IV. SỰ BIẾN THIÊN TÍNH CHẤT TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

Theo chu kỳ (trái → phải):

Tính chất	Biến thiên
Bán kính nguyên tử	Giảm dần
Độ âm điện	Tăng dần
Tính kim loại	Giảm
Tính phi kim	Tăng
Năng lượng ion hóa	Tăng

Theo nhóm (trên ↓ dưới):

Tính chất	Biến thiên
Bán kính nguyên tử	Tăng
Độ âm điện	Giảm
Tính kim loại	Tăng
Tính phi kim	Giảm
Năng lượng ion hóa	Giảm

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC

I. KHÁI NIỆM LIÊN KẾT HÓA HỌC

Liên kết hóa học là lực hút giữa các nguyên tử giúp hình thành phân tử hoặc tinh thể.

II. CÁC LOẠI LIÊN KẾT HÓA HỌC CHÍNH

1. Liên kết ion

Xảy ra giữa: Kim loại (có xu hướng nhường e) và phi kim (có xu hướng nhận e).

Cơ chế: Nguyên tử kim loại nhường e → tạo ion dương, phi kim nhận e → tạo ion âm. Các ion trái dấu hút nhau.

Ví dụ: Liên kết ion trong hợp chất NaCl tạo bởi lực hút tĩnh điện giữa ion dương Na⁺ và ion âm Cl^-.

Na⁺ + Cl^- → NaCl

Đặc điểm: Tạo thành mạng tinh thể ion, có nhiệt độ nóng chảy cao, dẫn điện khi tan/chảy.

2. Liên kết cộng hóa trị

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

- Liên kết cộng hóa trị được hình thành giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố không khác nhau nhiều về độ âm điện.

Ví dụ: Sự hình thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử oxygen

3. Liên kết cho - nhận

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

Ví dụ: Ion amoni NH₄ ⁺  , cặp e không liên kết của N cho H⁺.

4. Liên kết hydrogen

Liên kết hydrogen là một loại liên kết yếu, được hình thành 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 cặp electron hóa trị chưa tham gia liên kết.

Liên kết hydrogen thường được biểu diễn bằng dấu ba chấm (…).

Ví dụ: Liên kết hydrogen giữa các phân tử nước:

III. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ SỰ PHÂN CỰC LIÊN KẾT

Độ âm điện: Khả năng hút electron của nguyên tử trong liên kết.

Có thể dựa vào hiệu độ âm điện (∆χ) giữa hai nguyên tử tham gia liên kết để dự đoán loại liên kết giữa chúng.

Ví dụ: Trong NaCl có hiệu độ âm điện Δx = độ âm điện của Na - độ âm điện của Cl = 3,16 - 0,93 = 2,23 => Vậy liên kết giữa Na với Cl là liên kết ion

CHƯƠNG IV. PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ

I. SỐ OXI HÓA

Số oxi hóa của một nguyên tử một nguyên tố trong hợp chất là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó với giả định đây là hợp chất ion.

Cách xác định số oxi hóa của nguyên tử các nguyên tố trong hợp chất

Có hai cách để xác định số oxi hóa của các nguyên tử nguyên tố hóa học trong hợp chất:

Cách 1: Dựa theo số oxi hóa của một số nguyên tử đã biết và điện tích của phân tử hoặc ion. Theo cách này, có hai quy tắc:

Quy tắc 1:

Số oxi hóa của nguyên tử nguyên tố trong đơn chất bằng 0.

Trong các hợp chất: Số oxi hóa của H là +1 (trừ một số hydride: NaH, CaH₂, …); Số oxi hóa của O là –2 (trừ một số trường hợp như: OF₂, H₂O₂, …);

Số oxi hóa của các kim loại kiềm (nhóm IA: Li, Na, K, …) luôn là +1, của kim loại kiềm thổ (nhóm IIA: Be, Mg, Ca, Ba, …) luôn là +2; Số oxi hóa của Al luôn là +3.

Quy tắc 2: Tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong phân tử bằng 0, trong một ion đa nguyên tử bằng chính điện tích của ion đó.

Hướng dẫn trả lời

Gọi số oxi hóa của S trong H₂SO₄ là x.

Trong hợp chất, số oxi hóa của H là +1, của O là –2.

Tổng số oxi hóa của các nguyên tử trong phân tử bằng 0.

→ 2.(+1) + x + 4.(–2) = 0 → x = +6.

Vậy S có số oxi hóa +6 trong H₂SO₄.

II. PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ

Phản ứng oxi hóa – khử là phản ứng hóa học xảy ra đồng thời quá trình nhường và quá trình nhận electron.

Dấu hiệu nhận ra phản ứng oxi hóa – khử là có sự thay đổi số oxi hóa của nguyên tử.

• Chất khử là chất nhường electron
• Chất oxi hóa là chất nhận electron.
• Quá trình oxi hóa là quá trình chất khử nhường electron.
• Quá trình khử là quá trình chất oxi hóa nhận electron.

III. LẬP PHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC CỦA PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ

các bước lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa – khử theo phương pháp thăng bằng electron:

+ Bước 1: Xác định các nguyên tử có sự thay đổi số oxi hóa, từ đó xác định chất oxi hóa, chất khử.

+ Bước 2: Biểu diễn các quá trình oxi hóa, quá trình khử.

+ Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho chất khử và chất oxi hóa dựa trên nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường bằng tổng số electron chất oxi hóa nhận.

+ Bước 4: Đặt hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồ phản ứng, từ đó tính hệ số của chất khác có mặt trong phương trình hóa học. Kiểm tra sự cân bằng số nguyên tử của các nguyên tố ở hai vế.

Trả lời

Lập phương trình hóa học sau theo phương pháp thăng bằng electron

Fe + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

Bước 1: Xác định sự thay đổi số oxi hóa trước và sau phản ứng của các nguyên tử.

\(Fe^{0} + H_{2} S^{+6} O_{4} → Fe_{2}^{+3} (SO_{4})_{3} + S^{+4} O_{2} + H_{2}O\)

Chất khử: Fe

Chất oxi hóa: H₂SO₄

Bước 2: Biểu diễn các quá trình oxi hóa, quá trình khử.

Quá trình oxi hóa: \(Fe^{0} \overset{}{\rightarrow} Fe^{+3} +3e\)

Quá trình khử: \(S^{+6} +2e\overset{}{\rightarrow} S^{+4}\)

Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho chất khử và chất oxi hóa

×2 ×3

\(Fe^{0} \overset{}{\rightarrow} Fe^{+3} +3e\) \(S^{+6} +2e\overset{}{\rightarrow} S^{+4}\)

Bước 4: Điền hệ số của các chất có mặt trong phương trình hoá học.

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

CHƯƠNG V. NĂNG LƯỢNG HÓA HỌC

CHƯƠNG VI. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG

CHƯƠNG VII. NHÓM NGUYÊN TỐ HALOGEN

Chi tiết nội dung nằm trong FILE TẢI VỀ