1 PHN MT : CNG ễN THI THPT QUC GIA LP 10 CHNG 1: NGUYấN T A. KIN THC C BN 1. Thnh phn cu to nguyờn t. - Nguyờn t gm 2 b phn Vỏ nguyên tử: gồm các hạt electron mang điện âm (e) Hạt proton mang điện dơng (p) Hạt nhân Hạt nơtron không mang điện (n) Vy nguyờn t gm 3 loi ht c bn: p, n , e. - Vỡ nguyờn t luụn trung hũa in, nờn trong nguyờn t: s ht p = s ht e. 2. Kớch thc, khi lng ca nguyờn t. Nguyờn t c xem nh mt khi cu cú ng kớnh d = 10 -10 m = 1 0 A Ht nhõn nguyờn t cng c xem nh l mt khi cu cú ng kớnh d = 10 -4 Khi lng nguyờn t: m nt = m p + m n + m e Vỡ khi lng m e << m p , m n m nt = m p + m n = m hn (bng khi lng ht nhõn). m nt = Z.m p + N.m n = Z + N = A (u) vỡ m p m n 1u. (Z, N ln lt l tng s proton, s ntron) Khi nguyờn t cho hoc nhn electron bin thnh ion thỡ khi lng ion cng c xem l khi lng nguyờn t. 3. ng v, khi lng nguyờn t trung bỡnh. a) nh ngha: ng v l nhng nguyờn t ca cựng mt nguyờn t húa hc, ngha l cú cựng s proton nhng s khi khỏc nhau ( Z ging nhau, A khỏc nhau dn n N khỏc nhau). b) Khi lng nguyờn t trung bỡnh ( A ) ca cỏc nguyờn t húa hc. A = Khối lợng hỗn hợp các đồng vị Tổng số nguyên tử đồng vị = A 1 .x 1 + A 2 .x 2 + + A i .x i Trong ú: A 1 , A 2 , , A i l s khi ca ng v th 1, 2, i. x 1 , x 2 , , x i l % s lng ng v th i (hoc l s nguyờn t ca ng v th i), ly theo thp phõn (x 1 + x 2 + + x i = 100% = 1). VD: Trong thiờn nhiờn clo cú hai ng v l 35 17 Cl chim 75% v 37 17 Cl chim 25% v s lng. Tớnh khi lng ca nguyờn t Clo ? Khi lng nguyờn t Clo = 75 25 35. 37. 100 100 = 35,5 (u) 4. S sp xp electron trong nguyờn t a) Nguyờn tc sp xp: - Nguyờn lý vng bn: Cỏc electron ln lt chim cỏc mc nng lng t thp n cao Th t tng dn mc nng lng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 4d 6s 4f 5d 6p 7s - Nguyờn lý Pauli: Trong mt obitan cha ti a 2e v 2e ny cú chiu t quay ngc nhau. - Qui tc Hund: Trong mt phõn lp cha s electron, cỏc electron cú khuynh hng phõn b vo cỏc obitan sao cho s electron c thõn trong mt phõn lp nhiu nht. b) Cu hỡnh electronca nguyờn t biu din s phõn b electron trờn cỏc phõn lp thuc cỏc lp khỏc nhau. Cu hỡnh electron cũn c vit di dng ụ lng t 2 Mỗi ô lượng tử biểu diễn bằng một ô vuông thay cho một obitan; mỗi electron biểu diễn bằng một mũi tên. Một ô đã có đủ 2 electron, người ta nói rằng một cặp electron đã ghép đôi. Nếu một ô chỉ có 1 electron thì đó là electron độc thân. ¤ bitan trèng electron ®éc th©n CÆp electron ghÐp ®«i 13 P: Cấu hình electron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 hoặc [Ne] 3s 2 3p 3 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 26 Fe: - Sơ đồ phân bố e theo mức năng lượng: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 - Cấu hình electron 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 hoặc [Ar] 3d 6 4s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Lưu ý: Một số trường hợp đặc biệt , nếu nguyên tử có cấu hình electron lớp ngoài (n-1)d a ns b (n: số thứ tự lớp ngoài cùng). + Nếu a + b = 6  a = 5; b = 1. + Nếu a + b = 11  a = 10; b = 1. Ví dụ: 24 Cr : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 hay [Ar] 3d 5 4s 1 29 Cr : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 hay [Ar] 3d 10 4s 1 5. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8 electron . Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng hầu như không tham gia vào phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử khí hiếm (hay khí trơ), hoặc He có 2 electron lớp ngoài cùng cũng rất bền vững. Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng đều là những kim loại(trừ B) Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim. Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng có thể là phi kim (nếu thuộc chu kì nhỏ ) hoặc kim loại (nếu thuộc chu kì lớn). Các electron lớp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hóa học của một nguyên tố. Do đó có thể dự đoán tính chất hóa học cơ ban của một nguyên tử nếu biết được sự phân bố electron trong nguyên tử của nguyên tố đó. B. Bài tập minh họa B1. Cấp độ biết (5 câu) Câu 1: Trong nguyên tử, hạt mang điện là A. electron. B. electron và nơtron C. proton và nơtron D. proton và electron. Câu 2: Số khối của nguyên tử bằng tổng A. số proton và nơtron. B. số proton và electron C. số nơtron, electron và proton. D. số điện tích hạt nhân. Câu 3: Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng A. số khối. B. điện tích hạt nhân C. số nơtron D. tổng số proton và nơtron Câu 4: Chọn cấu hình electron đúng ở trạng thái cơ bản? 3 A. D. 1s 2 2s 2 2p 6 3p 2 . B. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . C. 1s 2 2s 2 2p 5 3s 3 D. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 1 . Câu 5: Phân lớp s, p, d lần lượt đầy điện tử (bão hòa) khi có số electron là A. 1, 3, 5. B. 2, 4, 6. C. 1, 2, 3. D. 2, 8, 18. B2. Cấp độ hiểu (5 câu) Câu 6: Cấu hình electron của nguyên tử có số hiệu bằng 17 là A. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 1 . B. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3d 5 . C. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 D. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 4s 2 . Câu 7: Các ion sau: 2 8 O  , 2 12 Mg  , 3 13 Al  bằng nhau về A. Số khối B. Số nơtron C. Số proton D. Số electron Câu 8: Cation M 2+ có cấu hình electron phân lớp ngoài cùng là 2p 6 , cấu hình electron của nguyên tử M là A. 1s 2 2s 2 2p 6 . B. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . C. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 D. 1s 2 2s 2 2p 4 . Câu 9: Nguyên tử của nguyên tố R có 56 electron và 81 nơtron. Kí hiệu nguyên tử nào sau đây là của nguyên tố R? A. 137 56 R B. 137 81 R C. 81 56 R D. 56 81 R Câu 10: Ở trạng thái cơ bản, cấu hình electron của nguyên tử Na( Z = 11) là A. 1s 2 2s 2 2p 5 3s 2 B. 1s 2 2s 2 2p 4 3s 1 C. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 D. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu) Câu 11: Tổng số proton, nơtron, electron trong nguyên tử của nguyên tố X là 28, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 8, nguyên tố X là A. O (Z=8) B. F (Z=9) C. Ar (Z=18) D. K (Z=19) Câu 12: Nguyên tử nguyên tố B có tổng số hạt cơ bản là 34. Số hạt mang điện gấp 1,8333 lần số hạt không mang điện. Nguyên tố B là A. Na (Z=11) B. Mg (Z=12) C. Al (Z=13) D. Cl (Z=17) Câu 13: Hợp chất MX 3 có tổng số hạt mang điện là 128. Trong hợp chất, số proton của nguyên tử X nhiều hơn số proton của M là 38. CT của hợp chất trên là A. FeCl 3 B. AlCl 3 C. FeF 3 D. AlBr 3 Câu 14: Đồng có hai đồng vị là 63 29 Cu (chiếm 73%) và 65 29 Cu (chiếm 27%). Nguyên tử khối trung bình của Cu là A. 63,45 B. 63,54 C. 64,46 D. 64,64 Câu 15: Nguyên tố X có hai đồng vị, đồng vị thứ nhất có số khối 35 chiếm 75%. Nguyên tử khối trung bình của X là 35,5. Đồng vị thứ hai có số khối là A. 36 B. 37 C. 38 D. 39 B4. Cấp độ vận dụng cao (5 câu) Câu 16: Mg có 3 đồng vị 24 25 26 12 12 12 , , Mg Mg Mg và Clo có hai đồng vị 35 17 Cl và 37 17 Cl . Có bao nhiêu loại phân tử khác nhau tạo nên từ các đồng vị của hai nguyên tố đó? A. 6 B. 9 C. 12 D. 10 Câu 17: Nguyên tử của nguyên tố X có electron ở mức năng lượng cao nhất là 3p. Nguyên tử của nguyên tố Y cũng có electron ở mức năng lượng 3p và có một electron ở lớp ngoài cùng. Nguyên tử X và Y có số electron hơn kém nhau là 2. Nguyên tố X, Y lần lượt là A. phi kim và kim loại. B. khí hiếm và kim loại. C. kim loại và khí hiếm. D. kim loại và kim loại. Câu 18: Số nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng 4s 1 là A. 1. B. 2. C. 3. D. 4. 4 Câu 19: 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. AlN. B. MgO. C. LiF. D. NaF. Câu 20: Trong tự nhiên clo có hai đồng vị bền: 37 17 Cl chiếm 24,23% tổng số nguyên tử, còn lại là 35 17 Cl . Thành phần % theo khối lượng của 37 17 Cl trong HClO 4 là: A. 8,92% B. 8,43% C. 8,56% D. 8,79% ĐÁP ÁN: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 D A B B B C D C A D B A B B B B A C D A CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN A. KIẾN THỨC CƠ BẢN I. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học. 1. Ô nguyên tố: mỗi nguyên tố được xếp vào một ô của bảng gọi là ô nguyên tố. Stt của ô = số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó = số p = số e. 2. Chu kì: Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. - Bảng HTTH gồm 7 chu kì được đánh số thứ tự từ 1 đến 7 (chu kì nhỏ: 1, 2, 3; chu kì lớn: 4, 5, 6, 7). Chu kì 1 2 3 4 5 6 7 Cấu hình e 1s 1-2 2s 1-2 2p 1-6 3s 1-2 3p 1-6 4s 1-2 3d 1-10 4p 1-6 5s 1-2 4d 1- 10 5p 1-6 … Số nguyên tố 2 8 8 18 18 32 Z=87  Z = 110 Chưa hoàn thành - Stt chu kì = số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó = số thứ tự lớp ngoài cùng. 3. Nhóm nguyên tố: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột. - Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm = hóa trị của nguyên tố trong oxit cao nhất. (trừ 1 số trường hợp ngoại lệ) = Số electron lớp ngoài cùng của nguyên tố nhóm A. - Bảng hệ thống tuần hoàn gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ) +) Nhóm A gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp s (nguyên tố họ s) hoặc p (nguyên tố họ p). Gồm IA, IIA, …, VIIIIA. +) Nhóm B gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp d (nguyên tố họ d) hoặc f (nguyên tố họ f). Gồm IB, IIB, …, VIIIB. Lưu ý: 5 - electron hóa trị là những electron ở lớp ngoài cấu hình bão hòa (ns 2 np 6 ) hoặc giả bão hòa (n-1)d 10 . - Nếu hai nguyên tố X, Y thuộc cùng nhóm A, thuộc hai chu kì liên tiến nhau trong bảng HTTH, ta có: Z Y = Z X + 8 (chu kì 2,3 hoặc 3,4) hoặc Z Y = Z X + 18 (chu kì 4, 5 hoặc 5, 6) hoặc Z Y = Z X + 32 (chu kì 5, 6 hoặc 6, 7) - Nguyên tử các nguyên tố có số electron hóa trị là 8, 9, 10 đều thuộc nhóm VIIIB II. Các tính chất biến đổi tuần hoàn 1. Một số tính chất biến đổi tuần hoàn: a) Năng lượng ion hóa thứ nhất (I 1 ) của nguyên tử: Là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Vd: H  H + + 1e ; H = 1312 kj/mol. b) Độ âm điện (: Khapa): Độ âm điện của nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử khi hình thành liên kết hóa học. c) Tính kim loại, tính phi kim: - Tính kim loại: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion dương. - Tính phi kim: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron để trở thành ion âm. 2. Các tính chất biến đổi tuần hoàn. a) Trong một chu kì: Chiều Z tăng. - Năng lượng ion hóa thứ nhất  - Bán kính nguyên tử  - Độ âm điện  - Tính phi kim  - Tính axit của oxit, hiđroxit  - Tính kim loại  - Tính bazơ của oxit, hiđroxit  b) Theo nhóm A. - Năng lượng ion hóa thứ nhất  - Bán kính nguyên tử  - Độ âm điện  - Tính phi kim  - Tính axit của oxit, hiđroxit  - Tính kim loại  - Tính bazơ của oxit, hiđroxit  Chiều Z tăng Lưu ý: - Độ âm điện đặc trưng cho khả năng thu electron về phía mình khi hình thành liên kết hóa học. Nguyên tử nguyên tố càng hút electron mạnh thì độ âm điện lớn. - Về so sánh bán kính nguyên tử, ion: 6 + Nguyên tử, ion có cùng số e: khi Z tăng  bán kính nguyên tử giảm. + Nguyên tử, ion có cùng điện tích hạt nhân (cùng Z): số e tăng  bán kính nguyên tử tăng. + Khi số lớp electron tăng  bán kính nguyên tử tăng. III. CÔNG THỨC OXIT CAO NHẤT, HỢP CHẤT KHÍ VỚI HIĐRO, HIĐROXIT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH. Nhóm I II III IV V VI VII Hợp chất với hiđro MH rắn MH 2 rắn MH 3 rắn MH 4 Khí MH 3 khí H 2 M khí HM khí Oxit cao nhất M 2 O MO M 2 O 3 MO 2 M 2 O 5 MO 3 M 2 O 7 B. BÀI TẬP MINH HỌA B1. Cấp độ biết (5 câu) Câu 1: Chu kì là dãy các nguyên tố có cùng A. số lớp electron. B. số electron hóa trị C. số proton. D. số điện tích hạt nhân. Câu 2: Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn do Mendeleev công bố được sắp xếp theo tăng dần A. Khối lượng nguyên tử. B. bán kính nguyên tử C. số hiệu nguyên tử D. độ âm điện của nguyên tử. Câu 3: Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn hiện nay được sắp xếp theo tăng dần A. Khối lượng nguyên tử. B. bán kính nguyên tử C. số hiệu nguyên tử. D. độ âm điện của nguyên tử. Câu 4: Trong một nhóm A (phân nhóm chính), trừ nhóm VIIIA (phân nhóm chính nhóm VIII), theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử thì A. tính phi kim giảm dần, bán kính nguyên tử tăng dần. B. tính kim loại tăng dần, độ âm điện tăng dần. C. độ âm điện giảm dần, tính phi kim tăng dần. D. tính kim loại tăng dần, bán kính nguyên tử giảm dần. Câu 5: Các nguyên tố từ Li đến F, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì A. Bán kính nguyên tử và độ âm điện đều tăng B. Bán kính nguyên tử tăng, độ âm điện giảm C. Bán kính nguyên tử giảm, độ âm điện tăng D. Bán kính nguyên tử và độ âm điện đều giảm B2. Cấp độ hiểu (5 câu) Câu 6: Số số nguyên tố thuộc chu kì 2, 4, 6 lần lượt là A. 8, 18, 32. B. 2, 8, 18. C. 8, 18, 18. D. 8, 10, 18. Câu 7: Chọn phát biểu không đúng A. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng chu kì đều có số lớp electron bằng nhau. B. Tính chất hóa học của các nguyên tố trong cùng chu kì nhìn chung tương tự nhau. C. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng nhóm có số electron lớp ngoài cùng nhìn chung bằng nhau. D. Tính chất của các nguyên tố trong cùng nhóm là tương tự nhau. Câu 8: Ở trạng thái cơ bản, cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố X là 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Vị trí của nguyên tố X trong bảng tuần hoàn là A. Ô số 16, chu kì 3, nhóm IVA. B. Ô số 16, chu kì 3, nhóm VIA. 7 C. Ô số 16, chu kì 3, nhóm IVB. D. Ô số 16, chu kì 3, nhóm VIB. Câu 9: Cấu hình electron của nguyên tử X: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . Hợp chất với hidro và oxi cao nhất có dạng A. HX, X 2 O 7 . B. H 2 X, XO 3 C. XH 4 , XO 2 D. H 3 X, X 2 O 5 Câu 10: Anion X - và cation Y 2+ đều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 3s 2 3p 6 . Vị trí của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học là: A. X có số thứ tự 17, chu kỳ 4, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự 20, chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II). B. X có số thứ tự 18, chu kỳ 3, nhóm VIA (phân nhóm chính nhóm VI); Y có số thứ tự 20, chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II). C. X có số thứ tự 17, chu kỳ 3, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự 20, chu kỳ 4, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II). D. X có số thứ tự 18, chu kỳ 3, nhóm VIIA (phân nhóm chính nhóm VII); Y có số thứ tự 20, chu kỳ 3, nhóm IIA (phân nhóm chính nhóm II). B3. Cấp độ vận dụng thấp (5 câu) Câu 11: Dãy các nguyên tố sắp xếp theo chiều tăng dần tính phi kim từ trái sang phải là: A. N, P, O, F. B. P, N, F, O. C. N, P, F, O. D. P, N, O, F. Câu 12: Bán kính nguyên tử của các nguyên tố: 3 Li, 8 O, 9 F, 11 Na được xếp theo thứ tự tăng dần từ trái sang phải là A. Li, Na, O, F. B. F, O, Li, Na. C. F, Li, O, Na. D. F, Na, O, Li. Câu 13: Cho các nguyên tố M (Z = 11), X (Z = 17), Y (Z = 9) và R (Z = 19). Độ âm điện của các nguyên tố tăng dần theo thứ tự A. M < X < Y < R. B. R < M < X < Y. C. Y < M < X < R. D. M < X < R < Y. Câu 14: Cho các nguyên tố: K (Z = 19), N (Z = 7), Si (Z = 14), Mg (Z = 12). Dãy gồm các nguyên tố được sắp xếp theo chiều giảm dần bán kính nguyên tử từ trái sang phải là: A. N, Si, Mg, K. B. K, Mg, Si, N. C. K, Mg, N, Si. D. Mg, K, Si, N. Câu 1 5: Các kim loại X, Y, Z có cấu hình electron nguyên tử lần lượt là: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Dãy gồm các kim loại xếp theo chiều tăng dần tính khử từ trái sang phải là: A. Z, X, Y. B. Y, Z, X. C. Z, Y, X. D. X, Y, Z. B4. Cấp độ vận dụng cao (5 câu) Câu 16: Công thức phân tử hợp chất khí tạo bởi nguyên tố R và hiđro là RH 3 . Trong oxit mà R có hóa trị cao nhất thì oxi chiếm 74,07% về khối lượng. Nguyên tố R là A. S. B. As. C. N. D. P. Câu 17: Nguyên tử của nguyên tố X có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns 2 np 4 . Trong hợp chất khí của nguyên tố X với hiđro, X chiếm 94,12% khối lượng. Phần trăm khối lượng của nguyên tố X trong oxit cao nhất là A. 50,00%. B. 27,27%. C. 60,00%. D. 40,00%. Câu 18: Nguyên tố Y là phi kim thuộc chu kì 3, có công thức oxit cao nhất là YO 3 . Nguyên tốt Y tạo với kim loại M hợp chất có công thức MY, trong đó M chiếm 63,64% về khối lượng. Kim loại M là A. Zn B. Cu C. Mg D. Fe Câu 19: Phần trăm khối lượng của nguyên tố R trong hợp chất khí với hiđro (R có số oxi hóa 8 thấp nhất) và trong oxit cao nhất tương ứng là a% và b%, với a : b = 11 : 4. Phát biểu nào sau đây là đúng? A. Phân tử oxit cao nhất của R không có cực. B. Nguyên tử R (ở trạng thái cơ bản) có 6 electron s. C. Oxit cao nhất của R ở điều kiện thường là chất rắn. D. Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, R thuộc chu kì 3. Câu 20: X và Y là hai nguyên tố thuộc cùng một chu kỳ, hai nhóm A liên tiếp. Số proton của nguyên tử Y nhiều hơn số proton của nguyên tử X. Tổng số hạt proton trong nguyên tử X và Y là 33. Nhận xét nào sau đây về X, Y là đúng? A. Độ âm điện của X lớn hơn độ âm điện của Y. B. Đơn chất X là chất khí ở điều kiện thường. C. Lớp ngoài cùng của nguyên tử Y (ở trạng thái cơ bản) có 5 electron. D. Phân lớp ngoài cùng của nguyên tử X (ở trạng thái cơ bản) có 4 electron. ĐÁP ÁN: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 A A C A C A B B A C D B B B C C D D A D CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC A. KIẾN THỨC CƠ BẢN I. TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC 1. Phân tử và liên kết hóa học - Trong tự nhiên các khí hiếm tồn tại ở trạng thái phân tử đơn nguyên tử. Nguyên tử của các nguyên tố khác rất ít khi tồn tại một cách độc lập mà có xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra phân tử hay tinh thể có hai hay nhiều nguyên tử. Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu trúc mới bền vững hơn, có năng lượng thấp hơn. Người ta gọi sự kết hợp giữa các nguyên tử là liên kết hóa học. 2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học a) Electron hóa trị Electron hóa trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học. Các nguyên tố nhóm A có số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng, các nguyên tố nhóm B có số electron hóa trị bằng số electron có trong các phân lớp (n-1)d và ns. b) Công thức Lewis Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên tử, trong đó hạt nhân và electron lớp trong được biểu diễn bằng kí hiệu hóa học của nguyên tố, còn electron hóa trị tượng trưng bằng các dấu chấm (.) đặt xung quanh kí hiệu của nguyên tố (có phân biệt electron ghép đôi và độc thân). Mỗi cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do còn có thể biểu diễn bằng một đoạn gạch ngang (-) b) Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet) 9 Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn. Thực tế cho thấy chỉ các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử khác. Sở dĩ như vậy vì chúng có lớp electron ngoài cùng có cấu hình ns 2 np 6 (8 electron) bền vững, có trạng thái năng lượng thấp. Trên cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liên kết để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải làm cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm gần kề. Có hai giải pháp đạt đến cấu trúc này là dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa trị. Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết hóa học các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc bền của khí hiếm bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”. Ví dụ: H . + . Cl Cl : : H H-Cl: Na . . Cl Na + Cl - (2/8) (2/8/8) + NaCl : (2/8/1) (2/8/7) II. LIÊN KẾT ION 1. Khái niệm về ion. Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích. VD: Na + ; Ca 2+ ; Al 3+ ; 4 NH  ; 3 NO  ; 2 4 SO  . - Sự tạo thành cation: các nguyên tử kim loại có bán kính nguyên tử lớn và có số electron hoá trị ít (thường có từ 1 đến 3 electron) nên có năng lượng ion hoá nhỏ, các nguyên tử này dễ mất electron hoá trị để trở thành ion dương (cation). M → M n+ + ne - Sự tạo thành anion: các nguyên tử phi kim có bán kính nhỏ, điện tích hạt nhân lớn, số electron hoá trị tương đối nhiều (thường có từ 5 đến 7 electron hoá trị), nên chúng có ái lực electron lớn, có khuynh hướng nhận thêm electron để đạt được vỏ electron bão hoà giống khí hiếm đứng sau, có năng lượng thấp và bền vững. Khi đó chúng tạo ra ion âm (anion). X + me → X m- Lưu ý: - Tổng số hạt p hoặc n của ion = tổng số hạt p hoặc n của các nguyên tử tạo nên ion. - Tổng số hạt e của ion Đối với cation M n+ : Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên cation M n+ - n Đối với anion X m- : Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên anion X m- + m VD: Tính số e, p, n của các ion sau: Al 3+ , Fe 2+ , 3 NO  , 2 4 SO  , 4 NH  , CO 3 2- , S 2- biết số khối của Al, Fe, N, O, H, C, S lần lượt là 27, 56, 14, 16, 1, 12, 32. 2. Sự tạo thành liên kết ion. Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử phi kim điển hình, thì có sự cho electron của các kim loại và sự nhận electron của các phi kim, hình thành các ion mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion. VD Na + Na Na Cl + Cl + + - Cl - Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện ngược dấu. 10 Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện. Đặc điểm chung của liên kết ion. - Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn. - Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng cầu. - Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion trái dấu sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác định, tuần hoàn tạo ra mạng tinh thể ion. Tính chất chung của các hợp chất ion. - Luôn là chất rắn tinh thể ion. - Có nhiệt độ nóng chảy cao và không bay hơi khi cô cạn dung dịch. - Thường dễ tan trong nước và không tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực. - Dung dịch trong nước của hợp chất ion dẫn điện tốt. III. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ 1. Sự tạo thành liên kết trong phân tử H 2 , Cl 2 , N 2 , HCl, CO 2 , NH 3 , CH 4 - Sự hình thành liên kết cộng hóa trị - Công thức electron - Công thức cấu tạo 2. Liên kết xichma () và liên kết pi (). Tùy theo cách xen phủ các obitan nguyên tử mà liên kết cộng hóa trị tạo thành có độ bền khác nhau. Trên cơ sở nàu người ta phân biệt liên kết cộng hóa trị thành hai loại chính là liên kết xichma () và liên kết pi (). a) Liên kết xichma (  ) : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết. Liên kết  có các loại  s-s ,  s-p ,  p-p , … ss p s p p Liên kết  thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này. b) Liên kết  : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết. Liên kết  có các loại  p-p ,  p-d , … Liên kết  kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này. z z y y x x z z y  p-p  p-d Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 và 1 và liên kết ba gồm 1 và 2. 3. Liên kết cộng hóa trị phân cực và không phân cực. [...]... ngha :Tc phn ng l bin thi n nng ca mt trong cỏc cht phn ng hoc sn phm trong mt n v thi gian n v : mol/l.s hoc mol/l.ph ; mol/l.h b) Biu thc tớnh: 32 Gi s ta cú phn ng tng quỏt : a.A + b.B + c C + d.D + 1 1 CA CB C1C C1D (mol/l) Ti thi im t1 Ti thi im t2 C2A C2B C2 C C2D (mol/l) Tc trung bỡnh ca phn ng tớnh theo cỏc cht nh sau : Cht tham gia phn ng : Nng cỏc cht gim theo thi gian vA 2 C1 C A... Chất khử +4 SO2 (SO32-) oxit axit Chất khử, chất oxihóa +6 SO3 oxit axit H2SO4 (axit mạnh) Chất oxihóa I LU HUNH 1) Tỏc dng vi kim loi: 0 0 t Fe + S FeS; 2) Tỏc dng vi phi kim t Zn + S ZnS; 0 t 2Al + 3S Al2S3 0 t - Tỏc dng vi hidro: H2 + S H2S 0 t - Tỏc dng vi oxi: S + O2 SO2 II HIRO SUNFUA 1) Tớnh cht vt lớ: L cht khớ khụng mu, mựi trng thi, nng hn khụng khớ (gp 1,17 ln), rt c Húa lng -60... phn ng trong ú cú s thay i s oxi húa ca mt hoc mt s nguyờn t Kh tin o lựi Qui tc nh: Kh cho o nhn Hoc: Kh - cho, cho tng O - nhn, nhn gim ; Hay s n - cht kia Lu ý: - Trong p oxi húa kh luụn xy ra ng thi qtr oxi húa v qtr kh; cht oxi húa v cht kh - S electron cht kh nhng hay cht oxi húa nhn gi l s electron trao i 14 S electron trao i = SOH ln SOH nh 2) Cỏc bc cõn bng phn ng oxi húa kh bng phng phỏp... cht nh sau : Cht tham gia phn ng : Nng cỏc cht gim theo thi gian vA 2 C1 C A C 2 C1 C A A A ; A t2 t1 t2 t1 t vB 2 1 C 1 CB C 2 CB C B B B t2 t1 t2 t1 t Cht sn phm : Nng cỏc cht tng theo thi gian vC 2 1 CC CC C C t2 t1 t ; vD 2 1 C D CD C D t2 t1 t Tc trung bỡnh ca phn ng : 1 1 1 1 1 C 1 C 1 C 1 C v vA vB vC vD ; v A B C D a b c d a t b t c t d t 2) Cỏc yu t nh hng... cõn bng s chuyn dch v phớa lm gim nng cht ny (chiu cht ny phn ng) Lu ý : Cht xỳc tỏc khụng lm cõn bng chuyn dch, nu phn ng thun nghch cha trng thỏi cõn bng thỡ cht xỳc tỏc cú tỏc dng l cho cõn bng c thit lp nhanh chúng hn 3) í ngha ca tc phn ng v cõn bng húa hc trong sn xut Vd1 : Trong quỏ trỡnh sn xut axit sunfuric phi thc hin phn ng sau : 2SO2 (k) + O2 (k) 2SO3 (k) ; H = -198 kJ cõn bng chuyn . hóa học. 2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học a) Electron hóa trị Electron hóa trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học. Các nguyên tố nhóm A có số electron hóa. Mn +7 : Chất oxi hóa; O -2 : Chất khử đều thuộc một phân tử KMnO 4 . c) Phản ứng tự oxi hóa tự khử: Chất oxi hóa, chất khử đều do một nguyên tố tạo nên ở cùng mức số oxi hóa. Vd1: 3Cl 2 . tố nhóm B có số electron hóa trị bằng số electron có trong các phân lớp (n-1)d và ns. b) Công thức Lewis Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên tử, trong