ĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HÓA 10 HỌC KÌ 1

     

Tổng hợp kỹ năng cần thế vững, các dạng bài bác tập và câu hỏi có tài năng xuất hiện tại trong đề thi HK1 chất hóa học 10 sắp đến tới


ĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HỌC KÌ I

CHƯƠNG 1: NGUYÊN TỬ

I. Nhân tố nguyên tử

Nguyên tử gồm hạt nhân và vỏ electron. Phân tử nhân gồm những hạt proton và nơtron, phần vỏ gồm các electron.

Bạn đang xem: đề cương ôn tập hóa 10 học kì 1

 

Proton

Nơtron

Electron

Kí hiệu

p

n

e

Khối lượng u (đvC)

1

1

0,00055

Khối lượng (kg)

1,6726.10-27

1,6748.10-27

9,1095.10-31

Điện tích nguyên tố

1+

0

1

Điện tích C (Culông)

1,602.10-19

0

1,602.10-19

● tóm lại : 

- hạt nhân với điện tích dương, vỏ electron có điện tích âm

- Tổng số phường = số e vào nguyên tử

II. Điện tích cùng số khối hạt nhân

1. Điện tích hạt nhân

Số đơn vị chức năng điện tích hạt nhân (Z) = số proton = số electron

2. Số khối hạt nhân

A = Z + N

3. Nguyên tố chất hóa học

Là tập hợp những nguyên tử có cùng số năng lượng điện hạt nhân.

Số hiệu nguyên tử (Z) : Z = phường = e

Kí hiệu nguyên tử :

Trong đó A là số khối nguyên tử, Z là số hiệu nguyên tử, X là ký hiệu chất hóa học của nguyên tử.

III. Đồng vị, nguyên tử khối trung bình

1. Đồng vị

Là tập hợp những nguyên tử tất cả cùng số proton nhưng không giống nhau số nơtron (khác nhau số khối A)

Các đồng vị bền gồm : cùng với Z 1, A2 ... Là nguyên tử khối của những đồng vị gồm % số nguyên tử lần lượt là a%, b%...

Ta có : (overlineA=fraca.A_1,+,,b.A_2,+,....100)

IV. Lớp và phân lớp electron

1. Lớp electron

vào nguyên tử, từng electron bao gồm một mức tích điện nhất định. Các electron gồm mức năng lượng gần bằng nhau được xếp thành một lớp electron.


thiết bị tự cùng kí hiệu những lớp :

n

1

2

3

4

5

6

7

Tên lớp

K

L

M

N

O

P

Q

tổng cộng electron trong một tấm là 2n2

Số thiết bị tự của lớp electron (n)

1

2

3

4

Kí hiệu khớp ứng của lớp electron

K

L

M

N

Số electron về tối đa sinh sống lớp

2

8

18

32

2. Phân lớp electron

mỗi lớp electron lại được phân thành các phân lớp. Những electron thuộc và một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau.

Kí hiệu các phân lớp là những chữ dòng thường : s, p, d, f.

Số phân lớp của một lớp electron thông qua số thứ trường đoản cú của lớp.

lấy một ví dụ : Lớp K (n = 1) chỉ có một phân lớp s.

Lớp L (n = 2) gồm 2 phân lớp là s và p.

Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp là s, p, d…

Số electron tối đa vào một phân lớp : Phân lớp s chứa về tối đa 2 electron ; Phân lớp phường chứa về tối đa 6 electron ; Phân lớp d chứa về tối đa 10 electron ; Phân lớp f chứa buổi tối đa 14 electron.


V. Cấu hình electron vào nguyên tử

1. Mức năng lượng

cá biệt tự mức năng lượng :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3 chiều 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s ...

Mức năng lượng tăng dần.

Cách viết thông số kỹ thuật electron trong nguyên tử :

khẳng định số electron

sắp tới xếp những electron vào phân lớp theo sản phẩm công nghệ tự tăng đột biến mức năng lượng

Viết electron theo máy tự những lớp với phân lớp.

Ví dụ : Viết thông số kỹ thuật electron của fe (Z = 26)

1s22s22p63s23p64s23d6

Sắp xếp theo mức tích điện

1s22s22p63s23p63d64s2

Cấu hình electron

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

I. Bảng tuần hoàn những nguyên tố hóa học

1. Nguyên tắc thu xếp :

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

Các nguyên tố tất cả cùng số lớp electron được xếp thành một hàng.


Các nguyên tố tất cả số electron hóa trị trong nguyên tử tương đồng được xếp thành một cột.

● chú ý : Electron hóa trị là phần đa electron có công dụng tham gia hình thành liên kết hóa học. Bọn chúng thường nằm ở phần ngoài cùng hoặc ngơi nghỉ cả phân lớp sát phần ngoài cùng ví như phân lớp đó chưa bão hòa.

2. Cấu trúc của bảng tuần hoàn:

a. Ô yếu tố : Số vật dụng tự của ô nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử, bằng số đơn vị chức năng điện tích phân tử nhân và bằng tổng số electron của nguyên tử.

b. Chu kì :

Chu kì là dãy các nguyên tố nhưng nguyên tử của chúng tất cả cùng số lớp electron, được xếp theo chiều năng lượng điện hạt nhân tăng dần. Số thiết bị tự của chu kì bằng số lớp electron của nguyên tử.

Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì :

Chu kì nhỏ dại là những chu kì 1, 2, 3. Từng chu kì bé dại gồm 8 nguyên tố, trừ chu kì 1 chỉ bao gồm hai nguyên tố.

Chu kì khủng là những chu kì 4, 5, 6 ,7. Chu kì 4 cùng chu kì 5 mỗi chu kì gồm 18 nguyên tố. Chu kì 6 bao gồm 32 nguyên tố.


c. Nhóm :

Nhóm nhân tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có thông số kỹ thuật electron giống như nhau, vì chưng đó tính chất hóa học tương tự nhau với được xếp thành một cột.

Nguyên tử những nguyên tố trong cùng một tổ có số electron hóa trị bởi nhau và bởi số thứ tự của nhóm (trừ một số trong những trường vừa lòng ngoại lệ).

Bảng tuần hoàn gồm 18 cột được tạo thành 8 nhóm A và 8 đội B.

Nhóm A : bao gồm 8 đội từ IA đến VIIIA, số sản phẩm tự của tập thể nhóm bằng số electron hóa trị (số electron ở phần bên ngoài cùng), team A gồm các nguyên tố s và phường Nhóm A có cách gọi khác là các nguyên tố thuộc phân team chính.

Nhóm B : tất cả 8 đội từ IB mang đến VIIIB, số lắp thêm tự của nhóm B ngay số electron hóa trị (số electron lớp bên ngoài cùng và số electron của phân lớp d sát lớp ngoài nếu phân lớp đó chưa bão hòa), đội B gồm những nguyên tố d cùng f. Team B còn gọi là các nguyên tố nằm trong phân đội phụ.


Nguyên tố s, p, d, f là các nguyên tố có các electron kế bên cùng thứu tự điền vào các phân lớp s, p, d, f.

II. Hồ hết tính chất biến hóa tuần hoàn theo chiều tăng của năng lượng điện hạt nhân

 

Bán kính nguyên tử

Độ âm điện

Năng lượng ion hóa

Tính

kim loại

Tính

phi kim

Tính axit của oxit và

hiđroxit

Tính bazơ của oxit và hiđroxit

Trong chu kì

(trái phải)

Giảm dần

Tăng dần

Tăng dần

Giảm dần

Tăng dần

Tăng dần

Giảm dần

Trong nhóm

(trên xuống)

Tăng dần

Giảm dần

Giảm dần

Tăng dần

Giảm dần

Giảm dần

Tăng dần

Nguyên nhân của sự đổi khác tuần hoàn tính chất của những đơn chất, thành phần cùng tính chất của những hợp chất của những nguyên tố khi xếp chúng theo chiều tăng của năng lượng điện hạt nhân nguyên tử là sự biến hóa tuần hoàn của số electron phần ngoài cùng.


- Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố

Với nguyên tố phi kim R bao gồm :

Oxit tối đa dạng là : R2On (R có hóa trị cao nhất là n);

Hợp hóa học khí với hiđro là : RHm (R bao gồm hóa trị là m)

Ta luôn luôn có : m + n = 8

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC

I. Link ion và cùng hóa trị

- Liên kết hóa học là sự phối kết hợp giữa các nguyên tử để chế tạo ra thành phân tử tốt tinh thể bền bỉ hơn.

- các nguyên tử của những nguyên tố có khuynh hướng links với nguyên tử khác sinh sản thành để đạt được cấu hình electron bền vững y hệt như khí thảng hoặc (có 2 hoặc 8 electron phần bên ngoài cùng).

3. So sánh links ion và links cộng hoá trị

giống nhau : link ion và link cộng hoá trị tương đương nhau về lý do hình thành liên kết. Những nguyên tử link với nhau để đạt thông số kỹ thuật electron chắc chắn của khí hiếm.

khác nhau : links ion và liên kết cộng hoá trị không giống nhau về bản chất liên kết và điều kiện liên kết :


Loại liên kết

Liên kết ion

Liên kết cùng hoá trị

Bản chất

lực hút tĩnh điện giữa các ion có điện tích trái dấu

Là sự dùng chung các electron

- links cộng hóa trị không phân cực: cặp e link nằm thân 2 nguyên tử

- link cộng hóa trị phân cực: cặp e liên kết lệch về phía nguyên tử có độ âm điện béo hơn.

Xem thêm: Video Gái Thái Lột Đồ Nhảy Trong Lễ Hội Nước Thái Lan, Cô Gái Thái Thả Rông Nhảy Trong Lễ Hội Té Nước

Ví dụ

(H^ullet ,,,+,,,H^ullet ,,, o ,,,H,_ullet ^ullet ,H)

(Cl^ullet ,,,+,,,Cl^ullet ,,, o ,,,Cl,_ullet ^ullet ,Cl)

(H^ullet ,,,+,,,Cl^ullet ,,,,, o ,,,,H,,_ullet ^ullet Cl)

Điều kiện ra đời liên kết

Các kim một số loại điển hình liên kết với những phi kim điển hình. Giữa các nguyên tố có thực chất hoá học tập khác nhau.

Xảy ra giữa những nguyên tố có thực chất hoá học tập giống nhau hoặc tương tự nhau. Thường xẩy ra giữa những nguyên tố phi kim các nhóm 4, 5, 6, 7.


● nhờ vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết để có thể biết được một số loại liên kết

Hiệu độ âm điện ()

Loại liên kết

0,0 (Delta chi )

● Chú ý : Quy cầu này chỉ có ý nghĩa sâu sắc tương đối, có tương đối nhiều ngoại lệ và có nhiều thang đo độ âm điện khác nhau. Ví dụ phân tử HF có hiệu độ âm điện > 1,7 nhưng vẫn luôn là hợp chất cộng hóa trị.

VII. Hóa trị và số oxi hóa

1. Hóa trị

- trong số hợp chất ion : Hóa trị (còn call là năng lượng điện hóa trị) chính bằng điện tích của ion đó.

- trong hợp hóa học cộng hóa trị : Hóa trị (cộng hóa trị) chính bằng số liên kết của nguyên tử yếu tắc đó tạo thành được với những nguyên tử khác.


2. Số oxi hóa

Số oxi hóa của một nhân tố trong hợp chất là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử nếu trả định liên kết trong phân tử là links ion.

xác định số oxi hóa của các nguyên tử vào phân tử theo lý lẽ :

+ Số oxi hóa của những đơn chất bằng không.

+ Trong phần lớn các vừa lòng chất, số lão hóa của hiđro là +1, của oxi là 2.

+ Số oxi hóa của những ion bởi điện tích của ion đó.

+ Tổng số oxi hóa của những nguyên tử trong phân tử bởi không

CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG HÓA HỌC

I. Số oxi hóa và cách khẳng định số lão hóa

a. Tư tưởng về số oxi hóa :

Số thoái hóa của một nhân tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử yếu tắc đó, nếu mang định rằng liên kết giữa những nguyên tử vào phân tử đa số là link ion.

b. Quy tắc xác định số oxi hóa

● phép tắc 1 : Số oxi hóa của các nguyên tố trong 1-1 chất bởi 0.


Quy tắc 2 : Trong phần lớn các hòa hợp chất :

Số thoái hóa của H là +1 (trừ các hợp chất của H với sắt kẽm kim loại như NaH, CaH2, thì H tất cả số lão hóa 1).

Số oxi hóa của O là 2 (trừ một số trong những trường hợp như H2O2, F2O, oxi bao gồm số oxi hóa theo lần lượt là : 1, +2).

Quy tắc 3 : trong một phân tử, tổng đại số số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0. Theo phép tắc này, ta có thể tìm được số thoái hóa của một nhân tố nào đó trong phân tử nếu như biết số oxi hóa của những nguyên tố còn lại.

● luật lệ 4 : vào ion đơn nguyên tử, số lão hóa của nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion nhiều nguyên tử, tổng đại số số oxi hóa của những nguyên tử trong ion đó bởi điện tích của nó.

Ví dụ 1 :Số lão hóa của Na, Zn, S cùng Cl trong các ion Na+, Zn2+, S2-, Cl- thứu tự là : +1, +2, 2, 1.

Tổng đại số số oxi hóa của những nguyên tố trong các ion SO42-, MnO4-, NH4+ theo thứ tự là :2, 1, +1.


Lưu ý: Trong hòa hợp chất, sắt kẽm kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm luôn luôn có số oxi hóa theo thứ tự là : +1, +2, +3.

II. Những khái niệm buộc phải nắm vững

1. Hóa học khử

Là hóa học nhường electron, sau phản ứng số oxi hóa của chính nó tăng lên.

2. Chất oxi hóa

Là chất nhận electron, sau làm phản ứng số oxi hóa của nó giảm xuống.

3. Sự thoái hóa (quá trình oxi hóa)

Là sự nhường electron. Vì vậy chất khử gồm quá trình oxi hóa giỏi bị oxi hóa.

4. Sự khử (quá trình khử)

Là sự nhận electron. Do vậy chất oxi hóa tất cả quá trình khử tuyệt bị khử.

Cách nhớ : Đối với hóa học oxi hóa và chất khử : “khử đến o nhận” (o là chất oxi hóa).

5. Phản ứng lão hóa khử là làm phản ứng chất hóa học xảy ra trong những số ấy có sự chuyển electron giữa những chất phản bội ứng hoặc làm phản ứng lão hóa khử là làm phản ứng hóa học trong những số ấy có sự đổi khác số lão hóa của một hoặc nhiều nguyên tố.

● chăm chú : Tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số electron bởi vì chất oxi hóa nhận.

III. Thăng bằng phương trình phản bội ứng oxi hóa - khử

Phương pháp cân bằng phản ứng lão hóa – khử

Bước 1 : khẳng định số oxi hóa của những nguyên tố trong bội phản ứng (chỉ nên trình diễn số oxi hóa của các nguyên tố nào tất cả sự chuyển đổi số oxi hóa).

Bước 2 : Viết các quá trình oxi hóa và quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình.

Xem thêm: Roe Là Gì? Những Điều Quan Trọng Cần Biết Của Chỉ Số Roe Bao Nhiêu Là Tốt ?

Bước 3 : tìm hệ số phù hợp cho chất oxi hóa và hóa học khử

Bước 4 : Đặt thông số của hóa học oxi hóa và hóa học khử vào phương trình phản nghịch ứng. Kế tiếp chọn hệ số tương thích cho các chất còn sót lại trong phản nghịch ứng.