 Tóm Tắt kiến thức Hóa Học 10 [Cơ Bản]
Bài 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
I-Thành phần cấu tạo của nguyên tử.
1. Electron:
a) Sự tìm ra electron: (1897-Tôm-Xơn)
- Tia âm cực gồm chùm hạt electron mang điện tích âm
và mỗi hạt đều có khối lượng được gọi là electron.
b)Khối lượng, điện tích.
me = 9,1.10-31 kg.
qe = -1,6.10-19 (C)= 12. Sự tìm ra hạt nhân: (1911- Rơ-Dơ- pho)
-Nguyên tử có cấu tạo rỗng, phần mang điện dương là
hạt nhân. Xung quanh hạt nhân có các e tạo nên vỏ
nguyên tử
-Vì me
- Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố
electrron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
* Quy ước cách viết cấu hình electron :
- STT lớp e được ghi bằng chữ số (1, 2, 3. . .)
- Phân lớp được ghi bằng các chữ cái thường s, p, d, f.
- Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của phân
lớp.(s2 , p6 )
* Cách viết cấu hình electron:
- Xác định số electron của nguyên tử.
- Phân bố electron vào các phân lớp theo chiều tăng
mức năng lượng( bắt đầu là 1s), chú ý số e tối đa trên s,


p, d, f.
- Sắp xếp lại theo sự phân bố thứ tự các lớp.

Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC
I) Nguyên Tắc Sắp Xếp Các Nguyên Tố Trong Bảng
Tuần Hoàn:
1.Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng của điện
tích hạt nhân.
2.Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên
tử được xếp thành một hàng.
3.Các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử
như nhau được xếp thành một cột.
II) Cấu Tạo Bảng Tuần Hoàn Các Nguyên Tố Hóa
Học :





đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được xếp
thành một cột.
b/ Phân loại:
Có hai loại nhóm: nhóm A và nhóm B .
* Nhóm A:
- Nhóm A gồm 8 nhóm từ IA đến VIIIA .
- Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số
electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm .
- Nhóm A: nsanpb
1≤a ≤ 2 ; 0 ≤ b≤ 6
- Số thứ tự của nhóm A: = a + b
• Nếu: a + b ≤ 3 ==> Kim loại
• Nếu 5 ≤ a + b ≤ 7 ==> Phi kim
• Nếu a + b = 8 ==> Khí hiếm
- Ví dụ:
Na( Z = 11 ): 1s22s 22p 6 3s1 ==> IA
O ( Z = 8 ): 1s22s 22p 4 ==> VIA
* Nhóm B:
- Nhóm B gồm 8 nhóm được đánh số từ IIIB đến
VIIIB , rồi IB và IIB theo chiều từ trái sang phải trong
bảng tuần hoàn.
- Nhóm B chỉ gồm các nguyên tố
của các chu kỳ lớn .
- Nhóm B gồm các nguyên tố d và nguyên tố f.
Cấu hình electron hoá trị của nguyên tố d: ( n – 1 )
dansb
Điều kiện: b = 2 ; 1 ≤ a ≤ 10
Nếu: a + b < 8 ==> STT nhóm = a + b

*Nhận xét : nguyên tử của các nguyên tố khí hiếm ( trừ
He) đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng ( ns2np6). Đó là


cấu hình electron bền vững nên :
- Hầu hết các nguyên tử khí hiếm không tham gia phản
ứng hoá học .
-ở điều kiên thường các khí hiếm tồn tại ở trạng thái khí
và phân tử chỉ gồm một nguyên tử .
b. Nhóm IA ( nhóm kim loại kiềm ):
các ntố : Liti Natri Kali Rubiđi Xesi Franxi
kí hiệu : Li Na K Rb Se Fr
*Nhận xét : -nguyên tử của các kim loại kiềm chỉ có
một e ở lớp ngoài cùng : ns1.
- Trong các phản ứng hoá học nguyên tử của các kim
loại kiềm có khuynh hướng nhường đi một electron và
thể hiện hoá trị 1.
M ==> M+ + 1e.
- Các KLK là những kim lạo điển hình.
+ Tính chất hoá học :
- Tác dụng với O2 ==> oxit bazơ tan trong nước.
Vd : 4Na + O2 = 2Na2O
-Tác dụng với H2O ==> bazơ kiềm + H2
M + H2O = MOH
- Tác dụng với các phi kim khác tạo muối.
c. Nhóm VIIA ( nhóm Halogen):
các ntố : Flo Clo Brom Iot Atatin
kí hiệu : F Cl Br I At
phân tử : F2 Cl2 Br2 I2
*Nhận xét :

1.Sự biến đổi tính chất trong một chu kì :
Theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại của
các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng
dần.


Vd: Tính kim loại : Na > Mg > Al.
Tính phi kim : Si < P < S < Cl
2.Sự biến đổi tính chất trong một nhóm A :
Trong một nhóm A :Theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, đồng
thời tính phi kim giảm dần.
Vd: Tính kim loại: Cs > Rb > K > Na > Li.
+ Giải thích :Trong một nhóm A, khi Z+ tăng, số lớp e
tăng, bán kính nguyên tử tăng, khã năng nhường e dễ,
tính kim loại tăng và tính phi kim giảm.
3. Độ âm điện
a.Khái niệm : Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng
cho khã năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo
thành liên kết hoá học.
b.Bảng độ âm điện :
- Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều
tăng của Z+ giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói
chung tăng dần.
- Trong nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều
tăng của Z+ giá trị độ âm điện nói chung giảm dần.
*Kết luận : Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên
tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân. C < Si < Ge < Sn.
II. HÓA TRỊ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ:

NGUYÊN TỐ VỚI CÁC NGUYÊN TỐ LÂN CẬN


Trong chu kì theo chiều tăng của điện etích hạt nhân
thì:
-Tính phi kim mạnh dần, tính kim loại yếu dần.
-Oxit và hiđroxit có tính bazơ yếu dần, tinh axít mạnh
dần.
Trong nhóm A theo chiều tăng của điện etích hạt nhân
thì
-Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Kết luận:
-Quan hệ giữa vị trí của nguyên tố và cấu tạo nguyên tử.
-Quan hệ giữa vị trí và tính chất của nguyên tố.
-So sánh tính chất hóa học của một nguyên tố với các
nguyên tố lân cận.
Bài 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION
I- SỰ TẠO THÀNH ION, CATION, ANION.
1/ Ion, Cation, Anion:
a/ Sự tạo thành ion
-Nguyên tử luôn trung hòa về điện, nhưng khi nguyên
tử nhường hay nhận thêm electron thì nó trở thành phần
tử mang điện gọi là ion.
b/ Sự tạo thành Cation.
Khi nguyên tử kim loại nhường đi e ngoài cùng thì biến
thành ion dương (hay Cation).
Ví dụ: Na – 1e = Na+
Hay : Na = Na+ + 1e
c/ Sự tạo thành Anion.
Khi nguyên tử phi kim nhận thêm e thì biến thành ion

dung dịch dẫn được điện, còn ở trạng thái rắn thì không
dẫn được điện.
Bài 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I-SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên
tử giống nhau. Sự hình thành đơn chất.
a) Sự hình thành phân tử H2
-Công thức electron: H : H
-Công thức cấu tạo: H - H
*Mỗi nguyên tử H góp 1e tạo thành một cặp e
chung , biểu diễn bằng một gạch nối giữa hai
nguyên tử Hiđro
b) Sự hình thành phân tử N2
-Công thức electron: N.N
-Công thức cấu tạo: N ≡ N
*Mỗi nguyên tử Nitơ thiếu 3e so với cấu hình electron
của khí hiếm Ne, nên mỗi nguyên tử N bỏ ra 3 e để
dùng chung hình thành 3 cặp e dùng chung, tạo thành 3
liên kết cộng hóa trị. Gọi là liên kết ba.
Khái Niệm Về Liên Kết Cộng Hóa Trị:
Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa hai
nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung.
Mỗi cặp electron dùng chung tạo nên một liên kết cộng
hóa trị-Liên kết đơn.
2/ Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên
tử khác nhau. Sự hình thành hợp chất.


3-Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị.
Có thể là chất lỏng : nứơc, rượu…

nguyên tử lớn nên tinh thể nguyên tử thường bền vững,
rất cứng, khó nóng chảy, khó sôi…
II- TINH THỂ PHÂN TỬ
1/ CẤU TẠO.
-Tinh thể phân tử được cấu tạo từ những phân tử được
sắp xếp một cách đều đặn, theo một trật tự nhất định
trong không gian tạo thành mạng tinh thể phân tử. Ở
các điểm nút mạng tinh thể là những phân tử liên kết
nhau bằng lực tương tác yếu giữa các phân tử (lực
Vandecvan).
Ví dụ: Tinh thể phân tử I2.
2/Tính Chất Chung Của Tinh Thể Phân Tử.
-Tinh thể phân tử dễ nóng chảy, dễ bay hơi: Naptalen…
-Tinh thể phân tử không phân cực dễ hòa tan trong các
dung môi không phân cực :Benzen
Bài 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA
I. HÓA TRỊ
1. Hóa trị trong hợp chất ion.
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.
Ví dụ: NaCl (Na+, Cl-)
-Na có diện hóa trị là 1+


-Cl có điện hóa trị là 1Lưu ý:
-Điện hóa trị của các nguyên tố nhóm nhóm IA, IIA, và
IIIA trong hợp chất ion tương ứng là 1+, 2+, 3+.
-Điện hóa trị của các nguyên tố nhóm nhóm VIA, và
VIIA trong hợp chất ion tương ứng là 2-, 1-.

-Chất khử ( chất bị oxi hoá ) là chất nhường electron
- Chất oxi hoá ( chất bị khử) là chất nhận electron
- Sự khử ( quá trình khử) là sự (quá trình) nhận
electron
- Sự oxi hoá (quá trình oxi hoá) là sự ( quá trình
Oxihoá) nhường electron.
Định nghĩa phản ứng oxi hoá – khử:
Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong
đó có sự chuyển electron giữa các chất trong phản
ứng hay phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học
trong đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên
tố.
III-LẬP PHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC CỦA PHẢN
ỨNG OXIHÓA-KHỬ.
Phương pháp thăng bằng electron, đựa trên nguyên tắc:
Tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số
electron do chất oxihóa nhận: Trải qua bốn bước
-Bước 1: Xác định số oxihóa của các nguyên tố trong
pảhn ứng để tìm chất khử, chất oxihóa.
-Bước 2: Viết các quá trình khử, quá trình oxihóa cân
bằng mổi quá trình.
-Bước 3: tìm hệ số thích hợp cho chất khử, chất oxihóa
sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng
số electron do chất oxihóa nhận
-Bước 4: Đặt các hệ số của chất khử và chất oxihóa vào
sơ đồ phản ứng , từ đó tính ra hệ số của các chất kháccó


mặt trong phương trình hóa học . Kiểm tra cân bằng số
nguyên tử của các nguyên tố và cân bằng điện tích hai

III- Sự biến đổi tính chất
1/ Sự biến đổi tính chất vật lí .
-Trạng thái tập hợp: Khí ==> lỏng ==> rắn.
-Màu sắc: đậm dần.
-Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần.
-Bán kính nguyên tử : tăng dần.
-Độ âm điện: giảm dần.
2/ Sự biến đổi tính oxihóa
Từ Flo đến Iot tính oxihóa của các Halogen giảm dần
3/ Sự biến đổi tính chất hóa học.
-Thể hiện tính oxihóa mạnh, tính oxihóa giảm dần từ
Flo đến Iôt.


Bài 22: CLO
I-Tính chất vật lí
-Ở điều kiện thường, Clo là chất khí màu vàng lục, mùi
xốc, rất độc .
-Khí Clo nặng gấp 2,5 lần không khí và tan ít trong
nước tạo thành dung dịch nước Clo có màu vàng nhạt ,
Clo tan nhiều trong các dung môi hữu cơ: Benzen,…
II-Tính chất hóa học
Clo thể hiện tính oxihóa mạnh chỉ kém hơn Flo và Oxi.
Cl + 1e = ClHay: Cl2 + 2.1e = 2 Cl-

III-Trạng Thái Tự Nhiên
-Trong tự nhiên Clo có hai đồng vị bền và nguyên tử
khối trung bình là 35,5.
-Clo chủ yếu tồn tại dưới dạng hợp chất NaCl và các
chất khóang.