Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
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
Khối lượng (m) Điện tích (q)
Thật Tương đối Thật Tương đối
Proton 1,6726.10
-27
kg 1u +1,602.10
-19
C 1+
Nơtron 1,6748.10
-27
kg 1u 0 0
Electron 9,1094.10
-31
kg
1
1836
u
-1,602.10
-19
C 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 lượng
các hạt nơtron và proton, cụ thể

10
10
10
==
−
−
hạt nhân 10
-5
nm
lan
D
D
electron
nguyentu
7
8
1
10
10
10
==
−
−
Electron (hay proton) 10
-8
nm
lan
D
D
electron

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.

X
A
Z

Trong đó: A: số khối Z: số hiệu nguyên tử X: kí hiệu hóa học của nguyên tố
Trang 1
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
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
H
1
1
,
H
2
1
,
H
3
1
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

=
∑
∑
Với:
n
i
: % hay số mol hay thể tích của chất thứ i ( khi n
i
là thể tích thì chỉ sử dụng cho chất khí)
M
i
:

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.
1 2
. (1 ).M x M x M= + −
 Lưu ý:
 M
min
<
M
< M
max

1 2
2
M M
M

đơn chất
↔
M
hợp chất
 Sơ đồ đường chéo:
V
1
(hay n
1
) M
1
M
2
–
M

M
→
2
1
2
1
M M
V
V
M M
−
=
−
V

Z
≤ ≤
với Z ≤ 82
Tổng hạt = Z + E + N = 2.Z + N mà : Z ≤ N ≤ 1,5.Z
Nên: 2.Z + Z ≤ 2.Z + N ≤ 2.Z + 1,5.Z
⇒
3.Z ≤ Tổng hạt ≤ 3,5.Z
⇒

3,5 3
hat hat
Z≤ ≤
∑ ∑
- Từ kí hiệu nguyên tử
X
A
Z
=> 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:

3
3
4
RV
π
=
(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 1 lớp electron thì số phân lớp = số thứ tự lớp:
Lớp thứ 1 2 3 4
Có phân lớp 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f
- Phân lớp electron chứa electron tối đa gọi là phân lớp electron bão hòa.
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:
Trang 3
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
H thng kin thc húa hc lp 10 Chng trỡnh C bn v Nõng cao

1 obitan cú 2e: 2e ghộp ụi
1 obitan cú 1e: 1e c thõn
b/ Nguyờn lý vng bn: trng thỏi c bn, trong nguyờn t cỏc electron chim ln lt cỏc obitan cú mc
nng lng t thp n cao.
c/ Quy tc Hund: Trong 1 phõn lp, cỏc electron s phõn b trờn cỏc obitan sao cho s electron c thõn l ti
a v cú chiu t quay ging nhau.
Vớ d:
7
N
1s
2
2s
2
2p
3
d/ Trt t cỏc mc nng lng nguyờn t: Trong nguyờn t, cỏc electron trờn cỏc obitan khỏc nhau, nhng
cựng 1 phõn lp cú mc nng lng nh nhau. Cỏc mc nng lng nguyờn t tng dn theo trỡnh t:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
* ẹeồ nhụự ta duứng quy taộc Klechkowsky

2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
4s
2
- Vit gn: [Ar] 3d
6
4s
2
* Chỳ ý: Khi vit cu hỡnh electron d nh trt t cỏc mc nng lng, ta vit theo th t lp vi 2 phõn
lp s, p nh sau:
1s 2s2p 3s3p 4s ... 4p 5s ... 5p 6s ... 6p 7s ... 7p
- Sau ú thờm 3d vo gia lp 4s ... 4p
- Thờm 4d vo gia lp 5s ... 5p
- Thờm 4f 5d vo gia lp 6s ... 6p
- Thờm 5f 6d vo gia lp 7s ... 7p
- Ta s c 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
b/ c im ca lp electron ngoi cựng
- Cỏc electron lp ngoi cựng quyt nh tớnh cht húa hc ca mt nguyờn t.
- S electron lp ngoi cựng ti a l 8e




+ ≥ →


+ = →


2. Phân nhóm phụ ( nhóm B ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp d hay f, cụ thể: (n-1)d
a
ns
b
(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)

Cl
Cl Cl
r r r
− +
> >
2. 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.
Trang 5
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
 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
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 I
1
, thứ hai I
2
, …
M → M
+

hay
O
2-
.
 Các kim loại có xu hướng tạo ra các cation (mất đi điện tử) trong khi các phi kim loại 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.
Trang 6
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
M + 1e → M


→ 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 I.A II.A III.A IV.A V.A VI.A VII.A
Hợp chất với Oxi Na
2
O
K
2
O
MgO
CaO
Al
2
O
3
Ga
2


II

III

IV

V

VI

VII
Tổng quát hóa trị cao
nhất với Oxi
R
2
O RO R
2
O
3
RO
2
R
2
O
5
RO
3
R
2

- Tác dụng với nớc ở đk thờng cho kiềm tơng ứng và giải phóng hiđro.
2M + 2H
2
O 2MOH + H
2
- Tác dụng mạnh với oxi cho ra oxit bazơ kiềm, các oxit này tác dụng mạnh với nớc cho kiềm
4M + O
2
2M
2
O ( chú ý tạo ra peoxit và supeoxit )
M
2
O + H
2
O 2MOH
- Tác dụng với phi kim cho muối.
b) Nhóm IIA ( kim loại kiềm thổ )
- ở đk thờng tác dụng với nớc ( trừ Mg tác dụng chậm với nớc lạnh, Be không pứ )
R + 2H
2
O R(OH)
2
+ H
2
- Tác dụng mạnh với oxi cho oxit, oxit tác dụng mạnh với nớc cho dung dịch kiềm
2R + O
2
2RO
RO + H

l bóo hũa sm v na bóo hũa sm.
Hin tng ny thng xóy ra i vi mt s nguyờn t thuc nhúm I.B v VI.B trong bng
tun hon.
Thớ d: Cu ( Z = 29 ): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
9
4s
2
thc t l: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s

Na bo hũa sm
Trang 8
Trn Hong Tun 0939.889.444