Đề cương ôn tập hóa 10 học kì 1

     

Tổng hợp kiến thức cần núm vững, những dạng bài tập và thắc mắc có năng lực xuất hiện nay trong đề thi HK1 hóa học 10 sắp tới


ĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HỌC KÌ I

CHƯƠNG 1: NGUYÊN TỬ

I. Nguyên tố nguyên tử

Nguyên tử tất cả hạt nhân với vỏ electron. Hạt nhân gồm những hạt proton và nơtron, phần vỏ gồm những 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 : 

- phân tử nhân có điện tích dương, vỏ electron sở hữu điện tích âm

- Tổng số p = số e vào nguyên tử

II. Điện tích và số khối hạt nhân

1. Điện tích hạt nhân

Số đơn vị điện tích phân tử nhân (Z) = số proton = số electron

2. Số khối hạt nhân

A = Z + N

3. Nguyên tố chất hóa học

Là tập hợp các nguyên tử gồm 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 có 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 tất cả % số nguyên tử theo thứ tự là a%, b%...

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

IV. Lớp và phân lớp electron

1. Lớp electron

trong nguyên tử, mỗi electron có một mức năng lượng nhất định. Các electron tất cả mức năng lượng gần bằng nhau được xếp thành một lớp electron.


sản phẩm tự và kí hiệu các lớp :

n

1

2

3

4

5

6

7

Tên lớp

K

L

M

N

O

P

Q

tổng cộng electron trong một lớp là 2n2

Số lắp thêm tự của lớp electron (n)

1

2

3

4

Kí hiệu khớp ứng của lớp electron

K

L

M

N

Số electron buổi tối đa nghỉ ngơi lớp

2

8

18

32

2. Phân lớp electron

mỗi lớp electron lại được chia thành các phân lớp. Các electron thuộc cùng một phân lớp bao gồm mức năng lượng bởi nhau.

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

Số phân lớp của một tờ electron ngay số thứ từ bỏ của lớp.

ví dụ như : Lớp K (n = 1) chỉ bao gồm một phân lớp s.

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

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

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


V. Cấu hình electron vào nguyên tử

1. Nấc năng lượng

trơ tráo tự mức tích điện :

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 :

xác minh số electron

sắp đến xếp những electron vào phân lớp theo thiết bị tự tăng vọt mức năng lượng

Viết electron theo trang bị tự những lớp với phân lớp.

Ví dụ : Viết cấu hình electron của sắt (Z = 26)

1s22s22p63s23p64s23d6

Sắp xếp theo mức năng lượng

1s22s22p63s23p63d64s2

Cấu hình electron

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

I. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1. Nguyên tắc sắp xếp :

Các thành phần được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.

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


Các nguyên tố gồm số electron hóa trị vào nguyên tử giống hệt được xếp thành một cột.

● để ý : Electron hóa trị là hầu như electron có tác dụng tham gia hình thành links hóa học. Bọn chúng thường ở ở lớp ngoài cùng hoặc làm việc cả phân lớp sát lớp bên ngoài cùng nếu phân lớp đó không bão hòa.

2. Cấu trúc của bảng tuần hoàn:

a. Ô thành phần : Số sản phẩm tự của ô nguyên tố ngay số hiệu nguyên tử, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân và bằng tổng số electron của nguyên tử.

b. Chu kì :

Chu kì là dãy các nguyên tố mà lại nguyên tử của chúng gồm 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 có 7 chu kì :

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

Chu kì phệ 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 tất cả 32 nguyên tố.


c. đội :

Nhóm nhân tố là tập hợp những nguyên tố cơ mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, vì chưng đó tính chất hóa học gần giống nhau với được xếp thành một cột.

Nguyên tử những nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hóa trị bởi nhau và bằng số máy tự của nhóm (trừ một trong những trường thích hợp ngoại lệ).

Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A cùng 8 đội B.

Nhóm A : tất cả 8 đội từ IA mang đến VIIIA, số đồ vật tự của nhóm bằng số electron hóa trị (số electron ở phần ngoài cùng), đội A gồm các nguyên tố s và p Nhóm A có cách gọi khác là các nguyên tố trực thuộc phân đội chính.

Nhóm B : gồm 8 team từ IB đến VIIIB, số sản phẩm tự của group B thông qua số electron hóa trị (số electron lớp bên ngoài cùng với số electron của phân lớp d sát lớp bên ngoài nếu phân lớp đó chưa bão hòa), nhóm B gồm các nguyên tố d với f. Nhóm B có cách gọi khác là các nguyên tố nằm trong phân đội phụ.


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

II. Các tính chất chuyển đổi 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 chuyển đổi tuần trả tính chất của các đơn chất, thành phần cùng tính chất của các hợp chất của những nguyên tố khi xếp chúng theo chiều tăng của năng lượng điện hạt nhân nguyên tử là sự biến đổi tuần hoàn của số electron phần bên ngoài cùng.


- Sự đổi khác về hóa trị của những nguyên tố

Với thành phần phi kim R gồm :

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

Hợp chất khí cùng với hiđro là : RHm (R tất cả hóa trị là m)

Ta luôn có : m + n = 8

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC

I. Link ion và cùng hóa trị

- Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để chế tạo thành phân tử xuất xắc tinh thể bền chắc hơn.

- các nguyên tử của những nguyên tố tất cả khuynh hướng link với nguyên tử khác chế tạo thành để giành được cấu hình electron bền vững giống như khí hiếm (có 2 hoặc 8 electron phần bên ngoài cùng).

3. So sánh liên kết ion và links cộng hoá trị

tương đương nhau : links ion và links cộng hoá trị giống như nhau về vì sao hình thành liên kết. Những nguyên tử links với nhau nhằm đạt cấu hình electron bền vững 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 cộng hoá trị

Bản chất

lực hút tĩnh điện giữa những ion sở hữu điện tích trái dấu

Là sự dùng chung những electron

- liên kết cộng hóa trị ko phân cực: cặp e links nằm giữa 2 nguyên tử

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

Xem thêm: Giải Bài Luyện Từ Và Câu: Ôn Tập Về Từ Loại Trang 142 143 Sgk Tiếng Việt 5

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 có mặt liên kết

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

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


● nhờ vào giá trị hiệu độ âm điện giữa nhị nguyên tử của một link để hoàn toàn có thể biết được các loại liên kết

Hiệu độ âm điện ()

Loại liên kết

0,0 (Delta chi )

● Chú ý : Quy ước này chỉ có ý nghĩa sâu sắc tương đối, có tương đối nhiều ngoại lệ và có nhiều thang đo độ âm năng lượng điện khác nhau. Lấy ví dụ như phân tử HF bao gồm hiệu độ âm điện > 1,7 nhưng vẫn chính là hợp chất cộng hóa trị.

VII. Hóa trị và số oxi hóa

1. Hóa trị

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

- vào hợp chất cộng hóa trị : Hóa trị (cộng hóa trị) chính bằng số liên kết của nguyên tử thành phần đó tạo thành được với các nguyên tử khác.


2. Số oxi hóa

Số oxi hóa của một nguyên tố trong hợp hóa học là năng lượng điện của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử nếu đưa định liên kết trong phân tử là liên kết ion.

khẳng định số oxi hóa của những nguyên tử vào phân tử theo vẻ ngoài :

+ Số oxi hóa của những đơn chất bởi không.

+ Trong số đông các thích hợp chất, số lão hóa của hiđro là +1, của oxi là 2.

+ Số oxi hóa của các ion bằng điện tích của ion đó.

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

CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG HÓA HỌC

I. Số oxi hóa cùng cách xác định số lão hóa

a. Khái niệm về số thoái hóa :

Số lão hóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử yếu tắc đó, nếu mang định rằng link giữa các nguyên tử vào phân tử gần như là link ion.

b. Quy tắc xác minh số oxi hóa

● quy tắc 1 : Số oxi hóa của những nguyên tố trong đơn chất bởi 0.


Quy tắc 2 : Trong phần đông các vừa lòng chất :

Số oxi hóa của H là +1 (trừ các hợp hóa học của H với kim loại như NaH, CaH2, thì H gồm số oxi hóa 1).

Số oxi hóa của O là 2 (trừ một vài 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 những nguyên tố bởi 0. Theo luật lệ này, ta hoàn toàn có thể tìm được số oxi hóa của một nguyên tố nào đó trong phân tử trường hợp biết số oxi hóa của các nguyên tố còn lại.

● luật lệ 4 : vào ion đối chọi nguyên tử, số thoái hóa của nguyên tử bởi điện tích của ion đó. Vào ion đa nguyên tử, tổng đại số số oxi hóa của những nguyên tử trong ion đó bằng điện tích của nó.

Ví dụ 1 :Số thoái hóa của Na, Zn, S với Cl trong những ion Na+, Zn2+, S2-, Cl- lần lượt là : +1, +2, 2, 1.

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


Lưu ý: Trong vừa lòng chất, kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm luôn luôn có số oxi hóa theo lần lượt là : +1, +2, +3.

II. Những khái niệm đề xuất nắm vững

1. Hóa học khử

Là chất nhường electron, sau bội nghịch ứng số oxi hóa của chính nó tăng lên.

2. Chất oxi hóa

Là chất nhận electron, sau bội nghịch ứng số oxi hóa của nó giảm xuống.

3. Sự thoái hóa (quá trình oxi hóa)

Là sự nhường electron. Bởi thế chất khử bao gồm quá trình oxi hóa hay bị oxi hóa.

4. Sự khử (quá trình khử)

Là sự nhận electron. Do vậy chất oxi hóa gồm quá trình khử tốt bị khử.

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

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

● chăm chú : Tổng số electron vày chất khử nhường bằng tổng số electron vì chưng chất lão hóa nhận.

III. Thăng bằng phương trình phản nghịch ứng lão hóa - khử

Phương pháp cân bằng phản ứng thoái hóa – khử

Bước 1 : xác minh số oxi hóa của những nguyên tố trong phản nghịch ứng (chỉ nên biểu diễn số oxi hóa của các nguyên tố nào gồm sự đổi khác số oxi hóa).

Bước 2 : Viết các quy trình oxi hóa và quy trình khử và cân đối mỗi thừa trình.

Xem thêm: Bài Toán Lớp 3 Trang 73 - Một Năm Có 365 Ngày, Mỗi Tuần Lễ Có 7 Ngày

Bước 3 : tra cứu hệ số tương thích 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 bội phản ứng. Tiếp nối chọn hệ số thích hợp cho các chất còn sót lại trong bội phản ứng.