Giáo án môn Hóa học 10 - Chương 1, 2: Nguyên tử và bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn

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 +1,602.10-19C 1+

Nơtron 1,6748.10-27 kg 1u 0 0

Electron 9,1094.10-31 kg u

-1,602.10-19C 1-

 

doc 10 trang Người đăng trung218 Ngày đăng 05/04/2017 Lượt xem 12Lượt tải 0 Download
Bạn đang xem tài liệu "Giáo án môn Hóa học 10 - Chương 1, 2: Nguyên tử và bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
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
+1,602.10-19C
1+
Nơtron
1,6748.10-27 kg
1u
0
0
Electron
9,1094.10-31 kg
 u
-1,602.10-19C
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 ).
+ Nguyên tử trung hòa về điện, nên số p = số e.
2/ Kích thước và khối lượng nguyên tử
a/ Kích thước nguyên tử: rất nhỏ, được tính bằng đơn vị nanomet (nm). 1 nm = 10-9m = 10 Ǻ
Đường kính
So sánh
Nguyên tử
10-1 nm
hạt nhân
10-5 nm
Electron (hay proton)
10-8 nm
	Vì vậy electron chuyển động xung quanh hạt nhân trong không gian rỗng của nguyên tử.
b/ Khối lượng nguyên tử: rất nhỏ, được tính bằng u (hoặc đvC).
	Với 1u = =. 19,9265.10-27 kg → 1u = 1,6605.10-27 kg.
II/ HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ. NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1/ Điện tích hạt nhân (Z+). Điện tích hạt nhân chính là tổng điện tích của proton.
	Z = số proton = số electron = E 	(Nguyên tử trung hòa về điện)
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. 
Trong đó: 	A: số khối 	 Z: số hiệu nguyên tử 	 X: kí hiệu hóa học của nguyên tố
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 , , 
	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 
 M = A
b/ Nguyên tử khối trung bình (). Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố có nhiều đồng vị được tính bằng hệ thức
Với a, b, c: là số nguyên tử (hoặc % số nguyên tử) của mối đồng vị.
 A, B, C: là nguyên tử khối (hay số khối) của mỗi đồng vị.
	Mở rộng:
Với:	
	 ni : % hay số mol hay thể tích của chất thứ i ( khi ni là thể tích thì chỉ sử dụng cho chất khí)
	Mi : 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.
Lưu ý:
Mmin < < Mmax
 ↔ ( thể tích của khí không áp dụng cho thể tích dung dịch)
M1 = M2 → , 
đơn chất ↔ hợp chất
Sơ đồ đường chéo:
V1 (hay n1) M1	|M2 – |
	 	→	
V2 (hay n2) M2	 |– M1| 	
* Chú ý:
- Phân biệt nguyên tử và nguyên tố:
+ Nguyên tử là loại hạt vi mô gồm hạt nhân và các hạt electron quanh hạt nhân.
+ Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
- Tính chất hóa học nguyên tố là tính chất hóa học các nguyên tử của nguyên tố đó.
- Mối quan hệ giữa các hạt cơ bản cấu tạo nên nguyên tử:
+ Số hạt cơ bản = 2.Z + N (mang điện: 2.Z, không mang điện: N).
+ Số hạt mang điện = số electron + số proton = 2.Z .
+ Số hạt ở hạt nhân = số proton + số nơtron = Z + N.
+ Điều kiện bền của hạt nhân nguyên tử là
 	với Z ≤ 20
 	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 
- Từ kí hiệu nguyên tử => 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:
 	 	(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 nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân không theo quỹ đạo xác định nào và tạo thành đám mây electron.
2/ Obitan nguyên tử (AO)
a/ Định nghĩa: Obitan nguyên tử là khu vực đám mây electron xung quanh hạt nhân mà xác suất có mặt electron khoảng 90%.
b/ Hình dạng obitan nguyên tử: Dựa trên sự khác nhau về trạng thái electron trong nguyên tử ta có:
- Obitan s: dạng hình cầu.
- Obitan p: gồm 3 obitan px, py, pz có hình dạng số 8 nổi, định hướng theo 3 trục Ox, Oy, Oz của hệ tọa độ.
IV/ Lớp và phân lớp e:
1/ Lớp electron: Lớp electron gồm các electron có mức năng lượng gần bằng nhau. Các lớp electron xếp theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao (từ gần nhân ra ngoài):
Lớp thứ n
1
2
3
4
5
6
7
Tên lớp
K
L
M
N
O
P
Q
Có số obitan là n2
1
4
9
16
Có số electron tối đa là 2n2
2
8
18
32
2/ Phân lớp electron
- Mỗi lớp electron chia thành các phân lớp s, p, d, f gồm các electron có mức năng lượng bằng nhau:
Phân lớp
s
p
d
f
Có số obitan 
1
3
5
7
Có số electron tối đa
2
6
10
14
- 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:
1 obitan có 2e: 2e ghép đôi 
1 obitan có 1e: 1e độc thân 
b/ Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt các obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao.
c/ Quy tắc Hund: Trong 1 phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là tối đa và có chiều tự quay giống nhau.
	Ví dụ: 7N ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
 1s2 2s2 2p3
d/ Trật tự các mức năng lượng nguyên tử: Trong nguyên tử, các electron trên các obitan khác nhau, nhưng cùng 1 phân lớp có mức năng lượng như nhau. Các mức năng lượng nguyên tử tăng dần theo trình tự:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 
* Ñeå nhôù ta duøng quy taéc Klechkowsky
	1s	2s	3s	4s	5s	6s	7s
	2p	3p	4p	5p	6p	7p
	3d	4d	5d	6d	7d
	4f	5f	6f	7f
	2/ Cấu hình electron nguyên tử: Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp của các lớp electron khác nhau.
a/ Cách viết cấu hình electron nguyên tử
- Xác định số electron trong nguyên tử.
- Phân bố các electron theo trật tự mức năng lượng AO tăng dần.
- Viết cấu hình electron theo thứ tự các phân lớp electron trong một lớp.
Ví dụ: 26Fe. Viết theo trật tự mức năng lượng AO tăng dần: 	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
- Sau đó viết lại theo thứ tự các phân lớp electron trong 1 lớp: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
- Viết gọn: [Ar] 3d6 4s2
* Chú ý: Khi viết cấu hình electron để dễ nhớ trật tự các mức năng lượng, ta viết theo thứ tự lớp với 2 phân lớp s, p như sau:
	1s 2s2p 3s3p 4s ... 4p 5s ... 5p 6s ... 6p 7s ... 7p
- Sau đó thêm 3d vào giữa lớp 4s ... 4p 
- Thêm 4d vào giữa lớp 5s ... 5p 
- Thêm 4f 5d vào giữa lớp 6s ... 6p 
- Thêm 5f 6d vào giữa lớp 7s ... 7p
- Ta sẽ được 	1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
b/ Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
- Các electron lớp ngoài cùng quyết định tính chất hóa học của một nguyên tố.
- Số electron lớp ngoài cùng tối đa là 8e
+ Các nguyên tử kim loại có: 	1e, 2e, 3e 	lớp ngoài cùng.
+ Các nguyên tử phi kim có: 	5e, 6e, 7e 	lớp ngoài cùng.
+ Các nguyên tử khí hiếm có: 	8e (He có 2e) 	lớp ngoài cùng.
+ Các nguyên tử có 4e lớp ngoài cùng có thể là kim loại (Ge, Sn, Pb) có thể là phi kim (C, Si).
VI. Một số vấn đề bổ sung:
 Xác định vị trí của nguyên tố X trong bảng tuần hoàn hóa học: (phân biệt e cuối cùng và e lớp ngoài cùng)
Phân nhóm chính ( nhóm A ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp s hay p, cụ thể: nsa npb 
(với điều kiện a,b є số nguyên và a ≥ 1 , 0 ≤ b ≤ 6)
Số thứ tự nhóm = a + b 	trong đó: 
Phân nhóm phụ ( nhóm B ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp d hay f, cụ thể: (n-1)da nsb (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)
VII. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hóa học:
Bán kính nguyên tử:
Trong cùng một chu kỳ: đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử của các nguyên tố giảm dần. Nguyên nhân là do số lớp e ngoài cùng như nhau, khi đi từ ô này sang ô sau liền kề với nó thì e lớp này tăng lên và điện tích hạt nhân cũng tăng làm lực hút giữa hạt nhân và e tăng → bán kính nguyên tử giảm.
Trong cùng một phân nhóm chính (nhóm A): đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng dần. Nguyên nhân là do số lớp e tăng dần khi đi từ trên xuống và e lớp ngoài cùng giống nhau làm lực hút giữa hạt nhân với e lớp ngoài cùng giảm dần, mặc dù điện tích hạt nhân có tăng.
Chú ý:	
	 cation	 anion	
Khi một ngtử mất e để tạo thành ion dương (cation) thì kích thước giảm đi rất nhiều → bán kính của cation bao giờ cũng nhỏ hơn bán kính của nguyên tử tương ứng. Cùng một nguyên tử, nếu điện tích ion càng lớn thì bán kính càng nhỏ. 
Vd: 
Khi một ngtử nhận thêm e để tạo thành ion âm (anion) thì kích thước ion tăng lên vì e nhận thêm vào làm tăng tương tác đẩy e – e. 
→ Bán kính của anion bao giờ cũng lớn hơn bán kính của nguyên tử tương ứng. 
Vd: 
 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.
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 I1 , thứ hai I2 , 
M → M+ + 1e , I1 > 0
M+ → M2+ + 1e , I2 > I1 
Quy tắc Koopmans: Năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của nguyên tử là bằng đối của năng lượng của obitan mà e bị tách đó đã chiếm.
Trong một chu kỳ, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, lực liên kết giữa hạt nhân và e lớp ngoài cùng tăng, làm cho năng lượng ion hóa nói chung cũng tăng theo.
Trong cùng một phân nhóm chính, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử tăng,lực liên kết giữa e lớp ngoài cùng và hạt nhân giảm, do đó năng lượng ion hóa nói chung giảm.
Đôi nét về ion : 
Ion là một nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị mất hay thu nhận thêm được một hay nhiều điện tử. Một ion mang điện tích âm,khi nó thu được một hay nhiều điện tử, được gọi là anion, và một ion mang điện tích dương khi nó mất một hay nhiều điện tử, được gọi là cation. Quá trình tạo ra các ion gọi là ion hóa.
Các nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị ion hóa được biểu diễn dưới dạng các số viết nhỏ lên trên, bên phải ký hiệu của nguyên tử hay nhóm nguyên tử, thể hiện số lượng điện tử mà nó thu được hay mất đi (nếu lớn hơn 1) và dấu + hay − tùy theo nó mất hay thu được (các) điện tử. Trong trường hợp mất hay thu được chỉ một điện tử thì không cần ghi giá trị số. Ví dụ H+ hay O2-.
Các kim loại có xu hướng tạo ra các cation (mất đi điện tử) trong khi các phi kim lại có xu hướng tạo ra anion, ví dụ natri tạo ra cation Na+ trong khi clo tạo ra các anion Cl-.
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.
 M + 1e → M- , E < 0
Trong cùng một chu kỳ, nói chung ái lực e càng âm theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. Ngoại trừ các khí hiếm lại có ái lực e dương.
Trong cùng một phân nhóm chính, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, phần lớn ái lực e kém âm dần (giá trị tuyệt đối của E giảm dần). Ái lực e của các nguyên tố nhóm II.A,II.B có giá trị dương.
Độ âm điện: (đọc là khi)
Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút e của nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hóa học.
Độ âm điện của một nguyên tử càng lớn thì tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh. Ngược lại, độ âm điện càng nhỏ, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh.
Trong cùng một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, độ âm điện của các nguyên tố nói chung tăng dần.
Trong cùng một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, độ âm điện của các nguyên tố nói chung giảm dần.
Nguyên tố flo (F) có độ âm điện lớn nhất là 3,98 .
Tính kim loại, tính phi kim:
Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường e để trở thành ion dương.
M – n.e → Mn+ 
	→ Nguyên tử của nguyên tố càng dễ nhường e, tính kim loại càng mạnh.
Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó để nhận thêm e để trở thành ion âm.
M + n.e → Mn- 
	→ 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.
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
 Na2O
 K2O
 MgO
 CaO
 Al2O3
 Ga2O3
 SiO2
 GeO2
 P2O5
 As2O5
 SO3
 SeO3
 Cl2O7
 Br2O7
Hóa trị cao nhất với Oxi
 I
 II
 III
 IV
 V
 VI
 VII
Tổng quát hóa trị cao nhất với Oxi
 R2O
 RO
 R2O3
 RO2
 R2O5
 RO3
 R2O7
Hợp chất khí với hidro
 SiH4
 GeH4
 PH3
 AsH3
 H2S
 H2Se
 HCl
 HBr
Hóa trị với hidro
 IV
 III
 II
 I
Tquát hóa trị với hidro
 RH4
 RH3
 RH2
 RH
Chó ý : Ho¸ trÞ cao nhÊt víi oxi + ho¸ trÞ víi hi®ro = 8 ( chØ ¸p dông cho nguyªn tè nhãm A )
TÝnh chÊt nguyªn tè nhãm IA vµ IIA:
a) Nhãm IA ( nhãm kim lo¹i kiÒm )
- T¸c dông víi n­íc ë ®k th­êng cho kiÒm t­¬ng øng vµ gi¶i phãng hi®ro.
	2M + 2H2O → 2MOH + H2
- T¸c dông m¹nh víi oxi cho ra oxit baz¬ kiÒm, c¸c oxit nµy t¸c dông m¹nh víi n­íc cho kiÒm
	 4M + O2 → 2M2O ( chó ý t¹o ra peoxit vµ supeoxit )
	M2O + H2O → 2MOH
- T¸c dông víi phi kim cho muèi.
 	b) Nhãm IIA ( kim lo¹i kiÒm thæ )
- ë ®k th­êng t¸c dông víi n­íc ( trõ Mg t¸c dông chËm víi n­íc l¹nh, Be kh«ng pø )
	R + 2H2O → R(OH)2 + H2
- T¸c dông m¹nh víi oxi cho oxit, oxit t¸c dông m¹nh víi n­íc cho dung dÞch kiÒm
	 2R + O2 → 2RO
	RO + H2O → R(OH)2
Sự biến đổi tính axit – bazo của oxit và hidroxit:
Oxit và hidroxit của kim loại thể hiện tính bazo.
Oxit và hidroxit của phi kim thể hiện tính axit.
Tính axit – bazo của chúng mạnh yếu phụ thuộc vào độ mạnh yếu của kim loại và phi kim tương ứng.
Hidroxit kim loại M(OH)n có tính bazo vì: M là nguyên tố kim loại, có xu hướng nhường e, tương đương với tác dụng đẩy e mạnh → sự phân cực liên kết M – O tăng và sự phân cực liên kết O – H giảm → liên kết M – O phân cực mạnh hơn, kém bền, dễ đứt để cho ion OH- → Thể hiện tính bazơ. 
Hidroxit phi kim R(OH)n có tính axit vì: R là nguyên tố phi kim, có xu hướng nhận e, tương đương với tác dụng hút e mạnh → sự phân cực liên kết R – O giảm và sự phân cực liên kết O – H tăng → liên kết O – H phân cực mạnh hơn, kém bền, dễ đứt để cho ion H+ 
→ Thể hiện tính axit mạnh.
Trong cùng một chu kỳ , đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính bazo của oxit và hidroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần.
Quy tắc bão hòa sớm và nửa bão hòa sớm:
Cấu hình bền của phân lớp d ứng với trạng thái bão hòa (10e) hay nửa bão hòa (5e). Vì vậy, khi vỏ ngoài của nguyên tử, ở phân lớp d có 9 hoặc 4 e thì có sự nhảy e từ phân lớp s của lớp liền bên ngoài để phân lớp d đạt trạng thái bão hòa hay nửa bão hòa bền vững. Hiện tượng này gọi là bão hòa sớm và nửa bão hòa sớm.
Hiện tượng này thường xãy ra đối với một số nguyên tố thuộc nhóm I.B và VI.B trong bảng tuần hoàn.
	Thí dụ: Cu ( Z = 29 ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2
	→ thực tế là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 → Bảo hòa sớm
	Thí dụ: Cr ( Z = 24 ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2
	→ thực tế là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 → Nửa bảo hòa sớm
Bảng tuần hoàn các nguyên tố nhóm A:
IA 
IIA 
IIIA 
IVA 
VA 
VIA 
VIIA 
VIIIA 
H 1 Hỏi
He 2 Hễ
Đánh số thứ tự tăng dần từ trái sang phải 
Li 3 Li
Be 4 Bẻ
B 5 Bố 
C 6 Chú
N 7 Nếu
O 8 Ông
F 9 Fải
Ne 10 Nếu
Na 11 Nào
Mg 12 Măng
Al 13 Ăn
Si 14 Sỉn
P 15 Phải
S 16 Sợ
Cl 17 Cho (luôn)
Ar 18 Ai
Chu kỳ 4 và 5: 
Từ II.A→III.A
thì ZIII = ZII+11 
K 19 Không
Ca 20 Cần
Ga 31 Gà
Ge 32 Gé
As 33 Ăn
Se 34 Sệt
Br 35 Bom
(rơi)
Kr 36 Khùng
Rb 37 Rót (bia)
Sr 38 Sỏ (rỗ)
In 49 Ít (nhiều)
Sn 50 Sang
Sb 51 Sườn
Te 52 Té
I 53 Ì
Xe 54 Xê
Chu kỳ 6: 
Từ II.A→III.A
thì ZIII = ZII+25 
Cs 55 Cà (sa)
Ba 56 Ba
Tl 81 Tiền (lẻ)
Pb 82 Phố (buồn)
Bi 83 Bì
Po 84 Phở
At 85 Ặt
Rn 86 Ra
Fr 87 Fê (rồi) 
Ra 88 Ra
Ở nhóm V.A, các chu kỳ 4,5,6 : chữ cuối của nguyên tố này là chữ đầu của nguyên tố kia.
CÁC CÔNG THỨC TÍNH TOÁN
1. 	 → m = n.M	
2. 	Vkhí = n . 22,4 => 
3. 	 
4. 	 	 
5. 	
6. Tính theo sản phẩm:
 Tính theo chất tham gia: 
7. Số mol A đo ở t0C, P atm. 
P: áp suất khí A đo ở t0C (tính bằng atm) V: thể tích khí A đo ở t0C (tính bằng lít) n: số mol chất khí A 
T: nhiệt độ tuyệt đối (tính bằng 0K) T = t + 273 (T tính bằng 0K)	 R = 22,4/273 = 0,082
8. Tỉ khối hơi của chất khí A. 
 	Mkk = 29
9. Khối lượng riêng: 
 → mdd = Vdd . D 
10. Mối liên quan giữa nồng độ phần trăm và nồng độ mol/l
 D: khối lượng riêng; M: khối lượngmol chất tan
11. Tính nhiệt phản ứng ∆H:
∆H= 
 ∆H > 0 : Phản ứng thu nhiệt	∆H < 0 : Phản ứng toả nhiệt
 Khi trạng thái các chất thay đổi thì ∆H thay đổi

Tài liệu đính kèm:

  • docBai_11_Luyen_tap_Bang_tuan_hoan_su_bien_doi_tuan_hoan_cau_hinh_electron_nguyen_tu_va_tinh_chat_cua_c.doc