Tài liệu hóa 10 trường học trực tuyến Sài Gòn

TỔNG HỢP CÁC CÔNG THỨC
THƯỜNG GẶP TRONG GIẢI TOÁN HÓA HỌC
I. CÔNG THỨC TÍNH SỐ MOL (MOL)
1. Theo khối lượng:

n=

m
M

Trong đó:
m: khối lượng
M: khối lượng phân tử, khối lượng mol

Ví dụ 1
Cho 2,4 gam Mg vào dung dịch HCl dư. Tính thể tích khí hiđrô thu được ở điều kiện
chuẩn. (Cho Mg=24)

2. Theo thể tích (đối với chất khí ở điều kiện chuẩn) :
n=

V
22, 4

Trong đó:
V: thể tích khí

Ví dụ 2
Cho 6,75 gam kim loại nhôm vào dung dịch H2SO4 loãng . Phản ứng xong thu được
3,36 lít khí (đktc).
a. Viết phương trình phản ứng.

b. Tính khối lượng muối thu được sau phản ứng.
(Cho: Zn = 65; H = 1; S = 32; O = 16)

II. CÔNG THỨC TÍNH NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH
1. Nồng độ mol /lít (CM)

CM =

n
(M)
V

Trong đó:
n: số mol chất tan trong dung dịch (mol).
V: là thể tích dung dịch (lít).

2. Nồng độ phần trăm (C%)

C% =

mchaát tan .100
mdung dòch

(%)


3. Công thức tính thành phần phần trăm
a. Phần trăm theo khối lượng:

%A =

mA .100%
mhoãn hôïp

Trong đó:
mhỗn hợp = mA + mB + mC…

b. Phần trăm theo thế tích (chính là phần trăm theo số mol):

%A =

nA .100%
nhoãn hôïp

Trong đó:
nhỗn hợp = nA + nB + nC...

4. Công thức tính khối lượng riêng (D)

D=

mdung dòch (g)
Vdung dòch (ml)

(g / ml)

5. Công thức liện hệ C%, CM , khối lượng riêng D

CM =

C .M
10.D.C%
 C% = M
M
10.D

Ví dụ 3
Để trung hoà hết 200 gam dung dịch NaOH 10% cần dùng bao nhiêu gam dung
dịch HCl 3,65%.
(cho Na = 23; Cl = 35,5; O = 16; H = 1)

Ví dụ 4
Cho 200ml dung dịch NaOH 8% có D = 1,15g/ml tác dụng với 380 gam dung dịch
MgCl2 5%.
a. Viết PTHH. Chất nào còn dư? Tính khối lượng chất dư.
b. Tính khối lượng kết tủa tạo thành. Sau khi loại bỏ kết tủa, tính C% các chất
còn lại sau phản ứng.


THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
VÀ NHỮNG DẠNG BÀI TẬP CHÍNH
I. THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử
Nguyên tử được cấu tạo bởi 2 phần: vỏ nguyên tử và hạt nhân nguyên tử
Vỏ nguyên tử: mang điện tích âm gồm các eletron (e)
Hạt nhân: mang điện tích dương, gồm có 2 loại hạt:
Proton mang điện dương (p)
Nơtron không mang điện (n)
Trong nguyên tử trung hoà điện, số proton = số electron
Hạt

Electron

Proton

Nơtron

Kí hiệu

e

p

n

Khối lượng
me = 9,1095.10-31 kg

Điện tích
-1,602.10-19 C = 1- đvđt

 0,55.10-3 u
mp = 1,6726.10-27 kg

+1,602.10-19 C = 1+ đvđt

 1u
mn = 1,6748.10-27 kg

0

 1u

2. Kích thước
1 Ao = 10-10 m, 1 nm = 10-9 m, 1 nm = 10 Ao
Đường kính của nguyên tử khoảng 10-1 nm.
Đường kính của hạt nhân nguyên tử khoảng 10-5 nm.
Đường kính của nguyên tử lớn hơn đường kính của hạt nhân 10.000 lần.
Đường kính của electron và proton khoảng 10- 8 nm.
Electron chuyển động xung quanh hạt nhân, giữa electron và
không  nguyên tử có cấu tạo rỗng.

hạt nhân là chân


3. Khối lượng
Khối lượng nguyên tử bằng tổng khối lượng của các hạt có trong nguyên tử.
Đơn vị: u (đơn vị khối lượng nguyên tử, 1u = 1,6605.10-27 kg), đvC.

II. HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
1. Điện tích hạt nhân (Z)
Proton mang điện tích 1+, nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích hạt nhân bằng Z+
và số đơn vị điện tích hạt nhân bằng Z.
Nguyên tử trung hòa điện, do đó:
Số đơn vị điện tích hạt nhân Z = số proton = số electron

2. Số khối (A)
Số khối A là tổng số hạt proton (P) và tổng số hạt nơtron (N) của hạt nhân đó:
A=N+P=N+Z

Ví dụ 1
Nguyên tử nhôm có A = 27 Nguyên tử nhôm có 14 nơtron
Z = 13

13 proton
13 electron

(N = A – Z = 27 - 13 = 14)

III. NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
1. Định nghĩa
Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân.

2. Số hiệu nguyên tử (Z)
Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố được gọi là số hiệu
nguyên tử của nguyên tố đó, kí hiệu là Z.

3. Kí hiệu nguyên tử
Một nguyên tử được kí hiệu đầy đủ khi biết:
Số khối A
Số hiệu nguyên tử Z
Kí hiệu hóa học của nguyên tố
Kí hiệu hoá học:

A
Z

X

Ví dụ 2

IV. CÁC DẠNG BÀI TẬP CHÍNH
1. Dạng 1: Xác định số điện tích Z, số khối A
Phương pháp:
Muốn xác định số khối A ta phải tìm Z, N dựa vào yếu tố cơ bản lập hệ phương
trình:
Tổng số hạt = 2Z + N
Phương trình liên hệ giữa các hạt trong nguyên tử
Nếu bài toán chỉ cho biết tổng số các hạt, ta dùng thêm điều kiên: Z ≤ N ≤ 1,5Z
(trừ 31 H triti)

Bài tập áp dụng 1
a. Nguyên tử X có tổng số hạt bằng 58, số nơtron gần bằng số proton. Xác định số
điện tích hạt nhân Z và số khối A trong nguyên tử X.
b. Nguyên tử Y có tổng số các hạt bằng 82, hạt mang điện nhiều hơn hạt không
mang điện là 22 hạt. Xác định số điện tích hạt nhân Z và số khối A trong nguyên
tử Y.

Bài tập áp dụng 2
a. Nguyên tử X có tổng số hạt bằng 52, số hạt không mang điện
bằng 1,06 lần số hạt mang điện âm. Xác định số điện tích hạt nhân Z và số khối
A trong nguyên tử X.
b. Nguyên tử X có tổng số hạt bằng 49, số hạt không mang điện bằng 53,125% số
hạt mang điện. Xác định số điện tích hạt nhân Z và số khối A trong nguyên tử X.

2. Dạng 2: Giải thích kí hiệu – viết kí hiệu nguyên tử
Phương pháp:
Giải thích kí hiệu

Muốn viết kí hiệu nguyên tử ta phải tìm Z , A.


Bài tập áp dụng 1
Xác định số điện tích hạt nhân, số proton, số nơtron, số electron, số khối A
của nguyên tố có kí hiệu nguyên tử sau:
7
3

Li

19
9

F

23
11

Na

Bài tập áp dụng 2
Cho nguyên tử X có tổng số các loại hạt là 155, trong đó số hạt mang điện nhiều
hơn số hạt không mang điện là 33 hạt. Viết kí hiệu nguyên tử của X.

3. Dạng 3: Xác định khối lượng nguyên tử - nguyên tử khối
Phương pháp:
Phải biết hệ thống đơn vị: 1u = 1đvC = 1,66.10-27 kg
Khối lượng các hạt :
me = 9,1095. 10-31 kg

mp = 1,6726.10-27 kg
mn = 1,6748.10-27 kg
Nếu tính nguyên tử khối thì tính gần đúng u (hay đvC).
Khối lượng nguyên tử = tổng khối lượng các hạt (đơn vị là gam hoặc kilôgam).

Bài tập áp dụng 1
Nguyên tử nitơ có 7 proton, 7 nơtron, 7 electron.
Tính khối lượng theo gam của nguyên tử nitơ.

Bài tập áp dụng 2
Biết rằng khối lượng một nguyên tử oxi nặng gấp 15,842 lần và khối lượng của
nguyên tử cacbon nặng gấp 11,9059 lần khối lượng của nguyên tử hiđro. Hỏi nếu
chọn 1/12 khối lượng nguyên tử cacbon làm đơn vị thì hiđro và oxi có nguyên tử
khối là bao nhiêu?


ĐỒNG VỊ VÀ CÁC BÀI TOÁN ĐỒNG VỊ
I. ĐỒNG VỊ
1. Định nghĩa:
Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton
nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng khác nhau.

Ví dụ: Nguyên tố hiđro có ba đồng vị

Hầu hết các đồng vị có số hiệu nguyên tử lớn hơn 83 (Z > 83) là không bền chúng
còn được gọi là các đồng vị phóng xạ.

II. NGUYÊN TỬ KHỐI VÀ NGUYÊN TỬ KHỐI TRUNG BÌNH
1. Nguyên tử khối
Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử, có thể coi nguyên tử khối xấp

xỉ số khối của hạt nhân.
Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp
bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử.

Ví dụ: Xác định nguyên tử khối của P biết rằng P có Z = 15 và N = 16
 Nguyên tử khối của P là 15 + 16 = 31
2. Nguyên tử khối trung bình
Giả sử một nguyên tố có hai đồng vị
Công thức tính nguyên tử khối trung bình là:

A=

A1 x1 + A 2 x 2
100

Trong đó:
A1: số khối đồng vị thứ nhất.
A2: số khối đồng vị thứ hai.
X1: phầ trăm (%) số nguyên tử của đồng vị thứ 1.
X2: phần trăm (%) số nguyên tử của đồng vị thứ 2.


Ví dụ
35

Clo là hỗn hợp hai đồng vị: 17 Cl (chiếm 75,77%)
nguyên tử khối trung bình của Clo.

37
17

Cl

(chiếm 24,23%). Tính

III. CÁC DẠNG TOÁN VỀ ĐỒNG VỊ
1. Dạng 1: Tính nguyên tử khối trung bình
Phương pháp:
Để xác định Ata phải có:
Số khối A1, A2, A3, … của các đồng vị.
Số nguyên tử (hoặc phần trăm số nguyên tử) x1, x2, x3 của các đồng vị với:
x1% + x2% + x3% +… = 100

Bài tập áp dụng 1
Tính nguyên tử khối trung bình của các nguyên tố sau, biết trong tự nhiên chúng
có các đồng vị là

a.

55
26

b.

58
28

57
58
Fe(5,84%); 56

26 Fe(91,68%); 26 Fe(2,17%); 26 Fe(0,31%)

61
62
Ni(67,76%); 60
Ni(26,16%); 28
Ni(2,42%); 28
Ni(3,66%)
28

Giải:
a. AFe =

x1 A1 + x 2 A 2 +x 3 A 3 +x 4 A 4

100
55.5,84 +56.91,48+57.2,17+58.0,31
=
= 55,857
100

b. ANi =

x1 A1 + x 2 A 2 +x 3 A 3 +x 4 A 4

100
58.67,76 +60.26,16+ 61.2,42+ 62.3,66
=
= 58,742
100

Bài tập áp dụng 2
Oxi có 3 có 3 đồng vị là
16
8

O(chieám x1%), 178 O(chieám x2 %), 188 O(chieám x3 %)

Biết rằng: x1 = 15x2 ; (x1 – x2) = 21x3. Tính nguyên tử khối trung bình của oxi.


Giải
 x1 + x 2 +x 3 = 100

Ta có hệ

 x1 = 15x 2
 x - x = 21x
3
 1 2
Nguyên tử khối trung bình của oxi là

AO =

 x1 = 90

x 2 = 6
x = 4
 3

16. 90 + 17.6 + 18.4
= 16,14
100

2. Dạng 2: Tính tỉ lệ phần trăm số nguyên tử (số nguyên tử) các đồng vị khi
biết nguyên tử khối trung bình.
Gọi x1 là % số nguyên tử của đồng vị 1
x2 là % số nguyên tử của đồng vị 2, …
Khi đó: x1 + x2 + x3 + … = 100
Kết hợp với nguyên tử khối trung bình ta lập hệ phương trình đại số chứa x1 , x2, …
Giải hệ xác định x1 , x2, … Suy ra yêu cầu bài toán.

Bài tập áp dụng 1
Nguyên tử khối trung bình của đồng là 63,546. Đồng tồn tại trong tự nhiên dưới hai
63
65
Cu, 29
Cu. Tính tỉ lệ phần trăm số nguyên tử của hai đồng vị trên.
dạng đồng vị 29

Giải
Gọi x1 là % số nguyên tử của đồng vị
x2 là % số nguyên tử của đồng vị

Ta có hệ


 x1 +x 2 = 100



63x1 + 65x 2 = 63,546.100

63
29
65
29

Cu

Cu




 x1 = 72,7


 x 2 = 27,3

Bài tập áp dụng 2
Nguyên tố Mg có ba đồng vị:

24
12

Mg(78,99%),

25
12

Mg(10,00%),

26
12

Mg(11,01%)

Tính nguyên tử khối trung bình của Mg. Giả sử trong hỗn hợp nói trên có 50
nguyên tử

25

Mg thì số nguyên tử tương ứng của hai đồng vị còn lại là bao nhiêu?

Giải
a. Nguyên tử khối trung bình của Magie

AMg =

24.78,99+25.10,00+26.11,01
=24,32
100


b. Số nguyên tử các đồng vị

24

Mg,

26

Mg

Ta có :

% x1 soá nguyeân töû
=
% x2 soá nguyeân töû

24
12
25
12

% x3 soá nguyeân töû
=
% x2 soá nguyeân töû

26
12
25
12

Mg
Mg
Mg
Mg



soá nguyeân töû

24
12

Mg =

50.78,99
 395
10



soá nguyeân töû

26
12

Mg =

50.11,01
 55
10

3. Dạng 3: Xác định số khối (nguyên tử khối) mỗi đồng vị
Tất cả các nguyên tử đồng vị có Z bằng nhau
Số khối A = Z + N  A1 = Z + N1 , A2 = Z + N2, …
Lập phương trình nguyên tử khối trung bình (nếu có)
 Số khối (nguyên tử khối) mỗi đồng vị.

A1
Z

X(92,23%),

A2
Z

X(4,67%),

A3
Z

X(3,10%)

Bài tập áp dụng 1
Nguyên tố X có ba đồng vị:
a. Tổng số khối của ba đồng vị là 87. Số nơtron trong đồng vị thứ hai nhiều hơn
số nơtron trong đồng vị thứ nhất 1 hạt, biết nguyên tử khối trung bình của X là
28,055.
Hãy tìm số khối A1, A2, A3.
b. Nếu trong đồng vị thứ nhất có số proton bằng số nơtron. Tìm số nơtron mỗi
đồng vị.

Giải


 A1 = Z + N1



 A 2 = Z + N2 = Z + (N1 + 1)

Ta có :

Suy ra



A2 = A1 + 1


 A + A + A = 87
2
3
 1
 A 2 = A1 +1

 A = A1.92,23+A 2 .4,67 +A 3.3,10 = 28,055
 X
100



 A1 = 28

 A 2 = 29
 A = 30
 3

Số nơtron trong mỗi đồng vị

Ta có:

Z = N1 =

Bài tập áp dụng 2

A1
= 14
2



 A1 = Z +N1

p = Z = N1




N2 = N1 +1 = 15


N2 = A 3 - Z = 16

Cho một dung dịch chứa 8,19 gam muối NaX tác dụng với một lượng dư dung dịch
AgNO3 thu được 20,09 gam kết tủa.

a. Tìm nguyên tử khối và gọi tên X.
b. X có hai đồng vị tự nhiên trong đó đồng vị một có số nguyên tử nhiều hơn
đồng vị hai 50%. Hạt nhân đồng vị một có ít hơn hạt nhân đồng vị hai 2
nơtron. Tìm số khối mỗi đồng vị.

Giải
Phương trình phản ứng

NaX + AgNO3  NaNO3 + AgX 
Ta có:

nNaX = nAgX



8,19
20,09
=
23+ A X 108+A X



A X =35,5

X có nguyên tử khối 35,5  X là Clo.
Gọi x1 là % số nguyên tử của đồng vị 1
x2 là % số nguyên tử của đồng vị 2
Ta có



 x1 + x 2 =100


 x1 = x 2 +50



 x1 = 75

 x 2 = 25

Gọi A1 là số khối của đồng vị 1
A2 là số khối của đồng vị 2
 A2 = A1 + 2
Ta có hệ

 A 2 =A1 + 2


75.A1 + 25.A 2
=35,5
 A Cl =
100




 A1 = 35

 A 2 = 37

VỎ NGUYÊN TỬ
I. VỎ NGUYÊN TỬ
1. Sự chuyển động của các electron trong nguyên tử
a. Mô hình nguyên tử Bo và Rơ-dơ-pho:
Trong nguyên tử, electron chuyển động trên những quỹ đạo tròn hay bầu dục xác
định.
Hạn chế: Không giải thích đầy đủ tính chất của nguyên tử.
Mô hình hiện đại về sự chuyển động của electron trong nguyên tử:
Trong nguyên tử, electron chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt
nhân nguyên tử không theo những quỹ đạo xác định tạo nên vỏ nguyên tử.

2. Lớp electron và phân lớp electron
a. Lớp electron
Ở trạng thái cơ bản, các electron trong nguyên tử lần lượt chiếm các mức năng
lượng từ thấp đến cao và chia thành từng lớp.
Lớp electron gồm những electron có mức năng lượng gần bằng nhau.
Trong nguyên tử, có thể có nhiều lớp sắp xếp từ trong ra ngoài theo thứ tự mức
năng lượng từ thấp lên cao. Thực nghiệm xác định có 7 lớp electron.

b. Phân lớp electron
Mỗi lớp electron lại chia thành các phân lớp.
Các electron có mức năng lượng bằng nhau thì thuộc cùng một phân lớp.
Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường s, p , d , f  có 4 phân lớp.
Số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó (cao nhất là 4 vì chỉ có 4
phân lớp).
Các electron ở phân lớp s gọi là electron s, ở phân lớp p được gọi là các electron
p,…

3. Số electron tối đa trong một phân lớp, một lớp
a. Số electron tối đa trong một phân lớp
Phân lớp

s

p

d

f

Số electron tối 2
đa

6

10

14

Ghi chú: Phân lớp electron đã có đủ số electron tối đa gọi là phân lớp electron bão hòa.
b. Số electron tối đa trong 1 lớp
Nhận xét: Số electron tối đa trong lớp thứ n là: 2.n2 (n≤4).


Ghi chú: Lớp electron đã chứa đủ số electron tối đa gọi là lớp electron bão hòa.
Ví dụ: xác định số lớp electron của các nguyên tử

,147 N

27
13

Al

Số điện tích hạt nhân của N là 7

14
7

N

 có 7 proton và 7 electron được phân bố như sau
+ 2 electron trên lớp K (n = 1)
+ 5 electron trên lớp L (n = 2)
Số điện tích hạt nhân của Al là 13

27
13

Al

 có 13 proton và 13 electron được phân bố như sau
+ 2 electron trên lớp K (n = 1)
+ 8 electron trên lớp L (n = 2)
+ 3 electron trên lớp M (n = 3)

II. CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
1. Thứ tự các mức năng lượng trong nguyên tử

Các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các mức năng lượng
từ thấp đến cao.
Thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao của các phân lớp
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s …
Để giải thích các mức năng lương trên, ta có thể dùng quy Klechkowski. Mức năng
lượng tăng dần theo chiều mũi tên.

Quy tắc Klechkowski
1s

2s

3s

4s

5s…

2p

3p

4p

5p…

3d

4d

5d…

4f

5f…

Khi điện tích hạt nhân tăng, có sự chèn mức năng lượng nên mức năng lượng 4s
thấp hơn 3d,…

2. Cấu hình electron của nguyên tử
a. Cấu hình electron nguyên tử
Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp
khác nhau.

b. Qui ước cách viết cấu hình electron
Số thứ tự của lớp electron được viết bằng các số (1, 2, 3,...).
Phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường: s, p, d, f.
Số electron viết trên kí hiệu của các phân lớp như số mũ (s2, p6,...).


Cách viết cấu hình electron nguyên tử.

c. Xác định số electron của nguyên tử.
Phân bố các electron vào các phân lớp theo thứ tự mức năng lượng (1s 2s 2p 3s
3p 4s 3d 4p 5s …) và tuân theo quy tắc sau: phân lớp s chứa tối đa 2 electron,
phân lớp p chứa tối đa 6 electron, phân lớp d chứa tối đa 10 electron, phân lớp f
chứa tối đa 14 electron.
Khi số electron có từ 21 trở lên, sau khi phân bố electron vào các phân lớp theo
thứ tự mức năng lượng, để có cấu hình electron ta phải viết lại theo lớp khác nhau
(...3s3p3d4s4p4d...).

Ví dụ:
H (Z = 1): có 1 electron
 Cấu hình electron của nguyên tử H là 1s1.
 H là nguyên tố s.
Li (Z = 3): có 3 electron
Cấu hình electron của nguyên tử Li là 1s2 2s1.
 Li là nguyên tố s.
Cl (Z = 17): có 17 electron
Cấu hình electron của nguyên tử Cl là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 hoặc viết gọn: [Ne] 3s2 3p5.
 Cl là nguyên tố p.
Fe (Z = 26): có 26 electron (số electron > 21)
Khi đó electron của nguyên tử Fe phân bố theo mức năng lượng như sau:
1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d6  Fe là nguyên tố d.
Cấu hình electron của nguyên tử Fe là 1s2 2s2 2p6 3s23p6 3d6 4s2.

3. Đặc điểm electron lớp ngoài cùng
Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp electron ngoài cùng có nhiều nhất là
8 electron.
Các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng (ns2np6) và nguyên tử heli (1s2) không
tham gia vào các phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử của nguyên tố khí hiếm
(khí trơ).
Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng dễ nhường electron là nguyên tử
của các nguyên tố kim loại.
Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng dễ nhận electron thường là
nguyên tử của các nguyên tố phi kim.
Các nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể là nguyên tử của nguyên tố kim
loại hoặc phi kim.

Như vậy, khi biết cấu hình electron của nguyên tử có thể dự đoán được loại nguyên
tố.


BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC
I. NGUN TẮC SẮP XẾP CÁC NGUN TỐ TRONG BẢNG TUẦN HỒN
Các ngun tố hóa học được sắp xếp trong bảng tuần hồn theo các ngun tắc :
Các ngun tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân ngun tử.
Các ngun tố có cùng số lớp electron trong ngun tử được xếp thành một hàng
ngang.
Các ngun tố có số electron hóa trị trong ngun tử như nhau được xếp thành một
cột.

II. CẤU TẠO CỦA BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC
1. Ơ ngun tố
Số thứ tự của ơ ngun tố = Số hiệu ngun tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = số p = số e

Số hiệu nguyên tử

Ví dụ:

Nguyên tử khối trung bình
Kí hiệu hóa học
Tên nguyên tố

13

26,98

Al 1,61

nhôm
[Ne]3s23p1
+3

Độ âm điện
Cấu hình electron
Số oxi hóa

2. Chu kì
Chu kì là những dãy ngun tố mà ngun tử của chúng có cùng số lớp electron,
được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Số thứ tự chu kì = số lớp electron
Số lớp electron là số thứ tự hàng ngang cao nhất trên cấu hình electron.
2

2

6

1

Ví dụ: Na (Z=11)  có 11 electron. Cấu hình electron của ngun tử Na: 1s 2s 2p 3s

 số thứ tự hàng ngang cao nhất là 3 do đó Na có 3 lớp electron. Vậy Na thuộc chu kì 3
Hệ thống tuần hồn có 7 chu kì được ghi bằng số thứ tự từ 1 đến 7.


Các chu kì 1, 2, 3 là các chu kì nhỏ.
Các chu kì 4, 5, 6,7 là các chu kì lớn.

Chu kì 7 chưa đầy đủ.
Bắt đầu mỗi chu kì là kim loại kiềm kết thúc chu kì là nguyên tố khí hiếm (trừ chu
kì 1).

3. Nhóm nguyên tố
Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương
tự nhau do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.
Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị
Số electron hóa trị thường là electron ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát ngoài
cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.

Ví dụ
S (Z = 16) có 16 electron cấu hình e của S là 1s2s2p63s23p4.

Giải
Có 3 lớp electron  lớp ngoài cùng là lớp thứ ba có hai phân lớp 3s23p4
tổng số mũ 2 + 4 = 6  có 6 electron lớp ngoài cùng  S thuộc nhóm VI.

Lưu ý:
Số electron lớp ngoài cùng (nguyên tố s,p) = tổng số mũ trên các phân lớp của lớp
ngoài cùng.
Số thứ tự nhóm ghi bằng số La Mã.
Bảng tuần hoàn được chia làm 2 loại nhóm.
Nhóm A: bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p, có 8 nhóm A từ IA  VIIIA
Nhóm B: bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f, có 8 nhóm B từ IB  VIIIB (mỗi
nhóm là 1 cột, riêng VIIIB có 3 cột)
Vậy: Để xác định nguyên tố thuộc nhóm A hay nhóm B ta phải dựa vào cấu hình
electron khi đó :
Nếu e có mức năng lượng cao nhất là s, p  đó là các nguyên tố thuộc nhóm A
(thường gặp) số thứ tự nhóm A= số e lớp ngoài cùng

Nếu e có mức năng lượng cao nhất là d,f  đó là các nguyên tố thuộc nhóm B (số
thứ tự nhóm B= số e hóa trị)

Bài tập áp dụng 1
Trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần
của


A. điện tích hạt nhân.

B. bán kính nguyên tử.

C. khối lượng nguyên tử.

D. A và C đúng.

Bài tập áp dụng 2
Các nguyên tố xếp ở chu kì 6 có số lớp electron trong nguyên tử là
A. 3.

B. 5.

C. 6.

D. 7.

Bài tập áp dụng 3
Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố, số chu kì nhỏ và số chu kì lớn là
A. 3 và 3.

B. 3 và 4.

C. 4 và 4.

D. 4 và 3.

Bài tập áp dụng 4
P (Z=15) có cấu hình electron: 1s22s22p63s23p3. P có số electron hóa trị là
A. 3.

B. 5.

C. 15.

D. 8.

Bài tập áp dụng 5
Cho biết cấu hình e nguyên tử của các nguyên tố sau:
X : 1s22s22p6 3s2p4 Y : 1s2 2s 22p6 3s2 3p6 4s2
Nhận xét nào sau đây đúng?
A. X thuộc nhóm IVA, Y thuộc nhóm IIA.
B. X thuộc nhóm IIA, Y thuộc nhóm IVA.
C. X thuộc nhóm VA, Y thuộc nhóm IIA.
D. X thuộc nhóm VIA, Y thuộc nhóm IIA.

Bài tập áp dụng 6
Số hiệu nguyên tử Z của các nguyên tử X, Y là 7, 19. Nhận xét đúng là
A.
B.
C.

D.

X, Y thuộc cùng chu kì.
X, Y thuộc chu kì 2.
X thuộc chu kì 2, Y thuộc chu kì 4.
X thuộc chu kì 3, Y thuộc chu kì 6.

Bài tập áp dụng 7
Trong bảng tuần hoàn X có số thứ tự 17, nguyên tố X thuộc
A. chu kì
B. chu kì
C. chu kì
D. chu kì

3
3
5
3

nhóm IVA.
nhóm VA.
nhóm VIIA.
nhóm VIIA.


SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC.
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
I. TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM
Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để
trở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất electron  tính kim loại càng mạnh.

Ví dụ
Mg (Z = 12): 1s22s22p63s2
Mg → Mg2+ + 2e
Nguyên tử càng dễ mất electron → tính kim loại càng mạnh.
Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở
thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu electron  tính phi kim càng mạnh.

Ví dụ
P (Z = 15): 1s22s22p63s23p3
P + 3e → P3Nguyên tử càng dễ thu electron → tính phi kim càng mạnh.

1. Sự biến đổi tính chất trong 1 chu kỳ
Trong một chu kỳ, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các
nguyên tố yếu dần, đồng thời tính phi kim mạnh dần.

Ví dụ: Trong chu kỳ 3:
Tính kim loại của: Na > Mg > Al
Tính phi kim của: Si < P < S < Cl

Giải thích
Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải thì:
Điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron không đổi



hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng tăng,



bán kính nguyên tử giảm,

 khả năng nhường electron giảm đồng thời khả năng thu thêm electron tăng lên,


tính kim loại giảm và tính phi kim tăng.


2. Sự biến đổi tính chất trong 1 nhóm A
Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các
nguyên tố mạnh dần, đồng thời tính phi kim yếu dần.

Ví dụ: Trong nhóm IA, tính kim loại của:
Li < Na < K < Rb < Cs

Ví dụ: Trong nhóm VIIA, tính phi kim của:
F > Cl > Br > I

Giải thích
Trong một nhóm, khi đi từ trên xuống thì:
Điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron tăng vượt mạnh hơn



Lực hút giữa hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng giảm,



bán kính nguyên tử tăng,



khả năng nhường electron tăng đồng thời khả năng thu thêm electron giảm,



tính kim loại tăng và tính phi kim giảm.

3. Độ âm điện
Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử
đó khi hình thành liên kết hóa học.
Lưu ý: Độ âm điện của nguyên tử càng lớn thì tính phi kim của nó càng mạnh và
ngược lại
Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân thì giá trị độ âm điện
của các nguyên tử nói chung tăng dần.
Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân thì giá trị độ âm điện
của các nguyên tử nói chung giảm dần.
Kết luận: Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều
tăng dần của điện tích hạt nhân.

II. HÓA TRỊ CỦA NGUYÊN TỐ
Trong 1 chu kì, đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất
với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7, còn hóa trị của các phi kim trong hợp chất với hiđro
giảm từ 4 đến 1.


Số thứ tự
nhóm A
Hợp chất
với oxi

Hóa trị cao
nhất với oxi
Hợp chất
với hiđro
Hóa trị cao
nhất với
hiđro

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

Na2O
K2O

MgO
CaO

Al2O3
Ga2O3

SiO2
GeO2

P2O5
As2O5

SO3
SeO3

Cl2O7
Br2O7

1

2

3

4

5

6

7

SiH4
GeH4

PH3
AsH3

H2S
H2Se

HCl
HBr

4

3

2

1

III. OXIT VÀ HIDROXIT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A
Trong chu kỳ 3

Na2O
Oxit
bazơ
NaOH
Bazơ
mạnh
(kiềm)

MgO
Oxit

bazơ

Al2O3
Oxit
lưỡng tính

SiO2
Oxit
axit

Mg(OH)2
Bazơ
yếu

Al(OH)3
Hiđroxit
lưỡng tính

H2SiO3
Axit
yếu

P2O5
Oxit
axit
H3PO4
Axit
trung
bình

SO3
Oxit
axit

Cl2O7
Oxit
axit

H2SO4
Axit
mạnh

HClO4
Axit
rất mạnh

Kết luận: Trong một chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân,
tính bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng yếu dần đồng thời tính axit của chúng
mạnh dần.
Tính bazơ tỉ lệ tính kim loại - tính axit tỉ lệ tính phi kim

IV. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp
chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân nguyên tử.

Bài tập áp dụng 1
Trong một chu kì, bán kính nguyên tử các nguyên tố
A. tăng theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.
B. giảm theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.

C. giảm theo chiều tăng của tính kim loại.
D. tăng theo chiều tăng tính phi kim

Bài tập áp dụng 2
Các nguyên tố halogen được sắp xếp theo chiều bán kính nguyên tử giảm dần (từ trái
sang phải) là
A. I, Br, Cl, F.

B. I, Br, F, Cl.

C. F, Cl, Br, I.

D. Br, I, Cl, F.


Bài tập áp dụng 3
Theo qui luật biến đổi tính chất đơn chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn thì
A. phi kim mạnh nhất là iot.
C. phi kim mạnh nhất là flo.

B. kim loại mạnh nhất là liti.
D. kim loại yếu nhất là xesi.

Bài tập áp dụng 4
Các nguyên tố của chu kì 2 được sắp xếp theo chiều giá trị độ âm điện giảm dần (từ
trái qua phải) là
A. F, O, N, C, B, Be, Li.

B. Li, B, Be, N, C, F, O.

C. Be, Li, C, B, O, N, F.

D. N, O, F, Li, Be, B, C.

Bài tập áp dụng 5
Oxit cao nhất của nguyên tố R ứng với công thức RO2. Hợp chất khí với hiđro của R có
dạng
A. RH.

B. RH2.

C. RH3.

D. RH4.

Bài tập áp dụng 6
Hợp chất khí của R với H có dạng RH. Công thức oxit cao nhất của R có dạng là
A. RO2.

B. RO3.

C. R2O7.

D. R2O5.


Ý NGHĨA BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ CỦA NGUYÊN TỐ VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ CỦA
NÓ
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể xác định cấu tạo nguyên tử và viết

cấu hình electron nguyên tử.
Vị trí của một nguyên tố
trong bảng tuần hoàn

Cấu tạo nguyên tử

Số thứ tự của nguyên tố

Số electron, số proton, số
điện tích hạt nhân

Số thứ tự chu kì

Số lớp electron

Số thứ tự của nhóm A

Số electron lớp ngoài cùng

Ví dụ
Natri có số thứ tự là 11, thuộc chu kì 3, nhóm IA. Hãy cho biết cấu tạo của nguyên tử
natri.

II. QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ TÍNH CHẤT CỦA NGUYÊN TỐ
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất cơ bản của
nó:
Tính kim loại, tính phi kim
Các nguyên tố ở các nhóm IA, IIA, IIIA có tính kim loại (trừ hiđro và bo).
Các nguyên tố ở các nhóm VA, VIA, VIIA có tính phi kim (trừ antimon, bitmut và
poloni).

Hóa trị cao nhất của nguyên tố trong hợp chất với oxi, hóa trị của nguyên tố trong hợp
chất với hiđro.
Hóa trị cao nhất của nguyên tố với oxi = số thứ tự nhóm.
Hóa trị của nguyên tố với hiđro = 8 – số thứ tự nhóm.
Công thức oxit cao nhất
Công thức hợp chất khí với hiđro
Công thức hidroxit tương ứng và tính axit hay bazơ của chúng
Nếu nguyên tố phi kim thì hidroxit tương ứng là axit.
Nếu nguyên tố là kim loại thì hidroxit tương ứng là bazơ.


Ví dụ
Nitơ thuộc chu kì 2, nhóm VA (Nitơ là phi kim)
 Oxit cao nhất là: N2O5
Do đó: N2 O5 + H2 O  2HNO3
Hiđroxit tương ứng là axit: HNO3

III. SO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT NGUYÊN TỐ VỚI CÁC
NGUYÊN TỐ LÂN CẬN
Dựa vào qui luật biến đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy
ra tính chất của các nguyên tố với các nguyên tố lân cận.

Ví dụ
So sánh tính chất của P ( Z = 15)

Với Si (Z = 14) và S (Z = 16)
Với N (Z = 7) và As (Z = 33)
Bài tập áp dụng 1
Nguyên tố clo thuộc chu kì 3 và nhóm VIIA. Hãy cho biết đặc điểm về cấu hình electron
nguyên tử và tính chất hóa học cơ bản của clo.

Bài tập áp dụng 2
Hai nguyên tô A, B đứng kế tiếp nhau trong cùng một chu kì của bảng tuần hoàn có tổng
số đơn vị điện tích hạt nhân là 25.
A. Viết cấu hình electron. Xác định hai nguyên tố A và B thuộc chu kì nào, nhóm nào?
B.So sánh tính chất hóa học của chúng.

Bài tập áp dụng 3
Tổng số hạt proton, nơtron, electron của nguyên tử một nguyên tố X thuộc nhóm VIIA là
28.
a. Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố đó.
b. So sánh tính chất hóa học của X với lưu huỳnh (Z = 16) và clo (Z = 17).

Bài tập áp dụng 4
a. Cation M2+ có cấu hình electron lớp ngoài cùng 3s23p6 . Xác định vị trí của M trong
bảng tuần hoàn.
b. Anion X3- có cấu hình electron lớp ngoài cùng 3s23p6 . Xác định vị trí của X trong
bảng tuần hoàn.