Tải bản đầy đủ (.doc) (171 trang)

Bài tập, lý thuyết trọng tâm và tuyển tập đề kiểm tra Hóa lớp 10 hay, đầy đủ nhất

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (2.32 MB, 171 trang )

TUYỂN TẬP TÀI LIỆU HAY, BÀI TẬP, GIÁO TRÌNH, BÀI GIẢNG, ĐỀ THI
PHỔ THÔNG, ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC
LUẬN VĂN-KHOÁ LUẬN-TIỂU LUẬN NHIỀU LĨNH VỰC KHOA HỌC

BÀI TẬP VÀ LÝ THUYẾT HÓA HỌC LỚP 10 HAY
CÓ GIẢI CHI TIẾT
CÓ BÀI KIỂM TRA ĐỀ NGHỊ
CÓ MA TRẬN RA ĐỀ

1


MỤC LỤC
Trang
Phần một : Kiến thức trọng tâm....................................................................
Chương 1. Nguyên tử......................................................................................
I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................
Chương 2. Bảng tuần hoàn và định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học...
I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................
Chương 3. Liên kết hóa học...........................................................................
I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................
Chương 4. Phản ứng hóa học.........................................................................


I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................
Chương 5. Nhóm halogen...............................................................................
I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................
Chương 6. Nhóm oxi.......................................................................................
I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................
Chương 7. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học.......................................
I. Kiến thức trọng tâm.............................................................................
II. Những chú ý quan trọng.....................................................................
III. Câu hỏi, bài tập.................................................................................
IV. Hướng dẫn giải - Đáp án...................................................................

1


Phần ba : Giới thiệu đề kiểm tra
A- ĐỀ KIỂM TRA 15 PHÚT.........................................................................
Chương 1. Nguyên tử
Đề 1..........................................................................................................
Đề 2..........................................................................................................
Chương 2. Bảng tuần hoàn và định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học...
Đề 1..........................................................................................................

Đề 2..........................................................................................................
Chương 3. Liên kết hóa học
Đề 1..........................................................................................................
Đề 2..........................................................................................................
Đề 3..........................................................................................................
Chương 4. Phản ứng hóa học
Đề 1..........................................................................................................
Đề 2..........................................................................................................
Chương 5. Nhóm halogen
Đề 1..........................................................................................................
Đề 2..........................................................................................................
Đề 3..........................................................................................................
Chương 6. Nhóm oxi
Đề 1..........................................................................................................
Đề 2..........................................................................................................
Đề 3..........................................................................................................
Đề 4..........................................................................................................
Chương 7. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học
Đề 1..........................................................................................................
Đề 2...........................................................................................................
B- ĐỀ KIỂM TRA 45 PHÚT
Chương 1. Nguyên tử
Chương 2. Bảng tuần hòan và định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học
Đề kiểm tra số 1........................................................................................
Đề kiểm tra số 2........................................................................................
Đề kiểm tra số 3........................................................................................
Đề kiểm tra số 4........................................................................................
Chương 3. Liên kết hóa học
Chương 4. Phản ứng hóa học
Đề kiểm tra số 1........................................................................................

Đề kiểm tra số 2........................................................................................

2


Đề kiểm tra số 3........................................................................................
Đề kiểm tra số 4........................................................................................
Chương 5. Nhóm halogen
Chương 6. Nhóm oxi
Đề kiểm tra số 1........................................................................................
Đề kiểm tra số 2........................................................................................
Đề kiểm tra số 3........................................................................................
Đề kiểm tra số 4........................................................................................
Đề kiểm tra số 5........................................................................................
Chương 7. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học
Đề kiểm tra số 1......................................................................................
Đề kiểm tra số 2 (Chương 7 hóa học 10 nâng cao).................................
Đề kiểm tra số 3 (Chương 7 hóa học 10 nâng cao).................................
ĐỀ KIỂM TRA HỌC KÌ I
Đề 1.........................................................................................................
Đề 2.........................................................................................................
ĐỀ KIỂM TRA HỌC KÌ II
Đề 1 (Theo SGK nâng cao)......................................................................
Đề 2 (Theo SGK nâng cao)......................................................................
ĐỀ KIỂM TRA CUỐI NĂM
Đề 1 (Thời gian 45 phút)..........................................................................
Đề 2 (Thời gian 45 phút)..........................................................................

3



Chương 1

NGUYÊN TỬ
I. KIẾN THỨC TRỌNG TÂM
1. Thành phần nguyên tử

NGUYÊN TỬ
Hạt
Kí hiệu
Điện tích

Hạt nhân
proton
p

Lớp vỏ
electron
e

1+ đtđv (+ 1,602.10–19C)

nơtron
n
0

1− đtđv (– 1,602.1019C)

∼1u


∼1u

∼ 5,5.10–4 u

Khối lượng

Chó ý : ®t®v = ®iÖn tÝch ®¬n vÞ
2. Cấu trúc lớp vỏ electron của nguyên tử

Nguyên lí vững bền.
Trật tự các mức năng lượng (quy tắc
Klescopski).
Nguyên lí Pau-li.
Quy tắc Hun.
b) Các electron trong lớp vỏ được sắp xếp vào các lớp, phân lớp và các obitan nguyên tử
theo các nguyên lí và quy tắc trên.
a) Sự phân bố electron

LỚP ELECTRON

Gồm các e có mức năng lượng gần bằng nhau.
Thứ tự lớp electron (n) từ trong ra ngoài (theo trật tự mức
năng lượng tăng dần) tương ứng với tên lớp 1.
n = 1 2 3 4 5...
Tên lớp

PHÂN LỚP ELECTRON

K L M N O...


Gồm các e có mức năng lượng bằng nhau.
Kí hiệu phân lớp (l) theo chiều mức năng lượng
tăng dần : s p d f...
Khoảng không gian xung quanh hạt nhân mà xác suất có
mặt e là lớn nhất (khoảng 90%).

OBITAN NGUYÊN TỬ

2

Số lượng obitan trong lớp thứ n là n .
Số lượng obitan trong phân lớp :
Phân lớp :
s
p
d
f
Số AO :
1
3
5
7
Gồm các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân
(Z+), số khối (A = Z + N) khác nhau.

3. Nguyên tố hoá học

Đồng vị : cùng Z, khác A.
Nguyên tử khối trung bình.


I. Những chú ý quan trọng

1


1. Các nguyên lý, quy tắc

1.1. Nguyên lí vững bền : Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử electron chiếm lần lượt
những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao.
Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử :
Khi số hiệu nguyên tử (Z) tăng, các mức năng lượng obitan tăng dần theo trình tự sau :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d...
1.2. Nguyên lí Pau-li
Nội dung : Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là 2 electron và 2 electron này chuyển
động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron.
1.3. Quy tắc Hund : Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao
cho số electron độc thân là tối đa và các electron phải có chiều tự quay giống nhau.
Khi điện tích hạt nhân tăng có sự chèn mức năng lượng, mức 4s trở nên thấp hơn 3d, mức
5s thấp hơn 4d, 6s thấp hơn 4f... Khi các AO đã được điều đủ electron, mức năng lượng electron
lại trở về theo thứ tự số lớp electron.
2. Obitan nguyên tử là

khu vực xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt (xác suất tìm thấy)
electron khoảng 90% kí hiệu là AO (atomic orbital)
3. Một số chú ý khi viết cấu hình electron nguyên tử

– Cần xác định số electron của nguyên tử (Ion)
– Cần nắm vững một số quy ước : Ký hiệu của lớp electron bằng các chữ số : 1, 2, 3, 4...
– Ký hiệu của các phân lớp bằng các chữ cái thường
Số electron trong 1 phân lớp được ghi bằng số ở phía trên, bên phải của chữ.

Cần chú ý thứ tự của các mức năng lượng.
*Các bước để viết cấu hình electron :
Bước 1 : - Điền lần lượt số electron vào các phân lớp trong dãy thứ tự mức năng lượng
(phân lớp s có tối đa 2 electron, phân lớp p có tối đa 6 electron, phân lớp d có tối đa 10 electron,
phân lớp f có tối đa 14 electron...).
Thí dụ : Nguyên tố có Z=24 : 1s22s22p63s23p64s23d4
Bước 2 : Sắp xếp lại thứ tự các phân lơp electron theo nguyên tắc :
+ Tăng dần theo số lớp electron
+ Trong mỗi lớp năng lượng phân lớp s < p < d < f.
Thí dụ với nguyên tố có Z=24 ở trên, sau khi viết xong bước 1, ta sắp xếp lại như sau :
1s 2s 2p63s23p63d44s2
2

2

Bước 3 : Xét xem phân lớp nào có thể đạt tới bão hòa hoặc nửa bão hòa, thì có sự sắp xếp
lại các electron ở phân lớp đó (chủ yếu là các nguyên tố d hoặc f).
Thí dụ với nguyên tố trên phân lớp 3d đã có 4 electron chỉ thiếu 1 electron nữa là đạt tới
cấu hình nửa bão hòa bền vững, vì vậy 1 electron ở phân lớp 4s chuyển sang phân lớp 3 d :
1s22s22p63s23p63d54s1
4. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng

- Các electron ở lớp ngoài cùng quyết định tính chất hóa học của một nguyên tố.

2


- Đối với nguyên tử của các nguyên tố số electron lớp ngoài cùng tối đa là 8.
Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng ⇒ nguyên tử kim loại (trừ H, He, B).
Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng ⇒ thường là các nguyên tử phi kim.

Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng ⇒ có thể là nguyên tử kim loại hay phi kim.
Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng ⇒ là nguyên tử khí hiếm (trừ He có 2
electron lớp ngoài cùng).
III. Câu hỏi, bài tập
1.

Nguyên tố X có Z = 17. X có
a) số electron thuộc lớp ngoài cùng là
A. 1

B. 2

C. 7

D. 3

C. 4

D. 1

b) số lớp electron là
A. 2

B. 3

c) số electron độc thân ở trạng thái cơ bản là
A. 1
B. 2
C. 5
Chọn đáp án đúng cho các câu trên.

2.

D. 3

Nguyên tử của nguyên tố X có electron cuối cùng được điền vào phân lớp 3p1.
Nguyên tử của nguyên tố Y có electron cuối cùng được điền vào phân lớp 3p3.
a) Số proton của X và Y lần lượt là :
A. 13 và 15
B. 12 và 14
A.
b) Tính chất của X và Y là :

C. 13 và 14

D. 12 và 15

A. đều là kim loại.
B. đều là phi kim.
C. X là kim loại còn Y là phi kim.
C
.D. X là phi kim còn Y là kim loại.
3.

Nguyên tử nguyên tố X có 4 lớp, lớp thứ 3 có 14 electron, số electron ở lớp vỏ là :
A. 26

B. 27

C. 28


D. 29

4.

Viết cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố có Z=7 ; Z=10 ; Z=15 ; Z=24 ; Z=29.
Xác định tính chất hoá học cơ bản của chúng (tính kim loại, tính phi kim, khí hiếm).

5.

Viết sơ đồ phân bố electron lớp ngoài cùng theo AO của nguyên tố có Z=7 ; Z=13 ; Z=19.
Giải thích tại sao lại phân bố như vậy ?

6.

Nguyên tố clo có hai đồng vị bền là :

35

Cl :75,77%

37

Cl : 24,23%.

Tính số nguyên tử của từng đồng vị trong 1mol nguyên tử clo và nguyên tử khối trung
bình của clo.
7.

Xác định số hiệu nguyên tử của nguyên tố và viết cấu hình electron nguyên tử của nó khi
biết.

a) Tổng số hạt của các nguyên tử của nguyên tố A là 40.
b) Tổng số hạt của các nguyên tử của nguyên tố B là 93. Trong đó số hạt mang điện nhiều
hơn không mang điện là 23 hạt.

3


Biết hạt nhân của các nguyên tử bền có tỷ số 1 ≤
8.

N
≤ 1,524
Z

Viết cấu hình electron của nguyên tử các nguyên tố A,B có cấu hình electron lớp ngoài
cùng như sau :
a) 4s1
b) 4s2

9.

Trong tự nhiên đồng có 2 đồng vị là 63Cu và 65Cu, oxi có 3 đồng vị là 16O ;
Hãy cho biết có thể có bao nhiêu công thức oxit tạo bởi đồng (II) và oxi.

10.

Ion M+ và X2– đều có cấu hình electron như sau : 1s22s22p63s23p6.

17


O ; 18O.

a) Viết cấu hình electron của M và X.
b) Tính tổng số hạt mang điện của hợp chất tạo từ 2 ion trên ?
35

Cl (75,77%) ;

37

Cl (24,23%) ; Tính %35Cl

11.

Trong tự nhiên clo tồn tại 2 dạng đồng vị :
trong hợp chất HClO4.

12.

Nguyên tố X có tổng các hạt cơ bản là 82. Hạt mang điện nhiều hơn hạt không mang điện
là 22.
a) Xác định A, Z của nguyên tử nguyên tố X.
b) Xác định số lượng các hạt cơ bản trong ion X2+ và viết cấu hình electron của ion đó.

13.

Ion M3+ được cấu tạo bởi 37 hạt. Số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là
9.
a) Xác định số lượng các hạt cơ bản trong M3+.
b) Viết cấu hình electron và sự phân bố electron theo obitan của nguyên tử M và ion M3+.


14.

Electron cuối cùng của nguyên tử M phân bố vào phân lớp 3d6.
a) Viết cấu hình electron của M và M2+.
b) Xác định tên nguyên tố M và viết phương trình hoá học khi cho M tác dụng với Cl 2 và
CuSO4.

15.

Nguyên tử của nguyên tố A có đặc điểm sau :
− Lớp electron ngoài cùng liên kết với hạt nhân chặt chẽ nhất.
− Số electron lớp ngoài cùng nhỏ hơn 3.
− A là khí hiếm.
a) A là nguyên tố gì ? Viết cấu hình electron của A.
b) Ion M+ có cấu hình electron của A. Hỏi M là nguyên tố gì ?

IV. Hướng dẫn giải – Đáp án
1.

a) C ;

2.

a) A

3.

A


b) B ;

c) A

b) C

X có cấu hình electron là : 1s22s22p63s23p63d6 4s2
4.

Z=7 : 1s22s22p3 có 5e lớp ngoài cùng là phi kim.
Z=10 : 1s22s22p6 có 8e lớp ngoài cùng là khí hiếm.

4


Z=15 : 1s22s22p63s23p3 có 5e lớp ngoài cùng là phi kim
Z=24 : 1s22s22p6 3s23p6 3d5 4s1 có 1e lớp ngoài cùng là kim loại.
Z=29 : 1s22s22p6 3s23p6 3d104s1 có 1e lớp ngoài cùng là kim loại.
(Chú ý : khi đến gần cấu hình bão hoà d10 ; f14 hay cấu hình nửa bão hoà d5, f7(cấu hình
bền) thì nguyên tử sẽ đạt ngay cấu hình này, mặc dù phân lớp trước chưa đầy đủ electron).
5.
Z=7 : 2s22p3

E

#

Z=13 : 3s23p1

E


#

Z=19 : 4s1

#

#

#

Giải thích :
- Phân lớp s có tối đa 2e và 2e này chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục
riêng (theo nguyên lý Pau-li) vì vậy biểu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều.
-Nguyên tố Z=7 : 3 electron ở phân lớp 2p được phân bố theo quy tắc Hund.
Giải thích :- Phân lớp s có tối đa 2e và 2e này chuyển động tự quay khác chiều nhau xung
quanh trục riêng (theo nguyên lý Pau-li) vì vậy biểu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều.

6.

Nguyên tố Z=7 : có 3 electron ở phân lớp 2p theo quy tắc Hund.
35.75,77 37.24,23
+
=35,5
M=
100
100
Trong 1mol nguyên tử Clo có 6,023.1023nguyên tử clo
→ số nguyên tử


7.

35

Cl là :6,023.1023.75.77%=4,564.1023

số nguyên tử 37Cl là : 6,023.1023.24,23%=1,459.1023
40
N 40
40
≤ Z≤
=
− 2 ≤ 1,524 ⇒
a) 2Z + N = 40 → 1 ≤
3,524
Z
Z
3
⇒ 11,35 ≤ Z ≤ 13,3
⇒ Z=12 -> N=16 ->A=12+16=28(loại).
Z=13 -> N=14 ->A=13+14=27 :1s22s22p63s23p1.
b) 2Z + N = 93
2Z - N = 23 ⇒

Z = 29
N = 35.

1s22s22p6 3s23p6 3d104s1
8.


a) Nguyên tố A :
1s22s22p6 3s23p6 4s1
1s22s22p6 3s23p6 3d104s1
1s22s22p6 3s23p6 3d54s1
b) Nguyên tố B :

5


1s22s22p6 3s23p6 4s2
1s22s22p6 3s23p6 3d104s2
9.

Các công thức tạo bởi đồng (II) và oxi là :
63

Cu16O ;

10.

63

Cu17O ;

63

Cu18O ;

65


Cu16O ;

65

Cu17O ;

65

Cu18O

a) M : 1s22s22p63s23p64s1
X : 1s22s22p63s23p4
b) Hợp chất tạo từ 2 ion trên có dạng : M2X

Trong M có 19 electron, 19 proton, vậy trong M 1+ có 18 electron, 19 proton. Tổng số hạt
mang điện của M1+ bằng 37
Trong X có 16 electron, 16 proton, vậy trong X 2- có 18 electron, 16 proton. Tổng số hạt
mang điện của X2- bằng 34

11.

Vậy hợp chất M2X có 108 hạt mang điện
35.75,77 + 37.24,23
=35,5
A Cl =
100
35,5
%35Cl=
.75,77%=26,76%
100,5


12.

a) Tổng các hạt cơ bản của X : p + e + n = 82.
Hiệu số hạt mang điện và không mang điện : p + e − n = 22
Lại có p = e nên ta có hệ

2p + n = 82
2p − n = 22



p = 26
n = 30

Vậy nguyên tố X, có Z = 26, A = 26 + 30 = 56.
b) Ion X2+ có p = 26, n = 30, e = p − 2 = 24.
Cấu hình electron của X2+ : 1s22s22p63s23p63d44s2.
13.

a) Tổng số hạt của M3+ : p + e + n = 37.
Số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là : p + e − n = 9.
Trong M3+ có số e = p − 3.
 p = 13

 p + e + n = 37
⇒  n = 14
Ta có hệ 

p + e − n = 9

 e =10

b) Cấu hình electron : M : 1s22s22p63s23p1

M3+ : 1s22s22p6

Sơ đồ phân bố electron theo obitan :
M : [Ne] ↑↓
3s
14.

M3+ : [He] ↑↓


2

1

3p

2s

2

↑↓ ↑↓ ↑↓
2p6

a) Cấu hình electron của M : 1s22s22p63s23p63d64s2.
Cấu hình electron của M2+ : 1s22s22p63s23p63d6.
b) M có p = 26 ⇒ M là Fe.

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

6


Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
15.

a) Do A có lớp ngoài cùng liên kết với hạt nhân chặt chẽ nhất nên A chỉ có 1 lớp electron.

Số electron lớp ngoài cùng của A nhỏ hơn 3 ⇒ A có 1 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng ⇒
cấu hình của A là 1s1(H) hoặc 1s2(He).
Do A là khí hiếm ⇒ A là He (heli).
b) M+ có cấu hình 1s2 ⇒ M có cấu hình 1s22s1 ⇒ M là Li (liti).

7


Chương II

BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC ĐỊNH LUẬT
TUẦN HOÀN
I. Kiến thức trọng tâm
1. Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học

Ô nguyên tố : mỗi nguyên tố
trong bảng tuần hoàn chiếm 1 ô
nguyên tố. Ô nguyên tố cho biết :
Số hiệu nguyên tố
Kí hiệu nguyên tố

Nguyên tử khối
Tên nguyên tố.
Chu kì nhỏ : các chu kì 1, 2, 3 gồm các nguyên tố s và p
(chu kì 1 còn gọi là chu kì đặc biệt, gồm 2 nguyên tố)
– Chu kì : tập các nguyên
tố có cùng số lớp electron
(Số TT chu kì = Số lớp e)

Chu kì lớn : các chu kì 4, 5, 6, 7 gồm các nguyên tố s, p,
d, f (chu kì 7 còn gọi là chu kì mở hay chu kì chưa hoàn
thiện).
Nhóm A :
− STT nhóm A = số e lớp ngoài cùng ;

Nhóm : bao gồm các nguyên
tố có cấu hình electron
nguyên tử tương tự nhau

− Gồm các nguyên tố s và nguyên tố p.
Nhóm B :
− STT nhóm B = số e hoá trị (tổng số e tính từ phân lớp
gần nhất chưa bão hoà trở ra, lưu ý nhóm VIIIB) ;
− Gồm các nguyên tố d và nguyên tố f.

2. Những tính chất biến đổi tuần hoàn

− Bán kính nguyên tử ;
− Năng lượng ion hoá ;
− Độ âm điện ;
− Tính kim loại, tính phi kim ;

− Tính axit − bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng ;
− Hoá trị cao nhất của nguyên tố với oxi (n = STT nhóm) và hoá trị của nguyên tố với
hiđro (m) : n + m = 8.
3. Định luật tuần hoàn

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

1


II. Những chú ý quan trọng
1. Bán kính nguyên tử

Trong một chu kì khi điện tích hạt nhân tăng nói chung bán kính nguyên tử giảm.
Trong một nhóm A : Khi điện tích hạt nhân tăng thì bán kính nguyên tử tăng.
⇒ Bán kính nguyên tử của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của
điện tích hạt nhân.
2. Năng lượng ion hóa

- Định nghĩa : Là năng lượng tối thiểu cần để tách electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái
cơ bản.
- Quy luật: Năng lượng ion hóa thứ nhất (I 1) của nguyên tử các nguyên tố nhóm A biến
đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.
3. Cấu hình electron

Sau mỗi chu kì, cấu hình electron của nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn ⇒ Sự biến
đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích hạt
nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố.

4. Độ âm điện

Định nghĩa : Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của
nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hóa học.
Quy luật : Độ âm điện của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của
điện tích hạt nhân.
5. Tính kim loại, phi kim

- Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để
trở thành ion dương.
- Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron
để trở thành ion âm.
Quy luật : - Trong mỗi 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.
- 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.
- Tính kim loại, phi kim của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng
của điện tích hạt nhân.
6. Tính axit - bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng

- Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của oxit và hiđroxit
tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần.
- Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của oxit và hiđroxit
tương ứng tăng dần, đồng thời tính axit của chúng giảm dần.
- Tính axit, bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của
điện tích hạt nhân nguyên tử.
III. Câu hỏi, bài tập

2



1.

2.

Dãy gồm các phi kim được sắp xếp theo thứ tự tính phi kim giảm dần :
A. Cl, F, S, O

C. F, O, Cl, S

B. F, Cl, O, S

D. F, Cl, S, O

E. O, S, Cl, F

Nguyên tố X có tổng số proton, nơtron, electron là 18, vậy X thuộc :
A. chu kì 2, nhóm IVA.
B. chu kì 2, nhóm IIA.
C. chu kì 3, nhóm IVA.
D. chu kì 3, nhóm IIA.

3.

Nguyên tố X thuộc chu kì 4, nhóm IIIA.
Số electron lớp ngoài cùng của X là
A. 3

4.


B. 4

C. 2

D. 5

Nguyên tố R có công thức oxit cao nhất là R2O5
R thuộc nhóm :
A. IVA

5.

B. VA

C. VB

D. IIIA

Electron cuối cùng của nguyên tố M điền vào phân lớp 3d3.
a) Số electron hoá trị của M là :
A. 3

C. 5
b) Vị trí của M trong bảng tuần hoàn là

6.

7.

8.

9.
10.

11.

B. 2

D. 4

A. chu kì 3, nhóm IIIB.

B. chu kì 3, nhóm VB.

C. chu kì 4, nhóm IIB.

D. chu kì 4, nhóm VB.



Anion X có cấu hình electron của phân lớp ngoài cùng là 2p 6. Vị trí của X trong bảng
tuần hoàn là
A. chu kì 3, nhóm IIA
B. chu kì 3, nhóm IVA
C. chu kì 2, nhóm IVA
D. chu kì 2, nhóm VIIA
a) Trong bảng tuần hoàn, nguyên tố có tính kim loại mạnh nhất là
A. Na
B. Ca
C. Fr
D. Ba

b) Trong bảng tuần hoàn, nguyên tố có tính phi kim mạnh nhất là
A. O
B. At
C. F
D. Cl
Chọn đáp án đúng cho các câu trên.
Xác định vị trí của các nguyên tố có Z=15 ; Z=62 ; trong bảng tuần hoàn.
So sánh tính kim loại của các nguyên tố sau. Al, K, Ca, Rb.
Một nguyên tố nằm ở chu kì 4, nhómVIIA của bảng tuần hoàn. Hỏi :
a) Nguyên tử của nguyên tố đó có bao nhiêu electron thuộc lớp ngoài cùng ?
b) Electron lớp ngoài cùng thuộc những phân lớp nào ?
c) Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố đó.
d) Nguyên tố đó là kim loại hay phi kim ?
Nguyên tố Y là phi kim thuộc chu kì 3, có công thức oxit cao nhất là YO3.
a) Xác định tên nguyên tố Y.

3


b) Y tạo với kim loại M một hợp chất có công thức MY 2, trong đó M chiếm 46,67% khối
lượng. Xác định tên nguyên tố M.
12.

Nguyên tố R là phi kim thuộc chu kì 2. Hợp chất khí của R với hiđro có công thức là RH2.
a) Xác định vị trí của R trong bảng tuần hoàn.
b) R phản ứng vừa đủ với 12,8 g phi kim X thu được 25,6 g XR 2. Xác định tên nguyên tố
X.

13.


Oxit cao nhất của nguyên tố R có công thức RO 3. Trong hợp chất khí của R với hiđro, R
chiếm 94,12% về khối lượng.
a) Viết công thức hợp chất khí của R với hiđro.
b) Xác định tên của nguyên tố R.

14.

Hợp chất khí với hiđro của nguyên tố R là RH 4. Oxit cao nhất của nó chứa 53,33% oxi về
khối lượng.
a) Viết công thức oxit cao nhất của R.
b) Xác định tên nguyên tố R.

15.

Nguyên tố R có hoá trị cao nhất với oxi là a và hoá trị trong hợp chất khí với hiđro là b.
Biết a − b = 0.
a) R thuộc nhóm nào trong bảng tuần hoàn ?
b) Cho 8, 8 g oxit cao nhất của R tác dụng hoàn toàn với dung dịch NaOH thu được 21, 2
g một muối trung hoà. Xác định khối lượng phân tử của R.

16.

Cho các nguyên tố X, Y, Z có số hiệu nguyên tử lần lượt là 6, 9, 14.
a) Xác định vị trí của các nguyên tố đó trong bảng tuần hoàn.
b) Xếp các nguyên tố đó theo thứ tự tính phi kim tăng dần.

17.

Cho các nguyên tố 7N, 8O, 9F.
Không dùng bảng tuần hoàn, hãy :

a) Viết cấu hình electron, công thức hợp chất khí với hiđro tương ứng của các nguyên tố
trên.
b) Sắp xếp các nguyên tố trên theo chiều tính phi kim tăng dần và hãy giải thích tại sao lại
sắp xếp được như vậy.

18.

Cho hai nguyên tố A, B đứng kế tiếp nhau trong bảng tuần hoàn và có tổng số đơn vị điện
tích hạt nhân là 37.
a) Có thể khẳng định A, B thuộc cùng một chu kì không ?
Xác định điện tích hạt nhân của A và B.
b) Xác định vị trí của A và B trong bảng tuần hoàn và so sánh tính chất hoá học của
chúng.

19.

Cho 1,2 g một kim loại thuộc nhóm IIA trong bảng tuần hoàn tác dụng với HCl thu được
0,672 lít khí (đktc). Tìm kim loại đó. Viết cấu hình electron nguyên tử, nêu rõ vị trí trong
bảng tuần hoàn và so sánh tính chất hoá học của M với 19K (có giải thích).

IV. Hướng dẫn giải và đáp án
1.

C

4


2.


3.
4.
5.
6.
7.
8.

A
n + 2p = 18
n
1 ≤ ≤ 1, 5
p

⇒1≤

18 − 2p
≤ 1, 5
p

⇒ 5,1 ≤ p ≤ 6
⇒p=6
⇒ Cấu hình electron nguyên tử của A : 1s22s22p2.
Vậy X, thuộc chu kì 2, nhóm IVA.
A
B
C
D
a) C
b) C
B1: Viết cấu hình electron.

B2: Xác định số lớp e-> số thứ tự của chu kì.
B3: Xác định số e ngoài cùng -> số thứ tự của nhóm
Z = 15: 1s22s22p63s23p3:
- Có 15e-> thuộc ô nguyên tố.
- Có 3 lớp-> thuộc chu kì 3.
- Mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp p.
- Có 5e lớp ngoài cùng-> thuộc nhóm VA.
Z = 62: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p64f66s2.
-

Có 62e -> thuộc ô nguyên tố số 62.

-

Có 6 lớp e-> thuộc chu kỳ 6.

-

Mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp f.

-

Có 6+2-3=5 -> nguyên tố thuộc ô số 5 của họ Lantan.

Một số chú ý khi xác định vị trí của nguyên tố nhóm B.
- Với nguyên tố loại I. nguyên tố khối d: Cấu hình e hoá trị có dạng
(n-1)dansb trong đó

a: 1->10


b: 1->2

Có 3 trường hợp: - Nếu a+b<8 thì a+b là số thứ tự của nhóm.
- Nếu a+b>10 thì a+b-10là số thứ tự của nhóm.
- Nếu 8 ≤ a+b ≤ 10 thì nguyên tố thuộc nhóm VIII B.
-Với nguyên tố loại II, nguyên tố f . cấu hình e có dạng: (n-2)fansb
a) 1->14



b) 1->2

Nếu n =6 thì nguyên tố thuộc họ Lantan.
Nếu n =7 thì nguyên tố thuộc họ Actini.
a+b-3= số thứ tự của nguyên tố trong họ .
Trong ví dụ trên Z=62: n=6
a=6

6+2-3=5 thuộc ô số 5 trong họ Lantan.

5


b=2
9.

B1: Xác định vị trí (chu kì, nhóm) trong bảng tuần hoàn.
B2: Xếp các nguyên tố vào trong bảng.
B3: dựa vào các quy luật biến đổi tính kim loại và phi kim của các nguyên tố trong chu kì
và nhóm để so sánh tính chất của chúng.

Al(3, IIIA) ; Ca(4, IIA) K (4, IA ) ; Rb(5, IA)
Nhóm
Chu kì

IA

IIA

3

10.

11.

12.

13.

14.

IIIA
Al

4

K

5

Rb


Ca

(*)Ga

– Ta so sánh Al và Ga: từ trên xuống trong nhóm A tính kim loại tăng dần.
(*) Ga có tính kim loại lớn hơn Al.
– Tiếp tục so sánh K, Ca, (*)Ga theo chiều từ trái sang phải trong chu kì tính kimloại
giảm dần -> tính kim loại của K > Ca > (*)Ga => tính kim loại của K > Ca > Al.
– So sánh tính kim loại của K và Rb: theo chiều từ trên xuống trong nhóm IA tính kim
loại tăng dần -> tính phi kim của Rb > K.
Vậy tính kim loại Rb > K > Ca > Al.
a) Nguyên tử của nguyên tố đó có 7 electron lớp ngoài cùng vì thuộc nhóm VIIA.
b) Electron lớp ngoài cùng nằm ở 4s và 4p vì nguyên tố thuộc chu kì 4, nhóm VIIA.
c) Cấu hình electron nguyên tử : 1s22s22p63s23p63d104s24p5.
d) Nguyên tố đó là phi kim vì có 7 electron ở lớp ngoài cùng.
a) Do Y là phi kim nên Y thuộc nhóm A.
Công thức oxit cao nhất của Y là YO3 ⇒ Y thuộc nhóm VIA.
Y thuộc chu kì 3, nhóm VIA ⇒ Y là S (lưu huỳnh).
b) Trong MY2, M chiếm 46,67% khối lượng :
M
46,67
⇒ M = 56 ⇒ M là sắt.
=
M + 2.32
100
a) Do R là phi kim có công thức hợp chất khí với hiđro là RH2 ⇒ R thuộc nhóm VIA.
R thuộc chu kì 2, nhóm VIA ⇒ R là oxi.
b) X + O2 → XO2
n X = n XO2 ⇒ 12,8 = 25,6 ⇒ X = 32 ⇒ X là lưu huỳnh.

X
X + 32
a) Oxit cao nhất của R là RO 3 ⇒ R thuộc nhóm VIA ⇒ công thức hợp chất khí của R
với hiđro là RH2.
b) Trong RH2, R chiếm 94,12% khối lượng nên :
R
94,12
⇒ R = 32 ⇒ R là lưu huỳnh.
=
R+2
100
a) Hợp chất khí của R với hiđro là RH 4 ⇒ R thuộc nhóm IVA ⇒ công thức oxit cao nhất
của R là RO2.

6


15.

b) Trong RO2 thì O chiếm 53,33% khối lượng :
2.16
53, 3
⇒ R = 28 ⇒ R là silic.
=
2.16 + R
100
a) Có hoá trị trong hợp chất với hiđro là b ⇒ hoá trị cao nhất với oxi a = 8 − b mà theo giả
thiết a − b = 0 ⇒ a = b = 4
Vậy R thuộc nhóm IVA trong bảng tuần hoàn.
b) RO2 + 2NaOH →Na2RO3 + H2O

21,2
n RO2 = n Na 2 RO3 → 8,8
=
⇒ R = 12 ⇒ R là nguyên tố cacbon.
R + 2.16
23.2 + R + 3.16

16.

a) Cấu hình electron của X : 1s22s22p2 ⇒ chu kì 2, nhóm IVA.
Cấu hình electron của Y : 1s22s22p5 ⇒ chu kì 2, nhóm VIIA.
Cấu hình electron của Z : 1s22s22p63s23p2 ⇒ chu kì 3, nhóm IVA.
b) X và Y cùng thuộc chu kì 2, ZX < ZY ⇒ tính phi kim của X < tính phi kim của Y.
X và Z cùng thuộc nhóm IVA, ZX < ZZ ⇒ tính phi kim của Z < tính phi kim của X.
Vậy thứ tự tính phi kim tăng dần là Z, X, Y.

17.

a) 7N : 1s22s22p3 ⇒ chu kì 2, nhóm VA.
8O

: 1s22s22p4 ⇒ chu kì 2, nhóm VIA.

9F

: 1s22s22p5 ⇒ chu kì 2, nhóm VIIA.
Công thức hợp chất khí với hiđro : NH3, H2O, HF.

b) Do N, O, F đều thuộc chu kì 2 mà ZN < ZO < ZF nên ta có :
thứ tự tính phi kim là : N < O < F.

18.

a) Không thể khẳng định điều này vì A, B chỉ liên tiếp, có thể thuộc 2 chu kì khác nhau.
Do A và B đứng kế tiếp nhau nên điện tích hạt nhân của chúng là Z và Z + 1.
Tổng điện tích hạt nhân : Z + Z + 1 = 37 ⇒ Z = 18.
b) Cấu hình electron của A : 1s22s22p63s23p6 ⇒ A ∈ chu kì 3, nhóm VIIIA.
Cấu hình electron của B : 1s22s22p63s23p64s1 ⇒ B ∈ chu kì 4, nhóm IA.
⇒ A là khí hiếm do có 8 electron lớp ngoài nên tương đối trơ về mặt hoá học ở điều kiện
thường, B là kim loại vì có 1 electron ở lớp ngoài cùng.

19.

Gọi kim loại đó là M. Ta có phương trình :

nM

M + 2HCl → MCl2 + H2
0, 672
= n H2 =
= 0, 03 (mol)
22, 4

1, 2
⇒ MM = 0, 03 = 40 (g/mol). Vậy M là 20Ca.

Cấu hình electron của Ca : 1s22s22p63s23p64s2.
⇒ M thuộc chu kì 4, nhóm IIA.
K và Ca là 2 nguyên tố liên tiếp trong chu kì 4 nên tính kim loại của K mạnh hơn Ca.

7



Chương 3

LIÊN KẾT HOÁ HỌC
I. Kiến thức trọng tâm
Các khái niệm

Cation : Là ion mang điện dương
Anion : Là ion mang điện tích âm
Liên kết ion : Là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện
giữa các ion mang điện tích trái dấu.

(ion có thể là một hoặc một nhóm nguyên tử mang điện tích)
Điều kiện liên kết: - Xảy ra với các kim loại điển hình và phi kim điển hình.
Liên kết ion

Tinh thể ion được hình thành từ những ion mang điện tích trái dấu
đó là cation và anion.
Lực liên kết : Có bản chất tĩnh điện
Đặc tính : Bền, khó nóng chảy, khó bay hơi
Hóa trị của nguyên tố trong
Tên gọi : Điện hóa trị
hợp chất ion
Cách xác định : Trị số điện hóa trị của một nguyên tố
bằng số electron mà nguyên tử của nguyên tố đó
nhường đi hoặc thu vào để tạo thành ion.

Tinh thể ion


LIÊN
KẾT HOÁ
HỌC

Liên kết kim
loại :

Liên kết cộng
hóa trị

Khái niệm : - Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim
loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do.
Điều kiện liên kết : Xảy ra ở hầu hết kim loại.
Tinh thể kim loại :
Tin thể được hình thành từ những ion, nguyên tử kim loại và
các electron tự do.
Lực liên kết : Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.
Đặc tính : Có ánh kim, dẫn điện, dẫn nhiệt tố, dẻo.
Khái niệm : - Là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp
electron chung.
Điều kiện liên kết : - Xảy ra giữa các nguyên tử giống nhau hoặc gần giống nhau về
bản chất (thường xảy ra với các nguyên tố phi kim nhóm IVA ; VA ; VIA ; VIIA.)

Tinh thể nguyên
tử :

Khái niệm : - Tinh thể được hình thành từ các nguyên tử.
Lực liên kết : Lực liên kết là lực tương tác phân tử.
Đặc tính : - Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.


Khái niệm : - Tinh thể được hình thành từ các phân tử.
Lực liên kết : Lực liên kết là lực tương tác phân tử.
Đặc tính : - ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và niệt độ sôi
thấp.
Tên gọi : Cộng hóa trị
Hóa trị trong hợp
Cách xác định : cộng hóa trị của một nguyên tố bằng số liên kêt mà
chất công hóa trị
nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra với các nguyên tử khác trong phân
tử.
Tinh thể
phân tử :

SỐ OXI
HOÁ

Khái niệm : Số oxi hóa của một nguyên tố trong phân tử là điên tích của nguyên tử nguyên tố đó nếu
giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion.

Cách xác định
Theo 4 quy tắc

Quy tắc 1 : Số oxi hóa của nguyên tố trong các đơn chất bằng 0.
Quy tắc 2 : Trong một phân tử, tổng số số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0.
Quy tắc 3 : Số oxi hóa của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó.
Trong ion đa nguyên tử, tổng số số oxi hóa của các nguyên tố bằng điện tích
của ion.
Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của hiđro bằng +1 (trừ hiđrua
kim loại (NaH ; CaH ...). Số oxi hóa của oxi bằng –2, trừ trường hợp OF và
2


2

peoxit (chẳng hạn H O ,...)
2 2

1


II. Nhng chỳ ý quan trng
1. So sỏnh liờn kt ion v liờn kt cng hoỏ tr

Loi liờn kt
So sỏnh
Nguyờn nhõn
GING hỡnh thnh liờn
kt
Bn cht

Liờn kt cng hoỏ tr
Liờn kt cng hoỏ tr Liờn kt cng hoỏ
Liờn kt ion
khụng cc
tr cú cc
Cỏc nguyờn t liờn kt vi nhau to thnh phõn t cú cu hỡnh
electron bn vng ca khớ him
L s dựng chung
electron (ụi electron
chung khụng lch v
nguyờn t no)


L s dựng chung
L s cho v nhn
electron (ụi
electron. Liờn kt c
electron chung lch hỡnh thnh do lc hỳt
v nguyờn t cú tnh in gia cỏc ion
õm in ln hn) mang in tớch trỏi du

Vớ d
Cl-Cl
H-Cl
Na+-Cl
iu kin liờn kt Xy ra gia hai nguyờn
Xy ra gia hai
Xy ra gia cỏc nguyờn
t phi kim ging nhau v nguyờn t phi kim t khỏc hn nhau v bn
KHC
bn cht hoỏ hc
gn ging nhau v cht hoỏ hc (kim loi
bn cht hoỏ hc
in hỡnh vi phi kim
in hỡnh)
1,7
Hiu
0,0 n < 0,4
0,4 n < 1,7
õm in
2. Tinh th ion, tinh th nguyờn t v tinh th phõn t


Khỏi nim

Ví dụ
Đặc tính

Tinh th ion
Tinh th nguyờn t
Tinh th phõn t
Cỏc cation v anion c cỏc im nỳt ca mng các điểm nút của mạng
phõn b luõn phiờn, u tinh th nguyờn t l nhng tinh thể phân tử là những
phân tử
n cỏc im nỳt ca nguyờn t
mng tinh th ion
Tinh thể muối ăn
Tinh thể kim cơng
Tinh thể iot
Lực liên kết có bản chất Lực liên kết có bản chất Lực liên kết là lực tơng
tĩnh điện
cộng hoá trị.
tác giữa các phân tử
Kém bền
Tinh thể ion bền
Tinh thể nguyên tử bền
Độ cứng nhỏ
Nhiệt độ nóng chảy và Nhiệt độ nóng chảy và
Khó nóng chảy, khó bay nhiệt độ sôi cao
nhiệt độ sôi thấp.
hơi

3. Da vo hiu õm in ta cú th xỏc nh loi liờn kt mt cỏch tng i


Hiu õm in
0,0 0,4

Loi liờn kt
Liờn kt cng húa tr khụng cc

0,4 1,7

Liờn kt cng húa tr cú cc

> 1,7

Liờn kt ion

III. Cõu hi, bi tp
1.

Mng tinh th ion cú c tớnh
A. bn vng.

2


B. dễ bay hơi.
C. nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao.
2.

D. cả A và C đều đúng.
Quy tắc bát tử không đúng với trường hợp phân tử chất nào dưới đây ?

A. H2O

3.

B. NO2

C. CO2

D. Cl2

Trong phân tử nitơ có :
A. Một liên kết σ và 2 liên kết π
B. Một liên kết đôi và một liên kết cho − nhận.
C. Một liên kết π, hai liên kết σ
D. Liên kết cộng hoá trị phân cực.

4.

Viết công thức cấu tạo của các chất sau
NH3, SiF4, C2H2, SO2, SO3, H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4, CaSO3, CaSO4
Xác định số OXH của các nguyên tố trong các hợp chất

5.

Viết cấu hình electron và sự phân bố e theo obitan của nguyên tử Cl (Z = 17). Để đạt được
cấu hình khí hiếm gần nhất thì nguyên tử Cl nhường hay thu thêm bao nhiêu electron ?
Viết sơ đồ tạo ion clo.

6.


Giải thích sự hình thành cặp e liên kết giữa nguyên tử C với các nguyên tử hiđro trong
phân tử CH4, giữa hai nguyên tử N trong phân tử N2.

7.

Viết công thức cấu tạo của C2H4. Mô tả sự hình thành các liên kết trong phân tử C2H4.

8.

Hãy viết công thức electron của các phân tử H2, N2, H2O, CO2. Hãy cho biết trong các
phân tử đó thì phân tử nào chứa liên kết cộng hoá trị phân cực và phân tử nào chứa liên kết
cộng hóa trị không phân cực, phân tử nào phân cực và phân tử nào không.

9.

Nguyên tố R ở nhóm IA, nguyên tố X ở nhóm VIIA và cùng thuộc chu kì 3 của bảng tuần
hoàn.
a) Viết cấu hình electron nguyên tử của R và X.
b) Cho biết loại liên kết trong phân tử RX và X2 và giải thích sự hình thành liên kết đó.

10.

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

11.

Cho các nguyên tố
Nguyên tố
Độ âm điện


S
2,58

O
3,44

N
3,04

Ag
1,93

Cl
3,16

H
2,20

2−
+
Hãy xác định bản chất liên kết trong các phân tử và ion sau : AgCl, H2O, SO 4 , NH 4

12.



Xác định số oxi hóa của N và Cl trong các phân tử và ion sau : N 2O, Cl2O7, NO3 , ClO 4 ,


ClO , NO2, HClO3, NO2.

13.

So sánh bản chất của liên kết kim loại với liên kết cộng hoá trị và liên kết ion.

14.

Nước và muối ăn có nhiệt độ nóng chảy rất khác nhau. Giải thích dựa vào hiểu biết về cấu
tạo tinh thể của 2 hợp chất trên.

15.

a) Hãy giải thích vì sao N2 và Cl2 đều có độ âm điện gần bằng nhau nhưng ở
kiện thường N2 hoạt động kém hơn Cl2.

điều

3


b) Bằng hình vẽ hãy mô tả sự xen phủ obitan nguyên tử tạo ra các liên kết trong phân tử
N2.
D. Hướng dẫn trả lời câu hỏi và bài tập
1.

D

2.

B


3.

A

4.

C

5.

D

6.

A

7.

B

8.

C

9.

A

10.


C.

11.

B1 : Xác định loại liên kết trong phân tử dựa vào hiệu độ âm điện

B2 : Xác định loại hợp chất, nếu thuộc loại axit có chứa oxi cần xác định vị trí của nguyên
tố trung tâm.Thông thường axit có bao nhiêu nguyên tử H thì có bấy nhiêu nhóm – OH, nguyên
tử oxi trong nhóm OH sẽ liên kết với nguyên tử trung tâm. nguyên tử trung tâm sẽ liên kết với
các nguyên tử oxi còn lại. Nếu hợp chất thuộc loại muối có chứa oxi thì phải viết công thức cấu
tạo của axit tương ứng trước sau đó thay các nguyên tử kim loại có mặt trong muối bằng các
nguyên tử H.
Ví dụ : Viết công thức cấu tạo của H2SO3. Do phân tử có 2 nguyên tử H, nên có 2 nhóm –
OH sau đó 2 nguyên tử Oxi của hai nhóm –OH sẽ liên kết với nguyên tử trung tâm là lưu huỳnh
bằng liên kết đơn, nguyên tử lưu huỳnh lại liên kết với nguyên tử Oxi thứ ba bằng liên kết cho
nhận. Do lưu huỳnh có 2e độc thân ở trạng thái cơ bản
H O
S
O
H O

12.

NH3

H3PO4

SiF4

H2SO4


C2 H 2

H2CO3

: 1s22s22p63s23p5
Sự phân bố e theo obitan : ↑↓

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑ ↓

1s2

2s2

2p6

17Cl

↑↓
3s2

↑↓ ↑↓



3p5

Để đạt được cấu hình electron của khí hiếm gần nhất thì nguyên tử clo nhận 1e. Sơ đồ quá

trình tạo thành ion clo :
Cl + 1e → Cl
13.



Trong phân tử CH4, nguyên tử C bỏ ra 4 electron lớp ngoài cùng tạo thành
4 cặp electron chung với 4 nguyên tử H. Các nguyên tử trong phân tử CH 4 đều đạt được
cấu hình của khí hiếm gần nhất : mỗi nguyên tử hiđro có 2 electron, mỗi nguyên tử cacbon
có 8 electron ở lớp vỏ ngoài cùng.

4


Trong phân tử N2, mỗi nguyên tử N bỏ ra 3 electron lớp ngoài cùng tạo thành 3 cặp
electron chung giữa 2 nguyên tử N. Các nguyên tử trong phân tử N 2 đều đạt được cấu hình bền
của khí hiếm gần nhất : mỗi nguyên tử N có 8 electron ở lớp electron ngoài cùng.
14.

Công thức cấu tạo của C2H4 : H

H
C=C

H

H

Trong phân tử C2H4 mỗi nguyên tử C ở trạng thái lai hoá sp2 tạo thành 3 obitan lai hoá, trong
đó có chứa electron độc thân. Ba obitan lai hoá này tạo nên

1 liên kết σ giữa 2 nguyên tử C và 2 liên kết σ với 2 nguyên tử H. Mỗi nguyên tử C còn 1 obitan
p không tham gia lai hoá sẽ xen phủ bên với nhau tạo nên liên kết π. Như vậy, liên kết giữa 2
nguyên tử C là liên kết đôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π
15.

Công thức electron của các phân tử :
H2

H:H

N2 : : N : : : N :

..

..

CO2

:O::C::O:

H2 O

H:O
.. : H

..

Phân tử chứa liên kết cộng hoá trị không phân cực : N2, H2.
Phân tử chứa liên kết cộng hoá trị phân cực : CO, H2O, CO2.
Phân tử phân cực : CO, H2O.

Phân tử không phân cực : N2, H2, CO2.
16.

a) Cấu hình electron nguyên tử của R : 1s22s22p63s1.
Cấu hình electron nguyên tử của X : 1s22s22p63s23p5.
b) R thuộc nhóm IA ⇒ R là kim loại mạnh. X thuộc nhóm VIIA ⇒ X là phi kim mạnh.
Liên kết trong phân tử RX là liên kết ion :
R

+

1s22s22p63s1

X



1s22s22p63s23p5

[R+]
1s22s22p6

+



[X ]
1s22s22p63s23p6

Liên kết trong phân tử X2 là liên kết cộng hoá trị không cực :

17.

&
&+.X:
&
& →: X:X:
&
&&
&
: X.
&
& &
& &
&&
&

− Giống nhau : Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị giống nhau về nguyên nhân hình
thành liên kết : các nguyên tử liên kết với nhau để có cấu hình electron bền vững của khí
hiếm.
− Khác nhau :
Loại liên kết
Liên kết ion
Bản chất
là sự cho − nhận electron
(lực hút tĩnh điện giữa
các ion mang điện tích
trái dấu)
Thí dụ
Na+ + Cl-→ NaCl
Điều kiện liên xảy ra giữa những

kết
nguyên tố khác hẳn
nhau về bản chất hoá

Liên kết cộng hoá trị
là sự dùng chung các
electron

H. +.Cl → H : Cl
xảy ra giữa hai nguyên tố
giống nhau hoặc gần giống
nhau về bản chất hoá học

5


học (thường xảy ra với (thường xảy ra với các
các kim loại điển hình nguyên tố phi kim nhóm
và phi kim điển hình)
IV, V, VI, VII)
18.
Liên kết
Hiệu độ âm điện

Ag - Cl

H−O

S−O


N−H

1,23

1,24

0,86

0,94

2−
+
Vậy bản chất liên kết trong AgCl, H2O, SO4 , NH 4 đều là liên kết cộng hoá trị có cực.

19.



Số oxi hoá của N trong N2O là +1, trong NO3 là +5, trong NO2 là +3, trong NO2 là +4.


Số oxi hoá của Cl trong Cl2O7 là +7, trong ClO 4 là +7, trong HClO3 là +5, trong ClO là

+1.
20.

* So sánh liên kết kim loại và liên kết cộng hoá trị :
− Giống : Đều có các electron dùng chung tạo ra liên kết.
− Khác : + Trong liên kết cộng hoá trị, electron dùng chung là của 2 hay 1 nguyên tử tham gia
liên kết.

+ Trong liên kết kim loại, e dùng chung là của tất cả các nguyên tử kim loại.
* So sánh liên kết ion và liên kết kim loại :
− Giống : Lực liên kết là lực hút tĩnh điện giữa các phân tử mang điện trái dấu.
− Khác : + Trong liên kết ion, lực hút tĩnh điện là của các ion dương và ion âm.
+ Trong liên kết kim loại, lực hút tĩnh điện tạo ra giữa các ion dương kim loại( ở mắt
mạng lưới) với các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại.

21.

H2O là tinh thể phân tử, lực liên kết kết các phân tử là lực Van-dec-van, yếu dễ bị tách ra
khỏi nhau nên nhiệt độ nóng chảy thấp (0 oC).

NaCl là tinh thể ion, lực liên kết là lực hút tĩnh điện mạnh nên khó tách khỏi nhau ⇒ có
nhiệt độ nóng chảy cao (801 oC).
22.

a) Tuy có cùng độ âm điện nhưng do trong phân tử Cl 2 có liên kết đơn Cl − Cl còn trong
phân tử N2 có liên kết ba N ≡ N rất bền vững. Do đó, ở điều kiện thường, N 2 hoạt động
kém clo.
b) Phân tử N2 gồm 3 liên kết : 1 liên kết σ và 2 liên kết π.

σ

Sự tạo liên kết σ.

p-p

+
Sự tạo liên kết π.
+


π

p-p

6


π

p-p

+

7


×