Hệ thống Lý thuyết + Bài tập hóa 10 - LTĐH

Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
Chương 1 + 2: NGUYÊN TỬ - BẢNG TUẦN HOÀN HÓA HỌC
A/ KIẾN THỨC CẦN NHỚ
I/ THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
1/ Cấu tạo nguyên tử - đặc tính các hạt: Nguyên tử có cấu tạo gồm:
- Hạt nhân ở giữa nguyên tử, gồm các hạt proton (p) (mang điện tích dương) và các hạt nơtron (n) (không
mang điện).
- Vỏ nguyên tử gồm các hạt electron (e) (mang điện tích âm) chuyển động xung quanh hạt nhân.
Hạt
Khối lượng (m) Điện tích (q)
Thật Tương đối Thật Tương đối
Proton 1,6726.10
-27
kg 1u +1,602.10
-19
C 1+
Nơtron 1,6748.10
-27
kg 1u 0 0
Electron 9,1094.10
-31
kg
1
1836
u
-1,602.10
-19
C 1-
* Kết luận.
+ Khối lượng nguyên tử bằng khối lượng hạt nhân nguyên tử đó (vì khối lượng của e rất bé so với khối lượng
các hạt nơtron và proton, cụ thể

27
31
1,6726.10
1836
9,1094.10
p
e
m
m
−
−
= ≈
).
+ 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
-9
m = 10 Ǻ
Đường kính So sánh
Nguyên tử 10
-1
nm
lan
D
D
hatnhan
nguyentu
4
5
1

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

hatnhan
3
8
5
10
10
10
==
−
−
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 =
12
1
.
12
C
m
=
1
12
. 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.

X
A
Z

Trong đó: A: số khối Z: số hiệu nguyên tử X: kí hiệu hóa học của nguyên tố
Trang 1
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
III/ ĐỒNG VỊ. NGUYÊN TỬ KHỐI. NGUYÊN TỬ KHỐI TRUNG BÌNH
1/ Đồng vị: Đồng vị là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có cùng số proton, khác số nơtron.
Ví dụ. Nguyên tố H có 3 đồng vị
H
1
1
,
H
2
1
,
H
3
1
Chú ý. Các đồng vị bền có Z ≤ 82.
2/ Nguyên tử khối. Nguyên tử khối trung bình
a/ Nguyên tử khối (M). Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử, bằng số khối hạt nhân

M = A
b/ Nguyên tử khối trung bình (
M
). Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố có nhiều đồng vị được tính
bằng hệ thức

cba
cCbBaA
M
++
++
=
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:
( )
1
1
.
k
i i
i
k
i
i
n M
M
n
=
=

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

Khối lượng mol của chất thứ i
Nếu trong hỗn hợp chỉ có hai chất , ta có thể gọi x là số mol (% hay thể tích) của chất thứ nhất trong 1
mol hỗn hợp, khi đó suy ra số mol của chất thứ hai là (1 – x) mol.
1 2
. (1 ).M x M x M= + −
 Lưu ý:
 M
min
<
M
< M
max

1 2
2
M M
M

+
=
↔
1 2
1 2
1 2
50%
n n
V V
x x
=


=


= =

( thể tích của khí không áp dụng cho thể tích dung dịch)
 M
1
= M
2
→
1 2
M M M= =
,
, ,n V x∀

M

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

M
→
2
1
2
1
M M
V
V
M M
−
=
−
V

2
(hay n
2
) M
2

M
– M
1

* 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 .
Trang 2
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
+ Số hạt ở hạt nhân = số proton + số nơtron = Z + N.
+ Điều kiện bền của hạt nhân nguyên tử là
N
1 1,33
Z
≤ ≤
với Z ≤ 20
1 1,5
N

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

3,5 3
hat hat
Z≤ ≤
∑ ∑
- Từ kí hiệu nguyên tử
X
A
Z
=> số p và số n trong hạt nhân cũng như số electron ở vỏ nguyên tử và ngược lại.
- Tất cả các nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân Z đều thuộc cùng một nguyên tố hóa học.
- Công thức tính thể tích của một nguyên tử:

3
3
4
RV
π
=
(R là bán kính nguyên tử)
III/ Sự chuyển động của e trong nguyên tử. Obitan nguyên tử.
1/ Sự chuyển động của electron trong nguyên tử

Trong 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 p
x
, p
y
, p
z
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 n
2
1 4 9 16
Có số electron tối đa là 2n
2
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:
Trang 3
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
H thng kin thc húa hc lp 10 Chng trỡnh C bn v Nõng cao

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

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s
2p 3p 4p 5p 6p 7p
3d 4d 5d 6d 7d
4f 5f 6f 7f
2/ Cu hỡnh electron nguyờn t: Cu hỡnh electron nguyờn t biu din s phõn b electron trờn cỏc
phõn lp ca cỏc lp electron khỏc nhau.
a/ Cỏch vit cu hỡnh electron nguyờn t
- Xỏc nh s electron trong nguyờn t.
- Phõn b cỏc electron theo trt t mc nng lng AO tng dn.
- Vit cu hỡnh electron theo th t cỏc phõn lp electron trong mt lp.
Vớ d:
26
Fe. Vit theo trt t mc nng lng AO tng dn: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
- Sau ú vit li theo th t cỏc phõn lp electron trong 1 lp: 1s
2
2s
2

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

Trang 4
Trn Hong Tun 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
+ 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:
1. Phân nhóm chính ( nhóm A ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp s hay p, cụ thể: ns
a
np
b

(với điều kiện a,b є số nguyên và a ≥ 1 , 0 ≤ b ≤ 6)
Số thứ tự nhóm = a + b trong đó:
3 .
4 . / .
5 .
8 .
a b K L
a b K L P K
a b P K
a b Kh h
+ ≤ →


+ = →



+ ≥ →


+ = →


2. Phân nhóm phụ ( nhóm B ) : khi các e cuối cùng được điền vào phân lớp d hay f, cụ thể: (n-1)d
a
ns
b
(với điều kiện a,b є số nguyên và b = 2 , 1 ≤ a ≤ 10)
 Nếu a + b < 8
⇒
Số thứ tự nhóm = a + b
 Nếu a + b = 8 hay 9 hay 10
⇒
Số thứ tự nhóm = 8
 Nếu a + b > 10
⇒
Số thứ tự nhóm = (a + b) – 10

⇒
Các nguyên tố nhóm B đều thuộc kim loại chuyển tiếp.
Ngoại trừ:
 b = 2 , a = 4
⇒
b = 1 , a = 5 (bán bão hòa gấp)
 b = 2 , a = 9
⇒
b = 1 , a = 10 (bão hòa gấp)

VII. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hóa học:
1. 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:
. .n e m en m
M M M
− ++ −
¬  →
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:
2 3
Fe
Fe Fe
r r r
+ +
> >
• 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:

Cl
Cl Cl
r r r
− +
> >
2. Năng lượng ion hóa: I
 Nói một cách tóm tắt: năng lượng ion hóa là năng lượng tối thiểu cần tiêu thụ để tách một e ra khỏi
nguyên tử ở thể khí và biến thành ion dương.
Trang 5
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
 Cụ thể, năng lượng ion hóa của một nguyên tử hay một phân tử là năng lượng cần thiết để tách một
điện tử từ nguyên tử hay phân tử đó ở trạng thái cơ bản. Một cách tổng quát hơn, năng lượng ion hóa
thứ n là năng lượng cần thiết để tách điện tử thứ n sau khi đã tách (n-1) điện tử đầu tiên. Trạng thái cơ
bản chính là trạng thái mà tại đó, nguyên tử không chịu ảnh hưởng của bất kỳ một từ trường ngoài nào
cả. Tức là một nguyên tử kim loại ở trạng thái cơ bản sẽ có dạng khí, và cấu hình electron của nó cũng
là cấu hình cơ bản: tuân theo nguyên lí Pauli, Nguyên lí vững bền và qui tắc Hund.
 Theo từ điển Giáo khoa Vật lí của các tác giả Vũ Thanh Khiết,..., Nhà Xuất bản Giáo dục- năm 2007
thì năng lượng ion hoá được định nghĩa như sau: năng lượng ion hóa của một nguyên tử, phân tử
hoặc ion là năng lượng cần thiết để tách êlectron liên kết yếu nhất ra khỏi một hạt ở trạng thái cơ bản
sao cho ion dương được tạo thành cũng ở trạng thái cơ bản. Đó là năng lượng ion hoá thứ nhất. Các
giai đoạn ion hoá tiếp theo sẽ ứng với các năng lượng ion hoá thứ hai, thứ ba,..
 Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì giá trị I càng nhỏ.
 Phân biệt năng lượng ion hóa thứ nhất I
1
, thứ hai I
2
, …
M → M
+

+ 1e , I
1
> 0
M
+
→ M
2+
+ 1e , I
2
> I
1

 Quy tắc Koopmans: Năng lượng ion hóa thứ nhất I
1
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
O
2-
.
 Các kim loại có xu hướng tạo ra các cation (mất đi điện tử) trong khi các phi kim loại có xu
hướng tạo ra anion, ví dụ natri tạo ra cation Na
+
trong khi clo tạo ra các anion Cl
-
.
 Các ion lần đầu tiên được lý thuyết hóa bởi Michael Faraday khoảng năm 1830, để miêu tả các
thành phần của phân tử mà chuyển động về phía anốt hay catốt. Tuy nhiên, cơ chế mà các
chuyển động này có thể diễn ra đã không được miêu tả cho đến tận năm 1884 khi Svante
August Arrhenius trong luận án tiến sĩ của mình trong trường đại học tổng hợp Uppsala đã
miêu tả chúng. Lý thuyết của ông ban đầu đã không được chấp nhận (ông nhận được học vị
tiến sĩ với điểm thấp nhất để được vượt qua) nhưng luận án tiến sĩ của ông đã đoạt giải Nobel
về hóa học năm 1903.
 Từ ion đã được đặt tên bởi Michael Faraday, từ tiếng Hy Lạp ἰόν, động tính từ thời hiện tại của
ἰέναι, "chuyển động", vì thế là "người đi lại". Danh pháp này dựa trên xu hướng của các anion
chuyển động về phía anốt, và của các cation chuyển động về phía catốt. Vì thế, anion (ἀνιόν)
và cation (κατιόν) có nghĩa là "(một thứ) đi lên" và "(một thứ) đi xuống", một cách tương ứng,
và anốt, ἄνοδος, và catốt, κάθοδος, có nghĩa là "đi lên" và "đi xuống", tương ứng từ ὁδός,
"đường".
3. Ái lực e: E
 Ái lực e càng là năng lượng giải phóng khi một nguyên tử ở thể khí kết hợp một e vào để biến
thành ion âm.
Trang 6
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
Hệ thống kiến thức hóa học lớp 10 – Chương trình Cơ bản và Nâng cao
M + 1e → M

-
, 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.
4. Độ âm điện:
χ
(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 .
5. 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 → M
n+

→ 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 → M
n-

→ Nguyên tử của nguyên tố càng dễ nhận e, tính phi kim càng mạnh.
 Trong cùng một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim
loại giảm dần, tính phi kim tăng dần (của các nguyên tố).
 Trong cùng một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt
nhân, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần (của các nguyên tố).
 Trong Bảng THHH, kim loại chiếm phần dưới bến trái và phi kim chiếm phần trên bên phải,
giới hạn này không rõ rệt là đường chéo kể từ góc trên bên phải.
6. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố:
 Hóa trị cao nhất của một nguyên tố với oxi, với hidro của các phi kim biến đổi tuần hoàn theo
chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.
 Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, hóa trị cao
nhất của các nguyên tố với Oxi tăng lần lượt từ 1 → 7, còn hóa trị với hidro của các phi kim
giảm từ 4 → 1.
 Bảng biến đổi tuần hoàn hóa trị của các nguyên tố nhóm A.
Nhóm I.A II.A III.A IV.A V.A VI.A VII.A
Hợp chất với Oxi Na
2
O
K
2
O
MgO
CaO
Al
2
O
3
Ga
2

O
3
SiO
2
GeO
2
P
2
O
5
As
2
O
5
SO
3
SeO
3
Cl
2
O
7
Br
2
O
7
Hóa trị cao nhất với
Oxi

I

II

III

IV

V

VI

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

O
7
Hợp chất khí với hidro SiH
4
PH
3
H
2
S HCl
Trang 7
Trần Hoàng Tuấn 0939.889.444
H thng kin thc húa hc lp 10 Chng trỡnh C bn v Nõng cao
GeH
4
AsH
3
H
2
Se HBr
Húa tr vi hidro IV III II I
Tquỏt húa tr vi hidro RH
4
RH
3
RH
2
RH
Chú ý : Hoá trị cao nhất với oxi + hoá trị với hiđro = 8 ( chỉ áp dụng cho nguyên tố nhóm A )
Tính chất nguyên tố nhóm IA và IIA:
a) Nhóm IA ( nhóm kim loại kiềm )

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

2
O R(OH)
2
7. S bin i tớnh axit bazo ca oxit v hidroxit:
Oxit v hidroxit ca kim loi th hin tớnh bazo.
Oxit v hidroxit ca phi kim th hin tớnh axit.
Tớnh axit bazo ca chỳng mnh yu ph thuc vo mnh yu ca kim loi v phi kim
tng ng.
Hidroxit kim loi M(OH)
n
cú tớnh bazo vỡ: M l nguyờn t kim loi, cú xu hng nhng e,
tng ng vi tỏc dng y e mnh s phõn cc liờn kt M O tng v s phõn cc liờn
kt O H gim liờn kt M O phõn cc mnh hn, kộm bn, d t cho ion OH
-

Th hin tớnh baz.
Hidroxit phi kim R(OH)
n
cú tớnh axit vỡ: R l nguyờn t phi kim, cú xu hng nhn e, tng
ng vi tỏc dng hỳt e mnh s phõn cc liờn kt R O gim v s phõn cc liờn kt O
H tng liờn kt O H phõn cc mnh hn, kộm bn, d t cho ion H
+

Th hin tớnh axit mnh.
Trong cựng mt chu k , i t trỏi sang phi theo chiu tng dn ca in tớch ht nhõn, tớnh
bazo ca oxit v hidroxit tng ng gim dn, ng thi tớnh axit ca chỳng tng dn.
8. Quy tc bóo hũa sm v na bóo hũa sm:
Cu hỡnh bn ca phõn lp d ng vi trng thỏi bóo hũa (10e) hay na bóo hũa (5e). Vỡ vy, khi
v ngoi ca nguyờn t, phõn lp d cú 9 hoc 4 e thỡ cú s nhy e t phõn lp s ca lp lin
bờn ngoi phõn lp d t trng thỏi bóo hũa hay na bóo hũa bn vng. Hin tng ny gi

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

1
Bo hũa sm
Thớ d: Cr ( Z = 24 ): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
4s
2
thc t l: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1

Na bo hũa sm
Trang 8
Trn Hong Tun 0939.889.444