Sơ đồ tư duy Hoá học lớp 10 học kỳ I

📝 Dàn ý chi tiết

Toàn bộ ý trên sơ đồ kèm giải thích, ví dụ — đọc lại trước khi làm đề.

1. 1. Thành phần nguyên tử

   • Các hạt cơ bản

     Proton (+1, ≈ 1 amu) và neutron (0, ≈ 1 amu) ở hạt nhân; electron (−1, ≈ 0,00055 amu) ở vỏ. Nguyên tử trung hoà: Z = số p = số e.

   • Kích thước, khối lượng

     Nguyên tử cỡ 10⁻¹⁰ m, hạt nhân cỡ 10⁻¹⁴ – 10⁻¹⁵ m; khối lượng nguyên tử tập trung gần như hoàn toàn ở hạt nhân.

   • Số khối

     A = Z + N. Nguyên tử ²³₁₁Na có 11 proton, 11 electron, 12 neutron.

2. 2. Nguyên tố hoá học, đồng vị

   • Nguyên tố hoá học

     Tập hợp những nguyên tử có cùng số proton Z (số hiệu nguyên tử).

   • Kí hiệu nguyên tử

     ᴬ_ZX cho biết số khối và số hiệu nguyên tử: ³⁵₁₇Cl có 17 proton, 18 neutron.

   • Đồng vị

     Các nguyên tử cùng Z, khác số neutron: ¹H, ²H (D), ³H (T); ³⁵Cl và ³⁷Cl.

   • Nguyên tử khối trung bình

     Ā = Σ(Aᵢ·xᵢ)/100. Cl gồm 75,77% ³⁵Cl và 24,23% ³⁷Cl → Ā ≈ 35,48.

3. 3. Cấu trúc vỏ electron

   • Orbital nguyên tử

     Vùng không gian quanh hạt nhân có xác suất tìm thấy electron lớn nhất; AO s hình cầu, AO p hình số tám nổi. Mỗi AO chứa tối đa 2e ngược chiều.

   • Lớp và phân lớp

     Lớp n (K, L, M, N…) chứa tối đa 2n² electron; phân lớp s tối đa 2e, p 6e, d 10e, f 14e.

   • Thứ tự mức năng lượng

     1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s… Điền electron theo nguyên lí vững bền, nguyên lí Pauli và quy tắc Hund.

   • Cấu hình electron

     Fe (Z = 26): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s² hay [Ar]3d⁶4s². Lớp ngoài cùng 1–3e: thường là kim loại; 5–7e: phi kim; 8e: khí hiếm.

4. 4. Bảng tuần hoàn

   • Nguyên tắc sắp xếp

     Theo chiều tăng dần Z; cùng số lớp electron xếp cùng chu kì; cùng số electron hoá trị xếp cùng cột.

   • Chu kì và nhóm

     7 chu kì (số thứ tự = số lớp e); nhóm A gồm nguyên tố s, p; nhóm B gồm nguyên tố d, f. Nhóm A: số thứ tự nhóm = số e lớp ngoài cùng.

   • Vị trí ↔ cấu hình

     Mg (Z = 12): 1s²2s²2p⁶3s² → ô 12, chu kì 3, nhóm IIA, nguyên tố s, là kim loại.

   • Khối nguyên tố

     Khối s (IA, IIA và He), khối p (IIIA – VIIIA trừ He), khối d (nhóm B), khối f (lanthanide, actinide).

5. 5. Xu hướng biến đổi, định luật tuần hoàn

   • Bán kính nguyên tử

     Trong một chu kì: giảm dần theo chiều tăng Z. Trong một nhóm A: tăng dần từ trên xuống.

   • Độ âm điện

     Trong chu kì: tăng dần; trong nhóm A: giảm dần. Fluorine có độ âm điện lớn nhất (3,98 theo Pauling).

   • Tính kim loại – phi kim

     Chu kì: tính kim loại giảm, phi kim tăng (Na > Mg > Al; Si < P < S < Cl). Nhóm A: tính kim loại tăng, phi kim giảm.

   • Oxide và hydroxide chu kì 3

     Trái → phải: tính base giảm, tính acid tăng. NaOH base mạnh, Al(OH)₃ lưỡng tính, HClO₄ acid rất mạnh.

   • Định luật tuần hoàn

     Tính chất của nguyên tố, đơn chất và thành phần, tính chất của hợp chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân.

6. 6. Liên kết hoá học

   • Quy tắc octet

     Nguyên tử có xu hướng nhường, nhận hoặc góp chung electron để đạt 8e lớp ngoài cùng như khí hiếm (He: 2e).

   • Liên kết ion

     Lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu: Na → Na⁺ + 1e; Cl + 1e → Cl⁻ ⇒ NaCl. Thường giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.

   • Liên kết cộng hoá trị

     Góp chung cặp electron: đơn (H–H), đôi (O=O), ba (N≡N). Liên kết σ do xen phủ trục, π do xen phủ bên; N₂ có 1σ và 2π.

   • Phân loại theo hiệu độ âm điện

     Δχ < 0,4: cộng hoá trị không cực; 0,4 ≤ Δχ < 1,7: cộng hoá trị có cực; Δχ ≥ 1,7: liên kết ion (gần đúng).

   • Liên kết hydrogen, van der Waals

     Liên kết hydrogen giữa H (gắn với F, O, N) và F, O, N khác làm nước sôi ở nhiệt độ cao. Tương tác van der Waals yếu, tăng theo khối lượng phân tử.