Hóa học đại cương lớp 10 – Ôn thi Hóa học 2027

Mục lục (5 phần)

Kiến thức Hóa 10 chiếm khoảng 2–4 câu trong đề tốt nghiệp: câu nhiều lựa chọn về cấu hình electron, xu hướng trong bảng tuần hoàn, loại liên kết, số oxi hóa; câu trả lời ngắn tính biến thiên enthalpy hoặc tốc độ phản ứng; đôi khi có câu thực tiễn về nhóm halogen (nước Javel, muối iod, nhận biết ion halide) hoặc phòng chống cháy nổ. Đây là phần "nền": hiểu chắc thì học các chủ đề lớp 11, 12 nhẹ hơn nhiều.

Kiến thức trọng tâm

Cấu tạo nguyên tử

Nguyên tử gồm hạt nhân (proton mang điện +1, neutron không mang điện) và lớp vỏ electron (điện tích −1). Nguyên tử trung hòa: số proton = số electron = Z.
Số khối $A = Z + N$ ⁠; kí hiệu nguyên tử $^{A}_{Z}\mathrm{X}$ ⁠. Đồng vị: cùng Z, khác N.
Nguyên tử khối trung bình: $\overline{A} = \dfrac{A_1 x_1 + A_2 x_2 + \dots}{100}$ (⁠ $x_i$ ⁠: phần trăm số nguyên tử).
Lớp $n$ có $n^2$ orbital, chứa tối đa $2n^2$ electron. Phân lớp s, p, d, f có 1, 3, 5, 7 orbital, chứa tối đa 2, 6, 10, 14 electron.
Thứ tự mức năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s… Điền electron theo nguyên lí vững bền, nguyên lí Pauli (mỗi orbital tối đa 2 electron ngược chiều) và quy tắc Hund (electron phân bố để số electron độc thân là tối đa).
Lớp ngoài cùng có 1–3 electron: thường là kim loại; 5–7 electron: thường là phi kim; 8 electron (He: 2): khí hiếm.

Bảng tuần hoàn và xu hướng biến đổi

Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân; cùng số lớp electron → cùng chu kì; cùng số electron hóa trị → cùng nhóm. Với nguyên tố nhóm A: số thứ tự nhóm = số electron lớp ngoài cùng.

Đại lượng	Trong chu kì (trái → phải)	Trong nhóm A (trên → dưới)
Bán kính nguyên tử	giảm	tăng
Độ âm điện	tăng	giảm
Tính kim loại	giảm	tăng
Tính phi kim	tăng	giảm
Tính base của oxide, hydroxide	giảm	tăng
Tính acid của oxide, hydroxide	tăng	giảm

Chu kì 3: $\ce{Na2O}$ ⁠, MgO là oxide base; $\ce{Al2O3}$ lưỡng tính; $\ce{SiO2}$ ⁠, $\ce{P2O5}$ ⁠, $\ce{SO3}$ ⁠, $\ce{Cl2O7}$ là oxide acid. Hóa trị cao nhất với oxygen tăng từ 1 (Na) đến 7 (Cl).

Liên kết hóa học

Quy tắc octet: nguyên tử có xu hướng đạt 8 electron lớp ngoài cùng (giống khí hiếm) bằng cách nhường, nhận hoặc góp chung electron.

Hiệu độ âm điện $\Delta\chi$	Loại liên kết
$0 \le \Delta\chi < 0{,}4$	cộng hóa trị không phân cực (⁠ $\ce{Cl2}$ ⁠, $\ce{H2}$ ⁠, C–H)
$0{,}4 \le \Delta\chi < 1{,}7$	cộng hóa trị phân cực (HCl, $\ce{H2O}$ ⁠)
$\Delta\chi \ge 1{,}7$	ion (NaCl, $\ce{K2O}$ ⁠)

Liên kết đơn: 1 σ; liên kết đôi: 1 σ + 1 π; liên kết ba: 1 σ + 2 π. Liên kết σ bền hơn liên kết π.
Liên kết cho – nhận: cặp electron dùng chung do một nguyên tử đóng góp (ví dụ trong $\ce{NH4+}$ ⁠).
Năng lượng liên kết (⁠ $E_b$ ⁠): năng lượng cần để phá vỡ 1 mol liên kết ở thể khí; $E_b$ càng lớn, liên kết càng bền.
Liên kết hydrogen: giữa nguyên tử H (đã liên kết với F, O, N) và một nguyên tử F, O, N khác có cặp electron riêng. Làm nước, alcohol, acid sôi cao bất thường; nước đá nhẹ hơn nước lỏng.
Tương tác van der Waals: lực hút yếu giữa các phân tử; tăng khi phân tử khối, kích thước phân tử tăng (nhiệt độ sôi $\ce{F2} < \ce{Cl2} < \ce{Br2} < \ce{I2}$ ⁠).

Hình dạng phân tử quyết định phân tử có phân cực hay không: $\ce{CO2}$ thẳng nên hai liên kết C=O phân cực triệt tiêu nhau; $\ce{H2O}$ dạng góc nên phân cực.

Phân tử 3D

Hình dạng bốn phân tử quen thuộc của Hóa 10. Nước dạng góc (≈ 104,5°) và ammonia chóp tam giác nên phân cực; methane tứ diện đều và carbon dioxide thẳng nên các liên kết phân cực triệt tiêu nhau.

Đang chuẩn bị mô hình…

Phản ứng oxi hóa – khử

Quy tắc xác định số oxi hóa: đơn chất bằng 0; trong hợp chất, H thường là +1, O thường là −2 (trừ peroxide −1); tổng số oxi hóa trong phân tử bằng 0, trong ion bằng điện tích ion.

Tiêu chí	Chất khử	Chất oxi hóa
Electron	nhường	nhận
Số oxi hóa	tăng	giảm
Quá trình	bị oxi hóa	bị khử

Mẹo nhớ: "khử cho – O nhận". Cân bằng bằng phương pháp thăng bằng electron: (1) xác định số oxi hóa thay đổi; (2) viết quá trình oxi hóa, quá trình khử; (3) tìm hệ số sao cho tổng electron nhường = tổng electron nhận; (4) đặt hệ số, cân bằng nguyên tố còn lại (thường H, O sau cùng).

Năng lượng hóa học: enthalpy

Điều kiện chuẩn: áp suất 1 bar, nồng độ 1 M (chất tan), nhiệt độ thường chọn 25 °C (298 K).
$\Delta_r H^\circ_{298} < 0$ ⁠: phản ứng tỏa nhiệt; $> 0$ ⁠: thu nhiệt.
Enthalpy tạo thành chuẩn của đơn chất bền bằng 0.

\begin{aligned} \Delta_r H^\circ_{298} &= \sum \Delta_f H^\circ_{298}(\text{sp}) \\ &\quad - \sum \Delta_f H^\circ_{298}(\text{cd}) \end{aligned}

\Delta_r H^\circ_{298} = \sum E_b(\text{cd}) - \sum E_b(\text{sp})

(sp: sản phẩm, cd: chất đầu; công thức theo năng lượng liên kết chỉ áp dụng khi các chất đều ở thể khí; nhớ nhân hệ số phương trình.)

Tốc độ phản ứng

Với phản ứng $a\mathrm{A} + b\mathrm{B} \to c\mathrm{C} + d\mathrm{D}$ ⁠, tốc độ trung bình:

\overline{v} = -\frac{1}{a}\frac{\Delta C_{\mathrm{A}}}{\Delta t} = \frac{1}{c}\frac{\Delta C_{\mathrm{C}}}{\Delta t}

Định luật tác dụng khối lượng (phản ứng đơn giản): $v = k\,C_{\mathrm{A}}^{a}C_{\mathrm{B}}^{b}$ ⁠.
Quy tắc Van't Hoff: khi nhiệt độ tăng 10 °C, tốc độ tăng $\gamma$ lần (⁠ $\gamma \approx 2$ –4): $\dfrac{v_2}{v_1} = \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}}$ ⁠.

Yếu tố tăng	Ảnh hưởng – ví dụ
Nồng độ, áp suất (chất khí)	tốc độ tăng; thổi không khí vào lò để than cháy mạnh
Nhiệt độ	tốc độ tăng; nấu bằng nồi áp suất nhanh chín, bảo quản lạnh làm chậm thực phẩm hỏng
Diện tích bề mặt	tốc độ tăng; đập nhỏ đá vôi khi nung, nhai kĩ thức ăn
Chất xúc tác	tốc độ tăng, không bị tiêu hao; enzyme trong cơ thể, $\ce{MnO2}$ phân hủy $\ce{H2O2}$

Nhóm halogen (nhóm VIIA)

Nhóm VIIA gồm fluorine (F), chlorine (Cl), bromine (Br), iodine (I) và hai nguyên tố phóng xạ astatine (At), tennessine (Ts); chương trình xét chủ yếu từ F đến I. Nguyên tử halogen có 7 electron lớp ngoài cùng (⁠ $ns^2np^5$ ⁠), dễ nhận thêm 1 electron tạo ion halide $\ce{X-}$ ⁠, nên halogen là những phi kim điển hình, có tính oxi hóa mạnh. Trong hợp chất, fluorine chỉ có số oxi hóa −1; chlorine, bromine, iodine ngoài số oxi hóa −1 còn có các số oxi hóa dương (+1, +3, +5, +7) khi liên kết với oxygen.

Trạng thái tự nhiên. Halogen hoạt động hóa học mạnh nên trong tự nhiên chỉ tồn tại ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối halide: fluorine có trong khoáng vật fluorite (⁠ $\ce{CaF2}$ ⁠); chlorine chủ yếu ở dạng sodium chloride trong nước biển và mỏ muối; bromine, iodine có trong nước biển với hàm lượng nhỏ hơn nhiều, iodine còn tích lũy trong rong biển.

Tính chất vật lí của đơn chất (ở điều kiện thường):

Đơn chất	Thể	Màu	Lưu ý
$\ce{F2}$	khí	lục nhạt	rất độc, phản ứng mạnh nhất
$\ce{Cl2}$	khí	vàng lục	độc, mùi xốc, nặng hơn không khí
$\ce{Br2}$	lỏng	nâu đỏ	dễ bay hơi, hơi rất độc, gây bỏng da
$\ce{I2}$	rắn	tím đen	đun nóng thì thăng hoa (hơi màu tím)

Từ $\ce{F2}$ đến $\ce{I2}$ ⁠, phân tử khối tăng, tương tác van der Waals giữa các phân tử tăng nên nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng (khí → lỏng → rắn) và màu đậm dần. Chlorine tan vừa phải trong nước; bromine, iodine tan ít trong nước nhưng tan tốt trong dung môi hữu cơ (cồn iodine là dung dịch iodine trong ethanol).

Tính oxi hóa giảm dần $\ce{F2 > Cl2 > Br2 > I2}$ ⁠: từ F đến I bán kính nguyên tử tăng, độ âm điện giảm, khả năng hút thêm electron giảm. Halogen mạnh hơn đẩy được halogen yếu hơn ra khỏi dung dịch muối halide (ngược lại thì không):

\ce{Cl2 + 2NaBr -> 2NaCl + Br2}

\ce{Br2 + 2NaI -> 2NaBr + I2}

Fluorine phản ứng ngay với nước nên không dùng để đẩy halogen khác trong dung dịch.

Các phản ứng của đơn chất halogen.

Với kim loại → muối halide (halogen nhận electron, số oxi hóa giảm từ 0 xuống −1). Chlorine oxi hóa sắt lên +3, còn iodine yếu hơn chỉ tạo $\ce{FeI2}$ ⁠:

\ce{2Na + Cl2 ->[t^\circ] 2NaCl}

\ce{2Fe + 3Cl2 ->[t^\circ] 2FeCl3}

Với hydrogen → hydrogen halide: $\ce{H2 + X2 -> 2HX}$ ⁠. Mức độ giảm dần: fluorine nổ mạnh ngay cả trong bóng tối, ở nhiệt độ rất thấp; chlorine nổ khi chiếu sáng mạnh hoặc đốt nóng; bromine cần đun nóng; iodine cần đun nóng, có xúc tác và phản ứng thuận nghịch.

Với nước: fluorine phản ứng mãnh liệt, giải phóng oxygen: $\ce{2F2 + 2H2O -> 4HF + O2}$ ⁠. Chlorine phản ứng một phần, thuận nghịch:

\ce{Cl2 + H2O <=> HCl + HClO}

Hypochlorous acid (HClO) có tính oxi hóa mạnh nên nước chlorine tẩy màu, diệt khuẩn — cơ sở của việc khử trùng nước sinh hoạt, nước bể bơi. Bromine phản ứng chậm và ít hơn; iodine hầu như không phản ứng với nước.

Với dung dịch kiềm ở nhiệt độ thường → muối hypochlorite có tính tẩy màu, sát khuẩn:

\begin{aligned}&\ce{Cl2 + 2NaOH} \\ &\ce{-> NaCl + NaClO + H2O}\end{aligned}

\ce{Cl2 + Ca(OH)2 -> CaOCl2 + H2O}

Dung dịch NaCl và NaClO là nước Javel; sản phẩm của chlorine với vôi tôi hoặc sữa vôi là clorua vôi (⁠ $\ce{CaOCl2}$ ⁠). Khi đun nóng, chlorine với dung dịch kiềm tạo muối chlorate:

\begin{aligned}&\ce{3Cl2 + 6KOH} \\ &\ce{->[t^\circ] 5KCl + KClO3 + 3H2O}\end{aligned}

Hydrogen halide và hydrohalic acid. Hydrogen halide (HF, HCl, HBr, HI) là chất khí, tan rất nhiều trong nước tạo dung dịch acid tương ứng: hydrofluoric acid, hydrochloric acid, hydrobromic acid, hydroiodic acid.

Tính acid tăng dần HF < HCl < HBr < HI. Từ F đến I, liên kết H–X dài hơn, năng lượng liên kết nhỏ hơn nên phân tử dễ phân li ra ion $\ce{H+}$ hơn. HF là acid yếu; HCl, HBr, HI là acid mạnh.
Hydrochloric acid có đủ tính chất của acid mạnh: làm quỳ tím hóa đỏ; tác dụng với kim loại đứng trước hydrogen (sắt chỉ lên +2: $\ce{Fe + 2HCl -> FeCl2 + H2 ^}$ ⁠), với oxide base, base và một số muối như $\ce{CaCO3}$ ⁠.
Hydrofluoric acid tuy yếu nhưng hòa tan được silicon dioxide trong thủy tinh: $\ce{SiO2 + 4HF -> SiF4 + 2H2O}$ ⁠. Vì vậy HF dùng để khắc chữ, hoa văn lên thủy tinh và phải đựng trong bình nhựa.
Tính khử của ion halide tăng dần $\ce{Cl- < Br- < I-}$ (ion càng lớn càng dễ nhường electron). Với sulfuric acid đặc, sodium chloride rắn chỉ có phản ứng trao đổi, tạo khí hydrogen chloride (⁠ $\ce{NaCl + H2SO4 -> NaHSO4 + HCl ^}$ ⁠, đun nhẹ); ion bromide khử S(+6) xuống S(+4), ion iodide khử mạnh hơn, đưa S(+6) xuống S(−2):

\begin{aligned}&\ce{2NaBr + 2H2SO4} \\ &\ce{-> Na2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O}\end{aligned}

\begin{aligned}&\ce{8NaI + 5H2SO4} \\ &\ce{-> 4Na2SO4 + 4I2} \\ &\ce{+ H2S + 4H2O}\end{aligned}

Nhận biết ion halide bằng dung dịch $\ce{AgNO3}$ (⁠ $\ce{Ag+ + X- -> AgX v}$ ⁠):

Ion trong dung dịch	Hiện tượng khi nhỏ $\ce{AgNO3}$
$\ce{F-}$	không có kết tủa (AgF tan trong nước)
$\ce{Cl-}$	kết tủa trắng AgCl
$\ce{Br-}$	kết tủa vàng nhạt AgBr
$\ce{I-}$	kết tủa vàng AgI

Ứng dụng:

Chất	Ứng dụng chính
Chlorine	khử trùng nước sinh hoạt, nước bể bơi; sản xuất hydrochloric acid, chất dẻo PVC, nước Javel, clorua vôi
Nước Javel	tẩy trắng vải, sợi; tẩy rửa, sát khuẩn (nhờ tính oxi hóa mạnh của NaClO)
Clorua vôi	tẩy trắng, sát trùng, xử lí chất độc; ở dạng rắn nên dễ bảo quản, vận chuyển hơn nước Javel
Muối iod	muối ăn trộn một lượng rất nhỏ potassium iodate (⁠ $\ce{KIO3}$ ⁠) để bổ sung iodine, phòng bệnh bướu cổ
Fluoride trong kem đánh răng	hợp chất như sodium fluoride giúp men răng cứng, bền hơn trước acid do vi khuẩn tạo ra, phòng sâu răng
Iodine, hydrofluoric acid	cồn iodine sát trùng vết thương; HF khắc chữ, hoa văn trên thủy tinh

An toàn khi làm việc với halogen:

Chlorine, bromine độc, gây tổn thương đường hô hấp; chlorine nặng hơn không khí (⁠ $M = 71 > 29$ ⁠) nên tích tụ ở chỗ trũng. Khi có rò rỉ khí chlorine: rời khỏi khu vực, đi lên chỗ cao, ngược chiều gió.
Thí nghiệm với chlorine, bromine làm trong tủ hút; khí thừa được hấp thụ bằng dung dịch NaOH (bông tẩm NaOH đậy miệng bình).
Bromine lỏng và hydrofluoric acid gây bỏng da rất nặng: đeo găng tay, kính bảo hộ.
Không trộn nước Javel với chất tẩy rửa có acid (như dung dịch tẩy chứa hydrochloric acid) vì sinh ra khí chlorine độc:

\ce{NaClO + 2HCl -> NaCl + Cl2 ^ + H2O}

Phòng chống cháy nổ

Sự cháy cần đủ ba yếu tố (tam giác cháy): chất cháy, chất oxi hóa (thường là oxygen trong không khí), nguồn nhiệt. Loại bỏ một yếu tố là dập tắt được đám cháy.
Nhiệt độ tự bốc cháy: nhiệt độ thấp nhất để chất tự cháy mà không cần nguồn lửa. Điểm chớp cháy: nhiệt độ thấp nhất tại đó hơi của chất lỏng cháy được khi tiếp xúc nguồn lửa — chất có điểm chớp cháy thấp (xăng) rất dễ gây cháy.
Bụi than, bột mì, bột kim loại lơ lửng trong không gian kín có thể nổ bụi vì diện tích tiếp xúc với oxygen rất lớn.
Xử lí: cháy xăng dầu → dùng cát, bình bột, bình $\ce{CO2}$ ⁠, không dùng nước; cháy do điện → ngắt cầu dao trước; cháy kim loại mạnh (Na, Mg) → dùng cát khô; rò rỉ khí gas → khóa van, mở cửa thông gió, không bật tắt thiết bị điện.

Dạng bài thường gặp trong đề thi

Dạng 1: Cấu hình electron và vị trí

Xem lời giải

Electron ở phân lớp p: $2p^6$ (6) + $3p^5$ (5) = 11 → cấu hình $1s^22s^22p^63s^23p^5$ ⁠, Z = 17 (chlorine).
3 lớp electron → chu kì 3; 7 electron lớp ngoài cùng, electron cuối điền vào phân lớp p → nhóm VIIA.
7 electron lớp ngoài cùng → phi kim.

Dạng 2: Đồng vị và nguyên tử khối trung bình

Xem lời giải

Gọi phần trăm $^{63}\mathrm{Cu}$ là $x$ ⁠: $\dfrac{63x + 65(100 - x)}{100} = 63{,}54$ → $6500 - 2x = 6354$ → $x = 73$ ⁠. Vậy $^{63}\mathrm{Cu}$ chiếm 73% số nguyên tử.

Dạng 3: Cân bằng phản ứng oxi hóa – khử

Xem lời giải

Số oxi hóa thay đổi: Al từ 0 lên +3; N từ +5 (trong $\ce{HNO3}$ ⁠) xuống +1 (trong $\ce{N2O}$ ⁠).
Quá trình oxi hóa: $\ce{Al -> Al^{3+} + 3e-}$ (× 8). Quá trình khử: 2 nguyên tử N nhận $2 \cdot 4 = 8$ electron tạo 1 phân tử $\ce{N2O}$ (× 3).
Đặt hệ số: 8 Al, 3 $\ce{N2O}$ ⁠; nitrogen cần $8 \cdot 3 + 3 \cdot 2 = 30$ → 30 $\ce{HNO3}$ ⁠; hydrogen → 15 $\ce{H2O}$ ⁠:

\begin{aligned}&\ce{8Al + 30HNO3} \\ &\ce{-> 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O}\end{aligned}

Chất khử: Al. Chất oxi hóa: $\ce{HNO3}$ (chỉ 6 trong 30 phân tử $\ce{HNO3}$ đóng vai trò chất oxi hóa, phần còn lại tạo muối).

Dạng 4: Tính biến thiên enthalpy

Ví dụ

a) Trong sản xuất sulfuric acid, sulfur dioxide được oxi hóa (xúc tác $\ce{V2O5}$ ⁠):

\ce{2SO2(g) + O2(g) -> 2SO3(g)}

Cho $\Delta_f H^\circ_{298}$ (kJ/mol): $\ce{SO2(g)}$ ⁠: $-296{,}8$ ⁠; $\ce{SO3(g)}$ ⁠: $-395{,}7$ ⁠. Tính $\Delta_r H^\circ_{298}$ và nhiệt lượng tỏa ra khi oxi hóa hoàn toàn 1,0 kg $\ce{SO2}$ (S = 32; O = 16).

b) Cho năng lượng liên kết (kJ/mol): H–H 436; Cl–Cl 243; H–Cl 432. Tính $\Delta_r H^\circ_{298}$ của phản ứng $\ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2HCl(g)}$ ⁠.

Xem lời giải

a) $\Delta_r H^\circ_{298} = 2 \cdot (-395{,}7) - [2 \cdot (-296{,}8) + 0] = -197{,}8$ kJ → phản ứng tỏa nhiệt (đơn chất $\ce{O2}$ có $\Delta_f H^\circ_{298} = 0$ ⁠). 1,0 kg $\ce{SO2}$ = 15,625 mol; cứ 2 mol $\ce{SO2}$ tỏa 197,8 kJ → nhiệt tỏa ra $\dfrac{15{,}625}{2} \cdot 197{,}8 \approx 1545$ kJ.

b) $\Delta_r H^\circ_{298} = (436 + 243) - 2 \cdot 432 = -185$ kJ → phản ứng tỏa nhiệt.

Dạng 5: Tốc độ phản ứng

Xem lời giải

a) $\overline{v} = -\dfrac{1}{2} \cdot \dfrac{0{,}0168 - 0{,}0200}{100} = 1{,}6 \cdot 10^{-5}$ M/s (nhớ chia cho hệ số 2 của $\ce{N2O5}$ ⁠).

b) $\dfrac{v_2}{v_1} = 3^{\frac{50 - 30}{10}} = 9$ → thời gian giảm 9 lần: $\dfrac{72}{9} = 8$ phút.

Dạng 6: Đếm phát biểu đúng (thực tiễn)

Xem lời giải

(b), (d), (e) đúng. (a) sai: xăng nhẹ hơn nước, nổi lên và loang rộng đám cháy; phải dùng cát, bình bột hoặc bình $\ce{CO2}$ ⁠. (c) sai: bán kính giảm dần. Đáp số 3.

Dạng 7: Nhóm halogen — so sánh tính chất, nhận biết ion halide

Xem lời giải

a) Tính khử tăng dần $\ce{Cl- < Br- < I-}$ ⁠, nên chlorine oxi hóa ion iodide trước (dung dịch chuyển sang màu vàng nâu của iodine):

\ce{Cl2 + 2NaI -> 2NaCl + I2}

Hết iodide thì chlorine mới oxi hóa tiếp ion bromide tạo bromine.

b) AgF tan trong nước nên kết tủa chỉ có AgCl:

\begin{aligned} n_{\ce{AgCl}} &= \dfrac{14{,}35}{143{,}5} = 0{,}100\,\text{mol} \\ m_{\ce{NaCl}} &= 0{,}100 \cdot 58{,}5 = 5{,}85\,\text{g} \end{aligned}

$m_{\ce{NaF}} = 10{,}05 - 5{,}85 = 4{,}20\,\text{g}$ ⁠. Nếu cho rằng NaF cũng tạo kết tủa thì sẽ lập sai hệ phương trình.

Lỗi thường gặp

Chú ý

Điền electron theo thứ tự mức năng lượng nhưng quên sắp lại theo lớp khi viết cấu hình (Fe phải viết $[\mathrm{Ar}]3d^64s^2$ ⁠); tạo ion $\ce{Fe^{2+}}$ bằng cách bỏ electron 3d thay vì 4s.
Tính $\Delta_r H$ theo năng lượng liên kết mà lấy sản phẩm trừ chất đầu; quên nhân số liên kết trong phân tử.
Tốc độ trung bình quên chia hệ số tỉ lượng, hoặc để kết quả âm.
Nhầm "chất khử bị khử": chất khử bị oxi hóa.
Cho rằng liên kết phân cực thì phân tử chắc chắn phân cực.
Cho rằng HF là acid mạnh nhất trong dãy hydrohalic acid; thực tế HF là acid yếu, tính acid tăng từ HF đến HI.
Dùng $\ce{AgNO3}$ để nhận ra ion fluoride: AgF tan, không có kết tủa.
Nhầm sản phẩm của sắt: sắt cháy trong chlorine tạo $\ce{FeCl3}$ ⁠, còn sắt tác dụng với hydrochloric acid chỉ tạo $\ce{FeCl2}$ ⁠.

Mẹo làm bài

Tự kiểm tra nhanh

Nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng $3s^2$ thuộc chu kì, nhóm nào? Là kim loại hay phi kim?

Xem đáp án

Chu kì 3, nhóm IIA (magnesium), kim loại.

Xác định số oxi hóa của S trong $\ce{H2SO4}$ ⁠, của N trong $\ce{NH4+}$ ⁠, của Cr trong $\ce{K2Cr2O7}$ ⁠.

Xem đáp án

S: +6; N: −3; Cr: +6.

Hệ số Van't Hoff của một phản ứng là 2. Khi tăng nhiệt độ từ 20 °C lên 60 °C, tốc độ phản ứng tăng bao nhiêu lần?

Xem đáp án

$2^{\frac{60 - 20}{10}} = 2^4 = 16$ lần.

Dựa vào độ âm điện (H 2,20; O 3,44; Na 0,93; Cl 3,16), cho biết loại liên kết trong $\ce{H2O}$ và NaCl.

Xem đáp án

O–H: $\Delta\chi = 1{,}24$ → cộng hóa trị phân cực. NaCl: $\Delta\chi = 2{,}23$ → liên kết ion.

Vì sao trong nhà máy xay bột mì phải hạn chế bụi và cấm lửa?

Xem đáp án

Bụi bột mì lơ lửng có diện tích tiếp xúc với oxygen rất lớn; gặp tia lửa sẽ cháy cực nhanh, gây nổ bụi.

Vì sao hydrofluoric acid phải đựng trong bình nhựa mà không đựng trong bình thủy tinh?

Xem đáp án

HF hòa tan silicon dioxide, thành phần chính của thủy tinh (⁠ $\ce{SiO2 + 4HF -> SiF4 + 2H2O}$ ⁠), nên ăn mòn bình thủy tinh.

Kiểm tra lại kiến thức vừa ôn

Làm 10 câu luyện tập về hóa học đại cương lớp 10 và xem lời giải ngay sau mỗi câu.

Luyện tập ngay

Đề có câu hỏi về chủ đề này

Đề ôn luyện số 1

50 phút · Trung bình

Làm thử miễn phí

Đề ôn luyện số 2

50 phút · Cơ bản

Làm thử miễn phí

Đề ôn luyện số 3

50 phút · Nâng cao

Làm thử miễn phí