electron.

neutron.

electron và proton.

proton.

$$^{14}_6X$$ , $$^{14}_7Y$$

$$^{19}_9X$$ , $$^{20}_{10}Y$$

$$^{14}_7X$$ , $$^{14}_7Y$$

$$^{40}_{18}X$$ , $$^{40}_{19}Y$$

Đồng vị là những nguyên tử có cùng số khối.

Đồng vị là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân nhưng khác nhau về số neutron.

Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton, khác số khối.

Đồng vị là những nguyên tố có cùng điện tích hạt nhân nhưng khác nhau về số neutron.

khoa học hình thức.

khoa học xã hội.

khoa học tự nhiên.

khoa học ứng dụng.

Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng số lớp electron.

Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng số khối.

Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.

Nguyên tố hóa học là tập hợp những nguyên tử có cùng số neutron khác nhau về số khối.

Hình cầu

Hình elip

Hình số 8 nổi

Hình bầu dục

Nguyên tử có cấu tạo rỗng, gồm electron ở trung tâm và hạt nhân chuyển động xung quanh.

Nguyên tử có cấu tạo đặc biệt, gồm hạt nhân ở trung tâm và lớp vỏ là các electron chuyển động xung quanh hạt nhân.

Nguyên tử có cấu tạo rỗng, gồm hạt nhân ở trung tâm và lớp vỏ là các electron chuyển động xung quanh hạt nhân.

Nguyên tử có cấu tạo đặc biệt, gồm electron ở trung tâm và hạt nhân chuyển động xung quanh.

Khí quyển và sự biến đổi khí hậu.

Ứng dụng của các chất trong đời sống.

Tính chất và sự biến đổi của chất.

Thành phần, cấu trúc của chất.

Cả 1, 2, 3, 4

1, 2 và 3

1 và 2

2 và 3

n=p+A

A=p−n

p=n+A

A=n+p

1s2 2s2 2p6 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

1s2 2s2 2p6 3p4 5p1

20%

50%

70%

90%

Bằng nhau

Khác nhau

1.

3.

2.

4.

1.

2.

3.

4.

s, d, p, f.

s, p, d, f.

p, s, d, f.

s, p, f, d.

2 electron

6 electron

10 electron

14 electron

Lớp N

Lớp M

Lớp L

Lớp K

6

7

8

9

A. O

B. Cl

C. N

D. F

Na

Cs

Mg

K

Mg.

P.

Cl⁻

Cl⁺

Liên kết π

liên kết σ

Liên kết hydrogen

Liên kết ion

Liên kết π

liên kết σ

Liên kết hydrogen

Liên kết ion

nhường đi 2 electron

nhận thêm 1 electron

nhường đi 3 electron

nhận thêm 4 electron

MO.

M₂O.

MO₃.

M₂O₃

liên kết ion.

liên kết cộng hóa trị.

liên kết cho - nhận.

không xác định được.

Cation và anion.

Các anion.

Cation và các electron tự do.

Electron và hạt nhân nguyên tử.

1896; Mendeleev

1869; Meyer

1869; Mendeleev

1896; Meyer

Tăng dần của điện tích hạt nhân

Tăng dần của khối lượng nguyên tử

Tăng dần của độ âm điện

Chưa có sự sắp xếp theo trật tự nào

Nhóm IA và IIA.

Nhóm IIIA đến nhóm VIIIA (trừ He).

Nhóm IB đến nhóm VIIIB.

Xếp ở hai hàng cuối bảng.

3 và 3

3 và 4

4 và 4

4 và 3

Ô thứ 12, chu kì 3, nhóm IIB.

Ô thứ 12, chu kì 3, nhóm IIA.

Ô thứ 12, chu kì 2, nhóm VIIIA.

Ô thứ 12, chu kì 2, nhóm IIA.

Số hiệu nguyên tử.

Số electron hoá trị của nguyên tử.

Số lớp electron của nguyên tử.

Số electron trong nguyên tử.

A. 8 và 18

B. 18 và 8

C. 8 và 8

D. 18 và 18

Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.

Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.

Tính kim loại và tính phi kim đều giảm dần.

Tính kim loại và tính phi kim đều tăng dần.

Tính kim loại tăng dần.

Tính phi kim tăng dần.

Bán kính nguyên tử tăng dần.

Số lớp electron tăng dần.

Tính kim loại tăng dần, đồng thời độ âm điện tăng dần.

Bán kính giảm dần, đồng thời độ âm điện tăng dần.

Bán kính và độ âm điện đồng thời giảm dần.

Bán kính tăng dần, độ âm điện giảm dần.

Tính kim loại.

Tính phi kim.

Điện tích hạt nhân.

Độ âm điện.

R2O

R2O5

RO

RO2

X2O5, XH4

XO2, XH4

XO3, XH4

XO2, XH2

X2O5, XH3

XO2, XH4

XO3, XH4

XO2, XH2

ns2np1.

ns1.

ns2np4.

ns2np3.

Mg + 2e → Mg2-

Mg + 2e → Mg2+

Mg + 6e → Mg6-

Mg → Mg2+ + 2e

nhận thêm electron.

nhường bớt electron.

nhận hay nhường electron phụ thuộc vào từng phản ứng cụ thể.

nhận hay nhường electron phụ thuộc vào từng kim loại cụ thể.

sự góp chung các electron độc thân.

sự cho – nhận cặp electron hoá trị.

lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện trái dấu.

lực hút tĩnh điện giữa các ion (+) và e tự do.

Cl2

HCl

CO2

K2O

Cl2

MgCl2

CO2

NH3

ion.

CHT không cực.

CHT có cực.

kim loại.

Số hiệu nguyên tử.

Số electron hoá trị của nguyên tử.

Số lớp electron của nguyên tử.

Số electron trong nguyên tử.

Oxygen (O2)

Nitrogen (N2)

chlorine (Cl2)

CO2

Hình thành do sự dùng chung 1 electron

Hình thành do sự dùng chung 2 electron

Hình thành do sự dùng chung 3 electron

Hình thành do sự dùng chung các cặp electron

A. ở giữa hai nguyên tử.

B. lệch về một phía của một nguyên tử.

C. chuyển hẳn về một nguyên tử.

Ion được hình thành khi nguyên tử nhường hay nhận electron.

Ion âm gọi là cation, ion dương gọi là anion

Nguyên tử nhường e tạo ion dương, được gọi là anion

Giá trị điện tích của ion trung tính và anion bằng số e mà nguyên tử đã nhường hoặc nhận

Bảng tuần hoàn có 8 nhóm

Số thứ tự của nhóm A bằng số lớp e ngoài cùng.

Các nguyên tố trong 1 nhóm được sắp xếp thành một hàng.

electron ở lớp sát nhân nhất quyết định tính chất hoá học của nguyên tử nguyên tố đó.

Các electron trên các phân lớp từ chỉ có mức năng lượng bằng nhau

Lớp electron ngoài cùng có năng lượng thấp nhất.

Theo mô hình hiện đại, các e chuyển động hỗn loạn xung quanh hạt nhân tạo thành các đám mây electron.

Các nguyên tố cùng số hiệu nguyên tử có chiều tăng dần của số khối

Các nguyên tố có cùng số lớp e được xếp vào 1 cột gọi là chu kì

Các nguyên tố có cùng số electron hoá trị được xếp vào 1 cột gọi là nhóm

Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của số khối

Trong 1 chu kì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại tăng dần.

Trong 1 nhóm, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính phi kim giảm

Trong 1 nhóm, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử giảm dần

Trong 1 chu kì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân; bán kính của các nguyên tử không thay đổi do có cùng số lớp e

Theo Qui tắc Octet, các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình electron bền vững nhất của khí hiếm sau 6 e lớp ngoài cùng.

Trong liên kết ion, các nguyên tử liên kết với nhau bằng sự góp chung electron

Liên kết cho nhận là liên kết mà cặp e chung chỉ do 1 nguyên tử đóng góp.

Liên kết cộng hoá trị thường được hình thành bởi kim loại điển hình và phi kim điển hình.

17 (nguyên tố Cl)

15 (nguyên tố P)

18 (nguyên tố Ar)

16 (nguyên tố S)

14 (nguyên tố Si)

12 (nguyên tố Mg)

16 (nguyên tố S)

11 (nguyên tố Na)

10 (nguyên tố Ne)

8 (nguyên tố O)

12 (nguyên tố Mg)

14 (nguyên tố Si)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

3 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 5)

2 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 2

4 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 4)

1 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 1)

3 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 5)

2 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 4)

4 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 6)

1 (nguyên tố P, hoá trị cao nhất với O là 1)

13 (nguyên tố Al)

11 (nguyên tố Na)

14 (nguyên tố Si)

12 (nguyên tố Mg)

3 (HCl, NH3, Na2O)

2 (HCl, NH3)

4 (HCl, NH3, Na2O, CaCl2)

1 (HCl)

2 (N2, O2)

1 (N2)

3 (N2, O2, F2)

0

Na → Na⁺ + 1e

Na → Na²⁺ + 2e

Na → Na⁻ + 1e

Na → Na³⁺ + 3e

Các nguyên tử dùng chung electron để đạt cấu hình bền vững.

Các nguyên tử trao đổi electron để tạo ion.

Các nguyên tử liên kết bằng lực hút tĩnh điện giữa ion.

Các nguyên tử không tham gia vào liên kết cộng hoá trị.