Kỳ thi học kì 1 lớp 10 đang đến gần, và môn Hóa học là một trong những môn khiến nhiều bạn lo lắng nhất: vừa phải nhớ hàng loạt khái niệm trừu tượng (nguyên tử, đồng vị, cấu hình electron), vừa phải thuộc bảng tuần hoàn và các xu hướng biến đổi, lại thêm phần liên kết hóa học với đủ loại liên kết ion, cộng hóa trị, hydrogen. Nhưng tin vui là đề thi học kì 1 Hóa học 10 có phạm vi rất rõ ràng — chỉ gói gọn trong 3 chương đầu của sách Kết nối tri thức với cuộc sống — nên chỉ cần ôn đúng trọng tâm và luyện đủ dạng bài, bạn hoàn toàn có thể tự tin bước vào phòng thi.
Bài viết này tổng hợp đầy đủ những gì bạn cần cho kỳ thi học kì 1 Hóa học 10 năm 2026: cấu trúc đề kiểm tra cuối kì theo định hướng mới của Bộ GD&ĐT, phạm vi kiến thức học kì 1 đã được đối chiếu từ ít nhất hai nguồn độc lập (lưu ý quan trọng: Chương 4 "Phản ứng oxi hóa – khử" và các chương sau thuộc học kì 2, không thi cuối kì 1), tóm tắt kiến thức trọng tâm của cả 3 chương, 2 đề thi mẫu hoàn chỉnh (12 trắc nghiệm + 2 đúng–sai + 4 trả lời ngắn + 3 tự luận, 90 phút) có đáp án và lời giải chi tiết từng câu như giáo viên đang chữa bài, phương pháp làm từng dạng bài, 5 lỗi mất điểm oan thường gặp, lịch ôn tập 2 tuần cụ thể và phần hỏi đáp. Nếu bạn cũng đang ôn các môn tự nhiên khác, có thể tham khảo thêm đề thi học kì 1 Vật lí 10 Kết nối tri thức và đề thi học kì 1 Toán 10 Kết nối tri thức để ôn song song cho hiệu quả.
Cấu trúc đề kiểm tra cuối kì 1 Hóa học 10
Trước khi ôn, bạn cần nắm rõ "luật chơi": đề thi ra sao, bao nhiêu câu, mỗi phần bao nhiêu điểm. Theo định hướng kiểm tra đánh giá mới của Bộ GD&ĐT và các đề kiểm tra cuối kì 1 Hóa học 10 mà nhiều trường THPT đã áp dụng, cấu trúc đề chuẩn như sau:
| Phần | Hình thức | Số câu | Điểm |
|---|---|---|---|
| I. Trắc nghiệm nhiều phương án lựa chọn | Chọn 1 trong 4 đáp án A, B, C, D | 12 câu × 0,25đ | 3,0 điểm |
| II. Trắc nghiệm đúng – sai | Mỗi câu có 4 ý a, b, c, d; mỗi ý đúng được 0,25đ | 2 câu × 1,0đ | 2,0 điểm |
| III. Trắc nghiệm trả lời ngắn | Điền đáp số (không cần trình bày lời giải) | 4 câu × 0,5đ | 2,0 điểm |
| IV. Tự luận | Trình bày lời giải chi tiết | 3 bài | 3,0 điểm |
| Tổng | 18 câu / 24 lệnh hỏi | 10,0 điểm |
Thời gian làm bài là 90 phút (không kể thời gian phát đề). Một số trường có biến thể nhỏ về số câu, nhưng khung 12 + 2 + 4 + 3 bài tự luận trên đây là phổ biến nhất. Về mức độ nhận thức, đề thi thường phân bổ theo tỉ lệ:
- Nhận biết: 40% (nhớ định nghĩa, khái niệm, nhận dạng trực tiếp).
- Thông hiểu: 30% (hiểu bản chất, viết cấu hình electron, xác định vị trí nguyên tố).
- Vận dụng: 20% (giải thích tính chất dựa trên cấu tạo, phân loại liên kết bằng hiệu độ âm điện).
- Vận dụng cao: 10% (bài toán tổng số hạt, so sánh giải thích nâng cao).
Phạm vi kiến thức học kì 1: học đến đâu, thi đến đó
Theo sách Hóa học 10 tập 1 bộ Kết nối tri thức với cuộc sống (bộ sách thống nhất toàn quốc từ năm học 2026–2027) và đề cương ôn tập học kì 1 đã được các nguồn uy tín công bố, học kì 1 gồm 3 chương (từ Bài 1 đến Bài 14). Điểm rất nhiều bạn nhầm lẫn: Chương 4 "Phản ứng oxi hóa – khử" và các chương sau (Năng lượng hóa học, Tốc độ phản ứng, Halogen) thuộc học kì 2, không thi cuối kì 1. Đừng tốn thời gian ôn số oxi hóa hay cân bằng phản ứng oxi hóa – khử cho kỳ thi này.
| Chương | Bài học | Nội dung chính |
|---|---|---|
| Chương 1: Cấu tạo nguyên tử | Bài 1. Thành phần của nguyên tử Bài 2. Nguyên tố hóa học Bài 3. Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử Bài 4. Ôn tập chương 1 |
Proton, neutron, electron; điện tích hạt nhân, số khối; đồng vị và nguyên tử khối trung bình; orbital, lớp – phân lớp electron, cấu hình electron |
| Chương 2: Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn | Bài 5. Cấu tạo của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học Bài 6. Xu hướng biến đổi một số tính chất của nguyên tử các nguyên tố trong một chu kì và trong một nhóm Bài 7. Xu hướng biến đổi thành phần và một số tính chất của hợp chất trong một chu kì Bài 8. Định luật tuần hoàn. Ý nghĩa của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học Bài 9. Ôn tập chương 2 |
Chu kì, nhóm, ô nguyên tố; xu hướng biến đổi bán kính nguyên tử, độ âm điện, tính kim loại – phi kim; công thức oxide cao nhất và hydroxide tương ứng; xác định vị trí nguyên tố từ cấu hình và ngược lại |
| Chương 3: Liên kết hóa học | Bài 10. Quy tắc octet Bài 11. Liên kết ion Bài 12. Liên kết cộng hóa trị Bài 13. Liên kết hydrogen và tương tác van der Waals Bài 14. Ôn tập chương 3 |
Quy tắc octet; sự tạo thành ion, hợp chất ion; liên kết cộng hóa trị, độ âm điện và phân loại liên kết, liên kết cho – nhận; liên kết hydrogen, tương tác van der Waals |
Tóm tắt kiến thức trọng tâm từng chương
Chương 1: Cấu tạo nguyên tử
1. Thành phần của nguyên tử
- Nguyên tử gồm hạt nhân (chứa proton và neutron) và vỏ nguyên tử (chứa electron chuyển động xung quanh hạt nhân).
- Proton (kí hiệu p): điện tích +1, khối lượng xấp xỉ 1 amu (1,6726 × 10−27 kg).
- Neutron (kí hiệu n): không mang điện, khối lượng xấp xỉ 1 amu (1,6749 × 10−27 kg).
- Electron (kí hiệu e): điện tích −1, khối lượng rất nhỏ, chỉ khoảng 0,00055 amu (9,1094 × 10−31 kg) — vì vậy khối lượng nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân.
- Kích thước nguyên tử cỡ 10−10 m (khoảng 0,1 nm); hạt nhân nhỏ hơn nguyên tử khoảng 10.000 lần nhưng chứa gần như toàn bộ khối lượng.
- Trong nguyên tử trung hòa về điện: số proton = số electron; số proton còn được gọi là điện tích hạt nhân (kí hiệu Z).
2. Nguyên tố hóa học
- Số hiệu nguyên tử (Z) = số proton = số electron của nguyên tử; là đặc trưng cơ bản để phân biệt các nguyên tố hóa học.
- Số khối (A) = số proton + số neutron, tức là A = Z + N.
- Đồng vị: các nguyên tử của cùng một nguyên tố hóa học (cùng Z) nhưng có số neutron khác nhau, do đó số khối khác nhau. Ví dụ: 12C và 14C đều có 6 proton, nhưng lần lượt có 6 và 8 neutron.
- Nguyên tử khối trung bình của một nguyên tố có nhiều đồng vị:
Ā = (A1 × x1 + A2 × x2 + ... + An × xn) / 100,
trong đó Ai là số khối của đồng vị i, xi là phần trăm số nguyên tử của đồng vị đó.
- Mẹo làm bài: khi đề cho tổng số hạt và hiệu số hạt mang điện – không mang điện, đặt p = e, n rồi lập hệ phương trình: 2p + n = tổng số hạt; 2p − n = hiệu số. Giải ra p (chính là Z) rồi xác định tên nguyên tố.
3. Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử
- Orbital nguyên tử (AO): là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt electron lớn nhất (khoảng 90%). Mỗi orbital chứa tối đa 2 electron.
- Các dạng orbital: s (hình cầu), p (hình số 8 nổi, gồm 3 orbital px, py, pz), d (5 orbital), f (7 orbital).
- Lớp electron (n = 1, 2, 3, 4, ... hay K, L, M, N, ...): số electron tối đa mỗi lớp là 2n2 (lớp K tối đa 2, lớp L tối đa 8, lớp M tối đa 18).
- Phân lớp electron: mỗi lớp gồm các phân lớp s, p, d, f; số electron tối đa: s = 2, p = 6, d = 10, f = 14.
- Cấu hình electron của nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp theo thứ tự mức năng lượng tăng dần:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s ...
- Ví dụ: Na (Z = 11): 1s22s22p63s1; Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5; K (Z = 19): 1s22s22p63s23p64s1.
- Lưu ý hay bị lừa: electron điền vào 4s trước 3d (vì 4s có mức năng lượng thấp hơn 3d) — ví dụ Ca (Z = 20): 1s22s22p63s23p64s2, không phải ...3d2.
- Dựa vào cấu hình electron lớp ngoài cùng có thể dự đoán: nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng thường là kim loại; có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là phi kim; có 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He có 2) là khí hiếm.
Chương 2: Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn
1. Cấu tạo của bảng tuần hoàn
- Bảng tuần hoàn gồm các ô nguyên tố (ghi số hiệu nguyên tử, kí hiệu hóa học, tên nguyên tố, nguyên tử khối), các chu kì (hàng ngang) và các nhóm (cột dọc).
- Có 7 chu kì: số thứ tự chu kì bằng số lớp electron của nguyên tử.
- Có 8 nhóm A (đánh số từ IA đến VIIIA, gồm các nguyên tố s và p) và các nhóm B (gồm các nguyên tố d và f, là kim loại chuyển tiếp). Số thứ tự nhóm A bằng số electron lớp ngoài cùng (trừ He).
- Quy tắc xác định vị trí từ cấu hình electron (rất hay thi):
+ Số lớp electron = số thứ tự chu kì.
+ Số electron lớp ngoài cùng = số thứ tự nhóm A.
- Ví dụ: Na có cấu hình 1s22s22p63s1 → 3 lớp electron, 1 electron lớp ngoài cùng → thuộc chu kì 3, nhóm IA.
2. Xu hướng biến đổi tính chất của nguyên tử trong chu kì và trong nhóm
- Bán kính nguyên tử: trong một chu kì, giảm dần từ trái sang phải (điện tích hạt nhân tăng, hút electron mạnh hơn); trong một nhóm A, tăng dần từ trên xuống dưới (số lớp electron tăng).
- Độ âm điện (khả năng hút electron của nguyên tử khi tạo thành liên kết hóa học): trong một chu kì, tăng dần từ trái sang phải; trong một nhóm A, giảm dần từ trên xuống dưới. Fluorine (F) là nguyên tố có độ âm điện lớn nhất.
- Tính kim loại – tính phi kim: trong một chu kì, tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần từ trái sang phải; trong một nhóm A, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần từ trên xuống dưới.
- Mẹo nhớ nhanh: "Trái – dưới là kim loại mạnh, phải – trên là phi kim mạnh" — các kim loại mạnh nhất (K, Na...) nằm góc dưới bên trái, các phi kim mạnh nhất (F, O, Cl...) nằm góc trên bên phải của bảng tuần hoàn.
3. Xu hướng biến đổi thành phần và tính chất của hợp chất
- Oxide cao nhất của nguyên tố thuộc nhóm A có công thức chung là R2On (với n là số thứ tự nhóm, n ≤ 7). Ví dụ: nhóm IVA → RO2 (như CO2, SiO2); nhóm VIIA → R2O7 (như Cl2O7).
- Hydroxide tương ứng: kim loại nhóm IA, IIA tạo hydroxide có tính base (NaOH, Ca(OH)2); phi kim tạo hydroxide có tính acid (H2CO3, H2SO4, HClO4).
- Trong một chu kì, tính base của hydroxide giảm dần, tính acid tăng dần từ trái sang phải — song song với sự biến đổi tính kim loại – phi kim của các nguyên tố.
4. Định luật tuần hoàn và ý nghĩa của bảng tuần hoàn
- Định luật tuần hoàn: tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như 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.
- Ý nghĩa thực tiễn: biết vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn → suy ra cấu hình electron, tính chất cơ bản; ngược lại, biết cấu hình và tính chất → xác định được vị trí. Đây chính là dạng bài "2 chiều" hay xuất hiện trong đề thi.
- Ví dụ minh họa: nguyên tố X ở chu kì 3, nhóm VIA → có 3 lớp electron, 6 electron lớp ngoài cùng → cấu hình 1s22s22p63s23p4 → Z = 16 → X là sulfur (S), là phi kim.
Chương 3: Liên kết hóa học
1. Quy tắc octet
- Quy tắc octet: trong quá trình hình thành liên kết hóa học, các nguyên tử có xu hướng nhường, nhận hoặc góp chung electron để đạt được lớp vỏ electron bền vững của khí hiếm gần nhất (thường là 8 electron lớp ngoài cùng, riêng H đạt 2 electron như He).
- Đây là "kim chỉ nam" để giải thích vì sao Na nhường 1 electron tạo Na+, Cl nhận 1 electron tạo Cl−, còn hai nguyên tử H góp chung electron tạo phân tử H2.
2. Liên kết ion
- Sự tạo thành ion: nguyên tử kim loại nhường electron tạo cation (ion dương, ví dụ Na → Na+ + 1e); nguyên tử phi kim nhận electron tạo anion (ion âm, ví dụ Cl + 1e → Cl−).
- Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu, thường giữa kim loại điển hình (nhóm IA, IIA) và phi kim điển hình (nhóm VIA, VIIA). Ví dụ: NaCl, MgO, CaF2.
- Tính chất chung của hợp chất ion: ở điều kiện thường thường là chất rắn; có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao; khi nóng chảy hoặc tan trong nước thì dẫn điện được (do có các ion chuyển động tự do), còn ở trạng thái rắn thì không dẫn điện.
3. Liên kết cộng hóa trị
- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung, thường giữa các nguyên tử phi kim. Ví dụ: H2, Cl2, H2O, NH3, CO2.
- Công thức electron biểu diễn các electron lớp ngoài cùng (dấu chấm) của mỗi nguyên tử; công thức cấu tạo dùng gạch nối (–) biểu diễn cặp electron chung. Ví dụ phân tử H2O: O ở giữa, liên kết với 2 nguyên tử H, O còn 2 cặp electron riêng.
- Độ âm điện quyết định loại liên kết giữa hai nguyên tử A và B theo hiệu độ âm điện (Δχ = |χA − χB|):
+ Δχ < 0,4: liên kết cộng hóa trị không cực (ví dụ H–H, Cl–Cl).
+ 0,4 ≤ Δχ < 1,7: liên kết cộng hóa trị có cực (ví dụ H–Cl với Δχ ≈ 0,96; H–O với Δχ ≈ 1,24).
+ Δχ ≥ 1,7: liên kết ion (ví dụ Na–Cl với Δχ ≈ 2,23).
- Liên kết cho – nhận là trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị, trong đó cặp electron chung chỉ do một nguyên tử đóng góp. Ví dụ: ion ammonium NH4+ — nguyên tử N của NH3 dùng cặp electron riêng để tạo liên kết cho – nhận với H+.
4. Liên kết hydrogen và tương tác van der Waals
- Liên kết hydrogen là loại liên kết yếu được hình thành giữa nguyên tử H (đã liên kết với một nguyên tử có độ âm điện lớn, thường là F, O, N) với một nguyên tử có độ âm điện lớn khác (F, O, N) của phân tử khác. Kí hiệu bằng dấu ba chấm (···), ví dụ O–H···O giữa các phân tử nước.
- Ảnh hưởng: làm tăng nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy và độ tan trong nước của các chất. Ví dụ: HF có nhiệt độ sôi cao bất thường so với HCl, HBr, HI; nước (H2O) là chất lỏng ở điều kiện thường trong khi H2S là chất khí — đều nhờ liên kết hydrogen.
- Tương tác van der Waals là tương tác yếu giữa các phân tử, xuất hiện ở mọi chất phân tử. Nó giải thích vì sao nhiệt độ sôi của các halogen tăng dần từ F2 đến I2 (phân tử càng lớn, tương tác van der Waals càng mạnh).
- So sánh độ mạnh: liên kết ion ≈ liên kết cộng hóa trị mạnh hơn nhiều liên kết hydrogen, và liên kết hydrogen mạnh hơn tương tác van der Waals. Đừng nhầm liên kết hydrogen với liên kết cộng hóa trị H–O bên trong phân tử nước — liên kết hydrogen là liên kết giữa các phân tử với nhau.
Đề thi mẫu số 1 (90 phút)
Phần I. Trắc nghiệm nhiều phương án lựa chọn (3,0 điểm)
Câu 1. Hạt mang điện tích dương trong hạt nhân nguyên tử là
A. Electron.
B. Neutron.
C. Proton.
D. Photon.
→ Đáp án: C.
Giải thích: Hạt nhân nguyên tử gồm proton và neutron; trong đó proton mang điện tích +1, neutron không mang điện. Electron mang điện tích −1 và chuyển động ở vỏ nguyên tử, còn photon là hạt ánh sáng, không phải thành phần của nguyên tử. Vì vậy đáp án đúng là C. Đây là câu nhận biết, chỉ cần nhớ tên và điện tích của ba loại hạt cơ bản.
Câu 2. Nguyên tử X có 20 proton và 20 neutron. Số khối của nguyên tử X là
A. 20.
B. 60.
C. 40.
D. 10.
→ Đáp án: C.
Giải thích: Số khối A = số proton + số neutron = 20 + 20 = 40. Đáp án A (20) là số hiệu nguyên tử Z, đáp án B (60) là do cộng nhầm thêm số electron, đáp án D không liên quan. Lưu ý: electron có khối lượng không đáng kể nên không tính vào số khối.
Câu 3. Các nguyên tử được gọi là đồng vị của nhau khi chúng có cùng
A. số proton nhưng khác số neutron.
B. số neutron nhưng khác số proton.
C. số khối.
D. số electron ở lớp ngoài cùng.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Đồng vị là các nguyên tử của cùng một nguyên tố (cùng số proton Z) nhưng khác nhau về số neutron, do đó có số khối khác nhau. Đáp án B sai vì khác số proton thì đã là nguyên tố khác. Đáp án C sai vì đồng vị có số khối khác nhau. Đáp án D sai vì số electron lớp ngoài cùng giống nhau là hệ quả chứ không phải định nghĩa của đồng vị.
Câu 4. Số electron tối đa có thể chứa trong phân lớp p là
A. 2.
B. 6.
C. 10.
D. 14.
→ Đáp án: B.
Giải thích: Phân lớp p gồm 3 orbital (px, py, pz), mỗi orbital chứa tối đa 2 electron nên phân lớp p chứa tối đa 3 × 2 = 6 electron. Đáp án A (2) là số electron tối đa của phân lớp s, đáp án C (10) là của phân lớp d, đáp án D (14) là của phân lớp f.
Câu 5. Cấu hình electron của nguyên tử Na (Z = 11) là
A. 1s22s22p63s1.
B. 1s22s22p63s2.
C. 1s22s22p63p1.
D. 1s22s22p53s2.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Điền 11 electron theo thứ tự mức năng lượng tăng dần 1s → 2s → 2p → 3s: 1s nhận 2, 2s nhận 2, 2p nhận 6, còn lại 11 − 10 = 1 electron vào 3s. Vậy cấu hình đúng là 1s22s22p63s1. Đáp án B có tổng 12 electron (thừa 1), đáp án C sai vì 3p có mức năng lượng cao hơn 3s nên electron vào 3s trước, đáp án D có tổng 11 nhưng phân bố sai (2p chưa đầy đã nhảy sang 3s).
Câu 6. Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử
A. tăng dần.
B. giảm dần.
C. không thay đổi.
D. tăng rồi giảm.
→ Đáp án: B.
Giải thích: Trong một chu kì, số lớp electron không đổi nhưng điện tích hạt nhân tăng dần, lực hút của hạt nhân lên các electron lớp ngoài cùng mạnh dần nên bán kính nguyên tử giảm dần từ trái sang phải. Đáp án A mô tả xu hướng trong một nhóm (từ trên xuống dưới), đáp án C và D không đúng với quy luật tuần hoàn.
Câu 7. Trong các nguyên tố sau, nguyên tố có độ âm điện lớn nhất là
A. Na (Z = 11).
B. O (Z = 8).
C. Cl (Z = 17).
D. F (Z = 9).
→ Đáp án: D.
Giải thích: Độ âm điện tăng dần từ trái sang phải trong một chu kì và giảm dần từ trên xuống dưới trong một nhóm; fluorine (F) là nguyên tố có độ âm điện lớn nhất trong bảng tuần hoàn (khoảng 3,98). O (3,44) và Cl (3,16) đều nhỏ hơn F, còn Na (0,93) là kim loại điển hình có độ âm điện rất nhỏ. Mẹo: cứ thấy F trong các phương án so sánh độ âm điện thì gần như luôn là đáp án đúng.
Câu 8. Liên kết ion thường được hình thành giữa
A. hai nguyên tử kim loại.
B. hai nguyên tử phi kim.
C. nguyên tử kim loại điển hình và nguyên tử phi kim điển hình.
D. nguyên tử khí hiếm và nguyên tử kim loại.
→ Đáp án: C.
Giải thích: Liên kết ion hình thành do lực hút tĩnh điện giữa cation (kim loại nhường electron) và anion (phi kim nhận electron), điển hình là kim loại nhóm IA, IIA với phi kim nhóm VIA, VIIA (ví dụ NaCl, MgO). Đáp án A tạo liên kết kim loại, đáp án B tạo liên kết cộng hóa trị, đáp án D không xảy ra vì khí hiếm bền vững, hầu như không tạo liên kết.
Câu 9. Cho độ âm điện: H = 2,20; Cl = 3,16; Na = 0,93. Liên kết trong phân tử NaCl và phân tử HCl lần lượt là
A. cộng hóa trị có cực và ion.
B. ion và cộng hóa trị có cực.
C. cộng hóa trị không cực và ion.
D. ion và cộng hóa trị không cực.
→ Đáp án: B.
Giải thích: Tính hiệu độ âm điện: Δχ(Na–Cl) = |0,93 − 3,16| = 2,23 ≥ 1,7 → liên kết ion; Δχ(H–Cl) = |2,20 − 3,16| = 0,96, nằm trong khoảng 0,4 đến 1,7 → liên kết cộng hóa trị có cực. Đáp án B đúng. Các đáp án còn lại đều đảo ngược hoặc nhầm loại liên kết — hãy luôn tính Δχ rồi đối chiếu với 3 ngưỡng 0,4 và 1,7.
Câu 10. Chất nào sau đây có liên kết hydrogen giữa các phân tử?
A. CH4.
B. CO2.
C. NaCl.
D. H2O.
→ Đáp án: D.
Giải thích: Liên kết hydrogen hình thành khi nguyên tử H đã liên kết với nguyên tử có độ âm điện lớn (F, O, N) tương tác với nguyên tử F, O, N của phân tử khác. Trong H2O, H liên kết với O (độ âm điện lớn) nên giữa các phân tử nước tồn tại liên kết hydrogen O–H···O. CH4 và CO2 không có H liên kết với F/O/N; NaCl là hợp chất ion, không tồn tại phân tử để tạo liên kết hydrogen.
Câu 11. Theo quy tắc octet, trong quá trình hình thành liên kết hóa học, các nguyên tử có xu hướng
A. nhường hết electron để trở thành ion dương.
B. đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm gần nhất.
C. nhận thêm electron để số electron bằng số proton.
D. góp chung tất cả electron của lớp vỏ.
→ Đáp án: B.
Giải thích: Nội dung quy tắc octet: các nguyên tử nhường, nhận hoặc góp chung electron sao cho lớp ngoài cùng đạt 8 electron (bền vững như khí hiếm, riêng H đạt 2 electron như He). Đáp án A chỉ đúng với kim loại, đáp án C diễn đạt sai bản chất (ion âm có số electron nhiều hơn số proton), đáp án D sai vì chỉ electron lớp ngoài cùng tham gia liên kết.
Câu 12. Ion nào sau đây chứa liên kết cho – nhận?
A. Na+.
B. Cl−.
C. O2−.
D. NH4+.
→ Đáp án: D.
Giải thích: Trong ion NH4+, nguyên tử N của phân tử NH3 dùng cặp electron riêng của mình để tạo liên kết với ion H+ — cặp electron chung chỉ do một nguyên tử (N) đóng góp, đó chính là liên kết cho – nhận. Các ion Na+, Cl−, O2− là ion đơn nguyên tử, không chứa liên kết cho – nhận.
| Câu | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Đáp án | C | C | A | B | A | B | D | C | B | D |
| Câu | 11 | 12 |
|---|---|---|
| Đáp án | B | D |
Phần II. Trắc nghiệm đúng – sai (2,0 điểm)
Câu 1. Nguyên tử X có số hiệu nguyên tử Z = 17. Xét các phát biểu sau:
a) X là nguyên tố chlorine (Cl), thuộc nhóm halogen.
b) Cấu hình electron của X là 1s22s22p63s23p5.
c) X thuộc chu kì 3, nhóm VIIA trong bảng tuần hoàn.
d) X là kim loại điển hình.
→ Đáp án: a) Đ, b) Đ, c) Đ, d) S.
Giải thích: Ý a) Đúng — Z = 17 là chlorine, thuộc nhóm VIIA (nhóm halogen). Ý b) Đúng — điền 17 electron theo thứ tự 1s 2s 2p 3s 3p được 1s22s22p63s23p5. Ý c) Đúng — có 3 lớp electron nên thuộc chu kì 3, có 7 electron lớp ngoài cùng nên thuộc nhóm VIIA. Ý d) Sai — X có 7 electron lớp ngoài cùng nên là phi kim điển hình, không phải kim loại.
| Ý | a | b | c | d |
|---|---|---|---|---|
| Đáp án | Đ | Đ | Đ | S |
Câu 2. Xét các phát biểu về liên kết hóa học:
a) Liên kết ion được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
b) Trong phân tử H2, hai nguyên tử H liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị không cực.
c) Liên kết hydrogen là loại liên kết hóa học mạnh nhất.
d) Hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử càng lớn thì liên kết giữa chúng càng có tính ion.
→ Đáp án: a) Đ, b) Đ, c) S, d) Đ.
Giải thích: Ý a) Đúng — đúng định nghĩa liên kết ion. Ý b) Đúng — hai nguyên tử H giống nhau, hiệu độ âm điện bằng 0 (< 0,4) nên liên kết cộng hóa trị không cực. Ý c) Sai — liên kết hydrogen là liên kết yếu, yếu hơn nhiều so với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị; nó chỉ mạnh hơn tương tác van der Waals. Ý d) Đúng — khi Δχ ≥ 1,7 liên kết được coi là liên kết ion, Δχ càng lớn tính ion càng rõ.
| Ý | a | b | c | d |
|---|---|---|---|---|
| Đáp án | Đ | Đ | S | Đ |
Phần III. Trắc nghiệm trả lời ngắn (2,0 điểm)
Câu 1. Nguyên tố X có số hiệu nguyên tử Z = 12. Viết cấu hình electron của X và cho biết X có bao nhiêu electron ở lớp ngoài cùng.
→ Đáp án: 1s22s22p63s2; 2 electron lớp ngoài cùng.
Giải thích: Điền 12 electron theo thứ tự mức năng lượng: 1s (2) → 2s (2) → 2p (6) → còn 2 electron vào 3s. Lớp ngoài cùng là lớp thứ 3 (n = 3) với phân lớp 3s2, tức có 2 electron lớp ngoài cùng. Từ đó suy ra X thuộc chu kì 3, nhóm IIA — chính là magnesium (Mg), một kim loại kiềm thổ.
Câu 2. Trong tự nhiên, copper (Cu) có hai đồng vị: 63Cu chiếm 72,9% và 65Cu chiếm 27,1%. Tính nguyên tử khối trung bình của Cu (làm tròn đến 2 chữ số thập phân).
→ Đáp án: 63,54.
Giải thích: Áp dụng công thức: Ā = (63 × 72,9 + 65 × 27,1) / 100 = (4592,7 + 1761,5) / 100 = 6354,2 / 100 = 63,542 ≈ 63,54. Lưu ý cộng phần trăm phải bằng 100% và chỉ làm tròn ở bước cuối cùng để tránh sai số.
Câu 3. Sắp xếp các nguyên tố Na (Z = 11), Mg (Z = 12), Al (Z = 13) theo chiều bán kính nguyên tử tăng dần.
→ Đáp án: Al < Mg < Na.
Giải thích: Cả ba nguyên tố đều thuộc chu kì 3. Trong một chu kì, bán kính nguyên tử giảm dần từ trái sang phải do điện tích hạt nhân tăng (11 → 12 → 13) trong khi số lớp electron không đổi, lực hút hạt nhân lên electron lớp ngoài cùng mạnh dần. Vì vậy bán kính tăng dần theo thứ tự Al < Mg < Na.
Câu 4. Nguyên tố Y có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 3s23p4. Xác định chu kì và nhóm của Y trong bảng tuần hoàn.
→ Đáp án: Chu kì 3, nhóm VIA.
Giải thích: Lớp ngoài cùng là lớp thứ 3 (n = 3) → Y thuộc chu kì 3. Tổng số electron lớp ngoài cùng là 2 + 4 = 6 → Y thuộc nhóm VIA. Cấu hình đầy đủ là 1s22s22p63s23p4 (Z = 16), Y chính là sulfur (S).
| Câu | Đáp án |
|---|---|
| 1 | 1s22s22p63s2; 2 electron lớp ngoài cùng |
| 2 | 63,54 |
| 3 | Al < Mg < Na |
| 4 | Chu kì 3, nhóm VIA |
Phần IV. Tự luận (3,0 điểm)
Bài 1 (1,0 điểm). Nguyên tử X có số hiệu nguyên tử Z = 19.
a) Viết cấu hình electron của X.
b) Xác định vị trí của X trong bảng tuần hoàn (chu kì, nhóm) và cho biết X là kim loại, phi kim hay khí hiếm. Giải thích.
Lời giải:
a) Cấu hình electron của X: 1s22s22p63s23p64s1. (Lưu ý: electron thứ 19 điền vào 4s trước 3d vì 4s có mức năng lượng thấp hơn.)
b) X có 4 lớp electron → thuộc chu kì 4; có 1 electron lớp ngoài cùng → thuộc nhóm IA. X là kim loại (kali, K) vì chỉ có 1 electron lớp ngoài cùng, dễ nhường electron để đạt cấu hình khí hiếm.
Bài 2 (1,0 điểm). So sánh tính kim loại của các nguyên tố Na (Z = 11), Mg (Z = 12), Al (Z = 13) và giải thích dựa trên cấu tạo nguyên tử.
Lời giải: Tính kim loại giảm dần theo thứ tự: Na > Mg > Al. Giải thích: cả ba nguyên tố đều thuộc chu kì 3 (cùng số lớp electron), điện tích hạt nhân tăng dần từ Na (11+) đến Al (13+). Điện tích hạt nhân càng lớn thì hạt nhân hút electron lớp ngoài cùng càng mạnh, nguyên tử càng khó nhường electron → tính kim loại càng yếu. Đây chính là quy luật biến đổi tính kim loại trong một chu kì.
Bài 3 (1,0 điểm).
a) Giải thích vì sao nhiệt độ sôi của HF cao bất thường so với HCl.
b) Cho độ âm điện: Na = 0,93; Cl = 3,16; H = 2,20. Xác định loại liên kết trong NaCl và HCl.
Lời giải:
a) Giữa các phân tử HF tồn tại liên kết hydrogen (H đã liên kết với F có độ âm điện rất lớn, tương tác với F của phân tử khác), còn giữa các phân tử HCl chỉ có tương tác van der Waals yếu. Liên kết hydrogen mạnh hơn nhiều nên cần nhiều năng lượng hơn để phá vỡ → nhiệt độ sôi của HF cao bất thường.
b) Δχ(Na–Cl) = 3,16 − 0,93 = 2,23 ≥ 1,7 → liên kết ion. Δχ(H–Cl) = 3,16 − 2,20 = 0,96 (0,4 ≤ Δχ < 1,7) → liên kết cộng hóa trị có cực.
Đề thi mẫu số 2 (90 phút)
Phần I. Trắc nghiệm nhiều phương án lựa chọn (3,0 điểm)
Câu 1. Khối lượng của electron xấp xỉ bằng
A. 1 amu.
B. 0 amu.
C. 2 amu.
D. 0,00055 amu.
→ Đáp án: D.
Giải thích: Electron có khối lượng 9,1094 × 10−31 kg, tương đương khoảng 0,00055 amu — nhỏ hơn khoảng 1.800 lần so với proton và neutron. Chính vì khối lượng không đáng kể này mà khối lượng nguyên tử được coi là tập trung ở hạt nhân. Đáp án A (1 amu) là khối lượng xấp xỉ của proton và neutron.
Câu 2. Nguyên tử trung hòa về điện vì
A. số proton bằng số electron.
B. số proton bằng số neutron.
C. số electron bằng số neutron.
D. trong nguyên tử không có hạt mang điện.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Proton mang điện +1, electron mang điện −1; khi số proton = số electron thì tổng điện tích bằng 0, nguyên tử trung hòa về điện. Đáp án B, C không liên quan đến sự trung hòa điện tích (neutron không mang điện). Đáp án D sai hoàn toàn vì nguyên tử chứa các hạt mang điện.
Câu 3. Số electron tối đa có thể chứa trong lớp M (n = 3) là
A. 8.
B. 18.
C. 32.
D. 2.
→ Đáp án: B.
Giải thích: Áp dụng công thức số electron tối đa mỗi lớp là 2n2: với n = 3 thì 2 × 32 = 18. Đáp án A (8) là số electron tối đa của lớp L (n = 2), đáp án C (32) là của lớp N (n = 4), đáp án D (2) là của lớp K (n = 1). Lưu ý: công thức này cho số tối đa lý thuyết, trong thực tế lớp ngoài cùng không vượt quá 8 electron.
Câu 4. Hai nguyên tử 12C và 14C là đồng vị của nhau vì chúng có cùng
A. số proton (đều có 6 proton) nhưng khác số neutron.
B. số neutron nhưng khác số proton.
C. số khối.
D. khối lượng nguyên tử tuyệt đối.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Cả hai đều là nguyên tử carbon nên có cùng số proton Z = 6, nhưng 12C có 6 neutron còn 14C có 8 neutron — đúng định nghĩa đồng vị (cùng Z, khác N). Đáp án B, C, D đều sai vì đồng vị khác nhau về số neutron, số khối và khối lượng.
Câu 5. Trong tự nhiên, chlorine có hai đồng vị 35Cl (75%) và 37Cl (25%). Nguyên tử khối trung bình của Cl là
A. 35.
B. 37.
C. 36.
D. 35,5.
→ Đáp án: D.
Giải thích: Ā = (35 × 75 + 37 × 25) / 100 = (2625 + 925) / 100 = 3550 / 100 = 35,5. Đây cũng là giá trị nguyên tử khối của Cl ghi trong bảng tuần hoàn. Đáp án A và B là số khối của từng đồng vị riêng lẻ, không phải giá trị trung bình.
Câu 6. Cấu hình electron của nguyên tử Ca (Z = 20) là
A. 1s22s22p63s23p64s2.
B. 1s22s22p63s23p63d2.
C. 1s22s22p63s23p64s13d1.
D. 1s22s22p63s23p64p2.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Theo thứ tự mức năng lượng 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p..., electron thứ 19 và 20 điền vào 4s trước 3d. Vì vậy cấu hình đúng là ...3p64s2. Đáp án B sai vì nhảy thẳng lên 3d bỏ qua 4s; đáp án C, D phân bố sai mức năng lượng. Đây là bẫy kinh điển — luôn nhớ "4s trước 3d".
Câu 7. Trong một nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố
A. tăng dần.
B. giảm dần.
C. không thay đổi.
D. tăng rồi giảm.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Trong một nhóm A, từ trên xuống dưới số lớp electron tăng dần, electron lớp ngoài cùng ở xa hạt nhân hơn, lực hút của hạt nhân yếu đi nên nguyên tử dễ nhường electron hơn → tính kim loại tăng dần (và tính phi kim giảm dần). Ví dụ nhóm IA: Li < Na < K < Rb < Cs về tính kim loại. Đáp án B mô tả xu hướng trong một chu kì (từ trái sang phải).
Câu 8. Oxide cao nhất của nguyên tố R thuộc nhóm IVA có công thức là
A. R2O.
B. RO.
C. RO2.
D. R2O3.
→ Đáp án: C.
Giải thích: Nguyên tố nhóm IVA có 4 electron lớp ngoài cùng, hóa trị cao nhất là IV nên oxide cao nhất có công thức RO2 (ví dụ CO2, SiO2). Quy tắc chung: oxide cao nhất của nhóm A có dạng R2On với n là số thứ tự nhóm — nhóm IVA thì n = 4, rút gọn R2O4 thành RO2. Đáp án A ứng với nhóm IA, B ứng với nhóm IIA, D ứng với nhóm IIIA.
Câu 9. Phân tử nào sau đây có liên kết cộng hóa trị có cực?
A. Cl2.
B. H2.
C. HCl.
D. NaCl.
→ Đáp án: C.
Giải thích: Tính hiệu độ âm điện: Δχ(H–Cl) = 3,16 − 2,20 = 0,96 (trong khoảng 0,4 đến 1,7) → liên kết cộng hóa trị có cực (cặp electron chung lệch về phía Cl). Cl2 và H2 do hai nguyên tử giống nhau tạo thành, Δχ = 0 → không cực. NaCl có Δχ ≈ 2,23 ≥ 1,7 → liên kết ion.
Câu 10. Chất nào sau đây là hợp chất ion?
A. H2O.
B. NaCl.
C. CO2.
D. NH3.
→ Đáp án: B.
Giải thích: Na là kim loại điển hình (nhóm IA), Cl là phi kim điển hình (nhóm VIIA); Na nhường 1 electron tạo Na+, Cl nhận 1 electron tạo Cl−, hai ion hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo liên kết ion. H2O, CO2, NH3 đều là hợp chất cộng hóa trị giữa các phi kim với nhau.
Câu 11. Nhiệt độ sôi của các halogen tăng dần từ F2 đến I2. Nguyên nhân là do
A. tương tác van der Waals giữa các phân tử tăng dần.
B. liên kết cộng hóa trị trong phân tử mạnh dần.
C. xuất hiện liên kết hydrogen giữa các phân tử.
D. khối lượng phân tử giảm dần.
→ Đáp án: A.
Giải thích: Từ F2 đến I2, phân tử ngày càng lớn, số electron càng nhiều thì tương tác van der Waals giữa các phân tử càng mạnh, cần nhiều năng lượng hơn để tách các phân tử ra → nhiệt độ sôi tăng dần. Đáp án B sai vì nhiệt độ sôi phụ thuộc vào tương tác giữa các phân tử, không phải liên kết trong phân tử. Đáp án C sai vì halogen không tạo liên kết hydrogen. Đáp án D sai vì khối lượng phân tử tăng dần.
Câu 12. Nguyên tử của nguyên tố X có 7 electron ở lớp ngoài cùng. X thuộc nhóm
A. IA.
B. IIA.
C. VIA.
D. VIIA.
→ Đáp án: D.
Giải thích: Quy tắc: số thứ tự nhóm A bằng số electron lớp ngoài cùng. X có 7 electron lớp ngoài cùng → thuộc nhóm VIIA (nhóm halogen). Đáp án A ứng với 1 electron, B ứng với 2 electron, C ứng với 6 electron lớp ngoài cùng.
| Câu | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Đáp án | A | B | C | D | A | B | C | D | A | B |
| Câu | 11 | 12 |
|---|---|---|
| Đáp án | A | D |
Phần II. Trắc nghiệm đúng – sai (2,0 điểm)
Câu 1. Nguyên tử R có tổng số hạt cơ bản (p, n, e) là 40; số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 12. Xét các phát biểu sau:
a) R có số hiệu nguyên tử Z = 13.
b) Cấu hình electron của R là 1s22s22p63s23p1.
c) R thuộc chu kì 3, nhóm IIIA.
d) R là phi kim.
→ Đáp án: a) Đ, b) Đ, c) Đ, d) S.
Giải thích: Đặt số proton = số electron = p, số neutron = n. Ta có hệ: 2p + n = 40 và 2p − n = 12. Cộng hai phương trình: 4p = 52 → p = 13, suy ra n = 40 − 26 = 14. Ý a) Đúng — Z = p = 13 (aluminium, Al). Ý b) Đúng — điền 13 electron được 1s22s22p63s23p1. Ý c) Đúng — 3 lớp electron → chu kì 3; 3 electron lớp ngoài cùng → nhóm IIIA. Ý d) Sai — R có 3 electron lớp ngoài cùng nên là kim loại.
| Ý | a | b | c | d |
|---|---|---|---|---|
| Đáp án | Đ | Đ | Đ | S |
Câu 2. Xét các phát biểu về bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học:
a) Các nguyên tố trong cùng một chu kì có cùng số lớp electron.
b) Các nguyên tố trong cùng một nhóm A có số electron lớp ngoài cùng bằng nhau.
c) Bán kính nguyên tử tăng dần từ trái sang phải trong một chu kì.
d) Các khí hiếm (nhóm VIIIA) hầu như không tham gia phản ứng hóa học ở điều kiện thường.
→ Đáp án: a) Đ, b) Đ, c) S, d) Đ.
Giải thích: Ý a) Đúng — số thứ tự chu kì chính bằng số lớp electron. Ý b) Đúng — đây là cơ sở để xếp các nguyên tố có tính chất tương tự vào cùng một nhóm A. Ý c) Sai — bán kính nguyên tử giảm dần từ trái sang phải trong một chu kì (điện tích hạt nhân tăng, hút electron mạnh hơn). Ý d) Đúng — khí hiếm có lớp vỏ electron bền vững (8 electron lớp ngoài cùng) nên rất khó tham gia phản ứng.
| Ý | a | b | c | d |
|---|---|---|---|---|
| Đáp án | Đ | Đ | S | Đ |
Phần III. Trắc nghiệm trả lời ngắn (2,0 điểm)
Câu 1. Nguyên tử O có số hiệu nguyên tử Z = 8. Viết cấu hình electron của O và cho biết O có bao nhiêu electron độc thân ở lớp ngoài cùng.
→ Đáp án: 1s22s22p4; 2 electron độc thân.
Giải thích: Điền 8 electron: 1s (2) → 2s (2) → 2p còn 4 electron. Phân lớp 2p có 3 orbital; theo quy tắc Hund, 4 electron phân bố thành 1 cặp và 2 electron độc thân (mỗi orbital 1 electron trước khi ghép đôi). Vậy O có 2 electron độc thân ở lớp ngoài cùng — đây cũng là lí do mỗi nguyên tử O góp chung 2 electron tạo 2 liên kết cộng hóa trị trong phân tử H2O.
Câu 2. Trong tự nhiên, magnesium có ba đồng vị: 24Mg (78,99%), 25Mg (10,00%), 26Mg (11,01%). Tính nguyên tử khối trung bình của Mg (làm tròn đến 2 chữ số thập phân).
→ Đáp án: 24,32.
Giải thích: Ā = (24 × 78,99 + 25 × 10,00 + 26 × 11,01) / 100 = (1895,76 + 250,00 + 286,26) / 100 = 2432,02 / 100 = 24,3202 ≈ 24,32. Kiểm tra nhanh: phần trăm cộng lại bằng 100% (78,99 + 10,00 + 11,01 = 100,00) và kết quả nằm giữa 24 và 26, gần 24 nhất vì đồng vị 24Mg chiếm tỉ lệ áp đảo — hợp lí.
Câu 3. Sắp xếp các nguyên tố Li (Z = 3), Na (Z = 11), K (Z = 19) theo chiều tính kim loại tăng dần.
→ Đáp án: Li < Na < K.
Giải thích: Cả ba nguyên tố đều thuộc nhóm IA (đều có 1 electron lớp ngoài cùng). Trong một nhóm, từ trên xuống dưới số lớp electron tăng dần (Li: 2 lớp, Na: 3 lớp, K: 4 lớp), electron lớp ngoài cùng ở xa hạt nhân hơn, càng dễ bị tách ra → tính kim loại tăng dần: Li < Na < K. Đây cũng là lí do K phản ứng với nước mãnh liệt hơn Na, và Na mãnh liệt hơn Li.
Câu 4. Cho độ âm điện: H = 2,20; O = 3,44. Xác định loại liên kết trong phân tử H2O.
→ Đáp án: Liên kết cộng hóa trị có cực.
Giải thích: Δχ(O–H) = 3,44 − 2,20 = 1,24, nằm trong khoảng 0,4 đến 1,7 → liên kết cộng hóa trị có cực: cặp electron chung lệch về phía O (nguyên tử có độ âm điện lớn hơn). Chính tính có cực này, cộng với hình dạng phân tử gấp khúc, làm cho nước là dung môi phân cực tuyệt vời và tạo được liên kết hydrogen giữa các phân tử.
| Câu | Đáp án |
|---|---|
| 1 | 1s22s22p4; 2 electron độc thân |
| 2 | 24,32 |
| 3 | Li < Na < K |
| 4 | Liên kết cộng hóa trị có cực |
Phần IV. Tự luận (3,0 điểm)
Bài 1 (1,0 điểm). Nguyên tử X có số hiệu nguyên tử Z = 16.
a) Viết cấu hình electron của X.
b) Xác định vị trí của X trong bảng tuần hoàn (chu kì, nhóm) và cho biết X là kim loại, phi kim hay khí hiếm. Giải thích.
Lời giải:
a) Cấu hình electron của X: 1s22s22p63s23p4.
b) X có 3 lớp electron → thuộc chu kì 3; có 6 electron lớp ngoài cùng → thuộc nhóm VIA. X là phi kim (sulfur, S) vì có 6 electron lớp ngoài cùng, có xu hướng nhận thêm 2 electron để đạt cấu hình khí hiếm.
Bài 2 (1,0 điểm). Giải thích vì sao NaCl có nhiệt độ nóng chảy cao (801°C) trong khi HCl là chất khí ở điều kiện thường, mặc dù cả hai đều chứa nguyên tố Cl.
Lời giải: NaCl là hợp chất ion: các ion Na+ và Cl− sắp xếp trật tự trong mạng tinh thể, liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện rất mạnh theo mọi hướng; cần rất nhiều năng lượng để phá vỡ mạng tinh thể này nên nhiệt độ nóng chảy cao. Ngược lại, HCl là hợp chất cộng hóa trị tồn tại dưới dạng phân tử riêng lẻ; giữa các phân tử HCl chỉ có tương tác van der Waals yếu nên dễ tách nhau ra → HCl là chất khí ở điều kiện thường. Bài học: nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi phụ thuộc vào tương tác giữa các hạt (ion, phân tử), không chỉ phụ thuộc vào thành phần nguyên tố.
Bài 3 (1,0 điểm).
a) Nêu sự khác nhau về bản chất hình thành giữa liên kết ion và liên kết cộng hóa trị.
b) Trong các chất MgO, Cl2, NH3 ở trạng thái lỏng, chất nào có liên kết hydrogen giữa các phân tử? Giải thích.
Lời giải:
a) Liên kết ion hình thành do sự nhường – nhận electron tạo thành cation và anion, rồi các ion trái dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện (không có cặp electron chung). Liên kết cộng hóa trị hình thành do hai nguyên tử góp chung một hay nhiều cặp electron để cùng đạt cấu hình electron bền vững.
b) NH3 có liên kết hydrogen giữa các phân tử, vì H trong NH3 liên kết trực tiếp với N (nguyên tử có độ âm điện lớn), thỏa mãn điều kiện tạo liên kết hydrogen N–H···N. MgO là hợp chất ion (không tồn tại phân tử), Cl2 không có nguyên tử H nên không thể có liên kết hydrogen.
Phương pháp làm từng dạng bài
Dạng 1: Viết cấu hình electron và xác định vị trí nguyên tố
- Bước 1: Điền electron theo thứ tự mức năng lượng 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p... (nhớ bẫy "4s trước 3d").
- Bước 2: Đếm số lớp electron → số thứ tự chu kì; đếm số electron lớp ngoài cùng → số thứ tự nhóm A.
- Bước 3: Dự đoán tính chất: 1–3 electron lớp ngoài cùng → kim loại; 5–7 → phi kim; 8 → khí hiếm.
- Ví dụ: Z = 19 → 1s22s22p63s23p64s1 → chu kì 4, nhóm IA → kim loại kiềm (K).
Dạng 2: Bài toán đồng vị và nguyên tử khối trung bình
- Bước 1: Kiểm tra tổng phần trăm các đồng vị có bằng 100% không.
- Bước 2: Áp dụng công thức Ā = (A1x1 + A2x2 + ...) / 100.
- Bước 3: Chỉ làm tròn ở bước cuối; kiểm tra tính hợp lí (kết quả phải nằm giữa số khối nhỏ nhất và lớn nhất, gần với đồng vị chiếm tỉ lệ cao nhất).
- Dạng ngược: cho nguyên tử khối trung bình và tỉ lệ một đồng vị → đặt ẩn x cho tỉ lệ đồng vị còn lại, lập phương trình một ẩn.
Dạng 3: So sánh bán kính, độ âm điện, tính kim loại – phi kim
- Bước 1: Xác định các nguyên tố có cùng chu kì hay cùng nhóm.
- Bước 2: Áp dụng quy luật: trong chu kì (trái → phải): bán kính giảm, độ âm điện tăng, tính kim loại giảm; trong nhóm (trên → dưới): bán kính tăng, độ âm điện giảm, tính kim loại tăng.
- Mẹo: vẽ nhanh một mũi tên chéo từ góc dưới-trái (kim loại mạnh, bán kính lớn) lên góc trên-phải (phi kim mạnh, độ âm điện lớn) của bảng tuần hoàn trong nháp.
Dạng 4: Xác định loại liên kết bằng hiệu độ âm điện
- Bước 1: Tính Δχ = |χA − χB|.
- Bước 2: Đối chiếu 3 ngưỡng: < 0,4 → cộng hóa trị không cực; 0,4 – 1,7 → cộng hóa trị có cực; ≥ 1,7 → ion.
- Bước 3: Nếu đề hỏi về liên kết hydrogen, kiểm tra 2 điều kiện: có H liên kết với F/O/N và trạng thái xét là giữa các phân tử.
Dạng 5: Câu đúng – sai
- Đọc kĩ từng ý độc lập, đừng để một ý sai làm ảnh hưởng tâm lí các ý còn lại.
- Chú ý các từ "luôn", "tất cả", "chỉ" — phát biểu có từ tuyệt đối hóa thường là sai (ví dụ "liên kết hydrogen là liên kết mạnh nhất" là sai).
- Với ý tính toán, nháp nhanh ra giấy thay vì nhẩm — mỗi ý đúng được 0,25 điểm, đừng để mất oan.
5 lỗi mất điểm oan thường gặp
1. Điền electron vào 3d trước 4s. Rất nhiều bạn viết Ca (Z = 20) thành ...3p63d2 thay vì ...3p64s2. Hãy thuộc lòng thứ tự 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d — đây là bẫy xuất hiện trong hầu hết các đề thi.
2. Nhầm chiều biến đổi trong chu kì và trong nhóm. Ví dụ chọn "bán kính tăng dần từ trái sang phải trong một chu kì" — thực tế là giảm dần. Cách tránh: nhớ câu thần chú "trái – dưới: to và kim loại; phải – trên: nhỏ và phi kim".
3. Nhầm liên kết hydrogen với liên kết cộng hóa trị trong phân tử. Liên kết hydrogen (···) là liên kết yếu giữa các phân tử, còn liên kết O–H bên trong phân tử nước là liên kết cộng hóa trị có cực mạnh. Đề hỏi "vì sao nước sôi ở 100°C" thì đáp án liên quan đến liên kết hydrogen giữa các phân tử.
4. Quên điều kiện tạo liên kết hydrogen. Không phải cứ có H là có liên kết hydrogen — H phải liên kết trực tiếp với F, O hoặc N. CH4, HCl, H2S đều không tạo được liên kết hydrogen.
5. Làm tròn số quá sớm khi tính nguyên tử khối trung bình. Làm tròn từng phép nhân trung gian sẽ làm lệch kết quả ở chữ số thập phân thứ hai. Hãy giữ nguyên số, chỉ làm tròn đáp số cuối cùng.
Lịch ôn tập 2 tuần trước kỳ thi
| Ngày | Nội dung | Mục tiêu |
|---|---|---|
| Ngày 1–2 | Chương 1: thành phần nguyên tử, đồng vị, nguyên tử khối trung bình | Thuộc 3 loại hạt, thành thạo công thức A = Z + N và công thức tính Ā |
| Ngày 3–4 | Chương 1: cấu hình electron | Viết đúng cấu hình Z ≤ 20, nhớ bẫy "4s trước 3d" |
| Ngày 5–6 | Chương 2: cấu tạo bảng tuần hoàn, xác định vị trí nguyên tố | Thành thạo "2 chiều": cấu hình → vị trí và vị trí → cấu hình |
| Ngày 7–8 | Chương 2: xu hướng biến đổi tính chất | Thuộc 3 xu hướng (bán kính, độ âm điện, kim loại – phi kim) theo 2 chiều |
| Ngày 9–10 | Chương 3: liên kết ion, cộng hóa trị, độ âm điện | Phân loại đúng liên kết bằng 3 ngưỡng Δχ |
| Ngày 11 | Chương 3: liên kết hydrogen, van der Waals | Phân biệt 4 loại tương tác/liên kết, giải thích được nhiệt độ sôi bất thường |
| Ngày 12 | Làm đề mẫu số 1, bấm giờ 90 phút | Chấm điểm, ghi lại các câu sai vào sổ lỗi |
| Ngày 13 | Ôn lại toàn bộ các câu đã sai + tóm tắt 3 chương | Không sai lại cùng một lỗi lần thứ hai |
| Ngày 14 | Làm đề mẫu số 2, bấm giờ 90 phút; nghỉ ngơi sớm | Tự tin bước vào phòng thi |
Hỏi đáp nhanh
Hỏi: Học kì 1 Hóa học 10 thi đến chương mấy?
Đáp: Thi hết Chương 3 (Liên kết hóa học), tức từ Bài 1 đến Bài 14 của sách Kết nối tri thức. Chương 4 (Phản ứng oxi hóa – khử) trở đi là chương trình học kì 2, không có trong đề thi cuối kì 1.
Hỏi: Có cần học thuộc bảng tuần hoàn không?
Đáp: Không cần học thuộc lòng toàn bộ. Bạn chỉ cần nhớ vị trí tương đối của khoảng 20 nguyên tố đầu và các quy luật biến đổi; đề thi cho phép suy luận từ cấu hình electron và vị trí. Điều bắt buộc phải thuộc là 3 xu hướng biến đổi và 3 ngưỡng hiệu độ âm điện.
Hỏi: Phân biệt nhanh liên kết ion và liên kết cộng hóa trị?
Đáp: Nhìn thành phần: kim loại điển hình + phi kim điển hình → thường là ion; phi kim + phi kim → thường là cộng hóa trị. Chắc chắn hơn thì tính hiệu độ âm điện: ≥ 1,7 là ion, dưới 1,7 là cộng hóa trị (có cực nếu ≥ 0,4).
Hỏi: Vì sao nước là chất lỏng còn H2S là chất khí ở điều kiện thường?
Đáp: Giữa các phân tử nước tồn tại liên kết hydrogen (O–H···O) khá bền, giữ các phân tử lại với nhau nên nước là chất lỏng. Giữa các phân tử H2S chỉ có tương tác van der Waals yếu (S có độ âm điện không đủ lớn để tạo liên kết hydrogen) nên H2S dễ bay hơi, tồn tại ở thể khí.
Hỏi: Đề thi có cho bảng tuần hoàn và bảng độ âm điện không?
Đáp: Hầu hết các đề kiểm tra cuối kì đều cho kèm bảng tuần hoàn rút gọn và bảng độ âm điện của một số nguyên tố ở trang cuối đề thi. Tuy nhiên bạn vẫn nên thuộc các giá trị quan trọng (F = 3,98; O = 3,44; Cl = 3,16; H = 2,20; Na = 0,93) để làm bài nhanh hơn.
Kết luận
Đề thi học kì 1 Hóa học 10 Kết nối tri thức 2026 chỉ xoay quanh 3 chương: Cấu tạo nguyên tử – Bảng tuần hoàn – Liên kết hóa học. Nắm chắc thứ tự điền electron (nhớ "4s trước 3d"), ba xu hướng biến đổi tuần hoàn, ba ngưỡng hiệu độ âm điện và điều kiện tạo liên kết hydrogen, bạn đã có trong tay khoảng 80% số điểm. Hai đề thi mẫu trong bài viết này bám sát cấu trúc đề mới (12 trắc nghiệm + 2 đúng–sai + 4 trả lời ngắn + 3 tự luận); hãy in ra, bấm giờ 90 phút và làm nghiêm túc như thi thật — đó là cách ôn hiệu quả nhất.
Chúc bạn ôn tập tốt và đạt điểm cao trong kỳ thi sắp tới! Đừng quên ôn song song các môn tự nhiên khác với đề thi học kì 1 Vật lí 10 và đề thi học kì 1 Toán 10 để có một kỳ thi học kì 1 thật trọn vẹn.