Tải bản đầy đủ

Giáo án Hóa học 10 chương 1 và chương 2: Cấu tạo nguyên tử Bảng tuần hoàn

Chương 1: NGUYÊN TỬ
Bài 1: THÀNH PHẦN CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
I. Thành phần cấu tạo nguyên tử :
* Nguyên tử có cấu tạo rỗng
* Nguyên tử được cấu tạo bởi hạt nhân nguyên tử mang điện dương (gồm 2 loại hạt là proton ,
nơtron ) và vỏ nguyên tử gồm các e mang điện âm chuyển động quanh hạt nhân
* Đặc điểm các loại hạt :
Loại hạt
Kí hiệu
Elect ron
e

Khối lượng
me = 9,1.10-31kg =

1
đvc
1840

Điện tích
qe = -1,6.10-19C = - e0 =

1-

=0,00055đvc
Proton

P

mP = 1,6726. 10-27kg = 1đvc

( e0 lµ ®¬n vÞ ®iÖn
tÝch )
qP = +1,6.10-19C = e0 = 1+

Nơtron

n

nn = 1,6748. 10-27kg = 1đvc

qn = 0

Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập chung ở hạt nhân
*Vì nguyên tử trung hòa về điện nên số p = số hạt e
II. Kích thước và khối lượng nguyên tử :
1. Kích thước nguyên tử :
* Coi nguyên tử như một khối cầu thì đường kính của nguyên tử khoảng 1A0 , đường kính của hạt
nhân là 10-4A0
Nhận xét : Kích thước của nguyên tử gấp 10.000 lần kích thước của hạt nhân
* Công thức tính thể tích của khối cầu :

4
V = πr 3
3

V : thể tích khối cầu
R : Bán kính khối cầu
π = 3,14
* Đơn vị độ dài : 1nm = 10-9m ; 1A0 = 10-10 m ; 1cm = 10-2 m
2. Khối lượng nguyên tử :
* Công thức tính KLNT :


m = ∑ mP + ∑ mn + ∑ me

Vì me quá nhở so với mP , mn nên m = ∑ m P + ∑ m n = m hn
Nhận xét : Kích thước của hạt nhân rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử nhưng khối lượng
lại tập chung ở hạt nhân
* Đơn vị khối lượng nguyên tử : 1u = 1đvc = 1,6605. 10 -27 kg

Bài 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ - NGUYÊ N TỐ HH- ĐỒNG VỊ


I. Hạt nhân nguyên tử :
1. Điện tích hạt nhân :
* Hạt nhân mang điện tích dương
* Số đơn vị đthn = số p = số e = Z
2. Số khối (A) :
* Đ/n : Số khối là tổng số hạt p (Z) và số hạtnơtron (N )
* Công thức : A = Z  +   N
A : số khối
; Z là số hạt p ; N là số hạt n
II. Nguyên tố hóa học :
1. Kn : Nguyên tố hóa học là tập hợp tất cả các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân ( Z )
VD : 1H , 1D , 1T đều thuộc nguyên tố hiđrô
2. Số hiệu nguên tử :
* Số điện tích hạt nhân Z là đại lương đặc trưng cho nguyên tố gọi là số hiệu nguyên tử hay số
thứ tự của nguyên tố
* Là dậi lượng đặc trưng vì mỗi nguyên tố có số p khác nhau
VD : 1H , 11Na , 12 Ca ….
* Số hiệu nguyên tử cho biết số p trong hạt nhân, số e trong nguyên tử.
3. Kí hiệu nguyên tử :

A
Z

X

X là kí hiệu nguyên tố hóa học
Z là số hiệu nguyên tử
A là số khối

* Chú ý : + Khi biết kí hiệu nguyên tử ta biết được đầy đủ các thông tin về thành phần cấu tạo
nguyên tử nguyên tố đó
VD : 178O
, 2311Na …..
+ Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân đều có tính chất hoá học giống nhau.
III. Đồng vị :
1. Kn : khái niệm: các đồng vị của cùng một nguyên tố hoá học là những nguyên tử có cùng số p
nhưng khác nhau về số n, do đó số khối A của chúng khác nhau.
VD: nguyên tố hidro có 3 đồng vị:
1
2
3
1 H
1 H (D )
1 H ( T)
Hạt nhân có 1p
hạt nhân có 1p, 1n
hạt nhân có 1p, 2n
* Chú ý : Do hạt nhân quyết định tính chất nguyên tử nên các đồng vị có cùng số p thì có tính
chất hoá học giống nhau. Tuy nhiên, do số n khác nhau nên các đồng vị có một số tính chất vật lí
khác nhau.
2. Phân loại:
* Đồng vị bền ( Các đồng vị bền có Z ≤ 83 ) , với đồng vị bền ta luôn có 1 ≤

N
≤ 1,524
Z

* Đồng vị không bền hay đồng vị phóng xạ ( hầu hết các đồng vị có Z > 83 là không bền )
IV. Nguyên tử khối - Nguyên tử khối lượng trung bình :


1. Nguyên tử khối :
*K/ n : Là khối lượng tương đối của nguyên tử
* Nguyên tử khối của nguyên tử cho biết KLNT đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị KLNT
VD; mAl = 27u
* Chú ý : NTK ( KLNT ) = số khối của hạt nhân
2. Nguyên tử khối trung bình :
*K/ n : Nguyên tử khối trung bình là nguyên tử khối của nguyên tố ( Vì có nhiều nguyên tố có
nhiều đồng vị )
* Công thức :

A=

A1x1 + A2 x 2 + .... + An x n
(1)
x1 + x 2 + .... + x n

Nếu nguyên tố có 2 đồng vị thì :

A=

Với x1 + x 2 + .... + x n = 100%

A.x + B (100 − x)
(2)
100

Bài 4 -5 : CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ
CẤU HÌNH ELECTRON
I. Sự chuyển động của electron – Obitan nguyên tử :
1. Sự chuyển động của e:


* Electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân ,không theo quĩ đạo xác định tạo thành vỏ
nguyên tử
* Electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân tạo thành các đám mây e
* ở tạng thái cơ bản , khả năng tìm thấy e sẽ lớn khi ở gần hạt nhân và giảm dần khi ở xa hạt nhân
2. Obitan nguyên tử :
* K/ n : Là vùng không gian xung quanh hạt nhân ở đó xác xuất có mặt e khoảng 90% được gọi
là obitan nguyên tử
* Hình dạng của AO :
+ Obitan s : mây có dạng hình cầu
+ Obitan p : mây có dạng hình quả tạ
+ Obitan d , f : mây có dạng hoa nhiều cánh
* Khi một AO chứa đủ 2 e , ta nói 2 e được ghép đôi
Các e đã ghép đôi thường không tham gia vào liên kết hóa học
* Khi một AO chỉ chứa 1 e , ta nói e độc thân
Các e độc thân dễ tham gia vào liên kết hóa học
II. Lớp e và phân lớp e :
1.Lớp electron:
* Kn : Lớp e là khu vực không gian của các e có mức năng lượng gần bằng nhau
* Kí hiệu các lớp e : n: 1
2
3
4
5
6
7 ( n là số thứ tự lớp e )
K
L
M
N
O
P
Q
2. Phân lớp electron :
* Kn : Phân lớp e là khu vực không gian của các e có cùng mức năng lượng
* Kí hiệu các phân lớp e : s , p , d , f
* Số phân lớp e trong các lớp e :
Lớp K ( n =1 ) có 1 phân lớp e : 1s
Lớp L ( n =2 ) có 2 phân lớp e : 2s 2p
Lớp M ( n = 3 ) có 3 phân lớp e : 3s 3p 3d
Lớp N ( n = 4 ) có 4 phân lớp e : 4s 4p 4d 4f
* Số AO có trong phân lớp e :
+ Phân lớp :
s ( 1AO ) , p ( 3AO ) , d ( 5AO ) , f ( 7AO )
NX : Số phân lớp e trong 1 lớp bằng STT của lớp ( 1 ≤ n ≤ 4 )
III. Số e tối đa trong một phân lớpvà một lớp:
1. Số e tối đa trong một phân lớp :
Phân lớp s 
→ 1AO 
→ 2 e
Phân lớp p 
→ 3AO 
→ 6 e
Phân lớp d 
→ 5AO 
→ 10 e
Phân lớp f 
→ 7AO 
→ 14 e
NX : Số e tối đa trong 1 phân lớp = 2 lần số AO có trong phân lớp
2. Số e tối đa trong một lớp :
Lớp e
Số phân lớp e
Số AO
Lớp K ( n =1 )
1s
1
Lớp L ( n =2 )
2s 2p
4
Lớp M ( n =3 )
3s 3p 3d
9
Lớp N ( n =4 )
4s 4p 4d 4f
16
NX : + Số e tối đa trong 1 lớp = 2 lần số AO có trong lớp
+ Số e tối đa trong 1 lớp = 2n2 ( 1 ≤ n ≤ 4 )

Số e tối đa
2
8
18
32


IV. Cấu trúc e trong nguyên tử :
1. Nguyên lí và qui tắc :
a) Nguyên lí vững bền : Trong nguyên tử các e chiếm lần lượt các AO có mức năng lượng từ
thấp đến cao ( Từ trong ra ngoài : Qui tắc Klech Kowski ) 1s 2s2p 3s3p4s 3d4p5s….
b) Nguyên lí PauLi : Số e tối đa trong 1AO là 2e và 2e này có chiều tự quay khác nhau , được
biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược chiều ↑↓
c)Qui tắc Hund : Trong cùng 1 phân lớp các e sẽ phân bố trên các AO sao cho số e độc thân tối
đa và các e này có chiều tự quay giống nhau
N:
↑ ↓
↑ ↓ ↑
↑ ↑
2. Cấu hình electron :
* Cấu hình e của nguyên tử biểu diễn sự phân bố e trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau
* Qui ước : ( SGK )
+ STT lớp e được ghi bằng chữ số ( 1, 2 , 3.. ) ở phía trước
+ Phân lớp e được ghi bằng chữ cái thường
+ Số e trong mỗi phân lớp được ghi bằng số ở phía trên bên phải của phân lớp
* Cách viết cấu hình e : ( SGK )
Viết cấu hh́nh electron của Fe (Z = 26). : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
S(Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
* Chú ý :
1. Khi viết cấu hình e: Cấu hình e phải viết theo thứ tự lớp e
2. Cấu hình e thu gọn : Dựa vào cấu hình e của khí hiếm đứng trước gần nhất
3. Tính bền :
+ Lớp e bền khi chứa tối đa 8e ( Bão hòa )
+ Phân lớp bền khi bão hòa hay bán bão hòa : S2 ,P6 ,d10 ,f 14 hay S1 ,P3 ,d5 ,f 7
nên ( n-1)d4 ns2 → ( n-1)d5 ns1
( n-1)d9 ns2 → ( n-1)d10 ns1
VD 1 : 29Cu , 24Cr , Mo ( Z = 42 ) , Ag ( Z = 47)
VD 2 : Hoàn thành cấu hình e đầy đủ của nguyên tử có phân lớp e ngòai cùng là 4s1
4. Phân loại nguyên tố :
+ Nguyên tố S : Là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng điền vào phân lớp s
+ Nguyên tố p : Là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng điền vào phân lớp p
+ Nguyên tố d : Là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng điền vào phân lớp d
+ Nguyên tố f : Là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng điền vào phân lớp f
3. Đặc điểm lớp e ngoài cùng :
* Khi biết cấu hình e có thể dự đoán loại nguyên tố ( KL , PK , Khí hiếm )
* Có 4 e ở lớp ngoài cùng thì :
+ CK nhỏ là phi kim
+ CK lớn là kim loại


Chương 2: CẤU TẠO BTH CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
Bài 7: BẢNG HTTH CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I. Nguyên tắc sắp xếp :
1. Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử
2. Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp e được xếp thành 1 hàng ngang ( Chu kì )
3. Các nguyên tố mà nguyên tử có e hóa trị như nhau được xếp thành 1 cột ( Nhóm )
Chú ý : e hóa trị là e có khả năng tham gia vào liên kết hóa học ( là e ở lớp mgoài cùng hay phân
lớp sát ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa )
II. Cấu tạo của bảng tuần hoàn:
1. Ô nguyên tố :


* Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào 1 ô của bảng tuần hoàn , gọi là ô nguyên tố
* Số thứ tự của ô nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó
Chú ý : Ô nguyên tố cho biết :
1- Số hiệu nguyên tử
2-Kí hiệu nguyê tố
3-Tên nguyên tố
4- NTK TB
5- Độ âm điện
6- Cấu hình e thu gọn
7- Số oxi hóa
2.Chu kì :
* Chu kỳ là dãy gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. , được
xếp
theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
* Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm.
* Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần.
* Chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ
Chu kì 4,5,6,7 là chu kì lớn , chu kì 7 là chu kì chưa hoàn thành
Chú ý : STT của chu kì bằng số lớp e của nguyên tử nguyên tố
VD: Xét cụ thể các chu kì
Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố và Z có số trị từ 1 đến 2.
Chu kỳ 2 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 3 đến 10.
Chu kỳ 3 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 11 đến 18.
Chu kỳ 4 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 19 đến 36.
Chu kỳ 5 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 37 đến 54.
Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố và Z có số trị từ 55 đến 86.
3.Nhóm nguyên tố :
* Nhóm nguyên tố gồm các nguyên tố mà nguyên tử có cùng e hóa trị , do đó có tc hóa học tương
tự nhau và được xếp thành 1 cột
* Số e hóa trị = STT của nhóm ( Nguyên tố s , p có số e ngoài cùng bằng số e hóa trị )
* Các loại phân nhóm :
+ Nhóm A ( phân nhóm chính ): gồm các nguyên tố s và nguyên tố p
+ Nhóm B ( phân nhóm phụ ): gồm các nguyên tố d và nguyên tố f
* Cách xác định vị trí của nguyên tố trong BTH
+ Lớp e ngoài cùng có dạng nsa npb
+ Lớp e ngoài cùng có dạng (n-1)da nsb
VD: Xét cụ thể các nhóm
4. Các dạng BTH : Có 2 dạng thường gặp
* Dạng bảng dài : Gồm có 7 chu kì và 16 nhóm ( Nhóm A và nhóm B )
* Dạng bảng ngắn : Gồm có 7 chu kì và 8 nhóm ( Phân nhóm chính và Phân nhóm phụ )


Bài 8 -9 : SỰ BIẾN ĐỔI TUÀN HOÀN - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
I. Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình e :
* Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm A.
nhóm 1: viết cấu hình e ng.tử của H, Li , Na, K.
nhóm 2: viết cấu hình e ng.tử của Be, Mg, Ca
nhóm 3: viết cấu hình e ng.tử của B, Al , Ga
nhóm 4: viết cấu hình e ng.tử của C, Si , Ge
* Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có số e hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự
của nhóm. Đó là nguyên nhân làm cho các nguyên tố trong cùng một nhóm có tính chất hoá học
giống nhau.
* Sau mỗi chu kì, cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A được lặp lại.
Gọi là sự biến đổi tuần hoàn cấu hình e
* sự biến đổi tuần hoàn cấu hình e là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất các nguyên
tố.
II. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất các nguyên tố :


1.Bán kính nguyên tử :
a) Khái niệm :Là khoảng cách từ hạt nhân đến lớp e ngoài cùng
b) Qui luật biến đổi
* Chu kì :
+ Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm dần
+ Giải thích
* Nhóm A
+ Qui luật : Trong một nhóm khi đi từ trên xuống dưới bán kính nguyên tử tăng dần
+ Giải thích
KL : Vậy bán kính nguyên tử của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng
điện tích hạt nhân
2.Năng lượng ion hóa :
a) Khái niệm : Năng lượng ion hóa thứ nhất ( I1) là năng lượng tối thiểu cần để tách e thứ nhất ra
khỏi nguyên tử
b) Qui luật biến đổi:
* Chu kì
+ Qui luật : Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử
tăng dần
+ Giải thích
* Nhóm A
+Qui luật :Trong một nhóm khi đi từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử
giảm dần
+ Giải thích
KL : Năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn
theo chiều tăng của điện tích hạt nhân
3. Ái lực electron :
a) Khái niệm : Ái lực electron của nguyên tử là năng lượng tòa ra hay thu vào khi nguyên tử kết
hợp thêm 1e để biến thành ion âm
b) Qui luật biến đổi:
* Chu kì
+ Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải ái lực e của nguyên tử tăng dần
+ Giải thích
* Nhóm A
+ Qui luật : Trong một nhóm A khi đi từ trên xuống dưới ái lực e của nguyên tử giảm dần
+ Giải thích
KL : Vậy giá trị ái lực e biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân
4. Độ âm điện (χ):
a)Khái niệm : Độ âm điện của một nguyên tố đặc trưng cho khả năng hút e của nguyên tử trong
phân tử ( Độ âm điện cang lớn thì nguyên tử hút e càng mạnh và ngược lại )
b) Qui luật biến đổi:
* Chu kì
+Qui luật : Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải độ âm điện tăng dần
+ Giải thích
* Nhóm A
+ Qui luật :Trong một nhóm A khi đi từ trên xuống dưới độ âm điện giảm dần
+ Giải thích
KL : Vậy độ âm điện của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt
nhân


5.Húa tr : Trong mt chu kỡ khi i t trỏi sang phi húa tr cao nht ca cỏc nguyờn t vi Oxi
tng t 1 n 7 , cũn húa tr vi Hirụ ca cỏc nguyờn t phi kim gim t 4 n 1
KL: Vy húa tr cao nht ca nguyờn t i vi O , húa tr i vi H ca cỏc nguyờn t phi kim
bin i tun hon theo chiu tng in tớch ht nhõn
* Chỳ ý :
1) Cỏch vit cụng thc hp cht ca cỏc nguyờn t :
STT ca nhúm
IA
IIA
IIIA
1) Hp cht cú húa
tr cao nht i vi O R2O
RO
R 2 O3
:
2) Hp cht cú húa
tr cao nht i vi H RH
:
(rn)

IVA

VA

VIA

VIIA

RO2

R 2 O5

RO3

R 2 O2

RH
(khớ )

RH2
(rn)

RH3
(rn)

RH4
(khớ )

RH3
(khớ )

RH2
(khớ )

R(OH)2

R(OH)3

R(OH)4

R(OH)5

R(OH)6 R(OH)7

3) H cht hiroxit
ROH

Một số điểm cần lu ý khi viết công thứuc hiđrôxit
+ R ( không phải là oxi ) có hóa trị cao nhất đối với oxi là bao nhiêu thì có
thể liên kết với bấy nhiêu nhóm OH
+ Trong phân tử hiđroxit : Số nguyên tử H 3 , s nguyờn t O 4 . Nu quỏ thỡ phI
tr I s nguyờn ln phõn t H2O khi hirụxit ú
1 pt H O
VD :
R(OH)4

H2 RO3
3 pt H O
R(OH)7
HRO4
+ Trong hirụxit cú
- S nguyờn t H = s nguyờn t O thỡ ta vit chung R(OH)n , õy l baz
- S nguyờn t H s nguyờn t O thỡ vit H u tiờn v O vit cui cựng , õy l axit
2 ) Nu cụng thc cú húa tr cao nht vi oxi l R2On thỡ :
+ Nu R thuc nhúm I ,II, III
cụng thc ca hp cht vi H l RHn ( rn )
+ Nu R thuc nhúm cũn li
cụng thc ca hp cht vi H l RH 8- n ( khớ )
2

2

6.Tớnh kim loi ,tớnh phi kim :
a) K/n :
+ Tớnh kim loi : L t/c ca nguyờn t m nguyờn t ca nú d nhng e tr thnh ion dng
Nguyờn t ca nguyờn t cng d nhng e , tớnh kim loi cng mnh
+ Tớnh phi kim : L t/c ca nguyờn t m nguyờn t ca nú d nhn e tr thnh ion õm
Nguyờn t ca nguyờn t cng d nhn e , tớnh phi kim cng mnh
b) S bin i tớnh KL , PK :
+ Trong mt chu kỡ khi i t trỏi sang phi tớnh KL ca cỏc nguyờn t gim dn , ng thi tớnh
phi kim tng dn
+ Trong mt nhúm khi i t trờn xung di tớnh KL ca cỏc nguyờn t tng dn , ng thi tớnh
phi kim gim dn
KL : Vy tớnh KL, tớnh phi kim ca cỏc nguyờn t nhúm A bin i tun hon theo chiu tng
in tớch ht nhõn
7. Tớnh a xit ,baz ca o xit v hirụxit :


* Trong một chu kì khi đi từ trái sang phải , tính bzơ của oxit và hiđ roxit tương ứng giảm dần ,
đồng thới tính axit của chúng tăng dần
* Trong một nhóm khi đi từ trên xuống dưới tính bzơ của oxit và hiđroxit tương ứng tăng dần
,đồng thới tính axit của chúng giảm dần
KL : Vậy tính axít –bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn
theo chiều tăng điện tích hạt nhân
III. Định luật tuần hoàn :Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các
đơn chất và hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân.

Bài 10: Ý NGHĨA CỦA BẢNG TUẦN HOÀN
1. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo nguyên tử :
Khi biết vị trí của một nguyê tố trong BTH có tể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên tố và ngược
lại
2. Quan hệ giữa vị trí và tính chất của nguyên tố :
Khi biết vị trí của nguyên tố trong BTH có thể suy ra những tính chất hóa học cơ bản của nó
3. So sánh tính chất của một nguyên tố với các nguyên tố lân cận :
Dựa vào qui luật biến đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể so sánh được
tính chất hóa học của một nguyên tố với các nguyên tố lân cận




Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×