Tự ôn luyện thi đại học cao đẳng môn hóa học tập 1 đào văn ích

- Hiđro có ba đồng vị: l u : Hiđro H j H : Đơteri D j H : Triti T chiếm 99,984% hiđro tự nhiên chiếm 0,016% đổng vị nhân tạo - Đồng vị của một sô nguyẻn tô khác được nêu trong bảng sau:

ĐÀO VĂN ÍCH (chủ biên)

TRONG HÓA HỌC PHỔ THÔNG

• Học sinh ôn thi Đại học, Cao đẳng

• Giáo viên hóa học phổ thông.

ĐÀO VĂN ÍCH (chủ biên) - TRIỆU QUÝ HÙNG

MÔN HÓA HỌC

TẬP1 KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT cơ BẢN

TRONG HÓA HOC PHổ THÔNG

• Nội dung lý thuyết

Mục lục

Trang

Vấn dề 1 Nguyên tử - phân tử - ion và liên kết hóa học 1

E Đáp số câu hỏi trắc nghiệm 74

vấn để 5 Định luật hoá học cơ sở 335

E Đáp sô câu hỏi trắc nghiệm 364

Vấn đế 1 Thuyết cấu tạo hoá học butlerop và cấu tạo hoá học 365

E Đáp sô câu hỏi trác nghiệm 407

Vấn đề 2 Sự phân loại các chất hữu cơ và danh pháp 408

Lời nói đầu

N hằm p h á t huy năng lực tư duy độc lập, xây dựng phương pháp

tự học, tự nghiên cứu tài liệu, tự kiểm tra, tự nâng cao và hoàn thiện kiến thức của mình, đê có thê hoàn th à n h nguyện vọng thi đỗ vào trường Đại học, Cao đẳng, T rung học chuyên nghiệp của các em học sinh phô thông cũng như của các ban trẻ đã tốt nghiệp tru n g học phô thỏnK, chúng tôi cùng Nhà xuất bản Đại học Quốc gia Hà Nội giới

thiệu bộ sách “Tự ôn l u y ệ n thi Đại học - Cao đ ẳ n g m ô n Hoá h ọ c ”

gồm 3 tập:

Tập 1 Khái niệm và định luật cơ bản trong hoá học phô thông.

Tập 2 Kim loại - Phi kim điển hình và một số hợp chất.

Tập 3 Các chất hữu cơ trong chương trình hoá học phổ thông.

Khai thác triệt để tính c h ấ t "đồng tâm" của các kiến thức hoá học ciược giảng dạy trong chương trình hoá học phổ thông hiện hành,

bộ sách là sự tổng hợp, phân loại, hệ thổng hoá kiến thức theo các vấn

đề xuyên suổt từ hoá học lớp 8 đến lốp 12 có cấu trúc chung là:

A Nội d u n g lí th u y ế t Bao gồm các vấn đề lí th u y ế t cơ bản, cụ

thể, khái quát, dễ hiểu, dễ nhớ, có phần mở rộng để th am khảo

B B ài t ậ p á p d ụ n g Gồm các câu hỏi lý thuyết, bài tập định tính, định lượng, thực nghiệm được chọn lọc vỏi yêu cầu khắc sâu kiến thức cơ bản, rèn luyện tư duy hoá học, kỹ n ăn g hoá học vối đặc thù

( ủa bộ môn khoa học thực nghiệm và phương pháp làm bài ơ môi bài

tập đều có lời hướng dẫn cụ thế\ từ đó giúp bạn đọc đ ịn h hướng, tự lý giải và hiểu rô nội d u n g p h ầ n bài giải Mặc nhiên không h ạn chê sự

sáng tạo của bạn đọc với các cách giải khác nếu đảm bảo sự chính xác của quá trìn h diễn giải đến kết quả cuối cùng

c Câu h ỏi trắ c n g h i ệ m Đó là những câu hỏi, bài tập ngắn,

■gọn, kiểm tra kiến thức chính xác, đòi hỏi sự cẩn thận, thông minh trong tư duy hoá học, nhưng lại r ấ t k hẩn trương vì thòi lượng cho sự lựa chọn ỏ mỗi câu chỉ trong 2 đến 3 phút

Đây là hình thức kiểm tra được coi là khách quan, có khả năng đánh giá khá toàn diện vể kiến thức và kỹ năng tư duv hoá học nên ỏ mỗi vấn để đều giành 10 câu hỏi đê bạn đọc tự luyện tập và tiếp cận với phương pháp thi trắc nghiệm.

D Bài tập tự giải Gồm các câu hỏi, bài tập cơ bản, nâng cao,

tổng hợp đã được chọn lọc Các bạn nghiên cứu đề, tự làm bài và đối chiếu với kết quả ở cuối mỗi để

E Đáp s ố c â u hỏi trắc nghiệm Bạn đọc tự đối chiếu với

phương án đã lựa chọn và nên tự lý giải lại một lần để ghi nhớ

ở cuối mỗi tập chúng tôi có giới thiệu đề kiểm tra và đáp án để bạn dọc tham khảo

Cùng với nhà trường, các thầy, cô giáo, bộ sách là tài liệu tự học,

tự luyện cho các bạn, là người bạn đồng h ành chân th à n h trong quá trình thực hiện ước mơ của bạn, cũng là tài liệu th am khảo hữu ích cho giáo viên hoá học phổ thông

Dù đã có nhiều cố gắng song cũng khó trá n h khỏi những hạn

hẹp, xin chân th à n h cảm ơn sự góp ý của bạn đọc gần xa đê cuốn sách được hoàn thiện hơn

Các tác giả

Phần 1 Hóa vô cơ

vấn đề 1 Nguyên tử - phân tử - ion và liên kết hóa học

A Nội dung lí thuyết

• N g u y ê n tử là h ạt nhỏ n h ấ t của một ĩíguyên tố hoá học, không

thế chia nhỏ hơn được nữa vể m ặt hoá học (hay trong các phản ứng

hóa học)

Bằng phương pháp hiện đại người ta đã chứng minh nguyên tử

tuy nhỏ bé nhưng có cấu tạo vô cùng phức tạp

Lớp vỏ electron: gồm các electron chuyển

động trong không gian quanh h ạ t nhân vối vận tốc cực lớn

+ 1.602.10"19 Culông

= + 1 điện tích nguyên tố

Nơtron (n) 1.6750.10'27 kg * 1 đvC 0 (Không mang điện -

trung hòa về điện)

• Kích th ư ớ c n g u y ê n tử: Coi nguyên tử như hình cầu thì nó có

đường kính vào khoảng 1CT8 cm (1 Ả (Angstrong) = 10~8 cm) Đường

kính h ạt nh ân nguyên tử còn nhỏ hơn nữa, vào khoảng 10 1 Ả; trong khi đó electron, proton có đường kính vào khoáng 1CT7 Ả N ghĩa là nguyên tử có cấu tạo rỗng.

Nguyên tử nhỏ n h ấ t là hiđro có bán kính khoảng 0,53 Ả

• Đ iệ n tíc h của nguyên tử bằng 0 (nguyên tử tr u n g hoà vể điện) nên:

số electron = sô proton

• K hối lư ợ n g của nguyên tử bằng tổng số khôi lượng của các proton, nơtrơn và electron có trong nguyên tử

Khôi lượng của electron nhỏ hơn rấ t nhiều so với khôi lượngcủa proton và nơtron (m0 % —-— m ) nên khối lương nguyên tử tàp

1840trung hầu hết ở h ạ t nhân

là r ấ t nhỏ nên người ta thường dùng đ jn vị Caobon (đvC) đế chỉ khôi lượng

- Một đơn vi khôi lươrtg nguyên tử (đvC ) bằng — khôi lượng của

= 3 M 9 8 6 ^ w 23 đvC

1,66.10

• M oi là lượug chất chứa 6,022.10“:i h ạ t vi mô

- H ạt VI mỏ: nguyên tử, phân tử, lon, electron,

- Sô 6,022.1023 (là sô nguyên tử cacbon chứa trong 12 gam :aobon-l2) được gọi là sô Avôgađrô (kí hiệu là chừ N)

• K h ố i lư ợ n g m ol n g u y ê n tử của một nguyên tố là khỏi lượng

'ủa một mol nguvên tử của nguyên tô đó biểu thị bằng gam, vê sỗ» bàng nguyôn tử khôi của nguyên tô" biểu thị bằng đơn vị cacbon

- Khối lượng mol nguyên tử có đơn vị là "gam/mol"

Ví dụ: Khối lượng mol nguyên tử Na: M^a - 23 gam/mol; khối

lượng mol nguyên tử 0: Mq = 16 gam/mol; v.v

- Khôi lượng mol nguyên tử của một nguyên tô" chính là nguvên

tử gam tính theo đơn vị cũ

• Mối liên quan giữa số mol nguyên tử (n) và khối lượng đơn chất (nguyên tô) (m):

m = n.M

m ; trong đó M là khối lượng mol nguyên tử

M = — nNhư vậy: Nếu có 4,6 gam Na thì số mol nguyên tử Na là

—— = 0,2 moi, trong đó có 0,2.11 = 2,2 mol electron (proton) và 0,2.12

• Sỏ đ i ệ n tích hạt n h â n = sô proton = số electron.

• S ố k h ố i của hạt nhân (kí hiệu là A) là tổng sô h ạ t proton (Z)

và h ạt nơtron (N) trong h ạ t nhân

A = z + N

Với các nguyên tố không có tính phóng xạ (Z = 1 82) thìN

1 < — < 1,52

z

• N g u y ê n t ố h o á h ọ c là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích h ạ t nhân •

Đe đặc trưng đầy đủ cho nguyên tử của một nguyên tô hoá học, người ta ghi các chỉ sô» b ê n ^ ạ n h kí hiệu nguyên tô" như sau:

Az x

X - kí hiệu của nguyên tử;

z - sô' hiệu nguyên tử;

A - s ố k h ố i, A = Z + N = > N = A - Z

Hiện nay đã biết đến 118 nguyên tố hóa học (khi Đ I Menđêlêep đưa ra bảng tuần hoàn vào năm 1869 thì mới chỉ có 63 ' nguyên tố)

- Nguyên tố tự nhiên là những nguyên tố được phát hiện có tổn tại trong tự nhiên Đã tìm được 94 nguyên tố tự nhiên: z = 1 (hiđro) -r 94 (plutoni).

- Nguyên tố nhản tạo là những nguyên tố đượọ tổng hợp bằng phản ứng hạt nhân và chưa phát hiện thấy có trong tự nhiên.

Đó là các nguyên tố có z > 92, t còn được gọi là nguyên tố siêu urani (urani,

z = 92) Tuy nhiên các nguyên tỏ' như neptuni (Z = 93), plutoni (Z = 94) là các nguyên tố nhân tạo nhưng ogày nay có thể coi là nguyên tố tự nhiên vì đã tìm thấy dấu vết trong tự nhiên.

- Nguyên tố phóng xạ là những nguyên tố hóa học không có đổng vị tự nhiên bền, tất cả đểu là đồng vị phóng xạ.

Tecneti (Z = 43), prometi (Z = 61), các nguyên tố có z = 84 (poloni) -ỉ- 92 (urani) và các nguyên tố siêu urani đều là các nguyên tố phóng xạ.

- S ự p h ó n g xạ t ự n h i ê n là sự tự phân rã của h ạ t n h ân nguyên

tử, nguyên tô" nọ có thể chuyển th àn h nguyên tô" kia

Ví dụ: 292ư -> 2 940Th + ¿He (phóng xạ kiểu an p h a a)

• Đ ồ n g v ị: Những nguyên tử có cùng sô' proton nhưng khác nhau về sô' nơtron là những đồng vị (đồng vị nghĩa là cùng chiếm một

vị trí trong bảng hệ thông tuần hoàn).

- C háng hạn: Clo có hai đồng vị là 17CI và |ỊC1 , hai đồng vị này

Jeu có 17 proton (và 17 electron) nhưng số nơtron lại là 18 và 2 0

- Hiđro có ba đồng vị:

l u : Hiđro (H) j H : Đơteri (D) j H : Triti (T)

(chiếm 99,984% hiđro tự nhiên) (chiếm 0,016%) (đổng vị nhân tạo)

- Đồng vị của một sô nguyẻn tô khác được nêu trong bảng sau:

- Hầu hết các nguyên tố hóa học ]à hỗn hợp của nhiêu đồng vị nên khối lượng nguyên tử của các nguyên tố đó là khối lượng nguyên

tử tru n g bình của hồn hợp các đồng vị có tính đến tỉ lệ phần trăm của

các đồng vị

à = xịA] + x2A2 + + xnAnKhôi lượng của đồng vị: Aị, Aọ, được tính theo đơn vị cacbon;

nhưng sô" điện tích h ạ t n hân (Z) khác nhau dược gọi là các đồng lượng với nhau

1.2 Lớp vỏ electron

Trong nguyên tử, các electron chịu lực h ú t tĩnh điện với hạt

nhân khác nhau Electron càng gần hạt nhân bị h ạ t n hân h ú t càng

chặt nên càng khó tách, electron càng xa h ạt nhân càng dễ tách Theo

lí thuyết hiện đại, trong nguyên tử electron không chuyển động theo

những quỹ đạo (đường) xác định mà chuyên động như nhửng đám

mây mang điện tích âm Vùng không gian chứa hầu hết điện tích đám

mây electron gọi là obitan.

• O bitan là khu vực không gian quanh h ạ t nhân ở đó k h ả năng

• Lớp e le c tr o n

- Các electron càng gần hạt n hân có mức năng lượng càng thấp,

electron ở xa h ạt nhân có mức năng lượng cao hơn.

Những electron có mức năng lượng tru n g bình bằng nhau tạo

thành một lớp electron

- Mỗi lớp electron lại được chia thành một số phân lớp

Phân lớp Sô obitan

Sự sắp xếp electron trong nguyên tử tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bển và quy tắc Hund.

• N g u y ê n lí Pauli (W Pauli - nhà vật lí học Thuỵ Sì)

Mỗi obitan chí có tối đa hai electron và hai electron này có chiều quay ngược nhau

Electron độc thân Electron £hép đôi

• Quy tắc Hund

Trong cùng một phân lớp các electron được phân bô sao cho số

electron độc thân là tối đa và các electron này có chiều quay giống

nhau

Ví dụ như ở phân lớp p có 4 electron thì:

4

• Câu hình e lec tro n là cách biểu diễn sự phân bố electron

theo thứ tự các phân lốp và các lớp tính từ h ạ t nhân ra

Đê diễn tả đầy đủ hơn, người ta dùng những ô lượng tử Cách

này cho biết trạng thái những electron độc thân và electron ghép đôi

Nhìn vào sự phân bố electron theo obitan ta thấy oxi có

6 electron lớp ngoài cùng nên có khả năng nhận thèm 2 electron;

trong đó có 2 electron độc thân nên có thế tạo hai liên kết cộng hóa trị

D o sự bão hoà gấp 3d (tạo 3 d 10 bão hoà thì bén hơn) nên 1 electron từ 4s nhảy vào 3d

Cấu hình electron thực sự của Cu là: l s 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p6 3 d l()4 s 1

Mc r I s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4 s2 (chưa đúng)

;* 4 I I l ỉ 11 11 1

Do sự hão hoà gấp 3d (tạo 3ds nứa bào hoà thì bén hơn) nên 1 electron từ 4s nháv vào 3d Cảu hình electron thực sự cua Cr là: 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3ds 4 s 1

Mở rộng: Các sô lượng tử và ý nghĩa của chúng

Trạng thái của electron trong nguyên tử được xác định bằng các số lượng tử n, /, m, s.

R là hằng số Ritbe, R = 13,6 electron von hay 316,6 kcaỉ/mol.

Trong phương trình tính năng lượng ở trẽn, dấu (-) thể hiện tương tác hút giữa hạt nhân và eỉectron Khỉ n = 1, electron ở gần hạt nhân nhất và En có trị số nhỏ nhất, người ta nói eỉectron có mức năng lượng thấp nhất hay nói cách khác electron đó liên kết với hạt nhản chạt chẽ nhất.

• Số lượng tử phụ hay số lượng tử obitan, l.

- Số lượng tử obitan I quy định hình dạng obitan hay kiểu obitan.

Trong lớp n, l nhận các giá trị sau:

- Mỗi giá trị của / ứng với một kiểu obitan.

Chảng hạn / = 0 được gọi là phản mức s và obitan trong phân mức s gọi là obitan s, .

Ví dụ :

+ ở lớp thứ hai n = 2, có hai kiểu obitan: / = 0 (obitan s), / = 1 (obitan p).

+ ở lớp thứ ba n = 3, có ba kiểu obitan: / = 0 (obitan s), / = 1 (obitan p), / = 2 (obitan d).

- Obitan s có dạng hình cầu, obitan p có dạng số 8 nổi, obitan d và f có dạng phức tạp hơn.

• Mỗi obitan được đặc trưng bằng một tổ hợp ba số lượng tử n, /, m.

Chảng hạn, obitan s của nguyên tử hiđro được đặc trưng bằng các giá trị n =

Nếu theo cách (1) thì tổng số spin của các electron 2p là ( - — + — = 0); còn theo

cách (2) thi tổng số spin của các electron 2p là ( — + — = 1) Do vậy theo quy

tắc Hund thì cấu hình electron của 6C phải là (2).

1.3 Đặc điếm của lớp electron ngoài cùng

- Đối VỚI nguyên tử của tấ t cả các nguyên tô, lớp ngoài cùng có tôi đa 8 electron (có dạng ns2np6)

- Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He: l s2 cũng

đã bão hoà) đều r ấ t bển vững Chúng hầu như không tham gia vào các phản ứng hoá học Đó là các nguyên tử khí trơ (hay còn gọi là khí hiếm)

- Các nguyên tủ có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng là các kim loại (trừ hiclro, heli, bo) Cấu hình electron của chúng thường có dạng n s 1, ns2, n s2n p l ; còn thiếu nhiều electron mới bão hoà nên xu hưỏng của chúng là nhường các electron lớp ngoài cùng đi

- Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim Cấu hình electron của chúng có dạng n s2n p 3, ns2np4,

ns2nj)5; gần bão hoà nên xu hướng của chúng là nhận thêm electron hoặc góp chung electron đế bão hoà lớp ngoài cùng

- Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng (ns2np2) có thể là phi kim nếu thuộc chu kì nhỏ (chu kì 1,2,3), là kim loại nếu thuộc chu

kì lớn (chu kì 4,5,6,7)

Các electron lóp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hoá học của một nguyên tố Biết được sự phân bố electron trong nguyên tử, n h ấ t là biết được sô electron lớp ngoài cùng có thể dự đoán (ìược nhừng tính chất hoá học cơ bản của nguyên tố đó

1.4 lon

• lon là nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử mang điện

• lon dương hay cation (nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích dương)

Nguyên tử Na có 11 electron và 11 proton, có cấu hình electron:

n Na: l s “2s22p63s1 hay [Ne] 3s1

Lớp ngoài cùng có 1 electron nên Na dễ nhường đi 1 electron

Khi nguyên tử Na nhường đi 1 electron thì lớp vỏ electron chỉ còn lại

10 electron (giống lốp vỏ electron của nguyên tử neon); trong khi đó

hạt nhân vẫn có 11 proton nên sẽ dư ra một đơn vị điện tích dương

Nguyên tử Na đã biến thành ion dương natri (Na*)

Na - 1 e -> N a+

l s22s22p63s l l s22s22p6 *Khôi lượng mol Na+ = 23 g/mol = Khối lượng moi nguyên tử Na

(bỏ qua phần khôi lượng electron)

- Các nguyên tử kim loại với 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng đều

có thể nhưòng các electron lớp ngoài cùng đi để tạo th à n h ion dương

t

- Tên cation tương ứng với tên của kim loại, n hư ion canxi

(Ca2+), ion sắ t II (Fe2+), ion sắt III (Fe3+),

• lon âm hay anion (nguyên tử hay nhóm nguyên tử m ang điện tích âm)

Nguyên tử C1 có 17 electron và 17 proton, có cấu hình electron:

17CI: l s22s22p63s23pl) hay [Ne] 3s23p5

Lớp ngoài cùng có 7 electron nên C1 dễ nhận thêm 1 electron để

tạo th àn h 8 electron bền vững hơn Khi nguyên tử C1 n h ậ n thêm

1 electron thì lớp vỏ electron có 18 electron (giống lớp vỏ electron của

nguyên tử agcn); trong khi đó h ạ t nhân vẫn có 17 proton nên sẽ clư ra

một đơn vị điện tích âm Nguyên tử C1 đã biến th àn h ion âm clorua

(CO.

1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6

Khôi lượng mol C1 = 35,5 g/mol = Khối lượng mol nguyên tử Cl

- Các nguyên tử phi kim vối 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng (lều

có thế nhận thêm electron đê tạo thành ion âm

Lưu ý:

- Khi nguyên tử nhường hoặc nhận electron đê tạo thành các cation và anion thì chi có lóp vỏ electron biến đổi, phần h ạ t nhân vẫn giữ nguyên

- Một cách khái quát:

(M thè hiện tính oxi hoá) (M thè hiện tính khử)

- Khôi lượng moi của ion (anion, cation) bằng khôi lượng mol của nguy ên tử tương ứng (bỏ qua phần khôi lượng rấ t nhỏ của electron)

• l o n p h ứ c ta p (do nhiều loại nguyên tử tạo nên) như:

- Ion amoni NH4, ion sunfat SO4- , ion hiđrocacbonat HCO3

Trong ion amoni, tổng sô" proton là (7 + 4.1 = 11), tổng sô" electron là (7 + 4.1 - 1 = 10) Tổng số nguyên tử trong ion này là 5

- Ion phức như phức amoniacat: Cu(NH3)4+ , Ag(NH3)2 ,

Do p h ân tử amoniac trung hòa về điện (không mang điện) nên điện tích của ion phức bằng chính điện tích của ien trung tâm

Ngoài ra còn có thể gặp các ion hiđrat hóa như C1 xH20 ,

N a \ y H2 0,

Mỏ rộng:

• Năng lượng ion hóa

Năng lượng ion hóa là nâng lương cần thiết đề tách electron ra khỏi nguyên tử, biến nguyên tử thành ion tích điện dương.

- Nàng lượng cần thiết để tách electron thứ nhất ra khỏi nguyên tử gọi là năng lượng ion hóa thứ nhất; và như vậy còn có năng lượng ion hóa thứ hai, thứ ba,

Chảng hạn, nguyên tố Li có các năng lượng ion hóa: 3L1: 1s2 2s1

Nàng lượng ion hóa thứ nhất Ỉ-Ị = 500 kJ/mol, thứ hai l2 = 7300 kJ/mol, thứ ba

I3 = 11800 kJ/mol; điều này cho thấy electron thứ nhất dẻ tách, hai electron kế tiếp (electron 1s) rất khó tách hay nói cách khác, các electron được phân bố theo từng mức năng lượng.

- Những nguyên tử có năng lượng ion hóa càng nhỏ càng dễ tách electron biến thành ion dương.

• Ái lực với electron

- Ái lực với electron là năng lượng tỏa ra khi một nguyên tử kết hợp với electron để tạo thành ion ám.

- Ái lực với electron của một nguyên tố càng lớn thi nguyên tố đó càng dễ biẽn thành ion ảm.

Chảng hạn:

Ái lực với electron 398 kJ/mol 342 kJ/mol 295 kJ/mol Như vậy clo dễ biến thành ion âm (dẻ nhận electron) hơn brom, brom nhận electron dễ hơn iot.

Vấn đê đ ặ t ra là vì sao các nguyên tử lại liên kết với nhau?

Thực tế cho thấy cấu hình electron của khí hiếm là cấu hình bển vững do các electron đều đã ghép đôi (bão hoà) bao gồm hai loại: lớp ngoài cùng có hai electron như He, 8 electron như các khí hiêrn khác Các nguyên tử của các nguyên tô còn lại có cấu hình electron chưa bão hoà do đó kém bền vững Vì vậy trong các ph ản ứng hoá học, các nguyên tử có khuynh hướng nhường electron đi, hoặc n h ậ n thêm electron, hoặc góp chung electron lại để đạt tỏi cấu hình electron của khí hiếm gần nó n h ấ t (thường có 8 electron lớp ngoài cùng - "quy

k hả năng n h ậ n electron Trong phản ứng giữa n a tri và clo: Nguyên tử

Na đã nhưòng một electron cho nguyên tử C1 và biến th à n h ion dương

Na Cl nhận một electron của Na biến thành lon âm C1 Hai ion N a+

và C1 tích điện trái dấu h ú t nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo th àn h

hợp chât NaCl

Xung quanh các nguyên tử Nả và C1 trong phân tử NaCl đểu có

8 electron

- Thông thường liên kết ion là liên kết giữa kim loại điển hình

và phi kim điển hình

• Hoá trị của các nguyên tô trong hợp chất ion (gọi là điện hoá

trị) bằng điện tích của ion đó

Ví dụ: Xét sự tạo thành liên kết giữa hai nguyên tử clo Mỗi

nguyên tử clo đều có 7 electron lớp ngoài cùng nên không thể có sự

nhưòng và nhận electron giữa hai nguyên tử clo Từ sự phân bô'

electron theo obitan:

ta thấy nguyên tử clo có 1 electron độc thân ở lớp ngoài cùng Do vậy

mỗi nguyên tử clo đã đem 1 electron độc thân của mình ra góp chung

và tạo ra một cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử, nối hai

nguyên tử lại với nhau, tạo th àn h phân tử C1‘2

Công thức Lewis Công thức cấu tạo (công thức electron)

Khi chuyển từ công thức Lewis (Liuyt) sang công thức cấu tạo

thì mỗi cặp electron liên kết được thay bằng một dấu gạch ngang "

Sau khi tạo liên kết, xung quanh mỗi nguyên tử C1 đểu có đủ 8

electron

• Bậc của liên kết là sô cặp electron dùng chung giữa hai

nguyên tử trong phân tử

- Liên kết đơn: Cl - Cl, H - H, CH3 - CH3,

- Liên kết đôi: 0 = c = 0 , CH2 = CH2,

- Liên kết ba: N = N, CH = CH,

• P h â n loại liên k ết cộ ng hóa trị:

L iê n k ế t c ộ n g h oá tr ị k h ô n g p h ả n cực là liên kết cộng hoá

trị trong đó cặp electron dùng chung không bị lệch vê phía nguyên tử nào cả

H2: a : a Cl2: s ä : Cl:

• • • •

- Đó là liên kết giữa hai nguyên tử của cùng một nguyên tô phikim

L i ê n k ế t c ộ n g h o á tr i p h á n cưc là liên kết cộng hoá trị trong

đó cặp electron dùng chung bị lệch vê phía nguyên tử có độ âm điệnlốn hơn

Kí hiệu 5 đọc là đenta 5+ chỉ một phần điện tích dương; 5 chỉ một phần điện tích âm

- Đây là liên kết giữa hai nguyên tử của hai nguyên tô phi kim khác nhau

L iê n k ế t ch o - n h ả n là một dạng liên kết cộng hoá trị đậc biệt,

trong đó cặp electron dùng chung do một nguyên tử cung cấp

Liên kết cho nhận được biểu diễn bằng mũi tên để phân biệt với các liên kết cộng hoá trị khác

• Độ âm đ i ệ n của một nguyên tô là một đại lượng đặc trưng

cho khả năng của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử h ú t electron

âm điện (Ax) •* — -

-Độ phân cực của liên kết H ~ x tăng

X = F, a , Br, I

- Dùng độ âm điện (x) đế đánh giá liên kết

Xét liên kết giữa hai nguyên tử A và B Ax là hiệu sô độ âm điện của chúng

A x = \ X a ~ X h

Ax > 1,7 : Liên kết ion;

0 < Ax < 1,7 : Liên kết cộng hoá trị phân cực;

Ax = 0 : Liên kết cộng hoá trị không phân cực

Lưu ý:

- Phải nói rằng không có ranh giối rõ rệt giữa liên kết cộng hóa

trị và liên kết ion Trong liên kết cộng hóa trị phân cực đã có một

phần tính chất ion, ngược lại liên kết ion (đối với các cation có kích

thước nhỏ như H+, Li+, có điện tích lón như Al3+, .) có mang một

phần tính chất cộng hóa trị

- Đốì với liên kết H - F : A x = 4 - 2 , l = l,9 nhưng liên k ết giừa

H và F là liên kết cộng hoá trị phân cực

MỞ rộng: Momen lưỡng cực của phân tử

Phân tử có cực tạo thành một lưỡfig cực điện, nghĩa là một hệ gồm hai điện

tích bằng nhau nhưng ngược dấu (ô*,ô ), và cách nhau một khoảng cách /

được gọi là độ dài lưỡng cực Khi đó tích của điện tích (ổ) và khoảng cách (/)

gọi là momen lưỡng cực (ịi).

• Hoá trị của cấc nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trị: Hoá trị

của một nguyên tố (chính xác hơn phải nói là cộng hoá trị của một

nguyên tố) trong phân tử cộng hoá trị bàng sô" liên kết mà nguyên tử

của nguyên tố đó tạo th àn h với các nguyên tử khác

Thông thường một liên kết cộng hoá trị được tạo nên bởi một

cặp electron dùng chung

Hạn chê của quy tắc bát tử:

Như đã nói ỏ trên, các nguyên tử tham gia tạo liên kết đế đạt tới

cấu hình electron của khí hiếm gần nó nhất, thông thường là tạo nên

ịi = ô /

Momen lưỡng cực thường có đơn vị (à Debye (đọc là Đơbai, D).

1D = - 10’29 Culỏng.mét (C.m) 3

o

N có cộng hoá trị 4 (số oxi hóa là +5)

lớp electron ngoài cùng có 8 electron Tuy nhiên có một sô" trường hợpngoại lệ:

7 electron

• Bản c h ấ t của liên kết c ộ n g hóa trị - Liên kết xichm a (g) và

liên kết p i (n).

Xét sự tạo thành phân tử H2: Khi hai nguyên tử H tiến lại gần

nhau, do lực h ú t tĩnh điện giữa h ạ t nhân của nguyên tử này và lớp vỏ

electron của nguyên tử kia làm cho hai obitan ls của hai nguyên tử H

xen phủ với nhau một phần Do sự xen phủ này mà xuất hiện một

vùng mang điện tích âm lớn giữa hai hạt nhân, tạo nên lực h ú t giữa

hai h ạ t nhân

Khi đó liên kết cộng hóa trị giữa hai nguyên tử hiđro được hình

thành là do sự xen phủ của hai obitan ls dọc theo trục nối hai h ạt

nhân nguyên tử - liên kết đó được gọi là liên kết ơ

- Liên kết 71 được hình t h à n h do sự xen phủ bên của hai obitan p

có trục oOiig song vói nhau Vùng xen ph ủ n ằ m ủ hai phía của đường

t h ẳ n g nối hai h ạ t nhân

Lưu ý:

- Liên kết đơn: gồm 1 lien kết ơ.

- Liên kết đôi: gồm 1 liên kết a và 1 liên kêt 71

- Liên kết ba: gồm 1 liên kết a và 2 liên kết 71

- Liên kết ơ tưởng dôi bền do vùng xen phủ giữa hai obitan

tương đôi lớn Liên kết n ít bển do vùng xen phủ giữa hai obitan

không lớn; bởi vậy trong phán ứng cộng hợp H2, Br2, của anken,

ankin; liên kết 71 ở nối đôi, nôi ba bị phá vở.

2.3 Liên kết cho nhận và liên kết hiđro

• Liên k ế t c h o - nhận (liên kết phôi trí): Liên kết cho - nhận là

liên kết hình th àn h giữa cặp electron không liên kết của nguyên tửhay ion này với obitan trông của nguyên tử hay ion kia

Thí dụ trong các phân tử N h ; , HNO3, H30 +, A12C16,

1F

Bản chát của liên kết cho - n hận là liên kết cộng hóa trị do có sự

dùng chung electron giữa hai nguyên tử Chỉ có điều cặp electron

dùng chưng do một nguyên tử cung cấp và dê phân biệt với các liên

kêt cộng hoá trị thông thường người ta dùng mũi tên có chiều chỉ từ

nguyên tử cho sang nguyên tử nhận cặp electron đê biểu thị liên kết

Liên kết cho - nhận với một cặp electron dùng chung nên vẩn

được tính là một hoá trị

Ví dụ như ở phân tử HNO3 trên, N có cộng hoá trị 4 (gồm

3 liên kết cộng hoá trị và một liên kết cho - nhận)

• Liên k ế t hiđro: Bản chất là lực hú t tình điện giừa nguyên tử

H tích điện dương (nguyên tử H linh động) với các nguyên tử tích điện

âm (có độ âm điện lớn) có kích thước nhỏ (0, F, N)

- Liên kết hiđro được biểu diễn bàng dấu 3 chấm:

Như ỏ trên đã nói, liên kết giừa kim loại điển hình vả phi kim

điển hình là liên kết ion, liên kết giữa phi kim và phi kim là liên kêt

cộng hóa trị Vậv thì ỏ trạ n g thái đơn chất các nguyên tử kim loại có

liên kết vói nhau hay không và nếu có thì liên kết đó thuộc loại liên

kết gì ?

Thực tế cho thấy các kim loại đêu là chất rắn ỏ điêu kiện thường

(trừ Hg) và đều có cấu tạo tinh thể Trong tinh thể kim loại, các ion

dương kim loại chiếm các nút mạng Do các nguyên tử kim loại đều có

năng lượng ion hóa thấp nên các electron ngoài cùng dễ tách ra khỏi

nguyên tủ và chuyển động tự do trong toàn mạng lưới tinh thể tạo

thành một "biển electron" Các electron mang điện tích âm đó có tác

dụng gan các ion dương lại với nhau - đó là liên kôt kim loại

• Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các electron tự do

trong m ạng tinh thê kim loại gán các cation kim loại vói nhau

• • © " © •

• • • • •

• ( Ế ) - * © • © ■ • © •

* • • • • • • •

(Mạng tinh thê kim loại)

2.5 Độ dài liên kết và năng lượng liên kết

• Độ dài liên kết là khoảng cách giừa các h ạ t n hân của hai

nguyên tử liên kết với nhau

- Độ dài liên kết (thường được tính theo đơn vị Angstrong A,

1Ả = 10' s crn) phụ thuộc vào bán kính các nguyên tử tạo liên kết

- Bậc của liên kết càng tăng, độ dài liên kết càng giảm

Ví dụ: Năng lượng của liên kết H - C1 là 431 kJ/mol, có nghĩa là

quá trình H + C1 -* H - Cl, năng lượng tỏa ra là 431 kJ/mol (mol liên

kết H - Cl)

Năng lượng của một liên kết H - Cl: — — ——^77

6,0 2 2.1023

- Ngược lại, năng lượng cần th iết để phá vỏ một liên kết hóa học,

tách phân tử th àn h các nguyên tử gọi là năng lượng phân li

Ví dụ: Quá trình H - C1 —> H + C1 cần cung cấp một năng

lượng là 431 kJ/mol

- Thông thường bậc của liên kết càng cao, năng lượng liên kết càng lớn (liên kết càng bền)

Độ bển liên k ết ba > liên kết đôi > liên kết đơn

Ý nghĩa của năng lượng liên kết:

Nếu biết năng lượng liên kết của các chất trong một phản ứng thì có thể biết được phản ứng đó thu nhiệt hay tỏa nhiệt, thậm chí không cần thực hiện phản ứng trong thực tế

Điều này rấ t có ý nghía, chẳng hạn khi ta đốt xăng, dầu thì phản ứng tỏa ra một lượng nhiệt lớn mà ta có thể sử dụng; trong khi

đó khi nung vôi chúng ta phải đốt một lượng lớn th an để cung cấp nhiệt chuyền đá vôi th àn h vôi sống,

2.6 Phân biệt sô oxi hoá và hoá trị của nguyên tô

• S ố oxi hoá là điện tích của nguyên tử trong phân tủ vói giả thiết các liên kết trong phân tử là liên kết ion

• Hoá trị của các nguyên tố có hai loại:

- Hoá trị của các nguyên tô trong hợp chất cộng hoá trị (chính xác hơn phải nói là cộng hoá trị của một nguyên tổ) bằng sô liên kết

mà nguyên tử của nguyên tô" đó tạo thành với các nguyên tử khác

- Hoá trị cua cac nguyên tô trong nợp chất ion (gọi là điện hoá trị) bằng điện tích của ion đó

Ví dụ:

Với hợp chất ion:

+ NaCl:

Na có điện hoá trị 1+; C1 có điện hoá trị 1-

Số 0X1 hoá của Na = +1; số oxi hoá của C1 = - 1

+ hoặc FeCl3:

Fe có diện hoá trị 3+; C1 có điện hoá trị 1-

Số oxi hoá của Fe = +3; số oxi hoá của C1 = - 1

• Sô o xi hoá t r u n g bình:

Ví du: Fe30 4: Fe có sô" 0X1 hoá + —; đây chính l à sô oxi hoá tru n g

3bình của sắt

Năm 1800, người ta mối biết 36 nguyên tô

Năm 1869, sô nguyên tô được biết là 63

Ngày nay, sô nguyên tỏ được biết là 118

Năm 1869, nhà hoá học Nga Đ I Mendêlêep (Đimitri Ivanovich Menđeleep) (1834 - 1907) sắp xếp các nguyên tô theo chiều tăng dần của trọng lượng nguyên tử Ong đã bỏ trông một sô ô dành cho các nguyên tô chưa tìm ra, đồng thòi dự đoán trước tính chất của một sô' nguyên tô" chưa tìm thấy trong các ô trông dó Vê sau ngưòi ta đã tìm

ra các nguyên toT nằm ỏ các ô trông với những tính chất trù n g hợp một cách kì lạ với những tiên đoán của Menđêlêep Ông đà tìm ra định luật tu ần hoàn:

"Tính chất của các nguyên tô biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của trọng lượng nguyên tử".

• N g u y ê n tắc xây dựng b ảng tuần hoàn

Bảng tu ần hoàn được xây dựng trên cơ sỏ cấu trúc electron của nguyên tử các nguyên tố

- Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng của sô hiệu nguyên tử

- Các nguyên tô có cùng sô lớp electron được xếp thành một hàng Mỗi hàng được gọi là một chu kì

- Các nguyên tố có cấu hình electron tương tự nhau, CỈO đó có tính chất hoá học tương tự nhau được xếp th àn h một cột Nói chung mỗi cột là một nhóm

Có hai dạng bảng tuần hoàn phố biến là bảng tu ầ n hoàn dạng dài - 18 cột và bảng tuần hoàn dạng ngắn - 8 cột Trong bảng tuần hoàn dạng dài mỗi chu kì là một hàng; các nguyên tố dược chia thành tám nhóm A đánh sô từ IA đến VIIIA, và tám nhóm B đánh sô từ IB đến VIIIB Mỗi nhóm A và nhóm B gồm một cột, riêng nhóm VIIIB gồm ba cột

Trong bảng tu ần hoàn dạng ngắn, các chu kì lớn được cắt thành hai hàng; hàng trên 10 nguyên tô', hàng dưới 8 nguyên tố Bảng tuần hoàn dạng ngắn bao gồm 8 nhóm được đánh số từ I đên VIII Mỗi nhóm lại được chia th àn h hai phân nhóm: phân nhóm chính (tương ứng với nhóm A trong bảng tuần hoàn dạng dài) và phân nhóm phụ (tương ứng với nhóm B trong bảng tuần hoàn dạng dài) Riêng nhóm VIII bao gồm một phân nhóm chính và ba phân nhóm phụ

• Môi quan hê giừa c ấ u hình electron và vị trí trong bảng tuần hoàn

S T T (sỏ thứ tự) = sô electron.

S T T c h u k ì - sô lớp electron.

- Chu kì 1 Lớp thứ nhất có hai electron điền vào phân lớp ls

nên có hai nguyên tô Chu kì hai gồm các nguyên tô với việc điền

electron vào các phân lớp 2s và 2p nên có 8 nguyên tô Chu kì 3 củng

có 8 nguyên tô

Chu ki 1, 2, 3 gọi là chu kì nhỏ.

- Chu kì 4 gồm các nguyên tô mà electron* được phân bô vào

phân lớp 4s và 4p; bên cạnh dó có thêm phân lớp 3d ỏ giữa 4s và 4p

nên có thêm 10 nguyên tô Do vậy chu kì 4 gồm 18 nguyên tô

Chu kì 5 cũng có 18 nguyên tố So với chu kì 4 và chu kì 5 thì ỏ

chu kì 6 còn thêm 14 nguyên tô do sự điển electron vào phân lớp 4f

nên chu kì 6 gồm 32 nguyên tô

Chu kì 7 là chu kì chưa đầy đủ, nhưng theo quy luật trên thì nó

cũng phải có 32 nguyên tố

Chu kì 4, 5, 6, 7 gọi là chu ki lớn.

N h ó m và p h á n nhóm :

- N h ó m A (phân nhóm chính): gồm các nguyên tố mà electron

ứng với phân mức năng lượng cao n h ất trong nguyên tử thuộc phân

lớp s hoặc p

STT của nhóm bằng số electron lốp ngoài cùng

- N h ó m B (phân nhóm phụ): gồm các nguyen tô mà electron

ứng với phân mức năng lượng cao nhất trong nguyên tủ thuộc phân

lớp d

Xét nguyên tử có phần electron bên ngoài (n -l)d ns

N = sô" electron phân lớp d + sô electron phân lớp s

N < 8 Sô thử tự nhóm = N

N = 9, 10 Nguyên tô vẫn xêp vào nhóm VIII

N = 11, 12 Sô thứ tự nhóm = sô electron ỏ phân lớp s

- Chu kì nhỏ chỉ gồm các electron thuộc phân nhóm chính

Bàng 1 Hệ th ô n g tuắn hoàn các nguyên tò hoá học (dạng ngắn)

1 Hiđro 1.008

He

2 Heli 4.004

3 utỉ 6.94 Be

4 Ben 9.01

5 Bo 10.81

6

6

C a c b o n c 12.01

10 Neon

20 Ì 8

11 Natri 22.989 Mg

12

M agie 24.3 ì

13 Nhóm 20.98

AI

14 Silic SI 28.09

15

P hotpho p 30.97

16 Lưu huỳnh s 32.06

17

C lo 35.45

18

A rgon 39,95

A

19 Kali 39.10 Ca

20 Canxi 40.08

21

Sc Scandi 44,96

24

Cf C rom 51.996

25

Mn M a n g a n 54.94 Fe

26 Sốt 55.65 Co

27

C o b a n 58.93 Ni

28 Niken 58.7 Ì 5

29

Đ óng 63.54

Cu

30 Kẽm 65,38

Zn

31

G ali 69.72

Ga

32

G em ani Ge 72.59

33 Asen As 74.92

34 Selen Se 78.96

35 Brom 79.91

36 Kripton 83.80

37 Rubiđi 85.47 Sf

38 stronti 87.62 Y

39 Vrri 88.91

40

Zr Ziriconi 91.22

41

Nb Niobi 92.91

42

M o Molipden 95.94

43

Tc Tecnexi

(99) Ru

CA

Ruteni 101.07 Rh

45 Rodi 102.91 Pd

46 Paíadĩ 106.40 5

7

47 Bac 107.87

Ag

48

C a đ im i Cd 112.41

49 Indi 114.82

In

50 Thiếc Sn 1)8.69

51

A ntim on Sb (Stibtf 121.75

52 Telu Te 127.60

A

8 Cs

55 Xesi 132.91 Ba

56 Bari 137.31

57

la Lantan 138.91

72

Hí Hafini 178,49

73

Ta Tantan 180,95

74

w W o n fa m 183,85

75

Re Reni 186.20 OS

76 Osimi 190.20 Ir

77 Iridi 192.20 Pt

78 Platin 195,09 O

9

79

V àng 196.97

Au

80 Thuỳ ngôn Hg 200.59

81 Tciểi 204.37

Ta

82 Chi Pb 207.02

83 Bitmut Bi 208.98

84 Poloni Po (209)

85

A ta tin 1(210)

86 Radon (222)

87 Franxi (223) Ra

88 Radi 226.03 Ac

89

A ctini (227)

104

Rf Rorofodi I (261)

105

Db Đ upni (261)

Nd 60 Pm 61 |Sm 62!Eu 63 144.24 (147) 150.35 151.96

N eodim Prometí Saman :Europi

G d 64 157.25

G a đ o lin i 1

Tb 65 158.93 ịĩe b i

Dy 66 162.50 Diprozi

Ho 164.93 Honmi

Er 68 Ịĩm 69 Yb 70 ÍLu 71 167,26 168.93; 173.04 174,97 Eribi lĩuli lYtecbi ịLutexi

u 92 Np 93 |Pu 94 Am 95 ! 238,03 (237) (242) (243) Urant N eptuni Ịpiutoru Am en»

Ị Cm 96 (247) ỊCuri

Bk 97 (247) Beckeli

a 98 (251) Califoni

Es 99 (254) Ensteni

Fm 100 iMd 101 No 102 Lr 103 (253)1 (256)| (255) 1 (257) Fecmi M endelevi ịN obeli !Loren»

Ví dụ 7: Nguyên tô 2()Ca : ls^2s22p63s23p64s~

Zn có electron ứng với phân mức năng lượng cao n h ấ t thuộc 3đ Tông sô' electron trên 3d và 4s là 12 và Zn có 2 electron ở 4s nên Zn thuộc phân nhóm phụ nhóm II

Tóm lại giửa cấu hình electron của nguyên tử, vị trí trong bảng tuần hoàn và tính chất hoá học của các nguyên tô' có môi quan hệ qua lại với nhau: Từ cấu hình electron biết dược vị trí trong bảng tu ần hoàn, biết dược tính chất hoá học cơ bản của nguyên tô; ngược lại biết

vị trí trong bảng tu ần hoàn của nguyên tô củng sè biết cấu hình electron và tính chất hoá học của nguyên tô đó

• Electron hoá trị là những electron ỏ lớp bên ngoài có khả năng

tham gia vảo việc tạo th àn h liên kết hoá học

Các nguyôn tô trong cùng phân nhóm có sô electron hoá trị bằng nhau và bằng sô thứ tự của nhóm

Các nguyên tô' nhóm A có sô electron hoá trị bằng chính số electron lớp ngoài cùng

• Sự b iế n đổi tín h c h ấ t của cá c n g u y ê n t ố t r o n g b ả ng tuần h o à n

S ư b iê n đ ổ i c ả u tr ú c e le c tr o n c ủ a n g u y ê n t ử

Trong bảng tu ầ n hoàn cấu hình electron của nguyên tử cácnguyên tô^ dược lặp lại, ta nói chúng biến đổi tu ầ n hoàn

Như vậy, sô" electron lớp ngoài cùng của các nguyên tô biến đổi tuần hoàn theo chiểu tàng của số hiệu nguyên tử Sự biến đối tuần hoàn sô electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tô là nguyên nhân chính của sự biến đối tuần hoàn tính c h ấ t của các nguýên tố.

• Một sô tí n h ch ât quan trọng:

+ Bán kính nguyên tử, tính kim loại, phi kim:

Điều này được lí giải là các nguyên tố trong cùng một chu kì có

số lớp electron như nhau; theo chiểu từ trái sang phải số điện tích hạt nhân tăng dẫn đến lực hút giữa h ạt nhân và lớp vỏ electron tăng nên bán kính nguyên tử giảm (co lại); electron lớp ngoài cùng bị hạt nhân hút chặt hơn nên khó tách tức là tính kim loại giảm; ngược lại khá năng nhận electron tăng nên tính phi kim, độ âm điện tăng

Trong cùng một phân nhóm chính các electron có cùng 30 electron lóp ngoài cùng; theo chiều từ trên xucíng sô" lớp electron tăng nên bán kính nguyên tử tăng; electron lớp ngoài cùng càng xa hạt nhân nên bị h ạ t nhân hút càng yếu, càng dễ tách tức là tính kim loại tăng; khả năng nhận electron giảm nên tính phi kim, độ âm điện giảm

Bán kính nguyên tử (Ả) của một sô nguyên tô" được cho trong bảng sau:

kính nguyên tủ (r) tổng; độ âm điên (x) giàm Tính kim loại táng, tính phi kim giàm

Chu kì

Bón kính nguyên tử (r) giàm; độ ôm điện (x) tăng Tính kim loại giàm, tính phi kim táng

As 1,21

ZB = 8), 18 (ZA - ZB = 18) hoặc 32 (ZA - ZB = 32)

Các oxit và hiđroxit của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính

Tính bazơ của các oxit và hidroxit yếu dán Chu k ì

Tính axit của các oxit và hiđroxit tãng dần

Tính bazơ cúa các oxit và hiđroxit tãng dần

Tính axit của các oxit và hiđroxit yếu dán

oxit b a zơ oxit lưỡng

axit yếu axit trung

bỉnh

a.xit m ạ n h axit rất

mạnh

Bàng 2 Hệ th ố n g tuán hoàn các nguyên tô' hoá học 'dạng dài)

Nhốm

r

V IIA VIIIA(O) 1

1 H

Hiđro

1,008

(H )

2 'He Heli Ị4.004 2

3 u

lỉtỉ

6.94

4 Be Beri 9,0 ì

5 B Bo 10.81

c Cacbon 12,01

7 N

Ni to 14,007

8 o Oxl 15.999

9 F Flo

? 8,998 ,

IU Ne Neon

¡20.18 _

18 Ar Argon 39^95 3

24.3?

13 AI Nhỏm 26.98

14 SI Silic

28 09

15 p Photpho 30.97

16 s

Ị Lưu huynh

'32.00 Ị

17!

c CIO 35.45 1

2 l|

Sc Scanđi 44,96

221 TI 'Titan 1 '47.90

23 V IVanad.

¡50.94

24 Cr Cronn 51.996

25 Mn Mangan 54.94

26 Fe

sổ t 55.85'

27 Co

C o b a n 58.93

28 Ni Niken 58.71

29 Cu

Đ óng 63.54

30]

2n Kèm 65.38

31 Ga Gali 69.72

z 1

Ge Gemani Ị 72.59

33 As Asen 74.92

34 Se Selen 78.96

35 Br Brom 79.91

36 Kr Krlpton 83.80 5

391 Y Ytrì 88.91

40 Z' Ziriconi 91.22

41!

Nb Niobi 92.91

42|

Mo Mottpden 95.94

43 Tc Tecnexi (99)

441 Ru Ruteni I 101.07

45 Rh Rodi 102.91

46 Pd Paladi 106.40

47!

A g

9 ac 107.87

48 Cd ICađimi 112.41

49 In Inđi 114.82

50 Sn Thiếc 116.69

51 Sb Antimon (STibi) 121.75

52 Te Telu 127.6C ——1

53 1 lot 126.90

54 Xe Xenon 131.30

57 la Lantan 138.91

72 Hf Hafini 178.49

73 Ta Ịĩa n ta n !

i 180.95

74 w Wonfam 183.85

75 Re Reni 180.20

76 OS Osimi 190.20 '

77 Ir Iridi 19220

78 Pt Platin 195.09

79 Au

V à n g 196.97

80 Hg Thuỷ ngòn 200.59

81 Ta Tcrii 204.37 1

—— j

82 Pb Chì 207.02

831 Bỉ Bitmut 208.98

K Ỉ Po 'Poioni (2C9)

85 At

A ta tin j (2 ’.C)

8Ố Rn Radon (222)

(201)

'>0ỏ\

Db Oupni 1 (261)

Sm 62 150.35 Saman

EU 63 G d 64 151.961 157.25 ỊEuropi ịG ađolim

Tb 65 !Dy 66 158.93' 162.50 Tebi lOiprozi

Ho 164.93 Honmi

Er 68

167 26 Eribi _

Tm 69 168.93 TuH

Yb 173.04 Ytecbi

Lu 71 174.97

P rotactini Ịuram

Np 93 (237)

N eptuni

Pu 94 (242)

h u to n i

Am 95 (243) 'Amerix)

C m 96 (247) Curi

Bk 97 (247) Beckeli

Cf 98 (251) Califoni

Es 99 (254) Ensteni

Fm 100!

(253) Fecmi

Md 101 (266)

‘M endelevi

No 102 I (265)

N obeli

Lr 103 (257)

1 Loren Xi

Nguyên tỏ f

• Đ ịn h l u ậ t t u ầ n h o à n

Tính chất của các ngu vỏn tỏ cũng như thành phần và tính chất cùa cae dơn chất và hợp chất tạo nôn từ các nguyên tô dó biên đối tuần hoàn theo chiểu tăng của sô hiệu nguyên tử (điện tích h ạt nhân nguvên tử)

Sự biến đổi tuần hoàn sô electrón lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tô là nguyên nhân chính của sự biến đồi tuần hoàn tính chất của các nguyên tô"

• Nẽu phân tử được tạo từ các nguyên tử của cùng một nguyên

tô ta có phân tử của dơn chất như Cl<2, Cu, P hân tử của hợp chất dược tạo bơi nhiều nguyên tố như CuO, H2SO4, NaOH, CuClọ,

- Khôi lượng phân tử của các chất tính theo đơn vị cacbon được gọi là phân tử khôi hay phân tử lượng

• Khôi lượng mol phân tử của một chất là khôi lượng của một mol phân tử chất dó biểu thị bằng gam, về sô bằng phân tử khôi của chất biểu thị bằng đơn vị cacbon

- Khối lượng mol phân tứ có dơn vị là "g/mol"

Khôi lượng moi phân tử của một chất chính là phân tử gam tính theo đơn vị cũ

Ví dụ: Phân tử lượng của axit sunfuric H2SO4 = 1.2 + 32 + 4.16

= 98 đvC

Khôi lượng mol phân tử của IÌ2SO4 = 98 gam/mol

Dối vối các tinh thể ngậm nước thì khối lưựng mol phân tử được coi như là tống khôi lượng mol phân tử của các phân tử th àn h phần

Ví dụ, khối lượng 1110] phân tử của C u S 04.5H20 = 160 + 5.18

= 250 g/mol

• Mỏi liên quan giừa sỏ niol (n) và khôi lượng chất (m - gam):

í m - n.M

m

l ntrong dó M là khôi lượng moi phân tử của chất

Ví dụ: Nêu có 9 gam nước thì:

Số mo) H.,0 = ^ = 0,5 mol;

18 g/moltrong đó có 2.0,5 = 1 moi nguyên tử H và 0,5.1 = 0,5 mol nguyên tử o

Tìm sô khối của đồng vị thứ hai

3 Xác định bán kính gần đúng của Ca Biết tỉ khôi của Ca là 1,55

Nguyên tử khối: Ca = 40,08 Trong tinh thể các nguyên tử Ca

chí chiếm 74% thể tích, còn lại là các khe trống