Chương 1b ĐLTH HTTH(TC)

Các qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố họ S & P * Electron hoá trị là electron có khả năng tham gia liên kết, nó nằm ngoài cấu hình bão hòa và giả bão hòa * Cấu hình như thế nào

Trang 1

Chương I

ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Trang 2

4 Các qui luật biến đổi hoá trị,

số oxi hoá

• KHÁI NIỆM HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ

*) Hoá trị của một nguyên tố là gì?

Qui luật biến đổi số oxi hóa, hóa trị

2

Trang 3

4 Các qui luật biến đổi hoá trị,

số oxi hoá

• KHÁI NIỆM HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ

*) Hoá trị của một nguyên tố đặc trưng cho

khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó

có thể hình thành một số liên kết hoá học nhất định Hoá trị thường gắn với một kiểu

liên kết cụ thể

Trang 4

Khái niệm hoá trị và số oxi hoá của các

nguyên tố

+ Điện hoá trị xác định bằng số electron mà 1 nguyên tử

mất đi hay thu vào khi tạo thành ion đơn Đó là điện tích của các ion trong hợp chất ion

+ Cộng hoá trị xác định bằng số liên kết cộng hoá trị do các nguyên tử trong phân tử tạo thành Cộng hoá trị tối đa của 1 nguyên tố phụ thuộc vào số electron hoá trị và số obitan hoá trị

*) Số oxi hoá : là khái niệm hoá trị hình thức xác định

theo qui ước

• Số oxi hoá của một nguyên tố phụ thuộc vào số

electron hoá trị

4

Trang 5

Các qui luật biến đổi số oxihoá của

nguyên tố họ S & P

• Electron hoá trị là electron như thế nào?

Trang 6

* Electron hoá trị là electron có khả năng

tham gia liên kết, nó nằm ngoài cấu hình

bão hòa và giả bão hòa

* Cấu hình như thế nào gọi là bão hòa?

* Cấu hình như thế nào gọi là giả bão hòa?

6

Trang 7

* Cấu hình bão hòa: thoả mãn 1s2, ns2p6,

ns2p6nd10… & S = 2n2

* Cấu hình giả bão hòa: thoả mãn ns2p6,

ns2p6nd10… & không thoả mãn S = 2n2

* Phân lớp nửa bão hòa, nửa giả bão hòa:

P3 , d5 , f7

Trang 8

Qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố

họ S & P

phân tử sẽ càng bền vững , nếu toàn bộ

electron hoá trị đều tạo liên kết Do đó có qui luật:

+ Bậc oxi hoá cực đại của nhóm chẵn thì chẵn, nhóm lẻ là lẻ

+ Các nguyên tố này có thể có 1 bậc oxi hoá

(nguyên tố họs), nhưng có thể có nhiều bậc oxi hoá (nguyên tố họ p)

8

Trang 9

họ S & P

2) Trong 1 chu kì , khi đi từ trái sang phải thì mức năng lượng ns & np ngày càng chênh lệch, dẫn đến :

+ Các electron ns ngày càng khó tham gia sự hình thành liên kết

+ Sự lai hoá giữa các obitan s & p ngày càng khó,

do đó có qui luật:Độ bền của bậc oxi hoá dương

cao nhất giảm dần

Ví dụ: SiO44-  PO43-  SO42-  ClO4-

Trang 10

họ S & P

lượng ns & np cũng thay đổi Hiệu ứng này cực đại ở các nguyên tố chu kì IV, do đó có qui luật:

• Bậc oxi hoá cao nhất ở các nguyên tố p trong

chu kì 4 sẽ kém bền so với các nguyên tố khác cùng nhóm (Br+7 kém bền nhất)

10

Trang 11

họ S & P

4) Đối với các nguyên tố chu kì II có lớp vỏ 1s 2 sát lớp vỏ electron hoá trị Mức độ xuyên của

electron s vào nhân lớn hơn các electron p &

electron d Nói cách khác nó chịu ảnh hưởng lớn của hạt nhân so với các electron khác (đặc điểm này không có ở chu kì III trở đi ) Từ đây

có qui luật :

• Các nguyên tố chu kì 2 có khả năng xen phủ

P -P là mạnh đặc biệt so với các nguyên tố ở chu kì khác

Trang 12

họ S & P

trong đẩy nhau làm liên kết này yếu đi

12

Trang 13

Qui luật bậc oxi hoá của nguyên tố

chuyển tiếp (họ d)

thể có nhiều và đối với từng nguyên tố thì các

bậc oxi hoá có thể chênh nhau 1 đơn vị Điều này có bởi vì các electron hoá trị không chỉ có

ở lớp ngoài cùng mà còn ở lớp sát ngoài Nói chung sự có mặt các electron độc thân ở phân lớp d có năng lượng thấp là được phép

Trang 14

2) Hầu hết các nguyên tố đều có bậc oxi hoá +2 là

do các electron ns tham gia tạo liên kết

+ Trong phạm vi một cột dọc độ bền bậc oxi hoá +2 (thấp nhất)giảm dần từ trên xuống dưới Vì các nguyên tố họ d trong 1 cột dọc khi đi từ

nguyên tố thứ nhất sang nguyên tố thứ 2 có

tăng 1 ít bán kính nguyên tử , còn 2 nguyên tố cuối bán kính hầu như bằng nhau , nên các

electron d dẽ tham gia tạo liên kết bền, dẫn đến bậc oxi hoá kém bền dần

14

Trang 15

+ Trong phạm vi một hàng ngang khi số electron

5 thì độ bền bậc oxi hoá +2 tăng dần từ trái

sang phải

Trang 16

Qui luật bậc oxi hoá của nguyên

tố chuyển tiếp (họ d)

• Có điều này vì theo qui tắc Hund: cấu trúc không liên kết sẽ bền vững nếu các obitan đều có spin +1/2 hoặc các obitan đều có đủ 2 electron có spin ngược nhau hoặc các obitan đều trống (cấu trúc không liên kết là cấu trúc bão hoà d 10 & d0 hoặc nửa bão hoà d5) Vậy khuynh hướng thay đổi độ bền của các qui luật đã nêu

là nhằm đảm bảo cho ion của kim loại chuyển tiếp có những cấu trúc không liên kết bền vững

16

Trang 17

Qui luật bậc oxi hoá của nguyên

tố chuyển tiếp (họ d)

• 3) Bậc oxi hoá dương cao nhất của các nguyên

tố chuyển tiếp không vượt quá số nhóm và độ bền của nó tăng dần từ trên xuống dưới trong

1 cột dọc Chính vì lí do này ta hiểu trong số các nguyên tố chuyển tiếp ở nhóm 8 (Fe- Ru - Os) chỉ có Os là có bậc oxi hoá +8 bền

Trang 18

5 Nhiệt độ nóng chảy, Nhiệt độ sôi

• Nhiệt độ nóng chảy : là nhiệt độ tại đó một chất

nguyên chất ở trạng thái tinh thể cân bằng với

chất lỏng Nhiệt độ đó phụ thuộc vào kiểu mạng

lưới của tinh thể và lực tương tác giữa các hạt ở trong tinh thể Trong nhiều kim loại lực tương tác giữa các hạt phần lớn còn tồn tại khi kim loại

chuyển sang trạng thái lỏng , cho nên nhiệt độ

nóng chảy của nó không cao lắm

18

Trang 19

• Nhưng cũng có kim loại liên kết trong tinh thể mạnh đến mức cần nhiệt độ rất cao mới nóng chảy Những nguyên tố mà nguyên tử của chúng liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị tạo thành phân tử khổng lồ không thể nóng chảy và không bị đứt một phần quan trọng các liên kết đó Nếu liên kết đó mạnh thì cần

nhiệt độ cao mới nóng chảy Nhưng những nguyên tố

có tinh thể bao gồm những phân tử nhỏ liên kết với nhau bằng lực VandecVan dễ đứt ra thì có nhiệt độ

nóng chảy tương đối thấp

Trang 20

• Nhiệt độ sôi :

• Quá trình nóng chảy không nhất thiết đòi hỏi liên kết giữa các hạt phải bị đứt ra hoàn toàn, nhưng quá trình đun sôi kim loại thường đòi hỏi như vậy Bởi vậy nhiệt độ sôi thường rất cao hơn nhiệt độ nóng chảy Những nguyên tố không kim loại có nhiệt độ sôi tương đối thấp vì quá trình đun sôi chỉ đòi hỏi làm đứt hoàn toàn lực VandecVan rất yếu giữa các phân tử Chất có khối lượng phân tử càng lớn , có nhiệt độ sôi càng cao

20

Trang 21

6 Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của các hidrua có công thức HnX

• Nêu qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của

Trang 22

6 Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của các hidrua có công thức HnX

Trang 23

6 Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ

của các hidrua có công thức HnX

HF HI do đó liên kết H - X ngày càng dễ bị ion

hoá

Trang 24

6 Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của các hidrua có công thức

 Theo chiều CH4 - NH3- H2O - HF

Các ion X- có kích thước gần bằng nhau và

năng lượng liên kết H - X không khác nhau

nhiều lắm, nhưng độ âm điện tăng từ do đó sự phân cực vĩnh cửu của liên kết H - X tăng dẫn đến khả năng ion hoá của phân tử càng lớn vì vậy tính axit tăng

24

Trang 25

Chứng minh định lượng lực axit HnX

Trang 26

Chứng minh định lượng lực axit HnX

10



Trang 27

của các hidroxit

• Nêu qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của các hidroxit? Giải thích

Trang 28

Trang 29

7 Qui luật biến đổi tính chất axít-

bazơ của các hidroxit

2) Giải thích nguyên nhân của sự biến đổi đó :

Trang 30

Qui luật về lực của các oxaxít-

XOm(OH)n

30

• Nêu qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của các oxaxít- XOm(OH)n? Giải thích

Trang 31

Qui luật về lực của các oxaxít- XOm(OH)n

• Qui luật 1 axit n lần axit thì phân li theo

Trang 32

• Qui luật 2 n ≠ 0 ; Ka phụ thuộc m; m tăng thì tính axit tăng

m= 0  X(OH)n : K << 10 -7  axit rất yếu

Trang 33

Trang 34

Giải thích: m tăng thì bậc oxi hóa của

X tăng(độ âm điện và mật độ điện

tích của X) do đó tính liên kết CHT

của X-O tăng, đồng thời tính liên kết ion của O-H tăng làm tăng khả năng tách H+

Trang 35

• Chú ý: Khi bậc oxi hóa của X là cực

đại thì tính oxi hóa của các axit cũng tăng đồng thời với tính axit

• H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

tính axit tăng, tính oxi hóa tăng

Trang 36

* Các nguyên tử X đều ở cùng 1 trạng thái lai hóa

* Khi đi từ trái qua phải trong chu kì các mức

Trang 37

• Qui luật 3 Đối với các axit tương đồng về

thành phần nguyên tử X và cấu trúc thì lực axit tùy thuộc vào độ âm điện của nguyên tố X, Nếu

X càng âm điện thì tính axit càng mạnh

• HClO K1= 3,2.10 -8 H2SO3 K1= 1,2.10 -2

• HBrO K1= 2.10 -9 H2SeO3 K1= 0,3.10 -2

• HIO K1= 1.10 -11 H2TeO3 K1= 2,7.10 -3

Trang 38

Giải thích: Khi độ âm điện của nguyên

tố X giảm thì tính liên kết CHT của

X-O tăng, đồng thời tính liên kết ion

của O-H giảm làm giảm khả năng

tách H+

Trang 39

• Qui luât 4 Axit mạnh chừng nào thì khả năng

ngưng tụ kém chừng đó

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

tính axit tăng, khả năng ngưng tụ giảm

H4SiO4  (OH)3Si-[OSi(OH)2 ](n-2) –OSi(OH)3 + (n-1)H2O

H3PO4  H4P2O7 + H2O

H2SO4  H2S2O7 + H2O

HClO4  không hề bị ngưng tụ.

Trang 40

• Giải thích:

• Ở các axit yếu, nguyên tử oxi liên

kết với H bằng liên kết mang nhiều tính chất CHT, vì vậy mà chúng dễ

dàng liên kết với 2 nguyên tử trung tâm với liên kết bền

Trang 41

• Qui luật 5

Mx+ [M(H2O)n]x+

[M(H2O)n]x+  [M(H2O)n-1(OH) ](x-1)+ + H+

như thế có thể coi các phân tử

luật: Tác dụng phân cực của M lớn chừng

nào thì tính axit gây ra bởi nó lớn hơn

chừng đó

Trang 42

[Al(H2O)6]3+  [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+

K1 = 1,12.10-5

[Fe(H2O)6]3+  [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H+

K1 = 1.10-3

r(Al 3+ ) = 0,57 nm ; r(Fe 3+ ) = 0,64 nm ;

Trang 43

* Tác dụng phân cực hóa phụ thuộc:

• Điện tích ion

• Bán kính ion

• Lớp vỏ ion

Trang 44

8 Tính kim loại và hoạt động

hoá học của kim loại

1 Viết dãy hoạt động hóa học và dãy điện thế của các kim loại

2 Dựa trên cơ sở nào để thiết lập nên:

a Dãy hoạt động hóa học của các kim loại

b Dãy điện thế của các kim loại

44

Trang 45

3 So sánh 2 dãy Giải thích những chỗ khác nhau:

a Trường hợp Li

b Trường hợp vị trí của Na và Ca

4 Vì sao dãy điện thế của kim loại còn được gọi

là dãy điện hóa hay dãy hoạt động hóa học hiện đại của các kim loại, ứng dụng của dãy điện hóa (xét cả các phản ứng ở điều kiện không phải là trong dung dịch nước)

Trang 46

• Tính kim loại , phi kim gắn với

nguyên tử tự do

• Hoạt động hoá học gắn với đơn chất

, hợp chất

• Nói kim loại mạnh đẩy kim loại yếu

ra khỏi hợp chất của nó có nghĩa là

Fe(r) + CuSO4(dd) = FeSO4(dd)+ Cu(r)

46

Trang 47

Trang 48

• Tổng quát :

M(r) M+.aq H0

PƯ H0

PƯ (Cu(r)  Cu2+.aq)

48

Trang 49

III CÁC DẠNG BẢNG TUẦN HOÀN

1 Các kiểu bảng tuần hoàn chính? Ưu nhược của từng

dạng?

2 Ý nghĩa của ĐLTH và HTTH

Trang 50

Đã có hơn 700 loại bảng tuần hoàn được xuất bản trong vòng 100 năm sau HTTH của Mendeleep công bố trên tạp chí Annalen der Chemic năm 1871 Những HTTH thành

công nhất là những bảng tuần hoàn thực hiện được 2 mục tiêu: Liệt kê những nguyên tố trong cùng một nhóm khi

chúng có cùng một tính chất hóa học và có cùng cấu hình electron

-50-

Trang 51

Đến nay, Các kiểu bảng tuần hoàn có thể chia thành 6

Trang 52

-7 chu kỳ , 10 hàng , 3 chu kỳ nhỏ 1hàng, 4 chu kỳ lớn 2 hàng

-Toàn bảng chia thành 8 nhóm (hoặc 9 nhóm) đánh số từ nhóm I

đến nhóm VIII (và nhóm số không đối với bảng 9 nhóm), Trong mỗi nhóm lại chia phân nhóm chính, phân nhóm phụ , xếp lệch nhau

-Các nguyên tố Lantanit, Actinit đưa ra ngoài bảng xếp xuống

Trang 53

Trang 54

1 Dạng ngắn kiểu ô cờ :

-Nó phản ánh một cách tốt nhất mọi mối quan hệ quan trọng nhất

giữa các nguyên tố

- Nó nêu lên được sự tuần hoàn nội tại trong một chu kỳ

-Nêu được sự khác nhau về tính chất của các nguyên tố thuộc

các phân nhóm; đồng thời cũng nêu được sự giống nhau: số oxi hóa cao nhất bằng nhau và bằng số nhóm

-Nhưng không phản ánh sự phát triển liên tục trong 1 chu kì,

không thể hiện đầy đủ mức độ liên quan giữa các nguyên tố trong nhóm

-54-

Trang 55

2 Dạng dài kiểu ô cờ :

a- Dạng dài 18 ô :

7 chu kỳ , 7 hàng , 3 chu kỳ nhỏ (2,8 nguyên tố),

4 chu kỳ lớn (18 nguyên tố),

•Nguyên tố họ s và p thuộc phân nhóm chính, Nguyên tố họ d

thuộc phân nhóm phụ , xếp lệch nhau

•Các nguiyên tố Lantanit, Actinit đưa ra ngoài bảng xếp xuống

dưói

- Các khí hiếm thuộc nhóm 8A, Các bộ ba nguyên tố: Fe, Co, Ni;

Ru, Rh, Pd; Os Ir, Pt thuộc nhóm 8B.

Trang 56

-56-

Trang 57

-Không thấy được nguyên nhân khác nhau về tính chất hóa học

của hai dãy nguyên tố được xếp trực tiếp trên dưới như:

Từ 40,41, … 47, 48

Từ 72, 73, … 79, 80.

Trang 58

-58-

Trang 59

2 Dạng dài kiểu ô cờ :

b- Dạng dài 32 ô :

7 chu kỳ , 7 hàng , 3 chu kỳ nhỏ (2,8 nguyên tố),

4 chu kỳ lớn (18 và 32 nguyên tố),

•Nguyên tố họ s và p thuộc phân nhóm chính, Nguyên tố họ d

thuộc phân nhóm phụ , xếp lệch nhau

•Các nguiyên tố Lantanit, Actinit đưa ra ngoài bảng xếp xuống

dưói

- Các khí hiếm thuộc nhóm 8A, Các bộ ba nguyên tố: Fe, Co, Ni;

Ru, Rh, Pd; Os Ir, Pt thuộc nhóm 8B.

Trang 60

3 Dạng bậc thang:

Về dạng này có 2 kiểu đáng chú ý

a- Kiểu bảng do N Bohr đề nghị:

Kiểu bảng này bao gồm một cách tự nhiên các lantanit và Actinit

b- Kiểu bảng của N Bohr được Nhêcraxôp hoàn thiện: Phân biệt được 2 loại đồng đẳng electron:

- Đồng đẳng toàn phần: gồm những nguyên tố mà cấu trúc

electron ngoài cùng đồng nhất ở bất cứ trang thái oxi hóa nào

- Đồng đẳng không toàn phần:gồm những nguyên tố mà cấu trúc electron ngoài cùng chỉ đồng nhất ở một vài trang thái oxi hóa riêng biệt

-60-

Trang 61

Trang 62

4 Dạng vòng xòe

- Các vòng tròn đồng tâm tương ứng với các lớp electron khác nhau

- Hệ thống vòng tròn tạo nên các chu kỳ

- Các nguyên tố trong nhóm được phân bố theo các bán kính

- Các chữ số Ả Rập chỉ các chu kỳ, chữ số La mã chỉ các nhóm

- Các lantanit được phân bố vào tất cả các nhóm (trừ nhóm

I và II)

-62-

Định dạng
Số trang	74
Dung lượng	8,66 MB