Chu kì: Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theochiều điện tích hạt nhân tăng dần... SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ, T
Trang 1CHƯƠNG I: NGUYÊN TỬ Bài 1: THÀNH PHẦN NGUYÊN TỬ
I THÀNH PHẦN CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
– Nguyên tử có cấu tạo rỗng,
– Electron chuyển động xung quanh hạt mang điện dương, có kích thước nhỏ, khối lượng lớn so với nguyên
Số proton = Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số electron
II KÍCH THƯỚC VÀ KHỐI LƯỢNG NGUYÊN TỬ
1 Kích thước
– Đường kính nguyên tử khoảng 101 nm = 1 Ao
– Đường kính hạt nhân khoảng 104
oA– Đường kính e , p , n khoảng 107
oA
hạt nhân có kích thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử
2 Khối lượng: đơn vị khối lượng nguyên tử là u (hay đvC)
qp = +1,602.10–19 Chay qp = eo = 1+ qn = 0
Khối lượng me = 9,10941031 kg mp = 1, 67261027 kg mn = 1,67481027 kg
Trang 21,6726 10−279,1094 10−31=1836
m e
m n=
9,1094 10−311,6748 10−27=0,0005439 hay
m n
m e=
1 ,6748 10−27
9 ,1094 10−31=1839
Nhận xét: khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng proton và nơtron.
So sánh khối lượng hạt nhân so với nguyên tử Na biết Na cĩ 11 proton, 11 electron và 12 nơtron.
mhạt nhân
mnguyên tử=
3,8496 10−263,8506 10−26=0,9997
Nhận xét: khối lượng nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân.
Bài 2: HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ.
NGUYÊN TỐ HĨA HỌC – ĐỒNG VỊ
I HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
1 Điện tích hạt nhân: Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số proton = Số electron
2 Số khối: Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (Z) và tổng số nơtron (N).
A = Z + N
II NGUYÊN TỐ HĨA HỌC
1 Định nghĩa: Nguyên tố hĩa học là những nguyên tử cĩ cùng điện tích hạt nhân.
– Tất cả các nguyên tử của cùng một nguyên tố hĩa học đều cĩ cùng số proton và cùng số electron
– Những nguyên tử cĩ cùng điện tích hạt nhân đều cĩ tính chất hĩa học giống nhau
2 Số hiệu (Z): Số đơn vị điện tích hạt nhân của một nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố
đĩ
Số hiệu = Số đơn vị điện tích hạt nhân = Số electron = Số proton
3 Kí hiệu nguyên tử : Z A X (X: kí hiệu hĩa học, A: số khối, Z: số hiệu)
Ví dụ: 1735Cl Số hiệu Z = 17 = Số proton = Số electron.
Số khối A = 35 Số nơtron = A – Z = 35 – 17 = 18
III ĐỒNG VỊ
Đồng vị là những nguyên tử cĩ cùng số proton nhưng khác nhau số nơtron nên khác nhau số khối (A)
Trang 3IV NGUYÊN TỬ KHỐI – NGUYÊN TỬ KHỐI TRUNG BÌNH
1 Nguyên tử khối
– Nguyên tử khối là khối lượng tương đối của nguyên tử
– Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vịkhối lượng
Ví dụ: Nguyên tử Na (11p, 11e, 12n)
mnguyên tử = mp + mn + me = 11.1 + 12.1 + 11.0,00055 = 23,00605u
mhạt nhân = mp + mn = 11.1 + 12.1 = 23u
mnguyên tử mhạt nhân = 23u Nguyên tử khối của Na là 23
Nhận xét: Khi không cần độ chính xác cao có thể coi nguyên tử khối = số khối.
2 Nguyên tử khối trung bình
Hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp của nhiều đồng vị với tỉ lệ phần trăm số nguyên tử xác định.Nguyên tử khối của nguyên tố có nhiều đồng vị là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng vị đó.Giả xử nguyên tố X có hai đồng vị là Z
Ví dụ 1 : Clo là hỗn hợp của hai đồng vị bền 1735Cl (chiếm 75,77%) và 1737Cl (chiếm 24,23%) Tính
nguyên tử khối trugn bình của clo
A Cl=35 75,77+37.24 ,23
Ví dụ 2 : Trong tự nhiên, đồng có hai đồng vị 29
63Cu và 2965Cu Nguyên tử khối trung bình của đồng là
63,546 Tính thành phần phần trăm số nguyên tử của mỗi đồng vị
nguyên tử khối của đồng vị thứ hai
Gọi số khối đồng vị thứ hai là A2 chiếm tỉ lệ x2% số nguyên tử
Trang 4Ta có: { 2Z+N=18 ¿¿¿¿ Z≤18−2Z≤1,5Z { Z≤18−2Z ¿¿¿¿ { Z≤ 18
3 ¿¿¿¿ hay 18
3,5 ≤ Z≤
18 3
5,143≤Z≤6 Z = 6 N = 18 – 2.6 = 6 A = Z + N = 6 + 6 = 12.
Lưu ý: Đối với các đồng vị bền (Z ≤ 82) trừ H: Z≤N ≤1,5Z ; Riêng (Z ≤ 20): Z≤N ≤1,2Z
Gọi S là tổng số hạt proton, nơtron, electron của nguyên tử (S = 2Z + N), ta có:
S
3,5 ≤ Z≤
S
3
Bài 4: CẤU TẠO VỎ NGUYÊN TỬ
I SỰ CHUYỂN ĐỘNG CỦA ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ
1 Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
Các e chuyển động rất nhanh trong khu vực xung quanh hạt nhân không theo những quỹ đạo xác định tạonên vỏ nguyên tử
– Obitan d, obitan f có hình dạng phức tạp hơn
II LỚP ELECTRON VÀ PHÂN LỚP ELECTRON.
Mỗi lớp electron được chia thành các phân lớp
Các e trên cùng một phân lớp có mức năng lượng bằng nhau
Số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó
III SỐ OBITAN NGUYÊN TỬ TRONG MỘT PHÂN LỚP, MỘT LỚP ELECTRON
1 Số obitan nguyên tử trong một phân lớp
Trang 54f 4d
3d 5d
1s
2p
6p 5p 4p 3p 2s
3s 4s 5s 6s
Bài 5: CẤU HÌNH ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ
I NĂNG LƯỢNG CỦA ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ
1 Mức năng lượng obitan nguyên tử
Trong nguyên tử, các electron trên mỗi obitan có một mức năng lượng xác định gọi là mức năng lượngobitan nguyên tử (AO)
Mối liên hệ về mức năng lượng của các obitan trong những phân lớp khác nhau.
2 Trật tự các mức năng lượng obitan nguyên tử
Thực nghiệm và lý thuyết cho thấy khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo thứ
tự sau:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
II CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ
1 Cấu hình electron nguyên tử: biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
2 Cách viết cấu hình electron:
Bước 1: Xác định số electron của nguyên tử.
Bước 2: Phân bố electron vào các phân lớp theo chiều tăng mức năng lượng trong nguyên tử.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Trang 6Bước 3: Viết cấu hình electron theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các lớp electron
Ví dụ:
Na (Z = 11) : Na có 11 electron
Cấu hình electron của Na là 1s2 2s22p6 3s1
Na thuộc nguyên tố s vì electron cuối cùng điền vào phân lớp s
O (Z = 8) : O có 8 electron
Cấu hình electron của O là 1s2 2s22p4
O thuộc nguyên tố p vì electron cuối cùng điền vào phân lớp p
Fe (Z = 26) : Fe có 26 electron
1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d6 Cấu hình elctron của Fe: 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2
Fe là nguyên tố d vì electron cuối cùng điền vào phân lớp d
Cr (Z = 24) : Cr có 24 electron
1s22s22p63s23p64s 1 3d 5
Cấu hình electron của Cr: 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1
Cr là nguyên tố d vì electron cuối cùng điền vào phân lớp d
Cu (Z = 29) : Cu có 29 electron
1s22s22p63s23p64s 1 3d 10
Cấu hình electron của Cu: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s1
Cu là nguyên tố d vì electron cuối cùng điền vào phân lớp d
3 Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng: Lớp ngoài cùng có nhiều nhất 8e.
– Các nguyên tử có 8e lớp ngoài cùng và He (1s2) : là khí hiếm
– Các nguyên tử có 1e, 2e, 3e lớp ngoài cùng : là kim loại (trừ H, He và B)
– Các nguyên tử có 5e, 6e ,7e lớp ngoài cùng : thường là phi kim
– Các nguyên tử có 4e lớp ngoài cùng : là kim loại hoặc phi kim
Khi biết cấu hình electron của nguyên tử có thể dự đoán được loại nguyên tố.
CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VÀ
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
Bài 7: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I NGUYÊN TẮC SẮP XẾP CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
– Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử
– Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng
– Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị trong nguyên tử được xếp thành một cột
Electron hóa trị là những electron có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học Chúng thường nằm ở
lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.
II CẤU TẠO BẢNG TUẦN HOÀN
Trang 72 Chu kì: Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo
chiều điện tích hạt nhân tăng dần
Số thứ tự chu kì = Số lớp electronChu kì 1, 2, 3: chu kì nhỏ Chu kì 4, 5, 6, 7: chu kì lớn
Trang 8Cu thuộc ô nguyên tố 30, chu kì 4, nhóm IB.
Bài 8: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN
TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
I SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ, TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC.
Vậy: Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích
hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố
II CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM A
1 Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A.
Trang 9– Nguyên tử các nguyên tố trong cùng nhóm A có cùng số electron lớp ngoài cùng nguyên nhân của sựgiống nhau về tính chất hóa học của các nguyên tố trong cùng nhóm A.
– Số thứ tự nhóm A = Số electron lớp ngoài cùng = Số electron hóa trị
2 Một số nhóm A tiêu biểu
a Nhóm VIIIA (nhóm khí hiếm)
– Gồm: Heli (He) ; Neon (Ne) ; Argon (Ar) ; Kripton (Kp) ; Xenon (Xe) và Rađon (Rn).
– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2 np6 trừ He (1s2): là cấu hình bền vững
– Tính chất:
+ Hầu hết khí hiếm đều không tham gia phản ứng hóa học (trừ một số trường hợp đặc biệt)
+ Ở điều kiện thường, các khí hiếm đều ở trạng thái khí và phân tử chỉ gồm một phân tử
b Nhóm IA (nhóm kim loại kiềm)
– Gồm: Natri (Na) ; Kali (K) ; Rubiđi (Rb) ; Xesi (Cs) ; Franxi (Fr) Fr là nguyên tố phóng xạ.
– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns1
+ Dễ nhường 1e để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm
+ Trong các hợp chất, kim loại kiềm chỉ có hóa trị 1
– Tính chất: là những kim loại điển hình
+ Tác dụng mạnh với oxi tạo oxit: 4M + O2 2M2O
+ Tác dụng mạnh với nước ở nhiệt độ thường tạo hidroxit và hiđro: 2M +2H2O 2MOH + H2.+ Tác dụng phi kim khác tạo muối:
2M + Cl2 2MCl (muối clorua)2M + S M2S (muối sunfua)
c Nhóm VIIA (nhóm Halogen)
– Gồm: Flo (F) ; Clo (Cl) ; Brom (Br) ; Iot (I) ; Atattin (At) At là nguyên tố phóng xạ.
– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2np5
+ Dễ nhận 1e để đạt cấu hình bền vững của khí hiếm
+ Trong các hợp chất với kim loại, Halogen chỉ có hóa trị 1
– Ở dạng đơn chất, phân tử Halogen gồm 2 nguyên tử: F2, Cl2, Br2, I2.
– Tính chất: là những phi kim điển hình
+ Tác dụng kim loại tạo muối Halogenua: 2M + nX2 2MXn (M là kim loại, X là Halogen)
+ Tác dụng hidro tạo hợp chất khí hidro halogenua: H2 + X2 2HX
+ Hidroxit của Halogen là những axit: HClO, HClO2, HClO3, HClO4
Trang 10Bài 9: SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
HÓA HỌC ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN.
I SỰ BIẾN ĐỔI MỘT SỐ ĐẠI LƯỢNG VẬT LÍ
1 Bán kính nguyên tử (nm)
Nhóm Chu kì IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
2 Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol): năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ nhất ra khỏi
nguyên tử ở trạng thái cơ bản
Vậy: 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 Độ âm điện: đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử khi tạo thành liên kết hóa học.
Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
Trang 11II SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH KIM LOẠI, TÍNH PHI KIM
1 Tính kim loại, tính phi kim
Tính kim loại: là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương.
Nguyên tử càng dễ mất electron, tính kim loại càng mạnh
Tính phi kim: là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm Nguyên
tử càng dễ thu electron, tính phi kim càng mạnh
2 Sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim
Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, đồng thờitính phi kim tăng dần
Trong một nhóm A, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, đồng thờitính phi kim giảm dần
Vậy: Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích
hạt nhân
III SỰ BIẾN ĐỔI VỀ HÓA TRỊ CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
Nhóm Chu kì IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
Nhận xét: Hóa trị cao nhất của một nguyên tố với oxi, hóa trị với hidro của các phi kim biến đổi tuần hoàn
theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử
Trang 12IV SỰ BIẾN ĐỔI TÍNH AXIT – BAZƠ CỦA OXIT VÀ HIDROXIT TƯƠNG ỨNG
Nhóm
Chu kì IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
Tính chất oxit Oxit
bazơ
Oxitbazơ
Oxitlưỡngtính
Oxit axit Oxit axit Oxit axit Oxit axit
Hidroxit NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
Tính chất
hidroxit
Bazơmạnh Bazơ yếu
hidroxitlưỡngtính
Axit yếu
Axittrungbình
Axitmạnh
Axit rấtmạnh
Nhận xét: Tính axit – bazơ của các oxit và hidroxit tương ứng của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo
chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử
V 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 cácnguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử
I QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ CỦA NGUYÊN TỐ VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ CỦA NÓ.
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể biết được cấu tạo nguyên tử.
Ví dụ: Mg ở ô 12, chu kì 3, nhóm IIA.
Mg ở ô 12 Nguyên tử Mg có 12 electron, 12 proton
Mg ở chu kì 3 Nguyên tử Mg có 3 lớp electron
Mg ở nhóm IIA Lớp ngoài cùng có 2 electron
Biết cấu tạo nguyên tử có thể biết được vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn.
Trang 13Ví dụ: Al (Z = 13): 1s22s22p63s23p1.
Nguyên tử Al có 13 electron Al ở ô 13
Nguyên tử Al có 3 lớp electron Al ở chu kì 3
Nguyên tử Al có 3 electron ở lớp ngoài cùng Al ở nhóm IIIA
II QUAN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÁ TÍNH CHẤT NGUYÊN TỐ
Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn, có thể suy ra những tính chất hóa học cơ bản của nó
Tính kim loại, phi kim.
– Nhóm IA, IIA, IIIA (trừ H, B): có tính kim loại
– Nhóm VA, VIA, VIIA (trừ Sb, Bi, Po): có tính phi kim
Hóa trị cao nhất với oxi, hóa trị với hidro.
– Hóa trị cao nhất với oxi = thứ tự nhóm (n)
– Hóa trị với hidro = 8 – n
Công thức oxit cao nhất, công thức hợp chất khí với hidro (nếu có).
– Công thức oxit cao nhất: R2On
– Công thức hợp chất khí với hidro: RH8–n (n ≥ 4)
Nhóm Chu kì IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
Hợp chất với oxi R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
Hóa trị cao nhất với
Hợp chất khí với hidro RH4 RH3 RH2 RH
Oxit và hidroxit có tính axit hay bazơ
– Oxit và hidroxit của kim loại thường có tính bazơ
– Oxit và hidroxit của phi kim có tính axit
III SO SÁNH TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA MỘT NGUYÊN TỐ VỚI CÁC NGUYÊN TỐ LÂN CẬN
Dựa vào quy luật biến đổi tính chất của các nguyên tố trong BTH có thể so sánh tinh chất hóa học của mộtnguyên tố với các nguyên tố lân cận
Trang 14CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC Bài 12: LIÊN KẾT ION – TINH THỂ ION.
I KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1 Khái niệm về liên kết
Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn
2 Quy tắc bát tử
Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết các nguyên tửkhác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 electron đối với heli) ởlớp ngoài cùng
(Vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong nhiều trường hợp quy tắc bát tử tỏ ra không đầy đủ)
II SỰ HÌNH THÀNH ION, CATION, ANION.
1 Ion, cation, anion
a Ion: Nguyên tử trung hòa về điện Khi nguyên tử nhường hay nhận electron, nó trở thành phần tử mạng
điện gọi là ion
b Ion dương (cation): Các nguyên tử kim loại dễ nhường 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng để trở thành các
ion mang điện tích dương, được gọi là ion dương (cation)
c Ion âm (anion): Các nguyên tử phi kim dễ nhận thêm electron để trở thành các ion mang điện tích âm,
được gọi là ion âm (anion)
2 Ion đơn và ion đa nguyên tử
Ion đơn nguyên tử là các ion tạo nên từ một nguyên tử.
Ví dụ: Al3+, Mg2+, Na+, F–, Cl–, O2–, S2–
Ion đa nguyên tử là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm.
Ví dụ: NH4+ (cation amoni) ; OH– (anion hiđroxit) ; SO42– (anion sunfat)
III SỰ TẠO THÀNH LIÊN KẾT ION
Trang 151 Sự tạo thành liên kết ion của phân tử 2 nguyên tử
Ví dụ: Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử NaCl
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Các ion Na+ và Cl– được tạo thành hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo nên phân tử NaCl:
Na+ + Cl– NaCl
2 Sự tạo thành liên kết ion của phân tử nhiều nguyên tử
Ví dụ: Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử CaCl2
[Ne]3s2 3p5 [Ne]3s23p54s2 [Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6 [Ne]3s23p6 [Ne]3s23p6
Các ion Ca2+ và Cl– được tạo thành hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo nên phân tử CaCl2:
Ca+ + 2Cl– CaCl2
Vậy: Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình
BÀI 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ BẰNG CẶP ELECTRON CHUNG
Công thức cấu tạo N N (‘ ‘ liên kết ba)
Liên kết trong phân tử H2, O2, N2 là liên kết cộng hóa trị
Liên kết cộng hóa trị: là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều gặp electron
chung
Trang 16Các phân tử H2, O2, N2 tạo nên từ hai nguyên tử của cùng một nguyên tố (có độ âm điện như nhau) nên cáccặp electron chung không bị hút lệch về phía nguyên tử nào liên kết trong các phân tử này không phân
cực, đó là liên kết cộng hóa trị không phân cực.
+H
Công thức electron H Cl
Công thức cấu tạo H – Cl
Cặp electron chung của H và Cl bị lệch về phía Cl (do Cl có độ âm điện lớn hơn H) Liên kết cộng hóa trị
có cực (hay liên kết cộng hóa trị phân cực)
Liên kết giữa nguyên tử clo và hiđro là phân cực Phân tử HCl phân cực
Công thức cấu tạo H – O – H
Liên kết giữa nguyên tử oxi và hiđro là phân cực Phân tử H2O phân cực
Công thức electron
NHHH
Công thức cấu tạo
H N HHLiên kết giữa nguyên tử nitơ và hiđro là phân cực Phân tử NH3 phân cực
Trang 17Liên kết giữa nguyên tử cacbon và oxi là phân cực nhưng do phân tử CO2 có cấu tạo thẳng nên độ phân cựccủa hai liên kết đôi C = C triệt tiêu nhau Phân tử CO2 không bị phân cực.
Công thức cấu tạo O = S O
Phân tử Công thức electron Công thức cấu tạo Liên kết cộng hóa trị Cấu tạo phân tử
3 Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị
– Chất mà phân tử chỉ có liên kết cộng hóa trị có thể là chất rắn (đường, lưu huỳnh, iot, …), chất lỏng (nước,ancol, …), chất khí (cacbonic, clo, hiđro, …)
– Chất có cực (ancol etylic, đường, …) tan nhiều trong dung môi có cực như nước
– Phần lớn chất không cực (iot, chất hữu cơ không cực, …) tan trong dung môi không cực như benzen.– Chất chỉ có liên kết cộng hóa trị không cực không dẫn điện ở mọi trạng thái
II ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1 Quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị không cực, liên kết cộng hóa trị có cực và liên kết ion.
– Cặp electron chung ở giữa 2 nguyên tử liên kết cộng hóa trị không cực
– Cặp electron chung lệch về phía của một nguyên tử liên kết cộng hóa trị không cực
– Cặp electron chung chuyển về một nguyên tử liên kết ion
2 Hiệu độ âm điện và liên kết hóa học
Hiệu độ âm điện () Loại liên kết
0 ≤ < 0,4 Liên kết cộng hóa trị không cực0,4 ≤ < 1,7 Liên kết cộng hóa trị có cực
Trang 18Bài 15: HÓA TRỊ VÀ SỐ OXI HÓA
I HÓA TRỊ
1 Hóa trị trong hợp chất ion
Hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất ion gọi là điện hóa trị và bằng điện tích ion đó
Điện hóa trị = số electron nguyên tử nhường/nhận
Ví dụ: Na+Cl−
Na có điện hóa trị là 1+, Cl có điện hóa trị là 1–
Ca 2+ O2− Ca có điện hóa trị là 2+, O có điện hóa trị là 2–
2 Hóa trị trong hợp cộng hóa trị
Hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị gọi là cộng hóa trị và bằng liên kết cộng hóa trị mànguyên tử của nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân tử
Cộng hóa trị = số liên kết xung quanh nguyên tử
II SỐ OXI HÓA
Số oxi hóa của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion
Cách xác định số oxi hóa của nguyên tố [SOH]:
– Quy tắc 1: Đơn chất [SOH] = 0
– Quy tắc 2: Hợp chất, [SOH] của:
H = +1
O = –2
Ion kim loại = + hóa trị kim loại
Tổng [SOH] = 0
– Quy tắc 3: [SOH] của ion = điện tích ion
Lưu ý: số oxi hóa thì ghi dấu trước, số sau
Trang 19CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ Bài 17: PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ
– Dựa vào chất kết hợp với oxi:
Magie kết hợp với oxi Magie là chất khử
Oxi là chất oxi hóa
– Dựa vào sự cho – nhận electron:
Mg → Mg2+ + 2e
O + 2e → O2−
Nguyên tử Mg nhường electron, là chất khử
Nguyên tử O nhận electron, là chất oxi hóa
Quá trình Mg nhường electron là quá trình oxi hóa
Quá trình O nhận electron là quá trình khử
– Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa:
Số oxi hóa nguyên tố magie tăng từ 0 lên + 2 Magie là chất khử
Số oxi hóa nguyên tố oxi giảm từ 0 xuống – 2 Oxi là chất oxi hóa
Quá trình làm tăng số oxi hóa của magie quá trình oxi hóa nguyên tử magie
Quá trình làm giảm số oxi hóa của oxi quá trình khử nguyên tử oxi
Vậy: trong phản ứng oxi hóa khử có sự cho – nhận electron hay có sự thay đổi số oxi hóa một số nguyên tố
2 Phản ứng của Fe với dung dịch CuSO 4 : Fe
Nguyên tử Fe nhường electron, là chất khử
Ion Cu2+ nhận electron, là chất oxi hóa
Quá trình Fe nhường electron là quá trình oxi hóa
Quá trình Cu2+ nhận electron là quá trình khử
– Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa:
Số oxi hóa nguyên tố sắt tăng từ 0 lên + 2 Nguyên tử sắt là chất khử
Số oxi hóa nguyên tố đồng giảm từ +2 xuống 0 Ion đồng là chất oxi hóa
Quá trình làm tăng số oxi hóa của sắt quá trình oxi hóa nguyên tử sắt
Quá trình làm giảm số oxi hóa của đồng quá trình khử ion đồng
– Dựa vào sự thay đổi số oxi hóa:
Số oxi hóa nguyên tố hiđro tăng từ 0 lên +1 Nguyên tử hiđro là chất khử
Số oxi hóa nguyên tố clo giảm từ 0 xuống –1 Nguyên tử clo là chất oxi hóa