Giáo trình Làm việc với hóa chất môi trường 1 (Ngành: Kỹ thuật thoát nước và xử lý nước thải - Cao đẳng) - Trường Cao đẳng Xây dựng số 1

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:77

Thêm vào BST

Báo xấu

5
lượt xem 2
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Giáo trình "Làm việc với hóa chất môi trường 1 (Ngành: Kỹ thuật thoát nước và xử lý nước thải - Cao đẳng)" được biên soạn với mục tiêu nhằm giúp sinh viên nắm được các kiến thức về: Sự hình thành, tính chất và hoạt động của các chất hóa học; quy trình tổ chức công việc trong phòng thí nghiệm. Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Giáo trình Làm việc với hóa chất môi trường 1 (Ngành: Kỹ thuật thoát nước và xử lý nước thải - Cao đẳng) - Trường Cao đẳng Xây dựng số 1

BỘ XÂY DỰNG TRƯỜNG CAO ĐẲNG XÂY DỰNG SỐ – CTC1 GIÁO TRÌNH LÀM VIỆC VỚI HÓA CHẤT MÔI TRƯỜNG 1 NGÀNH: KỸ THUẬT THOÁT NƯỚC VÀ XỬ LÝ NƯỚC THẢI TRÌNH ĐỘ: CAO ĐẲNG Ban hành kèm theo Quyết định số: /QĐ-CĐXD1 ngày…….tháng….năm ......... …………........... của Hiệu trưởng trường Cao đẳng Xây dựng số 1
TUYÊN BỐ BẢN QUYỀN Tài liệu này thuộc loại sách giáo trình nên các nguồn thông tin có thể được phép dùng nguyên bản hoặc trích dùng cho các mục đích về đào tạo và tham khảo. Mọi mục đích khác mang tính lệch lạc hoặc sử dụng với mục đích kinh doanh thiếu lành mạnh sẽ bị nghiêm cấm. 2
LỜI GIỚI THIỆU Giáo trình “Làm việc với hóa chất môi trường 1” cung cấp những kiến thức về sự hình thành, tính chất và hoạt động của các chất hóa học và quy trình tổ chức công việc trong phòng thí nghiệm, từ đó có kiến thức nền tảng để nghiên cứu các môn học, mô đun khác trong chương trình đào tạo ngành Kỹ thuật thoát nước và xử lý nước thải trình độ Cao đẳng. Giáo trình gồm 4 chương, 3 chương đầu là phần lý thuyết, chương thứ 4 là làm quen với các quy định, trang thiết bị trong phòng thí nghiệm. Giáo trình do các giảng viên trong Bộ môn Cấp nước và Thoát nước, thuộc khoa Quản lý Xây dựng và đô thị, trường Cao đẳng Xây dựng số 1 biên soạn. Chúng tôi rất mong được sự góp ý của các đồng nghiệp và bạn đọc để giáo trình được hoàn thiện hơn. Trân trọng cảm ơn! Tham gia biên soạn 1. Chủ biên: Vũ Linh Huyền Trang 2. Nguyễn Thị Thu Hiền 3
Mục lục Chương 1: Mở đầu ...................................................................................................................... 7 1.1. Các chất và hợp chất ............................................................................................................ 7 1.1.1. Khái niệm về chất.......................................................................................................... 7 1.1.2. Giới thiệu về các chất ................................................................................................... 9 1.2. Sự hình thành chất ............................................................................................................. 11 1.2.1. Sự hình thành nguyên tử theo Bohr ............................................................................ 11 1.2.2 Sự hình thành nguyên tử theo Bohr- Sommerfeld ........................................................ 12 1.3. Bảng tuần hoàn .................................................................................................................. 12 1.3.1. Nguyên tắc sắp xếp của bảng tuần hoàn .................................................................... 12 1.3.2.Các tính chất có tính chu kỳ của nguyên tố trong bảng tuần hoàn ............................. 15 Chương 2: Liên kết hóa học và tính chất của chất .................................................................. 21 2.1. Đặc trưng của lực liên kết .................................................................................................. 21 2.1.1. Độ dài liên kết ............................................................................................................. 21 2.1.2. Góc liên kết (góc hóa trị) ............................................................................................ 21 2.1.3. Bậc liên kết .................................................................................................................. 22 2.1.4. Năng lượng liên kết ..................................................................................................... 22 2.2. Các loại liên kết ................................................................................................................. 22 2.2.1. Liên kết cộng hóa trị ................................................................................................... 22 2.2.2. Liên kết ion .................................................................................................................. 23 2.2.3.Liên kết kim loại ........................................................................................................... 25 2.2.4.Liên kết Hydro.............................................................................................................. 27 Chương 3. Phản ứng hóa học ..................................................................................................... 30 3.1 Điều kiện để xảy ra phản ứng hoá học ................................................................................ 30 3.2. Phân loại các phản ứng hóa học theo nhiều tiêu chí khác nhau ......................................... 30 3.3. Tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học ............................................................................... 32 3.4 Viết các phương trình phản ứng hóa học ............................................................................ 34 3.5. Phản ứng axit- bazơ ........................................................................................................... 37 3.5.1. Khái niệm về dung dịch............................................................................................... 37 3.5.2.Một số tính chất của dung dịch .................................................................................... 38 2/ Công thức tính nồng độ đương lượng ............................................................................... 40 3.5.3. Sự hoà tan của chất rắn trong dung dịch ................................................................... 42 3.5.4. Dung dịch chất điện ly ................................................................................................ 43 3.6. Phản ứng oxy hóa khử ....................................................................................................... 47 3.6.1.Phản ứng ôxi hóa khử mở rộng (trao đổi electron) ..................................................... 47 3.6.2. Sự Ôxi hóa, sự khử, chất ô xi hóa, chất khử ............................................................... 48 3.6.3.Viết phương trình phản ứng ô xi hóa khử .................................................................... 48 3.6.4. Phản ứng ô xi hóa khử phụ thuộc vào độ pH ............................................................. 50 3.7. Phản ứng tạo kết tủa ........................................................................................................... 50 3.7.1.Phản ứng kết tủa như là một quá trình trao đổi Ion .................................................... 51 4
3.7.2. So sánh và phân biệt với quá trình keo tụ kết bông .................................................... 51 3.8.Tính toán tỷ lượng và thiết bị phân tích .............................................................................. 53 3.8.1. Tính toán tỷ lượng (Phương pháp phân tích khối lượng) ........................................... 53 3.8.2. Giới thiệu thiết bị, dụng cụ phân tích ......................................................................... 57 Chương 4 Tổ chức và vận hành phòng thí nghiệm ......................................................... 64 4.1. Tổ chức công việc trong phòng thí nghiệm ....................................................................... 64 4.1.1. Nội quy phòng thí nghiệm ........................................................................................... 64 4.1.2. Quy trình thực hiện ..................................................................................................... 66 4.2. Lập báo cáo và mẫu báo cáo .............................................................................................. 67 4.2.1. Hướng dẫn lập báo cáo .............................................................................................. 67 4.2.2. Mẫu báo cáo ............................................................................................................... 68 4.3. Hướng dẫn an toàn phòng thí nghiệm ............................................................................... 68 4.3.1. Phòng tránh tai nạn trong phòng thí nghiệm.............................................................. 68 4.3.2. Bảo vệ sức khỏe và phòng cháy trong phòng thí nghiệm ........................................... 69 4.3.3. Sơ cứu khi bị tai nạn trong phòng thí nghiệm............................................................. 70 4.4. Đặc tính của chất độc hại GHS ......................................................................................... 70 4.4.1. Các biển báo nguy hại ................................................................................................ 71 4.4.2. Hướng dẫn về tính nguy hại ........................................................................................ 73 4.4.3. Hướng dẫn an toàn ..................................................................................................... 73 4.4.4. Các thuật ngữ cảnh báo .............................................................................................. 74 4.4.5. Xử lý ............................................................................................................................ 74 4.5. Hướng dẫn sử dụng các thiết bị của phòng thí nghiệm...................................................... 74 4.5.1.Giới thiệu các dụng cụ, thiết bị .................................................................................... 74 4.5.2. Hướng dẫn sử dụng thiết bị phòng thí nghiệm ........................................................... 74 4.5.3. Hướng dẫn vệ sinh thiết bị phòng thí nghiệm ............................................................. 74 Tài liệu tham khảo ...................................................................................................................... 77 5
GIÁO TRÌNH LÀM VIỆC VỚI HÓA CHẤT MÔI TRƯỜNG 1 Tên môn học: Làm việc với hóa chất môi trường 1 Mã môn học: MH10 Vị trí, tính chất của môn học: - Vị trí: Học kỳ I- năm thứ nhất (đào tạo cơ sở) - Tính chất: Là môn học cơ sở - Ý nghĩa và vai trò của môn học/mô đun: Là môn học cơ sở cung cấp kiến thức, kỹ năng nền tảng để nghiên cứu các môn học, mô đun chuyên ngành. Mục tiêu môn học: - Về kiến thức: + Hiểu được sự hình thành, tính chất và hoạt động của các chất hóa học. + Hiểu được quy trình tổ chức công việc trong phòng thí nghiệm - Về kỹ năng: + Đánh giá được các chất theo tính chất nguy hiểm của chúng từ đó đưa ra các biện pháp an toàn cho cá nhân trong khi làm việc với các chất nguy hiểm. + Tuân thủ các biện pháp an toàn trong quá trình xác định các thông số và nghiên cứu các chất. - Về năng lực tự chủ và trách nhiệm: + Nhận thức được ý nghĩa của môn học đối với chuyên ngành + Có thái độ làm việc khoa học cẩn thận + Rèn luyện tính kỷ luật, kiên trì, cẩn thận, nghiêm túc và sáng tạo 6
Chương 1: Mở đầu Giới thiệu: Chương mở đầu bao gồm các khái niệm cơ bản về chất, sự hình thành chất, cấu tạo và cách sử dụng bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. Mục tiêu: Trình bày được: + Khái niệm về chất. + Phân biệt được đơn chất, hợp chất, các loại hợp chất + Sự hình thành chất + Cấu tạo bảng tuần hoàn Nội dung chính: 1.1. Các chất và hợp chất 1.1.1. Khái niệm về chất 1.1.1.1. Khái niệm: Chất là một dạng của vật thể, chất tạo nên vật thể. Ở đâu có vật thể là ở đó có chất. Vật thể do một hay nhiều chất tạo nên. Có 2 loại vật thể là Vật thể tự nhiên và Vật thể nhân tạo. Vật thể tự nhiên là những vật thể có sẵn trong tự nhiên, ví dụ: không khí, nước, cây mía, … Vật thể nhân tạo do con người tạo ra, ví dụ: quyển vở, quyển SGK, cái ấm, cái xe đạp … Mỗi chất có những tính chất nhất định, nhưng phân loại chung thì chất thường có tính chất vật lý và tính chất hóa học. a) Tính chất vật lí: Phân biệt các chất thông qua các chỉ số như: Trạng thái, màu sắc, mùi vị, tính tan trong nước, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy, tính dẫn điện, dẫn nhiệt, khối lượng riêng … b) Tính chất hoá học: Chính là khả năng biến đổi từ chất này thành chất khác: ví dụ khả năng bị phân huỷ, tính cháy được… Để biết được tính chất của chất ta phải: Quan sát, dùng dụng cụ đo, làm thí nghiệm… Việc nắm tính chất của chất giúp chúng ta: - Phân biệt chất này với chất khác (nhận biết các chất). - Biết cách sử dụng chất. - Biết ứng dụng chất thích hợp trong đời sống và sản xuất; + Chất nguyên chất là Chất tinh khiết là chất không lẫn các chất khác, có tính chất vật lí và hoá học nhất định. + Hỗn hợp gồm hai hay nhiều chất trộn vào nhau, có tính chất thay đổi (phụ thuộc vào thành phần của hỗn hợp). - Tuỳ theo điều kiện về nhiệt độ và áp suất mà vật chất có ba trạng thái tồn tại: rắn, lỏng và khí. 1.1.1.2. Phân tử là hạt đại diện cho chất, gồm 1 số nguyên tử liên kết với nhau và thể hiện đầy đủ tính chất hóa học của chất, là phần tử nhỏ nhất của một chất có khả năng tồn tại độc lập mà vẫn giữ nguyên tính chất của chất đó. Phân tử không chỉ là các phân tử trung hoà như H2, Cl2, CO2 mà còn bao gồm các ion phân tử như NO3-… - Phân tử khối là khối lượng của phân tử tính bằng đơn vị cacbon = tổng nguyên tử khối của các nguyên tử trong phân tử. VD:O2 = 2.16 = 32 đvC ; Cl2 = 71 đvC. CaCO3 = 100 đvC ; H2SO4 = 98 đvC. 7
1.1.1.3. Nguyên tử Nguyên tử là hạt vô cùng nhỏ trung hoà về điện, đại diện cho nguyên tố hoá học và không bị chia nhỏ hơn trong phản ứng hoá học. - Nguyên tử gồm 1 hạt nhân mang điện tích dương và vỏ tạo bởi 1 hay nhiều electron mang điện tích âm. - Hạt electron kí hiệu: e. Điện tích: -1. Khối lượng vô cùng nhỏ: 9,1095 .10-28gam. Cấu tạo của hạt nhân: gồm hạt cơ bản prôton và nơtron. * Hạt proton: kí hiệu: p. mang điện tích dương: +1. Khối lượng: 1,6726.10 -24g. * Hạt nơtron: kí hiệu: n. Không mang điện có khối lượng:1,6748.10 -24g. * Các nguyên tử có cùng số prôton trong hạt nhân gọi là các nguyên tử cùng loại. * Vì nguyên tử luôn trung hoà về điện nên: số prôton = số electron. * Vì khối lượng của e nhỏ hơn rất nhiều so với khối lượng của n và p vì vậy khối lượng của hạt nhân được coi là khối lượng nguyên tử. mnguyên tử ≈ mhạt nhân. Nguyên tử khối là khối lượng của nguyên tử tính bằng đơn vị cacbon. Một đơn vị cacbon = 1/12 khối lượng của nguyên tử Cacbon ; Khối lượng của nguyên tử Cacbon = 12 đơn vị cacbon ( đvC )= 1,9926.10- 23 g Tóm tắt, so sánh: So sánh nguyên tử và phân tử Nguyên tử Phân tử Định Là hạt vô cùng nhỏ, trung hoà về điện, Là hạt vô cùng nhỏ, đại diện cho chất nghĩa cấu tạo nên các chất và mang đầy đủ tính chất của chất Sự biến Nguyên tử được bảo toàn trong các Liên kết giữa các nguyên tử trong phân đổi trong phản ứng hoá học. tử thay đổi làm cho phân tử này biến phản ứng đổi thành phân tử khác hoá học. Khối Nguyên tử khối (NTK) cho biết độ Phân tử khối (PTK) là khối lượng của lượng nặng nhẹ khác nhau giữa các nguyên 1 phân tử tính bằng đơn vị Cacbon tử và là đại lượng đặc trưng cho mỗi PTK = tổng khối lượng các nguyên tử nguyên tố có trong phân tử. NTK là khối lượng của nguyên tử tính bằng đơn vị Cacbon 1.1.1.4. Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử cùng loại có cùng số hạt prôton trong hạt nhân. Số prôton trong hạt nhân là đặc trưng của nguyên tố. 8
Có hơn 100 nguyên tố trong vỏ trái đất (118 nguyên tố) trong đó 4 nguyên tố nhiều nhất lần lượt là: ôxi, silic, nhôm và sắt. 1.1.1.5. Công thức hóa học Công thức hóa học dùng để biểu diễn chất, gồm một hay nhiều kí hiệu hóa học và chỉ số ở chân mỗi kí hiệu hóa học Ý nghĩa của công thức hóa học Công thức Hóa Học cho chúng ta biết rấ nhiều thông tin về chất như: 1. Nguyên tố nào tạo nên chất. 2. Số nguyên tử mỗi nguyên tố có trong một phân tử chất. 3. Phân tử khối của chất. 1.1.2. Giới thiệu về các chất Chất bao gồm đơn chất và hợp chất. 1.1.2.1. Đơn chất Đơn chất là những chất được tạo nên từ một nguyên tố hóa học, bao gồm: Đơn chất kim loại: có tính dẫn nhiệt, dẫn điện, màu ánh kim. Một vài kim loại như sắt, đồng, kẽm, chì, nhôm . . . đều được tạo nên từ các nguyên tố hóa học tương ứng Fe, Cu, Zn, Pb, Al … Đơn chất phi kim: cách nhiệt, cách điện. Một vài đơn chất rất điển hình như khí hidro, lưu huỳnh . . . đều được tạo nên từ các nguyên tố hóa học tương ứng là H, S . . . Đơn chất phi kim tồn tại ở cả 3 trạng thái rắn, lỏng, khí. Trạng thái rắn: than chì và kim cương (C), Bo (B), Silic (Si), Photpho (P), Lưu huỳnh (S)...Trạng thái lỏng: Brom (Br2)...Trạng thái khí: Hidro (H2), Heli (He), Nitơ (N2), Oxi (O2), Ozon (O3), Flo (F2), Neon (Ne), Clo (Cl2) Argon (Ar)... Cách gọi tên của đơn chất sẽ ứng với tên của nguyên tố tạo nên chất đó luôn, trừ một số ít trường hợp thì không phải. Một số nguyên tố có thể tạo nên 2,3 . . . dạng đơn chất như nguyên tố cacbon tạo nên than bao gồm các loại than khác nhau: than chì, than muội, than xương, than đá, than gỗ . . .) và cả kim cương. Đặc điểm cấu tạo: Trong đơn chất kim loại các nguyên tử được sắp xếp khít với nhau và theo một trật tự xác định nhưng trong đơn chất phi kim các nguyên tử thường liên kết với nhau theo một số nhất định và thường là 2 nguyên tử liên kết với nhau. Công thức hóa học của đơn chất Tổng quát: Ax Với A là kí hiệu hóa học của nguyên tố. X là chỉ số, cho biết 1 phân tử của chất gồm mấy nguyên tử A. 9
* Với kim loại x = 1 ( không ghi ) – ví dụ: Cu, Zn, Fe, Al, Mg, … * Với phi kim; thông thường x = 2. ( trừ C, P, S có x = 1 ) - Ví dụ: STT Tên chất Công thức Hóa Học STT Tên chất Công thức Hóa Học 1 Khí hidro H2 5 Khí flo F2 2 Khí oxi O2 6 Brom Br2 3 Khí nitơ N2 7 Iot I2 4 Khí clo Cl2 8 Khí ozon O3 1.1.2.2. Hợp chất Hợp chất là những chất được tạo nên từ hai nguyên tố hóa học trở lên, bao gồm: Hợp chất vô cơ: Ví dụ nước được tạo nên từ hai nguyên tố hóa học là oxy và hidro, muối ăn (Natri clorua) có công thức hóa học là NaCl và nó được tạo nên bởi 2 nguyên tố hóa học là Natri và Clo, axit sunfuric có công thức hóa học là H2SO4 được tạo nên từ 3 nguyên tố hóa học là hidro, lưu huỳnh và oxy . . . Hợp chất hữu cơ: là một lớp lớn của các hợp chất hóa học mà các phân tử của chúng có chứa cacbon trừ một số cacbua, cacbonat, cacbon ôxít (mônôxít và điôxít), xyanua. CH4 (Mê tan), C12H22O11 (đường), C2H2 (Axetilen), C2H4 (Etilen).... Đặc điểm cấu tạo Trong một hợp chất các nguyên tử liên kết với nhau theo một trật tự nhất định và theo một tỷ lệ cố định: trong một phân tử thì số nguyên tử là cố định không thể thay đổi được, ví dụ phân tử nước [H2O] được tạo nên bởi 2 nguyên tố là hidro và 1 nguyên tố oxy. Số lượng nguyên tở oxy và hidro không thể thay đổi và nếu như có sự thay đổi như tăng thêm số lượng oxy thì khi đó chúng ta đang hiểu nó là chất khác [H2O2] mà sẽ không còn phải là nước nữa. Về trật tự liên kết trong phân tử nước có góc liên kết là 104,45° và góc liên kết này sẽ không thay đổi nhiều tạo nên đặc điểm cấu tạo của nước mà chúng ta có thể so sánh với những chất khác. Công thức hóa học của hợp chất Tổng quát: AxByCz … Với A, B, C… là KHHH của các nguyên tố. x, y, z …là số nguyên cho biết số nguyên tử của A, B, C… Ví dụ Công thức Hóa Công thức Hóa STT Tên chất STT Tên chất Học Học 1 Nước H2O 6 Kẽmclorua ZnCl2 Muối ăn (Natriclo- 2 NaCl 7 Khí Metan CH4 rua) Canxicacbonat –(đá Canxioxit (vôi 3 CaCO3 8 CaO vôi) sống) 4 Axit sunpuric H2SO4 9 Đồng sunpat CuSO4 5 Amoniac NH3 10 Khí cacbonic CO2 So sánh đơn chất và hợp chất Đơn chất Hợp chất 10
VD Sắt, đồng, oxi, nitơ, than chì… Nước, muối ăn, đường… K/N Là những chất do 1 nguyên tố hoá học Là những chất do 2 hay nhiều nguyên cấu tạo nên tố hoá học cấu tạo nên Phân Gồm 2 loại: Kim loại và phi kim. Gồm 2 loại: hợp chất vô cơ và hợp loại chất hữu cơ Phân tử - Gồm 1 nguyên tử: kim loại và phi - Gồm các nguyên tử khác loại thuộc kim rắn các nguyên tố hoá học khác nhau (hạt đại diện) - Gồm các nguyên tử cùng loại: Phi kim lỏng và khí CTHH - Kim loại và phi kim rắn: CTHH = KHHH của các nguyên tố + các chỉ số tương ứng CTHH º KHHH (A) AxBy - Phi kim lỏng và khí: CTHH = KHHH + chỉ số (Ax) 1.2. Sự hình thành chất 1.2.1. Sự hình thành nguyên tử theo Bohr Đầu thế kỉ 20, những thí nghiệm của Ernest Rutherford đã cho thấy rằng nguyên tử gồm có một đám mây electron khuếch tán mang điệm tích âm bao xung quanh một nhân nguyên tử dày đặc mang điện tích dương. Với dữ liệu của thí nghiệm này, Rutherford đã xây dựng nên mô hình hành tinh nguyên tử dựa theo mô hình các hành tinh quay chung quanh Mặt Trời vào năm 1911. Năm 1913, Bo đã vận dụng thuyết lượng tử ánh sáng vào hệ thống nguyên tử và đề ra một mẫu nguyên tử mới mang tên mình. Mẫu này về cơ bản vẫn giữ mô hình hành tinh nguyên tử của Rutherford nhưng bổ sung thêm 2 tiên đề sau: - Tiên đề về các trạng thái dừng: Nguyên tử chỉ tồn tại trong một số trạng thái có năng lượng xác định, gọi là các trạng thái dừng. Khi ở trạng thái dừng thì các nguyên từ không bức xạ. Trong các trạng thái dừng của nguyên tử, electron chỉ chuyển động quanh hạt nhân trên các quỹ đạo dừng có bán kính hoàn toàn xác định. - Tiên đề về hấp thụ và bức xạ năng lượng: Khi nguyên tử chuyển từ trạng thái dừng có năng lượng cao sang trạng thái dừng có năng lượng thấp hơn thì nó sẽ phát ra một photon có năng lượng bằng hiệu năng lượng của hai trạng thái dừng và ngược lại, nếu nguyên tử đang ở trạng thái dừng có năng lượng thấp muốn lên trạng thái dừng có năng lượng cao hơn phải hấp thụ một photon có năng lượng đúng bằng hiệu năng lượng của hai trạng thái dừng Trong vật lý nguyên tử, Mô hình nguyên tử của Bohr mô tả nguyên tử gồm một hạt nhân nhỏ, mang điện tích dương có các electron di chuyển xung quanh trên các quỹ đạo tròn - tương tự cấu trúc của hệ Mặt Trời nhưng lực hấp dẫn được thay bằng lực 11
tĩnh điện. Đây là mô hình cải tiến của mô hình mứt mận (Plum pudding model, 1904) và mô hình Rutherford (1911). Nhiều tài liệu còn gọi mô hình Bohr là mô hình Rutherford-Bohr. 1.2.2 Sự hình thành nguyên tử theo Bohr- Sommerfeld Với sự mở rộng của lý thuyết Bohr của A. Sommerfeld (nhà vật lý lý thuyết người Đức) vào năm 1915, mô hình này đã trở thành một công cụ mạnh mẽ của nghiên cứu nguyên tử và đặc biệt được các nhà vật lý người Đức áp dụng và phát triển thêm. Lý thuyết Bohr - Sommerfeld mới và tổng quát hơn đã mô tả nguyên tử theo hai số lượng tử, trong khi Bohr ban đầu chỉ sử dụng một số lượng tử. Với phần mở rộng này, lý thuyết đã đưa ra lời giải thích về hiệu ứng Stark, hiệu ứng Zeeman thông thường và cấu trúc tinh tế của phổ hydro. Các phát triển khác dựa trên quang phổ tia X ít thành công hơn, cũng như các nỗ lực tìm hiểu cấu trúc của nguyên tử helium. Tuy nhiên, đến năm 1920, gần như tất cả các nhà vật lý đã chấp nhận lý thuyết này như là khuôn khổ khả thi duy nhất cho nghiên cứu nguyên tử và lượng tử. Nhưng không phải tất cả các nhà khoa học đều đồng ý những nội dung này. 1.3. Bảng tuần hoàn 1.3.1. Nguyên tắc sắp xếp của bảng tuần hoàn 1.3.1.1. Sơ lược lịch sử phát triển bảng tuần hoàn Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học là phương pháp dạng bảng hiển thị các nguyên tố hóa học do nhà hóa học Dimitri Mendeleev người Nga phát minh vào năm 1869. Ông dự định bảng để minh họa các xu hướng định kỳ trong các thuộc tính của các nguyên tố. Bố cục của bảng tuần hoàn hóa học đã được tinh chỉnh và mở rộng dần theo thời gian khi có nhiều nguyên tố mới được phát hiện sau đó. Tuy nhiên, các hình thức cơ bản vẫn khá giống với thiết kế ban đầu của Mendeleev. 12
Giá trị cốt yếu của bảng tuần hoàn hóa học là khả năng dự đoán tính chất hóa học của một nguyên tố dựa trên vị trí của nó trên bảng. Thuộc tính của các nguyên tố khác nhau nếu xét theo chiều dọc của cột bảng hoặc theo chiều ngang dọc theo các hàng. Bảng tuần hoàn hóa học này áp dụng phổ biến trong lĩnh vực hóa học cũng như ứng dụng trong vật lý, kỹ thuật và công nghiệp, sinh học. Bảng tuần hoàn Mendeleev được chia thành: 18 cột và 7 dòng, với hai dòng kép nằm riêng nằm bên dưới cùng. Trong khi các nguyên tố 113, 115, 117 và 118 vẫn chưa được thừa nhận rộng rãi thì 98 nguyên tố đầu tồn tại trong tự nhiên mặc dù một số chỉ tìm thấy sau khi đã tổng hợp được trong phòng thí nghiệm và tồn tại với một lượng cực nhỏ. Trạng thái ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn Màu số nguyên tử đỏ là chất khí ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn Màu số nguyên tử lục là chất lỏng ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn Màu số nguyên tử đen là chất rắn ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn Tỷ lệ xuất hiện tự nhiên Viền liền: có đồng vị già hơn Trái Đất (chất nguyên thủy) Viền nét gạch: thường sinh ra từ phản ứng phân rã các nguyên tố khác, không có đồng vị già hơn Trái Đất (hiện tượng hóa học) Viền chấm chấm: tạo ra trong phòng thí nghiệm (nguyên tố nhân tạo) Không có viền: chưa tìm thấy (hiện đã tìm thấy La ở ô 57 và Ac ở ô 89 lấp đầy chu kỳ 7) 1.3.1.2. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuần hoàn - Nguyên tắc 1: Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử. - Nguyên tắc 2: Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng. - Nguyên tắc 3: Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị trong nguyên tử được sắp xếp thành một cột. + Electron hóa trị là những electron có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học (electron lớp ngoài cùng hoặc phân lớp kế ngoài cùng chưa bão hòa). 1.3.1.3. Cấu tạo của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học 1.3.1.3.1. Ô nguyên tố - Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng gọi là ô nguyên tố. - Số thứ tự của ô nguyên tố đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó. 13
1.3.1.3.2. Chu kì - Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được sắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Chu kì thường bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm (trừ chu kì 1 và chu kì 7). Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì. Các chu kì được đánh số từ 1 đến 7. Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron trong nguyên tử. - Chu kì 1: gồm 2 nguyên tố H (Z = 1), 1s1 và He (Z = 2), 1s2. Nguyên tử của hai nguyên tố này chỉ có 1 lớp electron, đó là lớp K. - Chu kì 2: gồm 8 nguyên tố, bắt đầu là Li (Z = 3), 1s22s1 và kết thúc là Ne (Z = 10), 1s22s22p6. Nguyên tử của các nguyên tố này có 2 lớp electron: lớp K (gồm 2 electron) và lớp L. Số electron của lớp L tăng dần từ 1 ở liti đến tối đa là 8 ở neon (lớp electron ngoài cùng bão hoà). - Chu kì 3: gồm 8 nguyên tố, bắt đầu từ Na (Z = 11), 1s22s22p63s1 và kết thúc là Ar (Z = 18), 1s22s22p63s23p6. Nguyên tử của các nguyên tố này có 3 lớp electron: lớp K (2 electron), lớp L (8 electron) và lớp M (8 electron). Số electron của lớp M tăng dần từ 1 ở natri đến tối đa là 8 ở agon (lớp electron ngoài cùng bền vững). Bảng dưới đây cho biết số electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố thuộc chu kì 2 và 3. Chu kì 2 Li Be B C N O F Ne Chu kì 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar Số electron ở lớp ngoài 1 2 3 4 5 6 7 8 cùng - Chu kì 4: gồm 18 nguyên tố, bắt đầu là một kim loại kiềm (K (Z = 19): [Ar]4s1), kết thúc là một khí hiếm (Kr (Z = 36): [Ar]3d104s24p6) - Chu kì 5: gồm 18 nguyên tố bắt đầu là một kim loại kiềm Rb (Z = 37): [Kr]5s1, kết thúc là một khí hiếm, Xe (Z = 54): [Kr]4d105s25p6. - Chu kì 6: Có 32 nguyên tố, bắt đầu từ kim loại kiềm Cs (Z = 55), [Xe]6s1 và kết thúc là khí hiếm Rn (Z = 86), [Xe]4f145d106s26p6. - Chu kì 7: Bắt đầu từ nguyên tố Fr(Z=87) đến nguyên tố có Z=110Z=110, đây là một chu kì chưa hoàn thành. Các chu kì 1, 2, 3 được gọi là các chu kì nhỏ. 14
Các chu kì 4, 5, 6, 7 được gọi là các chu kì lớn. 14 nguyên tố đứng sau La (Z = 57) thuộc chu kì 6 (được gọi là các nguyên tố thuộc họ lantan) và 14 nguyên tố sau Ac (Z = 89) thuộc chu kì 7 (gọi là các nguyên tố họ actini) có cấu hình electron đặc biệt, được xếp thành hai hàng ở phần cuối bảng. Như vậy, nếu trừ 14 nguyên tố trên, chu kì 6 cũng còn 18 nguyên tố như các chu kì 4 và 5, chu kì 7 còn 10 nguyên tố. 1.3.1.3.3. Nhóm nguyên tố Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau và được xếp thành một cột. Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A đánh số từ IA đến VIIIA và 8 nhóm B đánh số từ IIIB đến VIIIB, rồi IB và IIB theo chiều từ trái sang phải trong bảng tuần hoàn (xem Bảng tuần hoàn). Mỗi nhóm là một cột, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ hai cột cuối của nhóm VIIIB). Ngoài cách chia các nguyên tố người ta còn chia chúng thành các khối như sau: Khối các nguyên tố s gồm các nguyên tố thuộc nhóm IA (được gọi là nhóm kim loại kiềm) và nhóm IIA (được gọi là nhóm kim loại kiềm thổ). Thí dụ: Na (Z = 11): 1s22s22p63s1; Mg (Z = 12): 1s22s22p63s2; Các nguyên tố s hoạt động hoá học rất mạnh, còn được gọi là các kim loại hoạt động. Chúng có khối lượng riêng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp hơn hầu hết các kim loại khác. Khối các nguyên tố p gồm các nguyên tố thuộc nhóm IIIA đến nhóm VIIIA (trừ He). Thí dụ: O (Z = 8): 1s22s22p4; Ne (Z = 10): 1s22s22p6; Nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p. Khối các nguyên tố d gồm các nguyên tố thuộc các nhóm B. Khối nguyên tố f gồm các nguyên tố xếp ở hai hàng cuối bảng. Nhóm B bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. 1.3.2.Các tính chất có tính chu kỳ của nguyên tố trong bảng tuần hoàn 1.3.2.1. Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố Bảng . Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Chu kì 1 H He 1 1s 1s2 2 Li Be B C N O F Ne 1 2 2s 2s 2s 2p 2s 2p 2s 2p 2s 2p 2s 2p 2s22p6 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 1 2 3s 3s 3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s 3p 3s23p6 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 4s1 4s2 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s24p5 4s24p6 5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 15
5s1 5s2 5s25p1 5s25p2 5s25p3 5s25p4 5s25p5 5s25p6 6 Cs Ba Ti Pb Bi Po At Rn 6s1 6s2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6 7 Fr Ra 7s1 7s2 Xét cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố trong bảng 5 ta thấy: Đầu mỗi chu kỳ là nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử là ns 1. Kết thúc mỗi chu kỳ là nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử là ns2np6 (trừ chu kỳ 1). Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm A được lặp đi lặp lại sau mỗi chu kỳ, ta nói rằng: chúng biến đổi một cách tuần hoàn. Như thế, 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 tính chất của các nguyên tố. Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm A a) Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm A có cùng số electron lớp ngoài cùng. Chính sự giống nhau về cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử là nguyên nhân của sự giống nhau về tính chất hoá học của các nguyên tố trong cùng một nhóm A. b) Số thứ tự của nhóm (IA, IIA...) có biết số electron lớp ngoài cùng và đồng thời cũng là số electron hoá trị trong nguyên tử các nguyên tố đó. c) Các electron hoá trị của các nguyên tố thuộc hai nhóm IA, IIA là electron s, các nguyên tố đó là các nguyên tố s. Các electron hoá trị của các nguyên tố thuộc sáu nhóm A tiếp theo là các electron s và p, các nguyên tố đó là các nguyên tố p (trừ He). Một số nhóm A tiêu biểu a) Nhóm VIIIA là nhóm khí hiếm, gồm các nguyên tố : heli, neon, agon, kripton, xenon và rađon. Nguyên tử của các nguyên tố trong nhóm (trừ heli) đều có 8 lớp electron ở lớp ngoài cùng (cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2np6). Đó là cấu hình electron bền vững. Hầu hết các khí hiếm đều không tham gia các phản ứng hoá học (trừ một số trường hợp đặc biệt). Ở điều kiện thường, các khí hiếm đều ở trạng thái và phân tử chỉ gồm một nguyên tử. b) Nhóm IA là nhóm kim loại kiềm gồm các nguyên tố: liti, natri, kali, rubiđi, xesi (ngoài ra còn có nguyên tố phóng xạ franxi). Nguyên tử của các nguyên tố kim loại kiềm chỉ có 1 electron ở lớp ngoài cùng (cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns1). Vì vậy, trong các phản ứng hoá học, nguyên tử của các nguyên tố kim loại kiềm có khuynh hướng nhường đi 1 electron để đạt đến cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Do đó, trong các hợp chất, các nguyên tố kim loại kiềm chỉ có hoá trị 1. Các kim loại kiềm là những kim loại điển hình, thường có những phản ứng sau: - Tác dụng mạnh với oxi tạo thành oxit bazơ tan trong nước, thí dụ Li2O, Na2O,... - Tác dụng mạnh với nước ở nhiệt độ thường tạo thành hiđro và hiđroxit kiềm mạnh, thí dụ NaOH, KOH,... - Tác dụng với các phi kim khác tạo thành muối, thí dụ NaCl, K2S,... 16
c) Nhóm VIIA là nhóm halogen, gồm các nguyên tố: flo, clo, brom, iot (ngoài ra còn có nguyên tố phóng xạ atatin). Nguyên tử của các nguyên tố halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng (cấu hình electron ở lớp ngoài cùng là ns2np5). Vì vậy, trong các phản ứng hoá học các nguyên tử hlogen có khuynh hướng thu thêm 1 electron để đạt đến cấu hình electron bền vững của khí hiếm (trừ At). Do đó, trong các hợp chất nguyên tố kim loại, các nguyên tố halogen có hoá trị 1. Ở dạng đơn chất, các phân tử halogen gồm hai nguyên tử: F 2, Cl2, Br2, I2. Đó là những phi kim điển hình, thường có những phản ứng sau: - Tác dụng với kim loại cho các muối như KBr, AlCl3... - Tác dụng với hiđro tạo ra những hợp chất khí HF; HCl; HBr; HI; trong nước chúng là những dung dịch axit. - Hiđroxit của các halogen là những axit, thí dụ : HClO, HClO3. 1.3.2.2. Tính kim loại, tính phi kim Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất electron, tính kim loại của nguyên tố càng mạnh. Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu electron thì tính phi kim của nguyên tố càng mạnh. Ranh giới tương đối giữa nguyên tố kim loại, phi kim trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học (trang 37) được phân cách bằng đường dích dắc in đậm. Phía phải là các nguyên tố phi kim, phía trái là các nguyên tố kim loại. a. Sự biến đổi tính kim loại, phi kim trong một chu kỳ Trong một chu kỳ, theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố yếu dần, đồng thời tính phi kim mạnh dần. Thí dụ: Chu kỳ bắt đầu từ nguyên tố Na (Z = 11), [Ne]3s 1, là một kim loại điển hình. Rồi lần lượt đến Mg (Z = 12), [Ne]3s2, là kim loại mạnh nhưng hoạt động kém natri. Al (Z = 13), [Ne]3s23p1, là một kim loại nhưng hiđroxit đã có tính chất lưỡng tính. Si (Z = 14), [Ne]3s23p2 là một phi kim. Từ P (Z = 15), [Ne]3s23p3 đến S (Z = 16), [Ne]3s23p4 tính phi kim mạnh dần. Cl (Z = 17), [Ne]3s23p5 là một phi kim điển hình, rồi đến khí hiếm Ar (Z = 18), [Ne]3s23p6. Quy luật trên được lặp lại đối với mỗi chu kỳ. Có thể giải thích quy luật biến đổi tính chất trên theo bán kính nguyên tử: Trong một chu kỳ, khi đi từ trái sang phải, điện tích hạt nhân tăng dần nhưng số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố bằng nhau, do đó lực hút của hạt nhân với các electron lớp ngoài cùng tăng lên làm cho bán kính nguyên tử giảm dần (xem hình 2.1), nên khả năng dễ nhường electron (đặc trưng cho tính kim loại của nguyên tố) giảm dần, đồng thời khả năng thu electron (đặc trưng cho tính phi kim của nguyên tố) tăng dần. 17
Hình 1.5 Bán kính nguyên tử của một số nguyên tố (nm) Trong mỗi chu kỳ, bán ính nguyên tử giảm từ trái qua phải. Trong mỗi nhóm A, bán kính nguyên tử tăng theo chiều từ trên xuống dưới b. Sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim trong một nhóm A Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố mạnh dần, đồng thời tính phi kim yếu dần. Thí dụ: Nhóm IA gồm các kim loại điển hình: Tính chất kim loại tăng rõ rệt từ Li (Z = 3), 1s22s1 đến Cs (Z = 55), [Xe]6s1 tức là khả năng mất electron tăng dần. Xesi là nguyên tố kim loại mạnh nhất. Nhóm VIIA gồm các kim loại điển hình: Tính phi kim giảm dần từ F (Z = 9), 1s22s22p5 đến I (Z = 53), [Kr] 4d105s25p5, tức là khả năng thu thêm electron giảm dần. Flo là nguyên tố phi kim mạnh nhất. Quy luật đó được lặp lại đối với các nhóm A khác và được giải thích như sau: Trong một nhóm A, theo chiều từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng, nhưng đồng thời số lớp electron cũng tăng làm bán kính nguyên tố tăng nhanh và chiếm ưu thế hơn nên khả năng nhường electron của các nguyên tố càng tăng lên - tính kim loại tăng và khả năng nhận electron của các nguyên tố giảm - tính phi kim giảm. Nguyên tử Cs có bán kính nguyên tử lớn nhất nên dễ nhường electron hơn cả, nó là kim loại mạnh nhất. Nguyên tử F có bán kính nguyên tử nhỏ nhất nên dễ thu thêm electron hơn cả, nó là phi kim mạnh nhất. c. Độ âm điện Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi hình thành liên kết hoá học. Như vậy χ càng lớn thì nguyên tố dễ thu electron. Độ âm điện của nguyên tử càng lớn thì tính phi kim của nó càng mạnh. Ngược lại, độ âm điện của nguyên tử càng nhỏ thì tính kim loại của nó càng mạnh. Trong hoá học, có nhiều thang độ âm điện khác nhau do các tác giả tính toán trên những cơ sở khác nhau. Dưới đây giới thiệu bảng giá trị độ âm điện do nhà hoá học Pau-linh (Pauling) thiết lập năm 1932. Vì nguyên tố flo là phi kim mạnh nhất, Pau- 18
linh quy ước lấy độ âm điện của nó để xác định độ âm điện tương đối của các nguyên tử nguyên tố khác. Bảng 6. Giá trị độ âm điện của nguyên tử một số nguyên tố nhóm A theo Pau- linh Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Chu kì H 1 2,20 Li Be B C N O F 2 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 Na Mg Al Si P S Cl 3 0,93 1,31 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16 K Ca Ga Ge As Se Br 4 0,82 1,00 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 Rb Sr In Sn Sb Te I 5 0,82 0,95 1,78 1,96 2,05 2,1 2,66 Cs Ba T1 Pb Bi Po At 6 0,79 0,89 1,62 2,33 2,02 2,0 2,2 Trong một chu kỳ, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung tăng dần. Trong một nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung giảm dần. Quy luật biến đổi độ âm điện phù hợp với sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố trong một chu kỳ và trong một nhóm A mà ta đã xét ở trên. Kết luận: Tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. 1.3.2.3. Hóa trị của các nguyên tố Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải, hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7, còn hoá trị của các phi kim trong hợp chất với hiđro giảm từ 4 đến 1. Thí dụ: trong chu kỳ 3, ba nguyên tố đầu chu kỳ (Na, Mg, Al) tạo thành hợp chất oxit, trong đó chúng có hoá trị lần lượt là 1, 2, 3. Các nguyên tố tiếp theo (Si, P, S, Cl) có hoá trị lần lượt là 4, 5, 6,7 trong oxit cao nhất. Các nguyên tố phi kim Si, P, S, Cl tạo được hợp chất với hiđro, trong đó chúng có hoá trị lần lượt 4, 3, 2,1. Đối với các chu kỳ khác, sự biến đổi hoá trị của các nguyên tố cũng diễn ra tương tự (xem trang 7). Bảng 7. Sự biến đổi tuần hoàn hoá trị của các nguyên tố Số thứ tự IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA nhóm A Hợp chất với Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 oxi K2O CaO Ga2O3 GeO2 As2O5 SeO3 Br2O7 19
Hoá trị cao nhất 1 2 3 4 5 6 7 với oxi Hợp chất khí SiH4 PH3 H2S HCl với hiđro GeH4 AsH3 H2Se HBr Hoá trị với 4 3 2 1 hiđro 1.3.2.4. Oxit và hiđroxit của các nguyên tố nhóm A Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng yếu dần, đồng thời tính axit của chúng mạnh dần. Bảng 8. Sự biến đổi tính axit - bazơ Na2O Al2O3 MgO SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 Oxit Oxit lưỡng Oxit bazơ Oxit axit Oxit axit Oxit axit Oxit axit bazơ tính NaOH Al(OH)3 Hiđr H3PO4 A HClO4 A Bazơ Mg(OH)2 H2SiO3 A H2SO4 A oxit lưỡng xit trung xit rất mạnh Bazơ yếu xit yếu xit mạnh tính bình mạnh (kiềm) Tính bazơ yếu dần đồng thời tính axit mạnh dần Sự biến đổi tính chất như thế được lặp lại ở các chu kỳ sau. 1.3.2.5. Định luật tuần hoàn Trên cơ sở khảo sát sự biến đổi tuần hoàn của cấu hình electron nguyên tử, bán kính nguyên tử, độ âm điện của nguyên tử, tính kim loại và tính phi kim của các nguyên tố hoá học, thành phần và tính chất các hợp chất của chúng, ta thấy tính chất của các nguyên tố hoá học biến đổi theo chiều điện tích hạt nhân tăng, nhưng không liên tục mà tuần hoàn. Định luật tuần hoàn về các nguyên tố hoá học được phát biểu như sau: Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. CÂU HỎI ÔN TẬP 1. Nguyên tử là gì? 2. Trong bảng tuần hoàn, các nguyên tố được sắp xếp theo nguyên tắc nào? 3. Chu kì là gì? Nhóm nguyên tố là gì? 4. Nguyên tố M ở chu kì 3, nhóm IA. Nguyên tố G ở chu kì 2, nhóm VIA. Vậy tổng số proton trong hạt nhân nguyên tử M và G là bao nhiêu? 5. Trong một nhóm A, bán kính nguyên tử của các nguyên tố thay đổi như thế nào? 20