Hóa đại cương ( phần 3 )

Chia sẻ: Phuoc Hau Phuoc Hau | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:5

Thêm vào BST

Báo xấu

133
lượt xem 21
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Hóa đại cương ( phần 3 ) Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học. 1. Định luật tuần hoàn. Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơn chất và hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân. 2. Bảng hệ thống tuần hoàn.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Hóa đại cương ( phần 3 )

Hóa đ ại cương ( phần 3 ) Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học. 1. Định luật tuần hoàn. Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơn chất và hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân. 2. Bảng hệ thống tuần hoàn. Người ta sắp xếp 109 nguyên tố hoá học (đã tìm đ ược) theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân Z thành một bảng gọi là bảng hệ thống tuần hoàn. Có 2 dạng bảng thường gặp. a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được chia thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại. b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng d ài) và phân nhóm phụ (gồm các nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng dài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ actini) được xếp thành 2 hàng riêng. Trong chương trình PTTH và trong cuốn sách này sử dụng dạng bảng ngắn. 3. Chu kỳ. Chu kỳ gồm những nguyên tố m à nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. Mỗi chu kỳ đều m ở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm. Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. - Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần. - Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính nguyên tử giảm dần. Do đó: + Độ âm điện c của các nguyên tố tăng dần. + Tính kim lo ại giảm dần, tính phi kim tăng dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần. - Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm IV) đến I (nhóm VII). 4. Nhóm và phân nhóm. Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích hạt nhân.
- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở lớp ngo ài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó: + Tính kim lo ại tăng dần, tính phi kim giảm dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần. - Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa nguyên tố đó. 5. Xét đoán tính chất của các nguyên tố theo vị trí trong bảng HTTH. Khi biết số thứ tự của một nguyên tố trong bảng HTTH (hay điện tích hạt nhân Z), ta có thể suy ra vị trí và những tính chất cơ bản của nó. Có 2 cách xét đoán.: Cách 1: Dựa vào số nguyên tố có trong các chu kỳ. Chu kỳ 1 có 2 nguyên tố và Z có số trị từ 1 đến 2. Chu kỳ 2 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 3 ® 10. Chu kỳ 3 có 8 nguyên tố và Z có số trị từ 11® 18. Chu kỳ 4 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 19 ® 36. Chu kỳ 5 có 18 nguyên tố và Z có số trị từ 37 ® 54. Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố và Z có số trị từ 55 ® 86. Chú ý: - Các chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, các nguyên tố đều thuộc phân nhóm chính (nhóm A). - Chu kỳ lớn (4 và 5) có 18 nguyên tố, ở dạng bảng ngắn được xếp thành 2 hàng. Hàng trên có 10 nguyên tố, trong đó 2 n guyên tố đầu thuộc phân nhóm chính (nhóm A), 8 nguyên tố còn lại ở phân nhóm phụ (phân nhóm phụ nhóm VIII có 3 nguyên tố). Hàng dưới có 8 nguyên tố, trong đó 2 nguyên tố đầu ở phân nhóm phụ, 6 nguyên tố sau thuộc phân nhóm chính. Điều đó thể hiện ở sơ đồ sau: Dấu * : nguyên tố phân nhóm chính. Dấu · : nguyên tố phân nhóm phụ. Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 26. Vì chu kỳ 4 chứa các nguyên tố Z = 19 ® 36, nên nguyên tố Z = 26 thuộc chu kỳ 4, hàng trên, phân nhóm phụ nhóm VIII. Đó là Fe. Cách 2: Dựa vào cấu hình electrong của các nguyên tố theo những quy tắc sau: - Số lớp e của nguyên tử bằng số thứ tự của chu kỳ. - Các nguyên tố đang xây dựng e, ở lớp ngoài cùng (phân lớp s hoặc p) còn các lớp trong đã bão hoà thì thuộc phân nhóm chính. Số thứ tự của nhóm bằng số e ở lớp ngoài cùng. - Các nguyên tố đang xây dựng e ở lớp sát lớp ngoài cùng (ở phân lớp d) thì thuộc phân nhóm phụ.
Ví dụ: X ét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25. Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p 6 3d5 4 s2. - Có 4 lớp e ® ở chu kỳ 4. Đang xây dựng e ở phân lớp 3d ® thuộc phân nhóm phụ. Nguyên tố này là kim loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s và 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7+. Do đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII. Đó là Mn. Liên kết hóa học Liên kết ion. Liên kết ion được hình thành giữa các nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều (Dc ³ 1 ,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử. Ví dụ : Liên kết ion có đặc điểm: Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo thành những mạng lưới ion. Liên kết ion còn tạo thành trong phản ứng trao đổi ion. Ví dụ, khi trộn dung dịch CaCl2 với dung dịch Na2CO3 tạo ra kết tủa CaCO3: Liên kết cộng hoá trị: 1. Đ ặc điểm. Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành : 2. Liên kết cộng hoá trị không cực. - Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl. - Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào. - Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung. 3. Liên kết cộng hoá trị có cực. - Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H : Cl. - Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. - Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e d ùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm,
nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ, trong HCl, clo hoá trị 1 -, hiđro hoá trị 1+. 4. Liên kết cho - nhận (còn gọi là liên kết phối trí). Đó là lo ại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e. Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu b ằng mũi tên (®) có chiều từ chất cho sang chất nhận. Ví dụ quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận. Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta có thể viết CTCT và CTE của NH+4 như sau: CTCT và CTE của HNO3: Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A ® B là: nguyên tố A có đủ 8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống. 5. Liên kết d và liên kết p. Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị. a) Liên kết d. Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết)dọc theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết d kiểu s-s, s-p, p -p: Obitan liên kết d có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử. Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết d. Khi đó, do tính đối xứng của obitan liên kết d, hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết. b) Liên kết p . Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết. Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết d, còn lại là liên kết p. Ví dụ trong liên kết d (bền nhất) và 2 liên kết p (kém bền hơn). Liên kết p không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi. 6. Sự lai hoá các obitan. - Khi giải thích khả năng hình thành nhiều loại hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan". Lấy nguyên tử C làm ví d ụ: Cấu hình e của C (Z = 6). Nếu dựa vào số e độc thân: C có hoá trị II.
Trong thực tế, C có hoá trị IV trong các hợp chất hữu cơ. Điều này được giải thích là do sự "lai hoá" obitan 2s với 3 obitan 2p tạo thành 4 obitan q mới (obitan lai hoá) có năng lượng đồng nhất. Khi đó 4e (2e của obitan 2s và 2e của obitan 2p)chuyển động trên 4 obitan lai hoá q và tham gia liên kết làm cho cacbon có hoá trị IV. Sau khi lai hoá, cấu hình e của C có dạng: - Các kiểu lai hoá thường gặp. a) Lai hoá sp3. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử H2O, NH3, NH +4, CH 4,… b) Lai hoá sp2. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp2 được gặp trong các phân tử BCl3, C2H 4,… c) Lai hoá sp. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q đ ịnh hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl2, C2H 2,…