Luận án Thạc sĩ Khoa học hóa học: Giải thích tính chất của các chất vô cơ trong chương trình phổ thông trung học

Đ Ạ I H Ọ C Q U Ố C G I A H À N Ộ I T R Ƣ Ờ N G Đ Ạ I H Ọ C S Ƣ P H Ạ M

V Ũ H Ồ N G N A M

GIẢI THÍCH TÍNH CHẤT CỦA CÁC CHẤT

VÔ CƠ TRONG CHƢƠNG TRÌNH

PHỔ THÔNG TRUNG HỌC

C H U Y Ê N N G À N H : H Ó A V Ô C Ơ MÃ S Ố : 01.04.0 1

L U Ậ N Á N T H Ạ C S Ĩ K H O A H Ọ C H Ó A H Ọ C

NGƢỜI HƢỚNG DẪN KHOA HỌC:

P G S . N g u y ễ n Đ ứ c V ậ n

Hà N ộ i - 1998

Đ Ạ I H Ọ C Q U Ố C G I A H À N Ộ I T R Ƣ Ờ N G Đ Ạ I H Ọ C S Ƣ P H Ạ M

V Ũ H Ồ N G N A M

GIẢI THÍCH TÍNH CHẤT CỦA CÁC CHẤT

VÔ CƠ TRONG CHƢƠNG TRÌNH

PHỔ THÔNG TRUNG HỌC

C H U Y Ê N N G À N H : H Ó A V Ô C Ơ MÃ S Ố : 01.04.0 1

L U Ậ N Á N T H Ạ C S Ĩ K H O A H Ọ C H Ó A H Ọ C

NGƢỜI HƢỚNG DẪN KHOA HỌC:

P G S . N g u y ễ n Đ ứ c V ậ n

Hà N ộ i - 1998

MỤC LỤC

I. MỞ ĐẦU ........................................................................................................ 1

II. CÂU HỎI VÀ GIẢI ĐÁP ............................................................................ 3

§1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - LIÊN KẾT HÓA HỌC - BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ................................................................................... 3

1.1. Cấu tạo nguyên tử. .............................................................................. 3

1.2. Liên kết hóa học ................................................................................ 10

1.3. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học .............................................. 20

§2. TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA CHẤT - TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HÓA HỌC - DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LY ................................................................... 27

2.1. Trạng thái tập hợp của chất. .............................................................. 27

2.2. Tốc độ phản ứng - cân bằng hóa học. ................................................ 30

2.3. Dung dịch - Sự điện ly. ..................................................................... 35

§3. PHI KIM ................................................................................................... 41

3.1. Khí hiếm (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). ................................................... 41

3.2. Hiđro (H)........................................................................................... 43

3.3. Các halogen. ...................................................................................... 44

3.4. Oxi lưu huỳnh ................................................................................... 49

3.5. Nitơ - phốt pho (N - P). ..................................................................... 56

3.6. Cacbon - Silic (C - Si). ...................................................................... 62

§4. KIM LOẠI ................................................................................................ 66

4.1. Đại cương về kim loại. ...................................................................... 66

4.2. Kim loại kiềm. .................................................................................. 71

4.4. Nhôm (Al). ........................................................................................ 77

4.5. Đồng - Bạc - Vàng (Cu, Ag, Au) ....................................................... 78

4.6. Kẽm - Cađimi - Thủy ngân (Zn, Cd, Hg). .......................................... 80

4.7. Crôm - Mangan - sắt (Cr, Mn, Fe). .................................................... 81

III. KẾT LUẬN ............................................................................................... 85

TÀI LIỆU THAM KHẢO ................................................................................ 86

LỜI CẢM ƠN

Với lòng kính trọng và biết ơn sâu sắc, em xin chân thành cảm ơn sự giúp đỡ tận tình,

sự hướng dẫn chu đáo của PGS. Nguyễn Đức Vận.

Em xin chân thành cảm ơn các thầy c ở t Hóa V cơ và Khoa Hóa, Ban Giám hiệu,

Phòng Quản lý khoa học, Trường đại học Sư phạm Đại học Quốc gia Hà Nội đã tạo mọi điều

kiện thuận lợi để em hoàn thành nhiệm vụ cơ bản của luận án thạc sĩ khoa học này.

Hà Nội, tháng 6 năm1998

Tác giả

I. MỞ ĐẦU

Trong chương trình hóa học ở trường ph th ng trung học thì nội dung về Hóa học

V cơ chiếm 4/6 thời gian (4 học kỳ trong 6 học kỳ của các lớp l0, 11, 12), nên Hóa học V

cơ cũng là một trọng tâm của chương trình.

Tuy nhiên nhiều kiến thức về Hóa học V cơ trong chương trình chỉ được chấp nhận

kh ng được giải thích hoặc kh ng có điều kiện để giải thích. Vì vậy giảng dạy m n hóa học

v cơ chỉ nặng phần m tả, nên sẽ thiếu đi sự hấp dẫn.

Để đáp ứng yêu cầu nâng cao chất lượng dạy học trong nhà trường ph th ng trung

học, người giáo viên phải nắm được bản chất của các hiện tượng và nguồn gốc của tri thức,

nhằm làm cho học sinh hiểu sâu sắc hơn các kiến thức và tăng hứng thú học tập. Ví dụ: vì

sao có chất tan và chất kh ng tan? Vì sao mầu sắc các chất lại thay đ i? Vì sao O2 lại tồn tại

trong thiên nhiên ở dạng đơn chất ?...

Những kiến thức đó phải vận dụng những lý luận của Hóa học cơ sở để giải thích,

nhằm mục đích đó chúng t i đã thực hiện đề tài: "Giải thích tính chất của các chất vô cơ

trong chương trình phổ thông trung học".

Mặc dù nhiều kiến thức phải được giải thích, nhưng với thời gian ngắn và số trang

luận văn có hạn, chúng t i chỉ đề cập đến một số kiến thức có tính chất lựa chọn trong phạm

vi chương trình hóa v cơ ở trường ph th ng trung học. Những câu hỏi "Tại sao ..." ở trong

luận văn này kh ng phải dùng để giải thích các hiện tượng trong đời sống, trong tự nhiên,

nghĩa là luận văn này kh ng phải là tài liệu ph biến khoa học mà nhằm mục đích giải thích

một số

1

tính chất lý hóa cơ bản của các chất v cơ trong chương trình trung học. Vì vậy nhiệm vụ

của đề tài là:

- Nghiên cứu toàn bộ các sách giáo khoa hóa học, sách giáo khoa thí điểm hóa học

ban khoa học tự nhiên ở trường ph th ng trung học và các tài liệu có liên quan, tìm ra

những câu hỏi mang tính chất chọn lọc về những tính chất lý hóa cơ bản của các chất v cơ

trong chương trình cần được giải thích.

- Dựa vào lý luận của hóa học cơ sở giải thích những tính chất đó. Mặt khác, t ng

hợp, hệ thống hóa các câu cho phù hợp với kiến thức chương trình qua từng giai đoạn giảng

dạy ở trường ph th ng trung học.

2

II. CÂU HỎI VÀ GIẢI ĐÁP

§1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - LIÊN KẾT HÓA HỌC - BẢNG TUẦN

HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.1. Cấu tạo nguyên tử.

1) Tại sao khối lượng hạt nhân được xem là khối lượng của nguyên tử ?

Khối lượng của nguyên tử bằng t ng khối lượng của proton, nơtron và electron có

trong nguyên tử.

Khối lượng của mỗi proton:

mp = 1,6726. 10-27 kg = 1,00724 đv.C

Khối lượng của mỗi nơtron:

mn = 1,6748. l0-27 kg = 1,00862đv.C ( 1/1840)

Khối lượng của mỗi electron:

me=9,1.10-31kg=1,00055đv. C

Khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng của proton và nơtron, nên khối

lượng của nguyên tử coi như bằng khối lượng của các proton và nơtron trong hạt nhân

nguyên tử.

2) Tại sao hạt nhân có khối lượng riêng gần như không đổi ?

Vì thể tích của hạt nhân xấp xỉ tỉ lệ với số nucleon (proton và nơtron), và các nucleon

có khối lượng xấp xỉ bằng nhau.

3

Kết quả thực nghiệm cho thấy thể tích của hạt nhân xấp xỉ tỉ lệ với số nucleon của nó,

do đó bán kính hạt nhân cũng xấp xỉ tỉ lệ với căn bậc ba của số khối:

Hệ số tỉ lệ : k = 1,5.10-13 cm

Xét một nguyên tử có số khối A, khối lượng của nguyên tử là:

Thể tích của nguyên tử là:

Khối lượng riêng D của hạt nhân:

1cm3 hạt nhân nặng khoảng 116 triệu tấn.

3) Tại sao các proton tích điện đều cùng dấu lại tồn tại bên nhau trong hạt nhân?

Trong hạt nhân nguyên tử tồn tại hai loại lực tương tác: lực đẩy cul ng giũa các

proton tích điện cùng dấu và lực hút đặc biệt giữa các hạt nhân gọi là "lực hạt nhân". Chính

lực hạt nhân giữ cho các proton tích điện cùng dấu nằm lại trong hạt nhân. Lực này chỉ thể

hiện ở khoảng cách rất nhỏ (l0-13 cm) và về độ lớn thì vượt xa lực đẩy cul ng. Kết quả là

hạt nhân nguyên tử có độ bền cao.

4

Lực hạt nhân được thể hiện khi các nucleon tương tác với nhau, proton với proton,

nơtron với nơtron hoặc proton với nơtron. Trong quá trình tương tác đó đã sinh ra một hạt

thức ba là hạt π-mêz n, nghĩa là khi tương tác một nucleon phát ra một π -mêzôn.

(π + dương; π- âm hoặc π° trung hòa), còn nucleon khác thì hấp thụ π -mêz n đó.

Kết quả của sự trao đ i đó là nơtron đã chuyển thành proton và proton đã chuyển

thành notron. Chính sự trao đ i các nucleon với hạt π- mêz n đã sinh ra lực hạt nhân. Nói

cách khác, các π-mêz n đã dính kết các nucleon của hạt nhân lại.

4) Tại sao khối lượng của hạt nhân bao giờ cũng nhỏ hơn tổng khối lượng của các

nucleon trong hạt nhân?

Hạt nhân nguyên tử gồm các nucleon (proton và nơtron). Nhưng thực nghiệm cho

thấy rằng, khối lượng của hạt nhân bao giờ cũng nhỏ hơn t ng khối lượng các nucleon tạo

thành. Hiện tượng này gọi là sự hụt khối lượng.

Theo thuyết tương đối của Einstein (1903) thì giữa khối lượng m và năng lượng E

có hệ thức:

∆ E = ∆ m . c2

Trong đó: c là vận tốc của ánh sáng trong chân kh ng

c = 2,998 . 10l0cm/s

Nghĩa là trong mọi quá trình, sự biến thiên về năng lượng (∆E) của một hệ nào đó

lu n lu n kèm theo sự biến thiên về khối lượng (∆m) của hệ. Khi hình thành hạt nhân

nguyên tử từ những nucleon giải phóng; ra một năng lượng rất lớn, do đó có sự biến thiên

về năng lượng, dẫn đến sự biến thiên về

5

khối lượng, làm cho khối lượng của hạt nhân nhỏ hơn t ng khối lượg của các nucleon trong

hạt nhân.

Năng lượng giải phóng ra khi một hạt nhân nguyên tử tạo thành từ các nucleon được

gọi là "năng lượng liên kết của hạt nhân".

Trong trường hợp chung sự giải phóng một năng lượng bằng l Mev ứng với sự hụt

khối lượng bằng:

(1 Mev = 1,602. 10-6 ec)

Ngược lại sự hụt khối lượng bằng l đv.C sẽ ứng với một năng lượng bằng:

Ví dụ: Hạt nhân hêli gồm 2 proton và 2 nơtron:

có mHe = 4,0026 đv.C

mp = 1,00724 đv.C

mn = 1,00862 đv.C

Do đó sự hụt khối lượng ∆m bằng:

∆m = (2xl ,00724 + 2x1,00862) - 4,0026 = 0,02912 đv.C

Năng lượng liên kết hạt nhân hêli sẽ bằng:

0,02912 x 931,15 = 27,12 Mev

5) Tại sao nhiều nguyên tố có điện tích hạt nhân nguyên tử nhỏ nhưng lại có khối

lượng nguyên tử trung bình lớn hơn?

6

Đa số các nguyên tố là một hỗn hợp đồng vị. Khối lượng nguyên tử của nguyên tố

là khối lượng trung bình tính theo thành phần phần trăm của các đồng vị.

Chẳng hạn agon có điện tích hạt nhân là (18+) gồm các đồng vị:

theo tỷ lệ ; ;

0,337%; 0,063% 99,60%

Còn kali có điện tích hạt nhân là (19+) gồm các đồng vị:

theo tỷ lệ

93,08 %; 0,012%; 6,908 %

chiếm tỉ lệ cao tới 93,08%.

Như vậy agon có đồng vị nặng 18 Ar chiếm tỉ lệ cao tới 99,60%, còn kali có đồng vị

nhẹ

Khối lượng nguyên tử trung bình của agon là:

lớn hơn khối lượng nguyên tử trung bình của kali:

Trong bảng hệ thống tuần hoàn còn có sự đảo ngược thứ tự khối lượng nguyên tử

giữa coban và niken, giữa i t và telu, giữa thori và protactini.

6) Tại sao nguyên tử khối của tất cả các nguyên tố đều không phải là số nguyên?

Vì hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp của nhiều đồng vị nên nguyên tử khối của các

nguyên tố đó là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng vị tính theo tỉ lệ phần trăm

của mỗi đồng vị.

7

(25%). Ví dụ: Clo là hỗn hợp của hai đồng vị theo tỉ lệ phần trăm: (75%) và

Nguyên tử khối trung bình của clo sẽ là:

Tuy nhiên có những nguyên tố chỉ có một đồng vị mà nguyên tử khối kh ng phải là

số nguyên: như đồng vị 31P chiếm 100% có nguyên tử khối 30,9738 đv.C; 75As chiếm 100%

có nguyên tử khối 74,922 đv.C

Vì ngoài ra còn có các lý do sau:

Nguyên tử khối của các nucleon cũng kh ng phải bằng 1 đv.C mà:

mp= 1,00724 đv.C

mn= 1,00862 đv.C

Khối lượng của hạt nhân lu n nhỏ hơn t ng khối lượng của các nucleon (xem giải

thích ở câu 4).

7) Tại sao lớp vỏ thứ nhất chứa tối đa 2 electron? lớp vỏ thứ hai chứa tối đa 8

electron?

Chuyển động của electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng 4 số lượng tử: đó là

số lượng tử chính n, số lượng tử obitan 1, số lượng tử từ m, số lượng tử spin s. Các giá trị

mà chúng có thể nhận được có liên quan với nhau:

n = 1, 2, 3...

l =0, 1, 2... (n-1)

m =0, ± l, ± 2 ... ± 1

8

Ở mỗi obitan, các electron đã được đặc trưng bằng ba số lượng tử n, l, m giống nhau

thì số lượng tử thứ tự là s phải khác nhau (nguyên lý Pauli). Như vậy mỗi obitan chỉ có thể

chứa tối đa là 2 electron thì có spin ngược nhau.

Mỗi phân lớp (với trị số n và l cho trước) có tối đa là (21 + 1) obitan ứng với (21 + 1)

trị số của m. Vì mỗi obitan có tối đa 2 electron, nên mỗi phân lớp chứa tối đa là 2(21 + 1)

electron.

Cụ thể là:

phân lớp s (l = 0) chứa tối đa 2 electron

phân lớp p (l = 1) chứa tối đa 2(2.1 +1) = 6 electron

phân lớp d (l = 2) chứa tối đa 2(2.2+1) = 10 electron

phân lớp f (l = 3) chứa tối đa 2(2.3+1) = 14 electron

Mỗi lớp electron có n phân lớp ứng với các giá trị của l từ 0 đến (n-1); mỗi phân lớp

chứa tối đa 2(21+1) electron.

Vậy số electron tối đa trong một lớp là:

( ) ( ) ∑

Sn = 2 n2

Cụ thể là:

lớp K (n=l) chứa tối đa 2. 12 =2 electron

lớp L (n=2) chứa tối đa 2.22 = 8 electron

lớp M (n=3) chứa tối đa 2.32 = 18 electron

lớp N (n=4) chứa tối đa 2.42 = 32 electron

lớp O (n=5) chứa tối đa 2.52 = 50 electron

9

8) Tại sao cuối chu kỳ 3 lại là ô thứ 18?

Khi điện tích hạt nhân tăng thì có sự điền tuần tự các electron bắt đầu từ mức năng

lượng thấp.

Lớp vỏ thứ nhất - lớp K có 2 electron điền vào phần lớp ls2, Vì vậy chu kỳ l gồm 2

nguyên tố (1H —> 2He). Lớp K đủ số electron đồng thời chu kỳ 1 cũng kết thúc.

Lớp vỏ thứ hai - lớp L có 8 electron điền vào các phân lớp 2s2 2p6 (3Li—>l0Ne). Vì

vậy chu kỳ 2 gồm 8 nguyên tố. Lớp K đủ số electron đồng thời chu kỳ 2 cũng kết thúc.

Lớp vỏ thứ ba - lớp M gồm các phân lớp 3s, 3p và 3d. Giống như chu kỳ 2, ở 2

nguyên tố đầu (11Na —> 12Mg) electron được sắp xếp vào phân lớp s, còn 6 nguyên tố sau

(13A1 —> 18Ar) thì vào phân lớp p.

Tuy lớp vỏ thứ 3 chưa đầy đủ, nhưng vì năng lượng của phân lớp 3d hơi cao hơn

phân lớp 4s, nên ở nguyên tố 19K, các electron 4s được điền vào trước, do đó có sự hình

thành sớm chu kỳ 4.

Như vậy lớp vỏ thứ 3 chưa đầy đủ, nhưng chu kỳ 3 đã kết thúc ở nguyên tố l8Ar là ô

thứ 18 trong bảng hệ thống tuần hoàn.

1.2. Liên kết hóa học

9) Tại sao các phân tủ ion có khuynh hướng tập hợp lại tạo thành tinh thể?

Vì liên kết ion có tính kh ng định hướng và kh ng bão hòa, mỗi ion có thể hút về

phía mình các ion trái dấu theo một phương bất kỳ.

Có đặc điểm này vì điện trường tạo bởi mỗi ion đều có đối xứng cầu. Lực tương tác

giữa chúng kh ng phụ thuộc vào phương tương tác. Mặt khác, cũng vì trường lực của mỗi ion

được phân bố đồng đều theo mọi phương

10

trong không gian, mà sự tương tác giữa hai ion trái dấu kh ng thể dẫn đến sự triệt tiêu hoàn

toàn trường lực của nhau (hình 1). Vì vậy, chúng vẫn có khả năng hút các ion trái dấu theo

các phương khác nhau.

Hình 1: Sự phân bố các trường lực điện của 2 ion trái dấu

Do liên kết có tính kh ng định hướng và kh ng bão hòa, nên các phân tử ion có

khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, một ion dương có tác dụng hút đối với nhiều ion âm

và ngược lại. Do đó các hợp chất ion thường tồn tại ở dạng tinh thể và toàn bộ mỗi tinh thể

được coi như một phân tử kh ng lồ. Các phân tử ion riêng rẽ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao (ví

dụ: 1440° đối với NaCl).

10)Tại sao các dạng lai hóa quyết định cấu trúc hình học của phân tử ?

Sự lai hóa các obitan nguyên tử là sự t hợp tuyến tính n obitan nguyên tử thích hợp

để được n obitan lai hóa, thuận lợi hơn cho việc hình thành liên kết hóa học. Trạng thái lai

hóa là trạng thái suy biến, các obitan lai hóa nói chung tương đương về mặt năng lượng. Tuy

theo dạng lai hóa nào mà phân tử có cấu trúc hình học xác định của dạng lai hóa đó.

- Lai hóa sp: sự t hợp 1 obitan s và 1 obitan p cho 2 obitan lai hóa sp, có trục cùng

nằm trên một đường thẳng nhưng hướng về hai phía khác nhau. Sự lai hóa này gọi là lai hóa

Hình 2: Sự lai hóa

sp.

11

Hình 3:

Hình 3: Sự lai hóa sp2

- Lai hóa sp2 : sự t hợp 1 obita s và 2 obitan p cho 3 obitan lai hoá sp2, có các trục tạo với nhau một góc bằng 120° và hướng về 3 đỉnh của một tam giác phẳng đều, gọi là lai hóa tam giác

Hình 4: Sự lai hóa sp3

- Lai hóa sp3: sự t hợp 1 obitan s và 3 obitan p cho 4 obitan lai hóa sp3 có trục tạo với nhau một góc bằng 109°28' hướng về 4 đỉnh của một tứ diện đều, gọi là lai hóa tứ diện.

Ví dụ: 1 - Phân tử S02 có hình chữ V, góc OSO bằng 119,5°. Trong phân tử SO, nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp2.

S= 3s2 3p4

*

Oa: 2s2 2p4

Ob

Trong ba obitan lai hóa sp2 của S thì: + Một obitan lai hóa có một cặp electron tạo liên kết "cho nhận" với một nguyên tử oxi (với Ob*). + Một obitan lai hóa chỉ có một electron sẽ xen phủ với 2 obitan 2py của một nguyên tử oxi còn lại (Oa) tạo ra liên kết σ

12

+ Một obitan lai hóa có một cặp electron tự do chưa sử dụng.

Ngoài ra, còn có một electron ở obitan 3pz kh ng lai hóa của nguyên tử S, nằm

thẳng góc với mặt phẳng phân tử, xen phủ với một obitan 2pz cũng có một electron của

Hình 5: Sự hình thành các liên kết trong phân tử SO2.

một nguyên tử oxi (Oa), tạo ra liên kết π kh ng định vị.

2 – Phân tử SO3 có cấu tạo hình tam giác đều: Trong phân tử SO3, nguyên tử S ở

trạng thái lai hóa sp2.

S: 3s2+ 3p4    

s ps py pz

⃡

Oa: 2s2 2p4    

Ob*   

Hình 6: Sự hình thành các liên kết trong phân tử SO3.

Oc*   

13

Nghĩa là trong ba obitan lai hóa sp2 thì:

+ Hai obitan lai hoá, mỗi obitan có một cặp electron tạo ra liên kết "cho nhận" với

một nguyên tử oxi.

+ Một obitan lai hóa chỉ có một electron sẽ xen phủ với một obitan 2px của một

nguyên tử oxi còn lại tạo ra liên kết σ.

Ngoài ra, còn có một electron ở obitan 3pz kh ng lai hóa của nguyên tử S, nằm thẳng

góc với mặt phẳng phân tử, xen phủ với một obitan 2pz cũng có một electron của một

nguyên tử oxi, tạo ra liên kết π kh ng định vị.

- Ngoài ba dạng lai hóa trên thường được đề cập trong chương trình ph thông trung

2 + Lai hóa d2sp3 (dx

học còn có các dạng lai hóa khác như:

2, dz2, S, px, Py, Pz ) hướng về các đỉnh của một bát diện đều: ví -y

2 + Lai hóa dsp2 (dx

dụ cấu trúc của SF6, [Cr(CN)6]4-.

- y

2, s, px, Py) lai hóa vu ng phẳng: ví dụ cấu trúc [PtCl4]2- .

2 lai hóa lưỡng chóp tam giác: ví dụ cấu trúc: PC15.

+ Lai hóa dsp3 (s, px, Py, pz, dz

2_y

2) lai hóa chóp vu ng: ví dụ cấu trúc của BrF6.

+ Lai hóa dsp3 (s, px, Py, pz dx

11)Tại sao khả năng hình thành các trạng thái lai hóa trong một chu kỳ giảm dần từ

trái qua phải ? Trong một nhóm A giảm dần từ trên xuống dưới ?

14

Trạng thái lai hóa của một nguyên tử cũng được coi là trạng thái kích thích. Muốn

chuyển nguyên tử từ trạng thái cơ bản sang trạng thái lai hóa phải tốn một năng lượng -

năng lượng kích thích. Năng lượng này được bù trừ bởi năng lượng thoát ra khi liên kết

được hình thành. Như vậy một trạng thái lai hóa sẽ càng bền vững khi hiệu các mức năng

lượng của các obitan nguyên tử tinh khiết càng bé và năng lượng của liên kết tạo ra bởi

obitan lai hóa càng lớn. Từ đây chúng ta suy ra được rằng:

a) Trong một chu kỳ, khả năng hình thành các trạng thái lai hóa giảm dần từ trái

qua phải, vì theo chiều đó hiệu các mức năng lượng của các obitan tham gia vào sự lai hóa

Bảng 1: Hiệu năng lượng (eV) của các obitan s và p ngoài cùng của các nguyên tố chu kỳ 2, 3 và 4.

tăng lên (bảng 1).

Nguyên tố Li Be B C N O F Ne

E(2p) – E(2s) 1,9 2,8 5,7 8,1 11,4 18,9 22,6 26,8

Nguyên tố Na Mg Al Si P S Cl Ar

E(3p) – E(3s) 2,1 2,7 5,3 7 8,6 10 12,3 13,5

Nguyên tố K Ca Ga Ge As Se Br Kr

- tính bền của các ion

E(4p) – E (4s) - - - 8,2 8,4 10,1 11,8 13,2

4- - P04

3- - S04

2- - ClO4

Ví dụ: Trong dãy các ion tứ diện đều Si04

giảm theo sự giảm khuynh hướng lai hóa sp3 của nguyên tử trung tâm.

b) Trong một nhóm A, khả năng hình thành các trạng thái lai hóa giảm dần từ trên

xuống dưới vì sự tăng bán kính nguyên tử làm tăng độ dài liên kết

15

và do đó sự xen phủ của các obitan lai hóa giảm, năng lượng được giải phóng kh ng đủ để bù

trừ cho năng lượng kích thích.

Ví dụ: Trong dãy H3N - H3P - H3As - H3Sb theo chiều tăng kích thước nguyên tử

Bảng 2:

của nguyên tố trung tâm thì trạng thái lai hóa sp3 của nguyên tố trở nên ít đặc trưng hơn.

Phân tử H3N H3P H3As H3Sb

Chiều dài liên kết X-H (A°) 1,01 1,42 1,52 1,7

Góc hóa trị HXH 107° 94° 92° 91°

Năng lượng liên kết X-H (KJ/mol) 380 323 281 256

12) Trong bảng hệ thống tuần hoàn, nguyên tố nào tạo nên phân tử đơn nguyên tử,

hai nguyên tử, đa nguyên tử ? và tại sao ?

Khả năng tạo nên kiểu đơn chất đơn nguyên tử, hai nguyên tử, đa nguyên tử của các

nguyên tố là do cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó. Cấu tạo nguyên tử quyết định kiểu liên

kết hóa học, cấu tạo phân tử và cấu tạo tinh thể.

Xét các đơn chất do những nguyên tố ở các nhóm A.

Các nguyên tố của nhóm VIIIA (ns2np6) có các electron ghép đ i với nhau một cách

bền vững. Vì vậy phân tử của các nguyên tử này là phân tử đơn nguyên tử (ví dụ phân tử Ar).

Các nguyên tố nhóm VIIA (ns2np5) chỉ có 1 eleclron độc thân, sự kết hợp các nguyên

tử thành phân tử chỉ có thể thực hiện bằng một cách, đó là sự tạo thành phân tử cộng hóa trị

hai nguyên tử X2 hình quả tạ đ i (ví dụ phân tử Cl2).

16

Khi số các electron chưa ghép đ i tăng lên, ví dụ đối với nguyên tử lưu huỳnh (3s23p4) có 2 electron p chưa ghép đ i (-S-), thì điển hình nhất là chúng kết hợp lại thành

mạch "dích dắc".

Do sự lai hóa sp3 của nguyên tử lưu huỳnh (hai cặp electron liên kết và hai cặp

electron không liên kết), nên góc hóa trị bền SSS là 107°55' dạng hình học của phần tử dưới

dạng mạch "dích dắc" khép thành vòng tâm cạnh S8 (hình 7) cũng phù hợp với góc hóa trị

Hình 7: Sơ đồ các phân tử: agon (a); clo (b) và lưu huỳnh: S2(c); S8 (d); S (e) Đối với ph tpho (3s2 3p3) với 3 electron chưa ghép đ i (-P-), các nguyên tử ph tpho

trên.

Hình 8: Sơ đồ các phân tử phootspho : P4 (a); P2 (b)

có thể kết hợp với nhau tạo nên những phân tử bốn nguyên tử p4 hình tứ diện đều và cả những phân tử hình quả tạ đ i P2 ( ̈ ̈ hình 8).

17

Đối với silic (3s2 3p2) do sự lai hóa sp3 của nguyên tử, mà mỗi nguyên tử ở trạng

thái lai hóa sp3 liên kết cộng hóa trị với bốn nguyên tử khác bao quanh kiểu hình tứ diện.

Khi chuyển từ silic đến nh m và sau đó đến các nguyên tố s là magiê, natri..., số

electron hóa trị giảm xuống, nhưng số obitan hóa trị tự do lại tăng lên. Điều này đã làm

giảm độ bền của liên kết 2 electron và tăng xu hướng tạo thành liên kết kh ng định chỗ và

giới hạn là liên kết kim loại. Vì liên kết kim loại là loại liên kết kh ng bão hòa và không

định hướng nên các kim loại có cấu trúc xếp khít nhất và số phối trí cao.

l3)Tại sao các hợp chất ion lại có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao ?

Những tính chất của hợp chất ion được quyết định bởi cấu tạo của chúng và lực

Bảng 3: Quan hệ giữa năng lượng mạng lưới, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi

tương tác giữa các ion trong tinh thể.

Tinh thể Uml (kcal. mol-1)

Nhiệt độ nóng chảy (oC) 992 800 747 662 875 770 742 682 2642 2430 1925 -217 -183 -176 -164 -193 -168 -161 -151 -939 -931 -766 -727 NaF NaCl NaBr NaI KF KCl KBr KI MgO CaO SrO BaO Nhiệt độ s i (oC) 1695 1441 1393 1300 1505 1417 1381 1331 2800 2850 -

18

Do lực tương tác tĩnh điện giữa các ion tương đối lớn, nên tinh thể ion có năng

lượng mạng lưới cao, do đó các hợp chất ion có độ rắn, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ s i

tương đối cao (bảng 3).

Nhiệt độ nóng chảy là nhiệt độ mà ở đấy năng lượng dao động nhiệt đủ để phá vỡ

mạng lưới tinh thể, nên nếu giá trị tuyệt đối của năng lượng mạng lưới càng lớn thì độ nóng

chảy càng cao. Điều này cũng đúng đối với nhiệt độ s i.

14)Tại sao tinh thể nguyên tử có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, còn tinh

thể phân tử có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp ?

Trong tinh thể nguyên tử, những điểm nút của mạng kh ng gian là nguyên tử trung

hòa (ví dụ tinh thể kim cương tạo bởi các nguyên tử cacbon), liên kết với nhau bằng những

liên kết cộng hóa trị với những phương định hướng xác định. Liên kết cộng hóa trị rất bền

vững nên tinh thể nguyên tử có độ rắn lớn, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ s i cao.

Trong tinh thể phân tử, mạng lưới kh ng gian được tạo thành bởi các phân tử như H2,

O2 CH4, benzen... (vì phân tử của các khí trơ là phân tử đơn nguyên tử nên những điểm nút

của mạng lưới tinh thể là những nguyên tử). Trong trường hợp chung lực liên kết giữa các

phân tử trong tinh thể là lực Vanđécvan. Vì lực Vanđécvan là lực liên kết yếu, nên tinh thể

phân tử có năng lượng mạng lưới nhỏ. Do đó tinh thể phân tử thường mềm, có nhiệt độ nóng

chảy và nhiệt độ s i tương đối thấp (bảng 4).

Ta nhận thấy từ HCl đến HI nhiệt độ nóng chảy và nhiệt, độ sôi tăng lên dần theo

chiều tăng của khối lượng phân tử. Riêng HF có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ s i cao một

cách bất thường là do hiện tượng trùng hợp phân tử nhờ liên kết hiđr mà sinh ra:

n F  (HF)n (n = 2 đến 6)

19

Bảng 4: Quan hệ giữa năng lượng mạng lưới và nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của một số tinh thể

phân tử.

Nhiệt độ s i Tinh thể Uml (kcal. mol-1) Nhiệt độ nóng chảy (oC) (oC)

Ar 2,03 -105,9 - 189,4

CO 2,09 -191,5 -204

HF - + 19,5 - 83

HCl 5,05 -84,9 -114

HBr 5,52 -66,7 -88

HI 6,21 -35,8 -50,8

1.3. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

15) Tại sao theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử của các

nguyên tố trong một chu kỳ giảm dần, trong một nhóm A tăng dần ?

Vì trong một chu kỳ, các nguyên tử của các nguyên tố có số lớp electron giống nhau,

khi đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, điện tích hạt nhân tăng lên một đơn vị, electron

tăng thêm chỉ được điền vào lớp đang xây dựng dở, kết quả là electron bị hút vào nhân mạnh

hơn làm cho bán kính nguyên tử giảm đi.

Nhưng đến khí trơ thì bán kính lại tăng lên do các phân lớp ns2 np6 đầy đủ, làm vỏ

electron có đối xứng cầu, kích thước nguyên tử tăng lên nhanh chóng.

Đối với các nguyên tố họ d, f sự thay đ i chậm hơn, vì ở các nguyên tố này, electron

tăng thêm được điền vào lớp electron đang xây dựng dở ở sâu

20

bên trong (lớp thứ 2 và lớp thứ 3 kể từ ngoài vào), nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên

tử.

Trong một nhóm A, theo chiều từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng dần

nhưng đồng thời số lớp electron cũng tăng, nên bán kính nguyên tử của các nguyên tố

tăng theo.

16)Tại sao từ trái sang phải theo chu kỳ năng lượng ion hóa tăng dần? từ trên

xuống dưới theo nhóm A năng lượng ion hóa giảm dần?

Năng lượng ion hóa của nguyên tử là năng lượng cần thiết để tách một electron ra

khỏi nguyên tử đó ở trạng thái khí (hơi).

Trong một chu kỳ, các nguyên tố đều có cùng số lớp electron, năng lượng ion hóa

chỉ còn phụ thuộc vào điện tích hiệu dụng của mỗi nguyên tố. Từ nguyên tố nọ đến

nguyên tố kia điện tích hiệu dụng tăng lên thì lực hút của hạt nhân với electron càng lớn,

electron càng khó tách khỏi nguyên tử, nên nói chung từ đầu đến cuối chu kỳ đó năng

lượng ion hóa tăng dần, mặc dù sự biến đ i hoàn hoàn kh ng đơn điệu (hình 9).

Nguyên tố

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Năng lượng

5,39

9,32

8,296

11,264

14,54

13,614

17,418

21,559

ion hóa I1 eV)

Ví dụ:

Ta thấy năng lượng ion hóa của B và O giảm đi chút ít so với năng lượng ion hóa của

nguyên tố đứng trước. Vì:

Bo có cấu hình:

5B

  

1s2 2s2 2p1

21

electron 2p1 nằm ngoài phân lớp 2s2 đã đầy đủ, có mức độ chắn hạt nhân mạnh, nên điện

tích hạt nhân tuy tăng lên (so với nguyên tố đứng trước là Be), nhưng điện tích hiệu dụng lại

giảm đi chút ít, do đó năng lượng ion hóa cũng giảm đi chút ít.

Oxi có cấu hình:

ở một obitan 2p có 2 electron ghép đ i, sẽ phát sinh tương tác đẩy của 2 electron trong cùng

một obitan, làm cho l trong 2 electron đó dễ bị tách ra, do đó năng lượng ion hóa giảm đi.

Trong một nhóm A, khi đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, điện tích hạt nhân tăng

nhanh nhưng tác dụng chắn cũng tăng nhanh, vì các electron thuộc các lớp sâu bên trong gây

nên hiệu ứng chắn mạnh, hơn nữa theo chiều từ trên xuống dưới, số lớp electron tăng, bán

kính nguyên tử tăng lên. Vì vậy năng lượng ion hóa giảm dần. Ví dụ:

Nguyên tố Li Na K Rb Cs

5,39 5,14 4.34 4.18 3,89

I1 (eV)

Hình 9: Sự phụ thuộc năng lượng ion hóa I1 của các nguyên tố

theo điện tích hạt nhân Z.

22

17)Tại sao tất cả các nguyên tố thuộc chu kỳ 2 (các nguyên tô đầu mỗi nhóm), có ái

lực electron nhỏ hơn so với các nguyên tố cùng nhóm thuộc chu kỳ 3.

Ái lực electron là năng lượng tỏa ra (hay thu vào) khi một nguyên tử trung hòa ở

trạng thái tự do thu thêm một electron. Đó là năng lượng của quá trình:

X + 1 e = X- - E

Nói chung các nguyên tố phi kim mạnh, có ái lực electron lớn. Nhưng các nguyên tố

chu kỳ 2 (các nguyên tố đầu mỗi nhóm) là những nguyên tố có tính phi kim mạnh nhất

nhóm, lại có ái lực electron nhỏ hơn so với các nguyên tố cùng nhóm thuộc chu kỳ 3 (bảng

5). Vì nguyên tử của các nguyên tố đầu nhóm có kích thước nhỏ hơn, nên có mật độ electron

lớn hơn, việc kết hợp thêm electron kh ng thuận lợi bằng các nguyên tố có cùng nhóm

Bảng 5: Ái lực electron (eV) của các nguyên tố chu kỳ 2 và 3.

Chu kỳ2

Li

Be

B

C

N

O

F

1,48

Ái lực electron

0,54

0

0,3

1,13

0,2

3,62

(-7,3)

Chu kỳ 3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

2,07

Ái lực electron

0,74

0

0,40

1,90

0,8

3,82

(-3,4)

dấu (+) chỉ quá trình tỏa nhiệt; (-) chỉ quá trình thu nhiệt

Các giá trị ghi trong dấu ngoặc ứng với quá

thuộc chu kỳ sau.

18) Tại sao tính axit của các hyđrua tăng dần từ trái sang phải theo chu kỳ, từ trên

xuống dưới theo nhóm A.

Trị số pK1 của một số dung dịch hyđrua (ghi trong dấu ngoặc).

23

Bảng 6:

Số oxi hóa

-3 -2 -1

HF (3,14) NH3 ( 30) H2O ( 15,74)

HCl (-7,4) H2S (7,24)

HBr (-9,5) H2Se (7,30)

HI (-10) H2Te (2,60)

*Trong chu kỳ:

Đối với dãy NH3, H20, HF chẳng hạn, độ âm điện tăng dần từ N đến F, độ phân cực

của liên kết N-H, O-H, F-H cũng tăng dần. Mặt khác, bán kính nguyên tử N, O, F không

khác nhau nhiều lắm, số oxi hóa âm lại giảm từ N đến F do đó mật độ điện tích âm ngày

càng giảm dần, độ bền của liên kết giảm dần từ NH3 đến HF. Vì vậy từ NH3 đến HF, tính

axit tăng dần (các giá trị pK giảm dần).

* Trong nhóm A:

Trong trường hợp các hyđro halogenua chẳng hạn, bán kính nguyên tử tăng dần từ F

đến I, số oxi hoá lại như nhau, nên mật độ điện tích giảm dần từ F đến I, độ bền của liên kết

giảm dần từ HF đến HI. Vì vậy từ HF đến HI, tính axit tăng dần (các giá trị pK giảm dần).

19) Tại sao trong một chu kỳ tính axit của các hyđroxit tương ứng tăng dần từ trái

sang phải ?

Xét các hyđroxit của các nguyên tử chu kỳ ba:

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2Si04 H3P04 H2S04 HCl04

bazơ mạnh bazơ trung lưỡng tính axit yếu axit axit mạnh axit mạnh

bình trung bình nhất

24

Trong dung m i phân cực (cụ thể ở đây là H2O), các hyđroxit R-O-H có thể phân ly

theo kiểu bazơ hoặc kiểu axit:

aq + OH -

aq

R-O-H = R+

aq + H+

aq

hoặc R-O-H = RO-

Sự phân ly theo kiểu nào phụ thuộc vào độ phân cực và độ bền của các liên kết

R-Ó và O-H trong hyđroxit.

Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải độ âm điện của các nguyên tố tăng dần.

Nguyên tố Na Mg Al Si P S Cl O

Độ âm điện X 0,9 1,2 1.5 1,8 2,1 2,5 3,0 3,5

Hiệu số độ âm điện (χo-χR) 2,6 2,3 2,0 1,7 1,4 1,0 0,5

Hiệu số độ âm điện (χo-χR) giảm dần, độ phân cực của liên kết R-O ngày càng giảm,

tính bazơ của hyđroxit giảm dần, tính axit tăng dần.

20) Tại sao trong một nhóm A tính axit của các hyđroxit tương ứng giảm dần từ trên

xuống dưới?

Trong một nhóm A, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện của các nguyên tố giảm dần,

chẳng hạn ở nhóm HA.

Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba O

Độ âm điện X 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 3,5

Hiệu s độ âm điện (χo-χR) 2,0 2,3 2,5 2,5 2,6

Hiệu số độ âm điện (χo-χR) tâng dần, độ phân cực âm của liên kết R-O ngày càng tăng,

tính bazơ của hyđroxit tăng dần, tính axit giảm dần.

25

21) Tại sao với cùng một nguyên tố, khi số oxi hóa tăng lên thì tính axit của hyđroxit

tương ứng cũng tăng lên?

Trong dãy hyđroxit của mangan chẳng hạn, tính bazơ giảm, tính axit tăng dần:

+2 +3 + 4 +6 +7

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 H2Mn04 HMn04

bazơ bazơ yếu lưỡng tính axit axit mạnh

Trong dãy axit, HCl+1O, HCl+3O2, HCl+5O3, HCl+7O4, tính axit tăng dần

Axit H2S-6O4 mạnh hơn H2S+4O3; HN+5O3 mạnh hơn HN+3O2; H3P+5O4.

Đối với một nguyên tố, khi số oxi hóa tăng thì độ âm điện cũng tăng. Chẳng hạn, độ

âm điện của Fe đối với Fe2+ là 1,8, đối với Fe3+ là 1,9; đối với Cu+1 là 1,9; đối với Cu+2 Là

2,0; đối với Sn2+ là 1,8, đối với Sn+4 là 1,9...

Do đó hiệu số độ âm điện giảm dần, độ phân cực của liên kết R-O ngày càng giảm,

tính bazơ của hyđroxit giảm dần, tính axit tăng dần.

26

§2. TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA CHẤT - TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HÓA

HỌC - DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LY

2.1. Trạng thái tập hợp của chất.

22)Tại sao có những chất ở trạng thái khí, những chất ở trạng thái lỏng, những chất ở

trạng thái rắn ?

Tùy theo điều kiện bên ngoài, một chất có thể ở trạng thái khí, lỏng và rắn. Sự tồn

tại vật chất ở trạng thái này hay trạng thái khác phụ thuộc vào bán chất của các tiểu phân tạo

thành chất tồn tại trong những điều kiện đã cho và vào khoảng cách giữa các tiểu phân, vào

mức độ tương tác giũa chúng.

Ở trạng thái khí, mật độ phân tử nhỏ, khoảng cách giữa các phân tử lớn. Tác dụng

tương hỗ giữa các phân tử nhỏ và chuyển động nhiệt của các phân tử chiếm ưu thế.

Ở trạng thái lỏng, khoảng cách giữa các phân tử ngắn hơn, lực tương tác giữa các

phân tử tương đối mạnh đủ để ngăn cản chuyển động hỗn loạn của chúng, nhưng chưa đủ để

làm ngừng hẳn sự dịch chuyển của các tiểu phân đối với nhau.

Ở trạng thái rắn (ion, nguyên tử, phân tử) được sắp xếp có trật tự và sát với nhau.

Khoảng cách giữa các tiểu phân đó rất bé, bé hơn nhiều so với khoảng cách trung bình của

các tiểu phân ở trạng thái lỏng và trạng thái khí. Các tiểu phân trong chất rắn kh ng thể

chuyển động tự do, mà chỉ có thể dao động tại những vị trí cân bằng của chúng trong lòng

chất rắn. Vì vậy chất rắn có thể tích và hình dạng xác định.

23)Tại sao định luật Avôgađrô chỉ áp dụng cho chất khí mà không thế áp dụng cho

chất rắn hoặc lỏng ?

27

Định luật Av gađr : Ở điều kiện bên ngoài như nhau, những thể tích bằng nhau của

mọi chất khí chứa cùng một số phân tử.

Định luật này chỉ áp dụng cho chất khí. Vì ở trạng thái khí, các phân tử ở cách xa

nhau, vượt xa kích thước của phân tử, do đó thể tích chung của khối khí xác định bằng

khoảng cách giữa các phân tử. ơ cùng nhiệt độ và áp suất, khoảng cách đó xem như bằng

nhau, nên những thể tích bằng nhau của mọi chất khí chứa cùng một số phân tử. Trái lại, đối

với chất rắn và lỏng, các phần tử cấu tạo nên chất rắn hoặc chất lỏng (là các phân tử, nguyên

tử hoặc ion) ở rất gần nhau. Đối với từng chất, thể tích ở trạng thái rắn hay lỏng kh ng

những phụ thuộc vào khoảng cách giữa các phân tử mà còn phụ thuộc vào kích thước của

chúng.

24) Tại sao chất khí có thể nén được và có khả năng gây ra áp lực ở thành bình?

Các phân tử khí ở cách xa nhau, lực tác dụng giữa các phân tử lại rất yếu, phân tử khí

chuyển động hoàn toàn hỗn loạn, do đó khí có thể chiếm toàn bộ thể tích của bình và có thể

nén được.

Vì lu n lu n chuyển động, các phân tử khí va chạm với nhau và va chạm vào thành

bình. Sự va chạm đó xảy ra thường xuyên, nên liên tục có lực tác dụng lên thành bình. Lực

này khi tính trên một đơn vị diện tích được gọi là áp suất của khí.

Số phân tử khí trong bình càng tăng, hoặc khi tăng nhiệt độ, quá trình va chạm vào

thành bình càng lớn do đó áp suất tăng lên.

25)Tại sao có phản ứng tỏa ra năng lượng? Có phản ứng lại hấp thụ năng lượng?

28

Phản ứng hóa học là sự tạo thành chất mới từ những chất ban đầu. với sự phá vỡ liên

kết hóa học trong chất tham gia phản ứng và sự tạo thành những liên kết mới trong sản phẩm

của phản ứng.

Sự phá vỡ liên kết phải hấp thụ năng lượng, sự tạo thành liên kết mới tỏa ra năng

lượng. Năng lượng cần thiết để phá vỡ một liên kết hóa học gọi là năng lượng liên kết.

Do đó tùy thuộc vào năng lượng hấp thụ hay tỏa ra mà phản ứng đó tỏa ra năng lượng

hay hấp thụ năng lượng.

Ví dụ: 1- Phản ứng tạo thành HCl

H2 + Cl2 = 2 HCl

Năng lượng liên kết của chất tham gia và tạo thành sau phản ứng:

HC1 H2 Cl2

E, KJ/mol 435,9 242,4 432

Năng lượng để phá vỡ các chất tham gia phản ứng:

435,9 +242,4 = 678,3 (KJ)

Năng lượng tỏa ra khi tạo thành 2 mol HCl:

2. 432 = 864 (KJ)

Năng lượng tỏa ra lớn hơn năng lượng tiêu hao:

864 - 678,3 = 185,7 (KJ)

Phản ứng này tỏa ra năng lượng.

2- Phản ứng phân hủy thủy ngân oxit

2HgO = 2Hg + O2

Năng lượng liên kết trong các chất:

HgO Hg O2

E, KJ/mol 355,7 61,2 498,7

29

Trong phản ứng này năng lượng tiêu hao lớn hơn năng lượng tỏa ra:

2.355,7 - (2 . 61,2 + 498,7) = 90,3 (KJ)

Phản ứng này hấp thụ năng lượng.

2.2. Tốc độ phản ứng - cân bằng hóa học.

26) Tại sao năng lượng hoạt hóa có ảnh hưởng rất lớn đến tốc độ phản ứng?

Điều kiện trước hết để phản ứng xảy ra là các tiểu phân phản ứng phải va chạm với

nhau. Tuy nhiên kh ng phải mỗi một va chạm của các tiểu phân đều dẫn đến tương tác hoá

học giữa chúng. Tương tác hóa học chỉ xảy ra khi các tiểu phân tiến gần đến một khoảng

cách mà ở đó có thể xảy ra sự phân bố lại mật độ electron và xuất hiện các liên kết hóa học

mới. Do đó, các tiểu phân va chạm cần phải có năng lượng đủ để thắng lực đẩy (hàng rào

năng lượng) xuất hiện giữa các lớp vỏ electron của chúng.

Người ta gọi những tiểu phân có khả năng phản ứng như thế là các tiểu phân hoạt

động, còn năng lượng cần để vượt qua hàng rào năng lượng là năng lượng hoạt hóa của

Hình 10: Năng lượng hoạt hóa của phản ứng hóa học. (a) phản ứng phát nhiệt, H < 0; b) phản ứng thu nhiệt, H > 0.

phản ứng.

30

Nếu năng lượng hoạt hóa lớn, chỉ có số ít hạt chất phản ứng có đủ năng lượng để

phản ứng nên phản ứng xảy ra chậm. Ngược lại, nếu năng lượng hoạt hóa bé, nhiều hạt chất

phản ứng có đủ năng lượng và phản ứng xảy ra nhanh.

Từ đây chúng ta hiểu vì sao có những phản ứng về nguyên tắc xảy ra được (∆G <

0), lại kh ng diễn ra trong những điều kiện xác định nào đó.

27)Tại sao kích thước hạt chất rắn, nồng độ, nhiệt độ lại ảnh hưởng đến tốc độ phản

ứng ?

Khi một chất rắn tác dụng với chất lỏng hay khí, kích thước của hạt chất rắn có ảnh

hưởng đến tốc độ phản ứng. Hạt chất rắn càng bé tốc độ phản ứng càng lớn, vì chất rắn có

kích thước bé nên t ng bề mặt tiếp xúc của chất rắn với chất tham gia phản ứng lớn hơn so

với chất rắn kích thước lớn có cùng khối lượng, làm cho tốc độ phản ứng tăng lên.

Nồng độ của chất phản ứng có ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng. Khi nồng độ của chất

phản ứng tăng tốc độ phản ứng tăng lên. Tốc độ phản ứng tỉ lệ thuận với nồng độ các chất

phản ứng.

Ví dụ: Đối với phản ứng: aA + b  cC + dD

Tốc độ phản ứng được biểu diễn bằng:

v = k . [A]a. [B]b

(k : hệ số tỉ lệ đặc trưng cho mỗi phản ứng, còn gọi là hằng số tốc độ).

Vì khi nồng độ của dung dịch chất phản ứng tăng lên, số hạt chất phản ứng trong đơn

vị thể tích dung dịch tăng lên, các hạt chất có nhiều cơ hội va chạm với nhau nên tốc độ phản

ứng tăng lên tỉ lệ thuận với nồng độ.

31

Nhiệt độ có ảnh hưởng rất lớn đến tốc độ phản ứng. Nhiệt độ tăng lên làm tốc độ

phản ứng tăng lên. Đối với nhiều phản ứng, nhiệt độ cứ tăng lên 10°C thì tốc độ phản ứng

tăng lên khoảng hai đến ba lần.

Ví dụ: Tính xem tốc độ phản ứng tăng lên bao nhiêu lần nếu tăng nhiệt độ từ 200

đến 240°C, biết rằng khi tăng 10°C thì tốc độ phản ứng tăng lên 2 lần.

Ta thấy từ 200 đến 240°C, tăng 40°C hay 4.10°C, tốc độ phản ứng ở 240oC sẽ bằng:

V240°c = V200°c- 24 = 16 . v200oC

Nghĩa là tốc độ phản ứng ở 240°C sẽ bằng 16 lần tốc độ phản ứng ở 200°C hay tăng

lên 16 lần.

Vì khi nhiệt độ tăng, các hạt chất phản ứng chuyển động nhanh hơn, do đó có nhiều

cơ hội hơn để va chạm với nhau. Mặt chủ yếu khác là khi các hạt chuyển động nhanh hơn,

năng lượng của chúng tăng lên làm cho số va chạm có hiệu quả tăng lên và tốc độ phản ứng

tăng lên.

28)Tại sao chất xúc tác làm tăng tốc độ của phản ứng ?

Tốc độ của phản ứng có thể bị biến đ i do sự biến đ i của năng lượng hoạt hóa hoặc

do sự biến đ i của entropi hoạt hóa.

Tốc độ phản ứng: v ~ e-Ea/RT . eSa/R

Trong đó: Ea là năng lượng hoạt hóa

Sa là entropi hoạt hóa

Như vậy, đối với một phản ứng hóa học, năng lượng hoạt hóa càng thấp, entropi hoạt

hóa càng cao thì càng có lợi cho tốc độ phản ứng.

32

Chất xúc tác có tác dụng đến cả hai yếu tố đó. Th ng thường chất xúc tác làm tăng tốc

độ phản ứng bằng cách tạo cho phản ứng xảy ra theo một con đường khác, đòi hỏi năng

lượng hoạt hóa bé hơn (hình 11).

Hình 11: Giản đồ năng lượng của một phản ứng phát nhiệt (có và không có xúc tác)

Vì thế có nhiều hạt chất phản ứng đủ năng lượng để gây ra những va chạm có hiệu

quả và tốc độ phản ứng tăng lên.

Tuy nhiên, cũng có những trường hợp mà năng lượng hoạt hóa kh ng biến đ i chỉ có

entropi hoạt hóa thay đ i, nghĩa là chất xúc tác chỉ có ảnh hưởng đến cách sắp xếp thích hợp

trong kh ng gian của các phân tử ở thời điểm va chạm.

Ví dụ: 1 - Xúc tác đồng thể:

2- + 2 I  2 S04

2- + I2

Xét phản ứng: S2O8

Phản ứng kh ng có xúc tác có Ea lớn do các chất phản ứng đều là những ion tích điện

âm.

33

Khi dùng Fe2+ làm xúc tác, ion này sẽ tham gia vào các phản ứng trung gian trong

2 + 2 Fe3+

đó xảy ra các va chạm giữa những ion tích điện trái dấu và do đó có Ea' bé hơn:

2- + 2 Fe2+  2 S04

S2A8

2 Fe3+ +2I-  2 Fe2+ + I2

2- Xúc tác dị thể: diễn ra trong các hệ gồm hai tướng, thường chất tác dụng ở tướng

khí, chất xúc tác ở tướng rắn. Khi phân tử chất tác dụng va chạm vào bề mặt chất xúc tác,

nó bị chất xúc tác hấp phụ, làm yếu liên kết trong nội bộ phân tử đó. Mặt khác, sự hấp phụ

làm tăng nồng độ chất tác dụng trên bề mặt xúc tác, tạo ra một sự xoay hướng thuận lợi cho

các va chạm có hiệu quả, nghĩa là tăng entropi hoạt hóa.

Trên thực tế, xúc tác dị thể làm tăng tốc độ phản ứng một cách rất có hiệu quả,

chẳng hạn phản ứng phân hủy HI.

H - I + H - I = I2 + H2

có năng lượng hoạt hóa là 44 kcal/mol. Song trên bề mặt xúc tác platin chỉ còn 25 kcal/mol.

29)Tại sao cân bằng hóa học là một cân bằng động?

Khi một phản ứng thuận nghịch, ví dụ phản ứng A + B ⥨ C + D đạt đến trạng thái

cân bằng, kh ng có nghĩa là phản ứng đã dừng lại, mà lúc đó phản ứng; thuận và nghịch vẫn

tiếp tục xảy ra, nhưng tốc độ bằng nhau. Nghĩa là trong một đơn vị thời gian có bao nhiêu

phân tử A tác dụng với B tạo thành C và D, thì có bấy nhiêu phân tử C tác dụng với D tạo

thành A và B, do dó kh ng có sự biến đ i nồng độ của các chất trong hệ, nên ta nói cân bằng

hóa học là một cân bằng động.

Khi một trong các điều kiện bên ngoài thay đ i, phản ứng thuận và phản ứng nghịch

chịu ảnh hưởng khác nhau của sự thay đ i đó làm cho cân

34

bằng thay đ i, người ta nói cân bằng chuyển dịch. Những yếu tố làm chuyển dịch cân bằng

theo nguyên lý Lơ Satơlie là nồng độ, áp suất và nhiệt độ.

Ví dụ: ảnh hưởng của áp suất đến cân bằng:

Xét phản ứng: 2 SO2 (k) + O2(k) ⥨ 2SO3 (k)

Với hằng số cân bằng:

Khi hệ phản ứng đang ở trạng thái cân bằng, nếu tăng áp suất chung của hệ lên hai

lần bằng cách giảm thể tích chung của hệ xuống hai lần, ngay lúc đó nồng độ của cả ba chất

SO2, O2 và SO3 đều tăng lên hai lần. Kết quả là tử số trong biểu thức K tăng lên 4 lần, trong

khi mẫu số tăng lên 4.2 = 8 lần. Ở nhiệt độ kh ng đ i, K lu n lu n kh ng đ i cho nên để bù

lại việc tăng ít của tử số, khí S03 phải được tạo nên nhiều hơn nghĩa là cân bằng chuyển dịch

theo chiều thuận (chiều làm giảm áp suất của hệ).

2.3. Dung dịch - Sự điện ly.

30)Tại sao khi hòa tan các chất có hiện tượng thu nhiệt hoặc phát nhiệt?

Quá trình hòa tan thường gồm 2 quá trình: quá trình phá hủy cấu trúc của chất tan và

quá trình tương tác của dung m i với các tiểu phân chất tan.

Quá trình phá hủy cấu trúc của chất tan là quá trình thu nhiệt vì cần có năng lượng đủ

thắng lực tác dụng giữa các tiểu phân trong chất rắn hay chất lỏng.

Qua trình tương tác của dung m i với các tiểu phân chất tan là quá trình tỏa nhiệt.

Do đó tùy thuộc vào lượng nhiệt thu hay phát mà quá trình hòa tan có thể thu nhiệt

hoặc phát nhiệt.

35

Ví dụ: Ta hình dung quá trình hòa tan tinh thể ion MA trong nước như sau:

Quá trình phân ly tinh thể ion thành các ion tự do là quá trình thu nhiệt: ∆Hphân ly >0.

Quá trình tương tác của các ion (cation và anion) với nước để tạo thành các ion hyđrat

hóa là quá trình tỏa nhiệt. Sự biến đ i entanpi trong giai đoạn này ứng với t ng nhiệt hyđrat

hóa cảu cation và anion [∆Hh(+) và ∆Hh(-)].

2+ và ion Cl- lại hyđrat hóa mạnh,

Đối với tinh thể ion MgCl2 có năng lượng mạng lưới rất lớn (595kcal/mol), nhưng ion

Mg

∆Hh = -632kcal/mol; năng lượng hyđrat hóa này vượt quá năng lượng cần thiết để

phá vỡ mạng lưới tinh thể để phân ly ra các ion, nên khi hòa tan MgCl2 vào nước thì có hiện

tượng tỏa nhiệt mạnh.

∆Hhoà tan = 595-632=-37kcal/mol

31) Tại sao một chất có khuynh hướng hòa tan vào các dung môi giống nó về mặt

trường lực giữa các phân tử ?

Bản chất của chất tan và dung m i có ảnh hưởng lớn đến độ hòa tan. Sự nghiên cứu

cho thấy, nếu như các phân tử của chất là phân cực thì chúng dễ tan hơn vào dung m i phân

cực, còn các phân tử của chất là kh ng phân cực thì dễ tan vào dung m i kh ng phân cực.

36

Giả sử chúng ta có benzen là một chất lỏng kh ng có cực. Cấu trúc của Benzen lỏng

chủ yếu được xác định bởi tương tác khuếch tán của các phân tử kh ng có cực. Khi đưa vào

benzen một chất có phân tử kh ng có cực, chẳng hạn hecxan thì tính chất tương tác giữa các

phân tử kh ng bị thay đ i. Giống như trong chất lỏng nguyên chất ở đây cũng có những lực

khuếch tán kh ng bão hòa và kh ng định hướng quyết định cấu trúc của dung dịch thu được.

Hệ quả của điều này là hecxan tan tốt trong benzen và ngược lại, benzen cũng tan tốt trong

hecxan. Còn nếu cho benzen vào nước (phân tử có cực), thì các liên kết diđr sẽ bi đứt và cấu

trúc của nước lỏng bị phá hủy. Khi đó sẽ kh ng tạo thành được các liên kết mới bền hơn. Từ

đây ta thấy rõ tại sao benzen lại tan kém trong nước.

Mặt khác, rượu (vì có nhóm OH, nên các phân tử của nó liên kết với nhau bằng liên

kết hiđr ) tan tốt trong nước. Trong trường hợp này sự đứt các liên kết hiđr trong nước

(cũng như trong rượu) được bù lại bằng sự tạo thành các liên kết hiđr bền hơn giữa các

phân tử nước và rượu.

Như vậy tùy thuộc vào bản chất của chất tan và dung m i, có thể có trường hợp sau:

tan v hạn (nước - rượu, K lỏng - Rb lỏng; KCl lỏng -KBt lỏng ), tan có hạn (một phần)

(nước - ete, P lỏng, - Zn lỏng, LiCl lỏng - Ag lỏng), thực tế kh ng tan (nước - dầu hỏa, Fe

lỏng - Ag lỏng, LiF lỏng – CsCl lỏng)

32)Tại sao khi tăng nhiệt độ thì độ tan của tất cả các khí trong cácchất lỏng giảm

xuống ?

Sự hòa tan một chất khí trong một chất lỏng chỉ xảy ra có một quá trình sự solvát hóa

các phân tử của chất khí. Vì vậy hầu hết qúa trình hòa tan của chất khí phát nhiệt. Do đó, theo

nguyên lý Lơ Satơlie, sự tăng nhiệt độ làm giảm độ hòa tan của các khí (hình 12).

37

Hình 12. Sự phụ thuộc của độ tan c (1/100g H2O) của một số khí trong nước vào nhiệt độ

33) Tại sao khi nhiệt độ tăng thì độ tan của chất rắn trong chất lỏng tăng lên hoặc

giảm xuống ?

Quá trình hòa tan các chất có hiện tượng thu nhiệt hoặc phát nhiệt. Tác dụng của nhiệt

độ ở đây tuân theo nguyên lý Lơ Satơlie.

Đối với những chất sự hòa tan kèm theo sự hấp thụ nhiệt thì khi nhiệt độ tăng, độ hòa

tan sẽ tăng lên như KCl, Na2S2O3....

Đối với những chất sự hòa tan có kèm theo sự phát nhiệt thì khi nhiệt độ tăng, độ hòa

tan sẽ giảm xuống như với Ca(OH)2, Li2CO3...

Có một số chất khi nhiệt độ tăng, độ hòa tan ban đầu tăng, sau đó giảm. Ví dụ: sunfat

natri Na2SO4: độ hòa tan cực đại ở 32°5, trước 32°5 độ tan của muối tăng khi nhiệt độ tăng,

sau 32°5 lại giảm, nguyên nhân là trước 32°5 sunfat natri tồn tại dưới dạng hyđrát tinh thể

Na2SO4. 10H2O tan có hấp thụ nhiệt, sau 32°5 tồn tại dưới dạng muối khan Na2SO4 tan có

phát nhiệt.

38

Hình 13: Sự phụ thuộc của độ tan c (l/100g H2O) của một số khí trong nước vào nhiệt độ.

34) Tại sao độ điện ly của chất điện ly yếu tăng lên khi pha loãng?

Vì theo nguyên lý Lơ Satơlie, khi pha loãng một dung dịch của chất điện ly yếu, cân

bằng điện ly chuyển dịch theo chiều phân ly để làm giảm tác dụng của sự pha loãng đó.

Ví dụ: độ điện ly α của axit axetic trong dung dịch 0,1 M là 1,32% và trong dung dịch

0,01 M là 4,25%.

Quá trình điện ly của CH3COOH là thuận nghịch:

CH3COOH ⥨ H+ + CH3COO-

với hằng số cân bằng là:

39

Khi ta thêm nước vào dung dịch CH3COOH, giả sử để thể tích của dung dịch tăng gấp

đ i chẳng hạn, ngay lúc đó nồng độ của CH3COOH và nồng độ của H+ cũng như CH3COO-

đều giảm xuống hai lần. Kết quả là từ số trong biểu thức tính K giảm xuống 4 lần, trong khi

mẫu số chỉ giảm xuống 2 lần. Ở nhiệt độ kh ng đ i, K lu n lu n kh ng đ i cho nên để bù lại

việc giảm nhiều hơn của tử số, các phân tử CH3COOH phải phân ly để tạo ra nhiều hơn ion

H+ và ion CH3COO- , nghĩa là sự phân ly phải tăng lên.

40

§3. PHI KIM

3.1. Khí hiếm (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

35)Tại sao cấu hình electron của khí hiếm đều là ns2 np6 nhưng đi từ He  Xe khả

năng phản ứng lại tăng dần?

Các nguyên tử khí hiếm có lớp vỏ ngoài cùng ns np đã được điền đầy đủ electron.

Cấu hình electron này rất bền vững, đã thấy qua năng lượng ion hóa cao của các khí hiếm,

nhất là của những khí hiếm nhẹ.

Nguyên tố Ne Ar Kr Xe Rn He

I(eV) 24,58 21,669 15,755 13,996 12,127 10,745

Năng lượng ion hóa giảm dần từ He  Xe nên khả năng phản ứng tăng dần:

Với He và Ne kh ng có khả năng hình thành hợp chất, Ar và Kr có tạo ra một ít hợp

chất nhưng kém bền. Xe khả năng phản ứng mạnh nhất trong nhóm, tạo ra nhiều hợp chất

với các nguyên tố có độ âm điện cao (năng lượng ion hóa của Xe kh ng cao lắm, xấp xỉ với

+

+= 12,2 eV

năng lượng ion hóa của phân tử O2).

O2 - 1e =O2 IO2

+ = 12,1 eV

Xe - 1e = Xe+ IXe

Chẳng hạn người ta đã điều chế được những hợp chất của xenon với flo và của xenon

với oxi, trong đó Xe có các số oxi hóa +2, +4, +6 và +8: XeF2, XeF4, XeF6, XeO3, XeO4,

H2XeO4, H4XeO6; chúng đều là những chất oxi hóa, các hợp chất ở số oxi hóa cao có tính oxi

hóa mạnh và có tính axit.

36) Tại sao He, Ne không có khả năng hình thành được các hợp chất như Ar, Kr, Xe?

41

Các nguyên tử Ar, Kr, Xe còn có những obitan d chưa được lấp đầy, do đó có thể

xẩy ra các quá trình kích động electron để chuyển electron từ trạng thái ghép đ i ở các

obitan ns và np sang trạng thái độc thân (sang obitah d). Quá trình kích động này xảy ra

dưới ảnh hưởng của những nguyên tử có độ âm điện mạnh. Kết quả tạo ra 2, 4, 6, 8 electron

độc thân ứng với các trạng thái oxi hóa +2, +4, +6, +8.

Ví dụ: Sự hình thành mức ooxxy hóa +2 của xênon

Các electron độc thân ở trạng thái có năng lượng cao nên kh ng bền, dễ dàng trở về

trạng thái có năng lượng thấp ban đầu, do đó gây ra tính oxi hoa của các hợp chất.

Với He và Ne kh ng có obitan d, muốn tạo ra electron độc thân phải kích thích

electron từ obitan ở lớp này sang một lớp khác, đòi hỏi một năng lượng rất lớn. Do vậy He

và Ne kh ng có khả năng hình thành được những hợp chất như của Ar, Kr, Xe.

37) Tại sao nguyên tử Xe không tạo ra phân tử Xe2 mặc dù có khả năng tạo ra liên kết

hóa học với nguyên tử flo hoặc oxi ?

Muốn hình thành liên kết giữa hai nguyên tử Xe để tạo ra phân tử hai nguyên tử thì

phải tạo ra electron kh ng ghép đ i, điều đó đòi hỏi năng lượng Khá lớn. Vì vậy kh ng thể

hình thành được liên kết giữa hai nguyên tử Xe.

Khi tạo liên kết hóa học với nguyên tử flo hoặc oxi (là 2 nguyên tố có độ âm điện lớn)

thì năng lượng cần thực hiện quá trình kích động để tạo ra electron kh ng ghép đ i ở nguyên

tử Xe đã được bù lại bằng năng lượng giải phóng ra khi tạo thành liên kết hóa học.

42

3.2. Hiđro (H).

38) Tại sao trong các nguyên tử nhóm IA chỉ có hiđro tạo ra đơn chất dạng khí ở

nhiệt độ phòng ?

Lực tương tác giữa các phân tử H2 rất yếu đó là lực Vanđecvan, mà phân tử H2

kh ng có cực, nên chủ yếu là lực khuếch tán. Tương tác trong kim loại kiềm là lực liên kết

kim loại. Do đó sự bay hơi của các kim loại đòi hỏi một năng lượng lớn để thắng tương tác

giữa các nguyên tử. Trái lại sự bay hơi của hiđr xảy ra khi động năng của phân tử đủ để

thắng tương tác khuếch tán, do đó ở nhiệt độ thường hiđro là một chất khí.

39)Tại sao ở nhiệt độ thường hiđrô kém hoạt động hóa học?

Phân tử H2 với lớp vỏ electron của nguyên tử He, có độ bền lớn nên rất khó phân hủy

thành nguyên tử. Nó chỉ phân hủy rõ rệt ở nhiệt độ 2000oC, quá trình phân hủy đó thu nhiều

nhiệt.

H2 = 2 H ∆H°= 436 kJ/mol

Cho nên ở nhiệt độ thường, hiđr kém hoạt động về mặt hóa học, nó chỉ hoạt động ở

nhiệt độ cao khi phân tử H2 đã tách thành nguyên tử.

Do vậy mà hictr mới sinh có tính hoạt động cao hơn hiđr phân tử vì kh ng cần cung

cấp năng lượng để chuyển hictr phân tử thành nguyên tử.

Ví dụ: khí hiđr kh ng có khả năng làm thay đ i mầu dung dịch FeCl3, nghĩa là phản

ứng:

H2 + PeCl3 = FeCl2 + HCl (kh ng xẩy ra)

nhưng khi cho vài hạt Zn vào dung dịch HCl, sau đó cho thêm FeCl3, mầu vàng của dung

dịch FeCl3 bị mất dần:

2 H + FeCl3 = FeCl2 + HCl (dễ xảy ra)

43

40) Hiđrô có thể khử được oxit của những kim loại nào? Tại sao ?

Phản ứng hiđr khử các oxi kim loại:

H2 + MxOy  M + H2O

có ∆G°phản ứng = ∆G° ht H20 -

Để phản ứng xảy ra thì ∆G°phản ứng < 0

=> ∆G° ht HsO -∆G° ht Mxoy < 0

=> AG° ht H20 < AG° ht MxOy

Vậy hiđr chỉ có thể khử được một số oxit kim loại mà biến thiên thế đẳng áp của

oxit kim loại đó cao hơn thế đẳng áp của H2O ở những nhiệt độ nhất định. Với nguyên tắc

đó H2 chỉ có thể khử được oxit kim loại đứng sau Al trong dãy hoạt động các kim loại:

H2 + PbO 250o Pb + H2O

H2 + CuO 350o Cu + H2O

H2 + HgO 100o Hg + H2O

H2 + ZnO 1000o Zn + H2O

4 H2 + Fe304 to 3 Fe + 4 H2O

3.3. Các halogen.

41)Tại sao flo không thế hiện mức oxi hóa dương trong các hợp chất hóa học?

Flo có năng lượng ion hóa rất cao, nên kh ng tồn tại ion flo dương. Còn các halogen

khác có số oxi hóa dương từ +1 đến +7 ở trong các hợp chất với những nguyên tố âm điện

hơn như F, O và N.

44

Nguyên tử của clo (hoặc br m, iốt) còn có những obitan chưa được lắp đầy, do đó có

thể xảy ra các quá trình kích động electron như sau:

Kết quả là tạo ra ba, năm, bảy electron kh ng ghép đ i ứng với các trạng thái hóa trị

3, 5, 7 của halogen. Quá trình kích động đó xảy ra dưới ảnh hưởng của những nguyên tử có

độ âm điện mạnh hơn.

Lớp ngoài cùng của nguyên tử flo kh ng có obitan d, muốn tạo ra trạng thái hóa trị

lớn hơn một ở flo, phải kích động electron từ obitan 2p sang lớp thứ ba, kh ng có nguyên tố

nào có độ âm điện lớn hơn flo để cung cấp năng lượng đủ để thực hiện quá trình kích động

trên, do đó với flo kh ng thể xuất hiện mức oxi hóa dương mà chỉ có thể có hóa trị một.

42)Tại sao năng lượng liên kết của flo lại thấp hơn của clo?

Phương pháp obitan phân tử đã m tả cấu hình electron của phân tử halosen như sau:

*)2

(σs)2 (σs

* )2 ( σz)2 (πx)2 (πy)2 (πx

*)2 (πy

nghĩa là hai nguyên tử halogen liên kết với nhau bằng một liên kết σ. Tuy nhiên trong

các phân tử Cl2, Br2, I2, ngoài liên kết σ còn có một phần của liên kết π tạo nên do cặp

electron tự do của một nguyên tử và obitan d còn trống của nguyên tử khác. Sự hình thành

các liên kết 71 đó đã làm cho phân tử các halogen bền rõ rệt. Trong phân tử flo kh ng có

obitan d nên kh ng có khả

45

năng hình thành liên kết 71, do đó năng lượng liên kết trong phân tử F2 bé hơn Cl2.

F-F Năng lượng liên Kết kJ/mol 159

Cl-Cl 242

Br-Br 192

H14: Đồ thị phụ thuộc năng lượng liên kết vào số thứ tự nguyên tố

I-I 150

Từ clo đến iốt, năng lượng liên kết giảm dần do độ dài liên kết tăng dần.

43) Ái lực electron của flo bé hơn của clo nhưng tại sao trong dung dịch nước, flo có

tính oxi hóa mạnh hơn clo?

Quá trình chuyển X2 -> 2 X' ở trong dung dịch phụ thuộc vào các yếu tố sau:

- Năng lượng phân ly phân tử thành nguyên tử (năng lượng liên kết).

- Ái lực electron đế biến nguyên tử thành X-

- Năng lượng hiđrát hóa của amion X-

F2 Cl2

37 39 Năng lượng liên kết X2 (kcal/mol)

79 84 Ái lực electron X2 -> 2 X (kcal/mol)

Năna; lượng hiđrát hoa của X (kcal/mol) 121 90

2,87 1,36 Thế tiêu chuẩn E°x2,/2X (vôn)

46

Ta thấy với flo mặc dù năng lượng phân ly phân tử thành nguyên tử và ái lực

electron bé hơn clo, nhưng năng lượng hiđrát hóa của ion F- lại lớn hơn nhiều so với ion

Cl-, do đó trong dung dịch nước, flo có tính oxi hóa mạnh hơn clo (flo có thế chuẩn cao

hơn clo).

44) Tại sao flo là chất oxi hóa mạnh nhưng Cu, Fe, Ni, Mg không bị flo ăn mòn ?

Khi một chất rắn phản ứng với một chất khí, thì khả năng phản ứng phụ thuộc vào

cấu trúc của sản phẩm tạo thành. Nếu sản phẩm tạo ra bám chặt vào về mặt của chất rắn, sẽ

ngăn cản phản ứng tiếp diễn.

Muối florua của các kim loại trên đã bám chặt vào bề mặt của kim loại, kh ng cho

flo tiếp tục ăn mòn các kim loại đó.

Vì thế khi điều chế F2 bằng phương pháp điện phân hỗn hợp nóng chảy gồm HF và

KF, thùng điện phân và cực âm làm bằng đồng hoặc bằng thép.

45)Tại sao axit flohiđric lại là axit yếu, tạo ra muối axit trong khi đó các axit HX

của các halôgen còn lại là những axit mạnh, không có khả năng tạo ra muối axit ?

Axit HF HCl HBr HI

Độ phân ly trong dung dịch 0,1N, % 9 92,6 93,5 95

Qua độ phân ly trong dung dịch 0,1 N, axit HC1, HBr, HI đều thuộc những axit

mạnh. Riêng axit HF là axit yếu vì ngoài quá trình phân ly kém của HF gây nên chủ yếu bởi

năng lượng liên kết H - F rất lớn:

HF + H20 ⥨ H3O ++ F- với K = 7.10-4

còn có thêm quá trình kết hợp của ion F- với phân tử HF:

- với K = 5

F + HF ⥨ HF2

-

hoặc dạng t ng quát:

2 HF + H20 ⥨ H30+ + HF2

47

- nên hàm lượng tương đối của ion

Do một phần phân tử HF liên kết tạo ra HE2

H3O+ kh ng lớn, nên dung dịch axit flohiđric có tính axit yếu (K=7.10-4).

2 khi tác dụng

Vì nguyên nhân trên nên trong dung dịch axit flohiđric có các ion HF-

+

với các chất kiềm như NaOH hay KOH, axit HF kh ng tạo nên muối florua trung tính mà

tạo nên muối axit như NaHF2 hay KHE2

46)Tại sao các dung dịch axit HBr và HI không thể để lâu trong không khí ?

Độ bền đối với nhiệt giảm từ HF đến HI do độ dài liên kết tăng và năng lượng liên

kết giảm, nên tính khử của các halogenua (ở trạng thái khí cũng như ở trạng thái dung dịch)

tăng lên từ HF đến HI:

HF hoàn toàn kh ng thể hiện tính khử;

HCL chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh, còn HBr và

nhất là HI có tính khử mạnh nhất.

Các dung dịch HBr và HI vốn là trong suốt và kh ng mầu, nhưng để lâu trong không

khí dung dịch sẽ vàng dần vì bị oxi kh ng khí oxi hóa dần dần giải phóng hal gen tự do:

4 HBr + O2 (kk) = 2 H2O+ 2Br2

4 HI + O2 (kk) = 2 H2 O + 2I2

còn các dung dịch HF và HCL kh ng hề biến đ i. Tương tác của HCl và O2 chỉ xẩy ra ở

trong pha khí khi đun nóng và có mặt chất xúc tác CuCl2

47)Tại sao nước clo, nước Javen, bột tẩy có tác dụng tẩy màu ?

Nước clo là dung dịch clo hòa tan trong nước, thành phần chủ yếu là HCl và HClO.

48

Nước Javen là dung dịch của NaCl và NaClO.

Bột tẩy là hỗn hợp muối bazơ của canxi hipoclorit và muối bazơ kh ng chảy rữa của

canxi clorua:

Ca(ClO) 2 . 2Ca(OH)2 với CaCl2. Ca(OH)2. H20

thường được viết dưới dạng:

Ca(C10)2 + CaCl2. Ca(OH)2. H20

Khi nước Javen và bột tẩy tiếp xúc với CO2, có trong kh ng khí ẩm tạo thành axit

HClO theo phương trình:

NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 + HClO

{ ( ) ( )

( ) ( )

Axit HClO dễ dàng bị phân hủy tạo ra Cl2 và 0-, đã gây ra tác dụng tẩy mầu:

2 HClO = 2HCl + O2

và HC1 + HClO = Cl2 + H20

3.4. Oxi lƣu huỳnh

48)Tại sao oxi có khả năng phản ứng cao ?

Cấu Cấu hình electron của nguyên tử oxi: 1s22s2 2p4

   

2s2 2p4

Theo thuyết liên kết hóa trị thì O2 có cấu tạo:

49

:O : :O : hay O=O

trong đó mỗi nguyên tử O đưa ra 2 electron độc thân của mình để tạo nên hai cặp electron

chung, nghĩa là phân tử O2 có một liên kết kép, kh ng còn electron độc thân.

Nhưng phân tử O2 ở trạng thái khí, lỏng, hay rắn đều có tính thuận từ. Từ tính đó

cho thấy phân tử có electron độc thân, điều đó được giải thích bằng thuyết obitan phân tử.

*)1

Bởi vậy phân tử O2 có cấu hình electron:

1k)2 ( σs

*)2( σz

1k)2( πx

1k)2 (πy

1k)2( πx

*)1( πy

do đó phân tử oxi có cấu tạo:

O (2s22p4) + O (2s22p4)  O2 ( σs

:O˙≡˙O: hay :O ::: O:

Sự có mặt 2 electron độc thân ở obitan phân tử π phản liên kết, đã gây ra khả năng

phản ứng cao của phân tử oxi.

49) Tại sao oxi là nguyên tố có tính phi kim lớn hơn do, nhưng ở điều kiện thường lại

tỏ ra kém hoạt động hơn?

Khoảng cách giữa 2 nguyên tử trong phân tử O2 là 1,21 A°, bé hơn độ dài của liên kết

đơn O - O là 1,48 A°, do đó phân tử O2 rất bền.

Trong phân tử O2, có một liên kết σ và 2 liên kết 3 clectron π (:O˙≡˙O:). Trong phân

tử Cl2 chỉ có một liên kết σ, ngoài ra còn có một phần liên kết π do sự xen phủ bởi các

electron d.

Do đó năng lượng liên kết trong phân tử oxi là 118 kcal/mol, còn với clo là 59

kcal/mol. Vì vậy ở điều kiện thường oxi kém hoạt động hơn clo.

Ở 2000°C phân tử oxi phân ly thành nguyên tử, lúc đó oxi sẽ thể hiện tính hoạt động

hóa học mạnh hơn clo.

50

50)Tại sao O3 có tính oxi hóa mạnh hơn O2?

Phân tử 03 có cấu tạo dạng góc với góc hóa trị là 116,8°. Trong phân tử 03 nguyên tử

Hình 15. Sự hình thành các liên kết trong phân tử O3.

oxi trung tâm ở trạng thái lai hóa sp2.

Ozôn là một chất kh ng bền và dễ phân hủy tách một nguyên tử oxi ra khỏi phân tử,

do đó có tính oxi hóa cao hơn nhiều so với oxi.

O3 ⥨ O2 + O

2O  O2

So sánh thế điện cực của O2 và O3 trong m i trường axit và bazơ:

O3 + 2 H+ + 2e = O2 + H20 E° = +2,07 V

E° = +l,24 V O3 + H20 + 2e = O2+2 0H-

E° = +0,401 V

E° = +1,23 V O2 + 4 H+ + 4e = OH20

O2 + 2H20 + 4e = 40H-

51

Oz n có tính oxi hóa mạnh trong m i trường axit cũng như trong m i trường bazơ và

mạnh hơn O2.

Ví dụ: O3 có thể oxi hóa được Ag ở ngay nhiệt độ thường:

2 Ag + O3 = Ag2 O+ O2

có thể biến sunfua thành sunfát:

PbS + 4 O3 = PbSO4 + 4 O2

Oz n oxi hóa được iođua thành iốt trong m i trường kiềm, trong khi đó chỉ oxi hóa

được I- thành I2 trong m i trường axit.

2 KI + O3 + H2 O= I2 + 2 KOH + O2

51)Tại sao nước đá nhẹ hơn nước lỏng và khi đun nóng chảy nước đá có hiện tượng

co thể tích ?

Bằng liên kết hiđr , các phân tử nước ở trong nước lỏng trùng hợp với nhau tạo thành

những tập hợp phân tử lớn hơn. Trong tinh thể nước đá, mỗi phân tử H2O được bao quanh

bởi 4 phân tử H2Okhác tạo ra hình tứ diện đều. Các nguyên tử oxi liên kết với nhau bằng liền

kết hiđr , mỗi nguyên tử hiđr liên kết với hai nguyên tử oxi và mỗi nguyên tử oxi lại liên kết

với 4 nguyên tử hiđr . Phân tử tập hợp (H2O)5 kh ng được gói ghém với nhau sít sao nên

Hình 16: Liên kết giữa ooxxy và hydro trong tinh thể nước đá

nước đá có cấu tạo rỗng, thể tích lớn, do đó có khối lượng riêng bé hơn 1g/cm3 .

52

Khi nước đá nóng chảy, một phần liên kết hiđr giữa các phân tử nước bị đứt

(khoảng 15%), cấu tạo rỗng bị phá hủy, các phân tử H2O xích lại gần nhau hơn do đó có

hiện tượng co thể tích.

52)Tại sao ở áp suất thường nước có khối lượng riêng lớn nhất ở 4°C ?

Khối lượng riêng của nước phụ thuộc vào nhiệt độ:

Nhiệt độ, °C 0 4 10 20

Khối lượng riêng, g/ml 0,999866 l ,000000 0,999727 0,998230

Như vậy ở áp suất thường khối lượng riêng của nước lớn nhất ở 3,98°c ( 4°C), khi

đun nóng lên trên nhiệt độ đó hoặc làm lạnh xuống dưới nhiệt độ đó, kh i lượng riêng của

nước đều giảm.

Khi tăng nhiệt độ trên 0°C, do hiện tượng co thể tích, nước đá đã chảy nặng hơn nước

đá ở 0°C, nên khối lượng riêng tăng nên. Khi tiếp tục tăng nhiệt độ, một mặt thể tích của

nước tăng lên do khoảng cách giữa các phân tử nước tăng lên một cách bình thường như đối

với mọi chất khác (do đó khối lượng riêng giảm), mặt khác số liên kết hiđr bị đứt thêm, hiện

tượng trùng hợp do đó giảm xuống, thể tích của nước bị co lại (do đó khối lượng riêng tăng).

Trên 4°C quá tăng thể tích của nước chiếm ưu thế, nên khối lượng riêng giảm. Kết hợp cả

hai quá trình tăng và giảm thể tích nên nước có khối lương riêng lớn nhất ở ~ 4°C.

53)Tại sao dung dịch H2O2 loãng lại bền hơn dung dịch đậm đặc và khi đun nóng

hoặc chiếu sáng dung dịch H2O2 lại bị phân hủy mạnh?

53

Quá trình phân hủy 2H2O2 2H2O + O2 có đặc tính dây chuyền. Trong dung dịch

loãng, điều kiện phát triển dây chuyền kém thuận lợi hơn do các phân tử H2O ngăn cản sự

va chạm giữa các gốc và các phân tử H2O2

Khi chiếu sáng hoặc khi đun nóng, đã tạo điều kiện thuận lợi cho quá trình va chạm

và làm cho dây chuyền phân hủy phát triển.

54)Tại sao trạng thái oxi hóa +6 lại đặc trưng hơn đối với lưu huỳnh so với selen và

telu ?

Các nguyên tố S, Se, Te có khả năng xuất hiện mức oxi hóa +4 và +6 vì nguyên tử

của chúng tương đối dễ dàng chuyển thành trạng thái kích thích:

Năng lượng cần tiêu thụ cho quá trình kích thích nguyên tử đã được bù lại bởi năng

lượng thoát ra khi tạo thành liên kết hóa học. Năng lượng liên kết đó giảm dần từ S đến Te

(do bán kính nguyên tử tăng dần) nên độ bền của các hợp chất ứng với mức oxi hóa của các

nguyên tố giảm.

55)Tại sao nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của lưu huỳnh lại rất cao so với nhiệt

độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của oxi ?

Một trong những nguyên nhân làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ s i của từ oxi

đến lưu huỳnh là sự tăng bán kính nguyên tử, tạo điều kiện làm tăng tương tác khuếch tán.

Ngoài ra, phân tử oxi gồm 2 nguyên tử, còn lưu huỳnh ở trạng thái lỏng hay rắn đều có số

nguyên tử lớn hơn (thường là 8 nguyên tử), do đó đối với lưu huỳnh cần phải cung cấp năng

lượng lớn hơn

54

oxi, kh ng những để thắng lực tương tác khuếch tán mà còn phải thắng tương tác giữa các

nguyên tử trong phân tử:

Sα (S tà phương) Sβ (S tà phương) O2

Nhiệt độ nóng chảy: 112,8°c 119,2°C -218,9°C

56) Tại sao ở nhiệt độ thường, lưu huỳnh có tính trơ về phương diện hóa học, nhưng

khi đun nóng lại tỏ ra khá hoạt động ?

Độ âm điện S là 2,5 nên lưu huỳnh là một phi kim hoạt động, nhưng ở điều kiện

thường lại tỏ ra trơ vì phân tử của lưu huỳnh ở dạng trùng hợp mạch khép kín (S8).

57) Tại sao người ta hay dùng axit H2S04 đặc để làm khô các chất ?

Chất có khả năng làm kh cần điều kiện:

- Chất làm kh kh ng có phản ứng với chất được làm kh , chỉ có khả năng phản ứng

với nước hình thành hợp chất hiđrát hóa.

- Áp suất hơi nước trên bề mặt của chất làm kh phải nhỏ hơn áp suất hơi nước trên

bề mặt của chất được làm kh .

Axit H2SO4 có khả năng hấp thụ mạnh hơi nước, nên dùng làm kh các chất. ở nồng

độ nào của H2SO4 cũng đều có khả năng hấp thụ hơi nước, vì áp suất hơi nước trên bề mặt

của dung dịch H2S04 là khá bé kể cả dung dịch 20%. Bảng dưới đây cho thấy áp suất hơi

nước trên bề mặt của dung dịch H2S04 ở các nồng độ khác nhau:

50% 60% 70% 80% 90% 100% Nồngđộ H2S04

P hơi nước (25°C) (mmHg) 5,5 2,5 0,5 0,2 0,01 0,03

Mặc dù vậy người ta hay dùng axit H2S04> 80% để làm kh vì làm kh được lâu.

55

Cũng cần chú ý rằng; axit H2SO4 đặc cũng bị khí H2 khử một phần, do đó kh ng dùng

axit H2SO4 đặc để làm kh khí H2 mà nên dùng P4Ol0.

H2SO4đặc + H2 = SO2+ 2H2O

58)Tại sao khi pha loãng dung dịch H2SO4 đặc lại phải cho từ từ từng giọt axit vào

nước mà không được làm ngược lại ?

Axit H2SO4 tan v hạn trong nước. Quá trình tan phát ra nhiều nhiệt do hiện tượng

hiđrát hóa mạnh các phân tử H2SO4.

Axit H2SO4 đặc nặng hơn nước. Với cùng thể tích như nước, khối lượng của axit

nặng gấp đ i. Khi pha loãng axit phải cho từ từ axit vào nước, nó sẽ chìm xuống đáy nước,

sau đó phân bố đều trong toàn dung dịch, vừa đ vừa khuấy cho nhiệt tỏa dần, nhiệt độ dung

dịch sẽ tăng lên từ từ kh ng làm cho nước s i lên một cách quá nhanh. Nếu làm ngược lại

cho nước vào H2SO4 đặc, nước sẽ n i trên bề mặt axit và s i lên đột ngột, làm bắn tung axit

ra ngoài, có thể gây n .

Ngoài ra khi pha loãng axit, kh ng nên pha trong các bình thủy tinh. Bởi vì với loại

bình thủy tinh thường kh ng chịu được nhiệt sẽ bị vỡ và gây sự cố. Vì vậy chỉ được thực

hiện việc khuấy trộn trong các bình chịu nhiệt.

3.5. Nitơ - phốt pho (N - P).

59)Tại sao nitơ là phi kim hoạt động nhưng ở điều kiện thường lại có tính trơ về

phương diện hóa học ?

Nitơ là một phi kim hoạt động (với độ âm điện là 3,04), nhưng ở điều kiện thường lại

lk)2.

có tính trơ về phương diện hóa học vì phân tử N2 có liên kết ba (:N = N:).

lk)2 ( 2/)2 ( 7

ỉk)2 (x

lk)2 (y

Cấu hình electron của phân tử N2: ( 2s

56

năng lượng liên kết ba trong phân tử N2 là 942 kJ/mol, do đó liên kết bền vững, phân tử khó

bị phá hủy thành nguyên tử nên ở điều kiện thường N2 là chất Trơ. Ở 3000°C chỉ mới có

0,1% số phân tử phân ly thành nguyên tử.

Muốn cho N2 tác dụng với chất nào đó, cần phải phá vỡ hay ít ra phải làm suy yếu

liên kết trong phân tử N2, bằng những tác nhân khác nhau như đun nóng ở nhiệt độ cao,

phóng điện, chất xúc tác... lúc đó N2 sẽ thể hiện đầy đủ hoạt tính của nó.

60) Tại sao phân tử NO2 có khả năng trùng hợp thành phân tử đime N2O4?

Trong phân tử NO2, nguyên tử nitơ ở trạng thái lai hoa sp2 (nhờ các obitan 2s, 2px,

Hình 17: Sự hình thành các liên kết trong phân tử NO2.

2py).

Trong ba obitan lai hoa sp2 thì:

- Một obitan lai hóa có 1 cặp electron tạo ra liên kết "cho nhận" với một nguyên tử

oxi.

57

- Một obitan lai hóa chỉ có l electron sẽ xen phủ với một obitan 2px của một nguyên

tử oxi còn lại tạo ra liên kết .

- Một obitan lai hóa chỉ có 1 electron tự do chưa sử dụng. Ngoài ra, còn có một electron ở obitan 2pz kh ng lai hóa của nguyên tử N, nằm

thẳng góc với mặt phẳng phân tử, xen phủ với một obitan 2pz cũng có một electron của một

nguyên tử O tạo ra liên kết  kh ng định vị.

Như vậy, phân tử NO2 được m tả theo các hình dưới đây:

Do có một electron chưa ghép đ i nên NO2 có khả năng trùng hợp tạo ra phân tử

N2O4

61)Tại sao HNO3 tinh khiết là chất lỏng không màu nhưng trong thực tế thường có

màu vàng ?

Axit nitric ở dạng tinh khiết kém bền, dễ bị phân hủy dưới tác dụng của ánh sáng và

nhiệt tạo ra NO2:

4 HNO3 = 2 N2O5 + 2 H2O

2 N2O5 = 4 NO2 + O2

và 2 N2O5 = 2 N2O4 + O2

NO2 sinh ra lại tan vào HNO3 làm cho chất lỏng có màu vàng.

58

62)Tại sao không thể chưng cất dung dịch axit loãng để điều chế HNO3rất đặc 98% ?

Nhiệt độ s i của dung dịch HN03 phụ thuộc vào thành phần phần trăm của HNO3

trong dung dịch đó:

100 94,1 86,0 68,4 65,3 47,5 24,8 %HN03

Nhiệt độ sôi; °C 86 99 115 122 119 113 104

Từ đó ta thấy nhiệt độ s i cao nhất là 122°C ứng với nồng độ HNO3 là 68,4%. Khi

chưng cất dung dịch loãng hơn thì trước hết nước bay hơi, đến khi nồng độ HNO3 là 68,4%

thì dừng lại, mặt khác khi chưng cất dung dịch HNO3 đậm đặc thì HNO3 bay hơi cùng với ít

nước, nồng độ HNO3 giảm dần đến 68,4% thì dừng lại ứng với nhiệt độ 122°C Nếu lúc đạt

đến nồng độ 68,4%, tiếp tục đun nóng thì cả HNO3 và H2O đều cùng bay hơi và nhiệt độ s i

kh ng đ i cho đến khi bay hơi hết, như vậy HNO3 tạo ra với H2O một hỗn hợp đồng s i

chứa 68,4% axit và s i ở 122°C Vì vậy kh ng thể chưng cất dung dịch axit loãng để điều

chế HNO3 rất đặc 98%.

Loại axit đó có thể điều chế bằng cách cho H2O hay HNO3 loãng tác dụng với N204

lỏng và oxi dưới áp suất cao khoảng 50 at.

2 N2O4 + O2 + 2 H2O = 4 HNO3

63)Tại sao khi các chất tác dụng với HNO3 đặc thường tạo ra khí NO2 với HNO3

loãng thường tạo ra khí NO ?

Axít nitric tác dụng với chất khử sản phẩm phản ứng phụ thuộc vào nồng độ của axit,

nhiệt độ của quá trình và bản chất của chất khử.

Sản phẩm lúc đầu của quá trình khử axit nitric đặc có lẽ là NO2, HN02, NO, axit HN02

kh ng bền, bị phân hủy lại tạo ra NO và N02 theo phản ứng:

2 HNO 2 = NO + NO2 + H2O

59

NO2 tác dụng với H2O theo phản ứng thuận nghịch:

3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO

HNO3 càng đặc, cân bằng chuyển dịch về phía tạo ra NO2, do đó khi các chất tác

dụng với HNO3 đặc thường tạo ra khí NO2.

HNO3 loãng, cân bằng chuyển dịch về phía tạo ra NO, do đó khi các chất tác dụng

với HNO3 loãng thường tạo ra khí NO.

Với kim loại như Fe, Co, Ni tác dụng với HNO3 loãng hơn có thể tạo ra sản phẩm

+).

chính là N2 ; với axit HNO3 loãng thì các kim loại hoạt động hơn như Mg, Zn sẽ khử đến

amoniac (ở dạng NH4

Khi axit HNO3 rất loãng (nồng độ dưới 2 M) tác dụng với kim loại hoạt động giải

phóng hiđr , chẳng hạn nồng độ 1-2% ( 0,3M) tác dụng với Mg và Mn giải phóng H2.

Mg + 2HNO3 (0,3M) = Mg(NO3)2 + H2

Mn + 2HNO3 (0,3M) = Mn(NO3)2 + H2

Lúc này, khả năng oxi hóa của ion H3O+ đóng vai trò chủ yếu.

64)Tại sao p trắng có nhiệt độ nóng chảy thấp hơn p đỏ và tại sao p trắng ở dạng tinh

thể còn p đỏ lại là chất vô định hình ?

Phân tử của p trắng gồm 4 nguyên tử (P4) còn p đỏ có số nguyên tử nhiều hơn (Pn),

do đó kích thước phân tử của P trắng bé hơn P đỏ, vì vậy p trắng có nhiệt độ nóng chảy thấp

(Tnc của P trắng là 44°C, P đỏ là 600°C).

Sự hình thành chất rắn v định hình phụ thuộc vào kích thước phân tử chất đó. Với

chất có phân tử khối thấp thì trạng thái v định hình kh ng phải là trạng thái đặc trưng, phân

tử của các chất loại này có độ di động lớn vì có kích thước bé, khi làm lạnh dễ thay đ i sự

định hướng của nó so với phân tử lân cận, nên dễ dàng sắp xếp thành mạng tinh thể. Với chất

có phân tử khối

60

cao thì có độ di động của phân tử bé hơn (do kích thước lớn), mặt khác khi kết tinh các chất

này phải thay đ i dạng của phân tử, vì vậy những chất có phân tử khối cao gồm những phân

tử có độ dài khác nhau nên rất khó kết tinh thành tinh thể.

P đỏ có cấu trúc polime nên khi làm lạnh kh ng thể chuyển sang dạng tinh thể mà ở

dạng v định hình.

65) Tại sao ở điều kiện thường nitơ là chất khí nhưng P lại là chất rắn và P lại hoạt

động mạnh hơn nitơ ?

Kích thước phân tử của N2 bé hơn phốtpho, hơn nữa phân tử của ph tpho gồm một số

lớn nguyên tử, do đó năng lượng tương tác giữa các phân tử N2 bé hơn phốtpho, vì vậy nhiệt

độ nóng chảy và nhiệt độ s i của N2 thấp hơn nhiều so với phốt pho.

Tnc (°C) Ts(oC)

-210 -195,8 N2

44 287 P4(P trắng)

Muốn chuyển từ trạng thái rắn sang trạng thái hơi, cần cung cấp năng lượng để thắng

lực tương tác giữa các phân tử. Năng lượng tương tác giữa các phân tử N2 bé hơn nên dễ

chuyển thành hơi, vì vậy ở điều kiện thường N2 là chất khí.

Mặc dù độ âm điện của ph tpho (là 2,1) bé hơn của nitơ (là 3,0) nhưng ở điều kiện

thường lại hoạt động mạnh hơn nitơ vì bình thường nitơ và ph tpho ở dưới dạng phân tử N2

và P4, liên kết P - P trong phân tử P4 kém bền hơn nhiều (năng lượng trung bình là ~ 200

kJ/mol), so với liên kết N - N trong phân tử N2 (942 kJ/mol). Hơn nữa nguyên tử P có obitan

3d nên electron dễ bị kích động từ 3s2 3p3 lên 3d tạo ra năm electron kh ng ghép đ i hình

thành năm electron liên kết cộng hóa trị.

61

3.6. Cacbon - Silic (C - Si).

66)Tại sao than có khả năng hấp phụ nhưng kim cương không có khả năng đó? Tại

sao khí nào càng khó hóa lỏng thì càng khó bị hấp phụ và khi nhiệt độ tăng khả năng hấp

phụ lại giảm?

Than và một số chất rắn khác có khả năng giữ được trên bề mặt của chúng những

chất khí, hơi, chất hòa tan gọi là sự hấp phụ.

Trong than có nhiều mạch xốp, nên diện tích tiếp xúc lớn (1 gam than có t ng diện

tích tiếp xúc bề mặt khoảng 100 m2). Kim cương kh ng có mạch xốp nên kh ng có khả

năng đó.

Trạng thái tập hợp của các chất khí khi bị hấp phụ trên bề mặt của chất rắn được coi

là trạng thái trung gian giữa trạng thái khí và trạng thái lỏng, do đó những khí dễ hóa lỏng là

những chất mà phân tử dễ gần nhau hơn để chuyển sang trạng thái lỏng nên cũng dễ chuyển

sang trạng thái hấp phụ.

Sự hấp phụ là một quá trình tỏa nhiệt, cân bằng hấp phụ tuân theo nguyên lý Lơ

Satơlie, do đó khi nhiệt độ tăng khả năng hấp phụ giảm.

67)Tại sao CaCO3 lại tan được trong dung m i bão hòa khí CO2 và dung (lịch

Ca(HCO3)2 khi thêm NaOH lại tạo ra kết tủa ?

2-

Giữa kết tủa và dung dịch có tồn tại cân bằng tan:

2- bị thủy phân:

CaCO3 Ca2++ CO3

Ion CO3

2- +H2O HCO3 - + OH-

CO3

Khi cho CO2 đi qua dung dịch, tạo thành axit và làm tăng nồng độ ion H3O+, tạo điều

kiện cho cân bằng thủy phân chuyển sang phải, tạo dung dịch muối tan Ca(HCO3)2, ngược lại

khi tăng nồng độ OH- , cân bằng chuyển sang

62

trái, tạo ra kết tủa CaCO3, do vậy khi cho NaOH vào dung dịch Ca(HCO3)2 sẽ tạo ra kết tủa.

68)Tại sao silic đioxit lại có nhiệt độ nóng chảy rất cao so với cacbon đioxit ?

Tuy silic đioxit và cacbon đioxit có c ng thức phân tử giống nhau, cacbon và silic

cùng có tính chất tương tự nhau, nhưng cấu tạo phân tử của C02 và Si02 khác nhau.

CO2 có cấu tạo đường thẳng O = C = O ứng với trạng thái lai hóa sp của nguyên tử

cacbon. Trái lại, SiO2có cấu tạo tứ diện (giống kim cương) ứng với trạng thái lai hóa sp3 của

nguyên tử silic. Trong tinh thể SiO2, nguyên tử Si nằm ở tâm của hình tứ diện, liên kết cộng

hóa trị với 4 nguyên tử oxi nằm ở 4 đỉnh của tứ diện đó, như vậy, mỗi nguyên tử oxi liên kết

với hai nguyên tử silic ở 2 tứ diện cạnh nhau và tính trung bình cứ trên một nguyên tử Si có 2

nguyên tử O và c ng thức kinh nghiệm của silic đioxit là SiO2. Do đó, SiO2 ở dạng polime

với cấu trúc 3 chiều, nên quá trình nóng chảy có liên quan đến quá trình cắt đứt liên kết hóa

học; còn CO2 ở trạng thái rắn tạo ra tinh thể phân tử, quá trình nóng chảy kh ng liên quan

đến sự cắt đứt liên kết hóa học trong phân tử CO2 nên silic đioxit có nhiệt độ nóng chảy rất

cao so với cacbon đioxit.

Cũng vì vậy mà ở điều kiện thường CO2 là chất khí, nhưng Si02 là chất rắn.

69)Tại sao ainoniac sôi ở nhiệt độ cao hơn so với phôtphin, nhưng mêtan lại sôi ở

nhiệt độ thấp hơn so với silan?

NH3 PH3 CH4 SiH4

Nhiệt độ s i (°C) -33,35 -87,4 -162 - 112

63

Các phân tử mêtan và các phân tử silan tương tác với nhau bằng lực Vanđecvan,

liên kết C - H và Si - H là liên kết kh ng cực, nên tương tác giữa các phân tử mêtan và

giữa các phân tử silan với nhau chủ yếu là tương tác khuếch tán. Từ CH4 đến SiH4 năng

lượng tương tác khuếch tán tăng lên do sự tăng bán kính nguyên tử từ C đến Si và sự giảm

độ phân cực của liên kết trong phân tử, nên nhiệt độ s i tăng lên. Do đó silan s i ở nhiệt

độ cao hơn so với mêtan.

Trong phân tử PH3, liên kết P - H cũng là liên kết kh ng cực, do đó tương tác giữa

các phân tử PH3 là tương tác khuếch tán. Còn tương tác giữa các phân tử NH3 kh ng chỉ là

tương tác khuếch tán mà còn có tương tác định hướng, ngoài ra giữa các phân tử NH3 còn

có lực liên kết hiđr . Do đó amoniac s i ở nhiệt độ cao hơn so với phốtphin.

70)Tại sao kim cương là chất cách điện, còn graphit (than chì) là chất dẫn điện ?

Kim cương và than chì là hai dạng thù hình của cacbon, có tính chất rất khác nhau

vì có kiến trúc khác nhau.

Kim cương: Tinh thể kim cương thuộc hệ lập phương. Trong tinh thể, mỗi nguyên

tử cacbon ở trạng thái lai hóa sp3 liên kết cộng hóa trị với bốn nguyên tử cacbon khác bao

quanh kiểu hình tứ diện:

Hình 18: Kiến trúc tinh thể của kim cương

Cácbon

64

Tinh thể kim cương có mạng lưới nguyên tử điển hình. Toàn bộ tinh thể có kiến trúc

rất đều đặn cho nên thực tế tinh thể là một phân tử kh ng lồ, vì vậy chúng đặc biệt cứng.

Kim cương kh ng dẫn điện vì tất cả các electron hóa trị đều được liên kết bền vững

trong liên kết C - C.

- Than chì: Có kiến trúc lớp, trong đó mỗi nguyên tử cacbon ở trạng thái lai hóa sp2,

liên kết cộng hóa trị với ba nguyên tử cacbon bao quanh cùng nằm trong một lớp tạo thành

vòng 6 cạnh, những vòng này liên kết với nhau thành một lớp v tận.

Hình 19: Cấu tạo của lớp than chì

Cácbon

Sau khi tạo thành liên kết, mỗi nguyên tử cacbon còn có một electron trên obitan 2p

không lai hóa sẽ tạo nên liên kết  với một trong ba nguyên tử cacbon bao quanh, tạo ra liên

kết  kh ng định vị trong toàn lớp tinh thể. Do đó khác với kim cương, than chì là chất dẫn

điện.

65

§4. KIM LOẠI

4.1. Đại cƣơng về kim loại.

71) Tại sao đối với kim loại khi nhiệt độ tăng, độ dẫn điện giảm? đối với chất bán dẫn

nhiệt độ tăng, độ dẫn điện tăng?

Theo thuyết vùng năng lượng, thì năng lượng của electron trong chất rắn phân chia

thành các vùng năng lượng khác nhau. Vùng năng lượng chứa các electron gây ra liên kết

hóa học gọi là vùng hóa trị. Vùng tự do có mức năng lượng cao hơn, phân bố phía trên vùng

hóa trị gọi là vùng dẫn. Phụ thuộc vào cấu trúc của nguyên tử và mạng tinh thể mà hai vùng

đó có thể xen phủ vào nhau hoặc kh ng xen phủ vào nhau, nghĩa là cách nhau một khoảng

năng lượng AE nào đó, khoảng cách này được gọi là vùng cấm.

Trong tinh thể kim loại xảy ra sự xen phủ của hai vùng hóa trị và vùng dẫn, trong

chất bán dẫn vùng cấm có E vào khoảng 0,1 - 3eV, còn trong chất điện m i E vào khoảng

Hình 20: Vùng hóa trị và vùng dẫn trong kim loại (a); trong chất bán dẫn (b) và trong chất điện

môi (c).

lớn hơn 3 eV (hình 20).

Như vậy: Trong kim loại electron chuyển từ vùng hóa trị lên vùng dẫn rất dễ dàng,

khi nhiệt độ tăng làm tăng dao động của mạng tinh thể, ngăn cản

66

Hình 21. Sự phụ thuộc độ dẫn điện của kim loại vào nhiệt độ. a) Sự thay đ i độ dẫn điện khi thay đ i nhiệt độ b) Sự thay đ i độ dẫn điện của một số kim loại ở gần kh ng độ tuyệt đối.

quá trình chuyển động của electron lên vùng dẫn, do đó độ dẫn điện của kim loại giảm (hình 21).

Một số kim loại lại có tính chất đặc biệt là ở nhiệt độ rất thấp, gần kh ng độ tuyệt

đối, thì khi hạ nhiệt độ, độ dẫn điện tăng lên liên tục và sau đó tăng đột ngột đến v cực

nghĩa là chuyển sang tính siêu dẫn, vì ở gần 0°K, mạng tinh thể kh ng dao động, tạo điều

kiện cho các electron biến vị.

Đối với chất bán dẫn có E lớn hơn (0,1 - 3eV) electron di chuyển từ vùng hóa trị lên

vùng dẫn khó hơn. Vì vậy ở điều kiện bình thường độ dẫn điện kém, khi nhiệt độ tăng sẽ

cung cấp thêm năng lượng cho electron, nên electron chuyển lên vùng dẫn dễ dàng hơn, do

đó độ dẫn điện của chất bán dẫn tăng.

72)Tại sao kim loại có vẻ sáng đặc biệt và tại sao một số kim loại lại có mầu đặc

trưng ?

Ánh sáng trắng trong vùng nhìn thấy gồm bảy tia đơn sắc: đỏ, da-cam, vàng, lục, lam,

chàm, tím. Nếu một chất có khả năng hấp thụ toàn bộ tia sáng trong vùng nhìn thấy thì chất

đó có mầu đen, nếu phản xạ lại toàn bộ các tia

67

sáng này thì chất đó có mầu trắng, nếu hấp thụ một số các tia sáng thì chất đó có mầu.

Trong tinh thể kim loại, các electron có khả năng hấp thụ năng lượng ánh sáng để

chuyển lên mức năng lượng cao hơn trong vùng hóa trị hoặc vùng dẫn điện, và sau đó lại

phát ra năng lượng để trở về mức năng lượng thấp hơn. Quá trình đó chủ yếu xảy ra trên bề

mặt tinh thể kim loại và phản xạ lại toàn bộ tia sáng trong vùng nhìn thấy, do đó kim loại có

mầu trắng bạc và có ánh kim.

Tuy nhiên, quá trình phản xạ có trường hợp kh ng đồng đều đối với mọi tia, do kim

loại đã hấp thụ một số các tia sáng trong vùng nhìn thấy, nên một số kim loại đó có mầu đặc

trưng. Ví dụ: kim loại đồng có mầu đỏ, kim loại vàng có mầu vàng.

73)Tại sao liti có tính kim loại yếu nhất trong nhóm 1A, nhưng trong dãy thế điện cực

liti xếp trước các kim loại kiềm khác?

Trong nhóm kim loại kiềm, năng lượng ion hóa giảm dẫn từ liti đến xezi, tính kim

Tính kim loại tăng

loại tăng dần từ liti đến xezi.

nhưng trong dãy hoạt động hóa học (xếp theo thứ tự thế điện cực tiêu chuẩn) thì liti được xếp

trước các kim loại kiềm khác.

Khi nói đến năng lượng ion hóa của một nguyên tố là nói đến năng lượng cẩn thiết để

tách electron ra khỏi nguyên tử tự do, còn nói đến hoạt động hóa học của một kim loại là liên

quan đến đơn chất kim loại.

Dãy hoạt động hóa học của kim loại, tức là dãy thế điện cực tiêu chuẩn phụ thuộc vào

ba yếu tố:

68

- năng lượng mạng lưới

- năng lượng ion hóa

- năng lượng hyđrát hóa.

Tuy năng lượng ion hóa giảm dần từ liti đến xêzi, nhưng năng lượng hyđrát hóa của

ion liti lớn hơn rất nhiều so với trường hợp các ion khác trong nhóm (đó là do kích thước của

ion liti nhỏ hơn nên liên kết bền hơn với các phân tử nước hyđrát hóa), nên có thế điện cực

thấp.

Ion Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+

Năng lượng hyđrát hóa (kcal/mol) +112 +93,8 +82 +77 +71

Vì vậy mà, mặc dù liti có tính kim loại yếu nhất trong nhóm kim loại kiềm (có năng

lượng ion hóa lớn nhất), nhưng quá trình chuyển từ kim loại rắn sang trạng thái ion hiđrát

hóa vẫn thuận lợi hơn về mặt năng lượng so với các kim loại kiềm khác.

74)Tại sao Cu (đứng sau H2 trong dãy thế điện cực) lại đẩy được H2 ra khỏi axit yếu

HCN và Ag lại đẩy được H2 ra khỏi dung dịch HI 1N?

Nguyên tắc chung những kim loại đứng trước hiđr trong dãy thế điện cực và muối

tạo ra phải tan trong nước thì kim loại đó tan được trong axit kh ng có tính oxi hóa. Chẳng

hạn khi cho Pb tác dụng với H2SO4 loãng, phản ứng sẽ nhanh chóng dừng lại, vì tạo ra

PbSO4 khó tan (Tt = 1,6.l0-8) bám vào bề mặt thanh chì.

Tuy nhiên có những trường hợp đã kh ng tuân theo nguyên tắc đó, ví dụ như Cu đứng

sau H2, trong dãy thế điện cực nhưng lại giải phóng H2 khỏi dung dịch axit HCN là axit yếu

(K = 2.l0-4) vì đã tạo ra ion phức xiano của Cu(I).

69

2 Cu + 2 H+ = 2 Cu+ + H2 

Cu+ + 3 CN- = [Cu(CN)3]2-

hoặc Ag đứng sau H2 cũng đẩy được H2 khỏi dung dịch HI 1N.

2 Ag + 2 HI = 2 AgI + H2 

do tích số tan của AgI rất bé:

TAgI = 8,3 . l0-17

Axit HI 1 N => [I-] = 1 iong/1.

AgI Ag+ + I-

=> [Ag+] . [I-] = 8,3 . l0-17 => [Ag+] = 8,3 . l0-17 (iong/1).

lg(8,3 . l0-17) EAg+/Ag = E° +

{



EAg+/Ag = 0,8 + (-0,903) = - 0,103 V

E > 0 phản ứng xảy ra.

Vậy Ag tác dụng được với HI 1N.

75)Tại sao gang và thép - cacbon dễ bị gỉ khi để trong không khí ẩm ?

Khi để gang và thép trong kh ng khí ẩm, trên bề mặt của chúng được phủ một lớp

mỏng dung dịch chất điện ly (do quá trình hòa tan các khí như CO2, SO2, H2O...).

70

Tại các vết nút rạn, gang và thép được coi là nhúng trong dung dịch chất điện ly,

hình thành hàng triệu cặp pin Fe - Fe3C trong đó Fe là cực âm, còn các đốm Fe3C là cực

dương. Theo nguyên tắc chung là khi xảy ra quá trình ăn mòn điện hóa thì cực âm bị phá

hủy, cực dương được bảo vệ. Kết quả là sắt bị phá hủy tạo ra ion Fe2+ tan vào dung dịch,

còn khí H2, thoát ra tại các đốm Fe3C.

Các tạp chất khác như Si, C (than chì) có trong gang cũng đóng vai trò của cực

dương.

4.2. Kim loại kiềm.

76)Tại sao các kim loại kiềm lại mềm, nhẹ, dễ nóng chảy ?

Các kim loại kiềm chỉ có một electron hóa trị do đó liên kết kim loại trong mạng

tinh thể của các kim loại kiềm là liên kết yếu (lực liên kết tỉ lệ với số các electron hóa trị

Bảng 7: Hằng số lý học quan trọng nhất của kim loại kiềm

tham gia liên kết). Vì vậy mà các kim loại kiềm mềm, dễ cắt, có nhiệt độ nóng chảy thấp.

Nhiệt độ nóng Nhiệt độ s i Khối lượng Nguyên tố chảy (oC) riêng (oC) (oC)

Li 180 1317 0,35

Na 98 883 0,97

K 64 760 0,86

Rb 39 689 1,35

Cs 29 666 1,87

Liên kết trong mạng tinh thể càng yếu khi bán kính nguyên tử của kim loại kiềm

càng tăng. Khi chuyển từ Li đến Cs, bán kính nguyên tử tăng, làm giảm lực liên kết, do đó

xêzi là chất mềm nhất, còn liti thì cứng hơn. Cũng do

71

vậy mà nhiệt độ nóng chảy giảm dần. Cần chú ý là các kim loại kiềm đều có cấu trúc tính thể

giống nhau là kiểu lập phương tâm khối.

Do khối lượng riêng bé nên các kim loại kiềm đều nhẹ, kim loại Li, Na, K n i trên

mặt nước, Li n i cả trên dầu hỏa.

77) Tại sao các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao, nhưng còn kém hơn so với Ag, Cu,

Au ?

Độ dẫn điện cao của các kim loại kiềm phù hợp với thuyết vùng vì các kim loại

kiềm có vùng s chỉ mới bị chiếm bởi một nửa số electron tối đa (ns1) (hình 22).

Khi kích thích kh ng đáng kể thì các electron ở trong vùng hóa trị chuyển sang các

obitan phân tử trống có năng lượng cao hơn chút ít ở trong cùng một vùng obitan phân tử s,

nhờ thế electron có thể chuyển động hỗn loạn trong vùng năng lượng kh ng bị chiếm hoàn

toàn này. Dưới tác động của điện trường ngoài, các electron sẽ chuyển động theo phương

Hình 22: Sự tạo thành các vùng năng lượng ns và np trong kim loại kiềm. Nguyên nhân làm cho độ dẫn điện của kim loại kiềm vẫn thấp hơn Ag, Cu, Au là khối

của trường ngoài và phát sinh ra dòng điện.

lượng riêng tương đối bé của chúng. Nếu lấy độ dẫn điện của Hg làm đơn vị, thì độ dẫn điện

của Li và 11; Na là 21; của K là 14; của Rb là

72

8 và Cs là 5. Nhưng với Ag là 59; của Cu là 56,9; của Au là 39,6, điều đó kh ng có nghĩa là

các kim loại kiềm hoạt động kém hơn Cu, Ag, Au.

Hoạt tính hóa học của kim loại phụ thuộc vào khả năng tách electron hóa trị, còn độ

dẫn điện phụ thuộc vào số nguyên tử kim loại trong mạng tinh thể, nói cách khác phụ thuộc

vào số nguyên tử có trong 1cm3 kim loại ở trạng thái rắn. Có thể tính số nguyên tử kim loại

trong 1cm3 ở trạng thái rắn như sau:

Khối lương một nguyên tử Li = = 1,16.l0-23 gam.

= 4,5.1022 nguyên tử Li.

Số nguyên tử Li trong 1cm3:

So với Ag:

= 1,16.1023 gam.

Khối lương một nguyên tử Ag =

= 5,8 .1022 nguyên tử Ag (DAg = 10,5 g/cm3).

Số nguyên tử Ag trong 1cm3:

Như vậy, trong 1m3 kim loại ở trạng thái rắn, số nguyên tử Ag lớn hơn số nguyên tử

Li, nên độ dẫn điện của Ag lớn hơn Li.

Cũng tương tự như vậy, có thể giải thích nguyên nhân kim loại Na có độ dẫn điện cao

hơn các kim loại kiềm khác.

78) Tại sao các kim loại kiềm dễ dàng tạo ra các peoxit, còn liti không có khả năng

đó ?

Quá trình tạo ra các peoxit hay supeoxit dễ hay khó phụ thuộc vào kích thước và năng

lượng ion hóa của các kim loại.

73

Vì ái lực electron của phân tử oxi tương đối bé bằng0,87eV (ái lực electron của

nguyên tử oxi là 1,46 eV), nên phân tử oxi kh ng có khả năng kết hợp electron của một số

kim loại.

Với các kim loại kiềm có thế ion hóa bé hơn và kích thước lớn hơn so với các kim

loại khác, do đó có thể chuyển các electron hóa trị của mình cho phân tử oxi, chẳng hạn

Na2O2.

hình thành phân tử ion Na2O2.

Nguyên nhân trên đã gây ra khả năng chuyển hóa electron hóa trị của hai nguyên tử

Na cho phân tử oxi, để tạo ra ion

Với liti, kh ng có khả năng đó, vì thế ion hóa của liti khá cao, kích thước lại bé nên

phân tử oxi kh ng thể hút electron của Li về phía mình.

79). Tại sao trong các hydroxit kim loại kiềm chỉ có LiOH là có khả năng nhiệt phân

tạo ra oxit Li2O?

Ion Li+ chỉ có 2 electron và kích thước bé nên dễ hút nguyên tử oxi từ OH- ở trong

LiOH về phía mình. Còn các ion kim loại kiềm khác có 8 electron ở lớp ngoài cùng, kích

thước lại lớn nên khả năng trên rất khó xảy ra.

4.3. Kim loại kiềm th

80) Tại sao các kim loại kiềm thổ có thế ion hóa thứ hai lớn hơn thế ion hóa thứ nhất

(I2 > I1), nhưng lại tạo ra dạng ion M2+ dễ dàng hơn dạng M+? Tại sao các kim loại kiềm thổ

có thế ion hóa lớn hơn thế ion hóa của kim loại kiềm nhưng thế điện cực lại tương đương?

Năng lượng ion hóa thứ hai lớn hơn nhiều so với năng lượng ion hóa thứ nhất cho

thấy hình như các kim loại kiềm th dễ tạo nên ion M+. Nhưng trên thực tế, nhiều phản ứng

được thực hiện trong dung dịch tạo ra ion M2+, cho nên nhiệt hidrat hóa rất cao của các ion

M2+ (bảng 8) đủ bù cho năng

74

lượng ion hóa cao làm cho nguyên tử kim loại kiềm th dễ mất 2 electron hóa trị biến thành

ion M2+.

Bảng 8: Năng lượng ion hóa I1 ,I2 và nhiệt hiđrát hóa của cation M2+ kim loại kiềm thổ.

Năng lượng ion hóa I, eV Nhiệt hiđrat hóa của cation M2+ Nguyên tố I1 ∆H,KJ/mol

Be Mg 9,32 7,64 I2 18,21 15,03 -2472 -1907

Ca 6,11 11,87 -1577

Sr 5,96 10,93 -1430

Ba 5,21 9,95 -1288

Ra 5,28 10,10 -

Mặc dù năng lượng ion hóa của kim loại kiềm th lớn hơn kim loại kiềm, nhưng

năng lượng hiđrát hóa của ion kim loại kiềm th M2+ lớn hơn nhiều so với kim loại kiềm (vì

ion M2+ có điện tích lớn hơn và bán kính bé hơn) nên cân bằng M M2+ + 2 e dễ dàng bị

chuyển dịch sang bên phải. Vì vậy thế điện cực của kim loại kiềm th có giá trị tương đương

với kim loại kiềm.

81)Tại sao kim loại kiềm có khả năng tạo ra phân tử M2 ở trạng thái hơi, nhưng kim

loại kiềm thổ lại không có khả năng đó ?

Ở trạng thái hơi, phân tử của các kim loại kiềm gồm hai nguyên tử M2. Chúng có thể

được hình thành do tạo ra liên kết cộng hóa trị từ electron ns1 (các obitan nguyên tử ns chưa

được ghép đ i).

75

Các kim loại kiềm th kh ng có khả năng trên vì muốn tạo ra phân tử M2,các

nguyên tử kim loại kiềm th phải thường xuyên ở trạng thái kích thích s2  sp.

Tuy nhiên năng lượng được tạo ra khi hình thành liên kết giữa hai nguyên tử kh ng

đủ bù lại cho năng lượng cần cung cấp để gây ra trạng thái kích thích. Vì vậy các kim loại

kiềm th kh ng tạo ra dạng phân tử M2.

82)Tại sao nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và độ cứng của các kim loại kiềm thổ lại

cao hơn kim loại kiềm ?

Mỗi nguyên tử kim loại kiềm th đều có 2 electron liên kết, nên liên kết trong mạng

tinh thể của chúng bền hơn trong mạng tinh thể của kim loại kiềm, do đó kim loại kiềm th

có độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ s i cao hơn các kim loại kiềm.

Tuy nhiên sự biến đ i nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ s i kh ng theo một chiều như

trong kim loại kiềm vì các kim loại kiềm th có kiến trúc tinh thể khác nhau, nên năng lượng

mạng lưới khác nhau.

Be, Mg và CaB có mạng lưới lục phương, Caa và Sr lập phương tâm diện, còn Ba, lập

phương tâm khối.

83)Tại sao các kim loại kiềm thổ có độ dẫn điện cao mặc dù vùng năng lượng ns

(vùng hóa trị) trong tinh thể đã được lấp đầy ?

Trong tinh thể kim loại kiềm th , năng lượng các vùng ns và np được xen phủ vào

nhau tạo thành vùng chưa có đủ electron (hình 23).

Dưới tác dụng của trường ngoài, các electron sẽ chuyển động lên vùng trống; làm cho

vùng bị chiếm hoàn toàn thành vùng dẫn điện. Do đó các kim loại kiềm th có tính dẫn điện

cao.

76

24. Sự tạo thành các vùng năng lượng ns và np trong kim loại kiềm thổ

4.4. Nhôm (AI).

84) Nhôm là kim loại hoạt động nhưng tại sao lại bền trong không khí?

Trong kh ng khí, nh m bị phủ một màng oxit mỏng, chiều dầy khoảng 0,00001 mm

nên nh m kh ng tác dụng với nước khi nguội và đun nóng, kh ng tác dụng với dung dịch

loãng của axit ph tphoric và axit axetic. Chính lớp màng oxit này giữ cho nhôm khỏi bị

kh ng khí ăn mòn sâu hơn, do đó bề mặt của nh m bị xám lại.

85) Tại sao AlCl3 ở trạng thái rắn dẫn điện tốt hơn ở trạng thái nóng chảy ?

Vì AlCl3 ở trạng thái rắn có cấu tạo ion, còn ở trạng thái nóng chảy có phần chuyển

sang dạng phân tử đi me A12C16.

Dạng phân tử đi me Al2Cl6 có cấu hình kh ng gian gồm có hai nhóm tứ diện đều

AlCl4 nối với nhau qua một cạnh chung (hình 24).

77

Hình 24: Cấu tạo của phân tử Al2Cl6

Liên kết cầu nối giữa Cl và hai nguyên tử nh m Al – Cl - Al, trong đó có liên kết

cộng hóa trị do sự ghép chung electron của nguyên tử clo và nguyên tử nh m, liên kết còn

lại là liên kết "cho - nhận" trong đó nguyên tử clo và chất "cho", nh m là chất "nhận".

4.5. Đồng - Bạc - Vàng (Cu, Ag, Au)

86)Tại sao các nguyên tố Cu, Ag, Au lại có tính chất khác nhau đáng kể so với các

kim loại kiềm ?

Cả ba nguyên tố Cu, Ag, Au đều có một electron ở lớp ngoài cùng tương tự như

các kim loại kiềm, nhưng ở lớp thứ hai từ ngoài vào (lớp n-1) lại có 18 electron, còn các

kim loại kiềm chỉ có 8 electron (trừ Li). Chính điều đó đã dẫn đến sự khác nhau về kích

thước nguyên tử, dẫn đến sự khác nhau về tính chất của các nguyên tố của hai phân nhóm.

Bảng 9: Bán kính nguyên tử, thử ion hóa và ái lực electron của Cu, Ag, Au.

Nguyên tố

Nguyên tố

Ái lực electron

Ái lực electron

Thế ion hóa I1 (eV)

Thế ion hóa I1 (eV)

Bán kính nguyên tử (Ao)

Bán kính nguyên tử (Ao)

Bảng 9 dưới đây so sánh sự khác nhau về bán kính nguyên tử.

7,724 2,4 K 2,36 4,339 0,82 1,28 Cu

7,574 2,5 Rb 2,53 4,176 - 1,44 Ag

9,224 2,1 Cs 2,74 3,893 - 1,44 Au

78

Từ bảng 10 ta thấy thế ion hóa giảm từ Cu đến Ag sau đó lại tăng lên đến Au, còn

ái lực electron lại tăng từ Cu đến Ag sau đó lại giảm đến Au.

So với các kim loại kiềm, bán kính nguyên tử của Cu, As, Au bé hơn các kim loại

kiềm cùng chu kỳ, nên thế ion hóa của Cu, Ag, Au cao hơn, đồng thời ái lực electron cũng

cao hơn nhiều so với các kim loại kiềm. Vì vậy Cu, Ag, Au khó bị oxi hóa so với các kim

loại kiềm và ion của chúng dễ bị khử hơn và các ion kim loại kiềm.

87)Tại sao mức oxi hóa đặc trưng đối với Au là +3, với bạc là +1 ?

Với Cu và Au thì mặc dù phân lớp d đã được điền đầy đủ nhờ một electron s ở lớp

ngoài cùng chuyển vào nhưng cấu trúc chưa phải đã hoàn toàn bền vững, do đó nguyên tử có

thể bị kích thích chuyển thành trạng thái (n-l)d9 ns1 np1 kết quả tạo ra 3 electron kh ng cặp

đ i, và như vậy có một hoặc hai electron d tham gia vào quá trình hình thành liên kết:

Do đó các nguyên tố phân nhóm đồng ứng với các mức oxi hóa +1, +2 và +3. Với Au

thì trạng thái oxi hóa +3 là đặc trưng, ở đây cả hai electron d đều tham gia vào quá trình hình

thành liên kết.Với Cu thì trạng thái đặc trưng là +2; còn với Ag là +1. Tính bền vũng của

trạng thái +1 ở Ag là do cấu hình 4d10 có tính bền tương đối lớn, vì rằng cấu hình đó đã được

hình thành từ nguyên tố đứng trước bạc là palađi (Pd) 4d10 5s°.

Cũng từ cấu trúc đó chúng ta hiểu được tại sao năng lượng ion hóa của Ag lại bé hơn

của Cu.

79

4.6. Kẽm - Cađimi - Thủy ngân (Zn, Cd, Hg).

88)Tại sao các kim loại kiềm thổ (nhóm HA) không có khả năng tạo ra phân tử 2

nguyên tử, nhưng các kim loại Zn, Cd, Hg lại có khả năng đó ?

Các kim loại Zn, Cd, Hg đều có lớp vỏ electron (n-l) d10 ns2, tức là đều có 2 electron

ns2 ở lớp ngoài cùng giống với các kim loại kiềm th . Nhưng các kim loại Zn, Cd, Hg có

bán kính bé hơn các kim loại kiềm th cùng chu kỳ, nên khi hình thành liên kết giữa các

nguyên tử ở trạng thái kích thích, năng lượng được giải phóng ra lớn hơn so với quá trình

tương tự của các kim loại kiềm th , nên các phân tử Zn2, Cd2,, Hg2 có khả năng tồn tại.

89)Tại sao thế tiêu chuẩn của Hg lại ở rất xa về bên phải của Zn và Cd trong dãy thế

điện cực ?

Do tính bền đặc biệt của cấu hình 6 s2 nên thế ion hóa của Hg rất cao, và cao hơn tất

cả các nguyên tố d còn lại, vì vậy thế tiêu chuẩn của Hg rất cao, trái lại Zn và Cd lại có giá

trị thấp.

Zn Cd Hg

E° (V) -0,703 -0,403 0,85

X2+ + 2e X°

Điều đó đã gây ra tính chất khác biệt giữa Hg với Zn và Cd. Các hợp chất của Zn và

2+ trong đó 2 nguyên tử Hg đã liên kết với nhau bằng liên kết

Cd bền hơn, còn các hợp chất của Hg ít bền hơn. Sự khác biệt đó còn thấy ở chỗ Hg tạo ra

các hợp chất chứa nhóm Hg2

cộng hóa trị - Hg - Hg -.

90) Tại sao muốn cho H2 thoát ra nhanh khi cho Zn nguyên chất tác dụng với HC

người ta cho thêm một ít dung dịch CuSO4 ?

Kh ng chỉ thêm CuSO4 mà có thể là một dung dịch muối của kim loại kém hoạt động

hơn Zn.

80

Khi nhúng thanh Zn nguyên chất vào dung dịch HC1 sẽ có phản ứng trực tiếp giữa

Zn với HCl tạo ra khí H2. Khí thoát ra lúc đầu nhanh sau chậm dần do các phân tử H2 bám

vào bề mặt kim loại, ngăn cản sự tiếp xúc giữa Zn và dung dịch (hiện tượng phân cực của

pin).

Khi cho thêm CuSO4, Zn sẽ phản ứng với CuSO4 tạo ra Cu kim loại bám vào bề mặt

thanh kẽm hình thành hệ pin Zn - Cu, trong đó Zn là cực âm, Cu là cực dương. Electron

chuyển từ Zn sang Cu, ion H+ sẽ tiếp nhận electron tại đó tạo ra khí H2. Khí dần dần sẽ

thoát ra nhiều hơn.

Kết quả của cả hai quá trình ăn mòn trên vẫn là:

Zn2+ + 2e - Zn°

nhưng cơ chế hoạt động là khác nhau.

4.7. Crôm - Mangan - sắt (Cr, Mn, Fe).

91) Từ cấu trúc electron của nguyên tử lưu huỳnh và crôm hãy giải thích tai sao

crôm là một kim loại lại xếp chung cùng một nhóm với lưu huỳnh là một nguyên tố không

kim loại ?

Ở mức oxi hóa cao nhất ứng với số nhóm cả s+6 và Cr+6 đều có cấu hình của khí trơ:

S+6 : 1s22s22p6

Q+6 : 1 s22s22p63s23p6

Sự tương tự nhau về cấu hình electron dẫn tới sự tương tự nhau về tính chất của các

hợp chất ứng với số oxi hóa +6 của lưu huỳnh và cr m. Cả hai đều tạo ra oxit XO3 (SO3 và

CrO3) đều là oxit axit và đều có axit tương ứng là H2SO4 và H2CrO4 ; cả hai cũng đều tạo ra

hợp chất SO2Cl2 và CrO2Cl2 đều có bản chất cộng hóa trị, cả hai nguyên tố đều tạo ra muối

dạng M2X207 là muối đisunfat (ví dụ Na2S207) và đicromát (ví dụ Na2Cr2O7).

81

92)Tại sao dung dịch muối Cr3+ có sự thay đổi mầu sắc ?

Phụ thuộc vào các điều kiện nhiệt độ, nồng độ và pH của dung dịch mà số lượng

các phối tử H2O trong cầu nội thay đ i, nên thành phần của cation phức aquơ thay đ i, do

đó màu sắc của dung dịch thay đ i. Ví dụ mầu sắc của CrCl3.6 H2O sẽ thay đ i từ tím đến

xanh ?

(xanh tím) (xanh nhạt) (xanh thẫm)

93)Tại sao ở trạng thái oxi hóa cao nhất, mangan có tính chất hóa học gần với tính

chất hóa học của clo ?

Ở trạng thái oxi hóa cao nhất ứng với số nhóm, mangan có tính chất hóa học gần với

tính chất hóa học của clo ở cùng nhóm VII nhưng khác phân nhóm. Ở đây cả mangan và clo

đều sử dụng cả 7 electron hóa trị để hình thành liên kết hóa học, cả clo và mangan đều có

cấu hình electron của khí trơ:

Cl7+ : ls22s22p6

Mn7+ : ls22s22p63s23p6

Sự tương tự nhau về cấu hình electron dẫn tới sự tương tự nhau về tính chất của các

hợp chất ứng với số oxi hóa +7 của mangan và clo.

Chẳng hạn Mn2O7 và C12O7 đều là chất lỏng ở điều kiện thường, đều kém bền, đều là

anhyđrit của axit mạnh và các muối tương ứng, chẳng hạn KMnO4 và KC1O4, đều là những

chất oxi hóa mạnh.

82

Trái lại, ở trạng thái oxi hóa càng thấp tính chất hóa học của mangan càng khác xa

tính chất của clo. Đó là vì ở trạng thái oxi hóa thấp, ion mangan còn lại các electron (n-l)d,

còn đối với clo thì còn lại các electron s và p. Vì vậy các hợp chất của clo và mangan ứng

với các trạng thái oxi hóa thấp có tính chất khác nhau.

Ví dụ: Cl2O: trạng thái khí, là anhyđrit của axit hypoclorơ HClO.

MnO: trạng thái tinh thể, là oxit bazơ ứng với bazơ Mn(OH)2.

94)Tại sao FeCl3 chỉ có thể oxi hóa được dung dịch KI thành I2, nhưng không thể oxi

hóa KBr để thành Br2? Tại sao khi cho Fe tác dụng với axit HCl lại tạo ra muối FeCl2 mà

không phải là FeCl3?

3+

Dựa vào các thế điện cực sau đây để giải thích:

2+ = 0.77 V;

Fe = - 0.04 V; Eo Fe

2+ /Fe = -0,4 V; E°Fe

3+ /Fe

Fe/

E0

Br2/2Br- = +1,07V; Eo I2/2I- = +0,53 V;

E°Cl2/2C1- = +l,36 V; E0

Ta có:



{

FeCl3 + KI  FeCl2 + KC1 + I2

AE° = 0,24V > 0 (hay AG° < 0) phản ứng xảy ra. Vậy FeCl3 oxi hóa được dung dịch

KI thành I2.

Xét phản ứng:

FeCl3 + KBr  FeBr2 + KBr2 + Br2

83

{



AE° = - 0,3 V < 0 (hay AG° > 0) phản ứng không xảy ra. Vậy FeCl3 oxi hóa được

dung dịch KBr để thành Br2.

Khi cho Fe tác dụng với axit HCl, ta có:

Fe + HCl  FeCl2 + H2 

Fe + HCl  FeCl3 + H2 

{



Phản ứng (1)

Eo = 0,44 V > 0 (hay Go < 0) phản nứng xảy ra.

{



Phản ứng (2)

Eo = 0,04V > 0. Về nguyên tắc phản ứng (2) cũng xảy ra, nhưng phản ứng (1) xảy ra

chiếm ưu thế hơn.

Vậy Fe tác dụng với axit HCL thì tạo ra FeCl2 chứ kh ng phải là FeCl3.

84

III. KẾT LUẬN

Qua quá trình nghiên cứu đề tài này, chúng t i đã hoàn thành được những nhiệm vụ

đặt ra cho đề tài:

1. Bằng thực tế giảng dạy hóa học ở trường ph th ng trung học và qua việc nghiên

cứu thực hiện đề tài, t i đặt ra được hệ thống câu hỏi về những tính chất lý hóa cơ bản của

các chất v cơ, có liên quan đến chương trình ph th ng, mới chỉ được nêu ra mà chưa được

giải thích.

2. Đã giải thích được 94 câu hỏi với mục đích làm cho học sinh hiểu sâu sắc hơn các

kiến thức đã được học trong chương trình.

3. Đã t ng hợp, hệ thống hóa và nâng cao một số câu hỏi về lý thuyết của hóa học cơ

sở, nhằm giúp học sinh vận dụng và nắm được bản chất các vấn đề, trên cơ sở đó nâng cao

hiệu quả bọc tập của học sinh.

Với thời gian ngắn, khả năng của một học viên cao học, một giáo viên giang dạy ở

trường ph th ng trung học. Nội dung của đề tài khá rộng, chắc chắn còn có những thiếu sót.

T i rất mong được sự chỉ bảo, đóng góp ý kiến của các thầy giáo, c giáo, của các bạn đồng

nghiệp để đề tài của t i được hoàn thiện hơn và có tác dụng thiết thực, và để giúp đỡ t i tích

lũy được nhiều kinh nghiệm, nâng cao trình độ chuyên m n, vững vàng trong c ng tác giảng

dạy sau này.

T i xin chân thành cảm ơn.

85

TÀI LIỆU THAM KHẢO

1. N. X. Acmetop: Hóa v cơ tập 1, 2. Nhà xuất bản Đại học và Trung học chuyên

nghiệp - 1979.

2. Nguyễn Duy Ái: Lý thuyết phản ứng; trong Hóa v cơ. Nhà xuất bản Giáo dục -

1983.

3. Nguyễn Duy Ái: Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa

học. Nhà xuất bản Giáo dục - 1977.

4. Hoàng Ngọc Cang - Hoàng Nhâm: Hóa V cơ tập l. Nhà xuất bản Đại học và

Trung học chuyên nghiệp - 1973.

5. Cotton F.: Cơ sở Hóa học v cơ. Nhà xuất bản Đại học và Trung học chuyên

nghiệp - 1984.

6. Nguyễn Đức Chuy: Giáo trình Hóa học đại cương. Trường Đại học Đại cương -

1996.

7. B. V. Nêkraxốp: Giáo trình Hóa học đại cương. Nhà xuất bản Giáo dục -Tập 1 -

1962; Tập 2 - 1963; Tập 3 - 1964.

8. Hoàng Nhâm: Hóa v cơ tập 2. Nhà xuất bản Giáo dục - 1994.

9. Đặng Trần Phách: Hóa cơ sở. Nhà xuất bản Giáo dục. Tập 1 - 1990; Tập 2-1992.

10. Đặng Trần Phách: Bài tập Hóa cơ sở. Nhà xuất bản Giáo dục - 1985.

11. Đào Đình Thức: Cấu tạo nguyên tử và liên kết hóa học. Nhà xuất bản Đại học và

Trung học chuyên nghiệp. Tập l - 1975; Tập 2 - 1980.

12. Nguyễn Đức Vận: Bài tập Hóa học v cơ. Nhà xuất bản Giáo dục - 1983.

86

13.Nguyễn Đức Vận: Hóa học v cơ ở trường ph th ng trung học (dùng bồi

dưỡng thường xuyên giáo viên ph th ng trung học). Nhà xuất bản Giáo dục -

1996.

14. Nguyễn Đức Vận: Hỏi đáp Hóa v cơ. Nhà xuất bản Giáo dục - 1988.

15. Bộ sách b trợ kiến thức hóa học. Nhà xuất bản Đại học Quốc gia - 1997.

16. Bài tập Hóa học lớp l0, 11, 12.

17. Các sách giáo khoa hóa học lớp l0, 11, 12.

18. Tài liệu giáo khoa thí điểm hóa học lớp 10, 11, 12. Ban Khoa học Tự nhiên.

87