Tiểu luận Hóa đại cương: Định luật tuần hoàn

Chia sẻ: Địa Phát | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:41

Thêm vào BST

Báo xấu

291
lượt xem 27
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Tiểu luận Hóa đại cương: Định luật tuần hoàn trình bày về định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn; định luật tuần hoàn; câu hỏi trắc nghiệm và tự luận về định luật tuần hoàn. Mời các bạn tham khảo bài tiểu luận để nắm bắt nội dung chi tiết.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Tiểu luận Hóa đại cương: Định luật tuần hoàn

Bộ giáo dục & đào tạo Trường đại học công nghệ đồng nai (dong nai university of technology) Khoa thực phẩm môi trường & điều dưỡng   Tên đề tài : ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN BÀI TIỂU LUẬN KẾT THÚC MÔN Môn học : Hóa Đại CƯƠNG Giảng viên hướng dẫn : Nguyễn Thị Hoài Lớp 13DTP1 NHÓM 3 BIÊN HÒA , THÁNG 3 NĂM 2014
Danh sách sinh viên stt mssv Họ tên Ghi chú 1 1304212 Nguyễn thị hồng Thắm 2 1303167 Trương thi tuyết Lê 3 1302904 Trần thị hồng My 4 1303932 Trần ngọc Anh 5 1303811 Phạm xuân Tùng 6 1303810 Nguyễn trọng Linh 7 1304955 Nguyễn đức Tài 8 1303186 Nguyễn Tuấn 9 1303896 Phạm xuân Trung 10 1303394 Nguyễn thế Thắm 11 1302895 Biện triệu Mẫn
LỜI CÁM ƠN Lời đầu tiên chúng em xin chân thành cảm ơn cô Nguyễn Thị Hoài đã trực tiếp hưỡng dẫn , cung cấp tài liệu và tạo mọi điều kiện thuận lợi để chúng em hoàn thành tiểu luận . nhóm chúng em xin gửi lời cảm ơn đến tất cả quý thầy cô trong trường Đại Học Công Nghệ Đồng Nai thời gian qua đã truyền đạt và trang bị cho chúng em đầy đủ kiến thức chuẩn bị tôt cho bài tiểu luận này . Chúng tôi xin cám ơn các bạn trên diễn đàn đã giúp cho bài tiểu luận phong phú và đầy đủ hơn . tuy đã cố gắng nhiều nhưng thời gian có hạn , bài tiểu luận chắc chăn sẽ không tránh khỏi sai sót . vì vậy chúng em mong nhận được nhiều ý kiến đóng góp , bổ sung của quý thầy cô và các bạn sinh viên để đề tài hoàn thiện hơn. Một lần nữa nhóm chúng em em chân thành cảm ơn và chúc thầy cô và các bạn nhiều sức khỏe Nhóm siên viên thực hiện
NHẬN XÉT CỦA GIÁO VIÊN HƯỚNG DẪN ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... ......................................................................................................................................... Tp. Biên hòa , ngày tháng năm Giáo viên hướng dẫn ThS. NGUYỄN THỊ HOÀI
1. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN Dmitri Ivanovich Mendeleev (8 tháng 2 [cũ 27 tháng 1] năm 1834 –2 tháng 2 [cũ 20 tháng 1] năm 1907), là một nhà hoá học và nhà phát minh người Nga. Ông được coi là người tạo ra phiên bản đầu tiên của bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học. Sử dụng bảng tuần hoàn này, ông đã dự đoán các tính chất của các nguyên tố còn chưa được phát hiện. Bảng tuần hoàn Công trình do những người khác thực hiện hồi những năm 1860 cho rằng các nguyên tố có tính tuần hoàn. John Newlands, người xuất bản cuốn Định luật các Quãng tám (Law of Octaves) năm 1865. Sự thiếu hụt các khoảng trống cho những nguyên tố còn chưa được khám phá và việc đặt hai nguyên tố trong một ô đã bị chỉ trích và các ý tưởng của ông không được chấp nhận. Một công trình khác là của Lothar Meyer, người xuất bản một cuốn sách năm 1864, miêu tả 28 nguyên tố. Không công trình nào tìm cách dự đoán các nguyên tố mới. Năm 1863 đã có 56 nguyên tố được biết với một nguyên tố mới được khám phá với tốc độ xấp xỉ một nguyên tố mỗi năm. Sau khi trở thành một giáo viên, Mendeleev đã viết cuốn sách hai tập cuối cùng ở thời điểm đó:Principles of Chemistry (Các nguyên tắc của Hoá học) (1868 1870). Khi ông tìm cách sắp xếp cácnguyên tố theo các tính chất hoá học của chúng, ông nhận thấy các mẫu hình dẫn ông tới ý tưởng Bảng tuần hoàn.
Mendeleev không hề biết về các công trình khác với các bảng tuần hoàn khác đang diễn ra trong thập niên 1860. Ông đã làm bảng sau, và bằng cách thêm các nguyên tố thêm theo mô hình này, phát triển phiên bản mở rộng của bảng tuần hoàn.[8][9] Cl K 39 Ca 40 35.5 Br 80 Rb 85 Sr 88 Cs Ba I 127 133 137 Ngày 6 tháng 3 năm 1869, Mendeleev có cuộc giới thiệu chính thức với Viện Hoá học Nga, với tiêu đề The Dependence between the Properties of the Atomic Weights of the Elements (Sự phụ thuộc giữa các Tính chất của Trọng lượng Nguyên tử của các Nguyên tố), miêu tả các nguyên tố theo cả trọng lượng nguyên tử và hoá trị. Cuộc trình bày này nói rằng Các nguyên tố hoá học , nếu được sắp xếp theo trọng lượng nguyên tử, sẽ có một tính tuần hoàn rõ ràng trong tính chất. Các nguyên tố tương tự về tính chất hoá học có các trọng lượng nguyên tử hoặc hầu như có cùng giá trị (ví dụ, Pt, Ir, Os) hoặc tăng đều (ví dụ, K, Rb, Cs). Việc sắp xếp các nguyên tố thành các nhóm nguyên tố theo trật tự trọng lượng nguyên tử của chúng tương ứng với cái gọi là các hoá trị của chúng, cũng như, ở một số mức độ, với các tính chất hoá học riêng biệt của chúng; như thể hiện rõ trong các loạt nguyên tố i, Be, B, C, N, O, và F. Các nguyên tố có mật độ lớn nhất có trọng lượng nguyên tử nhó nhất. Tầm mức trọng lượng nguyên tử xác định tính chất nguyên tố, giống như tầm mức phân tử xác định tính chất của một thành phần hợp chất. Chúng ta phải đợi sự phát hiện của nhiều nguyên tố vẫn còn chưa được biết tới–ví dụ, hai nguyên tố, tương tự nhôm và silic, những nguyên tố có trọng lượng nguyên tử trong khoảng 65 và 75. Trọng lượng nguyên tử của một nguyên tố có thể thỉnh thoảng được sửa
đổi theo sự hiểu biết những nguyên tố tiếp giáp của nó. Vì thế trọng lượng nguyên tử của tellurium phải nằm trong khoảng giữa 123 và 126, và không thể là 128. Ở đây Mendeleev đã sai bởi khối lượng nguyên tử của (127.6) vẫn cao hơn khối lượng nguyên tử của iodine (126.9). Một số tính chất đặc trưng của các nguyên tố có thể dự đoán trước từ trọng lượng nguyên tử của nó. 1.1. Các dạng của hệ thống tuần hoàn 1.1.1 Bảng tam giác(Emil Zmaczynski) Phản ánh quá trình hình thành các lớp điện tử củ nguyên tử 1.1.2. Bảng của Timmothy Mô tả tính tuần hoàn thông qua các số lượng tử. 1.1.3. Bảng xoắn ốc (Theodeor Benfey) Dựa trên cấu trúc điện tử của các nguyên tử. Bố nhóm nguyên tố chính được phân biệt dựa vào kiểu vân đạo nguyên tử được điền thêm điện tử.
1.1.4Bảng hệ thống tuần hoàn dạng thiên hà 1.1.5 Bảng hệ thống tuần hoàn dạng viên bi 1.1.6 Bảng ba chiều(Paul Giguere)
1.2 Bảng thông dụng * bảng hệ thống tuần hoàn theo Mendeleev đề nghị năm 1869: sắp xếp các nguyên tố theo thứ tự tăng dần về khối lượng nguyên tử * năm 1914 Henry Moseley sắp xếp các nguyên tố theo thứ tự tăng dần về nguyên tử số, các nguyên tố có tính chất vật lý hóa học tương tự được xếp thành một cột. đó chính là bảng hệ thống tuần hoàn thông dụng hiện nay. Bảng thông dụng
Bảng hệ thống tuần hoàn làm bằng gỗ. Bảng tuần hoàn bằng gỗ Bảng hệ thống tuần hoàn lập trình bằng Visual.
2. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN * Năm 1869 sau khi xếp được 69 nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn, nhà hóa học người nga Dmitri Mendeleev đã phát bieu3 thành quy luật tổng quát: “ tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử.” * Ngày nay, với kết luận về mỗi liên hệ số thứ tự nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn và điện tích hạt nhân nguyên tử, người ta phát biểu định luật tuần hoàn như sau: “ tính chất các đơn chất cũng như tính chất và dạng hợp chất của những nguyên tố biến thiên một cách tuân hoàn theo điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố.” 2.2 Cấu tạo của bảng hệ thống tuần hoàn
Chu kỳ, nhóm Chu kỳ Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn được xếp theo các nhóm và chu kỳ tuần hoàn, trong đấy chu kỳ là các hàng ngang và gồm các nguyên tố có cùng số lớp trong lớp vỏ electron. Trong mỗi chu kỳ từ trái sang phải: số nguyên tử tăng, bán kính nguyên tử giảm, độ âm điện tăng. Ngoại trừ chu kỳ 1 chỉ gồm 2 nguyên tố, các chu kỳ còn lại chứa nguyên tố của các nhóm chính, từ chu kỳ 4 trở đi còn có nguyên tố trong 10 nhóm phụ. Chu kỳ 6 còn có 14 nguyên tố trong nhóm Lantan, chu kỳ 7 nhóm Actini. Nhóm Nhóm tuần hoàn là khái niệm dùng để chỉ nhóm các nguyên tố được xếp thành 1 hàng dọc trong bảng tuần hoàn. Các nguyên tố thuộc 1 nhóm có cùng số electron hóa trị và vì thế có cùng tính chất hóa học. Hiện tại có tổng cộng 18 nhóm, trong đó có 8 nhóm chính (1 2 và 13 18), 10 nhóm phụ 3 12. Trong mỗi nhóm, từ trên xuống dưới: số nguyên tử tăng, độ âm điện giảm, tính kim loại tăng. Các nhóm trong bảng hệ thống tuần hoàn Nhóm mới IUPAC Tên gọi Nhóm chính/phụ Nhóm cũ 1 Nhóm nguyên tố 1 (nhóm kim loại kiềm) chính IA 2 Nhóm nguyên tố 2 (nhóm kim loại kiềm thổ) chính IIA 3 Nhóm nguyên tố 3 (nhóm scandi) phụ IIIB
4 Nhóm nguyên tố 4 (nhóm titan) phụ IVB 5 Nhóm nguyên tố 5 (nhóm vanadi) phụ VB 6 Nhóm nguyên tố 6 (nhóm crôm) phụ VIB 7 Nhóm nguyên tố 7 (nhóm mangan) phụ VIIB 8 Nhóm nguyên tố 8 (nhóm sắt) phụ VIIIB 9 Nhóm nguyên tố 9 (nhóm coban) phụ VIIIB 10 Nhóm nguyên tố 10 (nhóm niken) phụ VIIIB 11 Nhóm nguyên tố 11 (nhóm đồng) phụ IB 12 Nhóm nguyên tố 12 (nhóm chì) phụ IIB 13 Nhóm nguyên tố 13 (nhóm bo) chính IIIA 14 Nhóm nguyên tố 14 (nhóm cacbon silic) chính IVA 15 Nhóm nguyên tố 15 (nhóm nitơ phốtpho) chính VA 16 Nhóm nguyên tố 16 (nhóm oxy) chính VIA 17 Nhóm nguyên tố 17 (nhóm halogen) chính VIIA 18 Nhóm nguyên tố 18 (nhóm khí hiếm) chính VIIIA Ngoài ra còn có các nhóm Actini và nhóm Lantan gồm các kim loại có tính chất hóa học giống nhau. Các nguyên tố chưa được tìm thấy có số thứ tự từ 121 đến 138 được xếp vào nhóm siêu Actini, chúng là những kim loại không bền và có tính phóng xạ. 2.3 Bán kính nguyên tử Bán kính nguyên tử thay đổi theo cách có thể dự đoán và giải thích được trong toàn bảng tuần hoàn. Ví dụ, bán kính thường giảm dọch theo mỗi chu kỳ của bảng tuần hoàn, từ các kim loại kiềm đến các khí hiếm; và tăng theo chiều từ trên xuống trong mỗi nhóm. Bán kính tăng mạnh giữa khí hiếm ở cuối mỗi chu kỳ và kim loại kiềm ở đầu chu kỳ tiếp theo. Các xu hướng bán kính nguyên tử này (và nhiều tính chất vật lý và hóa học khác của các nguyên tố) có thể được
giải thích bằng thuyết lớp vỏ electron của nguyên tử; chúng cung cấp bằng chứng quan trọng cho sự phát triển và xác nhận học thuyết lượng tử.[ Các electron trong phân lớp 4f, được lấp đầy dần dần từ ceri (Z = 58) đến luteti (Z = 71), thì đặc biệt hiệu quả trong việc che chắn việc gia tăng điện tích hạt nhân từ các phân lớp ra ngoài. Các nguyên tố ngay sau nhóm lantan có bán kính nguyên tử nhỏ hơn như dự đoán và gần giống với bán kính các nguyên tử nằm ngay phía trên chúng. Do đó, hafni hầu như có bán kính gần bằng với zirconi, và tantalum có bán kính nguyên tử tương tự như niobi, vv.... Điều này được gọi là nhóm lantan co. Hiệu ứng lantan co đáng chú ý nhất là platin (Z = 78), sau đó được che bởi hiệu ứng tương đối được gọi là hiệu tứng cặp trơ. Co lớp d, một hiệu ứng tương tự giữa lớp d và p, ít rõ ràng hơn so với co lantan nhưng xuất phát từ cùng một nguyên nhân với lantan. Năng lượng ion hóa Năng lượng ion hóa. Mỗi chu kỳ bắt đầu ở mức thấp nhất của các kim loại kiềm, và kết thúc lớn nhất ở các khí hiếm. Mức năng lượng ion hóa đầu tiên là năng lượng tách một electron ra khỏi nguyên tử, mức năng lượng ion hóa thứ 2 là năng lượng tách electron thứ 2 ra khỏi nguyên tử, và vv. Đối với một nguyên tử cho trước, các mức năng lượng ion hóa tiếp theo tăng theo mức độ ion hóa. Ví dụ đối với magiê, mức năng lượng ion hóa thứ 1 là 738 kJ/mol và thứ 2 là 1450 kJ/mol. Các electron quỹ đạo càng gần thì chịu lực hút tĩnh điện càng lớn; do đó lượng năng lượng cần thiết để tách electron tăng càng nhiều. Năng lượng ion hóa càng lớn về bên phải của bảng tuần hoàn.
Các bước nhảy lớn trong năng lượng ion hóa phân tử liên tiếp xuất hiện khi một electron từ cấu hình của một khí hiếm (cầu hình bền hay đầu đủ). Ví dụ đối với magiê, năng lượng ion hóa hai phân tử đầu tiên của magiê ở trên tương ứng với việc loại 2 electron của lớp vỏ 3s, và năng lượng ion hóa thứ 3 lớn hơn rất nhiều đạt 7730 kJ/mol, để loại bỏ electron của lớp 2p, một cấu hình bền giống khí hiếm của Mg2+. Các bước nhảy tương tự đối với các năng lượng ion hóa của các nguyên tử ở chu kỳ 3. 2.4. Ái lực điện tử Trong hóa học, ái lực điện tử là năng lượng được một nguyên tử, trung hoà điện tích và cô lập (ở thể khí), hấp thụ khi có một điện tử được thêm vào tạo thành khí ion có điện tích 1 điện tích nguyên tố. Nó có giá trị âm khi năng lượng được nhả ra. Đa số các nguyên tố hoá học có ái lực điện tử âm. Điều này nghĩa là chúng không cần nhận năng lượng để bắt điện tử; thay vào đó, chúng nhả ra năng lượng. Nguyên tử càng có nhiều khả năng bắt thêm các điện tử có ái lực điện tử càng âm. Clo là nguyên tố hoá học có ái lực điện tử mạnh nhất; radon có ái lực điện tử yếu nhất. Mặc dù ái lực điện tử biến đổi khá hỗn loạn trong bảng tuần hoàn, một số quy luật vẫn có thể được phá hiện. Nói chung, phi kim có ái lực điện tử âm hơn kim loại. Tuy nhiên, các khí hiếm là ngoại lệ, chúng có ái lực điện tử dương. Bảng tuần hoàn của ái lực điện tử, theo kJ/mol
Quy luật Ái lực điện tử tuân theo quy tắc bộ tám. Các nguyên tố nhóm 17 (flo, clo, brôm, iốt, và astatin) có xu hướng bắt điện tử và tạo ra anion có điện tích bằng 1 điện tích nguyên tố. Các khí hiếmtrong nhóm 18 đã có đủ bộ tám, và do đó việc thêm một điện tử đòi hỏi năng lượng lớn, tuy nhiên vẫn có thể thực hiện được. Các nguyên tố nhóm 2, bắt đầu từ berili và nhóm 12 bắt đầu từ thiếc cũng có ái lực điện tử với giá trị dương vì chúng có vỏ s hay vỏ d đã điền đầy. Các nguyên tố trong nhóm 15 có ái lực điện tử thấp và nitơ thậm chí có ái lực điện tử với giá trị dương. Lý do là các vỏ điện tử được điền một nửa cũng khá bền. Ái lực điện tử có giá trị tăng lên trong cùng một hàng từ trái qua phải (do bán kính các nguyên tử giảm dần, làm gia tăng sức hút từ hạt nhân, và số điện tử trong vỏ ngoài tăng dần, khiến nguyên tử cân bằng bền hơn) trong bảng tuần hoàn và giảm đi khi đi từ trên xuống trong cùng một nhóm (do bán kính các nguyên tử và số điện tử ở vỏ ngoài tăng lên, các điện tử đẩy lẫn nhau, làm giảm mức độ cân bằng của nguyên tử). Phân tử Ái lực điện tử không chỉ được định nghĩa cho các nguyên tố hoá học, mà còn áp
dụng cho các phân tử. Ví dụ, ái lực điện tử của benzen là dương, còn của naphtalen là gần bằng 0 và củaanthracen là dương. Thí nghiệm in silico cho thấy ái lực điện tử của hexacyanobenzen mạnh hơn fulleren 2.5 Độ âm điện Độ âm điện của một nguyên tử là khả năng hút electron của nguyên tử đó khi tạo thành liên kết hóa học. Như vậy độ âm điện của nguyên tử nguyên tố càng lớn thì tính phi kim nguyên tố đó càng mạnh và ngược lại, độ âm điện của nguyên tử nguyên tố càng nhỏ thì tính kim loại càng mạnh. Trong hóa học có nhiều thang độ âm điện khác nhau do các tác giả tính toán dựa trên cơ sở khác nhau. Dưới đây giới thiệu độ âm điện một vài nguyên tố do nhà hóa học Linus Pauling thiết lập năm 1932: Nhóm kim loại kiềm (nhóm IA):  H :2,2  Li :0,98  Na :0,93  K :0,82  Rb :0,82  Cs :0,79 Nhóm Halogen (nhóm VIIA):  F :3,98  Cl :3,16  Br :2,96  I:2,66  At :2,2 Sự biến đổi độ âm điện Trong một chu kì theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân (từ trái qua phải), độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố thường tăng dần. Trong cùng một nhóm (từ trên xuống dưới) theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố thường giảm dần. Vậy độ âm điện của nguyên tử nguyên tố A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.
Đồ thị thể hiện sự gia tăng độ âm điện so với số nhóm được chọn. Độ âm điện là khuynh hước một nguyên tử hút các electron. Độ âm điện của nguyên tử bị ảnh hưởng bởi cả số nguyên tử và khoảng cách giữa các electron hóa trị và các hạt nhân. Độ âm điện càng cao thì khả năng hút electron càng mạnh. Khái niệm này được Linus Pauling đề xuất đầu tiên năm 1932. Nhìn chung, độ âm điện tăng từ trái qua phải trong vùng một chu kỳ, và giảm từ trên xuống trong một nhóm. Ví dụ flo có độ âm điện lớn nhất trong các nguyên tố, trong khi caesi có độ âm điện thấp nhất, chí ít là đối với các dữ liệu đã có. Có những ngoại lệ về nguyên tắc chung này. Galli và german có độ âm điện cao hơn nhôm và silic theo thứ tự do sự nén của lớp d. Các nguyên tố của chu kỳ 4 nằm ngay sau dòng đầu tiên của các kim loại chuyển tiếp có bán kính nhỏ bất thường do các electron 3d không có hiệu quả che chắn điện tích hạt nhân gia tăng, và kích thước nguyên tử càng nhỏ thì độ âm điện càng cao. Độ âm điện cao bất thường của chù đặc biệt khi so sánh với thalli và bismuth, dường như là một tác động của các phương pháp chọn lọc dữ liệu (và dữ liệu sẵn có) trong tính toán hơn là tuân theo phương pháp Pauling thể hiện xu hướng tuần toàn bình thường của các nguyên tố này. 2.6. Tính kim loại, tính phi kim *tính kim loại là tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường e để trở thành ion dương * Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận e để trở thành ion âm
* Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải, tính kim loại giảm dần đồng thời tính phi kim tăng dần * Trong một nhóm A, đi từ trên xuống dưới, tính phi kim giảm dần đồng thời tính kim loại tăng dần. * Trong các nhóm B, đi từ trên xuống dưới, tính kim loại tăng dần đồng thời tính phi kim giảm dần. tuy nhiên sự biến đổi không có quy luật chặt chẽ như nhóm A. 2.7 Tính axit tính bazo của oxit và hidroxit tương ứng * Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải, acid tính của oxit va hidroxit tăng dần đồng thời tính baz giảm dần. * Trong một nhóm A đi từ trên xuống dưới, acid tính của oxit va hidroxit giảm dần đồng thời tính baz tăng dần. 2.7.1 Hóa trị Hóa trị là của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó tạo nên trong phân tử. Hóa trị của nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là điện hóa trị, có giá trị bằng với điện tích của ion tạo thành từ nguyên tố đó. Hóa trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị được gọi là cộng hóa trị, có giá trị bằng với số liên kết cộng hóa trị mà nguyên tử của nguyên tố đó tạo được với nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất hóa học. Đối với hóa trị của nguyên tố trong hợp chất ion (điện hóa trị), hóa trị dương cao nhất của những nguyên tố s, p nhìn chung bằng đúng số electron lớp ngoài cùng, trừ một vài ngoại lệ như đồng (Cu), bạc (Ag), vàng (Au), Hóa trị dương cao nhất của những nguyên tố d bằng tổng số electron phân lớp s của lớp sát lớp ngoài cùng và một vài electron của lớp sát ngoài cùng mà nguyên tử có thể nhường ra. Đối với hóa trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị (cộng hóa trị), cần biết chính xác công thức cấu tạo electron của phân tử thì mới xác định đúng hóa trị. 2.7.2 Số oxi hóa * Số oxi hóa là điện tích dương hay điện tích âm của nguyên tố trong hợp chất
với giả thiết rằng hợp chất với hợp chất được tạo thành từ các ion. * Trong một chu kỳ ( chỉ với nhóm A), đi từ trái sang phải số oxi hóa dương cao nhất trong hợp chất của một nguyên tố với oxi tăng từ +1 đến +7. * Để xác định số oxi hóa của các nguyên tố trong hợp chất ta dưa vào các nguyên tắc sau đây: 1. Số oxi hóa của các nguyên tử tự do bằng 0. 2. Số oxi hóa của ion bằng điện tích của ion. 3. Số oxi hóa của kim loại kiềm trong hợp chất luôn la +1. 4. Số oxi hóa của hidro trong đa số các hợp chất là +1 (trừ hidrua kim loại như NaH…). 5. Số oxi hóa của oxi trong đa số các hợp chất là 2 (trừ OF2 : Ola +2, F là 1). 6. Tổng số oxi hóa của các nguyên tố trong một hợp chất bằng 0 3: Câu Hỏi Tự Luận 1. Nguyên tử của nguyên tố A có tổng số hạt p, n, e, là 60 trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện la 15.Số proton trong nguyên tử A là? Bài giải: