Giáo trình Hóa học. Cấu tạo chất - Chương 1+2

lectron đó dễ bị tách ra. Kết quả tính toán cho thấy, điện tích hiệu dụng giảm đi so với N. Do đó, năng lượng ion hóa của O thấp hơn của N. O ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 2s 2p Qui luật biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố ở các chu kì sau cũng diễn ra tương tự. Tuy nhiên, từ chu kì 4, xuất hiện các nguyên tố nhóm B nên có thêm qui luật biến thiên năng lượng ion hóa đối với các nguyên tố này. Cụ thể, đối với các nguyên tố nhóm B, đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, năng lượng ion hóa ít thay đổi. Điều này được giải thích do khi đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, các electron thêm vào đều là những electron cùng phân lớp và ở lớp thứ hai (các nguyên tố d – lớp n-1) hoặc lớp thứ ba (các nguyên tố f – lớp n-2) từ ngoài vào. Ngoài ra, các nguyên tố nhóm B luôn có giá trị năng lượng ion hóa lớn hơn so với nguyên tố nhóm A Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 64 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga cùng chu kì do hằng số chắn nhỏ hơn so với các nguyên tố nhóm A. Hình 2.. biểu diễn giá trị năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố trong các chu kì theo số thứ tự nguyên tố. Hình 2.14. Sự phụ thuộc của năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố trong các chu kì theo số thứ tự nguyên tố. 2.4.1.3. Sự biến đổi năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố theo nhóm. Trong một nhóm A, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố giảm dần. Điều này có thể giải thích như sau: Đi từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng mạnh đồng thời hằng số chắn cũng tăng nhanh nên điện tích hạt nhân hiệu dụng nhỏ, do đó năng lượng ion hóa giảm dần. Trong nhóm B, sự biến đổi năng lượng ion hóa diễn ra không theo qui luật chặt chẽ như đối với các nguyên tố nhóm A. Thường thì đi từ dãy thứ nhất (3d) đến dãy thứ hai (4d) năng lượng ion hóa thứ nhất giảm, nhưng từ dãy thứ hai đến dãy thứ ba (5d) năng lượng ion hóa thứ nhất lại tăng lên. 2..4.2. Năng lượng kết hợp electron. Năng lượng kết hợp electron thứ nhất A1 là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp 1 electron vào nguyên tử ở trạng thái khí, không bị kích thích để trở thành ion có điện tích (-1) ở trạng thái khí, không bị kích thích. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 65 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga • X(k,cb) + e → X- (k,cb) A1 Tương tự ta có năng lượng kết hợp electron thứ hai, thứ ba, • X-(k,cb) + e → X2- (k,cb) A2 • X2-(k,cb) + e → X3- (k,cb) A3 Ví dụ: O(k,cb) + e → O- (k,cb) A1 = -141 kJ.mol-1 O-(k,cb) + e → O2- (k,cb) A2 = +798 kJ.mol-1 Từ đó: O(k,cb) + 2e → O2-(k,cb) A1 + A2 = +657 kJ.mol-1 Năng lượng kết hợp electron càng nhỏ thì khả năng nhận thêm electron của nguyên tử càng lớn. Bảng 2.4. Năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố. Nhìn vào các giá trị năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố trong bảng tuần hoàn (bảng 2.4) ta có một số nhận xét sau: Theo chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố nói chung giảm dần. Cũng như năng lượng ion hóa, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố mà cấu hình electron hóa trị đạt trạng thái bão hòa hoặc nửa bão hòa electron cao đột ngột so với các nguyên tố bên cạnh. Ví dụ, chu kì 2 có Be và N có năng lượng kết hợp e lớn bất thường, làm cho qui luật biến đổi giá trị này trong chu kì không được tuân thủ nghiêm ngặt. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 66 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Theo nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố nói chung tăng. Tuy nhiên, riêng trường hợp từ chu kì hai đến chu kì ba, năng lượng kết hợp electron lại giảm. Điều này có thể giải thích như sau: Các nguyên tố đầu nhóm (chu kì hai) có kích thước nhỏ nên có mật độ electron lớn, vì vậy việc kết hợp thêm electron không thuận lợi bằng các nguyên tố cùng nhóm ở các chu kì sau. Theo nhóm B, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố nói chung giảm. Tuy nhiên, sự biến đổi giá trị này không đều đặn. Ở một số nhóm, từ dãy 3d đến 4d năng lượng kết hợp electron giảm nhưng từ dãy 4d đến 5d lại tăng. Nhóm VIIIA gần như không tham gia liên kết nên không có các giá trị năng lượng kết hợp electron được xác định. Như vậy, thông qua giá trị năng lượng kết hợp electron để đánh giá khả năng nhận electron của nguyên tử. Tuy nhiên, không thể dựa vào giá trị này để đánh giá khả năng oxi hóa của đơn chất. Ví dụ: F có năng lượng kết hợp electron AF = -328 kJ.mol-1 lớn hơn so với Cl có ACl = -349 kJ.mol-1 nhưng F lại có tính oxi hóa mạnh hơn Cl. Khả năng oxi hóa của đơn chất phải được đánh giá từ cả năng lượng kết hợp electron và năng lượng phân li từ phân tử thành nguyên tử. Năng lượng phân li phân tử F2(k) thành F(k) cần 37,7 kcal.mol-1 trong khi để phân li Cl2(k) thành Cl(k) phải cần đến 57,0 kcal.mol- 1. 2.4.3. Độ âm điện χ. Độ âm điện (χ) của nguyên tử là khả năng của nó hút cặp electron liên kết về phía mình. Độ âm điện càng lớn thì khả năng hút cặp electron liên kết về phía mình của nguyên tử càng lớn. Khái niệm độ âm điện thường gắn liền với sự phân chia các nguyên tố thành kim loại và phi kim. Độ âm điện càng lớn thì tính kim loại càng giảm và tính phi kim càng tăng. Các nguyên tố ở đầu chu kì có độ âm điện nhỏ, càng về cuối chu kì độ âm điện càng tăng, nguyên tố cuối chu kì có độ âm điện cao nhất. Có một số cách xác định độ âm điện của nguyên tử. Phương pháp xác định độ âm điện theo Pauling. Năm 1932, Pauling đã đề nghị công thức tính độ âm điện như sau: |χA – χB| = 0,102P∆O9P (2.5) Trong đó: ∆O9P = DA-B - !"(DA-A + DB-B) Năng lượng liên kết DA-A, DB-B, DA-B và DA-B được tính bằng kJ/mol. Một phiên bản khác của công thức tính độ âm điện theo Pauling như sau: |χA – χB| = 0,102P∆O9P (2.6) Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 67 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Trong đó: ∆O9P = DA-B - P 𝐷O9O + 𝐷P9P Kết quả độ âm điện tính theo hai công thức 2.5 và 2.6 có khác nhau nhưng rất nhỏ, có thể coi như sai số và chấp nhận được. Đối với một nguyên tố bất kì, độ âm điện có thể chọn tùy ý. Pauling đề nghị lấy độ âm điện của F bằng 4 làm trị số chuẩn để so sánh, từ đó có thể xác định độ âm điện của các nguyên tố khác nếu biết những dữ kiện về năng lượng liên kết tương ứng. Hiện nay, người ta thường lấy χH = 2,2 làm chuẩn. Ví dụ. Tính độ âm điện của flo theo Pauling. Cho biết các số liệu sau: 𝐷QR; 𝐷R" và 𝐷Q" lần lượt là 565; 432 và 151 kJ.mol-1; χH bằng 2,2. Giải: Theo công thức 2.5 ta có: |χF – χH| = 0,102RDST − !" (DT! + DS!) Nên : χF = 2,2 + 0,102R565 − !" (151 + 432) = 3,89. Nếu tính theo công thức 2.6, ta có: χF = 2,2 + 0,102P565 − √151.432 = 3,99. Phương pháp xác định độ âm điện theo Mulliken. Xét sự hình thành liên kết trong phân tử AB. Có thể xảy ra các trường hợp sau: • A nhường electron, B nhận electron (quá trình 1). A + B → A+ + B- Khi đó A → A+ + 1e: IA B + 1e → B- : AB A+ và B- liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện, năng lượng được giải phóng của cả quá trình là: IA + AB. • A nhận electron, B nhường electron (quá trình 2). A + B → A- + B+ Khi đó A + 1e → A-: AA B → B+ + 1e: IB A- và B+ liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện, năng lượng được giải phóng của cả quá trình là: IB + AA. Quá trình thực tế xảy ra là quá trình giải phóng nhiều năng lượng nhất, giả sử là quá trình 1: IA + AB < IB + AA ↔ IA - AA < IB - AB Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 68 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Chia cả 2 vế cho 2 ta có: U,9 V," < U-9 V-" (2) Đặt χ = U,9 V," (2) χ được gọi là độ âm điện của nguyên tố theo Mulliken. Thay χ và (2) ta có χA < χB Vì vậy, khi hình thành liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử, electron hóa trị chuyển từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ sang nguyên tử có độ âm điện lớn. Năm 1934 Muliken đề xuất công thức tính độ âm điện: χ = U&9 V&" (eV) Công thức Mulliken hiệu chỉnh để giá trị tương đương với công thức của Pauling: χ = W&9 O&5!3 + 0,17 Tuy nhiên, thang độ âm điện của Mulliken không được sử dụng rộng rãi do công thức tính độ âm điện cần có giá trị năng lượng ion hóa và năng lượng kết hợp electron của nguyên tử, mà giá trị năng lượng kết hợp của nhiều nguyên tử khó đo được chính xác. Hiện nay, giá trị độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố đang được sử dụng trên thế giới theo thang Pauling. Hình 2.15. Giá trị độ âm điện của nguyên tử một số nguyên tố trong bảng tuần hoàn. Trong một chu kì, theo chiều tằng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố tăng dần. Theo nhóm A, theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, độ âm điện giảm dần. Đối với nhóm B, khi Z tăng, độ âm điện nói chung ít thay đổi do khi đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, các electron thêm vào đều là những electron cùng phân lớp và ở lớp thứ hai (các nguyên tố d – lớp n-1) hoặc lớp thứ ba (các nguyên tố f – lớp n-2) từ Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 69 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga ngoài vào làm cho năng lượng ion hóa và năng lượng kết hợp electron của các nguyên tử ít thay đổi. 2.4.4. Bán kính nguyên tử. Người ta không xác định được bán kính tuyệt đối của các nguyên tử do electron chuyển động xung quanh hạt nhân không theo quỹ đạo và bán kính xác định. Do đó, người ta thường xác định bán kính các nguyên tử dựa theo kiểu liên kết hóa học của nguyên tử trong phân tử hoặc tinh thể. Vì vậy, bán kính nguyên tử thường được tính theo bán kính cộng hóa trị (đối với phi kim) và bán kính kim loại (đối với kim loại). Ngoài ra, còn có bán kính ion. Bán kính cộng hóa trị của một nguyên tử trong phân tử hai nguyên tử giống nhau là một nửa độ dài liên kết cộng hóa trị đơn ở 25oC. Ví dụ, độ dài liên kết đơn giữa hai nguyên tử H trong phân tử H2 là 0,74Ao, bán kính cộng hóa trị của H là: RH = X.$." = 6,H*" = 0,37Ao Đối với kim loại, bán kính kim loại được coi là nửa độ dài của khoảng cách ngắn nhất giữa hai nguyên tử trong tinh thể ở 25oC. Ví dụ, Li ở thể rắn là tinh thể lập phương tâm khối, bằng thực nghiệm nhiễu xạ tia X người ta xác định được khoảng cách ngắn nhất giữa hai nguyên tử Li trong tinh thể đó là 3,10 Ao, bán kính nguyên tử của Li là: RLi = 8,!6" = 1,55Ao Bán kính ion là khoảng cách giữa hai tâm của hai ion dương và âm gần nhau nhất trong tinh thể ion và bằng tổng số bán kính của ion dương và ion âm đó. Biến thiên bán kính nguyên tử các nguyên tố trong bảng tuần hoàn. Hình 2.16 là hình ảnh so sánh bán kính nguyên tử các nguyên tố nhóm A Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 70 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Hình 2.16. Hình ảnh so sánh bán kính nguyên tử các nguyên tố nhóm A trong bảng tuần hoàn. Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, bán kính nguyên tử tăng dần do tăng số lớp. Đối với các ion trong cùng nhóm có điện tích giống nhau thì bán kính tăng theo chiều Z tăng. Theo nhóm B, từ nguyên tố đầu đến nguyên tố thứ 2 bán kính có tăng, từ nguyên tố thứ 2 đến nguyên tố thứ 3 bán kính ít thay đổi (có khi không đổi hoặc giảm chút ít), do sự nén lantanit (sự co f). Trong chu kỳ, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, bán kính nguyên tử giảm dần do số lớp electron không đổi trong khi điện tích hạt nhân tăng lên. Bảng 2.6. Bán kính nguyên tử của một số nguyên tố nhóm B (Ao). IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 71 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga 1,62 1,47 1,34 1,30 1,35 1,26 1,25 1,24 1,28 1,38 Y 1,78 Zr 1,6 Nb 1,46 Mo 1,39 Tc 1,36 Ru 1.34 Rh 1,34 Pd 1,37 Ag 1,44 Cd 1,54 La 1,87 Hf 1,67 Ta 1,49 W 1,41 Re 1,37 Os 1,35 Ir 1,36 Pt 1,39 Au 1,46 Hg 1,57 Đối với các nguyên tố nhóm B, theo chu kỳ, Z tăng thì bán kính có giảm nhưng chậm, vì electron tăng thêm được điền vào lớp electron đang xây dựng dở ở sâu bên trong (lớp thứ hai và lớp thứ 3 kể từ ngoài vào) nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử (do sự co d). 2.4.5. Hóa trị, số oxi hóa. 2.4.5.1. Hóa trị, số oxi hóa. Hóa trị của một nguyên tố đặc trưng cho khả năng nguyên tử của nguyên tố đó có thể hình thành một số liên kết hóa học nhất định. Hóa trị thường gắn liền với một kiểu liên kết cụ thể. Hóa trị của nguyên tố trong hợp chất có liên kết ion được gọi là điện hóa trị, hóa trị của nguyên tố trong hợp chất có liên kết cộng hóa trị được gọi là cộng hóa trị. Điện hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng số electron mà một nguyên tử mất đi hay thu vào khi tạo thành ion đơn. Đó là điện tích của các ion trong hợp chất ion. Ví dụ, trong hợp chất NaCl, Na có điện hóa trị là 1+ và Cl có điện hóa trị là 1-. Cộng hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết cộng hóa trị của một nguyên tử nguyên tố đó với các nguyên tử khác trong phân tử. Ví dụ, N trong NH3 có cộng hóa trị là 3, N trong NH4+ có hóa trị là 4. Như vậy, để xác định được hóa trị của nguyên tố trong hợp chất ta phải biết rõ kiểu liên kết và cấu tạo trong phân tử của hợp chất đó. Thực tế, không phải bao giờ cũng dễ dàng làm được điều đó. Vì vậy, các nhà khoa học đề nghị đưa vào hóa học khái niệm hóa trị hình thức, được gọi là số oxi hóa. Số ôxi hóa là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết hợp chất được tạo thành từ các ion. Số oxi hóa là đại lượng đại số và được xác định theo quy tắc sau: (1) Trong các đơn chất, số oxi hóa của nguyên tố bằng không. Ví dụ: Số oxi hóa của Fe, O, Cl, trong các đơn chất Fe, O2, Cl2, bằng 0. (2) Trong một phân tử, tổng số số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của từng nguyên tố bằng không. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 72 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Ví dụ: Trong hợp chất Al2O3, số oxi hóa của Al là +3, số oxi hóa của O là -2. Ta có tổng: (+3).2 + (-2).3 = 0. (3) Trong ion đơn nguyên tử, số oxi hóa của nguyên tố bằng điện tích của ion đó. Ví dụ: Ion trong Na+, Na có số oxi hóa là +1. Trong ion đa nguyên tử, tổng số số oxi hóa của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của từng nguyên tố bằng điện tích của ion. Ví dụ: Trong ion NO3-, N có số oxi hóa là +5, O có số oxi hóa là -2. Ta có tổng: (+5).1 + (-2).3 = -1. (4) Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hóa của H là +1, trừ một số trường hợp như hidrua kim loại như NaH, CaH2, H có số oxi hóa là -1. Số oxi hóa của O là -2, trừ một số trường hợp như OF2 – O có số oxi hóa +2; H2O2 – O có số oxi hóa +1; hoặc KO2 – O có số oxi hóa - !"; (5) Số oxi hóa của các nguyên tố nhóm IA, IIA, VIIA thường là +1, +2, -1. Lưu ý, khác với hóa trị, số oxi hóa chỉ là một khái niệm có tính chất hình thức và thường không đặc trưng cho trạng thái thực của một nguyên tố trong hợp chất. Nên trong nhiều trường hợp, số oxi hóa không trùng với hóa trị của nguyên tố. Ví dụ, trong hợp chất HNO3, số oxi hóa của N là +5, hóa trị của N là 4. Trong các hợp chất CH4, CH3OH, HCHO, HCOOH và CO2, số oxi hóa của C lần lượt là -4, -2, 0, +2 và +4, trong khi cộng hóa trị của C trong tất cả các hợp chất trên đều là 4. Số oxi hóa của nguyên tố có mối liên hệ mật thiết với cấu hình electron của nguyên tử nguyên tố đó. Do đó, số oxi hóa cũng có mối liên hệ với số thứ tự nhóm của nguyên tố trong bảng tuần hoàn. Trong các số oxi hóa của nguyên tố, có hai loại số oxi hóa có ý nghĩa quan trọng là số oxi hóa dương cao nhất và số oxi hóa âm thấp nhất. Số oxi hóa dương cao nhất (OXHmax) của nguyên tố bằng số electron hóa trị của nguyên tử nguyên tố đó. Nghĩa là số oxi hóa dương cao nhất bằng số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nếu nguyên tố thuộc nhóm A, bằng số electron lớp ngoài cùng và số electron của phân lớp chưa điền đầy của lớp gần ngoài cùng. Nói cách khác, số oxi hóa dương cao nhất của nguyên tố bằng số thứ tự nhóm của nguyên tố trong bảng tuần hoàn. OXHmax = Số thứ tự nhóm (trừ nhóm IB, VIIIA, VIIIB, O, F). Ví dụ: N thuộc nhóm VA nên số oxi hóa dương cao nhất của N là +5, oxit cao nhất của N là N2O5. S thuộc nhóm VIA nên số oxi hóa dương cao nhất của S là +6, oxit cao nhất của S là SO3. Một số trường hợp số oxi hóa dương cao nhất khác với số thứ tự nhóm: Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 73 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Nhóm IB: Ag có số oxi hóa dương cao nhất là +1 nhưng Cu có số oxi hóa dương cao nhất là +2 (chẳng hạn trong hợp chất CuO) và Au có số oxi hóa dương cao nhất là +3 (chẳng hạn trong hợp chất AuCl3). Nhóm VIIIA: Các nguyên tố nhóm VIIIA có cấu trúc bền vững nên ít có khả năng mất đi hay nhận thêm electron. Do đó, chủ yếu có số oxi hóa bằng không và ở dạng đơn chất. Nhóm VIIIB: Các nguyên tố nhóm này không có số oxi hóa dương cao nhất bằng +8. O thuộc nhóm VIA nhưng không có số oxi hóa dương cao nhất bằng +6. O có số oxi hóa dương cao nhất bằng +2 trong hợp chất OF2. F thuộc nhóm VIIA nhưng không có số oxi hóa dương cao nhất là +7. F ngoài số oxi hóa bằng không trong đơn chất, chỉ có số oxi hóa -1 trong các hợp chất do nó là phi kim mạnh nhất, chỉ có thể nhận electron mà không thể nhường electron để thành ion dương. Số oxi hóa âm thấp nhất (OXHmin) thể hiện nhiều nhất số electron mà nguyên tử có thể nhận được để trở thành ion âm. Do đó, có thể xác định số oxi hóa âm thấp nhất thông qua số thứ tự nhóm của nguyên tố. OXHmin = Số thứ tự nhóm – 8 Ví dụ: N thuộc nhóm V nên số oxi hóa âm thấp nhất của N = 5 – 8 = -3 (trong hợp chất NH3). Số oxi hóa âm của nguyên tố thể hiện nguyên tử nguyên tố đó có khả năng nhận electron. Do đó, chỉ có các nguyên tố phi kim mới có số oxi hóa âm thấp nhất. Số oxi hóa âm của các nguyên tố thường thể hiện trong các hợp chất với H của các nguyên tố đó. Các nguyên tố nhóm VIIIA không có số oxi hóa âm do không có khả năng nhận electron. 2.4.5.2. Sự biến thiên tuần hoàn số oxi hóa của nguyên tố trong bảng tuần hoàn. Xét số oxi hóa của các nguyên tố theo các nhóm ta có: Nhóm IA: Nguyên tử các nguyên tố trong nhóm này có 1 electron hóa trị nên có duy nhất số oxi hóa là +1. Nhóm IIA: Nguyên tử có 2 electron hóa trị nên có số oxi hóa duy nhất là +2. Nhóm IIIA: Nguyên tử có cấu hình electron hóa trị là ns2np1 nên có thể có hai trạng thái hóa trị là +1 và +3. Đi từ trên xuống dưới theo chiều Z tăng, số oxi hóa +3 ngày càng kém bền và số oxi hóa +1 ngày càng bền. B chỉ có duy nhất số oxi hóa +3. Nhóm IVA: Nguyên tử có cấu hình electron hóa trị là ns2np2 nên có hai trạng thái hóa trị là +2 và +4. Đi từ trên xuống dưới, số oxi hóa +4 ngày càng kém bền và số oxi hóa +2 ngày càng bền. Ngoài ra, đối với các nguyên tố đầu trong nhóm như C, Si còn có khả năng kết hợp thêm 4 electron nên có còn có số oxi hóa -4. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 74 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Nhóm VA: Nguyên tử có cấu hình electron hóa trị là ns2np3 nên có hai trạng thái hóa trị là +3 và +5. Đi từ trên xuống dưới, số oxi hóa +5 ngày càng kém bền và số oxi hóa +3 ngày càng bền. Ngoài ra, các nguyên tố đầu có khả năng kết hợp thêm 3 electron nên còn có số oxi hóa -3. Nhóm VIA: Nguyên tử có cấu hình electron hóa trị là ns2np4 nên có các trạng thái hóa trị -2, +2, +4, +6. Cũng theo quy luật chung, từ trên xuống dưới trong nhóm, số oxi hóa cao ngày càng kém bền và số oxi hóa thấp ngày càng bền. Nhóm VIIA: Có các trạng thái hóa trị -1, +1, +3, +5, +7. Các nguyên tố d thường có nhiều trạng thái oxi hóa, dao động từ +1 đến số thứ tự nhóm (đặc biệt có trường hợp bằng không trong các hợp chất). Cần nhắc lại là một số nguyên tố nhóm IB và VIIIB số oxi hóa dương cao nhất không bằng số thứ tự nhóm. Ngược lại với các nguyên tố nhóm A, trong nhóm B, khi đi từ trên xuống dưới trong nhóm, số oxi hóa cao ngày càng bền và số oxi hóa thấp ngày càng kém bền. Các nguyên tố f thường có số oxi hóa +3, một số ít có thêm số oxi hóa +2 (Eu, Yb và Sm), hoặc +4 (Ce, Pr,), +5, +6 và +7. Trong bảng tuần hoàn, theo nhóm, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, số oxi hóa cao ngày càng kém bền và số oxi hóa thấp ngày càng bền. Theo chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, số oxi hóa dương cao nhất tăng dần theo số thứ tự nhóm, giá trị đại số của số oxi hóa âm thấp nhất cũng tăng dần. Bảng 2.7 trình bày sự biến đổi tuần hoàn số oxi hóa dương cao nhất và số oxi hóa âm thấp nhất của các nguyên tố theo chu kì. Bảng 2.7. Sự biến đổi tuần hoàn số oxi hóa dương cao nhất và số oxi hóa âm thấp nhất theo chu kì. Số thứ tự nhóm I II III IV V VI VII Hợp chất với oxi Na2O R2O MgO ZnO RO Al2O3 La2O3 R2O3 SiO2 TiO2 RO2 P2O5 V2O5 R2O5 SO3 WO3 RO3 Cl2O7 Mn2O7 R2O7 Số OXHmax +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Hợp chất với H CH4 NH3 H2O HF Số OXHmin -4 -3 -2 -1 Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 75 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga 2.4.6. Tính kim loại, phi kim. Về mặt cấu trúc electron nguyên tử, nói chung, có thể nhận biết kim loại và phi kim theo đặc điểm sau: Kim loại thường có 1, 2 hoặc 3 electron lớp ngoài cùng; phi kim thường có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng. Tuy nhiên, có một số ngoại lệ, chẳng hạn, Sn, Pb có 4 electron lớp ngoài cùng nhưng lại là kim loại... Cụ thể, sự phân loại các nguyên tố kim loại, phi kim và khí hiếm được trình bày trong bảng 2.8. Bảng 2.8. Phân loại các nguyên tố kim loại, phi kim và khí hiếm. Nhóm Kim loại Phi kim Khí hiếm IA Li, Na, K, Rb, Cs, Fr H IIA Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra IIIA Al, Ga, In, Tl, Nh B IVA Ge, Sn, Pb, Fl C, Si VA Sb, Bi, Mc N, P, As VIA Po, Lv O, S, Se, Te VIIA F, Cl, Br, I, At, Ts VIIIA He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og B Tất cả các nguyên tố nhóm B Biến thiên tính kim loại, phi kim trong bảng tuần hoàn. Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần. Theo nhóm A: Khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. Theo nhóm B: Khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính kim loại giảm dần. 2.4.7. Sự biến đổi tính chất axit-bazơ của các hidrua. Hidrua là hợp chất của H với một nguyên tố hóa học khác. Dựa vào kiểu liên kết hóa học trong các hidrua, có thể phân loại như sau: Hidrua ion là các hidrua của kim loại kiềm, kiểm thổ và lantan như LiH, CaH2, LaH3, Đó là các tinh thể không màu, có liên kết ion trong phân tử. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 76 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Hidrua cộng hóa trị là các hidrua có liên kết cộng hóa trị trong phân tử như CH4, NH4, H2S, HCl, Hidrua kiểu kim loại là các hidrua của các nguyên tố nhóm B, chúng có cấu tạo giống kim loại và có thể có công thức với số nguyên tử trong phân tử không theo hóa trị thông thường. Ví dụ ScH2, PdH0,8 Khi cho các hidrua tương tác với nước, tùy theo vị trí của nguyên tố tạo hidrua mà tạo ra sản phẩm khác nhau một cách có quy luật. Cụ thể, hidrua nhóm IA, IIA phản ứng mãnh liệt với nước, giải phóng H2 và dung dịch bazơ mạnh. NaH + HOH → NaOH + H2 Hidrua của B (nhóm IIIA) và Si (nhóm IVA) phản ứng với nước kém mãnh liệt hơn, giải phóng H2 và dung dịch axit yếu. SiH4 + 4H2O → Si(OH)4 + 4H2 Bản chất của các phản ứng trên là do: H- (hidrua) + H+ (nước) → H2 Hidrua của các nguyên tố nhóm IVA và nhóm VA (trừ N) không tác dụng với nước. NH3 là trường hợp đặc biệt, H trong NH3 cũng mang điện tích dương giống như H+ của nước nên không phản ứng được với nhau. Phản ứng của NH3 với nước thực chất là phản ứng của H+ với nguyên tử N : NH3 + H2O → NH4+ + OH- Các hidrua của các nguyên tố nhóm VIA, VIIA tạo môi trường axit : H2S + H2O → H3O+ + HS- tạo môi trường axit yếu HCl + H2O → H3O+ + Cl- phản ứng tỏa nhiệt mạnh, dung dịch có tính axit mạnh Sự biến đổi tính chất axit – bazơ của các hidrua trong bảng tuần hoàn. Như trên đã phân tích về khả năng phản ứng và sản phẩm của phản ứng giữa các hidrua với nước, có thể rút ra quy luật biến đổi tính axit – bazơ của các hiddrua trong bảng tuần hoàn như sau : Theo chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, nói chung tính bazơ của dung dịch các hidrua giảm dần, tính axit tăng dần. Theo nhóm, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính axit của các hidrua tăng dần, tính bazơ giảm dần. 2.4.8. Sự biến đổi tính chất axit-bazơ của các oxit và hidroxit. Theo chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính axit của các hidroxit ứng với số oxi hóa lớn nhất tăng dần, tính bazơ giảm dần. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 77 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Tính axit của các hidroxit ứng với số oxi hóa như nhau cũng tăng dần, tính bazơ giảm dần từ trái sang phải. Theo nhóm A, tính axit của các hidroxit ứng với số oxi hóa như nhau giảm dần, tính bazơ tăng dần từ trên xuống dưới. Theo nhóm B, tính axit – bazơ của các hidroxit biến đổi phức tạp. Đối với cùng một nguyên tố, số oxi hóa tăng thì tính axit cũng tăng lên. Ví dụ H2SO4 (ứng với số oxi hóa của S là +6) có tính axit mạnh hơn H2SO3 (ứng với số oxi hóa của S là +4). TÓM TẮT CHƯƠNG 2 1. Nguyên tăc xây dựng bảng tuần hoàn. Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, và được xếp vào các chu kỳ và các nhóm. 2. Cấu tạo bảng tuần hoàn. a. Chu kỳ. Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của cúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Số thứ tự của chu kỳ = số lớp electron trong nguyên tử. Số nguyên tố trong chu kì n = a = tổng số electron tối đa ở các phân lớp ns, np, (n-1)d và (n-2)f . b. Nhóm nguyên tố Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau. Nhóm A. Đặc điểm nhận biết: Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử đều xảy ra ở phân lớp ns hoặc np (n là lớp electron ngoài cùng). Số thứ tự nhóm của nguyên tố = số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử. Nhóm B. Đặc điểm nhận biết: Sự điền electron cuối cùng vào nguyên tử đều xảy ra ở phân lớp (n-1)d hoặc (n-2)f (n là lớp electron ngoài cùng). Số electron lớp ngoài cùng các nguyên tố nhóm B luôn nhỏ hơn hoặc bằng 2. Do đó, tất cả các nguyên tố nhóm B đều là kim loại. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 78 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Số thứ tự nhóm của nguyên tố d = số electron hóa trị của nguyên tử (trừ hai cột cuối của nhóm VIIIB) Về số thứ tự nhóm của các nguyên tố họ lantan và họ actini, có hai quan điểm: Thứ nhất, lantan và actini thuộc nhóm IIIB nên tất cả các nguyên tố thuộc hai họ này cũng thuộc nhóm IIIB. Thứ hai, các nguyên tố này được xếp ngoài bảng nên độc lập, không thuộc nhóm nào. c. Các dạng bảng tuần hoàn. • Dạng bảng ngắn. • Dạng bảng dài. • Dạng bậc thang. • Dạng vòng xòe • Dạng xoáy ốc. d. Phân loại nguyên tố s, p, d và f Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s trong nguyên tử gọi là nguyên tố s. Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p trong nguyên tử gọi là nguyên tố p. Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d trong nguyên tử gọi là nguyên tố d. Các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f trong nguyên tử gọi là nguyên tố f. 3. Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học Tính chất của các nguyên tố cũng như tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó, phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân. 4. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất quan trọng Sự biến đổi theo chu kì. Sự biến đổi theo nhóm. Sự biến đổi theo hướng chéo. a. Năng lượng ion hóa. Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của một nguyên tử là năng lượng cần thiết để tách 1 electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái khí, không bị kích thích để trở thành ion có điện tích +1 ở trạng thái khí, không bị kích thích. Đối với nguyên tử bất kì, năng lượng ion hóa được tính: Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 79 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Ii = ∑Eion điện tích +i - ∑Eion điện tích +(i-1) Đối với nguyên tử hoặc ion 1 electron, giá trị năng lượng ion hóa I chính bằng năng lượng tuyệt đối của electron trong nguyên tử. I = E∞ - E = 0 – (-13,6.F!G!) eV Theo chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của nguyên tử các nguyên tố nói chung tăng dần. Trong một nhóm A, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố giảm dần. Trong nhóm B, sự biến đổi năng lượng ion hóa diễn ra không theo qui luật chặt chẽ như đối với các nguyên tố nhóm A. Thường thì đi từ dãy thứ nhất (3d) đến dãy thứ hai (4d) năng lượng ion hóa thứ nhất giảm, nhưng từ dãy thứ hai đến dãy thứ ba (5d) năng lượng ion hóa thứ nhất lại tăng lên. b. Năng lượng kết hợp electron. Năng lượng kết hợp electron thứ nhất A1 là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp 1 electron vào nguyên tử ở trạng thái khí, không bị kích thích để trở thành ion có điện tích (-1) ở trạng thái khí, không bị kích thích. • X(k,cb) + e → X- (k,cb) A1 Theo chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố nói chung giảm dần. Theo nhóm A, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố nói chung tăng. Theo nhóm B, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, năng lượng kết hợp electron của nguyên tử các nguyên tố nói chung giảm. Nhóm VIIIA gần như không tham gia liên kết nên không có các giá trị năng lượng kết hợp electron được xác định. c. Độ âm điện χ Độ âm điện (χ) của nguyên tử là khả năng của nó hút cặp electron liên kết về phía mình. Phương pháp xác định độ âm điện theo Pauling |χA – χB| = 0,102P∆O9P Trong đó: ∆O9P = EA-B - !"(EA-A – EB-B) Năng lượng liên kết EA-A, EB-B, EA-B và DA-B được tính bằng kJ/mol. Lấy độ âm điện của H, χH = 2,2 làm chuẩn. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 80 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Phương pháp xác định độ âm điện theo Mulliken Năm 1934 Muliken đề xuất công thức tính độ âm điện: χ = U&9 V&" (eV) Công thức Mulliken hiệu chỉnh để giá trị tương đương với công thức của Pauling: χ = W&9 Y&5!3 + 0,17 Trong một chu kì, theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, độ âm điện của nguyên tử các nguyên tố tăng dần. Theo nhóm A, theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, độ âm điện giảm dần. Đối với nhóm B, khi Z tăng, độ âm điện nói chung ít thay đổi. d. Bán kính nguyên tử. Trong một nhóm A, theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, bán kính nguyên tử tăng dần do tăng số lớp. Đối với các ion trong cùng nhóm có điện tích giống nhau thì bán kính tăng theo chiều Z tăng. Theo nhóm B, từ nguyên tố đầu đến nguyên tố thứ 2 bán kính có tăng, từ nguyên tố thứ 2 đến nguyên tố thứ 3 bán kính ít thay đổi (có khi không đổi hoặc giảm chút ít). Trong chu kỳ, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, bán kính nguyên tử giảm dần. Đối với các nguyên tố nhóm B, theo chu kỳ, Z tăng thì bán kính có giảm nhưng chậm. e. Hóa trị, số oxi hóa. Hóa trị của một nguyên tố đặc trưng cho khả năng nguyên tử của nguyên tố đó có thể hình thành một số liên kết hóa học nhất định. Điện hóa trị. Cộng hóa trị. Số ôxi hóa là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết hợp chất được tạo thành từ các ion. OXHmax = Số thứ tự nhóm (trừ nhóm IB, VIIIA, VIIIB, O, F). OXHmin = Số thứ tự nhóm – 8 Trong bảng tuần hoàn, theo nhóm, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, số oxi hóa cao ngày càng kém bền và số oxi hóa thấp ngày càng bền. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 81 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Theo chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân, số oxi hóa dương cao nhất tăng dần theo số thứ tự nhóm, giá trị đại số của số oxi hóa âm thấp nhất cũng tăng dần. f. Tính kim loại, phi kim. Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần. Theo nhóm A: Khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. Theo nhóm B: Khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính kim loại giảm dần. g. Sự biến đổi tính chất axit-bazơ của các hidrua. Hidrua ion. Hidrua cộng hóa trị. Hidrua kiểu kim loại. Theo chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, nói chung tính bazơ của dung dịch các hidrua giảm dần, tính axit tăng dần. Theo nhóm, đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính axit của các hidrua tăng dần, tính bazơ giảm dần. h. Sự biến đổi tính chất axit-bazơ của các oxit và hidroxit. Theo chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân Z, tính axit của các hidroxit ứng với số oxi hóa lớn nhất tăng dần, tính bazơ giảm dần. Tính axit của các hidroxit ứng với số oxi hóa như nhau cũng tăng dần, tính bazơ giảm dần từ trái sang phải. Theo nhóm A, tính axit của các hidroxit ứng với số oxi hóa như nhau giảm dần, tính bazơ tăng dần từ trên xuống dưới. Theo nhóm B, tính axit – bazơ của các hidroxit biến đổi phức tạp. Đối với cùng một nguyên tố, số oxi hóa tăng thì tính axit cũng tăng lên. BÀI TẬP CHƯƠNG 2 A. BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM Câu 1: Chọn phát biểu đúng: Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học đầu tiên trong lịch sử được sắp xếp theo nguyên tắc: Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 82 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga A. Theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. B. Theo chiều tăng dần của trọng lượng nguyên tử. C. Theo thứ tự thời gian tìm ra nguyên tố. D. Theo thứ tự bảng chữ cái Latinh. Câu 2: Chọn phát biểu không chính xác: A. Nguyên tử các nguyên tố cùng chu kì có cùng số lớp electron. B. Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số electron lớp ngoài thì cùng nhóm. C. Nguyên tử các nguyên tố trong một nhóm A có cùng số electron lớp ngoài. D. Nguyên tử các nguyên tố cùng nhóm có cùng số electron hóa trị. Câu 3: Nguyên tố có Z = 72, Z = 93 theo thứ tự thuộc chu kỳ: A. 6, 7. B. 6, 8. C. 5, 6 . D. 5, 8. Câu 4: Chọn phát biểu đúng. Nguyên tố s là: A. Tất cả các nguyên tố thuộc chu kỳ 1. B. Tất cả các nguyên tố thuộc chu kỳ 2 và 3. C. Tất cả các nguyên tố mà nguyên tử của nó có electron đang điền ở phân lớp s. D. Tất cả các nguyên tố mà nguyên tử của nó có electron cuối cùng điền vào phân lớp s theo thứ tự năng lượng. Câu 5: Nguyên tố stronti có Z = 38. Nguyên tố ở chu kỳ kế tiếp, cùng nhóm với stronti có số thứ tự là: A. Z = 70. B. Z = 56. C. Z = 57. D. Z = 71. Câu 6: Chọn câu đúng: Số thứ tự của nhóm bằng tổng số electron lớp ngoài cùng. Quy tắc này: A. Đúng với mọi nhóm. B. Sai với mọi nhóm. C. Đúng với nhóm A (trừ H và He). D. Đúng với các nhóm B trừ nhóm VIIIB. Câu 7: Chọn phát biểu đúng: Các electron hoá trị của: A. Nguyên tử Br(Z=35) là 4s24p5. B. Nguyên tử Sn(Z=50) là 3d24s1. C. Nguyên tử Ti(Z=22) là 5s2. D. Nguyên tử Sr(Z=38) là 4d105s2. Câu 8: Trong một nhóm A, tính kim loại của nguyên tố khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng dần của số đơn vị điện tích hạt nhân biến đổi như sau: A. Không đổi. B. Tăng dần. C. Giảm dần. D. Không xác định được. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 83 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Câu 9: Chọn đáp án đúng: Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có đặc điểm: A. Có cùng số electron. B. Có cấu hình electron hóa trị tương tự nhau. C. Có cùng số proton. D. Có cùng số lớp electron. Câu 10: Chọn đáp án đúng: Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kì có đặc điểm: A. Có cùng số electron. B. Có cấu hình electron hóa trị tương tự nhau. C. Có cùng số proton. D. Có cùng số lớp electron. Câu 11: Các nguyên tố f được xếp vào nhóm nào trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học? A. Nhóm IIIB. B. Không xếp vào nhóm nào cả. C. Trải đều trong tất cả các nhóm B của bảng tuần hoàn. D. Hiện nay tồn tại hai quan điểm: nguyên tố f thuộc nhóm IIIB hoặc không thuộc nhóm nào. Câu 12: Trong bảng tuần hoàn, các nguyên tố f được xếp vào nhóm: A. Nhóm IIIB. B. Nhóm VIIIB. C. Từ nhóm IB đến nhóm VIIIB. D. Họ lantan thuộc nhóm IIIB còn họ actini thuộc nhóm VIIIB. Câu 13: Trong bảng tuần hoàn, H được xếp vào: A. Nhóm IA B. Nhóm VIIA C. Nhóm IA hoặc VIIA D. Nhóm IA và nhóm VIIA Câu 14: Số nguyên tố được xếp trong các chu kì 4, 5, 6 lần lượt là: A. 18; 18; 32. B. 18; 18; 18. C. 8; 18; 32. D. Đáp án khác. Câu 15: Cặp nguyên tố nào dưới dây không thuộc cùng một chu kỳ? A. H và Li. B. Na và S. C. K và Br. D. H và He. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 84 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Câu 16: Nguyên tố nào dưới đây không thuộc họ nguyên tố d: A. Sn(Z=50). B. V (Z=23). C. Pd (Z=46). D. Zn(Z=30). Câu 17: Nguyên tố nào dưới đây thuộc họ d? A. Z = 76. B. Z = 56. C. Z = 32. D. Z = 53. Câu 18: Nguyên tố kim loại kiềm ở chu kỳ 8 (nếu có) sẽ có số thứ tự là: A. 119. B. 120. C. 121. D. 118. Câu 19: Chọn phát biểu không chính xác: Khi đi từ trái sang phải trong một chu kì thì: A. Năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố tăng dần. B. Tính phi kim của các nguyên tố tăng dần. C. Tính kim loại của các nguyên tố giảm dần. D. Tính khử giảm dần. Câu 20: Nguyên tử của nguyên tố X có 2 electron đang điền ở phân lớp 3d, X có 4 lớp vỏ. X là: A. Kim loại, chu kỳ 4, nhóm 4B. B. Kim loại, chu kỳ 4, nhóm 2B. C. Phi kim, chu kỳ 4, nhóm 4B. D. Phi kim, chu kỳ 4, nhóm 2B. Câu 21: Nguyên tố A có thể tạo hợp chất với oxi dạng A2O5 (trong đó A thể hiện số oxi hóa cao nhất) và hợp chất với hidro dạng AH3. A có 4 lớp vỏ. Cấu hình electron của A là: A. 1s22s22p63s23p64s23d104p5. B. 1s22s22p63s23p64s23d5. C. 1s22s22p63s23p64s23d3. D. 1s22s22p63s23p64s23d104p3. Câu 22: Nguyên tố X ở chu kỳ 4 tạo được phân tử khí XH, trong đó X có số oxi hóa thấp nhất. Vị trí của X trong bảng tuần hoàn là: A. X ở ô thứ 32, nhóm IA. B. X ở ô thứ 32, nhóm IB. C. X ở ô thứ 35, nhóm VIIA. D. X ở ô thứ 35, nhóm VIIB. Câu 23: Nguyên tử của nguyên tố X có 5 lớp vỏ electron và có 2 electron lớp ngoài cùng. X tạo được oxit X2O7, trong đó X có số oxi hóa cao nhất. Vị trí của X trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học là: A. Số thứ tự 43, chu kì 5, nhóm VIIB. B. Số thứ tự 43, chu kì 5, nhóm VIIA. C. Số thứ tự 53, chu kì 5, nhóm VIIA. D. Số thứ tự 53, chu kì 5, nhóm VIIB. Câu 24: Nguyên tử X có 4 lớp voe electron, cùng nhóm với Na. X có thể là những nguyên tố chiếm những ô nào trong bảng tuần hoàn? Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 85 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga A. Ô 29. B. Ô 19 và 29. C. Ô 19. D. Ô 21 và 31. Câu 25: Nguyên tố X ở chu kỳ 4, tạo được oxit trong đó X có số oxi hóa lớn nhất bằng +7, X tạo được hợp chất khí với hidro. Cấu hình electron của nguyên tử nguyên tố X là: A. 1s22s22p63s23p63d84s2. B. 1s22s22p63s23p63d104s24p5. C. 1s22s22p63s23p63d64s2. D. 1s22s22p63s23p63d54s2. Câu 26: Nguyên tử của nguyên tố X có 4 lớp electron, X có thể tạo oxit cao nhất dạng RO3, X không có số oxi hóa âm. Cấu hình electron của nguyên tử nguyên tố X là: A. 1s2 2s22p63s23p64s23d4. B. 1s2 2s22p63s23p63d54s1. C. 1s2 2s22p63s23p64s23d104p4. D. 1s2 2s22p63s23p64s24p43d10. Câu 27: Nguyên tố X thuộc nhóm VIIIB. Cấu hình electron của nguyên tử nguyên tố X là: A. 1s2 2s22p63s23p63d104s2. B. 1s2 2s22p63s23p63d54s2. C. 1s2 2s22p63s23p63d34s2. D. 1s22s22p63s23p63d74s2. Câu 28: Nguyên tố X thuộc chu kì 4, cùng nhóm nhưng khác kí hiệu nhóm với nguyên tố Cl(Z = 17). Nguyên tố X có: A. Z = 26, thuộc nhóm VIIA, là phi kim. B. Z = 26, thuộc nhóm VIIB, là kim loại. C. Z = 25, thuộc nhóm VIIA, là phi kim. D. Z = 26, thuộc nhóm VIIB, là kim loại. Câu 29: Ion R3+ có cấu hình electron 1s2 2s22p63s23p63d3. Công thức oxit của R trong đó R có hóa trị cao nhất là: A. XO2. B. X2O5. C. X2O3. D. XO3. Câu 30: Năng lượng ion hóa I3 của Be là năng lượng cần cho quá trình nào sau đây? A. Be → Be3+ + 3e. B. Be2+ → Be3+ + 1e. C. Be → Be1+ + 1e. D. Be+ → Be2+ + 1e. Câu 31: So sánh năng lượng ion hóa thứ nhất của ZA = 9; ZB = 10, ZC = 11. A. IA < IB < IC. B. IB < IC < IA. C. IC < IA < IB. D. IC < IB < IA. Câu 32: Cho 3 nguyên tố có ZA = 9, ZC = 11, ZD = 15. Thứ tự năng lượng ion hóa tăng dần là: A. IC < IA < ID. B. IA < IC < ID. C. IC < ID < IA. D. IC < ID < IA. Câu 33: Phát biểu nào dưới đây chưa chính xác: A. Trong cùng một chu kỳ, khi đi từ trái sang phải, năng lượng ion hóa tăng dần. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 86 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga B. Năng lượng ion hóa càng nhỏ, nguyên tử càng dễ nhường electron. C. Năng lượng ion hóa phụ thuộc vào điện tích hạt nhân, số lớp e, mức độ chắn, mức độ xâm nhập. D. Trong cùng một phân nhóm, khi tăng số lớp electron, năng lượng ion hóa giảm dần. Câu 34: Cho các cấu hình electron: (1) 1s22s22p63s23p4, (2) 1s22s22p63s23p5, (3) 1s22s22p63s23p6. Thứ tự năng lượng ion hóa tăng dần là: A. (1) < (2) < (3). B. (3) < (2) < (1) C. (2) < (1) < (3). D. (3) < (1) < (2). Câu 35: Cho các nguyên tố: Na, C, Li, O và N. Dựa vào quy luật tuần hoàn, thứ tự sắp xếp năng lượng ion hóa thứ nhất I1 của nguyên tử các nguyên tố trên theo chiều tăng dần là: A. Li, Na, C, N, O. B. Na, Li, C, O, N. C. Li, Na, C, O, N. D. Na, Li, C, N, O. Câu 36: Cho năng lượng ion hóa I1(eV) của các nguyên tố chu kỳ 2 như sau: Li Be B C N O F Ne 5,4 9,3 8,3 11,3 14,5 13,6 17,4 21,6 Nói chung, năng lượng ion hóa thứ nhất tăng dần từ Li đến Ne, tuy nhiên có 2 cực đại nhỏ ở Be và N là do: A. Be và N lần lượt đạt cấu hình bão hòa và nửa bão hòa e ở phân lớp ngoài cùng. B. Do bán kính nguyên tử của Be và N nhỏ. C. Do bán kính ion của Be và N nhỏ. D. Vì các e cuối cùng của các nguyên tử này đang ở mức năng lượng cao. Câu 37: Cho các nguyên tố: C, O, N, Al. Thứ tự sắp xếp các nguyên tố theo chiều giảm dần độ âm điện là: A. O, N, C, Al. B. Al, O, N, C. C. O, C, N, Al. D. Al, C, N, O. Câu 38: Nhóm có độ âm điện cao nhất trong bảng tuần hoàn là: A. IIIA. B. VIIA. C. VIA. D. IA. Câu 39: Theo Pauling, độ âm điện của H và Cl lần lượt là 2,20 và 3,18; năng lượng phá vỡ liên kết trong các đơn chất H2 và Cl2 lần lượt là 432 kJ.mol-1 và 239 kJ.mol-1. Dựa vào các số liệu này có thể tính được năng lượng phá vỡ liên kết H-Cl là: A. 425 kJ.mol-1. B. 420 kJ.mol-1. C. 431 kJ.mol-1. D. Đáp án khác. Câu 40: Chọn phát biểu đúng. Các nguyên tố là kim loại có đặc điểm sau: A. Có số electron ở lớp ngoài cùng nhiều hơn hoặc bằng 4. Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 87 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga B. Có tính dẫn nhiệt, dẫn điện kém. C. Là các nguyên tố thuộc nhóm A. D. Là các nguyên tố thuộc nhóm B hoặc các nguyên tố có số electron ở lớp ngoài cùng nhỏ hơn 4. Câu 41: Cấu hình electron cuối cùng của nguyên tử X là 3d104s2. Vị trí của X trong bảng tuần hoàn là: A. Chu kỳ 4, nhóm IIB. B. Chu kỳ 4, nhóm IIA. C. Chu kỳ 4, nhóm VIIIB. D. Cả A, B, C đều sai. Câu 42: Ion R2+ có cấu hình electron phân lớp ngoài cùng là 3d4. Chọn nhận định đúng về nguyên tố R. A. R là kim loại, thuộc chu kì 4. B. R là phi kim, thuộc chu kì 3. C. R là kim loại, thuộc chu kì 3. D. R là phi kim, thuộc chu kì 4. ĐÁP ÁN BÀI TẬP TRẮC NGHIỆM 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 B B A D B C A B B D D 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 A C A A A A A A A D C 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 A B B B D D D B C C D 34 35 36 37 38 39 40 41 42 A B A A B C D A A B. BÀI TẬP TỰ LUẬN 1. Ion R3+ có hai phân lớp ngoài cùng là 3p63d2 a. Viết cấu hình electron của R và R3+ dưới dạng chữ và ô. b. Xác định Z, chu kỳ, nhóm, phân nhóm của R. c. Viết công thức oxit cao nhất của R d. Nêu các bộ trị số có thể có của 4 số lượng tử đối với 2 electron 3d2 của ion R3+. 2. Một nguyên tố R thuộc chu kỳ 4 có thể tạo hợp chất khí dạng RH3 và tạo oxit cao nhất dạng R2O5. Hãy viết cấu hình electron của nguyên tử R và các ion R3+, R5+. Xác định vị trí của R trong bảng hệ thống tuần hoàn. 3. Viết cấu hình electron của các nguyên tử có Z = 9, 11, 16. Từ đó hãy cho biết: Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 88 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga a. Nguyên tố nào trong các nguyên tố trên có năng lượng ion hoá I1 lớn nhất, nguyên tố nào có năng lượng ion hoá I1 nhỏ nhất. b. Cation và anion nào dễ được tạo thành nhất từ mỗi nguyên tử. 4. Tính năng lượng ion hoá của nguyên tử H; ion He+ và ion Li2+ ở trạng thái cơ bản và giải thích sự biến thiên năng lượng ion hoá theo dãy H, He+, Li2+. Đáp số: IH = 13,6eV; IHe+ = 54,4eV; ILi2+ = 122,4eV; I tăng vì Z tăng 5. Vì sao năng lượng ion hóa thứ nhất của những kim loại chuyển tiếp thuộc chu kì 4 có giá trị rất gần nhau? 6. Xác định năng lượng cần để thu được N3+ từ N (Z = 7), biết răng N có các giá trị năng lượng ion hóa là: I1 = 14,54eV; I2 = 24,39eV; I3 = 47,26eV. Đáp số: 86,19 eV 7. Cho nguyên tử Co (Z = 27) a. Viết cấu hình electron của Co ở trạng thái cơ bản. b. Co có thể tạo thành ion Co2+do mất đi hai trong số những electron hóa trị. So sánh năng lượng orbital của hai kiểu ion Co2+ dễ thu được nhất. Kiểu nào bền nhất? c. Dùng kết quả câu b. Xác định năng lượng ion hóa Co thành Co2+. d. Co còn có thể tạo thành Co3+. So sánh năng lượng ion hóa Co2+ và Co3+. Đáp số:b. E4s+3d = -498,7eV; E3d=-503,6eV; c. ICo(2+) = 30,2eV; d. ICo(3+) = 57,2eV 8. Năng lượng ion hóa nối tiếp của Na và Mg, tính theo eV là: 5,1; 7,6; 15,0; 47,3; 71,6; 80,1; 98,9; 109,3. Điền vào bảng sau và giải thích: Nguyên tố I1 I2 I3 I4 Na Mg 9. Radi (Ra) Z = 88 là nguyên tố kiềm thổ (ở chu kỳ 7). Hãy dự đoán nguyên tố kiềm thổ tiếp theo sẽ có số thứ tự là bao nhiêu. Đáp số: Z = 120 10. Năng lượng ion hoá I1 của các nguyên tố chu kỳ 2. Li Be B C N O F Ne 5,4 9,32 8,32 11,26 14,53 13,6 17,42 21,5 eV a. Năng lượng ion hoá tăng từ đầu đến cuối chu kỳ. Vì sao? b. I1 có giá trị cực đại nhỏ ở Be, ở N; cực tiểu nhỏ ở B, ở O. Giải thích. 11. Ae(Si) = -134kJ.mol-1, P ở bên phải Si nhưng Ae(P) = -72 kJ.mol-1. Hãy giải thích sự bất thường đó. 12. Độ tăng bán kính ở nhóm IA Li D = 0,2 Na D = 0,42 K D = 0,1 Rb D = 0,12 Cs (1) (2) (3) (4) 1,34 1,54 1,96 2,06 1,18 Có sự làm chậm từ K sang Rb, Tại sao? Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 89 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga 12. Xác định chu kỳ, nhóm (A, B) của nguyên tố Pd (Z = 46) trong bảng tuần hoàn. 13. Sắp xếp theo chiều tăng dần năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) của các nguyên tử: Li, Be, B, C, N và O. Biết Li = 3, Be = 4, B = 5, C = 6, N = 7 và O = 8. 14. Sắp xếp theo chiều tăng dần bán kính ion của các ion sau: F-, Na+, Mg2+ và Al3+. 15. a. Hãy sắp xếp các nguyên tố sau đây theo thứ tự tăng dần của bán kính nguyên tử và độ âm điện: Cl; Al; Na; P; F. b. So sánh năng lượng ion hóa I1 của C và Si c. Viết cấu hình electron của các nguyên tố có Z = 107; 108 Đáp số: a. F, Cl, P, Al, Na và Na. Al, P, Cl, F b. I1(Si) < I1(C); 16. Hãy cho biết cấu hình electron của một nguyên tố chuyển tiếp biết rằng nguyên tố này có 3 electron ở phân lớp d và thuộc chu kỳ 4 của bảng tuần hoàn. Đáp số: ZX = 23 17. N(Z=7) đã biết cấu hình electron và nằm ở chu kỳ 2 của bảng tuần hoàn. Hãy xác định số thứ tự hạt nhân Z và viết cấu hình electron của nguyên tố Arsen biết rằng nguyên tố này nằm cùng nhóm với N và thuộc chu kỳ 4. Đáp số: ZAs = 33 18. Người ta nhận thấy ở cấu hình electron của nguyên tố A có phân lớp ngoài cùng là 3p. Nguyên tố p cũng có phân lớp 3p trong cấu hình của mình và ở phân lớp tiếp theo có 2 electron. Hai phân lớp 3p của A và B cách nhau 1 electron. Hãy xác định số thứ tự nguyên tử của A và B và cho biết nguyên tử nào là kim loại? là phi kim hoặc khí trơ? Đáp số: ZA = 17; ZB = 20 19. Biết tổng số hạt proton trong hai hạt nhân của các nguyên tố X và Y là 32. Hãy xác định số thứ tự Z của X và Y, biết rằng 2 nguyên tố này ở cùng một nhóm (A hoặc B) và thuộc hai chu kì liên tiếp trong bảng tuần hoàn. Đáp số: ZX = 12; ZY = 20 20. Dựa vào cấu hình electron của Na (Z=11), hãy xác định số thứ tự nguyên tử của nguyên tố X, biết rằng nguyên tố này cùng chu kì với Na và cùng nhóm với Indium (Z = 49). Đáp số: ZX = 13 21. Giải thích vì sao Pb(Z = 82) và C(Z = 6) cùng thuộc một nhóm trong bảng tuần hoàn mà Pb là kim loại còn C là phi kim. 22. Tại sao Zn (Z = 30) và Ca (Z = 20) có cùng cấu hình electron lớp ngoài cùng nhưng lại không thuộc cùng một phân nhóm? 23. Người ta biết rằng Sr (Z = 38) khi mất 2e sẽ có cấu hình e bền vững; trong khi đó nguyên tử Fe (Z = 26) lại cho hai dạng cấu hình e bền vững khi mất electron. Hãy viết cấu hình electron cho ba trường hợp đó và chỉ rõ số e độc thân cho từng trường hợp. 24. a. Tính độ âm điện Pauling của các halogen nhờ bảng sau, cho biết cH = 2,2: Bài giảng Hóa học – Cấu tạo chất. 90 TS. Nguyễn Thị Thúy Nga Phân tử H2 F2 Cl2 Br2 I2 HF HC l HB r HI Dij (kJ/mol 436 159 243 193 151 570 432 366 298 b. Từ kết quả trên suy ra hiệu độ âm điện của từng đôi halogen. Phân tử XY ClF BrF IF BrCl ICl IBr Dij(kJ/mol) 251 250 271 218 211 180 c. So sánh kết quả câu b. với giá trị tính trực tiếp từ năng lượng phân li Dij của những phân tử XY.