Chương 5 nguyên tố không chuyển tiếp

Chương V Chương V TÍNH TUẦN HOÀN CỦA CÁC NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP I ĐẠI CƯƠNG VỀ CÁC NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP 1 Cấu tạo nguyên tử và đặc điểm liên kết Các nguyên tố không chuyển tiếp là các nguy[.]

Chương V TÍNH TUẦN HỒN CỦA CÁC NGUN TỐ KHƠNG CHUYỂN TIẾP I ĐẠI CƯƠNG VỀ CÁC NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP Cấu tạo nguyên tử đặc điểm liên kết - Các nguyên tố không chuyển tiếp nguyên tố họ s p điển hình Chúng tạo thành phân nhóm bảng hệ thống tuần hồn - Orbital hóa trị electron hố trị nguyên tố không chuyển tiếp lớp vỏ ngồi Các ngun tố phân nhóm có tổng số electron hóa trị số thứ tự nhóm - Khả tạo liên kết cộng hố trị nguyên tố phụ thuộc nhiều vào giá trị tương đối số orbital hóa trị số electron hóa trị nguyên tố  Khi số electron hóa trị số orbital hóa trị: liên kết hóa học tạo thành sử dụng electron độc thân, Ví dụ C Chúng thường có tính chất đặc biệt  Khi số electron hóa trị nhỏ số orbital hóa trị: liên kết hóa học tạo thành sử dụng electron độc thân orbital trống nguyên tử Ví dụ: Li, Be, B Chúng gọi nguyên tố sớm  Khi số electron hóa trị lớn số orbital hóa trị: liên kết hóa học tạo thành sử dụng electron độc thân cặp electron nguyên tử Ví dụ: N, O, F Chúng gọi nguyên tố muộn  Ở nguyên tố chu kỳ dưới, orbital nd orbital hóa trị, khả tạo thành liên kết nguyên tốcó số electron hóa trị lớn mang đặc tính liên kết nguyên tố sớm Đó ngun nhân giải thích khác nhiều hợp chất nguyên tố chu kỳ IIso với nguyên tố chu kỳ - Các nguyên tố chu kỳ II có bán kính nhỏ nên có khả hình thành liên kết p-p Từ chu kỳ III trở xuống, bán kính nguyên tử lớn dần, khả tạo thành liên kết p-p khơng có Chúng có khả tạo liên kết p-d Tuy nhiên, liên kết đặc trưng dần chuyển từ xuống Đây lý định khác dạng tồn đơn chất hợp chất nguyên tố chu kỳ II so với chu kỳ cịn lại - Các ngun tố khơng chuyển tiếp có số oxy hoá tuân theo quy tắc Mendeleev:  Đối với ngun tố thuộc phân nhóm nhóm chẵn hợp chất với số oxi hóa chẵn thường ởn định mặt lượng, ngược lại ngun tố thuộc phân nhóm lẻ hợp chất với số oxi hóa lẻ lại ổn định Số oxi hóa cao đạt số thứ tự nhóm Ví dụ: Phân nhóm VIIA: -1; 0; +1; +3; +5; +7 Phân nhóm VIA: -2; 0; +2; +4; Các hợp chất với số oxi hóa khơng phù hợp với quy tắc Mendeleevkhơng ổn địnhvà thường hợp chất hỗn tạp nguyên tố trạng thái oxi hóa Ví dụ: 2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2 2ClO2 + H2O  HClO3 + HClO2 2ClO3 + H2O  HClO3 + HClO4  Trong phân nhóm từ xuống dưới, độ bền số oxi hóa dương cao giảm dần Tuy nhiên tượng xảy không đơn điệu mà phức tạp theo quy luật tuần hồn thứ cấp Ví dụ: Po+4 Phân nhóm VIA: S+6 bền nhất; Se+4 bền Se+6; chủ yếu tồn Phân nhóm IVA: C, Si có số oxi hóa +4 bền +2; Sn có số oxi hóa +2 +4 bền ngang nhau; Pb có số oxi hóa +2 bền +4 Quy luật biến đổi tính chất a Trong phân nhóm: từ xuống: - Tính kim loại tăng dần - Tính baz hợp chất bậc hai tăng dần (tính axit giảm dần) - Khuynh hướng tạo phức oxo (O2-) giảm dần, khuynh hướng tạo phức hydroxo (OH-) tăng dần, phù hợp với giảm độ bền liên kết p-p p-d tăng số` phối trí nguyên tố trung tâm Ví dụ: Chu kỳ III H3PO4 H2SO4 HClO4 Chu kỳ V Sb(OH)6 Te(OH)6 H5IO6 - Độ bền số oxi hóa dương cao giảm dần (nhưng không đơn điệu mà tuân theo quy luật tuần hoàn thứ cấp) Quy luật thể nguyên tố muộn dõ ràng nguyên tố sớm b Trong chu kỳ: từ trái sang phải - Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần - Độ bền số oxi hóa cao giảm dần (điềi giải thích khác lượng orbital ns np tăng dần nên làm giảm khả tham gia liên kết electron ns) II CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ I VÀ II Hydro: 1s1 - Là nguyên tố có electron nên không bị lớp electron chắn Điều làm cho lực hút hạt nhân electron nguyên tử lớn điện tích hạt nhân nhỏ - H có khuynh hướng xếp vào nhóm IA VIIA:  Xếp vào IA vì: Có 1e lớp ngồi Có số oxi hóa +1 Có thể kim loại hóa trị I muối tương ứng  Xếp vào VIIA vì: Thiếu 1e lớp ngồi Thể số oxi hóa -1 Quá trình: H + 1e  H-, H = -17kcal/mol Là chất khí điều kiện thường Phân tử có nguyên tử giống halogen - H+ hạt (proton) nên có kích thước bé, có tác dụng phân cực lớn ngun tử, ion khác Chính liên kế tạo thành H+ nguyên tố khác cộng hóa trị phân cực mạnh không ion - Trong hợp chất H với nguyên tố có độ âm điện mạnh (F, O, N) liên kết cộng hóa trị bị phân cực mạnh nguyên tử H gần bị hết electron hóa trị Vì có lực electron mạnh electron có khả tạo thành loại liên kết đặc biệt gọi liên kết Hydro - H có kích thước nhỏ xu hướng nhường electron giống kim loại nên dễ xâm nhập vào mạng tinh thể kim loại tạo thành hợp chất có liên kết kim loại 2 Các ngun tố chu kỳ II: tính chất hóa học nguyên tố chu kỳ II khác nhiều so với nguyên tố thuộc chu kỳ cịn lại vì: - Có bán kính nhỏ nhất, độ âm điện lớn nên chúng chất hút electron nhiều - Các nguyên tố chu kỳ II có tính tuần hồn chéo: tức ngun tố chu kỳ II có tính chất giống ngun tố chu kỳ III theo đường chéo: Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl Bản chất tính tuần hồn chéo liên quan đến ion   Ion Li+ Na+ K+ Ví dụ: III  17 10 Ion Be2+ Mg2+ Ca2+  64 31 20 Ion B3+ Al3+ Ga3+ Z r  150 60 48 6Li+ + N2  2Li3N 4Mg2+ + 3N2  2Mg3N2 Độ tan muối Li giống muối Mg so với kim loại kiềm Al Be oxi hóa gần nhau: Be2+/Be  = 1,85V Al3+/Al  = 1,66V Về nguyên tắc hai kim loại tác dụng với axit khơng có tính oxi hóa Thực tế phản ứng chậm bề mặt có tạo lớp oxit tương đối bền CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ III VÀ CÁC CHU KỲ TIẾP THEO Khả tạo liên kết   orbital d - Số phối trí 4, 5, 6, 7, 8, - Orbital d cịn tạo liên kết  Đặc biệt P - khả tạo liên kết  cới O rõ: O  XPX + H2 O  XPOH   X X Khi X = H: PH3 – photphin (có trongthuốc chuột) Liên kết  P = O bền E = 500 – 600 kJ/mol Trong liên kết  N = O E = 200 – 300 kJ/mol Vì mức lượng orbital d tương đối cao nên khó tham gia vào liên kết Liên kết orbital d đặc trưng với P, cịn lại khơng đặc trưng Sự tạo thành liên kết  orbital p Sự hình thành liên kết phổ biến Hầu liên kết  hợp chất hữu p-p: C = C Trong hợp chất vơ phổ biến hơn: C = Si, Si = Si Sự xen phủ bền vì: - Bán kính ngun tử ngun tố từ chu kỳ III trở lớn nên khoảng cách hai hạt nhân xa làm cho khả xen phủ p – p - Sự hình thành liên kết  khác tham gia orbital d thuận lợi  liên kết p-p hình thành  CO2 (monomer: O = C = O, liên kết đơi) khác hồn tồn so với SiO2 (polimer: gốm tứ diện dùng chung tất đỉnh, liên kết đơn) - Với P có liên kết HC  P (điều chế năm 1961) chất khí, cháy nhiệt độ thường - HCN – chất khí, bền Tính tuần hồn thứ cấp (do Biron E.V người Nga tìm năm 1915) - Trước đó: phân nhóm từ xuống, tính chất nguyên tố thay đổi cách đơn điệu - Biron: tính chất thay đổi cách khơng đơn điệu mà thường có thay đổi độ dốc, chí có thay đổi ngược với quy luật biến thiên thông thường số ngun tố Biron gọi tính tuần hồn thứ cấp Ví dụ: Năng lượng ion hóa I = I1 + I2 + I3 + I4 (eV), bán kính r (Å) độ âm điện Pauling  (eV) nguyên tố nhóm IVA: C Si Ge Sn Pb I (eV) 148 103 105 92 95  (eV) 2,55 1,90 2,01 1,96 2,33 R (Å) 0,77 1,17 1,22 1,40 1,75 Năng lượng dứt gẫy liên kết (kJ/mol): F Cl Br I Si 580 380 310 230 Ge 452 354 275 218 Tóm lai: - Sự bất thường (độ dốc thay đổi rõ rệt, chí cịn thay đổi ngược) xảy chu kỳ IV, sau chu kỳ VI) - Tính chất tuần hồn thứ cấp thể rõ phân nhóm có nhiều electron Ở phân nhóm rõ phân nhóm phụ Ngun nhân: xếp electron vào phân lớp (n - 1)d (n - 2)f sâu bên làm tăng lực hút hạt nhân electron hóa trị Về nguyên tắc, xuất phân lớp (n - 1)d (n - 2)f làm tăng hiệu ứng chắn dẫn đến việc giảm điện tích hạt nhân hiệu dụng Z’ Tuy nhiên tính đối xứng orbital d, f khác hồn toàn so với orbital ns nên xếp electron vào orbital (n - 1)d (n - 2)f làm tăng nhiều hiệu ứng xâm nhập điện tích hạt nhân nên electron ns lại bị hạt nhân hút mạnh Các electron s có hiệu ứng xâm nhập lớn bị hút mạnh electron p sau tới d Các electron 4s bị hút mạnh electron 5s orbital 3d có tính đối xứng khác hẳn với orbital có trước nên tác dụng chắn phân lớp 3d 4s không cao Đặc biệt, electron 6s bị hạt nhân hút chặt, tạo thành cặp electron trơ electron chịu ảnh hưởng tăng điện tích hạt nhân lớn electron điền vào phân lớp 4f 5d Độ bền cặp electron ns làm cho số oxi hoá dương cao bền dần chuyền từ chu kỳ III đến chu kỳ VI Tính bền đặc biệt cặp electron 4s2 6s2 làm cho số oxi hoá dương cao đặc biệt bền nguyên tố p chu kỳ IV VI