Nguyên tố không chuyển tiếp

Chương V NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP Chương V NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP ĐẠI CƯƠNG VỀ CÁC NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ I VÀ II CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ III VÀ CÁC CHU KỲ TIẾP THEO I Đ[.]

Chương V NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP I ĐẠI CƯƠNG VỀ CÁC NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP II CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ I VÀ II III CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ III VÀ CÁC CHU KỲ TIẾP THEO I ĐẠI CƯƠNG VỀ CÁC NGUYÊN TỐ KHÔNG CHUYỂN TIẾP Cấu tạo nguyên tử đặc điểm liên kết Quy luật biến đổi tính chất a Trong phân nhóm b Trong chu kỳ Cấu tạo nguyên tử đặc điểm lk • Ngtố khơng CT: ngtố họ s p Tạo PNC • AO HT e HT: lớp vỏ Các ngtố PN có e HT = = STT nhóm • KN tạo lk cht ngtố không CT phụ thuộc vào số orbital hóa trị / số e hóa trị ngtố • lk p-p: ngtố chu kỳ II lk p-d: ngtố ckỳ (kém đặc trg dần) • Số oxi hố ngtố khơng chuyển tiếp Khả tạo liên kết cộng hóa trị • Số e HT= số AO HT: lk tạo thành từ , Ví dụ C • Số e HT < số AO HT: lk tạo thành từ  AO trống Ví dụ: Li, Be, B: nguyên tố sớm • Số e HT > số AO HT: lk tạo thành từ  ⇅ Ví dụ: N, O, F: ngtố muộn • Ở chu kỳ dưới, AO nd trở thành AO HT  ngtố cuối chu kỳ mang đặc tính lk ngtố sớm  ngtố chu kỳ II khác nhiều so với ngtố chu kỳ a Quy luật biến đổi t/c PN • Tính kim loại tăng dần • Các h.chất bậc 2: tính axit HX  • Khuynh hướng tạo phức oxo (O2-) , phức hydroxo (OH-) , phù hợp với  độ bền lk p-p p-d  SPT ngtố t.tâm Ví dụ: Chu kỳ III H3PO4 Chu kỳ V H2SO4 HClO4 Sb(OH)5 Te(OH)6 H5IO6 • Độ bền số OXH (+) max  dần (tuần hoàn thứ cấp) Quy luật thể ngtố muộn rõ ràng ngtố sớm b Quy luật biến đổi t/c c.kỳ • Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần • Độ bền số OXH cao giảm dần (do Ens – np  khả tham gia liên kết electron ns) II CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ I VÀ II Hydro Các nguyên tố chu kỳ II Hydro • Chỉ có 1e  không bị chắn  lực hút hn – e lớn, Z = • H xếp vào nhóm IA VIIA • H+ – proton  r nhỏ  tác dụng phân cực lớn  lk H+ ngtố khác cht phân cực mạnh, khơng ion • Với ngtố có độ âm điện mạnh (F, O, N) H có khả tạo liên kết Hydro • H có kích thước nhỏ xu hướng nhường e giống KL nên dễ xâm nhập vào mạng tinh thể KL tạo thành hợp chất có lk KL Xếp vào phân nhóm IA VIIA • Xếp vào IA vì: – Có 1e lớp ngồi – Có số oxi hóa +1 – Có thể KL hóa trị I muối • Xếp vào VIIA vì: – Thiếu 1e lớp ngồi – Thể số oxi hóa -1 Q trình: H + 1e  H-, H = - 17kcal/mol – Là chất khí điều kiện thường – Phân tử có nguyên tử giống halogen 2 Các nguyên tố chu kỳ II ngtố CK II khác nhiều so với CK cịn lại vì: – r min,  max  hút e nhiều – Các ngtố chu kỳ II có tính tuần hồn chéo Ví dụ: • 6Li+ + N2  2Li3N 4Mg2+ + 3N2  2Mg3N2 • Độ tan muối Li giống muối Mg so với KLK • Al Be oxi hóa gần nhau: Be2+/Be 0 = 1,85V Al3+/Al 0 = 1,66V Về nguyên tắc hai KL tác dụng với axit khơng có tính oxi hóa Thực tế phản ứng chậm bề mặt có tạo lớp oxit tương đối bền Modern Periodic Table III CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ III VÀ CÁC CHU KỲ TIẾP THEO Khả tạo liên kết   orbital d Sự tạo thành liên kết  orbital p Tính tuần hồn thứ cấp Khả tạo lk   orb d • Số phối trí 4, 5, 6, 7, 8, • Orbital d cịn tạo lk : LK  P = O bền:E = 500 – 600 kJ/mol LK  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 2 Sự tạo thành lk  orbital p • Lk p-p bền hình thành ngtử chu kỳ II: C = C, O = O, N  N, C = O, N = O • Đối với ngtố chu kỳ  III: C = Si, Si = Si, lk p-p bền vì: – Bán kính ngtử lớn  khoảng cách hai hạt nhân xa  khả xen phủ p – p – Sự hình thành lk  khác tham gia orbital d thuận lợi Ví dụ:  CO2 : monomer: O = C = O, liên kết đôi SiO2 :polimer: gồm 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 3 Tính tuần hồn thứ cấp • BironE.V 1915 : 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 nguyên tố • Sự bất thường xảy chu kỳ IV, sau chu kỳ VI • Tính chất tuần hoàn thứ cấp thể rõ phân nhóm có nhiều electron Ở phân nhóm rõ phân nhóm phụ Ví dụ: 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 đứt gẫy liên kết (kJ/mol): F Cl Br I Si 580 380 310 230 Ge 452 354 275 218 Ngun nhân tính tuần hồn thứ cấp • Sự xếp e vào phân lớp (n - 1)d (n - 2)f   lực hút hạt nhân e hóa trị   hiệu ứng chắn   điện tích hạt nhân hiệu dụng Z’ • Tính đối xứng AO d, f ≠ ns nên xếp e vào (n - 1)d (n - 2)f  hiệu ứng xâm nhập Z    e ns lại bị hạt nhân hút mạnh • Hiệu ứng xâm nhập e ns > np > nd • Hạt nhân hút e 4s2 > 5s2 AO 3d có tính đối xứng khác hẳn với AO có trước  tác dụng chắn 3d 4s khơng cao • Đặc biệt, e điền vào 4f 5d  Z    e 6s2 bị hn hút chặt, tạo thành cặp e trơ Độ bền số OXH (+) max dần từ xuống đặc biệt bền nguyên tố p chu kỳ IV VI Electronegativity Trong phân nhóm số lớp e  hiệu ứng chắn r