BÀI GIẢNG HÓA VÔ CƠ

Đ Đ Ạ Ạ I I H H Ọ Ọ C C Đ Đ À À N N Ẵ Ẵ N N G G T T R R Ư Ư Ờ Ờ N N G G Đ Đ Ạ Ạ I I H H Ọ Ọ C C S S Ư Ư P P H H Ạ Ạ M M K K H H O O A A H H O O Á Á BÀI GIẢNG GV NGÔ THỊ MỸ BÌNH Đ Đ à à N N ẵ ẵ n n g g , , 2 2 0 0 0 0 7 7 Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 2 CHƯƠNG 1 – LỊCH SỬ CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 1.1. NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 1.1.1. Nguyên tố hoá học Mendeleev: “Nguyên tố hoá học là dạng các nguyên tử đặc trưng bằng toàn bộ tính chất xác định. Nếu khái niệm hạt ứng với vật đơn giản thì khái niệm về nguyên tử ứng với nguyên tố”. Thuyết nguyên tử: “Nguyên tố hoá học là dạng các nguyên tử có điện tích hạt nhân xác định”. Đơn chất: Do các nguyên tử của cùng một nguyên tố kết hợp với nhau tạo thành. Ví dụ: Na, K, N 2 , O 3 , Hợp chất: Do các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau kết hợp với nhau tạo thành. Ví dụ: CH 4 , H 2 O, 1.1.2. Đồng vị - Thù hình * Tính thù hình: Là sự tồn tại của nguyên tố hoá học dưới dạng một số đơn chất. Các đơn chất khác nhau do cùng một nguyên tố tạo thành gọi là các chất thù hình. Nguyên nhân: có thể do số nguyên tử trong cấu tạo khác nhau hoặc có thể do cấu tạo tinh thể của chúng khác nhau. Ví dụ: O 2 và O 3 , P trắng (cấu tạo tứ diện) và P đỏ (cấu tạo dạng polime) Các chất thù hình có tính chất lý, hoá khác nhau. * Đồng vị: Là các nguyên tử có điện tích hạt nhân như nhau nhưng có số nơtron khác nhau. Đồng vị là hiện tượng phổ biến của các nguyên tố, đa số các nguyên tố là hỗn hợp của đồng vị. Nguyên tử lượng của các nguyên tố thường không phải là số nguyên vì đó là nguyên tử lượng trung bình của các đồng vị. Các đồng vị có hoá tính giống nhau, ngoại trừ các đồng vị của H. Ngày nay, người ta đã biết hơn 270 đồng vị bền và hơn 1000 đồng vị phóng xạ. 1.1.3. Độ phổ biến các nguyên tố trong tự nhiên Độ phổ biến của các nguyên tố (Clac): là độ chứa tương đối trung bình của một nguyên tố hoá học trong vũ trụ mà chúng ta có thể tìm hiểu được. Độ phổ biến được tính bằng % khối lượng hay % tổng số nguyên tử. Độ phổ biến Nguyên tố % NT % KL Đồng vị phổ biến nhất Oxi 58 47,2 O 16 8 Silic 20 27,6 Si 28 14 Nhôm 6,6 8,8 Al 27 13 Natri 2,4 2,64 Na 23 11 Sắt 2,0 5,1 Fe 56 26 Canxi 2,0 3,6 Ca 40 20 Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 3 Magie 2,0 2,1 Mg 24 12 Kali 1,4 2,6 K 39 19 Titan 0,25 0,6 Ti 48 22 Photpho 0,05 0,08 P 31 15 Mangan 0,032 0,09 Mn 55 25 Lưu huỳnh 0,03 0,05 S 32 16 Độ phổ biến của một số nguyên tố trong vỏ Quả đất 9 nguyên tố chủ yếu của vỏ Quả đất là O, Si, Al, Na, Fe, Ca, Mg, K, Ti chiếm khoảng 94,65% tổng số nguyên tử của tất cả các nguyên tố có trong vỏ Quả đất. - H, He là 2 nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên, vũ trụ chứa khoảng ¾ là H và ¼ là He (theo khối lượng), các nguyên tố còn lại chỉ chiếm khoảng hơn 1%. - Độ phổ biến của các hạt nhân nguyên tử trong thiên nhiên giảm nhanh theo chiều tăng số khối của chúng. - Độ phổ biến tương đối của các hạt nhân nguyên tử có số proton chẵn cao hơn so với các hạt nhân nguyên tử có số proton lẻ. - Với 1 nguyên tố thì số đồng vị có số nơtron chẵn phổ biến nhất, các đồng vị có số proton và nơtron lẻ ít phổ biến. Tóm lại: Độ phổ biến của các nguyên tố được quyết định bởi xác suất của các phản ứng hạt nhân tạo thành chúng và bởi độ bền tương đối của các đồng vị. 1.2. TÍNH BỀN CỦA NGUYÊN TỐ PHÓNG XẠ 1.2.1. Sự phóng xạ Sự phóng xạ là hiện tượng một số nguyên tố phát ra bức xạ có khả năng xuyên qua các chất, ion hoá không khí, hoá đen kính ảnh, Năm 1896, Becquerel là người đầu tiên phát hiện tính phóng xạ của Urani, đến năm 1898 – Mari và Pierre Curie phats hiện tính phóng xạ của Thori. Sự phóng xạ là sự tự chuyển hoá đồng vị không bền của nguyên tố hoá học này thành đồng vị của nguyên tố hoá học khác kèm theo sự phóng ra các hạt sơ cấp hay hạt nhân (ví dụ hạt ). - Phóng xạ tự nhiên: là sự phóng xạ xảy ra ở các đồng vị thiên nhiên của các nguyên tố. Các đồng vị phóng xạ tự nhiên là những nguyên tố nặng nằm sau Bi trong bảng hệ thống tuần hoàn như 232 Th, 235 U, - Phóng xạ nhân tạo: năm 1934 – Irène Curie, Frédéric Joliot Curie phát hiện: nếu bắn phá các nguyên tố nhẹ (B, Mg, Al ) bằng các hạt  sẽ tạo thành các hạt nhân mới không bền (tạo thành các nguyên tử phóng xạ). Sau đó các hạt nhân này phân rã phát ra pozitron. Ví dụ : nPHeAl 1 0 30 15 4 2 27 13  Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 4 Đồng vị P 30 15 là đồng vị được điều chế nhân tạo, đồng vị phóng xạ không bền phân rã tạo thành hạt nhân bền.   eSiP 30 14 30 15 Phóng xạ nhân tạo đã góp phần điều chế được hàng trăm đồng vị phóng xạ của các nguyên tố. - Chu kỳ bán rã (chu kỳ bán huỷ) T 1/2 : là khoảng thời gian cần để một nửa lượng ban đầu của nguyên tố phóng xạ bị phân rã. T 1/2 : là đại lượng đặc trưng cho thời gian sống của các nguyên tử. T 1/2 biến đổi trong một khoảng rất rộng, từ phần nghìn giây đến hàng tỉ năm. Ví dụ: T 1/2 của Ra là 1620 năm, T 1/2 của U là 4,5 tỉ năm. 1.2.2. Các cách phân huỷ phóng xạ * Phân rã  : hạt nhân phóng ra 1e (hạt  - ) chuyển 1n của hạt nhân thành p theo sơ đồ: n  p + e Khi phân rã  thì điện tích hạt nhân tăng 1 đơn vị, khối lượng không đổi tạo nên 1 đồng vị có số thứ tự lớn hơn số thứ tự của nguyên tố đầu 1 đơn vị. Ví dụ :   ePaTh 234 91 234 90   ePoBi 210 84 210 83 * Phân rã pozitron: sự phân rã giải phóng pozitron (hạt  + ). Pozitron là hạt cơ bản có điện tích +1 và khối lượng của e. Sự phân rã  + chuyển 1p thành 1n: p  n + e + , làm giảm điện tích hạt nhân 1 đơn vị, khối lượng không đổi. Ví dụ :   eBC 11 5 11 6 * Sự chiếm giữ e: làm giảm điện tích hạt nhân 1 đơn vị, số khối không đổi : p + e -  n e thường bị chiếm giữ là e ở lớp K gần nhân nhất, các lớp L, M ít bị chiếm giữ e hơn. Ví dụ : AreK 40 18 40 19  * Sự phân rã  : là sự tách hạt  (nhân He) ra khỏi hạt nhân dẫn đến sự tạo thành đồng vị của nguyên tố có điện tích hạt nhân nhỏ hơn nguyên tố đầu 2 đơn vị, số khối giảm 4 đơn vị. Phân rã  đặc trưng đối với những nguyên tố nặng. Ví dụ : HeThU 4 2 230 90 234 92  * Sự tự phân hạch : là sự tự phân rã hạt nhân của các nguyên tố nặng thành 2 (hoặc 3, 4) hạt nhân của những nguyên tố nhẹ. Sự tự phân hạch rất đa dạng, hiện nay đã biết được sự tự phân hạch của 32 đồng vị nguyên tố nặng. 1.3. PHẢN ỨNG HẠT NHÂN 1.3.1. Cơ chế phản ứng hạt nhân Trong các phản ứng hạt nhân, ngoài sự phân huỷ phóng xạ còn có sự biến đổi nguyên tố. Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 5 Phản ứng hạt nhân là sự tương tác của hạt nhân với các hạt sơ cấp (n, p, photon ) hay với các hạt nhân khác (hạt , dơtron H 2 1 ). Cơ chế của phản ứng hạt nhân : Một trong những hạt dùng bắn phá bị hạt nhân của nguyên tử được bắn phá (hạt nhân “bia”) chiếm đoạt tạo thành hạt nhân phức hợp trung gian có thời gian sống rất ngắn (10 -7 giây), hạt nhân phức hợp này sẽ phóng ra 1 hạt cơ bản hay 1 hạt nhân nhẹ và biến thành đồng vị mới. Ví dụ : Dùng hạt  bắn hạt nhân của nguyên tử N, chuyển N thành O. Hạt nhân phức hợp trung gian là 1 đồng vị của F (phản ứng hạt nhân của Rutheford 1919). 1.3.2. Các loại phản ứng hạt nhân Để thực hiện phản ứng hạt nhân, các hạt dùng bắn phá phải có năng lượng lớn để thắng được lực đẩy Coulomb của hạt nhân. Trong những năm gần đây, ngành vật lý đã dùng những máy gia tốc tạo nên những hạt có năng lượng lớn vài tỉ eV. Các phản ứng hạt nhân có thể thực hiện bởi các hạt , p, dơtron. * Phản ứng của hạt  : HeOHeN 1 1 17 8 4 2 14 7  hay ThpN 17 8 14 7 ),(  nCHeBe 1 0 12 6 4 2 9 4  hay CnBe 12 6 9 4 ),(  Ký hiệu phản ứng hạt nhân: bên trái ghi hạt nhân ban đầu, bên phải ghi hạt nhân thu được, trong ngoặc đơn ghi hạt dùng bắn phá và hạt thu được). * Phản ứng của hạt proton: HeFHNe 4 2 18 9 1 1 21 10  nZnHCu 1 0 63 30 1 1 63 29  * Phản ứng của dơtron: HeNaHMg 4 2 22 11 2 1 24 12  HKHK 1 1 42 19 2 1 41 19  * Phản ứng của nơtron: HeLinB 4 2 7 3 1 0 10 5    ConCo 60 27 1 0 59 27 * Phản ứng của photon: nLiCu 1 0 62 29 63 29   HMgAl 1 1 26 12 27 13   1.4. NGUỒN GỐC HÌNH THÀNH NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC TRÊN QUẢ ĐẤT Các kết quả nghiên cứu của ngành vật lý hạt nhân, vật lý thiên văn cho thấy: sự tổng hợp và biến đổi nguyên tố xảy ra trong các giai đoạn tiến hoá của các ngôi sao. Trong thiên nhiên, phản ứng hạt nhân diễn ra theo 2 cách: - Phản ứng nhiệt hạt nhân giữa các hạt tích điện (hạt nhân với hạt cơ bản) xảy ra ở nhiệt độ rất cao hay từ trường mạnh. Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 6 - Phản ứng hạt nhân xảy ra nhờ các nơtron không cần năng lượng cao. Sự phát triển của 1 ngôi sao và các quá trình hạt nhân xảy ra theo các giai đoạn: 1 ngôi sao mới hình thành chủ yếu chứa hiđro, khi xảy ra sự co bên trong ngôi sao thì nhiệt độ tăng lên rất cao (10 – 20 triệu 0 C) lúc này sẽ bắt đầu xuất hiện các phản ứng hạt nhân biến H thành He:  224 4 2 1 1   HeH . Phản ứng này giải phóng năng lượng khổng lồ: 154 triệu kcal/1gH. Nguồn năng lượng khổng lồ này chủ yếu giữ mặt trời và các ngôi sao ở trạng thái nóng đỏ. He được tích luỹ dần ở nhân ngôi sao, khi nhiệt độ nhân ngôi sao lớn hơn 150 triệu 0 C thì bắt đầu xảy ra các phản ứng nhiệt hạt nhân tạo thành các đồng vị bền của He, Be, C, O, Ne, Những phản ứng có p, n tham gia cũng xảy ra và các nguyên tố trước Bi tạo thành. Sự xuất hiện các nguyên tố nặng nhất như urani, thori, cali, xảy ra trong quá trình bùng nổ của các ngôi sao cực mới. Các vụ nổ này giải phóng một năng lượng khổng lồ, khoảng 4 tỉ độ với thời gian nổ của ngôi sao cực mới khoảng 10 giây, trong khoảng thời gian này sinh ra một lượng lớn hạt có năng lượng cao, những hạt này đẩy các nơtron ra khỏi hạt nhân tạo nên dòng nơtron mạnh gây ra phản ứng hấp thu các nơtron bởi các hạt nhân và tạo thành các nguyên tố nặng. 1.5. TỔNG HỢP NHÂN TẠO CÁC NGUYÊN TỐ TRONG PHÒNG THÍ NGHIỆM - 1896 Mendeleev tìm ra định luật tuần hoàn chỉ có 63 nguyên tố tự nhiên. - 1875 – 1925 các nguyên tố đứng trước urani được tìm thấy trong tự nhiên, trừ các nguyên tố có Z bằng 43, 61, 85, 87 chưa tìm được. - Tecnexi (Tc) có Z = 43 là nguyên tố đầu tiên được tổng hợp bằng cách dùng dơtron bắn phá hạt nhân Mo: nTeHMo 1 0 99 43 2 1 98 42  Các nguyên tố astatin (At), prometi (Pr), franxi (Fr), tiếp tục được tổng hợp sau đó. - Các nguyên tố sau urani thường được tổng hợp bằng phản ứng hạt nhân với sự tham gia của hạt n, , dơtron, với năng lượng rất lớn (30 – 40 MeV). Khi bắn phá urani bằng dòng n trong lò phản ứng hạt nhân có thể thu được các nguyên tố sau urani đến fecni (Z = 100). UnU 239 92 1 0 238 92    eNpU 239 93 239 92   ePuNp 239 94 239 93 Và FmAmPuNp 256 100 243 95 239 94 239 93  Tổng hợp các nguyên tố nặng nhất dùng các phản ứng có sự tham gia của hạt  và của các ion có nhiều điện tích. Ví dụ : EsnNU 246 99 14 7 238 92 )6,( MdnEs 256 101 246 99 ),(  Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 7 - Năm 1964, một nhóm các nhà bác học đứng đầu là viện sĩ GN. Flerov đã tổng hợp được đồng vị của nguyên tố 104 (Ku). nKuNePu 4 260 104 22 10 242 94  Năm 1970, nguyên tố thứ 105 được tổng hợp bởi Flerov. Những công trình tổng hợp các nguyên tố nặng hơn vẫn được tiếp tục. Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 8 CHƯƠNG 2 - PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT CÁC CHẤT VÔ CƠ Hoá học vô cơ nghiên cứu hầu hết các nguyên tố hoá học và hợp chất của chúng (trừ phần lớn các hợp chất của cacbon là hợp chất hữu cơ), nên ranh giới giữa hoá vô cơ và hoá hữu cơ là không rõ ràng. Do đó việc phân loại các chất vô cơ chỉ là tương đối. * Sơ đồ phân loại các chất vô cơ: CÁC CHẤT VÔ CƠ ĐƠN CHẤT HỢP CHẤT 1. Kim loại 1. Hợp chất hoá học kim loại 2. Á kim 2. Hyđrua 3. Phi kim 3. Oxit 4. Khí hiếm 4. Hyđroxit (axit + bazơ) 5. Muối 6. Phức chất 2.1. KIM LOẠI 2.1.1. Phân biệt kim loại và không kim loại * Kim loại là những nguyên tố hoá học tạo nên đơn chất có vẻ sáng đặc biệt (còn gọi là ánh kim), có độ dẫn điện và độ dẫn nhiệt cao, dễ rèn và dễ dát mỏng. Những tính chất đặc trưng này của kim loại là do có các electron dịch chuyển tự do trong mạng lưới tinh thể kim loại. * Các kim loại có khuynh hướng cho electron tạo thành cation và tính chất hoá học chung nhất của kim loại là tính khử. * Các nguyên tố không kim loại là những nguyên tố hoá học không có các tính chất tạo nên sự đặc trưng của kim loại. Đó là á kim, phi kim, khí hiếm (sẽ xét ở phần sau). 2.1.2. Cấu tạo nguyên tử của kim loại - Bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn so với bán kính nguyên tử phi kim. - Lớp vỏ electron hoá trị có ít electron. Đa số kim loại có số electron hoá trị từ 1 đến 3 electron. - Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là s, p (ns, np) thì kim loại thuộc phân nhóm A. Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là d, f (nd, nf) thì kim loại thuộc phân nhóm B. - Lực hút của hạt nhân với các electron ngoài cùng tương đối yếu, năng lượng ion hoá thấp nên dễ cho electron. Do đó, tính chất hoá học đặc trưng của kim loại là tính khử: M - ne - = M n+ 2.1.3. Cấu trúc tinh thể của kim loại: Kim loại chủ yếu có 3 dạng tinh thể: - Tinh thể lục phương như Zn, Mg Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 9 - Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) như Ca, Cu, Ag, Al - Tinh thể lập phương tâm khối như Fe, Na, Ba Dạng tinh thể được phân loại dựa trên ô mạng cơ sở. Ô mạng cơ sở là hình hộp nhỏ nhất được tách ra từ tinh thể mà đỉnh hình hộp là các nút mạng lưới. * Tinh thể lục phương có ô mạng cơ sở là khối hình trụ, 2 đáy là hình lục giác đều, các cạnh: a 0 = b 0  c 0 và các góc  =  = 90 0 ,  = 120 0 . c c 0   a 0  b 0 b a * Tinh thể lập phương tâm khối có ô mạng cơ sở là khối lập phương, tại tâm khối lập phương có một nút mạng. * Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) có ô mạng cơ sở là khối lập phương, ở tâm mỗi mặt của hình lập phương có một nút mạng và có a 0 = b 0 = c 0 ,  =  =  =90 0 . * Nguyên lý sắp xếp đặc khít: “ Trong tinh thể, các hạt (ion, nguyên tử, phân tử) có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất sao cho khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất.” 2.1.4. Liên kết trong kim loại - Liên kết trong tinh thể kim loại có bản chất cọng hoá trị với 2 đặc điểm: + Liên kết cọng hoá trị không định chỗ cao độ. +Liên kết cọng hoá trị có nhiều tâm giải toả, được thực hiện bởi những electron tự do. Các liên kết có đặc điểm như vậy gọi là liên kết kim loại. Nhờ liên kết không định chỗ cao độ mà một điện tử hoá trị của một nguyên tử nào đó (gọi là nguyên tử trung tâm) được xem như cùng một lúc xen phủ với 8 hay 12 đám mây electron hoá trị của 8 hay 12 nguyên tử sắp xếp sát ngay nguyên tử trung tâm và gọi là những nguyên tử phối trí. Với kiểu liên kết này thì một liên kết vừa được hình thành lập tức bị phá bỏ ngay và xây dựng liên kết mới. Vì vậy trong tinh thể kim loại luôn có một “lớp electron tự do”. Nhờ những electron tự do mà kim loại có tính dẻo, có ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt và bền vững cơ học. 2.1.5. Kim loại chuyển tiếp - Kim loại không chuyển tiếp 2.1.5.1. Khái niệm Kim loại không chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố s và p có lớp electron ngoài cùng là: ns 1 np 4 . Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 10 Kim loại chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố d, f : (n-1)d hay (n-2)f. - Về vị trí trong bảng HTTH và tính chất hoá học: Kim loại chuyển tiếp nằm giữa chu kỳ 4, 5, 6 (mỗi chu kỳ có một dãy 10 nguyên tố d) và có tính chất chuyển tiếp từ nguyên tố s sang p. Chu kỳ 4: 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn (3d) Chu kỳ 5: 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd (4d) Chu kỳ 6: 57 La* 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg (5d) Nhóm Lanan (4f) và nhóm Actini (5f): gồm có 28 nguyên tố. - Kim loại không chuyển tiếp thường chỉ có 1 số oxi hoá, nếu có 2 số oxi hoá thì sai kém 2 đơn vị. Kim loại chuyển tiếp có nhiều số oxi hoá bất kỳ, dễ tạo phức, ion hiđrat thường có màu. 2.1.5.2. Đặc điểm cấu hình electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp (d) - Tổng quát: vỏ electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp là:(n-1)d 110 ns 12 . Phân lớp (n-1)d có năng lượng tương đương với năng lượng phân lớp ns (E (n-1)d  E ns ), vì vậy khi phân lớp (n-1)d chưa đạt cấu hình bán bão hoà (d 5 ) hoặc bão hoà (d 10 ) thì 1 electron lớp ngoài cùng (ns) chuyển vào để đạt cấu hình bán bão hoà hoặc bão hoà bền hơn. Ví dụ: theo quy luật thì vỏ electron hoá trị của Cr là 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 , nhưng để đạt cấu hình bán bão hoà thì Cr chuyển 1 electron ở phân lớp 4s vào phân lớp 3d: 3d 5 4s 1 . - Những kim loại chuyển tiếp mà vỏ electron hoá trị có cấu hình d 510 do việc chuyển 1 electron từ phân lớp s ngoài cùng vào chưa phải là bền vững hoàn toàn. 2.1.5.3. Tính chất chung của kim loại chuyển tiếp - Cũng như kim loại nói chung, kim loại chuyển tiếp có số electron ngoài cùng ít hơn 3. Trong một dãy từ trái sang phải và trong một nhóm B, tính kim loại giảm. - Các kim loại chuyển tiếp thể hiện nhiều số oxi hoá, do khi được kích thích có một số electron ở phân lớp (n-1)d nhảy lên ns và np thành electron hoá trị. Ví dụ: a) Cu: 3d 10 4s 1  Cu*: 3d 9 4s 2 . electron hoá trị Sau đó: Cu*: 3d 9 4s 2 - 2e- = Cu 2+ (3d 9 ) b) Au: 5d 10 6s 1  Au * : 5d 8 6s 2 6p 1 electron hoá trị Au * : 5d 8 6s 2 6p 1 - 3e - = Au 3+ (5d 8 ) - Những kim loại chuyển tiếp d, f chịu sự nén d, f nên bán kính nguyên tử nhỏ và bán kính ion cũng nhỏ, do vậy ion kim loại chuyển tiếp dù có điện tích bé cũng dễ dàng tạo phức. Mặt khác các electron hoá trị d thuận lợi cho việc tạo liên kết trong phức. 2.1.6. Tính chất vật lý của kim loại - Thuyết miền năng lượng 2.1.6.1.Tính chất . (P 2 O = 1atm,  0 OHHO 22 2/ 4,  =1 ,22 8V):  OHHO 22 2/ 4,  = 1 ,22 8 - 0,059pH Ta có: pH 0 7 14  2 /2 HH  0 - 0,413 - 0, 826  OHHO 22 2/ 4,  1 ,22 8 0,815 0,4 02 Chương2 – Phân loại tổng. phân). Ví dụ: Na 2 CO 3 : CO 3 2- + H 2 O  HCO 3 - + OH - HCO 3 - + H 2 O  H 2 CO 3 + OH - CO 2 + H 2 O Na 3 PO 4 : PO 4 3- + H 2 O  HPO 4 2- + OH - Chương2 – Phân loại tổng. dụng phương trình Nerst ở 25 0 C ta có:  2 /2 HH  =  0 2 /2 HH  + 2 059,0 lg 2 2 ][ H kP H  Xét ở điều kiện chuẩn (P 2 H = 1atm,  0 2 /2 HH  = 0,0V):  2 /2 HH  = - 0,059pH 