CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
Cấu tạo nguyên tử
1.1 Thành phần cấu tạo của nguyên tử
1.2 Giải thích cấu tạo nguyên tử hydro bằng cơ học lượng tử
Tương ứng với số thứ tự của lớp
Tất cả các điện tử trong nguyên tử có số lượng tử n giống nhau thì nó tập hợp lại thành 1 lớp n là số lớp e n 1 2 3 4 5 6
Cho biết hình dạng của orbitan trong không gian và xác định số phân lớp trong mỗi lớp
Là tập hợp các điện tử có giá trị l bằng nhau được xếp vào 1 phân lớp l 0 1 2 3
Từ số lượng tử chính (n) sẽ suy ra số lượng tử phụ và các phân lớp như sau: ứng với 1 giá trị của n có n giá trị của l (từ 0 đến n-1)
Số lượng tử chính n Số lượng tử phụ l phân lớp
Hạt proton (+), m p = 1,67.10 -27 kg 1đvC, q p = 1,6.10 -19 C =1+ Lớp vỏ (-) gồm các hạt electron, m e = 9,1095.10 -31 kg=0,00055 đvC, q e = -1,6.10 -19 C =1-
Hạt nơtron (kmđ), m n = 1,67.10 -27 kg 1đvC
Xác định sự định hướng của AO trong không gian và đồng thời nó qui định số AO trong một phân lớp Mỗi giá trị của m ứng với một AO Nó nhận các giá trị +l đến - l kể cả 0 Ứng với 1 giá trị của l có 2l + 1 giá trị của m (nghĩa là có 2l + 1 orbitan)
Từ số lượng tử phụ l sẽ suy ra m và số orbital (ô lượng tử) như sau:
Số lượng tử phụ l Số lượng tử từ m Số ô lượng tử
1.2.4 Số lượng tử từ spin m S Đặc trưng cho chuyển động quay xung quay trục riêng của e, mS nhận 2 giá trị +1/2 và -1/2 (1)
Thí dụ: n = 2 thì l = 0, 1 l = 2 thì m = +2, +1, 0, -1, -2 mS = +1/2 và -1/2
Ví dụ: Tính số e tối đa trong 1 phân lớp 2p và 1 lớp M
- Phân lớp 2p suy ra l = 1 thì m = +1, 0,-1
+ Với m = +1 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e
+ Với m = +0 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e
+ Với m = -1 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e
Vậy phân lớp 2p có tối đa 6e
+ Với l = 0 thì m = 0 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e
+ Với l =1 thì m = +1, 0, -1 có tối đa 6e
+ Với l = 2 thì m= +2, +1, 0, -1, 2 có tối đa 10e
Vậy lớp M có tối đa 18e
Cách viết cấu hình electron của nguyên tử nhiều electron
2.1 Nguyên lý loại trừ Pauli
Trong nguyên tử không thể có 2 điện tử (e) được đặc trưng bằng 4 số lượng tử hoàn toàn bằng nhau
Các kết quả rút ra từ nguyên lí Pauli:
- Mỗi ô lượng tử có thể chứa tối đa 2 điện tử
- Mỗi phân lớp có thể chứa tối đa là (2l + 1) ô lượng tử, ứng với số điện tử tối đa 2(2l + 1) Cụ thể là:
+ Phân lớp s (l = 0) có 1 ô lượng tử chứa tối đa 2 e
+ Phân lớp p (l = 1) có 3 ô lượng tử chứa tối đa 6 e
+ Phân lớp d (l = 2) có 5 ô lượng tử chứa tối đa 10 e
+ Phân lớp f (l = 3) có 7 ô lượng tử chứa tối đa 14 e
- Số điện tử tối đa trong một lớp:
Mỗi lớp điện tử có n phân lớp ứng với các giá trị của l từ 0 đến (n – 1), mỗi phân lớp chứa tối đa là 2(2l + 1) điện tử Vậy số điện tử tối đa trong một lớp là 2n 2
Lớp K (n = 1) chứa tối đa 2 x1 2 = 2 điện tử
Lớp L (n = 2) chứa tối đa 2 x 2 2 = 8 điện tử
Lớp M (n = 3) chứa tối đa 2 x 3 2 = 18 điện tử
Lớp N (n = 4) chứa tối đa 2 x 4 2 = 32 điện tử
Lớp O (n = 5) chứa tối đa 2 x 5 2 = 50 điện tử
Như vậy nguyên lí Pauli giới hạn số điện tử tối đa chứa trong 1 lớp, 1 phân lớp, 1 ô lượng tử Nếu một lớp hoặc một phân lớp có điện tử tối đa người ta nói lớp hay phân lớp đó đã bảo hòa
Nguyên lí vững bền cho biết thứ tự bão hòa các lớp và các phân lớp điện tử trong một nguyên tử Theo nguyên lí vững bền thì: trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản các điện tử trước hết có khuynh hướng chiếm những mức năng
1s 2 2s 2 2p 3 lượng thấp nhất vì ở đó chúng được liên kết với hạt nhân bền nhất, rồi dần dần mới điền vào những mức kém bền hơn
Nói chung các mức năng lượng, trong các nguyên tử nhiều điện tử được mô tả bằng qui luật sau:
- Các mức ns, (n – 1)d và (n – 2)f tương đối ít khác nhau về năng lượng thấp hơn so với mức np Như vậy, thứ tự các mức năng lượng theo chiều tăng dần của năng lượng điện tử trong phân tử sắp xếp như sau:
Ta biết trong vỏ s chỉ có 2 điện tử (với spin ngược nhau) thì trong vỏ p số điện tử có thể đạt tới 6, vì vậy xuất hiện câu hỏi spin của các điện tử định hướng như thế nào? Chẳng hạn đối với nitơ ứng với cấu hình 1s 2 2s 2 2p 3 (có 2 điện tử ở lớp thứ nhất và 5 điện tử ở lớp thứ hai) có 2 dạng tưởng tượng:
Dạng viết đúng Dạng viết sai
Trên các sơ đồ này ứng với mỗi ô là một orbitan xác định Trên mỗi orbitan có thể có 2 điện tử với spin ngược dấu nhau Trong sơ đồ thứ nhất, tất cả
1s 2 2s 2 2p 3 các điện tử p đều có giá trị của m khác nhau, trong sơ đồ thứ hai giá trị của m ở
Sự chất đầy các lớp vỏ điện tử xảy ra như thế nào để cho spin tổng cộng là cực đại Luận đề quan trọng này mang tên là qui tắc Hund
2.5 Cách biểu diễn cấu trúc vỏ điện tử của nguyên tử
* Cách thứ nhất: là dùng cấu hình e ghi theo cách sau:
- Lớp e được ghi bằng chữ số
- Phân lớp được ghi bằng chữ cái thường s, p, d, f
- Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của chữ cái chỉ phân lớp, các phân lớp không có e không ghi
VD: Cấu hình e của một số nguyên tử ở trạng thái cơ bản được biểu diễn dưới dạng kí hiệu như sau:
* Cách thứ 2: Biểu diễn mỗi ô lượng tử bằng một ô vuông và mỗi điện tử bằng một mũi tên Hai điện tử có giá trị của số lượng tử s, ngược dấu nhau thì được biễu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều nhau
VD: Viết cấu hình e của các nguyên tố có số hiệu nguyên tử lần lượt là 9,
2.6 Đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng
- Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8e
- Các nguyên tử có 8 e lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng không tham gia vào các phản ứng hóa học Đó là các nguyên tử khí hiếm
- Các nguyên tử có 1, 2, 3 e lớp cùng là những nguyên tử kim loại
- Các nguyên tử có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim
- Các nguyên tử có 4 e ở lớp ngoài cùng có thể là kim loại hoặc phi kim
Các e lớp ngoài cùng (gọi tắt là các e ngoài cùng) hầu như quyết định tính chất hóa học của một nguyên tố
Biết được sự phân bố e trong nguyên tử nhất là biết được số e lớp ngoài cùng, người ta có thể dự đoán được những tính chất hóa học tiêu biểu của nguyên tố đó (1-4)
VD: Xác định vị trí của các nguyên tố có số hiệu nguyên tử lần lượt là 9,
19, 26, 27, 35, 36 trong bảng HTTH? Nguyên tố nào là kim loại? Phi kim? Khí hiếm?
Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học
3.1 Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn
- Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử
- Các nguyên tố có cùng số lớp e trong nguyên tử được xếp thành một hàng
- Các nguyên tố có số e hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột
Bảng các nguyên tố được sắp xếp như trên được gọi là bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học (gọi tắt là bảng tuần hoàn)
3.2 Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn
Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên tố
Số thứ tự của ô đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó
Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp e, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần
Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì được đánh số từ 1 đến 7 Số thứ tự của chu kì trùng với số lớp e của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó
Các chu kì 1, 2 và 3 là các chu kì nhỏ
Các chu kì 4, 5, 6 và 7 là các chu kì lớn
Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình e tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột
Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số e hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ngoại lệ)
Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A đánh số từ IA đến VIIIA và 8 nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB Mỗi nhóm là một cột, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột
Ngoài cách chia các nguyên tố thành nhóm, người ta còn chia chúng thành các khối như sau:
- Khối các nguyên tố s gồm các nguyên tố nhóm IA và nhóm IIA
Nguyên tố s là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền vào phân lớp s
- Khối các nguyên tố p gồm các nguyên tố thuộc các nhóm từ IIIA và nhóm VIIIA (trừ He)
Nguyên tố p là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền vào phân lớp p
Các nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p
- Khối các nguyên tố d gồm các nguyên tố thuộc các nhóm B
Nguyên tố d là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền vào phân lớp d
- Khối các nguyên tố f gồm các nguyên tố xếp thành hai hàng ở cuối bảng Chúng gồm có 14 nguyên tố học Lantan (từ Ce (Z = 58) đến Lu (Z = 71) và 14 nguyên tố học Actini (từ Th (Z = 90) đến Lr (Z = 103)
Nguyên tố f là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền vào phân lớp f
Các nhóm B bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f
3.3 Sự biến đổi tuần hoàn cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố hóa học
3.3.1 Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm A
Nhóm A gồm các nguyên tố thuộc chu kì nhỏ và chu kì lớn Chúng là các nguyên tố s và nguyên tố p
Sau mỗi chu kì, cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A được lặp đi lặp lại, ta nói rằng chúng biến đổi tuần hoàn
Vậy, Sự biến đổi tuần hoàn về cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn về tính chất của các nguyên tố
3.3.2 Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm B
Các nguyên tố nhóm B đều thuộc chu kì lớn Chúng là các nguyên tố d và nguyên tố f, còn được gọi là các kim loại chuyển tiếp
Các nguyên tố d hoặc f có số e hóa trị nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở các phân lớp sát lớp ngoài cùng chưa bão hòa, khi phân lớp sát ngoài cùng đã bão hòa thì số e hóa trị được tính theo số e ở lớp ngoài cùng.Thí dụ: Ag (Z = 47) cấu hình … 4d 10 5s 1 có số e hóa trị bằng 1 vì phân lớp 4d đã bão hòa
3.4 Sự biến đổi tính chất kim loại, phi kim của các nguyên tố hóa học 3.4.1 Tính kim loại, tính phi kim
Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường e để trở thành ion dương Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường e, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh
Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm e để trở thành ion âm Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận e, tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh
3.4.2 Sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim
Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng dần
Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại của các nguyên tố tăng dần, đồng thời tính phi kim giảm dần
Nhận xét : tính kim loại, tính phi kim của các nguyên tố nhóm A biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân
3.5 Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố
Trong một chu kì đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7, còn hóa trị với hiđro của các phi kim giảm từ 4 đến 1
Nhận xét: Hóa trị cao nhất của 1 nguyên tố với oxi, hóa trị với hiđro của các phi kim biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân
3.6 Sự biến đổi tính axit – bazơ của oxit và hyđroxit tương ứng
Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần
Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng tăng dần, đồng thời tính axit của chúng giảm dần
Nhận xét: Tính axit – bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng của các nguyên tố biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử (3)
- Xác định được bộ 4 số lượng tử từ cấu hình e Từ cấu hình e xác định được bộ 4 số lượng tử của e có mức năng lượng cao nhất
- Cách viết cấu hình e của nguyên tử nhiều e
- Đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng
+ Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8e Các nguyên tử có 8 e lớp ngòai cùng đều rất bền vững, chúng không tham gia vào các phản ứng hóa học Đó là các nguyên tử khí hiếm
+ Các nguyên tử có 1, 2, 3 e lớp cùng là những nguyên tử kim loại
+ Các nguyên tử có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim + Các nguyên tử có 4 e ở lớp ngoài cùng có thể là kim loại hoặc phi kim
CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
Cấu tạo phân tử
Phân tử là hạt đại diện cho chất Một phân tử có thể có 1 nguyên tử (như phân tử sắt) hoặc nhiều nguyên tử cùng loại (phân tử Oxy) Phân tử cũng có thể chứa nhiều nguyên tử khác loại (như phân tử nước) Bình thường, phân tử cũng không nhiễm điện Khi có phản ứng hóa học các nguyên tố trong các phân tử tách rời nhau, kết hợp lại với nhau theo cách khác, tạo ra các phân tử loại khác (chất khác) (2-4)
VD: Phân tử nước (H2O) là một ví dụ điển hình Phân tử nước được cấu tạo từ 3 nguyên tử: 2 nguyên tử hydrogen và 1 nguyên tử oxygen.
Liên kết hóa học
Phân tử của hợp chất hoá học được tạo nên nhờ sự chuyển e hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia, nguyên tử mất e biến thành ion dương (gọi là cation) và nguyên tử thu e biến thành ion âm (gọi là anion) rồi các ion mang điện tích ngược dấu đó hút nhau và lại gần nhau Nhưng khi đi đến rất gần nhau, giữa những ion đó xuất hiện lực đẩy sinh ra bởi tương tác giữa vỏ e của các ion Lực đẩy đó càng tăng lên khi các ion lại càng gần nhau đến lúc lực đẩy bằng lực hút, các ion đừng lại và ở cách nhau một khoảng nhất định Như vậy tương tác giữa các ion trong phân tử là tương tác tĩnh điện
Quá trình tạo nên phân tử NaCl ở trạng thái khí từ các đơn chất có thể biểu diễu như sau:
2s 2 2p 6 3s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Quá trình tạo nên phân tử MgCl2 có thể biểu diễu như sau:
Những hợp chất được tạo nên bằng cách như vậy gọi là hợp chất ion Kiểu liên kết hoá học trong các phân tử đó gọi là liên kết ion (đôi khi còn gọi là liên kết dị cực)
Năng lượng của liên kết ion
Năng lượng của một liên kết hoá học nói chung bằng năng lượng cần cung cấp cho phân tử để làm đứt liên kết đó
Năng lượng của liên kết ion là năng lượng cần cung cấp cho phân tử ion ở trạng thái khí để phân huỷ phân tử thành 2 nguyên tử ở trạng thái khí
2.2 Liên kết cộng hóa trị
Năm 1916 nhà hoá học người Mĩ là Liuyt (G.Lewis, 1875 – 1946) xuất phát từ chỗ các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình e bền của khí hiếm
Cl + Mg + Cl Mg ++ nhưng cho rằng liên kết được tạo nên bằng cách nguyên tử đưa ra những e hoá trị của mình để tạo thành 1, 2 hay 3 cặp e chung giữa 2 nguyên tử
Kiểu liên kết này gọi là liên kết cộng hoá trị hay liên kết nguyên tử Trong CTCT của phân tử, người ta ký hiệu cặp e chung đó bằng vạch ngang, gọi là vạch hoá trị
Ví dụ Cl – Cl, H – Cl, mỗi vạch hoá trị chỉ 1 liên kết cộng hoá trị
2.2.1 Liên kết cộng hóa trị không phân cực
Nếu phân tử hai nguyên tử gồm các nguyên tử của một nguyên tố, VD như các phân tử N2, O2, Cl2, H2…thì cặp e chung giữa hai nguyên tử tạo nên liên kết thuộc về 2 nguyên tử đó với mức độ như nhau, liên kết cộng hóa trị đó là liên kết không có cực
Khi 0 0, 4 liên kết cộng hóa trị không phân cực
2.2.2 Liên kết cộng hoá trị có cực
Nếu cặp e chung một phần nào dịch về một trong hai nguyên tử liên, kết, liên kết cộng hóa trị đó gọi là liên kết có cực
Thật ra không có một ranh giới rõ rệt giữa liên kết cộng hoá trị và liên kết ion Có thể hình dung trong bất kỳ trường hợp nào, mỗi một liên kết hoá học được tạo nên trước tiên bằng những cặp e, những cặp này sẽ dùng chung cho 2 nguyên tử liên kết hoặc dịch về hoặc chuyển hẳn về một trong 2 nguyên tử đó
F : F H : F Na : F không cực có cực ion
Khi 0, 4 1, 7 liên kết cộng hóa trị có phân cực
Trong nhiều trường hợp, cặp e chung của liên kết cộng hoá trị không phải do 2 nguyên tử cùng góp chung mà chỉ do 1 nguyên tử đưa ra Kiểu liên kết cộng hoá trị được tạo nên bằng cách như vậy gọi là liên kết cho - nhận hoặc liên kết phối trí
VD: Các phân tử H2O, NH3 có thể kết hợp với ion H + tạo nên các ion
Chất cho cặp e ở đây là nguyên tử O trong phân tử H2O, nguyên tử N trong phân tử NH3, chất nhận cặp e trong cả 2 trường hợp là ion H + Để phân biệt với liên kết cộng hoá trị bình thường (góp chung e ), trong công thức cấu tạo của ion hay phân tử người ta dùng mũi tên để chỉ liên kết cho - nhận
2.3.1 Thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB)
Liên kết được hình thành do sự ghép đôi các điện tử độc thân vào orbitan chung của phân tử theo nguyên tắc spin đối song, lúc đó xảy ra sự xen phủ của các đám mây hoá trị làm mật độ e giữa 2 hạt nhân tăng lên (năng lượng hệ thống giảm) liên kết được hình thành
Theo thuyết VB hoá trị của nguyên tố chính là số liên kết mà 1 nguyên tử nguyên tố đó có thể tạo nên Nó bằng số e độc thân mà nguyên tử có
3Li cấu hình e 1s 2 2s 1 nên liti có hoá trị 1
4Be cấu hình e 1s 2 2s 2 Ở trạng thái cơ bản beri không có e độc thân nên không có khả năng tạo liên kết Khi được cung cấp năng lượng nào đó, nguyên tử Be chuyển sang trạng thái bị kích động
1s 2 2s 2 2p 0 1s 2 2s 1 2p 1 Ở trạng thái kích thích beri có 2 e độc thân nên có hoá trị 2
Tương tự như vậy ở trạng thái kích thích Bo có hoá trị 3, C có hoá trị 4
* Chú ý: Nitơ, oxi, flo ở trạng thái cơ bản có hoá trị 3, 2, 1 Chúng không thể có hoá trị lớn hơn được vì muốn có hoá trị đó, e hoá trị phải được chuyển sang lớp thứ 3 Quá trình này cần một năng lượng lớn mà quá trình tạo thành liên kết giữa chúng với các nguyên tử khác không thể bù nổi
2.3.1.1 Hiện tượng lai hóa của các obitan nguyên tử
Sự lai hóa là sự tổ hợp nAO có năng lượng không khác nhau nhiều trong cùng 1 nguyên tử tạo ra nAO mới hoàn toàn đồng nhất gọi là AO lai hóa
- Sự lai hóa sp (có cấu tạo thẳng)
1AO s + 1 AO p 2AO lai hóa sp Ví dụ: BeH2, C2H2
- Sự lai hóa sp 2 (tam giác phẳng đều, hình chữ v)
1AO s + 2 AO p 3AO lai hóa sp 2 Ví dụ: BF3, C2H4
- Sự lai hóa sp 3 (tứ diện, chóp tam giác, hình chữ v) Ví dụ: CH4, SiF4,
2.3.1.2 Liên kết đơn, liên kết đôi, liên kết ba
- Liên kết đơn do 1 cặp e tạo nên và được biểu diễn bằng một gạch nối giữa 2 nguyên tử Ta gọi đó là liên kết xichma (), liên kết xichma là loại kiên kết bền vững Ví dụ: CH4, Cl2, HCl
SỰ HÌNH THÀNH VÀ TÍNH CHẤT CỦA DUNG DỊCH
Dung dịch và phân loại dung dịch
Dung dịch là một hệ đồng nhất gồm có chất tan và dung môi, trong đó dung môi là môi trường để chất tan phân bố trong đó
Muốn có dung dịch một chất nào đó, người ta thực hiện một quá trình hòa tan là một quá trình hóa lí phức tạp, nó gồm 3 giai đoạn:
- Giai đoạn phá vỡ mạng lưới tinh thể để các phân tử chất tan tách khỏi bề mặt tinh thể đi vào dung dịch, quá trình này thu nhiệt, ta có: H ml 0
- Giai đoạn solvat hóa các phân tử chất tan, tức là các phân tử dung môi bao quanh và liên kết với phân tử chất tan tạo ra các phân tử solvat, giai đoạn này tỏa nhiệt: H solvat 0
- Giai đoạn khuếch tán của các phân tử solvat, giai đoạn này thu nhiệt: kt 0
Vậy H hoa tan H ml H solvat H kt
Vì H kt quá nhỏ không đáng kể nên H hoa tan H ml H solvat Tuỳ theo trị số tuyệt đối của H solvat và H ml mà H hoa tan dương hay âm
Vậy hiệu ứng nhiệt của quá trình hòa tan (còn gọi là nhiệt hòa tan) là lượng nhiệt thu vào hay phát ra khi hòa tan hoàn toàn một mol chất tan vào dung môi
Quá trình hòa tan tuân theo quy luật: chất tan phân cực dễ tan trong dung môi phân cực nhưng khó tan trong dung môi không phân cực Chất tan không phân cực dễ tan trong dung môi không phân cực nhưng khó tan trong dung môi phân cực
Tóm lại, ta có sơ đồ hòa tan:
Tuy theo bản chất của chất tan, dung môi, độ bão hòa của dung dịch và kích thước hạt phân tử người ta phân loại dung dịch như sau:
- Nếu theo độ bão hòa người ta có dung dịch bão hòa, dung dịch chưa bão hòa và dung dịch quá bão hòa
- Nếu theo kích thước hạt chất tan (gọi d là kích thước hạt) ta có:
+ d < 10 -9 m: dung dịch phân tử hay dung dịch các chất điện li
- Nếu theo bản chất dung môi ta có:
+ Dung dịch nước khi dung môi là nước
+ Dung dịch không nước khi dung môi không phải là nước
- Nếu theo bản chất chất tan ta có:
+ Dung dịch chất tan không điện li, không bay hơi (còn gọi là dung dịch phân tử)
+ Dung dịch chất tan điện li.(5, 6)
Các nồng độ dung dịch
2.2.1 Nồng độ phần trăm về khối lượng
Là khối lượng chất tan (g) có trong 100 g dung dịch
Trong đó: - m là số gam chất tan
2.2.2 Nồng độ phần trăm về thể tích
Là thể tích chất tan (ml,l) có trong 100 (ml,l) dung dịch
Trong đó: - V là số (ml,l) chất tan
- V’ là số (ml,l) dung dịch
Là số mol chất tan có trong một đơn vị thể tích dung dịch Nồng độ mol thay đổi theo nhiệt độ
Trong đó: - n là số mol chất tan
- V là thể tích dung dịch, biểu thị bằng lít (l)
Nồng độ đương lượng là số đương lượng gam chất tan có trong 1 lít dung dịch
Trong đó: - n’ là số đương lượng gam chất tan
- , với Đ là đương lượng gam và
- Z: là số e trao đổi trong 1 mol, số H + (OH - ) hay ion tham gia phản ứng trung hòa
- V là số lít dung dịch (2, 4, 5, 7).
Các công thức cơ bản khi pha chế dung dịch
3.1 Pha dung dịch nồng độ mol/l (CM)
Khối lượng chất rắn cần lấy để pha Vml dung dịch có nồng độ CM là:
C M V M m với: m : khối lượng chất rắn cần lấy (g)
V : thể tích cần pha (ml)
Thể tích chất lỏng đậm đặc cần dùng để pha (ml) dung dịch có nồng độ
Với: Vđ: thể tích dung dịch đậm đặc (ml) m: khối lượng cân (g) v : thể tích dung dịch cần pha (ml) d: tỉ trọng g/ml
C%: nồng độ phần trăm của dung dịch
3.2 Pha dung dịch có nồng độ đương lượng (C N )
Khối lượng chất rắn cần lấy để pha Vml dung dịch có nồng độ CN là: với: m : khối lượng chất rắn (g)
CN : nồng độ đương lượng dung dịch cần pha Đ : là đương lượng gam
V : thể tích cần pha (ml)
Thể tích chất lỏng đậm đặc cần dùng để pha (ml) dung dịch có nồng độ
d C mà m = suy ra Vđ Với: Vđ: thể tích dung dịch đậm đặc (ml)
V : thể tích dung dịch cần pha (ml) d: tỉ trọng của dung dịch (khối lượng riêng) (g/ml)
C%: nồng độ phần trăm của dung dịch đậm đặc
3.3 Pha dung dịch có nồng độ phần trăm khối lượng
3.3.1 Chất rắn không ngậm nước
Lượng chất rắn cần lấy để pha mdd (g) dung dịch có nồng độ C% là:
Với: mct: khối lượng cân (g) mdd: khối lượng dung dịch cần pha (g)
Khối lượng chât rắn cần lấy để pha mdd (g) dung dịch có nồng độ C% là: dd 1
Với: M1: khối lượng phân tử ngậm nước
M2: khối lượng phân tử không ngậm nước
3.4 Pha dung dịch có nồng độ phần trăm khối lượng-thể tích
Cân số gam chất rắn bằng C% muốn pha để pha thành 100ml dung dịch
3.5 Pha dung dịch có nồng độ phần trăm thể tích-thể tích
Với V1: thể tích dung dịch cần lấy để pha
V2: thể tích dung dịch cần pha
C1%: nồng độ phần trăm dung dịch lấy để pha
C2%: nồng độ phần trăm dung dịch cần pha
3.6 Pha một số dung dịch khác
3.6.1 Pha dung dịch có nồng độ định sẵn
Cách 1: pha 1 thể tích V1 dung dịch có nồng độ C1% từ 1 dung dịch có nồng độ C2% với C2% > C1% có khối lượng riêng của dung dịch 1 và 2 tra bảng Áp dụng công thức: C V d 1 1 1 C V d 2 2 2
Thể tích dung dịch C2% cần lấy là: 2 1 1 1
Cách 2: quy tắc đường chéo
Trong đó: C1% : chất có nồng độ cao
C2%: chất có nồng độ cần pha
C3%: chất có nồng độ thấp (ví dụ nước C3% = 0) V: thể tích dung dịch cần pha
- Nồng độ đương lượng hay nồng độ mol
1 Hãy pha 2 lít dung dịch axit oxalic 0,1N từ axit tinh khiết H2C2O4.2H2O
2 Trộn 500 ml dung dịch HNO3 30% với 500 ml dung dịch HNO3 10% thu được dung dịch HNO3 bao nhiêu %? (ĐS: 20%)
3 Pha 2 lít dung dịch HCl 10% từ axit đặc 36%
4 Pha 2 lít dung dịch H2SO4 0,5M với 1 lít dung dịch H2SO4 0,1M được dung dịch bao nhiêu M? (ĐS: 0,367M)
5 Cần bao nhiêu ml dung dịch NaOH 0,5N trộn với 1 lít dung dịch NaOH 0,1N để được 2 lít dung dịch NaOH 0,2N (ĐS: 600ml)
6 Pha 2 lít dung dịch HC10.1M từ axit 0.5M
Dung dịch chất điện ly
- Cốc b đựng dung dịch saccarozơ
- Cốc c đựng dung dịch NaCl
Khi nối các đầu dây dẫn điện với cùng một nguồn điện, ta chỉ thấy bóng đèn ở cốc đựng dung dịch NaCl bật sáng Vậy dung dịch NaCl dẫn điện, còn nước cất và dung dịch saccarozơ không dẫn điện
Làm các thí nghiệm tương tự, người ta thấy NaCl rắn, khan; NaOH rắn, khan, các dung dịch C2H5OH, glixerol không dẫn điện Ngược lại, các dung dịch axit, bazơ và muối đều dẫn điện
4.1.2 Nguyên nhân tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ và muối trong nước
Năm 1887, A-rê-ni-ut đã xác định rằng, tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ và muối là do trong dung dịch của chúng có các tiểu phân mang điện tích chuyển động tự do được gọi là các ion Như vậy các axit, bazơ và muối khi hòa tan trong nước phân li ra các ion, nên dung dịch của chúng dẫn điện
Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li Những chất tan trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li
4.2 Phân loại các chất điện ly
4.2.1 Độ điện li Độ điện li α (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử hòa tan (n 0 )
n Độ điện li của các chất điện li khác nhau nằm trong khoảng 0 1 Khi một chất có α = 0, quá trình điện li không xảy ra, đó là chất không điện li Độ điện li thường được biểu diễn dưới dạng phần trăm
Ví dụ: trong dung dịch CH3COOH 0,043M, cứ 100 phân tử hòa tan chỉ có
2 phân tử phân li ra ion, độ điện li là:
4.2.2 Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion
Chất điện li mạnh có α = 1 Đó là các axit mạnh, như HCl, HNO3, HClO4,
H2SO4,…Các bazơ mạnh như NaOH, KOH, Ba(OH)2,…và hầu hết các muối
Trong phương trình điện li của chất điện li mạnh, người ta dùng một mũi tên chỉ chiều của quá trình điện li
Ví dụ: Na SO 2 4 2 Na SO 4 2
Vì sự điện li của Na2SO4 là hoàn toàn, nên ta dễ dàng tính được nồng độ các ion do Na2SO4 phân li ra Ví dụtrong dung dịch Na2SO4 0,01M, nồng độ ion
Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch
Vậy độ điện li của chất điện li yếu nằm trong khoảng 0 1
Những chất điện li yếu là các axit yếu, như CH3COOH, HClO, H2S, HF,
H2SO3, H2CO3,…; các bazơ yếu, như Bi(OH)3, Mg(OH)2,…Trong phương trình điện li của chất điện li yếu, người ta dùng hai mũi tên ngược chiều nhau
Ví dụ: CH C 3 OO H CH C 3 OO H
* Ảnh hưởng của sự pha loãng đến độ điện li
Khi pha loãng dung dịch, độ điện li của các chất điện li đều tăng
Ví dụ: Ở 25 0 C độ điện li của CH3COOH trong dung dịch 0,10M là 1,32%, trong dung dịch 0,043M là 2% và trong dung dịch 0,010M là 4,11%
Có thể giải thích hiện tượng này như sau: khi phan loãng dung dịch, các ion dương và âm của chất điện li dời xa nhau hơn, ít có điều kiện va chạm vào nhau để tạo lại phân tử, trong khi đó sự pha loãng không cản trở đến sự điện li của các phân tử.(6)
Thuyết acid – base
5.1 Quan điểm axit - bazơ của Bronsted
Axit là chất nhường proto (H + ) Bazơ là chất nhận proton
CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - axit bazo axit bazo
H 2 O + NH 3 NH 4 + + OH - axit bazo axit bazo
HCO 3 - + H 2 O H 3 O + + CO 3 2- axit bazo axit bazo
H 2 O + HCO 3 - H 2 CO 3 + OH - axit bazo axit bazo
Ion HCO 3 vừa có thể nhường proton vừa có thể nhận proton, vậy HCO 3 là chất lưỡng tính
Nhận xét: Phân tử H 2 Ocó thể đóng vai trò axit hay bazơ Vậy H 2 O là chất lưỡng tính
Theo thuyết Bron-stet, axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion
Người ta đã chứng minh được: [ H ][ OH ] [ H O 3 ][ OH ] 10 14
[ H ][ OH ] còn gọi là tích số ion của H2O, gọi là K H O 2
5.2 Định nghĩa về phản ứng axit – bazơ
Phản ứng axit - bazơ là phản ứng giữa một axit và một bazơ, đó là những phản ứng trung hòa, kết quả tạo ra sản phẩm là một muối axit hoặc trung tính Độ mạnh của axit được đặc trưng bằng hằng số phân li Ka, độ mạnh của bazơ được đặc trưng bằng hằng số phân li Kb n
Me OH Me nOH ta có [M ][OH ]
Trong dung dịch nước bao giờ cũng tồn tại một cặp axit - bazơ liên hợp:
CH COOH H O CH COO H O tạo cặp CH3COOH/CH3COO - gọi là cặp axetat
NH H O NH H O tạo cặp NH 4 / NH 3 gọi là cặp amoni được gọi là các cặp axit - bazơ liên hợp Với 1 cặp axit bazơ liên hợp, nếu axit càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại Mối quan hệ giữa Ka và Kb cũng được biểu diễn bằng hệ thức sau:
5.3 Tính pH trong các dung dịch
5.3.1 Dung dịch acid mạnh đơn chức HA nồng độ ban đầu C a
Acid mạnh phân ly hoàn toàn:
HA H O H O A (th-êng viÕt HA H A )
Do đó [H3O + ] = [H + ] = Ca pH = - lgCa
5.3.2 Dung dịch base mạnh đơn chức MOH có nồng độ C b
Base mạnh phân ly hoàn toàn:
MOH H O M H O (th-êng viÕt MOH M OH )
5.3.3 Dung dịch đơn axit yếu HA có nồng độ C a , K a
Acid yếu HA phân ly không hoàn toàn
, coi HA ít phân ly nên [HA] Ca
Do đó có [H O ] 3 K C a a và 1 1 lg
5.3.4 Dung dịch đơn base yếu B có nồng độ C b , K b
Base yếu B phân ly không hoàn toàn: B H O 2 A OH
Dung dịch đệm
Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH không đổi hoặc thay đổi rất ít khi ta thêm vào hệ một lượng nhỏ axit, bazơ hoặc khi pha loãng
- Dung dịch đệm axit là hệ dung dịch đệm được hình thành bằng cách trộn lẫn một axit yếu với muối của nó với một bazơ mạnh
- Dung dịch đệm bazơ là hệ dung dịch đệm được hình thành bằng cách trộn lẫn một bazơ yếu với muối của nó với một axit mạnh
- Dung dịch đệm tạo thành bởi hai chất lưỡng tính axit – bazơ
6.3 pH của dung dịch đệm
- pH của dung dịch đệm axit và dung dịch đệm bazơ chỉ phụ thuộc vào hằng số cân bằng của axit-bazơ yếu và tỉ số giữa nồng độ đầu của muối và nồng độ đầu của các axit-bazơ Do đó, khi chúng ta pha loãng dung dịch hoặc thêm vào dung dịch đệm một lượng axit – bazơ thì pH của dung dịch thay đổi rất ít
- Ứng dụng của dung dịch đệm:
+ Khả năng chống lại sự thay đổi pH đột ngột giúp dung dịch đệm được dùng phổ biến trong các quá trình hóa học và cần thiết cho các chu trình hóa sinh
+ Dung dịch đệm giúp giữ nguyên độ pH cho các enzyme trong các cơ thể sống hoạt động
+ Hỗn hợp đệm của axit H2CO3 và bicacbonat (HCO3 -) hiện diện trong huyết tương, nhằm duy trì pH trong khoảng 7,35 – 7,45
+ Trong công nghiệp, dung dịch đệm được dùng trong quá trình lên men và được dùng trong từng trường hợp nhuộm riêng lẻ Chúng cũng được dùng trong ngành hóa phân tích và chuẩn độ pH.(6)
- Tuy theo bản chất của chất tan, dung môi, độ bão hòa của dung dịch và kích thước hạt phân tử người ta phân nhiều loại dung dịch
Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion
- Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch
- Phân tử H2Ocó thể đóng vai trò axit hay bazơ Vậy H2O là chất lưỡng tính
1 Tính khối lượng NaOH cần để pha 1 lít dung dịch NaOH 0,1N
2 Tính thể tích HCl đặc cần để pha 1 lít dung dịch HCl 0,1N
3 Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1N cho Ka = 1,75.10 -5 ( ĐS: 2,78 )
4 Tính pH của dung dịch HCOOH 0,1 M, cho Ka = 10 -4 ( ĐS: 2,5 )
5 Tính pH của dung dịch NH3 0,1 M Cho
6 Cần bao nhiêu mililit dung dịch HC1 đặc 36% (d = 1,19 g/ml) để pha được 1000 ml dung dịch HC1 5%
7 Hãy pha 5 lít dung dịch H2SO4 5% từ axit H2SO4 đặc 98% (d = 1,84 g/ml)
1 Mục đích, yêu cầu a) Mục đích
- Xác định được khối lượng của chất rắn, thể tích của chất lỏng bất kỳ để pha chế dung dịch theo yêu cầu
- Mô tả được cách tiến hành làm các thí nghiệm
- Quan sát và giải thích được các hiện tượng thí nghiệm
- Rèn luyện được tính cẩn thận, tỷ mỉ, chính xác, trung thực, an toàn lao động, vệ sinh môi trường b) Yêu cầu
SV đọc kỹ các thí nghiệm trong giáo trình, chuẩn bị tường trình thực hành, dụng cụ, vật liệu theo yêu cầu của GV
Mẫu tường trình thí nghiệm chứng minh
Bài số:… Tên bài thí nghiệm:……
Họ tên SV:……… Lớp:………….Nhóm:…………
Hình vẽ Hiện tượng thí nghiệm
SV chăm chú nghe GV chỉ dẫn, thực hiện đúng và theo thứ tự các thao tác đã chỉ dẫn, ghi chép lại những thông tin quan trọng, tích cực tham gia thực hành, đảm bảo an toàn, đúng kỹ thuật
SV nộp bảng tường trình thí nghiệm, sử dụng thành thạo các dụng cụ và vật liệu thực hành, áp dụng được vào thực tiễn Dọn dẹp sạch sẽ nơi thí nghiệm, tắt điện, nước, trước khi ra khỏi phòng thí nghiệm
Cân phân tích, ổ cắm điện, máy cất nước, bếp điện
- Dụng cụ: Ống nghiệm, cặp gỗ, pipet, bóp cao su, bình định mức 100ml, bình tam giác 250ml, cốc thủy tinh
NaCl rắn, HCl đặc, H2C2O4.2H2O, HNO3 10%
Tính khối lượng NaCl để pha 1 lít dung dịch có nồng độ 0,1N
Tính khối lượng H2C2O4.2H2O để pha 2 lít dung dịch axit oxalic 0,1N Tớnh thể tớch HCl đặc cần dựng để pha 1lít dung dịch HCl 0,1M Trộn 100 ml dung dịch HNO3 30% với 100 ml dung dịch HNO3 10% Pha 1 lít dung dịch HCl 10% từ axit đặc 36%
Thớ nghiệm 1: Tớnh khối lượng NaCl cần dựng để pha 1 lít dung dịch NaCl 0,1N
Thớ nghiệm 2: Tớnh thể tớch HCl đặc cần dựng để pha 1lít dung dịch HCl 0,1M
Thí nghiệm 3: Hãy pha 2 lít dung dịch axit oxalic 0,1N từ axit tinh khiết
Thí nghiệm 4: Trộn 100 ml dung dịch HNO3 30% với 100 ml dung dịch HNO3 10% thu được dung dịch HNO3 bao nhiêu %?
Thí nghiệm 5: Pha 1 lít dung dịch HCl 10% từ axit đặc 36% (8)
5 Báo cáo kết quả và đánh giá
- Nộp các sản phẩm thí nghiệm
- Nộp bảng tường trình thí nghiệm
- GV theo dõi thao tác thực hiện, kết quả thí nghiệm và tường trình của
PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ VÀ DÒNG ĐIỆN
Phản ứng oxi hóa khử
Phản ứng của natri với oxi
Phản ứng của sắt với dung dịch muối đồng sunfat
Phản ứng của hiđro với clo
- Chất khử là chất nhường e hay là chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng
- Chất khử còn được gọi là chất bị oxi hóa
- Chất oxi hóa là chất nhận e hay là chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng
- Chất oxi hóa còn được gọi là chất bị khử
- Sự oxi hóa (quá trình oxi hóa) một chất là làm cho chất đó nhường e hay làm tăng số oxi hóa của chất đó
- Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đó nhận e hay làm giảm số oxi hóa của chất đó
Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó có sự chuyển e giữa các chất phản ứng hay Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một số nguyên tố
1.3 Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa - khử Để lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa - khử theo phương pháp thăng bằng e, ta thực hiện các bước sau đây:
Ví dụ1: Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa - khử sau đây:
Bước 1: Xác định số oxi hóa của những nguyên tố có số oxi hóa thay đổi
Bước 2: Viết quá trình oxi hóa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình
(quá trình oxi hóa hay sự oxi hóa)
(quá trình khử hay sự khử) Bước 3: tìm hệ số thích hợp sao cho tổng số e do chất khử nhường bằng tổng số e mà chất oxi hóa nhận
Bước 4: đặ hệ số của chất oxi hóa và chất khử vào sơ đồ phản ứng Hoàn thành phương trình hóa học
Ví dụ2: Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa - khử sau đây:
1.4 Ý nghĩa của phản ứng oxi hóa - khử
Phản ứng oxi hóa - khử là một trong những quá trình quan trọng nhất của thiên nhiên Sự hô hấp, quá trình thực vật hấp thụ khí CO2 giải phóng O2, sự trao đổi chất và hàng loạt quá trình sinh học khác đều có cơ sở là các phản ứng oxi hóa - khử
Sự đốt cháy nhiên liệu trong các động cơ, các quá trình điện phân, các phản ứng xảy ra trong pin và trong ăcqui đều bao gồm sự oxi hóa và sự khử Hàng loạt quá trình sản xuất như luyện kim, chế tạo hóa chất, chất dẻo, dược phẩm, phân bón hóa học,…đều không thực hiện được nếu thiếu các phản ứng oxit hóa - khử (1, 6).
Dãy điện hóa của kim loại
2.1 Khái niệm về cặp oxi hóa - khử của kim loại
Trong phản ứng hóa học, cation kim loại có thể nhận e để trở thành nguyên tử kim loại và ngược lại, nguyên tử kim loại có thể nhường e để trở thành cation kim loại
Dạng oxi hóa dạng khử
Dạng oxi hóa (M n+ ) và dạng khử (M) của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử Các cặp oxi hóa – khử trên được viết như sau:
Fe Fe Cu Cu Ag Ag
2.2.1 Khái niệm về pin điện hóa, thế điện cực và suất điện động
Hai cốc thủy tinh, một cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO4 1M, cốc kia chứa
50 ml dung dịch ZnSO4 1M Nhúng một lá Cu vào dung dịch CuSO4, một lá Zn vào dung dịch ZnSO4 Nối hai dung dịch bằng một ống hình chữ U đựng dung dịch NH4NO3 (hoặc KNO3) Ống này được gọi là cầu muối Thiết bị nói trên được gọi là pin điện hóa, vì khi nối hai lá kim loại bằng một dây dẫn sẽ đo được một dòng điện đi từ lá Cu (điện cực +) đến lá Zn (điện cực -)
Sự xuất hiện dòng điện đi từ cực đồng sang cực kẽm chứng tỏ rằng có sự chênh lệch điện thế giữa 2 điện cực nói trên, tức là trên mỗi điện cực đã xuất hiện một thế điện cực nhất định
Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực (Epin), tức là hiệu của thế điện cực dương (E(+)) với thế điện cực âm (E(-)) được gọi là suất điện động của pin điện hóa ( E pin E ( ) E ( ) )
Suất điện động của pin điện hóa luôn là số dương và phụ thuộc vào bản chất của kim loại làm điện cực, nồng độ dung dịch và nhiệt độ
Suất điện động của pin điện hóa khi nồng độ ion kim loại bằng 1M (ở
25 0 C) gọi là suất điện động chuẩn và được kí hiệu là E 0 pin Tương tự trên ta có:
( E pin E E ) Đối với pin điện hóa Zn-Cu như trên ta có:
2.2.2 Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa
- Ở lá Zn, các nguyên tử kẽm để lại e trên bề mặt điện cực và tan vào dung dịch dưới dạng ion Zn 2+ Ở đây xảy ra sự oxi hóa các nguyên tử Zn thành
Zn bị oxi hóa thành Zn 2+ Zn Zn 2 2 e Sự mất e xảy ra trên bề mặt lá kẽm
- Lá Zn trở thành nguồn e nên đóng vai trò cực âm Các e theo dây dẫn đến cực Cu Ở đây, xảy ra sự khử các ion Cu 2+ trong dung dịch thành Cu bám trên bề mặt lá Cu
Cu 2+ bị khử thành Cu: Cu 2 2 e Cu Sự nhận e xảy ra trên bề mặt lá đồng
- Trong cầu muối, các ion NH 4 (hoặc K + ) di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4, các anion NO 3 di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4 làm cân bằng điện tích, nên các dung dịch luôn trung hòa điện
Theo qui ước của điện học, dòng điện đi từ cực đồng sang cực kẽm Vì thế, điện cực kẽm được gọi là anot Theo cơ chế trên, anot là nơi xảy ra sự oxi hóa Điện cực đồng gọi là catot Về bản chất điện hóa học thì catot là nơi xảy ra sự khử
Trong pin điện hóa, anot là cực âm còn catot là cực dương
- Các phản ứng oxi hóa và khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hóa nói trên có thể được viết tổng hợp lại bằng phương trình ion rút gọn:
Zn Cu Cu Zn Như vậy, trong pin điện hóa Zn-Cu đã xảy ra phản ứng oxi hóa – khử:
Cu 2+ (chất oxi hóa mạnh hơn) đã oxi hóa Zn (chất khử mạnh hơn) thành Zn 2+ (chất oxi hóa yếu hơn) và Cu (chất khử yếu hơn) và năng lượng hóa học của phản ứng oxi hóa - khử đã chuyển hóa thành điện năng
Chấtkhử mạnh Chất oxi hóa mạnh Chất khử yếu Chất oxi hóa yếu
2.3 Thế điện cực chuẩn của pin
Người ta chấp nhận một cách qui ước rằng thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00V ở mọi nhiệt độ, tức là:
2.3.2 Thế điện cực chuẩn của kim loại Điện cực kim loại mà nồng độ ion kim loại trong dung dịch bằng 1M được gọi là điện cực chuẩn Để xác định thế điện cực chuẩn của kim loại nào đó, ta thiết lập một pin điện hóa gồm: điện cực chuẩn của kim loại cần xác định với điện cực hiđro chuẩn Vì thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn được qui ước bằng không, nên thế điện cực chuẩn của kim loại cần đo được chấp nhận bằng suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo
Trong pin điện hóa nói trên, nếu kim loại đóng vai trò cực âm, thì thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị âm Còn nếu kim loại đóng vai trò cực dương, thì thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị dương
Ví dụ1: Xác định thế điện cực chuẩn của cặp Zn 2+ /Zn
Cho pin điện hóa Zn – H2 Điện kế cho biết dòng điện đi từ điện cực hiđro chuẩn sang điện cực kẽm chuẩn và suất điện động của pin bằng 0,76V Như vậy,
Zn là cực âm (anot), thế điện cực chuẩn của cặp Zn 2+ /Zn là -0,76V (kí hiệu là
Phản ứng xảy ra trên điện cực âm (anot): Zn Zn 2 2 e
Phản ứng xảy ra trên điện cực dương (canot): 2 H 2 e H 2
Phản ứng oxi hóa – khử xảy ra trong pin điện hóa : Zn 2 H Zn 2 H 2
Ví dụ 2: Xác định thế điện cực chuẩn của cặp Ag + /Ag
Cho pin điện hóa H2 - Ag Điện kế cho biết dòng điện ở mạch ngoài đi từ điện cực bạc chuẩn sang điện cực hiđro chuẩn và suất điện động của pin bằng 0,80V Như vậy, Ag là cực dương (canot), thế điện cực chuẩn của cặp Ag + /Ag là
Hình 4.1 Thí nghiệm xác định thế điện cực chuẩn của cặp Ag+/Ag
Phản ứng xảy ra trên điện cực âm (anot): H 2 2 H 2 e
Phản ứng xảy ra trên điện cực dương (canot): Ag e Ag
Phản ứng oxi hóa – khử xảy ra trong pin điện hóa : 2 Ag H 2 2 Ag 2 H
2.4 Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn
Dưới đây là dãy thế điện cực chuẩn ở 25 0 C của một số cặp oxi hóa – khử
M n+ /M (M là những kim loại thông dụng) có trị số tính ra vôn (V)
2.5 Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
2.5.1 So sánh tính oxi hóa – khử
Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại M 0 n
E càng lớn thì tính oxi hóa của cation M n+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu Ngược lại, 0 n
E càng nhỏ thì tính oxi hóa của cation M n+ càng yếu và tính khử của kim loại M càng mạnh
2.5.2 Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử
Sự điện phân
Ví dụ: Điện phân NaCl nóng chảy
- NaCl nóng chảy phân li thành ion: NaCl Na Cl
Dưới tác dụng của điện trường, ion âm chuyển về điện cực dương, ion dương chuyển về điện cực âm
- Ở cực dương (anot) xảy ra sự oxi hóa ion Cl - : 2 Cl ( ) l Cl 2( ) k 2 e
- Ở cực âm (catot) xảy ra sự khử ion Na + : 2 Na ( ) l 2 e 2 Na ( ) l
Sự điện phân NaCl nóng chảy có thể biểu diễn ngắn gọn bằng sơ đồ:
Phương trình của sự điện phân là: 2 NaCl dpnc 2 Na Cl 2
Khái niệm: Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li
Ví dụ: Điện phân dung dịch CuSO4 với các điện cực trơ (graphit)
Khi có dòng điện đi vào dung dịch, ion SO 4 2 di chuyển về anot, ion Cu 2+ di chuyển về catot
- Ở anot (+) có thể xảy ra sự oxi hóa ion SO 4 2 hoặc phân tử H2O, vì nước dễ bị oxi hóa hơn, sản phẩm là khí oxi: 2 H O 2 ( ) l O 2( ) k 4 H dd 4 e
- Ở catot (-) có thể xảy ra sự khử ion Cu 2+ hoặc phân tử H2O, Vì ion Cu 2+ dễ bị khử hơn H2O, nên ion Cu 2+ bị khử thành kim loại Cu bám trên catot:
Phương trình điện phân: 2 CuSO 4 2 H O 2 dp 2 Cu O 2 2 H SO 2 4
3.2 Ứng dụng của sự điện phân
- Điều chế các kim loại
- Điều chế một số phi kim như: H2, O2, F2, Cl2
- Điều chế một số hợp chất: KMnO4, NaOH, H2O2, nước javen
- Tinh chế một số kim loại
Phản ứng oxi hóa – khử là một trong những quá trình quan trọng nhất của thiên nhiên Sự hô hấp, quá trình thực vật hấp thụ khí CO2 giải phóng O2, sự trao đổi chất và hàng loạt quá trình sinh học khác đều có cơ sở là các phản ứng oxi hóa – khử
Trong pin điện hóa nói trên, nếu kim loại đóng vai trò cực âm, thì thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị âm Còn nếu kim loại đóng vai trò cực dương, thì thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị dương
Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại 0 n
E càng lớn thì tính oxi hóa của cation M n+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng yếu Ngược lại, 0 n
E càng nhỏ thì tính oxi hóa của cation M n+ càng yếu và tính khử của kim loại M càng mạnh
1 Thế nào là chất oxi hóa, chất khử, phản ứng oxi hóa khử?
2 Trình bày khái niệm về pin điện hóa, thế điện cực và suất điện động
3 Mô tả cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa
4 So sánh thế điện cực chuẩn của kim loại
5 Trình bày ý nghĩa dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
6 Trong pin điện hóa, sự oxi hóa a) không xảy ra ở cực âm và cực dương b) chỉ xảy ra ở cực dương c) Xảy ra ở cực âm và cực dương d) chỉ xảy ra ở cực âm
7 Trong pin điện hóa Zn-Cu cặp chất nào sau đây phản ứng được với nhau? a) Zn 2+ + Cu 2+ b) Zn 2+ + Cu c) Cu 2+ + Zn d) Cu + Zn
8 Cho các kim loại: Na, Mg, Al, Cu, Ag Hãy viết các cặp oxi hóa – khử tạo bởi các kim loại đó và sắp xếp chúng theo thứ tự giảm dần tính oxi hóa
9 Cân bằng các phương trình phản ứng hóa học dưới đây và cho biết vai trò của từng chất trong phản ứng a) Na SO 2 3 KMnO 4 H O 2 Na SO 2 4 MnO 2 KOH b) FeSO 4 K Cr O 2 2 7 H SO 2 4 Fe SO 2 ( 4 3 ) Cr SO 2 ( 4 3 ) K SO 2 4 H O 2 c) Cu HNO 3 Cu NO ( 3 2 ) NO 2 H O 2 d) Cu HNO 3 Cu NO ( 3 2 ) NO H O 2 e) Fe O 3 4 HNO 3 Fe NO ( 3 3 ) NO H O 2 g) Fe H SO 2 4 t 0 Fe SO 2 ( 4 3 ) SO 2 H O 2 h) Cl 2 NaOH NaCl NaClO H O 2
1 Mục đích, yêu cầu a) Mục đích
- Lấy được chính xác thể tích, khối lượng các dung dịch đem phản ứng
- Mô tả được cách tiến hành làm các thí nghiệm
- Quan sát và giải thích được các hiện tượng thí nghiệm
- Rèn luyện được tính cẩn thận, tỷ mỉ, chính xác, trung thực, an toàn lao động, vệ sinh môi trường b) Yêu cầu
SV đọc kỹ các thí nghiệm trong giáo trình, chuẩn bị tường trình thực hành, dụng cụ, vật liệu theo yêu cầu của GV
SV chăm chú nghe GV chỉ dẫn, thực hiện đúng và theo thứ tự các thao tác đã chỉ dẫn, ghi chép lại những thông tin quan trọng, tích cực tham gia thực hành, đảm bảo an toàn, đúng kỹ thuật
SV nộp bảng tường trình thí nghiệm, sử dụng thành thạo các dụng cụ và vật liệu thực hành, áp dụng được vào thực tiễn Dọn dẹp sạch sẽ nơi thí nghiệm, tắt điện, nước, trước khi ra khỏi phòng thí nghiệm
Cân phân tích, ổ cắm điện, máy cất nước, bếp điện
- Dụng cụ: Ống nghiệm, cặp gỗ, pipet, bóp cao su, bình định mức 100ml, bình tam giác 250ml, cốc thủy tinh
H2O2, NaNO2, KMnO4 0,1M, H2SO4 loãng, CuSO4 1M, đinh sắt, FeSO4
Tác dụng của H2O2 với dung dịch KMnO4
Phản ứng giữa kim loại với dung dịch muối
Phản ứng oxi hóa khử trong môi trường axit
Tác dụng của NaNO2 với KMnO4
Thí nghiệm 1: Tác dụng của H 2 O 2 với dung dịch KMnO 4
Cho vào ống nghiệm 1ml dung dịch KMnO4 0,1M, cho thêm vài giọt
H2SO4 loãng để tạo môi trường axit Nhỏ giọt từ từ khoảng 1ml dung dịch H2O2 vào dung dịch KMnO4 Theo dõi sự thay đổi màu sắc của dung dịch Giải thích, viết PTPƯ Cho biết vai trò của H2O2 trong thí nghiệm này?
Thí nghiệm 2: Phản ứng giữa kim loại với dung dịch muối
Rót vào ống nghiệm sạch 2 ml dung dịch CuSO4 1M Cho vào ống nghiệm một đinh sắt đã được làm sạch bề mặt Để yên ống nghiệm khoảng 10 phút Quan sát và giải thích hiện tượng xảy ra Viết PTPU và cho biết vai trò của từng chất trong phản ứng
Thí nghiệm 3: Phản ứng oxi hóa khử trong môi trường axit
Rót vào ống nghiệm sạch 2 ml dung dịch FeSO4 1M và 1ml dung dịch
H2SO4 loãng Nhỏ từng giọt dung dịch KMnO4 0,5M (1ml) vào ống nghiệm trên Quan sát và giải thích hiện tượng xảy ra Viết PTPU và cho biết vai trò của từng chất trong phản ứng
Thí nghiệm 4: Tác dụng của NaNO 2 với KMnO 4
Cho vào ống nghiệm 3 giọt KMnO4, 2 giọt axit H2SO4 loãng và thêm vào
2 giọt NaNO2 1M Quan sát sự thay đổi màu sắc của dung dịch Viết PTPƯ
5 Báo cáo kết quả và đánh giá
- Nộp các sản phẩm thí nghiệm
- Nộp bảng tường trình thí nghiệm
- GV theo dõi thao tác thực hiện, kết quả thí nghiệm và tường trình của
HÓA VÔ CƠ
Các nguyên tố phi kim và hợp chất
1.1 Đặc điểm của phi kim
- Nếu nguyên tử càng dễ nhận clectron thì tính phi kim của nguyên tố càng mạnh Có 3 yếu tố quyết định tính chất này về mặt cấu tạo nguyên tử:
+ Bán kính nguyên tử nhỏ
+ Điện tích hạt nhân hiệu dụng lớn (ít bị các lớp clectron che chắn)
+ Cấu tạo clectron lớp bên ngoài của nguyên tử chỉ còn ít obitan tự do
- Trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học có 24 phi kim, trong đó có 7 phi kim ở điều kiện thường có đơn chất tồn tại dưới dạng phân tử
2 nguyên tử H2, N2, O2, F2, Cl2 (khí), Br2 (lỏng), I2 (rắn) Các phi kim khác còn lại có các phân tử đơn chất hợp thành từ nhiều nguyên tử và tồn tại dưới trạng thái rắn Có phân tử đơn chất rất cứng như kim cương, nhưng cũng có phân tử đơn chất mềm như lưu huỳnh Tính chất của các phi kim khác nhau nguyên nhân chủ yếu là do tính chất liên kết trong đơn chất của các nguyên tố đó
- Các phi kim phản ứng với nhau tạo thành hợp chất liên kết cộng hóa trị hay cộng hóa trị phân cực
- Trong các nhóm phi kim nguyên tố đầu nhóm thường có tính chất hóa học khác biệt với các nguyên tố còn lại Một phần sự khác biệt này là do các nguyên tố với số thứ tự nhỏ có bán kính nguyên tử nhỏ hơn và độ âm điện lớn hơn; mặt khác những nguyên tố đầu nhóm nằm ở chu kì hai, chỉ có thể tham gia nhiều nhất là bốn liên kết, vì chúng chỉ có 1 obitan 2s và 3 obitan 2p có thể tham gia liên kết hóa học Những phi kim có số thứ tự cao hơn có thể có thêm các obitan d tham gia liên kết, vì vậy chúng có thể có nhiều hơn là 4 liên kết (9)
Hiđro là nguyên tố hóa học nhẹ nhất, có khối lượng riêng nhỏ nhất trong tất cả các chất khí Dẫn nhiệt tốt, vì phân tử nhẹ và bé nên dễ chuyển động Tan ít trong nước, dễ tan trong palađi
Có nhiệt độ tới hạn ở 32,95K, nhiệt độ nóng chảy 3,79K và nhiệt độ sôi ở 20,35K Ở nhiệt độ trên 32,95K không thể làm ngưng tụ H bằng bất kì áp suất nào, kể cả áp suất cao nhất có thể đạt được hiện nay
Khối lượng riêng của H lỏng d=0,071 g/cm 3 là khối lượng riêng nhỏ nhất trong tất cả các chất lỏng đã biết hiện nay
* Các phương pháp điều chế hiđro trong phòng thí nghiệm
- Cho một số kim loại hoạt động tác dụng với nước
Kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ tác dụng với nước ở nhiệt độ thường
Với kali phản ứng mạnh hơn, có thể cháy thành ngọn lửa Các kim loại kiềm thổ phản ứng với nước kém mãnh liệt hơn
- Hợp chất hiđrua thay cho kim loại
CaH2 thường là nguyên liệu sản xuất khí H2 để nạp các quả bóng thám không của ngành khí tượng
- Cho axit tác dụng với kim loại hoạt động
Có thể viết: Zn 2 H Zn 2 H 2
- Kim loại Al, Zn tác dụng với dung dịch kiềm mạnh
- Trong phòng thí nghiệm Còn điều chế H2 bằng cách điện phân nước có cho thêm một ít axit, bazơ hay muối để tăng tính dẫn điện Phương pháp này cho ta H2 rất tinh khiết
* Các phương pháp điều chế hiđro trong công nghiệp
Tất cả các phương pháp sản xuất hiđro trong công nghiệp đều dựa vào sự phân hủy nước
- Phổ biến nhất là sử dụng phương pháp điều chế khí than ướt Trong lò phản ứng xảy ra phản ứng giữa hơi nước và than cốc nung đỏ tạo ra H2 và CO
Thực tế người ta nhận được một hỗn hợp khí gồm CO (45%), CO2 (5%),
H2 (45%) và H2O (h) (5%) Để có nhiều khí H2 và loại khí CO, cần thiết phải thực hiện phản ứng chuyển hóa CO thành CO2 bằng cách cho khí CO tác dụng với hơi nước có mặt chất xúc tác phù hợp
Khí CO2 được loại bỏ một cách dễ dàng bằng cách hòa tan vào nước dưới áp suất lớn
- Khí thoát ra từ lò chế biến than cốc cũng là nguồn cung cấp khí H2 Khí lò cốc có thành phần sau: 50% H2, 30% CH4, 8% CO và một số hợp chất khác Bằng cách làm lạnh hỗn hợp khí người ta có thể loại bỏ CH4 và CO2 ra khỏi hỗn hợp, còn CO được chuyển thành CO2 có sự tham gia của chất xúc tác như trên và loại ra khỏi hỗn hợp Cuối cùng phương pháp này tạo ra được nguồn khí H2 công nghiệp
- Từ khí CH4 trong khí đốt thiên nhiên người ta cũng điều chế được khí H2
- Khí H2 trong công nghiệp tinh khiết nhất là điều chế bằng cách điện phân nước Thường người ta pha thêm bazơ để có thể dùng điện cực niken thay cho điện cực platin rất đắt tiền H2 thoát ra ở catot và O2 xuất hiện ở anot Các bình điện phân được đặt trong một hệ kín, quá trình điện phân được thực hiện dưới áp suất, do đó tiết kiệm được năng lượng dùng để nén khí sang khu vực sử dụng Phương pháp này tiêu tốn nhiều điện năng nên giá thành khá đắt
- H2 cũng là sản phẩm phụ trong quá trình điện phân dun dịch muối ăn hay KCl để điều chế NaOH hay KOH 2 NaCl 2 H O 2 dp 2 NaOH Cl 2 H 2
* Phản ứng với phi kim
Nếu ta đốt nóng một hỗn hợp khí H2 và O2 theo tỉ lệ 2:1 bằng tia lửa điện hay bằng ngọn lửa thì sẽ gây ra phản ứng nổ mạnh
- Phản ứng với flo: Ở nhiệt độ thường hiđro phân tử có tính thụ động hóa học, chỉ có flo phản ứng mạnh với hiđro ở nhiệt độ thường, có thể cháy thành ngọn lửa hoặc nổ:
H2 phản ứng với Cl2, Br2, I2, S, C và N2 ở các điều kiện nhiệt độ khác nhau
* Phản ứng với các kim loại
- Với các kim loại kiềm:
H2 phản ứng với các kim loại kiềm như: Li, Na, K…ở nhiệt độ cao, tạo thành các hiđrua dạng Me (I) H
- Với các kim loại kiềm thổ:
H2 phản ứng với các kim loại kiềm thổ như Ca, Sr và Ba ở nhiệt độ cao, tạo thành các hiđrua dạng Me (II) H2
Hiđrua của các kim loại kiềm và kiềm thổ mang tính chất của các muối, trong đó nguyên tử Hóa học đóng vai trò anion H -
- Với các kim loại chuyển tiếp: tạo thành các loại hiđrua khác nhau
- Hiđro nguyên tử được điều chế từ hiđro phân tử bằng cách cung cấp năng lượng cho phản ứng phân li phân tử
- Cho kim loại hoạt động tác dụng với axit cũng có sự tạo thành hiđro hoạt động Hiđro loại này ngay lúc vừa xuất hiện tồn tại dưới dạng nguyên tử hoặc ít nhất cũng là ở trạng thái kích thích, có khả năng phản ứng tốt hơn hiđro phân tử và được gọi là hiđro mới sinh
Thời gian tồn tại của hiđro nguyên tử rất ngắn, nếu không có mặt chất phản ứng thì chỉ sau một thời gian ngắn có sự tái kết hợp thành hiđro phân tử ở thành ống dẫn
Hiđro nguyên tử có khả năng phản ứng rất lớn, nhiều oxit kim loại bị hiđro nguyên tử khử thành kim loại ở nhiệt độ thường
Hiđro nguyên tử phản ứng với oxi tạo thành hiđro peoxit
- Tổng hợp ammoniac, tổng hợp hữu cơ, tổng hợp xăng nhân tạo và sản xuất bơ nhân tạo
Ví dụ: tổng hợp rượu metylic và các đồng đẳng bằng hiđro hóa CO ở áp suất cao có mặt chất xúc tác
1.2.2.1 Tính chất vật lí Ở điều kiện thường oxi là chất khí không màu, không mùi Nhiệt độ tới hạn của oxi 154,35K Oxi hóa lỏng ở 90,22K, hóa rắn ở 54,25K Khối lượng riêng của oxi ở điểm sôi là 1,118 g/cm 3 và ở thể rắn là 1,426 g/cm 3 Oxi hòa tan trong nước ở 293K khoảng 3% thể tích Oxi nặng hơn không khí 1,106 lần, ở nhiệt độ thường một lít oxi nặng 1,428g Khoảng cách giữa hai nguyên tử oxi trong phân tử là 0,1207nm Các phân tử oxi phân li ở nhiệt độ cao
Các nguyên tố kim loại và hợp chất
2.1 Các nguyên tố kim loại
2.1.1 Cấu trúc electron của nguyên tử kim loại
Các kim loại có thể thuộc các nguyên tố tiêu biểu hoặc các nguyên tố chuyển tiếp Các kim loại tiêu biểu nằm ở các nhóm A (phân nhóm chính), còn các kim loại chuyển tiếp nằm ở các nhóm B (phân nhóm phụ) của bảng tuần hoàn
- Trong các kim loại tiêu biểu trước hết phải kể đến các kim loại kiềm và kiềm thổ Lớp e ngoài cùng của các kim loại này chứa 1 hoặc 2 e nghĩa là tương ứng với cấu hình ns 1 hoặc ns 2 Tiếp đến là các kim loại thuộc nhóm IIIA Chúng có cấu hình e là ns 2 np 1 nghĩa là lớp ngoài cùng có 3 e Chỉ có một số ít kim loại mà lớp ngoài cùng chứa nhiều hơn 3 e, đó là Sn (5s 2 5p 2 ), Pb (6s 2 6p 2 ) và Bi (6s 2 6p 3 )
Như vậy ở các kim loại tiêu biểu, e cuối cùng điền vào phân lớp s hoặc phân lớp phân tử của lớp e ngoài cùng và các e ở lớp ngoài cùng này đóng vai trò là các e hóa trị
- Ở các kim loại chuyển tiếp, e cuối cùng điền vào phân lớp (n – 1)d hoặc (n – 2)f, như vậy các nguyên tố này có hai hoặc ba lớp e bên ngoài chưa đầy đủ
2.1.2 Tính chất hóa học của kim loại
Nguyên tử kim loại có năng lượng ion thấp và ái lực với e cũng thấp phản ánh xu hướng dễ nhường e của chúng Vì thế trong các phản ứng hóa học kim loại thường thể hiện tính khử:
Nhiều kim loại phản ứng trực tiếp với các phi kim Ví dụ với halogen tạo thành halogenua, với oxi tạo ra oxit, với lưu huỳnh tạo ra sunfua, với nitơ tạo ra nitrua, với photpho tạo ra photphua, với cacbon tạo ra cacbua
Chiều hướng của nhiều phản ứng của kim loại hoặc ion kim loại trong dung dịch có thể dự đoán được dựa vào thế điện cực chuẩn của chúng (còn gọi là thế khử chuẩn)
Trong nước (môi trường trung tính, pH = 7), thế điện cực
E V Vì vậy chỉ các kim loại hoạt động mạnh, đứng đầu dãy (đứng trước Mg) có thế điện cực âm hơn nhiều so với -0,41V mới tác dụng với nước lạnh giải phóng H2 Magiê phản ứng rất chậm với nước lạnh vì tạo thành màng Mg(OH)2 Nhưng phản ứng nhanh với nước nóng Các kim loại hoạt động vừa (từ Al đến Fe) chỉ giải phóng H2 khi tác dụng với hơi nước (với nước ở nhiệt độ cao) Ở nhiệt độ thường các kim loại này không tác dụng được với nước vì trên bề mặt của chúng thường tạo thành các màng oxit bảo vệ, mặt dù thế điện cực của chúng đều âm hơn -0,41V
Các kim loại nằm giữa Mg và H, khi tác dụng với các axit, mà anion gốc axit không là chất oxi hóa thì đẩy được hiđro ra khỏi axit Tuy nhiên, cũng cần lưu ý rằng trên bề mặt một số kim loại có tạo thành các màng bảo vệ ngăn cản phản ứng Ví dụ màng oxit trên nhôm làm cho kim loại này không những không tác dụng với nước mà cả với một số axit Chì không tác dụng với axit H2SO4 có nồng độ thấp hơn 80% do tạo ra muối PbSO4 không tan tạo thành lớp bảo vệ trên bề mặt chì Hiện tượng do tạo thành lớp màng oxit hoặc muối trên bề mặt kim loại bảo vệ cho kim loại không bị oxi hóa sâu hơn được gọi là sự thụ động hóa và trạng thái của kim loại khí đó được gọi là trạng thái thụ động
Các kim loại đứng sau hiđro thì không đẩy được hiđro ra khỏi axit
Nhìn chung các kim loại đứng trước trong dãy điện hóa thì đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi muối
Cần chú ý rằng các kim loại hoạt động mạnh (đứng trước Mg) khi tiếp xúc với dung dịch nước thì đẩy hiđro ra khỏi nước Vì vậy sự đẩy lẫn nhau của các kim loại ra khỏi các dung dịch muối của chúng thực tế chỉ xảy ra ở các kim loại đứng sau Mg trong dãy điện hóa Đi từ đầu dãy (Li) đến cuối dãy (Au) khả năng nhường e (tính khử) của kim loại giảm dần, đồng thời khả năng nhận e (tính oxi hóa) của ion kim loại tăng dần Vì thế có nhiều phản ứng không xảy ra trong dung dịch nhưng vẫn có thể sử dụng dãy điện hóa Ví dụ các kim loại đứng trước thủy ngân tác dụng trực tiếp với oxi tạo ra oxit Các kim loại từ thủy ngân đến cuối dãy không tác dụng trực tiếp với oxi để tạo ra oxit Oxit của các kim loại từ Li đến Cr không bị khử bởi hiđro, trong khi đó các oxit của các kim loại kém hoạt động hơn (từ Fe đến Cu) thì tác dụng với hiđro giải phóng kim loại (bị khử bởi hiđro) Oxit của các kim loại ở cuối dãy (từ Hg đến Au) dễ bị khử nhất Chúng bị phân hủy bởi nhiệt tạo ra oxi và giải phóng kim loại
Hình 5.3 Dãy điện hóa và một số phản ứng của kim loại
Một số trường hợp, kim loại đứng trước đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi muối khan hoặc oxit của chúng
Ví dụ: 3 Na AlCl 3 3 NaCl Al
Phản ứng nhiệt nhôm vẫn thường được sử dụng để điều chế một lượng kim loại không lớn
Các phản ứng trên không thể dựa vào giá trị của thể khử để giải thích, mà chỉ có thể dựa vào tính khử của kim loại Kim loại nào có tính khử mạnh hơn sẽ đẩy được kim loại có tính khử yếu hơn ra khỏi muối khan hoặc oxit của chúng
Có một số kim loại như Al, Zn, Sn, Pb vừa phản ứng được với dung dịch axit vừa phản ứng được với dung dịch kiềm giải phóng hiđro Điều đó có lẽ liên quan đến tính chất lưỡng tính của các hyđroxit của chúng
Khi kim loại tương tác với các axit có tính oxi hóa như HNO3 và H2SO4 đặc, thì thường tạo thành nhiều sản phẩm khác nhau HNO3 và H2SO4, trong đó có một sản phẩm chính Tùy thuộc vào nồng độ của axit, nhiệt độ phản ứng và khả năng khử của kim loại sẽ tạo ra sản phẩm chính là hợp chất nào Ví dụ Fe tác dụng với HNO3 loãng có khói lượng riêng từ 1,03 đến 1,12 g/cm 3 sẽ tạo ra
4 Fe 10 HNO l 4 Fe NO NH NO 3 H O
Khi Fe tác dụng với HNO3 đặc hơn, có khối lượng riêng lớn hơn 1,12 g/cm 3 thì sản phẩm Fe 3+ và NO:
Fe HNO Fe NO NO H O
Khi Fe tác dụng với HNO3 đặc thì sản phẩm NO2
Fe HNO Fe NO NO H O
Thế khử của các cặp oxi hóa – khử không phải là một đại lượng cố định
Nó phụ thuộc vào nhiều yếu tố như nồng độ của các dạng oxi hóa và khử, nhiệt độ, bản chất của dung môi và pH của môi trường…Vì vậy để dự đoán chiều hướng của các phản ứng oxi hóa – khử, trong thực tế người ta thường sử dụng phương trình necxt Khi đó có thể giải thích được những điều bất thường về tính chất của kim loại Chẳng hạn nếu căn cứ và thế khử chuẩn thì bạc
E V ) ra khỏi axit Thế nhưng trong thực tế lại xảy ra phản ứng:
Sở dĩ như vậy là vì nồng độ Ag + đã bị giảm đi mạnh do tạo thành kết tủa AgI (tích số tan của AgI là 8,3.10 -17 ) rất ít tan Hệ quả là thế khử của Ag + /Ag trở nên âm hơn so với cặp 2H + /H2
Nhiều kim loại có thể tác dụng trực tiếp với các chất hữu cơ để tạo ra các hợp chất có chứa liên kết cacbon – kim loại (C-M) gọi là các hợp chất cơ kim)