hoahoc

Trong dung dịch hay trong tinh thể các ion không ở trạng thái cô lập mà được bao quanh bởi các ion khác – như 1bảng tụ điện . các ion bị phân cực- hiện tượng đó được gọi là sự phân cự[r]

Lý thuyết Hố vơ cơ

AO :atom orbital

MO :moleculer orbital VB :valence bond

GIÁ TRị ĐặC TRƯNG-Ý NGHĨA

Phương trình Srodinger

4 số lượng tử đặc trưng e

En = - [ ( z -  )2 / n2 ] [ 22.me4 / h2 ]

Số lượng tử n = 1, 2, 3, 4, … xác định lượng trung bình electron

n En electron xa hạt nhân E lớn n1n2 : thu E

n2 n1: phát E

n đặc trưng cho kích thước nguyên tử

Số lượng tử phụ l

n,l 2 xác suất có mặt e

khơng gian quanh hạt nhân- hình dạng orbital l quy định phần lượng

l = , , , , … (n-1) l đặc trưng cho dạng hình học orbital

l = , , ,



 E

H 

 Số lượng tử từ ml mang giá trị : -l,…0…+l  giá trị l có ( 2l + ) giá trị ml  l = ml có giá trị =

 l = ml có giá trị = -1 , ,

 ml quy định khả xoay hướng không gian

orbital

 l = Chỉ có orbital s ( orbital viewer )  l = Có orbital px , py , pz ( orbital viewer )

 l = Có orbital d ứng với cách xoay hướng không gian  ( orbital viewer dz2 , dx2-y2 , dxy , dxz , dyz )

 Số lượng tử spin ms =  ½

 Các e giá trị n tạo thành 1lớp

 Các e giá trị n , l tạo thành1 phân lớp

có chung số lượng tử hệ

- Số e orbital e có spin ngược dấu

-Số e tối đa phân lớp : phân lớp

c ó ( 2l + ) orbital có ( 2l + ) e

-Số e tối đa l ớp =Σ2.(2l + 1)= + + 10 +…+

[2( n – ) + ]

cấp số cộng n số hạng, cơng sai d = Theo cơng thức tính tổng

cấp số cộng Sn = (n / 2) [ 2u1 + ( n – ).d ]

= (n / 2) [ + ( n – ) ] = 2.n2

2.2- Nguyên lý bền vững : trạng thái lượng thấp Quy tắc kleckowski : nguyên tử nhiều e chúng xắp xếp

cho tổng (n + l ) ngày tăng Khi tồng

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d p 6s 4f 5d 6p7s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d p 6s 4f 5d 6p7s 3 4 5 6 7 7 3 4 5 6 7 7

2.3- Quy tắc Hund : e xắp xếp vào orbital cho tổng spin lớn

Ví dụ Z = , ,

C O F Xét khả xắp xếp vào orbital Ví dụ Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 không bền, chuyển thành

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s13d5

Trạng thái lượng tử nguyên tử xác định trạng thái

lượng tử e

Trong nguyên tử không nặng

tương tác chủ yếu tương tác mô men orbital li e

đ ể tạo thành mô men orbital tổng L nguyên tử

Tương tự mô men spin si e tương tác với taọ mô men spin tổng S nguyên tử

L S tương tác với tạo mô men động lượng toàn phần J nguyên tử

L : Số lượng tử orbital nguyên tử

L = , , , , , tương ứng với trạng thái

 S : chấp nhận giá trị = số nguyên

hoặc = ½ số nguyên

 J : Số lượng tử nội nguyên tử chấp nhận

giá trị 

 Số hạng Roxen- xondoc : hệ LSMLMS  Hệ có n electron ML = Σ ml L =lMLl

MS = Σ ms S = lMSl L mang giá trị từ L -L

 S mang giá trị từ S  -S  Tính J theo quy tắc hund :

1- Trạng thái có trị số S cực đại có lượng thấp

2- Với trị số S trạng thái có L cực đại có lượng thấp 3- Với trị số L S :

-cho biết số e độc thân nguyên tử = (độ bội quang phổ - 1)

- cho biết có giá trị J

- cho biết vạch quang phổ kép bị tách làm vạch điện trường

V í d ụ : C : 1s2 2s2 2p2

Tính cho khả ↑ ↑ px py :MS = ±1 S = ; ML = - 1

L =

↑ ↑ px pz : S = ; ML = 0 L = Loại theo hund-2 ↑ ↑ py pz : S = ; ML = + 1 L = Trang thai P

J = L – S =  số hạng quang phổ nguyên tử C 3P0

Tương tự

 số hạng quang phổ nguyên tử N 4S3/2

 số hạng quang phổ nguyên tử O 3P2

 số hạng quang phổ nguyên tử F 2P3/2

 Nhận xét : Từ p1 … p3 ; d1…d5 ; f1…f7 điền độc thân từ trái sang phải ngược lại

Từ p4…p6 ; d6…d10 ; f8…f14 ghép đôi từ trái sang phải ngược lại

 Ví dụ : 24 Cr số hạng quang phổ nguyên tử 7S3

 Trường hợp sớm nửa bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d4  ns1 (n-1) d5

 sớm bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d9 ns1 (n-1)d10

 Trường hợp vội vã bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d8 ns0 (n-1) d10

 Các bước tiến hành :

- viết cấu hình e bình thường

- kiểm tra e độc thân qua số hạng quang phổ

- viết theo số e độc thân số hạng quang phổ theo tượng sớm nửa bão hồ…

tính để kiểm tra lại số hạng quang phổ

 Bài tập : viết cấu hình e

Xac định vị trí bảng tuần hồn ngun tố: ơ, chu kỳ, nhóm A (hoặc B)

các nguyên tử : 20 1S0

21 2D3/2 ; 22 3F2 ; 23 4F3/2

25 (Mn) 6S5/2 ; 26 5D4 ; 27 4F9/2

28 3F4

29 (Cu) 2S1/2 ; 46 1S0 ;

4- Định luật tuần hoàn

Hệ thống tuần hồn ngun tố hố học

 4.1- Tại có tượng tuần hồn

 Tính chất chất phụ thuộc yếu tố

 - số e lớp chủ yếu lớp

 - lượng liên kết e bên với hạt nhân

 V í d ụ : Z = 11 , 19 Z = 35 , 53 viết cấu hình e có lập lại tính chất

lập lại - nêu số tính chất giống nhóm IA nhóm VIIA

 4.2- Tại có chu kỳ

 Chu kỳ bao gồm nguyên tố có trị số n Chu kỳ mở đầu ns1 kết thúc np6

 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s

 Ck ck ck

 xây dựng lớp e lại xuất chu kỳ

 4.3- Nhóm : tập hợp ngun tố có số e hố trị dương

Bằng số nhóm

 Ví dụ : Z = 15, 17, 35 e hố trị nằm ngồi cấu hình

bão hồ

 Z = 19, 25, 26, 53, 56 e hoá trị nằm ngồi cấu hình

giả bão hồ

 Nhóm A : gồm nguyên tố có phân mức lượng cao

là s v p số e hố trị nhóm A = số e lớp ngồi

 V í d ụ : Z = 20, 35, 56

 Nhóm B : gồm nguyên tố có phân mức lượng cao

là d v f Số e hố trị số e lớp ngồi + s ố e lớp sát chưa bão hoà

5- Sự biến thiên tuần hoàn

số tính chất quan trọng

 5.1- Tính kim loại , phi kim  5.1.1- Năng lượng ion hoá

 lượng cần thiết để tách e khỏi nguyên tử tự trạng thái khơng kích thích

 H – 1e = H+ - 13,6 ev  1ev N = 23 kcal/ mol  H – 1e = H+ - 312 kcal  M – 1e = M+ - I1

 M+ - 1e = M2+ - I2

 M2+ - 1e = M3+- I3 lượng ion hoá thứ ba

 M -3e = M3+ - ( I1 + I2 +I3 )

 Khi hệ có  1e Năng lượng ion hoá I xác định công thức I = ( Z-  )2 IH/ n2

 Xác định số chắn  theo phương pháp  - Phương pháp thực nghiệm :

 biến đổi từ biểu thức trên  = Z- n.(I / IH )1/2 ( I, IH )đã

 lý thuyết

- Theo quy tắc sletter :  phụ thuộc + tỷ lệ thuận với số e

+ vị trí e nguyên tử + đối xứng orbital + e độc thân hay ghép đôi

 Quy tắc : e chia làm nhóm nsp ; ndf ; 1s  Khi tách e nsp

e nhóm nghiên cứu góp hợp phần  = 0,35 Mỗi e lớp sát bên góp hợp phần  = 0,85 Mỗi e bên sâu góp hợp phần  =

 Khi tách e ndf e lớp nghiên cứu góp hợp phần  = 0,35 e cịn lại bên góp hơp phần  =

 Khi tách e 1s e cịn lại góp hợp phần  = 0,3

 Ví dụ 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

 -Tách e thứ nhất:

 + tách 4s

  = 0,35 + 14 0,85 + 10 = 22,25

 I = ( Z-  )2 IH / n2

 = ( 26 – 22,25 )2 IH / 42 = 0,88IH

 +Tách 3d

  = 5.0,35 + 18.1 = 19,75

 I = ( 26 – 19,75 )2 IH / 32 = 4,34IH  tách e thứ tách 4s

 - Tách e thứ hai :

 + tách 4s   = 21,9  I = 1,05 IH

 + tách 3d Kết tương tự trên tách e thứ hai tách 4s  - tách e thứ ba :

 + tách 3d kết tương tự

 + tách 3p

  = 0,35 + 0,85 + 2.1 = 11,25

 cấu hình e Fe2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s03d6

 cấu hình e Fe3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s03d5

 Tương tự xét cho 24 Cr số hạng quang phổ 7S3

25 Mn số hạng quang phổ 6S5/2

29 Cu số hạng quang phổ 2S1/2

47 Ag số hạng quang phổ 2S1/2

Viết cấu hình e nguyên tử , cấu hình e ion Cr2+ , Cr3+ , Mn2+

, Mn3+ , Cu+ , Cu2+ , Ag+ , Ag2+ sở tính lượng ion

 Sự biến đổi I theo chiều chu kì  H He

13,6 24,6

 Li Be B C N O F Ne

5,39 9,32 8,30 11,26 14,53 13,61 17,42 21,50 ev Max Min Max Min

 Nói chung từ đầu đến cuối chu kì I tăng dần không đơn

điệu xuất cực đại phụ cực tiểu phụ

 Vẽ đồ thị I – Z cho chu kì  Vẽ đồ thị I – Z cho chu kì

 Xét bán định lượng theo biểu thức I = ( Z -  )2 IH / n2

Theo chiều chu kì Z tăng đơn vị  tăng 0,35 ,( z- σ ) tăng

n = constan I tăng

 Sự biến đổi I theo chiều nhóm A

 Xét biến đổi ( Z -  ) cặp

11Na 19K ; 20Ca 38Sr ; 12Mg 20Ca ; 8O 16S 24Cr 42Mo MSMLMS 7S3 : Không đổi

 4Be 12Mg tăng 6.0,15 = 0,9 đơn vị

 Theo cơng thức tính I theo chiều nhóm A giá trị ( Z -  ) =

constan tăng 0,9 đơn vị

 5.1.2- Ái lực với e ( E )

 Là lượng toả hay thu vào nguyên tử trạng thái tự

do , không kích thích nhận e dể tạo thành ion âm

 với phi kim mạnh nguyên tử nhận e toả lượng lớn

 F Cl Br I

 3,62 3,82 3,54 3,24 ev  Khả nhận e Cl  F

 Tính fi kim F  Cl ( khả hoạt động hoá học )

 Phân biệt tính phi kim khả nhận e phi kim

 Dựa vào chu trình born- haber :  ½ Cl2 (K) + e  Cl-aq Hqt

 Hlk  Hh  ClK E Cl-K

 Theo hetx : Hqt = Hlk + E + Hh

 Phân biệt tính kim loại khả nhường e kloại

 Dựa vào chu trình born- haber

 Na(r)  Na+(aq) Hqt  Hhl 

 Nal  Hml  Hbh 

 Nak I Na+K

 Theo hetx : Hqt = Hhl +Hbh + I + Hml

 Hqt đặc trưng cho khả hoạt động hoá học kim loại  I đặc trưng cho khả nhường e kim loại

 Xác định E theo chu trình Born- haber

 Na(r) + ½ Cl2(K)  NaCl(r) Hqt

 Na(r) Na(l) Na(k) Na+(k) Hhl + Hbh + I  ½ Cl2(K)  Cl (K)  Cl- (K) Hlk + E

 Na+(k) +Cl- (K)  NaCl(r) Hml

 5.2- Độ âm điện

 Là đại lượng đặc trưng cho khả nguyên tử

phân tử hút e phía ( I E xét ngun tử tự , khơng kích thích )

 5.2.1- Phương pháp xác định độ âm điện theo paulin  Dựa vào kiện lượng liên kết

  = EAB – ½ [ EA-A + EB-B ]

 EA-B lượng liên kết phân tử A-B  EA-A lượng liên kết phân tử A-A  EB-B lượng liên kết phân tử B-B  Đưa khái niệm

 Khi  = nghĩa phân tử A-B : A B hút e phía

với mức độ

 Khi   phân tử A-B A B hút e phía

mạnh hơn độ âm điện A B khác

 Phương trình kinh nghiệm xA – xB = 0,208  Từ HF : chọn xH = 2,1  xF =

 Từ CsF: có xF =  xCs = 0,7…

 Hiện dùng thang độ âm điện paolin

 5.2.2- Phương pháp Maliken :

 Nếu A + B  AB có khả  A+ B- ( )

  A- B+ ( )

 Nghiên cứu biến đổi lượng theo ( )

 IA – EB : lượng phải tiêu tốn

 Nếu theo ( ) :

 IB – EA: lượng phải tiêu tốn

 Giả sử ( ) xảy  IA – EB  IB – EA   IA + EA IB + EB

 Độ âm điện A Độ âm điện B

Độ âm điện nguyên tố = tổng lượng ion hoá lực với e

 X = I + E

 XLi = 5,39 + 0,54

 XF = 17,41 + 3,62

 5.3- Bán kính nguyên tử , bán kính ion  5.3.1- Bán kính nguyên tử

 Do chất sóng e  khơng thể nói bán kính nguyên tử , bán

kính ion cách nghiêm ngặt tách riêng 1nguyên tử ion để đo bán kính

 Thể tích mol V = A / d

 Thể tích nguyên tử V = M / d.6,023.1023

 coi nguyên tử khối cầu chúng chiếm khoảng 74

thể tích1 mol nguyên tử  V = M 0,74 / d 6,023 1023

 Thể tích khối cầu V = 4..r3  r = Bán kính gắn liền với kiểu liên kết : bán kính cộng hố trị nửa khoảng cách hạt nhân phân tử đơn chất liên kết với liên kết cộng hoá trị đơn

 Xác định d qua tính tốn : Trình bày toán phân tử H2 theo thuyết VB  Sơ đồ E – r (anstron ) 2e có spin dấu khác dấu

 Sự phân bố mật độ e 2e có spin dấu khác dấu  Khi đo d phân tử H2  r = d /2

 Cơng thức tính gần

r = .n2 /Z - 

  : số

 n : số lượng tử  Z : điện tích hạt nhân   : số chắn

 giải thích biến thiên r theo chiều chu kì chiều nhóm A qua

 5.3.2- Bán kính ion

 Khó xác định bán kính nguyên tử

 - Phương pháp Gonsmit : Có phân tử A+ B- Độ phân cực ion

tỷ lệ với r3 Chọn nguyên tử có 

 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 9F 1s2 2s2 2p5  Na+ 1s2 2s2 2p6 3s0 F- 1s2 2s2 2p6  R đo d sau chia

 biết Na+  Cl- dNaCl  biết Cl-  Cs+ dCsCl  - theo paolin

 r =  n2 / z - 

 rNa+ + rCl- = d ( )  rNa+ = .n2 / 11 - 

 rCl- = .n2 / -   rNa+ / rCl- = -  / 11 -  ( )

 5.4- Hoá trị

 Là đại lượng đặc trưng cho khả nguyên tử nguyên

tố tạo thành 1số liên kết hoá học định – hoá trị độ đo liên kết hoá học Hoá trị gắn liền với kiểu liên kết

 Hoá trị liên kết ion xác định số oxyhố ion

trong phân tử chất Ví dụ NaCl : Na điện hố trị 1, Cl điện hoá trị

 AlCl3 : Al điện hoá trị 3, Cl điện hoá trị  Hoá trị liên kết cộng hoá trị tính số liên kết -

số cặp e dùng chung – Khái niệm hoá trị theo VB : số e độc

thân trạng thái trạng thái kích thích Ví dụ

 11Na 12Mg 13Al 6C 15P 16S 17Cl  I II III II,IV III,V IV,VI I,III,V,VII  Viết cấu hình e mơ tả e độc thân trạng thái trạng

 Chú ý : hoá trị cao số nhóm từ chu kì

 N chu kì có hố trị tối đa IV – khơng có trạng thái kích

thích

 Mơ tả xen phủ orbital khiết, hoá trị

nguyên tố

 s-s H2  s-p HCl

 Sự lai hoá orbital sp, sp2, sp3 xen phủ orbital, hoá trị

của nguyên tố phân tử tương ứng

 - BeCl2, BeF2, CO2: lai hoá sp

 -SO2 , SO3 , NO2, N2O4, N2O5, HNO3; HNO2: lai hoá sp2

 - P2O5, H3PO3, H3PO4, , H2CO3, CO32-, NH3 , H2O , H2S, H2SO3, H2SO4 NH4+, H2S2O8, H2S2O3 : lai hoá sp3

 Số oxyhoá hố trị mang tính hình thức : trình bày quy ước

số oxyhoá…

 Kẻ bảng biến thiên số oxyhoa + – theo chiều chu kì : từ nhóm IV trở có nhiều trạng thái oxyhoa theo quy luật : số oxyhoa + cao số nhóm

 số oxyhoa - thấp số nhóm trừ

 -Các ngun tố nhóm B khơng theo quy luật : ví dụ

 Nhóm VIII : 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 trạng thái kích thích

cặp e 4s chuyển sang độc thân 4p – có e độc thân – hoá trị VI  44Ru 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d6 trạng thái kích thích

 5.5- Sự biến thiên tính axit-bazơ hydroxyt Chu kì

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7

HAlO2.H2O H2SiO3.H2O H3PO4.H2O H2SO4.2H2O HClO4.3H2O

Bz m bz yếu lưỡng tính ax yếu ax yếu ax mạnh ax mạnh

Tính bazơ giảm , tính axit tăng dần Giải thích qua đại lượng  5.5.1- Độ phân cực liên kết

Trong 1dung môi phân cực liên kết phân cực – mô men lưỡng cực  lớn chúng dễ bị tác dụng mô men lưỡng cực phân tử dung môi, liên kết có nhiều khả bị tách  NaHSO4  Na+ + HSO

4-HSO4-  H+ + SO

 NaCl độ bền  SCl6 dung dịch NaCl điện ly hồn

tồn SCl6 khơng điện ly  nói xác : Trong dung mơi

phân cực liên kết phân cực có nhiều khả bị phân ly

 Độ phân cực liên kết chủ yếu phụ thuộc vào hiệu số độ âm

điện

Xét phân tử M-O-H xét vào liên kết M-O

x =  xO – xM 

 Theo chiều chu kì xM tăng

 Căn vào độ phân cực

của liên kết để tính  ion

  ion 46-47 : hợp chất

lưỡng tính

 Càng lớn bazơ  Càng nhỏ axit  H2SO4 tinh ax  HNO2

( ion 15  )  so

sánh dựa vào  ion

tương đối

O-H

O-H 2828

Na-O

Na-O 6666

-Be-O

-Be-O 4747

-Ca-O

-Ca-O 6363

═

═Al-OAl-O 4646 ≡

≡Si-O Si-O 3535

═

═N-ON-O 77 N

N+5+5-O-O 66

Cr

Cr+6+6-O-O 2121

S

 5.5.2- Độ bền liên kết

M-O-H liên kết O-H loạt hydroxyt gần giống  phải xét độ bền liên kết M-O Nếu liên kết ion dùng mơ hình cotxen

Na-O-H

-Ca-O-H coi ion cầu cứng Nếu liên kết khơng phải ion coi liên kết ion sau bổ xung phân cực hố ion, phân cực hố ion làm giảm tính chất ion

và làm tăng tính chất cộng hố trị liên kết

 MOH  M+ + OH- tách kiểu bazơ tương ứng với lực tách Fb

 MOH  H+ + MO- tách kiểu axit tương ứng với lực tách Fa

 Fa  Fb tách kiểu bazơ Fb  Fa tách kiểu axit+

Xét lực tách kiểu bazơ Fb = q(+) q(-) e2 /  ( rM+ + rO2- )2

 Xét theo chiều chu kì : q(-) , e , r

O2- , = constan

 q(+) tăng, rM+ giảm  Fb tăng  tính bazơ giảm tính axit tăng

 Xét theo chiều nhóm A : q(+), q(-), e, rO2-,  = constan rM+ tăng  Fb giảm

5.5.3- Sự phân cực hoá ion

Trong dung dịch hay tinh thể ion không trạng thái cô lập mà bao quanh ion khác – 1bảng tụ điện 

các ion bị phân cực- tượng gọi phân cực hố ion Sự phân cực hố ion có tác dụng chiều :

- Bị động - đặt anion cạnh cation, anion có bán kính lớn  lớp vỏ

dễ bị biến dạng – tác dụng bị động đo độ biến dạng, gọi độ phân cực anion ( khác với độ phân cực liên kết M-O ) R anion lớn dễ bị

biến dạng Cation có r nhỏ  khơng để ý đến độ phân cực hoá

của cation  phân cực hố ion khơng nói đến biến

dạng cation

-chủ động : tác dụng phân cực hoá chủ yếu ý tới cation làm phân cực hoá anion, tác dụng biểu thị công thức

Ep = .Zc2.e2 / rc4

Zc điện tích cation rc bán kính cation

  độ phân cực, đặc trưng cho đối tượng mà cation phân cực

(  khác với M-O M-S )

 kết phân cực hoá ion :

làm giảm độ phân cực liên kết , làm tăng độ bền liên kết

 Giải thích biến thiên Ep theo chiều chu kì nhóm A

-chiều chu kì : ,e = constan

ZC tăng, rC giảm  Ep tăng, làm giảm độ phân cực liên kết

làm tăng độ bền liên kết  tính bazơ giảm, tính axit tăng -chiều nhóm A : ,e,zC = constan

rC tăng  Ep giảm  làm tăng độ phân cực liên kết, làm

 5.6- Ảnh hưởng trạng thái oxyhoa khác đến tính axit, bazơ

của hydroxyt nguyên tố

HClO HClO2 HClO3 HClO4 Tính axit tăng Ax hypoclorơ Ax clorơ Ax cloric Ax pecloric

 Xét H-O-Cl giải thích tính axit tăng theo chiều từ trái qua phải theo đại

lượng : độ phân cực liên kết , độ bền liên kết độ phân cực hoá ion Khi trạng thái oxyhoa tăng độ âm điện tăng  x = xO – xCl giảm  

giảm (Tính bazo giảm), tính axit tăng

 Theo độ bền liên kết –

lực tách kiểu bazơ Fb = q(+) q(-) e2 /  ( rM+ + rO2- )2

từ trái sang phải q(-), e, , rO2- = constan

q(+) tăng, rM+ giảm  Fb tăng  (Tính bazo giảm)tính axit tăng

 Theo độ phân cực hoá ion Ep = .Z

c2.e2 / rc4

từ trái sang phải , e = constan

 5.7- Tính chất hydrua

 Chu kì nhómVA nhómVIA VIIA

 LiH BeH

2 ( BH3)2 CH4 NH3 pK =35 H2O 14 HF

 H2S HCl -7  H2Se HBr -9  H2Te HI -10  Lấy CH4 làm chuẩn : bên trái - từ trái sang phải tính axit tăng

 bên phải -từ trái sang phải tính axit tăng  ( tính phi kim tăng )

 Theo chiều nhóm A : từ xuống tính axit tăng ( tính phi kim giảm )   quy định tính axit  tính axit liên quan tính axit

 với tính phi kim

 Giải vấn đề : dung dịch nước

 HXaq  H+aq + X-aq G0  G0 âm trìng dễ xảy

 tính axit mạnh S q trình đêu âm  so sánh

 HXaq  H+aq + X-aq H0pu

H0bh H0h(H) H0h(X)

H+K X-K

H0pl IH E

HXK  HK + XK

 Theo hetx theo chu trình Bonr-haber ta có :

 H0pu = H0bh + H0pl + IH + H0h(H) + E + H0h(X)

 H0pl độ bền hydrua

 E tính phi kim ( xác khả nhận e )

 -Theo chiều chu kì H0pl không lệch nhiều

 E khác nhiều : phi kim khả nhận e

lớn  E âm – lượng toả lớn  H0pu âm

  tính axit tăng

 -Theo chiều nhóm A : E không khác nhiều

 Khi so sánh yếu tố phương trình quan trọng

 H0pl khác nhiều

 HF  H0pl = 140 E = 3,63.23 = 83

 HI H0pl = 71 E = 3,24.23 = 74

 Theo chiều nhóm A : H0pl giảm  H0pu giảm  tính axit tăng

 N lai hóa sp2

 Tham gia phản ứng trao đổi: ví dụ , viết phản ứng…

 Tham gia phản ứng oxyhoa-khử : trạng thái oxyhoa nitơ  -3 +1 +2 +4 +5

NH3 N2 N2O NO NO2 HNO3 Kh ox

 Tác dụng với M M lên hóa trị max + trường hợp :NO2- khímàunâu;

NO khí khơng màu hóa nâu kk

N2O khí khơng màu khơng cháy, nặng kk N2 khí khơng màu khơng cháy, nhẹ kk NH4+ dung dịch + OH-  NH3 mùi khai – ví dụ

 Tác dụng với fi kim : C CO2

P  H3PO4

S  H2SO4 + trường hợp

 Tác dụng với hợp chất mà kim loại trạng thái hóa trị thấp : hợp chất

H2SO4 đặc  S lai hóa sp3

 Tham gia phản ứng trao đổi: ví dụ , viết phản ứng…

 Tham gia phản ứng oxyhoa-khử: Các trạng thái oxyhóa lưu huỳnh

-2 +4 +6 H2S S SO2 H2SO4 Khử oxyhoa

 Tác dụng với kim loại :  M lên hóa trị max + trường hợp

SO2 khí màu dung dịch Br2 S chất rắn màu vàng

H2S khí mùi trứng thối

 Tác dụng với fi kim …

 C CO2 ; P  H3PO4 ; S SO2

 Tác dụng với hợp chất mà kim loại trạng thái hóa trị thấp :