Chương 1b ĐLTH HTTH(TC)

Chương I.
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1


4. Các qui luật biến đổi hoá trị,
số oxi hoá

• KHÁI NIỆM HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
*) Hoá trị của một nguyên tố là gì?
Qui luật biến đổi số oxi hóa, hóa trị

2


4. Các qui luật biến đổi hoá trị,
số oxi hoá

• KHÁI NIỆM HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
*) Hoá trị của một nguyên tố đặc trưng cho
khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó
có thể hình thành một số liên kết hoá học
nhất định. Hoá trị thường gắn với một kiểu
liên kết cụ thể .
3

Khái niệm hoá trị và số oxi hoá của các
nguyên tố

+ Điện hoá trị xác định bằng số electron mà 1 nguyên tử
mất đi hay thu vào khi tạo thành ion đơn . Đó là điện
tích của các ion trong hợp chất ion .
+ Cộng hoá trị xác định bằng số liên kết cộng hoá trị do
các nguyên tử trong phân tử tạo thành . Cộng hoá trị
tối đa của 1 nguyên tố phụ thuộc vào số electron hoá
trị và số obitan hoá trị .
*) Số oxi hoá : là khái niệm hoá trị hình thức xác định
theo qui ước .
• Số oxi hoá của một nguyên tố phụ thuộc vào số
electron hoá trị
4


Các qui luật biến đổi số oxihoá của
nguyên tố họ S & P
• Electron hoá trị là electron như thế nào?

5


Các qui luật biến đổi số oxihoá của
nguyên tố họ S & P

* Electron hoá trị là electron có khả năng
tham gia liên kết, nó nằm ngoài cấu hình
bão hòa và giả bão hòa

* Cấu hình như thế nào gọi là bão hòa?
* Cấu hình như thế nào gọi là giả bão hòa?

6


Các qui luật biến đổi số oxihoá của
nguyên tố họ S & P
* Cấu hình bão hòa: thoả mãn 1s2, ns2p6,
ns2p6nd10… & S = 2n2
* Cấu hình giả bão hòa: thoả mãn ns2p6,
ns2p6nd10… & không thoả mãn S = 2n2
* Phân lớp nửa bão hòa, nửa giả bão hòa:
P 3 , d 5 , f7

7


Qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố
họ S & P
1) Chỉ có electron ngoài cùng tham gia liên kết ,
phân tử sẽ càng bền vững , nếu toàn bộ
electron hoá trị đều tạo liên kết. Do đó có qui
luật:
+ Bậc oxi hoá cực đại của nhóm chẵn thì chẵn,
nhóm lẻ là lẻ
+ Các nguyên tố này có thể có 1 bậc oxi hoá
(nguyên tố họs), nhưng có thể có nhiều bậc oxi
hoá (nguyên tố họ p).
8

Qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố
họ S & P
2) Trong 1 chu kì , khi đi từ trái sang phải thì mức
năng lượng ns & np ngày càng chênh lệch, dẫn
đến :
+ Các electron ns ngày càng khó tham gia sự hình
thành liên kết
+ Sự lai hoá giữa các obitan s & p ngày càng khó,
do đó có qui luật:Độ bền của bậc oxi hoá dương
cao nhất giảm dần.
Ví dụ:
SiO44-  PO43-  SO42-  ClO49


Qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố
họ S & P

3) Trong 1 cột dọc, từ trên xuống thì mức năng
lượng ns & np cũng thay đổi. Hiệu ứng này cực
đại ở các nguyên tố chu kì IV, do đó có qui luật:
• Bậc oxi hoá cao nhất ở các nguyên tố p trong
chu kì 4 sẽ kém bền so với các nguyên tố khác
cùng nhóm (Br+7 kém bền nhất).

10


Qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố

họ S & P
4) Đối với các nguyên tố chu kì II có lớp vỏ 1s2 sát
lớp vỏ electron hoá trị . Mức độ xuyên của
electron s vào nhân lớn hơn các electron p &
electron d ... Nói cách khác nó chịu ảnh hưởng
lớn của hạt nhân so với các electron khác (đặc
điểm này không có ở chu kì III trở đi ) . Từ đây
có qui luật :
•
Các nguyên tố chu kì 2 có khả năng xen phủ
P -P là mạnh đặc biệt so với các nguyên tố ở
chu kì khác .
11


Qui luật biến đổi số oxihoá của nguyên tố
họ S & P
• Ví dụ C dễ có khả năng tạo xen phủ P P , nhưng Si không có vì các lớp bên
trong đẩy nhau làm liên kết này yếu đi.

12


Qui luật bậc oxi hoá của nguyên tố
chuyển tiếp (họ d)
1) Bậc oxi hoá của các nguyên tố chuyển tiếp có
thể có nhiều và đối với từng nguyên tố thì các
bậc oxi hoá có thể chênh nhau 1 đơn vị . Điều
này có bởi vì các electron hoá trị không chỉ có
ở lớp ngoài cùng mà còn ở lớp sát ngoài. Nói

chung sự có mặt các electron độc thân ở phân
lớp d có năng lượng thấp là được phép.

13


Qui luật bậc oxi hoá của nguyên tố
chuyển tiếp (họ d)
2) Hầu hết các nguyên tố đều có bậc oxi hoá +2 là
do các electron ns tham gia tạo liên kết.
+ Trong phạm vi một cột dọc độ bền bậc oxi hoá
+2 (thấp nhất)giảm dần từ trên xuống dưới. Vì
các nguyên tố họ d trong 1 cột dọc khi đi từ
nguyên tố thứ nhất sang nguyên tố thứ 2 có
tăng 1 ít bán kính nguyên tử , còn 2 nguyên tố
cuối bán kính hầu như bằng nhau , nên các
electron d dẽ tham gia tạo liên kết bền, dẫn đến
bậc oxi hoá kém bền dần .
14


Qui luật bậc oxi hoá của nguyên tố
chuyển tiếp (họ d)
+ Trong phạm vi một hàng ngang khi số electron
d  5 thì độ bền của bậc oxi hoá +2 giảm dần
từ phải sang trái. Ngược lại khi số electron d 
5 thì độ bền bậc oxi hoá +2 tăng dần từ trái
sang phải.

15

Qui luật bậc oxi hoá của nguyên
tố chuyển tiếp (họ d)
• Có điều này vì theo qui tắc Hund: cấu trúc không liên
kết sẽ bền vững nếu các obitan đều có spin +1/2 hoặc
các obitan đều có đủ 2 electron có spin ngược nhau
hoặc các obitan đều trống .(cấu trúc không liên kết là
cấu trúc bão hoà d10 & d0 hoặc nửa bão hoà d5). Vậy
khuynh hướng thay đổi độ bền của các qui luật đã nêu
là nhằm đảm bảo cho ion của kim loại chuyển tiếp có
những cấu trúc không liên kết bền vững.

16


Qui luật bậc oxi hoá của nguyên
tố chuyển tiếp (họ d)
• 3) Bậc oxi hoá dương cao nhất của các nguyên
tố chuyển tiếp không vượt quá số nhóm và độ
bền của nó tăng dần từ trên xuống dưới trong
1 cột dọc. Chính vì lí do này ta hiểu trong số
các nguyên tố chuyển tiếp ở nhóm 8 (Fe- Ru Os) chỉ có Os là có bậc oxi hoá +8 bền .

17


5. Nhiệt độ nóng chảy, Nhiệt độ sôi
•

Nhiệt độ nóng chảy : là nhiệt độ tại đó một chất
nguyên chất ở trạng thái tinh thể cân bằng với
chất lỏng. Nhiệt độ đó phụ thuộc vào kiểu mạng
lưới của tinh thể và lực tương tác giữa các hạt ở
trong tinh thể . Trong nhiều kim loại lực tương tác
giữa các hạt phần lớn còn tồn tại khi kim loại
chuyển sang trạng thái lỏng , cho nên nhiệt độ
nóng chảy của nó không cao lắm .

18


5. Nhiệt độ nóng chảy, Nhiệt độ sôi
• Nhưng cũng có kim loại liên kết trong tinh thể mạnh
đến mức cần nhiệt độ rất cao mới nóng chảy. Những
nguyên tố mà nguyên tử của chúng liên kết với nhau
bằng liên kết cộng hoá trị tạo thành phân tử khổng lồ
không thể nóng chảy và không bị đứt một phần quan
trọng các liên kết đó. Nếu liên kết đó mạnh thì cần
nhiệt độ cao mới nóng chảy. Nhưng những nguyên tố
có tinh thể bao gồm những phân tử nhỏ liên kết với
nhau bằng lực VandecVan dễ đứt ra thì có nhiệt độ
nóng chảy tương đối thấp .
19


5. Nhiệt độ nóng chảy, Nhiệt độ sôi
• Nhiệt độ sôi :
• Quá trình nóng chảy không nhất thiết đòi hỏi liên
kết giữa các hạt phải bị đứt ra hoàn toàn, nhưng quá

trình đun sôi kim loại thường đòi hỏi như vậy . Bởi
vậy nhiệt độ sôi thường rất cao hơn nhiệt độ nóng
chảy. Những nguyên tố không kim loại có nhiệt độ
sôi tương đối thấp vì quá trình đun sôi chỉ đòi hỏi
làm đứt hoàn toàn lực VandecVan rất yếu giữa các
phân tử. Chất có khối lượng phân tử càng lớn , có
nhiệt độ sôi càng cao .
20


6. Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ
của các hidrua có công thức HnX
• Nêu qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ của
các hidrua có công thức HnX ? Giải thích

21


6. Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ
của các hidrua có công thức HnX
Độ bền 

CH4
Ka
pKa

Ka

10-50
58

axit  tính khử 

NH3

H2O

HF

10-33
33

10-16
16

10-3
3

Axit 

PH3

H2S

HCl

Khử 

107
-7

HBr
109
-9
HI
1011
-11

Độ bền 

10-27
27

10-7
7
H2Se
10-4
4
H2Te
10-3
3

22


6. Qui luật biến đổi tính chất axít- bazơ
của các hidrua có công thức HnX
 HF  HI tính axit tăng
- Vì từ HF :
+ độ phân cực liên kết H - X giảm
+ liên kết H - X kém bền dần do số lớp e tăng.

- Kích thước của mặt giới hạn MO - liên kết ngày càng
lớn các e hoá trị liên kết càng kém bền với nhân, hay
nói khác đi tính biến dạng của liên kết H - X tăng từ
HF HI do đó liên kết H - X ngày càng dễ bị ion
hoá.
23


6. Qui luật biến đổi tính chất axítbazơ của các hidrua có công thức
HnX
 Theo chiều CH4 - NH3- H2O - HF
Các ion X- có kích thước gần bằng nhau và
năng lượng liên kết H - X không khác nhau
nhiều lắm, nhưng độ âm điện tăng từ do đó sự
phân cực vĩnh cửu của liên kết H - X tăng dẫn
đến khả năng ion hoá của phân tử càng lớn vì
vậy tính axit tăng.
24


Chứng minh định lượng lực axit HnX

• Chứng minh: HX.aq 

H+.aq + X-.aq

• ∆G0 = - RTlnKa (Ka ở 298K); ∆G0 = ∆H0 - T∆S0
H+.aq

HX.aq

+

∆H0298, h(H)
∆H0298, h(HX)

HX(k)

H(k)

∆H0PƯ

∆H0298, h(X)

X−(k)

H+(k)

A1(X)

I1(H)

Elk

X−.aq

+

X(k)

∆H0298,PƯ = I1(H) + A1(X) + (∆H0298, h(H) + ∆H0298, h(X)) + Elk(HX)
- ∆H0298, h(HX)

25