Phần I hóa học đại cương chương 1 các khái niệm cơ bản

Phần Hóa Học Đại Cương  Phần I HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG Chương 1 CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1. Nguyên tử: Là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hóa học, tham gia tạo thành phân tử.Nguyên tử luôn trung hòa về điện: Gồm: - Hạt nhân (do p, n cấu tạo) mang điện tích dương, ở tâm nguyên tử, có kích thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử song lại chiếm phần lớn khối lượng nguyên tử. - Các electron mang điện tích âm chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử 2. Nguyên tố hóa học: là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. 3. Đồng vị: Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng khác nhau gọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố. 4. Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập và mang những tính chất hóa học đặc trưng của chất đó. 5. . Đơn chất là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học. Ví dụ: O2, H2, Cl2, ... Một nguyên tố hoá học có thể tạo thành một số đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví dụ: - Cacbon tồn tại ở 3 dạng thù hình là cacbon vô định hình, than chì và kim cương. - Oxi tồn tại ở 2 dạng thù hình là oxi (O2) và ozon (O3). 6. Hợp chất: là chất cấu tạo từ nhiều nguyên tố hoá học khác nhau. Ví dụ: H2O, NaOH, H2SO4,... 7. Nguyên tử khối (NTK) là khối lượng tương đối của nguyên tử. Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử. Chú ý: Khác với nguyên tử khối, khối lượng nguyên tử (KLNT) cũng là khối lượng của một nguyên tử nhưng biểu diễn bằng kg. Ví dụ: KLNT của hiđro bằng 1.67.10-27kg, của cacbon bằng 1,99.10-26. 8. Phân tử khối(PTK): là khối lượng của một phân tử biểu diễn bằng đơn vị cacbon (đ.v.C). Phân tử khối bằng tổng khối lượng các nguyên tử cấu tạo nên phân tử. Ví dụ: PTK của H2O = 2 + 16 = 18 đ.v.C, của NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 đ.v.C. Chú ý: Khối lượng phân tử cũng được biểu diễn bằng kg và bằng tổng khối lượng các nguyên tử tạo thành phân tử. 9. Mol: là lượng chất chứa 6,02.1023 hạt đơn vị (nguyên tử, phân tử, ion, electron, ...) - Số 6,02.1023 được gọi là số Avôgađrô và ký hiệu là N (N = 6,02.1023). Như vậy: 1 mol nguyên tử Na chứa N nguyên tử Na. 1 mol phân tử H2SO4 chứa N phân tử H2SO4 1 mol ion OH- chứa N ion OH-. - Khối lượng của 1 mol chất tính ra gam được gọi là khối lượng mol của chất đó và ký hiệu là M. Khi nói về mol và khối lượng mol cần chỉ rõ của loại hạt nào, nguyên tử, phân tử, ion, electron... Ví dụ: - Khối lượng mol nguyên tử oxi (O) bằng 16g, nhưng khối lượng mol phân tử oxi (O2) bằng 32g. 4 - Khối lượng mol phân tử H2SO4 bằng 98g, nhưng khối lượng mol ion SO 2- bằng 96g. Như vậy khái niệm nguyên tử gam, phân tử gam chỉ là những trường hợp cụ thể của khái niệm khối lượng mol. Đồng Đức Thiện # 1 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương - Cách tính số mol chất: Số mol n của chất liên hệ với khối lượng m (tính ra gam) và khối lượng mol M của chất đó bằng công thức: n = m M  (mol) + Đối với hỗn hợp các chất, lúc đó n là tổng số mol các chất, m là tổng khối lượng hỗn hợp và M trở thành khối lượng mol trung bình M , (viết tắt là khối lượng mol trung bình). n = mhh hh M hh + Đối với chất khí, n được tính bằng công thức: n = V0 22,4 Trong đó, V0 là thể tích của chất khí hay hỗn hợp khí đo ở đktc (00C, 1atm hay 760 mmHg). Chú ý: Nếu V cho ở điều kiện t0C và p atm thì số mol chất khí được tính qua phương trình trạng thái: n = Trong đó: T = t0 + 273, R = pV RT 22,4 273  ≈ 0,082 là hằng số khí lý tưởng 10. Phản ứng hóa học:Là quá trình biến đổi các chất này thành các chất khác được. Trong phản ứng hoá học, tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng các chất tạo thành sau phản ứng (Định luật bảo toàn khối lượng). Các dạng phản ứng hoá học cơ bản: a) Phản ứng phân tích: là phản ứng trong đó một chất bị phân tích thành nhiều chất mới. Ví dụ: CaCO3 = CaO + CO2 ↑ b) Phản ứng kết hợp: là phản ứng trong đó hai hay nhiều chất kết hợp với nhau tạo thành một chất mới. Ví dụ. BaO + H2O = Ba(OH)2 c) Phản ứng thế: là phản ứng trong đó nguyên tử của nguyên tố này (ở dạng đơn chất) thay thế nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất. Ví dụ. Zn + H2SO4 loãng = ZnSO4 + H2 ↑ d) Phản ứng trao đổi: là phản ứng trong đó các hợp chất trao đổi nguyên tử hay nhóm nguyên tử với nhau. Ví dụ. BaCl2 + NaSO4 = BaSO4 + 2NaCl. e) Phản ứng oxi hoá - khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa một số nguyên tố. Ví dụ: Fe0 + Cu+2SO4 -> Fe+2SO4 + Cu0 11. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: a) Năng lượng liên kết: là năng lượng được giải phóng khi hình thành liên kết hoá học từ các nguyên tố cô lập. Năng lượng liên kết được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là E1k. Ví dụ năng lượng liên kết của một số mối liên kết như sau. H - H Cl - Cl H - Cl Đồng Đức Thiện # 2 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương E1k = 436 242 432 b) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: là nhiệt toả ra hay hấp thụ trong một phản ứng hoá học. Hiệu ứng nhiệt được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là Q. Khi Q >0: phản ứng toả nhiệt. Khi Q<0: phản ứng thu nhiệt. Ví dụ: CaCO3 = CaO + CO2 ↑ Q = - 186,19kJ/mol. H2 + 1/2O2 = H2O Q = + 241kJ/mol Phản ứng đốt cháy, phản ứng trung hoà thuộc loại phản ứng toả nhiệt. Phản ứng nhiệt phân thường là phản ứng thu nhiệt. - Muốn tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng tạo thành các hợp chất từ đơn chất hoặc phân huỷ một hợp chất thành các đơn chất ta dựa vào năng lượng liên kết. Ví dụ: Tính năng lượng toả ra trong phản ứng. H2 + Cl2 = 2HCl. Dựa vào năng lượng liên kết (cho ở trên) ta tính được. Q = 2E1k (HCl) - [E1k(H2) + E1k(Cl2)] = 2 . 432 - (436 + 242) = 186kJ/mol. - Đối với phản ứng phức tạp, muốn tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng ta dựa vào nhiệt tạo thành của các chất (từ đơn chất), do đó đơn chất trong phản ứng không tính đến (ở phản ứng trên, nhiệt tạo thành HCl là 186/2 = 93 kJ/mol Ví dụ: Tính khối lượng hỗn hợp gồm Al và Fe3O4 cần phải lấy để khi phản ứng theo phương trình. : 3Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe toả ra 665,25kJ, biết nhiệt tạo thành của Fe3O4 là 1117 kJ/mol, của Al2O3 là 1670 kJ/mol. Giải: Tính Q của phản ứng: 3Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe (1) Theo (1), khối lượng hỗn hợp hai chất phản ứng với nhiệt lượng Q là : 3 . 232 + 8 . 27 = 912g Để tỏa ra lượng nhiệt 665,25 kJ thì khối lượng hỗn hợp cần lấy : 912 x665,25 = 182,25g 3329 12. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học: a) Định nghĩa: Tốc độ phản ứng là đại lượng biểu thị mức độ nhanh chậm của phản ứng. Ký hiệu là Vp.ư. Vpu = C1 − C2 t = ΔC mol.l-1.s-1 t Trong đó : C1 là nồng độ đầu của chất tham gia phản ứng (mol/l). C2 là nồng độ của chất đó sau t giây phản ứng (mol/l). b) Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng: − Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với nồng độ các chất tham gia phản ứng. Ví dụ, có phản ứng. A + B = AB. Vp.ư = k . CA . CB. Trong đó, k là hằng số tốc độ đặc trưng cho mỗi phản ứng. - Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng Đồng Đức Thiện # 3 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương - Nhiệt độ càng cao thì tốc độ phản ứng càng lớn. - Tốc độ phản ứng còn phụ thuộc vào diện tích bề mặt chất tham gia phản ứng - Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng nhưng bản thân nó không bị thay đổi về số lượng và bản chất hoá học sau phản ứng. c) Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hoá học − Phản ứng một chiều (không thuận nghịch) là phản ứng chỉ xảy ra một chiều và có thể xảy ra đến mức hoàn toàn. Ví dụ: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 ↑ − Phản ứng thuận nghịch là phản ứng đồng thời xảy ra theo hai chiều ngược nhau. Ví dụ: CH3COOH + CH3OH CH3COOCH3 + H2O − Trong hệ thuận nghịch, khi tốc độ phản ứng thuận (vt) bằng tốc độ phản ứng nghịch (vn) thì hệ đạt tới trạng thái cân bằng. Nghĩa là trong hệ, phản ứng thuận và phản ứng nghịch vẫn xảy ra nhưng nồng độ các chất trong hệ không thay đổi. Vì vậy, trạng thái cân bằng của hệ là trạng thái cân bằng động. * Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Lơ – sa – tơ - lie: Khi một hệ đang tồn tại ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi một thuộc tính nào đó của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi đó * Các yếu tố ảnh hưởng tới trạng thái cân bằng hoá học của hệ: - Nồng độ - Nhiệt độ - Áp suất (chất khí) - Chất xúc tác không làm thay đổi trạng thái cân bằng của một hệ mà chi làm tăng tốc độ phản ứng nhằm giúp hệ nhanh đạt tới trạng thái cân bằng. 13. Hiệu suất phản ứng: Có phản ứng: A + B = C + D Tính hiệu suất phản ứng theo sản phẩm C hoặc D: h = qt 100% qlt Trong đó: qt là lượng thực tế tạo thành C hoặc D. qlt là lượng tính theo lý thuyết, nghĩa là lượng C hoặc D tính được với giả thiết hiệu suất 100%. Chú ý: − Khi tính hiệu suất phản ứng phải tính theo chất sản phẩm nào tạo thành từ chất đầu thiếu, vì khi kết thúc phản ứng chất đầu đó phản ứng hết. − Có thể tính hiệu suất phản ứng theo chất phản ứng A hoặc B tuỳ thuộc vào chất nào thiếu. − Cần phân biệt giữa % chất đã tham gia phản ứng và hiệu suất phản ứng. Ví dụ: Cho 0,5 mol H2 tác dụng với 0,45 mol Cl2, sau phản ứng thu được 0.6 mol HCl. Tính hiệu suất phản ứng và % các chất đã tham gia phản ứng. Giải: Phương trình phản ứng: H2 + Cl2 = 2HCl Theo phương trình phản ứng và theo đầu bài, Cl2 là chất thiếu, nên tính hiệu suất phản ứng theo Cl2: Đồng Đức Thiện # 4 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương h = 0,6 0,45.2 100% = 66,6%  0,6 Còn % Cl2 đã tham gia phản ứng = 0,6  0,45.2 100% = 66,6% % H2 đã tham gia phản ứng =  0,5.2 100% = 60% Như vậy % chất thiếu đã tham gia phản ứng bằng hiệu suất phản ứng. − Đối với trường hợp có nhiều phản ứng xảy ra song song, ví dụ phản ứng crackinh butan: C4H10 -> CH4 + C3H6 (1) C4H10 -> C2H6 + C2H4 (2) C4H10 -> H2 + C4H8 (3) Cần chú ý phân biệt: + Nếu nói "hiệu suất phản ứng crackinh", tức chỉ nói phản ứng (1) và (2) vì phản ứng (3) không phải phản ứng crackinh. + Nếu nói % butan đã tham gia phản ứng", tức là nói đến cả 3 phản ứng. + Nếu nói % butan bị crackinh thành etilen" tức là chỉ nói phản ứng (2). Đồng Đức Thiện # 5 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương  Chương 2 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN I. Cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử gồm hạt nhân tích điện dương (Z+) ở tâm và có Z electron chuyển động xung quanh hạt nhân. Bảng 1: Các hạt cơ bản trong nguyên tử Đặc tính hạt Vỏ nguyên tử Hạt nhân Electron Proton Nơtron Điện tích -19 qn = - 1,602. 10 C qn = 1- -19 qn = + 1,602. 10 C qn = 1+ qn = 0 Khối lượng me = 9,1094. 10-31kg mp = 1,6726. 10-27kg mn = 1,6748. 10-27kg 1. Hạt nhân: Hạt nhân gồm: − Proton: Điện tích 1+, khối lượng bằng 1 đ.v.C, ký hiệu − Nơtron: Không mang điện tích, khối lượng bằng 1 đ.v.C ký hiệu Như vậy, điện tích Z của hạt nhân bằng tổng số proton. * Khối lượng của hạt nhân coi như bằng khối lượng của nguyên tử (vì khối lượng của electron nhỏ không đáng kể). Số khối A: là đại lượng có giá trị bằng tổng số proton (ký hiệu là Z) và số nơtron (ký hiệu là N): Z + N ≈ A. 2. Phản ứng hạt nhân: Là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguyên tố này thành hạt nhân của những nguyên tố khác. Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn. Ví dụ: 9 Be+ 4He → X + 1n 4 2 0 Số khối của X = (9 + 4) – 1 = 12 Điện tích hạt nhân của X = (4 + 2) – 0 = 6 6 Suy ra: 12 X Vậy X là C. Phương trình phản ứng hạt nhân. 9 Be+ 4He→12 X + 1n 4 2 6 0 3. Cấu tạo vỏ electron của nguyên tử: Nguyên tử là hệ trung hoà điện, tổng số electron chuyển động xung quanh hạt nhân bằng số điện tích dương Z của hạt nhân. Các electron trong nguyên tử được chia thành các lớp, phân lớp, obitan. a) Các lớp electron. Kể từ phía gần hạt nhân trở ra được ký hiệu: Bằng số thứ tự n = 1 2 3 4 5 6 7 … Bằng chữ tương ứng: K L M N O P Q … Những electron thuộc cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Lớp electron càng gần hạt nhân có mức năng lượng càng thấp, vì vậy lớp K có năng lượng thấp nhất. Số electron tối đa có trong lớp thứ n bằng 2n2. Cụ thể: Lớp : K L M N … Số electron tối đa: 2 8 18 32 … b) Các phân lớp electron. Các electron trong cùng một lớp lại được chia thành các phân lớp. Đồng Đức Thiện # 6 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương Lớp thứ n có n phân lớp, các phân lớp được ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ hạt nhân trở ra. Các electron trong cùng phân lớp có năng lượng bằng nhau. Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s. Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s, 2p. Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp :3s, 3p, 3d. Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s, 4p, 4d, 4f. * Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần như sau : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s… Số electron tối đa của các phân lớp như sau: Phân lớp : s p d f. Số electron tối đa: 2 6 10 14. Vậy số obitan trong một phân lớp lần lượt là những số lẻ: 1, 3, 5, 7. c) Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt (xác suất tìm thấy) electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất). Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron. Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu. Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi. Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn. Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin ngược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng 1 ô vuông (còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron ↑ ta gọi đó là electron độc thân, nếu đủ 2 electron ↑↓ electron gọi là obitan trống. ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan không có 4. Cấu hình electron và sự phân bố electron theo obitan a) Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử: * Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao. * Nguyên lý Pau – li: Trên một obitan chỉ có nhiều nhất hai e và hai e này chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi e (có spin ngược nhau). * Quy tắc Hun: Trong một phân lớp, các e sẽ phân bố trên các obitan sao cho số e độc thân là tối đa và các e này phải có chiều tự quay giống nhau. b) Cấu hình electron nguyên tử: biểu diễn sự phân bố các e trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau. * Cách viết cấu hình: - Xác định số e của nguyên tử - Biểu diễn các e theo thứ tự tắng dần các mức năng lượng các obitan nguyên tử (AO) theo các nguyên lý và quy tắc phân bố các e trong nguyên tử. - Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các lớp e từ nhỏ tới lớn. Ví dụ: Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26). Viết theo thứ tự các mức năng lượng : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d6 Cấu hình của Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó. Ví dụ: Cấu hình electron của Đồng Đức Thiện # 7 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ; Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5. Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận. Ví dụ: S(Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cần hiểu rằng : electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng lượng. 5. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện a) Năng lượng ion hoá (I). Năng lượng ion hoá là năng lượng tối thiểu cần để tách 1e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng nhỏ. Đơn vị kJ/mol. b) Ái lực với electron (E). Ái lực electron là năng lượng giải phóng hay hấp thụ khi một nguyênt tử trung hòa ở trạng thái khí nhận 1e để trở thành ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn. c) Độ âm điện (χ). Độ âm điện của một nguyên tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử nguyên tố đó khi tạo thành liên kết hóa học. Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức: χ = I + E 2 − Nguyên tố có χ càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng mạnh. − Độ âm điện χ thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các hiệu ứng dịch chuyển electron trong phân tử. − Nếu hai nguyên tử có χ bằng nhau thì liên kết tạo thành sẽ là liên kết cộng hoá trị thuần tuý. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều (Δχ > 1,7) liên kết tạo thành là liên kết ion. Nếu độ âm điện khác nhau không nhiều (0 < Δχ < 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực. II. Định luật tuần hoàn _ Bảng HTTH 1. Định luật tuần hoàn Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ những nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 2. Bảng hệ thống tuần hoàn Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuân 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 cùng số e hóa trị (*) trong nguyên tử được xếp thành một cột (*) Electron hóa trị là những e có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc cả ở phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa. Có 2 dạng bảng thường gặp. a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được chia thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại. b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng dài) và phân nhóm phụ (gồm các Đồng Đức Thiện # 8 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng dài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ actini) được xếp thành 2 hàng riêng. 3. Chu kỳ Chu kỳ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm. Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. - Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần. - Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính nguyên tử giảm dần. Do đó: + Độ âm điện χ của các nguyên tố tăng dần. + Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần. - Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm IV) đến I (nhóm VII). 4. Nhóm và phân nhóm Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích hạt nhân. - Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó: + Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần. - Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa nguyên tố đó. 5. Ý nghĩa của bảng HTTH a. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo: Biêt vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hòan có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó và ngược lại (mô tả bằng sơ đồ sau) Vị trí trong bảng tuần hoàn ↔ Câu tạo nguyên tử Số thứ tự của nguyên tố Số p, số n, số e Số thứ tự của chu kỳ Số lớp e Số thứ tự của nhóm Số e lớp ngoài cùng (số e hóa trị) Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25. Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2. - Có 4 lớp e → ở chu kỳ 4. Đang xây dựng e ở phân lớp 3d → thuộc phân nhóm phụ (nhóm B). Nguyên tố này là kim loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s và 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7+. Do đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII (nhóm VIIB). Đó là Mn. b. Quan hệ giữa vị trí và tính chất: Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất hóa học cơ bản của nó: - Tính kim loại, phi kim - Hóa trị cao nhất của nguyên tố đó với O, hóa trị với H - Công thức của oxit cao nhất và hiđroxit tương ứng - Công thức của hợp chất khí với H (nếu có) - Oxit hay hiđroxit có tính axit hay bazơ Ví dụ: S ở ô 16, nhóm VIA, chu kỳ 3. Suy ra: - S là phi kim Đồng Đức Thiện # 9 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương - Hóa trị cao nhất với O là 6, công thức oxit đó là SO3 - Hóa trị với H là 2, công thức của khí đó là H2S - SO3 là oxit axit còn H2SO4 là axit mạnh c. So sánh tính chất của nguyên tố này với các nguyên tố khác lân cận Dựa vào quy luật biến đổi các tính chất trong bảng tuần hòan theo chu kỳ và theo các nhóm, chúng ta có thể so sánh được tính chất của một nguyên tố so với các nguyên tố lân cận. Đồng Đức Thiện # 10 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương  Chương 3 LIÊN KẾT HÓA HỌC Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững. Liên kết hóa học được chia thành hai loại cơ bản: liên kết ion và liên kết cộng hóa trị 1. Liên kết ion Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.( Δχ > 1,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử. Ví dụ : 2.e 2Na + Cl2 = 2Na+ + 2Cl- = 2NaCl Đặc điểm của liên kết ion Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo thành những mạng lưới ion (dạng tih thể) có tính bền vững, thường có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao, thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy hoặc khi tan trong nước chúng tạo thành những dung dịch dẫn điện, còn ở trạng thái rắn chúng không dẫn điện. 2. Liên kết cộng hóa trị Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp e chung. * Đặc điểm: Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành : a. Liên kết cộng hoá trị không cực − Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl. .( Δχ = 0) hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau mà. − Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào. Δχ <0,4. − Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung. b. Liên kết cộng hoá trị có cực − Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H : Cl. (0,4 < Δχ <1,7 ) − Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. − Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ, trong HCl, clo hoá trị 1−, hiđro hoá trị 1+. 3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí) Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e; Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên (→) có chiều từ chất cho sang chất nhận. Đồng Đức Thiện # 11 " Trường THPT Sơn Động số 3 Phần Hóa Học Đại Cương Ví dụ quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.: H + H N H H Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta 4 có thể viết CTCT của NH+ như sau: H + H N H H Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A → B là: nguyên tố A có đủ 8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống. 4. Liên kết σ và liên kết π Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị. a) Liên kết σ : Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết) dọc theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết σ kiểu s-s, s-p, p-p: Obitan liên kết σ có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử. Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết σ . Khi đó, do tính đối xứng của obitan liên kết σ , hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết. b) Liên kết π: Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết. Khi giữa 2 nguyên tử