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
Sự định hướng của orbital atom (AO) trong không gian được xác định bởi số lượng quantum m, trong đó mỗi giá trị của m tương ứng với một AO Các giá trị của m dao động từ +l đến -l, bao gồm cả 0 Đối với mỗi giá trị của l, có tổng cộng 2l + 1 giá trị của m, tương đương với 2l + 1 orbital.
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 bao gồm n phân lớp, với các giá trị l từ 0 đến (n – 1) Mỗi phân lớp có thể chứa tối đa 2(2l + 1) điện tử, do đó, số điện tử tối đa trong một lớp là 2n².
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
Nguyên lý Pauli quy định số lượng điện tử tối đa có thể chứa trong một lớp, một phân lớp, hoặc một ô lượng tử Khi một lớp hoặc phân lớp đạt đến số lượng điện tử tối đa, nó được coi là đã bảo hòa.
Nguyên lý vững bền xác định thứ tự bão hòa của các lớp và phân lớp điện tử trong nguyên tử Theo nguyên lý này, trong trạng thái cơ bản, các điện tử sẽ ưu tiên chiếm các mức năng lượng thấp nhất.
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 năng lượng ns, (n – 1)d và (n – 2)f có sự khác biệt năng lượng tương đối nhỏ so với mức np Do đó, thứ tự tăng dần của năng lượng điện tử trong phân tử được sắp xếp như sau: ns, (n – 1)d, (n – 2)f, và cuối cùng là np.
Trong vỏ s chỉ có 2 điện tử với spin ngược nhau, trong khi vỏ p có thể chứa tới 6 điện tử, điều này đặt ra câu hỏi về cách định hướng spin của các điện tử Ví dụ, với nguyên tố nitơ có cấu hình electron 1s² 2s² 2p³ (2 điện tử ở lớp thứ nhất và 5 điện tử ở lớp thứ hai), ta có thể tưởng tượng ra 2 dạng khác nhau cho sự phân bố này.
Dạng viết đúng Dạng viết sai
Trên các sơ đồ, mỗi ô đại diện cho một orbitan cụ thể, trong đó có thể chứa tối đa 2 điện tử với spin ngược dấu Trong sơ đồ đầu tiên, tất cả các orbitan đều được lấp đầy.
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
Qui tắc Hund giải thích cách mà các lớp vỏ điện tử được chất đầy để đạt được spin tổng cộng cực đại Điều này có nghĩa là electron sẽ phân bố vào các orbital riêng biệt trước khi bắt đầu ghép đôi, nhằm tối đa hóa tổng spin và đảm bảo sự ổn định cho nguyên tử.
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 hai để biểu diễn các ô lượng tử là sử dụng hình vuông cho mỗi ô và mũi tên cho mỗi điện tử Hai điện tử có giá trị số lượng tử spin (s) ngược dấu sẽ được thể hiện bằng hai mũi tên chỉ 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
Việc hiểu rõ sự phân bố electron trong nguyên tử, đặc biệt là số lượng electron ở lớp ngoài cùng, cho phép chúng ta dự đoán các tính chất hóa học đặc trưng của nguyên tố.
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 hóa học bao gồm 7 chu kỳ, được đánh số từ 1 đến 7 Số thứ tự của mỗi chu kỳ tương ứng với số lớp electron của các nguyên tử trong chu kỳ 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 có cấu hình electron tương tự, dẫn đến tính chất hóa học tương đồng Các nguyên tố này được sắp xếp thành một cột trong bảng tuần hoàn.
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 hóa học được chia thành 18 cột, bao gồm 8 nhóm A được đánh số từ IA đến VIIIA và 8 nhóm B được đánh số từ IB đến VIIIB Mỗi nhóm A và B đại diện cho một cột riêng biệt, ngoại trừ nhóm VIIIB được chia thành 3 cột riêng biệt.
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 bao gồm 28 nguyên tố được sắp xếp thành hai hàng ở cuối bảng tuần hoàn Nhóm nguyên tố này gồm 14 nguyên tố thuộc họ Lantan, bắt đầu từ Cerium (Ce, Z = 58) đến Lutetium (Lu, Z = 71), và 14 nguyên tố thuộc họ Actini, bắt đầu từ Thorium (Th, Z = 90) đến Lawrencium (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
Sự biến đổi tuần hoàn của cấu hình electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố, khi điện tích hạt nhân gia tăng, là nguyên nhân chính dẫn đến sự thay 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 electron hóa trị ở lớp ngoài cùng hoặc ở các phân lớp gần lớp ngoài cùng chưa bão hòa Khi phân lớp gần ngoài cùng đã bão hòa, số electron hóa trị được xác định theo số electron ở lớp ngoài cùng Ví dụ, nguyên tố Ag (Z = 47) với cấu hình electron 4d10 5s1 có số electron hóa trị là 1 do 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 đặc tính của nguyên tố cho thấy khả năng nhường electron để hình thành ion dương Nguyên tố có khả năng nhường electron dễ dàng hơn sẽ thể hiện tính kim loại mạnh hơn.
Tính phi kim là đặc điểm của nguyên tố cho thấy khả năng dễ dàng nhận electron để hình thành ion âm Nguyên tử càng dễ nhận electron thì 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 chu kỳ từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố với oxy tăng dần từ 1 đến 7, trong khi hóa trị với hydro của các phi kim giảm từ 4 xuống 1.
Hóa trị cao nhất của một nguyên tố với oxi và hóa trị với hiđro của các phi kim thay đổi theo chiều tăng của điện tích hạt nhân Sự biến đổi này diễn ra một cách tuần hoàn, phản ánh mối quan hệ giữa cấu trúc nguyên tử và tính chất hóa học của các nguyên tố.
3.6 Sự biến đổi tính axit – bazơ của oxit và hyđroxit tương ứng
Trong một chu kỳ, khi điện tích hạt nhân tăng lên, tính bazơ của oxit và hiđroxit giảm dần, trong khi tính axit của chúng lại tăng lên.
Trong nhóm A, khi điện tích hạt nhân tăng lên, tính bazơ của các oxit và hiđroxit cũng tăng theo, trong khi đó tính axit của chúng lại giảm dần.
Tính axit và bazơ của các oxit và hiđroxit của các nguyên tố thay đổi theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử Sự biến đổi này phản ánh sự thay đổi trong cấu trúc nguyên tử và tính chất hóa học của các nguyên tố.
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cùng với thành phần và tính chất của các hợp chất được hình thành từ những nguyên tố đó, thay đổi một cách tuần hoàn theo sự gia tăng điện tích hạt nhân của nguyên tử.
- 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
Tất cả các nguyên tử của các nguyên tố có lớp electron ngoài cùng tối đa là 8 electron Những nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng rất bền vững và không tham gia vào các phản ứng hóa học, đó chính 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, có thể bao gồm một nguyên tử đơn lẻ như phân tử sắt, nhiều nguyên tử cùng loại như phân tử oxy, hoặc nhiều nguyên tử khác loại như phân tử nước Thông thường, phân tử không mang điện tích Trong quá trình phản ứng hóa học, các nguyên tố trong phân tử sẽ tách rời và kết hợp lại theo cách khác, tạo ra các phân tử mới, tức là các chất khác nhau.
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 hóa học hình thành từ sự chuyển giao electron giữa các nguyên tử, trong đó nguyên tử mất electron trở thành cation (ion dương) và nguyên tử nhận electron trở thành anion (ion âm) Các ion mang điện tích trái ngược hút nhau, nhưng khi chúng tiến lại gần, lực đẩy từ tương tác giữa các lớp electron của chúng xuất hiện Lực đẩy này gia tăng khi các ion gần nhau, cho đến khi nó cân bằng với lực hút, tạo ra một khoảng cách nhất định giữa các ion Do đó, tương tác giữa các ion trong phân tử chủ yếu 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:
Hợp chất ion là những hợp chất được hình thành thông qua sự kết hợp của các ion Liên kết hóa học trong các phân tử này được gọi là liên kết ion, hay còn được biết đến với tên gọi 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 liên kết ion là lượng năng lượng cần thiết để phân tử ion trong trạng thái khí phân tách thành hai nguyên tử cũng 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
Liên kết giữa Cl và Mg được hình thành khi các nguyên tử tham gia vào việc chia sẻ electron hóa trị, tạo ra 1, 2 hoặc 3 cặp electron chung giữa chúng.
Liên kết cộng hoá trị, hay còn gọi là liên kết nguyên tử, được thể hiện trong cấu trúc hóa học của phân tử bằng cách sử dụng vạch ngang, được gọi là vạch hoá trị, để ký hiệu cặp electron chung.
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
Khi phân tử hai nguyên tử được hình thành từ các nguyên tử của cùng một nguyên tố, ví dụ như N2, O2, Cl2, H2, thì cặp electron chung giữa hai nguyên tử sẽ tạo ra một liên kết mà mức độ thuộc về cả hai nguyên tử là như nhau Liên kết cộng hóa trị này được xem 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
Không tồn tại ranh giới rõ rệt giữa liên kết cộng hóa trị và liên kết ion Mỗi liên kết hóa học được hình thành từ các cặp electron, những cặp này có thể được chia sẻ giữa hai nguyên tử hoặc hoàn toàn chuyển giao cho một trong hai 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 electron chung của liên kết cộng hóa trị không phải do hai nguyên tử cùng góp chung, mà chỉ do một nguyên tử cung cấp Kiểu liên kết này được gọi là liên kết cho - nhận hay liên kết phối trí.
VD: Các phân tử H2O, NH3 có thể kết hợp với ion H + tạo nên các ion
Trong phản ứng hóa học, nguyên tử O trong H2O và nguyên tử N trong NH3 đóng vai trò là chất cho cặp electron, trong khi ion H+ là chất nhận cặp electron Để phân biệt với liên kết cộng hóa trị thông thường, người ta sử dụng mũi tên trong công thức cấu tạo của ion hoặc phân tử để chỉ rõ mối liên kết cho - nhận.
2.3.1 Thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB)
Liên kết hóa học được hình thành khi các điện tử độc thân ghép đôi vào orbitan chung của phân tử theo nguyên tắc spin đối song Quá trình này dẫn đến sự xen phủ của các đám mây hóa trị, làm tăng mật độ electron giữa hai hạt nhân, từ đó giảm năng lượng của hệ thống và tạo ra liên kết bền vững.
Theo thuyết VB, hoá trị của một nguyên tố được xác định bởi số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó có khả năng tạo ra, tương ứng với số electron độc thân mà nguyên tử sở hữu.
3Li cấu hình e 1s 2 2s 1 nên liti có hoá trị 1
Nguyên tử Berili (Be) có cấu hình điện tử 1s² 2s², và trong trạng thái cơ bản, nó không có electron độc thân, do đó không thể tạo liên kết Khi nhận năng lượng, nguyên tử Be sẽ chuyển sang trạng thái kích thích.
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
Nitơ, oxi và flo ở trạng thái cơ bản có hoá trị lần lượt là 3, 2 và 1 Những nguyên tố này không thể có hoá trị lớn hơn vì để đạt được hoá trị cao hơn, electron hóa trị cần phải chuyển sang lớp thứ 3 Quá trình này đòi hỏi một lượng năng lượng lớn, trong khi năng lượng tạo thành liên kết với các nguyên tử khác không đủ để bù đắp.
2.3.1.1 Hiện tượng lai hóa của các obitan nguyên tử
Sự lai hóa xảy ra khi các orbital nguyên tử (nAO) có năng lượng tương đối gần nhau trong cùng một nguyên tử kết hợp với nhau, tạo ra các orbital lai hóa (AO lai hóa) mới hoàn toàn đồng nhất.
- 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 được hình thành từ một cặp electron và được biểu diễn bằng một gạch nối giữa hai nguyên tử, được gọi là liên kết xichma (σ) Loại liên kết này rất bền vững, ví dụ như trong các phân tử CH4, Cl2 và 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 cho phép các phân tử chất tan tách khỏi bề mặt tinh thể và hòa tan vào dung dịch, quá trình này thu nhiệt, dẫn đến sự thay đổi enthalpy dương, tức là H ml 0.
Giai đoạn solvat hóa là quá trình mà các phân tử dung môi bao quanh và liên kết với phân tử chất tan, tạo ra các phân tử solvat Trong giai đoạn này, nhiệt độ giảm do tỏa nhiệt, với giá trị enthalpy solvat hóa là âm (ΔH 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
Hiệu ứng nhiệt của quá trình hòa tan, hay còn gọi là nhiệt hòa tan, là lượng nhiệt được hấp thụ hoặc giải phóng khi một mol chất tan được hòa tan hoàn toàn trong dung môi.
Quá trình hòa tan tuân theo quy luật rằng chất tan phân cực dễ hòa tan trong dung môi phân cực, nhưng lại khó hòa tan trong dung môi không phân cực Ngược lại, 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
Để pha chế 1 thể tích V1 dung dịch với nồng độ C1% từ dung dịch có nồng độ C2% (với C2% > C1%), bạn cần tra cứu khối lượng riêng của cả hai dung dịch Sau đó, áp dụng công thức C1V1/d1 = C2V2/d2 để tính toán.
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 kết nối các đầu dây dẫn điện với một nguồn điện, chỉ có bóng đèn ở cốc chứa dung dịch NaCl sáng lên, cho thấy rằng dung dịch NaCl có khả năng dẫn điện Ngược lại, nước cất và dung dịch saccarozơ không dẫn điện.
Các thí nghiệm cho thấy rằng NaCl rắn và NaOH rắn không dẫn điện, trong khi các dung dịch như C2H5OH và glixerol cũng không có khả năng dẫn điện Ngược lại, dung dịch axit, bazơ và muối đều có khả năng 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 phát hiện rằng tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ và muối là do sự hiện diện của các ion, là những tiểu phân mang điện tích chuyển động tự do trong dung dịch Khi hòa tan trong nước, các axit, bazơ và muối phân li thành các ion, từ đó giải thích khả năng dẫn điện của dung dịch này.
Quá trình phân li các chất tan trong nước ra ion được gọi là sự điện li Các chất này, khi hòa tan trong nước, sẽ phân li thành các ion và được gọi là 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 )
Độ điện li của các chất điện li khác nhau thường nằm trong khoảng từ 0 đến 1 Khi một chất có độ điện li bằng 0, quá trình điện li không xảy ra, điều này cho thấy chất đó không phải là chất điện li Độ điện li thường được biểu diễn dưới dạng phần trăm để dễ dàng so sánh và tính toán.
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
Do Na2SO4 có sự điện li hoàn toàn, việc tính toán nồng độ các ion do Na2SO4 phân li ra trở nên dễ dàng Chẳng hạn, trong dung dịch Na2SO4 0,01M, nồng độ các ion được xác định một cách chính xác.
Chất điện li yếu là loại chất khi hòa tan trong nước chỉ một phần của các phân tử sẽ phân li thành ion, trong khi 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%
Hiện tượng này có thể được giải thích là khi dung dịch bị pha loãng, các ion dương và âm của chất điện li sẽ di chuyển xa nhau hơn, giảm khả năng va chạm để tái tạo phân tử Đồng thời, quá trình pha loãng không ảnh hưởng đến khả năng điện li của các phân tử.
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 quá trình trung hòa giữa axit và bazơ, tạo ra muối axit hoặc trung tính Độ mạnh của axit được xác định bởi hằng số phân li Ka, trong khi độ mạnh của bazơ được đặc trưng bởi hằng số phân li Kb.
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
Cặp NH4+/NH3 là một ví dụ điển hình về cặp axit-bazơ liên hợp, trong đó NH4+ đóng vai trò là axit và NH3 là bazơ Mối quan hệ giữa độ mạnh của axit và bazơ trong cặp này cho thấy nếu axit mạnh hơn thì bazơ sẽ yếu hơn, và ngược lại Đặc biệt, mối liên hệ giữa hằng số axit (Ka) và hằng số bazơ (Kb) được thể hiện qua một hệ thức cụ thể, phản ánh tính chất tương hỗ của chúng.
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 loại dung dịch có khả năng duy trì giá trị pH ổn định, chỉ thay đổi rất ít khi có sự bổ sung một lượng nhỏ axit hoặc bazơ, hoặc khi bị 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 bazơ chủ yếu phụ thuộc vào hằng số cân bằng của các axit-bazơ yếu cũng như tỉ lệ nồng độ của muối so với nồng độ axit-bazơ Khi pha loãng dung dịch hoặc thêm axit-bazơ vào dung dịch đệm, sự thay đổi pH là rất nhỏ.
- Ứng dụng của dung dịch đệm:
Dung dịch đệm có khả năng chống lại sự thay đổi đột ngột về pH, vì vậy nó được sử dụng rộng rãi trong các quá trình hóa học và là yếu tố thiết yếu trong 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 ngành công nghiệp, dung dịch đệm đóng vai trò quan trọng trong quá trình lên men và trong các trường hợp nhuộm riêng lẻ Ngoài ra, chúng còn được ứng dụng rộng rãi trong hóa phân tích và chuẩn độ pH.
- 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 loại chất khi hòa tan trong nước chỉ có một phần phân tử phân li ra ion, trong khi 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
Học sinh lắng nghe kỹ hướng dẫn của giáo viên, thực hiện đúng và tuần tự các bước đã chỉ định Họ ghi chép những thông tin quan trọng, tích cực tham gia vào thực hành và đảm bảo tuân thủ các quy tắc an toàn cũng như kỹ thuật.
SV cần nộp bảng tường trình thí nghiệm và thể hiện khả năng sử dụng thành thạo các dụng cụ, vật liệu thực hành trong thực tế Trước khi rời khỏi phòng thí nghiệm, cần dọn dẹp sạch sẽ, tắt điện và nước để đảm bảo an toàn.
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
Để pha 2 lít dung dịch axit oxalic 0,1N, cần tính khối lượng H2C2O4.2H2O Để chuẩn bị 1 lít dung dịch HCl 0,1M, cần xác định thể tích HCl đặc cần sử dụng Khi trộn 100 ml dung dịch HNO3 30% với 100 ml dung dịch HNO3 10%, sẽ tạo ra một dung dịch có nồng độ trung bình Cuối cùng, để pha 1 lít dung dịch HCl 10% từ axit đặc 36%, cần tính toán chính xác tỉ lệ pha loãng.
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 loại phản ứng hóa học đặc trưng bởi sự chuyển giao electron giữa các chất phản ứng, dẫn đến 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 đóng vai trò quan trọng trong tự nhiên, là nền tảng cho nhiều quá trình sinh học Chúng không chỉ liên quan đến sự hô hấp mà còn trong việc thực vật hấp thụ khí CO2 và giải phóng O2, cũng như trong các hoạt động trao đổi chất khác.
Quá trình oxi hóa - khử đóng vai trò quan trọng trong nhiều lĩnh vực, từ việc đốt cháy nhiên liệu trong động cơ đến các phản ứng trong pin và ắc quy Ngoài ra, các ngành sản xuất như luyện kim, chế tạo hóa chất, sản xuất chất dẻo, dược phẩm và phân bón hóa học cũng phụ thuộc vào các phản ứng oxi hóa - khử để hoạt động hiệu quả.
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 khả năng nhận electron để chuyển đổi thành nguyên tử kim loại, trong khi nguyên tử kim loại có thể nhường electron 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
Để tạo ra pin điện hóa, chuẩn bị 50 ml dung dịch ZnSO4 1M và nhúng một lá đồng (Cu) vào dung dịch CuSO4, cùng với một lá kẽm (Zn) vào dung dịch ZnSO4 Kết nối hai dung dịch này bằng một ống hình chữ U chứa dung dịch NH4NO3 (hoặc KNO3), được gọi là cầu muối Khi hai lá kim loại được nối bằng dây dẫn, dòng điện sẽ được đo từ lá Cu (điện cực dương) đến lá Zn (điện cực âm).
Sự xuất hiện dòng điện từ cực đồng sang cực kẽm cho thấy có sự chênh lệch điện thế giữa hai điện cực, chứng tỏ rằng mỗi điện cực đã hình thành một thế điện cực nhất định.
Suất điện động của pin điện hóa (Epin) được xác định là hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực, cụ thể là hiệu giữa thế điện cực dương (E(+)) và thế điện cực âm (E(-)) Công thức tính suất điện động là Epin = E(+) - E(-).
Suất điện động của pin điện hóa luôn dương và phụ thuộc vào bản chất của kim loại 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
Trong quá trình xảy ra ở lá Zn, các nguyên tử kẽm sẽ nhường electron cho bề mặt điện cực và hòa tan vào dung dịch dưới dạng ion Zn²⁺ Tại đây, sự oxi hóa các nguyên tử kẽm diễn ra, tạo ra các ion này.
Zn bị oxi hóa thành Zn 2+ Zn Zn 2 2 e Sự mất e xảy ra trên bề mặt lá kẽm
Lá Zn hoạt động như một nguồn electron và đóng vai trò cực âm trong quá trình điện phân Các electron di chuyển qua dây dẫn đến cực Cu, nơi diễn ra sự khử các ion Cu²⁺ trong dung dịch, dẫn đến sự hình thành lớp đồng (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 quá trình cầu muối, các ion NH4+ (hoặc K+) di chuyển vào cốc chứa dung dịch CuSO4, trong khi các anion NO3- di chuyển sang cốc chứa dung dịch ZnSO4 để duy trì sự cân bằng điện tích, đảm bảo rằng các dung dịch luôn ở trạng thái trung hòa điện.
Theo qui ước của điện học, dòng điện chảy từ cực dương (đồng) sang cực âm (kẽm), vì vậy điện cực kẽm được gọi là anot - nơi xảy ra phản ứng oxi hóa Ngược lại, điện cực đồng được gọi là catot, là nơi diễn ra phản ứng khử trong quá trình điện hóa học.
Trong pin điện hóa, anot là cực âm còn catot là cực dương
Các phản ứng oxi hóa và khử diễn ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hóa có thể được tổng hợp thông qua 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+ là một chất oxi hóa mạnh, đã oxi hóa Zn, một chất khử mạnh, thành Zn 2+ (chất oxi hóa yếu hơn) và Cu (chất khử yếu hơn) Quá trình oxi hóa - khử này đã chuyển hóa năng lượng hóa học 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, nếu kim loại hoạt động như cực âm, thế điện cực chuẩn của nó sẽ mang giá trị âm Ngược lại, khi kim loại đóng vai trò cực dương, thế điện cực chuẩn sẽ có giá trị dương.
Ví dụ1: Xác định thế điện cực chuẩn của cặp Zn 2+ /Zn
Pin điện hóa Zn – H2 cho thấy dòng điện chảy từ điện cực hydro chuẩn sang điện cực kẽm chuẩn, với suất điện động đo được là 0,76V.
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
Pin điện hóa H2 - Ag hoạt động với dòng điện chạy từ điện cực bạc chuẩn đến điện cực hiđro chuẩn, cho thấy suất điện động đạt 0,80V Điều này xác định Ag là cực dương (cathode), với thế điện cực chuẩn của cặp Ag+/Ag.
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
Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử diễn ra tại bề mặt các điện cực khi dòng điện một chiều đi qua chất điện li ở dạng nóng chảy hoặc dung dịch.
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
Tại catot (-), quá trình khử ion Cu 2+ hoặc phân tử H2O có thể diễn ra Do ion Cu 2+ dễ bị khử hơn H2O, nên ion Cu 2+ sẽ được khử thành kim loại đồng (Cu) và 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 thiết yếu của tự nhiên, đóng vai trò quan trọng trong hô hấp, quá trình thực vật hấp thụ CO2 và giải phóng O2, cũng như trong sự trao đổi chất và nhiều quá trình sinh học khác.
Trong pin điện hóa, nếu kim loại hoạt động như cực âm, thế điện cực chuẩn của nó sẽ có giá trị âm Ngược lại, khi kim loại đóng vai trò cực dương, thế điện cực chuẩn sẽ 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 chú ý lắng nghe hướng dẫn từ GV, thực hiện các thao tác theo đúng thứ tự đã chỉ định, ghi chép thông tin quan trọng một cách cẩn thận, tích cực tham gia vào thực hành, đồng thời đảm bảo an toàn và kỹ thuật đúng đắn.
SV cần nộp bảng tường trình thí nghiệm, thể hiện khả năng sử dụng thành thạo các dụng cụ và vật liệu thực hành, đồng thời áp dụng kiến thức vào thực tiễn Trước khi rời khỏi phòng thí nghiệm, cần dọn dẹp sạch sẽ, tắt điện và nước để đảm bảo an toàn và vệ sinh.
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
Trong thí nghiệm này, dung dịch H2SO4 loãng được sử dụng để tạo môi trường axit, sau đó nhỏ từ từ khoảng 1ml dung dịch H2O2 vào dung dịch KMnO4 Quan sát sự thay đổi màu sắc của dung dịch giúp hiểu rõ hơn về phản ứng hóa học diễn ra Phản ứng giữa H2O2 và KMnO4 dẫn đến sự khử của KMnO4, làm thay đổi màu sắc của dung dịch từ tím sang không màu H2O2 đóng vai trò là tác nhân khử trong thí nghiệm này, giúp minh họa tính chất oxi hóa - khử của các chất.
Thí nghiệm 2: Phản ứng giữa kim loại với dung dịch muối
Để tiến hành thí nghiệm, đầu tiên rót 2 ml dung dịch CuSO4 1M vào ống nghiệm sạch Sau đó, cho vào ống nghiệm một đinh sắt đã được làm sạch bề mặt và để yên trong khoảng 10 phút Quan sát hiện tượng xảy ra và giải thích kết quả Đồng thời, viết phương trình phản ứng và nêu rõ 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
Khi nhỏ từng giọt dung dịch KMnO4 0,5M vào ống nghiệm chứa H2SO4 loãng, chúng ta sẽ quan sát hiện tượng màu tím của KMnO4 dần biến mất Hiện tượng này xảy ra do phản ứng oxy hóa khử giữa ion mangan trong KMnO4 và các ion có trong dung dịch H2SO4 Phương trình phản ứng hóa học có thể được viết là: KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2 Trong phản ứng này, KMnO4 đóng vai trò là chất oxy hóa, trong khi H2SO4 cung cấp môi trường axit và các ion cần thiết cho phản ứng xảy ra.
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
Tính phi kim của nguyên tố càng mạnh khi nguyên tử dễ dàng nhận electron Ba yếu tố cấu trúc nguyên tử quyết định đặc tính này bao gồm: kích thước nguyên tử, điện tích hạt nhân và mức độ che chắn của electron.
+ 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 tổng cộng 24 phi kim, trong đó 7 phi kim có khả năng tồn tại dưới dạng đơn chất phân tử ở điều kiện thường.
Các phi kim như H2, N2, O2, F2, Cl2 tồn tại dưới dạng khí, trong khi Br2 là lỏng và I2 là rắn Ngoài ra, các phi kim khác tạo thành các phân tử đơn chất từ nhiều nguyên tử, chủ yếu ở trạng thái rắn Một số phân tử đơn chất rất cứng, như kim cương, trong khi một số khác lại mềm, như lưu huỳnh Tính chất khác nhau của các phi kim chủ yếu do đặc điểm liên kết trong các đơn chất của chúng.
- 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, các nguyên tố đầu nhóm thường có tính chất hóa học khác biệt so với các nguyên tố còn lại Sự khác biệt này phần lớn do các nguyên tố có số thứ tự nhỏ có bán kính nguyên tử nhỏ hơn và độ âm điện lớn hơn Đặc biệt, các nguyên tố đầu nhóm ở chu kỳ hai chỉ có thể tham gia tối đa bốn liên kết hóa học, vì chúng chỉ có 1 obitan 2s và 3 obitan 2p Ngược lại, các phi kim có số thứ tự cao hơn có thể có thêm obitan d tham gia liên kết, cho phép chúng hình thành nhiều hơn bốn liên kết.
Hiđro, nguyên tố hóa học nhẹ nhất và có khối lượng riêng nhỏ nhất trong các chất khí, nổi bật với khả năng dẫn nhiệt tốt nhờ vào cấu trúc phân tử nhẹ và nhỏ, cho phép chúng dễ dàng chuyển động Mặc dù hiđro tan ít trong nước, nhưng nó lại dễ dàng hòa tan trong palađi.
Hydro có nhiệt độ tới hạn là 32,95K, với nhiệt độ nóng chảy là 3,79K và nhiệt độ sôi là 20,35K Khi nhiệt độ vượt quá 32,95K, việc ngưng tụ hydro trở nên không thể, ngay cả khi áp suất đạt mức cao nhất 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, H2 được điều chế bằng phương pháp điện phân nước, trong đó có thêm một lượng nhỏ axit, bazơ hoặc muối để tăng tính dẫn điện Phương pháp này cho ra H2 với độ tinh khiết cao.
* 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
Phương pháp điều chế khí than ướt là phổ biến nhất, trong đó phản ứng giữa hơi nước và than cốc nung đỏ diễn ra trong lò, tạo ra khí H2 và CO.
Thực tế người ta nhận được một hỗn hợp khí gồm CO (45%), CO2 (5%),
Để sản xuất nhiều khí H2 và loại bỏ khí CO, cần thực hiện phản ứng chuyển hóa CO thành CO2 Phản ứng này được thực hiện bằng cách cho khí CO tác dụng với hơi nước trong sự hiện diện của 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 là nguồn cung cấp khí H2 với thành phần chính gồm 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, trong khi CO được chuyển đổi thành CO2 nhờ chất xúc tác Phương pháp này cuối cùng tạo ra nguồn khí H2 công nghiệp.
- Từ khí CH4 trong khí đốt thiên nhiên người ta cũng điều chế được khí H2
Khí H2 tinh khiết nhất trong công nghiệp được sản xuất thông qua quá trình điện phân nước, thường kết hợp với bazơ để sử dụng điện cực niken thay vì điện cực platin đắt tiền Trong quá trình này, H2 được giải phóng ở catot và O2 ở anot Các bình điện phân hoạt động trong hệ kín và dưới áp suất, giúp tiết kiệm năng lượng cho việc nén khí Tuy nhiên, phương pháp này tiêu tốn nhiều điện năng, dẫn đến chi phí sản xuất cao.
- 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
Hiđro phân tử thường có tính thụ động hóa học ở nhiệt độ thường, tuy nhiên, flo là nguyên tố duy nhất có khả năng phản ứng mạnh với hiđro trong điều kiện này, dẫn đến hiện tượng cháy 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
Kim loại hoạt động khi tác dụng với axit sẽ tạo ra hiđro hoạt động, được gọi là hiđro mới sinh Hiđro này xuất hiện dưới dạng nguyên tử hoặc ở trạng thái kích thích, cho phép nó phản ứng mạnh mẽ hơn so với hiđro phân tử.
Hiđro nguyên tử có thời gian tồn tại ngắn, và nếu không có chất phản ứng, chúng sẽ nhanh chóng tái kết hợp thành hiđro phân tử trong 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 được phân loại thành nguyên tố tiêu biểu và nguyên tố chuyển tiếp Nguyên tố tiêu biểu nằm trong các nhóm A (phân nhóm chính), trong khi nguyên tố chuyển tiếp thuộc các nhóm B (phân nhóm phụ) của bảng tuần hoàn.
Các kim loại tiêu biểu bao gồm kim loại kiềm và kiềm thổ, với lớp electron ngoài cùng chứa 1 hoặc 2 electron, tương ứng với cấu hình ns 1 hoặc ns 2 Tiếp theo là các kim loại thuộc nhóm IIIA, có cấu hình electron là ns 2 np 1, tức là lớp ngoài cùng chứa 3 electron Chỉ có một số ít kim loại, như Sn (5s 2 5p 2), Pb (6s 2 6p 2) và Bi (6s 2 6p 3), có lớp ngoài cùng chứa nhiều hơn 3 electron.
Ở các kim loại tiêu biểu, electron cuối cùng được điền vào phân lớp s hoặc phân lớp phân tử của lớp electron ngoài cùng Các electron ở lớp ngoài cùng này đóng vai trò quan trọng như các electron 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 electron cũng thấp, điều này cho thấy xu hướng dễ dàng nhường electron của chúng Do đó, trong các phản ứng hóa học, kim loại thường thể hiện tính khử.
Nhiều kim loại có khả năng phản ứng trực tiếp với các phi kim, tạo ra các hợp chất khác nhau Cụ thể, khi kết hợp với halogen, chúng tạo thành halogenua; với oxi, chúng tạo ra oxit; với lưu huỳnh, sản phẩm là sunfua; với nitơ, tạo thành nitrua; với photpho, tạo ra photphua; và với cacbon, chúng hình thành cacbua.
Chiều hướng phản ứng của kim loại hoặc ion kim loại trong dung dịch có thể được dự đoán thông qua thế điện cực chuẩn (thế khử chuẩn) của chúng.
Trong nước (môi trường trung tính, pH = 7), thế điện cực
Chỉ các kim loại hoạt động mạnh, đứng trước Mg trong dãy điện hóa, mới có thể phản ứng với nước lạnh để giải phóng H2, vì thế điện cực của chúng âm hơn -0,41V Magiê phản ứng chậm với nước lạnh do hình thành màng Mg(OH)2, nhưng phản ứng nhanh hơn với nước nóng Các kim loại hoạt động vừa như Al đến Fe chỉ giải phóng H2 khi tiếp xúc với hơi nước ở nhiệt độ cao, còn ở nhiệt độ thường, chúng không phản ứng với nước do lớp oxit bảo vệ trên bề mặt, mặc dù thế điện cực của chúng vẫn âm hơn -0,41V.
Các kim loại nằm giữa Mg và H có khả năng đẩy hiđro ra khỏi axit khi tác dụng, miễn là anion không phải là chất oxi hóa Tuy nhiên, một số kim loại có màng bảo vệ trên bề mặt, như oxit trên nhôm, khiến chúng không phản ứng với nước và một số axit Chì, chẳng hạn, không phản ứng với axit H2SO4 có nồng độ dưới 80% do tạo thành muối PbSO4 không tan, hình thành lớp bảo vệ trên bề mặt Hiện tượng này, gọi là sự thụ động hóa, giúp bảo vệ kim loại khỏi bị oxi hóa sâu hơn, và trạng thái của kim loại trong tình trạng này 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
Các kim loại hoạt động mạnh, đứng trước Mg, có khả năng đẩy hiđro ra khỏi nước khi tiếp xúc với dung dịch nước Sự đẩy lẫn nhau của các kim loại trong dung dịch muối chỉ xảy ra với những kim loại đứng sau Mg trong dãy điện hóa Từ Li đến Au, tính khử của kim loại giảm dần trong khi tính oxi hóa của ion kim loại tăng lên Một số phản ứng không xảy ra trong dung dịch nhưng vẫn có thể áp dụng dãy điện hóa; ví dụ, các kim loại trước thủy ngân có thể phản ứng với oxi để tạo ra oxit, trong khi kim loại từ thủy ngân trở đi không phản ứng trực tiếp với oxi Oxit của kim loại từ Li đến Cr không bị khử bởi hiđro, trong khi oxit của các kim loại kém hoạt động hơn như Fe và Cu có thể tác dụng với hiđro để giải phóng kim loại Cuối cùng, oxit của các kim loại từ Hg đến Au dễ bị khử nhất, chúng bị phân hủy bởi nhiệt để 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 này không thể được giải thích chỉ dựa vào giá trị thể khử, mà cần xem xét tính khử của kim loại Kim loại có tính khử mạnh hơn sẽ có khả năng đẩy kim loại có tính khử yếu hơn ra khỏi muối khan hoặc oxit của chúng.
Một số kim loại như Al, Zn, Sn, Pb có khả năng phản ứng với dung dịch axit và dung dịch kiềm, đồng thời giải phóng khí hiđro Điều này có thể liên quan đến tính chất lưỡng tính của các hydroxyt của chúng.
Khi kim loại phản ứng với các axit oxi hóa như HNO3 và H2SO4 đặc, sẽ tạo ra nhiều sản phẩm khác nhau, trong đó có một sản phẩm chính Sản phẩm chính này phụ thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ phản ứng và khả năng khử của kim loại Ví dụ, khi sắt (Fe) tác dụng với HNO3 loãng có khối lượng riêng từ 1,03 đến 1,12 g/cm³, sẽ tạo ra những hợp chất cụ thể.
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
Chiều hướng của các phản ứng oxi hóa – khử 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 Để dự đoán các phản ứng này, người ta thường sử dụng phương trình necxt, giúp giải thích những đặc điểm bất thường của kim loại Ví dụ, dựa vào thế khử chuẩn, có thể thấy tính chất của bạc.
E V ) ra khỏi axit Thế nhưng trong thực tế lại xảy ra phản ứng:
Nồng độ Ag+ giảm mạnh do sự hình thành kết tủa AgI, với tích số tan của AgI chỉ đạt 8,3 x 10^-17, cho thấy tính tan rất thấp Điều này dẫn đến thế khử của cặp Ag+/Ag trở nên âm hơn so với cặp 2H+/H2.
Nhiều kim loại có khả năng tương tác trực tiếp với các chất hữu cơ, tạo ra các hợp chất có chứa liên kết cacbon-kim loại (C-M), được gọi là hợp chất cơ kim.
