Tài liệu giáo khoa Hoá học 10 chủ biên thầy giáo Nguyễn xuân trường

Chia sẻ: Do Manh Thang | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:50

Thêm vào BST

Báo xấu

147
lượt xem 25
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

I. Cấu tạo nguyên tử 1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử. Kích thước, khối lượng nguyên tử a) Thành phần cấu tạo của nguyên tử 1. Lớp vỏ Gồm các hạt mang điện âm gọi là electron (hay điện tử). Khối lượng của các electron đều bằng nhau và xấp xỉ bằng 1/1840 khối lượng của nguyên tử hiđro là nguyên tử nhẹ nhất, tức là bằng: me = 9,1095.10-31 kg hay bằng 0,00055 đơn vị Cacbon (đv.C). Điện tích của các electron đều bằng nhau và bằng -1,6.10-19 Culông. ...

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Tài liệu giáo khoa Hoá học 10 chủ biên thầy giáo Nguyễn xuân trường

Chủ biên: Thầy giáo : Nguyễn Xuân Trường Sách giáo khoa hoá học 10 I. Cấu tạo nguyên tử 1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử. Kích thước, khối lượng nguyên tử a) Thành phần cấu tạo của nguyên tử 1. Lớp vỏ Gồm các hạt mang điện âm gọi là electron (hay điện tử). Khối lượng của các electron đều bằng nhau và xấp xỉ bằng 1/1840 khối lượng của nguyên tử hiđro là nguyên tử nhẹ nhất, tức là bằng: me = 9,1095.10-31 kg hay bằng 0,00055 đơn vị Cacbon (đv.C). Điện tích của các electron đều bằng nhau và bằng -1,6.10-19 Culông. Đó là điện tích nhỏ nhất, vì vậy được gọi là điện tích nguyên tố. 2. Hạt nhân Hạt nhân nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron. Proton. Proton có điện tích đúng bằng điện tích của electron nhưng ngược dấu tức là bằng +1,6.10-19 Culông. Như vậy proton và electron cùng mang một điện tích nguyên tố, có dấu ngược nhau. Để thuận tiện, người ta quy ước lấy điện tích nguyên tố làm đơn vị, coi điện tích của electron là 1- và điện tích cảu proton là 1+. Nơtron. Hạt nơtron không mang điện, có khối lượng xấp xỉ bằng khối lượng của proton và bằng: mp = mn = 1,67.10-27 kg hay xấp xỉ bằng 1 đv.C. b) Kích thước, khối lượng của nguyên tử Kích thước: Nếu hình dung nguyên tử như một khối cầu thì nó có đường kính khoảng 10-10 m. Để biểu thị kích thước nguyên tử, người ta dùng một đơn vị là Angxtrom và kí hiệu là Å 1Å = 10-10 m hay 1Å = 10-8 cm Nguyên tử nhỏ nhất là hiđro có bán kính khoảng 0,53 Å. Đường kính của hạt nhân nguyên tử còn nhỏ hơn, vào khoảng 10-4 Å, như vậy đường kính của nguyên tử lớn hơn đường kính của hạt nhân khoảng 10.000 lần. Ta tưởng tượng nếu phóng đại một nguyên tử vàng lên 109 lần (một tỉ lấn !) thì nó có đường kính là 30 cm nghĩa là nguyên tử vừa bằng quả bóng rổ. Trong khi đó thì hạt nhân nguyên tử vàng có một đường kính nhỏ hơn 0,003 cm nghĩa là có kích thước của một hạt cát nhỏ. Bảng - Khối lượng và điện tích của các hạt cấu tạo nên nguyên tử Kí hiệu Khối lượng Điện tích Tên me ≈ 0,549 −31 me = 9,1095 × 1 0 -1,602.10-19 C Electron e kg −3 × 1 0 đv.C −27 mp = 1,6726 × 1 0 mp ≈ 1 đv.C +1,602.10-19 C Proton p kg −27 mn = 1,6750 × 1 0 mn ≈ 1 đv.C Nơtron n 0 kg
Đường kính của electron và proton lại còn nhỏ hơn nhiều : khoảng 10-7 Å. Electron chuyển động xung quanh hạt nhân. Giữa electron và hạt nhân là chân không : từ đó ta thấy nguyên tử có cấu tạo rỗng ! Khối lượng : Khối lượng của một nguyên tử vào khoảng 10-26 kg. Nguyên tử nhẹ nhất là hiđro có khối lượng là 1,67.10-27 kg. Khối lượng của nguyên tử cacbon là 1,99.10-26 kg. Một lượng chất rất nhỏ cũng chứa một số nguyên tử lớn tới mức ta khó mà hình dung được. Ví dụ : Trong 2 gam cacbon có1023 nguyên tử cacbon. Một lít nước cũng chứa tới khoảng 9.1025 nguyên tử hiđro và oxi. 2. Hạt nhân nguyên tử - Nguyên tố hoá học - Đồng vị a) Hạt nhân nguyên tử 1. Điện tích hạt nhân Vì điện tích của mỗi proton bằng một đơn vị điện tích dương (1+) nên trong hạt nhân nếu có Z proton, thì điện tích của hạt nhân sẽ là Z+. Thực nghiệm cho biết nguyên tử trung hoà điện nên số proton trong hạt nhân bằng số electron chuyển động quanh hạt nhân. Như vật, trong nguyên tử: Điện tích hạt nhân = Số proton = Số electron Ví dụ: Điện tích hạt nhân nguyên tử oxi là 8+, như vậy nguyên tử oxi có 8 proton và có 8 electron. Biết được điện tích hạt nhân nguyên tử (cũng như biết được số proton và số electron) tức là nắm được chìa khóa để nhận biết nguyên tử. 2. Số khối Tổng số hạt proton (kí hiệu là Z) và tổng số hạt hạt nơtron (kí hiệu là N) trong hạt nhân gọi là số khối của hạt nhân đó (kí hiệu là A). A=Z+N Ví dụ: Trong hạt nhân nguyên tử clo có 17 proton và 18 nơtron, vậy số khối của hạt nhân nguyên tử clo là: 17 + 18 = 35. 3. Khối lượng nguyên tử Khối lượng của nguyên tử bằng tổng khối lượng của proton, nơtron và electron có trong nguyên tử. Nhưng vì khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng của proton và nơtron nên khối lượng của nguyên tử coi như bằng khối lượng của các proton và nơtron trong hạt nhân nguyên tử. Ví dụ: Hạt nhân của nguyên tử nhôm có 13 proton và 14 nơtron, xung quanh hạt nhân có 13 electron. Xác định khối lượng nguyên tử nhôm. Khối lượng của nguyên tử nhôm coi như bằng khối lượng của 13 proton và 14 nơtron. Khối lượng của mỗi proton và mỗi nơtron xấp xỉ bằng 1 đv.C. Vậy khối lượng nguyên tử nhôm bằng 27 đv.C. Như vậy, hạt nhân tuy rất nhỏ so với cả nguyên tử nhưng lại tập trung ở đó hầu như toàn bộ khối lượng của nguyên tử. b) Nguyên tố hoá học 1. Định nghĩa Tất cả các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân đều thuộc cùng một nguyên tố hoá học. Như vậy, các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học có cùng số proton và cùng số electron.
Ví dụ : Tất cả các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân là 17+ đều thuộc nguyên tố clo. Các nguyên tử của nguyên tố clo đều có 17 proton và 17 electron. Cho đến nay, người ta đã biết 92 nguyên tố tự nhiên và khoảng 17 nguyên tố nhân tạo (tổng số khoảng 109 nguyên tố). Các nguyên tố nhân tạo chưa được phát hiện thấy trên Trái Đất hay bất kì nơi nào khác trong vũ trụ mà được điều chế trong phòng thí nghiệm. Tính chất của một nguyên tố hoá học là tính chất của tất cả các nguyên tử của nguyên tố đó. 2. Số hiệu nguyên tử Điện tích hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố được gọi là số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó. Số hiệu nguyên tử đặc trưng cho một nguyên tố hoá học và thường được kí hiệu là Z. Ví dụ : Số hiệu nguyên tử của nguyên tố urani là 92. Vậy : điện tích hạt nhân nguyên tử urani là 92+ ; có 92 proton trong hạt nhân và 92 electron ngoài lớp vỏ. 3. Kí hiệu các nguyên tử Để đặc trưng đầy đủ cho một nguyên tố hoá học, bên cạnh kí hiệu thường dùng, người ta còn ghi các chỉ dẫn sau A X Z X : kí hiệu của nguyên tố Z : số hiệu nguyên tử A : số khối A = Z + N Ví dụ : Từ kí hiệu trên ta có thể biết được : - Số hiệu nguyên tử của nguyên tố clo là 17 ; điện tích hạt nhân nguyên tử là 17+ ; trong hạt nhân có 17 proton và (35 - 17) = 18 nơtron. - Nguyên tử clo có 17 electron chuyên động quanh nhân. - Khối lượng nguyên tử của clo là 35 đv.C. c) Đồng vị Khi nghiên cứu các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học, người ta thấy rằng trong hạt nhân của những nguyên tử đó, số proton đều như nhau nhưng số khối có thể khác nhau do số nơtron khác nhau. Người ra gọi những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron là những đồng vị. Chẳng hạn oxi có ba đồng vị : Cả ba đồng vị đều có 8 proton trong hạt nhân nhưng số nơtron lần lượt là 8, 9, 10.
Hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của nhiều đồng vị, chỉ có vài nguyên tố có một đồng vị. Ngoài những đồng vị tồn tại trong tự nhiên (khoảng 300), người ta còn điều chế được các đồng vị nhân tạo (khoảng 1000). Còn nhiều đồng vị có ứng dụng quan trọn trong việc sử dụng năng lượng hạt nhân nguyên tử như đồng vị của hiđro (gọi là đơteri) đồng vị của urani (gọi là urani 235). Các đồng vị của cùng một nguyên tố có tính chất hoá học giống nhau. Đối với nguyên tố hiđro, người ta biết ba đồng vị Khối lượng nguyên tử trung bình của các nguyên tố hoá học. Vì hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của nhiều đồng vị nên khối lượng nguyên tử của các nguyên tố đó là khối lượng nguyên tử trung bình của hỗn hợp các đồng vị có kể đến tỉ lệ phần trăm của mỗi đồng vị. 3. Vỏ nguyên tử a) Sự chuyển động của electron trong nguyên tử
Lúc đầu người ta cho rằng các electron chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử theo những quỹ đạo hình tròn hay bầu dục như quỹ đạo của các hành tinh chuyển động xung quanh Mặt trời - mẫu hành tinh nguyên tử của Rơzơfo-Bo (Rutherford-Bohr). Mẫu Rơzơfo-Bo đã có ảnh hưởng rất lớn đến sự phát triển lí thuyết cấu tạo nguyên tử, nhưng nó tỏ ra không đầy đủ để giải thích mọi tính chất của nguyên tử. Về sau, nhờ công trình nghiên cứu của nhiều nhà bác học người ta Nguyên tử hiđro. Electron biết rằng chuyển động của electron trong nguyên tử không theo một chuyển động rất nhanh quỹ đạo xác định. trong khu vực xung quanh Electron là một phân tử mang điện, lại chuyển động rất nhanh (tốc hạt nhân tạo thành một đám mây electron độ hành nghìn km/s) trong khu vực xung quanh hạt nhân tạo thành một đám mây electron. Mật độ điện tích của đám mây này không đều, khu vực có mật độ điện tích lớn nhất khu vực trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất. Người ta gọi khu vực này là obitan nguyên tử. Chẳng hạn trong nguyên tử hiđrô, electron có thể có mặt khắp nơi trong vùng bao quanh hạt nhân tạo thành đám mây electron, nhưng mật độ điện tích của đám mây electron đó lớn nhất ở bên trong một hình cầu có đường kính là 1Å (hạt nhân ở tâm). Ở khu vực đó, khả năng có mặt của electron là lớn nhất (tới 90%). Ta tưởng tượng nếu trong một giây ta chụp được 1000 tấm ảnh nguyên tử hiđro thì trong 900 tấm ảnh electron sẽ có mặt ở khu vực trên. Vị sao trong nguyên tử, mỗi electron lại có khu vực tồn tại ưu tiên của mình? Đó là do trong nguyên tử, mỗi electron có một năng lượng riêng. b) Lớp electron Trong nguyên tử, hạt nhân mang điện tích dương hút các electron mang điện tích trái dấu. Muốn tách electron ra khỏi vỏ nguyên tử cần cung cấp năng lượng cho nó. Thực nghiện chứng tỏ rằng không phải mọi electron đều liên kết với hạt nhân chặt chẽ như nhau. Những electron ở gần hạt nhân nhất liên kết với nhau chặt chẽ nhất. Người ta nói: chúng ở mức năng lượng thấp nhất. Ngược lại, những electron ở xa hạt nhân nhất có mức năng lượng cao nhất ; chúng dễ bị tách ra khỏi nguyên tử hơn các electron khác. Chính những electron này quy định tính chất hoá học của các nguyên tố. Tuỳ theo mức năng lượng cao hay thấp mà các electron được phân bố theo từng lớp electron (hay mức năng lượng). Các electron có mức năng lượng gần bằng nhau thuộc cùng một lớp. Các lớp electron từ trong ra ngoài được đánh số n = 1, 2, 3, 4, .... hoặc kí hiệu bằng dãy chữ cái lớn: K, L, M, N .... c) Phân lớp electron (hay phân mức năng lượng) Mỗi lớp electron lại phân chia thành phân lớp electron. Các electron trong mỗi phân lớp có mức năng lượng bằng nhau. Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái thường s, p, d, f. Số phân lớp bằng số thứ tự của lớp. Lớp thứ 1 có 1 phân lớp, đó là phân lớp 1s. Lớp thứ 2 có 2 phân lớp, đó là phân lớp 2s và phân lớp 2p. Lớp thứ 3 có 3 phân lớp, đó là phân lớp 3s, 3p và phân lớp 3d, v.v.... Các electron ở phân lớp s được gọi là electron s ; ở phân lớp p, được gọi là electron p, v.v.... d) Obitan
Ở trên, khi nói về chuyển động của electron trong nguyên tử, ta đã biết rằng obitan là khu vực không gian xung quanh hạt nhân trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất). Số và dạng obitan phụ thuộc vào đặc điểm của mỗi phân lớp electron. Phân lớp s có 1 obitan có dạng hình cầu. Obitan s Obitan p Phân lớp p có 3 obitan có dạng hình số 8 nổi. Phân lớp d có 5 obitan và phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và obitan f có dạng phức tạp hơn. Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron. Khi một obitan đã có đủ 2 electron, người ta nói rằng các electron đã ghép đôi. Các electron ghép đôi thường không tham gia vào việc tạo thành liên kết hoá học. Khi một obitan chỉ có 1 electron, người ta gọi đó là electron độc thân. Trong đa số các trường hợp, chỉ có các electron độc thân mới tham gia vào tạo thành liên kết hoá học. Số electron tối đa trong một phân lớp, một lớp Từ số electron tối đa trong một obitan, ta có thể suy ra số electron tối đa trong mỗi phân lớp và mỗi lớp. - Phân lớp s có 1 obitan nên có tối đa 2 electron. Phân lớp p có 3 obitan nên có tối đa 6 electron. Phân lớp d có tối đa 10 electron và phân lớp f có 14 electron. - Lớp thứ 1 có 1 phân lớp s nên có tối đa 2 electron. Lớp thứ 2 có phân lớp s và phân lớp p nên có tối đa 8 electron. Lớp thứ 3 có các phân lớp s, p, d, nên có tối đa 18 electron. Từ đó suy ra lớp thứ 4 có tối đa 32 electron v.v... Một lớp đã chứa đủ số electron tối đa được gọi là lớp electron bão hào. e) Số electron tối đa trong các lớp và các phân lớp (từ n = 1 đến n = 3) Số thứ tự của lớp Số electron tối đa của lớp Số electron phân bố vào các phân lớp n = 1 (lớp K) 1s2 2 n = 2 (lớp L) 2s2 2p6 8 n = 3 (lớp M) 3s2 3p6 3d10 18 f) Cấu trúc electron trong nguyên tử các nguyên tố Nguyên lí vững bền : Trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao. Càng xa hạt nhân, các lớp và phân lớp electron nõi chung có mức năng lượng càng cao. Cụ thể mức năng lượng của các lớp tăng theo thứ tự từ 1 đến 7 và của phân lớp tăng theo thứ tự s, p, d, f.
Sau đây là thứ tự sắp xếp các phân lớp theo chiều tăng của mức năng lượng xác định bằng thực nghiệm : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s v.v.... Dựa vào nguyên lí vững bền, đồng thời chú ý đến số electron tối đa trong mỗi phân lớp, ta có thể viết được sơ đồ phân bố electron trong nguyên tử của bất kì nguyên tố náo khi biêt số hiệu nguyên tử Z của nguyên tố đó. Ví dụ: - Nguyên tử hiđro : Z = 1, có 1 electron. Electron này chiếm phân mức năng lượng thấp nhất là 1s. - Nguyên tử heli : Z = 2, có 2 electron. Cả 2 electron đều chiếm phân mức 1s. Như vậy, nguyên tử hiđro và nguyên tử heli chỉ có 1 lớp electron, lớp K. - Nguyên tử liti : Z = 3, có 3 electron. Hai electron đầu chiếm phân mức 1s : vì phân mức 1s chỉ nhận tối đa 2 electron nên electron thứ 3 chiếm phân mức 2s. Như vậy nguyên tử liti có 2 lớp electron, lớp K gồm 2 electron và lớp L, 1 electron v.v... Cấu hình electron Muốn biểu diễn sự phân bố electron theo các lớp và phân lớp, người ta dùng cấu hình electron ghi theo cách sau: - Lớp electron được ghi bằng chữ số. - Phân lớp được ghi bằng chữ cái thường s, p, d... - Số electron được ghi bằng số ở phía trên bên phải của chữ cái chỉ phân lớp, các phân lớp không có electron không ghi. Ví dụ: Cấu hinh electron của các nguyên tử 1H, 2He, 3Li, 13Al được ghi như sau: 1 1H : 1s 2 2He : 1s 2 1 3Li : 1s 2s 2 2 6 2 1 13Al : 1s 2s 2p 3s 3p Ngoài cách viết cấu hình electron như trên, muốn biểu diễn sự phân bố electron theo cac obitan, người ta làm như sau : Kí hiệu mỗi obitan bằng một ô vuông, mỗi electron bằng một mũi tên, các electron ghép đôi được kí hiệu bằng hai mũi tên ngược chiều. Sau đây là sơ đồ phân bố electron vào các obitan trong nguyên tử của 10 nguyên tố đầu tiên.
g) Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng - Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8 electron. - Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng không tham gia vào các phản ứng hoá học. Đó là các nguyên tử khí hiếm. - Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng là những nguyên tử kim loại. - Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim. Các electron lớp ngoài cùng (gọi tắt là các electron ngoài cùng) hầu như quyết định tính chất hoá học của một nguyên tố. Biết được sự phân bố electron trong nguyên tử, nhất là biết được số electron lớp ngoài cùng, người ta có thể dự đoán được những tính chất hoá học tiêu biểu của nguyên tố đó. 4. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học a) Nguyên tắc sắp xếp - Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. - Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng. - Các nguyên tố có số electron ngoài cùng bằng nhau được xếo thành một cột Một bảng các nguyên tố được sắp xếp như trên được gọi là hệ thống tuần hoán các nguyên tố hoá học (hay bảng tuần hoàn). b) Bảng tuần hoàn A - Số thứ tự Trong bảng tuần hoàn, số thứ tự của mỗi nguyên tố bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó. Đó cũng chính là điện tích hạt nhân, là số proton và số electron trong nguyên tử của nguyên tố đó. Ví dụ : Urani chiếm ô 92 trong hệ thống tuần hoàn, vậy số hiệu nguyên tử của urani là 92, điện tích hạt nhân là 92+ trong hạt nhân có 92 proton và lớp vỏ nguyên tử có 92 electron. B - Chu kì
Bảng tuần hoàn (dạng bảng ngắn) gồm 10 hàng ngang, ứng với 7 chu kì. Các chu kì 1, 2, 3 và 7 (chu kì chưa đầy đủ) gồm 1 hàng. Các chu kì còn lại gồm 2 hàng. Chu kì gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. Số thứ tự của chu kì (đánh số từ 1 đến 7) bằng số lớp electron. Chu kì 1 Gồm 2 nguyên tố là hiđro (Z = 1) và heli (Z = 2) Nguyên tử của hai nguyên tố này chỉ có một lớp electron : lớp K. Chu kì 2 Gồm 8 nguyên tố bắt đầu từ liti (Z = 3) và tận cùng là neon (Z = 10). Nguyên tử của các nguyên tố này có 2 lớp electron : lớp K (gồm 2 electron) và lớp L. Số electron của lớp L tăng dần từ 1 đến 8 khi Z tăng từ 3 đến 10. Lớp electron ngoài cùng đạt tới kiến trúc bền vững ở nguyên tử của nguyên tố neon. Z 3 4 5 6 7 8 9 10 Kí hiệu nguyên tố Li Be B C N O F Ne Số electron lớp ngoài cùng 1 2 3 4 5 6 7 8 Chu kì 3 Gồm 8 nguyên tố bắt đầu từ natri (Z = 11) và tận cùng là agon (Z = 18). Nguyên tử của các nguyên tố này có 3 lớp electron : lớp K (gồm 2 electron), lớp L (gồm 8 electron) và lớp M. Số electron của lớp M tăng dần từ 1 đến 8 khi Z tăng từ 11 đến 18. Lớp electron lớp ngoài cùng đạt tới kiến trúc bền vững ở nguyên tử của nguyên tố agon. Chu kì 4 Gồm 18 nguyên tố bắt đầu từ kim loại kiềm kali (Z = 19) và tận cùng là khí hiếm kripton (Z = 36). Chu kì 5 Cùng gồm 18 nguyên tố bắt đầu từ kim loại kiềm rubiđi (Z = 37) và tận cùng là khí hiếm xenon (Z = 54). Chu kì 6 Gồm 32 nguyên tố bắt đầu từ kim loại kiềm xesi (Z = 55) và tận cùng là khí hiếm rađon (Z = 86) Chu kì 7 Chưa đầy đủ. Hiện nay chu kì 7 mới có 22 nguyên tố. Các chu kì 1, 2, 3 được gọi là chu kì nhỏ. Mỗi chu kì nhỏ là một hàng. Các chu kì 4, 5, 6 được gọi là chu kì lớn. Mỗi chu kì lớn (hàng dài) được cắt thành 2 hàng : hàng trên 10 nguyên tố hàng dưới 8 nguyên tố. Nhận xét. 1. Chu kì nào cũng mở đầu bằng một kim loại kiềm và tận cùng bằng một khí hiếm. 2. Trong mỗi chu kì, số electron lớp ngoài cùng tăng lần lượt từ 1 đến 8, vì vậy hóa trị cao nhất của các nguyên tố trong các hợp chất với oxi cùng tăng tương ứng từ 1 đến 7 (trừ các khí hiếm có 8e ngoài cùng, không tham gia phản ứng). C - Nhóm và phân nhóm 1. Nhóm Bảng tuần hoàn gồm 8 cột, mỗi cột là một nhóm. Nhóm được đánh số bằng chữ số La Mã từ I đến VIII.
Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng nhóm đều có số electron hoá trị bằng nhau (và bằng số thứ tự của nhóm). Như vậy nhóm gồm các nguyên tố có hoá trị cao nhất đối với oxi bằng nhau (và bằng số thứ tự của nhóm). 2. Phân nhóm Mỗi nhóm lại chia thành hai phân nhóm : phân nhóm chính và phân nhóm phụ. Phân nhóm chính gồm các nguyên tố thuộc cả chu kì nhỏ và chu kì lớn. Phân nhóm phụ chỉ gồm các nguyên tố thuộc chu kì lớn. Ví dụ : Nhóm VII gồm hai phân nhóm : phân nhóm chính là phân nhóm halogen, phân nhóm phụ là phân nhóm mangan. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một phân nhóm có số electron ngoài cùng bằng nhau, do đó có tính chất hoá học căn bản giống nhau. Nguyên tử của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính có số electron lớp ngoài cùng bằng số thứ tự của nhóm. D - Giới thiệu một vài phân nhóm chính 1. Phân nhóm chính nhóm VIII Còn được gọi là nhóm khí hiếm, gồm các nguyên tố sau : Kí hiệu Electron lớp ngoài cùng Z Tên 1s2 2 Heli He - 2s2 2p6 10 Neon Ne - 3s2 3p6 18 Agon Ar - 4s2 4p6 36 Kripton Kr - 5s2 5p6 54 Xenon Xe Trừ heli ra, nguyên tử của tất cả các nguyên tố trong nhóm đều có lớp ngoài cùng gồm 8 electron (cả 8 electron đều đã ghép đôi) : đó là cấu hình electron bền vững. Thực tế cho thấy các nguyên tố khí hiếm hầu như không tham gia vào các phản ứng hoá học (vì vậy còn gọi là khí trơ). Dưới dạng đơn chất, các phân tử khí hiếm chỉ gồm có một nguyên tử và đều ở trạng thái khí ở điều kiện thường. 2. Phân nhóm chính nhóm I. Còn gọi là nhóm kim loại kiềm, gồm các nguyên tố sau : Kí hiệu Electron lớp ngoài cùng Z Tên - 2s1 3 Liti Li - 3s1 11 Natri Na - 4s1 19 Kali K - 5s1 37 Rubiđi Rb - 6s1 55 Xesi Cs Nguyên tử của tất cả các kim loại kiềm chỉ có 1 electron lớp ngoài cùng. So với vỏ nguyên tử của các khí hiếm gần nhất trong bảng tuần hoàn, thì nguyên tử của các kim loại kiềm có dư 1 electron. Vì vậy trong các phản ứng hoá học, các kim loại kiềm có khuynh hướng nhường đi 1 electron để đạt tới cấu hình electron của khí hiếm. Do đó, trong các hợp chất, các kim loại kiềm chỉ có hoá trị 1+. Ở dạng đơn chất, đó là các kim loại điển hình.
- Tác dụng mạnh với oxi tạo thành các oxit bazơ tan trong nước, ví dụ Li 2O, Na2O v.v... - Tác dụng mạnh với nước ở nhiệt độ thường tạo thành hiđro và hiđroxit kiềm mạnh : NaOH, KOH v.v... - Tác dụng với các phi kim khác tạo thành muối : NaCl, K2S. 3. Phân nhóm chính nhóm VII. Còn được gọi là nhóm halogen, gồm các nguyên tố sau : Kí hiệu Electron lớp ngoài cùng Z Tên - 2s2 2p5 9 Flo F - 3s2 3p5 17 Clo Cl - 4s2 4p5 35 Brom Br - 5s2 5p5 53 Iot I Nguyên tử của các nguyên tố halogen có 7 electron lớp ngoài cùng. So với nguyên tử của các khí hiếm gần nhất trong bảng tuần hoàn thì nguyên tử của các halogen còn kém 1 electron. Vì vậy, trong các phản ứng hoá học, các halogen có khuynh hướng thu thêm 1 electron để đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Do đó trong các hợp chất với kim loại, các halogen có hoá trị 1-. Ở dạng đơn chất, các halogen gồm những phân tử hai nguyên tử : F2, Cl2, I2. Đó là những phi kim điển hình : - Tác dụng mạnh với các kim loại cho các muối như KBr, MgCl2. - Tác dụng với hiđro tạo ra những hợp chất khí HF, HCl, HBr, HI. Trong dung dịch n ước, đó là những axit. - Hiđroxit của các halogen là những axit, ví dụ : HClO, HClO3. c) Nhận xét về sự biến đổi cấu trúc electron của nguyên tử các nguyên tố trong bảng tuần hoàn Khi sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của điện tích hạt nhân thì sau một số nguyên tố, cấu trúc electron trong nguyên tử được lặp đi lặp lại, ta nói rằng : chúng biến đổi một cách tuần hoàn. Chẳng hạn, từ nguyên tố có Z = 3 đến Z = 10, số electron lớp ngoài cùng tăng lần lượt từ 1 đến 8. Đến các nguyên tố tiếp theo từ Z = 11 đễn Z = 18, số electron lớp ngoài cùng lại tăng lần lượt từ 1 đến 8 và cứ tiếp tục lặp lại như vậy ở các chu kì sau. Như vậy, số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố biến thiên tuần hoàn khi điện tích hạt nhân tăng dần. Ta đã biết rằng, cấu trúc electron trong nguyên tử các nguyên tố, đặc biệt là số electron lớp ngoài cùng quyết định tính chất hoá học của các nguyên tố. Vì vậy, sự biến đổi tuần hoànôsoos electron lớp ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố khi điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố. Đó là nội dung của định luật tuần hoàn Menđelêep. II. Liên kêt hoá hoc ́ ̣ 1. Liên kết cộng hoá trị a) Sự tạo thành liên kết cộng hoá trị A - Vì sao các nguyên tử lại liên kết với nhau ?
Người ta biết rằng trong tự nhiên các nguyên tử khí hiếm đều tồn tại ở trạng thái tự do còn nguyên tử của các nguyên tố khác như hiđro, clo v.v... lại liên kết với nhau tạo thành phân tử. Sở dĩ như vậy vì các nguyên tử khí hiếm có lớp electron ngoài cùng bền vững (2 electron đối với heli, 8 electron đối với các khí hiếm khác). Nguyên tử hiđro chỉ có 1 electron lớp ngoài cùng, cấu trúc này không bền bằng cấu trúc electron của heli là khí hiếm gần nó nhất. Nguyên tử clo có 7 electron ngoài cùng, không bền bằng cấu trúc electron của khí hiếm neon gần nó nhất. Vì vậy các nguyên tử liên kết với nhau để đạt tới cấu trúc electron của khí hiếm bền hơn cấu trúc electron của từng nguyên tử đứng riêng rẽ. B - Các nguyên tử liên kết với nhau như thế nào ? Sự tạo thành cặp electron chung. Phân tử hiđro Mỗi nguyên tử hiđro có một electron. Đó là electron s. Mây electron s (obitan s) có dạng hình cầu. Khi hai nguyên tử hiđro lại gần nhau, hạt nhân của nguyên tử này hút đám mây electron của nguyên tử kia làm cho hai đám mây xen phủ vào nhau một phần. Do sự xen phủ các đám mây electron đó mà mật độ điện tích âm trong khu vực giữa hai hạt nhân tăng lên, cả hai electron đều ưu tiên có mặt tại khu vực này. Mỗi electron trước đây chỉ thuộc một nguyên tử, nay trở thành chung cho cả hai nguyên tử, tạo thành cặp electron chung. Sự xen phủ của obitan s-s Sự xuất hiện một khu vực có mật độ điện tích âm lớn giữa hai hạt nhân mang điện dương làm tăng sức hút của mỗi hạt nhân với mây electron ở vùng này, làm cân bằng lực đẩy tương hỗ giữa hai hạt nhân, giữ cho hai nguyên tử liên kết với nhau : liên kết hoá học được hình thành. Do cặp electron được tạo thành thuộc về cả hai nguyên tử nên trong phân tử hiđro mỗi nguyên tử đều có 2 electron tức là giống cấu trúc của khí hiếm heli bền vững. Ta có thể biểu diễn sự tạo thành phân tử hiđro như sau : H· + H· → Η : H (công thức electron) Những dấu chấm đặt xung quanh kí hiệu một nguyên tử biểu diễn số electron lớp ngoài cùng. Hai dấu chấm đặt giữa kí hiệu hai nguyên tử biểu diễn một cặp electron chung. Để đơn giản người ta thay cặp electron chung bằng một gạch nối : H - H (công thức cấu tạo) Mỗi gạch nối đặt giữa kí hiệu hai nguyên tử biểu diễn một liên kết cộng hoá trị được tạo thành do sự dùng chung một cặp electron. Phân tử clo Mỗi nguyên tử clo có 7 electron ngoài cùng. Khi hai nguyên tử clo lại gần nhau, mỗi nguyên tử góp 1 electron để tạo thành cặp electron chung. Như vậy ở lớp ngoài cùng của mỗi nguyên tử clo đều có 8 electron giống cấu trúc của vỏ khí hiếm neon bền vững.
Để đơn gian, xung quanh kí hiệu của nguyên tử clo, người ta không ghi các electron không liên kết mà chỉ ghi cặp electron liên kết ở giữa các nguyên tử. Công thức electron và công thức cấu tạo của phân tử clo : Cl : Cl ; Cl - Cl Phân tử hiđro clorua, nước, amoniac Cũng tương tự như trên, công thức electron và công thức cấu tạo của các phân tử hiđro clorua, nước, amoniac được biểu diễn như sau : H : Cl hay H - Cl H : O : H hay H - O - H Phân tử khí cacbonic CO2 Công thức electron và công thức cấu tạo của phân tử khí cacbonic : O :: C :: O hay O = C = O Trong phân tử khí cacbonic, nguyên tử cacbon liên kết với mỗi nguyên tử oxi bằng hai liên kết cộng hoá trị Người ta gọi đó là liên kết đôi. Liên kết đôi bền hơn liên kết đơn trong các phân tử H - H, Cl - Cl, H - Cl v.v... Phân tử nitơ Nguyên tử nitơ có 5 electron ngoài cùng. Khi tạo thành phân tử nitơ, mỗi nguyên tử góp 3 electron để hình thành 3 cặp electron chung. Hai nguyên tử nitơ liên kết với nhau bằng 3 liên kết cộng hoá trị. Đó là liên kết ba. Liên kết ba bền hơn liên kết đôi. Do có liên kết ba nên các phân tử nitơ rất bền, kém hoạt động hoá học ở nhiệt độ thường. Tóm lại : Liên kết cộng hoá trị là liên kết giữa các nguyên tử bằng những cặp electron chung. b) Liên kết cộng hoá trị không có cực và có cực Liên kết cộng hoá trị không có cực Trong phân tử các đơn chất như H2, Cl2, O2, N2 v.v... cặp electron chung không bị lệch về phía nào. Liên kết cộng hoá trị trong các phân tử trên là liên kết cộng hoá trị không có cực (hay không phân cực). Liên kết cộng hóa trị có cực Lấy trường hợp phân tử hiđro clorua làm ví dụ. Trong phân tử HCl, nguyên tử clo có tính phi kim mạnh hơn nguyên tử hiđro nên hút cặp electron chung về phía mình mạnh hơn. Người ta nói rằng nguyên tử clo có độ âm điện mạnh hơn nguyên tử hiđro. Độ âm điện đặc trưng cho khả năng của nguyên tử trong phân tử hút electron về phía mình. Vì clo có độ âm điện mạnh hơn nên trong phân tử HCl, phía clo có một phần điệnt tích âm, ngược lại phía hiđro có một phần điện tích dương. Hiđro clorua là một phân tử có cực : một đầu là cực âm, một đầu là cực dương. Liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron chung bị lệch về phía một nguyên tử được gọi là liên kết cộng hoá trị có cực hay liên kết cộng hoá trị phân cực.
Trong công thức biểu diễn liên kết trong các phân tử có cực, người ta đặt cặp electron chung lệch về phía kí hiệu của nguyên tử hút cặp electron mạnh hơn (có độ điện âm lớn hơn). Ví dụ : H : Cl Liên kết trong các phân tử HF, H2O, H2S, NH3.... đều là liên kết cộng hoá trị có cực. Liên kết cộng hoá trị có cực được tạo thành giữa những nguyên tử ít khác nhau về tính chất hoá học, ví dụ giữa các phi kim với nhau v.v... 2. Liên kết ion a) Sự tạo thành ion Trong các phản ứng hoá học, các nguyên tử kim loại có khuynh hướng nhường electron, các nguyên tử phi kim có khuynh hướng thu thêm electron của các nguyên tử khác để lớp vỏ ngoài cùng trở nên bền vững giống cấu hình electron của khí hiếm. Khi nhường hoặc thu thêm electron, nguyên tử trở thành phần tử mang điện gọi là ion. Ion dương Ví dụ : sự tạo thành ion natri từ nguyên tử natri. Nguyên tử natri có 11 proton trong nhân và 11 electron ngoài vỏ : nó trung hoá điện. Khi nguyên tử natri mất đi 1 electron, lớp vỏ chỉ còn 10 electron, trong khi đó số proton trong hạt nhân vẫn là 11. Như vậy là dư ra 1 điện tích dương. Nguyên tử natri không còn ở dạng nguyên tử trung hoà điện nữa mà đã biến đổi thành một phần tử mang điện dương : đó là ion dương natri. Ta có thể biểu diễn quá trình trên bằng phương trình sau : Na → Na+ + e Những nguyên tử kim loại (lớp ngoài cùng có 1, 2, 3 electron) đều dễ nhường electron để biến đổi thành ion dương. K → K+ + e Ví dụ : Mg → Mg2+ + 2e Al → Al3+ + 3e Ion dương được gọi là cation. Người ta gọi tên cation bằng tên kim loại tương ứng như ion kali (K+), ion magie (Mg2+), ion nhôm (Al3+), ion sắt II (Fe2+), ion sắt III (Fe3+) v.v... Ion âm Ví dụ : sự tạo thành ion clorua từ nguyên tử clo. Nguyên tử clo có 17 proton và 17 electron. Khi thu thêm 1 electron, số electron tăng lên là 18 trong khi số proton trong nhân vẫn là 17. Như vậy là dư ra 1 điện tích âm. Nguyên tử clo không còn ở dạng nguyên tử trung hoà điện nữa mà đã biến đổi thành phần tử mang điện âm : đó là ion âm clorua. Ta có thể biểu diễn quá trình trên bằng phương trình sau : Cl + 1e → Clˉ Các nguyên tử phi kim (lớp ngoài cùng có 5, 6, 7 electron) đều dễ thu thêm electron để biến đổi thành ion âm. F + 1e → Fˉ Ví dụ : O + 2e → O2ˉ S + 2e → S2ˉ
Các ion âm được gọi là các anion. Người ta thường gọi tân các anion bằng tên các gốc axit tương ứng. Ví dụ Fˉ, Clˉ, S2ˉ v.v... được gọi là ion florua, clorua, sunfua..... b) Sự tạo thành liên kết ion Xét phản ứng đốt cháy natri trong khí clo. Nguyên tử natri dễ dàng nhường 1 electron duy nhất lớp ngoài cùng cho nguyên tử clo để biến đổi thành ion natri Na+ với lớp vỏ ngoài bền vững giống cấu hnh electron của khí hiếm ́ neon gần nó nhất trong hệ thống tuần hoàn. Nguyên tử clo có 7 electron lớp ngoài cùng, sẵn sàng nhận 1 electron của natri để trở thành ion Clˉ có 8 electron ngoài cùng giống khí hiếm agon gần nó nhất. Hai ion mới được tạo thành mang điện ngược dấu : chúng hút lẫn nhau và tạo thành phân tử natri clorua. Đó là quá trnh hnh thành liên kết ion. Ta có thể biểu diễn quá trnh trên bằng sơ đồ hay bằng ́ ́ ́ phương trnh phản ứng sau : ́ Lấy một ví dụ khác : sự tạo thành magie oxit. Cũng tương tự như trên, khi đốt magie trong oxi xảy ta quá trnh sau : ́ Các hợp chất được tạo nên từ các ion được gọi là hợp chất ion. Ví dụ : natri clorua, magie oxit v.v... Liên kết ion được tạo thành khi các kim loại điển hnh hoá hợp với các phi kim điển hnh ́ ́ trong đó có sự chuyển hẳn 1 hay 2, 3 electron lớp ngoài cùng của các nguyên tử kim loại sang lớp ngoài cùng của các nguyên tử phi kim để tạo ra các ion mang điện ngược dấu. Vậy liên kết ion được hnh thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích ngược ́ dấu. c) Kết luận về việc tạo thành liên kết hoá học Trong các phản ứng hoá học, các nguyên tử kết hợp với nhau để tạo ra cho mỗi nguyên tử lớp electron ngoài cùng bền vững giống cấu trúc của khí hiếm. Quá trình đó có thể xảy ra theo hai cách : 1. Hoặc hình thành những cặp electron chung cho các nguyên tử : đó là liên kết cộng hoá trị.
Liên kết cộng hoá trị được tạo thành giữa những nguyên tử giống nhau (liên kết cộng hoá trị không có cực) hoặc giữa những nguyên tử của những nguyên tố có tính chất gần giống nhau (liên kết cộng hoá trị có cực). 2. Hoặc chuyển hẳn 1 hay 2, 3 electron từ nguyên tử này sang nguyên tử khác, do đó các nguyên tử biến thành những ion mang điện ngược dấu; chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện. Liên kết ion được tạo thành giữa hai nguyên tố có tính chất hoá học rất khác nhau. Thật ra, không có ranh giới rõ rệt giữa liên kết cộng hoá trị và liên kết ion. Ví dụ : Ta xét các phân tử sau : Na+ Clˉ Cl : Cl H : Cl Phân tử không có cực Phân tử có cực Phân tử ion Trong phân tử có cực đã có một phần ion. Liên kết cộng hoá trị có cực là dạng chuyển tiếp giữa liên kết cộng hoá trị không có cực và liên kết ion. Trên thực tế, các phân tử đơn chất (có liên kết cộng hoá trị không có cực) và các hợp chất ion không nhiều lắm, còn đa số là các chất có liên kết cộng hoá trị có cực. Ghi chú : Quy tắc "Các nguyên tử liên kết với nhau để đạt tới cấu hình electron của khí hiếm có 8 electron bền vững" đúng với đa số các hợp chất thông thường, nhưng trong một số trường hợp, quy tắc này không phù hợp. 3. Hoá trị của các nguyên tố: * Hoá trị của các nguyên tố Electron hoá trị là những electron ở lớp bên ngoài có khả năng tham gia vào việc tạo thành liên kết hoá học. Hoá trị của một nguyên tố trong hợp chất ion (gọi là điện hoá trị) bằng số điện tích của ion đó : Các ion kim loại có hoá trị dương, các ion phi kim có hoá trị âm. Ví dụ : trong hợp chất NaCl hoá trị của natri bằng 1+, của clo bằng 1ˉ trong CaO, hoá trị của canxi bằng 2+, của oxi bằng 2ˉ v.v... Hoá trị của một nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trị bằng số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó có thể tạo thành với các nguyênn tử của nguyên tố khác. Thông thường, một liên kết cộng hoá trị được tạo nên bởi mộ cặp electron chung. Ví dụ : trong phân tử CH4 trong phân tử CO2 O :: C :: O hoá trị của oxi là 2, hoá trị của cacbon là 4. 4. Các tinh thể a) Tinh thể nguyên tử Ta lấy tinh thể kim cương làm ví dụ : Nguyên tử cacbon có electron ngoài cùng. Trong tinh thể kim cương, mỗi nguyên tử cacbon liên kết với 4 nguyên tử cacbon lân cận gần nhất bằng 4 cặp electron chung. Các nguyên tử cacbon này nằm trên 4 đỉnh của một tứ diện đều. Mỗi nguyên tử cacbon ở đỉnh lại liên kết với 4 nguyên tử cacbon khác.
Mạng tinh thể kim cương (mỗi nguyên 1 Nguyên tử C ở tâm và 4 nguyên tử tử cacbon có 4 nguyên tử lân cận gần C khác ở 4 đỉnh của hình tứ diện đều nhất) Lực liên kết cộng hoá trị rất lớn, vì vậy các tinh thể nguyên tử đều bền vững, khá cứng, khó nóng chảy, khó bay hơi. Kim cương, thạch anh... là những tinh thể nguyên tử. Kim cương cứng nhất trong các chất. b) Tinh thể phân tử Ta lấy tinh thể nước đá làm ví dụ : Trong tinh thể nước đá, mỗi phân tử nước có 4 phân tử nước lân cận gần nhất nằm trên 4 đỉnh của một tứ diện đều. Mỗi phân tử nước ở đỉnh lại có 4 phân tử lân cận nằm ở 4 đỉnh của một tứ diện đều khác và cứ tiếp tục như vậy. Tinh thể nước đá. Trong tinh thể nước đá, mỗi phân tử nước là 1 đơn vị cấu trúc Trong tinh thể nước đá, các phân tử liên kết với nhau bằng liên kết giữa các phân tử. Vì lực hút giữa các phân tử yếu hơn nhiều so với lực liên kết cộng hoá trị và lực hút tĩnh điện giữa các ion nên nước đá dễ nóng chảy, dễ bay hơi. Ở 00C nước đá đã bị phân huỷ một phần. Các phân tử nước dịch chuyển lại gần nhau làm cho tỉ khối của nước (lỏng) lớn hơn nước đá, vì vậy nước đá nổi lên mặt nước lỏng. Đây là đặc điểm cấu tạo tinh thể nước đá. Các tinh thể naphtalen (băng phiến), iot, tuyết cacbonic CO2 v.v... là những tinh thể phân tử, chúng cũng dễ bị nóng chảy, bay hơi. Ngay ở nhiệt độ thường, một phần tinh thể naphtalen và iot đã bị phân huỷ. Các phân tử tách rời khỏi mạng tinh thể và khuyếch tán vào không khí làm cho ta dễ nhận ra mùi của chúng. Trong tinh thể phân tử, các phân tử vẫn tồn tại như những đơn vị độc lập. c) Tinh thể ion Ta lấy tinh thể NaCl làm ví dụ
Tinh thể natri clorua NaCl Trong tinh thể NaCl, các ion Na và Clˉ được phân bố luân phiên đều đặn trên các đỉnh của + một hình lập phương. Xung quanh mỗi ion đều có 6 ion ngược dấu gần nhất. Vì lực hút tĩnh điện giữa các ion ngược dấu lớn nên tinh thể ion rất bền vững. Các hợp chất ion đều khá rắn, khó bay hơi, khó nóng chảy. Ví dụ nhiệt độ nóng chảy của muối ăn NaCl là 8000C. Dung dịch các hợp chất ion hoá tan trong nước và các hợp chất ion nóng chảy đều dẫn điện vì các ion (là những phần tử mang điện) khi đó có thể chuyển động tự do. d) Tinh thể kim loại Trong số 109 nguyên tố đã biết thì có hơn 80 nguyên tố là kim loại. Tinh thể sắt. Mỗi nguyên tử ở tâm (lập phương) có 8 nguyên tử lân cận gần nhất ở 8 đỉnh của hình lập phương Trừ thuỷ ngân, tất cả các kim loại đều là chất rắn ở nhiệt độ thường và đều có cấu tạo tinh thể như hình trên. Liên kết giữa các nguyên tử kim loại trong tinh thể là liên kết kim loại (sẽ học trong chương trình hoá học lớp 12). Những tính chất đặc trưng của kim loại như tính dẫn điện, dẫn nhiệt, dễ dát mỏng, kéo dài v.v... là do liên kết kim loại quyết định. Liên kết kim loại khá vững chắc nên các kim loại đều khó nóng chảy, khó bay hơi. 5. Mol Đối với các hạt vi mô như nguyên tử, phân tử, ion người ta dùng một đơn vị lượng chất thích hợp : đó là mol. Mol là lượng chất chứa 6.1023 hạt vi mô. Khi dùng đơn vị mol phải chỉ rõ hạt vi mô đang xét là nguyên tử, phân tử hay ion. Trị số 6.1023 là số nguyên tử chứa trong 12g cacbon 12 Người ta gọi số đó là số Avôgađrô (Avogadro) và kí hiệu là N. Như vậy : 1 mol nguyên tử bằng N nguyên tử 1 mol phân tử bằng N phân tử 1 mol ion bằng N ion 1) Khối lượng mol nguyên tử
Khối lượng mol nguyên tử của một nguyên tố là khối lượng của một mol nguyên tử của nguyên tố đó. Theo định nghĩa trên thì khối lượng mol nguyên tử chính là nguyên tử gam của một nguyên tố. Ví dụ : MH = 1 g/mol (M là kí hiệu khối lượng mol) MC = 12 g/mol 2) Khối lượng mol phân tử Khối lượng mol phân tử của một chất là khối lượng của một mol phân tử chất đó. Như vậy khối lượng mol phân tử của một chất chính là phân tử gam của chất đó. Ví dụ : Định luật Avôgađrô Ở những điều kiện nhiệt độ, áp suất như nhau, những thể tích bằng nhau của mọi chất khí đều chứa cùng một số phân tử. Vì một mol của bất kì khí nào cũng đều chứa N phân tử nên ta có hệ quả sau : Thể tích chiếm bởi một mol phân tử của bất kì khí nào cùng bằng nhau (ở cùng nhiệt độ, áp suất) Thực nghiệm cho bíêt, ở điều kiện tiêu chuẩn (t = 00C, p = 1at) thể tích đó là 22,4 lít. Vậy : Thể tích mol phân tử của một khí là thể tích chiếm bởi một mol phân tử khí đó. Thể tích mol phân tử của bất kì khí nào ở điều kiện tiêu chuẩn cũng bằng 22,4 lít. Chú ý : Vì mol là một đơn vị cơ bản trong hệ đo lường quốc tế nên từ nay các tên riêng nguyên tử gam, phân tử gam, ion gam, thể tích phân tử gam vẫn quen dùng trước đây được thay bằng tên chung : khối lượng mol nguyên tử, khối lượng mol phân tử, khối lượng mol ion, thể tích mol phân tử. 6. Tỉ khối của chất khí Tỉ khối của khí A đối với khí B là tỉ số khối lượng của một thể tích khí A chia cho khối lượng của cùng thể tích khí B ở cùng nhiệt độ, áp suất : M d= 29 Tỉ khối cho biết khí A nặng hay nhẹ hơn khí B bao nhiêu lần. Theo định luật Avôgađrô thì những thể tích bằng nhau của khí A và khí B nói trên phải chứa cùng một số phân tử, mặc dầu khối lượng phân tử của chúng khác nhau. Như vậy, tỉ khối cũng cho biết một phân tử khí A nặng hay nhẹ hơn một phân tử khí B bao nhiêu lần.
Từ đó ta có : MA d= MB Trong đó : MA là khối lượng phân tử của khí A. MB là khối lượng phân tử của khí B. Ví dụ 1 : Oxi nặng hơn hiđro bao nhiêu lần ? Theo (2) ta có : M 32 d= A= = 16 MB 2 Vậy tỉ khối của oxi đối với hiđro là 16 nghĩa là oxi nặng hơn hiđro 16 lần. Ví dụ 2 : Tìm khối lượng phân tử của một chất khí biết rằng tỉ khối của nó so với nitơ là 2. Nếu khí đó nặng hơn nitơ 2 lần thì một phân tử khí đó nặng hơn phân tử nitơ 2 lần. M d= =2 M N2 Ví dụ 3 : Khí cacbonic nặng gấp bao nhiêu lần không khí ? Không khí là một hỗn hợp khí. Khối lượng của 22,4 lít không khí ở điều kiện tiêu chuẩn là 29 gam. Người ta gọi đó là khối lượng mol trung bình của không khí. Từ đó ta có : M d= 29 Ta biết khối lượng mol khí cacbonic là 44 gam Vậy : 44 d= = 1,5 lân ̀ 29 Ví dụ 4 : Xác định khối lượng phân tử của khí sunfurơ biết rằng tỉ khối của nó đối với không khí là 2,2. M d= Ta có : 29 M = d . 29 M = 2,2 , 29 ≈ 64 Khối lượng mol của khí sunfurơ là 64 gam. Vậy khối lượng phân tử của khí là 64 đv.C. 7. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hoá học a) Tính kim loại, phi kim Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất electron, tính kim loại của nguyên tố đó càng mạnh. Ngược lại tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu electron thì tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh.