Bài giảng cấu tạo nguyên tử (tiếp theo)

ác nguyên tố giúp ta biết được trong một phân tử hợp chất, cặp electron chung lệch về phía nào.
    Ví dụ trong phân tử HCl (độ âm điện của clo là 3,0 ; của hiđro là 2,1), cặp electron chung lẹch về phía nguyên tử clo có độ âm điện lớn hơn : liên kết trong phân tử HCl là liên kết cộng hoá trị có cực.
    Nếu hai nguyên tử liên kết với nhau có hiệu độ âm điện lớn (khoảng 1,77) thì cặp electron chung thuộc hẳn về một nguyên tử : ta có liên kết ion. Ví dụ trong hợp chất NaCl, hiệu độ âm điện của clo và natri là 3,0 - 0,9 = 2,1, hợp chất natri clorua là hợp chất ion.
c) Hoá trị của các nguyên tố
    Trong một chu kì, đi từ trái sang phải, hoá trị cao nhất với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7 còn hóa trị với hiđro của các phi kim giảm từ 4 đến 1.
    Ta lấy chu kì 3 làm ví dụ.
Sự biến đổi hoá trị của các nguyên tố
Số thứ tự của phân nhóm chính
I
II
III
IV
V
VI
VII
Hợp chất với oxi
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
Hoá trị cao nhất với oxi
1
2
3
4
5
6
7
Hợp chất với hiđro
SiH4
PH3
H2S
HCl
Hoá trị với hiđro
4
3
2
1
    Dựa vào lí thuyết liên kết hoá học, ta có thể giải thích sự biến đổi đó như sau :
    Trong chu kì 3, từ Na đến Cl, số electron ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố tăng lần lượt từ 1 đến 7 (trừ khí hiếm có 8 electron ngoài cùng).
    Ba nguyên tố đầu chu kì (Na, Mg, Al) tạo thành liên kết ion với oxi nên lần lượt có điện hoá trị là 1+, 2+, 3+. Các nguyên tố tiếp theo (Si, P, S, Cl) lần lượt tạo thành 4, 5, 6, 7 liên kết cộng hoá trị với oxi, nên có hoá trị lần lượt là 4, 5, 6, 7.
    Các nguyên tố phi kim Si, P, S, Cl lần lượt tạo 4, 3, 2, 1 liên kết cộng hoá trị với hiđro nên chúng có hoá trị lần lượt là 4, 3, 2, 1.
    Đối với các chu kì khác, sự biến đổi hoá trị của các nguyên tố cũng diễn ra tương tự.
d) Tính chất của các oxit và hiđroxit của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính
    - Trong một chu kì, đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng yếu dần, đồng thời tính axit của chúng mạnh dần.
Sự biến đổi tính chất axit - bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng
    Ta lấy oxit và hiđroxit tương ứng của các nguyên tố thuộc chu kì 3 làm ví dụ :
    Nhôm hiđroxit Al(OH)3 là một hiđroxit lưỡng tính : nó thể hiện tính bazơ khi tác dụng với axit và thể hiện tính axit khi tác dụng với bazơ.
    - Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của các oxit và hiđroxt tương ứng mạnh dần, đồng thời tính axit của chúng yếu dần (trừ nhóm VIII).
    Ví dụ : Trong phân nhóm chính nhóm III, oxit và hiđroxit của nguyên tố đầu nhóm (B2O3 và H3BO3) có tính axit, nhưng oxit và hiđroxit của nguyên tố cuối nhóm là tali (Tl2O3 và Tl(OH)3) lại có tính bazơ.
    Sự biến đổi tính axit - bazơ của các oxit và hiđroxit của các nguyên tố thuộc các phân nhóm chính được trình bày trong bảng 7. Ta nhận thấy, nếu kẻ một đường chéo qua các nguyên tố B, Si, As, Te, At thì oxit và hiđroxit của các nguyên tố phía trái đường chéo có tính chất bazơ, còn oxit và hiđroxit của các nguyên tố nằm trên đường chéo và phía bên phải có tính axit.
    Ngoài các tính chất đã nêu trên, còn nhiều tính chất khác cũng biến đổi tuần hoàn.
8. Vị trí của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn và tính chất hoá học của chúng
a) Biết vị trí của một nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn (tức là biết số thứ tự của nguyên tố, số thứ tự của chu kì, số thứ tự của nhóm, phân nhóm chính hay phụ) , có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó.
    Ví dụ : Biết nguyên tố có số thứ tự là 20 thuộc chu kì 4, phân nhóm chính nhóm II, có thể suy ra : Nguyên tử của nguyên tố đó có 20 proton, 20 electron. Nguyên tử đó có 4 lớp electron (vì số lớp electron bằng số thứ tự của chu kì) ; Có 2 electron ngoài cùng (vì số electron ngoài cùng của các nguyên tố phụ thuộc phân nhóm chính bằng số thứ tự của nhóm). Đó là nguyên tố canxi.
    Ngược lại, biết cấu tạo nguyên tử của một nguyên tố, có thể suy ra vị trí của nguyên tố đó trong hệ thống tuần hoàn.
    Ví dụ : Biết cấu hình electron của một nguyên tố là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 có thể suy ra nguyên tố đó chiếm ô thứ 17 trong hệ thống tuần hoàn (vì nguyên tử có 17e, 17 proton, điện tích hạt nhân là 17+ bằng số thứ tự của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn), nguyên tố đó thuộc chu kì 3 (vì có 3 lớp electron), thuộc phân nhóm chính nhóm VII (vó 7 electron ngoài cùng). Đó là nguyên tố clo.
b) Biết vị trí của một nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn, có thể suy ra những tính chất hoá học cơ bản của nó.
    Đó là : 
    - Tính kim loại (các nguyên tố phân nhóm chính nhóm I, II, III, trừ bo) ; tính phi kim (các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII, VI, V).
    - Hoá trị cao nhất với oxi
    - Viết được công thức hợp chất với oxi
    - Oxit và hiđroxit có tính axit hay bazơ.
    Ví dụ : - Nguyên tố canxi thuộc chu kì 4, phân nhóm chính nhóm II.
    - Vậy nó là kim loại
    - Hoá trị cao nhất với oxi bằng 2 (bằng số thứ tự của nhóm).
    - Công thức oxit cao nhất là CaO. Không tạo hợp chất khí với hiđro.
    - CaO và Ca(OH)2 có tính bazơ mạnh
c) Dựa vào hệ thống tuần hoàn, có thể dự đoán được cấu tạo nguyên tử và tính chất hoá học của các nguyên tố chưa được tìm ra.
    Ví dụ : Nguyên tố có số thứ tự 87 không tồn tại trong tự nhiên, nhưng trước khi điều chế nhân tạo được nguyên tố đó người ta đã dự đoán được cấu tạo nguyên tử và những tính chất hoá học cơ bản của nó theo cách suy đoán sau :
    - Nguyên tố có số thứ tự 87, vậy có 87 proton và 87 electron.
    - Nó có 7 lớp electron (vì thuộc chu kì 7).
    - Lớp ngoài cùng có 1 electron (vì ở phân nhóm chính nhóm I).
    - Tính chất hoá học của nó là tính chất của kim loại kiềm và trong nhóm kim loại kiềm, nó có tính chất kim loại mạnh nhất (vì nó nằm ở cuối nhóm).
    Cấu tạo nguyên tử và tính chất hoá học của nguyên tố franxi (Z = 87) điều chế nhân tạo năm 1939 đã xác nhận các dự đoán trên là hoàn toàn đúng đắn.
9. Định luật tuần hoàn Menđêlêep
Trên cơ sở số hiệu nguyên tử và cấu trúc electron của các nguyên tố hoá học, người ta đã xây dựng được hệ thống tuần hoàn (chương I). Dựa vào hệ thống tuần hoàn, ta đã nghiên cứu sự biến đổi tính chất của các nguyên tố.
    Thật ra, ngay từ năm 1869, dựa vào khối lượng nguyên tử của các nguyên tố và sự biến đổi tích chất hoá học của chúng, nhà bác học người Nga Menđêlêep, lần đầu tiên đã lập được bảng tuần hoà và tìm ra định luật tuần hoàn.
    Ngày nay, định luật tuần hoàn được phát biểu như sau :
    "Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử".
III. Phản ứng oxi hoá - khử
1. Định nghĩa phản ứng oxi hoá - khử
    Ví dụ : Khi đốt natri trong khí clo, ta có phương trình phản ứng :
                        (1)
    Trong phản ứng trên, nguyên tử natri nhường electron cho nguyên tử clo, biến thành ion Na+ và ion Clˉ. Ta có các quá trình sau :
Na  -  e  =  Na+
Cl  +  e  =  Clˉ
    Người ta gọi quá trình natri nhường electron là quá trình oxi hoá natri.
    Quá trình clo thu electron là quá trình khử clo. Nguyên tử natri nhường electron : nó là chất khử (hay chất bị oxi hoá).
    Nguyên tử clo thu electron : nó là chất oxi hoá (hay chất bị khử).
    Phản ứng (1) là phản ứng oxi hoá - khử
    Ví dụ 2 : Cho clo tác dụng với muối sắt (II) clorua, ta có phương trình phản ứng :
                (2)
    Trong phản ứng trên ion Fe2+ (trong muối FeCl2) nhường electron cho nguyên tử clo để tạo thành ion Fe3+ và ion Clˉ. Ta có các quá trình sau :
Fe2+  -  e  =  Fe3+  sự oxi hoá
Cl  +  e  =  Clˉ    sự khử
    Ion Fe2+ là chất khử, nguyên tử clo là chất oxi hoá.
    Khái niệm "chất" ở đây là bao gồm nguyên tử, phân tử hoặc ion.
    Phản ứng (2) là phản oxi hoá - khử
    Định nghĩa :        Sự oxi hoá là sự mất electron
                                Sự khử là sự thu electron
                                Chất nhường electron là chất khử
                                Chất thu electron là chất oxi hoá.
    Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong sso nguyên tử hoặc ion này nhường electron cho nguyên tử hoặc ion khác.
    Một chất chỉ có thể nhường electron khi có mặt một chất khác thu electron. Vì vậy trong phản ứng oxi hoá - khử, quá trình oxi hoá và quá trình khử bao giờ cũng diễn ra đồng thời.
2. Số oxi hoá (hay mức oxi hoá)
    Để thuận tiện cho việc thành lập phương trình phản ứng oxi hoá - khử, người ta dùng khái niệm số oxi hoá.
    Số oxi hoá là diện tích của nguyên tử trong phân tử nếu giả định rằng các cặp electron chung chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (nghĩa là nếu phân tử có liên kết ion).
    Số oxi hoá của các nguyên tố được xác định theo các quy tắc sau :
    a. Số oxi hoá của nguyên tử các đơn chất bằng không
    Ví dụ : Số oxi hoá của Fe, Cu, Cl, S bằng không
    b. Đối với các ion đơn nguyên tử, số oxi hoá bằng điện tích của ion đó.
    Ví dụ : Số oxi hoá của Na+, Mg2+, Iˉ, S2-, lần lượt bằng +1, +2, -1, -2.
    c. Trong các hợp chất, số oxi hoá của hiđro bằng +1, của oxi bằng -2.
    d. Trong một phân tử, tổng số oxi hoá của các nguyên tử bằng không.
    Ví dụ : Tính số oxi hoá của nitơ trong các hợp chất amoniac NH3, axit nitơrơ HNO2 và axit nitric HNO3.
    Ta gọi x, y, z là các số oxi hoá cần tìm.
    Trong NH3    : x + 3(+1) = 0  ®  x = -3
    Trong HNO2 : (+1) + y + 2(-2) = 0  ®  y = +3
    Trong HNO3 : (+1) + z + 3(-2) = 0  ®  z = +5
3. Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử
    A. Nhận xét
    Qua các ví dụ 1 và 2 (phần I) ta thấy
    - Trong các phản ứng oxi hoá - khử, bao giờ cũng có sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố.
    - Khi một chất nhường electron, số oxi hoá của nó tăng lên.
    - Khi một chất thu electron, số oxi hoá của nó giảm đi.
    B. Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử
    Ví dụ 1 :         Fe2O3 + H2 ® Fe + H2O
    Ta theo các bước sau :
    1. Xác định số oxi hoá của các nguyên tố trong phản ứng để tìm