LỜI MỞ ĐẦU trên. Để có con số chính xác nhất, bạn phải nắm rõ về cân bằng hóa học trong nước thải nhuộm. Một ví dụ khác: Trong y khoa trước khi chụp X - quang dạ dày người bệnh được cho uống thuốc chứa BaSO4 không tan trong nước. Bari là kim loại nặng nên cản tia X, nhờ đó có thể nhìn thấy hình ảnh dạ dày nếu chiếu tia X sau khi uống thuốc bari.
Phương pháp này có một đặc điểm đáng lưu ý rằng Ba là kim loại nặng được hấp thụ qua đường tiêu hóa và nồng độ trong nước uống ở mức 0,7 mg/L (khoảng 10−5,11 M) được chứng minh sẽ làm tăng nguy cơ đau tim và đột quỵ. Biết K sp = 10−9,96 , nếu môi trường phân tán BaSO4 chỉ là nước, thì nồng độ Ba2+ có nằm ở ngưỡng an toàn không? Nếu không thì có thể thêm những thành phần nào vào thuốc để đưa nồng độ Ba2+ về ngưỡng an toàn? Ta có: K sp = [Ba2+ ]. [SO4 2− ] = 10−9,96 [Ba2+ ] = [SO4 2− ] = √K sp = 10−4,98 (M) > 10−5,11 Vượt ngưỡng an toàn. Có thể thêm MgSO4 vào thuốc để giảm độ tan của BaSO4.
Trên đây là một vài ví dụ nhỏ cho thấy ý nghĩa của cân bằng hóa học, còn rất nhiều lĩnh vực khác cần ứng dụng cân bằng hóa học. Tác giả biên soạn tài liệu này với mục đích giúp các bạn nắm rõ về cân bằng ion trong dung dịch lỏng, những phương pháp phân tích thể tích và trình bày kết quả chuẩn độ. Với phương hướng là sẽ phân tích một ví dụ thực tế trước, sau đó mới tóm gọn lại dưới dạng tổng quát. Bên cạnh đó sẽ cung cấp cho các bạn những ví dụ nhỏ để các bạn dễ dàng hình dung hơn những gì xảy ra trong dung dịch.
Hy vọng tài liệu sẽ giúp các bạn hiểu và đánh giá được những gì xảy ra khi gặp một dung dịch ngoài đời thực. Chúc các bạn học tập tốt! Góc học Hóa Sổ tay Hóa phân tích Góc học Hóa XIV BẢNG TUẦN HOÀN HÓA HỌC BẢNG TUẦN HOÀN HÓA HỌC BẢNG TUẦN HOÀN HÓA HỌC Sổ tay Hóa phân tích Góc học Hóa XV SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1. BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU HÌNH ĐIỆN TỬ - MỐI LIÊN HỆ 1. Bảng tuần hoàn Có 3 quy luật chính để sắp xếp các nguyên tố: • QL1: Các nguyên tố hoá học được sắp xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân.
• QL2: Các nguyên tố mà nguyên tử của nó có cùng số lớp electron được xếp thành 1 hàng (1 chu kì). • QL3: Các nguyên tố mà nguyên tử của nó có cùng số electron hóa trị được xếp thành 1 cột (1 nhóm). Cấu hình electron Cấu hình electron của nguyên tử cho ta biết sự phân bố electron trên các lớp và phân lớp. Qua cấu hình electron ta biết được cấu tạo nguyên tử, vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hoàn và tính chất hóa học đặc trưng của nguyên tố đó.
Định vị nguyên tố thông qua cấu hình electron a. Nguyên tố s, p, d, f Electron cuối cùng điền vào phân lớp nào thì đó là nguyên tố đấy. Chu kỳ Chu kỳ chính là số lớp electron c. Nhóm Nhóm A: Gồm 8 nhóm từ nhóm IA đến nhóm VIIIA.
• Các nguyên tố nhóm A là nguyên tố s và nguyên tố p: o Nguyên tố s: Nhóm IA (nhóm kim loại kiềm, trừ Hidro) và nhóm IIA (nhóm kim loại kiểm thổ). o Nguyên tố p: từ nhóm IIIA đến VIIIA (ngoại trừ Heli). • STT nhóm = Số electron lớp ngoài cùng = Số electron hóa trị o Cấu hình e hóa trị tổng quát: nsanpb (1≤ a ≤ 2; 0 ≤ b ≤ 6) o Số thứ tự của nhóm A = a + b Sổ tay Hóa phân tích Góc học Hóa XVI SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC Nếu a + b ≤ 3:Nguyên tố kim loại Nếu 5 ≤ a + b ≤ 7: Nguyên tố phi kim Nếu a + b = 8: Khí hiếm Nhóm B: Gồm 8 nhóm được đánh số từ nhóm IIIB đến nhóm VIIIB, và nhóm IB đến nhóm IIB theo chiều từ trái sang phải trong bằng tuần hoàn. Nhóm B bao gồm các nguyên tố của các chu kỳ lớn.
• Nhóm B gồm các nguyên tố d và nguyên tố f (thuộc 2 hàng cuối trong bảng). • STT nhóm = Số e hóa trị = Số e lớp ngoài cùng + số e phân lớp d kế cận (Ngoại trừ: Số e hóa trị = 9, 10 thuộc nhóm VIIIB) • Cấu hình e hóa trị của nguyên tố hoá học d: (n-1)dansb (b = 2; 1 a < 10) Nếu a + b < 8 thì STT nhóm = a + b Nếu a + b = 8, 9, 10 thì STT nhóm = 8 Nếu a + b > 10 thì STT nhóm =(a + b) – 10 Nhóm 1 – 18: • Nguyên tố s, d: Số thứ tự nhóm = tổng e ns.(n-1)d • Nguyên tố p: STT nhóm = tổng số lớp ngoài cùng + 10 1. Phi kim, kim loại Thông qua số electron lớp ngoài cùng, ta sẽ dự đoán được loại nguyên tố (kim loại, phi kim, khí hiếm) như sau: • Nguyên tử có 1, 2, 3 e ở lớp ngoài cùng: là nguyên tử của nguyên tố kim loại (trừ H, He và B). • Nguyên tử có 5, 6, 7 e ở lớp ngoài cùng: thường là nguyên tử của nguyên tố phi kim.
• Nguyên tử có 8e ở lớp ngoài cùng: là nguyên tử nguyên tố khí hiếm (đặc biệt He có 2e lớp ngoài cùng nhưng là khí hiếm). • Nguyên tử có 4e ở lớp ngoài cùng là phi kim nếu thuộc chu kì 2, 3 và là kim loại nếu thuộc các chu kì khác. Sổ tay Hóa phân tích Góc học Hóa XVII SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 2. SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 2.
Bán kính nguyên tử và biến thiên bán kính nguyên tử trong bảng phân loại tuần hoàn Bán kính kim loại là 1/2 khoảng cách giữa hai nguyên tử giống nhau, liên kết với nhau bằng liên kết kim loại trong mạng tinh thể kim loại. Khái niệm bán kính này được dùng cho các kim loại. Bán kính cộng hóa trị là 1/2 khoảng cách giữa hai nguyên tử giống nhau, liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị. Liên kết cộng hóa trị có thể là liên kết đơn hoặc liên kết bội, chiều dài liên kết đơn và liên kết bội không bằng nhau, do đó, bán kính cộng hóa trị của nguyên tử thường được quy ước là bán kính cộng hóa trị với liên kết đơn, và được gọi là bán kính cộng hóa trị đơn, hay vắn tắt là bán kính cộng hóa trị.
Khái niệm bán kính cộng hóa trị thường được dùng cho các phi kim. Ví dụ, hai nguyên tử bromine trong phân tử Br2 liên kết với nhau bằng một liên kết cộng hóa trị, khoảng cách đo được giữa hai hạt nhân nguyên tử Br là 2.28 Å, do đó bán kính cộng hóa trị của nguyên tử bromine là 1,14 Å. Bán kính Van der Waals là 1/2 khoảng cách giữa hai nguyên tử của cùng một nguyên tố nhưng thuộc hai phân tử khác nhau trong mạng tinh thể, lực liên kết Sổ tay Hóa phân tích Góc học Hóa XVIII SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC giữa hai phân tử khi đó là lực Van der Waals. Bán kính Van der Waals luôn luôn có giá trị lớn hơn bán kính cộng hóa trị do các nguyên tử tiến đến gần nhau hơn khi chúng tạo thành liên kết cộng hóa trị.
Ví dụ: Bán kính cộng hóa trị đơn và bán kính van der Waals của bromine lần lượt là 1,14 Å và 1,85 Å. Đối với các khí hiếm, trạng thái bền của chúng là đơn nguyên tử. Ở nhiệt độ thấp, các khí hiếm hóa rắn, khi đó lực tương tác giữa các nguyên tử khí hiếm trong mạng tinh thể là lực van der Waals, vì vậy, 1/2 khoảng cách giữa các nguyên tử khí hiếm trong mạng tinh thể ứng với bán kính van der Waals của chúng. Biến thiên bán kính nguyên tử: • Trong một chu kỳ: Người ta cho rằng các nguyên tố trong một chu kỳ nhỏ (2, 3) có số lớp electron bằng nhau, nhưng điện tích hạt nhân nguyên tử tăng (Z tăng), do đó electron ngày càng bị hút về gần nhân hơn, dẫn đến bán kính nguyên tử giảm dần.
Vậy nên, khuynh hướng chung là bán kính nguyên tử của các nguyên tố hóa học giảm từ đầu đến cuối chu kỳ. Trong các chu kỳ 4, 5, và 6, ta thấy bán kính nguyên tử của các dãy nguyên tố d và f giảm rất ít vì qua mỗi nguyên tử, điện tích hạt nhân tăng một đơn vị, lại có một electron thêm vào phân lớp (n-1)d hay (n-2)f nằm bên trong, các electron này chắn sức hút của nhân nguyên tử với electron ns ở lớp bên ngoài, dẫn đến sức hút của nhân nguyên tử đối với electron bên ngoài thay đổi không đáng kể, do đó bán kính nguyên tử thay đổi rất ít. Hiện tượng bán kính nguyên tử giảm chậm trong dãy nguyên tố d được gọi là hiện tượng co d, ở dãy nguyên tố f được gọi là hiện tượng co f. • Trong một nhóm: Có hai yếu tố tác động ngược chiều nhau đến bán kính nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm: o Số lớp electron tăng làm bán kính nguyên tử tăng.
o Điện tích hạt nhân tăng, electron được nhân hút mạnh hơn, làm bán kính nguyên tử giảm. Nói một cách tổng quát, yếu tố nào tác động mạnh hơn sẽ quyết định xu thế chung. Như vậy, bán kính nguyên tử của các nguyên tố trong các nhóm s và p tăng được quyết định bởi số lớp electron tăng. Tuy nhiên, trong nhóm 13 có hiện tượng gallium (Ga) ở chu kỳ 4 có bán kính nguyên tử là 1,22 Å.
Sổ tay Hóa phân tích Góc học Hóa XIX SỰ BIẾN THIÊN TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC Ngược lại với các nhóm nguyên tố s và p, bán kính nguyên tử trong các phân nhóm nguyên tố d tăng nhẹ từ chu kỳ 4 qua chu kỳ 5 do điện tích hạt nhân nguyên tử tăng 18 đơn vị qua hai chu kỳ này. Bán kính nguyên tử của các nguyên tố ở chu kỳ 5 và chu kỳ 6 gần như bằng nhau do điện tích hạt nhân tăng 32 đơn vị giữa hai chu kỳ. Hiện tượng bán kính nguyên tử các nguyên tố d ở chu kỳ 5 và 6 bằng nhau được gọi là hiện tượng co f.