Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 5: Nguyên tố không chuyển tiếp

Nội dung text: Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 5: Nguyên tố không chuyển tiếp

1. Ví dụ: Phân nhóm VIA: S+6 bền nhất; Se +4 bền hơn Se +6; chủ yếu tồn tại Po+4. Phân nhóm IVA: C, Si có số oxi hóa +4 bền hơn +2; Sn có số oxi hóa +2 và +4 bền ngang nhau; Pb có số oxi hóa +2 bền hơn +4. 2. Quy luật biến đổi tính chất a. Trong một phân nhóm: khi đi từ trên xuống: - Tính kim loại tăng dần. - Tính baz của các hợp chất bậc hai tăng dần (tính axit giảm dần). - Khuynh hướng tạo phức oxo (O2-) giảm dần, khuynh hướng tạo phức - hydroxo (OH ) tăng dần, phù hợp với sự giảm độ bền của liên kết p-p và p-d và tăng số` phối trí của nguyên tố trung tâm. Ví dụ: Chu kỳ III H3PO4 H2SO4 HClO4 Chu kỳ V Sb(OH)6 Te(OH)6 H5IO6 - Độ bền của số oxi hóa dương cao nhất giảm dần (nhưng không đơn điệu mà tuân theo quy luật tuần hoàn thứ cấp). Quy luật này thể hiện ở các nguyên tố muộn dõ ràng hơn ở các nguyên tố sớm. b. Trong một chu kỳ: khi đi từ trái sang phải - Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần - Độ bền của các số oxi hóa cao nhất giảm dần (điềi này được giải thích do sự khác nhau về năng lượng giữa các orbital ns và np tăng dần nên làm giảm khả năng tham gia liên kết của các electron ns). II. CÁC NGUYÊN TỐ CHU KỲ I VÀ II 1. Hydro: 1s1 - Là nguyên tố duy nhất chỉ có 1 electron nên không bị một lớp electron nào chắn. Điều này làm cho lực hút giữa hạt nhân và electron trong nguyên tử lớn mặc dù điện tích hạt nhân nhỏ. - H có khuynh hướng được xếp vào cả nhóm IA và VIIA: ▪ Xếp vào IA vì: Có 1e ở lớp ngoài cùng Có số oxi hóa +1 Có thể thế các kim loại hóa trị I trong các muối tương ứng. ▪ Xếp vào VIIA vì: Thiếu 1e ở lớp ngoài cùng Thể hiện số oxi hóa -1. Quá trình: H + 1e H-, H = -17kcal/mol Là chất khí ở điều kiện thường Phân tử có 2 nguyên tử giống halogen. -H+ là một hạt cơ bản (proton) nên có kích thước rất bé, do đó có tác dụng phân cực rất lớn đối với các nguyên tử, ion khác. Chính vì vậy liên kế tạo thành giữa H + và các nguyên tố khác chỉ có thể là cộng hóa trị phân cực mạnh chứ không bao giờ là ion. - Trong các hợp chất của H với các nguyên tố có độ âm điện mạnh (F, O, N) liên kết cộng hóa trị bị phân cực mạnh và nguyên tử H gần như bị mất hết electron hóa trị. Vì vậy nó có ái lực electron rất mạnh đối với electron và có khả năng tạo thành một loại liên kết đặc biệt gọi là liên kết Hydro. - H có kích thước nhỏ và xu hướng nhường electron giống kim loại nên dễ xâm nhập vào mạng tinh thể của kim loại tạo thành những hợp chất có liên kết kim loại.
2. - Bán kính nguyên tử của các nguyên tố từ chu kỳ III trở đi lớn nên khoảng cách giữa hai hạt nhân xa hơn làm cho khả năng xen phủ p – p kém hơn. - Sự hình thành các liên kết  khác do sự tham gia của orbital d thuận lợi hơn liên kết p-p ít được hình thành CO 2 (monomer: O = C = O, liên kết đôi) khác hoàn toàn so với SiO2 (polimer: gốm các tứ diện dùng chung tất cả các đỉnh, liên kết đơn) - Với P có liên kết HC  P (điều chế được năm 1961) là chất khí, cháy ở nhiệt độ thường. - HCN – là chất khí, bền 3. Tính tuần hoàn thứ cấp (do Biron E.V. người Nga tìm ra năm 1915) - Trước đó: trong một phân nhóm khi đi từ trên xuống, tính chất các nguyên tố thay đổi một cách đơn điệu. - Biron: các tính chất thay đổi một cách không đơn điệu mà thường có sự thay đổi độ dốc, thậm chí có sự thay đổi ngược với quy luật biến thiên thông thường ở một số nguyên tố. Biron gọi đó là tính tuần hoàn thứ cấp. Ví dụ: Năng lượng ion hóa I = I 1 + I2 + I3 + I4 (eV), bán kính r (Å) và độ âm điện Pauling  (eV) của các nguyên tố nhóm IVA: C Si Ge Sn Pb I (eV) 148 103 105 92 95  (eV) 2,55 1,90 2,01 1,96 2,33 R (Å) 0,77 1,17 1,22 1,40 1,75 Năng lượng dứt gẫy liên kết (kJ/mol): F Cl Br I Si 580 380 310 230 Ge 452 354 275 218 Tóm lai: - Sự bất thường (độ dốc thay đổi khá rõ rệt, thậm chí còn thay đổi ngược) xảy ra ở chu kỳ IV, sau đó là chu kỳ VI) - Tính chất tuần hoàn thứ cấp càng thể hiện rõ ở các phân nhóm có nhiều electron. Ở phân nhóm chính rõ hơn phân nhóm phụ. Nguyên nhân: là do sự sắp xếp electron vào các phân lớp (n - 1)d và (n - 2)f ở sâu bên trong đã làm tăng lực hút của hạt nhân đối với electron hóa trị. Về nguyên tắc, sự xuất hiện các phân lớp (n - 1)d và (n - 2)f làm tăng hiệu ứng chắn dẫn đến việc giảm điện tích hạt nhân hiệu dụng Z’. Tuy nhiên do tính đối xứng của các orbital d, f khác hoàn toàn so với orbital ns nên khi sắp xếp electron vào các orbital (n - 1)d và (n - 2)f sẽ làm tăng khá nhiều hiệu ứng xâm nhập và điện tích hạt nhân nên các electron ns lại bị hạt nhân hút mạnh hơn. Các electron s có hiệu ứng xâm nhập lớn nhất bị hút mạnh hơn các electron p và sau đó mới tới d. Các electron 4s 2 bị hút mạnh hơn electron 5s 2 vì các orbital 3d có tính đối xứng khác hẳn với các orbital đã có trước đó nên tác dụng chắn của phân lớp 3d đối với 4s không cao. Đặc biệt, các electron 6s2 bị hạt nhân hút rất chặt, tạo thành cặp electron trơ vì các electron này chịu ảnh hưởng của sự tăng điện tích hạt nhân rất lớn khi electron được điền vào các phân lớp 4f và 5d. Độ bền của các cặp electron ns đã làm cho số oxi hoá dương cao nhất kém bền dần khi chuyền từ chu kỳ III đến chu kỳ VI. Tính bền đặc biệt của các cặp electron 4s2 và 6s2 làm cho số oxi hoá dương cao nhất đặc biệt kém bền ở các nguyên tố p chu kỳ IV và VI.