Bài Giảng Hoá Học Vô Cơ 2 - ĐH Phạm Văn Đồng

Trang chủ Tìm kiếm Trang chủ Tìm kiếm Bài giảng Hoá học vô cơ 2 - ĐH Phạm Văn Đồng pdf 127 1 MB 79 61 4.7 ( 9 lượt) Xem tài liệu Nhấn vào bên dưới để tải tài liệu Tải về Đang chuẩn bị: 60 Bắt đầu tải xuống Đang xem trước 10 trên tổng 127 trang, để tải xuống xem đầy đủ hãy nhấn vào bên trên Chủ đề liên quan hóa học vô cơ Bài giảng Hoá học vô cơ 2 Hoá học vô cơ 2 Đại cương về kim loại Các nguyên tố kim loại kiềm Nguyên tố kim loại nhóm IVA

Nội dung

UỶ BAN NHÂN MÔN DÂNHOÁ TỈNHHỌC QUẢNG BÀI GIẢNG VÔ CƠNGÃI 2 TRƯỜNG ĐẠI HỌC PHẠM VĂN ĐỒNG ------------ BÀI GIẢNG HOÁ HỌC VÔ CƠ 2 GVBS: Nguyễn Thị Nhi Phương Quảng Ngãi, tháng 6 năm 2014 1 LỜI MỞ ĐẦU Bài giảng Hoá học Vô cơ 2 được biên soạn dựa trên giáo trình "Hoá học Vô cơ 2" của Bộ Giáo dục và Đào tạo - dự án đào tạo giáo viên THCS, tuy nhiên đề cương chi tiết của học phần Hoá học Vô cơ 2 (Tổ bộ môn biên soạn theo chương trình của Bộ Giáo dục dục và Đào tạo) so với nội dung giáo trình này có một số nội dung còn thiếu hay dòng văn diễn đạt làm cho sinh viên khó hiểu. Vì vậy, để giúp các em sinh viên có điều kiện trong việc học tập học phần Hóa học Vô cơ 2 tôi đã biên soạn bài giảng Hóa học Vô cơ 2 với sự tổng hợp của nhiều tài liệu tham khảo và bám sát đề cương chi tiết Hóa học Vô cơ 2 của hệ Cao đẳng Sư phạm đã được Tổ bộ môn phát hành. Nội dung bài giảng gồm 13 chương nêu lên những kiến thức đại cương về kim loại, trình bày chi tiết về các kim loại từ nhóm IA đến VA và trình bày một số nét đại cương về kim loại chuyển tiếp. Tuy nhiên ở mức độ là một bài giảng tác giả chỉ trình bày những nội dung cốt lõi, không thể đầy đủ các phần đọc thêm, mở rộng kiến thức nên khi nghiên cứu bài giảng này các bạn đọc nên kết hợp với các giáo trình khác để mở rộng thêm kiến thức cho mình. Song chắc chắn rằng bài giảng này không tránh khỏi còn những thiếu sót. Tác giả xin chân thành cảm ơn các đồng nghiệp, sinh viên đóng góp ý kiến để bài giảng được hoàn thiện hơn. 2 Chương 1. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 1.1. Kim loại, phi kim, bán kim, bán dẫn 1.1.1. Vị trí của kim loại trong bảng tuần hoàn các nguyên tố - Khoảng hơn 115 nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn, kim loại chiếm hơn 80% tổng số các nguyên tố. Các nguyên tố phi kim và khí hiếm chiếm chưa đến 20%. Về khối lượng: kim loại chiếm 20% khối lượng vỏ quả đất, chủ yếu là Al. - Trong bảng hệ thống tuần hoàn các kim loại nằm ở các phân nhóm chính từ IA đến IVA (Ge, Sn, Pb), một nguyên tố Bi nằm ở nhóm VA, ngoài ra các nguyên tố còn được phân bố ở các nhóm từ IB đến VIIIB cùng hai họ lantan và actini. - Điểm khác nhau căn bản về mặt hoá học giữa kim loại và phi kim là kim loại có xu hướng nhường electron hoá trị để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm đứng trước nó, còn phi kim có xu hướng thu thêm electron để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm đứng sau nó trong một chu kỳ. Do đó tính kim loại và phi kim biến đổi dần trong một chu kỳ cũng như trong một phân nhóm, vì thế không có ranh giới thật sự rõ rệt giữa kim loại và phi kim. Những nguyên tố nằm trong vùng giáp ranh giữa kim loại và phi kim được gọi là nguyên tố bán dẫn (7 nguyên tố: Sb, B, Si, Ge, As, Te và Se). 1.1.2. Kim loại và phi kim Bảng 1.1. So sánh tính chất của kim loại và phi kim Kim loại Phi kim Đặc điểm nguyên tử - Năng lượng ion hoá thấp - Năng lượng ion hoá cao - Ái lực với electron thấp - Ái lực với electron cao - Độ âm điện thấp - Độ âm điện cao - Bán kính nguyên tử tương đối lớn - Bán kính nguyên tử tương đối nhỏ Tính chất vật lý - Thường là chất rắn, nhiệt độ nóng - Thường là chất khí, rắn, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao chảy, nhiệt độ sôi thấp - Có ánh kim, phản xạ ánh sáng với - Không có ánh kim, phản xạ ánh sáng ít nhiều bước sóng khác nhau 3 - Khối lượng riêng lớn - Khối lượng riêng nhỏ - Dẻo, dễ dát mỏng, dễ kéo sợi - Giòn - Thường cứng - Thường mềm - Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt - Thường cách điện Tính chất hoá học - Hợp chất với hidro không phải là đặc - Hợp chất với hidro là đặc trưng trưng - Oxit và hidroxit có tính bazơ - Oxit và hidroxit có tính axit - Halogenua thường là hợp chất ion - Halogenua thường là hợp chất cộng hoá trị - Tạo thành cation đơn, cation và anion - Tạo thành anion đơn phức 1.1.3. Nguyên tố bán dẫn Các nguyên tố bán dẫn nằm ở ranh giới giữa kim loại và phi kim (Sb, B, Si, Ge, As, Te và Se). Vẻ bề ngoài các nguyên tố này giống với các kim loại, chúng phản xạ bức xạ khả kiến và hồng ngoại kém hơn nhiều so với các kim loại nên chúng là những chất màu xám có ánh kim. Các nguyên tố bán dẫn các electron kém linh động hơn so với các kim loại nên tính dẫn điện thấp hơn tính dẫn điện của kim loại và tăng lên trong những điều kiện nhất định. Về mặt tính chất hoá học các nguyên tố bán dẫn có đặc tính của các phi kim. 1.2. Cấu trúc electron của nguyên tử kim loại Người ta phân chia kim loại ra thành kim loại tiêu biểu và kim loại chuyển tiếp: - Kim loại tiêu biểu nằm ở các phân nhóm chính (nhóm A) gồm: + Kim loại nhóm IA (kim loại kiềm): cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns1 + Kim loại nhóm IIA (kim loại kiềm thổ): cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2 + Kim loại nhóm IIIA: cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2np1 + Kim loại nhóm IVA (Sn, Pb): cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2np2 + Kim loại nhóm VA (Bi): cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns2np3 4 Ở kim loại tiêu biểu các electron cuối cùng điền vào phân lớp s hoặc p của lớp electron ngoài cùng và các electron ở lớp ngoài cùng đóng vai trò là electron hóa trị. - Các kim loại chuyển tiếp, electron cuối cùng điền vào phân lớp (n-1)d hoặc (n-2)f, các nguyên tố này có 2 hoặc 3 lớp electron bên ngoài chưa đầy đủ. Các kim loại chuyển tiếp họ d được xếp thành 4 dãy: + Dãy kim loại chuyển tiếp điền vào mức 3d: gồm các nguyên tố từ 21Sc đến 30Zn + Dãy kim loại chuyển tiếp điền vào mức 4d: gồm các nguyên tố từ 39Y đến 48Cd + Dãy kim loại chuyển tiếp điền vào mức 5d: gồm các nguyên tố từ 57La đến 80Hg + Dãy kim loại chuyển tiếp điền vào mức 6d (chưa đầy đủ): gồm các nguyên tố 89Ac, 104Ku, 105Ns, 106Sg, 107Bh, 108Hs 104Ku và 109Mt. Mới đây theo IUPAC nguyên tố đổi thành 104Rf (Rutherfordium), 105Ns đổi thành 105Db (Dubinum). - Các kim loại chuyển tiếp họ f được xếp thành 2 dãy: + Các nguyên tố họ lantan dãy kim loại chuyển tiếp điền vào mức 4f: gồm các nguyên tố từ 58Ce đến 71Lu. + Các nguyên tố họ actini dãy kim loại chuyển tiếp điền vào mức 5f: gồm các nguyên tố từ 90Th đến 103Lr. - Lớp ngoài cùng của các nguyên tố họ lantan và các nguyên tố họ actini đều có 2 electron s, trong một số trường hợp lớp sát ngoài cùng có chứa 1 electron d, phân lớp (n-2)f có từ 2 đến 14 electron, các phân lớp electron bên trong phân lớp (n-2)f đã được điền đầy đủ và các electron đó không có khả năng tham gia vào liên kết. Cấu hình electron của các nguyên tố họ lantan cũng như của các nguyên tố họ actini đều khác nhau rất ít nên tính chất hoá học của các nguyên tố trong từng dãy đó khá giống nhau. 1.3. Cấu trúc tinh thể phổ biến của kim loại 1.3.1. Cách sắp xếp chặt khít của nguyên tử kim loại Nếu xem nguyên tử kim loại là những quả cầu rắn có bán kính như nhau thì để sắp xếp các quả cầu trên một mặt phẳng sao cho khoảng trống còn lại là nhỏ nhất 5 thì chỉ có một cách sắp xếp là xếp sao cho mỗi quả cầu được tiếp xúc với 6 quả cầu khác bao quanh chúng. Tinh thể kim loại được tạo thành bằng cách chồng khít các lớp cầu đó lên nhau. Để đảm bảo sự sắp xếp các quả cầu được chặt khít thì lớp thứ 2 phải nằm ở phần lõm tạo ra bởi 3 quả cầu của lớp thứ nhất. Có 2 cách đặt lớp cầu thứ 3 lên lớp cầu thứ 2 để đảm bảo sự sắp xếp chặt khít theo cả 3 chiều. - Cách 1: Mỗi quả cầu của lớp thứ 3 nằm đúng trên một quả cầu của lớp thứ 1 (lớp thứ 3 lặp lại lớp thứ nhất), kí hiệu: ABAB. Cách sắp xếp này tạo thành cấu trúc lục phương chặt khít (lục phương tâm mặt). Phần không gian bị chiếm là 74%. - Cách 2: Mỗi quả cầu ở lớp thứ 3 nằm trên phần lõm còn lại tạo nên bởi 3 quả cầu của lớp thứ nhất, kí hiệu: ABCABC. Cách sắp xếp này tạo thành cấu trúc lập phương chặt khít (lập phương tâm mặt). Phần không gian bị chiếm là 74%. A C A B Hình 1.1. Các kiểu xếp cầu chặt khít (kiểu ABAB và ABCABC) 6 Ngoài ra còn có một kiểu sắp xếp kém chặt khít hơn là kiểu lập phương tâm khối. Ở cấu trúc này mỗi quả cầu tiếp xúc với 4 quả cầu ở lớp trên và 4 quả cầu ở lớp dưới, số phối trí là 8, phần không gian bị chiếm là 68%. + Số phối trí tinh thể: số phối trí của một nguyên tử (ion) trong tinh thể là số nguyên tử (ion trái dấu) gần nhất quanh nó. + Số phối trí của hai kiểu sắp xếp lục phương chặt khít và lập phương chặt khít là 12. 1.3.2. Cấu trúc tinh thể của các kim loại thông thường - Phần lớn kim loại có cấu trúc tinh thể kiểu sắp xếp chặt khít: + Kiểu sắp xếp lục phương chặt khít: Be, Mg, Zn, Tl, Ti, ... + Kiểu sắp xếp lập phương tâm mặt: Cu, Ag, Au, Pb, Ni, Pd, Pt, ... + Kiểu sắp xếp lập phương tâm khối: Li, Na, K, Rb, Cs, ... Bảng 1.2. Cấu trúc tinh thể của các kim loại thông thường Li Be lptk lpck Na Mg Al lptk lpck lptm K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn lptk lptk lptk lptk lptk lptk lptk lptk lptm lptm lptm lpck lptm lpck lpck lptm lptm lpck Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd lptk lptk lptk lptk lptk lptk lpck lpck lptm lptm lptm lpck lpck lpck lpck lptm Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au lptk lptk lptk lptk lptk lptk lpck lpck lptm lptm lptm lptm lpck lpck Chú thích: lptk: lập phương tâm khối; lptm: lập phương tâm mặt; lpck: lập phương chặt khít. 7 1.4. Liên kết kim loại và tính chất lý học của kim loại 1.4.1. Liên kết kim loại Có thể mô tả liên kết kim loại theo một số thuyết: thuyết khí electron, thuyết vùng, thuyết liên kết hóa trị. 1.4.1.1. Thuyết khí electron Tinh thể kim loại có dạng một mạng lưới. Ở mỗi mắt lưới (nút mạng) có một ion, giữa những ion có một số electron tự do di chuyển dễ dàng trong toàn khối kim loại. Những electron tự do này được tạo thành do lớp electron ngoài cùng của nguyên tử kim loại liên kết rất yếu với hạt nhân nguyên tử nên tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do, khi đó nguyên tử kim loại trở thành ion dương. Liên kết kim loại là lực hút của các electron tự do này với các ion dương ở nút mạng tinh thể. Sự hình thành đám khí electron này đã giải thích được một số tính chất của kim loại như tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dễ dát mỏng, dễ kéo sợi, …. 1.4.1.2. Thuyết vùng Theo thuyết MO: 2AO tổ hợp tuyến tính tạo thành 2MO (1MO liên kết với mức năng lượng thấp và 1MO phản liên kết với mức năng lượng cao). nAO tổ hợp tuyến tính tạo thành nMO (n/2MO liên kết với mức năng lượng thấp và n/2MO phản liên kết với mức năng lượng cao). Đối với tinh thể kim loại, số nguyên tử là vô cùng lớn do đó số nAO là vô cùng lớn. Sự tổ hợp các AO này sẽ cho một số vô cùng lớn các MO liên kết và MO phản liên kết do đó hiệu các mức năng lượng vô cùng nhỏ, khi đó sự phân bố các mức năng lượng gần như liên tục, tập hợp các mức năng lượng này nằm sát nhau gọi là miền năng lượng (dải năng lượng). n/2 MOplk nAO Gián đoạn n nhỏ nAO Các mức NL gần như liên tục n rất lớn n/2 MOlk Hình 1.2. Sự hình thành các vùng năng lượng gián đoạn và liên tục 8 Ví dụ: Li, Mg Sự hình thành các vùng năng lượng ở Li và Mg như sau: 3p Vùng cấm xen lẫn vùng hoá trị Vùng dẫn 2s 3s Vùng hoá trị Vùng cấm Vùng cấm (khe năng lượng) 2p 1s E 2s Li1 Li2 Li3 Li1 E 1s Mg LiN a) MgN b) Hình 1.3. Sự hình thành các vùng năng lượng a) Li b) Mg Đối với Li: mỗi nguyên tử Li chỉ đóng góp chỉ 1e nên vùng giải toả (vùng các obitan 2s) chỉ được lấp đầy ½. Các e lấp vào các obitan có năng lượng thấp tạo thành các cặp ở nửa dưới của vùng, các obitan có năng lượng cao ở nửa vùng phía trên còn trống. Các e ở những mức năng lượng cao của vùng lấp đầy ½ nằm ngay sát các obitan trống. Sự chênh lệch năng lượng giữa các obitan này rất ít (∆E ≈ 1022 eV), vì vậy các e đó có thể dễ dàng chuyển từ mức năng lượng của mình lên các mức năng lượng khác cao hơn một ít. Các e này mà có đủ năng lượng thắng các cation kim loại thì trở thành các e dẫn. Khi áp đặt một điện trường, các e dẫn được tăng tốc theo hướng của điện trường và kết quả tạo thành dòng điện. Tuỳ thuộc vào cấu trúc của nguyên tử và kiểu tinh thể mà các vùng hoá trị và vùng dẫn có thể xen phủ với nhau hay không xen phủ. 9 Đối với Mg: có sự xen phủ dải năng lượng 3s và 3p do đó các e có thể chuyển động tự do dễ dàng từ vùng lấp đầy 3s sang vùng trống 3p. Kết quả tạo ra vùng dẫn. Ở các chất cách điện, chiều rộng vùng cấm ∆E > 3eV, ở các chất bán dẫn từ 0,1 đến 3eV. Trong các tinh thể kim loại, vì có sự che phủ của vùng hoá trị và vùng dẫn nên không có vùng cấm. 1.5. Tính chất hóa học của kim loại M - ne Mn+ → 1.5.1. Tác dụng với đơn chất - Với oxi: tạo oxit kim loại (với kim loại đứng trước Hg) Mg  PTPƯ: 1 t0 O 2   MgO 2 - Với halogen: tạo muối halogenua PTPƯ: 2M + nX2 = 2MXn Cu + Cl2 = CuCl2 - Với lưu huỳnh: tạo muối sunfua PTPƯ: Cu + S = CuS Fe = FeS + S - Với nitơ tạo nitrua, với cacbon tạo cacbua, với hiđro tạo hidrua PTPƯ: 2Na + H2 = 2NaH 1.5.2. Với hợp chất - Với nước: 0 t thuong + Kim loại kiềm và Ca, Sr, Ba: M  nH 2O    M(OH)n  0 80100 c + Mg: Mg  2H 2 O   Mg(OH)2  H 2 + Al: phải loại bỏ lớp Al2O3 0 80 100 c Al  3H 2 O   Al(OH)3  3 H2 2 + Mn, Fe, Cr, Zn,... 0 200 600 c M  yH 2O   M x Oy  - Với axit: 10 y H2 2 n H2 2 This site is protected by reCAPTCHA and the Google Privacy Policy and Terms of Service apply.

Tìm kiếm

Chủ đề

Mẫu sơ yếu lý lịch Atlat Địa lí Việt Nam Đề thi mẫu TOEIC Đơn xin việc Thực hành Excel Lý thuyết Dow Tài chính hành vi Trắc nghiệm Sinh 12 Đồ án tốt nghiệp Giải phẫu sinh lý Hóa học 11 Bài tiểu luận mẫu adblock ​ Bạn đang sử dụng trình chặn quảng cáo?

Nếu không có thu nhập từ quảng cáo, chúng tôi không thể tiếp tục tài trợ cho việc tạo nội dung cho bạn.

Tôi hiểu và đã tắt chặn quảng cáo cho trang web này