Giáo án môn Hóa học lớp 10 - Bài: Đồng vị

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
a. Hạt nhân chỉ có 1 proton (trường hợp duy nhất không có nơtron). Chiếm 99,98% hiđro tự nhiên.
b. Hạt nhân gồm 1 proton và 1 nơtron. Chiếm 0,016% hiđro tự nhiên
c. Hạt nhân gồm 1 proton và 2 nơtron (trường hợp duy nhất có số nơtron bằng 2 lần số proton). Đồng vị này được điều chế nhân tạo, trong tự nhiên tồn tại cực kì ít.
    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.
    Ví dụ : Clo là hỗn hợp của hai đồng vị.
    Vậy khối lượng nguyên tử của clo:
 Độ âm điện của các nguyên tố
    Độ âm điện của một nguyên tố đặc trưng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó trong phân tử hút electron về phía mình.
    Như vậy độ âm điện của một nguyên tố càng lớn thì tính phi kim của nó càng mạnh ; ngược lại độ âm điện của một nguyên tố càng nhỏ thì tính kim loại của nó càng mạnh.
    Vì nguyên tố flo là phi kim mạnh nhất, người ta quy ước lấy độ âm điện của nó là 4 để xác định độ âm điện tương đối của các nguyên tố khác.
    Sau đây là bảng độ âm điện của một số nguyên tố do nhà hoá học Paolinh (Pauling) thiết lập.
Bảng độ âm điện của một số nguyên tố hoá học
 H
2,1 
 Li
1,0 
 Be
1,5
 B
2,0
 C
2,5
 N
3,0
 O
3,5
 F
4,0
 Na
0,9
 Mg
1,2
 Al
1,5
 Si
1,8
 P
2,1
 S
2,5
 Cl
3,0
 K
0,8
 Ca
1,0
 Ga
1,6
 Ge
1,8
 As
2,0
 Se
2,4
 Br
2,8
 Rb
0,8
 Sr
1,0
 I
2,5
 Cs
0,7
 Ba
0,9
    Nhận xét :
    - Trong một chu kì, khi đi từ trái sang phải, độ âm điện của các nguyên tố tăng dần.
    - Trong một phân nhóm chính, theo chiều từ trên xuống dưới, độ âm điện của các nguyên tố giảm dần.
    Quy luật biến đổi độ âm điện phù hợp với sự biến đổi tính kim loại, phi kim của các nguyên tố trong một chu kì và trong một phân nhóm chính mà ta đã xét ở trên.
    Bảng độ âm điện của các 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.
Điều chế hiđro sunfua H2S
    Trong phòng thí nghiệm hiđro sunfua được điều chế bằng phản ứng giữa axit clohiđric với muối sắt sunfua :
FeS   +   2HCl   =  FeCl2  +  H2S 
    Trong tự nhiên, hiđro sunfua được tạo thành khi các chất protein bị thối rữa. Hiđro sunfua còn có trong nước của một số suối, do vậy loại nước suối này được dùng vào mục đích chữa bệnh.
Điều chế lưu huỳnh (IV) oxit
 Trong công nghiệp, lưu huỳnh (IV) oxit cần cho sản xuất axit sunfuric được điều chế bằng các phương pháp khác nhau. Phương pháp thường gặp là đốt pirit trong không khí :
4FeS2   +   11O2   =   2Fe2O3   +   8SO2    +     Q
    Quặng nghiện nhỏ được cho vào phía hông của lò (hình vẽ). Không khí nén được bơm qua dãy lỗ ở đáy lò để đốt cháy quặng. Do quặng đã được nghiền nhỏ, không khí thổi từ phía dưới, làm cho quặng bị phun lên giống trạng thái sôi của chất lỏng, vì thế mà phương pháp này được gọi là phương pháp "tầng sôi".
    Ở nhiệt độ thường phản ứng này không xảy ra. Chỉ nhận rõ tốc độ của phản ứng ở 400oC và tốc độ phản ứng tăng lên khi tăng nhiệt độ. Phản ứng này toả nhiệt. Do vậy, chỉ cần đốt nóng ban đầu để gây ra phản ứng, nhiệt độ để duy trì phản ứng lấy từ nhiệt của phản ứng.
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".
Định nghĩa phản ứng oxi hoá - khử
    Ví dụ : Khi đốt natri trong khí clo, ta có phương trình phản ứng :
                        (
    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.
1) Axit clohiđric
    Axit clohiđric là chất lỏng không màu. Axit đặc chứa tới 37% hiđro clorua và "bốc khói" trong không khí ẩm.
    Trong dung dịch, axit clohiđric là axit mạnh, có đầy đủ tính chất hoá học đã biết của axit. Các oxit bazơ, nhiều kim loại và một số muối tác dụng với axit clohiđric.
    Ví dụ :
                    Zn  +  2  HCl   =   ZnCl2   +   H2
                    CuO  +  2HCl   =   CuCl2  +  H2O
                    Al(OH)3  +  3HCl   =   AlCl3  +  3H2)
                    AgNO3  +  HCl   =   HNO3  +  AgCl ¯
    Axit clohiđric có nhiều ứng dụng. Nó được dùng để điều chế các muối clorua (bari clorua, kẽm clorua....). Một lượng lớn axit clohiđric được dùng để tẩy gỉ, làm sạch bề mặt những vật liệu bằng gang, thép trước khi quét sơn hoặc phủ lên chúng một lớp kim loại có tác dụng bảo vệ.
    Axit clohiđric còn được dùng trong công nghiệp chế biến thực phẩm và trong y tế.
    Axit clohiđric được giữ và vận chuyển trong các xitec có lót cao su không bị axit ăn mòn, trong các lọ thuỷ tinh, lọ polietilen.
 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 :
Z
Tên
Kí hiệu
Electron lớp ngoài cùng
2
Heli
He
1s2
10
Neon
Ne
- 2s2 2p6
18
Agon
Ar
- 3s2 3p6
36
Kripton
Kr
- 4s2 4p6
54
Xenon
Xe
- 5s2 5p6
    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 :
Z
Tên
Kí hiệu
Electron lớp ngoài cùng
3
Liti
Li
- 2s1
11
Natri
Na
- 3s1
19
Kali
K
- 4s1
37
Rubiđi
Rb
- 5s1
55
Xesi
Cs
- 6s1
    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 Li2O, 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 :
Z
Tên
Kí hiệu
Electron lớp ngoài cùng
9
Flo
F
- 2s2 2p5
17
Clo
Cl
- 3s2 3p5
35
Brom
Br
- 4s2 4p5
53
Iot
I
- 5s2 5p5
    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 nước, đó là những axit.
    - Hiđroxit của các halogen là những axit, ví dụ : HClO, HClO3.
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.