Câu 353845: Nguyên tố lưu huỳnh [Z=16]
a. Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố S và ion S2-.
b. Xác định vị trí của nguyên tố lưu huỳnh trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.
c. Xác định tính chất của nguyên tố lưu huỳnh [tính kim loại, phi kim; xu hướng nhường, nhận electron; hóa trị cao nhất trong hợp chất với oxi, công thức oxit – hiđroxit và tính chất; hóa trị trong hợp chất khí với hiđro, công thức] [nếu có]
d. So sánh tính chất của S với O [Z=8] và Se [Z=34]
a] Viết cấu hình electron nguyên tử.
b] Xác định vị trí nguyên tố lưu huỳnh dựa vào định nghĩa chu kì và nhóm.
c] Dựa vào số electron hóa trị để xác định tính chất của nguyên tố lưu huỳnh.
d] Dựa vào quy luật biến đổi tính phi kim trong một nhóm A để so sánh.
Chương 3
LIÊN KẾT HOÁ HỌC
Có thể hiểu một cách đơn giản, liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thành phân tử hay tinh thể. Khi tạo thành liên kể hoá học, nguyên tử thường có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm với 8 electron [của heli với 2 electron] ở lớp ngoài cùng.
Mô hình đặc của các phân tử
Bài 12:
LIÊN KẾT ION - TINH THỂ ION
I. SỰ HÌNH THÀNH ION, CATION, ANION
1. Ion, cation, anion
a. Nguyên tử trung hoà về điện. Khi nguyên tử thường hay nhận electron, nó trở thành phần tử mang điện gọi là ion.
b. Trong các phản ứng hoá học, để đạt cấu hình electron bền của khí hiếm [lớp ngoài cùng có 8 electron hay 2 electron ở heli] nguyên tử kim loại có khuynh hướng nhường electron cho nguyên tử các nguyên tố khác để trở thành ion dương, gọi là cation.
Thí dụ 1: Sự tạo thành ion Li+ từ nguyên tư3r Li [Z = 3]. Cấu hình electron của Li là 1s22s1 hay viết theo lớp [2, 1]. Nguyên tử Li dễ nhường 1 electron ở lớp ngoài cùng [1s22s1] trở thành ion dương [hay cation] Li+ [1s2]. Có thể biểu diễn quá trình trên bằng phương trình sau:
Thí dụ 2: Các nguyên tử kim loại. lớp ngoài cùng có 1, 2, 3 electron đều dễ dường electron để trở thành ion dương.
Na ® Na+ + e
Mg ® Mg2+ + 2e
Al ® Al2+ + 3e
Các cation kim loại được gọi theo tên kim loại. Thí dụ, Na+ gọi là cation natri.
c. Trong các phản ứng hoá học, để đạt cấu hình electron bền của khí hiếm nguyên tử phi kim có khuynh hướng nhận electron từ nguyên tử các nguyên tố khác trở thành ion âm, gọi là anion.
Thí dụ 1: Sự tạo thành ion florua [F‑] từ nguyên tử F [Z = 9]
Cấu hình electron của nguyên tử F là 1s22s22p5 hay [2, 7] lớp ngoài cùng có 7 electron dễ nhận thêm 1 electron trở thành ion âm [hay anion] florua [F-], 1s22s22p6 hay [2, 8].
Có thể biểu diễn quá trình trên bằng phương trình sau:
F + 1e ® F-
Thí dụ 2: Những nguyên tử phi kim lớp ngoài cùng có 5, 6, 7 electron [ns2np3, ns2np4 hay ns2np5] có khả năng nhận thêm 3, 2 hay 1 electron để trở thành ion âm [hay anion].
Cl + 1e ® Cl-
O + 2e ® O2-
Các anion phi kim được gọi theo tên gốc axit [trừ O2- gọi là anion oxit].
Thí dụ: F- gọi là anion florua.
2. Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử
a. Ion đơn nguyên tử là các ion tạo nên từ một nguyên tử. Thí dụ: cation Li+, Na+, Mg2+, Al3+ và anion F-, S2-.
b. Ion đa nguyên tử là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm. Thí dụ: cation amoni
II. SỰ TẠO THANH LIÊN KẾT ION
Để hiểu được sự tạo thành liên kết ion, ta xét phản ứng của natri với clo:
Nguyên tử Na [1s22s22p63s1] nhường 1 electron cho nguyên tử Cl [1s22s22p6], đồng thời nguyên tử clo nhận 1 electron của nguyên tử Na để biến đổi thành anion Cl- [1s22s22p63s23p6], có thể biểu diễn quá trình trên như sau:
Na + Cl ® Na+ + Cl-
Hai ion được tạo thành mang điện tích ngược dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo nên phân tử NaCl:
Na+ + Cl- ® NaCl
Liên kết giữa cation Na+ và anion Cl- là liên kết ion.
Vậy, liên kết ion là liên kết được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Phản ứng hoá học trên có thể được biểu diễn bằng phương trình hoá học sau:
III. TINH THỂ ION
1. Tinh thể NaCl
Ở thể rắn, NaCl tồn tại dưới dựng tinh thể ion. Trong mạng tinh thể NaCl các ion Na+ và Cl- được phân bố luân phiên đều đặn trên các đỉnh của các hình lập phương nhỏ. Xung quanh mỗi ion đều có 6 ion ngược dấu gần nhau [xem hình 3.1]
Hình 3.1. Mô hình tinh thể natri clorua NaCl
2. Tinh chất chung của hợp chất ion
Tinh thể ion rất bền vững vì lực hút tính điện giữa các ion ngược dấu trong tinh thể ion rất lớn. Các hợp chất ion đều khá rắn, khó bay hơi, khó nóng chảy.
Thí dụ: Nhiệt độ nóng chảy của NaCl là 8000C, của MgO là 28000C. Các hợp chất ion thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy và khi hoà tan trong nước, chúng dẫn điện, còn ở trạng thái rắn thì không dẫn điện.
Bài 13:
LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ
I. SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ
1. Liên kết cộng hoá trị hình thành giữa các nguyên tử giống nhau. Sự hình thành đơn chất
a. Sự hình thành phân tử hiđro [H2]
Nguyên tử H [Z =1] có cấu hình electron là 1s1, hai nguyên tử H liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử H góp 1 electron tạo thành một cặp electron chung trong phân tử H2. Như thế trong phân tử H2, mỗi nguyên tử H có 2 electron, giống cấu hình electron bền vững của khí hiếm heli:
| |
Mỗi chấm bên kí hiệu nguyên tố biểu diễn một electron ở lớp ngoài cùng.
H : H được gọi là công thức electron, thay hai chấm bằng 1 gạch, ta có H-H gọi là công thức cấu tạo. Giữa 2 nguyên tử hiđro có 1 cặp electron liên kết biểu thị bằng một gạch [-], đó là liên kết đơn.
b. Sự hình thành phân tử nittơ [N2]
Cấu hình electron của N [Z = 7] 1s22s22p3, có 5 electron ở lớp ngoài cùng. Trong phân tử nitơ, để đạt cấu hình electron của nguyên tử khí hiếm gần nhất [Ne], mỗi nguyên tử nitơ phải góp chung 3 electron.
Công thức electron Công thức cấu tạo
Hai nguyên tử N liên kết với nhau bằng 3 cặp electron liên kết biểu thị bằng ba gạch [[º], đó là liên kết ba. Liên kết ba này bền nên ở nhiệt độ thường khí nitơ kém hoạt động hoá học.
Liên kết được hình thành trong phân tử H2, H2 vừa trình bày ở trên là liên kết cộng hoá trị.
Liên kết cộng hoá trị là liên kết được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung.
Mỗi cặp electron chung tạo nên một liên kết cộng hoá trị.
Các phân tử H2, N2 tạo nên từ hai nguyên tử của cùng một nguyên tố [có độ âm điện như nhau], nên các cặp electron chung không bị hút lệch về phía nguyên tử nào. Do đó, liên kết trong các phân tử đó không bị phân cực. Đó là liên kết cộng hoá trị không cực.
2. Liên kết giữa các nguyên tử khác nhau. Sự hình thành hợp chất
a. Sự hình thành phân tử hiđro clorua [HCl]
Công thức electron Công thức cấu tạo
Trong công thức cấu tạo của phân tử có cực, người ta đặt cặp electron chung lệch về phía kí hiệu của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Thí dụ:
H : Cl
Liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron chung bị lệch về phía một nguyên tử được gọi là liên kết cộng hoá trị có cực hay liên kết cộng hoá trị phân cực.
b. Sự hình thành phân tử khí cacbon đioxit [CO2] [có cấu tạo thẳng [1]]:
Cấu hình electron của C [Z = 6] là 1s2s22p2 hay [2, 4], nguyên tử các bon có 4 electron ở lớp ngoài cùng.
Cấu hình electron của O [Z = 8] là 1s2s22p4 hay [2, 6], nguyên tử oxi có 6 electron ở lớp ngoài cùng.
Trong phân tử CO2, nguyên tử C ở giữa 2 nguyên tử O và nguyên tử C góp chung với mỗi nguyên tử O hai electron, mỗi nguyên tử O góp chung với nguyên tử C hai electron tạo ra 2 liên kết đôi. Ta có:
| | ® | | | hay O = C = O | ||
| Công thức electron | Công thức cấu tạo |
Như vậy, theo công thức electron, mỗi nguyên tử C hay O đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, đạt cấu hình bền vững của khí hiếm. Độ âm điện của oxi [3,44] lớn hơn độ âm điện của C [2,55] nên cặp electron chung lệch về phía oxi. Liên kết giữa nguyên tử oxi và cacbon là phân cực, nhưng phân tử CO2 cấu tạo thẳng nên hai liên kết đôi phân cực [C = O] triệt tiêu nhau, kết quả là phân tử này không bị phân cực.
3. Tính chất của các chất có liên kết cộng hoá trị
Các chất mà phân tử chỉ có liên kết cộng hoá trị có thể là chất rắn như đường lưu huỳnh, iot .... Có thể là chất lỏng như: nước, ancol ... hoặc chất khí như khí cacbonic, clo, hiđro, ... Các chất có cực như etanol [rượu etylic], đường, ... tan nhiều trong dung môi có cực như nước. Phần lớn các chất không cực như lưu huỳnh, iot, các chất hữu cơ không cực tan trong dung môi không cực như benzen, cacbon tetraclorua ...
Nói chung, các chất chỉ có liên kết cộng hoá trị không cực không dẫn điện ở mọi trạng thái.
II. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC
1. Quan hệ giữa liên kết cộng hoá trị không cực, liên kết cộng hoá trị có cực và liên kết ion
Trong phân tử, nếu cặp electron chung ở giữa 2 nguyên tử, ta có liên kết cộng hoá trị không cực. Nếu cặp electron chung lệch về một phía của một nguyên tử thì đó là liên kết cộng hoá trị có cực. Nếu gặp electron chung chuyển về một nguyên tử, ta sẽ có liên kết ion. Như vậy, liên kết ion có thể được coi là trường hợp riêng của liên kết cộng hoá trị.
2. Hiệu độ âm điện và liên kết hoá học
Để đánh giá loại liên kết trong phân tử hợp chất, người ta có thể dựa vào hiệu độ âm điện. Người ta phân loại một cách tương đối loại liên kết hoá học theo quy ước kinh nghiệm dựa vào thang độ âm điện của Pau - linh như sau:
Hiệu độ âm điện | Loại liên kết |
| từ 0,0 đến < 0,4 từ 0,4 đến < 1,7 ³ 1,7 | Liên kết cộng hoá trị không cực Liên kết cộng hoá trị có cực Liên kết ion |
Thí dụ: Trong NaCl, hiệu độ âm điện của Cl và Na là: 3,16 - 0,93 = 2,23
Vậy, liên kết giữa Na và Cl là liên kết ion.
Trong phân tử HCl, hiệu độ âm điện của Cl và H là: 3,16 - 2,20 = 0,96
Vậy, liên kết giữa H và Cl là liên kết cộng hoá trị có cực.
Bài đọc thêm
Bài 1. SỰ XEN PHỦ CÁC OBITAN NGUYÊN TỬ
SỰ LAI HOÁ CÁC OBITAN NGUYÊN TỬ
I. SỰ XEN PHỦ CÁC OBITAN NGUYÊN TỬ
Theo quan điểm hiện đại, khi 2 nguyên tử lại gần nhau, nếu xác suất tìm thấy electron ở giữa 2 nguyên tử đó tăng lên thì có liên kết hoá học, nếu nó bằng không thì không có liên kết hoá học.
Để giải thích sự tạo thành liên kết hoá học nói trên, người ta đưa ra khái niệm sự xen phủ các obitan nguyên tử. Có hai kiểu xen phủ:
- Xen phủ trục: Sự xen phủ xảy ra trên trục nối giữa hai hạt nhân nguyên tử. Sự xen phủ này tạo ra liên kết a [xích ma].
Thí dụ: Sự xen phủ trục giữa 2 obitan s của 2 nguyên tử hiđro tạo liên kết a trong phân tử H2. Click ở đây để xem minh họa xen phủ trục của Cl2.
- Xen phủ bên: Sự xen phủ thực hiện ở hai bên trục nối giữa hai hạt nhân nguyên tử. Sự xen phủ này tạo ra liên kết p [pi].
Thí dụ: Xen phủ bên trong phân tử C2H4. Click ở đây để xem minh họa.
Sự xen phủ trục giữa hai nguyên tử lớn hơn xen phủ bên nên liên kết a bền hơn liên kết p.
II. SỰ LAI HOÁ CÁC OBITAN NGUYÊN TỬ
Trong thực tế, các nguyên tử liên kết cộng hoá trị với nhau trong phân tử không chỉ nằm trên một đường thẳng mà còn phân bố trên mặt phẳng và trong không gian. Để giải thích được liên kết trong các phân tử đó, Pau-linh là người đầu tiên đưa ra khái niệm sự lai hoá các obitan nguyên tử.
Sự lai hoá các obitan nguyên tử là sự tổ hợp [trộn lẫn] một số obitan nguyên tử trong một nguyên tử để được từng ấy obitan lai hoá giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian. Các obitan tham gia lai hoá phải có năng lượng không khác nhau nhiều.
Thí dụ 1: Lai hoá thẳng sp trong phân tử BeH2. Click ở đây để xem minh họa xen phủ 2 obitan s-p.
Thí dụ 2: Lai hoá sp2 trong phân tử BF3.
Thí dụ 3: Lai hoá sp3 trong phân tử CH4. Click ở đây để xem minh họa.
Việc chọn dạng lai hoá nào để giải thích sự liên kết trong phân tử tuỳ thuộc vào cấu trúc hình học thực nghiệm của phân tử. Thí dụ, phân tử metan CH4 có cấu trúc tứ diện, ta chọn 4AOs của 4 nguyên tử H tạo ra 4 liên kết s trong phân tử metan với góc liên kết 109028'. Còn trong phân tử BeF3 có cấu trúc tam giác đều, ta lại phải chọn lai hoá sp2 để giải thích góc liên kết trong phân tử đó là 1200 ...
Obitan lai hoá chỉ xen phủ trục để tạo liên kết s.
Bài 2. SỰ TẠO THÀNH PHÂN TỬ H2O, NH3 [CÓ CẤU TẠO GÓC]
I. PHÂN TỬ NƯỚC [H2O]
Hình 3.2. Mo hình rỗng [a] và đặc [b] của phân tử nước
Cấu hình electron của nguyên tử H là 1s1, của nguyên tử O là 1s22s22p4. Khi tạo thành phân tử H2O, mỗi nguyên tử H góp chung 1 electron với nguyên tử O và nguyên tử O góp chung 1 electron với mỗi nguyên tử H để tạo ra hai liên kết cộng hoá trị O - H, góc thực nghiệm là 1050. Độ âm điện của O [3,44] lớn hơn độ âm điện của H [2,20] nên liên kết O - H bị phân cực. Kết quả là phân tử H2O bị phân cực.
I. PHÂN TỬ AMONIAC [NH3]
Hình 3.3. Mô hình rỗng [a] và đặc [b] của phân tử amoniac.
Click ở đây để xem minh họa
Cấu hình electron của nguyên tử N là 1s22s22p3, của nguyên tử H là 1s1. Khi hình thành phân tử NH3, nguyên tử N góp chung với mỗi nguyên tử H 1 electron và mỗi nguyên tử H góp chung với nguyên tử N 1 electron tạo ra 3 liên kết cộng hoá trị N-H, góc thực nghiệm là 1070. Độ âm điện của N [3,04] lớn hơn độ âm điện của H [2,20] nên liên kết N - H bị phân cực. Kết quả là phân tử NH3 bị phân cực.
Phân tử có cực hay không có cực không những phụ thuộc vào hiệu độ âm điện của các nguyên tử mà còn phụ thuộc vào góc liên kết trong phân tử đó.
Khi không cần nói đến cấu tạo không gian của phân tử, ta có thể viết công thức cấu tạo của H2O và NH3 trên mặt phẳng đơn giản như sau:
H - O - H
Bài 14:
TINH THỂ NGUYÊN TỬ VÀ TINH THỂ PHÂN TỬ
I. TINH THỂ NGUYÊN TỬ
1. Tinh thể nguyên tử
Tinh thể nguyên tử cấu tạo từ những nguyên tử được sắp xếp một cách đều đặn theo một trật tự nhất định trong không gian tạo thành một mạng tinh thể. Ở các điểm nút của mạng tinh thể là những nguyên tử liên kết với nhau bằng các liên kết cộng hoá trị.
Kim cương, một dạng thù hình của cacbon, thuộc loại tinh thể nguyên tử. Nguyên tử cacbon có 4 electron ngoài cùng. Trong tinh thể kim cương, mỗi nguyên tử cacbon liên kết với 4 nguyên tử cacbon lân cận gần nhất bằng 4 cặp electron chung, đó là 4 liên kết cộng hoá trị. Các nguyên tử cacbon này nằm trên 4 đỉnh của một tứ diện đều [hình 3.4].
Hình 3.4: Mô hình cấu trúc tinh thể kim cương
a] Sự sắp xếp tứ diện của bốn nguyên tử C xung quanh
nguyên tử C trung tâm ở kim cương
b] Tinh thể kim cương
2. Tính chất chung của tinh thể nguyên tử
Lực liên kết cộng hoá trị trong tinh thể nguyên tử rất lớn. Vì vậy, tinh thể nguyên tử bền vững, rất cứng, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao.
Kim cương có độ cứng lớn nhất so với các tinh thể đã biết nên được quy ước có độ cứng là 10 đơn vị. Đó là đơn vị để so sánh độ cứng của các chất.
II. TINH THỂ PHÂN TỬ
1. Tinh thể phân tử
Phần lớn các chất hữu cơ, các đơn chất phi kim ở nhiệt độ thấp đều kết tinh thành mạng lưới tinh thể phân tử [phân tử có thể gồm một nguyên tử như các khí hiếm, hoặc nhiều nguyên tử như các halogen, O2, N2, H2, H2O, H2S, CO2...]. Thí dụ, tinh thể iot [I2] là tinh thể phân tử [hình 3.5].
2. Tính chất chung của tinh thể phân tử
Trong tinh thể phân tử, các phân tử vẫn tồn tại như những đơn vị độc lập và hút nhau bằng lực tương tác yếu giữa các phân tử. Vì vậy, tinh thể phân tử dễ nóng chảy, dễ bay hơi. Ngay ở nhiệt độ thường, một phần tinh thể như naphtalen [băng phiến] và iot đã bị phá huỷ, các phân tử tách rời khỏi mạng tinh thể và khuếch tán vào không khí làm cho ta dễ nhận ra mùi của chúng. Các tinh thể phân tử không phân cực dễ hoà tan trong các dung môi không phân cực như benzen, toluen, cacbon tetraclorua...
Tư liệu
TINH THỂ PHÂN TỬ CỦA NƯỚC ĐÁ
Tại sao nước lỏng thì linh động và nặng, nước đá thì cứng và nhẹ hơn nước lỏng?
Điều đó được giải thích như sau: Trong nước lỏng các phân tử nước chuyển động một cách dễ dàng và ở gần nhau. Nhưng trong tinh thể phân tử nước đá, các phân tử nước sắp xếp theo một thứ tự nhất định, các phân tử nước ở cách xa nhau hơn trong nước lỏng. Trong tinh thể phân tử nước đá, mỗi phân tử nước liên kết với 4 phân tử gần nhất nằm trên 4 đỉnh của một tứ diện đều. Mỗi phân tử nước ở đỉnh lại liên kết với 4 phân tử khác nằm ở 4 đỉnh của hình tứ diện đều khác và cứ tiếp tục như vậy [hình 3.6]. Cấu trúc tứ diện của tinh thể phân tử nước đá là cấu trúc rỗng, nên nước đá có khối lượng riêng nhỏ hơn khối lượng riêng của nước lỏng. Trong tinh thể nước đá có liên kết hiđro giữa các phân tử nước. Do cấu trúc tứ diện đều mà tinh thể phân tử nước đá cứng.
Hình 3.6. Mô hình tinh thể phân tử của nước đá
Bài 15:
HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ
I. TINH THỂ NGUYÊN TỬ
1. Hoá trị trong hợp chất ion
Trong hợp chất ion, hoá trị của một nguyên tố bằng diện tích của ion và được gọi là điện hoá trị của nguyên tố đó.
Thí dụ:
Trong hợp chất NaCl, Na có điện hoá trị 1 + và Cl có điện hoá trị 1-.
Trong hợp chất CaF2, Ca có điện hoá trị 2+ và F có điện hoá trị 1-.
Trong hợp chất ion, các nguyên tố kim loại thuộc nhóm IA, IIA, IIIA có số electron hoá trị ở lớp ngoài cùng là 1, 2, 3 có thể mất đi 1, 2, 3 electron, nên có điện hoá trị 1+, 2+, 3+. Các nguyên tố phi kim thuộc nhóm VIA, VIIA có 6, 7 electron lớp ngoài cùng, có thể nhận thêm 2 hay 1 electron, nên có thể có điện hoá trị 2-, 1-.
Người ta quy ước, khi viết điện hoá trị của một nguyên tố, ghi giá trị điện tích trước, dấu của điện tích sau.
2. Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị
Trong hợp chất cộng hoá trị, hoá trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hoá trị của nguyên tố đó.
Thí dụ:
- Trong công thức cấu tạo của phân tử NH3,
- Trong công thức cấu tạo của phân tử H2O, H - O - H, nguyên tố H có cộng hoá trị 1, nguyên tố O có cộng hoá trị 2.
- Trong công thức cấu tạo của phân tử CH4,
II. SỐ OXI HOÁ
1. Khái niệm
Số oxi hoá thường được sử dụng trong việc nghiên cứu phản ứng oxi hoá - khử. Số oxi hoá của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử, nếu giả định rằng liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion.
2. Quy tắc xác định
Để xác định số oxi hoá người ta đưa ra một số quy tắc sau đây:
Quy tắc 1: Số oxi hoá của nguyên tố trong các đơn chất bằng không.
Thí dụ: Số oxi hoá của các nguyên tố Cu, Zn, H, N, O trong đơn chất Cu, Zn, H2, N2, O2 ... đều bằng không.
Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số số oxi hoá của các nguyên tố bằng không.
Quy tắc 3: Số oxi hoá của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó. Trong ion đa nguyên tử, tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng điện tích của ion.
Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá của hiđro bằng +1, trừ một số trường hợp như hiđrua kim loại [NaH, CaH2 ....]. Số oxi hoá của oxi bằng -2, trừ trường hợp OF2, peoxit [chẳng hạn H2O2]...
Thí dụ 1: Số oxi hoá của các nguyên tố ở các ion K+, Ca2+, Cl-, S2- lần lượt bằng +1, +2, -1, -2.
Thí dụ 2: Tính số oxi hoá [x] của nitơ trong amoniac NH3, axit nitrơ HNO2, và anion nitrat NO3-.
Trong NH3 : x + 3. [+1] = 0 Þ x = -3.
Trong HNO2 : [+1] + x + 2.[-2] = 0 Þ x = +3.
Trong NO3- : x + 3.[-2] = 1 Þ x = +5.
Cách viết số oxi hoá: Số oxi hoá được viết bằng chữ số thường, dấu đặt phía trước và được đặt ở trên kí hiệu nguyên tố. Thí dụ:
Bài 16:
LUYỆN TẬP:
LIÊN KẾT HOÁ HỌC
A. KIẾN THỨC CẦN NẮM VỮNG
Bảng 9. So sánh liên kết ion và liên kết cộng hoá trị
Trong hợp chất ion, hoá trị của một nguyên tố bằng diện tích của ion và được gọi là điện hoá trị của nguyên tố đó.
| Loại liên kết | Liên kết ion | Liên kết cộng hoá trị | |
| Không cực | Có cực | ||
| Định nghĩa | Liên kết ion là liên kết được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. | Liên kết cộng hoá trị là liên kết được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung. | |
| Bản chất của liên kết | Cho và nhận electron | Đôi electron chung không lệch về nguyên tử nào | Đôi electron chung lệch về nguyên tử nào có độ âm điện lớn hơn |
| Hiệu độ âm điện | ³ 1,7 | 0 ® < 0,4 | 0,4 ® < 1,7 |
| Đặc tính | Bền | Bền |
Bảng 10. So sánh tinh thể ion, tinh thể nguyên tử, tinh thể phân tử
| Khái niệm | Tinh thể ion | Tinh thể nguyên tử | Tinh thể phân tử |
| Các cation và anion được phân bố luân phiên đều đặc ở các điểm nút của mạng tinh thể ion | Ở các điểm nút của mạng tinh thể nguyên tử là những nguyên tử | Ở các điểm nút của mạng tinh thể phân tử là những phân tử | |
| Lực liên kết | Các ion mang điện tích trái dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện. Lực này lớn. | Các nguyên tử liên kết với nhau bằng lực liên kết cộng hoá trị. Lực này rất lớn | Các phân tử liên kết với nhau bằng lực hút giữa các phân tử, yếu hơn nhiều lực hút tĩnh điện giữa các ion và lực liên kết cộng hoá trị |