TRƯỜNG ĐẠI HỌC KIÊN GIANG KHOA SƢ PHẠM VÀ XÃ HỘI NHÂN VĂN Hoàng Hải Hậu BÀI GIẢNG HÓA HỌC ĐẠI CƢƠNG A (Lƣu hành nội bộ) Năm 2018 LỜI NÓI ĐẦU Cuốn bài giảng này gồm có 15 chương Phần 1 với 6 chương, nộ[.]
Trang 1TRƯỜNG ĐẠI HỌC KIÊN GIANG
KHOA SƯ PHẠM VÀ XÃ HỘI NHÂN VĂN
Hoàng Hải Hậu
BÀI GIẢNG HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG A
(Lưu hành nội bộ) Năm 2018
Trang 2LỜI NÓI ĐẦU
Cuốn bài giảng này gồm có 15 chương: Phần 1 với 6 chương, nội dung của 6 chương này bao hàm các cơ sở cấu tạo và hóa lý của Hóa học đại cương Phần 2 với 9 chương hữu cơ, nội dung là cơ sở bước đầu của Hóa học hữu cơ Tạo điều kiện cho
Sinh viên tiếp cận với các bước cơ bản của môn Hóa học đại cương
Đối tượng phục vụ chủ yếu của cuốn bài giảng này là sinh viên các khối ngành kĩ thuật và tổng hợp, tuy nhiên nó cũng có thể giúp ích cho một số đối tượng khác quan
tâm đến Hóa Học, mà ở đây cụ thể là Hóa cơ sở đại cương
Mặc dù đã cố gắng nhưng bài giảng không tránh khỏi những thiếu sót Mong nhận được nhiều ý kiến đóng góp xây dựng từ người đọc
TÁC GIẢ
Trang 3MỤC LỤC
CHƯƠNG 1 1
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 1
1.1 Mở đầu cấu tạo nguyên tử 1
1.2 Hạt nhân nguyên tử 1
1.3 Lớp vỏ electron 2
1.4 Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn 11
1.5 Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử 14
CHƯƠNG 2 23
LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ 23
3.1 Liên kết ion theo Kossel (Côtxen) 23
3.2 Liên kết cộng hóa trị theo Lewis (Liuyt) 24
3.3 Phương pháp liên kết hóa trị (VB) (Valence – bond) 26
3.4 Thuyết lai hóa các orbitan nguyên tử (Sử dụng electron độc thân) 29
3.5 Các kiểu xen phủ Orbitan nguyên tử 32
3.6 Vài nét đặc trưng của liên kết 33
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG 2 37
CHƯƠNG 3 40
NHIỆT ĐỘNG HỌC 40
3.1 Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng lượng 40
3.2 Nhiệt hóa học 47
3.3 Chiều tự diễn biến của các quá trình 52
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG 3 58
CHƯƠNG 4 ĐỘNG HÓA HỌC 62
4.1 Mở đầu 62
4.2 Tốc độ phản ứng hóa học 62
4.3 Ảnh hưởng của nồng độ 63
4.4 Ảnh hưởng của nhiệt độ 67
4.5 Chất xúc tác 68
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG 4 74
CHƯƠNG 5 76
DUNG DỊCH 76
5.1 Các hệ phân tán – Dung dịch 76
5.3 Cách biểu diễn thành phần dung dịch 78
5.4 Độ tan 78
5.5 Áp suất thẩm thấu của dung dịch 80
Trang 45.6 Áp suất hơi của dung dịch 81
5.7 Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc 83
5.8 Lý thuyết điện ly – Dung dịch điện ly 85
5.9 Khái niệm axit – bazơ 92
5.10 Sự thủy phân muối 99
5.11 Dung dịch đệm 99
5.12 Tích số tan 100
5.13 Tính toán chi tiết pH các dung dịch 100
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG 5 105
6.1 Các phản ứng oxi hóa khử 108
6.2 Điện cực 112
6.3 Nguyên tố điện hóa (Nguyên tố Ganvani) 113
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG 6 122
CHƯƠNG 7 126
ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA HỌC HỮU CƠ 126
7.2 Đặc điểm chung của các hợp chất hữu cơ 126
7.3 Khái niệm về đồng đẳng và đồng phân cấu tạo 129
7.4 Cấu trúc electron Liên kết cộng hóa trị và liên kết yếu 130
7.5 Hiệu ứng cấu trúc 132
7.6 Phản ứng hữu cơ 134
7.7 Nguyên tắc chung của danh pháp hữu cơ 136
CHƯƠNG 8 138
CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT CỦA CÁC HYDROCACBON CƠ BẢN 138
8.1 ANKAN 138
8.2 Anken 143
8.4 Aren (hydrocacbon thơm) 151
CHƯƠNG 9 160
CẤU TẠO VÀ TÍNH CƠ BẢN CỦA ALCOL VÀ PHENOL 160
9.1 Cấu tạo và phân loại các hợp chất hydroxyl 160
9.2 Tính chất hóa học điễn hình của các hợp chất hydroxyl 160
9.3 Phương pháp sản xuất một số ancol, phenol và ete 162
CHƯƠNG 10 165
CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT CƠ BẢN CỦA ALDEHYT, CETON VÀ AXIT CACBOXYLIC 165
10.1 Aldehyt, Ceton 165
10.2 Axit Cacboxylic 168
Trang 5CHƯƠNG 11 172
CẤU TẠO - TÍNH CHẤT CỦA ESTER HỮU CƠ VÀ LIPID 172
11.1 Este 172
11.2 Lipit 174
CHƯƠNG 12 176
CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤ CƠ BẢN CỦA AMIN 176
12.1 Định nghĩa, phân loại 176
12.2 Điều chế 176
12.3 Hóa tính 177
CHƯƠNG 13 179
CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT CƠ BẢN CỦA HYDRAT CARBON 179
13.1 Monosaccarit (Monozo) 180
13.2 Đisaccarit 181
13.3 Polisaccarit 182
CHƯƠNG 14 184
CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT CƠ BẢN CỦA ACID AMIN VÀ PROTEIN 184
14.1 Amino axit (acid amin) 184
14.2 Protein 184
CHƯƠNG 15 188
BÀI TẬP TÁCH, TINH CHẾ, NHẬN BIẾT VÀ HOÀN THÀNH CHUỖI PHẢN ỨNG, ĐIỀU CHẾ CÁC CHẤT HỮU CƠ CƠ BẢN 188
(TỰ NGHIÊN CỨU) 188
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP PHẦN HỮU CƠ 189
PHỤ LỤC 199
TÀI LIỆU THAM KHẢO 201
Trang 6CHƯƠNG 1 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
1.1 Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + Vỏ
+ Hạt nhân
- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân
- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử
Ví dụ: Số thứ tự của Clo= 17
⇒ số e = 17
1.2 Hạt nhân nguyên tử
- Hạt nhân gồm: proton và nơtron
⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) = số proton
- Số khối A = Z + N
Z : Số proton ; N : Số nơtron (Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)
Ký hiệu nguyên tử : Z A X
Ví dụ : Clo (1735Cl ) số khối A = 35, số P = số E = số Z = 17
Khối lượng electron = 9,109.10 -28
gam
Điện tích electron =1,6.10 -19
coulumb (Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn
vị điện tích = 1-)
NHÂN
VỎ
10 -8 cm = 1A 0
ELECTRON
Trang 7⇒ số N = 18
* Đồng vị :
Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có:
Ví dụ: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 1735Cl (75,53%)
và 1737Cl (24,47%)
⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là:
Vậy có thể định nghĩa: Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích
hạt nhân
1.3 Lớp vỏ electron
Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ
, Li2+…) Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử (đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy
đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử
1.3.1 Tính chất sóng của hạt vi mô
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết
Ở cấp độ vi mô, cũng giống như ánh sáng, các electron thể hiện tính chất hạt và sóng (tính chất nhị nguyên)
Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của
hệ thức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi:
= h
m v
v: tốc độ chuyển động của hạt
h: Hằng số Plank (h = 6,625.10-27erg.s = 6,625.10-34J.s)
1.3.2 Hệ thức bất định Heisenberg
- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: electron
có kích thước nhỏ và chuyển động nhanh nên không thể xác định đúng đồng thời vị trí
và năng lượng của electron
+ Với electron có năng lượng xác định, chỉ tính được xác suất hiện diện của electron ở một vị trí xác định quanh nhân nguyên tử
3 5 7 5 ,5 3 + 3 7 2 4 ,4 7
7 5 ,5 3 + 2 4 ,4 7
Trang 8+ Xét về mặt toán học: mỗi electron có một hàm số xác suất (x, y, z) – hàm số sóng
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox
Gọi x: Sai số về vị trí ( theo hướng x)
vx: Sai số vận tốc theo trục x
Ta có: x
2
h
p x
m
h
v x
2
+x = 0 ⇒ vx →: càng xác định chính xác vị trí của hạt
+vx = 0 ⇒x→ : không thể xác định chính xác vị trí của electron
- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho
rằng: ta không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ
đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó Cho
nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa
1.3.3 Phương trình Schrodinger
- Với mỗi hạt electron có khối lượng me có một hàm sóng x, y,z + Trong đó 2
trong một đơn vị thể tích tại vị trí tương ứng (nghĩa là mật độ xác suất)
, ,y z x
tại tọa độ tương ứng trong nguyên tử
- Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn bằng hàm tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử Khi đó mỗi hàm sóng là tích của hai phần : r, R n l, ( )r l m, l( )m l( )
= R n l, ( )r Y l m, l( , )
+ R(r): Phần bán kính
⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l
Trang 9+Y( , ): Phần góc
⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và ml
1.3.3.1 Phần bán kính của hàm sóng R(r)
- Khi ta giữ và không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị trí đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm)
* Mật độ xác xuất có mặt electron ( 2) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối
với các orbitan nguyên tử :
Orbitan s
Một hàm sóng tương ứng với một bộ 3 số
một electron như thế được gọi là :
Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:
x = rsin cos
y = rsin sin
z = rcos
M
r
X
Y
Z
y
Trang 10Hình 1.1 Mật độ xác xuất có mặt electron ( 2
với các orbitan s
Orbitan p
với các orbitan p 1.3.3.2 Phần góc của hàm sóng : Y( , )
- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các
diễn sẽ giới hạn một thể tích bao gồm 90 - 95% xác xuất tìm thấy electron
- Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử:
+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa
độ
r
3p
r
2p
r
Trang 11
+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt nằm trên các trục x, y, z Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py
nằm dọc theo trục y và orbitan pz nằm dọc theo trục z
+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz2 và dx2-y2thì hơi khác Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác của các góc tạo nên bởi hai trục tọa độ
Ví dụ: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của
các góc tạo nên bởi trục x và trục y Orbitan dx2
-y2cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y Còn orbitan z2 gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một vành tròn nằm trong mặt phẳng xy
Ba orbitan dxy, dxz và dyz:
2s
Trang 12 Orbitan dx2
-y2:
Orbitan dz2
: z
x
y
d z2
Trang 131.3.4 Ý nghĩa các số lƣợng tử
* Số lượng tử chính n
+ Cho biết năng lượng và khoảng cách trung bình của một electron tới hạt nhân nguyên tử trong một orbital nào đó, tức cho biết kích thước của orbital
+ n cho biết electron ở lớp nào + Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron:
* Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ)
+ Cho biết hình dạng của orbital
+ Các giá trị của l có thể có phụ thuộc vào n: l có các giá trị từ 0 đến (n-1)
* Số lượng tử từ m l
+ Có thể nhận các giá trị từ -l đến +l
ml = -1, 0, 1
⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của ml
2
0
1
S
p
3
0
1
2
S
p
d
4
0
1
2
3
S
p
d
f
Trang 14+ Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo
1 0 (s) 0 có 1 đơn vị orbitan
2
0 (s)
1 (p)
0 -1, 0, +1
3
0 (s)
1 (p)
2 (d)
0 -1, 0, +1 có 9 đơn vị orbitan -2, -1, 0, +1, +2
4
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 + Ứng với một trị số của l có 2l +1 ml
+ Ứng với một giá trị của n có n giá trị l
* Số lượng tử spin m s (đơn giản gọi là spin) + Đặc trưng cho hai hướng chuyển động quay (spin) của electron + ms chỉ có hai giá trị là -1/2 và +1/2
Vậy trạng thái electron trong nguyên tử đƣợc hoàn toàn xác định bằng 4 số lƣợng tử n, l, m l , m s
1.3.5 Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Ví dụ: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n, m, l giống nhau thì phải có số spin
khác nhau:
He: 1s2
Electron thứ nhất: n= 2, l= , ml= , ms= -1/2
Electron thứ hai: n= 2, l= , ml= , ms= +1/2
có16 đơn vị orbitan
có 4 đơn vị orbitan
Trang 15+ Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống + Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc
thân
+ Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron
ghép đôi
- Mỗi lớp (ứng với một giá trị của l ) có 2l+1 orbitan nên:
+ Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của n) có tối đa 2n2 (n 4) electron Vì thế
số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là 2(2l+1) electron
* Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn”
- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc chủ
yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l Trong
nguyên tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng
một lớp tăng theo giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo
công thức Bohr là cùng n sẽ cùng mức năng lượng)
Ví dụ: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3
* Thứ tự năng lƣợng đó là:
1s 2 <2s 2 <2p 6 <3s 2 <3p 6 <4s 2 <3d 10 <4p 6 <5s 2 <4d 10 <5p 6 <6s 2 <4f 14 ≃5d 10
<6p 6 <7s 2
Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn
np
- Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski) gồm những
điểm sau:
+ Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l) lớn dần Vd:
+ Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn Vd:
Trang 16* Quy tắc Hund
“Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại” (số electron độc thân là tối đa)
Ví dụ: C (Z=6) 1s22s22p2
Không xếp theo kiểu:
Chú ý:
+Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron từ trái sang phải và giá trị electron độc thân là lớn nhất
hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần
+Cấu hình electron bền thể hiện ở các cấu hình có số electron hay điện tử bão hòa hoặc bán bão hòa
⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd
Ví dụ: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d 4 4s 2
Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d 5 4s 1
+ Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d 10 4s 1
1.4 Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn
1.4.1 Định luật tuần hoàn
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra
năm 1869, ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau:
“Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên tố hóa học biến đổi tuần hoàn theo”
1.4.2 Hệ thống tuần hoàn
7 chu kỳ và 8 nhóm:
1.4.2.1 Chu kỳ
- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n (số lớp electron) Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng với trị số lượng tử chính n
Ví dụ: Li (Z=3): 1s22s1 Chu kỳ 2