Bài giảng hóa đại cương chương 2 cấu tạo chất

Lực tương tác giữa các phân tử biên soạn: Nguyễn Kiên biên soạn: Nguyễn Kiên I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - Khái niệm ngtử đã được các nhà triết học cổ Hylap đưa ra cách đây hơn hai ngàn năm

Trang 1

I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1- Một số mẫu nguyên tử cổ điển

1.1- Mẫu Rutherford (Rơzơfo- Anh) 1911

1.2- Mô hình nguyên tử Bohr (Bo- Đan mạch) 1913

2- Những tiền đề của cơ học lượng tử

2.1- Thuyết lượng tử Planck (Plăng- Đức).1900

2.2- Thuyết sóng- hạt của hạt vi mô

2.3- Nguyên lí bất định Heisenberg (Haixenbec-Đức).1927

3- Khái niệm cơ bản về cơ học lượng tử

3.1- Hàm sóng - Phương trình sóng

lượng tử từ m; Số lượng tử Spin m s )

3.3- Khái niệm về Obitan nguyên tử

4- Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử

a - Nguyên lý loại trừ Pauli

b - Nguyên lý vững bền

c - Quy tắc Hund

d- Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà

biên soạn: Nguyễn Kiên

CHƯƠNG II CẤU TẠO CHẤT

5 Quan hệ giữa cấu trúc lớp vỏ điện tử của nguyên tử với vị trí của các

nguyên tố đó trong bảng HTTH

II – LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

1.CÁC ĐẶC TRƯNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HOÁ HỌC

2 CÁC DẠNG LIÊN KẾT HOÁ HỌC (Liên kết ion; Liên kết cộng hoá trị;

Liên kết kim loại; Liên kết hyđrô )

3 THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VIẾT TẮT VB: Valence bond )

3.2- Những luận điểm cơ bản của thuyết VB

3.3- Sự định hướng liên kết Liên kết  (xích ma) và liên kết  (pi)

4 SỰ LAI HÓA CÁC ORBITAL LIÊN KẾT

4.1- Điều kiện ra đời thuyết lai hóa - Khái niệm lai hóa

4.2- Một số kiểu lai hóa

- Lai hóa sp

- Lai hóa sp2

- Lai hóa sp3

4.3- Dự đoán kiểu lai hóa và cấu trúc hình học của phân tử

Trang 2

6 4 Lực tương tác giữa các phân tử

I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

- Khái niệm ngtử đã được các nhà triết học cổ Hylap đưa ra

cách đây hơn hai ngàn năm ( mang tên Hylap “ oo” nghĩa là

không thể phân chia)

- Năm 1807 Dalton, trên cơ sở các định luật cơ bản của hóa

học đã đưa ra giả thuyết về ngtử, thừa nhận ngtử là hạt nhỏ nhất

cấu tạo nên các chất, không thể phân chia nhỏ hơn bằng phản ứng

hóa học

- Năm 1811 Avôgađrô trên cơ sở thuyết ngtử của Dalton đã

đưa ra giả thuyết về phân tử và thừa nhận phân tử được tạo thành

từ các ngtử, là hạt nhỏ nhất của một chất, mang đầy đủ tính chất

của chất đó

- Năm 1861 thuyết ngtử, phân tử chính thức được thừa nhận

tại hội nghị hóa học thế giới họp ở Thụy sĩ

- Đến cuối thế kỉ 19 và đầu thế kỉ 20 với những thành tựu của

vật lí, các thành phần của ngtử lần lượt được pháp hiện

Trang 3

1- Một số mẫu nguyên tử cổ điển

1.1- Mẫu Rutherford (Rơzơfo- Anh) 1911

Bằng thí nghiệm cho dòng  bắn qua lá vàng mỏng,

năm 1911 nhà bác học Anh Rutherford đã đưa ra giả

thuyết về ngtử:

electron quay xung quanh giống như các hành tinh

quay xung quanh mặt trời

rất nhỏ so với kích thước của ngtử nhưng lại tập

trung hầu như toàn bộ khối lượng ngtử

Mẫu hành tinh ngtử Rutherford đã giải thích được kết

quả thí nghiệm trên và cho phép hình dung một cách đơn giản

cấu tạo ngtử Tuy nhiên không giải thích được sự tồn tại của

ngtử và hiện tượng phát xạ quang phổ vạch của ngtử

Trang 4

9/26/2015

1.2- Mô hình nguyên tử Bohr (Bo- Đan mạch) 1913

Dựa trên thuyết lượng tử của Planck

(Plăng) Bohr đã đưa ra hai định đề:

- Trong nguyên tử các electron

chỉ có thể chuyển động trên

những quỹ đạo xác định gọi là

quỹ đạo lượng tử Ứng với mỗi

quỹ đạo có mức năng lượng xác

định

h – hằng số Planck (6,62.10 -27 erg.s= 6,62.10 -34 j.s

m – khối lượng electron v- vận tốc chuyển động của electron r- bán kích quỹ đạo

n- số lượng tử n = 1,2,3,4,5,……

Tích mvr gọi là mômen động lượng

2π

hnmvr

Mô men động lượng của quỹ đạo

lượng tử phải thỏa mãn điều kiện

sau:

- Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo

khác thì xảy ra sự hấp thụ hay giải phóng năng lượng, năng

lượng được hấp thụ hay giải phóng bằng hiệu giữa 2 mức năng

lượng:  = h = E n’ – E n

Thuyết Bohr cho phép giải thích được cấu tạo quang phổ vạch

của nguyên tử hidro:

Năng lượng e trên quỹ đạo n được tính bằng công thức;

m – Khối lượng hạt e; m =9,109.10 -31 kg

e – Điện tích hạt e; e = -1,602.10 -19 C

ε0 – Hằng số điện môi của chân không; ε0 = 8,854.10 -12 S.I

h – Hằng số Planck; h=6,625.10 -34 J.s

Trang 5

Khi e nhảy từ trạng thái năng lượng En’ về trạng thái năng lượng En

sẽ xảy ra phát xạ một tia sáng có tần số  =

En’ - En = h

Nếu tính theo đơn vị eV (1eV = 1,602.10-19 J) thì năng lượng e:

Đối với các ion 1 electron (He+ Li2+ …) thì năng lượng e:

Paschen (IR)

Barman (VIS)



n=6 n=5 n=4 n=3 n=2 n=1

Tuy nhiên thuyết Bohr còn có nhiều hạn chế như:

- Không giải thích được cấu tạo của những nguyên tử phức tạp,

- Không giải thích được sự tách vạch quang phổ dưới tác dụng

của điện trường, từ trường

Việc giải thích cấu tạo nguyên tử một cách nhất quán phải

nhờ đến thuyết cơ học lượng tử

Trang 6

9/26/2015

2- Những tiền đề của cơ học lƣợng tử

2.1- Thuyết lƣợng tử Planck (Plăng- Đức).1900

- Ánh sáng hay các bức xạ nói chung không phải liên tục mà

gồm những lượng nhỏ riêng biệt gọi là những lượng tử

- Mỗi lượng tử mang một năng lượng tính bằng biểu thức:

2.2- Thuyết sóng- hạt của hạt vi mô

Năm 1924 nhà vật lý học Pháp L.de Broglie (Đơ Brơi) trên cơ

sở của thuyết sóng hạt của ánh sáng đã đề ra giả thuyết:

mọi hạt vật chất chuyển động đều có thể coi như là

một quá trình sóng đặc trưng bằng bước sóng  tính

Năm 1924 người ta đã xác định được khối lượng của

electron, nghĩa là thừa nhận electron có bản chất hạt

Năm 1927 Davisson và Germer đã thực nghiệm cho thấy

hiện tượng nhiễu xạ chùm electron Như vậy bản chất sóng của

electron cũng được thừa nhận

Như vậy: electron vừa có bản chất sóng vừa có bản

chất hạt

Đối với những vật thể vĩ mô (m có giá trị rất lớn) nên bước

sóng  có giá trị rất nhỏ nên ta có thể bỏ qua bản chất sóng

Trang 7

ví dụ 1: Electron khối lượng 9,1.10 -28 g chuyển động với vận tốc xấp xỉ

10 8 m/s sẽ sinh ra một sóng tính theo biểu thức (2.3)

ví dụ 2: Một ôtô khối lượng 1000kg chuyển động với vận tốc 72km/h sẽ

sinh ra một sóng tính theo biểu thức (2.3)

m 7.10 10 9,1.10

6,62.10

8 28

10

6,62.10

3 6

2.3- Nguyên lí bất định Heisenberg (Haixenbec-Đức).1927

Đối với một hạt vi mô không thể xác định chính xác đồng

thời cả tốc độ và vị trí

Theo hệ thức này thì việc xác định tọa độ càng chính xác

bao nhiêu thì việc xác định tốc độ càng kém chính xác bấy

nhiêu

ví dụ: Nếu lấy độ bất định của phép đo vị trí electron trong ngtửx là 10 -10 m

(ngtử có đường kính cỡ 10 -8 m) thì độ bất định của phép đo tốc độ sẽ là:

m/s10.1006,28.9,1.1

6,62.10

10 28

27



   Nghĩa là mắc phải sai số xấp xỉ bằng vận tốc ánh sáng

Trang 8

9/26/2015

3- Khái niệm cơ bản về cơ học lượng tử

3.1- Hàm sóng – phương trình sóng Schrodinger

Trạng thái của hệ vĩ mô sẽ hoàn toàn được xác định nếu biết

quỹ đạo và vận tốc chuyển động của nó Trong khi đó đối với những

hệ vi mô, do bản chất sóng – hạt và nguyên lí bất định, khái niệm

quỹ đạo không còn ý nghĩa nữa

Trong cơ học lượng tử trạng thái của electron quanh nhân

nguyên tử được mô tả bằng một hàm xác định gọi là hàm sóng hay

hàm trạng thái (x,y,z) (đọc là: Pơxi)

Hàm sóng  nhận được khi giải phương trình sóng Schrodinger

( Là phương trình mô tả trạng thái chuyển động của hạt vi mô trong không

gian Đó là phương trình sóng do nhà bác học Áo Schrodinger đưa ra năm

1926)

Phương trình có dạng như sau:

U: Thế năng của hạt E: Năng lượng toàn phần của hạt m: Khối lượng của hạt

0)(8

2 2 2 2 2 2

m z

y

x



(2.5)

Giải phương trình sóng Schrodinger trên tọa độ cầu ta

được các hàm (r,,) , từ đó ta thấy hàm  phụ thuộc vào các

đại lượng:

- Năng lượng toàn phần E;

- Mô men động lượng M,

- Hình chiếu mô men động lượng M z của electron

Trong các biểu thức tính các đại lượng này xuất hiện những con

số nguyên tương ứng gọi là những số lượng tử

Trang 9

3.2 - Ý nghĩa các số lƣợng tử

Như đã nói ở trên các số lượng tử xuất hiện trong quá trình

giải phương trình Schrodinger để tìm một số đại lượng đặc

trưng cho một hàm sóng 

Từ đó ta rút ra: mỗi hàm sóng  được đặc trưng bởi 4

tham số: n, l, m, và ms gọi là các số lượng tử

a- Số lượng tử chính n

- Số lượng tử chinh n xác định năng lượng của electron

trong ngtử theo biểu thức:

Trong đó:

-m là khối lượng của điện tử, m = 9,108.10 -28 (g)

- e là điện tích của điện tử bằng , e = -1,6.10 -19 C

- h là hằng số Planck, h = 6,62.10 -27 erg.s

)(hnemZ2π

2 2

4 2 2

erg

E n 

Nếu năng lượng được tính ra jun (J) thì có dạng:

Nếu năng lượng được tính ra electron vol (eV) và với nguyên tử 1e (Z=1),

thì biểu thức được viết gọn dưới dạng đơn giản:

Như vậy, năng lượng của electron chỉ phụ thuộc vào số lượng tử chính n

- Số lượng tử chính n nhận các giá trị từ 1,2,3,…,n

- Các  có cùng n sẽ có cùng mức năng lượng

2 2 2 4 2 2

hnmeZ2π

k=9.10 9 J.m/c 2

2 n

Trang 10

9/26/2015

Giá trị n càng lớn thì năng lượng càng cao nên lelectron ở lớp năng lượng

này càng xa hạt nhân (càng kém bền)

Như vậy:

- Đối với ngtử hiđro hay ion 1 electron: n đặc trưng cho mức năng lượng E của

electron của ngtử hay ion

- Đối với ngtử nhiều electron, ngoài sự tương tác các electron với hạt nhân còn

sự tương tác với các electron với nhau, nên nặng lượng của electron lúc này

phụ thuộc vào 2 số lượng tử là số lượng tử chính n và số lượng tử phụ l Vì vậy,

trong trường hợp này giá trị n chỉ đặc trưng cho mức năng lượng trung bình của

- l xác định momen động lượng obital của electron Chính là hình

dạng của các obitan nguyên tử

- số lượng tử phụ l nhận giá trị 0,1,2 , n-1 Do vậy, số lượng tử phụ

l còn xác định phân mức năng lượng của phân lớp điện tử trong lớp

n

Để tiện sử dụng người ta dùng các chữ cái thường để kí hiệu

các phân lớp e trong nguyên tử

Thí dụ: Khi l = 0 ký hiệu phân lớp e : s

Khi l = 1 ký hiệu phân lớp e : p

Khi l = 2 ký hiệu phân lớp e : d

Khi l = 3 ký hiệu phân lớp e : f

Để phân biệt các phân lớp cùng tên trong các lớp khác nhau,

người ta đặt trước các chữ đó bằng số lượng tử chính

2π

h 1) (

Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam

https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/

Trang 11

nhau, không kể thuộc 1 lớp nào Các AO thuộc phân lớp s (l=0) có

dạng hình cầu; thuộc phân lớp p (l=1) có dạng hình số 8 nổi hay

hình quả tạ; phân lớp d và f có hình dạng phức tạp hơn

c- Số lượng tử từ m

- m nhận giá trị từ -l đến +l kể cả 0 Như vậy, ứng với một giá trị của l có

(2l+1) giá trị của m

- Số lượng tử từ m xác định hình chiếu của mômen động lượng Mz

của electron trên một phương z của trường ngoài trong biểu thức

Như vậy, các AO có Mz khác nhau (có m khác nhau) sẽ định

hướng khác nhau tronh không gian m quyết định hướng của AO hay

hướng của mây

Phân lớp s: l=0; m=0 chỉ có một cách định hướng

Phân lớp p: l=1; m=-1,0,+1 Có 3 cách định hướng tương ứng:

px, py, pz Phân lớp d: l=2; m= -2,-1,0,+1,+2 Có 5 cách định hướng tương ứng:

dxy, dyz, dz2, dx2 -y 2, dzx

2π

h m.

Mz 

Trang 12

9/26/2015

d- Số lượng tử Spin ms

Nghiên cứu quang phổ của các ngtố người ta thấy

rằng, electron ngoài chuyển động quanh nhân còn tự

quay quanh trục riêng của nó Chuyển động này gọi là

chuyển động Spin

Số lượng tử đặc trưng cho chuyển động Spin được

gọi là số lượng tử Spin (ms)

Số lượng tử Spin nhận 2 giá trị là +1/2 và -1/2

Như vậy, trạng thái của mỗi electron trong ngtử

được đặc trưng bởi 4 số lượng tử n,l,m,ms

Hàm n l mđược gọi obitan nguyên tử (AO-Atomic

Orbital)

3.3- Orbital nguyên tử

Mỗi hàm sóng (n,l,m) của electron trong nguyên tử là kết quả

của việc giải phương trình sóng và được gọi là orbital nguyên tử

(atomic orbital), viết tắt là AO Như vậy:

Orbital ngtử là những hàm sóng mô tả các trạng thái của

electron trong ngtử

Mỗi AO thường biểu diễn bằng 1 ô vuông

Trang 13

biên soạn: Nguyễn Kiên Hình dạng một số AO

4 Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử nhiều

electron

a - Nguyên lý lọai trừ Pauli

Qua thực nghiệm , Pauli đã nêu lên nguyên lý:

“ Trong một ngtử, không thể có 2 electron có cùng 4 số

lượng tử”

Từ nguyên lý cho thấy trong 1 orbital, chỉ có thể chứa

được tối đa 2 e có Spin ngược nhau, không thể có thêm 1 e thứ 3

Thí dụ: Sự sắp xếp e trong 1 AO, chỉ có 2 trường hợp:

Electron độc thân

Electron cặp đôi

Sự phân bố các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản tuân theo

nguyên lý loại từ Pauli, nguyên lý vững bền và qtắc Hund

Trang 14

9/26/2015

 Tính số electron tối đa có trong các phân

- Trong mỗi phân lớp ứng với số lượng tử phụ l có (2l+1) orbital nên có

tối đa là 2(2l+1)e

Chẳng hạn ở phân lớp s,(l = 0) có 1 AO số e = 2

Phân lớp p(l = 1) số e tối đa là 6 (có 3 AO lượng tử)

Phân lớp d(l = 2) số e tố đa là 10(có 5 AO lượng tử)

- Trong một lớp n có n phân lớp với l nhận các giá trị: 0, 1,2, 3,…,(n-1)

Vậy số e tối đa S có trong 1 lớp thứ n là:

2

2n 1) 2(2l

Bằng phương pháp quang phổ và tính toán lí thuyết người ta đã xác

định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau:

1s 2s 2p 3s 3p 4s  3d 4p 5s  4d 5p 6s  4f  5d 6p 7s 5f  6d 7p

c - Quy tắc Hund

“Trong một phân lớp, các điện tử có khuynh hướng phân bố đều vào

các AO sao cho tổng số Spin của chúng là cực đại (tức là số electron

độc thân là nhiều nhất) “

d- Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà

Nếu nguyên tố có cấu trúc ns2(n-1) d4 thì chúng chuyển sang

dạng bán bão hoà ns1(n-1) d5và ns2(n-1) d9  ns1(n-1) d10

Trang 15

5- Quan hệ giữa cấu trúc lớp vỏ điện tử của nguyên tử với

vị trí của các nguyên tố đó trong bảng HTTH (SGK).

II – LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

1.CÁC ĐẶC TRƢNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HOÁ HỌC

Ví dụ: Năng lượng liên kết H-H trong phân tử H2:EH-H=104Kcal/mol

Năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền

Đối với các phân tử có số liên kết giống nhau > 2, người ta dùng đại lượng năng

lượng trung bình của liên kết

Ví dụ: Trong phân tử H2O có 2 liên kết O-H

EO-H thứ nhất bằng 118Kcal/mol

EO-H thứ hai bằng 102Kcal/mol

Vì vậy, năng lượng trung bình của liên kết O-H là: EO-H=110Kcal/mol

Năng lượng liên kết của liên kết bội cao hơn năng lượng liên kết đơn

Ví dụ: EC-C=83kcal/mol; EC=C = 143kcal/mol; ECC = 194kcal/mol

Trang 16

9/26/2015

1.2- Độ dài liên kết

Độ dài liên kết là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử

khi hình thành liên kết

Độ dài liên kết càng lớn thì liên kết càng kém bền

Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên

tử tham gia liên kết và bản chất mối liên kết

VD: Độ dài một số mối liên kết sau:

H – H : 0,74Ao

H – O : 0,96Ao

C = C : 1,34 Ao

C  C : 1,20Ao

Trang 17

1.3- Góc hoá trị (góc liên kết)

Góc liên kết là góc tạo bởi hai mối liên kết giữa một

ngtử với một ngtử khác

Khi một nguyên tử đồng thời liên kết với nhiều

nguyên tử khác để tạo thành nhiều mối liên kết thì các

mối liên kết này tạo thành các góc khác nhau

Biết được độ dài liên kết và góc hoá trị ta sẽ xác

định được hình dạng của phân tử

SF6

sulfur hexafluoride SF6

sulfur hexafluoride

Định dạng
Số trang	34
Dung lượng	1,97 MB