Bài giảng Hoá học Đại cương dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng

Bài giảng Hoá học Đại cương dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng Bộ tài liệu sưu tập gồm nhiều Bài tập THCS, THPT, luyện thi THPT Quốc gia, Giáo án, Luận văn, Khoá luận, Tiểu luận…và nhiều Giáo trình Đại học, cao đẳng của nhiều lĩnh vực: Toán, Lý, Hoá, Sinh…. Đây là nguồn tài liệu quý giá đầy đủ và rất cần thiết đối với các bạn sinh viên, học sinh, quý phụ huynh, quý đồng nghiệp và các giáo sinh tham khảo học tập. Xuất phát từ quá trình tìm tòi, trao đổi tài liệu, chúng tôi nhận thấy rằng để có được tài liệu mình cần và đủ là một điều không dễ, tốn nhiều thời gian, vì vậy, với mong muốn giúp bạn, giúp mình tôi tổng hợp và chuyển tải lên để quý vị tham khảo. Qua đây cũng gởi lời cảm ơn đến tác giả các bài viết liên quan đã tạo điều kiện cho chúng tôi có bộ sưu tập này. Trên tinh thần tôn trọng tác giả, chúng tôi vẫn giữ nguyên bản gốc. Trân trọng. ĐỊA CHỈ DANH MỤC TẠI LIỆU CẦN THAM KHẢO http:123doc.vntrangcanhan348169nguyenductrung.htm hoặc Đường dẫn: google > 123doc > Nguyễn Đức Trung > Tất cả (chọn mục Thành viên) DANH MỤC TẠI LIỆU ĐÃ ĐĂNG A. HOÁ PHỔ THÔNG 1. CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 1, PDF 2. CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 1, Word 3. CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 2. PHẦN HỢP CHẤT CÓ NHÓM CHỨC 4. CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN 1. CHUYÊN Đề TRÌNH HÓA VÔ CƠ 10 VÀ 11 5. CHUYÊN ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 2. PHẦN HỢP CHẤT CÓ NHÓM CHỨC 6. BỘ ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC MÔN HÓA HỌC 140 7. BỘ ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC MÔN HÓA HỌC 4170 8. ON THI CAP TOC HỌC HÓA HỮU CƠ PHẦN 1, PDF 9. TỔNG HỢP KIẾN THỨC HÓA HỌC PHỔ THÔNG 10. 70 BỘ ĐỀ LUYỆN THI ĐẠI HỌC MÔN HÓA HỌC, word 11. CHUYÊN ĐỀ VÔ CƠ, LỚP 11 – 12. ĐẦY ĐỦ CÓ ĐÁP ÁN 12. Bộ câu hỏi LT Hoá học 13. BAI TAP HUU CO TRONG DE THI DAI HOC 14. CAC CHUYEN DE LUYEN THI CO DAP AN 48 15. GIAI CHI TIET CAC TUYEN TAP PHUONG PHAP VA CAC CHUYEN DE ON THI DAI HOC. 86 16. PHUONG PHAP GIAI NHANH BAI TAP HOA HOC VA BO DE TU LUYEN THI HOA HOC 274 17. TỔNG HỢP BÀI TẬP HÓA HỌC LỚP 12 18. PHAN DANG LUYEN DE DH 20072013 145 19. BO DE THI THU HOA HOC CO GIAI CHI TIET.doc 20. Tuyển tập Bài tập Lý thuyết Hoá học luyện thi THPT Quốc gia 21. PHÂN DẠNG BÀI TẬP HOÁ HỌC ÔN THI THPT QUỐC GIA 57 22. BỘ ĐỀ LUYỆN THI THPT QUỐC GIA MÔN HOÁ CÓ ĐÁP ÁN 29 ĐỀ 145 23. BỘ ĐỀ LUYỆN THI THPT QUỐC GIA MÔN HOÁ CÓ ĐÁP ÁN PHẦN 2 B. HỌC SINH GIỎI 1. Bồi dưỡng Học sinh giỏi Hoá THPT Lý thuyết và Bài tập 2. Tài liệu hướng dẫn thí nghiệm thực hành học sinh giỏiolympic Hoá học 54 3. CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI HOÁ LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP 17 4. ĐỀ THI CHUYÊN HOÁ CÓ HƯỚNG DẪN CHI TIẾT PHẦN ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ 5. Tuyển tập Đề thi Bồi dưỡng Học sinh giỏi Hoá THCS Lý thuyết và Bài tập 6. Chuyên đề Bồi dưỡng HSG Hoá học, 12 phương pháp giải toán C. HOÁ ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC 1. ỨNG DỤNG CỦA XÚC TÁC TRONG HÓA HỮU CƠ 2. CƠ CHẾ PHẢN ỨNG TRONG HÓA HỮU CƠTIỂU LUẬN 3. TL HÓA HỌC CÁC CHẤT MÀU HỮU CƠ 4. GIÁO TRÌNH HÓA HỮU CƠ DÀNH CHO SINH VIÊN CĐ, ĐH, Hóa học Hữu cơ, tập 1 của tác giả Đỗ Đình Rãng Hóa học Hữu cơ, tập 2 của tác giả Đỗ Đình Rãng Hóa học Hữu cơ, tập 3 của tác giả Đỗ Đình Rãng Hóa học Hữu cơ, tập 1 của tác giả Thái Doãn Tĩnh Hóa học Hữu cơ, tập 2 của tác giả Thái Doãn Tĩnh Hóa học Hữu cơ, tập 3 của tác giả Thái Doãn Tĩnh Cơ chế Hóa học Hữu cơ, tập 1 của tác giả Thái Doãn Tĩnh Cơ chế Hóa học Hữu cơ, tập 2 của tác giả Thái Doãn Tĩnh Cơ chế Hóa học Hữu cơ, tập 3 của tác giả Thái Doãn Tĩnh 5. VAI TRÒ SINH HỌC CỦA CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ 44 6. BÀI TẬP NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC 40 7. Giáo trình Hoá học phân tích 8. Giáo trình Khoa học môi trường. http:baigiang.violet.vnpresentshowentry_id489754 9. Giáo trình bài tập Hoá Hữu cơ 1 10. Giáo trình bài tập Hoá Hữu cơ 2 11. Giáo trình bài tập Hoá Phân tích 1 12. Thuốc thử Hữu cơ 13. Giáo trình môi trường trong xây dựng 14. Bài tập Hóa môi trường có đáp án đầy đủ nhất dành cho sinh viên Đại họcCao đẳng 15. Mô hình, mô hình hóa và mô hình hóa các quá trình môi trường 16. Cây trồng và các yếu tố dinh dưỡng cần thiết 17. Đất đồng bằng và ven biển Việt Nam 18. Chất Hữu cơ của đất, Hóa Nông học 19. Một số phương pháp canh tác hiện đại,Hóa Nông học 20. Bài tập Hoá Đại cương có giải chi tiết dành cho sinh viên Đại học 21. Hướng dẫn học Hoá Đại cương dành cho sinh viên ĐH, CĐ 22. Bài giảng Vai trò chất khoáng đối với thực vật PP 23. Giáo trình Thực hành Hoá vô cơ dành cho sinh viên ĐH, CĐ 24. Bài tập Vô cơ dành cho sinh viên Đại học, Cao đẳng có giải chi tiết 25. Bài tập Vô cơ thi Olympic dành cho sinh viên Đại học, Cao đẳng có giải chi tiết 26. Bài giảng Hoá học Phức chất hay và đầy đủ 27. Bài giảng Hoá học Đại cương A1, phần dung dịch 28. Bài tập Hoá lý tự luận dành cho sinh viên có hướng dẫn đầy đủ 29. Bài tập Hoá lý trắc nghiệm dành cho sinh viên có đáp án đầy đủ 30. Khoá luận Tốt nghiệp bài tập Hoá lý 31. Giáo trình Hoá Phân tích dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng 32. Bài giảng Điện hoá học hay dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng 33. Bài tập Hoá học sơ cấp hay dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng 34. Bài giảng phương pháp dạy học Hoá học 1 35. Bài giảng Công nghệ Hoá dầu Bài tập Hoá sinh học hay có đáp án dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng Hoá học hợp chất cao phân tử Giáo trình Hoá học Phức chất dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng Bài giảng Hoá học Đại cương dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng D. HIỂU BIẾT CHUNG 1. TỔNG HỢP TRI THỨC NHÂN LOẠI 2. 557 BÀI THUỐC DÂN GIAN 3. THÀNH NGỬCA DAO TỤC NGỬ ANH VIỆT 4. CÁC LOẠI HOA ĐẸP NHƯNG CỰC ĐỘC 5. GIAO AN NGOAI GIO LEN LOP 6. Điểm chuẩn các trường năm 2015 E. DANH MỤC LUẬN ÁNLUẬN VĂNKHOÁ LUẬN… 1. Công nghệ sản xuất bia 2. Nghiên cứu chiết tách và xác định thành phần hóa học trong hạt tiêu đen 3. Giảm tạp chất trong rượu 4. Tối ưu hoá quá trình điều chế biodiesel 5. Tinh dầu sả 6. Xác định hàm lượng Đồng trong rau 7. Tinh dầu tỏi 8. Tách phẩm mầu 9. Một số phương pháp xử lý nước ô nhiễm 10. Tinh dầu HỒI 11. Tinh dầu HOA LÀI 12. Sản xuất rượu vang 13. VAN DE MOI KHO SGK THI DIEM TN 14. TACH TAP CHAT TRONG RUOU 15. Khảo sát hiện trạng ô nhiễm arsen trong nước ngầm và đánh giá rủi ro lên sức khỏe cộng đồng 16. REN LUYEN NANG LUC DOC LAP SANG TAO QUA BAI TAP HOA HOC 10 LV 151 17. Nghiên cứu đặc điểm và phân loại vi sinh vật tomhum 18. Chọn men cho sản xuất rượu KL 40 19. Nghiên cứu sản xuất rượu nho từ nấm men thuần chủng RV 40 20. NGHIÊN CỨU THÀNH PHẦN HÓA HỌC VÀ HOẠT TÍNH SINH HỌC CÂY DẤU DẦU LÁ NHẴN 21. LUẬN ÁN TIẾN SĨ CHẾ TẠO KHẢO SÁT ĐẶC TÍNH ĐIỆN HOÁ CỦA ĐIỆN CỰC 21 22. NGHIÊN CỨU THÀNH PHẦN HÓA HỌC VÀ HOẠT TÍNH SINH HỌC CỦA MỘT SỐ LOÀI THUỘC CHI UVARIA L. HỌ NA (ANNONACEAE) 23. Nghiên cứu chiết tách và xác định thành phần hóa học trong dịch chiết từ đài hoa bụp giấm 24. Nghiên cứu chiết tách và xác định thành phần hóa học trong quả mặc nưa 25. Nghiên cứu xử lý chất màu hữu cơ của nước thải nhuộm …bằng phương pháp keo tụ điện hóa 26. Nghiên cứu và đề xuất hướng giải quyết các vấn đề khó và mới về hoá hữu cơ trong sách giáo khoa hoá học ở Trung học phổ thông 27. Nghiên cứu chiết xuất pectin từ phế phẩm nông nghiệp, thực phẩm 28. Chiết xuất quercetin bằng chất lỏng siêu tới hạn từ vỏ củ Hành tây 29. Thành phần Hóa học và hoạt tính Kè bắc bộ pp 30. Nghiên cứu phương pháp giảm tạp chất trong rượu Etylic 31. Tối ưu hoá quá trình điều chế biodiesel từ mỡ cá tra với xúc tác KOHγAl2O3 bằng phương pháp bề mặt đáp ứng 32. Tối ưu hoá quá trình chiết ANTHOCYANIN từ bắp cải tím F. TOÁN PHỔ THÔNG 1. TUYEN TAP CAC DANG VUONG GOC TRONG KHONG GIAN 2. Luyện thi THPT Quốc gia môn Toán 500 câu có đáp án 3. Phân dạng Luyện thi THPT Quốc gia môn Toán 4. Bộ đề Trắc nghiệm Luyện thi THPT Quốc gia môn Toán 5. Chuyên đề Trắc nghiệm Luyện thi THPT Quốc gia môn Toán 6. Bộ đề Thi thử Trắc nghiệm THPT Quốc gia môn Toán 7. Bộ đề kiểm tra trắc nghiệm 1 tiết phút môn Toán lớp 12 8. Bài tập trắc nghiệm môn toán lớp 12, luyện thi THPT quốc gia tổng hợp rất nhiều P1 9. Bài tập trắc nghiệm môn toán lớp 12, luyện thi THPT quốc gia tổng hợp rất nhiều P2 10. Bài tập trắc nghiệm môn toán lớp 12, luyện thi THPT quốc gia tổng hợp rất nhiều P3 11. Bài tập trắc nghiệm môn toán Giải tích lớp 12, luyện thi THPT quốc gia P1 có đáp án 12. Bài tập trắc nghiệm môn toán Giải tích lớp 12, luyện thi THPT quốc gia P2 13. Phân dạng Bài tập trắc nghiệm môn toán lớp 12, luyện thi THPT quốc gia 14. Bài tập trắc nghiệm môn toán Hình học lớp 12, luyện thi THPT quốc gia. 15. Bài tập trắc nghiệm môn toán Hình học lớp 12, luyện thi THPT quốc gia có đáp án 16. Phân dạng Bài tập trắc nghiệm môn toán Hình học lớp 12, luyện thi THPT quốc gia 17. Đề Thi thử Trắc nghiệm THPT Quốc gia môn Toán 18. Đề Thi thử Trắc nghiệm THPT Quốc gia môn Toán có đáp án 19. Đề Thi thử Trắc nghiệm THPT Quốc gia môn Toán có giải chi tiết 20. Ôn tập Toán 12, luyện thi THPT Quốc gia 21. Phân dạng bài tập hình học 11 rất hay có giải chi tiết các dạng 22. Bài tập trắc nghiêm Toán 11 23. Đề trắc nghiệm toán đại số 12 dành cho kiểm tra 1 tiêt, 15 phút có đáp án G. LÝ PHỔ THÔNG 1. GIAI CHI TIET DE HOC SINH GIOI LY THCS

Mục Lục

Chương I NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HOÁ HỌC 5

1.1 Những khái niệm 5

1.1.1 Nguyên tố hoá học 5

1.1.2 Nguyên tử 5

1.1.3 Phân tử 5

1.1.4 Nguyên tử khối – phân tử khối 5

1.1.5 Khối lương mol nguyên tử - khối lượng mol phân tử (kí hiệu M) 5

1.1.6 Đơn chất - hợp chất - dạng thù hình của một nguyên tố hoá học 5

1.1.7 Phương trình hoá học 6

1.2 Các định luật cơ bản 6

1.2.1 Định luật thành phần không đổi (Joseph Louis Proust 1801) 6

1.2.2 Định luật bảo toàn khối lượng (Lomonosov 1748) 6

1.2.3 Phương trình khí lí tưởng 6

1.2.4 Định luật Avôgađrô 6

1.2.5 Định luật đương lượng 6

Chương II CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 8

2.1 Những cơ sở vật lí nghiên cứu cấu tạo nguyên tử 8

2.1.1 Hạt nhân nguyên tử 8

2.1.2 Thuyết lượng tử của Planck 9

2.1.3 Hệ thức tương đối Einstein (1903) 9

2.1.4 Vỏ nguyên tử: gồm các electron (Kí hiệu e) 9

2.2 Cấu tạo lớp vỏ nguyên tử 9

2.2.1 Mô hình nguyên tử Bohr 9

2.2.2 Bản chất sóng hạt của electron 10

2.2.3 Hệ thức bất định Heisenberg (1927) 10

2.2.4 Hàm sóng và phương trình hàm sóng của electron 10

2.3 Nguyên tử nhiều e - Sự phân bố của e trong nguyên tử nhiều e 14

2.3.1 Khái niệm lớp – phân lớp và ô lượng tử 15

2.3.2 Qui luật phân bố e trong nguyên tử nhiều e 16

2.4 Hệ thống tuần hoàn của các nguyên tố 17

2.4.1 Định luật tuần hoàn 17

2.4.2 Bảng hệ thông tuần hoàn (Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài) 18

2.5.2 Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của nguyên tố 20

2.5.2 Mối quan hệ giữa cấu hình e và vị trí của các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn 22

Chương III CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC 22

3.1 Khái quát về phân tử và liên kết hoá học – Các khái niệm cơ bản 22

3.1.1 Khái niệm phân tử 22

3.1.2 Thuyết electron hoá trị 22

3.1.4 Một số đặc trưng của liên kết 25

3.2 Quá trình hình thành và phát triển học thuyết về liên kết 27

3.2.1 Liên kết ion và giả thuyết Kossel về liên kết ion 27

3.2.2 Liên kết cộng hoá trị 28

Chương 4 LIÊN KẾT GIỮA CÁC PHÂN TỬ VÀ TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA VẬT

CHẤT 38

Chương V NHIỆT ĐỘNG HỌC CỦA PHẢN ỨNG HOÁ HỌC 41

5.1 Khái niệm chung 41

5.1.1 Đối tượng nghiên cứu của nhiệt động hoá học 41

5.1.2 Các khái niệm cơ bản của nhiệt động học 42

5.2 Nguyên lí I của nhiệt động học 43

5.2.1 Nội dung nguyên lí I của nhiệt động học 43

5.2.2 Nhiệt đẳng áp, entanpi 44

5.2.3 Nhiệt dung 44

5.3 Áp dụng nguyên lí I vào các quá trình hoá học, nhiệt hoá học 45

5.3.1 Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hoá học 45

5.3.2 Định luật Hess 47

5.3.3 Tính hiệu ứng nhiệt của các quá trình khác 48

5.3.4 Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ Phương trình Kirchhoff 57

Chương VI CHIỀU HƯỚNG DIỄN BIẾN CỦA QUÁ TRÌNH HOÁ HỌC NGUYÊN LÍ II CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC 59

6.1 Mở đầu 59

6.2 Entropi 59

6.2.1 Mức độ hỗn độn của hệ và chiều hướng diễn biến của các quá trình hoá học 59

6.2.2 Định nghĩa entropi 60

6.2.3 Entropi và xác suất nhiệt động 60

6.2.4 Entripi ở nhiệt độ thấp Nguyên lí III của nhiệt động học 62

6.2.5 Mối liên hệ giữa entropi và hiệu ứng nhiệt của quá trình 64

6.2.6 Tính biến thiên entropi trong một số quá trình cân bằng 64

6.3 Thế đẳng áp – đẳng nhiệt và chiều của phản ứng hoá học 67

6.3.1 Thế đẳng áp – đẳng nhiệt 67

6.3.2 Các yếu tố entanpi, entropi và chiều của quá trình 68

6.3.3 Tính biến thiên đẳng áp của các quá trình 70

6.4 Thế hoá học 71

6.4.1 Khái niệm về hoá thế 71

6.4.2 Ý nghĩa của thế hoá học 71

Chương VII CÂN BẰNG PHẢN ỨNG HOÁ HỌC 72

7.1 Phản ứng thuận nghịch 72

7.2 Hằng số cân bằng – Phương trình đẳng nhiệt Van't Hoff 72

7.2.1 Định luật tác dụng khối lượng 72

7.2.2 Phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff 73

7.3 Hằng số cân bằng Kp , K C , K x 74

7.4 Các phương pháp xác định hằng số cân bằng hoá học 76

7.4.1 Xác định dựa vào áp suất, nồng độ, số mol của các chất tại thời điểm cân bằng 76

7.4.2 Xác định dựa vào phương trình Van't Hoff 76

7.4.3 Xác định hằng số cân bằng của phản ứng khi biết hằng số cân bằng của các phản ứng liên quan 77

7.5 Phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff và chiều hướng của phản ứng 77

7.6 Sự chuyển dịch cân bằng – Nguyên lí chuyển dịch cân bằng của Le Chatelier 78

7.6.1 Khái niệm chuyển dịch cân bằng 78

7.6.2 Ảnh hưởng của nhiệt độ 78

7.6.3 Áp suất 79

7.6.4 Chất xúc tác 80

Chương VIII TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG 81

8.1 Khái niệm chung 81

8.2 Ảnh hưởng của nồng độ đến tốc độ phản ứng 81

8.2.1 Định luật tác dụng khối lượng 81

8.2.2 Bậc phản ứng phân tử số của phản ứng và cơ chế của phản ứng 82

8.3 Phương trình động học của phản ứng 83

8.3.1 Phản ứng bậc 1 83

8.3.2 Phản ứng bậc 2 84

8.4 Ảnh hưởng của nhiệt độ đên tốc độ phản ứng 85

8.4.1 Quy tắc Van’t Hoff 85

8.4.2 Phương trình Arrhenius 86

8.5 Ảnh hưởng của chất xúc tác 87

Chương IX DUNG DỊCH 87

9.1 Khái niệm về dung dịch 87

9.2 Nồng độ dung dịch Độ tan 88

9.2.1 Nồng độ dung dịch 88

9.2.2 Độ tan 88

9.3 Dung dịch chứa chất tan không điện ly không bay hơi 90

9.3.1 Áp suất hơi bão hoà của dung dịch 90

9.3.2 Nhiệt độ sôi của dung dịch 91

9.3.3 Nhiệt độ đông đặc (hóa rắn, kết tinh) của dung dịch 91

9.3.4 Áp suất thẩm thấu của dung dịch 92

9.4 Dung dịch điện ly 93

9.4.1 Khái niệm về chất điện ly, sự điện ly, cơ chế sự điện ly 93

9.4.2 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu, độ điện ly, hằng số điện ly 95

9.5 Cân bằng ion của nước trong dung dịch 97

9.5.1 Sự điện ly và tích số ion của nước 97

9.5.2 Độ pH và môi trường dung dịch 97

9.5.3 Lý thuyết về axit – bazơ, sự thuỷ phân của muối 98

9.5.4 Cách tính pH của các dung dịch axit, bazơ, muối 101

9.6 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly ít tan 106

9.6.1 Tích số tan và độ tan của chất điện ly ít tan 106

9.7 Dung dịch keo 107

9.7.1 Những tính chất cơ bản của hệ keo 107

9.7.2 Cấu tạo của hạt keo 108

9.7.3 Điều chế các hệ keo 108

9.7.4 Ứng dụng của các hệ keo 110

Chương X PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ VÀ CÁC QUÁ TRÌNH ĐIỆN HOÁ 112

10.1 Cặp oxi hoá - khử và pin điện hoá 112

10.1.1 Cặp oxi hoá - khử 112

10.1.2 Pin điện hoá 112

10.1.3 Thế điện cực và thế điện cực chuẩn 112

10.2 Phương trình Nernst 115

10.3 Quan hệ giữa sức điện động của pin và hằng số cân bằng K của phản ứng oxi hoá khử

xảy ra trong pin 116

10.4 Một số nguồn điện hoá học thông dụng 116

10.4.1 Pin Leclanche 116

10.4.2 Acquy chì 117

10.5 Sự điện phân 117

Chương I NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HOÁ

1.1.4 Nguyên tử khối – phân tử khối

Nguyên tử khối hay khối lượng tương đối của một nguyên tử cho biết khối lượng nguyên tử đó gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử (đvC hay u ta có 12

1 1

12 C

u m )

Ví dụ: Nguyên tử khối của 1

H = 1 Nguyên tử khối của 8

O = 8 Phân tử khối hay khối lương phân tử tương đối bằng tổng nguyên tử khối của các nguyên tử tạo thành phân tử

1.1.5 Khối lương mol nguyên tử - khối lượng mol phân tử (kí hiệu M)

Khối lượng mol nguyên tử của một nguyên tố hóa học là khối lượng của một mol nguyên tử của nguyên tố đó (tính bằng đơn vị g)

1.1.6 Đơn chất - hợp chất - dạng thù hình của một nguyên tố hoá học

Đơn chất là chất mà phân tử chỉ gồm một hay nhiều nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học

Ví dụ: H2, O2, Ne

Hợp chất là chất mà phân tử của gồm nhiều nguyên tử của các nguyên tố hoá học khác nhau liên kết tạo thành

Ví dụ: H2SO4, H2O

Thù hình của một nguyên tố hoá học là những dạng đơn chất khác nhau của cùng một nguyên

tố hoá học

Ví dụ: Oxi và ozon là hai dạng thù hình của nguyên tố oxi

Than chì, kim cương và than vô định hình là các dạng thù hình của nguyên tố cacbon

1.1.7 Phương trình hoá học

Để biểu diễn sự tương tác của các chất trong phản ứng hoá học ta dùng phương trình hoá học

Ví dụ: NaOH + HCl  NaCl + H2O

1.2 Các định luật cơ bản

1.2.1 Định luật thành phần không đổi (Joseph Louis Proust 1801)

"Một hợp chất luôn có thành phần xác định không đổi cho dù được điều chế bằng cách nào"

1.2.2 Định luật bảo toàn khối lượng (Lomonosov 1748)

"Tổng khối lượng của các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng của các chất sau phản ứng"

1.2.3 Phương trình khí lí tưởng

Những nghiên cứu về tính chất của các chất khí cho thấy rằng ở nhiệt độ và áp suất không quá thấp cũng không quá cao so với điều kiện thường, phần lớn các chất khí đều tuân theo hệ thức gọi là phương trình khí lí tưởng

PV = nRT

Trong đó: P: Áp suất chất khí (atm) V: Thể tích chất khí (l)

n: Số mol chất khí T: Nhiệt độ chất khí (K, T = t0

C+ 273) R: Hằng số khí (R= 22,4/273 = 0,082 l.atm/mol.độ)

1.2.4 Định luật Avôgađrô

"Ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất, những thể tích bằng nhau của các chất khí đều có cùng số phân tử (nghĩa là có cùng số mol)."

Từ đó ta có trong điều kiện tiêu chuẩn (P = 1atm, to

= 0oC), một mol chất khí bất kỳ đều chiếm một thể tích bằng nhau là 22,4lít

1.2.5 Định luật đương lượng

a Định luật đương lượng của một nguyên tố

Trong phản ứng các nguyên tố kết hợp với nhau theo một tỉ lệ xác định gọi là tỉ lệ kết hợp hay

Đương lượng của một nguyên tố thực chất là số phần khối lượng của nguyên tố đó ứng với 1 đơn vị hoá trị mà nó tham gia phả ứng

Đ = M/n Trong đó: Đ: Đương lượng của nguyên tố

M: Khối lượng mol của nguyên tố đó n: Hoá trị của nguyên tố đó

Ta có: Trong các hợp chất khác thì hoá trị của các nguyên tố có thể khác nhau nên đương lượng của nguyên tố trong các hợp chất này cũng khác nhau

Ví dụ: Đương lương của C trong CO là 12/2 = 6

Đương lượng của C trong CO2 là 12/4 = 3

Đối với nguyên tố có hoá trị không đổi thì đương lượng của các nguyên tố này cũng không đổi Đương lượng gam của một nguyên tố là khối lượng của nguyên tố đó tính ra gam đương lượng của nguyên tố đó

Trong phản ứng trao đổi ta có

n: Số ion H+

của một phân tử axit tham gia trao đổi trong phản ứng

Số ion OH

của một phân tử bazơ tham gia trao đổi trong phản ứng

Tổng số điện tích ion âm hoặc ion dương mà một phân tử muối thàm gia trao đổi

Trong phản ứng oxi hoá khử

n: Số electron mà chất oxi hoá nhận hay số electron của chất khử cho

Ví dụ: Trong môi trường axit KMnO4 có phản ứng: MnO4- + 5e + 8H+  Mn2+ + 4H2O có

-

+ 3e + 2H2O  MnO2 + 4OH- có Đ = M/3 Đương lượng gam của một chất là gia trị đương lượng của chất đó tính ra gam

"Các nguyên tố kết hợp hay thay thế nhau theo các khối lượng tỉ lệ thuận với tỉ lệ đương lượng của chúng"

mA/mB = ĐA/ĐB

Trong đó mA, mB là khối lượng của chất A,B phản ứng với nhau

ĐA, ĐB là đương lượng của chất A, B

Áp dụng khi trong phản ứng một chất tham gia nhiều quá trình khác nhau

Chương II CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

Cho đến giữa thế kỉ XVIII người ta vẫn cho rằng nguyên tử là hạt vật chất nhỏ nhất không thể chia nhỏ được Nhưng đến cuối thế kỉ XIX nhiều công trình nghiên cứu đã chứng minh rằng nguyên tử được tạo thành từ nhiều loại hạt cơ bản khác nhau, từ những phát hiện trên đã mở đầu cho việc nghiên cứu về nguyên tử sâu hơn

2.1 Những cơ sở vật lí nghiên cứu cấu tạo nguyên tử

Nhờ những thành tựu trong vật lí hiện đại, các nhà khoa học đã khẳng định rằng nguyên tử gồm hai phần: Hạt nhân nguyên tử và lớp vỏ

Số khối (A) bằng tổng số hạt proton và nơtron có trong hạt nhân nguyên tử

Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân

a Sự phóng xạ của hạt nhân nguyên tử

Sự phóng xạ của hạt nhân nguyên tử được nhà khoa học Pháp Henri Becquerel phát hiện ra năm 1896 trong hợp chất uran

Một nguyên tố được gọi là nguyên tố phóng xạ khi hạt nhân của nó tự phân rã do vậy điện tích hạt nhân sẽ bị thay đổi nên nguyên tử của nguyên tố này sẽ biến thành nguyên tử của nguyên tố khác

Ví dụ: 226 222 4

88Ra 86Rn2He

Radi Radon Hạt 

b Năng lượng hạt nhân

Là năng lượng cần thiết để phá được hạt nhân của một nguyên tử thành các hạt p và n riêng rẽ, năng lượng này là vô cùng lớn

2.1.2 Thuyết lượng tử của Planck

Năm 1900 Planck đã trình bày quan điểm lượng tử đầu tiên và cho rằng "Ánh sáng bức xạ điện

tử nói chung gồm những lượng tử năng lượng phát ra từ nguồn sáng"

2.1.3 Hệ thức tương đối Einstein (1903)

Năm 1903 Einstein đã tìm ra mối liên hệ giữa vận tốc và khối lượng của vật chuyển động với năng lượng của nó trong biểu thức sau

2.2 Cấu tạo lớp vỏ nguyên tử

2.2.1 Mô hình nguyên tử Bohr

Năm 1913, Nhà vật lí Đan Mạch Niels Bohr đã đề xuất mô hình nguyên tử có nội dung như sau: (1) Trong nguyên tử, electron quay xung quanh hạt nhân không trên những quỹ đạo bất kì

mà trên quỹ đạo tròn đồng tâm có bán kính xác định (gọi là quỹ đạo dừng hay gọi là quỹ đạo lượng tử)

(2) Khi chuyển động trên quỹ đạo này, electron không thu hay phát ra năng lượng (năng lượng được bảo toàn) Như vậy mỗi quỹ đạo dừng tương ứng với một mức năng lượng xác định (ta có năng lượng của electron được lượng tử hoá)

(3) Khi hấp thụ năng lượng xác định, electron chuyển từ quỹ đạo có năng lượng thấp lên quỹ đạo có năng lượng cao hơn Ngược lại khi chuyển từ quỹ đạo có năng lượng cao sang quỹ đạo có năng lượng thấp nó phát ra một năng lượng

Từ mô hình nguyên tử của Bohr, chúng ta có những kết quả sau:

- Tính được bán kính quỹ đạo bền, tốc độ và năng lượng electron chuyển động trong quỹ đạo đó

- Giải thích được bản chất vật lí của quang phổ vạch nguyên tử và tính toán được vị trí các vạch phổ của nguyên tử hiđro

2.2.2 Bản chất sóng hạt của electron

Hệ thức De Broglie (1924), khi phát biểu về thuyết lượng tử, ông đã cho rằng không chỉ có bức

xạ mà các hạt nhỏ trong nguyên tử như p, e cũng có tính chất sóng và hạt được đặc trưng bằng bước sóng nhất định

Theo phương trình   mv h

Trong đó m: khối lượng của hạt

v: Vận tốc chuyển động của hạt Những nghiên cứu về sau cho thấy giả thuyết của De Broglie là đúng đắn Vì electron cũng có tính chất sóng và hạt nên mọi phương trình mô tả chuyển động của electron phải thoả mãn đồng thời hai tính chất này

2.2.3 Hệ thức bất định Heisenberg (1927)

Từ tính chất sóng và hạt của các hạt vi mô, 1927 nhà vật lí người Đức Heisenberg đã chứng minh nguyên lí bất định có nội dung như sau "Về nguyên tắc không thể xác định đồng thời chính xác các tọa độ và vận tốc của hạt, do đó không thể xác định hoàn toàn chính xác các quỹ đạo chuyển động của hạt"

Nếu gọi sai số của phép đo vận tốc của hạt theo phương Ox là vx và sai số của phéo đo tọa độ theo trục ox là x Động lượng của hạt là p = m.v nên ta có p =m.vx

2.2.4 Hàm sóng và phương trình hàm sóng của electron

Công thức của De Broglie đã đặt nền móng cho môn cơ học lượng tử trong việc mô tả chuyển động của các vi hạt

- Vì hàm sóng  (x,y,z,t) có thể là hàm thực hoặc hàm phức nên nó không có ý nghĩa vật lí trực tiếp mà bình phương môđun của hàm sóng 2

(là hàm thực và luôn dương) mới có ý nghĩa là mật độ xác suất tìm thấy hạt tại toạ độ tương ứng

Đó là một phương trình vi phân bậc hai của hàm  có dạng tổng quát như sau:

H =E

Trong đó H: là toán tử Hamilton có 2 22

h m

Trong đó U: là thế năng của hạt ở toạ độ x,y,z

E: Năng lượng toàn phần của hạt trong toàn hệ

Khi giải phương trình SchrÖdinger ta thu được cad hàm  và năng lượng của electron Tuy nhiên việc giải chính xác phương trình này chỉ được thực hiện đối với nguyên tử hiđro và ion dạng nguyên tử hiđro (Nguyên tử hay ion có 1e ở lớp vỏ), còn đối với cad nguyên tử hay ion có nhiều e chúng ta dùng phương pháp gần đúng

c Kết quả giải phương trình Schr Ö dinger cho nguyên hiđro hoặc ion có dạng hiđro (He +

x= rsincos y=rsinsin z=rcos

Việc giải phương trình này được thực hiện bằng cách đặt hàm  dưới dạng tích của hai hàm bán kính và hàm góc

(r,,) = R(r).Y(,)

Kết quả phương trình cho thấy hàm  phụ thuộc và 3 số lượng tử: Số lượng tử chính n, số lượng tử phụ l và số lượng tử từ ml Mỗi bộ ba số lượng tử n,l,ml ứng với hàm  gọi là một obital nguyên tử

Chú ý: Khi dùng phương pháp gần đúng để giải hàm sóng của nguyên tử nhiều e ta cũng thu được bộ 3 số lượng tử tương tự

Nhưng qua tính toán lí thuyết và các số liệu thực nghiệm cho thấy rằng để mô tả trạng thái của electron trong nguyên tử một cách đầy đủ cần có thêm một số lượng tử thứ tư là số lượng tử spin ms

d Giá trị và ý nghĩa của bốn số lượng tử

Số lượng tử chính (n): vỏ nguyên tử chứa các lớp e Mỗi lớp e đặt trưng bằng một giá trị của số

C) h: Hằng số Planck (h = 6,626.10-34

J.s) Khi đó ta có En = -(13,6/n2) (e.V)

Như vậy số lượng tử chính n đặc trưng cho các mức năng lượng hoặc lớp e Khi e ở trên cùng một lớp thì có mức năng lượng như nhau Electron ở lớp nào thì mang tên lớp đó

Số lượng tử phụ (ml ) số lượng tử obital hay còn gọi là số lượng tử momen góc (l)

l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ,n-1

Số lượng tử phụ đặc trưng cho trạng thái của e Trong cùng một lớp e, các obital được đặc trưng bởi cùng một giá trị l, hợp thành một phân lớp obital Các phân lớp obital được kí hiệu như sau

Kí hiệu của phân lớp 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f

Các obital cùng 1 phân lớp có hình dạng giống nhau không tính thuộc lớp nào, như obital s thì

có hình cầu

Số lượng tử từ (ml) ml = -l, , -1,0, 1, .+l

Số lượng tử từ đặc trưng cho orbital (AO)

Vậy việc giải phương trình SchrÖdinger, người ta tìm thấy 3 số lượng tử đặc trưng cho trạng thái chuyển động của e trong nguyên tử và tìm thấy hàm sóng n,l,ml gọi là orbital nguyên tử (AO), hàm này phụ thuộc vào 3 số lượng tử

Bộ 3 số lượng tử xác định năng lượng (n); phân mức năng lượng (l) và hướng của AO trong không gian (ml)

Số lượng tử spin (ms ) :Ngoài 3 số lượng tử trên, khi nghiên cứu cấu trúc tinh tế của phổ nguyên

tử người ta thấy cần bổ sung một số lượng tử nữa là số lượng tử spin ms để mô tả chính xác chuyển động của e trong nguyên tử Số lượng tử này đặc trưng cho sự tự chuyển động của e

trong nguyên tử

ms có giá trị -1/2 và +1/2 không phụ thuộc vào 3 số lượng tử đã kể trên

Số lượng tử spin đặc trưng cho độ dao động tự do của e đặc trưng cho chuyển động nội tại của

e gắn với momen động lượng riêng của e

Trong từ trường ngoài trạng thái ms = + 1/2 có năng lượng thấp hơn

e Orbital nguyên tử - hình dạng của orbital nguyên tử

Khái niệm : Những hàm n,l,ml nghiệm của phương trình SchrÖdinger mô tả trạng thái khác

nhau của e trong nguyên tử gọi là obital nguyên tử (AO)

Ví dụ: với n =1,l =0, ml = 0 ta có hàm 1,0,0 ứng với AO 1s

Với n = 2, l=1, ml = -1,0,+1 ta có hàm 2,1,-1; 2,1,0; 2,1,+1 ứng với các AO 2py, 2pyz, 2px

Vậy ta có: Ứng với 1 giá trị ml ứng với 1AO

Mỗi giá trị n có n giá trị l từ 0 đến n-1

Mỗi giá trị l có (2l +1) giá tẹi ml và do đó có (2l+1)AO khác nhau

Ứng với một giá trị n số AO trong mỗi lớp là n2, vậy trong lớp n thì có n2

AO

Hình dạng của các AO

Hình dạng của các AO trong nguyên tử phụ thuộc vào hàm n,l,ml

Trong hệ toạ độ x,y,z các AO s,p,d mà hình ảnh của nó là các đám mây điện tử có hình dạng như sau:

d yz

x

yz

dxz

x

y z

2.3 Nguyên tử nhiều e - Sự phân bố của e trong nguyên tử nhiều e

Bài toán về nguyên tử nhiều e phức tạp hơn nhiều so với bài nguyên tử có 1e Trong trường hợp này e không những chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử mà còn chịu lực đẩy của các e khác Vì vậy việc giả chính xác bài toán bằng phương pháp giải tích là việc vô cùng khó khăn

nên trong bài toán này người ta sử dụng phương pháp gần đúng Khi giải bài toán này bằng phương pháp gần đúng ta cũng thu được bộ 3 số lượng tử

Qua đó ta có cách biểu diễn cấu trúc của lớp vỏ e trong nguyên tử có nhiều e, nghĩa là cách phân bố các e vào trong lớp và phân lớp của nguyên tử

Hiệu ứng chắn: Trong nguyên tử nhiều e, mỗi e ngoài việc chịu tác dụng của hạt nhân thì các e

này còn bị tác dụng bởi lực đẩy của các e khác, nghĩa là mỗi e chịu tác dụng của hạt nhân không phải là Z nữa, mà giảm đi một đại lượng  nào đấy;  gọi là hiệu ứng chắn Ta có:

Nếu obital đang xét là obital s và p thì mỗi e trong lớp obital phía trong ( n’ = n – 1) có i = 0,85; Các điện tử nằm trong lớp sâu hơn (n’ < n- 1) sễ có i = 1

Nếu obital đang xét là d hay f thì mỗi e thuộc những nhóm bên trong (nay cả cùng lớp n) sẽ có

i = 1

2.3.1 Khái niệm lớp – phân lớp và ô lượng tử

Lớp: Trong nguyên tử các e có cùng số lượng tử chính n tạo thành một lớp e gọi là lớp n của nguyên tử, được kí hiệu là K, L, M, N

Phân lớp: Mỗi phân lớp gồm các e có cùng số lượng tử phụ l, mỗi giá trị n có n giá trị l nên có

n phân lớp

Ví dụ: lớp M có 3 phân lớp 3s, 3p, 3d

Ô lượng tử hay obital: Các e có cùng 3 số lượng tử n,l,ml có trạng thái chuyển động obital giống nhau tạo thành 1 AO và được xếp vào 1 ô lượng tử - Mỗi ô lượng tử thường được kí hiệu bằng 1 ô vuông nhỏ

Số ô lƣợng tử trong một phân lớp bằng số các trị số ml ứng với giá trị l đã cho

Ví dụ: phân lớp s có l = 0 nên ml = 0  có 1 ô lƣợng tử

Phân lớp p có l = 1 nên ml = -1; 0; +1  có 3 ô lƣợng tử

2.3.2 Qui luật phân bố e trong nguyên tử nhiều e

Trong nguyên tử mỗi e đặc trƣng bởi tập hợp 4 số lƣợng tủa n,l,ml,ms Các e phân bố trong các lớp và phân lớp theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bền và qui tắc Hund

a Nguyên lí Pauli

Trong một nguyên tử (hay phân tử) không thể có hai hay nhiều e mà trạng thái của chúng đƣợc đặc trƣng bởi cùng tập hợp 4 số lƣợng tử n, l, ml, ms nhƣ nhau

Theo nguyên lí này thì trong nguyên tử hay phân tử 2 e ít nhất phải có 1 số lƣợng tử khác nhau

Ví dụ: 2e trong cùng 1 ô lƣợng tử thì có số lƣợng tử spin khác nhau là e này có ms = +1/2 thì e kia có ms = -1/2

Nhƣ vậy theo nguyên lí Pauli ta có trong mỗi ô lƣợng tử hay obital chỉ có tối đa 2e, trong phân lớp có tối đa 2(2l+1)e Do đó trong lớp n có tối đa 2n2

c Quy tắc Hund

Trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản, các e trong cùng 1 phân lớp sẽ phân bố sao cho tổng spin

S của chúng là lớn nhất (tổng số e độc thân là cực đại)

Vậy cách (3) là phù lợp với qui tắc Hund

d Cách biểu diễn cấu tạo lớp vỏ e Cấu hình e trong nguyên tử

Có 2 cách biểu diễn cấu hình e trong nguyên tử

Cách 1: dùng kí hiệu

Ví dụ N (z =7) ta có cấu hình 1s2

2s22p3Cách 2: Dùng ô lượng tử để biểu diễn cấu hình e

Qui ước: mỗi ô vuông là biểu diễn cho 1 ô lượng tử

Các e được biểu diễn bằng các mũi tên (  ), chiều mũi tên hướng lên (  ) chỉ số lượng tử spin

ms =+1/2, chiều mũi tên hướng xuống (  ) chỉ số lượng tử spin ms = -1/2

Ví dụ: N (z = 7) có cấu hình e như sau

Các AO có đủ 2e ta gọi e đã gép đôi, nếu chỉ có 1e gọi là e độc thân

Có các trường hợp ngoại lệ, các nguyên tử mà ở phân lớp (n-1)d gần đạt đến cấu hình bảo hoà hoặc bán bảo hoà ((n-1)d4

; (n-1)d9) nhưng phân lớp ns2

thì có xu hướng chuyển phần lớp d đó thành cấu hình bảo hoà hoặc bán bảo hoà ((n-1)d5

; (n-1)d10)

Ví dụ: Cấu hình của Cr (z =24): 1s2

2s22p63s23p63d54s1

2.4 Hệ thống tuần hoàn của các nguyên tố

Khi nghiên cứu một cách có hệ thống tính chất của các nguyên tố, nhà hoá học người Nga Mendeleyev (1869) nhận thấy tính chất của chúng phụ thuộc một cách tuần hoàn vào khối lượng nguyên tử Đây chính là nội dung của định luật tuần hoàn mang tên ông Trên cơ sở đó ông sắp xếp các nguyên tố thành một hệ thống gọi là hệ thống tuần hoàn Mendeleyev'\

2.4.1 Định luật tuần hoàn

Khi nghiên cứu về cấu tạo nguyên tử người ta nhận thấy rằng tính chất của các nguyên tố phụ thuộc một cách tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tố chứ không phải là khối lượng nuyên tử, nên định luật tuần hoàn được phát biểu lại như sau:

"Tính chất của các đơn chất cũng như hợp chất, thành của các hợp chất của các nguyên tố hoá học biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử"

Vậy sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các các nguyên tố là do sự biến đổi tuần hoàn cấu hình

e nguyên tử của nguyên tố đó

2.4.2 Bảng hệ thông tuần hoàn (Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài)

Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài đƣợc xây dựng trên cơ sở sau:

Các nguyên tố đƣợc xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân

Các nguyên tố có cùng số lớp đƣợc xếp thành 1 hàng ngang gọi là chu kì

Các nguyên tố có cùng số e hoá trị đƣợc xếp thành 1 cột gọi là nhóm

Nhóm gồm các nguyên tử có cùng số e hoá trị, số thứ tự của nhóm bằng số e hoá trị mà nguyên

tố có Mỗi nhóm chia thành 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (A) và phân nhóm phụ (B)

Phân nhóm chính (nhóm A) gồm các nguyên tố s hoặc p

Phân nhóm phụ (nhom B) gồm các nguyên tố d hoặc f

Nguyễn Thị Phương Ly Trang 19

Bảng 2.1 Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học (dạng dài)

2.5.2 Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của nguyên tố

a Biến đổi tuần hoàn của cấu hình e của các nguyên tố

Đối với các nguyên tố nhóm A, các e lớp ngoài cùng tăng dần tử 1e ở nhóm IA đến 8e ở nhóm VIIIA

Đối với các nguyên tố nhóm B, các e lớp ngoài cùng giống nhau ns2

(trừ một số trường hợp ngoại lệ)

Các nguyên tố d thì phân lớp electron d tăng từ 1e ở nhóm IIIB đến 9 e ở nhóm IB và 10e ở nhóm IIB

Các nguyên tố f, cấu hình e lớp ngoài cùng giống nhau chỉ khác nhau phân lớp (n-2)f Vì vậy các nguyên tố này có tính chất tương tự nhau (Họ Lantan và họ Actini)

c Năng lượng ion hoá (I)

Năng lượng ion hoá (I) là năng lượng tối thiểu cần cung cấp để bức 1e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản

Ta có quy luật biến thiên của năng lượng ion hoá I1:

Trong chu kì từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, lực hút của hạt nhân với e lớp ngoài cùng tăng dần, e ngoài cùng này được giữ chặt hơn nên năng lượng ion hoá (I1) tăng dần Trong nhóm từ trên xuống theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, bán kính tăng dần nên lực hút của hạt nhân và e giảm dần làm cho năng lượng ion hoá (I1) giảm dần

Bảng 2.2 Năng lượng ion hoá của một số nguyên tố đầu (eV)

d Ái lực electron (E)

Ngược với quá trình ion hoá, trong nhiều trường hợp nguyên tử trung hoà có thể nhận e để trở thành ion âm

Năng lượng giải phóng ra khi nguyên tử trung hoà nhận thêm 1e để trở thành ion gọi là ái lực electron, ái lực electron thường được đo bằng eV

Ví dụ F + 1e  F- EF = -3,45 eV

Cho đến nay người ta chỉ xác định được ái lực e của một số ít nguyên tố Trong đó nguyên tố nhóm VIIA có ái lực electron là lớn nhất, các nguyên tố có ít (1e, 2e, 3e) lớp ngoài cùng có ái lực electron nhỏ

Bảng 2.3 Ái lực electron của một số nguyên tố (eV) Nguyên tố E (eV) Nguyên tố E (eV)

Ví dụ Nitơ ở nhóm 5 nên số oxi hoá âm thấp nhất là 5 - 8 = -3

f Hoá trị trong hợp chất với hiđro và oxi

Hợp chất với hiđro, các nguyên tố kim loại IA, IIA tạo hợp chất hiđrua (Ví dụ NaH, CaH2 ) Các nguyên tố phi kim thường tạo các hợp chất cộng hoá trị với hiđro, trong đó hiđro có số oxi hoá +1 (Ví dụ: CH4, NH3, H2O, )

Trong chu kì hoá trị của các nguyên tố trong hợp chất với hiđro tăng từ 1 đến 3 (trong nhóm I đến III) sau đó tiếp tục giảm từ 4 đến 1(trong nhóm IV đến nhóm VII)

Hợp chất oxi: Oxi tạo được hợp chất oxit với hầu hết các nguyên tố (trừ Pt, Au)

Trong một chu kì từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần số oxi hoá cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng dần từ 1 đến 7

Tính axit của chúng tăng dần từ trái sang phải ngược lại tính bazơ sẽ giảm

Ví dụ: Trong chu kì 3 ta có hợp chất với oxi là:

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

Trong một nhóm số oxi hoá cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi bằng số thứ tự của nhóm

Tính axit của các hợp chất này từ trên xuống giảm dần, ngược lại tính bazơ tăng dần (Tương

tự đối với hợp chất hiđroxit)

Ví dụ: Trong nhóm II ta có các hợp chất với oxi như sau

Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2

lưỡng tính Bazơ yếu bazơ mạnh

2.5.2 Mối quan hệ giữa cấu hình e và vị trí của các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn

Số thứ tự của của nguyên tố bằng số điện tích hạt nhân của nguyên tố, bằng số e có trong nguyên tử của nguyên tố đó

Số lớp e có trong nguyên tử của nguyên tố đó bằng số chu kì mà nguyên tố đó thuộc

Số e hoá trị trong nguyên tử của nguyên tố đó bằng số nhóm mà nguyên tố đó thuộc

Vậy khi biết cấu hình e của 1 nguyên tố ta có thể xác định được vị trí của nguyên tố đó trong bảng HTTH qua đó ta xác định được tính chất của đơn chất cũng như hợp chất của các nguyên tố đó

Ví dụ: Nguyên tố có cấu hình e: 1s2

2s22p63s23p5Nguyên tố này ở ô thứ 17, thuộc chu kì 3 và thuộc phân nhóm chính nhóm VII

Nên nguyên tố này là một phi kim mạnh, oxit và hiđroxit có tính axit mạnh

Ngược lại biết vị trí của 1 nguyên tố trong bảng HTTH ta cũng có thể xác định được cấu hình

e của nguyên tố đó

Chương III CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

Phân tử là hạt nhỏ nhất của chất, được tạo thành từ những nguyên tử giống nhau hoặc khác nhau Vì vậy khi nghiên cứu cấu tạo phân tử chúng ta nghiên cứu về sự liên kết của các nguyên tử này để tạo thành phân tử

3.1 Khái quát về phân tử và liên kết hoá học – Các khái niệm cơ bản

3.1.1 Khái niệm phân tử

"Phân tử là phần tử nhỏ nhất của một chất có khả năng tồn tại độc lập mà vẫn giữ nguyên tính chất của chất đó"

Vậy ta có trong phân tử gồm 1 số hữu hạn các nguyên tử của các nguyên tố cùng loại hoặc khác loại

Ngoài ra khi nghiên cứu sâu về cấu tạo phân tử chúng ta nhận thấy phân tử có cấu tạo hình học xác định

Đó là hai trong nhiều vấn đề khác nhau trong cấu tạo phân tử mà các nhà khoa học nghiên cứu

và giải thích

3.1.2 Thuyết electron hoá trị

Qua nghiên cứu các nhà khoa học đã nhận thấy khi một nguyên tử có cấu hình e lớp ngoài cùng giống với khí hiếm (8e hoăc 2e) thì ở trạng thái bền vững

Ví dụ: Khí hiếm có cấu hình bền vững nên nó không có xu hướng liên kết với nhau trong việc tạo thành phân tử

Từ đó các nhà khoa học đưa quy tắc liên kết giữa các nguyên tử để tạo thành phân tử gọi là quy tắc octet (Quy tắc bát tử)

Nội dung: Các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác

để đạt đến cấu hình e vững bền của khí hiếm với 8e (hoặc 2e) lớp ngoài cùng

Tuỳ vào tương quan về tính chất của các nguyên tử tham gia liên kết , có thể có hai cách chính đạt đến cấu hình vững bền:

Quá trình chuyển e từ nguyên tử này sang nguyên tử khác (trong liên kết ion)

Quá trình dùng chung e của các nguyên tử (trong liên kết cộng hoá trị)

3.1.3 Độ âm điện (Xem bảng 3.1)

Nguyễn Thị Phương Ly Trang 24

Bảng 3.1 Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học (dạng dài)

5

Bo 2,0

6

C 2,5

7

N 3,0

8

O 3,5

13

Al 1,5

14

Si 1,8

15

P 2,1

16

S 2,5

17

Cl 3,0

21

Sc 1,3

22

Ti 1,5

23

V 1,6

24

Cr 1,6

25

Mn 1,5

26

Fe 1,8

27

Co 1,8

28

Ni 1,8

29

Cu 1,9

30

Zn 1,6

31

Ga 1,6

32

Ge 1,8

33

As 2,0

34

Se 2,4

35

Br 2,8

39

Y 1,3

40

Zr 1,4

41

Nb 1,6

42

Mo 1,8

43

Tc 1,9

44

Ru 2,2

45

Rh 2,2

46

Rd 2,2

47

Ag 1,9

48

Cd 1,7

49

In 1,7

50

Sn 1,8

51

Sb 1,9

52

Te 2,1

53

I 2,5

57

La 1,1

72

Hf

73

Ta 1,5

74

W 1,7

75

Re 1,9

76

Os 2,2

77

Ir 2,2

78

Pt 2,2

79

Au 2,4

80

Hg 1,9

81

Tl 1,8

82

Pb 1,8

83

Bi 1,9

84

Po 2,0

85

At 2,2

89

Ac 1,1

60

Nd 1,2

65

Tb 1,2

68

Er 1,2

69

Tm 1,2

70

Yb 1,1

92

U 1,7

93

Np 1,3

94

Pu 1,3

95

Am 1,3

Độ âm điện của một nguyên tố là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút e của nguyên tử của nguyên tố đó

Độ âm điện của nguyên tố càng lớn thì khả năng hút e càng mạnh, tính phi kim của nguyên tố đó càng mạnh và ngược lại

Ví dụ trong phân tử HCl, khi nghiên cứu cấu tạo ta thấy trong phân tử này có cặp e gộp chung của H và Cl nhưng nguyên tử Cl có độ âm điện lớn hơn nên cặp e này bị lệch về phía Cl, HCl là một phân tử phân cực H+

Cl

-Có nhiều thang đo độ âm điện khác nhau, nhưng thang độ âm điện thường được dùng là thang độ âm điện của Pauli, trong thanh này F = 4 là độ âm điện cao nhất, H = 2,1 là độ âm điện thấp nhất Trong thang độ âm điện của các nguyên tố biến đổi như sau:

Trong chu kì theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần độ âm điện của các nguyên tố tăng dần Trong phân nhóm theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần độ âm điện giảm dần

Liên hệ giữa độ âm điện và liên kết hoá học, dựa vào hiệu số độ âm điện (  =l -n) ta có thể biết được trong phân tử loại liên kết nào chiếm ưu thế

Nếu   1,7 thì đám mây e gần như lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn và liên kết ion trong phân tử này là chiếm ưu thế

Nếu  1,7 thì đám mây e đám mây không lệch nhiều và liên kết cộng hoá trị chiếm ưu thế hơn trong phân tử này

3.1.4 Một số đặc trưng của liên kết

a Năng lượng liên kết

Năng lượng hình thành liên kết (gọi tắt là năng lượng liên kết) là năng lượng được giải phóng ra khi hình thành liên kết đó từ những nguyên tử cô lập ở trạng thái khí Thường tính bằng KJ/mol hoặc Cal/mol

Ví dụ: H + H  H2 Ho = - 432 KJ/mol

Ta phải phân biệt hai quá trình:

Quá trình hình thành phân tử từ các nguyên tử kèm theo việc giải phóng năng lượng Đó là năng lượng hình thành phân tử

Quá trình phá vỡ liên kết để tạo ra các nguyên tử lại kèm theo sự hấp thu năng lương Đó là năng lượng phân li liên kết

Hai quá trình này ngược nhau, nên về độ lớn thì hai loại năng lượng này bằng nhau, chỉ ngược nhau về dấu

Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết, năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết

đó càng bền

(Thường trong một số tài liệu năng lượng liên kết thường viết ở độ lớn, nghĩa là không có dấu - )

A O

Bảng 3.1 Năng lượng liên kết của một số liên kết Liên kết Năng lượng liên kết (KJ/mol) Liên kết Năng lượng liên kết

m)

c Đô bội của liên kết

Là số liên kết hình thành giữa hai nguyên tử cho trước

Ví dụ: NN thì N có độ bội liên kết là 3

d Góc liên kết (góc hoá trị)

Góc liên kết chỉ có trong hợp chất có liên kết hoá trị

Góc liên kết là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ hạt nhân của một nguyên tử nào đó

và đi qua hạt nhân của hai nguyên tử khác liên kết trực tiếp với nguyên tử trên

Ví dụ: Trong phân tử H2O có góc liên kết  = 104o28'

Một phân tử khi biết độ dài liên kết và góc liên kết nghĩa là đã xác định được cấu dạng hình học của phân tử

o HNH







e Momen lưỡng cực của phân tử

Trong nguyên tử, các e bao quanh hạt nhân nguyên tử được phân bố hoàn toàn đối xứng nhau khắp mọi phía nên trọng tâm của điện tích âm và điện tích dương trùng nhau ở tâm hạt nhân nguyên tử

O

Trong phân tử, trọng tâm cảu điện tích dương và điện tích âm của phân tử có thể trùng nhau

(phân tử không phân cực) hoặc không trùng nhau (phân tửu phân cực), khi đó trong phân tử tồn

tại momen lưỡng cực, kí hiệu là , có đơn vị tính là D (Debye)

Ví dụ: Phân tử HCl được biểu diễn như sau:  

l: độ dài lưỡng cực

: momen lưỡng cực của phân tử  = q.l

Với  tính bằng đơn vị D ta có 1D = 1/3.10-29 C.m =3.33.10-30 C.m

Giá trị momen lưỡng cực là một giá trị thực nghiệm

Ta có giá trị momen lưỡng cực của một số hợp chất

Phân tử KCl KBr KI HCl HBr HI

 (D) 0,8 8,2 9,2 1,07 0,79 0,38

Ý nghĩa: Khi biết giá trị momen lưỡng cực ta có thể xác định được hợp trong cấu tạo phân tử

tính ion hay tính cộng hoá trị chiếm ưu thế, ta có hợp chất cộng hoá trị có  nằm trong khoảng

0-4D, hợp chất ion có  nằm trong khoảng 4-11D

Khi biết momen lưỡng cực của một phân tử ta có thể xác định được cấu trúc hình học của phân tử

Ví dụ: Phân tử CO2 có  =0D từ đó ta có thể kết luận phân tử CO2 có cấu tạo thẳng

Phân tử H2O có  = 1,84D từ đó ta kết luận phân tử H2O có dạng gấp khúc

3.2 Quá trình hình thành và phát triển học thuyết về liên kết

Trong hai loại liên kết chính cảu phân tử, liên kết ion được giải thích bằng thuyết tĩnh điện của

Kossel, liên kết cộng hoá trị được nhiều nhà khoa học giả thích khác nhau, nên có nhiều giả

thuyết khác nhau trong việc giả thích các đặc điểm của liên kết công hoá trị

3.2.1 Liên kết ion và giả thuyết Kossel về liên kết ion

Nhà vật lí người Đức Kossel nhận thấy rằng trong nhiều hợp chất các nguyên tử có xu hướng

nhận thêm hay mất đi một vài e để đạt đến cấu hình của khí hiếm ngay trước nó hay sau nó

trong bảng HTTH Từ đó ông cho rằng có một loại liên kết hoá học được hình thành trong phân

tử gọi là liên kết ion

“Liên kết ion là liên kết được hình thành do tương tác tĩnh điện của các ion mang điện tích trái

dấu nhau trong phân tử”

Nhữn phân tử tạo bằng liên kết ion gọi là hợp chất ion

Ví dụ: Sự hình thành liên kết ion trong phân tử NaCl được giải thích như sau:

- Điều kiện tạo thành liên kết ion: Để hai phân tử hình thành liên kết ion thì hiệu số độ âm điện của chúng phải  2

- Đặc điểm của liên kết ion

+ Liên kết ion không có tính định hướng: Mỗi ion hút về phía mình các ion có điện tích trái dấu theo một phương bất kì

+ Liên kết ion không có tính bảo hoà: Do tương tác tĩnh điện của các ion trái dấu không dẫn đến

sự triệt tiêu hoàn toàn điện trường của nhau, do đó một ion sau khi đã liên kết với một ion trái dấu thì nó vẫn còn khả năng liên kết với các ion trái dấu khác theo các phương khác nhau, nên liên kết ion không có tính bảo hoà

Do hai tính chất này mà các phân tử của hợp chất ion có khuynh hướng tự kết hợp với nhau mạnh, các phân tửu riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở thể rắn, có cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như là một phân tử khổng lồ

- Hoá trị trong liên kết ion (điện hoá trị): bằng điện tích của ion đó

+ Đối với ion đa nguyên tử: ta không nói hoá trị của từng nguyên tố mà nói đến hoá trị của cả ion

Ví dụ: ion SO4

2-, NH4+,

3.2.2 Liên kết cộng hoá trị

a Giả thuyết Lewis về liên kết cộng hoá trị

Khi xem xét các hợp chất như H2, Cl2, NH3 Lewis (1916) nhận thấy rằng, liên kết giữa hai nguyên tử được hình thành do một hay nhiều đôi e gốp chung tạo thành Liên kết này gọi là liên kết cộng hoá trị, các chất tồn tại liên kết này gọi là hợp chất cộng hoá trị

- Mỗi cặp e dùng chung được kí hiệu bằng một vạch ngang gọi là vạch hoá trị

- Nếu độ âm điện của hai nguyên tử liên kết bằng nhau, căp e dùng chung không bị lệch về nguyên tử nào liên kết cộng hóa trị này gọi là liên kết cộng hóa trị không phân cực

- Nếu độ âm điện của hai nguyên tử liên kết khác nhau thì cặp e dùng chung sẽ bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, liên kết này gọi là liên kết cộng hoá trị phân cực

Ví dụ: H:H hay H-H

H :Cl hay H-Cl

- Hoá trị của một nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trị bằng số obital của nguyên tử đêm ra tham gia liên kết

Ví dụ: Trong hợp chất HNO3 ta có N hoá trị 4 vì có cấu tạo như sau:

Trong hợp chất H3PO4 thì P hoá trị 5 vì có cấu tạo :

Nhận xét chung về hai giả thuyết trên:

Bằng lí thuyết ta có thể biểu diễn thành công khá nhiều công thức hoá học và đến nay vẫn dùng rộng rãi Tuy nhiên với những thuyết đó, bản chất của liên kết hoá học vẫn chưua có bức tranh tổng quát để làm sáng tỏ các vấn đề nảy sinh khi hình thành liên kết như: Sự dịch chuyển của hai loại ion trái dấu dẫn đến sự hình thành hai loại ion tách biệt, hình thành nên liên kết ion, nhưng

trong thực tế trong một phân tử không tồn tại phân tử ion lí tưởng mà chỉ tồn tại % liên kết ion trong phân tử

Đối với liên kết cộng hoá trị chủ yếu do cặp e góp chung quyết định nhưng bằng cặp e không giải thích được bản chất của lực liên kết cộng hoá trị, các đặc thù của liên kết này như góc liên kết, từ tính của phân tử

Trong một số trường hợp giải thích bằng giả thuyết này phải chấp nhận không theo quy tắt bát

tử (octet)

Ví dụ: NO, BN, PF6

b Thuyết sức đẩy của các cặp e hoá trị và dạng hình học của phân tử

Thuyết này được xây dựng từ 1940 do N.Sidgwick và H.powell đề xuất và được các nhà khoa học khác hoàn thiện đặc biệt R.Gillespie Thuyết này gọi tắt là VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

Ta có xét phân tử AXnEm

A: là nguyên tử trung tâm có các căp e tham gia liên kết 

X: Cặp e tham gia liên kết  của nguyên tử trung tâm với các nguyên tửu khác

n: Số cặp e tham gia liên kết  của nguyên tử trung tâm với các nguyên tửu khác

E: Cặp e chưa tham gia liên kết của nguyên tử trung tâm

m: Số cặp e chưa tham gia liên kết của nguyên tử trung tâm

n + m = q là số cặp e hoá trị của nguyên tử trung tâm

Ta có luận điểm chung của quy tắt này là các cặp e chua chia và tham gia liên kết  của nguyên

tử trung tâm phân bố sao cho lực đẩy của chúng ta nhỏ nhất (Phân bố trên một mặt cầu)

* Từ đó ta nhận thấy thuyết lực đẩy giữa các cặp e hoá trị có các quy tắc sau:

Cấu hình các liên kết của nguyên tử hay ion trung tâm đa hoá trị chỉ phụ thuộc vào tổng số cặp e hoá trị bao quanh nó

Kích thước của các obital của cặp e hoá trị được phân bố sao cho lực đẩy giữa các cặp e là cực tiểu Dạng hình học của những phan tử AXnEm không có liên kết bội được biểu diễn như trên

Một cặp e chưa chia chiếm khoảng không gian lớn hơn so với cặp e tham gia vào liên kết đơn, lực đẩy của các cặp e hoá trị giảm theo trật tự sau:

Cặp e chưa chia (E-E) > Cặp e liên kết (E-X)> cặp e liên kết (X-X)

Vì ta có cặp e chưa chia chỉ chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử trung tâm còn cặp e liên kết lại chịu lực hút của 2 hạt nhân của hai nguyên tử liên kết

Không gian của cặp e liên kết giảm khi độ âm điện của phối tử tăng sẽ dẫn đến góc hoá trị hợp bởi những liên kết của nguyên tử trung tâm với những phối tử càng âm điện càng có giá trị nhỏ

Ta có cấu dạng hình học cảu một số hợp chất

CH4 Tứ diện,  =109o28' H2S Tam giác  = 92o

NH3 Tháp tam giác  =107o PI3 Tháp tam giác  =102o

NF3 Tháp tam giác  =102o PBr3 Tháp tam giác  =101o5'

H2O Tam giác  = 104o28' PCl3 Tháp tam giác  =100o3'

Khi phân tử có liên kết bội thì cặp e của liên kết bội chiếm khoảng không gian lớn hơn so với cặp e thuộc liên kết đơn và chưa chia

Vậy: Thuyết này chưa xác định rõ ràng mối quan hệ giữa không gian cặp e của hai liên kết với không gian của cặp e chưa liên kết

Thuyết lực đẩy này giả thích được cấu dạng hình học của hầu hết các phân tử tuy nhiên nó cũng gặp phải những khó khăn không vượt qua như giải thích từ tính của phân tử và các trường hợp ngoại lệ vẫn tồn tại trong phân tử

Ví dụ: Giải thích MX2 (M: là kim loại kiềm thổ X: là nguyên tố halogen)

c Quan điểm cơ học lượng tử về liên kết cộng hoá trị

Năm 1927 dựa vào cơ học lượng tử, hai nhà bac học Heiler và London đã khảo sát phân tủ H2

Hai phương pháp gần đúng được áp dụng nhiều nhất là: Phương pháp VB và phương pháp MO

* Bài toán phân tử H2

Khi áp dụng cơ học lượng tử trong việc giải quyết các vấn đề của phân tử Hai nhà khoa học Heiler và London đã giải bài toán năng lượng liên kết trong phân tử H2 thu được kết quả sau:

- Liên kết giữa hai nguyên tử H được hình thành khi 2e của hai nguyên tử H có spin ngược chiều nhau ghép đôi với nhau

- Khi đó năng lượng của phân tử H2 thấp hơn năng lượng của hai nguyên tử H cô lập và mức năng lượng của hai nguyên tử thấp nhất khi khoảng cách của hai hạt nhân nguyên tử H là 0,74 Ao

- Khi hình thành liên kết mật độ mây e ở khu vực không gian giữa hai hạt nhân tăng lên giống như hai đám mây xen phủ với nhau, do đó mật độ điện tích âm ở khu vực này tăng lên, nên hút hai hạt nhân với nhau và liên kết được hình thành

Từ bài toán về phân tử H2 ta ứng dụng cơ học lượng tử trong giải thích các vấn đề của phân tử với các luận điểm sau:

Giải thích các vấn đề liên kết theo độ xen phủ của các AO

- Sự hình thành liên kết và tính bão hoà của liên kết

Phân tử H2 hình thành hai nguyên tử H với spin đối song là do sự xen phủ của hai obital1s của H tạo

ra, điều này có nghĩa là liên kết cộng hoá trị được hình thành Nếu có thêm nguyên tử H thứ 3 nằm vào hai nguyen tử H trên sẽ xảy ra có một spin cùng chiều với nguyên tử nói trên Kết quả là giữa hai nguyên tử H có spin cùng chiều sẽ có sự đẩy nhau Liên kết không được hình thành, như vậy chỉ

có phân tử H2 chứ không có phân tử H3 Đó chính là tính bão hòa của liên kết

- Nguyên lí xen phủ cực đại và tính định hướng của liên kết

Xét sự hình thành liên kết trong phân tử ta nhận thấy, liên kết giữa hai nguyên tử càng bền khi mức độ xen phủ của các obital càng lớn Như vậy, nguyên lí được xác lập là liên kết được phân

bố theo phương nào đó để sự xen phủ của các obital tham gia liên kết đạt đến sự xen phủ cực đại Dựa vào nguyên lí này ta giải thích được tính định hướng của liên kết

Nếu giữa hai nguyên tử hình thành liên kết 2 hoặc liên kết 3, thì các liên kết thứ 2 hoặc thứ 3 là

do sự xen phủ bên của các obital p hoặc d của các nguyên tử tham gia liên kết, liên kết được hình thành được gọi là liên kết 

Ta có các kiểu xen phủ sau:

px px

Liên kết  làm thành mặt đối xứng chứa trục liên kết

Liên kết  có độ bền kém hơn liên kết 

Liên kết  liên kết này ít gặp, đây là liên kết xuất hiện do sự xen phủ của AOd

a Luận điểm cơ bản của thuyết VB (Valence Bond)

- Hoá trị của các nguyên tố theo VB (thuyết spin về hoá trị): Cộng hoá trị của một nguyên tố bằng số obital của mỗi nguyên tử đêm ra xen phủ Dựa vào thuyết hoá trị này ta giải thích được hoá trị của rất nhiều liên kết

Ví dụ: Trong phân tử HNO3 ta có N hoá trị 4

Trong phân tử H3PO4 thì P lại hoá trị 5

Vì ta có trong nguyên tử N thì ở trạng thái kích thích nó có thể có 4obital tham gia xen phủ, nhưng P cùng 1 phân nhóm nhưng lại có thể có tới 5 obital tham gia xen phủ nên P có hoá trị 5

* Thuyết lai hoá

Khái niệm lai hoá được Pauling đưa ra trong khuông khổ thuyết VB để giải thích sự hình thành liên kết trong các phân tử CH4, BeF2

Ta có Khi xét phân tử CH4 ta có

Theo quan điểm xen phủ cực đại của các AO thì: C: 1s2

2s22p2 nên trong phân tử có sự xen phủ

để tạo thành 4 liên kết  của C-H là xen phủ 2s-1s, 2px-1s, 2py-1s, 2pz-1s nên góc liên kết là 90o,

và 4 liên kết  này phải có sự khác nhau, nhưng thực nghiệm cho thấy góc liên kết trong phân tử

CH4 là 109o28' và các liên kết hoàn toàn giống nhau

Theo Pauling khi tham gia liên kết các AO hoá trị của các nguyên tử tham gia liên kết không xen phủ đơn thuần mà trước khi hình thành liên kết các AO này có sự đồng nhất (trộn lẫn) tạo thành các AO liên kết, quá trình này gọi là quá trình lai hoá của các AO

Nhận xét: Trạng thái lai hoá là trạng thái suy biến, cá obital lai hoá là tổ hợp tuyến tính của các obital nguyên tử

Số obital lai hoá bằng số obital nguyên tử tham gia lai hoá

Các AO trong nguyên tử khi tham gia lai hoá thì phải có năng lượng không chênh nhau quá lớn Các dạng lai hoá:

+ Lai hoá sp3 (lai hoá tứ diện) 1AO-s + 3AO-p  4AO-sp3

- Liên kết cho nhận (liên kết phối trí): là liên kết mà cặp e dùng chung chỉ do một nguyên tử đưa

ra, nguyên tử này gọi là nguyên tử cho Ở đây có sự chuyển cặp e tự do của nguyên tử cho và obital trống của nguyên tử nhân Liên kết phối trí được kí hiệu bằng mũi tên từ nguyên tử cho đến nguyên tử nhận

Trong thực tế, không thể phân biệt được liên kết phối trí và liên kết cộng hóa trị thông thường khác trong phân tử

* Phương pháp obital phân tử (Thuyết MO)

Cơ sở lí thuyết: Trong phương pháp này người ta xem phân tử như 1 bộ khung mà ở đó gồm các hạt nhân và các e của các nguyên tử cấu thành Trong trường hợp này không thể nói đến từng trạng thái riêng lẻ của các e trong từng nguyên tử cấu thành phân tử mà chỉ có thể nói đến hàm

 của cả hệ, song việc giả hàm sóng cho cả phân tử gặp rất nhiều khó khăn Để khắc phục khó khăn ta xét trong phân tử e chuyển động trong một diện trường hiệu dụng trung bình gây nên do các hạt nhân và các e còn lại củ phân tử gây ra, vậy với các lập luận đó ta có các luận điểm sau: Phương pháo này có thể xác được trạng thái của từng e riêng lẻ chuyển động trong điện trường hiệu dụng của phân tử, trạng thái được mô ta bằng hàm  gọi là obital phân tử (kí hiệu là MO), nói cách khác MO biểu thị trạng thái chuyển động của từng e trong phân tử

Trong nguyên tử các e chuyển động trong trường hiệu dụng đối xứng tâm, trong phân tử có đối xứng phức tạp hơn tuỳ thuộc vào từng phân tử

Trong phương pháp MO vẫn hoàn toàn tôn trong các nguyên lí và quy tắc chung áp dụng trong nguyên tử (như nguyên lí vững bền, nguyên lí Pauling, quy tắc Hund )

Đối với phân tử 2 nguyên tử sự tổ hợp tuyến tính của các AO tạo thành các MO định cư hai tâm, còn các phân tử nhiều nguyên tử khác việc tổ hợp tuyến tính các AO tạo thành các MO không định cư nhiều tâm khác nhau

Ta có sự so sánh giữa phương pháp AO và phương pháp MO

1 Hàm sóng mô ta chuyển động của từng

e quanh trường hiệu dụng đối xứng xuyên

tâm của hạt nhân nguyên tử Nghĩa là trong

phân tử vẫn còn tồn tại các AO của nguyên

tử

Hàm  mô ta chuyển động của từng e trong điện trường hiệu dụng của cả phân tử Nghĩa là trong phân tử không còn tồn tạo các AO của nguyên tử mà chỉ có các MO của phân tử

2 Các AO xác định được nhờ việc giải

phương trình n,m,ml

Các MO được xác định nhờ việc tổ hợp tuyến tính của các AO MO i i

i C

Giải phương trình trên ta có kết quả như sau:

 là tích phân coulomb, biểu thị tương tác tĩnh điện cảu hai hạt nhân với e

 là tích phân trao đổi, nó biểu thị sự vững bền phụ thêm trên liên kết cộng hoá trị

N  n n trong đó n là số e trong MO liên kết

n* là số e trong MO phản liên kết

N càng lớn thì liên kết càng bền

Bài toán áp dụng MO: Trong phân tử A2, các ion tương tự

- Các AO tham gia tổ hợp phải có năng lượng tương tự nhau

 - 

 + 



- Các AO này phải có khả năng xen phủ đáng kể, có cùng tính đối xứngvới trục liên kết, nếu độ xen phủ cáng lớn thì liên kết càng bền

- Tuỳ vào sự định hướng xen phủ các AO ta sẽ có: 2AO xen phủ trục tạo MO- và MO-*, 2AO xen phủ bên tạo thành MO- và MO-*

Đối với các nguyên tố trong chu kì 2 Ta có hai giản đồ như sau:

Giản đồ loại I khi các AOs và AOp không tương tác, loại II các AOs và AOp tương tác với nhau

Ta có các phân tử Li2 đến N2 được biểu diễn trên giản đồ loại II

Các phân tử O2 và F2 được biểu diễn trên giản đồ loại I

Vậy ta có : Xét phân tử N2 ta có 7N: 1s22s22p3 nên ta có giản đồ như sau

Xét phân tử O2 ta có 8O: 1s22s22p4, phân tử O2 có giản đồ loại II nên ta có giản đồ nhƣ sau:

Áp dụng MO cho phân AB có các nguyên tắc sau:

Chỉ có các AO có mức năng lƣợng gần nhau mới tham gia tổ hợp với nhau

AO của nguyên tử nào có độ âm điện lớn hơn thì có năng lƣợng nhỏ hơn

Ví dụ phân tử HF ta có F> H nên ta có giản đồ nhƣ sau:

Chương 4 LIÊN KẾT GIỮA CÁC PHÂN TỬ VÀ TRẠNG THÁI TẬP

HỢP CỦA VẬT CHẤT

A Liên kết giữa các phân tử

Một cách khái quát, trong hoá học, người ta phân thành hai nhóm liên kết

Nhóm liên kết mạnh bao gồm liên kết cộng hoá trị, liên kết ion với năng lượng liên kết lớn Nhóm liên kết yếu gồm tương tác Van der Waals, liên kết hiđro với năng lượng liên kết yếu Trong chương này ta xét tiếp loại liên kết thứ 2

1 Liên kết van der Waals

Các số liệu thực nghiệm cho thấy giữa các phân tử (phân cực hay không phân cực) luôn có tương tác không kèm theo sự truyền e Loại tương tác này gọi là liên kết van der Waals hay còn gọi là tương tác van der Waals

Bản chất của liên kết này là tương tác tĩnh điện bao gồm lực đẩy và lực hút

Lực hút gồm có:

+ Tương tác khuếch tán giữ vai trò chính hay vai trò quan trọng trong tất cả các trường hợp tương tác giữa các phân tử

+ Tương tác định hướng giữ vai trò quan trong khi phân tử phân cực mạnh

+ Tương tác cảm ứng nói chung không quan trọng

Đặc điểm của liên kết van der Waals

Lực liên kết van der Waals không có tính chọn lọc và không có tính bão hoà

Năng lương liên kết này tương đối nhỏ khoảng 40 KJ/mol

Lực liên kết này giảm khi khoảng cách của các tiểu phân tăng lên Nhưng lực này tỉ lệ thuận với kích thước và khối lượng phân tử

2 Liên kết hiđro

Xét phân tử H-X ta có X là nguyên tố có độ âm điện lớn như F, O, N,

Ta có trong liên kết này cặp e bị lệch về phía X nên trong phân tử mang một phần điện tích âm, còn H mang một phần điện tích dương Vì vậy nguyên tử H có thể tham gia liên kết phụ và yếu với các nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn khác

Ví dụ: H-F H-F

là biểu diễn liên kết hiđro

Liên kết này có năng lượng liên kết khoảng 8  40 KJ/mol

Phân loại

Liên kết hiđro ngoại phân tử:

Là liên kết hiđro hình thành giữa các phân tử khác nhau, có thể phân tử cùng loại hoặc khác loại

Ví dụ: Liên kết hiđro của H2O

Liên kết hiđro của H2O với axit fomic

Liên kết hiđrô nội phân tử: Là liên kết hình thành trong một phân tử

Ví dụ o-nitrophenol hay axit salixylic

N O

O H

O

C OH O

O H

Bản chất cảu liên kết hiđrô

Theo giả thuyết của các nhà khoa học thì bản chất của liên kết hiđrô là tương tác tĩnh điện của phân tử H mang điện tích dương và nguyên tố có độ âm điện có điện tích âm

Tầm quan trong của liên kết hiđrô: phân tử có liên kết hiđrô làm ảnh hưởng đến tính chất vật lí

- Lực hút giữa các hạt: Liên kết giữa các hạt tạo thành 1 tập xác định Liên kết này làm hạn chế

sự chuyển động của các hạt làm cho chất có cấu trúc xác định, hoặc có hình dạng phụ thuộc vào bình chứa

Từ các yếu tố tương tác này ta có vật chất có các trạng thái cơ bản sau:

+ Trạng thái khí: Chuyển động nhiệt là chếm ưu thế, làm cho các phân tử khí gần nhưu chuyển động tự do, nên ở trạng thái khí vật chất không có thể tích và hình dạng xác định

+ Trạng thái tinh thể: Năng lượng tương tác giữa các hạt là lớn hơn cả, do đó các hạt được sắp xếp theo một cấu trúc xác định, mỗi hạt hầu như ít có khả năng chuyển động chỉ có dao động quang 1 vị trí cân bằng Vì vậy ở trạng thái này chất có thể tích và hình dạng xác định

+ Trạng thái lỏng: Sự khác nhau giữa chuyển động nhiệt và liên kết giữa các phân tử không lớn lắm

Vì vậy phân tử chất lỏng vẫn có chuyển động quay, tịnh tuyến, nhưng chuyển động này không thoát

ra khỏi vùng tác dụng của lực liên kết van der Waals Vì vậy chất lỏng có thể tích xác định nhưng không có hình dạng, hình dạng của nó phụ thuộc vào hình dạng của bình chứa

1 Trạng thái khí

Mỗi trạng thái của chất khí đặc trưng bằng bộ thông số: Nhiệt độ T, áp suất p, thể tích V, số mol

n của mỗi chất khí được mô tả bởi phương trình Clapeyron-Mendeleyev

Khích thước phân tử không đáng kể so với thể tích bình chứa

Giữa các phân tử không có lực tương tác mà chỉ có và chạm đàn hồi giữa chúng, cũng như giữa chúng với thành bình

Có thể áp dụng phương trình khí lí tưởng cho các chất khí ở điều kiện áp suất không quá lớn và nhiệt độ không quá thấp

Phương trình trạng thái khí thực của van der Waals đề ra:

(p + a/V2) (V – b) = nRT a/V2 là hệ số hiệu chỉnh có tính đến lực hút tương hổ giữa các phân tử

Ví dụ: O2 có a/V2 = 1,37 106 atm.cm6/mol2

b: Là đại lượng có tính đến thể tích riêng của phân tử và lực đẩy tương hỗ giữa chúng

Ví dụ O2 có b = 32 cm3/mol

2 Trạng thái lỏng

Khi làm nguội các chất ở trạng thái khí hay nén các chất khí thật, lực tương tác giữa các phân tử lớn hơn năng lượng chuyển động nhiệt của các hạt, thì chất khí chuyển thành chất lỏng, khoảng cách trung bình của các cấu tử trong chất lỏng nhỏ hơn chất khí nhưng vẫn lớn hơn so với chất rắn

Thời gian dời chổ của chất lỏng và công tiêu thụ để vận chuyển chất lỏng theo đường ống phụ thuộc vào độ nhớt của chất lỏng Tính nhớt là tính chất của chất lỏng cản lại chuyển động của chúng đối với nhau

F là lực cần thiết để chuyển dịch lớp chất lỏng này so với chất lỏng kia, ta có

l

F S 



Trong đó: S: diện tích tiếp xúc giữa hai lớp chất lỏng

: Hiệu số tốc độ giữa hai lớp

l: Khoảng cách giữa hai lớp

 = const: độ nhớt (đơn vị poazơ)

Ví dụ: ở 20oC ta có độ nhớt của benzen là 0,0065, H2O là 0,0010 và của etanol là 0,0012 (poazơ)

Khi nhiệt độ tăng thì độ nhớt của các chất lỏng sẽ giảm

Các phân tử nằm sâu bên trong chất lỏng và các phân tử nằm trên bề mặt chất lỏng chịu lực tương tác không giống nhau từ các phân tử lân cận Phân tử nằm sâu trong chất lỏng chịu bao bọc bởi nhiều phân tử nên nó chịu lực tương tác từ nhiều phía Còn các phân tử trên bề mặt chất lỏng chịu lực hút về phía chất lỏng và có xu hướng bị hút vào bên trong, vì vậy trên bề mặt chất lỏng tồn tại sức căng bề mặt (kí hiệu ) Sức căng được đặc trưng bằng công tiêu thụ để tăng diện tích bề mặt lên 1 cm2

ở 20oC