Hóa Học Đại Cương Toàn Tập

Hóa Học Đại CươngA. Cấu tạo nguyên tử 1. Nguyên tử và quang phổ nguyên tử Thành phần chính Nguyên tắc thu phổ Dãy vạch Layman, Balmer, Paschen, Bracken, Pfund... Rydberg và Ritz 2. Thuyết cấu tạo nguyên tử của Bohr Ba định đề Thành công Hạn chế 3. Cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử Hạt vi mô Luận điểm của cơ học lượng tử Hệ thức De Broglie Nguyên tắc bất định Heisenberg Phương trình sóng Schrodinger Các số lượng tửnguyên tử nhiều electronhiệu ứng chắnquy tắc kinh nghiệm Slater (xác định điện tích hiệu dụng)Nguyên lý loại trừ PauliCấu hình electron trong nguyên tửnguyên lý bền vữngqui tắc Klechkowskiquy tắc HundSự phân loại tuần hoàn các nguyên tốCấu trúc bản phân loại tuần hoànSự tuần hoàn các tính chất vật lýBán kính nguyên tửBán kính ionBán kính khácNăng lượng Ion hóaNắng lượng gắng kết và ái lực electronĐộ âm điệnThang MullikenThang Allred RochowThang PaulingSự tuần hoàn về tính hóa họcTính chất oxy hóa khửTính chất acid bazo của oxydBản chất liên kếtbản chất điệncác electron hóa trịliên kết ionliên kết kim loạiliên kết cộng hóa trịcác thông số liên kếtđộ dài liên kếtnăng lượng liên kếtgóc liên kếtliên kết cộng hóa trịnguyên lý lewisThuyết lai hóa các orbital nguyên tửsự phân cựchình học phân tửlý thuyết vseprhệ quả cấu trúccấu tạo tinh thểtinh thể và vô định hìnhhệ tinh thểô cơ bản

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1

CHƯƠNG A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ (STRUCTURE ATOMIQUE)

1 NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ

(Atome et Spectre de l’atome)

Nguyên tử là đơn vị cấu tạo nhỏ nhất Gồm hai thành phần chính: hạt nhân (proton, neutron) và electron

Về mặt hoá học, thành phần cấu tạo quyết định cho bản chất nguyên tử là hạt nhân

hay electron ?

Đối với các nhà hoá học, đối tượng nghiên cứu là lớp vỏ electron

Việc nghiên cứu cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử dựa trên cơ sở thực nghiệm

– Quang phổ nguyên tử

Quang phổ nguyên tử là quang phổ vạch – gồm một số vạch riêng biệt tương ứng với

những bước sóng xác định, đặc trưng cho nguyên tử đó

Nguyên tắc thu phổ:

Bị kích thích, nguyên tử khi phóng điện sẽ phát ra ánh sáng Aùnh sáng, những tia bức xạ có bước sóng khác nhau, sẽ được phân tách nhờ một hệ thống quang học ( thấu kính T, lăng kính L , màng chắn C, kính ảnh K – quang phổ kế ) tạo thành các vạch khác nhau trên kính ảnh

Quang phổ nguyên tử của hydro ( quang phổ đơn giản nhất )

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 2

Bao gồm các dãy vạch Lyman ( tử ngoại), Balmer (khả kiến), Paschen (hồng ngoại gần), Bracken ( hồng ngoại),…

1-n

1(Rλ

1

2 2 H



với n, p  N* ( số nguyên dương ) ; p > n

n là đại lượng đặc trưng cho mỗi dãy

RH là hằng số có giá trị 1,09678 107 m-1

2 THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ CỦA BOHR (Modèle de Bohr)

 Nội dung chính gồm ba định đề:

+ Electron quay xung quanh hạt nhân trên những quỹ đạo tròn đồng tâm , có bán kính nhất định , là những quỹ đạo bền

2

2 o 2

anemπ

hεn

+ Trên những quỹ đạo bền , electron không phát ra năng lượng và quay với vận tốc

hε2

en

1v

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 3

và năng lượng electron trên qủy đạo bền thứ n:

2 2

o

4 2 n

hε8

emn

+ Giải thích được bản chất của quang phổ vạch nguyên tử hydro

+ Xác định được bước sóng của các vạch quang phổ – phù hợp với thực nghiệm + Tiên đoán được vị trí của những vạch quang phổ

+ Không cho kết quả phù hợp với thực nghiệm đối với nguyên tử nhiều electron

H.17 Các mức năng lượng H.19 Phổ phát xạ của nguyên tử hydro

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 4

3 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

(Modèle Quantique )

 Sự chuyển động của electron, những hạt vi mô, có bản chất khác hẳn với sự chuyển

động của các hạt vĩ mô, nên không thể dùng các định luật cơ học cổ điển để khảo sát

 Luận điểm của cơ học lượng tử:

+ Các hạt vi mô thể hiện đồng thời tính chất hạt và tính chất sóng

+ Hệ thức De Broglie: Hạt vi mô có khối lượng m chuyển động với vận tốc v tạo nên

sóng truyền có bước sóng 

vm

h

λ+ Bản chất sóng- hạt của vật vi mô dẫn đến hệ quả về sự chuyển động của nó

Nguyên tắc bất định Heisenberg:

Không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí lẩn tốc độ của vật vi mô Thể hiện qua bất đẳng thức:

m

h v



x là độ bất định về vị trí ; v là độ bất định về tốc độ

Tổng quát: Khi biết chính xác tốc độ chuyển động của vật vi mô, không thể biết

chính xác đường đi của nó; chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chổ nào đó

trong không gian

Là những định luật cơ học lượng tử về sự chuyển động của các hạt vi mô

Phương trình sóng cơ bản đối với chuyển động của 1 electron trong nguyên tử:

2 + 2 + 2 + 82 m (E  V)  = 0  x2  y2  z2 h2

E : năng lượng toàn phần của electron

V : thế năng của electron  vào tọa độ x, y, z

 : hàm số sóng, đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử – liên quan đến xác suất có mặt của electron trong nguyên tử

Theo cơ học lượng tử: sự chuyển động của electron trong nguyên tử không phải trên những quỹ đạo chính xác với vị trí xác định ở từng thời điểm, mà được mô tả bằng

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 5

vùng không gian bao quanh hạt nhân mà tại đó eletron hiện diện với các xác suất

khác nhau – Đám mây electron (vân đạo)

 CÁC SỐ LƯỢNG TỬ

Trạng thái của electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng hàm số sóng  Kết quả giải phương trình Schrodinger cho thấy trạng thái electron trong nguyên tử được xác

định bởi các số lượng tử n, l, m, s

+ Số lượng tử chính n (nombre quantique principal)

Số lượng tử chính xác định trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử

n

16,13h

8

emn

1

o

4 2

εVới n : 1 , 2 , 3 , 4 , ……., 

Số lượng tử chính, ngoài việc xác định mức năng lượng, còn xác định kích thước trung

bình của đám mây electron

+ Số lượng tử phụ l (nombre quantique secondaire)

Số lượng tử phụ xác định hình dạng đám mây electron

Với mỗi giá trị n có n giá trị l ; với l biến thiên từ 0  (n 1)

+ Số lượng tử từ m (nombre quantique magnétique)

Số lượng tử từ m định hướng đám mây electron trong không gian

Với mỗi giá trị l có 2l+1 giá trị m biến thiên từ :  l , … , 0 , … , +l

* Trạng thái electron được đặc trưng bằng n, l, m ( năng lượng, kích thước, hình dạng và sự định hướng trong không gian của đám mây electron) được gọi là orbital nguyên

tử AO

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 6

+ Số lượng tử spin s

Số lượng tử spin đặc trưng cho sự tự quay của electron xung quang trục của mình

Spin chỉ có 2 giá trị là + ½ và – ½

khối cầu hai khối cầu

dx2 -y2, dz2 )

khối cầu hai khối cầu bốn khối cầu

4 NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON (Atome polyelectroniques)

Trong nguyên tử nhiều electron ngoài tương tác giữa electron với hạt nhân còn có tương tác giữa các electron với nhau

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 7

 HIỆU ỨNG CHẮN (Effet d’écran)

Trong nguyên tử các electron hợp thành nhiều lớp electron khác nhau Do lực đẩy, các lớp electron bên trong tạo thành màn chắn làm yếu lực hút giữa hạt nhân với các electron bên ngoài

Do hiệu ứng chắn , mỗi electron chịu tác dụng của hạt nhân mà điện tích không còn là Z mà là điện tích hiệu dụng Z* với :

Z* = Z  ;  gọi là hằng số chắn Z* và  phụ thuộc vào electron đang xét

Một electron bên trong không bị chắn bởi các electron bên ngoài, ngược lại một electron bên ngoài bị chắn bởi các electron bên trong

 QUY TẮC KINH NGHIỆM SLATER ( xác định điện tích hiệu dụng )

+ Phân chia các AO thành các nhóm:

( 1s ) ; ( 2s, 2p ) ; ( 3s, 3p ) ; ( 3d ) ; ( 4s, 4p ) ; ( 4d ) ; ( 4f ) ; ( 5s, 5p ) ; ( 5d ) ; …

+ Hằng số chắn đối với electron i (i) bằng tổng các thừa số chắn (j  i) do sự chắn gây ra bởi các electron j ( thuộc cùng một nhóm hoặc những nhóm dưới ) đối với electron i (electron đang xét) : i =  j  i

+ Các thừa số chắn j  i

Đối với nguyên tử nhiều electron, trạng thái năng lượng của electron phụ thuộc

không những vào số lượng tử chính n mà còn vào cả số lượng tử phụ l

 NGUYÊN LÝ LOẠI TRỪ PAULI

Trong nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau

A.I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 8

Như vậy trong mỗi AO được đặc trưng bằng n, l, m chỉ có thể chứa tối đa 2 electron

có spin khác nhau

Số electron tối đa trên mỗi phân lớp là 2(2l+1) và trên mỗi lớp là 2n2

 CẤU HÌNH ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ (Configurations électroniques)

Trong nguyên tử, các electron sắp xếp dựa trên các nguyên lý và qui tắc sau:

+ Nguyên lý bền vững

Trạng thái bền vững nhất của electron trong nguyên tử là trạng thái tương ứng với giá trị năng lượng nhỏ nhất

Như vậy các electron trong nguyên tử sẽ lần lượt sắp xếp vào các AO có năng lượng từ thấp đến cao

+ Qui tắc KLECHKOWSKI

+ Trật tự điền vào các AO là tổng (n+l) tăng dần

+ Khi các AO có cùng giá trị tổng (n+l) thì AO có n nhỏ hơn sẽ được điền trước

Dãy các AO có năng lượng tăng dần:

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

+ Qui tắc HUND

Khi ở cùng phân lớp lượng tử có nhiều AO có năng lượng như nhau thì các electron sắp xếp sao cho các AO được sử dụng tối đa và spin của các electron độc thân (électrons célibataires) phải như nhau

* Hệ có electron độc thân có tính thuận từ (paramagnétique)

Ngược lại hệ có tính nghịch từ (diamagnétique )

Dựa vào các đặc điểm cấu trúc lớp vỏ electron có thể hiểu được các tính chất đặc trưng quan trọng của các nguyên tố hóa học

BÀI TẬP:

1.1 , 1.4 , 1.7 trang 30 [1]

2.1 , 2.3 , 2.10 , 2.13 trang 53-54 [1]

A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN 9

CHƯƠNG A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ ( CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS )

1 CẤU TRÚC BẢNG PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN

+ Các nguyên tố được xếp từ trái sang phải theo chiều tăng số thứ tự nguyên tử Z (điện tích hạt nhân) tạo thành các dòng ngang (chu kỳ) và các hàng dọc (cột)

+ Chu kỳ được đánh số theo số lượng tử chính

Trong mổi chu kỳ, tổng số nguyên tố và thứ tự sắp xếp như sau :

bắt đầu 2 cho ns, rồi 14 cho (n-2)f, sau đó10 cho (n-1)d, và kết thúc 6 cho np

Khối f được thể hiện trong bảng phụ lục để ở phía dưới

H.7 Bảng tuần hoàn nguyên tố theo chu kỳ, cột và khối

A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN 10

Chú ý:

Chu kỳ 4 có 2 ngoại lệ: Cr(24) và Cu(29)

Chu kỳ 5 có 6 ngoại lệ: Nb(41), Mo(42), Ru(44), Rh(45), Pd(46), Ag(47)

Chu kỳ 6 có 5 ngoại lệ: La(57), Ce(58), Gd(64), Pt(78), Au(79)

Chu kỳ 7 có một số ngoại lệ

Các nguyên tố ngoại lệ này được đánh dấu * trong H.5 trang 60 [1]

Hiện nay bảng phân loại tuần hoàn đã được điền đến nguyên tố thứ 118

2 SỰ TUẦN HOÀN CÁC TÍNH CHẤT VẬT LÝ

a Bán kính nguyên tử (Rayon atomique)

Bán kính nguyên tử được sư ûdụng là bán kính của orbital nguyên tử ngoài cùng (AO hoá trị)

+ Bán kính AO hóa trị giảm đều trong một chu kỳ: do Z* tăng

+ Bán kính tăng khi đi từ trên xuống trong một cột và có sự tăng nhanh khi đi từ nguyên tố cuối chu kỳ n sang nguyên tố đầu chu kỳ n+1: do n* tăng

+ Có sự bất thường khi chuyển từ cột 12 (cuối khối d) sang cột 13 (đầu khối p): do hiệu ứng chắn đối với electron np mạnh hơn electron (n-1)d làm Z* giảm dẫn đến

rngtử tăng

A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN 11

Tổng quát, trong bảng phân loại tuần hoàn bán kính nguyên tử giảm khi đi từ trái sang phải và tăng từ trên xuống dưới

d Năng lượng ion hoá (Énergie d’ionisation)

 Năng lượng ion hoá thứ nhất Ei1 là năng lượng cần thiết để bứt một electron ra khỏi nguyên tử ở thể khí và ở trạng thái cơ bản

M (k)  M+ (k) + e : Ei1

 Năng lượng ion hoá của nguyên tử  vào điện tích hạt nhân, số lượng tử chính và tác dụng chắn của các lớp electron bên trong

Ei1 = Z* 2 13,6 eV n*2

 Năng lượng ion hoá đặc trưng cho khả năng nhường electron của nguyên tử

A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN 12

Nhận xét :

+ Năng lượng ion hóa luôn luôn dương

+ Nói chung Ei1 tăng từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ và giảm từ trên xuống dưới trong cùng một cột

+ Tuy nhiên tồn tại những điều bất thường:

 Từ cột 2 (Be, Mg) sang cột 13 (B, Al)  Sự tăng điện tích hạt nhân không làm tăng Ei do electron phân lớp ns bền hơn electron phân lớp np ( xa nhân hơn )

 Từ cột 15 (N, P, As) sang cột 16 (O, S, Se)  Năng lượng ion hoá giảm xuống :

do cấu trúc bán bảo hòa bền hơn

+ Cấu hình bảo hoà là cấu hình có tính đối xứng cao và bền nhất nên các nguyên tố cột 18 là các nguyên tố có năng lượng ion hoá cao nhất

Đối với nguyên tử nhiều electron sẽ có nhiều giá trị năng lượng ion hóa tương ứng với quá trình bứt electron thứ nhất (Ei1), thứ hai (Ei2) , thứ ba (Ei3) vv…

Chú ý: Ei1 < Ei2 < Ei3 < ………

e Năng lượng gắn kết và ái lực electron

(Énergie d’attachement et Affinité électronique )

 Năng lượng gắn kết A1 là năng lượng của qúa trình kết hợp một electron vào nguyên tử ở thể khí để tao thành anion

M (k) + e  M(k) : A1

Năng lượng gắn kết đặc trưng cho khả năng nhận electron của nguyên tử

 Nhìn chung, năng lượng gắn kết thứ nhất A1 thường là đại lượng âm (quá trình tỏa nhiệt) nhưng vẫn có giá trị dương

A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN 13

 Sự biến thiên của A1 trong bảng phân loại tuần hoàn là phức tạp hơn so với năng lượng ion hóa:

 Aùi lực electron là năng lượng cần thiết để tách một electron ra khỏi một anion để tạo thành nguyên tử ở thể khí

M(k)  M (k) + e : Eae1 =  A1

f Độ âm điện (Électronégativité)

Phản ứng hóa học xãy ra thường là do sự trao đổi các electron

Để đánh gía khả năng hút về mình đôi electron liên kết của nguyên tố này so với nguyên tố khác người ta đưa ra đại lượng độ âm điện  , là một đại lượng tương đối Có nhiều phương pháp đưa ra để xác định

+ Thang Mulliken : độ âm điện M của một nguyên tố là giá trị trung bình đại số của năng lượng ion hoá và ái lực electron

M = k1 (Ei1 + Eae1)/ 2 (k1:hệ số chuyển đổi)

A.II SỰ PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN 14

+ Thang Allred Rochow: độ âm điện A đặc trưng cho lực hút của hạt nhân đối với electron ngoài cùng của hệ có (Z+1) electron

A = 3,59 103 (Z*/ RC2 ) + 0,744 ( RC : bán kính cộng hóa trị của nguyên tố, đơn vị 10-12m )

+ Thang Pauling: độ âm điện P được tính toán dựa trên năng lượng liên kết của phân tử A-B với năng lượng liên kết của phân tử A-A và B-B

Sự biến đổi độ âm điện trong bảng phân loại tuần hoàn theo hướng tăng khi đi từ trái sang phải và giảm khi đi từ trên xuống dưới

Độ âm điện cột 1 (kim loại kiềm) là nhỏ nhất, cột 17 (halogen) là lớn nhất và cực đại tại nguyên tố fluor

3 SỰ TUẦN HOÀN VỀ TÍNH HOÁ HỌC

Tính chất hoá học phụ thuộc chủ yếu vào tương tác của các electron hoá trị

a Tính chất oxyhoá-khử

Chất khử là chất có thể cho một hay nhiều electron

Chất oxyhoá là chất có thể nhận một hay nhiều electron

Có sự chuyển giao elctron giữa hai dạng này : Ox + ne = Kh

Độ âm điện của nguyên tử càng lớn tính oxy- hoá càng mạnh ; độ âm điện càng nhỏ nguyên tử có tính khử càng mạnh

Cột 1,2 có tính khử rất rỏ và tăng lên khi đi từ trên xuống

Cột 16,17 có tính oxyhoá rất rỏ nhất là các nguyên tố ở phần trên

B Tính chất acid baz của oxyd

Thể hiện khuynh hướng cho hoặc nhận proton của các oxyd M 2 O n

Tính chất này phụ thuộc nhiều vào hiệu độ âm điện của hai nguyên tố M và O

Oxyd của những nguyên tố ở phía trái của bảng phân loại có tính baz mạnh

Oxyd của những nguyên tố ở phía phải của bảng phân loại tạo thành acid mạnh Oxyd của những nguyên tố ở phần trung tâm thường là lưỡng tính

BÀI TẬP: 3.1 , 3.2 , 3.3 , 3.4 , 3.7 trang 81-82 [1]

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 15

CHƯƠNG A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ (ARCHITECTURE MOLÉCULAIRE)

Phân tử là tập hợp những nguyên tử nối với nhau bằng những liên kết hóa học

1 BẢN CHẤT LIÊN KẾT

Liên kết hoá học có bản chất điện

Vì cơ sở tồn tại của mọi liên kết hoá học là do lực hút giữa các electron và hạt nhân nguyên tử

Thực hiện liên kết hóa học chủ yếu là các electron của những phân lớp ngoài cùng

ns, np, (n-1)d, (n-2)f  các electron hóa trị (électrons de valence)

Sự phân bố mật độ electron khác nhau, trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo

nên phân tử, đưa đến các kiểu liên kết khác nhau

a LIÊN KẾT ION (Liaison ionique)

Hình thành trên cơ sở thuyết tĩnh điện

Theo thuyết này tương tác hóa học gồm các quá trình:

+ Thứ nhất, các nguyên tử sẽ chuyển electron hóa trị cho nhau, để tạo thành các ion khác dấu

+ Sau đó, các ion ngược dấu hút nhau và đạt đến khoảng cách nhất định d, lúc bấy giờ phân tử ion hình thành

Ví dụ liên kết ion của NaCl

Năng lượng tạo thành phân tử ion AB từ các nguyên tử A và B là:

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 16

b LIÊN KẾT KIM LOẠI (Liaison métallique)

Đối với kim loại, các nguyên tử thuộc khối s, d và f , có độ âm điện nhỏ :

P < 1 ở khối s và P = 1,2  1,8 ở các nguyên tố chuyển tiếp

Chúng thể hiện tính dương điện rỏ nét, có khuynh hướng dễ cho electron bứt ra để trở thành cation Nhưng các electron này, không có nơi nhận như trong trường hợp liên

kết ion, trở thành những electron tự do chuyển động hỗn loạn xung quanh các ion

dương tạo thành mạng tinh thể kim loại

Liên kết này là liên kết kim loại

Tính chất : không có sự định chổ cao, đây là liên kết nhiều tâm vì các electron đồng thời thuộc về toàn bộ các nguyên tử trong tinh thể

c LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ (Liaison covalente)

Các nguyên tố thuộc khối p , nói chung có tính âm điện rỏ nét, có khuynh hướng nhận một hay nhiều electron để đạt cấu hình bền Và lấy electron ở đâu?

Ở đây hình thành kiểu liên kết khác với hai loại trên – gọi là liên kết cộng hóa trị (sẽ khảo sát ở phần sau)

2 CÁC THÔNG SỐ LIÊN KẾT (Paramètres de liaison )

Những thông số chính đặc trưng cho liên kết hóa học của phân tử

 Độ dài liên kết:

Khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau Độ dài liên kết phụ thuộc vào kiểu liên kết, trạng thái hóa trị và kích thước của nguyên tử tham gia liên kết

 Năng lượng liên kết:

Năng lượng cần cung cấp để phá vỡ liên kết

A:B (k)  A (k) + B (k) : El = DAB ( năng lượng phân ly )

 Góc liên kết:

Góc tạo bởi hai đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 17

3 LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

a KHÁI NIỆM

Liên kết cộng hóa trị là sự dùng chung một hay nhiều đôi electron hoá trị giữa hai

nguyên tử Có hai kiểu kết hợp :

A + B  A : B hay A  B Liên kết cộng hóa trị thực thụ

A + :B  A : B hay A  B Liên kết cho nhận – liên kết phối trí

Số liên kết cộng hóa trị có khả năng tạo ra bởi một nguyên tử phụ thuộc không

những vào số electron độc thân (liên kết thực thụ) mà còn vào số đôi electron và số

orbital trống (liên kết phối trí)

b NGUYÊN LÝ LEWIS

Trong một phân tử các nguyên tử góp chung các electron để cùng có được những cấu

hình của khí trơ ( cấu hình bền )

+ Qui tắc bát tử : các nguyên tử có khuynh hướng thực hiện các liên kết sao cho có 8

electron hóa trị xung quanh hạt nhân giống cấu hình ns2np6 của khí trơ

+ Qui tắc thập bát tử : từ chu kỳ thứ 4 , các nguyên tử có khuynh hướng tạo nên các

liên kết sao cho lớp hóa trị có 18 electron giống cấu hình (n-1)d10 ns2np6 của khí trơ

 Cách biểu diển Lewis

1 Đếm tổng số electron hóa trị Ne của chất khảo sát

Nếu là ion phải xét tới số điện tích z ( z âm với anion , z dương với cation )

Ne =  Nht  z Suy ra số đôi electron là: Ne/2 nếu Ne chẳn và (Ne-1)/2 nếu Ne lẻ

2 Xác định nguyên tử trung tâm và các nguyên tử bao quanh (các nguyên tử hydro

có tính acid thì liên kết với những nguyên tử oxy nếu có, hoặc với nguyên tử trung

tâm nếu không)

3 Sử dụng các đôi electron để tạo liên kết đơn giữa nguyên tử trung tâm và các

nguyên tử xung quanh

4 Điền thêm các đôi electron cho các nguyên tử phía ngoài để đạt quy tắc bát tử

(chú ý đối với hydro luôn có hóa trị một)

5 Đặt các đôi electron còn lại (và electron độc thân khi Ne lẻ) lên các nguyên tử

trung tâm và kiểm tra quy tắc bát tử của chúng

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 18

6 Dự kiến xuất hiện liên kết bội nếu không đủ số electron để đạt qui tắc bát tử cho nguyên tử trung tâm

7 Ghi cho mổi nguyên tử một điện tích hình thức (nếu có)

Số điện tích hình thức trên các nguyên tử có thể tính như sau:

CF = Nht – Nbk (Nbk: số electron hóa trị biểu kiến trên nguyên tử)

Điện tích của một chất bằng tổng điện tích hình thức của các nguyên tử tạo nên

chất đó

Bài tập: Viết công thức Lewis của acid HClO, diacid H 3 PO 3 , ion CH 3 O

 Nhận dạng cấu trúc bền

Qui tắc1: công thức Lewis bền nhất ứng với tổng các gía trị tuyệt đối điện tích hình thức là cực tiểu, CFmin

Qui tắc 2 : điện tích âm gán cho nguyên tử âm điện nhất, điện tích dương gán cho nguyên tử ít âm điện nhất

Bài tập: Nhận diện cấu trúc bền của ion SO 4

2- Giới hạn mô hình lewis

+ Quy tắc bát tử , tuy rất thuận lợi , nhưng không phù hợp để mô tả nhiều trường hợp như của BH3 , PCl5

+ Các electron ở các lớp n và các phân lớp l khác nhau có trạng thái năng lượng khác

nhau

Mô hình Lewis không phân biệt điều này

c LÝ THUYẾT LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

 Một số điểm cơ bản

+ Liên kết cộng hóa trị dựa cơ sở trên cặp electron ghép đôi có spin nguợc nhau và thuộc về cả hai nguyên tử tương tác

+ Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự che phủ lẩn nhau giữa các orbital nguyên tử hóa trị của các nguyên tử tương tác

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 19

Độ che phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng các orbital và hướng che phủ

 Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị

Số liên kết cộng hóa trị được quyết định bởi số AO hóa trị 1 electron

Ví dụ 1 đối với H (Z=1); 2 đối với O (Z=8); 3 đối với N (Z=7)

Trong một số trường hợp có sự tăng lên của số AO hóa trị 1 electron

Ví dụ carbon (Z=6) trong CO và CO2

 Thuyết lai hóa các orbital nguyên tử (Théorie de l’hybridation)

Khảo sát công thức phân tử của CH4

Dựa vào cấu hình electron thì nguyên tử C* tạo ra 4 liên kết bằng 4 AO hóa trị 1 là 2s, 2px, 2py, 2pz Về mặt năng lượng thì AO 2s và AO 2p là khác nhau Nhưng các dữ liệu thực nghiệm cho thấy bốn liên kết C–H là hoàn toàn như nhau và phân bố trong không gian dưới dạng tứ diện đều

Nội dung thuyết lai hóa:

Các nguyên tử khi tương tác với nhau có thể không dùng những orbital nguyên tử thuần túy s, p hay d, mà là những orbital “trộn lẫn” được tạo thành từ những orbital thuần túy

Những orbital nguyên tử trộn lẫn này được gọi là các orbital lai hóa, có hình dạng và năng lượng hoàn toàn giống nhau Có bao nhiêu orbital nguyên tử tham gia trộn lẫn sẽ có bấy nhiêu orbital lai hóa được tạo thành và chúng phân bố đối xứng trong không gian

Như vậy đối với CH4, 1 AO s trộn với 3 AO p để tạo thành 4 AO sp3 hoàn toàn tương đương nhau

Điều kiện lai hóa : các orbital nguyên tử phải có năng lượng gần nhau

 Các kiểu liên kết cộng hóa trị

Liên kết cộng hóa trị  : hình thành do sự che phủ các orbital nguyên tử tương tác theo trục nối hai hạt nhân nguyên tử

Như trong trường hợp s-s, p-p, s-p, s-d, p-d

Liên kết cộng hóa trị  : hình thành do sự che phủ các orbital với nhau ở hai bên của trục nối hai hạt nhân nguyên tử

Như trong trường hợp p-p, d-d, p-d

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 20

Có thể nói : liên kết cộng hóa trị không cực và liên kết ion là hai giới hạn của liên kết

cộng hóa trị có cực

4 HÌNH HỌC PHÂN TỬ (Géométrie des molécules)

a LÝ THUYẾT VSEPR (Valence Shell Electronic Pair Repulsions)

+ Mục đích : xác định cấu trúc hình học của các phân tử

+ Cơ sở : các electron hóa trị của phân tử đẩy lẫn nhau và định vị ở những vị trí làm cực tiểu hóa lực đẩy electron

+ Qui tắc tiên đoán : Hợp chất được biểu thị dưới dạng : AXmEn

A: nguyên tử trung tâm X: nguyên tử xung quanh ; m: số nguyên tử X E: orbital không liên kết của A ; n: số orbital E

Tổng số m + n sẽ quyết định dạng hình học của phân tử

Dạng

hình học Thẳng hàng tam giac Phẳng Tứ diện đáy tam giac Tháp đôi đáy vuông Tháp đôi

A.III CẤU TẠO PHÂN TỬ 21

b HỆ QUẢ CẤU TRÚC

Sự cạnh tranh giữa tính đẩy của các electron kéo theo sự biến dạng góc

+ Các cặp electron xung quanh nguyên tử trung tâm có tương tác với nhau

Cặp electron tự do ( không tham gia liên kết ) do gần nhân trung tâm hơn các cặp electron liên kết nên tương tác đẩy quan trọng hơn và sếp theo thứ tự như sau : không liên kết – không liên kết > không liên kết – có liên kết > có liên kết – có liên kết

Bài tập: Xét các phân tử CH 4 , NH 3 , H 2 O

+ Một electron tự do đẩy yếu hơn một cặp electron

Bài tập: Xét các phân tử NO 2 , NO 2 , NO 2

BÀI TẬP: 4.1 , 4.3 , 4.4 , 4.8 , 4.10 , 4.11 trang 121-122 [1]

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 23

CHƯƠNG A.IV CẤU TẠO TINH THỂ (ARCHITECTURE DES CRISTAUX)

Bình thường nguyên tử và phân tử không tồn tại ở trạng thái riêng lẻ mà dưới dạng các trạng thái tập hợp ( khí, lỏng, rắn ) của vật chất

Sự khác nhau giữa các trạng thái tập hợp là do bản chất các tiểu phân (nguyên tử, phân tử, ion, ) và lực tương tác giữa chúng

Trạng thái rắn là có cấu tạo phức tạp nhất

1 TINH THỂ & VÔ ĐỊNH HÌNH (Cristaux & Amorphe)

 Đặc điểm của tinh thể:

+ Cấu trúc xác định ( các tiểu phân sắp xếp trật tự theo qui luật )

+ Tính dị hướng ( tính chất vật lý không giống nhau theo các hướng khác nhau của tinh thể )

+ Nhiệt độ nóng chảy nhất định

 Đặc điểm của vô định hình ( thủy tinh, cao su,…)

+ Sắp xếp ngẫu nhiên không có trật tự

+ Tính đẳng hướng

+ Không có nhiệt độ nóng chảy nhất định

2 HỆ TINH THỂ (Systèmes cristallins)

Nói chung, các tinh thể có ba yếu tố đối xứng:

+ Tâm đối xứng C

+ Trục đối xứng An : là trục khi quay xung quanh nó 360o tinh thể tự trùng với mình n lần, n là bậc của trục đối xứng

+ Mặt phẳng đối xứng mn: mặt phẳng thẳng góc với trục đối xứng An

Tổ hợp các yếu tố đối xứng này, có 7 hệ tinh thể:

+ Mặt thoi

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 24

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 25

Như vậy, mổi hệ tinh thể được đặc trưng bằng một khối đa diện xác định

3 CẤU TẠO TINH THỂ

Hình dạng của tinh thể phản ảnh sự sắp xếp đối xứng bên trong theo trật tự lặp đi lặp lại có qui luật của các tiểu phân trong không gian ba chiều

A KHÁI NIỆM

Là thực thể nhỏ nhất được sắp xếp một cách tuần hoàn, là các nguyên tử, ion hay phân tử

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 26

Trên một mặt phẳng, các tiểu phân sẽ phân bố trên các hệ đường thẳng song song Khoảng cách giữa các đường thẳng song song theo cùng một phương là hoàn toàn xác định và nói chung là khác nhau theo những phương khác nhau

Hệ các đường thẳng song song này tạo thành một mạng lưới gọi là mặt mạng

Trong không gian , tập hợp các mặt mạng sẽ tạo thành một mạng không gian gọi là mạng tinh thể

Giao diểm của các đường thẳng trong mạng được gọi là nút mạng, là vị trí của các

tiểu phân trong mạng tinh thể

Là phần nhỏ nhất mang đầy đủ các đặc trưng của tinh thể

Mạng tinh thể là kết quả của sự lặp đi lặp lại từ những ô cơ bản theo ba chiều trong không gian

Một ô cơ bản được hoàn toàn xác định khi biết:

+ 3 cạnh a, b, c với 3 góc , , 

Mổi hệ tinh thể có các thông số hình học đặc trưng (xem hình H.13)

+ bản chất, số lượng và vị trí các tiểu phân

B CÁC KIỂU Ô CƠ BẢN

 Trong ô cơ bản, có thể có một hay nhiều loại tiểu phân

+ Kiểu đơn giản (P) : các tiểu phân nằm ở các đỉnh của ô cơ bản

+ Kiểu tâm khối (I): có thêm một tiểu phân ở tâm ô cơ bản

+ Kiểu tâm đáy (S): có thêm hai tiểu phân ở hai mặt song song của ô cơ bản + Kiểu tâm mặt (F): có thêm các tiểu phân ở tâm các mặt của ô cơ bản

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 27

Số tiểu phân Z của một ô cơ bản, rất quan trọng, được tính:

+ Một tiểu phân nằm ngoài ô cơ bản, như A, được tính là 0

+ Một tiểu phân nằm tại đỉnh, như B, được tính là 1/8

+ Một tiểu phân nằm trên cạnh, như C, được tính là 1/4

+ Một tiểu phân nằm trên mặt, như D, được tính là 1/2

+ Một tiểu phân nằm bên trong, như E, được tính là 1

C KHỐI LƯỢNG RIÊNG

Khối lượng riêng của chất rắn tinh thể:

A

N.V

Z.M



M : khối lượng phân tử của tiểu phân

Z : số tiểu phân của ô cơ bản

V : thể tích của ô cơ bản ; V = a.b.c

NA : hằng số Avogadro

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 28

4 CÁC KIỂU MẠNG TINH THỂ

Dựa vào bản chất các tiểu phân ở nút mạng và loại liên kết giữa chúng, các mạng

tinh thể được chia thành 4 kiểu chính sau đây

a Mạng nguyên tử

Mạng được tạo thành từ những nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị

Số nguyên tử xung quanh một nguyên tử trung tâm, là số liên kết được tạo thành bởi nguyên tử trung tâm, luôn luôn là số xác định

Mạng nguyên tử là một phân tử khổng lồ rất bền vững: cứng, khó nóng chảy, khó bay

hơi và hầu như không tan trong các dung môi

Điển hình cho mạng nguyên tử là kim cương (hệ lập phương)

b Mạng phân tử

Các tiểu phân là những phân tử (đối với khí trơ là nguyên tử)

Chúng hút nhau bằng lực liên kết Van der Waals Lực Van der Waals là lực tương tác

giữa các phân tử (tương tác tĩnh điện lưỡng cực–lưỡng cực)

Lưỡng cực của các phân tử có thể là:

+ Lưỡng cực thường xuyên

+ Lưỡng cực cảm ứng

+ Lưỡng cực tức thời

Lực Van der Waals là lực liên kết yếu nên chất rắn mạng tinh thể dễ nóng chảy, dễ

bay hơi, mềm và dễ tan Tuy nhiên do các electron chỉ định vị trong lớp hóa trị nên

tinh thể mạng phân tử có tính cách điện

Ví dụ cho mạng tinh thể phân tử là: H2, O2, N2, Cl2, I2, khí trơ, CO2, …

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 29

 Liên kết hydro

Đây có thể xem là loại liên kết bổ sung cho tương tác liên phân tử Nó xảy ra đối với một số phân tử có chứa hydro như: HF, H2O, NH3,

Nguyên tử H, trong phân tử liên kết với nguyên tử âm điện (như N,O,F, …), tương tác với nguyên tử âm điện của phân tử khác

Ví dụ phân tử HF: H–F - … H +–F

Liên kết hydro được tạo thành là do nguyên tử H bị phân cực dương mạnh khi liên kết với nguyên tử âm điện, và nhờ kích thước nhỏ nên dễ dàng xâm nhập vào lớp vỏ electron của nguyên tử âm điện khác để tạo thành liên kết hydro

Liên kết hydro làm tăng nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy các hợp chất

c Mạng ion

Mạng ion được tạo thành từ các ion trái dấu luân phiên nhau nằm tại các nút mạng và liên kết nhau bằng lực hút tĩnh điện

Mổi ion được bao quanh bởi một số xác định các ion trái dấu, toàn bộ tinh thể ion

được xem như một phân tử khổng lồ bền vững: nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi khá

cao, độ cứng tương đối lớn

Ở trạng thái rắn, định vị trong một mạng có cấu kết chắc chắn, các ion khó chuyển

động nên có tính dẫn điện kém ; tuy nhiên khi ở trạng thái nóng chảy hay hòa tan thì có tính dẫn điện rất tốt

Ví dụ điển hình cho mạng ion là tinh thể NaCl (hệ lập phương)

A.IV CẤU TẠO TINH THỂ 30

d Mạng kim loại

Được hình thành bởi các ion dương kim loại nằm tại nút mạng và liên kết giữa chúng là liên kết kim loại

Toàn bộ khối kim loại có thể xem là một phân tử khổng lồ Đặc trưng của mạng kim loại: ánh kim, dẽo, dễ kéo dài, dễ dát mỏng, …

Trong tinh thể các electron tự do có thể chuyển động trong toàn mạng nên kim loại

có tính dẫn điện và dẫn nhiệt tốt

5 CÁC THÔNG SỐ ĐẶC TRƯNG CỦA CẤU TRÚC

A SỐ PHỐI TRÍ (Coordinence)

Số tiểu phân bao quanh một tiểu phân trung tâm

Ví dụ: số phối trí của nguyên tố carbon trong cấu trúc kim cương là 4

Số phối trí của một ion đối với ion khác trong cấu trúc NaCl là 6

B ĐỘ ĐẶC KHÍT (CompaciteÙ)

Phần thể tích chiếm chổ của các tiểu phân ( xem như hình cầu ) trong ô cơ bản

Độ đặc khít, ký hiệu C, không có thứ nguyên, nằm trong khoảng 0  1

bancootíchthe

phântieuZtíchthechung

tíchthe

chochiemtích

the

ban co o

3 j

V

R3

4C

ΠΣ

 ; Rj : bán kính tiểu phân j

BÀI TẬP: 5.1 , 5.3 , 5.7 , 5.11 trang 154-155 [1]

6.3 , 6.4 trang 182 [1]

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 29

CHƯƠNG B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ

(STÉRÉOCHIMIE DES MOLÉCULES ORGANIQUES)

Hoá học lập thể biểu thị cấu trúc hoá học trong không gian

Dạng hình học của phân tử quyết định đến hoạt tính: hai phân tử có cùng công thức nguyên và cùng nhóm chức hoá học nhưng có thể có tính chất vật lý và hoá học khác nhau

1 BIỂU DIỄN CẤU TRÚC PHẲNG

 Công thức nguyên: CxHyOzNtXu (X:halogen)

Cho biết thành phần và số lượng các nguyên tử trong phân tử

 Số bất bảo hoà: i = x + 1–y/2 + t/2–u/2

 Cách biểu diển

 Mô hình này thể hiện thể tích của phân tử

 Dạng hình cầu và que nối:

 Mô hình này thể hiện sự sắp xếp các nguyên tử

và hướng các liên kết trong không gian

b Công thức phối cảnh

Theo qui ước thông thường của vẽ phối cảnh

Liên kết giữa hai nguyên tử được biểu diễn bằng một đường chéo:

đỉnh phía dưới bên tráinguyên tử ở gần,

đỉnh phía trên bên phảinguyên tử ở xa

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 30

c Công thức Cram

Liên kết nằm trong mặt phẳng: Vạch liên tục

Liên kết nằm phía trước mặt phẳng: Vạch đen tam giác

Liên kết nằm phía sau mặt phẳng: Vạch ngắn song song ıııııı

d Hình chiếu Newman

Cấu trúc được nhìn dọc theo trục liên kết giữa hai nguyên tử, các liên kết với các nhóm thế được chiếu trên mặt phẳng thẳng góc với trục này

Nguyên tử nằm gần được biểu thị bằng một tâm nối với các liên kết

Nguyên tử nằm xa được biểu thị bằng một vòng tròn và nối với các liên kết từ phía ngoài vòng tròn

+ Hiệu ứng cản trở không gian : do tương tác đẩy giữa các nhóm mang trên các nguyên tử khác nhau, hiệu ứng càng mạnh khi các nhóm càng gần và càng cồng kềnh

b Khảo sát etan ( trường hợp đơn giản và tiêu biểu nhất )

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 31

Cố định một nhóm CH3 và quay dần nhóm kia xung quanh trục liên kết CC, sẽ có vô hạn các cấu dạng khác nhau , trong đó có hai dạng tới hạn

quay tự do : góc xoắn cấu dạng che khuất cấu dạng xen kẽ

Sự biến đổi năng lượng tương tác của phân tử theo 

Ở 25oC, 99% các phân tử etan ở cấu dạng xen kẽ

c Khảo sát butan : Có bốn cấu dạng đặc biệt

che khuất lệch xen kẽ lệch che khuất đối xen kẽ đối

Sự biến đổi năng lượng tương tác của phân tử theo Cấu dạng che khuất có năng lượng cao hơn cấu dạng xen kẽ

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 32

Do hiệu ứng cản trở không gian cấu dạng lệch kém bền hơn cấu dạng đối

Ở 25oC, 36% phân tử ở cấu dạng xen kẽ lệch (=60o) và 64% ở dạng xen kẽ đối (=180o)

d Khảo sát cyclohexan

Dạng ghế Dạng thuyền

Ở 25oC, hơn 99% phân tử ở cấu dạng ghế

Dạng ghế tồn tại ở trạng thái cân bằng giữa hai dạng ghế

e Khảo sát cyclohexan có nhóm thế

Sáu nguyên tử carbon ở dạng ghế được phân bố trên hai mặt phẳng song song

Mặt phẳng thứ nhất chứa C1 , C3 , C5

Mặt phẳng thứ hai chứa C2 , C4 , C6

Các liên kết chia làm hai nhóm :

+ Nhóm liên kết trục , ký hiệu a , có trục liên kết thẳng góc với mặt phẳng

+ Nhóm liên kết biên , ký hiệu e, có trục liên kết hướng nghiên so với mặt phẳng

Ví dụ : metylcyclohexan

Tổng quát: cân bằng giữa hai cấu dạng ghế một nhóm thế là thuận lợi về phía dạng mà nhóm thế ở vị trí liên kết biên

Nhóm thế càng cồng kềnh, cân bằng chuyển về phía cấu dạng biên e càng mạnh

Ví dụ nhóm thế là tert-butyl, cấu dạng trục a chỉ còn < 0,05% ở 25oC

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 33

 Cyclohexan nhiều nhóm thế

Cấu dạng bền nhất là cấu dạng có các nhóm thế kồng kềnh nhất ở vị trí biên Ví dụ :

trans–4 metylcyclohexanol cis–4 metylcyclohexanol

4 ĐỒNG PHÂN CẤU HÌNH ( CONFIGURATION )

a Định nghĩa

Đồng phân cấu hình của các phân tử có được là do sự sắp xếp khác nhau của các

nguyên tử trong không gian

Chú ý: các đồng phân cấu dạng (khác nhau do góc xoắn) là không tách biệt nhau; ngược lại, các đồng phân cấu hình là tách biệt nhau vì muốn chuyển từ cấu hình này sang cấu hình khác là phải thay đổi liên kết (phá vỡ liên kết cũ, hình thành liên kết mới)

Có hai loại đồng phân cấu hình: đồng phân đối hình và đồng phân không đối hình

@ ĐỊNH DANH

 Cấu hình R hay S của carbon bất đối

C * (carbon có bốn nhóm thế khác nhau)

Quy tắc để xác định :

 Xếp thứ tự các nhóm thế theo trật tự ưu tiên I > Br > Cl > F > O > N > C > H ( thứ tự số nguyên tố giảm dần )

Các nguyên tử gắn vào nguyên tử trung tâm được gọi là hàng 1, nếu 2 nguyên tử ở hàng 1 là như nhau thì xét đến nguyên tử ở hàng 2 (là nguyên tử gắn trực tiếp vào nguyên tử ở hàng 1) và cứ như thế tiếp tục

Dựa vào qui tắc trên xếp a > b > c > d

 Nhìn phân tử theo trục C* d, như vậy C* sẽ che khuất nhóm thế d (có thứ tự ưu tiên thấp nhất)

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 34

Nếu chiều abc phân bố theo chiều kim đồng hồ:

cấu hình R

Nếu chiều abc phân bố ngược chiều kim đồng hồ:

cấu hình S

 Cấu hình Z hay E của nối đôi

Nếu hai nhóm thế ở cùng một bên nối đôi – cấu hình Z

Ngược lại hai nhóm thế ở hai bên nối đôi – cấu hình E

cấu hình Z cấu hình E

Ví dụ:

 Đồng phân cis hay trans của vòng

Hai nhóm thế ở cùng một bên mặt phẳng của vòng là đồng phân cis

Ngược lại là đồng phân trans

Ví dụ :

b Đồng phân đối hình ( Énantiomérie )

 Định nghĩa :

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 35

Đồng phân đối hình tạo thành một cặp cấu hình là vật và ảnh của nhau qua gương và không chồng khít lên nhau được

Phân cực kế ( Polarimétrie )

Chất đối hình làm quay mặt phẳng phân cực theo chiều kim đồng hồ ký hiệu D hay (+) theo chiều ngược kim đồng ký hiệu L hay ()

Theo định luật Biot  = [  ].l.C

với []D25 : góc quay riêng, phụ thuộc vào loại chất, đo ở 25oC, dùng đèn natri ( ánh sáng vàng  = 589,3 nm)

l : chiều dài ống chứa mẫu, dm

C : nồng độ mẫu, g/ cm3

Góc quay phân cực có tính cộng  = i = (  [i]Ci ) l

Hai chất đối hình có góc quay ngược nhau Hổn hợp đồng phân tử hai chất đối hình, gọi là hổn hợp racemic, sẽ không có tính quang học

 Tính chất sinh học : Nhiều quá trình sinh học có sự tham gia của các chất đối hình với các tính chất khác nhau

Ví dụ : + Aspartame tạo vị ngọt, chất đối hình có vị đắng

+ mùi vị (+) limonen trong cam với khác () limonen trong chanh + (S) naproxen có tính chống viêm, chất đối hình có tính độc cho gan

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 36

Độ tinh khiết chất đối hình là yếu tố hàng đầu để đánh gía dược phẩm

Ví dụ trên cho thấy, các chất tiếp nhận sinh học rất nhạy cảm với các vị trí của chất đối hình

nhận biết không nhận biết

c Đồng phân không đối hình ( Diastéréoisomérie)

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 37

Ví dụ : acid tartric

không đối hình

 Tính chất

Các đồng phân không đối hình có tính chất vật lý và hóa học khác nhau : nhiệt độ chuyển pha khác nhau , độ tan khác nhau , hoạt tính hóa học khác nhau

d Phân tách hổn hợp racemic

Cặp chất đối hình thường có tính chất sinh học khác nhau

Trong quá trình điều chế dược phẩm, người ta cần sản phẩm là một chất đối hình tinh khiết

Để tổng hợp chất đối hình mong muốn, có thể sử dụng các hợp chất đối hình thiên nhiên ( đường , acid amin, ….) làm nguyên liệu hay sử dụng chất xúc tác đối hình

Trong công nghiệp , người ta thường dùng phương pháp khác gọi là phân tách hổn hợp racemic

Nguyên tắc của phương pháp :

Cho hổn hợp racemic (±)A tác dụng với một chất đối hình tinh khiết , ví dụ (+)B Người ta thu được một hổn hợp hai chất không đối hình [(+)A (+)B] và [(-)A (+)B] có thể tách ra được bằng phương pháp thông thường ( chưng cất , kết tinh, …)

Sau đó để tái tạo A dưới dạng một chất đối hình tinh khiết , thì tiến hành cắt đứt liên kết A-B Vấn đề quan trọng là chọn chất B sao cho việc cắt đứt liên kết A-B được dễ dàng

Sơ đồ nguyên tắc

B HÓA HỌC LẬP THỂ CỦA PHÂN TỬ HỮU CƠ 38

* Xác định các công thức là của cùng phân tử

* Xác định cấu hình R,S của các carbon bất đối sau

* Xác định các dạng cấu hình có thể có của phân tử

* Xác định cấu hình R, S của các cặp chất đối hình

2-butanol Trihydroxylbutanal

C.I TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG 41

PHẦN C: ĐỘNG HÓA HỌC ( CINÉTIQUE CHIMIQUE )

Động hoá học nghiên cứu tốc độ và cơ chế của quá trình hoá học

Tức là khảo sát quá trình hoá học diễn ra như thế nào (nhanh hay chậm) và qua những giai đoạn nào, để đạt đến trạng thái cân bằng hoá học

CHƯƠNG C.I TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG ( VITESSE DE RÉACTION )

1 MỘT SỐ KHÁI NIỆM

 Các hệ phản ứng:

+ Hệ cô lập

+ Hệ đóng ( hệ kín )

+ Hệ mở ( hệ hở )

Chú ý việc chọn bao hình của hệ

 Hệ dị thể – hệ đồng thể

( Pha: tập hợp các phần có cùng tính chất hóa lý của hệ )

 Đại lượng cường độ – đại lượng trương độ

( Phụ thuộc hay không vào độ lớn của hệ )

 Độ tiến triển (Avancement de réaction)

Cho phản ứng với phương trình cân bằng :

1B1 + 2B2 + … = jBj + kBk + …

hay 0 = jBj + kBk + … 1B1 2B2  …

hoặc 0 =  (iBi )

với i mang dấu + nếu Bi là sản phẩm

và i mang dấu  nếu Bi là tác chất

Trong khoảng thời gian từ t đến t+t, cấu tử Bi biến đổi một lượng ni

Tỷ số

i

i

nν

Δ





 được gọi là sự biến thiên của độ tiến triển

và  là độ tiến triển của phản ứng

Trong hệ kín, sự biến đổi lượng ni của Bi từ thời điểm đầu đến thời điểm t là :

ni = ni(t) – ni (0) = i = i ( với (t=o)=0 )

Vậy ni (t) = ni (0) + i hoặc dni = i d