Giáo trình hoa vo co

CHƢƠNG 1 MỘT SỐ KIẾN THỨC MỞ ĐẦU 1.1 Cấu tạo nguyên tử theo cơ học lƣợng tử 1.1.1 Những cơ sở của cơ học lƣợng tử Cơ học lƣợng tử quan niệm rằng các vật vi mô có đều có tính chất hạt và tính chất sóng. Thuyết này dựa trên bốn quan đểm. Bắt nguồn từ quan điểm ánh sáng vừa có tính chất sóng và tính chất hạt. Phƣơng trình thể hiện bản chất sóng – hạt của ánh sáng: mc h   Đến năm 1924, Louis De Broglie đƣa ra giả thuyết: không chỉ có ánh sáng mới có tinh chất song hạt mà tất cả những hạt vi mô đều có bản chất sóng – hạt đối với chúng hệ thức sau đây phải thỏa mãn: mv h   Bản chất sóng hạt của vật vi mô đƣa đến hệ quả quan trọng về sự chuyển động của nó, thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đƣa ra vào năm 1927: không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí lẫn tốc độ của hạt vi mô. Nguyên tắc này đƣợc biểu diễn dƣới dạng toán học nhƣ sau: m h x.v  Trong đó: Bất định Heisenberg cho thấy đối với hạt vi mô khi biết chính xác tốc độ chuyển động của chúng ta không thể nói đến đƣờng đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nó đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian.

CHƯƠNG 1 MỘT SỐ KIẾN THỨC MỞ ĐẦU

1.1 Cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử

1.1.1 Những cơ sở của cơ học lượng tử

Cơ học lượng tử quan niệm rằng các vật vi mô có đều có tính chất hạt và tính chất sóng Thuyết này dựa trên bốn quan đểm

Bắt nguồn từ quan điểm ánh sáng vừa có tính chất sóng và tính chất hạt Phương trình thể hiện bản chất sóng – hạt của ánh sáng:

mc

h



Đến năm 1924, Louis De Broglie đưa ra giả thuyết: không chỉ có ánh sáng mới có tinh chất song hạt mà tất cả những hạt vi mô đều có bản chất sóng – hạt đối với chúng hệ thức sau đây phải thỏa mãn:

mv

h



Bản chất sóng - hạt của vật vi mô đưa đến hệ quả quan trọng về sự chuyển động của nó, thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đưa ra vào năm 1927: không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí lẫn tốc độ của hạt vi mô

Nguyên tắc này được biểu diễn dưới dạng toán học như sau:

m

h v

x 

 Trong đó:

Bất định Heisenberg cho thấy đối với hạt vi mô khi biết chính xác tốc độ chuyển động của chúng ta không thể nói đến đường đi chính xác của nó, mà chỉ

có thể nó đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian

Phương trình sóng Schrodinger được xem là những định luật cơ học lượng

tử về sự chuyển động của các hạt vi mô tương tự như các định luật của Newton trong cơ học cổ điển

Phương trình trên có thể viết lại dưới dạng rút gọn hơn:

H là toán tử Hamilton của hệ nghiên cứu và E là năng lượng toàn phần của

hệ trong đó Phương trình sóng Schrodinger được xem là cơ

sở của cơ học lượng tử

Phương trình sóng Schrodinger cơ bản đối với chuyển động của một eletron trong nguyên tử:

E V 0h

m8zy

2 2

2 2

2 2

E: năng lượng toàn phần của electron

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

: hàm sóng đối với các biến số x, y, z

Hàm số sóng có thể có giá trị dương hay âm, nhưng đại lượng 2 lại luôn luôn dương và đặc biệt nó biểu diễn mật độ xác suất có mặt của electron trong nguyên tử Điều này có nghĩa là khi giá trị 2càng lớn trong vùng không gian nào

đó thì ở đấy electron sẽ càng xuất hiện thường xuyên hơn.Đại lương 2dv sẽ cho xác xuất có mặt cũa hạt vi mô trong thể tích dv có tâm điểm tương ứng với tọa độ x,y,z

1.1.2 Phương trình Schrodinger áp dụng cho nguyên tử kiểu H

Nguyên tử kiểu H là nguyên tử (hoặc ion) gồm 1 điện tử khối lượng m chuyển động trong trường hạt nhân điện tích +Ze khối lượng M ở khoảng cách r Khi đó thế năng của điện tử:

Phương trình Schrodinger trong trường hợp này là:

Phương trình sóng sau khi chuyển sang hệ tọa độ cầu có dạng

Đại lượng Θ(θ)f(ψ)gọi là hàm góc của hàm  giá trị 2 2

( )  ( )

 có cho biết mật độ xác xuất có mặt của electron trong khối cầu bán kính r Kết quả giải phương trình này cho thấy R r( )  f n l1( , ); ( )   f n m2( , l);  ( )  f m3( l)hàm sóng

của electorn luôn chứa 3 thông số gọi là những số lượng tử n,l ml

Phần xuyên tâm của hàm sóng được biểu diễn dưới dạng các đường cong phụ thuộc vào hàm xuyên tâmR r( )  f n l1( , )

Các hàm sóng biểu diển theo đồ thị theo nhiều cách khác nhau

Nhƣ vậy,, trạng thái electron trong nguyên tử đƣợc hoàn toàn xác định bằng 4 số lƣợng tử n, l, ml

là điện tử f

Số lƣợng tử orbitan l: 1 2 3 4 5 6

Ký hiệu phân lớp lƣợng tử: s p d f g h

Số lượng tử từ m l và các orbitan nguyên tử

Nhận giá trị nguyên từ -l đến +l tức:

Với l = 0 thì ml = 0, với l = 1 thì ml = -1,0, +1 tức là 3 giá trị Tổng quát với một giá trị của l ta có (2l+1) giá trị của ml

Mỗi AO có tên gọi theo các số lượng tử n và l cũng như theo hình dáng của nó:

Với n = 1 và l = 0: AO được gọi là 1s: số 1 là giá trị của chữ n và chữ s tương ứng với l=0

Với n = 2 và l = 0: AO được gọi là 2s, l = 1 AO: được gọi là 2p Vì với l = 1, ta

có giá trị ml = -1, 0 và 1 nên 3 AO được ký hiệu 2px, 2py và 2pz (x,y, z) là trục đối xứng của các AO tương ứng

Với n = 3, l = 0 ta có: AO 3s, l = 1 ta có AO 3px, 3py, 3pz, l = 2 ta có 5 AO

Hình dạng và tên các AO d

Hình dạng và tên các AO p

Số lượng tử spin m s

Số lượng tử spin ms xác định trạng thái riêng của electron mà thường được quan niệm là đặc trưng cho sự tự quay của electron chung quay trục của mình Do đó sinh ra momen động lượng spin MS Đây cũng là một đại lượng đặc trưng tính chất của electron như điện tích và khối lượng

Năng lượng toàn phần của Z điện tử trong nguyên tử là:

Qui tắc Slater

Qui tắc này cho phép tính hằng số chắn của mỗi điện tử trong nguyên tử khi biết các số lượng tử của nó Các điện tử được phân thành các nhóm i: (1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p), (4d), (4f) (5s, 5p) (5d) (5f)…

Ví dụ cần tính hằng số chắn của điện tử thuộc nhóm I của lớp n (n: số lƣợng tử chính) Sự đóng góp của các điện tử còn lại vào nhƣ sau:

Những điện tử thuộc nhóm các AO nằm phía ngoài AO đang xét không có hiệu ứng chắn đối với AO này, hằng số chắn bằng 0 0,35: đối với các điện tử cùng nhóm với AO đang xét (0,30 đối với các điện tử cùng nhóm 1s)

Nếu AO đang xét là AO s hoặc p thì mỗi điện tử trên lớp AO phía trong (n’=n-1) sẽ đóng góp hằng số chắn 0,85, mối điện tử nằm ở lớp AO sâu hơn (n’ < n-1) sẽ đóng góp hằng số chắn là 1,0

Nếu AO đang xét là AO d hay f thì mối điện tử thuộc nhóm bên trong (ngay

cả khi cùng lớp n) sẽ có số hạng đóng góp hằng số chắn là 1,0

Ví dụ: sử dụng qui tắc Slater để xác định Z*

đối với điện tử 3p trong P:

Cấu hình điện tử của P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

1s2 2s2 2p6 3s 2 3p 3

= 15 – (1x2+ 8*0,85 + 0,35x4) = 4,8

1.1.3.2 Các qui tắc xây dựng cấu hình electron nguyên tử nhiều điện tự

Các qui tắc đó ta có thể viết cấu hình điện tử của bất kỳ nguyên tử của nguyên tố hóa học nào trong bảng hệ thống tuần hoán Đó là qui tắc xây dựng bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học Nó bao gồm 3 nguyên lý sau:

a Nguyên lý loại trừ Pauli: Trong một nguyên tử không thể có hai điện tử có

cùng bốn số lƣợng tử

Hệ quả: Giả sử rằng trong nguyên tử có 2 điện tử có chung 3 số lƣợng tử (n,

l, ml) Trạng thái của hai điện tử này đƣợc biểu diễn trên sơ đồ năng lƣợng bởi một ô gọi là ô lƣợng tử,  Theo nguyên lý Pauli số lƣợng tử thứ tƣ, ms phải khác nhau tức là Hai điện tử này đƣợc biểu diễn bằng hai mũi tên ngƣợc chiều

nhau: , từ đó ta thấy mỗi ô lượng tử chỉ có thể tối đa hai điện tử và ta tính số điện tử tối đa có thể có trong một phân lớp (ứng với số lượng tử phụ, l) và một lớp ứng với số lượng tử chính, n

b Nguyên lý vững bền

Khi xây dựng (Aufbau, building up) nguyên tử từ hạt nhân và các điện tử, các điện tử sẽ lần lượt điền đầy các phân mức năng lượng thấp rồi đến các phân mức năng lượng cao theo qui tắc Klescovski (hình 2.16):

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

Qui tắc Hund:

Ở trạng thái cơ bản các điện tử trong một phân mức năng lượng được phân

bố sau cho số tổng số spin là cực đại

Ví dụ: Cấu hình 2p3

: Viết cấu hình điện tử

Ta có thể viết dưới dạng chữ hoặc dạng ô hoặc cả hai tùy yêu cầu phải nêu tính chất nào Thường dạng ô chỉ viết với lớp vỏ ngoài cùng đang thiếu điện tử đang áp dụng qui tắc Hund Ví dụ cấu hình điện tử của 10 nguyên tố đầu (Z = 1-10) trong bảng hệ thống tuần hoàn như sau:

n l Orbitan ml ms Số orbitan Số electron

tối đa

2 4d -2, -1, 0, +1, +2 +1/2, -1/2 10

3 4f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 +1/2, -1/2 14

Đối với nguyên tử nhiều electron cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n,

l, ml và ms trong trường hợp này 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, các electron ngoài tương tác giữa electron với hạt nhân còn có tương tác giữa các electron với nhau tạo ra hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập

1.2 Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1.2.1 Phát biểu định luật tuần hoàn

Đinh luật tuần hoàn của nhà bác học người nga Mendeleyev phát biểu năm

1869 như sau, “Tính chất của các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc một cách tuần hoàn vào khối lượng nguyên tử của các nguyên tố” Cùng với sự phát triển của khoa học, ngưởi ta tìm hiễu được cấu tạo của nguyên tử, mối liên hệ giữa khối lượng nguyên tử và điện tích hạt nhân Z Ngày nay, định luật tuần hoàn được phát biểu như sau: “Tính chất của các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc một cách tuần hoàn vào điện tích của các nguyên tử”

1.2.2 Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học và cấu trúc electron nguyên

tử

Bảng hệ thống tuần hoàn của các nguyên tố được xây dựng trên nguyên ta14t: các nguyên tố hóa học được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân Z, người ta thấy sự hình thành các lớp electron xảy ra một cách tuần hoàn,

cứ sau một số nguyên tố lại bắt đầu hình thành một lớp electron mới, nghĩa là một chu kỳ mới

Chu kỳ: những nguyên tố có số lớp vỏ electron giống nhau đƣợc xếp một hay

nhiều hàng Số thứ tự chu kỳ cho biết số lớp vỏ electron của các nguyên tố trong chu kỳ đó

 Chu kỳ 1: có hai nguyên tố H (Z = 1) và He (Z = 2)

 Chu kỳ 2; gồm 8 nguyên tố bắt đầu Li (Z = 3) cho đến Ne (Z = 10)

 Chu kỳ 3: cũng gồm 8 nguyên tố, bắt đầu từ Na (Z = 11) cho đến Ar (Z = 18)

 Chu kỳ 4: có tất cả 18 nguyên tố, từ K (Z = 19) đến Kr (Z = 36)

 Chu kỳ 5: có tất cả 18 nguyên tố, từ Rb (Z = 37) đến Xe (Z = 54)

 Chu kỳ 6: số nguyên tố lên đến 32, bắt đầu từ Cs (Z = 55) đến Rn (Z

= 86)

 Chu kỳ 7: chƣa hoàn thảnh

Số nguyên tố trong các chu kỳ không giống nhau và có giá trị 2n2

với n là

số tự nhiên Việc sắp xếp các electron vào trong các obital nguyên tủ tuân theo các nguyên lý bề vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund đƣợc thực hiện theo trật tự: 1s / < 2s<2p / 3s<3p / <4s<3d<4p

Chu kỳ 1 chu kỳ 2 chu kỳ 3 chu ky 4

(n- Ở chu kì 6,7, sau ns, xây dựng phân lớp (n-1)d rồi (n-2)f, sau đó mới tiếp tục xây dựng phân lớp np

Do đó, ở các chu kì ngắn, khoảng cách từ kim loại điển hình đế khí hiếm ngắn : chỉ có 6 nguyên tố Ở chu kỳ 4,5 khoảng cách đó là 16 nguyên tố, còn ở chu kỳ 6,7, khoảng cách đó lên tới 30 nguyên tố

Ở chu kì 1 và 2: kết thúc chu kỳ cũng đồng thời với việc hoàn thành xây dựng lớp vỏ ngoài cùng, còn ở các khu kỳ khác thì kết thúc chu kỳ , nhưng lớp vỏ ngoài cùng vẫn chưa hoàn thành, do đó, ở các nguyên tố thuộc các chu kỳ này luôn luôn tồn tại các trạng thái ứng với năng lượng cao (nd) của lớp vỏ ngoài cùng chưa bị chiếm

Chính những điều đã trình bày ở trên là nguyên nhân dẫn đến những tính chất khá đặc biệt của các nguyên tố thuộc chu kì 1 và 2 so với các chu kỳ còn lại cũng như sự khác nhau về quy luật biến thiên tính chất trong các chu kỳ

Các họ nguyên tố:

Dựa vào việc electron đang được xây dựng ở phân lớp vỏ nào, người ta phân loại các nguyên tố

 Các nguyên tố s: electron đang xây dựng ở phân lớp s

 Các nguyên tố p: electron đang xây dựng ở phân lớp p

 Các nguyên tố d: electron đang xây dựng ở phân lớp d

 Các nguyên tố f: electron đang xây dựng ở phân lớp f

Các nguyên tố d và f của cùng một chu kỳ được xếp thành một họ

 Các nguyên tố từ Sc đến Zn: họ các nguyên tố 3d (dãy chuyển tiếp thứ nhất)

 Các nguyên tố từ Y đến Cd: họ các nguyên tố 4d (dãy chuyển tiếp thứ hai)

 Các nguyên tố từ La đến Hg: họ các nguyên tố 5d (dãy chuyển tiếp thứ ba)

 Các nguyên tố từ Ce đến Lu: họ các nguyên tố 4f (họ Lantanid)

 Các nguyên tố từ Th đến Lr: họ các nguyên tố 5f ( họ Actinid)

Nhóm và các phân nhóm:

Phân nhóm chính gồm: các nguyên tố s và p, số thứ tự của nhóm bằng tổng

số electron trên các phân lớp s và p của lớp vỏ ngoài cùng

Ví dụ : N: 2s2 2p3 nhóm 5

O :2s2 2p4 nhóm 6

Phân nhóm phụ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của nó đang được điền vào

phân lớp (n - 1)d hoặc (n - 2)f Các nguyên tố d còn gọi là các nguyên tố chuyển tiếp

Vì số electron ở lớp vỏ ngoài cùng là 8, do đó chia thành 8 nhóm

 Các nguyên tố có số electron hóa trị giống nhau được xếp vào cùng một nhóm ( trừ một số trường hợp đặc biệt ) Số thứ tự của nhóm bằng tổng số electron hóa trị

 Các nguyên tố d: electron hóa trị là electron thuộc phân lớp (n-1)d và

ns

 Vì tổng số electron của (n-1) d và ns có thể lên tới 12 do đó việc xếp vào nhóm có phức tạp hơn

 Khi tổng số electron hóa trị < 8: số thứ tự của nhóm bằng số electron

 Khi tổng số electron hóa trị > 8 các nguyên tố có tổng số electron hóa trị là 8, 9, 10 vào cùng một nhóm là nhóm 8

 Khi tổng số electron hóa trị là 11, 12, cấu hình electron sẽ là: các nguyên tố lại được xếp một cách tương ứng vào các nhóm 1 và 2 Như vậy, các nguyên tố có cùng số thứ tự của nhóm thường có số electro hóa trị giống nhau

1.2.3 Tính chất nguyên tử và các quy luật biến đổi

Bán kính nguyên tử và ion: là một khái niệm có tính chất quy ước, việc sử

dụng bán kính nguyên tử có tính chất hiệu dụng được tính từ khoảng cách giữa các nguyên tử kề nhau trong một dạng đơn chất Do đó người ta phân biệt: bán kính nguyên tử kim loại, bán kính nguyên tử cộng hóa trị, bán kính Van der Waals, tùy thuộc vào bản chất liên kết của trạng thái chất được sử dụng để xác dịnh bán kính nguyên tử là liên kết kim loại, liên kết cộng hóa trị hay liên kết Van der Waals

Trong một chu kỳ bán kính nguyên tử giảm dần theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân Trong chu kỳ nhỏ chỉ có các nguyên tố s, p bán kính giảm một cách

rõ ràng và điều đặn, trong các chu kỳ dài do đi qua các nguyên tố d và f điện tích hạt nhân vẫn tang lên nhưng do electron được xây dựng vào các phân lớp (n-1)d

và (n-2)f là nhưng phân lớp bên trong tạo ra hiệu ứng chắn làm giảm sự tương tác giữa hạt nhân và eletron ở lớp ngoài cùnG Hiện tượng này gọi là co d và co f

Sự phụ thuộc của bán kính nguyên tử vào điện tích hạt nhân

Trong phân nhóm chính bán kính nguyên tử tăng dần từ trên xuống dưới do

sự tăng dần số lớp electron Trong phân nhóm phụ, từ trên xuống bán kính thay đổi không nhiều do ảnh hưởng đồng thời của hiện tượng cod d và co f và tăng số lớp electron

Tuy nhiên chúng ta cần lưu ý về giá trị tuyệt đối thì so với nguyên tử, ion dương bao giờ cũng có bán kính nhỏ hơn trái lại ion âm bao giờ cũng có bán kính lớn hơn

Năng lượng ion hóa

Năng lượng ion hóa (I) là năng lượng cần thiết để bứt electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản Đối với những nguyên tử có nhiều electron, ngoài năng lượng ion hóa lần thứ nhất (I1), người ta còn có năng lượng ion lần thứ hai (I2), lần thứ ba (I3)… In Năng lượng ion hóa được tính theo đơn vị kJ.mol hay eV: 1eV = 1,6.10-19 J

Sự phụ thuộc của năng lượng ion hóa vào điện tích hạt nhân

Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải, năng lượng ion hóa (I1) tăng dần tuy nhiên sự biến thiên này là không đơn điệu Những nguyên tử có cấu hình

ns2np6 (khí trơ) là bền vững nhất, năng lượng ion hóa của chúng rất lớn Các cấu hình s2 ( như Be, Mg ) và p3 (N, P) là cấu hình tương đối bền nên năng lượng ion hóa khá lớn

Trong các phân nhóm chính theo chiều tăng điện tích hạt nhân năng lượng ion hóa giảm song song với sự tăng của bán kinh, sự thay đổi này khá phức tạp do ảnh hưởng đồng thời của việc tăng số lớp eclectron, điện tích hạt nhân, hiệu ứng chắn Đối với chu kỳ lớn, I giảm khá chậm, thậm chí có trường hợp tăng, nguyên nhân là do ảnh hưởng khá lớn của hiện tưỡng co d và co f

Trong phân nhóm phụ, đi từ trên xuống năng lượng ion hóa tăng dần, điều này có thể giải thích do tác dụng của hiệu ứng xâm nhập cao của electron ns, sự tăng điện tích hạt nhân (chu kỳ 5 và chu kỳ 6), bán kính thì ít thay đổi

Ái lực electron

Ái lực electron (F) là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một electron vào nguyên tử trung hòa để, biến nó thành ion âm

X0 + e- X-  F

Ái lực electron là một quá trình ngược với quá trình ion hóa do đó cũng có đơn vị là eV Ái lực electron của nguyên tử X có trị số bằng với năng lượng ion hóa của ion X- nhưng ngược dấu Ái lực electron (F) có giá trị càng dương thì nguyên tử có khả năng nhận điện tử càng lớn do đó tính phi kim và tính oxy hóa của nguyên tố càng mạnh Halogen là những nguyên tố có ái lực electron lớn nhất

vì những ion được tạo thành có cấu hình điện tử bền vững

Trong một chu kỳ sự biến đổi ái lực electron nhìn chung là phức tạp Ở đây

ta nhận thấy rằng các nguyên tố có cấu hình electron bền vững đã bão hòa s2

Theo Pauling, hiệu độ âm điện của hai nguyên tố A và B được xác định bằng biểu thức:



Trong đó:

A

 : độ âm điện của nguyên tố A B

 : độ âm điện của nguyên tố B

EA-B, EA-A, EB-B: năng lượng phân ly của các phân tử AB, A2 và B2 k: hệ số tỷ lệ (0,208 kcal/mol hoặc 0,102 kJ/mol)

Độ âm điện của một số nguyên tố theo thang Pauling

 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98

 0,93 1,31 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16

1.3 Các loại liên kết

Liên kết hóa học là tương tác giữa các nguyên tử trong phân tử, từ các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoặc từ các nguyên tử của của các nguyên tố khác nhau tương tác tạo thành các chất có tính chất rất đa dạng Mục đích liên kết

giữ các nguyên tử làm giảm năng lượng bên trong do sự tương tác các điện tích

dương và điện tích âm, giữa các điện tích dương hoặc giữa điện tích dương và điện tích âm trong các nguyên tử tạo thành hợp chất mới bền có năng lượng thấp hơn.Tính chất hóa học của một chất xác định dựa trên sự tương tác đó Để giải thích cơ chế tạo thành các hợp chất, có thể phân chia làm các loại liên kết sau

1.3.1 Liên kết ion

Liên kết giữa các ion mang điện tích trái dấu và hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, trong đó nguyên tử cho một hoặc nhiều electron hóa trị sẽ mang điện tích dương, nguyên tử nhận các electron hóa trị sẽ mang điện tích âm

Ví dụ sự hình thành phân tử ion NaCl:

Kết quả cho và nhận electron, Na cho 1 electron hóa trị để có cấu hình bền

3s23p6 Trong tinh thể natri clorua, các cation và anion hút lẫn nhau ion Na+ được bao quanh bởi sáu ion Cl-, và ngược lại hình thành phân tử ion NaCl:

Nhà bác học BORN đưa ra biểu thức tính năng lượng của liên kết ion là năng lượng tương tác tĩnh điện giữa 2 ion gồm có:

e U U U

2 đ h

n gọi là hệ số đẫy born, phụ thuộc vào cấu hình electron của ion

Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố: dựa vào khả năng tạo ion của

chúng cụ thể là năng lượng ion hóa và ái lực electron Các nguyên tố có năng lượng ion hóa nhỏ dễ tạo thành cation và các nguyên tố có ái lực electron lớn dễ tạo thành anion.Thường thì điều kiện để có liên kết ion là  2

Thực tế cho thấy hợp chất có liên kết ion thường được tạo thành giữa các nguyên

tố có tính chất chất nguyên tử khác nhau thường liên kết hình thành giữa các nguyên tố nhóm 1A, 2A và nhóm nguyên tố 6A,7A

Trong liên kết ion bao giờ cũng có một phần liên kết cộng hóa trị, không có liên kết ion thuần túy Nguyên nhân do điện trường của các ion trái dấu tạo ra khi

các tương tác với nhau tạo ra dẫn đến do sự phân cực lẫn giữa các ion làm dịch

chuyển đám mây điện tử Ion phân cực là ion có điện trường tác dụng làm dịch chuyển đám mây điện tử ion có đám mây điện tử bị dịch chuyển do điện trường

của ion khác tạo ra gọi là ion bị phân cực Sự phân cực phụ thuộc vào điện tích,

kích thước và cấu hình electron của chúng Sự phân cực ảnh hưởng rõ nét đến

tính chất của các hợp chất ion Độ phân cực càng lớn thì tính ion của phân tử càng

rõ nét Chính do những tính chất cơ bản trên mà các phân tử có độ ion cao thường

có xu hướng kết hợp với nhau mạnh mẽ để tạo thành tinh thể ở thể rắn

Tính chất của liên kết ion: Tính không định hướng và không bão hòa do liên

kết ion có tính chất tĩnh điện nên 1 ion có thể tương tác với nhiều ion mang điện tích trái dấu vì vậy trong các hợp chất ion không có sự tồn tại của các cặp ion

riêng lẽ mà tồn tại một hễ đồng nhất được xây dựng từ nhiều cation và anion

1.3.2 Liên kết kim loại

Liên kết kim loại được tạo thành bởi các ion dương và các electron hóa trị bị

bứt ra (các electron tự do) chuyển động hỗn loạn trong toàn bộ tinh thể kim loại

Việc các electron hóa trị tách ra, kết hợp và chuyển động xảy ra liên tục và đồng thời trong toàn bộ mạng tinh thể làm cho trong mạng luôn luôn có một cân bằng động của các electron tự do

Mạng tinh thể kim loại

Hầu hết các kim loại kết tinh trong cấu trúc chặt chẽ Khả năng dẫn điện và dẫn nhiệt của kim loại là phải là kết quả của quá trình tương tác mạnh của các elctron trong nguyên tử với 8 đến 12 nguyên tử xung quanh nó

Theo thuyết MO, khi N obitan của nguyên tử trong kim loại tương tác sẽ xãy

ta sự xen phũ với nhau sẽ tao ra N obitan phân tử bao gồm liên kết và phản kết và phản liên kết) trong đó ác nguyên tử ở gần nhau tương tác mạnh hơn các nguyên

tử xa hơn Tương ứng với các trạng thái năng lượng s, p, d, f của nguyên tử trong tinh thể kim loại sẽ hình thành những miền năng lượng s, p, d, f

Trong một tinh thể kim loại chứa một mol chất , thì sự tương tác của 6.022.1023 obitan nguyên tử tạo ra 6.022? 1023 obitan phân tử N obital phân tử tương ứng với N trạng thái năng lượng khác nhau tạo thành 1 dãy gần như liên tục gọi là miền năng lượng

Ví dụ nguyên tử Na có 1 electron hóa trị (3s) trong 1 mol nguyên tử Na có N nguyên tử nên sẽ có N eclectron hóa tri vì vậy sẽ có N obital được điền điện tử vào, mỗi obital chứa tối đa 2 elctron nên chỉ có ½ obital được điền đầy đủ theo

mức năng lượng từ thấp đến cao (hình) Các obitan 3p trỗng của các nguyên tử

Na cũng tương tác với nhau tạo thành một dải rộng N obitan với mức năng lượng gần như liên tục

Các obitan nguyên tử 3s và 3p khá gần năng lượng, vì vậy các dải quỹ đạo phân tử bị chồng chéo lên nhau Kết quả là có 4N obital nhưng chỉ có N điện tử hóa trị vì vậy chỉ có N/2 obital chứa đầy đủ điền tử và 7N/8 obitan còn trống Vùng năng lượng chứa obital chứa điện tử hóa trị gọi là vùng hóa trị, vùng năng chứa obitan mà không có điện tử gọi là vùng dẫn

Sơ đồ tách trạng thái năng lượng nguyên tử thành các trạng thái năng lươn

g phân tử

Tùy thuộc vào cấu trúc nguyên tử và tính đối xứng của mạng tinh thể mà các miền năng lượng có thể che phủ một phần hoặc không che phủ nếu các miền có thể che phủ thì các electron hóa trị có thể di chuyển từ vùng hóa trị sang vùng dẫn

và di chuyển tự do trong toàn bộ mạng tinh thể, lúc này tinh thể sẽ dẫn điện Trong trường hợp không thể xen phủ giữa chúng xuất hiện vùng cấm với năng lượng E Tùy thuộc vào giá trị E mà chất có thể là kim loại, chất bán dẫn hay chất cách điện

Vị trí tương hỗ của các miền trong tinh thể kim loại

Kim loại dễ uốn và dẻo Một tinh thể kim loại dễ bị biến dạng khi một ứng suất cơ học được tác dụng cho nó Tất cả các ion kim loại đều ổn định ở các nút mạng, và "khí electron" thay đổi chuyển lên mức năng lượng cao hơn Khi các liên kết bị phá vỡ, các liên kết mới dễ dàng hình thànhvới các ion kim loại liền kề Các tính năng cũng như sắp xếp không thay đổi trước và khi biến dạng xảy ra Khi kim loại bị bóp méo (ví dụ, cuộn thành tấm hoặc rút ra thành dây), môi trường xung quanh các nguyên tử kim loại về bản chất không thay đổi, và không

các lực đẩy mới xảy ra Điều này giải thích tại sao các tấm kim loại và dây điện vẫn còn nguyên vẹn (b) Ngƣợc lại, khi một tinh thể ion bị buộc phải làm cho nó trƣợt dọc theo mặt phẳng, tăng lực đẩy giữa các ion tích điện khiến cho tinh thể

1.3.3.1 Liên kết cộng hóa trị theo VB

Năm 1927 hai nhà bác học Heitler - London đã giải bài toán tính năng lƣợng liên kết trong phân tử hydro nhƣ sau: Khi chúng tiến đến gần nhau điện tử của nguyên tử này bị bị hút bởi hạt nhân của nguyên tử kia, đồng thời hai điện tử

và hai hạt nhân đẩy nhau Ban đầu lực hút thắng lực đẩy, nên khoảng cách giữa chúng giảm dần, thế năng của hệ giảm dần (trở thành âm) Đến khoảng cách nào

đó ở (H2 là 0,74 pm) thế năng đạt cực tiểu Hệ hai nguyên tử H lúc đó là hệ bền nhất Ở khoảng cách đó sự xen phủ 2 orbital 1s của 2 nguyên tử làm tăng mật độ điện tích âm trong khoảng không gian giữa hai hạt nhân Nếu hai nguyên tử tiếp tục tiến lại gần nhau hơn nữa, lực đẩy sẽ thắng lực hút và thế năng sẽ tăng lên, hệ kém bền dần Nhƣ vậy phân tử H2 đƣợc tạo thành sẽ giải phóng năng lƣợng, thực

nghiệm cho thấy khi phân hủy phân tử H2 thành nguyên tử H2 phải tiêu tốn năng lượng là 436 kJ.mol-1

thuyết cộng hóa trị (VB)

Nội dung của thuyết VB

Liên kết cộng hóa trị được hình thành từ sự ghép đôi electron có spin ngược nhau Khi đó mật độ electron ở khoảng không gian giữa hai hạt nhân tăng lên, hút hai hạt nhân lại gần nhau làm cho năng lượng hệ giảm xuống

Sự xen phủ của hai đám mây electron tham gia liên kết càng mạnh thì liên kết càng bền

Liên kết được hình thành theo phương để cho có sự xen phủ của các đám mây electron là lớn nhất

Có hai loại xen phủ orbitan nguyên tử: xen phủ dọc trục liên kết và xen phủ hai bên trục liên kết Tùy theo sự xen phủ mà hình thành hai loại liên kết khác nhau:

Liên kết  là sự xen phủ của các AO theo trục liên kết

Liên kết  là sự xen phủ của các AO theo hai bên trục liên kết

Một trong những tính chất quan trọng của của thuyết VB là tính định hướng giải thích các cấu hình không gian và các giá trị góc tạo thành giữa các liên kết của một số phân tử Tuy nhiên, thuyết này có nhược điểm không được giải thích được một số cấu hình không gian của các phân tử và một số đặc trưng của các liên kết cộng hóa trị như năng lượng liên kết, độ dài liên kết vi thế Pauling và Slater đưa ra một khái niệm mới để giải thích sự hình thành các loại liên kết hóa học

Lai hóa là sự tổ hợp n orbitan (AO) nguyên tử khác nhau về hình dạng, kích thước hoặc năng lượng của cùng một nguyên tử thành n orbitan (AO)

có cùng hình dáng và năng lượng Có bao nhiêu orbitan cơ bản tham gia vào quá

trình lai hóa thì có bấy nhiêu orbitan lai hóa được hình thành và chúng được phân

bố đối xứng nhau

Điều kiện để có sự lai hóa các orbitan tham gia lai hóa phải có năng lượng xấp xỉ

nhau và lai mật độ electron phải lớn

Cuối cùng có thể nói trạng thái lai hóa càng bền khi mức độ xen phủ của các orbitan lai hóa với các orbitan hóa trị của các nguyên tử khác phải đủ lớn để tạo các liên kết hóa học bền

Nếu các điều kiện trên không được thỏa mãn thì sự lai hóa sẽ không xảy ra hoặc xảy ra không hoàn toàn

Các kiểu lai hóa thường gặp là sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2

tử CH4 là 109028’ Điều này hoàn toàn phù hợp với những giá trị thực nghiệm là bốn liên kết C - H hoàn toàn giống nhau về mặt năng lượng liên kết, độ bền, độ dài và cách định hướng đối xứng nhau trong không gian, góc hóa trị đúng bằng

109028’

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

T= số liên kết  + số cặp electron hóa trị tự do

 Số liên kết : số liên kết của nguyên tử trung tâm với các phối tử

 Số cặp e hóa trị tự do

 X: tổng số e hóa trị của các nguyên tử trong phân tử

 Y: tổng số e bão hòa của các phối tử (8e cho mỗi nguyên tử nói chung; 2e cho H)

Tuy nhiên, phương pháp này còn một số hạn chế như không giải thích được sự hình thành các phân tử ion như H2+ là phân tử hai tâm được hình thành từ một electron chứ không phải từ một cặp electron Không giải thích được tính chất thuận từ của một số phân tử Tất cả những nhược điểm này của phương pháp VB sẽ được giải quyết bằng phương pháp hiện đại hơn, đó là phương pháp orbitan phân tử hay còn gọi là phương pháp MO

Cũng như trong nguyên tử, trong phân tử các điện tử ở trạng thái dừng được

mô tả bởi hàm sóng Hàm này là nghiệm của phương trình Schrodinger cho phân tử: H là toán tử Haminton của toàn bộ hệ phân tử, E là năng lượng riêng Các MO cũng như các các AO chỉ chứa tối đa 2 điện tử

Các AO chỉ liên quan đến một nguyên tử, còn các MO liên quan đến cả phân

tử Do đó bài toán phương trình Schrodinger cho phân tử sử dụng một số phép gần đúng

1.3.3.2 Phương pháp MO

Lý luận của phương pháp này như sau: Khi hai điện tử ở gần hạt nhân 1, ảnh hưởng của hạt nhân 2 có thể bỏ qua và điện tử được mô tả bởi hàm sóng AO của nguyên tử 1 ( chính là 1s của nguyên tử 1) Tương tự như vậy khi điện tử ở gần nguyên tử 2, nó được mô tả gần như là hàm AO ( là AO 1s của nguyên

tử 2) Từ đó đưa đến một giả thiết làm cơ sở cho thuyết Orbital phân tử MO: điện

tử được mô ta trong các trường hợp giới hạn trên hoặc hoặc , ta sẽ xem hàm sóng MO như là tổ hợp tuyến tính của các orbital nguyên tử (AO):

Các hệ số a1 và a2 là phần đóng góp có tính chất thống kê của và vào

hàm sóng Vì phân tử có hạt nhân giống nhau nên ta suy ra a12 = a22 tức là

và Vậy ta có biếu thức cho 2 MO:

Từ biểu thức của và nhờ phương trình sóng Schrodinger ta tính được E+ và E- Các giá trị E này phụ thuộc vào khoảng cách 2 hạt nhân

là MO liên kết tương ứng với năng lượng E+,

là MO phản liên kết tương ứng với năng lượng

Cả hai MO đều nhận trục nối 2 hạt nhân làm trục đối xứng nên người ta gọi các MO này là liên kết kiểu Chúng được xây dựng từ AO 1s nên được ký hiệu là đối với MO liên kết và đối với MO phản liên kết

Sơ đồ năng lượng và hình dáng các MO của phân tử H 2 +

Sơ đồ mức năng lượng trong phân tử H 2 +

Hai MO này có mức năng lượng khác nhau Người ta thường vẽ sơ đồ năng lượng như hình 4.26, trong đó chỉ rõ mức năng lượng các AO xuất phát và các

2 MO, một MO liên kết và một MO phản liên kết:

Các MO tạo thành do sự xen phủ theo trục và có đối xứng trục được gọi là liên kết

Các MO tạo thành do sự xen phủ bên và đối xứng trục gọi là liện kết

Sự xen phủ các AO 2p để hình thành các MO liên kết và phản liên kết

Ta thấy có 2 kiểu phân bố năng lƣợng các MO hơi khác nhau:

Ne2 thì ngƣợc lại:

Ví dụ: Giản đồ năng lƣợng MO của O2, nguyên tử cuối chu kỳ 2

Giản đồ các mức năng lượng củacác MO

Ví dụ: Giản đồ năng lƣợng MO của N2, nguyên tử đầu chu kỳ 2

Giản đồ các mức năng lượng của các MO

b Bậc liên kết

Trong thuyết MO bậc liên kết đƣợc tính bằng biểu thức:

n: Tổng số điện tử trên MO liên kết

Tổng số điện tử trên MO phản liên kết

c Màu sắc của các chất

Thuyết MO cho phép giải thích quang phổ quang điện tử của các phân tử cũng như màu sắc của các chất: điện tử trong các MO hấp thu các photon của ánh sáng mặt trời có năng lượng tương ứng với chênh lệch năng lượng của 2 MO để chuyển ánh sáng sang trạng thái kích thích và sau đó phát xạ lại dưới dạng nhiệt

Phân tử dị nguyên tử

Trong phần này ta xét giới hạn các trường hợp đơn giản nhất: phân tử hai nguyên tử, trong đó có một nguyên tử H và một nguyên tố chu kỳ 2, ta xét 3 trường hợp điển hình: một là X có độ âm điện hơn H, một trường hợp ngược lại

và cuối cùng là trường hợp liên kết ion

a Phân tử HF

Orbital của H là 1s và của F là 2s và 2p, F có độ âm điện hơn H nên các AO hóa trị của nó sẽ thấp hơn AO 1s của H Trục z là trục hai hạt nhân nên chỉ có sự xen phủ của AO 1s và 2pz của F, còn px và py không tham gia nên chúng là các

MO không liên kết và ký hiệu là nx và ny Trong phân tử, chúng có mức năng lượng như năng lượng của AO xuất phát

Ta cũng nhận thấy tương tác của giữa 1s của H và 2s của F là không đáng kể

có thể bỏ qua vì sự chêch lệch năng lượng quá lớn Vì thế AO 2s của F có thể xem là AO không liên kết, ký hiệu ns

Giản đồ năng lượng MO của phân tử H-F

Như vậy còn lại tương tác giứa 2pz (F) và 1s (H) Tương tác này cho ta một

MO liên kết có năng lượng thấp hơn của 2 AO tương ứng và một MO phản liên kết , có năng lượng cao hơn năng lượng của 2 AO tương ứng Tám điện tử hóa trị (7 của F) và (1 của H) sẽ điền vào 4 mức thấp nhất Chỉ

có một MO liên kết duy nhất là Cặp điện tử liên kết tạo thành gần F hơn là

H Điều đó phù hợp với sự phân cực của HF Ba cặp điện tử tự do: , , : đều tập trung trên F

b Phân tử Li-H

Các AO hóa trị là 1s của H và 2s, 2p của Li, nhưng trong trường hợp này có

H âm điện hơn Li có nghĩa là 1s của H thấp hơn 2s và 2p của Li Trục z là trục hai hạt nhân, AO px, py của Li không tham gia tương tác gì với 1s của H nên chúng là

các MO không iên kết 1s của H tương tác với 2s của Li sinh ra MO liên kết và

MO phản liên kết , pz có tương tác nhẹ với 1s của H nhưng không làm thay đổi đáng kể sơ đồ năng lượng

Liên kết Hydro liên phân tử

Liên kết Hydro nội phân tử

Bản chất của liên kết hydro là liên kết cộng hóa trị dựa trên tương tác tĩnh điện và cơ chế cho nhận

Ví dụ trong phân tử HF, nguyên tử H có hai liên kết: thứ nhất liên kết với F bằng một liên kết cộng hóa trị, thứ hai liên kết với F của phân tử HF thứ hai bằng liên kết hydro

Ở trạng thái lỏng và rắn các phân tử HF liên hợp với nhau thành những mạch dích dắc

Độ bền của liên kết hydro phụ thuộc vào độ âm điện và kích thước của nguyên tử chính mà nó tham gia tạo thành liên kết Nếu nguyên tử này có độ âm điện càng lớn và kích thước càng nhỏ thì liên kết hydro càng bền Ví dụ, xét dãy các nguyên tử sau từ trái qua phải F, O, N thì khả năng tạo thành liên kết với hydro giảm dần vì độ âm điện của chúng giảm dần Độ âm điện của nguyên tử càng lớn thì liên kết hydro càng bền

Ảnh hưởng của liên kết hydro đến tính chất hóa học của các chất

Liên kết hydro khá phổ biến và có nhiều tác dụng lên tính chất hóa học và lý học của các hợp chất như:

Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi…vì làm tăng khối lượng phân tử của các hợp chất Ví dụ nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy của NH3, H2O, HF cao bất thường so với các hợp chất khác của hydro với các nguyên tố nhóm V, VI, VII khác là do liên kết hydro gây ra

Làm giảm độ điện ly của axit

Làm thay đổi đến độ hòa tan Ví dụ rượu và nước hòa tan vô hạn vào nhau

1.3.4.2 Liên kết Van Der Waals

Để đánh giá độ phân cực của phân tử người ta dùng momen lưỡng cực  Mỗi một liên kết hóa học đều có phân cực nhiều hay ít Độ có cực của liên kết phụ thuộc vào độ âm điện và kích thước của các nguyên tử tham gia liên kết Trường hợp phân tử có nhiều nguyên tử thì momen lưỡng cực của toàn phân tử bằng tổng vectơ momen lưỡng cực của từng liên kết

Liên kết Van Der Waals là liên kết tạo thành do sự tương tác giữa các phân

tử gọi là liên kết Van Der Waals và lực tương tác xảy ra giữa các phân tử gọi là lực Van Der Waals Lực này đóng vai trò quan trọng trong quá trình hấp phụ, hòa tan, ngưng tụ, và dãn nở khí…

Về bản chất của liên kết Van Der Waals cũng là tương tác tĩnh điện xảy ra giữa các phân tử, nhưng có những đặc điểm khác so với các liên kết đã biết Ví dụ như năng lượng liên kết tương đối nhỏ, có tính không chọn lọc và bão hòa, tính phổ dụng và cộng tính

Lực liên kết Van Der Waals tùy theo loại tương tác mà có những loại lực như sau:

 Tương tác định hướng là tương tác xảy ra giữa các phân tử có cực Đây

là tương tác lưỡng cực - lưỡng cực làm cho cực dương của lưỡng cực này hướng về cực âm của lưỡng cực kia do đó rất có lợi về mặt năng lượng Tương tác này tăng khi momen lưỡng cực tăng và nhiệt độ trong

hệ giảm xuống

 Tương tác cảm ứng là tương tác giữa một phân tử có cực và một phân tử không cực Tương tác này rất nhỏ

 Tương tác khuếch tán xuất hiện là nhờ lưỡng cực nhất thời của các phân

tử Như vậy tương tác lưỡng cực nhất thời - lưỡng cực nhất thời có thể tạo thành giữa các phân tử bất kỳ, không cực hoặc có cực

1.4 Các thuyết axit –baz

Axit và baz lần đầu tiên được nhận ra bởi các tính chất đơn giản, chẳng hạn như axit có vị chua, cay đắng…hoặc làm thay đổi màu sắc của giấy quỳ, phenolphthalein Ví dụ Axit thay đổi giấy quỳ tím từ màu vàng sang đỏ và baz thay đổi giấy quỳ từ màu vàng mang mầu xanh hay làm phenolphthalein chuyển

từ không màu sang màu hồng Trong quá trình trung hoà, các axit và bazơ phản ứng với nhau để tạo ra ion chất gọi là muối Axit phản ứng với các kim loại hoạt động, như magie và kẽm, để giải phóng hydro

1.4.1 Thuyết axit –baz theo Arrhenus

Nhà hóa học Thụy Điển Svante Arrhenius là người đầu tiên đưa ra khái niệm axit và bazơ Ông đã xác định các axit và bazơ hiệu quả trong dung môi nước Axit là chất phân ly trong nước tạo thành ion H+, Baz là chất phân ly trong nước tạo thành ion OH-

Ví dụ: HCl = H+ + Cl- ; NaOH = Na+ + OH-

Nhưng một số trường hợp thuyết Arrhenus không giải thích được như phản ứng xảy ra giữa hydrogen chloride và ammonia hòa tan dung môi là benzene sản phẩm lại là NH4Cl kết tủa theo phương trình HCl (benzene)+ NH3(benzene) = NH4Cl(s) hay HCl(k) + NH3(k) = NH4Cl(s) NH3 vẫn thể hiện tính baz còn HCl vẫn thể hiện tính axit (đổi màu chất chỉ thị ) mặc dù chúng không phân ly cho ra H+ hoặc OH-

Thuyết Arrhenius có nhiều đểm hạn chế: chỉ áp dụng đúng cho dung dịch nước và những chất có thành phần H+ hoặc OH- Có những hợp chất không phân

ly cho ra H+ hoặc OH- vẩn thể hiện tính axit hoặc baz Ví dụ như amoniac, amin

và nhiều muối yếu axit, chẳng hạn như NaP

Mặc dù nước là dung môi khá phổ biến khi hòa tan các hợp chất vô cơ nhưng chọn lựa nước là cơ sở cho sự phân loại axit hoặc baz không mang một ý nghĩa tổng quát

1.4.2 Thuyết axit –baz theo Bronted-Lowry

Axit là các tiểu phân có thể cho proton H+ và Baz là tiểu phân có khả năng nhận H+ trong các phản ứng hóa học

HCl là một axit vì có thể cho proton H+ còn Cl

là một baz

Ví dụ: HCl = H+ + Cl- Trong trường hợp tổng quát một cặp axit và baz liên hệ với nhau bằng phương trình: axit = H+ + baz gọi là cặp axit baz liên hợp

và mỗi baz tương ứng sẽ có axit liên hợp

Với quan điểm này axit có thể là các phân tử trung hòa HCl, H2SO4…các anion và cation có chứa nguyên tử hydro như NH4+…hoặc các cation trong dung dịch nước bị hydrat hóa như [Al(H2O)6]3+

Baz có thể là phân tử trung hòa như NH3 hoặc các anion như, CO32-; F-,

H+ vì H+ không thể tồn tại ở trạng thái tự do

Ví dụ: trong dung dịch nước CH3COOH là một axit nhưng khi hòa tan CH3COOH trong axit H2SO4 thì nó không phải là axit

Từ quan điểm Bronsted-Lowry, yêu cầu duy nhất cho axit là cho ptoton H+

và có một chất khác nhận proton đó trong dung dịch Phản ứng axit-bazơ là quá trình cho và nhận proton H+ Axit sau khi cho proton gọi baz liên hợp của aixt đó

và baz sau khi nhận pron trở thành axit liên hợp của baz đó Một cách tổng quát phản ứng axit-baz là phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp với nhau theo phương trình:

Axit1 + baz2 = baz1 + axit2

H2O là baz của cặp axit baz liên hợp H3O+ /H2O; HF là axit của cặp axit baz liên hợp HF/F-

H2O là axit của cặp axit baz liên hợp H2O/OH-; NH3 là baz của cặp axit baz liên hợp NH4+/NH3

Từ hai phản ứng trên cho thấy H2O là dung môi lƣỡng tính mở rộng ra là những hợp chất có chứa nguyên tử hydro luôn là chất lƣỡng tính, khi phản ứng với chất có khả năng cho proton mạnh hơn nó đóng vai trò là baz nhận proton ngƣợc lại khi phản ứng với chất cho proton yếu hơn nó sẽ đóng vai trò là axit để cho proton