BÀI GIẢNG MÔN HỌC HÓA ĐẠI CƯƠNG
BỘ CÔNG THƯƠNG TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP & XÂY DỰNG BÀI GIẢNG MƠN HỌC HĨA ĐẠI CƯƠNG Dùng cho hệ Cao đẳng chuyên nghiệp (Lưu hành nội bộ) Người biên soạn: Phạm Thị Thanh ng Bí, năm 2010 Phần I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ Chương I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ I Thành phần cấu tạo nguyên tử Các hạt tạo nên nguyên tử: proton (p), nơtron (n) electron (e) Cấu tạo nguyên t: Nguyên tử gm: vỏ nguyên tử gồm e me= 1,67.10-27 = 0,00055u q e =1- (đvđt) proton Hạt nhân nguyên tử -27 Nơtron m p 1u qp 1 mn 1u qn Chú ý: 1u = 1,67.10 kg 1đvđt = 1,602.10-19C ĐiÖn tÝch hạt nhân v S : * ĐTHN = Z+ * Số đơn vị ĐTHN = Số proton = số electron = Z * Sè khèi (A): Sè khèi lµ tổng số hạt proton(Z) nơtron (N) hạt nhân nguyên tử A=Z+N - Chú ý: * Số đơn vị điện tích hạt nhân Z số khối A đặc trưng cho nguyên tử Dựa vào số khối A số Đơn vị ĐTHN, ta biết cấu tạo nguyªn tử * NÕu nguyªn tư cđa nguyªn tè cã Z≤ 82 (trõ H) th× cã tØ sè: ≤ N/Z ≤ 1,52 * NÕu nguyªn tư cđa nguyªn tè cã Z ≥ 82 th× cã tØ sè: ≤ N / Z ≤ 1,25 Biểu thị nguyên tử: A: sè khèi; Z: sè proton II Khảo sát lớp vỏ nguyên tử (Thuyết cấu tạo nguyên tử đại theo học lượng tử ) Các luận điểm học lượng tử 1.1 Tính chất sóng hạt hạt vi mơ (thuyết De Broglie) h : số Planck 6,62.10-27 erg.s = 6,62.10-34 J.s m: khèi lỵng cđa vËt (kg) v: vËn tốc chuyển động vật(m/s) Tiên đề Đơ Brơi: Vi hạt mô tả tính chất hạt mô tả tính chất sóng Nếu vật có khối lượng nhỏ (vi mô) bỏ qua tÝnh chÊt sãng cđa chóng NÕu vËt cã khèi lỵng lớn (vĩ mô) bước sóng nhỏ bá qua tÝnh chÊt sãng VÝ dô: a Mét e có khối lượng m = 9,1.10-31(kg) chuyển động với vận tèc v = 106 (m/s) b Mét xe t¶i cã khối lượng m=103kg chuyển động với vận tốc v = 10(km/h) Tính cho e cho xe tải? Gi¶i h 6,625.1034 7,28.1010(m) Víi e: 31 me V 9,1.10 10 Víi kÝch cì nguyªn tư 1Ao =7,3A0 quan trọng h 6,625.1034 2,4.1038(m) 2,4.1028 A0 Víi xe t¶i: m.V 10 10 / 3600 xe t¶i cã thể bỏ qua tính chất sóng nhỏ 1.2 Ngun lý bất định Heisenberg Néi dung: Kh«ng thĨ xác định đồng thời xác tọa độ vận tốc hạt vi mô, vẽ hoàn toàn xác quỹ đạo chuyển động hạt vi mô h V x X Hệ thức bất định: m Trong đó: Vx: độ bất định tọa độ; X: độ bất định vận tốc Theo việc xác định tọa độ xác (X nhỏ) đo vận tốc xác (Vx lớn) ngược lại Hm súng Trng thái hệ vĩ mơ hồn tồn xác định biết quĩ đạo tốc độ chuyển động Trong hệ vi mơ electron, chất sóng - hạt ngun lí bất định, khơng thể vẽ quĩ đạo chuyển động chúng nguyên tử Thay cho quĩ đạo, học lượng tử mô tả trạng thái electron nguyên tử hàm số gọi hàm sóng, kí hiệu ψ (pơxi) Bình phương hàm sóng ψ2 có ý nghĩa vật lí quan trọng: ψ2 biểu thị xác suất có mặt electron điểm định vùng khơng gian quanh hạt nhân ngun tử Hàm sóng ψ nhận giải phương trình sóng nguyờn t + Hàm sóng tìm thấy từ việc giải phương trình súng Schrodinger + Bản thân hàm sóng ý nghĩa vật lí bình phương cđa nã: 2 dv cho biÕt x¸c st ph¸t hiƯn e thĨ tÝch dv 2 xác định mật độ xác suất hay xác suất tìm thấy e điểm không gian * Phương trình sóng Schrodinger Obitan ngun tử Mây electron Các hàm sóng ψ1, ψ2, ψ3 - nghiệm phương trình sóng, gọi obitan ngun tử (viết tắt AO) kí hiệu 1s, 2s, 2p 3d Trong số dùng để lớp obitan, chữ s, p, d dùng để phân lớp Ví dụ: 2s electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s 2p electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p 3d electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d Như vậy: Obitan nguyên tử hàm sóng mơ tả trạng thái khác electron nguyên tử Nếu biểu diễn phụ thuộc hàm ψ2 theo khoảng cách r, ta đường cong phân bố xác suất có mặt electron trạng thái Ví dụ: Khi biểu diễn hàm số đơn giản ψ1 (1s) mô tả trạng thái electron (trạng thái e có lượng thấp nhất) ngun tử H, ta có hình Hình Xác suất có mặt electron gần hạt nhân lớn giảm dần xa hạt nhân Một cách hình ảnh, người ta biểu diễn phân bố xác suất có mặt electron nguyên tử dấu chấm Mật độ chấm lớn gần hạt nhân thưa dần xa hạt nhân Khi obitan nguyên tử giống đám mây, gọi mây electron Để dễ hình dung, người ta thường coi: Mây electron vùng không gian chung quanh hạt nhân, tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 90 - 95% xác suất) Như vậy, mây electron coi hình ảnh khơng gian obitan nguyên tử Hình dạng mây electron Nếu biểu diễn hàm sóng (các AO) khơng gian, ta hình dạng obitan hay mây electron (hình 4) Mây s có dạng hình cầu Các mây p có hình số hướng theo trục tọa độ Ox, Oy, Oz kí hiệu px, py, Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái electron nguyên tử Ngêi ta gọi hàm sóng obitan( khu vực bao xung quah hạt nhân có mặt electron lớn nhất) Khi tồn kh«ng gian chiỊu, electron cã bËc tù do.Trong phép giảI hàm sóng điều làm xuất trị số nguyên, số lượng tử 5.1 Số lượng tử n ( lớp electron hay lng electron) - Giá trị: n=1,2,, (nguyên dương) n …… Lớp K L M N … Chu kỳ …… Sè lỵng tư chÝnh cho biÕt: + sè líp e nguyªn tử + Kích thước mây electron ( n lớn, kích thước mây e lớn mật độ mây e loÃng) + Mức lượng trung bình electron lớp nguyên tử nhiÒu electron: EC 13,6 z'2 n (eV) + Mức lượng nguyên tử H ion có electron Trong ®ã: Z’ = Z - A; EC 13,6 z2 n (eV) Z: Điện tích hạt nhân hiệu dụng e xét A: Hệ sè ch¾n 5.2 Số lượng tử phụ l (phân lớp electron, hình dạng obitan ) Sè lỵng tư phơ nhËn giá trị l = n-1 Mi giỏ trị số lượng tử phụ ứng với kiểu obitan l Phân lớp s p d f Sè lỵng tư phơ cho biÕt: + Đặc điểm phân lớp electron lớp + Phân mức lượng lớp (Thứ tự mức lượng lp tăng từ ns np nd nf) + Hình dạng mây electron (hỡnh 4) Mây electron s có dạng hình cầu Mây electron p có dạng hình số Mây electron d,f có dạng phức tạp Hỡnh 5.3 S lng t t ml (electron thuộc obitan nào, hướng obitan ) Số lng t t ml phụ thuộc vào số lượng tử phơ: nhận giá trị (-l 0 +l ) (nguyªn) Mỗi giá trị số lượng tử từ tương ứng víi obitan nguyªn tư VÝ dơ: l = -> ml = ( 0) -> có 1AOs l = -> ml = ( -1; 0; +1) -> có AOp l = -> ml = (-2; -1; 0; +1;+2) -> có AOd l = -> ml = (-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) -> có AOf 5.4 Số lượng tử spin ms (chiều tự quay e): Để mô tả đầy đủ trạng thái electron nguyên tử cần xét thêm số lượng tử spin đặc trưng cho chuyển động riêng electron ms nhận hai giá trị +1/2 –1/2 Trong AO electron biểu diễn mũi tên ngược chiều Qui luật phân bố electron nguyên tử Trong nguyên tử nhiều electron, electron phân bố vào AO tuân theo số nguyên lí qui luật sau: 6.1 Nguyên lí ngăn cm (Paoli - Thy S) Trong nguyên tử không thĨ cã 2e cïng cã sè lỵng tư gièng Các e ô lượng tử có sè lỵng tư gièng Theo ngun lí này, AO có tối đa hai electron có chiều tự quay (spin) khác +1/2 -1/2 Ví dụ: Ở lớp K (n=1) l = O ml = O ms = +1/2 ms = -1/2 Vậy lớp K có nhiều electron: E1: l = O ml = O ms = +1/2 E2: l = O ml = O ms = -1/2 Như vậy: Số e tối đa 10 14 Phân mức s p d f Số AO 6.2 Nguyên lí vững bền Cấu hình electron nguyên tử Trong nguyên tử, electron chiếm obitan có lượng từ thấp đến cao Bằng phương pháp quang phổ nghiệm tính tốn lí thuyết, người ta xác định thứ tự tăng dần lượng AO theo dãy sau đây: 1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p Dựa vào nguyên lí ngăn cấm nguyên lí vững bền, người ta biểu diễn nguyên tử ngun tố cấu hình electron Để có cấu hình electron nguyên tố, trước hết ta điền dần electron vào bậc thang lượng AO Sau xếp lại theo lớp AO Ví dụ: Sc (z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Chú ý: Có số ngoại lệ Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cấu hình 3d10 4s1 (trạng thái vội bão hịa) bền cấu hình 3d9 4s2 Cấu hình 3d5 4s1 (trạng thái vội nửa bão hòa) bền cấu hình 3d4 4s2 6.3 Qui tắc Hun (Hund - Đức) Cấu hình electron dạng lượng tử Ngồi cách biểu diễn AO dạng công thức trên, người ta cịn biểu diễn AO vng gọi ô lượng tử Các AO phân mức biểu diễn ô vuông liền Trong lượng tử (mỗi AO) có electron có spin ngược biểu diễn mũi tên ngược ↓↑ Trên sở thực nghiệm, Hun đưa qui tắc phân bố electron vào ô lượng tử sau: Trong phân mức, electron có xu hướng phân bố vào ô lượng tử cho số electron độc thân lớn 3s 3p 3d Ví dụ: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ Thơng thường cần viết cấu hình electron phân mức lớp phân mức d f lớp sát mà chưa bão hịa Cần lưu ý cấu hình nói nguyên tử trạng thái Khi bị kích thích electron nhảy lên phân mức cao mức VÝ dô: 2p2 → C* : 2s1 2p3 6C : 2s → Như trạng thái C có hai electron độc thân, cịn trạng thái kích thích có bốn electron độc thân Chính electron độc thân electron hóa trị Chương II ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I Cấu tạo bảng hệ thng tun hon: Nguyờn tc sp xp: Các nguyên tố xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân nguyên tử + nguyên tố có số lớp electron nguyên tử xếp vào hàng + nguyên tố có số electron hóa trị nguyên tử xếp thành cột (electron hoá trị e có khả tham gia hình thành liên kết hoá học Chúng thường nằm lớp phân lớp sát lớp phân lớp chưa bÃo hoà.) Nhận xét: Tổng số electron thuộc lớp (s + p) số nhóm Số lớp electron ch s chu kỡ a Ô nguyên tố STT ô = Số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron b Chu kì Chu kì dÃy nguyên tố mà nguyên tử chúng có số lớp electron xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần Số thứ tự chu kì số lớp electron nguyên tử Chu kì bắt đầu kim loại kiềm kết thúc b»ng mét khÝ hiÕm (trõ chu k× chu kỡ đặc biệt) Bảng tuần hoàn gồm chu kì Các chu kì 1,2,3 chu kì nhỏ Mỗi chu kì gồm nguyên tố (trừ chu kì có nguyên tố.) Các chu kì 4,5,6,7 chu kì lớn Chu kì 4,5 có 18 nguyên tố; chu kì có 32 nguyên tố; chu kì chưa đầy đủ c Nhóm nguyên tố Nhóm nguyên tố gồm nguyên tố có cấu hình electron nguyên tử lớp tương tự có tính chất hóa học gần giống xếp cột Bảng tuần hoàn có 18 cột chia thành nhóm A(đánh số từ IAVIIIA) nhóm B (đánh số từ IIIB VIIIB; IBIIB) Mỗi nhóm cột Riªng nhãm VIIIB gåm cét STT cđa nhãm A = số electron hóa trị nguyên tử nguyên tè nhãm Chó ý: Nhãm A bao gåm c¸c nguyên tố s nguyên tố p Nhóm Cờu h×nh e IA ns1 IIA ns2 IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Nhãm B bao gồm nguyên tố d nguyên tố f Nhãm IB IIB IIIB IVB 10 10 CÊu h×nh e ns (n-1)d ns (n-1)d ns (n-1)d ns2 (n-1)d2 Nhãm VB VIB VIIB VIIIB CÊu h×nh e ns (n-1)d ns (n-1)d ns (n-1)d ns2 (n-1)d6 H xếp vào cột 1(vì có electron cùng); He xếp vào cét thø 18 cïng víi c¸c khÝ hiÕm kh¸c II Định luật tuần hồn Tính chất đơn chất tính chất dạng hợp chất ngun tố phụ thuộc tuần hồn vào điện tích hạt nhân nguyên tử nguyên tố III Sự biến đổi tuần hồn số tính chất ngun t Bỏn kớnh nguyờn t: Là khoảng cách từ nhân đến lớp electron nguyên tử Trong chu kỳ, bán kính nguyên tử giảm dần theo chiều tăng Z (từ trái phải) Trong nhóm, bán kính ngun tử tăng dần theo chiều tăng Z (từ xuống) Nng lng ion húa : Là lượng cần tiêu thụ để tách mt electron khỏi nguyên tử.(đơn vị eV.1eV = 1,6.10-19J) M + I1 M+ + e I1 < I2 < I3 Năng lượng ion húa dùng để đo tính kim loại nguyên tố Nguyên tử có lượng ion hóa nhỏ dễ nhượng electron hay có tính kim loại m¹nh Trong chu kỳ, từ trái phải I1 giảm dần Hay chu k nguyên tố kim loại kiềm có nng lng ion hóa thấp nhất, nguyên tố khí trơ kết thúc chu kì có I1 lớn Trong phân nhóm chính: từ xuống I1 giảm Trong phân nhóm phụ: từ xuống I1 tăng VÝ dơ: Nguyªn tè I1 Li 5,39 Na 5,14 K 4,34 Rb 4,18 Cs 3,89 Tác dụng chắn bị chắn electron nguyên tử Sự tuần hoàn thứ cấp a Tác dụng chắn bị chắn electron nguyên tử Trong nguyên tử có nhiều electron, lực hút hạt nhân electron có lực đẩy electron.Khi người ta nói electron chắn lẫn Như nguyên tử electron bị chắn electron lại lại chắn electron khác electron xa hạt nhân bị chắn nhiều tác dụng chắn electron Các electron phân lớp khác mức độ chắn khác Các electron lớp chắn kém, phân lớp chắn Mức độ chắn phân lớp tăng từ s, p, d, fĐặc biệt electron phân lớp đầy nửa số electron chắn b Sự tuần hoàn thứ cấp: Là biến thiên không đặn tính chất nguyên tố hợp chất chúng * Trong chu kì từ trái sang phải, I1 tăng dần tăng không đặn có vài cực đại nhỏ I1 Hiện tượng gọi tuần hoàn nội cđa I1 VD: ë chu k× cã cùc đại nhỏ Be N chu kì có cực đại nhỏ Mg P Giải thích : Be Mg (nhóm IIA) có phân lớp electron ns2 bÃo hòa electron, nguyên tử sau B Al điền vào np: 2e ghép đôi nên chắn mạnh, làm cho electron np liên kết với nhân chặt chẽ so với electron ns I1 giảm từ Be đến B từ Mg đến Al * Trong phân nhóm theo chiều từ xuống co bán kính nguyên tử gây xếp electron vào lớp d f bên tác dụng chắn electron I1 giảm Vớ d: Trong nhóm IVA: rC < rSi IC < ISi I1 tăng rSi > rGe ISi > IGe I gi¶m ( xt hiƯn ph©n líp (n-1) d) rGe < rSn IGe < ISn I1 tăng Trong nhóm IVA cã : IC < ISi ; IGe < ISn nhng ISi > IGe Hay nhãm VA, N vµ P có 3e độc thân np3 ( nửa bÃo hòa): nguyên tử sau lµ O vµ S ë AO 2p cã 2e ghép đôi nên đẩy mạnh so với electron chiÕm AO: Nh vËy viƯc t¸ch 1e O, S dễ dàng so với việc tách 1e N, P làm cho I1 giảm từ N O vµ tõ P S lực với electron nguyên tử (E) Là lượng tỏa hay thu vào nguyên tử trung hòa trạng thái tự thu thêm electron đo băng eV kcal/mol: X + 1e = X + E Giá trị E âm ỏi lực với electron nguyên tử mạnh.Những nguyên tử nhóm VIIA có ỏi lực với electron mạnh Những nguyên tử có phân lớp electron ns2 hc np6 hc np3 cã lùc víi electron u (do trạng thái bÃo hòa nửa bÃo hòa electron nên kh kết hợp thêm electron kém) õm in Là đại lượng đặc trưng cho khả hút cặp electron phía nguyên tử nguyên tố hóa học Độ âm điện lớn khả hút electron mạnh Chương IV axit vµ bazo I Thuyết proton axit - bazơ Bronstet, 1923 (Bronsted - Đan Mạch) Nội dung Theo Bronstet: axit chất có khả nhường proton, bazơ chất có khả nhận proton - Thùc axit không tự phân li ion HCl: HCl + H2O H3O+ + Cl(axit) + H3O viết đơn giản H+ H2O H3O+ không tham gia phản ứng - Ngoài dung dch bazơ phõn tử chứa sẵn OH- (NaOH, KOH, Ba(OH)2) dung dch mét sè chÊt kh¸c cịng cã OH- nh dung dịch NH3 (tuy Ýt h¬n dung dịch NaOH) Chøng tá cã trình: NH3 + H2O NH4+ + OH(baz) - Nhận xét: H2O dung mơi lưỡng tính - Một axit HA phân li cho proton bazơ A- HA/A- gọi cặp axit - bazơ liên hợp Ví dụ: H2O/H3O+; NH3/NH4+ ; CH3COOH/CH3COO- Sự điện li nước - Tích số ion nước - pH Nước chất điện li yếu H2O H+ + OHHằng số điện li nước 20oC: 53 H OH K H2O =10-14 Như nước [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l Trong dung dịch nước, nồng độ ion H+ hay OH- thay đổi tích số nồng độ chúng ln ln 10-14 mol/l Để đặc trưng cho độ axit, bazơ hay trung tính dung dịch, người ta sử dụng đại lượng gọi pH pH = -lg [H+] Nước nguyên chất có [H+] = 10-7 pH = Dung dịch axit có [H+] > 10-7 pH < Dung dịch bazơ có [OH-] > 10-7 pH > Chất thị pH Các chất thị pH chất có màu sắc thay đổi phụ thuộc vào pH chúng thường axit hay bazơ hữu yếu mà dạng phân tử dạng ion có màu khác Màu dạng axit Màu dạng bazơ pH chuyển màu khơng màu hồng - 10 Q tím hồng xanh 5-8 Metyl đỏ hồng vàng 4,4 - 6,2 da cam vàng 3,1 - 4,5 Phenolphtalein Metyl da cam Đại lượng đặc trưng chất thị pH khoảng chuyển màu chất thị Đó khoảng pH mà chất thị bắt đầu chuyển từ màu sang hoàn toàn màu khác (từ màu dạng axit sang màu dạng bazơ) Sử dụng chất thị pH thích hợp đánh giá sơ pH dung dịch khoảng Ví dụ: - Nếu nhỏ phenolphtalein vào dung dịch thấy xuất màu hồng chứng tỏ dung dịch có pH > - Nếu nhỏ metyl đỏ vào dung dịch thấy xuất màu hồng dung dịch có pH PbI2↓ 56 Nồng độ ion sau trộn: [Pb2+] = [I-] = 5.10-3 mol/l [Pb2+] [I-]2 = 1,25 10-7 > TPb2+ Vì có kết tủa tạo -4 Nồng độ KI sau pha loãng 10 mol/l Nồng độ ion sau pha trộn: [Pb2+] = 5.10-3 mol/l [I-] = 5.10-5 mol/l [Pb2+] [I-]2 = 1,25 10-11 < TPb2+ Vì khơng có kết tủa tạo Chương IV IN HểA HC I Nguyên tắc biến hóa thành điện Nng lng húa hc cú th chuyển thành điện pin Ngược lại, tác dụng dịng điện phản ứng hóa học lại thực (sự điện phân) Đó hai mặt tương quan hóa điện Cả hai q trình phát sinh dịng điện trình điện phân liên quan đến loại phản ứng, phản ứng oxi - hóa khử Muốn biến hóa thành điện ta phải thực oxi hóa nơi khử nơi cho electron chuyển từ chất sang chất khác qua dây dẫn II Phn ng oxi - hóa khử Định nghĩa: Phản ứng oxi - hóa khử phản ứng có thu nhường electron làm thay đổi số oxi - hóa nguyên tố Zno + Cu2+SO4 → Cuo + Zn2+SO4 Ví dụ: C2H5OH + Cu2+O → CH3C-1−HO + Cuo + H2O Trong phản ứng oxi - hóa khử, có hai cặp oxi - hóa khử Ở hai ví dụ ta có cặp: Zn2+ / Zn Cu2+/Cu CH3CHO/C2H5OH MnO4-/Mn2+ Thế oxi - hóa khử chiều hướng phản ứng oxi - hóa khử Thế oxi - hóa khử đại lượng đặc trưng cho khả tham gia vào phản ứng oxi - hóa khử (khả cho nhận electron) cặp oxi - hóa khử Thế oxi - hóa khử tiêu chuẩn cặp oxi - hóa khử (kí hiệu ε0) đo cách so sánh với điện cực hidro chuẩn (bảng 6.1) 57 Cặp oxi - hóa khử lớn (càng dương) dạng oxi - hóa mạnh dạng khử yếu Các cặp oxi - hóa khử phản ứng với theo qui tắc sau: Dạng oxi - hóa mạnh cặp phản ứng với dạng khử mạnh cặp hay dạng oxi - hóa cặp có ε0 cao phản ứng với dạng khử cặp thấp Ngêi ta đà so sánh tính chất nhiều cặp oxi hoá - khử xếp thành dÃy điện hoá cđa kim lo¹i: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+ TÝnh oxi ho¸ cđa ion kim loại tăng K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Ag Au TÝnh khư cđa kim loại giảm * ý nghĩa dÃy điện hoá kim loại DÃy điện hoá kim loại cho phép dự đoán chiều phản ứng cặp oxi hoá - khử theo quy tắc (anpha): Phản ứng cặp oxi hoá - khử xảy theo chiều, chất oxi hoá mạnh oxi hoá chất khử mạnh nhất, sinh chất oxi hoá yếu chất khử yếu Ví dụ: Phản ứng cặp Fe2+/Fe Cu2+/Cu xảy theo chiều ion Cu2+ oxi hoá Fe tạo ion Fe2+ vµ Cu Áp dụng quy tắc ta có: Cu2+ + Fe Fe2+ + ChÊt oxi ChÊt khö ChÊt oxi hoá mạnh mạnh hoá yếu Cu Chất khử yếu III Pin hay nguyên tố Ganvanic Pin hay gọi nguyên tố Ganvanic thiết bị cho dịng điện chiều phản ứng hóa học xảy Pin Danien Iacobi Pin Danien Iacobi (Hình 1) gồm hai điện cực: điện cực âm kẽm nhúng dung dịch ZnSO4 điện cực dương đồng nhúng dung dịch CuSO4 Hai dung dịch nối với cầu muối KCl thạch dẫn điện mạch Khi hai điện cực nối với dây dẫn kim loại thấy xuất dòng điện từ cực đồng sang cực kẽm, nghĩa có dịng electron từ cực kẽm chuyển sang cực đồng 58 Hình Pin kí hiệu sau: Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu Khi pin hoạt động, điện cực xảy phản ứng: cực âm: Zno - 2e → Zn2+ cực dương: Cu2+ + 2e → Cuo Tỉng qu¸t: Zno + Cu2+ → Zn2+ + Cuo Phản ứng xảy nhúng Zn vào dung dịch CuSO4, nhiên khơng thu dịng điện.Vì muốn thu dịng điện phải thực oxi - hóa khử hai nơi tách biệt xảy pin Trong pin, electrron chuyển từ cực âm sang cực dương, hai cực phải có hiệu điện Vậy điện điện cực tạo nào? Điện cực mà xảy q trình oxi hóa ( electron) cực âm Trong phản ứng trên, điện cực Zn cực âm Điện cực mà xảy q trình khử ( nhận electron) cực dương Trong phản ứng trên, điện cực Cu cực dương Nguyên tố Galvani kí hiệu sau: (-) Kim loại │dd muối kim loại ║dd muối kim loại │Kim loại 2(+) Ví dụ: Pin (Zn-Cu) : (-) Zn │dd ZnSO4 ║ dd CuSO4 │ Cu (+) Nguyên nhân sinh dòng điện pin chênh lệch điện cực kim loại Sự chênh lệch lớn nghĩa độ hoạt động kim loại khác phản ứng oxi hóa khử xảy pin mạnh Sự xuất điện cực Khi kim loại nhúng vào dung dịch chứa ion nhanh chóng có cân bằng: M - ne = Mn+ Tùy thuộc vào chất kim loại nồng độ ion xảy hai trường hợp: Hình 59 Nguyên tử kim loại (thường kim loại hoạt động, ví dụ Zn) tách khỏi mạng lưới kim loại vào dung dịch dạng ion để lại kim loại electron Các ion dương chủ yếu tập trung lớp dung dịch nằm sát bề mặt kim loại Các ion kim loại (thường kim loại hoạt động, ví dụ Cu) từ dung dịch bám lên kim loại, lớp dung dịch sát bề mặt kim loại dư thừa ion âm Trong hai trường hợp lớp dung dịch sát bề mặt bề mặt kim loại tạo nên lớp điện kép, giống hai tụ điện Giữa hai có hiệu số điện gọi điện cực, kí hiệu ε Sức điện động nguyên tố Galvani Nếu ta ghép phản ứng xảy pin để tạo thành nguyên tố Galvani sức điện động E nguyên tố Galvani hiệu số điện cực hai điện cực pin E = ε(+) - ε(-) Với E: sức điện động pin ε(+) : điện cực điện cực dương (điện cực xảy trình khử) ε(-) : điện cực điện cực âm (điện cực xảy q trình oxi hóa) Sức điện động tiêu chuẩn pin sức điện động pin đo điều kiện tiêu chuẩn (P= 1atm, t= 25oC, C= M) Ví dụ: Pin (Zn - Cu) E0 = ε0(+) - ε0 (-) E0 = 0,34V – (-0,76) = 1,1V Liên hệ sức điện động nguyên tố Galvani NL tự ( G) G phản ứng cho biết phản ứng xảy hay không Giữa G phản ứng sức điện động pin có mối liên hệ sau: G = -nEF Như dựa vào giá trị sức điện động pin ta biết phản ứng oxi hóa khử xảy hay khơng Ở điều kiện tiêu chuẩn ta có: G0 = -nE0F Với n: số e mà phân tử trao đổi phản ứng trao đổi điện cực F: số Faraday = 96500 Coulomb E0: sức điện động tiêu chuẩn pin Vì nói E0 nguyên tố Galvani thước đo chiều xảy phản ứng oxi hóa khử điều kiện tiêu chuẩn Nếu E0 > G0 < phn ng xy theo chiu thun Và ngược l¹i Hằng số cân phản ứng oxi hóa khử OxI + KhII KhI + OxII Trong OxI/ KhI điện cực ε01 OxII/KhII điện cực ε02 Ta có: G0 = -nE F = - RTlnK Vậy: -lnK = - nE0F/RT lnK = nE0F/RT 60 Ở 250C chuyển sang logarit thập phân: lgK = nE0/0.059 K = 10 nE / 0,059 K = 10 [n (ε (+) - ε (-))] / 0.059 Với: ε0(+): điện cực tiêu chuẩn điện cực dương ε0(-): điện cực tiêu chuẩn điện cực âm Xác định điện cực, oxi hóa khử, sức điện động pin điều kiện khác chuẩn Phương trình Nersnt Khi xét điều kiện khác chuẩn, Nersnt đưa phương trình nêu lên mối liên hệ điện cực kim loại cặp oxi hóa khử với nồng độ iơn có dung dịch sau: a Thế điện cực điện cực kim loại 250C nồng độ ion kim loại ≠ 1M 0,059 lg M n Mn / M o Mn / M n Ví dụ: Zn2+ +2e =Zn 0,059 lg Zn 2 Zn 2 / Zn o Zn 2 / Zn n b Thế oxi hoá khử cặp oxi hoá khử Trong cặp oxi hố khử có phương trình liên hệ sau aOx + ne bKh oxh / kh Ta có o oxh / kh 0,059 oxh a lg Kh b n c Thế oxi hoá khử cặp oxi hoá khử có mơi trường tham gia Phương trình liên hệ có dạng: aOx + ne + CH+ bKh + c/2 H2O 0,059 oxh a H oxh / kh o oxh / kh lg n Kh b Ví dụ: MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O MnO / Mn o MnO4 / Mn 2 0,059 MnO H lg Mn 2 d Một số ví dụ: Ví dụ 1: Xét xem thiếc kim loại tan dung dịch axit mạnh có nồng độ =1(mol/l) hay không? Giải Qua bảng điện cực chuẩn, ta thấy nhiệt độ thường: Nửa phản ứng: Sn2+ + 2e = Sno điện cực chuẩn ε0 = -0,14 V Và nửa phản ứng: H+ + e = H2 điện cực chuẩn ε0 = 0,00V Như vậy, pin thiếc - hiđro, điện cực hiđro điện cực dương điện cực thiếc điện cực âm, nghĩa Sn chuyển electron sang điện cực Hiđro pin có sức điện động: E0 = 0,00 - (-0,14) = 0,14 V Sức điện động pin có giá trị dương ( E > hay G < 0) cho thấy phản ứng: Sn + 2H+ = Sn2+ + H2 61 Xảy cách tự phát, nghĩa thiếc kim loại tan axit có nồng độ 1N Khi ghép hai điện cực với nhau, điện cực lớn, nửa phản ứng xảy theo chiều thuận điện cực bé, nửa phản ứng xảy theo chiều nghịch Trong trường hợp pin thiếc - hiđro ta có: 2H+ + 2e = H2 Và: Sn = Sn2+ + 2e Qua ví dụ rút kết luận chung: Những kim loại điện cực chuẩn ε0 - 0,74V Nên nửa phản ứng thứ hai xảy theo chiều thuận nửa phản ứng thứ xảy theo chiều nghịch: Cr = Cr3+ + 3e Fe3+ + 3e = Fe Hay phản ứng: Cr + Fe3+ = Fe + Cr3+ Xảy ra, nghĩa crôm kim loại tan sắt kim loại kết tủa phản ứng có: E0 = - 0,04 - (- 0,74)= 0,70 V Vậy: Kim loại điện cực chuẩn bé đẩy kim loại điện cực chuẩn lớn khỏi dung dịch muối IV Một số điện cực Điện cực khí * Điện cực hidro chuẩn: (Pt) H2/2H+ 1M Gồm Pt có phủ muội Pt nhúng dung dịch có chứa ion H+ Khí H2 thổi vào với áp suất atm hấp phụ muội Pt Trên điện cực xảy phản ứng: H2 2H+ + 2e 0,059 2H / H o 2H / H2 lg H 2 Nếu [H+] = 1mol/l ta có điện cực hyđro tiêu chuẩn ε0(H2/2H+) = 0,00V Hình Điện cực hidro chuẩn dùng để xác định oxi - hóa khử chuẩn cặp oxi - hóa khử 62 Điện cực oxi - hóa khử Gồm kim loại trơ Pt, Au nhúng dung dịch chứa đồng thời hai dạng oxi hóa dạng khử cặp oxi - hóa khử Ví dụ: (Pt)/Fe3+, Fe2+ ; (Pt) / MnO4-, Mn2+, H+ Kim loại trơ đóng vai trị tiếp nhận chuyển electron hai dạng oxi - hóa dạng khử oxh / kh o oxh / kh Điện cực oxi hoá khử sắt: Fe3+ + e Fe2+ Fe 3 0,059 oxh a lg Kh b n 2 / Fe 3 , 059 Fe lg 2 Fe3 / Fe2 Fe o Hình V Sự điện phân Định nghĩa Sự điện phân q trình oxy hóa - khử xảy bề mặt điện cực cho dòng điện chiều qua dung dịch chất điện ly hay qua chất điện ly nóng chảy có kèm theo biến đổi điện thành hóa Hiện tượng điện phân: Để hiểu rõ chất điện phân, ta quan sát tượng xảy điện phân NaCl nóng chảy Khi nóng chảy, NaCl phân li thành ion Na+ Cl- chuyển động hỗn loạn Trong bình điện phân, ta áp đặt vào bình điện trường tức nối với nguồn điện chiều ion khơng chuyển động tự mà chuyển động định hướng: cation hướng Catod (cực âm) anion Anod (cực dương) - Ở Catod: 2Na+ + 1e 2Na ( p/ư Catod) - Ở Anod: 2Cl- Cl2 + 2e (p/ư Anod) 2Na+ + 2Cl- 2Na + Cl2 hay 2NaCl dpnc 2Na + Cl2 + Các ion Na Cl đóng vai trị dẫn điện điện cực, khí Cl2 khỏi bình điện phân, cịn Na nóng chảy bị tách vùng Catod Các trường hợp điện phân a Điện phân nóng chảy: 63 Điện phân nóng chảy dùng để điện phân số muối (chủ yếu muối halogenua), oxit, hiđrôxit kim loại kiềm, kiềm thổ, nhơm nhằm mục đích điều chế kim loại số phi kim F2 Ví dụ 1: 3+ 2Điện phân Al2O3: Al2O3 dpnc 2Al + 3O Catod: Al3+ + 3e Al x Anod: 2O2- O2 + 4e x 2Al2O3 dpnc 4Al + 3O2 + Ví dụ 2: Điện phân NaOH: NaOH dpnc Na + OH Catod: Na + 1e Na x4 Anod: 4OH O2 + 2H2O + 4e x dpnc 4NaOH O2 + 2H2O + 4Na b Điện phân dung dịch: Ví dụ: Điện phân dung dịch NaCl, có q trình điện hóa xảy điện cực? Cơ sở để giải đáp vấn đề đặt so sánh đại lượng điện cực cặp oxi hóa - khử tương ứng có khả tham gia vào q trình oxi hóa hay khử điện cực điện phân đại lượng điện cực đặc trưng cho khả oxi hóa hay khử cặp oxi hóa - khử Ở Catod: trình điện phân diễn trình khử dạng oxi hóa cặp oxi hóa - khử Khi có mặt nhiều dạng oxi hóa trước hết phải bị khử (+ne) dạng oxi hóa cặp oxi hóa - khử có khả oxi hóa mạnh nhất, nghĩa điện cực lớn Dạng oxi hóa Mn+ H+ dung dịch chất điện li c Thứ tự phóng điện ion catod anôd điện phân dung dịch chất điện li Khi điện phân dung dịch chất điện li ngồi ion chất điện li cịn có ion H3O+ ion OH- nước Các ion cạnh tranh tham gia vào trình điện cực nên điện phân xảy phức tạp anod (anod trơ graphit, Pt, Au ) Khi điện phân dung dịch có chứa anion gốc axit khơng có oxi I-, Br-, Cl-,Fthì anion gốc axit nhường e trước theo trình: 2X- - 2e = X2 Khi điện phân dung dịch có chứa anion gốc axit có oxi: SO42-, NO3- anion gốc axit khơng nhường e mà OH- H2O nhường e: 6H2O - 4e = O2 + 4H3O+ Thứ tự nhường e anot: SO42-, NO3- OH- , F, Cl, Br , I Không nhường e Thứ tự nhường e Ở catod: 64 Khi điện phân dung dịch có chứa ion kim loại từ Al trở trước ion kim loại không nhận e mà ion H3O+ H2O nhận e theo trình: 2H2O + 2e = H2 + 2OHKhi điện phân dung dịch có chứa ion kim loại sau Al ion kim loại nhận e thành kim loại tự bám vào catod Thứ tự nhận e catod: K+ Na+ Ba2+Ca2+ Mg2+ Al3+H3O+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+ Không nhận e Thứ tự nhận e Ví dụ: Viết phương trình phản ứng xảy điện phân dung dịch Na2SO4 với điện cực trơ Giải Ta có: Na2SO4 = Na + + SO422H2O H3O+ + OHCatot(-) Anot (+) Na , H2O SO42-, H2O 2H2O + 2e H2 + 2OH6H2O – 4e O2+ 4H3O+ Phương trình điện phân: 2H2O 2H2 + O2 + Định luật Faraday m: khối lượng chất thoát điện cực (g) I: cường độ dòng điện (A) A: khối lượng mol nguyên tử nguyên tố (g/mol) t: thời gian (s) n: số electron trao đổi phản ứng điện cực F: số Faraday = 96.500 C/mol Ví dụ: Tính khối lượng Al thu catod thể tích khí Clo thu anod sau điện phân 2giờ với cường độ dòng điện 20A điện phân nóng chảy AlCl3 Giải Ta có phương trình điện phân: 2AlCl3 dpnc 2Al + Cl2 3+ Catod: Al +3e = Al Anod: 2Cl- = Cl2 + 2e 27.20.2.3.3600 m 14,43g Khối lượng Al: 3.96500 m It 20.2.3600 n 0,746 ( mol ) Số mol Cl2 bay ra: M n o F 2.96500 65 Tài liệu tham khảo Hoá đại cương – René DiDier.Dịch từ tiếng Pháp.Tập 1+2 GD – 1996; Tập GD - 1998 Hoá học đại cương Tập 1+2 – N.L Glinka ( dịch từ tiếng Nga) Cơ sở lý thuyết hoá học phần I – Nguyễn Đình Chi – NXB Giáo dục – 1995 Cơ sở lý thuyết hoá học phần II – Nguyễn Hạnh – NXB Giáo dục – 1992 Cơ sở lý thuyết hoá học phần tập – Lê Mậu Quyền – NXB Giáo dục – 2008 Hoá học đại cương ( dành cho sinh viên cao đẳng) – Lê Mậu Quyền – NXB Giáo dục – 2008 Hố học đại cương vơ – Tập + + – PGS.Hoàng Nhâm - NXB Giáo dục – 2006 8.Hố học vơ - Lê Mậu Quyền – NXB Khoa học Kĩ thuật – 2004 Bài tập Hố học vơ - Lê Mậu Quyền – NXB Khoa học Kĩ thuật – 2004 66 Mục Lục Trang Phần I: Cấu tạo nguyên tử - Chương I: Cấu tạo nguyên tử Chương II: Định luật tuần hoàn bảng hệ thống tuần hoàn - Chương III: Liên kết hoá học 12 Chương IV: Trạng thái tập hợp vật chất - 19 Phần II: Nhiệt động hoá học - 24 Chương I: Một số khái niệm 24 Chương II: Nhiệt hoá học 27 Chương III: Chiều giới hạn trình - 33 Chương IV: Cân hoá học - 36 Phần III: Động hoá học điện hoá học - 39 Chương I: Tốc độ phản ứng 39 Chương II: Dung dịch - 41 Chương III: Dung dịch chất điện li 46 Chương IV: Axit Bazo 49 Chương V: Điện hoá học 54 67 ... ch? ?t vơ định hình có cấu trúc vi tinh th? ??.Ví dụ: Th? ??y tinh Cấu t? ??o mạng không gian ch? ?t rắn tinh th? ?? Trong tinh th? ??, phân t? ??, nguyên t? ??, ion xếp theo quy lu? ?t ch? ?t chẽ Hệ th? ??ng t? ?m điểm h? ?t tạo... liên k? ?t nguyên t? ?? phân t? ?? - Không cho bi? ?t cấu trúc không gian phân t? ?? III Thuy? ?t liên k? ?t hóa trị (thuy? ?t VB) - Thuy? ?t lai hãa Thuy? ?t liên k? ?t hóa trị (còn gọi thuy? ?t cặp electron liên k? ?t) Haile,... n Các th? ?ng số liên hệ với công th? ??c PV = nRT Các th? ?ng số trạng th? ?i chia th? ?nh hai loại: - Th? ?ng số trạng th? ?i khuếch độ (t? ?? lệ với lượng ch? ?t) : th? ?? t? ?ch, khối lượng - Th? ?ng số trạng th? ?i cường