Bài giảng hóa học khoa xây dựng đại học Văn Lang

Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử - Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + + - Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân. - Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử VD: STT của Clo= 17 ⇒ 2.2. Hạt nhân nguyên tử - Hạt nhân gồm: ⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) = - Số khối A = Z + N Z : Số proton ; N : Số nơtron (Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử) Ký hiệu nguyên tử : X A Z VD : Clo ( Cl 35 17 ) * Đồng vị : Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có : VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị Cl 35 17 (75,53%) và Cl 37 17 (24,47%) ⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là : Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân » Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 1 N H A ÂN V O Û 1 0 - 8 c m = 1 A 0 E L E C T R O N • Khối lượng electron = 9,109.10 -28 gam • Điện tích electron =1,6.10 -19 coulumb (Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện tích = 1-) Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương 2.3. Lớp vỏ electron Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He + , Li 2+ …) . Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử. 2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là: Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi: v: tốc độ chuyển động của hạt h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10 -27 erg.s = 6,626.10 -34 J.s) 2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg - Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox Gọi ∆ x: Sai số về vị trí ( theo hướng x) ∆ v x : Sai số vận tốc theo trục x Ta có: ∆ x π 2 h p x ≥∆⋅ Hay ∆ x m h v x π 2 ≥∆⋅ + ∆ x = 0 ⇒ ∆ v x → ∞ : + ∆ v x = 0 ⇒ ∆ x→ ∞ : - Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. Cho nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa. 2.3.3. Phương trình Schrodinger - Với mỗi hạt electron có khối lượng m e có một hàm sóng ( ) zyx ,,Ψ + Trong đó 2 ψ có một ý nghĩa quan trọng, đó là: ⇒ ( ) 2 ,, zyx ψ dxdydz : cho biết Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 2 Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương - Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn bằng hàm tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử. Khi đó mỗi hàm sóng là tích của hai phần : ( ) , , , ( ) , n l l r R r l m θ φ ψ θ = ( θ ) ( ) l m φ Φ = , ( ) , ( , ) n l l R r Yl m θ φ × + R(r) : Phần bán kính ⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l. +Y( θ , ϕ ): Phần góc ⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và m l 2.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r) - Khi ta giữ θ và ϕ không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị trí đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm) * Mật độ xác xuất có mặt electron ( 2 ψ ) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các orbitan nguyên tử : Orbitan s Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 3 Một hàm sóng ψ tương ứng với một bộ 3 số lượng tử ( , , l n l m ψ ) miêu tả trạng thái của một electron như thế được gọi là : Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac: x = rsin θ cos ϕ y = rsin θ sin ϕ z = rcos θ M r X Y Z y Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Orbitan p 2.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y( θ , ϕ ) - Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các góc θ và ϕ khi r không đổi. Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu diễn sẽ giới hạn một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron. - Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử: + Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa độ. + Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo trục y và orbitan pz nằm dọc theo trục z. Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 4 r 3p r 2p r 2s Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương + Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz 2 và dx 2 -y 2 thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác của các góc tạo nên bởi hai trục tọa độ. VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc tạo nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx 2 -y 2 cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y. Còn orbitan z 2 gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một vành tròn nằm trong mặt phẳng xy.  Ba orbitan dxy, dxz và dyz :  Orbitan dx 2 -y 2 : Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 5 Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương  Orbitan dz 2 : 2.3.4. Ý nghĩa các số lượng tử * Số lượng tử chính n + + + Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron : n 1 2 3 4 5 6 7 Lớp K L M N O P Q * Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ) + + + Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 6 z x y dz 2 n l Dạng orbitan 1 0 s 2 0 1 s p 3 0 1 2 s p d 4 0 1 2 3 s p d f Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương * Số lượng tử từ m l + Có thể nhận các giá trị từ m l = ⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của m l + Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo n l m l 1 0 (s) 0 có 1 đơn vị orbitan 2 0 (s) 1 (p) 0 -1, 0, +1 3 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 -1, 0, +1 có 9 đơn vị orbitan -2, -1, 0, +1, +2 4 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 + + Ứng với một trị số của l có + Ứng với một giá trị của n có * Số lượng tử spin m s (đơn giản gọi là spin) + + Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử n,l,m l, m s 2.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau: * Nguyên lý ngoại trừ Pouli: “ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau” Hệ quả: VD: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n,m,l giống nhau thì phải có số spin khác nhau: He : 1s 2 Electron thứ nhất: n= , l= , m l = , m s = Electron thứ hai: n= , l= , m l = , m s = Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 7 có16 đơn vị orbitan có 4 đơn vị orbitan Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương + Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống + Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc thân + Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron ghép đôi - - Mỗi lớp (ứng với một giá trị của ) có orbitan nên - Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của ) có tối đa trị số m tức là orbitan nguyên tử. Vì thế số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là electron. * Nguyên lý vững bền “Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn” - Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc chủ yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong nguyên tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng một lớp tăng theo giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công thức Bohr là cùng n sẽ cùng mức năng lượng) VD: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3d * Thứ tự năng lượng đó là: 1s 2 <2s 2 <2p 6 <3s 2 <3p 6 <4s 2 <3d 10 <4p 6 <5s 2 <4d 10 <5p 6 <6s 2 <4f 14 ≃5d 10 <6p 6 <7s 2 Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn np - Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski)gồm những điểm sau: + Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l) lớn dần. Vd: + Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn. Vd: * Quy tắc Hund “ Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại” (số electron độc thân là tối đa) VD: C (Z=6) 1s 2 2s 2 2p 2 Không xếp theo kiểu: Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 8 Lớp 1 2 3 4 Số electron tối đa 2 8 18 32 Phân lớp s p d f Số electron tối đa 2 6 10 14 Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Chú ý: + Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron từ trái sang phải và giá trị +Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần là +Cấu hình electron bền thể hiện ở các: ⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd VD: + Cr (Z=24) Cấu hình dự đoán: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 Cấu hình thực tế: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 +Cu (Z=29): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 2.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn 2.4.1. Định luật tuần hoàn Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra năm 1869, ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau: “Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên tố hóa học biến đổi tuần hoàn theo ” VD: 2.4.2. Hệ thống tuần hoàn Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp theo 7 chu kỳ và 8 nhóm: 2.4.2.1. Chu kỳ - Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng với trị số lượng tử chính n. VD: Li (Z=3): 1s 2 2s 1 Chu kỳ 2 - Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một khí hiếm. * Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3) + Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố H He 1s 1 1s 2 Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố mở đầu chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim + Chu kỳ 2 (n=2) Có cấu hình tim là: [He] l =0: Phân lớp 2s có 3 Li(2s 1 ) và 4 Be(2s 2 ) l=1: Phân lớp 2p từ 5 B(2s 2 2p 1 ) đến 10 Ne(2s 2 2p 6 ) Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 9 Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương + Chu kỳ 3 (n=3) Có cấu hình tim là: [Ne] Hoàn toàn giống chu kỳ 2 11 Na 12 Mg 13 Al………… … 18 Ar 3s 1 3s 2 3s 2 3p 1 …………….3s 2 3p 6 * Chu kỳ lớn (4,5,6,7) Mỗi chu kỳ lớn được chia làm hàng trong dạng bảng ngắn. Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp và phân lớp Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là + Chu kỳ 4 (n=4) Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền electron trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10 nguyên tố d)) 19 K 20 Ca 21 Sc……………….… 30 Zn 31 Ga……………. 36 Kr 4s 1 4s 2 3d 1 4s 2 ……………… 3d 10 4s 2 3d 10 4s 2 4p 1 …… 3d 10 4s 2 4p 6 Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là: Cr(4s 1 3d 5 ) và Cu(4s 1 3d 10 ) chứ không phải Cr(4s 2 3d 4 ) và Cu(4s 2 3d 9 ) + Chu kỳ 5 (n=5) Giống chu kỳ 4 37 Rb 38 Sr 39 Y…………………. 48 Cd 49 In……………. 54 Xe 5s 1 5s 2 4d 1 5s 2 ……………… 4d 10 5s 2 4d 10 5s 2 5p 1 …… 4d 10 5s 2 5p 6 Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron dễ nhảy + Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố - Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các nguyên tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một ô với nguyên tố Lantan. Gọi là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới bảng. 55 Cs 56 Ba 57 La* 72 Hf…………… 80 Hg 81 Tl…………………. 86 Rn 6s 1 6s 2 5d 1 6s 2 4f 14 5d 2 6s 2 …….4f 14 5d 10 6s 2 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 … 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba Họ Lantan: 58 Ce 59 Pr………………… 70 Yb 71 Lu 4f 1 5d 1 6s 2 4f 3 5d 0 6s 2 …………… 4f 14 5d 0 6s 2 4f 14 5d 1 6s 2 14 nguyên tố f + Chu kỳ 7 (n=7) Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6. Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và dãy nguyên tố chuyển tiếp tư (6d) Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 10 [...]... vững bền Lúc này liên kết hóa học xuất hiện do hai electron spin ngược dấu có thể chuyển động gần cả hai hạt nhân, nói cách khác là hai electron này trở thành chung cho cả hai hạt nhân nguyên tử Hyđro ⇒ Liên kết cộng hóa trị được gọi là liên kết hai electron hai tâm Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 17 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương Luận điểm 2: Điều kiện để tạo liên kết hóa học giữa hai nguyên tử... electron hóa trị từ đó miền hóa trị s của tinh thể Li mới điền đầy một nửa Một nửa miền (tức là nửa số trạng thái năng lượng) còn lại tự do Dưới tác dụng của điện trường các electron từ miền hóa trị dễ dàng chuyển sang vùng tự do (miền dẫn) tạo thành dòng electron có hướng Chương 5: NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC 5.1 Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng lượng Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 35 Khoa: XÂY DỰNG GV... nguyên tử C đó liên kết cộng hóa trị với bốn nguyên tử C ở chung quanh bằng các orbitan lai hóa sp3 tạo thành hình tứ diện đều Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 33 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương + Mạng lưới phân tử  Tại các mắt mạng của mạng lưới là các phân tử ( hoặc nguyên tử khí hiếm) liên kết với nhau bằng lực Van de Van  Lực này yếu hơn nhiều so với liên kết hóa học nên các tinh thể có mạng... Lai hóa sp3 1 orbitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa sp3 ⇒ Dùng để giải thích được cấu trúc của các hợp chất MX4 với X là các Halogen M: C, Si như CH4, SiCl4 VD : Giải thích cấu C (Z = 6) 1s22s22p2 2s Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG C* 2p trúc phân tử CH4 theo thuyết lai hóa Trang: 21 Cl Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương 1 orbitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa. .. Waals) Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 25 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương Lý thuyết về liên kết ion và liên kết cộng hóa trị giải thích được cấu tạo phân tử của nhiều chất ở thể rắn, lỏng và khí nhưng không thể giải thích được sự tồn tại của một số không ít các chất, ví dụ như các khí hiếm chẳng hạn Nguyên tử khí hiếm có vỏ electron bền nên không thể tạo nên các kiểu liên kết hóa học đã xét trên... Để so sánh lực Van de Van với lực liên kết hóa học ta có thể lấy nhiệt thăng hoa của clo (≃ 20kJ/mol) và năng lượng của liên kết Cl-Cl (242kJ/mol) trong phân tử Cl2 Rõ ràng là lực hút giữa phân tử Cl 2 này với phân tử Cl2 kia là bé hơn nhiều so với lực liên kết cộng hóa trị giữa hai nguyên tử Cl trong phân tử Cl2 Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 27 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương 4.3 Liên kết hiđro... hợp, người ta có thể chế được dạng tinh thể của những chất vô định hình điển hình như : cao su, thủy tinh 4.6.2 Các hệ tinh thể Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 31 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương Hình dạng tinh thể được nghiên cứu trong ngành khoa học gọi là tinh thể học a/ Một vài khái niệm - Tâm đối xứng: là điểm chia đôi tất cả những đoạn thẳng nối từ mặt này sang mặt khác của hình và đi qua nó... C2H2 VD : Giải thích cấu trúc phân tử BeCl2 Be (Z=4) : 1s22s2 2s 2p Be*  1 orbitan s + 1 orbitan p tạo thành 2 orbitan lai hóa sp Mỗi orbitan lai hóa mang 1e- độc thân Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 20 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương Cl (Z = 17) : [Ne]3s23p5 ⇒ Hai orbitan lai hóa sp, mỗi orbitan mang 1 electron độc thân che phủ với 2 orbitan p của 2 nguyên tử Clo ( Mỗi orbitan p mang một electron... trái sang phải vì Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 13 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân Hương Độ âm điện * Phân nhóm chính Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần vì 2.5.5 Số oxi hóa * Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào để tạo ion có cấu hình bền (ns2np6 hay ns2np6nd10) + Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương + Nếu nguyên... phân tử có cực cực hóa những phân tử ở chung quanh nó Tương tác hút phụ này gọi là tương tác cảm ứng Lúc đó nếu phân tử không phân cực thì nó sẽ nên phân cực, nghĩa là momen lưỡng cực sẽ xuất hiện Công thức : Năm 1920 Đơbai đưa ra hệ thức tính năng lượng của tương tác cảm ứng : 2αµ 2 Ucư = - 6 ⇒ r α là độ bị cực hóa của phân tử Trong đó Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 26 Khoa: XÂY DỰNG GV Lê Thị Xuân . Liên kết cộng hóa trị được gọi là liên kết hai electron hai tâm. Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 17 Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương Luận điểm 2: Điều kiện để tạo liên kết hóa học giữa hai. âm điện tăng khi đi từ trái sang phải vì Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 13 Số thứ tự nguyên tử Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol) Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương * Phân nhóm chính Trong. liên kết cộng hóa trị nhưng trong đó cặp electron chung do một nguyên tử đóng góp ( thường dùng mũi tên→ để chỉ liên kết cho - nhận) Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 16 Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị