Giáo trình hóa học đại cương

Nguyên tử - Nguyên tử là đơn vị cấu trúc nhỏ nhất của của một nguyên tố hóa học, không thể chia nhỏ hơn nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa học thông thường, nguyên tử không tha

PHẦN I CẤU TẠO CHẤT Chương I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

I NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ

1 Nguyên tử

- Nguyên tử là đơn vị cấu trúc nhỏ nhất của của một nguyên tố hóa học, không thể chia nhỏ hơn nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa học thông thường, nguyên tử không thay đổi

- Cấu tạo nguyên tử : gồm 2 phần

+ Hạt nhân nguyên tử: tích điện dương (+) Hạt nhân nguyên tử chứa các hạt

cơ bản là proton và neutron Trong hạt nhân các proton và neutron liên kết với nhau bằng loại lực đặc biệt gọi là lực hạt nhân Hạt nhân nguyên tử có kích thước khoảng 10-13cm, rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử khoảng 10-8cm + Lớp vỏ điện tử: được tạo bởi các electron mang điện tích âm (–) chuyển động xung quanh nguyên tử

+ Điện tích dương của nhân bằng số điện tích âm chuyển động quanh nhân

→ nguyên tử trung hòa về điện

- Các hạt căn bản của nguyên tử:

Đvklnt: Đơn vị khối lượng nguyên tử

Ví dụ: phổ khí hydro trong vùng thấy được gồm 4 vạch

Phổ hơi kim loại Kali gồm 2 vạch đỏ, 1 vạch tím

Phổ hơi kim loại canxi gồm 1vạch đỏ, 1 vạch vàng, 1 vạch lục

Tên Ký hiệu Khối lượng Điện tích

(kg) đvklnt (C) Tương đối

đ/v eĐiện tử

Proton

Neutron

epn

–1,60219.10-19

+1,60219.10-19

0

– 1+ 10

II SƠ LƯỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1 Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898): nguyên tử là một quả

cầu đặc bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn bộ thể tích nguyên tử, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó Tổng điện tích dương bằng tổng điện tích âm

2 Mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford (1911):

a Cấu tạo :

1 Hạt nhân: Mang điện tích dương, tập trung gần như toàn bộ khối lượng nguyên tử

2 Electron: Quay tròn quanh nhân

3 Tổng điện tích âm của các electron = điện tích hạt nhân

b Ưu điểm : Xác định được:

- Dạng cơ bản của nguyên tử.

- Kích thước nguyên tử, hạt nhân, điện tử.

- Điện tích hạt nhân bằng tổng số electron.

c Khuyết điểm : Không giải thích được:

- Tính bền nguyên tử.

- Quang phổ vạch của nguyên tử

3 Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913): Là sự kết hợp của mẫu hành tinh nguyên

tử Rutherford và thuyết lượng tử ánh sáng của Plank

Ba định đề của Bohr:

– Định đề 1: electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo bền hình tròn đồng tâm xác định gọi là quỹ đạo lượng tử hay quỹ đạo Bohr

– Định đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra hay thu vào năng lượng điện từ

– Định đề 3: Năng lượng sẽ được phát xạ hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ đạo bền khác

∆E = Eđ – E c = hν

Biểu tượng nguyên tử:

4 Mẫu nguyên tử Sommerfeld : (Bổ xung cho mẫu nguyên tử của Bohr)

Thêm qũy đạo elip và các số lượng tử n, l, ml

Ưu diểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld :

• Nêu được nguyên tử bền vững

• Biểu tượng dễ hiểu, vẫn sử dụng đến bây giờ

• Tính toán được

 Bán kính quỹ đạo bền của electron

)(529,04

0 2

0

2 2

2 2

A Z

n a Z

n me

h Z

2

2

2 2

4 2 2

2

eV n

Z h

me n

Z v

n

Z h

e n

Z

• Giải thích được hiện tượng quang phổ nguyên tử Hydro

Khuyết điểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld:

• Không giải thích được độ bội của quang phổ vạch

• Khi đưa ra định đề đã áp dụng cơ học lượng tử nhưng khi tính toán lại sử dụng cơ học cổ điển

• Xem electron chuyển động trên mặt phẳng

• Không xác định được vị trí của electron ở đâu khi chuyển từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác

III CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

1 Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mơ

h - hằng số Plank = 6,625.10-27erg.s

+

2 Nguyên lý bất định của Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử

a Nguyên lý bất định của Heisenberg (1927)

• Bản chất sóng - hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt

vi mô, thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đưa ra năm 1927: không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô.

m

h m v x

π2 ∆ ≥ =

16.110101.914.32

10625.62

8 8

m

h x

không gian mà electron có thể có mặt Nói cách khác khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron chúng ta không thể nói đến đường đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian.

b Khái niệm đám mây electron

• Không thể dùng khái niệm quỹ đạo để mô tả sự chuyển động của electron

• Cơ học lượng tử quan niệm: khi chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử, electron đã tạo ra một vùng không gian bao quanh hạt nhân mà nó có thể

có mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau

• Vùng không gian này có thể hình dung như một đám mây electron Nơi nào electron thường hay xuất hiện hơn thì đám mây dày đặc hơn, nghĩa là mật độ của đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron

• Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng vì

electron có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa vô cùng Quy ước: đám mây

electron là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt của electron Hình dạng của đám mây được biểu diễn bằng bề mặt giới hạn vùng không gian đó

3 Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử

a Phương trình sóng Schrödinger

• Phương trình sóng Schrödinger được xem là 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

• Theo cơ học lượng tử, việc nghiên cứu cấu trúc của các hệ vi mô chẳng qua là việc giải phương trình sóng Schrödinger đối với hệ vi mô đó.

• Phương trình sóng Schrödinger cơ bản mô tả sự chuyển động của hạt vi

mô trong trường thế năng đối với trường hợp trạng thái của hệ không thay đổi theo thời gian (trạng thái dừng):

8

2

2 2

2 2

2 2

2

=Ψ

−+

∂

Ψ

∂+

∂

Ψ

∂+

∂

Ψ

∂

V E h

m z

y x

π

trong đó: ∂ - vi phân riêng phần

m - khối lượng hạt vi mô

h – hằng số Plank

E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô (tổng động năng và thế năng)

V - thế năng của hạt vi mô, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z

Ψ - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi

mô ở điểm có tọa độ x, y, z

Ψ2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm có tọa độ x, y, z

Ψ2dv – xác suất có mặt của e trong vùng không gian dv

• Giải phương trình sóng Schrödinger để tìm các hàm sóng Ψ thích hợp thỏa mãn phương trình sóng và các giá trị năng lượng E tương ứng

• Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường hợp hệ H Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn phải giải gần đúng

• Khi giải phương trình sóng Schrödinger cho các hệ nguyên tử khác nhau người ta thấy xuất hiện 4 đại lượng không thứ nguyên nhưng lại xác định trạng thái của electron trong nguyên tử Đó là 4 số lượng tử

b Bốn số lượng tử

• Số lượng tử chính n và các mức năng lượng

• Xác định: + Trạng thái năng lượng của electron

+ Kích thước trung bình của đám mây electron

Ví dụ: đối với H:

eV n

Z J

n

Z Z

h n

2 2 2 0

4

6 13 10

18 , 2

1 2

1 1

n

l l Z

n a r

Trong đó:ε0 - hằng số điện môi trong chân không

• Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n

được gọi là một mức năng lượng.

Các mức năng lượng E1 E2 E3 … E∞+ Ở điều kiện bình thường electron ở mức năng lượng thấp nhất (mức bền

nhất): mức cơ bản.

+ Khi hấp thu năng lượng, electron sẽ chuyển lên mức cao hơn: mức kích thích, kém bền hơn → electron sẽ nhanh chóng chuyển về mức cơ bản, phát

ra năng lượng đã hấp thụ dưới dạng các sóng ánh sáng:

λ

hc E

E

E = kt − cb =

∆+ E là các giá trị rời rạc → λ là các giá trị rời rạc → quang phổ của các nguyên tử là quang phổ vạch

+ Đối với mỗi nguyên tố: ∆E là đặc trưng → λ là đặc trưng → quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trưng

• Các electron nằm trên cùng một mức năng lượng họp thành một lớp electron.

Mức năng lượng E1 E2 E3 E4 E5 E6 E7 E E∞Tên lớp electron K L M N O P Q

• Số lượng tử orbital (phụ) l và hình dạng đám mây electron

• Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1)

→ ứng với mỗi giá trị của n có n giá trị của l

• Xác định:

+ Năng lượng của đám mây trong nguyên tử nhiều electron

 Trong nguyên tử nhiều electron: các mức năng lượng có thể bị tách ra

thành nhiều phân mức năng lượng Mỗi phân mức năng lượng được đặc trưng bởi một số lượng tử orbital l.

 l càng tăng, năng lượng của các phân mức càng lớn.

+ Hình dạng đám mây electron

• Những electron có cùng giá trị n và l tạo thành một phân lớp electron.

Số lượng tử orbital l 0 1 2 3Tên phân lớp electron s p d f

→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…

• Số lượng tử từ m l và khái niệm orbital nguyên tử

• Giá trị: ml = 0, ±1, …, ±l → Cứ mỗi giá trị của l có (2l + 1) giá trị của ml

• Xác định: hướng của đám mây trong không gian: Mỗi giá trị của ml

ứng với một cách định hướng của đám mây electron

• Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng tử n, l, ml được gọi

là orbitan nguyên tử (AO).

- Mỗi tổ hợp n, l, ml, ms tương ứng một electron trong nguyên tử.

IV NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON

1 Trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron.

- Giống e trong nguyên tử 1e:

• Cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, ml, ms

• Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hướng của các AO

- Khác nhau giữa nguyên tử 1e và nhiều e:

• Năng lượng: phụ thuộc vào cả n và l

• Lực tương tác: + lực hút hạt nhân – electron

+ lực đẩy e – e

→ Xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập

• Hiệu ứng chắn: các lớp electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực

hút của hạt nhân đối với các electron bên ngoài

- Hiệu ứng chắn tăng khi: + số lớp electron tăng

+ số electron tăng

• Hiệu ứng xâm nhập: ngược lại với hiệu ứng chắn

- Khả năng xâm nhập giảm khi n và l tăng

→ Thứ tự năng lượng của các phân lớp trong nguyên tử nhiều e:

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

2 Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e.

Tuân theo các nguyên lý và quy tắc của cơ học lượng tử:

a Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Trong phạm vi một nguyên tử không thể có hai

electron có cùng 4 số lượng tử.

→ Một AO chứa tối đa 2e có spin ngược dấu

b Nguyên lý vững bền: Trong điều kiện bình thường nguyên tử phải ở trạng

thái có năng lượng thấp nhất - trạng thái cơ bản, những trạng thái có năng lượng cao hơn là trạng thái kích thích.

- Quy tắc Hund: Khi electron không đủ để bão hòa một phân mức thì trạng

thái năng lượng thấp nhất ứng với trường hợp khi các orbital được sử dụng tối đa, spin của các electron không cặp đôi phải song song (trong pham vi một phân mức năng lượng số electron độc thân phải là cực đại).

+ Ví dụ: O 1s22s22p4

+ Quy ước: Điền electron có spin dương trước, âm sau

3 Công thức electron nguyên tử.

Ví dụ: N 1s22s22p3

- các số 1, 2… - giá trị của số lượng tử chính

- các chữ s, p… - ký hiệu của số lượng tử orbital

- các số mũ – cho biết số electron có trên phân mức

Chương II HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

I ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ

Đến giữa thế kỷ 19, thế giới đã biết được hơn 60 nguyên tố hóa học và các hợp chất của các nguyên tố đó cũng như một số tính chất hóa – lý của chúng Do đó cần phải hệ thống hóa các nguyên tố để tìm ra quy luật chung nói lên mối liên hệ giữa chúng.

Năm 1869 Menđeleev (ngưới Nga) chọn khối lượng nguyên tử và tính chất hóa học của các nguyên tố làm tiêu chuẩn để hệ thống hóa các nguyên tố, trong đó quan trọng nhất là khối lượng nguyên tử Dựa trên mối liên quan giữa các nhóm nguyên tố giống nhau và không giống nhau Menđeleev đã xây dựng bản hệ thống tuần hoàn và trên cơ

sở đó đã phát biểu định luật tuần hoàn.

Menđeleev: tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử của các nguyên tố

Theo quan niệm hiện đại: tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử Ở trạng thái bình thường cấu trúc electron nguyên tử được xác định bằng số electron trong nguyên tử, tức là điện tích hạt nhân:

Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố

II CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1 Các họ nguyên tố s, p, d, f

a Các nguyên tố họ s: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân

lớp s của lớp ngoài cùng

ns1: kim loại kiềm

ns2: kim loại kiềm thổ

b Các nguyên tố họ p: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân

lớp p của lớp ngoài cùng

np1 np2 np3 np4 np5 np6

B – Al C – Si N – P O – S halogen khí trơ

c Các nguyên tố họ d: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân

lớp d của lớp trước ngoài cùng

(n – 1)d1 – 10: 10 nguyên tố chuyển tiếp (kim loại chuyển tiếp)

d Các nguyên tố họ f: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân

lớp f của hai phân lớp trước ngoài cùng

(n – 2)f1 – 14: các nguyên tố đất hiếm4f1 – 14: lantanoit

- Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn

- Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng

• Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s

• Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên

3 Nhóm: là cột dọc các nguyên tố có tổng số electron hóa trị bằng nhau.

Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm Các nguyên tố trong cùng

một phân nhóm có cấu trúc electron hóa trị giống nhau nên tính chất hóa học

+ Nhóm IIB: ns2(n – 1)d10

- Mỗi phân nhóm có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn

+ Riêng PNP VIIIB có 9 nguyên tố+ PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2), mỗi phân nhóm gồm 1 nguyên tố lantanoit 6s25f1 – 14 và 1 nguyên tố actinoit 7s25f1 – 14

→ công thức electron nguyên tử: 1s22s22p63s23p64s23d104p4

b Biết công thức e nguyên tử → vị trí nguyên tố trong HTTH

Ví dụ: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10

Z = Σe = 47Electron hóa trị: 5s14d10 → X ở chu kỳ 5, PNP IB → nguyên tố là Ag

III CẤU TRÚC ELECTRON NGUÊN TỬ VÀ SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH

Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo 3 chiều: ngang, dọc và một phần nhỏ theo đường chéo

- Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau → tính chất hóa học tương tự nhau Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng → lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm →

+ tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

+ tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

- Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài cùng tăng → lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng →

+ tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

+ tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

1 Bán kính nguyên tử và ion r

- Đám mây điện tử là vô cùng nên không thể xác định bán kính nguyên tử hay ion một cách chính xác

- Quy ước:

+ coi nguyên tử hay ion như những hình cầu

+ hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau

+ Bán kính (hiệu dụng) nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng

- Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm do Z tăng

+ trong chu kỳ nhỏ r giảm rõ rệt

+ trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứng chắn → r giảm chậm và đều đặn hơn

- Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng → hiệu ứng chắn tăng → r tăng

- Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: r tăng nhưng

không đều đặn như ở PNC:

+ Từ dãy 1 xuống dãy 2: r tăng do tăng thêm một lớp e

+ Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit

- Đối với cùng một nguyên tố: r cation < r nguyên tử < r anion;

- Đối với cation của cùng một nguyên tố: r giảm theo chiều tăng điện tích ion

- Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau (cấu trúc e tương tự nhau) r tăng theo chiều tăng Z nguyên tử

- Đối với các ion đẳng e (cấu trúc e giống nhau) theo chiều tăng Z, r ion sẽ giảm

2 Năng lượng ion hóa I: đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử.

- Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên

- Trong một chu kỳ từ trái sang phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng dần.

- Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống: số lớp e tăng → tăng hiệu ứng chắn → I giảm

- Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.

Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng,

còn e lớp ngoài cùng ns2 không thay đổi Do đó:

+ Z tăng rất nhanh → lực hút hạt nhân đến electron ns2 ở lớp ngoài cùng tăng+ Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns → hiệu ứng chắn hầu như không tăng; hiệu ứng xâm nhập của các electron s của lớp ngoài cùng tăng

3 Ái lực electron F: đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tố.

- Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích

X(k) + e = X

- F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tính oxi hóa của nguyên tố càng mạnh

- Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X- nhưng ngược dấu: F X = −I X−

4 Độ âm điện χ: đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác

- Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi tương tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn

- Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện

- Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, nhìn chung độ âm điện tăng lên.

- Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.

* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được

xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất

5 Số oxi hóa

- Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của

nguyên tố đó tạo nên trong phân tử

- Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính

với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ các ion

- Nguyên tắc xác định số oxi hóa:

+ Số oxi hóa của nguyên tử tự do = 0

+ Số oxi hóa của ion đơn giản, tạo thành từ một nguyên tử = điện tích của nó.+ Số oxi hóa của nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị = điện tích của nguyên

tử đó khi xem cặp e liên kết chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.+ Số oxi hóa của kim loại kiềm bằng +1

+ Số oxi hóa của oxi thường bằng -2

+ Số oxi hóa của hydro thường bằng +1

+ Trong phân tử trung hòa điện, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0

- Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm

- Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm

- Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các nguyên tố:

+ Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev: Nguyên tố phân nhóm chẵn có các số oxi hóa chẵn bền hơn hẳn các số oxi hóa lẻ Nguyên tố phân nhóm lẻ có các số oxi hóa lẻ bền hơn hẳn các số oxi hóa chẵn

+ Trong số các mức oxi hóa trên, các mức oxi hóa có cấu hình khí trơ hay cấu hình bão hòa phân lớp ns thường bền hơn rõ rệt so với các số oxi hóa còn lại

+ Trong một chu kỳ độ bền của số oxi hóa dương cao nhất giảm dần khi đi từ

trái sang phải

+ Trong một PNC số OXH dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ 4 kém bền rõ

rệt so với số OXH dương cao nhất của chu kỳ 3, số OXH dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ 6 kém bền rõ rệt so với số OXH dương cao nhất của chu kỳ 5 (tính tuần hoàn thứ cấp)

+ Trong một PNP các mức OXH cao bền vững dần khi đi từ trên xuống.

Chương III LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

I NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

Lý thuyết về liên kết hóa học là một trong những vấn đề trung tâm của hóa học hiện đại vì có biết được bản chất tương tác giữa các tiểu phân, nghĩa là biết được liên kết hóa học tạo thành giữa các tiểu phân trong tương tác thì mới hiểu được những vấn đề cơ bản của hóa học như: tính đa dạng của vật chất, cơ chế tạo

thành, thành phần, cấu tạo và khả năng phản ứng của chúng.

1 Bản chất liên kết: liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là

lực hút giữa các hạt mang điện (e, hạt nhân)

- Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng: ns,

np, (n - 1)d và (n - 2)f thực hiện liên kết: đó là các e hóa trị

- Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên nguyên tử

2 Các loại liên kết

- Liên kết ion

- Liên kết cộng hóa trị Liên kết nội phân tử

- Liên kết kim loại

- Liên kết hydro Liên kết liên phân tử

- Liên kết Van Der Waals

3 Một số đặc trưng của liên kết

a Độ dài liên kết (d, Å): là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử

b Góc hóa trị: là góc tạo bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên

tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết

Góc hóa trị phụ thuộc vào:

• bản chất nguyên tử tương tác

• kiểu hợp chất

• dạng hình học phân tử (cấu hình không gian của phân tử)

c Bậc liên kết: là số liên kết tạo thành giữa hai nguyên tử tương tác

d Năng lượng liên kết, đặc trưng cho độ bền liên kết: là năng lượng cần tiêu

tốn để phá hủy liên kếtNăng lượng liên kết phụ thuộc vào:

• độ dài

• độ bội

• độ bền liên kết

II LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

Vì việc giải chính xác phương trình sóng Schrodinger đối với hệ phân tử không thực hiện được nên để khảo sát liên kết cộng hóa trị người ta đưa ra nhiều

phương pháp giải gần đúng khác nhau, trong đó có hai phương pháp được phổ biến rộng rãi là phương pháp liên kết hóa trị (VB) của Heitler – London và phương pháp orbital phân tử (MO) của Mullinken – Hund

1 Phương pháp orbital phân tử

a Quan niệm của phương pháp MO

• Thuyết MO quan niệm phân tử giống như một nguyên tử phức tạp đa nhân Các e chuyển động quanh các nhạt nhân

• Phương pháp MO tìm cách mô tả sự chuyển động của từng e riêng biệt

b Nội dung của phương pháp MO

• Theo thuyết MO thì phân tử phải được xem là một hạt thống nhất bao gồm các hạt nhân và các e của các nguyên tử tương tác Trong đó mỗi electron sẽ chuyển động trong điện trường do các hạt nhân và các electron còn lại gây ra

• Tương tự như trong nguyên tử, trạng thái của electron trong phân tử được xác định bằng các OM Mỗi một MO cũng được xác định bằng tổ

hợp các số lượng tử n, l, ml

AO trong nguyên tử s p d f

MO trong phân tử σ π δ ϕCác MO khác nhau bởi sự phân bố mật độ electron tương đối so với trục liên nhân:

 σ - dọc theo trục nối hạt nhân

 π - nằm về hai phía trục nối hạt nhân

• Các MO được hình thành do sự tổ hợp tuyến tính (cộng hay trừ) các AO (tức là sự xen phủ)

 Sự tổ hợp cộng (tổ hợp cùng dấu) các AO sẽ tạo thành các MO liên kết (σ, π…) có năng lượng nhỏ hơn năng lượng của các AO tham gia

tổ hợp

 Sự tổ hợp trừ các AO sẽ tạo thành các MO phản liên kết (σ* ,π* …)

có năng lượng lớn hơn năng lượng của các AO tham gia tổ hợp

 MO không liên kết (σ0, π0 …) do các AO chuyển nguyên vẹn mà thành Các MO này không ảnh hưởng tới liên kết Năng lượng của các MO không liên kết bằng năng lượng của các AO tạo thành nó

• Số MO tạo thành bằng tổng số AO tham gia tổ hợp

• Sự tạo thành các MO từ các AO có thể biểu diễn bằng giản đồ năng lượng

• Điều kiện tổ hợp: các AO tham gia tổ hợp phải:

 gần nhau về năng lượng

 có mật độ electron đáng kể

 có tính đối xứng đối với trục nối hạt nhân giống nhau

• Sự phân bố e trên các MO cũng tương tự như trong nguyên tử, tuân theo các nguyên lý ngoại trừ, vững bền của Paouli và quy tắc Hund

 Bước 4: Xét các đặc trưng liên kết

c Áp dụng phương pháp MO cho các phân tử bậc hai

• Các phân tử hai nguyên tử cùng loại của các nguyên tố đầu chu kỳ IIPhân tử, ion Li2 Be2 B2 C2 N2 +

Từ tính nghịch từ – thuận từ nghịch từ nghịch từ thuận từ