Hóa học ngành y đa khoa và răng hàm mặt (tóm tắt trích đoạn)

MỤC LỤC MỤC LỤC Mục lục Chƣơng 1: Cấu tạo chất A Cấu tạo nguyên tử bảng hệ thống tuần hoàn nguyên tố hóa học 1.1 Cấu tạo nguyên tử 1.2 Hàm sóng phƣơng trình sóng electron 1.3 Orbitan nguyên tử - hình dạng orbital nguyên tử 1.4 Nguyên tử nhiều electron - phân bố electron nguyên tử nhiều electron 1.5 Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị 1.6 Hệ thống tuần hoàn nguyên tố hoá học B Cấu tạo phân tử liên kết hóa học 1.7 Một số khái niệm 1.8 Thuyết Lewis liên kết 1.9 Thuyết liên kết hoá trị (VB) 1.10 Thuyết orbital phân tử (MO) 1.11 Mô hình đẩy cặp electron lớp hóa trị (Valence-shell eletron-pair repulsion model – VSEPR) 1.12 Tƣơng tác phân tử 1.13 Sơ lƣợc trạng thái tập hợp chất Bài tập củng cố Chƣơng 2: Cân hóa học 2.1 Một số khái niệm 2.2 Cân hóa học 2.3 Sự chuyển dịch cân nguyên lí chuyển dịch cân Bài tập củng cố Chƣơng 3: Dung dịch 3.1 Nồng độ độ tan dung dịch 3.2 Dung dịch chất không điện li 3.3 Dung dịch điện li Bài tập củng cố Chƣơng 4: Điện hóa học 4.1 Phản ứng oxi hóa khử 4.2 Phản ứng hóa học dòng điện Nguyên tố Galvani 4.3 Các loại điện cực 4.4 Ứng dụng nguyên tố Galvani 4.5 Sự điện phân Bài tập củng cố Chƣơng Phi kim 5.1 Hydro 5.2 Nguyên tố phi kim nhóm VIIA 5.3 Các nguyên tố nhóm VIA Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt Trang 4 11 12 15 15 17 19 23 26 28 29 31 34 34 35 37 39 42 42 45 49 59 61 61 61 65 67 68 72 74 74 76 77 5.4 Nguyên tố nhóm VA 5.5 Nguyên tố phi kim nhóm IVA Bài tập củng cố Chƣơng Các kim loại nhóm A 6.1 Nguyên tố kim loại nhóm IA – Kim loại kiềm 6.2 Nguyên tố kim loại nhóm IIA – Kim loại kiềm thổ 6.3 Các nguyên tố kim loại nhóm IIIA 6.4 Nguyên tử kim loại nhóm IVA Bài tập củng cố Chƣơng Kim loại nhóm B (kim loại chuyển tiếp) 7.1 Đại cƣơng kim loại chuyển tiếp 7.2 Các nguyên tố kim loại nhóm IB 7.3 Các nguyên tố kim loại nhóm IIB 7.4 Các nguyên tố kim loại nhóm VIB 7.5 Các nguyên tố kim loại nhóm VIIB 7.6 Các nguyên tố kim loại nhóm VIIIB Bài tập củng cố Chƣơng Đại cƣơng hóa học hữu 8.1 Khái niệm hóa học hữu hợp chất hữu Phân loại hợp chất hữu 8.2 Cấu trúc liên kết phân tử hợp chất hữu 8.3 Cấu trúc không gian khung carbon – Cấu dạng 8.4 Đồng phân 8.5 Danh pháp hợp chất hữu 8.6 Các hiệu ứng 8.7 Phân loại phản ứng hữu Bài tập củng cố Chƣơng Hydrocarbon 9.1 Alkan 9.2 Alken 9.3 Akyn 9.4 Polyen 9.5 Hydrocarbon thơm Bài tập củng cố Chƣơng 10 Dẫn xuất hydrocarbon 10.1 Alkylhalide 10.2 Alcol phenol 10.3 Aldehyd keton 10.4 Acid carboxylic dẫn xuất 10.5 Amin 10.6 Acid amin 10.7 Carbohydrate 10.8 Các hợp chất dị vòng Bài tập củng cố Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt 80 83 87 89 89 91 93 95 97 100 100 100 102 104 106 108 110 112 112 114 118 120 125 129 131 133 134 134 141 148 152 155 163 165 165 169 178 186 199 206 210 220 226 Chƣơng 11 Thực hành Bài 1: Kỹ thuật phòng thí nghiệm Bài 2: Pha chế dung dịch base chuẩn Bài 3: Tinh chế hóa chất Bài 4: Nguyên tố nhóm A hợp chất Bài 5: Nguyên tố nhóm B hợp chất Bài 6: Một số hợp chất hữu Tài liệu tham khảo Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt 230 230 239 241 242 245 248 252 CHƢƠNG 1: CẤU TẠO CHẤT MỤC TIÊU - Biểu diễn cấu hình nguyên tử nguyên tố - Tìm bốn số lƣợng tử từ cấu hình electron ngƣợc lai, tìm vị trí bảng hệ thống tuần hoàn từ bốn số lƣợng tử - So sánh tính chất đơn chất hợp chất - Phân biệt đƣợc liên kết Nêu đƣợc chất cho ví dụ thuyết cổ điển liên kết Trình bày đƣợc luận điểm thuyết VB, MO - Nêu đƣợc đặc điểm kiểu lai hóa NỘI DUNG CHƢƠNG A CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC Cho đến kỷ XVIII ngƣời ta cho nguyên tử hạt nhỏ cấu tạo nên vật chất phân chia nhỏ Nhƣng đến cuối kỷ XIX nhiều công trình khoa học thực nghiệm chứng tỏ nguyên tử có cấu tạo phức tạp từ nhiều loại hạt khác 1.1 Cấu tạo nguyên tử 1.1.1 Thành phần nguyên tử Nhờ thành tựu vật lý học, nhà khoa học khẳng định nguyên tử gồm hai thành phần electron hạt nhân nguyên tử Electron (ký hiệu e): Vỏ nguyên tử gồm electron - Khối lƣợng eclectron: me = 9,109.10–28g =1/8371 đ.v C - Điện tích electron: qe = –1,602.10–19C Điện tích e điện tích nhỏ gặp nên đƣợc chọn làm đơn vị điện tích qe = –1 đơn vị điện tích hay = –1 Hạt nhân nguyên tử Là phần trung tâm nguyên tử, gồm hạt proton nơtron Hạt nhân mang điện tích dƣơng, số đơn vị điện tích dƣơng hạt nhân số electron vỏ nguyên tử Khối lƣợng hạt nhân xấp xỉ khối lƣợng nguyên tử - Proton (kí hiệu p) Khối lƣợng: mp = 1,672.10–24 = 1,008 đ.v C; Điện tích : qp = 1,602.10–19C = +1 - Nơtron (kí hiệu n) Khối lƣợng: mn = 1,672.10–24g = 1,00 đvC; Nơtron không mang điện 1.1.2 Những sở vật lý 1.Thuyết lƣợng tử Planck Từ việc nghiên cứu xạ vật đen tuyệt đối, Planck cho lƣợng ánh sáng đƣợc xạ hay hấp thụ lƣợng riêng biệt, nhỏ gọi lƣợng tử lƣợng hay photon, kí hiệu  Năng lƣợng tỉ lệ với tần số  xạ:  = h với h gọi số Planck (h = 6,62.10–34 J.s) Năng lƣợng chùm sáng bội số lƣợng tử lƣợng: E = n Nhƣ vậy, lƣợng đƣợc lƣợng tử hóa Hằng số Planck rút gọn (ħ) đƣợc sử dụng thay cho h nghiên cứu cấu tạo nguyên tử Xuất phát từ việc chuyển động tròn quan hệ  = 2, ta có: Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt h  = ħ 2 Hệ thức tƣơng đối Einstein (1903) Năm 1903 Einstein tìm mối quan hệ vận tốc khối lƣợng vật chuyển động với lƣợng qua biểu thức: E = mC2 Bản chất sóng hạt ecletron – Mẫu nguyên tử Bohr (1913) Bằng việc áp dụng đồng thời học cổ điển học lƣợng tử nghiên cứu cấu tạo nguyên tử năm 1913, Niels Bohr xây dựng mẫu nguyên tử với nội dung sau: - Trong nguyên tử electron chuyển động quỹ đạo có bán kính xác định Khi chuyển động quỹ đạo lƣợng elctron đƣợc bảo toàn - Mỗi quỹ đạo ứng với mức lƣợng electron xa hạt nhân lƣợng electron cao - Khi electron chuyển từ quỹ đạo sang quỹ đạo khác thu phát lƣợng hiệu mức dƣới dạng xạ có tần số ν E = hν = En’ – En Vậy: chuyển động electron nguyên tử gắn liền với việc thu phát lƣợng dƣới dạng xạ nên electron có tính chất sóng hạt nhƣ xạ Hệ thức De Broglie (1924) Khi phát biểu thuyết lƣợng tử, 1924 De Broglie nêu giả thuyết "không có xạ mà hạt nhỏ nguyên tử nhƣ e, p có chất sóng hạt, đƣợc đặc trƣng bƣớc sóng xác định" = h m Với: m: khối lƣợng hạt v: tốc độ chuyển động hạt Những nghiên cứu sau cho thấy giả thuyết De Broglie đắn Vì electron có chất sóng hạt nên phƣơng trình mô tả chuyển động electron phải thoả mãn đồng thời hai tính chất Hệ thức bất định Heisenberg (1927) Từ tính chất sóng hạt hạt vi mô, 1927 nhà vật lý học Đức Heisenberg chứng minh nguyên lý bất định "Về nguyên tắc xác định đồng thời xác toạ độ vận tốc hạt, xác định hoàn toàn xác quỹ đạo chuyển động hạt" h x.  2m Trong h: số Planck m: khối lƣợng hạt ∆x: độ bất định vị trí ∆: độ bất định tốc độ Theo biểu thức ta thấy ∆x ∆ biến thiên thuận nghịch với Nếu v nhỏ nghĩa xác định xác vị trí hạt ∆ lớn nghĩa xác định xác giá trị tốc độ elctron 1.2 Hàm sóng phƣơng trình sóng electron Công trình De Broglie đặt móng cho môn học dùng để mô tả chuyển động hạt vi mô Năm 1925 - 1926, Heisenberg Schrodinger độc lập đề phƣơng pháp môn học đạt kết nhƣ nhƣng phƣơng pháp Schrodinger đơn giản nhiều Môn học dựa theo phƣơng pháp Schrodinger mô tả chuyển  Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt động hạt vi mô gọi môn học lƣợng tử Các kết thu đƣợc môn học áp dụng cho hệ vi mô phù hợp với thực nghiệm 1.2.1 Hàm sóng () Trạng thái chuyển động hạt vi mô đƣợc mô tả hàm số (x,y,z,t) hàm xác định, đơn trị liên tục gọi hàm sóng - Ý nghĩa vật lý hàm sóng: Ta xác định xác electron có mặt toạ độ biết xác suất tìm thấy electron nhiều vùng mà phần lớn thời gian electron có mặt Vì hàm sóng (x,y,z,t) hàm thực phức nên ý nghĩa vật lý trực tiếp Chỉ có bình phƣơng modun hàm sóng ||2 (thực luôn dƣơng) có ý nghĩa mật độ xác xuất tìm thấy hạt tọa độ tƣơng ứng |(x,y,z,t)|2d cho biết xác suất tìm thấy thời điểm t nguyên tố thể tích d có tâm M (x,y,z) Hình ảnh hàm mật độ xác suất không gian gọi đám mây điện tử 1.2.2 Phƣơng trình sóng Schrodinger Để tìm đƣợc hàm sóng mô tả chuyển động hạt vi mô phải giải phƣơng trình sóng gọi phƣơng trình Schodinger Đó phƣơng trình học lƣợng tử đƣợc nhà vật lý ngƣời Áo Schrodinger đƣa năm 1926 1.2.3 Kết giải phƣơng trình sóng Schrodinger Bài toán đơn giản đƣợc nhà khoa học thực toán nguyên tử hydrô Sau xây dựng hàm đƣa vào phƣơng trình sóng ngƣời ta giải phƣơng trình thu đƣợc hàm sóng (n, ℓ, mℓ) nghiệm phƣơng trình sóng mô tả trạng thái chuyển động electron nguyên tử gọi orbital nguyên tử * Chú ý: Phƣơng trình Schrodinger giải đƣợc xác với nguyên tử hydrô ion đơn nguyên tử giống hydrô Còn với nguyên tử nhiều electron thi phải sử dụng phƣơng pháp gần 1.2.4 Các số lượng tử ý nghĩa Số lượng tử (n) - Về trị số: nhận giá trị nguyên dƣơng: 1, n - Về ý nghĩa: xác định lƣợng electron 2 me4 n2h2 Trong đó: n: số lƣợng tử m: khối lƣợng electron e: điện tích electron Ta thấy với n lớn lƣợng E lớn, electron cách xa nhân Những electron có giá trị n tức mức lƣợng tạo thành lớp electron E Số lƣợng tử n Mức lƣợng tƣơng ứng K L M N O P Q Số lượng tử orbital (ℓ) (số lượng tử momen góc) - Về trị số: ℓ nhận giá trị nguyên từ đến (n – 1) Ứng với giá trị n có n giá trị ℓ - Về ý nghĩa: Xác định hình dạng tên orbital Những electron có giá trị ℓ lập nên phân lớp có lƣợng nhƣ Lớp thứ n có n phân lớp Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt Số lƣợng tử orbital (ℓ) Phân lớp s p d f g Để phân biệt lƣợng phân lớp tên nhƣng khác lớp ta ghi thêm giá trị số lƣợng tử trƣớc ký hiệu phân lớp: ví dụ: 1s, 2s, 2p, 3s Số lƣợng tử từ mℓ: - Về trị số: số nguyên có giá trị từ – ℓ đến + ℓ kể giá trị + Với giá trị ℓ, mℓ có (2ℓ + 1) giá trị Ví dụ: ℓ = 1; mℓ có giá trị –1, 0, ℓ = 2; mℓ có giá trị –2, –1, 0, +1, +2 Một giá trị mℓ ứng với orbital (AO) - Về ý nghĩa: đặc trƣng cho định hƣớng orbital không gian chung quanh hạt nhân Tóm lại, giải phƣơng trình Schrodinger, ngƣời ta tìm thấy số lƣợng tử đặc trƣng cho trạng thái chuyển động electron nguyên tử tìm đƣợc hàm sóng (n, ℓ, mℓ) gọi orbital nguyên tử, ký hiệu AO Hàm phụ thuộc vào số lƣợng tử n, ℓ, mℓ Bộ ba số lƣợng tử n, ℓ, mℓ xác định mức lƣợng (theo n); phân mức lƣợng (theo ℓ hƣớng orbital không gian (theo mℓ) Các số lƣợng tử có quan hệ phụ thuộc chi phối lẫn Từ n ta biết số giá trị ℓ, từ biết số giá trị mℓ, suy số AO có phân lớp có lớp Số lƣợng tử từ spin ms Ngoài số lƣợng tử trên, nghiên cứu cấu trúc tinh tế phổ nguyên tử, ngƣời ta thấy cần phải bổ sung số lƣợng tử số lƣợng tử từ spin ms để mô tả cách chuyển động electron nguyên tử Về giá trị: nhận giá trị +1/2 hay –1/2 không phụ thuộc vào số lƣợng tử Về ý nghĩa: đặc trƣng cho độ dao động tự electron đặc trƣng cho chuyển động nội electron gắn với momen động lƣợng riêng electron Trong từ trƣờng trạng thái ms = +1/2 có lƣợng thấp 1.3 Orbitan nguyên tử - hình dạng orbital nguyên tử 1.3.1 Khái niệm orbital nguyên tử (AO) AO hàm sóng mô tả trạng thái chuyển động e nguyên tử, đƣợc biểu thị hàm (n, ℓ, mℓ) Ví dụ: với n = 1, ℓ = 0, mℓ = ta có hàm 1,0,0 ứng với AO 1s với n = 3, ℓ = ta có hàm 3,2  AO 3d Tóm lại - giá trị mℓ ứng với 1AO - giá trị n có n giá trị ℓ từ ℓ = đến ℓ = n – - giá trị ℓ có (2ℓ + 1) giá trị mℓ có (2ℓ + 1) AO khác Vậy ứng với giá trị n (lớp n) số AO có lớp là: ∑( ) Vậy lớp thứ n có n2 AO Ví dụ: Cho n = 3, hỏi có lớp, phân lớp, AO - Có lớp electron, lớp M n = - ℓ = 0, 1, nên có phân lớp: s, p, d Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt - Với giá trị ℓ có (2ℓ + 1) giá trị mℓ nên số AO phân lớp là: Phân lớp (ℓ = 0) có 1AO Phân lớp (ℓ = 1) có AO Phân lớp (ℓ = 3) có 5AO hay lớp thứ số AO nguyên tử 32 = 9AO Trên AO chứa tối đa 2e có spin đối song (  1/2) lớp n có n2AO chứa tối đa 2n2 electron 1.3.2 Hình dạng orbital nguyên tử (AO) Hình dạng AO nguyên phụ thuộc vào hàm (n, ℓ, mℓ) ký hiệu theo số lƣợng tử ℓ: s, p, d, f, g… Trong hệ toạ độ x, y, z orbital s, p, d mà hình ảnh đám mây điện tử có dạng nhƣ sau: AO s (xác định ℓ = 0; mℓ = 0): có dạng hình cầu, tâm hạt nhân nguyên tử, hàm s luôn dƣơng phía trục toạ độ AO p (Xác định ℓ = 1; mℓ = –1, 0, +1 (Py, Pz, Px) cặp hình cầu tiếp xúc với điểm gốc tâm nằm trục tọa độ Các hàm p luôn dƣơng phía dƣơng trục toạ độ âm với giá trị toạ độ âm AO d: xác định ℓ = 2, mℓ = –2, –1, 0, +1, +2 Các AO d trừ dz2 đƣợc biểu thị hình hoa thị cánh 1.4 Nguyên tử nhiều electron - phân bố electron nguyên tử nhiều electron Bài toán nguyên tử nhiều electron phức tạp nhiều so với toán nguyên tử giống hidrô electron chịu lực hút hạt nhân mà chịu lực đẩy electron khác Vì việc giải xác toán phƣơng pháp giải tích đƣợc nên ngƣời ta dùng phƣơng pháp gần Từ xây dựng đƣợc hàm sóng phƣơng trình sóng thu đƣợc hàm có dạng tƣơng tự AO nguyên tử hydrô 1.4.1 Khái niệm lớp, phân lớp ô lƣợng tử - Lớp: nguyên tử electron có số lƣợng tử n tạo thành lớp electron gọi lớp n Lớp n đƣợc ký hiệu chữ K, L, M, N … ứng với giá trị n = 1, 2, 3, 4, … - Phân lớp: phân lớp gồm electron có số lƣợng tử ℓ mà giá trị n có n giá trị ℓ nên lớp có n phân lớp Lớp K có phân lớp: 1s Lớp L có phân lớp: 2s, 2p Lớp M có phân lớp : 3s, 3p, 3d Và: Các electron có ℓ = hợp thành phân lớp s Các electron có ℓ = hợp thành phân lớp p Các electron có ℓ = hợp thành phân lớp d Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt Các electron có ℓ = hợp thành phân lớp f Để phân lớp thuộc lớp ngƣời ta dùng ký hiệu ns, np … Ví dụ: 2s, 2p - Ô lƣợng tử hay orbital: electron có số lƣợng tử nhƣ (n, ℓ, mℓ) có trạng thái chuyển động orbital giống tạo thành AO đƣợc xếp vào ô lƣợng tử – ô lƣợng tử đƣợc ký hiệu ô vuông nhỏ Số ô lƣợng tử phân lớp số trị số mℓ ứng với giá trị ℓ cho Ví dụ: - Phân lớp s có ℓ = 0, mℓ = có ô lƣợng tử - Phân lớp p có ℓ = 1, mℓ = +1, 0, –1 có ô lƣợng tử - Phân lớp d có ℓ = 2, mℓ = +2, +1, 0, –1, –2 có ô lƣợng tử 1.4.2 Các qui luật phân bố electron nguyên tử nhiều electron Nguyên lý Pauli Nội dung: "Trong nguyên tử có hai hay nhiều electron có số lƣợng tử" - Các electron ô lƣợng tử có số lƣợng tử n, ℓ, mℓ giống nên số lƣợng tử ms phải khác (+1/2 –1/2) số electron tối đa AO 2e Hai electron có spin trái dấu đƣợc ký hiệu hai mũi tên ngƣợc chiều nhau:  ứng với ms = +1/2  ứng với ms = –1/2 - Trong phân lớp ứng với số lƣợng tử phụ ℓ có (2ℓ +1) AO, AO chứa tối đa electron Vậy số electron tối đa phân lớp 2(2ℓ +1) electron Ta có: Phân lớp s p d f Số electron tối đa 10 14 - Lớp thứ n có n2AO nên lớp có tối đa 2n2 electron Ví dụ : n = có số electron tối đa là: 2.22 = 8e Nguyên lý vững bền a Nội dung: "Trong nguyên tử trạng thái bản, electron xếp vào phân lớp có mức lƣợng thấp trƣớc sau xếp sang phân lớp có mức lƣợng cao hơn” Năng lƣợng phân lớp đƣợc xác định qua việc giải phƣơng trình Schrodinger Từ đó, Klechkowski xếp phân lớp theo thứ tự mức lƣợng tăng dần b Qui tắc Klechkowski Trong nguyên tử, lƣợng phân lớp electron tăng dần theo thứ tự sau: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s … Theo quy tắc electron đƣợc điền vào AO có giá trị (n + ℓ) nhỏ trƣớc, AO có giá trị (n + ℓ) electron điền vào AO có giá trị n nhỏ trƣớc Ví dụ: electron đƣợc điền vào AO 4s trƣớc AO 3d Qui tắc Hund a Qui tắc Hund (qui tắc tổng spin cực đại) "Trong nguyên tử dạng trạng thái bản, electron thuộc phân lớp đƣợc phân bố vào ô lƣợng tử cho tổng spin S chúng cực đại (tổng số electron độc thân cực đại)" S=  ms Ví dụ: Nguyên tử N (z = 7) có cấu hình: 1s2 2s2 sp3 Có thể phân bố electron vao ô lƣợng tử theo cách sau: ↓ (1) ↓ ↓  Tổng số spin S = +1/2 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt ↓ (2) ↓    Tổng số spin S = +3/2 (*) ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ (3) Tổng số spin S = – 3/2 Vậy cách phân bố thứ phù hợp với qui tắc Hund b Qui tắc Hund 2: "Trong phân lớp electron có khuynh hƣớng điền vào ô lƣợng tử có số lƣợng tử mℓ có giá trị lớn trƣớc" Ví dụ: Trạng thái nguyên tử F (z = 9) trạng thái 0 +1 –1 ↓ ↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1s 2s 2p Chứ trạng thái 0 +1 –1 ↓ ↓ ↑ ↑↓ ↑↓ 1s 2s 2p Cách biểu diễn cấu tạo vỏ electron Cấu hình electron nguyên tử - Cấu hình eletron nguyên tử đƣợc dùng để mô tả electron phân bố nhƣ vào lớp, phân lớp nguyên tử Có cách biểu diễn: Cách 1: Dạng chữ ví dụ O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 Trong số đứng trƣớc 1, số thứ tự lớp n = 1, chữ số s, p phân lớp, số mũ số electron có phân lớp Cách 2: Dạng ô lƣợng tử: O (Z = 8) ↓ ↓ ↓   Cách cho biết số electron độc thân nguyên tử nguyên tử trạng thái hay trạng thái kích thích Dựa qui tắc nguyên lý dễ dàng viết đƣợc cấu hình electron nguyên tố Ví dụ: Cấu hình electron số nguyên tố trạng thái - Đối với 20 nguyên tố đầu (Z = – 20) cấu hình electron trùng với thứ tự mức lƣợng (qui tắc Klechkowski) - Bắt đầu từ nguyên tố Z = 21 trở có chèn mức lƣợng nên cấu hình electron nguyên tố từ phân lớp 4s trở không trùng với thứ tự mức lƣợng (do để viết cấu hình trƣớc hết viết theo thứ tự mức lƣợng sau chuyển thành cấu hình theo lớp electron) Ví dụ: Fe (Z = 26) Theo thứ tự mức lƣợng 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Cấu hình electron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 - Khi AO có đủ 2e ta nói electron ghép đôi, có electron electron độc thân Các trƣờng hợp ngoại lệ : 10 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt Do cấu hình d10 (bão hòa) d5 (bán bão hòa) bền, có lƣợng thấp nên nguyên tử có cấu hình (n-1)d9ns2 chuyển thành cấu hình (n-1)d10ns1 hay cấu hình (n-1)d4ns2 chuyển thành (n-1)d5ns1 Ví dụ: Nguyên tử Cấu hình electron Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 1.5 Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị Hạt nhân nguyên tử thành phần nguyên tử, gồm proton nơtron Trong biến đổi hoá lý, hạt nhân nguyên vẹn chất nguyên tố đƣợc bảo toàn Nếu hạt nhân bị biến đổi nguyên tử nguyên tố chuyển thành nguyên tử nguyên tố khác 1.5.1 Cấu tạo hạt nhân nguyên tử Hạt nhân mang điện tích dƣơng Số đơn vị điện tích hạt nhân số electron nguyên tử Hạt nhân có khối lƣợng xấp xỉ khối lƣợng nguyên tử tích bé so với thể tích nguyên tử gồm proton neutron Nếu gọi số proton hạt nhân Z số nơtron N khối lƣợng hạt nhân xấp xỉ khối lƣợng nguyên tử A=Z+N 1.5.2 Hiện tƣợng đồng vị Những nguyên tử có điện tích hạt nhân (cùng số proton) nhƣng có số khối khác (số nơtron khác nhau) gọi đồng vị Ví dụ 16 O 17 O 18 O 1.5.3 Hiện tƣợng phóng xạ tự nhiên Là tƣợng chuyển hoá tự phát đồng vị không bền nguyên tố thành đồng vị nguyên tố khác có kèm theo phát hạt hay hạt nhân nguyên tử Có dạng phóng xạ bản: - Sự phân hủy hạt  (hạt nhân phóng hạt α) 226 88 - Sự phân huỷ β– (phóng hạt 239 93 1 e) - Sự phân huỷ β+ (β+: hạt positon 10 e ) Ra  24 He 222 86Rn Np  10 e 227 94 Pu 55 Co  10 e 26 Fe 55 27 Kèm theo tia  hay  tia  gồm xạ điện từ có lƣợng lớn 1.5.4 Phản ứng hạt nhân Là phản ứng mà hạt nhân bị biến đổi thành hạt nhân khác nghĩa nguyên tố chuyển thành nguyên tố khác Ngƣời ta thực phản ứng hạt nhân nhân tạo cách dùng hạt nhƣ , n, p, … bắn phá vào bia nhân nguyên tố Ví dụ: Bắn phá nitơ hạt  He147N  178O11H 1.5.5 Ứng dụng đồng vị phóng xạ nhân tạo Bên cạnh tác hại to lớn phóng xạ đến đời sống ngƣời nhƣ tia phóng xạ phá huỷ tế bào, tích luỹ xƣơng, gan … (nhất tia α, tia nơtron) ngƣời biết sử 11 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt dụng đồng vị phóng xạ để phục vụ cho việc chữa bệnh, kích thích tăng trƣởng trồng, xử lý hạt giống, sản xuất lƣợng … Ví dụ: 61 Co dùng tiêu diệt tế bào ung thƣ 131 I dùng chẩn đoán bệnh bƣớu cổ 30 P dùng theo dõi hấp thu phốtpho 18 O dùng nghiên cứu chế phản ứng hoá học sinh học 14 C dùng xác định tuổi cổ vật 238 U dùng lĩnh vực lƣợng nguyên tử 1.6 Hệ thống tuần hoàn nguyên tố hoá học 1.6.1 Bảng hệ thống tuần hoàn nguyên tố (Xét bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài) Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài đƣợc xây dựng sở sau: - Các nguyên tố đƣợc xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân - Các nguyên tố có số lớp electron đƣợc xếp thành hàng ngang gọi chu kỳ - Các nguyên tố có electron hoá trị đƣợc xếp thành cột dọc gọi nhóm Số thứ tự nguyên tố Mỗi nguyên tố đƣợc xếp vào ô có số thứ tự điện tích hạt nhân Z nguyên tố Ví dụ: Nguyên tố S có Z = 16 có 16p nên có 16e trạng thái Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn Các nguyên tố hoá học bảng hệ thống tuần hoàn đƣợc xếp theo thứ tự điện tích hạt nhân Z tăng dần đƣợc phân thành chu kỳ nhóm * Chu kỳ: Là dãy nguyên tố xếp theo hàng ngang gồm nguyên tố có số lớp electron, bắt đầu kim loại kiềm (trừ chu kỳ bắt đầu Hyđro) kết thúc khí 12 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt Số thứ tự chu kỳ số lớp electron mà nguyên tố chu kỳ có Hiện bảng hệ thống tuần hoàn gồm chu kỳ, đánh số thứ tự từ đến Trong đó: Chu kỳ gồm nguyên tố H (Z = 1) He (Z = 2) Chu kỳ gồm nguyên tố từ Li (Z = 3) đến Ne (Z = 10) Chu kỳ gồm nguyên tố từ Na (Z = 11) đến Ar (Z = 18) Chu kỳ gồm 18 nguyên tố từ K (Z = 10) đến Kr (Z =36) Chu kỳ gồm 18 nguyên tố từ Rb (Z = 37) đến Xe (Z = 54) Chu kỳ gồm 32 nguyên tố từ Cr (Z = 55) đến Rn (Z = 86) (Đặc biệt chu kỳ có 14 nguyên tố xếp sau La (Z = 57) đƣợc xếp tách riêng thành hàng ngang dƣới bảng gọi họ Lantan) - Chu kỳ gồm nguyên tố xây dựng từ Fr (Z = 87) trở (Trong chu kỳ có 14 nguyên tố xếp sau Ac (Z = 89) đƣợc tách riêng thành họ Actini) * Nhóm: Gồm nguyên tố có số electron hoá trị, số thứ tự nhóm số electron hoá trị mà nguyên tố có Mỗi nhóm đƣợc chia thành phân nhóm: phụ - Phân nhóm (nhóm A): gồm nguyên tố s p - Phân nhóm phụ (nhóm B) gồm nguyên tố d f Cách xác định số electron hoá trị nguyên tố Loại nguyên tố s p d Số electron hóa trị Tổng số electron lớp - Số electron ns (nếu (n – 1)d bão hòa) - Tổng số electron ns (n – 1)d (nếu (n – 1)d chƣa bão hòa) Ví dụ: - Cu (z = 29) có cấu hình [Ar]3d104s1: thuộc nhóm IB - Zn (z = 30) có cấu hình [Ar]3d104s2: thuộc nhóm IIB - Fe (z = 26) có cấu hình [Ar]3d64s2: thuộc nhóm VIIIB - Li, Na, K … có cấu hình ns1: thuộc nhóm IA * Khối: Ngày ngƣời ta thƣờng xếp nguyên tố thành khối dựa vào cấu hình electron chúng, có khối là: - Khối s: gồm electron có cấu hình electron ns1, ns2 nhóm IA, IIA - Khối p: gồm nguyên tố có cấu hình electron từ ns2np1 đến ns2np6 tức nguyên tố thuộc nhóm IIIA đến VIIIA - Khối d: gồm nguyên tố có cấu hình (n–1)d1–10ns2 thuộc nhóm B - Khối f: gồm dãy lantanic actinic xếp cuối bảng 1.6.2 Định luật tuần hoàn "Tính chất đơn chất, thành phần tính chất hợp chất nguyên tố hoá học biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử" Vậy biến đổi tuần hoàn tính chất nguyên số biến đổi tuần hoàn cấu trúc electron hóa trị nguyên tử nguyên tố 1.6.3 Sự biến đổi tuần hoàn tính chất nguyên tố Biến đổi tuần hoàn cấu hình electron nguyên tố - Đối với nguyên tố nhóm A, electron lớp tăng dần từ 1electron nhóm IA đến electron lớp VIIIA, điều đƣợc lặp lại tất chu kỳ 13 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt - Đối với nguyên tố nhóm B: Các electron lớp giống ns (trừ số trƣờng hợp ngoại lệ) + Các nguyên tố d phân lớp electron d tăng từ electron nhóm IIIB đến electron nhóm IB 10 electron nhóm IIB + Các nguyên tố f: cấu hình electron hệ giống khác phân lớp (n–2)f Bán kính nguyên tử Trong chu kỳ từ trái sang phải, điện tích hạt nhân tăng dần nên lực hút hạt nhân điện tử tăng dần, bán kính nguyên tử giảm dần Trong nhóm từ xuống bán kính nguyên tử tăng dần số lớp điện tử tăng dần Năng lƣợng ion hoá (I) Là lƣợng tối thiểu cần cung cấp để electron khỏi nguyên tử trạng thái A   A+ + e - Trong chu kỳ từ trái sang phải, điện tích hạt nhân, lực hút hạt nhân electron tăng dần, electron bị hút chặt nên lƣợng ion hoá tăng dần - Trong nhóm từ xuống bán kính nguyên tử tăng nên khoảng cách hạt nhân electron tăng dần, lực hút hạt nhân điện tử giảm dần lƣợng ion hoá giảm dần Ái lực với electron (E) Là lƣợng đƣợc giải phóng nguyên tử trạng thái khí nhận thêm electron để trở thành anion khí A+e   A– Cho đến ngƣời ta xác định đƣợc lực electron số nguyên tố Trong nguyên tố nhóm VIIA có lực với electron lớn Các nguyên tố s 2, s2p6, s2p3 có lực với electron Số oxi hoá - Số oxi hoá dƣơng cao nguyên tố số thứ tự nhóm chứa chúng (trừ nhóm VIIIB, IB, Lantanic, Actinic, O, F khí hiếm) - Số oxi hoá âm thấp hầu nhƣ có nguyên tố phi kim số oxi hoá âm thấp nguyên tố số thứ tự nhóm chứa nguyên tố trừ Ví dụ: Nitơ có số oxi hoá âm thấp là: – = –3 Hợp chất với hydro oxi - Hợp chất với hydro: Các kim loại nhóm IA, IIA tạo ion H– (NaH, CaH2 …) Các nguyên tố phi kim thƣờng tạo hợp chất cộng hoá trị, hydrô có ôxi hoá +1, phi kim có số oxi hoá âm (CH4, NH3, H2O, HF, HCl …) - Hợp chất với oxi: Ôxi tạo đƣợc oxit với hầu hết nguyên tố (trừ Pt, Au) Trong chu kỳ từ trái sang phải số oxi hoá nguyên tố tạo oxit tăng dần từ đến Ví dụ: Chu kỳ 3: Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 Các bazơ axit tƣơng ứng nhƣ oxit có tính axit tăng dần từ trái sang phải NaOH Mg(OH)2 Al2(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 tính axit tăng dần Trong nhóm từ xuống tính kim loại tăng nên tính bazơ oxit hidroxit tăng dần 14 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt BeO MgO CaO SrO BaO Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 lƣỡng tính bazơ bazơ mạnh 1.6.4 Quan hệ cấu hình electron vị trí nguyên tố bảng hệ thống tuần hoàn Biết số điện tích hạt nhân nguyên tố (Z) ta xác định đƣợc nguyên tố thuộc chu kỳ mấy, nhóm cấu hình electron nguyên tố Ví dụ: Cho X có Z = 16 Ta viết cấu hình electron X: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p4 Vậy X thuộc chu kỳ 3, nhóm VIA nguyên tố lƣu huỳnh (S) Biết cấu hình electron nguyên tố, xác định điện tích hạt nhân Z, số thứ tự nguyên tố, chu kỳ, nhóm, hợp chất với hydro, hợp chất với oxi … Ví dụ 1: Nguyên tố X có cấu hình 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  Z = 17 Vì n = nên nguyên tố thuộc chu kỳ Số electron hoá trị + =  thuộc nhóm VIIA nguyên tố Clo - Hợp chất với hydro HCl - Ôxit cao clo Cl2O7 Ví dụ 2: Nguyên tố Y có cấu hình 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2  Z = 25 Vì lớp d chƣa bão hòa nên Y thuộc nhóm B Y có e hoá trị + = nên Y thuộc nhóm VIIB Y có số lớp electron nên thuộc chu kỳ  nguyên tố Mn - Không có hợp chất với hydro - Ôxit cao Mn với ôxi Mn2O7 Biết vị trí nguyên tố suy số tính chất hoá học số hợp chất nguyên tố Ví dụ: Biết nguyên tố M thuộc chu kỳ 4, nhóm IIA kim loại kiềm thổ, chúng nhƣờng electron để trở thành cation: M  M2+ + 2e tạo đƣợc hợp chất có liên kết ion chính, hợp chất với hydrô có công thức MH 2, hợp chất với ôxi MO hidroxit tƣơng ứng M(OH)2 B CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC Phân tử phần tử nhỏ bé chất, đƣợc tạo nên từ nguyên tử loại khác loại Vì nghiên cứu cấu tạo phân tử thực chất nghiên cứu mối liên kết nguyên tử phân tử 1.7 Một số khái niệm 1.7.1 Khái niệm phân tử "Phân tử phần tử nhỏ chất có khả tồn độc lập mà giữ nguyên tính chất chất đó" Theo quan điểm đại "phân tử bao gồm số giới hạn hạt nhân electron tƣơng tác với đƣợc phân bố cách xác định không gian tạo thành cấu trúc không gian bền vững" Phân tử không phân tử trung hoà nhƣ H2, Cl2, CO2 mà bao gồm ion phân tử nhƣ H2+, NO3– … 15 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt 1.7.2 Độ âm điện Độ âm điện nguyên tố đại lƣợng đặc trƣng cho khả nguyên tử nguyên tố phân tử hút cặp electron dùng chung phía Độ âm điện nguyên tố lớn khả hút cặp electron mạnh, tính phi kim nguyên tố mạnh Ví dụ: Trong phân tử HCl: hydro Clo có cặp electron dùng chung, cặp electron bị lệch phía nguyên tử Clo Clo có độ âm điện lớn hydro Do đó, phân tử HCl hydro mang điện dƣơng clo mang điện tích âm H  Cl   Ngƣời ta xây dựng đƣợc thang độ âm điện nguyên tố hydro có độ âm điện 2,1 F có độ âm điện cao Trong thang thì: - Trong chu kỳ, độ âm điện nguyên tố tăng từ trái sang phải - Trong nhóm độ âm điện nguyên tố giảm từ xuống Độ âm điện số nguyên tố theo Pauling IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA H VIIIA He 2,1 Li Be 1,0 Na B 1,6 Mg 0,9 K Al Ca Rb 0,8 0,9 0,7 1,8 0,8 2,0 2,0 2,3 Kr 2,7 I 2,1 Po 2,0 3,0 2,1 2,4 2,9 Xe 2,7 At 2,0 Ar Br Te Bi 4,0 2,6 2,4 Ne Cl Se Sb Pb 3,4 2,2 2,0 F S As Sn Tl 3,0 2,0 1,8 O P Ge In Ba 2,6 1,6 0,9 N Si Ga Sr Cs 2,0 1,3 0,8 C 2,6 Rn 2,2 1.7.3 Một số đặc trƣng liên kết Năng lƣợng liên kết Năng lƣợng liên kết hoá học lƣợng cần thiết để phá vỡ liên kết thành nguyên tử thể khí Ví dụ: Năng lƣợng liên kết (H–H) phân tử H2 hiệu ứng nhiệt trình H2 (k) → H(k) + H(k) ΔH = 104,2 kcal/mol Năng lƣợng liên kết đặc trƣng cho độ bền liên kết, lƣợng liên kết lớn liên kết bền Độ dài liên kết Độ dài liên kết đƣợc xác định khoảng cách hạt nhân hai nguyên tử tham gia liên kết, nguyên tử tham gia liên kết nhƣ nhau, liên kết bền độ dài liên kết bé Ví dụ: phân tử F2 Cl2 Br2 I2 độ dài liên kết X–X (A0) 1,42; 1,99; 2,28; 2,68 16 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt Góc liên kết Góc liên kết góc tạo nửa đƣờng thẳng xuất phát từ hạt nhân nguyên tử qua hạt nhân nguyên tử khác liên kết trực tiếp với nguyên tử Ví dụ: Trong phân tử nƣớc, góc liên kết HOH = 104030' Mômen lƣỡng cực phân tử Trong nguyên tử, electron bao quanh hạt nhân đƣợc phân bố hoàn toàn đối xứng khắp phía nên trọng tâm điện tích trùng với tâm hạt nhân (trọng tâm điện tích dƣơng) Trong phân tử, trọng tâm điện tích âm dƣơng trùng không trùng - Nếu trọng tâm điện tích âm trọng tâm điện tích dƣơng phân tử trùng ta có phân tử không phân cực Ví dụ: Phân tử H2, N2, F2 … - Nếu trọng tâm điện tích âm dƣơng không trùng ta có phân tử phân cực Lúc phân tử có mômen lƣỡng cực, ký hiệu µ, có đơn vị đo Debye (D) Ví dụ: Phân tử H–Cl ℓ: độ dài lƣỡng cực; µ : đƣợc tính theo công thức µ = δ ℓ Nếu δ = e = 4.8.10–10 đơn vị tĩnh điện ℓ = 1A0 (10–8cm) Thì µ = 4,8.10–18 đơn vị tĩnh điện x cm Thông thƣờng µ có giá trị từ đến 10.10-18 đvtd cm nên ngƣời ta chọn 1.10–18 đơn vị tĩnh điện x cm làm đơn vị µ, đƣợc gọi Debye Mômen lƣỡng cực phân tử đƣợc xác định thực nghiệm, Mômen lƣỡng cực phân tử cộng hoá trí nằm khoảng – 4D phân tử ion nằm khoảng – 11D 1.8 Thuyết Lewis liên kết 1.8.1 Những luận điểm - Các electron lớp nguyên tử đƣợc gọi electron hoá trị, đóng vai trò liên kết hoá học - Qui tắc bát tử (octet): Dựa vào cấu trúc bảng hệ thống tuần hoàn nguyên tố hóa học, ta thấy: Tất khí trơ (trừ Heli) có electron lớp Chúng hoạt động hóa học: không liên kết với hầu nhƣ không liên kết với nguyên tử khác để tạo thành phân tử, tồn tự nhiên dƣới dạng nguyên tử tự Vì cấu trúc electron lớp cấu trúc đặc biệt bền vững Do nguyên tử có xu hƣớng liên kết với để đạt đƣợc cấu trúc electron bền vững khí trơ với (hoặc heli) electron lớp 1.8.2 Liên kết ion - Trong số trƣờng hợp, electron đƣợc chuyển từ nguyên tử sang nguyên tử khác tạo thành ion dƣơng ion âm Liên kết đƣợc hình thành lực hút tĩnh điện ion mang điện tích trái dấu đƣợc gọi liên kết ion Ví dụ: Na + Cl → Na+ + Cl– → NaCl Những hợp chất tạo nên cách gọi hợp chất ion - Điều kiện tạo thành liên kết ion: độ âm điện nguyên tử tham gia liên kết phải khác nhiều (hiệu số độ âm điện ≥ 2,0) - Đặc điểm liên kết ion: + Liên kết ion tính định hƣớng: ion hút phía ion trái dấu 17 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt theo phƣơng + Liên kết ion tính bão hoà: tƣơng tác tĩnh điện ion ngƣợc dấu không dẫn đến triệt tiêu hoàn toàn điện trƣờng nhau, ion sau liên kiết với ion thứ ngƣợc dấu với khả liên kết với ion ngƣợc dấu khác theo phƣơng khác, nên liên kết ion tính bão hoà Do hai tính chất mà phân tử hợp chất ion có khuynh hƣớng tự kết hợp lại mạnh mẽ, phân tử ion riêng lẻ tồn nhiệt độ cao Còn nhiệt độ thƣờng hợp chất ion tồn trạng thái rắn, có cấu trúc tinh thể toàn tinh thể đƣợc xem nhƣ phân tử khổng lồ Ví dụ: muối, oxit kim loại, hidroxit kim loại thƣờng hợp chất ion - Hoá trị nguyên tố hợp chất ion + Hoá trị nguyên tố ion đơn điện tích ion Ví dụ: Na+, Cl– Na Cl có hoá trị + Đối với ion đa nguyên tử: ta không nói đến hoá trị nguyên tố mà nói đến hoá trị ion Ví dụ: NH4+ , NO3–, ClO4– có hoá trị SO42–, HPO42– có hoá trị 1.8.3 Liên kết cộng hoá trị Theo Lewis nguyên tử nguyên tố có độ âm điện xấp xỉ tham gia liên kết, chúng dùng chung electron hóa trị làm thành cặp electron dùng chung cho nguyên tử, chúng có đƣợc cấu hình bền vững khí hiếm, liên kết gọi liên kết cộng hoá trị cặp electron dùng chung tạo thành liên kết Vídụ: H• + •H → H : H hay H–H Mỗi cặp electron dùng chung đƣợc ký hiệu vạch ngang gọi vạch hoá trị - Nếu độ âm điện nguyên tử tạo liên kết nhau, cặp electron dùng chung đƣợc phân bố nguyên tử ta có liên kết cộng hoá trị không phân cực (H2, Cl2 …) - Nếu độ âm điện hai nguyên tử tạo liên kết khác nhau, cặp electron dùng chung bị lệch phía nguyên tử có độ âm điện lớn ta có liên kết cộng hoá trị phân cực (HCl)  H +  Cl     H    Cl  hay H –Cl  * Hoá trị nguyên tố liên kết cộng hoá trị: số liên kết hình thành nguyên tử nguyên tố với nguyên tử khác phân tử Ví dụ: Trong CO2 NH3 HCl Clo hydrô có hoá trị 1, ôxi có hoá trị 2, nitơ có hoá trị cacbon có hoá trị Thuyết Lewis giải thích đơn giản, dễ hiểu tạo thành liên kết nguyên tử phân tử, giải thích đƣợc trạng thái hoá trị nguyên tố hợp chất Tuy nhiên thuyết gặp số hạn chế không giải thích đƣợc từ tính số chất 1.8.4 Liên kết phối trí Là liên kết cộng hoá trị mà cặp electron dùng chung nguyên tử đƣa ra, nguyên tử gọi nguyên tử cho Ở có chuyển cặp electron tự nguyên tử cho orbital trống nguyên tử nhận Liên kết phối trí đƣợc ký hiệu mũi tên hƣớng từ nguyên tử cho sang nguyên tử nhận Ví dụ: 18 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt hay [H3N → H]+ hay NH4+ Trong thực tế, phân biệt liên kết phối trí liên kết cộng hoá trị thông thƣờng Ví dụ: NH4+, bốn liên kết N với H hoàn toàn giống đồ dài liên kết lƣợng liên kết Liên kết phối trí thƣờng gặp phức chất 1.9 Thuyết liên kết hoá trị (VB) 1.9.1 Liên kết σ, liên kết π, liên kết δ Thuyết VB dùng xen phủ orbital nguyên tử (AO) để mô tả tạo thành liên kết Tuy theo tính đối xứng vùng xen phủ AO tham gia liên kết trục liên kết (trục với tâm hạt nhân), ngƣời ta phân biệt liên kết xích ma (ζ), liên kết (π) liên kết (δ) * Liên kết ζ: xen phủ AO xảy trục liên kết liên kết gọi liên kết ζ phần xen phủ liên kết ζ nhận trục nối hạt nhân làm trục liên kết H-H (s – s) HCl(s – p) Cl – Cl (p – p) • Liên kết π: Nếu nguyên tử xuất liên kết đôi liên kết 3, liên kết thứ 2, đám mây p lại định hƣớng theo phƣơng vuông góc với trục nối hạt nhân nguyên tử, đám mây xen phủ bên trục liên kết gọi liên kết π Ví dụ: phân tử nitơ (N2) có mối liên kết ζ mối liên kết π Vậy liên kết π đƣợc tạo thành xen phủ AO hoá trị phía trục liên kết N – N (ζ p-p ) p–p (π) Giữa nguyên tử liên kết với phân tử tồn liên kết ζ số liên kết π có 0, 1, • Liên kết δ: Liên kết gặp, liên kết xuất xen phủ orbital d 1.9.2 Luận điểm thuyết VB - Bài toán phân tử hydro Khi áp dụng học lƣợng tử để giải vấn đề chất liên kết hoá học, năm 1927 hai nhà bác học W.Heiler F London giải toán tính lƣợng liên kết phân tử hydrô H2 Kết việc giải toán cho thấy: H ( lƣợng thấp) H (1sa) H (1sb) Liên kết nguyên tử hydro đƣợc hình thành electron nguyên tử hydro có spin ngƣợc chiều ghép đôi với Khi lƣợng phân tử hydro thấp lƣợng hai nguyên tử hydro cô lập mức lƣợng hai phân tử thấp khoảng cách tâm hai nguyên tử hydro 0,74A0 Khi hình thành liên kết mật độ mây electron khu vực không gian hai hạt nhân tăng lên giống nhƣ hai đám mây xen phủ lên nhau, mật độ điện tích âm khu vực tăng lên, nên hút hai hạt nhân lại với liên kết chúng lại tức xuất liên kết nguyên tử hydro để tạo thành phân tử hydro (H2) Từ kết rút đƣợc luận điểm thuyết VB nhƣ sau: Trong phân tử electron chuyển động AO 19 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt TÀI LIỆU THAM KHẢO Tài liệu tham khảo để biên soạn: [1] [2] [3] [4] [5] [6] [7] [8] [9] Phan An, Hóa học đại cƣơng, Nhà xuất Y học, 2008 N.L.Glinka, Hóa học đại cƣơng, NXB ĐH & THCN HN, 1988 (bản dịch) Phan An, Hóa học vô hữu cơ, Nhà xuất Y học, 2008 Hoàng Nhâm, Hóa học vô tập 1, 2, 3, NXB GD, 2001 Nguyễn Đức Chung, Hoá học đại cƣơng, NXB ĐHQG Tp.HCM, 2002 Nguyễn Thế Ngôn, Thực hành Hoá học vô cơ, NXB ĐHSP, 2007 Trần Quốc Sơn, Giáo trình sở lí thuyết hóa học hữu cơ, NXB GD, 1988 Đặng Nhƣ Tại, Trần Quốc Sơn, Hóa học hữu cơ, NXB ĐHQG HN, 2001 Trần Quốc Sơn, Trần Thị Tửu, Danh pháp hợp chất hữu cơ, NXB GD, 2003 Tài liệu tham khảo đề nghị cho sinh viên: [1] Phan An, Hóa học đại cƣơng, Nhà xuất Y học, 2008 [2] Phan An, Hóa học vô hữu cơ, Nhà xuất Y học, 2008 [3] Nguyễn Thế Ngôn, Thực hành Hoá học vô cơ, NXB ĐHSP, 2007 - Khác (địa website): www.ebook.edu.vn 252 Tài liệu giảng dạy môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt ... nguyên tử hydro để tạo thành phân tử hydro (H2) Từ kết rút đƣợc luận điểm thuyết VB nhƣ sau: Trong phân tử electron chuyển động AO 19 Tài liệu giảng d y môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt. .. d y nguyên tố xếp theo hàng ngang gồm nguyên tố có số lớp electron, bắt đầu kim loại kiềm (trừ chu kỳ bắt đầu Hyđro) kết thúc khí 12 Tài liệu giảng d y môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt. .. d y môn Hóa học – ngành Y đa khoa, Răng Hàm Mặt 1.7.2 Độ âm điện Độ âm điện nguyên tố đại lƣợng đặc trƣng cho khả nguyên tử nguyên tố phân tử hút cặp electron dùng chung phía Độ âm điện nguyên