LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC 1. Sự hình thành liên kết hóa học:  Khi các nguyên tử ở thật xa nhau tiến đến gần nhau tương tác đầu tiên xuất hiện là tương tác hút,đến một khoảng cách nhất định bắt đầu xuất hiện tương tác đẩy ,khi có sự cân bằng giữa hai lực thì liên kết hóa học hình thành.  Liên kết hóa học hình thành tương ứng với các nguyên tử phải sắp xếp lại cấu trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải hạ thấp xuống thì liên kết mới bền, nghĩa là khi có sự tạo thành liên kết thì quá trình phát nhiệt (ΔH < 0) 2. Bản chất liên kết hóa học:  Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các hạt mang điện (e tích điện âm – hạt nhân tích điện dương). Hình 4.1. Tương tác giữa các hạt mang điện  Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực hiện liên kết, đó là các e hóa trị. Các e hóa trị nằm trong các AO 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 hợp chất. 3. Một số đặc trưng của liên kết: Những thông số chính đặc trưng cho phân tử và cho liên kết là độ dài liên kết, góc hóa trị và năng lượng liên kết.  Độ dài liên kết (l): Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tham gia liên kết. Độ dài liên kết thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào: bản chất nguyên tử (kích thước, độ âm điện ), kiểu liên kết (đơn, đôi, ba).

Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Chương IV LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ I NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC Sự hình thành liên kết hóa học:  Khi nguyên tử thật xa tiến đến gần tương tác xuất tương tác hút,đến khoảng cách định bắt đầu xuất tương tác đẩy ,khi có cân hai lực liên kết hóa học hình thành  Liên kết hóa học hình thành tương ứng với nguyên tử phải xếp lại cấu trúc e phân lớp cho đạt tổng lượng chung hệ phải hạ thấp xuống liên kết bền, nghĩa có tạo thành liên kết trình phát nhiệt (ΔH < 0) Bản chất liên kết hóa học:  Liên kết hóa học có chất điện sở tạo thành liên kết lực tương tác hạt mang điện (e tích điện âm – hạt nhân tích điện dương) Hình 4.1 Tương tác hạt mang điện  Trong tương tác hóa học có e phân lớp thực liên kết, e hóa trị Các e hóa trị nằm AO hóa trị  Theo học lượng tử, nghiên cứu liên kết nghiên cứu phân bố mật độ e trường hạt nhân nguyên tử tạo nên hợp chất Một số đặc trưng liên kết: Những thơng số đặc trưng cho phân tử cho liên kết độ dài liên kết, góc hóa trị lượng liên kết  Độ dài liên kết (l): Là khoảng cách hai hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết Độ dài liên kết thay đổi có qui luật phụ thuộc vào: chất nguyên tử (kích thước, độ âm điện ), kiểu liên kết (đơn, đơi, ba) 18 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch  Góc hóa trị (góc liên kết): Là góc hợp hai đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết Góc hóa trị thay đổi có qui luật phụ thuộc vào:  Bản chất nguyên tử  Kiểu liên kết (H3C─CH3: CĈH = 109028’); (H2C═CH2: CĈH = 1200); (HC≡CH: CĈH = 1800)  Dạng hình học phân tử  Tương tác đẩy đôi electron liên kết không liên kết phân tử  Năng lượng liên kết: Là lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết thành nguyên tử cô lập thể khí (hay lượng giải phóng tạo thành liên kết từ nguyên tử lập thể khí ban đầu ) A─B(k) + EA─B  A(k) + B(k) => EA─B = Ephân ly AB ABn(k) + EABn  A(k) + nB(k) => ĒA─B = n EABn Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết (bậc liên kết) độ bền liên kết Người ta nhận thấy : *Bậc lk↑, E lk↑, độ bền lk↑, độ dài lk↓ II LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ : 19 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Có hai phương pháp gần để giải phương trình sóng Schrưdinger cho hệ phân tử, phương pháp nhóm tác giả đưa hình thành thuyết liên kết cộng hóa trị :  Thuyết liên kết hóa trị (VB : valence bond) (Heitler–London–Pauling): xem hàm sóng phân tử tích số hàm sóng ngun tử  Thuyết orbital phân tử (MO : molecule orbital) (Mulliken): xem hàm sóng phân tử phép tổ hợp cộng trừ hàm sóng nguyên tử Thuyết liên kết hóa trị (phương pháp VB) a Phân tử H2 : Xét hệ H a ,H b  :  Phương trình sóng Schrưdinger viết cho hệ trên:       8 m E  V      x y z h2  Với V hệ (theo quy ước: tương tác = 0, có tương tác hút giảm nên mang dấu âm, có tương tác đẩy tăng nên mang dấu dương) : V e2 e2 e2 e2 e2 e2      rab r12 ra1 rb1 rb  Khi hai nguyên tử xa vô cùng, có tương tác e hạt nhân nguyên tử H riêng lẻ Lúc chuyển động e mơ tả hàm sóng nguyên tử H: a1   e ra1 b   e  rb  Một cách gần đúng, xem hàm sóng Ψ hệ H a1 , H b2  :   a1b  Khi hai nguyên tử H tiến đến gần nhau: e1 không chịu lực hút hạt nhân a mà chịu lực hút hạt nhân b, e2 ngược lại Do hàm sóng bổ sung thêm đại lượng tương đương là: '  a b1 Nói cách khác lúc hai nguyên tử có trao đổi electron với nên hàm sóng Ψ hệ là: H  c1 a1 b  c a b1  Thế  H vào phương trình sóng Schrưdinger giải thu đáp số: c1 = c2 = CS c1 = - c2 = CA Kết có hàm sóng đặc trưng cho trạng thái e hệ trên: S  C S a1b  a b1  - hàm đối xứng (s: symmetry) 20 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch A  C A a1b  a b1  - hàm phản đối xứng (a: asymmetry)  Ý nghĩa vật lý: o ΨS – hàm đối xứng : tương ứng với e trao đổi có spin ngược dấu nên hút làm mật độ e vùng không gian hai hạt nhân tăng lên → lực hút gia tăng nên liên kết hình thành o ΨA – hàm bất đối xứng : tương ứng với e trao đổi có spin dấu nên đẩy làm mật độ e vùng không gian hai hạt nhân triệt tiêu → nên liên kết khơng hình thành *Liên kết nguyên tử H tạo thành gọi liên kết cộng hóa trị b Luận điểm phương pháp VB liên kết cộng hóa trị:  Luận điểm 1: Liên kết cộng hóa trị hình thành sở cặp e ghép đơi có spin ngược dấu thuộc đồng thời hai nguyên tử tương tác Vì vậy, liên kết cộng hóa trị gọi liên kết hai tâm – hai điện tử  Luận điểm 2: Liên kết cộng hóa trị hình thành xen phủ AO hóa trị nguyên tử tương tác  Luận điểm 3: Liên kết cộng hóa trị bền độ xen phủ AO lớn Độ xen phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng hướng xen phủ AO hóa trị c Khả tạo liên kết cộng hóa trị ngun tử tính bão hòa liên kết cộng hóa trị:  Cơ chế tạo liên kết cộng hóa trị:  Cơ chế ghép đơi: Liên kết cộng hóa trị hình thành xen phủ AO hóa trị chứa e độc thân nguyên tử tương tác Cặp e ghép đôi hai nguyên tử bỏ  Cơ chế cho nhận: Liên kết cộng hóa trị hình thành ngun tử đơn phương bỏ cặp e hóa trị dùng chung (nguyên tử cho) nguyên tử nhận cặp e Điều kiện tạo liên kết cho nhận: nguyên tử cho phải có AO hóa trị chứa cặp e ghép đơi ; nguyên tử nhận phải có AO hóa trị trống  Khả tạo liên kết cộng hóa trị nguyên tử (theo hai chế) định số AO hóa trị (AO trống, AO chứa electron độc thân AO chứa cặp electron ghép đôi) khơng phải phụ thuộc vào số e hóa trị Kết ta có: Nguyên tử AO hóa trị Số AO hóa trị Số liên kết cht tối đa 21 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch CKI 1s 1 CKII 2s 2p 4 CKIII 3s 3p 3d 9 Nguyên tố d ns (n-1)d np 9 TD: Trong phân tử ion sau có hệ khơng tồn tại: CF 4, CF62-, SiF4, SiF62-, OF2, OF62- Đáp : CF62-, OF62-  Điều kiện tạo liên kết cộng hóa trị: o Năng lượng AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ o Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e đủ lớn o Các AO tham gia xen phủ phải tính định hướng  Biểu diễn liên kết cộng hóa trị: H : H H – H d Các loại liên kết cộng hóa trị bậc liên kết cộng hóa trị:  Liên kết  (sigma): có vùng xen phủ AO nằm trục nối hai hạt nhân Liên kết σ bền liên kết cộng hóa trị nguyên tử Có thể xuất tất loại AO: s – s, p – p, s – p, s – d, p – d … Hình 4.3 liên kết sigma  Liên kết (pi): có vùng xen phủ AO nằm hai bên trục nối hai hạt nhân Trường hợp thường tương ứng với che phủ p – p, d – d, p – d… Do mật độ xen phủ nhỏ nên liên kết  bền  Liên kết  hình thành sau hai ngun tử có liên kết  Hình 4.4 liên kết pi  Liên kết  (delta): hình thành AO d tính đối xứng nằm hai mặt phẳng song song xen phủ lẫn đồng loạt múi Liên kết δ bền 22 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Hình 4.5 liên kết Delta  Liên kết  không định chỗ: Là liên kết π mà electron π không cố định nguyên tử ban đầu bỏ ra, chúng xoay quanh số hạt nhân nhiều phân tử Những hệ có liên kết π khơng định chỗ thường có bậc liên kết khơng ngun Ví dụ: C6H6 Bậc liên kết (C ÷ C) = 1,5 *Bậc liên kết cộng hoá trị: số lần lặp lại liên kết hai nguyên tử Bậc liên kết khơng ngun (TD: BF3 1,33; NO2 1,5; CO32- SO32- 1,33; butadien1,3 1,67…) Cách tính bậc liên kết cộng hóa trị theo thuyết VB: Bậc liên kết = 1σ + (số lk π ⁄ số lk σ) = ½(Tổng số e lk ⁄ số lk σ) TD: CH2=CH─CH=CH2 Blk= 1σ + 2π /3σ = ½(5lk.2 /3σ) = 1,67 e Tính chất liên kết cộng hóa trị: Tính chất đặc trưng liên kết cộng hóa trị là:  Tính bão hòa: Vì ngun tố hóa học có số giới hạn AO hóa trị nên số liên kết cộng hóa trị tạo có giới hạn Đó tính bão hòa liên kết cộng hóa trị (ngược lại: với liên kết ion, liên kết kim loại khơng bão hòa)  Tính có cực:  Tính có cực liên kết cộng hóa trị: Đơi điện tử liên kết cộng hóa trị bị lệch phía ngun tử có độ âm điện lớn hơn, phân cực liên kết cộng hóa trị Đám mây e lệch phía ngun tử có độ âm điện lớn làm nguyên tử tích điện âm -, nguyên tử tích điện dương + 23 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Sự phân cực làm xuất lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích trái dấu (+, - ) , nằm cách khoảng l (gọi độ dài lưỡng cực = độ dài liên kết) lưỡng cực đặc trưng vectơ momen lưỡng cực  Moment lưỡng cực : đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương đến cực âm || = |q|l = el (D = debye)  Tính có cực phân tử cộng hóa trị :được tính phép tổng vectơ momen lưỡng cực tất liên kết đôi không liên kết phân tử Kết có phân tử cộng hóa trị khơng cực H2, O2, N2,… phân tử có tính đối xứng khơng gian (CO2, BeCl2, BF3, CH4, CCl4, SiF4, NH4+, C2H2, C2H4, C2H6, C6H6 ) có  = Các phân tử cộng hóa trị có cực thường phân tử bất đối xứng không gian ( SO2, NO2, NH3, H2O, CH3Cl, CH2Cl2…) Tính có cực phân tử cộng hóa trị ảnh hưởng gần định đến khả hòa tan hóa lỏng chúng:  Hòa tan: Các chất có cực tan tốt dung mơi có cực (H2O, C2H5OH, CH3COOH, CHCl3, (C2H5)2O…); chất không cực tan tốt dung môi không cực (CCl4, CS2, C6H6, n- C6H14, xylen…)  Hóa lỏng: Các chất có cực (NH3, CH3Cl…)dễ hóa lỏng chất không cực 24 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Phân tử cộng hóa trị thường có giá trị  =  D,  lớn phân tử phân cực mạnh  Tính định hướng: để tạo liên kết cộng hóa trị bền, mật độ e vùng xen phủ phải lớn, AO xen phủ phải theo hướng xác định không gian Điều định tính định hướng liên kết cộng hóa trị: góc liên kết hình dạng phân tử  Thuyết lai hóa AO cấu hình khơng gian phân tử:  Để tăng mật độ xen phủ, nguyên tử (thường nguyên tử trung tâm phân tử có từ nguyên tử trở lên) dùng orbital lai hóa (AOLH) thay cho AO túy s, p, d, f để tạo liên kết  Các AOLH tạo thành trộn lẫn AO nội nguyên tử  Đặc điểm AOLH:  Số AOLH tạo thành = tổng số AO tham gia LH  Các AOLH có lượng hình dạng giống nhau: mật độ e dồn phía  Các AOLH ln phân bố đối xứng không gian (để giảm tương tác đẩy múi có mật độ e lớn xuống đến mức tối thiểu bền)  Điều kiện để lai hóa bền: • Năng lượng AO tham gia lai hóa xấp xỉ • Mật độ e AO tham gia lai hóa đủ lớn  Trong chu kỳ, từ trái sang phải sai biệt mức lượng ns np (Ens – np) tăng nên khả LH giảm  Trong phân nhóm: từ xuống kích thước nguyên tử tăng nên khả LH giảm 25 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch  Các kiểu lai hóa cấu hình khơng gian phân tử góc liên kết: 26 Chương IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Trạng thái lai hóa C HCHC: + sp3 + sp2 (C,N,O + sp (C,N  Dự đoán trạng thái lai hóa nguyên tử trung tâm A phân tử ABn:  Cách 1: Góc liên kết thực nghiệm có giá trị gần với góc kiểu lai hóa ngun tử trung tâm lai hóa kiểu TD:  CO2 (OĈO = 1800) => C lai hóa sp  SO2 (OŜO = 119,50) => S lai hóa sp2  NH3 (HNH = 107,30) => N lai hóa sp3  H2O (HƠH = 104,50) => O lai hóa sp3…  Cách 2: Phép thay nguyên tử: thay nguyên tử phân tử biết cấu hình khơng gian ngun tử khác phân nhóm với cấu hình gần tương tự (đối với nguyên tử trung tâm nên cách chu kỳ, đặc biệt nguyên tử biên thay H nguyên tử halogen X ngược lại)  CO2 (thẳng hàng); tương tự là: CS2, SiO2 …  CH4, SiH4, CCl4, SiF4 (tứ diện đều); CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, CF2Cl2(tứ diện lệch)  NH3, PH3, NF3, PCl3 ( tháp tam giác)  Cách 3:Tính số phối trí N (thực chất số AO lai hóa ) nguyên tử trung tâm (nttt): N=n+½k * n: số nguyên tử biên ( số nguyên tử liên kết trực tiếp với nttt) * ½k : số đơi e tự khơng liên kết nttt ( k = số e tự do) *k=x±y–z Với: x: số e lớp nttt.(trừ 1B, 8B, 8A) y: số e hay nhận tương ứng với điện tích ion 27 Chương XI: Dung dịch phân tử Nguyễn sơn Bạch Hình 11.5 Hiện tượng thẩm thấu Sự khuếch tán phân tử dung môi vào dung dịch qua màng bán thẩm gọi tượng thẩm thấu Lực tác dụng lên màng bán thẩm để ngăn không cho dung môi qua gọi áp suất thẩm thấu b Định luật Van’t Hoff:   CM RT  - áp suất thẩm thấu CM – nồng độ mol dung dịch Nhận xét: Dạng phương trình giống với phương trình trạng thái khí lý tưởng: Trong đó: PV = nRT  P n RT  P = CRT V Van’t Hoff (1887): Áp suất thẩm thấu dung dịch áp suất gây chất khí có nồng độ mol cùngnhiệt độ 74 Chương XII: Dung Dịch Điện Ly Chương XII: Nguyễn sơn Bạch DUNG DỊCH ĐIỆN LY I Sự khác biệt dung dịch phân tử dung dịch điện ly:  Đối với dung dịch chứa chất tan điện ly(axit, baz, muối), giá trị , P, Ts , Tđ xác đònh thực nghiệm luôn lớn so với tính toán lý thuyết i P' T '  '   1 P T   Theo Van’t Hoff, cần phải bổ sung thêm hệ số i vào công thức định luật Raoult áp dụng cho dung dòch axit, baz muối: P'  iP  iP0 N Với: < i ≤ q = tổng số ion phân tử (nếu điện ly hoàn toàn) T '  iT  iKCm  '  i  iCM RT o P, T,  - tính theo đònh luật Raoult o P’, T’, ’ - đo thực nghiệm o i - hệ số đẳng trương hay hệ số Van’t Hoff Về ý nghĩa i số lần tăng lên tổng nồng độ tiểu phân chất tan (phân tử ion) so với nồng độ phân tử chất tan  Các dung dòch chất điện ly dẫn điện nước nguyên chất không dẫn điện *Những tính chất giải thích dung dịch chất tan axít, baz, muối điện ly, dung dịch phân tử khơng II Sự điện ly thuyết điện ly Sự điện ly a Thuyết cổ điển Arrhenius:  Sau hòa tan vào nước đun nóng, chất axít, baz muối phân ly thành ion dương (cation) ion âm (anion) gọi điện ly  Các tính chất bất thường dung dịch điện ly giải thích tăng số tiểu phân dung dịch điện ly so với dung dịch phân tử  Tính dẫn điện chúng giải thích di chuyeån định hướng ion tác dụng điện trường *Ưu điểm: giải thích tính chất bất thường dung dịch điện ly *Hạn chế: không kể đến tương tác chất tan dung moâi b Thuyết điện ly đại (Cablucop): 75 Chương XII: Dung Dịch Điện Ly Nguyễn sơn Bạch Khi cho chất điện ly vào nước, phân tử nước hướng đầu lưỡng cực phía ion trái dấu bề mặt tinh thể chất tan hình thành mối tương tác tónh điện Cùng với chuyển động nhiệt nội tại, lực tương tác ion bề mặt tinh thể bò suy yếu làm cho ion tách rời vào dung dòch Đó tượng điện ly *Trong dd nước ion tự do, có ion bò hydrat hoùa điện ly  Nếu phân tử chất tan có nhiều kiểu liên kết phân ly xảy ưu tiên theo thứ tự: liên kết ion trước, đến liên kết cộng hóa trị phân cực mạnh Ví dụ: NaHSO4 ⇄ Na+ + HSO4HSO4- ⇄ H+ + SO422 Độ điện ly : tỉ lệ số phân tử điện ly (n) tổng số phân tử hòa tan dung dịch (n0), nồng độ điện ly nồng độ hòa tan Q trình điện ly mAn+ + nBm- AmBn Q trình phân tử hóa  n Cđl  n0 Cht 0≤≤1  Phân loại: o Chất điện ly mạnh:  = (HCl, HNO3, NaOH, KCl…) Thực tế dù chất điện ly mạnh  =1 nồng độ dung dịch thật loãng o Chất điện ly yếu:  < (HCN, H2CO3, CH3COOH, NH4OH…) o Chất không điện ly:  = (C6H12O6, glycerin…)  Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly: o Bản chất chất tan dung môi o Nồng độ dung dịch lớn độ điện ly giảm o Nhiệt độ tăng độ điện ly tăng  Quan hệ  hệ số Van’t Hoff i: AmBn ⇄ mAn+ Ban đầu n0 Phân ly n0  mn0 Cân n0(1-) mn0 =>  + nBmnn0 nn0 i 1 q 1 76 Chương XII: Dung Dịch Điện Ly Nguyễn sơn Bạch o q = m + n (tổng số ion phân tử điện ly) o  : độ điện ly biểu kiến  Quy ước dung dịch nước 0,1N  > 30% + Chất điện ly mạnh: + Chất điện ly trung bình: 3% <  < 30%  < 3% + Chất điện ly yếu: III Cân dung dịch chất điện ly yếu số điện ly: Xét chất điện ly yếu đơn bậc: AB ⇄ A+ + BBan đầu: C0 Điện ly: C0  C0  C0  Cân bằng: C0(1 - ) C0  C0  Khi đạt cân số cân số điện ly: K AB  C A CB  C AB  (C0 ) C0 (1   ) Đối với chất điện ly yếu ( K = C0α2  K C0 =>Khi pha loãng (C0 giảm), độ điện ly  tăng Đối với chất điện ly yếu đa bậc: nấc điện ly có số điện ly, nấc điện ly sau yếu: TD: H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- K1  H  HCO   _ H 2CO3  >> K  H  CO  HCO   2_  HCO3- ⇄ H+ + CO32*Chú ý:  Khi tính [H+] dung dịch H2CO3 tính [H+] nấc thứ  [H+] [HCO3-] K1 K2 IV Cân dung dịch chất điện ly mạnh hoạt độ Lý thuyết chất điện ly mạnh:  Trong dung dịch chất điện ly mạnh xuất lực tương tác ion, ion dd bao quanh ion trái dấu (bầu khí ion), xa ion dấu Như dd ion khơng hồn tồn tự  Ngoài ra, dung dịch chất điện ly mạnh xảy liên hiệp ion (ví dụ NaCl2 , Na2Cl  …), pha loãng liên hiệp ion lại phân ly thành ion đơn giản 77 Chương XII: Dung Dịch Điện Ly Nguyễn sơn Bạch  Do vậy, số ion dung dịch chất điện ly mạnh nhỏ số lượng tính theo lý thuyết Độ điện ly thực tế thể gọi độ điện ly biểu kiến Hoạt độ a:  Trong dung dịch chất điện ly mạnh, người ta dùng khái niệm hoạt độ a thay cho khái niệm nồng độ C: a = f.C 0< f E     > RT Ox1c Kh2d EE  ln nF Kh1aOx2b     0  0       0   RT Ox1c Kh2d ln nF Kh1aOx2b RT Ox1c   RT Ox2b  ln ln      nF Kh1a   nF Kh2d    0   Phương trình Nernst: RT [Ox ] ln nF [ Kh] Khi thay giá trị:  T = 298 K  F = 96500C  R = 8.314 J/mol.K,  ln = 2,303lg   0  => Phương trình Nernst: 0.059 [Ox ] lg n [ Kh] Trong đó:   đại lượng tra bảng  n = số e trao đổi  Áp dụng phương trình Nernst:  Điện cực kim loại: Cu2+ + 2e = Cu  0.059 [Cu 2 ] 0.059 0.059     lg   0  lg Cu  lg Cu 2 [Cu] 2 Đặt:    0  0.059 lg Cu   Cặp oxy hóa khử: =>   0.059 lg Cu   0   Fe3+ + e = Fe2+   0  0.059 [ Fe3 ] lg [ Fe 2 ]  Cặp oxy hóa khử có mơi trường tham gia: MnO4-+5e +8H+ = Mn2++ 4H2O    0.059 MnO4 H     lg [ Mn  ]  Điện cực hydrô:    0  2H+ + 2e = H2   0.059 [ H  ]2 0.059 lg   0  lg H   0.059 lg H  [H ] 91 Chương XVI: Điện Hóa Học Đặt    0  Nguyễn sơn Bạch 0.059 lg H   0.00 V (Vì điện cực hydrô tiêu chuẩn) =>   0.059 lg H    0,059 lg H   =>   0,059 pH => Nếu điện cực hydrơ tiêu chuẩn có [H+] = 1M => pH = => φ0 = 0.00V *Quy ước dấu điện cực : Theo tiêu chuẩn châu Âu: Thế điện cực điện cực hiệu điện điện cực so với điện cực hydro tiêu chuẩn  điện cực điều kiện định có dấu xác định, phụ thuộc vào chất điện cực so với điện cực hydro tiêu chuẩn;  khơng phụ thuộc vào chiều viết q trình điện cực Ví dụ: Zn – 2e  Zn2+  Zn  0,763V / Zn Zn2+ + 2e  Zn  Zn 2 2 / Zn  0,763V Theo tiêu chuẩn châu Mỹ: Dấu  phải có ý nghĩa nhiệt động, nói lên khả xảy trình điện cực: dấu  phụ thuộc vào chiều viết q trình điện cực Ví dụ: Zn – ne  Zn2+  Zn  0,763V (chiều oxy hóa: dấu +) / Zn Zn2+ + ne  Zn  Zn 2 2 / Zn  0,763V (chiều khử: dấu - ) V CHIỀU CỦA PHẢN ỨNG OXI HĨA – KHỬ: Xét cặp oxy hóa - khử với điện cực tương ứng: Ox1 + ne  Kh1 1 Ox2 + ne  Kh2 2 Chú ý: Giá trị  > dạng(Ox) cặp có tính oxy hóa mạnh Giá trị  < dạng (Kh) cặp có tính khử mạnh Phản ứng có trộn cặp với nhau: Kh1 + Ox2 ⇄ Ox1 + Kh2 Phản ứng xảy theo chiều thuận G < G = -nFE = -nF(2 - 1) < => E = 2 - 1 > => 2 > 1 90 Chương XVI: Điện Hóa Học Nguyễn sơn Bạch *Quy tắc nhận biết chiều diễn phản ứng oxy hóa - khử: Phản ứng oxy hóa khử xảy theo chiều dạng oxy hóa cặp điện cực lớn oxy hóa dạng khử cặp oxy hóa - khử điện cực nhỏ 91 ... IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch  Liên kết hydro liên kết đặc biệt nguyên tử H linh động với nguồn giàu điện tử phân tử khác (liên kết hydro liên phân tử) hay ngun tử khác phân tử (liên kết. .. hòa liên kết cộng hóa trị (ngược lại: với liên kết ion, liên kết kim loại khơng bão hòa)  Tính có cực:  Tính có cực liên kết cộng hóa trị: Đơi điện tử liên kết cộng hóa trị bị lệch phía ngun tử. .. IV: Liên Kết Hóa Học Nguyễn sơn Bạch Hình 4.9 Liên kết ion Na+Cl2 Khả tạo liên kết ion nguyên tố:  Khả tạo liên kết ion phụ thuộc vào khả tạo ion nguyên tố: o Các nguyên tố có lượng ion hóa