Bài giảng Hóa đại cương

Trong khi đó các nguyên tử N, O, F mang một phần điện âm và do đó ngoài liên kết cộng nó còn có thể tương tác với các nguyên tử H của phân tử bên cạnh hình thành một liên kết yếu gọi là [r]

BỘ CÔNG THƯƠNG

TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP & XÂY DỰNG 

BÀI GIẢNG MÔN HỌC HÓA ĐẠI CƯƠNG Dùng cho hệ Cao đẳng chuyên nghiệp

(Lưu hành nội bộ)

Người biên soạn: Phạm Thị Thanh

Phần I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ Chương I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ I Thành phần cấu tạo nguyên tử

1 Các hạt tạo nên nguyên tử: proton (p), nơtron (n) electron (e)

2 Cấu tạo nguyên tử:

Nguyªn tư gồm: vá nguyªn tư gåm c¸c e me= 1,67.10-27 = 0,00055u qe=1- (®v®t)

proton 11 p

p

q

u m

Hạt nhân nguyên tư N¬tron 01 n

n

q

u m

Chú ý: 1u = 1,67.10-27kg 1đvđt = 1,602.10-19C

3 iện tích hạt nhân vS :

* §THN = Z+

* Số đơn vị ĐTHN = Số proton = số electron = Z

* Số khối (A): Số khối tổng số hạt proton(Z) nơtron (N) hạt nhân nguyên tử

A = Z + N

-Chú ý: * Số đơn vị điện tích hạt nhân Z số khối A đặc trưng cho nguyên tử Dựa vào số khối A số Đơn vị ĐTHN, ta biết cấu tạo nguyêntử

* NÕu nguyªn tư cđa nguyªn tè cã Z≤ 82 (trõ H) th× cã tØ sè: ≤ N/Z ≤ 1,52 * NÕu nguyªn tư cđa nguyªn tè cã Z≥82 th× cã tØ sè: 1≤ N / Z≤ 1,25

4 Biểu thị nguyên tử: A: sè khèi; Z: sè proton

II Khảo sát lớp vỏ nguyên tử (Thuyết cấu tạo nguyên tử đại theo cơ học lượng tử )

1 Các luận điểm học lượng tử

1.1 Tính chất sóng hạt hạt vi mô (thuyết De Broglie)

h : số Planck 6,62.10-27 erg.s = 6,62.10-34 J.s

m: khối lượng vật (kg)

Tiên đề Đơ Brơi: “Vi hạt mơ tả tính chất hạt mơ tả tính chất sóng”

Nếu vật có khối lượng nhỏ (vi mơ) khơng thể bỏ qua tính chất sóng chúng Nếu vật có khối lượng lớn (vĩ mơ) bước sóng nhỏ bỏ qua tính chất sóng

VÝ dơ:

a Một e có khối lượng m = 9,1.10-31(kg) chuyển động với vận tốc v = 106 (m/s) b Một xe tải có khối lượng m=103kg chuyển động với vận tốc v = 10(km/h)

TÝnh cho e vµ cho xe t¶i?

Gi¶i

Víi e: . 96,1,625.10.1031.106 7,28.1010( ) 34 m V m h e       

Víi kÝch cì nguyªn tử 1Ao thì =7,3A0 quan trọng.

Với xe t¶i: 3 5 38 28

34 10 , ) ( 10 , 3600 / 10 10 10 625 ,

.V m A

m

h      





xe tải bỏ qua tính chất sóng qu¸ nhá

1.2 Nguyên lý bất định Heisenberg

Nội dung: Khơng thể xác định đồng thời xác tọa độ vận tốc hạt vi mô, khơng thể vẽ hồn tồn xác quỹ đạo chuyển động hạt vi mô

Hệ thức bất định:

m h X Vx    

Trong đó: Vx: độ bất định tọa độ; X: độ bất định vận tốc

Theo việc xác định tọa độ xác (X nhỏ) đo vận tốc xác (Vxcàng lớn) ngược lại

2 Hàm sóng

Trạng thái hệ vĩ mơ hồn tồn xác định biết quĩ đạo tốc độ chuyển động Trong hệ vi mơ electron, chất sóng - hạt ngun lí bất định, vẽ quĩ đạo chuyển động chúng nguyên tử

Thay cho quĩ đạo, học lượng tử mô tả trạng thái electron nguyên tử hàm số gọi hàm sóng, kí hiệu làψ (pơxi)

Bình phương hàm sóngψ2 có ý nghĩa vật lí quan trọng:

ψ2 biểu thị xác suất có mặt electron điểm định vùng

không gian quanh hạt nhân nguyên tử.

Hàm sóngψ nhận giải phương trình sóng ngun tử

+ Hàm sóng tìm thấy từ việc giải phương trìnhsúng Schrodinger. + Bản thân hàm sóng khơng có ý nghĩa vật lí bình phương nó:

  2 dv cho biÕt x¸c st ph¸t hiƯn e thĨ tÝch dv.

* Phương trình sóng Schrodinger

3 Obitan nguyên tử Mây electron

Các hàm sóng ψ1, ψ2, ψ3 - nghiệm phương trình sóng, gọi obitan nguyên tử (viết tắt AO) kí hiệu 1s, 2s, 2p 3d Trong số dùng để lớp obitan, chữ s, p, d dùng để phân lớp

Ví dụ: 2s electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s

2p electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p 3d electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d

Như vậy: Obitan nguyên tử hàm sóng mơ tả trạng thái khác của electron nguyên tử.

Nếu biểu diễn phụ thuộc hàm ψ2 theo khoảng cách r, ta đường cong phân bố xác suất có mặt electron trạng thái

Ví dụ: Khi biểu diễn hàm số đơn giản ψ1 (1s) mô tả trạng thái electron (trạng thái e có lượng thấp nhất) nguyên tử H, ta có hình

Hình 3

Xác suất có mặt electron gần hạt nhân lớn giảm dần xa hạt nhân

Một cách hình ảnh, người ta biểu diễn phân bố xác suất có mặt electron nguyên tử dấu chấm Mật độ chấm lớn gần hạt nhân thưa dần xa hạt nhân Khi obitan nguyên tử giống đám mây, gọi mây electron Để dễ hình dung, người ta thường coi: Mây electron vùng khơng gian chung quanh hạt nhân, tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 90 - 95% xác suất).

Như vậy, mây electron coi hình ảnh khơng gian obitan nguyên tử

4 Hình dạng mây electron

Mây s có dạng hình cầu Các mây p có hình số hướng theo trục tọa độ Ox, Oy, Oz kí hiệu px, py,

5 Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái electron nguyên tử

Người ta gọi hàm sóng obitan( khu vực bao xung quah hạt nhân có mặt electron lớn nhất)

Khi tồn khơng gian chiều, electron có bậc tự do.Trong phép giảI hàm sóng điều làm xuất trị số nguyên, số lượng tử

5.1 Số lượng tử n ( lớp electron hay lượng electron)

- Giá trị: n=1,2,…, (nguyên dương)

n ……

Lớp K L M N …

Chu kỳ ……

Số lượng tử cho biết: + số lớp e nguyên tử

+ Kích thước mây electron ( n lớn, kích thước mây e lớn  mật độ mây e loãng)

+ Mức lượng trung bình electron lớp nguyên tử nhiều electron:

) ( , 13

2 '

eV n z EC 

+ Mức lượng nguyên tử H ion có electron

) ( , 13

2

eV n

z EC 

Trong đó: Z’ = Z - A; Z’: Điện tích hạt nhân hiệu dụng e xét A: Hệ số chắn

5.2 Số lượng tử phụ l (phân lớp electron, hình dạng obitan )

Số lượng tử phụ nhận giá trị l = 0 n-1.Mỗi giỏ trị số lượng tử phụ ứng với kiểu obitan

l

Phân lớp s p d f

+ Đặc điểm phân lớp electron lớp

+ Phân mức lượng lớp (Thứ tự mức lượng lớp tăng từ ns np nd nf)

+ Hình dạng mây electron (hỡnh 4) Mây electron s có dạng hình cầu Mây electron p có dạng hình số Mây electron d,f có dạng phức tạp

Hỡnh 4

5.3 Số lượng tử từ ml (electron thuộc obitan nào, hướng obitan )

Số lượng tử từ mlphụ thuộc vào số lượng tử phụ: nhận giỏ trị (-l  0 +l ) (nguyên) Mỗi giá trị số lượng tử từ tương ứng với obitan nguyên tử

VÝ dô: l = -> ml = ( 0) ->có 1AOs

l = -> ml = ( -1; 0; +1) -> có AOp

l = -> ml = (-2; -1; 0; +1;+2) ->có AOd

l = -> ml = (-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) -> có AOf

5.4 Số lượng tử spin ms (chiều tự quay e):

Để mô tả đầy đủ trạng thái electron nguyên tử cần xét thêm số lượng tử spin đặc trưng cho chuyển động riêng electron

ms nhận hai giá trị +1/2 –1/2 Trong AO electron biểu diễn

2 mũi tên ngược chiều nhau

6 Qui luật phân bố electron nguyên tử

Trong nguyên tử nhiều electron, electron phân bố vào AO tuân theo số nguyên lí qui luật sau:

6.1 Nguyên lí ngăn cấm (Paoli - Thụy Sĩ)

Trongmột nguyên tử khơng thể có 2e có số lượng tử giống Các e lượng tử có số lượng tử giống  Theo nguyờn lớ này, AO cú tối đa hai electron cú chiều tự quay (spin) khỏc +1/2 -1/2

Ví dụ: Ở lớp K (n=1)  l = O  ml = O ms = +1/2 ms = -1/2 Vậy lớp

K có nhiều electron:

E1: l = O  ml = O  ms = +1/2

E2: l = O  ml = O  ms = -1/2

Như vậy:

Phân mức s p d f

Số AO

6.2 Ngun lí vững bền Cấu hình electron ngun tử

Trong nguyên tử, electron chiếm obitan có lượng từ thấp đến cao

Bằng phương pháp quang phổ nghiệm tính tốn lí thuyết, người ta xác định thứ tự tăng dần lượng AO theo dãy sau đây:

1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s≈ 4d 5p 6s ≈ 4f≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p Dựa vào nguyên lí ngăn cấm ngun lí vững bền, người ta biểu diễn nguyên tử nguyên tố bằngcấu hình electron.

Để có cấu hình electron nguyên tố, trước hết ta điền dần electron vào bậc thang lượng AO Sau xếp lại theo lớp AO Ví dụ: Sc (z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

Chú ý: Có số ngoại lệ

Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d54s1

Cấu hình 3d10 4s1 (trạng thái vội bão hịa) bền cấu hình 3d9 4s2

Cấu hình 3d54s1 (trạng thái vội nửa bão hịa) bền cấu hình 3d4 4s2

6.3 Qui tắc Hun (Hund - Đức) Cấu hình electron dạng lượng tử

Ngồi cách biểu diễn AO dạng công thức trên, người ta biểu diễn AO ô vuông gọi ô lượng tử Các AO phân mức biểu diễn ô vuông liền

Trong ô lượng tử (mỗi AO) có electron có spin ngược biểu diễn mũi tên ngược nhau↓↑

Trên sở thực nghiệm, Hun đưa qui tắc phân bố electron vào ô lượng tử sau:Trong phân mức, electron có xu hướng phân bố đều vào lượng tử cho số electron độc thân lớn nhất.

Ví dụ: 3s 3p 3d

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

Thông thường cần viết cấu hình electron phân mức lớp phân mức d f lớp sát ngồi mà chưa bão hịa

Cần lưu ý cấu hình nói nguyên tử trạng thái Khi bị kích thích electron nhảy lên phân mức cao mức

VÝ dô:

6C : 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3

   →    

-Chương II ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn:

1 Nguyên tắc sp xp:

Các nguyên tố xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân nguyên tử

+ nguyên tố có số lớp electron nguyên tử xếp vào hàng + nguyên tố có số electron hóa trị nguyên tử xếp thành cột

(electron hố trị e có khả tham gia hình thành liên kết hoá học Chúng thường nằm lớp phân lớp sát lớp phân lớp chưa bão hồ.)

Nhận xét: Tổng số electron thuộc lớp (s + p) số nhóm Số lớp electron bng ch s chu kỡ

a Ô nguyên tố.

STT ô = Số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron

b Chu k×

 Chu k× dÃy nguyên tố mà nguyên tử chúng có số lớp electron

được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần

Số thø tù cđa chu k× b»ng sè líp electron nguyªn tư

 Chu kì bắt đầu kim loại kiềm kết thúc khí (trừ chu kì chu kỡ l c bit)

Bảng tuần hoàn gồm chu kì Các chu kì 1,2,3 chu kì nhỏ Mỗi chu kì gồm nguyên tố (trừ chu kì cã nguyªn tè.)

Các chu kì 4,5,6,7 chu kì lớn Chu kì 4,5 có 18 ngun tố; chu kì có 32 ngun tố; chu kì chưa đầy đủ

c Nhãm nguyªn tè

Nhóm nguyên tố gồm nguyên tố có cấu hình electron ngun tử lớp ngồi tương tự  có tính chất hóa học gần giống xếp cột

Bảng tuần hồn có 18 cột chia thành nhóm A(đánh số từ IAVIIIA) nhóm B (đánh số từ IIIB VIIIB; IBIIB) Mỗi nhóm cột Riêng nhóm VIIIB gồm cột

STT cña nhãm A = sè electron hóa trị nguyên tử nguyên tố nhóm Chú ý:

Nhóm A bao gồm nguyên tố s nguyên tố p

Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Nhãm IB IIB IIIB IVB

CÊu h×nh e ns1(n-1)d10 ns2(n-1)d10 ns2(n-1)d1 ns2(n-1)d2

Nhãm VB VIB VIIB VIIIB

Cấu hình e ns2(n-1)d3 ns2(n-1)d4 ns2(n-1)d5 ns2(n-1)d6 H xếp vào cột 1(vì có electron cùng); He xếp vào cột thứ 18 với khí hiÕm kh¸c

II Định luật tuần hồn

Tính chất đơn chất tính chất dạng hợp chất nguyên tố phụ thuộc tuần hồn vào điện tích hạt nhân ngun tử nguyên tố

III Sự biến đổi tuần hoàn số tính chất nguyên tử

1 Bán kính nguyên tử:

Là khoảng cách từ nhân đến lớp electron nguyên tử

Trong chu kỳ, bán kính nguyên tử giảm dần theo chiều tăng Z (từ trái phải) Trong nhóm, bán kính ngun tử tăng dần theo chiều tăng Z (từ xuống)

2 Năng lượng ion hóa :

Là lượng cần tiêu thụ để tách electron khỏi nguyên tử.(đơn vị eV.1eV = 1,6.10-19J).

M + I1 M+ + e

I1< I2< I3

Năng lượng ion húa dùng để đo tính kim loại nguyên tố Nguyên tử có lượng ion hóa nhỏ dễ nhượng electron hay có tính kim loại mạnh

Trong chu kỳ, từ trái phải I1 giảm dần Hay chu kỳ nguyªn tè kim lo¹i

kiỊm cã năng lượng ion hãa thÊp nhÊt, nguyên tố khí trơ kết thúc chu kì có I1 lín nhÊt

Trong phân nhóm chính: từ xuống I1 giảm

Trong phân nhóm phụ: từ xuống I1 tăng

VÝ dơ:

3 T¸c dụng chắn bị chắn electron nguyên tử Sự tuần hoàn thứ cấp

a Tác dụng chắn bị chắn electron nguyên tử

Trong ngun tử có nhiều electron, ngồi lực hút hạt nhân electron cịn có lực đẩy electron.Khi người ta nói electron chắn lẫn Như nguyên tử electron bị chắn electron lại lại chắn electron khác

electron xa hạt nhân bị chắn nhiều tác dụng chắn electron

Các electron phân lớp khác mức độ chắn khác Các electron lớp chắn kém, phân lớp chắn

Nguyªn tè Li Na K Rb Cs

còn Mức độ chắn phân lớp tăng từ s, p, d, f…Đặc biệt electron phân lớp đầy nửa số electron chắn nht

b Sự tuần hoàn thứ cấp:

L biến thiên khơng đặn tính chất ngun tố hợp chất chúng * Trong chu kì từ trái sang phải, I1 tăng dần tăng khơng đặn có vài cực đại nhỏ I1 Hiện tượng gọi tuần hồn nội I1 VD: chu kì có cực đại nhỏ Be N.

chu kì có cực đại nhỏ Mg P Giải thích :

ở Be Mg (nhóm IIA) có phân lớp electron ngồi ns2 bão hịa electron, ngun tử sau B Al điền vào np: 2e ghép đôi nên chắn mạnh, làm cho electron np liên kết với nhân chặt chẽ so với electron ns I1 giảm từ Be đến B từ Mg đến Al

* Trong phân nhóm theo chiều từ xuống co bán kính nguyên tử gây xếp electron vào lớp d f bên tác dụng chắn electron này I1 giảm

Ví dụ: Trong nhãm IVA:

rC < rSi IC < ISi I1 tăng

rSi > rGe ISi > IGe I gi¶m ( xt hiƯn ph©n líp (n-1) d) rGe < rSn IGe < ISn I1 tăng

Trong nhóm IVA cã : IC < ISi ; IGe < ISn nh­ng ISi > IGe

Hay nhóm VA, N P có 3e độc thân np3 ( nửa bão hịa):

2 ngun tử sau O S AO 2p có 2e ghép đôi nên đẩy mạnh so với electron chiếm AO:

Nh­ vËy viƯc t¸ch 1e ë O, S dễ dàng so với việc tách 1e N, P làm cho I1 giảm từ NO từ P S

3. lùc víi electron nguyªn tư (E)

Là lượng tỏa hay thu vào nguyên tử trung hòa trạng thái tự thu thêm electron đo băng eV kcal/mol:

X + 1e = X + E

Gi¸ trị E âm ỏi lực với electron nguyên tử mạnh.Những nguyên tử nhóm VIIA có ỏi lực với electron mạnh Những nguyên tử có phân lớp electron ns2 np6 np3 cã ái lùc víi electron u nhÊt (do tr¹ng thái bÃo hòa nửa bÃo hòa electron nên kh kết hợp thêm electron kém)

4 õm điện

Là đại lượng đặc trưng cho khả hút cặp electron phía ngun tử nguyên tố hóa học Độ âm điện lớn khả hút electron mạnh

  

Độ âm điện tính từ I E theo công thức

2 E I  

Độ âm điện dùng để tiên đoán mức độ phân cực liên kết xét hiệu ứng dịch chuyển e phân tử: Khi hình thành mối liên kết hóa học hai nguyên tử, electron hóa trị chuyển từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ sang phía ngun tử có độ âm điện lớn

Gọi hiệu số độ âm điện liên kết A-B χA-B Thực nghiệm chứng tỏ rằng: χA-B≥ 1,7: liên kết ion

0≤χA-B ≤ 1,7: liên kết cộng hóa trị

Trong mt chu kỳ theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, độ âm điện tăng Trong phân nhóm từ xuống dưới, độ âm điện giảm

5 Hóa trị cao với oxi thấp với hidro (RxOy; RHx):

Trong chu kì từ trái sang phải hoá trị cao nguyên tố hợp chất với oxi tăng từ 17; cịn hố trị phi kim hợp chất vi hiro gim t 41

* Hoá trị cao nguyên tố hợp chất với oxi = STT nhóm A

* Hoá trị phi kim hợp chất với hiđro ( x) = 8- STT nhãm A

* Mức oxi hóa ( hay số oxi hóa) xác định di chuyển e hóa trị từ nguyên tử đến nguyên tử khác Nguyên tử bị e hóa trị để trở thành ion dương có số oxi hóa dương:

Mức oxi hóa dương = số e tách khỏi nguyên tử

Nguyên tử bị thu e hóa trị để trở thành ion âm có số oxi hóa âm Mức oxi hóa âm = số e thu vào ngun tử

Mét nguyªn tư cã thĨ cã nhiÒu sè oxi hãa:

* Số oxi hóa dương cao nguyên tố = STT nhóm ( trừ nguyên tố nhóm VIIIB, họ Lantanit, họ Actinit, ngun tố nhóm IB, oxi, Flo, khí hiếm)

* Số oxi hóa âm có ë c¸c phi kim

Số oxi hóa âm nhỏ nguyên tố = STT nhóm- 8 VD:S nhóm VIA nên Số oxi hóa dương cao S =+ 6

Sè oxi hãa ©m nhá nhÊt cña S = 6- = -2.

6 TÝnh kim lo¹i, tÝnh phi kim

Tính kim loại tính chất nguyên tố mà nguyên tử dễ e để trở thành ion dương Ngun tử dễ e tính kim loại mạnh

Tính phi kim tính chất nguyên tố mà nguyên tử dễ thu e để trở thành ion âm Ngun tử dễ thu e tính phi kim nguyên tố mạnh

a Sự biến đổi tính chất chu kì.

Nguyên nhân: Trong chu kì số lớp e nhau.Khi điện tích hạt nhân tăng dần  lực hút hạt nhân lớp vỏ tăng  BKNT giảm  khả nhường e giảm, khả nhận e tăng  Tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

b Sự biến đổi tính chất nhóm A.

Trong nhóm A theo chiều tăng Z, tính kim loại nguyên tố tăng dần đồng thời tính phi kim yếu dần

Nguyên nhân: Trong nhómA từ xuống số lớp e tăng dần BKNT tăng lực hút hạt nhân lớp vỏ giảm khả nhường e tăng, khả nhận e giảm Tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

Chó ý: Trong phân nhóm phụ từ xuống tính kim loại khơng tăng giảm chút

Chng III: LIấN KT HểA HC và cấu tạo ph©n tư

I Mục đích hình thành liên kết

Có thể hiểu cách đơn giản liên kết hoá học kết hợp nguyên tử để tạo thành phân tử hay tinh thể Khi tạo thành liên kết hoá học nguyên tử ln có xu hướng đạt tới cấu hình bền vững khí với 8e lớp ngồi (Trừ He có 2e lớp ngồi cùng) Có loại liên kết hoá học phổ biến nguyên tử: liên kết ion liên kết cộng hố trị

II C¸c loại liên kết hóa học

1 Liờn kt ion (Kotxen - Đức), 1916

Liên kết ion hình thành nguyên tử hai nguyên tố có s chờnh lch nhiu v âm đin (thng 1.7).

Khi hình thành liên kết, nguyên tử nguyên tố có χ nhỏ nhường hẳn 1, hay electron cho nguyên tử nguyên tố cóχ lớn hơn, trở thành ion dương nguyên tử nhận electron trở thành ion âm có cấu trúc electron giống khí trơ Các ion dương âm hút tạo phân tử

Ví dụ: XÐt liªn kÕt: Na - Cl

11Na (2,8,1) 1e 10Ne(2,8) 17Cl (2,8,7) 1e 18Ar(2,8,8)

 Na + Cl→ Na+ + Cl- hut nhauNa-Cl

Như vậybản chất liên kết ion lực hút tĩnh điện ion trái dấu.

Trong liên kết ion, hóa trị nguyên tố số điện tích ion với dấu tương ứng Trong ví dụ Na có hóa trị +1, Clo có hóa trị -1

Liên kết ion liên kết bền, lượng liên kết lớn (≈100 Kcal/mol)

Những hợp chất ion thường dạng tinh thể bền vững có nhiệt độ nóng chảy cao

2 Liên kết cộng hóa trị (Liuyt - Mĩ), 1916

Thuyết liên kết ion khơng giải thích hình thành phân tử, ví dụ H2,

O2 (Δχ= 0) HCl, H2O (Δχ nhỏ) Vì Liuyt đưa thuyết liên kết

cộng hóa trị (cịn gọi liên kết đồng hóa trị)

Theo Liuyt, liên kết cộng hóa trị hình thành nguyên tử nguyên tố (Δχ = 0) hay nguyên tử nguyên tố có chênh lệch nhỏ độ©m điện (thường Δχ < 1,7)

Trong liên kết cộng nguyên tử tham gia liên kết bỏ 1, 2, hay electron dùng chung để nguyên tử đạt cấu trúc electron (hoặc 2e) lớp

Ví dụ: 1H: 1s11e 2He : 1s2

H + H→ H : H  H - H hay H2

* 8O: (2,6) 2e 10Ne : (2,8)

: O : + : O :→ : O : : O :  O = O  O2 CT e CTCT CTPT

O : + :C: + :O :→ : O : : C: : O :  O = C = O CO2

Các electron góp chung gọi electron liên kết, cặp electron góp chung tạo liên kết biểu diễn gạch

Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị nguyên tố số liên kết hình thành nguyên tử nguyên tố với nguyên tử khác số electron mà nguyên tử đưa góp chung

Ví dụ:

Trong phân tử CO2 hóa trị O C 4, phân tử NH3 hóa trị

của N H

Người ta phân biệt hai loại liên kết cộng:

Liên kết cộng không phân cực hay liên kết cộng túy Ví dụ liên kết phân tử H2, O2, N2 (Δχ = 0), liên kết C - H hợp chất hữu

Trong cặp electron liên kết phân bố hai nguyên tử

Liên kết cộng hãa trÞ phân cực Ví dụ liên kết phân tử HCl, HF liên kết

O-H phân tử H2O, N-H NH3 Trong cặp electron liên kết bị lệch

về phía ngun tử có độ điện âm lớn

H : Cl; H : F; H : O : H ; H : N : H H

Liên kết cộng tương đối bền Năng lượng liên kết cỡ hàng chục Kcal/mol

3 Liên kết cho nhận

Liên kết cho nhận gọi liên kết phối trÝ xem dạng đặc biệt

nguyên tử đưa gọi chất cho, cịn ngun tử có obitan trống gọi chất nhận

Ví dụ:

Sự hình thành ion amoni từ phân tử amoniăc ion hidro

Nguyên tử N NH3 đơi electron chưa liên kết (đóng vai trị chất

cho) Ion H+ có obitan trống nhân đôi electron N.

H



H – N – H + H+ H – N → H+

 

H H

Như điều kiện để hình thành liên kết cho nhận chất cho phải có đơi electron chưa liên kết chất nhận phải có obitan trống

Người ta thường dùng dấu mũi tên để liên kết cho nhận Tuy nhiên thực tế liên kết hoàn toàn giống liên kết cộng thông thường

4 Liên kết hidro

Liên kết hidro hình thành hợp chất hidro liên kết với nguyên tử nguyên tố khác có độ điện âm lớn bán kính nhỏ N, O, F Các liên kết bị phân cực nguyên tử H có phần điện tích dương Trong ngun tử N, O, F mang phần điện âm ngồi liên kết cộng cịn tương tác với nguyên tử H phân tử bên cạnh hình thành liên kết yếu gọi liên kết hidro Các liên kết thường biểu diễn dấu chấm

Liên kết hidro hình thành phân tử Ví dụ:

Hδ+- Fδ- Hδ+- Fδ- ,

H – O – H H – O … H - O …

 

H R (gèc hi®rocacbon)

Liên kết hidro liên kết yếu, lượng liên kết nhỏ độ dài liên kết lớn Tuy nhiên có ảnh hưởng nhiều đến tính chất vật lí hóa học phân tử

Ví dụ:

- Do có liên kết hidro, H2O có nhiệt độ sơi cao H2S có cấu tạo tương tự

với

- Các phân tử hữu mang nhóm O - H có nhiệt độ sôi cao đồng phân chúng không chứa liên kết này: ancol so với ete; axit so với este

- Ancol tan vô hạn nước tạo liên kết hidro với nước

- Liên kết hidro tạo nhóm -C = O -NH axit amin chuỗi polypeptit trì cấu trúc khơng gian phân tử protein

Tóm lại, thuyết cổ điển liên kết cho phép mô tả phân loại cách

đơn giản liên kết hóa học, từ giải thích số tính chất phân tử Tuy nhiên thuyết có số hạn chế sau đây:

- Chưa nói chất lực liên kết ngun tử phân tử là gì.

- Khơng cho biết cấu trúc không gian phân tử.

III Thuyết liên kết hóa trị (thuyÕt VB) -ThuyÕt lai hãa

1 Thuyết liên kết hóa trị (cịn gọi thuyết cặp electron liên kết) Haile,

Lơnđơn (Đức) đề xướng năm 1927, sau đú Poling Slõytơ (Mĩ) phỏt

triển

- Liên kết cộng hóa trị hình thành ghép đơi hai electron độc thân có spin ngược dấu hai nguyên tử liên kết, có xen phủ hai AO.

- Mức độ xen phủ AO lớn liên kết bền, liên kết thực hiện theo phương xen phủ lớn nhất.

Như vậy, theo VB, hình thành phân tử, nguyên tử giữ nguyên cấu trúc electron, liên kết hình thành tổ hợp (xen phủ) electron hóa trị (electron độc thân)

Trong thuyết VB, hóa trị nguyên tố số e độc thân nguyên tử trạng thái hay trạng thái kích thích

Ví dụ: 6C : 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3

   →    

C cã hãa trÞ C* có hóa trị 4.

2 S nh hướng liên kết Liên kếtσ (xích ma) liên kếtπ (pi)

Tùy theo cách thức xen phủ đám mây electron, người ta phân biệt liên kếtσ, liên kếtπ

Liên kết hóa học tạo xen phủ đám mây electron trục nối hai nhân nguyên tử gọi liên kết xích ma Liên kếtσ hình thành xen phủ đám mây s - s, s - p hay p - p (hình 2)

Hình 2

Như vậy, tạo liên kếtσthì đạt xen phủ lớn nhất, liên kết xích ma liên kết bền Nếu hai ngun tử có liên kết liên kết ln ln liên kếtσ

So với liên kết π liên kết σ bền mức độ xen phủ lớn vùng xen phủ nằm trục nối hai nhân nguyên tử

Khi hai nguyên tử có từ hai liên kết trở lên có liên kết σ lại liên kếtπ

Ví dụ:Trong phân tử H2 có liên kết σ xen phủ đám mây s

Phân tử Cl2 có liên kếtσ xen phủ đám mây p

Phân tử HCl có métliên kếtσ xen phủ đám mây s H đám mây px Cl

Phân tử O2 có liên kết σ xen phủ đám mây px-px liên kết

πdo xen phủ đám mây py-py nguyên tử oxi

Tương tự, phân tử N2 có liên kếtσ hai liên kếtπ

Trong trường hợp liên kết hình thành xen phủ đám mây khiết s - s hay p - p

3.ThuyÕt lai hóa AO liên kết

Ta xét hình thành phân tử CH4 Khi vào liên kết nguyên tử C trạng

thái kích thích C*

6C : 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3

   →    

Nếu hình thành phân tử CH4 nguyên tử C sử dụng 4AO (1 mây s mây

p) xen phủ với mây s nguyên tử H (một liên kết hình thành xen phủ s-s liên kết xen phủ p-s) Như lẽ liên kết phải khác nhau, thực tế chúng lại hoàn toàn giống Điều Poling giải thích lai hóa AO

Khi liên kết nguyên tử không sử dụng đám mây s, p mà chúng tổ hợp với tạo thành obitan (mây) giống (gọi đám mây lai hóa L) sau đám mây lai tham gia liên kết Như vậy: Lai hóa tổ hợp đám mây khác loại để tạo đám mây giống hình dạng, kích thích lượng có hướng khác nhau.

Khi có n đám mây tham gia lai hóa tạo n đám mây lai hóa Để có lai hóa đám mây phải có lượng khác khơng lớn

Ví dụ: 2s-2p; 3s-3p-3d…

4 C¸c kiĨu lai hãa sp3

Dưới số kiểu lai hóa đặc điểm đám mây lai:

* Lai hóa sp

Sự tổ hợp đám mây s với đám mây p tạo đám mây lai hướng theo hướng không gian Trục đám mây tạo góc 180o.

1AOs + 1AOp = 2AOs-p

Trường hợp lai hoá thường xảy nguyên tử tạo thành hợp chất có dạng đường thẳng BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2 …

VÝ dơ: Trong ph©n tư BeH2

4Be: 1s2 2s2 2p0 → Be* : 2s1 2p1

9F: 1s2 2s2 2p5

   

Trước thực liên kết, nguyên tử Be xảy lai hóa sp

1AOs + 1AOp = 2AOs-p

Hình 3

Hai AO lai hóa sp tạo thành Be xen phủ với 2AO hóa trị nguyên tử F(2py) để tạo thành liên kết Be-F với góc liên kết FBeF = 1800

* Lai hóa sp2

Sự tổ hợp đám mây s với hai đám mây p tạo đám mây lai hướng theo đỉnh tam giác Trục đám mây tạo góc 120o.

Lai hố sp2 dùng để giải thích cấu trúc hình học phân tử BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3 giải thích liên kết đơi ngun tử C hợp

chất hữu

VÝ dơ:

Hình 4

Ví dụ: Xét tạo thành liên kết phân tử C2H4 6C: 2s2 2p2 →C* : 2s1 2p3

   →    

1H :1s1

Mỗi nguyên tử C thực lai hoá sp2 tạo AO lai hố sp2(h×nh 4) Giữa 2

ngun tử C liên kết với xen phủ AO lai hố sp2 tạo liên kếtC-C, sau AO sp2 nguyên tử C tạo liên kết C-H với

các AO 1s nguyên tử hydro dọc theo trục liên kết tạo khung phân tử Ở nguyên tử C lại orbital p chưa lai hố (có chứa electron độc thân) Vì tạo liên kết với theo phương vuông góc với trục liên kết có góc hố trị 1200.

* Lai hóa sp3

Sự tổ hợp đám mây s với ba đám mây p tạo đám mây lai hướng theo đỉnh tứ diện Trục AO tạo góc 109o28'.

Ví dụ lai hóa đám mây s với đám mây p nguyên tử C hình thành phân tử CH4

Hình 5

Đó lai hố AO s AO p tạo AO lai hố sp3 hồn tồn

giống tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện gần tứ diện CH4,

CCl4, SiCl4, H2O, NH3 … với góc hố trị 109028' gần với góc 6C: 2s2 2p2 →C* : 2s1 2p3

   →    

1H :1s1

Hình 6

5 Hình học phân tử số hợp chất

Thuyết VB cho phép hình dung cấu trúc khơng gian phân tử

Ví dụ: NH3 - Amoniac H2O - Nước

Hình 7 Hình 8

*( H×nh 7)N có lai hóa sp3 obitan lai hóa xen phủ với 3AO s H tạo liên

kếtσ Hình học phân tử có dạng chóp Góc liên kết 107o18'

*( H×nh 8)O có lai hóa sp3 obitan lai hóa xen phủ với 2AO s H tạo liên

kếtσ Hình học phân tử có dạng góc Góc liên kết 104o30'

Chương IV: Trạng tháI tập hợp vật chất

Các chất tồn ba trạng thái: rắn, lỏng, khí

I Trạng thái khí

1 Phương trình trạng thái khí lý tưởng

Thực nghiệm lý thuyết cho biết khí tương đối lỗng thể tích chất khí: + Tỉ lệ nghịch với áp suất(p)

+ Tỉ lệ thuận với nhiệt độ tuyệt đối(T)

+ TØ lƯ thn víi sè mol khÝ(n)

V= 1/p T n R ( R lµ h»ng số khí)

R Đơn vị thể tích Đơn vị ¸p suÊt

0,082 at lÝt

8,314 N/m2 m3

62359 ml mmHg

 PV = nRT ( Phương trình trạng thái khí lý tưởng)(1) 2 Phương trình khí thực Vander Waals

Trong mơ hình khí lý tưởng phương trình (1) điều kiện khí loãng, t0 cao, áp suất nhỏ.ở điều kiện nhiệt độ thấp, nồng độ khí lớn (áp suất khí lớn) (1) trở nên khơng xác Khi phải hiệu chỉnh cách: + Tính đến thể tích riêng phân tử khí ( kí hiệu b)  khoảng không gian tự là(V – b)

+ Tính đến lực hút phân tử khí Lực làm giảm phần lực va đập vào thành bình phân tử khí làm cho áp suất khí thực (pt) nhỏ áp suất khí lý tưởng gây trị số gọi áp suất nội: Plt = Pt + Pn

Khi xÐt mol khÝ (n=1) th× (1) cã thĨ viÕt: PV = RT

 (Pt + Pn)(V- b) = RT Mµ Pn Va P Va VbRT

  

   

 2 2

 Phương trình khí thực Vander Waals

a,b: số chất khí( số Vander Vaals) V: thể tích khí

II Trng thỏi lng

1 Đặc điểm chung

Đây trạng thái trung gian trạng thái khí trạng thái rắn nhiệt độ thấp chất lỏng gần với chất rắn, nhiệt độ cao gần với trạng thái khí