Tải bản đầy đủ

Giáo trình bài giảng hóa đại cương

1

TRƯỜNGĐẠI HỌC BÁCH KHOA TP. HỒ CHÍ MINH
KHOA KỸ THUẬT HÓA HỌC
BỘ MÔN KỸ THUẬT HÓA VÔ CƠ
*
*
*

BÀI GIẢNG HÓA ĐẠI CƯƠNG
SỌAN: TS. HÙYNH KỲ PHƯƠNG HẠ

(Dựa trên các tài liệu tham khảo chính là sách Hóa Đại Cương của GS. Nguyễn Đình Soa và
GS. Acmetop).


2

CHƯƠNG I

NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ SỞ CỦA HOÁ HỌC


1. Nguyên tử
Nguyên tử là phần tử nhỏ nhất của một nguyên tố hoá học, không thể phân chia nhỏ
hơn được nữa về mặt hoá học. Trong các phản ứng hoá học, nguyên tử không thay đổi.

2. Phân tử
Phân tử là tập hợp nhóm các nguyên tử (có thể cùng hoặc khác loại). Các nguyên tử
liên kết với nhau trong phân tử theo những kiểu liên kết khác nhau.

3. Nguyên tố hoá học
Là chất được tạo thành từ các nguyên tử có điện tích hạt nhân giống nhau.

4. Chất hoá học
Đồng nhất và có thành phần cố đònh.

5. Đơn chất, hợp chất
6. Khối lượng nguyên tử và phân tử
7. Đònh luật bảo toàn khối lượng
8. Đònh luật tỉ lệ bội. (Đònh luật Đalton)
Nếu hai nguyên tố hóa hợp với nhau tạo thành một số hợp chất thì những lượng khối
lượng của một nguyên tố so với cùng một lượng khối lượng của nguyên tố kia sẽ tỉ lệ với nhau
như những số nguyên đơn giản.
Ví dụ:
FeS, FeS 2 , với cùng 56 đơn vò khối lượng Fe thì 32:56; 64:56  tỉ lệ S là 32:64 = 1:2
N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5 với 14 đơn vò khối lượng N thì:
8 16 24 32 40
, , , va
 8 : 16 : 24 : 32 : 40  1 : 2 : 3 : 4 : 5.
14 14 14 14 14

9. Đương lượng và đònh luật đương lượng:
9.1 Đương lượng: Đ
Đương lượng của một nguyên tố hay một hợp chất là số phần khối lượng của nguyên
tố hay hợp chất đó kết hợp hoặc thay thế vừa đủ với một đương lượng của một nguyên tố hay
hợp chất khác.
9.2 Cách tính đương lượng:


3


a. Đương lượng của một nguyên tố Đ 

A
n

A: khối lượng nguyên tử.
n: hóa trò nguyên tố.
12
6
2
12
CO 2 thì Đ C 
3
4
b. Đương lượng của axit:
Maxit
Đa 

So H tham gia phan ung

Ví dụ: Trong CO thì Đ C 

Ví dụ: axit 1H  thì Đ = M. axit 3H  : H 3 PO 4 .....
c. Đương lượng của bazơ:
M bazơ
Đb 
SốOH  thamgiaphảnứng
d. Đương lượng của muối:
M
Đ m  muối
n
n: Số điện tích của ion (anion hoặc cation) đã thay thế.
M Fe 2 SO 4 3
Ví dụ: Đ Fe 2 SO 4 3 
n
2
n = 3 2 theo SO 4
n = 2  3 theo Fe 3
Fe 2 SO 4 3  2NH 4 OH  2FeOH SO 4  NH 4 2 SO 4
Đ NH 4OH  M NH4OH vì chỉ có một nhóm OH 

Đ Fe 2 SO 4 3 

M Fe 2 SO 4 3
1SO 4  2



400
2

c. Đương lượng chất oxi hóa-khử: Đ 

M
n

M: khối lượng phân tử chất
n: số e trao đổi trong phản ứng.
Ví dụ: 8Al  3KNO 3  5KOH  2H 2 O  3NH 3  8KAlO 2
A 27
Đ Al  
9
(số e từ Al 0  Al 3  3 )
n
3
Đ KOH  M KOH
Đ KNO3 

M KNO3
8

N

5

 N 3  8e 



9.3 Đương lượng gam:
Đương lượng gam của một chất là lượng tính bằng g của chất đó có số đo bằng đương
lượng của nó.
Ví dụ: Đ H 2SO 4  98 hay 49 thì Đ lg  98 hay 49g


4

9.4 Đònh luật đương lượng:
-Trong một phản ứng hóa học số đương lượng của các chất tham gia phản ứng phải
bằng nhau.
- Trong các phản ứng hóa họa một đương lượng của chất này chỉ kết hợp hoặc thay thế
một đương lượng của chất khác mà thôi.
9.5 Nồng độ đương lượng:
Là số đương lượng gam chất tan trên một lít dung dòch.
Ký hiệu N hay C N (Nồng độ nguyên chuẩn)
m
Đ
 Đònh luật viết thành A + B = C + D hay A  A
m B ĐB

N A VA  N B VB

Ví dụ: Tìm thể tích H 2 O để pha dung dòch HCl 0.4M (5ml) thành dung dòch HCl
0.01M.
Ở đây Đ HCl  M HCl  C M  C N tức là :
N A VA  N B VB  0.4  5  VB  0.01  VB  200ml  lượng H 2 O thêm vào
VH 2O  200  5  195ml

Ví dụ: Xác đònh chính xác nồng độ đương lượng nguyên chuẩn HCl cho biết nồng độ
nguyên chuẩn xút là 0.1N VHCl  25, VNaOH  26ml 
HCl  NaOH  NaCl  H 2 O
0.1  26
N A VA  N B VB  N HCl .25  0.1  26  N HCl 
N 
25

10. Phương trình trạng thái khí lý tưởng:
pV = nRT
p: áp xuất (mmHg,
V: thể tích (ml, lít)





0

T: nhiệt độ Kenvin T  t 0 C  273 K
n: số mol
R: Hằng số khí
lít.atm
ml.mmHg
R = 0.082
R = 62400
0
mol K
mol 0 K
R = 1.987 cal / mol 0 K
 Đònh luật Avogadro: (xác đònh khối lượng nguyên tử và phân tử. Tự đọc)
Một mol khí bất kỳ ở điều kiện tiêu chuẩn 0 0 C,760mmHg phải chứa một số phân tử là
6.023  10 23 . N  6.023  10 23 (N là số Avogadro).
Từ đó tính được khối lượng chính xác của nguyên tử và phân tử.
M pt
31.9988
Ví dụ: m 02 
m pt 
 5.312  10  23 g
N
N






5

CHƯƠNGII

NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ
Nguyên tử và quang phổ nguyên tử (tự đọc)

1. Thuyết cấu tạo nguyên tử Borh_Xomecphen:
 -Tomxơn: Nguyên tử gồm điện tích (+) phân bố đồng đều trong toàn bộ thể tích
nguyên tử và những e chuyển động giữa các điện tích dương đó.
 -Rodơpho: Nguyên tử gồm hạt nhân điện tích dương tập trung phần lớn khối lượng
nguyên tử và các e (-) quay xung quanh hạt nhân.
 Năm 1913, Bo đưa ra thuyết mới, dựa trên Rodơpho và Plăng (sau Xomeephen bổ xung
và phát triển), gồm 3 đònh đề:
 Electron quay quanh hạt nhân không phải trên những quỹ đạo bất kỳ mà trên những
quỹ đạo tròn, đồng tâm có bán kính nhất đònh gọi là nhũng quỹ đạo bền (hay quỹ đạo
cho phép).
 Khi quay trên những quỹ đạo bền này electron không phát ra năng lượng điện từ.
 Năng lượng (E) chỉ được phát ra hay hấp thụ khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này
sang quỹ đạo bền khác và bằng hiệu số năng lượng của electron ở E đ và E C .
E  E đ  E C  h
h: hằng số Plăng
h  6.625  10 27 erg. sec
 : tần số bức xạ.
 Ưu điểm mẫu Bo:
Biểu tượng của mẫu Bo còn được dùng cho đến nay.
Giải thích được ý nghóa vật lý của quang phổ nguyên tử H 2 .
Tính được bán kính, tốc độ và năng lượng của nguyên tử H 2 .
Từ nguyên tử Hidro áp dụng gần đúng cho nguyên tử nhiều e
+ Bán kính các quỹ đạo bền:
n2h2
r
A0
4 2 me 2
n: số lượng tử chính, m: trọng lượng e  9.1  10 28 g
e: giá trò tuyệt đối của điện tích e  4.8  10 10 đơn vò tónh điện.
 r1  0.529A 0
* 1 đơn vò tónh điện bằng Cm 3 / 2 g1 / 2 s 1
và với r1 : r2 : r3  12 : 2 2 : 3 2

 

+ Tính năng lượng:
1 2 2 me 4
E 2 
eV
n
h2
1eV  1.6  10 12 erg  3.8  10 20 cal
+ Tốc độ chuyển động của e trên quỹ đạo bền:
1 2e 2
 
n
h
Về sau, Xomecphen bổ xung rằng: quỹ đạo bền của các e trong nguyên tử có thể tròn
hay clip. Trong đó:


6

a  n 2 r (bán kính trục lớn)
b = nlr (bán kính trục nhỏ)
n: số lượng tử chính.
l: số lượng tử phụ.
e: bán kính ứng với n.
 Nhược điểm:
+ Không xác đònh được vò trí của e khi chuyển quỹ đạo.
+ Không giải thích được các đặc trưng quang phổ quang trọng như cường độ và độ bội.
+ Không đúng với nguyên tử nhiều e.
r
b

a

2. Cấu tạo nguyên tử theo quan niệm hiện đại của cơ học lượng tử:
Ba luận điểm cơ sở của cơ học lượng tử:
1. Vật vi mô đều có tính chất hạt và sóng. Lui dơ Brơi (1924) đã đưa ra giả thuyết về
tính chất này qua hệ thức
h

mV
 Hạt vi mô có khối lượng m khi chuyển động với tốc độ V sẽ tạo nên sóng truyền đi với
bước sóng  .
2. Nguyên lý bất đònh Hâyxenbec (1927). Không thể đồng thời xác đònh chính xác cả vò
trí lẫn tốc độ của vật vi mô.
h
x.V 
m 2
x : Độ bất đònh về vò trí.
V : Độ bất đònh về tốc độ.
 Không biết chính xác tốc độ của vật vi mô, chỉ có thể biết xác xuất có mặt của nó ở
chỗ nào đó trong không gian.
3. Phương trình sóng Sơrôđingơ (1926).
 2  2  2 8 2 m



E  V  0
x 2 y 2 z 2
h2

 : Hàm số sóng tương ứng với biên độ sóng ba chiều.
V: Thế năng của hạt.
x, y, z : là tọa độ của hạt.
e2
Với Hydro thay V  
ta có:
r


7

 2  2  2 8 2 m 
e2




E

r
x 2 y 2 z 2
h 2 


  0

2
 : luôn dương để biểu hiện xác xuất có mặt e.

 2 đơn vò: mật độ xác xuất e ở đơn vò thể tích dV.

3. Trạng thái e trong nguyên tử và đám mây e:
Theo cơ học lượng tử, e không nằm trên mặt phẳng mà no nằm trong một vò trí không
gian nào đó xung quanh hạt nhân. Trong đó, không có thể có mặt ở bất kỳ thời điểm nào vớ i
xác suất có mặt khác nhau trong vùng không gian đó là đám mây electron.
“Đám mây electron là vùng không gian gần hạt nhân bao gồm 90% điện tích, khối lượng của
electron và hình dáng của đám mây electron chính là bề mặt bao quanh vùng không gian
này”

4. Các số lượng tử và ý nghóa:
Có 4 số lượng tử để biểu thò trạng thái của electron trong nguyên tử.
4.1. Số lượng tử chính, ký hiệu n (số lớp electron)
-Số lượng tử n biểu thò kích thước của nguyên tử, n càng lớn kích thước của nguyên tử
càng lớn.
- n là số nguyên dương từ 1   và các electron trong cùng một số lượng tử chính có
cùng một mức năng lượng.
E 1  E 2  E 3 ......  E n
- Các electron trong cùng một lớp có cùng một ký hiệu gọi là lớp lượng tử.
Số lượng tử chính:
1 2 3 4 5 6 7
Ký hiệu lớp lượng tử tương ứng: K L M N O P Q
4.2. Số lượng tử ocbitan l và hình dạng các đám mây electron (l: còn gọi là số
lượng tử phụ hay phương vò)
-

Nó cho biết hình dạng các đám mây electron. Có n giá trò của l đi từ 0  n  1
Nó cho biết phân mức năng lượng (phân lớp electron)
Số lượng tử ocbitan:
0 1 2
3 4
5
Ký hiệu phân lớp lượng tử
s p đ
f
g
h
E s  E p  ....  E h

(hình dạng đám mây s, p. d trong sách giáo khoa trang 56)
 Kết luận: Chỉ qua hai số lượng tử ta cũng có thể mô tả trạng thái electron dựa vào
kích thước và hình dạng.
4.3. Số lượng tử m và các ocbitan nguyên tử:
-

Có (2l + 1) giá trò của m và mỗi giá trò m là một ocbitan nguyên tử. Các giá trò đi từ
 l  0  l
Ví dụ:
n
l
m
1
0
0
có 10N s
2
0,1
0,  1
có 30N p x ,y ,z


8

…. 3

0,1,2

0,1,2

có 5 ON

d xy,xz,z 2 ,x 2 y 2 

4.4. Số lượng tử spin s:
Xác đònh trạng thái riêng của electron chỉ có hai giá trò là  1/ 2
- Quy ước: s = ½ khi quay thuận chiều kim đồng hồ, s = -1/2 ngược lại.
 Tóm lại: Trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác đònh bằng 4 số lượng
tử n, l, m và s.

5. Trạng thái năng lượng electron trong nguyên tử nhiều electron:
Tìm hiểu điều này để đưa ra quy luật sắp xếp electron vào nguyên tử, từ đó biết được
công thức electron của nguyên tử.
Kết quả nghiên cứu từ phương trình sóng Sơrôdingơ vẫn cho thấy trạng thái electron
phụ thuộc vào 4 số lượng tử n, l, m và s. Tuy nhiên do sự tương tác giữa các electron mà trạng
thái năng lượng phụ thuộc vào cả n và l.
Ví dụ:Z=11

+

Từ đó xuất hiện hai hiệu ứng quan trọng:
5.1. Hiệu ứng chắn:
Gây ra do electron bên trong chuyển động tạo nên một màn chắn giữa các electron ngoài với
hạt nhân, làm giảm lực hút của hạt nhân với electron ngoài.
Hiệu ứng chắn tăng khi số electron tăng (tức số z tăng) và khi n, l tăng.
5.2. Hiệu ứng xâm nhập:
Ngược lại với hiệu ứng chắn: Nó làm tăng lực hút của hạt nhân với electron xâm nhập
vào gần hạt nhân vì ở đấy electron ít bò chắn hơn. Khả năng xâm nhập của các electron bên
ngoài giảm theo chiều l tăng.
Công thức electron theo thực nghiệm:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < ơ3…..

6. Các quy luật sắp xếp electron trong nguyên tử nhiều electron:
 Nguyên lý vững bền:
Các electron sắp xếp vào nguyên tử đi từ mức năng lượng thấp đến mức năng lượng cao,
càng ở mức năng lượng thấp thì càng bền vững.
 Nguyên lý loại trừ Paoli:
Trong nguyên tử không thể có 2 electron có cùng 4 số lượng tử.
e , n  1( K ), l  0( s ), m  0, s  1 / 2
Ví dụ: He 1
e2 , n  1( K ), l  0( s ), m  0, s  1 / 2
 mỗi giá trò m là 1ON


9

ON có 2 electron có spin ngược nhau gọi là những electron ghép đôi. Còn những electron
ở một mình trên ON gọi là những electron độc thân.
Số electron tối đa trong một phân lớp là:
s : 2 , p : 6 , d : 10 , f : 14
Tức là: Số electron trong một phân lớp là: 2 (2l + 1).
Số electron tối đa trong một lớp là: 2n 2 .
 Quy tắc Hun:
Trạng thái bền của nguyên tử ứng với sự sắp xếp electron thế nào cho trong giới hạn một
phân mức năng lượng giá trò tuyệt đối của tổng spin phải cực đại (hay số electron độc thân
cực đại).
Mỗi electron biểu diễn bằng một mũi tên, mỗi orbital biểu diễn bằng 1 ô vuông.
Ví dụ: minh họa.
 Quy tắc Clescovxki:
Quy tắc 1: Sự sắp xếp electron vào các ô ON khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng lên
xảy ra theo thứ tự từ những ON có tổng n + l nhỏ hơn đến lớn hơn.
Ví dụ: 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 
Quy tắc 2: Sự sắp xếp các electron vào các ON có tổng số n + l như nhau sẽ xảy ra theo
hướng tăng dần giá trò n.
Ví dụ: Cu Z = 21
3d, cón  l  5, n  3chọn
2
2
6
2
6
2
1s 2s 2 p 3s 3p 4s 4 p, cón  l  5, n  4 chọn
5s, cón  l  5, n  5chọn

Tóm lại: Trong công thức electron của nguyên tử:
Số thứ tự chỉ số electron (n)
Chữ chỉ số phân lớp electron (l)
Số mũ chỉ số electron có mặt (hoặc tối đa) ytong một phân lớp.
SƠ ĐỒ TRẬT TỰ SẮP XẾP ELECTRON VÀO CÁC ORBITAL NGUYÊN TỬ:


10

l
n

0

1
1

1

1s

2

3

2
3

4

Tổng số n+l
5
3d 5 6
7
8
4d
4f
9

2

2s

2p

3

3s

3p

4

4s

4p

5

5s

5p

5d

5f

6

6s

6p

6d

6f

7

7s

7p

7d

7f

10

CHƯƠNGIII

ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN, HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN
TỐ HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO NGUYÊN TỬ.
1. Đònh luật tuần hoàn của Mendeleev:
Năm 1869 Mendeleev phát biểu đònh luật tuần hoàn như sau:
“ Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên tố hóa
học phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các nguyên tố”.
Ngày nay, các nhà khoa học hiện đại phát biểu như sau:
“Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hớp chất của những nguyên tố hóa
học phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử các nguyên tố”

2. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học và cấu trúc electron nguyên
tử.(Bảng ngắn)
2.1. Chu kỳ:
Bố trí theo hàng ngang, có thứ tự từ 1 đến 7.
Khởi đầu chu kỳ là các nguyên tố kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) kết thúc bằng
những nguyên tố khí trơ (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rr).
- Ba chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ, chỉ gồm một dãy nguyên tố, chu kỳ 1 gọi là chu kỳ đặc
biệt, chỉ có H và He.
- Chu kỳ 2, 3 gọi là chu kỳ điển hình, có 8 nguyên tố.
- Bốn chu kỳ còn lại có hai dãy nguyên tố, gọi là chu kỳ lớn:


11

+ Chu kỳ 4, 5 có 18 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhóm chính, 10 nguyên tố phân nhóm
phụ hay nguyên tố chuyển tiếp).
+ Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhóm chính, 10 nguyên tố phân nhóm phụ
và 14 nguyên tố họ lantanit.
+ Chu kỳ 7 về lý thuyết cũng có 32 nguyên tố nhưng chỉ mới phát hiện 19 (2 chính, 3
chuyển tiếp và 14 actinit) gọi là chu kỳ dở dang.
- Số thứ tự ô trùng với số điện tích hạt nhân Z.
- Số thứ tự chu kỳ trùng với số n (số lớp electron)
- Nguyên tố s (họ s) là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân mức s ngoài
cùng.
1
ns (kiềm), ns 2 (kiềm thổ), có hai nguyên tố s ớ đầu chu kỳ.
- Nguyên tố p (họ p) có electron cuối cùng điền vào phân mức p ngoài cùng, đó là 6
nguyên tố cuối chu kỳ: ns 2 np16 .
- Giữa chu kỳ là 10 nguyên tố d có electron vào ON (n – 1)d sau nguyên tố d thứ nhất là
14 nguyên tố f (n – 2)f
2.2. Nhóm:
Là dãy dọc các nguyên tố có tổng số electron lớp ngoài cùng (n) bằng nhau và bằng
số thứ tự của nhóm hay phân nhóm. Riêng các nguyên tố như: Co, Ni. Tuy có số electron ở
phân lớp ngoài cùng lớn hơn 8 vẫn được đặt vào nhóm VIII. Ngoài ra các nguyên tố lantanit
và actinit có cấu tạo đặc biệt được xếp vào nhóm III (sách giáo khoa trang 83).
 Có phân nhóm chính và phân nhóm phụ.
a. Phân nhóm chính: (A) Gồm các nguyên tố s hoặc p có công thức electron ở lớp ngoài
x 2
cùng tương đương với ns x hoặc ns 2 np
Ví dụ: Chu kỳ III, phân nhóm IA: 3s1
b. Phân nhóm phụ: (B) gồm các nguyên tố d có công thức electron lớp ngoài cùng
n  1d x2 ns 2 , mỗi phân nhóm có 3,4 nguyên tố, đặc biệt nhóm VIII B có 9 nguyên tố.
- Số thứ tự phân nhóm phụ bằng số electron phân mức ngoài cùng.
+ Các ngoại lệ:
I B vàII B : Thay vì n  1d x 2 ns 2  n  1d10 ns x
VIII B : x > 8 (Co, Ni….)
- Các trường hợp gần cấu trúc bão hòa hoặc bán bảo hòa đều chuyển về đó.
Ví dụ: Nếu có ns 2 n  1d 4 thì  ns1 n  1d 5
ns 2 n  1d 9
 ns1 n  1d10
ns





(n – 1)d







ns



   











(n – 1)d











    


12

2.3. Ô:
Là vò trí cụ thể của mỗi nguyên tố trong bảng, là số thứ tự nguyên tố trùng số Z, cũng
là số electron trong nguyên tử.
Về nguyên tắc, khi biết nguyên tố nằm ở ô nào là xác đònh được cấu trúc electron
nguyên tử.

3. Cấu trúc electron, nguyên tử và sự thay đổi tính chất của các nguyên tố
trong hệ thống tuần hoàn:
3.1. Bán kính nguyên tử và ion: (r)
-

Trong cùng chu kỳ: Trái sang phải bán kính nguyên tử giảm, do Z tăng và n không
đổi. Ở các chu kỳ lớn không rõ ràng, do hiệu ứng chắn.
Trong nhóm chính: Trên xuống bán kính nguyên tử tăng do n tăng và hiệu ứng chắn
chiếm ưu thế so với Z tăng.
Phân nhóm phụ: Nguyên tố 1 đến nguyên tố 2 bán kính nguyên tử tăng, sau đó hầu
như không tăng.
3.2. Năng lượng ion hóa: (I)

-

Là năng lượng cần thiết bứt electron ra khỏi nguyên tử không bò kích thích để tạo ion
dương.
0
X  I  X  e
Năng lượng ion hóa càng nhỏ thì càng dễ nhường electron, do đó tính kim loạ i và khử
tăng.
- Tách ion càng về sau càng khó.
Ví dụ: Tách electron thứ hai cho ra X 2 có I 2  I1
- Z tăng và hiệu ứng xâm nhập tăng dẫn đến I tăng.
Hiệu ứng chắn tăng dẫn đến I giảm  Trong 1 chu kỳ từ trái sang phải I tăng, tính kim
loại giảm (Z tăng).
Từ trên xuống, phân nhóm chính I giảm.
Phân nhóm phụ I tăng (ít) do hiệu ứng xâm nhập tăng.
3.3. i lực electron (F)
Là năng lượng phát ra (hay thu vào) khi kết hợp một electron vào nguyên tử trung
hòa, tạo ion âm.
X0  e  X   F
Tính phi kim tăng  ái lực electron (F) tăng.
Trong chu kỳ: Trái sang phải F tăng.
Phân nhóm chính: Từ trên xuống F giảm.
3.4. Độ âm điện:
Cho biết khả năng một nguyên tử của một nguyên tố hút mật độ electron về phía mình
khi tạo liên kết với nguyên tử của một nguyên tố khác.
Độ âm điện theo Mulliken X  1 / 2(F  I)
X lớn thì sự hút electron lớn.


13

Theo Pauling E  E A  B  E AA .E BB  X A  X B 

2

Với X và E tính bằng eV.
- Trong chu kỳ: Trái sang phải X tăng.
- Trong nhóm: Từ trên xuống X giảm.
3.5. Số oxy 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.
Một số quy tắc xác đònh số oxy hóa của các nguyên tố:
- Số oxy hóa của nguyên tố tự do bằng 0.
- Số oxy hóa của mỗi ion một nguyên tử bằng điện tích của ion đó.
- Số oxy hóa của mỗi nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trò bằng điện tích của nguyên
tử đó khi xem cặp electron liện kết sẽ chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn
hơn. (Ví dụ NH 3 ).
- Số oxy hóa của kim loại kiềm luôn bằng +1, kiềm thổ +2.
2
- Số oxy hóa của Oxy bằng -2 (trừ F2 OvaO2  2va  1 )
- Số oxy hóa Hydro bằng +1 (trừ các hợp chất Hidrua của kim loại hoạt động bằng -1)
“Tổng số oxy hóa trong phân tử trung hòa của các nguyên tố bằng 0”
 Theo nguyên tắc này tính số oxy hóa của các nguyên tố.

CHƯƠNG IV

LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
1. Một số khái niệm cơ bản:
-

Bản chất liên kết: Có bản chất điện giữa các hạt nhân tích điện dương và electron tích
điện âm.
- Các electron thực hiện liên kết hóa học chủ yếu là các electron những phân lớp ngoài
cùng: ns, np, (n-1)d, (n-2)f, gọi là các electron hóa trò.
- Độ dài liên kết: Khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau.
(thường tính bằng A 0 )
- Góc hóa trò là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử
trung tâm với hạt nhân hai nguyên tử liên kết.
Ví dụ: H 2 O
104.5 0
H+

O-2
H+

- Năng lượng liên kết: (kcal (KJ)/mol) là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy lên kết.
- Độ bội liên kết: Là số mỗi liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử trong liên kết.
Ví dụ: C – C độ bội 1, C  C độ bội 3.


14

 Sau đây ta sẽ xét hai phương pháp khảo sát liên kết cộng hóa trò.

2. Phương pháp liên kết hóa trò: (L – H)
Còn gọi là phương pháp cặp electron của Hâyle-London.
Dựa trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành phân tử H 2 .
Ha

+

+
ra2

Hb

rb2

ra1

rb2
-

-

e1

e2
1

2

Khi H a , H b ở xa nhau thì    a . b
(1)
 : Hàm số sóng phân tử mô tả sự chuyển động của hai electron.
1

2

 a , b : Hàm sóng nguyên tử (giữa a và 1, giữa b và 2)
Khi H b , H a lại gần nhau thì ta có thêm lực hút giữa a  e 2 , b  e1 do đó cần bổ sung:
2

1

 '   a . b
 hàm sóng gần đúng là tổ hợp của (1) và (2), dạng:
1
2
2
1
 H2  C1 a  b  C 2 a  b
C1  C 2

Giải phương trình sóng Sơrôđingơ, ta có: C1  C 2

 Có hai hàm sóng đặc trưng cho chuyển động của hai electron.
1
2
2
1
Hàm số đối xứng
 S  CS  a  b  a  b


 C 

1

2

2




1

Hàm số bất đối xứng
A
A
a  b  a  b
 S ứng với trạng thái hai electron có spin ngược nhau.
 Ý nghóa của hàm sóng:
-

Hàm  S Tương ứng với trường hợp hai electron của H a , H b có spin ngược nhau, đến
gần nhau dẫn đến hút nhau tạo phân tử Hydro (có liên kết)
Hàm  A có hai electron spin giống nhau, tiến gần nhau dẫn đến đẩy nhau, tức không
tạo phân tử Hydro.
Đường cong thế năng của nguyên tử Hydro:


Ha

S





Hb

Ha




Hb


15

Một số điểm cơ bản của phương pháp L –H về liên kết cộng hóa trò:
+ Liên kết cộng hóa trò là liên kết hai electron hai tâm.
+ Liên kết cộng hóa trò hình thành do sự che phủ lẫn nhau giữa các ON hóa trò của các
nguyên tử tương tác.
+ Liên kết cộng hóa trò càng bền khi độ che phủ của các ON tương tác càng lớn. Độ che
phủ phụ thuộc kích thước, hình dạng các On và hướng che phủ của chúng.
 Liên kết cộng hóa trò có tính đònh hướng, bão hòa và phân cực.
Biểu diễn liên kết cộng hóa trò bằng hai chấm ( hay gạch ngang (-)
H:H hay H – H có một liên kết cộng hóa trò
N:::N hay N  N có ba liên kết cộng hóa trò
Ví dụ: Khảo sát sự tạo thành H 2 Se


1s1

Se





4s2

4p4





Lưu ý: ON s bao giờ cũng có dấu +
ON p có một đầu dương một đầu âm.
Các kiểu liên kết cộng hóa trò:
- Liên kết cộng hóa trò  tạo thành do sự che phủ giữa các ON xảy ra theo trục nối hai
hạt nhân nguyên tử. s – s, s – p, p – p, s – d, ….
Chú ý: Cùng dấu thì che phủ, khác dấu không che phủ.
- Liên kết cộng hóa trò  : Khi các ON tương tác che phủ với nhau về hai bên của trục
nối hai hạt nhân: p – p, p – d, d – d.
- Liên kết cộng hóa trò  xuất hiện khi 20N d nằm trong hai mặt phẳng song song che
phủ nhau theo cả 4 “cánh hoa”.
Xét ví dụ: Tạo thành phân tử N 2


16

Phân tử có một liên kết  , hai liên kết  .
Bậc liên kết:
Liên kết đơn bậc bằng 1, liên kết đôi bậc bằng 2, liên kết ba bậc bằng 3. Ngoài ra liên kết
còn có thể có giá trò lẻ.
2
Ví dụ: Bậc liên kết Cl – Cl là 1,12, của C – O trong CO 2 là 1,33….
Giải thích:
Do Cl có 7 electron ngoài, trong đó ba electron tham gia tạo một liên kết, còn lại là
2  4  8e tạo một liên kết  bậc lẻ là 1 : 8 = 0.12
Liên kết  di động (không đònh chỗ) hai electron, đa tâm.
Ví dụ:
Liên kết
F – F , O = O , NN
Bậc liên kết
1
2
3
0
Độ dài liên kết A
1.42
1.207
1.095
Năng lượng liên kết
151
493
940
(KJ/Kmol)
Bậc liên kết càng lớn thì độ dài liên kết càng giảm, E càng lớn.
Bậc liên kết lẻ do có một liên kết  và một liên kết  di động.
2
Ví dụ: CO 3 vàC 6 H 6

 

Các tính chất liên kết cộng hóa trò:
a. Tính bão hòa của liên kết cộng hóa trò:
Liên kết cộng hóa trò được hình thành theo hai cơ chế:
+ Cơ chế ghép đôi:
Liên kết cộng hóa trò được hình thành do sự góp chung hai electron hóa trò độc thân có
spin ngược nhau của hai nguyên tử tương tác, trong đó mỗi nguyên tử đưa ra một cho đến
số liên kết cộng hóa trò bằng số electron ghép đôi.
+ Cơ chế cho – nhận:
Sự hình thành cặp electron ghép đôi của liên kết cộng hóa trò chỉ do một trong hai nguyên
tử tương tác đưa ra, còn nguyên tử kia nhận lấy.
Cặp electron có sẵn của nguyên tố cho được gọi là cặp electron hóa trò tự do.
Ví dụ:
b. Tính đònh hướng của liên kết cộng hóa trò:


17

Theo lý thuyết thì liên kết
Nhưng thực nghiệm thì cho thấy
do đó chỉ đơn thuần xét sự che phủ của các ON tương
tác mà kết luận cấu hình không gian là không chính xác. Từ đó Paolinh và Xtâyle đã đưa
ra thuyết lai hóa.
Thuyết lai hóa:
- Các nguyên tử tương tác với nhau có thể không dùng những ON s, p, d, … thuần túy mà
dùng những ON “trộn lẫn” mới được tạo thành trong nội bộ nguyên tử để che phủ với
những ON khác. Hiện tượng này gọi là sự lai hóa các ON.
Ví dụ: Lai hóa sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d, sp 3 d 2 ....
Sp: lai hóa ON s vớimột ON p
- Các ON lai hóa có hình dạng và năng lượng hoàn toàn giống nhau, trong đó có bao
nhiêu ON tham gia lai hóa sẽ có bấy nhiêu ON lai hóa được tạo thành và phân bố đối
xứng trong không gian.
+ Điều kiện có lai hóa bền vững:
- Các ON tham gia lai hóa phải có năng lượng gần nhau.
- Mật độ electron của các ON phải đủ lớn.
- Mật độ che phủ của các ON càng tăng thì lai hóa càng bền.
+ Một số lai hóa đơn giản:
1. Lai hóa sp: Do sự tổ hợp một ON s với một ON p (của cùng một nguyên tử) Tạo ra hai
ON lai hóa sp phân bố đối xứng góc 180 0

2. Lai hóa sp 2 : Xảy ra giữa một ON s và hai ON p (cùng một nguyên tử) tạo ba ON lai
hóa sp 2 và góc là 120 0 .


18

3. Lai hóa sp3 : Xảy ra giữa một ON s và ba ON p tạo ra bốn ON lai hóa sp3 phân phối
đối xứng nhau trong không gian theo hướng đến bốn đỉnh một tứ diện đều  góc là
109 0 28' . Ví dụ: CCl 4 , CH 4 ... Ngoài ra còn các kiểu lai hóa khác phức tạp hơn.

Đặc biệt: Xuất hiện các giá trò góc 104 0 ,5 0 ,107 0 ,3 0 (gần với 109 0 28' ) hoặc 1180 (gần
120 0 ) ở CCl2 là do có mặt cặp electron hóa trò tự do trong nguyên tử trung tâm tạo nên
hiệu ứng đẩy.
Ví dụ:


Liên kết cộng hóa trò có cực, không cực và sự phân cực:
- Sự phân cực là do cặp electron hóa trò chuyển (bò hút) về nguyên tố có độ âm điện cao
hơn, làm cho nó bò phân cực âm, nguyên tố kia phân cực dương. Dần dần tiến đến giới
hạn liên kết ion, gọi là sự ion hóa (khi độ chênh lệch của độ âm điện giữa hai nguyên
tố lớn).
Tóm lại:
- Ưu điểm của phương pháp L _ H là giải thích được khả năng tạo liên kết, các đặc
trưng liên kết, giải trích được cấu trúc và tính chất của nhiều phân tử và nhất là có tính
chất rõ ràng dể hình dung.
- Nhược điểm: Chưa giải thích được hết các tính chất, như tính thuận từ, độ màu sắc, sự

tạo thành ion H 2


19

3. Phương pháp Ocbitan phân tử (OP)
-

Phương pháp này do hai nhà bác học Hund và Mulliken đưa ra. Khảo sát trường hợp

ion H 2 Thay vì phân tử H 2 . Trong trường hợp này hàm số sóng được xác đònh như
sau:
 H   C1 a  C 2 b
2

Giải phương trình sóng Sơrôđingơ trêncũng cho hai lời giải.
C1  C 2 và C1  C 2
Tức là ta có:
 s  C s  a   b  là hàm sóng biểu diễn các Ocbitan phân tử liên kết.

 A  C A  a   b  Là hàm biểu diễn các OP phản liên kết.
Đường biểu diễn các hàm số sóng  A , S  OP liên kết có năng lượng thấp hơn OP phản
liên kết.
e
ra

rb

+
Ha

+
Rab

Hb

 Một số luận điểm của phương pháp OP:
Phân tử là tổ hợp thống nhất của các hạt nhân nguyên tử và e, trong đó mỗi electron
chuyển động trong trường các hạt nhân và những e còn lại. Các hạt nhân và electron là
của chung phân tử nên có thể xem là “nguyên tử phức tạp”.
Trong phân tử trạng thái electron được đặc trưng bằng hàm số sóng phân tử  , tức là
bằng OP.
Các OP được tạo thành do sự tổ hợp tuyến tính (+ hoặc -) các ON (sự che phủ), số OP tạo
thành bằng số ON tham gia che phủ.
Sự tổ hợp tuyến tính + các ON  OP liên kết.
Sự tổ hợp tuyến tính – các ON  OP phản liên kết.
E OP lk  Exuấtphá t  E OP plk
Biểu diễn sự tạo thành các OP từ các ON.
Một số ví dụ tạo thành các OP từ các ON.


20

Điều kiện để các ON tổ hợp thành OP:
+ Cc ON phải gần nhau về năng lượng, phải che phủ nhau đáng kể và phải có đối xứng
giống nhau đối với đường liên kết trong phân tử.
+ Các electron trong phân tử sẽ phân bố trên các OP theo những quy luật giống như trên
các ON: Theo trật tự tăng dần năng lượng, trên mỗi OP tối đachỉ có hai electron, xếp sao
cho số electron độc thân nhiều nhất ….
- Liên kết trong phân tử được xác đònh bằng số electron liên kết không bò triệt tiêu bởi
electron phản liên kết (một electron phản liên kết triệt tiêu một electron liên kết).
sốe lk  sốe plk
Bậcliênkết 
2
Và liên kết có tên gọi của OP chứa e lk không bò triệt tiêu.
Khảo sát một số phân tử đơn giản bằng phương pháp OP:
1. Các phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử cùng loại của chu kỳ I:
plk
lk
Các OP tạo thành từ các ON 1s trong đó có 1 OP  1s có năng lượng cao hơn OP  1s .


21

2. Các phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử cùng loại của những nguyên tố chu kỳ II:
Ngoài ON 1s còn có 4 ON 2s, 2Px,y,z .
Do sự sai khác về năng lượng nên sự che phủ chỉ xảy ra giữa các ON s với nhau và P với
nhau. Tức là từ 10 ON tổ hợp tuyến tính  10 OP.
+ Khi mức năng lượng 2s và 2p cách xa nhau (đối với các nguyên tố cuối chu kỳ) 10 OP
phân bố theo chiều tăng dần năng lượng như sau.
lk
plk
lk
plk
lk
lk
lk
plk
plk
plk
 1s   1s   2s   2s   2 px   2 py   2 pz   2 py   2 pz   2 px
+ Đối với các nguyên tố đầu chu kỳ, năng lượng 2s và 2p gần nhau:
lk
plk
lk
plk
lk
lk
lk
plk
plk
plk
 1s   1s   2s   2s   2 py   2 pz   2 px   2 py   2 pz   2 px
Giản đồ năng lượng của hai trường hợp trên trình bày như sau:


Cụ thể ở đây B 2 (6e)C 2 (8e)N 2 (10e)N 2 (9e)O 2 (11e)O 2 (12e)F2 (14e)Ne 2 (16e) là các e hóa
trò.

 Nhận xét:
Tăng các electron hóa trò  tăng bậc liên kết và năng lượng liên kết, giảm chiều dài liên
kết trong dãy B2  C 2  N 2 , nhưng ngược lại trong dãy N 2  O 2  F2  Ne 2 là do sự tăng
electron liên kết hay electron phản liên kết (dãy sau). phân tử khí trơ số electron liên
kết bằng số electron phản liên kết nên các phân tử khí trơ không thể tồn tại ở điều kiện
bình thường.
Giải thích một số tính chất:
- Từ tính: Chất thuận từ khi phân tử có chứa electron độc thân (do từ trường electron tạo
ra cùng chiều với từ trường ngoài nên bò nam châm hút).
Chất có hai electron ghép đôi thì hai electron sinh ra từ trường ngược nhau (do spin ngược
nhau) dẫn đến triệt tiêu nhau và dẫn đến nghòch từ.


22

-

Màu sắc: Các electron khi bò kích thích sẽ chuyển từ OP này sang OP khác có năng
lượng cao hơn, sự chuyển này kèm theo sự hấp thụ năng lượng tương ứng với bước
sóng  (A 0 ) ứng với các tia đơn sắc  tạo màu.
Ví dụ: có màu tím khi electron chuyển từ  plk   plk ứng với   5200A 0 , tức vàng – lục
– tím.
Thường ta biểu diễn đơn giản:
lk 2
plk 2
lk 4
lk 2
N2 :   s
s
 y,z
x 


lk 2
plk 2
lk 2
lk 4
plk 4 
F2 :   s
s
x
 y,z
 y ,z


3. Các phân tử cầu tạo từ hai nguyên tử khác nhau:
Cũng giống trên, tuy nhiên do cách biệt năng lượng giữa các On s và p tăng lên nên ta
dùng trường hợp các nguyên tử cuối chu kỳ.
Bây giờ ta khảo sát sự phân bố electron trong phân tử có số electron hóa trò giống với
phân tử N 2 là CO (đầu chu kỳ). (CO, CN, CN  ) (cuối chu kỳ NO  , NO, NO  )
- Do cấu trúc sắp xếp 10e hóa trò CO giống N 2 C 4 , O 6 nên chúng có nhiều đặc trưng lý
hóa giống nhau.
4. Các phân tử nhiều nguyên tử:
Trong phương pháp L – H trên, ta đã khảo sát và đã biết rằng phân tử BeH 2 tạo thành do
sự che phủ của ON sp lai hóa góc 180 0 và các ON s của H.
CH 4 thì tạo thành do sự che phủ 4 On lai hóa sp 3 của C, tạo tứ diện đều, góc là 109 0 28' với
các ON s của H.
Sau đây ta xét sơ đồ cấu trúc electron của các phân tử BeH 2 vàCH 4 theo phương pháp OP.

    
    







lk

Từ giản đồ năng lượng ta thấy các liên kết Be – H tương ứng với hai cặp  x , s  vậy

  
    

lk 2
lk 2
công thức phân tử của BeH 2 có dạng:   s
x 


2
2
lk
lk
lk 2
lk 2
Công thức electron phân tử CH 4 :   s
x
y
z 


5. Các phân tử cộng hóa trò:
Là những phân tử được hình thành trên cơ sở liên kết cộng hóa trò.
Phân tử cộng hóa trò có cực và không cực:
Tùy thuộc vào sự phân bố mật độ electron đối xứng hay không đối xứng, tức là liên kết
tạo thành có cực hay không cực.
Ví dụ: Phân tử không cực: N 2 , O 2 , H 2 hay có cấu hình đối xứng
CO 2 , SO 2 , CS 2 , C 6 H 6 , CCl 4 ....

Phân tử có cực: HCl, HBr, HI, H 2 O, NH 3 ...
Lưỡng cực và moment lưỡng cực:
Ta xem phân tử có cực cũng như là một lưỡng cực điện, tức là hệ thống gồm hai điện tích
bằng nhau nhưng ngược dấu   và  moment lưỡng cực tính bởi:
  l 
l: Độ dài lưỡng cực.
 : Đo bằng D (Đơ bai)
 trong khoảng 0 đến 4 D





Quy ước:  có chiều từ cực dương đến cực âm.


23

 lưỡng cực bất đối xứng tính theo nguyên tắc cộng vectơ.
Lưỡng cực nhất thời:
Chỉ xuất hiện nhất thời ở một thời điểm nào đó (ví dụ trong phân tử Cl 2 ) là do tác dụng
nội.
Lưỡng cực cảm ứng:
Xuất hiện dưới tác dụng của điện trường ngoài, nó sẽ mất khi điện trường thôi tác dụng.

4. Liên kết ion:
4.1. Bản chất liên kết ion:
-

Là lực hút tónh điện giữa các ion trái dấu (lực Culong).
Khả năng tạo Cation: Phụ thuộc năng lượng ion hóa củqa nguyên tố. I bé thì khả năng
tạo cation lớn.
Khả năng tạo anion: Phụ thuộc áp lực electron của nguyên tố. E càng lớn thì khả năng
tạo anion càng lớn.
4.2. Đặc điểm liên kết ion:

-

-

Liên kết ion có hai tính chất đặc trưng trái ngược hẳn với liên kết cộng hóa trò là
không đònh hướng và không bảo hòa.
Do ion là quả cầu có điện trường đều nên nó hút các ion ngược dấu theo bất kỳ hướng
nào trong không gian. Đặc biệt trong tinh thể mỗi ion được bao quanh bằng các ion
đối dấu với lực liên kết hoàn toàn như nhau dẫn đến không có ion tuyệt đối.

Ví dụ: C s  F  94% liện kết ion, 6% liên kết cộng hóa trò.
4.3. Sự phân cực ion:

Là sự dòch chuyển các đám mây electron đối với hạt nhân của một ion dưới tác dụng của
một điện trường một ion khác.
- Ion có đám mây electron bò biến dạng gọi là ion bò phân cực.
- Ion có điện trường tác dụng gọi là ion phân cực.
Khả năng phân cực ion phụ thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình electron của
chúng: r càng tăng thì độ phân cực càng tăng.Do đó độ bò phân cực càng tăng theo chiề u
sau (dãy kiềm và halogen)
Li   Na   K   Rb   Cs 
F   Cl   Br   I 
Cấu hình khí trơ s 2 p 6 có độ bò phân cực nhỏ nhất, cấu hình s 2 , p 6 , d 10 bò phân cực lớn nhất.
Khả năng phân cực: Điện tích ion tăng thì độ phân cực tăng.
Kích thước tăng thì độ phân cực giảm.

 Độ phân cực Li  Na   K   Rb   Cs  .

5. Liên kết kim loại:
5.1. Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại:
Trên nút mạng là các ion dương (hoặc nguyên tử kim lạoi trung hòa tức thời), bên
trong mạng là các electron tự do (bứt khỏi nguyên tử kim loại) chuyển động hổn loạn trong


24

toàn bộ tinh thể. Do đó các liên kết tónh điện không ổn đònh cao độ, hay nói cách khác là liên
kết rất nhiều tâm vì khi electron liên kết đồng thời thộc về toàn bộ các nguyên tử trong tinh
thể.
5.2. Lý thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại (Blôc)
Cơ sở của lý thuyết này là thuyết OP áp dụng cho hệ khoảng 10 23 nguyên tử.
Theo thuyết OP thì hai nguyên tử tương tác nhau xảy ra sự che phủ tạo ra các OP liên
kết và phản liên kết. Tức là mỗi trạng thái năng lượng nguyên tử được tách thành hai trạng
thái năng lượng phân tử.
Vậy nếu có 3, 4, 5…nguyên tử tương tác với nhau thì mỗi trạng thái năng lượng nguyên
tử lại tách thành 3, 4, 5… trạng thái năng lượng phân tử.
Xét 1cm 3 tinh thể có 10 22  10 23 nguyên tử tương ứng với 10 23 mức năng lượng tở hợp
nhau tạo 10 23 OP. Các mức năng lượng trải đều nhau trong một giải năng lượng được xem
như liên tục.
Sơ đồ tách trạng thái năng lượng nguyên tử thành trạng thái năng lượng phân tử.
 MIỀN NĂNG LƯNG
Chiều rộng và vò trí của miền năng lượng được quyết đònh bởi giá trò của khoảng cách cân
bằng giữa các nguyên tử trong tinh thể chất rắn.
- Miền chứa các electron hóa trò gọi là miền hóa trò(1).
- Miền tự do nằm trên miền hóa trò gọi là miền dẫn (2).
- Miền xuất hiện giữa (1) và (2) (nếu có) là miền cấm (3).
 Cấu trúc kim loại, chất bán dẫn và chất cách điện:

6. Các loại liên kết yếu. (giữa các phân tử)
6.1. Liên kết Van der Waals:
- Bản chất cũng là tương tác tónh đóen, gồm ba thành phần tương tác sau:
+ Tương tác đònh hướng: Xuất hiện giữa các phân tử có cực. Tương tác tăng khi moment
lưỡng cực của các phân tử tăng và nhiệt độ giảm.
+ Tương tác cảm ứng: Phân tử không cực tiến đến gần phân tử phân cực mạnh và bò phân
cực tạm thời, tương tác với nhau.
+ Tương tác khuyếch tán: Xuất hiện giữa các phân tử có cực hoặc không cực bất kỳ, nhờ
lưỡng cực nhất thời.
 Lực liên kết Van der Walls yếu, dễ bò phá vỡ.
6.2. Liên kết Hydro:
-

Liên kết tạo thành giữa H đã tham gia liên kết trong phân tử này với nguyên tử có độ
âm điện mạnh trong phân tử khác ( Các nguyên tử có thể cùng loại hoặc khác loại).
Ví du: Cùng loại HF, H 2 O .Khác loại C 2 H 5 O 4 , H 2 O...
- Liên kết Hydro (E = 8  40KJ/mol) ảnh hưởng đến nhiều quá trình.
Ví dụ: Làm nhiệt độ sôi , nhiệt độ nóng chảy chất tăng cao.
Liện kết Hydro có thể hình thành nội phân tử (nhiều chức).
- Bản chất liên kết Hydro:
Là liên kết có tính chất ion.
Có tính cho, nhận. ( H  nhận cặp electron).


25

Thứ tự giảm dần liên kết Hydro: F, N, O…các halogen khác.
Chương V

NHIỆT HÓA HỌC VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT
CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC
1. Khái niệm về nhiệt động hóa học và nhiệt hóa học:
-

Nhiệt động học là sự nghiên cứu về sự chuyển biến tương hổ giữa các dạng năng
lượng khác nhau và nó dựa trên cơ sở hai nguyên lý sau:
Nguyên lý 1: (Tương tự đònh luật bảo toàn năng lượng)
Năng lượng không tự nhiên sinh ra hay mất đi mà nó chỉ chuyển từ dạng này sang dạng
khác.
Nguyên lý 2: Nhiệt chỉ chuyển từ nơi có nhiệt độ cao hơn đến nơi có nhiệt độ thấp.
- p dụng vào nhiệt động hóa học:
+ Nhiệt động hóa học nghiện cứu các quy luật về sự chuyển biến tương hổ giữa hóa năng
và các dạng năng lượng khác, về hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học, về điều kiện bền
vững của các hệ và các quy luật thay đổi của các quá trình hóa học.
+ Nhiệt hóa học chỉ nghiên cứu về hiệu ứng nhiệt, là lượng nhiệt phát ra hay thu vào trong
các quá trình hóa học.
Hiệu ứng nhiệt ký hiệu Q, đơn vò cal(J)/mol 1cal = 4.18J.

2. Một số khái niệm.
-

Hệ: Là một vật hay một nhóm vật thể được nhăn cách với môi trường xung quanh
bằng bề mặt tưởng tượng hay bề mặt vật lý.
Hệ cô lập là hệ không trao đổi nhiệt, năng lượng, chất với môi trường xung quanh.
Hệ kín (đóng): Không trao đổi chất mà có khả năng trao đổi năng lượng với môi
trường bên ngoài.
Hệ hở (mở): Có khả năng trao đổi chất, nhiệt, năng lượng với môi trường bên ngoài.
Hệ cân bằng: Là hệ có các thông số trạng thái xác đònh ở một điều kiện nào đó.
Hệ đồng thể: Là hệ chỉ có một pha (không có sự phân chia pha), hoặc không có bề
mặt phân chia.
Hệ dò thể: có hai pha trở lên hoặc có bề mặt phân chia.

3. Thông số và hàm số trạng thái:
Thông số trạng thái là các dữ kiện: t 0 , p, m, v, nhiệt dung C…
Phương trình trạng thái: Dùng biểu diễn tương quan tập hợp trạng thái của hệ ở một
điều kiện xác đònh.
Ví dụ: pv = nRT
- Các hàm số trạng thái chỉ phụ thuộc quá trình đầu và cuối, không phụ thuộc đường đi.
- Các hàm trạng thái: Nội năng (U), Enthalpy (H), Entropy (S), thế đẳng nhiệt, đẳng áp
Các quá trình:
Khi hệ chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác: thực hiện một quá trình.
- Quá trình T – N: Xảy ra theo hai chiều ngược nhau và tương đối chậm, quá trình đạt
đến cân bằng động.
-


Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×