Tải bản đầy đủ

bài giảng hóa đại cương

NỘI DUNG

CHƯƠNG 6:
NĂNG LƯỢNG VÀ
PHẢN ỨNG HÓA
HỌC

6.1. Các nguyên lý cơ bản
6.2. Nhiệt dung riêng
6.3. Năng lượng và sự biến đổi trạng thái
6.4. Nguyên lý I nhiệt động học
6.5. Biến thiên entanpi của phản ứng hoá học
6.6. Phép đo nhiệt lượng
6.7. Định luật Hess
6.8. Entanpi sinh chuẩn của một hợp chất
6.9. Nhiệt hóa học và chiều hướng của phản ứng
2

6.1. Các nguyên lý cơ bản
Năng lượng là khả năng làm thay đổi trạng thái
hoặc thực hiện công lên một hệ vật chất.

Năng lượng được chia làm 2 dạng:
Động năng

Thế năng

3

6.1. Các nguyên lý cơ bản
Định luật bảo toàn năng lượng:
Năng lượng không tự nhiên sinh ra, không tự nhiên mất
đi mà chỉ chuyển từ dạng này sang dạng khác.
Tổng năng lượng trong toàn vũ trụ luôn luôn là một hằng
số.
Ví dụ: Sự chuyển hóa
thế năng thành nhiệt và
cơ năng.

4

6.1. Các nguyên lý cơ bản
Nhiệt độ và nhiệt lượng
Nhiệt độ: Thang đo, đặc trưng cho tính chất “nóng”,
“lạnh” của vật chất. Đơn vị: Kelvin (K), độ C (oC), độ F
o
( F). T (K) = t (0C) + 273
Nhiệt lượng: Năng lượng dự trữ trong vật, hệ và môi
trường. Đơn vị: J, kJ, cal, J/mol, kJ/mol, …
Hướng truyền nhiệt
Nhiệt luôn truyền từ vật nóng hơn sang vật lạnh hơn.
Quá trình thu nhiệt Q>0, quá trình tỏa nhiệt Q<0.
Đơn vị năng lượng
J, kJ, cal, J/mol, kJ/mol, …

Định luật bảo toàn
5

6

1



6.2. Nhiệt dung riêng

6.2. Nhiệt dung riêng

Khái niệm: Là lượng nhiệt cần cung cấp để tăng
nhiệt độ của 1 gam chất lên 1K
Biểu thức:

C=

Q
⇔ Q = C .m.∆T
m.∆T

C - Nhiệt dung riêng
m - khối lượng chất (g)
∆T - Biến thiên nhiệt độ (K). ∆T = Tcuối - Tđầu
Q - Nhiệt trao đổi (J)

Chú ý:
∆T và Q cùng dấu
Nhiệt dung riêng (J/g.K), nhiệt dung mol (J/mol.K)

Hướng truyền nhiệt
∆T > 0
Q > 0 : Quá trình thu nhiệt
∆T < 0
Q < 0 : Quá trình tỏa nhiệt
Sự truyền nhiệt
Tổng nhiệt trao đổi trong hệ bằng 0
Q1 + Q2 + Q3 + … = 0
(6.3)
Ví d : Nung nóng một miếng sắt có khối lượng 400,0 gam
sau đó thả vào một bình chứa 1000,0 gam nước. Nhiệt độ
ban đầu của nước là 20,0oC, nhiệt độ tại thời điểm cân bằng
là 32,8oC. Hãy tính nhiệt độ ban đầu của sắt? Biết nhiệt dung
riêng của Fe là 0,449 J/g.K, của nước là 4,184 J/g.K

7

8

6.3. Năng lượng và sự biến đổi trạng thái

6.3. Năng lượng và sự biến đổi trạng thái

Quá trình biến đổi trạng thái:
Rắn
Lỏng

Hơi

T = Const

(Nóng chảy, đông đặc) (Bay hơi, ngưng tụ)

Nhiệt biến đổi trạng thái:
Nhiệt bay hơi, nhiệt nóng chảy (∆H > 0 – Quá trình
thu nhiệt)
Nhiệt ngưng tụ, nhiệt đông đặc (∆H < 0 – Quá trình
tỏa nhiệt)
Ví dụ: Với nước – H2O
∆Hbay hơi = 2256 J/g (∆Hngưng tụ = -2256 J/g)
∆Hnóng chảy = 333 J/g (∆Hđông đặc = -333 J/g)
9

6.4. Nguyên lý I nhiệt động học

10

6.4. Nguyên lý I nhiệt động học

Biểu thức: ∆U = Q + W
(6.4)
Q – Nhiệt lượng trao đổi
W – Công
∆U – Biến thiên năng lượng
U: Nội năng (Tổng thế năng và động năng trong
hệ)
Trong điều kiện đẳng áp, công W = -P × ∆V (6.5)

11

12

2


6.4. Nguyên lý I nhiệt động học
Entanpi (H) và biến thiên entanpi (∆H)
Khái niệm: Là nhiệt lượng của vật chất hoặc quá trình
ở áp suất không đổi.
Biểu thức tính biến thiên entanpi ∆H:
∆H = Hcuối – Hđầu
∆H = ∆U - W
Đơn vị đo: J, cal, J/mol, cal/mol
Dấu ∆H: Hệ tỏa nhiệt ∆H < 0
Hệ thu nhiệt ∆H > 0

13

6.5. Biến thiên entanpi của phản
ứng hoá học
Các phản ứng hóa học thường đi kèm với quá trình
trao đổi nhiệt với môi trường.
Lưu ý khi tính ∆H:
Phụ thuộc vào số mol chất tham gia, chất tạo thành và
trạng thái tồn tại (rắn, lỏng, khí) của các chất.
Phản ứng nghịch thì ∆H mang giá trị tương đương
nhưng ngược dấu phản ứng thuận.
Phụ thuộc vào hệ số tỉ lượng các chất trong phản ứng.
Ví dụ:
H2(k) + ½ O2(k)
H2O(k)
∆H1 = - 241,8 kJ
Tính nhiệt lượng của quá trình tạo ra 9g H2O?
15

6.6. Phép đo nhiệt lượng
Khi V không đổi
Đo ∆U
Dụng cụ: Bom nhiệt lượng
Cách tính:
Qpư + Qnước + Qbom = 0
Qnước = C.m.∆T, Qbom = Cbom. ∆T
Ví dụ:
Cho 1,0 gam đường saccarozơ
vào một bom nhiệt lượng và đốt.
Nhiệt độ của 1,5 kg nước trong dụng
cụ đo tăng từ 25,0oC tới 27,32oC.
Nhiệt dung của bom là 837 J/K.
a) Tính nhiệt toả ra trên 1 gam saccarozơ?
b) Tính nhiệt toả ra trên 1 mol saccarozơ?
17

6.4. Nguyên lý I nhiệt động học
Hàm trạng thái
Khái niệm: Một đại lượng đặc trưng cho hệ, sự biến
thiên chỉ phụ thuộc trang thái đầu và trạng thái cuối chứ
không phụ thuộc quá trình biến đổi.
Một số hàm trạng thái:
Nội năng U, năng lượng tự do G, entanpi H, entropi S, …

14

6.6. Phép đo nhiệt lượng
Khi P không đổi
Đo ∆H
Dụng cụ: Nhiệt lượng kế cốc café
Cách tính:
Qpư + Qdd = 0
Qdd = C.m.∆T
Ví dụ:
Đặt một miếng kim loại Mg có khối
lượng 0,5 gam vào một nhiệt lượng kế
cốc cafe, sau đó thêm vào 100,0 ml dd
HCl 1,0M. Phản ứng xảy ra:
Mg(r) + 2HCl(dd) → H2(k) + MgCl2(dd)
Nhiệt độ dung dịch tăng từ 22,2oC tới 44,8oC. Tính ∆H của phản
ứng trên 1 mol Mg? (Biết Cdd = 4,20 J/g.K và Ddd = 1,0 g/ml)
16

6.7. Định luật Hess
Nội dung: Nếu một phản ứng hóa học là tổng của hai
hay nhiều phản ứng khác, thì ∆H của phản ứng tổng
được tính bằng tổng các giá trị ∆H của tất cả các phản
ứng cộng lại.
Ý nghĩa: Giúp ta tính được nhiệt lượng của các phản
ứng khó xảy ra trong thực tế.
Nguyên tắc tính: Xem “Chú ý – trang 286”
Phương pháp đại số:

18

3


6.7. Định luật Hess
Phương pháp đồ thị:

6.8. Entanpi sinh chuẩn của một
hợp chất
Khái niệm: Là biến thiên entanpi của phản ứng hình
thành 1 mol hợp chất từ các nguyên tố ban đầu ở trạng
thái chuẩn.
Kí hiệu: ∆Hos hoặc ∆Ho298,s
Chú ý:
∆Hos của các nguyên tố (đơn chất) bằng 0
∆Hos trong dung dịch được tính cho dung dịch có nồng
độ 1M cộng với nhiệt hòa tan
Hầu hết ∆Hos đều mang dấu âm
Có thể dùng ∆Hos để so sánh độ bền nhiệt của các chất
cùng nhóm, ∆Hos càng âm thì hợp chất càng bền nhiệt.

19

6.8. Entanpi sinh chuẩn của một
hợp chất

20

6.9. Nhiệt hóa học và chiều hướng
của phản ứng

Biến thiên entanpi của phản ứng hóa học
Xét phản ứng aA + bB
cC + dD
∆Hopu = [c.∆Hos(C) + d.∆Hos(D)] – [a.∆Hos(A) + b.∆Hos(B)]
Tổng quát: ∆Hopu = Σ n.∆Hos(sản phẩm) – Σ m.∆Hos(tác chất)
(Với n, m là các hệ số tỉ lượng trong phản ứng)
Ví dụ: Nitroglixerin là một loại thuốc nổ, khi nổ phân huỷ thành
4 loại khí khác nhau theo phương trình sau:
2C3H5(NO3)3(l) → N2(k) + ½ O2(k) + 6CO2(k) + 5H2O(k)
Hãy tính biến thiên entanpi khi cho nổ 10 gam nitroglixerin,
biết entanpi sinh chuẩn của nitroglixerin là –364 kJ/mol, của
H2O là -241,83 kJ/mol và của CO2 là -393,51 kJ/mol.
21

22

Tổng kết
1. Bài toán trao đổi nhiệt, nhiệt chuyển
trạng thái
2. Phép đo nhiệt lượng
3. Định luật Hess
4. Entanpi sinh chuẩn ∆Hos
Bài tập: 11; 15; (23); 25; (28); 29; 33;
(37); 39; 43; 45; 53; 79; (81); (85);
91; 93.

23

4


NỘI DUNG

CHƯƠNG 7:
CẤU TẠO NGUYÊN
TỬ

7.1. Bức xạ điện từ
7.2. Năng lượng và photon
7.3. Mô hình nguyên tử Bohr
7.4. Tính chất sóng của electron
7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về nguyên tử
7.6. Hình dạng của obitan nguyên tử

1

7.1. Bức xạ điện từ

2

7.1. Bức xạ điện từ

Các khái niệm:

Sóng dừng:

Bước sóng (λ) là khoảng cách giữa hai đỉnh sóng (cao
nhất hoặc thấp nhất) liên tiếp.
Đơn vị đo: m, mm (10-3m), µm (10-6m), nm (10-9m), …
Tần số sóng (ν, f) là số dao động của sóng tại một điểm
cho trước trong một đơn vị thời gian.
Đơn vị đo: Hz (s-1), MHz (106Hz), GHz (109Hz), …
Tốc độ sóng là khoảng cách lan truyền sóng trong một
đơn vị thời gian.
Đơn vị đo: (m.s-1)
Tốc độ sóng (m.s-1) = λ(m) × f(s-1)
Với bức xạ điện từ: c = λ × f

Khái niệm: Là sóng có các bụng và các nút cố định trong
không gian.
Đặc điểm: Có trên 2 nút, khoảng cách giữa 2 điểm nút liên
tiếp luôn luôn là λ/2, có thể có những bước sóng xác định.

3

4

7.1. Bức xạ điện từ

7.2. Năng lượng và photon

Phổ điện từ và phổ khả kiến

Thuyết Planck: “Bức xạ điện từ được hấp thụ hoặc phát
xạ dưới dạng những lượng gián đoạn gọi là lượng tử
năng lượng”
Phương trình Planck: E = h.f (= h.c/λ)
Với:

E: Năng lượng (J)
f: Tần số (s-1)
h: Hằng số Planck (6,6260693.10-34 J.s)

Ý nghĩa của thuyết Planck: Giải quyết được vấn đề
“khủng hoảng tử ngoại” mà thuyết Maxwell chưa giải
thích được.

5

6

1


7.2. Năng lượng và photon

7.3. Mô hình nguyên tử Bohr

Khái niệm hiệu ứng quang điện: Là hiện tượng các hạt
electron bắn ra khỏi bề mặt kim loại khi có ánh sáng chiếu
vào.
Điều kiện để xảy ra hiệu ứng quang điện: Các hạt photon có
năng lượng đủ lớn (tần số ánh sáng đủ lớn) để tách các
electron ra bề mặt kim loại.
Hệ quả: Ánh sáng có tính chất lưỡng tính sóng – hạt

Quang phổ liên tục, quang phổ vạch phát xạ và quang
phổ vạch hấp thụ

7

7.3. Mô hình nguyên tử Bohr

8

7.3. Mô hình nguyên tử Bohr

Mô hình nguyên tử Bohr
Electron chuyển động trên những quỹ đạo
nhất định, trên đó năng lượng của e không
đổi.
Công thức Bohr:

En = −

Rhc
n2

n: Số lượng tử chính (1; 2; 3; …)
R: Hằng số Rydberg (1,0974.107 m-1)
h: Hằng số Planck
c: Vận tốc ánh sáng

Đơn vị của E: J/nguyên tử, kJ/mol
VD: Tính năng lượng tại các mức n = 1 và n = 2 của
nguyên tử H theo J/nguyên tử và kJ/mol?

9

7.3. Mô hình nguyên tử Bohr

7.3. Mô hình nguyên tử Bohr

Thuyết Bohr và
quang phổ vạch

Công thức Rydberg: Tính bước sóng trong dãy
Balme (vùng khả kiến) của phổ phát xạ của nguyên
tử Hidro

Khi e nhảy từ mức
thấp lên mức cao: Hấp
thụ năng lượng (∆E > 0)
Khi e nhảy từ mức
cao về mức thấp: Phát
xạ năng lượng (∆E < 0)
Biểu thức:

1 1
= R. 2 − 2 
λ
2 n 
1

1
1
− 2 )
2
nsau ntruoc

Với Rhc = 2,179.10-18 J/nguyên tử hay 1312 kJ/mol)

n: Số nguyên (>2)
R: Hằng số Rydberg (1,0974.107 m-1)

VD: Tính bước sóng của vạch phổ trong phổ phát
xạ của nguyên tử H khi electron chuyển từ mức n =
4 về n = 2. Cho R = 1,097.107m-1.

∆E = Esau − Etruoc
= − Rhc(

10

A. λ = 182 nm
C. λ = 121 nm
11

B. λ = 486 nm
D. λ = 97 nm
12

2


7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về
nguyên tử

7.4. Tính chất sóng của electron
Mọi hạt vật chất (khác ánh sáng) đều có tính chất lưỡng
tính sóng – hạt.
Công thức của Louis Victor de Broglie:

h
λ=
mv

Nguyên lý bất định Heisenberg:

m: Khối lượng (kg)

“Không thể xác định được chính xác đồng thời cả tọa độ và
năng lượng của electron trong nguyên tử ”
Biểu thức: ∆x .∆p > h
Ý nghĩa: Độ bất định của electron trong nguyên tử ứng
với mỗi mức năng lượng xác định.

h: Hằng số Planck

Mô hình nguyên tử theo Schrödinger:

λ: Bước sóng (m)

v: Vận tốc (m/s)
“Mọi hạt vật chất khối lượng m chuyển động với tốc độ v sẽ
có bước sóng λ”

VD: Tính bước sóng của hạt notron có m = 1,675.10-24 g
và động năng Eđ = 6,21.10-21 J

Coi electron chuyển động theo dạng sóng dừng, mô tả
bằng hàm sóng Ψ.
Ý nghĩa của hàm sóng Ψ: Liên quan đến En của electron
Hàm mật độ xác suất Ψ2: Khả năng tìm thấy electron
trong một vùng không gian cho trước.

13

7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về
nguyên tử

14

7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về
nguyên tử

Hệ quả: Obitan nguyên tử là khoảng không gian có xác
suất tìm được electron có cùng mức năng lượng cao
nhất.
Bộ các số lượng tử:
Số lượng tử chính n: (1,2,3…n), đặc trưng cho kích
thước của obitan
Số lượng tử phụ ℓ (số lượng tử xung lượng): (0, 1, 2,
….(n-1)), đặc trưng cho hình dạng của obitan

Số lượng tử chính n; n = 1, 2, 3, …, ∞
Là thừa số đầu tiên trong quá trình xác định năng
lượng electron:
En = - Rhc/n2
n tăng→ En tăng và các mức năng lượng càng gần
với nhau
Các electron có cùng giá trị n thuộc cùng 1 lớp: K, L,
M, N…

Số lượng tử từ mℓ: (-ℓ, -(ℓ-1),…0…(ℓ-1), ℓ), đặc trưng
cho định hướng của obitan trong không gian.
15

7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về
nguyên tử

7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về
nguyên tử
Số lượng tử từ mℓ, mℓ = 0, ±1, ±2,…, ±ℓ

Số lượng tử xung lượng ℓ, ℓ = 0,1, 2,…, n-1

mℓ cho biết cách định hướng của obitan
Mỗi phân lớp (ℓ) có (2ℓ+1) obitan có định hướng khác
nhau, nhưng có năng lượng bằng nhau

Giá trị của số ℓ tương ứng với kí hiệu phân lớp:

Cách khai triển một bộ số lượng tử để xác định obitan
tương ứng và ngược lại:

Giá trị của số ℓ tuân theo giá trị của n:
o

Lớp n = 1 → ℓ = 0 → obitan: 1s

o

Lớp n = 2 → ℓ = 0, 1 → obitan: 2s, 2p

o

Lớp n = 3 → ℓ = 0, 1, 2 → obitan: 3s, 3p, 3d

16

17

18

3


7.5. Quan điểm cơ học lượng tử về
nguyên tử
Kí hiệu orbital

7.6. Hình dạng obitan nguyên tử

Số orbital
tối đa (n2)

n



mℓ

1

0

0

1

2

0
1

0
-1,0,1

4

3

0
1
2

0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2

9

1 orbital đặc trưng bởi bộ 3 số lượng tử (n, ℓ, mℓ)
19

20

TỔNG KẾT
Công thức tính bước sóng, tần số và năng lượng.
Mô hình nguyên tử Bohr, công thức Rydberg, công
thức Bohr, ứng dụng mô hình Bohr giải thích quang
phổ vạch của Hidro.
Công thức de Broglie.
Obitan và bộ 3 số lượng tử.

Bài tập: 7, 11, 17, 25, 27, 33, (34, 35, 36), 37,
55, 61, 65
21

4


NỘI DUNG

CHƯƠNG 8:
CẤU HÌNH ELECTRON
NGUYÊN TỬ VÀ TÍNH TUẦN
HOÀN HÓA HỌC

8.1. Spin electron
8.2. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
8.3. Sự phân bố electron vào obitan
8.4. Cấu hình electron nguyên tử, ion
8.5. Định luật tuần hoàn

2

8.1. Spin electron

8.1. Spin electron

Spin electron: Là chuyển động tự quay của electron
quanh trục.
Số lượng tử từ spin electron ms: Là số lượng tử thứ 4,
mô tả chuyển động nội tại của electron.
ms chỉ có 2 giá trị: +½ (↑) hoặc -½ (↓) tương ứng với
chiều quay cùng chiều hoặc ngược chiều từ trường.
Spin electron có liên quan đến từ tính của vật.
Bộ số lượng tử đầy đủ mô tả 1 electron trong nguyên tử
là (n, ℓ, mℓ, ms).
Câu hỏi: Bộ số (3, 1, -1, +½) mô tả electron nào?

Tính thuận từ: Các chất bị hút về phía từ trường (nguyên
tử hoặc ion có các electron độc thân)
Tính nghịch từ: Các chất bị đẩy bởi từ trường (nguyên
tử hoặc ion không có các electron độc thân)

3

8.2. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
Nội dung: Trong 1 nguyên tử không thể có 2 electron
cùng bộ (n, ℓ, mℓ, ms) như nhau.
Hệ quả: Có tối đa 2 electron trong 1 obitan nguyên tử.
Câu hỏi:
Số electron tối đa ở mỗi obitan (mℓ ), mỗi phân lớp (ℓ) và
mỗi lớp (n) là bao nhiêu?
Với cấu hình electron sau đây, hãy chỉ ra bộ số lượng tử
tương ứng với các electron?

4

8.3. Sự phân bố electron vào obitan
Nội dung nguyên lý Aufbau (quy tắc (n+ℓ)):
Electron được xếp vào các phân lớp theo chiều tăng dần
của giá trị (n+ℓ).
Trường hợp giá trị (n+ℓ) bằng nhau, thì ưu tiên phân bố
vào giá trị nào có n nhỏ hơn trước.

Hệ quả: Đưa ra thứ tự năng lượng của các phân lớp
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p …
Cùng (n+ℓ)=3
2p trước

5

4s có (n+ℓ)=4
3d có (n+ℓ)=5
4p có (n+ℓ)=5
3d trước 4p 6

1


8.3. Sự phân bố electron vào obitan

8.4. Cấu hình electron nguyên tử, ion
Khái niệm: Sự sắp xếp các electron vào các obitan trong
nguyên tử.

Ý nghĩa: Xác định vị trí nguyên tố
2 cách biểu diễn:

Tính chất

Ký hiệu spdf: nℓa
Ký hiệu obitan (ô lượng tử): Điền electron vào các ô trống

Viết cấu hình electron tuân theo 3 quy tắc:
Nguyên lý ngoại trừ Pauli
Nguyên lý Aufbau
Quy tắc Hund (quy tắc độ bội cực đại): Tổng các electron
độc thân là lớn nhất và có spin cùng hướng.

Ứng dụng quy tắc Hund: Đưa ra tính thuận từ, nghịch từ
của nguyên tử, ion, phân tử.
7

8

8.4. Cấu hình electron nguyên tử, ion

8.4. Cấu hình electron nguyên tử, ion
Electron lõi và electron hóa trị

Chú ý khi viết cấu hình electron:

Nguyên tố phân nhóm chính:

Viết theo năng lượng trước, sau đó đưa các phân lớp
về đúng vị trí của lớp.
d9,

Trường hợp xuất hiện phân lớp
hiện tượng giả bão hòa. Vd: 3d9 4s2

f13

→d10,

f14

S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
e lõi



3d10 4s1

Ký hiệu khí hiếm: [Ne] 3s2 3p4

e hóa trị

Nguyên tố phân nhóm phụ:
Ce (Z = 58): 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 4f1 5d1 6s2

Nếu xuất hiện phân lớp d4, f6 →d5, f7 → hiện tượng
giả bán bão hòa.

e lõi

Cấu hình electron của ion dương (hoặc ion âm) được
viết căn cứ vào tổng số electron thực tế của ion.

e hóa trị

Ký hiệu khí hiếm: [Xe] 4f1 5d1 6s2

Vị trí các nguyên tố phân nhóm chính:

Với các nguyên tử có lớp ngoài cùng là (n-1)dx nsy thì
khi hình thành ion dương sẽ mất các electron ở phân
lớp ns trước.

Số chu kỳ: Số lớp electron
Số nhóm: Số electron hóa trị

9

10

8.4. Cấu hình electron nguyên tử, ion
Câu hỏi: Hãy viết cấu hình electron, cho biết electron
hóa trị và tính thuận từ, nghịch từ của các nguyên tử
sau: A (Z=15); B (Z=24)?
Câu hỏi: Hãy viết cấu hình electron, cho biết electron
hóa trị và tính thuận từ, nghịch từ của ion A2- và B3+ biết:
A (Z=16); B (Z=27)?
Cấu hình electron của nguyên tử nào sau đây có 2
electron độc thân ?

Bộ số lượng tử nào sau đây là đúng?
n = 2, ℓ = 1, mℓ = - 2, ms = -1/2
n= 4, ℓ = 4, mℓ = +1, ms = -1/2
• C. n = 1, ℓ = 0, mℓ = 0, ms = 1
• D. n = 3, ℓ = 2, mℓ = + 1, ms = - ½


A.



B.

Ion M5+ có phân lớp ngoài cùng là 3d4. Cấu hình
electron nào sau đây là của nguyên tử M?

A. 1s22s22p63s23p63d64s2

A.

B. 1s22s22p63s23p63d54s2

C.

[Ar] 4s23d9
[Ar] 3d74s2

B.
D.

[Ar] 3d9
[Ar] 4s23d7

C. 1s22s22p63s23p64s2
D. 1s22s22p63s23p63d84s2

11

12

2


8.5. Định luật tuần hoàn

8.5. Định luật tuần hoàn
Bán kính nguyên tử và ion
Khái niệm: Bán kính nguyên tử là nửa khoảng cách giữa
hai nguyên tử gần nhau nhất trong đơn chất.
Bán kính nguyên tử còn phụ thuộc kiểu lai hoá, kiểu mạng
tinh thể.
Khái niệm bán kính ion cũng tương tự bán kính nguyên tử,
người ta coi tổng bán kính cation và anion bằng khoảng
cách gần nhất giữa cation và anion trong tinh thể ion.

Quy luật biến thiên
Tăng dần từ trên xuống dưới theo phân nhóm chính.
Giảm dần từ trái qua phải trong cùng chu kì.
13

8.5. Định luật tuần hoàn
Đặc điểm bán kính ion:
• Cation được hình thành do nguyên tử mất electron,
vì vậy bán kính cation < bán kính nguyên tử
• Anion được hình thành do nguyên tử nhận thêm
electron, vì vậy bán kính anion > bán kính nguyên tử

14

8.5. Định luật tuần hoàn
Bài toán so sánh bán kính nguyên tử, ion
Cùng điện tích hạt nhân: Càng nhiều electron thì bán kính
càng lớn.
Cùng số electron: Điện tích hạt nhân càng lớn thì bán kính
càng nhỏ.
Ví dụ: Sắp xếp các ion Na+, Mg2+, F- và O2- theo chiều bán
kính tăng dần. Chọn đáp án đúng?
a. O2- < F- < Na+ < Mg2+
b. F- < Mg2+ < O2- < Na+
c. Na+ < Mg2+ < F- < O2d. Mg2+ < Na+ < F- < O2-

15

8.5. Định luật tuần hoàn
Năng lượng ion hóa
Khái niệm: Là năng lượng cần thiết để tách một electron
ra khỏi nguyên tử ở pha khí ở trạng thái cơ bản.
Kí hiệu: IE (>0)
Đơn vị đo: kJ/mol

Chú ý:
Tính kim loại của nguyên tử càng lớn thì IE càng nhỏ.
Một nguyên tử trung hòa, tách lần lượt các electron thứ 1,
2, 3 thì giá trị năng lượng ion hóa thứ 1, thứ 2, thứ 3 sẽ
tăng dần.
Năng lượng tách electron hóa trị nhỏ hơn rất nhiều so với
electron lõi.

Quy luật biến thiên
Giảm dần từ trên xuống dưới theo phân nhóm chính.
Tăng dần từ trái qua phải trong cùng chu kì.
17

16

8.5. Định luật tuần hoàn
Ái lực electron
Khái niệm: Là năng lượng của quá trình nhận thêm một
electron của nguyên tử ở pha khí ở trạng thái cơ bản.
Kí hiệu: EA (<0)
Đơn vị đo: kJ/mol

Chú ý:
Khả năng hút electron của nguyên tử càng lớn (tính phi
kim càng lớn) thì EA càng âm.
Một nguyên tử trung hòa, nhận lần lượt các electron thứ 1,
2, 3 thì |EA| thứ 1, thứ 2, thứ 3 sẽ giảm dần.

Quy luật biến thiên (của |EA|)
Giảm dần từ trên xuống dưới theo phân nhóm chính.
Tăng dần từ trái qua phải trong cùng chu kì.
18

3


8.5. Định luật tuần hoàn
Quy luật biến thiên các tính chất

NỘI DUNG CẦN NẮM
Bộ 4 số lượng tử (n; ℓ; mℓ; ms)
Cấu hình electron của nguyên tử và ion, tính
thuận từ, nghịch từ.
Sự biến thiên tuần hoàn các tính chất

Ví dụ: So sánh ba nguyên tố: Al, P và F theo các tính
chất sau:
a) Thứ tự tăng dần bán kính nguyên tử.
b) Nguyên tố nào có năng lượng ion hóa lớn nhất?
c) Nguyên tố nào có ái lực electron âm nhất?
19

BÀI TẬP: 3, 13, 15, 17, (18), 19, (20), 25, 27,
29, 31, 33, (41), 47, 51, (52), 53, 63
20

4


CHƯƠNG 9:
LIÊN KẾT VÀ CẤU TRÚC
PHÂN TỬ:
NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN

NỘI DUNG
9.1. Electron hóa trị
9.2. Sự tạo thành liên kết hóa học
9.3. Liên kết ion
9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis
9.5. Hình dạng phân tử
9.6. Sự phân bố điện tích trong liên kết cộng
hóa trị và phân tử
9.7. Sự phân cực phân tử
9.8. Các đặc trưng cơ bản của liên kết
2

9.1. Electron hóa trị

9.2. Sự tạo thành liên kết hóa học

Electron hóa trị: Tham gia vào quá trình hóa học, quyết định
tính chất của nguyên tố.
Electron lõi: Không tham gia vào quá trình hóa học.
Cấu trúc chấm Lewis:

Lưu ý khi viết cấu trúc Lewis:
Điền electron lần lượt xung quanh nguyên tố theo 4
hướng, sau đó tiếp tục (tối đa 4 cặp electron – quy tắc bát
tử)
Các nguyên tố phân nhóm phụ có thể gặp trường hợp
ngoại lệ.
Xu hướng chung của các nguyên tố tham gia phản ứng
hóa học là đạt được cấu hình electron của khí hiếm (8
electron hóa trị - trừ He)

Khái niệm: Là lực hút giữ cho các nguyên tử gắn liền với
nhau trong phân tử hoặc tinh thể.
Phân loại:
Liên kết ion: Các electron hóa trị tham gia liên kết chuyển
hẳn qua nguyên tử khác.

Liên kết cộng hóa trị: Các electron hóa trị tham gia liên kết
được dùng chung giữa các nguyên tử.

3

9.3. Liên kết ion

4

9.3. Liên kết ion

Khái niệm: Là liên kết hóa học có bản chất lực hút tĩnh
điện giữa 2 ion mang điện tích trái dấu.
Sự hình thành:

5

Đặc điểm liên kết ion:
Thường là liên kết giữa các nguyên tử nguyên tố phi kim
với các nguyên tử nguyên tố kim loại.
Điện tích ion tham gia liên kết càng lớn thì lực hút càng
mạnh, liên kết càng bền vững.
Kích thước của ion, hay khoảng cách giữa các ion trái dấu
càng lớn thì lực hút giữa các ion đó càng giảm, càng kém
bền.
Năng lượng mạng tinh thể hợp chất ion phụ thuộc vào:
Quá trình ion hóa nguyên tử kim loại, thể hiện bằng năng
lượng ion hóa IE (>0).
Quá trình nhận thêm electron của nguyên tử phi kim, thể
hiện bằng ái lực electron EA (<0).
Quá trình tạo liên kết ion dựa trên tương tác tĩnh điện từ
các ion thể khí, thể hiện bằng Ecặp ion (<0)
6

1


9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis
Khái niệm: Là liên kết được hình thành giữa các
nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng
chung.
Sự hình thành: Các nguyên tử góp một hoặc vài
electron dùng chung để các lớp vỏ của các nguyên tử
tham gia liên kết đều có 8 electron hóa trị (quy tắc bát
tử)

9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis
Đặc điểm liên kết cộng hóa trị:
Thường là liên kết giữa các nguyên tử nguyên tố phi kim
với nhau.
Nếu liên kết giữa 2 nguyên tử là 1 cặp electron dùng chung
→ liên kết đó gọi là liên kết đơn. Còn nếu liên kết giữa 2
nguyên tử là 2 hoặc 3 cặp electron dùng chung → liên kết
đó gọi là liên kết đôi hoặc ba.

7

8

9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis

9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis
Vẽ cấu trúc Lewis của SO3

Cách vẽ cấu trúc Lewis:
Xác định tổng số electron hóa trị trong phân tử hoặc
ion.
Chọn nguyên tử trung tâm thường là nguyên tử có ái
lực e nhỏ nhất, các nguyên tử còn lại làm nguyên tử
xung quanh (nguyên tử biên).
Đặt 1 cặp electron vào giữa nguyên tử trung tâm và
nguyên tử biên. Sau đó đặt các cặp electron còn lại
quanh các nguyên tử biên (trừ H) để được bát tử.
Chuyển một (hoặc một vài cặp e không liên kết) của
nguyên tử biên vào để cho nguyên tử trung tâm thỏa
quy tắc bát tử.
9

PF3

12 cặp electron

Xác định nguyên tử trung tâm: S (độ âm điện bé hơn)
Vẽ các liên kết giữa các
nguyên tử.

O

Điền các cặp electron vào các
nguyên tử biên.
Kiểm tra nguyên tử trung tâm.
Quy tắc: Tất cả các nguyên
tử đều phải thỏa mãn bát tử.

S
O

O

10

9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis

H3 O+

Tổng số electron hóa trị: 1.6 + 3.6 = 24e

CO32-

9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis
Một số lưu ý:
Một hợp chất có thể có 1 hoặc nhiều cấu trúc Lewis khác
nhau (cấu trúc cộng hưởng)

Các chất khác nhau, nhưng có cùng tổng số electron hóa
trị và cùng số nguyên tử (các chất đồng electron) thường
có cấu trúc Lewis giống nhau.

Các nguyên tử C, N, O, F luôn tuân theo quy tắc bát tử.
11

12

2


9.4. Liên kết cộng hóa trị và cấu trúc Lewis
Các trường hợp ngoại lệ:
Nguyên tử Hidro trong hợp chất.
Trường hợp có ít hơn 8 electron hóa trị. VD:
hợp chất của Bo (BF3)
Trường hợp có nhiều hơn 8 electron hóa trị.
VD: hợp chất của S, P (PF5, SF6)

9.5. Hình dạng phân tử
Thuyết sức đẩy cặp electron hóa trị (VSEPR): Các cặp
electron phân bố sao cho lực đẩy là bé nhất.
Ứng dụng: Dự đoán hình dạng của các phân tử, ion, …
Sự phân bố cặp e trong tự nhiên: Các electron lớp vỏ hóa
trị đẩy nhau tới vị trí sao cho tương tác của chúng nhỏ nhất và
tạo nên hình học cặp electron.

Trường hợp có số lẻ electron.
VD: hợp chất NO2
13

9.5. Hình dạng phân tử

14

9.5. Hình dạng phân tử

Cách xác định hình học cặp electron, hình học
phân tử:
Vẽ cấu trúc Lewis.
Đếm số cặp electron (đã liên kết và chưa liên kết)
quanh nguyên tử trung tâm, chú ý các liên kết bội (đôi,
ba) cũng coi như 1 cặp electron liên kết.
Xác định hình học cặp electron theo quy tắc VSEPR
dựa vào tổng số cặp electron quanh nguyên tử trung
tâm.
Dựa vào hình học cặp electron, đồng thời dựa vào số
nguyên tử xung quanh nguyên tử trung tâm, kết luận về
hình học phân tử (đưa ra góc liên kết nếu có yêu cầu).
15

9.5. Hình dạng phân tử

17

16

9.5. Hình dạng phân tử

18

3


9.5. Hình dạng phân tử
Các cặp electron chưa liên kết trên nguyên tử trung tâm
sẽ làm ảnh hưởng đến góc liên kết trong phân tử
Quy tắc về độ mạnh tương tác:
Cặp electron chưa liên kết – cặp electron chưa liên
kết > cặp electron liên kết – cặp electron chưa liên kết
> Cặp electron liên kết – cặp electron liên kết.
Vd: So sánh góc liên kết trong CCl4, NH3 và H2O

19

9.6. Sự phân bố điện tích trong liên kết
cộng hóa trị và phân tử
Điện tích hình thức
Điện tích hình thức của nguyên tử trong phân tử = số
electron hóa trị của nguyên tử đó – số electron chưa
liên kết – ½ (số electron đã liên kết của nguyên tử đó).

9.6. Sự phân bố điện tích trong liên kết
cộng hóa trị và phân tử
Độ âm điện và sự phân cực liên kết
Độ âm điện: Khả năng hút các electron chung về phía
nguyên tử khi tham gia tạo liên kết. Kí hiệu χ
Chênh lệch độ âm điện sẽ làm các liên kết phân cực

∆χ = χ1 − χ 2
Trong liên kết cộng hóa trị phân cực, sự phân cực
được chỉ ra bởi kí hiệu (δ+) và (δ-) viết cạnh kí hiệu
nguyên tử.
Độ phân cực của liên kết được biểu diễn bằng mũi tên
hướng từ nguyên tử độ âm điện yếu sang nguyên tử
độ âm điện mạnh. Vd: Cδ+ Oδ20

9.6. Sự phân bố điện tích trong liên kết
cộng hóa trị và phân tử
Sự phân bố điện tích trên nguyên tử tuân theo hai
quy tắc sau:
Các electron sẽ phân bố sao cho điện tích trên mọi
nguyên tử trong phân tử gần giá trị 0 nhất.

Nếu có một điện tích âm xuất hiện, nó sẽ định vị trên
nguyên tử có độ âm điện lớn nhất.

21

9.7. Sự phân cực phân tử
Khái niệm: Là trạng thái phân tử bị phân cực, trong đó một
đầu mang điện tích âm, đầu còn lại mang điện tích dương.
Nguyên nhân: Trong phân tử tồn tại các liên kết phân cực.
Các bước để dự đoán độ phân cực phân tử:
– Vẽ cấu trúc Lewis.
– Xác định hình học cặp electron.
– Xác định hình học phân tử.
– Xác định độ phân cực mỗi liên kết.
– Kết luận về sự phân cực toàn phân tử, theo quy tắc hợp lực.

23

22

9.7. Sự phân cực phân tử
Với các phân tử đơn giản (1 nguyên tử trung tâm)
– Xác định hình học phân tử.
– Trường hợp phân tử đối xứng tâm, nếu các nguyên tử
biên giống nhau
Không phân cực.
– Nếu phân tử không đối xứng tâm, hoặc các nguyên tử
biên không giống nhau
Bị phân cực, đầu âm về phía
các nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

24

4


9.7. Sự phân cực phân tử
Sự phân cực phân tử thường được đo bằng
mômen lưỡng cực ( µ ) – là đại lượng đặc trưng
cho mức độ phân cực của phân tử.
µ = ℓ × | δ | (Debye, D)
ℓ: độ dài lưỡng cực (cm)
δ: độ lớn điện tích
1 D = 3,34 × 10-30 C.m
Mô men lưỡng cực càng lớn, liên kết càng phân
cực.
Chú ý: Phân tử có liên kết phân cực thì nó có thể
phân cực hoặc không phân cực (tùy thuộc hình
học phân tử)
25

9.8. Các đặc trưng cơ bản của liên kết
Câu hỏi: Xác định bậc liên kết, so sánh năng lượng liên kết
và độ dài của các liên kết N-O trong phân tử và ion: N2O,
NO2+, NO2- và NO3-.

9.8. Các đặc trưng cơ bản của liên kết
Bậc liên kết: Số cặp electron dùng chung giữa các
nguyên tử.

Độ dài liên kết: Khoảng cách giữa hạt nhân của 2
nguyên tử tham gia liên kết.
Liên hệ: Bậc liên kết càng lớn thì độ dài liên kết tương
ứng càng nhỏ, liên kết đó càng bền.
Năng lượng liên kết: Năng lượng tỏa ra khi hình thành
liên kết.
Liên hệ: Năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng
bền, bậc liên kết càng lớn và
độ dài liên kết càng ngắn.
26

NỘI DUNG CẦN NẮM
Các yếu tố ảnh hưởng đến liên kết ion
Vẽ cấu trúc Lewis
Xác định hình học cặp electron, hình học
phân tử
Xác định tính phân cực của phân tử
So sánh các tính chất của liên kết

Bài tập chương 9:
11, (12), 13, 19, 21, (22), 33, 35, (39),
45, 47, 51, 53.
27

28

5


NỘI DUNG
10.1. Obitan và các lý thuyết về liên kết

Liên kết và cấu trúc phân tử: Sự
lai hóa obitan và obitan phân tử

10.2. Thuyết liên kết hóa trị
10.3. Thuyết obitan phân tử

2

10.1. Obitan và các lý thuyết về liên kết

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB
a) Sự xen phủ obitan
Liên kết hóa học được sinh ra do sự xen phủ các
obitan nguyên tử (AO).
Xen phủ AO: Sự đan xen hai hay nhiều vùng obitan
vào nhau tạo thành khu vực có mật độ electron cao
hơn giữa hai hay nhiều nguyên tử.
Các hình thức xen phủ:
− Xen phủ trục: tạo liên
kết xichma σ.
− Xen phủ bên: tạo liên
kết pi π hoặc liên kết
delta δ …

Hai thuyết giải thích liên kết hóa học dựa trên obitan:
Thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB, valence bond)
Thuyết obitan phân tử (thuyết MO, molecular orbital).

3

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

4

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

Xen phủ trục: Là sự xen phủ trong đó vùng xen phủ nằm
trên trục liên kết, là đường nối tâm 2 nguyên tử tham gia liên
kết.
Các kiểu xen phủ trục:

Xen phủ bên: Là sự xen phủ trong đó vùng xen phủ nằm
2 bên trục liên kết, hoặc song song với trục liên kết
(đường nối tâm 2 nguyên tử tham gia liên kết ).
Các kiểu xen phủ bên:

Xen phủ trục tạo ra liên kết xichma σ, là liên kết bền vững
nhất, bởi vùng xen phủ nằm trên đường nối tâm giữa 2 hạt
nhân của nguyên tử.
Các liên kết đơn trong các phân tử đều là liên kết xichma σ.
5

Xen phủ bên tạo ra liên kết pi π và liên kết delta δ, loại
liên kết này kém bền hơn so với liên kết xichma σ do
vùng xen phủ xa hai hạt nhân hơn.
6

1


10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB
b. Sự lai hóa các obitan nguyên tử
Khái niệm: Lai hóa là sự trộn lẫn các orbital có hình dạng
khác nhau và năng lượng gần nhau, để tạo ra các orbital
đồng nhất tham gia vào liên kết hóa học.
Đặc điểm của quá trình lai hóa:
− Lai hoá là một khái niệm giả định được dùng để giải
thích các kết quả thực nghiệm.
− Chỉ xảy ra ở nguyên tử trung tâm trong phân tử.
− Các obitan hoá trị tham gia lai hóa phải có năng lượng
gần nhau (ví dụ 2s và 2p, 3s và 3p và 3d, …)
− Số obitan lai hoá thu được bằng tổng số các obitan
tham gia tổ hợp.
− Dạng hình học của obitan lai hoá luôn có 1 đầu nở rộng
và 1 đầu thu hẹp.

Các bước mô tả liên kết hóa học theo thuyết VB:
Viết cấu hình electron nguyên tử tham gia liên kết.
Xác định các obitan chứa electron hóa trị.
Tiến hành xen phủ các obitan để tạo liên kết.
Ví dụ:
Phân tử H2
Phân tử Cl2

Phân tử CH4 (?)

7

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

8

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

Các kiểu lai hóa:
Lai hóa sp: Lai hoá trong đó 1 obitan-s tổ hợp tuyến tính với 1
obitan-p, tạo ra 2 obitan-sp (còn 2 obitan-p chưa lai hóa). Góc
liên kết 180o.

Lai hóa sp3: Lai hoá trong đó 1 obitan-s tổ hợp tuyến
tính với 3 obitan-p, tạo ra 4 obitan-sp3 (không còn
obitan chưa lai hóa). Góc liên kết 109o28’.

Lai hóa sp2: Lai hoá trong đó 1 obitan-s tổ hợp tuyến tính với 2
obitan-p, tạo ra 3 obitan-sp2 (còn 1 obitan-p chưa lai hóa). Góc
liên kết 120o.

Nếu kết hợp thêm các obitan d vào quá trình lai hóa,
ta có thêm các kiểu lai hóa như: sp3d, sp3d2, …
9

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

10

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

Cách giải thích liên kết hóa học theo thuyết VB kết hợp
thuyết lai hóa:

Ví dụ CH4:

− Viết cấu hình electron nguyên tử tham gia liên kết,
xác định obitan chứa electron độc thân.
− Vẽ cấu trúc Lewis cho phân tử đó.
− Xác định hình học cặp electron cho nguyên tử
trung tâm.

Tứ diện đều, góc liên kết 109o28’
Lai hóa sp3

− Chỉ định kiểu lai hóa cho nguyên tử trung tâm phù
hợp với hình học cặp electron đó (so sánh góc liên
kết).
− Tiến hành xen phủ để tạo liên kết giữa các obitan
thuần khiết và obitan lai hóa.
11

12

2


10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

10.2. Thuyết liên kết hóa trị - VB

c. Liên kết đơn và liên kết bội
Phân loại:
Liên kết đơn: do sự xen phủ trục tạo thành, chỉ gồm
liên kết xichma σ.
Liên kết đôi: do 1 xen phủ trục và 1 xen phủ bên tạo
thành, gồm 1 xichma σ và 1 pi π.
Liên kết ba: do 1 xen phủ trục và 2 xen phủ bên (1σ +
2π).
Nhận xét:
Liên kết pi chỉ hình thành khi có sự xen phủ bên của
các obitan p, d không tham gia lai hóa.
Một cấu trúc Lewis đã có liên kết bội thì nguyên tử
tham gia liên kết phải có lai hóa sp2 hoặc sp.

Liên kết đôi

Liên kết ba

13

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO

14

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO

Khái niệm obitan phân tử (MO): Là sự tổ hợp của các
obitan nguyên tử, phân bố rộng khắp trên toàn phân tử.
Các nguyên lý cơ bản của thuyết MO:
Tổng số các MO thu được luôn bằng tổng số các AO
tham gia tổ hợp, bao gồm obitan liên kết (MO) và
obitan phản liên kết (MO*).
Obitan liên kết (MO) có năng lượng thấp hơn obitan
gốc và obitan phản liên kết (MO*) có năng lượng cao
hơn.
Các electron của phân tử được điền vào các MO theo
thứ tự năng lượng tăng dần, theo nguyên lý loại trừ
Pauli và quy tắc Hund.
Các AO kết hợp để tạo MO hiệu quả nhất khi nó có
mức năng lượng bằng nhau.

Sự hình thành các MO và MO*
Cứ 2 AO (s-s hoặc p-p) khi tổ hợp với nhau, sẽ tạo
thành 1 MO liên kết và 1 MO phản liên kết (MO*).
Các MO và MO* tạo ra được đặt tên theo 2 dạng xen
phủ (σ, π).

Xen phủ trục - σ

15

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO

16

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO
Phân tử dạng X2
Xen phủ trục - σ

Đối với O2 và F2 thì
σ2p có năng lượng
thấp hơn π2p
Xen phủ bên - π

17

18

3


10.3. Thuyết obitan phân tử - MO

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO
Ví dụ N2:
Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p3 (7 electron)

Các bước để viết cấu hình electron cho phân tử, ion
Xác định tổng số electron của phân tử, ion đang xét.
Vẽ giản đồ năng lượng của quá trình tổ hợp các AO để tạo
ra các MO và MO*.
Điền electron vào các MO và MO* theo thứ tự tăng dần
năng lượng.
Kết luận cấu hình electron của phân tử từ giản đồ trên.
Bậc liên kết = ½ (tổng số e ở MO – tổng số e ở MO*). Nếu
bậc liên kết = 0
Phân tử hoặc ion không tồn tại.
Kết luận về sự tồn tại phân tử, về bậc liên kết, tính thuận từ,
nghịch từ của phân tử, ion đó.
19

Phân tử N2: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π2p)2(π2p)2 (σ2p)2
Bậc liên kết = ½(10 – 4) = 3
Không có electron độc thân
Nghịch từ

20

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO

10.3. Thuyết obitan phân tử - MO

Ví dụ O2+:
Cấu hình electron của O: 1s2 2s2 2p4 (8 electron)

So sánh hai thuyết VB và MO
Thuyết VB
− Cung cấp cho ta một bức tranh mô hình về cấu tạo phân tử và
liên kết.
− Đặc biệt hữu ích cho phân tử khi xem xét nhiều nguyên tử.

Phân tử O2: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)2(π2p)2(π*2p)1(π*2p)1
Ion O2+:
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)2(π2p)2(π*2p)1
Bậc liên kết = 2,5
Ion thuận từ
21

− Mô tả tốt về liên kết đối với các phân tử ở trạng thái cơ bản,
hoặc trạng thái có năng lượng thấp nhất.
Thuyết MO
− Được sử dụng khi cần giải thích tính thuận từ, nghịch từ của
chất.
− Rất cần thiết nếu muốn mô tả phân tử ở trạng thái kích thích
có năng lượng cao.
− Mô tả được các liên kết đặc biệt như liên kết trong kim loại,
các ngoại lệ của quy tắc bát tử, …
22

NỘI DUNG CẦN NẮM
Xác định sự lai hóa ở nguyên tử trung tâm.
Giải thích được sự hình thành của liên kết
đơn và liên kết đa.
Viết cấu hình electron theo MO
Xác định bậc liên kết và từ tính của chất.
BÀI TẬP: 1, (2), 3, 5, 11, (12), 15, (16), 17, (18),
23, (28), 29, 31, 41, 42.
23

4


NỘI DUNG

12.1. Các đặc trưng của khí
12.2. Các định luật về khí

TRẠNG THÁI KHÍ

12.3. Định luật khí lý tưởng
12.4. Hỗn hợp khí và áp suất riêng phần
12.5. Thuyết động học phân tử khí
12.6. Sự khuếch tán và sự phóng lưu

2

12.1. Các đặc trưng của khí

12.2. Các định luật về khí

4 thông số của chất khí
Số mol
Nhiệt độ (0C, K)
Thể tích (m3, lit)
Áp suất (N/m2, atm, mmHg)

ĐL Boyle

Nội dung

Hệ quả

3

12.3. Định luật khí lý tưởng

P.V = n.R.T

1
V

P1V1 = P2V2

P1V1 P2V2
~
T1
T2

ĐL Avogadro

V ~T

V ~n

V1 V2
~
T1 T2

V1 V2
~
n1 n2

(Định luật khí tổng quát)
4

12.3. Định luật khí lý tưởng

Khí lý tưởng:
Không có lực tương tác giữa các phân tử khí
Các phân tử khí không có kích thước và thể tích.
Phương trình khí lý tưởng:

P~

ĐL Charles

Khối lượng riêng của khí:

(12.4)

d=

m PM
=
V
RT

Bài toán: Tính khối lượng mol M khi biết P, V, T.
Ví dụ: Ở 21oC, 1 bình cầu dung tích 0,725 lít chứa
khí SF6 có P = 722 mmHg, nặng 4,163 g. Tính M?

Hằng số R phụ thuộc đơn vị của V và P
P (atm) và V (lit)
R = 0,082 (lit.atm/K/mol)
P (N/m2) và V (m3)
R = 8,314 (J/K/mol)
Tại điều kiện tiêu chuẩn (t = 0oC, P = 1 atm), 1 mol khí bất kì
có V = 22,4 lit
5

Bài toán: Các định luật khí và phản ứng hóa học.
Ví dụ: Cho 200 lít khí N2 và 400 lít H2 đều ở 25oC
và 600mmHg, phản ứng ở điều kiện thích hợp để
tạo NH3. Hỏi sẽ thu được bao nhiêu mol NH3 khi
H=60%.
6

1


12.4. Hỗn hợp khí và áp suất riêng phần

12.4. Hỗn hợp khí và áp suất riêng phần

Trong hỗn hợp khí, các khí thành phần sẽ gây ra một áp
suất khác nhau và được gọi là áp suất riêng phần.
Định luật Dalton: Áp suất của hỗn hợp khí bằng tổng
các áp suất riêng phần.
Biểu thức:

Ptoàn phần = P1 + P2 + P3 + …
Nồng độ phần mol X: Là tỉ lệ số mol của một chất chia
cho tổng số mol của hỗn hợp.
Biểu thức:
Hệ quả:

XA =

nA

VD: Hỗn hợp khí chứa 5g O2 và 2g CH4 trong
bình có thể tích 25 lit tại 200oC.
a) Tính nồng độ phần mol cho mỗi chất trong hỗn
hợp.
b) Tính áp suất của hỗn hợp.
c) Tính áp suất riêng phần của từng chất.

ntoanphan

PA = XA.Ptoanphan
X1 + X2 + X3 + … = 1

7

12.5. Thuyết động học phân tử khí

8

12.5. Thuyết động học phân tử khí
Tốc độ phân tử, khối lượng phân tử và động năng
Động năng trung bình của một tập hợp phân tử khí

Các tiên đề:
Khoảng cách giữa các hạt (phân tử, nguyên tử)
lớn hơn nhiều so với kích thước hạt.
Các phân tử khí chuyển động nhanh và liên tục.
Khi chuyển động, các hạt va vào nhau và vào
thành bình nhưng không bị mất đi năng lượng.
Động năng của một chất khí chỉ tỉ lệ thuận với
nhiệt độ chứ không phụ thuộc khối lượng phân tử
chất khí.

1
E d = mv 2
2
Động năng trung bình và nhiệt độ

Ed =

12.5. Thuyết động học phân tử khí

Với R = 8,314 J/K/mol

Tốc độ bình phương trung bình

C = v2 =
9

3
RT
2

3RT
M

R: 8,314 J/K/mol
M: KLPT (kg)
T: Nhiệt độ (K)

10

12.5. Thuyết động học phân tử khí
Sự phân bổ tốc độ phân tử chất khí theo khối lượng mol

Sự phân bổ tốc độ phân tử chất khí theo nhiệt độ

11

12

2


12.6. Sự khuếch tán và sự phóng lưu

12.6. Sự khuếch tán và sự phóng lưu

Khuyếch tán: Là sự hòa trộn các phân tử của hai hoặc nhiều
khí do chuyển động hỗn loạn của các phân tử khí đó vào
nhau thành một hỗn hợp đồng nhất.
Phóng lưu: Là sự chuyển động của một khí thông qua khe hở
rất nhỏ từ bình chứa này sang bình chứa khác trong điều kiện
áp suất thấp.

Định luật Graham: Tốc độ phóng lưu của một khí tỉ
lệ nghịch với căn bậc hai của khối lượng phân tử
khí đó.
Biểu thức:

Ứng dụng: Sự tách các đồng vị phóng xạ

235U



238U
13

14

NỘI DUNG CẦN NẮM
Phương trình khí lý tưởng.
Bài toán tính khối lượng riêng của khí.
Nồng độ phần mol.
Thuyết động học phân tử.
Sự khuếch tán và phóng lưu.

BÀI TẬP: 11, 23, (25), 27, 31, (33), 39,
41, 47, 59, 65, (73), (79)
15

3


Nội dung
13.1. Các trạng thái của vật chất

Lực hút liên phân tử Chất lỏng và chất rắn

13.2. Lực hút liên phân tử
13.3. Các tính chất của chất lỏng
13.4. Trạng thái rắn
13.5. Giản đồ trạng thái của nước

1

2

13.1. Các trạng thái của vật chất

13.2. Lực hút liên phân tử



Ở trạng thái rắn, các phân tử không thể chuyển
động qua 1 phân tử khác, chất rắn có hình dạng
và thể tích xác định.





Ở trạng thái lỏng, các phân tử chuyển động liên
tục xung quanh các phân tử bên cạnh, chất lỏng
có thể tích xác định nhưng hình dạng phụ thuộc
vào vật chứa.





Ở trạng thái khí, các phân tử chuyển động hỗn
loạn, chiếm toàn bộ thể tích vật chứa.



Lực để giữ các phân tử ở gần 1 phân tử khác
trong trạng thái rắn hoặc lỏng của vật chất được
gọi là lực hút liên phân tử.
Lực hút liên phân tử là lực Coulomb (tương tác
tĩnh điện) giữa các hạt tích điện âm, dương.
Lực hút phân tử là khác nhau giữa các trạng thái:
- Các chất có lực phân tử mạnh: chất rắn
- Các chất có lực phân tử yếu: chất khí
- Các chất có lực phân tử trung bình: chất lỏng

3

13.2. Lực hút liên phân tử

Lực tương tác ion - lưỡng cực

Có 4 loại lực hút liên phân tử với độ mạnh khác nhau:
Dạng lực hút liên phân tử
Lực tương tác ion - lưỡng cực
Tương tác lưỡng cực - lưỡng cực
Lưỡng cực - lưỡng cực cảm ứng
Lưỡng cực cảm ứng - lưỡng cực
cảm ứng

4

Độ mạnh
(E tương tác)
40 – 600 kJ/mol
5 – 25 kJ/mol
2 – 10 kJ/mol
0,05 - 40 kJ/mol

5

Khi một phân tử
lưỡng cực gặp một
ion, các đầu tích điện
trái dấu sẽ hút nhau.
Lực hút phụ thuộc:

Na+(k) + 6H2O(ℓ) → [Na(H2O)6]+ (dd)
∆H = -405 kJ

• Khoảng cách giữa ion và phân tử lưỡng cực (kích
thước ion, phân tử)
• Điện tích ion, mức độ phân cực của phân tử
Lực hút càng mạnh → Năng lượng hiđrat hóa càng lớn
(Năng lượng hidrat hóa là năng lượng tỏa ra khi các
6
ion tương tác với nước)

1


Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×