Tải bản đầy đủ

Hóa học Đại cương dành cho sinh viên Đại học, Cao đẳng Bài tập Hóa Đại cương trắc nghiệm, có đáp án

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
1.Bảng Tuần hoàn hóa học
Mendeleev: “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”.
Theo quan niệm hiện đại của cơ học lượng tử: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính
chất của các hợp chất phụ thuộc tuần hoàn vào chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các
nguyên tố”.

Hình 3.1. Bảng Hệ Thống Tuần Hoàn

2.Các nguyên tố s, p, d và f
a.

Các nguyên tố họ s
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng.

b.

·

ns1: kim loại kiềm


·

ns2: kim loại kiềm thổ
Các nguyên tố họ p

Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng
np1

np2

np3

np4

np5

np6


B – Al
c.

C – Si

N–P

O–S

halogen

khí trơ

Các nguyên tố họ d
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng.
(n – 1)d1 – 10: kim loại chuyển tiếp

·
d.


Các nguyên tố họ f
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai lớp trước ngoài cùng.
(n – 2)f1 – 14: các nguyên tố đất hiếm
·

4f1 – 14: lantanoit

·

5f1 – 14: actinoit

3.Nhóm:
là cột dọc các nguyên tố có số electronở lớp ngoài cùng hoặc các phân lớp ngoài cùng giống
nhau và bằng số thứ tự của nhóm.
·

Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm. Các nguyên tố trong cùng một phân
nhóm có cấu trúc electron hóa trị giống nhau nên tính chất hóa học tương tự nhau.

Phân nhóm chính A
·

Gồm các nguyên tố s và p điển hình:

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

ns1

ns2

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

·

Mỗi phân nhóm chính có 6 – 7 nguyên tố, tạo cột dọc dài hơn

·

Bắt đầu từ chu kỳ II

·

Số thứ tự PNC = tổng số electron ở lớp ngoài cùng

Phân nhóm phụ B
·

Gồm các nguyên tố họ d, f
o

Nhóm IIIB: ns2(n – 1)d1

o

Nhóm IVB: ns2(n – 1)d2

o

Nhóm VB: ns2(n – 1)d3

o

Nhóm VIB: ns2(n – 1)d4
hòa sớm)

o

Nhóm VIIB: ns2(n – 1)d5

o

Nhóm VIIIB: ns2(n – 1)d6,7,8

o

Nhóm IB: ns2(n – 1)d9
sớm)

cấu hình bền là:

ns1(n- 1)d5

(bán bão

cấu hình bền là

ns1(n – 1)d10

(bão hòa


Nhóm IIB: ns2(n – 1)d10

o
·

Mỗi phân nhóm phụ có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn phân nhòm chính
o

Riêng PNP VIIIB có 9 ngtố

o

PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2):


6s24f1 – 14: lantanoit



7s25f1 – 14: actinoit

4.Chu kỳ


Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang, bắt đầu bằng các nguyên tố họ s, kết
thúc bằng các nguyên tố họ p, ở giữa có thể có (hoặc không) các nguyên tố họ d, f.



Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn.



Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng.


Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s



Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s và
6 nguyên tố họ p



Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s,
10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p



Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên
tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p



Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố dọ s, 14 nguyên tố dọ f và một số
nguyên tố họ d

5.Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của nguyên tố
trong bảng HTTH
Biết vị trí nguyên tố trong HTTH ⇒ công thức e nguyên tử của nguyên tố
Ví dụ: Se:
Chu kỳ 4



n=4

Nhóm VIA



4s24p4

⇒ công thức electron nguyên tử:
€⇒ STT = 34

1s22s22p63s23p64s23d104p4


Z = 34

Biết công thức e nguyên tử ⇒ vị trí nguyên tố trong HTTH
Ví dụ:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10
Z = Se = 47
Electron hóa trị: 5s14d10

⇒ X ở chu kỳ 5, PNP IB €⇒ nguyên tố là Ag


6.Tổng quan tính chất:
·

Tính chất các nguyên tố
ố hóa học trong HTTH thay đổi mộtt cách tuần
tuầ hoàn theo 3 chiều:
ngang, dọc và đường
ng chéo (không quan tr
trọng):

·

Trong mộtt phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau ⇒ tính chất hóa học
tương tự nhau. Từ trên
ên xu
xuống dưới, do số lớp electron tăng ⇒ lực
c hút của
c hạt nhân đối với
e ngoài cùng giảm:

Hình 3.2. Qui lu
luật biến đổi tính oxi hóa khử

·

o

tính kim loại tăng,
ng, tính phi kim gi
giảm

o

tính khử tăng,
ng, tính oxi hóa gi
giảm

Trong một chu kỳ: từ
ừ trái sang ph
phải, số lớp e không thay đổi, tổng
ổng số
s e lớp ngoài cùng
tăng ® lực hút của hạtt nhân đối với e ngoài cùng tăng

Hình 3.3. Qui lu
luật biến đổi tính kim loại phi kim

o

tính kim loại giảm,
m, tính phi kim ttăng

o

tính khử giảm,
m, tính oxi hóa ttăng


7.Bán kính nguyên tử và
à ion


Coi nguyên tử hay ion nh
như những hình cầu, hợp chất là
à các hình cầu
c tiếp xúc nhau.
Bán kính nguyên tử
ử hay ion được xác định dựa trên khoảng
ng cách giữa
gi
các hạt nhân
nguyên tử tạo nên
ên đơ
đơn chất hay hợp chất tương ứng
ng (bán kính hiệu
hi dụng r)



Bán kính hiệu dụng
ụng ph
phụ thuộc:

o

bản chất nguyên tử

o

đặc trưng liên kết

o

trạng thái tập hợp

Bán kính nguyên tử

Hình 3.4. Bi
Biến đổi bán kính nguyên tử

·

Trong một chu kỳ khi đi từ
ừ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm
m do Z tăng
t
o
o

trong chu kỳ nhỏ r giả
giảm rõ rệt
trong chu kỳ lớn
n do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng
tă hiệu ứng chắn ⇒
r giảm chậm và đều đặn h
hơn

·

Trong một phân nhóm chính
chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng ⇒ hiệu
hi ứng chắn tăng ⇒
r tăng.

·

Trong một phân nhóm ph
phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng
ng chung: r tăng
t
nhưng không
đều đặn như ở PNC:
o

Từ dãy 1 xuống dãy
ãy 2: r ttăng do tăng thêm một lớp e

o

Từ dãy 2 xuống dãy 3: r h
hầu như không tăng do hiện tượng
ng co lantanit

Bán kính ion:


·

r tăng khi lực hút của
a hạ
hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm. Mà lực
ực hút đối với 1e ~

8.Năng lượng ion hóa I:
đặc trưng cho khả năng nhường
ờng e ccủa nguyên tử.

Hình 3.5. Biến đổi năng lượng ion hóa

·

Năng lượng ion hóa I là
à nă
năng lượng cần tiêu tốn để tách mộtt e ra khỏi
khỏ nguyên tử ở thể khí
và không bị kích thích.
X(k) = X+(k) + e

I = ∆H

·

I càng nhỏ nguyên tử càng
àng d
dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử
kh càng mạnh.

·

Trong một chu kỳ từ trái sang ph
phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng
ng dần.
dầ


·

Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống I giảm do số lớp
p e tăng
tă ⇒ tăng hiệu ứng
chắn.

·

Trong phân nhóm phụ khi đ
đi từ trên xuống, I tăng.

Giải thích: PNP có đặc điểm: e đư
được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài
ài cùng, còn e lớp
l ngoài
cùng ns2 không thay đổi. Do đó:
·
·

Z tăng rất nhanh ⇒ tăng
ăng llực hút hạt nhân đến e ns2 ở lớp ngoài
ài cùng
Các AO (n – 1)d có tính đ
đối xứng khác hẳn AO ns nên hiệu ứng chắn
ắn hầu
h như không tăng
⇒ tăng hiệu ứng xâm nhập
ập ccủa các e s của lớp ngoài cùng.

9. Ái lực electron F:
đặc trưng cho khả năng nhận e của
ủa nguy
nguyên tố.

Hình 3.6. Biến đổi ái lực electron

·

Ái lực e F là năng lượng
ợng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào
ào nguyên tử
t ở thể khí
không bị kích thích.
X(k) + e = X-(k),

·
·

F = ∆H

F có giá trị càng
àng âm thì nguyên ttử càng dễ nhận e, do đó
ó tính phi kim và
v tính oxi hóa của
nguyên tố càng mạnh.
Ái lực e của X = năng lư
ượng ion hóa của X- nhưng ngược dấu:

Độ âm điện c: đặc trưng
ng cho kh
khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo
ạo liên
li kết với nguyên tử
của nguyên tố khác.
·

Nguyên tử của nguyên tố
ố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình
m
khi tương tác với
nguyên tử của nguyên tố
ố khác có độ âm điện nhỏ hơn

·

Có nhiều
u cách khác nhau để xác định độ âm điện

·

Trong mỗi chu kỳ khi đi từ
ừ trái sang phảa, nhìn chung độ âm điện
n tăng lên.
l


·

Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.

* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được xác định trong
sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
Số oxi hóa
·

Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó
tạo nên trong phân tử.

·

Số oxi 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
o

Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm

o

Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm

LIÊN KẾT HÓA HỌC
1.Bản chất liên kết:
· Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các hạt mang điện (e
tích điện âm – hạt nhân tích điện dương).

Hình 4.1. Tương tác các hạt mang điện
· Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực hiện liên kết, đó là các e
hóa trị.
· Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e trong trường hạt nhân của
các nguyên tử tạo nên hợp chất.
Một số đặc trưng của liên kết
Những thông số chính đặc trưng cho phân tử và cho liên kết là độ dài liên kết, góc hóa trị và năng lượng liên
kết.
Độ dài liên kết:
Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau.
ví dụ:
Liên kết

H-F

H – Cl

H – Br

H–I

d, (Ǻ)

0.92

1.28

1.42

1.62

Độ dài liên kết thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào:


o

Kiểu liên kết

o

Trạng thái hóa trị củaa các nguy
nguyên tố

o

Độ bền hợp chất …

Góc hóa trị:

Là góc tạo bởi hai đoạnn thẳ
thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với
v hai hạt nhân
nguyên tử liên kết.
Góc hóa trị cũng thay đổii có qui lu
luật và phụ thuộc vào:
o

Bản chất nguyên tử tương
ương tác

o

Kiểu hợp chất

o

Dạng hình học phân tử

Năng lượng liên kết:
ốn để phá hủy liên kết hay năng lượng giảii phóng khi tạo
t thành liên kết.
Là năng lượng cần tiêu tốn
Năng lượng liên kết phụ thuộ
thuộc vào:
o

Độ dài

o

Độ bội (bậc liên kết)

o

Độ bền liên kết

2.Phương pháp liên kếtt hóa trị (phương pháp VB)
Ví dụ: Phân tử H2

Ở mộ
một thời điểm bất kỳ các hạt nhân và các e có vịị trí tương
t
đối như sau:
Hình 4.2. Vị trí tương đối củaa electron vvà hạt nhân trong phân tử H2
Phương trình
ình sóng Schrodinger vi
viết cho hệ phân tử H – H:


Với V là thế năng của hệ:

·

Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô ccùng, chỉ có tương tác giữa e và hạtt nhân của
củ từng nguyên tử riêng
lẻ. Lúc đó sự chuyển động
ng củ
của e được mô tả bằng hàm sóng của nguyên tử
ử H:

Một cách gần đúng, hàm
àm sóng Ψ của phân tử H2:
·

Khi hai nguyên tử H tiến
ến lạ
lại gần nhau: e1 không chỉ chịu tác động của hạt
ạt nhân a mà
m còn chịu lực
hút của nạt nhân nguyên tử còn
òn llại b, và ngược lại. Do vậy hàm sóng được
ợc bổ sung thêm đại lượng:

Một cách gần đúng:

Thế

vào phương trình
ình sóng Schrodinger thu được 2 đáp số:

c1 = c2 = CS và c1 = - c2 = CA

Có 2 hàm sóng đặc trưng
ng cho ssự chuyển động của các e trong phân tử H2:
- hàm đối xứng
- hàm phản đối xứng
xứ
Ý nghĩa vật lý:
·

ΨS – tổ hợp tuyến tính cộng,
ộng, ứng với trường hợp 2e của H2 có spin ngược
ợc dấu,
d mật độ e tăng lên
trong vùng không gian giữa
ữa hai hhạt nhân → lực hút xuất hiện nên liên kết đư
ược hình thành

·

ΨA – tổ hợp tuyến tình trừ,
ừ, ứ
ứng với trường hợp 2e của H2 có spin cùng dấấu, mật độ e giảm xuống
trong vùng không gian giữa
ữa hai hhạt nhân → lực đẩy xuất hiện nên liên kết
ết không hình
h
thành

*Liên kết giữa các nguyên tử H được
ợc ttạo thành như trên gọi là liên kết cộng
ng hóa trị.
Liên kết cộng hóa trị hình
ình thành trên ccơ sở trên cặp e ghép đôi có spin ngược
ợc dấu
dấ và thuộc về đồng thời
cả hai nguyên tử tương
ng tác. V
Vì vậy, liên kết cộng hóa trị còn được gọi là liên kết
k hai tâm – hai điện
tử, phương pháp VB còn đượ
ợc gọi là phương pháp cặp electron định chỗ.


·

Liên kết cộng hóa trị được
ợc hhình thành do sự che phủ lẫn nhau giữaa các AO hóa trị
tr của các nguyên
tử tương tác.

·

Liên kết cộng hóa trị càng
àng bbền khi mật độ xen phủ của các AO càng lớn.
ớn. Độ che phủ phụ thuộc
vào kích thước, hình dạng
ng của các AO vvà hướng xen phủ của chúng.

3.Khả năng tạo liên kết cộng
ộng hóa tr
trị:
Cơ chế tạo liên kết cộng
ng hóa trị
trị:

·

o

Cơ chế ghép đôi:

Liên kết cộng hóa trị được hình
ình thành do sự xen phủ của 2 AO hóa trị chứa
ứa e độc thân của 2 nguyên
tử tương tác.
o

Cơ chế cho nhận:

Liên kết hình thành do một
ột nguy
nguyên tử tương tác đưa ra cặp e hóa trị tự do, còn
c nguyên tử kia nhận
lấy.
Điều kiện tạo liên kết cho nhận: nguyên tử cho phải có cặp e tự do;; nguyên tử
t nhận phải có AO
trống.

Khả năng tạo liên kết cộng
ng hóa tr
trị (theo cả hai cơ chế ghép đôi và cho - nhận)
nh
được quyết định bởi
số AO hóa trị (AO trống, AO chứaa electron độc thân và AO chứa cặp electron ghép
p đôi).
đ
·

Điều kiện tạo liên kết cộng
ộng hóa tr
trị:
o

Năng lượng củaa các AO tham gia xen ph
phủ phải xấp xỉ nhau.

o

Các AO tham gia xen ph
phủ phải có mật độ e đủ lớn.

o

Các AO tham gia xen ph
phủ phải cùng tính định hướng.
Biểu diễn liên kết cộng
ng hóa tr
trị: H : H hoặc H – H

4. Các Loại Liên Kết Cộng
ộng Hóa tr
trị
Liên kết cộng hóa trị s: được hình
ình thành do ssự che phủ của các AO dọc theo trục
ục nối
n hai hạt nhân. Có thể
xuất hiện giữa tất cả các loại AO: s – s, p – p, s – p, s – d, p – d …


Hình 4.3. liên kết Sigma
Liên kết cộng hóa trị p: được hình thành do sự che phủ của các AO về hai bên của trục nối hai hạt
nhân. Trường hợp này thường tương ứng với sự che phủ p – p, d – d, p – d… Do mật độ che phủ nhỏ
hơn nên liên kết p kém bền hơn s.

Hình 4.4. liên kết pi
Liên kết cộng hóa trị d: hình thành do 2 AO d nằm trong hai mặt phẳng song song che phủ lẫn nhau
theo cả 4 cánh hoa.

Hình 4.5. liên kết Delta
Liên kết cộng hóa trị f: (phức tạp)

5.Bậc Liên Kết
Là số liên kết tạo thành giữa hai nguyên tử tham gia liên kết.

Bậc 1 (liên kết đơn)

Bậc 2 (liên kết đôi)

Bậc 3 (liên kết 3)

CH4

NO2

HCN


*Bậc liên kết có thể là số lẻ khi có mặ
mặt liên kết π di động
Ví dụ: C6H6

Bậc liên kết = 1,5

6.Tính Chất của Liên Kết Cộng
ộng hóa tr
trị
Tính chất đặc trưng của liên kết cộng
ộng hóa tr
trị là:

·

Tính bão hòa: Vì mỗii nguy
nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn
n AO hóa trị
tr nên số giới hạn liên
kết cộng hóa trị có thể tạo đư
ược cũng là hữu hạn. Đó là tính bão hòa của liên
n kết
k cộng hóa trị (ngược
lại với liên kết ion, liên kết
ết kim lo
loại thì không).

·

Tính phân ccực: Đôi điện tử trong liên kết cộng hóa trị có thể bị lệch về phía nguyên
tử có độ âm điện cao hơn,
ơn, đđó là sự phân cực của liên kết cộng hóa trị.
ị. Đám
Đ
mây e lệch về phía
nguyên tử có độ âm điện lớn
ớn hhơn làm nguyên tử phân cực âm, nguyên tử kia sẽ
s phân cực dương.

ằm cách nhau một
m khoảng l
Xuất hiện lưỡng cực điệnn gồm hai tâm có điện tích trái dấu (d+, d- ) , nằm
(gọi là độ dài lưỡng cực). lưỡng cực
ực nnày được đặc trưng bằng vectơ momen lưỡng
ng cực.
cự
Moment lưỡng cực: là đại lượ
ợng vectơ có chiều quy ước từ cực dương đến
ến cực
cự âm.

|m| = |q|l = del . (D)


*Phân tử cộng hóa trị có cựcc khi tổ
tổng các vectơ momen lưỡng cực thành phần
ần trong phân tử
t khác vectơ
không (ví dụ: NH3, H2O, HCl…). Ng
Ngược lại, ta có phân tử cộng hóa trị không cực
ực như
nh N2, H2, O2… hoặc
phân tử có tính đối xứng
ng trong không gian (CO2, CH4, C6H6 …).
Phân tử cộng hóa trị thường
ng có giá trị m = 0¸4 D. m càng lớn phân tử càng phân cực
ực mạnh
m
Tính định hướng: sự xen phủ các AO để tạo thành liên kết cộng hóa trị phảii theo một
mộ hướng xác định trong
không gian. Điều này quyết định
nh tính định hướng của liên kết cộng hóa trị.

7.Thuyết Lai Hóa :

Để tăng mật độ xen phủ,, khi tạ
tạo liên kết nguyên tử dùng
ùng các orbital lai hóa (AOLH) thay thế
th cho các
AO thuần túy s, p, d, f.


Các AOLH tạo thành do sự xen
en ph
phủ của các AO trong nội bộ một nguyên tử.



Đặc điểm của các AOLH:
o

Số AOLH tạo thành
ành = ssố AO tham gia LH

o

Các AOLH có năng lượ
ợng bằng nhau

o
o


Phân bốố đối xxứng trong không gian để phân tử bền hơn
Hình dạng giống nhau: m
mật độ e dồn về một phía

Điều kiện để lai hóa bền
o

Năng lượng củaa các AO tham gia lai hóa xxấp xỉ nhau

o

Mật độ e củaa các AO tham gia lai hóa đủ lớn

o

Liên kết tạo thành đủủ bề
bền

Đi từ trái sang phải mộtt chu kỳ
kỳ: ∆Ens – np tăng nên khả năng LH giảm.


Trong mộtt phân nhóm: kích th
thước nguyên tử tăng nên khả năng LH giảm.
Các kiểu lai hóa thường gặp:
ặp:
Dạng lai hóa

sp2

sp

sp3

Nguyên tử trung tâm

Ví dụ

C2H2
BH3

Dự đoán trạng thái lai hóa của
ủa nguyên tử trung tâm A trong phân tử ABn

CH4


y = 2 → A ở trạng thái LH sp → góc LH 1800
y = 3 → A ở trạng thái LH sp2 → góc LH 1200
y = 4 → A ở trạng thái LH sp3 → góc LH 109028’


x - số e hóa trị tự do



n – số nguyên tử biên
ên

Dự đoán cấu hình
ình không gian ccủa ptử


Đối với các phân tử
ử ABn không có chứa AOLH tự do: Góc lk = góc LH



Đối với các phân tử
ử ABn có AOLH tự do:
- Hiệu ứng đẩy của ↑↓ ttự do > của ↓↑ LK > của ↑
-

Nếu χA < χB: Đám
ám mây e nnằm lệch về phía B → góc dễ bị thu hẹp
ẹp hơn
h

-

Nếu χA > χB: Đám
ám mây e nnằm lệch về phía A → góc khó bị thu hẹp hơn
h
u lai hóa củ
của
Kiểu
Dạng phân tử

ình không gian
Cấu hình
của phân tử

AB2

Đường thẳng

AB3

Tam giác phẳng

AB2

Góc (» 1200)

AB4

Tứ diện

AB3

Tháp tam giác

AB2

Góc (» 109028’)

ngtử trung tâm
Sp
sp2

sp3

8.Phương
ng Pháp Obital Phân T
Tử
Nội dung cơ bản của phương
ng pháp MO
·
Theo thuyết MO thì phân tử
ử ph
phải được xem là một hạt thống nhất bao gồm
ồm các hạt
h nhân và các e của
các nguyên tử tương tác. Trong đó m
mỗi electron sẽ chuyển động trong điện trường
ờng do các hạt
h nhân và các
electron còn lại gây ra.
·
Tương tự như trong nguyên tử,
ử, tr
trạng thái của electron trong phân tử đượcc xác định
đị bằng các OM. Mỗi
một MO cũng được xác định bằng
ng tổ hợp các số lượng tử đặc trưng cho năng lượng,
ợng, hình
h
dạng…của orbital.
L

0

1

2

3

AO trong nguyên ttử

s

p

d

f

MO trong phân ttử

s

p

d

j


·

Các MO khác nhau bởi sự
ự phân bbố mật độ electron tương đối so với trục liên
ên nhân:
o

s - dọc theo trục nối hạt
ạt nhân

o

p - nằm về hai phía trục
ục nnối hạt nhân

·

Các MO được hình
ình thành do ssự tổ hợp tuyến tính (cộng hay trừ)) các AO (tức
(tứ là sự xen phủ)
o

Sự tổ hợp cộng
ng các AO ssẽ tạo thành các MO liên kếtt (s, p…) có năng lượng
l
nhỏ hơn năng
lượng củaa các AO tham gia ttổ hợp

o

Sự tổ hợp trừ các AO sẽ tạo thành các MO phản liên kếtt (s* ,p* …) có năng
n
lượng lớn hơn
năng lượng củaa các AO tham gia ttổ hợp

o

MO không liên kết (s0, p0 …) do các AO chuyển nguyên vẹn màà thành. Các MO này không
ảnh hưởng tới liên kết.
ết. Nă
Năng lượng của các MO không liên kết bằng năng
ăng lượng
l
của các AO tạo
thành nó.

Hình 4.6. Tổ hợp các AO tạo MO
·

ổng số AO tham gia tổ hợp
Số MO tạo thành bằng tổng

·

Sự tạo thành các MO từ các AO có th
thể biểu diễn bằng giản đồ năng lượng

·

Điều kiện tổ hợp:

·

o

Các AO tham gia tổổ hợ
hợp phải gần nhau về năng lượng

o

Các AO phải có mật
ật độ electron đáng kể

o

Các AO phảii có tính đố
đối xứng đối với trục nối hạt nhân giống nhau
Sự phân bố e trên
ên các MO ccũng tương tự như trong nguyên tử,, tuân theo các nguyên lý ngoại trừ,
vững bền của Paouli vàà quy ttắc Hund

9.Các Đặc Trưng Liên Kết
ết


Liên kết được quyết
ết đị
định bởi các e liên kết (e nằm trên
ên các MO liên kết)
k mà không bị triệt
tiêu. Cứ một cặp e liên
ên kkết bị triệt tiêu bởi một cặp e phản liên kết tươ
ương ứng



Một bậc liên kết ứng vớ
với một cặp e liên kết không bị triệt tiêu


Cho liên kkết 2 tâm:


Bậc liên kết
ết tă
tăng thì năng lượng liên kết tăng còn độ dài
ài liên kết
k giảm

Tóm lại, việc mô tả cấuu trúc phân tử ggồm các bước:



o

Bước 1: Xét sự tạo thành
ành MO từ các AO

o

Bước 2: Sắp xếpp các MO ttạo thành theo thứ tự năng lượng tăng dần

o

Bước 3: Xếp các e vào
ào các MO

Bước 4: Xét các đặc trưng
ng liên kkết

10.Ví dụ Áp Dụng :
Các phân tử hai nguyên tử
ử củ
của những nguyên tố chu kỳ I

·

Hình 4.7. MO nguyên tố chu kỳ I
·

Các phân tử hai nguyên tử
ử củ
của những nguyên tố chu kỳ II


Hình 4.8. MO nguyên tố chu kỳ II

·

Các phân tử của nguyên tử
ử đầ
đầu chu kỳ (từ Li – N):
Phân tử, ion

Li2

Be2

B2

C2

N2

Tổng số e hóa trị

2

4

6

8

10

11

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾
¾

¾
¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾
¾

¾

¾

¾
¯

¾

¾

¾

¯

¯

¯

¯
¯

¯

¾

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

Bậc liên kết

1

0

1

2

3

2,5

Độ dài liên kết (Å)

2,67



1,59

1,24

1,10

1,12

Năng lượng lk (kJ/mol)

105



289

599

940

828

Từ tính

nghịch từ




thuận từ nghịch từ nghịch từ thuận
thu từ


·

Các phân tử của nguyên tử
ử cu
cuối chu kỳ (O – Ne):

Phân tử, ion
Tổng số e hóa trị

11

12

13

14

¾

¾

¾

¾

¾
¯

¯

¯
¯

¯

¯

¯

15

16
¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

Bậc liên kết

2,5

2

1,5

1

0,5

0

Độ dài liên kết (Å)

1,12

1,21

1,26

1,41



Năng lượng lk (kJ/mol)

629

494

328

154



Từ tính

thuận từ

thuận từ

thuận từ nghịch từ thuận từ



·
Các phân tử hai nguyên tử
ử khác lo
loại của những nguyên tố chu kỳ II: Các MO tạo
t thành tương tự
trường hợp phân tử 2 nguyên tử cùng
ùng lo
loại chu kỳ II.

Phân tử, ion

N2

CO

CN–

NO+

Tổng số e hóa trị

10

10

10

10

¾

¾

¾

¾


¾

¾

¾

¯
¯

¾

¾

¯
¯

¯

¾

¾

¯
¯

¯

¾
¯

¯

¯

¯

11.Liên Kết ion:
Thuyết tĩnh điện về liên kết ion
Tương tác hóa học xảyy ra gồ
gồm hai giai đoạn:
·

Nguyên tử truyềnn e cho nhau ttạo thành ion

·

Các ion trái dấuu hút nhau theo llực hút tĩnh điện

Na

+

Cl

®

1s22s22p63s1 1s22s22p63s13p5

Na+

Cl–

+
1s22s22p6

®

NaCl

1s22s22p63s13p6

Hình 4.9. Liên kết ion
Khả năng tạo liên kết ion của
ủa các nguy
nguyên tố
·

Khả năng tạo liên kết ion ph
phụ thuộc vào khả năng tạo ion củaa các nguyên
nguy tố:
o Các nguyên tố có năng
ăng llượng ion hóa càng nhỏ (kim loại kiềm,
ềm, kiềm
ki
thổ) càng dễ tạo
cation
o Các nguyên tố có ái lực
ực e ccàng lớn (halogen) càng dễ tạo anion

·

Chênh lệch độ âm điện của
ủa các nguy
nguyên tử càng lớn liên kết tạo thành
ành có độ ion càng lớn:
Dc

Độ ion, %

Dc

Độ ion, %

Dc

Độ ion, %

0.2

1

1.4

39

2.6

82

0.6

9

1.8

55

3.0

89

1.0

22

2.2

70

3.2

92


Tính chất của liên kết ion:
Do các ion được xem như
ư các qu
quả cầu tích điện có trường điện
n phân bố
b đồng đều về mọi
hướng nên có các tính chất là:
·

Không bão hòa

·

Không định hướng

·

Phân cực rất mạnh

12.Sự Phân cực Ion
Định nghĩa: Sự phân cực ion làà ssự chuyển dịch đám mây e ngoài cùng so với
ới hạt
hạ nhân của một ion dưới
tác dụng của điện trường của
ủa ion khác.

Hình 4.10. Sự phân cực ion
Do sự phân cực ion này
ày mà các đám mây của cation vàà anion không hoàn toàn tách rời
r nhau mà che
phủ nhau một phần → Không có liên
ên kkết ion 100%. Trong liên kết ion có một phần
ần liên
li kết cộng hóa trị.
Các yếu tố ảnh hưởng đến sự
ự phân ccực ion: sự phân cực của các ion xảy
y ra với
vớ mức độ khác nhau phụ
thuộc vào điện tích, kích thướ
ớc và cấu hình e của chúng.
o

o

Khả năng bị phân cực ccủa ion càng lớn khi lực hút của hạt nhân tới
ới e ngoài
ngo cùng càng yếu, xự
bị phân cực xảy ra mạnh
ạnh ch
chủ yếu đối với anion.


độ bị phân cực sẽ nhỏ nhất ở các ion với
vớ cấu hình ns2np6



độ bị phân cực sẽ lớn nhất ở các ion với
vớ cấu hình ns2np6nd10

Tác dụng phân cực của
ủa ion ccàng lớn khi điện trường của nó tạo ra càng
àng mạnh,
m
tác dụng phân
cực chủ yếu xét đối với
ới cation.


Điện tích ion q tăng → mật độ điện
ện tích tăng
t
→ độ phân cực
tăng



Kích thước ion tăng → mật độ điện
ện tích giảm
gi
→ độ phân cực
giảm

Ảnh hưởng của sự phân cựcc ion đến tính chất các hợp chất ion
o

Độ điện ly: Sự phân cực
ực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → tính ion ↓ → độ điện
đ ly ↓


o

Độ bền: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → điện tích hiệu dụng ion ↓ → lực hút giữa
các ion ↓ → năng lượng mạng lưới ion U ↓ → độ bền của tinh thể ion ↓, nhiệt độ nóng chảy,
nhiệt độ phân ly ↓

Chất

LiF

LiCl

LiBr

LiI

Tnc, 0C

848

607

550

469

Chất

MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3

Tnc, 0C
o

600

897

1100

1400

Độ bị phân cực của các X- ↑ → tính cht ↑ →
tính ion ↓ → nhiệt độ nóng chảy ↓
Khả năng phân cực của các A2+ ↓→ tính cht
↓→ tính ion ↑→ nhiệt độ nóng chảy ↑

Độ tan của hợp chất ion phụ thuộc chủ yếu vào: năng lượng mạng lưới tinh thể U và năng lượng
hydrat hóa của cation Eh


U ↑→ độ tan ↓



Khả năng phân cực nước của cation↑→ lực hút tĩnh điện giữa cation và lưỡng cực nước
↑→ Eh ↑→ độ tan ↑
Muối

CaSO4

SrSO4

BaSO4

Độ tan (mol/l)

8.10-3

5.10-4

1.10-5

U (kJ/mol)

2347

2339

2262

Eh (kJ/mol)

1703

1598

1444

13.Liên kết Kim Loại
Các tính chất của kim loại:
·

Không trong suốt

·

Có ánh kim

·

Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt

·

Dẻo …

Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại

Hình 4.11. Mạng tinh thể kim loại
·

Mạng tinh thể kim loại được tạo thành từ:
o
o

Những ion dương ở nút mạng tinh thể
Các e hóa trị tự do chuyển động hỗn loạn trong toàn bộ tinh thể kim loại → khí e → Liên kết
có tính không định chỗ rất cao (liên kết rất nhiều tâm):


Hình 4.11. Khí electron trong kim loại
14.Thuyết Miền Năng Lượng
Coi mỗi tinh thể kim loại là một đại phân tử có khoảng 1023 tâm

·

·

Giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ 1023 nguyên tử theo phương pháp MO:
o

Hai AO tổ hợp với nhau tạo thành hai MO có năng lượng khác nhau

o

Từ n AO tổ hợp với nhau sẽ tạo thành n MO có các mức năng lượng khác nhau.

o

Nếu n → ∞ các mức năng lượng rất gần nhau (chênh lệch năng lượng khoảng 10-22eV) → Tạo
thành các miền năng lượng được xem như giải năng lượng liên tục

o

Tương ứng với các trạng thái năng lượng s, p, d, f … của nguyên tử trong tinh thể kim loại sẽ
hình thành những miền năng lượng s, p, d, f …

o

Trong miền năng lượng các orbital trải đều trong toàn bộ tinh thể kim loại và cũng có đầy đủ
tính chất như các MO

o

Các e phân bố trên các orbital của miền năng lượng theo các quy luật giống như trên các MO
gồm: Nguyên lý ngoại trừ Pauli, nguyên lý vững bền, quy tắc Hund


Miền năng lượng chứa các e hóa trị gọi là miền hóa trị



Miền năng lượng không chứa các e, nằm trên miền hóa trị gọi là miền dẫn



Nếu miền hóa trị và miền dẫn không che phủ nhau, khoảng cách giữa hai miền gọi là
miền cấm


15.Liên kết Van der Waals
Bản chất
Liên kết Van der Waals là tương tác tĩnh điện

Đặc điểm
·

Là loại liên kết xuất hiện giữa các phân tử

·

Có thể xuất hiện ở những khoảng cách tương đối lớn

·

Có năng lượng nhỏ

·

Có tính không chọn lọc và không bão hòa

·

Có tính cộng

Thành phần
·

Tương tác định hướng: xuất hiện giữa các phân tử có cực → tương tác lưỡng cực - lưỡng cực.
Tương tác định hướng ↑ khi moment lưỡng cực của phân tử ↑ và T0↓

·
Tương tác cảm ứng: xuất hiện giữa các phân tử có cực và không cực → tương tác lưỡng cực – lưỡng
cực cảm ứng. Tương tác này chỉ đáng kể khi moment lưỡng cực của phân tử có cực lớn.

·
Tương tác khuyếch tán: xuất hiện là nhờ lưỡng cực nhất thời của các phân tử → tương tác lưỡng cực
nhất thời - lưỡng cực nhất thời ↑ khi moment lưỡng cực ↓ và khối lượng phân tử ↑

16.Liên Kết Hydro


Khái niệm và bản chất của liên kết hydro
·

Khi ngtử H liên kết với các nhóm âm điện, các e dùng chung có khuynh hướng chuyển mạnh về
phía nguyên tố kia → H có thể xem như tích điện dương (Hd+) gọi là H linh động.

·

Các nguyên tử của các nguyên tố có độ âm điện lớn, kích thước nhỏ (mật độ điện tích âm lớn) như
N, O, F …hay các nguồn điện tử p (liên kết bội, nhân thơm …) được gọi là các nguồn dư điện tử →
có thể xem chúng tích điện âm (Xd-).

·

Liên kết hydro là liên kết đặc biệt của các nguyên tử H linh động vẫn còn liên kết thêm với các
nguồn dư điện tử của phân tử khác (liên kết hydro liên phân tử) hay nguyên tử khác trong chính phân
tử đó (liên kết hydro nội phân tử)

·

Liên kết hydro vừa có bản chất điện vừa có bản chất cho - nhận

Đặc điểm
·
·

Liên kết hydro là loại liên kết yếu, yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị nhưng mạnh hơn luên
kết Van der Waals.
Liên kết hydro càng bền khi Xd- có giá trị d càng lớn.

Ảnh hưởng của liên kết hydro đến tính chất của các chất:
Liên kết hydro làm:
·

Tăng nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy của các chất có liên kết hydro

·

Giảm độ acid của dung dịch

·

Tăng độ tan trong dung môi

·

Trong sinh học, liên kết hydro giúp tạo các cấu trúc bậc cao cho glucid, protid…


Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×