Tài liệu Hóa học 1

661 trang vanle 3960

Download

Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Tài liệu Hóa học 1", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

tai_lieu_hoa_hoc_1.pdf

Nội dung text: Tài liệu Hóa học 1

HÌNH THỨC ĐÁNH GIÁ Học Học MƠN lại lại HỌC từ từ KHƠNG ĐẠT KHƠNG đầu đầu lần 1 THI GIỮA ĐẠT MƠN HỌC TIỂU ĐẠT LUẬN Thi lại (Đối với mơn ĐẠT KHƠNG học lý ĐẠT KHƠNG thuyết) ĐẠT BÀI TẬP Xét vớt ĐẠT TỔNG HỢP (Đối với mơn KHƠNG KHƠNG học thực KHƠNG ĐẠT ĐẠT ĐẠT hành) THI KẾT Thi lại lần 2 THÚC MƠN ĐẠT ĐẠT ĐẠT ĐẠT Slide 2 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
QUY ĐỊNH VỀ CÁCH ĐÁNH GIÁ ĐIỂM • Điểm giữa học kỳ được tính 20%. • Điểm tiểu luận được tính 30%. • Điểm thi kết thúc mơn được tính 50%. Slide 3 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Giới thiệu về nội dung mơn học • Chương 1: Các khái niệm và định luật cơ bản • Chương 2: Cấu tạo nguyên tử • Chương 3: Định luật tuần hồn, hệ thống tuần hồn • Chương 4:Liên kết hĩa học và cấu tạo phân tử • Chương 5: Trạng thái tập hợp của vật chất • Chương 6: Nhiệt động lực học hĩa học • Chương 7: Động hĩa học • Chương 8: Cân bằng hĩa học • Chương 9: Cân bằng trong dung dịch lỏng • Chương 10: Cân bằng trong dung dịch chất điện ly • Chương 11: Điện hĩa học Slide 4 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Tài liệu tham khảo HĐC • Nguyễn Đức Chung, HĐC, ĐHQG HCM 2002 • Nguyễn Đình Soa, HĐC, ĐHBK HCM,2005 • Nguyễn Khương: Giáo trình Hĩa đại cương, ĐHCN Tp HCM • Đào Đình Thức. Hĩa học đại cương, ĐHQG Hà Nội, 2002 • Lê Mậu Quyền – Cơ sở LT hĩa học- phần bài tập- NXB KH& KT, 1996 • Glinca. Hĩa học đại cương Slide 5 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Các đề tài của tiểu luận 1. Đương lượng và phương pháp giải bài tốn về đương lượng 2. Tìm hiểu nội dung của một số thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển. Ý nghĩa của chúng 3. Tìm hiểu thuyết cấu taọ nguyên tử hiện đại theo cơ học lượng tử 4. Cấu trúc của HTTH các nguyên tố hĩa học 5. Quy luật biến đổi một số tính chất của các nguyên tử trong HTTH 6. Cấu hình electron và phương pháp xác định cấu hình electron Slide 6 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
7 Tìm hiểu về sự lai hĩa các orbital 8 Tìm hiểu nội dung của thuyết VB 9. Tìm hiểu nội dung của thuyết MO 10. Tìm hiểu về thế đẳng áp và chiều của phản ứng hĩa học 11. Tìm hiểu về hiệu ứng nhiệt của phản ứng hĩa học 12. Tìm hiểu về động hĩa học và tốc độ phản ứng hĩa học 13. Độ tan- các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 14. Tìm hiểu cân bằng trong dung dịch chất điện ly 15. pH và cách tính pH của dung dịch 16. Tìm hiểu về thế điện cực và chiều diễn ra các phản ứng oxi hĩa- khử 17. Tìm hiểu về các thuyết axit- bazo Slide 7 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1 Các khái niệm cơ bản • Nguyên tử và phân tử • Hạt nhân nguyên tử • Nguyên tố hĩa học và đồng vị • Chất hĩa học, đơn chất, hợp chất, đồng hình, đa hình • Khối lượng nguyên tử,khối lượng phân tử, nguyên tử gam, phân tử gam, đại lượng mol. đương lượng • Ký hiệu, cơng thức hĩa học, phương trình HH Slide 9 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2 Các định luật cơ bản • Định luật bảo tồn khối lượng • Định luật thành phần khơng đổi • Định luật tỷ lệ bội • Định luật đương lượng • Định luật tỉ lệ thể tích • Định luật Avogadro và số Avogadro • ĐL Boy-Mariotte và Charler-Gray-Lussac • PT trạng thái khí lý tưởng Slide 10 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.3 Một vài phương pháp xác định khối lượng phân tử và đương lượng • Phương pháp xác định khối lượng phân tử • Phương pháp xác định đương lượng Slide 11 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1.1 Nguyên tử và phân tử • Nguyên tử: – Phần tử nhỏ nhất của một nguyên tố tham gia vào thành phần phân tử các đơn chất và hợp chất. – Nguyên tử là hạt nhỏ nhất của một nguyên tố hố học khơng thể chia nhỏ hơn nữa về mặt hố học. – Nguyên tử của các nguyên tố cĩ kích thước và khối lượng khác nhau. Nếu xem nguyên tử như hình cầu thì bán kính của nguyên tử hyđro là 0,53A0 (1 angstrom bằng 10–8 cm ), của nguyên tử iot bằng 1,33Ao Slide 13 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Nguyên tử và phân tử • Phân tử: + Là tiểu phân nhỏ nhất của một chất cĩ tất cả tính chất hố học của chất đĩ. + Biểu diễn phân tử của 1 chất bằng cơng thức hố học bao gồm tất cả các kí hiệu hố học các nguyên tố tạo nên phân tử của chất đĩ cùng các chỉ số ghi phía dưới bên phải của kí hiệu để chỉ số nguyên tử của nguyên tố đĩ. + Phân tử hợp chất và phân tử đơn chất Slide 15 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1.2 Hạt nhân nguyên tử • Hạt nhân nguyên tử gồm – proton(p) cĩ khối lượng 1,671.10–24g (1,00728 đvC) và cĩ điện tích theo quy ước proton mang điện tích dương (+1). – Neutron (n) cĩ khối lượng gần bằng proton nhưng khơng mang điện tích. – Số proton luơn bằng số electron và quyết định điện tích hạt nhân. Tổng số (p)+(n) quyết định khối lượng của nguyên tử và được gọi là số khối Slide 17 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Hạt nhân nguyên tử • A= Số khối = N + Z • Z = Số điện tích dương, điện tích hạt nhân, số proton trong hạt nhân • Với mỗi nguyên tố: proton là cố định (Z) và số N cĩ thể thay đổi • Trong tự nhiên số neutron (n) và số proton 1 (p) thường là p ≤ n ≤ 1,5 p ( Trừ 1H khơng cĩ neutron) Slide 18 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1.3 Nguyên tố hĩa học, đồng vị • Nguyên tố hố học. Nguyên tố hĩa học là tập hợp các nguyên tử cĩ cùng điện tích hạt nhân. • Đồng vị:Tập hợp các nguyên tử cĩ cùng điện tích hạt nhân nhưng khác số khối 16 17 18 Ví dụ: oxy cĩ 3 đồng vị : 8O, 8O, 8O với tỷ lệ 3150:1:5. Khí hyđro thiên nhiên là 1 2 hỗn hợp của 2 đồng vị 1H (proti) và 1H 2 (đơtơri 1H ,ký hiệu D) với tỷ lệ 5000:1. Slide 20 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
2.3 AtomicĐồng vị .Diversity Đồng vị Nguyên tử với cùng số proton, nhưng khác số neutron. Số khối→ A X ←Kí hiệu nguyên tử Số nguyên tử, số p→ Z Ví dụ: Bao nhiêu proton, neutron và electron cho mơi nguyên tử sau 16 12 14 8 O 6 C 6 C Slide 21 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
A Z X Examples: 16 O 8 8 protons, 8 neutrons, 8 electrons 12 C 6 6 protons, 6 neutrons, 6 electrons 14C 6 6 protons, 8 neutrons, 6 electrons Slide 22 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1.4 Chất hĩa học, đơn chất, hợp chất, đồng phân, đồng hình • Chất là dạng đồng thể cĩ cùng tính chất vật lý và hĩa học được cấu tạo cùng một loại phân tử hay nguyên tử. Đối với hĩa học nĩi đến chất tức là nĩi đến chất nguyên chất • Đơn chất là những chất mà phân tử của chúng cĩ cùng loại nguyên tử như khí H2 , O3 , S, Fe , • Hợp chất là những chất mà phân tử của chúng bao gồm hai hay nhiều nguyên tử khác nhau như CO, CO2, NH3, HNO3, HCl Slide 24 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Chất hĩa học, đồng phân, đồng hình • Dạng đa hình (thù hình) Khi ở trạng thái kết tinh một chất cĩ thể tồn tại dưới nhiều dạng tinh thể cĩ cấu trúc khác nhau.Hiện tượng trên được gọi là dạng đa hình. Mỗi dạng tinh thể được gọi là dạng đa hình. Đơi khi người ta dùng thuật ngữ dạng thù hình thay cho dạng đa hình. Thực chất dạng thù hình chính là những dạng phân tử hay dạng tinh thể khác nhau của một nguyên tố. Ví dụ oxi cĩ O2 và O3, Cacbon cĩ kim cương, than chì và fuleren Slide 25 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Hiện tượng đồng hình Hiện tượng đồng hình. Các chất tinh thể khác nhau cĩ thể kết tinh dưới cùng dạng tinh thể cĩ mạng tinh thể giống nhau. Ví dụ CaCO3, FeCO3 , MgCO3 đều kết tinh cùng một loại mạng tinh thể (mạng tam phương mặt thoi). Hiện tượng này được gọi là hiện tượng đồng hình Slide 26 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Đồng phân • Đồng phân. Những chất hố học khác nhau nhưng cĩ cùng cơng thức phân tử gọi là những chất đồng phân. • Như vậy chỉ đơn thuần thành phần chưa đủ để xác định 1 hợp chất hố học mà phải kể đến cấu tạo phân tử của nĩ. Trong hĩa học đặc biệt hĩa học hữu cơ để biểu thị một chất hố họccụ thể, nhất thiếi phải dùng đến cơng thức cấu tạo. • Ví dụ: C5H10 Slide 27 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1.5 Khối lượng NT, Khối lượng PT Khối lượng nguyên tử. Là tỉ số khối lượng nguyên tử của nĩ với 1/12 phần khối lượng của nguyên tử 12C Trước đây người ta thống nhất lấy khối lượng nguyên tử hyđro và sau là lấy 1/16 khối lượng nguyên tử oxy làm đơn vị đo. • Từ 1961 đến nay người ta thống nhất lấy 1/12 khối lượng của nguyên tử đồng vị 12C làm đơn vị đo, nĩ bằng 1,66054.10–24 g = amu. 2,66 × 10 −23 Ví dụ: m nguyên tử (O) = ≈ 16 (đvk ln t) 1,66 × 10 −24 Slide 28 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Khối lượng NT, PT • Khối lượng phân tử của một chất là tỉ số khối lượng phân tử của nĩ với 1/12 phần khối lượng của nguyên tử 12C • Khối lượng phân tử của một chất là khối lượng một phân tử của chất đĩ tính bằng đơn vị khối lượng nguyên tử và bằng tổng khối lượng nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử. –Ví dụ; H2O là 18,0152 đvC của NH3 là 17,0304 đvC • Nguyên tử gam. “ Nguyên tử gam là lượng của 1 nguyên tố được tính bằng gam, cĩ giá trị về số bằng khối lượng nguyên tử của nguyên tố đĩ.” • Ví dụ một nguyên tử gam của Fe bằng 55,847g, một nguyên tử gam của O là 15,9994g, một nguyên tử gam của CuSlide 29là of 5663,546g General Chemistry: HUI© 2006
Phân tử gam và mol •Phân tử gam. “Phân tử gam là lượng chất được tính ra gam và cĩ giá trị về số bằng khối lượng phân tử của chất đĩ •Mol: là lượng chất cĩ số phân tử, nguyên tử, ion, electron hoặc số đơn vị cấu trúc khác đúng bằng số nguyên tử chứa trong 12 gam đồng vị cacbon 12C •Mol là lượng chất chứa 6,022.1023 tiểu phân cấu trúc của chất Slide 30 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
*Như vậy: 1 mol chất bất kỳ đều chứa số tiểu phân như nhau (số Avogadro) 23 -1 NA = 6.02214199 x 10 mol * Khối lượng phân tử H2O bằng 18 đv.C → Khối lượng mol phân tử H2O bằng 18g. * Khối lượng phân tử CO2 bằng 44 đv.C → Khối lượng mol phân tử CO2 bằng 44g Slide 31 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Khối lượng mol (nguyên tử , phân tử và ion) • Khối lượng mol nguyên tử: là khối lượng tính bằng gam của 1 mol nguyên tử đĩ. • Khối lượng mol phân tử: là khối lượng tính bằng gam c ủa 1 mol phân tử chất đĩ. • Tương tự: khối lượng mol ion Số gam nguyên tố (m) Số mol nguyên tố(n) = Khối lượng mol nguyên tử (A) Số gam chất (m) Cách biểu Số mol chất (n) = Khối lượng mol phân tử (M) thị một lượng chất Số gam ion(m) Số mol ion(n) = KL m gam Khối lượng mol ion qua mol Slide 32 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.1.6 Ký hiệu hĩa học, cơng thức, phương trình hĩa học • Ký hiệu hố học. – Mỗi nguyên tố hĩa học được ký hiệu bằng chữ cái đầu hay hai chữ cái trong tên Latinh của nguyên tố đĩ – Mỗi ký hiệu hố học của nguyên tố đồng thời chỉ 1 nguyên tử của nguyên tố đĩ. • Cơng thức hĩa học dùng biểu thị các chất (phân tử), ví dụ: hiđro (H2) • Phương trình hĩa học: Dùng để biểu thị các phản ứng hĩa học bằng cơng thức hĩa học Slide 33 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Phân loại phản ứng hĩa học • Phản ứng kết hợp: C + O2 → CO2↑ • Phản ứng phân hủy: CaCO3 → CaO + CO2↑ • Phản ứng thế: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ • Phản ứng trao đổi: AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 • Phản ứng tỏa nhiệt: 2H2 + O2 → 2H2O ∆H = - 258,8kJ/mol • Phản ứng thu nhiệt: N2 + O2 → 2NO ∆H = + 90,4kJ/mol • Phản ứng một chiều: 2KClO3 → 2KCl + 3O2 • Phản ứng hai chiều: N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 • Phản ứng oxy hĩa khử: 2FeCl3 + SnCl2 → FeCl2 + SnCl4 Slide 34 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.1 Định luật thành phần khơng đổi • Định luật : Một hợp chất dù được điều chế bằng cách nào đi nữa bao giờ cũng cĩ thành phần xác định và khơng đổi. • Ví dụ: H2O dù điều chế bằng cách nào khi phân tích thành phần đều cho tỷ lệ 11,1% : 88,9% hay 1g : 8g. – NaCl: cĩ 39,34% Natri và 60,66% Clo (Trừ trường hợp các khuyết tật trong mạng tinh thể thì thành phần cĩ thay đổi) Slide 37 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.2 Định luật tỷ lệ bội • Định luật : Nếu hai nguyên tố kết hợp với nhau cho một số hợp chất thì ứng với cùng một khối lượng nguyên tố này, các khối lượng nguyên tố kia tỷ lệ với nhau như những số nguyên đơn giản. • Ví dụ: Nitơ kết hợp với oxi tạo thành năm oxit cĩ cơng thức phân tử lần lượt là: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5, nếu ứng với một đơn vị khối lượng nitơ thì khối lượng của oxy trong các oxit đĩ lần lượt là: 0,57 : 1,14 : 1,71 : 2,28 : 2,85 hay 1 : 2 : 3 : 4 : 5 Slide 38 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.3 Định luật bảo tồn khối lượng • Định luật – Tổng khối lượng các sản phẩm thu được đúng bằng tổng khối lượng các chất ban đầu đã tác dụng. Ví dụ: – Chú ý khi phản ứng thu hoặc tỏa nhiệt: 2 Về nguyên tắc do E= mc tức là năng lượng cũng cĩ khối lượng, nhưng do tốc độ ánh sáng rất lớn nên m quá nhỏ so với sai số của phép đo nên định luật trên vẫn áp dụng đúng trong thực tế Slide 40 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.4 Định luật đương lượng • Khái niệm đương lượng. – “Đương lượng của một nguyên tố (HAY CỦA HỢP CHẤT) là số phần khối lượng của nguyên tố đĩ ( HỢP CHẤT ĐĨ) kết hợp (thay thế) vừa đủ với 1,008 phần khối lượng của hyđro hoặc 8 phần khối lượng của oxy – Ví dụ đương lượng của hyđro là ĐH=1,008, ĐO=8 • Định luật đương lượng: Trong các phản ứng hố học “các nguyên tố kết hợp với nhau hoặc thay thế nhau theo các khối lượng tỷ lệ với đương lượng của chúng” Slide 41 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Biểu thức của định luật đương lượng Ví dụ • Khối lượng chất A là mA gam, phản ứng hết Đ m với mB gam chất B. A = A • Nếu gọi đương lượng chất A và chất B lần ĐB mB lượt ĐA và ĐB thì theo định luật đương lượng ta cĩ: Slide 42 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Mối quan hệ của đương lượng Gọi đương lượng của nguyên tố A (hoặc hợp chất A) là ĐA, và MA là nguyên tử lượng hoặc phân tử lượng của A . • Trong phản ứng trung hịa: nếu n = số nguyên tử H (OH) của 1 phân tử axit (bazơ) thực tế tham gia phản ứng • Muối: n = tổng điện tích dương phần kim loại thực tế phản ứng • Phản ứng oxi hĩa n = số e mà 1 phân tử chất khử cho và ngược lại Khi đĩ ta cĩ cơng thức tổng quát sau ĐA = MA/ n Slide 43 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Ví dụ về cách tính đương lượng 1) Tính đương lượng của axit H2SO4 trong hai phản ứng sau • H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O (1) • ĐH2SO4 = 98/1 = 98 • H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (2) • Đ H2SO4 = 98/2 = 49 2 ) Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4 • ĐFe2(SO4)3 = 400/6 = 66,66 3) 2FeCl3 + SnCl2 → 2FeCl2 + SnCl4 M M FeCl 3 SnCl 2 ĐFeCl = = 162,5 tương tự ĐSnCl = = 94,85 3 1 2 2 Slide 44 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Đương lượng gam • Đương lượng gam: của một đơn chất hay hợp chất là lượng chất đĩ được tính bằng gam cĩ trị số bằng đương lượng của nĩ. • Mối liên hệ giữa số gam (m) và số đương lượng gam (n’) của một chất cĩ đương lượng Đ theo biểu thức sau: Số gam (m) Sốđương lượng gam (n') = Đương lượng (Đ) ĐA m A m A m B = hay = ⇒ n'A = n'B ĐB m B ĐA ĐB Slide 45 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Bài tập áp dụng 1. Tính đương lượng từng axít, bazơ trong các phản ứng: H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O 2HCl + Cu(OH)2 → CuCl2 + 2H2O HCl + Cu(OH)2 → Cu(OH)Cl + H2O 2. Tính đương lượng các chất gạch dưới đây: FeSO4 + BaCl2 → BaSO4 + FeCl2 Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O CO2 + NaOH → NaHCO3 CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O KCr(SO4)2.12H2O + 3KOH → Cr(OH)3 + 2K2SO4 + 12H2O 2FeCl3 + SnCl2 → 2FeCl2 + SnCl4 2KMnO4+5HNO2+3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5HNO3 + 3H2O K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 +3S↓ + K2SO4 + 7H2O Slide 46 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.5 Định luật tỷ lệ thể tích • Ở cùng điều kiện nhiệt độ và áp suất, thể tích các chất khí phản ứng với nhau cũng như thể tích các sản phẩm khí tạo thành trong phản ứng tỉ lệ với nhau như những số nguyên đơn giản 2V Slide 47 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.6 Định luật D. Avogadro - Trong cùng điều kiện T & P, những thể tích bằng nhau (V1=V2) của chất khí khác nhau đều chứa cùng số phân tử như nhau (N1=N2) + Ở điều kiện chuẩn (0OCvà 760 mmHg), 1mol khí bất kỳ đều chứa 6.022. 1023 phân tử Slide 48 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.7 Các định luật chất khí - Định luật A. Boyle-Mariotte: Ở nhiệt độ khơng đổi, thể tích của một lượng nhất định của các chất khí tỉ lệ nghịch với áp suất Hay nĩi cách khác: P0Vo = P1V1= =PV = const Slide 49 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Định luật B. Charles-Gay-Lussac Ở áp suất khơng đổi, thể tích của một lượng nhất định chất khí tỉ lệ thuận với nhiệt độ tuyệt đối V = constant x T hay V/T = constant V0/T0 = V1/T1 Ở đây Vo, V là thể tích khí đo ở 0oC và t0C; To, T nhiệt độ tuyệt đối của chất khí Slide 50 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.8 Phương trình trạng thái khí lý tưởng • Khái niệm về khí lý tưởng: Là khí được coi khơng cĩ thể tích riêng ( vì cĩ kích thước khơng đáng kể so với bình ) và khơng cĩ tương tác ( hút, đẩy) với nhau mà chỉ cĩ va chạm đàn hồi với nhau ( khơng mất năng lượng) • Phương trình trạng thái khí lý tưởng V = nRT/P hay PV = nRT hay PV= (m/M)RT Trong đĩ - P là áp suất của khí cĩ thể tích là V,khối lượng m, ở nhiệt độ tuyệt đối T; n là số mol khí; R là hằng số khí Slide 51 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Giá trị của hằng số khí R • R=0,082atm.l/mol. độ (Khi đơn vị P là atm, V đo bằng lit) • R= 8,314 J/mol. độ ( khi đơn vị P là Pa, V đo bằng m3 ) • R= 62400ml. mmHg /mol. độ ( khi P đo bằng mmHg và V đo bằng ml) Slide 52 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Bài tập áp dụng 1) Tính P của 0.51 mol O2 trong 15 L tại 303 K? P = nRT/V = 0.51mol x 0.0821Latm/(Kmol) x 303K / 15 L = 0.84 atm Slide 53 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Áp suất riêng của khí- Định luật G. Dalton PT = P1 + P2 + P3 + Áp suất tổng = Tổng áp suất thành phần x1 = n1/nT = P1/PT or P1 = x1 x PT Slide 54 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Xác định khối lượng phân tử • Bằng phương pháp phổ khối lượng • Phương pháp sức căng bề mặt (đối với chất lỏng) t -t 3/2 M = K 1 o 3/2 1 V Trong đĩ: 1 σ- là sức căng bề mặt của chất lỏng nghiên cứu t- nhiệt độ của chất lỏng V- thể tích riêng của chất lỏng K-là hằng số mà đa số các chất lỏng cĩ giá trị là 2,12 Slide 57 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Đối với chất khí • Theo tỉ khối của khí và hơi: MA= MB x d • Theo phương trình trạng thái KLT của Clayperon-Mendeleev: M= (m/PV)RT Slide 58 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Xác định khối lượng phân tử chất tan + Phương pháp nghiệm sơi và nghiệm lạnh: Trong đĩ: k: hằng số nghiệm sơi hay nghiệm lạnh k.m m: lượng chất tan đã dùng đối với 1000g dm M = ∆t : Độ tăng nhiệt độ sơi hoặc giảm nhiệt Δt độ đơng đặc của dd +Phương pháp thẩm thấu m: Khối lượng chất tan đã dùng v: Thể tích dung dịch, mRT R: hằng số khí M = T: Nhiệt độ tuyệt đối vπ π: áp suất thẩm thấu dung dịch Slide 59 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
Xác định khối lượng nguyên tử • Phương pháp Dulong – Petit . Đối với kim loại cĩ khối lượng nguyên tử lớn hơn 35 “Nhiệt dung nguyên tử của một đơn chất rắn gần bằng 26J/mol”. A.c = 26J ≈ 6,3 cal Ví dụ nhiệt dung riêng (c) của Fe là 0,463J/g nên khối lượng nguyên tử Fe là: AFe = 26/0,463 = 56,1 •Dựa trên định luật đồng hình •Xác định khối lượng nguyên tử bằng phương pháp Canizaro •Xác định khối lượng nguyên tử bằng phương pháp phổ khối lượng Slide 60 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
1.3.2 Phương pháp xác định đương lượng • Dựa vào định nghĩa đương lượng • Dựa vào định luật đương lượng • Dựa vào mối liên hệ giữa Đ, Khối lưọng nguyên tử A và hố trị n Đ = A/n ( n là hố trị) • Xác định đương lượng của axit, bazơ Đ = M/n ( n là số ion H+ hay OH- thay thế) • Xác định đương lượng của muối Đ = M/nz ( n là số ion đã thay thế, z là điện tích ion đã thay thế) • Xác định đương lượng của chất oxi hố và chất khử Đ= M/n Slide 61 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
NỘI DUNG 1. Nguyên tử và quang phổ nguyên tử 2. Sơ lược về các thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển 3. Thuyết cấu tạo nguyên tử hiện đại theo cơ lượng tử 4. Nguyên tử nhiều electron và cấu hình electron của nguyên tử 5. Bài tập Slide 2 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.1 Nguyên tử và quang phổ nguyên tử 2.1.1 Nguyên tử và các hạt electron, proton, neutron Nguyên tử được cấu tạo từ các tiểu phân nhỏ là e, proton, neutron Điện Khối lượng Hạt tích (amu) (Kg) + 1 Proton (p) 1,6726.10-27 Electron - ~0: (e) 9,1095.10-31 Neutron 1 0 (n) 1,6750.10-27 q = 1,602.10-19 Culong Slide 3 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Cấu tạo nguyên tử Như vậy: trong một nguyên tử + Khối lượng hạt nhân ≈ khối lượng nguyên tử và A= Số khối = N + Z + Z = Số điện tích dương, điện tích hạt nhân, là số proton trong hạt nhân + Với mỗi nguyên tố: số proton là cố định (Z) và số neutron (N) cĩ thể thay đổi + Trong nguyên tử trung hịa số electron = số proton Slide 5 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3Cấu Atomic tạo nguyên Diversity tử Số khối→ A ←Kí hiệu nguyên tử Số nguyên tử→ Z X Slide 6 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Cách xác định khối lượng nguyên tử Ng tố Klượng Hàm Ngtố Klượng Hàm ngtử lượng ngtử lượng 58 67,76% 29Cu 63 69,09% 60 26,16% 65 30,91% 61 2,42% Ni 16 99,75% 28 62 3,66% O 8 17 0,039% 18 0,211% M x + M x + M x + + M x Khối lượng nguyên M = 1 1 2 2 3 3 n n x + x + x + + x tử trung bình 1 2 3 n Slide 8 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Độ bền hạt nhân • Độ bền hạt nhân: Trong hạt nhân ngtử sinh ra các lực đẩy và các lực hút giữa p-p, n-n, p-n. Nếu lực đẩy lớn hơn lực hút hạt nhân sẽ khơng bền và phân rã và ngược lại. • Thực tế: Hạt nhân bền hay khơng phụ thuộc vào tỉ lệ n/p: + Tỷ số n/p biến đổi từ 1 - 1,524 thì hạt nhân bền. + Hạt nhân nguyên tử cĩ chứa 2, 8, 20, 50, 82 hay 126 proton hoặc nơtron thường bền. + Hạt nhân nguyên tử cĩ proton hay nơtron là các số chẵn thường bền hơn hạt nhân nguyên tử cĩ số lẻ cả proton lẫn nơtron + Kể từ Poloni (Z = 84) trở đi các nguyên tố đều cĩ tính phĩng xạ, các nguyên tố mới, nguyên tố điều chế nhân tạo thường kém bền. Slide 9 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Năng lượng liên kết hạt nhân và lực tương tác giữa các nguyên tử • Năng lượng liên kết hạt nhân là năng lượng tiêu tốn để phá vỡ hạt nhân thành proton và neutron. • Lực tương tác giữa các nguyên tử Lực hút Đám mây electron Lực đẩy Hạt nhân Slide 10 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Sự phĩng xạ Sự phĩng xạ: Một nguyên tố được gọi là phĩng xạ khi hạt nhân của nĩ tự phân rã và nguyên tố này thay đổi thành nguyên tố khác. 239 235 4 Ví dụ: 94Pu → 92U + 2He (hạt anpha) 2 7 4 1 1H + 3Li → 2 2He + 0 n + E Slide 11 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Tổng hợp hạt nhân • Là quá trình kết hợp các hạt nhân nhỏ thành hạt nhân lớn hơn • Vì phản ứng kết hợp hạt nhân xãy ra ở nhiệt độ rất cao nên được gọi là phản ứng nhiệt hạt nhân (nhiệt hạch) Slide 13 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Pg 1025 Bombing of Nagasaki, August 9, 1945. Slide 14 of 48 General Chemistry: Courtesy U.S. DepartmentHUI© of Defense. 2006
1.1.2 Khái niệm về quang phổ nguyên tử • Quang phổ nguyên tử H – Khi phĩng điện liên tục vào trong hyđro dưới áp suất thấp thì thu được quang phổ vạch đơn giản. – Quang phổ vạch hydro cĩ ba vùng gồm 5 dãy: + Vùng quang phổ nhìn thấy cĩ dãy Balmer (J.Balmer 1825- 1891, người Thuỵ Sỉ). + Vùng hồng ngoại : cĩ 3 dãy Paschen, Brackett, Pfund + Vùng tử ngoại xa: Dãy Lyman – Dãy Banlmer:cĩ 4 vạch nhìn thấy được. Càng xa vạch H α về phía cĩ bước sĩng ngắn khoảng cách giữa 2 vạch kề nhau càng bé dần nên những vạch ở cuối dãy nằm sít nhau khĩ trơng thấy và rất nhiều vạch ở vùng tử ngoại gần . Slide 15 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Quang phổ hyđro • Số sĩngν, bước sĩng λ , 1 1 1 ν = λ = R 2 - 2 tần số ν và năng lượng E của no n các vạch quang phổ H được C 1 1 ν = = RC 2 - 2 xác định theo các cơng thức sau: λ no n ν Trong đĩ E = h • R- Hằng số Rydberg cĩ giá trị bằng 109678. cm-1 • h- hằng số Planck, cĩ giá trị bằng 6,626076.10-34J.s • n0, n- những số nguyên dương cĩ giá trị khác nhau + Đối với dãy Lyman n0 = 1, n ≥ 2 + Đối với dãy Balmer n0 =2, n ≥ 3 + Đối với dãy Paschen n0=3, n ≥ 4 + Đối với dãy Brackitt n0=4 ; n ≥ 5 Slide 16 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Phổ nguyưên tử Hydro ©The McGraw-Hill Companies. Permission required for reproduction or display Slide 17 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.2 Các thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển • Quan niệm của người Hy lạp về nguyên tử – Vào năm 440 BC, Leucippus phát biểu đầu tiên về khái niệm nguyên tử và được Democritus (460-371 BC) phát triển Các điểm cần chú ý của thuyết nguyên tử. – Tất cả các vật chất được tạo bởi nguyên tử, mà quá nhỏ để cĩ thể nhìn thấy. Những nguyên tử này khơng thể phân chia thành những phần nhỏ hơn. – Giữa các nguyên tử là khoảng trống. – Nguyên tử rắn tuyệt đối. – Các nguyên tử đồng nhất và khơng cĩ cấu trúc bên trong. – Các nguyên tử khác nhau ở kích thước, hình dạng và khối lượng. Slide 21 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Quan niệm về cấu tạo nguyên tử của John Dalton (1766-1844) • Năm 1803 Dalton cho rằng – Tất cả các vật chất được tạo từ hạt rất nhỏ gọi là nguyên tử – Tất cả các nguyên tử của nguyên tố xác định cĩ cùng tính chất hĩa học được quy định bởi nguyên tố đĩ – Các nguyên tử cĩ thể thay đổi con đường mà chúng kết hợp nhưng khơng thể được tạo ra hoặc phá vỡ trong phản ứng hĩa học. – Nguyên tử là hệ trung hịa điện gồm 2 thành phần: hạt nhân và lớp vỏ e chuyển động xung quanh Slide 22 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.2.1 Thuyết cấu nguyên tử của Thompson (1903). Theo Thompson nguyên tử là một quả cầu bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong tồn thể tích nguyên tử và các electron cĩ kích thước khơng đáng kể chuyển động giữa điện tích dương đĩ. • Thuyết khơng giải thích được tại sao các điện tích âm và dương trong cùng thể tích nguyên tử lại khơng hút nhau để trung hồ Slide 23 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.2 Thuyết Rutherford + Rutherford là nhà vật lý và kiến trúc nguyên tử nổi tiếng người Anh (E.Rutherford 1871-1937 giải Nobel về hố học 1908) đã đưa ra mẫu hành tinh nguyên tử đầu tiên: “Electron quay chung quanh hạt nhân nguyên tử giống như hành tinh quay xung quanh mặt trời” + Nhưng theo quan điểm động lực học electron là tiểu phân mang điện khi quay nhất định sẽ phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ, làm cho nĩ mất dần năng lượng, sẽ rơi vào hạt nhân và như vậy nguyên tử khơng thể tồn tại. Slide 24 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
1.2.3 Thuyết Borh-Sommerfeld • Thuyết Bohr – "Electron quay chung quanh hạt nhân nguyên tử giống như hành tinh quay xung quanh mặt trời". – Nhưng theo quan điểm động lực học electron là tiểu phân mang điện khi quay nhất định sẽ phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ, làm cho nĩ mất dần năng lượng và sẽ rơi vào hạt nhân và nguyên tử khơng thể tồn tại. – Để khắc phục bế tắc này , Borh đã sử dụng quan niệm năng lượng ánh sáng bị lượng tử hĩa của Planck để xây dựng thuyết với 3 định đề sau: Slide 25 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ba định đề của Bohr: • Electron chỉ quay xung quanh hạt nhân trên một số quỹ đạo nhất định, ứng với một năng lượng xác định (quỹ đạo dừng) • Khi quay trên quỹ đạo dừng electron khơng mất năng lượng. • Nguyên tử phát ra hay hấp thụ năng lượng khi electron nhảy từ quỹ đạo dừng này sang quỹ đạo dừng khác. E= | Ed -Ec| = hν Slide 26 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Kết quả của thuyết Bohr * Tính được bán kính quỹ đạo bền, tốc độ, năng lượng của e khi chuyển động trên các quỹ đạo bền đĩ - Mơ men động lượng của e: me v r = nh/2π ( n = 1, 2, 3, ) (1) - Khi quay trên quỹ đạo dừng, e trong nguyên tử chịu hai lực tác dụng là lực hút hạt nhân F và lực ly tâm F’ ( F=F’) + Lực hút hạt nhân Z + Lực ly tâm: Do đĩ ta cĩ Z (2) Từ (1) và (2) ta cĩ Slide 27 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Kết quả của thuyết Bohr • Xác định được tốc độ 2 ε 2 1 Ze 2 0h chuyển động e và v = va rn = n n 2 ε h π me2Z bán kính các quỹ đạo bền o ( n= 1,2,3 ) ε h2 r = 0 = 0,53Ao • Khi thay thế giá trị vào biểu 1 π me2 thức đối với H với n=1, Z=1 ta cĩ: • Từ biểu thức tính bán kính ta r1 gọi là bán kính Bohr (thứ nhất) thấy: 2 2 2 r1 : r2 : r3 = 1 : 2 : 3 0 Nếu cĩ n=1, cĩ r1 = 0,53A là bán kính quỹ đạo K Nếu n=2 ta cĩ r2 = 4 r1 là bán kính quỹ đạo L Slide 28 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Kết quả của thuyết Bohr 0 Gía trị r1 = 0,53A là bán kính quỹ đạo lớp K thường được dùng như đơn vị độ dài trong nguyên tử. n =2 ta cĩ r2 = 4r1 bán kính quỹ đạo L n =3 ta cĩ r3 = 9r1 bán kính quỹ đạo M n =4 ta cĩ r4 = 16r1 bán kính quỹ đạo N Nếu đặt r1 = ao ta cĩ mơ hình : 2 2 rn = n r1= n ao Slide 29 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Kết qủa của thuyết Bohr • Xác định được năng lượng E của e gồm: động năng 2 2 mv /2 và thế năng – ( Ze / 4πε0r). Do đĩ cĩ biểu thức (3) tính E: mv2 - Z e2 E = + (3) 2 4 π ε o r • Thay r và v vào biểu thức tính E (3) ta cĩ: 2 4 2 1 me4Z2 1 2π me Z E = - . = - . 2 2 2 2 2 2 (4 π ε ) h n 8 ε 0h n o • Khi thay vào tính E của H tức n=1 ta cĩ E1= -13,6 eV • Đối với e chuyển động trên quỹ đạo thứ n thì giá trị En 2 là: En = - (13,6/ n ) eV Ở đây n : 1, 2, 3 được gọi số lượng tử chính Slide 30 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Như vậy: • Năng lượng electron E trong nguyên tử bị lượng tử hố (từng phần nhỏ) • E cĩ giá trị âm điều này cĩ nghĩa năng lượng electron bên trong nguyên tử nhỏ hơn năng lượng electron ở vơ cực. Năng lượng electron ở vơ cực được quy ước bằng khơng. Electron khi thu năng lượng sẽ nhảy từ quỹ đạo gần nhân ra xa hơn • Số lượng tử n cĩ giá trị nhỏ thì E nhỏ nghĩa là electron càng gần nhân năng lượng càng thấp, n cĩ giá trị lớn thì E cĩ giá trị lớn • Bình thường 1 electron trong nguyên tử hyđro cĩ mức năng lượng thấp nhất ứng với n = 1 ( lớp K). Người ta nĩi nguyên tử hyđro ở trạng thái cơ bản. Khi n càng lớn giá trị âm của năng lượng càng bé đi khi đĩ electron ở trạng thái bị kích thích • Khi n = ∞ , E =0 electron tách khỏi lực hút hạt nhân, tức nguyên tử hyđro bị ion hố. Slide 31 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Kết quả của thuyết Bohr * Giải thích được bản chất vật lý của quang phổ nguyên tử và tính tốn được vị trí của các vạch quang phổ H trong vùng nhìn thấy -Vạch quang phổ xuất hiện do sự phát năng lượng khi electron nhảy từ quỹ đạo bền xa nhân về quỹ đạo bền gần nhân hơn Slide 32 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Các cơng thúc tính r,ν , E h2 - Các cơng thức này được tính từ r = n2 4 π 2 me2 Z biểu thức hν = E = |Eđ - Ec| 1 2 π e2Z theo hệ đơn vị CGS v = n h - Giá tri rH Bohr nhận được phù π2 4 2 E = - 1 2 me Z hợp với giá trị thực nghiệm n2 h2 2 4 • E = -13.6 eV chính là năng 2 π me 1 1 ν = h3 n2 n2 lượng liên kết của electron ở o trạng thái cơ bản và bằng năng 2 π 2me4 1 1 ν = Ch3 2 2 lượng ion hĩa I của hiđro no n Slide 33 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
– Đã tính được giá trị bước sĩng của dãy Balmer cĩ giá trị phù hợp thực nghiệm + Dãy Balmer nt = 2 • n=3 λ= 656.2 nm (đỏ) • n=4 λ= 486.1 nm (lam) • n= 5 λ= 430.1 nm (chàm) • n= 6 λ= 410.1 nm (tím) + Dãy Lyman nt = 1 + Dãy Paschen: nt= 3 + Dãy Brackett: nt= 4 + Dãy Pfund: nt= 5 • Ở đây nt là giá trị thấp (quỹ đạo phía trong) n là giá trị ở lớp cao hơn (quỹ đạo phía ngồi) Slide 34 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Tĩm lại: Thành cơng của thuyết Bohr • Giải thích một số đặc trưng của phổ H: – Tính tốn các giá trị λ,ν của dãy Balmer và các dãy phổ khác – Tính tốn giá tri RH phù hợp với thực nghiệm – Đưa ra một số biểu thức về bán kính nguyên tử – Tính được mức năng lượng của nguyên tử H • Cĩ thể mở rộng với những nguyên tử giống H (Nguyên tử 1 electron) Slide 35 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Nhược điểm của thuyết Bohr • Sự nghiên cứu tỷ mỉ bằng các thiết bị quang phổ hiện đại cho thấy rằng quang phổ của nguyên tử hyđro cĩ số vạch nhiều hơn số vạch tiên đốn theo thuyết Bohr. Máy quang phổ hiện đại cho thấy mổi vạch Hα tách làm 2 vạch . • Khi đặt nguyên tử trong điện trường hay từ trường số vạch quang phổ cịn tăng nhiều hơn nữa (hiệu ứng Ziman). Thuyết Bo khơng thể giải thích được các hiện tượng vừa nêu. • Đối với nguyên tử nhiều e, khi tính tốn sai với thực nghiêm khá lớn Slide 36 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Thuyết mẫu nguyên tử Sommerfeld Sommerfeld đã phát triển thuyết Bohr bằng cách đưa thêm những quỹ đạo enlip và đưa vào các số lượng tử n,l,m nhằm giải thích cĩ kết quả hiệu ứng Ziman. Mẫu này cịn tính được: • Bán kính quỹ đạo bền của electron (e) • Năng lượng e trong nguyên tử • Tốc độ chuyển động e trên quỹ đạo bền • Giải thích được hiện tượng quang phổ nguyên tử hyđro • Nhưng cũng chưa giải thích thỏa đáng quang phổ của nguyên tử cĩ nhiều e Slide 37 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.1 Sơ lược về thuyết lượng tử Plank • Một vật rắn được đốt nĩng sẽ phát ra bức xạ, phổ thu được gọi là phổ bức xạ • Thuyết Plank: Một dao động tử dao động với tần số ν chỉ cĩ thể bức xạ hay hấp thụ năng lượng từng đơn vị gián đoạn, từng lượng nhỏ một, nguyên vẹn, hay gọi lượng tử năng lượng ε • Hay cách khác: năng lượng của ánh sáng khơng cĩ tính liên tục mà bao gồm từng lượng riêng biệt nhỏ nhất gọi là lượng tử (cịn gọi là photon) cĩ năng lượng tỷ lệ với tần số của bức xạ: ε = h ν • ε là năng lượng 1 photon, ν là tần số bức xạ, h là hằng số Planck bằng 6,625.10-27erg.sec. Như vậy năng lượng photon biến đổi theo tần số bức xạ và là bội số của h . • Thuyết lượng tử Planck cịn gọi là thuyết lượng tử ánh sáng Slide 41 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.2 Tính chất nhị nguyên của các hạt vi mơ • Tính chất hạt của ánh sáng – Theo thuyết lượng tử về ánh sáng: Bản chất hạt của ánh sáng thể hiện ở hiệu ứng quang điện; E = h ν (1) – Năm 1903 Einstein tìm ra hệ thức E= mc2 (2) – Từ (1) và (2), ta cĩ m =hν/c2 tức là ánh sáng cũng cĩ một khối lượng do đĩ cĩ tính hạt. 2 – Trên cơ sở hiệu ứng quang điện: hν = E= E0 + mv /2 Eo năng lượng cần thiết tách điện tử khỏi bề mặt kim loại (cơng bứt điện từ), mv2/2 là động năng. Eo = h νo; νo ngưỡng quang điện Slide 42 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Tính chất nhị nguyên của các hạt vi mơ • Tính chất sĩng của ánh sáng - Thể hiện qua hiện tượng nhiễu xạ và giao thoa. - Khi ánh sáng truyền đi khơng gian với vận tốc c, bước sĩng λ, tần số ν thì c = λ ν Slide 43 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Từ hệ thức: c = λ ν; phương trình Planck E= hν và biểu thức Einstain E = mc2 Ta cĩ → λ = h/ mc Phương trình này nĩi lên tính nhị nguyên của ánh sáng Slide 44 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Giả thuyết De Broglie (1924) • Sự chuyển động của mọi hạt vất chất cĩ khối lượng m và vận tốc v đều liên kết với một sĩng cĩ bước sĩng λ được xác định theo hệ thức λ = h/mv • Về sau các nhà khoa học đã chứng minh được: Các e, proton cũng như các vật vi mơ khác đều cĩ tính sĩng hạt và đối với chúng hệ thức sau đây phải thỏa mãn λ = h/mv • Hệ thức trên gọi là hệ thức De Broglie và các sĩng được xác định theo biểu thức trên gọi là sĩng De Broglie • Về nguyên tắc, hệ thức De Broglie nghiệm đúng với tất cả các hạt vật chất, tuy nhiên đối với các hệ vĩ mơ do khối lượng của nĩ lớn hơn nhiều so với hằng số Planck, nên bước sĩng λ quá nhỏ, vì vậy tính chất sĩng trở nên vơ nghĩa. Slide 45 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Tính chất nhị nguyên của hạt vi mơ Tiểu phân Khối lượng Tốc độ Độ dài sóng (kg) (ms-1) (pm) e khí (300K) 9.10 -31 1.10 5 7000 e ngtử hidro 9.10 -31 2,2.10 6 33 e ngtử Xe (n=1) 9.10 -31 1.10 8 7 Ngtử He khí (300K) 9.10 –27 1000 90 Ngtử Xe khí (300K) 9.10 –25 250 10 Trái banh bay nhanh 0,1 20 3.10 -22 Trái banh bay chậm 0,1 0,1 7.10 -20 Slide 46 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.3 Nguyên lý bất định của Heisenberg • Năm 1927, Heisenberg đã chứng minh rằng đối với các hạt vi mơ như electron, photon, proton tích số giữa độ bất định về tốc độ v và độ bất định về vị trí x thỏa mãn biểu thức sau: h Δv: độ bất định về tốc độ ∆v.∆x ≥ 2πm Δx: độ bất định về vị trí Khơng thể xác định chính xác đồng W. Heisenberg 1901-1976 thời vị trí và tốc độ của hạt vi mơ Slide 47 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ví dụ • Đối với electron m= 9,1.10-28g, chuyển động với với độ chính xác tốc độ ∆v = 108cm thì độ bất định về vị trí nhỏ nhất ∆x sẽ là: −27 0 ∆x ≥ h 6,625.10 −8 = − = 1,6.10 cm = 1,6 A 2πm.∆v 2.3,14.9,1.10 28.108 • Độ sai số xác định vị trí là quá lớn so với kích thước bản thân nguyên tử (r ≈1A0).Tĩm lại nếu xác định chính xác vị trí hạt vi mơ thì khơng thể xác định chính xác tốc độ của nĩ và ngược lại. Do đĩ khái niệm quỹ đạo như Bohr và Sommerfeld khơng cịn đúng nữa. Thay vào đĩ người ta chỉ nĩi xác suất tìm thấy electron (hay các hạt vi mơ khác) tại một vị trí nào đĩ trong khơng gian tại một thời điểm nào đĩ. Slide 48 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.4 Khái niệm về đám mây electron • Theo cơ học lượng tử, chuyển động electron quanh hạt nhân nguyên tử tạo nên vùng khơng gian mà nĩ cĩ thể cĩ mặt ở thời điểm bất kỳ, với xác suất cĩ mặt cũng khác nhau. Vùng khơng gian đĩ được hình dung như một đám mây electron. Vị trí nào electron thường xuất hiện thì đám mây dày đặc, tức là mật độ electron tỷ lệ với xác suất cĩ mặt của electron • Hình dạng đám mây electron được biểu diễn bởi bề mặt giới hạn vùng khơng gian mà xác suất cĩ mặt của electron đủ lớn. • Người ta quy ước đám mây electron vùng gần hạt nhân chiếm khoảng 90% xác suất cĩ mặt electron Slide 49 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Khái niệm về cơ học lượng tử • Ngồi tính chất hạt, các vật chất vi mơ cịn tính chất sĩng. Do đĩ khơng thể áp dụng các quy luật của cơ học cổ điển cho các hạt vi mơ. • CHLT là ngành cơ học mới áp dụng cho các vật thể vi mơ, nĩ phản ánh được tính chất của các hạt vi mơ là bản chất sĩng, đặc biệt là tính lượng tử đã phát hiện trước đĩ. Vì vậy nĩ mới cĩ tên là cơ học lượng tử • CHLT là ngành cơ học lý thuyết, được xây dựng trên một hệ tiên đề cơ sở. Từ các tiên đề cơ sở này, các kết luận khác được suy ra bằng con đường tốn học. Khái niệm cơ sở và quan trọng nhất là hàm sĩng và phương trình Schrođinger Slide 50 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.5 Phương trình sĩng Schrodinger(1926) • Cơ sở của CHLT là phương trình sĩng Schrodinger, nĩ được coi là những định luật về chuyển động của các hạt vi mơ tương tự như các định luật Newton trong cơ học cổ điển. • PT sĩng Schrodinger mơ tả chuyển động của các hạt vi mơ trong trường thế năng U của hệ khơng thay đổi theo thời gian (hệ ở trạng thái dừng). Dạng cơ bản của ^ phương trình sĩng Schrodinger H⋅Ψ = E ⋅Ψ ∧ h2 Trong đĩ Ĥ là tốn tử Hamilton = − ∆ + H 2 U 8π m 8π 2m Từ đĩ PT cĩ thể viết chi tiết hơn là ∆ψ + (E −U )ψ = 0 h2 ∂ 2 ∂ 2 ∂ 2 ∆ là tốn tử Laplace . ∆ = + + ∂x2 ∂y 2 ∂z 2 . Vậy phương trình Schrođinger cĩ dạng h2  ∂ 2ψ ∂2ψ ∂ 2ψ  −  + +  + ψ = ψ 2  2 2 2  U E . . 8π m  ∂x ∂y ∂z  Slide 51 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Phương trình Schrođinger h2  ∂2ψ ∂2ψ ∂ 2ψ  −  + +  + ψ = ψ 2  2 2 2  U E 8π m  ∂x ∂y ∂z  Trong đĩ m là khối lượng, U là thế năng của hệ đang xét, h là hằng số Planck, ψ là hàm sĩng ( hàm trạng thái) - Về nguyên tắc, mọi thơng tin về hệ vi mơ cĩ thể thu được từ hàm sĩng ψ mơ tả trạng thái của hệ e2 - Đối với nguyên tử H U = − r Khi đĩ pt Schrodinger cĩ dạng 8π 2m e2 ∆ψ + + ψ = 2 (E ) 0 Slide 52 of 48 Generalh Chemistry: r HUI© 2006
Phương trình Schrođinger • ψ (pơxi) là hàm sĩng mơ tả trạng thái hạt trong toạ độ x,y,z. Hạt cĩ khối lượng m, hàm sĩng cĩ thể là hàm thực hay hàm phức. • ψ cĩ thể âm hoặc dương, nhưng |ψ (x,y,z)|2dxdydz cĩ giá trị dương, nĩ cho biết xác suất tìm thấy hạt trong thể tích dv = dxdydz. • Vì xác suất tìm thấy hạt trong tồn bộ khơng gian bằng 1 nên: +∞ 2 ∫ ψ(x,y,z) dxdydz = 1 −∞ Đĩ là điều kiện chuẩn hố của hàm sĩng Slide 53 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Phương trình Schrodinger(1926) • Mục tiêu: Giải phương trình Schrodinger để tìm ra hàm ψ, xác định trạng thái của hạt vi mơ thỏa mãn pt trên • Mỗi Ψ ứng với một ORBITAL — vùng khơng gian tìm thấy electron. • Ψ khơng mơ tả chính xác vị trí của electron,. • Ψ2 cho biết xác suất tìm thấy electron tại một vị trí tương ứng. • Xác định E của các orbital Slide 54 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Giải phương trình Schrođinger • Để đơn giản hĩa việc giải z PT Schrođinger, người ta chuyển từ toạ độ Descartes sang hệ tọa độ cầu (hệ toạ P độ cực) • Như vậy ta cĩ thể biến hàm r ψ thành: θ + ψ là dạng hàm tích của 3 hàm, trong đĩ mỗi hàm là 0 y hàm một biến ψ (r,θ,ϕ) =R(r).θ(θ).Φ(ϕ) .ϕ + hoặc ψ là dạng hàm tích x x = r sin cos của 2 hàm: hàm bán kính θ ϕ y = r sin θ sin ϕ và hàm gĩc z = r cosθ ψ (r,θ,ϕ) =R(r).Y(θ,ϕ) x2 + y2 + z2 = r2 Slide 55 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.6 Phần bán kính (xuyên tâm) của hàm sĩng • Phần bán kính R(r) của hàm sĩng hay cịn gọi hàm xuyên tâm của hàm sĩng. Khi giải cho thấy R(r) phụ thuộc 2 tham số n và l. Ở đây n là số lượng tử chính, cịn l được gọi số lượng tử phụ, nên ký hiệu Rn,l(r). • Hàm R n,l(r) khơng cĩ ý nghĩa vật lý, nhưng hàm 2 2 2 4π r R n,l(r) (gọi là hàm mật độ xác suất xuyên tâm) cho biết xác suất cĩ mặt của e trong một lớp cầu cĩ chiều dày dr và bằng một đơn vị khoảng cách đối với hạt nhân Ta cĩ thể biểu diễn đồ thị sự phụ thuộc phần bán kính R(r) của hàm sĩng và hàm mật độ xác suất xuyên tâm vào khoảng cách r như sau : Slide 56 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.7 Phần gĩc của hàm sĩng • Phần gĩc Y(θ,ϕ) của hàm sĩng là hàm riêng của tốn tử momen động lượng orbital, đĩ chính là hàm cầu phụ thuộc vào số lượng tử phụ l và số lượng tử từ m nên ký hiệu Yl,m(θ,ϕ) • Vì được xây dựng trên tọa độ cực (cầu) nên những điểm nút của các đọan thẳng khi biểu diễn từ gĩc tọa độ trên tọa độ cầu tạo nên bề mặt bao bọc nhất định và tạo nên hình dạng hình học của hàm sĩng (orbital) • Trên các thể tích của AO cĩ ghi dấu của hàm sĩng (+) hoặc (-) • Lý thuyết phương trình vi phân đã chứng minh được R(r) và Y(θ,ϕ) cĩ các nghiệm đơn trị, giới nội và liên tục Slide 58 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Một số hàm sĩng của electron trong ng tử 3 Zr  Z  2 − −1 a0 n=0, l=0 Y = π n = 1, l= 0 R1,0 = 2  e 0,0 ( 4 ) a0  3 Zr   2   − 3 iϕ 1 Z Zr 2a0 n=1, l=1 Y1,1 = - sinθe n=2 , l=0 R2,0 =   2 − e 8π 8 a0   a0  3 Zr   2 − 1 Z Zr 2a0 n=2, l=1 R2,1 =   e 3 −iϕ 24 a a n=1, l= -1 Y = sinθe  0  0 1,-1 8π 3 n=1, l=0 Y = 2 1,0 cosθ 4πε h 4π Trong đó a = 0 0 2 m ee Slide 64 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.3.8 Ý nghĩa 4 số lượng tử 1. Số lượng tử chính n. Dùng để xác định E của e, n nhận các giá trị nguyên dương 1, 2, 3 , n càng lớn thì E e càng cao, kích thước orbital ngtử (kích thước của các đám mây e) càng lớn. n 1 2 3 4 Lớp K L M N Chu kỳ 1 2 3 4 4 me 2 2 E = Z2 = - 2,18.10-18 Z Z n 2 2 2 J = - 13,6 eV 8 ε on h n n2 a n2 1 r = o 1 + 1 l (l+1) Z 2 n2 Vậy các electron có cùng một giá trị n tạo thành những AO có kích thước gần bằng nhau trong nguyên tử, chúng được gọi là lớp orbital, hay lớp lượng tử. Slide 65 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2. Số lượng tử phụ l nhận các giá trị nguyên dương từ 0 ÷ (n-1) nghĩa là n giá trị Nếu n = 1 thì l cĩ 1 giá trị là l = 0 Nếu n=2 cĩ 2 giá trị là l = 0 và 1 Nếu n =3 thì cĩ 3 giá trị của l = 0, 1, 2 . Số lượng tử l dùng để xác định hình dạng và tên orbital ngtử. Với những ngtử nhiều e, E của e còn phụ thuộc vào giá trị l. Những e có cùng giá trị l lập nên một phân lớp và có E như nhau Nếu l = 0 : cĩ AO s dạng cầu Nếu l = 1: Cĩ AO p dạng quả tạ đơi (2 quả cầu biến dạng tiếp xúc nhau) Nếu l = 2: cĩ AOd cĩ dạng 4 quả cầu biến dạng tiếp xúc nhau Slide 66 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
3. Số lượng tử từ ml . Số lượng tử từ ml đặc trưng cho sự định hướng các orbital ngtử trong từ trường và quyết định số lượng orbital có trong một phân lớp, . ml nhận các giá trị từ –l ÷ + l kể cả giá trị 0 tức là ứng với một phân mức năng lượng cĩ (2l +1) kiểu định hướng trong khơng gian . Sự định hướng khác nhau trong khơng gian của các đám mây e xãy ra là do tương tác của từ trường e và từ trường ngồi tác dụng lên nguyên tử. Vì vậy số lượng tử ml được gọi là số lượng tử từ . Như vậy hàm ψ được xác định bởi 3 thơng số n, l, ml (tức là ψn,l,ml ) được gọi là orbital nguyên tử Slide 67 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Yù nghĩa các số lượng tử Trong những ngtử nhiều e, E của e ở cùng một lớp không phải hoàn toàn giống nhau mà có khác nhau chút ít và phụ thuộc vào số lượng tử l. l 0 1 2 3 Phân lớp s p d f Ở một giá trị xác định của số lượng tử chính n thì các electron s có năng lượng nhỏ nhất, sau đó đến các electron p, d, và f , hình dạng của chúng cũng khác nhau. Slide 68 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• ª Từ mối quan hệ giữa l và ml ta tính được ocbital trong mỗi phân lớp lượng tử ( phân mức năng lượng) • Ví dụ: • + l = 0: ml có 1 giá trị ml = 0 tức là 1 orbitan s • + l = 1: ml có 3 giá trị là ml = -1, 0 ,+1 tức là 3 orbitan p: px, py và pz • + l = 2: ml có 5 giá trị là ml = -2, -1, 0, +1, +2 tức là 5 orbitan d: dxy, dxz, dyz, dz2 và dx2-y2 và có hình dạng khác nhau ( xem ở hình sau): • Lưu ý: khi ml= 0 là tương ứng với ocbital pZ, pZ2, cịn các AO khác khơng nên gán cho giá trị ± ml cụ thể nào Slide 69 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4. Số lượng tử từ spin ms . Số lượng tử spin electron ms đặc trưng cho sự tự quay của e xung quanh trục của mình theo chiều thuận hay chiều nghịch với chiều quay kim đồng hồ và nhận một trong hai giá trị từ +1/2 ÷ -1/2 Slide 71 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Tóm lại Bốn số lượng tử n, l, ml , ms xác định hoàn toàn trạng thái của electron trong nguyên tử. n l Orbital ml ms Số orbital ngtử e tối đa 1 0 1s 0 +1/2 , -1/2 2 2 0 2s 0 +1/2 , -1/2 2 1 2p -1, 0, +1 6 3 0 3s 0 2 1 3p -1, 0, +1 +1/2 , -1/2 6 2 3d -2, -1, 0, +1, +2 10 4 0 4s 0 2 1 4p -1, 0, +1 6 2 4d -2, -1, 0, +1, +2 +1/2 , -1/2 10 3 4f -3, -2, -1, 0, +1, +2, 14 +3 Slide 72 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.4 Nguyên tử nhiều electron và cấu hình electron của nguyên tử 2.4.1 Trạng thái năng lượng e của các nguyên tử nhiều e • Trạng thái e cũng được xác định bởi 4 số lượng tử n, l, ml và ms • Khác với nguyên tử 1 e, trong nguyên tử nhiều e năng lượng của chúng khơng chỉ phụ thuộc vào số lượng tử n mà cả l, vì ngoài tương tác giữa hạt nhân với e còn có tương tác giữa các e với nhau, tương tác này tạo nên hai hiệu ứng đó là hiệu ứng xâm nhập và hiệu ứng chắn Slide 73 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Hiệu ứng chắn + Do các lớp e bên trong làm giảm lực hút của hạt nhân với e lớp ngồi. + Các e bên ngồi bị hút bởi điện tích Z* np> nd> nf và độ bị chắn nf> nd> np > ns + Phân lớp e bão hịa hoặc bán bão hịa ở phía trong cĩ tác dụng chắn mạnh các e lớp ngồi, các e trong 1 AO chắn nhau rất yếu Slide 74 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Hiệu ứng xâm nhập: Các e lớp bên ngồi cĩ thể xâm nhập vào vùng gần hạt nhân. + Nếu e càng xâm nhập mạnh thì lực hút càng mạnh, E càng thấp + Khả năng xâm nhập của e giảm dần theo chiều tăng của n và l. ns > np> nd > nf Năng lượng + Cùng trị số n, E tăng theo trị số l: Ens < Enp < End < Enf +Khi Z nhỏ, cùng trị số n, sự chênh lệch các phân mức ns và np tăng dần theo điện tích hạt nhân nguyên tử + 1s < 2s < 2p < 3s <3p < 4s < 3d < 4p < 5s <4d < 5p < 6s 4fSlide ≈ 75 of5d 48 < 6p < 7s < 5f General≈ 6dChemistry: < 7p HUI© 2006
2.4.2 Sự sắp xếp e trong nguyên tử và cấu hình e 1. Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Trong nguyên tử khơng thể cĩ hai e cĩ cùng 4 số lượng tử ⇒ Mỗi AO được đặc trung bởi 3 số lượng tử n,l, ml nhất định, chứa tối đa 2 e cĩ spin khác nhau ⇒ Từ đĩ cĩ thể rút ra kết luận: + trong mỗi phân lớp cĩ (2l+ 1)AO, chứa tối đa 2( 2l+1) electron + trong mỗi lớp cĩ n2 AO nên cĩ tối đa 2n2 electron Slide 76 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2. Nguyên lý vững bền: Trạng thái bền vững nhất của e trong nguyên tử là trạng thái ứng với năng lượng nhỏ nhất • Như vậy e phải chiếm từ các AO cĩ năng lượng thấp mới đến các AO cĩ năng lượng cao 3. Quy tắc Hund: Trong trường hợp ở phân lớp lượng tử cĩ nhiều AO cĩ năng lượng như nhau thì: Trạng thái bền của nguyên tử ứng với sự sắp xếp e như thế nào đĩ trong một phân mức năng lượng cĩ giá trị tuyệt đối của tổng spin là cực đại • ⇒ số e độc thân trong một phân lớp là cực đại Slide 77 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4 Quy tắc Kleshkovski . Khi điện tích hạt nhân tăng, các e sẽ chiếm các mức E có tổng số (n + l) lớn dần. . Đối với các phân lớp có (n + l) bằng nhau thì e sẽ chiếm vào các phân lớp có trị số n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn sau. Chu kỳ 1 1s Chu kỳ 2 2s 2p Chu kỳ 3 3s 3p 3d Chu kỳ 4 4s 4p 4d 4f Chu kỳ 5 5s 5p 5d 5f Chu kỳ 6 6s 6p 6d 6f Chu kỳ 7 7s 7p 7d 7f Slide 78 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Quy tắc Kleshkowski với những ngtố thuộc phân nhóm phụ  Nhóm 1: ns2 (n-1)d9 Nhóm 1: ns1 (n-1)d10  Nhóm 2: ns2 (n-1)d10 Nhóm 2: ns2 (n-1)d10  Nhóm 3: ns2 (n-1)d1 Nhóm 3: ns2 (n-1)d1  Nhóm 4: ns2 (n-1)d2 Hay Nhóm 4: ns2 (n-1)d2  Nhóm 5: ns2 (n-1)d3 Nhóm 5: ns2 (n-1)d3  Nhóm 6: ns2 (n-1)d4 Nhóm 6: ns1 (n-1)d5  Nhóm 7: ns2 (n-1)d5 Nhóm 7: ns2 (n-1)d5  Nhóm 8: ns2 (n-1)d6,7,8 Nhóm 8: ns2 (n-1)d6,7,8 Slide 79 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
General Chemistry Chương 3:Định luật tuần hồn và HTTH các nguyên tố hố học
Nội dung 3.1 Định luật tuần hồn và điện tích hạt nhân 3.2.Bảng hệ thống tuần hồn các nguyên tố hĩa học và cấu trúc electron nguyên tử 3.3 Cấu trúc bảng hệ thống tuần hồn dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử 3.4 Sự thay đổi tính chất các nguyên tố trong hệ thống tuần hịan Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 2 of 35
3.1 Định luật tuần hồn và điện tích hạt nhân • 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer When the elements are arranged in order of increasing atomic mass, certain sets of properties recur periodically. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 3 of 35
Nội dung định luật • Mendeleev chọn khối lượng ngtử và tính chất hĩa học làm tiêu chuẩn để hệ thống hĩa các nguyên tố, ơng cho rằng khối lượng ngtử quyết định tính chất hĩa học của nguyên tố • “ Tính chất của các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hĩa học phụ thuộc tuần hồn vào khối lượng nguyên tử” • Theo quan điểm hiện đại thì tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron, mà số electron bằng điện tích hạt nhân. Do đĩ • Hiện nay định luật được phát biểu “Tính chất của các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các ngtố hĩa học phụ thuộc tuần hồn vào điện tích hạt nhân” • Nguyên nhân của tính chất tuần hồn là do sự tuần hồn của lớpPrentice vỏ -Hallelectron © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 4 of 35
3.2 Bảng hệ thống tuần hồn các nguyên tố và cấu trúc electron nguyên tử • Bảng HTTH được chính thức cơng bố năm 1871 gồm 66 nguyên tố, chia thành 8 nhĩm đứng và 12 hàng ngang. Trong đĩ ơng đã để những ơ trống cho các nguyên tố chưa biết (Se, Ga, Ge, Tc ) và dự đốn tính chất của chúng • Sau này nhiều nguyên tố khác được phát hiện và được điền vào những ơ trống đĩ. Sự hiện diện của chúng khơng làm thay đổi gì cơ bản HTTH mà khẳng định tính đúng đắn của HTTH • Cho đến nay cĩ hơn 400 loại bảng HTTH khác nhau , nhưng bảng HTTH dạng ngắn và dạng dài là hai loại được thừa nhận rộng rãi và hiện nay đang dùng. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 5 of 35
3.2.1 Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong HTTH • Các nguyên tố được sắp xếp theo trật tự tăng dần điện tích hạt nhân • Các nguyên tố cĩ tính chất hố học giống nhau được xếp trong cùng một cột, mỗi cột là một nhĩm • Mỗi hàng (bảng dài) được gọi là một chu kỳ. Chu kỳ là một dãy các nguyên tố sắp xếp theo số thứ tự tăng dần, bắt đầu là một kim loại điển hình (kim loại kiềm), cuối chu kỳ là một phi kim điển hình (halogen) và kết thúc là một khí hiếm Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 6 of 35
3.2.2 Các loại bảng hệ thống tuần hồn 1.Bảng HTTH dạng ngắn: + Các nguyên tố được bố trí thành cột (nhóm) có số thứ tự từ I – VIII gồm nhóm chính và nhóm phụ và 7 chu kỳ (từ 1 – 7) được xếp thành 10 hàng ngang. Ngồi ra cịn cĩ 2 hàng ngang để ngồi bảng chính là các nguyên tố họ lantanit và actinit + Các nhĩm nguyên tố được bố trí thành 8 cột dọc, mỗi nhĩm chia thành phân nhĩm chính và phân nhĩm phụ, tạo nên hai hàng dọc. Các nguyên tố phân nhĩm chính gồm các nguyên tố điển hình được bắt đầu từ nguyên tố điển hình của chu kỳ 2 tạo cột dọc dài hơn, các nguyên tố phân nhĩm phụ họp thành hàng dọc ngắn hơn bắt đầu từ chuPrentice kỳ -Hall4 © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 7 of 35
Bảng HTTH dạng ngắn + Các chu kỳ được bố trí thành hàng ngang và cĩ số thứ tự từ 1 đến 7. Chúng bắt đầu từ kim loại kiềm và kết thúc bằng nguyên tố khí hiếm.( trừ chu kỳ 1) • 3 chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ, trong đĩ chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt chỉ 2 nguyên tố, chu kỳ 2 và 3 đều cĩ 8 nguyên tố chúng đều là những nguyên tố điển hình vì vậy đĩ là những chu kỳ điển hình • 4 chu kỳ sau là chu kỳ dài. Trong đĩ - Chu kỳ 4 và 5 cĩ 18 nguyên tố, trong đĩ cĩ 8 nguyên tố điển hình làm thành 1 hàng ngang và 10 nguyên tố phân nhĩm phụ (nguyên tố chuyển tiếp) làm thành một hàng ngang thứ 2 - Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 8 of 35
Bảng HTTH dạng ngắn - Chu kỳ 6 cĩ 32 nguyên tố (8 nguyên tố điển hình, 10 nguyên tố chuyển tiếp và 14 nguyên tố họ lantanit), chúng được bố trí trên 3 hàng ngang (cĩ 1 hàng ngang của họ lantanit để ở ngồi bảng chính) - Chu kỳ 7: về lý thuyết cĩ 32 nguyên tố nhưng hiện nay chưa đầy đủ (chỉ cĩ 23 nguyên tố-Bảng cũ cĩ 19 nguyên tố) gồm 2 nguyên tố phân nhĩm chính, 7 nguyên tố chuyển tiếp và 14 nguyên tố nhĩm actinit. Đây là chu kỳ dở dang Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 9 of 35
Bảng HTTH dạng ngắn C H NHOM CAC NGUYEN TO H A U I II III IV V VI VII VIII K N IA IB IVB IVA Y G IIA IIB IIIB IIIA VB VA VIB VIA VIIB VIIA VIIIB VIIIA 1 I (H) H He 2 II Li Be B C N O F Ne 3 III Na Mg Al Si P S Cl Ar IV K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni 4 V Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr VI Rb Sr Y Zr Nb Tc Ru Pd 5 Mo Rh VII Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 VIII Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt IX Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 X Fr Ra Ac Ku Ns OXIT R O CAO NHAT 2 RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 RO4 HYDRUA RH4 RH3 RH2 RH LANTANIT Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ACTINIT Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 10 of 35
2. Bảng hệ thống tuần hồn dạng dài • Mỗi chu kỳ chỉ xếp trong một hàng (ngồi 2 họ lantanit và actinit được xếp riêng) và nĩi chung họ các nguyên tố s,p,d được xếp liên tục nhau • Các nhĩm nguyên tố tách hẵn thành những cột riêng, trong đĩ phân nhĩm chính được gọi là nhĩm A cịn phân nhĩm phụ được gọi là nhĩm B • Bảng dạng dài khơng gọn và chặt chẽ bằng dạng ngắn, nhưng cĩ ưu điểm phản ánh được rõ ràng sự phân chia các họ nguyên tố theo đặc điểm cấu tạo electron Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 11 of 35
KL kiềm Bảng HTTH Khí hiếm Nhĩm chính KL kiềm thổ Halogen KL chuyển tiếp Nhĩm chính Lanthanides và Actinides Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 12 of 35
3.2.3.Hệ thống tuần hồn và cấu hình electron nguyên tử Qua khảo sát cấu trúc e ngtử của các ngtố trong bảng HTTH, người ta nhận thấy sự sắp xếp e trong lớp vỏ ngtử cĩ tính tuần hồn. Khi chuyển sang chu kỳ mới, các e lại bắt đầu sắp xếp vào lớp lượng tử mới trong ngtử các nguyên tố và theo chiều tăng điện tích hạt nhân ngtử của chúng, trật tự sắp xếp e vào các phân lớp lượng tử lặp lại tuần hồn. Số e của lớp ngồi cùng hoặc của những phân lớp ngồi cùng của ngtử các ngtố lặp lại tuần hồn theo chiều tăng điện tích hạt nhân ngtử của chúng Do tính chất tuần hồn của cấu trúc vỏ electron nên tính chất của các đơn chất và hợp chất của các nguyên tố cũng biến đổi tuần hồn Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 13 of 35
Ví dụ: Cấu hình e của các ngtố thuộc chu kỳ 2 và 3 Chu kỳ 2 Li Be B C N O F Ne Sự phân 2/1 2/2 2/3 2/4 2/5 2/6 2/7 2/8 bố e- vào các lớp Sự phân bố 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 e-vào các 2s1 2s2 2s22p1 2s2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p phân lớp 2p2 6 Chu kỳ 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar Sự phân 2/8/1 2/8/2 2/8/3 2/8/4 2/8/5 2/8/6 2/8/7 2/8/8 bố e- vào các lớp Sự phân 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 bố e- vào 2s2 2p6 2s22p6 2s22p6 2s22p6 2s22p6 2s22p6 2s22p6 2s22p các phân 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 6 2 lớp 3s 3p Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 15 of 356
Hệ thống tuần hồn và cấu hình electron nguyên tử • Nguyên tố mà trong nguyên tử phân lớp s đang xây dựng và hồn tất là nguyên tố s, nguyên tố mà phân lớp p đang xây dựng và hồn tất là nguyên tố p. Các chu kỳ 1, 2, 3 bao gồm các nguyên tố s và p. Các nguyên tố s và p đều thuộc nhĩm A (phân nhĩm chính) Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 16 of 35
Hệ thống tuần hồn và cấu hình electron nguyên tử • Chu kỳ 4,5 ngồi các nguyên tố s và p, cịn cĩ các nguyên tố cĩ phân lớp 3d và 4d đang xây dựng và hồn tất đĩ là các nguyên tố d thuộc nhĩm B (phân nhĩm phụ) • Chu kỳ 6: Ngồi các nguyên tố s,p,d cịn cĩ 14 nguyên tố f, chu kỳ 7 mặc dù chưa đầy đủ nhưng về nguyên tắc cĩ 32 nguyên tố tương tự như chu kỳ 6 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 17 of 35
3.3 Cấu trúc HTTH dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử 3.3.1 Chu kỳ • Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo số thứ tự tăng dần viết theo chiều ngang, bắt đầu bằng các nguyên tố s (ns1) kết thúc bằng các nguyên tố p (np6) ở khoảng giữa cĩ thể cĩ các nguyên tố d,f • Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính n của lớp electron ngồi cùng • Chu kỳ 1: là chu kỳ đặc biệt chỉ cĩ 2 nguyên tố s • Chu kỳ 2 và 3: là 2 chu kỳ nhỏ mỗi chu kỳ cĩ 8 nguyên tố gồm 2 nguyên tố s và 6 nguyên tố p Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 18 of 35
Chu kỳ • Chu kỳ 4 và chu kỳ 5: là 2 chu kỳ lớn mỗi chu kỳ cĩ 18 nguyên tố gồm 2 nguyên tố s, 10 nguyên tố d và 6 nguyên tố p. • Những nguyên tố cĩ electron điền vào nhĩm d đĩ là những nguyên tố chuyển tiếp. Cĩ 2 dãy nguyên tố chuyển tiếp: + Dãy thứ nhất gồm mười nguyên tố từ Sc (số 21) đến nguyên tố Zn (số 30) + Dãy thứ 2 gồm 10 nguyên tố từ Y(39) đến Cd (48) Các nguyên tố 2 dãy trên đều cĩ cĩ cấu trúc electron ứng với cơng thức chung ( n-1)d1-10ns2 . Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 19 of 35
Chu kỳ • Chu kỳ 6 là chu kỳ hồn chỉnh cĩ 32 nguyên tố xếp thành 2 hàng ngang. 14 nguyên tố đất hiếm họ lantanit được xếp vào cùng một ơ với nguyên tố La. Về cấu trúc electron gồm cĩ 2 nguyên tố s, 14 nguyên tố f, 10 nguyên tố nhĩm d và 6 nguyên tố p . • Chu kỳ 7 là chu kỳ chưa kết thúc, mới cĩ 19 nguyên tố được tìm thấy gồm cĩ 2 nguyên tố s, 14 nguyên tố f và một số nguyên tố d. Chu kỳ 7 giống như chu kỳ 6 cĩ 14 nguyên tố đất hiếm họ actinit xếp cùng ơ với nguyên tố Ac. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 20 of 35
3.3.2 Nhĩm . Nhĩm gồm các nguyên tố cĩ số electron ở lớp ngồi cùng hoặc của những phân lớp ngồi cùng giống nhau . Số electron ở lớp ngồi cùng hoặc ở những phân lớp ngồi cùng bằng số thứ tự của nhĩm . Riêng một số nguyên tố như:Co, Ni, Ir, Pt, tuy cĩ số e ở các phân lớp ngồi cùng lớn hơn 8 vẫn đặt ở nhĩm VIII . Các nguyên tố thuộc họ lantanit và actinit cĩ cấu tạo đặc biệt, các electron đang và đã xây dựng ở phân lớp (n-2)f nhưng được đặt ở nhĩm III cùng ơ với lantan (La) và actini (Ac) Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 21 of 35
3.3.3 Phân nhĩm ° Phân nhĩm gồm các nguyên tố cĩ cấu trúc electron ở lớp ngồi cùng hoặc của những phân lớp ngồi cùng giống nhau °Phân nhóm chính (nhĩm A) gồm các ngtố s và p, cấu hình e ở lớp ngồi cùng là nsx hoặc ns2npx-2, chúng luôn có số e ngoài cùng bằng số nhóm (x là số thứ tự phân nhĩm) ° Phân nhóm phụ (nhĩm B) là các kim loại (những nguyên tố chuyển tiếp) là các nguyên tố d, cĩ cấu hình electron các phân lớp ngồi cùng là (n-1)d1-10ns2 ( cĩ một số ngoại lệ Cu, Ag, Au, cĩ cấu hình (n-1)d10ns1) Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 22 of 35
-Ngồi ra cịn cĩ các nguyên tố phân nhĩm phụ thứ cấp, nguyên tố f, những nguyêên tố nằm ngoài bảng HTTH , cĩ cấu hình e ở các phân lớp ngồi cùng là ( n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2 - Ghi chú: Các nguyên tố Zn, Cd, Hg cĩ cấu hình electron là d10, chúng khơng được coi là nguyên tố chuyển tiếp cũng khơng phải là kim loại điển hình • Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 23 of 35
Nhĩm nguyên tố Group 1A: The Alkali Metals - Alkali metals emit characteristic colors when placed in a high temperature flame. Li Na K Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 24 of 35
Nhận xét: • Sự dài ngắn khác nhau của các chu kỳ là do thứ tự sắp xếp e vào các orbital ngtử trong chúng khác nhau gây nên. • Electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố sắp xếp theo quy luật ns1-2, np1-6, (n – 1)d1-10, (n – 2) f 1-14. • Các ngtố trong một phân nhóm luôn có cấu hình e ngoài cùng bằng nhau và có tính chất tương tự nhau. • Biết được cấu hình e ta có thể xác định được vị trí và tính chất của chúng Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 25 of 35
3.4.4 Ơ • Ơ là vị trí cụ thể của một nguyên tố, chỉ rõ toạ độ của nguyên tố trong HTTH. Nĩ chính là số thứ tự của nguyên tố và cũng là điện tích hạt nhân của nguyên tố, chỉ số thứ tự của chu kỳ số thứ tự nhĩm • Lưu ý: trong HTTH các nguyên tố f (họ lantanit và actinit được xếp vào nhĩm IIIB và được để ngồi bảng chính. Vì vậy thứ tự của các ơ trong HTTH của bảng chính khơng xếp một cách liên tục Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 26 of 35
3.4 Sự biến đổi tuần hồn tính chất các ngtố trong HTTH . Quy luật biến đổi tính chất chung: o Chu kỳ: Từ trái sang phải tính kim loại của ngtố giảm dần, tính phi kim tăng dần. o Nhóm: Trong một phân nhóm chính, từ trên xuống tính kim loại của ngtố tăng dần theo chiều tăng Z, tính phi kim giảm. Trong một phân nhóm phụ, từ trên xuống, tính kim loại tăng hoặc giảm chút ít. . Đặc điểm của lớp vỏ electron hóa trị o Nhóm chính: ns2 np1-6 - Các ngtố cùng một nhóm có cấu hình e hóa trị giống nhau. - Số thứ tự của nhóm trùng với số electron lớp ngoài cùng. - Cấu hình e lớp ngoài cùng được lặp đi lặp lại trong các chu kì. o Nhóm phụ: (n-1)d1-10ns2. Vì E tương đối cao nên các e d cũng có thể tham gia phản ứng, chúngPrentice được-Hall © coi 2002 là các electronGeneral Chemistry: hóa trị Chapter. 10 Slide 27 of 35
3.3.1 Bán kính nguyên tử và ion 1. Bán kính ngtử + Bán kính cộng hóa trị của một ngtử là nửa khoảng cách của 2 ngtử cùng một ngtố tạo thành liên kết đdơn cộng hóa trị. Ví dụ H – H d = 0,74A0, r = 0,37A0 Cl – Cl d = 1,998A0, r = 0,99A0 + Bán kính kim loại của một nguyên tố kim loại bằng nửa khoảng cách giữa tâm của các nguyên tử kim loại ở gần nhau nhất trong mạng tinh thể kim loại Ví dụ: Na là 1,54 Ao; Mg: 1,30Ao a. Sự thay đổi bán kính nguyên tử trong chu kỳ + Các nguyên tố nhĩm A: Từ trái sang phải, bán kính ngtử các ng tố s,p giảm dần, liên tục. Ví dụ: Ng tố Li Be B C N O F r (A0) 1,52 1,13 0,88 0,77 0,70 0,66 0,64 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 28 of 35
Sự thay đổi bán kính nguyên tử trong chu kỳ + Đối với các nguyên tố nhĩm B: bán kính cộng hố trị nĩi chung giảm chậm và khơng đều Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 1,44 1,32 1,25 1,27 1,46 1,20 1,26 1,20 1,38 1,31 Y Zr Ne Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd 1,62 1,48 1,37 1,45 1,56 1,26 1,35 1,31 1,53 1,48 La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg 1,69 1,49 1,38 1,46 1,59 1,28 1,37 1,28 1,43 1,51 Nguyên nhân: electron điền vào phân lớp d là lớp thứ 2 ngồi vào nên ảnh hưởng nhỏ đến bán kính nguyên tử và gây ảnh hưởng chắn khác nhau, nên bán kính thay đổi khơng đều đặn. Các nguyên tố f cịn thay đổi chậm hơn nữa. (Do sự co rút lantanit) Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 29 of 35
b. Sự biến đổi bán kính nguyên tử trong một nhĩm + Phân nhóm chính (nhĩm A) từ trên xuống, bán kính ngtử tăng do số lớp electron tăng. Ví dụ: Nguyên tố Li Na K Rb r (A0) 1,52 1,86 2,27 2,47 + Phân nhóm phụ ( nhĩm B): các ngtố thuộc chu kì 4, 5, 6 co ùbán kính tăng chậm hoặc giảm, đó là do sự co d hay co f. - Từ chu kỳ 4 lên chu kỳ 5 : tăng chậm -Từ chu kỳ 5 lên 6:ít thay đổi , cĩ khi giảm do co lantanit Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 30 of 35
2. Bán kính ion • Bán kính ion là bán kính của một cation hoặc anion • Khi chuyển một nguyên tử trung hồ thành anion thì bán kính tăng và thành cation thì bán kính giảm so với bán kính nguyên tử • Trong một phân nhĩm từ trên xuống bán kính ion và nguyên tử đều tăng • Các ion đẳng electron, cation cĩ bán kính nhỏ hơn anion (do Z của anion nhỏ hơn cation) . Prentice -Hall Ví © 2002 dụ r GeneralNa+< Chemistry: rF- Chapter 10 Slide 32 of 35
Bán kính ion • Các cation đẳng e: Bán kính các cation (3+) nhỏ hơn cation (2+) và nhỏ hơn cation (1+). Ví dụ r Al3+ < r Mg2+ < r Na+ • Anion đẳng e: điện tích anion (-1) nhỏ hơn anion (-2) Ví dụ : r F- < r O-2 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 33 of 35
Bán kính liên kết cộng hố trị 99pm Bán kính anion 181pm Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 34 of 35
3.4.2 Năng lượng ion hố Năng lượng ion hóa I: là năng lượng tối thiểu cần thiết để tách một electron khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích. (kJ/mol) X(k) + I → X+(k) + e Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 35 of 35
Năng lượng ion hố (I) • Nhận xét: I đặc trưng cho khả năng nhường e của ngtử, nghĩa là đặc trưng cho tính kim loại. I càng nhỏ ngtử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử của nguyên tố càng mạnh. - Trong một chu kì từ trái sang phải I tăng (trừ một số bất thường) - Cấu hình ns2, và ns2np6 của khí hiếm là bền vững nhất nên I lớn, các cấu hình ns2np3 cĩ cấu hình electron khá bền, nên I khá lớn. • Trong một phân nhóm chính (nhĩm A), từ trên xuống,Prentice-Hall © I2002 giảm. General Chemistry: Chapter 10 Slide 36 of 35
Năng lượng ion hố (I) • Đối với các nguyên tố nhĩm B quy luật khơng chặt chẽ như các nguyên tố nhĩm A • Đối với nguyên tử nhiều electron, ngồi năng lượng ion hố thứ nhất (I1) cịn cĩ năng lượng ion hố thứ hai (I2), thứ ba (I3) I1 < I2 < I3 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 37 of 35
3.4.3 Aùi lực đối với electron (F) • Khái niệm :Ái lực đối với electron (F) là năng lượng thoát ra (-) hay thu vào (+) khi kết hợp một electron vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích để tạo thành anion. X (k) + e → X- (k) ± F Hiện nay F được xác định bằng phương pháp gián tiếp Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 38 of 35
Aùi lực đối với electron (F) • Nhận xét: - Trong một chu kì, từ trái sang phải F của các ngtố thường tăng dần theo chiều tăng Z, nghĩa là F càng âm - Trong một nhóm, từ trên xuống, F của các ngtố giảm dần. - Các ngtố có cấu hình ns2, ns2 np6, ns2np3 có F nhỏ có khi dương - Aùi lực với e của một ngtử càng âm thì ion âm tạo thành càng bền, ngtử càng có khuynh hướng nhận e. Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 39 of 35
Ái lực đối với e của một số nguyên tố (kj/mol) IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He -73 >0 Li Be B C N O F Ne -60 +48 -27 -122 +7 -141 -328 > 0 Na Mg Al Si P S Cl Ar -53 +39 -44 -134 -72 -200 -349 > 0 K Ca Ga Ge As Se Br Kr -48 +29 -29 -118 -77 -198,5 -325 > 0 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe -47 +29 -29 -121 -101 -190 -295 > 0 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn -45 +29 -30 -110 -110 ? ? > 0 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 40 of 35
3.4.4 Độ âm điện χ 1. Khái niệm: Độ âm điện χ là đại lượng đặc trưng cho khả năng của một nguyên tử (trong phân tử) hút electron về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 41 of 35
2. Cách xác định độ âm điện χ a) Theo Mulliken: (1934) Độ âm điện của một nguyên tố (A) là nửa tổng năng lượng ion hố IAvới ái lực đối với electron FA χ = (IA + FA)/2 • Độ âm điện của tính theo Mulliken là cĩ đơn vị năng lượng, thang độ âm điện của Mulliken là thang độ âm điện tuyệt đối • Phương pháp này khơng xác định được hết độ âm điện của tất cả các nguyên tố vì khơng biết đầy đủ ái lực đối với electron của tất cả các nguyên tố Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 42 of 35
Cách xác định độ âm điện χ • b) Theo Pauling (1932) Ơng dựa trên cơ sở của năng lượng phân ly liên kết . Theo ơng, năng lượng phân ly liên kết của phân tử dị hạch ( liên kết A-B) luơn luơn lớn hơn trung bình nhân của năng lượng phân ly của phân tử hai nguyên tử đồng hạch A2 và B2 .x EA-B > EA-A EB-B • Hiệu của hai năng lượng trên được ký hiệu là Δ E - = A-B EA-A.x EB-B Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 43 of 35
Cách xác định độ âm điện của Pauling • Dựa trên giá trị Δ cĩ thể đánh giá được độ cĩ cực của liên kết . Theo Pauling mối liên hệ giữa độ âm điện χ và Δ được xác định bằng cơng thức Ta cĩ |χA- χB| = k √∆ (k là hằng số) • Nếu Δ được tính bằng eV và k được chọn bằng 1 thì hiệu độ âm điện cĩ trị số từ 0 đến ≈ 4. Vì vậy hiệu độ âm điện của 2 nguyên tố A và B được định nghĩa bằng hệ thức |χA- χB| = 0,208 √∆ Trong đĩ: Δ tính theo đơn vị kcal/mol và 0,208= 1/ √23,06 ( 1eV=23,06kcal/mol) Pauling qui ước độ âm điện của F =4 để tính độ âm điện các nguyên tố khác Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 44 of 35
Cách xác định độ âm điện của Pauling Sau này khi áp dụng trong thực tế thì thang độ âm điện theo Pauling thì cĩ một số bất cập, các nhà bác học khác như Slater đã tìm cách bổ sung cho chính xác hơn. Một trong các phương pháp đĩ là thiết rằng 2 nguyên tử A,B cĩ khả năng hút e như nhau thì năng lượng liên kết A-B bằng trung bình cộng của các liên kết A-A và B-B EA-B = ( EA-A + EB-B)/2 • Tuy nhiên, nếu A,B cĩ độ âm điện khơng bằng nhau thì liên kết A-B trở nên phân cực, giữa năng lượng liên kết A-B với trung bình cộng liên kết A-A và B-B cĩ một độ chênh lệch ∆ Khi đĩ ∆ = EA-B - (EA-A+ EB-B)/2 Nếu độ âm điện của A, B càng chêng lệch thì ∆ càng lớnPrentice -Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 45 of 35
Cách xác định độ âm điện của Pauling • Nếu gọi χAvà χB là độ âm điện của A và B và ∆ cĩ đơn vị kj/mol. . Ta cĩ |χA- χB| = 0,102 √∆ • Để xác định độ âm điện của một nguyên tố người ta qui ước độ âm điện của H bằng 2,2. Do độ âm điện được lấy 1 nguyên tố nào đĩ làm chuẩn để tính độ âm điện của các nguyên tố khác . Do đĩ thang âm điện của Pauling là thang tương đối và thang độ âm điện của Pauling khơng cĩ thứ nguyên Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 46 of 35
Thang độ âm điện của Pauling IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA H 2,2 Li Be B C N O F 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 Na Mg Al Si P S Cl 0,93 1,31 1,61 1,9 2,19 2,58 3,16 K Ca Ga Ge As Se Br 0,82 1,0 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 Rb Sr In Sn Sb Te I 0,82 0,95 1,78 1,96 2,05 2,1 2,66 Cs Ba Tl Pb Bi Po At 0,79 0,89 2,04 2,33 2,02 2,0 2,2 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 47 of 35
3.Quy luật • Trong một nhĩm A độ âm điện giảm từ trên xuống dưới • Trong một chu kỳ độ âm điện tăng từ trái sang phải • F cĩ độ âm điện lớn nhất, sau đĩ là oxi F > O > Cl > N > S > C > P > B > Si • Cs, Fr cĩ độ âm điện nhỏ nhất (0,79), các nguyên tố d cĩ độ âm điện từ 1,2 đến 1,9; các nguyên tố f cĩ độ âm điện khoảng 1,3 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 48 of 35
3.4.5 Số oxi hố 1. Số oxi hĩa : là điện tích hình thức cĩ được khi giả thiết rằng là số e mà ngtử nhường đi hay thu vào để tạo thành ion có cấu hình bền ns2 np6, ns2 np6 nd10 (với giả thiết hợp chất cĩ cấu tạo ion) 2. Cách tính số oxi hĩa: - Số oxy hóa của đơn chất bằng 0 - Oxi cĩ số oxi hĩa bằng -2 trong các hợp chất (trừ trường hợp bằng +2 trong OF2 và -1 trong peoxit) - H cĩ số oxh bằng +1 (trừ hidrua kim loại bằng -1) Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 49 of 35
Qui luật về số oxi hĩa -Số OXH dương cao nhất của nguyên tố bằng số electron hĩa trị -Số OXH âm bằng số nhĩm trừ đi 8 Số thứ tự nhóm A I II III IV V VI VII Hợp chất với oxy Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 Số ƠXH cao nhất với +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 oxy Hợp chất với hidro SiH4 PH3 H2S HCl Số OXH với hidro -4 -3 -2 -1 Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 50 of 35
Tính chất của các nguyên tố trong bảng HTTH Ái lực electron Năng lượng ion hố Ái lực electron lực Ái Bán kính nguyên tử Năng lượng ion hố ion lượng Năng Bán kính nguyên tử Prentice-Hall © 2002 GeneralTHE Chemistry: END Chapter 10 Slide 51 of 35
Bài tập • Chọn câu phát biểu đúng • a) Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo chiều ngang bắt đầu là các nguyên tố nhĩm ns1 kết thúc là các nguyên tố nhĩm p • b) Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính n của lớp eletron ngồi cùng • c) Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số cũng bằng số thứ tự của nguyên tố đĩ trong bảng hệ thống tuần hồn • d) Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất biến thiên tuần hồn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân • e) Trong bảng hệ thống tuần hồn các nguyên tố , phân nhĩm VIIB chưa phải là phân nhĩm nhiều nguyên tố nhất • g) Nhĩm nguyên tố gồm các nguyên tố xếp theo cột dọc cĩ tổng số electron hĩa trị bằng nhau Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 52 of 35
MỞ ĐẦU Thuyết VB cĩ nhiều ưu điểm, nhưng trong nhiều trường hợp thuyết VB khơng giải thích được bản chất liên kết được tạo thành hoặc giải thích khơng đúng đắn tính chất của phân tử + • Khơng giải thích được sự tồn tại của H2 • Khơng giải thích được tại sao O2 thuận từ • Khơng giải thích được việc bứt electron ra khỏi phân tử lại làm bền liên kết . + + Chất: F2 F2 O2 O2 ELK(kj/mol) 155 320 494 642 Slide 3 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
1. Luận điểm cơ bản của phương pháp MO • Trong phân tử, tính độc lập của các nguyên tử khơng cịn tồn tại mà phân tử là một tổ hợp thống nhất bao gồm các hạt nhân nguyên tử và các e của các nguyên tử tạo thành phân tử. Hay nĩi cách khác, phân tử cĩ thể coi là nguyên tử đa nhân phức tạp • Phân tử cĩ cấu trúc orbital như nguyên tử, nghĩa là trong phân tử các e được đặc trung bởi orbital phân tử MO tương ứng với hàm sĩng xác định. • Các MO được tạo thành từ sự tổ hợp tuyến tính (tổ hợp cộng và trừ) của các AO. Trong AO, các e được đặc trưng bằng các số lượng tử và tương ứng với các AO cĩ tên s, p, d, f thì trong MO e đặc trưng bởi bộ các số lượng tử và tương ứng với các MO cĩ tên σ, π,δ,φ . Slide 4 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Cĩ bao nhiêu AO tổ hơp lại cho bấy nhiêu MO. Các AO được sử dụng tổ hợp phải thỏa mãn các điều kiện sau: + Cĩ E gần bằng nhau + Cĩ mức độ che phủ đáng kể + Cĩ tính đối xứng giống nhau đối với trục nối hai hạt nhân nguyên tử • Chỉ các AO cĩ tính đối xứng giống nhau mới cĩ khả năng xen phủ với nhau tạo thành một MO liên kết hoặc phản liên kết tuỳ thuộc vào miền của chúng ở vùng xen phủ. Đối với các AO khơng cĩ tính đối xứng nhau thì khơng xen phủ (S=0) khi đĩ ta cĩ MO khơng liên kết. Số electron liên kết − Số electron phản liên kết Bậc liên kết = 2 Slide 5 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
+ + 2. Thuyết MO đối với phân tử H2 , H2, He2 và He2 N e ψ = c φ ∑ i i r i=1 A rB RAB HA HB 2 AOs (φA,φB) ⇒ 2 MOs (ψ+,ψ−) ψ+ = N+(φA + φB) MO liên kết ψ− = N−(φA − φB) MO phản liên kết 1 = 1 N + N − = 2(1+ S ) AB 2(1−SAB ) Slide 6 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Về năng lượng • Từ phương trình Ĥ ψ= E ψ, nhân 2 vế với ψ rồi tích phân tồn khơng gian và từ điều kiện chuẩn hố của hàm ψ ta cĩ kết quả + E+= α + β, + E-= α – β, ( α và β <0) • Trong đĩ α: tích phân coulomb bằng năng lượng của e ở AO 1s và bằng năng lượng H ở trạng thái cơ bản, β: tích phân trao đổi là năng lượng tương tác của 2 AO 1sa và 1sb Slide 7 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Sự tổ hợp các orbital nguyên tử Tổ hợp cộng MO liên kết Tổ hợp trừ MO phản liên kết Ψ1 = φ1 + φ2 Ψ2 = φ1 - φ2 Slide 9 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
3. Phân tử 2 ngtử đồng hạch A2 + + Chu kỳ 1: H2 , H2, He2 , He2. Các ngtố thuộc chu kỳ 1 chỉ có 1 lớp lượng tử 1s do vậy sự tổ hợp tuyến tính của 2 ngtử cho ta 2 MO σ1s và σ1s* Cấu hình electron của ion , phân tử: + lk 1 H2 (1e) : (σ1s ) lk 2 H2 (2e) : (σ1s ) + lk 2 * 1 He2 (3e): (σ1s ) (σ1s ) lk 2 * 2 He2 (4e) : (σ1s ) (σ1s ) Slide 10 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
- - Bậc LK = (e LK - e phản LK )/2 Năng lượng Bậc LK = (1-0)/2 = ½ + H2 Bậc LK = (2-0)/2 = 1 H2 Bậc LK = (2-1)/2 = ½ Năng lượng + He2 Bậc LK = (2-2)/2 = 0 He2 Slide 13 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Tĩm lại + + MO H2 H2 He2 He2 * σ1s ↑ ↑↓ lk σ1s ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Bậc liên 0,5 1 0,5 0 kết Slide 14 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Chu kỳ 2: Mỗi ngtử của ngtố thuộc chu kỳ 2 chứa tối đa 5 orbital. 1 orbital 1s, 1 orbital 2s và 3 orbital 2p. Như vậy sự tổ hợp tuyến tính 5 orbital này tạo nên 10 MO khác nhau gồm: * * * σ1s, σ 1s, σ2s, σ 2s, σ2px, σ 2px, π2py, * * π 2py, π2pz, π 2pz Slide 15 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Các ngtố đầu chu kỳ (Li, B, C, N) năng lượng các MO phân tử như sau: • σ1s < σ1s∗ < σ2s <σ2s∗ < π2pz = π2py < σ2px < π*2pz = π*2py < σ*2px • Đối với các nguyên tố cuối chu kì (O, F, Ne) • σ1s < σ1s∗ < σ2s <σ2s∗ < σ2px < π2pz = π2py < π*2pz = π*2py < σ*2px Slide 18 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
 Giản đồ năng lượng các phân tử đầu chu kỳ E * σ2px ↑↓ ↑↓ ↑↓ * * π2pz π2py ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ 2p 2px 2p ↑↓ π2pz π2py ↑↓ ↑↓ ↑↓* σ2s ↑↓ ↑↓ 2s 2s ↑↓ σ2s Slide 19 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Sự phân bố các e hóa trị trên các MO + MO Li2 B2 C2 N2 N2 * σ 2px * * π 2pz = π 2py σ2px ↑ ↑↓ π2pz = π2py ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ∗ σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Blk 1 1 2 2,5 3 0 dlk (A ) 2,67 1,59 1,24 1,12 1,1 Elk (kJ/mol) 105 289 599 828 940 Slide 20 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Giản đồ năng lượng các phân tử cuối chu kỳ E * σ2px * * π2pz π2py 2p π2pz π2py 2p σ2px * σ2s 2s 2s σ2s Slide 21 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Sự phân bố các e hóa trị trên các MO + - MO O2 O2 O2 F2 Ne2 * σ 2px ↑↓ * * π 2pz = π 2py ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ π2pz = π2py ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ2px ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ∗ σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Blk 2,5 2 1,5 1 0 0 dlk (A ) 1,12 1,21 1,26 1,41 - Elk (kJ/mol) 629 494 328 154 - Slide 22 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
. Phân tử 2 ngtử dị hạch AB Tương tự như phân tử hai nguyên tử đồng hạch sự tổ hợp tuyến tính 5 obital này cũng tạo nên 10 MO khác nhau gồm * * * σ1s, σ 1s, σ2s, σ 2s, π2pz, π2py, σ2px, π 2pz, * * π 2py, σ 2px Slide 24 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
MO BN BO CO+ CO NO+ NO * σ 2px * π 2pxz= ↑ * π 2py σ2px ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ π2pz = ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ π2py ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ∗ σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Blk 2 2,5 2,5 3 3 2,5 Slide 25 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Phân tử 3 ngtử AB2. • Ví dụ đối với H2O – O: 1 AO 2s, 3 AO 2p ( 2py khơng tham gia liên kết) – H: 1 AO 1s Slide 27 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
ΨA tương tác với 2 AO cuả O: 2s và 2pz orbital:tạo ra 1 AO liên kết, 1 AO phản liên kết, 1 AO khơng liên kết: Slide 28 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
. Nhận xét -Phương pháp MO dễ dàng xác định một ngtố có tính thuận từ hay nghịch từ dựa vào giản đồ năng lượng của chúng. - Theo phương pháp MO khi nhận E các e có khả năng chuyển từ các orbital phân tử có E thấp bên dưới lên các obital phân tử có E cao bên trên và ngược lại khi chuyển từ các orbital có năng lượng cao về các orbital có E thấp chúng sẽ phát ra một bức xạ có E tương ứng. Điều này giải thích được màu sắc của các hợp chất. Slide 31 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.4 Liên kết kim loại • Kim loại khơng trong suốt, phản xạ ánh sáng tốt, cĩ tính dẻo, dẫn nhiệt tốt nhưng đặc trưng nổi bật hơn hết là tính dẫn điện cao của nĩ. Ta biết rõ dù một điện trường rất nhỏ áp đặt vào kim loại cũng gây ra sự chuyển động của electron tạo ra dịng điện. Điều này chứng tỏ trong kim loại tồn tại một lượng electron khơng bị ràng buộc Đĩ chính là các electron hĩa trị. Các electron hĩa trị liên kết nhất thời với nhiều nhân nguyên tử nên người ta gọi liên kết kim loại là liên kết khơng định chổ . Những electron này cịn được gọi là electron truyền dẫn, chúng cĩ thể chuyển động trong tồn bộ thể tích khối kim loại nên trạng thái của chúng phải được mơ tả bằng các orbital N tâm, N là số nguyên tử của khối kim loại. Slide 34 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.4.1 Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại • Người ta coi trạng thái khối rắn mạng tinh thể kim loại được tạo thành bởi những ion dương ở nút mạng và các e chuyển động tự do trong tồn bộ tinh thể kim loại • Tuy nhiên khi chuyển động các e cĩ thể kết hợp với ion dương nào đĩ trong mạng tinh thể tạo nguyên tử trung hồ rồi tiếp tục bứt để tiếp tục chuyển động. Như vậy trong tinh thể luơn luơn cĩ các e tự do, và chính các e tự do này tạo nên dạng liên kết trong tinh thể kim loại • Liên kết này cĩ tính chất khơng định chổ cao độ hay nĩi cách khác là liên kết rất nhiều tâm Slide 35 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.4.2 Lý thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại • Thực chất là phương pháp MO áp dụng cho hệ thống khoảng 1023 nguyên tử • Theo MO khi 2 nguyên tử kim loại tương tác với nhau thì sẽ xãy ra sự xen phủ của các AO để tạo ra các MO liên kết và phản liên kết tức là tách thành 2 trạng thái năng lượng • Khi cĩ N nguyên tử tương tác với nhâu tạo thành N trạng thái năng lượng phân tử. Vì N rất lớn nên các các trạng thái năng lượng rất gần nhau tạo thành miền năng lượng cĩ năng lượng chênh lệch rất ít, nên cĩ thể coi là giải năng lượng liên tục • Tương ứng với trạng thái năng lượng s,p,d, trong nguyên tử sẽ cĩ các miền năng lượng s,p,d, tương ứng. Trong mỗi miền năng lượng các orbital của nĩ cũng cĩ tính chất tương tự như MO phân tử Slide 36 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
•Miền chứa các e hố trị gọi là miền hố trị và ở trên miền hố trị là miền dẫn .Tuỳ theo cấu tạo của nguyên tử và tính đối xứng của tinh thể mà các miền này cĩ thể che phủ hoặc khơng che phủ. Nếu khơng che phủ thì cĩ xuất hiện miền cấm •Sự sắp xếp các e vào các miền năng lượng cũng tuân theo quy luật chung khi điền e vào các orbital: theo trật tự tăng dần về năng lượng, cĩ 2e trên mỗi orbital cĩ spin khác dấu Như vậy cĩ tối đa 2N electron vào miền s, 6N đối với miền p, 10N đối với miền d, 14N đối với mìền f Slide 37 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.4.3 Áp dụng thuyết miền năng lượng để giải thích bản chất của kim loại, chất bán dẫn và chất cách điện • Tuỳ thuộc vào đặc trưng phân bố và sắp xếp electron mà các chất cĩ thể là kim loại, bán dẫn hoặc cách điện • Đối với kim loại: miền hố trị các e khơng được điền đầy hoặc được điền đầy. Đối với các kim loại mà e chưa được điền đầy thì trạng thái năng lượng tự do cịn lại là miền dẫn ( Ví dụ Na). Trong trường hợp miền hố trị điền đầy như Mg thì miền hố trị và miền dẫn xen phủ nhau (3s và 3p) nên sau miền hố trị là miền tự do. Nên khi cĩ tác dụng của điện trường thì các e dễ dàng chuyển ra vùng tự do Slide 38 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Chất cách điện: miền hố trị được điền đầy và miền dẫn cách nhau bởi miền cấm cĩ ΔE ≥3 eV, nên điện trường thường khơng thể kích thích e chuyển từ vùng hố trị sang vùng tự do • Chất bán dẫn tương tự như chất cách điện nhưng do ΔE bé nên khi đốt nĩng, chiếu sáng thì nĩ vẫn dẫn điện Slide 39 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.5 Liên kết Van Der Valls 1. Đặc điểm của lực Van Der Vaals Lực tương tác của những phân tử trung hịa như H2, N2, CH4 , khi lại gần nhau làm cho chúng tồn tại ở trạng thái khí thực, trạng thái lỏng và trạng thái rắn là lực phân tử hay cịn gọi là lực Van der Vaals (Van der Waals 1837-1923, người Hà Lan, giải Nobel vật lý 1910). Lực Van der Vaals cĩ đặc điểm: • Lực tồn tại trên khoảng cách tương đối lớn. Nếu khoảng cách giữa các phân tử quá lớn (áp suất rất nhỏ) thì cĩ thể coi như khơng cĩ lực Van der Vaals • Khơng bảo hịa, khơng chọn lọc, khơng định hướng. Slide 40 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Năng lượng tương tác tương đối bé so với năng lượng liên kết hĩa học. Năng lượng Van der Vaals chỉ vào khoảng phần mười kJ/mol . • Lực Van der Vaals cĩ bản chất tĩnh điện Coulomb Slide 41 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2.Ba thành phần tương tác của lực Van Der Valls • Hiệu ứng (tương tác) định hướng hay tương tác lưỡng cực - lưỡng cực: Lực Van der Vaals tồn tại là do tương tác định hướng của các phân tử liên kết cộng hĩa trị phân cực. Tương tác này càng lớn khi momen lưỡng cực của phân tử càng lớn • Hiệu ứng (tương tác) cảm ứng. Là tương tác của các phân tử cĩ cực và khơng cĩ cực Tương tác cảm ứng gây ra do lưỡng cực vĩnh cửu. Lưỡng cực vĩnh cửu của phân tử tạo nên một điện trường làm phân cực hĩa các phân tử xung quanh tức làm cảm ứng trong các phân tử này một momen lưỡng cực cảm ứng. • Slide 42 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Hiệu ứng (tương tác) khuyếch tán gây ra do sự phân cực nhất thời của các phân tử hay nguyên tử trung hịa. Ta biết các electron quay xung quanh hạt nhân nguyên tử cĩ thể ở vị trí bất kỳ nào trong bất kỳ thời điểm nào nên cĩ sự khơng trùng nhau giữa tâm điện tích dương và điện tích âm tạo nên lưỡng cực nhất thời và phương của lưỡng cực nhất thời thay đổi nhanh chĩng. Điện trường của lưỡng cực nhất thời cĩ thể cảm ứng các phân tử xung quanh nĩ, tạo ra lưỡng cực nhất thời khác và các lưỡng cực này hút đẩy nhau theo mọi hướng gây ra lực khuyếch tán . Slide 43 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.6 Liên kết Hydro 4.6.1 Bản chất • Thực nghiệm đã chứng minh là các hợp chất như H2O, HF , NH3 ở trạng thái lỏng (cĩ khi cả trạng thái khí ) thường kết hợp một số phân tử lại với nhau thành những phân tử lớn hơn. • Vậy bản chất của lk H là liên kết giữa nguyên tử H đã tham gia liên kết cộng hố trị mang một phần điên tích dương với nguyên tử hoặc anion cĩ bán kính nhỏ, cĩ cặp e chưa sử dụng Xδ- ← Hδ+ .Ÿ • Slide 44 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Liên kết hyđro cĩ năng lượng bé vào khoảng 20 - 40kJ/mol xấp xỉ bằng 1/10 năng lượng liên kết hĩa học nhưng mạnh hơn liên kết Van der Vaals. • Thường liên kết hyđro được kí hiệu bằng nét chấm chấm( .) Slide 45 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.6.2 Điều kiện tạo thành liên kết hydro - X phải cĩ độ âm điện lớn để H mang một phần điện tích dương (X; F, O, N, Cl, Br ) - Y cĩ cặp e chưa sử dụng và bán kính nhỏ (Y: F, O, N) Lưu ý: để tạo liên kết H bền Liên kết hyđro gây ra do electron chuyển dịch từ H về phía nguyên tử cĩ độ âm điện lớn làm cho H gần như là một proton H+, điều này làm cho nguyên tử cĩ độ âm điện cao của phân tử khác (Y) lại gần nĩ hơn. Độ âm điện của nguyên tử liên kết với H+ càng cao, cặp e của Y càng linh động thì liên kết hyđro càng bền. Bởi vậy liên kết hyđro đặc trưng cho các hợp chất cĩ độ âm điện cao như F,O,N và ít hơn với các hợp chất của Cl, S Slide 47 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.6.3 Các loại liên kết Hidro • Liên kết hydro liên phân tử • Liên kết hyđro nội phân tử: xảy ra chỉ trong 1 phân tử, chẳng hạn như liên hyđro nội phân tử xảy ra trong O O H O các phân tử o- nitrophenol, N H C H o-clophenol, andehyt O O salyxilic, các amino axit + Điều kiện tạo liên kết H nội phân tử: Khi tạo liên octo- Nitrophenol andehit salyxilic kết H nội phân tử tạo vịng 5 hoặc 6 cạnh Slide 48 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.6.4 Ảnh hưởng của liên kết Hydro + Nhiệt độ sơi và nĩng chảy + Độ tan Nhờ liên kết hyđro giữa phân tử nước với phân tử chất tan mà nước hồ tan tốt một số chất như các axit hữu cơ, halogenua hyđrơ, các amin hay rượu Liên kết hyđro làm giảm độ axit. Khi tạo lk H nội phân tử giảm độ tan trong nước nhưng tan trong dung mơi khơng phân cực + Tính chất phổ và cấu dạng Slide 49 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Nội dung 1. Những khái niệm cơ bản về liên kết hĩa học 2. Liên kết ion 3. Liên kết cộng hĩa trị 4. Liên kết kim loại 5. Liên kết hyđro 6. Liên kết Van Der Vaal 7. Bài tập Slide 2 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.1 Những khái niệm cơ bản về liên kết hố học 4.1.1 Bản chất của liên kết. – Theo quan điểm hiện đại các loại liên kết hố học đều cĩ bản chất điện vì suy cho cùng là do tương tác của các hạt mang điện là hạt nhân nguyên tử và electron – Trong liên kết hĩa học chỉ cĩ electron của các phân lớp ngồi cùng thực hiện: ns, np, (n-1)d và (n-2)f (chúng được gọi là các electron hĩa trị) –Theo CHLT, nghiên cứu liên kết là quá trình nghiên cứu sự phân bố mật độ electron trong trường hạt nhân các hạt nhân của các nguyên tử tạo ra phân tử. –Các loại liên kết chủ yếu trong hố học là liên kết cộng hố trị và liên kết ion. Ngồi ra cịn cĩ các liên kết kim loại, và các liên kết yếu hơn liên kết cộng hố trị là liên kết Van der Valls, liên kết hydro Slide 3 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.1.2 Một số đặc trưng của liên kết . 1. Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau. Ví du Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I d (A0) 0,92 1,28 1,42 1,62 • Cơng thức tính gần đúng độ dài liên kết (khi các nguyên tử cĩ độ âm điện gần bằng nhau): dA-B≈ rA + rB • Nếu độ âm điện khác nhau nhiều thì: dA-B ≈ rA + rB- 0,09| χA - χB | Slide 4 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Độ dài liên kết Độ dài liên kết phụ thuộc vào: – Kiểu liên kết, độ bội liên kết: độ dài liên kết giảm khi độ bội liên kết tăng. – Năng lượng liên kết: nếu năng lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ – Độ dài liên kết phụ thuộc vào trạng thái hố trị của các nguyên tố, độ bền hợp chất. – Độ dài liên kết cĩ thể xác định chính xác bằng thực nghiệm nhờ các phương pháp vật lý hiện đại : nhiễu xạ rơngen, quang phổ phân tử Cịn tính tốn bằng lý thuyết thì chỉ cho độ chính xác tương đối Slide 5 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Mối quan hệ giữa độ dài liên kết với độ bền liên kết của HX Độ dài liên kết Độ bền liên kết H-A (kJ/mol) Slide 6 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2 Gĩc hố trị • Gĩc hố trị là gĩc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết. • Gĩc hố trị phụ thuộc vào bản chất nguyên tử tương tác, kiểu hợp chất, cấu hình khơng gian của phân tử. Slide 7 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
3. Bậc liên kết • Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau • Đối với liên kết cộng hố trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp e tham gia liên kết giữa hai nguyên tử • Liên kết đơn cĩ bậc liên kết là 1, liên kết đơi cĩ bậc liên kết bằng 2, liên kết ba cĩ bậc liên kết bằng 3 • Đối với các hệ liên hợp, bậc liên kết khơng phải là số nguyên mà số thập phân Ví dụ trong benzen bậc liên kết C-C là 1,5 Slide 10 of 48 General Chemistry: HUI© 2006