Giáo trình Hóa đại cương

u phân (nguyên tử, phân tử hay ion) bằng số nguyên tử Cacbon có trong đúng 12 g Cacbon. Con số nguyên tử C có trong đúng 12 g C được gọi là số Avogadro (NA) Bằng thực nghiệm, người ta xác định được NA = 6.0221367 x 1023 Khối lượng mol nguyên tử là khối lượng tính bằng gam của một mol nguyên tử đó. Ví dụ, 1 mol nguyên tử Oxy có khối lượng 16g, ta nói khối lượng mol nguyên tử Oxy = 16g/mol (KH: A (O) = 16 (g/mol)) Khối lượng mol nguyên tử và khối lượng nguyên tử của cùng một nguyên tố có cùng giá trị. Khối lượng mol phân tử là khối lượng tính bằng g của một mol phân tử chất đó. Ví dụ 1 mol phân tử Oxy có khối lượng 32g/mol (M (O2) = 32 g/mol) Khối lượng mol phân tử và khối lượng phân tử của cùng một nguyên tố có cùng giá trị. Khối lượng mol ion là khối lượng tính bằng g của một mol ion. Ví dụ M (Na+ = 23 g/mol) Ta có công thức biểu thị mối liên hệ giữa khối lượng m bất kỳ của một chất và số mol n như sau: Số mol nguyên tố (n) = số g nguyên tố (m) / Khối lượng mol nguyên tử (A) Số mol chất (n) = số g chất (m) / Khối lượng mol phân tử (M) Số mol ion (n) = số g ion (m) / Khối lượng mol ion Kí hiệu hóa học, công thức hóa học, phương trình hóa học Kí hiệu hóa học: dùng để biểu thị các nguyên tố (nguyên tử). Ví dụ: Hydro (kí hiệu: H), Lưu huỳnh (kí hiệu: S) Công thức hóa học: dùng để biểu thị các chất (phân tử). Ví dụ: 1 phân tử Hydro (KH: H2), 1 phân tử nước (KH: H2O), 4 phân tử Hydro (KH: 4H2) Để viết đúng phân tử của các hợp chất, chúng ta phải nắm vững khái niệm hóa trị. Hóa trị là đại lượng đặc trưng cho khả năng một nguyên tử của một nguyên tố đã cho có thể kết hợp (hoặc thay thế) một số xác định nguyên tử nguyên tố khác. Nếu quy ước hóa trị của Hydro bằng (I) ta có: Trong HCl, hóa trị của Cl = 1 Trong H2O, hóa trị của O = 2 Trong H2S, hóa trị của S = 2 Tiếp đó, dựa vào hóa trị (II) của Oxy, ta có thể biết được hóa trị của nhiều nguyên tố khác: Trong Na2O, hóa trị của Na = 1 Trong CaO, hóa trị của Ca = 2 Trong Fe2O3, hóa trị của Fe = 3 Lưu ý: Một số nguyên tố có giá trị không đổi (chỉ có 1 hóa trị duy nhât dù trong bất cứ hợp chất nào). VD: H, Ag, Na (các kim loại kiềm), O, Zn, Al… Một số nguyên tố đa hóa trị (có nhiều hơn 1 hóa trị - có hóa trị khác nhau khi hiện diện trong các hợp chất khác nhau). VD: Fe (II) trong FeO, Fe (III) trong Fe2O3 Phương trình hóa học: dùng để biểu thị các phản ứng hóa học bằng công thức hóa học VD: 2H2 + O2 = 2H2O trong đó: Các chất ban đầu tham gia vào phản ứng (Hydro và Oxy) người ta gọi là tác chất (chất tham gia) và chất tạo thành sau phản ứng (Nước) gọi là sản phẩm (chất tạo thành). Việc thêm các hệ số đằng trước các công thức hóa học nhằm làm cho số nguyên tử của từng nguyên tố trước và sau phản ứng là như nhau, thao tác này gọi là cân bằng phương trình phản ứng hóa học. Các hệ số của một phương trình hóa học được gọi là hệ số hợp thức của phương trình. Mỗi phản ứng hóa học chỉ xảy ra trong những điều kiện nhất định, ví dụ như điều kiện nhiệt độ hay điều kiện xúc tác…Vì vậy, khi viết phương trình phản ứng người ta phải ghi kèm theo điều kiện phản ứng. Có thể phân loại phản ứng hóa học theo nhiều cách: Căn cứ vào số lượng và thành phần tác chất: Phản ứng hóa hợp: C + O2 = CO2 ↑ Phản ứng phân tích: CaCO3 = CaO + CO2 Phản ứng thế: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Phản ứng trao đổi: NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl ↓ Căn cứ vào hiệu ứng nhiệt, ta có: Phản ứng tỏa nhiệt: H2 + Cl2 = 2HCl ∆H = - 92.3 KJ Phản ứng thu nhiệt: N2 + O2 = 2NO ∆H = + 90.4 KJ Căn cứ vào chiều hướng diễn tiến: Phản ứng một chiều: KClO3 → KCl + 3/2 O2 ↑ Phản ứng thuận nghịch: N2 + 3H2 2NH3 ↑ Căn cứ vào số oxy hóa của các nguyên tố ta có: Phản ứng oxy hóa – khử: trong phản ứng có sự thay đổi số oxy hóa của một hay vài nguyên tố. 2Fe+3Cl3 + Sn+2Cl2 = 2Fe+2Cl2 + Sn+4Cl4 Phản ứng không phải là oxy hóa – khử (gọi là phản ứng trao đổi) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl ↓ Số oxy hóa: là một khái niệm quy ước, là điện tích xuất hiện ở nguyên tử đã cho trong phân tử nếu như xảy ra sự chuyển dịch hoàn toàn các electron liên kết về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Để tìm số oxy hóa, có thể vận dụng một số nguyên tắc sau: Nguyên tử đơn chất có số oxy hóa bằng 0 (Al có số oxy hóa bằng 0 ) Số oxy hóa cảu ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó (Na+1 có số oxy hóa bằng +1) Tổng số oxy hóa của các nguyên tử trong phân tử trung hòa điện bằng 0 Tổng số oxy hóa của các nguyên tử trong ion đa nguyên tử đúng bằng điện tích ion Đương lượng Đương lượng của một nguyên tố (Đ) là khối lượng nguyên tố đó kết hợp (hay thay thế) 8 phần khối lượng Oxy hay 1.008 (làm tròn bằng 1) phần khối lượng Hydro. Theo định nghĩa: ĐH = 1.008, ĐO = 8 Vì 35.5 phần khối lượng Cl kết hợp với 1 phần khối lượng Hydro nên ĐCl = 35.5 Vì 20 phần khối lượng Ca kết hợp với 8 phần khối lượng Oxy nên ĐCa = 20 MỘT SỐ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN Định luật thành phần không đổi Định luật này do nhà khoa học Pháp Joseph Louis Proust phát minh khoảng những năm 1801 đến 1807. Nội dung: “Một hợp chất luôn luôn có thành phần không đổi độc lập với cách điều chế ra nó”. Nghĩa là, mỗi hợp chất tương ứng với một công thức hóa học xác định. VD: Nước có thể được điều chế bằng nhiều phương pháp khác nhau nhưng khi phân tích thành phần người ta đều thấy nước gồm hai nguyên tố Hydro và Oxy với tỷ lệ khối lượng như sau: mH : mO = 1 : 8 (hay % mH : % mO = 11.1 : 88.8) Ngày nay, người ta thấy định luật này đúng cho các chất khí và chất lỏng phân tử thấp, với một số chất rắn do những khuyết tật trong mạng tinh thể thành phần của chúng có thể không chính xác với công thức hóa học Định luật tỷ lệ bội Định luật tỷ lệ bội do nhà khoa học người Anh Jonh Dalton phát minh năm 1803. Nội dung: “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 tạo với Oxy thành 5 oxit, nếu ứng với một đơn vị khối lượng Nitơ thì khối lượng của Oxy trong các oxit đó lần lượt là: 0.57, 1.14, 1.71, 2.28, 2.85. Các khối lượng này tỷ lệ với nhau như là: 0.57 : 1.14 : 1.71 : 2.28 : 2.85 = 1 : 2 : 3 : 4 : 5 Định luật bảo toàn khối lượng Nhà bác học Lơmanoxov M.V. đề cập đến định luật này vào năm 1748, định luật được Antoine Laurent Lavoisier phát minh bằng thực nghiệm tạo Pháp trong khoảng các năm 1772 đến 1777. Nội dung: “Tổng khối lượng các sản phẩm thu được đúng bằng tổng khối lượng các chất ban đầu đã tác dụng”. Ví dụ: 4.04g khí Hydro tác dụng với 32.00g khí Oxy cho ra 36.04g nước. Theo lý thuyết nguyên tử, số lượng các nguyên tử của cùng từng nguyên tố trước và sau phản ứng là như nhau, chỉ có sự sắp xếp lại các nguyên tử trong các phân tử tác chất thành các phân tử sản phẩm. Kết quả là tổng khối lượng các sản phẩm phải đúng bằng tổng khối lượng các chất ban đầu đã tác dụng. Theo vật lý học, định luật bảo toàn khối lượng chỉ hoàn toàn chính xác khi các phản ứng hóa học không kèm theo hiệu ứng nhiệt. Trong trường hợp ngược lại, khi phản ứng hấp thu (hay tỏa nhiệt) thì khối lượng của hỗn hợp phản ứng phải tăng (hoặc giảm) để thỏa mãn định luật Einstein: (Q = ∆m . c2 (c là tốc độ ánh sáng)). Tuy nhiên, do hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học chỉ vào khoảng 102 kcal/mol tương ứng vơi sự thay đổi khối lượng khoảng 0.456 . 10-11 kg. Vì sự thay đổi rất nhỏ nên trong thực tế người ta vẫn thừa nhận tính chính xác của định luật này. Định luật đương lượng Định luật do nhà khoa học người Đức Richter phát minh năm 1790. Nội dung: “Các nguyên tố kết hợp (hay thay thế) nhau theo các khối lượng tỉ lệ thuận với đương lượng của chúng” mA / mB = ĐA /ĐB. Đương lượng của nguyên tố A có liên hệ đơn giản với khối lượng nguyên tử của A và số oxy hóa Z của nó khi tạo thành hợp chất như sau: ĐA = Khối lượng nguyên tử A/ Số oxy hóa Z Đương lượng của một hợp chất: là số phần khối lượng chất đó tác dụng vừa đủ với 1.008 phần khối lượng Hydro hay 8 phần khối lượng Oxy, hay nói chung, với một đương lượng chất bất kỳ. ĐA = Khối lượng phân tử A/ Z Trong đó: Trong phản ứng trao đổi: Axit: Z = số nguyên tử Hydro của một phân tử axit thực tế tham gia phản ứng. Ví dụ: H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O Đ(H2SO4) = 98 H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O Đ(H2SO4) = 49 Bazơ: Z = số nhóm hydroxy OH của một phân tử bazơ thực tế tham gia phản ứng. Trong cả hai phản ứng trên Đ (NaOH) = 40 Muối: Z = tổng điện tích dương phần kim loại (cũng là tổng điện tích âm phần gốc axit). Ví dụ: Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3 ↓ + 3Na2SO4 Đ (Fe2(SO4)3) = M (Fe2(SO4)3)/ 6 = 400/ 6 = 66.66 Trong phản ứng oxy hóa khử. Z = số electron mà một phân tử chất khử cho hay một phân tử chất oxy hóa nhận. Ví dụ: 2FeCl3 + SnCl2 → 2 FeCl2 + SnCl4 Đ(FeCl3) = M (FeCl3)/ 1 = 162.5 Đ (SnCl2) = M(SnCl2)/ 2 = 189.7/ 2 = 94.85 Định luật đương lượng áp dụng cho hợp chất: “các hợp chất tác dụng vừa đủ với nhau theo các khối lượng tỷ lệ thuận với đương lượng của chúng” Ví dụ: Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3 ↓ + 3Na2SO4 Trong phản ứng này, tỷ lệ khối lượng muối và bazơ tác dụng vừa đủ với nhau luôn bằng 66.66/ 40 Đương lượng gam một chất (đơn chất hay hợp chất) là khối lượng một lượng chất đó tính bằng gam có con số trùng với đương lượng của nó. Ví dụ: Nếu H2SO4 có đương lượng 49 thì trong trường hợp này một đương lượng gam axit sunfuric có khối lượng 49g, 3 đương lượng gam axit sunfuric có khối lượng 147g. Mối liên hệ giữa số gam (m) và số đương lượng gam (n’) của một chất có đương lượng (Đ) được cho bởi biểu thức: Số đlg (n’) = Số gam (m)/ Đương lượng gam (Đ) Từ biểu thức tổng quát của định luật đương lượng, ta suy ra: mA / mB = ĐA/ ĐB → mA/ ĐA = mB/ ĐB → n’A = n’B Như vậy nội dung của định luật đương lượng có thể phát biểu lại như sau: “Trong các phản ứng hóa học, các chất tác dụng vừa đủ với nhau theo cùng một số đương lượng (cũng tức là theo cùng một số đương lượng gam).” Định luật đương lượng được áp dụng nhiều trong thực tế nhất là trong các phản ứng hóa học phân tích định lượng. CHƯƠNG 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN 2.1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ Nguyên tử là một hệ trung hòa điện gồm hai thành phần: hạt nhân và các electron chuyển động xung quanh. Đường kính nguyên tử vào khoảng 10-10 m, trong đó đường kính của hạt nhân khoảng 10-15 m. Khối lượng của mỗi electron bằng 9.109 x 10-31 kg (tức là bằng khoảng 1/ 1840 khối lượng nguyên tử hydro – nguyên tử nhẹ nhất). Cho nên, có thể coi khối lượng nguyên tử tập chung ở hạt nhân. Điện tích electron bằng -1.60218 x 10-19 (coulomb) là điện tích nhỏ nhất được biết đến, do đó được chọn làm đơn vị điện tích (-1). Năm 1912 dựa vào kết quả nghiên cứu quang phổ tia X các nguyên tố, nhà khoa học người Anh Henry Moseley đã phát hiện ra được: số điện tích dương hạt nhân nguyên tử đúng bằng số thứ tự Z của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn. Ví dụ: nguyên tố Heli có số thứ tự Z = 2 trong hệ thống tuần hoàn, như vậy hạt nhân nguyên tử Heli mang 2 đơn vị điện tích dương và có 2 electron chuyển động xung quanh. 2.1.1. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử Hạt nhân nguyên tử được hình thành từ hai loại hạt cơ bản: hạt proton có khối lượng 1.672623 x 10-27 kg (1.007825 đvklnt) mang điện tích (+1) và hạt nơtron có khối lượng 1.67482 x 10-27 kg (1.008665 đvklnt) và trung hòa điện. Proton và nơtron được gọi chung là các hạch tử (nucleon). Số khối (A) bằng tổng số proton và nơtron cua rmootj hạt nhân nguyên tử: A = Z + N. Vì cả proton và nơtron đều có khối lượng xấp xỉ 1 đvklnt và vì khối lượng của hạt electron rất nhỏ nên khối lượng hạt nhân nguyên tử còn có giá trị xấp xỉ khối lượng nguyên tử. Do vậy mà A được gọi là số khối. Số điện tích dương của hạt nhân đúng bằng số proton có trong hạt nhân (Z). Với mỗi nguyên tố, số lượng proton trong hạt nhân nguyên tử là cố đinh (bằng Z), song có thể khác nhau số nơtron: đó là hiện tượng đồng vị. Đồng vị là những dạng nguyên tử khác nhau của cùng một nguyên tố mà hạt nhân nguyên tử của chúng tuy có cùng số proton nhưng khác số nơtron (do đó khác số khối). Hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp các đồng vị. Sự tồn tại các đồng vị là nguyên nhân đầu tiên khiến cho khối lượng của các nguyên tố thường là những số thập phân. Do có các đồng vị, khái niệm nguyên tố được định nghĩa lạ như sau: “nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng một điện tích hạt nhân.” 2.1.2. Cấu tạo vỏ electron nguyên tử 2.1.2.1. Mô hình nguyên tử Bohr (Niels Bohr – Đan Mạch, 1913) Trong nguyên tử, các electron chỉ có thể quay trên những quỹ đạo xác định gọi là các quỹ đạo lượng tử, mỗi quỹ đạo ứng với một mức năng lượng xác định. Khi quay trên những quỹ đạo lượng tử elecetron không phát hay thu năng lượng. Nó chỉ phát hay thu khi chuyển từ một quỹ đạo này sang một quỹ đạo khác. a/ Tính được bán kính quỹ đạo bền, tốc độ và năng lượng khi electron chuyển động trên quỹ đạo đó Quỹ đạo lượng tử phải thỏa mãn điều kiện: (1) Trong đó: h: hằng số Planck 6,62 . 10-34 Js m: khối lượng electron v: tốc độ chuyển động của elecetorn r: bán kính quỹ đạo n: số nguyên tử 1, 2, 3…..n được gọi là số lượng tử Tích mvr gọi là momen động lượng. Mặt khác, khi chuyển động như vậy, elecetron chịu một lực hướng tâm gây bởi lực hút của hạt nhân (Z là điện tích hạt nhân), ta có: Lực Coulomb = Lực hướng tâm (2) Từ (1) vào (2) ta có: Đặt ta có (3) Với các giá trị Ta có Khi Khi Khi Mặt khác, năng lượng toàn phần của electron gồm thế năng và động năng. Theo quy ước, thế năng lớn nhất bằng 0 khi electron xa vô cùng, như vậy thế năng giảm dần khi càng gần nhân và có giá trị âm. Thế năng Năng lượng toàn phần = Động năng + Thế năng = - (4) Thay r từ (3) cùng với các giá trị của hằng số vào (4) ta được một hằng số mới gọi là đơn vị năng lượng nguyên tử: 1 đvblnt (1.a.u) đvnlnt với n = 1, 2, 3… Trong hệ SI, đvnlnt có tên riêng là hartree. 1 hartree b/ Giả thích được bản chất vật lý của quang phổ vạch nguyên tử và tính toán được vị trí các vạch quang phổ hidro. Khí Hidro loãng khi bị phóng điện, phân tử Hidro phân ly thành những nguyên tuwrcos nội năng dư phát ra thành những bức xạ, bức xạ này khi đi qua hệ thống lăng kính và thấu kính bị phân tích thành những tia thành phần và tạo ra những vạch khác nhau trên kính ảnh ững với những vị trí xác định. (chèn hình trang 50) Như vậy, mỗi vạch quang phổ tương ứng với một sóng. Đại lượng đặc trưng cho sóng là Tần số ν (Hz) và Bước sóng λ (m) được cho bởi công thức: (c là tốc độ truyền sóng) Quan sát kỹ quang phổ vạch của nguyên tử Hidro người ta thấy có 3 vùng phân biệt. Vùng thuộc phần tử ngoại của quang phổ gọi là dãy Lyman. Vùng thuộc phần hồng ngoại của quan phổ gọi là dãy Paschen Vùng phần lớn thuộc phần nhìn thấy được gọi là dãy Balmer, đây là phần quan trọng nhất của quang phổ vạch nguyên tử Hidro. (chèn hình trang 51) Lý thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr giải thích được nguồn gốc xuất hiện các vạch phổ. Ở điều kiện nhiệt độ bình thường, đa số electron tồn tại ở mức năng lượng thấp nhất (n = 1). Khi bị kích thích, các electron hấp phụ năng lượng từ bên ngoài và chuyển lên những quỹ đạo xa hạt nhân hơn có mức năng lượng cao hơn. Tuy nhiên, các electron không tồn tại lâu ở trạng thái kích thích và có xu hướng chuyển từ quỹ đạo lượng tử xa nhân (năng lượng Eđ) về quỹ đạo gần nhân (Ec) nó sẽ phát ra bức xạ có tần số ν thỏa mãn: Eđ - Ec = h ν Với nguyên tử Hidro, dãy Balmer có Z = 1 luôn có n = 2 Các mức năng lượng cảu elecetron trong nguyên tử Hidro theo Bohr, các dịch chuyển hấp phụ và phát xạ giữa các mức được thể hiện qua hình sau (chèn hình trang 55) Chưa xong 2.2. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN 2.2.1. Định luật hệ thống tuần hoàn Định luật tuần hoàn Mendeleev (Menddeeleeep -Nga)1869. Tính chất của các nguyên tố, thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử. Ngày nay, định luật tuần hoàn được phát biểu chính xác hơn bằng cách thay cụm từ khối lượng nguyên tử bằng cụm từ điện tích hạt nhân. Trên cơ sở định luật tuần hoàn, Mendeleev sắp xếp một cách có hệ thống các nguyên tố thành một bảng gồm những hàng và những cột gọi là bảng tuần hoàn (BTH). 2.2.2. Giải thích cấu trúc hệ thống tuần hoàn bằng thuyết cấu tạo nguyên tử Hệ thống tuần hoàn hiện nay có khoảng 112 nguyên tố với 7 chu kỳ và 8 nhóm. 2.2.2.1. Chu kỳ: Các chu kỳ 1 (gồm 1 nguyên tố), chu kỳ 2 và 3 (mỗi chu kỳ gồm 8 nguyên tố) được gọi là các chu kỳ nhỏ. 4 chu kỳ còn lại gọi là các chu kỳ lớn trong đó: Chu kỳ 4 và 5 (mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố) gồm 8 nguyên tố nhóm A (nhóm chính) và 10 nguyên tố nhóm B (nhóm phụ). Chu kỳ 6 gồm 32 nguyên tố gồm 18 nguyên tố giống chu kỳ 5 và 14 nguyên tố gọi là họ lantan (các lantanit) xếp phía dưới bên ngoài bảng chính. Chu kỳ 7 chưa hoàn tất, cũng có 18 nguyên tố actinit xếp dưới họ lantan. Như vậy: chu kỳ là một dãy nguyên tố xếp theo số thứ tự tăng dần, mở đầu là kim loại điển hình, cuối là phi kim điển hình, kết thúc là một khí hiếm. Chu kỳ 1: đặc biệt chỉ gồm 2 nguyên tố Hidro và Heli, do tính chất độc đáo của chu kỳ này nên nguyên tử Hidro vừa đóng vai trò là nguyên tử mở đầu chu kỳ là một kim loại, cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim. Chu kỳ 2 và 3: tính chất nguyên tố biến đổi đều đặn và liên tục. Chu kỳ lớn: Tính kim loại và phi kim của các nguyên tố biến đổi chậm hơn chu kỳ nhỏ 2.2.2..2. Nhóm: Trong hệ thống tuần hoàn, các nguyên tố có tính chất tương tự nhau tập hợp thành cột dọc, mỗi cột dọc gọi là một nhóm. Các nguyên tố thuộc các cột 1, 2 và các cột từ 13 đến 18 tạo thành 8 nhóm đánh số từ IA đến VIIIA (các nhóm chính). Mười cột còn lại tạo thành 8 nhóm B (nhóm phụ), các nhóm này được đánh số thứ tự từ IIIB đến VIIIB, sau đó là IB và IIB, riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột. Đối với 3 cột này, không chỉ các nguyên tố thuộc cùng một cột mà các nguyên tố thuộc cùng một hàng ngang cũng có tính chất tương tự nhau. Tóm lại: Bảng chính của HTTH gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ). Ở phía dưới ngoài bảng chính là 28 nguyên tố họ lantan và actini xếp thành 2 hàng. 2.2.2.3. Quy luật biến đổi tính chất của các nguyên tố Sự biến đổi tính chất trong một chu kỳ: khi số thứ tự trong một nguyên tố tăng thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng và kết thúc là một khí hiếm. Sự biến đổi theo nhóm: Trong một nhóm chính, từ trên xuống tính kim loại của nguyên tố tăng dần, tính phi kim giảm dần. Trong một nhóm phụ, quy luật biến đổi không biểu lộ rõ. Chưa xong 2.2.3. Quy luật biến đổi một số đặc trưng của nguyên tử trong hệ thống tuần hoàn CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC 3.1. ĐẠI CƯƠNG VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC 3.1.1. Phân tử và liên kết hóa học Phân tử gồm một số giới hạn các hạt nhân nguyên tử và các electron tương tác với nhau và được phân bố một cách xác định trong không gian tạo thành một cấu trúc vững bền. Hiểu theo nghĩa rộng, phân tử không chỉ bao gồm những phân tử trung hòa như phân tử H2, phân tử CO2 … mà còn bao gồm các ion (NO3-…) hay các gốc tự do như CH3•… Thực tế cho thấy, trừ các khí hiếm, các nguyên tử của những nguyên tố khác có khuynh hướng kết hợp với nhau (H2, NaCl, HCl…). Hai nhà khoa học Gilbert N. Lewis và W. Kossel cho rằng sở dĩ như vậy là vì khi liên kết với nhau, các nguyên tử có thể đạt được cấu hình electron tương tự khí hiếm (ns2, np6) bền hơn cấu hình từng nguyên tử riêng lẽ. Liên kết ion theo Kossel (Đức). Năm 1916 nhà khoa học Đức W. Kossel đã liên hệ vấn đề liên kết giữa các nguyên tử với cấu hình elecetron của chúng. Ông thấy rằng trong một số trường hợp, phân tử hợp chất tạo thành nhờ sự chuyển electron hóa trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia. Ví dụ: Muối ăn (NaCl) tạo nên từ các đơn chất 2Na + Cl2 → 2NaCl Na - 1e → Na+ Cl + 1e → Cl- Na+ + Cl- → Na+Cl- Có thể biểu diễn quá trình bằng sơ đồ như sau: (hình trang 96-1) Ion Na và ion Clorua mang điện tích ngược dấu, chúng hút nahu và lại gần nhau, giữa những ion đó xuất hiện lực đẩy sinh ra bởi tương tác giữa vỏ electron của các ion. Lực đẩy đó càng tăng lên khi các ion lại càng gần nhau tới lúc lực đẩy cân bằng lực hút, các ion dừng lại và ở cách nhau một khoảng xác định. Liên kết ion đã được hình thành. Như vậy, liên kết ion là loại liên kết nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Liên kết ion chỉ hình thành giữa các kim loại điển hình và các phi kim điển hình. Hóa trị của một nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là điện hóa trị của nguyên tố. Điện hóa trị của nguyên tố được tính bằng số điện tích của ion đó. Trong trường hợp ví dụ trên, điện hóa trị của Na bằng +1 và của Cl bằng -1. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis Năm 1916, nhà khoa học Mỹ G. Lewis đã cho biết trong nhiều trường hợp liên kết được hình thành bằng cách nguyên tử đưa ra electron hóa trị của mình để tạo thành một, hai hay ba cặp electron chung giữa hai nguyên tử. Ví dụ: Cl + Cl → Cl2 (hình trang 97 -1) Mỗi nguyên tử Clo bỏ ra một electron để tạo thành một cặp electron chung. Khi đó có thể xem mỗi nguyên tử có đủ 8 electron ở lớp ngoài cùng (tương tự khí hiếm) Các ví dụ khác. ((hình trang 97 -1) Vậy, liên kết công hóa trị là liên kết bằng cặp elecetron chung. Cặp elecetron chung được gọi là cặp electron liên kết Lưu ý rằng trong phân tử Cl2 có một cặp electron liên kết, trong phân tử N2 có ba cặp electron liên kết , trong phân tử HCl có một cặp electron liên kết. Các electron hóa trị không tham gia vào việc tạo thành liên kết cộng hóa trị được gọi là electron không liên kết Cách biểu diễn phân tử với đầy đủ các elecetron hóa trị được gọi là sơ đồ điện tử Lewis. Người ta thường thay mỗi cặp elecetron chung bằng một vạch nối (gọi là vạch hóa trị) khi đó ta có sơ đồ hóa trị Lewis, số liên giữa hai nguyên tử được gọi là bậc liên kết. Cộng hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng tổng số liên kết cộng hóa trị của nguyên tử đó với các nguyên tử khác trong phân tử So sánh hai liên kết. 3.2. ĐỘ PHÂN CỰ PHÂN TỬ 3.2.1. Mô men lưỡng cực phân tử 3.2.2. Sự cực hóa ion 3.2.3. Năng lượng liên kết 3.3. HÌNH HỌC PHÂN TỬ 3.3.1. Độ dài liên kết, góc hóa trị 3.3.2. Mô hình sự đẩy của cặp electron lớp hóa trị. 3.4. PHƯƠNG PHÁP LIÊN KẾT HÓA TRỊ (PHƯƠNG PHÁP V.B) (viết tắt là VB – valence bond) hay còn gọi là thuyết cặp electron liên kết do Heiler, London (Haile, Lơnđơn – Đức) đề xướng năm 1927, tiếp theo là Pauling, Sleiter (Polinh, Slayto – Mỹ) phát triển. Sự hình thành liên kết trong phân tử H2. Thuyết VB được đề ra dựa trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành liên kết trong phân tử H2. Luận điểm chủ yếu của phương pháp này là khi tạo liên kết hóa học các nguyên tử vẫn giữ nguyên cấu trúc mà chỉ tương tác với nhau theo từng cặp electron. Mỗi nguyên tử H có một electron ở trạng thái cơ bản 1s. Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau sẽ có hai khả năng xảy ra: Nếu hai electron có số lượng tử spin trái dấu, khi khoảng cách r giảm năng lượng của hệ tăng liên tục, đó là trạng thái không bền, không tạo ra liên kết hóa học. Nếu hai electron có số lượng tử spin ngược dấu nhau, năng lượng của hệ giảm dần và tại khoảng cách r0 = 0.74 Ao có giá trị cực tiểu tương ứng với năng lượng ES < Eo khi đó hệ ở trạng thái bền vững, trạng thái hình thành liên kết (hình) Lưu ý rằng mỗi orbital s (đám mây s) có bán kính 0.53 Ao thì khi tiếp xúc nhau khoảng cách giữa hai hạt nhân phải là 1.06 Ao. Trong khi đó, khoảng cách khi hình thành liên kết chỉ còn 0.74 Ao, điều đó chứng tỏ rằng khi hình thành liên kết hai orbital s đã xen phủ lẫn nhau, làm tăng xác xuất có mặt electron ở vùng giữa hai hạt nhân, mật độ điện tích âm tăng lên gây ra sự hút hai hạt nhân và liên kết chúng với nhau. (hình) Như vậy, lực liên kết hóa học cũng có bản chất tĩnh điện. 3.4.1. Nội dung của phương pháp liên kết hóa trị Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự ghép đôi hai electron độc thân có spin ngược dấu của hai nguyên tử liên kết, khi đó có sự xen phủ hai AO. Mức độ xen phủ của các AO càng lớn thì liên kết càng bền, liên kết được thực hiện theo phương pháp tại đó sự xen phủ là lớn nhất. Trong thuyết VB hóa trị của nguyên tố bằng số electron độc thân của nguyên tử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích. Ví dụ: Hóa trị cực đại của một nguyên tố bằng tổng số AO hóa trị (AO lớp ngoài cùng). Ví dụ các nguyên tố thuộc chu kỳ 2 có 4 AO lớp ngoài cùng 2s và 2p3 nên có thể có tối đa hóa trị 4. 3.4.2. Kết quả ứng dụng phương pháp V.B cho phân tử nhiều electron. 3.4.3. Sự lai hóa và hình học phân tử Sự lai hóa Khái niệm lai hóa được Pauling đưa ra trong khuôn khổ thuyết VB. Ta xét sự hình thành phân tử CH4 (hình) Nếu khi hình thành phân tử CH4 nguyên tử C* sử dụng 4 AO (1 mây s và 3 mây p) xen phủ với 4 mây s của 4 nguyên tử H (1 liên kết hình thành do sự xen phủ s-s, 3 liên kết do xen phủ p-s). Như vậy, lẽ ra các liên kết phải khác nhau (độ bền, góc liên kết…) nhưng thực tế chúng lại giống nhau hoàn toàn. Điều này được Pauling giải thích do sự lai hóa các AO. Như vậy: lai hóa là sự tổ hợp các AO khác loại để tạo ra các AO hoàn toàn giống nhau về hình dạng, kích thước và năng lượng nhưng có hướng khác nhau. Khi có n AO tham gia lai hóa sẽ tạo ra n AO lai hóa. Để có sự lai hóa, các AO phải có năng lượng khác nhau không lớn. Ví dụ: 2s – 2p; 3s – 3p – 3d… Các đám mây lai bị dịch chuyển so với