Đang tải... (xem toàn văn)
Bài tự học hóa đại cương cấu tạo nguyên tử - Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử
µ BÀI TỰ HỌC HÓA ĐẠI CƯƠNG: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ Tiểu nhóm – F2 K40 MSSV Trần Minh Đương 1453010448 Vương Thị Ngọc Huyền 1453010449 Huỳnh Thị Bảo Ngân 1453010450 Châu Văn Nghĩa 1453010451 BÀI CẤU TẠO NGUYÊN TỬ Thành phần cấu tạo nguyên tử Ngun tử khơng phải hạt nhỏ mà có cấu tạo phức tạp, gồm hạt nhân electron Trong hạt nhân có hạt bản: proton & nơtron Electron mang điện tích âm (-e), proton mang điện tích dương (+e) cịn nơtron khơng mang điện tích Điện tích e điện tích nhỏ lấy làm đơn vị điện tích, ta nói e mang 1đv điện tích âm (-e) , cịn p mang đơn vị điện tích dương (+e) Nguyên tử ln trung hịa điện nên số proton = số electron = số Z = số thứ tự ngun tố bảng tuần hồn điện tích hạt nhân +Ze Những mẫu nguyên tử cổ điển 2.1 Mẫu nguyên tử Rutherford (1911) Mẫu Rutherford cho phép hình dung cách đơn giản cấu tạo nguyên tử giải thích kết thí nghiệm bắn hạt α qua vàng mỏng Rutherford: - Nguyên tử gồm hạt nhân electron quay xung quanh hành tinh quay quanh mặt trời - Hạt nhân mang điện tích dương , có kích thước nhỏ so với nguyên tử tập trung toàn khối lượng ngun tử Hạn chế: khơng giải thích tồn nguyên tử tượng quang phổ vạch 2.2 Mẫu nguyên tử Bohr (1913) Thuyết Bord cho phép giải thích cấu tạo quang phổ vạch nguyên tử hydro: - Trong n.tử electron quay quỹ đạo xác định gọi quỹ đạo lượng tử, quỹ đạo ứng với mức lượng xác định.Qũy đạo lượng tử phải thỏa mãn điều kiện: - Ở trạng thái electron có lượng thấp Ở trạng thái kích thích electron chuyển sang trạng thái có lượng cao hơn, trạng thái không bền nên electron lại trở trạng thái Mỗi bước nhảy phát lượng tử tương ứng với vạch quang phổ nguyên tử Thuyết Bord cho phép tính bán kính r n quỹ đạo electron nguyên tử hydro giá trị lượng En tương ứng: h2 rn = n 2 4π me rn= 0,53 n2( ) n số lượng tử Electron chuyển động quỹ đạo nhờ cân lực ly tâm lực hút culong : mv2r = e2 Năng lượng toàn phần e tổng động : , E1 = 13,6 (eV) Hạn chế: thuyết Bord không giải thích quang phổ nguyên tử phức tạp tách vạch quang phổ tác dụng từ trường Những tiền đề học lượng tử: 3.1 Thuyết lượng tử Planck 1900: Ánh sáng hay xạ nói chung khơng phải liên tục mà gồm lượng nhỏ riêng biệt gọi lượng tử Mỗi lượng tử mang lượng tính biểu thức: : tần số xạ 3.2 Thuyết sóng-hạt ánh sáng: Thuyết sóng ánh sáng Marwell đưa năm 1865 giải thích tượng nhiễu xạ, giao thoa ánh sáng khơng giải thích hiệu ứng quang điện Hệ thức tương đối Einstein: E=mc2 Từ hệ thức Einstein thuyết lượng tử ta có: mc2=hv mc2=h c λ từ : λ = h mc 3.3 Tính chất sóng- hạt hạt vi mô( electron, nguyên tử, phân tử ) Năm 1924 De Broglie sở thuyết sóng- hạt ánh sáng đề thuyết sóng- hạt vật chất: Mọi hạt vật chất chuyển động liên kết với sóng gọi sóng vật chất hay sóng liên kết, có bước sóng λ tính theo hệ thức: λ= h mv m: khối lượng hạt v: tốc độ chuyển động hạt Electron vừa có chất sóng(hiện tượng nhiễu xạ), vừa có chất hạt(có khối lượng) 3.4 Ngun lí bất định Heisenberg 1927: Đối với hạt vi mô xác định xác đồng thời tốc độ vị trí: ∆x.∆v ≥ h 2πm ∆x : độ bất định vị trí ∆v : độ bất định tốc độ m: khối lượng hạt Theo hệ thức việc xác định tọa độ xác xác định tốc độ xác nhiêu Khái niệm học lượng tử: 4.1 Hàm sóng (ψ) Trạng thái hệ vĩ mơ hồn tồn xác định biết quỹ đạo tốc độ chuyển động Trong hệ vi mơ, chất sóng – hạt nguyên lý bất định, khái niệm quỹ đạo khơng cịn ý nghĩa Trong học lượng tử trạng thái hạt hay hệ hạt vi mô mô tả hàm xác định gọi hàm sóng hay hàm trạng thái ψ (x, y, z) (đọc là: pơxi) biến số x, y, z toạ độ Decard hay ψ (r, θ, ϕ) biến số r, θ, ϕ toạ độ cầu Hàm ψ phải đơn trị nghĩa có giá trị điểm xác định, xác định cách đơn giá xác suất tìm thấy hạt điểm định Hàm ψ phải liên tục giới nội nghĩa phải tiến dần đến r tiến dần đến vô Hàm ψ phải chuẩn hoá Về mặt toán học điều kiện thể phương trình: µ có nghĩa xác suất tìm thấy hạt tồn khơng gian Hàm sóng ψ nhận giải phương trình sóng 4.2 Phương trình sóng Schrodinger Để tìm hàm sóng mơ tả chuyển động hạt vi mơ phải giải phương trình sóng gọi phương trình Schodinger Đó phương trình học lượng tử nhà vật lý người Áo Schrodinger đưa năm 1926 Đó phương trình vi phân bậc hàm ψ có dạng sau hạt (hay hệ hạt) dạng thái dừng: Trong đó: -V: hạt toạ độ x,y,z -E: lượng tồn phần hạt tồn hệ ∆: tốn tử Laplace: m: khối lượng hạt Trong trường hợp tổng qt viết phương trình Schrodinger dạng: Hψ = EΨ * Trạng thái dừng trạng thái mà lượng hệ không phụ thuộc thời gian nghĩa E hệ không đổi Khi giải phương trình Schrodinger ta thu hàm sóng ψ mô tả trạng thái chuyển động electron nguyên tử giá trị lượng E ứng với hàmψ Mỗi ψ tương ứng với vân đạo nguyên tử Nguyên tử hydro ion giống hydro: 5.1 Phương trình Schrodinger nguyên tử hydro: Phương trình Schrodinger cho tốn ngun tử hydro có dạng: r: khoảng cách từ electron đến hạt nhân *) Đối với He+ Li2+ biểu diễn là: -Ze2/r với Z điện tích hạt nhân *) Giá trị r ψ n ,l ,ml r ( ) biểu thị xác suất tìm thấy electron điểm khác không gian nguyên tử 5.2 Orbital nguyên tử Mây electron: Obital nguyên tử hàm sóng mơ tả trạng thái electron ngun tử Mỗi hàm sóng tích hai phần: Rnl (r) gọi phần bán kính phụ thuộc vào khoảng cách r; Ylm (θ, ϕ) gọi phần góc phụ thuộc góc θ, ϕ ψnlm (r, θ, ϕ) = Rnl (r) Ylm (θ, ϕ) Rnl(r): phần bán kính phụ thuộc vào khoảng cách r Ylm( ): phần góc phụ thuộc góc Mây electron vùng không gian xung quanh hạt nhân tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 90-95% xác suất), cịn gọi hình ảnh khơng gian obital nguyên tử 5.3 Các số lượng tử: Gồm bốn tham số n, l, m, ms xuất trình giải phương trình Schrodinger 5.3.1 Số lượng tử chính: n: nhận giá trị từ 1,2,3…n Ý nghĩa: + Xác định lượng e nguyên tử: En= + Xác định lớp e nguyên tử + Xác định chu kì ngun tố hố học + Xác định kích thước AO nguyên tử Các obital có n có mức lượng tạo lớp obital nguyên tử 5.3.2 Số lượng tử phụ l: l= n-1 , l nhận giá trị 0,1,2… l xác định momem động lượng electron biểu thức: Ý nghĩa: + Xác địng phân lớp e (hàm AO) + Xác định số mặt nút ứng với hàm cầu AO + Xác định tổng số AO phân lớp : 2l +1 + Xác định momen động lượng AO M= Ứng với giá trị n (một lớp) có n giá trị l (n phân lớp) 5.3.3 Số lượng tử từ m: m nhận giá trị từ -1 đến +1 kể số Ứng với giá trị l có 2l+1 giá trị m m xác định hình chiếu momen động lượng M z electron phương z trường ngoài, biểu thức: Mz= m m định hướng AO hay hướng mây electron 5.3.4 Số lượng tử spin ms: Electron chuyển động tạo momen động lượng M tham gia vào chuyển động độc lập thứ tư, tự quay xung quanh trục riêng, tạo momen động lượng spin ms=+1/2: hàm anpha: kí hiệu ↑ ms=-1/2: hàm beta, kí hiệu ↓ 5.4 Hình dạng dấu obital (các mây electron): ψnlm (r,θ, ϕ) = Rnl (r) Ylm (θ, ϕ) R(r) phần bán kính, định kích thước AO Y(θ, ϕ) phần góc, định hình dạng AO Người ta thường ghi dấu + – mặt giới hạn biểu diễn hình dạng obital Orbital s có dạng hình cầu Các orbital px, py, pz có hình số hướng theo trục toạ độ ox, oy, oz Các orbital dxy, dyz, dzx có dạng hình hoa thị (4 cánh) hướng theo đường phân giác góc tương ứng ∠ xoy, ∠ yoz, ∠ zox Orbital có dạng hoa thị hướng theo trục ox oy Riêng orbital dx2-y2 gồm hình số hướng theo trục oz vành khăn nằm mặt phẳng xoy Dưới hình dạng số AO dấu NGUN TỬ NHIỀU ELECTRON 6.1.Mơ hình hạt độc lập hay mơ hình dạng hydro Trong nguyên tử nhiều electron, electron chuyển động độc lập với electron khác trường trung bình có đối xứng cấu tạo hạt nhân electron khác 6.2 Quy luật phân bố electron nguyên tử 6.2.1 Nguyên lý ngăn cấm Pauli Trong nguyên tử khơng thể có electron giống bốn số lượng tử Vì số lượng tử spin có hai giá trị nên theo nguyên lý Pauli điều có nghĩa AO có tối đa hai electron Từ ta tính số electron tối đa phân lớp (phân mức), lớp Ứng với giá trị n có n giá trị m Ứng với giá trị l có (2l +1) giá trị m 1 Vì ms có hai giá trị + - nên phân mức có nhiều 2(2l+1) electron tổng số electron mức (hay lớp ) là: l = n −1 ∑ 2(2l + 1) = 2n l =0 6.2.2 Nguyên lý vững bền Cấu hình electron nguyên tử Trong nguyên tử electron chiếm orbital có lượng từ thấp đến cao 1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f… Dãy lượng tuân theo quy tắc sau gọi quy tắc Kleskovxky: _Mức lượng AO tăng dần theo trị số (n+1) _Hai AO có(n+1) AO có n lớn có lượng cao Dựa vào nguyên lý Pauli nguyên lý vững bên người ta biểu diễn nguyên tử nguyên tố cấu hình electron 6.2.3 Quy tắc Hund Cấu hình electron dạng lượng tử Trong phân mức electron có xu hướng phân bố ô lượng tử cho tổng spin lớn Khi bị kích thích electron nhảy lên phân mức cao mức lượng (cùng lớp) Hệ thống tuần hồn ngun tố hóa học 7.1 Định luật tuần hoàn Mendeleev (1869) - Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân (Z), cấu trúc lớp vỏ electron bên nguyên tố biến thiên cách tuần hồn, tính chất ngun tố thành phần tính chất đơn chất hợp chất chúng biến thiên cách tuần hoàn 7.2 Bảng Tuần Hoàn nguyên tố hóa học 7.2.1 Nguyên tắc xếp nguyên tố bảng hệ thống tuần hoàn - Các nguyên tố xếp theo thứ tự tăng dần điện tích hạt nhân Số điện tích hạt nhân trùng với thứ tự nguyên tố - Các nguyên tố có tính chất hóa học giống xếp cột - Mỗi hàng( bảng dài) gọi chu kỳ Mỗi chu kỳ bắt đầu kim loại kiềm (trừ chu kỳ 1, bắt đầu hidro) kết thúc khí 7.2.2 Cấu trúc Bảng Tuần Hồn - BTH gồm chu kỳ + Chu kỳ 1: có nguyên tố + Chu kỳ 3, chu kỳ: có nguyên tố + Chu kỳ 5, chu kỳ: có 18 nguyên tố + Chu kỳ 6: có 32 nguyên tố + Chu kỳ 7: có 24 ngun tố( chưa hồn thành) - 14 nguyên tố đứng sau latan thuộc chu kỳ gọi latanit - 14 nguyên tố đứng sau actini thuộc chu kỳ gọi actinit - Trừ nguyên tố xếp bảng , chu kỳ dài (trừ chu kỳ 7) có 18 nguyên tố xếp thành 18 cột - Các nguyên tố thuộc cột 1,2 vá cột từ 13 đến 18 tạo thành nhóm đánh số từ IA đến VIIIA gọi nhóm hay nhóm A - 10 cột cịn lại tạo thành nhóm phụ (nhóm B) đánh số theo thứ tự IIIB….VIIIB sau IB IIB Mỗi cột tạo thành nhóm, riêng nhóm VIIIB gồm cột 7.3 Cấu hình electron ngun tố bảng tuần hồn Chu kỳ 1: gồm nguyên tố, có lớp electron, electron điền vào 1s Người ta gọi nguyên tố nguyên tố s Chu kỳ 2: gồm nguyên tố, có lớp electron Lớp có cấu hình electron He Hai ngun tố đầu nguyên tố s (2s) Các nguyên tố tiếp theo, số electron điền vào phân lớp 2s 2p phân lớp 2s bão hịa, cịn phân lớp 2p có số electron tăng dần từ 2p1 đến 2p6 Chu kỳ 3: gồm nuyên tố, có lớp electron Các lớp có cấu hình electron Ne Hai nguyên tố đầu nguyên tố s (3s) Sáu nguyên tố nguyên tố p (3p1-3p6) Chu kỳ 4: gồm 18 nguyên tố, có lớp electron Các lớp có cấu hình electrong Ar Hai ngun tố đầu nguyên tố s (4s) Mười nguyên tố tiếp theo, electron điền vào phân lớp 3d 4s, phân lớp 4s bảo hịa, cịn phân lớp 3d có số electron tăng dần từ 3d1 đến 3d10 Các nguyên tố gọi nguyên tố d hay nguyên tố chuyển tiếp Chu kỳ 5: gồm 18 nguyên tố, có lớp electron Các lớp có cấu hình electron Kr Hai nguyên tố đầu nguyên tố s (5s) Tiếp theo 10 nguyên tố d (4d1-4d10) Sáu nguyên tố cuối nguyên tố p (5p1- 5p6) Chu kỳ 6: gồm 32 nguyên tố Ngoài nguyên tố s, p, d chu kỳ thêm 14 nguyên tố f nguyên tố f có lớp electron giống 5d16s2 phân lớp 4f có số electron từ 4f1 đến 4f4 Chu kỳ 7: chu kỳ chưa kết thúc, nhiên theo quy luật ngưới ta dự đoán phải gồm 32 nguyên tố Với nguyên tố biết, cấu hình electron có lặp lại tương tự nguyên tố chu kỳ 7.4 Biến thiên tuần hoàn số tính chất nguyên tố 7.4.1 Biến thiên tính chất chu kỳ - Biến thiên tính chất chu kỳ: từ đầu đến cuối chu kỳ, điện tích hạt nhân tăng đồng thời bán kính lại giảm Kết làm tăng lực hút hạt nhân electron lớp cùng, có nghĩa làm giảm tính khử tính oxy hóa 7.4.2 Biến thiên tính chất phân nhóm -Biến thiên tính chất phân nhóm chính: phân nhóm chính, theo chiếu từ xuống dưới, tính khử tăng dần tính oxy hóa giảm dần Đó vì, từ xuống, bán kính nguyên tử tăng dần ( tăng số lớp electron), điện tích hạt nhân tăng, bán kính tăng nhiều, ảnh hưởng lớn đến lực hút hạt nhân electron ngồi 7.4.3 Biến thiên tính chất phân nhóm phụ - Theo chiều từ xuống, điện tích hạt nhân tăng nhiều bán kính nguyên tử tăng không đáng kể, dẫn đến lực hút hạt nhân electron lớp ngồi Do tính kim loại giảm Ví dụ: Phân nhóm IB Phân nhóm IIB Cu Zn Ag Cd Au Hg Trong nhóm IB Cu kim loại tương đối hoạt động Au kim loại trơ Trong nhóm IIB tương tự: Zn có tính khử mạnh, Hg có tính khử yếu, đứng sau H dãy hoạt động kim loại Giải thích: Bán kính nguyên tử chu kỳ lớn giảm từ từ chậm tượng co d, co f (co lantonit, co actinoit) Xuất hiệu ứng chắn electron lớp d lớp f e lớp (ns) làm cho lực hút hạt nhân e giảm BÀI TẬP CÁ NHÂN 1.Trên sở cấu trúc nguyên tử phân nguyên tố hóa học thành loại (khối) ? Hãy nêu đặc điểmcấu tạo loại (khối) Dựa vào cấu trúc nguyên tử chia nguyên tố hóa học thành loại (khối): + Nguyên tố khối s: phân lớp s xây dựng hồn thành Cấu hình electron lớp ns1 ns2 + Nguyên tố khối p: phân lớp p xây dựng hồn thành Cấu hình electron lớp ngồi ns2np1 đến ns2np6 + Nguyên tố khối d: có electron lớp cùng, phân lớp d xây dựng hoàn thành Cấu hình electron (n-1)d1-10ns2 (trừ số ngoại lệ) + Ngun tố khối f: có electron lớp ngồi ns2 (6s2 7s2) Cấu hình electron (n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2 (trừ số ngoại lệ) Trình bày định luật tuần hồn ngun tố hóa học Cho biết khác biệt cách phát biểu Mendeleev cách phát biểu Định luật tuần hồn có cách phát biểu: Định luật tuần hồn theo Mendeleev: Tính chất nguyên tố, thành phần tính chất hợp chất tạo nên từ nguyên tố biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng khối lượng nguyên tử Định luật tuần hoàn theo cách phát biểu nay: Tính chất nguyên tố, thành phần tính chất hợp chất tạo nên từ ngun tố biến thiên tuần hồn theo chiều tăng điện tích hạt nhân Sự khác biệt cách phát biểu Mendeleev cách phát biểu Tính chất nguyên tố, thành phần tính chất hợp chất tạo nên từ ngun tố biến thiên tuần hồn theo chiều tăng khối lượng nguyên tử Tính chất nguyên tố, thành phần tính chất hợp chất tạo nên từ nguyên tố biến thiên tuần hồn theo chiều tăng điện tích hạt nhân BÀI TẬP NHĨM Hãy trình bày quy tắc xếp ngun tố phân nhóm phân nhóm phụ Sự khác biệt vế tính chất hai loại nhóm ? 10 • Quy tắc xếp bao gồm quy tắc chung quy tắc riêng: Quy tắc xếp chung : -Các nguyên tố xếp theo thứ tự tăng dần điện tích hạt nhân , số điện tích hạt nhân với số thứ tự Ví dụ nguyên tử nguyên tố chu kỳ có lớp e lớp K lớp L; Các nguyên tửcủa nguyên tốchu kỳ3 có lớp e lớp K, lớp L lớp M - Các ngun tố có tính chất hóa học giống nhau,có số electron hố trị xếp thành cột ( nhóm) Số thứ tự nhóm số electron hố trị mà ngun tố có Ví dụ: Li (z = 3) có cấu hình electron 1s22s1 : Thuộc nhóm IA Cu(z=29) có cấu hình electron [Ar]3d104s1 : Thuộc nhóm IB Mỗi hàng chu kỳ, bắt đầu kim loại kiềm kết thúc khí ( trừ chu kỳ 1) Quy tắc xếp riêng : Nhóm chính: -Gồm ngun tố s p,thuộc chu kỳ 1,2,3 -Sự điền electron cuối vào phân lớp ns np -Khi nguyên tử ngun tố có số electron lớp ngồi nhỏ ba ngun tố nhóm A nhóm B Nguyên tố loại khẳng định nhóm A điền electron cuối xảy ns Khi số electron lớp ngồi nguyên tử số thứ tự nhóm Nhóm phụ : Gồm nguyên tố thuộc chu kỳ 4,5 ( chu kỳ lớn) với nguyên tố s,p tương tự nhóm nhỏ cịn có 10 ngun tố d Sự điền electron cuối vào nguyên tử nguyên tốnhóm B xảy ở(n – 1)d (n – 2) f Với n lớp electron _ Cách xác định số thứ tự nhóm B (n-1)dansb + Nếu (a+b)< => số thứ tự nhóm (a+b) + Nếu (a+b) = 8; 9; 10 => số thự tự nhóm VIIIB + Nếu (a+b) < 10 => số thứ tự nhóm (a+b-10) Ví dụ : Z = 21 : 1s22s22p63s23p64s23d1 11 Số electron lớp nguyên tử nguyên tố nhóm B ba Nếu viết cấu hình electron nguyên tử dựa vào dãy lượng theo nguyên lý vững bền tất nguyên tử nguyên tố nhóm B có electron lớp ngồi ns2 Tuy nhiên thực nghiệm xác nhận số nguyên tử nguyên tố nhóm B, electron ns2 chuyển vào (n - 1)d, trừ trường hợp palađi electron 5s chuyển vào 4d Các trường hợp nói thường xảy phân lớp (n – 1)d gần nửa bảo hoà bảo hồ Vì phân lớp nửa bão hồ bảo hoà phân lớp bền lượng hai phân lớp (n – 1)d ns xấp xỉ • Sự khác biệt tính chất : Thành phần ngun tố Phân nhóm Phân nhóm phụ Bao gồm kim loại, phi kim, khí Chỉ gồm nguyên tố kim loại Từ xuống tính kim loại tăng rõ rệt Sự biến đổi tính chất Do từ xuống điện tích hạt nhân tăng bán kinh nguyên tử tăng nhiều dẫn đến lực hút với electron giảm-> tăng khả cho e Tính kim loại có biến đổi chậm khơng có qui luật định Do điện tích hạt nhân tăng cịn bán kính lại tăng không đáng kể hiệu ứng chắn phân lớp d,f (co d, co f) cho lớp kề với nên tính chất khơng khác biệt nhiều Độ âm điện Giảm dần từ xuống nhóm, tăng dần từ trái sang phải chu kỳ Khơng có qui luật đinh Năng lượng Ion hóa thứ Giảm dần từ xuống nhóm, tăng dần từ trái sang phải chu kỳ Không đều, thường tăng dần theo chiều tăng điện tích hạt nhân Bán kính nguyên tử Tăng nhanh từ xuống nhóm, giảm dần từ trái sang phải Khơng có qui luật 12 chu kỳ Aí lực electron Trong chu kì, nhìn chung giá trị lực e tăng dần theo chiều tăng điện tích hạt nhân.Trong phần lớn trường hợp, nhóm A theo chiều tăng điện tích hạt nhân lực e có giá trị giảm dần Khơng có qui luật BÀI LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ Một số đại lượng có liên quan đến liên kết 1.1 Độ âm điện nguyên tố χ - Là đại lượng cho biết khả nguyên tử nguyên tố hút e liên kết phía χ lớn ngun tử dễ thu e χ A= I + E I: Năng lượng ion hóa (thế ion hóa) – lượng cần để tách e khỏi nguyên tử A I lớn ngun tử khó nhường e E: Ái lực e – lượng tỏa nguyên tử A nhận e E lớn nghuyên tử dễ thu e -Đơn vị I E: eV - Vd: Trong pứ A + B AB - Nếu χ B > χ A e liên kết lệch di chuyển phía nguyên tử B * Nhận xét độ âm điện bảng tuần hồn: - Trong chu kì, từ trái sang phải độ âm điện tăng dần - Trong nhóm, từ xuống độ âm điện giảm dần - Kim loại kiềm có χ < , Fr có χ nhỏ - Phi kim có χ > 2, F có χ nhỏ 1.2 Năng lượng liên kết - Là lượng cần thiết để phá vỡ mối liên kết tạo nguyên tử thể khí - Kí hiệu: E - Đơn vị: Kcal/mol - Năng lượng liên kết lớn liên kết bền - Đối với phân tử có số liên giống nhiều 2, người ta dùng đại lượng lượng trung bình liên kết 1.3 Độ dài liên kết - Là khoảng cách nhân ngun tử hình thành liên kết - Kí hiệu: r0 13 - Đơn vị: A0 - Độ dài liên kết nhỏ liên kết bền vững *Nhận xét: Ở liên kết loại (ví dụ Cl – C F – C; O – H S – H) Khi E lớn r0 nhỏ 1.4 Độ bội liên kết - Là số liên kết hình thành nguyên tử cho trước - Độ bội liên kết lớn Liên kết bền Năng lượng liên kết lớn Độ dài liên kết nhỏ 1.5 Góc liên kết (góc hóa trị) - Là góc tạo mối liên kết nguyên tử với nguyên tử khác - Các nguyên tử có xu hướng tạo góc liên kết gần với góc bền vững góc 109028’ (CH4) - Các góc ko bền 600, 900 dễ bị vỡ vịng (Cyclopropan, cyclobutan) Cyclohexan có dạng: dạng thuyền (ko bền) dạng ghế (gần với góc 109028’ hơn) 1.6 Độ phân cực liên kết Momen lưỡng cực Do chênh lệch độ âm điện, e liên kết bị lệch phía nguyên tử có độ âm điện lớn tạo điện tích âm, cịn ngun tử mang điện tích dương Lk bị phân cực - Độ phân cưc đánh giá qua momen lưỡng cực µ Momen lưỡng cực đại µ = q.l lượng vectơ có giá trị: Với q = δ e (e điện tích nguyên tố δ tỉ lệ %, δ < 1) o q: điện thích cực (C) o l” độ dài liên kết (m) µ : đại lượng vectơ, hướng từ nguyên tử có χ nhỏ sang χ lớn - Đơn vị µ : C.m hay D (Đơbai) 1D = 3,3.10-30C.m Những thuyết kinh điển liên kết: Những thuyết liên kết hóa học là: thuyết liên kết cộng hóa trị liên kết ion Những thuyết kinh điển dựa quy tắc bác tử 2.1 Liên kết ion (Kossen – Đức) 1916: Liên kết ion liên kết bền, lượng liên kết lớn (xấp xỉ 100 Kcal/mol) Liên kết ion khơng có định hướng khơng bảo hịa Bản chất liên kết ion lực hút tĩnh điện điện tích trái dấu Những hợp chất ion thường dạng tinh thể bền vững 2.2 Liên kết cộng hóa trị (Lewis – Mĩ) 1916: Liên kết cộng hóa trị hình thành nguyên tử nguyên tố hay nguyên tử nguyên tố có chênh lệch nhỏ độ âm điện Liên kết cộng hóa trị tương đối bền, lượng liên kết cỡ hàng chục Kcal/mol Có hai loại liên kết cộng hóa trị: 14 Liên kết cộng hóa trị khơng phân cực (liên kết cộng hóa trị túy), cặp electron liên kết phân bố hai nguyên tử Liên kết cộng hóa trị phân cực, cặp electron liên kết bị lệch phía nguyên tử coa độ âm điện lớn 2.3 Liên kết cho nhận (có thể xem dạng đặc biệt liên kết cộng hóa trị): Trong liên kết cho nhận cặp electron dùng chung nguyên tử đưa (chất cho) nguyên tử có obital trống (chất nhận) Điều kiện hình thành liên kết chất cho có đơi electron chưa liên kết chất nhận phải có obitan trống 2.4 Liên kết hydro: Liên kết hydro hình thành hợp chất H liên kết với nguyên tử nguyên tố có độ âm điện lớn bán kính nhỏ như: N, O, F Liên kết hydro liên kết yếu, lượng liên kết nhỏ, độ dài liên kết lớn Tuy nhiên có ảnh hưởng nhiều đến tính chất vật lý hóa học phân tử 3: Thuyết liên kết hóa trị: 3.1 Sự hình thành liên kết phân tử H2: Thuyết VB đề dựa sở nghiên cứu hình thành liên kết phân tử H2 Khi tạo liên kết hóa học nguyên tử giữ nguyên cấu trúc tương tác với theo cặp electron Mỗi nguyên tử H có electron trạng thái 1s Khi hai nguyên tử H tiến lại gần có hai khả xảy ra: Khơng tạo liên kết hóa học hai electron có số lượng tử spin dấu Tạo liên kết hố học nếu hai electron có số lượng tử spin ngược dấu Khi hình thành liên kết hai obital s xen phủ vào nhau, làm tăng xác suất có mặt electron, mật độ điện tích hạt nhân tăng gây hút hạt nhân làm chúng liên kết với 3.2 Những luận điểm thuyết VB: Liên kết cộng hóa trị hình thành ghép đơi hai electron độc thân có spin ngược dấu hai nguyên tử liên kết, có xen phủ hai AO Mức độ xen phủ hai AO lớn liên kết bền, liên kết thực theo phương xen phủ lớn 3.3 Sự định hướng liên kết Liên kết σ (xích ma) liên kết π (pi): Liên kết xích ma liên kết hóa học xen phủ AO trục nối hai nhân nguyên tử tạo thành Khi tạo liên kết xích ma đạt xen phủ lớn liên kết bền Có thể hình thành xen phủ đám mây s-s, s-p, p-p hay đám mây lai hóa L-L, L-s, L-p Liên kết pi liên kết hóa học xen phủ AO hai bên trục nối hai nhân nguyên tử tạo thành Kém bền liên kết xích ma Có thể hình thành xen phủ đám mây p-p p-d, d-d Sự lai hóa AO liên kết Khái niệm lai hóa Pauling Lai hóa tổ hợp AO khác loại để tạo AO hồn tồn giống hình 15 dạng, kích thước lượng có hướng khác Khi có n AO tham gia lai hóa tạo n AO lai hóa Để có lai hóa, AO phải có lượng khác khơng lớn ví dụ 2s-2p; 3s-3p-3d;… Vídụ: phân tử CH4 obitan lai hóa sp3 xen phủ với obitan 1s nguyên tử hyđro tạo thành liên kết Góc liên kết phân tử CH4 109°28' 4.1 Lai hóa sp Sự tổ hợp AO s với AO p tạo AO lai hóa có hình dạng, kích thước lượng hồn tồn giống theo hai huongwstrong không gian, trục AO tạo góc 1800 Ví dụ: lai hóa AO nguyên tử Be hình thành nguyên tử BeH2 4.2 Lai hóa sp2 Sự tổ hợp AO s AO p tạo AO lai hóa có hình dạng, kích thước lượng hồn tồn giống hướng theo đỉnh tam giác đều, trục AO tạo gáo 1200 16 Vì dụ hình thành AO nguyên tử B hình thành phân tử BF3 B ↑ B* ↑ ↑ 4.3 Lai hóa sp3 Sự tổ hợp AO s AO p tạo AO lai hóa có hình dạng, kích thước lượng hoàn toàn giống hướng theo đỉnh tứ diện đều, trục AO tạo góc 109o 28’ Ví dụ hình thành AO nguyên tử C hình thành phân tử Qui tắc xác định kiểu lai hóa thường sử dụng: 17 Số lượng orbital lai hóa nguyên tử phân tử tổng số liên kết xích ma mà tạo với nguyên tử xung quanh vá số cặp electron hóa trị chưa tham liên kết Ví dụ: CH4 liên kết C có lai hóa sp3 4.4 Cách xác định kiểu lai hóa dựa cơng thức phân tử- mơ tả hình học số phân tử quen thuộc Sốcặp e Kiểulaihóa chưaliênkết Sp BeH2, CO2, CN- Đườngthẳng Sp2 tam SO3, CO32- Sốliênkết Hìnhhọcphântử Vídụ giácphẳng Sp2 Góc SO2 Sp3tứdiện CH4; NH4+; SO42- Sp3 chóp NH3 2 Sp3góc H2O 18 Sp3d lụcdiện PCl5 Sp3d2bátdiện SiF62-; 4.5 Liên kết π không định cư Cấu trúc nguyên tử benzen có nguyên tử C lai hóa sp2 Mỗi C tạo hai liên kết σ với C bên cạnh liên kết σ với H orbital lại (có trục vng góc với mặt phẳng liên kết σ ) xen phủ với tạo liên kết π Như electron giải tỏa C người ta gọi liên kết liên kết π không định cư Tương tự thấy phân tử butadien alen 19 4.6 Liên kết phức theo thuyết hóa trị cấu trúc khơng gian ion phức Ion tạo phức gồm: Hạt tạo phức (ion tạo phức) thường ion kim loại khối d có orbital trống Phối tử, thường ion hay phân tử cịn đơi electron chưa liên kết (NH3, CN-, CL-) Lai hóa phức chất lai hóa vân đạo trống Sự tạo thành phức [Cr(NH3)6]3+ Ở có lai hố sp3d2 tạo AO lai hố (cịn trống electron) hướng theo đỉnh bát diện phức có hình học phân tử dạng bát diện Sự lai hoá xảy AO lớp (3d) AO lớp ngồi (4s, 4p) gọi lai hoá Phức thuận từ có e độc thân Sự tạo thành phức [Ni(CN)4]2– Ở xảy lai hoá sp2d tạo orbital lai hoá nằm mặt phẳng hướng theo đỉnh hình vng 20 Phức có hình học phân tử dạng vng phẳng Phức nghịch từ khơng có e độc thân Phức [NiCl4]2– Xảy lai hố ngồi sp3 Phức thuận có electron độc thân Hình dạng phân tử dạng tứ diện Thuyết orbital phân tử (Moleccullar orbital theory) (MO) 5-1 Luận điểm thuyết MO: – Phân tử coi hạt thống nhất, electron liên kết chuyển động (tương tự nguyên tử), điện trường gây hạt nhân electron lại – Trong phân tử trạng thái electron mô tả MO (tương tự nguyên tử, trạng thái electron mô tả AO) – Khi nguyên tử vào liên kết, AO chúng tổ hợp (xen phủ) với tạo MO Cứ tổ hợp 2AO 2MO Điều kiện để có tổ hợp là: + Năng lượng AO phải xấp xỉ + Các AO có đối xứng giống so với trục liên kết + Sự xen phủ phải đạt mức độ rõ rệt – Trong phân tử electron phân bố dần vào MO σ, σ*, π, π*, δ, ϕ theo số quy tắc định: nguyên lý ngoại trừ; nguyên lý vững bền quy tắc Hund electron nguyên tử Số MO tạo thành tổng số AO tham gia tổ hợp Sự tổ hợ tuyế n tính g cáphản c AO liên tạo cáchình MO liê n kết có ng tử 5-2 Khái niệm pMO liên kết coä vànMO kếtn–hcấu electron củanăphân lượng thấp AO ban đầu MO gọi MO liên kết Ký Thuyết MO dụng chu kỳ2pz2 : có dạng hiệpchú ng cho laø: σphân , σcủa EMO EAO Thứ tự tăng dần mức lượng (KK) σs < σs* < σz < πx= πy < πx*= πy* < σz* (Áp dụng với O, F, Ne) (KK) σs < σs* < πx= πy < σz < πx*= πy* < σz* (Áp dụng với Li, Be, C, B, N) Dựa vào thứ tự mức lượng ta viết cấu hình electron phân tử ion chúng chu kỳ Ví dụ : Cấu hình electron O2 * O2(KK)σs2 σs*2 σz2 πx2 =πy2 πx*1 =πy*1→ Tính thuận tử ; bậc liên kết Các obitan nguyên tử không tham gia tổ hợp với obitan nguyên tử khác hình thành phân tử chuyển nguyên vẹn vào phân tử gọi MO không liên kết Ký hiệu : σ02s, σ02px, π02py, π02pz : EMOo = EAO Bậc liên kết - Cứ cặp e phân bố MO* có tác dụng đẩy nhân xa triệt tiêu tác động hút nhân lại gần cặp e phân bố MOlk tương ứng - Liên kết tạo thành tác động hút nhân mạnh - Một bậc lk ứng với cặp e phân bố MOlk không bị triệt tiêu ∑e − ∑e BLK = ∗ lk - Tên liên kết gọi tên MOlk chứa cặp e không bị triệt tiêu - BLK tăng lượng liên kết tăng cịn độ dài liên kết giảm Nhận xét : + Bậc liên kết O khơng tạo liên kết + Bậc liên kết số nguyên hay thập phân + Bậc liên kết cao phân tử bền Sự phân cực phân tử - Định nghĩa: phân tử phân cực trọng tâm điện tích dương khơng trùng với trọng tâm điện tích âm - Khoảng cách hai trọng tâm độ dài lưỡng cực -Để đánh giá độ phân cực phân tử người ta dùng đại lượng momen lưỡng cực, kí hiệu µ 22 µp.t=q.l q: điện tích trọng tâm l: chiều dài lưỡng cực µp.t: tính C.m hay Đơbai • Đối với phân tử gồm hai nguyên tử, liên kết phân cực phân tử phân cực độ dài lưỡng cực độ dài liên kết.Momen lưỡng cực liên kết momen lưỡng cực phân tử VD: VD: HCl, HBr, CO, NO, • Đối với phân tử gồm nhiều nguyên tử, phân cực phân tử có liên kết phân cực liên kết phân cực không triệt tiêu VD: O S H H H H H C Cl Cl Cl Momen lưỡng cực phân tử tổng momen lưỡng cực liên kết µp.t=∑µlk MOMEN LƯỠNG CỰC CỦA MỢT SỚ PHÂN TỬ Phân tử BeCl2 CO2 SO3 H2 O H2 S SO2 NH3 CH3Cl µp.t (D) 0 1,86 1,02 1,60 1,46 1,86 -Sự phân cực phân tử có ảnh hưởng đặc biệt đến số tính chất vật lý phân tử: phân tử phân cực dễ tan dung môi phân cực ngược lại BÀI TẬP CÁ NHÂN 1.Trình bày hình học phân tử kiểu lai hoá phân tử trung tâm phan tử HNO3 -Gọi n số liên kết σ , m số cặp e chưa liên kết -.Tổng n + m = nên nuyên tử N lai hóa kiểu sp m = nên phân tử HNO3 có dạng hình học Tam giác Ngun tử N tâm Tam giác nguyên tử Oở đỉnh Tam giác Góc hóa trị 1200 .Kiểu lai hố: sp2 Hình học phân tử: Tam giác đều, góc hố trị 1200 2.Trình cách xác định kiểu lai hố nguyên tử phân tử ? 23 Để xác định kiểu lai hoá, người ta thường sử dụng quy tắc: Số lượng orbital lai hoá phân tử tổng số liên kết xích ma mà tạo với nguyên tử xung quanh số cặp electron hố trị chưa tham gia liên kết Ví dụ: H2SO4 CO2 S có lai hố sp3 C có lai hố sp (4+0) (2+0) NH+4 N có lai hố sp3 (4+0) SO2 S có lai hố sp2 (2+1) Cho biết để xác định chất viết cấu hình vân đạo phân tử theo quy luật đầu chu kỳ hay cuối chu kỳ ? Khi tổ hợp hai AO px thu hai MO liên kết, MO không đối xứng qua trục liên kết kí hiệu π x π x* với lượng π x < π x* tương tự hai AO py thu dược hai π y π y* với π x = π y < π x* = π y* Từ ta viết MO theo trật tự tăng dần sau: σ 1S