LECTURE PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRẦN THỊ VÂN ANH (HUTECH)

BÀI 1 (BUỔI 1) PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ Bài giảng dành cho dược sĩ chính quy năm 1

ThS Trần Thị Vân Anh tranthivananh06@gmail.com

NỘI DUNG 1. Cấu tạo nguyên tử 2. Cấu hình electron 3. Phân loại các nguyên tố 4. Tính chất chung của các nguyên tố nhóm chính (A) 5. Bài tập

2

1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1.1. Nguyên tử: hạt nhỏ nhất cấu tạo nên nguyên tố hóa học

 Nguyên tử: hạt nhân (proton + nơtron) + vỏ electron • Proton: + 1

• Electron : - 1 • Nơtron: 0

Hình 1: Cấu tạo nguyên tử C 3

1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1.2. Nguyên tố hóa học: mỗi loại nguyên tử có hạt nhân mang cùng một điện tích dương được gọi là nguyên tố hóa học Nhiều nguyên tố là hỗn hợp của các đồng vị

Hình 2. Các đồng vị của nguyên tố hydro

4

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.1. Cấu hình electron nguyên tử • Cấu hình electron đầy đủ của 1 nguyên tố: cấu hình chỉ ra tất cả các phân lớp có electron trong nguyên tử của nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản • Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn được phân loại và sắp xếp theo cấu hình electron nguyên tử ở trạng thái cơ bản

5

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.1. Cấu hình electron nguyên tử • Nguyên tử ở trạng thái cơ bản có các electron xếp thành từng lớp có mức năng lượng từ thấp đến cao - Vd: cấu hình e nguyên tử Ca (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

6

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2. Các số lượng tử và ý nghĩa  4 số lượng tử • Số lượng tử chính (n) • Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan) • Số lượng tử từ (m) • Số lượng tử spin (ms)

7

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2. Các số lượng tử và ý nghĩa 2.2.1. Số lượng tử chính (n): cho biết số thự tự lớp e

n

1

2

3

4

5

6

7

Ký K hiệu lớp e

L

M

N

O

P

Q

8

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2.2. Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan) • Mỗi lớp e từ n = 2 chia ra nhiều phân lớp e • Mỗi phân lớp e đặc trưng bằng một giá trị l • Lớp e thứ n có n phân lớp từ 0  n -1 Vd: n = 2  2 phân lớp: l = 0, l = 1 ( 2s, 2p) n = 3  3 phân lớp: l = 0, l = 1, l = 2 (3s, 3p, 3d) • Ý nghĩa: xác định tên và hình dạng của obitan l Phân lớp

0 s

1 p

2 d

3 f

9

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2.2. Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)

Hình 3: Phân bố e trên các lớp và phân lớp e 10

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2.3. Số lượng tử từ (m) • Sự định hướng của đám mây e trong không gian • Về trị số: m là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0.

• Với một giá trị của l, thì m có (2 l + 1) giá trị l = 0 (phân lớp s); m có 1 giá trị là 0 l = 1 (phân lớp p); m có 3 giá trị là -1, 0, 1 l = 2 (phân lớp d); m có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2 l = 3 (phân lớp f); m có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 11

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2.3. Số lượng tử từ (m)

Hình 5: Hình dạng các obitan s, p, d, f

12

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.2.4. Số lượng tử spin ms : cho biết chiều quay của e • Chỉ nhận một trong 2 giá trị: +1/2 () hay -1/2 () Bảng: Sự phân bố e vào obitan của một số nguyên tử

13

2. CẤU HÌNH ELECTRON  Tóm tắt: cấu hình e Bài tập nhóm: Điền vào dấu ....

1. Có .... lớp e từ .... đến ......

2. Lớp e thứ n chia thành .... phân lớp có giá trị từ l = ..... đến

l = ..... l = 0 (phân lớp ....); l = 1 ( ..... ), l = 2 ( ... ), l = 3 ( ..... ) 3. Mỗi phân lớp có số lượng obitan khác nhau s: ..... obitan ; p: ...... obitan; d: ..... obitan ; f: ..... obitan 4. Mỗi obitan có tối đa ..... e với .........trái dấu 5. Số e tối đa trên mỗi phân lớp là s:.........e; p:...........e ; d: ..............e ; f:................e 14

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.3. Nguyên tắc sắp xếp e nguyên tử ở trạng thái cơ bản

 Nguyên lý vững bền: e sắp xếp vào phân lớp có mức năng lượng thấp đến cao  Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ) Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị của bốn số lượng tử n, l, m và s.

 Qui tắc Hund Các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ được phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng số electron độc thân là cực đại Vd: O ( Z =8) 15

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.4. Giản đồ năng lượng của các e - Quy tắc Klechkowski • Trong nguyên tử, năng lượng của các phân lớp electron tăng dần theo thứ tự sau: • 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s …

16

2. CẤU HÌNH ELECTRON  Bài tập: Viết cấu hình e của các nguyên tố sau, sắp xếp các e này trên obitan • C (Z = 6) • Ne (Z = 10) • Ca (Z = 20)

17

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.5. Các loại cấu hình electron 2.5.1. Cấu hình e đầy đủ: chỉ ra tất cả các phân lớp có e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản 2.5.2. Cấu hình e rút gọn: chỉ viết các phân lớp obitan có e sau khí trơ liền trước đó Vd: Al (Z = 13) Cấu hình e đầy đủ: [1s2 2s2 2p6 ] 3s2 3p1

Cấu hình e rút gọn: [Ne] 3s2 3p1 18

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.5.3. Cấu hình e bão hòa phân lớp: cấu hình của phân lớp chứa số e tối đa s2, p6, d10, f14 Vd: Cu ( Z = 29) [Ar] 3d10 4s1 2.5.4. Cấu hình e nửa bão hòa phân lớp: cấu hình của phân lớp chứa ½ số e tối đa s1, p3, d5, f7 Vd: Mn ( Z = 25) [Ar] 3d5 4s2

19

2. CẤU HÌNH ELECTRON 2.5. Các loại cấu hình electron  Lưu ý: • Do cấu hình d10 (bão hoà) và d5 (nửa bão hoà) bền, có năng lượng thấp nên các nguyên tử có cấu hình: • (n-1)d9 ns2 sẽ chuyển thành cấu hình (n-1)d10 ns1.

• (n-1)d4 ns2 sẽ chuyển thành (n-1)d5 ns1.

Ví dụ: • Cr ( Z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 • Cu ( Z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 20

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ 3.1. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học Hình 6. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

21

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ 3.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học • Hỏi: 1. Bảng tuần hoàn là dãy các nguyên tố được sắp xếp theo yếu tố nào tăng dần ?

2. Các nguyên tố trong cùng 1 hàng gọi là gì? Chúng có đặc điểm gì chung ?

3. Các nguyên tố trong cùng 1 cột gọi là gì? Chúng có đặc điểm gì chung ?

4. Ký hiệu I => VIII trên mỗi cột có ý nghĩa gì ?

5. Ký hiệu A, B trên mỗi cột có ý nghĩa gì ?

6. Số 1 đến 7 ở bên trái mỗi hàng có ý nghĩa gì ?

22

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ 3.3. Phân loại các nguyên tố 3.3.1. Nguyên tố chính (nguyên tố nhóm A) • Các nguyên tố có vỏ e ngoài cùng đang xây dựng trên phân lớp s hoặc p + Các nguyên tố s: ns12 + Các nguyên tố p: ns2 np16

Có 8 nhóm nguyên tố chính từ IA đến VIIIA • Mỗi chu kỳ có tối đa 2 nguyên tố s và 6 nguyên tố p 23

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ 3.3.2. Nguyên tố chuyển tiếp (nguyên tố nhóm B) • Nguyên tố chuyển tiếp ngoài (nguyên tố d) (n-1)d110 ns2 • Nguyên tố chuyển tiếp trong (nguyên tố f) (n-2)f114 (n-1)d0(1) ns2  Có 10 nguyên tố d cho mỗi chu kỳ, từ chu kỳ 4 đến 7  Có 14 nguyên tố chuyển tiếp f cho mỗi chu kỳ, gồm chu kỳ 6 ( dãy lanthanid) và chu kỳ 7 ( dãy actinid ) 24

4. TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM CHÍNH  Biến đổi tính chất trong một chu kỳ Đi từ trái sang phải: • Bán kính nguyên tử nhìn chung giảm • Năng lượng ion hóa thứ nhất và độ âm điện tăng • Tính kim loại giảm • Hoạt tính hóa học mạnh nhất là IA và VIIA

25

4. TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM CHÍNH  Biến đổi tính chất trong một nhóm Đi từ trên xuống dưới • Bán kính nguyên tử tăng • Năng lượng ion hóa thứ nhất, độ âm điện giảm • Nhóm kim loại: tính kim loại tăng • Nhóm phi kim: tính phi kim giảm

26

5. BÀI TẬP 5.1. Nguyên tố chính – Nguyên tố nhóm A - Nguyên tố s, p • Vd: Na (Z =11): 1s2 2s2 2p6 3s1 Nhận xét: Na có số thứ tự….., chu kỳ….., phân nhóm ….., kim loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất có thể có…..

• Vd: P ( Z = 15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Nhận xét: P có số thứ tự….., chu kỳ….., phân nhóm ….., kim loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất có thể có….., số oxy

hóa âm thấp nhất có thể có…..

27

5. BÀI TẬP  Vị trí kim loại, phi kim trong bảng tuần hoàn Kim loại

Phi kim

IA (trừ H)

IA: H

IIA IIIA ( trừ B)

IIIA: B

IVA: Sn, Pb

IVA: ( trừ Sn, Pb)

VA: Bi

VA: (trừ Bi)

VIA: Po

VIA ( trừ Po) VIIA VIIIA

28

5. BÀI TẬP 5.2. Nguyên tố d Vd: Ti ( Z =22): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Nhận xét: Ti có số thứ tự …., chu kỳ ….., phân nhóm phụ ……, kim loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất ......

Hỏi: - Viết cấu hình Ti+2 , Ti+4

29

5. BÀI TẬP  Cách xác định phân nhóm phụ: Cộng số e của phân lớp s và d liền kề lớp ngoài cùng • 37

=> Kết luận: IIIB  VIIB

• 8  10 => Kết luận: VIIIB • 11

=> Kết luận: IB

• 12

=> Kết luận: IIB

30

5. BÀI TẬP 5.3. Nguyên tố f • Gồm họ Lantanid và actinid La ( Z =57): 1s22s22p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 Ac ( Z= 89): [Rn] 7s2 6d1 • Phân nhóm phụ IIIB, số oxy hóa dương cao nhất +3

- Vd: Ce ( Z = 58 ): 1s22s22p6 3s2 3p64s2 3d10 5s2 4d105p6 6s2 4f1 5d1

Ce có số thứ tự…., chu kỳ …., phân nhóm phụ …. , kim loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất có thể có…..

31

5. BÀI TẬP 1. Viết cấu hình e nguyên tử Fe (Z = 26) 2. Xác định vị trí của Fe trong bảng tuần hoàn và nêu những tính chất cơ bản 3. Viết cấu hình e của ion Fe2+ , Fe3+

32

5. BÀI TẬP 1. Viết cấu hình của nguyên tố có số thứ tự 12 trong bảng tuần hoàn. Nêu các tính chất cơ bản

33

9/1/2017

BÀI 1 (BUỔI 2) PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ Bài giảng dành cho dược sĩ chính quy năm 1

ThS Trần Thị Vân Anh tranthivananh06@gmail.com

NỘI DUNG 1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

Chất Nguyên tử Năng lượng ion hóa Ái lực electron Phân tử Độ âm điện Liên kết hóa học Các loại phản ứng

1

9/1/2017

1. CHẤT •

Chất: đồng nhất ( tính chất trong toàn bộ đều như nhau ) và có thành phần xác định Vd: muối ăn, nước cất, khí carbonic

•

Nguyên tử cùng loại cấu tạo nên đơn chất, vd: O2

•

Nguyên tử khác loại cấu tạo nên hợp chất, vd: CO2

•

Dầu hỏa có được gọi là chất không?

Dầu hỏa tuy đồng nhất nhưng chứa nhiều chất có tính

chất khác nhau và có thể tách riêng nên gọi là hỗn hợp

2. NGUYÊN TỬ Hỏi: 1. Nguyên tử là gì 2. Cấu tạo của nguyên tử 3. Nguyên tố hóa học là gì 4. Đồng vị là gì

2

9/1/2017

3. NĂNG LƯỢNG ION HÓA • Năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử là năng lượng tối thiểu cần để tách 1 e ra khỏi nguyên tử khí và do đó biến nguyên tử thành ion khí • Ký hiệu: I ( eV ), 1 eV = 23,06 kcal/mol M + I  M+ + 1e • Năng lượng ion hóa thứ 2, 3, 4… có được khi tách 2, 3, 4, ….. e ra khỏi M • I1 < I2 < I3 <………..

3. NĂNG LƯỢNG ION HÓA  Năng lượng ion hóa phụ thuộc: • Điện tích hạt nhân Z • Số lượng tử chính n • Mức độ chắn của các e ở những lớp trong với hạt nhân • Mức độ xâm nhập của e bên ngoài vào các obitan bên trong Mức độ xâm nhập giảm theo trật tự s, p, d, f

3

9/1/2017

3. NĂNG LƯỢNG ION HÓA

Mg: e ngoài cùng chịu : - Lực hút của hạt nhân - Lực đẩy của các e còn lại, đặc biệt lực đẩy của 2e trên cùng 1 obitan => Lực hút của hạt nhân với e giảm ( hằng số chắn S)

H: e chịu toàn bộ lực hút của hạt nhân

• Điện tích hiệu dụng: Z’ = Z – S

3. NĂNG LƯỢNG ION HÓA • Trong 1 chu kỳ: vd: chu kỳ 1 và chu kỳ 2 Nguyên tử

H

He

Cấu hình e

1s1

1s2

I1

13,598

24,587

Nguyên tử

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Cấu hình e

1s2 2s1

1s2 2s2

1s2 2s2 2p1

1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p3

1s2 2s2 2p4

1s2 2s2 2p5

1s2 2s2 2p6

I1

5,392

9,322

8,298

11,26

14,534

13,618

17,422

21,564

4

9/1/2017

3. NĂNG LƯỢNG ION HÓA • Trong 1 phân nhóm chính: Bảng: năng lượng ion hóa của các nguyên tố cùng nhóm IA

IIA

VIA

VIIA

Li

5,392

Be

9,322

O

13,618

F

17,442

Na

5,139

Mg

7,646

S

10,36

Cl

12,967

K

4,341

Ca

6,113

Se

9,752

Br

11,814

Rb

4,177

Sr

5,695

Te

9,009

I

10,451

Cs

3,895

Ba

5,212

Po

7,289

At

-

Nhận xét : ?

4. ÁI LỰC ELECTRON • Ái lực e của 1 nguyên tử là năng lượng của quá trình nguyên tử đó ( ở trạng thái khí) kết hợp thêm 1e để biến thành ion âm • Ký hiệu: E ( eV ) X + 1e  X-  E

5

9/1/2017

4. ÁI LỰC ELECTRON Bảng. Ái lực e của một số nguyên tố IA (

E ( e V)

ns1)

IIA (

ns2

E ( eV) )

IIIA (

E ( eV)

ns2

(

np1 )

(

IVA

E ( eV)

ns2

np2 )

Li

0,82

Be

- 0,19

B

0,33

C

1,24

Na

0,47

Mg

-0,32

Al

0,52

Si

1,46

VA

E ( eV)

VIA

E ( eV)

VIIA

E ( eV)

VIIIA

E ( eV)

ns2

np3 N

(

ns2

np4

) -0,27

(

ns2

np5

)

(

ns2

np6 )

)

O

1,47

F

3,58

He

- 0,19

S

2,33

Cl

3,81

Ne

- 0,57

Br

3,56

Ar

-1

I

3,29

4. ÁI LỰC ELECTRON • Ái lực e lớn nhất là VIIA (ns2 np5 ) • Ái lực e nhỏ nhất là các nguyên tố có cấu hình bền vững: bão hòa, nửa bão hòa

6

9/1/2017

5. PHÂN TỬ • Phân tử là hạt nhỏ nhất của một chất có tất cả tính chất hóa học của chất đó • Phân tử do hai hay nhiều nguyên tố liên kết với nhau bằng liên kết hóa học • Phân tử được biểu diễn bằng công thức hóa học Vd: O2 , H2O • Hợp chất không hợp thức: hợp chất có thành phần biến đổi Vd: Hydrid của kim loại chuyển tiếp

6. ĐỘ ÂM ĐIỆN • Độ âm điện của một nguyên tố là khả năng của nguyên tử nguyên tố đó ở trong phân tử hút electron về phía nó.

• Ký hiệu:  (eV)

7

9/1/2017

6. ĐỘ ÂM ĐIỆN • Trong 1 chu kỳ: vd chu kỳ 2 và 3 Nguyên tử

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Độ âm điện

0,98

1,57

2,04

2,55

3,04

3,44

3,98

-

Nguyên tử

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Độ âm điện

0,93

1,57

1,61

1,90

2,19

2,58

3,16

-

Nhận xét ?

6. ĐỘ ÂM ĐIỆN • Trong 1 phân nhóm chính IA

IIA

VIA

VIIA

Li

0,98

Be

1,57

O

3,44

F

3,98

Na

0,93

Mg

1,57

S

2,58

Cl

3,16

K

0,82

Ca

1,00

Se

2,55

Br

2,96

Rb

0,82

Sr

0,95

Te

2,1

I

2,66

Cs

0,79

Ba

0,89

Po

2,0

At

2,2

Nhận xét ?

Hỏi: Nguyên tố nào có độ âm điện lớn nhất trong bảng tuần hoàn

8

9/1/2017

6. ĐỘ ÂM ĐIỆN  Khả năng hút e của một nguyên tử trong phân tử phụ thuộc: • Kiểu liên kết hóa học • Trạng thái hóa trị • Bản chất của nguyên tử liên kết với nó  không nên nói độ âm điện của một nguyên tố nói chung mà cần nói độ âm điện của nguyên tố trong hợp chất hóa học cụ thể nào Vd: độ âm điện của H trong H2, H2O, HCl không có tính chất như nhau H–H + H – Cl H + – O - – H +

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC 7.1. Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học 7.2. Các loại liên kết hóa học - Liên kết ion - Liên kết cộng hóa trị - Liên kết hydro

9

9/1/2017

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC 7.1. Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học • Năng lượng liên kết (E) • Độ dài liên kết • Góc liên kết • Momen lưỡng cực của phân tử

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC 7.1.1.Năng lượng liên kết (E) • Năng lượng tương ứng với quá trình phá vỡ liên kết đó và thành nguyên tử ở thể khí Vd: H2 (k)  H (k) + H (k)

H = 104,2 kcal/mol

• Năng lượng liên kết càng lớn thì phân tử càng bền

10

9/1/2017

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC 7.1.2. Độ dài liên kết: độ dài giữa 2 tâm của 2 nguyên tử tham gia liên kết. Độ dài liên kết được tính bằng nm hoặc Ǻ 7.1.3. Góc liên kết: góc tạo bởi 1 nguyên tử liên kết trực tiếp với 2 nguyên tử khác trong phân tử

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC 7.1.4. Momen lưỡng cực của phân tử: Đánh giá độ phân cực của liên kết Vd: phân tử không phân cực: 2 nguyên tử tham gia liên kết có độ âm điện giống nhau H2 , N2 , F2 Vd: phân tử phân cực: 2 nguyên tử tham gia liên kết có độ âm điện khác nhau H+ - Cl-

11

9/1/2017

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC 7.2. Các loại liên kết hóa học - Liên kết ion - Liên kết cộng hóa trị - Liên kết hydro

7. LIÊN KẾT HÓA HỌC  Phân loại các liên kết dựa trên hiệu số độ âm điện ( thang Pauling): • 0,0 – 0,4: liên kết cộng hóa trị không phân cực • 0,4 – 1,7: liên kết cộng hóa trị phân cực •  1,7:

liên kết ion

12

9/1/2017

7.2.1. Liên kết ion • Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu • Liên kết ion còn được gọi là liên kết dị cực Vd: phân tử NaCl, e được chuyển từ Na sang Cl để tạo thành Na+ và ClNa 

+

 Clš  š

 Na+

+

 Clš  -  NaCl š

2s22p63s1 3s23p5 2s22p6 3s23p6 • Ion Na+ và Cl- được hình thành như sau Na – 1e  Na+ Cl + 1e  Cl-

7.2.1. Liên kết ion Vd: Qúa trình hình thành phân tử MgCl2

š  Cl  š

+

3s2 3p5

2s22p63s2

 Mg  +

š š  Cl    Clš  - + Mg++ +  Cl  š š š

3s2 3p5

3s2 3p6

2s22p6

3s2 3p6

13

9/1/2017

7.2.1. Liên kết ion  Đặc điểm của liên kết ion • Mỗi ion tạo ra điện trường quanh nó  liên kết ion xảy ra theo mọi hướng • Không bão hòa: mỗi ion có thể liên kết được nhiều ion xung quanh nó • Liên kết rất bền

Hình. Tinh thể NaCl

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị • Liên kết được tạo thành bằng cách nguyên tử đưa ra những e hóa trị của mình để tạo thành 1, 2 hay 3 cặp e dùng chung giữa hai nguyên tử • Vd

š š š Cl  + Cl   Clš Cl ( Cl – Cl) š š š š + Clš   H Clš H ( H – Cl) š š • Cặp e dùng chung được ký hiệu bằng vạch ngang

14

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị • Nếu cặp e dùng chung thuộc về 2 nguyên tử với mức độ như nhau  liên kết cộng hóa trị không phân cực Vd: H2 , Cl2 • Nếu cặp e dùng chung một phần nào dịch về 1 trong 2 nguyên tử liên kết  liên kết cộng hóa trị phân cực Vd: HCl

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị  Liên kết cho – nhận ( liên kết phối trí): cặp e dùng chung của liên kết cộng hóa trị không phải do 2 nguyên tử góp chung mà chỉ do 1 nguyên tử đưa ra  Ký hiệu: dấu mũi tên  +

+ +

+

15

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị 7.2.2.1. Thuyết liên kết hóa trị của Valence Bond (VB) • Liên kết cộng hóa trị hình thành do sự xen phủ của 2 obitan, trong đó có 2e có spin trái dấu • Hóa trị của nguyên tố bằng số e độc thân của nguyên tử ở trạng thái cơ bản hay kích thích.

Trong trường hợp chung, khả năng tham gia liên kết cộng hóa trị cực đại của 1 nguyên tố bằng tổng obitan nguyên tử hóa trị của nó • Liên kết cộng hóa trị càng bền khi độ che phủ của các obitan nguyên tử càng lớn. Độ che phủ phụ thuộc: kích thước, hình dạng của obitan, hướng che phủ và kiểu che phủ giữa chúng

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị 7.2.2.1. Thuyết liên kết hóa trị của VB • Liên kết : obitan xen phủ dọc theo trục liên kết

s-s

s-p

p-p

16

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị Vd: Xen phủ obitan trong phân tử H2 , Cl2 , HCl

H-H

Cl - Cl

H – Cl

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị 7.2.2.1. Thuyết liên kết hóa trị của VB • Liên kết : xen phủ các obitan hóa trị về hai phía của hai trục nối giữa hai hạt nhân của nguyên tử tương tác

Hình. Liên kết  trong phân tử C2 H4

17

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị 7.2.2.1. Thuyết liên kết hóa trị của VB Hóa trị của các nguyên tố: được tính bằng số e độc thân trong nguyên tố đó (ở trạng thái cơ bản hay kích thích) Vd: Trạng thái cơ bản Li ( Z=3): 1s2 2s1 2p0  hóa trị 1 N ( Z =7): 1s2 2s2 2p3  hóa trị 3 O ( Z = 8): 1s2 2s2 2p4  hóa trị 2 F ( Z =9): 1s2 2s2 2p5  hóa trị 1 Vd: Be chỉ tạo liên kết khi ở trạng thái kích thích Be ( Z = 4): 1s2 2s2 2p0 



Be* : 1s2 2s1 2p1 





7.2.2. Liên kết cộng hóa trị 7.2.2.2. Hiện tượng lai hóa obitan nguyên tử Giải thích sự hình thành phân tử CH4 trên cơ sở thuyết VB: H ( Z=1): 1s1  C ( Z=6): 1s2 2s2 2p2     C * : 1s2 2s1 2p3











• 4e độc thân tạo 4 liên kết C-H: + 3 liên kết s-p : HCH = 90o +1 liên kết s-s : không có hướng, góc HCH = 120o14’ Tuy nhiên thực nghiệm cho thấy góc liên kết là 109o 28’, 4 góc liên kết bằng nhau và có năng lượng như nhau => Hiện tượng lai hóa obitan nguyên tử

18

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị 7.2.2.2. Hiện tượng lai hóa obitan nguyên tử • Khi tạo thành liên kết, các e hóa trị của một nguyên tử không tham gia một cách riêng rẽ mà các obitan nguyên tử của chúng tổ hợp với nhau tạo thành những tổ hợp tốt nhất để có thể tạo thành liên kết bền hơn • Hiện tượng tổ hợp giữa các obitan trong một nguyên tử gọi là hiện tượng lai hóa • Những obitan lai hóa của một nguyên tử có kích thước và hình dạng hoàn toàn giống nhau, chỉ khác nhau về phương ở trong không gian

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị  Các kiểu lai hóa • Lai hóa sp • Lai hóa sp2 • Lai hóa sp3

19

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị Các kiểu lai hóa - Lai hóa sp: 1 (s) + 1 (p)  2 (sp) làm với nhau một góc 180o Hình. Sự hình thành obitan lai hóa sp

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị -Lai hóa sp: 1 (s) + 1 (p)  2 (sp) Vd: Sự tạo thành phân tử BeH2

20

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị • Lai hóa sp2 : 1 (s) + 2 (p)  3 (sp2) giống nhau, có trục cùng nằm trong mặt phẳng và làm với nhau các góc 120o

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị - Lai hóa sp2: 1 (s) + 2 (p)  3 (sp2) Vd: sự hình thành phân tử BF3

21

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị • Lai hóa sp3: 1 (s) + 3 (p)  4 (sp3) giống nhau về kích thước và hình dạng và hướng tới 4 đỉnh của một tứ diện đều mà tâm là hạt nhân nguyên tử

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị - Lai hóa sp3: 1 (s) + 3 (p)  4 (sp3)

22

9/1/2017

7.2.2. Liên kết cộng hóa trị • Hình dạng các kiểu lai hóa obitan

Hình: Các kiểu lai hóa

7.2.3. Liên kết hydro • Liên kết tạo thành giữa H với nguyên tử khác có độ âm điện lớn và kích thước nhỏ • Liên kết H kém bền • Liên kết H ảnh hưởng đến tính chất vật lý của các chất + tăng nhiệt độ nóng chảy + tăng nhiệt độ sôi + giảm độ điện ly + tăng độ tan

23

9/1/2017

8. PHẢN ỨNG HÓA HỌC 8.1. Khái niệm: phản ứng hóa học là quá trình biến đổi những chất này thành những chất khác có thành phần và cấu tạo khác với các chất ban đầu Vd: 2 H2 + O2 = 2 H2O , H = - 241,8 kj/mol ( phản ứng phát nhiệt) N2 + O2 = 2 NO , H = 180,5 kj/mol ( phản ứng thu nhiệt)

8. PHẢN ỨNG HÓA HỌC 8.2. Các loại phản ứng hóa học • Phản ứng trao đổi • Phản ứng oxy hóa – khử • Phản ứng tạo phức

24

9/1/2017

8. PHẢN ỨNG HÓA HỌC 8.2.1. Phản ứng trao đổi • Phản ứng xảy ra không có sự chuyển e từ chất này sang chất khác nên không làm biến đổi số oxy hóa của các nguyên tố • Gồm: phản ứng kết tủa, phản ứng thủy phân, phản ứng trung hòa...

AgNO3 + HCl  AgCl  + HNO3 HCl + NaOH  NaCl + H2O

8. PHẢN ỨNG HÓA HỌC 8.2.2. Phản ứng oxy hóa – khử • Phản ứng có sự chuyển e từ chất này sang chất khác nên làm biến đổi số oxy hóa của các nguyên tố Na + O2  Na2O • Số oxy hóa: điện tích + hay – của nguyên tố trong hợp chất với giả thuyết trong phân tử, e bị kéo về nguyên tố có độ âm điện lớn hơn

25

9/1/2017

8. PHẢN ỨNG HÓA HỌC 8.2.3. Phản ứng tạo phức • Phản ứng trong đó có sự chuyển những cặp e để tạo thành liên kết cho – nhận, trong đó số oxy hóa của các nguyên tố có thể biến đổi hoặc không

26