BÀI ĐÁNH GIÁ GIỮA kỳ môn học hóa vô cơ vẽ cấu trúc lewis của các hợp chất ion sau NO3 , BF3, SF6 ● cấu trúc lewis của NO3

TRƯỜNG ĐẠI HỌC CẦN THƠ

BÀI ĐÁNH GIÁ GIỮA KỲ

Môn học: Hóa vơ cơ
Mã số mơn học: TN119
Phịng học: 108/ B1
Nhóm ngành: Cơng nghệ hóa học
Nhóm 15:
1. Lê Thành Phú – B1909716
2. Trần Thị Kiều Trinh – B1909742
3. Đỗ Huỳnh Trung – B1909743


Câu 1:
a. Vẽ cấu trúc Lewis của các hợp chất/ ion sau: NO3-, BF3, SF6.
● Cấu trúc Lewis của NO3-:
- Tổng sớ electron hóa trị: 5+3×6+1 = 24 (12 cặp)
- Ngun tử trung tâm là N (vì có độ âm điện nhỏ hơn O)
- Số cặp electron tạo liên kết sigma là 3 → Sớ cặp electron cịn dư là 9
- Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử O:

- Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm:

● Cấu trúc Lewis của BF3:
- Tổng sớ electron hóa trị: 3+3×7 = 24 (12 cặp)
- Ngun tử trung tâm là B (vì có độ âm điện nhỏ hơn F)
- Số cặp electron tạo liên kết sigma là 3→ Sớ cặp electron cịn dư là 9
- Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử F:

1

- Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm: chỉ có 6 electron xung quanh ngun tử
B. B khơng thể hình thành một liên kết pi với nguyên tử F để thỏa mãn nguyên tắc bát tử
vì nếu xuất hiện một liên kết pi thì điện tích hình thức của F là +1, của B là -1 nên sẽ rất
kém bền.

● Cấu trúc Lewis của SF6:
- Tổng số electron hóa trị: 6+7×6 = 48 (24 cặp)
- Nguyên tử trung tâm là S (vì có độ âm điện nhỏ hơn F)
- Số cặp electron tạo liên kết sigma là 6 → Sớ cặp electron cịn dư là 18
- Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử F:

- Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm: Xung quanh nguyên tử S có 6 cặp
electron. Tuy nhiên vì S ở chu kỳ 3 nên có orbital d để nhận thêm electron
2


b. Vẽ cấu trúc Lewis và dự đoán dạng hình học tối ưu của các phân tử/ ion sau: I 3-, IF4-,
ICl2-, và IO4-.
● Ion I3-:
- Cấu trúc Lewis của I3-:
+ Tổng sớ electron hóa trị: 3×7+1 = 22 (11 cặp)
+ Nguyên tử trung tâm là I
+ Số cặp electron tạo liên kết sigma là 2 → Số cặp electron còn dư là 9
+ Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử I:
+ Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm:

- Công thức tổng quát: AXmEn
+ A = I, X = I, m = 2, E = số cặp electron đơn độc, n =3

+ SN = m+n = 5
+ Hình học tối ưu:

3


Cấu trúc (1)

Cấu trúc (2)

Cấu trúc (3)

2 LL

0 LL

2 LL

Do đó, cấu trúc (2) là cấu trúc bền của Ion I3- và ion này có cấu trúc thẳng hàng
● Ion IF4-:
- Cấu trúc Lewis của IF4-:
+ Tổng số electron hóa trị: 5×7+1 = 36 (18 cặp)
+ Nguyên tử trung tâm là I (vì có độ âm điện nhỏ hơn F)
+ Số cặp electron tạo liên kết sigma là 4→ Số cặp electron còn dư là 14
+ Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử F:
+ Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm:

- Công thức tổng quát: AXmEn
4

+ A = I, X = F, m = 4, E = số cặp electron đơn độc, n = 2
+ SN = m + n = 6
+ Hình học tối ưu:

Cấu trúc (1)

Cấu trúc (2)

0 LL

1 LL

Do đó, cấu trúc (1) là cấu trúc bền của Ion IF4- và ion này có cấu trúc vng phẳng
● Ion ICl2-:
- Cấu trúc Lewis của ICl2-:
+ Tổng sớ electron hóa trị: 3×7+1 = 22 (11 cặp)
+ Nguyên tử trung tâm là I (vì có độ âm điện nhỏ hơn Cl)
+ Sớ cặp electron tạo liên kết sigma là 2 → Số cặp electron còn dư là 9
+ Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử I:
+ Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm:

5


- Công thức tổng quát: AXmEn
+ A = I, X = Cl, m = 2, E = số cặp electron đơn độc, n = 3
+ SN = m + n = 5
+ Hình học tối ưu:

Cấu trúc (1)

Cấu trúc (2)

Cấu trúc (3)

2 LL

0 LL

2 LL

Do đó, cấu trúc (2) là cấu trúc bền của Ion ICl2- và ion này có cấu trúc thẳng hàng
● Ion và IO4-:
- Cấu trúc Lewis của IO4-:
+ Tổng sớ electron hóa trị: 7+6×4+1 = 32 (16 cặp)
+ Ngun tử trung tâm là I (vì có độ âm điện nhỏ hơn O)
+ Số cặp electron tạo liên kết sigma là 4 → Sớ cặp electron cịn dư là 12
+ Đă ̣t các că ̣p electron còn dư lần lượt vào các nguyên tử I:
+ Kiểm tra số electron của nguyên tử trung tâm:

6


- Công thức tổng quát: AXmEn
+ A = I, X = O, m = 4, E = số cặp electron đơn độc, n = 0
+ SN = m + n = 4
+ Hình học tối ưu:

c. Cho biết sự ảnh hưởng của các că ̣p electron tự do lên cấu trúc phân tử của CH 4, NH3 và

H2O.
- Các phân tử cùng số lâ ̣p thể CH4, NH3, H2O (SN = 4)
- Cặp electron tự do ảnh hưởng đến góc liên kết. Phân tử càng có nhiều cặp electron tự do
thì góc liên kết càng giảm
+ Phân tử CH4 khơng có cặp electron tự do nào và bớn liên kết giữa C và H trong CH4
tương đương nhau nên phân tử có cấu trúc tứ diện đều. Góc liên kết H ─ C ─ H được xác
định là 109,5°

7


+ Phân tử NH3 có 1 cặp electron tự do. Vì vâ ̣y, góc liên kết H ─ N ─ H trong NH3 giảm so
với CH4 (là 109,5°) chỉ còn 106,6°.

+ Phân tử H2O có 2 cặp electron tự do. Vì vâ ̣y, góc liên kết H ─ O ─ H trong H2O giảm so
với CH4 (là 109,5°) và NH3 (là 106,6°) chỉ còn 104,5°.

8


Câu 2:
a. Sắp xếp các acid sau theo đô ̣ mạnh tăng dần: HClO, HBrO, HIO, HClO2, HClO3 và
HClO4. Giải thích.
- Xét HClO, HClO2, HClO3, HClO4
Cl(OH)
ClO(OH)
ClO2(OH)
m=0
m=1
m=2

⇒ HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 (1)

ClO3(OH)
m=3

- Xét HClO, HBrO, HIO: có cùng dạng X(OH) tuy nhiên vì độ âm điện của I < Br < Cl
⇒ HIO < HBr < HClO (2)

Từ (1) và (2) suy ra: HIO < HBr < HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4
b. Sắp xếp các base sau theo đô ̣ mạnh giảm dần: NH3, NH2Me, NH2Et, NHMe2, NHEt2 và
NHBu2
- Các base theo đô ̣ mạnh giảm dần: NHBu2 > NHEt2 > NHMe2 > NH2Et > NH2Me > NH3
- Giải thích:
+ Sự xuất hiện của góc đẩy điện tử (Metyl, Etyl, Butyl) làm tăng tính base.
+ Nếu càng nhiều gốc R đẩy e thì mật độ e trên N lại càng tăng, tính bazơ càng mạnh nữa.
Vì vậy, nếu trong phân tử amin toàn là gốc đẩy e thì tính bazơ sẽ là: NH3 < amin bậc I <
amin bậc II < amin bậc III
c. Dự đoán và giải thích khả năng tan trong nước của các chất sau dựa vào thuyết HSAB:
PbCl2, PbBr2, PbI2 và PbS
- Thứ tự hòa tan trong nước là: PbCl 2> PbBr2 > PbI2 > PbS.
- Giải thích:
+ Độ mềm của các base giảm từ S2- xuống Cl- (S2- > I- > Br- > Cl-) do độ âm điện giảm từ
Cl- > Br- > I- > S2-, mà độ âm điện càng giảm thì base càng mềm
+ Pb2+ là một axit mềm
+ Theo thuyết HSAB, base mềm có khuynh hướng kết hợp với acid mềm để tạo ra hợp
chất bền nên Pb2+ kết hợp giảm dần từ S2- > I- > Br- > Cl-. Trong đó, PbS là hợp chất bền
nhất khó tan trong nước và PbCl2 dễ tan trong nước nhất
Câu 3:
9

● Bài tập 1b: MnO4- + HCN + I- → Mn2+ + ICN
+7

Quá trình khử:

MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

Q trính oxi hóa:

I- + HCN - 2e → ICN + H+

+1

x2
x5

2MnO4- + 5I- + 5HCN + 11H+ → 2Mn2+ + 5ICN + 8H2O
● Bài tập 1d: MnO4- + N2O → Mn2+ + NO3+7

Quá trình khử:

MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

Q trính oxi hóa:

N2O + 5H2O - 8e → 2NO3- + 10H+

+1

x8

+5

x5

8MnO4- + 14H+ + 5N2O → 8Mn2+ + 10NO3- + 7H2
● Bài tập 2b: As + OH- → AsO33- + H2
+1

0

-

Quá trình khử:

2OH + 2H2O + 2e → H2 + 4OH-

Q trính oxi hóa:

6OH- + As - 3e → AsO33- + 3H2O

0

x3

+3

x2

2As + 6OH- → 2AsO3- + 3H2
● Bài tập 2d: MnO4- + I- → IO3- + MnO2
Q trình khử:
Q trính oxi hóa:

+7

+4

MnO4- + 2H2O + 3e → MnO2 + 4OH-

-

+5

6OH + I - 6e → IO3- + 3H2O

x2
x1

2MnO4- + I- + H2O → 2MnO2 + IO3- + 2OH-

10


● Bài 4:
Fe3+ + e → Fe2+
[Fe(CN)6]3- + e → [Fe(CN)6]4-

Eo

Eo

Fe3+ /
Fe2+

= Eo1

[Fe(CN)6]3- /
[Fe(CN)6]4-

Fe2+ + 6CN- → [Fe(CN)6]4-

K1

Fe3+ + 6CN- → [Fe(CN )6]3-

K2

= E o2

Chu trình nhiệt động thể hiện sự thay đổi thế khử của cặp Fe3+ / Fe2+ do tạo phức

* Theo định luật Hess, ta có:
∆Go1 = ∆Go2 + ∆Go3 + ∆Go4
- FEo2 = RTlnK2 - FEo1 - RTlnK1
- FEo2 = RTln
FEo2 = RTln
Eo2 =

K2

- FEo1
K1

K1
+ FEo1
K2

RT
K1
. log e 10 . log 10
+ Eo1
F
K2

11


Eo2 = Eo1 + 0,059. log

K1
K2

b. Tính K của: [Fe(CN)6]4- + Fe3+ → Fe2+ + [Fe(CN)6]3[Fe(CN)6]4- → Fe2+ + 6CN-

- ∆Go4

Fe3+ + 6CN- → [Fe(CN)6]3-

- ∆Go2

[Fe(CN)6]4- + Fe3+ → Fe2+ + [Fe(CN)6]3-

∆Go

* Theo định luật Hess, ta có:
∆Go = - ∆Go4 - ∆Go2
- RTlnK = RTlnK1 – RTlnK2
- RTlnK = RTln
- lnK = ln
lnK = ln
K=

K1
K2

K1
K2

K2
K1

1
K2
= −7 = 107
K1
10

● Bài 7:
Ni(OH)2 + 2e → Ni + 2OH-

Eo

Ni2+ + 2e → Ni

Eo

Ni(OH)2 ⇌ Ni2+ + 2OH-

Ksp = 1,5.10-16

lnKsp =

= Eo1

Ni(OH)2 / Ni, OH-

nF
. (E1o – Eo2)
RT

ln1,5.10-16 =

= Eo2

 Ni2+/Ni

2. 96500
. (Eo1 – Eo2)
8,314.298

Eo1 – Eo2 = - 0.47
12


Eo1 = - 0,47 + Eo2
Eo1 = - 0,21 (V)

● Bài tập 8
a. Fe2+ + MnO4- + H+ → Fe3+ + Mn2+
+7

Quá trình khử:

MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

x1

Q trính oxi hóa:

Fe2+ - e → Fe3+

x5

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
n. ∆E°

Ta có: K = 10 0.059

∆Eo = ∆Eooxh – ∆Eokhử
∆Eo = Eo

- Eo

 MnO4-, H+ / Mn2+

∆Eo = 1,51 - 0,77 = 0,74

Fe3+ /
(V) Fe2+

5.0,74

⇒ K = 10 0.059 = 5,15.10-62

b.
∆E = ∆Eo +

∆E = 0,74 +

0,059
. log
5
0,059
. log
5

[MnO4-].[Fe2+]5.[H+]8
[Fe3+]5.[Mn2+]
0,025.(0,5)5.(10-7)8
= 0,12 (V)

(0,1)5.0,05

● Bài 11a :
- pH = 0
Cấu tử
PH3
P

NE0 (V)
-3.(-0,063) = 0,189
0

Trạng thái oxi hóa (N)
-3
0
13


H3PO2

+1

-0,508

H3PO3
H3PO4

+3
+5

2.(-0,499) - 0,508 = -1,506
2.(-0,276) - 1,506 = -2,058

Cấu tử
PH3
P
H3PO2

Trạng thái oxi hóa (N)
-3
0
+1

NE0 (V)
2,67
0
-2,05

H3PO3
H3PO4

+3
+5

-5,19
-7,43

- pH = 14

14


Câu 4:
a. Trình bày tính chất hóa học và phương pháp điều chế H2, Cl2, O2, N2.
* Hydrogen:
● Tính chất hóa học:
- Phản ứng với khí O2 khi được kích hoạt bởi ngọn lửa hoặc tia lửa điện:
H2(g) + O2(g) → H2O(g) ∆Ho = - 244 kJ/mol
15


- Phản ứng với các halogen:
+ Phản ứng mãnh liê ̣t với F2 ngay trong bóng tối và ở nhiê ̣t đô ̣ thấp:
H2 + F2 → HF
+ Phản ứng với Cl2 chỉ cho phản ứng phát nổ khi ở điều kiê ̣n có ánh sáng hoặc dùng lửa
đốt:
H2 + Cl2 hv
HCl
→
+ Phản ứng với Br2 phải đốt nóng thì phản ứng mới nhìn thấy
H2 + Br2→¿ HBr
+ Phản ứng với I2 phải đốt nóng thì phản ứng mới cho phản ứng thuận nghịch và thu nhiệt:
H2 + I2 ⇌ HI
- Phản ứng với dinitrogen ( N2 ) diễn ra châ ̣m ở điều kiê ̣n thường và không có chất xúc tác:
3H2 + N2 ⇌ 2NH3
→ Vì thế để phản ứng xảy ra nhanh hơn, ta cần điều chỉnh nhiê ̣t đô ̣ và áp suất đồng thời sử

dụng xúc tác phù hợp.
- Ở nhiê ̣t đô ̣ cao, H2 có thể khử được các oxide kim loại ( phản ứng có thể dùng để định

lượng khí H2)
CuO + H2 ∆
Cu + H2O
→
- Đặc biệt: H nguyên tử có tính khử
2KMnO4 + 10H + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
● Điều chế:
- Trong phòng thí nghiêm:
̣
+ Cho dung dịch acid loãng HCl H2SO4 tác dụng với kim loại Fe,Zn,.. ( các kim loại đứng
trước H )
Zn + HCl → ZnSO4 + H2
Fe + H2SO4(loãng) → FeSO4 + H2
- Cho dung dịch kiềm tác dụng với các kim loại có tính lưỡng tính như Al, Zn, Cr,…
2Al + 2NaOH + 2H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
- Thủy phân các hydride kim loại:
CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2
16


- Cho kim loại nhóm I (kim loại kiềm) như Li, Na, K, … vào nước.
1
2

M + H2O → MOH + H2
Lưu ý: Tuy nhiên phản ứng trên không phù hợp để điều chế hydrogen vì xảy ra quá mãnh
liê ̣t (nguy hiểm)
- Trong công nghiêp:
̣
+ Điện phân H2O với một lượng nhỏ H2SO4

+ Phương pháp hay được sử dụng trong công nghiê ̣p dùng để điều chế hydrogen là re
-forming hơi nước. Cho hỗn hợp khí thiên nhiên thâ ̣t sạch ( để không đầu đô ̣c xúc tác) và
hơi nước ở nhiê ̣t đô ̣ cao (1000oC) qua chất xúc tác niken. Phản ứng sinh ra hỗn hợp khí
carbon monoxide và hydrogen
CH4 + H2O → CO + 3H2
Rất khó tách riêng hỗn hợp này. Để giải quyết vấn đề và cũng để thu được nhiều H2 hơn,
hỗn hợp được làm lạnh, bơm thêm hơi nước vào và cho qua mô ̣t hê ̣ xúc tác khác (sắt
oxide). Khi đó, carbon monoxide khử tiếp hơi nước giải phóng dihydrogen
CO + H2O → CO2 + H2
Khí CO2 được tách khỏi hỗn hợp bằng cách hấp thụ vào dung dịch kiềm
* Oxygen:
● Tính chất hóa học:
- Oxygen có tính oxi hóa mạnh thể phản ứng trực tiếp với hầu hết các nguyên tố trong bảng
tuần hoàn (tạo thành oxide), trừ halogen, các khí hiếm và một số kim loại quý (Au, Pt)
S + O2 ∆
SO2
→
2Al + 3O2 ∆
2Al2O3
→
- Oxygen cịn có thể đốt cháy nhiều hợp chất hữu cơ, tỏa nhiều nhiệt và phát sáng
CH4 + O2 ∆
CO2 + H2O
→
● Điều chế:
- Trong phịng thí nghiệm
+ Nhiệt phân potasium chlorate có mặt của chất xúc tác manganese (IV) oxide

17

2KClO3 MnO→2 ,t ° 2KCl + 3O2

+ Phương pháp an toàn hơn là: phân hủy dung dịch hydrogen peroxide:
2 2H2O + O2
2H2O2 MnO
→

- Trong cơng nghiệp: Người ta có thể điều chế H2 và O2 bằng cách điện phân nước,
phương pháp hay được sử dụng là chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng.
* Chlorine:
● Tính chất hóa học.
- Tác dụng với kim loại: Clo tác dụng với hầu hết các kim loại chỉ trừ Au và Pt. Tạo thành
muối chloride.
2Na + Cl2 → 2NaCl
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
- Tác dụng hidro:
H2 + Cl2 hv
HCl
→
- Tác dụng với nước:
Cl2 + H2O ⇌ HClO + HCl
● Điều chế:
- Trong phịng thí nghiệm: sử dụng chất oxi hóa mạnh như MnO2, KMnO4, CaOCl2 để
oxi hóa HCl:
4H+ + MnO2 → Mn2+ + 2H2O + Cl2
- Trong công nghiệp: Điện phân dung dịch NaCl với bình điện phân có màng ngăn 2
điện cực
+ Tại anode:

2Cl- → Cl2 + 2e

+ Tại cathode:

2H2O +2e → 2OH- + H2

Q trình oxy hóa nước tại anode có thể được ngăn chặn bằng cách sử dụng vật liệu làm
điện cực có quá thế đối với sự giải phóng O2 cao hơn Cl2. Oxide RuO2 được cho là điện
cực anode tốt nhất trong trường hợp này. Ngồi Cl2 ta cịn thu được NaOH
18


2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
* Nitrogen:
● Tính chất hóa học
- N2 khá trơ về mặt hóa học. N2 kết hợp chậm với Li ở nhiệt độ phịng và khi đun
nóng có thể phản ứng với các kim loại nhóm 2 và một số kim loại khác như Al,
Si, Ge tạo ra các nitride:
6M + nN2 → 2M3Nn
- Khi phóng tia lửa điện qua hỗn hợp gồm N2 và O2 sẽ thu được khí nitrogen dioxide:
N2 + 2O2 ⇌ 2NO2
- Trong điều kiện thích hợp, N2 cũng có thể kết hợp với H2:
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3
● Điều chế
- Trong phịng thí nghiệm:
2NaN3 → 2Na + 3N2
NH4NO2 → N2 + 2H2O
NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2H2O
- Trong công nghiệp:
N2 được sản xuất bằng cách chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng.

19


b. Giải các bài tâ ̣p 7, 8, 9 trang 159 và 160, bài 19, 20, và 21 trang 161
● Bài tập 7 trang 159:

Chu trình nhiê ̣t đô ̣ng Born – Haber của potassium hydride (KH)
Trong đó:
∆ Hof: Năng lượng tạo thành (formation energy)
∆ Hoa: Nhiê ̣t thăng hoa (heat of atomization)

De: Năng lượng phân ly (energy dissociation)
IE: Năng lượng ion hóa (Ionization energy)
EA: Ái lực electron (electron affinity)
∆ HoL: enthalpy mạng lưới (enthalpy lattice)

20


+ Ta có:
∆ Hof = - 58 kJ/mol
∆ Hoa = 90,0 kJ/mol
1
De = 218 kJ/mol
2

IE = 415 kJ/mol
EA = 73 kJ/mol
∆ HoL = ?

+ Theo định luật Hess:
∆ Hof = ∆ Hoa + IE +

1
D - EA+ ∆ HoL
2 e

⇒ - 58 = 90,0 + 415 + 218 – 73 + ∆ HoL
⇒ ∆HoL = - 708 kJ/mol

21


● Bài tập 8 trang 159:
- Xây dựng chu trình nhiệt động Born – Haber:

Chu trình nhiê ̣t đô ̣ng Born – Haber của calcium hydride (CaH2)
+ Ta có:
∆ Hof = - 182 kJ/mol
∆ Hoa = 177,8 kJ/mol
1
De = 218 kJ/mol
2

IE1+2 = 590 + 1146 = 1736 kJ/mol
EA = 73 kJ/mol
∆ HoL = ?

* Chú thích ký hiệu giống câu 7/159

22


+ Theo định luật Hess:
∆ Hof = ∆ Hoa + IE1+2 + De - 2EA + ∆ HoL
⇒ - 182 = 177,8 + 1736 + 2×218 – 2×73 + ∆ HoL
⇒ ∆HoL = - 2385,8 kJ/mol

● Bài tập 9 trang 159:
- Ta có:

NaH
NaCl

∆ Hoa

IE

De (X2)

EA (X)

∆ HoL

107,5
107,5

492
492

436
242

73
349

-808
-787

* Chú thích ký hiệu giống câu 7/159
- Theo định luật Hess:
● ∆Hof (NaH) = ∆ Hoa + IE +

1
D - EA+ ∆ HoL
2 e

1
⇒ ∆ Hof (NaH) = 107,5 + 492 + 436 – 73 – 808
2
⇒ ∆ Hof (NaH) = - 63,5 kJ/mol

●∆ Hof (NaCl) = ∆ Hoa + IE +

1
D - EA+ ∆ HoL
2 e

1
⇒ ∆ Hof (NaCl) = 107,5 + 492 + 242 – 349 – 787

2
⇒ ∆ Hof (NaCl) = - 415,5 kJ/mol

- Nhận xét: ∆ Hof càng âm, hợp chất càng bền. Vì ∆ Hof (NaCl) âm hơn ∆ Hof (NaH) nên
NaCl bền hơn NaH
23


● Bài 19 trang 161 trong giáo trình Hóa Vô cơ

Chu trình nhiê ̣t đô ̣ng Born – Haber của lithium halide (LiX)

24