Lý thuyết và bài tập hoá học đại cương

Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 1
Chương 2:
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN


2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: +
+


- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân.

- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích
dương hạt nhân nguyên tử



VD: STT của Clo= 17
⇒






2.2. Hạt nhân nguyên tử

- Hạt nhân gồm:

⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) =


- Số khối A = Z + N
Z : Số proton ; N : Số nơtron
(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)
Ký hiệu nguyên tử :
X
A
Z

VD : Clo (
Cl
35
17
)

* Đồng vị :
Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có :
VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị
Cl
35
17
(75,53%) và

Cl
37
17
(24,47%)

⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là :


Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân »

NÂAÂN
VOÛ
10
-8
cm = 1A
0
ELECTRON

Khối lượng electron = 9,109.10
-28
gam
 Điện tích electron =1,6.10
-19
coulumb (Điện
tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện
tích = 1-)
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 2
2.3. Lớp vỏ electron
Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các
nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He
+
, Li
2+

…)
. Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử
( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học
lượng tử.

2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là:


Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức đó
tuân theo hệ thức Đơbrơi:

v: tốc độ chuyển động của hạt
h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10
-27
erg.s
= 6,626.10
-34
J.s)
2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg
- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý:


Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox
Gọi

x: Sai số về vị trí ( theo hướng x)


v

x
: Sai số vận tốc theo trục x
Ta có:

x

2
h
p
x


Hay

x
m
h
v
x

2


+

x = 0 ⇒

v
x
→


:

+

v
x
= 0 ⇒

x→

:

- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không
thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn
toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron
tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. Cho nên theo nguyên lý bất định của
Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa.

2.3.3. Phương trình Schrodinger
- Với mỗi hạt electron có khối lượng m
e
có một hàm sóng
 
zyx ,,


+ Trong đó
2


có một ý nghĩa quan trọng, đó là:

⇒
 
2
,, zyx

dxdydz : cho biết

Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 3
- Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn bằng hàm
tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử. Khi đó mỗi hàm sóng là tích của hai phần :
 
,
, ,
( ) ,
n l l
r
R r l m
 
 

(

)
( )
l
m




=
,
( ) , ( , )
n l l
R r Yl m
 


+ R(r) : Phần bán kính
⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l.

+Y(

,

): Phần góc
⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và m
l

2.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r)

- Khi ta giữ

và

không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện
của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị trí
đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm)

* Mật độ xác xuất có mặt electron (
2

) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các
orbitan nguyên tử :
Orbitan s

Một hàm sóng

tương
ứng với một bộ 3 số

lượng tử (
, ,
l
n l m

) miêu tả trạng thái của
một electron như thế được gọi là :

Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:
x = rsin

cos


y = rsin

sin


z = rcos




M

r

X
Y

Z
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 4
Orbitan p
















2.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y(

,

)
- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các góc

và


khi r không đổi. Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu diễn sẽ giới hạn
một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron.

- Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng
chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử:

+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các
orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa độ.


+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt
nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo trục y và
orbitan pz nằm dọc theo trục z.




+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz
2
và dx
2
-y
2

thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ
r

3p
r

2p

r

2s
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 5
trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác của các góc tạo nên bởi hai trục
tọa độ.
VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc tạo
nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx
2
-y
2

cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc
tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y. Còn orbitan z
2
gồm có hai quả
cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một vành tròn nằm trong mặt
phẳng xy.

 Ba orbitan dxy, dxz và dyz :

 Orbitan dx
2
-y
2

:



 Orbitan dz
2
:

Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 6

2.3.4. Ý nghĩa các số lượng tử
* Số lượng tử chính n
+
+


+ Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron :

n 1 2 3 4 5 6 7
Lớp

K
L
M
N
O
P
Q

* Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ)
+
+
+












* Số lượng tử từ m
l

+ Có thể nhận các giá trị từ
m
l

=
⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của m
l

+ Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do đó
quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo

n l m
l

1 0 (s) 0 có 1 đơn vị orbitan
2
0 (s)
1 (p)
0
-1, 0, +1
3 0 (s) 0
n l Dạng orbitan
1
0
s
2
0
1
s
p
3
0
1
2

s
p
d
4
0
1
2
3
s
p
d
f
z
x
y
dz
2
có 4 đơn vị orbitan

Trang: 1
BÀI TẬP CHƯƠNG 2

Dạng 1 : Cấu tạo nguyên tử

1. Xác định số điện tích hạt nhân, số proton, số nơtron, số electron, số khối của các nguyên tố
có ký hiệu:
Pu,U,Na,F,Li
239
94
238

92
23
11
18
9
7
3


2. Bổ sung cho đủ những chỗ còn trống trong bảng sau:

Kí hiệu
Số thứ tự
nguyên tử
Số khối Số proton Số electron

Số nơtron Điện tích
290
Sr



11

10 12
82 35


1-

Bi
ết Sr(Z = 38) ; Na(Z = 11) ; Br(Z = 35)

Dạng 2: Đ
ồng vị
3. Clo trong tự nhiên (khối lượng nguyên tử 35,45) gồm 2 đồng vị:

Đồng vị Khối lượng nguyên tử
Cl
35

Cl
37

34,97
36,97
Tìm hàm lượng % số nguyên tử các đồng vị.

Dạng 3: Độ dài sóng – Tọa độ và tốc độ của electron
4. Tìm độ dài sóng của một electron chuyển động với tốc độ 2185km/s.

5. Một electron tọa độ xác định với sai số

x = 10
-10
m. Hỏi khi đó tốc độ của nó sẽ xác định
với sai số cỡ bao nhiêu?

Dạng 4: Các số lượng tử

6. Vì sao mỗi bộ 4 số lượng tử dưới đây không thể là bộ 4 số lượng tử của một electron trong
một nguyên tử nào đó?
a/ n = 3, l = +3, m
l
= +1, m
s
= +1/2
b/ n = 2, l = +1, m
l
= +2, m
s
= +1/2
c/ n = 2, l = +1, m
l
= -1, m
s
= 0
d/ n = 4, l = +3, m
l
= -4, m
s
= -1/2

7. Hãy lập bảng các giá trị 4 số lượng tử cho từng electron ở trạng thái bình thường của nguyên
tử có cấu hình: 1s
2
2s
2
2p
2

Trang: 2

8. Có tối đa bao nhiêu electron ứng với:
a/ n = 2
b/ n = 2; l = 1
c/ n = 3, l = 1, m
l
= 0
d/ n = 3, l = 2, m
l
= 0, m
s
= +1/2

9. Xác định tên nguyên tử có electron chót cùng điền vào cấu hình electron có bộ 4 số lượng tử
như sau:
a/ n = 2, l = 0, m
l
= 0, m
s
= +1/2
b/ n = 2, l = 1, m
l
= 1, m
s
= -1/2
c/ n = 4, l = 0, m
l
= 0, m

s
= +1/2
d/ n = 3, l = 2, m
l
= -2, m
s
= -1/2
Biết Li(Z =3); Fe(Z = 26); Ne(Z = 10); K(Z = 19); O(Z =8); Zn(Z = 30)

10. Cho biết electron có 4 số lượng tử dưới đây là electron thứ mấy trong nguyên tử ?
a/ n = 2, l = 0, m
l
= 0, m
s
= +1/2
b/ n = 3, l = 1, m
l
=-1, m
s
= -1/2
c/ n = 3, l = 2, m
l
= +2, m
s
= +1/2
d/ n = 4, l = 2, m
l
= +1, m
s
= -1/2

11. Cho biết bộ 4 số lượng tử ứng với electron chót cùng của :
a/ Mg ( Z = 12) b/ Cl ( Z = 17)

12. Tìm số electron tối đa có trong:
a/ Mỗi phân lớp: 2s, 3p, 4d, 5f
b/ Mỗi lớp: L, M, N
c/ Một phân lớp có l = 3
d/ Một orbitan nguyên tử có l = 3

Dạng 5 : Cấu hình electron - Tính chất của nguyên tử
13. Viết chi tiết cấu hình của các ion và nguyên tử sau :
Br
-
( Z = 35), Ca ( Z = 20), Cl
-
(Z=17), S
2-
(Z=16), Fe
2+
( Z = 26), P ( Z = 15) và Ni
2+
( Z = 28)

14. Viết cấu hình electron các nguyên tử của các nguyên tố :
a/ Cr ( Z = 24) và Mo ( Z = 42)
b/ Cu ( Z = 29) và Ag ( Z = 47)

15. Một nguyên tố có cấu hình electron như sau :
a/ 1s

2
2s
2
2p
6

b/ 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5

c/ 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
3
4s

2

d/ 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4

e/ 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
1

f/ 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

Xác định vị trí của chúng (chu kỳ, nhóm, phân nhóm) trong hệ thống tuần hoàn. Nguyên tố
nào là kim loại, là phi kim, là khí hiếm?
Trang: 3

16. Trong số các nguyên tử, ion cho dưới đây, tiểu phân nào có bán kính lớn nhất? Vì sao?
Mg, Na, Mg
2+,
Al

17. Trong số 5 ion cho sau đây, ion nào có bán kính nhỏ nhất?
Li
+
, Na
+
, K
+
, Be
2+
, Mg

2+


18. Cho các tiểu phân có cùng electron sau đây:
O
2-
, F
-
, Na
+
, Mg
2+

Xếp chúng theo thứ tự:
a/ Bán kính ion tăng dần
b/ Năng lượng ion hóa tăng dần

19. Xếp các tiểu phân trong từng nhóm theo thứ tự tăng dần của năng lương ion hóa:
a/ K
+
, Ar, Cl
-

b/ Na, Mg, Al
c/ C , N, O
♣

BÀI TẬP CHƯƠNG 3

1. Từ các dữ kiện:

NH
3
(k) → NH
2
(k) + H(k)
0
H
= 435kJ
NH
2
(k) → NH(k) + H(k)
0
H
= 381kJ
NH(k) → N(k) + H(k)
0
H
= 360kJ
Tính năng lượng liên kết trung bình của liên kết N-H

2. Xếp các liên kết sau đây theo trật tự mức độ phân cực tăng dần: B-Cl, Na-Cl, Ca-Cl, Be-Cl.

3. Mômen lưỡng cực của phân tử SO
2
bằng 5,37.10
30
C.m và của CO
2
bằng 0. Nêu nhận xét
hình học của hai phân tử trên.

4. Ba phân tử HCl, HBr và HI có đặc điểm:

Liên kết Độ dài (pm) Momen lưỡng cực (D)
HCl
HBr
HI
127
142
161
1,03
0,79
0,38

Tính % đặc tính ion của mỗi liên kết. Biết 1pm = 10
-12
m và 1D = 3,33.10
-30
C.m

GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 1
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC

3.1. Liên kết ion theo Kossel (Côtxen)
- Là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu ( thường hình thành giữa các kim loại điển hình với
các phi kim điển hình)
+ Giải thích:
Phân tử của hợp chất hóa học được tạo nên nhờ sự chuyển electron hóa trị từ nguyên tử này
sang nguyên tử kia.

 Nguyên tử mất electron biến thành ion dương ( Gọi là cation)
 Nguyên tử thu electron biến thành ion âm (Gọi là anion)
Sau đó các ion mang điện tích ngược dấu đó hút nhau và lại gần nhau, nhưng khi đến rất 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 càng gần nhau, đến lúc lực đẩy bằng lực hút, các ion
dừng lại và ở cách nhau một khoảng nhất định, khi đó liên kết ion được hình thành.

VD: Quá trình hình thành phân tử NaCl
+ Nguyên tử Na (Z=11): [Ne]3s
1


+ Nguyên tử Cl ( Z = 17): [Ne]3s
2
3p
5



+ Na – 1e
-
→ Na
+
(Cation)
+ Cl + 1e
-
→ Cl
-
(Anion)

Na
Cl
Na
Cl
-
Na
+
Cl-
1e
-

Sau khi Na mất electron biến thành Na
+
thì bán kính nhỏ đi còn Cl nhận electron biến thành
Cl
-
thì bán kính lớn hơn so với ở trạng thái nguyên tử trung hòa.
Hai ion Na
+
và Cl
-
hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, chúng sẽ tiếp xúc nhau một khoảng cách
bằng tổng bán kính của hai ion

- Hạn chế:
GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 2
Không giải thích được sự tạo thành một số rất lớn phân tử tạo nên bởi nguyên tử của cùng một
nguyên tố như Cl
2

, H
2
…hoặc của những nguyên tố gần giống nhau như SO
2
, CO
2
…

3.2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis (Liuyt)
- Là liên kết bằng cặp electron chung
Giải thích:
Các nguyên tử đưa ra những electron hóa trị của mình tạo thành 1,2 hay 3 cặp electron chung
giữa hai nguyên tử để mỗi nguyên tử đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm ns
2
hay
ns
2
np
6
.
VD: Công thức electron Công thức cấu tạo
Cl
Cl
Cl Cl
( Cl- Cl )
N
+
+
N N N
( N N)

Cl+
H
ClH
( H - Cl)

Nếu thay mỗi cặp electron chung bằng một vạch nối ta có công thức cấu tạo.

- Có hai loại liên kết cộng hóa trị:
* Liên kết cộng hóa trị không cực: Cặp electron chung giữa hai nguyên tạo nên liên kết
thuộc về hai nguyên tử với mức độ như nhau. VD: H
2
, Cl
2
(H-H)
* Liên kết cộng hóa trị có cực: Cặp electron chung lệch về phía nguyên tử của nguyên tố
có độ âm điện lớn hơn. VD: Trong phân tử HCl thì cặp electron chung lệch về phía Clo.

⇒Liên kết cộng hóa trị không phân cực và liên kết ion là
hai trường hợp giới hạn của liên kết cộng hóa trị có cực

- Hạn chế:
Không giải thích được:
 Cấu trúc của các phân tử không tuân theo quy tắc “bát tử” như BeCl
2
, BeCl
3
….
 Góc giữa hai nguyên tử tạo liên kết
 Sự hiện diện của các phân tử có số electron lẻ. VD: BeCl
3


Liên kết phối trí (Liên kết cho - nhận)
- Là liên kết cộng hóa trị nhưng trong đó cặp electron chung do một nguyên tử đóng góp (
thường dùng mũi tên→ để chỉ liên kết cho - nhận)
VD:
N
H
H
H
+ H
+
N
H
H
H
H
+
(NH
4
+
)
O
H
H
+ H
+
O
H

H
H
+
hay
OH
H
H
+
(H
3
O
+)

GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 3
⇒ Điện tích dương trở thành điện tích chung của cả ion H
3
O
+
và của cả ion NH
4
+
chứ không
thuộc nguyên tử Hyđro nào cả


So sánh hai loại liên kết

Liên kết ion Liên kết cộng hóa trị
- Liên kết bằng lực hút tĩnh điện

- Thường liên kết ion hình thành giữa hai
nguyên tử của nguyên có độ âm điện khác
nhau nhiều.
VD: Giữa kim loại điển hình và phi kim
điển hình như NaCl
- Có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao
- Không có hướng
- Liên kết bằng cặp electron chung
- Liên kết thường hình thành giữa hai
nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện
giống hoặc khác nhau không nhiều.
VD: H
2
, HCl
- Có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi
thấp.
- Có hướng



3.3. Phương pháp liên kết hóa trị (VB) (Valence – bond)
Thuyết tĩnh điện của Côtxen cũng như thuyết cặp electron của Liuyt đều chưa giải thích rõ và
đầy đủ về độ bền của liên kết và hình học của phân tử. Hai thuyết gần đúng được sử dụng rộng
rãi để giải thích bản chất của liên kết cộng hóa trị nói riêng hay của liên kết hóa học nói chung
là thuyết liên kết hóa trị ( viết tắt là thuyết VB) và thuyết oribitan phân tử ( viết tắt là thuyết
MO).
3.3.1. Một số luận điểm cơ bản
Thuyết VB xuất phát từ những luận điểm sau:
Luận điểm 1:
Liên kết hình thành là do sự kết đôi của hai electron spin trái dấu. Ở đây sẽ có sự xen phủ của

hai orbitan nguyên tử của hai nguyên tố, mỗi orbitan mang một electron. Vậy khi tạo thành
phân tử các nguyên tử vẫn giữ nguyên kiến trúc electron.
VD: Khi hai nguyên tử Hyđro có chứa electron spin trái dấu tiến gần đến nhau thì chúng hút
nhau làm năng lượng của hệ giảm xuống thì hệ trở thành vững bền. Lúc này liên kết hóa học
xuất hiện do hai electron spin ngược dấu có thể chuyển động gần cả hai hạt nhân, nói cách
khác là hai electron này trở thành chung cho cả hai hạt nhân nguyên tử Hyđro

⇒ Liên kết cộng hóa trị được gọi là liên kết hai electron hai tâm.

Luận điểm 2:
Điều kiện để tạo liên kết hóa học giữa hai nguyên tử là chúng có những electron độc thân để
có thể ghép đôi được.
VD:
Li : 1s
2
2s
1


⇒ Vì có 1 electron độc thân nên Li có thể tạo được 1 liên kết

GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 4

C: 1s
2
2s
2
2p
2

Sau khi nhận năng lượng thì C ở trạng thái kích thích

2s
2p
C
*
1s
2
2s
1
2p
3

⇒Vì có 4 electron độc thân nên Cacbon có thể tạo được 4 liên kết

O: 1s
2
2s
2
2p
4



⇒ Vì có 2 electron độc thân nên O tạo được 2 liên kết.

Luận điểm 3:
Mức độ xen phủ của các orbitan càng lớn thì liên kết cộng hóa trị càng bền. Mức độ này phụ
thuộc vào các yếu tố sau:

+ Kích thước, hình dạng orbitan (s, p, d, f)
+ Hướng xen phủ theo trục hay song song
+ Kiểu xen phủ

3.3.2. Tính có hướng của liên kết cộng hóa trị.
Mỗi liên kết cộng hóa trị trong phân tử được phân bố theo những phương sao cho sự xen phủ
của các orbitan nguyên tử là lớn nhất.
VD1:
Giải thích phân tử PH
3
theo thuyết VB

B1: Viết cấu trúc electron của các nguyên tử
P(Z=15): [Ne]3s
2
3p
3



H(Z=1): 1s
1


B2: Các orbitan chứa electron độc thân sẽ lần lượt xen phủ với nhau để tạo thành liên kết
Mỗi orbitan p của P sẽ liên kết với một orbitan 1s của H ⇒ Tạo thành
3 liên kết P-H

Góc = 90
0

(góc lý thuyết theo VB)

Thực tê góc = 93
0
(góc thực nghiệm)
Góc thực nghiệm lớn hơn góc lý thuyết 30, là do sự đẩy nhau của các
nguyên tử H và của các đôi electron tham gia liên kết.

HPH

HPH

2s
2p
2s
2p
P
H
H
H
x
y
z
GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 5
S
H
H
x
y

z

VD2: Giải thích cấu trúc phân tử H
2
S theo thuyết VB

S (Z=16) [Ne]3s
2
3p
4


H (Z=1) 1s
1


Tạo thành hai liên kết S-H





Theo thuyết VB, nguyên tử H sẽ tiến tới nguyên tố S theo 2 phương của Sx và Sy, để có sự che
phủ cực đại giữa orbitan s của nguyên tử H và orbitan px, py ( chẳng hạn) của nguyên tử S.
Theo thuyết VB:
Thực tế góc = 90
0
nhưng thực tế góc = 92
0

*Ưu - Khuyết điểm của thuyết VB:
Thuyết VB có thể giải thích được góc của liên kết, tuy nhiên so với thực tế thì góc này còn
chưa phù hợp. Thuyết này đã dùng sự đẩy nhau giữa đôi electron liên kết và nguyên tử liên kết
với nguyên tử trung tâm. Tuy nhiên còn nhiều trường hợp thì so với thực tế còn lệch quá xa.
Đối với các phân tử hợp chất của C, Si…thì vấn đề còn khó khăn hơn nữa.
VD: Giải thích cấu trúc phân tử CH
4
theo thuyết VB

C (Z= 6) 1s
2
2s
2
2p
2

H (Z= 1) 1s
1

C*: 1s
2
2s
1
2p
3


4 orbitan này sẽ liên kết với 4 orbitan s của H tạo thành 4 liên kết C-H

Theo thuyết VB thì 3 liên kết C-H có góc = 90
0

Và 1 liên kết C-H do sự xen phủ của orbitan 1s của nguyên tử H với orbitan 2s của nguyên tử
C, nên vị trí của nó không xác định được.

Thực tế góc = 109
0
28’và 4 liên kết C-H đều giống nhau. Nghĩa là phân tử CH
4
có cấu
trúc không gian của tứ diện đều, C ở tâm còn 4 nguyên tử sẽ ở 4 đỉnh của tứ diện. Để khắc
phục điều này, Pauling đã đưa ra thuyết lai hóa để giải thích cơ cấu phân tử của các trường
hợp đặc biệt này.

3.4. Thuyết lai hóa các orbitan nguyên tử (Sử dụng electron độc thân)
HSH

HSH

HCH

HCH

GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 6
- Theo Pauling, khi tạo thành liên kết, các electron hóa trị của nguyên tử không tham gia một
cách riêng rẻ mà các orbitan của chúng sẽ trộn lẫn nhau hay nói một cách toán học, chúng sẽ
tổ hợp với nhau thành những tổ hợp tốt nhất để tạo thành các liên kết bền hơn. Sự tổ hợp cho
ta những orbitan lai hóa tương đương nhau.

VD:
CH
4
C*
H

⇒ Các orbitan không tham gia riêng rẻ như vậy
Mà
C*

Các orbitan lai hóa hoàn toàn giống nhau

Đặc điểm của các orbitan lai hóa:
+ Hình dạng giống nhau, năng lượng giống nhau
+ Khác nhau về vị trí trong không gian

- Sự lai hóa chỉ xảy ra ở một nguyên tử trong phân tử, đó là nguyên tử trung tâm



Các kiểu lai hóa

* Lai hóa sp
Có sự tổ hợp của 1 orbitan s với 1 orbitan p tạo thành 2 orbitan lai hóa sp ( )
z
sp
a
sp
b
180

0

⇒ Dùng để giải thích được cấu trúc của các phân tử sau đây :
CdX
2
, BeX
2
, ZnX
2
, HgX
2
với X là Halogen và C
2
H
2


VD : Giải thích cấu trúc phân tử BeCl
2


Be (Z=4) : 1s
2
2s
2


1 orbitan s + 1 orbitan p tạo thành 2 orbitan lai hóa sp. Mỗi orbitan lai hóa mang 1e
-
độc
thân.

Cl (Z = 17) : [Ne]3s
2
3p
5


2s
2p
Be
*
GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 7
⇒ Hai orbitan lai hóa sp, mỗi orbitan mang 1

electron độc thân che phủ với 2 orbitan p của 2
nguyên tử Clo ( Mỗi orbitan p mang một electron độc thân) tạo thành hai liên kết: Be-Cl

Be
Cl
Cl



Be

Cl
Cl

Phân tử BeCl
2
có cấu trúc thẳng, góc liên kết = 180
0


* Lai hóa sp
2

1 orbitan s tổ hợp với 2 orbitan p tạo thành 3 orbitan lai hóa sp
2

x
y
z
120
0

Dùng để giải thích được cấu trúc của phân tử: BX
3
với X là các Halogen và C
2
H
4


VD: Giải thích cấu trúc phân tử BCl

3


B(Z=5): 1s
2
2s
2
2p
1




Dùng 1 orbitan s tổ hợp với 2 orbitan p tạo thành
3 orbitan lai hóa sp
2
. Mỗi orbitan mang một
electron độc thân sẽ che phủ với 3 orbitan p của 3
nguyên tử Cl tạo thành 3 liên kết B-Cl

* Lai hóa sp
3

1 orbitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa sp
3



⇒ Dùng để giải thích được cấu trúc của các hợp chất MX
4

với X là các Halogen
M: C, Si như CH
4
, SiCl
4

VD : Giải thích cấu trúc phân tử CH
4
theo thuyết lai hóa
C (Z = 6) 1s
2
2s
2
2p
2









2s
2p
B
*
B
Cl

Cl
Cl
B
Cl
Cl
Cl
2s
2p
C
*
GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 8
1 orbitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa sp
3
.

H (Z= 1) 1s
1

Mỗi orbitan lai hóa sp
3
mang 1 electron độc thân sẽ che phủ với
orbitan 1s của nguyên tử H tạo thành 4 liên kết C-H
Phân tử CH
4
có cấu trúc tứ diện đều, góc liên kết là: 109
0
28’

 So sánh thuyết VB và thuyết lai hóa:

Thuyết VB Thuyết lai hóa
Giống nhau:
Sử dụng electron độc thân để tạo thành liên kết
Không có sự lai hóa của các orbitan
Trước khi tạo thành liên kết các orbitan
chứa electron độc thân tiến hành lai hóa
với nhau

3.5. Các kiểu xen phủ Orbitan nguyên tử
* Liên kết


- Hình thành do sự xen phủ của 2 orbitan dọc theo trục liên kết nối 2 tâm nguyên tử.
- Sự xen phủ ở mức độ cao nên liên kết tạo ra khá bền vững.
s
s
s p
p
p

- Các orbitan lai hóa cũng có khả năng tạo thành liên kết




Liên kết


- Hình thành do sự xen phủ bên của 2 orbitan

- Xảy ra khi có sự xen phủ: p-p, p-d, d-d
- Chỉ xảy ra giữa 2 orbitan thuần khiết ( chưa tham gia lai hóa)
- Có mặt phẳng đối xứng
- Kém bền hơn liên kết

.
p-p
p-d
d-d

Chú ý: + Liên kết đơn gồm 1 liên kết


GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 9



+ Liên kết đôi gồm 1 liên kết

và 1 liên kết






+ Liên kết ba gồm 1 liên kết

và 2 liên kết








3.8. Vài nét đặc trưng của liên kết
3.8.1. Độ dài liên kết và góc hóa trị
* Độ dài liên kết (đơn vị
0
A
)
- Là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử trong liên kết
- Trong những hợp chất khác nhau, độ dài của cùng một liên kết thường biến đổi không đáng
kể
VD: O-H (H
2
O)= 0,96
A
0
O-H (CH
3
OH) = 0,96
A
0


- Độ dài liên kết giữa hai nguyên tử giảm xuống khi độ bội của liên kết tăng lên
VD:

* Góc hóa trị
Là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tưởng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt
nhân nguyên tử liên kết.
VD:




3.8.2. Năng lượng liên kết (đơn vị KCal/mol hay KJ/mol)
a/ Khái niệm
- Là năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ (làm đứt liên kết)

b/ Cách tính
+ Phân tử A
2
:
Li
2
Li
Li
Br
2
Br
Br
+
+

+ Phân tử AB:
H Cl

H
Cl
+

+ Phân tử AB
n
: * Ta có giá trị năng lượng trung bình
* Có 2 cách tính:
Độ dài liên kết C-C H
3
C-CH
3

H
2
C CH
2

HC CH

A
0

1,54 1,34 1,2




H = +25 Kcal/mol


H = +192 Kcal/mol

H = +103 Kcal/mol
H H
H
2
C CH
2



HC
CH


O
H
H
104,5
0
GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 10
Cách 1: Năng lượng liên kết trung bình =

n
1
Năng lượng của các liên kết
VD:
H

3
C H
H
2
C H
HC H
C H

⇒ Năng lượng liên kết trung bình C-H:

H
C-H
=
4
1
(102 + 87 + 125 + 81) = 98,7 Kcal/mol
Cách 2:
Năng lượng liên kết trung bình =
n
1
Năng lượng tạo thành phân tử đó từ các nguyên
tử ở trạng thái khí (lấy giá trị tuyệt đối)

VD: Năng lượng tạo thành của quá trình
C + 4H → CH
4
là - 394,8 Kcal/mol
Năng lượng trung bình của mỗi liên kết C-H trong CH
4
là

4
1
.394,8 = +98,7 (Kcal/mol)
 CHÚ Ý
(Năng lượng tạo thành liên kết (< 0) và năng lượng phá vỡ liên kết (> 0) có giá trị bằng nhau
nhưng ngược dấu)

c/ Tính chất
- Liên kết càng bền thì năng lượng liên kết càng lớn ( là thước đo độ bền liên kết)
- Năng lượng liên kết tăng khi độ bội của liên kết tăng
VD :

H(
C C
) = 145,8 Kcal/mol


H(
C C
) = 199,6(Kcal/mol)

3.8.3. Độ phân cực của liên kết - Độ phân cực của phân tử
* Độ phân cực của liên kết
Khi hai nguyên tố A,B có độ âm điện khác nhau liên kết với nhau cho liên kết cộng hóa trị
phân cực thì cặp electron chung sẽ lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (giả sử A) thì
ở phía A có dư điện tích âm và phía B có dư điện tích dương nghĩa là hai đầu của phân tử tích
điện bằng nhau nhưng ngược dấu nhau ( A
-
-
B

+
). Khi đó xuất hiện một mômen lưỡng cực
với
dq 


( thường hướng từ dương sang âm)
q : là giá trị tuyệt đối của điện tích q của mỗi tâm điện tích
d: là khoảng cách giữa tâm của điện tích dương và tâm của điện tích âm

H = +102 Kcal/mol

H = +87 Kcal/mol

H = +125 Kcal/mol

H = +81 Kcal/mol
GV. Lê Thị Xuân Hương
Trang: 11
Đơn vị của momen lưỡng cực là Debye (D)

*Độ phân cực của phân tử
Trong phân tử đa nguyên tử, độ phân cực phân tử được tính bằng tổng vectơ độ phân cực liên
kết.
+

tổng = 0 ⇒ Tâm điện tích dương trùng với tâm điện tích âm. Phân tử không có cực.
VD:
CO O
2q

+
q
-
q
-

+

tổng ≠ 0 ⇒ Tâm điện tích dương khác tâm điện tích âm. Phân tử có cực. VD:






*Giá trị của momen được xác định bằng thực nghiệm





O
H
H



2


1


1


2




= +
2


1


1


2


= = 1,58D
= 1,84D



BÀI TẬP CHƯƠNG 3

1. Giải thích theo quan điểm Kossel – Lewis sự hình thành các liên kết trong phân tử dưới
đây xuất phát từ các nguyên tử:
a/ CaCl
2
, Na
2
O
b/ NH
3
, CO
2
, C
2
H
2

Xác định hóa trị từng nguyên tố trong mỗi trường hợp.

2. Hãy cho biết trong các phân tử sau, liên kết nào là liên kết ion, liên kết cộng hóa trị: KF,
HF, PCl
5
, SO
2
, CaCl
2
, NH
4
Cl. Vì sao?

3. Viết công thức cấu tạo Lewis cho các ion và phân tử sau:
2
3
CO
,

2
NO
, CS
2
, NF
3


4. Trong phân tử HNO
3
có một liên kết cộng hóa trị được tạo thành bằng cách “cho-nhận”.
Giải thích sự tạo thành liên kết đó.

5. Tính biến thiên năng lượng cho từng quá trình sau:
a/ Li(k) + I(k) → Li
+
(k) + I
-
(k)
b/ Na(k) + F(k) → Na
+
(k) + F
-
(k)

c/ K(k) + Cl(k) → K
+
(k) + Cl
-
(k)
Biết:
Năng lượng ion hóa:
Li(k) - e → Li
+
(k) I
1
= 520kJ
Na(k) - e → Na
+
(k) I
1
= 495,9kJ
K(k) - e → K
+
(k) I
1
= 418,7kJ
Ái lực electron:
I(k) + e → I
-
(k) E = 295kJ
F(k) + e → F
-
(k) E = 328kJ
Cl(k) + e → Cl

-
(k) E = 349kJ

6. Từ các dữ kiện:
NH
3
(k) → NH
2
(k) + H(k)
0
H
= 435kJ
NH
2
(k) → NH(k) + H(k)
0
H
= 381kJ
NH(k) → N(k) + H(k)
0
H
= 360kJ
Tính năng lượng liên kết trung bình của liên kết N-H

7. Xếp các liên kết sau đây theo trật tự mức độ phân cực tăng dần: B-Cl, Na-Cl, Ca-Cl, Be-Cl.

8. Xếp các phân tử sau đây theo chiều tăng của momen lưỡng cực phân tử: BF
3
, H
2

S, H
2
O.

9. Mômen lưỡng cực của phân tử SO
2
bằng 5,37.10
30
C.m và của CO
2
bằng 0. Nêu nhận xét
hình học của hai phân tử trên.

10. Ba phân tử HCl, HBr và HI có đặc điểm:

Liên kết Độ dài (pm) Momen lưỡng cực (D)
HCl
HBr
HI
127
142
161
1,03
0,79
0,38

Tính % đặc tính ion của mỗi liên kết. Biết 1pm = 10
-12
m và 1D = 3,33.10
-30

C.m
GV. Lê Thị Xuân Hương Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG
Trang: 1
CHƯƠNG 4: TRẠNG THÁI TẬP HỢP CÁC CHẤT

4.1. Mở đầu
Một chất có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hay rắn, ở một điều kiện nào đó, là tùy ở tương quan
giữa hai yếu tố:
a/ Chuyển động của các tiểu phân làm cho chúng phân bố hỗn độn và có khuynh hướng chiếm toàn
bộ thể tích không gian của bình đựng. Yếu tố này được đánh giá bằng động năng chuyển động của
hạt.
b/ Lực tương tác giữa các tiểu phân liên kết các tiểu phân thành những tập hợp chặt chẽ có cấu trúc
xác định. Yếu tố này được đánh giá bằng thế năng tương tác giữa các tiểu phân.

* Ở trạng thái tinh thể: Các tiểu phân được sắp xếp thành những cấu trúc xác định vì thế năng
tương tác giữa các tiểu phân lớn hơn động năng chuyển động nhiệt của chúng nên mỗi tiểu phân
hầu như không còn khả năng chuyển động tịnh tiến mà chỉ dao động quanh vị trí cân bằng.
* Ở trạng thái khí: Các phân tử khí chuyển động gần như tự do, chiếm toàn bộ thể tích bình đựng,
chúng va chạm đàn hồi với nhau và với thành bình đựng vì:

* Ở trạng thái lỏng: Chất lỏng có thể tích xác định nhưng không có hình dạng xác định vì sự khác
biệt giữa động năng chuyển động nhiệt của phân tử và thế năng tương tác giữa chúng không lớn, do
đó phân tử chất lỏng vẫn có các chuyển động quay, dao động và tịnh tiến, nhưng không thể thoát
khỏi vùng tác dụng của lưc Van der Waals ( cỡ 10
0
A
)

4.2. Tương tác giữa các phân tử
(Lực Van der Waals)

Lý thuyết về liên kết ion và liên kết cộng hóa trị giải thích được cấu tạo phân tử của nhiều chất ở thể
rắn, lỏng và khí nhưng không thể giải thích được sự tồn tại của một số không ít các chất, ví dụ như
các khí hiếm chẳng hạn. Nguyên tử khí hiếm có vỏ electron bền nên không thể tạo nên các kiểu liên
kết hóa học đã xét trên đây. Nhưng ở nhiệt độ rất thấp, gần như không độ tuyệt đối, khí hiếm có thể
hóa lỏng và hóa rắn, các quá trình này phát ra năng lượng. Vậy những lực nào đã hút các nguyên tử
khí hiếm lại với nhau? Tương tự như vậy, những lực nào đã hút những phân tử trung hòa như H
2
,
O
2
, N
2
, CH
4
lại với nhau làm cho chúng tồn tại ở các trạng thái lỏng và rắn? Mặc dù, trong những
phân tử này electron hóa trị đã được sử dụng hết để tạo thành liên kết nên nguyên tử không có khả
năng tạo thêm liên kết nữa.
a/ Định nghĩa
Lực Van der Van là những lực hút giữa các nguyên tử và phân tử trung hòa (được gọi là lực phân
tử)

b/ Nguyên nhân sinh ra lực Van de Van
+ Tương tác tĩnh điện : Nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu giữa các phân tử khác nhau →
Làm cho chúng liên kết với nhau .
⇒

+ Tương tác định hướng
Năm 1912 Kizôm (V.Keesom) cho rằng nguyên nhân gây ra lực Van de Van là momen lưỡng cực
vĩnh cửu của các phân tử. Khi những phân tử có cực đến gần nhau, vì tương tác tĩnh điện giữa các
lưỡng cực nên những phân tử đó xoay hướng để những đầu khác dấu của các lưỡng cực sẽ ở gần

nhau và dẫn tới lực hút giữa các lưỡng cực đó. Tương tác đó gọi là tương tác định hướng.
GV. Lê Thị Xuân Hương Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG
Trang: 2
Tương tác này càng lớn khi momen lưỡng cực của phân tử càng lớn. Ví dụ như tương tác định
hướng trong trường hợp H
2
O và HCl lớn hơn so với trường hợp CO vì rằng momen lưỡng cực của
H
2
O và của HCl lớn hơn của CO nhiều.
Công thức : Năng lượng của tương tác định hướng được tính theo hệ thức :
U
đh
= -
kTr
6
4
3
2


Trong đó :

là momen lưỡng cực của phân tử
r là khoảng cách từ tâm của lưỡng cực này đến tâm của lưỡng cực khác
k là hằng số
T là nhiệt độ tuyệt đối.
Năng lượng của tương tác định hướng tỉ lệ nghịch với nhiệt độ vì chuyển động nhiệt của phân tử
cản trở sự định hướng của lưỡng cực.
⇒

+ Tương tác cảm ứng
Lưỡng cực cảm ứng sinh ra khi phân tử có cực cực hóa những phân tử ở chung quanh nó. Tương tác
hút phụ này gọi là tương tác cảm ứng. Lúc đó nếu phân tử không phân cực thì nó sẽ nên phân cực,
nghĩa là momen lưỡng cực sẽ xuất hiện.
Công thức : Năm 1920 Đơbai đưa ra hệ thức tính năng lượng của tương tác cảm ứng :
U
cư
= -
6
2
2
r


Trong đó

là độ bị cực hóa của phân tử.
⇒

+ Tương tác khếch tán (tương tác London)
Tuy nhiên cả hai loại tương tác trên đây đều không giải thích được sự tồn tại các trạng thái rắn và
lỏng của những chất như khí hiếm, hiđro, oxi, nitơ. Bởi vậy cần đưa thêm một loại tương tác thứ ba
nữa gọi là tương tác khếch tán. Loại tương tác này có tên gọi như vậy là vì được phát hiện khi
nghiên cứu sự khếch tán của ánh sáng.
Năm 1930, Lônđôn đã giải thích tương tác khuếch tán như sau : Tương tác này xuất hiện do tương
tác giữa các lưỡng cực tạm thời trong những phân tử có momen lưỡng cực bằng 0. Lưỡng cực tạm
thời hình thành do dao động hay chuyển động…của phân tử làm lệch tức thời tâm điện tích dương
và tâm điện tích âm.
Công thức : Năng lượng của tương tác khếch tán tính theo hệ thức do Lônđôn đưa ra :

U
kt
= -
6
2
0
4
3
r
h


Trong đó h
0

là năng lượng ở không độ tuyệt đối của nguyên tử hay phân tử.
Bằng cách như vậy tương tác khuếch tán sinh ra không những giữa các nguyên tử ( trường hợp các
khí hiếm) mà giữa các phân tử trung hòa ( như H
2
, O
2
, N
2
…) và các phân tử có cực nữa ( như HCl,
HBr, CO…)
⇒

TÓM LẠI
Cả ba loại tương tác trên đây mô tả đầy đủ lực Van de Van. Năng lượng của các tương tác đó mang
dấu âm vì chúng là tương tác hút. Gộp năng lượng của ba loại tương tác đó lại ta được năng lượng

của tương tác hút giữa các phân tử (hay nguyên tử) :
E
h
= E
đh
+ E
cư
+ E
kt

GV. Lê Thị Xuân Hương Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG
Trang: 3
E
h
= -
6
r
n

Trong đó n =
4
3
2
3
2
0
2
2
4




h
kT


 Phần đóng góp của mỗi loại tương tác vào lực Van de Van phụ thuộc vào cấu tạo của phân
tử :
 Đối với những phân tử có cực càng lớn, tương tác định hướng có vai trò càng lớn
 Các phân tử có độ phân cực thấp hay không phân cực ( như H
2
, HI ) lực tác dụng căn
bản là lực khếch tán.
c/ Tính chất
+ Lực Van de Van cũng có bản chất điện
+ Có một số đặc điểm khác với lực liên kết hóa học :
 Thể hiện ở trên những khoảng cách tương đối lớn
 Có năng lượng rất bé. Thật vậy năng lượng của tương tác giữa các phân tử bé hơn nhiều so
với năng lượng của liên kết hóa học. Thực tế cho thấy rằng những chất mà tinh thể của chúng
có kiến trúc ion, trong đó các ion liên kết với nhau bằng liên kết ion có nhiệt độ sôi cao. Còn
những chất trong đó nguyên tử hay phân tử hút nhau bằng lực Van de Van, là những chất ở
trạng thái khí ở nhiệt độ thường và thường có nhiệt độ sôi rất thấp, ví dụ như khí hiếm chẳng
hạn. Để so sánh lực Van de Van với lực liên kết hóa học ta có thể lấy nhiệt thăng hoa của clo
(≃ 20kJ/mol) và năng lượng của liên kết Cl-Cl (242kJ/mol) trong phân tử Cl
2
. Rõ ràng là lực
hút giữa phân tử Cl
2
này với phân tử Cl
2

kia là bé hơn nhiều so với lực liên kết cộng hóa trị
giữa hai nguyên tử Cl trong phân tử Cl
2
.

4.3. Liên kết hiđro
Lực Van de Van không thể giải thích được sự bất thường về một số tính chất như nhiệt độ sôi, nhiệt
hóa hơi…của những hợp chất HF, H
2
O và NH
3
. Ta thấy đa số các hợp chất hiđro của các nguyên tố
trong cùng phân nhóm chính, điểm sôi tăng đều đặn theo phân tử lượng. Ở đây H
2
O, HF, NH
3
là 3
ngoại lệ, điểm sôi của chúng cao hơn dự đoán cho thấy có một ngoại lực tương tác khác : liên kết
hiđro