GIÁO TRÌNH HÓA ĐẠI CƯƠNG

BỘ CÔNG THƯƠNG
TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP & XÂY DỰNG

BÀI GIẢNG MÔN HỌC
HÓA ĐẠI CƯƠNG
Dùng cho hệ Cao đẳng chuyên nghiệp
(Lưu hành nội bộ)
Người biên soạn: Phạm Thị Thanh
Uông Bí, năm 2010
1
Phn I: CU TO NGUYấN T
Chng I: CU TO NGUYấN T
I. Thnh phn cu to ca nguyờn t
1. Cỏc ht c bn to nờn nguyờn t: proton (p), ntron (n) v electron (e)
2. Cu to nguyờn t:
Nguyên tử gm: vỏ nguyên tử gồm các e m
e
= 1,67.10
-27
= 0,00055u
q
e
=1- (đvđt)
proton


1
1
p
p
q

um
Hạt nhân nguyên tử Nơtron
0
1


n
n
q
um
Chỳ ý: 1u = 1,67.10
-27
kg
1vt = 1,602.10
-19
C
3. iện tích hạt nhân v S khi :
* ĐTHN = Z+
* Số đơn vị ĐTHN = Số proton = số electron = Z
* Số khối (A): Số khối là tổng số hạt proton(Z) và nơtron (N) của hạt
nhân nguyên tử đó.
A = Z + N
- Chú ý: * Số đơn vị điện tích hạt nhân Z và số khối A đặc trng cho nguyên tử.
Dựa vào số khối A và số Đơn vị ĐTHN, ta biết đợc cấu tạo nguyên t.
* Nếu nguyên tử của nguyên tố có Z 82 (trừ H) thì có tỉ số: 1 N/Z 1,52.
* Nếu nguyên tử của nguyên tố có Z 82 thì có tỉ số: 1 N / Z 1,25.
4. Biu th nguyờn t: A: số khối; Z: số proton
II. Kho sỏt lp v nguyờn t (Thuyt cu to nguyờn t hin i theo c
hc lng t )
1. Cỏc lun im c bn ca c hc lng t

1.1. Tớnh cht súng ht ca cỏc ht vi mụ (thuyt De Broglie)
h : l hng s Planck bng 6,62.10
-27
erg.s = 6,62.10
-34
J.s
m: khối lợng của vật (kg)
v: vận tốc chuyển động của vật(m/s)
2
Tiên đề Đơ Brơi: Vi hạt đợc mô tả bởi tính chất hạt thì cũng đợc mô tả bằng
tính chất sóng
Nếu vật có khối lợng nhỏ (vi mô) không thể bỏ qua tính chất sóng của chúng.
Nếu vật có khối lợng lớn (vĩ mô) thì bớc sóng rất nhỏ có thể bỏ qua tính chất
sóng.
Ví dụ:
a. Một e có khối lợng m = 9,1.10
-31
(kg) chuyển động với vận tốc v = 10
6
(m/s)
b. Một xe tải có khối lợng m=10
3
kg chuyển động với vận tốc v = 10(km/h) .
Tính cho e và cho xe tải?
Giải
Với e:
)(10.28,7
10.10.1,9
10.625,6
.

10
631
34
m
Vm
h
e





Với kích cỡ nguyên tử là 1A
o
thì =7,3A
0
là quan trọng.
Với xe tải:
02838
53
34
10.4,2)(10.4,2
3600/10.10
10.625,6
.
Am
Vm
h

xe tải có thể bỏ qua tính chất sóng vì quá nhỏ.
1.2. Nguyờn lý bt nh Heisenberg
Nội dung: Không thể xác định đồng thời chính xác cả tọa độ và vận tốc của hạt
vi mô, do đó không thể vẽ hoàn toàn chính xác quỹ đạo chuyển động của hạt vi
mô.
Hệ thức bất định:
m
h
XV
x
.2
.


Trong đó: V
x
: độ bất định tọa độ; X: độ bất định về vận tốc
Theo đó việc xác định tọa độ càng chính xác (X càng nhỏ) thì đo vận tốc
càng kém chính xác (V
x
càng lớn) và ngợc lại.
2. Hm súng
Trng thỏi ca mt h v mụ s hon ton c xỏc nh nu bit qu o v
tc chuyn ng ca nú. Trong khi ú i vi nhng h vi mụ nh electron,
do bn cht súng - ht v nguyờn lớ bt nh, khụng th v c cỏc qu o
chuyn ng ca chỳng trong nguyờn t.
Thay cho cỏc qu o, c hc lng t mụ t mi trng thỏi ca electron trong
nguyờn t bng mt hm s gi l hm súng, kớ hiu l (pxi).

Bỡnh phng ca hm súng
2
cú ý ngha vt lớ rt quan trng:
2 biu th xỏc sut cú mt ca electron ti mt im nht nh trong vựng
khụng gian quanh ht nhõn nguyờn t.
Hm súng nhn c khi gii phng trỡnh súng i vi nguyờn t.
+ Hàm sóng đợc tìm thấy từ việc giải phơng trình súng Schrodinger.
+ Bản thân hàm sóng không có ý nghĩa vật lí gì nhng bình phơng của nó:

2
dv cho biết xác suất phát hiện e trong thể tích dv.

2
xác định mật độ xác suất hay xác suất tìm thấy e tại 1 điểm trong không
gian.
3
* Phương trình sóng Schrodinger
3. Obitan nguyên tử. Mây electron
Các hàm sóng ψ1, ψ2, ψ3 - nghiệm của phương trình sóng, được gọi là
các obitan nguyên tử (viết tắt là AO) và kí hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p 3d
Trong đó các con số dùng để chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, d dùng để chỉ các
phân lớp.
Ví dụ: 2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s
2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p
3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d
Như vậy: Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của
electron trong nguyên tử.
Nếu biểu diễn sự phụ thuộc của hàm ψ2 theo khoảng cách r, ta được đường
cong phân bố xác suất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản.
Ví dụ: Khi biểu diễn hàm số đơn giản nhất ψ1 (1s) mô tả trạng thái cơ bản của

electron (trạng thái e có năng lượng thấp nhất) trong nguyên tử H, ta có hình 3.
Hình 3
Xác suất có mặt của electron ở gần hạt nhân rất lớn và nó giảm dần khi càng
xa hạt nhân.
Một cách hình ảnh, người ta có thể biểu diễn sự phân bố xác suất có mặt
electron trong nguyên tử bằng những dấu chấm. Mật độ của các chấm sẽ lớn ở
gần hạt nhân và thưa dần khi càng xa hạt nhân. Khi đó obitan nguyên tử giống
như một đám mây, vì vậy gọi là mây electron. Để dễ hình dung, người ta thường
coi: Mây electron là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó tập trung
phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 90 - 95% xác suất).
Như vậy, mây electron có thể coi là hình ảnh không gian của obitan nguyên tử.
4. Hình dạng của các mây electron
Nếu biểu diễn các hàm sóng (các AO) trong không gian, ta được hình dạng của
các obitan hay các mây electron (hình 4).
4
Mõy s cú dng hỡnh cu. Cỏc mõy p cú hỡnh s 8 ni hng theo 3 trc ta
Ox, Oy, Oz c kớ hiu l p
x
, p
y
,
5. Bn s lng t c trng cho trng thỏi ca electron trong nguyờn t
Ngời ta gọi các hàm sóng là các obitan( khu vực bao xung quah hạt nhân tại
đó sự có mặt của các electron là lớn nhất).
Khi tồn tại trong không gian 3 chiều, electron có 3 bậc tự do.Trong phép giảI
hàm sóng điều này làm xuất hiện 3 trị số nguyên, đó là các số lợng tử
5.1. S lng t chớnh n ( lp electron hay nng lng electron)
- Giá trị: n=1,2,, (nguyên dơng)
n
1

2
3
4

Lp
K
L
M
N

Chu k
1
2
3
4

Số lợng tử chính cho biết:
+ số lớp e trong nguyên tử
+ Kích thớc mây electron ( n càng lớn, kích thớc mây e càng lớn mật độ
mây e càng loãng)
+ Mức năng lợng trung bình của các electron trong cùng một lớp đối với
nguyên tử nhiều electron:
)(.6,13
2
2'
eV
n
z
E
C

+ Mức năng lợng của nguyên tử H và ion có 1 electron
)(.6,13
2
2
eV
n
z
E
C

Trong đó: Z = Z - A; Z: Điện tích hạt nhân hiệu dụng đối với e đang xét.
A: Hệ số chắn
5.2. S lng t ph l (phõn lp electron, hỡnh dng obitan )
Số lợng tử phụ nhận các giá trị l = 0 n-1. Mi giỏ tr ca s lng t ph ng
vi mt kiu obitan.
l
0
1
2
3
Phõn lp
s
p
d
f
Số lợng tử phụ cho biết:
5
+ Đặc điểm phân lớp electron của lớp đó
+ Phân mức năng lợng trong lớp. (Thứ tự mức năng lợng trong một lp tăng

từ ns np nd nf)
+ Hình dạng mây electron (hỡnh 4)
Mây electron s có dạng hình cầu
Mây electron p có dạng hình số 8 nổi
Mây electron d,f có dạng phức tạp hơn.
Hỡnh 4
5.3. S lng t t ml (electron thuc obitan no, hng ca obitan )
S lng t t m
l
phụ thuộc vào số lợng tử phụ: nhn giỏ tr (-l 0 +l )
(nguyên). Mỗi giá trị của số lợng tử từ tơng ứng với 1 obitan nguyên tử
Ví dụ: l = 0 > m
l
= ( 0) > cú 1AO
s
l = 1 > m
l
= ( -1; 0; +1) > cú 3 AO
p
l = 2 > m
l
= (-2; -1; 0; +1;+2) > cú 5 AO
d
l = 3 > m
l
= (-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) > cú 7 AO
f
5.4. S lng t spin m
s
(chiu t quay ca e):

mụ t y trng thỏi ca electron trong nguyờn t cn xột thờm s lng
t spin c trng cho chuyn ng riờng ca electron.
m
s
nhn hai giỏ tr +1/2 v 1/2. Trong AO cỏc electron c biu din bng
2 mi tờn ngc chiu nhau
6. Qui lut phõn b cỏc electron trong nguyờn t
Trong nguyờn t nhiu electron, cỏc electron c phõn b vo cỏc AO tuõn
theo mt s nguyờn lớ v qui lut nh sau:
6.1. Nguyờn lớ ngn cm (Paoli - Thy S)
Trong một nguyên tử không thể có 2e cùng có 4 số lợng tử giống nhau.
Các e trong một ô lợng tử có 3 số lợng tử giống nhau Theo nguyờn lớ
ny, trong mi AO ch cú ti a hai electron cú chiu t quay (spin) khỏc nhau
l +1/2 v -1/2.
Vớ d: lp K (n=1) l = O m
l
= O m
s
= +1/2 v m
s
= -1/2. Vy lp
K cú nhiu nht 2 electron:
E1: l = O m
l
= O m
s
= +1/2
E2: l = O m
l
= O m

s
= -1/2
Nh vy:
Phõn mc
s
p
d
f
S AO
1
3
5
7
S e ti a
2
6
10
14
6
6.2. Nguyên lí vững bền. Cấu hình electron của nguyên tử
Trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt các obitan có năng lượng từ thấp
đến cao.
Bằng phương pháp quang phổ nghiệm và tính toán lí thuyết, người ta đã xác
định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau đây:
1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p
Dựa vào nguyên lí ngăn cấm và nguyên lí vững bền, người ta có thể biểu diễn
nguyên tử của một nguyên tố bằng cấu hình electron.
Để có cấu hình electron của một nguyên tố, trước hết ta điền dần các electron
vào bậc thang năng lượng của các AO. Sau đó sắp xếp lại theo từng lớp AO.
Ví dụ: Sc (z = 21) 1s

2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
1
4s
2
Chú ý: Có một số ngoại lệ
Cu (z = 29) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
Cr (z = 24) 1s
2

2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1
Cấu hình 3d
10
4s
1
(trạng thái vội bão hòa) bền hơn cấu hình 3d
9
4s
2
Cấu hình 3d
5
4s
1
(trạng thái vội nửa bão hòa) bền hơn cấu hình 3d
4
4s
2
6.3. Qui tắc Hun (Hund - Đức). Cấu hình electron dạng ô lượng tử
Ngoài cách biểu diễn các AO dưới dạng công thức như trên, người ta còn biểu

diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử. Các AO của cùng một phân
mức được biểu diễn bằng những ô vuông liền nhau.
Trong mỗi ô lượng tử (mỗi AO) chỉ có thể có 2 electron có spin ngược nhau
được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau ↓↑.
Trên cơ sở thực nghiệm, Hun đã đưa ra một qui tắc phân bố các electron vào
các ô lượng tử như sau: Trong một phân mức, các electron có xu hướng phân bố
đều vào các ô lượng tử sao cho số electron độc thân là lớn nhất.
Ví dụ: 3s 3p 3d
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑
↑
Thông thường chỉ cần viết cấu hình electron đối với các phân mức ở lớp ngoài
cùng và phân mức d hoặc f ở lớp sát ngoài cùng mà chưa bão hòa.
Cần lưu ý rằng cấu hình nói trên là đối với các nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
Khi bị kích thích electron có thể nhảy lên những phân mức cao hơn trong cùng
một mức.
VÝ dô:
6
C : 2s
2
2p
2
→ C* : 2s
1
2p
3




→




Như vậy ở trạng thái cơ bản C có hai electron độc thân, còn ở trạng thái kích
thích nó có bốn electron độc thân. Chính các electron độc thân này là các
electron hóa trị.
7

Chng II. NH LUT TUN HON V H THNG TUN HON
I. Cu to bng h thng tun hon:
1. Nguyờn tc sp xp:
Các nguyên tố đợc sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân
nguyên tử
+ các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử đợc xếp vào 1 hàng
+ các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử nh nhau đợc xếp
thành một cột
(electron hoá trị là e có khả năng tham gia hình thành liên kết hoá học. Chúng
thờng nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân
lớp đó cha bão hoà.)
Nhn xột: Tng s electron thuc lp ngoi cựng (s + p) bng ch s nhúm.
S lp electron bng ch s chu kỡ.
a. Ô nguyên tố.
STT ô = Số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân
= số proton = số electron
b. Chu kì

Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp
electron
đợc sắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần
Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron trong nguyên tử
Chu kì nào cũng bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một
khí hiếm (trừ chu kì 1 v chu kỡ 7 là đặc biệt)
Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì. Các chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ. Mỗi chu kì gồm 8
nguyên tố (trừ chu kì 1 có 2 nguyên tố.)
Các chu kì 4,5,6,7 là chu kì lớn. Chu kì 4,5 có 18 nguyên tố; chu kì 6 có 32
nguyên tố; chu kì 7 cha đầy đủ.
c. Nhóm nguyên tố
Nhóm nguyên tố gồm các nguyên tố có cấu hình electron nguyên tử lớp ngoài
cùng tơng tự nhau có tính chất hóa học gần giống nhau đợc xếp trong một
cột.
Bảng tuần hoàn có 18 cột đợc chia thành 8 nhóm A(đánh số từ IAVIIIA)
và 8 nhóm B (đánh số từ IIIB VIIIB; IBIIB). Mỗi nhóm là 1 cột. Riêng
nhóm VIIIB gồm 3 cột.
STT của nhóm A = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm
Chú ý:
Nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p .
Nhóm
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
Cờu hình e

ns
1
ns
2
ns
2
np
1
ns
2
np
2
ns
2
np
3
ns
2
np
4
ns
2
np
5
ns
2
np
6
Nhóm B bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f.
8

Nhóm
IB
IIB
IIIB
IVB
Cấu hình e
ns
1
(n-1)d
10
ns
2
(n-1)d
10
ns
2
(n-1)d
1
ns
2
(n-1)d
2
Nhóm
VB
VIB
VIIB
VIIIB
Cấu hình e
ns
2

(n-1)d
3
ns
2
(n-1)d
4
ns
2
(n-1)d
5
ns
2
(n-1)d
6
H đợc xếp vào cột 1(vì có 1 electron ngoài cùng); He đợc xếp vào cột thứ 18
cùng với các khí hiếm khác.
II. nh lut tun hon
Tớnh cht cỏc n cht cng nh tớnh cht v cỏc dng cỏc hp cht ca nhng
nguyờn t ph thuc tun hon vo in tớch ht nhõn nguyờn t cỏc nguyờn t.
III. S bin i tun hon ca mt s tớnh cht ca nguyờn t
1. Bỏn kớnh nguyờn t:
Là khoảng cách từ nhân đến lớp electron ngoài cùng trong nguyên tử
Trong chu k, bỏn kớnh nguyờn t gim dn theo chiu tng Z (t trỏi phi)
Trong nhúm, bỏn kớnh nguyờn t tng dn theo chiu tng Z (t trờn xung)
2. Nng lng ion húa :
Là năng lợng cần tiêu thụ để tách mt electron ra khỏi nguyên tử.(đơn vị là
eV.1eV = 1,6.10
-19
J).
M + I

1
M
+
+ e

I
1
< I
2
< I
3
Nng lng ion húa dùng để đo tính kim loại của nguyên tố. Nguyên tử có
năng lợng ion hóa càng nhỏ thì càng dễ nhợng electron hay có tính kim loại
càng mạnh.
Trong chu k, t trỏi phi I
1
gim dn. Hay trong chu k nguyên tố kim loại
kiềm có nng lng ion hóa thấp nhất, nguyên tố khí trơ kết thúc mỗi chu kì có
I
1
lớn nhất.
Trong phõn nhúm chớnh: t trờn xung I
1
gim
Trong phõn nhúm ph: t trờn xung I
1
tng
Ví dụ:
3. Tác dụng chắn và bị chắn của các electron trong nguyên tử. Sự tuần hoàn
thứ cấp

a. Tác dụng chắn và bị chắn của các electron trong nguyên tử
Trong nguyên tử có nhiều electron, ngoài lực hút của hạt nhân đối với các
electron còn có lực đẩy giữa các electron.Khi đó ngời ta nói các electron chắn
lẫn nhau. Nh vậy trong mỗi nguyên tử mỗi electron đều bị chắn bởi các electron
còn lại và chính nó lại chắn các electron khác.
electron càng ở xa hạt nhân thì bị chắn càng nhiều và tác dụng chắn của nó đối
với các electron càng ít.
Các electron ở các phân lớp khác nhau thì mức độ chắn cũng khác nhau. Các
electron trong cùng một lớp chắn nhau kém, trong cùng một phân lớp chắn nhau
Nguyên tố
Li
Na
K
Rb
Cs
I
1
5,39
5,14
4,34
4,18
3,89
9
còn kém hơn. Mức độ chắn ở các phân lớp tăng lần lợt từ s, p, d, fĐặc biệt
các electron trong cùng một phân lớp đầy một nửa số electron chắn nhau kém
nhất.
b. Sự tuần hoàn thứ cấp:
Là sự biến thiên không đều đặn tính chất các nguyên tố và hợp chất của chúng .
* Trong một chu kì từ trái sang phải, I
1

tăng dần nhng sự tăng đó không đều đặn
và có vài cực đại nhỏ của I
1
. Hiện tợng này gọi là sự tuần hoàn nội tại của I
1
.
VD: ở chu kì 2 có 2 cực đại nhỏ là Be và N.
ở chu kì 3 có 2 cực đại nhỏ là Mg và P.
Giải thích :
ở Be và Mg (nhóm IIA) có phân lớp electron ngoài cùng là ns
2
bão hòa
electron, do đó nguyên tử sau là B và Al đợc điền vào np: 2e ghép đôi nên chắn
rất mạnh, làm cho electron np liên kết với nhân ít chặt chẽ hơn so với các
electron ns I
1
giảm từ Be đến B và từ Mg đến Al.
* Trong một phân nhóm chính theo chiều từ trên xuống dới do sự co bán kính
nguyên tử gây ra bởi sự xếp electron vào các lớp d và f ở bên trong và do tác
dụng chắn của các electron này I
1
giảm
Vớ d: Trong nhóm IVA:
r
C
< r
Si
I
C
< I

Si
I
1
tăng
r
Si
> r
Ge
I
Si
> I
Ge
I giảm ( do xuất hiện phân lớp (n-1) d)
r
Ge
< r
Sn
I
Ge
< I
Sn
I
1
tăng
Trong nhóm IVA có 2 : I
C
< I
Si
; I
Ge

< I
Sn
nhng I
Si
> I
Ge
Hay nhóm VA, N và P đều có 3e độc thân ở np
3
( nửa bão hòa):
2 nguyên tử sau nó là O và S ở 1 AO 2p có 2e ghép đôi nên đẩy nhau mạnh hơn
so với electron chiếm 1 AO:
Nh vậy việc tách 1e ở O, S dễ dàng hơn so với việc tách 1e ở N, P làm cho I
1
giảm từ N O và từ P S
3. Aớ lực với electron nguyên tử (E)
Là năng lợng tỏa ra hay thu vào khi một nguyên tử trung hòa ở trạng thái tự
do thu thêm một electron đợc đo băng eV hoặc kcal/mol:
X + 1e = X + E
Giá trị của E càng âm thì ỏi lực với electron của nguyên tử càng mạnh.Những
nguyên tử nhóm VIIA có ỏi lực với electron mạnh nhất. Những nguyên tử có
phân lớp electron ngoài cùng là ns
2
hoặc np
6
hoặc np
3
có ỏi lực với electron yếu
nhất (do trạng thái bão hòa nửa bão hòa electron nên kh năng kết hợp thêm
electron kém)
4. õm in

Là đại lợng đặc trng cho khả năng hút cặp electron về phía mình của nguyên
tử các nguyên tố hóa học. Độ âm điện càng lớn khả năng hút electron càng
mạnh.






10
Độ âm điện đợc tính từ I và E theo công thức
2
EI


Độ âm điện dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét hiệu ứng
dịch chuyển e trong phân tử: Khi hình thành mối liên kết hóa học giữa hai
nguyên tử, electron hóa trị chuyển từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ sang phía
nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Gọi hiệu số độ âm điện của liên kết A-B là
A-B
. Thực nghiệm chứng tỏ rằng:

A-B
1,7: liên kết ion.
0
A-B
1,7: liên kết cộng hóa trị
Trong mt chu k theo chiu tng dn in tớch ht nhõn, õm in tng.
Trong mt phõn nhúm khi i t trờn xung di, õm in gim.

5. Húa tr cao nht vi oxi v thp nht vi hidro (R
x
O
y
; RH
x
):
Trong 1 chu kì đi từ trái sang phải hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong
hợp chất với oxi tăng lần lợt từ 17; còn hoá trị của các phi kim trong hợp chất
với hiđro giảm từ 41.
* Hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi = STT nhóm A
* Hoá trị của phi kim trong hợp chất với hiđro ( x) = 8- STT nhóm A
* Mức oxi hóa ( hay số oxi hóa) đợc xác định do sự di chuyển e hóa trị từ
nguyên tử này đến nguyên tử khác. Nguyên tử bị mất e hóa trị để trở thành ion
dơng thì có số oxi hóa dơng:
Mức oxi hóa dơng = số e tách ra khỏi nguyên tử
Nguyên tử bị thu e hóa trị để trở thành ion âm thì có số oxi hóa âm.
Mức oxi hóa âm = số e thu vào nguyên tử
Một nguyên tử có thể có nhiều số oxi hóa:
* Số oxi hóa dơng cao nhất của các nguyên tố = STT nhóm ( trừ nguyên tố
nhóm VIIIB, họ Lantanit, họ Actinit, nguyên tố nhóm IB, oxi, Flo, các khí
hiếm).
* Số oxi hóa âm hầu nh chỉ có ở các phi kim
Số oxi hóa âm nhỏ nhất của các nguyên tố = STT nhóm- 8
VD: S ở nhóm VIA nên Số oxi hóa dơng cao nhất của S =+ 6
Số oxi hóa âm nhỏ nhất của S = 6- 8 = -2.
6. Tính kim loại, tính phi kim
Tính kim loại là tính chất của 1 nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất e để trở
thành ion dơng. Nguyên tử càng dễ mất e thì tính kim loại của nó càng mạnh.
Tính phi kim là tính chất của 1 nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu e để trở

thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu e thì tính phi kim của nguyên tố càng
mạnh.
a. Sự biến đổi tính chất trong 1 chu kì.
Trong 1 chu kì theo chiều tăng của Z tính kim loại của nguyên tố yếu dần đồng
thời tính phi kim tăng dần.
11
Nguyên nhân: Trong cùng chu kì số lớp e bằng nhau.Khi điện tích hạt nhân tăng
dần lực hút giữa hạt nhân và lớp vỏ tăng BKNT giảm khả năng nhờng
e giảm, khả năng nhận e tăng Tính kim loại giảm, tính phi kim tăng.
b. Sự biến đổi tính chất trong 1 nhóm A.
Trong 1 nhóm A theo chiều tăng của Z, tính kim loại của nguyên tố tăng dần
đồng thời tính phi kim yếu dần.
Nguyên nhân: Trong cùng nhómA từ trên xuống dới số lớp e tăng dần
BKNT tăng lực hút giữa hạt nhân và lớp vỏ giảm khả năng nhờng e tăng,
khả năng nhận e giảm Tính kim loại tăng, tính phi kim giảm.
Chú ý: Trong mt phõn nhúm ph t trờn xung tớnh kim loi khụng tng
hoc gim chỳt ớt.
Chng III: LIấN KT HểA HC và cấu tạo phân tử
I. Mục đích của sự hình thành liên kết
Có thể hiểu 1 cách đơn giản liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử
để tạo thành phân tử hay tinh thể. Khi tạo thành liên kết hoá học các nguyên tử
luôn có xu hớng đạt tới cấu hình bền vững của khí hiếm với 8e lớp ngoài cùng
(Trừ He có 2e lớp ngoài cùng). Có 2 loại liên kết hoá học phổ biến giữa các
nguyên tử: liên kết ion và liên kết cộng hoá trị
II. Các loại liên kết hóa học
1. Liờn kt ion (Kotxen - c), 1916
Liờn kt ion c hỡnh thnh gia nhng nguyờn t ca hai nguyờn t cú s
chờnh lch nhiu v âm đin (thng 1.7).
Khi hỡnh thnh liờn kt, nguyờn t ca nguyờn t cú nh nhng hn 1, 2
hay 3 electron cho nguyờn t ca nguyờn t cú ln hn, khi ú nú tr thnh

cỏc ion dng v nguyờn t nhn electron tr thnh cỏc ion õm cú cu trỳc
electron ging khớ tr. Cỏc ion dng v õm hỳt nhau to ra phõn t.
Vớ d: Xét liên kết: Na - Cl
11
Na (2,8,1)

e1
10
Ne(2,8)
17
Cl (2,8,7)

e1
18
Ar(2,8,8)
Na + Cl Na
+
+ Cl
-

nhauhut
Na-Cl
Nh vy bn cht ca liờn kt ion l lc hỳt tnh in gia cỏc ion trỏi du.
Trong liờn kt ion, húa tr ca nguyờn t bng s in tớch ca ion vi du
tng ng. Trong vớ d trờn Na cú húa tr +1, Clo cú húa tr -1.
Liờn kt ion l liờn kt bn, nng lng liờn kt khỏ ln (100 Kcal/mol).
Lc hỳt tnh in gia cỏc ion khụng nh hng, mt ion dng cú tỏc dng
hỳt nhiu ion õm xung quanh nú v ngc li. Vỡ vy ngi ta núi liờn kt ion
khụng cú nh hng.
12

Những hợp chất ion thường ở dạng tinh thể bền vững và có nhiệt độ nóng chảy
rất cao.
2. Liên kết cộng hóa trị (Liuyt - Mĩ), 1916
Thuyết liên kết ion đã không giải thích được sự hình thành phân tử, ví dụ H
2
,
O
2
(Δχ= 0) hoặc HCl, H
2
O (Δχ nhỏ). Vì vậy Liuyt đã đưa ra thuyết liên kết
cộng hóa trị (còn gọi là liên kết đồng hóa trị).
Theo Liuyt, liên kết cộng hóa trị được hình thành giữa các nguyên tử của
cùng một nguyên tố (Δχ = 0) hay giữa nguyên tử của các nguyên tố có sự chênh
lệch nhỏ về độ ©m điện (thường Δχ < 1,7).
Trong liên kết cộng các nguyên tử tham gia liên kết bỏ ra 1, 2, 3 hay 4
electron dùng chung để mỗi nguyên tử đạt được cấu trúc 8 electron (hoặc 2e) ở
lớp ngoài cùng.
Ví dụ:
1
H: 1s
1

 e1
2
He : 1s
2
H. + .H → H : H  H - H hay H
2
*

8
O: (2,6)

 e2
10
Ne : (2,8)
. . . . . . . .
: O : + : O : → : O : : O :  O = O  O2
CT e CTCT CTPT
. . . . . . . .
O : + :C: + :O : → : O : : C: : O :  O = C = O  CO
2
Các electron góp chung được gọi là các electron liên kết, một cặp electron góp
chung tạo ra một liên kết và cũng được biểu diễn bằng một gạch.
Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của nguyên tố bằng số liên kết hình thành
giữa một nguyên tử của nguyên tố đó với các nguyên tử khác hoặc bằng số
electron mà nguyên tử đưa ra góp chung.
Ví dụ:
Trong phân tử CO
2
hóa trị của O là 2 và của C là 4, trong phân tử NH
3
hóa trị
của N là 3 của H là 1.
Người ta phân biệt hai loại liên kết cộng:
Liên kết cộng không phân cực hay liên kết cộng thuần túy. Ví dụ liên kết trong
các phân tử H
2
, O
2

, N
2
(Δχ = 0), liên kết C - H trong các hợp chất hữu cơ.
Trong đó cặp electron liên kết phân bố đều giữa hai nguyên tử.
Liên kết cộng hãa trÞ phân cực. Ví dụ liên kết trong phân tử HCl, HF liên kết
O-H trong phân tử H
2
O, N-H trong NH
3
Trong đó cặp electron liên kết bị lệch
về phía nguyên tử có độ điện âm lớn hơn.
H : Cl; H : F; H : O : H ; H : N : H
. .
H
Liên kết cộng tương đối bền. Năng lượng liên kết cỡ hàng chục Kcal/mol.
3. Liên kết cho nhận
Liên kết cho nhận còn gọi là liên kết phối trÝ có thể xem là một dạng đặc biệt
của liên kết cộng hãa trÞ. Trong liên kết này cặp electron dùng chung chỉ do một
13
nguyên tử đưa ra gọi là chất cho, còn nguyên tử kia có một obitan trống gọi là
chất nhận.
Ví dụ:
Sự hình thành ion amoni từ phân tử amoniăc và ion hidro.
Nguyên tử N trong NH
3
còn một đôi electron chưa liên kết (đóng vai trò chất
cho). Ion H
+
có obitan trống do đó có thể nhân đôi electron của N.
H

. . 
H – N – H + H
+
 H – N → H
+
 
H H
Như vậy điều kiện để hình thành liên kết cho nhận là chất cho phải có ít nhất
một đôi electron chưa liên kết và chất nhận phải có obitan trống.
Người ta thường dùng dấu mũi tên để chỉ liên kết cho nhận. Tuy nhiên trong
thực tế các liên kết này hoàn toàn giống liên kết cộng thông thường.
4. Liên kết hidro
Liên kết hidro được hình thành ở những hợp chất trong đó hidro liên kết với
nguyên tử của nguyên tố khác có độ điện âm lớn và bán kính nhỏ như N, O, F.
Các liên kết này bị phân cực và trên nguyên tử H có một phần điện tích dương.
Trong khi đó các nguyên tử N, O, F mang một phần điện âm và do đó ngoài liên
kết cộng nó còn có thể tương tác với các nguyên tử H của phân tử bên cạnh hình
thành một liên kết yếu gọi là liên kết hidro. Các liên kết này thường được biểu
diễn bằng những dấu chấm.
Liên kết hidro có thể hình thành giữa các phân tử.
Ví dụ:
H
δ
+
- F
δ
-
H
δ
+

- F
δ
-
,
H – O – H H – O … H - O …
 
H R ( gèc hi®rocacbon)
Liên kết hidro là liên kết yếu, năng lượng liên kết nhỏ và độ dài liên kết lớn.
Tuy nhiên nó có ảnh hưởng nhiều đến tính chất vật lí và hóa học của phân tử.
Ví dụ:
- Do có liên kết hidro, H
2
O có nhiệt độ sôi cao hơn H
2
S có cấu tạo tương tự
với nó.
- Các phân tử hữu cơ mang nhóm O - H có nhiệt độ sôi cao hơn các đồng phân
của chúng không chứa liên kết này: ancol so với ete; axit so với este
- Ancol tan vô hạn trong nước là do tạo được liên kết hidro với nước.
- Liên kết hidro tạo ra giữa các nhóm -C = O và -NH của axit amin trong các
chuỗi polypeptit đã duy trì được cấu trúc không gian của phân tử protein.
Tóm lại, các thuyết cổ điển về liên kết cho phép mô tả và phân loại một cách
đơn giản liên kết hóa học, từ đó giải thích được một số tính chất của phân tử.
Tuy nhiên các thuyết này có một số hạn chế sau đây:
- Nhiều hợp chất hay ion không thỏa mãn qui tắc bát tử nhưng vẫn tồn tại một
cách bền vững, ví dụ: NO, NO
2
, Fe
2+

14
- Chưa nói được bản chất của lực liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là
gì.
- Không cho biết cấu trúc không gian của các phân tử.
III. Thuyết liên kết hóa trị (thuyÕt VB) - ThuyÕt lai hãa
1. Thuyết liên kết hóa trị (còn gọi là thuyết cặp electron liên kết) do Haile,
Lơnđơn (Đức) đề xíng năm 1927, sau đó được Poling và Slâytơ (Mĩ) phát
triển.
- Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự ghép đôi hai electron độc thân có
spin ngược dấu của hai nguyên tử liên kết, khi đó có sự xen phủ hai AO.
- Mức độ xen phủ của các AO càng lớn thì liên kết càng bền, liên kết được thực
hiện theo phương tại đó sự xen phủ là lớn nhất.
Như vậy, theo VB, khi hình thành phân tử, các nguyên tử vẫn giữ nguyên cấu
trúc electron, liên kết được hình thành chỉ do sự tổ hợp (xen phủ) của các
electron hóa trị (electron độc thân).
Trong thuyết VB, hóa trị của nguyên tố bằng số e độc thân của nguyên tử ở
trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích.
Ví dụ:
6
C : 2s
2
2p
2
→ C* : 2s
1
2p
3




→




C cã hãa trÞ 2 cßn C
*
cã hãa trÞ 4.
2. Sự định hướng liên kết. Liên kết σ (xích ma) và liên kết π (pi)
Tùy theo cách thức xen phủ của các đám mây electron, người ta phân biệt liên
kết σ, liên kết π
Liên kết hóa học tạo ra do sự xen phủ các đám mây electron trên trục nối hai
nhân của nguyên tử được gọi là liên kết xích ma. Liên kết σ có thể hình thành
do sự xen phủ các đám mây s - s, s - p hay p - p (hình 2).
Hình 2
Như vậy, khi tạo ra liên kết σ thì đạt được sự xen phủ lớn nhất, vì vậy liên kết
xích ma là liên kết bền. Nếu giữa hai nguyên tử chỉ có một liên kết thì liên kết
đó luôn luôn là liên kết σ.
Liên kết hóa học tạo ra do sự xen phủ các đám mây electron ở hai bên của trục
nối hai nhân nguyên tử, được gọi là liên kết pi. Liên kết π có thể hình thành do
sự xen phủ các đám mây p - p (hình 2), p - d
15
So với liên kết π thì liên kết σ bền hơn vì mức độ xen phủ lớn hơn và vùng
xen phủ nằm trên trục nối hai nhân nguyên tử.
Khi giữa hai nguyên tử có từ hai liên kết trở lên thì chỉ có một liên kết σ
còn lại là các liên kết π.
Ví dụ: Trong phân tử H
2
có 1 liên kết σ do sự xen phủ 2 đám mây s.
Phân tử Cl

2
có một liên kết σ do sự xen phủ 2 đám mây p.
Phân tử HCl có mét liên kết σ do sự xen phủ đám mây s của H và đám mây p
x
của Cl.
Phân tử O
2
có một liên kết σ do sự xen phủ đám mây p
x
-p
x
và một liên kết
πdo sự xen phủ 2 đám mây p
y
-p
y
của 2 nguyên tử oxi.
Tương tự, phân tử N
2
có một liên kết σ và hai liên kết π.
Trong các trường hợp trên liên kết hình thành do sự xen phủ các đám mây thuần
khiết s - s hay p - p.
3. ThuyÕt lai hóa các AO trong liên kết
Ta hãy xét sự hình thành phân tử CH
4
. Khi đi vào liên kết nguyên tử C ở trạng
thái kích thích C*.
6
C : 2s
2

2p
2
→ C* : 2s
1
2p
3



→




Nếu khi hình thành phân tử CH
4
nguyên tử C sử dụng 4AO (1 mây s và 3 mây
p) xen phủ với 4 mây s của 4 nguyên tử H (một liên kết hình thành do sự xen
phủ s-s và 3 liên kết do sự xen phủ p-s). Như vậy lẽ ra các liên kết phải khác
nhau, nhưng trong thực tế chúng lại hoàn toàn giống nhau. Điều này được
Poling giải thích bằng sự lai hóa các AO.
Khi liên kết các nguyên tử có thể không sử dụng các đám mây s, p thuần mà
chúng có thể tổ hợp với nhau tạo thành những obitan (mây) mới giống nhau (gọi
là các đám mây lai hóa L) và sau đó các đám mây lai này sẽ tham gia liên kết.
Như vậy: Lai hóa là sự tổ hợp các đám mây khác loại để tạo ra các đám mây
giống nhau về hình dạng, kích thích và năng lượng nhưng có hướng khác nhau.
Khi có n đám mây tham gia lai hóa sẽ tạo ra n đám mây lai hóa. Để có sự lai
hóa các đám mây phải có năng lượng khác nhau không lớn.
Ví dụ: 2s-2p; 3s-3p-3d…
4. C¸c kiÓu lai hãa sp

3
Dưới đây là một số kiểu lai hóa và những đặc điểm của các đám mây lai:
* Lai hóa sp
Sự tổ hợp một đám mây s với một đám mây p tạo ra 2 đám mây lai hướng
theo 2 hướng trong không gian. Trục của 2 đám mây này tạo ra góc 180
o
.
1AO
s
+ 1AO
p
= 2AO
s-p
Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo thành các hợp
chất có dạng đường thẳng như BeF
2
, BeH
2
, BeCl
2
, CO
2
, C
2
H
2
…
VÝ dô: Trong ph©n tö BeH
2
4

Be: 1s
2
2s
2
2p
0
→ Be
*
: 2s
1
2p
1

→


16
9
F: 1s
2
2s
2
2p
5




Trớc khi thực hiện liên kết, trong nguyên tử Be xảy ra sự lai hóa sp
1AO

s
+ 1AO
p
= 2AO
s-p
Hỡnh 3
Hai AO lai hóa sp tạo thành của Be sẽ xen phủ với 2AO hóa trị của 2 nguyên tử
F(2p
y
) để tạo thành 2 liên kết Be-F với góc liên kết FBeF = 180
0
* Lai húa sp
2
S t hp mt ỏm mõy s vi hai ỏm mõy p to ra 3 ỏm mõy lai hng theo
3 nh ca mt tam giỏc u. Trc ca 3 ỏm mõy ny to ra gúc 120
o
.
Lai hoỏ sp2 c dựng gii thớch cu trỳc hỡnh hc ca cỏc phõn t BH3,
BF
3
, BCl
3
, SO
2
, SO
3
v gii thớch liờn kt ụi ca cỏc nguyờn t C trong cỏc hp
cht hu c.
Ví dụ:
Hỡnh 4

Vớ d: Xột s to thnh liờn kt trong phõn t C
2
H
4
6
C: 2s
2
2p
2
C
*
: 2s
1
2p
3








1
H :1s
1
Mi nguyờn t C thc hin lai hoỏ sp
2
to 3 AO lai hoỏ sp
2

(hình 4). Gia 2
nguyờn t C liờn kt vi nhau bng s xen ph ca 2 AO lai hoỏ sp
2
to ra liờn
kt C-C, sau ú mt AO sp
2
ca mi nguyờn t C s to 2 liờn kt C-H vi

17
các AO 1s của 2 nguyên tử hydro dọc theo trục liên kết tạo ra bộ khung của
phân tử. Ở mỗi nguyên tử C còn lại 1 orbital p chưa lai hoá (có chứa 1 electron
độc thân). Vì vậy tạo được một liên kết với nhau theo phương vuông góc với
trục liên kết có góc hoá trị là 120
0
.
* Lai hóa sp
3
Sự tổ hợp một đám mây s với ba đám mây p tạo ra 4 đám mây lai hướng theo
4 đỉnh của một tứ diện đều. Trục của các AO này tạo ra góc 109
o
28'.
Ví dụ sự lai hóa của đám mây s với 3 đám mây p trong nguyên tử C khi hình
thành phân tử CH
4
.
Hình 5
Đó là sự lai hoá giữa một AO s và 3 AO p tạo ra 4 AO lai hoá sp
3
hoàn toàn
giống nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH

4
,
CCl
4
, SiCl
4
, H
2
O, NH
3
… với góc hoá trị là 109
0
28' hoặc gần với góc đó.
6
C: 2s
2
2p
2
→ C
*
: 2s
1
2p
3



→





1
H :1s
1
Hình 6
5. Hình học phân tử của một số hợp chất
Thuyết VB cho phép hình dung được cấu trúc không gian của phân tử.
Ví dụ: NH
3
- Amoniac H
2
O - Nước

18
Hình 7 Hình 8
* ( H×nh 7) N có lai hóa sp
3
. 3 obitan lai hóa xen phủ với 3AO s của H tạo 3 liên
kết σ. Hình học phân tử có dạng chóp. Góc liên kết là 107
o
18'.
* ( H×nh 8) O có lai hóa sp
3
. 2 obitan lai hóa xen phủ với 2AO s của H tạo 2 liên
kết σ. Hình học phân tử có dạng góc. Góc liên kết là 104
o
30'.
Ch¬ng IV: Tr¹ng th¸I tËp hîp cña vËt chÊt
Các chất tồn tại ở ba trạng thái: rắn, lỏng, khí

I. Trạng thái khí
Đặc trưng bởi khoảng cách giữa các phân tử lớn, các phân tử ở xa nhau,
chúng chuyển động tự do hỗn loạn theo đủ mọi phương và có thể nén chúng để
đưa các phân tử này lại gần nhau. Vì vậy các chất khí có thể dãn nở và cũng có
thể bị nén nên chúng gây ra áp suất lên bình vật chứa. Trạng thái và tính chất vật
lý của các chất khí tuân theo các định luật riêng về chất khí.
19
1. Phơng trình trạng thái khí lý tởng
Thực nghiệm và lý thuyết cho biết nếu khí tơng đối loãng thì thể tích chất khí:
+ Tỉ lệ nghịch với áp suất (p)
+ Tỉ lệ thuận với nhiệt độ tuyệt đối (T)
+ Tỉ lệ thuận với số mol khí (n)
V= 1/p . T. n. R ( R là hằng số khí)
R
Đơn vị thể tích
Đơn vị áp suất
0,082
at
lít
8,314
N/m
2
m
3
62359
ml
mmHg
PV = nRT ( Phơng trình trạng thái khí lý tởng) (1)
2. Phơng trình khí thực Vander Waals
Trong mô hình khí lý tởng phơng trình (1) chỉ đúng trong điều kiện khí

loãng, t
0
cao, áp suất nhỏ.ở những điều kiện nhiệt độ thấp, nồng độ khí lớn (áp
suất khí lớn) thì (1) trở nên không chính xác. Khi đó phải hiệu chỉnh bằng cách:
+ Tính đến thể tích riêng của các phân tử khí ( kí hiệu là b) khoảng không
gian tự do sẽ là (V b)
+ Tính đến lực hút giữa các phân tử khí. Lực này làm giảm một phần lực va đập
vào thành bình của phân tử khí làm cho áp suất khí thực (p
t
) nhỏ hơn áp suất do
khí lý tởng gây ra 1 trị số gọi là áp suất nội: P
lt
= P
t
+ P
n
Khi xét 1 mol khí (n=1) thì (1) có thể viết: PV = RT
(P
t
+ P
n
)(V- b) = RT
Mà

RTbV
V
a
P
V
a

P
n







.
22
Phơng trình khí thực Vander Waals
a,b: hằng số đối với mỗi chất khí( hằng số Vander Vaals)
V: thể tích khí
II. Trng thỏi lng
1. Đặc điểm chung
Đây là trạng thái trung gian giữa trạng thái khí và trạng thái rắn. ở nhiệt độ
thấp chất lỏng gần với chất rắn, ở nhiệt độ cao nó gần với trạng thái khí.
c trng bi khong cỏch gia cỏc phõn t nh hn, cỏc phõn t cú th
chuyn ng t do nhng khụng th nộn ộp c hc gim th tớch ca chỳng.
Trng thỏi lng linh ng, khụng cú hỡnh dng riờng, di tỏc dng ca nhit,
cỏc phõn t cht lng cú th ri khi trng thỏi lng v chuyn thnh hi (gi l
s bay hi). - Ngc li cng bng tỏc dng ú cú th c nh cỏc phõn t v
chuyn cht lng thnh trng thỏi rn.
20
Chất lỏng có kiến trúc phức tạp. Đối với chất khí có khí lý tởng, chất rắn có
tinh thể lý tởng, nhng chất lỏng cha có hình mẫu nh vậy. Trong kiến trúc
của chất lỏng có những lỗ trống.Những lỗ trống này không có hình thù và kích
thớc nhất định, có thể xuất hiện ở chỗ này rồi biến dạng và dời sang chỗ khác.
Chính những lỗ trống này làm khoảng cách trung bình giữa các hạt lớn hơn trong

chất rắn.
Chất lỏng có thể tích xác định nhng không có hình dạng xác định.
2. Độ nhớt của chất lỏng.
Đợc gây nên bởi sự chuyển động của các hạt đối với nhau.
Tính nhớt giảm xuống khi đun nóng và tăng lên khi làm lạnh.
Nguyên nhân: Nhiệt độ tăng nên khoảng cách giữa các hạt tăng, lực tơng tác
giữa các hạt giảm xuống Tính nhớt giảm xuống.
Để đo đợc độ nhớt của chất lỏng ngời ta dựa vào vào việc đo tốc độ chuyển
động của chất lỏng qua ống mao dẫn của nhớt kế.
Ngời ta sử dung độ nhớt của H
2
O ở 20
0
C làm đơn vị
Chất lỏng
axeton
benzen
Axit H
2
SO
4
glixerol
Độ nhớt
0,322
0,65
27
1499
Việc nghiên cứu độ nhớt của chất lỏng có ý nghĩa rất quan trọng trong sản xuất.
Chẳng hạn nh muốn tính năng lợng cần để cho chất lỏng chảy theo đờng ống,
cần biết độ nhớt của chất lỏng.

3. Sức căng bề mặt:
Là tính chất đặc biệt của chất lỏng, đợc gây nên bởi lực hút lẫn nhau giữa các
hạt.
Chất lỏng có xu hớng giảm sức căng bề mặt bằng cách giảm diện tích bề mặt
của chúng. Với cùng một thể tích nh nhau, khối cầu có diện tích nhỏ nhất nên
chất lỏng thờng tạo những giọt nhỏ hình cầu.Và những giọt nhỏ lại dễ dàng
dính với nhau thành giọt lớn.
* Chú ý: Tính mao dẫn là hệ quả của sức căng bề mặt . Nếu cắm một ống thủy
tinh có đờng kính rất bé( mao quản) vào một chất lỏng tẩm ớt đợc ống đó.
Ví dụ : cắm vào nớc, vào rợu thì chất lỏng sẽ tăng lên trong ống. Đó là hiện
tợng mao dẫn. Đờng kính càng nhỏ thì nớc càng dâng cao.
III. Trng thỏi rn
Ngay iu kin thng nhiu cht tn ti trng thỏi rn. c trng ca
trng thỏi ny l cỏc phn t gn nhau n mc khụng th chuyn ng t do,
chỳng ch dao ng quanh mt v trớ cõn bng no ú vỡ vy cht rn cú kh
nng gi c hỡnh dng ca nú. V mt cu trỳc cht rn gm 2 dng l cht
rn tinh th v cht rn vụ nh hỡnh.
1. Cht rn tinh th: Trong tinh th cỏc ht (nguyờn t, phõn t, ion, nhúm
nguyờn t ) c sp xp theo mt trt t hon ton xỏc nh, chỳng hu nh
khụng chuyn dch tnh tin m ch dao ng chung quanh v trớ cõn bng. Cht
rn tinh th cú nhit núng chy xỏc nh.
21
Ví dụ: muối ăn, đường phèn, iốt…
b, c,
a) M¹ng tinh thÓ lôc ph¬ng
b) M¹ng tinh thÓ lËp ph¬ng t©m diÖn
c) M¹ng tinh thÓ lËp ph¬ng t©m khèi
2. Chất rắn vô định hình: là chất rắn mà phân tử sắp xếp hỗn độn gần với trạng
thái lỏng, tuy vậy nó cũng khác với trạng thái lỏng là hạt của chất vô định hình
không có chuyển động tịnh tiến và chuyển động quay.

Chất vô định h×nh không có nhiệt độ nóng chảy xác định khi bị đun nóng nó
mềm ra, nhão dần rồi hoá lỏng, dưới tác dụng của các lực bên ngoài chất vô định
hình có thể bị biến dạng.
Ví dụ: Các chất rắn vô định hình như thuỷ tinh, cao su …
Chú ý: Thực ra không thể phân biệt hoàn toàn nghiêm ngặt giữa chất rắn tinh
thể và chất rắn vô định hình vì:
- Có nhiều chất tùy điều kiện cụ thể mà có thể ở dạng tinh thể hay vô định hình
và có thể biến đổi từ dạng này sang dạng kia.Ví dụ: kim loại
- Trong nhiều chất vô định hình có cấu trúc vi tinh thể.Ví dụ: Thủy tinh.
3. Cấu tạo mạng không gian của chất rắn tinh thể.
Trong tinh thể, các phân tử, nguyên tử, ion được sắp xếp theo những quy luật
chặt chẽ. Hệ thống tâm điểm của những hạt này tạo thành mạng lưới không gian
trong tinh thể.
Dựa vào kiểu liên kết giữa các hạt trong tinh thể người ta chia thành 4 kiểu:
a. Mạng lưới nguyên tử
Nút lưới do các nguyên tử nắm giữ liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị.
- Trong kiến trúc của tinh thể người ta không thể tách riêng ra từng phân tử và
toàn bộ tinh thể có thể coi là một phân tử khổng lồ.
- Vì liên kết rất bền nên những chất có mạng lưới nguyên tử đều rất cứng , rất
khó nóng chảy, khó bay hơi, không tan trong dung môi.
Ví dụ: kim cương
b. Mạng lưới phân tử.
- Tại các mắt của mạng lưới là các phân tử (hoặc các nguyên tử khí hiếm) liên
kết với nhau bằng lực Vander Vaals. Lực này yếu hơn rất nhiều so với liên kết
hóa học nên các tinh thể phân tử đều dễ nóng chảy, dễ bay hơi, không cứng lắm
và dễ tan trong nhiều dung môi.
Ví dụ: tinh thể I
2
, nước đá, băng phiến…
- Mạng lưới tinh thể của khí hiếm là đơn giản nhất.

c. Mạng lưới ion
22
Nằm tại các mắt mạng lưới là các cation và anion liên kết với nhau bằng lực
hút tĩnh điện. Cũng như mạng lưới nguyên tử từ tinh thể không thể tách riêng ra
từng phân tử mà toàn bộ tinh thể được coi là một phân tử khổng lồ.
Liên kết ion là liên kết bền nên hợp chất ion có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ
sôi khá cao. ở trạng thái rắn thì không dẫn điện nhưng khi hòa tan trong nước thì
dẫn điện tốt.
Ví dụ: tinh thể muối ăn: NaCl
d. Mạng lưới kim loại.
Tại các mắt của mạng lưới là các hạt nhân của nguyên tử kim loại.
Trong tinh thể kim loại, các nguyên tử kim loại nằm cạnh nhau có mây electron
ngoài cùng xen phủ lẫn nhau nên mỗi electron hóa trị chịu tác động đồng thời
của điện trường của nhiều nguyên tử. Vì vậy các electron hóa trị đó có thể
chuyển từ nguyên tử này đến nguyên tử khác.
IV. Platma
1. Khái niệm.
Platma là khí được ion hóa một phần hay hoàn toàn ở nhiệt độ cao.
Platma được coi là trạng thái tập hợp thứ 4 của vật chất.
Trong tự nhiên, trạng thái platma có nhiều hơn trạng thái tập hợp khác.
Ví dụ: Mặt trời, các ngôi sao, các tinh vân là những platma đặc, còn khoảng
không gian giữa các ngôi sao là platma loãng. Mặt ngoài của khí quyển Trái đất
được được bọc một vỏ platma gọi là tầng ion hóa.
2. Phân loại
Platma được chia thành 2 loại:
a, Platma nguội:
Là platma được tạo nên ở áp suất thấp dưới 0,15 atm.
Trong platma nguội, độ chuyển động của electron rất lớn nên năng lượng và
nhiệt độ của electron cao hơn so với các hạt nặng là phân tử, nguyên tử và ion.
Ví dụ: trong platma nguội nhiệt độ của các hạt nặng từ 500 – 1000

0
C còn
electron có nhiệt độ tới hàng ngàn độ
b, Platma nóng:
Là platma được tạo nên ở áp suất thấp từ 0,15 - 10 atm. Trong trường hợp
này , vì áp suất cao hơn, các hạt trong platma va chạm với nhau nhiều hơn nên
nhiệt độ của electron và các hạt nặng ít chênh lệch hơn. Nhiệt độ của Platma
nóng có thể lên đến khoảng 50.000
0
C.
Chú ý:
Platma nguội cũng như platma nóng đều có thể tạo nên khi phóng điện qua khí
hay kích động khí bằng cảm ứng cao tần, nhưng ở áp suất khác nhau.
Phương pháp đơn giản nhất để tạo platma là đốt các khí ở nhiệt độ cao.
3. Ứng dụng của platma.
- Ngày nay platma được sử dụng trong một số ngành kĩ thuật:
23
+ Sử dụng quá trình tạo ra platma để mạ kim loại lên các vật liệu khác nhau như
kim loại và chất polime.
+ Để điều chế kim loại từ oxit, sunphua
+ Để tổng hợp những chất khó nóng chảy như cacbua, nitrua, oxit ở dạng bột
+ Để điều chế axetilen
- Trong kĩ thuật và đời sống, người ta sử dụng rộng rãi nguồn sáng platma trong
đó platma được tạo nên bằng cách phóng điện qua khí chứa trong các bóng đèn.
PhÇn II: NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC
Nhiệt động hóa học là môn học nghiên cứu về năng lượng và chuyển hóa
năng lượng mà trước hết là nhiệt và mối tương quan chuyển hóa giữa nhiệt với
công và các dạng năng lượng khác.
Ch¬ng I. MéT Sè KH¸I NIÖM C¥ B¶N
I. Hệ nhiệt động

Hệ nhiệt động là một vật thể hay một nhóm vật thể mà ta khảo sát, cách biệt
với môi trường xung quanh bằng bề mặt thực sự hay tưởng tượng.
24
Trong một hệ xác định, người ta thường xét đến hai yếu tố: lượng vật chất và
các dạng năng lượng dự trữ trong lượng vật chất đó.
1. Hệ hở (hay hệ mở)
Hệ mở là hệ có thể trao đổi chất và năng lượng với môi trường xung quanh.
Ví dụ: đun ống nghiệm mở nút chứa hỗn hợp các chất .Sau một thời gian cả
năng lượng và khối lượng đều thay đổi.
2. Hệ kín (hay hệ đóng)
Hệ kín là hệ không trao đổi chất mà chỉ có sự trao đổi năng lượng với môi
trường xung quanh.
Ví dụ: ống nghiệm đậy nút chứa hỗn hợp các chất đựng trong bình đựng nước
đá. Khi đó năng lượng của hệ biến đổi còn khối lượng không đổi.
3. Hệ cô lập
Hệ cô lập là hệ không trao đổi cả chất và năng lượng với môi trường xung
quanh.
Ví dụ: ống nghiệm đậy nút chứa hỗn hợp các chất đựng trong bình cách nhiệt.
Khi đó năng lượng và khối lượng của hệ không đổi.
4. Hệ đồng nhất
Hệ đồng nhất là hệ mà các tính chất cần xem xét đều giống nhau với môi
trường xung quanh.
5. Hệ dị thể
Hệ dị thể là hệ trong đó tồn tại bề mặt phân chia giữa các phần trong hệ.
Ví dụ: hệ gồm nước lỏng và nước đá, hệ gồm hỗn hợp chất rắn như SiO
2
và
CaO.
6. Hệ đồng thể
Hệ đồng thể là hệ trong đó không tồn tại bề mặt phân chia giữa các phần tử có

trong hệ.
Ví dụ: Hệ là dung dịch hay hệ gồm toàn chất khí.
II. Cấu tử
Mỗi phần tử tồn tại trong hệ , đồng nhất về phương diện hoá học, có thể tách
ra khỏi hệ và tồn tại ngoài hệ gọi là một cấu tử.
Ví dụ: dung dịch nước muối có hai cấu tử là H
2
O và NaCl
III. Pha (tướng)
Tập hợp tất cả những phần đồng thể của hệ, giống nhau về thành phần hoá
học và tất cả các tính chất nhiệt động, ngăn cách với những phần khác nhau
bằng những bề mặt phân chia gọi là pha (hay tướng) của hệ.
Hệ đồng thể bao giờ cũng có một pha, còn hệ dị thể có nhiều pha.
IV. Trạng thái