Tổng hợp lí thuyết ôn thi đại học môn hóa 12

Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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 »
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 1
N H A ÂN
V O Û
1 0
- 8
c m = 1 A
0
E L E C T R O N
• 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
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
π
2
h
p
x
≥∆⋅
Hay
∆
x
m
h
v
x
π
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 ,,Ψ
+ Trong đó
2
ψ
có một ý nghĩa quan trọng, đó là:
⇒
( )
2
,, zyx
ψ
dxdydz : cho biết
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 2
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
- 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
θ φ
ψ θ
=
(
θ
)
( )
l
m
φ
Φ
=
,
( ) , ( , )
n l l
R r Yl m
θ φ
×
+ R(r) : Phần bán kính
⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l.
+Y(
θ

,
ϕ
): 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
θ
và
ϕ
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
ψ
) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các
orbitan nguyên tử :
Orbitan s
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 3
Một hàm sóng
ψ
tương ứng với một bộ 3 số
lượng tử (
, ,
l
n l m
ψ
) miêu tả trạng thái của
một electron như thế được gọi là :

Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:
x = rsin
θ
cos
ϕ
y = rsin
θ
sin
ϕ
z = rcos
θ
M
r
X
Y
Z
y
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
Orbitan p
2.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y(
θ
,
ϕ
)
- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các góc
θ
và
ϕ

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.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 4
r
3p
r
2p
r
2s
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
+ 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
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

:
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 5
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
 Orbitan dz
2
:
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
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 6
z
x
y
dz
2
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
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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)
1 (p)
2 (d)
0
-1, 0, +1 có 9 đơn vị orbitan
-2, -1, 0, +1, +2
4
0 (s)
1 (p)

2 (d)
3 (f)
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+
+ Ứng với một trị số của l có
+ Ứng với một giá trị của n có
* Số lượng tử spin m
s
(đơn giản gọi là spin)
+
+
Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử n,l,m
l,
m
s
2.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Hệ quả:
VD: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n,m,l giống nhau thì phải có số spin khác nhau:
He : 1s
2


Electron thứ nhất: n= , l= , m
l

= , m
s
=
Electron thứ hai: n= , l= , m
l
= , m
s
=
+ Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống
+ Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc thân
+ Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron ghép đôi
-
- Mỗi lớp (ứng với một giá trị của ) có orbitan nên
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 7
Lớp
1 2 3 4
Số electron tối đa 2 8 18 32
có16 đơn vị orbitan
có 4 đơn vị orbitan
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
- Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của ) có tối đa trị số m tức là orbitan nguyên
tử. Vì thế số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là electron.
* Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp
trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn”
- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc
chủ yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong nguyên
tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng một lớp tăng theo
giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công thức Bohr là cùng n sẽ
cùng mức năng lượng)

VD: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3d
* Thứ tự năng lượng đó là:
1s
2
<2s
2
<2p
6
<3s
2
<3p
6
<4s
2
<3d
10
<4p
6
<5s
2
<4d
10
<5p
6
<6s
2
<4f
14
≃5d
10

<6p
6
<7s
2
Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn np
- Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski)gồm những điểm sau:
+ Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l) lớn
dần. Vd:
+ Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số
n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn. Vd:
* Quy tắc Hund
“ Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại” (số electron
độc thân là tối đa)
VD: C (Z=6) 1s
2
2s
2
2p
2



Không xếp theo kiểu:

Chú ý:
+ Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron
từ trái sang phải và giá trị

+Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng hay sắp
xếp theo thứ tự n tăng dần là

+Cấu hình electron bền thể hiện ở các:
⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd
VD: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
4s
2
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 8
Phân lớp s p d f
Số electron tối đa 2 6 10 14
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
Cấu hình thực tế: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p

6
3d
5
4s
1
+Cu (Z=29): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1

2.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn
2.4.1. Định luật tuần hoàn
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra năm 1869,
ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau:
“Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên tố hóa
học biến đổi tuần hoàn theo ”
VD:
2.4.2. Hệ thống tuần hoàn
Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp theo 7 chu kỳ và 8
nhóm:

2.4.2.1. Chu kỳ
- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số
lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng
với trị số lượng tử chính n.
VD: Li (Z=3): 1s
2
2s
1
Chu kỳ 2
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một
khí hiếm.
* Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H He
1s
1
1s
2
Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố mở đầu
chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim
+ Chu kỳ 2 (n=2)
Có cấu hình tim là: [He]
l =0: Phân lớp 2s có
3
Li(2s
1
) và
4
Be(2s
2

)
l=1: Phân lớp 2p từ
5
B(2s
2
2p
1
) đến
10
Ne(2s
2
2p
6
)
+ Chu kỳ 3 (n=3)
Có cấu hình tim là: [Ne]
Hoàn toàn giống chu kỳ 2
11
Na
12
Mg
13
Al………… …
18
Ar
3s
1
3s
2
3s

2
3p
1
…………….3s
2
3p
6
* Chu kỳ lớn (4,5,6,7)
Mỗi chu kỳ lớn được chia làm hàng trong dạng bảng ngắn.
Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp và phân lớp
Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là
+ Chu kỳ 4 (n=4)
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 9
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền electron
trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10 nguyên tố d))
19
K
20
Ca
21
Sc……………….…
30
Zn
31
Ga…………….
36
Kr
4s
1

4s
2
3d
1
4s
2
……………… 3d
10
4s
2
3d
10
4s
2
4p
1
…… 3d
10
4s
2
4p
6
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất
Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là: Cr(4s
1
3d
5
) và
Cu(4s
1

3d
10
) chứ không phải Cr(4s
2
3d
4
) và Cu(4s
2
3d
9
)
+ Chu kỳ 5 (n=5)
Giống chu kỳ 4

37
Rb
38
Sr
39
Y………………….
48
Cd
49
In…………….
54
Xe
5s
1
5s
2

4d
1
5s
2
……………… 4d
10
5s
2
4d
10
5s
2
5p
1
…… 4d
10
5s
2
5p
6
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai
Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron dễ nhảy
+ Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố
- Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các nguyên tố
này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một ô với nguyên tố Lantan. Gọi
là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới bảng.
55
Cs
56
Ba

57
La*
72
Hf……………
80
Hg
81
Tl………………….
86
Rn
6s
1
6s
2
5d
1
6s
2
4f
14
5d
2
6s
2
…….4f
14
5d
10
6s
2

4f
14
5d
10
6s
2
6p
1
…

4f
14
5d
10
6s
2
6p
1
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba
Họ Lantan:
58
Ce
59
Pr…………………
70
Yb
71
Lu
4f
1

5d
1
6s
2
4f
3
5d
0
6s
2
…………… 4f
14
5d
0
6s
2
4f
14
5d
1
6s
2
14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n=7)
Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6.
Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó có các
Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và dãy nguyên
tố chuyển tiếp tư (6d)
2.4.2.2. Nhóm
- Là tập hợp các nguyên tố có bằng nhau (nên có tính chất giống

nhau). Mỗi nhóm chia thành phân nhóm chính và phụ, trừ nhóm VIIIB có 3 phân nhóm phụ.
+ Phân nhóm chính: Được đánh số từ IA đến VIIIA
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử
thuộc phân lớp (có 8 phân nhóm chính)
+ Phân nhóm phụ: Được đánh số từ IB đến VIIIB
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử
thuộc phân lớp
⇒ Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại tuần hoàn cấu hình
electron giống nhau trong nguyên tử các nguyên tố đó.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 10
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
2.4.2.3. Điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong hệ thống tuần
hoàn
- Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số bằng số thứ tự của nguyên tố
trong hệ thống tuần hoàn.
- Các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân
nguyên tử (đồng thời là số thứ tự của nguyên tố). Nó xác định số electron trong lớp vỏ nguyên
tử và chính lớp vỏ này lại quyết định tính chất hóa học của các nguyên tố.
⇒ Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử của
nguyên tố đó.
2.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử
2.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử
* Theo chu kỳ
- Từ trái sang phải bán kính giảm dần vì
- Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ.
VD: Chu kỳ II
Nguyên tử Li Be B C N O F
Bán kính,
o
A

1,52 1,13 0,88 0,77 0,7 0,66 0,64
Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không rõ ràng như
đối với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đối với các nguyên tố d và f thì bán kính của chúng giảm rất
chậm. Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể từ ngoài
vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử. Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên tử của các
nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f ( sự co Lantanoid hay Actinôit)
VD: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV
Nguyên tử Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Bán kính,
o
A
1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33
* Theo nhóm
- Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do
VD: Đối với phân nhóm chính IA
Nguyên tử Li Na K Rb Cs Fr
Bán kính,
o
A
1,52 1,86 2,31 2,44 2,62 2,7
- Phân nhóm phụ: Bán kính nguyên tử của nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có tăng
lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có trường hợp
không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng Lantanoid nói trên gây ra.
VD:
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 11
Phân nhóm phụ IVB
Nguyên tử Bán kính (
o
A
)

Ti 1,46
Zr 1,57
Hf 1,57
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
2.5.2. Năng lượng ion hóa (I)
 Định nghĩa
Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng thái
khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)
* Đối với những nguyên tử nhiều electron
X – 1e
-
→X
+
: I
1
Năng lượng ion hóa thứ nhất
X
+
-1e
-
→X
2+
: I
2
Năng lượng ion hóa thứ hai
X
2+
-1e
-
→X

3+
: I
3
Năng lượng ion hóa thứ ba
Với I
1
<I
2
<I
3
…
 Biến đổi
+ Theo chu kỳ
Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần. Vì
.
+ Phân nhóm chính
Từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa giảm vì
+ Phân nhóm phụ
Diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ
2.5.3. Ái lực với electron: (E)
 Định nghĩa
Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào một
nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm.
VD: H(k) + e = H
-
+ 0,756eV
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 12
Số thứ tự nguyên tử
Năng
lượng

ion
hóa
thứ
nhất
(kJ/mol)
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
 Nhận xét
- Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn ( vì )
- Các nguyên tố Halogen: ns
2
np
5
có ái lực electron lớn nhất (vì )
- Các nguyên tố có cấu hình: s
2
p
6
hay p
3
có E nhỏ thậm chí âm vì
2.5.4. Độ âm điện (
χ
)
 Định nghĩa
Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử
hút electron (liên kết) về phía mình khi tạo thành liên kết hóa học. VD: Trong
phân tử H : Cl thì Clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về phía Clo.
⇒ Một phi kim mạnh có độ âm điện lớn (Halogen là lớn nhất)
Một kim loại mạnh có độ âm điện nhỏ (Kim loại kiềm là nhỏ nhất)
 Biến đổi

* Chu kỳ
Độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải vì
* Phân nhóm chính
Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần vì
2.5.5. Số oxi hóa
* Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào để tạo ion có
cấu hình bền (ns
2
np
6
hay ns
2
np
6
nd
10
)
+ Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương
+ Nếu nguyên tử nhận electron ta có số oxi hóa âm.
⇒Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố bằng số electron hóa trị của nó (tức là bằng số
nhóm), còn số oxi hóa âm bằng số nhóm trừ đi 8.
 Biến đổi
Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải bậc oxi hóa dương cao nhất tăng dần từ +1 (nhóm I) đến
+7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại giảm dần từ
-4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII.
2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim
 Định nghĩa
• Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron
để trở thành ion dương (cation).
⇒Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của nguyên tố đó

càng mạnh. VD: Li (1s
2
2s
1
) có tính kim loại mạnh hơn F (1s
2
2s
2
2p
5
)
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 13
Độ
âm
điện
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
• Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron
để trở thành ion âm (anion).
⇒ Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên tố đó
càng mạnh. VD: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.
 Biến đổi
*Theo chu kỳ
Khi số thứ tự nguyên tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim tăng
dần . Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải) thì năng
lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng thời bán kính nguyên tử giảm dần làm cho khả năng
nhường electron giảm nên tính kim loại giảm, khả năng nhận electron tăng nên tính phi kim
tăng.
* Theo nhóm
Trong một phân nhóm chính từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân ( từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa, độ âm

điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường electron
tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim giảm.
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)
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 14
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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:
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.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 15
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
⇒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
+)
⇒ 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:
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 16
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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
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
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 17
2s
2p
2s
2p
S
H
H
x
y
z
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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.
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
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 18
HPH
HSH
HSH

HPH
P
H
H
H
x
y
z
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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)
- 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 :
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 19
HCH
HCH
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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
⇒ 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
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 20
σ
σ
2s
2p
Be
*
σ
σ
2s
2p
B
*
B
Cl
Cl
Cl
B
Cl
Cl
Cl
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

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
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
σ
- 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
σ
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 21
2s
2p
C
*
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
Liên kết
π

- 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
σ
.
p-p
p-d
d-d
Chú ý: + Liên kết đơn gồm 1 liên kết
σ
+ Liên kết đôi gồm 1 liên kết
σ
và 1 liên kết
π

+ Liên kết ba gồm 1 liên kết
σ
và 2 liên kết
π


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
:
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 22
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
σ
π
∆
H = +25 Kcal/mol
H H
H
2
C CH
2
π
σ
HC
CH
π
O
H
H
104,5
0
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

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:
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
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 23

∆
H = +192 Kcal/mol
∆
H = +103 Kcal/mol
∆
H = +102 Kcal/mol
∆
H = +87 Kcal/mol
∆
H = +125 Kcal/mol
∆
H = +81 Kcal/mol
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

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 ⋅=
µ
( 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
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.
+
µ
tổng = 0 ⇒ Tâm điện tích dương trùng với tâm điện tích âm. Phân tử không có cực.
VD:
CO O
2q
+
q
-
q
-
+

µ
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
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
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 24
µ µ
O
H
H
µ

2
µ
1
µ
1
µ
2
µ
µ
= +
2
µ
1
µ
1
µ
2
µ
= = 1,58D
= 1,84D
µ
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
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.
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
µ
Trong đó :
µ
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 :
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 25