Giáo trình Hóa học Đại cương dành cho sinh viên Đại học, Cao đẳng

TUYỂN TẬP TÀI LIỆU HAY, BÀI TẬP, GIÁO TRÌNH, BÀI GIẢNG, ĐỀ THI
PHỔ THÔNG, ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC
LUẬN VĂN-KHOÁ LUẬN-TIỂU LUẬN

GIÁO TRÌNH HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG

1


2


HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
1.Bảng Tuần hoàn hóa học
Mendeleev: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên
tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các nguyên tố”.
Theo quan niệm hiện đại của cơ học lượng tử: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính
chất của các hợp chất phụ thuộc tuần hoàn vào chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các
nguyên tố”.

Hình 3.1. Bảng Hệ Thống Tuần Hoàn

2.Các nguyên tố s, p, d và f
a.

Các nguyên tố họ s
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng.

b.

·

ns1: kim loại kiềm

·

ns2: kim loại kiềm thổ
Các nguyên tố họ p

Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng
np1
3

np2

np3

np4

np5

np6


B – Al
c.

C – Si

N–P

O–S

halogen

khí trơ

Các nguyên tố họ d
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng.
(n – 1)d1 – 10: kim loại chuyển tiếp

·
d.

Các nguyên tố họ f
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai lớp trước ngoài cùng.
(n – 2)f1 – 14: các nguyên tố đất hiếm
·

4f1 – 14: lantanoit

·

5f1 – 14: actinoit

3.Nhóm:
là cột dọc các nguyên tố có số electronở lớp ngoài cùng hoặc các phân lớp ngoài cùng giống
nhau và bằng số thứ tự của nhóm.
·

Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm. Các nguyên tố trong cùng một phân

nhóm có cấu trúc electron hóa trị giống nhau nên tính chất hóa học tương tự nhau.

Phân nhóm chính A
·

Gồm các nguyên tố s và p điển hình:
IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

ns1

ns2

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

·

Mỗi phân nhóm chính có 6 – 7 nguyên tố, tạo cột dọc dài hơn

·

Bắt đầu từ chu kỳ II

·

Số thứ tự PNC = tổng số electron ở lớp ngoài cùng

Phân nhóm phụ B
·

4

Gồm các nguyên tố họ d, f
o

Nhóm IIIB: ns2(n – 1)d1

o

Nhóm IVB: ns2(n – 1)d2

o

Nhóm VB: ns2(n – 1)d3

o

Nhóm VIB: ns2(n – 1)d4
hòa sớm)

cấu hình bền là:

ns1(n- 1)d5

(bán bão


·

o

Nhóm VIIB: ns2(n – 1)d5

o

Nhóm VIIIB: ns2(n – 1)d6,7,8

o

Nhóm IB: ns2(n – 1)d9
sớm)

o

Nhóm IIB: ns2(n – 1)d10

cấu hình bền là

ns1(n – 1)d10

(bão hòa

Mỗi phân nhóm phụ có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn phân nhòm chính
o

Riêng PNP VIIIB có 9 ngtố

o

PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2):
•

6s24f1 – 14: lantanoit

•

7s25f1 – 14: actinoit

4.Chu kỳ
•

Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang, bắt đầu bằng các nguyên tố họ s, kết
thúc bằng các nguyên tố họ p, ở giữa có thể có (hoặc không) các nguyên tố họ d, f.

•

Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn.

•

Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng.

•

Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s

•

Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s và
6 nguyên tố họ p

•

Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s,
10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p

•

Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên
tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p

•

Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố dọ s, 14 nguyên tố dọ f và một số
nguyên tố họ d

5.Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của nguyên tố
trong bảng HTTH
Biết vị trí nguyên tố trong HTTH ⇒ công thức e nguyên tử của nguyên tố
Ví dụ: Se:

5

Chu kỳ 4

⇒

n=4

Nhóm VIA

⇒

4s24p4


⇒ công thức electron nguyên tử:

⇒

STT = 34

1s22s22p63s23p64s23d104p4
⇒

Z = 34

Biết công thức e nguyên tử ⇒ vị trí nguyên tố trong HTTH
1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10

Ví dụ:

Z = Se = 47
Electron hóa trị: 5s14d10

⇒ X ở chu kỳ 5, PNP IB ⇒

nguyên tố là Ag

6.Tổng quan tính chất:
·

Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo 3 chiều:
ngang, dọc và đường chéo (không quan trọng):

·

Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau ⇒ tính chất hóa học

tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng ⇒ lực hút của hạt nhân đối với
e ngoài cùng giảm:

Hình 3.2. Qui luật biến đổi tính oxi hóa khử

·

6

o

tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

o

tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài cùng
tăng ® lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng


Hình 3.3. Qui luật biến đổi tính kim loại phi kim

o

tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

o

tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

7.Bán kính nguyên tử và ion
•

Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu, hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau.
Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân
nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng (bán kính hiệu dụng r)

•

Bán kính hiệu dụng phụ thuộc:

o

bản chất nguyên tử

o

đặc trưng liên kết

o

trạng thái tập hợp

Bán kính nguyên tử

Hình 3.4. Biến đổi bán kính nguyên tử

7

·

Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm do Z tăng
o
o

trong chu kỳ nhỏ r giảm rõ rệt
trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứng chắn ⇒
r giảm chậm và đều đặn hơn

·

Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng ⇒ hiệu ứng chắn tăng ⇒
r tăng.

·

Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: r tăng nhưng không
đều đặn như ở PNC:
o

Từ dãy 1 xuống dãy 2: r tăng do tăng thêm một lớp e

o

Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit

Bán kính ion:

·

r tăng khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm. Mà lực hút đối với 1e ~

8.Năng lượng ion hóa I:
đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử.

8


Hình 3.5. Biến đổi năng lượng ion hóa

·

Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên tử ở thể khí
và không bị kích thích.
X(k) = X+(k) + e

I = ∆H

·

I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử càng mạnh.

·

Trong một chu kỳ từ trái sang phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng dần.

·

Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống I giảm do số lớp e tăng ⇒ tăng hiệu ứng
chắn.

·

Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.

Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng, còn e lớp ngoài
cùng ns2 không thay đổi. Do đó:
·
·

Z tăng rất nhanh ⇒ tăng lực hút hạt nhân đến e ns2 ở lớp ngoài cùng
Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns nên hiệu ứng chắn hầu như không tăng
⇒ tăng hiệu ứng xâm nhập của các e s của lớp ngoài cùng.

9. Ái lực electron F:
đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tố.

9


Hình 3.6. Biến đổi ái lực electron

·

Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở thể khí
không bị kích thích.
X(k) + e = X-(k),

·

F = ΔH

F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tính oxi hóa của
nguyên tố càng mạnh.
Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X- nhưng ngược dấu:

·

Độ âm điện c: đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử
của nguyên tố khác.
·

Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi tương tác với
nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn

·

Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện

·

Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phảa, nhìn chung độ âm điện tăng lên.

·

Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.

* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được xác định trong

sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
Số oxi hóa

10

·

Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó
tạo nên trong phân tử.

·

Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết
rằng hợp chất được tạo thành từ các ion
o

Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm

o

Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm


LIÊN KẾT HÓA HỌC
1.Bản chất liên kết:
· Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các hạt mang điện (e
tích điện âm – hạt nhân tích điện dương).

Hình 4.1. Tương tác các hạt mang điện
· Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực hiện liên kết, đó là các e

hóa trị.
· Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e trong trường hạt nhân của
các nguyên tử tạo nên hợp chất.
Một số đặc trưng của liên kết
Những thông số chính đặc trưng cho phân tử và cho liên kết là độ dài liên kết, góc hóa trị và năng lượng liên
kết.
Độ dài liên kết:
Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau.
ví dụ:
Liên kết

H-F

H – Cl

H – Br

H–I

d, (Ǻ)

0.92

1.28

1.42

1.62
Độ
dài liên kết

thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào:
o

Kiểu liên kết

o

Trạng thái hóa trị của các nguyên tố

o

Độ bền hợp chất …

Góc hóa trị:

11


Là góc tạo bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân
nguyên tử liên kết.
Góc hóa trị cũng thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào:
o

Bản chất nguyên tử tương tác

o

Kiểu hợp chất

o

Dạng hình học phân tử

Năng lượng liên kết:
Là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết hay năng lượng giải phóng khi tạo thành liên kết.
Năng lượng liên kết phụ thuộc vào:
o

Độ dài

o

Độ bội (bậc liên kết)

o

Độ bền liên kết

2.Phương pháp liên kết hóa trị (phương pháp VB)
Ví dụ: Phân tử H2

Ở một thời điểm bất kỳ các hạt nhân và các e có vị trí tương đối như sau:
Hình 4.2. Vị trí tương đối của electron và hạt nhân trong phân tử H2
Phương trình sóng Schrodinger viết cho hệ phân tử H – H:

Với V là thế năng của hệ:

12

·

Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, chỉ có tương tác giữa e và hạt nhân của từng nguyên tử riêng
lẻ. Lúc đó sự chuyển động của e được mô tả bằng hàm sóng của nguyên tử H:

Một cách gần đúng, hàm sóng Ψ của phân tử H2:
·

Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau: e 1 không chỉ chịu tác động của hạt nhân a mà còn chịu lực
hút của nạt nhân nguyên tử còn lại b, và ngược lại. Do vậy hàm sóng được bổ sung thêm đại lượng:

Một cách gần đúng:

Thế

vào phương trình sóng Schrodinger thu được 2 đáp số:

c1 = c2 = CS và c1 = - c2 = CA

Có 2 hàm sóng đặc trưng cho sự chuyển động của các e trong phân tử H2:
- hàm đối xứng
- hàm phản đối xứng
Ý nghĩa vật lý:
·

ΨS – tổ hợp tuyến tính cộng, ứng với trường hợp 2e của H 2 có spin ngược dấu, mật độ e tăng lên
trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực hút xuất hiện nên liên kết được hình thành

·

ΨA – tổ hợp tuyến tình trừ, ứng với trường hợp 2e của H 2 có spin cùng dấu, mật độ e giảm xuống
trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực đẩy xuất hiện nên liên kết không hình thành

*Liên kết giữa các nguyên tử H được tạo thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị.
Liên kết cộng hóa trị hình thành trên cơ sở trên cặp e ghép đôi có spin ngược dấu và thuộc về đồng thời
cả hai nguyên tử tương tác. Vì vậy, liên kết cộng hóa trị còn được gọi là liên kết hai tâm – hai điện
tử, phương pháp VB còn được gọi là phương pháp cặp electron định chỗ.

13

·

Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự che phủ lẫn nhau giữa các AO hóa trị của các nguyên
tử tương tác.

·

Liên kết cộng hóa trị càng bền khi mật độ xen phủ của các AO càng lớn. Độ che phủ phụ thuộc
vào kích thước, hình dạng của các AO và hướng xen phủ của chúng.


3.Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị:
·

Cơ chế tạo liên kết cộng hóa trị:
o

Cơ chế ghép đôi:

Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ của 2 AO hóa trị chứa e độc thân của 2 nguyên
tử tương tác.
o

Cơ chế cho nhận:

Liên kết hình thành do một nguyên tử tương tác đưa ra cặp e hóa trị tự do, còn nguyên tử kia nhận
lấy.
Điều kiện tạo liên kết cho nhận: nguyên tử cho phải có cặp e tự do; nguyên tử nhận phải có AO
trống.

Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị (theo cả hai cơ chế ghép đôi và cho - nhận) được quyết định bởi
số AO hóa trị (AO trống, AO chứa electron độc thân và AO chứa cặp electron ghép đôi).
·

Điều kiện tạo liên kết cộng hóa trị:
o

Năng lượng của các AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ nhau.

o

Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e đủ lớn.

o

Các AO tham gia xen phủ phải cùng tính định hướng.
Biểu diễn liên kết cộng hóa trị: H : H hoặc H – H

4. Các Loại Liên Kết Cộng Hóa trị

Liên kết cộng hóa trị s: được hình thành do sự che phủ của các AO dọc theo trục nối hai hạt nhân. Có thể
xuất hiện giữa tất cả các loại AO: s – s, p – p, s – p, s – d, p – d …

14


Hình 4.3. liên kết Sigma
Liên kết cộng hóa trị p: được hình thành do sự che phủ của các AO về hai bên của trục nối hai hạt
nhân. Trường hợp này thường tương ứng với sự che phủ p – p, d – d, p – d… Do mật độ che phủ nhỏ
hơn nên liên kết p kém bền hơn s.

Hình 4.4. liên kết pi
Liên kết cộng hóa trị d: hình thành do 2 AO d nằm trong hai mặt phẳng song song che phủ lẫn nhau
theo cả 4 cánh hoa.

Hình 4.5. liên kết Delta
Liên kết cộng hóa trị f: (phức tạp)

5.Bậc Liên Kết
Là số liên kết tạo thành giữa hai nguyên tử tham gia liên kết.

Bậc 1 (liên kết đơn)

Bậc 2 (liên kết đôi)

Bậc 3 (liên kết 3)

CH4

NO2

HCN

*Bậc liên kết có thể là số lẻ khi có mặt liên kết π di động
Ví dụ: C6H6

15


Bậc liên kết = 1,5

6.Tính Chất của Liên Kết Cộng hóa trị
Tính chất đặc trưng của liên kết cộng hóa trị là:

·

Tính bão hòa: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn AO hóa trị nên số giới hạn liên
kết cộng hóa trị có thể tạo được cũng là hữu hạn. Đó là tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị (ngược
lại với liên kết ion, liên kết kim loại thì không).

·

Tính phân cực: Đôi điện tử trong liên kết cộng hóa trị có thể bị lệch về phía nguyên
tử có độ âm điện cao hơn, đó là sự phân cực của liên kết cộng hóa trị. Đám mây e lệch về phía
nguyên tử có độ âm điện lớn hơn làm nguyên tử phân cực âm, nguyên tử kia sẽ phân cực dương.

Xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích trái dấu (d+, d- ) , nằm cách nhau một khoảng l
(gọi là độ dài lưỡng cực). lưỡng cực này được đặc trưng bằng vectơ momen lưỡng cực.
Moment lưỡng cực: là đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương đến cực âm.

|m| = |q|l = del . (D)
*Phân tử cộng hóa trị có cực khi tổng các vectơ momen lưỡng cực thành phần trong phân tử khác vectơ
không (ví dụ: NH3, H2O, HCl…). Ngược lại, ta có phân tử cộng hóa trị không cực như N 2, H2, O2… hoặc
phân tử có tính đối xứng trong không gian (CO2, CH4, C6H6 …).
Phân tử cộng hóa trị thường có giá trị m = 0¸4 D. m càng lớn phân tử càng phân cực mạnh
Tính định hướng: sự xen phủ các AO để tạo thành liên kết cộng hóa trị phải theo một hướng xác định trong
không gian. Điều này quyết định tính định hướng của liên kết cộng hóa trị.

7.Thuyết Lai Hóa :

16


•
Để tăng mật độ xen phủ, khi tạo liên kết nguyên tử dùng các orbital lai hóa (AOLH) thay thế cho các
AO thuần túy s, p, d, f.
•

Các AOLH tạo thành do sự xen phủ của các AO trong nội bộ một nguyên tử.

•

Đặc điểm của các AOLH:
o

Số AOLH tạo thành = số AO tham gia LH

o

Các AOLH có năng lượng bằng nhau

o

Phân bố đối xứng trong không gian để phân tử bền hơn

o
•

Hình dạng giống nhau: mật độ e dồn về một phía

Điều kiện để lai hóa bền
o

Năng lượng của các AO tham gia lai hóa xấp xỉ nhau

o

Mật độ e của các AO tham gia lai hóa đủ lớn

o

Liên kết tạo thành đủ bền

Đi từ trái sang phải một chu kỳ: ∆Ens – np tăng nên khả năng LH giảm.
•

Trong một phân nhóm: kích thước nguyên tử tăng nên khả năng LH giảm.
Các kiểu lai hóa thường gặp:
Dạng lai hóa

sp2

sp

sp3

Nguyên tử trung tâm

Ví dụ

C2H2
BH3

CH4

Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm A trong phân tử ABn

y = 2 → A ở trạng thái LH sp → góc LH 1800
y = 3 → A ở trạng thái LH sp2 → góc LH 1200
y = 4 → A ở trạng thái LH sp3 → góc LH 109028’
•

17

x - số e hóa trị tự do


•

n – số nguyên tử biên

Dự đoán cấu hình không gian của ptử
•

Đối với các phân tử ABn không có chứa AOLH tự do: Góc lk = góc LH

•

Đối với các phân tử ABn có AOLH tự do:
-

Hiệu ứng đẩy của ↑↓ tự do > của ↓↑ LK > của ↑

-

Nếu χA < χB: Đám mây e nằm lệch về phía B → góc dễ bị thu hẹp hơn

-

Nếu χA > χB: Đám mây e nằm lệch về phía A → góc khó bị thu hẹp hơn
Kiểu lai hóa của
Dạng phân tử

Cấu hình không gian
của phân tử

AB2

Đường thẳng

AB3

Tam giác phẳng

AB2

Góc (» 1200)

AB4

Tứ diện

AB3

Tháp tam giác

AB2

Góc (» 109028’)

ngtử trung tâm
Sp

sp

2

sp3

8.Phương Pháp Obital Phân Tử

Nội dung cơ bản của phương pháp MO
·
Theo thuyết MO thì phân tử phải được xem là một hạt thống nhất bao gồm các hạt nhân và các e của
các nguyên tử tương tác. Trong đó mỗi electron sẽ chuyển động trong điện trường do các hạt nhân và các
electron còn lại gây ra.
·
Tương tự như trong nguyên tử, trạng thái của electron trong phân tử được xác định bằng các OM. Mỗi
một MO cũng được xác định bằng tổ hợp các số lượng tử đặc trưng cho năng lượng, hình dạng…của orbital.

18

L

0

1

2

3

AO trong nguyên tử

s

p

d

f

MO trong phân tử

s

p

d

j


·

Các MO khác nhau bởi sự phân bố mật độ electron tương đối so với trục liên nhân:
o

s - dọc theo trục nối hạt nhân

o

p - nằm về hai phía trục nối hạt nhân

·

Các MO được hình thành do sự tổ hợp tuyến tính (cộng hay trừ) các AO (tức là sự xen phủ)
o

Sự tổ hợp cộng các AO sẽ tạo thành các MO liên kết (s, p…) có năng lượng nhỏ hơn năng
lượng của các AO tham gia tổ hợp

o

Sự tổ hợp trừ các AO sẽ tạo thành các MO phản liên kết (s* ,p* …) có năng lượng lớn hơn
năng lượng của các AO tham gia tổ hợp

o

MO không liên kết (s0, p0 …) do các AO chuyển nguyên vẹn mà thành. Các MO này không
ảnh hưởng tới liên kết. Năng lượng của các MO không liên kết bằng năng lượng của các AO tạo
thành nó.

Hình 4.6. Tổ hợp các AO tạo MO
·

Số MO tạo thành bằng tổng số AO tham gia tổ hợp

·

Sự tạo thành các MO từ các AO có thể biểu diễn bằng giản đồ năng lượng

·

Điều kiện tổ hợp:

·

o

Các AO tham gia tổ hợp phải gần nhau về năng lượng

o

Các AO phải có mật độ electron đáng kể

o

Các AO phải có tính đối xứng đối với trục nối hạt nhân giống nhau
Sự phân bố e trên các MO cũng tương tự như trong nguyên tử, tuân theo các nguyên lý ngoại trừ,
vững bền của Paouli và quy tắc Hund

9.Các Đặc Trưng Liên Kết

19

•

Liên kết được quyết định bởi các e liên kết (e nằm trên các MO liên kết) mà không bị triệt
tiêu. Cứ một cặp e liên kết bị triệt tiêu bởi một cặp e phản liên kết tương ứng

•

Một bậc liên kết ứng với một cặp e liên kết không bị triệt tiêu


Cho liên kết 2 tâm:
•

Bậc liên kết tăng thì năng lượng liên kết tăng còn độ dài liên kết giảm

Tóm lại, việc mô tả cấu trúc phân tử gồm các bước:

•

o

Bước 1: Xét sự tạo thành MO từ các AO

o

Bước 2: Sắp xếp các MO tạo thành theo thứ tự năng lượng tăng dần

o

Bước 3: Xếp các e vào các MO

Bước 4: Xét các đặc trưng liên kết

10.Ví dụ Áp Dụng :
·

Các phân tử hai nguyên tử của những nguyên tố chu kỳ I

Hình 4.7. MO nguyên tố chu kỳ I
·

20

Các phân tử hai nguyên tử của những nguyên tố chu kỳ II

Hình 4.8. MO nguyên tố chu kỳ II

·

Các phân tử của nguyên tử đầu chu kỳ (từ Li – N):
Phân tử, ion

Li2

Be2

B2

C2

N2

Tổng số e hóa trị

2

4

6

8

10

11

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾
¾

21

¾
¾

¾

¾

¾

¾

¾
¾

¾
¯

¾

¾
¾

¯
¯

¾

¾

¾

¯

¯

¯

¯
¯

¯

¾

¯
¯

¯


¯

¯

¯

¯

¯

¯

Bậc liên kết

1

0

1

2

3

2,5

Độ dài liên kết (Å)

2,67

–

1,59

1,24

1,10

1,12

Năng lượng lk (kJ/mol)

105

–

289

599

940

828

Từ tính

nghịch từ

–

·

thuận từ nghịch từ nghịch từ thuận từ

Các phân tử của nguyên tử cuối chu kỳ (O – Ne):

Phân tử, ion
Tổng số e hóa trị

11

12

13

14

¾

¾

¾

¾

¾
¯

¯

¯
¯

¯

¯

¯

15

16
¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

Bậc liên kết

2,5

2

1,5

1

0,5

0

Độ dài liên kết (Å)

1,12

1,21

1,26

1,41

–

Năng lượng lk (kJ/mol)

629

494

328

154

–

22


Từ tính

thuận từ

thuận từ

thuận từ nghịch từ thuận từ

–

·
Các phân tử hai nguyên tử khác loại của những nguyên tố chu kỳ II: Các MO tạo thành tương tự
trường hợp phân tử 2 nguyên tử cùng loại chu kỳ II.

Phân tử, ion

CO

N2

Tổng số e hóa trị

10

10

¾

¾

¾

¾
¾

¾

¾

¾

¯

¯
¯

NO+

10

10

¾

CN–

¯

¯

¾

¾

¯
¯

¯

¾
¯

¯

¯

¯

11.Liên Kết ion:
Thuyết tĩnh điện về liên kết ion

Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn:
·

Nguyên tử truyền e cho nhau tạo thành ion

·

Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện

Na
23

+

Cl

®

Na+

+

Cl–

®

NaCl


1s22s22p63s1 1s22s22p63s13p5

1s22s22p6

1s22s22p63s13p6

Hình 4.9. Liên kết ion
Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố
·

Khả năng tạo liên kết ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các nguyên tố:
o

Các nguyên tố có năng lượng ion hóa càng nhỏ (kim loại kiềm, kiềm thổ) càng dễ tạo
cation

o Các nguyên tố có ái lực e càng lớn (halogen) càng dễ tạo anion
·

Chênh lệch độ âm điện của các nguyên tử càng lớn liên kết tạo thành có độ ion càng lớn:
Dc

Độ ion, %

Dc

Độ ion, %

Dc

Độ ion, %

0.2

1

1.4

39

2.6

82

0.6

9

1.8

55

3.0

89

1.0

22

2.2

70

3.2

92

Tính chất của liên kết ion:
Do các ion được xem như các quả cầu tích điện có trường điện phân bố đồng đều về mọi
hướng nên có các tính chất là:
·

Không bão hòa

·

Không định hướng

·

Phân cực rất mạnh

12.Sự Phân cực Ion
24


Định nghĩa: Sự phân cực ion là sự chuyển dịch đám mây e ngoài cùng so với hạt nhân của một ion dưới
tác dụng của điện trường của ion khác.

Hình 4.10. Sự phân cực ion

Do sự phân cực ion này mà các đám mây của cation và anion không hoàn toàn tách rời nhau mà che
phủ nhau một phần → Không có liên kết ion 100%. Trong liên kết ion có một phần liên kết cộng hóa trị.
Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion: sự phân cực của các ion xảy ra với mức độ khác nhau phụ
thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình e của chúng.
o

o

Khả năng bị phân cực của ion càng lớn khi lực hút của hạt nhân tới e ngoài cùng càng yếu, xự
bị phân cực xảy ra mạnh chủ yếu đối với anion.
•

độ bị phân cực sẽ nhỏ nhất ở các ion với cấu hình ns2np6

•

độ bị phân cực sẽ lớn nhất ở các ion với cấu hình ns2np6nd10

Tác dụng phân cực của ion càng lớn khi điện trường của nó tạo ra càng mạnh, tác dụng phân
cực chủ yếu xét đối với cation.
•

Điện tích ion q tăng → mật độ điện tích tăng → độ phân cực
tăng

•

Kích thước ion tăng → mật độ điện tích giảm → độ phân cực
giảm

Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất ion
o
o

Độ điện ly: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → tính ion ↓ → độ điện ly ↓
Độ bền: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → điện tích hiệu dụng ion ↓ → lực hút giữa
các ion ↓ → năng lượng mạng lưới ion U ↓ → độ bền của tinh thể ion ↓, nhiệt độ nóng chảy,
nhiệt độ phân ly ↓
Chất

LiF

LiCl

LiBr

LiI

Tnc, 0C

848

607

550

469

Chất

MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3

Tnc, 0C
o

897

1100

1400

Khả năng phân cực của các A2+ ↓→ tính cht
↓→ tính ion ↑→ nhiệt độ nóng chảy ↑

Độ tan của hợp chất ion phụ thuộc chủ yếu vào: năng lượng mạng lưới tinh thể U và năng lượng
hydrat hóa của cation Eh
•

25

600

Độ bị phân cực của các X- ↑ → tính cht ↑ →
tính ion ↓ → nhiệt độ nóng chảy ↓

U ↑→ độ tan ↓