Luận án Thạc sĩ Khoa học hóa học: Giải thích tính chất của các chất vô cơ trong chương trình phổ thông trung học

ĐẠI HỌC QUỐC GIA HÀ NỘI
TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM

VŨ HỒNG NAM

GIẢI THÍCH TÍNH CHẤT CỦA CÁC CHẤT
VÔ CƠ TRONG CHƢƠNG TRÌNH
PHỔ THÔNG TRUNG HỌC

CHUYÊN NGÀNH: HÓA VÔ CƠ
MÃ S Ố :
01.04.0 1
LUẬN ÁN THẠC SĨ KHOA HỌC HÓA HỌC

NGƢỜI HƢỚNG DẪN KHOA HỌC:
P G S. Nguyễ n Đức Vận

Hà N ộ i - 1998


ĐẠI HỌC QUỐC GIA HÀ NỘI
TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM

VŨ HỒNG NAM

GIẢI THÍCH TÍNH CHẤT CỦA CÁC CHẤT
VÔ CƠ TRONG CHƢƠNG TRÌNH
PHỔ THÔNG TRUNG HỌC

CHUYÊN NGÀNH: HÓA VÔ CƠ
MÃ S Ố :

01.04.0 1
LUẬN ÁN THẠC SĨ KHOA HỌC HÓA HỌC

NGƢỜI HƢỚNG DẪN KHOA HỌC:
P G S. Nguyễ n Đức Vận

Hà N ộ i - 1998


MỤC LỤC

I. MỞ ĐẦU ........................................................................................................ 1
II. CÂU HỎI VÀ GIẢI ĐÁP ............................................................................ 3
§1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - LIÊN KẾT HÓA HỌC - BẢNG TUẦN HOÀN CÁC
NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ................................................................................... 3

1.1. Cấu tạo nguyên tử. .............................................................................. 3
1.2. Liên kết hóa học ................................................................................ 10
1.3. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học .............................................. 20
§2. TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA CHẤT - TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HÓA
HỌC - DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LY ................................................................... 27

2.1. Trạng thái tập hợp của chất. .............................................................. 27
2.2. Tốc độ phản ứng - cân bằng hóa học. ................................................ 30
2.3. Dung dịch - Sự điện ly. ..................................................................... 35
§3. PHI KIM ................................................................................................... 41

3.1. Khí hiếm (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). ................................................... 41
3.2. Hiđro (H)........................................................................................... 43
3.3. Các halogen. ...................................................................................... 44

3.4. Oxi lưu huỳnh ................................................................................... 49
3.5. Nitơ - phốt pho (N - P). ..................................................................... 56
3.6. Cacbon - Silic (C - Si). ...................................................................... 62


§4. KIM LOẠI ................................................................................................ 66

4.1. Đại cương về kim loại. ...................................................................... 66
4.2. Kim loại kiềm. .................................................................................. 71
4.4. Nhôm (Al). ........................................................................................ 77
4.5. Đồng - Bạc - Vàng (Cu, Ag, Au) ....................................................... 78
4.6. Kẽm - Cađimi - Thủy ngân (Zn, Cd, Hg). .......................................... 80
4.7. Crôm - Mangan - sắt (Cr, Mn, Fe). .................................................... 81
III. KẾT LUẬN ............................................................................................... 85
TÀI LIỆU THAM KHẢO ................................................................................ 86


LỜI CẢM ƠN

Với lòng kính trọng và biết ơn sâu sắc, em xin chân thành cảm ơn sự giúp đỡ tận tình,
sự hướng dẫn chu đáo của PGS. Nguyễn Đức Vận.
Em xin chân thành cảm ơn các thầy c ở t Hóa V cơ và Khoa Hóa, Ban Giám hiệu,
Phòng Quản lý khoa học, Trường đại học Sư phạm Đại học Quốc gia Hà Nội đã tạo mọi điều
kiện thuận lợi để em hoàn thành nhiệm vụ cơ bản của luận án thạc sĩ khoa học này.

Hà Nội, tháng 6 năm1998
Tác giả


I. MỞ ĐẦU

Trong chương trình hóa học ở trường ph th ng trung học thì nội dung về Hóa học
V cơ chiếm 4/6 thời gian (4 học kỳ trong 6 học kỳ của các lớp l0, 11, 12), nên Hóa học V
cơ cũng là một trọng tâm của chương trình.
Tuy nhiên nhiều kiến thức về Hóa học V cơ trong chương trình chỉ được chấp nhận
kh ng được giải thích hoặc kh ng có điều kiện để giải thích. Vì vậy giảng dạy m n hóa học
v cơ chỉ nặng phần m tả, nên sẽ thiếu đi sự hấp dẫn.
Để đáp ứng yêu cầu nâng cao chất lượng dạy học trong nhà trường ph th ng trung
học, người giáo viên phải nắm được bản chất của các hiện tượng và nguồn gốc của tri thức,
nhằm làm cho học sinh hiểu sâu sắc hơn các kiến thức và tăng hứng thú học tập. Ví dụ: vì
sao có chất tan và chất kh ng tan? Vì sao mầu sắc các chất lại thay đ i? Vì sao O2 lại tồn tại
trong thiên nhiên ở dạng đơn chất ?...
Những kiến thức đó phải vận dụng những lý luận của Hóa học cơ sở để giải thích,
nhằm mục đích đó chúng t i đã thực hiện đề tài: "Giải thích tính chất của các chất vô cơ
trong chương trình phổ thông trung học".
Mặc dù nhiều kiến thức phải được giải thích, nhưng với thời gian ngắn và số trang
luận văn có hạn, chúng t i chỉ đề cập đến một số kiến thức có tính chất lựa chọn trong phạm
vi chương trình hóa v cơ ở trường ph th ng trung học. Những câu hỏi "Tại sao ..." ở trong
luận văn này kh ng phải dùng để giải thích các hiện tượng trong đời sống, trong tự nhiên,
nghĩa là luận văn này kh ng phải là tài liệu ph biến khoa học mà nhằm mục đích giải thích
một số

1


tính chất lý hóa cơ bản của các chất v cơ trong chương trình trung học. Vì vậy nhiệm vụ
của đề tài là:
- Nghiên cứu toàn bộ các sách giáo khoa hóa học, sách giáo khoa thí điểm hóa học
ban khoa học tự nhiên ở trường ph th ng trung học và các tài liệu có liên quan, tìm ra
những câu hỏi mang tính chất chọn lọc về những tính chất lý hóa cơ bản của các chất v cơ
trong chương trình cần được giải thích.

- Dựa vào lý luận của hóa học cơ sở giải thích những tính chất đó. Mặt khác, t ng
hợp, hệ thống hóa các câu cho phù hợp với kiến thức chương trình qua từng giai đoạn giảng
dạy ở trường ph th ng trung học.

2


II. CÂU HỎI VÀ GIẢI ĐÁP
§1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - LIÊN KẾT HÓA HỌC - BẢNG TUẦN
HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.1. Cấu tạo nguyên tử.
1) Tại sao khối lượng hạt nhân được xem là khối lượng của nguyên tử ?
Khối lượng của nguyên tử bằng t ng khối lượng của proton, nơtron và electron có
trong nguyên tử.
Khối lượng của mỗi proton:
mp = 1,6726. 10-27 kg = 1,00724 đv.C
Khối lượng của mỗi nơtron:
mn = 1,6748. l0-27 kg = 1,00862đv.C ( 1/1840)
Khối lượng của mỗi electron:
me=9,1.10-31kg=1,00055đv. C
Khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng của proton và nơtron, nên khối
lượng của nguyên tử coi như bằng khối lượng của các proton và nơtron trong hạt nhân
nguyên tử.
2) Tại sao hạt nhân có khối lượng riêng gần như không đổi ?
Vì thể tích của hạt nhân xấp xỉ tỉ lệ với số nucleon (proton và nơtron), và các nucleon
có khối lượng xấp xỉ bằng nhau.

3

Kết quả thực nghiệm cho thấy thể tích của hạt nhân xấp xỉ tỉ lệ với số nucleon của nó,
do đó bán kính hạt nhân cũng xấp xỉ tỉ lệ với căn bậc ba của số khối:

Hệ số tỉ lệ : k = 1,5.10-13 cm
Xét một nguyên tử có số khối A, khối lượng của nguyên tử là:

Thể tích của nguyên tử là:

Khối lượng riêng D của hạt nhân:

1cm3 hạt nhân nặng khoảng 116 triệu tấn.
3) Tại sao các proton tích điện đều cùng dấu lại tồn tại bên nhau trong hạt nhân?
Trong hạt nhân nguyên tử tồn tại hai loại lực tương tác: lực đẩy cul ng giũa các
proton tích điện cùng dấu và lực hút đặc biệt giữa các hạt nhân gọi là "lực hạt nhân". Chính
lực hạt nhân giữ cho các proton tích điện cùng dấu nằm lại trong hạt nhân. Lực này chỉ thể
hiện ở khoảng cách rất nhỏ (l0-13 cm) và về độ lớn thì vượt xa lực đẩy cul ng. Kết quả là
hạt nhân nguyên tử có độ bền cao.

4


Lực hạt nhân được thể hiện khi các nucleon tương tác với nhau, proton với proton,
nơtron với nơtron hoặc proton với nơtron. Trong quá trình tương tác đó đã sinh ra một hạt
thức ba là hạt π-mêz n, nghĩa là khi tương tác một nucleon phát ra một π -mêzôn.
(π + dương; π- âm hoặc π° trung hòa), còn nucleon khác thì hấp thụ π -mêz n đó.

Kết quả của sự trao đ i đó là nơtron đã chuyển thành proton và proton đã chuyển
thành notron. Chính sự trao đ i các nucleon với hạt π- mêz n đã sinh ra lực hạt nhân. Nói
cách khác, các π-mêz n đã dính kết các nucleon của hạt nhân lại.

4) Tại sao khối lượng của hạt nhân bao giờ cũng nhỏ hơn tổng khối lượng của các
nucleon trong hạt nhân?
Hạt nhân nguyên tử gồm các nucleon (proton và nơtron). Nhưng thực nghiệm cho
thấy rằng, khối lượng của hạt nhân bao giờ cũng nhỏ hơn t ng khối lượng các nucleon tạo
thành. Hiện tượng này gọi là sự hụt khối lượng.
Theo thuyết tương đối của Einstein (1903) thì giữa khối lượng m và năng lượng E
có hệ thức:
∆ E = ∆ m . c2
Trong đó: c là vận tốc của ánh sáng trong chân kh ng
c = 2,998 . 10l0cm/s
Nghĩa là trong mọi quá trình, sự biến thiên về năng lượng (∆E) của một hệ nào đó
lu n lu n kèm theo sự biến thiên về khối lượng (∆m) của hệ. Khi hình thành hạt nhân
nguyên tử từ những nucleon giải phóng; ra một năng lượng rất lớn, do đó có sự biến thiên
về năng lượng, dẫn đến sự biến thiên về

5


khối lượng, làm cho khối lượng của hạt nhân nhỏ hơn t ng khối lượg của các nucleon trong
hạt nhân.
Năng lượng giải phóng ra khi một hạt nhân nguyên tử tạo thành từ các nucleon được
gọi là "năng lượng liên kết của hạt nhân".
Trong trường hợp chung sự giải phóng một năng lượng bằng l Mev ứng với sự hụt
khối lượng bằng:

(1 Mev = 1,602. 10-6 ec)
Ngược lại sự hụt khối lượng bằng l đv.C sẽ ứng với một năng lượng bằng:

Ví dụ:
có

Hạt nhân hêli gồm 2 proton và 2 nơtron:

mHe = 4,0026 đv.C
mp = 1,00724 đv.C
mn = 1,00862 đv.C

Do đó sự hụt khối lượng ∆m bằng:
∆m = (2xl ,00724 + 2x1,00862) - 4,0026 = 0,02912 đv.C
Năng lượng liên kết hạt nhân hêli sẽ bằng:
0,02912 x 931,15 = 27,12 Mev
5) Tại sao nhiều nguyên tố có điện tích hạt nhân nguyên tử nhỏ nhưng lại có khối
lượng nguyên tử trung bình lớn hơn?

6


Đa số các nguyên tố là một hỗn hợp đồng vị. Khối lượng nguyên tử của nguyên tố
là khối lượng trung bình tính theo thành phần phần trăm của các đồng vị.
Chẳng hạn agon có điện tích hạt nhân là (18+) gồm các đồng vị:

;

theo tỷ lệ

;

0,337%;

0,063%

99,60%

Còn kali có điện tích hạt nhân là (19+) gồm các đồng vị:
theo tỷ lệ
93,08 %;

0,012%;

6,908 %

Như vậy agon có đồng vị nặng 18 Ar chiếm tỉ lệ cao tới 99,60%, còn kali có đồng vị
nhẹ

chiếm tỉ lệ cao tới 93,08%.
Khối lượng nguyên tử trung bình của agon là:

lớn hơn khối lượng nguyên tử trung bình của kali:

Trong bảng hệ thống tuần hoàn còn có sự đảo ngược thứ tự khối lượng nguyên tử
giữa coban và niken, giữa i t và telu, giữa thori và protactini.
6) Tại sao nguyên tử khối của tất cả các nguyên tố đều không phải là số nguyên?
Vì hầu hết các nguyên tố hóa học là hỗn hợp của nhiều đồng vị nên nguyên tử khối của các
nguyên tố đó là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng vị tính theo tỉ lệ phần trăm
của mỗi đồng vị.

7


Ví dụ: Clo là hỗn hợp của hai đồng vị theo tỉ lệ phần trăm:

(75%) và

(25%).

Nguyên tử khối trung bình của clo sẽ là:

Tuy nhiên có những nguyên tố chỉ có một đồng vị mà nguyên tử khối kh ng phải là
số nguyên: như đồng vị 31P chiếm 100% có nguyên tử khối 30,9738 đv.C; 75As chiếm 100%
có nguyên tử khối 74,922 đv.C
Vì ngoài ra còn có các lý do sau:
Nguyên tử khối của các nucleon cũng kh ng phải bằng 1 đv.C mà:
mp= 1,00724 đv.C
mn= 1,00862 đv.C
Khối lượng của hạt nhân lu n nhỏ hơn t ng khối lượng của các nucleon (xem giải
thích ở câu 4).
7) Tại sao lớp vỏ thứ nhất chứa tối đa 2 electron? lớp vỏ thứ hai chứa tối đa 8
electron?
Chuyển động của electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng 4 số lượng tử: đó là
số lượng tử chính n, số lượng tử obitan 1, số lượng tử từ m, số lượng tử spin s. Các giá trị
mà chúng có thể nhận được có liên quan với nhau:
n = 1, 2, 3...
l =0, 1, 2... (n-1)
m =0, ± l, ± 2 ...

±1

8

Ở mỗi obitan, các electron đã được đặc trưng bằng ba số lượng tử n, l, m giống nhau
thì số lượng tử thứ tự là s phải khác nhau (nguyên lý Pauli). Như vậy mỗi obitan chỉ có thể
chứa tối đa là 2 electron thì có spin ngược nhau.
Mỗi phân lớp (với trị số n và l cho trước) có tối đa là (21 + 1) obitan ứng với (21 + 1)
trị số của m. Vì mỗi obitan có tối đa 2 electron, nên mỗi phân lớp chứa tối đa là 2(21 + 1)
electron.
Cụ thể là:
phân lớp

s (l = 0)

chứa tối đa

2

phân lớp

p (l = 1)

chứa tối đa

2(2.1 +1) = 6

electron

phân lớp

d (l = 2)

chứa tối đa

2(2.2+1) = 10

electron

phân lớp

f (l = 3)

chứa tối đa

2(2.3+1) = 14

electron

electron

Mỗi lớp electron có n phân lớp ứng với các giá trị của l từ 0 đến (n-1); mỗi phân lớp
chứa tối đa 2(21+1) electron.

Vậy số electron tối đa trong một lớp là:

∑

(

)

(

)

Sn = 2 n2
Cụ thể là:
lớp K (n=l)

chứa tối đa

2. 12 =2

electron

lớp L (n=2)

chứa tối đa

2.22 = 8

electron

lớp M (n=3)

chứa tối đa

2.32 = 18

electron

lớp N (n=4)

chứa tối đa

2.42 = 32

electron

lớp O (n=5)

chứa tối đa

2.52 = 50

electron

9


8) Tại sao cuối chu kỳ 3 lại là ô thứ 18?
Khi điện tích hạt nhân tăng thì có sự điền tuần tự các electron bắt đầu từ mức năng
lượng thấp.
Lớp vỏ thứ nhất - lớp K có 2 electron điền vào phần lớp ls2, Vì vậy chu kỳ l gồm 2
nguyên tố (1H —> 2He). Lớp K đủ số electron đồng thời chu kỳ 1 cũng kết thúc.
Lớp vỏ thứ hai - lớp L có 8 electron điền vào các phân lớp 2s2 2p6 (3Li—>l0Ne). Vì
vậy chu kỳ 2 gồm 8 nguyên tố. Lớp K đủ số electron đồng thời chu kỳ 2 cũng kết thúc.
Lớp vỏ thứ ba - lớp M gồm các phân lớp 3s, 3p và 3d. Giống như chu kỳ 2, ở 2
nguyên tố đầu (11Na —> 12Mg) electron được sắp xếp vào phân lớp s, còn 6 nguyên tố sau
(13A1 —> 18Ar) thì vào phân lớp p.
Tuy lớp vỏ thứ 3 chưa đầy đủ, nhưng vì năng lượng của phân lớp 3d hơi cao hơn
phân lớp 4s, nên ở nguyên tố

19K,

các electron 4s được điền vào trước, do đó có sự hình

thành sớm chu kỳ 4.
Như vậy lớp vỏ thứ 3 chưa đầy đủ, nhưng chu kỳ 3 đã kết thúc ở nguyên tố l8Ar là ô
thứ 18 trong bảng hệ thống tuần hoàn.

1.2. Liên kết hóa học
9) Tại sao các phân tủ ion có khuynh hướng tập hợp lại tạo thành tinh thể?
Vì liên kết ion có tính kh ng định hướng và kh ng bão hòa, mỗi ion có thể hút về
phía mình các ion trái dấu theo một phương bất kỳ.
Có đặc điểm này vì điện trường tạo bởi mỗi ion đều có đối xứng cầu. Lực tương tác
giữa chúng kh ng phụ thuộc vào phương tương tác. Mặt khác, cũng vì trường lực của mỗi ion
được phân bố đồng đều theo mọi phương

10


trong không gian, mà sự tương tác giữa hai ion trái dấu kh ng thể dẫn đến sự triệt tiêu hoàn
toàn trường lực của nhau (hình 1). Vì vậy, chúng vẫn có khả năng hút các ion trái dấu theo
các phương khác nhau.

Hình 1: Sự phân bố các trường lực điện của 2 ion trái dấu

Do liên kết có tính kh ng định hướng và kh ng bão hòa, nên các phân tử ion có
khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, một ion dương có tác dụng hút đối với nhiều ion âm
và ngược lại. Do đó các hợp chất ion thường tồn tại ở dạng tinh thể và toàn bộ mỗi tinh thể
được coi như một phân tử kh ng lồ. Các phân tử ion riêng rẽ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao (ví
dụ: 1440° đối với NaCl).

10)Tại sao các dạng lai hóa quyết định cấu trúc hình học của phân tử ?
Sự lai hóa các obitan nguyên tử là sự t hợp tuyến tính n obitan nguyên tử thích hợp
để được n obitan lai hóa, thuận lợi hơn cho việc hình thành liên kết hóa học. Trạng thái lai
hóa là trạng thái suy biến, các obitan lai hóa nói chung tương đương về mặt năng lượng. Tuy
theo dạng lai hóa nào mà phân tử có cấu trúc hình học xác định của dạng lai hóa đó.
- Lai hóa sp: sự t hợp 1 obitan s và 1 obitan p cho 2 obitan lai hóa sp, có trục cùng
nằm trên một đường thẳng nhưng hướng về hai phía khác nhau. Sự lai hóa này gọi là lai hóa
sp.

Hình 2: Sự lai hóa

11


Hình 3:
- Lai hóa sp2 : sự t hợp 1 obita
s và 2 obitan p cho 3 obitan lai
hoá sp2, có các trục tạo với nhau
một góc bằng 120° và hướng về 3
đỉnh của một tam giác phẳng
đều, gọi là lai hóa tam giác
Hình 3: Sự lai hóa sp2

- Lai hóa sp3: sự t hợp 1 obitan s
và 3 obitan p cho 4 obitan lai hóa
sp3 có trục tạo với nhau một góc
bằng 109°28' hướng về 4 đỉnh của
một tứ diện đều, gọi là lai hóa tứ diện.

Hình 4: Sự lai hóa sp3

Ví dụ: 1 - Phân tử S02 có hình chữ V, góc OSO bằng 119,5°. Trong phân tử SO,
nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp2.
S= 3s2 3p4

Oa: 2s2 2p4
Ob*
Trong ba obitan lai hóa sp2 của S thì:
+ Một obitan lai hóa có một cặp electron tạo liên kết "cho nhận" với một nguyên tử
oxi (với Ob*).
+ Một obitan lai hóa chỉ có một electron sẽ xen phủ với 2 obitan 2p y của một nguyên
tử oxi còn lại (Oa) tạo ra liên kết σ

12


+ Một obitan lai hóa có một cặp electron tự do chưa sử dụng.
Ngoài ra, còn có một electron ở obitan 3p z kh ng lai hóa của nguyên tử S, nằm
thẳng góc với mặt phẳng phân tử, xen phủ với một obitan 2p z cũng có một electron của
một nguyên tử oxi (Oa), tạo ra liên kết π kh ng định vị.

Hình 5: Sự hình thành các liên kết trong phân tử SO2.

2 – Phân tử SO3 có cấu tạo hình tam giác đều: Trong phân tử SO3, nguyên tử S ở
trạng thái lai hóa sp2.
S: 3s2+ 3p4









s

ps

py

pz



⃡
Oa: 2s2 2p4







Ob*







Oc*







Hình 6: Sự hình thành các liên kết trong phân tử SO3.

13


Nghĩa là trong ba obitan lai hóa sp2 thì:
+ Hai obitan lai hoá, mỗi obitan có một cặp electron tạo ra liên kết "cho nhận" với
một nguyên tử oxi.
+ Một obitan lai hóa chỉ có một electron sẽ xen phủ với một obitan 2p x của một
nguyên tử oxi còn lại tạo ra liên kết σ.
Ngoài ra, còn có một electron ở obitan 3pz kh ng lai hóa của nguyên tử S, nằm thẳng
góc với mặt phẳng phân tử, xen phủ với một obitan 2pz cũng có một electron của một
nguyên tử oxi, tạo ra liên kết π kh ng định vị.
- Ngoài ba dạng lai hóa trên thường được đề cập trong chương trình ph thông trung
học còn có các dạng lai hóa khác như:
+ Lai hóa d2sp3 (dx2-y2, dz2, S, px, Py, Pz ) hướng về các đỉnh của một bát diện đều: ví
dụ cấu trúc của SF6, [Cr(CN)6]4-.
+ Lai hóa dsp2 (dx2- y2, s, px, Py) lai hóa vu ng phẳng: ví dụ cấu trúc [PtCl4]2- .
+ Lai hóa dsp3 (s, px, Py, pz, dz2 lai hóa lưỡng chóp tam giác: ví dụ cấu trúc: PC15.
+ Lai hóa dsp3 (s, px, Py, pz dx2_y2) lai hóa chóp vu ng: ví dụ cấu trúc của BrF6.

11)Tại sao khả năng hình thành các trạng thái lai hóa trong một chu kỳ giảm dần từ
trái qua phải ? Trong một nhóm A giảm dần từ trên xuống dưới ?

14


Trạng thái lai hóa của một nguyên tử cũng được coi là trạng thái kích thích. Muốn
chuyển nguyên tử từ trạng thái cơ bản sang trạng thái lai hóa phải tốn một năng lượng năng lượng kích thích. Năng lượng này được bù trừ bởi năng lượng thoát ra khi liên kết
được hình thành. Như vậy một trạng thái lai hóa sẽ càng bền vững khi hiệu các mức năng
lượng của các obitan nguyên tử tinh khiết càng bé và năng lượng của liên kết tạo ra bởi
obitan lai hóa càng lớn. Từ đây chúng ta suy ra được rằng:
a) Trong một chu kỳ, khả năng hình thành các trạng thái lai hóa giảm dần từ trái
qua phải, vì theo chiều đó hiệu các mức năng lượng của các obitan tham gia vào sự lai hóa
tăng lên (bảng 1).
Bảng 1: Hiệu năng lượng (eV) của các obitan s và p ngoài cùng của các nguyên tố chu kỳ 2, 3 và 4.

Nguyên tố

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

E(2p) – E(2s)

1,9

2,8

5,7

8,1

11,4

18,9

22,6

26,8

Nguyên tố

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

E(3p) – E(3s)

2,1

2,7

5,3

7

8,6

10

12,3

13,5

Nguyên tố

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

E(4p) – E (4s)

-

-

-

8,2

8,4

10,1

11,8

13,2

Ví dụ: Trong dãy các ion tứ diện đều Si044- - P043- - S042- - ClO4 - tính bền của các ion
giảm theo sự giảm khuynh hướng lai hóa sp3 của nguyên tử trung tâm.
b) Trong một nhóm A, khả năng hình thành các trạng thái lai hóa giảm dần từ trên
xuống dưới vì sự tăng bán kính nguyên tử làm tăng độ dài liên kết

15


và do đó sự xen phủ của các obitan lai hóa giảm, năng lượng được giải phóng kh ng đủ để bù
trừ cho năng lượng kích thích.
Ví dụ: Trong dãy H3N - H3P - H3 As - H3Sb theo chiều tăng kích thước nguyên tử
của nguyên tố trung tâm thì trạng thái lai hóa sp3 của nguyên tố trở nên ít đặc trưng hơn.
Bảng 2:

Phân tử

H3N

H3P

H3As

H3Sb

Chiều dài liên kết X-H (A°)

1,01

1,42

1,52

1,7

Góc hóa trị HXH

107°

94°

92°

91°

Năng lượng liên kết X-H (KJ/mol)

380

323

281

256

12) Trong bảng hệ thống tuần hoàn, nguyên tố nào tạo nên phân tử đơn nguyên tử,
hai nguyên tử, đa nguyên tử ? và tại sao ?

Khả năng tạo nên kiểu đơn chất đơn nguyên tử, hai nguyên tử, đa nguyên tử của các
nguyên tố là do cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó. Cấu tạo nguyên tử quyết định kiểu liên
kết hóa học, cấu tạo phân tử và cấu tạo tinh thể.
Xét các đơn chất do những nguyên tố ở các nhóm A.
Các nguyên tố của nhóm VIIIA (ns2 np6) có các electron ghép đ i với nhau một cách
bền vững. Vì vậy phân tử của các nguyên tử này là phân tử đơn nguyên tử (ví dụ phân tử Ar).
Các nguyên tố nhóm VIIA (ns2 np5) chỉ có 1 eleclron độc thân, sự kết hợp các nguyên
tử thành phân tử chỉ có thể thực hiện bằng một cách, đó là sự tạo thành phân tử cộng hóa trị
hai nguyên tử X2 hình quả tạ đ i (ví dụ phân tử Cl2 ).

16


Khi số các electron chưa ghép đ i tăng lên, ví dụ đối với nguyên tử lưu huỳnh
(3s23p4) có 2 electron p chưa ghép đ i (-S-), thì điển hình nhất là chúng kết hợp lại thành
mạch "dích dắc".

Do sự lai hóa sp3 của nguyên tử lưu huỳnh (hai cặp electron liên kết và hai cặp
electron không liên kết), nên góc hóa trị bền SSS là 107°55' dạng hình học của phần tử dưới
dạng mạch "dích dắc" khép thành vòng tâm cạnh S 8 (hình 7) cũng phù hợp với góc hóa trị
trên.

Hình 7: Sơ đồ các phân tử: agon (a); clo (b) và lưu huỳnh: S2(c); S8 (d); S (e)

Đối với ph tpho (3s2 3p3) với 3 electron chưa ghép đ i (-P-), các nguyên tử ph tpho
có thể kết hợp với nhau tạo nên những phân tử bốn nguyên tử p4 hình tứ diện đều và cả
những phân tử hình quả tạ đ i P2 ( ̈

̈ hình 8).

Hình 8: Sơ đồ các phân tử phootspho : P4 (a); P2 (b)

17


Đối với silic (3s2 3p2) do sự lai hóa sp3 của nguyên tử, mà mỗi nguyên tử ở trạng
thái lai hóa sp3 liên kết cộng hóa trị với bốn nguyên tử khác bao quanh kiểu hình tứ diện.
Khi chuyển từ silic đến nh m và sau đó đến các nguyên tố s là magiê, natri..., số
electron hóa trị giảm xuống, nhưng số obitan hóa trị tự do lại tăng lên. Điều này đã làm
giảm độ bền của liên kết 2 electron và tăng xu hướng tạo thành liên kết kh ng định chỗ và
giới hạn là liên kết kim loại. Vì liên kết kim loại là loại liên kết kh ng bão hòa và không
định hướng nên các kim loại có cấu trúc xếp khít nhất và số phối trí cao.
l3)Tại sao các hợp chất ion lại có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao ?
Những tính chất của hợp chất ion được quyết định bởi cấu tạo của chúng và lực
tương tác giữa các ion trong tinh thể.
Bảng 3: Quan hệ giữa năng lượng mạng lưới, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi

Tinh thể

Uml (kcal. mol-1)

NaF
NaCl
NaBr
NaI
KF
KCl
KBr
KI
MgO

CaO
SrO
BaO

-217
-183
-176
-164
-193
-168
-161
-151
-939
-931
-766
-727

Nhiệt độ s i
(oC)
1695
1441
1393
1300
1505
1417
1381
1331
2800
2850
-

18

Nhiệt độ nóng
chảy (oC)
992
800
747
662
875
770
742
682
2642
2430
1925


Do lực tương tác tĩnh điện giữa các ion tương đối lớn, nên tinh thể ion có năng
lượng mạng lưới cao, do đó các hợp chất ion có độ rắn, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ s i
tương đối cao (bảng 3).
Nhiệt độ nóng chảy là nhiệt độ mà ở đấy năng lượng dao động nhiệt đủ để phá vỡ
mạng lưới tinh thể, nên nếu giá trị tuyệt đối của năng lượng mạng lưới càng lớn thì độ nóng
chảy càng cao. Điều này cũng đúng đối với nhiệt độ s i.
14)Tại sao tinh thể nguyên tử có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, còn tinh
thể phân tử có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp ?
Trong tinh thể nguyên tử, những điểm nút của mạng kh ng gian là nguyên tử trung
hòa (ví dụ tinh thể kim cương tạo bởi các nguyên tử cacbon), liên kết với nhau bằng những
liên kết cộng hóa trị với những phương định hướng xác định. Liên kết cộng hóa trị rất bền
vững nên tinh thể nguyên tử có độ rắn lớn, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ s i cao.

Trong tinh thể phân tử, mạng lưới kh ng gian được tạo thành bởi các phân tử như H 2,
O2 CH4, benzen... (vì phân tử của các khí trơ là phân tử đơn nguyên tử nên những điểm nút
của mạng lưới tinh thể là những nguyên tử). Trong trường hợp chung lực liên kết giữa các
phân tử trong tinh thể là lực Vanđécvan. Vì lực Vanđécvan là lực liên kết yếu, nên tinh thể
phân tử có năng lượng mạng lưới nhỏ. Do đó tinh thể phân tử thường mềm, có nhiệt độ nóng
chảy và nhiệt độ s i tương đối thấp (bảng 4).
Ta nhận thấy từ HCl đến HI nhiệt độ nóng chảy và nhiệt, độ sôi tăng lên dần theo
chiều tăng của khối lượng phân tử. Riêng HF có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ s i cao một
cách bất thường là do hiện tượng trùng hợp phân tử nhờ liên kết hiđr mà sinh ra:
n F  (HF)n

(n = 2 đến 6)

19


Bảng 4: Quan hệ giữa năng lượng mạng lưới và nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của một số tinh thể
phân tử.

Nhiệt độ s i

Nhiệt độ nóng

(oC)

chảy (oC)

2,03

-105,9

- 189,4

CO

2,09

-191,5

-204

HF

-

+ 19,5

- 83

HCl

5,05

-84,9

-114

HBr

5,52

-66,7

-88

HI

6,21

-35,8

-50,8

Tinh thể

Uml (kcal. mol-1)

Ar

1.3. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
15) Tại sao theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử của các
nguyên tố trong một chu kỳ giảm dần, trong một nhóm A tăng dần ?
Vì trong một chu kỳ, các nguyên tử của các nguyên tố có số lớp electron giống nhau,
khi đi từ nguyên tố nọ đến nguyên tố kia, điện tích hạt nhân tăng lên một đơn vị, electron
tăng thêm chỉ được điền vào lớp đang xây dựng dở, kết quả là electron bị hút vào nhân mạnh
hơn làm cho bán kính nguyên tử giảm đi.
Nhưng đến khí trơ thì bán kính lại tăng lên do các phân lớp ns2 np6 đầy đủ, làm vỏ
electron có đối xứng cầu, kích thước nguyên tử tăng lên nhanh chóng.
Đối với các nguyên tố họ d, f sự thay đ i chậm hơn, vì ở các nguyên tố này, electron
tăng thêm được điền vào lớp electron đang xây dựng dở ở sâu

20