Bài giảng Hóa đại cương A5: Chương 5 - Từ Thị Trâm Anh

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:211

Thêm vào BST

Báo xấu

3
lượt xem 0
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa đại cương A1" Chương 5 - Khái niệm cơ bản về liên kết hóa học và các mô hình liên kết hóa học đơn giản, được biên soạn gồm các nội dung chính sau: Khái niệm cơ sở về liên kết hóa học và ba kiểu liên kết hóa học chính; Liên kết trong kim loại – thuyết khí quyển electron; Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion; Mô hình liên kết cộng hóa trị đơn giản theo thuyết Lewis; Cấu trúc không gian của các phân tử cộng hóa trị - Thuyết đẩy đôi điện tử tầng hóa trị;... Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa đại cương A5: Chương 5 - Từ Thị Trâm Anh

Ví dụ 4.8 a. I1 tăng dần: Na < Mg < S < P Vì các nguyên tử cùng chu kỳ, theo chiều Z tăng thì r nguyên tử giảm → mất e khó hơn. P có cấu hình e bán bão hòa ở các phân lớp nên bền hơn, khó mất e hơn so với S. (Slide 67, chương 4) b. I2: Na > Mg Vì e thứ hai của Na là e lõi (không phải e hóa trị), liên kết với hạt nhân chặt chẽ nên khó mất e hơn so với Mg. (Slide 73, chương 4) c. Bán kính ion tăng dần: Al3+ < Mg2+ < Na+ < F- Đây là các ion đẳng điện tử. Vì các ion có cùng số lớp e nên ion nào có điện tích hạt nhân Z lớn hơn thì bán kính nhỏ hơn. 1
Ví dụ 4.11 So sánh bán kính của các ion: 17Cl- , 15P−3, 19K+, 16S−2, 20Ca2+. Giải thích. Hướng dẫn: Bước 1: Tính số lượng e của từng ion Bước 2: Nhận diện đây có phải là các ion đẳng điện tử hay không. Nếu các ion đã cho có cùng số lượng e thì đây là những ion đẳng điện tử đồng nghĩa với việc chúng có cùng cấu hình electron. Bước 3: Sắp xếp các ion đã cho từ trái sang phải theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân. Bước 4: Điền dấu nhỏ hơn vào giữa dãy ion của bước 4 vì chiều tăng dần điện tích hạt nhân chính là chiều giảm dần bán kính ion. Bước 5: Ghi lời giải thích. 2
Ví dụ 4.11 So sánh bán kính của các ion: 17Cl- , 15P−3, 19K+, 16S−2, 20Ca2+. Giải thích. • Số lượng e của từng ion: EP3− = ES2− = ECl− = EK+ = ECa2+ = 18 electron • Như vậy các ion đã cho là có số lượng electron bằng nhau do đó có chung cấu hình electron. • Các ion có cùng số e nên ion nào có điện tích hạt nhân Z lớn hơn thì lực hút của hạt nhân tạo ra trên đám mây điện tử của nó càng mạnh dẫn đến bán kính nhỏ hơn. • Ta có điện tích hạt nhân tăng dần theo thứ tự như sau: P3− < S2− < Cl− < K+ < Ca2+ • Vì vậy, bán kính giảm dần theo thứ tự như sau: P3− > S2− > Cl− > K+ > Ca2+ 3
CHƯƠNG 5 KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÁC MÔ HÌNH LIÊN KẾT HÓA HỌC ĐƠN GIẢN GV: Từ Thị Trâm Anh tttanh@hcmus.edu.vn Năm học 2023-2024, HKI
Nguyên tố s và p 𝜒 Tính PK A1 Tính KL I1 r 5
Nguyên tố d 𝜒 Tính KL I1 r 𝜒 𝜒 6
NỘI DUNG 5.1 Khái niệm cơ sở về liên kết hóa học và ba kiểu liên kết hóa học chính 5.2 Liên kết trong kim loại – thuyết khí quyển electron 5.3. Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion 5.4. Mô hình liên kết cộng hóa trị đơn giản theo thuyết Lewis 5.5. Cấu trúc không gian của các phân tử cộng hóa trị - Thuyết đẩy đôi điện tử tầng hóa trị (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion) 5.6. Hình học phân tử và moment lưỡng cực phân tử 7
NỘI DUNG 5.1 Khái niệm cơ sở về liên kết hóa học và ba kiểu liên kết hóa học chính 5.2 Liên kết trong kim loại – thuyết khí quyển electron 5.3. Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion 5.4. Mô hình liên kết cộng hóa trị đơn giản theo thuyết Lewis 5.5. Cấu trúc không gian của các phân tử cộng hóa trị - Thuyết đẩy đôi điện tử tầng hóa trị (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion) 5.6. Hình học phân tử và moment lưỡng cực phân tử 8
Các nguyên tử liên kết với nhau để tạo thành các chất có năng lượng thấp hơn, tức là tương đối bền hơn các nguyên tử cô lập. MỤC ĐÍCH TẠO LIÊN KẾT HÓA HỌC 9
LIÊN KẾT HÓA HỌC Liên kết hóa học là lực giữ các nguyên tử lại với nhau để tạo thành một chất nào đó có thể biểu hiện các tính chất vật lý và hóa học như một thể thống nhất. ❖ Tùy theo bản chất liên kết giữa các nguyên tử với nhau mà mỗi chất có tính chất đặc trưng riêng. ❖ Tính chất cơ bản của các liên kết hóa học được xác định bằng thực nghiệm: ❖ Khảo sát tính chất vật lý của vật chất: điểm nóng chảy, độ cứng, độ dẫn điện và dẫn nhiệt, độ hòa tan của các chất và tính chất của dung dịch được tạo thành. ❖ Khảo sát tác động của phân tử trong một điện trường → Xác định sự phân bố điện tích trong một phân tử. ❖ Khảo sát năng lượng liên kết, là năng lượng cần thiết để phá hủy liên kết → thông tin về độ vững bền của một liên kết. 10
LIÊN KẾT HÓA HỌC CƠ BẢN LK KIM LOẠI LK CỘNG HÓA TRỊ LK ION PK PK KL PK KL KL • Cho electron → ion dương • Góp chung electron (cation) • VD: liên kết giữa • VD: liên kết giữa các • Nhận electron → ion âm các nguyên tử trong nguyên tử trong phân tử (anion) kim loại như đồng, H2, H2O, CO2, HCl, SiO2, • LK ion được mở rộng thành sắt, hợp kim thép… LK giữa các ion trái dấu. • VD: liên kết trong muối ăn NaCl, đá vôi CaCO3, thuốc tím KMnO4... là liên kết ion. 11
CHÊNH LỆCH ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ DỰ ĐOÁN LOẠI LIÊN KẾT HÓA HỌC CHÊNH LỆCH ĐỘ ÂM ĐIỆN GIỮA 2 NGUYÊN TỬ LIÊN Rất nhỏ Trung bình Lớn KẾT VỚI NHAU (ΔEN) LOẠI LIÊN KẾT CHT CHT phân cực ion Tính CHT giảm, tính ion tăng Loại LK Δ 𝜒 • Việc đánh giá tính ion của hợp chất qua sai biệt độ CHT âm điện của các nguyên tố hóa học chỉ mang tính CHT phân cực tương đối. Ion 12
Phần trăm tính chất ion của liên kết hóa học là hàm số của độ chênh lệch độ âm điện 13
ΔEN 14
NỘI DUNG 5.1 Khái niệm cơ sở về liên kết hóa học và ba kiểu liên kết hóa học chính 5.2 Liên kết trong kim loại – thuyết khí quyển electron 5.3. Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion 5.4. Mô hình liên kết cộng hóa trị đơn giản theo thuyết Lewis 5.5. Cấu trúc không gian của các phân tử cộng hóa trị - Thuyết đẩy đôi điện tử tầng hóa trị (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion) 5.6. Hình học phân tử và moment lưỡng cực phân tử 15
LIÊN KẾT KIM LOẠI - THUYẾT KHÍ QUYỂN ELECTRON ❖ Kim loại dẫn điện → phải có các hạt mang điện có khả năng di chuyển tự do. ❖ Bán kính lớn Các electron ở lớp ngoài cùng dễ trở Năng lượng ion hóa không quá cao thành electron tự do. Mô hình “khí quyển electron” với mạng lưới các ion kim loại mang điện tích dương và khí quyển electron tự do có điện tích âm. ❖ Tương tác điện giữa các electron tự do và mạng lưới dương điện giữ các nguyên tử kim loại lại với nhau, đồng thời tạo nên tính dẫn điện của kim loại. ❖ Lực liên kết trong mạng tinh thể kim loại như vậy được gọi là liên kết kim loại. 16
NỘI DUNG 5.1 Khái niệm cơ sở về liên kết hóa học và ba kiểu liên kết hóa học chính 5.2 Liên kết trong kim loại – thuyết khí quyển electron 5.3. Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion 5.4. Mô hình liên kết cộng hóa trị đơn giản theo thuyết Lewis 5.5. Cấu trúc không gian của các phân tử cộng hóa trị - Thuyết đẩy đôi điện tử tầng hóa trị (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion) 5.6. Hình học phân tử và moment lưỡng cực phân tử 17
5.3. Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion 5.3.1. Ví dụ về sự tạo thành liên kết ion trong NaCl 5.3.2. Một số tính chất chung của các hợp chất ion 5.3.3. Thành phần của các hợp chất ion và cấu hình electron của các ion đơn giản 5.3.4. Cấu trúc của hợp chất ion – mạng tinh thể ion 5.3.5. Lực tương tác ion – năng lượng mạng tinh thể ion và nhiệt độ nóng chảy của hợp chất ion 5.3.6. Các hợp chất ion có tính cộng hóa trị 18
5.3. Hợp chất ion và liên kết trong hợp chất ion 5.3.1. Ví dụ về sự tạo thành liên kết ion trong NaCl 5.3.2. Một số tính chất chung của các hợp chất ion 5.3.3. Thành phần của các hợp chất ion và cấu hình electron của các ion đơn giản 5.3.4. Cấu trúc của hợp chất ion – mạng tinh thể ion 5.3.5. Lực tương tác ion – năng lượng mạng tinh thể ion và nhiệt độ nóng chảy của hợp chất ion 5.3.6. Các hợp chất ion có tính cộng hóa trị 19
Sự tạo thành liên kết ion trong NaCl 20