Bài giảng Hóa học - Chương 1: Một số kiến thức về phản ứng hóa học (Năng lượng liên kết hóa học)

Chia sẻ: Phuc Nguyen | Ngày: | Loại File: PPT | Số trang:42

Thêm vào BST

Báo xấu

131
lượt xem 7
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng cung cấp cho người học các kiến thức: Kiến thức về phản ứng hóa học, năng lượng liên kết hóa học, năng lượng ion hóa, ái lực với điện tử, năng lượng liên kết yếu,... Hi vọng đây sẽ là một tài liệu hữu ích dành cho các bạn sinh viên đang theo học môn dùng làm tài liệu học tập và nghiên cứu. Mời các bạn cùng tham khảo chi tiết nội dung tài liệu.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa học - Chương 1: Một số kiến thức về phản ứng hóa học (Năng lượng liên kết hóa học)

CHƯƠNG I MỘT SỐ KIẾN THỨC VỀ PHẢN ỨNG HÓA HỌC NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT HÓA HỌC 1. Năng lượng liên kết của e trong nguyên tử và ion 1. Năng lượng ion hóa 2. Ái lực với điện tử 2. Năng lượng liên kết trong phân tử, tinh thể và dung dịch nước 1. Năng lượng mạng lưới ion Uion 2. Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt 3. Năng lượng liên kết kim loại 4. Năng lượng solvat hóa ion 5. Năng lượng liên kết yếu 1. Năng lượng liên kết hydro Ehyd 1 2. Năng lượng tương tác Van der Department Waals Uvdv of Inorganic Chemistry - HUT
Phản ứng hóa học xảy ra do sự phá vỡ liên kết trong các chất tham gia phản ứng và tạo thành liên kết trong các sản phẩm phản ứng ∆H 2 Na(r ) + Cl2 (k ) 2 NaCl (r ) −2U NaCl 2 ∆H a , Na ECl −Cl 2 Na(k ) + 2Cl (k ) 2 I1, Na 2 ECl 2 Na + (k ) + 2Cl − (k ) ∆H = 2∆H a , Na + ECl −Cl + 2 I1, Na + 2 ACl − 2U NaCl 2
Năng lượng ion hóa 1 eV = 1.6 . 10-19 J Năng lượng ion hóa In [eV] là năng lượng cần cung cấp để tách 1 e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản và ở thể khí In = f(Z, n, l, A…) Năng lượng ion hóa đặc trưng cho khả năng nhường e của kim loại (đo tính kim loại của nguyên tố). In càng nhỏ thì nguyên tử càng dễ nhường e. Ái lực với điện tử Ái lực đối với electron En [ev] là năng lượng được giải phóng khi kết hợp 1 e vào nguyên tử ở trạng thái cơ bản và ở thể khí. 3
4
Ionic bond formation involves three steps. 1. One atom loses electron(s) to become a cation. 2. Another atom gains the electron(s) and becomes an anion. 3. The opposite charges draw the two ions together like a magnet. Na Cl Na Cl Na Cl Na+ Cl– Sodium atom Chlorine atom Sodium ion Chloride ion 5
An example of an ionic bond Sodium and chloride ions bond to form sodium chloride, common table salt. Na+ Cl– 6
ăng lượng mạng lưới ion Uion 1916 – Mẫu mô hình nguyên tử của Born được chấp nhận Walther Kossel (1888-1956) nhà vật lý người Đức đã liên hệ vấn đề liên kết giữa các nguyên tử với cấu hình e của chúng  Hợp chất Ion  kiểu liên kết hóa học trong các Walther Kossel (1888-1956) was a professor of physics and he is famous for his theory of the chemical bond (Octet Rule) which was also hợp chất ion gọi là liên kết ion hay còn gọi là liên kết dị cực proposed independently by American scientist Gilbert Lewis (1875-1946) at the same time. Walther is a son of Albrecht Kossel (1853-1927) who found a group of physiological compound "Nuclein'. The grave of Albercht and Walther are in the Wald Friedhof, Heidelberg. .. .. − Nag + gCl : Na + + : Cl : .. .. 2 6 1 2 6 2 5 2 6 2 6 2 s 2 p 3s 2 s 2 p 3s 3 p 2s 2 p 3s 3 p .. .. .. − .. − : Cl g + gMg g + gCl : : Cl : + Mg 2+ + : Cl : .. .. .. .. 2 5 2 6 2 2 5 2 6 7 2 6 2 6 3s 3 p 2 s 2 p 3s 3s 3 p 3s 3 p 2s 2 p 3s 3 p
ăng lượng mạng lưới ion Uion Trong nhiều hợp chất: -Các nguyên tử có xu hướng mất hoặc thu vài e để có cấu hình e bền của nguyên tử khí trơ ngay trước hoặc sau trong bảng tuần hoàn. -Phân tử được tạo thành bởi sự chuyển e hóa trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia. -Nguyên tử mất e biến thành ion dương – cation. r r0 -Nguyên tử nhận e biến thành ion âm – anion. -Các ion mang điện tích trái dấu sẽ hút nhau và đi lại gần nhau. -Khi đến gần nhau, xuất hiện lực đẩy bởi tương tác của vỏ e của các ion. -Lực đẩy càng tăng khi các ion càng lại gần nhau và đến lúc cân bằng với lực hút thì các ion dừng lại ở khoảng cách nhất định. -Tương tác giữa các ion trong phân tử là tương tác tĩnh điện 8
ăng lượng mạng lưới ion Uion Uion là năng lượng cần thiết để phá vỡ 1 mol hợp chất ion ở thể rắn thành các ion tự do ở trạng thái khí và cơ bản. Z + Z −e 2 � 1 � U ion = 1− � �aN [ J / mol ] 4πε o R � nB � Z+, Z- - số điện tích của cation va anion mang e – điện tích của electron, e = -1.602 . 10-19 [C] R – khoảng cách ngắn nhất giữa cation và anion trong hợp chất [m] N – số Avogadro α – hằng số Madelung có giá trị phụ thuộc kiểu cấu trúc tinh thể. αNaCl = 1.7475, αCsCl = 1.763 nB – hệ số đẩy Born có giá trị phụ thuộc vào cấu hình e của ion nB - He, Ne, Ar, Kr, Xe = 5, 7, 9, 10, 12 9 n = 0.5(n +n ) = 0.5(5 + 7) = 6
ăng lượng mạng lưới ion Uion R – khoảng cách giữa các ion trong tinh thể bằng tổng số bán kính của cation và anion Qui tắc Kapustinskii được xác định trong tinh thể có cấu trúc Z+ Z− n kiểu NaCl U ion = α – hằng số Madelung đối với các chất khác r+ + r− nhau gần như tỷ lệ với số ion trong phân tử. Σn – số ion trong một phân tử nB – hệ số đẩy Born là gần như nhau đới với tất cả các [ kJ / mol ] hợp chất C – hằng số có giá trị phụ thuộc vào đơn vị dùng. C = 1.08.10-7 nếu r [m] và Uion [kJ/mol] Tinh thể Uion – Thực nghiệm [kJ/mol] Uion – Lý thuyết [kJ/mol] NaCl 769 783 NaBr 736 745 NaI 690 673 KCl 702 688 KBr 674 658 KI 637 619 AgF 954 Tồn tại 1 phần liên kết cộng hóa trị 861 AgCl 904 729  R < r +r AgBr 895 + - 696 AgI 883 10 652  Uion-TN > Uion-LT
Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt 1916 Gilbert Newton Lewis (1875-1946) nhà hóa học người Mỹ xuất phát từ chỗ các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình e bền của khí trơ nhưng cho rằng liên kết được tạo thành bởi sự cho-nhận của e hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết để tạo thành các cặp e chung giữa hai nguyên tử.  Liên kết cộng hóa trị hay liên kết Lewis was one of the giants of physical chemistry during the first half of the 20th century. After his Ph.D. with T. W. Richards at Harvard (1899) and brief periods on the faculty there and at MIT he went in 1912 to the University of California, Berkeley where he transformed the chemistry nguyên tử department from one which paid little attention to research to one of the pre-eminent departments in the country. He is most known for his research in thermodynamics (his 1923 book with Randall became the  Liên kết không cực: cặp e liên kết "bible" in the field), his proposal of the shared electron pair bond (summarized in his 1923 book "Valence and the Structure of Atoms and Molecules"), his description of acids and bases as electron-pair chung có mức độ như nhau với từng acceptors and donors, and for his researches on fluorescence, phosphorescence and theories of color in organic molecules. Lewis was always personally active in the laboratory, and it was while working there that he suddenly died. nguyên tử, Cl2.  Liên kết có cực: cặp e liên kết chung bị dịch về một trong hai nguyên tử, HCl. Liên kết càng bền thì năng lượng liên kết càng lớn. 11 Department of Inorganic Chemistry - HUT
Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt Năng lượng liên kết cộng hóa trị trong một phân tử là năng lượng cần thiết để làm đứt liên kết đó Năng lượng của liên kết tăng khi độ bội của liên kết tăng A2: EA-A là nhiệt của phản ứng phân hủy phân tử thành 2 nguyên tử ở trạng thái khí. ABn: EA-B có giá trị tuyệt đối bằng 1/n năng lượng tạo thành phân tử đó từ các nguyên tử ở trạng thái khí. AnBm: áp dụng phương pháp lai hóa và cộng hưởng để tính. 12 Department of Inorganic Chemistry - HUT
Covalent Bonds Sharing electrons creates covalent bonds, very strong bonds that produce a molecule. Notice, in this figure, that molecules can be depicted in several different ways. 13
Covalent Bonds Methane, ball and stick model 14
Polar Covalent Bonds Elements differ in how strongly they hold shared electrons. Oxygen is one of the most electronegative of all the elements. It will attract shared electrons more than other elements. 15
Polar Covalent Bonds • When pairs of electrons are shared between identical atoms they are shared very evenly. – Examples: H2, N2, Cl2 • However, in heteroatomic molecules (molecules with more than one element), the electron pairs are unevenly shared. – Example: HCl – The electron pair spends more of its time near the chlorine atom than near the hydrogen atom. δ+ HCl δ 16
Water has polar covalent bonds. In a water molecule, oxygen exerts a stronger pull on the shared electrons than hydrogen. – This makes the oxygen (–) (–) end of the molecule slightly negatively charged. O – The hydrogen end of the molecule is slightly H H positively charged. (+) (+) – Water is therefore a polar molecule. 17
Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt A2: EA-A là nhiệt của phản ứng phân hủy phân tử thành 2 nguyên tử ở trạng thái khí. H2(k,cb)  H(k, cb) + H(k, cb) EH-H = ΔHPU = 435 kJ/mol Phân tử EA-A [kJ/mol] Li2 107 Phân tử tương tự nhau có năng lượng Na2 71 K2 50 liên kết khá gần nhau. Rb2 46 Cs2 43 Phân tử kim loại kiềm: Echt khá bé, giảm 159 F2 Cl2 242 192 khi Z tăng. Br2 150 I2 942 Phân tử halogen: Echt lớn hơn, giảm dần N2 494 O2 435 khi Z tăng. H2 560 HF 426 Echt của các nguyên tố đứng cạnh nhau 364 HCl HBr 293 627 trong chu kỳ chênh lệnh nhau nhiều (N2, HI 1070 NO CO O2, F2) do độ bội liên kết18khác nhau (p = Department of Inorganic Chemistry - HUT
Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt ABn: EA-B có giá trị tuyệt đối bằng 1/n năng lượng tạo thành phân tử đó từ các nguyên tử ở trạng thái khí. C(k, cb) + 4H(k, cb)  CH4(k, cb) ΔHPU = -1659 kJ/mol 1659 EC − H = = 414 kJ / mol 4 EC-H trên chỉ là năng lượng trung bình của mội liên kết C-H trong CH4. Thực tế E cần làm đứt lần lượt từng liên kết C-H trong CH4 là 426, 367, 517 và 334 kJ/mol. Khi làm đứt từng liên kết trong ABn sẽ làm biến đổi cấu hình e và hạt nhân của hệ  làm biến đổi năng lượng tương tác của các nguyên tử trong phân tử. CH4 có góc liên kết HCH là 109o28’, khi tách 1 H thành CH3 thì góc HCH là 120o  cấu tạo tứ diện của phân tử CH4 Department biến thành19 cấu tạo tam giác of Inorganic Chemistry - HUT
Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt H2O có năng lượng cần làm đứt liên kết O-H thứ nhất và thứ hai tương ứng là 493 và 426 kJ/mol, còn năng lượng liên kết O-H trung bình là 460 kJ/mol. Khi tách H ra khỏi H2O, trạng thái lai hóa của O không biến đổi là do ở trạng thái cơ bản, O có 2 e hóa trị độc thân và 2 e này được dùng để tạo 2 liên kết O-H trong H2O  khi tách H thì trạng thái hóa trị của O biến đổi tương đối ít và quá trình tách này không đòi hỏi một năng lượng kích thích lớn. Phân tử HgCl2 có năng lượng làm đứt liên kết Hg-Cl lần lượt là 338 và 104 kJ/mol và năng lượng trung bình là 221 kJ/mol. Sự chênh lệch lớn về năng lượng của các liên kết Hg-Cl là do khi đứt liên kết đầu thì trạng thái hóa trị của nguyên tử Hg biến đổi ít, trong khi đứt liên kết Hg-Cl thứ hai đã biến Hg từ trạng thái sp sang trạng thái s2 giải phóng một năng lượng đáng kể bù cho năng lượng cần để làm đứt liên kết. Phân tử CO2 có năng lượng làm đứt lần lượt các liên kết là 530 và 1070 kJ/mol, trung bình là 802 kJ/mol. Lý do là khi tách 1 nguyên tử O ra khỏi CO2 đã chuyển liên kết C-O còn lại trong phân tử từ 1 liên kết đôi thành 1 liên kết ba trong CO. Năng lượng liên kết phụ thuộc vào bậc (độ bội) của liên kết và độ xen phủ của các orbital hóa trị. Bậc liên kết càng lớn, độ xen phủ20các orbital hóa trị