Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 2.1 - Trường ĐH Phenikaa

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:27

Thêm vào BST

Báo xấu

6
lượt xem 3
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 2.1 Liên kết hoá học và cấu tạo phân tử được biên soạn gồm các nội dung chính sau: Khái niệm một số đại lượng. Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 2.1 - Trường ĐH Phenikaa

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO TRƯỜNG ĐẠI HỌC PHENIKAA BÀI GIẢNG HỌC PHẦN HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG GIẢNG VIÊN: TS. PHẠM THỊ LAN HƯƠNG TS. VŨ THỊ HỒNG HÀ TS. ĐẶNG VIẾT QUANG 1
1 Cấu tạo nguyên tử 2 Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 3 Trạng thái tập hợp của chất 4 Nguyên lý I của nhiệt động học 5 Nguyên lý II của nhiệt động học 6 Cân bằng hóa học 7 Dung dịch 8 Dung dịch chất điện ly 9 Động hóa học 10 Các quá trình điện hóa
1 Cấu tạo nguyên tử 2 Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 3 Trạng thái tập hợp của chất 4 Nguyên lý I của nhiệt động học 5 Nguyên lý II của nhiệt động học 6 Cân bằng hóa học 7 Dung dịch 8 Dung dịch chất điện ly 9 Động hóa học 10 Các quá trình điện hóa
1 Khái niệm một số đại lượng 2 Các thuyết về liên kết và các loại liên kết hóa học
Độ âm điện χ Đại lượng cho biết khả năng nguyên tử của một nguyên tố hút electron liên kết về phía nó Độ phân cực của liên kết. • Χ càng lớn nguyên tử càng dễ thu electron. • Thang độ âm điện thông dụng do Pauling đề xuất
Độ âm điện χ
Độ âm điện χ • Chu kỳ: từ trái sang phải độ âm điện của các nguyên tố tăng dần • Phân nhóm chính: từ trên xuống dưới độ âm điện giảm dần • Kim loại kiềm có χ ≤ 1 • Phi kim có χ > 2 HCl
Độ phân cực của liên kết. Momen lưỡng cực • Độ phân cực của liên kết momen lưỡng cực μ (D-Đơ bai) Liên kết H-F H-Cl H-Br H-I Μ (D) 1,91 1,07 0,79 0,38 • Các phân tử phân cực dễ dàng tan trong dung môi phân cực và ngược lại. Vd: - PT Phân cực: CO, NO, H2O, SO2, CHCl3… - PT không Phân cực: CO2, SO3, CCl4…
• Thuyeát Baùt töû cuûa Lewis • Thuyeát töông taùc caùc caëp Lieân keát ion electron (VSEPR) Lieân keát kim loaïi Lieân keát coäng hoùa trò • Thuyeát Lieân keát Hoùa Trò(VB) • Thuyeát Vaân ñaïo Phaân töû (MO)
Thuyeát Baùt töû cuûa Lewis Electron hoùa trò naèm trong caùc lôùp voû ngoaøi cuøng chöa baõo hoøa cuûa nguyeân töû Lieân keát hoùa hoïc Luaät “Baùt töû” Caùc nguyeân töû coù xu höôùng cho, nhaän, hay söû duïng chung electron ñeå ñaït tôùi caáu hình lôùp voû ngoaøi cuøng beàn vöõng coù 8 electron G.N.Lewis (1875-1946 Mỹ)
Moâ taû caùc electron hoùa trò cuûa caùc nguyeân töû · Hydro: H Natri: Na · ·· Cl ·· · Clo: ··
Söï hình thaønh lieân keát Söï hình thaønh NaCl: ·· ·· Na +· Cl ® Na+ [ Cl ] ·· ·· ·· · ·· ·· Söï hình thaønh HCl: ·· ·· ® H · + Cl Cl ·· ·· ·· H · ·· ·· Kim loaïi nhöôøng electron cho phi kim ñeå taïo lieân keát ion. Hai phi kim duøng chung electron ñeå taïo lieân keát Coäng Hoùa Trò.
Lieân keát ion hình thaønh do söï töông taùc tónh ñieän giöõa caùc ion traùi daáu. ·· Na+ [ Cl ] ·· ·· ··
Liên kết ion Liên kết ion hình thành do sự tương tác tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Điện tích của hai Q1 Q2 ion là Q1 và Q2: · · d Q1Q2 Năng lượng tương tác: E d
Bán Kính Ion
Năng lượng mạng tinh thể • Là đại lượng thể hiện độ bền của liên kết ion. • Được định nghĩa là “sự thay đổi entalpy của quá trình tách 1 mol hợp chất ion ra thành các ion riêng lẻ” • NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) DH = 788 kJ • Năng lượng mạng tỷ lệ thuận với điện tích ion và tỷ lệ nghịch với kích thước ion. • KCl(s) K+(g) + Cl-(g) DH = 701 kJ MgCl2(s) Mg+2(g) + 2 Cl−(g) DH = 3795 kJ
Chu trình Born-Haber
Saép xeáp caùc chaát sau theo thöù töï naêng löôïng maïng taêng daàn: KCl 701 kJ NaF 910 kJ K+ · Cl− · MgO 3795 kJ d KBr 671 kJ K+ Br− · · NaCl 788 kJ d
Lieân keát coäng hoùa trò Khi hai nguyeân töû töông töï nhau hình thaønh lieân keát, khoâng nguyeân töû naøo nhöôøng hay nhaän haún electron. • Duøng chung caëp electron ñeå ñaït caáu hình beàn 8 electron. • Moãi caëp electron duøng chung taïo thaønh moät lieân keát. ·· ·· ® H + Cl · Cl ·· ·· ·· H · ·· ··