intTypePromotion=1
ADSENSE

Bài giảng Hóa học đại cương: Hóa vô cơ

Chia sẻ: Lê Thị Tuyết | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:157

48
lượt xem
8
download
 
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa học đại cương: Hóa vô cơ" với các nội dung cấu tạo nguyên tử - định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học; liên kết hóa học và cấu tạo phân tử; nhiệt động học; động hóa học; đại cương về dung dịch; dung dịch các chất điện li; điện hóa học. Mời các bạn cùng tham khảo bài giảng để nắm chi tiết nội dung kiến thức.

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa học đại cương: Hóa vô cơ

  1. HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG         HÓA VÔ CƠ  1
  2. HÓA VÔ CƠ CHƯƠNG I CẤU TẠO NGUYÊN TỬ ­ ĐỊNH LUẬT TUẦN  HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.1 MỞ ĐẦU Các nhà triết học cổ đại đã giả thiết nguyên tử  tồn tại như những hạt vô cùng nhỏ  không thể nhìn thấy, không thể chia nhỏ được. Cho đến nay sự tồn tại của nguyên tử đã  được xác nhận bằng thực nghiệm. Đến cuối thế kỷ thứ 19, hàng loạt những phát minh quan trọng về vật lý như khám  phá ra các hạt cơ bản: e, p, n... Kết quả phát minh này đã làm cho chúng ta thêm sáng tỏ  nguyên tử là hệ vi mô có cấu trúc khá phức tạp. Bảng 1.1 Khối lượng và điện tích của các hạt trong nguyên  tử Khối lượng (m) Điện tích (q) Loại hạt kg u C Electron 9,1.10­31 5,55.10­4 ­ 1,6.10­19C = ­eo Proton 1,672   10­27 1,007 + 1,6.10­19C = +eo Nơtron 1,675   10­27 1,009 0 Đầu tiên,  Thomson –  Lorentz  đã đưa  mẫu  nguyên tử  ở dạng  hình cầu  với đường  kính khoảng d = 10­10 m = 1A0. Tâm của hình cầu là hạt nhân tích điện dương, các electron  chuyển động xung quanh hạt nhân. Tiếp sau, vào năm 1911 Rucherford đã đề xuất mẫu hành tinh nguyên tử. Ông ví trái  đất và các hành tinh khác như các electron quay quanh mặt trời được coi là hạt nhân. Mẫu  hành tinh nguyên tử do Rucherford đề xướng được hoàn thiện thêm một bước nữa bởi lý  thuyết của Borh. Thuyết của Borh đã đưa ra các luận điểm sau: * Các electron chuyển động xung quanh hạt nhân với quỹ đạo, bán kính hoàn toàn  xác định và được gọi là trạng thái dừng. * Các  electron  chuyển  động  trên quỹ  đạo  này  có  năng  lượng  xác  định  và  năng  lượng của chúng được bảo toàn. * Khi electron nhận năng lượng thì chúng chuyển lên quỹ đạo xa hạt nhân hơn, ở  quỹ  đạo  này electron ở trạng  thái không bền và chúng chuyển về quỹ đạo gần hạt  nhân  hơn đồng thời giải phóng năng lượng  dưới dạng bức xạ điện từ theo công thức sau: 2
  3. E   Ec   − Et   h. 3
  4. HÓA VÔ CƠ c  hc  Với  ν ­ tần số,        E    . Bước sóng λ của bức xạ điện từ do electron  chuyển   từ trạng thái có mức năng lượng cao xuống trạng thái có mức năng lượng thấp hơn đã  tạo ra dãy vạch quang phổ của nguyên tử hiđro. Tuy nhiên thuyết Bohr còn nhiều điểm thiếu sót, hạn chế. 1.2 HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ ­  Hạt  nhân  nguyên  tử  được  cấu  tạo bởi  hai  loại  hạt  proton  và  nơtron  nên  chúng  được mang điện tích dương. Điện tích dương của hạt nhân (Z+) bằng số proton trong hạt  nhân và bằng số thứ tự của nguyên tố đó trong bảng hệ thống tuần hoàn. ­ Số khối A = Z  +  N Z : Số proton ;   N : Số nơtron. ­ Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử. ­ Ký hiệu nguyên tử  A X  . Ví dụ : Clo ( 35 Cl  37  Cl ...) : , Z 17  17 Đồng vị: Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng  số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối của chúng khác nhau. 35  Ví dụ: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng  17 Cl (75,53%)  và 37  vị Cl 17  (24,47%). Hai đồng vị này đều có 17 proton nhưng số nơtron lần lượt là 18 và 20  hạt. Do phần lớn các nguyên tố hóa học là hỗn hợp nhiều đồng vị cấu thành nên trong  thực tế người ta thường xác định nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp đồng vị. Ví dụ: Khối lượng nguyên tử trung bình của clo là: 35.75, 53   37.24, 47  M     35, 49 100 1.3 CƠ SỞ CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 1.3.1 Tính chất sóng hạt của các hạt vi mô Cuối thế kỷ 19, vật lý học đã thu được bằng chứng thực nghiệm chứng tỏ ánh  sáng có tính chất sóng và đầu thế kỷ 20 người ta lại khẳng định ánh sáng có tính chất hạt. Năm 1924, nhà bác học Pháp Louis de Broglie đã mở rộng quan niệm, ông cho rằng  tất cả các hạt vi mô (photon, e, p, n…) đều có tính chất sóng hạt. 4
  5. Theo Planck: E   h.     (1.1) h.c  Theo Einstein: E = m.c2 (1.2) 5
  6. Từ (1), (2) ta có: h  (1.3)      m.c  Đối với hạt vi mô bất kỳ có khối lượng m và chuyển động với vận tốc v thì biểu thức (1.3)  được viết dưới dạng tổng quát  h  (1.4)      sau: m.v  Biểu thức (1.3), (1.4) gọi là hệ thức de Broglie 1.3.2 Nguyên lý bất định Heisenberg Đối với các hạt vi mô người ta không thể xác định đồng thời chính xác cả vị trí và  vận tốc của hạt, do đó không thể xác định quỹ đạo chuyển động của các hạt vi mô. Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v theo trục tọa độ Ox. Gọi   x: Sai số về vị trí ( theo trục Ox)  vx: Sai số vận tốc theo trục  Ox h Ta có:  x    p x   (1.5) 2 h Hay  x    2 m vx + Nếu   x → 0  ⇒   vx  →    ; +   vx  → 0 ⇒   x→   : Như vậy, nếu cho phép tọa độ càng chính xác, thì phép đo vận tốc càng kém chính  xác và ngược lại. Cho  nên  theo  nguyên  lý bất  định  của  Heisenberg  thì  khái  niệm  về  quỹ  đạo  của  electron trong  nguyên  tử  của  Borh trở  thành  vô  nghĩa.  Chính  vì  vậy,  cần phải xây dựng  một  lý  thuyết  mới  mô  tả  cấu  trúc  nguyên  tử.  Lý  thuyết  cơ  học  lượng  tử  đã  được  hình  thành và phát triển để mô tả cấu trúc nguyên tử. 1.3.3 Hàm sóng Trạng thái chuyển động của các hạt vi mô được mô tả bằng một hàm tọa độ được  gọi là hàm sóng kí hiệu  x, y, z   . là
  7. Ý nghĩa vật lý của hàm  x, y, z    là: sóng 2  +    x, y, z    dxdydz   biểu thị xác suất tìm thấy hạt vi mô trong không gian nào đó. + Điều kiện hàm chuẩn hóa: 2     x, y, z  dxdydz   1 −
  8. 1.3.4 Phương trình sóng Schrodinger Năm 1926, Schrodinger đã thiết lập một phương trình liên hệ giữa năng lượng  của hệ và chuyển động của hạt. Phương trình ở trạng thái dừng được viết dưới dạng đơn  giản sau: H .      E.  (1.5) h2 Hˆ   −   là toán tử Hamilton U 2  8   m 2  2  2       ­ Toán tử laplace Δ = 2  2  2 (đạo hàm riêng bậc 2) x y  z  2    2   2    2  Phương trình Schrodinger sẽ  h        (1.6) là: −    U     E 8  2 m    2 2   y  z  E  ­ Năng lượng toàn  x2 phần. h ­ hằng số Planck. ψ ­ phương trình sóng. 1.4 NGUYÊN TỬ MỘT ELECTRON 1.4.1 Phương trình sóng đối với nguyên tử hidro Đối với nguyên tử hidro thế năng giữa electron và proton trong nguyên tử là: 2 U   − e r Phương trình sóng Schrodinger đối với nguyên tử H được viết là: 2 2 8 m  (1.7)     (E    )     e 0 2 h r Để thuận lợi hơn trong quá trình giải phương trình, người ta đã chuyển hệ từ hệ tọa độ  Đềcác sang hệ tọa độ cầu được hiểu bằng tích các hàm của hai phần:  (   ,   ,   )   R  , (r ).Y , (  , (1.8) ) r        n  l  l  ml
  9. + R(r) : Phần bán kính, liên quan đến  2 số lượng tử n và l. + Y(   ,   ): Phần góc, liên quan đến 2 số lượng tử  l và ml Việc  giải  phương  trình  tử  sóng  Schrodinger  không  đề  cập  trong  giáo  trình  này.  Chúng ta chỉ xét kết quả giải phương trình sóng. Ứng với mỗi trạng thái vật lí của electron  được mô tả bằng bộ ba số lượng tử: n, l, m hay hàm sóng   ( n,l ,m) . Các số lượng tử được  nghiên cứu cụ thể ở mục sau. 1.4.2 Các kết quả chính Những kết quả  thu được từ việc giải phương trình Schrodinger sẽ là cơ sở cho lí  thuyết chung về cấu tạo nguyên tử. Những kết quả chính:
  10. a. Số lượng tử chính. ­ kí hiệu là  n ­ Số lượng tử chính nhận các giá trị nguyên dương:   n  =  1, 2, 3, 4…+∞. ­ Số lượng tử chính dùng để xác định mức năng lượng của các electron trong nguyên  tử 2  2 4  2   m Z  e 1 bằng công  E    −           e               (1.9) thức: n (4 0 2  2  ) h n 2 2  4  2   m e 1 ­ Đối với nguyên tử hidro Z = 1  E    −             e          (1.10) thì: n (4 0 2  2      2 ) h n −13, 6   ­ Thay số ta được: E     (1.11) (eV ) n  ­ Với n = 1, E1 = ­13,6 (eV) n2 ­ Với n = 2, E2 = ­13,6/4 = ­3,4 (eV) ­ Với n = 3, E1 =  ­13,6/9  = ­1,5 (eV) ­ Người ta gọi mức năng lượng ứng với các e có cùng 1 giá trị của n là: Số lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 7 Mức năng lượng E n K L M N O P Q ­ Số lượng tử n càng lớn mức năng lượng En  càng cao. ­  Đối với ion giống hidro thì năng lượng của eletron được xác định bằng công thức: −13, 6.Z  2 En   (eV ) . (1.12) n2 ­ Z là điện tích hạt nhân. b. Số lượng tử phụ + kí hiệu là ℓ. + Số lượng tử phụ nhận các giá trị ℓ = 0, 1, 2, 3… n – 1. Ví dụ:  n = 4 thì số lượng tử phụ nhân các giá trị:  ℓ = 0, 1, 2, 3. + Người ta đặt tên cho các electron theo giá trị số lượng tử phụ  của l: Số lượng tử phụ ℓ 0 1 2 3
  11. Phân lớp electron s p d f * Ý nghĩa: + Số lượng tử phụ để xác định mômen động lượng   M   của electron trong nguyên tử theo  biểu thức:
  12. h M   l (l   1).  (1.13) 2 + Cho biết các phân mức năng lượng trong lớp thứ n. + Cho biết hình dạng của đám mây electron. c. Số lượng tử từ + kí hiệu: ml + Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ +1) giá trị của mℓ: mℓ  = 0;±1; ±2; ±3;. ...; ± ℓ. + Ví dụ ℓ = 2 m1  = ­2, ­1, 0, 1, 2. + Giá trị hình chiếu mômen động lượng obitan trên trục Z được tính bằng công  thức: h M z    ml . (1.14) 2 Bảng 1.2 Mối liên hệ giữa số lượng tử chính n và số lượng phụ ℓ Số lượng tử chính n Số lượng tử phụ  ℓ Dạng orbitan nguyên tử 1 0 s 0 s  2 1 p 0 s  3 1 p  2 d 0 s  1 p  4 2 d  3 f d. Số lượng tử từ spin (ms ) Để mô tả đầy đủ trạng thái của e, người ta đã bổ sung thêm số lượng tử thứ 4 gọi  là số lượng tử spin. Số lượng tử spin mô tả sự tự quay của e quanh trục riêng của nó. ­ Mô men của spin có giá trị. M s  s(s   1).  với s  (1.15) h 1 2 2 ­ Hình chiếu của mômen spin trên trục z là: h M s  ms . (1.16) z 2 ­ Số 
  13. lượng tử ms  gọi là số lượng tử từ spin, số lượng tử từ spin chỉ nhận 2 giá trị:  ms    s  1   2 .
  14. 1.4.3 Mây electron. 2  ­     x, y, z    dxdydz  tại một điểm có tọa độ x, y, z biểu thị xác xuất tìm thấy  electron tại điểm đó. Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới  hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử. Hình 1.2 Hình dạng một số các AO ­ s, p,  d 1.5 NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
  15. 1.5.1 Khái niệm lớp, phân lớp, obitan nguyên tử.
  16. a. Lớp electron + Các electron có cùng trị số n được xếp vào cùng một lớp, chúng có mức năng  lượng gần bằng nhau. + Lớp electron được kí hiệu : n 1 2 3 4 5 6 7 Lớp electron K L M N O P Q Lớp K là lớp gần hạt nhân nhất, có năng lượng thấp nhất và liên kết chặt chẽ với hạt  nhất. nhân Lớp ngoài cùng là lớp có năng lượng cao nhất, liên kết với hạt nhân kém chặt chẽ  nhất. Vì vậy, dễ tách ra khỏi nguyên tử nhất. b. Phân lớp electron + Các electron có cùng trị số n, ℓ được xếp vào cùng một phân lớp, chúng có mức  năng lượng bằng nhau. + Kí hiệu: ℓ = 0 1 2 3... phân lớp s p d f... + Ứng với một giá trị của n có n giá trị số lượng tử phụ của ℓ : ℓ=0, 1, 2,. ..n­1. + Lớp thứ n có n phân lớp Ví dụ: n = 1 → ℓ=0 → có một phân lớp 1s. n = 2 → ℓ=0; ℓ=1→ có hai phân lớp 2s 2p. n = 3 → ℓ=0; ℓ=1; ℓ=2→ có ba phân lớp 3s 3p 3d. c. Obitan nguyên tử ( kí hiệu AO) + Các electron có cùng trị số n, ℓ, mℓ  được xếp vào cùng một obitan. + Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ+1) giá trị của m ℓ  : mℓ = ­ℓ,... 0, 1, 2,...ℓ. + Số giá trị của mℓ bằng số obitan nguyên tử. Ví dụ: phân lớp s: ℓ=0 → mℓ =0 → có 1 obitan. kí hiệu: phân lớp p: ℓ=1 → mℓ = ­1, 0, 1→ có 3 obitan phân lớp d: ℓ=2 → mℓ = ­2, ­1, 0, 1, 2 → có 5 obitan  phân lớp f: ℓ=3 →  mℓ = ­3, ­2, ­1, 0, 1, 2, 3 có 7 obitan. 1.5.2 Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử
  17. a. Nguyên lý Pauli
  18. ­ Nguyên lý: Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng trị số 4 số  lượng tử như nhau. ­ Các hệ quả của nguyên lý Pauli. + Trong một AO chỉ chứa tối đa 2 electron . Vì 2 electron có cùng n,  ℓ, mℓ  thì ms  phải khác nhau, mà ms  có 2 giá trị là ± ½ nên  1 obitan có tối đa 2 electron. + Trong mỗi phân lớp chỉ chứa tối đa 2(2ℓ+1) electron. Vì  một  giá  trị  ℓ  có  (2ℓ+1)  giá  trị  của  mℓ  →  có  (2ℓ+1)  obitan  →  có  tối đa  2(2ℓ+1) electron. Ví dụ: Phân lớp s: ℓ=0 → có (2.0+1) = 1 AO → có tối đa 2 electron  Phân lớp p: ℓ=1 → có (2.1+1) = 3 AO → tối đa 6 electron  Phân lớp d: ℓ=2 → có (2.2+1) = 5 AO → tối đa 10 electron  Phân lớp f: ℓ=3 → có (2.3+1) = 7 AO → tối đa 14 electron +  Trong mỗi lớp chứa tối đa 2n2 electron. n-1 Vì số obitan trong một lớp   (2l  1)  n2 → số electron tối đa trong một lớp là 2n2. là l 0 Ví dụ:  Lớp thứ nhất n = 1 có 2  electron Lớp thứ hai n = 2 có 8  electron Lớp thứ hai n = 3 có  18 electron b. Quy tắc kinh nghiệm Klechkowsky Đối với nguyên tử nhiều electron thì năng lượng không chỉ phụ thuộc vào số  lượng tử chính n mà còn phụ thuộc vào số lượng tử phụ ℓ. Theo quy tắc kinh nghiệm Klechkowski thứ tự năng lượng các obitan nguyên tử là: + Năng lượng của các obitan nguyên tử tăng theo tổng giá trị (n+l). + Nếu hai obitan nguyên tử có tổng giá trị (n+l) như nhau thì obitan nào có số  lượng tử chính  n lớn hơn có năng lượng lớn hơn. Ví dụ: Phân lớp : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p (n+ℓ): 1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 4+0 3+2 4+1 Dựa vào quy tắc trên ta sắp xếp được thứ tự các mức năng lượng của các AO từ thấp 
  19. đến cao như sau: 1s
  20. Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt các orbitan có  mức năng lượng từ thấp tới cao, theo thứ tự : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p.... d. Quy tắc Hund Trong một phân lớp chưa bão hòa, các electron được sắp xếp vào các ô lượng tử  sao cho tổng spin là cực đại. Ví dụ: C (Z=6) 1s22s22p2 Không xếp theo kiểu: Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử C phải là. Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử N: Chú ý: +  Khi điền electron vào các obitan trong một phân lớp ta chấp nhận qui ước như  sau: Trình tự điền electron lần lượt từ trái sang phải. + Một số nguyên tử có cấu hình bất thường như: Cr, Cu, Ag, Mo, Ru, Rh, Pd... Ví dụ: + Cr (Z=24) Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2 Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1 + Cu (Z=29) thực tế là: 1s22s22p63s23p63d104s1 1.6 HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.6.1 Định luận tuần hoàn Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep đưa ra năm 1869, ngày  nay định luật được phát biểu như sau: Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như  thành phần và tính chất của các  hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng dần điện tích hạt  nhân nguyên tử.
ADSENSE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

 

Đồng bộ tài khoản
2=>2