Bài giảng môn học Hóa đại cương - Phạm Thị Thanh

Chia sẻ: Năm Tháng Tĩnh Lặng | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:68

Thêm vào BST

Báo xấu

87
lượt xem 12
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

(NB) Bài giảng môn học Hóa đại cương có cấu trúc gồm 3 phần với các nội dung sau: Cấu tạo nguyên tử, nhiệt động hoá học, động hoá học và điện hoá học. Trong mỗi phần được chia thành các chương nhỏ giúp người học nắm bắt nội dung kiến thức một cách chi tiết và dễ hiểu. Mời các bạn cùng tham khảo.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng môn học Hóa đại cương - Phạm Thị Thanh

BỘ CÔNG THƯƠNG TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP & XÂY DỰNG  BÀI GIẢNG MÔN HỌC HÓA ĐẠI CƯƠNG Dùng cho hệ Cao đẳng chuyên nghiệp (Lưu hành nội bộ) Người biên soạn: Phạm Thị Thanh Uông Bí, năm 2010
Phần I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ Chương I: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ I. Thành phần cấu tạo của nguyên tử 1. Các hạt cơ bản tạo nên nguyên tử: proton (p), nơtron (n) và electron (e) 2. Cấu tạo nguyên tử: Nguyªn tö gồm: vá nguyªn tö gåm c¸c e me= 1,67.10-27 = 0,00055u q e =1- (®v®t) m p  1u proton qp  1 mn  1u H¹t nh©n nguyªn tö N¬tron qn  0 -27 Chú ý: 1u = 1,67.10 kg 1đvđt = 1,602.10-19C 3. ĐiÖn tÝch h¹t nh©n và Số khối : * §THN = Z+ * Sè ®¬n vÞ §THN = Sè proton = sè electron = Z * Sè khèi (A): Sè khèi lµ tæng sè h¹t proton(Z) vµ n¬tron (N) cña h¹t nh©n nguyªn tö ®ã. A=Z+N - Chó ý: * Sè ®¬n vÞ ®iÖn tÝch h¹t nh©n Z vµ sè khèi A ®Æc trng cho nguyªn tö. Dùa vµo sè khèi A vµ sè §¬n vÞ §THN, ta biÕt ®îc cÊu t¹o nguyªn tử. * NÕu nguyªn tö cña nguyªn tè cã Z≤ 82 (trõ H) th× cã tØ sè: 1 ≤ N/Z ≤ 1,52. * NÕu nguyªn tö cña nguyªn tè cã Z ≥ 82 th× cã tØ sè: 1 ≤ N / Z ≤ 1,25. 4. Biểu thị nguyên tử: A: sè khèi; Z: sè proton II. Khảo sát lớp vỏ nguyên tử (Thuyết cấu tạo nguyên tử hiện đại theo cơ học lượng tử ) 1. Các luận điểm cơ bản của cơ học lượng tử 1.1. Tính chất sóng hạt của các hạt vi mô (thuyết De Broglie) h : là hằng số Planck bằng 6,62.10-27 erg.s = 6,62.10-34 J.s m: khèi lîng cña vËt (kg) v: vËn tèc chuyÓn ®éng cña vËt(m/s) 1
Tiªn ®Ò §¬ Br¬i: “Vi h¹t ®îc m« t¶ bëi tÝnh chÊt h¹t th× còng ®îc m« t¶ b»ng tÝnh chÊt sãng” NÕu vËt cã khèi lîng nhá (vi m«) kh«ng thÓ bá qua tÝnh chÊt sãng cña chóng. NÕu vËt cã khèi lîng lín (vÜ m«) th× bíc sãng rÊt nhá cã thÓ bá qua tÝnh chÊt sãng. VÝ dô: a. Mét e cã khèi lîng m = 9,1.10-31(kg) chuyÓn ®éng víi vËn tèc v = 106 (m/s) b. Mét xe t¶i cã khèi lîng m=103kg chuyÓn ®éng víi vËn tèc v = 10(km/h) . TÝnh  cho e vµ cho xe t¶i? Gi¶i h 6,625.1034 Víi e:    7,28.1010(m) me .V 9,1.10 .10 31 6 Víi kÝch cì nguyªn tö lµ 1Ao th× =7,3A0 lµ quan träng. h 6,625.1034 Víi xe t¶i:   3 5  2,4.1038(m)  2,4.1028 A0 m.V 10 .10 / 3600  xe t¶i cã thÓ bá qua tÝnh chÊt sãng v×  qu¸ nhá. 1.2. Nguyên lý bất định Heisenberg Néi dung: Kh«ng thÓ x¸c ®Þnh ®ång thêi chÝnh x¸c c¶ täa ®é vµ vËn tèc cña h¹t vi m«, do ®ã kh«ng thÓ vÏ hoµn toµn chÝnh x¸c quü ®¹o chuyÓn ®éng cña h¹t vi m«. h HÖ thøc bÊt ®Þnh: V x .X  2 .m Trong ®ã: Vx: ®é bÊt ®Þnh täa ®é; X: ®é bÊt ®Þnh vÒ vËn tèc Theo ®ã viÖc x¸c ®Þnh täa ®é cµng chÝnh x¸c (X cµng nhá) th× ®o vËn tèc cµng kÐm chÝnh x¸c (Vx cµng lín) vµ ngîc l¹i. 2. Hàm sóng Trạng thái của một hệ vĩ mô sẽ hoàn toàn được xác định nếu biết quĩ đạo và tốc độ chuyển động của nó. Trong khi đó đối với những hệ vi mô như electron, do bản chất sóng - hạt và nguyên lí bất định, không thể vẽ được các quĩ đạo chuyển động của chúng trong nguyên tử. Thay cho các quĩ đạo, cơ học lượng tử mô tả mỗi trạng thái của electron trong nguyên tử bằng một hàm số gọi là hàm sóng, kí hiệu là ψ (pơxi). Bình phương của hàm sóng ψ2 có ý nghĩa vật lí rất quan trọng: ψ2 biểu thị xác suất có mặt của electron tại một điểm nhất định trong vùng không gian quanh hạt nhân nguyên tử. Hàm sóng ψ nhận được khi giải phương trình sóng đối với nguyên tử. + Hµm sãng ®îc t×m thÊy tõ viÖc gi¶i ph¬ng tr×nh sóng Schrodinger. + B¶n th©n hµm sãng kh«ng cã ý nghÜa vËt lÝ g× nhng b×nh ph¬ng cña nã:   2 dv cho biÕt x¸c suÊt ph¸t hiÖn e trong thÓ tÝch dv.   2 x¸c ®Þnh mËt ®é x¸c suÊt hay x¸c suÊt t×m thÊy e t¹i 1 ®iÓm trong kh«ng gian. 2
* Phương trình sóng Schrodinger 3. Obitan nguyên tử. Mây electron Các hàm sóng ψ1, ψ2, ψ3... - nghiệm của phương trình sóng, được gọi là các obitan nguyên tử (viết tắt là AO) và kí hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p... 3d... Trong đó các con số dùng để chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, d dùng để chỉ các phân lớp. Ví dụ: 2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s 2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p 3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d Như vậy: Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của electron trong nguyên tử. Nếu biểu diễn sự phụ thuộc của hàm ψ2 theo khoảng cách r, ta được đường cong phân bố xác suất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản. Ví dụ: Khi biểu diễn hàm số đơn giản nhất ψ1 (1s) mô tả trạng thái cơ bản của electron (trạng thái e có năng lượng thấp nhất) trong nguyên tử H, ta có hình 3. Hình 3 Xác suất có mặt của electron ở gần hạt nhân rất lớn và nó giảm dần khi càng xa hạt nhân. Một cách hình ảnh, người ta có thể biểu diễn sự phân bố xác suất có mặt electron trong nguyên tử bằng những dấu chấm. Mật độ của các chấm sẽ lớn ở gần hạt nhân và thưa dần khi càng xa hạt nhân. Khi đó obitan nguyên tử giống như một đám mây, vì vậy gọi là mây electron. Để dễ hình dung, người ta thường coi: Mây electron là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 90 - 95% xác suất). Như vậy, mây electron có thể coi là hình ảnh không gian của obitan nguyên tử. 4. Hình dạng của các mây electron Nếu biểu diễn các hàm sóng (các AO) trong không gian, ta được hình dạng của các obitan hay các mây electron (hình 4). 3
Mây s có dạng hình cầu. Các mây p có hình số 8 nổi hướng theo 3 trục tọa độ Ox, Oy, Oz được kí hiệu là px, py, 5. Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử Ngêi ta gäi c¸c hµm sãng lµ c¸c obitan( khu vùc bao xung quah h¹t nh©n t¹i ®ã sù cã mÆt cña c¸c electron lµ lín nhÊt). Khi tån t¹i trong kh«ng gian 3 chiÒu, electron cã 3 bËc tù do.Trong phÐp gi¶I hµm sãng ®iÒu nµy lµm xuÊt hiÖn 3 trÞ sè nguyªn, ®ã lµ c¸c sè lîng tö 5.1. Số lượng tử chính n ( lớp electron hay năng lượng electron) - Gi¸ trÞ: n=1,2,…, (nguyªn d¬ng) n 1 2 3 4 …… Lớp K L M N …... Chu kỳ 1 2 3 4 …… Sè lîng tö chÝnh cho biÕt: + sè líp e trong nguyªn tö + KÝch thíc m©y electron ( n cµng lín, kÝch thíc m©y e cµng lín  mËt ®é m©y e cµng lo·ng) + Møc n¨ng lîng trung b×nh cña c¸c electron trong cïng mét líp ®èi víi nguyªn tö nhiÒu electron: z'2 EC  13,6. 2 (eV) n + Møc n¨ng lîng cña nguyªn tö H vµ ion cã 1 electron z2 EC  13,6. 2 (eV) n Trong ®ã: Z’ = Z - A; Z’: §iÖn tÝch h¹t nh©n hiÖu dông ®èi víi e ®ang xÐt. A: HÖ sè ch¾n 5.2. Số lượng tử phụ l (phân lớp electron, hình dạng obitan ) Sè lîng tö phô nhËn c¸c gi¸ trÞ l = 0  n-1. Mỗi giá trị của số lượng tử phụ ứng với một kiểu obitan. l 0 1 2 3 Phân lớp s p d f Sè lîng tö phô cho biÕt: 4
+ §Æc ®iÓm ph©n líp electron cña líp ®ã + Ph©n møc n¨ng lîng trong líp. (Thø tù møc n¨ng lîng trong mét lớp t¨ng tõ ns  np  nd  nf) + H×nh d¹ng m©y electron (hình 4) M©y electron s cã d¹ng h×nh cÇu M©y electron p cã d¹ng h×nh sè 8 næi M©y electron d,f cã d¹ng phøc t¹p h¬n. Hình 4 5.3. Số lượng tử từ ml (electron thuộc obitan nào, hướng của obitan ) Số lượng tử từ ml phô thuéc vµo sè lîng tö phô: nhận giá trị (-l  0 +l ) (nguyªn). Mçi gi¸ trÞ cña sè lîng tö tõ t¬ng øng víi 1 obitan nguyªn tö VÝ dô: l = 0 ---> ml = ( 0) ---> có 1AOs l = 1 ---> ml = ( -1; 0; +1) ---> có 3 AOp l = 2 ---> ml = (-2; -1; 0; +1;+2) ---> có 5 AOd l = 3 ---> ml = (-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) ---> có 7 AOf 5.4. Số lượng tử spin ms (chiều tự quay của e): Để mô tả đầy đủ trạng thái của electron trong nguyên tử cần xét thêm số lượng tử spin đặc trưng cho chuyển động riêng của electron. ms nhận hai giá trị +1/2 và –1/2. Trong AO các electron được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược chiều nhau  6. Qui luật phân bố các electron trong nguyên tử Trong nguyên tử nhiều electron, các electron được phân bố vào các AO tuân theo một số nguyên lí và qui luật như sau: 6.1. Nguyên lí ngăn cấm (Paoli - Thụy Sĩ) Trong mét nguyªn tö kh«ng thÓ cã 2e cïng cã 4 sè lîng tö gièng nhau. C¸c e trong mét « lîng tö cã 3 sè lîng tö gièng nhau  Theo nguyên lí này, trong mỗi AO chỉ có tối đa hai electron có chiều tự quay (spin) khác nhau là +1/2 và -1/2. Ví dụ: Ở lớp K (n=1)  l = O  ml = O  ms = +1/2 và ms = -1/2. Vậy lớp K có nhiều nhất 2 electron: E1: l = O  ml = O  ms = +1/2 E2: l = O  ml = O  ms = -1/2 Như vậy: Số Phâne tối mứcđa 2 s 6 p 10 d 14 f Số AO 1 3 5 7 5
6.2. Nguyên lí vững bền. Cấu hình electron của nguyên tử Trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt các obitan có năng lượng từ thấp đến cao. Bằng phương pháp quang phổ nghiệm và tính toán lí thuyết, người ta đã xác định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau đây: 1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p... Dựa vào nguyên lí ngăn cấm và nguyên lí vững bền, người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên tố bằng cấu hình electron. Để có cấu hình electron của một nguyên tố, trước hết ta điền dần các electron vào bậc thang năng lượng của các AO. Sau đó sắp xếp lại theo từng lớp AO. Ví dụ: Sc (z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Chú ý: Có một số ngoại lệ Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Cấu hình 3d10 4s1 (trạng thái vội bão hòa) bền hơn cấu hình 3d9 4s2 Cấu hình 3d5 4s1 (trạng thái vội nửa bão hòa) bền hơn cấu hình 3d4 4s2 6.3. Qui tắc Hun (Hund - Đức). Cấu hình electron dạng ô lượng tử Ngoài cách biểu diễn các AO dưới dạng công thức như trên, người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử. Các AO của cùng một phân mức được biểu diễn bằng những ô vuông liền nhau. Trong mỗi ô lượng tử (mỗi AO) chỉ có thể có 2 electron có spin ngược nhau được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau ↓↑. Trên cơ sở thực nghiệm, Hun đã đưa ra một qui tắc phân bố các electron vào các ô lượng tử như sau: Trong một phân mức, các electron có xu hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho số electron độc thân là lớn nhất. Ví dụ: 3s 3p 3d ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ Thông thường chỉ cần viết cấu hình electron đối với các phân mức ở lớp ngoài cùng và phân mức d hoặc f ở lớp sát ngoài cùng mà chưa bão hòa. Cần lưu ý rằng cấu hình nói trên là đối với các nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Khi bị kích thích electron có thể nhảy lên những phân mức cao hơn trong cùng một mức. VÝ dô: 2 6C : 2s 2p2 → C* : 2s1 2p3    →     Như vậy ở trạng thái cơ bản C có hai electron độc thân, còn ở trạng thái kích thích nó có bốn electron độc thân. Chính các electron độc thân này là các electron hóa trị. 6
----------------------------------------------------------- Chương II. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn: 1. Nguyên tắc sắp xếp: C¸c nguyªn tè ®îc s¾p xÕp theo chiÒu t¨ng dÇn cña ®iÖn tÝch h¹t nh©n nguyªn tö + c¸c nguyªn tè cã cïng sè líp electron trong nguyªn tö ®îc xÕp vµo 1 hµng + c¸c nguyªn tè cã sè electron hãa trÞ trong nguyªn tö nh nhau ®îc xÕp thµnh mét cét (electron ho¸ trÞ lµ e cã kh¶ n¨ng tham gia h×nh thµnh liªn kÕt ho¸ häc. Chóng thêng n»m ë líp ngoµi cïng hoÆc ë c¶ ph©n líp s¸t líp ngoµi cïng nÕu ph©n líp ®ã cha b·o hoµ.) Nhận xét: Tổng số electron thuộc lớp ngoài cùng (s + p) bằng chỉ số nhóm. Số lớp electron bằng chỉ số chu kì. a. ¤ nguyªn tè. STT « = Sè hiÖu nguyªn tö = sè ®¬n vÞ ®iÖn tÝch h¹t nh©n = sè proton = sè electron b. Chu k×  Chu k× lµ d·y c¸c nguyªn tè mµ nguyªn tö cña chóng cã cïng sè líp electron ®îc s¾p xÕp theo chiÒu ®iÖn tÝch h¹t nh©n t¨ng dÇn  Sè thø tù cña chu k× b»ng sè líp electron trong nguyªn tö  Chu k× nµo còng b¾t ®Çu b»ng mét kim lo¹i kiÒm vµ kÕt thóc b»ng mét khÝ hiÕm (trõ chu k× 1 và chu kì 7 lµ ®Æc biÖt) B¶ng tuÇn hoµn gåm 7 chu k×. C¸c chu k× 1,2,3 lµ chu k× nhá. Mçi chu k× gåm 8 nguyªn tè (trõ chu k× 1 cã 2 nguyªn tè.) C¸c chu k× 4,5,6,7 lµ chu k× lín. Chu k× 4,5 cã 18 nguyªn tè; chu k× 6 cã 32 nguyªn tè; chu k× 7 cha ®Çy ®ñ. c. Nhãm nguyªn tè Nhãm nguyªn tè gåm c¸c nguyªn tè cã cÊu h×nh electron nguyªn tö líp ngoµi cïng t¬ng tù nhau  cã tÝnh chÊt hãa häc gÇn gièng nhau ®îc xÕp trong mét cét. B¶ng tuÇn hoµn cã 18 cét ®îc chia thµnh 8 nhãm A(®¸nh sè tõ IAVIIIA) vµ 8 nhãm B (®¸nh sè tõ IIIB VIIIB; IBIIB). Mçi nhãm lµ 1 cét. Riªng nhãm VIIIB gåm 3 cét. STT cña nhãm A = sè electron hãa trÞ cña nguyªn tö c¸c nguyªn tè trong nhãm Chó ý: Nhãm A bao gåm c¸c nguyªn tè s vµ nguyªn tè p . Nhãm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Cêu h×nh e ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Nhãm B bao gåm c¸c nguyªn tè d vµ nguyªn tè f. 7
Nhãm IB IIB IIIB IVB 1 10 2 10 2 1 CÊu h×nh e ns (n-1)d ns (n-1)d ns (n-1)d ns2 (n-1)d2 Nhãm VB VIB VIIB VIIIB 2 3 2 4 2 5 CÊu h×nh e ns (n-1)d ns (n-1)d ns (n-1)d ns2 (n-1)d6 H ®îc xÕp vµo cét 1(v× cã 1 electron ngoµi cïng); He ®îc xÕp vµo cét thø 18 cïng víi c¸c khÝ hiÕm kh¸c. II. Định luật tuần hoàn Tính chất các đơn chất cũng như tính chất và các dạng các hợp chất của những nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử các nguyên tố. III. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử 1. Bán kính nguyên tử: Lµ kho¶ng c¸ch tõ nh©n ®Õn líp electron ngoµi cïng trong nguyªn tö Trong chu kỳ, bán kính nguyên tử giảm dần theo chiều tăng Z (từ trái phải) Trong nhóm, bán kính nguyên tử tăng dần theo chiều tăng Z (từ trên xuống) 2. Năng lượng ion hóa : Lµ n¨ng lîng cÇn tiªu thô ®Ó t¸ch một electron ra khái nguyªn tö.(®¬n vÞ lµ eV.1eV = 1,6.10-19J). M + I1  M+ + e I1 < I2 < I3 Năng lượng ion hóa dïng ®Ó ®o tÝnh kim lo¹i cña nguyªn tè. Nguyªn tö cã n¨ng lîng ion hãa cµng nhá th× cµng dÔ nhîng electron hay cã tÝnh kim lo¹i cµng m¹nh. Trong chu kỳ, từ trái phải I1 giảm dần. Hay trong chu kỳ nguyªn tè kim lo¹i kiÒm cã năng lượng ion hãa thÊp nhÊt, nguyªn tè khÝ tr¬ kÕt thóc mçi chu k× cã I1 lín nhÊt. Trong phân nhóm chính: từ trên xuống I1 giảm Trong phân nhóm phụ: từ trên xuống I1 tăng VÝ dô: Nguyªn tè Li Na K Rb Cs I1 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 3. T¸c dông ch¾n vµ bÞ ch¾n cña c¸c electron trong nguyªn tö. Sù tuÇn hoµn thø cÊp a. T¸c dông ch¾n vµ bÞ ch¾n cña c¸c electron trong nguyªn tö Trong nguyªn tö cã nhiÒu electron, ngoµi lùc hót cña h¹t nh©n ®èi víi c¸c electron cßn cã lùc ®Èy gi÷a c¸c electron.Khi ®ã ngêi ta nãi c¸c electron ch¾n lÉn nhau. Nh vËy trong mçi nguyªn tö mçi electron ®Òu bÞ ch¾n bëi c¸c electron cßn l¹i vµ chÝnh nã l¹i ch¾n c¸c electron kh¸c. electron cµng ë xa h¹t nh©n th× bÞ ch¾n cµng nhiÒu vµ t¸c dông ch¾n cña nã ®èi víi c¸c electron cµng Ýt. C¸c electron ë c¸c ph©n líp kh¸c nhau th× møc ®é ch¾n còng kh¸c nhau. C¸c electron trong cïng mét líp ch¾n nhau kÐm, trong cïng mét ph©n líp ch¾n nhau 8
cßn kÐm h¬n. Møc ®é ch¾n ë c¸c ph©n líp t¨ng lÇn lît tõ s, p, d, f…§Æc biÖt c¸c electron trong cïng mét ph©n líp ®Çy mét nöa sè electron ch¾n nhau kÐm nhÊt. b. Sù tuÇn hoµn thø cÊp: Lµ sù biÕn thiªn kh«ng ®Òu ®Æn tÝnh chÊt c¸c nguyªn tè vµ hîp chÊt cña chóng . * Trong mét chu k× tõ tr¸i sang ph¶i, I1 t¨ng dÇn nhng sù t¨ng ®ã kh«ng ®Òu ®Æn vµ cã vµi cùc ®¹i nhá cña I1. HiÖn tîng nµy gäi lµ sù tuÇn hoµn néi t¹i cña I1. VD: ë chu k× 2 cã 2 cùc ®¹i nhá lµ Be vµ N. ë chu k× 3 cã 2 cùc ®¹i nhá lµ Mg vµ P. Gi¶i thÝch : ë Be vµ Mg (nhãm IIA) cã ph©n líp electron ngoµi cïng lµ ns2 b·o hßa electron, do ®ã nguyªn tö sau lµ B vµ Al ®îc ®iÒn vµo np: 2e ghÐp ®«i nªn ch¾n rÊt m¹nh, lµm cho electron np liªn kÕt víi nh©n Ýt chÆt chÏ h¬n so víi c¸c electron ns  I1 gi¶m tõ Be ®Õn B vµ tõ Mg ®Õn Al. * Trong mét ph©n nhãm chÝnh theo chiÒu tõ trªn xuèng díi do sù co b¸n kÝnh nguyªn tö g©y ra bëi sù xÕp electron vµo c¸c líp d vµ f ë bªn trong vµ do t¸c dông ch¾n cña c¸c electron nµy  I1 gi¶m Ví dụ: Trong nhãm IVA: rC < rSi  IC < ISi  I1 t¨ng rSi > rGe  ISi > IGe  I gi¶m ( do xuÊt hiÖn ph©n líp (n-1) d) rGe < rSn  IGe < ISn  I1 t¨ng  Trong nhãm IVA cã 2 : IC < ISi ; IGe < ISn nhng ISi > IGe Hay nhãm VA, N vµ P ®Òu cã 3e ®éc th©n ë np3 ( nöa b·o hßa):    2 nguyªn tö sau nã lµ O vµ S ë 1 AO 2p cã 2e ghÐp ®«i nªn ®Èy nhau m¹nh h¬n so víi electron chiÕm 1 AO:    Nh vËy viÖc t¸ch 1e ë O, S dÔ dµng h¬n so víi viÖc t¸ch 1e ë N, P lµm cho I1 gi¶m tõ N  O vµ tõ P  S 3. Aí lùc víi electron nguyªn tö (E) Lµ n¨ng lîng táa ra hay thu vµo khi mét nguyªn tö trung hßa ë tr¹ng th¸i tù do thu thªm mét electron ®îc ®o b¨ng eV hoÆc kcal/mol: X + 1e = X + E Gi¸ trÞ cña E cµng ©m th× ái lùc víi electron cña nguyªn tö cµng m¹nh.Nh÷ng nguyªn tö nhãm VIIA cã ái lùc víi electron m¹nh nhÊt. Nh÷ng nguyªn tö cã ph©n líp electron ngoµi cïng lµ ns2 hoÆc np6 hoÆc np3 cã ái lùc víi electron yÕu nhÊt (do tr¹ng th¸i b·o hßa – nöa b·o hßa electron nªn khả n¨ng kÕt hîp thªm electron kÐm) 4. Độ âm điện Lµ ®¹i lîng ®Æc trng cho kh¶ n¨ng hót cÆp electron vÒ phÝa m×nh cña nguyªn tö c¸c nguyªn tè hãa häc. §é ©m ®iÖn cµng lín kh¶ n¨ng hót electron cµng m¹nh. 9
IE §é ©m ®iÖn ®îc tÝnh tõ I vµ E theo c«ng thøc   2 §é ©m ®iÖn dïng ®Ó tiªn ®o¸n møc ®é ph©n cùc cña liªn kÕt vµ xÐt hiÖu øng dÞch chuyÓn e trong ph©n tö: Khi h×nh thµnh mèi liªn kÕt hãa häc gi÷a hai nguyªn tö, electron hãa trÞ chuyÓn tõ nguyªn tö cã ®é ©m ®iÖn nhá sang phÝa nguyªn tö cã ®é ©m ®iÖn lín h¬n. Gäi hiÖu sè ®é ©m ®iÖn cña liªn kÕt A-B lµ χA-B. Thùc nghiÖm chøng tá r»ng: χA-B ≥ 1,7: liªn kÕt ion. 0 ≤ χA-B ≤ 1,7: liªn kÕt céng hãa trÞ Trong một chu kỳ theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, độ âm điện tăng. Trong một phân nhóm khi đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm. 5. Hóa trị cao nhất với oxi và thấp nhất với hidro (RxOy; RHx): Trong 1 chu k× ®i tõ tr¸i sang ph¶i ho¸ trÞ cao nhÊt cña c¸c nguyªn tè trong hîp chÊt víi oxi t¨ng lÇn lît tõ 17; cßn ho¸ trÞ cña c¸c phi kim trong hîp chÊt víi hi®ro gi¶m tõ 41. * Ho¸ trÞ cao nhÊt cña c¸c nguyªn tè trong hîp chÊt víi oxi = STT nhãm A * Ho¸ trÞ cña phi kim trong hîp chÊt víi hi®ro ( x) = 8- STT nhãm A * Møc oxi hãa ( hay sè oxi hãa) ®îc x¸c ®Þnh do sù di chuyÓn e hãa trÞ tõ nguyªn tö nµy ®Õn nguyªn tö kh¸c. Nguyªn tö bÞ mÊt e hãa trÞ ®Ó trë thµnh ion d¬ng th× cã sè oxi hãa d¬ng: Møc oxi hãa d¬ng = sè e t¸ch ra khái nguyªn tö Nguyªn tö bÞ thu e hãa trÞ ®Ó trë thµnh ion ©m th× cã sè oxi hãa ©m. Møc oxi hãa ©m = sè e thu vµo nguyªn tö Mét nguyªn tö cã thÓ cã nhiÒu sè oxi hãa: * Sè oxi hãa d¬ng cao nhÊt cña c¸c nguyªn tè = STT nhãm ( trõ nguyªn tè nhãm VIIIB, hä Lantanit, hä Actinit, nguyªn tè nhãm IB, oxi, Flo, c¸c khÝ hiÕm). * Sè oxi hãa ©m hÇu nh chØ cã ë c¸c phi kim Sè oxi hãa ©m nhá nhÊt cña c¸c nguyªn tè = STT nhãm- 8 VD: S ë nhãm VIA nªn Sè oxi hãa d¬ng cao nhÊt cña S =+ 6 Sè oxi hãa ©m nhá nhÊt cña S = 6- 8 = -2. 6. TÝnh kim lo¹i, tÝnh phi kim TÝnh kim lo¹i lµ tÝnh chÊt cña 1 nguyªn tè mµ nguyªn tö cña nã dÔ mÊt e ®Ó trë thµnh ion d¬ng. Nguyªn tö cµng dÔ mÊt e th× tÝnh kim lo¹i cña nã cµng m¹nh. TÝnh phi kim lµ tÝnh chÊt cña 1 nguyªn tè mµ nguyªn tö cña nã dÔ thu e ®Ó trë thµnh ion ©m. Nguyªn tö cµng dÔ thu e th× tÝnh phi kim cña nguyªn tè cµng m¹nh. a. Sù biÕn ®æi tÝnh chÊt trong 1 chu k×. Trong 1 chu k× theo chiÒu t¨ng cña Z tÝnh kim lo¹i cña nguyªn tè yÕu dÇn ®ång thêi tÝnh phi kim t¨ng dÇn. 10
Nguyªn nh©n: Trong cïng chu k× sè líp e b»ng nhau.Khi ®iÖn tÝch h¹t nh©n t¨ng dÇn  lùc hót gi÷a h¹t nh©n vµ líp vá t¨ng  BKNT gi¶m  kh¶ n¨ng nhêng e gi¶m, kh¶ n¨ng nhËn e t¨ng  TÝnh kim lo¹i gi¶m, tÝnh phi kim t¨ng. b. Sù biÕn ®æi tÝnh chÊt trong 1 nhãm A. Trong 1 nhãm A theo chiÒu t¨ng cña Z, tÝnh kim lo¹i cña nguyªn tè t¨ng dÇn ®ång thêi tÝnh phi kim yÕu dÇn. Nguyªn nh©n: Trong cïng nhãmA tõ trªn xuèng díi sè líp e t¨ng dÇn BKNT t¨ng  lùc hót gi÷a h¹t nh©n vµ líp vá gi¶m  kh¶ n¨ng nhêng e t¨ng, kh¶ n¨ng nhËn e gi¶m  TÝnh kim lo¹i t¨ng, tÝnh phi kim gi¶m. Chó ý: Trong một phân nhóm phụ từ trên xuống tính kim loại không tăng hoặc giảm chút ít. Chương III: LIÊN KẾT HÓA HỌC vµ cÊu t¹o ph©n tö I. Môc ®Ých cña sù h×nh thµnh liªn kÕt Cã thÓ hiÓu 1 c¸ch ®¬n gi¶n liªn kÕt ho¸ häc lµ sù kÕt hîp gi÷a c¸c nguyªn tö ®Ó t¹o thµnh ph©n tö hay tinh thÓ. Khi t¹o thµnh liªn kÕt ho¸ häc c¸c nguyªn tö lu«n cã xu híng ®¹t tíi cÊu h×nh bÒn v÷ng cña khÝ hiÕm víi 8e líp ngoµi cïng (Trõ He cã 2e líp ngoµi cïng). Cã 2 lo¹i liªn kÕt ho¸ häc phæ biÕn gi÷a c¸c nguyªn tö: liªn kÕt ion vµ liªn kÕt céng ho¸ trÞ II. C¸c lo¹i liªn kÕt hãa häc 1. Liên kết ion (Kotxen - Đức), 1916 Liên kết ion được hình thành giữa những nguyên tử của hai nguyên tố có sự chênh lệch nhiều về độ ©m ®iện (thường Δχ ≥ 1.7). Khi hình thành liên kết, nguyên tử của nguyên tố có χ nhỏ nhường hẳn 1, 2 hay 3 electron cho nguyên tử của nguyên tố có χ lớn hơn, khi đó nó trở thành các ion dương và nguyên tử nhận electron trở thành các ion âm có cấu trúc electron giống khí trơ. Các ion dương và âm hút nhau tạo ra phân tử. Ví dụ: XÐt liªn kÕt: Na - Cl 11Na (2,8,1)  10Ne(2,8) 1e 17Cl (2,8,7)  18Ar(2,8,8) 1e  Na + Cl → Na+ + Cl- hut   Na-Cl nhau Như vậy bản chất của liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Trong liên kết ion, hóa trị của nguyên tố bằng số điện tích của ion với dấu tương ứng. Trong ví dụ trên Na có hóa trị +1, Clo có hóa trị -1. Liên kết ion là liên kết bền, năng lượng liên kết khá lớn (≈100 Kcal/mol). Lực hút tĩnh điện giữa các ion không định hướng, một ion dương có tác dụng hút nhiều ion âm xung quanh nó và ngược lại. Vì vậy người ta nói liên kết ion không có định hướng. 11
Những hợp chất ion thường ở dạng tinh thể bền vững và có nhiệt độ nóng chảy rất cao. 2. Liên kết cộng hóa trị (Liuyt - Mĩ), 1916 Thuyết liên kết ion đã không giải thích được sự hình thành phân tử, ví dụ H2, O2... (Δχ= 0) hoặc HCl, H2O... (Δχ nhỏ). Vì vậy Liuyt đã đưa ra thuyết liên kết cộng hóa trị (còn gọi là liên kết đồng hóa trị). Theo Liuyt, liên kết cộng hóa trị được hình thành giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố (Δχ = 0) hay giữa nguyên tử của các nguyên tố có sự chênh lệch nhỏ về độ ©m điện (thường Δχ < 1,7). Trong liên kết cộng các nguyên tử tham gia liên kết bỏ ra 1, 2, 3 hay 4 electron dùng chung để mỗi nguyên tử đạt được cấu trúc 8 electron (hoặc 2e) ở lớp ngoài cùng. 1 2 Ví dụ: 1H: 1s  2He : 1s 1e H. + .H → H : H  H - H hay H2 * 8O: (2,6) 2e 10Ne : (2,8) .. .. .. .. : O : + : O : → : O : : O :  O = O  O2 CT e CTCT CTPT .. .. .. .. O : + :C: + :O : → : O : : C: : O :  O = C = O  CO2 Các electron góp chung được gọi là các electron liên kết, một cặp electron góp chung tạo ra một liên kết và cũng được biểu diễn bằng một gạch. Trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của nguyên tố bằng số liên kết hình thành giữa một nguyên tử của nguyên tố đó với các nguyên tử khác hoặc bằng số electron mà nguyên tử đưa ra góp chung. Ví dụ: Trong phân tử CO2 hóa trị của O là 2 và của C là 4, trong phân tử NH3 hóa trị của N là 3 của H là 1. Người ta phân biệt hai loại liên kết cộng: Liên kết cộng không phân cực hay liên kết cộng thuần túy. Ví dụ liên kết trong các phân tử H2, O2, N2... (Δχ = 0), liên kết C - H trong các hợp chất hữu cơ. Trong đó cặp electron liên kết phân bố đều giữa hai nguyên tử. Liên kết cộng hãa trÞ phân cực. Ví dụ liên kết trong phân tử HCl, HF liên kết O-H trong phân tử H2O, N-H trong NH3... Trong đó cặp electron liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ điện âm lớn hơn. H : Cl; H : F; H : O : H ; H : N : H .. H Liên kết cộng tương đối bền. Năng lượng liên kết cỡ hàng chục Kcal/mol. 3. Liên kết cho nhận Liên kết cho nhận còn gọi là liên kết phối trÝ có thể xem là một dạng đặc biệt của liên kết cộng hãa trÞ. Trong liên kết này cặp electron dùng chung chỉ do một 12
nguyên tử đưa ra gọi là chất cho, còn nguyên tử kia có một obitan trống gọi là chất nhận. Ví dụ: Sự hình thành ion amoni từ phân tử amoniăc và ion hidro. Nguyên tử N trong NH3 còn một đôi electron chưa liên kết (đóng vai trò chất cho). Ion H+ có obitan trống do đó có thể nhân đôi electron của N. H ..  H – N – H + H+  H – N → H+   H H Như vậy điều kiện để hình thành liên kết cho nhận là chất cho phải có ít nhất một đôi electron chưa liên kết và chất nhận phải có obitan trống. Người ta thường dùng dấu mũi tên để chỉ liên kết cho nhận. Tuy nhiên trong thực tế các liên kết này hoàn toàn giống liên kết cộng thông thường. 4. Liên kết hidro Liên kết hidro được hình thành ở những hợp chất trong đó hidro liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác có độ điện âm lớn và bán kính nhỏ như N, O, F. Các liên kết này bị phân cực và trên nguyên tử H có một phần điện tích dương. Trong khi đó các nguyên tử N, O, F mang một phần điện âm và do đó ngoài liên kết cộng nó còn có thể tương tác với các nguyên tử H của phân tử bên cạnh hình thành một liên kết yếu gọi là liên kết hidro. Các liên kết này thường được biểu diễn bằng những dấu chấm. Liên kết hidro có thể hình thành giữa các phân tử. Ví dụ: ... Hδ+ - Fδ- ... Hδ+ - Fδ- ..., ... H – O – H ... H – O … H - O …   H R ( gèc hi®rocacbon) Liên kết hidro là liên kết yếu, năng lượng liên kết nhỏ và độ dài liên kết lớn. Tuy nhiên nó có ảnh hưởng nhiều đến tính chất vật lí và hóa học của phân tử. Ví dụ: - Do có liên kết hidro, H2O có nhiệt độ sôi cao hơn H2S có cấu tạo tương tự với nó. - Các phân tử hữu cơ mang nhóm O - H có nhiệt độ sôi cao hơn các đồng phân của chúng không chứa liên kết này: ancol so với ete; axit so với este... - Ancol tan vô hạn trong nước là do tạo được liên kết hidro với nước. - Liên kết hidro tạo ra giữa các nhóm -C = O và -NH của axit amin trong các chuỗi polypeptit đã duy trì được cấu trúc không gian của phân tử protein. Tóm lại, các thuyết cổ điển về liên kết cho phép mô tả và phân loại một cách đơn giản liên kết hóa học, từ đó giải thích được một số tính chất của phân tử. Tuy nhiên các thuyết này có một số hạn chế sau đây: - Nhiều hợp chất hay ion không thỏa mãn qui tắc bát tử nhưng vẫn tồn tại một cách bền vững, ví dụ: NO, NO2, Fe2+... 13
- Chưa nói được bản chất của lực liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là gì. - Không cho biết cấu trúc không gian của các phân tử. III. Thuyết liên kết hóa trị (thuyÕt VB) - ThuyÕt lai hãa 1. Thuyết liên kết hóa trị (còn gọi là thuyết cặp electron liên kết) do Haile, Lơnđơn (Đức) đề xíng năm 1927, sau đó được Poling và Slâytơ (Mĩ) phát triển. - Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự ghép đôi hai electron độc thân có spin ngược dấu của hai nguyên tử liên kết, khi đó có sự xen phủ hai AO. - Mức độ xen phủ của các AO càng lớn thì liên kết càng bền, liên kết được thực hiện theo phương tại đó sự xen phủ là lớn nhất. Như vậy, theo VB, khi hình thành phân tử, các nguyên tử vẫn giữ nguyên cấu trúc electron, liên kết được hình thành chỉ do sự tổ hợp (xen phủ) của các electron hóa trị (electron độc thân). Trong thuyết VB, hóa trị của nguyên tố bằng số e độc thân của nguyên tử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích. Ví dụ: 6C : 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3    →     * C cã hãa trÞ 2 cßn C cã hãa trÞ 4. 2. Sự định hướng liên kết. Liên kết σ (xích ma) và liên kết π (pi) Tùy theo cách thức xen phủ của các đám mây electron, người ta phân biệt liên kết σ, liên kết π... Liên kết hóa học tạo ra do sự xen phủ các đám mây electron trên trục nối hai nhân của nguyên tử được gọi là liên kết xích ma. Liên kết σ có thể hình thành do sự xen phủ các đám mây s - s, s - p hay p - p (hình 2). Hình 2 Như vậy, khi tạo ra liên kết σ thì đạt được sự xen phủ lớn nhất, vì vậy liên kết xích ma là liên kết bền. Nếu giữa hai nguyên tử chỉ có một liên kết thì liên kết đó luôn luôn là liên kết σ. Liên kết hóa học tạo ra do sự xen phủ các đám mây electron ở hai bên của trục nối hai nhân nguyên tử, được gọi là liên kết pi. Liên kết π có thể hình thành do sự xen phủ các đám mây p - p (hình 2), p - d... 14
So với liên kết π thì liên kết σ bền hơn vì mức độ xen phủ lớn hơn và vùng xen phủ nằm trên trục nối hai nhân nguyên tử. Khi giữa hai nguyên tử có từ hai liên kết trở lên thì chỉ có một liên kết σ còn lại là các liên kết π. Ví dụ: Trong phân tử H2 có 1 liên kết σ do sự xen phủ 2 đám mây s. Phân tử Cl2 có một liên kết σ do sự xen phủ 2 đám mây p. Phân tử HCl có mét liên kết σ do sự xen phủ đám mây s của H và đám mây px của Cl. Phân tử O2 có một liên kết σ do sự xen phủ đám mây px-px và một liên kết πdo sự xen phủ 2 đám mây py-py của 2 nguyên tử oxi. Tương tự, phân tử N2 có một liên kết σ và hai liên kết π. Trong các trường hợp trên liên kết hình thành do sự xen phủ các đám mây thuần khiết s - s hay p - p. 3. ThuyÕt lai hóa các AO trong liên kết Ta hãy xét sự hình thành phân tử CH4. Khi đi vào liên kết nguyên tử C ở trạng thái kích thích C*. 2 6C : 2s 2p2 → C* : 2s1 2p3    →     Nếu khi hình thành phân tử CH4 nguyên tử C sử dụng 4AO (1 mây s và 3 mây p) xen phủ với 4 mây s của 4 nguyên tử H (một liên kết hình thành do sự xen phủ s-s và 3 liên kết do sự xen phủ p-s). Như vậy lẽ ra các liên kết phải khác nhau, nhưng trong thực tế chúng lại hoàn toàn giống nhau. Điều này được Poling giải thích bằng sự lai hóa các AO. Khi liên kết các nguyên tử có thể không sử dụng các đám mây s, p... thuần mà chúng có thể tổ hợp với nhau tạo thành những obitan (mây) mới giống nhau (gọi là các đám mây lai hóa L) và sau đó các đám mây lai này sẽ tham gia liên kết. Như vậy: Lai hóa là sự tổ hợp các đám mây khác loại để tạo ra các đám mây giống nhau về hình dạng, kích thích và năng lượng nhưng có hướng khác nhau. Khi có n đám mây tham gia lai hóa sẽ tạo ra n đám mây lai hóa. Để có sự lai hóa các đám mây phải có năng lượng khác nhau không lớn. Ví dụ: 2s-2p; 3s-3p-3d… 4. C¸c kiÓu lai hãa sp3 Dưới đây là một số kiểu lai hóa và những đặc điểm của các đám mây lai: * Lai hóa sp Sự tổ hợp một đám mây s với một đám mây p tạo ra 2 đám mây lai hướng theo 2 hướng trong không gian. Trục của 2 đám mây này tạo ra góc 180o. 1AOs + 1AOp = 2AOs-p Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo thành các hợp chất có dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2 … VÝ dô: Trong ph©n tö BeH2 2 2 4Be: 1s 2s 2p0 → Be* : 2s1 2p1  →   15
9F: 1s2 2s2 2p5     Tríc khi thùc hiÖn liªn kÕt, trong nguyªn tö Be x¶y ra sù lai hãa sp 1AOs + 1AOp = 2AOs-p Hình 3 Hai AO lai hãa sp t¹o thµnh cña Be sÏ xen phñ víi 2AO hãa trÞ cña 2 nguyªn tö F(2py) ®Ó t¹o thµnh 2 liªn kÕt Be-F víi gãc liªn kÕt FBeF = 1800 * Lai hóa sp2 Sự tổ hợp một đám mây s với hai đám mây p tạo ra 3 đám mây lai hướng theo 3 đỉnh của một tam giác đều. Trục của 3 đám mây này tạo ra góc 120o. Lai hoá sp2 được dùng để giải thích cấu trúc hình học của các phân tử BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3 và giải thích liên kết đôi của các nguyên tử C trong các hợp chất hữu cơ. VÝ dô: Hình 4 Ví dụ: Xét sự tạo thành liên kết trong phân tử C2H4 6C: 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3    →     1H :1s1  Mỗi nguyên tử C thực hiện lai hoá sp2 tạo 3 AO lai hoá sp2 (h×nh 4). Giữa 2 nguyên tử C liên kết với nhau bằng sự xen phủ của 2 AO lai hoá sp2 tạo ra liên kết C-C, sau đó một AO sp2 của mỗi nguyên tử C sẽ tạo 2 liên kết C-H với 16
các AO 1s của 2 nguyên tử hydro dọc theo trục liên kết tạo ra bộ khung của phân tử. Ở mỗi nguyên tử C còn lại 1 orbital p chưa lai hoá (có chứa 1 electron độc thân). Vì vậy tạo được một liên kết với nhau theo phương vuông góc với trục liên kết có góc hoá trị là 1200. * Lai hóa sp3 Sự tổ hợp một đám mây s với ba đám mây p tạo ra 4 đám mây lai hướng theo 4 đỉnh của một tứ diện đều. Trục của các AO này tạo ra góc 109o28'. Ví dụ sự lai hóa của đám mây s với 3 đám mây p trong nguyên tử C khi hình thành phân tử CH4. Hình 5 Đó là sự lai hoá giữa một AO s và 3 AO p tạo ra 4 AO lai hoá sp3 hoàn toàn giống nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH4, CCl4, SiCl4, H2O, NH3 … với góc hoá trị là 109028' hoặc gần với góc đó. 6C: 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3    →     1 1H :1s  Hình 6 5. Hình học phân tử của một số hợp chất Thuyết VB cho phép hình dung được cấu trúc không gian của phân tử. Ví dụ: NH3 - Amoniac H2O - Nước 17
Hình 7 Hình 8 * ( H×nh 7) N có lai hóa sp3. 3 obitan lai hóa xen phủ với 3AO s của H tạo 3 liên kết σ. Hình học phân tử có dạng chóp. Góc liên kết là 107o18'. * ( H×nh 8) O có lai hóa sp3. 2 obitan lai hóa xen phủ với 2AO s của H tạo 2 liên kết σ. Hình học phân tử có dạng góc. Góc liên kết là 104o30'. Ch¬ng IV: Tr¹ng th¸I tËp hîp cña vËt chÊt Các chất tồn tại ở ba trạng thái: rắn, lỏng, khí I. Trạng thái khí Đặc trưng bởi khoảng cách giữa các phân tử lớn, các phân tử ở xa nhau, chúng chuyển động tự do hỗn loạn theo đủ mọi phương và có thể nén chúng để đưa các phân tử này lại gần nhau. Vì vậy các chất khí có thể dãn nở và cũng có thể bị nén nên chúng gây ra áp suất lên bình vật chứa. Trạng thái và tính chất vật lý của các chất khí tuân theo các định luật riêng về chất khí. 18
1. Ph¬ng tr×nh tr¹ng th¸i khÝ lý tëng Thùc nghiÖm vµ lý thuyÕt cho biÕt nÕu khÝ t¬ng ®èi lo·ng th× thÓ tÝch chÊt khÝ: + TØ lÖ nghÞch víi ¸p suÊt (p) + TØ lÖ thuËn víi nhiÖt ®é tuyÖt ®èi (T) + TØ lÖ thuËn víi sè mol khÝ (n)  V= 1/p . T. n. R ( R lµ h»ng sè khÝ) R §¬n vÞ thÓ tÝch §¬n vÞ ¸p suÊt 0,082 at lÝt 2 8,314 N/m m3 62359 ml mmHg  PV = nRT ( Ph¬ng tr×nh tr¹ng th¸i khÝ lý tëng) (1) 2. Ph¬ng tr×nh khÝ thùc Vander Waals Trong m« h×nh khÝ lý tëng ph¬ng tr×nh (1) chØ ®óng trong ®iÒu kiÖn khÝ lo·ng, t0 cao, ¸p suÊt nhá.ë nh÷ng ®iÒu kiÖn nhiÖt ®é thÊp, nång ®é khÝ lín (¸p suÊt khÝ lín) th× (1) trë nªn kh«ng chÝnh x¸c. Khi ®ã ph¶i hiÖu chØnh b»ng c¸ch: + TÝnh ®Õn thÓ tÝch riªng cña c¸c ph©n tö khÝ ( kÝ hiÖu lµ b)  kho¶ng kh«ng gian tù do sÏ lµ (V – b) + TÝnh ®Õn lùc hót gi÷a c¸c ph©n tö khÝ. Lùc nµy lµm gi¶m mét phÇn lùc va ®Ëp vµo thµnh b×nh cña ph©n tö khÝ lµm cho ¸p suÊt khÝ thùc (pt) nhá h¬n ¸p suÊt do khÝ lý tëng g©y ra 1 trÞ sè gäi lµ ¸p suÊt néi: Plt = Pt + Pn Khi xÐt 1 mol khÝ (n=1) th× (1) cã thÓ viÕt: PV = RT  (Pt + Pn)(V- b) = RT a  a Mµ Pn   P  .V b  RT V2  V2   Ph¬ng tr×nh khÝ thùc Vander Waals a,b: h»ng sè ®èi víi mçi chÊt khÝ( h»ng sè Vander Vaals) V: thÓ tÝch khÝ II. Trạng thái lỏng 1. §Æc ®iÓm chung §©y lµ tr¹ng th¸i trung gian gi÷a tr¹ng th¸i khÝ vµ tr¹ng th¸i r¾n. ë nhiÖt ®é thÊp chÊt láng gÇn víi chÊt r¾n, ë nhiÖt ®é cao nã gÇn víi tr¹ng th¸i khÝ. Đặc trưng bởi khoảng cách giữa các phân tử nhỏ hơn, các phân tử có thể chuyển động tự do nhưng không thể nén ép cơ học để giảm thể tích của chúng. Trạng thái lỏng linh động, không có hình dạng riêng, dưới tác dụng của nhiệt, các phân tử chất lỏng có thể rời khỏi trạng thái lỏng và chuyển thành hơi (gọi là sự bay hơi). - Ngược lại cũng bằng tác dụng đó có thể cố định các phân tử và chuyển chất lỏng thành trạng thái rắn. 19