TUYỂN TẬP TÀI LIỆU HAY, BÀI TẬP, GIÁO TRÌNH, BÀI GIẢNG, ĐỀ THI
PHỔ THÔNG, ĐẠI HỌC, SAU ĐẠI HỌC
LUẬN VĂN-KHOÁ LUẬN-TIỂU LUẬN

GIÁO TRÌNH HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG

1


2


HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
1.Bảng Tuần hoàn hóa học
Mendeleev: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên
tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các nguyên tố”.
Theo quan niệm hiện đại của cơ học lượng tử: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính
chất của các hợp chất phụ thuộc tuần hoàn vào chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các
nguyên tố”.

Hình 3.1. Bảng Hệ Thống Tuần Hoàn

2.Các nguyên tố s, p, d và f
a.

Các nguyên tố họ s
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng.

b.

·

O–S

halogen

khí trơ

Các nguyên tố họ d
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng.
(n – 1)d1 – 10: kim loại chuyển tiếp

·
d.

Các nguyên tố họ f
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai lớp trước ngoài cùng.
(n – 2)f1 – 14: các nguyên tố đất hiếm
·

4f1 – 14: lantanoit

·

5f1 – 14: actinoit

3.Nhóm:
là cột dọc các nguyên tố có số electronở lớp ngoài cùng hoặc các phân lớp ngoài cùng giống
nhau và bằng số thứ tự của nhóm.
·

Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm. Các nguyên tố trong cùng một phân

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

·

Mỗi phân nhóm chính có 6 – 7 nguyên tố, tạo cột dọc dài hơn

·

Bắt đầu từ chu kỳ II

·

Số thứ tự PNC = tổng số electron ở lớp ngoài cùng

Phân nhóm phụ B
·

4

Gồm các nguyên tố họ d, f
o

Nhóm IIIB: ns2(n – 1)d1


o

Nhóm IB: ns2(n – 1)d9
sớm)

o

Nhóm IIB: ns2(n – 1)d10

cấu hình bền là

ns1(n – 1)d10

(bão hòa

Mỗi phân nhóm phụ có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn phân nhòm chính
o

Riêng PNP VIIIB có 9 ngtố

o

PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2):
•

6s24f1 – 14: lantanoit

•

7s25f1 – 14: actinoit


Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên
tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p

•

Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố dọ s, 14 nguyên tố dọ f và một số
nguyên tố họ d

5.Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của nguyên tố
trong bảng HTTH
Biết vị trí nguyên tố trong HTTH ⇒ công thức e nguyên tử của nguyên tố
Ví dụ: Se:

5

Chu kỳ 4

⇒

n=4

Nhóm VIA

⇒

4s24p4


⇒ công thức electron nguyên tử:

tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng ⇒ lực hút của hạt nhân đối với
e ngoài cùng giảm:

Hình 3.2. Qui luật biến đổi tính oxi hóa khử

·

6

o

tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

o

tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài cùng
tăng ® lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng


Hình 3.3. Qui luật biến đổi tính kim loại phi kim

o

tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

o

tính khử giảm, tính oxi hóa tăng


·

Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm do Z tăng
o
o

trong chu kỳ nhỏ r giảm rõ rệt
trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứng chắn ⇒
r giảm chậm và đều đặn hơn

·

Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng ⇒ hiệu ứng chắn tăng ⇒
r tăng.

·

Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: r tăng nhưng không
đều đặn như ở PNC:
o

Từ dãy 1 xuống dãy 2: r tăng do tăng thêm một lớp e

o

Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit

Bán kính ion:


Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống I giảm do số lớp e tăng ⇒ tăng hiệu ứng
chắn.

·

Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.

Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng, còn e lớp ngoài
cùng ns2 không thay đổi. Do đó:
·
·

Z tăng rất nhanh ⇒ tăng lực hút hạt nhân đến e ns2 ở lớp ngoài cùng
Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns nên hiệu ứng chắn hầu như không tăng
⇒ tăng hiệu ứng xâm nhập của các e s của lớp ngoài cùng.

9. Ái lực electron F:
đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tố.

9


Hình 3.6. Biến đổi ái lực electron

·

Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở thể khí
không bị kích thích.
X(k) + e = X-(k),


sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
Số oxi hóa

10

·

Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó
tạo nên trong phân tử.

·

Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết
rằng hợp chất được tạo thành từ các ion
o

Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm

o

Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm


LIÊN KẾT HÓA HỌC
1.Bản chất liên kết:
· Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các hạt mang điện (e
tích điện âm – hạt nhân tích điện dương).

Hình 4.1. Tương tác các hạt mang điện
· Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực hiện liên kết, đó là các e


thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào:
o

Kiểu liên kết

o

Trạng thái hóa trị của các nguyên tố

o

Độ bền hợp chất …

Góc hóa trị:

11


Là góc tạo bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân
nguyên tử liên kết.
Góc hóa trị cũng thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào:
o

Bản chất nguyên tử tương tác

o

Kiểu hợp chất



·

Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, chỉ có tương tác giữa e và hạt nhân của từng nguyên tử riêng
lẻ. Lúc đó sự chuyển động của e được mô tả bằng hàm sóng của nguyên tử H:

Một cách gần đúng, hàm sóng Ψ của phân tử H2:
·

Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau: e 1 không chỉ chịu tác động của hạt nhân a mà còn chịu lực
hút của nạt nhân nguyên tử còn lại b, và ngược lại. Do vậy hàm sóng được bổ sung thêm đại lượng:

Một cách gần đúng:

Thế

vào phương trình sóng Schrodinger thu được 2 đáp số:

c1 = c2 = CS và c1 = - c2 = CA

Có 2 hàm sóng đặc trưng cho sự chuyển động của các e trong phân tử H2:
- hàm đối xứng
- hàm phản đối xứng
Ý nghĩa vật lý:
·

ΨS – tổ hợp tuyến tính cộng, ứng với trường hợp 2e của H 2 có spin ngược dấu, mật độ e tăng lên
trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực hút xuất hiện nên liên kết được hình thành

·

Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ của 2 AO hóa trị chứa e độc thân của 2 nguyên
tử tương tác.
o

Cơ chế cho nhận:

Liên kết hình thành do một nguyên tử tương tác đưa ra cặp e hóa trị tự do, còn nguyên tử kia nhận
lấy.
Điều kiện tạo liên kết cho nhận: nguyên tử cho phải có cặp e tự do; nguyên tử nhận phải có AO
trống.

Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị (theo cả hai cơ chế ghép đôi và cho - nhận) được quyết định bởi
số AO hóa trị (AO trống, AO chứa electron độc thân và AO chứa cặp electron ghép đôi).
·

Điều kiện tạo liên kết cộng hóa trị:
o

Năng lượng của các AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ nhau.

o

Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e đủ lớn.

o

Các AO tham gia xen phủ phải cùng tính định hướng.
Biểu diễn liên kết cộng hóa trị: H : H hoặc H – H

4. Các Loại Liên Kết Cộng Hóa trị


HCN

*Bậc liên kết có thể là số lẻ khi có mặt liên kết π di động
Ví dụ: C6H6

15


Bậc liên kết = 1,5

6.Tính Chất của Liên Kết Cộng hóa trị
Tính chất đặc trưng của liên kết cộng hóa trị là:

·

Tính bão hòa: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn AO hóa trị nên số giới hạn liên
kết cộng hóa trị có thể tạo được cũng là hữu hạn. Đó là tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị (ngược
lại với liên kết ion, liên kết kim loại thì không).

·

Tính phân cực: Đôi điện tử trong liên kết cộng hóa trị có thể bị lệch về phía nguyên
tử có độ âm điện cao hơn, đó là sự phân cực của liên kết cộng hóa trị. Đám mây e lệch về phía
nguyên tử có độ âm điện lớn hơn làm nguyên tử phân cực âm, nguyên tử kia sẽ phân cực dương.

Xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích trái dấu (d+, d- ) , nằm cách nhau một khoảng l
(gọi là độ dài lưỡng cực). lưỡng cực này được đặc trưng bằng vectơ momen lưỡng cực.
Moment lưỡng cực: là đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương đến cực âm.



o

Phân bố đối xứng trong không gian để phân tử bền hơn

o
•

Hình dạng giống nhau: mật độ e dồn về một phía

Điều kiện để lai hóa bền
o

Năng lượng của các AO tham gia lai hóa xấp xỉ nhau

o

Mật độ e của các AO tham gia lai hóa đủ lớn

o

Liên kết tạo thành đủ bền

Đi từ trái sang phải một chu kỳ: ∆Ens – np tăng nên khả năng LH giảm.
•

Trong một phân nhóm: kích thước nguyên tử tăng nên khả năng LH giảm.
Các kiểu lai hóa thường gặp:
Dạng lai hóa



Dự đoán cấu hình không gian của ptử
•

Đối với các phân tử ABn không có chứa AOLH tự do: Góc lk = góc LH

•

Đối với các phân tử ABn có AOLH tự do:
-

Hiệu ứng đẩy của ↑↓ tự do > của ↓↑ LK > của ↑

-

Nếu χA < χB: Đám mây e nằm lệch về phía B → góc dễ bị thu hẹp hơn

-

Nếu χA > χB: Đám mây e nằm lệch về phía A → góc khó bị thu hẹp hơn
Kiểu lai hóa của
Dạng phân tử

Cấu hình không gian
của phân tử

AB2

Đường thẳng


Nội dung cơ bản của phương pháp MO
·
Theo thuyết MO thì phân tử phải được xem là một hạt thống nhất bao gồm các hạt nhân và các e của
các nguyên tử tương tác. Trong đó mỗi electron sẽ chuyển động trong điện trường do các hạt nhân và các
electron còn lại gây ra.
·
Tương tự như trong nguyên tử, trạng thái của electron trong phân tử được xác định bằng các OM. Mỗi
một MO cũng được xác định bằng tổ hợp các số lượng tử đặc trưng cho năng lượng, hình dạng…của orbital.

18

L

0

1

2

3

AO trong nguyên tử

s

p

d

f


o

Sự tổ hợp trừ các AO sẽ tạo thành các MO phản liên kết (s* ,p* …) có năng lượng lớn hơn
năng lượng của các AO tham gia tổ hợp

o

MO không liên kết (s0, p0 …) do các AO chuyển nguyên vẹn mà thành. Các MO này không
ảnh hưởng tới liên kết. Năng lượng của các MO không liên kết bằng năng lượng của các AO tạo
thành nó.

Hình 4.6. Tổ hợp các AO tạo MO
·

Số MO tạo thành bằng tổng số AO tham gia tổ hợp

·

Sự tạo thành các MO từ các AO có thể biểu diễn bằng giản đồ năng lượng

·

Điều kiện tổ hợp:

·

o

Các AO tham gia tổ hợp phải gần nhau về năng lượng

Tóm lại, việc mô tả cấu trúc phân tử gồm các bước:

•

o

Bước 1: Xét sự tạo thành MO từ các AO

o

Bước 2: Sắp xếp các MO tạo thành theo thứ tự năng lượng tăng dần

o

Bước 3: Xếp các e vào các MO

Bước 4: Xét các đặc trưng liên kết

10.Ví dụ Áp Dụng :
·

Các phân tử hai nguyên tử của những nguyên tố chu kỳ I

Hình 4.7. MO nguyên tố chu kỳ I
·

20

Các phân tử hai nguyên tử của những nguyên tố chu kỳ II


11

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾

¾
¾

21

¾
¾

¾


¯

¯
¯

¯

¾

¯
¯

¯


¯

¯

¯

¯

¯

¯

Bậc liên kết

1


289

599

940

828

Từ tính

nghịch từ

–

·

thuận từ nghịch từ nghịch từ thuận từ

Các phân tử của nguyên tử cuối chu kỳ (O – Ne):

Phân tử, ion
Tổng số e hóa trị

11

12

13



¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯

¯


2,5

2

1,5

1

0,5

0

Độ dài liên kết (Å)

1,12

1,21

1,26

1,41

–

Năng lượng lk (kJ/mol)

629

494

Tổng số e hóa trị

10

10

¾

¾

¾

¾
¾

¾

¾

¾

¯

¯
¯

NO+

10


Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn:
·

Nguyên tử truyền e cho nhau tạo thành ion

·

Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện

Na
23

+

Cl

®

Na+

+

Cl–

®

NaCl


1s22s22p63s1 1s22s22p63s13p5


0.2

1

1.4

39

2.6

82

0.6

9

1.8

55

3.0

89

1.0

22

2.2

Do sự phân cực ion này mà các đám mây của cation và anion không hoàn toàn tách rời nhau mà che
phủ nhau một phần → Không có liên kết ion 100%. Trong liên kết ion có một phần liên kết cộng hóa trị.
Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion: sự phân cực của các ion xảy ra với mức độ khác nhau phụ
thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình e của chúng.
o

o

Khả năng bị phân cực của ion càng lớn khi lực hút của hạt nhân tới e ngoài cùng càng yếu, xự
bị phân cực xảy ra mạnh chủ yếu đối với anion.
•

độ bị phân cực sẽ nhỏ nhất ở các ion với cấu hình ns2np6

•

độ bị phân cực sẽ lớn nhất ở các ion với cấu hình ns2np6nd10

Tác dụng phân cực của ion càng lớn khi điện trường của nó tạo ra càng mạnh, tác dụng phân
cực chủ yếu xét đối với cation.
•

Điện tích ion q tăng → mật độ điện tích tăng → độ phân cực
tăng

•

Kích thước ion tăng → mật độ điện tích giảm → độ phân cực
giảm


MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3

Tnc, 0C
o

897

1100

1400

Khả năng phân cực của các A2+ ↓→ tính cht
↓→ tính ion ↑→ nhiệt độ nóng chảy ↑

Độ tan của hợp chất ion phụ thuộc chủ yếu vào: năng lượng mạng lưới tinh thể U và năng lượng
hydrat hóa của cation Eh
•

25

600

Độ bị phân cực của các X- ↑ → tính cht ↑ →
tính ion ↓ → nhiệt độ nóng chảy ↓

U ↑→ độ tan ↓