BÀI TẬP (cấu tạo chất). B.soạn: TKiên
Bài 1. Phát biểu 2 định đề của Bohr. Hãy nêu những ưu điểm và hạn chế của thuyết
Bohr về cấu tạo ngtử.
Bài 2. Nội dung và biểu thức của nguyên lí bất định Heisenberg. Áp dụng biểu thức
Heisenberg hãy tính x hoặc v trong các trường hợp sau và đưa ra những nhận
xét.
a. Quả bóng bàn bay, biết m=10g, x = 0,01mm.
b.Electron trong ngtử, biết v = 106m/s
Bài 3.Nội dung của thuyết sóng vật chất và hệ thức De broglie. Tính bước sóng sinh ra
của:
a. Chuyển động của một ôtô, khối lượng m = 1 tấn, tốc độ v=100km/h
b. Chuyển động của electron trong ngtử với tốc độ v = 106m/s
Bài 4.Tại sao người ta nói phương trình Schrodinger là phương trình cơ bản của cơ học
lượng tử.Hãy cho biết khái niệm về hàm sóng và ý nghĩa vật lí của 2.
Bài 5.Viết phương trình Schrodinger đối với ngtử hiđrô. Giải thích các kí tự trong phương
trình. Orbital nguyên tử là gì?
Bài 6.Viết biểu thức toán học của hàm sóng mô tả trạng thái cơ bản của electron trong
ngtử hyđrô.
Từ hàm đó suy ra sự phân bố mật độ xác suất có mặt của electron như thế
nào?. Thế nào là mây electron?
34 trang |
Chia sẻ: honghp95 | Lượt xem: 859 | Lượt tải: 1
Bạn đang xem trước 20 trang tài liệu Bài giảng hoá đại cương - Chương 2: Cấu tạo chất, để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
9/26/2015
1
I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1- Một số mẫu nguyên tử cổ điển
1.1- Mẫu Rutherford (Rơzơfo- Anh). 1911
1.2- Mô hình nguyên tử Bohr (Bo- Đan mạch). 1913
2- Những tiền đề của cơ học lƣợng tử
2.1- Thuyết lƣợng tử Planck (Plăng- Đức).1900
2.2- Thuyết sóng- hạt của hạt vi mô
2.3- Nguyên lí bất định Heisenberg (Haixenbec-Đức).1927
3- Khái niệm cơ bản về cơ học lƣợng tử
3.1- Hàm sóng - Phƣơng trình sóng
3.2- Ý nghĩa các số lƣợng tử (Số lƣợng tử chính n; Số lƣợng tử phụ l; Số
lƣợng tử từ m; Số lƣợng tử Spin ms )
3.3- Khái niệm về Obitan nguyên tử
4- Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử.
a - Nguyên lý loại trừ Pauli
b - Nguyên lý vững bền
c - Quy tắc Hund
d- Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà
biên soạn: Nguyễn Kiên
CHƢƠNG II CẤU TẠO CHẤT
5. Quan hệ giữa cấu trúc lớp vỏ điện tử của nguyên tử với vị trí của các
nguyên tố đó trong bảng HTTH
II – LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
1.CÁC ĐẶC TRƢNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HOÁ HỌC
2. CÁC DẠNG LIÊN KẾT HOÁ HỌC (Liên kết ion; Liên kết cộng hoá trị;
Liên kết kim loại; Liên kết hyđrô )
3. THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VIẾT TẮT VB: Valence bond )
3.2- Những luận điểm cơ bản của thuyết VB
3.3- Sự định hƣớng liên kết. Liên kết (xích ma) và liên kết (pi)
4. SỰ LAI HÓA CÁC ORBITAL LIÊN KẾT
4.1- Điều kiện ra đời thuyết lai hóa - Khái niệm lai hóa
4.2- Một số kiểu lai hóa
- Lai hóa sp
- Lai hóa sp2
- Lai hóa sp3.
4.3- Dự đoán kiểu lai hóa và cấu trúc hình học của phân tử
biên soạn: Nguyễn Kiên
Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015
2
5. THUYẾT ORBITAL PHÂN TỬ (MO- MOLECULAR ORBITAL
(Muliken, Hund – Đức). 1927
6. CẤU TẠO PHÂN TỬ
6.1. Đặc điểm phân tử
6. 2. Phân tử phân cực và phân tử không phân cực
6. 3. Mômen lưỡng cực
6. 4. Lực tương tác giữa các phân tử
biên soạn: Nguyễn Kiên
biên soạn: Nguyễn Kiên
I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
- Khái niệm ngtử đã được các nhà triết học cổ Hylap đưa ra
cách đây hơn hai ngàn năm ( mang tên Hylap “ oo” nghĩa là
không thể phân chia)
- Năm 1807 Dalton, trên cơ sở các định luật cơ bản của hóa
học đã đưa ra giả thuyết về ngtử, thừa nhận ngtử là hạt nhỏ nhất
cấu tạo nên các chất, không thể phân chia nhỏ hơn bằng phản ứng
hóa học
- Năm 1811 Avôgađrô trên cơ sở thuyết ngtử của Dalton đã
đưa ra giả thuyết về phân tử và thừa nhận phân tử được tạo thành
từ các ngtử, là hạt nhỏ nhất của một chất, mang đầy đủ tính chất
của chất đó
- Năm 1861 thuyết ngtử, phân tử chính thức được thừa nhận
tại hội nghị hóa học thế giới họp ở Thụy sĩ.
- Đến cuối thế kỉ 19 và đầu thế kỉ 20 với những thành tựu của
vật lí, các thành phần của ngtử lần lượt được pháp hiện
9/26/2015
3
biên soạn: Nguyễn Kiên
1- Một số mẫu nguyên tử cổ điển
1.1- Mẫu Rutherford (Rơzơfo- Anh). 1911
biên soạn: Nguyễn Kiên
Bằng thí nghiệm cho dòng bắn qua lá vàng mỏng,
năm 1911 nhà bác học Anh Rutherford đã đưa ra giả
thuyết về ngtử:
- Trong nguyên tử có một hạt nhân ở giữa và các
electron quay xung quanh giống như các hành tinh
quay xung quanh mặt trời.
- Hạt nhân mạng điện tích dương, có kích thước
rất nhỏ so với kích thước của ngtử nhưng lại tập
trung hầu như toàn bộ khối lượng ngtử
Mẫu hành tinh ngtử Rutherford đã giải thích được kết
quả thí nghiệm trên và cho phép hình dung một cách đơn giản
cấu tạo ngtử. Tuy nhiên không giải thích được sự tồn tại của
ngtử và hiện tượng phát xạ quang phổ vạch của ngtử.
9/26/2015
4
biên soạn: Nguyễn Kiên
1.2- Mô hình nguyên tử Bohr (Bo- Đan mạch). 1913
Dựa trên thuyết lượng tử của Planck
(Plăng) Bohr đã đưa ra hai định đề:
- Trong nguyên tử các electron
chỉ có thể chuyển động trên
những quỹ đạo xác định gọi là
quỹ đạo lượng tử . Ứng với mỗi
quỹ đạo có mức năng lượng xác
định.
h – hằng số Planck (6,62.10-27 erg.s= 6,62.10-34 j.s
m – khối lượng electron
v- vận tốc chuyển động của electron
r- bán kích quỹ đạo
n- số lượng tử. n = 1,2,3,4,5,.
Tích mvr gọi là mômen động lượng
2π
h
nmvr
Mô men động lượng của quỹ đạo
lượng tử phải thỏa mãn điều kiện
sau:
biên soạn: Nguyễn Kiên
- Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo
khác thì xảy ra sự hấp thụ hay giải phóng năng lượng, năng
lượng được hấp thụ hay giải phóng bằng hiệu giữa 2 mức năng
lượng: = h = En’ – En.
Thuyết Bohr cho phép giải thích được cấu tạo quang phổ vạch
của nguyên tử hidro:
Năng lượng e trên quỹ đạo n được tính bằng công thức;
m – Khối lượng hạt e; m =9,109.10-31kg
e – Điện tích hạt e; e = -1,602.10-19C
ε0 – Hằng số điện môi của chân không; ε0 = 8,854.10
-12 S.I
h – Hằng số Planck; h=6,625.10-34J.s
9/26/2015
5
biên soạn: Nguyễn Kiên
Khi e nhảy từ trạng thái năng lượng En’ về trạng thái năng lượng En
sẽ xảy ra phát xạ một tia sáng có tần số =
En’ - En = h
Nếu tính theo đơn vị eV (1eV = 1,602.10-19 J) thì năng lượng e:
Đối với các ion 1 electron (He+ Li2+ ) thì năng lượng e:
Z – số hạt proton
Lyman
(UV)
Barman
(VIS)
Paschen (IR)
4.000A0 8.000A0
Lyman
(UV)
Paschen (IR)
Barman
(VIS)
n=6
n=5
n=4
n=3
n=2
n=1
biên soạn: Nguyễn Kiên
Tuy nhiên thuyết Bohr còn có nhiều hạn chế như:
- Không giải thích được cấu tạo của những nguyên tử phức tạp,
- Không giải thích được sự tách vạch quang phổ dưới tác dụng
của điện trường, từ trường.
Việc giải thích cấu tạo nguyên tử một cách nhất quán phải
nhờ đến thuyết cơ học lượng tử.
9/26/2015
6
biên soạn: Nguyễn Kiên
2- Những tiền đề của cơ học lƣợng tử
2.1- Thuyết lƣợng tử Planck (Plăng- Đức).1900
- Ánh sáng hay các bức xạ nói chung không phải liên tục mà
gồm những lượng nhỏ riêng biệt gọi là những lượng tử
- Mỗi lượng tử mang một năng lượng tính bằng biểu thức:
2.2- Thuyết sóng- hạt của hạt vi mô
Năm 1924 nhà vật lý học Pháp L.de Broglie (Đơ Brơi) trên cơ
sở của thuyết sóng hạt của ánh sáng đã đề ra giả thuyết:
mọi hạt vật chất chuyển động đều có thể coi như là
một quá trình sóng đặc trưng bằng bước sóng tính
theo hệ thức:
hνE - Là tần số bức xạ (2.2)
mv
h
λ (2.3)
m: Khối lượng hạt
v: tốc độ chuyển động của hạt
h: hằng số Planck (6,62.10-27 erg.s= 6,62.10-34 j.s
biên soạn: Nguyễn Kiên
Năm 1924 người ta đã xác định được khối lượng của
electron, nghĩa là thừa nhận electron có bản chất hạt
Năm 1927 Davisson và Germer đã thực nghiệm cho thấy
hiện tượng nhiễu xạ chùm electron. Như vậy bản chất sóng của
electron cũng được thừa nhận.
Như vậy: electron vừa có bản chất sóng vừa có bản
chất hạt
Đối với những vật thể vĩ mô (m có giá trị rất lớn) nên bước
sóng có giá trị rất nhỏ nên ta có thể bỏ qua bản chất sóng
9/26/2015
7
biên soạn: Nguyễn Kiên
ví dụ 1: Electron khối lượng 9,1.10-28g chuyển động với vận tốc xấp xỉ
108m/s sẽ sinh ra một sóng tính theo biểu thức (2.3)
ví dụ 2: Một ôtô khối lượng 1000kg chuyển động với vận tốc 72km/h sẽ
sinh ra một sóng tính theo biểu thức (2.3)
m7.10
.109,1.10
6,62.10
λ 8
828
27
m3,3.10
.2.1010
6,62.10
λ 36
36
27
biên soạn: Nguyễn Kiên
2.3- Nguyên lí bất định Heisenberg (Haixenbec-Đức).1927
Đối với một hạt vi mô không thể xác định chính xác đồng
thời cả tốc độ và vị trí
Theo hệ thức này thì việc xác định tọa độ càng chính xác
bao nhiêu thì việc xác định tốc độ càng kém chính xác bấy
nhiêu.
ví dụ: Nếu lấy độ bất định của phép đo vị trí electron trong ngtửx là 10-10m
(ngtử có đường kính cỡ 10-8m) thì độ bất định của phép đo tốc độ sẽ là:
πm
h
2
Δx.Δv (2.4)
x: độ bất định về vị trí
v : độ bất định về tốc độ
m: khối lượng hạt
m/s10
.1006,28.9,1.1
6,62.10
Δv 10
1028
27
Nghĩa là mắc phải sai số xấp xỉ bằng vận tốc ánh sáng
9/26/2015
8
biên soạn: Nguyễn Kiên
3- Khái niệm cơ bản về cơ học lƣợng tử
3.1- Hàm sóng – phƣơng trình sóng Schrodinger
Trạng thái của hệ vĩ mô sẽ hoàn toàn được xác định nếu biết
quỹ đạo và vận tốc chuyển động của nó. Trong khi đó đối với những
hệ vi mô, do bản chất sóng – hạt và nguyên lí bất định, khái niệm
quỹ đạo không còn ý nghĩa nữa.
Trong cơ học lượng tử trạng thái của electron quanh nhân
nguyên tử được mô tả bằng một hàm xác định gọi là hàm sóng hay
hàm trạng thái (x,y,z) (đọc là: Pơxi).
Hàm sóng nhận được khi giải phương trình sóng Schrodinger
( Là phương trình mô tả trạng thái chuyển động của hạt vi mô trong không
gian. Đó là phương trình sóng do nhà bác học Áo Schrodinger đưa ra năm
1926).
Phương trình có dạng như sau:
U: Thế năng của hạt
E: Năng lượng toàn phần của hạt
m: Khối lượng của hạt
0)(
8
2
2
2
2
2
2
2
2
UE
h
m
zyx
(2.5)
biên soạn: Nguyễn Kiên
Giải phương trình sóng Schrodinger trên tọa độ cầu ta
được các hàm (r,,) , từ đó ta thấy hàm phụ thuộc vào các
đại lượng:
- Năng lượng toàn phần E;
- Mô men động lượng M,
- Hình chiếu mô men động lượng Mz của electron.
Trong các biểu thức tính các đại lượng này xuất hiện những con
số nguyên tương ứng gọi là những số lượng tử
9/26/2015
9
biên soạn: Nguyễn Kiên
3.2 - Ý nghĩa các số lƣợng tử
Như đã nói ở trên các số lượng tử xuất hiện trong quá trình
giải phương trình Schrodinger để tìm một số đại lượng đặc
trưng cho một hàm sóng .
Từ đó ta rút ra: mỗi hàm sóng được đặc trưng bởi 4
tham số: n, l, m, và ms gọi là các số lượng tử.
a- Số lượng tử chính n.
- Số lượng tử chinh n xác định năng lượng của electron
trong ngtử theo biểu thức:
Trong đó:
-m là khối lượng của điện tử, m = 9,108.10-28 (g).
- e là điện tích của điện tử bằng , e = -1,6.10-19C
- h là hằng số Planck, h = 6,62.10-27erg.s.
)(
hn
emZ2π
22
422
ergEn
biên soạn: Nguyễn Kiên
Nếu năng lượng được tính ra jun (J) thì có dạng:
Nếu năng lượng được tính ra electron vol (eV) và với nguyên tử 1e (Z=1),
thì biểu thức được viết gọn dưới dạng đơn giản:
Như vậy, năng lượng của electron chỉ phụ thuộc vào số lượng tử chính n.
- Số lượng tử chính n nhận các giá trị từ 1,2,3,,n.
- Các có cùng n sẽ có cùng mức năng lượng.
2
22
422
n k
hn
meZ2π
E k-hằng số cân bằng điện tích
k=9.109 J.m/c2
2n n
13,6
E [ev] (1eV = 1,6.10
-19 J ).
n 1 2 3 4 5. n
Kí hiệu lớp K L M N O.
Mức năng lượng E1 E2 E3 E4 E5.. En
9/26/2015
10
biên soạn: Nguyễn Kiên
Giá trị n càng lớn thì năng lượng càng cao nên lelectron ở lớp năng lượng
này càng xa hạt nhân (càng kém bền).
Như vậy:
- Đối với ngtử hiđro hay ion 1 electron: n đặc trưng cho mức năng lượng E của
electron của ngtử hay ion.
- Đối với ngtử nhiều electron, ngoài sự tương tác các electron với hạt nhân còn
sự tương tác với các electron với nhau, nên nặng lượng của electron lúc này
phụ thuộc vào 2 số lượng tử là số lượng tử chính n và số lượng tử phụ l. Vì vậy,
trong trường hợp này giá trị n chỉ đặc trưng cho mức năng lượng trung bình của
các electron trong 1 lớp.
biên soạn: Nguyễn Kiên
b- Số lượng tử phụ l.
Số lượng tử phụ l xác định mômen động lượng của electron
trong biểu thức:
Như vậy:
- l xác định momen động lượng obital của electron. Chính là hình
dạng của các obitan nguyên tử.
- số lượng tử phụ l nhận giá trị 0,1,2..., n-1 . Do vậy, số lượng tử phụ
l còn xác định phân mức năng lượng của phân lớp điện tử trong lớp
n.
Để tiện sử dụng người ta dùng các chữ cái thường để kí hiệu
các phân lớp e trong nguyên tử.
Thí dụ: Khi l = 0 ký hiệu phân lớp e : s
Khi l = 1 ký hiệu phân lớp e : p
Khi l = 2 ký hiệu phân lớp e : d
Khi l = 3 ký hiệu phân lớp e : f
Để phân biệt các phân lớp cùng tên trong các lớp khác nhau,
người ta đặt trước các chữ đó bằng số lượng tử chính.
2π
h
.1)(M (2.10)
Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015
11
biên soạn: Nguyễn Kiên
Thí dụ:
Giá trị n Giá tri l (từ 0 n-1) Tên phân lớp
1 l=0 1s
2 l=0 2s
l=1 2p
3 l=0 3s
l=1 3 p
l=2 3 d
Các AO có cùng 1 số lượng tử phụ l sẽ có hình dạng giống
nhau, không kể thuộc 1 lớp nào. Các AO thuộc phân lớp s (l=0) có
dạng hình cầu; thuộc phân lớp p (l=1) có dạng hình số 8 nổi hay
hình quả tạ; phân lớp d và f có hình dạng phức tạp hơn.
biên soạn: Nguyễn Kiên
c- Số lượng tử từ m.
- m nhận giá trị từ -l đến +l kể cả 0. Như vậy, ứng với một giá trị của l có
(2l+1) giá trị của m
- Số lượng tử từ m xác định hình chiếu của mômen động lượng Mz
của electron trên một phương z của trường ngoài trong biểu thức
Như vậy, các AO có Mz khác nhau (có m khác nhau) sẽ định
hướng khác nhau tronh không gian. m quyết định hướng của AO hay
hướng của mây.
Phân lớp s: l=0; m=0 chỉ có một cách định hướng
Phân lớp p: l=1; m=-1,0,+1 Có 3 cách định hướng tương ứng:
px, py, pz
Phân lớp d: l=2; m= -2,-1,0,+1,+2 Có 5 cách định hướng tương ứng:
dxy, dyz, dz2, dx2-y2, dzx
2π
h
m.M z
9/26/2015
12
biên soạn: Nguyễn Kiên
d- Số lượng tử Spin ms.
Nghiên cứu quang phổ của các ngtố người ta thấy
rằng, electron ngoài chuyển động quanh nhân còn tự
quay quanh trục riêng của nó. Chuyển động này gọi là
chuyển động Spin.
Số lượng tử đặc trưng cho chuyển động Spin được
gọi là số lượng tử Spin (ms).
Số lượng tử Spin nhận 2 giá trị là +1/2 và -1/2
Như vậy, trạng thái của mỗi electron trong ngtử
được đặc trưng bởi 4 số lượng tử n,l,m,ms.
Hàm n l m được gọi obitan nguyên tử (AO-Atomic
Orbital).
biên soạn: Nguyễn Kiên
3.3- Orbital nguyên tử
Mỗi hàm sóng (n,l,m) của electron trong nguyên tử là kết quả
của việc giải phương trình sóng và được gọi là orbital nguyên tử
(atomic orbital), viết tắt là AO. Như vậy:
Orbital ngtử là những hàm sóng mô tả các trạng thái của
electron trong ngtử.
Mỗi AO thường biểu diễn bằng 1 ô vuông
9/26/2015
13
biên soạn: Nguyễn Kiên
Hình dạng một số AO
x
Px
(n,1,-1)
z
(n,1,0)
(n,1,1)
y
Py
y
x
dxy
(n,2,-2)
x
z
dxz
(n,2,-1)
z
(n,2,0)
y
z
(n,2,1)
x
y
(n,2,2)
(n,0,0)
biên soạn: Nguyễn Kiên
4. Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử nhiều
electron.
a - Nguyên lý lọai trừ Pauli.
Qua thực nghiệm , Pauli đã nêu lên nguyên lý:
“ Trong một ngtử, không thể có 2 electron có cùng 4 số
lượng tử”.
Từ nguyên lý cho thấy trong 1 orbital, chỉ có thể chứa
được tối đa 2 e có Spin ngược nhau, không thể có thêm 1 e thứ 3.
Thí dụ: Sự sắp xếp e trong 1 AO, chỉ có 2 trường hợp:
Electron
độc thân cặp đôi
Sự phân bố các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản tuân theo
nguyên lý loại từ Pauli, nguyên lý vững bền và qtắc Hund
9/26/2015
14
biên soạn: Nguyễn Kiên
Tính số electron tối đa có trong các phân
lớp và trong một lớp
Từ nguyên lý ngoại trừ Pauli giúp ta tính được số e tối đa có trong
1 phân lớp e.
- Trong mỗi orbital có chung 3 số lượng tử n, l, m giống nhau sẽ có tối
đa là 2 e.
- Trong mỗi phân lớp ứng với số lượng tử phụ l có (2l+1) orbital nên có
tối đa là 2(2l+1)e.
Chẳng hạn ở phân lớp s,(l = 0) có 1 AO số e = 2
Phân lớp p(l = 1) số e tối đa là 6 (có 3 AO lượng tử)
Phân lớp d(l = 2) số e tố đa là 10(có 5 AO lượng tử)
- Trong một lớp n có n phân lớp với l nhận các giá trị: 0, 1,2, 3,,(n-1).
Vậy số e tối đa S có trong 1 lớp thứ n là:
1)(nl
0l
22n1)2(2lS (2.12)
biên soạn: Nguyễn Kiên
b - Nguyên lý vững bền
“Trong một ngtử, các e phân bố theo những mức năng
lượng từ thấp đến cao”
Bằng phương pháp quang phổ và tính toán lí thuyết người ta đã xác
định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p..
c - Quy tắc Hund
“Trong một phân lớp, các điện tử có khuynh hướng phân bố đều vào
các AO sao cho tổng số Spin của chúng là cực đại (tức là số electron
độc thân là nhiều nhất) “
d- Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà
Nếu nguyên tố có cấu trúc ns2(n-1) d4 thì chúng chuyển sang
dạng bán bão hoà ns1(n-1) d5và ns2(n-1) d9 ns1(n-1) d10.
9/26/2015
15
biên soạn: Nguyễn Kiên
5- Quan hệ giữa cấu trúc lớp vỏ điện tử của nguyên tử với
vị trí của các nguyên tố đó trong bảng HTTH (SGK).
biên soạn: Nguyễn Kiên
II – LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
1.CÁC ĐẶC TRƢNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HOÁ HỌC
1.1- Năng lƣợng liên kết
Năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết tạo ra
các nguyên tử ở thể khí.
Năng lượng liên kết thường kí hiệu là E (Kcal/mol hoặc Kj/mol).
(1cal=4,18j)
Ví dụ: Năng lượng liên kết H-H trong phân tử H2:EH-H=104Kcal/mol
Năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền.
Đối với các phân tử có số liên kết giống nhau > 2, người ta dùng đại lượng năng
lượng trung bình của liên kết.
Ví dụ: Trong phân tử H2O có 2 liên kết O-H
EO-H thứ nhất bằng 118Kcal/mol
EO-H thứ hai bằng 102Kcal/mol.
Vì vậy, năng lượng trung bình của liên kết O-H là: EO-H=110Kcal/mol
Năng lượng liên kết của liên kết bội cao hơn năng lượng liên kết đơn
Ví dụ: EC-C=83kcal/mol; EC=C = 143kcal/mol; ECC = 194kcal/mol
9/26/2015
16
biên soạn: Nguyễn Kiên
biên soạn: Nguyễn Kiên
1.2- Độ dài liên kết
Độ dài liên kết là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử
khi hình thành liên kết.
Độ dài liên kết càng lớn thì liên kết càng kém bền.
Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên
tử tham gia liên kết và bản chất mối liên kết.
VD: Độ dài một số mối liên kết sau:
H – H : 0,74Ao
H – O : 0,96Ao
C = C : 1,34 Ao
C C : 1,20Ao
9/26/2015
17
biên soạn: Nguyễn Kiên
1.3- Góc hoá trị (góc liên kết)
Góc liên kết là góc tạo bởi hai mối liên kết giữa một
ngtử với một ngtử khác.
Khi một nguyên tử đồng thời liên kết với nhiều
nguyên tử khác để tạo thành nhiều mối liên kết thì các
mối liên kết này tạo thành các góc khác nhau.
Biết được độ dài liên kết và góc hoá trị ta sẽ xác
định được hình dạng của phân tử.
biên soạn: Nguyễn Kiên
SF6 sulfur hexafluoride
9/26/2015
18
biên soạn: Nguyễn Kiên
2. CÁC DẠNG LIÊN KẾT HOÁ HỌC (SGK)
1. Liên kết ion.
2. Liên kết cộng hoá trị
3. Liên kết kim loại
4. Liên kết hyđrô
biên soạn: Nguyễn Kiên
3. THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VIẾT TẮT VB: Valence bond )
Thuyết VB do Heiler, London (Haile, Lơnđơn- Đức) đề xướng năm 1927. Tiếp
theo là Pauling, Sleiter (polinh, Sleiter – Mĩ) phát triển.
3.1- Sự hình thành liên kết trong phân tử H2
Thuyết VB được đề ra dựa trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành ngtử H2.
Luận điểm chủ yếu của thuyết này là khi tạo liên kết, các ngtử vẫn giữ
nguyên cấu trúc mà chỉ tương tác (xen phủ) với nhau theo từng cặp e hóa trị.
Mỗi ngtử H có một e ở trạng thái cơ bản 1s. Khi 2 ngtử tiến lại gần nhau
sẽ có hai khả năng xảy ra:
- Nếu 2 e có số lượng tử spin cùng dấu, khi khoảng cách r giữa 2 ngtử giảm
thì năng lượng của hệ tăng liên tục (do 2 e đẩy nhau). Đó là trạng thái không
bền, không tạo liên kết.
- Nếu 2 e có số lượng tử spin ngược dấu, khi khoảng cách r giữa 2 ngtử giảm
thì năng lượng của hệ giảm theo (do 2 e hút nhau). Khi khoảng cách đạt
r0=0,74A
0 thì năng lượng của hệ có giá trị cực tiểu, khi đó hệ đạt trạng thái bền
và hình thành liên kết.
9/26/2015
19
biên soạn: Nguyễn Kiên
Nhận xét
AO-1s có bán kính 0,53A0. Khi hình thành liên kết trong
phân tử H2, nếu 2 ngtử bắt đầu tiếp xúc nhau thì khoảng cách
giữa 2 hạt nhân ngtử phải là 1,06A0. Trong khi đó khoảng cách
hình thành liên kết trong phân tử H2như đã nói ở trên là 0,74A
0.
Điều đó chứng tỏ, khi hình thành liên kết, hai AO-1s đã
xen phủ vào nhau, làm tăng xác xuất có mặt e ở vùng giữa 2 hạt
nhân, mật độ điện tích âm tăng lên gây ra sự hút 2 hạt nhân và
liên kết chúng với nhau.
Như vậy, lực liên kết hóa học cũng có bản chất tĩnh điện
biên soạn: Nguyễn Kiên
3.2- Những luận điểm cơ bản của thuyết VB
Từ nghiên cứu của Hailer và London về phân tử H2,
Pauling và Sleiter đã phát triển thành thuyết cộng hóa trị:
- Liên kết CHT được hình thành do sự ghép đôi hai e
độc thân có Spin ngược dấu của 2 ngtử liên kết, khi đó có
sự xen phủ AO.
- Mức độ xen phủ của các AO càng lớn thì LK càng
bền, LK được hình thành theo phương tại đó sự xen phủ
là lớn nhất.
Thuyết VB cho biết: Hóa trị của một ngtố bằng số e độc thân
của ngtử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích.
9/26/2015
20
biên soạn: Nguyễn Kiên
3.3- Sự định hƣớng liên kết. Liên kết (xích ma) và liên kết (pi)
s-s s-p p-p
Một số dạng liên kết
p-p d-p
d-d
Một số dạng liên kết .
Tùy theo cách thức xen phủ các AO, Người ta phân biệt: LK và LK
- Liên kết : Là liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen phủ lẫn nhau
của các orbitan dọc theo trục nối tâm các nguyên tử.
- Liên kết : Là liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen phủ của các
orbitan dọc theo phương vuông góc với trục nối tâm các nguyên tử tham gia
liên kết.
biên soạn: Nguyễn Kiên
4. SỰ LAI HÓA CÁC ORBITAL LIÊN KẾT
4.1- Điều kiện ra đời thuyết lai hóa - Khái niệm lai hóa
Khi nghiên cứu sự tạo thành các liên kết trong phân tử CH4, các nhà
hóa học Sleiter và Pauling (Mỹ) đã đưa ra thuyết lai hoá.
Ta biết rằng trong phân tử CH4 có 4 liên kết C-H được tạo
thành bởi các orbital hoá trị của cácbon là 2s1, 2p3 với 4 orbital 1s
của 4 nguyên tử H. Như vậy trong phân tử CH4 phải có 1 lk s-s và 3
lk s-p. Nhưng thực nghiệm cho thấy rằng cả 4 lk trong CH4 đều
giống nhau và được định hướng theo hình tứ diện đều (tâm là
nguyên tử C, 4 đỉnh là 4 nguyên tử H).
Thuyết lai hoá cho rằng khi tham gia liên kêt,1 orbital 2s và 3
orbital 2p của C tổ hợp với nhau để tạo ra 4 orbital q lai hoá giống
hệt nhau về hình dáng và bằng nhau về năng lượng. Thuyết lai hoá
có thể phát biểu như sau:
”Sự tổ hợp các orbitan khác nhau để tạo thành các orbitan
đồng nhất về hình dạng và năng lượng khi tham gia liên kết gọi
là sự lai hoá các orbitan liên kết”.
Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015
21
biên soạn: Nguyễn Kiên
4.2-Một số kiểu lai hoá
a. Lai hoá sp3 Một AO-s tổ hợp với 3 AO- p để tạo thành 4 AO lai hoá có
hình dạng, kích thước và năng lượng hoàn toàn giống nhau định
hướng từ tâm tới 4 đỉnh tứ diện đều gọi là lai hoá sp3(lai hóa tứ diện)
Trục các AO-q tạo với nhau 1 góc 109028’.
Trong Thí dụ về CH4 ta vừa xét ở trên chính là lai hoá sp
3.
Nguyên tử C trong CH4 có 4 orbital lai hoá q giống hệt nhau liên kết với
4 nguyên tử H ở 4 đỉnh của tứ diện đều (tâm tứ diện là nguyên tử C),
tạo ra 4 liên kết . Góc hoá trị HCH là 109028’.
Các orbitan s, px, py,pztrong
ngtử C (Trước khi lai hoá)
Các orbitan lai hóa
( Sau khi lai hoá sp3) Cấu trúc phân tử CH4
biên soạn: Nguyễn Kiên
9/26/2015
22
biên soạn: Nguyễn Kiên
Các orbital lai hoá chỉ tham gia tạo
liên kết , thường gặp trong các nguyên
tử O, N, C của các phân tử H2O; NH3;
NH4
+; CH4 và các ankan (CnH2n+2) hoặc
nguyên tử các bon có 4 liên kết đơn
biên soạn: Nguyễn Kiên
b. Lai hoá sp2
Một AO-s tổ hợp với 2 AO- p để tạo thành 3 AO lai hoá có hình
dạng, kích thước và năng lượng hoàn toàn giống nhau định hướng từ
tâm tới 3 đỉnh tam giác đều gọi là lai hoá sp2(lai hóa tam giác)
Trục các AO lai hóa tạo với nhau 1 góc 1200.
1200
Các orbitan s, px, py trong
ngtử trước khi lai hoá
Các AO lai hóa sp2
Sự lai hoá Sp2 thường gặp trong các hợp chất hyđrô các bon có 1 nối
đôi dạng CnH2n: C2H4 ,C3H6 ,, BH3, BF3
9/26/2015
23
biên soạn: Nguyễn Kiên
Chẳng hạn: Trong C2H4 (êtilen), mỗi nguyên tử C đều có lai hoá Sp
2 tạo ra 3 AO
lai hóa : Mỗi nguyên tử C liên kết với nhau bằng một AO lai hóa hình thành nên 1
liên kết.
Hai AO lai hóa còn lại, liên kết với 2 AO-1s của 2 nguyên tử hiđrô. Như
vậy mỗi nguyên tử C chỉ còn lại 1 AO- 2pz chưa bị lai hoá. Các AO- 2pz của 2
nguyên tử C sẽ liên kết với nhau để tạo ra liên kết .
1200
Các AO 2s, 2px, 2py , 2pz
trong ngtử C trước khi lai hoá
3 AO lai hóa sp2 và AO-2pz
chưa lai hóa trong ngtử C
Các AO lai hóa sp2 và AO-2pz
đã
tham gia liên kết trong phân tử C2H4
1200
2pz
1200
2pz
H
H H
H
H
H H
H
C C
Sơ đồ cấu trúc phân tử C2H4
Như vậy toàn bộ phân tử C2H4 có 5 liên
kết và 1 liên kết .
biên soạn: Nguyễn Kiên
c. Lai hoá sp
Một AO-s tổ hợp với 1AO-p, tạo ra 2 AO lai hoá có hình dạng, kích thước
và năng lượng hoàn toàn giống nhau gọi là sự lai hoá sp.
Trục của 2 AO lai hóa tạo với nhau một góc 1800 (nhiều khi lai hóa sp gọi
là lai hóa đường thẳng)
Các orbitan s và px
trước khi lai hoá
Các AO lai hóa sp
Sự lai hoá sp thường gặp ở các nguyên tử C có LK 3 hoặc liên kết đôi
liên hợp. Như trong phân tử C2H2,CO2
Chẳng hạn trong phân tử C2H2: Mỗi nguyên tử C có sự lai hoá sp. Giữa 2
nguyên tử C có 1 liên kết được tạo bởi 2 AO lai hoá.
Orbitan lai hoá còn lại sẽ liên kết với AO-1s của nguyên tử Hyđrô tạo lk .
Mỗi nguyên tử C còn 2 AO 2py và 2pz. Trục của chúng vuông góc với
nhau và vuông góc với trục của các AO lai hoá và sẽ xen phủ với nhau tạo lk .
Như vậy trong phân tử C2H2 có 3 liên kết và 2 liên kết .
9/26/2015
24
biên soạn: Nguyễn Kiên
Sơ đồ cấu trúc phân tử C2H2
biên soạn: Nguyễn Kiên
Kiểu phân tử Kiểu lai hoá ở A Hình dáng phân tử Góc hoá trị Thí dụ
AB2
AB3
AB4
AB4
AB5
AB6
sp
sp2
sp3
dsp2
sp3d
sp3d2
đường thẳng
tam giác
tứ diện
vuông
lưỡng chóp
bát diện
1800
1200
109028’
900
900và1200
900
ZnCl2, CO2, BeCl2
SO3,BF3,AlCl3
NH4
+,CH4,CCl4
[PtCl4]
2,[Cu(NH3)4]
2+
PCl5
SF6, SiF6
2-
Ngoài các kiểu lai hoá trên còn có các kiểu lai hoá liên quan đến
các AO-d, hay gặp ở các kim loại bộ d trong phức chất nêu ở bảng sau:
Bảng: Các kiểu lai hoá và hình dạng phân tử
9/26/2015
25
biên soạn: Nguyễn Kiên
NH3
NH3
NH3
NH3
NH3
NH3
Các AO lai hóa d2sp3của Cr3+ và
sự tạo thành ion phức
[Cr(NH3)6]
3+
CN- CN
-
CN- CN-
Các AO lai hóa dsp2 của Ni2+ và
sự tạo thành ion phức [Ni(CN-)4]
2-
4.3- Dự đoán kiểu lai hoá và cấu trúc hình học của ptử
Dựa vào mô hình đẩy các cặp e hóa trị:
“ các cặp e hóa trị liên kết và không liên kết phân bổ xung
quanh ngtử A trong phân tử sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ
nhất”
Như vậy, nếu kí hiệu số cặp e hóa trị lk và không lk xquanh A trong
phân tử là n ( ta hạn chế chỉ xét số cặp e n = 2, 3, 4), ta có:
biên soạn: Nguyễn Kiên
A
A
A
n
2
3
4
Hình học của n cặp e
Cấu trúc thẳng
Cấu trúc tam giác đều
Cấu trúc tứ diện đều
9/26/2015
26
Trường hợp có lk đôi, lk ba đều được coi là lk đơn để tính giá trị n
Trường hợp chỉ còn 1 e chưa tham gia lk vẫn được coi giống như
còn 1cặp e chưa lk.
Dựa vào mô hình này ta có thể dự đoán được kiểu lai hóa các AO
hóa trị của ngtử A bất kỳ trong phân tử bằng cách tính tổng số n
như sau:
biên soạn: Nguyễn Kiên
n = tổng số ngtử lk trực tiếp với ngtử A + Số cặp e (đôi khi chỉ 1 e) hóa trị A chưa tham gia lk
Nếu:
n = 4 : có lai hóa sp3
n = 3: có lai hóa sp2
n = 2 : có lai hóa sp
Ví dụ: BeH2
BF3
SO2
NH3 , H2O
có lai hóa sp, cấu trúc thẳng
có lai hóa sp2, cấu trúc tam giác đều
có lai hóa sp2, cấu trúc tam giác đều
có lai hóa sp3, cấu trúc tứ diện đều
biên soạn: Nguyễn Kiên
5. THUYẾT ORBITAL PHÂN TỬ (MO- MOLECULAR ORBITAL)
(Muliken, Hund – Đức). 1927
5.1 – Luận điểm cơ bản của thuyết MO.
- Phân tử được coi như là một hạt thống nhất, trong đó e liên kết chuyển
động (tương tự như ở nguyên tử), trong một điện trường gây ra bởi các hạt
nhân và các e còn lại.
- Trong phân tử, trạng thái của e được mô tả bằng các MO. (trong ngtử,
trạng thái của e được mô tả bằng các AO).
- Khi ngtử đi vào liên kết, các AO của chúng tổ hợp (xen phủ) với nhau tạo
ra các MO. Cứ tổ hợp 2 AO thì được 2 MO.
Điều kiện để có sự tổ hợp là:
+ Năng lượng các AO xấp xỉ nhau
+ Các AO có sự đối xứng giống nhau so với trục liên kết
+ Sự xen phủ phải đạt được mức độ rõ rệt
- Trong phân tử các e được phân bố dần vào các MO: (, *, , *, , )
cũng theo một số quy tắc nhất định: nglí Pauli, nglí vững bền, quy tắc Hund
giống như trong ngtử.
9/26/2015
27
biên soạn: Nguyễn Kiên
5.2 – Khái niệm MO liên kết và MO phản liên kết
Các MO là tổ hợp tuyến tính các AO:
MO= C1 A+ C2 B+ ..
Thí dụ: Đối với phân tử H2 các MO được tổ hợp từ hai AO A và B của
hai ngtử hiđro là Ha và Hb
MO= C1 A+ C2 B
C1, C2 là những hệ số cho biết sự đóng góp của các AO vào MO.
Trong trường hợp các phân tử đồng hạch ( các phân tử tạo từ những ngtử
của cùng một ngtố), như phtử H2 thì C1
2 = C2
2 C1 = ± C2.
Như vậy, khi tổ hợp 2 AO A và B của 2 ngtử H ta thu được 2 MO:
+ = C1 A + C2 B
- = C1 A - C2 B
Khi trạng thái e trong phân tử được mô tả bằng + thì xác suất có mặt e tập
trung ở vùng giữa 2 hạt nhân ngtử lớn, tạo ra sự hút hai hạt nhân với nhau
và lk được hình thành. MO được mô tả bằng hàm + gọi là MO liên
kết(MOlk).
Ngược lại, đối với hàm - thì xác suất có mặt e giữa 2 hạt nhân bằng 0, lk
không được hình thành. Vì vậy MO được mô tả bằng hàm - được gọi là
MO phản liên kết (MO*).
biên soạn: Nguyễn Kiên
5.3 – Cấu hình electron trong phân tử.
a- Các MO khi tổ hợp từ AO-s
1s 1s
MO*(*)
MOlk(lk)
+- -
++ -
E
AO AO MO
Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-1s
1s
*1s
Về mặt năng lượng các MO thì 1s < *1s
Chú ý: Khi tổ hợp các AO-2s; 3s ta cũng thu được 2s < *2s.
Như vậy,về mặt năng lượng ta có: 1s < *1s< 2s < *2s.
1s 1s
9/26/2015
28
biên soạn: Nguyễn Kiên
b- Các MO khi tổ hợp từ AO-pZ
Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-pz
pz pz
MO*(*z
)
MO (z)
+- -
++ -
E
AO AO MO
z
*z
pz pz
biên soạn: Nguyễn Kiên
c- Các MO khi tổ hợp từ AO-px hay py
Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-px hoặc py
px px
MO*(*x
)
MO (x)
+- -
++ -
E
AO AO MO
z
*z
px py pz pz py px
x= y
*x=
*
y
Dựa vào giản đồ năng lượng, ta có thể biết được trật tự năng lượng
Đối với các phân tử tạo thành từ 2 ngtử cuối chu kì 2 như O2; F2
Trật tự năng lượng như sau: 1s < *1s< 2s < *2s< z < x= y< *x= *y< *z
Đối với các phân tử tạo thành từ 2 ngtử đầu chu kì 2 như N2
Trật tự năng lượng như sau: 1s < *1s< 2s < *2s< x= y< z < *x= *y< *z
9/26/2015
29
biên soạn: Nguyễn Kiên
6. CẤU TẠO PHÂN TỬ
6.1. Đặc điểm phân tử
Trong phân tử, các hạt nhân nguyên tử mang điện tích
dương, con các electron mang điện tích âm. Giữa các hạt
điện tích dương và âm có một điểm gọi là trọng tâm điện tích
dương và âm.
Nếu 2 trọng tâm điện tích trái dấu này trùng nhau ta có
phân tử không phân cực. Trong trường hợp ngược lại, 2
trọng tâm điện tích dương và âm không trùng nhau ta có
phân tử phân cực
(Phân tử không phân cực) (Phân tử phân cực) (Phân tử Ion)
biên soạn: Nguyễn Kiên
6. 2. Mômen lưỡng cực.
Khoảng cách giữa 2 trọng tâm điện tích dương và âm trong phân tử
gọi là độ dài lưỡng cực(ký hiệu: l). Tích số giữa l và điện tích q của
e gọi là Mô men lưỡng cực( )
= q. l
Đơn vị của là Debye (D). 1D = 3,33.10-30C.m
Như vậy đối với phân tử không phân cực thì = 0 (vì l= 0)
Phân tử phân cực thì 0 . càng lớn thì phân tử càng phân cực
Mômen lưỡng cực liên quan chặt trẽ đến cấu trúc hình học của các
nguyên tử trong phân tử
HCl - +
-
-
+
+
-
-
C2H2Cl2
9/26/2015
30
biên soạn: Nguyễn Kiên
biên soạn: Nguyễn Kiên
Đối với phân tử 2 nguyên tử (AB): ví dụ như HCl, HBr, HI.
Mômen lưỡng cực của các phân tử này bằng đúng mômen liên kết của
liên kết gữa 2 nguyên tử AB
Đối với phân tử 3 nguyên tử (ABC): ví dụ như H2O.
Giá trị được tính theo sơ đồ cộng vectơ
Như vậy,đối với phân tử có cấu trúc thẳng có =0 như CO2
O C O
Còn đối với phân tử có cấu trúc không thẳng thì ≠ 0 như H2O
Nhờ các giá trị tính toán được so sánh với giá trị xác định bằng thực
nghiệm cho phép ta thiết lập được cấu trúc hình học của phân tử.
A
B
C 2
1
α
cosαμ2μμμμ 21
2
2
2
1
2
Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015
31
biên soạn: Nguyễn Kiên
6. 3. Lực tương tác giữa các phân tử
a-Lực định hướng(Uđh). (2 kJ/mol)
Là lực phát sinh giữa các phân tử phân cực với nhau.
Giá trị của lực định hướng được tính theo công thức
kT3r
2μ
U
6
4
đh
Trong đó: r- là khoảng cách giữa 2 tâm phân tử
µ - mômen lưỡng cực
T – Nhiệt độ tuyệt đối
k- hằng số Boltzmann (1,3805.10-23 J.K-1)
6.3.1. Lực tƣơng tác Van der Waals
r
HCl - +
biên soạn: Nguyễn Kiên
b. Lực cảm ứng (Uc). (2 kJ/mol)
Đó là lực tương tác giữa phân tử phân cực với phân tử không
phân cực. Khi phân tử không phân cực tiếp xúc với phân tử phân
cực. Do hiện tượng cảm ứng ở phân tử không phân cực sẽ xuất hiện
lưỡng cực cảm ứng tức thời và trở thành 1 phân tử phân cực.
6
2
c
r
2.α.
U
: hệ số phân cực hóa
r
9/26/2015
32
biên soạn: Nguyễn Kiên
c. Lực khuếch tán(Ukt). (2 kJ/mol)
Do sự chuyển động của các e trên các orbitan gây ra sự thăng
giáng mật độ điện tích âm quanh hạt nhân nguyên tử.
Mặt khác, hạt nhân nguyên tử cũng dao động quanh vị trí cân
bằng của chúng. Do đó, chúng cũng xuất hiện những mô men lưỡng
cực nhất thời.
21
21
216kt νν
.νν
.αα
r
h
2
3
U
h là hằng số plăng.
1 ,2 là độ phân cực của các phân tử.
1, 2 là tần số dao động của các dao
động trong phân tử.
Nếu 2 phân tử cùng loại 1 = 2, 1 = 2 thì:
2
6kt
α
r
hν
4
3
U
r
biên soạn: Nguyễn Kiên
Ví dụ: sự tương tác giữa các nguyên tử He
He 2+ 2+
e-
e-
e-
e-
- + - +
9/26/2015
33
biên soạn: Nguyễn Kiên
6.3.2. Lực liên kết hiđro (20 kJ/mol)
N-H
O-H
F-H
+
+
+ F-
-O-
-N- -
-
-
-
+
+
biên soạn: Nguyễn Kiên
Liên kết hiđrô giải thích được:
- Điểm sôi bất thường của các hợp chất như H2O, NH3, HF.
Hợp
chất
M Ts
(0C)
Hợp
chất
M Ts
(0C)
Hợp
chất
M Ts
(0C)
NH3 17 -32,5 H2O 18 100 HF 20 10,5
PH3 34 -87,0 H2S 34 -60 HCl 36,5 -84,0
AsH3 78 -54,5 H2Se 81 -42,5 HBr 81 -66,0
SbH3 131 -17,0 H2Te 130 -2,5 HI 128 -35,0
- Liên kết hiđrô có tính định hướng: vì vậy, nó làm ảnh hưởng đến quá trình kết
tinh và cấu trúc kết tinh. Ví dụ sự hình thành tinh thể nước đá. Nguyên tử oxi
được bao quanh bởi 4 nguyên tử hiđrô làm cho cấu trúc của nước đá xốp,
trong suốt
- Liên kết hiđrô ảnh hưởng khá lớn đến quá trình hòa tan lẫn nhau giữa các chất
lỏng: Ví dụ, rượu etylic và nước hòa tan vào nhau theo bất kỳ tỷ lệ nào
9/26/2015
34
biên soạn: Nguyễn Kiên
BÀI TẬP (cấu tạo chất). B.soạn: TKiên
Bài 1. Phát biểu 2 định đề của Bohr. Hãy nêu những ưu điểm và hạn chế của thuyết
Bohr về cấu tạo ngtử.
Bài 2. Nội dung và biểu thức của nguyên lí bất định Heisenberg. Áp dụng biểu thức
Heisenberg hãy tính x hoặc v trong các trường hợp sau và đưa ra những nhận
xét.
a. Quả bóng bàn bay, biết m=10g, x = 0,01mm.
b.Electron trong ngtử, biết v = 106m/s
Bài 3.Nội dung của thuyết sóng vật chất và hệ thức De broglie. Tính bước sóng sinh ra
của:
a. Chuyển động của một ôtô, khối lượng m = 1 tấn, tốc độ v=100km/h
b. Chuyển động của electron trong ngtử với tốc độ v = 106m/s
Bài 4.Tại sao người ta nói phương trình Schrodinger là phương trình cơ bản của cơ học
lượng tử.Hãy cho biết khái niệm về hàm sóng và ý nghĩa vật lí của 2.
Bài 5.Viết phương trình Schrodinger đối với ngtử hiđrô. Giải thích các kí tự trong phương
trình. Orbital nguyên tử là gì?
Bài 6.Viết biểu thức toán học của hàm sóng mô tả trạng thái cơ bản của electron trong
ngtử hyđrô.
Từ hàm đó suy ra sự phân bố mật độ xác suất có mặt của electron như thế
nào?. Thế nào là mây electron?
biên soạn: Nguyễn Kiên
Bài 7.Hãy viết biểu thức tính năng lượng, mômen động lượng, hình chiếu mômen động lượng
của electron trong ngtử hyđro và cho biết ý nghĩa các số lượng tử.
Bài 8.Tính năng lượng mà ngtử hyđro hấp thụ khi electron chuyển từ trạng thái n=1 đến trạng
thái n=2.
Bài 9.Cho các orbital nguyên tử 1s; 2s; 2px; 2py; 2pz. Hãy viết các kí hiệu orbital tương ứng với
các số lượng tử n.l,m.
Bài 10.Xét các AO sau đây trong ngtử hyđro: 1.0,0; 2.1,1; 3.2,0. Hãy vẽ hình dạng các AO đó.
Bài 11.Tính số electron tối đa có trong một phân lớp có l=1; l=3 và trong một lớp thứ 3; 4; 5.
Bài 12.a. Tính độ dài liên kết của phân tử HCl. Biết mômen lưỡng cực của nó là 3,43.10-30C.m;
e=1,6.10-19C.
b. Phân tử nước có độ dài lưỡng cực là 0,38.10-10m. Hãy tính mômen lưỡng cực của
phân tử ra đơn vị đơbai (D). Biết 1D=3,3.10-30 C.m.
https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
Các file đính kèm theo tài liệu này:
- bai_giang_hoa_dai_cuong_chuong_2_114_2081520.pdf