Chủ đề mới 
Thành viên 
Lịch 
Tìm kiếm 
Trợ giúp
Đăng ký 
Đăng nhập |
Chủ đề mới Thành viên Lịch Tìm kiếm Trợ giúp |
| Đăng ký Đăng nhập |
| Các môn khoa học tự nhiên | |
 Diễn đàn :Trao đổi học tập :Các môn khoa học tự nhiên |
 Chủ đề: Vài nét về Hóa Học |
  |
| Tác giả | Nội dung | |||||||
|
bongsenvang
Newbie 
Gia nhập: 13 Nov 2010 Trạng thái Online: Offline Bài viết: 11 |
   Chủ đề: Vài nét về Hóa HọcNgày gửi: 15 Nov 2010 lúc 17:26 |
|||||||
|
Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn 1.Sự tìm ra electron Năm 1897, nhà bác học người Anh Tôm-xơn (J.J. Thomson) nghiên cứu sự phóng điện giữa hai điện cực có hiệu điện thế 15 kV, đặt trong một ống gần như chân không (áp suất khoảng 0,001 mmHg) và thấy màn huỳnh quang trong ống phát sáng do những tia phát ra từ cực âm và được gọi là tia âm cực. 2. Sự tìm ra hạt nhân nguyên tử Năm 1911, nhà vật lí người Anh Rơ-dơ-pho (E.Rutherford) và các cộng sự đã cho các hạt bắn phá một lá vàng mỏng và dùng màn huỳnh quang đặt sau lá vàng để theo dõi đường đi của hạt . Kết quả thí nghiệm cho thấy hầu hết các hạt đều xuyên thẳng qua lá vàng, nhưng có một số ít hạt đi lệch hướng ban đầu và một số rất ít hạt bị bật lại phía sau khi gặp lá vàng (hình 1.4a, b). HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG Chương 1 CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1. Nguyên tử: Là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hóa học, tham gia tạo thành phân tử.Nguyên tử luôn trung hòa về điện: Gồm: - Hạt nhân (do p, n cấu tạo) mang điện tích dương, ở tâm nguyên tử, có kích thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử song lại chiếm phần lớn khối lượng nguyên tử. - Các electron mang điện tích âm chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử 1. Nguyên tố hóa học: là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. 2. Đồng vị: Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng khác nhau gọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố. 3. Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập và mang những tính chất hóa học đặc trưng của chất đó. 5. . Đơn chất là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học. Ví dụ: O2, H2, Cl2, ... Một nguyên tố hoá học có thể tạo thành một số đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví dụ: - Cacbon tồn tại ở 3 dạng thù hình là cacbon vô định hình, than chì và kim cương. - Oxi tồn tại ở 2 dạng thù hình là oxi (O2) và ozon (O3). 6. Hợp chất: là chất cấu tạo từ nhiều nguyên tố hoá học khác nhau. Ví dụ: H2O, NaOH, H2SO4,... 7. Nguyên tử khối (NTK) là khối lượng tương đối của nguyên tử. Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử. Chú ý: Khác với nguyên tử khối, khối lượng nguyên tử (KLNT) cũng là khối lượng của một nguyên tử nhưng biểu diễn bằng kg. Ví dụ: KLNT của hiđro bằng 1.67.10-27kg, của cacbon bằng 1,99.10-26. 8. Phân tử khối(PTK): là khối lượng của một phân tử biểu diễn bằng đơn vị cacbon (đ.v.C). Phân tử khối bằng tổng khối lượng các nguyên tử cấu tạo nên phân tử. Ví dụ: PTK của H2O = 2 + 16 = 18 đ.v.C, của NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 đ.v.C. Chú ý: Khối lượng phân tử cũng được biểu diễn bằng kg và bằng tổng khối lượng các nguyên tử tạo thành phân tử. 9. Mol: là lượng chất chứa 6,02.1023 hạt đơn vị (nguyên tử, phân tử, ion, electron, ...) - Số 6,02.1023 được gọi là số Avôgađrô và ký hiệu là N (N = 6,02.1023). Như vậy: 1 mol nguyên tử Na chứa N nguyên tử Na. 1 mol phân tử H2SO4 chứa N phân tử H2SO4 1 mol ion - Khối lượng của 1 mol chất tính ra gam được gọi là khối lượng mol của chất đó và ký hiệu là M. Khi nói về mol và khối lượng mol cần chỉ rõ của loại hạt nào, nguyên tử, phân tử, ion, electron... Ví dụ: - Khối lượng mol nguyên tử oxi (O) bằng 16g, nhưng khối lượng mol phân tử oxi (O2) bằng 32g. - Khối lượng mol phân tử H2SO4 bằng 98g, nhưng khối lượng mol ion SO42- bằng 96g. Như vậy khái niệm nguyên tử gam, phân tử gam chỉ là những trường hợp cụ thể của khái niệm khối lượng mol. - Cách tính số mol chất: Số mol n của chất liên hệ với khối lượng m (tính ra gam) và khối lượng mol M của chất đó bằng công thức: Mmn= (mol) + Đối với hỗn hợp các chất, lúc đó n là tổng số mol các chất, m là tổng khối lượng hỗn hợp và M trở thành khối lượng mol trung bình M, (viết tắt là khối lượng mol trung bình). hhhhhhMmn= + Đối với chất khí, n được tính bằng công thức: 4,220Vn= Trong đó, V0 là thể tích của chất khí hay hỗn hợp khí đo ở đktc (00C, 1atm hay 760 mmHg). Chú ý: Nếu V cho ở điều kiện t0C và p atm thì số mol chất khí được tính qua phương trình trạng thái: RTpVn= Trong đó: T = t0 + 273, R = 2734,22 ≈0,082 là hằng số khí lý tưởng 10. Phản ứng hóa học:Là quá trình biến đổi các chất này thành các chất khác được. Trong phản ứng hoá học, tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng các chất tạo thành sau phản ứng (Định luật bảo toàn khối lượng). Các dạng phản ứng hoá học cơ bản: a) Phản ứng phân tích: là phản ứng trong đó một chất bị phân tích thành nhiều chất mới. Ví dụ: CaCO3 = CaO + CO2 ↑ b) Phản ứng kết hợp: là phản ứng trong đó hai hay nhiều chất kết hợp với nhau tạo thành một chất mới. Ví dụ. BaO + H2O = Ba(OH)2 c) Phản ứng thế: là phản ứng trong đó nguyên tử của nguyên tố này (ở dạng đơn chất) thay thế nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất. Ví dụ. Zn + H2SO4 loãng = ZnSO4 + H2 ↑ d) Phản ứng trao đổi: là phản ứng trong đó các hợp chất trao đổi nguyên tử hay nhóm nguyên tử với nhau. Ví dụ. BaCl2 + NaSO4 = BaSO4 + 2NaCl. e) Phản ứng oxi hoá - khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa một số nguyên tố. Ví dụ: Fe0 + Cu+2SO4 -> Fe+2SO4 + CuO Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn . 1.Sự tìm ra electron Năm 1897, nhà bác học người Anh Tôm-xơn (J.J. Thomson) nghiên cứu sự phóng điện giữa hai điện cực có hiệu điện thế 15 kV, đặt trong một ống gần như chân không (áp suất khoảng 0,001 mmHg) và thấy màn huỳnh quang trong ống phát sáng do những tia phát ra từ cực âm và được gọi là tia âm cực. 2. Sự tìm ra hạt nhân nguyên tử Năm 1911, nhà vật lí người Anh Rơ-dơ-pho (E.Rutherford) và các cộng sự đã cho các hạt bắn phá một lá vàng mỏng và dùng màn huỳnh quang đặt sau lá vàng để theo dõi đường đi của hạt . Kết quả thí nghiệm cho thấy hầu hết các hạt đều xuyên thẳng qua lá vàng, nhưng có một số ít hạt đi lệch hướng ban đầu và một số rất ít hạt bị bật lại phía sau khi gặp lá vàng (hình 1.4a, b). 3. Sự tìm ra proton Năm 1918, khi bắn phá hạt nhân nguyên tử nitơ bằng hạt , Rơ-dơ-pho đã quan sát thấy sự xuất hiện hạt nhân nguyên tử oxi và một loại hạt có khối lượng , mang một đơn vị điện tích dương (kí hiệu là eo; quy ước bằng 1+). Đó chính là hạt proton, được kí hiệu bằng chữ p. 4. Sự tìm ra nơtron 1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử. Kích thước, khối lượng nguyên tử 2. Hạt nhân nguyên tử - Nguyên tố hoá học - Đồng vị 3. Vỏ nguyên tử 4. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học _Khái niệm Nguyên tử là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hoá học, tham gia tạo thành phân tử. Nguyên tử là một hệ trung hoà điện gồm: Hạt nhân tích điện dương ở tâm nguyên tử. Các electron mang điện tích dương âm chuyển động xung quanh hạt nhân Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có điện tích hạt nhân bằng nhau. Các dạng nguyên tử của một nguyên tố có khối lượng khác nhau gọi là các đồng vị của nguyên tố đó. Ví dụ: Nguyên tố cacbon có 2 đồng vị là Nguyên tử khối (NTK) là khối lượng của một nguyên tử biểu diễn bằng đơn vị cacbon (đ.v.C). Chú ý: Khác với nguyên tử khối, khối lượng nguyên tử (KLNT) cũng là khối lượng của một nguyên tử nhưng biểu diễn bằng kg. Ví dụ: KLNT của hiđro bằng 1.67.10-27kg, của cacbon bằng 1,99.10-26. Nguyên tử gồm hạt nhân tích điện dương (Z+) ở tâm và có Z electron chuyển động xung quanh hạt nhân. 1. Hạt nhân: Hạt nhân gồm: - Proton: Điện tích 1+, khối lượng bằng 1 đ.v.C, ký hiệu - Nơtron: Không mang điện tích, khối lượng bằng 1 đ.v.C ký hiệu Như vậy, điện tích Z của hạt nhân bằng tổng số proton. * Khối lượng của hạt nhân coi như bằng khối lượng của nguyên tử (vì khối lượng của electron nhỏ không đáng kể) bằng tổng số proton (ký hiệu là Z) và số nơtron (ký hiệu là N): Z + N ≈ A. A được gọi là số khối. * Các dạng đồng vị khác nhau của một nguyên tố là những dạng nguyên tử khác nhau có cùng số proton nhưng khác số nơtron trong hạt nhân, do đó có cùng điện tích hạt nhân nhưng khác nhau về khối lượng nguyên tử, tức là số khối A khác nhau. 2. Phản ứng hạt nhân: Phản ứng hạt nhân là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguyên tố này thành hạt nhân của những nguyên tố khác. Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn. Ví dụ: Vậy X là C. Phương trình phản ứng hạt nhân. 3. Cấu tạo vỏ electron của nguyên tử. Nguyên tử là hệ trung hoà điện, nên số electron chuyển động xung quanh hạt nhân bằng số điện tÝch dương Z của hạt nhân. Các electron trong nguyên tử được chia thành các lớp, phân lớp, obitan. a) Các lớp electron. Kể từ phía hạt nhân trở ra được ký hiệu: Bằng số thứ tự n = 1 2 3 4 5 6 7 … Bằng chữ tương ứng: K L M N O P Q … Những electron thuộc cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Lớp electron càng gần hạt nhân có mức năng lượng càng thấp, vì vậy lớp K có năng lượng thấp nhất. Số electron tối đa có trong lớp thứ n bằng 2n2. Cụ thể số electron tối đa trong các lớp như sau: Lớp : K L M N … Số electron tối đa: 2 8 18 32 … b) Các phân lớp electron. Các electron trong cùng một lớp lại được chia thành các phân lớp. Lớp thứ n có n phân lớp, các phân lớp được ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ hạt nhân trở ra. Các electron trong cùng phân lớp có năng lượng bằng nhau. Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s. Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s, 2p. Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp :3s, 3p, 3d. Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s, 4p, 4d, 4f. Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần như sau : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s… Số electron tối đa của các phân lớp như sau: Phân lớp : s p d f. Số electron tối đa: 2 6 10 14. c) Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà ở đó khả năng có mặt electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất). Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron. Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu. Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi. Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn. Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin ngược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng 1 ô vuông
4. Cấu hình electron và sự phân bố electron theo obitan. a) Nguyên lý vững bền: trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao. Ví dụ: Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26). 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 Nếu viết theo thứ tự các mức năng lượng thì cấu hình trên có dạng. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó. Ví dụ: Cấu hình electron của Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5. Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận. Ví dụ: S(Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cần hiểu rằng : electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng lượng. 5. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện. a) Năng lượng ion hoá (I). Năng lượng ion hoá là năng lượng cần tiêu thụ để tách 1e ra khỏi nguyên tử và biến nguyên tử thành ion dương. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng nhỏ. b) Ái lực với electron (E). Ái lực với electron là năng lượng giải phóng khi kết hợp 1e vào nguyên tử, biến nguyên tử thành ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn. c) Độ âm điện (c).Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp electron liên kết của một nguyên tử trong phân tử. Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức: - Nguyên tố có c càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng mạnh. - Độ âm điện c thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các hiệu ứng dịch chuyển electron trong phân tử. - Nếu hai nguyên tử có c bằng nhau sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị thuần tuý. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều (cD > 1,7) sẽ tạo thành liên kết ion. Nếu độ âm điện khác nhau không nhiều (0 < cD < 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực. . Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn 1. Định luật tuần hoàn Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ những nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 2. Bảng hệ thống tuần hoàn Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuân hoàn: Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử Các nguyên tố có cùng số lớp e trong nguyên tử được xếp thành một hàng Các nguyên tố có cùng số e hóa trị (*) trong nguyên tử được xếp thành một cột (*) Electron hóa trị là những e có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc cả ở phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa. Có 2 dạng bảng thường gặp. a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được chia thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại. b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng dài) và phân nhóm phụ (gồm các nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng dài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ actini) được xếp thành 2 hàng riêng. 3. Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm. Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. - Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần. - Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính nguyên tử giảm dần. Do đó: + Độ âm điện χ của các nguyên tố tăng dần. + Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần. - Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm IV) đến I (nhóm VII). 4. Nhóm và phân nhóm Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích hạt nhân. - Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó: + Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần. - Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa nguyên tố đó. 5. Ý nghĩa của bảng HTTH a. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo:
Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững. Liên kết hóa học được chia thành hai loại cơ bản: liên kết ion và liên kết cộng hóa trị 1. Liên kết ion Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.(>Δχ 1,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử. Ví dụ : 2.e 2Na + Cl2 = 2Na+ + 2Cl- = 2NaCl Đặc điểm của liên kết ion Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo thành những mạng lưới ion (dạng tih thể) có tính bền vững, thường có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao, thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy hoặc khi tan trong nước chúng tạo thành những dung dịch dẫn điện, còn ở trạng thái rắn chúng không dẫn điện. 2. Liên kết cộng hóa trị Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp e chung. * Đặc điểm: Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành : a. Liên kết cộng hoá trị không cực − Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl. .(χΔ= 0) hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau mà. Δ<0,4. − Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào. − Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung. b. Liên kết cộng hoá trị có cực − Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H : Cl. (0,4 < Δ <1,7 ) − Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. − Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ, trong HCl, clo hoá trị 1−, hiđro hoá trị 1+. 3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí) Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e; Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên (→) có chiều từ chất cho sang chất nhận. Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn Ví dụ quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.: H + H N H H Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta có thể viết CTCT của NH+4 như sau: H + H N H H Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A → B là: nguyên tố A có đủ 8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống. 4. Liên kết σ và liên kết π Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị. a) Liên kết σ: Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết) dọc theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết σkiểu s-s, s-p, p-p: Obitan liên kết σ có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử. Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết σ. Khi đó, do tính đối xứng của obitan liên kết σ, hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết. b) Liên kết π: Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết. Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết σ (bền), còn lại là liên kết π (kém bền). Liên kết π không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi. 1. Liên kết hiđro Liên kết hiđro là mối liên kết phụ (hay mối liên kết thứ 2) của nguyên tử H với nguyên tử có độ âm điện lớn (như F, O, N…). Tức là nguyên tử hiđro linh động bị hút bởi cặp e chưa liên kết của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Liên kết hiđro được ký hiệu bằng 3 dấu chấm ( … ) và không tính hoá trị cũng như số oxi hoá. Liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử cùng loại. Ví dụ: Giữa các phân tử H2O, HF, rượu, axit… OH … OH …; H – F …H – F … H H hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử rượu hay axit với H2O: OH … O – H …OH … H R H hoặc trong một phân tử (liên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ : CH2 – CH2 OH … OH Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn Do có liên kết hiđro tạo thành trong dung dịch nên: + Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl). + Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên rõ rệt so với các hợp chất có khối lượng phân tử tương đương. 6. Sự lai hoá các obitan − Để giải thích hiện tượng đa hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) và cấu trúc phân tử của một số hợp chất (đặc biệt là các phức chất), ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan". − Các kiểu lai hoá thường gặp: a) Lai hoá sp3: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử H2O, NH3, NH+4, CH4,… b) Lai hoá sp2: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp2 được gặp trong các phân tử BCl3, C2H4,… c) Lai hoá sp: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl2, C2H2,… Ngoài các dạng lai hóa trên, các obitan còn có khả năng tạo thành nhiều kiểu lai hóa khác, như: lai hóa vuông phẳng dsp2, lai hóa bát diện d2sp3, … Trường Trung Học Phổ Thông Số 1 Văn Bàn Bông Sen Vàng. 11A1 |
||||||||
 IP Logged |
||||||||
| |
||
Chuyển nhanh đến |
Bạn không thể tạo đề tài mới Bạn không thể trả lời bài viết Bạn không thể xoá bài viết bạn đã gưi Bạn không thể sửa bài viết bạn đã gửi Bạn không thể tạo bình chọn Bạn không thể bình chọn |
|
