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)
proton
H¹t nh©n nguyªn tö
-27
Chú ý: 1u = 1,67.10 kg
1đvđt = 1,602.10-19C
N¬tron
m p 1u
qp 1
mn 1u
qn 0
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
6,625.1034
7,28.1010(m)
Víi e:
31
6
me .V 9,1.10 .10
Víi kÝch cì nguyªn tö lµ 1Ao th× =7,3A0 lµ quan träng.
h
6,625.1034
3 5
2,4.1038(m) 2,4.1028 A0
Víi xe t¶i:
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
V x .X
HÖ thøc bÊt ®Þnh:
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:
EC 13,6.
z'2
2
n
(eV)
+ Møc n¨ng lîng cña nguyªn tö H vµ ion cã 1 electron
EC 13,6.
Trong ®ã: Z’ = Z - A;
z2
2
n
(eV)
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
e tối
đa
2
6
10
14
Phân
mức
s
p
d
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
2p2
→ C* : 2s1
2p3
6C : 2s
→
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 IAVIIIA)
vµ 8 nhãm B (®¸nh sè tõ IIIB VIIIB; IBIIB). 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
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
VIA
VIIA
VIIIA
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
I1
Li
5,39
Na
5,14
K
4,34
Rb
4,18
Cs
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
§é ©m ®iÖn ®îc tÝnh tõ I vµ E theo c«ng thøc
IE
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 17; cßn ho¸ trÞ cña c¸c phi kim trong hîp chÊt
víi hi®ro gi¶m tõ 41.
* 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
1e
11Na (2,8,1) 10Ne(2,8)
1e
17Cl (2,8,7) 18Ar(2,8,8)
nhau
Na + Cl → Na+ + Cl- hut
Na-Cl
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
1e
Ví dụ:
1H: 1s 2He : 1s
H. + .H → H : H H - H hay H2
2e
* 8O: (2,6)
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
2p2
→ C* : 2s1
2p3
6C : 2s
→
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
2p0
→ Be* : 2s1 2p1
4Be: 1s 2s
→
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
2s2
2p2 → C* :
2s1
2p3
6C:
→
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.
2s2
2p2 → C* :
2s1
2p3
6C:
→
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
Mµ Pn
a
a
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
ChÊt láng cã kiÕn tróc phøc t¹p. §èi víi chÊt khÝ cã khÝ lý tëng, chÊt r¾n cã
tinh thÓ lý tëng, nhng chÊt láng cha cã h×nh mÉu nh vËy. Trong kiÕn tróc
cña chÊt láng cã nh÷ng lç trèng.Nh÷ng lç trèng nµy kh«ng cã h×nh thï vµ kÝch
thíc nhÊt ®Þnh, cã thÓ xuÊt hiÖn ë chç nµy råi biÕn d¹ng vµ dêi sang chç kh¸c.
ChÝnh nh÷ng lç trèng nµy lµm kho¶ng c¸ch trung b×nh gi÷a c¸c h¹t lín h¬n trong
chÊt r¾n.
ChÊt láng cã thÓ tÝch x¸c ®Þnh nhng kh«ng cã h×nh d¹ng x¸c ®Þnh.
2. §é nhít cña chÊt láng.
§îc g©y nªn bëi sù chuyÓn ®éng cña c¸c h¹t ®èi víi nhau.
TÝnh nhít gi¶m xuèng khi ®un nãng vµ t¨ng lªn khi lµm l¹nh.
Nguyªn nh©n: NhiÖt ®é t¨ng nªn kho¶ng c¸ch gi÷a c¸c h¹t t¨ng, lùc t¬ng t¸c
gi÷a c¸c h¹t gi¶m xuèng TÝnh nhít gi¶m xuèng.
§Ó ®o ®îc ®é nhít cña chÊt láng ngêi ta dùa vµo vµo viÖc ®o tèc ®é chuyÓn
®éng cña chÊt láng qua èng mao dÉn cña nhít kÕ.
Ngêi ta sö dung ®é nhít cña H2O ë 200C lµm ®¬n vÞ
ChÊt láng
§é nhít
axeton
0,322
benzen
0,65
Axit H2SO4
27
glixerol
1499
ViÖc nghiªn cøu ®é nhít cña chÊt láng cã ý nghÜa rÊt quan träng trong s¶n xuÊt.
Ch¼ng h¹n nh muèn tÝnh n¨ng lîng cÇn ®Ó cho chÊt láng ch¶y theo ®êng èng,
cÇn biÕt ®é nhít cña chÊt láng.
3. Søc c¨ng bÒ mÆt:
Lµ tÝnh chÊt ®Æc biÖt cña chÊt láng, ®îc g©y nªn bëi lùc hót lÉn nhau gi÷a c¸c
h¹t.
ChÊt láng cã xu híng gi¶m søc c¨ng bÒ mÆt b»ng c¸ch gi¶m diÖn tÝch bÒ mÆt
cña chóng. Víi cïng mét thÓ tÝch nh nhau, khèi cÇu cã diÖn tÝch nhá nhÊt nªn
chÊt láng thêng t¹o nh÷ng giät nhá h×nh cÇu.Vµ nh÷ng giät nhá l¹i dÔ dµng
dÝnh víi nhau thµnh giät lín.
* Chó ý: TÝnh mao dÉn lµ hÖ qu¶ cña søc c¨ng bÒ mÆt . NÕu c¾m mét èng thñy
tinh cã ®êng kÝnh rÊt bÐ( mao qu¶n) vµo mét chÊt láng tÈm ít ®îc èng ®ã.
VÝ dô : c¾m vµo níc, vµo rîu th× chÊt láng sÏ t¨ng lªn trong èng. §ã lµ hiÖn
tîng mao dÉn. §êng kÝnh cµng nhá th× níc cµng d©ng cao.
III. Trạng thái rắn
Ngay ở điều kiện thường nhiều chất tồn tại ở trạng thái rắn. Đặc trưng của
trạng thái này là các phẩn tử ở gần nhau đến mức không thể chuyển động tự do,
chúng chỉ dao động quanh một vị trí cân bằng nào đó vì vậy chất rắn có khả
năng giữ được hình dạng của nó. Về mặt cấu trúc chất rắn gồm 2 dạng là chất
rắn tinh thể và chất rắn vô định hình.
1. Chất rắn tinh thể: Trong tinh thể các hạt (nguyên tử, phân tử, ion, nhóm
nguyên tử …) được sắp xếp theo một trật tự hoàn toàn xác định, chúng hầu như
không chuyển dịch tịnh tiến mà chỉ dao động chung quanh vị trí cân bằng. Chất
rắn tinh thể có nhiệt độ nóng chảy xác định.
20
Ví dụ: muối ăn, đường phèn, iốt…
b,
a) M¹ng tinh thÓ lôc ph¬ng
b) M¹ng tinh thÓ lËp ph¬ng t©m diÖn
c) M¹ng tinh thÓ lËp ph¬ng t©m khèi
c,
2. Chất rắn vô định hình: là chất rắn mà phân tử sắp xếp hỗn độn gần với trạng
thái lỏng, tuy vậy nó cũng khác với trạng thái lỏng là hạt của chất vô định hình
không có chuyển động tịnh tiến và chuyển động quay.
Chất vô định h×nh không có nhiệt độ nóng chảy xác định khi bị đun nóng nó
mềm ra, nhão dần rồi hoá lỏng, dưới tác dụng của các lực bên ngoài chất vô định
hình có thể bị biến dạng.
Ví dụ: Các chất rắn vô định hình như thuỷ tinh, cao su …
Chú ý: Thực ra không thể phân biệt hoàn toàn nghiêm ngặt giữa chất rắn tinh
thể và chất rắn vô định hình vì:
- Có nhiều chất tùy điều kiện cụ thể mà có thể ở dạng tinh thể hay vô định hình
và có thể biến đổi từ dạng này sang dạng kia.Ví dụ: kim loại
- Trong nhiều chất vô định hình có cấu trúc vi tinh thể.Ví dụ: Thủy tinh.
3. Cấu tạo mạng không gian của chất rắn tinh thể.
Trong tinh thể, các phân tử, nguyên tử, ion được sắp xếp theo những quy luật
chặt chẽ. Hệ thống tâm điểm của những hạt này tạo thành mạng lưới không gian
trong tinh thể.
Dựa vào kiểu liên kết giữa các hạt trong tinh thể người ta chia thành 4 kiểu:
a. Mạng lưới nguyên tử
Nút lưới do các nguyên tử nắm giữ liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị.
- Trong kiến trúc của tinh thể người ta không thể tách riêng ra từng phân tử và
toàn bộ tinh thể có thể coi là một phân tử khổng lồ.
- Vì liên kết rất bền nên những chất có mạng lưới nguyên tử đều rất cứng , rất
khó nóng chảy, khó bay hơi, không tan trong dung môi.
Ví dụ: kim cương
b. Mạng lưới phân tử.
- Tại các mắt của mạng lưới là các phân tử (hoặc các nguyên tử khí hiếm) liên
kết với nhau bằng lực Vander Vaals. Lực này yếu hơn rất nhiều so với liên kết
hóa học nên các tinh thể phân tử đều dễ nóng chảy, dễ bay hơi, không cứng lắm
và dễ tan trong nhiều dung môi.
Ví dụ: tinh thể I2, nước đá, băng phiến…
- Mạng lưới tinh thể của khí hiếm là đơn giản nhất.
c. Mạng lưới ion
21
Nằm tại các mắt mạng lưới là các cation và anion liên kết với nhau bằng lực
hút tĩnh điện. Cũng như mạng lưới nguyên tử từ tinh thể không thể tách riêng ra
từng phân tử mà toàn bộ tinh thể được coi là một phân tử khổng lồ.
Liên kết ion là liên kết bền nên hợp chất ion có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ
sôi khá cao. ở trạng thái rắn thì không dẫn điện nhưng khi hòa tan trong nước thì
dẫn điện tốt.
Ví dụ: tinh thể muối ăn: NaCl
d. Mạng lưới kim loại.
Tại các mắt của mạng lưới là các hạt nhân của nguyên tử kim loại.
Trong tinh thể kim loại, các nguyên tử kim loại nằm cạnh nhau có mây electron
ngoài cùng xen phủ lẫn nhau nên mỗi electron hóa trị chịu tác động đồng thời
của điện trường của nhiều nguyên tử. Vì vậy các electron hóa trị đó có thể
chuyển từ nguyên tử này đến nguyên tử khác.
IV. Platma
1. Khái niệm.
Platma là khí được ion hóa một phần hay hoàn toàn ở nhiệt độ cao.
Platma được coi là trạng thái tập hợp thứ 4 của vật chất.
Trong tự nhiên, trạng thái platma có nhiều hơn trạng thái tập hợp khác.
Ví dụ: Mặt trời, các ngôi sao, các tinh vân là những platma đặc, còn khoảng
không gian giữa các ngôi sao là platma loãng. Mặt ngoài của khí quyển Trái đất
được được bọc một vỏ platma gọi là tầng ion hóa.
2. Phân loại
Platma được chia thành 2 loại:
a, Platma nguội:
Là platma được tạo nên ở áp suất thấp dưới 0,15 atm.
Trong platma nguội, độ chuyển động của electron rất lớn nên năng lượng và
nhiệt độ của electron cao hơn so với các hạt nặng là phân tử, nguyên tử và ion.
Ví dụ: trong platma nguội nhiệt độ của các hạt nặng từ 500 – 10000C còn
electron có nhiệt độ tới hàng ngàn độ
b, Platma nóng:
Là platma được tạo nên ở áp suất thấp từ 0,15 - 10 atm. Trong trường hợp
này , vì áp suất cao hơn, các hạt trong platma va chạm với nhau nhiều hơn nên
nhiệt độ của electron và các hạt nặng ít chênh lệch hơn. Nhiệt độ của Platma
nóng có thể lên đến khoảng 50.0000C.
Chú ý:
Platma nguội cũng như platma nóng đều có thể tạo nên khi phóng điện qua khí
hay kích động khí bằng cảm ứng cao tần, nhưng ở áp suất khác nhau.
Phương pháp đơn giản nhất để tạo platma là đốt các khí ở nhiệt độ cao.
3. Ứng dụng của platma.
- Ngày nay platma được sử dụng trong một số ngành kĩ thuật:
22
+ Sử dụng quá trình tạo ra platma để mạ kim loại lên các vật liệu khác nhau như
kim loại và chất polime.
+ Để điều chế kim loại từ oxit, sunphua
+ Để tổng hợp những chất khó nóng chảy như cacbua, nitrua, oxit ở dạng bột
+ Để điều chế axetilen
- Trong kĩ thuật và đời sống, người ta sử dụng rộng rãi nguồn sáng platma trong
đó platma được tạo nên bằng cách phóng điện qua khí chứa trong các bóng đèn.
PhÇn II: NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC
Nhiệt động hóa học là môn học nghiên cứu về năng lượng và chuyển hóa
năng lượng mà trước hết là nhiệt và mối tương quan chuyển hóa giữa nhiệt với
công và các dạng năng lượng khác.
Ch¬ng I. MéT Sè KH¸I NIÖM C¥ B¶N
I. Hệ nhiệt động
Hệ nhiệt động là một vật thể hay một nhóm vật thể mà ta khảo sát, cách biệt
với môi trường xung quanh bằng bề mặt thực sự hay tưởng tượng.
23
Trong một hệ xác định, người ta thường xét đến hai yếu tố: lượng vật chất và
các dạng năng lượng dự trữ trong lượng vật chất đó.
1. Hệ hở (hay hệ mở)
Hệ mở là hệ có thể trao đổi chất và năng lượng với môi trường xung quanh.
Ví dụ: đun ống nghiệm mở nút chứa hỗn hợp các chất .Sau một thời gian cả
năng lượng và khối lượng đều thay đổi.
2. Hệ kín (hay hệ đóng)
Hệ kín là hệ không trao đổi chất mà chỉ có sự trao đổi năng lượng với môi
trường xung quanh.
Ví dụ: ống nghiệm đậy nút chứa hỗn hợp các chất đựng trong bình đựng nước
đá. Khi đó năng lượng của hệ biến đổi còn khối lượng không đổi.
3. Hệ cô lập
Hệ cô lập là hệ không trao đổi cả chất và năng lượng với môi trường xung
quanh.
Ví dụ: ống nghiệm đậy nút chứa hỗn hợp các chất đựng trong bình cách nhiệt.
Khi đó năng lượng và khối lượng của hệ không đổi.
4. Hệ đồng nhất
Hệ đồng nhất là hệ mà các tính chất cần xem xét đều giống nhau với môi
trường xung quanh.
5. Hệ dị thể
Hệ dị thể là hệ trong đó tồn tại bề mặt phân chia giữa các phần trong hệ.
Ví dụ: hệ gồm nước lỏng và nước đá, hệ gồm hỗn hợp chất rắn như SiO2 và
CaO.
6. Hệ đồng thể
Hệ đồng thể là hệ trong đó không tồn tại bề mặt phân chia giữa các phần tử có
trong hệ.
Ví dụ: Hệ là dung dịch hay hệ gồm toàn chất khí.
II. Cấu tử
Mỗi phần tử tồn tại trong hệ , đồng nhất về phương diện hoá học, có thể tách
ra khỏi hệ và tồn tại ngoài hệ gọi là một cấu tử.
Ví dụ: dung dịch nước muối có hai cấu tử là H2O và NaCl
III. Pha (tướng)
Tập hợp tất cả những phần đồng thể của hệ, giống nhau về thành phần hoá
học và tất cả các tính chất nhiệt động, ngăn cách với những phần khác nhau
bằng những bề mặt phân chia gọi là pha (hay tướng) của hệ.
Hệ đồng thể bao giờ cũng có một pha, còn hệ dị thể có nhiều pha.
IV. Trạng thái
24
Trạng thái của một hệ là toàn bộ những tính chất lý hoá của hệ. Trạng thái của
hệ được đặc trưng bằng các thông số trạng thái P, V, T, n. Các thông số này liên
hệ với nhau bằng công thức
PV = nRT.
Các thông số trạng thái được chia thành hai loại:
- Thông số trạng thái khuếch độ (tỷ lệ với lượng chất): thể tích, khối lượng.
- Thông số trạng thái cường độ (không tỷ lệ với lượng chất): nhiệt độ, áp suất,
nồng độ
V. Hàm trạng thái
Một đại lượng được gọi là hàm trạng thái của hệ nếu biến thiên của đại lượng
đó chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ, không phụ thuộc
vào cách tiến hành.
Ngược lại, nếu sự biến đổi của thông số còn phụ thuộc vào cả cách tiến hành
quá trình thì không được gọi là hàm trạng thái (đôi khi gọi là hàm quá trình).
Ví dụ: Năng lượng là một hàm trạng thái, nhưng nhiệt và công không phải là
hàm trạng thái.
VI. Quá trình
Khi hệ chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác, ta nói hệ đ· thực hiện
một quá trình.
Nếu sau một số biến đổi, hệ trở về trạng thái đầu thì quá trình được gọi là
vòng (hay chu trình), ngược lại là quá trình mở.
Quá trình xảy ra ở nhiệt độ không đổi được gọi là quá trình đẳng nhiệt
Quá trình xảy ra ở áp suất không đổi là quá trình đẳng áp
Quá trình xảy ra ở thể tích không đổi là quá trình đẳng tích.
Nếu quá trình không trao đổi nhiệt với môi trường, nhưng có thể trao đổi công
(khi dãn nở) được gọi là quá trình đoạn nhiệt.
VII. Quá trình tự diễn biến và quá trình không tự diễn biến
Quá trình tự diễn biến là quá trình thực hiện trong hệ không cần có sự can
thiệp từ bên ngoài, nghĩa là không cần tiêu thụ công từ bên ngoài, trái lại khi kết
thúc có thể sinh ra công.
Quá trình không tự diễn biến là quá trình không thực hiện được nếu như không
có sự can thiệp từ bên ngoài, nghĩa là phải tiêu tốn công.
VIII. Quá trình thuận nghịch và quá trình không thuận nghịch
Quá trình 1→2 được gọi là thuận nghịch nếu như có thể thực hiện được quá
trình ngược 2→1 đi qua đúng với mọi trạng thái trung gian như lần đi thuận, sao
cho khi hệ trở về trạng thái đầu thì không còn tồn tại một biến đổi nào trong
chính hệ cũng như môi trường.
25
Quá trình xảy ra không có khả năng trở lại trạng thái ban đầu gọi là quá trình
bất thuận nghịch.
Với quá trình bất thuận nghịch, công và nhiệt sinh ra nhỏ hơn quá trình thuận
nghịch: qtn > qbtn ; Atn > Abtn
Ch¬ng Ii. NHIÖT HO¸ HäC
Một phần của nhiệt động hóa học nghiên cứu quá trình nhiệt trong các phản
ứng hóa học được gọi là nhiệt hóa học.
I. Nội năng (U)
Nội năng của hệ là năng lượng dự trữ ở bên trong hệ. Hay néi n¨ng lµ tæng
®éng n¨ng vµ thÕ n¨ng cña tÊt c¶ c¸c h¹t vi m« trong hÖ.
Néi n¨ng lµ mét hµm tr¹ng th¸i. Gi¸ trÞ cña nã chØ phô thuéc vµo tr¹ng th¸i
vËt lý mµ kh«ng phô thuéc vµo c¸ch chuyÓn chÊt tíi tr¹ng th¸i ®ã.
V× hÖ kh«ng thÓ chuyÓn vÒ tr¹ng th¸i kh«ng chuyÓn ®éng nªn kh«ng thÓ ®o
dîc gi¸ trÞ tuyÖt ®èi cña néi n¨ng.
Dùa vµo n¨ng lîng ®îc ph¸t ra hay thu vµo cña mét hÖ ngêi ta cã thÓ suy
ra mét c¸ch chÝnh x¸c ®é biÕn thiªn néi n¨ng cña hÖ khi chuyÓn tõ tr¹ng th¸i nµy
( U1) sang tr¹ng th¸i kh¸c ( U2).
26
ΔU = U2 – U1
NÕu truyÒn mét nhiÖt lîng Q cho mét hÖ nµo ®ã trong trêng hîp chung
lîng nhiÖt ®ã sÏ dïng ®Ó lµm t¨ng néi n¨ng cña hÖ mét ®¹i lîng ΔU vµ sinh
ra mét c«ng A nµo ®ã
Ví dụ: Khi truyÒn mét lîng nhiÖt cho khÝ ®ùng trong xilanh ë díi mét pittong,
mét mÆt khÝ ®îc ®èt nãng (t¨ng néi n¨ng); mÆt kh¸c khÝ sÏ gi·n nở sinh ra mét
c«ng n©ng pittong lªn.
Q= ΔU + A ΔU = Q - A
Mµ A = P.(V2 –V1) = P.ΔV ΔU = Q - P.ΔV
NÕu thÓ tÝch cña hÖ kh«ng ®ổi th× : P.ΔV = 0 ΔU = QV
NhËn xÐt: Trong ®iÒu kiÖn thÓ tÝch kh«ng ®æi th× biÕn thiªn néi n¨ng chÝnh
b»ng nhiệt đẳng tích (QV).
II. Dự trữ nhiệt hay entanpi
1. Khái niệm : Về bản chất, tất cả những biến đổi hóa học đều xảy ra kèm theo
với sự tỏa ra hay hấp thụ năng lượng mà trước hết là dưới dạng nhiệt. Sự tăng
hay mất nhiệt có thể xem như kết quả của sự biến đổi của một đại lượng gọi là
dự trữ nhiệt (hay entanpi) của các chất tham gia quá trình đó.
Trong trêng hîp ¸p suÊt kh«ng ®æi : QP = ΔU + P.ΔV
Qp = (U2 – U1) + P(V2 – V1) = U2 + PV2 – (U1 + PV1)
§Æt : H = U + PV QP = H2 –H1 = ΔH ( biÕn thiªn entanpi)
NhËn xÐt: Trong ®iÒu kiÖn ¸p suÊt kh«ng ®æi th× biÕn thiªn entanpi chÝnh b»ng
nhiệt đẳng ¸p (QP).
2. Mèi quan hÖ gi÷a nhiÖt ®¼ng tÝch vµ nhiÖt ®¼ng ¸p cña c¸c khÝ lý tëng:
PV = nRT. Mµ QP = ΔU + P.ΔV
QV = ΔU
QP = QV + P. ΔV Qp = QV + ΔnRT
n1: sè mol khÝ tham gia ph¶n øng
n2 : sè mol khÝ t¹o thµnh
* Δn= n2 – n1 = 0 QP = QV
Dự trữ nhiệt được ký hiệu bằng H. Sự biến đổi dự trữ nhiệt (sự thay đổi
entanpi) ΔH có thể viết dưới dạng:
ΔH = H (sản phẩm cuối) - H (chất đầu)
Trong trường hợp nếu tất cả sản phẩm cuối cùng và các chất đầu lấy ở trạng
thái tiêu chuẩn (p = 1at, T = 298oK) thì biến thiên entanpi được kí hiệu là ΔHo
và được gọi là biến thiên entanpi tiêu chuẩn.
Ví dụ:
Đối với phản ứng tạo ra H2O từ H2 và oxi
H2 + 1/2 O2 = H2O
ΔHo = - 285,7 KJ/mol
ΔHo có giá trị âm, dự trữ nhiệt của sản phẩm phản ứng nhỏ hơn của các chất
đầu. Điều đó có nghĩa rằng trong quá trình này có thoát ra nhiệt.
Trong trường hợp chung, ta có: Nhiệt thoát ra :
ΔH < 0
Nhiệt hấp thụ vào :ΔH > 0
27
Những quá trình trong đó nhiệt được tỏa ra (ΔH < 0) gọi là exotecmic và
ngược lại quá trình trong đó nhiệt được hấp thụ vào (ΔH > 0) gọi là
endotecmic.
III. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng
Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hoá học là lượng nhiệt toả ra hay thu vào
khi một mol chất tham gia vào phản ứng (hay một mol sản phẩm được tạo
thành). Lượng nhiệt toả ra hay thu vào bằng sự tăng hay giảm entanpi của hệ.
- Đơn vị đo: Kcal/mol hay KJ/mol
- Qui ước
+ Phản ứng toả nhiệt: Q > 0
+ Phản ứng thu nhiệt: Q < 0
Dấu của nhiệt động học khác dấu của nhiệt hoá học.
* Chú ý:
Từ các biểu thức của nguyên lí I và quy ước trái dấu của nhiệt động học với
nhiệt hoá học, ta có:
Qp = - H
Qv = - U
Vậy: những phản ứng toả nhiệt ra môi trường xung quanh nghĩa là làm nóng
môi trường xung quanh gọi là phản ứng toả nhiệt. Ví dụ: Các phản ứng đốt cháy
Trong trường hợp này hệ phản ứng mất nhiệt nên: H < 0.
Những phản ứng lấy nhiệt của môi trường xung quanh, nghĩa là làm lạnh môi
trường xung quanh gọi là phản ứng thu nhiệt H > 0
Ví dụ: Phản ứng nhiệt phân CaCO3
* Phương trình hoá học có kèm theo hiệu ứng nhiệt gọi là phương trình nhiệt
hoá học.
Do hiệu ứng nhiệt phụ thuộc vào nhiệt độ nên để so sánh hiệu ứng nhiệt của
các quá trình, người ta sử dụng đại lượng hiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn H0, đó là
hiệu ứng nhiệt được xác định ở điều kiện chuẩn 250C và 1atm.
Trong phương trình nhiệt hoá học thường ghi cả trạng thái của các chất trong
phản ứng.
Ví dụ:
Cth.chì + O2(k) CO2 (k)
H0 = - 94,052kcal/mol
IV. Định luật Hess vµ hÖ qu¶
1. Mét sè kh¸i niÖm c¬ b¶n:
a. Sinh nhiệt (nhiệt tạo thành) (Hs)
Nhiệt sinh hay nhiệt tạo thành của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản
ứng tạo thành một mol hợp chất đó từ các đơn chất bÒn ở điều kiện chuẩn.
Ví dụ:
H2(k) + 1/2O2 (k) H2O (k)
H0s(H2O)(k) = -57,8 kcal/mol
* Chú ý: Nhiệt sinh của các đơn chất bền ở điều kiện chuẩn bằng 0(kj/mol)
Dựa vào nhiệt sinh tiêu chuẩn của các chất, có thể tính được nhiệt của một
phản ứng bất kỳ.
Bảng 1. Nhiệt sinh tiêu chuẩn của một số hợp chất
28
Hợp chất
Công thức
Trạng thái
ΔHSoKcalo/mol
Nước
H2O
k
- 57,8
Nước
H2O
l
- 68,3
Cacbon oxit
CO
k
- 26,4
Cacbon dioxit
CO2
k
- 91,05
Anhidrit sufuric
SO3
k
- 91,15
Hidroclorua
HCl
k
- 22,06
Hidroiodua
HI
k
+ 6,29
Natri hidroxit
NaOH
r
- 102,3
Natri clorua
NaCl
r
- 98,6
Nhôm oxit
Al2O3
r
- 399,09
Nhôm sunfat
Al2(SO4)3
r
- 820,98
Metan
CH4
k
- 17,89
Axetylen
C2H2
k
+ 54,20
Benzen
C6H6
l
+ 11,72
Ancol etylic
C2H5OH
l
- 66,35
Axit axetic
CH3COOH
l
- 115,7
b. Thiêu nhiệt (nhiệt đốt cháy) (H0c)
Thiêu nhiệt của một chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy một mol
chất đó bằng oxi vừa đủ để tạo thành oxit bền ở điều kiện chuẩn.
Đối với các chất hữu cơ, thiêu nhiệt là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy
hoàn toàn 1mol chất đó thành CO2 và hơi nước (hay nước lỏng) và các sản phẩm
tương ứng khác.
Ví dụ:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
H0 c, (CH4) = - 212,8kcal/mol
* Chú ý:
Đối với các nguyên tố, thiêu nhiệt của một nguyên tố chính là sinh nhiệt của
oxit bền của nó.
Ví dụ:
Cth.chi + O2(k) CO2(k) H0 = -94,052 kcal/mo
Ho : nhiệt sinh của CO2 = Thiêu nhiệt của C
c. Nhiệt phân huỷ (H0ph)
Nhiệt phân huỷ của một hợp chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng phân huỷ
một mol hợp chất đó thành các đơn chất bền ở điều kiện chuẩn.
29
Nhà bác học Nga G. Hess (1802-1850) ®· đưa ra được định luật Hess
2. Néi dung:
Hiệu ứng nhiệt của quá trình hoá học chỉ phụ thuộc vào bản chất và trạng thái
của các chất đầu và các sản phẩm chứ không phụ thuộc vào cách thực hiện
phản ứng
VÝ dô : Thùc hiÖn ph¶n øng ®èt C b»ng 2 con ®êng:
Kết quả đo nhiệt tỏa ra trong các quá trình trên cho thấy:
ΔH1 = - 94,05 Kcalo; ΔH2 = - 26,42 Kcalo; ΔH3 = - 67,63 Kcalo
Như các số liệu chỉ rõ: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3
Như vậy thí nghiệm chứng tỏ đi từ trạng thái đầu như nhau (cacbon và oxi đến
trạng thái cuối như nhau - cacbon dioxit) thì dù bằng con đường nào nhiệt của
quá trình vẫn không đổi. Định luật Hess là định luật cơ bản của nhiệt hóa học,
nó cho phép chúng ta tính được nhiệt của nhiều phản ứng không thể do trực tiếp
được.
Chẳng hạn trong ví dụ trên ta có thể tính được một trong ba đại lượng ΔH1,
ΔH2, ΔH3 khi biết hai đại lượng còn lại.
3. Hệ quả
a, HÖ qu¶ 1:
Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hoá học bằng tổng sinh nhiệt của các sản
phẩm trừ tổng sinh nhiệt của các chất tham gia phản ứng (chất đầu), kèm theo hệ
số trong phương trình phản ứng.
Ví dụ: Tính nhiệt của phản ứng sau
Al2O3(r) + 3SO3(r) Al2(SO4)3(r)
o
ΔHS : - 399,09
- 273,45
- 820,98
Kcalo
Phản ứng này có thể diễn ra theo sơ đồ:
Al2O3 + 3SO3
ΔH2
ΔH1
30
2Al + 6O2 + 3S
ΔH3
Al2(SO4)3
Theo định luật Hess ta có: ΔH1 + ΔH2 = ΔH3
ΔH1 chính là nhiệt của phản ứng cần xác định
ΔH2 là tổng của nhiệt sinh của Al2O3 và SO3 tức là các chất tham gia phản ứng
ΔH3 là nhiệt sinh của Al2(SO4)3 tức là sản phẩm của phản ứng
Từ đó ta có: ΔH1 = ΔH3 - ΔH2
ΔH1 = - 820,98 - (273,45 - 399,09) = -138,54 Kcalo
b, HÖ qu¶ 2 : Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hoá học bằng tổng thiêu nhiệt
của các chất tham gia (chất đầu) trừ tổng thiêu nhiệt của các sản phẩm, kèm theo
hệ số trong phương trình phản ứng.
Ví dụ: Tính nhiệt của phản ứng
2CO(k) + 4H2(k) H2O(l) + C2H5OH (l)
o
ΔH C -267,63 - 468,32
0
-326,66
o
ΔH C = -267,63 -468,32 + 326,66 = -81,88 kcal/mol
- Hiêụ ứng nhiệt của một phản ứng bằng tổng năng lượng liên kết có trong phân
tử các chất tham gia từ tổng năng lượng liên kết có trong phân tử các sản phẩm
(kèm theo hệ số trong phương trình phản ứng).
- Trong phản ứng thuận nghịch: nếu phản ứng thuận có hiệu ứng nhiệt là H thì
phản ứng nghịch có hiệu ứng nhiệt là - H.
4. Ứng dụng của định luật Hess
- Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng theo Hs, Hc, Hlk và ngược lại
- Tính hiệu ứng nhiệt của nhiều phản ứng không thể đo trực tiếp.
- Tính năng lượng của thức ăn đưa vào cơ thể.
Ví dụ 1:
Glucoza khi vào cơ thể, qua rất nhiều phản ứng nhưng sản phẩm cuối cùng là
CO2 và H2O, do đó lượng nhiệt do glucose cung cấp cho cơ thể bằng lượng nhiệt
do chất này toả ra khi đốt nó với O2 ở bên ngoài cơ thể, lượng này có thể xác
định được do đó tính được năng lượng do glucose sinh ra.
VÝ dô 2: TÝnh nhiÖt ph¶n øng ë 25oC cña ph¶n øng sau:
NH3(k) + 5/4O2(k) NO(k) + 3/2H2O(k)
H = ?
BiÕt trong cïng ®iÒu kiÖn cã c¸c ®¹i lîng nhiÖt sau:
1/2 N2(k) + 3/2H2(k) NH3(k)
H1 = - 46,19 kj/mol
H2(k) + 1/2O2(k H2O(l )
H2 = - 285,85 kj/mol
Cho
NO(k) 1/2N2(k) + 1/2O2(k)
H3 = - 90,37 kj/mol
NhiÖt ho¸ h¬i cña H2O lµ: :
H4 = 44,01 kj/mol
31
BiÕt
Gi¶i:
H = 3/2H4 - H1 – 3/2H2 - H3 = -226,2 kj/mol
Ch¬ng III. ChiÒu vµ giíi h¹n cña mét qu¸ tr×nh.
I. Quá trình tự diễn biến
Trong tự nhiên có một số quá trình tự xảy ra nhưng có những quá trình khong
tự xảy ra được.
Ví dụ: nhiệt chỉ có thể chuyển từ vật nóng sang vật lạnh không thể ngược
lại.Hay mở một lọ nước hoa trong một phòng kín sau một thời gian nước hoa
bay khắp phòng nhưng quá trình nước hoa quay ngược lại vào trong lọ thì không
thể tự xảy ra được.Khi nước hoa bay khắp phòng ta nói độ trật tự kém hơn khi ở
trạng thái lỏng trong lọ.
Để đánh giá độ vô trật tự của các hạt vi mô thì dùng khái niệm entropi
II. Entropi
1. Khái niệm:
a. Entropi là một đại lượng nhiệt động xác định mối liên quan giữa lượng nhiệt
thoát ra hay thu vào(Q) và nhiệt độ (T) tại đó xảy ra sự trao đổi nhiệt.
32
S
Q
T
Ví dụ 1: Tính biến thiên entropi của quá trình nước đá biến thành nước lỏng.Biết
nhiệt nóng chảy của nước đá là 6019,2 J/mol và đá nóng chảy ở 2730K.
Giải
S
Ví dụ 2:
Q
6019 , 2
22 J / mol . do
T
273
Hg(rắn) Hg(lỏng)
S
H = 549 cal/mol.độ; tonc = - 390C S = ?
Q
549
2 , 33 cal / mol . do
T
273 39
Mà 1cal = 4,175 J S = 9,73 J/mol. độ
b. entropi là một hàm trạng thái, đặc trưng cho mức độ hỗn độn của hệ. Hệ sẽ
đạt trạng thái bền nhất khi entropi cực đại.
2. Sù biÕn ®æi entropi cña hÖ
Entropi là một hàm trạng thái nên đối với một phản ứng hoá học:
Spư = Ssp - Scđ (kèm theo hệ số trong phương trình phản ứng)
Ví dụ:
SO2(k) + 1/2 O2 SO3(k) So298 =?
biết So298 các chất : 248,53 205,03 256,23 ( J/mol. độ)
Spư = Ssp - Scđ = 256,23 - (248,53 +1/2.205,03) = -94.81 ( J/mol. độ)
Khi nghiên cứu entropi của các chất, người ta thấy Skhí > Slỏng > Srắn
Trong hệ cô lập, Q = 0 => S 0;
S = 0 quá trình thuận nghịch
S > 0: quá trình không thuận nghịch, S tăng.
Như vậy trong hệ cô lập, những quá trình tự diễn biến là những quá trình có
kèm theo sự tăng S.
Chú ý: Entropi của tất cả các chất tinh khiết (dạng tinh thể) ở 0oK = O (kj/mol)
Entropi chuẩn(So298 hay So) xác định ở nhiệt độ to =25oC (298oK);
áp suất = 1atm.
III. Thế đẳng áp và chiều tự diễn biến của quá trình hóa học
1. Tác động của yếu tố entanpi và entropi lên chiều hướng của quá trình
- Quá trình dễ xảy ra khi H < 0, nghĩa là khi năng lượng của hệ giảm, các tiểu
phân sắp xếp trật tự hơn, hệ trở nên bền hơn.
- Quá trình xảy ra khi nghĩa là hệ có khuynh hướng chuyển từ trạng thái
có độ hỗn độn thấp sang trạng thái có độ hỗn độn cao.
Đó là hai quá trình tự nhiên tác động đồng thời lên quá trình hoá học nhưng
ngược nhau và trong mỗi quá trình luôn luôn có sự tranh giành giữa hai yếu tố
đó, yếu tố nào mạnh hơn sẽ quyết định chiều của quá trình.
Vì vậy, cần phải tìm một hàm phản ánh đồng thời hai yếu tố đó, dấu và trị số
của hàm này có thể dùng làm tiêu chuẩn để xác định chiều hướng và mức độ
diễn biến của quá trình..
33
2. Thế đẳng áp - đẳng nhiệt (Năng lượng tự do Gibbs)
Gibbs (nhà vật lý người Mỹ (1839-1903) đa kết hợp cả hai yếu tố đó trong một
hàm trạng thái gọi là thế đẳng áp - đẳng nhiệt G (gọi tắt là thế đẳng áp) hay còn
gọi là năng lượng tự do Gibbs:
G = H – TS ( kj/mol)
Tương tự nội năng, entanpi và entropi, thế đẳng áp G cũng là một hàm trạng
thái.
Khi S = 0, nghĩa là đối với quá trình trong đó không có sự thay đổi mức độ
hỗn độn, hay sự thay đổi là không đáng kể => quá trình chỉ chịu ảnh hưởng của
yếu tố entanpi => quá trình sẽ tự diễn biến khi
H < 0 => G = H
=> G < 0.
Khi nghĩa là đối với những quá trình không có sự hấp thụ hay giải
phóng năng lượng (ví dụ quá trình khuếch tán các khí), chỉ có yếu tố entropi ảnh
hưởng đến chiều hướng diễn biến của quá trình.
=> quá trình sẽ tự diễn biến khi S > 0, vì H = 0 => G = -TS => G < 0.
Khi H < 0, S > 0: cả hai yếu tố entropi và entanpi đều thuận lợi cho sự diễn
biến của quá trình: G = H - TS => G < 0.
Khi H > 0, S < 0: cả hai yếu tố entropi và entanpi đều không thuận lợi cho
sự diễn biến của quá trình. Quá trình không thể tự xảy ra được. Do đó:
G = H - TS => G > 0.
Khi H < 0, S < 0: quá trình được thúc đẩy bởi yếu tố entanpi nhưng bị cản
trở bởi yếu tố entropi.
Trong trường hợp này, quá trình chỉ có thể tự diễn biến khi yếu tố entropi
mạnh hơn yếu tố entanpi, hay |H| > |TS|, => G < 0.
Khi H > 0, S > 0: quá trình sẽ tự diễn biến nếu yếu tố entropi mạnh hơn yếu
tố entanpi hay |TS| > || => G < 0.
Tóm lại, tiêu chuẩn để xét quá trình có thể tự diễn biến hay không là:
G < 0 hay H - TS < 0 => H < TS: quá trình tự diễn biến
G hay H - TS > 0 => H > TS: quá trình không thể tự xảy ra
G = 0 hay G = TS = 0 => H = TS: quá trình đạt cân bằng
3. Cách tính biến thiên thế đẳng áp của quá trình
a. Tính H và S của quá trình, sau đó tính G = H - TS
b. Dựa vào thế đẳng áp hình thành chuẩn G0 của các chất.
- Thế đẳng áp hình thành chuẩn Go của một chất là biến thiên thế đẳng áp của
quá trình tạo thành một mol chất đó từ các đơn chất bền ở điều kiện chuẩn.
Vì G là hàm trạng thái nên Go của phản ứng hoá học bằng tổng biến thiên
thế đẳng áp của các sản phẩm trừ đi tổng biến thiên thế đẳng áp của các chất đầu
(kèm theo hệ số tỷ lượng).
Gopư = Gosp - Gocđ
* Chú ý: Go của đơn chất ở trạng thái bền vững bằng O (kj/mol)
34
Ch¬ng IV. CÂN BẰNG HOÁ HỌC
I. Phản ứng một chiều-Phản ứng thuận nghịch
1. Phản ứng một chiều:
Là phản ứng hoá học mà các chất phản ứng có thể biến hoá hoàn toàn thành
sản phẩm của phản ứng.( phản ứng xảy ra theo một chiều)
t
VD: 2KClO3
2KCl + 3O2
o
2. Phản ứng thuận nghịch : là phản ứng diễn ra theo hai chiều:
K
aA + bB
cC + dD
Ví dụ:
K2
CH3COOC2H5 + H2O
CH3COOH + C2H5OH
1
II. Trạng thái cân bằng. Phương trình hằng số cân bằng theo nồng độ và áp
suất
1.Trạng thái cân bằng
- Là trạng thái của hỗn hợp các chất phản ứng khi tốc độ phản ứng thuận bằng
tốc độ phản ứng nghịch.
35
- Cân bằng hoá học là cân bằng động, nghĩa là khi hệ đạt tới trạng thái cân
bằng, các phản ứng thuận và nghịch vẫn tiếp tục xảy ra nhưng vì tốc độ phản
ứng bằng nhau nên không nhận thấy sự biến đổi trong hệ.
2. Phương trình hằng số cân bằng theo nồng độ và áp suất.
K
Xét phản ứng:
aA + bB
cC + dD
Tốc độ phản ứng thuận: vt = k1 [A] [B]
Tốc độ phản ứng nghịch: vn = k2 [C] [D]
Trong quá trình phản ứng, tốc độ phản ứng thuận giảm dần, còn tốc độ phản
ứng nghịch tăng dần. Khi vt = vn thì người ta nói phản ứng đạt tới trạng thái cân
bằng:
k1 [A]' [B]' = k2 [C]' [D]'
Từ đó rút ra:
1
k1 C ' .D
KC =
(6) h»ng sè c©n b»ng theo nång ®é
k 2 A' .B '
'
Như vậy KC là tỉ số giữa tích số nồng độ các chất sản phẩm phản ứng và tích
số nồng độ các chất tham gia phản ứng, nó được gọi là hằng số cân bằng của
phản ứng. KC là đại lượng đặc trưng cho một cân bằng, KC có giá trị càng lớn
chứng tỏ cân bằng chuyển nhiều hơn theo chiều thuận.
* Nếu A, B, C, D ®Òu lµ chÊt khÝ ta cã:
C
d '
P .P
k
K P 1 C D ' h»ng sè c©n b»ng theo ¸p suÊt
a
b
k2
PA PB
C
d '
N .N D
k
Kn 1 C
a
b ' h»ng sè c©n b»ng theo sè mol
k2
NA NB
* Mèi quan hÖ gi÷a c¸c h»ng sè c©n b»ng:
V× PV = nRT P
n
.RT C .RT
V
Kp= KC.(RT)n
Trong ®ã: P: ¸p suÊt chÊt khÝ;
T: nhiÖt ®é tuyÖt ®èi; R: h»ng sè khÝ = 0,082
n = n2 –n1: biÕn thiªn sè mol tríc vµ sau ph¶n øng.
V×: pi = Ni . p (trong ®ã pi lµ ¸p suÊt riªng cña tõng khÝ; p: ¸p suÊt chung cña hÖ;
Ni lµ sè phÇn mol cña khÝ i)
Kp= Kn.(P)n
Khi
n = O Kp= KC = Kn
0
VÝ dô: ë 850 C cã c©n b»ng: H2(k) + CO2(k) H2O(k) +CO(k).
BiÕt thµnh phÇn cña mçi chÊt lóc c©n b»ng lµ:
nH2 = 0,5 mol/l; nCO2 = 0,2 mol/l; nH2O = nCO = 0,3 mol/l;
a, TÝnh h»ng sè c©n b»ng KC .
b, X¸c ®Þnh sè mol cña H2 vµ CO2 ë lóc ban ®Çu.
Gi¶i
36
C .D K 0,3.0,3 0,9 '
k
KC 1
a.
C
0,2.0,5 '
k 2 A' .B '
b. Gäi a, b lµ nång ®é ban ®Çu cña H2 vµ CO2 ; x lµ sè mol H2 ph¶n øng
Ta cã ph¶n øng: H2(k) + CO2(k) H2O(k) + CO(k).
Ban ®Çu:
a
b
O
O
mol/l
Ph¶n øng
x
x
x
x
C©n b»ng:
0,5
0,2
0,3
0,3
mol/l
x = 0,3 => a = 0,8 mol/l; b = 0,5 mol/l
Chú ý: Đối với hệ phản ứng dị thể, người ta chứng minh được rằng hằng số c©n
b»ng trong hÖ dÞ thÓ chỉ phụ thuộc vào pha khí và pha lỏng. V× nång ®é chÊt r¾n
®îc coi lµ h»ng sè nªn nã kh«ng cã mÆt trong ph¬ng tr×nh h»ng sè c©n b»ng K.
Ví dụ: ViÕt biÓu thøc tÝnh K cña ph¶n øng
'
'
2
CO
KC =
CO2
C(r) + CO2(K) 2CO(K)
CaCO3(r) CaO(r) + CO2(k)
* aA + bB cC + dD (A: ChÊt r¾n)
K=
KC = [CO2]
C C D d
B b
3. Phương trình đẳng nhiệt VanHoff
Tính hằng số cân bằng Kc hay Kp của phản ứng rồi tính G0
Gpư = Go + RTlnKc
Gpư = Go + RTlnKp
Tại trạng thái cân bằng: G = 0 => Go = - RTlnKc
hoặc Go = -RTlnKp
- Đo sức điện động của nguyên tố ganvanic trong đó xảy ra phản ứng hóa học và
tính Go:
Go = - nEoF
n: số e mà một phân tử chất oxi hoá nhận hày một phân tử khử nhường.
F: số Faraday, F = 96500C
Eo: sức điện động của pin
4. Sự chuyển dịch cân bằng. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Lơ Satơlie
a. Sự chuyển dịch cân bằng.
Trạng thái cân bằng của phản ứng hóa học chỉ tồn tại khi những điều kiện bên
ngoài không đổi. Nếu ta thay đổi một trong những điều kiện như nồng độ, nhiệt
độ, áp suất thì cân bằng sẽ bị phá vỡ vì lúc đó Gpư O ta nói có sự chuyển
dịch cân bằng.
G < 0 => cân bằng chuyển dịch theo chiều từ trái sang phải
G => cân bằng chuyển dịch theo chiều từ `phải sang trái
b. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Lơ Satơlie
“ Khi một trong những điều kiện tồn tại của cân bằng như: nồng độ, nhiệt độ,
áp suất bị thay đổi thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại tác dụng
thay đổi đó".
37
Ví dụ 1:
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl
vàng nhạt
đỏ đậm
Khi cân bằng đã được thiết lập nếu ta thêm vào hệ một ít tinh thể KCl sẽ nhận
thấy màu nhạt đi. Điều đó chứng tỏ cân bằng đã chuyển dịch theo chiều nghịch
tức là chiều làm giảm bớt nồng độ KCl. Ngược lại, màu đỏ sẽ đậm lên nếu ta
thêm KSCN hay FeCl3, chứng tỏ cân bằng đã chuyển dịch theo chiều thuận để
làm giảm nồng độ các chất thêm vào.
t , p , xt
Ví dụ 2:
N2 + 3H2
2NH3 + Q
Phản ứng theo chiều thuận tỏa nhiệt làm cho hệ nóng lên đồng thời lại tạo ra
ít số phân tử hơn do đó làm giảm áp suất trong hệ. Vì vậy nếu giảm nhiệt độ
(làm lạnh hệ phản ứng) thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận là chiều tỏa
nhiệt. Nếu tăng áp suất (ví dụ bằng cách nén hệ) thì cân bằng sẽ phải chuyển
dịch theo tạo ra ít số phân tử hơn, tức là chiều thuận.
VÝ dô: ë nhiÖt ®é nhÊt ®Þnh h»ng sè c©n b»ng cña ph¶n øng. H2 + I2 2HI ;
KC = 36. Nång ®é ban ®Çu cña H2 vµ I2 b»ng 0,02 (mol/l)
a,TÝnh nång ®é mol cña c¸c chÊt lóc c©n b»ng?
b, Khi thay đổi áp suất cân bằng chuyển dịch như thế nào?
Gi¶i
2
HI
KC
36
H2 + I2 2HI
H 2 I 2
Gäi x lµ nång ®é H2 tham gia phản øng ( 0 < x ≤ 0,02 ) cã x (mol/l) I2 tham
gia ph¶n øng vµ cã 2x (mol/l) HI t¹o thµnh. [H2] = [I2] = (0,02 - x); [HI] = 2x
2
2x
KC
36 x = 0,015
0,02 x 2
[H2] = [I2] = 0,02 - 0,015 = 0,005 (mol/l) ;
[HI] = 2 .0,015 = 0,03 (mol/l)
0
----------------------------------------------
Phần III : ĐỘNG HÓA HỌC VÀ ĐIỆN HOÁ HỌC
Động hóa học nghiên cứu về tốc độ của các phản ứng hóa học và các yếu tố
ảnh hưởng đến tốc độ như: nồng độ chất phản ứng, nhiệt độ, các chất xúc tác.
Trên cơ sở đó cho phép tìm hiểu về cơ chế của các phản ứng.
Ch¬ng I. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG
I. Một số khái niệm chung
Nếu ta có phản ứng hóa học: A → B
1. Tốc độ phản ứng
Tốc độ trung bình của phản ứng được xác định bằng biến thiên nồng độ của
chất tham gia (ΔC) hay chất sản phẩm của phản ứng trong một đơn vị thời
gian(Δt)
38
C2 C1 C
(mol / l.s)
t 2 t1
t
VÝ dô: Khi b¾t ®Çu ph¶n øng nång ®é cña c¸c chÊt tham gia lµ 0,024M. Sau 10s
x¶y ra ph¶n øng nång ®é cña chÊt ®ã lµ 0,022M. Xác ®ịnh tèc ®é cña ph¶n øng?
C 0,022 0.024
v
(mol / l.s)
t
10
V× tèc ®é ph¶n øng lu«n d¬ng nªn
- DÊu(+) øng víi viÖc x¸c ®Þnh vËn tèc ph¶n øng theo biÕn thiªn nång ®é chÊt
t¹o thµnh.
- DÊu (-) øng víi viÖc x¸c ®Þnh vËn tèc ph¶n øng theo biÕn thiªn nång ®é chÊt
tham gia.
v
2. Phản ứng đơn giản và phản ứng phức tạp
* Phản ứng đơn giản: là phản ứng chỉ diễn ra trong một giai đoạn (một tương
tác).
Ví dụ:
CH3 - N = N - CH3 → CH3 - CH3 + N2 (1)
H2 + I2 → 2HI (2)
2NO + O2 → 2NO2 (3)
Mỗi phản ứng trên được gọi là một phản ứng cơ sở.
* Phản ứng phức tạp: là phản ứng bao gồm nhiều phản ứng cơ sở như các phản
ứng thuận và nghịch, phản ứng nối tiếp... Để xác định cơ chế của một phản ứng
cần phải biết toàn bộ các phản ứng cơ sở trong một phản ứng phức tạp.
II. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
1. Ảnh hưởng của nồng độ đến tốc độ phản ứng
1.1. Định luật tác dụng khối lượng
Xuất phát từ quan điểm cho rằng muốn có phản ứng xảy ra thì các phân tử hay
nguyên tử phản ứng phải va chạm vào nhau, vì vậy nếu số va chạm càng lớn thì
tốc độ phản ứng càng lớn mà số va chạm lại phụ thuộc vào nồng độ.
Vào những năm 1864 - 1867, Guynbec và Oagơ (Na Uy) đã nêu ra một định
luật có nội dung như sau:
"Ở một nhiệt độ không đổi, tốc độ phản ứng tỉ lệ thuận với tích số nồng độ
các chất tham gia phản ứng với những lũy thừa xác định".
Nếu có phản ứng:
aA + bB → pP
thì theo định luật ta có:
v = k [A]m [B]n (1)
[A], [B]: nồng độ chất A và B tính bằng mol/l.
k: hằng số tốc độ phản ứng. Nếu [A] = 1, [B] = 1, khi đó v = k.
Các lũy thừa m, n được xác định bằng con đường thực nghiệm. Trong trường
hợp phản ứng đơn giản, nó trùng với hệ số của A và B trong phương trình phản
ứng.
Ví dụ: Đối với các phản ứng (1), (2), (3) ở trên, ta có:
v = k1 [C2H6N2]
v = k2 [H2] [I2]
v = k3 [NO]2 [O2]
39
Như vậy k chính là tốc độ của phản ứng khi nồng độ các chất phản ứng là 1
đơn vị. Vì vậy k còn được gọi là tốc độ riêng của phản ứng. Giá trị của k không
phụ thuộc vào nồng độ, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất của các chất
phản ứng.
2.2. Bậc và phân tử số của phản ứng
Trong động hóa học, các phản ứng được phân loại theo bậc và phân tử số.
* Bậc phản ứng:
Bậc phản ứng là tổng các số mũ của nồng độ viết trong biểu thức của định
luật tác dụng khối lượng, tức là bằng m + n.
Ví dụ: Các phản ứng (1), (2), (3) tương ứng là các phản ứng bậc 1, 2, 3.
Bậc phản ứng có thể là số nguyên nhưng cũng có thể là phân số (thường đối
với phản ứng phức tạp).
* Phân tử số của phản ứng:
Sự phân loại phản ứng theo phân tử số liên quan trực tiếp với cơ chế thực của
phản ứng. Phân tử số là số tiểu phân (phân tử, nguyên tử hay ion) đồng thời
tương tác với nhau trong một phản ứng đơn giản. Vì vậy phân tử số chỉ có thể là
số nguyên.
Ví dụ: Trong phản ứng: CH3 -N = N - CH3 → CH3 - CH3 + N2
tham gia vào tương tác chỉ có một phân tử. Vì vậy phản ứng có phân tử số là
một hay phản ứng đơn phân tử.
Trong phản ứng: H2 + I2 = 2HI để tạo thành sản phẩm, hai phân tử H2 và I2
phải đồng thời tham gia vào một tương tác, vì vậy phản ứng có phân tử số bằng
hai (hay phản ứng lưỡng phân tử). Những phản ứng có phân tử số bằng 3 hay
cao hơn thường ít gặp vì xác suất để đồng thời 3 phân tử phản ứng với nhau rất
nhỏ.
Lưu ý: Trong những phản ứng đơn giản thì bậc phản ứng thường trùng với phân
tử số.
2. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng
Nghiên cứu ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng cho phép tìm hiểu
bản chất của những tương tác hóa học đồng thời tìm được chế độ nhiệt tối ưu
cho phản ứng hóa học. Nhiệt độ đã ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng theo những
cách khác nhau.
Hình 1 a, b
40
Dạng đường cong (1a) là phổ biến đối với phản ứng hóa học.
Dạng đường cong (1b) thường gặp ở những phản ứng có liên quan đến các hợp
chất sinh học như các protein enzym. Với các protein, ở trạng thái tự nhiên, tốc
độ tăng theo nhiệt độ. Nhưng khi đạt đến một nhiệt độ nào đó chúng bị biến
tính, mất hiệu quả xúc tác và do đó tốc độ phản ứng giảm.
Nhưng nói chung tốc độ của đa số phản ứng hóa học tăng lên khi tăng nhiệt
độ. Ảnh hưởng này tuân theo một số qui tắc sau đây.
2.1. Qui tắc Van Hốp
"Khi nhiệt độ của phản ứng tăng lên 10o thì hằng số tốc độ phản ứng (cũng là
tốc độ phản ứng) tăng lên từ 2 đến 4 lần".
K
T 10
K
T
o
= 2 ÷ 4 (2)
kT+10 : hằng số tốc độ ở nhiệt độ T + 10 ;
kT : hằng số tốc độ ở nhiệt độ T
γ : được gọi là hệ số nhiệt độ của phản ứng
Trong trường hợp tổng quát, biểu thức của định luật Van Hốp có dạng:
v2
k
2
ë T1 cã v1; ë T2 cã v2
v1
k1
T 2 T1
10
(3)
Ví dụ: Một phản ứng có hệ số nhiệt độ γ = 3. Hỏi tăng nhiệt độ lên 40o thì tốc
độ phản ứng tăng lên bao nhiêu lần.
Giải:
Theo qui tắc Van Hốp, ta có:
40
v
k
2 2 3 10 3 4 81
v1
k1
2.2. Biểu thức Arêniux
Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng được biểu thị một cách chính
xác hơn và áp dụng được trong một khoảng nhiệt độ rộng hơn qua biểu thức
Arêniux.
Biểu thức Arêniux:
KT
E 1 1
ln 2
K T1
R T1 T2
R : hằng số, có giá trị bằng 1,98 cal/mol.K = 8,314 J/mol
E : hằng số đối với một phản ứng xác định, nghĩa là nó phụ thuộc vào bản chất
của các chất phản ứng. E được gọi là năng lượng hoạt hóa của phản ứng
Năng lượng tối thiểu mà một mol chất phản ứng cần phải có để chuyển các
phân tử của chúng từ trạng thái không hoạt động trở thành hoạt động gọi là
năng lượng hoạt hóa của phản ứng.
Từ biểu thức Arêniux, ta thấy khi nhiệt độ tăng, tốc độ phản ứng tăng. Mặt
khác, phản ứng có năng lượng hoạt hóa càng lớn sẽ diễn ra với tốc độ càng nhỏ.
41
Hình 2
VÝ dô: Mét ph¶n øng cã n¨ng lîng ho¹t ho¸ lµ60kj/mol.Hái khi t¨ng nhiÖt ®é tõ
00C ®Õn 1000C th× tèc ®é ph¶n øng t¨ng lªn bao nhiªu lÇn?
Gi¶i
0
0
T1 = 273 K ; T2 = 100+273 =373 K
ln
K T2
K T1
60 .10 3
8,314
1
v
K
1
373 373 1196 ,4 lan
v 273 K 273
2731 373
3. Ảnh hưởng của xúc tác đến tốc độ phản ứng
3.1. Một số khái niệm về xúc tác
Xúc tác là hiện tượng làm tăng tốc độ của phản ứng khi có mặt những chất
đặc biệt, gọi là những chất xúc tác, các chất này sau khi tham gia vào phản ứng
được hoàn trở lại về lượng và chất.
Thường xúc tác được chia thành 3 loại:
* Xúc tác đồng thể: các chất phản ứng và chất xúc tác tạo thành một pha đồng
nhất khí hoặc lỏng.
Ví dụ:
NO
SO2 + O2
SO3
đồng pha khí
H
CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH
đồng pha lỏng
Trong xúc tác đồng thể, phản ứng xảy ra trong toàn bộ thể tích của hệ phản ứng
(trong không gian ba chiều), tốc độ phản ứng tỉ lệ thuận với nồng độ chất xúc
tác.
* Xúc tác dị thể: Các chất phản ứng và chất xúc tác tạo thành một hệ dị thể
Pt
(không đồng nhất) 2H2O2
2H2O + O2 dị thể lỏng - rắn
Ni
C2H4 + H2 C2H6 dị thể khí - rắn
Trong xúc tác dị thể, phản ứng diễn ra trên bề mặt chất xúc tác (trong không
gian hai chiều). Tốc độ phản ứng tỉ lệ thuận với bề mặt chất xúc tác.
* Xúc tác enzym (xúc tác men)
Ví dụ:
C6H12O6 zimaza
2C2H5OH + 2CO2
Enzym là các chất xúc tác sinh học - chất xúc tác của cơ thể sống, nó có bản
chất là protein.
42
Hình 4
3.2. Cơ chế và vai trò của xúc tác
Phản ứng có xúc tác thường diễn ra qua nhiều giai đoạn trung gian (tạo ra
các hợp chất trung gian).
Ví dụ phản ứng giữa hai chất A và B khi có mặt chất xúc tác K.
K
A + B
C+D
sẽ diễn ra như sau: Trước hết một trong những chất phản ứng sẽ phản ứng với
chất xúc tác tạo ra một hợp chất trung gian [AK]*, sau đó hợp chất này lại phản
ứng tiếp với chất phản ứng thứ hai tạo ra hợp chất trung gian [ABK]*. Cuối
cùng [ABK]* phân hủy tạo ra sản phẩm và hoàn trả lại chất xúc tác.
A + K → [AK]*
[AK]* + B → [ABK]*
[ABK]* → C + D + K
Các hợp chất trung gian (có dấu sao) thường có năng lượng cao, không bền,
chỉ tồn tại trong một khoảng thời gian rất ngắn của tiến trình phản ứng xúc tác.
Như vậy, sự có mặt của chất xúc tác làm cho phản ứng diễn ra qua một số phản
ứng trung gian có năng lượng hoạt hóa thấp hơn so với phản ứng không có xúc
tác (hình 4) và do đó làm tăng tốc độ phản ứng.
Thông thường năng lượng hoạt hóa của nhiều phản ứng nằm trong những giới
hạn sau:
Phản ứng
E (Kcal/mol)
Không xúc tác
30 - 45
Xúc tác vô cơ
15 - 30
Xúc tác enzym
8 - 12
Các phản ứng xúc tác bằng enzym có năng lượng hoạt hóa thấp hơn nhiều so với
phản ứng không có xúc tác hoặc có xúc tác vô cơ. Do đó nó có thể làm cho các
phản ứng trong cơ thể diễn ra vô cùng nhanh chóng.
Ví dụ phản ứng phân hủy hidro peoxit 2H2O2 → 2H2O + O2 nếu không có xúc
tác thì đòi hỏi một năng lượng hoạt hóa là 35,96 Kcal/mol.
43
Khi có xúc tác platin E = 24,02 Kcal/mol, còn khi được xúc tác bằng enzym
catalaza chỉ cần một năng lượng hoạt hóa 14Kcal/mol. Biến đổi vận tốc của
phản ứng bằng cách làm biến đổi cơ chế của quá trình tốc độ phản ứng tăng
nhanh.
- Có xúc tác:
k * k 0 .e
E*
RT
E
RT
- Không có xúc tác: k k 0 .e
Trong đó k* và E* là hằng số tốc độ và năng lượng hoạt hoá khi có chất xúc tác.
k và E là hằng số tốc độ và năng lượng hoạt hoá khi có chất xúc tác.
v* k *
e
v
k
E E*
RT
- Ví dụ:
Năng lượng hoạt hoá của phản ứng : 2HI = H2 + I2
Khi không có xúc tác:
E =181,17 kj/mol.
Khi có Pt làm chất xúc tác: E* = 58,58 kj/mol.
Xác định xem tốc độ phản ứng tăng lên bao nhiêu lần so với khi không có xúc
tác ở 250C?
v* k *
e
v
k
E E*
RT
181170 58580
e
8 , 314 .2981
3,08 .10 21
3.3. Một số đặc điểm của xúc tác
- Chất xúc tác chỉ có thể làm tăng tốc độ của phản ứng mà không thể gây ra
được phản ứng. Điều này có nghĩa là đối với những phản ứng không có khả
năng xảy ra khi xét về tiêu chuẩn nhiệt động học thì không thể tìm được chất
xúc tác cho nó.
- Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng thuận bao nhiêu lần thì cũng làm tăng
tốc độ phản ứng nghịch bấy nhiêu lần.
- Chất xúc tác có tính chọn lọc. Một chất xúc tác thường chỉ có thể xúc tác cho
một phản ứng hoặc một loại phản ứng nhất định. Tính chọn lọc thể hiện đặc biệt
rõ đối với các enzym, vì vậy người ta thường nói các enzym có tính đặc hiệu
cao.
- Một lượng nhỏ chất xúc tác có thể xúc tác cho một lượng lớn chất phản ứng.
Sở dĩ như vậy là vì, về nguyên tắc, xúc tác không bị thay đổi sau phản ứng.
44
Ch¬ng II. DUNG DỊCH
I. Một số khái niệm
1. Dung dịch:
Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà thành phần của chúng
có thể thay đổi trong giới hạn rộng.
2. Độ tan (S)
Độ tan của một chất là nồng độ của chất đó trong dung dịch bão hòa ở những
điều kiện nhất định.
a. Dung dịch chưa bảo hòa là dung dịch có nồng độ nhỏ hơn nồng độ bão
hòa. Với dung dịch này có thể chứa một lượng chất tan nữa
b. Dung dịch bão hòa là dung dịch mà chất tan không thể tan thêm được
nữa ở một nhiệt độ xác định.
c. Dung dịch quá bão hòa là dung dịch chứa một lượng chất tan vượt quá
so với độ tan được gọi là dung dịch quá bão hòa.
3. Nồng độ molan .(Cm)
Nồng độ molan biểu thị số mol chất tan trong 1000 gam dung môi.
Ví dụ: Dung dịch glucoza cã Cm= 0,5m là dung dịch gồm 90 gam glucoza trong
1000 gam nước.
45
4. Nồng độ phần mol hay nồng độ mol riêng phần
Nồng độ phần mol của một chất i nào đó được tính bằng tỉ số số mol của chất
đó và tổng số số mol của tất cả các chất tạo nên dung dịch:
n
Ni i
ni
Ni: nồng độ phần mol của chất i
∑ni: tổng số mol của các chất tạo nên dung dịch
ni: số mol chất i
II. TÝnh chÊt cña dung dÞch
1. Áp suất thẩm thấu của dung dịch
a. Hiện tượng thẩm thấu
Hai nhánh A và B của một ống hình chữ U được ngăn cách bằng một màng
thẩm thấu tức là màng có kích thước các lỗ chỉ cho các phân tử dung môi đi qua
còn các tiểu phân chất tan bị giữ lại (hình 1).
Bên nhánh A chứa một dung dịch đường bên nhánh B chứa nước nguyên
chất (hay một dung dịch đường có nồng độ nhỏ hơn nồng độ dung dịch ở nhánh
A). Sau một thời gian nhất định, nhận thấy mực chất lỏng trong nhánh A nâng
lên một độ cao (h) nào đó, còn mực chất lỏng trong nhánh B bị hạ thấp xuống.
Điều đó chứng tỏ đã có những phân tử dung môi từ nhánh B chuyển sang nhánh
A.
Hiện tượng các phân tử dung môi khuếch tán một chiều qua màng thẩm thấu
từ dung môi sang dung dịch (hoặc từ dung dịch có nồng độ thấp sang dung dịch
có nồng độ cao hơn) được gọi là hiện tượng thẩm thấu.
b. Áp suất thẩm thấu - Định luật Van Hốp, 1887 (Vant' Hoff - Hà Lan)
Áp suất thẩm thấu là áp suất gây nên bởi hiện tượng thẩm thấu. Về độ lớn nó
có giá trị bằng áp suất gây nên bởi cột nước có chiều cao h trong thí nghiệm trên
hoặc bằng áp suất cần đặt lên dung dịch để làm ngừng hiện tượng thẩm thấu.
Áp suất thẩm thấu (thường ký hiệu π) phụ thuộc vào nồng độ và nhiệt độ của
dung dịch theo định luật Van Hốp:
Áp suất thẩm thấu của một dung dịch tỉ lệ thuận với nồng độ và nhiệt độ của
dung dịch.
π =R.C.T
R: hằng số khí lí tưởng, bằng 0,082 lít.at/mol/K
C: nồng độ mol/lít của dung dịch
T: nhiệt độ tuyệt đối của dung dịch
46
Hiện tượng thẩm thấu có ý nghĩa sinh học rất quan trọng vì màng của các tế
bào là các màng thẩm thấu.
- Nhờ có hiện tượng thẩm thấu nước được vận chuyển từ rễ cây lên ngọn.
2. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông của dung dịch
a. Áp suất hơi của dung dịch
- Áp suất hơi của một chất lỏng là áp suất gây nên bởi những phân tử của nó
trên mặt thoáng của chất lỏng.
- Áp suất hơi bão hòa là áp suất tạo ra trên mặt thoáng khi quá trình bay hơi đạt
tới trạng thái cân bằng.
- Áp suất hơi tăng khi tăng nhiệt độ của chất lỏng.
- Ở cùng một nhiệt độ, áp suất hơi hay áp suất hơi bão hòa của dung dịch luôn
luôn nhỏ hơn áp suất của dung môi nguyên chất do trên mặt thoáng của dung
dịch có các tiểu phân chất tan án ngữ
Δ p = po- p1
Δ p: độ giảm áp suất hơi bão hoà
po: áp suất hơi bão hòa của dung môi
p1: áp suất hơi bão hòa của dung dịch
Công thức Raun:
p p 0 .
n
n n0
Nếu dung dịch loãng: n1 << no n1 + no no p p 0 .
n1
n0
n2: số mol chất tan,
n1: số mol dung m«i
0
VÝ dô: ë 50 C, ¸p suÊt h¬i b·o hßa cña dung dÞch chøa 23g chÊt tan trong 250g
rîu ªtylic = 207,2mmHg. X¸c ®Þnh ph©n tö khèi cña chÊt tan.BiÕt ë nhiÖt ®é
nµy Pbh cña C2H5OH nguyªn chÊt lµ 219,8mmHg?
Gi¶i
Δ p = po- p1 Δ p = 219,8-207,2 = 12,6mmHg
no = 250: 46 = 5,34(mol)
m .p
23.207,2
n .p
n1
m
70,83 g
p p 0 .
n1 o
1 M 1 1
p.no 5,34.12,6
n0 n1
p o p M
b. Nhiệt độ sôi của dung dịch
Một chất lỏng sẽ sôi khi áp suất hơi bão hòa của nó bằng áp suất khí quyển.
Ví dụ: nước sôi ở 100oC vì ở nhiệt độ này áp suất hơi của nó bằng áp suất 1 at.
Tóm lại: Một dung dịch sẽ sôi ở nhiệt độ cao hơn nhiệt độ sôi của dung môi.
Nồng độ dung dịch càng lớn thì nhiệt độ sôi của nó càng cao. Hiệu nhiệt độ sôi
của dung dịch và dung môi được gọi là tăng điểm sôi của dung dịch, kí hiệu
ΔTS.
C«ng thøc:
ΔTS = Ts.dd - Ts.dm
47
c. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch
Một chất lỏng sẽ đông đặc ở nhiệt độ tại đó áp suất hơi bão hòa trên pha lỏng
bằng áp suất hơi bão hòa hòa trên pha rắn. Trên hình 2 đường biểu diễn biến đổi
áp suất hơi bão hòa trên pha rắn (đoạn OA) cắt đường áp suất hơi trên dung dịch
ở điểm tương ứng với nhiệt độ thấp hơn 0oC.
Tóm lại: Một dung dịch sẽ đông đặc ở nhiệt độ thấp hơn nhiệt độ đông đặc
của dung môi. Nồng độ dung dịch càng lớn thì nhiệt độ đông của nó càng thấp.
Hiệu nhiệt độ đông đặc của dung môi và dung dịch được gọi là độ hạ điểm đông
của dung dịch, kí hiệu ΔTd.
C«ng thøc:
ΔTd = Td.dm – Td.dd
d. Định luật Raun, 1886 (Raoult - Pháp)
“ Độ tăng điểm sôi hay độ hạ điểm đông của dung dịch tỉ lệ thuận với nồng độ
molan của dung dịch ”.
ΔTS = kS . Cm ;
ΔTd = kd . Cm
ks và kd tương ứng được gọi là hằng số nghiệm sôi và hằng số nghiệm đông của
dung môi. Nó là những đại lượng đặc trưng đối với một dung môi nhất định.
Bảng 1. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông của một số dung môi
Dung môi
TsoC
TdoC
ks
kd
H2O
100
0,52
0
1,86
C6H6
80
2,57
5,5
5,12
C2H5OH
79
1,19
3,04
40
7,27
2,79
6,5
2,02
C6H5OH
C6H12
81
Dựa vào định luật Raun và bằng thực nghiệm xác định độ hạ điểm đông
(phương pháp nghiệm đông) hay độ tăng điểm sôi (phương pháp nghiệm sôi)
của dung dịch, người ta có thể tìm được phân tử gam của một chất tan nhất định.
Ví dụ 1: Hòa tan 10 gam chất A trong 100 gam nước. Dung dịch nhận được
đông đặc ở nhiệt độ -2,12oC. Tính phân tử gam của chất A.
o
ΔTd = 0 - (- 2,12) = 2,12
Giải:
48
m
10.1000 100
M A. .100 M A
2,12 1,86.
Từ đó: MA = 92 gam
100
MA
Ch¬ng III. DUNG DỊCH CÁC chÊt ®iÖn li
I. Thuyết điện li (Arrehnius - Thụy Điển -1884)
Những chất ở trạng thái hòa tan hay nóng chảy có khả năng dẫn điện được
gọi là các chất điện li. Trong nước chất điện li phân li thành các ion dương và
âm.
Định luật Van Hốp và Raun chỉ áp dụng đúng cho các dung dịch loãng
(tương tác của các tiểu phân chất tan không đáng kể) của các chất không bay
hơi, không điện li (số tiểu phân chính bằng số phân tử chất tan).
Đối với dung dịch chất điện li thì số tiểu phân trong dung dịch (gồm các phân
tử và ion) sẽ lớn hơn số tiểu phân trong dung dịch chất không điện li có cùng
nồng độ mol.
Trong khi đó các tính chất như: áp suất thẩm thấu, độ tăng điểm sôi hay độ hạ
điểm đông lại chỉ phụ thuộc vào nồng độ tiểu phân trong dung dịch. Do đó các
đại lượng này thực tế đo được lớn hơn so với tính toán theo công thức của Van
Hốp và Raun. Để có thể áp dụng được cho cả dung dịch điện li, Van Hốp đã đưa
thêm vào các công thức một hệ số bổ sung i gọi là hệ số đẳng trương.
Khi đó:
π = i . RCT;
ΔTs = i. ks .Cm; ΔTd = i. kd . Cm
Như vậy, về ý nghĩa thì i cho biết số tiểu phân chất tan lớn hơn số phân tử bao
nhiêu lần. Đối với dung dịch không điện li thì i = 0, còn đối với dung dịch điện
li thì i > 1. Ví dụ trong những điều kiện lí tưởng thì dung dịch NaCl có i = 2, còn
49
dung dịch Na2SO4 có i = 3 vì mỗi phân tử này có thể cho tối đa 2 và 3 tiểu phân
là các ion.
Để xác định i, người ta đo áp suất thẩm thấu hoặc độ tăng điểm sôi, độ hạ
điểm đông của dung dịch rồi so sánh chúng với các giá trị tính toán theo các
công thức của định luật Van Hốp và Raun.
'
p ' t s
t ' d
’
’
’
i
p
t s
t d Trong ®ã p ; ts ; t ® lµ gi¸ trÞ thùc tÕ
p ; ts ; t® lµ gi¸ trÞ tÝnh theo c«ng thøc Raun
VÝ dô: Dung dÞch chøa 0,2 mol KCl trong 1000g níc ®«ng ®Æc ë nhiÖt ®é nµo
biÕt ®é ®iÖn li biÓu kiÕn cña KCl trong dung dÞch nµy lµ 0,82; kd.H2O = 1,86
Gi¶i
+
KCl = K + Cl
Sè mol KCl ph©n li = . 0,2 = 0,82 . 0,2 = 0,164 (mol)
Sè mol ion t¹o thµnh = 0,164.2 = 0,328 (mol)
Sè mol KCl kh«ng ph©n li = 0,2 – 0,164 = 0,036 (mol)
0,328 0,036
i
1,82
0,2
t ' d i.t d 1,82.k .C m 0,677 o C
t d .d .d t d .dm t ' 0 0,677 0,667 0 C
Tùy thuộc vào khả năng phân li của các chất điện li trong dung dịch, người ta
phân chia chúng thành các chất điện li yếu và chất điện li mạnh.
1. Chất điện li mạnh: là những chất có khả năng phân li hoàn toàn thành các
ion trong dung dịch,thường là những hợp chất có liên kết ion hay liên kết cộng
phân cực mạnh.
Ví dụ:
- Tất cả các muối vô cơ và hầu hết các muối hữu cơ như:
KNO3 → K+ + NO3NaCH3COO → Na+ + CH3COORNH3Cl → RNH3+ + Cl- Một số axit, bazơ vô cơ mạnh như:
H2SO4 → 2H+ + SO422NaOH → Na+ + OH2. Chất điện li yếu: là những chất phân li không hoàn toàn trong dung dịch,
thường là những chất có liên kết cộng phân cực yếu hay liên kết cho nhận.
Ví dụ:
- Một số axit và bazơ vô cơ yếu như:
HNO2 H+ + NO2H2CO3 H+ + HCO3
NH4OH NH4+ + OH- Hầu hết các axit bazơ hữu cơ như:
CH3COOH H+ + CH3COO50
R- NH2 + H2O R-NH3 + OH- Các ion phức như:
[Fe(CN)6]4- Fe2+ + 6CN3. Hằng số điện li
Đối với chất điện li yếu, quá trình điện li của chúng trong dung dịch thực chất
là một quá trình thuận nghịch, nghĩa là trong dung dịch có cân bằng động giữa
các phân tử và các ion phân li ra:
AB A+ + BHằng số cân bằng của quá trình phân li một chất điện li yếu:
B
. A
K
được gọi là hằng số điện li, kí hiệu là K.
AB
K là đại lượng đặc trưng cho các chất điện li yếu, nó phụ thuộc vào bản chất
chất điện li, nhiệt độ và dung môi, K càng lớn thì khả năng phân li càng nhiều.
* Nếu AB là một axit yếu thì K được gọi là hằng số điện li của axit, kí hiệu Ka.
Ví dụ:
CH3COOH H+ + CH3COO-
B . A H . CH
K
COO AB
CH 3COOH
* Nếu AB là một bazơ yếu thì K được gọi là hằng số điện li của bazơ, kí hiệu
Kb.
Ví dụ:
R-NH2 + H2O R - NH3 + OH
B . A
RNH 3 . OH K
AB
R NH 2
Trong tính toán người ta sử dụng đại lượng pK với qui ước pK = -lgK. Như
vậy, tương ứng ta sẽ có pKa, pKb,... Một chất điện li có pK càng nhỏ thì có khả
năng điện li càng mạnh trong dung dịch.
3
II. Cân bằng trong dung dịch chất điện li yếu.
1. Độ điện li ()
Khả năng phân li của các chất điện li trong dung dịch còn được đánh giá qua
một đại lượng gọi là độ điện li của dung dịch, kí hiệu là α.
Độ điện li là tỉ số giữa số phân tử đã phân li thành ion n và tổng số phân tử đã
hòa tan HAY độ điện li được biểu diễn bằng phần trăm (%).
n
no
Trong đó n, no là số phân tử phân li và số phân tử hòa tan của chất điện li
Ví dụ:
Dung dịch HF trong nước nồng độ 0,1M ở 25oC có α = 0,09 hay 9%. Điều
đó có nghĩa là cứ hòa tan 100 phân tử thì có 9 phân tử phân li thành ion.
Đối với dung dịch các chất không điện li, ví dụ: đường... thì α = 0.
Đối với dung dịch các chất điện li mạnh, phân li hoàn toàn thì α = 1.
51
Như vậy độ điện li có thể có giá trị 0 ≤ α ≤ 1.
Tuy nhiên trong thực tế khi xác định độ điện li (ví dụ bằng phương pháp đo
độ dẫn điện) của dung dịch những chất điện li mạnh
Ví dụ: HCl, NaOH, K2SO4,... thì α thường < 1 (nó chỉ = 1 khi dung dịch được
pha loãng vô cùng).
Sở dĩ như vậy là vì ở những dung dịch có nồng độ cao xảy ra tương tác tĩnh
điện giữa các ion hoặc sự tụ hợp giữa các ion với phân tử.
2. Mối quan hệ giữa α và K
K chỉ phụ thuộc vào bản chất dung môi và nhiệt độ, trong khi đó α còn
phụ thuộc vào cả nồng độ. Như vậy K đặc trưng cho khả năng điện li của một
chất điện li yếu, còn α đặc trưng cho khả năng điện li của một dung dịch điện
li nói chung.
Nếu AB là chất điện li yếu có hằng số điện li K, trong dung dịch có cân bằng:
AB A+ + BGọi nồng độ ban đầu của AB là C (mol/l), độ điện li của nó ở nồng độ này là α.
Sau khi cân bằng điện li được thiết lập có:
[A+] = [B-] = Cα và [AB] = C – Cα
Theo định nghĩa:
C .C
2
K
C.
Biểu thức toán học của định luật
C C
1
pha loãng Ostwald ( Khi nồng độ giảm, nghĩa là khi pha loãng thì độ điện li α
của dung dịch tăng lên).
* Nếu < 0,05 1- 1
Ta có:
K= C. 2
K
C
Biểu thức cho thấy: Độ điện li tỉ lệ nghịch với căn bậc 2 của nồng độ chất điện
li.
Ví dụ 1: Tính hằng số điện li của CH3COOH biết rằng dung dịch 0,1M có độ
điện li là 0,0132
Giải
2
1 0,0132
K 10 .
1,76.10 5
1 0,0132
Ví dụ 2: Hằng số điện li của HNO2 = 5.10-4. Hỏi dung dịch có nồng độ bao nhiêu
để độ điện li bằng 20%.
Giải
K 5.10 4
2
1,25.10 2
K= C. C 2
2
(0,2)
52
Ch¬ng IV. axit vµ bazo
I. Thuyết proton về axit - bazơ. Bronstet, 1923 (Bronsted - Đan Mạch)
1. Nội dung
Theo Bronstet: axit là chất có khả năng nhường proton, bazơ là chất có khả
năng nhận proton
- Thùc ra axit kh«ng tù ph©n li ra ion nh HCl:
HCl
+
H2O
H3O+ + Cl(axit)
+
H3O ®îc viÕt ®¬n gi¶n lµ H+ v× H2O trong H3O+ kh«ng tham gia ph¶n øng.
- Ngoµi dung dịch cña c¸c baz¬ phân tö chøa s½n OH- (NaOH, KOH,
Ba(OH)2…) th× dung dịch mét sè chÊt kh¸c còng cã OH- nh dung dịch NH3
(tuy Ýt h¬n dung dịch NaOH)
Chøng tá cã qu¸ tr×nh:
NH3
+ H2O
NH4+ + OH(bazơ)
- Nhận xét: H2O là dung môi lưỡng tính.
- Một axit HA khi phân li cho ra proton và một bazơ A-. HA/A- được gọi là
một cặp axit - bazơ liên hợp.
Ví dụ:
H2O/H3O+;
NH3/NH4+ ; CH3COOH/CH3COO- ...
2. Sự điện li của nước - Tích số ion của nước - pH
Nước là chất điện li rất yếu.
H2O H+ + OHHằng số điện li của nước ở 20oC:
53
H . OH
K
H2O
=10-14
Như vậy trong nước [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l.
Trong dung dịch nước, bất kỳ nồng độ ion H+ hay OH- có thể thay đổi nhưng
tích số nồng độ của chúng luôn luôn bằng 10-14 mol/l.
Để đặc trưng cho độ axit, bazơ hay trung tính của một dung dịch, người ta sử
dụng một đại lượng gọi là pH
pH = -lg [H+]
Nước nguyên chất có [H+] = 10-7 pH = 7
Dung dịch axit có [H+] > 10-7 pH < 7
Dung dịch bazơ có [OH-] > 10-7 pH > 7
3. Chất chỉ thị pH
Các chất chỉ thị pH là các chất có màu sắc thay đổi phụ thuộc vào pH. chúng
thường là axit hay bazơ hữu cơ yếu mà dạng phân tử và dạng ion có màu khác
nhau.
Màu dạng axit
Màu dạng bazơ
pH chuyển màu
không màu
hồng
8 - 10
Quì tím
hồng
xanh
5-8
Metyl đỏ
hồng
vàng
4,4 - 6,2
da cam
vàng
3,1 - 4,5
Phenolphtalein
Metyl da cam
Đại lượng đặc trưng đối với mỗi chất chỉ thị pH là khoảng chuyển màu của
chất chỉ thị. Đó là khoảng pH mà chất chỉ thị bắt đầu chuyển từ một màu này
sang hoàn toàn một màu khác (từ màu dạng axit sang màu dạng bazơ).
Sử dụng chất chỉ thị pH thích hợp có thể đánh giá sơ bộ pH của một dung
dịch trong khoảng nào.
Ví dụ:
- Nếu nhỏ phenolphtalein vào một dung dịch thấy xuất hiện màu hồng thì chứng
tỏ dung dịch có pH > 8.
- Nếu nhỏ metyl đỏ vào dung dịch thấy xuất hiện màu hồng thì dung dịch có
pH<4,4. Nếu có màu vàng thì pH của dung dịch lớn hơn 6,2.
Để xác định pH bằng các chất chỉ thị màu pH một cách chính xác hơn, người
ta thường dùng dung dịch chỉ thị tổng hợp. Đó là một dung dịch chứa nhiều chất
chỉ thị pH có các khoảng chuyển màu khác nhau và do đó nó sẽ có màu xác định
tại một pH xác định. Tương tự, người ta cũng dùng giấy đo pH. Đó là giấy đã
được tẩm chỉ thị tổng hợp.
4. Chú ý:
Trong môi trường axit mạnh và bazơ mạnh thì sự điện li của nước có thể bỏ
qua.
54
Trong môi trường axit yếu và bazơ yếu thì phải tính cả sự điện li của nước.
Để thuận lợi, người ta còn dùng đại lượng pKa ( hằng số điện li của axit) và
pKb (hằng số điện li của bazơ) với qui ước:
pKa = -lgKa
pKb = -lgKb
Giữa Ka và Kb (hay pKa và pKb) của một cặp axit - bazơ liên hợp có mối liên hệ
sau đây:
Ka . Kb = Kn = 10-14
pKa + pKb = pKn = 14
Đối với một cặp axit - bazơ liên hợp dạng axit càng mạnh thì dạng bazơ liên
hợp càng yếu.
Xét cân bằng:
HA
+
H2O
H3O+ + AĐiện li: Ca.
Ca.
Ka
Mà
H 3 O K a .C a
Ca
OH
K b .Cb
Tương tự:
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M (Ka = 1,75.10-5)
Giải
CH3COOH + H2O = H3O + + CH3COO-
H O
1,75.10 5.10 1 1,32.10 2 pH 2,88
Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch NH3 0,1M . Biết:
a, Kb = 1,759.10-5
b, KaNH4+ = 5,58.10-10
Giải
NH3 + H2O = NH4+ + OH3
OH
1,79.10 5.10 1 1,34.10 2 pOH 2,87 pH = 14 – 2,87 = 11,13
Hay Ca.Cb = 10-14
H O
3
K a .10 14
10 14.5,58.10 10
10 11,13
1
Cb
10
5. pH của dung dịch muối
Trừ các muối tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh, ví dụ NaCl, Na2SO4,... khi tan
trong nước cho pH = 7, các muối còn lại có thể cho những pH khác nhau tùy
thuộc vào bản chất của muối. Người ta thường nói các muối đó bị thủy phân.
Vậy thực chất của sự thủy phân là gì?
Dung dịch các muối này thực chất là dung dịch axit hay bazơ theo Bronstet.
Ví dụ:
NH4Cl → NH4+ + ClNaCH3COO → CH3COO- + Na+
Chú ý: Các gốc axit mạnh và bazơ mạnh không bị thủy phân trong nước.
Các gốc axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân trong nước giải phóng ion H+
hoặc OH- để cho dung dịch axit hoặc bazơ.
55
* Ion NH4+ là một axit nên trong dung dịch phân li theo phản ứng:
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+ dung dịch chứa ion H3O+ nên là dung dịch axit
* Ion CH3COO- là một bazơ nên trong dung dịch phân li theo phản ứng:
CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH- dung dịch chứa ion OH- nên là
dung dịch bazơ
6. Dung dịch các chất điện li mạnh ít tan, tích số tan
Một số chất là những hợp chất ion nhưng rất ít tan trong nước. Ví dụ: AgCl,
BaSO4, BaCO3, PbI2, Mg(OH)2, Fe(OH)3... Tuy nhiên những phân tử đã tan thì
chúng lại phân li hoàn toàn thành các ion. Những chất đó được gọi là các chất
điện li mạnh ít tan.
Trong dung dịch bão hòa của các chất này luôn luôn tồn tại một cân bằng giữa
trạng thái rắn và các ion hòa tan.
Ví dụ: Đối với AgCl
AgCl(r) Ag+ + ClHằng số cân bằng của quá trình này được gọi là tích số tan của AgCl và được
kí hiệu là TAgCl
TAgCl = [Ag+] . [Cl-]
Một cách tổng quát, đối với một chất điện li mạnh ít tan AmBn:
AmBn mAn+ + nBmTa có:
TAmBn = [An+]m . [Bm-]n
Vậy: Tích số tan của một chất điện li mạnh ít tan là tích số nồng độ các ion của
nó trong dung dịch bão hòa chất đó với số mũ bằng hệ số tỉ lượng trong phân
tử.
Vì là hằng số cân bằng nên tích số tan chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất và
nhiệt độ.
Như vậy, tích số tan cho biết khả năng tan của một chất điện li ít tan. Chất có T
càng lớn càng dễ tan.
- Khi biết tích số tan của một chất ở nhiệt độ nào đó có thể tính được độ tan của
chất (số mol chất tan trong 1 lít dung dịch bão hòa chất đó).
Ví dụ: Tính độ tan của BaSO4 trong nước biết TBaSO4 ở nhiệt độ 25oC là 1.1.10-10.
Gọi S là độ tan của BaSO4, ta có:
BaSO4 → Ba2+
+
SO42S mol/l
S mol/ion/l
S mol ion/l
10
5
[Ba2+].[SO42-] = S . S = TBaSO4
S T 1,1.10 1,05.10
- Biết tích số tan có thể xác định được điều kiện để hòa tan hay kết tủa một chất:
Một chất sẽ kết tủa khi tích số nồng độ các ion của nó trong dung dịch lớn
hơn tích số tan, và ngược lại nó sẽ còn tan khi tích số nồng độ ion của nó chưa
đạt đến tích số tan.
Ví dụ: Kết tủa PbI2 có tạo thành không khi trộn 2 thể tích bằng nhau dung dịch
Pb(NO3)2 0,01M và KI 0,01M. Nếu pha loãng dung dịch KI 100 lần rồi trộn như
trên có kết tủa không? Biết TPb2+ = 1,1 . 10-9.
Giải
2+
Pb + 2I- ---> PbI2↓
56
Nồng độ các ion sau khi trộn:
[Pb2+] = [I-] = 5.10-3 mol/l
[Pb2+] . [I-]2 = 1,25 .10-7 > TPb2+
Vì vậy có kết tủa được tạo ra.
-4
Nồng độ KI sau khi pha loãng là 10 mol/l. Nồng độ các ion sau khi pha trộn:
[Pb2+] = 5.10-3 mol/l [I-] = 5.10-5 mol/l
[Pb2+] . [I-]2 = 1,25 .10-11 < TPb2+ Vì vậy không có kết tủa được tạo ra.
Ch¬ng IV. ĐIỆN HÓA HỌC
I. Nguyªn t¾c biÕn hãa n¨ng thµnh ®iÖn n¨ng
Năng lượng hóa học có thể chuyển thành điện năng trong các pin. Ngược lại,
dưới tác dụng của dòng điện một phản ứng hóa học lại có thể được thực hiện (sự
điện phân). Đó là hai mặt tương quan giữa hóa năng và điện năng.
Cả hai quá trình phát sinh dòng điện và quá trình điện phân đều liên quan đến
một loại phản ứng, đó là phản ứng oxi - hóa khử.
Muèn biÕn hãa n¨ng thµnh ®iÖn n¨ng ta ph¶i thùc hiÖn sù oxi hãa ë mét
n¬i vµ sù khö ë mét n¬i vµ cho electron chuyÓn tõ chÊt nµy sang chÊt kh¸c
qua mét d©y dÉn.
II. Phản ứng oxi - hóa khử
1. Định nghĩa:
Phản ứng oxi - hóa khử là phản ứng trong đó có sự thu nhường electron và do
đó làm thay đổi số oxi - hóa của các nguyên tố.
Ví dụ:
Zno + Cu2+SO4 → Cuo + Zn2+SO4
C2H5OH + Cu2+O → CH3C-1−HO + Cuo + H2O
Trong phản ứng oxi - hóa khử, ít nhất có hai cặp oxi - hóa khử.
Ở hai ví dụ trên ta có các cặp:
Zn2+ / Zn và Cu2+/Cu
CH3CHO/C2H5OH và MnO4-/Mn2+
2. Thế oxi - hóa khử và chiều hướng của phản ứng oxi - hóa khử
Thế oxi - hóa khử là đại lượng đặc trưng cho khả năng tham gia vào phản ứng
oxi - hóa khử (khả năng cho nhận electron) của một cặp oxi - hóa khử nào đó.
Thế oxi - hóa khử tiêu chuẩn của các cặp oxi - hóa khử (kí hiệu ε0) đo được
bằng cách so sánh với thế của điện cực hidro chuẩn (bảng 6.1).
57
Cặp có thế oxi - hóa khử càng lớn (càng dương) thì dạng oxi - hóa của nó
càng mạnh và dạng khử càng yếu.
Các cặp oxi - hóa khử phản ứng với nhau theo qui tắc sau:
Dạng oxi - hóa mạnh của cặp này phản ứng với dạng khử mạnh của cặp kia
hay dạng oxi - hóa của cặp có ε0 cao phản ứng với dạng khử của cặp có thế
thấp.
Ngêi ta ®· so s¸nh tÝnh chÊt cña nhiÒu cÆp oxi ho¸ - khö vµ s¾p xÕp thµnh d·y
®iÖn ho¸ cña kim lo¹i:
K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+
TÝnh oxi ho¸ cña ion kim lo¹i t¨ng
K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Ag Au
TÝnh khö cña kim lo¹i gi¶m
*. ý nghÜa cña d·y ®iÖn ho¸ cña kim lo¹i
D·y ®iÖn ho¸ cña kim lo¹i cho phÐp dù ®o¸n chiÒu cña ph¶n øng gi÷a 2 cÆp
oxi ho¸ - khö theo quy t¾c (anpha): Ph¶n øng gi÷a 2 cÆp oxi ho¸ - khö sÏ x¶y
ra theo chiÒu, chÊt oxi ho¸ m¹nh nhÊt sÏ oxi ho¸ chÊt khö m¹nh nhÊt, sinh ra
chÊt oxi ho¸ yÕu h¬n vµ chÊt khö yÕu h¬n.
VÝ dô: Ph¶n øng gi÷a 2 cÆp Fe2+/Fe vµ Cu2+/Cu x¶y ra theo chiÒu ion Cu2+ oxi
ho¸ Fe t¹o ra ion Fe2+ vµ Cu.
Áp dụng quy tắc ta có:
Cu2+
+ Fe
Fe2+ +
ChÊt oxi ChÊt khö ChÊt oxi
ho¸ m¹nh m¹nh
ho¸ yÕu
Cu
ChÊt khö
yÕu
III. Pin hay các nguyên tố Ganvanic
Pin hay còn gọi là các nguyên tố Ganvanic là thiết bị cho dòng điện một chiều
phản ứng hóa học xảy ra trong nó.
1. Pin Danien Iacobi
Pin Danien Iacobi (Hình 1) gồm hai điện cực: điện cực âm là thanh kẽm nhúng
trong dung dịch ZnSO4 và điện cực dương là thanh đồng nhúng trong dung dịch
CuSO4. Hai dung dịch được nối với nhau bằng một cầu muối KCl trong thạch
dẫn điện ở mạch trong. Khi hai điện cực được nối với nhau bằng một dây dẫn
kim loại sẽ thấy xuất hiện một dòng điện từ cực đồng sang cực kẽm, nghĩa là có
một dòng electron từ cực kẽm chuyển sang cực đồng.
58
Hình 1
Pin này được kí hiệu như sau:
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
Khi pin hoạt động, trên các điện cực xảy ra các phản ứng:
ở cực âm: Zno - 2e → Zn2+
ở cực dương: Cu2+ + 2e → Cuo
Tæng qu¸t: Zno + Cu2+ → Zn2+ + Cuo
Phản ứng này cũng xảy ra khi nhúng một thanh Zn vào dung dịch CuSO4, tuy
nhiên ở đây không thu được dòng điện.Vì vậy muốn thu được dòng điện phải
thực hiện sự oxi - hóa và sự khử ở hai nơi tách biệt như đã xảy ra trong pin.
Trong pin, electrron chuyển từ cực âm sang cực dương, giữa hai cực phải có một
hiệu điện thế. Vậy điện thế trên điện cực được tạo ra như thế nào?
Điện cực mà ở đó xảy ra quá trình oxi hóa ( mất electron) là cực âm.
Trong phản ứng trên, điện cực Zn là cực âm.
Điện cực mà ở đó xảy ra quá trình khử là ( nhận electron) là cực dương.
Trong phản ứng trên, điện cực Cu là cực dương.
Nguyên tố Galvani được kí hiệu như sau:
(-) Kim loại 1 │dd muối kim loại 1 ║dd muối kim loại 2 │Kim loại 2(+)
Ví dụ: Pin (Zn-Cu) :
(-) Zn │dd ZnSO4 ║ dd CuSO4 │ Cu (+)
Nguyên nhân sinh ra dòng điện trong pin là do sự chênh lệch về thế điện cực
của kim loại. Sự chênh lệch này càng lớn nghĩa là độ hoạt động của các kim loại
càng khác nhau thì phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong pin càng mạnh.
2. Sự xuất hiện thế điện cực
Khi thanh kim loại được nhúng vào dung dịch chứa ion của nó thì rất nhanh
chóng có cân bằng: M - ne = Mn+
Tùy thuộc vào bản chất của kim loại và nồng độ ion có thể xảy ra hai trường
hợp:
Hình 2
59
Nguyên tử kim loại (thường là kim loại hoạt động, ví dụ Zn) tách khỏi mạng
lưới kim loại đi vào dung dịch dưới dạng ion và để lại trên kim loại các electron.
Các ion dương chủ yếu tập trung ở lớp dung dịch nằm sát bề mặt kim loại.
Các ion kim loại (thường là kim loại kém hoạt động, ví dụ Cu) từ dung dịch bám
lên thanh kim loại, và do đó lớp dung dịch sát bề mặt kim loại dư thừa ion âm.
Trong cả hai trường hợp lớp dung dịch sát bề mặt và bề mặt kim loại tạo nên
một lớp điện kép, giống như hai bản của một tụ điện. Giữa hai bản đó có một
hiệu số điện thế và được gọi là thế điện cực, kí hiệu là ε.
3. Sức điện động của nguyên tố Galvani
Nếu ta ghép 2 bản phản ứng xảy ra trong pin để tạo thành một nguyên tố
Galvani thì sức điện động E của một nguyên tố Galvani bất kỳ bằng hiệu số thế
điện cực của hai điện cực trong pin.
E = ε(+) - ε(-)
Với E: là sức điện động của pin
ε(+) : thế điện cực của điện cực dương (điện cực xảy ra quá trình khử)
ε(-) : thế điện cực của điện cực âm (điện cực xảy ra quá trình oxi hóa)
Sức điện động tiêu chuẩn của pin là sức điện động của pin đó đo ở điều kiện
tiêu chuẩn (P= 1atm, t= 25oC, C= 1 M)
Ví dụ: Pin (Zn - Cu)
E0 = ε0(+) - ε0 (-)
E0 = 0,34V – (-0,76) = 1,1V
4. Liên hệ giữa sức điện động của nguyên tố Galvani và NL tự do ( G)
G của phản ứng cho biết phản ứng có thể xảy ra hay không.
Giữa G của phản ứng và sức điện động của pin có mối liên hệ sau:
G = -nEF
Như vậy dựa vào giá trị sức điện động của pin ta có thể biết phản ứng oxi hóa
khử có thể xảy ra hay không.
Ở điều kiện tiêu chuẩn ta có thể có: G0 = -nE0F
Với n: số e mà 1 phân tử trao đổi trong phản ứng trao đổi điện cực
F: là số Faraday = 96500 Coulomb
E0: là sức điện động tiêu chuẩn của pin
Vì vậy có thể nói E0 của nguyên tố Galvani là thước đo chiều xảy ra của phản
ứng oxi hóa khử ở điều kiện tiêu chuẩn.
Nếu E0 > 0 thì G0 < 0 phản ứng xảy ra theo chiều thuận. Vµ ngîc l¹i
5. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa khử
OxI + KhII KhI + OxII
Trong đó OxI/ KhI có thế điện cực là ε01 và OxII/KhII có thế điện cực là ε02
Ta có:
G0 = -nE F = - RTlnK
Vậy: -lnK = - nE0F/RT
lnK = nE0F/RT
60
Ở 250C và chuyển sang logarit thập phân: lgK = nE0/0.059
K = 10 nE / 0,059 K = 10 [n (ε (+) - ε (-))] / 0.059
Với: ε0(+): thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực dương
ε0(-): thế điện cực tiêu chuẩn của điện cực âm
6. Xác định thế điện cực, thế oxi hóa khử, sức điện động của pin ở điều kiện
khác chuẩn. Phương trình Nersnt
Khi xét ở điều kiện khác chuẩn, Nersnt đã đưa ra phương trình nêu lên mối
liên hệ giữa thế điện cực kim loại và cặp oxi hóa khử với nồng độ của các iôn có
trong dung dịch như sau:
a. Thế điện cực của điện cực kim loại ở 250C và nồng độ của ion kim loại ≠ 1M.
0,059
Mn / M o Mn / M
lg M n
n
Ví dụ:
Zn2+ +2e =Zn
0,059
Zn 2 / Zn o Zn 2 / Zn
lg Zn 2
n
b. Thế oxi hoá khử của một cặp oxi hoá khử .
Trong một cặp oxi hoá khử có phương trình liên hệ như sau
aOx + ne bKh
oxh / kh
Ta có
o
oxh / kh
0,059 oxh a
lg
Kh b
n
c. Thế oxi hoá khử của một cặp oxi hoá khử có môi trường tham gia.
Phương trình liên hệ có dạng:
aOx + ne + CH+ bKh + c/2 H2O
0,059 oxh a. H
oxh / kh o oxh / kh
lg
n
Kh b
Ví dụ:
MnO4- + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O
MnO
4
/ Mn 2
o
MnO4 / Mn
2
0,059 MnO 4 . H
lg
5
Mn 2
8
d. Một số ví dụ:
Ví dụ 1: Xét xem thiếc kim loại có thể tan trong dung dịch axit mạnh có nồng
độ =1(mol/l) hay không?
Giải
Qua bảng các thế điện cực chuẩn, ta thấy ở nhiệt độ thường:
Nửa phản ứng: Sn2+ + 2e = Sno có thế điện cực chuẩn ε0 = -0,14 V
Và nửa phản ứng: H+ + e = H2 có thế điện cực chuẩn ε0 = 0,00V
Như vậy, trong pin thiếc - hiđro, điện cực hiđro là điện cực dương và điện cực
thiếc là điện cực âm, nghĩa là Sn chuyển electron sang điện cực Hiđro và pin có
sức điện động:
E0 = 0,00 - (-0,14) = 0,14 V
Sức điện động của pin có giá trị dương ( E > 0 hay G < 0) cho thấy phản
ứng:
Sn + 2H+ = Sn2+ + H2
61
Xảy ra một cách tự phát, nghĩa là thiếc kim loại có thể tan trong axit có nồng
độ 1N.
Khi ghép hai điện cực với nhau, ở điện cực có thế lớn, nửa phản ứng xảy ra
theo chiều thuận và ở điện cực có thế bé, nửa phản ứng xảy ra theo chiều nghịch.
Trong trường hợp pin thiếc - hiđro ta có:
2H+ + 2e = H2
Và: Sn = Sn2+ + 2e
Qua ví dụ này rút ra một kết luận chung: Những kim loại có thế điện cực
chuẩn ε0<0 có thể tan trong dung dịch axit giải phóng hiđro.
Ví dụ 2:
Crom kim loại có thể đẩy được sắt ra khỏi dung dịch của muối sắt (III) hay
không?
Giải
Qua bảng các thế điện cực chuẩn ta thấy:
Nửa phản ứng: Cr3+ + 3e = Cr có thế điện cực chuẩn ε0 = -0,74 V
Và nửa phản ứng: Fe3+ + 3e = Fe có thế điện cực ε0 = - 0,04 V
Vì - 0,04 V > - 0,74V Nên nửa phản ứng thứ hai xảy ra theo chiều thuận và nửa
phản ứng thứ nhất xảy ra theo chiều nghịch:
Cr = Cr3+ + 3e
Fe3+ + 3e = Fe
Hay phản ứng:
Cr + Fe3+ = Fe + Cr3+
Xảy ra, nghĩa là crôm kim loại tan và sắt kim loại được kết tủa vì phản ứng đó
có: E0 = - 0,04 - (- 0,74)= 0,70 V
Vậy: Kim loại có thế điện cực chuẩn bé đẩy được kim loại có thế điện cực
chuẩn lớn hơn ra khỏi dung dịch muối của nó.
IV. Một số thế điện cực
1. Điện cực khí
* Điện cực hidro chuẩn: (Pt) H2/2H+ 1M
Gồm bản Pt có phủ muội Pt nhúng trong dung dịch có chứa ion H+. Khí H2
được thổi vào với áp suất 1 atm và được hấp phụ trên tấm muội Pt.
Trên điện cực xảy ra phản ứng: H2 2H+ + 2e
2
0,059
2H / H o 2H / H2
lg H
2
2
Nếu [H+] = 1mol/l ta có điện cực hyđro tiêu chuẩn ε0(H2/2H+) = 0,00V
Hình 3
Điện cực hidro chuẩn được dùng để xác định thế oxi - hóa khử chuẩn của các
cặp oxi - hóa khử.
62
2. Điện cực oxi - hóa khử
Gồm thanh kim loại trơ như Pt, Au nhúng trong dung dịch chứa đồng thời hai
dạng oxi hóa và dạng khử của một cặp oxi - hóa khử.
Ví dụ:
(Pt)/Fe3+, Fe2+ ; (Pt) / MnO4-, Mn2+, H+
Kim loại trơ đóng vai trò tiếp nhận và chuyển electron giữa hai dạng oxi - hóa
và dạng khử
oxh / kh
o
oxh / kh
0,059 oxh a
lg
Kh b
n
Điện cực oxi hoá khử của sắt:
Fe3+ + e Fe2+
Fe
3
3
0
,
059
Fe
Fe3 / Fe2
lg 2
1
Fe
o
2
/ Fe
Hình 4
V. Sự điện phân
1. Định nghĩa
Sự điện phân là quá trình oxy hóa - khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi cho
dòng điện một chiều đi qua dung dịch chất điện ly hay qua chất điện ly nóng
chảy và có kèm theo sự biến đổi điện năng thành hóa năng.
2. Hiện tượng điện phân:
Để hiểu rõ bản chất sự điện phân, ta quan sát hiện tượng xảy ra khi điện phân
NaCl nóng chảy.
Khi nóng chảy, NaCl phân li thành các ion Na+ và Cl- chuyển động hỗn loạn.
Trong bình điện phân, nếu ta áp đặt vào bình 1 điện trường tức là nối với nguồn
điện một chiều thì các ion không chuyển động tự do mà chuyển động định
hướng: các cation hướng về Catod (cực âm) và các anion về Anod (cực dương).
- Ở Catod:
2Na+ + 1e 2Na ( p/ư Catod)
- Ở Anod:
2Cl- Cl2 + 2e (p/ư Anod)
2Na+ + 2Cl- 2Na + Cl2
hay
2NaCl dpnc
2Na + Cl2
+
Các ion Na và Cl đóng vai trò dẫn điện giữa các điện cực, khí Cl2 thoát ra
khỏi bình điện phân, còn Na nóng chảy bị tách ra ở vùng Catod.
3. Các trường hợp điện phân
a. Điện phân nóng chảy:
63
Điện phân nóng chảy dùng để điện phân một số muối (chủ yếu muối
halogenua), oxit, hiđrôxit của kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm nhằm mục đích
điều chế những kim loại đó và một số phi kim như F2.
Ví dụ 1:
3+
2Điện phân Al2O3:
Al2O3 dpnc
2Al + 3O
Catod:
Al3+ + 3e Al x 4
Anod:
2O2- O2 + 4e x 3
2Al2O3 dpnc
4Al + 3O2
+
Ví dụ 2: Điện phân NaOH:
NaOH dpnc
Na + OH
Catod:
Na + 1e Na
x4
Anod:
4OH O2 + 2H2O + 4e x 1
dpnc
4NaOH
O2 + 2H2O + 4Na
b. Điện phân dung dịch:
Ví dụ: Điện phân dung dịch NaCl, có những quá trình điện hóa nào xảy ra ở
các điện cực?
Cơ sở để giải đáp các vấn đề đặt ra là so sánh các đại lượng thế điện cực của
những cặp oxi hóa - khử tương ứng có khả năng tham gia vào các quá trình oxi
hóa hay khử trên điện cực khi điện phân vì đại lượng thế điện cực đặc trưng cho
khả năng oxi hóa hay khử của các cặp oxi hóa - khử.
Ở Catod: trong quá trình điện phân sẽ diễn ra quá trình khử dạng oxi hóa của
cặp oxi hóa - khử.
Khi có mặt nhiều dạng oxi hóa thì trước hết phải bị khử (+ne) dạng oxi hóa
của cặp oxi hóa - khử nào có khả năng oxi hóa mạnh nhất, nghĩa là có thế điện
cực lớn nhất.
Dạng oxi hóa là các Mn+ và H+ của dung dịch chất điện li
c. Thứ tự phóng điện của các ion trên catod và anôd khi điện phân dung dịch
chất điện li.
Khi điện phân dung dịch chất điện li thì ngoài các ion của chất điện li còn có
ion H3O+ và ion OH- của nước. Các ion này cạnh tranh nhau tham gia vào quá
trình ở điện cực nên sự điện phân xảy ra phức tạp.
ở anod (anod trơ như graphit, Pt, Au..)
Khi điện phân dung dịch có chứa anion gốc axit không có oxi như I-, Br-, Cl-,Fthì anion gốc axit sẽ nhường e trước theo quá trình:
2X- - 2e = X2
Khi điện phân dung dịch có chứa anion gốc axit có oxi: SO42-, NO3-...thì anion
gốc axit không nhường e mà OH- của H2O sẽ nhường e:
6H2O - 4e = O2 + 4H3O+
Thứ tự nhường e ở anot:
SO42-, NO3- ...OH- , F, Cl, Br , I
Không nhường e
Thứ tự nhường e
Ở catod:
64
Khi điện phân dung dịch có chứa các ion kim loại từ Al trở về trước thì ion kim
loại không nhận e mà ion H3O+ của H2O nhận e theo quá trình:
2H2O + 2e = H2 + 2OHKhi điện phân dung dịch có chứa các ion kim loại sau Al thì ion kim loại nhận e
thành kim loại tự do bám vào catod.
Thứ tự nhận e ở catod:
K+ Na+ Ba2+Ca2+ Mg2+ Al3+H3O+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Au3+
Không nhận e
Thứ tự nhận e
Ví dụ: Viết phương trình phản ứng xảy ra khi điện phân dung dịch Na2SO4 với
các điện cực trơ.
Giải
Ta có:
Na2SO4 = 2 Na + + SO422H2O H3O+ + OHCatot(-)
Anot (+)
Na , H2O
SO42-, H2O
2H2O + 2e H2 + 2OH6H2O – 4e O2+ 4H3O+
Phương trình điện phân:
2H2O 2H2 + O2
+
4. Định luật Faraday
m: khối lượng chất thoát ra ở điện cực
(g)
I: cường độ dòng điện (A)
A: khối lượng mol nguyên tử của nguyên tố (g/mol)
t: thời gian (s)
n: số electron trao đổi trong phản ứng ở điện cực
F: hằng số Faraday = 96.500 C/mol
Ví dụ: Tính khối lượng Al thu được ở catod và thể tích khí Clo thu được ở anod
sau khi điện phân 2giờ với cường độ dòng điện 20A khi điện phân nóng chảy
AlCl3.
Giải
Ta có phương trình điện phân: 2AlCl3 dpnc
2Al + 3 Cl2
3+
Catod: Al +3e = Al
Anod: 2Cl- = Cl2 + 2e
27.20.2.3.3600
m
14,43g
Khối lượng Al:
3.96500
m
It
20.2.3600
n
0,746 ( mol )
Số mol Cl2 bay ra:
M n o .F
2.96500
65
Tài liệu tham khảo
1. Hoá đại cương – René DiDier.Dịch từ bản tiếng Pháp.Tập 1+2 GD – 1996;
Tập 3 GD - 1998
2. Hoá học đại cương Tập 1+2 – N.L Glinka ( dịch từ bản tiếng Nga)
3. Cơ sở lý thuyết hoá học phần I – Nguyễn Đình Chi – NXB Giáo dục – 1995
4. Cơ sở lý thuyết hoá học phần II – Nguyễn Hạnh – NXB Giáo dục – 1992
5. Cơ sở lý thuyết hoá học phần bài tập – Lê Mậu Quyền – NXB Giáo dục –
2008
6. Hoá học đại cương ( dành cho sinh viên cao đẳng) – Lê Mậu Quyền – NXB
Giáo dục – 2008
7. Hoá học đại cương và vô cơ – Tập 1 + 2 + 3 – PGS.Hoàng Nhâm - NXB Giáo
dục – 2006
8.Hoá học vô cơ - Lê Mậu Quyền – NXB Khoa học và Kĩ thuật – 2004
9. Bài tập Hoá học vô cơ - Lê Mậu Quyền – NXB Khoa học và Kĩ thuật – 2004
66
Mục Lục
Trang
Phần I: Cấu tạo nguyên tử --------- ------------------------------------------------ 1
Chương I: Cấu tạo nguyên tử -------------------------------------------------------- 1
Chương II: Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn ------------------- 7
Chương III: Liên kết hoá học -------------------------------------------------------- 12
Chương IV: Trạng thái tập hợp của vật chất --------------------------------------- 19
Phần II: Nhiệt động hoá học ------------------------------------------------------- 24
Chương I: Một số khái niệm cơ bản ---------------------------------------------- 24
Chương II: Nhiệt hoá học ------------------------------------------------------------ 27
Chương III: Chiều và giới hạn của quá trình ------------------------------------- 33
Chương IV: Cân bằng hoá học ----------------------------------------------------- 36
Phần III: Động hoá học và điện hoá học ----------------------------------------- 39
Chương I: Tốc độ phản ứng -------------------------------------------------------- 39
Chương II: Dung dịch ----------------------------------------------------------------- 41
Chương III: Dung dịch các chất điện li -------------------------------------------- 46
Chương IV: Axit và Bazo ------------------------------------------------------------ 49
Chương V: Điện hoá học ------------------------------------------------------------ 54
67
- Xem thêm -