Hoahoc

Lý thuyết Hoá vô cơ
AO :atom orbital
MO :moleculer orbital
VB :valence bond
LCAO :linear combination AO
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
1
1- CÁC Số LƯợNG Tử-
GIÁ TRị ĐặC TRƯNG-Ý NGHĨA
Phương trình Srodinger
4 số lượng tử đặc trưng của e
En = - [ ( z -  )2 / n2 ]. [ 22.me4 / h2 ]
Số lượng tử chính n = 1, 2, 3, 4, … xác định năng lượng trung bình của electron
n En electron càng xa hạt nhân thì E càng lớn
n1n2 : thu E
n2 n1: phát E
n đặc trưng cho kích thước của nguyên tử
Số lượng tử phụ l
n,l 2 xác suất có mặt e trong
không gian quanh hạt nhân- hình dạng orbital
l quy định một phần năng lượng

l = 0 , 1 , 2 , 3 , … (n-1) . l đặc trưng cho dạng hình học của các orbital
l = 0 , 1 , 2 , 3
phân lớp s p d f
Mô tả hình dạng các orbital s ,p,d
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
2
Số lượng tử từ ml mang các giá trị : -l,…0…+l
một giá trị của l có ( 2l + 1 ) giá trị của ml
l = 0 ml có 1 giá trị = 0
l = 1 ml có 3 giá trị = -1 , 0 , 1
ml quy định khả năng xoay hướng trong không gian của các orbital
l = 0 Chỉ có 1 orbital s ( orbital viewer )
l = 1 Có 3 orbital px , py , pz ( orbital viewer )
l = 2 Có 5 orbital d ứng với 5 cách xoay hướng trong không gian
( orbital viewer dz2 , dx2-y2 , dxy , dxz , dyz )
Số lượng tử spin ms =  ½
Các e cùng giá trị n tạo thành 1lớp
Các e cùng giá trị n , l tạo thành1 phân lớp
Các e cùng giá trị n , l , ml tạo thành 1 orbital (ô lượng tử )
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
3
2- CÁC NGUYÊN LÝ , QUY TắC
2.1-Nguyên lý loai trừ Paulin : Trong 1 nguyên tử không có 2 electron
có cùng chung 4 số lượng tử 3 hệ quả
- Số e trong 1 orbital là 2 e có spin ngược dấu
Số e tối đa trong 1 phân lớp : trong 1 phân lớp
c ó ( 2l + 1 ) orbital do đó
có 2 ( 2l + 1 ) e
Số e tối đa trong 1 l ớp =Σ2.(2l + 1)= 2 + 6 + 10 +…+
2 [2( n – 1 ) + 1 ]
cấp số cộng n số hạng, công sai d = 4 .Theo công thức tính tổng
cấp số cộng Sn = (n / 2) [ 2u1 + ( n – 1 ).d ]
= (n / 2) [ 4 + ( n – 1 ). 4 ] = 2.n2
2.2- Nguyên lý bền vững : trạng thái năng lượng thấp
Quy tắc kleckowski : trong nguyên tử nhiều e chúng được xắp xếp
sao cho tổng (n + l ) ngày càng tăng . Khi tồng đó bằng nhau thì
n nhỏ xếp trước n lớn xếp sau
(đưa dãy phân mức năng lượng để giải thích )
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
4
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5 p 6s 4f 5d 6p7s
1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7
2.3- Quy tắc Hund : các e xắp xếp vào các orbital sao cho tổng spin lớn nhất
Ví dụ Z = 6 , 8 , 9
C O F Xét các khả năng xắp xếp vào các orbital
Ví dụ Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 không bền, chuyển thành
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s13d5
 phải có thêm đại lượng số hạng quang phổ
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
5
Trạng thái lượng tử của các nguyên tử được xác định bằng trạng thái
lượng tử của các e .
Trong các nguyên tử không nặng lắm thì
tương tác chủ yếu là tương tác của các mô men orbital li của các e
đ ể tạo thành mô men orbital tổng L của các nguyên tử
Tương tự các mô men spin si của các e tương tác với nhau taọ mô men spin tổng S của các nguyên tử
L và S tương tác với nhau tạo mô men động lượng toàn phần J của nguyên tử
L : Số lượng tử orbital của nguyên tử
L = 0 , 1 , 2 , 3 , 4 , 5 tương ứng với các trạng thái
S P D F G
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
6
S : có thể chấp nhận giá trị = 0 bằng các số nguyên
hoặc = ½ số nguyên
J : Số lượng tử nội của nguyên tử có thể chấp nhận
giá trị  0
Số hạng Roxen- xondoc : là hệ LSMLMS
Hệ có n electron ML = Σ ml L =lMLl
MS = Σ ms S = lMSl. L mang các giá trị từ L -L
S mang các giá trị từ S  -S
Tính J theo 3 quy tắc hund :
1- Trạng thái có trị số S cực đại có năng lượng thấp nhất
2- Với cùng trị số S trạng thái có L cực đại có năng lượng thấp nhất
3- Với cùng trị số L và S :
- Nếu số e  nưả bão hoà thì J = L – S ứng với năng lượng thấp nhất
- Nếu số e  nưả bão hoà thì J = L + S ứng với năng lượng thấp nhất
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
7
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
8
Kí hiệu số hạng quang phổ nguyên tử 2S +1 LJ
2S + 1 : Độ bội quang phổ là số những mức năng lượng , ứng với mỗi giá trị của J có 1 mức năng lượng
cho biết số e độc thân trong 1 nguyên tử
= (độ bội quang phổ - 1)
- cho biết có bao nhiêu giá trị của J
- cho biết vạch quang phổ kép bị tách ra làm bao nhiêu vạch trong điện trường
V í d ụ : C : 1s2 2s2 2p2
Tính cho 3 khả năng
px py :MS = ±1 S = 1 ; ML = - 1
L = 1
px pz : S = 1 ; ML = 0 L = 0 Loại theo hund-2
py pz : S = 1 ; ML = + 1 L = 1 Trang thai P
J = L – S = 0  số hạng quang phổ nguyên tử của C là 3P0

Tương tự
 số hạng quang phổ nguyên tử của N là 4S3/2
 số hạng quang phổ nguyên tử của O là 3P2
 số hạng quang phổ nguyên tử của F là 2P3/2
 số hạng quang phổ nguyên tử của Ne là 1S0
Nhận xét : Từ p1 … p3 ; d1…d5 ; f1…f7 điền độc thân lần lượt từ trái sang phải hoặc ngược lại
Từ p4…p6 ; d6…d10 ; f8…f14 ghép đôi lần lượt từ trái sang phải hoặc ngược lại
Ví dụ : 24 Cr số hạng quang phổ nguyên tử 7S3
Trường hợp sớm nửa bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d4
 ns1 (n-1) d5
sớm bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d9 ns1 (n-1)d10
Trường hợp vội vã bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d8 ns0 (n-1) d10
Các bước tiến hành :
- viết cấu hình e bình thường
- kiểm tra e độc thân qua số hạng quang phổ
- viết theo số e độc thân của số hạng quang phổ theo
hiện tượng sớm nửa bão hoà…
tính để kiểm tra lại số hạng quang phổ
Tương tự làm cho 42Mo 7S3 ; 74 W 5D0
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
9
Bài tập : viết cấu hình e
Xac định vị trí trong bảng tuần hoàn các nguyên tố: ô, chu kỳ, nhóm A (hoặc B)
các nguyên tử : 20 1S0
21 2D3/2 ; 22 3F2 ; 23 4F3/2
25 (Mn) 6S5/2 ; 26 5D4 ; 27 4F9/2
28 3F4
29 (Cu) 2S1/2 ; 46 1S0 ;
47 (Ag) 2S1/2
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
10
4- Định luật tuần hoàn
Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học
4.1- Tại sao có hiện tượng tuần hoàn
Tính chất các chất phụ thuộc 2 yếu tố
- số e các lớp ngoài và chủ yếu là lớp ngoài cùng
- năng lượng liên kết của các e bên ngoài với hạt nhân
V í d ụ : Z = 11 , 19 . Z = 35 , 53 viết cấu hình e có sự lập lại tính chất
lập lại - nêu một số tính chất giống nhau của nhóm IA và nhóm VIIA
4.2- Tại sao có chu kỳ
Chu kỳ bao gồm các nguyên tố có cùng trị số n . Chu kỳ mở đầu ns1
kết thúc ở np6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s
Ck 2 ck 4 ck 6
mỗi khi xây dựng một lớp e mới lại xuất hiện một chu kỳ mới
4.3- Nhóm : tập hợp các nguyên tố có số e hoá trị dương bằng nhau và
Bằng số nhóm
E hoá trị là những e c ó khả năng tham gia vào việc hình thành các liên
kết hoá trị , những e nằm ngoài cấu hình bão hoà hoặc giả bão hoà
thoả mãn cấu hình S = 2n2 là bão hoà . Không thoả mãn là giả bão hoà
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
11
Ví dụ : Z = 15, 17, 35 e hoá trị nằm ngoài cấu hình
bão hoà
Z = 19, 25, 26, 53, 56 e hoá trị nằm ngoài cấu hình
giả bão hoà
Nhóm A : gồm các nguyên tố có phân mức năng lượng cao nhất là s v à p . số e hoá trị của nhóm A = số e lớp
ngoài cùng
V í d ụ : Z = 20, 35, 56
Nhóm B : gồm các nguyên tố có phân mức năng lượng cao nhất là d v à f. Số e hoá trị bằng số e lớp ngoài cùng + s ố e lớp sát ngoài cùng chưa bão hoà
V í d ụ : 26, 47, 25
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
12
5- Sự biến thiên tuần hoàn
một số tính chất quan trọng
5.1- Tính kim loại , phi kim
5.1.1- Năng lượng ion hoá
năng lượng cần thiết để tách e ra khỏi nguyên tử tự do ở trạng thái
không kích thích
H – 1e = H+ - 13,6 ev
1ev. N = 23 kcal/ mol
H – 1e = H+ - 312 kcal
M – 1e = M+ - I1
M+ - 1e = M2+ - I2
M2+ - 1e = M3+- I3 năng lượng ion hoá thứ ba
M -3e = M3+ - ( I1 + I2 +I3 )
Khi hệ có  1e Năng lượng ion hoá I được xác định bằng công thức
I = ( Z-  )2. IH/ n2
Xác định hằng số chắn  theo 2 phương pháp
- Phương pháp thực nghiệm :
biến đổi từ biểu thức trên  = Z- n.(I / IH )1/2 ( I, IH )đã được
xác định bằng thực nghiệm

9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
13
bằng lý thuyết
- Theo quy tắc sletter :  phụ thuộc
+ tỷ lệ thuận với số e
+ vị trí của e trong nguyên tử
+ sự đối xứng của các orbital
+ e độc thân hay ghép đôi
Quy tắc : các e được chia làm các nhóm nsp ; ndf ; 1s .
Khi tách e ở nsp
mỗi e trong cùng nhóm nghiên cứu góp hợp phần  = 0,35. Mỗi e ở lớp
sát bên trong góp hợp phần  = 0,85 . Mỗi e ở bên trong nữa và sâu hơn
nữa góp hợp phần  = 1
Khi tách e ndf mỗi e trong cùng lớp nghiên cứu góp hợp phần  = 0,35
các e còn lại bên trong đều góp hơp phần  = 1
Khi tách e 1s thì e còn lại góp hợp phần  = 0,3
Các e ở lớp ngoài lớp e nghiên cứu thì không có ảnh hưởng gì
Tổng phần chắn của các e trừ e nghiên cứu là hằng số chắn e
trong nguyên tử đó
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
14
Ví dụ 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
-Tách e thứ nhất:
+ tách 4s
 = 1. 0,35 + 14. 0,85 + 10. 1 = 22,25
I = ( Z-  )2 . IH / n2
= ( 26 – 22,25 )2. IH / 42 = 0,88IH
+Tách 3d
 = 5.0,35 + 18.1 = 19,75
I = ( 26 – 19,75 )2 .IH / 32 = 4,34IH  khi tách e thứ nhất sẽ tách ở 4s
- Tách e thứ hai :
+ tách 4s   = 21,9
I = 1,05 IH
+ tách 3d . Kết quả tương tự trên khi tách e thứ hai sẽ tách ở 4s
- tách e thứ ba :
+ tách 3d kết quả tương tự trên
+ tách 3p
 = 7. 0,35 + 8. 0,85 + 2.1 = 11,25
I = 23,79 IH  khi tách e thứ ba sẽ tách ở 3d
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
15
cấu hình e của Fe2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s03d6
cấu hình e của Fe3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s03d5
Tương tự xét cho 24 Cr số hạng quang phổ 7S3
25 Mn số hạng quang phổ 6S5/2
29 Cu số hạng quang phổ 2S1/2
47 Ag số hạng quang phổ 2S1/2
Viết cấu hình e nguyên tử , cấu hình e các ion Cr2+ , Cr3+ , Mn2+ , Mn3+ , Cu+ , Cu2+ , Ag+ , Ag2+ trên cơ sở tính năng lượng ion hoá I
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
16
Sự biến đổi I theo chiều chu kì
H He
13,6 24,6
Li Be B C N O F Ne
5,39 9,32 8,30 11,26 14,53 13,61 17,42 21,50 ev
Max Min Max Min
Nói chung từ đầu đến cuối chu kì I tăng dần nhưng không đơn điệu đều xuất hiện 2 cực đại phụ và 2 cực tiểu phụ
Vẽ đồ thị I – Z cho chu kì 2
Vẽ đồ thị I – Z cho các chu kì
Xét bán định lượng theo biểu thức I = ( Z -  )2 . IH / n2
Theo chiều chu kì Z tăng 1 đơn vị  tăng 0,35 ,( z- σ ) tăng
n = constan I tăng
Tính kim loại giảm
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
17
Sự biến đổi I theo chiều nhóm A
Xét sự biến đổi ( Z -  ) của các cặp
11Na và 19K ; 20Ca và 38Sr ; 12Mg và 20Ca ; 8O và 16S
24Cr và 42Mo MSMLMS đều 7S3 : Không đổi
4Be và 12Mg tăng 6.0,15 = 0,9 đơn vị
Theo công thức tính I theo chiều nhóm A giá trị ( Z -  ) = constan hoặc tăng 0,9 đơn vị
n tăng 1 đơn vị  I giảm , tính kim loại tăng
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
18
5.1.2- Ái lực với e ( E )
Là năng lượng toả ra hay thu vào khi 1 nguyên tử ở trạng thái tự do , không kích thích nhận e dể tạo thành ion âm
với các phi kim mạnh nguyên tử nhận e toả năng lượng lớn
F Cl Br I
3,62 3,82 3,54 3,24 ev
Khả năng nhận e Cl  F
Tính fi kim F  Cl ( khả năng hoạt động hoá học )
Phân biệt tính phi kim và khả năng nhận e của phi kim
Dựa vào chu trình born- haber :
½ Cl2 (K) + e  Cl-aq Hqt
Hlk  Hh
ClK E Cl-K
Theo hetx : Hqt = Hlk + E + Hh
Hqt đặc trưng cho khả năng hoạt động hoá học
E đặc trưng cho khả năng nhận e
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
19
Phân biệt tính kim loại và khả năng nhường e của kloại
Dựa vào chu trình born- haber
Na(r)  Na+(aq) Hqt
Hhl 
Nal  Hml
Hbh 
Nak I Na+K
Theo hetx : Hqt = Hhl +Hbh + I + Hml
Hqt đặc trưng cho khả năng hoạt động hoá học của kim loại
I đặc trưng cho khả năng nhường e của kim loại
Xác định E theo chu trình Born- haber
Na(r) + ½ Cl2(K)  NaCl(r) Hqt
Na(r) Na(l) Na(k) Na+(k) Hhl + Hbh + I
½ Cl2(K)  Cl (K)  Cl- (K) Hlk + E
Na+(k) +Cl- (K)  NaCl(r) Hml
Hqt = Hhl + Hbh + I + Hlk + E + Hml ( 1 )
Các đại lượng trong ( 1 ) đều biết từ thực nghiệm trừ E
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
20
5.2- Độ âm điện
Là đại lượng đặc trưng cho khả năng của 1 nguyên tử trong phân tử hút e về phía mình ( I và E xét trong nguyên tử tự do , không kích thích )
5.2.1- Phương pháp xác định độ âm điện theo paulin
Dựa vào dữ kiện năng lượng liên kết
 = EAB – ½ [ EA-A + EB-B ]
EA-B năng lượng liên kết của phân tử A-B
EA-A năng lượng liên kết của phân tử A-A
EB-B năng lượng liên kết của phân tử B-B
Đưa khái niệm
Tính hiệu ứng nhiệt theo năng lượng liên kết
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
21
Khi  = 0 nghĩa là trong phân tử A-B : A và B hút e về phía mình với mức độ như nhau
Khi   0 trong phân tử A-B hoặc A hoặc B hút e về phía mình mạnh hơn độ âm điện của A và B khác nhau
Phương trình kinh nghiệm xA – xB = 0,208
Từ HF : chọn xH = 2,1  xF = 4
Từ CsF: có xF = 4  xCs = 0,7…
Hiện đang dùng thang độ âm điện của paolin
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
22
5.2.2- Phương pháp Maliken :
Nếu A + B  AB có 2 khả năng  A+ B- ( 1 )
 A- B+ ( 2 )
Nghiên cứu sự biến đổi năng lượng theo ( 1 )
IA – EB : năng lượng phải tiêu tốn
Nếu theo ( 2 ) :
IB – EA: năng lượng phải tiêu tốn
Giả sử ( 1 ) xảy ra  IA – EB  IB – EA
 IA + EA IB + EB
Độ âm điện của A Độ âm điện của B
Độ âm điện của nguyên tố = tổng năng lượng ion hoá và ái lực với e
X = I + E
XLi = 5,39 + 0,54
XF = 17,41 + 3,62
Nếu coi xLi = 1  xF = 4 sẽ trùng với thang của paolin
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
23
5.3- Bán kính nguyên tử , bán kính ion
5.3.1- Bán kính nguyên tử
Do bản chất sóng của các e  không thể nói bán kính nguyên tử , bán kính ion một cách nghiêm ngặt và cũng không thể tách riêng 1nguyên tử và ion để đo bán kính
Thể tích mol V = A / d
Thể tích 1 nguyên tử V = M / d.6,023.1023
nếu coi mỗi nguyên tử như 1 khối cầu thì chúng chỉ chiếm khoảng 74 thể tích1 mol nguyên tử  V = M. 0,74 / d. 6,023. 1023
Thể tích khối cầu V = 4..r3  r = Bán kính gắn liền với kiểu liên kết : bán kính cộng hoá trị bằng nửa khoảng cách giữa 2 hạt nhân trong phân tử đơn chất liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị đơn
Xác định d qua tính toán : Trình bày bài toán phân tử H2 theo thuyết VB
Sơ đồ E – r (anstron ) khi 2e có spin cùng dấu và khác dấu
Sự phân bố mật độ e khi 2e có spin cùng dấu và khác dấu
Khi đo được d trong phân tử H2  r = d /2
 rH2 = d /2 = 0,53
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
24
Công thức tính gần đúng
r = .n2 /Z - 
 : hằng số
n : số lượng tử chính
Z : điện tích hạt nhân
 : hằng số chắn
giải thích sự biến thiên r theo chiều chu kì và chiều nhóm A qua công thức
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
25
5.3.2- Bán kính ion
Khó xác định hơn bán kính của nguyên tử
- Phương pháp Gonsmit : Có phân tử A+ B- . Độ phân cực của ion tỷ lệ với r3 . Chọn 2 nguyên tử có  như nhau
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 9F 1s2 2s2 2p5
Na+ 1s2 2s2 2p6 3s0 F- 1s2 2s2 2p6
R như nhau đo d sau đó chia 2
biết Na+  Cl- trong dNaCl
biết Cl-  Cs+ trong dCsCl
- theo paolin
r =  . n2 / z - 
rNa+ + rCl- = d ( 1 )
rNa+ = .n2 / 11 - 
rCl- = .n2 / 9 -   rNa+ / rCl- = 9 -  / 11 -  ( 2 )
giải hệ  rNa+ và rCl- .Kết quả paulin và gonsmit như nhau
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
26
5.4- Hoá trị
Là đại lượng đặc trưng cho khả năng nguyên tử của 1 nguyên tố tạo thành 1số liên kết hoá học nhất định – hoá trị là độ đo liên kết hoá học . Hoá trị gắn liền với kiểu liên kết
Hoá trị trong liên kết ion được xác định bằng số oxyhoá của ion trong phân tử chất đó . Ví dụ trong NaCl : Na điện hoá trị 1, Cl điện hoá trị 1
trong AlCl3 : Al điện hoá trị 3, Cl điện hoá trị 1
Hoá trị trong liên kết cộng hoá trị được tính bằng số liên kết - số cặp e dùng chung – Khái niệm hoá trị theo VB : số e độc thân ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích . Ví dụ
11Na 12Mg 13Al 6C 15P 16S 17Cl
I II III II,IV III,V IV,VI I,III,V,VII
Viết cấu hình e mô tả e độc thân ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
27
Chú ý : hoá trị cao nhất bằng số nhóm chỉ đúng từ chu kì 3
N ở chu kì 2 chỉ có hoá trị tối đa là IV – không có trạng thái kích thích
Mô tả sự xen phủ các orbital thuần khiết, hoá trị của các nguyên tố
s-s H2
s-p HCl
p-p Cl2 , N2
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
28
Sự lai hoá các orbital sp, sp2, sp3 và sự xen phủ các orbital, hoá trị
của các nguyên tố trong các phân tử tương ứng
- BeCl2, BeF2, CO2: lai hoá sp
-SO2 , SO3 , NO2, N2O4, N2O5, HNO3; HNO2: lai hoá sp2
- P2O5, H3PO3, H3PO4, , H2CO3, CO32-, NH3 , H2O , H2S, H2SO3, H2SO4
NH4+, H2S2O8, H2S2O3 : lai hoá sp3
Số oxyhoá là hoá trị mang tính hình thức : trình bày các quy ước về số oxyhoá…
Kẻ bảng sự biến thiên số oxyhoa + và – theo chiều chu kì : từ nhóm IV trở đi có nhiều trạng thái oxyhoa theo quy luật : số oxyhoa + cao nhất bằng số nhóm
số oxyhoa - thấp nhất bằng số nhóm trừ 8
-Các nguyên tố ở nhóm B không theo quy luật trên : ví dụ
Nhóm VIII : 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ở trạng thái kích thích cặp e ở 4s chuyển sang độc thân ở 4p – có 6 e độc thân – hoá trị VI
44Ru 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d6 ở trạng thái kích thích cặp e ở 5s chuyển sang độc thân ở 5p , cặp e ở 4d chuyển sang độc thân ở 4f – có 8e độc thân – hoá trị VIII
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
29
5.5- Sự biến thiên tính axit-bazơ của các hydroxyt
Chu kì 3
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7
HAlO2.H2O H2SiO3.H2O H3PO4.H2O H2SO4.2H2O HClO4.3H2O
Bz m bz yếu lưỡng tính ax yếu ax yếu ax mạnh ax mạnh nhất
Tính bazơ giảm , tính axit tăng dần . Giải thích qua 3 đại lượng
5.5.1- Độ phân cực của liên kết
Trong 1dung môi phân cực liên kết càng phân cực – mô men lưỡng cực  càng lớn thì chúng càng dễ bị tác dụng của các mô men lưỡng cực của các phân tử dung môi, do đó liên kết càng có nhiều khả năng bị tách
NaHSO4  Na+ + HSO4-
HSO4-  H+ + SO42-
Liên kết Na-O phân cực hơn  phân ly hoàn toàn trong H2O
Liên kết H-O kém phân cực hơn  Điện ly thuận nghịch
Liên kết S-O rất kém phân cực  không điện ly
Na-O  H-O  S-O
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
30
NaCl độ bền  SCl6 nhưng trong dung dịch NaCl điện ly hoàn toàn SCl6 không điện ly  nói chính xác hơn : Trong dung môi phân cực thì liên kết nào càng phân cực thì càng có nhiều khả năng bị phân ly
Độ phân cực của liên kết chủ yếu phụ thuộc vào hiệu số độ âm điện
Xét phân tử M-O-H xét vào liên kết M-O
x =  xO – xM 
Theo chiều chu kì xM tăng
 x giảm do đó tính bazơ giảm dần
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
31
Căn cứ vào độ phân cực của liên kết để tính  ion
 ion 46-47 : hợp chất lưỡng tính
Càng lớn hơn thì càng bazơ
Càng nhỏ hơn thì càng axit
H2SO4 tinh ax  HNO2
( ion 15  7 )  so sánh dựa vào  ion là tương đối
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
32
5.5.2- Độ bền liên kết
M-O-H liên kết O-H trong một loạt các hydroxyt gần giống nhau  phải xét độ bền của liên kết M-O .Nếu là liên kết ion thì dùng mô hình cotxen
Na-O-H
-Ca-O-H coi các ion là những quả cầu cứng . Nếu liên kết không phải là ion thì coi liên kết là ion sau đó bổ xung bằng sự phân cực hoá ion, sự phân cực hoá ion làm giảm tính chất ion
và làm tăng tính chất cộng hoá trị của liên kết
MOH  M+ + OH- tách kiểu bazơ tương ứng với lực tách Fb
MOH  H+ + MO- tách kiểu axit tương ứng với lực tách Fa
Fa  Fb tách kiểu bazơ
Fb  Fa tách kiểu axit+
Xét lực tách kiểu bazơ Fb = q(+) . q(-) .e2 /  ( rM+ + rO2- )2
Xét theo chiều chu kì : q(-) , e , rO2- , = constan
q(+) tăng, rM+ giảm  Fb tăng  tính bazơ giảm
tính axit tăng
Xét theo chiều nhóm A : q(+), q(-), e, rO2-,  = constan
rM+ tăng  Fb giảm
 tính bazơ tăng, tính axit giảm
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
33
5.5.3- Sự phân cực hoá ion
Trong dung dịch hay trong tinh thể các ion không ở trạng thái cô lập mà được bao quanh bởi các ion khác – như 1bảng tụ điện  các ion bị phân cực- hiện tượng đó được gọi là sự phân cực hoá ion . Sự phân cực hoá ion có tác dụng 2 chiều :
- Bị động - đặt anion cạnh cation, anion có bán kính lớn  lớp vỏ dễ bị biến dạng – đó là tác dụng bị động và được đo bằng độ biến dạng, cũng được gọi là độ phân cực của anion ( khác với độ phân cực của liên kết M-O ). R anion càng lớn càng dễ bị biến dạng. Cation có r nhỏ  không để ý đến độ phân cực hoá của cation  trong sự phân cực hoá ion không nói đến sự biến dạng của cation
-chủ động : tác dụng phân cực hoá chủ yếu chú ý tới cation làm phân cực hoá anion, tác dụng này được biểu thị bằng công thức
Ep = .Zc2.e2 / rc4
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
34
Ep = .Zc2.e2 / rc4
Zc điện tích của cation
rc bán kính của cation
 độ phân cực, đặc trưng cho đối tượng mà cation đó phân cực
(  khác nhau với M-O và M-S )
kết quả của sự phân cực hoá ion :
làm giảm độ phân cực của liên kết , làm tăng độ bền của liên kết .
Giải thích sự biến thiên Ep theo chiều chu kì và nhóm A
-chiều chu kì : ,e = constan
ZC tăng, rC giảm  Ep tăng, làm giảm độ phân cực của liên kết
làm tăng độ bền của liên kết  tính bazơ giảm, tính axit tăng
-chiều nhóm A : ,e,zC = constan
rC tăng  Ep giảm  làm tăng độ phân cực của liên kết, làm giảm độ bền của liên kết  tính bazơ tăng , tính axit giảm
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
35
5.6- Ảnh hưởng của các trạng thái oxyhoa khác nhau đến tính axit, bazơ của các hydroxyt của 1 nguyên tố
HClO HClO2 HClO3 HClO4 Tính axit tăng
Ax hypoclorơ Ax clorơ Ax cloric Ax pecloric
Xét H-O-Cl giải thích tính axit tăng theo chiều từ trái qua phải theo 3 đại lượng : độ phân cực của liên kết , độ bền liên kết và độ phân cực hoá ion
Khi trạng thái oxyhoa tăng thì độ âm điện tăng  x = xO – xCl giảm   giảm (Tính bazo giảm), tính axit tăng
Theo độ bền liên kết –
lực tách kiểu bazơ Fb = q(+) . q(-) .e2 /  ( rM+ + rO2- )2
từ trái sang phải q(-), e, , rO2- = constan
q(+) tăng, rM+ giảm  Fb tăng  (Tính bazo giảm)tính axit tăng
Theo độ phân cực hoá ion Ep = .Zc2.e2 / rc4
từ trái sang phải , e = constan
zC tăng , rC giảm  Ep tăng  làm giảm độ phân cực của liên kết, làm tăng độ bền của liên kết (Tính bazo giảm) tính axit tăng
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
36
5.7- Tính chất hydrua
Chu kì 2 nhómVA nhómVIA VIIA
LiH BeH2 ( BH3)2 CH4 NH3 pK =35 H2O 14 HF 3
H2S 7 HCl -7
H2Se 4 HBr -9
H2Te 3 HI -10
Lấy CH4 làm chuẩn : bên trái - từ trái sang phải tính axit tăng
bên phải -từ trái sang phải tính axit tăng
( khi tính phi kim tăng )
Theo chiều nhóm A : từ trên xuống tính axit tăng ( khi tính phi kim giảm )
 cái gì quy định tính axit  tính axit và sự liên quan giữa tính axit
với tính phi kim
Giải quyết vấn đề : trong dung dịch nước
HXaq  H+aq + X-aq G0  0 khi G0 càng âm thì quá trìng càng dễ xảy ra
và tính axit càng mạnh . S của 4 quá trình này đêu âm  so sánh các H của các phản ứng
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
37
HXaq  H+aq + X-aq H0pu
H0bh H0h(H) H0h(X)
H+K X-K
H0pl IH E
HXK  HK + XK

Theo hetx và theo chu trình Bonr-haber ở trên ta có :
H0pu = H0bh + H0pl + IH + H0h(H) + E + H0h(X)
0 0 0 0 0 0
9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
38
H0pl độ bền của hydrua
E tính phi kim ( chính xác hơn là khả năng nhận e )
-Theo chiều chu kì H0pl không lệch nhau nhiều
E khác nhau nhiều : càng phi kim khả năng nhận e càng lớn  E càng âm – năng lượng toả ra càng lớn  H0pu càng âm
 tính axit càng tăng
-Theo chiều nhóm A : E không khác nhau nhiều
Khi so sánh trong 4 yếu tố của phương trình trên quan trọng là
H0pl khác nhau nhiều
HF  H0pl = 140 E = 3,63.23 = 83
HI H0pl = 71 E = 3,24.23 = 74
Theo chiều nhóm A : H0pl giảm  H0pu giảm  tính axit tăng









9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
39
HNO3
N lai hóa sp2
Tham gia phản ứng trao đổi: các ví dụ , viết phản ứng…
Tham gia phản ứng oxyhoa-khử : các trạng thái oxyhoa của nitơ
-3 0 +1 +2 +4 +5
NH3 N2 N2O NO NO2 HNO3
Kh ox
Tác dụng với M M lên hóa trị max + 5 trường hợp :NO2- khímàunâu;
NO khí không màu hóa nâu trong kk
N2O khí không màu không cháy, nặng hơn kk
N2 khí không màu không cháy, nhẹ hơn kk
NH4+ dung dịch + OH-  NH3 mùi khai – ví dụ
Tác dụng với fi kim : C CO2
P  H3PO4
S  H2SO4 + 5 trường hợp
Tác dụng với hợp chất mà kim loại ở trạng thái hóa trị thấp : các hợp chất của Fe2+; các hợp chất Cu+; các hợp chất của 2 ion trên vói S-; S2-. Ví dụ

9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
40
H2SO4 đặc
S lai hóa sp3
Tham gia phản ứng trao đổi: các ví dụ , viết phản ứng…
Tham gia phản ứng oxyhoa-khử: Các trạng thái oxyhóa của lưu huỳnh
-2 0 +4 +6
H2S S SO2 H2SO4
Khử oxyhoa
Tác dụng với kim loại :  M lên hóa trị max + 3 trường hợp
SO2 khí mất màu dung dịch Br2
S chất rắn màu vàng
H2S khí mùi trứng thối
Tác dụng với fi kim …
C CO2 ; P  H3PO4 ; S SO2
Tác dụng với hợp chất mà kim loại ở trạng thái hóa trị thấp :
các hợp chất của Fe2+; các hợp chất Cu+;
các hợp chất của 2 ion trên vói S-; S2-. Ví dụ .
chú ý S  SO2

9/18/2010
Lý thuyết Hóa vô cơ
41