Slides Bài giảng hóa đại cương full by Dạy Kèm Quy Nhơn Official

Chương I

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

Chương I. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ I.

NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGTỬ

II.

SƠ LƯỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

III.

CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

IV.

NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON

I. NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ 1.

Nguyên tử

Quang phổ nguyên tử

1. Nguyên tử Teân

Kyù hieäu

Khoái löôïng (kg)

ñvklnt

Ñieän tích (C)

Töông ñoái ñ/v e

Ñieän töû

9,1095.10-31 5,4858.10-4 –1,60219.10-19

–1

Proton

1,6726.10-27

1,007276

+1,60219.10-19

Neutron

1,6745.10-27

1,008665

2. Quang phổ nguyên tử Quang phổ liên tục của ánh sáng trắng

White light passed through a prism produces a

spectrum – colors in

continuous form.

Quang pháť&#x2022; váşĄch (Line Spectra) Light passed through a prism from an element produ Line Spectra ces a

discontinuous spectrum of specific colors

Quang phổ phát xạ ngtử

(atomic emission spectra)

N2 spectrum (with tube)

II. SƠ LƯỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1.

Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898)

Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford (1911)

Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913)

Mẫu nguyên tử của Sommerfeld

Niels Bohr

J. J. Thomson

Rutherfordâ&#x20AC;&#x2122;s Interpretation

III. CẤU TRÚC LỚP VỎ e NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 1.

Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô

Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử

Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử

1. Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô Các chất vi mô có cả tính chất hạt và tính

chất sóng Bản chất hạt: m, r và v xác định. Bản chất sóng: λ.

Hệ thức L. de Broglie:

h λ= mv

L. de Broglie (1892--1987) (1892

Ví dụ Đối với electron:

Đối với hạt vĩ mô:

• m = 9,1.10-28g

• m = 1g

• v = 108cm/s ~

• v = 1cm/s

1000km/s

• λ = 6,6.10-27cm

• λ = 7,25.10-8cm

2. Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử a.

Nguyên lý bất định Heisenberg (1927)

Khái niệm đám mây electron

a. Nguyên lý bất định Heisenberg Không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô.

ℏ h ∆x.∆v ≥ = m 2πm

Ví dụ: đối với electron

v = 108 ± 108 cm/s −27 0 h 6.625×10 −8 ∆x ≥ = = 1.16×10 cm = 1.16 A − 28 8 2πm∆v 2 × 3.14× 9.1×10 ×10 → Khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian.

Werner Heisenberg

b. Khái niệm đám mây electron Không thể dùng khái niệm quỹ đạo CHLT: khi CĐ xung quanh hạt nhân, e đã tạo ra một vùng không gian mà nó có thể có mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau. Vùng không gian = đám mây e: mật độ của đám mây ∼ xác suất có mặt của e. CHLTQuy ước: đám mây e là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt của e. Hình dạng đám mây - bề mặt giới hạn vùng không gian đó.

3. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử a.

Phương trình sóng Schrödinger

Bốn số lượng tử

Số lượng tử chính n

Số lượng tử phụ

Số lượng tử từ ml

Số lượng tử spin ms

Số lượng tử chính n và các mức năng lượng

Xác định:

Trạng thái năng lượng của electron Kích thước trung bình của đám mây electron

2 2 me 4 Z Z E = − 2 2 2 Z 2 = −2,18.10 −18 2 J = −13.6 2 eV 8ε 0 n h n n

a 0 n  1  l (l + 1)   r= 1 + 1 −  2  Z  2 n  2

Giá

trị: n = 1, 2, 3, …, ∞

Các mức năng lượng n

… +∞

Mức năng lượng

…

E∞

• Emin - mức cơ bản hc ∆ E = E − E = kt cb • E>min - mức kích thích λ Quang phổ nguyên tử • Quang phổ của các ngtử là quang phổ vạch. • Quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trưng Lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n n Lớp e

1 K

2 L

3 M

4 N

5 O

6 P

7 Q

Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây e Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1)→ (1) n có (n) l Xác định: • E của đám mây trong nguyên tử nhiều e: l ↑ E↑ • Hình dạng đám mây electron Phân lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n và l

Phân lớp e

→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…

Số lượng tử từ ml và các AO Giá trị: ml = 0, ±1, …, ±l → Cứ mỗi giá trị

của l có (2l + 1) giá trị của ml . Xác định: hướng của đám mây trong không gian: Mỗi giá trị của ml ứng với một cách định hướng của đám mây electron Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng tử n, l, ml được gọi là orbitan nguyên

tử (AO). Ký hiệu:

Hรฌnh: cรกc AO p, d

Số lượng tử spin ms

Xác định: trạng thái chuyển động riêng của e – sự tự quay quanh trục của e. Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch kim đồng hồ. Mỗi tổ hợp n,l, ml ms tương ứng 1e.

IV. NGUYÊN TỬ NHIỀU e 1.

Trạng thái năng lượng của e trong nguyên tử nhiều e.

Các quy luật phân bố e vào ngtử nhiều e.

Công thức electron nguyên tử.

Ví dụ: N 1s22s22p3

1. Tthái E của e trong ngtử nhiều e

Giống e trong nguyên tử 1e:

Được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, ml ms

Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hg của các AO

Khác nhau giữa nguyên tử 1e và nhiều e:

Năng lượng: phụ thuộc vào cả n và l

Lực tương tác:

+ lực hút hạt nhân – e + lực đẩy e – e.

→ Xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập

Hiệu ứng chắn

các lớp electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực hút của hạt nhân đối với các electron bên ngoài.

Hiệu ứng chắn tăng khi:

số lớp electron tăng

số electron tăng

Hình: Hiệu ứng chắn Z

Z Z’ = Z - S

Hiệu ứng xâm nhập

ngược lại với hiệu ứng chắn: Khả năng xâm nhập giảm khi n và l tăng

→ Thứ tự năng lượng của các phân lớp trong ngtử nhiều e: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d

2. Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e. a.

Nguyên lý ngoại trừ Pauli

Nguyên lý vững bền

Quy tắc Hund

Quy tắc Klechcowski

a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli Trong 1 ngtử không thể có 2e có cùng 4 số lượng tử. → Một AO chứa tối đa 2e có spin ngược dấu. Lớp Giá Phân số f.lớp Gía trị trị l lớp n trg lớp n ml 1 0 1s 1 0 2

1 0 1 2

2p 3s 3p 3d

0 0, ±1 0 0, ±1 0, ±1, ±2

số AO số e max trg lớp n trg lớp n 1 2 4

b. Nguyên lý vững bền

Trong đkbt ngtử phải ở trạng thái có E min

Quy tắc Klechcowski:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8

Điền e vào các phân lớp có (n + l) tăng dần. Khi (n + l) = nhau: điền e vào phân mức có n ↑

Quy tắc Hund: Khi e không đủ để bão hòa

một phân mức: Emin - khi các AO được sử dụng tối đa

Quy ước: Điền e có spin dương trước, âm sau

Lớp e Phân lớp e AO

a. Phương trình sóng Schrödinger ∂ Ψ ∂ Ψ ∂ Ψ 8π m ( ) + + + E − V Ψ = 0 2 2 2 2 ∂x ∂y ∂z h 2

E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô

V - thế năng, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z

Ψ - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi mô ở điểm x, y, z. Ψ2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm x, y, z. Ψ2dV – xác suất có mặt của hạt vi mô trong Erwin Schrödinger thể tích dV có tâm xyz

CHƯƠNG II

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Dimitri Mendeleev

CHƯƠNG II. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I.

ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ

II.

CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

III.

CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH

I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ

Tính chất các đơn chất cũng như dạng tính chất của các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử.

Modern Periodic Table

II. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ 1.

Các họ nguyên tố s, p, d, f

Chu kỳ

Nhóm

Cách xác định vị trí ngtố trong bảng HTTH

1. Các họ nguyên tố s, p, d, f a. Các nguyên tố họ s (ns1,2): ns1 – kim loại kiềm ns2 – kim loại kiềm thổ

b. Các nguyên tố họ p (ns2np1-6) : ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 B - Al

C - Si

N-P

ns2np5

ns2np6

O - S Halogen Khí trơ

c. Các nguyên tố họ d (n-1)d1-10ns1,2 : KL chuyển tiếp d. Các nguyên tố họ f (n-2)f1-14(n-1)d0,1ns2 : các nguyên tố đất hiếm

4f1 – 14 : lantanoit 5f1 – 14 : actinoit

‘s’-groups

Beyond the dd-orbitals

d-transition elements

lanthanides actinides f-transition elements

‘p’-groups

s- and p p--orbitals

n=1 l=0 ml = 0

n=2 l=0 ml = 0

H: 1s1 n=2 l=0 ml = -1 ml = 0

ml = 1

s- and p p--orbitals

n=1 l=0 ml = 0

n=2 l=0 ml = 0

He: 1s2 n=2 l=0 ml = -1 ml = 0

ml = 1

s- and p p--orbitals

n=1 l=0 ml = 0

n=2 l=0 ml = 0

Li: 1s2 2s1 n=2 l=0 ml = -1 ml = 0

ml = 1

s- and p p--orbitals

n=1 l=0 ml = 0

n=2 l=0 ml = 0

Be: 1s2 2s2 n=2 l=0 ml = -1 ml = 0

ml = 1

s- and p p--orbitals

B: 1s2 2s22p1 electron hoĂĄ tráť&#x2039;

s- and p p--orbitals

C: 1s2 2s22p2 Hundâ&#x20AC;&#x2122;s rule: maximum number of unpaired electrons is the lowest energy arrangement.

s- and p p--orbitals

N: 1s2 2s22p3 O: 1s2 2s22p4

s- and p p--orbitals

F: 1s2 2s22p5 Ne: 1s2 2s22p6

s- and p p--orbitals

Na: 1s22s22p63s1

or [Ne]3s1

P: [Ne]3s23p3

Mg: 1s22s22p63s2

or [Ne]3s2

Ar: [Ne]3s23p6

2. Chu kỳ.

Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang

trong CK tính chất các ngtố biến đổi tuần hoàn

STT chu kỳ = n của lớp electron ngoài cùng

Chu kỳ I (CK đặc biệt): chỉ có 2 nguyên tố họ s

Chu kỳ II, III (CK nhỏ): 8 nguyên tố = 2(s) + 6(p)

Chu kỳ IV, V (CK lớn): 18 ngtố = 2(s) + 10(d) + 6(p)

Chu kỳ VI (CK hoàn hảo): 32 ngtố = 2(s) + 14(f) +

10(d) +

3. Nhóm: là cột dọc các ngtố có tổng số e hóa trị bằng nhau

Phân nhóm: Các ngtố có cấu trúc e tương tự nhau → tính chất hóa học tương tự nhau 8 phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p) 8 phân nhóm phụ B (nguyên tố họ d và f)

Phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và

Số thứ tự PN chính = tổng số e ở lớp ngoài cùng ( tổng số e hóa trị) IA

IIA

ns1

ns2

IIIA

IVA

VIA

VIIA

VIIIA

ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

Phân nhóm phụ B (các nguên tố họ d và f) Số thứ thự PNP = tổng số e trên ns và (n - 1)d IIIB

IVB

VIB

ns2(n-1)d1 Nguyên tố f VIIB

ns2(n-1)d2

ns2(n-1)d3

VIIIB

ns2(n-1)d4 →ns1(n-1)d5 IIB

ns2(n-1)d5

ns2(n-1)d6,7,8

ns2(n-1)d9 →ns1(n-1)d10

ns2(n-1)d10

Tất cả các nguyên tố d và f đều là kim loại • PNP VIIIB có 9 nguyên tố • PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2): 6s24f1 – 14 : lantanoit 7s25f1 – 14 : actinoit

4. Cách xác định vị trí ngtố trong bảng HTTH Số thứ tự = Z = ∑e + q Số thứ tự chu kỳ = nmax Số thứ tự nhóm = tổng số e hoá trị (nằm trên AO hóa trị)

Các nguyên tố họ s, p: nằm ở PNC (A). AO hóa trị: nsnp Các nguyên tố họ d: nằm ở PNP (B). AO hoá trị: ns(n – 1)d

Nguyên tố d (n (n--1)dansb a = 10 số nhóm = b a < 6 số nhóm = a+b a = 6,7,8 số nhóm = VIIIB

Các nguyên tố họ f thuộc PNP IIIB

III. CẤU TRÚC e NGTỬ VÀ SỰ THAY ĐỔI T/C CỦA CÁC NGTỐ 1.

Bán kính nguyên tử và ion

Năng lượng ion hóa I

Ái lực electron F

Độ âm điện χ

Số oxy hóa

Trong một phân nhóm:

Cấu trúc e tương tự → tính chất hóa học tương tự.

Từ trên xuống: số lớp electron tăng → lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:

tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

Trong một chu kỳ:

số lớp e không thay đổi,

tổng số e lớp ngoài cùng tăng → lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng:

tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

1. Bán kính nguyên tử và ion

Quy ước về bán kính

Bán kính nguyên tử

Bán kính ion

a. Quy ước về bán kính

Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu.

Hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau.

Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử

→ bán kính hiệu dụng r phụ thuộc vào: bản chất nguyên tử đặc trưng liên kết trạng thái tập hợp

b. Bán kính nguyên tử

Trong một chu kỳ: rr↓ ↓ do Z↑ Z↑ Trong chu kỳ nhỏ: r giảm rõ rệt Trong chu kỳ lớn: e điền vào (n - 1)d → hiệu ứng chắn↑ → r giảm chậm và đều đặn hơn

Trong một phân nhóm chính: số lớp e ↑→ hiệu ứng chắn↑→ r↑

Trong một phân nhóm phụ: r↑ nhưng không đều Từ dãy 1 xuống dãy 2: r↑ do tăng thêm một lớp e Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit

Bán kính nguyên tử

Trong chu kỳ nhỏ(1,2,3) khi Z↑ thì r↓đều

Bán kính nguyên tử

Trong một chu kỳ lớn khi Z↑ thì r↓chậm, không đều

Trends in Atomic Size Radius (pm) 250

K 1st transition series

3rd period

200

2nd period Li 150

100

Ar Ne 50

He 0 0

Atomic Number

Sizes of Transition Elements

Trong một phân nhóm chính số lớp e ↑→ hiệu ứng chắn↑→ chắn↑→ r↑

Bán kính nguyên tử

Trong một phân nhóm phụ - r↑ chậm nhưng không đều

IVB 22Ti

VIB

V 1,33 Å

1,25 Å

40Zr

41Nb

42Mo

1,59 Å

1,41 Å

1,36 Å

72Hf

73Ta

74W

1,56 Å

1,43 Å

1,45 Å

24Cr

1,37 Å

Bán kính ion

rA+ < rA < rA−

Bán kính ion Đối với cation của cùng một ngtố: khi n↑ thì rn+↓ r(Fe2+) > r(Fe3+)

Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau: khi Z ngtử ↑thì r ↑ r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)<r(Fr +)

c. Bán kính ion r ↑ khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng ↓ Z’ = Z – S : Z’ tăng khi Z tăng và S giảm (khi tổng e giảm)

Đối với các ion của cùng một ngtố: Đối với cation của cùng một ngtố:

rA+ < rA < rA−

rAn+

↓ khi n↑

Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau: r ↑ khi Z ngtử ↑ Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑

EOS

Trends in Ion Sizes

Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑ r(8O2-)>r(9F-)>r(11Na+ >r(12Mg2+)>r(13Al3+)

2. Năng lượng ion hóa I

Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích. X(k) + I = X+(k) + e e+

I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử càng mạnh. Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hn – e ↑ → I ↑ Trong một PNC: số lớp e ↑→ hiệu ứng chắn↑ → I↓. Trong PNP: I ↑

Trong PNP: I ↑

PNP có đặc điểm: e điền vào (n – 1)d , còn lớp ngoài cùng ns2 không thay đổi. Do đó: Z ↑↑ → lực hút hạt nhân – e (ns2) ↑↑ → I ↑ Tính đối xứng của các AO (n – 1)d ≠ AO ns → tăng hiệu ứng xâm nhập của các e (ns) → I ↑

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong chu kỳ

B: 1s22s22p1

New subshell, electron is easier to remove.

O: 1s22s22p4

First paired electron in 2p orbital: repulsion.

Trends in Ionization Energy Active Figure 8.13

Trends in Ionization Energy 1st Ionization energy (kJ/mol) 2500

2000

Ar 1500

1000

500

0 1

Atomic Number

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong phân nhóm chính Năng lượng ion hóa giảm theo chiều Z tăng

I1(eV)

3Li

5,39

11Na

5,14

19K

4,34

37Rb

4,18

55Cs

3,89

87Fr

3,98

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong phân nhóm phụ Năng lượng ion hóa tăng theo chiều Z tăng

IVB

I1(eV)

22Ti

6,82

40Zr

6,84

72Hf

7,0

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong phân nhóm phụ IIIB (n(n-1)d1ns2 IIIB

I1(eV)

21Sc

6,56

39Y

6,22

57La

5,58

89Ac

5,1

3. Ái lực electron F

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

F = ∆H

F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tính oxi hóa của nguyên tố càng mạnh.

FX = − I X −

Trends in Electron Affinity

4. Độ âm điện χ Đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác. Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, độ âm điện tăng lên. Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm. * Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất. Mối liên hệ giữa độ âm điện và các loại liên kết

Linus Pauling, 190119011994

The only person to receive two unshared Nobel prizes (for Peace and Chemistry). Chemistry areas: bonding, electronegativity, protein structure

Electronegativity

Electronegativity, Ď&#x2021; 4 3.5

3 2.5

O C

1.5 1 0.5 0

14 15

Mối liên hệ giữa độ âm điện và các loại liên kết Độ khác biệt về độ âm điện

Loại liên kết

Cộng hóa trị

Trung bình

Cộng hoá trị có tính ion Ion có tính cộng hoá trị Ion

Trung bình lớn Lớn

5. Số oxy hóa Hóa trị - số liên kết hóa học mà một ngtử tạo nên trong phân tử. Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của ngtố trong hợp chất được tính với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ các ion Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm

Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các nguyên tố: Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev Các mức oxi hóa có cấu hình ns2np6 hay ns2 thường bền hơn rõ rệt Trong một chu kỳ độ bền của số OXH (+) max ↓ Tuần hoàn thứ cấp. Trong một PNP độ bền của các số OXH cao ↑

Chương III. LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ I.

NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN

II.

LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

III.

LIÊN KẾT ION

IV.

LIÊN KẾT KIM LOẠI

LIÊN KẾT VAN DER WAALS

VI.

LIÊN KẾT HYDRO

III. LIÊN KẾT ION 1.

Thuyết tĩnh điện về liên kết ion

Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố

Tính chất của liên kết ion

Sự phân cực ion

1. Thuyết tĩnh điện về liên kết ion Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn: Nguyên tử truyền e cho nhau tạo thành ion Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện Na + Cl → Na+ + Cl– → 2s22p63s1 3s13p5 2s22p6 3s13p6

NaCl

2. Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố: Khả năng tạo lk ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các ngtố: Các ngtố có I ↓ → dễ tạo cation Các ngtố có F ↑ → dễ tạo anion ∆χ ↑ → độ ion ↑

3. Tính chất của liên kết ion:

Không định hướng

Không bão hòa

Phân cực rất mạnh

4. Sự phân cực ion: +

Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion: phụ thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình e của các ion Khả năng bị phân cực ↑ khi lực hút hn – e ↓: Kích thước ion tăng → độ bị phân cực tăng Cấu hình e: • ion 8e (ns2np6): min •ion 18e (ns2np6nd10): max Tác dụng phân cực

↑ khi điện trường của nó tạo ra càng mạnh

q ↑→ mật độ điện tích ↑→ độ phân cực↑ r ↑ → mật độ điện tích ↓ → độ phân cực↓ thường có kích thước lớn hơn → dễ bị phân cực Cation thường có kích thước nhỏ hơn → tác dụng phân cực lớn hơn

→ Anion

Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất ion Độ điện ly: Sự phân cực ion↑ → tính cht↑ → tính ion↓ → độ đly ↓ Độ bền: Sự phân cực ion↑ → tính cht↑ → q’ của ion ↓ → lực hút giữa các ion↓ → U ↓ → độ bền của tinh thể ion ↓→ Tnc, Tply↓ Chất LiF LiCl LiBr LiI Tnc, 0C

848

607

550

469

Chất

MgCO3

CaCO3

SrCO3

BaCO3

Tnc, 0C

600

897

1100

1400

Độ tan của hợp chất ion phụ thuộc chủ yếu vào: U và Eh U ↑→ độ tan ↓ Khả năng phân cực nước của cation↑→ lực hút tĩnh điện giữa cation và lưỡng cực nước ↑→ Eh ↑→ độ tan ↑ Muối CaSO4 SrSO4 BaSO4 Độ tan 8.10-3 5.10-4 1.10-5 U (kJ/mol)

2347

2339

2262

Eh (kJ/mol)

1703

1598

1444

IV. LIÊN KẾT KIM LOẠI 1.

Các tính chất của kim loại

Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại

Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại

Áp dụng thuyết miền năng lượng để giải thích tính dẫn điện của chất rắn

1. Các tính chất của kim loại

Không trong suốt

Có ánh kim

Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt

Dẻo …

2. Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại

Những ion dương ở nút mạng tinh thể Các e hóa trị tự do chuyển động hỗn loạn trong toàn bộ tinh thể KL → khí e

3. Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại

4. Áp dụng thuyết miền năng lượng để giải thích tính dẫn điện của chất rắn a.

Kim loại

Chất cách điện

Chất bán dẫn

V. LIÊN KẾT VAN DER WAALS 1.

Bản chất của lk Van der Waals là tương tác tĩnh điện Đặc điểm

Là loại liên kết xuất hiện giữa các phân tử Có thể xuất hiện ở những khoảng cách tương đối lớn Có năng lượng nhỏ Có tính không chọn lọc và không bão hòa Có tính cộng

Thành phần

Tương tác định hướng:

Tương tác cảm ứng:

Tương tác khuyếch tán:

VI. LIÊN KẾT HYDRO 1. 2.

Khái niệm và bản chất của liên kết hydro Đặc điểm

Liên kết hydro là loại lk yếu, yếu hơn nhiều so với lk cht nhưng mạnh hơn lk Van der Waals. Lk hydro càng bền khi Xδ Xδ- có giá trị δ càng lớn

Ảnh hưởng của lk hydro đến tính chất của các chất: liên kết hydro làm:

Tăng Ts, Tnc của các chất có lk hydro Giảm độ acid của dung dịch Tăng độ tan trong dung môi Trong sinh học, lk hydro giúp tạo các cấu trúc bậc cao cho glucid, protid…

tS = 78,50C tS = -24,80C

t S

= 7

HÓA ĐẠI CƯƠNG PHẦN I. CẤU TẠO CHẤT PHẦN II. CÁC QUY LUẬT DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC

PHẦN II

CÁC QUY LUẬT DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC CHƯƠNG I.

NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC CỦA

CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC CHƯƠNG II.

ĐỘNG HÓA HỌC

CHƯƠNG III. DUNG DỊCH CHƯƠNG IV.

ĐIỆN HÓA HỌC

NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC CHƯƠNG I.

CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

II.

NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT

III.

NGUYÊN LÝ II CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ CHIỀU DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC

IV.

CÂN BẰNG HÓA HỌC

I. CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1.

Khái niệm về nhiệt động lực học và nhiệt động hóa học

Một số khái niệm cần thiết

1. Khái niệm về nhiệt động lực học và nhiệt động hóa học a.

Nhiệt động lực học

Nhiệt động hóa học

Xác định năng lượng liên kết

Dự đoán chiều hướng diễn ra của quá trình hóa học

Hiệu suất của phản ứng

2. Một số khái niệm cần thiết a.

Hệ hóa học

Pha

Trạng thái và quá trình

Các hàm nhiệt động

a. Hệ hóa học

Hệ + Môi trường xung quanh = Vũ trụ

Phân loại hệ:

Hệ đoạn nhiệt:∆Q = 0. Hệ đẳng nhiệt: ∆T = 0. Hệ đẳng áp : ∆P = 0. Hệ đẳng tích :∆V = 0.

Hệ dị thể

Hệ động thể

b. Pha

Là tậ p h hợ ợp nhữ những phầ phần đồng đồng thể thể của h hệ ệ

Gi Giố ống nhau về về thà thành phầ phần h hó óa h họ ọc vvà à tính chấ chất h hó óa llý. ý.

Đượcc phâ Đượ phân ccá ách vớ với ccá ác pha khá khác b bở ởi b bề ề mặt phâ phân chia pha. pha.

Hệ 1 pha: h hệ ệ đồng đồng thể thể

Hệ nhi nhiề ều pha: hệ hệ dị thể thể

c. Trạng thái và quá trình

Trạng thái

Quá trình

Các thông số trạng thái

Quá trình

Quá trình thuận nghịch Quá trình bất thuận nghịch: Tất cả các quá trình tự diễn ra trong tự nhiên đều là bất thuận nghịch.

Các thông số trạng thái Định nghĩa: là các đại lượng vật lý và nhiệt động

biểu diễn trạng thái của hệ Ph Phâ ân loạ loại:

•

Th Thô ông số số khuy khuyế ếch độ (dung độ) (có tính cộng): là là các thô thông ssố ố ph phụ ụ thu thuộ ộc vvà ào llượ ượng ng chấ chất: V, m, năng lượng...

•

Th Thô ông số số cường ường độ (đặc trưng cho hệ): là là các thô thông số số kh khô ông phụ phụ thu thuộ ộc vvà ào llượ ượng ng chấ chất: T, p, d, C, thể tích riêng, thể tích mol …

d. Các hàm nhiệt động

Hàm nhi nhiệ ệt động động là là các h hà àm số số đặc đặc trư trưng cho ccá ác trạ trạng th thá ái vvà à qu quá á trì trình nhiệ nhiệt động. động.

Phân loại hàm nhiệt động

Hàm tr trạạng thá thái: chỉ chỉ ph phụ ụ thu thuộ ộc vvà ào các thô thông số số trạ trạng th thá ái ccủ ủa hệ chứ chứ kh khô ông phụ thuộc vào cách biến đổi hệ: hệ: P, V, T, U...

Hàm qu quáá trì trình: phụ phụ thu thuộ ộc cá cách biế biến đổi đổi của hệ hệ: A, Q...

II. NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT 1.

Nguyên lý I của nhiệt động lực học và các đại lượng nhiệt động

Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học và phương trình nhiệt hóa học

Định luật Hess và các hệ quả

Tính hiệu ứng nhiệt và năng lượng liên

1. Nguyên lý I và các đại lượng nhiệt động a.

Nguyên lý I của nhiệt động lực học

Các đại lượng nhiệt động

Nội năng U

Entanpi H

Nhiệt dung C

Nội năng U

Nội năng: dự trữ năng lượng của chất U = E toàn phần – (động năng + thế năng).

Đơn vị đo: J/mol, cal/mol

Không thể xác định được U: ∆U = U2 – U1

Xác định ∆U:

Q = ∆U + A = ∆U + p ∆V

Trong quá trình đẳng tích: ∆V = 0

QV = ∆U

Entanpi H Q = ∆U + p ∆V Trong quá trình đẳng áp: p = const

∆U = U2 – U1 ∆V = V2 – V1

QP = (U2 – U1) + p(V2 – V1) = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) = H2 – H1 H = U + PV

- entanpi - dự trữ E + khả năng sinh công tiềm ẩn của hệ - hàm trạng thái

- Đơn vị đo: kJ/mol

QP = ∆H

Nhiệt dung C

Nhiệt dung: lượng nhiệt cần dùng để nâng nhiệt độ của chất lên thêm 100

Nhiệt dung riêng - nhiệt dung của 1 mol chất

Đơn vị đo: J/mol.K

Cp =

dQ p dT

Qp = ∆H

d ∆H Cp = dT

dQV CV = dT QV = ∆U

d∆U CV = dT

Đối với các khí lý tưởng: Cp – CV = R

2. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học và phương trình nhiệt hóa a.

Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học

Phương trình nhiệt hóa

Nhiệt tạo thành và nhiệt đốt cháy

Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ

a. Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học

Hiệu ứng nhiệt: lượng nhiệt Q mà hệ thu vào/phát ra trong qúa trình hóa học

Thông thường pư diễn ra trong điều kiện đẳng áp: Qp = ∆H

Hiệu ứng nhiệt Q = ∆U + p∆ p∆V = ∆U nếu ∆V = 0

Trong các phản ứng chỉ có chất lỏng và chất rắn tham gia

Trong các phản ứng có chất khí: pV = nRT p ∆V = RT ∆n ∆n = 0

∆H = ∆U

∆n ≠ 0

∆H ≠ ∆U

b. Phương trình nhiệt hóa học Phương trình nhhiệt hóa học là phương trình phản ứng hóa học thông thường có ghi kèm hiệu ứng nhiệt của phản ứng và trạng thái tập hợp của các chất Quy ước: Phản ứng thu nhiệt có ∆ H > 0 Phản ứng tỏa nhiệt có ∆ H < 0 → Trong điều kiện bình thường, phản ứng tỏa nhiệt (∆ H < 0) là phản ứng có khả tự xảy ra Hiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn: Lượng chất:

1 mol

Áp suất:

1 atm

(Nhiệt độ:

250C = 298K)

Ký hiệu ∆H

0 298

Ví dụ: 0 Zn(r) + 2HCl(dd) = ZnCl2(dd) + H2(k), ∆H 298

= -152.6kJ/mol

½ H2(k) + ½ Cl2(k) = HCl(k)

0 ∆H 298

C(gr) + H2O(k) = CO(k) + H2(k),

0 ∆H=298 + 131,3 kJ/mol

= -92,8kJ/mol

Chú ý: hiệu ứng nhiệt tỷ lệ với lượng chất phản ứng và sản phẩm H2(k) + Cl2(k) = 2HCl(k)

0 = - 185,6kJ/mol ∆H 298

c. Nhiệt tạo thành và nhiệt đốt cháy

Nhiệt tạo thành: hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 mol chất từ các đơn chất tương ứng bền

0 Ký hiệu nhiệt tạo thành tiêu chuẩn: ∆H 298.tt

0 ∆H 298 .tt

của mọi đơn chất bền = 0

Nhiệt đốt cháy: hiệu ứng nhiệt của phản ứng: 1mol HCHC + O2(k) → CO2(k) + H2O(l) + …

0 Ký hiệu nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn ∆H 298 . dc

Nhiệt tạo thành và nhiệt đốt cháy của các chất là đại lượng tra bảng

d. Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ

pt Kirchhoff

∆H1 = ∆H 2 + ∫ ∆C p dT T1

∆H1 = ∆H 2 + ∆C p (T2 − T1 )

3. Định luật Hess và các hệ quả a.

Định luật Hess:Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học chỉ phụ

thuộc vào bản chất và trạng thái của các chất đầu và sản phẩm cuối chứ không phụ thuộc vào đường đi của quá trình, nghĩa là không phụ thuộc vào số lượng và đặc điểm của các chất giai đoạn trung gian. → có thể cộng hay trừ những phương trình nhiệt hóa như những

phương trình đại số.

Ví dụ 2Al(r)+ 3/2O2(k) = Al2O3

(1)

∆H1

= -1676.0kJ/mol

S(r) + 3/2 O2(k) = SO3(k)

(2)

∆H 2

= -396,1kJ/mol

2Al(r) + 3S(r) + 6O2(k)= Al2(SO4)3 (r), (3)

∆H 3

= -3442 kJ/mol

Al2O3 (r) + 3SO3(k) = Al2(SO4)3 (r),

∆H 4

(4) = (3) – [(1) + 3x(2)]

(4)

→ ∆H 4 = ∆H 3 − ( ∆H 1 + 3∆H 2 )

b. Hệ quả Hệ quả 1

∆H pu = ∑ ∆H sptt − ∑ ∆H cdtt

Hệ quả 2

∆H

Hệ quả 3 (định luật Laviosier La Plase)

∆Ht + ∆Hn = 0

∑

∆ H cddc −

→

∑

∆ H spdc

∆Ht = - ∆Hn

4. Tính hiệu ứng nhiệt và năng lượng liênkết a.

Tính hiệu ứng nhiệt

Ở 25oC

Áp dụng định luật Hess

Áp dụng các hệ quả

Ở T ≠ 25oC: áp dụng phương trình Kirchhoff

b. Tính năng lượng liên kết

Ví dụ 1: Áp dụng định luật Hess 0 ∆H 298

C(gr) + O2(k) = CO2(k)

(1),

CO(k) + ½O2(k) = CO2(k)

0 ∆ H 298 (2),

(1) – (2):

= -393.5kJ/mol = -283.0kJ/mol

C(gr) + ½ O2(k) = CO(k)

0 = -393.5 + 283.0 = -110.5 kJ/mol ∆H 298

Ví dụ 2: Áp dụng các hệ quả

Phản ứng: 0 ∆H 298 tt (kJ/mol): 0 ∆H 298 pu kJ/mol

CaCO3(r ) = -1206.9

CaO(r) -635.5

+ CO2(k) -393.5

= ((-635.5 – 393.5) – (-1206.9) = + 177.9 kJ/mol

Ví dụ 3: Tính ∆H ở điều kiện khác chuẩn: Áp dụng pt Kirchhoff CO(k) + 1/2O2(k) = CO2(k) Cp(cal/mol.K) 6.97 Giải:

7.05

8.96

0 biết ∆H 298tt

= -283.0 kJ

∆H 398 = ?

∆C p = 8.96 – (6.97 + 7.05:2) = -1.535 cal/K = - 6.42 J/K 0 ∆H 398

0 =∆H 298

∆+C p

(398 – 298) = - 283.642 kJ

b. Tính năng lượng liên kết. Ví dụ: 2H(k) + O(k) = H2O(k),

E H −O

924.2 = = 462.1kJ 2

∆ H0 = -924.2kJ

→

III. NGUYÊN LÝ II VÀ CHIỀU DIỄN RA CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC 1.

Đại lượng entropi

Thế đẳng áp - đẳng nhiệt và chiều diễn ra của phản ứng hóa học

Sự thay đổi thế đẳng áp và điều kiện diễn ra của các quá trình hóa học

1. Đại lượng entropi a.

Mức độ hỗn loạn và chiều hướng diễn ra của các quá trình hóa học

Entropi và xác suất nhiệt động học

Mối liên hệ giữa biến thiên entropi và hiệu ứng nhiệt của quá trình

Tính sự biến đổi entropi của các quá trình

1. Đại lượng entropi Nguyên lý I: quá trình tự diễn ra khi ∆H < 0. Tuy nhiên:

Quá trình khuyếch tán của các khí: tự diễn ra, ∆H = 0

Quá trình nóng chảy, bay hơi: tự diễn ra, ∆H > 0

a. Mức độ hỗn loạn và chiều hướng diễn ra của các quá trình hóa học Qúa trình tự diễn ra có ∆H = 0 hay ∆H > 0: mức độ hỗn loạn của hệ tăng

N2O4

⇌

∆S = S2 – S1 ≈ Rln

A+B B 2NO2

A+

∆H > 0

mức độ hỗn loạn 2 mức độ hỗn loạn 1

→Trong hệ cô lập, quá trình tự diễn ra thì ∆S > 0 → Entropi là thước đo độ hỗn loạn của hệ

∆H = 0

b. Entropy và xác suất nhiệt động học:

Xác suất nhiệt động học của một hệ là số cách sắp xếp của các phân tử trong hệ.

⇒ Entropi là thước đo xác suất của trạng thái của hệ

Biểu thức Boltzmann: S = K ln W = R ln W

→ Định luật Nernst (nguyên lý III): III): Entropi của các nguyên chất dưới dạng tinh thể hoàn hảo ở nhiệt độ không tuyệt đối bằng không. → có thể xác định được entropi tuyệt đối của các chất ở bất kỳ nhiệt độ nào.

c. Mối liên hệ giữa biến thiên entropi và hiệu ứng nhiệt của quá trình

Trong quá trình mà hệ thực hiện lượng nhiệt mà hệ phát ra hay thu vào được dùng để thay đổi entropi của hệ: T2

dQ ∆S ≥ ∫ T T1

Đơn vị đo: J/mol.K

Trong hệ cô lập: Q = 0 nên ∆S ≥ 0

Entropi tiêu chuẩn:

Lượng chất: 1 mol

Nhiệt độ: 250C

Áp suất: 1atm

Ký hiệu S

0 298

d. Tính sự biến đổi entropi trong các quá trình

Qúa trình hóa học ∆ST ( pu ) = ∑ ST ( sp ) − ∑ ST (cd )

Quá trình vật lý

Quá trình đẳng nhiệt Q ∆S = Quá trình chuyển pha đẳng nhiệt thuận nghịch T V2 p2 ∆S = R ln = − R ln V1 p1 Quá trình dãn nở đẳng nhiệt

Quá trình không đẳng nhiệt T2 ∆S = C p ln

Quá trình đẳng áp

T2 ∆S = CV ln T1 Quá trình đẳng tích

Ví dụ

C(gr) + CO2(k)

∆ S , ∆ S 1500 2CO(k) Tính: 0 298

0 298

5.74

213.68

197.54 (J/mol.K)

0 1500

33.44 291.76

248.71 (J/mol.K)

S S

∆S

0 298

= 2× S

0 298

(CO ) − [ S

0 298

(C ) + S

0 298

(CO2 )]

= 2 ×197.54 − [5.74 + 213.68] = 175.66 J / K

∆S1500 = 2 × ∆S1500 (CO ) − [∆S1500 (C ) + ∆S1500 (CO2 )] = 2 × 248.71 − [33.44 + 291.76] = 172.22 J / K

Qtrình chuyển pha đẳng nhiệt thuận nghịch •

dQ ∆S = ∫ T T1

Q → ∆S = T T = const

= 6008 , 22 J Ví dụ: H O Q  → H 2Olh ) 2 (r )

ở T = 273.15K, p = 101.325kPa

∆H ∆S = T

0 nc

6008,22( J / mol ) = = 22( J / molK ) 273,15( K )

•

Quá trình dãn nở đẳng nhiệt W2 V2 p2 → ∆S = R ln = − R ln ∆S = S 2 − S1 = R ln W1 V1 p1

Ví dụ: Tính ∆S khi trộn lẫn nA mol khí A với nB mol khí B trong điều kiện T, p = const

Giải: Tổng thể tích hai khí: V = VA + VB V V ∆S = ∆SA + ∆SB = nARln + nBRln = −nARlnxA −nBRlnxB VA VB

Vì: nA= xA..n và nB= xB.n, với n = nA + nB, nên: ∆S = -nR(xAlnxA +xBlnxB )

•Quá trình đẳng áp

∂Q p = dH = C p dT T2

dQ dT ∆S = ∫ = ∫ Cp = ∫ C p d ln T T T1 T T1 T1

Ví dụ

T2  → ∆S = C p ln T1 C p ≠ f (T )

S (H2O) = 69,89J / molK Cp (H2O) = 75,24J / molK 0 298

S ∆S

0 273

298 = S − S = C p ln = 6.59( J / mol.K ) 273 0 0 = S 298 − ∆S 273− 298 = 69.89 − 6.59 = 63.3 J / mol.K

0 273− 298

→S

0 273

( H 2O ) ? 0 298

0 273

2. Thế đẳng áp – đẳng nhiệt và chiều diễn ra của phản ứng hóa học a.

Tác động của các yếu tố entanpi và entropi lên chiều hướng diễn ra của các quá trình hóa học

Thể đẳng áp – đẳng nhiệt

3. Sự thay đổi thế đẳng áp và điều kiện diễn ra của các quá trình hóa học a.

Điều kiện diễn ra của các quá trình hóa học

Tác dụng của các yếu tố entanpi và entropi đến chiều hướng diễn ra của các quá trình hoá học

Xác định ∆G của các quá trình hóa học

a. Tác động của các yếu tố entanpi và entropi lên chiều diễn ra của các qt HH Có 2 ytố tác động lên chiều diễn ra các qt: ∆H, ∆S

Trong đk bình thường qt tự diễn ra khi ∆H < 0 Trong hệ cô lập, quá trình tự diễn ra khi ∆S > 0.

Chúng tđộng đồng thời lên hệ, nhưng ngược nhau.

∆H < 0: nguyên tử → phân tử ⇒ n↓ ⇒ độ hỗn loạn↓ loạn↓ ⇒ ∆S < 0

b. Thể đẳng áp – đẳng nhiệt Q = ∆U +A

Nglý I:

Nglý II, T = const:

Q ∆S ≥ T

T∆S ≥ ∆U + P∆V + A

A = p∆ p∆V + A’

' '

− A ' ≥ ∆U + P∆V − T∆S

≥ (U 2 + PV2 − TS 2 ) − (U1 + PV1 − TS1 ) ≥ (H 2 − TS 2 ) − (H 1 − TS1 )

Đặt:

G = H – TS ⇔

∆G = ∆H - T∆S

− A ≥ G2 − G1 = ∆G '

hay A ≤ −∆G '

khi quá trình là thuận nghịch:

A’max = - ∆G

Thế đẳng áp tiêu chuẩn:

Lượng chất: 1 mol

Áp suất:

Các chất ở dạng định hình bền

Đơn vị đo:

1 atm

kJ/mol

∆G Ký hiệu

0 298

a. Điều kiện diễn ra của các qt hóa học A’max = -∆G

Qt sinh A’ (A’ > 0) khi xảy ra là qt tự xảy ra Qt phải tiêu tốn A’ (A’ < 0) mới xảy ra được là qt không tự xảy ra

→ Chiều diễn ra của quá trình thuận nghịch:

∆G < 0: qt tự xảy ra; pư xảy ra theo chiều thuận ∆G > 0: qt không tự xảy ra; pư xảy ra theo chiều nghịch

b. Tdụng của các yếu tố entanpi và entropi đến chiều hướng diễn ra của các qt hóa học

Khi T, p = const phản ứng sẽ tự xảy ra khi: ∆G = ∆H − T∆S < 0

∆H

∆S

∆G Khả năng phản ứng

Không tự xảy ra ở mọi T +/- Tự xảy ra ở T thấp

+/- Tự xảy ra ở T cao

Tự xảy ra ở mọi T

c. Xác định ∆G của các quá trình hóa học

∆GT =∑∆GT(sp) −∑∆GT(cd)

Theo định luật Hess:

Theo phương trình:

Theo hằng số cân bằng:

Theo sức điện động của nguyên tố Ganvanic:

∆G = ∆H - T∆S ∆G = −RT ln K p

∆G = −nFE

Ví dụ CaCO3(r) = CaO(r) +

0 0 CO2(k) ∆G 298 ? , ∆G1500

0 ∆H 298 (kJ / mol) -1205.93 tt

-634.94

-392.92

0 S298 (J / mol.K)

92.63

39.71

213.31

0 ∆G298 (kJ / mol )

-1129

-604

-394.38

∆G

0 298

= [∆G (CaO ) + ∆G (CO2 )] − ∆G (CaCO3 ) 0 298

0 298

= [-604 + (-394.38)] - (-1129) = 130.62kJ

∆H

= [∆H

0 298

(CaO ) + ∆H

0 298

(CO2 )] − ∆H

0 298

(CaCO3 )

= [-634.94 + (-392.92)] - (-1205.93) = 178.07kJ = 178070J

∆S

0 298

= [S

0 298

(CaO ) + S

0 298

(CO2 )] − S

0 298

(CaCO3 )

= [39.71 + 213.31] - 92.63 = 160.39J/K

∆G

0 298

= ∆H

0 298

− 298∆S

0 298

= 178070 − 298 ×160.39 = 130273.78J

∆G1500 = ∆H1500 − 1500∆S1500 ≈ ∆H = 178070 - 1500 × 160.39 = - 62515 J = - 62.52kJ

0 298

− 1500∆S

0 298

IV. CÂN BẰNG HÓA HỌC 1.

Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hóa học

Hằng số cân bằng và mức độ diễn ra của phản ứng hóa học

Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học

1. Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hóa học a.

Khái niệm về phản ứng thuận nghịch

Trạng thái cân bằng hóa học

a. Khái niệm về phản ứng thuận nghịch

Phản ứng một chiều (phản ứng hoàn toàn): →

Phản ứng thuận nghịch (phản ứng không hoàn toàn): ⇌

b. Trạng thái cân bằng hóa học H2 + I2 = 2HI

vt = k t C I 2 C H 2 2 vn = k nC HI

Ở thời điểm ban đầu: τ = 0:

C H 2 , C I 2 = max → vt = max → vn = 0

CHI = 0 τ:↑

Theo thời gian:

CH2 , CI2 ↓

→ vt ↓

CHI ↑

→ vn ↑

vt vt = vn vn 0

τcb

Nhận xét về đặc điểm của phản ứng thuận

nghịch:

Ở cùng đk, pư có thể xảy ra theo cả chiều thuận và nghịch

Kết quả pư không phụ thuộc vào hướng đi tới.

Nếu điều kiện phản ứng không thay đổi thì dù kéo dài phản ứng đến bao lâu, trạng thái cuối cùng của hệ vẫn giữa nguyên: trạng thái cân bằng hóa học

Trạng thái cân bằng hóa học là trạng thái cân bằng động

Trạng thái cân bằng ứng với G = 0

2. Hằng số cân bằng và mức độ diễn ra của phản ứng hóa học a.

Hằng số cân bằng

Hằng số cân bằng và các đại lượng nhiệt động

a. Hằng số cân bằng aA + bB ↔ cC + dD

Khi trạng thái đạt cân bằng:

vt = vn

k t .C Aa .C Bb = k n .C Cc .C Dd k t C Cc C Dd KC = = a b k n C AC B

K – hằng số ở nhiệt độ xác định: hằng số cân bằng. Cân bằng giữa các chất khí c d pCc pDd (CC RT ) (CD RT ) Kp = a b = p A pB (C A RT )a (CB RT )b ∆n K p = K C (RT ) Đối với phản ứng dị thể: Ví dụ:

CCc CDd (c + d − a − b ) = a b (RT ) C AC B

CaCO3(r) ⇌ CaO(r) + CO2(k) K ′p =

pCaO pCO2 pCaCO3

→ K p = K ′p

pCaCO3 pCaO

= pCO2

b. Hằng số cân bằng và các đại lng nhiệt động

Quan hệ giữa hằng số cân bằng và độ thay đổi thế đẳng áp aA + bB ⇌ cC + dD c d   p p 0 C D  ∆GT = ∆GT + RT ln a b   p A p B τ

Khí

Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng: ∆GT = 0 c d   p 0 C pD ∆GT = − RT ln a b  = − RT ln K p  p A pB cb

Lỏng

c d  C C ∆GT = ∆GT0 + RT ln Ca Db  C AC B

  τ

Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng: ∆GT = 0 c d  C C ∆GT0 = − RT ln Ca Db  C AC B

⇒

Kp = f(bc pư, T)

  = − RT ln K C  cb

Kp ≠ f(C)

Q ∆G = − RT ln K p + RT ln Q = RT ln Kp

c C a A

d D b B

p p Q= p p

Nếu Q < Kp → ∆G < 0 → phản ứng xảy ra theo chiều thuận

Nếu Q > Kp → ∆G > 0 → phản ứng xảy ra theo chiều nghịch

Nếu Q = K → ∆ G = 0 → hệ đạt trạng thái cân bằng p Ví dụ: Tính hằng số cân bằng của phản ứng:

2 NO2(k)

↔

N2O4(k)

0 0 ở 298K khi biết ∆H 298 = − 58 , 040 kJ và ∆ S pu 298pu = −176,6 J / K

Giải:

0 0 ∆G298 = ∆H 298 − T∆S 2980 = - 58040 + 298×176,6 = -5412.3J

∆G 0 5412,3 ln K p = − = = 2,185 RT 8,314 × 298

Kp =

p N 2 O4 p

2 NO 2

= 8,9

Quan hệ của Kp với nhiệt độ và nhiệt phản ứng ∆G o = ∆H o − T∆S o

∆G o = − RT ln K p

ln K 1 = − ln K 2 = −

∆H 0 RT1 ∆H 0 RT2

+ +

∆S 0 R ∆S 0 R

K 2 ∆H 0  1 1   −  = ln K1 R  T1 T2 

Ví dụ NO(k) + ½ O2(k) ⇌ NO2(k) Tính Kp ở 3250C?

Biết: ∆H0 = -56,484kJ và Kp = 1,3.106 ở 250C

K 598 ∆H  1 1  = − ln   K 298 R  T298 T598  0

K 598 56484  1 1  =− −   = −11,437 ln 6 8,314  298 598  1,3.10 ln K 325 = 2.64 K 325 = 14.02

3. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học a.

Sự dịch chuyển cân bằng

Ảnh hưởng của nồng độ tới sự dịch chuyển cân bằng

Ảnh hưởng của nhiệt độ tới sự dịch chuyển cân bằng

Ảnh hưởng của áp suất tới sự dịch chuyển cân bằng

Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier (1850 – 1936, người Pháp).

a. Sự dịch chuyển cân bằng aA + bB ⇌ cC + dD

 pCc p Dd  Khi hệ đạt trạng thái cb: ∆GT = − RT  ln K p − ln a b  = 0 p A pB   Nếu p, C, T… thay đổi → ∆GT ≠ 0 → hệ ≠ cb → vt ≠ vn. → Phản ứng xảy ra cho đến khi hệ đạt trạng thái cb mới.

→ sự chuyển dịch cân bằng.

b. Ảnh hưởng của C tới sự dịch chuyển cb

H2 + I2 ⇌ 2HI

vt = k t C H 2 C I 2 2 vn = knCHI

Khi hệ đạt trạng thái cân bằng:v bằng: vt = vn

Nếu tăng nồng độ H2 lên 2 lần:

vt' = kt 2CH 2 CI 2 = 2vt

v n' = v n

→ Khi C ↑ vt↑ → cb chuyển dịch theo chiều thuận →C ↓ H2 H2

c. Ảnh hưởng của T tới sự dịch chuyển cb ∆H ∆S ln K p = − + RT R 0

Nếu ∆H0 > 0: khi T ↑ → K↑ → cb: thuận (thu nhiệt). Khi T↓ T↓ → K ↓ → cb: nghịch (tỏa nhiệt).

Nếu ∆H0 < 0: Khi T↑ T↑ → K↓ → cb: nghịch (thu nhiệt). Khi T↓ T↓ → K ↑ → cb: thuận (tỏa nhiệt).

Ví dụ 2NO2(k)

⇌

N2O4(k),

∆H0 = -58,04kJ

Màu nâu không màu 2 Ở 298K ta có Kp = 8,9 → p N O = 8,9 p NO 2 4 2

K 273 ∆H 0  1 1  = −   ln K 298 R  298 273  K 273 − 58040 −4 = × (−3,07.10 ) = 2,145 ln 8,9 8,314 ln K 273 = 2,186 + 2,145 = 4,331 K 273 = 76,02 Ở 273K

p N 2O4 = 76,02 p

2 NO2

d. Ảnh hưởng của p tới sự dịch chuyển cb 2NO(k)+ O2(k) ⇌ 2NO2(k) vt = k t C

Ví dụ:

2 NO

C O2

2 v n = k n C NO 2

Khi tăng P lên 2 lần nồng độ các chất đều tăng gấp đôi. 2 v = kt (2C NO ) .2CO2 = 8kt C NO .CO2 = 8vt ' t

(

v = k n 2C NO2 ' n

)

= 4k nC

2 NO 2

= 4vn

P↑ 2 lần → cb: phải → tạo thêm NO2 → ∑n ↓ → P↓.

P↓ 2 lần → cb: trái → tạo thêm NO và O2 → ∑n ↑ → P↑.

e. Nguyên lý chuyển dịch cb Le Chatelier Phát biểu: biểu: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng mà ta thay đổi một trong các thông số trạng thái của hệ (nồng độ, nhiệt độ, áp suất) thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều có tác dụng chống lại sự thay đổi đó.

Henri LeChâtelier (1850-1936)

Chương III. DUNG DỊCH I.

KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH

II.

DUNG DỊCH RẤT LOÃNG CHẤT KHÔNG ĐIỆN LY, KHÔNG BAY HƠI VÀ CÁC TÍNH CHẤT

III.

DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY

IV.

CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC TRONG DUNG DỊCH

I. KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH 1.

Khái niệm về hệ phân tán và dung dịch

Khái niệm về độ tan S

Quá trình hoà tan

Dung dịch lý tưởng ∆Hht = 0 và ∆Vht = 0

Nồng độ dung dịch

1. KN về hệ phân tán và dung dịch - Hệ phân tán: + Một chất là hạt rất nhỏ được phân bố vào trong chất kia.

chất phân tán

môi trường phân tán.

+ Tính chất của hệ phân tán phụ thuộc vào d hạt phân tán + Phân loại: Hệ phân tán thô (hệ lơ lửng): d >100µm

huyền phù. nhũ tương.

Hệ phân tán cao (hệ keo): 1µm < d < 100µm Hệ phân tán phân tử - ion (dung dịch thực): d < 1µm

- Dung dịch

2. Khái niệm về độ tan S - Độ tan: nồng độ của dung dịch bão hòa (g(ml)/100g dm) - Phân loại S > 10 - chất dễ tan S < 1 - chất khó tan S < 10-3 - chất không tan - Độ tan phụ thuộc vào: Bản chất của dung môi và chất tan Nhiệt độ Áp suất Trạng thái tập hợp của chất Sự có mặt của chất lạ…

3. Quá trình hoà tan a.

Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan

Sự thay đổi các tính chất NĐ khi tạo thành dd

a. Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan Sự hòa tan bao gồm hai quá trình:

chuyển pha: vật lý solvat hóa: hóa học

Hòa tan Tinh thể chất A

Dung dịch chất A Kết tinh

Nồng độ chất tan trong dung dịch K= Nồng độ chất tan trong phần chưa tan

b. Sự thay đổi các tính chất NĐ khi tạo thành dd - Quá trình hòa tan sẽ tự diễn ra: ∆Ght = Σ∆Gsp - Σ∆Gcđ < 0 ∆Ght = ∆Hht - T∆Sht

khí – lỏng rắn – lỏng

∆Hht = ∆Hcp + ∆Hsol <0 <0 >0 <0

khí – lỏng rắn – lỏng

∆Sht = ∆Scp + ∆Ssol < 0 < 0 → ∆Sht < 0 > 0 < 0 → ∆Sht < 0 / > 0 → ∆Ght < 0 / > 0

→ ∆Hht < 0 → ∆Hht < 0 / > 0

5. Nồng độ dung dịch a.

Nồng độ phần trăm:

mi C% = × 100% ∑ mi

Nồng độ mol:

n2 CM = 1000ml dd

Nồng độ molan:

Nồng độ phần mol:

n2 Cm = 1000g dm ni Ni = ∑ ni

Nồng độ đương lượng:

a2 CN = 1000ml dd

Khái niệm về đương lượng

Đương lượng

– 1,008 phần H – 8 phần O – 1Đ của chất khác

Định luật đương lượng

Các nguyên tố hóa học kết hợp với nhau theo những khối lượng tỷ lệ với đương lượng của chúng Trong một pư HH, số đương lượng của các chất tham gia phản ứng phải bằng nhau

II. DUNG DỊCH RẤT LOÃNG CHẤT KHÔNG ĐIỆN LY, KHÔNG BAY HƠI VÀ CÁC TÍNH CHẤT 1.

Áp suất hơi bão hòa

Nhiệt độ sôi và nhiệt độ kết tinh

Áp suất thẩm thấu π

1. Áp suất hơi bão hòa Lỏng

S∼p S∼N

↔

Hơi

p∼N Phaân töû

p1 = kN1 Dung dịch → dung môi nguyên chất N1 → N0 = 1 p1 → p0

dung moâi

p0 = k Phaân töû chaá t tan khoâng bay hôi

p1 = p0 N1 N1 = 1 – N2 p1 = p0(1 – N2) = p0 – p0N2

N2 =

( p0 − p1 ) p0

∆p = p0

2. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ kết tinh a.

Nhiệt độ sôi của dung dịch

Nhiệt độ kết tinh của dung dịch

Định luật Raoult II

∆Ts = k s C m

∆Tkt = k kt C m

a. Nhiệt độ sôi của dung dịch: p <p T 1

T: 0

100 C :

100 1

>100 1

> 100 C : p 0

s dd

T 0

s dm

100 0

= 1atm

Phaân töû dung moâi

Phaân töû chaá t tan khoâng bay hôi

b. Nhiệt độ kết tinh của dung dịch: T:

p <p T 1,l

Phase lỏng

T 0 ,l

0 C: p < p = p : dmkt 0

0 1,l

0 0,l

↓ T : p1,l ↓,

< 0:

<0 1,l

0 0,r

p 0,r ↓↓

kt dd

<0 0, r

: dd kt

kt dm

TS(Dung môi) Phase Chấtkhí tan

TS(Dung dịch)

3. Áp suất thẩm thấu π a. Sự thẩm thấu và áp suất thẩm thấu

b. Định luật Van’t Hoff

π = C M RT

n = V

π V = nRT

III.DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY Tính chất bất thường của dung dịch axit, baz, muối.

Sự điện ly và thuyết điện ly.

Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu.

Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dung dịch.

Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan và tích số tan.

1. Tính chất bất thường của dung dịch axit, baz, muối. a. Không tuân theo các định luật Raoult và Van’t Hoff. ∆p' ∆T ' π ' i= = = ∆p ∆T π

∆p ' = i∆p = ip 0 N 2 ∆T ' = i∆T = ikC m

π ' = iπ = iRTC M b. Có tính dẫn điện.

2. Sự điện ly và thuyết điện ly. a.

Sự điện ly

Thuyết điện ly cổ điển của Arrhenius

Thuyết điện ly hiện đại của Kablukov

Độ điện ly α

a. Sự điện ly

Số hạt trong dung dịch tăng: các phân tử chất tan phân ly thành các hạt nhỏ hơn

Tính dẫn điện: có hạt mang điện: ion.

b. Thuyết điện ly cổ điển của Arrhenius

Các axit, baz và muối khi tan trong nước phân ly thành các ion

Các chất trong dung dịch phân ly thành các ion - chất điện ly * Arrhenius: phân tử phân ly thàng các ion tự do

c. Thuyết điện ly hiện đại của Kablukov Trong dung dịch các ion bị hydrat hóa Chất tan: ion - hiện tượng điện ly Chất tan: cht phân cực mạnh - hiện tượng ion hóa. Dung môi: chất ít phân cực: sự ion hóa khg xảy ra. Trong phân tử chất tan có nhiều kiểu liên kết: • liên kết ion: điện ly đầu tiên • liên kết cht phân cực mạnh: điện ly sau • liên kết cht phân cực yếu hoặc không phân cực: không điện ly. Ví dụ:

NaHSO4 ⇄ Na+ + HSO4HSO4- ⇄ H+ + SO42-

d. Độ điện ly α Quá trình ion hóa AmBn

mAn+ + nBmQuá trình phân tử hóa

Số phân tử đã phân ly thành ion α = Tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịch α = 0: dung dịch phân tử α = 1: sự phân ly xảy ra hoàn toàn.

Phân loại: Chất điện ly yếu: α < 1 Chất điện ly mạnh: α = 1

Độ phân ly phụ thuộc vào: Bản chất chất tan và dung môi. Nồng độ dung dịch Nhiệt độ (ít)

Mối liên hệ giữa α và i: AmBn mAn+ + nBmBan đầu n0 Phân ly n0α mn0α nn0α Cb n0(1-α mn0α nn0α / n0 = ∑ n = nAm Bn + nA n + + nB m − = n0 (1 − α ) + mn0α + nn0α = n0 [1 − α + α (m + n)] = n0 (1 − α + αq)

n0′ n0 (1 − α + αq) π ' RTC M′ i= = = = = 1 − α + αq n0 π RTC M n0 i −1 α= q −1

Quy ước theo độ điện ly biểu kiến: dd 0.1N Chất điện ly mạnh: có α > 30% Chất điện ly yếu: có α < 3% Chất điện ly trung bình: có 3% < α < 30%

3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu AB Ban đầu Điện ly

C0 C0α

Cân bằng C0(1 - α)

A+ + BC0α C0α C0α C0α

Hằng số cân bằng điện ly: K =

Khi α << 1 : (1 - α) ≈ 1→

C A+ .C B − C AB

K α≈ C0

C 0α = 1−α

4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dd Suy luận: Chất điên ly mạnh: điện ly hoàn toàn. Thực nghiệm: trong dung dịch không có phân tử trung hòa điện.

Lập luận

Thực tế

độ điện ly hệ số đẳng trương i

α=1 α<1 Là số nguyên Không nguyên

độ dẫn điện khi pha loãng dung dịch

Không đổi

Tăng lên

Thực tế: không tuân theo ĐL tác dụng khôí lượng. Ví dụ: NaCl

CN 0.001 0.005 0.01

0.05

0.1

0.2

0.977 0.953 0.936 0.882 0.852 0.818

0.042 0.097 0.137 0.380 0.491 0.735

Lý thuyết chất điện ly mạnh: Trong dung dịch xuất hiện lực hút tương hỗ giữa các ion → bầu khí quyển ion. Khi pha loãng, lực hút tương hỗ giảm, độ dẫn điện tăng. Trong dung dịch chất điện ly mạnh có liên hiệp ion, khi pha loãng các liên hiệp ion phân ly thành các ion đơn giản. → độ điện ly trên thực tế: độ điện ly biểu kiến. → dùng hoạt độ a thay cho nồng độ:

a = fC

Phương trình của Debye và Huckel lg f i = −

lg f Am Bn = −

1 2

Az i2 I 1+ I

A z An + z B m −

1+ I

∑C z

2 i i

Đối với dung dịch nước và ở 250C:A = 0,5 Khi I ≤ 0,01 pt trên có dạng đơn giản như sau:

lg f i = −0,5 z

2 i

lg f Am Bn = −0,5 z An + z B m −

5. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan và tích số tan

Cân bằng dị thể của chất điện ly khó tan và tích số tan

Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó tan

Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch đến độ tan của chất điện ly khó tan

Điều kiện hoà tan và kết tủa của chất điện ly khó tan

a. Cb dị thể của chất đly khó tan và tích số tan + − AgCl (r ) ↔ Ag dd + Cl dd

K = C Ag + .C Cl − = T AgCl n+ ( dd )

m− ( dd )

Am Bn (r ) ↔ mA

+ nB

TAm Bn = C

n Bm−

m An +

∆G = − RT ln TAm Bn = ∆H − T∆S 0

Tích số tan của một chất phụ thuộc: Bản chất của dung môi và chất tan Nhiệt độ

b. Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó tan n+ m− Am Bn (r ) ↔ mA(dd ) + nB(dd ) S

T Am Bn = C

m An +

×C

n Bm−

= (mS ) × (nS ) m

(m + n )

=m n S m

(m+ n )

T Am Bn m

m n

c. Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch đến độ tan của chất điện ly khó tan n+ ( dd )

Am Bn (r ) ↔ mA

Ion cùng loại: S↓ Ion khác loại: S↑

TAm Bn = a a m An+

n B m−

(mS ) (nS ) f

( m+ n ) Am Bn

S = ( m+n)

m An+

m A n+

f C

n B m−

=m n S m

( m+ n )

TAm Bn m

m n f

n B m−

( m+ n ) Am Bn

m− ( dd )

+ nB

d. Điều kiện hoà tan và kết tủa của chất điện ly khó tan Trong dung dịch bão hòa

TAm Bn = C

C Chất điện ly sẽ kết tủa khi:

m An +

Chất điện ly sẽ tan hết khi: C

m An +

n Bm−

> T Am Bn

n Bm−

≤ TAm Bn

IV. CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC TRONG DUNG DỊCH 1.

Sự ion hóa và tích số ion của nước

Chỉ số pH và môi trường dd

Khái niệm về axit, baz

Cách tính pH của các dung dịch

1. Sự ion hóa và tích số ion của nước Độ dẫn điện của H2O = 5,54.10-18Ω-1.cm-1 H2O + H2O H3O+ + OHH2O H+ + OH-

[ H ][OH ] −16 K = [H O ] = 1,8.10 +

−

1000 −14 [ H ][OH ] = K [H 2 O ] = 1,8.10 . = 10 18 +

−

−16

−

K N = [ H ][OH ] = 10

−14

2. Chỉ số pH và môi trường dd Trong nước nguyên chất: [H+] = [OH-] = 10-7

pH = 7

Trong dung dịch axit có môi trường axit: [H+] > [OH-]

pH < 7

Trong dung dịch baz có môi trường baz: [H+] < [OH-]

pH > 7

3. Khái niệm về axit, baz

Thuyết cổ điển của Arrhenius

Thuyết proton Bronsted

Thuyết electron của Lewis

a. Thuyết cổ điển của Arrhenius

Axit: chất điện ly cho ion H+

Baz: chất điện ly cho ion OH-

b. Thuyết proton Bronsted Định nghĩa: Axit :cho proton

HA = H+ + A-

Baz: nhận proton: B + H+ = BH+ Các cặp axit – baz liên hợp: HA/A-, BH+/B Dự đoán Tất cả các chất có chứa proton đều có thể là axit Bronsted Tất cả các chất có điện tích âm (anion) hay phân cực âm (phân tử phân cực) đều có thể là baz Bronsted

Sự điện ly của axit và baz trong nước: HA + H2O A- + H3O+

Axit:

[ H O ][A ] = +

−

[HA]

B + H2O BH+ + OH-

Baz:

[ BH ][OH ] = +

−

[B]

Nước: H2O + H2O H3O+ + OHKn = [H3O+][OH-] = 10-14 (ở 298K)

Đối với cặp axit – baz liên hợp: HA + H2O A- + H3O+

A- + H2O = HA + OH-

K a ( HA) K b ( A− )

K a ( HA)

[ H 3O + ][ A − ] = [ HA]

K b ( A− )

[ HA][OH − ] = [ A− ]

[ H 3 O + ][ A − ] [ HA][OH − ] + − = x = [ H O ][ OH ] = Kn 3 − [ HA] [A ]

pKa + pKb = pKn = 14

c. Thuyết electron của Lewis Định nghĩa: Axit: nhận cặp electron. Baz: cho cặp electron. Dự đoán: Axit Lewis: + có dư mật độ điện tích dương, + có orbital trống → Tất cả các cation kim loại đều là các axit Lewis. Baz Lewis + các anion (Cl-, Br-, F-, OH-…) + các ptử trung hòa hoặc ion có ↑↓ tự do Phạm vi sử dụng: giải thích phức chất.

4. Cách tính pH của các dung dịch. a.

pH của dd axit mạnh và baz mạnh

pH = 14 + lg Cb pH = − lg C a pH của dd axit yếu và baz yếu 1 pH = ( pK a − lg C a ) 2

pH của dung dịch đệm Ca pH = pK a − lg Cm

1 pH = 14 − ( pK b − lg C b ) 2  Cb pH = 14 −  pK b − lg Cm 

  

pH của dung dịch muối

1 1 pH = 7 − ( pK b + lg C m ) pH = 7 + ( pK a + lg C m ) 2 2

1 pH = 7 + ( pK a − pK b ) 2

a. pH của dd axit và baz mạnh. Axit mạnh

HA → H+ + ACa

pH = − lg C H + = − lg Ca Baz mạnh

BOH → B+ + OHCb

pOH = − lg COH − = − lg Cb pH = 14 − pOH = 14 + lg Cb

b. pH của dd axit yếu và baz yếu. Axit yếu

H+

HA ↔

A-

Ban đầu Ca Điện ly Caα

Caα Caα Ca(1- α)

Cân bằng

Ca α Ca α

C H + = C aα = C a

pH = − lg C H +

Ka = K a Ca Ca

1 1 = (− lg K a − lg C a ) = ( pK a − lg C a ) 2 2

1 pOH = ( pK b − lg C b ) 2

1 pH = 14 − ( pK b − lg C b ) 2

c. pH của dung dịch đệm. Định nghiã: Dung dịch đệm là dd có pH ≈ const. Cấu tạo đệm axit: axit yếu + muối của nó đệm baz: baz yếu + muối của nó Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm CH3COOH CH3COO- + H+

(1)

CH3COONa → CH3COO- + Na+ Thêm axit mạnh: cb (1) ← Thêm baz mạnh: H+ + OH- → H2O: lượng H+↓→ cb (1) → Pha loãng dd, độ điện ly CH3COOH ↑

pH của dung dịch đệm CH3COOH CH3COO- + H+ Ca(1-α’) Caα’ Caα’ CH3COONa → CH3COO- + Na+ Cm

[ H ][Ac ] = +

(1)

−

[HAc]

C a (1 − α ') Ca [ HAc] = Ka [H ] = K a ≈ Ka − C m + C aα ' Cm [ Ac ] +

Ca Ca pH = − lg[ H ] = − lg K a − lg = pK a − lg Cm Cm +

d. pH của dung dịch muối Sự thủy phân

Chương IV:

ĐIỆN HÓA

PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ

II. NGUYÊN TỐ GANVANIC VÀ SỨC ĐIỆN ĐỘNG III. THẾ ĐIỆN CỰC TIÊU CHUẨN VÀ CHIỀU CỦA PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ

I. PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ 1. Phản ứng oxy hóa - khử và cặp oxy hóa - khử liên hợp 2. Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử

1. Phản ứng oxy hóa - khử và cặp oxy hóa khử liên hợp. +ne aOXH1 + bKh2 ⇌ cKh1 + dOXH2 -ne OXH1/Kh1, OXH2/Kh2 - cặp oxi hóa - khử liên hợp -nH+ aAx1 + bBaz2 ⇌ cBaz1 + dAx2 + nH+ Ax1/Baz1, Ax2/Baz2 – Cặp axit – baz liên hợp

2. Cân bằng phản ứng oxy hóa - khử.

Nguyên tắc chung: trong phản ứng oxi hoá khử:

∑e nhường nhường = ∑e nhận nhận Cân bằng về vật chất Cân bằng về điện tích

Ví dụ:

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O

×2 ×5

− 4

MnO + 8H + 5e → Mn

+ 4H 2 O

NO −2 + H 2 O − 2e → NO3− + 2H + − 4

− 2

2MnO + 5 NO + 6H → 2Mn +2K+ + 5K+ + 3SO42-

− 3

+ 5 NO + 3H 2 O

+2SO42- + 5K+ + 2K+ + SO42-

2KMNO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

Cân bằng phản ứng OXH - K Môi trường

Lấy O từ MT

Đẩy O ra MT

Axit (H+, H2O)

H2O → O + 2H+

O + 2H+ → H2O

Trung tính(H2O)

H2O → O + 2H+

O + H2O → 2OH-

Baz (OH-, H2O)

2OH- → O + H2O

O + H2O → 2OH-

II. NGUYÊN TỐ GANVANIC VÀ SỨC ĐIỆN ĐỘNG. 1. Điện cực và thế oxy hóa - khử 2. Nguyên tố Ganvanic (pin điện hóa học) 3. Quy ước về dấu của thế điện cực 4. Sức điện động của nguyên tố Ganvanic

1. Điện cực và thế oxy hóa - khử. a. Điện cực kim loại. Zn Zn2+

b. Điện cực kim loại phủ muối AgAgCl Cl-

c. Điện cực khí Pt H2 H+

d. Điện cực oxy hóa - khử. Pt  Fe2+, Fe3+

Zn | Zn2+

a. Điện cực kim loại.

Zn dc − 2e dc → Zn

2+ dd

+ 2e dc → Zn dc

2. Nguyên tố Ganvanic (pin điện hóa học). Zn + 2H+ → Zn2+ + H2

eMaøng ngaên e-

Zn2+aq

H+aq

Chaát oxh Cathode Anode Zn – 2e → Zn2+ 2H+ +2e → H2 Chaát khöû

Chất oxi hóa và chất khử tiếp xúc trực tiếp với nhau

Chất oxi hóa và chất khử ở hai nơi khác nhau

e truyền trực tiếp từ chất khử sang chất oxi hóa

e truyền qua dây dẫn

Hóa năng → nhiệt năng

Hóa năng → điện năng

3. Quy ước về dấu của thế điện cực

Quy ước của Châu Mỹ

Bán phản ứng khử

Thế khử

Đổi chiều bàn phản ứng → đổi dấu thế điện cực

4. Sức điện động của nguyên tố Ganvanic aKh1 + bOXH2 cOXH1 + dKh2 -∆G = A’ = nFE c 1

OXH Kh ∆G = ∆G + RT ln a Kh1 OXH 0

d 2 b 2

c 1

OXH Kh − nFE = − RT ln K + RT ln a Kh1 OXH

d 2 b 2

RT RT OXH1c Kh d2 ln E= ln K − nF nF Kh1a OXH b2

RT 0 E = ln K nF ∆G0 = -nFE0

c 1

RT OXH Kh E=E − ln a nF Kh1 OXH 0

d 2 b 2

III. THẾ ĐIỆN CỰC TIÊU CHUẨN VÀ CHIỀU CỦA PHẢN ỨNG OXY HÓA - KHỬ 1. Thế điện cực tiêu chuẩn và phương trình Nernst 2. Chiều của phản ứng oxy hóa - khử

1. Thế điện cực tiêu chuẩn và pt Nernst.

E = ϕ+ − ϕ−

E = ϕ −ϕ 0

0 +

c 1

0 −

d 2 b 2

RT OXH Kh E=E − ln a nF Kh1 OXH 0

c 1

RT OXH Kh ϕ+ − ϕ− = ϕ − ϕ − ln a nF Kh1 OXH 0 +

0 −

d 2 b 2

 0 RT OXH 2c   0 RT OXH1b  ϕ + − ϕ − = ϕ + + ln − ϕ − + ln a  d  nF Kh2   nF Kh1  

RT OXH ϕ=ϕ + ln nF Kh 0

0.059 OXH ϕ=ϕ + lg n Kh 0

2. Chiều của phản ứng oxy hóa - khử. OXH1 + ne → Kh1 OXH2 + ne → Kh2 Kh1 + OXH2 OXH1 + Kh2

ϕ1 ϕ2 ∆G < 0

∆G = -nFE = -nF(ϕ2 - ϕ1) < 0 ϕ2 - ϕ1 > 0

ϕ2 > ϕ1

OXHϕ > + Khϕ < → Khϕ > + OXHϕ <