Hướng dẫn học tập Hóa học đại cương

106 trang ngocly 1480

Download

Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Hướng dẫn học tập Hóa học đại cương", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

huong_dan_hoc_tap_hoa_hoc_dai_cuong.pdf

Nội dung text: Hướng dẫn học tập Hóa học đại cương

HỌC VIỆN CÔNG NGHỆ BƯU CHÍNH VIỄN THÔNG SÁCH HƯỚNG DẪN HỌC TẬP HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG (Dùng cho sinh viên hệ đào tạo đại học từ xa) Lưu hành nội bộ HÀ NỘI - 2006
HỌC VIỆN CÔNG NGHỆ BƯU CHÍNH VIỄN THÔNG SÁCH HƯỚNG DẪN HỌC TẬP HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG Biên soạn : Ths. TỪ ANH PHONG
Bài 1: Một số khái niệm và định luật cơ bản của Hóa học MỞ ĐẦU Hóa học là một trong những lĩnh vực khoa học tự nhiên nghiên cứu về thế giới vật chất và sự vận động của nó, nhằm tìm ra các quy luật vận động để vận dụng vào cuộc sống. Sự vận động hóa học của vật chất đó là quá trình biến đổi chất này thành chất khác. Ví dụ như sự oxi hóa kim loại bởi oxi của không khí, sự phân hủy các chất hữu cơ bởi các vi khuẩn, sự quang hợp biến khí cacbonic và hơi nước thành các hợp chất gluxit, sự đốt cháy nhiên liệu tạo ra năng lượng dùng trong đời sống và sản xuất. Những sự chuyển hóa các chất như trên gọi là hiện tượng hóa học hay phản ứng hóa học. Các phản ứng hóa học xảy ra thường kèm theo sự biến đổi năng lượng dưới các dạng khác nhau (nhiệt, điện, quang, cơ, ) được gọi là những hiện tượng kèm theo phản ứng hóa học. Khả năng phản ứng hóa học của các chất phụ thuộc vào thành phần, cấu tạo phân tử và trạng thái tồn tại của chúng, điều kiện thực hiện phản ứng, đó là tính chất hóa học của các chất. Bởi vậy đối tượng của hóa học được tóm tắt như sau: Hóa học là khoa học về các chất, nó nghiên cứu thành phần, cấu tạo, tính chất của các chất, sự chuyển hóa giữa chúng, các hiện tượng kèm theo sự chuyển hóa đó và các quy luật chi phối chúng. Các quá trình hóa học không ngừng xảy ra trên vỏ trái đất, trong lòng đất, trong không khí, trong nước, trong các cơ thể động vật, thực vật, Nhiều ngành khoa học, kinh tế liên quan chặt chẽ với hóa học: công nghiệp hóa học, luyện kim, địa chất, sinh vật học, nông nghiệp, y học, dược học, xây dựng, giao thông vận tải, chế tạo vật liệu, công nghiệp nhẹ, công nghiệp thực phẩm, Sở dĩ như vậy là vì các ngành đều sử dụng các chất là đối tượng; do đó cần phải biết bản chất của chúng. Sự liên quan chặt chẽ giữa hóa học và các ngành khoa học khác đã làm nảy sinh các môn hóa học phục vụ cho từng ngành: hóa nông, hóa học đất, hóa học trong xây dựng, hóa học nước, sinh hóa, hóa học bảo vệ thực vật, hóa học bảo vệ môi trường, hóa dược, hóa thực phẩm, hóa luyện kim 1
Bài 1: Một số khái niệm và định luật cơ bản của Hóa học BÀI 1: MỘT SỐ KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HÓA HỌC 1. Nguyên tử Nguyên tử là hạt nhỏ nhất cấu tạo nên các chất không thể chia nhỏ hơn nữa bằng phương pháp hóa học. 2. Nguyên tố hóa học Nguyên tố hóa học là khái niệm để chỉ một loại nguyên tử. Một nguyên tố hóa học được biểu thị bằng kí hiệu hóa học. Ví dụ: nguyên tố oxi O, canxi Ca, lưu huỳnh S 3. Phân tử Phân tử được tạo thành từ các nguyên tử, là hạt nhỏ nhất của một chất nhưng vẫn mang đầy đủ tính chất của chất đó. Ví dụ: Phân tử nước H2O gồm 2 nguyên tử hidro và 1 nguyên tử oxi, phân tử Clo Cl2 gồm 2 nguyên tử clo, phân tử metan CH4 gồm 1 nguyên tử cacbon và 4 nguyên tử hidro 4. Chất hóa học Chất hóa học là khái niệm để chỉ một loại phân tử. Một chất hóa học được biểu thị bằng công thức hóa học. Ví dụ: muối ăn NaCl, nước H2O, nitơ N2, sắt Fe 5. Khối lượng nguyên tử Đó là khối lượng của một nguyên tử của nguyên tố. Khối lượng nguyên tử được tính bằng đơn vị cacbon (đvC). Một đvC bằng 1/12 khối lượng nguyên tử cacbon (12C). Ví dụ: khối lượng nguyên tử oxi 16 đvC, Na = 23 đvC 6. Khối lượng phân tử Đó là khối lượng của một phân tử của chất. Khối lượng phân tử cũng được tính bằng đvC. Ví dụ: khối lượng phân tử của N2 = 28 đvC, HCl = 36,5 đvC 7. Mol Đó là lượng chất chứa N = 6,02 .1023 phần tử vi mô (phân tử nguyên tử, ion electron ). N được gọi là số Avogađro và nó bằng số nguyên tử C có trong 12 gam 12C. 8. Khối lượng mol nguyên tử, phân tử, ion Đó là khối lượng tính bằng gam của 1 mol nguyên tử (phân tử hay ion ). Về số trị nó đúng bằng trị số khối lượng nguyên tử (phân tử hay ion). Ví dụ: khối lượng mol nguyên tử của hidro bằng 1 gam, của phân tử nitơ bằng 28 gam, của H2SO4 bằng 98 gam 2
Bài 1: Một số khái niệm và định luật cơ bản của Hóa học 9. Hóa trị Hóa trị của một nguyên tố là số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra với các nguyên tử khác trong phân tử. Mỗi liên kết được biểu thị bằng một gạch nối hai nguyên tử. Hóa trị được biểu thị bằng chữ số La Mã. Nếu qui ước hóa trị của hidro trong các hợp chất bằng (I) thì hóa trị của oxi trong H2O bằng (II), của nitơ trong NH3 bằng (III) Dựa vào hóa trị (I) của hidro và hóa trị (II) của oxi có thể biết được hóa trị của nhiều nguyên tố khác. Ví dụ: Ag, các kim loại kiềm (hóa trị I); Zn, các kim loại kiềm thổ (II) Al (III), các khí trơ (hóa trị 0) Fe (II, III); Cu (I, II); S (II, IV, VI) 10. Số oxi-hóa Số oxi-hóa được qui ước là điện tích của nguyên tử trong phân tử khi giả định rằng cặp electron dùng để liên kết với nguyên tử khác trong phân tử chuyển hẳn về nguyên tử có độ điện âm lớn hơn. Để tính số oxi-hóa của một nguyên tố, cần lưu ý: • Số oxi-hóa có thể là số dương, âm, bằng 0 hay là số lẻ; • Số oxi-hóa của nguyên tố trong đơn chất bằng 0; • Một số nguyên tố có số oxi-hóa không đổi và bằng điện tích ion của nó - H, các kim loại kiềm có số oxi-hóa +1 (trong NaH, H có số oxi-hóa -1) - Mg và các kim loại kiềm thổ có số oxi-hóa +2 - Al có số oxi-hóa +3; Fe có hai số oxi-hóa +2 và +3 - O có số oxi-hóa -2 (trong H2O2 O có số oxi-hóa -1) • Tổng đại số số oxi-hóa của các nguyên tử trong phân tử bằng 0. 0 0 +1 −1 +1 +6 −2 +4 +2.5 +7 −1 Ví dụ: Zn, Cl2 , NaCl, K2SO4 , Na2SO3, Na2S 4O6 , KMnO4 , H2O2 +4 −2 −1 0 +3 CO2 , C 2 H5OH, C 2 H4O(CH3CHO), C2 H4O2 (CH3COOH), H2 C 2 O4 3
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử BÀI 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ • Khái niệm nguyên tử "atom" (không thể phân chia) đã được các nhà triết học cổ Hy Lạp đưa ra cách đây hơn hai nghìn năm. Tuy nhiên mãi đến thế kỉ 19 mới xuất hiện những giả thuyết về nguyên tử và phân tử. • Năm 1861 thuyết nguyên tử, phân tử chính thức được thừa nhận tại Hội nghị hóa học thế giới họp ở Thụy Sĩ. • Chỉ đến cuối thế kỉ 19 và đầu thế kỉ 20 với những thành tựu của vật lí, các thành phần cấu tạo nên nguyên tử lần lượt được phát hiện. 1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử Về mặt vật lí, nguyên tử không phải là hạt nhỏ nhất mà có cấu tạo phức tạp, gồm ít nhất là hạt nhân và các electron. Trong hạt nhân nguyên tử có hai hạt cơ bản: proton và nơtron. Hạt Khối lượng (g) Điện tích (culong) electron (e) 9,1 . 10-28 -1,6 . 10-19 proton (p) 1,673 . 10-24 +1,6 . 10-19 nơtron (n) 1,675 . 10-24 0 - Khối lượng của e ≈ 1/1840 khối lượng p. - Điện tích của e là điện tích nhỏ nhất và được lấy làm đơn vị điện tích, ta nói electron mang điện tích -1, còn proton mang điện tích dương +1. - Nếu trong hạt nhân nguyên tử của một nguyên tố nào đó có Z proton thì điện tích hạt nhân là +Z và nguyên tử đó phải có Z electron, vì nguyên tử trung hòa điện. - Trong bảng tuần hoàn, số thứ tự của các nguyên tố chính là số điện tích hạt nhân hay số proton trong hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đó. 2. Những mẫu nguyên tử cổ điển 2.1. Mẫu Rơzơfo (Anh) 1911 Từ thực nghiệm Rơzơfo đã đưa ra mẫu nguyên tử hành tinh như sau: - Nguyên tử gồm một hạt nhân ở giữa và các electron quay xung quanh giống như các hành tinh quay xung quanh mặt trời (hình 1). - Hạt nhân mang điện tích dương, có kích thước rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử nhưng lại chiếm hầu như toàn bộ khối lượng của nguyên tử. Mẫu Rơzơfo cho phép hình dung một cách đơn giản cấu tạo nguyên tử. Tuy nhiên không giải thích được sự tồn tại của nguyên tử cũng như hiện tượng quang phổ vạch của nguyên tử. 4
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Hình 1 Hình 2 2.2. Mẫu Bo (Đan Mạch), 1913 Dựa theo thuyết lượng tử của Plăng và những định luật của vật lí cổ điển, Bo đã đưa ra hai định đề: - Trong nguyên tử, electron quay trên những quĩ đạo tròn xác định (hình 2). Bán kính các quĩ đạo được tính theo công thức: o 2 -8 2 rn = n . 0,53 . 10 cm = n . 0,53 A (1) n là các số tự nhiên 1, 2, 3, , n Như vậy các quĩ đạo thứ nhất, thứ hai lần lượt có các bán kính như sau: o o 2 r1 = 1 . 0,53 A = 0,53 A o o 2 r2 = 2 . 0,53 A = 4. 0,53 A = 4r1 - Trên mỗi quĩ đạo, electron có một năng lượng xác định, được tính theo công thức: 1 En = - 13,6 eV (2) n2 Khi quay trên quĩ đạo, năng lượng của electron được bảo toàn. Nó chỉ phát hay thu năng lượng khi bị chuyển từ một quĩ đạo này sang một quĩ đạo khác. Điều đó giải thích tại sao lại thu được quang phổ vạch khi kích thích nguyên tử. Thuyết Bo đã định lượng được các quĩ đạo và năng lượng của electron trong nguyên tử đồng thời giải thích được hiện tượng quang phổ vạch của nguyên tử hidro là nguyên tử đơn giản nhất (chỉ có một electron), tuy nhiên vẫn không giải thích được quang phổ của các nguyên tử phức tạp. Điều đó cho thấy rằng đối với những hạt hay hệ hạt vi mô như electron, nguyên tử thì không thể áp dụng những định luật của cơ học cổ điển. Các hệ này có những đặc tính khác với hệ vĩ mô và phải được nghiên cứu bằng phương pháp mới, được gọi là cơ học lượng tử. 5
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử 3. Đặc tính của hạt vi mô hay những tiền đề của cơ học lượng tử 3.1. Bản chất sóng của hạt vi mô (electron, nguyên tử, phân tử ) Năm 1924, Đơ Brơi (Pháp) trên cơ sở thuyết sóng - hạt của ánh sáng đã đề ra thuyết sóng - hạt của vật chất: Mọi hạt vật chất chuyển động đều liên kết với một sóng gọi là sóng vật chất hay sóng liên kết, có bước sóng λ tính theo hệ thức: h λ = (3) mv h: hằng số Planck m: khối lượng của hạt v: tốc độ chuyển động của hạt Năm 1924, người ta đã xác định được khối lượng của electron, nghĩa là thừa nhận electron có bản chất hạt. Năm 1927, Davison và Gecme đã thực nghiệm cho thấy hiện tượng nhiễu xạ chùm electron. Điều đó chứng tỏ bản chất sóng của electron. Như vậy: Electron vừa có bản chất sóng vừa có bản chất hạt. 3.2. Nguyên lí bất định (Haixenbec - Đức), 1927 Đối với hạt vi mô không thể xác định chính xác đồng thời cả tốc độ và vị trí. h Δx . Δv ≥ (4) 2πm Δx: độ bất định về vị trí Δv: độ bất định về tốc độ m: khối lượng hạt Theo hệ thức này thì việc xác định vị trí càng chính xác bao nhiêu thì xác định tốc độ càng kém chính xác bấy nhiêu. 4. Khái niệm cơ bản về cơ học lượng tử 4.1. 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 thì 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: 6
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử 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. 4.2. Obitan nguyên tử. Máy 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. 90 - 95% r 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. 4.3. 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). Mây s có dạng hình cầu. 7
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Các mây p có hình số 8 nổi hướng theo 3 trục tọa độ ox, oy, oz được kí hiệu là px, py, pz. Dưới đây là hình dạng của một số AO: Hình 4 5. 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: 5.1. Nguyên lí ngăn cấm (Paoli - Thụy Sĩ) Theo nguyên lí này, trong mỗi AO chỉ có thể có tối đa hai electron có chiều tự quay (spin) khác nhau là +1/2 và -1/2. Ví dụ: Phân mức s có 1 AO (s), có tối đa 2 electron Phân mức p có 3 AO (px, py, pz), có tối đa 6 electron Phân mức d có 5 AO (d , d , , d ) có tối đa 10 electron xy yz dz 2 ,dx2 −y 2 zx Phân mức f có 7 AO, có tối đa 14 electron 5.2. 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 Để nhớ được thứ tự bậc thang năng lượng này, ta dùng sơ đồ sau: 8
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s 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: He (z = 2) 1s2 Li (z = 3) 1s2 2s1 Cl (z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 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 Li (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 5.3. Qui tắc Hun (Hun - 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. Ví dụ: 1s 2s 2p 3d 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: 9
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử 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: N (z = 7) 1s2 2s2 2p3 ↓↑ ↓↑ ↑ ↑ ↑ 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. C (z = 6) 2s 2p ↓↑ ↑ ↑ trạng thái cơ bản C* ↑ ↑ ↑ ↑ trạng thái kích thích 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. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học Nguyên tắc sắp xếp và cấu trúc của HTTH - Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần của điện tích hạt nhân. Số điện tích hạt nhân trùng với số thứ tự của nguyên tố. - Các nguyên tố có tính chất hóa học giống nhau xếp vào một cột, gọi là một nhóm. Trong bảng tuần hoàn có 8 nhóm chính từ IA đến VIIIA và 8 nhóm phụ từ IB đến VIIIB. - Mỗi hàng (bảng dài) được gọi là một chu kì. Mỗi chu kì được bắt đầu bằng một kim loại kiềm, (trừ chu kì đầu, bắt đầu bằng hidro) và được kết thúc bằng một khí trơ. Trong bảng tuần hoàn có 7 chu kì: chu kì 1, 2, 3 là chu kì ngắn; 4, 5, 6, 7 là các chu kì dài. 10
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố nhóm A (nhóm chính) nguyên tố s và p IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He 1s1 1s2 Li Be B C N O F Ne 2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 Na Mg Al Si P S Cl Ar 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 4s1 4s2 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s24p5 4s24p6 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 5s1 5s2 5s25p1 5s25p2 5s25p3 5s25p4 5s25p5 5s25p6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn 6s1 6s2 6s26p1 6s26p2 6s26p3 6s26p4 6s26p5 6s26p6 Fr Ra 7s1 7s2 Nhận xét: Tổng số electron thuộc lớp ngoài cùng (s + p) bằng chỉ số nhóm. Số lớp electron bằng chỉ số chu kì. Cấu hình electron lớp ngoài và sát ngoài của các nguyên tố nhóm B (nhóm phụ) hay nguyên tố d IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB Cu Z Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni 3d104s 3d104s 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 1 2 Ag Cd Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd 4d105s 4d105s 4d15s2 4d25s2 4d45s1 4d55s1 4d65s1 4d75s1 4d85s1 4d10 1 2 Au Hg La Hf Ta W Re Os Ir Pt 5d106s 5d106s 5d16s2 5d26s2 5d36s2 5d46s2 5d56s2 5d66s2 5d76s2 5d96s1 1 2 Ac 6d17s2 Nhận xét: Tổng số e của phân lớp (n -1)d và ns (nếu <8) là chỉ số của nhóm. 11
HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC VIIAVIIIA CK IA IIA IIIA IVA VA VIA 1 2 1 H He 3 4 5 6 7 8 9 10 2 Li Be B C N O F Ne 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Ke 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tr Pb Bi Po At Rn 87 88 89 104 105 Fr Ra Ac Ku 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 Ce Pr Nr Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 98 99 100 101 102 103 Cf Es Fm Md No Lr 90 91 92 93 94 95 96 97 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk 12
Bài 2: Cấu tạo nguyên tử Biết số thứ tự của một nguyên tố, người ta có thể biết được cấu hình electron của nó. Từ đó suy ra được vị trí của nguyên tố trong HTTH. Ví dụ: Biết số thứ tự của nguyên tố lần lượt là z = 9, 11, 18, 25, 34, ta có cấu hình electron như sau: 2 2 5 z = 9 1s - 2s - 2p Chu kỳ 2, nhóm VIIA 2 2 6 1 z = 11 1s - 2s - 2p - 3s 3, IA 2 2 6 2 6 z = 18 1s - 2s - 2p - 3s - 3p 3, VIIIA 2 2 6 2 6 5 2 z = 25 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 3d - 4s 4, VIIB 2 2 6 2 6 10 2 4 z = 34 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 3d - 4s - 4p 4, VIA Câu hỏi và bài tập: 1. Nội dung nguyên lí bất định và thuyết sóng vật chất. 2. Hãy cho biết khái niệm về hàm sóng ψ và ý nghĩa vật lí của ψ2. 3. Obitan nguyên tử là gì? Thế nào là mây electron? 4. Hãy cho biết hình dạng của đám mây electron 2s; 2px và đặc điểm của các đám mây đó. Sự khác nhau giữa các đám mây 1s và 2s; 2px và 2py, 2pz. 5. Hãy cho biết nội dung của nguyên lí vững bền và ý nghĩa của nguyên lí này. Viết dãy thứ tự năng lượng của các obitan trong nguyên tử. 6. Phát biểu qui tắc Hund và nêu ý nghĩa của qui tắc này. 7. Viết cấu hình electron của các nguyên tố có số thứ tự z = 28; 36; 37; 42; 47; 53; 56; 80. Hãy cho biết vị trí của nguyên tố trong HTTH và tính chất hóa học đặc trưng. 8. Giải thích vì sao O (z = 8) có hóa trị 2, còn S (z = 16) lại có các hóa trị 2, 4, 6 N (z = 7) có hóa trị 3, còn P (z = 15) lại có các hóa trị 3, 5 F (z = 9) có hóa trị 1, còn Cl (z = 17) lại có các hóa trị 1, 3, 5, 7. 9. Viết cấu hình electron của các ion: Cu+, Cu2+. 10. Viết cấu hình electron của Ar. Cation, anion nào có cấu hình e giống Ar? 11. Trên cơ sở cấu trúc nguyên tử, có thể phân các nguyên tố hóa học thành mấy loại? Hãy nêu đặc điểm cấu tạo electron của mỗi loại. 12. Nêu đặc điểm cấu hình electron của các nguyên tố phân nhóm chính nhóm I và tính chất hóa học đặc trưng của chúng. 13. Nêu đặc điểm cấu hình electron của các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII và tính chất hóa học đặc trưng của chúng. 13
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử BÀI 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ Trừ một số khí trơ, các nguyên tố không tồn tại độc lập mà chúng thường liên kết với nhau tạo nên các phân tử. Vậy các phân tử được hình thành như thế nào? Bản chất của các liên kết là gì? 1. Một số đại lượng có liên quan đến liên kết 1.1. Độ điện âm của nguyên tố χ Độ điện âm là đại lượng cho biết khả năng nguyên tử của một nguyên tố hút electron liên kết về phía nó. χ càng lớn thì nguyên tử càng dễ thu electron. Trong liên kết giữa 2 nguyên tử A và B để tạo ra phân tử AB. Nếu χA > χB thì electron liênkết sẽ lệch hoặc di chuyển về phía nguyên tử B. Người ta qui ước lấy độ điện âm của Li là 1 thì các nguyên tố khác sẽ có độ điện âm tương đối như sau: Bảng 1. Độ điện âm của nguyên tử của một số nguyên tố IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He 2,20 - Li Be B C N O F Ne 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 - Na Mg Al Si P S Cl Ar 0,93 1,31 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16 - K Ca Ga Ge As Se Br Kr 0,82 1,00 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96 2,90 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 0,82 0,95 1,78 1,96 2,05 2,10 2,66 2,6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn 0,79 0,89 2,04 2,33 2,02 2,00 2,20 Fr Ra 0,7 0,89 Nhận xét: - Trong một chu kì, từ trái sang phải độ điện âm của các nguyên tố tăng dần. 14
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử - Trong một phân nhóm chính, từ trên xuống dưới độ điện âm giảm dần. - Các nguyên tố kim loại kiềm có χ 2, F có χ lớn nhất. 1.2. Năng lượng liên kết Đó là năng lượng cần thiết để phá vỡ mối liên kết và tạo ra các nguyên tử ở thể khí. Năng lượng liên kết thường kí hiệu E và tính bằng Kcalo cho một mol liên kết. Ví dụ: EH-H = 104 Kcal/mol, EO-H trong H2O = 110 Kcal/mol Năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền. 1.3. Độ dài liên kết Đó là khoảng cách giữa hai nhân nguyên tử khi đã hình thành liên kết. Độ dài liên kết -8 thường kí hiệu r0 và tính bằng A (1A = 10 cm). Độ dài liên kết càng nhỏ thì liên kết càng bền vững. Bảng 2. Độ dài liên kết và năng lượng liên kết của một số liên kết Liên kết Phân tử r0 (A) E (Kcal/mol) C - H CH4 1,09 98,7 C - Cl CHCl3 1,77 75,8 C - F CH3F 1,38 116,3 C - C C6H6 C - C CnH2n+2 1,54 79,3 C = C CnH2n 1,34 140,5 C ≡ C CnH2n-2 1,20 196,7 H - H H2 0,74 104,0 O = O O2 1,21 118,2 O - H H2O 0,96 109,4 S - H H2S 1,35 96,8 N - H NH3 1,01 92,0 1.4. Độ bội của liên kết Số liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử cho trước được gọi là độ bội của liên kết và được kí hiệu là Đ. Ví dụ độ bội của liên kết giữa các nguyên tử C trong etan, etilen, axetilen lần lượt là 1, 2, 3. Độ bội của liên kết càng lớn thì liên kết càng bền, năng lượng liên kết càng lớn và độ dài liên kết càng nhỏ (bảng 2). 15
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 1.5. Góc liên kết (góc hóa trị) Đó là góc tạo bởi hai mối liên kết giữa một nguyên tử với hai nguyên tử khác. Ví dụ góc liên kết trong các phân tử H2O, CO2, C2H4 như sau: o o O 180 H 120 H o o H 104,5 H O = C = O C = C 120 o H 120 H 1.6. Độ phân cực của liên kết. Mô men lưỡng cực Trong những liên kết giữa hai nguyên tử khác nhau, do có sự chênh lệch về độ điện âm, electron liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ điện âm lớn hơn, tạo ra ở đây một điện tích âm nào đó (thường kí hiệu δ-), còn ở nguyên tử kia mang một điện tích δ+. Khi đó người ta nói liên kết bị phân cực. δ+ δ- δ- 2δ+ δ- H-1 Cl O = C = O Độ phân cực của liên kết được đánh giá qua mô men lưỡng cực μ (muy). μ thường được tính bằng đơn vị gọi là Đơ bai (D). Độ phân cực của liên kết phụ thuộc vào điện tích trên cực và độ dài liên kết. Bảng 3. Giá trị mô men lưỡng cực của một số liên kết Liên kết H-F H-Cl H-Br H-I N=O C=O μ (D) 1,91 1,07 0,79 0,38 0,16 0,11 Nhận xét: Nguyên tử của hai nguyên tố có độ chênh lệch độ điện âm càng lớn thì liên kết giữa chúng càng phân cực. 2. Những thuyết cổ điển về liên kết 2.1. Qui tắc bát tử Những thuyết kinh điển về liên kết dựa trên qui tắc bát tử (octet). Xuất phát từ nhận xét sau đây: - Tất cả các khí trơ (trừ Heli) đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng. - Chúng rất ít hoạt động hóa học: không liên kết với nhau và hầu như không liên kết với những nguyên tử khác để tạo thành phân tử, tồn tại trong tự nhiên dưới dạng nguyên tử tự do. Vì vậy cấu trúc 8 electron lớp ngoài cùng là một cấu trúc đặc biệt bền vững. Do đó các nguyên tử có xu hướng liên kết với nhau để đạt được cấu trúc electron bền vững của các khí trơ với 8 (hoặc 2 đối với heli) electron ở lớp ngoài cùng. Dựa trên qui tắc này người ta đã đưa ra một số thuyết về liên kết như sau: 16
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 2.1. 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 diện âm (thường Δχ > 2). 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: Na + Cl → Na+ + Cl- → NaCl 2s22p63s1 3s23p5 2s22p6 3s23p6 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. Những hợp chất ion thường ở dạng tinh thể bền vững và có nhiệt độ nóng chảy rất cao. 2.2. 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 điện âm (thường Δχ < 2). 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. Ví dụ: . . H H → H : H H - H H2 : O : : O : → ::O : : O O = O O2 : N : : N : → ::N : : N N≡N N2 : O : :C: : O : → : O ::C:: O : O=C=O CO2 17
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 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 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 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:N:H H : Cl H : F H : O : H H Liên kết cộng tương đối bền. Năng lượng liên kết cỡ hàng chục Kcal/mol. 2.3. Liên kết cho nhận Liên kết cho nhận còn gọi là liên kết phối có thể xem là một dạng đặc biệt của liên kết cộng. Trong liên kết này cặp electron dùng chung chỉ do một 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 ⎤ H ⎢ ⎥ H : N : + H+ → ⎢H : N : H⎥ hay H − N → H ⎢ ⎥ ⎢ ⎥ 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. 18
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 2.4. 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 - O , H - O H - O H H H R hoặc trong cùng một phân tử gọi là liên kết hidro nội phân tử. Ví dụ: O - H O - H C = O N = O OH O axit salixilic o. nitro phenol 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 2+ vững, ví dụ: NO, NO2, Fe - 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. Phân tử là những hệ hạt vi mô, vì vậy lí thuyết về liên kết và cấu tạo phân tử phải được xây dựng trên cơ sở của cơ học lượng tử (CHLT). Năm 1927 ra đời hai thuyết CHLT về liên kết bổ sung cho nhau, đó là thuyết liên kết hóa trị (viết tắt là VB - valence bond) và thuyết obitan phân tử (viết tắt là MO - molecular obitan). 19
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử Luận điểm chủ yếu của các thuyết này là liên kết hóa học được hình thành do sự tổ hợp các AO của các nguyên tử liên kết để tạo ra một hệ mới có năng lượng nhỏ hơn hệ ban đầu mà đó chính là phân tử. 3. Thuyết liên kết hóa trị Thuyết liên kết hóa trị (còn gọi là thuyết cặp electron liên kết) do Haile, Lơnđơn (Đức) đề xwngs năm 1927, sau đó được Poling và Slâytơ (Mĩ) phát triển. 3.1. Sự hình thành liên kết trong phân tử H2 Thuyết VB được đề ra trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành liên kết trong phân tử H2. Mỗi nguyên tử H có một electron ở trạng thái cơ bản 1s. Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau sẽ có hai khả năng xảy ra. - Nếu hai electron có spin cùng dấu, khi khoảng cách r giảm, năng lượng của hệ tăng liên tục, đó là trạng thái không bền, không tạo ra liên kết hóa học. - Nếu hai electron có spin khác dấu nhau, năng lượng của hệ giảm dần, và tại khoảng cách r0 = 0,74A có giá trị cực tiểu tương ứng với năng lượng ES < 2E0, khi đó hệ ở trạng thái bền vững, trạng thái hình thành liên kết (hình 1). Hình 1 Nếu lưu ý rằng mỗi obitan s (đám mây s) có bán kính 0,53A thì khi tiếp xúc nhau khoảng cách giữa hai hạt nhân phải là 1,06A. Trong khi đó khoảng cáhc khi hình thành liên kết chỉ còn 0,74A. Điều đó chứng tỏ khi hình thành liên kết, hai obitan s được xen phủ vào nhau làm tăng xác suất có mặt electron ở vùng giữa hai hạt nhân, mật độ điện tích âm tăng lên gây ra sự hút hai hạt nhân và liên kết chúng với nhau. Như vậy lực liên kết hóa học cũng có bản chất tĩnh điện. 3.2. Những luận điểm cơ bản của thuyết VB Từ nghiên cứu của Haile và Lơnđơn về phân tử H2, Poling và Slâytơ đã phát triển thành thuyết liên kết hóa trị. - 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. 20
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 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: C ↑↓ ↑ ↑ hóa trị 2 C* ↑ ↑ ↑ ↑ hóa trị 4 N ↑↓ ↑ ↑ ↑ hóa trị 3 3.3. 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 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. 21
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân 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 một 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 ma đám mây px-px và một liên kết π do 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. 3.4. Sự 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*. C* + 4H 2s1 2p3 1s1 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 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 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. 22
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử Hình 3 * 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. Hình 4 * 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 3.5. 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: CH4 Metan 23
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử Hình 6 C có lai hóa sp3. 4 obitan lai hóa xen phủ với 4AO s của H tạo 4 liên kết σ. Hình học phân tử có dạng tứ diện đều. Góc liên kết 109o28'. NH3 Amoniac Hình 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'. H2O Nước Hình 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'. 3.6. Liên kết π không định cư Phân tử benzen có cấu trúc như thấy ở hình 9. Cả 6 nguyên tử C đều có lai hóa sp2. Mỗi C tạo 2 liên kết σ với 2 C bên cạnh và 1 liên kết σ với H. Các obitan p thuần còn lại (có trục vuông góc với mặt phẳng của các liên kết σ) xen phủ với nhau tại ra các liên kết π. Như vậy các electron được giải tỏa trên cả 6 nguyên tử C. Người ta gọi các liên kết đó là các liên kết π không định cư. Một cách tương tự cũng thấy ở các phân tử butadien (hình 10). Các liên kết π không định cư được mô tả bằng những dấu chấm thay cho các gạch. 24
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử C6H6 Benzen Hình 9 C4H6 Butadien Hình 10 Câu hỏi và bài tập: 1. Theo qui tắc bát tử, hãy biểu diễn liên kết trong các phân tử và ion sau đây: H2O; NH3; + NH4 ; CO2; SO2; SO3; HNO2; HNO3; H2SO4. 2. Sự phân loại các liên kết dựa vào độ điện âm. Cho các ví dụ và nêu các điều kiện, quá trình hình thành các liên kết ion, liên kết cộng, liên kết cho nhận. 3. Điều kiện hình thành liên kết hidro, so sánh năng lượng liên kết ion và liên kết cộng. Nêu một vài ví dụ cho thấy ảnh hưởng của liên kết hidro đến tính chất vật lý của các chất. 4. Hãy nêu những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hóa trị (VB). 5. Cho ví dụ, đặc điểm của liên kết π và liên kết σ. So sánh và giải thích về độ bền của hai liên kết này. 6. Lai hóa là gì? Đặc điểm các đám mây lai hóa sp; sp2; sp3. Cho các ví dụ về những nguyên tử có sự lai hóa này. 7. Hình học phân tử và sơ đồ xen phủ các đám mây electron trong các phân tử: H2; O2; N2; HCl; CO2 CH4; NH3; H2O Trong các phân tử (ở câu b) C; N; O; S có kiểu lai hóa gì? 25
Bài 3: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử 8. Hình học phân tử của các phân tử butadien, benzen. Cho biết cách biểu diễn chúng bằng công thức: CH2 = CH - CH = CH2; có chính xác không? Tại sao? 26
Bài 4: Động hóa học BÀI 4: ĐỘNG HÓA 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. 1. Một số khái niệm 1.1. Tốc độ phản ứng Nếu ta có phản ứng hóa học: A → B tốc độ trung bình của phản ứng được xác định bằng biến thiên nồng độ của chất tham gia hay chất sản phẩm của phản ứng trong một đơn vị thời gian. [B] − [B] Δ[B] Δ[A] v = 2 1 = = − t2 − t1 Δt Δt 1.2. 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. 2. Ảnh hưởng của nồng độ đến tốc độ phản ứng 2.1. 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 27
Bài 4: Động hóa học thì theo định luật ta có: v = k [A]m [B]n (1) 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] 2 v = k3 [NO] [O2] Trong phương trình của định luật tác dụng khối lượng (phương trình 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. 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. 28
Bài 4: Động hóa học 3. 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 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. 3.1. 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 γ = T+10 = 2 - 4 (2) kT o 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: k γn = T+n.10 (3) kT 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: k T +4.10 = 34 = 81 kT 29
Bài 4: Động hóa học 3.2. 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: E lnk = - + B (4) RT R : hằng số khí, có giá trị bằng 1,98 cal/mol.K B : hằng số 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 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. 3.3. Thuyết va chạm hoạt động và năng lượng hoạt hóa * Thuyết va chạm Để các nguyên tử hay phân tử có thể phản ứng được với nhau chúng phải va chạm vào nhau. Do đó tốc độ phản ứng sẽ tăng lên khi số va chạm (hay tần số va chạm) tăng. Thuyết va chạm không giải thích được sự khác biệt rất lớn giữa kết quả tính toán lý thuyết và các kết quả thực nghiệm. Ví dụ: Theo tính toán khi nhiệt độ tăng 10o, số va chạm chỉ tăng ~ 2% nghĩa là tốc độ chỉ có thể tăng ~ 2% nhưng trong thực tế theo qui tắc Van Hốp tốc độ phản ứng lại tăng ít nhất là 200%. Điều này không thể giải thích được nếu chỉ dựa vào số va chạm đơn thuần. * Thuyết va chạm hoạt động (hay thuyết hoạt hóa) và năng lượng hoạt hóa Thuyết này cho rằng không phải mọi va chạm mà chỉ những va chạm của các nguyên tử hay phân tử hoạt động (gọi là các va chạm hoạt động) mới dẫn đến phản ứng. Các nguyên tử hay phân tử hoạt động là các nguyên tử hay phân tử có một năng lượng dư đủ lớn so với năng lượng trung bình của chúng. 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. k Như vậy, theo thuyết hoạt hóa phản ứng: A + B ⎯⎯→P có thể hình dung như sau: k' A + B ⎯⎯→ A* + B* ⎯⎯→ AB* ⎯⎯→ P Các phân tử A và B cần phải được hoạt hóa thành A* và B*, khi đó tạo thành hợp chất trung gian hoạt động AB* và cuối cùng phân hủy để tạo ra sản phẩm P. Như vậy để có thể phản ứng được với nhau, phân tử các chất phản ứng dường như phải vượt qua một hàng rào năng lượng. Đó chính là năng lượng hoạt hóa của phản ứng (hình 2). Nếu năng lượng hoạt hóa càng nhỏ thì tốc độ phản ứng sẽ càng lớn. Vì vậy khi xét khả năng phản ứng, người ta thường dùng đại lượng này để so sánh. 30
Bài 4: Động hóa học Hình 2 * Xác định năng lượng hoạt hóa của phản ứng: Bằng thực nghiệm xác định hằng số tốc độ của phản ứng ở ít nhất hai nhiệt độ khác nhau T1, T2, khi đó ta có: E E ln k = - + B và ln k = - + B từ đó: T1 T2 RT1 RT2 RT T kT E = 1 2 ln 2 (5) T − T k 2 1 T1 Ví dụ: Xác định năng lượng hoạt hóa của một phản ứng biết rằng trong khoảng nhiệt độ từ 17 đến 27oC phản ứng có hệ số nhiệt độ γ = 2,8. o Giải: T1 = 17 + 273 = 290 K o T2 = 27 + 273 = 300 K 1,98.290.300 E = = 2,303 lg 2,8 = 17850 cal/mol 10 4. Ảnh hưởng của xúc tác đến tốc độ phản ứng 4.1. 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 31
Bài 4: Động hóa học 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 (không đồng nhất) Pt 2H2O2 (l) = 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: zimaza C6H12O6 ⎯⎯⎯⎯→2C2H5OH + 2CO2 Enzym là các chất xúc tác sinh học - chất xúc tác của cơ thể sống, nó có bản chất là protein. Hình 3 4.2. 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 32
Bài 4: Động hóa học 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. 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 14 Kcal/mol. 4.3. 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. 5. Cân bằng hóa học 5.1. Phản ứng thuận nghịch - hằng số cân bằng Phản ứng thuận nghịch là phản ứng diễn ra theo hai chiều: k1 A + B C + D Ví dụ: k2 CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH 33
Bài 4: Động hóa học 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: k1 [C]'[D]' Kc = = (6) k2 [A]'[B]' Như vậy K 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. K là đại lượng đặc trưng cho một cân bằng, K có giá trị càng lớn chứng tỏ cân bằng chuyển nhiều hơn theo chiều thuận. 5.2. 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". 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. 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. Trong tổng hợp amoniac, để tăng hiệu suất của phản ứng,người ta thường thực hiện ở áp suất rất cao và nhiệt độ tương đối thấp. 6. Các phản ứng phức tạp Các phản ứng phức tạp là các phản ứng diễn ra qua nhiều giai đoạn hay gồm nhiều phản ứng thành phần (hay phản ứng cơ sở). 6.1. Phản ứng thuận nghịch Gồm hai phản ứng thành phần: phản ứng thuận và phản ứng nghịch Ví dụ: A + B C + D H2 + I2 2HI 34
Bài 4: Động hóa học Khi vt = vn phản ứng thuận nghịch đạt tới trạng thái cân bằng. Ở trạng thái cân bằng, nồng độ các chất không thay đổi. 6.2. Phản ứng nối tiếp Phản ứng diễn ra theo những giai đoạn nối tiếp. Phản ứng nối tiếp có dạng: k k A ⎯⎯1 → B ⎯⎯2 → C Trong đó B là sản phẩm trung gian. Ví dụ: Phản ứng thủy phân trisacarit C18H32O16 C18H32O16 + H2O → C12H22O11 + C6H12O6 C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 glucoza fructoza Tốc độ của phản ứng nối tiếp là tốc độ của phản ứng nào chậm nhất trong các phản ứng thành phần. 6.3. Phản ứng dây chuyền Phản ứng dây chuyền có liên quan đến sự xuất hiện các gốc tự do. Gốc tự do là những • • • • • nguyên tử hay nhóm nguyên tử có electron chưa cặp đôi, ví dụ: H , Cl , OH , CH3 , C6H5 , Vì vậy người ta còn gọi các phản ứng dây chuyền là các phản ứng gốc tự do. Ví dụ: Phản ứng giữa hidro và clo dưới tác dụng của ánh sáng trực tiếp: as H2 + Cl2 → 2HCl • Cl2 + hv → 2Cl Giai đoạn khơi mào • • Cl + H2 → HCl + H Giai đoạn H• + Cl → HCl + Cl• 2 phát triển mạch • • Cl + H2 → HCl + H Một phản ứng gốc tự do thường có ba giai đoạn: khơi mào, phát triển mạch, ngắt mạch hay dập tắt. Giai đoạn ngắt mạch là kết quả phản ứng giữa các gốc tự do. • • H + H → H2 • • Cl + Cl → Cl2 Giai đoạn dập tắt H• + Cl• → HCl 6.4. Phản ứng song song Từ những chất ban đầu phản ứng diễn ra theo một số hướng để tạo ra những sản phẩm khác nhau. 35
Bài 4: Động hóa học Ví dụ: Khi nitro hóa phenol, ta thu được đồng thời ba sản phẩm khác nhau: orto-, para và meta - nitrophenol. 6.5. Phản ứng liên hợp hay phản ứng kèm nhau A + B → C + D (1) Phản ứng sinh năng lượng, tự xảy ra được E + F → G + H (2) Phản ứng cần năng lượng, không tự xảy ra Phản ứng (1) được gọi là liên hợp với phản ứng (2) vì khi tiến hành nó đã cung cấp năng lượng làm cho phản ứng (2) cũng xảy ra được. Ví dụ: Sự tổng hợp glucoza-6-photphat (G6P) trong cơ thể được thực hiện do liên hợp giữa hai phản ứng: Acginin photphat + H2O → Acginin + H3PO4 sinh năng lượng Glucoza + H3PO4 → G6P + H2O cần năng lượng Khi liên hợp, phản ứng tổng cộng sẽ là: Acginin photphat + Glucoza → G6P + Acginin Câu hỏi và bài tập: 5.1. Nồng độ các chất phản ứng ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng như thế nào? Hãy phát biểu và viết biểu thức của định luật tác dụng khối lượng. Bậc phản ứng là gì? 5.2. Phân biệt bậc phản ứng và phân tử số của phản ứng. 5.3. Phản ứng 2NO + O2 → 2NO2 là một phản ứng đơn giản. Tốc độ phản ứng thay đổi như thế nào khi: Tăng nồng độ O2 lên 4 lần. 5.4. Nhiệt độ ảnh hưởng như thế nào đến tốc độ phản ứng, thể hiện qua biểu thức và qui tắc nào? 5.5. Một phản ứng có hệ số nhiệt độ γ = 3,1. Hỏi khi tăng nhiệt độ thêm 40o, tốc độ phản ứng tăng lên bao nhiêu lần? 36
Bài 4: Động hóa học 5.6. Hệ số nhiệt độ của một phản ứng bằng 3. Hỏi phải tăng nhiệt độ lên bao nhiêu độ để tốc độ phản ứng tăng lên 243 lần? 5.7. Trình bày nội dung cơ bản của thuyết hoạt hóa. Năng lượng hoạt hóa của một phản ứng là gì? 5.8. Tại sao sự có mặt của chất xúc tác lại làm tăng tốc độ phản ứng. Vẽ và giải thích giản đồ năng lượng của phản ứng khi có và không có mặt chất xúc tác. 5.9. Hằng số cân bằng của một phản ứng là gì? Hãy phát biểu và minh họa nguyên lý chuyển dịch cân bằng qua các ví dụ. 5.10. Các cân bằng sau đây chuyển dịch thế nào khi tăng nhiệt độ, tăng áp suất: a) N2 + O2 ↔ 2NO - Q b) 2CO + 2H2 ↔ CH4 + CO2 + Q c) CaO + CO2 ↔ CaCO3 + Q d) N2O4 ↔ 2NO2 - Q 5.11. Thế nào là phản ứng thuận nghịch, phản ứng nối tiếp? Cho ví dụ. 5.12. Cho ví dụ về phản ứng dây chuyền. Những giai đoạn cơ bản của một phản ứng dây chuyền. 37
Bài 5: Đại cương về dung dịch BÀI 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ DUNG DỊCH * Các hệ phân tán và dung dịch: Hệ phân tán là những hệ trong đó có ít nhất một chất phân bố (gọi là chất phân tán) vào một chất khác (gọi là môi trường phân tán) dưới dạng những hạt có kích thước nhỏ bé. Dựa vào kích thước hạt, người ta chia thành: - Hệ phân tán phân tử - ion hay còn gọi là dung dịch thực. Ví dụ dung dịch muối axit, bazơ Kích thước hạt ở đây 100 nm. Trong chương này chúng ta đề cập đến dung dịch phân tử và những tính chất chung của chúng. 1. Định nghĩa và phân loại dung dịch Dung dịch là một hệ đồng nhất của hai hay nhiều chất có tỉ lệ khác nhau thay đổi trong một phạm vi rộng. Từ định nghĩa đó có thể có: - Dung dịch rắn, ví dụ các hợp kim. - Dung dịch khí, ví dụ không khí. - Dung dịch lỏng, ví dụ dung dịch của các chất rắn (đường, NaCl ), khí (O2, NH3 ), lỏng (C2H5OH, benzen ) trong nước. Các nhà hóa học và sinh học thường tiếp xúc với các dung dịch lỏng mà chất lỏng ở đây thường là nước. Trong các dung dịch này, nước là môi trường phân tán được gọi là dung môi, các chất phân tán gọi là các chất tan. Theo bản chất của chất tan, người ta phân chia thành: - Dung dịch không điện li: Chất tan có mặt trong dung dịch dưới dạng phân tử. Ví dụ dung dịch đường, C2H5OH, O2 trong nước. - Dung dịch điện li: Trong dung dịch có mặt cả phân tử và ion. Ví dụ dung dịch của các muối, axit, bazơ trong nước. 2. Nồng độ dung dịch Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị chất tan trong dung dịch. Có một số cách biểu thị nồng độ tùy thuộc vào mục đích sử dụng. 2.1. Nồng độ phần trăm. Kí hiệu % 38
Bài 5: Đại cương về dung dịch Nồng độ phần trăm biểu thị bằng số gam chất tan trong 100 gam dung dịch. Ví dụ: Dung dịch huyết thanh ngọt là dung dịch glucoza 5% (5 gam glucoza hòa tan trong 95 gam nước). 2.2. Nồng độ mol hay mol/lít. Kí hiệu M Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung dịch. Ví dụ: Dung dịch NaOH 0,1 M là dung dịch có 4 gam NaOH trong 1 lít dung dịch. Muốn có dung dịch này, người ta phải cân chính xác 4 gam NaOH và thêm nước đến thể tích cuối cùng là 1 lít. 2.3. Nồng độ đương lượng. Kí hiệu N Nồng độ đương lượng được biểu thị bằng số đương lượng gam chất tan trong 1 lít dung dịch. Đương lượng gam của một chất là lượng chất đó tính bằng gam khi phản ứng tương đương (kết hợp hay thay thế) 1 nguyên tử gam hidro (1,008 gam). Đương lượng gam của một chất phụ thuộc vào phản ứng mà nó tham gia vào. * Đương lượng gam của đơn chất Ví dụ 1: Trong phản ứng H2 + 1/2 O2 = H2O 16 gam oxi kết hợp với 2 nguyên tử gam hidro. Vậy đương lượng gam của oxi ( E ) O2 là 16/2 = 8 gam. Ví dụ 2: Trong phản ứng: Mg + 2HCl = H2 + MgCl2 24 gam Mg đã thay thế 2 nguyên tử gam hidro. Vậy EMg = 24/2 = 12 gam Như vậy: Đương lượng gam của một đơn chất bằng nguyên tử gam của nó chia cho hóa trị. Lưu ý: Đối với những nguyên tố có nhiều hóa trị thì đương lượng gam của nó có thể khác nhau. Ví dụ: Trong các phản ứng sau đây: Fe + 1/2 O2 = FeO EFe = 56 g/2 2Fe + 3/2O2 = Fe2O3 EFe = 56 g/3 * Đương lượng gam của hợp chất tham gia phản ứng trao đổi: Ví dụ 1: Trong phản ứng: NaOH + HCl = NaCl + H2O 40 g NaOH phản ứng tương đương với 1 phân tử HCl (36,5 g) tức là tương đương với 1 nguyên tử gam hidro. Vì vậy ENaOH = 40g/l và EHCl = 36,5 g/l. 39
Bài 5: Đại cương về dung dịch Ví dụ 2: Trong phản ứng 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O 1 phân tử gam H3PO4 khi phản ứng tương đương với 2 nguyên tử gam hidro: E = M / 2 H3PO4 H3PO4 Như vậy: Đương lượng gam của một chất trong phản ứng trao đổi bằng phân tử gam chia cho số điện tích dương hay âm mà một phân tử chất đó đã trao đổi. * Đương lượng gam của hợp chất tham gia phản ứng oxi - hóa khử Ví dụ: Trong phản ứng: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Một phân tử gam KMnO4 nhận 5 mol electron (tương đương với 5 nguyên tử gam hidro). Vì vậy E = M /5. Tương tự E = M /1. KMnO4 KMnO4 FeSO4 FeSO4 Như vậy: Đương lượng gam của một chất trong phản ứng oxi - hóa khử bằng phân tử gam của chất đó chia cho số electron mà một phân tử chất đó cho hoặc nhận. Ví dụ: Tính đương lượng gam của axit oxalic trong các phản ứng sau đây và cho biết muốn pha được dung dịch 0,1N của axit này cần phải tiến hành như thế nào? H2C2O4 + 2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O (1) H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O (2) + Giải: Trong phản ứng (1) H2C2O4 trao đổi 2 điện tích dương (2H ) hay 2 điện tích âm 2- (C2O4 ). Vì vậy E = M / 2 H2SO4 H 2SO4 +3 +4 Trong phản ứng (2) một phân tử H2C2O4 cho đi 2e (2C → C ). Vì vậy đương lượng gam của H2C2O4 trong phản ứng này cũng bằng M/2. Muốn pha dung dịch H2C2O4 0,1 N ta phải cân chính xác 4,5 gam H2C2O4 và thêm nước đến thể tích 1 lít. Nồng độ đương lượng gam được sử dụng rộng rãi trong hóa học, đặc biệt trong hóa học phân tích. Từ định nghĩa về đương lượng gam có thể suy ra rằng: Khi hai chất phản ứng vừa đủ với nhau thì số đương lượng gam đã phản ứng của chất này đúng bằng số đương lượng gam đã phản ứng của chất kia. Ví dụ: Nếu VA lít dung dịch chất A nồng độ NA phản ứng vừa đủ với VB lít dung dịch chất B có nồng độ NB. Khi đó ta có: VA . NA = VB . NB Đó là biểu thức của định luật đương lượng: "Các chất hóa học (đơn chất hay hợp chất phản ứng với nhau theo cùng số đương lượng gam" đợc sử dụng trong hóa học phân tích để xác định nồng độ của chất tan trong dung dịch. 2.4. Nồng độ molan. Kí hiệu m 40
Bài 5: Đại cương về dung dịch Nồng độ molan biểu thị số mol chất tan trong 1000 gam dung môi. Ví dụ: Dung dịch glucoza 0,5 m là dung dịch gồm 90 gam glucoza trong 1000 gam nước. 2.5. 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: ni Ni = ∑ ni Ni: nồng độ phần mol của chất i ni: số mol chất i ∑ni: tổng số mol của các chất tạo nên dung dịch 3. Áp suất thẩm thấu của dung dịch 3.1. 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). 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. 3.2. 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. 41
Bài 5: Đại cương về dung dịch 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 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. 4. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông của dung dịch 4.1. 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 (hình 2) Hình 2 4.2. 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. Trong khi đó để đạt được áp suất 1 at, cần phải tăng nhiệt độ của dung dịch hơn 100oC. 42
Bài 5: Đại cương về dung dịch 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. 4.3. 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 của dung môi và dung dịch được gọi là độ hạ điểm đông của dung dịch, kí hiệu ΔTd. 4.4. 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 o o Dung môi Ts C ks Td C kd H2O 100 0,52 0 1,86 C6H6 80 2,57 5,5 5,12 C2H5OH 79 1,19 C6H5OH 3,04 40 7,27 C6H12 81 2,79 6,5 2,02 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: 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 Giải: ΔTd = 0 - (- 2,12) = 2,12 10 1000 100 m = = MA 100 MA 43
Bài 5: Đại cương về dung dịch 100 2,12 = 1,86 MA Từ đó: MA = 92 gam 5. Áp suất thẩm thấu, nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông của dung dịch điện li 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 . m ΔTd = i. kd . m 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 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. Câu hỏi và bài tập: 1. Định nghĩa các nồng độ: phần trăm (%), mol (M), molan (m), đương lượng gam (N). 2. Nêu qui tắc tính đương lượng gam của một chất trong phản ứng trao đổi, phản ứng oxi - hóa khử. 3. Phát biểu định luật đương lượng và nêu ứng dụng của định luật đó trong tính toán của phân tích thể tích. 4. Trình bày hiện tượng thẩm thấu. Phát biểu định luật Van Hốp về áp suất thẩm thấu. 5. Áp suất hơi trên dung dịch, nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc của dung dịch. 6. Định luật Raun và các phương pháp nghiệm sôi và nghiệm lạnh. 7. Dung dịch trongnước của chất A 0,184 gam trong 100 ml dung dịch có áp suất thẩm thấu 560 mmHg ở 30oC. Tính khối lượng phân tử chất A. 8. Dung dịch trong nước của chất B 3 gam trong 250 ml dung dịch ở 12oC có áp suất 0,82 at. Tính khối lượng phân tử của B. 44
Bài 5: Đại cương về dung dịch 9. Tính nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc của dung dịch 9 gam glucoza trong 100 gam nước. 10. Dung dịch glixerin 1,38 gam trong 100 gam nước đông đặc ở -0,279oC. Tính khối lượng phân tử của glixerin. 11. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa 0,244 gam axit benzoic trong 20 gam benzen là 5,232oC. Xác định dạng tụ hợp phân tử của nó trong benzen. Biết rằng benzen đông đặc o ở 5,478 C. kd của benzen là 4,9. 45
Bài 6: Dung dịch các chất điện li BÀI 6: DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI 1. Một số khái niệm và đại lượng về dung dịch chất điện li 1.1. Thuyết điện li. Arêniux - 1884 (Arrehnius - Thụy Điển) 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. 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. * 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 + NO3 + - NaCH3COO → Na + CH3COO + - RNH3Cl → RNH3 + Cl - Một số axit, bazơ vô cơ mạnh như: + 2- H2SO4 → 2H + SO4 NaOH → Na+ + OH- * 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 + NO2 + - H2CO3 H + HCO3 + - NH4OH NH4 + OH - Hầu hết các axit bazơ hữu cơ như: + - CH3COOH H + CH3COO - R-NH2 + H2O R-NH3 + OH - Các ion phức như: 4- 2+ - [Fe(CN)6] Fe + 6CN 1.2. 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: 46
Bài 6: Dung dịch các chất điện li AB A+ + B- Hằng số cân bằng của quá trình phân li một chất điện li yếu: [A+ ][B− ] K = [AB] được gọi là hằng số điện li, kí hiệu là K. 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 + − [H ][CH3COO ] Ka = [CH3COOH] 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 − [RNH3][OH ] Kb = [RNH2 ] Nếu AB là một ion phức thì K được gọi là hằng số không bền, kí hiệu Kkb. Ví dụ: 4- 2+ - [Fe(CN)6] Fe + 6CN [Fe2+ ][CN − ]6 K = kb 4− [Fe(CN)6 ] Trong tính toán người ta sử dụng đại lượng pK với qui ước pK = -lgK. Như vậy, tương ứng ta sẽ có pKa, pKb, pKkb Một chất điện li có pK càng nhỏ thì có khả năng điện li càng mạnh trong dung dịch. 1.3. 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 n0. n α = n0 Độ điện li được biểu diễn bằng phần trăm (%). 47
Bài 6: Dung dịch các 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. 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. 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. Giữa K của một chất điện li yếu và α có mối tương quan như sau: Nếu AB là chất điện li yếu có hằng số điện li K, trong dung dịch có cân bằng: AB ⇔ A+ + B- Gọi nồng độ ban đầu của AB là C, 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: [A+ ][B− ] CαCα Cα2 K = = = [AB] C(1 − α) 1 − α Khi α << 1 (α < 0,1) có thể coi 1 - α ≈ 1, khiđó ta có biểu thức đơn giản hơn: K α ≈ C Các biểu thức trên cho phép tính hằng số K khi biết độ điện li α ở một nồng độ xác định và ngược lại. Ví dụ 1: Tính hằng số điện li của CH3COOH biết rằng dung dịch 0,1M có độ điện li 0,0132 (0,0132)2101 K = = 1,76 . 105 1 − 0,0132 -4 Ví dụ 2: Hằng số điện li của HNO2 = 5.10 . Hỏi dung dịch có nồng độ bao nhiêu để điện li bằng 20% K 5.10−4 C = = = 1,25 . 102M α2 (0,2)2 48
Bài 6: Dung dịch các chất điện li Biểu thức cho thấy: Độ điện li tỉ lệ nghịch với căn bậc 2 của nồng độ chất điện li. Đó là nội dung của định luật pha loãng Oxvan. Khi nồng độ giảm, nghĩa là khi pha loãng thì độ điện li α của dung dịch tăng lên. 1.4. Sự điện li của nước - Tích số ion của nước - pH Nước là chất điện li rất yếu. + - H2O H + OH hằng số điện li của nước ở 20oC: + − [H ][OH ] -16 K = = 1,8 . 10 [H2O] ≈ 55,5 mol/l [H2O] + - -16 -14 Từ đó: Kn = [H ] [OH ] = 55,5.1,8.10 = 10 gọi là tích số ion của nước. 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 10-7 pH > 7 1.5. 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. Ví dụ: Một chất chỉ thị pH là axit thì trong dung dịch có cân bằng phân li: HInd H+ + Ind- Màu dạng axit Màu dạng bazơ pH chuyển màu Phenolphtalein không màu hồng 8 - 10 Quì tím hồng xanh 5 - 8 Metyl đỏ hồng vàng 4,4 - 6,2 Metyl da cam da cam vàng 3,1 - 4,5 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). 49
Bài 6: Dung dịch các chất điện li Ví dụ: Với metyl đỏ thì ở pH 6,2 có màu vàng (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 một 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. 2. Axit và bazơ 2.1. Thuyết proton về axit - bazơ. Bronstet, 1923 (Bronsted - Đan Mạch) Theo Bronstet: axit là chất có khả năng nhường proton, bazơ là chất có khả năng nhận proton: + - CH3COOH H + CH3COO + + NH4 H + NH3 + + R-NH3 H + R-NH2 hay tổng quát ta có: HA H+ + A Một axit HA khi phân li cho ra proton và một bazơ A-. HA/A được gọi là một cặp axit - bazơ liên hợp. 2.2. Thuyết electron về axit - bazơ của Liuyt (Lewis) Axit là chất có khả năng nhận cặp electron, còn bazơ là chất có khả năng cho cặp electron. H+ (HCl) OH- (NaOH) H+ : O: H H + + R N : + H → R-NH3 H Theo định nghĩa của Lewis thì những phản ứng không có sự trao đổi proton cũng thuộc loại phản ứng axit - bazơ. Ví dụ: 50
Bài 6: Dung dịch các chất điện li F H F H F − B + : N − H → F − B − N − H F H F H Thuyết Lewis thường được sử dụng trong hóa học hữu cơ. 2.3. Sự điện li của axit và bazơ trong nước HCl → H+ + Cl- + - CH3COOH → H + CH3COO Vì ion H+ có thể tích nhỏ nên mật độ điện tích lớn do đó nó có thể tham gia vào tương + tác với các phân tử nước tạo ra ion hidroxoni H3O . Vì vậy phản ứng phân li của axit thực chất là phản ứng của nó với nước. + - HCl + H2O → H3O + Cl + - CH3COOH + H2O H3O + CH3COO + - HA + H2O H3O + A Tuy nhiên để đơn giản, người ta vẫn viết: HA H+ + A- [H+ ][A− ] và hằng số điện li vẫn được tính bằng biểu thức: Ka = [HA] Tương tự như vậy, sự điện li của một bazơ là phản ứng của nó với nước để tạo ra ion OH-. Ví dụ: - NH3 + H2O NH4 + OH - - CH3COO + H2O CH3COOH + OH + − [NH4 ][OH ] và hằng số điện li được tính bằng biểu thức: Kb = [NH3] Để thuận lợi, người ta còn dùng đại lượng pKa và pKb với qui ước: pKa = -lgKa và 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 pKa + pKb = pKn = 14 Ví dụ: - Đối với cặp: CH3COOH/CH3COO - Sự điện li của axit CH3COOH CH3COOH + OH 51
Bài 6: Dung dịch các chất điện li + − [H ][CH3COO ] Ka = [CH3COOH] - - Sự điện li của bazơ liên hợp: CH3COO + H2O CH3COOH + OH − [OH ][CH3COOH] Kb = [CH3COO] + - Từ đó Ka . Kb = [H ] [OH ] = Ka hay pKa + pKb = pKn = 14 Chú ý: Đối với một cặp axit - bazơ liên hợp dạng axit càng mạnh thì dạng bazơ liên hợp càng yếu. 52
Bài 6: Dung dịch các chất điện li Bảng 1. Hằng số điện li (Ka) và pKa của một số axit yếu Tên axit Công thức phân tử Ka pKa A. Oxalic HOOC-COOH 7,5 . 10-2 1,27 5,4 . 10-5 4,27 -3 A. Photphoric H3PO4 7,5 . 10 2,13 6,2 . 10-8 7,21 2,2 . 10-2 11,66 -3 A. Malonic HOOCCH2COOH 1,5 . 10 2,83 2,0 . 10-6 5,70 -3 A. Salixilic O-HOC6H4COOH 1,0 . 10 3,00 A. Fumaric HOOCCH=CHCOOH 9,0 . 10-4 3,05 3,0 . 10-5 5,52 -4 A. Xitric CH2COHCH2(COOH)3 8,0 . 10 3,10 2,0 . 10-5 4,70 4,0 . 10-6 6,39 A. Flohidric HF 6,5 . 10-4 3,19 -4 A. Nitrơ HNO2 4,5 . 10 3,35 A. Malie HOOCCHOHCOOH 4,0 . 10-4 4,39 8,0 . 10-6 5,10 A. Fomic HCOOH 1,8 . 10-4 3,74 -4 A. Lactic CH3CHOHCOOH 1,4 . 10 3,86 -5 A. Benzoic C6H5COOH 6,5 . 10 4,19 -5 A. Xucxinic HOOC(CH2)2COOH 6,3 . 10 4,20 2,4 . 10-6 5,63 -5 A. Acrilic CH2=CHCOOH 5,5 . 10 4,26 -5 A. Axetic CH3COOH 1,8 . 10 4,76 -5 A. Kaproic CH3(CH2)4COOH 1,6 . 10 4,81 -5 A. Butiric CH3(CH2)2COOH 1,5 . 10 4,82 -5 A. Izobutiric CH3CH3CHCOOH 1,4 . 10 4,85 -5 A. Propionic CH3CH2COOH 1,4 . 10 4,85 -7 A. Cacbonic H2CO3 4,3 . 10 6,37 5,6 . 10-11 10,26 -7 A. Sunfuhidric H2S 1,1 . 10 6,96 1,0 . 10-14 14,00 A. Hipoclorơ HClO 3,1 . 10-8 7,51 A. Xianhidric HCN 4,9 . 10-10 9,31 -10 A. Phenic C6H5OH 1,0 . 10 10,00 53
Bài 6: Dung dịch các chất điện li Bảng 2. Hằng số điện li (Kb) và pKb của một số bazơ yếu Tên bazơ Công thức phân tử Kb pKb -4 Dietylamin (C2H5)2NH 9,6 . 10 3,02 -4 Etylamin C2H5NH2 5,6. 10 3,25 -4 n-Butylamin CH3(CH2)3NHS 4,1. 10 3,39 -4 Metylamin CH3NH2 3,7. 10 3,43 -5 Amoniac NH3 1,8. 10 4,74 -6 Hidrazin H2N-NH2 1,7. 10 5,77 Tris 1,2. 10-6 5,92 -8 Hidroxylamin H2NOH 1,1. 10 7,97 -9 Piridin C5H5NH 1,7. 10 8,77 -10 Anilin C6H5NH2 3,8. 10 9,42 -14 Ure (NH2)2CO 1,5. 10 13,82 2.4. pH của dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh * Axit mạnh phân li hoàn toàn trong dung dịch: + n- HnA → NH + A + Ca [H ] = n.Ca pH = -lg [H+] = -lg n.Ca Ví dụ: Tính pH của dung dịch H2SO4 0,05M: pH = -lg 2.0,05 = 1 * Bazơ mạnh phân li hoàn toàn trong dung dịch: - n+ B(OH)n → nOH + B - Cb [OH ] = n.Cb K 10−14 [H+] = n = − [OH ] n.Cb 10−14 pH = -lg = 14 + lg n.Cb n.Cb Ví dụ: Tính pH của dung dịch Ba(OH)2 0,01M pH = 14 + lg 2.0,01 = 12,3 2.5. pH của dung dịch axit yếu Trong dung dịch axit yếu phân li theo phương trình: 54
Bài 6: Dung dịch các chất điện li HA H+ + A- + Ca [H ] = ? [H+ ][A− ] Ka = [HA] + - + Lưu ý rằng [H ] = [A ], [HA] = Ca - [H ]. Thay vào biểu thức Ka: [H+ ]2 K = a + Ca − [H ] Giải phương trình bậc hai này ta được [H+] và tính được pH. Kinh nghiệm cho thấy khi Ca không quá nhỏ (không nhỏ hơn 0,01) và Ka không quá -4 + lớn (không lớn hơn 10 ) thì có thể coi Ca - [H ] ≈ Ca. + 1/2 Từ đó: [H ] = (Ka . Ca) + 1 pH = - lg [H ] = (-lgKa - lgCa) 2 1 pH = (pKa - lgCa) 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch axit axetic 0,01M biết pKa = 4,7 1 pH = (4,76 - lg10-2) = 3,88 2 2.6. pH của dung dịch bazơ yếu Trong dung dịch, bazơ yếu phân li theo phương trình: + - B + H2O BH + OH - + Cb [OH ] = ? [H ] = ? [BH+ ][OH− ] Kb = [B] + - - Lưu ý rằng [BH ] = [OH ], [B] = Cb - [OH ]. Thay vào biểu thức Kb: [OH−]2 K = a − Cb − [OH ] Giải phương trình bậc hai này ta được [OH-] và tính được [H+] và pH. - Trong trường hợp gần đúng coi Cb - [OH ] ≈ Cb - 1/2 Từ đó: [OH ] = (Kb . Cb) 55
Bài 6: Dung dịch các chất điện li 10−14 H+ = 1/ 2 (Kb .Cb ) 1 pH = 14 - (pKb - lgCb) 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch anilin nồng độ 0,01M, biết pKb = 9,4 1 pH = 14 - (9,4 - lg10-2) = 8,3 2 3. Sự điện li của các axit hay bazơ yếu nhiều nấc Đối với những chất điện li này, ví dụ: H3PO4, H2CO3, Pb(OH)2, thì sự điện li trong dung dịch gồm nhiều nấc và mỗi nấc có một giá trị K điện li tương ứng. Ví dụ: + - H3PO4 ⇔ H + H2PO4 K1 - + 2- H2PO4 ⇔ H + HPO4 K2 2- + 3- HPO4 ⇔ H + PO4 K3 Hằng số điện li K1 thường có giá trị lớn gấp hàng chục nghìn lần so với K2, vì vậy trong những tính toán thông thường người ta chỉ chú ý đến nấc phân li thứ nhất. Ví dụ: Tính nồng độ các ion trong dung dịch H2CO3 0,1M Trong dung dịch có cân bằng điện li sau đây: + - -7 H3CO3 ⇔ H + HCO3 K1 = 4,2 .10 - + 2- -11 HCO3 ⇔ H + CO3 K2 = 5,6.10 + - -14 H2O ⇔ H + OH KH2O= 10 + - Vì K1 >> K2; K1 >> KH2O nên có thể coi [H ] do HCO3 và H2O phân li ra không đáng + kể so với [H ] do H2CO3 phân li ra. + - Khi đó [H ] ≈ [HCO3 ]. Từ cân bằng phân li nấc thứ nhất, ta có: + - H3CO3 ⇔ H + HCO3 K1 0,1 - x x x x2 x2 = K1 hoặc ≈ K1 0,1 0,1 + - -4 x = [H ] ≈ [HCO3 ] ≈ 2,05 . 10 Từ cân bằng phân li nấc thứ 2: - + 2- HCO3 ⇔ H + CO3 K2 56
Bài 6: Dung dịch các chất điện li [H+ ][CO 2− ] K = 3 2 − [HCO3 ] 2- -4 Từ đó: [CO3 ] = K2 = 5,6 . 10 M - -4 -2 và [HCO3 ] = 0,1 - x = 0,1 - 2,05. 10 = 9,98 . 10 M 4. 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 + Cl - + NaCH3COO → CH3COO + Na + Ion NH4 là một axit nên trong dung dịch phân li theo phản ứng: + + NH4 + H2O NH3 + H3O - Ion CH3COO là một bazơ nên trong dung dịch phân li theo phản ứng: - - CH3COO + H2O CH3COOH + OH Vì vậy pH của các dung dịch này được tính theo các công thức: 1 pH = (pKa - lgCa) 2 1 pH = 14 - (pKb - lgCb) 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch (NH4)2SO4 0,05M, biết pK = 4,76 NH3 + Ca = [NH4 ] = 2 . 0,05 = 0,1M pK + = 14 - pK NH = 9,24 NH 4 3 1 pH = (9,24 - lg0,1) = 5,12 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaHCOO 0,01M, biết pKHCOOH = 3,76 - Cb = [HCOO ] = 0,1M pK = 14 - pK = 10,24 HCOO= HCOOH 1 pH = (10,24 - lg0,01) = 7,88 2 Đối với dung dịch muối tạo bởi một axit yếu và bazơ yếu, pH không phụ thuộc vào nồng độ muối mà chỉ phụ thuộc vào pKa và pKb của axit và bazơ tạo ra muối đó. 57
Bài 6: Dung dịch các chất điện li 1 pH = (14 + pKa - pKb) 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch NH4NO2 biết pK =4,76 và pK =3,4 NH3 HNO2 1 pH = (14 + 3,4 - 4,76) = 6,32 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch NH4CN biết pK =4,76 và pKHCN=9,31 NH3 1 pH = (14 + 9,31 - 4,76) = 9,27 2 5. Dung dịch đệm 5.1. Định nghĩa Dung dịch đệm là dung dịch có pH thay đổi không đáng kể khi thêm vào đó một ít axit, bazơ hay khi pha loãng chúng. 5.2. Thành phần của dung dịch đệm và cơ chế tác dụng đệm Một hệ đệm có thể gồm những chất sau: CH3COOH + NaCH3COO NaHCO3 + Na2CO3 NH4Cl + NH3 axit + bazơ liên hợp Một cách tổng quát trong hệ đệm có mặt đồng thời với một tương quan đáng kể của hai dạng axit và bazơ của một cặp axit - bazơ liên hợp. Nghĩa là trong dung dịch đệm luôn luôn tồn tại cân bằng: HA H+ + A- Vì vậy khi thêm vào dung dịch đệm H+, cân bằng trên sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch tạo ra axit điện li yếu HA. Ngược lại, khi thêm bazơ (OH-) hay pha loãng, nồng độ H+ bị giảm xuống thì đồng thời cân bằng sẽ chuyển theo chiều thuận để tạo thêm H+ và do đó pH không bị thay đổi. 6.3. pH của dung dịch đệm Giả sử dung dịch đệm gồm axit HA với nồng độ [HA], hằng số Ka và dạng bazơ liên hợp A với nồng độ [A-]. Từ cân bằng điện li: HA H+ + A- axit bazơ liên hợp + − [H ][A ] + [HA] Ka = [H ] = Ka [HA] [A− ] 58
Bài 6: Dung dịch các chất điện li [A− ] pH = pKa + lg [HA] Một cách tổng quát pH của dung dịch đệm: [bazo liªn hîp] pH = pKa + lg [axit liªn hîp] Phương trình trên được gọi là phương trình Henderson - Hassellbalch. [bazo liªn hîp] Lưu ý: Tỉ số nồng độ cũng là tỉ số mol của bazơ liên hợp và axit [axit liªn hîp] liên hợp trong dung dịch đệm. Dựa vào phương trình Henderson - Hassellbalch, ta có thể: - * Tính pH của một dung dịch đệm nếu biết pKa, [A ], [HA] Ví dụ: Tính pH của dung dịch đệm gồm: 100 ml dung dịch CH3COOH 0,1M và 50 ml dung dịch NaCH3COO 0,4M [0,05 × 0,4] pH = 4,76 + lg = 5,06 [0,1× 0,1] Kinh nghiệm cho thấy, để đảm bảo một dung dịch đệm có khả năng đệm tốt thì nồng độ của một dạng này (axit hay bazơ liên hợp) không nên gấp quá 10 lần nồng độ của dạng kia. Điều đó cũng có nghĩa là một dung dịch đệm có khả năng đệm tốt trong khoảng pH = pKa ± 1. * Tính được Ka hay pKa của axit tạo ra dung dịch đệm nếu chủ động biết tỉ số nồng độ bazơ liên hợp/axit liên hợp và pH của dung dịch đệm. Ví dụ: Xác định pKa của axit lactic (CH3CHOHCOOH) biết dung dịch chứa 0,01 mol axit lactic và 0,087 mol natri lactat (CH3CHOHCOONa) có pH = 4,8. [lactat] pH = pKa + lg [lactic] [lactat] [0,087] pKa = pH - lg = 4,8 - lg = 3,86 [lactic] [0,01] 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. 59
Bài 6: Dung dịch các chất điện li Ví dụ: Đối với AgCl + - AgCl(r) Ag + Cl Hằng 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: n+ m- AmBn mA + nB Ta có: n+ m m- n TAmBn = [A ] . [B ] 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. Tích số tan của một số hợp chất trong nước cho bảng 3. Bảng 3. Tích số tan của một chất điện li ở 25oC Chất điện li Tích số tan (T) Chất điện li Tích số tan (T) -10 -6 AgCl 1,78. 10 CaSO4 9,1 . 10 -13 -7 AgBr 5,3. 10 Hg2SO4 6,2 . 10 -17 -5 AgI 8,3. 10 Ag2SO4 7,7 . 10 -16 -33 gCn 1,4. 10 Al(OH)3 1,9 . 10 -12 -20 AgSCN 1,1. 10 Cu(OH)2 5,6 . 10 -12 -38 Ag2CrO4 4. 10 Fe(OH)3 3,8 . 10 -5 -16 Hg2Cl2 1,7. 10 Fe(OH)2 7,9 . 10 -9 -12 PbI2 9,8. 10 Mg(OH)2 7,1 . 10 -5 -16 PbCl2 1,7. 10 Zn(OH)2 3 . 10 -9 -36 BaCO3 5,1. 10 CuS 6,3 . 10 -9 -19 CaCO3 4,8. 10 FeS 8 . 10 -5 -28 MgCO3 1. 10 PbS 3 . 10 -10 -23 BaSO4 1,1 . 10 ZnS 1,2 . 10 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). 60
Bài 6: Dung dịch các chất điện li o -10 Ví dụ: Tính độ tan của BaSO4 trong nước biết T ở nhiệt độ 25 C là 1.1.10 . BaSO4 Gọi S là độ ta của BaSO4, ta có: 2+ 2- BaSO4 → Ba + SO4 S mol/l S mol/ion/l S mol ion/l 2+ 2- S mol BaSO4 hòa tan phân li hoàn toàn thành S mol ion Ba và SO4 2+ 2- [Ba ] [SO4 ] = S . S = T BaSO4 S = T = 1,1 . 10-10 = 1,05 . 10-5 mol/l 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 T = 1,1 . 10-9. Pb 2 2+ - Pb + 2I ⇔ PbI2↓ Nồng độ các ion sau khi trộn: [Pb2+] = [I-] = 5.10-3 mol/l [Pb2+] . [I-]2 = 1,25 .10-7 > T Pb 2 Vì vậy có kết tủa được tạo ra. Nồng độ KI sau khi pha loãng là 10-4 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 < T Pb 2 Vì vậy không có kết tủa được tạo ra. Câu hỏi và bài tập: 1. Tích số ion của nước là gì? pH là gì? Nó cho biết điều gì? 2. Tính pH của các dung dịch có nồng độ ion [H+] bằng 10-2; 10-7; 10-9; 3,1.10-2; 9.10-8 mol/l. 3. Tính pH của các dung dịch sau: H2SO4 0,05M; HCl 0,001M; NaOH 0,01M; Ca(OH)2 0,02M. 4. Định nghĩa axit - bazơ theo Bronstet. Trong những chất sau đây, chất nào là axit, bazơ. Viết các dạng axit hay bazơ liên hợp của chúng: NH4Cl; NH3; NaHCO3; C2H5NH2; CH3COONa; H2O Na2SO4; C6H5NH3Cl; NaNO2; H2N-CH-COOH 61
Bài 6: Dung dịch các chất điện li Dựa vào đại lượng nào có thể so sánh được độ mạnh của một axit hay bazơ. 5. Tính độ điện li của các dung dịch sau: CH3COOH 0,02M và CH3COOH 0,02M + CH3COONa 0,02M CH3COOH 0,2M và CH3COOH 0,02M + CH3COONa 0,2M. 6. Sự điện li của một axit yếu, công thức tính pH của dung dịch axit yếu, biết nồng độ Ca, pKa. Tính pH của các dung dịch: CH3COOH; HCOOH; HNO2; NaH2PO4; HCN có nồng độ 0,01M. 7. Sự điện li của một bazơ yếu, công thức tính pH của dung dịch bazơ yếu, biết nồng độ Cb và pKb. Tính pH của các dung dịch: NH3; C2H5NH2; C6H5NH2; NH2OH có nồng độ 0,01M. 8. Định nghĩa dung dịch đệm, thành phần của dung dịch đệm (tổng quát). Hãy giải thích cơ chế tác dụng đệm của các dung dịch đệm sau: a) Photphat NaH2PO4/Na2HPO4 b) Cacbonat NaHCO3/Na2CO3 c) Amoni NH4Cl/NH3 9. Công thức tổng quát tính pH của một dung dịch đệm. Tính pH của dung dịch đệm gồm: 100 ml NaHCO3 0,1M và 25 ml Na2CO3 0.2M 62
Bài 7: Điện hóa học BÀI 7: ĐIỆN HÓA HỌC 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. 1. Phản ứng oxi - hóa khử 1.1. 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: 0 +2 0 +2 Zn + Cu SO4 → Cu + Zn SO4 −2 +2 −1 0 C 2H5OH + Cu O → CH3 C HO + Cu + H2O Trong phản ứng oxi - hóa khử, ít nhất có hai cặp oxi - hóa khử. Ở hai ví dụ trên ta có các cặp: 2+ 2+ - 2+ Zn / Zn; Cu /Cu và CH3CHO/C2H5OH ; MnO4 /Mn Dạng oxi - hóa là dạng có số oxi - hóa dương hơn và được viết trước. Dạng khử có oxi - hóa nhỏ hơn và được viết sau. 1.2. Cân bằng phản ứng oxi - hóa khử Để cân bằng phản ứng oxi - hóa khử, người ta thực hiện một số bước sau đây: - Xét sự thay đổi số oxi - hóa của các nguyên tố. - Viết phương trình thu nhường electron, từ đó xác định hệ số của phương trình ion rút gọn. - Cân bằng phương trình phân tử. Ví dụ: Cân bằng phương trình phản ứng: +7 +4 +2 +6 K MnO4 + Na2 SO3 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Na2 SO4 + H2O 2 Mn+7 + 5e → Mn+2 5 S+4 - 2e → S+6 2Mn+7 + 5S+4 → 2Mn+2 + 5S+6 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O 63
Bài 7: Điện hóa học 1.3. 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). 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. Ví dụ: 2+ 2+ 0 0 Zn + Cu → Zn + Cu vì ε Cu 2+ / Cu > ε Zn2+ / Zn kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dịch muối. + 2+ 0 + 0 2+ Mg + 2H → Mg + H2 vì ε 2H / H > ε Mg / Mg kim loại hoạt động đẩy hidro ra khỏi axit. + 0 2+ 0 2+ Phản ứng Cu + 2H không xảy ra vì ε Cu / Cu > ε 2H / H 2 64
Bài 7: Điện hóa học Bảng 1. Thế oxi - hóa khử tiêu chuẩn (298oK, pH = 0) của một số cặp Cặp oxi - hóa khử Phản ứng ε0 (V) K+/K K+ + e = K - 2,92 Ca2+/Ca Ca2+ + 2e = Ca - 2,87 Na+/Na Na+ + e = Na - 2,71 Mg2+/Mg Mg2+ + 2e = Mg - 2,36 Al3+/Al Al3+ + 3e = Al - 1,85 - 2H2O/H2 2H2O + 2e = H2 + 2OH - 0,83 Zn2+/Zn Zn2+ + 2e = Zn - 0,76 Cr3+/Cr Cr3+ + 3e = Cr - 0,74 Fe2+/Fe Fe2+ + 2e = Fe - 0,44 Cr3+/Cr2+ Cr3+ + e = Cr2+ - 0,41 Co2+/Co Co2+ + e = Co - 0,28 Ni2+/Ni Ni2+ + 2e = Ni - 0,25 Sn2+/Sn Sn2+ + 2e = Sn - 0,14 Pb2+/Pb Pb2+ + 2e = Pb - 0,13 Fe3+/Fe Fe3+ + 3e = Fe - 0,04 + + 2H /H2 2H + 2e = H2 0,00 Sn4+/Sn2+ Sn4+ + 2e = Sn2+ + 0,15 Cu2+/Cu Cu2+ + 2e = Cu + 0,34 - - I2/2I I2 + 2e = 2I + 0,54 - - - MnO4 / MnO2 MnO4 + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH + 0,59 Fe3+/Fe2+ Fe3+ + e = Fe2+ + 0,77 Ag+/Ag Ag+ + e = Ag + 0,80 - - + NO3 /NO NO3 + 4H + 3e = NO + 2H2O + 0,96 - - Br2/2Br Br2 + 2e = 2Br + 1,07 2- + O2/2O2 O2 + 4H + 4e = 2H2O + 1,23 2- 3+ 2- + 3+ Cr2O7 /Cr Cr2O7 + 14H + 6e = 2Cr + 7H2O + 1,33 - - Cl2/2Cl Cl2 + 2e = 2Cl + 1,36 Au3+/Au Au3+ + 3e = Au + 1,42 - 2+ - + 2+ MnO4 /Mn MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H2O + 1,51 - - F2/2F F2 + 2e = 2F + 2,86 65
Bài 7: Điện hóa học 2. 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. 2.1. 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. 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: Zn - 2e → Zn2+ ở cực dương: Cu2+ + 2e → Cu Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu 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? 2.2. 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: Me - ne = Men+ Tùy thuộc vào bản chất của kim loại và nồng độ ion có thể xảy ra hai trường hợp: 66
Bài 7: Điện hóa học Hình 2 - 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. 2.3. Công thức Nec Có thể biểu diễn phản ứng tổng quát trên một điện cực bất kì như sau: Ox + ne = Kh Nec đã rút ra công thức thế điện cực (kí hiệu là ε): RT [Ox] ε = ε0 + ln (1) nF [Kh] ε: thế điện cực ε0: thế điện cực tiêu chuẩn hay thế oxi - hóa tiêu chuẩn của cặp Ox/Kh R: hằng số khí = 8,3 jun/mol.K T: nhiệt độ tuyệt đối F: số Faraday 96500 C n: số electron thu hay nhường trên phản ứng điện cực [Ox], [Kh] tương ứng là nồng độ dạng oxi - hóa và dạng khử Nếu thay các giá trị của F, R, lấy nhiệt độ T = 25 + 273 = 298oK và chuyển ln thành lg thì phản ứng Nec có dạng: 0,059 [Ox] ε = ε0 + lg (2) n [Kh] Ví dụ: Đối với điện cực đồng: Cu2+ + 2e → Cu ta có: 67
Bài 7: Điện hóa học 2+ 0 0,059 [Cu ] ε 2+ = ε 2+ + lg [Cu] coi như = 1 Cu / Cu Cu / Cu 2 [Cu] khi đó: 0 0,059 2+ ε 2+ = ε 2+ + lg[Cu ] Cu / Cu Cu / Cu 2 Tương tự như vậy đối với điện cực kẽm: Zn - 2e → Zn2+ ta có: 0 0,059 2+ ε 2+ = ε 2+ + lg[Zn ] Zn / Zn Zn / Zn 2 2.4. Sức điện động của pin Sức điện động của pin là hiệu thế điện cực dương và điện cực âm. Điện cực dương là điện cực có thế lớn hơn. Ví dụ: Đối với pin Danien - Iacobi, ta có: 2+ 0 0 0,059 [Cu ] E = ε 2+ - ε 2+ = ε 2+ - ε 2+ + lg Cu / Cu Zn / Zn Cu / Cu Zn / Zn 2 [Zn2+ ] hay: 0,059 [Cu2+ ] E = E0 + lg 2 [Zn2+ ] E0 = ε0 - ε0 gọi là sức điện động tiêu chuẩn của pin. Cu 2+ / Cu Zn 2+ / Zn Đó là sức điện động khi nồng độ của ion ở điện cực bằng 1. 3. Một số loại điện cực 3.1. Điện cực kim loại: Me/Men+ Gồm kim loại nhúng trong dung dịch chứa ion của nó. Trên điện cực xảy ra phản ứng: Men+ + ne Me Thế điện cực được tính theo công thức Nec: 0 0,059 n+ ε n+ = ε n+ + lg[Me ] (3) Me / Me Me / Me n Hình 3 3.2. Điện cực khí + * Điện cực hidro chuẩn: (Pt) H2/2H 1M 68
Bài 7: Điện hóa học + 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: + 2H + 2e H2 0 0,059 + ε + = ε + + lg[H ] H / H2 H / H2 2 Người ta thừa nhận: ε0 = 0, do đó: H + / H 2 Vì [H+] = 1M nên điện cực hidro chuẩn có: Hình 4 ε0 = 0 H2 Điện cực hidro chuẩn được dùng để xác định thế oxi - hóa khử chuẩn của các cặp oxi - hóa khử. 3.3. 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: 3+ 2+ - 2+ + (Pt)/Fe , Fe ; (Pt) / MnO4 , Mn , H Kim loại trơ đóng vai trò tiếp nhận và chuyển electron giữa hai dạng oxi - hóa và dạng khử. 0 0,059 [Ox] εOx/Kh = ε Ox/Kh + lg (4) n [Kh] Điện cực oxi - hóa khử của sắt: Fe3+ + e Fe2+ Hình 5 3+ 0 0,059 [Fe ] ε 3+ 2+ = ε 3+ 2+ + lg Fe / Fe Fe / Fe 1 [Fe2+ ] - 3.4. Điện cực calomen: Hg/Hg2Cl2, Cl Điện cực calomen có thể có hình dạng khác nhau nhưng luôn luôn gồm thủy ngân nằm - cân bằng với ion Cl gián tiếp qua muối khó tan Hg2Cl2 (calomen). 69