Bài giảng Lý thuyết Hoá vô cơ

 e có spin ngược dấuSố e tối đa trong 1 phân lớp : trong 1 phân lớp c ó ( 2l + 1 ) orbital do đó có 2 ( 2l + 1 ) eSố e tối đa trong 1 l ớp =Σ2.(2l + 1)= 2 + 6 + 10 ++ 2 [2( n – 1 ) + 1 ]cấp số cộng n số hạng, công sai d = 4 .Theo công thức tính tổng cấp số cộng Sn = (n / 2) [ 2u1 + ( n – 1 ).d ] = (n / 2) [ 4 + ( n – 1 ). 4 ] = 2.n22.2- Nguyên lý bền vững : trạng thái năng lượng thấp Quy tắc kleckowski : trong nguyên tử nhiều e chúng được xắp xếp sao cho tổng (n + l ) ngày càng tăng . Khi tồng đó bằng nhau thì n nhỏ xếp trước n lớn xếp sau(đưa dãy phân mức năng lượng để giải thích )*Lý thuyết Hóa vô cơ*1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5 p 6s 4f 5d 6p7s1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 72.3- Quy tắc Hund : các e xắp xếp vào các orbital sao cho tổng spin lớn nhấtVí dụ Z = 6 , 8 , 9 C O F Xét các khả năng xắp xếp vào các orbitalVí dụ Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 không bền, chuyển thành 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s13d5 phải có thêm đại lượng số hạng quang phổ *Lý thuyết Hóa vô cơ*Trạng thái lượng tử của các nguyên tử được xác định bằng trạng thái lượng tử của các e . Trong các nguyên tử không nặng lắm thì tương tác chủ yếu là tương tác của các mô men orbital li của các e đ ể tạo thành mô men orbital tổng L của các nguyên tửTương tự các mô men spin si của các e tương tác với nhau taọ mô men spin tổng S của các nguyên tử L và S tương tác với nhau tạo mô men động lượng toàn phần J của nguyên tử L : Số lượng tử orbital của nguyên tử L = 0 , 1 , 2 , 3 , 4 , 5 tương ứng với các trạng thái S P D F G*Lý thuyết Hóa vô cơ*S : có thể chấp nhận giá trị = 0 bằng các số nguyên hoặc = ½ số nguyên J : Số lượng tử nội của nguyên tử có thể chấp nhận giá trị  0Số hạng Roxen- xondoc : là hệ LSMLMS Hệ có n electron ML = Σ ml L =lMLl MS = Σ ms S = lMSl. L mang các giá trị từ L -LS mang các giá trị từ S  -STính J theo 3 quy tắc hund :1- Trạng thái có trị số S cực đại có năng lượng thấp nhất2- Với cùng trị số S trạng thái có L cực đại có năng lượng thấp nhất3- Với cùng trị số L và S :- Nếu số e  nưả bão hoà thì J = L – S ứng với năng lượng thấp nhất- Nếu số e  nưả bão hoà thì J = L + S ứng với năng lượng thấp nhất*Lý thuyết Hóa vô cơ**Lý thuyết Hóa vô cơ*Kí hiệu số hạng quang phổ nguyên tử 2S +1 LJ 2S + 1 : Độ bội quang phổ là số những mức năng lượng , ứng với mỗi giá trị của J có 1 mức năng lượngcho biết số e độc thân trong 1 nguyên tử = (độ bội quang phổ - 1)- cho biết có bao nhiêu giá trị của J- cho biết vạch quang phổ kép bị tách ra làm bao nhiêu vạch trong điện trườngV í d ụ : C : 1s2 2s2 2p2 Tính cho 3 khả năng ↑↑px py :MS = ±1 S = 1 ; ML = - 1 L = 1↑↑px pz : S = 1 ; ML = 0 L = 0 Loại theo hund-2↑↑py pz : S = 1 ; ML = + 1 L = 1 Trang thai PJ = L – S = 0  số hạng quang phổ nguyên tử của C là 3P0 Tương tự  số hạng quang phổ nguyên tử của N là 4S3/2  số hạng quang phổ nguyên tử của O là 3P2  số hạng quang phổ nguyên tử của F là 2P3/2  số hạng quang phổ nguyên tử của Ne là 1S0 Nhận xét : Từ p1  p3 ; d1d5 ; f1f7 điền độc thân lần lượt từ trái sang phải hoặc ngược lạiTừ p4p6 ; d6d10 ; f8f14 ghép đôi lần lượt từ trái sang phải hoặc ngược lạiVí dụ : 24 Cr số hạng quang phổ nguyên tử 7S3Trường hợp sớm nửa bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d4 ns1 (n-1) d5 sớm bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d9 ns1 (n-1)d10Trường hợp vội vã bão hoà phân lớp d : ns2 ( n-1 ) d8 ns0 (n-1) d10Các bước tiến hành :- viết cấu hình e bình thường- kiểm tra e độc thân qua số hạng quang phổ- viết theo số e độc thân của số hạng quang phổ theo hiện tượng sớm nửa bão hoàtính để kiểm tra lại số hạng quang phổTương tự làm cho 42Mo 7S3 ; 74 W 5D0*Lý thuyết Hóa vô cơ*Bài tập : viết cấu hình eXac định vị trí trong bảng tuần hoàn các nguyên tố: ô, chu kỳ, nhóm A (hoặc B) các nguyên tử : 20 1S021 2D3/2 ; 22 3F2 ; 23 4F3/2 25 (Mn) 6S5/2 ; 26 5D4 ; 27 4F9/2 28 3F429 (Cu) 2S1/2 ; 46 1S0 ; 47 (Ag) 2S1/2*Lý thuyết Hóa vô cơ*4- Định luật tuần hoànHệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học4.1- Tại sao có hiện tượng tuần hoàn Tính chất các chất phụ thuộc 2 yếu tố - số e các lớp ngoài và chủ yếu là lớp ngoài cùng- năng lượng liên kết của các e bên ngoài với hạt nhânV í d ụ : Z = 11 , 19 . Z = 35 , 53 viết cấu hình e có sự lập lại tính chất lập lại - nêu một số tính chất giống nhau của nhóm IA và nhóm VIIA4.2- Tại sao có chu kỳChu kỳ bao gồm các nguyên tố có cùng trị số n . Chu kỳ mở đầu ns1 kết thúc ở np61s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s Ck 2 ck 4 ck 6mỗi khi xây dựng một lớp e mới lại xuất hiện một chu kỳ mới 4.3- Nhóm : tập hợp các nguyên tố có số e hoá trị dương bằng nhau và Bằng số nhómE hoá trị là những e c ó khả năng tham gia vào việc hình thành các liên kết hoá trị , những e nằm ngoài cấu hình bão hoà hoặc giả bão hoàthoả mãn cấu hình S = 2n2 là bão hoà . Không thoả mãn là giả bão hoà*Lý thuyết Hóa vô cơ*Ví dụ : Z = 15, 17, 35 e hoá trị nằm ngoài cấu hìnhbão hoàZ = 19, 25, 26, 53, 56 e hoá trị nằm ngoài cấu hình giả bão hoàNhóm A : gồm các nguyên tố có phân mức năng lượng cao nhất là s v à p . số e hoá trị của nhóm A = số e lớp ngoài cùngV í d ụ : Z = 20, 35, 56Nhóm B : gồm các nguyên tố có phân mức năng lượng cao nhất là d v à f. Số e hoá trị bằng số e lớp ngoài cùng + s ố e lớp sát ngoài cùng chưa bão hoà V í d ụ : 26, 47, 25*Lý thuyết Hóa vô cơ*5- Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất quan trọng5.1- Tính kim loại , phi kim5.1.1- Năng lượng ion hoánăng lượng cần thiết để tách e ra khỏi nguyên tử tự do ở trạng thái không kích thích H – 1e = H+ - 13,6 ev1ev. N = 23 kcal/ molH – 1e = H+ - 312 kcalM – 1e = M+ - I1M+ - 1e = M2+ - I2M2+ - 1e = M3+- I3 năng lượng ion hoá thứ baM -3e = M3+ - ( I1 + I2 +I3 )Khi hệ có  1e Năng lượng ion hoá I được xác định bằng công thứcI = ( Z-  )2. IH/ n2Xác định hằng số chắn  theo 2 phương pháp- Phương pháp thực nghiệm :biến đổi từ biểu thức trên  = Z- n.(I / IH )1/2 ( I, IH )đã được xác định bằng thực nghiệm *Lý thuyết Hóa vô cơ* bằng lý thuyết- Theo quy tắc sletter :  phụ thuộc+ tỷ lệ thuận với số e+ vị trí của e trong nguyên tử+ sự đối xứng của các orbital+ e độc thân hay ghép đôiQuy tắc : các e được chia làm các nhóm nsp ; ndf ; 1s . Khi tách e ở nsp mỗi e trong cùng nhóm nghiên cứu góp hợp phần  = 0,35. Mỗi e ở lớp sát bên trong góp hợp phần  = 0,85 . Mỗi e ở bên trong nữa và sâu hơnnữa góp hợp phần  = 1Khi tách e ndf mỗi e trong cùng lớp nghiên cứu góp hợp phần  = 0,35các e còn lại bên trong đều góp hơp phần  = 1Khi tách e 1s thì e còn lại góp hợp phần  = 0,3Các e ở lớp ngoài lớp e nghiên cứu thì không có ảnh hưởng gìTổng phần chắn của các e trừ e nghiên cứu là hằng số chắn e trong nguyên tử đó *Lý thuyết Hóa vô cơ*Ví dụ 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6-Tách e thứ nhất:+ tách 4s = 1. 0,35 + 14. 0,85 + 10. 1 = 22,25I = ( Z-  )2 . IH / n2 = ( 26 – 22,25 )2. IH / 42 = 0,88IH+Tách 3d  = 5.0,35 + 18.1 = 19,75I = ( 26 – 19,75 )2 .IH / 32 = 4,34IH  khi tách e thứ nhất sẽ tách ở 4s- Tách e thứ hai :+ tách 4s   = 21,9 I = 1,05 IH+ tách 3d . Kết quả tương tự trên khi tách e thứ hai sẽ tách ở 4s- tách e thứ ba : + tách 3d kết quả tương tự trên+ tách 3p = 7. 0,35 + 8. 0,85 + 2.1 = 11,25 I = 23,79 IH  khi tách e thứ ba sẽ tách ở 3d*Lý thuyết Hóa vô cơ*cấu hình e của Fe2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s03d6cấu hình e của Fe3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s03d5Tương tự xét cho 24 Cr số hạng quang phổ 7S3 25 Mn số hạng quang phổ 6S5/2 29 Cu số hạng quang phổ 2S1/2 47 Ag số hạng quang phổ 2S1/2Viết cấu hình e nguyên tử , cấu hình e các ion Cr2+ , Cr3+ , Mn2+ , Mn3+ , Cu+ , Cu2+ , Ag+ , Ag2+ trên cơ sở tính năng lượng ion hoá I*Lý thuyết Hóa vô cơ*Sự biến đổi I theo chiều chu kìH He13,6 24,6Li Be B C N O F Ne5,39 9,32 8,30 11,26 14,53 13,61 17,42 21,50 ev Max Min Max Min Nói chung từ đầu đến cuối chu kì I tăng dần nhưng không đơn điệu đều xuất hiện 2 cực đại phụ và 2 cực tiểu phụVẽ đồ thị I – Z cho chu kì 2Vẽ đồ thị I – Z cho các chu kì Xét bán định lượng theo biểu thức I = ( Z -  )2 . IH / n2Theo chiều chu kì Z tăng 1 đơn vị  tăng 0,35 ,( z- σ ) tăng n = constan I tăngTính kim loại giảm*Lý thuyết Hóa vô cơ*Sự biến đổi I theo chiều nhóm AXét sự biến đổi ( Z -  ) của các cặp 11Na và 19K ; 20Ca và 38Sr ; 12Mg và 20Ca ; 8O và 16S 24Cr và 42Mo MSMLMS đều 7S3 : Không đổi 4Be và 12Mg tăng 6.0,15 = 0,9 đơn vịTheo công thức tính I theo chiều nhóm A giá trị ( Z -  ) = constan hoặc tăng 0,9 đơn vịn tăng 1 đơn vị  I giảm , tính kim loại tăng *Lý thuyết Hóa vô cơ*5.1.2- Ái lực với e ( E )Là năng lượng toả ra hay thu vào khi 1 nguyên tử ở trạng thái tự do , không kích thích nhận e dể tạo thành ion âmvới các phi kim mạnh nguyên tử nhận e toả năng lượng lớnF Cl Br I3,62 3,82 3,54 3,24 evKhả năng nhận e Cl  F Tính fi kim F  Cl ( khả năng hoạt động hoá học )Phân biệt tính phi kim và khả năng nhận e của phi kimDựa vào chu trình born- haber :½ Cl2 (K) + e  Cl-aq HqtHlk  Hh ClK E Cl-KTheo hetx : Hqt = Hlk + E + HhHqt đặc trưng cho khả năng hoạt động hoá họcE đặc trưng cho khả năng nhận e*Lý thuyết Hóa vô cơ*Phân biệt tính kim loại và khả năng nhường e của kloạiDựa vào chu trình born- haber Na(r)  Na+(aq) Hqt Hhl  Nal  HmlHbh  Nak I Na+K Theo hetx : Hqt = Hhl +Hbh + I + HmlHqt đặc trưng cho khả năng hoạt động hoá học của kim loạiI đặc trưng cho khả năng nhường e của kim loại Xác định E theo chu trình Born- haberNa(r) + ½ Cl2(K)  NaCl(r) Hqt Na(r) Na(l) Na(k) Na+(k) Hhl + Hbh + I½ Cl2(K)  Cl (K)  Cl- (K) Hlk + ENa+(k) +Cl- (K)  NaCl(r) Hml Hqt = Hhl + Hbh + I + Hlk + E + Hml ( 1 )Các đại lượng trong ( 1 ) đều biết từ thực nghiệm trừ E*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.2- Độ âm điệnLà đại lượng đặc trưng cho khả năng của 1 nguyên tử trong phân tử hút e về phía mình ( I và E xét trong nguyên tử tự do , không kích thích )5.2.1- Phương pháp xác định độ âm điện theo paulinDựa vào dữ kiện năng lượng liên kết = EAB – ½ [ EA-A + EB-B ]EA-B năng lượng liên kết của phân tử A-BEA-A năng lượng liên kết của phân tử A-AEB-B năng lượng liên kết của phân tử B-BĐưa khái niệmTính hiệu ứng nhiệt theo năng lượng liên kết*Lý thuyết Hóa vô cơ*Khi  = 0 nghĩa là trong phân tử A-B : A và B hút e về phía mình với mức độ như nhauKhi   0 trong phân tử A-B hoặc A hoặc B hút e về phía mình mạnh hơn độ âm điện của A và B khác nhauPhương trình kinh nghiệm xA – xB = 0,208 Từ HF : chọn xH = 2,1  xF = 4 Từ CsF: có xF = 4  xCs = 0,7Hiện đang dùng thang độ âm điện của paolin*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.2.2- Phương pháp Maliken :Nếu A + B  AB có 2 khả năng  A+ B- ( 1 )  A- B+ ( 2 )Nghiên cứu sự biến đổi năng lượng theo ( 1 )IA – EB : năng lượng phải tiêu tốn Nếu theo ( 2 ) :IB – EA: năng lượng phải tiêu tốn Giả sử ( 1 ) xảy ra  IA – EB  IB – EA  IA + EA IB + EB Độ âm điện của A Độ âm điện của BĐộ âm điện của nguyên tố = tổng năng lượng ion hoá và ái lực với eX = I + EXLi = 5,39 + 0,54XF = 17,41 + 3,62Nếu coi xLi = 1  xF = 4 sẽ trùng với thang của paolin*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.3- Bán kính nguyên tử , bán kính ion5.3.1- Bán kính nguyên tửDo bản chất sóng của các e  không thể nói bán kính nguyên tử , bán kính ion một cách nghiêm ngặt và cũng không thể tách riêng 1nguyên tử và ion để đo bán kínhThể tích mol V = A / dThể tích 1 nguyên tử V = M / d.6,023.1023nếu coi mỗi nguyên tử như 1 khối cầu thì chúng chỉ chiếm khoảng 74 thể tích1 mol nguyên tử  V = M. 0,74 / d. 6,023. 1023Thể tích khối cầu V = 4..r3  r = Bán kính gắn liền với kiểu liên kết : bán kính cộng hoá trị bằng nửa khoảng cách giữa 2 hạt nhân trong phân tử đơn chất liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị đơnXác định d qua tính toán : Trình bày bài toán phân tử H2 theo thuyết VBSơ đồ E – r (anstron ) khi 2e có spin cùng dấu và khác dấuSự phân bố mật độ e khi 2e có spin cùng dấu và khác dấu Khi đo được d trong phân tử H2  r = d /2  rH2 = d /2 = 0,53*Lý thuyết Hóa vô cơ*Công thức tính gần đúng r = .n2 /Z -  : hằng sốn : số lượng tử chínhZ : điện tích hạt nhân : hằng số chắngiải thích sự biến thiên r theo chiều chu kì và chiều nhóm A qua công thức*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.3.2- Bán kính ion Khó xác định hơn bán kính của nguyên tử- Phương pháp Gonsmit : Có phân tử A+ B- . Độ phân cực của ion tỷ lệ với r3 . Chọn 2 nguyên tử có  như nhau 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 9F 1s2 2s2 2p5 Na+ 1s2 2s2 2p6 3s0 F- 1s2 2s2 2p6R như nhau đo d sau đó chia 2 biết Na+  Cl- trong dNaClbiết Cl-  Cs+ trong dCsCl- theo paolin r =  . n2 / z - rNa+ + rCl- = d ( 1 )rNa+ = .n2 / 11 - rCl- = .n2 / 9 -   rNa+ / rCl- = 9 -  / 11 -  ( 2 )giải hệ  rNa+ và rCl- .Kết quả paulin và gonsmit như nhau*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.4- Hoá trịLà đại lượng đặc trưng cho khả năng nguyên tử của 1 nguyên tố tạo thành 1số liên kết hoá học nhất định – hoá trị là độ đo liên kết hoá học . Hoá trị gắn liền với kiểu liên kếtHoá trị trong liên kết ion được xác định bằng số oxyhoá của ion trong phân tử chất đó . Ví dụ trong NaCl : Na điện hoá trị 1, Cl điện hoá trị 1 trong AlCl3 : Al điện hoá trị 3, Cl điện hoá trị 1 Hoá trị trong liên kết cộng hoá trị được tính bằng số liên kết - số cặp e dùng chung – Khái niệm hoá trị theo VB : số e độc thân ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích . Ví dụ11Na 12Mg 13Al 6C 15P 16S 17Cl I II III II,IV III,V IV,VI I,III,V,VIIViết cấu hình e mô tả e độc thân ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích*Lý thuyết Hóa vô cơ*Chú ý : hoá trị cao nhất bằng số nhóm chỉ đúng từ chu kì 3N ở chu kì 2 chỉ có hoá trị tối đa là IV – không có trạng thái kích thíchMô tả sự xen phủ các orbital thuần khiết, hoá trị của các nguyên tốs-s H2s-p HClp-p Cl2 , N2*Lý thuyết Hóa vô cơ*Sự lai hoá các orbital sp, sp2, sp3 và sự xen phủ các orbital, hoá trị của các nguyên tố trong các phân tử tương ứng- BeCl2, BeF2, CO2: lai hoá sp-SO2 , SO3 , NO2, N2O4, N2O5, HNO3; HNO2: lai hoá sp2- P2O5, H3PO3, H3PO4, , H2CO3, CO32-, NH3 , H2O , H2S, H2SO3, H2SO4NH4+, H2S2O8, H2S2O3 : lai hoá sp3 Số oxyhoá là hoá trị mang tính hình thức : trình bày các quy ước về số oxyhoáKẻ bảng sự biến thiên số oxyhoa + và – theo chiều chu kì : từ nhóm IV trở đi có nhiều trạng thái oxyhoa theo quy luật : số oxyhoa + cao nhất bằng số nhóm số oxyhoa - thấp nhất bằng số nhóm trừ 8-Các nguyên tố ở nhóm B không theo quy luật trên : ví dụNhóm VIII : 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ở trạng thái kích thích cặp e ở 4s chuyển sang độc thân ở 4p – có 6 e độc thân – hoá trị VI44Ru 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d6 ở trạng thái kích thích cặp e ở 5s chuyển sang độc thân ở 5p , cặp e ở 4d chuyển sang độc thân ở 4f – có 8e độc thân – hoá trị VIII*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.5- Sự biến thiên tính axit-bazơ của các hydroxytChu kì 3NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 HAlO2.H2O H2SiO3.H2O H3PO4.H2O H2SO4.2H2O HClO4.3H2OBz m bz yếu lưỡng tính ax yếu ax yếu ax mạnh ax mạnh nhấtTính bazơ giảm , tính axit tăng dần . Giải thích qua 3 đại lượng5.5.1- Độ phân cực của liên kếtTrong 1dung môi phân cực liên kết càng phân cực – mô men lưỡng cực  càng lớn thì chúng càng dễ bị tác dụng của các mô men lưỡng cực của các phân tử dung môi, do đó liên kết càng có nhiều khả năng bị tách NaHSO4  Na+ + HSO4-HSO4-  H+ + SO42-Liên kết Na-O phân cực hơn  phân ly hoàn toàn trong H2OLiên kết H-O kém phân cực hơn  Điện ly thuận nghịchLiên kết S-O rất kém phân cực  không điện lyNa-O  H-O  S-O*Lý thuyết Hóa vô cơ*NaCl độ bền  SCl6 nhưng trong dung dịch NaCl điện ly hoàn toàn SCl6 không điện ly  nói chính xác hơn : Trong dung môi phân cực thì liên kết nào càng phân cực thì càng có nhiều khả năng bị phân lyĐộ phân cực của liên kết chủ yếu phụ thuộc vào hiệu số độ âm điệnXét phân tử M-O-H xét vào liên kết M-Ox =  xO – xM Theo chiều chu kì xM tăng  x giảm do đó tính bazơ giảm dần*Lý thuyết Hóa vô cơ*Căn cứ vào độ phân cực của liên kết để tính  ion ion 46-47 : hợp chất lưỡng tínhCàng lớn hơn thì càng bazơCàng nhỏ hơn thì càng axitH2SO4 tinh ax  HNO2 ( ion 15  7 )  so sánh dựa vào  ion là tương đối Liên kết  ion O-H 28 Na-O 66 -Be-O 47 -Ca-O 63 ═Al-O 46 ≡Si-O 35 ═N-O 7 N+5-O 6 Cr+6-O 21 S+6-O 15 *Lý thuyết Hóa vô cơ*5.5.2- Độ bền liên kếtM-O-H liên kết O-H trong một loạt các hydroxyt gần giống nhau  phải xét độ bền của liên kết M-O .Nếu là liên kết ion thì dùng mô hình cotxen Na-O-H-Ca-O-H coi các ion là những quả cầu cứng . Nếu liên kết không phải là ion thì coi liên kết là ion sau đó bổ xung bằng sự phân cực hoá ion, sự phân cực hoá ion làm giảm tính chất ion và làm tăng tính chất cộng hoá trị của liên kếtMOH  M+ + OH- tách kiểu bazơ tương ứng với lực tách FbMOH  H+ + MO- tách kiểu axit tương ứng với lực tách Fa Fa  Fb tách kiểu bazơFb  Fa tách kiểu axit+Xét lực tách kiểu bazơ Fb = q(+) . q(-) .e2 /  ( rM+ + rO2- )2Xét theo chiều chu kì : q(-) , e , rO2- , = constan q(+) tăng, rM+ giảm  Fb tăng  tính bazơ giảm tính axit tăngXét theo chiều nhóm A : q(+), q(-), e, rO2-,  = constan rM+ tăng  Fb giảm  tính bazơ tăng, tính axit giảm *Lý thuyết Hóa vô cơ*5.5.3- Sự phân cực hoá ionTrong dung dịch hay trong tinh thể các ion không ở trạng thái cô lập mà được bao quanh bởi các ion khác – như 1bảng tụ điện  các ion bị phân cực- hiện tượng đó được gọi là sự phân cực hoá ion . Sự phân cực hoá ion có tác dụng 2 chiều :- Bị động - đặt anion cạnh cation, anion có bán kính lớn  lớp vỏ dễ bị biến dạng – đó là tác dụng bị động và được đo bằng độ biến dạng, cũng được gọi là độ phân cực của anion ( khác với độ phân cực của liên kết M-O ). R anion càng lớn càng dễ bị biến dạng. Cation có r nhỏ  không để ý đến độ phân cực hoá của cation  trong sự phân cực hoá ion không nói đến sự biến dạng của cation-chủ động : tác dụng phân cực hoá chủ yếu chú ý tới cation làm phân cực hoá anion, tác dụng này được biểu thị bằng công thứcEp = .Zc2.e2 / rc4*Lý thuyết Hóa vô cơ*Ep = .Zc2.e2 / rc4 Zc điện tích của cation rc bán kính của cation độ phân cực, đặc trưng cho đối tượng mà cation đó phân cực(  khác nhau với M-O và M-S )kết quả của sự phân cực hoá ion : làm giảm độ phân cực của liên kết , làm tăng độ bền của liên kết . Giải thích sự biến thiên Ep theo chiều chu kì và nhóm A-chiều chu kì : ,e = constan ZC tăng, rC giảm  Ep tăng, làm giảm độ phân cực của liên kết làm tăng độ bền của liên kết  tính bazơ giảm, tính axit tăng-chiều nhóm A : ,e,zC = constan rC tăng  Ep giảm  làm tăng độ phân cực của liên kết, làm giảm độ bền của liên kết  tính bazơ tăng , tính axit giảm*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.6- Ảnh hưởng của các trạng thái oxyhoa khác nhau đến tính axit, bazơ của các hydroxyt của 1 nguyên tốHClO HClO2 HClO3 HClO4 Tính axit tăngAx hypoclorơ Ax clorơ Ax cloric Ax pecloricXét H-O-Cl giải thích tính axit tăng theo chiều từ trái qua phải theo 3 đại lượng : độ phân cực của liên kết , độ bền liên kết và độ phân cực hoá ionKhi trạng thái oxyhoa tăng thì độ âm điện tăng  x = xO – xCl giảm   giảm (Tính bazo giảm), tính axit tăngTheo độ bền liên kết – lực tách kiểu bazơ Fb = q(+) . q(-) .e2 /  ( rM+ + rO2- )2từ trái sang phải q(-), e, , rO2- = constan q(+) tăng, rM+ giảm  Fb tăng  (Tính bazo giảm)tính axit tăngTheo độ phân cực hoá ion Ep = .Zc2.e2 / rc4 từ trái sang phải , e = constan zC tăng , rC giảm  Ep tăng  làm giảm độ phân cực của liên kết, làm tăng độ bền của liên kết (Tính bazo giảm) tính axit tăng*Lý thuyết Hóa vô cơ*5.7- Tính chất hydruaChu kì 2 nhómVA nhómVIA VIIALiH BeH2 ( BH3)2 CH4 NH3 pK =35 H2O 14 HF 3 H2S 7 HCl -7 H2Se 4 HBr -9 H2Te 3 HI -10 Lấy CH4 làm chuẩn : bên trái - từ trái sang phải tính axit tăng bên phải -từ trái sang phải tính axit tăng ( khi tính phi kim tăng )Theo chiều nhóm A : từ trên xuống tính axit tăng ( khi tính phi kim giảm ) cái gì quy định tính axit  tính axit và sự liên quan giữa tính axit với tính phi kimGiải quyết vấn đề : trong dung dịch nướcHXaq  H+aq + X-aq G0  0 khi G0 càng âm thì quá trìng càng dễ xảy ra và tính axit càng mạnh . S của 4 quá trình này đêu âm  so sánh các H của các phản ứng*Lý thuyết Hóa vô cơ*HXaq  H+aq + X-aq H0pu H0bh H0h(H) H0h(X) H+K X-K H0pl IH E HXK  HK + XK Theo hetx và theo chu trình Bonr-haber ở trên ta có :H0pu = H0bh + H0pl + IH + H0h(H) + E + H0h(X) 0 0 0 0 0 0*Lý thuyết Hóa vô cơ*H0pl độ bền của hydrua E tính phi kim ( chính xác hơn là khả năng nhận e )-Theo chiều chu kì H0pl không lệch nhau nhiều E khác nhau nhiều : càng phi kim khả năng nhận e càng l