CHƯƠNG 1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

I.MỞ ĐẦUI.1.Thành phần của nguyên tử

-Nguyên tử gồm:

+ hạt nhân: hạt proton (p): điện tích: +1,602.10-19 C (+1 đvđt)

hạt nơtron (n): điện tích: 0 C

+vỏ nguyên tử: hạt electron (e): điện tích: -1,602.10-19 C (-1 đvđt)

I.1.Thành phần của nguyên tử

-Trong một nguyên tử: số p = số e nguyên tử trung hòa về điện

-Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học:

Z (của nguyên tố) = số p (trong nguyên tử nguyên tố đó)

Z: số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử

số hiệu nguyên tử

I.2.Thuyết lượng tử Planck

- Năng lượng bức xạ do các chất giải phóng hay hấp thụ là dưới dạng những lượng gián đoạn, được gọi là những lượng tử năng lượng.

I.2.Thuyết lượng tử Planck

- Năng lượng E (J) của một lượng tử được tính theo hệ thức Planck:

E = h.υ h: hằng số Planck, h = 6,63.10-34 (J.s)

υ: tần số bức xạ (s-1 ):

υ = c/λ c: tốc độ ánh sáng trong chân không, c = 3.108 m.s-1

λ: độ dài sóng (m)

I.3.Hiệu ứng quang điện

- Là hiện tượng giải phóng ra các electron khỏi bề mặt kim loại dưới tác dụng của bức xạ chiếu vào.

- Điều kiện để có hiệu ứng quang điện:

υ ≥ υo

υ: tần số của bức xạ chiếu vào (s-1 )

υo : tần số giới hạn, ngưỡng quang điện (s-1 )

I.3.Hiệu ứng quang điện

- Phương trình Einstein :

Năng lượng của bức xạ một phần dùng vào việc giải phóng electron khỏi bề mặt kim loại, một phần truyền động năng cho electron.

2

2mvhh o

I.4.Lưỡng tính sóng –hạt của vật chất

Hệ thức de Broglie:

Một vật có khối lượng lớn thì bước sóng sẽ quá nhỏ, có thể bỏ qua tính chất sóng.

mv

h

I.5.Nguyên lý bất định Heisenberg

- Không thể xác định đồng thời chính xác cả vận tốc và tọa độ của vi hạt.

- Nếu một vật chuyển động theo phương x với độ bất định về tọa độ là Δυx thì:

Vì vi hạt có khối lượng m rất nhỏ => độ bất định rất lớn

m

hx x .

I.5.Nguyên lý bất định Heisenberg

=> không thể vẽ được quỹ đạo chuyển động của electron trong nguyên tử

=> không thể áp dụng cơ học cổ điển của Newtơn để tìm hiểu về chuyển động của các electron trong nguyên tử mà cần phải áp dụng cơ học lượng tử.

I.6.Khái niệm về cơ học lượng tử

a.Hàm sóng

- Trạng thái của electron trong nguyên tử ở điểm M(x,y,z) và thời điểm t được mô tả bằng hàm ψ(x,y,z,t), được gọi là hàm sóng (đọc là “pờxi”).

- Mật độ xác suất có mặt electron ở vị trí nào đó: |ψ|2

I.6.Khái niệm về cơ học lượng tử

b.Phương trình Schrodinger (phương trình sóng)

Hψ = Eψ

H: toán tử Hamilton của hệ nghiên cứu

E: năng lượng của electron

Giải phương trình sóng sẽ tìm được:

+ năng lượng E của electron

+hàm sóng ψ mô tả trạng thái của electron trong nguyên tử

II.BỐN SỐ LƯỢNG TỬ- Kết quả giải phương trình Schrodinger chỉ

ra rằng hàm sóng ψ mô tả sự chuyển động của electron xung quanh hạt nhân nguyên tử phụ thuộc vào ba số lượng tử: n, l, m. Do đó hàm ψ được viết là ψnlm .

- Số liệu thực nghiệm và tính toán lý thuyết cho thấy: để mô tả trạng thái của electron trong nguyên tử , cần thêm một số lượng tử thứ tư: ms đặc trưng cho chuyển động riêng (chuyển động tự quay) của electron.

II.1.Số lượng tử chính n

-Giá trị: nguyên dương (1,2,3…)

-Ý nghĩa:

+Các electron trong nguyên tử được chia thành các lớp, mỗi giá trị của n ứng với một lớp electron:

n càng lớn, electron càng xa hạt nhân

n: 1 2 3 4 5 6 7 …

Ký hiệu lớp electron:

K L M N O P Q …

II.1.Số lượng tử chính n

+ Đối với hệ 1e (nguyên tử H, ion dạng H: He+, Li2+ …): n cho biết mức năng lượng của eletron đó:

n min => En min ; En luôn âm.

n=> +vô cùng thì En => 0: khi đó e bị tách khỏi nguyên tử => hình thành ion dương

)(6,132

2

eVn

ZEn

II.1.Số lượng tử chính n

Khi nguyên tử H ở trạng thái cơ bản: e duy nhất ở mức năng lượng thấp nhất ứng với n=1 (lớp K). Nếu cung cấp năng lượng cho H, e có thể chuyển sang mức năng lượng cao hơn (n>1), khi đó nguyên tử H ở trạng thái kích thích. Trạng thái kích thích không bền, e có xu hướng trở về trạng thái có năng lượng thấp hơn và giải phóng năng lượng:

II.1.Số lượng tử chính n

JeV

Jhc

hE

nneVnn

ZEEE nn

19

222

'

10.602,11

)(

)'()()1

'

1(6,13

II.1.Số lượng tử chính n

+ Đối với hệ nhiều e, năng lượng của e phụ thuộc vào 2 số lượng tử n và l, do đó n chỉ cho biết mức năng lượng trung bình của các e trong cùng một lớp.

II.2.Số lượng tử phụ l

-Giá trị: nguyên : 0 => (n-1)

-Ý nghĩa:

+Mỗi lớp electron, từ n=2 trở lên, lại chia thành các phân lớp. Mỗi giá trị của l ứng với một phân lớp:

l: 0 1 2 3 4 5 … n -1

Ký hiệu phân lớp electron:

s p d f g h …

II.2.Số lượng tử phụ l

+ Số lượng tử phụ l cho biết hình dạng của obitan nguyên tử: obitan s hình cầu, obitan p gồm hai quả cầu tiếp xúc nhau ở hạt nhân, obitan d là khối hoa bốn cánh.

+ Đối với nguyên tử nhiều e, năng lượng của các e phụ thuộc vào: n. l

II.3.Số lượng tử từ m

-Giá trị: nguyên : -l … +l (kể cả số 0)

-Ý nghĩa:

Mỗi giá trị của m ứng với một sự định hướng khác nhau của các obitan nguyên tử trong không gian.

Ví dụ:

+l=0 (phân lớp s) => m = 0: phân lớp s chỉ có 1 obitan ứng với 1 sự định hướng trong không gian (obitan s có dạng hình cầu)

II.3.Số lượng tử từ m

+l =1 (phân lớp p) => m = -1,0,1: phân lớp p có 3 obitan ứng với 3 sự định hướng trong không gian:

obitan px dọc theo trục x

obitan pz dọc theo trục z

obitan py dọc theo trục y

+l =2 (phân lớp d) => m = -2,-1,0,1,2: phân lớp d có 5 obitan ứng với 5 sự định hướng trong không gian: dxy, dyz, dzx, dz

2, dx2-y2

+l =3 (phân lớp f) => m = -3,-2,-1,0,1,2,3: phân lớp f có 7 obitan ứng với 7 sự định hướng trong không gian.

II.4. Số lượng tử từ spin ms

- Giá trị : +1/2 hoặc -1/2

- Ý nghĩa: đặc trưng cho chuyển động riêng (chuyển động tự quay) của electron.

KẾT LUẬN

Bốn số lượng tử n, l, m, ms hoàn toàn xác định trạng thái của electron trong nguyên tử:

- 3 số lượng tử n, l, m đặc trưng cho chuyển động của electron xung quanh hạt nhân nguyên tử (chuyển động obitan)

- số lượng tử thử tư: ms đặc trưng cho chuyển động riêng (tự quay ) của electron

III.OBITAN NGUYÊN TỬ (AO-ATOMIC ORBITAL)

- Mỗi hàm sóng ψnlm của electron trong nguyên tử được gọi là một obitan nguyên tử (viết tắt là AO: Atomic Orbital).

- Mỗi AO được đặc trưng bằng ba giá trị của ba số lượng tử: n,l,m.

- Một AO được biểu diễn bằng một ô vuông:

□ và được gọi là ô lượng tử.

III.OBITAN NGUYÊN TỬ

Ví dụ: ψ100 : 1AO 1s

ψ200 : 1AO 2s

ψ21-1 , ψ210, ψ211 : 3AO 2p: 2px, 2pz, 2py

ψ300 : 1AO 3s

ψ31-1 , ψ310, ψ311 : 3AO 3p: 3px, 3pz, 3py

ψ32-2 , ψ32-1, ψ320 , ψ321 , ψ322 : 5AO 3d:

3dxy, 3dyz, 3dzx, 3dz2, 3dx2-y2

IV. QUY LUẬT PHÂN BỐ CÁC ELECTRON TRONG NGUYÊN TỬ

IV.1.Nguyên lý loại trừ Pauli

Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị của bốn số lượng tử n, l, m và ms .(Nguyên lý này đúng cho cả trạng thái kích thích).

=> Trên 1 AO chỉ có tối đa 2e với các giá trị ms trái dấu, 2e này được gọi là 2e ghép đôi và được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược chiều

- Nếu trên 1 AO chỉ có 1e thì e đó được gọi là e độc thân

- Số e tối đa trong mỗi phân lớp

IV.2.Quy tắc Kleskopxki

Sự điền các electron vào một nguyên tử ở trạng thái cơ bản theo thứ tự phân lớp có tổng số n+l tăng dần. Khi hai phân lớp có các giá trị n+l bằng nhau thì electron điền vào phân lớp có giá trị n nhỏ hơn trước.

Thứ tự điền các electron vào các phân lớp trong một nguyên tử ở trạng thái cơ bản:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p 9s…

IV.3.Quy tắc Hund

Khi nguyên tử ở trạng thái cơ bản, nếu có phân lớp chưa đủ số electron tối đa, thì các electron có xu hướng phân bố đều vào các AO (các ô lượng tử) của phân lớp đó sao cho số electron độc thân với các giá trị số lượng tử từ spin ms cùng dấu là lớn nhất.

CHƯƠNG 2. BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ

HÓA HỌC

Năm 1869, nhà bác học Nga Đ.I Mendeleev: khám phá ra định luật tuần hoàn và xếp 63 nguyên tố (đã biết lúc đó) thành bảng tuần hoàn.

Ngày nay, dưới ánh sáng của lý thuyết cấu tạo nguyên tử, người ta nhận thấy bảng tuần hoàn là hệ quả tự nhiên của các quy luật tuần hoàn trong cấu tạo vỏ electron của nguyên tử các nguyên tố.

Sự phát triển của khoa học hiện đại cho phép tìm ra nhiều nguyên tố mới (trên 110 nguyên tố) và hiểu sâu sắc hơn tính chất của chúng. Bảng tuần hoàn có vai trò quan trọng trong nhiều lĩnh vực khoa học.

I. CẤU TẠO CỦA BẢNG TUẦN HOÀN

Trên 110 nguyên tố hóa học được xếp thành bảng tuần hoàn dựa vào 2 nguyên tắc:

-Xếp các nguyên tố theo chiều điện tích hạt nhân nguyên tử Z của chúng tăng dần.

-Những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cấu hình electron hóa trị tương tự nhau được xếp thành cột.

Bảng tuần hoàn hiện nay có bảy chu kỳ, tám nhóm A và 8 nhóm B.

1.CHU KỲ

Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kỳ đều có số lớp e bằng nhau và bằng STT của chu kỳ chứa chúng.

Chu kỳ 1:

Z = 1: H 1s1

Z = 2: He 1s2

Chu kỳ 2:• Z = 3: Li 1s22s1 ([He] 2s1) • Z = 4: Be 1s22s2 ([He] 2s2)• Z = 5: B 1s22s22p1 ([He] 2s22p1)• Z = 6: C 1s22s22p2 ([He] 2s22p2)• Z = 7: N 1s22s22p3 ([He] 2s22p3)• Z = 8: O 1s22s22p4 ([He] 2s22p4) • Z = 9: F 1s22s22p5 ([He] 2s22p5)• Z = 10: Ne 1s22s22p6 ([He] 2s22p6)

Chu kỳ 1: 2 nguyên tố

Chu kỳ 2,3: 8 nguyên tố

Chu kỳ 4,5: 18 nguyên tố

Chu kỳ 6: 32 nguyên tố

Chu kỳ 7: dở dang

2. NHÓM

Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có cấu hình electron hóa trị tương tự nhau tính chất tương tự nhau của các nguyên tố, đơn chất và hợp chất của các nguyên tố trong cùng một nhóm.

a. Nhóm A (pnc):

-Sự điền e cuối cùng vào nguyên tử theo quy tắc Kleskopxki đang diễn ra ở phân lớp ns hoặc np.

- STT của nhóm = số e hóa trị = số e lớp ngoài cùng

VD: Sự điền e cuối cùng vào nguyên tử kết thúc: ns1: nhóm IA np3: nhóm VA ns2: nhóm IIA np4: nhóm VIA np1: nhóm IIIA np5: nhóm VIIA np2: nhóm IVA np6: nhóm VIIIA

b. Nhóm B(pnp)

-Sự điền e cuối cùng vào nguyên tử theo quy tắc Kleskopxki đang diễn ra ở phân lớp (n-1)d hoặc (n-2)f.

-STT của nhóm = số e hóa trị

= số e lớp ngoài cùng + số e phân lớp sát ngoài cùng chưa đầy đủ

Group IIIB: (n-1)d1ns2

• Group IVB: (n-1)d2ns2

• Group VB: (n-1)d3ns2

• Group VIB: (n-1)d4ns2 (n-1)d5ns1

• Group VIIB: (n-1)d5ns2 • Group VIIIB: (n-1)d6,7,8ns2

• Group IB: (n-1)d9ns2 -> (n-1)d10ns1

• Group IIB: (n-1)d10ns2

II.SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HOÀN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC

NGUYÊN TỐ

1.Hiệu ứng chắn và quy luật biến thiên năng lượng của các AO hóa trị

AZZ

eVn

ZE ln

*

2*

2*

, )(6,13

A: hằng số chắn của các e còn lại đối với e đang

xét Z*: điện tích hạt nhân hiệu dụng đối với e đang

xét

1.Hiệu ứng chắn và quy luật biến thiên năng lượng của các AO hóa trị

-Trong 1 nhóm A: từ trên -> dưới: năng lượng của các AO hóa trị tăng (vì e hóa trị có số lượng tử n tăng).

-Trong 1 chu kỳ: từ đầu -> cuối:

hiệu Enp-Ens tăng lên

2.Sự biến thiên bán kính nguyên tử và ion

-Trong 1 chu kỳ: từ trái -> phải: nói chung bán kính nguyên tử giảm dần (vì Z tăng và số lớp e bằng nhau)

-Trong 1 nhóm A: từ trên ->dưới: bán kính nguyên tử tăng dần (vì số lớp e tăng), bán kính ion cùng điện tích tăng dần

3.Sự biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử (I1)

Ví dụ: Li(k,cb) => Li+(k,cb) + e ; I1 > 0

Li+(k,cb) => Li2+

(k,cb) + e ; I2 > I1

Li2+(k,cb) => Li3+

(k,cb) + e ; I3 > I2

k,cb: khí và ở trạng thái cơ bản

3.Sự biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử (I1)

E � : năng lượng của e khi e đó ở xa vô cùng so với hạt nhân: E � = 0

Ee: năng lượng của e khi e đó còn ở trong nguyên tử (nguyên tử chưa bị ion hóa)

eEEI

3.Sự biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử (I1)

- Đối với hệ 1e (nguyên tử H, ion He+, Li2+…):

)(6,13)(6,132

2

2

2

eVn

ZIeV

n

ZEe

- Electron bị bứt ra khỏi nguyên tử hoặc ion khi bị ion hóa là electron có năng lượng lớn nhất (là e ở ngoài cùng, ở xa hạt nhân nhất) VD:V(Z=23)

3.Sự biến thiên năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử (I1)

- Trong 1 chu kỳ: từ trái => phải: nói chung I1

tăng dần

Trong 1 nhóm A: từ trên => dưới: I1 giảm dần

- Sự tuần hoàn thứ cấp ( sự tuần hoàn nội):

VD: chu kỳ 2:

vì cấu hình e bão hòa s2 và bán bão hòa p3 là bền vững hơn.

)(1)(1

)(1)(1

ON

BBe

II

II

4. Ái lực với electron của nguyên tử ( Phần BT-2010- Lê Mậu Quyền)

5. Sự biến thiên độ âm điện của nguyên tử

- Độ âm điện của nguyên tử là khả năng của nó hút cặp e liên kết về phía mình.

VD: Theo Pauling:

5,3;2,2;4 ClHF

=> Trong phân tử HCl thì cặp e liên kết lệch về phía Cl - Trong 1 chu kỳ: từ trái => phải: nói chung độ âm điện tăng dần - Trong 1 nhóm A: từ trên=> dưới: nói chung độ âm điện giảm dần

6.Sự biến thiên tính kim loại và phi kim

- Tất cả các nguyên tố nhóm B, các nhóm IA, IIA, IIIA ( trừ B, H) và một số nguyên tố nhóm IVA: (32Ge 50Sn 82Pb )

VA: ( 51Sb 83Bi )

VIA:( 84Po) là kim loại.

Còn lại là các phi kim.

- Kim loại:

+ có ánh kim, dễ rèn, dẫn nhiệt và dẫn điện tốt, ở nhiệt độ thường: tất cả các kim loại ở thể rắn ( trừ Hg lỏng)

+dễ nhường các e hóa trị khi tham gia phản ứng hóa học

- Phi kim:

+không có ánh kim, giòn, dẫn điện và dẫn nhiệt rất kém. Ở nhiệt độ thường, đa số các phi kim ở thể khí và rắn dễ nóng chảy (trừ Br lỏng). Một số phi kim có nhiệt độ nóng chảy rất cao: kim cương, than chì (C), Si, B…vì trong tinh thể của chúng, các nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết cộng hóa trị bền vững.

+ dễ nhận các e khi tham gia phản ứng hóa học

7. Số oxi hóa của các nguyên tố

Số oxi hóa lớn nhất của đa số các nguyên tố = STT nhóm chứa chúng (trừ F, H,O, các nguyên tố nhóm IB, VIIIB, các lantanoit, actinoit, khí hiếm).

VD: các nguyên tố nhóm V ( VA và VB) có số oxi hóa lớn nhất : +5

các nguyên tố nhóm VII( VIIA và VIIB) có số oxi hóa lớn nhất :+7

(HNO3, PCl5, H3PO4, HClO4…)

- Số oxi hóa thấp nhất của các phi kim = STT nhóm chứa chúng – 8

VD: Số oxi hóa min của halogen (nhóm VIIA): 7-8= -1 (HF, HCl, HBr, HI…)

Số oxi hóa min của N, P (nhóm VA): 5-8 = -3 (NH3, PH3…)