Bài giảng Hóa đại cương A1 - Chương 1 cấu tạo nguyên tử

Chia sẻ: Nguyễn Thế Anh | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:38

0
182
lượt xem
55
download

Bài giảng Hóa đại cương A1 - Chương 1 cấu tạo nguyên tử

Mô tả tài liệu
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Cấu trúc electron của nguyên tử 1.1.1. Các đặc trưng tổng quát của nguyên tử 1.1.1.1. Thành phần nguyên tử Proton (p) 1,0072 u = 1,6725. 10-27 Kg + 1,602. 10-19 (C) = +eo Notron (n) 1,0086 u = 1,6748. 10-27 Kg 0 Electron...

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa đại cương A1 - Chương 1 cấu tạo nguyên tử

  1. Chương 1 cấu tạo nguyên tử 1.1. Cấu trúc electron của nguyên tử 1.1.1. Các đặc trưng tổng quát của nguyên tử 1.1.1.1. Thành phần nguyên tử = 1,6725. 10-27 Kg + 1,602. 10-19 (C) = Proton (p) 1,0072 u +eo = 1,6748. 10-27 Kg Notron (n) 1,0086 u 0 -4 -31 - 1,602. 10-19 (C) = Electron (e) 5,4858. 10 u = 9,11. 10 Kg - eo 1.1.1.2. Số điện tích hạt nhân - Số khối hạt nhân - Z bằng tổng điện tích các hạt proton (do +eo = 1) nên : Z = Tổng số hạt proton = tổng số hạt electron. - A = Z + N. - Ký hiệu hóa học của một nguyên tố ZA X 1.1.1.3. Nguyên tố hóa học - đồng vị - Từ cấu hình electron → tính chất hóa học nguyên tử mà Z = ∑e => Z đặc trưng cho nguyên tố hóa học. - Mỗi một nguyên tố hóa học có thể có nhiều dạng nguyên tử có cùng Z. Ví dụ: H có 3 dạng 11H ; 1 H ; 1 H 2 3 Cl có 2 dạng 17 Cl ; 177Cl … 35 3 -Vậy: Nguyên tố hóa học là tập hợp các dạng nguyên tử có cùng Z. - Mỗi một dạng nguyên tử của một nguyên tố hóa học được gọi là đồng vị của nguyên tố đó. - Vậy các đồng vị của một nguyên tố hóa học có cùng proton khác notron => A khác nhau. - Vì đa số các nguyên tố hóa học là hỗn hợp các đồng vị nên nguyên tử khối của các nguyên tố là nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp các đồng vị. aA + bB A= a+b a , b : Số nguyên tử đồng vị có số khối A, B A : số khối của đồng vị 1 B : số khối của đồng vị 2 1.2. Mẫu nguyên tử của Bohr và sự lượng tử hóa năng lượng của nguyên tử 1.2.1. Phổ nguyên tử - 1913 nhiều công trình nghiên cứu thực nghiệm của các nhà khoa học đã đo được độ dài sóng và tần số ánh sáng có thể bị hấp thụ hay được phát ra bởi nguyên tử. Người ta đã xác định được rằng mỗi một loại nguyên tử
  2. chỉ có thể phát ra hay hấp thụ ánh sáng có tần số riêng biệt (đặc trưng) và xác định nghiêm ngặt. Để lý giải điều này người ta dùng nguyên tử H là nguyên tử đơn giản nhất và có phổ đơn giản nhất. - Các vạch phổ nguyên tử H tạo thành một số dãy và vị trí của các dãy được biểu diễn chính xác bằng biểu thức của Ritz: 1 1 σ = RH ( − ,2 ) 2 nn σ : Số sóng; biểu thức liên hệ giữa σ , λ và ν là: 1ν σ= = λc RH : hằng số Rydberg (109677,6 cm-1); c : vận tốc ánh sáng = 3.108 m/sec. Với các số liệu thực nghiệm cụ thể đối với phổ nguyên tử H. Trong những năm đầu thế kỷ XX không một nhà bác học nào giải thích được. 1.2.2. Mẫu nguyên tử Bohr - Năm 1913 Bohr đã mạnh dạn đưa ra giả thuyết về nguyên tử (mẫu nguyên tử Bohr) • Trong nguyên tử electron chuyển động xung quanh hạt nhân trên những quỹ đạo tròn đồng tâm xác định (quỹ đạo dừng hay quỹ đạo lượng tử). • Khi chuyển động trên quỹ đạo này electron không thu hay phát năng lượng (năng lượng của electron được bão toàn). Như vậy mỗi một quỹ đạo dừng tương ứng với một mức năng lượng xác định (nghĩa là năng lượng của electron được lượng tử hóa). • Khi hấp thu năng lượng, electron chuyển từ quỹ đạo có mức năng lượng thấp đến quỹ đạo có mức năng lượng cao hơn. (và ngược lại) - Kết quả thu được từ giả thuyết trên: • Tính được bán kính quỹ đạo bền, tốc độ và năng lượng của electron khi chuyển động trên quỹ đạo đó. • Giải thích được phổ của nguyên tử H (một số các ion giống H: Li , He+ ) 2+ -Hạn chế của mô hình nguyên tử Bohr: • Đặt nguyên tử H vào một từ trường, quang phổ H trở nên phức tạp (hiệu ứng Zeeman) điều này không thể giải thích được bằng lý thuyết của Bohr. • Với những nguyên tử nhiều electron hơn, lý thuyết Bohr cho những kết quả không đúng với thực nghiệm. • Năng lượng tốc của electron được lượng tử hóa, vị trí và tốc độ của electron được xác định chính xác là hoàn toàn sai lầm.
  3. - Việc phát hiện ra tính sóng của electron dẫn đến một nền tảng vật lý mới ra đời "Cơ học lượng tử" đã bác bỏ hoàn toàn mô hình nguyên tử Bohr. 1.2.3.Tính chất sóng - hạt của electron - 1924 Louis de Broglie (người Pháp) cho rằng "mọi dạng vật chất chuyển động tương ứng với một sóng gọi là sóng vật chất de Broglie" Tính chất sóng (hiện tượng giao thoa, nhiễu xạ) λ Vật chất (ánh sáng) Z ] h λ= mc ] Tính chất hạt (hiệu ứng quang điện, compton…) m Z h : hằng số planck = 6,6256.10-34 J.s = 6,6256.10-27 ec.s h v : tốc độ chuyển động của hạt (đối với photon thì λ = ) mc Bài tập áp dụng: 1.Một chiếc ôtô có khối lượng một tấn, chuyển động với tốc độ v = 100 km/h. 2.Electron trong nguyên tử H chuyển động với vận tốc v = 106 m/s ; me = 9,1.10-31 kg. Tính bước sóng λ của sóng de Broglie và cho nhận xét đối với từng trường hợp. Bài giải: 6, 6256.10−34 = 2, 4.10−38 m h 1. λ = = . Bước sóng quá nhỏ. 5 10 103. mc 3600 Như vậy đối với hạt vĩ mô sóng de Broglie hoàn toàn vô nghĩa. h 6, 6256.10−34 2. λ = = 7, 2.10−10 m = 7, 2 A0 = mc 9,1.10−31.106 Với hạt vi mô sóng de Broglie giữ một vai trò quan trọng. Nhận xét: Theo giả thuyết về photon và giả thuyết de Broglie thì ánh sáng cũng như các hạt vi mô vừa có tính chất sóng vừa có tính chất hạt. 1.2.4.Nguyên lý bất định Heisenberg.(hệ quả của nguyên lý de Broglie) h ; p là hàm số của bước sóng λ mà λ không Theo de Broglie: p = mv = λ phải là hàm số của tọa độ nên p cũng không thể là hàm của tọa độ. Nội dung nguyên lý bất định " không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của vi hạt". Nguyên lý này được diễn tả qua hệ thức gọi là hệ thức bất đinh Heisenberg. h ∆x.∆p 2π
  4. ∆x : độ bất định về tọa độ ∆p : độ bất định về động lượng Theo hệ thức ∆x càng nhỏ thì ∆p càng lớn và ngược lại Bài tập áp dụng: 1. Sự chuyển động của electron có me = 9,1.10-31 kg ; kích thước của nguyên tử d = 10-10 m. Vận tốc của electron là 3.108 m/s. Cho biết tính nghiệm đúng của giả thuyết. 6, 6256.10−34 h h ∆x.∆p = ∆x.m.∆v �� ∆x � = 10-10 = 1 A0 2π 2π .m.∆v 2.3,14.9,1.10 −31.3.108 2.Một quả bóng có khối lượng 200 g và ∆x = 10-8 cm. Vậy ∆vx = ? 6, 6256.10−27 ∆vx = 5.10−22 cm/sec (một giá trị rất bé) −8 2.3,1416.200.10 Như vậy: h -Với vật thể vĩ mô thì giá trị là rất nhỏ nên độ bất định về tọa m độ cũng như độ bất định về tốc độ là 1 giá trị vô cùng bé không đáng kể. h -Với vật thể vi mô giá trị không nhỏ nên khi đã biết chính xác vị m trí thì không thể biết chính xác tốc độ của hạt (và ngược lại). Quang phổ vạch cho biết chính xác năng lượng của electron tức là tốc độ chính xác của electron vì vậy ta không thể biết chính xác vị trí của electron, ta chỉ có thể xác định khả năng xuất hiện của electron tại một điểm nào đó nhiều hay ít, tức là biết xác suất xuất hiện electron tại một thời điểm đã cho. Một môn cơ học mới ra đời "Cơ học lượng tử" (cơ học sóng) 1.2. Hàm sóng - phương trình Schrodinger 1926 Schrodinger đã đề xuất phương trình phối hợp được tính chất hạt biểu diễn qua khối lượng m và tính chất sóng biểu diễn qua hàm sóng Ψ của vi hạt đặt nền móng cho cơ học lượng tử. Theo cơ học lượng tử, trạng thái của electron trong nguyên tử ở điểm M và thời điểm t được đặt trưng bằng hàm sóng Ψ ( x , y , z ,t ) . Xác suất có mặt 2 electron ở thời điểm t trong yếu tố thể tích dv là Ψ dv . Xác suất tìm thấy electron trong toàn bộ không gian phải bằng 1. + 2 Ψ dv = 1 . Đây là điều kiện chuẩn hóa của hàm sóng. Vì vậy ta có: − Người ta quy ước xác suất có mặt electron xung quanh hạt nhân nguyên tử khoảng 90% - 95% là mây electron. Ví dụ mây electron của nguyên tử H là hình cầu có bán kính 0,0529 nm.
  5. Như vậy trong cơ học lượng tử không còn khái niệm quỹ đạo mà thay bằng obitan. Một obitan nguyên tử là một hàm Ψ của electron trong nguyên tử. Để tìm hàm Ψ , Schrodinger đã đưa ra phương trình gọi là phương trình Schrodinger ở trạng thái dừng (hàm Ψ không phụ thuộc vào thời gian t) đối với electron khối lượng m, chuyển động trong trường thế năng U như sau � h2 � − �+ U � = E Ψ Ψ � � 2m � Ze 2 h2 U =− h= ; 2 4πε 0 r 4π 2 Trong đó: h là hằng số planck rút gọn 2 2 2 là toán tử Laplace; �= + + x2 y2 z2 E là năng lượng toàn phần của electron. Phương trình Schrodinger có thể viết gọn lại như sau: Hψ = Eψ 2 h H là toán tử Hamilton. Trong đó: H = − �+ U ; 2m Giải phương trình Schrodinger ta sẽ tìm được hàm Ψ của electron và năng lượng E tương ứng với nó. 1.3. Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử. Kết quả giải phương trình Schrodinger cho biết hàm sóng Ψ của electron phụ thuộc vào 3 số lượng tử: Số lượng tử chính (n), số lượng tử phụ (l) và số lượng tử từ ml. Ký hiệu: Ψ n,l ,m gọi là một obitan nguyên tử (AO) l Những kết quả nghiên cứu lý thuyết và thực nghiệm cho thấy việc mô tả trạng thái của một electron trong nguyên tử với 3 số lượng tử trên là không đầy đủ mà phải sử dụng thêm một số lượng tử nữa đó là số lượng tử spin (ms). Chúng ta xét giá trị và ý nghĩa của 4 số lượng tử. 1.3.1. Số lượng tử chính n n: đặc trưng cho mức năng lượng của electron trong nguyên tử. Z 2 .e 4 .me 1 En = 2 8.ε 0 2 h 2 n 1 e: điện tích của electron : hệ số tỉ lệ trong tương tác 4πε 0 tỉnh điện
  6. me: khối lượng của electron Z : điện tích hạt nhân n: Số lượng tử chính n: cũng là số lớp electron trong nguyên tử n nhận các giá trị nguyên dương n: 1 2 3 4 5 6 7 Ký hiệu lớp e: K L M N O P Q Với n = 1 → electron có mức năng lượng thấp nhất (gần nhân nhất). n càng lớn → electron càng ở xa nhân → mức năng lượng càng cao. 1.3.2. Số lượng tử phụ l l : đặc trưng cho phân mức năng lượng của electron trong cùng một lớp. l xác định giá trị momen động lượng obitan của electron và hình dạng của các obitan. l có các giá trị tương ứng với n. Đi từ 0 đến n-1. Các phân lớp obitan được ký hiệu bằng các chữ cái nhỏ theo giá trị của l l: 0 1 2 3 Ký hiệu phân lớp e: s p d f Số phân lớp trong cùng một lớp bằng số giá trị của l Ví dụ: Lớp K (n = 1, l = 0 ) có một phân lớp 1s Lớp L (n = 2, l = 0,1) có hai phân lớp 2s, 2p Lớp M (n = 3, l = 0,1,2) có ba phân lớp 3s, 3p, 3d … Các obitan trong cùng một phân lớp có hình dạng về cơ bản giống nhau. Không kể thuộc lớp nào, các obitan thuộc phân lớp s có dạng hình cầu, thuộc phân lớp p có dạng hình số 8 nổi, thuộc phân lớp d có dạng hai số 8 nổi đan chéo nhau.
  7. 1.3.2. Số lượng tử từ: ml ml xác định độ lớn của hình chiếu momen động lượng của obitan. Ứng với mỗi giá trị của l có (2 l + 1) giá trị của ml đi từ - l ,…, -1, 0, +1, …+ l do đó phân lớp l có (2 l + 1) obitan. Ví dụ: Phân lớp s ( l = 0) có 2.0 + 1 = 1 obitan Phân lớp p ( l = 1) có 2.1 + 1 = 3 obitan Phân lớp d ( l =2) có 2.2 + 1 = 5 obitan Phân lớp f ( l =3) có 2.3 + 1 = 7 obitan… Một tổ hợp với 3 giá trị của n, l , ml sẽ cho một obitan. Ứng với giá trị của n (một lớp) có n giá trị của l ( l = 0,1,2,3,…, n-1), còn ứng với một giá trị của l có (2 l +1) giá trị của ml ( ml = 0, 1, 2, …, l ). Vậy ứng với một giá trị của n có: l= n −1 (2l + 1) = n 2 obitan l= 0 Kết luận: lớp n có n2 obitan. Lớp K (n = 1) có 1 obitan (1 obitan s) Lớp L (n = 2) có 22 = 4 obitan (1 obitan s và 3 obitan p) Lớp M (n = 3) có 32 = 9 obitan (1 obitan s, 3 obitan p và 5 obitan d) … 1.3.3. Số lượng tử spin: ms Khi giải phương trình sóng Schrodinger người ta chưa chú ý đến sự hiệu chỉnh khối lượng theo thuyết tương đối của Einstein nên không phát hiện được sự tồn tại của spin. Năm 1928 Dirac nhà bác học người Anh đã dựa vào thuyết tương đối của Einstein và phát hiện được sự tồn tại của spin. Như vậy, để giải thích đầy đủ hơn về cấu tạo nguyên tử, ngoài ba số lượng tử: chính (n), phụ ( l ), từ ( ml ), còn có số lượng tử thứ tư. Đó là 1 số lượng tử spin, được ký hiệu là ms và nhận 2 giá trị 2 2(2l + 1) 2n2 n ms ml l 11 + ;− 1 0 (1s) 0 2 2 22 11 + ;− 0 (2s) 0 2 22 2 8 11 + ;− 1 (2p) -1, 0, +1 6 22
  8. 11 + ;− 0 (3s) 0 2 22 11 + ;− 3 1 (3p) -1, 0, +1 6 18 22 11 + ;− 2 (3d) -2, -1, 0, +1, +2 10 22 0 11 + ;− 0 (4s) 2 22 11 -1, 0, +1 + ;− 1 (4p) 6 22 4 32 11 -2, -1, 0, +1, +2 + ;− 2 (4d) 10 22 11 -3, -2, -1, 0, +1, +2, + ;− 3 (4f) 14 22 +3 Bài tập áp dụng: Cho biết lớp L ứng với n = 2. Hãy: a. Tính các số lượng tử l , ml , ms có thể có đối với lớp L b. Cho biết có bao nhiêu AO tương ứng và vẽ các AO đó. Bài giải: các số lượng tử l , ml , ms có thể có đối với lớp L được biểu diễn trong bảng sau: Ψ n ,l,m Lớp n ms AO ml l l 11 Ψ 200 + ;− 0 0 2s 22 11 Ψ 21−1 + ;− 2 py -1 22 L 2 11 Ψ 210 + ;− 2 pz 1 0 22 11 Ψ 211 + ;− 2 px +1 22 1.4. Cấu hình electron của nguyên tử 1.4.1. Các cách biểu diễn Có hai cách biểu diễn cấu hình electron: Cách 1: dùng ký hiệu phân lớp ( nlx ) trong đó n: Số lượng tử chính tương ứng với số thứ tự lớp electron. l : Số lượng tử phụ tương ứng với phân lớp electron. l = 0 phân lớp s l = 1 phân lớp p l = 2 phân lớp d
  9. l = 3 phân lớp f x: Số electron tối đa trong phân lớp Sự phân bố electron vào các obitan với các số lượng tử n và l khác nhau trong nguyên tử gọi là cấu hình electron nguyên tử. Cách 2: Dùng ô lượng tử được biểu diễn bằng một ô vuông , electron được biểu diễn bằng mũi tên ( ); chiều của mũi tên chỉ số 1 lượng tử spin nếu ms = + thì mũi tên hướng lên trên và ngược lại… 2 1.4.2. Quy luật phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron. Trong nguyên tử mỗi electron được đặc trưng bởi 4 số lượng tử n, l , ml , ms . Các electron được phân bố vào các lớp, phân lớp theo nguyên lý loại trừ Pauli, nguyên lý vững bền và quy tắc Hund. 1.4.2.1. Nguyên lý Pauli "Trong một nguyên tử (phân tử) không thể có hai hay nhiều electron mà trạng thái của chúng được đặc trưng bởi 4 số lượng tử giống nhau". Theo Pauli, trong một nguyên tử (phân tử) hai electron ít nhất phải có một số lượng tử khác nhau. Ví dụ: Hai electron một ô lượng tử nếu có n, l , ml giống nhau thì ms phải khác nhau. He ( Z = 2) 1S 2 ; hai electron này đều có n = 1, l = 0, ml = 0 nên nếu 1 1 1 electron có ms = + thì electron kia có ms = − . Nghĩa là trong một ô 2 2 lượng tử chỉ có thể có tối đa 2 electron được xếp ngược chiều nhau. Ứng với một giá trị của l có (2l + 1) giá trị của ml , nghĩa là có (2l + 1) ô có 2 (2l + 1) số electron tối đa trong một phân lớp. lượng tử Mỗi lớp với số lượng tử chính n, có n phân lớp khác nhau tương ứng với l = 0, 1, 2…(n-1). Mỗi phân lớp lại có 2 (2l + 1) electron. Suy ra số electron tối đa trong một lớp: n −1 2(2l + 1) = 2 [ 1 + 3 + 5 + ... + (2n + 1) ] = 2n 2 l= 0 Như vậy: trên cơ sở nguyên lý Pauli, người ta có thể tính được số electron tối đa trong 1 ô lượng tử, trong một phân lớp và trong một lớp. 1.4.2.2.Nguyên lý vững bền "Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron lần lược chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao". Kết quả thực nghiệm về quang phổ phát xạ cho biết thứ tự tăng dần của mức năng lượng của các phân lớp như sau:
  10. 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈ 5f ≈ 6d < 7p Trong dãy trên có một số xáo trộn thứ tự phân mức năng l ượng, nghĩa là phân mức ở lớp xa nhân (n lớn) xen vào giữa các phân mức của lớp gần nhân (n nhỏ). Có hai hiệu ứng gây nên hiện tượng đó. - Hiệu ứng thâm nhập: do bản chất xác suất cảu chuyển động electron mà xác suất thấy electron có thể lớn hơn không ở bất kì ch ỗ nào. Cũng vì vậy mà giới hạn thế tích orbital chỉ với xác suất trên 90% chứ không ph ải hoàn toàn 100%. - Hiệu ứng chắn: vì các electron phía trong che chắn mà lực hút của h ạt nhân đến electron phái ngoài bị giảm do có lực đẩy của các electron đó lên electron lớp ngoài. Hiệu ứng chắn làm giảm điện tích của hạt nhân. Gọi S là hằng số chắn gây bởi hiệu ứng chắn thì điện tích hi ệu dụng c ủa h ạt nhân là Z' = X - S Theo nguyên lí vững bền ta có thể viết cấu hình electron c ủa các nguyên tử theo các mức năng lượng như sau: Na: 1s2 2s22p63s1 11 Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26 1.4.2.3. Quy tắc Hund Nội dung quy tắc: Trong một phân lớp, các electron có khuynh hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin của chúng là cực đại, tức là tổng số electron độc thân là cực đại. Áp dụng quy tắc này sẽ biết electron hóa trị của nguyên tố. Do v ậy phải biểu diễn cấu hình electron theo các ô lượng t ử và c ần x ếp electron theo các lớp, nghĩa là không để ý đến sự chèn mức năng lượng Ví dụ trường hợp của C (Z = 6). Có ba cách sắp xếp: I: ↑↓ ↑↓ ↑↓ Tổng số spin bằng 0 II: ↑↓ ↑↓ ↑ ↓
  11. III: Tổng spin bằng 1 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ Cách III phù hợp thực tế và nó tuân theo quy tắc Hund Ví dụ trường hợp Mn (Z = 25). Viết cấu hình electron theo các phân m ức năng lượng và theo ô lượng tử các lớp electron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Mn: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↑↑↑↑ ↑↓ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 1.4.2.4. Quy tắc bão hòa và nữa bão hòa phân lớp d Đây là quy tắc phụ, nhằm giải quyết hai trường hợp của electron d. Bão hòa phân lớp d cần 10 electron trên 5 ô lượng tử. Nữa bão hòa phân lớp d cần 5 electron nhưng cũng chia đều trên 5 ô lượng tử. Đó là những cấu hình bền. Vậy khi vỏ ngoài nguyên tử, ở phân lớp d có 9 hoặc 4 electron thì sao? Quy tắc này cho biết khi đó nguyên tử t ự đi ều ch ỉnh (đ ể cho hệ bền hơn) bằng cách chuyển 1 electron ở ngay sát phía trong (chẳng hạn phân lớp s), lên phân lớp d để bão hòa (khi đang có 9 electron) hoặc nửa bão hòa phân lớp đó (khi đang có 4 electron). Ví dụ: 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 29 Bài tập: 1.Một số nguyên tử gồm 2 đồng vị có số nguyên tử tỷ lệ với nhau là 27:23. Hạt nhân đồng vị thứ nhất chứa 35p và 44n. Hạt nhân thứ hai nhiều hơn 2 nơtron. Xác định A và tên nguyên tố trên. 2.Tính độ dài sóng de Broglie: - Của chiếc xe nặng 1 tấn, v=80km/h -Của proton m=1,67*10-24g và động năng Ed = 1000eV. (1eV=1,6*10-19J) Từ đó đưa ra nhận xét. 3.Một viên bi nặng 1g và 1electron (m=9,1*10 -31 kg) chuyển động có độ bất định về giá trị là 1 A0 = 10-10 m. Hãy rút ra kết luận từ kết quả tính được.
  12. 4.Vì sao mỗi bộ 4 số lượng tử dưới đây không thể là bộ 4 s ố lượng tử của 1electron trong nguyên tử. 1 a. n = 3; l = +3; ml = +1; ms = + 2 1 b. n = 3; l = −1; ml = +2; ms = + 2 1 c. n = 2; l = +1; ml = +2; ms = − 2 1 d. n = 4; l = +3; ml = −4; ms = − 2 2.Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học 2.1. Cấu tạo bảng: có hai loại bảng phổ biến -Dạng ngắn gồm 8 cột mỗi cột có hai hàng (nhóm A và nhóm B) -Dạng dài gồm 18 cột -Có 7 chu kỳ và 8 nhóm. 2.1.1.Chu kỳ: Chu kì là dãy nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng d ần, có cấu trúc vỏ electron ngoài cùng (các electron hóa trị) như sau: mở đầu là nguyên tố ns1, kết thúc là nguyên tố np6, tức là mở đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm. Các nguyên tố trong cùng một chu kỳ có cùng số lớp electron; số thứ tự của chu kỳ bằng số lớp electron. -Chu kỳ 1: 2 nguyên tố H, He có 1 lớp electron 1s -Chu kỳ 2: 8 nguyên tố Li→Ne có 2 lớp electron 1s 2s 2p ( Z =3→ Z =10) -Chu kỳ 3:8nguyên tố Na→Arcó3 lớp electron 1s 2s2p 3s3p ( Z =11→ Z =18) -Chu kỳ 4: 18 nguyên tố ( Z =19→ Z =36); trong đó có 8 nguyên tố nhóm A và 10 nguyên tố nhóm B. Có 4 lớp electron được điền dần vào theo thứ tự ns2(n-1)d10np6. -Chu kỳ 5: 18 nguyên tố ( Z =37→ Z =54); trong đó có 8 nguyên tố nhóm A và 10 nguyên tố nhóm B. Có 5 lớp electron được điền dần vào theo thứ tự ns2(n-1)d10np6. -Chu kỳ 6: 32 nguyên tố ( Z =55→ Z =86); trong đó có 8 nguyên tố nhóm A, 10 nguyên tố nhóm B và 14 nguyên tố thuộc h ọ Lantanit (t ừ 58 Ce 71 Lu ). -Chu kỳ 7: chưa đầy đủ 32 nguyên tố vì những nguyên tố cuối chu kì rất không bền, không tồn tại trong tự nhiên.Có cấu tạo tương tự chu kỳ 6
  13. ( Z =87→ Z =104) trong đó có 14 nguyên tố thuộc họ Actinit (t ừ 90Th 103 Lr ) Ba chu kì đầu gọi là chu kỳ nhỏ, các chu kì còn lại gọi là chu kỳ lớn. Trong bảng dạng dài, mỗi chu kì được xếp thành một hàng. Bảng dạng ngắn có hai hàng cho mỗi chu kì lớn. Công thức tổng quát vỏ electron ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố mỗi chu kì là: ns2 (n-2)f14(n-1)d10np6 Tuy chu kì dài ngắn mà vỏ ngoài nguyên tử được điền e vào theo dãy trên thế nào, nhưng luôn luôn mở đầu là ns và kết thúc ở np. Sự lặp lại tuần hoàn vỏ ngoài cùng của nguyên tử là nguyên nhân l ặp lại tuần hoàn tính chất các nguyên tố. 2.1.2. Nhóm: Nhóm là tập hợp các nguyên tố có cùng cấu tạo lớp vỏ electron ngoài và do đó có tính chất hóa học tương tự nhau. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hóa trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm. Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một nhóm có cùng công thức oxit cao nhất. Bảng dạng dài có 18 cột ứng với 16 nhóm gồm 8 nhóm A (còn gọi là phân nhóm chính) và 8 nhóm B (phân nhóm phụ). Riêng nhóm VIIIB có 3 cột vì các nguyên tố của 3 cột đó trên cùng một hàng (chu kì) có tính ch ất giống nhau. Hai cột đầu là khối nguyên tố s, 10 cột tiếp theo là khối nguyên tố d, sáu cột cuối cùng là khối nguyên tố p. Nguyên tố f gồm 2 hàng 14 c ột, được tách riêng ra ngoài bảng vì thực ra chúng là hai nhóm nguyên tố được xếp cùng ô với nguyên tố lantan (ô 57, nhóm III, chu kì 6) và actini (ô 89, nhóm III, chu kì 7) -Nhóm A: Gồm các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng điền vào phân lớp s hoặc p (gọi là nguyên tố s, nguyên tố p). Nguyên tử của các nguyên tố trong cùng nhóm A có electron hóa trị bằng electron ở lớp ngoài cùng và bằng số thứ tự nhóm. -Nhóm B: Gồm các nguyên tố mà nguyên tử có electron cuối cùng đi ền vào phân lớp d hoặc f (gọi là nguyên tố d, nguyên tố f). Cách tính số thứ tự của các nguyên tố nhóm B Gọi a là số electron ở lớp ngoài cùng, b là số electron ở phân l ớp ngoài cùng, ta có:  Nếu a+b thì số thứ tự của nhóm bằng a+b  Nếu 8 < a + b 10 thì số thứ tự của nhóm bằng 8  Nếu 10 < a + b thì số thứ tự của nhóm bằng a+b-10
  14. 2.1.3. Cấu hình electron của các nguyên tố Hầu hết số electron lớp ngoài cùng các nguyên tử của các nguyên tố nhóm B là ns2, một vài trường hợp là ns1, đặc biệt Pd ( Z =46) là ns0; electron cuối cùng điền vào 4f →nguyên tố đó thuộc họ lantanoit (lantan); electron cuối cùng điền vào 5f →nguyên tố đó thuộc họ actinoit (actini); Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố nhóm A: ns 1, ns2, np1 đến np6. Ví dụ: ( Z =21) 1s22s22p63s23p63d14s2 nhóm B 2 2 6 2 6 5 1 ( Z =24) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s nhóm B 2 2 6 2 6 10 1 ( Z =29) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s nhóm B 2 2 6 2 6 10 2 ( Z =30) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s nhóm B 2 2 6 2 6 10 2 6 8 2 ( Z =46) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s nhóm B 2 2 6 2 6 10 2 6 10 3 2 6 2 ( Z =59) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s nhóm B ( Z =19) 1s22s22p63s23p64s1 nhóm A 2 2 6 2 1 ( Z =13) 1s 2s 2p 3s 3p nhóm A 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 5 ( Z =53) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p nhóm A 2.2. Tính chất của các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn (HTTH) 2.2.1. Năng lượng ion hóa: I Năng lượng ion hóa của một nguyên tố là năng lượng cần thi ết tối thiểu để tách 1 electron ra khỏi nguyên tử tự do ở thể khí và trạng thái c ơ bản; ứng với quá trình sau: A - e → A+ Năng lượng ion hóa càng nhỏ tính khử của nguyên tử càng mạnh và do đó tính kim loại càng điển hình. Trên đây là quá trình tách electron đầu tiên ra kh ỏi nguyên t ử nên đó là năng lượng ion hóa thứ nhất (I1). Nếu tách các electron tiếp theo thì sẽ có các năng lượng ion hóa thứ hai (I2), thứ ba (I3)... Tất nhiên các năng lượng đó tăng dần I1<I2<I3. Đơn vị của năng lượng ion hóa là kJ.mol. Ví dụ với Li: I Li = 519,60 kJ/mol  Trong chu kỳ: đi từ trái sang phải theo chiều tăng của Z . I1 tăng dần.  Trong nhóm A: đi từ trên xuống theo chiều tăng của Z . I1 giảm dần.  Trong nhóm B: sự biến thiên trên còn ch ậm và không đ ều nh ưng thường tăng dần. 2.2.2.Ái lực với electron của nguyên tử: E Ái lực với electron là năng lượng được giải phóng khi nguyên t ử nh ận thêm 1 electron để trở thành ion âm, ứng với quá trình sau: A +e → A- Đơn vị của E cũng như của I, ví dụ ELi = 56,88 Kj/mol
  15. Ái lực electron biểu thị tính oxi hóa của nguyên tố. Rõ ràng là ái l ực electron và năng lượng ion hóa của một nguyên tố biến thiên cùng chi ếu. Năng lượng ion hóa tăng thì tính khử giảm, tính oxi hóa tăng do đó ái lực electron tăng. Trong bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài, theo chiều từ trái sang ph ải ( theo chu kì ), năng lượng ion hóa và ái lực electron tăng. Theo chi ều t ừ trên xuống dưới ( theo nhóm ) thì I và E giảm, ngược lại theo chi ều t ừ dưới lên trên, I và E tăng. Do đó, theo đường chéo từ góc Tây nam đ ến Đông bắc của bảng, I và E đều tăng. Vậy nguyên tố ở phía bắc của bảng, I và E đều tăng. Vậy nguyên tố ở phía đông bắc ( F ) có giá tr ị nh ỏ nh ất. Cần nhớ rằng trong bảng trên không có nhóm khí hiếm. I ↑, E↑, æ↑ Max min Hình 3.4. Sự biến thiên của các đại lượng I, E và   æ trong bảng tuần hoàn Nhận xét: - I luôn luôn dương - E có thể dương, âm hoặc bằng 0 - Các halogen có ái lực với electron lớn nhất. - Những nguyên tử với những phân lớp bão hòa thường có ái lực với electron âm (Be, Mg). 2.2.3. Độ âm điện: χ (khi) Để khảo sát mật độ electron trong nguyên tử cũng như độ phân cực của liên kết người ta dùng khái niệm độ âm điện. Độ âm điện của một nguyên tố là một đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử của nguyên tố đó trong phân tử. Độ âm điện càng lớn khả năng hút electron càng mạnh và ngược lại. Có hai hệ thống đo độ âm điện được sử dụng rộng rãi: • Mulliken (1934) • Pauling (1932) Theo Mulliken • Quy ước chọn độ âm điện của Liti làm đơn v ị, v ới E + I 1 = 535,55kj/mol
  16. Khi đó độ âm điện của các nguyên tố khác được tính theo hệ thức: E + I1 χ= 535,55 Ví dụ: đối với Flo, có I1 = 1736,36 kj/mol; E = 397,48kj/mol 1736,36 + 397, 48 χF = ;4 535,55 Phương pháp này có nhược điểm là ái lực với electron của các nguyên tố là đại lượng khó xác định. Theo Pauling • Thang độ âm điện của Pauling dựa trên cơ sở của năng lượng phân ly liên kết Hiệu độ âm điện của hai nguyên tố A và B: Vχ = χ A − χ B = k V Trong đó: V= ED , AB − ED , A .ED , B 2 2 ED , AB ; ED , A ; ED , B là năng lượng phân ly liên kết của các phân t ử 2 2 A-B, A2, B2 Sự biến thiên độ âm điện • Trong chu kỳ:đi từ trái sang phải độ âm điện tăng dần. • Trong một nhóm (phân nhóm chính) đi từ trên xuống độ âm điện giảm dần 2.2.4. Kim loại và phi kim - Tính kim loại: khả năng nhường electron (tính khử) - Tính phi kim: khă năng nhận electron (tính oxh) - Kim loại thường có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng, một số trường hợp khác như: Ge ( Z = 32) ; Sn ( Z =50); Pb ( Z = 82) có 4e ở lớp ngoài cùng; Sb ( Z = 51); Bi ( Z = 83) có 5e ở lớp ngoài cùng; Po ( Z = 84) có 6e ở lớp ngoài cùng. - Phi kim thường có 4, 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng. Sự biến thiên tính kim loại, tính phi kim • Trong chu kỳ ( Z Z ) : tính kim loại giảm, tính phi kim tăng. • Trong nhóm A ( Z Z ) : tính kim loại tăng, tính phi kim giảm • Trong nhóm B ( Z Z ) : tính kim loại giảm dần. Bài tập 1.Viết cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố có Z lần lược: 25, 30, 35, 37. a. Suy ra chu kỳ, phân nhóm, kim loại, phi kim hay khí hiếm? b. Số oxh cao nhất, thấp nhất? c. Cation hay anion nào dễ được tạo thành nhất khi tham gia ph ản ứng hóa học? viết cấu hinh electron của các cation hay anion đó?
  17. 2.ion X3+ có phân lớp electron ngoài cùng là 3d2: a. Hãy viết cấu hình electron của ion X3+ và nguyên tử X? b. Xác định số thứ tự, chu kỳ, phân nhóm của X? c. Hai electron ở phân lớp 3d 2 có 4 số lượng tử như thế nào? Viết hàm sóng của 2 electron đó? 3.Một hợp chất ion cấu tạo từ ion M + và ion X2- . Trong phân tử M2X có tổng số hạt (n, p, e) là 140 hạt, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 44 hạt. Số khối của ion M + lớn hơn số khối của ion X2- là 23. Tổng số hạt trong ion M+ nhiều hơn trong ion X2- là 31 hạt. a. Viết cấu hình electron của các ion M+ và X2- ? b. Xác định vị trí của M và X trong bảng HTTH? Chương 2 LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ 2.1. Mở đầu Trong quá trình phát triển ngành hóa học: một số vấn đề được đặt ra đó là: - Tại sao các nguyên tử lại liên kết với nhau tạo thành vô số các chất khác nhau bao gồm: đơn chất, hợp chất, ch ất khí, ch ất l ỏng, ch ất r ắn, chất dẫn điện…lực gì đã liên kết các nguyên tử lại với nhau t ạo thành
  18. phân tử và tinh thể? Các lực đó xuất hiện nh ư th ế nào? Đ ộ b ền ra sao và có những đặc điểm gì? - Tại sao các nguyên tử trong phân tử liên kết với nhau theo những tỷ lệ xác định? Ví dụ: * hai nguyên tử H kết hợp với nhau để tạo thành phân tử H 2 mà không là H3, H4... * hai nguyên tử H kết hợp với một nguyên tử O để tạo thành phân tử H2O mà không là H4O… - Tại sao các phân tử có cùng kiểu dạng nhưng cấu trúc phân tử l ại khác nhau Ví dụ: * CO2 có cấu trúc phẳng O = C = O * OH2 có cấu trúc góc Lý thuyết về liên kết hóa học sẽ giúp chúng ta gi ải đáp các v ấn đ ề trên. Đầu thế kỷ XX cơ học lượng tử ra đời và được áp dụng vào hóa h ọc, nhiều vấn đề thuộc về bản chất của liên kết hóa h ọc l ần l ược đ ược làm sáng tỏ. Trước khi đi vào bản chất của liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử. Ta xét những đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học. 2.2. Những đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học 2.2.1. Năng lượng liên kết Định nghĩa: năng lượng liên kết là năng lượng được giải phóng khi hình thành liên kết hóa học từ những nguyên tử cô lập ở trạng thái khí. Đơn vị: kj/mol hoặc kcal/mol Ký hiệu: ∆Ho Năng lượng liên kết giải phóng năng lượng nên ∆Ho < 0 Người ta thường đánh giá năng lượng liên kết qua năng lượng cần tiêu thụ để phá vỡ liên kết (hay năng lượng phân ly liên kết) có dấu dương. Xét về trị tuyệt đối thì năng lượng hai quá trình này bằng nhau nh ưng trái dấu. Ta có thể biểu diễn qua sơ đồ sau: A+B Nếu trong phân tử có nhiều liên kết giống nhau, người ta dùng khái niệm năng lượng liên kết trung bình Ví dụ: C + 4H → CH4 ∆H0 = -1650 kj/mol 1650 HC-H = - = - 412,5 kj/mol 4 Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết hóa học, như vậy năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết hóa học càng bền. EC −C = 347, 0 EC =C = 597, 7
  19. = 811, 0 EC C 2.2.2. Độ dài liên kết Là khoảng cách giữa hai tâm của hai nguyên tử tham gia liên kết. Đơn vị là A0 Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên tử tham gia liên kết và bản chất của liên kết. l = 0,74 A0 ; l = 1,09 A0 H-H C-H l = 0,96 A0 ; l = 1,34 A0 H-O C-C l giảm → Elk tăng. 2.2.3. Góc liên kết Là góc được tạo thành khi có 1 nguyên tử liên kết trực ti ếp v ới hai nguyên tử khác. Ví dụ: góc liên kết HOH trong phân tử nước là 10405 Góc liên kết CHC trong phân tử CH4 là 109028 2.2.4. Độ bội liên kết là số cặp electron chung để tạo liên kết gi ữa hai nguyên tử trong phân tử. Ví dụ N N độ bội liên kết là 3… 2.3. Cấu trúc Lewis - Kossel 2.3.1. Quy tắc bát tử Sau khi khám phá ra cấu tạo nguyên tử và lập được cấu hình electron của nguyên tử thì bắt đầu xuất hiện các giả thuy ết giải thích liên k ết hóa học dựa vào khái niệm electron. Người ta cho rằng sự tạo thành liên kết hóa học giữa các nguyên tử có sự tham gia của các electron ngoài cùng đó là những electron liên kết yếu với hạt nhân. Những electron đó được gọi là electron hóa trị. Mặc khác, trên thực tế các khí trơ, được coi là trơ về mặt hóa học đều có lớp electron ngoài cùng của nguyên tử "bão hòa". Ví dụ: He có 2e ở lớp K (bão hòa) Ne có 8e ở lớp L Ar có 8e ở lớp M Kr có 8e ở lớp N Xe có 8e ở lớp O Rn có 8e ở lớp P Đây là cấu hình electron bền vững, được gọi là cấu hình "bát tử" trừ He. Nội dung: "Trong một phân tử khi hình thành liên kết, các nguyên tử của các nguyên tố này có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử của nguyên tố kia hoặc với chính nó sao cho cấu trúc của chúng đạt tới c ấu trúc bền vững của khí trơ với 8e ở lớp ngoài cùng" trừ H.
  20. *Có hai cách để hình thành liên kết: - Theo thuyết của Kossel- Đức: Các nguyên tử có khuynh hướng cho đi hoặc nhận thêm electron sao cho ở lớp ngoài cùng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí trơ đứng gần nó nhất, tạo ra các ion trái dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo thành liên k ết hóa h ọc g ọi là liên k ết ion. Ví dụ: Sự tạo thành liên kết giữa Na và Cl Vậy: Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh đi ện gi ữa các ion trái dấu. - Đặc điểm: • Mỗi ion đều tạo ra điện trường xung quanh nó→liên kết ion xãy ra theo mọi hướng (không có hướng). • Không bão hòa: mỗi ion đều có thể liên kết được nhiều ion xung quanh nó • Liên kết ion rất bền. Thuyết này giải thích hợp lý sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều. - Theo thuyết của Lewis-Mỹ: Để đạt tới cấu hình bền vững nguyên t ử tham gia liên kết đã góp chung electron tạo thành cặp electron dùng chung hình thành nên liên kết hóa học gọi là liên cộng hóa trị. Vậy: Liên kết CHT là liên kết được hình thành do s ự góp chung Gồm Liên kết CHT phân cực, liên kết CHT không phân cực, electron. liên kết phối trí - Những trường hợp trái với quy tắc bát tử nhưng cũng bền vững, như: N có 7e ở lớp ngoài cùng NO B có 6e ở lớp ngoài cùng BN P có 10e ở lớp ngoài cùng PF5 S có 12e ở lớp ngoài cùng SF6 2.4. Liên kết cộng hóa trị - Phương pháp liên kết hóa trị (ph ương pháp Hiện nay đang tồn tại hai phương pháp giải thích bản chất VB) của liên kết CHT
Đồng bộ tài khoản