zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Tài Liệu Phổ Thông

» Trung học phổ thông

Phần 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN LIÊN KẾT HOÁ HỌC

Chia sẻ: Nguyễn Vũ Ly Ly | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:7

Báo xấu

608
lượt xem 160
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

I. Thành phần cấu tạo nguyên tử 1. Nguyên tử gồm hạt hân mang dienẹ tích dương nằm ở tâm nguyên tử, có kích thước rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử. Các electron chuyển động toạ ra lớp vỏ nguyên tử. Hạt nhân gồm các hạt proton và nơtron. Như vậy nguyên tử được cấu tạo bởi các hạt cơ bản là: electron và nơtron.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Phần 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN LIÊN KẾT HOÁ HỌC

Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà Phần 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN LIÊN KẾT HOÁ HỌC. A.CẤU TẠO NGUYÊN TỬ I. Thành phần cấu tạo nguyên tử 1. Nguyên tử gồm hạt hân mang dienẹ tích dương nằm ở tâm nguyên tử, có kích th ước rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử. Các electron chuyển động toạ ra lớp vỏ nguyên tử. Hạt nhân gồm các hạt proton và nơtron. Như vậy nguyên tử được cấu tạo bởi các hạt cơ bản là: electron và nơtron. 2. Đặc điểm về điện tích và khối lượng của hạt proton, electron, nơtron: Hạt nơtron không mang điện tích, hạt electron mang đi ện tích âm (-1), hạt proton mang đi ện tích dương (+1). Khối lượng của hạt proton và nơtron xấp xỉ nhau và gần bằng 1u (đvC), kh ối l ượng c ủa h ạt electron không đáng kể so với hạt p, n. Như vậy, khối lượng của nguyên tử tập trung phần l ớn ở h ạt nhân nguyên tử, khối lượng của các hạt electron không đáng k ể (h ạt nhân là h ạt có kh ối l ượng riêng r ất lớn). 3. Số khối hạt nhân nguyên tử, ký hiệu là A bằng tổn số proton (Z) và nơtron (N). 4. Quan hệ giữa số khối, số proton, số electron và số nơtron trong một nguyên tử. Số proton = số electron = số hiệu nguyên tử = số điện tích hạt nhân = số thứ tự của nguyên tố (Z). A = Z + N. 1 Trong nguyên tử các nguyên tố (Z: từ 1 đến 82) :1,5 > N/Z ≥ 1 (trừ đồng vị 1 H ). 5. Đồng vị. Biể thức tính nguyên tử khối trung bình. Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác số n ơtron, do đó s ố kh ối A khác nhau, đ ược g ọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố. aA + bB Biểu thức tính NTKTB: A = ; trong đó A là NTKTB; A, B là NTK của đồng vị A, B; a, b 100 là thành phần phần trăm số nguyên tử của đồng vị A, B. II. Vỏ nguyên tử 1. Obitan nguyên tử a. Trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh h ạt nhân nguyên t ử không theo một quy đạo nào cả. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà t ại đó xác su ất có m ặt (xác Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -1-
Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà suất tìm thấy) electron khoảng 90% được gọi là Obitan nguyên tử. Obitan nguyên t ử đ ược kí hi ệu là AO. b. Khi chuyển động trong nguyên tử , các electron có thể chiếm những m ức năng l ượng khác nhau đặc trưng cho trạng thái chuyển động của nó. Những electron chuyển đ ộng g ần h ạt nhân h ơn, chiếm những mức năng lượng thấp hơn, tức là ở trạng thái bền hơn, những electron chuyển đ ộng ở xa hạt nhân có mức năng lượng cao hơn. Dựa trên sự khác nhau về trạng thái của electron trong nguyên tử, người ta phân laọi thành các obitán, obitan p, obitan d và obitan f. c. Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử. Obitan p gồm 3 onitan p x, py, pz, có dạng hình số tám nổi, hướng theo 3 trục z, y, z trong không gian. Các obitan d và f có hình d ạng ph ức t ạp hơn. 2. Sự phân bố các electron trong nguyên tử. a. Tong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp. Các electron trên cùng m ột l ớp có năng lượng gần bằng nhau. Những electron ở lớp bên trong liên kết v ới h ạt nh ận b ền ch ặt h ơn ở lớp bên ngoài. Do đó năng lượng c ủa electron ở lớp trong th ấp h ơn ở l ớp ngoài. Vì v ậy năng l ượng của electron chủ yếu phụ thuộc vào số thứ tự của lớp. Thứ tự các lớp electron đ ược ghi b ằng s ố nguyên tử n = 1, 2, 3, …. 7 ứng với tên lớp K, L, M, … Q. b. Mỗi lớp electron phân chia thành các lớp, được ký hiệu bằng các chữ cái vi ết th ường: s, p, d, f. Các electron trên cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau. S ố phân l ớp trên m ỗi l ớp b ằng s ố thứ tự của lớp đó (lớp thứ n có n phân lớp). Tuy nhiên, trên tựhc t ế v ới h ơn 110 nguyên t ố ch ỉ có electron điền vào 4 phân lớp là s, p, d, f. Các electron thuộc phân lớp s được gọi là electron s, phân lớp p được gọi là electron p,… c. Số obitan trong một phân lớp: phân lớp s có 1 AO, phân l ớp p có 3 AO, phân l ớp d có 5 AO, phân lớp f có 7 AO. 3. Năng lượng các electron và cấu hình electron a. Trật tự các mực năng lượng AO nguyên tử: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d…. b. Sự phân bố các electron trong nguyên tử tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí v ững b ền và quy tắc Hund. Nguyên lí Pauli: trên 1 AO chỉ có thể có nhiều nhất là 2 eletron và 2 electron này chuy ển đ ộng tự quay khác chiều nhau. Nguyên lí vững bền: ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chi ếm l ần l ượt nh ững AO có mức năng lượng từ thấp đến cao. Quy tắc Hund: trong cùng một phân lớp, các electrn sẽ phân bố trên các AO sao cho s ố electron độc than là lớn nhất và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau. Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -2-
Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà c. Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân l ớp thu ộc các l ớp khắc nhau. B. BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC. I. Bảng tuần hoàn 1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuần hoàn: Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của diện tích Các nguyên tố cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng. Các nguyên tố có số electron hoá trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột. 2. Cấu tạo của bảng tuần hoàn a. Ô nguyên tố Mỗi nguyên tố được sắp xếp vào một ô. Số thứ tự của nguyên tố đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố. Như vậy dựa vào số thứ tự của nguyên tố xác định được số hi ệu nguyên t ử, s ố electron, số proton của nguyên tử. b. Chu kì Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử c ủa chúng có cùng số l ớp electron đ ược x ếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron. Như vậy khi bi ết nguyên tố n ằm ở chu kì nào s ẽ biết số lớp electron của nó bằng bao nhiêu. Thí dụ: tất cả cá nguyên tố thuộc chu kì 3, nguyên t ử đ ều có 3 lớp electron. Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì: chu kì 1 đặc biệt, chu kì 7 chưa hoàn thành II. Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố hoá học. 1. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố nhóm A. IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ns1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 ns2 np6 ns ns np ns np ns np ns np ns np Như vậy ta thấy electron cuối cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A là electron s ho ặc p. Các nguyên tố nhóm A đều là các nguyên tố họ s và họ p. Các nguyên t ố nhóm IA và IIA là các nguyên tố họ s, các nguyên tố từ nhóm IIA đến VIIIA là các nguyên tố họ p. 2. Cấu hình electron của nguyên tử các nguyên tố nhóm B IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 (n-1)d3ns2 (n-1)d4ns2 (n-1)d5ns2 (n-1)dxns2 (n-1)d10ns2 (n-1)d10ns2 x:6,7,8 Như vậy, đối với các nguyên tố nhóm B, electron cuối cùng đang đ ược đi ền vào phân l ớp d. Đây đều là các nguyên tố họ d. Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -3-
Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà III. Sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố. 1. Tính kim loại, phi kim. a. Tính kim loại là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử c ủa nó dễ mất electron đ ể tr ở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất electron tính kim loại của nguyên tố càng mạnh. Tính phi kim là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử c ủa nó d ễ thu electron đ ể tr ở thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu electron tính phi kim càng mạnh. b. Trong một chu kì theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim lo ại gi ảm d ần, đ ồng thời tính phi kim mạnh dần. Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim lo ại c ủa nguyên t ố m ạnh d ần, đồng thời tính phi kim yếu dần. 2. Độ âm điện a. Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi hình thành liên kết hoá học. b. Trong chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá tr ị đ ộ âm đi ện của các nguyên tố nói chung tăng dần. Trong một nhóm A, từ trên xuống theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, giá trị độ âm đi ện c ủa các nguyên tử nói chung giảm dần. 3. Hoá trị của các nguyên tố Hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi bằng số thứ tự của nhôm. Các phi kim tạo hợp chất khí với hidro. Đối với các phi kim: tổng hoá trị cao nhất trong h ợp chất v ới oxi và hoá tr ị trong h ợp ch ất v ới hidro bằng 8. 4. Oxi và hidroxit của các nguyên tố a. Trong chu kì, đi từ trái sang phải, tính bazơ c ủa các oxit và hidroxit gi ảm d ần, đ ồng th ời tính axit tăng dần. b. Trong nhóm A, đi từ trên xuống dưới, tính bazơ của các oxit và hidroxit tăng d ần, đ ồng th ời tính axit giảm dần. IV. Quan hệ giữa vị trí, cấu tạonguyên tử và tính chất của các nguyên tố 1. Biết vịt rí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có th ể suy ra cấu tạo nguyên t ử và ngược lại: Số thứ tự của nguyên tố ﾀ Số electron , số proton. Số thứ tự của chu kì ﾀ Số lớp electron. Số thứ tự của nguyên tố nhóm A ﾀ Số electron lớp ngoài cùng. Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -4-
Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà 2. Biết vị trí của nguyên tố có thể suy ra những tính chất hoá học cơ bản của nó: Xác định tính kim loại, phi kim: Các nguyên tố nhóm IA, IIA là nh ững nguyên t ố có tính kim loại mạnh. Xác định hoá trị cao nhất. Viết công thức oxit cao nhất, hidroxit tương ứng; hợp chất khí với hidro; So sánh tính chất với các nguyên tố xung quanh. C. LIÊN KẾT HOÁ HỌC I. Khái niệm 1. Liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để hình thành phân tử hay tinh thể. 2. Tại sao các nguyên tử khí hiếm lại tồn tại ở trạng thái đ ơn nguyên t ử, còn các nguyên t ử của các nguyên tố khác lại kết hợp với nhau để tạo tành phân t ử ho ặc tinh th ể? Khi ở tr ạng thái đ ơn nguyên tử các nguyên tử khí hiếm bền hơn khi ở trong phân tử. Còn nguyên t ử c ủa các nguyên t ố khác, khi ở trong phân tử hoặc tinh thể thường bền hơn ở trạng thái đơn nguyên tử. 3. Quy tắc bát tử: các nguyên tử liên kết với nhau đ ể đ ạt đ ược c ấu hình b ền v ững t ương t ự các khi hiếm (với 8 electron lớp ngoài cùng hoặc 2 electron). Quy t ắc bát t ử dùng đ ể gi ải thích s ự hình thành liên kết trong những trường hợp đơn giản. II. Sự hình thành ion: 1. Ion là nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử mang điện tích. 2. Khi nguyên tử nhường electron thì trở thành ion dương (cation). Các nguyên tử kim loại (đặc biệt những kim lo ại m ạnh) dễ nhường electron. Đ ối v ới các kim loại nhóm IA, IIA, IIIA thường nhường toàn bộ số electron lớp ngoài cùng, khi ấy các ion thu đ ược có cấu hình bền vững của các khí hiếm. Với các nguyên tử kim loại nhóm B, thì thường nhường số electron l ớp ngoài cùng (ns) và v ới một số electron của phân lớp (n-1)d. Các nguyên tử kim loại thường chỉ tạo ra ion dương với điện tích lớn nhất là 3+. 3. Khi nguyên tử nhận electron thì trở thành ion âm (anion). Các nguyên tử phi kim thường dễ nhận electron để đạt được cấu hình t ương t ự các khí hi ếm. Các phi kim càng mạnh càng dễ nhận electron. III. Các kiểu liên kết hoá học thường gặp: Liên kết ion. Liên kết cộng hoá trị Liên kết kim loại. 1. Liên kết ion Liên kết ion được hình thành nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -5-
Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà Liên kết ion thường được hình thành giữa các nguyên tử kim lo ại m ạnh và phi kim m ạnh (giữa các kim loại nhóm IA, IIA và các halogen). Hợp chất được hình thành theo kiểu liên kết ion được gọi là hợp chất ion. 2. Liên kết cộng hoá trị Liên kết cộng hoá trị là liên kết hình thành giữa các nguyên tử bằng các electron dùng chung. Người ta phân biệt liên kết cộng hoá trị không phân c ực, liên kết c ộng hoá tr ị phân c ực, liên kết cho nhận. Hợp chất được hình thành theo kiểu liên kết cộng hoá trị gọi là hợp chất cộng hoá trị. 3. Liên kết kim loại. Liên kết kim loại được hình thành nhờ lực hút giữa electron tự do và ion dương kim loại. Liên kết cho nhận. Liên kết kim loại chỉ xuất hiện trong tinh thể kim loại. 4. So sánh giữa liên kết kim loại và liên kết ion: Đều được hình thành nhờ lực hút tĩnh điện. Trong liên kết kim loại lực hút giữa electron tự do và ion dương, còn trong liên k ết ion là l ực hút giữa các ion trái dấu. 5. So sánh giữa liên kết kim loại và liên kết cộng hoá trị: Đều có sự tham gia của các electron hoá trị. Trong liên kết kim loại toàn bộ số electron hoá tr ị đ ều tham gia liên k ết còn trong liên k ết cộng hoá trị chỉ có một số electron hoá trị tham gia vào việc hình thành liên kết. 6. Độ âm điện và liên kết hoá học. Để đánh giá loại liên kết trong phân tử, một cách tương đ ối, người ta có th ể d ựa vào hi ệu đ ộ âm điện: Hiệu độ âm điện Loại liên kết Từ 0,0 đến < 0,4 Liên kết cộng hoá trị không cực Từ 0,4 đến < 1,7 Liên kết cộng hoá trị có cực Liên kết ion ≥ 1,7 7. Sự phân cực của liên kết và sự phân cực của phân tử Độ phân cực của một liên kết chỉ phụ thuộc vào sự chênh lệch độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết. Sự chênh lệch độ âm điện càng lớn, liên kết càng phân cực. Độ phân cực của một phân tử còn phụ thuộc vào cấu trúc hình học của phân tử. Đ ể xét phân tử cộng hoá trị phân cực hay không phân cực, ngoài việc xét các liên k ết có phân c ực không còn ph ải xét đến dạng hình học của phân tử nữa. 8. Liên kết đơn, đôi, ba. Liên kết xichma (σ) và liên kết pi (π) Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -6-
Tài liệu khóa học : Luyện thi ĐH đảm bảo 2011 môn Hóa học – cô Hà Liên kết giữa hai nguyên tử bằng 1 cặp, 2 cặp, 3 cặp electron dùng chung được gọi là liên kết đơn, đôi, ba. Liên kết σ được tạo thành bằng sự xen phủ bên. Liên kết π được tạo thành b ằng s ự xen ph ủ trục. Liên kết σ bền hơn liên kết π. Trong hợp chất hữu cơ; tất cả các liên kết đơn đều là liên kết σ; các liên kết đôi đ ều g ồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π; liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π. IV. Tinh thể 1. Tinh thể gồm các tiểu phân (nguyên tử, phân tử, ion) được sắp xếp m ột cách đ ều đặn theo m ột trật tự nhất định trong không gian tạo thành mạng tinh thể. 2. Có 4 kiểu mạng tinh thể: tinh thể nguyên tử; tinh thể phân tử; tinh thể ion; tinh thể kim loại. a. Các tiểu phân trong tinh thể ion là các ion dương và âm, chúng liên k ết v ới nhau b ằng liên kết ion. Đây là liên kết bền nên các tinh thể ion thường khá c ứng, nhi ệt đ ộ nóng ch ảy cao. Th ường tan nhiều trong nước, khi tan hoặc khi nóng chảy, chúng có khả năng dẫn điện. b. Các tiểu phân trong tinh thể nguyên tử là các nguyên t ử trung hoà đi ện, chúng liên k ết v ới nhau bằng liên kết cộng hoá trị. Đây là liên k ết b ền, nên các tinh th ể nguyên t ử khá c ứng, nhi ệt đ ộ nóng chảy cao(điển hình là tinh thể kim cương). c. Các tiểu phân trong tinh thể phân tử là các phân tử trung hoà, chúng liên k ết v ới nhau băng tương tác giữa các phân tử. Tương tác giữa các phân tử kém bền nên tinh thể phân tử d ễ nóng ch ảy, dễ bay hơi. d. Các tiêu phân trong tinh thể kim loại là các ion dương kim lo ại và các electron t ự do, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện. Liên kết kim lo ại là liên k ết b ền. Các kim lo ại có nhi ệt đ ộ nóng chảy khá cao, có độ cứng khá lớn. Đặc biệt, các tinh thể kim loại dẫn nhiệt và đi ện khi ở tr ạng thái rắn. Giáo viên: Nguyễn Bích Hà Nguồn: Hocmai.vn Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt -7-

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.