hóa đại cương

Trạng thái năng lượng của các electron trong nguyên tử Cuối TK19 – đầu TK 20 một số mô hình nguyên tử được xây dựng trên cơ sở cơ học cổ điển và điện động lực học cổ điển mô hình Rutherf

Biên soạn: TS GVC Hoàng Thị Huệ An

Bộ môn HÓA, ĐH Nha Trang Bài giảng HÓA ĐẠI CƯƠNG

(GENERAL CHEMISTRY’s LECTURE NOTES)

Nobel Prize, 1932

1.1 Thành phần nguyên tử

Tính chất của nguyên tử :

- Nguyên tử có :d ≈ 1 A0 (10– 8 cm) ; m ≈ 10 - 23 g

- Nguyên tử gồm hạt nhân (chứa proton, neutron) và electron

- Khối lượng tập trung chủ yếu ở hạt nhân

- Nguyên tử trung hòa về điện

0 +1 -1

Điện tích đơn vị Hạt Kí hiệu Điện tích (C) Khối lượng (g)

Bài tập

1/ Xác định số điện tích hạt nhân (Z), số proton (p), số neutron (N), số electron

và số khối (A) của các nguyên tố sau :

a) b)

c) 2/ Viết công thức các loại phân tử nước, biết rằng hydro và oxy có các đồng vị sau :

B

10

5 11 5 B P

31 15

16

8 17 8 O 18 8 O

λ m : khối lượng photon; c: vận tốc ánh sáng

 Photon là hạt có khối lượng m khi chuyển động với vận tốc c sẽ sinh ra một sóng lan truyền với bước sóng λ

Hiện tượng giao thoa ánh sáng

Hiệu ứng quang điện và ứng dụng trong chế tạo tế bào quang điện

Hiệu ứng Compton

Trong các quá trình biến đổi hóa học thông thuờng : hạt nhân nguyên tử không bị biến đổi mà chỉ có lớp vỏ electron của chúng biến đổi.

 Để nghiên cứu các quá trình biến đổi hóa học ở cấp độ nguyên tử cần biết

các thông tin về vỏ electron nguyên tử, đó là :

1 Có bao nhiêu electron trong mỗi nguyên tử?

2 Các electron được phân bố trong vỏ điện tử theo quy luật nào?

3 Trạng thái năng lượng của các electron trong nguyên tử

Cuối TK19 – đầu TK 20 một số mô hình nguyên tử được xây dựng trên cơ sở cơ học

cổ điển và điện động lực học cổ điển (mô hình Rutherford, Bohr) được đưa ra nhưng

tỏ ra mâu thuẫn với thực nghiệm

 Cần có lý thuyết mới mô tả các hệ vi mô  ra đời cơ học lượng tử (CLT)

1.3 Cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử (CLT)

Thí nghiệm Rutherford

Mô hình hành tinh nguyên tử của Rutherford

Hạn chế của mô hình hành tinh nguyên tử Rutherford

Mô hình nguyên tử của Niels Bohr

1.3.1 Các nguyên lý và khái niệm cơ bản của cơ học lượng tử

a) Giả thuyết De Broglie (Louis de Broglie, 1924) :

Chú ý : Nguyên lý bất định đúng cho mọi vật thể vi mô và vĩ mô.

Nếu m rất lớn  λ rất nhỏ  bỏ qua tính sóng

a) một electron chuyển động với vận tốc 1,24.10 7 m/s Biết khối

lượng của electron là 9,11.10 -28 g

b) một quả bóng khối lượng 0,149 g chuyển động với vận tốc 41,3 m/s

Ghi chú : 1J = 1 kg.m 2 /s 2

ĐS: a) λλλλ = 5,87.10- 11 m ; b) λλλλ = 1,08.10 -31 m

c) Hàm sóng: Trạng thái chuyển động của các hạt vi mô được mô tả bằng một hàm được gọi là hàm sóng.

Ký hiệu hàm sóng : ψ (x, y, z, t) ; ψ (q, t) ; ψ

Ý nghĩa của hàm sóng : ψ ψ (q, t) 2 dV biểu thị xác suất tìm thấy hạt tại thời điểm t trong nguyên tố thể tích dV có tâm là điểm M(q)

 ψ 2 càng lớn thì hạt có mặt trong vùng không gian đó càng nhiều

d) Mây electron : là vùng không gian gần hạt nhân nguyên tử, trong đó xác suất có mặt electron khoảng 90%

Mỗi mây electron được xác định bằng một bề mặt giới hạn

gồm những điểm có cùng mật độ xác suất

Ví dụ: Mây electron của nguyên tử H (r = 0,529 A0)

e) Phương trình sóng ( phương trình Schrödinger, 1926 ):

Để xác định hàm sóng ψ cần giải phương trình Schrödinger có dạng :

Hψ ψ ψ = E ψ ψ

trong đó: H là toán tử Hamilton (toán tử năng lượng)

H = T + V (T : toán tử động năng; V : toán tử thế năng)

E : năng lượng toàn phần của hệ

Ví dụ :

Phương trình Schrodinger cho hệ ở trạng thái dừng (V (x,y,z,t) = V (x,y,z)) :

Ψ

= Ψ +

22

2

z y

∂ +

∂

∂ +

∂

∂

=

∆

trong đó : ∆ là toán tử Laplace

Giải pt trên sẽ xác định được các hàm sóng ψ ψ và các mức năng lượng E tương

ứng của hệ, tức là xác định được trạng thái của hạt

 Phương trình Schrödinger được gọi là pt cơ bản của CLT

f ) Orbital nguyên tử : là mỗi giá trị hàm sóng ψ nhận được từ việc giải phương trình Schrödinger (ký hiệu: AO)

g) Bộ đầy đủ các đại lượng vật lý: là các đại lượng vật lý độc lập với nhau đặc trưng cho trạng thái của hạt.

Trạng thái chuyển động của e trong nguyên tử được đặc trưng bằng bộ các đại lượng vật lý sau :

 Năng lượng toàn phần (E)

 Độ lớn của moment động lượng orbital (M)

 Hình chiếu của moment động lượng orbital lên trục z (M z )

 Hình chiếu của moment động lượng spin lên trục z (M s(z) )

1.3.2 Áp dụng cơ học lượng tử cho hệ electron trong nguyên tử :

 Về nguyên tắc: có thể xác định trạng thái (tức hàm sóng ψ và năng lượng E) của các electron trong nguyên tử bằng cách giải pt Schrödinger.

 Trên thực tế:

- chỉ giải chính xác đối với hệ 1 e (nguyên tử H; ion dạng H : He + , Li 2+ )

- đối với hệ đa điện tử phải dùng phương pháp giải gần đúng

Các đại lượng vật lý mô tả trạng thái electron trong nguyên tử (E, M, M z ,

các số nguyên n, l, m, m s

 Các đại lượng E, M, M z , M s(z) được gọi là bị lượng tử hóa

Các số nguyên n, l, m, m s được gọi là các số lượng tử

Số lượng tử chính n (n = 1, 2, 3, ) : cho biết năng lượng (E) và kích thước

trung bình ( ) của orbital (tức khoảng cách trung bình từ 1 e trong orbital này tới hạt nhân nguyên tử của nó)

n càng lớn ⇒ En và càng lớn (n = 1  E0 : mức năng lượng cơ bản )

En (n ≥ 2) : mức năng lượng kích thích  e ở trạng thái kích thích

n  ∞ thì En  0 và (Ecao – Ethấp)  0 : các mức năng lượng càng sát nhau

Các e có cùng 1 số lượng tử n được xếp vào 1 lớp

r

r

a) Ý nghĩa của 4 số lượng tử - Khái niệm lớp, phân lớp, orbital nguyên tử:

Lời giải pt Schrödinger cho thấy :

Trạng thái chuyển động của mỗi e trong nguyên tử (tức AO) được xác định bởi 1 bộ 4

số lượng tử (n, l, m, ms), có ý nghĩa như sau :

 Số lượng tử phụ (số lượng tử moment động lượng orbital; số lượng tử orbital): cho biết hình dạng của orbital

Ứng với 1 giá trị n cho trước thì : l = 0,1, 2, ,‚, (n - 1)

⇒ Các e trong cùng 1 lớp (tức cùng số lượng tử n) có thể ở trên n phân lớp orbital nguyên tử có hình dạng khác nhau ứng với n giá trị của l (0  n - 1)

và được ký hiệu bằng các chữ cái s, p, d, f, ‚

Ký hiệu các phân lớp orbital

Các AO có cùng giá trị (n, l) được xếp vào 1 phân lớp orbital, ứng với 1 phân mức năng lượng (En, l)

 Số lượng tử từ m (số lượng tử hình chiếu moment động lượng): cho biết

định hướng của orbital trong không gian quanh hạt nhân

Ứng với 1 giá trị l cho trước thì : m = (- l),‚, 0,‚, (+ l)

 Các AO trong cùng 1 phân lớp có thể có (2n + 1) cách định hướng khác nhau trong không gian, ứng với (2n + 1) AO khác nhau

pz0 1

dzx

0 m

Hình dạng và các cách định hướng khác nhau của orbital p

Hình dạng và các cách định hướng khác nhau của orbital d

 Số lượng tử spin electron m s (số lượng tử spin) : đặc trưng cho 2 hướng chuyển động quay nội tại (spin) của electron

m s chỉ có 2 giá trị : m s = -1/2 ; +1/2

 Các e trên cùng 1 AO có thể ứng với 2 trạng thái spin khác nhau

m s = -½

m s = +½

Bài tập :

1/ Tính :

a) Số AO trong phân lớp f

b) Số trạng thái e trong 1 AO

c) Số phân lớp trong lớp N Kể tên các phân lớp này

2/ Dùng ký hiệu ô lượng tử và mũi tên để biểu diễn e ứng với bộ 4 số lượng tử sau :

a) (1, 0, 0, +1/2)

b) (2, 1, +1, -1/2)

c) (3, 2, 0, +1/2)

Vẽ các đám mây e biểu diễn các AO ứng với các trạng thái e này

Phân lớp s Phân lớp p Phân lớp d Phân lớp f VD : 2 trạng thái e trong AO s

 Cách biểu diễn trạng thái e, AO, phân lớp, lớp :

Mỗi AO được biểu diễn bằng 1 ô lượng tử Mỗi e bằng 1 mũi tên.

f d

p s

Số electron tối đa

1.3.3 Quy luật phân bố các e trong nguyên tử đa điện tử

Sự phân bố e trong nguyên tử tuân theo ba nguyên lý sau :

a) Nguyên lý ngoại trừ Pauli (1925) : Trong một nguyên tử không thể có 2

electron có cùng 4 số lượng tử như nhau

hay : Trong một orbital nguyên tử chỉ có thể có tối đa 2 electron có spin ngược chiều nhau

Hệ quả : Cho phép tính số e trong 1 AO, 1 phân lớp, 1 lớp

Số e tối đa có trong 1 AO = 2 ;

Số e tối đa trong phân lớp l = 2 (2l+1)

Số e tối đa trong lớp n là 2n2

b) Nguyên lý vững bền : Trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản , các electron sẽ có khuynh hướng chiếm các orbital có mức năng lượng thấp nhất trước rồi mới đến các orbital có mức năng lượng cao hơn tiếp theo.

Thứ tự tăng dần các mức năng lượng trong nguyên tử như sau :

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈≈≈≈ 5d < 6p < 7s

(có 1 số trường hợp ngoại lệ)

1s

2s 3s 4s 5s

2p 3p

4p

3d

4dNăng lượng

Qui tắc Klechkowski

c) Qui tắc Hund: Trong một phân lớp chưa bão hòa , các electron có

khuynh hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng số spin là cực đại (tức có số e độc thân tối đa ).

Ví dụ :

1.3.4 Cấu hình electron

các orbital nguyên tử.

Cách biểu diễn cấu hình electron : dùng 2 cách

tự tăng dần gíá trị số lượng tử (n,l) kèm số e trong phân lớp ở dạng số mũ.

 Tổng các số mũ = số e = Z

Ghi chú : Thường chỉ biểu diễn các e hóa trị của nguyên tử (tức các e của các lớp ngoài chưa bão hòa  có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học)

2/ Xác định 4 số lượng tử của điện tử cuối cùng của S (Z = 16).

3/ Xác định nguyên tố có điện tử cuối cùng ứng với 4 số lượng tử sau đây : n = 3, l = 1, m = -1, m s = -1/2

4/ Xác định nguyên tố có điện tử áp chót có 4 số lượng tử sau đây :

n = 3, l = 2, m = -1, m s = -1/2

1.3.5 Khái niệm về các nguyên tố s, p, d, f :

Electron đang điền vào phân lớp ns ( hay

np)  nguyên tố s (hay nguyên tố p )

Electron đang điền vào phân lớp ngoài cùng ns và phân lớp (n -1)d  nguyên

tố d

1.4 Bảng hệ thống tuần hoàn Mendeleev

 Vào TK19, các nhà hóa học chưa biết đến sự tồn tại của electron và proton

 Bảng HTTH đầu tiên được Mendeleev xây dựng dựa trên khối lượng nguyên tử :

Tính chất của các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử.

 Theo quan điểm hiện đại, dựa trên hiểu biết về cấu tạo nguyên tử, định luật tuần hoàn được phát biểu chính xác hơn:

Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử

 Bảng HTTH hiện nay bao gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp vào các ô

theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tạo thành những chu kỳ và nhóm.

Bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại (dạng bảng dài)

Bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại (dạng bảng ngắn)

7s 5f 6d 7p 6s 4f 5d 6p 5s 4d 5p 4s 3d 4p 3s 3p 2s 2p 1s

Cấu hình điện tử

Chu kỳ lớn 18

Chu kỳ 5

18 Chu kỳ 4

8 Chu kỳ 3

Chu kỳ nhỏ 8

Chu kỳ 2

32 Chu kỳ 6

2 Chu kỳ 1

Chu kỳ 6

Chu kỳ 7

Nhóm Lantanoit

Nhóm Actinoit

1.4.2 Nhóm và phân nhóm

 Nhóm là một cột trong HTTH gồm những nguyên tố có cùng số điện tử hóa trị

 Phân nhóm là một cột trong HTTH gồm những nguyên tố có cùng số điện tử hóa trị và

cùng cấu trúc lớp điện tử hóa trị

Ghi chú : * Điện tử hóa trị: các e đang điền vào các phân lớp chưa bão hòa

* Nguyên tố s và p : e hóa trị là các e của các lớp ns, np ngoài cùng

* Nguyên tố d và f : e hóa trị là e của lớp ngoài cùng ns và phân lớp (n-1)d hay (n-2)f

7 6 5 4 3 2

 Cách xác định số thứ tự nhóm

 Cách xác định phân nhóm chính và phân nhóm phụ :

Phân nhóm chính (phân nhóm A) : gồm các nguyên tố s, p

 Có 8 phân nhóm A.

Phân nhóm phụ (phân nhóm B) : gồm các nguyên tố d, f

(nguyên tố chuyển tiếp)

 Có 8 phân nhóm phụ d và 14 phân nhóm phụ f.

Bài tập :

1/ Xác định điện tích hạt nhân và vị trí trong bảng HTTH của các nguyên tố

có các phân lớp ngoài cùng như sau :

a) 5s 2 ; b) 3s 2 3p 4 ; c) 4d 4 5s 1; d) 5s 2 5p 1 e) 5d 9 6s 1

2/ Viết cấu hình electron của các nguyên tố A và B biết chúng lần lượt ở chu kỳ 3 và 4 và đều thuộc phân nhóm IVA.

1.4.3 Sự biến thiên tuần hoàn tính chất của các nguyên tố hóa học

a) Bán kính nguyên tử (ký hiệu : r, đơn vị A0):

 Định nghĩa : Bán kính nguyên tử là khoảng cách

từ nhân đến lớp e ngoài cùng của nguyên tử

 Quy luật biến thiên bán kính nguyên tử trong HTTH :

 Trong 1 chu kỳ : r giảm dần từ trái sang phải

Giải thích : Z tăng, số lớp e không đổi  e bị hút mạnh hơn

Lưu ý : Sự thay đổi r đối với các nguyên tố d và f chậm hơn đối với các nguyên tố s và p

do các phân lớp e (n -1)d và (n - 2)f nằm bên trong chắn tương tác của hạt nhân nguyên tử với lớp vỏ ngoài cùng

 Trong 1 phân nhóm chính: r tăng dần từ trên xuống ( do số lớp e tăng)

 Trong phân nhóm phụ : r tăng chậm hay rất ít thay đổi (tuy số lớp e tăng và Z tăng nhưng các e được điền vào các phân lớp (n -1)d hay (n – 2)f bên trong)

Biến thiên bán kính nguyên tử của các nguyên tố trong bảng HTTH

Quy luật biến thiên bán kính nguyên tử trong bảng HTTH

b) Bán kính ion : là bán kính của cation hay của anion tự do

 So sánh giữa bán kính ion với bán kính nguyên tử :

 Bán kính cation < bán kính nguyên tử

 Bán kính anion > bán kính nguyên tử

Quy luật biến thiên bán kính ion trong bảng HTTH :

 Trong 1 phân nhóm : bán kính ion tăng dần từ trên xuống

Biến thiên bán kính ion của một số nguyên tố trong bảng HTTH

c) Năng lượng ion hóa (ký hiệu : I, đơn vị : kJ/mol hay eV):

 Định nghĩa : Năng lượng ion hóa là năng lượng tối thiểu cần cung cấp để tách

1 e ra khỏi nguyên tử tự do ở trạng thái cơ bản và ở thể khí

M0 (khí) + I → M → + + e

Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) , thứ hai (I2), thứ ba I3),‚ : 0 < I1< I2 < I3

 Ý nghĩa : Năng lượng ion hóa cho biết khả năng nhường e của nguyên tử nguyên

tố đó ở trạng thái tự do (không liên kết)

 Quy luật biến thiên trong HTTH:

 Trong 1 chu kỳ : I tăng dần từ trái sang phải

Giải thích: Z tăng, số lớp e không đổi  e bị hút mạnh hơn  I tăng

 Trong 1 phân nhóm chính : I giảm dần từ trên xuống

Giải thích : Z tăng nhưng bán kính nguyên tử tăng  lực hút giảm mạnh

 Trong 1 phân nhóm phụ : I giảm chậm từ trên xuống (có khi tăng)

Giải thích : do Z tăng nhanh nhưng r rất ít thay đổi

Biến thiên năng lượng ion hóa* của các nguyên tố trong bảng HTTH

Ghi chú : * Năng lượng ion hóa I1 (kJ/mol)

Câu hỏi :

1/ Tại sao năng lượng ion hóa của khí trơ rất cao so với các nguyên tố khác trong cùng chu kỳ

?

2/ Tại sao năng lượng ion hóa của Be cao hơn của B, của N cao hơn của O,‚?

Hãy rút ra kết luận khái quát về các hiện tượng này.

Biến thiên năng lượng ion hóa của các nguyên tố trong bảng HTTH theo chu kỳ

Câu hỏi : Tại sao năng lượng ion hóa của các nguyên tố d, f tăng rất chậm so với các nguyên

tố s, p trong cùng 1 chu kỳ ?

d) Ái lực điện tử (ký hiệu : E; đơn vị kJ/mol hay eV):

 Định nghĩa : Ái lực điện tử là năng lượng được giải phóng/thu vào khi kết hợp 1 e vào nguyên tử ở trạng thái cơ bản và ở thể khí

X (hơi) + e → → → X – (hơi) + E

E < 0 (nếu giải phóng năng lượng);

E = 0 (nếu không giải phóng năng lượng);

Ái lực ion hóa thứ 1 (E 1 ) < ái lực ion hóa thứ 2 (E 2 ) <

 Ý nghĩa : Ái lực điện tử cho biết khả năng thu e của nguyên tử nguyên tố đó ở trạng thái tự do

 Quy luật biến thiên : khá phức tạp

Nhìn chung :

 Trong 1 chu kỳ : E càng âm khi đi từ trái sang phải

 Trong 1 phân nhóm chính : E càng kém âm khi đi từ trên xuống

Biến thiên ái lực điện tử của các nguyên tố trong bảng HTTH

Câu hỏi :

1/ Tại sao ái lực điện tử của các nguyên tố phân nhóm VIIIA, IIA và IIB, của N bằng 0 ? 2/ Tại sao các nguyên tố halogen có ái lực điện tử âm nhất trong chu kỳ?

e) Độ âm điện (ký hiệu : χ) - Tính kim loại và tính phi kim

 Định nghĩa : Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử trong phân tử khi tạo thành liên kết hóa học.

 Các hệ thống độ âm điện thông dụng :

a) Hê thống Mulliken (1934) :

a) Hệ thống Pauling (1932) : ( ∆ : kcal/mol)

trong đó :

(Quy ước : χχχχF = 3,98)

 Ý nghĩa : Độ âm điện đặc trưng cho tính kim loại / phi kim của nguyên tố

χχχχ càng lớn    tính phí kim càng mạnh (tính kim loại càng yếu)

 Quy lụật biến thiên :

 Trong 1 chu kỳ : độ âm điện tăng dần từ trái sang phải

 Tính phi kim tăng dần

 Trong 1 phân nhóm chính :độ âm điện giảm dần từ trên xuống

 Tính kim loại tăng dần

2

) ( E + I

).

( )

( A B E A A E B B

ED − − D − D −

=

∆