2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: + + Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân. Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử VD: STT của Clo= 17 ⇒ 2.2. Hạt nhân nguyên tử Hạt nhân gồm: ⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) = Số khối A = Z + N Z : Số proton ; N : Số nơtron(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)Ký hiệu nguyên tử : VD : Clo ( ) Đồng vị : Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có :VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị (75,53%) và (24,47%) ⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là : Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân » 2.3. Lớp vỏ electron Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He+, Li2+…) . Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử. 2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi môNăm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là:Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi: v: tốc độ chuyển động của hạt h: Hằng số Plank ( h = 6,626.1027erg.s = 6,626.1034J.s) 2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý: Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox Gọi x: Sai số về vị trí ( theo hướng x) vx: Sai số vận tốc theo trục x Ta có: x Hay x + x = 0 ⇒ vx → : + vx = 0 ⇒ x→ : Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. Cho nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa.
Trang 1CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
2.1 Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: +
+
- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân
- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử
VD: STT của Clo= 17
⇒
2.2 Hạt nhân nguyên tử
- Hạt nhân gồm:
⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) =
- Số khối A = Z + N
Z : Số proton ; N : Số nơtron
(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)
Ký hiệu nguyên tử : A X
Z
VD : Clo (35Cl
17 )
* Đồng vị :
Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có :
VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 35Cl
17 (75,53%) và
37Cl
17 (24,47%)
⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là :
Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân »
2.3 Lớp vỏ electron
N H A ÂN
V O Û
1 0 - 8 c m = 1 A 0
E L E C T R O N
Khối lượng electron = 9,109.10 -28 gam
Điện tích electron =1,6.10 -19 coulumb (Điện
tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện
tích = 1-)
Trang 2nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H, He+, Li2+…) Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm thuyết cơ học lượng tử
2.3.1 Tính chất sóng của hạt vi mô
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là:
Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức đó tuân theo hệ thức Đơbrơi:
v: tốc độ chuyển động của hạt
h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10-27erg.s = 6,626.10-34J.s)
2.3.2 Hệ thức bất định Heisenberg
- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý:
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox
Gọi x: Sai số về vị trí ( theo hướng x)
vx: Sai số vận tốc theo trục x
Ta có: x
2
h
p x
Hay x
m
h
v x
2
+x = 0 ⇒ vx →:
+vx = 0 ⇒x→:
- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không
thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó Cho nên theo nguyên lý bất định của
Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa
2.3.3 Phương trình Schrodinger
- Với mỗi hạt electron có khối lượng me có một hàm sóng x,y,z
+ Trong đó 2
có một ý nghĩa quan trọng, đó là:
⇒ x,y,z2dxdydz : cho biết
- Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn bằng hàm tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử Khi đó mỗi hàm sóng là tích của hai phần :
r, , R n l,( ) ,r l m l
( )m l( )
=R n l,( )r Yl m , l( , )
Trang 3+ R(r) : Phần bán kính
⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l
+Y( , ): Phần góc
⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và ml
2.3.3.1 Phần bán kính của hàm sóng R(r)
- Khi ta giữ và không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị trí đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm)
orbitan nguyên tử :
Orbitan s
Một hàm sóng tương ứng với một bộ 3 số lượng tử (n l m, , l ) miêu tả trạng thái của một electron như thế được gọi là :
Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:
x = rsin cos
y = rsin sin
z = rcos
M
r
X
Y
Z
y
Trang 4Orbitan p
- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các góc và khi r không đổi Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu diễn sẽ giới hạn một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron
- Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử:
+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa độ
+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt nằm trên các trục x, y, z Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo trục y và
orbitan pz nằm dọc theo trục z
r
3p
r
2p
r
2s
Trang 5+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz2 và dx2-y2 thì hơi khác Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác của các góc tạo nên bởi hai trục tọa độ
VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc tạo
nên bởi trục x và trục y Orbitan dx2-y2cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y Còn orbitan z2 gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một vành tròn nằm trong mặt phẳng xy
Ba orbitan dxy, dxz và dyz :
Orbitan dx2-y2:
Trang 6 Orbitan dz2 :
2.3.4 Ý nghĩa các số lượng tử
* Số lượng tử chính n
+
+
+ Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron :
* Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ)
+
+
+
+ Có thể nhận các giá trị từ
z
x
y
dz2
1
s p
2
s p d 4
0 1 2 3
s p d f
Trang 7ml =
⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của ml
+ Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo
1 0 (s) 0 có 1 đơn vị orbitan
2 1 (p)0 (s) 0 -1, 0, +1
3 1 (p)0 (s)
2 (d)
0 -1, 0, +1 có 9 đơn vị orbitan -2, -1, 0, +1, +2
4
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 +
+ Ứng với một trị số của l có
+ Ứng với một giá trị của n có
+
+
2.3.5 Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Hệ quả:
VD: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n,m,l giống nhau thì phải có số spin khác nhau:
He : 1s2
Electron thứ nhất: n= , l= , ml= , ms=
Electron thứ hai: n= , l= , ml= , ms=
+ Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống
+ Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc thân
+ Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron ghép đôi
Mỗi lớp (ứng với một giá trị của ) có orbitan nên
có16 đơn vị orbitan
có 4 đơn vị orbitan
Trang 8- Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của ) có tối đa trị số m tức là orbitan nguyên
tử Vì thế số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là electron
* Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng lượng cao hơn”
- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc
chủ yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l Trong nguyên
tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng một lớp tăng theo
giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công thức Bohr là cùng n sẽ
cùng mức năng lượng)
VD: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3d
* Thứ tự năng lượng đó là:
1s 2 <2s 2 <2p 6 <3s 2 <3p 6 <4s 2 <3d 10 <4p 6 <5s 2 <4d 10 <5p 6 <6s 2 <4f 14 ≃5d 10 <6p 6 <7s 2
Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp
hơn np
- Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski)gồm những điểm sau:
+ Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l) lớn dần Vd:
+ Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có trị số
n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn Vd:
* Quy tắc Hund
“ Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại” (số electron
độc thân là tối đa)
VD: C (Z=6) 1s22s22p2
Không xếp theo kiểu:
Chú ý:
+ Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền electron
từ trái sang phải và giá trị
+Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần là
+Cấu hình electron bền thể hiện ở các:
⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd
VD: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d 4 4s 2
Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d 5 4s 1
Trang 9+Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d 10 4s 1
2.4 Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn
2.4.1 Định luật tuần hoàn
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra năm 1869,
ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau:
“Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên tố hóa học biến đổi tuần hoàn theo ”
VD:
2.4.2 Hệ thống tuần hoàn
Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố đượcsắp xếp theo 7 chu kỳ và 8 nhóm:
2.4.2.1 Chu kỳ
- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số lớp electron) Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng với trị số lượng tử chính n
VD: Li (Z=3): 1s22s1 Chu kỳ 2
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một khí hiếm
* Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H He
1s1 1s2
Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố mở đầu chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim
+ Chu kỳ 2 (n=2)
Có cấu hình tim là: [He]
l =0: Phân lớp 2s có 3Li(2s1) và 4Be(2s2)
l=1: Phân lớp 2p từ 5B(2s22p1) đến 10Ne(2s22p6)
+ Chu kỳ 3 (n=3)
Có cấu hình tim là: [Ne]
Hoàn toàn giống chu kỳ 2
11Na 12Mg 13Al………… … 18Ar
3s1 3s2 3s23p1……….3s23p6
* Chu kỳ lớn (4,5,6,7)
Mỗi chu kỳ lớn được chia làm hàng trong dạng bảng ngắn
Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp và phân lớp
Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là
+ Chu kỳ 4 (n=4)
Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền electron trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10 nguyên tố d))
Trang 104s1 4s2 3d1 4s2……… 3d104s2 3d10 4s24p1…… 3d104s24p6
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất
Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là: Cr(4s13d5) và
Cu(4s13d10) chứ không phải Cr(4s23d4) và Cu(4s23d9)
+ Chu kỳ 5 (n=5)
Giống chu kỳ 4
37Rb 38Sr 39Y……….48Cd 49In……….54Xe
5s1 5s2 4d15s2……… 4d105s2 4d105s2 5p1 …… 4d105s25p6
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai
Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron dễ nhảy
+ Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố
- Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các nguyên tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một ô với nguyên tố Lantan Gọi là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới bảng
55Cs 56Ba 57La* 72Hf………80Hg 81Tl……….86Rn
6s1 6s2 5d16s2 4f145d26s2…….4f145d106s2 4f145d106s26p1… 4f145d106s26p1
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba
Họ Lantan: 58Ce 59Pr………70Yb 71Lu
4f15d16s2 4f35d06s2……… 4f145d06s2 4f145d16s2
14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n=7)
Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6
Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó có các
Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và dãy nguyên
tố chuyển tiếp tư (6d)
2.4.2.2 Nhóm
- Là tập hợp các nguyên tố có bằng nhau (nên có tính chất giống nhau) Mỗi nhóm chia thành phân nhóm chính và phụ, trừ nhóm VIIIB có 3 phân nhóm phụ
+ Phân nhóm chính: Được đánh số từ IA đến VIIIA
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử thuộc phân lớp (có 8 phân nhóm chính)
+ Phân nhóm phụ: Được đánh số từ IB đến VIIIB
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên tử thuộc phân lớp
⇒ Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại tuần hoàn cấu hình electron giống nhau trong nguyên tử các nguyên tố đó
2.4.2.3 Điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn
- Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số bằng số thứ tự của nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn
Trang 11- Các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử (đồng thời là số thứ tự của nguyên tố) Nó xác định số electron trong lớp vỏ nguyên
tử và chính lớp vỏ này lại quyết định tính chất hóa học của các nguyên tố
⇒ Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đó
2.5 Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử
2.5.1 Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử
* Theo chu kỳ
- Từ trái sang phải bán kính giảm dần vì
- Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ
VD: Chu kỳ II
Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không rõ ràng như đối với chu kỳ nhỏ Đặc biệt đối với các nguyên tố d và f thì bán kính của chúng giảm rất chậm Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể từ ngoài vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên tử của các
nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f ( sự co Lantanoid hay Actinôit)
VD: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV
Bán kính,
o
* Theo nhóm
- Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do
VD: Đối với phân nhóm chính IA
- Phân nhóm phụ: Bán kính nguyên tử của nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có tăng lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có trường hợp không tăng mà còn giảm chút ít Nguyên nhân là do hiện tượng Lantanoid nói trên gây ra
VD:
Phân nhóm phụ IVB Nguyên tử Bán kính (A )o
Trang 12 Định nghĩa
Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng thái khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)
* Đối với những nguyên tử nhiều electron
X – 1e- →X+: I1 Năng lượng ion hóa thứ nhất
X+ -1e- →X2+: I2 Năng lượng ion hóa thứ hai
X2+ -1e- →X3+: I3 Năng lượng ion hóa thứ ba
Với I1<I2<I3…
+ Theo chu kỳ
Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần Vì
+ Phân nhóm chính
Từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa giảm vì
+ Phân nhóm phụ
Diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ
2.5.3 Ái lực với electron: (E)
Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào một nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm
VD: H(k) + e = H- + 0,756eV
- Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn ( vì )
- Các nguyên tố Halogen: ns2np5 có ái lực electron lớn nhất (vì )
- Các nguyên tố có cấu hình: s2p6 hay p3 có E nhỏ thậm chí âm vì
Số thứ tự nguyên tử
Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol)