Cấu tạo nguyên tử - Định luật tuần hoàn

SỰ BIẾN THIÊN Cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố hoá học biến thiên tuần hoàn theo quy luật: Cứ sau sự sắp xếp một lớp điện tử thì lại bắt đầu hình thành một lớp điện tử mới,..

Chương 2: CẤU 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 :

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 :

· Khối lượng electron = 9,109.10-28gam

· Điện tích electron =1,6.10-19coulumb

(Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị

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 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

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

2.3.3 Phương trình Schrodinger

- Với mỗi hạt electron có khối lượng me có một hàm sóng + Trong đó có một ý nghĩa quan trọng, đó là:

⇒ dxdydz : 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) : 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)

* Mật độ xác xuất có mặt electron ( ) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các orbitan

nguyên tử :

Orbitan s

M

r

X

Y

Z

Một hàm sóng tương ứng với một bộ 3 số lượng tử ( ) 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

y

Orbitan p

2.3.3.2 Phần góc của hàm sóng : Y( , )

- 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

2 r

2s

+ 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-y2 cũng 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 :

· 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)

+

+

+

1

s p 3

0 1 2

s p d 4

0 1 2 3

s p d f

* Số lượng tử từ ml

+ Có thể nhận các giá trị từ

ml =

⇒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

0 (s)

1 (p)

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

* Số lượng tử spin ms (đơn giản gọi là spin)

+

+

Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử n,l,ml,ms

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

có 4 đơn vị orbitan

có16 đơn vị orbitan

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

- 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:

1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14 ≃5d10<

6p6<7s2

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: 1s22s22p63s23p63d44s2

Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1

+Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d104s1

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 được sắp 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)) 19K 20Ca 21Sc……….…30Zn 31 Ga……….36Kr

4s1 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

- 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, 1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33

* 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

Phân nhóm phụ IVB

Nguyên tử Bán kính ( )

VD:

2.5.2 Năng lượng ion hóa (I)

? 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)

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…

? Biến đổi

+ Theo chu kỳ

Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần Vì

chặt chẽ

2.5.3 Ái lực với electron:

(E)

? Định nghĩa

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

? Nhận xét

- 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

2.5.4 Độ âm điện ( )

? Định nghĩa

Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử

Số thứ tự nguyên tử

Năng lượng ion hóa thứ nhất (kJ/mol)