Bài giảng hóa đại cương chương 1

Đơn chất, hợp chất:-Đơn chất là các chất được cấu thành từ một nguyên tố Oxy O 2 , Kim cương C, Nitơ N 2 … -Hợp chất là các chất được cấu thành từ 2 Định Luật thành phần không đổi: - Mộ

MÔN HỌC

HÓA ĐẠI CƯƠNG

(Dùng cho các lớp không chuyên Hóa)

TÀI LIỆU THAM KHẢO

 HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG (LÝ THUYẾT + BÀI TẬP) (LÂM NGỌC THIỀM, BÙI DUY CAM)

 HÓA ĐẠI CƯƠNG (1,2) GS NGUYỄN ĐÌNH SOA

 HÓA ĐẠI CƯƠNG (GLINKA, N.L.)

 HÓA ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ (HOÀNG NHÂM)

 HÓA ĐẠI CƯƠNG (REN DIDIER)

 HÓA ĐẠI CƯƠNG VÀ TRẮC NGHIỆM HÓA ĐẠI CƯƠNG (NGYỄN ĐỨC CHUNG)

 CÁC TÀI LIỆU HÓA ĐẠI CƯƠNG HAY GENERAL

CHEMISTRY

CHƯƠNG 1:

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ, HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

PHẦN 1:

NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ SỞ CỦA HOÁ HỌC

Phân tử

Phân tử là tập hợp nhóm các nguyên tử (có thể cùng hoặc khác loại) Các nguyên tử liên kết với nhau trong phân tử theo những kiểu liên kết khác nhau.

Đơn chất, hợp chất:

-Đơn chất là các chất được cấu thành từ một nguyên tố (Oxy O 2 , Kim cương C, Nitơ N 2 …) -Hợp chất là các chất được cấu thành từ 2

Định Luật thành phần không đổi:

- Một hợp chất hóa học xác định luôn chứa cùng

một số nguyên tố như nhau với tỉ lệ khối lượng xác định

 Định luật bảo toàn khối lượng (Hay định luật Lomonossow - Lavoisier) là định luật cơ bản trong

lĩnh vực hóa học, được phát biểu:

– Trong phản ứng hóa học, tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng sản phẩm tạo thành.

 (mtrước) =  (msau)

 Lịch sử:

– Năm 1748 Mikhail Lomonossow đặt ra định đề

– Năm 1789 Antoine Lavoisier phát biểu định luật này

Khối lượng của 1H = 1.6735 x 10-24 g và 16O là 2.6560 x

Đồng vị

 Các nguyên tử của cùng một nguyên tố nhưngkhác nhau số neutron trong hạt nhân (đượcchỉ định bởi số khối)

Nguyên tử lượng trung bình

Trong tự nhiên, các nguyên tố tồn tại ở các dạng đồng vị với tỉ lệ khác nhau, ví dụ:

C: 98.892 % 12C + 1.108 % 13C

Nguyên tử lượng trung bình C:

(0.98892)(12 amu) + (0.0108)(13amu) = 12.011 amu

Trong hệ thống tuần hoàn là NTL trung bình

Ví dụ: Chloride có 2 đồng vị, 35 Cl and 37Cl, có nguyên tử lượng lần luợt là 34.96885 và 36.96590 amu Nguyên tử lượng của nó trong tự nhiên là 35.453 amu Thành phần % của từng đồng vị?

Định luật tỉ lệ bội (Định luật Đalton)

Nếu hai nguyên tố hóa hợp với nhau tạo thành một số hợp chất thì những lượng khối lượng của một nguyên tố so với cùng một lượng khối lượng của nguyên tố kia sẽ tỉ lệ với nhau như những số nguyên đơn giản.

Chuyển đổi nhiệt độ

C = 5/9 * (F - 32)

F = (9/5)*C + 32

K = C + 273.15

BẢNG CHỮ CÁI HY LẠP TƯƠNG ỨNG

: alpha (a) : iota (i) : rho (r)

: beta (b) : kappa (k) : () sigma (s)

: gamma (g) : () lambda (l) : tau (t)

 (): delta (d) : mu(y) (m) : upsilon (u)

: epsilon (e) : nu(y) (n)  (): phi (f)

: zeta (z) : xi (x) : chi (c)

: eta (h) : omicron (o)  (): psi (y)

: theta (q) : pi (p)  (): omega (w)

Đương lượng và định luật đương lượng

Đương lượng: Đ

Đương lượng của một nguyên tố hay một hợp chất là

số phần khối lượng của nguyên tố hay hợp chất đó kết hợp hoặc thay thế vừa đủ với một đương lượng của một nguyên tố hay hợp chất khác.

A là muối:

M: Phân tử lượng của muối

n: Số điện tích của ion (anion hoặc cation) đã thay thế

Ví dụ:

Al2(SO4)3

ĐA = M[Al2(SO4)3]/(2x3) theo Al +3

ĐA = M[Al2(SO4)3]/(3x2) theo (SO4) -2

A là chất oxi hóa-khử:

M: khối lượng phân tử chất

n: số e trao đổi trong phản ứng.

Đương lượng gam (đlg):

Đương lượng gam của một chất là lượng tính

bằng g của chất đó có số đo bằng đương lượng của nó.

 Ví dụ:

Đương lượng của H2SO4 là 49 hay 98 thì 1 đlg là 49g hay 98g.

Định luật đương lượng:

Trong một phản ứng hóa học số đương lượng của các chất tham gia phản ứng phải bằng nhau

Trong các phản ứng hóa họa một đương lượng của chất này chỉ kết hợp hoặc thay thế một đương lượng của chất khác mà thôi

Ta có n của H2SO4 là 2 và đương lượng là 49, nên CA=NA/2 = 0.25M Khối lượng axit là 2x0.25x98=49g

 m[NH4OH]=m[H2SO4]x(Đ[NH4OH]/Đ[H2SO4])

Phương trình trạng thái khí lý tưởng

pV = nRT p: áp suất (atm,mmHg)

PHẦN 2:

NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ

Phổ điện từ

Chuyển dịch electron trong nguyên tử Hydro

Lyman series => Tử ngoại

(ultraviolet)

n > 1 ==> n = 1 Balmer series => Khả kiến

(visible light)

n > 2 ==> n = 2 Paschen series => Hồng ngoại

(infrared)

n > 3 ==> n = 3

Cấu tạo nguyên tử theo quan niệm hiện đại

của cơ học lượng tử

Ba luận điểm cơ sở của cơ học lượng tử

1 Vật vi mô đều có tính chất hạt và sóng Năm 1924, trong luận văn Ph.D của mình, Louis de Broglie đã đưa ra giả thuyết về tính chất này qua hệ thức :



.

2 Nguyên lý bất định Heisenberg:

Năm 1927 Werner Heisenberg phát biểu nguyên lý:

Không thể xác định đồng thời một cách chính xác vị trí,

hướng chuyển động và tốc độ của hạt vi mô.

Với electron: Không thể xác định vị trí và động lượng

3 Năm 1926, Erwin Schrodinger đưa ra

 Với Hydro thay V = -e2/r ta có:

2: luơn dương để biểu hiện xác xuất cĩ mặt e.

2 đơn vị: mật độ xác xuất e trong đơn vị thể tích dV.

Mật độ phân bố Electron

Khả năng tìm thấy một electron trong nguyên tử hydrogen ở trạng thái cơ bản.

Trạng thái e trong nguyên tử và đám mây e

Theo cơ học lượng tử, e không nằm trên mặt phẳng mà

nó nằm trong một vị trí không gian nào đó xung quanh hạt nhân Trong đó, e có thể có mặt ở bất kỳ thời điểm nào với xác suất có mặt khác nhau trong vùng không gian đó là đám mây electron

“Đám mây electron là vùng không gian gần hạt nhân bao gồm 90% điện tích, khối lượng của electron và hình dáng của đám mây electron chính là bề mặt bao quanh vùng không gian này”

Có 4 số lượng tử để biểu thị trạng thái của electron trong nguyên tử

1 Số lượng tử chính, ký hiệu n (Principal Quantum Number,

số lớp electron)

Số lượng tử n biểu thị kích thước của nguyên tử, n càng lớn kích thước của nguyên tử càng lớn.

n là số nguyên dương từ 1   và các electron trong cùng một

số lượng tử chính có cùng một mức năng lượng: En<En+1.

Các electron trong cùng một lớp có cùng một ký hiệu gọi là lớp lượng tử.

Số lượng tử chính: 1 2 3 4 5 6 7

Ký hiệu lớp lượng tử tương ứng: K L M N O P Q

Các số lượng tử và ý nghĩa

2 Số lượng tử ocbitan l và hình dạng các đám mây electron (l: còn gọi là số lượng tử phụ hay phương vị, Azimuthal Quantum Number) Nó cho biết hình dạng các đám mây

electron Có n giá trị của l đi từ 0  (n-1)

Nó cho biết phân mức năng lượng (phân lớp electron).

Số lượng tử ocbitan: 0 1 2 3 4 5

Ký hiệu phân lớp lượng tử s p đ f g h

Es<Ep<Eđ<Ef<Eg<Eh

Kết luận: Chỉ qua hai số lượng tử ta cũng có thể mô tả trạng thái electron dựa vào kích thước và hình dạng.

3 Số lượng tử từ m (hay ml, Magnetic Quantum Number) và các orbitan nguyên tử:

Orbital: Khoảng không gian có xác suất tìm thấy electron xung quanh hạt nhân.

Có (2l + 1) giá trị của m và mỗi giá trị m ứng với một ocbitan nguyên tử Các giá trị của m đi từ -l  0  +l.

s có 1 orbital

p có 3 orbital (px, py, pz)

d có 5 orbital (dxy, dyz, dxz, dz2, dx2-y2)

Các orbital và các số lượng tử

Công thức chung tính số orbital là n2

Tóm lại: Trạng thái electron trong nguyên tử

được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử

n, l, ml và s.

HÌNH DẠNG CÁC ORBITAL

Orbital s

Tất cả các orbital s có dạng cầu (spherical).

Khi n tăng thì kích thước orbital s lớn dần

Khi n tăng, số nút (node) cũng tăng.

Nút: Là khoảng không gian có xác suất bắt gặp electron là 0.

Theo phương trình sóng Schrodinger, tại nút có

2 = 0

Với orbital s ứng với số lượng tử chính n, số

nút là (n-1).

Orbital p

Có 3 orbital p (px, py, và pz)

3 orbital này phân bố dọc trên 3 trục x-, y- và

z-của hệ trục René Descartes

Các orbital p có dạng quả tạ đôi

Khi n tăng, orbital p lớn dần

Tất cả các orbital p có node tại hạt nhân

Sự phân bố electron

trên orbital p

Orbital d

Có 5 orbital d là dxy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2

Orbital 4fy3 - 3x2y ứng với n=4, l =3, and m l =-3 6 đám mây dạng múi cam (hay thùy, lobe) nằm ở 6 đỉnh

của hình lục giác nằm trên mặt xy, trong đó một cặp lobe dọc theo trục x, 3 mặt node cắt giữa các lobe và chứa trục z

Orbital 4fxyz ứng với n=4, l=3, and ml=-2 8

lobe cố vị ở các đỉnh của hình lập phương, với 4

lobe ở trên và 4 lobe ở dưới mặt xy (đối xứng)

3 mặt node được giới hạn bởi 3 trục x, y, và z

 Orbital 4f5yz2 - yr2 ứng với n=4, l=3, và ml =-1 6lobe nằm ở 6 đỉnh của hình lục giác trong mặt yz,với 1 cặp lobe dọc theo trục x 3 mặt node cắt giữacác lobe và chứa trục y.

 Orbital 4f5z3 - 3zr2 ứng với n=4, l=3, và ml=0 2 lobe

phân bố trên trục z, 2 đám mây hình cái bát

(bowl-shaped) phân bố trên và dưới mặt xy Các mặt node là

mặt xy và mặt hình nón cắt hạt nhân và qua đáy 2 bát

và giữa các lobe

Orbital 4f5xz2 - 3xr2 ứng với n=4, l=3, và ml=+1 6 lobe nằm ở 6 đỉnh của hình lục giác trên mặt xz, một cặp lobe trên trục Yn Sơn cơng cha 3 mặt node qua

giữa các node và chứa trục x

Orbital 4fzx2 - zy2 ứng với n=4, l=3, and ml=+2 Nó

cùng dạng với orbital 4fxyz, nhưng các đỉnh của hình lập phương nằm trong các mặt giới hạn bởi x, y, z

và các và 3 mặt node chứa trục z, qua giữa các lobe

 Orbital 4fx3 - 3xy2 ứng với n=4, l=3, và ml=+3 Nógiống hệt orbital với ml=-3 ngoại trừ một cặp lobenằm dọc theo trục y thay vì truc x.

Tìm hiểu điều này để đưa ra quy luật sắp xếp

electron vào nguyên tử, từ đó biết được công

thức electron của nguyên tử

Kết quả nghiên cứu từ phương trình sóng

Schrodinger vẫn cho thấy trạng thái electron phụ thuộc vào 4 số lượng tử n, l, m và s Tuy nhiên

do sự tương tác giữa các electron mà trạng thái năng lượng phụ thuộc vào cả n và l

Khi n tăng, sự khác biệt năng lượng giữa các mức

và phân mức trở nên nhỏ hơn

Trạng thái năng lượng electron

trong nguyên tử nhiều electron

Hai hiệu ứng quan trọng (nguyên tử nhiều electron)

Hiệu ứng chắn:

Gây ra do electron bên trong chuyển động tạo nên một màn chắn giữa các electron ngoài với hạt nhân, làm giảm lực hút của hạt nhân với electron ngoài.

Hiệu ứng chắn tăng khi số electron tăng (tức số z tăng) và khi n, l tăng.

Hiệu ứng xâm nhập:

Ngược lại với hiệu ứng chắn: Nó làm tăng lực hút của hạt nhân với electron xâm nhập vào gần hạt nhân vì ở đấy electron ít bị chắn hơn Khả năng xâm nhập của các electron bên ngoài

giảm theo chiều n, l tăng.

Công thức electron theo thực nghiệm:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d…

CÁC QUY LUẬT SẮP XẾP ELECTRON

TRONG NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON

Nguyên lý vững bền

Các electron sắp xếp vào nguyên tử đi từ mức năng lượng thấp đến mức năng lượng cao, càng ở mức năng lượng thấp thì càng bền vững

Các electron sắp xếp từ mức n=1, sau đấy đến n=2 Ở đây vì 2p có năng lượng lớn hơn nên electron sẽ xếp vào 2s trước…

Nguyên lý loại trừ Pauli

Trong nguyên tử không thể có 2 electron có cùng 4 số

lượng tử

- Do đó, nếu 2 electron trong cùng một orbital phải có spin ngược nhau

Ví dụ:

He có 2 electron, cùng nằm trong orbital 1s

AO có 2 electron có spin ngược nhau gọi là những electron ghép đôi Còn những electron ở một mình trên AO gọi là những electron độc thân

Số electron tối đa trong một phân lớp là

s : 2 , p : 6 , d : 10 , f : 14

Tức là:

Số electron trong một phân lớp là: 2 (2l + 1)

Số electron tối đa trong một lớp là: 2n2

Quy tắc Hund

Trạng thái bền của nguyên tử ứng với sự sắp xếp

electron thế nào cho trong giới hạn một phân mức năng lượng giá trị tuyệt đối của tổng spin phải cực đại (hay số electron độc thân cực đại)

Mỗi electron được biểu diễn bằng một mũi tên, mỗi orbital được biểu diễn bằng ô vuông

Ví dụ phân lớp d của 1 nguyên tố có 6 electron, các electron sẽ sắp xếp lần lượt như sau:

    

Quy tắc thực nghiệm sắp xếp electron

Bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại

Năm 1913 Henry Gwyn Jeffreys Moseley (Anh, 1887-1915) qua các nghiên cứu và thí nghiệm của mình chứng minh rằng số thứ tự nguyên tố (Z) bằng với điện tích hạt nhân Từ đó định luật tuần hoàn phát biểu lại như sau:

Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hớp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử các nguyên tố

I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A VIII A

* Designates that **Lanthanum Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

all isotopes are Series 140.12 140.91 144.24 * 145 150.36 151.96 157.25 158.93 162.51 164.93 167.26 168.93 173.04 174.97 radioactive 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

*** Actinium Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Series 232.04 231.04 238.03 237.05 * 244 * 243 * 247 * 247 * 251 * 252 * 257 * 258 * 259 * 260

Periodic Table of the Elements

Cấu trúc Bảng Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Chu kỳ: Có 7 chu kỳ từ 1 đến 7 (ứng với n=1 đến 7).

Nhóm: Có 8 nhóm gồm có nhóm chính và nhóm phụ (hay còn

gọi là phân nhóm A và phân nhóm B).

Ô: Là vị trí cụ thể của mỗi nguyên tố trong bảng, là số thứ tự

nguyên tố trùng số Z, cũng là số electron trong nguyên tử (Về

nguyên tắc, khi biết nguyên tố nằm ở ô nào là xác định được cấu trúc electron nguyên tử).

Chu kỳ

Khởi đầu chu kỳ là các nguyên tố kim loại kiềm (Li, Na, K,

Rb, Cs, Fr) kết thúc bằng những nguyên tố khí trơ (He,

Ne, Ar, Kr, Xe, Rr)

Ba chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ, chỉ gồm một dãy nguyên tố.Chu kỳ 1 gọi là chu kỳ đặc biệt, chỉ có H và He (1s1, 1s2).Chu kỳ 2, 3 gọi là chu kỳ điển hình, có 8 nguyên tố (2s1

đến 2s22p8)

Bốn chu kỳ còn lại có hai dãy nguyên tố, gọi là chu kỳ lớn:Chu kỳ 4, 5 có 18 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhóm chính

ns1 đến ns1np8, 10 nguyên tố phân nhóm phụ hay nguyên

(Theo http://en.wikipedia.org/wiki/Periodic_table)

Vào năm 2006, bảng chứa 117 nguyên tố hóa học đã được xác nhận

92 nguyên tố được tìm trong tự nhiên trong quả đất, còn lại

là các nguyên tố tổng hợp trong phòng thí nghiệm

Nguyên tố thứ 43 (technetium) và 61 (promethium), mặc

dù số thứ tự nhỏ hơn nguyên tố tự nhiên 92, uranium,

cũng là do tổng hợp

Nguyên tố 93 (neptunium) và 94 (plutonium) mặc dù được xếp chung với các nguyên tố tổng hợp, nhưng thực ra

được tìm thấy trong vỏ quả đất dạng vết

Nguyên tố thứ 117 là ununseptium (Uus), nguyên tố thứ 118

dự kiến là Uuo (ununoctium).

Một số nhận xét:

Số thứ tự nguyên tố (ô) trùng với số điện tích hạt nhân Z

Số thứ tự chu kỳ trùng với số n (số lớp electron)

Nguyên tố s (họ s) là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân mức s ngoài cùng (kiềm, kiềm thổ), có hai nguyên tố s ớ đầu chu kỳ

Nguyên tố p (họ p) có electron cuối cùng điền vào phân

mức p ngoài cùng, đó là 6 nguyên tố cuối chu kỳ

Giữa chu kỳ là 10 nguyên tố d có electron điền vào ON (n – 1)d sau nguyên tố d thứ nhất là 14 nguyên tố f có

electron điền vào ON (n – 2)f

Là dãy dọc các nguyên tố có tổng số electron lớp

ngoài cùng bằng nhau và bằng số thứ tự của

nhóm hay phân nhóm

Phân nhóm chính: (A) Gồm các nguyên tố s hoặc p

có công thức electron ở lớp ngoài cùng tương ứng với nsx hoặc ns2npx-2.

Phân nhóm phụ: (B) gồm các nguyên tố d có công thức electron lớp ngoài cùng (n-1)dx-2ns2, mỗi

nhóm có 4 nguyên tố.

Riêng các nguyên tố ở nhóm VIII B (VD: Co, Ni) tuy có số electron

ở phân lớp ngoài cùng lớn hơn 8 vẫn được đặt vào nhóm VIII B (Fe, Co, Ni có cấu hình electron là 4s 2 3d6,7,8), vì vậy nhóm này có

Cụ thể: Phân nhóm IB có (n-1)d 9 ns 2  (n-1)d 10 ns 1

Cấu trúc electron, nguyên tử và sự thay đổi tính chất của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn

Bán kính nguyên tử và ion (r)

Trong cùng chu kỳ: Từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm, do

Z tăng và n không đổi Ở các chu kỳ lớn không rõ ràng, do hiệu ứng chắn.

Trong nhóm chính: Trên xuống bán kính nguyên tử tăng do n tăng

và hiệu ứng chắn chiếm ưu thế so với Z tăng.

Phân nhóm phụ: Nguyên tố 1 đến nguyên tố 2 bán kính nguyên tử tăng, sau đó hầu như không tăng.

Bán kính ion có xu hướng biến thiên giống nguyên tử.

Bán kính ion dương nhỏ hơn nguyên tử trung hoà.

Bán kính ion âm lớn hơn nguyên tử trung hoà.