chương 2 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ II. SƠ LƢỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ III. CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƢỢNG TỬ IV. NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON TÓM TẮT I. NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ 1. Nguyên tử 2. Quang phổ nguyên tử

Chương II

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

Giảng viên: Nguyễn Minh Kha

I NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ

II SƠ LƢỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN

I NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ

1 Nguyên tử

2 Quang phổ nguyên tử

Neutron

e p n

9,1095.10 -31 1,6726.10 -27 1,6745.10 -27

5,4858.10 -4 1,007276 1,008665

–1,60219.10 -19 +1,60219.10 -19

0

– 1 + 1 0

2 Quang phổ nguyên tử

Quang phổ liên tục của ánh sáng trắng

Quang phổ vạch (Line Spectra)

Quang phổ phát xạ ngtử (atomic emission spectra)

Dãy Lyman => Tử ngoại

(ultraviolet)

n > 1 ==> n = 1 Dãy Balmer => Khả kiến

(visible light)

n > 2 ==> n = 2 Dãy Paschen => Hồng ngoại

(infrared)

n > 3 ==> n = 3

II SƠ LƢỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1 Thuyết cấu tạo nguyên tử của John Dalton (1803)

2 Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898)

3 Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford (1911)

4 Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913)

5 Mẫu nguyên tử của Sommerfeld

Niels Bohr

BA TIÊN ĐỀ CỦA BOHR

 Electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo

tròn đồng tâm xác định, gọi là quỹ đạo bền.

mvr = nh/2

 Khi quay trên quỹ đạo bền electron không bức xạ

(không mất năng lƣợng).

 Năng lƣợng chỉ đƣợc phát ra hay hấp thụ khi

electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ

đạo bền khác: E = | E t - E c | = h

ƢU ĐIỂM CỦA THUYẾT BORH

Áp dụng đúng cho hệ ng tử có 1electron, gần đúng cho ng tử nhiều electron

Tính bán kính quỹ đạo, năng lƣợng, tốc độ của electron trên quỹ đạo bền

Xác minh tính lƣợng tử hóa năng lƣợng của

1

1Z

2

c

n h

me

c h h





NHƢỢC ĐIỂM CỦA THUYẾT BORH

• Không giải thích đƣợc độ bội của quang phổ

• Tính toán lại sử dụng đl cơ học cổ điển.

• Xem electron chuyển động trên mặt phẳng

• Không xác định đƣợc vị trí của electron khi di chuyển

từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác

• Không giải thích đƣợc sự lƣợng tử hóa năng lƣợng

• Áp dụng cho nguyên tử phức tạp chỉ cho kết quả định tính

III CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUYÊN TỬ THEO

CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

1 Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô

2 Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám

mây điện tử

3 Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử

 Các chất vi mô có cả tính chất hạt và tính chất sóng

Đối với electron:

2 Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám mây điện

tử

a Nguyên lý bất định Heisenberg (1927)

b Khái niệm đám mây electron

v x

 Khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của

electron chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian

a Nguyên lý bất định Heisenberg

0 8

8 28

27

A16.1cm

1016

110

101

.914.32

10625

.6v

m2

b Khái niệm đám mây electron

 Không thể dùng khái niệm quỹ đạo

 CHLT: khi chuyển động xung quanh hạt nhân, e đã tạo ra một vùng không gian mà nó có thể có mặt ở thời điểm bất

kỳ với xác suất có mặt khác nhau.

 Vùng không gian = đám mây e: mật độ của đám mây  xác

suất có mặt của e.

 Theo tính toán của cơ học lƣợng tử thì đám mây electron là

vô cùng, không có ranh giới xác định.

 CHLTQuy ước: đám mây e là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt của e Hình dạng đám mây - bề mặt giới hạn vùng không gian đó.

m z

y x



a Phương trình sóng Schrödinger

Erwin Schrödinger

→ mô tả chuyển động của hạt vi mô

trong trường thế năng ở trạng thái

dừng (trạng thái của hệ không thay

đổi theo thời gian)

a Phương trình sóng Schrödinger

 E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô

 V - thế năng, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z

  - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi mô ở điểm x, y, z.

 2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm x,

a Phương trình sóng Schrödinger

 Khi giải phương trình sóng Schrödinger cho các

hệ nguyên tử khác nhau người ta thấy xuất hiện

4 đại lượng không thứ nguyên nhưng lại xác

định trạng thái của electron trong nguyên tử Đó

là 4 số lượng tử.

 Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường hợp hệ nguyên tử H (1 hạt nhân và 1 e) Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn phải giải gần đúng.

eV n

Z J

n

Z Z

h n

2 2

2 2 0

4

6 13 10

18 ,

1 1

n

l l Z

n

a r

n 1 2 3 … +Mức năng lượng E1 E2 E3 … E

 Các mức năng lƣợng

• Emin - mức cơ bản

• E>min - mức kích thích 

hc E

E

E  kt  cb 



• Quang phổ của các ngtử là quang phổ vạch

• Quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trƣng

 Quang phổ nguyên tử

Lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n

Lớp e K L M N O P Q

Số lƣợng tử orbital ℓ và hình dạng đám mây e

Phân lớp e s p d f

→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…

 Số lượng tử từ m ℓ và các AO

 Giá trị: mℓ = 0, ±1, …, ±ℓ → Cứ mỗi giá trị của ℓ có (2ℓ + 1) giá trị của mℓ

 Xác định: hướng của đám mây trong không

gian: Mỗi giá trị của m ℓ ứng với một cách định hướng của đám mây electron

 Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng

tử n, ℓ, mℓ được gọi là orbitan nguyên tử (AO)

Công thức chung tính số orbital là n 2

ℓ = 0  mℓ= 0  1 Orbital S

ℓ = 1  mℓ= 0, ± 1  3 orbital p

mℓ= 0

mℓ = ± 1

ℓ = 2  mℓ= ± 1, ± 2, 0  5 orbital d

mℓ=0

mℓ =1

mℓ = 2

ℓ = 3  mℓ= ± 1, ± 2, ± 3, 0  7 orbital f

n l m l m sLớp e

Phân lớp e

AO

e

Nguyên tắc xác định

1 Nếu 1 điện tử có có giá trị m ℓ = -2 thì giá trị nhỏ nhất của n và ℓ là bao nhiêu?

2 Ký hiệu nào sau đây không đúng:

3s,1p, 2d, 3f , 4g, 5h

ỨNG DỤNG

IV NGUYÊN TỬ NHIỀU

ELECTRON

1 Trạng thái năng lượng của e trong nguyên

tử nhiều e.

2 Các quy luật phân bố e vào ngtử nhiều e.

3 Công thức electron nguyên tử.

1 Trạng thái E của e trong ngtử nhiều e

 Giống e trong nguyên tử 1e:

 Được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, ml ms

 Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hg của các AO

 Khác nhau giữa nguyên tử 1e và nhiều e:

 Năng lượng: phụ thuộc vào cả n và l

 Lực tương tác: + lực hút hạt nhân – e

+ lực đẩy e – e

→ Xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập

Hiệu ứng chắn

 Các lớp electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực hút của hạt nhân đối với các

electron bên ngoài

 Hiệu ứng chắn tăng khi:

 số lớp electron tăng

 số electron tăng

2 Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e

a Nguyên lý ngoại trừ Pauli

b Nguyên lý vững bền

– Quy tắc Hund – Quy tắc Klechcowski

a Nguyên lý ngoại trừ Pauli

Trong 1 ngtử không thể có 2e có cùng 4 số lượng tử.

 Một AO chứa tối đa 2e có spin ngƣợc dấu.

Lớp

n

Giá trị l

Phân lớp

số ph.lớp trg lớp n

Gía trị

ml

số AO trg lớp n

số e max trg lớp n

Điền e vào các phân lớp có (n + l) tăng dần.

Khi (n + l) = nhau: điền e vào phân mức có n 

phân mức: Emin - khi các AO được sử dụng tối đa

 Quy ước: Điền e có spin dương trước, âm sau

Quy tắc thực nghiệm sắp xếp electron

từ trên xuống tổng (n+l) tăng từ 1 đến 10

CHÚ Ý

 Cần phân biệt hai loại phân lớp:

 Phân lớp ngoài cùng: là phân lớp có số lƣợng tử chính n lớn nhất trong cấu hình e nguyên tử

 Phân lớp cuối cùng: là phân lớp chứa e cuối

cùng có năng lƣợng cao nhất (viết theo qui tắc

Chương III

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN

TỐ HÓA HỌC

Giảng viên: Nguyễn Minh Kha

III CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ SỰ

THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐTRONG HTTH

I ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC

NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

 Năm 1869 nhà bác học Nga Dmitri Ivanovich Mendeleev

và 4 tháng sau, nhà bác học Đức Julius Lothar Meyer độc lập đưa ra bảng tuần hoàn và hoàn chỉnh hơn Bảng của Mendeleev được chứng minh là đúng đắn dựa trên cấu trúc điện tử về sau, cuối thế kỷ 19 đầu thế kỷ 20.

 Định luật tuần hoàn Mendeleev

Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các nguyên tố.

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 hợp chất của những nguyên

tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử các nguyên tố

1 Các họ nguyên tố s, p, d, f

a Các nguyên tố họ s ( ns 1,2 ):

ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

B - Al C - Si N - P O - S Halogen Khí trơ

ns1 – kim loại kiềm

ns 2 – kim loại kiềm thổ

lanthanides actinides

d-transition elements

f-transition elements

2 Chu kỳ

 Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang

 trong CK tính chất các nguyên tố biến đổi tuần hoàn

 STT chu kỳ = n của lớp electron ngoài cùng = nmax

3 Nhóm

 Phân nhóm: Các ngtố có cấu trúc e tương tự nhau

 tính chất hóa học tương tự nhau

Các nguyên tố theo cột dọc có tổng số e hóa trị bằng nhau

 8 phân nhóm chính A (nguyên tố họ s và p)

 8 phân nhóm phụ B (nguyên tố họ d và f)

a < 6 số nhóm = a+b

a = 6,7,8 số nhóm = VIIIB

 Các nguyên tố họ f thuộc PNP IIIB

ỨNG DỤNG XÁC ĐỊNH VỊ TRÍ NGUYÊN TỐ

 Dạng 2: Biết giá trị 4 số lượng tử của

electron cuối cùng

 Ví dụ: Nguyên tử M có electron cuối cùng có

giá trị 4 số lượng tử sau : n =3; ℓ =2; m l = 0;

m s = - ½

 Phân lớp cuối cùng: 3d8 : Ni (Z = 28):

1s22s22p63s23p64s23d8 (CK4, PN VIII B)

III QUY LUẬT THAY ĐỔI TÍNH CHẤT

 Trong một phân nhóm:

 Cấu trúc e tương tự  tính chất hóa học

tương tự

 Từ trên xuống: số lớp electron tăng → lực

hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:

• tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

• tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

• tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

• tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

1 Bán kính nguyên tử và ion

a Quy ước về bán kính

b Bán kính nguyên tử

c Bán kính ion

a Quy ước về bán kính

 Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu.

 Hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau.

 Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử

 bán kính hiệu dụng r phụ thuộc vào:

bản chất nguyên tử

đặc trưng liên kết

trạng thái tập hợp

b Bán kính nguyên tử

Trong một chu kỳ: r do Z

Trong chu kỳ nhỏ: r giảm rõ rệt

Trong chu kỳ lớn: e điền vào (n - 1)d  hiệu ứng chắn 

 r giảm chậm và đều đặn hơn

Trong một phân nhóm chính:

số lớp e  hiệu ứng chắn  r 

Trong một phân nhóm phụ: r  nhưng không đều

Từ CK4 xuống CK5: r  do tăng thêm một lớp e

Từ CK5 xuống CK6, CK7: r hầu như không tăng do hiện tượng co d, co f.

Trong chu kỳ nhỏ (1,2,3) khi Z thì r đều

Bán kính nguyên tử

Trong một chu kỳ lớn khi Z thì rchậm, không đều

Trong một phân nhóm chính

số lớp e  hiệu ứng chắn Z thì r

Bán kính nguyên tử

Trong một phân nhóm phụ - Z thì r chậm nhưng không đều

22Ti1,45 Å

23 V1,33 Å

24Cr1,25 Å

40Zr1,59 Å

41Nb1,41 Å

42Mo1,36 Å

72Hf1,56 Å

73Ta1,43 Å

74W1,37 Å

Bán kính ion



A A

A r r

r

3-2 Năng lượng ion hóa I

Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên tử ở thể khí và không bị kích thích.

X(k) + I = X + (k) + e

I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại

và tính khử càng mạnh.

Trong một chu kỳ: Z↑ → lực hút hạt nhân lên e ↑ → I ↑

Trong một PNC: số lớp e ↑  hiệu ứng chắn↑ → I↓.

e

-+

Trong PNP: I ↑

PNP có đặc điểm: e điền vào (n – 1)d , còn lớp ngoài cùng ns 2

không thay đổi Do đó:

Z ↑  lực hút hạt nhân lên e (ns 2 ) ↑ → I ↑

Tính đối xứng của các AO (n – 1)d ≠ AO ns  tăng hiệu ứng xâm nhập của các e (ns) → I ↑

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong chu kỳ

B: 1s22s22p1  B + sử dụng hết e độc thân trên phân lớp p O: 1s22s22p4  O + đạt trạng thái bán bão hòa

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong

phân nhóm chính

Năng lượng ion hóa

giảm theo chiều Z tăng IA I 1 (eV)

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong

phân nhóm phụ

Năng lượng ion hóa

tăng theo chiều Z tăng

IVB I 1 (eV)

22 Ti 6,82

40 Zr 6,84

72 Hf 7,0

Sự biến đổi năng lượng ion hóa trong

3 Ái lực electron F

Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích.

X(k) + e = X - (k), F =  H

F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó

tính phi kim và tính oxi hóa của nguyên tố càng mạnh.

3 Ái lực electron F

Đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên

tố khác.

4 Độ âm điện 

Mối liên hệ giữa độ âm điện và các loại liên kết

Độ khác biệt về độ âm điện Loại liên kết

5 Số oxy hóa

Hóa trị : số liên kết hóa học mà một ngtử tạo nên

trong phân tử

Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của ngtố

trong hợp chất được tính với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ các ion

Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố =

số thứ tự của nhóm (trừ Cu ở nhóm IB)

Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ

tự nhóm

Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các nguyên tố:

Chương IV

LIÊN KẾT HÓA HỌC

VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

Giảng viên: Nguyễn Minh Kha

III LIÊN KẾT ION

1 Thuyết tĩnh điện về liên kết ion

2 Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố

3 Tính chất của liên kết ion

4 Sự phân cực ion

Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn:

 Nguyên tử truyền e cho nhau tạo thành ion

 Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện

Na + Cl  Na+ + Cl–  NaCl2s22p63s1 3s23p5 2s22p6 3s23p6

1 Thuyết tĩnh điện về liên kết ion

Khả năng tạo lk ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các ngtố:

3 Tính chất của liên kết ion:

 Không định hướng

 Không bão hòa

 Phân cực rất mạnh

Năng lượng mạng tinh thể ion

MX (tinh thể ion ) → M + (khí) + X - (khí) H=UMX

Công thức Kapustinski (lk ion thuần túy)

a c

a

c MX

r r

A n Z

Z U





Khi lk có phần cộng hóa trị tương đối lớn thì công thức này không còn chính xác.

Ảnh hưởng của năng lượng mạng tinh thể

Độ bền mạng tinh thểKhả năng hòa tan

Nhiệt độ sôiNhiệt độ nóng chảy

Năng lượng mạng tinh thể

QUAN HỆ GIỮA NĂNG LƯỢNG MẠNG LƯỚI VÀ

NHIỆT ĐỘ SÔI, NHIỆT ĐỘ NÓNG CHẢY

Tinh thể NaF NaCl NaBr NaI

Uml[kcal/mol] 217 183 176 164

Nhiệt độ sôi

[0C] 1695 1441 1393 1300Nhiệt độ

nchảy [0C] 992 800 747 662

MgO Tnc = 2852oC Mg2+ O

2-NaCl Tnc = 800oC Na+ Cl

-Tnc ~ U mà U ~ Zc Za ; U ~ 1/rc+ra

So sánh nhiệt độ nóng chảy NaCl và MgO

U (MgO)  4 U(NaCl) nên T nc(MgO)  3.6 T nc (NaCl)

Đặc điểm của hợp chất ion

 Tính dẫn điện kém ở trạng thái rắn nhưng dẫn điện tốt ở trạng thái nóng chảy hay dung dịch

 Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi khá cao

 Tinh thể rắn, giòn

 Dễ tan trong các dung môi phân cực (H2O)

Quá trình hòa tan các chất tinh thể ion

z H

2

sol

QUAN HỆ GIỮA NĂNG LƯỢNG MẠNG LƯỚI, NĂNG

LƯỢNG HYDRAT HOÁ VÀ ĐỘ TAN

Tinh thể LiF NaF KF RbF CsF

4 Sự phân cực ion

 Khái niệm về sự phân cực ion

 Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion

 Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp

chất

Sự phân cực tương hỗ giữa các ion

 (ptử)= ’ - c - a

_ +

_ +

_ + _ + _ +

’ là momen lưỡng cực của hai ion

( xem lk ion lý tưởng )

E – cường độ điện trường của ion gây phân cực.

→ cation có tác dụng gây phân cực

mạnh hơn anion

>>

Quá trình phân cực ion có tính chất một chiều

cation gây phân cực anion

CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN SỰ PHÂN CỰC ION

 Độ phân cực  : khả năng bị phân cực (bán

kính, điện tích, cấu hình e-)

 Tác dụng gây phân cực của cation

Các yếu tố ảnh hưởng đến độ phân cực  - khả năng

Độ phân cực  của các cation

Độ phân cực  của các anion

Tính cộng hóa trị

tăng dần

Các yếu tố ảnh hưởng đến tác dụng phân cực của

• Cấu hình electron hóa trị

ns 2 np 6 < ns 2 np 6 nd 1 → 9 < 18e+ ns 2 < ion kiểu He <

ns 2 np 6 nd 10

Tính cộng hóa trị

tăng dần

Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion: phụ thuộc vào

điện tích, kích thước và cấu hình e của các ion

→ Anion thường có kích thước lớn hơn → dễ bị phân cực

Cation thường có kích thước nhỏ hơn → tác dụng phân cực lớn hơn

↑ khi lực hút hn – e ↓:

↑ khi điện trường của nó tạo ra càng mạnh

4 Sự phân cực ion -Tóm tắt