Bài giảng Hóa đại cương

Trong khi đó các nguyên tử N, O, F mang một phần điện âm và do đó ngoài liên kết cộng nó còn có thể tương tác với các nguyên tử H của phân tử bên cạnh hình thành một liên kết yếu gọi là [r]

BỘ CÔNG THƯƠNG TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP & XÂY DỰNG



BÀI GIẢNG MÔN HỌC

HÓA ĐẠI CƯƠNG

Dùng cho hệ Cao đẳng chuyên nghiệp

(Lưu hành nội bộ)

Uông Bí, năm 2010

Phần I: CẤU TẠO NGUYấN TỬ

Chương I: CẤU TẠO NGUYấN TỬ

I Thành phần cấu tạo của nguyờn tử

1 Cỏc hạt cơ bản tạo nờn nguyờn tử: proton (p), nơtron (n) và electron (e)

2 Cấu tạo nguyờn tử:

Nguyên tử gồm: vỏ nguyên tử gồm các e me= 1,67.10-27 = 0,00055u

qe=1- (đvđt)

proton  



1

1

p

p

q

u m

Hạt nhân nguyên tử Nơtron 0

1





n

n

q

u m

Chỳ ý: 1u = 1,67.10-27kg 1đvđt = 1,602.10-19C

3 Điện tích hạt nhân và Số khối :

* ĐTHN = Z+

* Số đơn vị ĐTHN = Số proton = số electron = Z

* Số khối (A): Số khối là tổng số hạt proton(Z) và nơtron (N) của hạt

nhân nguyên tử đó

A = Z + N

- Chú ý: * Số đơn vị điện tích hạt nhân Z và số khối A đặc trưng cho nguyên tử.

Dựa vào số khối A và số Đơn vị ĐTHN, ta biết được cấu tạo nguyêntử

* Nếu nguyên tử của nguyên tố có Z≤ 82 (trừ H) thì có tỉ số: 1 ≤ N/Z ≤ 1,52

* Nếu nguyên tử của nguyên tố có Z≥ 82 thì có tỉ số: 1 ≤ N / Z ≤ 1,25

4 Biểu thị nguyờn tử: A: số khối; Z: số proton

II Khảo sỏt lớp vỏ nguyờn tử (Thuyết cấu tạo nguyờn tử hiện đại theo cơ học lượng tử )

1 Cỏc luận điểm cơ bản của cơ học lượng tử

1.1 Tớnh chất súng hạt của cỏc hạt vi mụ (thuyết De Broglie)

h : là hằng số Planck bằng 6,62.10-27 erg.s = 6,62.10-34 J.s m: khối lượng của vật (kg)

v: vận tốc chuyển động của vật(m/s)

Tiên đề Đơ Brơi: “Vi hạt được mô tả bởi tính chất hạt thì cũng được mô tả bằng

tính chất sóng”

Nếu vật có khối lượng nhỏ (vi mô) không thể bỏ qua tính chất sóng của chúng Nếu vật có khối lượng lớn (vĩ mô) thì bước sóng rất nhỏ có thể bỏ qua tính chất sóng

Ví dụ:

a Một e có khối lượng m = 9,1.10-31(kg) chuyển động với vận tốc v = 106 (m/s)

b Một xe tải có khối lượng m=103kg chuyển động với vận tốc v = 10(km/h)

Tính cho e và cho xe tải?

Giải

10 10 1 , 9

10 625 ,

6

10 6

31

34

m V

m

h e















Với kích cỡ nguyên tử là 1Ao thì =7,3A0 là quan trọng

34

10 4 , 2 ) ( 10 4 , 2 3600 / 10 10

10 625 ,

6

m





xe tải có thể bỏ qua tính chất sóng vì quá nhỏ

1.2 Nguyờn lý bất định Heisenberg

Nội dung: Không thể xác định đồng thời chính xác cả tọa độ và vận tốc của hạt

vi mô, do đó không thể vẽ hoàn toàn chính xác quỹ đạo chuyển động của hạt vi mô

Hệ thức bất định:

m

h X

V x

2









Trong đó: Vx: độ bất định tọa độ; X: độ bất định về vận tốc

Theo đó việc xác định tọa độ càng chính xác (X càng nhỏ) thì đo vận tốc càng kém chính xác (Vxcàng lớn) và ngược lại

2 Hàm súng

Trạng thỏi của một hệ vĩ mụ sẽ hoàn toàn được xỏc định nếu biết quĩ đạo và tốc độ chuyển động của nú Trong khi đú đối với những hệ vi mụ như electron,

do bản chất súng - hạt và nguyờn lớ bất định, khụng thể vẽ được cỏc quĩ đạo chuyển động của chỳng trong nguyờn tử

Thay cho cỏc quĩ đạo, cơ học lượng tử mụ tả mỗi trạng thỏi của electron trong nguyờn tử bằng một hàm số gọi là hàm súng, kớ hiệu là ψ (pơxi)

Bỡnh phương của hàm súng ψ2 cú ý nghĩa vật lớ rất quan trọng:

ψ2 biểu thị xỏc suất cú mặt của electron tại một điểm nhất định trong vựng khụng gian quanh hạt nhõn nguyờn tử.

Hàm súng ψ nhận được khi giải phương trỡnh súng đối với nguyờn tử

+ Hàm sóng được tìm thấy từ việc giải phương trìnhsúng Schrodinger

+ Bản thân hàm sóng không có ý nghĩa vật lí gì nhưng bình phương của nó:

  2 dv cho biết xác suất phát hiện e trong thể tích dv

  2 xác định mật độ xác suất hay xác suất tìm thấy e tại 1 điểm trong không gian

* Phương trình sóng Schrodinger

3 Obitan nguyên tử Mây electron

Các hàm sóng ψ1, ψ2, ψ3 - nghiệm của phương trình sóng, được gọi là các obitan nguyên tử (viết tắt là AO) và kí hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p 3d Trong đó các con số dùng để chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, d dùng để chỉ các phân lớp

Ví dụ: 2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s

2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p 3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d

Như vậy: Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của electron trong nguyên tử.

Nếu biểu diễn sự phụ thuộc của hàm ψ2 theo khoảng cách r, ta được đường cong phân bố xác suất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản

Ví dụ: Khi biểu diễn hàm số đơn giản nhất ψ1 (1s) mô tả trạng thái cơ bản của electron (trạng thái e có năng lượng thấp nhất) trong nguyên tử H, ta có hình 3

Hình 3

Xác suất có mặt của electron ở gần hạt nhân rất lớn và nó giảm dần khi càng

xa hạt nhân

Một cách hình ảnh, người ta có thể biểu diễn sự phân bố xác suất có mặt electron trong nguyên tử bằng những dấu chấm Mật độ của các chấm sẽ lớn ở gần hạt nhân và thưa dần khi càng xa hạt nhân Khi đó obitan nguyên tử giống như một đám mây, vì vậy gọi là mây electron Để dễ hình dung, người ta thường

coi: Mây electron là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 90 - 95% xác suất).

Như vậy, mây electron có thể coi là hình ảnh không gian của obitan nguyên tử

4 Hình dạng của các mây electron

Nếu biểu diễn các hàm sóng (các AO) trong không gian, ta được hình dạng của các obitan hay các mây electron (hình 4)

Mõy s cú dạng hỡnh cầu Cỏc mõy p cú hỡnh số 8 nổi hướng theo 3 trục tọa độ

Ox, Oy, Oz được kớ hiệu là px, py,

5 Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thỏi của electron trong nguyờn tử

Người ta gọi các hàm sóng là các obitan( khu vực bao xung quah hạt nhân tại

đó sự có mặt của các electron là lớn nhất)

Khi tồn tại trong không gian 3 chiều, electron có 3 bậc tự do.Trong phép giảI hàm sóng điều này làm xuất hiện 3 trị số nguyên, đó là các số lượng tử

5.1 Số lượng tử chớnh n ( lớp electron hay năng lượng electron)

- Giá trị: n=1,2,…, (nguyên dương)

Số lượng tử chính cho biết:

+ số lớp e trong nguyên tử

+ Kích thước mây electron ( n càng lớn, kích thước mây e càng lớn  mật độ mây e càng loãng)

+ Mức năng lượng trung bình của các electron trong cùng một lớp đối với nguyên tử nhiều electron:

) ( 6 ,

13 2

2 '

eV n

z

E C 

+ Mức năng lượng của nguyên tử H và ion có 1 electron

) ( 6 ,

13 2

2

eV n

z

E C 

Trong đó: Z’ = Z - A; Z’: Điện tích hạt nhân hiệu dụng đối với e đang xét

A: Hệ số chắn

5.2 Số lượng tử phụ l (phõn lớp electron, hỡnh dạng obitan )

Số lượng tử phụ nhận các giá trị l = 0 n-1.Mỗi giỏ trị của số lượng tử phụ ứng với một kiểu obitan

Số lượng tử phụ cho biết:

+ Đặc điểm phân lớp electron của lớp đó

+ Phân mức năng lượng trong lớp (Thứ tự mức năng lượng trong một lớp tăng

từ ns np nd nf)

+ Hình dạng mây electron (hỡnh 4)

Mây electron s có dạng hình cầu Mây electron p có dạng hình số 8 nổi Mây electron d,f có dạng phức tạp hơn

Hỡnh 4

5.3 Số lượng tử từ ml (electron thuộc obitan nào, hướng của obitan )

Số lượng tử từ mlphụ thuộc vào số lượng tử phụ: nhận giỏ trị (-l  0 +l ) (nguyên) Mỗi giá trị của số lượng tử từ tương ứng với 1 obitan nguyên tử

Ví dụ: l = 0 -> ml = ( 0) ->cú 1AOs

l = 1 -> ml = ( -1; 0; +1) -> cú 3 AOp

l = 2 -> ml = (-2; -1; 0; +1;+2) ->cú 5 AOd

l = 3 -> ml = (-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3) -> cú 7 AOf

5.4 Số lượng tử spin m s (chiều tự quay của e):

Để mụ tả đầy đủ trạng thỏi của electron trong nguyờn tử cần xột thờm số lượng

tử spin đặc trưng cho chuyển động riờng của electron

ms nhận hai giỏ trị +1/2 và –1/2 Trong AO cỏc electron được biểu diễn bằng

2 mũi tờn ngược chiều nhau

6 Qui luật phõn bố cỏc electron trong nguyờn tử

Trong nguyờn tử nhiều electron, cỏc electron được phõn bố vào cỏc AO tuõn theo một số nguyờn lớ và qui luật như sau:

6.1 Nguyờn lớ ngăn cấm (Paoli - Thụy Sĩ)

Trong một nguyên tử không thể có 2e cùng có 4 số lượng tử giống nhau Các e trong một ô lượng tử có 3 số lượng tử giống nhau  Theo nguyờn lớ này, trong mỗi AO chỉ cú tối đa hai electron cú chiều tự quay (spin) khỏc nhau

là +1/2 và -1/2

Vớ dụ: Ở lớp K (n=1)  l = O  ml = O ms = +1/2 và ms = -1/2 Vậy lớp

K cú nhiều nhất 2 electron:

E1: l = O  ml = O  ms = +1/2

E2: l = O  ml = O  ms = -1/2

Như vậy:

Số e tối đa 2 6 10 14

6.2 Nguyên lí vững bền Cấu hình electron của nguyên tử

Trong nguyên tử, các electron chiếm lần lượt các obitan có năng lượng từ thấp đến cao

Bằng phương pháp quang phổ nghiệm và tính toán lí thuyết, người ta đã xác định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau đây:

1s 2s 2p 3s 3p 4s ≈ 3d 4p 5s ≈ 4d 5p 6s ≈ 4f ≈ 5d 6p 7s 5f ≈ 6d 7p Dựa vào nguyên lí ngăn cấm và nguyên lí vững bền, người ta có thể biểu diễn

nguyên tử của một nguyên tố bằng cấu hình electron.

Để có cấu hình electron của một nguyên tố, trước hết ta điền dần các electron vào bậc thang năng lượng của các AO Sau đó sắp xếp lại theo từng lớp AO

Ví dụ: Sc (z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

Chú ý: Có một số ngoại lệ

Cu (z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

Cr (z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d54s1

Cấu hình 3d10 4s1 (trạng thái vội bão hòa) bền hơn cấu hình 3d9 4s2

Cấu hình 3d54s1 (trạng thái vội nửa bão hòa) bền hơn cấu hình 3d4 4s2

6.3 Qui tắc Hun (Hund - Đức) Cấu hình electron dạng ô lượng tử

Ngoài cách biểu diễn các AO dưới dạng công thức như trên, người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử Các AO của cùng một phân mức được biểu diễn bằng những ô vuông liền nhau

Trong mỗi ô lượng tử (mỗi AO) chỉ có thể có 2 electron có spin ngược nhau được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau ↓↑

Trên cơ sở thực nghiệm, Hun đã đưa ra một qui tắc phân bố các electron vào

các ô lượng tử như sau: Trong một phân mức, các electron có xu hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho số electron độc thân là lớn nhất.

Ví dụ: 3s 3p 3d

Thông thường chỉ cần viết cấu hình electron đối với các phân mức ở lớp ngoài cùng và phân mức d hoặc f ở lớp sát ngoài cùng mà chưa bão hòa

Cần lưu ý rằng cấu hình nói trên là đối với các nguyên tử ở trạng thái cơ bản Khi bị kích thích electron có thể nhảy lên những phân mức cao hơn trong cùng một mức

VÝ dô:

6C : 2s2 2p2 → C* : 2s1 2p3

Như vậy ở trạng thái cơ bản C có hai electron độc thân, còn ở trạng thái kích thích nó có bốn electron độc thân Chính các electron độc thân này là các electron hóa trị

-Chương II ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

I Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn:

1 Nguyờn tắc sắp xếp:

Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử

+ các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp vào 1 hàng + các nguyên tố có số electron hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột

(electron hoá trị là e có khả năng tham gia hình thành liên kết hoá học Chúng

thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hoà.)

Nhận xột: Tổng số electron thuộc lớp ngoài cựng (s + p) bằng chỉ số nhúm

Số lớp electron bằng chỉ số chu kỡ

a Ô nguyên tố.

STT ô = Số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân

= số proton = số electron

b Chu kì

 Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron

được sắp xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần

 Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron trong nguyên tử

 Chu kì nào cũng bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm (trừ chu kì 1 và chu kỡ 7 là đặc biệt)

Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì Các chu kì 1,2,3 là chu kì nhỏ Mỗi chu kì gồm 8 nguyên tố (trừ chu kì 1 có 2 nguyên tố.)

Các chu kì 4,5,6,7 là chu kì lớn Chu kì 4,5 có 18 nguyên tố; chu kì 6 có 32 nguyên tố; chu kì 7 chưa đầy đủ

c Nhóm nguyên tố

Nhóm nguyên tố gồm các nguyên tố có cấu hình electron nguyên tử lớp ngoài cùng tương tự nhau  có tính chất hóa học gần giống nhau được xếp trong một cột

Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A(đánh số từ IAVIIIA)

và 8 nhóm B (đánh số từ IIIB VIIIB; IBIIB) Mỗi nhóm là 1 cột Riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột

STT của nhóm A = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm

Chú ý:

Nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p

Cờu hình e ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

Nhóm B bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f

Nhóm IB IIB IIIB IVB Cấu hình e ns1(n-1)d10 ns2(n-1)d10 ns2(n-1)d1 ns2(n-1)d2

Cấu hình e ns2(n-1)d3 ns2(n-1)d4 ns2(n-1)d5 ns2(n-1)d6

H được xếp vào cột 1(vì có 1 electron ngoài cùng); He được xếp vào cột thứ 18 cùng với các khí hiếm khác

II Định luật tuần hoàn

Tớnh chất cỏc đơn chất cũng như tớnh chất và cỏc dạng cỏc hợp chất của những nguyờn tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tớch hạt nhõn nguyờn tử cỏc nguyờn tố

III Sự biến đổi tuần hoàn của một số tớnh chất của nguyờn tử

1 Bỏn kớnh nguyờn tử:

Là khoảng cách từ nhân đến lớp electron ngoài cùng trong nguyên tử

Trong chu kỳ, bỏn kớnh nguyờn tử giảm dần theo chiều tăng Z (từ trỏi phải) Trong nhúm, bỏn kớnh nguyờn tử tăng dần theo chiều tăng Z (từ trờn xuống)

2 Năng lượng ion húa :

Là năng lượng cần tiêu thụ để tách một electron ra khỏi nguyên tử.(đơn vị là eV.1eV = 1,6.10-19J)

M + I1 M+ + e

I1< I2< I3  Năng lượng ion húa dùng để đo tính kim loại của nguyên tố Nguyên tử có năng lượng ion hóa càng nhỏ thì càng dễ nhượng electron hay có tính kim loại càng mạnh

Trong chu kỳ, từ trỏi phải I1 giảm dần Hay trong chu kỳ nguyên tố kim loại kiềm có năng lượng ion hóa thấp nhất, nguyên tố khí trơ kết thúc mỗi chu kì có

I1 lớn nhất

Trong phõn nhúm chớnh: từ trờn xuống I1 giảm

Trong phõn nhúm phụ: từ trờn xuống I1 tăng

Ví dụ:

3 Tác dụng chắn và bị chắn của các electron trong nguyên tử Sự tuần hoàn thứ cấp

a Tác dụng chắn và bị chắn của các electron trong nguyên tử

Trong nguyên tử có nhiều electron, ngoài lực hút của hạt nhân đối với các electron còn có lực đẩy giữa các electron.Khi đó người ta nói các electron chắn lẫn nhau Như vậy trong mỗi nguyên tử mỗi electron đều bị chắn bởi các electron còn lại và chính nó lại chắn các electron khác

electron càng ở xa hạt nhân thì bị chắn càng nhiều và tác dụng chắn của nó đối với các electron càng ít

Các electron ở các phân lớp khác nhau thì mức độ chắn cũng khác nhau Các electron trong cùng một lớp chắn nhau kém, trong cùng một phân lớp chắn nhau

I1 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89

còn kém hơn Mức độ chắn ở các phân lớp tăng lần lượt từ s, p, d, f…Đặc biệt các electron trong cùng một phân lớp đầy một nửa số electron chắn nhau kém nhất

b Sự tuần hoàn thứ cấp:

Là sự biến thiên không đều đặn tính chất các nguyên tố và hợp chất của chúng

* Trong một chu kì từ trái sang phải, I1 tăng dần nhưng sự tăng đó không đều đặn

và có vài cực đại nhỏ của I1 Hiện tượng này gọi là sự tuần hoàn nội tại của I1

VD: ở chu kì 2 có 2 cực đại nhỏ là Be và N.

ở chu kì 3 có 2 cực đại nhỏ là Mg và P

Giải thích :

ở Be và Mg (nhóm IIA) có phân lớp electron ngoài cùng là ns2 bão hòa electron, do đó nguyên tử sau là B và Al được điền vào np: 2e ghép đôi nên chắn rất mạnh, làm cho electron np liên kết với nhân ít chặt chẽ hơn so với các electron ns I1 giảm từ Be đến B và từ Mg đến Al

* Trong một phân nhóm chính theo chiều từ trên xuống dưới do sự co bán kính nguyên tử gây ra bởi sự xếp electron vào các lớp d và f ở bên trong và do tác dụng chắn của các electron này I1 giảm

Vớ dụ: Trong nhóm IVA:

rC < rSi  IC < ISi  I1 tăng

rSi > rGe ISi > IGe I giảm ( do xuất hiện phân lớp (n-1) d)

rGe < rSn IGe < ISn  I1 tăng

 Trong nhóm IVA có 2 : IC < ISi ; IGe < ISn nhưng ISi > IGe

Hay nhóm VA, N và P đều có 3e độc thân ở np3 ( nửa bão hòa):

2 nguyên tử sau nó là O và S ở 1 AO 2p có 2e ghép đôi nên đẩy nhau mạnh hơn

so với electron chiếm 1 AO:

Như vậy việc tách 1e ở O, S dễ dàng hơn so với việc tách 1e ở N, P làm cho I1 giảm từ NO và từ P S

3 Aớ lực với electron nguyên tử (E)

Là năng lượng tỏa ra hay thu vào khi một nguyên tử trung hòa ở trạng thái tự

do thu thêm một electron được đo băng eV hoặc kcal/mol:

X + 1e = X + E

Giá trị của E càng âm thì ỏi lực với electron của nguyên tử càng mạnh.Những nguyên tử nhóm VIIA có ỏi lực với electron mạnh nhất Những nguyên tử có phân lớp electron ngoài cùng là ns2 hoặc np6 hoặc np3 có ỏi lực với electron yếu nhất (do trạng thái bão hòa – nửa bão hòa electron nên khả năng kết hợp thêm

electron kém)

4 Độ õm điện

Là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp electron về phía mình của nguyên

tử các nguyên tố hóa học Độ âm điện càng lớn khả năng hút electron càng mạnh

  

  