CHUYÊN đề BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ BẢNG TUẦN HOÀN

Nội dung của định luật này là một hợp chất dù được điều chế bằng nào thì cũng có tỉ lệ khối lượng nguyên tử các nguyên tố trong chất đó không đổi.. Do khối luợng của electron không đáng

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO QUẢNG NGÃI

TRƯỜNG THPT CHUYÊN LÊ KHIẾT



CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

VÀ BẢNG TUẦN HOÀN

GIÁO VIÊN: NGUYỄN MINH CƯỜNG

TỔ: HÓA HỌC

NĂM HỌC 2020 – 2021

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

I Thành phần cấu tạo của nguyên tử

Quan niệm về vật chất đã có từ thời cổ Hy Lạp, cách đây khoảng 2500 năm Empedocles (490 – 430 trước công nguyên) kết hợp ý kiến của các triết gia trước đó, ông cho rằng mọi vật chất đều được tạo thành từ bốn nguyên tố là lửa, không khí, nước và đất và hai lực tương tác là ái lực (lực hút) và xung lực (lực đẩy) Aristoteles (384 – 322 trước công nguyên) dẫn đầu trường phái cho rằng vật chất có tính liên tục Còn Leucippus và Democritos (460 – 370 trước công nguyên) (Democritos là học trò của Leucippus) thì dẫn đầu trường phái cho rằng vật chất có tính chất không liên tục,

nó được tạo bởi những hạt vô cùng nhỏ, không thể chia cắt được, gọi là nguyên tử (atomos, tiếng Hy Lạp có nghĩa là không chia cắt được)

Tuy nhiên vì chưa có thực nghiệm rõ ràng nên chưa có học thuyết nào được chấp nhận hẳn Năm 1797, Joseph Louis Proust (1754 – 1826, nhà hóa học người Pháp) với Định luật Tỉ lệ Xác định (The Law of Definite Proportions) hay còn gọi là Định luật Thành phần Không đổi (The Law of Constant Composition) Nội dung của định luật này là một hợp chất dù được điều chế bằng nào thì cũng có tỉ lệ khối lượng nguyên tử các nguyên tố trong chất đó không đổi Năm 1808, John Dalton (1766 –

1844, người Anh) đưa ra Thuyết Nguyên tử (Dalton’s Atomic Theory) với các ý chính như sau:

– Vật chất được tạo bởi các hạt, không chia cắt được, gọi là nguyên tử (atom)

– Mỗi nguyên tố hóa học (chemical element) gồm loại nguyên tử đặc trưng của nguyên tố đó Như vậy có bao nhiêu loại nguyên tử thì có bấy nhiêu nguyên tố Những nguyên tử của cùng một nguyên tố thì hoàn toàn giống nhau

– Các nguyên tử không thay đổi

– Khi các nguyên tố kết hợp để tạo hợp chất hóa học (chemical compound) thì phần nhỏ nhất của hợp chất là một nhóm gồm các nguyên tử của các nguyên tố với số nguyên tử không đổi (Mà sau này, phần nhỏ nhất này được gọi là phân tử, molecule) – Trong phản ứng hóa học, các nguyên tử không được tạo ra hay bị phá hủy, chúng chỉ được sắp xếp lại mà thôi

Năm 1808, Thomas Thomson (1773 – 1852, người Scotland) và William Hyde Wollaston (1766 – 1866, người Anh) đã đưa ra Định luật Tỉ lệ bội (The Law

of Multiple Proportions) Định luật này cho rằng tỉ lệ số nguyên tử giữa hai nguyên

tố trong các hợp chất khác nhau tỉ lệ với nhau bằng các số nguyên đơn giản Thí dụ giữa hai nguyên tố N và O có các hợp chất là N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 thì có tỉ lệ

số nguyên tử giữa hai nguyên tố N và O lần lượt là 2 : 1; 1 : 1; 2 : 3; 1 : 2; 2 : 5

Amedeo Avogadro (1776 – 1856, người Ý), năm 1811, cho rằng trong cùng điều kiện về nhiệt độ và áp suất thì các thể tích khí bằng nhau đều chứa số phân tử khí bằng nhau

Các thực nghiệm này dựa vào thuyết nguyên tử có thể giải thích được Như vậy quan niệm về vật chất khá rõ ràng: Vật chất có tính không liên tục và được cấu tạo bởi sự kết hợp của những hạt vô cùng nhỏ, gọi là nguyên tử

Cho đến giữa thế kỷ XIX, người ta vẫn nghĩ rằng nguyên tử là phần nhỏ nhất cấu tạo nên vật chất Tuy nhiên nhiều hiện tượng được khám phá như sự điện ly (Faraday, 1833), hiệu ứng quang điện, và nhất là sự phóng xạ (Becquerel, 1896),…

chứng tỏ nguyên tử không phải là cấu tử nhỏ nhất, mà nó có cơ cấu phức tạp, gồm các hạt khác nhỏ hơn tạo nên

Khi phóng điện qua khí loãng, Johann Wilhem Hittorf (nhà vật lý người Đức,

1824 – 1914) đã phát hiện các tia mang năng lượng phát ra từ cực âm William Crookes (1832 – 1919, nhà vật lý và hóa học người Anh) và Eugene Goldstein (1850 – 1930, nhà vật lý người Đức) xác định đó là những dòng hạt mang điện tích âm và Goldstein đã đặt tên dòng hạt này là tia âm cực (Cathode rays, 1886) Năm 1891, George Johnstone Stoney (1826 – 1911, nhà vật lý người Ireland) đặt tên cho hạt mang điện tích âm này là electron Năm 1897, Joseph John Thomson (1856 – 1940, nhà vật lý người Anh) đã đo được tỉ số giữa khối lượng và điện tích của hạt tạo thành tia âm cực và đó là electron mà Stoney đã đặt tên trước đó Năm 1910, Robert Andrews Millikan (1868 – 1953, nhà vật lý người Mỹ) đã làm thí nghiệm giọt dầu và

đã xác định được điện tích cũng như khối lượng của electron Như vậy coi như đến năm 1910, người ta đã xác định trong nguyên tử có chứa electron và đã biết được khối lượng cũng như điện tích của hạt này

Từ 1906 đến 1911, Ernest Rutherford (người Anh gốc New Zealand, 1871 – 1937) đã thực hiện các thí nghiệm và phát hiện ra hạt nhân nguyên tử Năm 1919, cũng Rutherford, đã tách được proton (hạt nhân của nguyên tử đồng vị hiđro 1

1H) Đến năm 1932, Chadwick (người Anh) đã khám phá ra hạt nơtron

Hiện nay, người ta biết rằng nguyên tử gồm có các electron có khối lượng không đáng kể so với khối lượng của cả nguyên tử Electron mang điện tích âm di chuyển quanh một hạt nhân Hạt nhân nguyên tử có khối lượng hầu như bằng khối lượng của nguyên tử Hạt nhân có kích thước rất nhỏ so với kích thước của cả nguyên

tử Đường kính nguyên tử khoảng 10–10 m (1 Å), còn đường kính của hạt nhân nguyên tử khoảng 10–14 m (10–4 Å) Đường kính hạt nhân nguyên tử nhỏ hơn đường kính nguyên tử khoảng 10.000 lần Trong hạt nhân có hai loại hạt chính là proton và nơtron

Proton có khối lượng lớn hơn electron khoảng 1836 lần, proton mang điện tích dương, có trị số tuyệt đối bằng điện tích của electron Nơtron có khối lượng xấp xỉ so với proton (hơi lớn hơn so với proton) Nơtron có khối lượng nhiều gấp 1839 khối lượng electron Nơtron không mang điện tích Ngoài ra trong hạt nhân nguyên tử còn

có rất nhiều các hạt khác như nơtrino, positron, pion, muon, gluon, lepton,… nhưng các hạt này không bền

Sau đây là khối lượng và điện tích của các hạt cấu tạo nên nguyên tử:

Electron (e) 9,109390.10–28 5,485799.10–4 –1,6021773.10–19 –4,8.10–10

Proton (p) 1,672623.10–24 1,007276 +1,6021773.10–19 +4,8.10–10

u (atomic mass unit): đơn vị khối lượng nguyên tử

đvtđ CGS: đơn vị tĩnh điện CGS (chiều dài: cm; khối lượng: gam; thời gian: giây, second)

1 u = 1

12 khối lượng của một nguyên tử đồng vị

12

6C = 1,6605.10–24 g

II Hạt nhân nguyên tử Nguyên tố hóa học Đồng vị

1 Hạt nhân nguyên tử

Hạt nhân nguyên tử mang điện tích dương, được cấu tạo bởi các proton và nơtron liên kết cực kì chặt chẽ với nhau Người ta thường kí hiệu Z là số hạt proton,

N là số hạt nơtron có trong một hạt nhân nguyên tử

Nguời ta dùng ký hiệu sau đây để biểu thị nguyên tử: AZX

X: Ký hiệu nguyên tử của nguyên tố hóa học

Z: Số hiệu nguyên tử = Số đơn vị điện tích hạt nhân Z = số hạt proton (p) = số hạt electron (e)

A: Số khối (Số khối lượng, mass number); A = Z + N

Đối với 82 nguyên tố đầu bảng tuần hoàn (hay các nguyên tố có Z  82) ta luôn có: 1 N 1,5

Z

  (trừ nguyên tố H)

2 Nguyên tố hóa học

Nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân

Do hiện nay người ta sắp xếp các nguyên tố hóa học theo thứ tự tăng dần của

Z, vì thế Z được gọi là số thứ tự nguyên tử Các nguyên tử của cùng một nguyên tố thì có cùng số thứ tự nguyên tử Z, căn cứ vào Z ta biết đó là nguyên tử của nguyên tố nào, nên Z còn được gọi là số hiệu nguyên tử Điện tích của một proton là điện tích nhỏ nhất được biết hiện nay, nên Z còn được gọi là số đơn vị điện tích hạt nhân

Do khối luợng của electron không đáng kể so với khối luợng của proton, nơtron trong hạt nhân nguyên tử, nên khối lượng nguyên tử coi như bằng khối lượng của hạt nhân nguyên tử Do đó nguyên tử chứa càng nhiều proton, nơtron thì khối lượng nguyên tử càng lớn Vì thế tổng số số proton và nơtron (A) được gọi là số khối của nguyên tử Nguyên tử nào có số khối A càng lớn thì nguyên tử đó càng nặng Thí dụ:

23

11Na: cho thấy Na ở ô thứ 11 trong bảng tuần hoàn, Na có 11 proton, 11 electron, N = A – Z = 23 – 11 = 12 nơtron Nguyên tử Na này coi như có khối lượng nguyên tử bằng 23u

35

17Cl: cho biết nguyên tố clo ở ô thứ 17 trong bảng tuần hoàn, nguyên tử clo có

17 proton trong hạt nhân, có 17 electron ngoài vỏ Nguyên tử clo này có 35 – 17 = 18 nơtron trong hạt nhân Nguyên tử này coi như có khối lượng nguyên tử là 35u

Chú ý:

– Số electron chỉ bằng số proton (Z) khi là nguyên tử Còn với một ion dương (cation) thì do nguyên tử đã mất electron nên số electron của ion dương bằng số proton trừ bớt số electron đã mất để tạo ion dương Với ion âm (anion) do nguyên tử

đã nhận thêm electron nên số electron của ion âm bằng số proton cộng thêm số electron để tạo ion âm Một electron bị mất sẽ tạo một ion dương mang một điện tích dương, 2 electron mất tạo ion dương mang 2 điện tích dương,… Một electron nhận vào sẽ tạo ion âm mang một điện tích âm, 2 electron nhận vào sẽ tạo ion âm mang 2 điện tích âm,…

– Do khối lượng của electron rất nhỏ so với khối lượng của proton và nơtron nên có thể coi khối lượng của ion cũng bằng khối lượng của các nguyên tử tạo nên ion (khối

lượng của các electron mất đi hoặc nhận vào, để tạo ion, không đáng kể so với khối lượng nguyên tử, nên có thể bỏ qua)

Đồng vị là cùng vị trí Do các nguyên tử đồng vị có cùng số thứ tự nguyên tử Z nên cùng được sắp cùng một ô trong bảng tuần hoàn

1 proton, 0 nơtron, 1u 1 proton, 2 nơtron, 2u 1 proton, 2 nơtron 3u

Trên đây là ba nguyên tử đồng vị của nguyên tố hiđro

Hiện nay được biết có 117 nguyên tố hóa học, có Z = 1 đến Z = 118 (nguyên tố

có Z = 117 chưa có thông tin phát hiện) Các nguyên tố có Z  92 hiện diện trong tự nhiên (trên trái đất) và có khoảng 300 đồng vị tự nhiên Các nguyên tố có Z > 92 là nguyên tố nhân tạo, phóng xạ không bền, thường được tạo ra do các phản ứng hạt nhân do con người thực hiện Như vậy trung bình một nguyên tố hóa học có khoảng 3 đồng vị Hiện người ta điều chế được nhiều nguyên tử đồng vị nhân tạo (khoảng trên

A của một đồng vị như là nguyên tử khối của đồng vị đó Thật ra số khối A là tổng số

số proton và nơtron có trong hạt nhân, luôn luôn là một sô nguyên còn nguyên tử

khối thường là một số thập phân

– Khối lượng nguyên tử của một nguyên tố hóa học, được dùng để tính toán trong hóa học là khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tử đồng vị nguyên tố đó hiện diện trong tự nhiên với tỉ lệ xác định

b) Thang khối lượng nguyên tử tương đối, khối lượng nguyên tử trung bình của các nguyên tố hóa học

Thang khối lượng nguyên tử tương đối

Trước đây, các nhà hóa học không có phương tiện thực nghiệm để đo khối lượng của mỗi loại nguyên tử nên đã thiết lập thang khối lượng nguyên tử tương đối (các nhà hóa học quen gọi là nguyên tử lượng và ngày nay vẫn còn được chấp nhận) như: đơn vị hiđro, đơn vị oxi, đơn vị cacbon

Năm 1962 tổ chức I.U.P.A.C (International Union of Pure and Applied Chemistry) quyết định thay thang oxi bằng thang cacbon và quy định: Một đơn vị khối lượng nguyên tử bằng 1/12 khối lượng của một nguyên tử cacbon–12

– Khối lượng nguyên tử tương đối một số nguyên tố theo hệ đơn vị H, O, C

Hệ đơn vị hiđro Hệ đơn vị oxi Hệ đơn vị cacbon Nếu làm tròn số

Nguyên tử khối trung bình

Vì hầu hết các nguyên tố hóa học trong tự nhiên là hỗn hợp của nhiều đồng vị nên nguyên tử khối của các nguyên tố đó là nguyên tử khối tử trung bình của hỗn hợp các đồng vị có tính đến tỉ lệ phần trăm của mỗi đồng vị

i i

AA

x







Trong đó: A1, A2,…, Ai là nguyên tử khối của đồng vị thứ 1, 2,…, i

x1, x2,…, xi là % số lượng đồng vị thứ 1, 2,…i (hoặc là số nguyên tử của đồng vị thứ i)

Ví dụ: Trong thiên nhiên clo có hai đồng vị là 35

17Cl chiếm 75,77% và 37

17Cl chiếm 24,23% về số lượng Tính nguyên tử khối trung bình của clo?

Cl

A = 35 75,77 37 24, 23

III Mô hình nguyên tử (Atomic model)

Sau khi đã biết nguyên tử gồm có các hạt là proton, nơtron nằm trong hạt nhân

và electron di chuyển ở bên ngoài hạt nhân, người ta tìm cách đưa ra một mô hình nguyên tử mô tả cách sắp đặt electron ngoài hạt nhân như thế nào để phù hợp với đặc tính nhận thấy được của vật chất

Thực nghiệm cho thấy các đồng vị có tính chất hóa học giống nhau Điều này chứng tỏ tính chất hóa học của nguyên tử chỉ liên hệ đến số electron ngoài hạt nhân,

mà hình như không liên hệ đến hạt nhân nguyên tử Số electron ngoài hạt nhân bằng nhau thì sẽ có tính chất hóa học giống nhau, không liên hệ đến hạt nhân nguyên tử nặng hay nhẹ

Thực nghiệm cũng cho thấy có các nguyên tử của các nguyên tố có số electron ngoài hạt nhân rất khác nhau, nhưng lại có tính chất hóa học cơ bản giống nhau Thí

dụ, các nguyên tử Li (3 electron), Na (có 11 electron), K (có 19 electron), Rb (có 37 electron), Cs (có 55 electron) có tính chất hóa học giống nhau, như chúng đều tác dụng được dễ dàng với nước và hòa tan trong nước tạo khí H2, đều thu được dung dịch có tính bazơ Các đơn chất này đều tác dụng mãnh liệt với Cl2 để tạo muối clorua,… Hoặc F (có 9 electron), Cl (có 17 electron), Br (có 35 electron), I (có 53 electron) có tính chất hóa học giống nhau, chúng đều có tính oxid hóa mạnh, đều tác dụng với kim loại để tạo muối, Điều này chứng tỏ không phải tất cả electron ở ngoài hạt nhân đều tham gia phản ứng hóa học mà hình như chỉ có một số electron nào đó mà thôi Số electron này bằng nhau thì sẽ có tính chất hóa học giống nhau (như chúng ta đã biết, đó chính là các electron hóa trị ở lớp electron ngoài cùng) Mô hình nguyên tử phù hợp phải thể hiện được điều này

1 Mô hình nguyên tử theo Thomson (1903)

Đây là mô hình nguyên tử đầu tiên Sau khi Thomson xác nhận chùm tia âm cực gồm các electron mang điện tích âm và xác định được tỉ lệ điện tích trên khối lượng của electron (vào năm 1897) thì Thomson cho rằng nguyên tử trung hòa điện tích mà trong đó có electron mang điện tích âm nên cũng phải có phần mang điện tích dương để trung hòa vừa đủ điện tích âm của electron Thomson cho rằng nguyên tử là một khối cầu trong đó electron mang điện tích âm rải rác trong khối cầu này và phần còn lại của khối cầu là phần mang điện tích dương, hai điện tích âm dương này trung hòa vừa đủ nhau Thomson hình tượng nguyên tử như một cái bánh pudding, trong đó electron là các hạt nho khô rải rác ở trong bánh, ruột bánh mang điện tích dương Do

đó mô hình nguyên tử của Thomson còn được gọi là mẫu “bánh mì nho khô” (the raisin bread model) hay “mẫu bánh pudding” (a plum pudding model) Hoặc có thể hình tượng, coi mô hình nguyên tử của Thomsom như một trái dưa hấu mà hạt dưa là electron mang điện tích âm, còn phần ruột dưa mang điện tích dương Như vậy mô hình nguyên tử của Thomsom là một khối cầu đặc ruột Mô hình nguyên tử đặc ruột này của Thomson bị bác bỏ bởi thí nghiệm của Rutherford vài năm sau đó

Hình mô hình nguyên tử theo Thomson

2 Mô hình nguyên tử theo Rutherford (1911)

a) Thí nghiệm Rutherford và mô hình nguyên tử theo Rutherford

Ernest Rutherford (1871 – 1937) cho bắn một chùm tia anpha (α) mang điện tích dương (đó là những hạt nhân He2+) vào lá kim loại vàng rất mỏng (có bề dày khoảng 6.10–7 m = 6.10–4 mm = 6000 Å) Vì nguyên tử vàng có đường kính d  3 Å = 3.10–10 m, cho nên lá vàng trên tuy mỏng nhưng cũng chứa đựng khoảng 2000 lớp nguyên tử vàng Vậy nếu nguyên tử là một khối đặc liên tục thì những hạt α dù với vận tốc khá lớn (khoảng 16.000 km/s) cũng không thể nào xuyên qua được 2.000 lớp nguyên tử vàng này

Thí nghiệm của Rutherford cho thấy hầu hết những hạt α đều xuyên thẳng qua

lá vàng như chỗ trống không và chỉ có một số rất ít bị lệch hướng hoặc dội ngược trở lại (tỉ lệ này khoảng 1/8.000)

Thí nghiệm này xác nhận hai điểm:

– Trong nguyên tử có rất nhiều khoảng trống, do đó khối lượng nguyên tử phải được tập trung lại, tạo thành một khối rất nặng trong một kích thước rất nhỏ so với kích thước của cả nguyên tử Nếu nguyên tử là một hình cầu đường kính 10 m thì hạt nhân nguyên tử chỉ bằng một mũi kim Bán kính nguyên tử gấp 10.000 bán kính của hạt nhân nguyên tử Nếu xếp hạt nhân các nguyên tử lại với nhau, hạt nọ sát hạt kia thì 1

cm3 hạt nhân có khối lượng 114 triệu tấn

– Vì hạt α mang điện tích dương nên khi hạt này bị lệch hướng hoặc bị dội ngược trở lại có nghĩa những hạt đó tiến gần đến những khối cũng mang điện tích dương khá lớn, vì thế hạt α mới bị đẩy ra theo định luật Culong (cùng dấu thì đẩy nhau, khác dấu thì hút nhau)

Dựa vào những nhận xét ấy, Rutherford cho rằng nguyên tử gồm một hạt nhân mang điện tích dương rất nặng, có kích thước rất nhỏ (so với khối lượng và kích thước của cả nguyên tử) và những electron mang điện tích âm di chuyển trên những quĩ đạo tròn quanh hạt nhân làm thành mặt ngoài của nguyên tử Điện tích dương của nhân và điện tích âm của electron trung hòa nhau Giữa hạt nhân và các electron là khoảng trống rất lớn

Hình mô hình nguyên tử theo Rutherford b) Năng lượng của electron của nguyên tử hiđro và các ion giống hiđro theo Rutherford

Nguyên tử hiđro và ion giống hiđro giống nhau ở chỗ chỉ có một electron duy nhất ngoài hạt nhân Electron này có khối lượng m, di chuyển với vận tốc v và ở cách hạt nhân mang điện tích dương +Ze (Z = 1 cho H; Z = 2 cho He+; Z = 3 cho Li2+; Z =

4 cho Be3+;…) một khoảng r (bán kính quĩ đạo tròn r)

Năng lượng toàn phần (cơ năng) của electron bằng động năng Eđ cộng thế năng

vị tĩnh điện CGS (e cũng là điện tích một proton, nếu không xét dấu), bán kính quĩ

ZerCông ứng với sự di chuyển của electron về nhân một khoảng rất nhỏ dr là:



 Et =

2

Zer

 (Et: erg; e = 4,8.10–10 đvtđ CGS; r: cm) Như vậy thế năng có trị số âm Nghĩa là thế năng lớn nhất bằng 0 khi electron

ở xa vô cực và khi electron về gần hạt nhân hơn thì thế năng của electron giảm nên thế năng của electron có trị số âm

Năng lượng toàn phần (cơ năng) E của electron là: E = Eđ + Et

 = –1

2Ze2

r

Z = 1 (H); Z = 2 (He+); Z = 3 (Li2+); Z = 4 (Be3+)

Như vậy năng lượng của electron có trị số âm, năng lượng của electron lớn nhất của electron bằng 0 khi electron cách xa nhân vô cực, còn khi electron về gần nhân hơn thì năng lượng của electron giảm nên năng lượng của electron có trị số âm

Theo công thức trên, r giảm thì E lớn  E giảm; r tăng thì E nhỏ  E tăng

Mô hình nguyên tử của Rutherford không thích hợp (bị chống đối) vì những nhận xét sau:

– Theo điện động lực học cổ điển, thì khi một hạt tử mang điện tích âm di chuyển quanh một hạt tử mang điện tích dương cố định thì sẽ có sự phóng thích năng lượng dưới dạng bức xạ từ hạt tử đang di chuyển Như vậy, theo trên, electron sẽ mất dần năng lượng dưới dạng bức xạ Nghĩa là khoảng cách r sẽ giảm vì năng lượng của electron giảm Do đó sau một thời gian ngắn, electron sẽ rơi vào nhân của nó và như thế nguyên tử sẽ không tồn tại như mô hình đã đưa ra

– Và nếu năng lượng của electron giảm một cách liên tục khi electron đi theo đường xoắn ốc về gần nhân sẽ đưa đến hậu quả là những bức xạ phóng thích ra sẽ có bước sóng (, độ dài sóng) hay tần số (ν = c

 ) thay đổi một cách liên tục Thực nghiệm cho

thấy phổ phát xạ của nguyên tử hiđro là phổ gián đoạn gồm một số vạch cách quãng

mà số sóng () được cho bởi công thức thực nghiệm Rydberg:

Quang phổ vạch của hiđro

3 Mô hình nguyên tử Bohr (1911)

Bohr vẫn giữ nguyên mô hình nguyên tử như Rutherford, nhưng ông đưa ra hai tiên đề, tức là yêu cầu chấp nhận, không chứng minh

Tiên đề 1: Bohr cho rằng electron di chuyển trên các quĩ đạo tròn ổn định (bền, đặc

biệt, cho phép, stable orbits, special orbits, allowed orbits) mà trên các quĩ đạo này electron không bị mất năng lượng do phát bức xạ Bán kính quĩ đạo tròn ổn định này như thế nào để momen động lượng ρ (ρ = mvr) của electron là bội số nguyên của h

Tiên đề 1 của Bohr để giải thích sự bền của mô hình nguyên tử này Nghĩa là khi electron di chuyển trên các quĩ đạo ổn định (bền hay cho phép) này thì electron không bị mất năng lượng, nên electron không bị rơi vào hạt nhân, như sự chống đối lúc bấy giờ đối với mô hình nguyên tử của Rutherford Và từ tiên đề này có thể xác định được bán kính r các quĩ đạo tròn ổn định, trên đó electron di chuyển

Tiên đề 2: Dựa vào thuyết lượng tử của Planck, Bohr cho rằng khi electron

nhảy từ quĩ đạo ổn định xa hạt nhân n’ (có mức năng lượng cao) về quĩ đạo ổn định gần hạt nhân n (có mức năng lượng thấp hơn) thì có sự phóng thích năng lượng dưới dạng phát bức xạ; còn ngược lại nếu electron nhảy từ quĩ đạo gần hạt nhân (mức năng lượng thấp) lên quĩ đạo xa hạt nhân hơn (mức năng lượng cao) thì electron cần hấp thu năng lượng dưới dạng cần chiếu bức xạ Bức xạ phát ra hay cần thu vào có tần số

Như vậy tiên đề 2 của Bohr giải thích được quang phổ phát xạ gián đoạn của hiđro được biết thời bấy giờ Vì các quĩ đạo ổn định n, n’ có mức năng lượng không liên tục và ∆E không liên tục nên bức xạ phát ra có tần số ν hay bước sóng λ không liên tục

Và đặc biệt từ hai tiên đề này, Bohr chứng minh được công thức thực nghiệm của Rydberg đưa ra trước đó để tính toán bước sóng  của quang phổ phát xạ nguyên

tử hiđro

Các tính toán này dựa vào kết quả mô hình nguyên tử Rutherford, hai tiên đề của Bohr của nguyên tử hiđro và các ion giống hiđro, nghĩa là chỉ có 1 electron duy nhất ngoài hạt nhân



   0,53.10–8 cm  0,53Å

Vậy ao = 0,53Ǻ là bán kính quĩ đạo ổn định của nguyên tử hiđro khi nó ở trạng thái cơ bản (quĩ đạo gần hạt nhân nhất, có mức năng lượng thấp nhất)

Năng lượng E của nguyên tử H và ion giống H (ion giống hiđro, hydrogen–like ions, chỉ có 1 electron):

Dùng sự liên hệ dưới đây để đổi đơn vị trên: 1 eV = 1,6.10–12 erg = 1,6.10–19 J;

1 J = 107 erg; 1 cal = 4,184 J; 1 kcal = 103 cal; 1 mol nguyên tử (phân tử, ion) = 6,022.1023 nguyên tử (phân tử, ion); 1 Ǻ = 10–8 cm = 10–10 m

E =

2 2

Z13,6n

  (eV) =

2 2

Z313,64n

  (kcal/mol) =

2

11 2

Z2,178.10n



2

18 2

Z2,178.10n



Chú ý là trong công thức trên, trường hợp 313,64 kcal/mol hiểu là ứng với 1

mol nguyên tử H hay 1 mol ion giống H, còn các trường hợp khác hiểu là ứng với 1 nguyên tử H hay 1 ion giống H (chứ không phải của 1 mol)

Với nguyên tử H khi electron của nó ở trạng thái cơ bản, có năng lượng thấp nhất, electron ở quĩ đạo gần hạt nhân nhất (n = 1), thì:

Đây chính là hằng số Rydberg trong công thức thực nghiệm tính bước sóng 

của phổ phát xạ nguyên tử hiđro của Rydberg Hằng số ở đây hơi khác với hằng số 109677,58 cm–1 trong công thức Rydberg Nếu ta thay khối lượng m của electron bằng khối lượng thu gọn  của hệ, chú ý đến khối lượng của electron m lẫn khối lượng của hạt nhân nguyên tử H m’, 1 1 1

 3 về quĩ đạo n = 2 Dãy Paschen sinh ra khi electron từ quĩ đạo n  4 về quĩ đạo n =

3 Dãy Brackett do electron từ quĩ đạo n  4 về quĩ đạo n = 3 Dãy Pfund có được là

do electron từ quĩ đạo n  5 nhảy về quĩ đạo n = 4

4 Mô hình nguyên tử Bohr – Sommerfeld (1916)

Khi dùng quang phổ kế có năng suất phân giải cao hơn, người ta thấy rằng nhiều vạch quang phổ của nguyên tử hiđro, thí dụ các vạch của chuỗi Balmer, thật ra

là một tập hợp nhiều vạch nhỏ Cơ cấu thanh này chỉ có thể giải thích được nếu ứng với một quĩ đạo ổn định thứ n có nhiều mức năng lượng hơn

Năm 1916, Sommerfeld bổ túc thuyết của Bohr, ông cho rằng electron di chuyển trên những quĩ đạo elip mà một trong hai tiêu điểm của elip là hạt nhân nguyên tử Quĩ đạo tròn của Bohr trở thành một trường hợp đặc biệt của quĩ đạo elip khi độ dài của trục chính (trục lớn) và trục phụ (trục nhỏ) bằng nhau

Các elip của mô hình nguyên tử Bohr – Sommerfeld có trục chính dài bằng đường kính của quĩ đạo tròn ở trạng thái n Tỉ số độ dài giữa trục phụ với trục chính

này đã giải thích được cấu trúc tế vi của các vạch trong quang phổ nguyên tử hiđro, điều mà mẫu Bohr không giải thích được

Tuy nhiên mô hình nguyên tử Bohr – Sommerfeld đã không giải thích được một cách định lượng phổ phát xạ của những nguyên tử phức tạp hơn, có nhiều electron quanh hạt nhân, cũng như không giải thích được một cách thỏa mãn sự tạo liên kết hóa học Vì vậy, mô hình nguyên tử được chấp nhận hiện tại và được dùng làm căn bản để giải thích đặc tính của các chất là mô hình nguyên tử theo cơ học lượng tử

5 Mô hình nguyên tử theo thuyết cơ học lượng tử (quantum mechanics)

a) Bản chất sóng và hạt của các hạt vi mô (1924)

Photon (Quang tử) có bản chất sóng, nghĩa là có tần số dao động ν và vận tốc chuyển động c Photon lại có bản chất hạt, nghĩa là coi như nó có khối lượng m khi chuyển động với vận tốc c

Theo hệ thức tuơng quan giữa khối lượng và năng lượng của Einstein:

E = mc2

và theo thuyết lượng tử của Planck: E = h = h c

 

ch

 = mc2 =

hmc

: bước sóng (độ dài sóng) của photon (quang tử, hạt ánh sáng)

h: hằng số Planck

m: coi như khối lượng của photon khi di chuyển vận tốc c

c: vận tốc của bức xạ (ánh sáng, có thể hiểu bức xạ là nói chung, còn nói ánh sáng là các bức xạ trong vùng thấy được hay khả kiến) trong chân không

Hệ thức  = h

mc cho thấy bản chất sóng và hạt của ánh sáng (bức xạ), một bức

xạ khi di chuyển với vận tốc c, độ dài sóng (bước sóng) λ, coi như tương đương với một hạt có khối lượng m

Năm 1924, Louis De Broglie (nhà vật lý người Pháp, 1892 – 1987) nêu lên giả thuyết cho rằng không phải chỉ có photon mới có bản chất sóng mà các hạt vi mô, như electron, cũng có tính chất đó Chuyển động của các hạt này có thể xem như chuyển động sóng, mà bước sóng của chúng tuân theo hệ thức giống như hệ thức của photon và được gọi là hệ thức De Broglie: h

m: khối lượng của hạt

Thí dụ: electron có khối lượng m = 9,1094.10–28 gam ở 27ºC (300K) chuyển động với vận tốc v =120 km/s = 1,2.107 cm/s sẽ có bước sóng là:



 = 0,61.10–6 cm = 61 Å Với những hạt vĩ mô, nghĩa là mắt thường trông thấy được, chẳng hạn hòn bi hay cả đến những hạt bụi, do khối lượng của chúng quá lớn so với electron nên bước sóng của chúng nhỏ đến mức không thể đo được nên coi chúng có chuyển động thẳng

6,626.100,01.10 0,1



 = 6,6.10–21 cm Năm 1927, Davison và Germer đã kiểm chứng thực nghiệm ý kiến của De Broglie bằng cách cho một chùm hạt electron đi qua tinh thể niken thì thấy có hiện tượng nhiễu xạ (diffraction) tương tự như tia X, điều này đã chứng minh được tính chất sóng của electron

Ngày nay, hiện tượng nhiễu xạ của chùm electron đã trở thành một phương tiện được dùng rộng rãi để nghiên cứu cấu trúc các chất Hiện tượng nhiễu xạ của electron cũng như hiện tượng giao thoa của nó chỉ có thể giải thích được khi thừa nhận bản chất sóng của electron

Vậy electron cũng có bản chất sóng – hạt như ánh sáng (photon)

Với thuyết sóng kết hợp của Louis De Broglie, người ta tìm lại được điều kiện cho quĩ đạo ổn định của Bohr

Khi electron di chuyển trên quĩ đạo tròn, muốn sóng kết hợp không bị hủy thì chu vi của quĩ đạo tròn phải là một bội số nguyên của bước sóng λ

Chu vi (quĩ đạo tròn bán kính ổn định r) = 2πr = nλ (bội số nguyên của độ dài sóng λ)

(tức là momen động lượng ρ = mvr = bội số nguyên của h/2π, tiên đề 1 của Bohr)

b) Nguyên lý bất định Heisenberg (The Heisenberg uncertainty principle, 1927)

Heisenberg (nhà vật lý người Đức, 1901 – 1976) cho rằng không thể xác định chính xác đồng thời vận tốc và vị trí của một vật, đặc biệt là các vật nhỏ như electron

∆vx.∆x  h

4 m

vx: sai số tuyệt đối của vận tốc theo phương x

x: sai số tuyệt đối của vị trí trên phương x

Nguyên lý trên có ý nghĩa nếu sai số về vận tốc càng nhỏ (vận tốc càng biết chính xác, ∆v  0) thì sai số về vị trí càng lớn (tức càng không xác định chính xác vị trí của hạt, ∆x  ∞) và ngược lại, nếu biết chính xác vị trí thì không chính xác vận tốc

Người ta có thể xác định được năng lượng (động lượng p = mv) của electron, tức biết được vận tốc của electron, nên theo nguyên lý bất định Heisenberg ta không thể biết được chính xác vị trí của electron Thực tế electron có kích thước quá nhỏ và

di chuyển với vận tốc rất lớn nên ta khó xác định được đúng vị trí của electron trong nguyên tử Các mẫu nguyên tử của Rutherford, Bohr đã vi phạm nguyên lý bất định Heisenberg vì đã xác định được cả năng lượng lẫn vị trí của electron

Tổng quát, nguyên lý bất định Heisenberg đúng cho mọi vật chuyển động Tuy nhiên đối với những vật vĩ mô, có khối lượng m lớn, di chuyển không quá nhanh, có thể xác định được vận tốc của vật lẫn vị trí của vật

∆vx.∆x  h

4 m  0 (do h có trị số nhỏ và nếu m có trị số lớn thì tỉ số này tiến

về zero) nghĩa là sai số của vật rất không đáng kể so với kích thước của vật, có thể bỏ qua Người có thể xác định được tọa độ lẫn vận tốc của vật, tức vẽ được quĩ đạo chuyển động của vật Nhưng đối với hạt có kich thước quá nhỏ và di chuyển rất nhanh như electron thì không thể xác định được chính xác quĩ đạo của electron

c) Phương trình sóng Schrodinger (The Schrodinger wave equation, 1926)

Thuyết sóng kết hợp của Loui De Broglie (1924) đã đặt nền móng cho một môn cơ học mới gọi là cơ học lượng tử (quantum mechanics) Cơ học lượng tử nghiên cứu sự chuyển động của các hạt vi mô, nó khác với môn cơ học nghiên cứu sự chuyển động của các hạt vĩ mô, được gọi là cơ học cổ điển (classical mechanics) hay

cơ học Newton Cơ sở của cơ học cổ điển là các định luật Newton Còn cơ sở của cơ học lượng tử là phương trình sóng do Schrodinger (nhà vật lý người Áo, 1887–1961) đưa ra năm 1926 Toàn bộ lý thuyết hiện đại về nguyên tử và phân tử là giải phương trình sóng Schrodinger cho các hệ đó Phương trình Schrodinger mô tả chuyển động của một hạt trong không gian có dạng như sau:

E: năng lượng toàn phần của hạt

x, y, z: các biến số chỉ vị trí của hạt trong tọa độ Descartes

: hàm số sóng (hàm số xác suất)

 không có ý nghĩa vật lý gì, nhưng 2( x,y,z) có ý nghĩa là xác suất đi qua tọa độ (x, y, z)

 ) Hay dạng thu gọn của phương trình sóng Schrodinger là: H = E

H: toán tử Hamilton

: hàm số sóng

E: năng lượng của electron

m: khối lượng electron

r: khoảng cách từ electron đến hạt nhân

Z = 1 (nếu là H); Z = 2 (nếu là He+); Z = 3 (nếu là Li2+);…

Phương trình Schrodinger chỉ có thể giải được một cách chính xác cho trường hợp nguyên tử hiđro và các ion giống hiđro, nghĩa là chỉ có 1 electron và 1 hạt hạt nhân Còn đối với các nguyên tử và phân tử có nhiều electron, phương trình Schrondinger trở nên rất phức tạp (vì ngoài tương tác hút giữa electron với hạt hạt nhân, còn có lức đẩy giữa electron với electron) và người ta chỉ có thể giải một cách gần đúng Các kết quả tìm được đều khá phù hợp với thực nghiệm Và đây là ưu điểm của mô hình này đối với các mô hình nguyên tử khác trước đó

Giải phương trình sóng trên, tìm các hàm số  thích hợp và trị số năng lượng E tương ứng Với hệ một electron, người ta giải được phương trình sóng Schrodinger và đặc biệt tìm lại được biểu thức tính năng lượng E như mô hình nguyên tử Bohr:

E =

2 2

Z13,6n

  (eV) =

2 2

Z313,64n

  (kcal/mol) =

2

18 2

Z2,178.10n



Tuy nhiên trong công thức trên, n có ý nghĩa là số lượng tử chính hay số nguyên lượng chính (principal quantum number); còn n trong công thức của Bohr có nghĩa là số thứ tự quĩ đạo ổn định Như vậy, năng lượng của nguyên tử H và các ion giống H chỉ phụ thuộc vào số lượng tử chính n (chứ không phụ thuộc vào các số lượng tử khác) Số lượng tử chính n nhỏ thì năng lượng thấp, n lớn thì năng lượng cao

Để có thể hiểu xác suất nói trên, giả sử ta có thể thực hiện thí nghiệm theo đó chụp được ảnh vị trí của electron ở nhiều thời điểm khác nhau Trên mỗi ảnh, vị trí electron được chỉ định bằng một chấm Chập các ảnh lại với nhau, các vị trí electron

sẽ có dạng như một đám mây, chỗ nào dày đặc thì chỗ đó xác suất hiện diện electron lớn Nguyên tử không có bán kính xác định, vì đám mây electron không có giới hạn xác định Hình ảnh như thế khó sử dụng để giải thích sự hiện diện của phân tử do sự hóa hợp của các nguyên tử Do đó người ta chọn một giới hạn qui ước cho sự di

chuyển của electron quanh hạt nhân Giới hạn đó là những đường cong giới hạn một vùng không gian bao quanh hạt nhân nguyên tử mà trong vùng không gian này chứa khoảng 90% mật độ electron (90% electron khảo sát của nguyên tử nằm trong vùng không gian này)

Đường cong này có ý nghĩa như sau: nếu ta thực hiện được thí nghiệm theo đó

có thể xác định vị trí của electron và trong 100 lần tìm electron thì 90 lần tìm thấy electron trong vùng không gian đó.,

Như vậy có thể xem electron hầu như di chuyển trong vùng không gian giới hạn quanh hạt nhân trên Vùng không gian giới hạn bao quanh hạt nhân này cũng như hàm số xác suất ψ hiện diện electron được gọi là obitan nguyên tử (atomic obitan, obitan nguyên tử, vân đạo nguyên tử)

Một obitan nguyên tử:

– Về phương diện toán học được biểu diễn bằng một hàm số xác suất 

– Về phương diện hình ảnh được biểu diễn bằng một vùng không gian bao quanh hạt nhân nguyên tử, trong đó xác suất tìm thấy electron khoảng 90%

Nghiệm số ψ tìm được của phương trình H = E còn phụ thuộc vào 3 thông

số (tham số, parameter) là các số nguyên, được gọi là số lượng tử hay số nguyên lượng (quantum number) ψn, l, m

Ý nghĩa của các số lượng tử:

– Số lượng tử chính n (principal quantum number, primary quantum number): n là

các số nguyên dương khác 0 n = 1, 2, 3, 4, 5,… Số lượng tử chính xác định mức năng lượng và kích thước của obitan Số lượng tử chính n càng lớn, năng lượng obitan càng cao, kích thước obitan càng lớn Số lượng tử chính xác định số lớp electron (tầng electron, main shell of electrons, electron shell)

Số lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 7 … Tên lớp electron K L M N O P Q …

– Số lượng tử phụ hay số lượng tử obitan l (azimuthal quantum number, obitan

angular mementum quantum number, second quantum number): số lượng tử phụ phụ thuộc vào số lượng tử chính n Ứng với số lượng tử chính n, số lượng tử phụ l có trị số: 0, 1, 2,… (n – 1) Nghĩa là ứng với số lượng chính n thì có n trị số số lượng tử phụ

l, biến thiên từ 0, 1, 2,… đến (n – 1) Số lượng tử phụ l xác định dạng của hàm số sóng ψ (dạng của obitan) và cho biết ứng với lớp electron thứ n ta có n phân lớp (phụ tầng, subshell) có l biến thiên từ 0 đến (n – 1)

ml), một ba số lượng tử thích hợp này xác định một obitan (một n, ,m

l

l ) Còn để xác định một electron ta cần biết bộ bốn số lượng tử (n, l, ml, ms)

d) Cách biểu diễn obitan nguyên tử

Obitan s

Khi electron ở phân mức l = 0, ta nói rằng electron chiếm obitan s

Tất cả các obitan s đều có dạng hình cầu Điều khác nhau là ở chỗ khi giá trị n tăng lên thì kích thước của các obitan cũng tăng – như vậy obitan 1s dày đặc hơn obitan 2s và obitan 2s dày đặc hơn obitan 3s v.v…

Obitan p

Các obitan nguyên tử ứng với l = 1 gọi là obitan p

Obitan p có dạng hình số 8 nổi Với l = 1, ml có ba giá trị ứng với 3 obitan p

Ba obitan có hình dạng giống nhau, có năng lượng bằng nhau nhưng có hướng không gian khác nhan: Chúng vuông góc với nhau từng đôi một ứng với ba trục tọa độ x, y,

z trong hệ tọa độ vuông góc Vì vậy chúng được kí hiệu là px, py, pz

Obitan s, px, py, pz

Obitan d và obitan f có hình dạng phức tạp hơn

IV Sự sắp xếp electron trong nguyên tử

1 Năng lượng của electron trong nguyên tử Quy tắc Kleckowski

Năng lượng của electron trên các phân lớp được xác định bằng thực nghiệm và bằng tính toán lý thyết

Theo Kleckowski: Các mức năng lượng tăng dần theo giá trị tổng (n + l), trong trường hợp 2 mức có tổng (n + l) như nhau thì mức nào có n lớn hơn thì năng lượng cao hơn

2 Nguyên lý loại trừ Pauli

Trong nguyên tử không thể có hai hay nhiều electron ở cùng một trạng thái như nhau, nghĩa là có cùng 4 số lượng tử n, l, ml, ms như nhau

Hệ quả: Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất 2 electron và 2 electron này phải có spin khác nhau (+1

4 Qui tắc Hund

Trong một phân lớp chưa đủ số electron, các electron có khuynh hướng phân

bố vào các obitan sao cho tổng spin của chúng là lớn nhất  số electron độc thân trong một phân lớp phải nhiều nhất

5 Sự sắp xếp electron trong nguyờn tử

a) Cấu hỡnh electron: Cấu hỡnh electron là cỏch biểu diễn sự phõn bố electron theo

cỏc phõn lớp và cỏc lớp Người ta qui ước chỉ electron bằng những chữ s, p, d, f của obitan và bằng những con số đặt trước những chữ này để chỉ số thứ tự của lớp electron Số electron của obitan được viết cao bờn phải kớ hiệu của obitan

Vớ dụ: Cấu hỡnh electron của hiđro 1H = 1s1; 2He= 1s2; 3Li = 1s22s1…

Để diễn tả một cỏch đầy đủ hơn, người ta dựng những ụ lượng tử Mỗi ụ lượng

tử biểu diễn bằng một ụ vuụng thay cho một AO; mỗi electron biểu diễn bằng một mũi tờn AO cú 1 e gọi là e độc thõn; 1AO cú 2e gọi là cặp e đó gộp đụi

electron độc thân; electron ghép đôi

b) Sự sắp xếp electron trong nguyờn tử

13P: Cấu hỡnh electron 1s22s22p63s23p3 hoặc [Ne] 3s23p3

0 1/2 –1/2

1 1/2 –1/2

2 1/2 –1/2

3 1/2 –1/2

V Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng

Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8 electron

Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng hầu như không tham gia vào phản ứng hóa học Đó là các nguyên tử khí hiếm (hay khí trơ), hoặc He có 2 electron lớp ngoài cùng cũng rất bền vững

Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng đều là những kim loại (trừ H,

He, B)

Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là những phi kim Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng có thể là phi kim (nếu thuộc chu kì nhỏ) hoặc kim loại (nếu thuộc chu kì lớn)

Các electron lớp ngoài cùng quyết định hầu hết các tính chất hóa học của một nguyên tố Do đó có thể dự đoán tính chất hóa học cơ bản của một nguyên tử nếu biết được sự phân bố electron trong nguyên tử của nguyên tố đó

VI Năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron

Trong nguyên tử nhiều electron, mỗi electron bị hút bởi hạt nhân mang điện tích Z+ đồng thời electron đó cũng bị các “đám mây electron” của các electron khác đẩy Tổng hợp hai loại điện tích này có thể coi như electron bị hạt nhân hút bởi một điện tích hiệu dụng Z*+ < Z+, nghĩa là coi như các “đám mây electron” đã chắn hết một phần ảnh hưởng của điện tích hạt nhân đối với electron đang xét

Z* được gọi là số điện tích hạt nhân hiệu dụng của hạt nhân đối với electron đang xét

Hiệu số  = Z – Z* được gọi là hiệu ứng chắn hay hằng số chắn của các electron khác đối với electron đang xét Như vậy: Z* = Z – 

Theo Slater, năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron được tính như sau:

En,l = –13,6

2 2

Z *

n * = –13,6

2 2

n *

 

(eV) Trong đó:

Z*: Số điện tích hạt nhân hiệu dụng

n*: Số lượng tử hiệu dụng

Năng lượng toàn phần bằng tổng năng lượng các obitan chứa electron

– Sự phụ thuộc của số lượng tử hiệu dụng n* vào số lượng tử chính n theo bảng sau:

n 1 2 3 4 5 6

– Để xác định hằng số chắn , các obitan được chia thành các nhóm: (1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s, 4p); (4d); (4f); (5s, 5p)

– Hằng số chắn đối với mỗi nhóm được tính bằng tổng số các thành phần sau:

+ Các electron ở phía ngoài obitan đang xét đóng góp một hợp phần bằng 0

+ Mỗi electron trên các obitan cùng nhóm với obitan đang xét đóng góp một hợp phần bằng 0,35 Riêng đối với nhóm (1s) hợp phần tính là 0,3

+ Nếu electron đang xét trên obitan s hay p thì mỗi electron trên các lớp kề trong (có

số lượng tử chính nhỏ hơn lớp đang xét 1 đơn vị) đóng góp một hợp phần bằng 0,85 Mỗi electron trên các lớp sâu hơn đóng góp một hợp phần bằng 1

+ Nếu electron đang xét ở trên obitan d hay f thì mỗi electron trong các nhóm phía trong nhóm đang xét (ngay cả khi cùng lớp n) đóng góp một hợp phần bằng 1

Ví dụ: Xét nguyên tử C (Z = 6): 1s22s22p2

– Đối với electron trên AO 1s: b1s = 0,3; Z* = 6 – 0,3 = 5,7

– Đối với electron trên AO 2s hoặc 2p: 2s = 2p = 3.0,35 + 2.0,85 = 2,75; Z* = 3,25 Năng lượng của electron trên các AO:

E1s = –13,6.(5,7)2 = –441,9 (eV)

E2s = E2p = –13,6×

2 2

(3, 25)

2 = –35,9 (eV) Tổng năng lượng của các electron trong nguyên tử C:

EC = 2E1s + 2E2s + 2E2p = –1027,4 (eV)

BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

I Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1 Cấu trúc bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Hiện nay, hai loại bảng tuần hoàn đang được sử dụng là dạng bảng ngắn và dạng bảng dài, dựa trên cơ sở cách biểu diễn của Menđeleep

Các nhóm nguyên tố được xếp theo cột dọc và có số thứ tự từ I đến VIII Mỗi nhóm gồm có phân nhóm chính (nhóm A) và phân nhóm phụ (nhóm B) Nhóm

A gồm các nguyên tố điển hình của nhóm, bắt đầu từ chu kỳ 2 trở đi: Li, Be, B, C, N,

O, F, Ne Nhóm B gồm các nguyên tố bắt đầu từ chu kỳ 4 trở đi: Cu, Zn, Sc, Ti, V,

Cr, Mn, Fe, Co, Ni Riêng Nhóm IIIB có 14 phân nhóm phụ thứ cấp tạo bởi những nguyên tử ở cùng ô với các nguyên tố La (Z = 57) và Ac (Z = 89), gọi là các nguyên

tố lantanit và actinit Mỗi phân nhóm phụ gồm một nguyên tố lantanit và một nguyên

tố actinit

Các chu kỳ nguyên tố được xếp theo hàng ngang và có số thứ tự từ 1 đến 7, bắt đầu từ các nguyên tố kim loại kiềm và kết thúc bằng các nguyên tố khí hiếm Ba chu kỳ đầu là những chu kỳ nhỏ, chỉ gồm một dãy nguyên tố Chu kỳ nhỏ 1 gọi là chu kỳ đặc biệt, chỉ chứa 2 nguyên tố, chu kỳ nhỏ 2 và 3 gọi là chu kỳ điển hình và đều chứa 8 nguyên tố Bốn chu kỳ còn lại gọi là chu kỳ lớn, mỗi chu kỳ gồm 2 dãy nguyên tố Chu kỳ lớn 4 và 5 có 18 nguyên tố, gồm 8 nguyên tố nhóm A và 10 nguyên tố nhóm B Chu kỳ lớn 6 có 32 nguyên tố, gồm 8 nguyên tố nhóm A, 10 nguyên tố nhóm B và 14 nguyên tố lantanit Chu kỳ lớn 7 gọi là chu kỳ dở dang vì chỉ mới phát hiện 19 nguyên tố

2 Cấu trúc electron nguyên tử dựa trên bảng tuần hoàn

Trong bảng tuần hoàn, mỗi nguyên tố nằm ở một ô riêng và được đánh số thứ

tự từ 1 (nguyên tố H) trở đi Số thứ tự này trùng với số đơn vị điện tích hạt nhân của nguyên tố

Sự sắp xếp electron theo những quy luật sau:

– Số lượng tử chính n bằng với số thứ tự của chu kỳ

– Đối với các chu kỳ nhỏ (2 và 3), hai nguyên tố đầu của mỗi chu kỳ có electron xếp vào obitan s lớp ngoài cùng, được gọi là những nguyên tố s và sáu nguyên tố tiếp theo có electron xếp vào các obitan p cũng của lớp ngoài cùng đó, được gọi là những nguyên tố p

– Đối với các chu kỳ lớn (3 và 4 ), hai nguyên tố đầu của mỗi chu kỳ có electron xếp vào obitan s lớp ngoài cùng, được gọi là những nguyên tố s; 10 nguyên

tố kế tiếp có electrom xếp vào các obitan d của lớp kề ngoài cùng, và 6 nguyên tố cuối có electron xếp vào các obitan p của lớp ngoài cùng Các nguyên tố có electron xếp vào các orbitad d gọi là những nguyên tố d

– Các nguyên tố có khuynh hướng chuyển về trạng thái bền với cấu trúc electron ngoài cùng kiểu s2p6, s2, p6, d10, f14 (cấu trúc bão hòa); hoặc s1, p3, d5, f7 (cấu trúc bán bão hòa)

Sự sắp xếp electron trong các nguyên tố của mỗi chu kỳ xảy ra theo những quy luật có tính tuần hoàn như sau:

– Đầu chu kỳ là 2 nguyên tố s có electron sắp xếp vào phân lớp s lớp ngoài cùng tức

mũ của các phân lớp ngoài cùng bằng số thứ tự của nhóm

c) Phân nhóm

Phân nhóm gồm các nguyên tố có cấu trúc electron lớp ngoài cùng hoặc của những phân lớp ngoài cùng giống nhau, trong đó: phân nhóm chính (nhóm A) gồm các nguyên tố s hoặc p có cấu hình electron lớp ngoài cùng tương ứng là nsx

hoặc ns2 npx–2; phân nhóm phụ (nhóm B) gồm các nguyên tố d có cấu hình electron các phân lớp ngoài cùng là (n – 1)d x–2ns2, với x là số thự tự của nhóm

d) Ô

Ô là vị trí cụ thể của mỗi nguyên tố, chỉ rõ tọa độ nguyên tố trong bảng tuần hoàn  khi biết nguyên tố nằm ở ô nào là có thể xác định cấu trúc electron nguyên tử của nó

Ví dụ: Một nguyên tố có Z = 17 ở chu kỳ 3, nhóm VIIA  cấu hình electron: 1s22s2 2p63s23p5 Ngược lại, 1 nguyên tố có cấu hình: 1s22s22p63s23p64s1  Z = 19, chu kỳ 4, nhóm IA

4 Sự biến đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn

Tính chất các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc lớp vỏ electron nên dựa vào cấu tạo nguyên tử có thể giải thích được những quy luật thay đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn Các nguyên tố trong mỗi nhóm hay phân nhóm có cấu trúc electron ngoài cùng như nhau, do đó sẽ giống nhau về những tính chất như tính kim loại hoặc phi kim, tính oxi hóa – khử, số oxi hóa,…

Trong một nhóm, từ trên xuống, số lớp electron tăng lên làm cho tính kim loại tăng, tính phi kim loại giảm, do đó, khả năng nhường electron – tính khử tăng và khả năng nhận electron – tính oxi hóa giảm

Trong một chu kỳ, từ trái sang phải, số electron lớp ngoài cùng trong nguyên tử của các nguyên tố tăng lên làm cho khả năng nhường electron giảm, khả năng nhận electron tăng Do đó, trong một chu kỳ, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, các nguyên tố có tính kim loại và tính khử giảm, tính phi kim và tính oxi hóa tăng

Một số tính chất tuần hoàn quan trọng của các nguyên tố:

a) Bán kính nguyên tử và ion

Vì các đám mây electron của nguyên tử không có giới hạn rõ rệt nên không thể xác định chính xác bán kính của nó Do đó, bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng:

– Đối với các kim loại, bán kính nguyên tử được xác định bằng một nửa khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử trong tinh thể

– Đối với các phi kim có liên kết cộng hóa trị, bán kính nguyên tử cũng bằng một nửa khoảng cách giữa các hạt nhân trong tinh thể hay phân tử đơn chất

– Đối với nguyên tử tự do, bán kính nguyên tử là khoảng cách từ hạt nhân đến vị trí cực đại xa nhất của xác suất có mặt electron của electron ngoài cùng

– Đối với những hợp chất ion thì khoảng cách giữa các hạt nhân được xem là tổng bán kính của hai ion dương và âm  khi biết được bán kính của một ion sẽ tính được bán kính của ion kia

Trong một chu kỳ, khi đi từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm dần Sự giảm này xảy ra rõ ràng ở những chu kỳ nhỏ nhưng lại không rõ ràng ở các chu kỳ lớn Sở dĩ như vậy là do ở các nguyên tố chu kỳ nhỏ, sự sắp xếp electron xảy ra ở lớp ngoài cùng, trong khi ở các chu kỳ lớn, đối với đa số các nguyên tố, sự sắp xếp các electron xảy ra trên các obitan của những lớp kề ngoài cùng (các nguyên tố d và f)

 những electron này có tác dụng chắn mạnh hạt nhân đối với các electron ns, làm cho lực hút giữa hạt nhân và các electron ngoài cùng thay đổi không rõ ràng, dẫn đến sự giảm không đều đặn bán kính nguyên tử khi đi từ đầu đến cuối chu kỳ Hiện tượng này gọi là sự co d hay f

Bán kính nguyên tử của một số nguyên tố trong 1 chu kỳ nhỏ

Bán kính nguyên tử của một số nguyên tố trong 1 nhóm

Bán kính (Å) 1,52 1,86 2,27 2,47 2,65 2,7

Sự thay đổi bán kính ion của các nguyên tố cũng tương tự như trên

b) Năng lượng ion hóa

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

X(k) + I  X+

(k) + 1e Năng lượng ion hóa là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron của nguyên tử, nghĩa là đặc trưng cho tính kim loại của nguyên tố I càng nhỏ, nguyên tử càng dễ nhường electron, tính kim loại và tính khử của nguyên tố càng mạnh

Khi điện tích hạt nhân và khả năng xâm nhập của electron bên ngoài tăng thì năng lượng ion hóa tăng Ngược lại, khi số lượng tử chính tăng và tác dụng chắn của các lớp electron bên trong tăng thì năng lượng ion hóa giảm

Nói chung, năng lượng ion hóa của các nguyên tố tăng dần từ đầu đến cuối chu

kỳ Trong các nhóm A, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, năng lượng ion hóa giảm; nhưng trong các nhóm B, năng lượng ion hóa lại tăng theo chiều này

c) Ái lực electron

Ái lực electron F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một electron vào nguyên tử ở thể khí không bị kích thích đặc trưng cho khả năng nhận electron n tử cũng như tính phi kim của nguyên tố:

đánh giá khả năng tạo liên kết cộng hóa trị của các nguyên tố

Trong mỗi chu kỳ, theo chiều tăng điện tích hạt nhân, độ âm điện tăng lên; còn trong mỗi nhóm, theo chiều này, độ âm điện lại giảm xuống

Xác định độ âm điện theo Mulliken: 1(I F)