LÍ THUYẾT CƠ BẢN

LÍ THUYẾT CƠ BẢN

I. Thành phần cấu tạo nguyên tử: Proton (p) * Nguyên tử được chia làm 2 phần: Hạt nhân

Nơtron (n)

Vỏ nguyên tử: Gồm các electron (e) II. Tóm tắt về cấu tạo nguyên tử:

1. Hạt nhân nguyên tử.

* Hạt nhân gồm proton mang điện tích dương (1+), và nơtron không mang điện, hai loại hạt hạt này có khối lượng gần bằng nhau và xấp xỉ bằng 1 đvC.

* Hạt nhân có kích thước rất nhỏ nhưng hầu hết khối lượng nguyên tử tập trung ở hạt nhân.

KLNT  KLHNNT = ( Z + N ) đvC với

Z: so proton

N: so notron







* Mối quan hệ giữa số proton và số nơtron trong hạt nhân(Áp dụng cho các đồng vị bền).

(1)

( CT(1) áp dụng cho bài toán chỉ cho tổng số 3 loại hạt cơ bản n, p, e trong ng.tử ) * Số khối A của hạt nhân ng.tử.

2. Nguyên tử.

* Mọi ng.tử đều cấu tạo từ 3 loại hạt cơ bản: nơtron, proton và electron.

* Các electron mang điện tích âm, chuyển động rất nhanh trong không gian hạt nhân ng.tử. Mỗi e mang một điện tích âm( 1- ) và có k.lg me = ¹

1840mp

* Nguyên tử trung hoà điện nên ta có: Số p = Số e = Số đơn vị điện tích h.n

* Bảng tóm tắt về cấu tạo nguyên tử.

Loại hạt Kíhiệu Điện tích (kí hiệu)

Khối lượng Hạt nhân Proton P 1+ (e_o) m_p 1đvC = 1,6726.10^-27kg

Nơtron N 0 m_n 1đvC = 1,6726.10^-27kg Vỏ ng.tử Electron e 1- (eo) Không đáng kể

Z

N

1,52Z

A = Z + N

Z = E = Số điện tích hạt nhân

* Các lớp được đánh theo thứ tự từ trong ra ngoài.

Kí hiệu K L M N O P Q

n 1 2 3 4 5 6 7

* Các e ở xa hạt nhân liên kết với nhân kém chặt chẽ.

* Số electron tối đa trong 1 lớp: Số e tối đa trong lớp thứ n là: 2n² * Số lượng orbital trong 1 lớp: Lớp thứ n có n² orbital.

b. Phân lớp electron( phân mức năng lượng).

* Các lớp electron chia thành nhiều phân lớp: s, p ,d, f…

* Hình dạng các orbital nguyên tử:

- Obital s: Có dạng hình cầu.

- Obital p: Có dạng hình số 8 nổi (hình quả tạ).

- Obital d: Có hình dạng phức tạp.

- Obital f: Có hình dạng phức tạp.

* Số lượng orbital trong 1 phân lớp:

- Phân lớp s: Có 1 AO - Phân lớp p: Có 3 AO - Phân lớp d: Có 5 AO - Phân lớp f: Có 7 AO

* Số electron trong một phân lớp: Mỗi obital chứa tối đa 2e.

- Phân lớp s: Có 1 AO  Nhận tối đa 2e.

- Phân lớp p: Có 3 AO  Nhận tối đa 6e.

- Phân lớp d: Có 5 AO  Nhận tối đa 10e.

- Phân lớp f: Có 7 AO  Nhận tối đa 14e.

c. Cấu hình electron nguyên tử.

(Chú ý nhớ các phân mức năng lượng của các AO)

* Nguyên tố vững bền: Trong nguyên tử, các electron chiếm các orbital có mức năng lượng từ thấp đến cao.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 6f…

Giản đồ năng lượng Klechkopxki.

7s 7p 7d 7f

6s 6p 6d 6f

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s

* Nguyên lố ngoại trừ Pauli:

- Trong 1 AO các electron phải có spin ngược nhau.

- Trong 1 AO không chứa quá 2 electron.

* Quy tắc Hund: Trong cùng 1 phân lớp, các electron được phân bố trên các orbital sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có spin giống nhau (chiều tự quay giống nhau).

* Đối với 20 nguyên tố đầu ( Z  20 ) thì CH e trùng với mức năng lượng.

* Đối với các nguyên tố có Z > 20 thì CH e không cần trùng với năng lượng nên khi viết CH e phải chú ý:

- Viết cấu hình e theo năng lượng trước.

- Sắp sếp lại theo thứ tự từng lớp.

TD: Viết CH e của 26Fe. Ta làm như sau:

- Viết CH e theo năng lượng: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

* Đối với các nguyên tố như: Cr, Cu, Pd…có ngoại lệ đối với sự sắp xếp các electron ngoài cùng (và có sự chuyển sang mức bão hoà và bán bão hoà).

- Mức bảo hoà: (n-1)d⁹ns² (n-1)d¹⁰ns¹ ( như vậy sẽ thuận lợi hơn về mặt năng lượng)

TD: CH e của 29Cu: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s² 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

- Mức bán bão hoà: (n-1)d⁴ns² (n-1)d⁵ns¹ ( như vậy sẽ thuận lợi hơn về mặt năng lượng) TD: CH e của 24Cr: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s² 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹

d. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng:

* Nguyên tử của mọi nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa 8 electron.

* Các nguyên tử có 1  3 electron lớp ngoài cùng là kim loại (trừ B, H, He ).

* Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng là phi kim.

* Các nguyên tử có 8 electron lớp ngoài cùng là khí hiếm.

* Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng nếu ở chu kì nhỏ là phi kim, ở chu kì lớn là kim loại.

III. Nguyên tố hoá học và đồng vị.

1. Nguyên tố hoá học

* Khái niệm: NTHH là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (Z) 2. Đồng vị

* KN: Các nguyên tử của cùng 1 nguyên tố hoá học có cùng 1 số prôton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó khác nhau về số khối gọi là đồng vị.

* Kí hiệu nguyên tử của 1 nguyên tố là

A

Z

X

(A là số khối, Z là số hiệu nguyên tử: Đây là 2 đại lượng đặc trưng cho nguyên tử)

* Hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của nhiều đồng vị nên khối lượng nguyên tử của nguyên tố đó là KLNT trung bình của hỗn hợp các đồng vị

- CT1:

M = a.A + b.B + c.C +...

100

Với A, B, C … lần lượt là số khối của các nguyên tử A, B, C …

a + b + c + … = 100%

- CT2: Có thể tính M theo sơ đồ đường chéo a M1 M2 - M

M ²

1

M - M a =

b M - M

b M2 M - M₁

IV. Bảng tuần hoàn hoá học

1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố hoá học:

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

* Các nguyên tố có cùng số lớp electron trong nguyên tử xếp thành 1 hàng ngang và xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần ( chu kì ).

* Các nguyên tố có CH e tương tự nhau đựơc xếp thành 1 cột ( nhóm ).

2. Cấu tạo của BTH.

a. ô. Mỗi nguyên tố hoá học được xếp vào 1 ô.

b. Chu kì:

- Gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron.

- BTH gồm 7 chu kì: Gồm 3 c.kì nhỏ ( Chu kì 1,2,3 ) và 4 chu kì lớn ( Chu kì 4, 5, 6, 7), trong đó chu kì 7 chưa hoàn thành.

c. Nhóm: Được đánh số bằng chữ số La Mã từ I  VIII * Chia thành nhóm A và nhóm B

- Nhóm A: Gồm các nguyên tố s và nguyên tố p.( là những nguyên tố mà electron “ cuối cùng ” thuộc phân lớp s hoặc p )

- Nhóm B: Gồm các nguyên tố d và nguyên tố f..( là những nguyên tố mà electron “ cuối cùng ” thuộc phân lớp d hoặc f )

 Chú ý: Khi xét 1 nguyên tố nhóm A hay nhóm B ta phải dựa vào cấu hình electron theo năng lượng.