Yêu cầu đối với sinh viên

Trường Đại Học Điện Lực

Khoa Đại Cương

Sau khi học xong môn học này, sinh viên có thể:

Hiểu cấu tạo nguyên tử, phân tử và hệ thống tuần hoàn.

Biết được các trạng thái của vật chất.

Hiểu được các nguyên lý nhiệt động học hóa học và cân bằng pha

Biết được dung dịch và tính chất của dung dịch

Biết được xúc tác là gì và động hóa học trong phản ứng có xúc tác.

Hiểu được phản ứng oxy hóa khử và các quá trình điện hóa.

Biết được một số kỹ thuật cơ bản trong việc phân tích nước và nhiên liệu dùng trong ngành điện.

Mục tiêu môn học

 Tìm hiểu trước những nội dung sẽ học (trong buổi học tiếp theo) trong sách giáo khoa và những tài liệu có liên quan.

 Nắm vững những kiến thức được học.

 Làm đầy đủ bài tập mà giáo viên đưa ra.

Yêu cầu đối với sinh viên

1. Lên lớp: 45 tiết (Lý thuyết + bài tập)

2. Tự học: 45 tiết

3. Dự lớp trên: 75 %

4. Bài tập: trên lớp và ở nhà

5. Kiểm tra gồm: 01 bài kiểm tra cu i h c k ố ọ ỳ

Thơng tin về mơn học

Tài liệu

1. Tài liệu tham khảo:

Nguyễn Đình Chi, Cơ sở lý thuyết Hóa học, NXB Giáo dục, 1995.

Vũ Đăng Độ, Cơ sở lý thuyết các quá trình hóa học, NXB Giáo dục, 1994.

Nguyễn Hạnh, Cơ sở lý thuyết hóa học, NXB Giáo dục, 1997.

Lê Mậu Quyền, Hóa học đại cương, NXB khoa học kỹ thuật, 2001.

Trịnh Xuân Sén, Điện hóa học, NXB ĐHQG HN, 2002

NỘI DUNG MÔN HỌC

Chương 1. Cấu tạo nguyên tử - Bảng tuần hòan các nguyên tố hóa học

Chương 2. Các trạng thái tập hợp của vật chất Chương 3. Nhiệt động hóa học

Chương 4. Dung dịch

Chương 5. Động hóa học và xúc tác

Chương 6. Phản ứng Oxy hóa khử và các quá trình điện hóa

Chương 7. Hóa kỹ thuật

MỞ ĐẦU

I. Giới thiệu chung về hóa học

1. Khái niệm:

Hóa học là một ngành khoa học nghiên cứu về sự chuyển biến của các chất này thành các chất khác.

2. Đối tượng của hóa học:

Hóa học phải nghiên cứu các vấn đề như: xác định thành phần, cấu tạo, tính chất của các chất, phản ứng giữa chúng và đềiu kiện tiến hành các phản ứng đó.

3. Lịch sử phát triển của hóa học:

Có thể chia lịch sử hóa học thế giới thành 5 thời kỳ

 Thời kỳ triết lý tự nhiên của Hy Lạp

Đất Lạnh

Nước

Ẩm

Không khí

Nóng Lửa

Khô

 Thời kỳ giả kim thuật ( từ thế kỷ I đến thế kỷ XV).

 Thời kỳ y hóa học ( từ thế kỷ XV đến thế kỷ XVII).

Robert Boyle

 Thời kỳ thuyết Floghixton ( thế kỷ XVIII).

 Thời kỳ thuyết nguyên tử hay thời kỳ hóa học hiện đại ( từ giữa thế kỷ thứ 18 trở lại đây)

Các công trình nghiên cứu này đã mang lại nhiều nhận thức quan trọng về bản chất của sự biến đổi hóa học và các liên kết hóa học. Các động lực quan trọng khác bắt nguồn từ những khám phá trong vật lý lượng tử thông qua mô hình quỹ đạo điện tử. Trên cơ sở những thành quả của ngành hóa học, một số ngành công nghệ đã được hình thành với nhiệm vụ ứng dụng những thành

tựu của hóa học vào thực tiễn quá trình sản xuất và phục vụ đời sống con người và được gọi là ngành công nghệ hóa học

4. Vai trò của hóa học trong đời sống kỹ thuật

Nhiều ngành khoa học, kinh tế liên quan chặt chẽ với hóa học như: hoá công nghiệp, luyện kim, địa chất, nông

nghiệp, dược, vật liệu, xây dựng…. Sở dĩ có mối liên quan là vì các ngành này đều sử dụng các chất là đối tượng.

II. Một số khái niệm và định luật cơ bản

Nguyên tử

 Mỗi phân tử do các phần tử nhỏ hơn cấu tạo nên. Nguyên tử là phần tử nhỏ nhất của một nguyên tố hoá học, không thể phân chia nhỏ hơn được nữa về mặt hoá học. Trong các phản ứng hoá học, nguyên tử không thay đổi.

Nguyên tố hoá học

 Là loại nguyên tử, được đặc trưng bằng một điện tích hạt nhân xác định và có cấu tạo vỏ e

giống nhau, do đó có những tính chất hóa học giống nhau

Phân tử

 Phân tử là phần tử nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập, có tất cả các tính chất hóa học đặc trưng cho chất đó

Đơn chất, hợp chất:

 Đơn chất là các chất được cấu thành từ một nguyên tố (Oxy: O

, Kim cương: C, Nitơ: N

…)

 Hợp chất là các chất được cấu thành từ 2 nguyên tố trở lên (H

O, Rượu, Dấm…)

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.

Hóa trị

Hóa trị là đại lượng đặc trưng cho khả năng một nguyên tử của một nguyên tố có thể kết hợp hoặc thay thế một số xác định nguyên tử của nguyên tố khác.

Thường ta qui ước, Hidro có hóa trị I, Oxy có hóa trị II.

Hóa trị của các nguyên tố khác được tính dựa vào hợp chất của nó với Hidro hay Oxy.

Ví dụ: HCl, H

O, NH3, H

S, PH

…

Na

O, CaO, Fe

O

, Mn

O

, SO

…

Số Oxy hóa

Là một đại lượng đặc trưng cho trạng thái oxy hóa khử của một nguyên tố trong thành phần đơn chất hay hợp chất

Theo qui ước, số oxy hóa chính là số điện tích xuất

hiện ở nguyên tử trong phân tử khi giả định rằng cặp

e dùng để liên kết với nguyên tử khác trong phân tử

chuyển hẳn về phân tử có độ âm điện lớn hơn.

Để tính số oxy hóa của một nguyên tố, cần lưu ý:



Số oxy hóa có thể là số âm, dương bằng 0 hay số lẻ



Số oxy hóa trong đơn chất bằng 0



Số oxy hóa của ion đơn nguyên tử không đổi và bằng điện tích ion của nó.



Tổng số oxy hóa các nguyên tử trong phân tử bằng

0

Định luật bảo toàn khối lượng

 Định luật cơ bản trong lĩnh vực hóa học:

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

(m

) =  (m

)

 Lịch sử:

 Năm 1748 Mikhail Lomonossow đặt ra định đề

 Năm 1789 Antoine Lavoisier phát biểu định luật này

Khối lượng nguyên tư û(Nguyên tử lượng)

• Khối lượng của

H = 1.6735 x 10

g và

O là 2.6560 x 10

g.

• Định nghĩa: Khối lượng của

C = chính xác là 12 đvC hay amu (đơn vị Carbon, hay là đơn vị nguyên tử, atomic mass unit).

• Từ đó:

1 amu = 1.66054 x 10

g 1 g = 6.02214 x 10

amu

Mol

Là đơn vị đo lượng chất. 1 mol chất bất kỳ chứa

6.023 X 10

tiểu phân

Đồng vị

 Ví dụ: Các đồng vị của Hydro (Z = 1)

 H-1, ¹H , protium - Hydro nhẹ ( 99,98%); (1 proton, không có neutron trong hạt nhân):

 H-2 or D, ²H, deuterium ( 0,016 % ); (1 proton và 1 neutron trong hạt nhân).

 H-3 or T, ³H, tritium ( 0,001%); (1 proton và 2 neutron trong hạt nhân).

Có cùng số proton (cùng 1 nguyên tố hóa học) Khác số khối hay số nơ tron.

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 %

C + 1.108 %

C.

• 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.

V

: Chlorine c

, Cl-35 and Cl-37,

nguyên tử lượng lần luợt là

34.96885 and 36.96590 amu.

35.453 amu.

?

Đặt x = phần Cl-35, y = phần Cl-37 Ta có

x + y = 1 <=> y = 1 - x

34.96885*x + 36.96590*y = 35.453 Từ đó

x = 0.7553 <=> 75.53% Cl-35

y = 1 - x = 0.2447 hay 24.47% Cl-37

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.

 Ví dụ:

FeS, FeS₂, với cùng 56 đơn vị khối lượng Fe thì tỉ lệ S: Fe lần lượt là 32:56; 64:56. Do đó tỉ lệ S là 32:64 = 1:2

N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅ với 14 đơn vị khối lượng N thì tỉ lệ O:N lần lượt là : (8/14):(16/14):(24/14):(32/14):(40/14)

 8:16:32:40 1:2:3:4:5

Chuyển đổi nhiệt độ

C = 5/9 * (F - 32)

F = (9/5)*C + 32

K = C + 273.15

Đương lượng và định luật đương lượng

Đương lượng: Đ (E)

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.

Cách tính đương lượng:

Đ

= M/n

M : khối lượng nguyên tử n : s hóa trị ố

Ví dụ:

Trong CO: Đ

=12/2=6 CO

: Đ

=12/4=3

Ví dụ nếu A là 1 nguyên tố

M : Phân tử lượng của axit n : Số H⁺ tham gia phản ứng

Ví dụ:

H₂SO₄ + NaOH  NaHSO₄ + H₂O Đ_A = 98/1=98

H₂SO₄ + 2NaOH  Na₂SO₄ + 2H₂O Đ_A = 98/2=49

A là acid

M : Phân tử lượng của bazơ n : Số OH^- tham gia phản ứng

Ví dụ:

Ca(OH)

+ HCl  Ca(OH)Cl + H

O Đ

= M

/1

Ca(OH)

+ 2HCl  CaCl

+ 2H

O Đ

= M

/2

A là bazơ:

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

Đ_A = M[Al₂(SO₄)₃]/(2x3) theo Al⁺³

Đ_A = M[Al₂(SO₄)₃]/(3x2) theo (SO₄)^-2

Trong phản ứng cụ thể

Fe₂(SO₄)₃ + 2NH₄OH = 2Fe(OH)SO₄ + (NH₄)₂SO₄ Đ^[NH₄^OH] = M^[NH₄^OH] (vì chỉ cĩ 1 nhĩm OH^-)

Đ^[Fe₂^(SO₄⁾₃^] = Đ^[Fe₂^(SO₄⁾₃^]/(1[SO₄^-2]x2) (vì trong 2Fe.2(SO₄).

(SO₄) cĩ 1 nhĩm SO₄^-2 đã bị thay thế)

A là chất oxi hóa-khử

M : khối lượng phân tử chất

n : số e trao đổi trong phản ứng

Ví dụ:

8Al+3KNO₃+5KOH+2H₂O=3NH₃+8KAlO₂ Al⁰ - 3e  Al⁺³

N⁺⁵ - 8e N^-3

Đ^[Al] = 27/3 (Số e trao đổi từ Al⁰Al⁺³=3e) Đ[KOH] = M[KOH]

Đ[KNO₃] = M[KNO₃]/8

(N⁺⁵N^-3 trao đổi 8e)

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 hoc một đương lượng của chất này chỉ kết hợp hoặc thay thế một đương lượng của chất khác mà thôi.

 Phản ứng:

aA + bB = cD + dD Số đlg của chất i = m_i/Đ_i Từ đó định luật viết thành:

m_A/Đ_A = m_B/Đ_B hay m_A/m_B = Đ_A/Đ_B Và:

N_AV_A = N_BV_B = N_CV_C…

Trong đó N_i là nồng độ đương lượng của chất i.

Nồng độ đương lượng:

 Là số đương lượng gam chất tan trên một lít dung dịch.

 Ký hiệu N hay C_N.

 Tương quan giữa nồng độ mol và nồng độ đương lượng

C_NA = nC_A (n: Số đương lượng, C_A: nồng độ mol)

 Ví dụ: Cho phản ứng

H₂SO₄ + 2NH₄OH = (NH4)₂SO₄ + 2H₂O

Tìm khối lượng NH₄OH cần thiết để phản ứng vừa đủ với 2 lít dd H₂SO₄ 0.5N.

Ta cĩ n của H₂SO₄ là 2 và đương lượng là 49, nên C_A=N_A/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)

 V: thể tích (ml, lít)

 T: nhiệt độ Kenvin

 n: số mol

 R: Hằng số khí

 R = 0.082 (l.atm/mol.K)

 R = 62400 (ml.mmHg/mol.K)

 R = 1.987 (cal/mol.K)

Định luật Avogadro

 Một mol khí bất kỳ ở điều kiện tiêu chuẩn 0⁰C, 760mmHg) phải chứa một số phân tử là 6.023x10²³. N

= 6.023x10²³ là số Avogadro.

 Từ đó tính được khối lượng chính xác của nguyên tử và phân tử.

CHƯƠNG 1:

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

HỆ THỐNG TUẦN HÒAN

NỘI DUNG CHƯƠNG 1

Chương 1

Cấu tạo nguyên tử

Cấu tạo nguyên tử Bảng tuần hoàn Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học các nguyên tố hóa học

Sự phân bố electron trong nguyên tử Các số lượng tử đặc trưng cho

trạng thái của electron trong nguyên tử Một số tiên đề của cơ học lượng tử

Thành phần của nguyên tử

Cấu tạo nguyên tử

1. Cấu tạo nguyên tử:

N H A ÂN V O Û

1 0^{- 8}c m = 1 A ⁰

E L E C T R O N

Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm:

+ Hạt nhân

+ Các electron quay xung quanh Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân.

Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích dương hạt nhân nguyên tử bằng với số electron quay quanh hạt nhân. Số điện tích của nguyên tử bằng số thứ tự của nguyên tố trong hệ thống tuần hòan

Khối lượng electron = 9,109.10^-28gam

Điện tích electron

=1,6.10^-19coulumb (Điện tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện tích = -1)

Thành phần của nguyên tử

2. Hạt nhân nguyên tử

Thành phần của nguyên tử

Hạt nhân nguyên tử được tạo thành từ 2 lọai hạt cơ bản:

Hạt proton (p) có khối lượng 1,00728 đvc và mang điện tích dương ( +1)

Hạt nơtron (n) có khối lượng 1.00867 đvc và trung hòa về điện

A

X

Z

Số khối A = Z + N

Z : Số proton ; N : Số nơtron

(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)

Ký hiệu nguyên tử : Ví dụ: Clo( )₁₇³⁵

Cl

1. Quang phổ nguyên tử

Việc nghiên cứu cấu trúc electron nguyên tử được tiến hành dựa trên việc nghiên cứu quang phổ các nguyên tố hóa học

a. Tính chất sóng của hạt

Trong thiên nhiên có nhiều loại sóng khác nhau. Ví dụ như: sóng âm thanh, sóng ánh sáng, sóng nước…

Chuyển động sóng được đặc trưng bởi các thông số sau

Một số tiên đề của cơ học lượng tử

Chuyển động sóng của ánh sáng

Sơ đồ nguyên tắc họat động của máy quang phổ

Phương trình năng lượng

E = h*v v: tần số bức xạ

h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10^-27erg.s = 6,626.10^-34J.s)



 



 



 _{2 2}

_ 1 1 1

n R n

v

 o

H₂

He Ne

Quang phổ vạch phát xạ nguyên tử

3. CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

a.

Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898)

Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford (1911)

Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913)

d.

Mẫu nguyên tử của Sommerfeld

Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson

Nguyên tử gồm những điện tích dương phân bố đồng đều trong

toàn bộ thể tích nguyên tử và những electron chyển động giữa

các điện tích dương đó

Mẫu hành tinh nguyên tử của Rutherford

Nguyên tử gồm hạt nhân mang điện tích

dương tập trung phần lớn khối lượng

nguyên tử và các electron mang điện

tích âm quay xung

quanh hạt nhân

Ba tiên đề của Borh

 mvr = nh/2

 Khi quay trên quỹ đạo bền electron không bức xạ (không mất năng

lượng).

 Năng lượng chỉ được phát ra hay hấp thụ khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ đạo bền khác.

E = | E_t - E_c | = h

Ưu điểm của thuyết Borh

Áp dụng đúng cho hệ nguyên tử có 1electron

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

Xác minh tính lượng tử hóa năng lượng của electron E_n = –13,6Z² /n² [eV]

Giải thích được quang phổ vạch của nguyên tử .

 



 

 









1

1

2 Z

c

t

n

h n me h c

h

E 

 



 



 



 _{2 2}

_ 1 1 1

n R n

v

 o

• Không giải thích được 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 được vị trí của electron khi di chuyển từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác.

• Không giải thích được sự lượng tử hóa năng lượng.

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

Nhược điểm của thuyết Borh

4. Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử

a.

Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô

b.

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

c.

Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử

a. Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô

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

 Hệ thức L. de Broglie:

mv

 h



 Bản chất hạt: m, r và v xác định.

 Bản chất sóng: .

b. Nguyên lý bất định Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử

 Không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô.

m h v m

x .    2 

 

Ví dụ: đối với electron v = 10⁸  10⁸ cm/s

 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.

8 0 8

28 27

A 16 . 1 cm

10 16

. 10 1

10 1

. 9 14

. 3 2

10 625

. 6 v

m 2

x h   









 



 



Nguyên lý bất định Heisenberg

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.

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.

c. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử

  0

8

2 2 2

2 2

2 2

2

   





 





 





 E V

h

m z

y x



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, y, z.

²dV – xác suất có mặt của hạt vi mô trong thể tích dV có tâm xyz

Phương trình sóng Schrödinger mô tả sự chuyển động của hạt vi mô trong trường thế năng đối với trường hợp của hệ không thay đổi theo thời gian. Phương trình sóng

Schrödinger đã thể hiện được cả 2 luận điểm

của cơ học lượng tử về sự chuyển động của

hạt vi mô

Số lượng tử chính n và các mức năng lượng

n eV J Z

n Z Z

h n

E me

2 2

18 2 2

2 2 2 0

4

6 . 13 10

. 18 ,

8   2  







 

 



 

  

   





1

2 1 1 1

n l l Z

n r a



Giá trị: n = 1, 2, 3, …, 



Xác định:



Trạng thái năng lượng của electron



Kích thước trung bình của đám mây electron

n n 1 1 2 2 3 3 … … + +   Mức năng lượng

Mức năng lượng E E

E E

E E

… … E E

 Các mức năng lượng

• E

- mức cơ bản

• E

- mức kích thích

• Quang phổ của các ngtử là quang phổ vạch.

• Quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trưng

 Quang phổ nguyên tử

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

n n 1 1 2 2 3 3 4 4 5 5 6 6 7 7 Lớp e

Lớp e K K L L M M N N O O P P Q Q

 Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1) (1) n có (n) l

 Xác định:

• E của đám mây trong nguyên tử nhiều e: l  E

• Hình dạng đám mây electron

 Phân lớp electron: gồm các e có cùng giá trị n và l

Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây e

l 0 0 1 1 2 2 3 3

Phân lớp e

Phân lớp e s s p p d d f f

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

Số lượng tử từ m

và các AO



Giá trị: m

= 0, ±1, …, ±l → Cứ mỗi giá trị của l có (2l + 1) giá trị của m

.



Xác định: hướng của đám mây trong không gian: Mỗi giá trị của m

ứng với một cách định hướng của đám mây electron



Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng

tử n, l, m

được gọi là orbitan nguyên tử (AO). Ký

hiệu:

Số lượng tử spin m



Xác định: trạng thái chuyển động riêng của e – sự tự quay quanh trục của e.



Giá trị: m

= ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch kim đồng hồ.



Mỗi tổ hợp n, l, m

m

tương ứng 1e.

n l m l m s

Lớp e

Phân lớp e

AO

e

III. Nguyên tử nhiều e

1. Trạng thái năng lượng của e trong nguyên tử nhiều e.

2. Các qui luật phân bố e vào nguyên tử nhiều e.

3. Công thức electron nguyên tử.

Ví dụ: N 1s

2s

2p

1. Trạng thái năng lượng của e trong nguyên tử nhiều e

 Giống e trong nguyên tử 1e:



Được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, m

m



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

Hiệu ứng xâm nhập

 ngược lại với hiệu ứng chắn: Khả năng xâm nhập giảm khi n và l tăng

→ Thứ tự năng lượng của các phân lớp trong ngtử nhiều e:

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

6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f  6d

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 ngược dấu.

Ví dụ: phân mức s có 1 AO, có tối đa 2 e

phân mức p có 3 AO, có tối đa 6 e

phân mức d có 5 AO, có tối đa 10 e

phân mức f có 7 AO, có tối đa 14 e

b. Nguyên lý vững bền

Trong nguyên tử , các e chiếm lần lượt các AO có năng lượng từ thấp đến cao.

Thứ bậc thang năng lượng, ta dùng sơ đồ

7s 7p 7d 7f

6s 6p 6d 6f

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s

Dựa vào nguyên lý ngăn cấm và nguyên lý vững bền, người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên tố bằng cấu hình e.

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

He ( z=2) 1s

Li ( z= 3) 1s

2s

Cl (z=17) 1s

2s

2p

3s

3p

Sc (z= 21) 1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

Qui tắc Hun ( cấu hình e 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 bằng nhau.

Vì dụ: 1s 2s 2p 3d

Trong mỗi ô lượng tử, chỉ có thể có 2 e có spin ngược nhau, được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược nhau

Qui tắc Hun: trong một phân mức các e có xu hướng phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho số e độc thân là lớn nhất Ví dụ: N ( z=7) 1s 2s 2p

IV Hệ thống tuần hòan các nguyên tố

1. Nguyên tắc sắp xếp và cấu trúc của HTTH:



Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần của điện tích hạt nhân. Số điện tích hạt nhân trùng với số thứ tự nguyên tố.



Các nguyên tố có tính chất hóa học giống nhau xếp vào cùng một cột,gọi là một nhóm. Trong bảng tuần hoàn có 8 nhóm chính từ IA đến VIIIA thuộc nguyên tố họ s hoặc p và 8 nhóm phụ từ IB đến VIIIB thuộc họ d hoặc f



Mỗi hàng được gọi là một chu kỳ. Mỗi chu kỳ được bắt đầu bằng một kim loại kiềm( trừ chu kỳ

đầu bắt đầu bằng H) và được kết thúc bằng một khí

trơ.Trong bảng tuần hoàn có 7 chu kỳ: chu kỳ 1,2,3

là các chu kỳ ngắn còn 4,5,6,7 là các chu kỳ dài

a. Các nguyên tố họ s (ns

):

ns¹np¹ ns¹np² ns¹np³ ns¹np⁴ ns¹np⁵ ns¹np⁶ B - Al C - Si N - P O - S Halogen Khí trơ

ns¹ – kim loại kiềm

ns² – kim loại kiềm thổ

b. Các nguyên tố họ p (ns

np

) :

c. Các nguyên tố họ d (n-1)d

ns

: KL chuyển tiếp

d. Các nguyên tố họ f (n-2)f

(n-1)d

ns

:

các nguyên tố đất hiếm 4f

: lantanoit

5f

: actinoit

Nếu biết số thứ tự của một nguyên tố, người ta có thể biết được cấu hình e của nó. Từ đó suy ra được vị trí của nguyên tố trong HTTH

Ví dụ: số thứ tự của các nguyên tố lần lượt là Z = 9, 11, 18, 25, 34, ta có cấu hình e như sau:

Z = 9 1s² 2s² 2p⁵ chu kỳ 2, nhóm VIIA Z = 11 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3, IA Z = 18 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3, VIIA Z = 25 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s² 4, VIIB Z = 34 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁴ 4, VIA

2. Cấu trúc của e nguyên tử và sự thay đổi tính chất của các nguyên tố

a.

Bán kính nguyên tử và ion

Năng lượng ion hóa I

c.

Ái lực electron F

Độ âm điện 

e.

Số oxy hóa



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 Trong cùng một phân nhóm

Trong một chu kỳ:



số lớp e không thay đổi,



tổng số e lớp ngoài cùng tăng  lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng:



tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

 tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

a. Bán kính nguyên tử và ion

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

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:

Từ dãy 1 xuống dãy 2: r do tăng thêm một lớp e

Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit

Bán kính ion

Đối với cation của cùng một ngtố: khi n↑ thì r

+↓

r(Fe

) > r(Fe

)

Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau: khi Z ngtử ↑thì r ↑

r(Li

)<r(Na

)<r(K

)<r(Rb

)<r(Cs

)<r(Fr

)

lực hút đối với 1e  →

Đối với các ion của cùng một ngtố:

 Z e

r  khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng 

Đối với các ion đẳng e: r ion ↓ khi Z ↑

Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau: r ↑ khi Z ngtử ↑

Đối với cation của cùng một ngtố: ↓ khi n↑

b. 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 hn – e ↑ → I ↑

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

Trong PNP: I ↑

e^-

+

PNP có đặc điểm: e điền vào (n – 1)d , còn lớp ngoài cùng ns² không thay đổi. Do đó:

Z ↑↑  lực hút hạt nhân – e (ns²) ↑↑ → 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

Năng lượng ion hóa

trong phân nhóm chính giảm theo chiều z tăng

IA I₁(eV)

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Năng lượng ion hóa trong phân nhóm phụ tăng theo chiều Z tăng

IVB I

(eV)

Ti 6,82

Zr 6,84

Hf 7,0

c. 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.





X

I

F



d. Độ âm điện 

Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, độ âm điện tăng lên.

Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.

* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một

nguyên tố vì nó được xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.

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

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

Độ khác biệt về độ âm điện

Loại liên kết

0

Trung bình

Trung bình lớn

Lớn

e. 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:

Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev

Các mức oxi hóa có cấu hình ns²np⁶ hay ns² thường bền hơn rõ rệt

Trong một chu kỳ độ bền của số OXH (+) max ↓

Tuần hoàn thứ cấp.

Trong một PNP độ bền của các số OXH cao ↑