Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương PHẦN I. CẤU TẠO CHẤT Chương I. CẤU TẠO NGUN TỬ I. NGUN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUN TỬ 1. Ngun tử - Nguyên tử là đơn vò cấu trúc nhỏ nhất của của một nguyên tố hóa học, không thể chia nhỏ hơn nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa học thông thường, nguyên tử không thay đổi - Cấu tạo nguyên tử : gồm 2 phần + Hạt nhân nguyên tử: tích điện dương (+). Hạt nhân nguyên tử chứa các hạt cơ bản là proton và neutron. Trong hạt nhân các proton và neutron liên kết với nhau bằng loại lực đặc biệt gọi là lực hạt nhân. Hạt nhân nguyên tử có kích thước khoảng 10 -13 cm, rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử khoảng 10 -8 cm. + Lớp vỏ điện tử: được tạo bởi các electron mang điện tích âm (–) chuyển động xung quanh nguyên tử + Điện tích dương của nhân bằng số điện tích âm chuyển động quanh nhân → nguyên tử trung hòa về điện - Các hạt căn bản của nguyên tử: Đvklnt: Đơn vò khối lượng nguyên tử 2. Quang phổ ngun tử Quang phổ nguyên tử tự do ở trạng thái khí hay hơi không liên tục mà gồm một số vạch xác đònh. Mỗi vạch ứng với một bước sóng xác đònh Số vạch và cách sắp xếp vạch chỉ phụ thuộc vào bản chất khí hay hơi nguyên tử. Ví dụ: phổ khí hydro trong vùng thấy được gồm 4 vạch Phổ hơi kim loại Kali gồm 2 vạch đỏ, 1 vạch tím Phổ hơi kim loại canxi gồm 1vạch đỏ, 1 vạch vàng, 1 vạch lục Tên Ký hiệu Khối lượng Điện tích (kg) đvklnt (C) Tương đối đ/v e Điện tử Proton Neutron e p n 9,1095.10 -31 1,6726.10 -27 1,6745.10 -27 5,4858.10 -4 1,007276 1,008665 –1,60219.10 -19 +1,60219.10 -19 0 – 1 + 1 0 1 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương II. SƠ LƯỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUN TỬ 1. Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898): nguyên tử là một quả cầu đặc bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn bộ thể tích nguyên tử, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó. Tổng điện tích dương bằng tổng điện tích âm. 2. Mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford (1911): a. Cấu tạo : 1. Hạt nhân: Mang điện tích dương, tập trung gần như toàn bộ khối lượng nguyên tử 2. Electron: Quay tròn quanh nhân 3. Tổng điện tích âm của các electron = điện tích hạt nhân b. Ưu điểm : Xác đònh được: - Dạng cơ bản của nguyên tử. - Kích thước nguyên tử, hạt nhân, điện tử. - Điện tích hạt nhân bằng tổng số electron. c. Khuyết điểm : Không giải thích được: - Tính bền nguyên tử. - Quang phổ vạch của nguyên tử 3. Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913): Là sự kết hợp của mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford và thuyết lượng tử ánh sáng của Plank. Ba đònh đề của Bohr: – Đònh đề 1: electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo bền hình tròn đồng tâm xác đònh gọi là quỹ đạo lượng tử hay quỹ đạo Bohr. – Đònh đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra hay thu vào năng lượng điện từ. 2 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương – Đònh đề 3: Năng lượng sẽ được phát xạ hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ đạo bền khác ∆E = E đ – E c = hν Biểu tượng nguyên tử: 4. Mẫu nguyên tử Sommerfeld : (Bổ xung cho mẫu nguyên tử của Bohr) Thêm qũy đạo elip và các số lượng tử n, l, m l Ưu diểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld : • Nêu được nguyên tử bền vững • Biểu tượng dễ hiểu, vẫn sử dụng đến bây giờ • Tính toán được  Bán kính quỹ đạo bền của electron )(529,0 4 0 2 0 2 2 22 A Z n a Z n me h Z n r === π  Năng lượng của electron trong nguyên tử )(6,13 2 2 2 2 42 2 2 eV n Z h me n Z E −=−= π  Vận tốc electron trên quỹ đạo bền: )/(2185 2 0 2 sm n Z v n Z h e n Z v === π • Giải thích được hiện tượng quang phổ nguyên tử Hydro Khuyết điểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld: • Không giải thích được độ bội của quang phổ vạch • Khi đưa ra đònh đề đã áp dụng cơ học lượng tử nhưng khi tính toán lại sử dụng cơ học cổ điển • Xem electron chuyển động trên mặt phẳng • Không xác đònh được vò trí của electron ở đâu khi chuyển từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác III. CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 1. Tính lưỡng ngun của các hạt vi mơ - Các chất vi mơ có cả tính chất hạt và tính chất sóng, + Bản chất hạt: các hạt vi mơ đều có khối lượng m, kích thước r và chuyển động với một tốc độ v xác định. + Bản chất sóng: khi hạt vi mơ chuyển động sẽ tạo ra một sóng, truyền đi với bước sóng λ. - Hệ thức L. de Broglie: mv h = λ h - hằng số Plank = 6,625.10 -27 erg.s 3 + Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương - Ví dụ: + Đối với electron: m = 9,1.10 -28 g, chuyển động với tốc độ v = 10 8 cm/s sẽ tạo nên sóng với bước sóng λ = 7,25.10 -8 cm + Đối với hạt vĩ mô: m = 1g, chuyển động với tốc độ v = 1cm/s sẽ tạo nên sóng 6,6.10 -27 cm: sóng quá yếu , không có thiết bị nào phát hiện được. 2. Nguyên lý bất định của Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử a. Nguyên lý bất định của Heisenberg (1927) • Bản chất sóng - hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt vi mô, thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đưa ra năm 1927: không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô. m h m vx π 2 . =≥∆∆  ∆x - độ bất định về vị trí, ∆v - độ bất định về tốc độ → Đối với hạt vi mô xác định m  là hằng số nên khi tốc độ của hạt càng được xác định chính xác thì tọa độ của nó sẽ được xác định càng kém chính xác và ngược lại. • Ví dụ: đối với electron khi chuyển động với tốc độ v = 10 8 ± 10 8 thì độ bất định về vị trí nhỏ nhất sẽ là: 16.11016.1 10101.914.32 10625.6 2 8 828 27 =×= ×××× × = ∆ ≥∆ − − − cm vm h x π Å Độ sai số của sự xác định vị trí quá lớn so với kích thước của bản thân electron (r e = 10 -7 Å) • Như vậy khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron thì không thể xác định được vị trí của electron ở thời điểm đó, có nghĩa là không thể xác định được quỹ đạo chuyển động mà chỉ có thể xác định được vùng không gian mà electron có thể có mặt. Nói cách khác khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron chúng ta không thể nói đến đường đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian. b. Khái niệm đám mây electron • Không thể dùng khái niệm quỹ đạo để mô tả sự chuyển động của electron. • Cơ học lượng tử quan niệm: khi chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử, electron đã tạo ra một vùng không gian bao quanh hạt nhân mà nó có thể có mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau. • Vùng không gian này có thể hình dung như một đám mây electron. Nơi nào electron thường hay xuất hiện hơn thì đám mây dày đặc hơn, nghĩa là mật độ của đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron. • Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng vì electron có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa vô cùng. Quy ước: đám mây electron là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt của electron. Hình dạng của đám mây được biểu diễn bằng bề mặt giới hạn vùng không gian đó. 3. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử a. Phương trình sóng Schrödinger • Phương trình sóng Schrödinger được xem là định luật cơ học lượng tử về sự chuyển động của các hạt vi mô, tương tự như các định luật của Newton trong cơ học cổ điển. 4 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương • Theo cơ học lượng tử, việc nghiên cứu cấu trúc của các hệ vi mô chẳng qua là việc giải phương trình sóng Schrödinger đối với hệ vi mô đó. • Phương trình sóng Schrödinger cơ bản mô tả sự chuyển động của hạt vi mô trong trường thế năng đối với trường hợp trạng thái của hệ không thay đổi theo thời gian (trạng thái dừng): ( ) 0 8 2 2 2 2 2 2 2 2 =Ψ−+ ∂ Ψ∂ + ∂ Ψ∂ + ∂ Ψ∂ VE h m zyx π trong đó: ∂ - vi phân riêng phần m - khối lượng hạt vi mô h – hằng số Plank E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô (tổng động năng và thế năng) V - thế năng của hạt vi mô, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z Ψ - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi mô ở điểm có tọa độ x, y, z. Ψ 2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm có tọa độ x, y, z. Ψ 2 dv – xác suất có mặt của e trong vùng không gian dv • Giải phương trình sóng Schrödinger để tìm các hàm sóng Ψ thích hợp thỏa mãn phương trình sóng và các giá trị năng lượng E tương ứng. • Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường hợp hệ H. Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn phải giải gần đúng. • Khi giải phương trình sóng Schrödinger cho các hệ nguyên tử khác nhau người ta thấy xuất hiện 4 đại lượng không thứ nguyên nhưng lại xác định trạng thái của electron trong nguyên tử. Đó là 4 số lượng tử. b. Bốn số lượng tử • Số lượng tử chính n và các mức năng lượng • Xác định: + Trạng thái năng lượng của electron + Kích thước trung bình của đám mây electron. Ví dụ: đối với H: eV n Z J n Z Z hn me E 2 2 2 2 182 222 0 4 6.1310.18,2 8 −=−=−= − ε ( )             + −+= 2 2 0 1 1 2 1 1 n ll Z na r Trong đó: ε 0 - hằng số điện môi trong chân không a 0 – bán kính Bohr thứ nhất Z – điện tích hạt nhân n, l - số lượng tử chính và phụ tương ứng → n càng tăng thì E và r càng tăng • Giá trị: n = 1, 2, 3, …, ∞ • Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n được gọi là một mức năng lượng. n 1 2 3 … ∞ Các mức năng lượng E 1 E 2 E 3 … E ∞ + Ở điều kiện bình thường electron ở mức năng lượng thấp nhất (mức bền nhất): mức cơ bản. 5 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương + Khi hấp thu năng lượng, electron sẽ chuyển lên mức cao hơn: mức kích thích, kém bền hơn → electron sẽ nhanh chóng chuyển về mức cơ bản, phát ra năng lượng đã hấp thụ dưới dạng các sóng ánh sáng: . λ hc EEE cbkt =−=∆ + E là các giá trị rời rạc → λ là các giá trị rời rạc → quang phổ của các nguyên tử là quang phổ vạch. + Đối với mỗi nguyên tố: ∆E là đặc trưng → λ là đặc trưng → quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trưng • Các electron nằm trên cùng một mức năng lượng họp thành một lớp electron. n 1 2 3 4 5 6 7 ∞ Mức năng lượng E 1 E 2 E 3 E 4 E 5 E 6 E 7 E E ∞ Tên lớp electron K L M N O P Q • Số lượng tử orbital (phụ) l và hình dạng đám mây electron • Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1) → ứng với mỗi giá trị của n có n giá trị của l • Xác định: + Năng lượng của đám mây trong nguyên tử nhiều electron  Trong nguyên tử nhiều electron: các mức năng lượng có thể bị tách ra thành nhiều phân mức năng lượng. Mỗi phân mức năng lượng được đặc trưng bởi một số lượng tử orbital l.  l càng tăng, năng lượng của các phân mức càng lớn. + Hình dạng đám mây electron • Những electron có cùng giá trị n và l tạo thành một phân lớp electron. Số lượng tử orbital l 0 1 2 3 Tên phân lớp electron s p d f → Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d… • Số lượng tử từ m l và khái niệm orbital nguyên tử • Giá trị: m l = 0, ±1, …, ±l → Cứ mỗi giá trị của l có (2l + 1) giá trị của m l . • Xác định: hướng của đám mây trong không gian: Mỗi giá trị của m l ứng với một cách định hướng của đám mây electron. • Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng tử n, l, m l được gọi là orbitan nguyên tử (AO). 6 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương • Số lượng tử spin m s - Xác định: trạng thái chuyển động riêng của electron, tức là sự tự quay quanh trục của electron. - Giá trị: m s = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch với chiều quay của kim đồng hồ. - Mỗi tổ hợp n, l, m l , m s tương ứng một electron trong nguyên tử. IV. NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON 1. Trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron. - Giống e trong nguyên tử 1e: • Cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, m l , m s • Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hướng 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 – electron + 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 nguyên tử 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. Tuân theo các nguyên lý và quy tắc của cơ học lượng tử: a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Trong phạm vi một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử. → Một AO chứa tối đa 2e có spin ngược dấu. 7 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương b. Nguyên lý vững bền: Trong điều kiện bình thường nguyên tử phải ở trạng thái có năng lượng thấp nhất - trạng thái cơ bản, những trạng thái có năng lượng cao hơn là trạng thái kích thích. - Quy tắc Klechcowski: + Trong một nguyên tử nhiều electron, trật tự điền các electron vào các phân lớp (đặc trưng bởi n và l) sao cho tổng (n + l) tăng dần. + Khi hai phân lớp khác nhau có cùng giá trị (n + l) thì electron được xếp vào phân mức có n tăng dần. Phân mức 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d (n + l) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8 - Quy tắc Hund: Khi electron không đủ để bão hòa một phân mức thì trạng thái năng lượng thấp nhất ứng với trường hợp khi các orbital được sử dụng tối đa, spin của các electron không cặp đôi phải song song (trong pham vi một phân mức năng lượng số electron độc thân phải là cực đại). + Ví dụ: O 1s 2 2s 2 2p 4 + Quy ước: Điền electron có spin dương trước, âm sau 3. Công thức electron nguyên tử. Ví dụ: N 1s 2 2s 2 2p 3 - các số 1, 2… - giá trị của số lượng tử chính - các chữ s, p… - ký hiệu của số lượng tử orbital - các số mũ – cho biết số electron có trên phân mức Chương II. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ Đến giữa thế kỷ 19, thế giới đã biết được hơn 60 nguyên tố hóa học và các hợp chất của các nguyên tố đó cũng như một số tính chất hóa – lý của chúng. Do đó cần phải hệ thống hóa các nguyên tố để tìm ra quy luật chung nói lên mối liên hệ giữa chúng. Năm 1869 Menđeleev (ngưới Nga) chọn khối lượng nguyên tử và tính chất hóa học của các nguyên tố làm tiêu chuẩn để hệ thống hóa các nguyên tố, trong đó quan trọng nhất là khối lượng nguyên tử. Dựa trên mối liên quan giữa các nhóm nguyên tố giống nhau và không giống nhau Menđeleev đã xây dựng bản hệ thống tuần hoàn và trên cơ sở đó đã phát biểu định luật tuần hoàn. Menđeleev: tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử của các nguyên tố. Theo quan niệm hiện đại: tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử. Ở trạng thái bình thường cấu trúc electron nguyên tử được xác định bằng số electron trong nguyên tử, tức là điện tích hạt nhân: Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các hợp chất thay đổi tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố. II. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1. Các họ nguyên tố s, p, d, f a. Các nguyên tố họ s: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng ns 1 : kim loại kiềm ns 2 : kim loại kiềm thổ 8 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương b. Các nguyên tố họ p: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 B – Al C – Si N – P O – S halogen khí trơ c. Các nguyên tố họ d: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng (n – 1)d 1 – 10 : 10 nguyên tố chuyển tiếp (kim loại chuyển tiếp) d. Các nguyên tố họ f: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai phân lớp trước ngoài cùng. (n – 2)f 1 – 14 : các nguyên tố đất hiếm 4f 1 – 14 : lantanoit 5f 1 – 14 : actinoit 2. Chu kỳ - Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang, bắt đầu bằng các nguyên tố họ s, kết thúc bằng các nguyên tố họ p, ở giữa có thể có (có thể không có) các nguyên tố họ d, f. - Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn - Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng • Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s • Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s và 6 nguyên tố họ p • Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p • Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p • Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố dọ s, 14 nguyên tố dọ f và một số nguyên tố họ d 3. Nhóm: là cột dọc các nguyên tố có tổng số electron hóa trị bằng nhau. Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm. Các nguyên tố trong cùng một phân nhóm có cấu trúc electron hóa trị giống nhau nên tính chất hóa học tương tự nhau. a. Phân nhóm chính A - Gồm các nguyên tố s và p điển hình: IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ns 1 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 - Mỗi phân nhóm chính có 6 – 7 nguyên tố, tạo cột dọc dài hơn - Bắt đầu từ chu kỳ II - Số thứ tự PNC = tổng số electron ở lớp ngoài cùng b. Phân nhóm phụ B - Gồm các nguyên tố họ d, f + Nhóm IIIB: ns 2 (n – 1)d 1 + Nhóm IVB: ns 2 (n – 1)d 2 + Nhóm VB: ns 2 (n – 1)d 3 + Nhóm VIB: ns 2 (n – 1)d 4 → ns 1 (n- 1)d 5 (bán bão hòa sớm) + Nhóm VIIB: ns 2 (n – 1)d 5 + Nhóm VIIIB: ns 2 (n – 1)d 6,7,8 + Nhóm IB: ns 2 (n – 1)d 9 → ns 1 (n – 1)d 10 (bão hòa sớm) 9 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương + Nhóm IIB: ns 2 (n – 1)d 10 - Mỗi phân nhóm có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn + Riêng PNP VIIIB có 9 nguyên tố + PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2), mỗi phân nhóm gồm 1 nguyên tố lantanoit 6s 2 5f 1 – 14 và 1 nguyên tố actinoit 7s 2 5f 1 – 14 - Bắt đầu từ chu kỳ IV - Số thứ tự PNP = tổng số electron ở lớp ngoài cùng (trên ns) và phân lớp ngoài cùng (trên (n - 1)d) 4. Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong bảng HTTH a. Biết vị trí nguyên tố trong HTTH → công thức e nguyên tử của nguyên tố Ví dụ: Se: STT = 34 → Z = 34 Chu kỳ 4 → n = 4 Nhóm VIA → 4s 2 4p 4 → công thức electron nguyên tử: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 b. Biết công thức e nguyên tử → vị trí nguyên tố trong HTTH Ví dụ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 4d 10 Z = Σe = 47 Electron hóa trị: 5s 1 4d 10 → X ở chu kỳ 5, PNP IB → nguyên tố là Ag III. CẤU TRÚC ELECTRON NGUÊN TỬ VÀ SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo 3 chiều: ngang, dọc và một phần nhỏ theo đường chéo. - Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau → tính chất hóa học tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do 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 một chu kỳ: từ trái sang phải, 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 1. Bán kính nguyên tử và ion r - Đám mây điện tử là vô cùng nên không thể xác định bán kính nguyên tử hay ion một cách chính xác. - Quy ước: + coi nguyên tử hay ion như những hình cầu + hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau + Bán kính (hiệu dụng) 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 → bán kính hiệu dụng r phụ thuộc: + bản chất nguyên tử + đặc trưng liên kết + trạng thái tập hợp của chất a. Bán kính nguyên tử 10 [...]... trên xuống Chương III LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ I NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC Lý thuyết về liên kết hóa học là một trong những vấn đề trung tâm của hóa học hiện đại vì có biết được bản chất tương tác giữa các tiểu phân, nghĩa là biết được liên kết hóa học tạo thành giữa các tiểu phân trong tương tác thì mới hiểu được những vấn đề cơ bản của hóa học như: tính đa dạng của vật... 11 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương - 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 5 Số oxi hóa - Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó tạo nên trong phân tử - Số oxi hóa: là điện tích dương hay... của dung dịch  Tăng độ tan trong dung môi  Trong sinh học, liên kết hydro giúp tạo các cấu trúc bậc cao cho glucid, protid… 29 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 30 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương 31 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương tS = 78,50C tS = -24,80C 32 ... Nguyên tắc xác định số oxi hóa: + Số oxi hóa của nguyên tử tự do = 0 + Số oxi hóa của ion đơn giản, tạo thành từ một nguyên tử = điện tích của nó + Số oxi hóa của nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị = điện tích của nguyên tử đó khi xem cặp e liên kết chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn + Số oxi hóa của kim loại kiềm bằng +1 + Số oxi hóa của oxi thường bằng -2 + Số oxi hóa của hydro thường bằng... thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị b Nội dung cơ bản của phương pháp VB về liên kết cộng hóa trị: • Liên kết cộng hóa trị cơ sở trên cặp e ghép đôi có spin ngược dấu và thuộc về đồng thời cả hai nguyên tử tương tác (liên kết 2e – 2 tâm) 19 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương • Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ lẫn nhau giữa các AO hóa trị của các nguyên tử tương tác (sự... Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương C6H6 bậc liên kết = 1,5 d Các tính chất của liên kết cộng hóa trị • Khả năng tạo liên kết và tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị Dựa vào cơ chế tạo liên kết ta có thể biết được khả năng tạo liên kết cộng hóa trị của một nguyên tố Có 2 cơ chế tạo liên kết:  Cơ chế ghép đôi: liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ của 2 AO hóa trị chứa e độc thân... hóa trị nói chung (theo cả hai cơ chế góp chung và cho nhận) được quyết định bởi số AO nói chung (AO trống, AO chứa electron độc thân và AO chứa cặp electron ghép đôi)  Tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn AO hóa trị nên chỉ có khả năng tạo số giới hạn liên kết cộng hóa trị Đó là tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị • Tính định hướng và sự lai hóa. .. Miền năng lượng chứa các e hóa trị gọi là miền hóa trị  Miền năng lượng không chứa các e, nằm trên miền hóa trị gọi là miền dẫn  Nếu miền hóa trị và miền dẫn không che phủ nhau, khoảng cách giữa hai miền gọi là miền cấm 4 Áp dụng thuyết miền năng lượng để giải thích tính dẫn điện của chất rắn a Kim loại 27 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương • Trong kim loại, miền hóa trị và miền dẫn che phủ... số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0 - Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm - 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: Nguyên tố phân nhóm chẵn có các số oxi hóa chẵn bền hơn hẳn các số oxi hóa lẻ Nguyên tố phân nhóm lẻ có các số oxi hóa lẻ bền hơn hẳn các số oxi hóa chẵn... Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương • Điều kiện để lai hóa bền √ Năng lượng của các AO tham gia lai hóa xấp xỉ nhau √ Mật độ e của các AO tham gia lai hóa đủ lớn √ Liên kết tạo thành đủ bền → Trong một chu kỳ: ∆Ens - np↑: khả năng LH ↓ Li Be B C N O F Ne ∆E2s – 2p (eV) 1.9 2.8 5.7 8.1 11.4 18.9 22.6 26.8 Trong một phân nhóm: kích thước nguyên tử ↑ → khả năng LH ↓ • Các kiểu lai hóa thường gặp: sp, sp2, . xuống. Chương III. LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC Lý thuyết về liên kết hóa học là một trong những vấn đề trung tâm của hóa học hiện đại vì có biết được. của Newton trong cơ học cổ điển. 4 Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương • Theo cơ học lượng tử, việc nghiên cứu cấu trúc của các hệ vi mô chẳng qua là việc giải phương trình sóng Schrödinger. phần cụ thể của hợp chất. 5. Số oxi hóa - Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên tố đó tạo nên trong phân tử. - Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của