CHƯƠNG 1 - Xác định được bộ 4 số lượng tử từ cấu hình e. Từ cấu hình e xác định được bộ 4 số lượng tử của e có mức năng lượng cao nhất. - Cách viết cấu hình e của nguyên tử nhiều e. - Đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng + Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là 8e.
Các nguyên tử có 8 e lớp ngòai cùng đều rất bền vững, chúng không tham gia vào các phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử khí hiếm. + Các nguyên tử có 1, 2, 3 e lớp cùng là những nguyên tử kim loại. + Các nguyên tử có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim.
+ Các nguyên tử có 4 e ở lớp ngoài cùng có thể là kim loại hoặc phi kim. - Định luật tuần hoàn: Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. Trình bày các nguyên lý vững bền, nguyên lý loại trừ Pauli và qui tắc Hun. Trình bày nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng HTTH.
Trình bày đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng. Tính số e tối đa trong phân lớp 3d và lớp L và N. E cuối (e có năng lượng cao nhất) của các nguyên tố A và B được đặc trưng bởi các số lượng tử sau: A n=2 l=0 m=0 mS = +1/2 B n=2 l=0 m=0 mS = -1/2 C n=2 l=1 m=0 mS = +1/2 D n=2 l=1 m = -1 mS = +1/2 Xác định tên của các nguyên tố A, B, C, D. Cho cấu hình của nguyên tử X : 1s22s22p63s23p4.
Hỏi: a) Xác định vị trí của X trong BHTTH. b) X Là kim loại hay phi kim? Vì sao? c) Nguyên tử dễ nhường hay nhận e trở thành ion? Viết cấu hình của ion? 7. Từ cấu hình 1s22s22p63s23p64s2 hãy xác định bộ 4 số lượng tử. Nguyên tử A có phân lớp mức năng lượng ngoài cùng là 3p5.
Nguyên tử B có phân lớp mức năng lượng ngoài cùng 4s2. Xác định vị trí của A, B trong bảng tuần hoàn. Các nguyên tố A, B, C có cấu hình e ở lớp ngoài cùng lần lượt là 3s 3p , 3s23p4, 2s22p2. 2 1 Hãy xác định vị trí (số thứ tự, chu kì, nhóm) và tên của A, B, C.
a) Viết cấu hình e của các nguyên tố có số hiệu nguyên tử lần lượt là 8, 18, 25, 28, 30. b) Xác định vị trí của chúng trong bảng HTTH. c) Nguyên tố nào là kim loại? Phi kim? Khí hiếm? d) Xác định bộ 4 số lượng tử. Đáp án: SHNT a) Cấu hình e b) Vị trí c) Xác định d) Bộ 4 số lượng 14 nguyên tố tử Chu kỳ 2 n = 2; l = 1 Z= 8 1s22s22p4 Phi kim Nhóm VIA ml = +1; mS = -1/2) Chu kỳ 3 n = 3; l = 1 Z= 18 1s22s22p63s23p6 Khí hiếm Nhóm VIIIA ml = -1; mS = -1/2) Chu kỳ 4 n = 3; l = 2 Z= 25 1s22s22p63s23p64s23d5 Kim loại Nhóm VIIB ml = -2; mS = +1/2) Chu kỳ 4 n = 3; l = 2 Z= 28 1s22s22p63s23p64s23d8 Kim loại Nhóm VIIIB ml = 0; mS = -1/2) Chu kỳ 4 n = 3; l = 2 Z= 30 1s22s22p63s23p64s23d10 Kim loại Nhóm IIB ml = -2; mS = -1/2) 15 CHƯƠNG 2: CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC Mã chương: 02 GIỚI THIỆU Liên kết hóa học có bản chất điện (vì rằng cơ sở tồn tại mọi liên kết hóa học đều là lực hút giữa các hạt điện tích và các e nguyên tử).
E tham gia liên kết thường ở những phân lớp ngoài cùng: ns, nsnp, (n-1)dns, (n-2)f. Những e tham gia liên kết gọi là e hóa trị. Phân tử của hợp chất hoá học được tạo nên nhờ sự chuyển e hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia, nguyên tử mất e biến thành ion dương (gọi là cation) và nguyên tử thu e biến thành ion âm (gọi là anion) rồi các ion mang điện tích ngược dấu đó hút nhau và lại gần nhau. MỤC TIÊU - Trình bày được cấu tạo phân tử.
- Phân biệt được các loại liên kết hóa học. - Trình bày được khái niệm và vận dụng giải thích sự hình thành liên kết cộng hóa trị, liên kết ion, liên kết kim loại và liên kết hiđro. - Giải thích được hóa trị của một số nguyên tố theo thuyÕt liªn kÕt ho¸ trÞ (VB). - Vẽ giản đồ năng lượng MO đối với các phân tử C2, O2, F2, NO, CO, CN.
- So sánh được ưu, nhược điểm của thuyết VB và MO. - Giải được các dạng bài tập về thuyết VB và MO. - Rèn luyện khả năng tự học, tự nghiên cứu và phân tích các vấn đề liên quan đến cấu tạo nguyên tử và phân tử theo thuyết VB và MO. - Thái độ học tập nghiêm túc, tích cực, chủ động xây dựng bài.
Cấu tạo phân tử Phân tử là hạt đại diện cho chất. Một phân tử có thể có 1 nguyên tử (như phân tử sắt) hoặc nhiều nguyên tử cùng loại (phân tử Oxy). Phân tử cũng có thể chứa nhiều nguyên tử khác loại (như phân tử nước). Bình thường, phân tử cũng không nhiễm điện.
Khi có phản ứng hóa học các nguyên tố trong các phân tử tách rời nhau, kết hợp lại với nhau theo cách khác, tạo ra các phân tử loại khác (chất khác) (2-4). 16 VD: Phân tử nước (H2O) là một ví dụ điển hình. Phân tử nước được cấu tạo từ 3 nguyên tử: 2 nguyên tử hydrogen và 1 nguyên tử oxygen. Liên kết hóa học 2.
Liên kết ion Phân tử của hợp chất hoá học được tạo nên nhờ sự chuyển e hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia, nguyên tử mất e biến thành ion dương (gọi là cation) và nguyên tử thu e biến thành ion âm (gọi là anion) rồi các ion mang điện tích ngược dấu đó hút nhau và lại gần nhau. Nhưng khi đi đến rất gần nhau, giữa những ion đó xuất hiện lực đẩy sinh ra bởi tương tác giữa vỏ e của các ion. Lực đẩy đó càng tăng lên khi các ion lại càng gần nhau đến lúc lực đẩy bằng lực hút, các ion đừng lại và ở cách nhau một khoảng nhất định. Như vậy tương tác giữa các ion trong phân tử là tương tác tĩnh điện.
Quá trình tạo nên phân tử NaCl ở trạng thái khí từ các đơn chất có thể biểu diễu như sau: Na + Cl Na+ + Cl 2s22p63s1 2s22p63s23p5 2s22p6 3s23p6 Quá trình tạo nên phân tử MgCl2 có thể biểu diễu như sau: Cl + Mg + Cl Cl + Mg++ Cl + 3s23p5 2s22p63s2 3s23p5 3s23p6 2s22p6 3s23p6 Những hợp chất được tạo nên bằng cách như vậy gọi là hợp chất ion. Kiểu liên kết hoá học trong các phân tử đó gọi là liên kết ion (đôi khi còn gọi là liên kết dị cực). Năng lượng của liên kết ion Năng lượng của một liên kết hoá học nói chung bằng năng lượng cần cung cấp cho phân tử để làm đứt liên kết đó. Năng lượng của liên kết ion là năng lượng cần cung cấp cho phân tử ion ở trạng thái khí để phân huỷ phân tử thành 2 nguyên tử ở trạng thái khí.
Khi 1, 7 liên kết ion 2. Liên kết cộng hóa trị Năm 1916 nhà hoá học người Mĩ là Liuyt (G.Lewis, 1875 – 1946) xuất phát từ chỗ các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình e bền của khí hiếm 17 nhưng cho rằng liên kết được tạo nên bằng cách nguyên tử đưa ra những e hoá trị của mình để tạo thành 1, 2 hay 3 cặp e chung giữa 2 nguyên tử. Ví dụ: Kiểu liên kết này gọi là liên kết cộng hoá trị hay liên kết nguyên tử. Trong CTCT của phân tử, người ta ký hiệu cặp e chung đó bằng vạch ngang, gọi là vạch hoá trị.
Ví dụ Cl – Cl, H – Cl, mỗi vạch hoá trị chỉ 1 liên kết cộng hoá trị. Liên kết cộng hóa trị không phân cực Nếu phân tử hai nguyên tử gồm các nguyên tử của một nguyên tố, VD như các phân tử N2, O2, Cl2, H2…thì cặp e chung giữa hai nguyên tử tạo nên liên kết thuộc về 2 nguyên tử đó với mức độ như nhau, liên kết cộng hóa trị đó là liên kết không có cực. Khi 0 0, 4 liên kết cộng hóa trị không phân cực. Liên kết cộng hoá trị có cực Nếu cặp e chung một phần nào dịch về một trong hai nguyên tử liên, kết, liên kết cộng hóa trị đó gọi là liên kết có cực.
VD: HCl, NH3 Thật ra không có một ranh giới rõ rệt giữa liên kết cộng hoá trị và liên kết ion. Có thể hình dung trong bất kỳ trường hợp nào, mỗi một liên kết hoá học được tạo nên trước tiên bằng những cặp e, những cặp này sẽ dùng chung cho 2 nguyên tử liên kết hoặc dịch về hoặc chuyển hẳn về một trong 2 nguyên tử đó. VD: F2 , HF , NaF F:F H :F Na : F không cực có cực ion Khi 0, 4 1, 7 liên kết cộng hóa trị có phân cực 2. Liên kết cho - nhận Trong nhiều trường hợp, cặp e chung của liên kết cộng hoá trị không phải do 2 nguyên tử cùng góp chung mà chỉ do 1 nguyên tử đưa ra.
Kiểu liên kết 18 cộng hoá trị được tạo nên bằng cách như vậy gọi là liên kết cho - nhận hoặc liên kết phối trí. VD: Các phân tử H2O, NH3 có thể kết hợp với ion H+ tạo nên các ion H3O+, NH 4 theo sơ đồ: H:O:H + H+ H:O:H H H H H : N : + H+ H : N : H H H Chất cho cặp e ở đây là nguyên tử O trong phân tử H2O, nguyên tử N trong phân tử NH3, chất nhận cặp e trong cả 2 trường hợp là ion H+. Để phân biệt với liên kết cộng hoá trị bình thường (góp chung e ), trong công thức cấu tạo của ion hay phân tử người ta dùng mũi tên để chỉ liên kết cho - nhận. Liên kết hóa học 2.
Thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB) Liên kết được hình thành do sự ghép đôi các điện tử độc thân vào orbitan chung của phân tử theo nguyên tắc spin đối song, lúc đó xảy ra sự xen phủ của các đám mây hoá trị làm mật độ e giữa 2 hạt nhân tăng lên (năng lượng hệ thống giảm) liên kết được hình thành. Theo thuyết VB hoá trị của nguyên tố chính là số liên kết mà 1 nguyên tử nguyên tố đó có thể tạo nên. Nó bằng số e độc thân mà nguyên tử có.