CHƯƠNG 1 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ Mục tiêu 1. Hiểu được thành phần nguyên tử, số khối, điện tích, nguyên tố, đồng vị, quan hệ giữa khối lượng và năng lượng 2. Hiểu được tính chất chung của hệ lượng tử 3. Khái niệm về obitan (AO) và ý nghĩa 4 số lượng tử 4.
Viết được cấu hình electron và nguyên tắc về cấu hình electron 5. Hiểu được các định luật cơ bản trong hóa học 1. Thành phần nguyên tử - Nguyên tử của các nguyên tố hóa học gồm một hạt nhân mang điện tích dương và các electron (điện tử) chuyển động xung quanh hạt nhân và mang điện tích âm - Hạt nhân nguyên tử gồm 2 loại hạt ➢ Hạt proton (p) mang điện tích dương ➢ Hạt notron (n) không mang điện 1. Thành phần nguyên tử Đơn vị Hạt Kí hiệu Điện tích (C) Khối lượng (g) điện tích Electron e -1,602 10-19 -eo 9,109 10-28g Proton p +1,602 10-19 +eo 1,672 10-24g Nơtron n 0 0 1,675 10-24g ➢ Số hạt proton = số hạt electron nhưng có điện tích trái dấu ➢ Khối lượng nguyên tử tập trung chủ yếu ở hạt nhân 1.
Điện tích hạt nhân, số khối ❖ Điện tích hạt nhân Z Điện tích hạt nhân là do điện tích hạt proton quyết định Z = số hạt proton = số hạt eletron = điện tích hạt nhân ❖ Số khối A Tổng số hạt proton (Z) và số hạt notron (N) trong hạt nhân gọi là số khối A=N+Z ➢ Trong tự nhiên số notron (n) và số proton (p) thường là p n 1,5 p ( Trừ 11H không có nơtron) 1. Nguyên tố hóa học. Đồng vị ❖ Nguyên tố hóa học là tập hợp các dạng nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân ❖ Đồng vị của một nguyên tố hóc học là số proton giống nhau nhưng khác nhau về số notron, do đó số khối (A) khác nhau ❖ Kí hiệu nguyên tử: A Z X Ví dụ: Oxy có 3 đồng vị :168O, 178O, 188O Ví dụ: Nguyên tố clo có 2 đồng vị 3517Cl (75%), 3717Cl (25%). Hãy xác định nguyên tử khối trung bình của Cl 35.
Hệ thức liên hệ giữa khối lượng và năng lượng ❖Đối với hạt nhân, sự biến thiên về khối lượng ∆𝑚 luôn kèm theo sự biến thiên về năng lượng ∆𝐸 liên kết hạt nhân và được tính theo hệ thức.mn]- mhạt nhân ❖ Năng lượng liên kết riêng hạt nhân ∆𝐸 ∆𝐸𝑟 = 𝐴 1. Động học các quá trình phóng xạ. Tốc độ phóng xạ • Quá trình phóng xạ là một phản ứng bậc 1 và được tính theo công thức.𝑡 𝑁𝑡 • Chu kỳ bán hủy (t1/2) 𝑙𝑛2 0,693 t1/2 = = 𝑘 𝑘 1. Obitan nguyên tử AO (đám mây điện tử) Hàm sóng ψn,l,ml(r,𝜃, 𝜑), nghiệm của phương trình schroedinger mô tả những trạng thái khác nhau của đơn electron trong nguyên tử gọi AO Trong đó n, l, ml , ms là những số lượng tử chính, số lượng tử phụ, số lượng tử từ, số lượng tử spin • Mây electron: là xác suất tìm thấy điện tử ở những thời điểm khác nhau trong không gian 1.
Obitan nguyên tử AO (đám mây điện tử) ❖ Hình dạng của các đám mây AO-s là hình cấu, AO-p là hình số 8, AO-d là hình hoa thị 4 cánh 1. Các số lượng tử a. Số lượng tử chính n 13,6 Năng lượng của electron En = - 2 Z trong nguyên tử hydro n phụ thuộc vào số lượng tử chính n n 1 2 3 4 5. Mức năng lượng (Lớp K L M N O.
AO) → số lượng tử chính = số lớp AO ví dụ. Các số lượng tử b. Số lượng tử phụ. Phân lớp electron Số lượng tử phụ l (l = 0, 1, 2, 3, ., n-1) đặc trưng cho trạng thái của eletron l 0 1 2 3 Phân lớp AO s p d f 1.
Các số lượng tử c. Số lượng tử từ ml Số lượng tử thứ 3 đặc trưng cho AO là số lượng tử từ ml (ml = -l,. Như vậy một giá trị l có (2l+1) giá trị ml l 0 1 2 ml 0 -1 0 1 -2 -1 0 +1 +2 Ký hiệu s px py pz dz2 dxz dyz dxy dx2-y2 AO 1. Các số lượng tử • Số lượng tử spin ms: - Đặc trưng cho hai hướng chuyển động quay (spin) của electron - ms chỉ có hai giá trị là -1/2 và +1/2 1 1 ms = + ms = - 2 2 1.
Các số lượng tử Ví dụ 1: Xác định 4 số lượng tử ứng với electron cuối cùng của nguyên tố có Z = 17 (3p5) → n = 3, l = 1, -1 0 +1 1 ml = 0, ms = - 2 ↑↓ ↑↓ ↑ ví dụ 2: Cho biết electron có 4 số lượng tử dưới đây thuộc lớp nào? phân lớp nào? eletron thứ mấy thuộc phân lớp nào? 1 n =3, l = 1, ml = -1, ms = - 2 → n = 3 thuộc lớp thứ 3 (lớp M) 1 l = 1 → phân lớp p, ml = -1, ms = - → 3p4 2 2. Cấu hình electron • Sự phân bố electron trên các trạng thái eletron với các số lượng tử n, l khác nhau trong nguyên tử gọi là cấu hình • Có hai cách biểu diễn cấu hình Cách 1: dùng ký hiệu nlx Cách 2: Dùng ô lượng tử ⎕ 2. Cấu hình electron a. Nguyên lý Pauli Trong một nguyên tử (hay phân tử), không thể có hai hay nhiều electron trạng thái của chúng được đặc trưng bởi 4 số lượng tử như nhau.
• Trong một orbital nguyên tử chỉ có thể có tối đa 2 electron có spin ngược chiều nhau 2. Cấu hình electron b. Nguyên lý vững bền Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng từ thấp đến những trạng thái năng lượng cao hơn Thứ tự tăng dần các mức năng lượng trong nguyên tử: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s… ví dụ: O (Z=8), N (Z = 7) O: 1s22s22p4 N : 1s22s22p3 2. Cấu hình electron c.
Qui tắc Hund Trong một phân lớp, các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại, tức là số electron độc thân spin cùng dấu. Cấu hình electron d. Cấu hình electron Khi các eletron được phân bố vào các AO khác nhau ta được cấu hình của nguyên tử Mg (Z = 12):1s2 2s2 2p6 3s2 → [Ne] 3s2 nguyên tố s P (Z = 15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 → [Ne] 3s23p3 nguyên tố p Fe (Z = 26):1s22s22p63s23p64s23d6→[Ar]4s23d6→ nguyên tố d Bài tập: Viết cấu hình của các nguyên tố có Z = 12, 17, 24? 2. Cấu hình electron Những cấu hình có số điện tử bão hòa hay bán bão hòa là những cấu hình bền về phương diện năng lượng Bão hòa: s p d f 2e 6e 10e 14e Bán bão hòa: s p d f 1e 3e 5e 7e chú ý: ns2 (n-1)d9 → ns1 (n-1)d10 (bão hòa gấp) ns2 (n-1)d4 → ns1 (n-1)d5 (bán bão hòa gấp) Ví dụ: Cu (Z = 29):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 → [Ar] 4s1 3d10 Cr (Z = 24):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 → [Ar] 4s1 3d5 2.
Cấu hình electron • Cấu hình của ion dương Nguyên tử có 1, 2, 3 e ngoài cùng có khả năng nhừơng e ngoài cùng để tạo thành cấu hình bền vững (ion dương) M → Mn+ + ne Ví dụ: viết cấu hình của Fe, Fe2+,Fe3+ Fe (Z = 26):1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 →[Ar] 3d64s2 Fe2+ : [Ar] 3d6, Fe3+ : [Ar] 3d5 Bài tập: Hãy viết cấu hình của Cr và Cr2+ và Cr3+ biết ZCr = 24 2. Cấu hình electron Cấu hình ion âm Nguyên tử có 5,6,7 e ngoài cùng có khả năng nhân thêm 3, 2, 1 e để trở thành cấu hình bền vững (ion âm) X + ne → Xn- ( n = 3, 2, 1 ) ví dụ: viết cấu hình của S và S-2 S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 →[Ne] 3s23p4 S-2: [Ne] 3s23p6 Bài tập: Viết cấu hình electron của Cl và Cl-. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN a. Nội dung: Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố.
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN b. Ý nghĩa của định luật tuần hoàn - Khi điện tích hạt nhân nguyên tử tăng thì cấu tạo lớp vỏ electron của nguyên tử (đặc biệt là lớp ngoài cùng) được lặp lại tuần hoàn. - Vì cấu trúc lớp vỏ electron của nguyên tử quyết định đến tính chất của chúng nên sự lặp lại về cấu trúc vỏ nguyên tử đã dẫn đến sự lặp lại về tính chất của các nguyên tố 3. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN - Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố gồm 7 chu kỳ và 8 nhóm.
Mỗi nhóm được phân ra thành phân nhóm chính (nhóm A) và phân nhóm phụ (nhóm B) 3. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN 3. Chu kỳ Chu kỳ gồm những nguyên tố có số lớp điện tử giống nhau được xếp thành một hàng ngang - Chu kỳ 1: gồm hai nguyên tố là H (Z = 1) và He (Z =2) - Chu kỳ 2: gồm 8 nguyên tố bắt đầu là Li (Z = 3) và kết thúc là Ne (Z = 10) - Chu kỳ 3: gồm 8 nguyên tố bắt đầu là nguyên tố Na (Z = 11) và kết thúc là nguyên tố Ar (Z = 18) - Chu kỳ 4 và 5 mỗi chu kỳ gồm 18 nguyên tố. Ngoài 8 nguyên tố nhóm A còn 10 nguyên tố nhóm B (những nguyên tố chuyển tiếp) 3.
HỆ THỐNG TUẦN HOÀN 3. Chu kỳ - Chu kỳ 6 gồm 32 nguyên tố gồm 8 nguyên tố nhóm A và 24 nguyên tố nhóm B (chuyển tiếp) gồm d10 và f14 - Chu kỳ 7 chưa hoàn thành Kết luận: - Chu kỳ 1,2,3 gọi là chu kỳ nhỏ - Chu kỳ 4,5,6,7 gọi là chu kỳ lớn - Số thứ tự chu kỳ bằng số lớp 3. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN Số chu kỳ Số nguyên tố Cấu hình điện tử Đặc điểm Chu kỳ 1 2 1s Chu kỳ 2 8 2s 2p Chu kỳ nhỏ Chu kỳ 3 8 3s 3p Chu kỳ 4 18 3d 4s 4p Chu kỳ 5 18 4d 5s 5p Chu kỳ lớn Chu kỳ 6 32 4f 5p 5d 6s Chu kỳ 7 24 ? 3. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN 3.
Nhóm, nhóm A, nhóm B ❖ Nhóm là một cột gồm những- nguyên tố có số điện tử hóa trị bằng nhau.