Phần 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ, ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN, LIÊN KẾT HOÁ HỌC. A.CẤU TẠO NGUYÊN TỬ I. Thành phần cấu tạo nguyên tử 1. Nguyên tử gồm hạt hân mang dienẹ tích dương nằm ở tâm nguyên tử, có kích thước rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử. Các electron chuyển động toạ ra lớp vỏ nguyên tử. Hạt nhân gồm các hạt proton và nơtron. Như vậy nguyên tử được cấu tạo bởi các hạt cơ bản là: electron và nơtron. 2. Đặc điểm về điện tích và khối lượng của hạt proton, electron, nơtron: Hạt nơtron không mang điện tích, hạt electron mang điện tích âm (-1), hạt proton mang điện tích dương (+1). Khối lượng của hạt proton và nơtron xấp xỉ nhau và gần bằng 1u (đvC), khối lượng của hạt electron không đáng kể so với hạt p, n. Như vậy, khối lượng của nguyên tử tập trung phần lớn ở hạt nhân nguyên tử, khối lượng của các hạt electron không đáng kể (hạt nhân là hạt có khối lượng riêng rất lớn). 3. Số khối hạt nhân nguyên tử, ký hiệu là A bằng tổn số proton (Z) và nơtron (N). 4. Quan hệ giữa số khối, số proton, số electron và số nơtron trong một nguyên tử. Số proton = số electron = số hiệu nguyên tử = số điện tích hạt nhân = số thứ tự của nguyên tố (Z). A = Z + N. Trong nguyên tử các nguyên tố (Z: từ 1 đến 82) :1,5 > N/Z ≥ 1 (trừ đồng vị 1 1 H ). 5. Đồng vị. Biể thức tính nguyên tử khối trung bình. Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác số nơtron, do đó số khối A khác nhau, được gọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố. Biểu thức tính NTKTB: 100 aA bB A + = ; trong đó A là NTKTB; A, B là NTK của đồng vị A, B; a, b là thành phần phần trăm số nguyên tử của đồng vị A, B. II. Vỏ nguyên tử 1. Obitan nguyên tử a. Trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân nguyên tử không theo một quy đạo nào cả. Khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có mặt (xác suất tìm thấy) electron khoảng 90% được gọi là Obitan nguyên tử. Obitan nguyên tử được kí hiệu là AO. b. Khi chuyển động trong nguyên tử , các electron có thể chiếm những mức năng lượng khác nhau đặc trưng cho trạng thái chuyển động của nó. Những electron chuyển động gần hạt nhân hơn, chiếm những mức năng lượng thấp hơn, tức là ở trạng thái bền hơn, những electron chuyển động ở xa hạt nhân có mức năng lượng cao hơn. Dựa trên sự khác nhau về trạng thái của electron trong nguyên tử, người ta phân laọi thành các obitán, obitan p, obitan d và obitan f. c. Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử. Obitan p gồm 3 onitan p x , p y , p z , có dạng hình số tám nổi, hướng theo 3 trục z, y, z trong không gian. Các obitan d và f có hình dạng phức tạp hơn. 2. Sự phân bố các electron trong nguyên tử. a. Tong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp. Các electron trên cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Những electron ở lớp bên trong liên kết với hạt nhận bền chặt hơn ở lớp bên ngoài. Do đó năng lượng của electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Vì vậy năng lượng của electron chủ yếu phụ thuộc vào số thứ tự của lớp. Thứ tự các lớp electron được ghi bằng số nguyên tử n = 1, 2, 3, …. 7 ứng với tên lớp K, L, M, … Q. b. Mỗi lớp electron phân chia thành các lớp, được ký hiệu bằng các chữ cái viết thường: s, p, d, f. Các electron trên cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau. Số phân lớp trên mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó (lớp thứ n có n phân lớp). Tuy nhiên, trên tựhc tế với hơn 110 nguyên tố chỉ có electron điền vào 4 phân lớp là s, p, d, f. Các electron thuộc phân lớp s được gọi là electron s, phân lớp p được gọi là electron p,… c. Số obitan trong một 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. 3. Năng lượng các electron và cấu hình electron a. Trật tự các mực năng lượng AO nguyên tử: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d…. b. Sự phân bố các electron trong nguyên tử tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bền và quy tắc Hund. Nguyên lí Pauli: trên 1 AO chỉ có thể có nhiều nhất là 2 eletron và 2 electron này chuyển động tự quay khác chiều nhau. Nguyên lí vững bền: ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt những AO có mức năng lượng từ thấp đến cao. Quy tắc Hund: trong cùng một phân lớp, các electrn sẽ phân bố trên các AO sao cho số electron độc than là lớn nhất và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau. c. Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khắc nhau. B. BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC. I. Bảng tuần hoàn 1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuần hoàn: Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của diện tích Các nguyên tố cùng số lớp electron trong nguyên tử được xếp thành một hàng. Các nguyên tố có số electron hoá trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành một cột. 2. Cấu tạo của bảng tuần hoàn a. Ô nguyên tố Mỗi nguyên tố được sắp xếp vào một ô. Số thứ tự của nguyên tố đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố. Như vậy dựa vào số thứ tự của nguyên tố xác định được số hiệu nguyên tử, số electron, số proton của nguyên tử. b. Chu kì Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. Số thứ tự của chu kì bằng số lớp electron. Như vậy khi biết nguyên tố nằm ở chu kì nào sẽ biết số lớp electron của nó bằng bao nhiêu. Thí dụ: tất cả cá nguyên tố thuộc chu kì 3, nguyên tử đều có 3 lớp electron. Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì: chu kì 1 đặc biệt, chu kì 7 chưa hoàn thành II. Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố hoá học. 1. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của các nguyên tố nhóm A. 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 Như vậy ta thấy electron cuối cùng của nguyên tử các nguyên tố nhóm A là electron s hoặc p. Các nguyên tố nhóm A đều là các nguyên tố họ s và họ p. Các nguyên tố nhóm IA và IIA là các nguyên tố họ s, các nguyên tố từ nhóm IIA đến VIIIA là các nguyên tố họ p. 2. Cấu hình electron của nguyên tử các nguyên tố nhóm B IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB (n-1)d 1 ns 2 (n-1)d 2 ns 2 (n-1)d 3 ns 2 (n-1)d 4 ns 2 (n-1)d 5 ns 2 (n-1)d x ns 2 x:6,7,8 (n-1)d 10 ns 2 (n-1)d 10 ns 2 Như vậy, đối với các nguyên tố nhóm B, electron cuối cùng đang được điền vào phân lớp d. Đây đều là các nguyên tố họ d. III. Sự biến đổi tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố. 1. Tính kim loại, phi kim. a. Tính kim loại là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ mất electron để trở thành ion dương. Nguyên tử càng dễ mất electron tính kim loại của nguyên tố càng mạnh. Tính phi kim là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ thu electron để trở thành ion âm. Nguyên tử càng dễ thu electron tính phi kim càng mạnh. b. Trong một chu kì theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân, tính kim loại giảm dần, đồng thời tính phi kim mạnh dần. Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại của nguyên tố mạnh dần, đồng thời tính phi kim yếu dần. 2. Độ âm điện a. Độ âm điện của một nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử đó khi hình thành liên kết hoá học. b. Trong chu kì, khi đi từ trái sang phải theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, giá trị độ âm điện của các nguyên tố nói chung tăng dần. Trong một nhóm A, từ trên xuống theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, giá trị độ âm điện của các nguyên tử nói chung giảm dần. 3. Hoá trị của các nguyên tố Hoá trị cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi bằng số thứ tự của nhôm. Các phi kim tạo hợp chất khí với hidro. Đối với các phi kim: tổng hoá trị cao nhất trong hợp chất với oxi và hoá trị trong hợp chất với hidro bằng 8. 4. Oxi và hidroxit của các nguyên tố a. Trong chu kì, đi từ trái sang phải, tính bazơ của các oxit và hidroxit giảm dần, đồng thời tính axit tăng dần. b. Trong nhóm A, đi từ trên xuống dưới, tính bazơ của các oxit và hidroxit tăng dần, đồng thời tính axit giảm dần. IV. Quan hệ giữa vị trí, cấu tạonguyên tử và tính chất của các nguyên tố 1. Biết vịt rí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra cấu tạo nguyên tử và ngược lại: Số thứ tự của nguyên tố € Số electron , số proton. Số thứ tự của chu kì € Số lớp electron. Số thứ tự của nguyên tố nhóm A € Số electron lớp ngoài cùng. 2. Biết vị trí của nguyên tố có thể suy ra những tính chất hoá học cơ bản của nó: Xác định tính kim loại, phi kim: Các nguyên tố nhóm IA, IIA là những nguyên tố có tính kim loại mạnh. Xác định hoá trị cao nhất. Viết công thức oxit cao nhất, hidroxit tương ứng; hợp chất khí với hidro; So sánh tính chất với các nguyên tố xung quanh. C. LIÊN KẾT HOÁ HỌC I. Khái niệm 1. Liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để hình thành phân tử hay tinh thể. 2. Tại sao các nguyên tử khí hiếm lại tồn tại ở trạng thái đơn nguyên tử, còn các nguyên tử của các nguyên tố khác lại kết hợp với nhau để tạo tành phân tử hoặc tinh thể? Khi ở trạng thái đơn nguyên tử các nguyên tử khí hiếm bền hơn khi ở trong phân tử. Còn nguyên tử của các nguyên tố khác, khi ở trong phân tử hoặc tinh thể thường bền hơn ở trạng thái đơn nguyên tử. 3. Quy tắc bát tử: các nguyên tử liên kết với nhau để đạt được cấu hình bền vững tương tự các khi hiếm (với 8 electron lớp ngoài cùng hoặc 2 electron). Quy tắc bát tử dùng để giải thích sự hình thành liên kết trong những trường hợp đơn giản. II. Sự hình thành ion: 1. Ion là nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử mang điện tích. 2. Khi nguyên tử nhường electron thì trở thành ion dương (cation). Các nguyên tử kim loại (đặc biệt những kim loại mạnh) dễ nhường electron. Đối với các kim loại nhóm IA, IIA, IIIA thường nhường toàn bộ số electron lớp ngoài cùng, khi ấy các ion thu được có cấu hình bền vững của các khí hiếm. Với các nguyên tử kim loại nhóm B, thì thường nhường số electron lớp ngoài cùng (ns) và với một số electron của phân lớp (n-1)d. Các nguyên tử kim loại thường chỉ tạo ra ion dương với điện tích lớn nhất là 3 + . 3. Khi nguyên tử nhận electron thì trở thành ion âm (anion). Các nguyên tử phi kim thường dễ nhận electron để đạt được cấu hình tương tự các khí hiếm. Các phi kim càng mạnh càng dễ nhận electron. III. Các kiểu liên kết hoá học thường gặp: Liên kết ion. Liên kết cộng hoá trị Liên kết kim loại. 1. Liên kết ion Liên kết ion được hình thành nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Liên kết ion thường được hình thành giữa các nguyên tử kim loại mạnh và phi kim mạnh (giữa các kim loại nhóm IA, IIA và các halogen). Hợp chất được hình thành theo kiểu liên kết ion được gọi là hợp chất ion. 2. Liên kết cộng hoá trị Liên kết cộng hoá trị là liên kết hình thành giữa các nguyên tử bằng các electron dùng chung. Người ta phân biệt liên kết cộng hoá trị không phân cực, liên kết cộng hoá trị phân cực, liên kết cho nhận. Hợp chất được hình thành theo kiểu liên kết cộng hoá trị gọi là hợp chất cộng hoá trị. 3. Liên kết kim loại. Liên kết kim loại được hình thành nhờ lực hút giữa electron tự do và ion dương kim loại. Liên kết cho nhận. Liên kết kim loại chỉ xuất hiện trong tinh thể kim loại. 4. So sánh giữa liên kết kim loại và liên kết ion: Đều được hình thành nhờ lực hút tĩnh điện. Trong liên kết kim loại lực hút giữa electron tự do và ion dương, còn trong liên kết ion là lực hút giữa các ion trái dấu. 5. So sánh giữa liên kết kim loại và liên kết cộng hoá trị: Đều có sự tham gia của các electron hoá trị. Trong liên kết kim loại toàn bộ số electron hoá trị đều tham gia liên kết còn trong liên kết cộng hoá trị chỉ có một số electron hoá trị tham gia vào việc hình thành liên kết. 6. Độ âm điện và liên kết hoá học. Để đánh giá loại liên kết trong phân tử, một cách tương đối, người ta có thể dựa vào hiệu độ âm điện: Hiệu độ âm điện Loại liên kết Từ 0,0 đến < 0,4 Từ 0,4 đến < 1,7 ≥ 1,7 Liên kết cộng hoá trị không cực Liên kết cộng hoá trị có cực Liên kết ion 7. Sự phân cực của liên kết và sự phân cực của phân tử Độ phân cực của một liên kết chỉ phụ thuộc vào sự chênh lệch độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết. Sự chênh lệch độ âm điện càng lớn, liên kết càng phân cực. Độ phân cực của một phân tử còn phụ thuộc vào cấu trúc hình học của phân tử. Để xét phân tử cộng hoá trị phân cực hay không phân cực, ngoài việc xét các liên kết có phân cực không còn phải xét đến dạng hình học của phân tử nữa. 8. Liên kết đơn, đôi, ba. Liên kết xichma (σ) và liên kết pi (π) Liên kết giữa hai nguyên tử bằng 1 cặp, 2 cặp, 3 cặp electron dùng chung được gọi là liên kết đơn, đôi, ba. Liên kết σ được tạo thành bằng sự xen phủ bên. Liên kết π được tạo thành bằng sự xen phủ trục. Liên kết σ bền hơn liên kết π. Trong hợp chất hữu cơ; tất cả các liên kết đơn đều là liên kết σ; các liên kết đôi đều gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π; liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π. IV. Tinh thể 1. Tinh thể gồm các tiểu phân (nguyên tử, phân tử, ion) được sắp xếp một cách đều đặn theo một trật tự nhất định trong không gian tạo thành mạng tinh thể. 2. Có 4 kiểu mạng tinh thể: tinh thể nguyên tử; tinh thể phân tử; tinh thể ion; tinh thể kim loại. a. Các tiểu phân trong tinh thể ion là các ion dương và âm, chúng liên kết với nhau bằng liên kết ion. Đây là liên kết bền nên các tinh thể ion thường khá cứng, nhiệt độ nóng chảy cao. Thường tan nhiều trong nước, khi tan hoặc khi nóng chảy, chúng có khả năng dẫn điện. b. Các tiểu phân trong tinh thể nguyên tử là các nguyên tử trung hoà điện, chúng liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị. Đây là liên kết bền, nên các tinh thể nguyên tử khá cứng, nhiệt độ nóng chảy cao(điển hình là tinh thể kim cương). c. Các tiểu phân trong tinh thể phân tử là các phân tử trung hoà, chúng liên kết với nhau băng tương tác giữa các phân tử. Tương tác giữa các phân tử kém bền nên tinh thể phân tử dễ nóng chảy, dễ bay hơi. d. Các tiêu phân trong tinh thể kim loại là các ion dương kim loại và các electron tự do, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện. Liên kết kim loại là liên kết bền. Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khá cao, có độ cứng khá lớn. Đặc biệt, các tinh thể kim loại dẫn nhiệt và điện khi ở trạng thái rắn.