BÀI GIẢNG hóa đại CƯƠNG CHƯƠNG 1 cấu tạo NGUYÊN tử và hệ THỐNG TUẦN HOÀN các NGUYÊN tố hóa học

 Mô hình nguyên tử Bohr: Khi áp dụng quan niệm lượng tử năng lượng để xem xét cấu tạo quang phổ vạch của nguyên tử hiđro, nhà bác học Đan MạchNiels.Bohr đã đề xuất mô hình nguyên tử với

Proton mang điện tích dương, electron mang điện tích âm, nơtron trung hòađiện Điện tích của mỗi proton bằng điện tích của mỗi electron nhưng ngược dấu Trongmột nguyên tử số p bằng số e, nên nguyên tử trung hòa về điện Số thứ tự Z của nguyên

tố trong bảng hệ thống tuần hoàn đúng bằng số p của nguyên tử nguyên tố đó

Khối lượng của p gần bằng khối lượng của n và nặng gấp khoảng 1837 lần khốilượng của e, nên khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân (bảng 1.1)

Bảng 1.1: Một số đặc tính của proton, nơtron và eletron

Proton p 1,6727.10-27kg 1,007 đ.v.c (u) +1,602.10-19C

Electron e 9,1094.10-31kg 5,48.10-4 đ.v.c (u) -1,602.10-19C

1.1.2 Mẫu cấu tạo nguyên tử của Bohr

 Lượng tử năng lượng: Trước đây người ta coi năng lượng có tính chất liên tục,

quá trình phát và hấp thụ năng lượng có tính liên tục

Năm 1960, để giải thích các quy luật về hấp thụ và phát xạ của các vật đen tuyệtđối nhà vật lý học Đức M Planck đã phát biểu giả thuyết :

Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là không liên tục, mà gián

đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt - những lượng tử.

Năng lượng E của một lượng tử tỉ lệ với tần số bức xạ  và tuân theo hệ thứcPlanck:

V

E  

 : là hằng số Planck có giá trị bằng 6,6256.10-34 J.s

 Mô hình nguyên tử Bohr: Khi áp dụng quan niệm lượng tử năng lượng để xem

xét cấu tạo quang phổ vạch của nguyên tử hiđro, nhà bác học Đan MạchNiels.Bohr đã đề xuất mô hình nguyên tử với nội dung chính như sau:

a) Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo xác định

có bán kính xác định, khi quay trên các quỹ đạo đó năng lượng electron được bảo toàn.

b) Mỗi quỹ đạo ứng với một mức năng lượng electron Quỹ đạo gần nhân nhất ứng với mức năng lượng thấp nhất Quỹ đạo càng xa nhân ứng với mức năng lượng càng cao.

c) Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác thì xảy ra sự hấp thụ hoặc giải phóng năng lượng Electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ đạo gần nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo chiều ngược lại.

+ Không giải thích được cấu tạo của quang phổ của các nguyên tử phức tạp.

+ Không giải thích được sự tách các vạch quang phổ dưới tác dụng của điệntrường và từ trường

+ Về mặt tư tưởng lý thuyết các giả thuyết của Bohr có tính chất độc đoán

1.1.3 Mẫu cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử.

Hạt nhân mang điện tích dương của nguyên tử tạo nên xung quanh mình mộttrường điện từ mạnh, và ở trong đó các điện tử phân bố theo cách thức nhất định Sốđiện tử trong nguyên tử (bằng điện tích hạt nhân) cũng như sự phân bố chúng trongkhông gian quyết định tính chất hoá học của nguyên tố

Khi chuyển động trên một quỹ đạo kín, điện tử phải phát ra sóng điện từ Nóicách khác do thường xuyên mất đi năng lượng, nên nguyên tử không thể tồn tại lâu Nếu

sự chuyển động của các điện tử tuân theo các định luật của cơ học cổ điển và điện từhọc, thì tốc độ của nó giảm dần và nó phải chuyển động theo đường xoắn ốc, cuối cùngrơi vào hạt nhân

Đầu thế kỷ XX, khi nghiên cứu sự phát ra năng lượng bởi các vật thể được đốtnóng, năm 1900 Planck đi đến kết luận

“Năng lượng được phát ra hoặc được hấp thụ theo những lượng nhỏ riêng biệt

được gọi là lượng tử và chúng tỉ lệ với tần số giao động () của bức xạ”

E =  

 : hằng số planck (  = 6,63.10-34J.s)Nguyên tử không phát ra và không hấp thụ năng lượng khi các điện tử chỉchuyển động trên những quỹ đạo xác định (quỹ đạo dừng) Trạng thái này của nguyên

tử được coi là trạng thái bền

Quỹ đạo là quỹ đạo dừng, nếu điện tử ở trên nó có momen động lượng (mevr)bằng số nguyên (n) lần lượng tử năng lượng:

 n r v

Khi hấp thụ năng lượng, nguyên tử chuyển từ trạng thái bình thường sang trạngthái bị kích thích (ví dụ:  



H  ) Khi hấp thụ lượng nhỏ năng lượng, nguyên tử

bị kích thích có xu hướng giải phóng phần năng lượng dư, chuyển trở lại trạng thái bìnhthường (ví dụ: H    v  H ) Điều gì xảy ra khi đó cho bản thân nguyên tử ?

Lượng nhỏ năng lượng do nguyên tử hấp thụ được dùng để tăng năng lượng củađiện tử Điện tử nằm càng gần hạt nhân, nó liên kết với hạt nhân càng mạnh và có nănglượng càng nhỏ Vì vậy, năng lượng của điện tử ở quỹ đạo gần hạt nhân (E1) luôn nhỏhơn so với quỹ đạo xa hạt nhân (E2) (E1< E2), và hiệu giữa chúng hoàn toàn xác định :

 = E2 – E1 =  

Do đó, nguyên tử có thể hấp thụ những lượng nhỏ năng lượng không phải bất kỳ

mà hoàn toàn xác định Khi đó điện tử bị đẩy xa hạt nhân, “nhảy” đến những quỹ đạodừng xa hơn – nguyên tử bị kích thích

Các mức năng lượng mà giữa chúng xảy ra sự nhảy điện tử càng khác nhaunhiều về “độ cao”, thì tần số () của lượng tử năng lượng mà nó hấp thụ hoặc phát racàng lớn

Vì vậy, những bước nhảy của điện tử về mức thứ nhất có một vạch phổ ứng vớitần số cao và nằm trong vùng tử ngoại, khi điện tử nhảy từ các mức cao hơn về mức thứhai và mức thứ ba, thì trong phổ xuất hiện những vạch nằm trong vùng ánh sáng nhìnthấy, và cuối cùng là những vạch nằm trong vùng hồng ngoại của phổ ứng với sự nhẩy

về mức thứ tư và những mức tiếp theo Trong phổ học, các vạch này được kí hiệu là K,

mv

h



Trong đó,  : mô tả tính chất sóng

m : mô tả tính chất hạt

Ít năm sau, bằng thí nghiệm Davisson và Germer chứng minh rằng chùm e bịnhiễm xạ bởi tinh thể hoàn toàn giống như chùm tia Rơnghen Bước sóng tìm thấy của eứng đúng với hệ thức de Broglie

Một trong những hệ quả của lưỡng tính sóng – hạt là nguyên lý bất định được

phát biểu bởi Heisenberg:

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

Chẳng hạn, một hạt chuyển động theo phương x với tốc độ bất định về tọa độ là

x và độ bất định về tốc độ là vx thì hệ thức bất định có dạng:

m

h v

x  x 



Cũng gặp hệ thức:  x  vx m

Trong đó,  : là hằng số Planck rút gọn,



 2

h



Áp dụng hệ thức bất định cho nguyên tử ta thấy electron không thể quay trênquỹ đạo quanh hạt nhân chính xác như Bohr đã nghĩ Điều đó có nghĩa là không thể ápdụng cơ học cổ điển của Newton cho các vi hạt, mà phải xây dựng một môn cơ học mới,

đó là cơ học lượng tử (hay cơ học sóng)

Năm 1926 Schrodinger đã đề xuất phương trình phối hợp được tính chất hạt biểudiễn qua khối lượng m và tính chất sóng biểu diễn qua hàm sóng  (pxi) của vi hạt, đặtnền móng cho cơ học lượng tử

1.1.4.2 Hàm sóng – phương trình Schrodinger

Theo cơ học lượng tử trạng thái của e trong nguyên tử ở điểm M và thời điểm tđược đặc trưng bằng hàm sóng  (x, y, z, t) Hàm  chứa đựng tất cả những thông tinliên quan đến e Xác suất có mặt e ở thời điểm t trong yếu tố thể tích dv là 2dv

Xác suất tìm thấy e trong toàn bộ không gian phải bằng 1 Vì vậy ta có:

2dv  1

Điều kiện này là điều kiện chuẩn hóa của hàm sóng

Người ta quy ước rằng xác suất có mặt electron xung quanh hạt nhân nguyên tửkhoảng 90-95% là mây e Ví dụ, mây e của nguyên tử H là hình cầu bán kính là 0,0529

nm (hình 1.1)

Hình 1.1: Mây electron của nguyên tử H

Như vậy trong cơ học lượng tử không còn khái niệm quỹ đạo mà thay bằngobitan Một obitan nguyên tử là một hàm  của e trong nguyên tử

Để tìm hàm , Schrodinger đã đưa ra phương trình gọi là phương trìnhSchrodinger ở trạng thái dừng (hàm  không phụ thuộc và thời gian t) đối với e khốilượng m, chuyển động trong trường thế năng V như sau:

2 2 2

z y

Phương trình Schrodinger có thể viết gọn lại như sau: H   E 

m 2 H

Giải phương trình này sẽ tìm được hàm  của e và năng lượng E tương ứng của

nó Rất tiếc là do phức tạp về mặt tóan học, việc giải chính xác phương trìnhSchrodinger chỉ được thực hiện với nguyên tử và ion có 1 e Với nguyên tử nhiều ephải dùng phương pháp gần đúng Kết quả của phương pháp này giải thích thỏa mãncác số liệu thực nghiệm

1.1.5- Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử

Kết quả giải phương trình Schrodinger cho biết rằng, hàm sóng  của e phụthuộc vào 3 số lượng tử, đó là số lượng tử chính n, số lượng tử phụ l và số lượng tử từ m(cũng có thể kí hiệu ml) Hàm sóng nlm ứng với ba giá trị của n, l và m được gọi là mộtobitan nguyên tử (xem mục 1.1.6)

Những kết quả nghiên cứu lý thuyết và thực nghiệm cho thấy việc mô tả một etrong nguyên tử là không đầy đủ khi chỉ sử dụng 3 số lượng tử trên, mà cần phải đưavào một số lượng tử nữa là số lượng tử từ spin ms

Sau đây chúng ta xét giá trị và ý nghĩa của 4 số lượng tử đặc trưng cho trạng tháicủa e trong nguyên tử

1.1.5.1- Số lượng tử chính

Vỏ nguyên tử được chia thành các lớp e, mỗi lớp e được đặc trưng bằng một giátrị của số lượng tử chính Số lượng tử chính n nhận các giá trị nguyên dương từ 1 trởlên:

Giá trị của n càng lớn, lớp e càng xa hạt nhân

Đối với nguyên tử H hay ion một e, n đặc trưng cho mức năng lượng E của etrong nguyên tử hay ion và được tính bằng công thức: eV

n

Z 6 , 13

2

công thức của Bohr

Đối với nguyên tử nhiều e, ngoài sự tương tác của e với hạt nhân, còn sự tươngtác giữa các e với nhau, nên năng lượng của e phụ thuộc vào hai số lượng tử, đó là sốlượng tử chính n và số lượng tử phụ l Vì vậy, trong trường hợp này giá trị của n chỉ đặctrưng cho mức năng lượng trung bình của các e một lớp

1.1.5.2- Số lượng tử phụ l

Mỗi lớp e từ n = 2 trở lên lại gồm nhiều phân lớp Mỗi phân lớp e đặc trưngbằng một giá trị của số lượng tử phụ l Số phân lớp của mỗi lớp bằng đúng giá trị n chỉlớp đó

Số lượng tử phụ l nhận các giá trị nguyên dương từ 0 đến (n-1):

Ngoài ý nghĩa đặc trưng cho phân lớp e, số lượng tử phụ l còn có ý nghĩa nhưsau:

- l đặc trưng cho mức năng lượng của các e trong lớp e khảo sát Trong mộtlớp e năng lượng của các e tăng theo thứ tự ns – np – nd – nf

- l xác định giá trị momen động lượng obitan của e Chính hình dạng của cácobitan trong nguyên tử được rút ra từ ý nghĩa vật lý này của số lượng tử phụl

Khi l = 0 chỉ có một giá trị của m = 0

Khi l = 1 có 3 giá trị của m là -1, 0 và +1

Khi l = 2 có 5 giá trị của m là -2, -1, 0, +1 và +2

Khi l = 3 có 7 giá trị của m là -3, -2, -1, 0, +1, +2 và +3

1.1.5.4- Số lượng tử từ spin m s

Các dữ kiện thực nghiệm và sự nghiên cứu lý thuyết cho thấy rằng e còn cómomen động lượng nội tại (momen spin) Uhlebeck và Goudsmit giải thích sự tồn tạicủa momen spin bằng sự chuyển động tự quay của e xung quanh trục riêng của nó,tương tự như quả đất tự quay xung quanh trục của mình Mặc dù sự giải thích nàykhông được khoa học chấp nhận, nhưng sự tồn tại của momen spin là một thực tế kháchquan

Hình chiếu của momen spin lên hướng đã chon (ví dụ, lên trục z) được đặc trưngbằng số lượng tử thứ tư ms Số lượng tư từ spin ms chỉ có hai giá trị là:

Mỗi hàm sóng nlm của e trong nguyên tử là kết quả của lời giải phương trình

Schrodinger được gọi là một obitan nguyên tử (AO – Atomic orbital) Mỗi obitan

nguyên tử thường được biểu diễn bằng một ô vuông  và được gọi là ô lượng tử

Ví dụ, n =1  l = 0  m = 0: ba giá trị này ứng với obitan 1s và được biểu diễnbằng một ô lượng tử 

p tan obi 1 m

p tan obi 0 m

p tan obi 1 m 1 l

: s 2 tan obi 0 m 0 l

Ba obitan 2p cùng năng lượng nên được viết dưới dạng ba ô lượng tử liền nhau

p tan obi 1 m

p tan obi 0 m

p tan obi 1 m 1 l

: s 3 tan obi 0 m 0 l 3

n

x y

Năm obitan 3d cùng năng lượng nên được viết 5 ô lượng tử liền nhau

Theo quan điểm của nhà hóa học, hình dạng của các obitan nguyên tử rất quantrọng Như ta nói ở trên số lượng tử phụ xác định hình dạng các obitan, còn số lượng tử

từ m xác định hướng của các obitan xung quanh hạt nhân nguyên tử

Các obitan s ứng với l = 0 và m = 0 có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử.Các obitan p ứng với l = 1 gồm hai hình cầu tiếp xúc với nhau ở hạt nhânnguyên tử Ba giá trị m = -1, 0 và +1 ứng với 3 sự định hướng khác nhau của 3 obitan pxung quanh hạt nhân

Các obitan d (l = 2) là hình khối bốn cánh tiếp xúc nhau ở hạt nhân Có 5 obitan

d ứng với 5 giá trị của m là -2, -1, 0, +1, và +2

Trên các mặt giới hạn biểu diễn hình dạng các obitan nguyên tử người ta ghi cácdấu + và – của hàm sóng (hình 1.2)

+

+

s x y z

z

y x

px

z

y x

py

+

-z

y x

pz

z

y

x +

-x 2 - y 2

d

+ - +-

dxy

+

+ - -

y x zx z yz xy

d tan obi 2 m

d tan obi 1 m

d tan obi 0 m

d tan obi 1 m

d tan obi 2 m

Hình 1.2: Hình dạng và định hướng các AO s, p và d

1.1.7- Sự phân bố các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản

Sự phân bố các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản tuân theo nguyên lý loạitrừ Pauli, quy tắc Kleckopxki và quy tắc Hund

1.1.7.1- Nguyên lý loại trừ Pauli

Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai e có cùng giá trị của bốn số lượng tử

2

1

ms   ; ethứ hai ứng với các giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và

2

1

ms   Hai e này phải khác nhau ởgiá trị ms Nếu giả thiết ở lớp K có thêm 1 e thứ ba thì nó sẽ có các giá trị 4 số lượng tửtrùng với một trong hai e trên, như vậy trái với nguyên lý Pauli

Dựa vào nguyên lý Pauli có thể tính được số e tối đa trên 1 AO, trong một phânlớp và một lớp e

Ví dụ, lớp K đã xét ở trên ứng với n = 1, l = 0, m = 0 là hai obitan 1s có tối đahai e với các giá trị ms khác dấu nhau Hai e trên một obitan thường được biểu diễn

bằng hai mũi tên trái chiều nhau trong một ô lượng tử:  Hai e như thế gọi là hai e đã

1 2

0 0

2

l

m

; m

) s AO ( m l

Vậy, ở lớp L có tối đa bốn obitan (một AO 2s và 3 AO 2p), mỗi obitan có nhiềunhất hai e ghép đôi Về phương diện phân lớp, lớp L có hai phân lớp: phân lóp 2s có tối

đa hai e và phân lớp 2p có tối đa 6e Số e tối đa ở lớp L là 8e

Bằng cách tính như trên ta thu được số e tối đa ở mỗi AO là 2, ở phân lớp s là 2,phân lớp p là 6, phân lớp d là 10, phân lớp f là 14 và ở mỗi lớp là 2n2

1.1.7.2- Quy tắc Kleckopxki

Trong một nguyên tử nhiều e, thứ tự điền các e vào các phân lớp sao cho tổng

số (n + l) tăng dần Khi hai phân lớp có cùng giá trị (n + l) thì e điền trước tiên vào phân lớp có giá trị n nhỏ nhất.

1 2

1

2

1 2

1 2

0

2

1 2

1 2

1

s s

x

s s

z

s s

y

m

&

m ) p AO ( m

m

&

m ) p AO ( m

m

&

m ) p AO ( m



 

Líp n

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

3p 4s 3d 4p

3s

Hình 1.4: Giản đồ năng lượng

Thứ tự điền các e vào các phân lớp như sau:

Thay cho quy tắc Kleckopxki trong một số tài liệu người ta trình bày nguyên lý

vững bền như sau: Trong một nguyên tử các e chiếm các phân lớp cĩ năng lượng từ

thấp đến cao.

1.1.7.3- Quy tắc Hund

Trong một phân lớp chưa đủ số e tối đa, các e cĩ xu hướng phân bố đều vào các obitan (các ơ lượng tử) sao cho cĩ số e độc thân với các giá trị số lượng tử từ spin ms cùng dấu là lớn nhất.

Ví dụ, nguyên tử C (Z=6) ; N (Z=7) và O (Z=8) ở trạng thái cơ bản cĩ cấu hình etheo quy tắc Hund như sau:

hoặc 1s 2s 2p2 2 2 1s 2s 2p2 2 2 C:

hoặc 1s 2s 2p2 2 3 1s 2s 2p2 2

N:

3

hoặc 1s 2s 2p2 2 4 1s 2s 2p2 2

O:

4

Những cách viết khác với trên đều trái với quy tắc Hund về cấu hình e của

nguyên tử ở trạng thái cơ bản Chẳng han, hai cách viết cấu hình e của nguyên tử nitơ ở

trạng thái cơ bản như sau là trái với quy tắc Hund:

hoặc N:

Một e chiếm một AO (ơ lượng tử) được gọi là e độc thân

Cấu hình e nguyên tử được viết dưới dạng ơ lượng tử như trên gọi là cấu hình e

nguyên tử dưới dạng ơ lượng tử, để phân biệt với cấu hình e dưới dạng chữ đã đề cập ở

trên

1.1.7.4 Cách viết cấu hình electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản.

 Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ: Để viết cấu hình electron

nguyên tử dưới dạng chữ cần biết:

- Số electron nguyên tử (bằng số thứ tự Z của của nguyên tố trong bảng tuầnhồn)

- Thứ tự điền electron vào obitan (nguyên lý vững bền)

- Số electron tối đa ở mỗi phân lớp : s = 2, p = 6, d = 10, f = 14 (nguyên lý loạitrừ Pauli)

Ta cũng cĩ thể viết cấu hình electron nguyên tử khi khơng biết số thứ tự Znhưng biết cấu hình electron nguyên tử ở một hoặc vài phân lớp ngồi cùng của nguyên

tử đĩ Chẳng hạn, viết cấu hình electron của của nguyên tử cĩ cấu hình electron chĩt4p4

 Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng ơ lượng tử.

- Viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ.

- Sau đó dựa vào cấu hình dạng chữ để viết dưới dạng ô lượng tử và cần nhớ làphải tuân theo quy tắc Hund

1.2- Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

1.2.1 Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

 Định luật tuần hoàn: “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 một cách tuần hoàn theo chiều tăng của số điện tích hạt nhân nguyên tử ”

 Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng HTTH:

- Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần của số điện tích hạt nhân

Z Số thứ tự của các nguyên tố cho biết trực tiếp số điện tử trong nguyên tử

- Các nguyên tố có tính chất giống nhau được xếp trong cùng một cột

- Mỗi hàng (bảng dài) được gọi là một chu kỳ Mỗi chu kỳ được bắt đầubằng một kim loại kiềm (trừ chu kỳ 1) và được kết thúc bằng một khí trơ