Giáo trình Hóa đại cương A1 gồm có 4 chương. Phần 1 giáo trình sau đây cung cấp cho sinh viên những kiến thức cơ bản về cấu tạo nguyên tử và hệ thống bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. Mời các bạn cùng tham khảo để biết thêm các nội dung chi tiết.
ĐẠI HỌC QUỐC GIA TP.HCM TRƯỜNG ĐẠI HỌC KHOA HỌC TỰ NHIÊN KHOA HĨA – BỘ MƠN HĨA VƠ CƠ & ỨNG DỤNG GIÁO TRÌNH HĨA ĐẠI CƯƠNG A1 Biên soạn: Trần Hớn Quốc Nguyễn Quốc Chính TP HCM – 2014 CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt i MỤC LỤC MỤC LỤC .i Chương CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1.1 Sự phát triển Thuyết cấu tạo nguyên tử 1.2 Cấu trúc lớp vỏ electron 1.2.1 Các bước phát triển thuyết lượng tử cấu tạo lớp vỏ nguyên tử .6 1.2.1.1 Bức xạ điện từ (electromagnetic radiation) 1.2.1.1.1 Bản chất sóng xạ điện từ 1.2.1.1.2 Năng lượng xạ điện từ 1.2.1.1.3 Thuyết lượng tử Planck 1.2.1.1.4 Bản chất hạt xạ điện từ 1.2.1.1.5 Bản chất nhị nguyên sóng – hạt xạ điện từ 1.2.1.2 Quang phổ vạch Hydro 1.2.2 Mẫu nguyên tử Hydro Bohr 10 1.2.3 Mơ hình ngun tử theo học lượng tử 11 1.2.3.1 Các luận điểm sở .11 1.2.3.1.1 Bản chất nhị nguyên sóng – hạt electron 11 1.2.3.1.2 Nguyên lý bất định Heisenberg .11 1.2.3.1.3 Hàm sóng .12 1.2.3.1.4 Phương trình sóng Schrodinger .12 1.2.3.2 Orbital (vân đạo) 13 1.2.3.3 Số lượng tử (Quantum numbers) 14 1.2.3.3.1 Số lượng tử (principal quantum number): ký hiệu n 15 1.2.3.3.2 Số lượng tử phụ (subsidiary quantum number): ký hiệu 15 1.2.3.3.3 Số lượng tử từ (magnetic quantum number): ký hiệu m 15 1.2.3.3.4 Số lượng tử spin (spin quantum number): ký hiệu ms 16 1.2.3.4 Nguyên lý loại trừ Pauli (1925) 16 1.2.4 Cấu hình electron nguyên tử 16 1.2.4.1 Nguyên tử electron 16 1.2.4.2 Nguyên tử nhiều electron .16 1.2.5 Quy tắc Slater 19 1.2.5.1 Đại cương .19 1.2.5.2 Quy tắc Slater số lượng tử hiệu dụng n* 19 1.2.5.3 Quy tắc Slater điện tích hạt nhân hiệu dụng Z* 19 1.2.5.4 Thí dụ .20 1.3 Một số vấn đề khác .21 CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt ii 1.3.1 Cấu hình electron đặc biệt 21 1.3.2 Phân loại nguyên tố 21 1.3.3 Cấu hình electron ion đơn giản 21 1.3.3.1 Anion (ion âm) 21 1.3.3.2 Cation (ion dương) 21 Chương BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC 22 2.1 Sự phát triển hệ thống tuần hồn ngun tố hóa học 22 2.1.1 Sự phát nguyên tố – Cơ sở định luật tuần hoàn 22 2.1.2 Q trình Mendeleev xây dựng định luật tuần hồn 23 2.1.3 Những hiệu chỉnh bổ xung cho hệ thống tuần hoàn 23 2.2 Bảng phân loại tuần hòan 24 2.2.1 Định luật tuần hoàn 24 2.2.2 Cấu trúc bảng phân loại tuần hoàn 25 2.2.3 Nguyên tắc xếp nguyên tố vào bảng phân loại tuần hoàn 25 2.2.3.1 Chu kỳ 25 2.2.3.2 Nhóm 26 2.2.3.3 Phân nhóm 26 2.3 Sự biến đổi tính chất nguyên tố hệ thống tuần hoàn 27 2.3.1 Các yếu tố ảnh hưởng đến tính chất nguyên tố 27 2.3.2 Bán kính nguyên tử (Atomic Radii) 27 2.3.3 Bán kính ion (Ionic Radii) 29 2.3.4 Năng lượng ion hóa (Ionization Energy) 30 2.3.5 Ái lực điện tử (Electron Affinity) 31 2.3.6 Độ âm điện (Electronegativity) 33 2.3.7 Tính kim loại-khơng kim loại 33 Chương LIÊN KẾT HÓA HỌC 34 3.1 Các khái niệm liên kết hóa học 34 3.1.1 Bản chất liên kết hóa học 34 3.1.2 Liên kết quan điểm nhiệt động lực hóa học 34 3.1.3 Các thông số đặc trưng cho liên kết 35 3.1.3.1 Năng lượng liên kết (E) 35 3.1.3.2 Độ dài liên kết (d) 35 3.1.3.3 Độ bội liên kết 35 3.1.3.4 Góc liên kết 35 3.2 Vài nét phát triển lý thuyết liên kết hóa học 35 3.3 Liên kết ion 37 3.3.1 Điều kiện hình thành liên kết ion 37 3.3.2 Tính chất liên kết ion 37 3.3.3 Độ bền liên kết ion 38 CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt iii 3.4 Liên kết cộng hóa trị 39 3.4.1 Thuyết liên kết hóa trị 39 3.4.1.1 Các luận điểm sở thuyết VB .39 3.4.1.2 Tính chất liên kết cộng hóa trị theo VB 40 3.4.1.3 Độ bền liên kết cộng hóa trị theo VB .40 3.4.1.4 Liên kết cộng hóa trị-cho nhận theo VB 40 3.4.1.5 Các loại liên kết 40 3.4.1.6 Tính định hướng liên kết cộng hóa trị hình dạng phân tử 41 3.4.1.6.1 Phân tử nguyên tử .41 3.4.1.6.2 Phân tử nguyên tử .41 3.4.1.6.3 Phân tử nguyên tử .42 3.4.1.6.4 Phân tử nhiều nguyên tử 42 3.4.1.7 Thuyết lai hóa 42 3.4.1.7.1 Nguyên tắc lai hóa 42 3.4.1.7.2 Các kiểu lai hóa thơng thường 42 3.4.1.7.3 Điều kiện lai hóa bền .43 3.4.1.7.4 Phương pháp xác định trạng thái lai hóa nguyên tử trung tâm 43 3.4.1.8 Các dạng công thức cộng hưởng 44 3.4.1.9 Dự đốn cấu hình khơng gian góc hóa trị phân tử 44 3.4.1.9.1 Thuyết VSEPR 45 3.4.1.9.2 Các quy tắc viết công thức lập thể phân tử .45 3.4.1.9.3 Công thức lập thể hợp chất thông thường 46 3.4.1.10 Góc liên kết 47 3.4.1.11 Moment lưỡng cực liên kết phân tử 48 3.4.1.11.1 Moment lưỡng cực liên kết .48 3.4.1.11.2 Moment lưỡng cực phân tử .48 3.4.1.12 Tính ion liên kết cộng hóa trị 49 3.4.1.13 Khiếm khuyết thuyết liên kết hóa trị .50 3.4.2 Thuyết vân đạo phân tử 51 3.4.2.1 Điều kiện để hình thành MO liên kết từ AO 51 3.4.2.2 Các loại MO 51 3.4.2.2.1 MO .51 3.4.2.2.2 MO .52 3.4.2.3 Cách xếp điện tử vân đạo phân tử 52 3.4.2.4 Bậc liên kết .52 3.4.2.5 Giản đồ lượng MO tạo từ phân tử nguyên tử đồng nhân A2 53 3.4.2.6 Giản đồ lượng MO tạo từ phân tử nguyên tử dị nhân AB .55 3.5 Liên kết kim loại 55 3.5.1 Mơ hình liên kết kim loại cổ điển 55 CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt iv 3.5.2 Mô hình liên kết kim loại theo học lượng tử 55 3.6 Sự phân cực ion Tính cộng hóa trị liên kết ion 56 3.6.1 Tác dụng phân cực cation 57 3.6.2 Tác dụng bị phân cực ion 58 3.7 Phân biệt tác dụng phân cực ion độ phân cực liên kết 58 3.8 Sự không phân định ranh giới loại liên kết hóa học 59 Chương TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA CÁC CHẤT VÀ CÁC KIỂU MẠNG TINH THỂ 60 4.1 Trạng thái tập hợp chất 60 4.2 Trạng thái khí 62 4.2.1 Phương trình trạng thái khí lý tưởng 62 4.2.2 Hỗn hợp khí lý tưởng 62 4.2.2.1 Áp suất riêng phần 62 4.2.2.2 Nồng độ mol riêng phần 63 4.2.3 Khí thật 63 4.3 Trạng thái lỏng 64 4.4 Trạng thái rắn tinh thể 64 4.4.1 Đại cương tinh thể 64 4.4.1.1 Mạng lưới tinh thể 64 4.4.1.2 Ô mạng sở 65 4.4.1.3 14 mạng Bravais 66 4.4.2 Phân loại mạng tinh thể theo liên kết – Tính chất vật lý chất 68 4.4.2.1 Tinh thể kim loại 68 4.4.2.2 Tinh thể ion 69 4.4.2.3 Tinh thể cộng hóa trị 70 4.4.2.4 Tinh thể phân tử 71 4.4.2.4.1 Liên kết Van der Waals 71 4.4.2.4.2 Liên kết Hydro 72 4.4.2.4.3 Đặc điểm tinh thể phân tử 73 4.4.2.5 Cấu trúc tinh thể có liên kết hỗn tạp 74 CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT Chương CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1.1 Sự phát triển Thuyết cấu tạo nguyên tử Thế kỷ thứ trước Công nguyên: nhà triết học Hy Lạp Democrit đưa khái niệm nguyên tử (atomos): “ Mọi vật cấu tạo từ hạt nhỏ gọi nguyên tử, giới hạn cuối chất, nguyên tử cứng không bị biến đổi” Giữa năm 400 trước Công nguyên đến kỷ 16 (khoảng thời gian 2000 năm): thuộc trào lưu giả kim thuật Mục tiêu biến kim loại thường thành vàng với quan niệm “vàng kim loại nguyên chất, kim loại lại bị lẫn tạp chất” hay “mọi kim loại cấu tạo từ lưu huỳnh, thủy ngân muối theo tỉ lệ khác nhau” Từ đầu kỷ 16 đến kỷ 17: thời kỳ phát triển Hóa y học kỹ thuật Trong khoảng cuối kỷ 17 đầu kỷ 19: đánh dấu thời kỳ phát triển ngành khoa học hóa học với đời liên tiếp định luật mang tính chất định lượng như: Năm 1748, Lomonosov M V – nhà khoa học người Nga – tìm định luật quan trọng tự nhiên, gọi định luật bảo toàn khối lƣợng Định luật phát biểu sau: “Khối lượng (trọng lượng) chất tham gia phản ứng khối lượng (trọng lượng) chất tạo thành sau phản ứng” Năm 1799, Proust J L – nhà hóa học người Pháp – đưa định luật thành phần khơng đổi có nội dung sau: “Mỗi chất hóa học có thành phần định tính định lượng không đổi, không phụ thuộc vào phương pháp điều chế nó” Năm 1803, Dalton John – nhà hóa học người Anh – đưa định luật tỉ lệ bội, có nội dung sau: “Nếu hai nguyên tố tạo thành với số hợp chất, khối lượng nguyên tố kết hợp với khối lượng nguyên tố tỷ lệ với tỷ lệ số nguyên đơn giản” Dựa sở định luật trên, năm 1808 Dalton đưa thuyết nguyên tử với nội dung sau: Mỗi nguyên tố cấu tạo hạt nhỏ gọi nguyên tử Các nguyên tử nguyên tố giống Các nguyên tử nguyên tố khác khác Các hợp chất hóa học hình thành nguyên tử liên kết với Một hợp chất chứa tỷ lệ xác định loại nguyên tử Phản ứng hóa học xảy thay đổi liên kết nguyên tử Bản thân nguyên tử không bị biến đổi phản ứng hóa học 40 năm cuối kỷ 19: phát triển kỹ thuật tạo điều kiện cho tìm hiểu nguyên tử 1895: Roentgen phát tia X 1896: Becquerel phát tượng phóng xạ Uranium Những năm cuối kỷ 19 đầu kỷ 20: giai đoạn hóa học đại với phát triển lý thuyết cấu tạo nguyên tử 1897: Thomson với thí nghiệm “tia âm cực” phát electron mang điện tích âm 1910: Rutherford dùng tia bắn qua vàng dát mỏng, ơng phát ngun tử có cấu tạo rỗng hạt nhân nguyên tử mang điện tích dương Đến năm 1919, ơng xác định có mặt hạt proton mang điện tích dương, có khối lượng nặng electron 1840 lần CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 1932: Chadwick bắn phá miếng kim loại Berili tia phát hạt neutron trung hòa điện Từ kết trên, mơ tả cấu trúc nguyên tử sau: Nguyên tử gồm hạt nhân (chứa hạt proton mang điện dương hạt neutron trung hịa điện) có bán kính khoảng 10–12 cm electron chuyển động quanh hạt nhân với khoảng cách khoảng 10–14 cm Khối lượng (gam) Điện tích Khối lượng (amu) Electron 9,1095.10–28 – 1,602.10–19 C 5,486.10–4 Proton 1,6726.10–24 + 1,602.10–19 C 1,0073 Neutron 1,6750.10–24 1,0087 Hạt amu (atomic mass unit) = đvC = 1,66054.10–24 gam Quy ước ký hiệu nguyên tử: A Z X X: ký hiệu nguyên tố nguyên tử Z: số hiệu nguyên tử nguyên tố Z = điện tích hạt nhân = số proton A: số khối A = Z + N (N: số neutron) Những nguyên tử có số proton khác số neutron (hay Z, khác A) gọi đồng vị Ví dụ: ngun tố hydro có đồng vị: 11 H (99,985%) Hydro D ( 21 H) (0,015%) Deuteri T ( 31 H) Triti Những ngun tử đồng vị có tính chất hóa học giống Do đó, Z đặc trưng để phân biệt nguyên tố hóa học Vậy nguyên tố hóa học tập hợp nguyên tử có điện tích hạt nhân 1.2 Cấu trúc lớp vỏ electron Với cấu trúc nguyên tử trên, electron chiếm tồn thể tích ngun tử Trong phản ứng hóa học có lớp vỏ electron nguyên tử bị biến đổi hạt nhân giữ nguyên Như cấu trúc lớp vỏ electron định tính chất hóa học nguyên tử Một câu hỏi được đặt làm để biết trạng thái chuyển động electron nguyên tử? Do nguyên tử hạt vi mơ (có kích thước nhỏ) ta quan sát trực tiếp chuyển động mà dựa vào tượng thực nghiệm thể tính chất electron nguyên tử để xây dựng nên mô hình để mơ cấu trúc lớp vỏ electron Nhiều mơ hình xây dựng mơ hình Thomson, Rutherford, Bohr, Schrodinger (mơ hình lượng tử) Trong số mơ hình lượng tử mơ hình hồn thiện áp dụng rộng rãi 1.2.1 Các bước phát triển thuyết lượng tử cấu tạo lớp vỏ nguyên tử Phần lớn hiểu biết người cấu tạo lớp vỏ nguyên tử xây dựng sở nghiên cứu xạ (sóng) điện từ tượng phát xạ hấp thu xạ điện từ nguyên tử (gọi tắt quang phổ nguyên tử) CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 1.2.1.1 Bức xạ điện từ (electromagnetic radiation) 1.2.1.1.1 Bản chất sóng xạ điện từ Bản chất sóng xạ điện từ thể tượng giao thoa nhiễu xạ Theo lý thuyết sóng, xạ điện từ sóng điều hịa gồm hai thành phần điện trường từ trường pha vng góc với Bức xạ điện từ biểu thị đặc trưng phương trình sóng điều hịa hình sin: y Asin t Asin t Trong đó: : vận tốc góc : tần số Dao động điện dao động từ sóng điện từ Dao động hình sin sóng điện từ Bức xạ điện từ di chuyển chân không với vận tốc ánh sáng c 3108 m/s Mỗi xạ đặc trưng tần số bước sóng thể qua biểu thức: Trong đó: c : tần số (s1 Hz) c: vận tốc ánh sáng (m/s) : bước sóng (m) Bức xạ điện từ bao gồm xạ vơ tuyến, vi sóng (MW), hoàng ngoại (IR), khả kiến (VIS), tử ngoại (UV), tia X tia Bức xạ Tia Tia X Tử ngoại Khả kiến Hồng ngoại Vi sóng Radio, TV Bước sóng (m) 10–11 10–10 10–9 4.10–7 – 7.10–7 10–6 – 10–3 10–2 Đơn vị bước sóng thường tính thay đổi theo loại xạ: m, cm cho xạ vi sóng m cho xạ hoàng ngoại nm cho xạ khả kiến, tử ngoại Å cho xạ tia X 1m = 102 cm = 106 m = 109 nm = 1010 Å Khi xem xét đến yếu tố pha tổ hợp sóng tần số dẫn đến hai giới hạn biên bị triệt tiêu hay cộng hưởng lượng sóng CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 1.2.1.1.2 Năng lƣợng xạ điện từ Khi vật chất nung nóng chúng phát xạ (ví dụ miếng sắt nóng đỏ, dây tóc bóng đèn) Vào cuối kỷ 19 thực nghiệm người ta xác định lượng xạ phát tỉ lệ với bước sóng xạ Tuy nhiên với quan niệm “năng lượng có tính liên tục” nhà khoa học thời khơng thể tìm mối liên hệ bước sóng xạ với lượng chúng 1.2.1.1.3 Thuyết lƣợng tử Planck Năm 1900 Max Planck giải vấn đề cách đưa khái niệm hồn tồn “năng lƣợng có tính gián đoạn” Quan niệm cổ điện cho nguyên tử hấp thu phát xạ lượng cách liên tục Trong Planck cho nguyên tử phát xạ lượng theo lượng nhỏ gọi lƣợng tử (quantum) Năng lượng lượng tử xạ tính theo biểu thức: E h h Trong c h: số Planck, h = 6,62.10–34 J.s : tần số xạ (Hz) : bước sóng xạ (m) Theo Planck, lượng ln truyền theo bội số nguyên h (ví dụ: 1h; 2h; 22h 1,5h; 4,7h …) 1.2.1.1.4 Bản chất hạt xạ điện từ Khi Planck đưa khái niệm lượng tử, ông giải thích ngun nhân lượng lại gián đoạn năm sau (1905) với thí nghiệm hiệu ứng quang điện Einstein trả lời câu hỏi Albert Einstein dùng xạ khác chiếu vào kim loại tiến hành khảo sát số lượng hạt electron phát từ kim loại với động chúng Kết thực nghiệm cho thấy: Electron bị bứt tần số xạ vượt qua giá trị 0 (gọi giá trị ngưỡng) Mỗi kim loại có giá trị 0 khác Với xạ có tần số lớn 0 thì: Cường độ dịng electron (số hạt electron) bị bứt tỉ lệ thuận với cường độ xạ không tỉ lệ thuận với tần số xạ Động electron bị bứt tỉ lệ thuận với tần số xạ CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 19 1.2.5 Quy tắc Slater 1.2.5.1 Đại cương Để giải phương trình sóng Schroedinger cách dễ dàng, người ta chuyển từ hệ trục tọa độ vuông góc Descartes với thơng số x, y z sang hệ tọa độ cầu với thông số r, Ta biết hàm không gian tích hàm bán kính hàm cầu tương ứng: nlm(r,,) = Rnl(r).Ylm(,) Kết giải phương trình Schroedinger xác định hàm cầu nên muốn xác định hàm sóng cần xác định hàm bán kính Rnl Sau nghiên cứu nhiều tài liệu thực nghiệm tính tốn theo lý thuyết, năm 1930, Slater đưa hệ thức gần xác định hàm bán kính R hàm lượng E điện tử đơn giản hóa theo biểu thức sau: 1 r/n R(r) c.r n e( Z ) E 13,6 (Å) (Z )2 (eV) (n )2 Z*: Điện tích hiệu dụng Trong đó: n*: Số lượng tử hiệu dụng Các giá trị số lượng tử hiệu dụng n* điện tích hạt nhân hiệu dụng Z* xác định theo quy tắc Slater 1.2.5.2 Quy tắc Slater số lượng tử hiệu dụng n* Số lượng tử hiệu dụng n* xác định từ số lượng tử n theo giá trị đơn giản sau: n n* 3,7 4,0 4,2 1.2.5.3 Quy tắc Slater điện tích hạt nhân hiệu dụng Z* Các vân đạo thành hạng sau: Hạng Vân đạo 1s 2s ,2p 3s, 3p 3d 4s, 4p 4d 4f 5s, 5p Điện tích dương hiệu dụng hạt nhân tác động lên điện tử x xét xác định từ điện tích hạt nhân Z tổng số chắn điện tử lại: Z* = Z Tổng số chắn xác định sau: a Các điện tử có hạng lớn hạng điện tử x có số chắn = nằm bên ngồi điện tử x nên khơng có tác dụng chắn b Mỗi điện tử vân đạo hạng với điện tử x có số chắn = 0,35 Riêng trường hợp điện tử x thuộc hạng (1s) = 0,30 c Mỗi điện tử vân đạo có hạng nhỏ hạng điện tử x có số chắn = CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 20 d Riêng điện tử x thuộc vân đạo ns np điện tử tầng lượng n’ = n có số chắn = 0,85 Ví dụ: Tính số chắn điện tử 1s, 2s, 3p, 3d 5s Hạng Vân đạo 1s 2s ,2p 3s, 3p 3d 4s, 4p 4d 4f 5s, 5p Thí dụ 0,30 Thí dụ 0,85 0,35 Thí dụ 0,85 0,35 Thí dụ 1 0,35 Thí dụ 1 1 0,85 0,85 0,85 0,35 1.2.5.4 Thí dụ Hãy tính (1) tổng số chắn , (2) điện tích hiệu dụng Z* cho điện tử 1s 2s2p, (3) tính lượng ion hóa thứ I1 (4) lượng anion hóa thứ A1 (ái lực điện tử) ngun tử fluor có cấu hình điện tử 1s2 2s2 2p5 Giải: Tính tổng số chắn điện tích hiệu dụng Z* = 0,3 Z* = 0,3 = 8,7 Đối với điện tử 2s2p: = (6 0,35) (2 0,85) = 3,8 Z* = 3,8 = 5,2 Đối với điện tử 1s: Tính lượng ion hóa thứ I1 Do nguyên tử F lẫn ion F có hai điện tử 1s có lượng nên ta cần tính lượng điện tử 2s 2p Đối với nguyên tử F: = (6 0,35) (2 0,85) = 3,8 Z* = 3,8 = 5,2 (Z )2 5,22 F E2s,2p 13,6 13,6 643,55eV (n ) Đối với ion F: = (5 0,35) (2 0,85) = 3,45 E F 2s,2p Z* = 3,45 = 5,55 (Z )2 5,552 13,6 13,6 628,37eV (n ) F F I1 E2s,2p E2s,2p 628,37 (643,55) 15,18eV Giá trị thực nghiệm 17,42eV Tính lượng anion hóa thứ A1 Do nguyên tử F lẫn ion F có hai điện tử 1s có lượng nên ta cần tính lượng điện tử 2s 2p Đối với ion F: = (7 0,35) (2 0,85) = 4,15 Z* = 4,15 = 4,85 (Z )2 4,852 F E2s,2p 13,6 13,6 639,81eV (n ) F F I1 E2s,2p E2s,2p 639,81 (643,55) 3,74eV CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 21 Giá trị thực nghiệm 3,52eV 1.3 Một số vấn đề khác 1.3.1 Cấu hình electron đặc biệt Do lượng phân mức (n-1)d ns sai khác không đáng kể nên ngun tử có cấu hình electron (n1)d4 ns2, (n1)d9 ns2 chuyển sang cấu hình (n1)d5 ns1, (n1)d10 ns1 với phân lớp (n1)d có cấu hình electron bán bão hịa bão hịa bền Ví dụ: Cr (Z = 24) có cấu hình [Ar] 3d5 4s1 bền cấu hình [Ar] 3d4 4s2 Cu (Z = 29) có cấu hình [Ar] 3d10 4s1 bền cấu hình [Ar] 3d9 4s2 1.3.2 Phân loại nguyên tố Dựa vào cấu hình electron, người ta phân loại thành nguyên tố s, p, d, f Để xác định loại nguyên tố, ta vào electron cuối điền vào phân lớp tương ứng với loại ngun tố Ví dụ: Li (Z = 3): 1s2 2s1 nguyên tố s F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 nguyên tố p Ti (Z = 22): [Ar] 3d2 4s2 nguyên tố d Ce (Z = 58): [Xe] 4f2 6s2 nguyên tố f 1.3.3 Cấu hình electron ion đơn giản 1.3.3.1 Anion (ion âm) Anion tạo thành nguyên tử nhận thêm electron A + ne An- ne nhận vào điền tiếp vào phân lớp có lượng cao (theo quy tắc Klechkowski) Ví dụ: O [1s2 2s2 2p4] + 2e O2- [1s2 2s2 2p6] 1.3.3.2 Cation (ion dương) Cation tạo thành nguyên tử nhường electron M – ne Mn+ Đối với nguyên tố s, p: ne nhường ứng với electron sau điền vào cấu hình electron nguyên tử Ví dụ: Al [1s2 2s2 2p6 3s2 3p1] – 3e Al3+ [1s2 2s2 2p6] Đối với nguyên tố d: electron điền vào phân lớp (n-1)d sau phân lớp ns nhường electron, electron phân lớp ns lại trước Ví dụ 1: Ti ([Ar] 3d2 4s2) – 2e Ti2+ ([Ar] 3d2 4s0) – 3e Ti3+ ([Ar] 3d1 4s0) – 4e Ti4+ ([Ar] 3d0 4s0) Ví dụ 2: Fe ([Ar] 3d6 4s2) – 2e Fe2+ ([Ar] 3d6 4s0) – 3e Fe3+ ([Ar] 3d5 4s0) Đối với nguyên tố f: tương tự nguyên tố d CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 22 Chương BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC Số lượng nguyên tố hợp chất khám phá tổng hợp ngày tăng với tốc độ nhanh Để hiểu rõ tính chất nguyên tố dễ dàng dự đoán so sánh tính chất nguyên tố hợp chất chúng, cần phải phân loại nguyên tố theo tính chất giống chúng Có nhiều nỗ lực phân loại nguyên tố theo tiêu chuẩn khác nhau, đó, cơng trình thành cơng rực rỡ nhà hóa học Nga Mendeleev 2.1 Sự phát triển hệ thống tuần hoàn nguyên tố hóa học 2.1.1 Sự phát nguyên tố – Cơ sở định luật tuần hoàn Vào thời kỳ đầu hóa học, với quan niệm sai lầm cấu tạo vật chất, nhà hóa học giới bị vào trào lưu giả kim thuật họ tìm kiếm cách điều chế vàng từ kim loại bình thường Đến cuối kỷ 16 trào lưu giả kim thuật lụi tàn Các nhà hóa học tập trung vào cơng việc khám phá nguyên tố hóa học, xác định khối lượng nguyên tử tính chất nguyên tố Tính đến năm 1800 có 36 ngun tố hóa học phát Con số 55 vào năm 1840 63 vào năm 1870 (thời điểm mà Mendeleev đưa định luật tuần hoàn) Với số lượng nguyên tố tìm lớn, nhu cầu cần thiết đặt hệ thống hóa lại tính chất ngun tố hóa học nhằm tìm quy luật biến đổi từ giúp việc phát triển hóa học thuận lợi Với mục đích này, hội nghị hóa học quốc tế tổ chức Karlsruhe (Đức) Các nhà Hóa học giới tập trung lại để bàn bạc , thống ý kiến vấn đề: “sự tồn nguyên tử”; “khối lượng xác nguyên tố”; “sự liên hệ tính chất nguyên tố” Trong hội nghị có tham gia hai nhà hóa học: Dimitri Mendeleev người Nga Lothar Meyer người Đức Sau hội nghị Karlsruhe, loạt ý tưởng xếp nguyên tố theo hệ thống đời Điển hình hai cách xếp Dechancourtois Newlands Năm 1862, Dechancourtois xếp 50 nguyên tố theo trật tự khối lượng nguyên tử tăng dần theo đường xoắn ốc quanh hình trụ Năm 1864, Newlands xếp 56 nguyên tố thành Cả hai xếp mang tính liệt kê nguyên tố, chưa thể quy luật biến đổi tính chất nguyên tố Chỉ đến năm 1869 toán quy luật xếp nguyên tố giải đồng thời Mendeleev Meyer đưa cách xếp nguyên tố theo hàng cột theo chiều tăng dần khối lượng nguyên tử Mendeleev gọi xếp ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN Tuy Mendeleev Meyer đưa cách xếp tương tự cho nguyên tố, Mendeleev người có cơng lớn việc xây dựng hệ thống tuần hồn ơng sử dụng trống hệ thống để tiên đoán tồn nguyên tố chưa tìm thấy lúc giờ, Meyer lại không tán đồng việc tiên đốn tồn ngun tố CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 23 2.1.2 Quá trình Mendeleev xây dựng định luật tuần hoàn Mendeleev sinh ngày 27/1/1834 thành phố Tobol, Siberi Năm 1967, ông đề cử làm giáo sư trường đại học Saint Petersburgs Trong trình viết sách “Cơ sở Hóa học” (Principles of Chemistry) mình, ơng nghiên cứu sâu tính chất nguyên tố liên hệ ngun tố với Ơng nhận thấy có biến đổi có quy luật tính chất ngun tố cố gắng sắp xếp nguyên tố theo quy luật Để làm việc này, Mendeleev làm thẻ có viết tên nguyên tố với khối lượng nguyên tử tính chất chúng Sau ơng thử xếp thẻ theo trật tự khác để tìm quy luật biến đổi tính chất Sự xếp cuối mà Mendeleev lựa chọn xếp nguyên tố theo hàng theo chiều tăng dần khối lượng nguyên tử Bắt đầu hàng vịng lặp lại tính chất hàng cũ Cách xếp đặt nguyên tố có tính chất giống theo cột Trong bảng xếp mình, Mendeleev để trống số mà theo ông điền vào nguyên tố chưa tìm thấy vào thời điểm Ơng chí cịn tiên đốn tính chất ngun tố điền vào ố trống Mendeleev gọi tên ngun tố cịn trống eka-Bo, eka- Aluminium, ekasilic (có nghĩa nguyên tố đứng sau Bo, Nhôm, Sillic) Mendeleev Hệ thống tuần hoàn Mendeleev đề nghị Một thời gian sau ba nguyên tố phát 1877: lecoq de Bois baudran tìm Gallium (eka-aluminium) 1879: Lar Federic Nilson tìm Scandium (eka- Bo) 1886: Clemens Winkler tìm Germanium (eka-silic) Cả ba nguyên tố phát có khối lượng ngun tử tính chất tương tự Mendeleev dự đoán 10 năm trước Với tìm ngun tố trên, định luật tuần hoàn Mendeleev chứng tỏ giá trị chấp nhận rộng rãi 2.1.3 Những hiệu chỉnh bổ xung cho hệ thống tuần hồn Tuy đạt thành cơng rực rỡ áp dụng rộng rãi Hệ thống tuần hồn Mendeleev có số khuyết điểm CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 24 Người nhận thấy khuyết điểm HTTH William Ramsay Vào năm 1894 – 1898 Ramsay tìm loạt khí trơ Ar, Ne nguyên tố không Mendeleev nhắc tới hệ thống tuần hoàn Ramsay đề nghị xếp thêm nhóm vào hệ thống tuần hồn sau nhóm F, Cl, Br trước nhóm kim loại kiềm Li, Na, K Nhóm khí trơ gọi nhóm hay nhóm VIII Một mâu thuẫn nảy sinh hệ thống tuần hồn thứ tự xếp nguyên tố theo chiều tăng dần khối lượng nguyên tử có vài bất ổn Nếu xếp Ar (khối lượng nguyên tử = 39.94) phải xếp sau K (khối lượng nguyên tử = 39.098); Ni (khối lượng nguyên tử = 58.70) phải xếp trước Co (khối lượng nguyên tử = 58.9332) không đảm bảo quy luật biến đổi tính chất Đến năm 1913 mâu thuẫn giải nhà bác học người Anh tên Hendry Moseley Moseley nhận thấy nguyên tố bị bắn phá điện tử chuyển động nhanh chúng phát xạ có lượng lớn (gọi tia X) Năng lượng tia X phụ thuộc vào điện tích hạt nhân nguyên tố Thông qua việc nghiên cứu tia X phát xạ từ nguyên tố, Moseley xác định xác điện tích hạt nhân nguyên tố Sau nghiên cứu này, Moseley đề nghị xếp nguyên tố theo chiều tăng dần đơn vị điện tích hạt nhân Sự thay đổi gần thực Glenn Seaborg Bắt đầu từ việc ông phát nguyên tố Plutonium vào 1940 bắn hạt neutron vào hạt nhân Uranium Tiếp ơng tổng hợp ngun tố “Siêu Uranium” có thứ tự từ 94 đến 102 phương pháp bắn hạt nhân Glenn Seaborg người đề nghị xếp nguyên tố họ Lantan (Lanthanide) họ Actini (Actinide) thành hai hàng riêng biệt Hiện nay, hệ thống tuần hồn có 109 nguyên tố, nguyên tố (110, 111, 112) tổng hợp William Ramsay Henry Moseley Glenn Seaborg 2.2 Bảng phân loại tuần hòan 2.2.1 Định luật tuần hồn Năm 1869, Mendeleev cơng bố định luật tuần hồn sau: Tính chất ngun tố thành phần tính chất đơn chất hợp chất tạo nên từ nguyên tố biến thiên cách tuần hồn theo thứ tự tăng dần khối lượng nguyên tử Với thành việc xác định cấu trúc nguyên tử từ năm 1913, người ta đổi việc xếp nguyên tử lại theo thứ tự tăng dần điện tích hạt nhân CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 25 2.2.2 Cấu trúc bảng phân loại tuần hoàn Bảng hệ thống tuần hoàn nguyên tố hóa học lần Mendeleev đề nghị gồm 63 nguyên tố Dựa định luật tuần hoàn này, Medeleev xây dựng bảng phân loại tuần hoàn dạng ngắn giống dạng bảng ngắn gồm cột thể nhóm hàng thể chu kỳ Tuy nhiên nay, người ta thường sử dụng dạng bảng dài, gồm 114 nguyên tố xếp theo trật tự tăng dần đơn vị điện tích hạt nhân Cấu trúc bảng phân loại tuần hoàn dạng dài biểu diễn sau: IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB chu kỳ: chu kỳ bắt đầu kim loại kiềm (trừ hydro) có cấu hình điện tử lớp ngồi ns1 kết thúc khí trơ có cấu hình ns2 np6 Số thứ tự chu kỳ Chu kỳ ngắn (2 nguyên tố s) 2, (2 nguyên tố s nguyên tố p) 4, 18 (2 nguyên tố s, nguyên tố p 10 nguyên tố d) 32 (2 nguyên tố s, nguyên tố p, 10 nguyên tố d 14 nguyên tố f thuộc họ Lanthanide) Chưa hoàn thành (gồm nguyên tố s, 14 nguyên tố f thuộc họ Actinide số nguyên tố p) Chu kỳ dài Số lượng nguyên tố nhóm (với 18 cột): nhóm chia thành hai phân nhóm: Phân nhóm (phân nhóm A): gồm nguyên tố s, p Phân nhóm phụ (phân nhóm B): gồm nguyên tố d Riêng nhóm 8B gồm cột ứng với cấu hình (n-1)d6 ns2, (n-1)d7 ns2, (n-1)d8 ns2 Ngồi ra, cịn có hai hàng với 14 cột không đánh số gồm nguyên tố f gọi nhóm lantanid actinid 2.2.3 Nguyên tắc xếp nguyên tố vào bảng phân loại tuần hoàn 2.2.3.1 Chu kỳ Các nguyên tố có số lớp vỏ điện tử xếp vào chu kỳ Số lớp vỏ điện tử = Số thứ tự chu kỳ CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 26 S [Ne] 3s2 3p4: có lớp vỏ điện tử thuộc chu kỳ Ví dụ: Fe [Ar] 3d6 4s2: có lớp vỏ điện tử thuộc chu kỳ 2.2.3.2 Nhóm Các nguyên tố có số điện tử hóa trị xếp vào nhóm Số điện tử hóa trị = Số thứ tự nhóm (Điện tử hóa trị electron có lượng lớn, liên kết không chặt với hạt nhân Do electron có khả tham gia vào việc tạo thành liên kết hóa học) Đối với nguyên tố s, p: Số điện tử hóa trị = (ens + enp) = số điện tử lớp (n: lớp ngồi cùng) Be: 1s2 2s2: có 2e hóa trị thuộc nhóm II Ví dụ: Cl: [Ne] 3s2 3p5: có 7e hóa trị thuộc nhóm VII Đối với nguyên tố d: Số điện tử hóa trị = (ens + e(n-1)d) (n: lớp cùng) Ti: [Ar] 3d2 4s2: có 4e hóa trị thuộc nhóm IV Ví dụ: Cr: [Ar] 3d5 4s1: có 6e hóa trị thuộc nhóm VI Trường hợp ngoại lệ: Các ngun tố có cấu hình (n1)d7 ns2, (n1)d8 ns2 có số electron hóa trị 9, 10 tính chất ngun tố có nhiều điểm giống với ngun tố có cấu hình (n1)d6 ns2 nên xếp chung vào nhóm Ví dụ: Fe: [Ar] 3d6 4s2: có 8e hóa trị Co: [Ar] 3d7 4s2: có 9e hóa trị thuộc nhóm VIII Ni: [Ar] 3d8 4s2: có 10e hóa trị Các ngun tố có cấu hình (n1)d10 ns1, (n1)d10 ns2 có tổng số electron hóa trị 11, 12 phân lớp (n1)d10 bão hịa trở nên bền vững nên nhiều trường hợp electron hóa trị dường electron phân lớp ns, tức có giá trị 1, Do đó, nguyên tố xếp tương ứng vào nhóm I II Ví dụ: Cu: [Ar] 3d10 4s1 thuộc nhóm I Zn: [Ar] 3d10 4s2 thuộc nhóm II Đối với nguyên tố f: nguyên tố xếp bảng tuần hoàn Các nguyên tố 4f có tính chất giống tương tự nguyên tố Lantan ([54Xe] 4f0 5d1 6s2) nên gọi họ Lanthanide Các nguyên tố xem xếp chung ô với nguyên tố Lantan Tương tự nguyên tố 5f xếp chung ô với nguyên tố Actini ([ 86Rn] 5f0 6d1 7s2) gọi họ Actinide 2.2.3.3 Phân nhóm Các nguyên tố có số electron hóa trị giống cấu trúc lớp vỏ electron xếp phân nhóm Các nguyên tố s, p: xếp thành phân nhóm A Phân nhóm gồm nguyên tố thuộc chu kỳ nhỏ chu kỳ lớn Riêng phân nhóm 8A có cấu hình bão hịa ns2 np6 bền vững, electron lớp ngồi khơng tham gia liên kết hóa học nên cịn gọi nhóm CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HĨA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT Ví dụ: 27 Na: [Ne] 3s1 thuộc phân nhóm IA Si: [Ne] 3s2 3p2 thuộc phân nhóm IVA Các nguyên tố d: xếp thành phân nhóm B Phân nhóm gồm nguyên tố thuộc chu kỳ lớn (từ chu kỳ 7) Ví dụ: Cu: [Ar] 3d10 4s1 thuộc phân nhóm IB Ti: [Ar] 3d2 4s2 thuộc phân nhóm IVB 2.3 Sự biến đổi tính chất nguyên tố hệ thống tuần hoàn 2.3.1 Các yếu tố ảnh hưởng đến tính chất nguyên tố Tính chất nguyên tố phụ thuộc vào trạng thái lớp điện tử hóa trị Các yếu tố ảnh hưởng đến lớp điện tử hóa trị gồm: Số thứ tự lớp vỏ điện tử hóa trị (n) Điện tích hạt nhân nguyên tử (Z) Hiệu ứng chắn lớp vỏ điện tử bên ảnh hưởng đến tương tác hạt nhân với điện tử hóa trị Hiệu ứng xâm nhập điện tử hóa trị: ns > np > nd Độ bão hòa hay bán bão hòa lớp vỏ điện tử hóa trị Trong yếu tố trên, n Z có ảnh hưởng mạnh Tùy vào mối tương quan n Z giải thích xu hướng biến đổi tính chất nguyên tố Các yếu tố cịn lại giúp giải thích tính không đặn đơn điệu xu hướng biến đổi tính chất ngun tố Trong đó, tác dụng dụng chắn yếu phân lớp (n-1)d (n-2)f dẫn đến xuất hiệu ứng đặc biệt sau: Hiệu ứng co d: Tại chu kỳ 5, sau nguyên tố s có xuất 10 nguyên tố d làm cho điện tích hạt nhân tăng vọt so với chu kỳ trước Sự tăng vọt điện tích hạt nhân tác động mạnh đến lực hút hạt nhân lên điện tử nguyên tố p nguyên tố d Hiệu ứng gọi hiệu ứng co d Hiệu ứng ảnh hưởng mạnh đến biến đổi tính chất nguyên tố p nằm chu kỳ 4, yếu chu kỳ Hiệu ứng co f: Tại chu kỳ 7, sau nguyên tố s có xuất 14 nguyên tố f làm cho điện tích hạt nhân tăng vọt so với chu kỳ trước Sự tăng vọt điện tích hạt nhân tác động mạnh đến lực hút hạt nhân lên điện tử nguyên tố p, nguyên tố d nguyên tố f Hiệu ứng gọi hiệu ứng co f Hiệu ứng ảnh hưởng mạnh đến biến đổi tính chất nguyên tố p nằm chu kỳ 6, yếu chu kỳ Dựa vào vị trí ngun tố hệ thống tuần hồn ta giải thích quy luật biến đổi tính chất nguyên tố Cụ thể tính chất: kích thước nguyên tử, lượng ion hóa, lực điện tử, độ âm điện 2.3.2 Bán kính nguyên tử (Atomic Radii) Từ mơ hình học lượng tử biết ngun tử khơng có kích thước xác định Người ta thường dùng bán kính nguyên tử sau liên kết liên kết Bán kính đo thơng qua khoảng cách hai hạt nhân phân tử hay tinh thể đơn chất Bán kính xác định theo nguyên tắc gọi bán kính hiệu dụng CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 28 Hai loại bán kính nguyên tử thường sử dụng bán kính kim loại (đo kim loại) bán kính cộng hóa trị (đo chất có chất liên kết cộng hóa trị) Thơng thường bán kính cộng hóa trị có xu hướng nhỏ bán kính kim loại tạo liên kết cộng hóa trị, lớp vỏ điện tử thường có xu hướng xen phủ với Người ta quy ước bán kính cộng hóa trị ngun tử A nửa khoảng cách nguyên tử A liên kết AA liên kết đơn cộng hóa trị rA d AA dAA Ví dụ: Trong phân tử Br2 khoảng cách hai hạt nhân Br 2,28 Ao bán kính nguyên tử Br 1,14 Ao Trong kim loại Ca khoảng cách hai hạt nhân Ca 4,0 Ao bán kính nguyên tử Ca 2,0 Ao Xu hướng biến đổi bán kính ngun tử hệ thống tuần hồn Sự biến đổi bán kính ngun tử hệ thống tuần hồn thể qua đồ thị sau: Ta nhận thấy xu hướng biến đổi bán kính nguyên tử sau: Trong chu kỳ: Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử giảm Điều giải thích số lớp điện tử điện tích hạt nhân tăng dần nên sức hút hạt nhân điện tử lớp tăng lên làm cho nguyên tử co rút lại, bán kính nguyên tử giảm dần Sự giảm bán kính ngun tử chu kỳ xảy khơng đơn điệu: giảm bán kính xảy mạnh electron điền vào phân lớp s yếu dần electron điền vào phân lớp np, (n1)d, (n2)f Điều giải thích vân đạo s có tác dụng thấm sâu vào lớp electron bên nên chịu ảnh hưởng hiệu ứng chắn lớp bên Vì bán kính ngun tử giảm mạnh chuyển từ nhóm IA sang nhóm IIA - Trong chu kỳ nhỏ, có nguyên tố s p, bán kính giảm cách rõ ràng tương đối đặn - Trong chu kỳ dài, qua nguyên tố d f điện tích hạt nhân tăng electron điền vào phân lớp (n1)d (n2)f phân lớp bên trong, chúng có tác dụng chắn bớt phần sức hút hạt nhân với lớp vỏ cùng, bán kính giảm chậm CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HĨA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 29 Trong phân nhóm chính: Khi từ xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng dần tăng dần số lớp vỏ electron (điện tích hạt nhân tăng ảnh hưởng không mạnh so với tăng số lớp vỏ) Sự tăng bán kính xảy không đặn: Từ chu kỳ 3, bán kính tăng nhanh; Từ chu kỳ 5, bán kính tăng chậm điện tích hạt nhân tăng nhiều tác dụng che chắn phân lớp (n1)d lại yếu nên bán kính tăng chậm, tượng gọi “co d”; Tương tự, từ chu kỳ 7, bán kính tăng chậm “co d” “co f” Trong phân nhóm phụ: Khi từ xuống dưới, bán kính thay đổi khơng nhiều ảnh hưởng đồng thời tăng số lớp vỏ electron “co d”, “co f”: Từ chu kỳ 5, bán kính tăng chút; Từ chu kỳ 6, bán kính tăng chậm chí khơng tăng mà cịn giảm 2.3.3 Bán kính ion (Ionic Radii) Bán kính ion thường tính từ khoảng cách hai hạt nhân kề tinh thể ion Nó áp dụng cho hợp chất ion Khi nguyên tử nhường điện tử trở thành ion dương (cation): Bán kính ion dương ln nhỏ bán kính nguyên tử tương ứng Ví dụ: Bán kính kim loại kiềm ion dương tương ứng sau: Nguyên tử Bán kính (nm) Ion Bán kính (nm) Li Na K Rb Cs 0,123 0,157 0,2025 0,216 0,235 Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ 0,068 0,095 0,133 0,148 0,169 Khi nguyên tử nhận điện tử trở thành ion âm (anion): Bán kính ion âm ln lớn bán kính ngun tử tương ứng Ví dụ: Bán kính nguyên tố Halogen ion tương ứng sau: Nguyên tử Bán kính (nm) Ion Bán kính (nm) CuuDuongThanCong.com F Cl Br I 0,064 0,099 0,1142 0,1333 F– Cl– Br– I– 0,136 0,181 0,196 0,216 https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 30 Xu hướng biến đổi bán kính ion hệ thống tuần hồn Trong phân nhóm, từ xuống dưới, ion có điện tích có bán kính tăng dần Các ion đẳng điện tử (cùng cấu hình điện tử) có bán kính giảm điện tích hạt nhân tăng Ví dụ: Sự giảm bán kính ion có cấu hình điện tử 1s2 2s2 2p6 Ion C4– N3– O2– F– Ne Na+ Mg2+ Al3+ Bán kính (nm) 0,260 0,171 0,140 0,136 0,112 0,095 0,065 0,050 Trong chu kỳ, cation có điện tích ngun tố d có bán kính giảm dần từ trái sang phải Các cation có cấu hình điện tử khí có bán kính lớn cation có cấu hình điện tử d19 2.3.4 Năng lượng ion hóa (Ionization Energy) Năng lượng ion hóa (I) lượng cần tiêu tốn để tách electron khỏi ngun tử lập thể khí trạng thái M(K) + I1 M+(K) + e Người ta phân biệt lượng ion hóa thứ (I1), thứ hai (I2), thứ ba (I3), … tùy thuộc vào trình bứt electron thứ nhất, thứ hai, thứ ba,… , I1 < I2 < … M+(K) + I2 M2+(K) + e M3+(K) + e M2+(K) + I3 … Dấu lượng ion hóa quy ước theo dấu nhiệt động học: dấu () tương ứng với trình thu nhiệt Đơn vị đo: eV/nguyên tử KJ/mol 1eV/nguyên tử 96,5 KJ.mol1 Đối với nguyên tố: I1 < I2 < I3 < … Năng lượng ion hóa cho biết phần khả nhường điện tử, tức tính khử hay tính kim loại đơn chất Xu hướng biến đổi lượng ion hóa hệ thống tuần hồn Sự biến đổi lượng ion hóa thứ hệ thống tuần hoàn thể qua đồ thị sau: CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 31 Năng lượng ion hóa tăng Năng lượng ion hóa thứ (KJ.mol-1) Năng lượng ion hóa tăng Trong chu kỳ, từ trái sang phải, lượng ion hóa tăng dần bán kính giảm dần nên lực hút hạt nhân lên điện tử tăng dần Trong phân nhóm, từ xuống dưới, lượng ion hóa giảm dần bán kính tăng dần nên lực hút hạt nhân lên điện tử giảm dần Tuy nhiên tăng giá trị lượng ion hóa theo chu kỳ khơng đơn điệu, tiểu phân có cấu hình điện tử bão hịa hay bán bão hịa có lượng ion hóa cao bình thường độ bền cấu hình Ví dụ: Trong chu kỳ ta thấy IB < IBe IO < IN 2.3.5 Ái lực điện tử (Electron Affinity) Ái lực điện tử (A) lượng tỏa hay cần cung cấp để ngun tử lập thể khí nhận thêm điện tử để trở thành ion âm X(K) + A1 X(K) + e Người ta phân biệt lực điện tử thứ (A1), thứ hai (A2), thứ ba (A3), … tùy thuộc vào trình nhận thêm electron thứ nhất, thứ hai, thứ ba,…, A2, A3, … ln phải tiêu tốn lượng X2(K) + A2 X(K) + e X3(K) + A3 X2(K) + e … CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 32 Dấu lực điện tử quy ước theo dấu nhiệt động học: - Dấu () tương ứng với trình tỏa nhiệt - Dấu (+) tương ứng với trình thu nhiệt (Cần lưu ý: có tài liệu sử dụng dấu lực điện tử ngược với dấu nhiệt động học) Đơn vị đo: eV/nguyên tử KJ.mol1 1eV/nguyên tử 96,5 KJ.mol1 Đối với nguyên tố, A1 có giá trị âm dương, cịn A2, A3,… ln ln có giá trị dương q trình nhận thêm điện tử vào ion âm cần phải tiêu tốn lượng Năng lượng lực điện tử cho biết phần khả nhận điện tử, tức tính oxi hóa hay tính khơng kim loại đơn chất Xu hướng biến đổi lượng ion hóa hệ thống tuần hồn Sự biến đổi lực điện tử nguyên tố hệ thống tuần hoàn thể sau: Ái lực điện tử thứ (KJ.mol-1) Ái lực điện tử tăng Ái lực điện tử tăng Trong chu kỳ, từ trái sang phải, lực điện tử tăng dần có cực đại halogen bán kính giảm dần CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt HÓA ĐẠI CƢƠNG A1 LÝ THUYẾT CẤU TẠO CHẤT 33 Trong phân nhóm, từ xuống dưới, lực điện tử giảm dần bán kính tăng dần Cũng trường hợp lượng ion hóa, tăng giá trị lực điện tử xảy không đơn điệu, tiểu phân có cấu hình điện tử gần bão hịa hay bán bão hịa có lực điện tử cao bình thường độ bền cấu hình Ví dụ: Trong chu kỳ ta thấy: lực điện tử Li > Be C > N 2.3.6 Độ âm điện (Electronegativity) Độ âm điện biểu thị khả nguyên tố kéo điện tử phía hình thành liên kết hóa học với nguyên tử nguyên tố khác Độ âm điện sử dụng để giải thích chất liên kết hóa học nguyên tử Có nhiều thang độ âm điện, phổ biến thang độ âm điện Pauling Mulliken Pauling đề nghị công thức xác định độ âm điện sau: Xét phân tử A2, B2 AB có liên kết mang tính cộng hóa trị với lượng liên kết EAA, EBB EAB Nếu liên kết cộng hóa trị 100%, ta có: EA B EA A EBB , kcal/mol hay E EAB EAA EBB kcal / mol Nếu liên kết AB bị phân cực mối liên hệ độ âm điện E tính theo cơng thức: B A Trong đó: E 0,208 E 23,06 F gán Mulliken đề nghị công thức xác định độ âm điện sau: A Trong đó: I1 A1 Li gán Xu hướng biến đổi lượng ion hóa hệ thống tuần hồn Trong chu kỳ, từ trái sang phải, độ âm điện tăng dần điện tích hạt nhân tăng lúc bán kính nguyên tử giảm làm lực hút hạt nhân điện tử tăng Trong phân nhóm, từ xuống dưới, độ âm điện giảm dần điện tích hạt nhân tăng hiệu ứng chắn điện tử lớp bên làm lực hút hạt nhân điện tử giảm 2.3.7 Tính kim loại-khơng kim loại Biến thiên tính kim loại-khơng kim loại phù hợp với biến thiên độ âm điện Trong chu kỳ, từ trái sang phải, tính kim loại giảm dần nên tính khử giảm Và tính khơng kim loại tăng dần nên tính oxi hóa tăng Trong phân nhóm, từ xuống dưới, tính kim loại tăng dần nên tính khử tăng Và tính khơng kim loại giảm dần nên tính oxi hóa giảm CuuDuongThanCong.com https://fb.com/tailieudientucntt ... 1. 2 .1. 1 .1 Bản chất sóng xạ điện từ 1. 2 .1. 1.2 Năng lượng xạ điện từ 1. 2 .1. 1.3 Thuyết lượng tử Planck 1. 2 .1. 1.4 Bản chất hạt xạ điện từ 1. 2 .1. 1.5 Bản... 11 1. 2.3 .1. 2 Nguyên lý bất định Heisenberg .11 1. 2.3 .1. 3 Hàm sóng .12 1. 2.3 .1. 4 Phương trình sóng Schrodinger .12 1. 2.3.2 Orbital (vân đạo) 13 1. 2.3.3... hiệu vân đạo 0 1 K 1s 0 L 2s ? ?1, 0, +1 0 1 ? ?1, 0, +1 2, ? ?1, 0, +1, +2 (3d) 0 4s ? ?1, 0, +1 2px 2py 2pz 3s M 3px 4px 16 3py 3pz 4py 4pz N 2, ? ?1, 0, +1, +2 (4d) 3, 2, ? ?1, 0, +1, +2, +3 (4f)