Giáo trình hóa đại cương của thầy – BÀI GIẢNG HÓA ĐẠI CƯƠNG GV. TS LÊ MINH TÂM TP, 2018 Chương 2: – StuDocu

BÀI GIẢNG HÓA ĐẠI CƯƠNG

GV. TS LÊ MINH TÂM

TP, 2018

Chương 2: Cấu Tạo Nguyên Tử TS Lê Minh Tâm

Chương II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

I. NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ

1. Nguyên tử và các hạt cơ bản
– Nguyên tử là hạt cấu tạo nên vật chất. Chúng
có khối lượng, kích thước rất nhỏ bé nhưng có
cấu tạo rất tinh vi.
– Cấu tạo nguyên tử :
– Hạt nhân : tích điện dương (+)
– Lớp vỏ điện tử : tích điện âm (–)
* nguyên tử trung hòa về điện

• Các hạt căn bản của nguyên tử:

Tên hiKý ệu

Khối lượng Điện tích
kg đvC culomb đve
Eletron
Proton
Neutron

e p n

9,1095-

1,6726-

1,6745-

0,

1,

1,

–1,60219-

+1,60219-

0

– 1

+ 1

0

2. Quang phổ nguyên tử
– Quang phổ của ánh sáng là quang phổ liên tục.

Hình : Phổ bức xạ điện từ của ánh sáng

Chương 2: Cấu Tạo Nguyên Tử TS Lê Minh Tâm

Ba định đề của Bohr :

• Định đề 1: electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo tròn đồng tâm xác định
  gọi là quỹ đạo bền
• Định đề 2 : Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra năng lượng điện từ.
• Định đề 3 : Năng lượng sẽ được phát xạ hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ đạo
  bền này sang quỹ đạo bền khác
  ΔE = Eđ – Ec = hν

Hình : sự đổi khác trạng thái của e * * III. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

1. Tính sóng hạt của các hạt vi mô**

• Cơ học lượng tử quan niệm rằng các hạt vi mô có cả tính chất hạt và tính chất sóng.
• Bản chất hạt : các hạt vi mô đều có khối lượng m, kích thước r và chuyển động
  với một tốc độ v xác định.
• Bản chất sóng : khi hạt vi mô chuyển động sẽ tạo ra một sóng, truyền đi với
  bước sóng λ. Được nghiên cứu qua hiện tượng giao thoa và nhiễu xạ.
• Quan hệ giữa tính sóng hạt của các hạt vi mô được thể hiện qua hệ thức:

mv λ = h ( L. de Broglie ) h – hằng số Plank = 6,625. 10-27 erg

• Ví dụ:
• Đối với electron: m = 9,1-31kg, chuyển động với tốc độ v = 10 6 cm/s sẽ tạo
  nên sóng với bước sóng λ = 7,3-10m. CÓ thể dùng mạng tinh thể chất rắn
  làm mạng nhiễu xạ để phát hiện sóng này:

Chương 2: Cấu Tạo Nguyên Tử TS Lê Minh Tâm

• Đối với hạt vĩ mô: m = 1g, chuyển động với tốc độ v = 1cm/s sẽ tạo nên sóng
  6,6-29m. bước sóng quá bé, không phát hiện được.
  2. Nguyên lý bất định Heisenberg
• Bản chất sóng – hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt vi mô,
  thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đưa ra năm 1927: không thể đồng thời
  xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô.

mh Δ x. Δ v ≥ m = 2 π ho Δx – độ bất định về vị trí o Δv – độ bất định về vận tốc* Đối với hạt vi mô xác lập m h là hằng số nên khi vận tốc của hạt càng được xác

định chính xác (Δv càng bé) thì tọa độ của nó sẽ được xác định càng kém chính xác
(Δx càng lớn)và ngược lại.
Đối với hạt vi mô, khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron
chúng ta không thể nói đến đường đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất
có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian.
3. Khái niệm đám mây electron
– Không thể dùng khái niệm quỹ đạo để mô tả sự chuyển động của electron.
– Cơ học lượng tử quan niệm: khi chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử,
electron đã tạo ra một vùng không gian bao quanh hạt nhân mà nó có thể có
mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau.
– Vùng không gian này có thể hình dung như một đám mây electron. Nơi nào
electron thường hay xuất hiện hơn thì đám mây dày đặc hơn, nghĩa là mật độ
của đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron.
– Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng vì electron
có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa vô cùng. Quy ước: đám mây
electron là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất
có mặt của electron. Hình dạng của đám mây được biểu diễn bằng bề mặt giới
hạn vùng không gian đó.
4. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử
a. Phương trình sóng Schrödinger
– Phương trình sóng Schrödinger được xem là định luật cơ học lượng tử về sự
chuyển động của các hạt vi mô, tương tự như các định luật của Newton trong
cơ học cổ điển.
– Theo cơ học lượng tử, việc nghiên cứu cấu trúc của các hệ vi mô là việc giải
phương trình sóng Schrödinger đối với hệ vi mô đó.

Chương 2: Cấu Tạo Nguyên Tử TS Lê Minh Tâm

• n càng tăng thì E và r càng tăng
• Giá trị: n = 1, 2, 3, …, ∞
• Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n được gọi là
  một mức năng lượng.
  n 1 2 3 … ∞
  Các mức năng lượng E 1 E 2 E 3 … E∞
• Giải thích quang phổ vạch của nguyên tử hydro:

Hình : Các mức nguồn năng lượng và dãy quang phổ nguyên tử hydro o Ở điều kiện kèm theo thông thường electron ở mức nguồn năng lượng thấp nhất ( mức bền nhất ) : mức cơ bản. o Khi hấp thu nguồn năng lượng, electron sẽ chuyển lên mức cao hơn : mức kích thích, kém bền hơn → electron sẽ nhanh gọn chuyển về mức cơ bản, phát ra nguồn năng lượng đã hấp thụ dưới dạng những sóng ánh sáng :

λ

E E E hc

Δ = kt − cb =

o E là những giá trị rời rạc → λ là những giá trị rời rạc → quang phổ của những nguyên tử là quang phổ vạch. o Đối với mỗi nguyên tố : ΔE là đặc trưng → λ là đặc trưng → quang phổ của mỗi nguyên tử là đặc trưng

• Các electron nằm trên cùng một mức năng lượng họp thành một lớp electron.
  n 1 2 3 4 5 6 7
  lớp electron K L M N O P Q
  b. Số lượng tử orbital (phụ) l và hình dạng đám mây electron
• Xác định:
  o Năng lượng của đám mây trong nguyên tử nhiều electron

Chương 2: Cấu Tạo Nguyên Tử TS Lê Minh Tâm

o Trong nguyên tử nhiều electron : những mức nguồn năng lượng hoàn toàn có thể bị tách ra thành nhiều phân mức nguồn năng lượng. Mỗi phân mức nguồn năng lượng được đặc trưng bởi một số lượng tử orbital l. l càng tăng, nguồn năng lượng của những phân mức càng lớn. o Hình dạng đám mây electron

• Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1)
  o Lớp n có n giá trị của l
• Những electron có cùng giá trị n và l tạo thành một phân lớp electron.
  Số lượng tử orbital l 0 1 2 3
  Tên phân lớp electron s p d f
  → Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…
  c. Số lượng tử từ ml và các orbital nguyên tử
• Xác định:
  o Sự định hướng của đám mây trong từ tường
  o Mỗi giá trị của ml ứng với một cách định hướng của đám mây electron.
• Giá trị: m l = 0, ±1, …, ± l. Như vậy, mỗi giá trị của l có (2 l + 1) giá trị của ml.
• Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng tử n, l, ml được gọi là orbitan
  nguyên tử (AO).

Hình : hình dạng AO s, pHình : Hình dạng AO d

Chương 2: Cấu Tạo Nguyên Tử TS Lê Minh Tâm

b. Nguyên lý vững bền:
_Trong điều kiện bình thường nguyên tử phải ở trạng thái có năng lượng thấp nhất

• trạng thái cơ bản, những trạng thái có năng lượng cao hơn là trạng thái kích
  thích._
  c. Quy tắc Klechcowski:
• Trong một nguyên tử nhiều electron, trật tự điền các electron vào các phân lớp
  (đặc trưng bởi n và l) sao cho tổng (n + l) tăng dần.
• Khi hai phân lớp khác nhau có cùng giá trị (n + l) thì electron được xếp vào
  phân mức có n tăng dần.
  Phân mức: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
  (n + l) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8
  d. Quy tắc Hund:
  Khi electron không đủ để bão hòa một phân mức thì trạng thái năng lượng thấp
  nhất ứng với trường hợp khi các orbital được sử dụng tối đa, spin của các cặp
  electron không cặp đôi phải song song.

• Ví dụ: O 1s 2 2s 2 2p 4
• Quy ước: Điền electron có spin dương trước, âm sau
  3. Công thức electron nguyên tử.
  Ví dụ: N 1s 2 2s 2 2p 3
  – các số 1, 2… – giá trị của số lượng tử chính
  – các chữ s, p… – ký hiệu của số lượng tử orbital
  – các số mũ – cho biết số electron có trên phân mức

Chương 3: Hệ Thống Tuần Hoàn TS Lê Minh Tâm

Chương III. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ

Mendeleev: “tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất củanhững
nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn vào trọng lượng nguyên tử của các nguyên tố”.
Theo quan niệm hiện đại: “ Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các
hợp chất phụ thuộc tuần hoàn vào chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các
nguyên tố”.
**II. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC
NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1. Các họ nguyên tố s, p, d, f
   a. Các nguyên tố họ s:**
   Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng
   • ns 1 : kim loại kiềm
   • ns 2 : kim loại kiềm thổ
     b. Các nguyên tố họ p:
     Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng
     np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6
     B – Al C – Si N – P O – S halogen khí trơ
     c. Các nguyên tố họ d:
     Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp trước ngoài cùng
   • (n – 1)d1 – 10: 10 nguyên tố chuyển tiếp (kim loại chuyển tiếp)
     d. Các nguyên tố họ f:
     Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai phân lớp trước
     ngoài cùng.
     (n – 2)f1 – 14: các nguyên tố đất hiếm
   • 4f1 – 14: lantanoit
   • 5f1 – 14: actinoit

Chương 3: Hệ Thống Tuần Hoàn TS Lê Minh Tâm
o Nhóm VIIB: ns 2 (n – 1)d 5
o Nhóm VIIIB: ns 2 (n – 1)d6,7,
o Nhóm IB: ns 2 (n – 1)d 9 → ns 1 (n – 1)d 10 (bão hòa sớm)
o Nhóm IIB: ns 2 (n – 1)d 10

• Mỗi phân nhóm phụ có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn phân nhòm chính
  o Riêng PNP VIIIB có 9 ngtố
  o PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2):
  ƒ 6s 2 4f1 – 14: lantanoit
  ƒ 7s 2 5f1 – 14: actinoit
• Số thứ tự PNP = tổng số electron ở lớp ngoài cùng và phân lớp ngoài cùng (ngoại
  trừ PNP IB, IIB, VIIB)
  4. Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong
  bảng HTTH
  a. Biết vị trí nguyên tố trong HTTH → công thức e nguyên tử của nguyên tố
  Ví dụ: Se: STT = 34 → Z = 34
  Chu kỳ 4 → n = 4
  Nhóm VIA → 4s 2 4p 4
  → công thức electron nguyên tử: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
  b. Biết công thức e nguyên tử → vị trí nguyên tố trong HTTH
  Ví dụ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 4d 10
  Z = Σe = 47
  Electron hóa trị: 5s 1 4d 10 → X ở chu kỳ 5, PNP IB → nguyên tố là Ag
  **II. SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH

1. Tổng quan:**
   • Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo 3
     chiều: ngang, dọc và đường chéo (không quan trọng):
   • Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau → tính chất hóa
     học tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng → lực hút của hạt
     nhân đối với e ngoài cùng giảm:

Chương 3: Hệ Thống Tuần Hoàn TS Lê Minh Tâm

o tính sắt kẽm kim loại tăng, tính phi kim giảm o tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

• Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài
  cùng tăng → lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng

o tính kim loại giảm, tính phi kim tăng
o tính khử giảm, tính oxi hóa tăng
2. Bán kính nguyên tử và ion

• Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu, hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau.
  Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt nhân
  nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng (bán kính hiệu dụng r)
• Bán kính hiệu dụng phụ thuộc:
  o bản chất nguyên tử
  o đặc trưng liên kết
  o trạng thái tập hợp

Chương 3: Hệ Thống Tuần Hoàn TS Lê Minh Tâm

2. Năng lượng ion hóa I: đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử.

• Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên tử ở
  thể khí và không bị kích thích.
  X(k) = X+(k) + e I = ΔH
• I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử càng
  mạnh.
• Trong một chu kỳ từ trái sang phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng dần.
• Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống I giảm do số lớp e tăng → tăng
  hiệu ứng chắn.
• Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.
  Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng, còn e
  lớp ngoài cùng ns 2 không thay đổi. Do đó:
• Z tăng rất nhanh → tăng lực hút hạt nhân đến e ns 2 ở lớp ngoài cùng
• Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns nên hiệu ứng chắn hầu như
  không tăng → tăng hiệu ứng xâm nhập của các e s của lớp ngoài cùng.

Chương 3: Hệ Thống Tuần Hoàn TS Lê Minh Tâm

3. Ái lực electron F : đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tố.

• Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở thể
  khí không bị kích thích.
  X(k) + e = X-(k), F = ΔH
• F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tính oxi
  hóa của nguyên tố càng mạnh.
• Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X- nhưng ngược dấu: FX −= IX −

4. Độ âm điện χ : đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên kết với
nguyên tử của nguyên tố khác.
– Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi tương
tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn
– Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện
– Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, nhìn chung độ âm điện tăng lên.
– Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.

• Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được xác
  định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
  5. Số oxi hóa
  • Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của nguyên
    tố đó tạo nên trong phân tử.
  • Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với
    giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ các ion
    o Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm
    o Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 – số thứ tự nhóm

Chương IV: Liên Kết Hóa Học TS Lê Minh Tâm

o Bản chất nguyên tử tương tác o Kiểu hợp chất o Dạng hình học phân tử

• Năng lượng liên kết:
  Là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết hay năng lượng giải phóng khi
  tạo thành liên kết.
  Năng lượng liên kết phụ thuộc vào:
  o Độ dài
  o Độ bội (bậc liên kết)
  o Độ bền liên kết
  II. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
  Có hai phương pháp thông dụng là phương pháp liên kết hóa trị (VB) và phương
  pháp orbital phân tử (MO).
  1. Phương pháp liên kết hóa trị (phương pháp VB)
  a. Liên kết cộng hóa trị theo phương pháp VB
  Ví dụ: Phân tử H 2
  Ở một thời điểm bất kỳ các hạt nhân và các e có vị trí tương đối như sau:
  1
  2

a b Hình 4. Vị trí tương đối của electron và hạt nhân trong phân tử H 2 Phương trình sóng Schrodinger viết cho hệ phân tử H – H :

82 () 0

2 22 22 22 ∂ ∂ x Ψ + ∂ ∂ y Ψ + ∂ ∂ z Ψ + π hm E − V Ψ =Với V là thế năng của hệ :22 12 22 12 122 2 ab a a b rbe re re re re r V = e + − − − −

• Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, chỉ có tương tác giữa e và hạt nhân của
  từng nguyên tử riêng lẻ. Lúc đó sự chuyển động của e được mô tả bằng hàm
  sóng của nguyên tử H:
  Ψ a 1 = 1 e − ra 1
  π

Ψ b 2 = 1 e − rb 2
π

Chương IV: Liên Kết Hóa Học TS Lê Minh Tâm

Một cách gần đúng, hàm sóng Ψ của phân tử H 2 : Ψ = Ψ a 1 Ψ b 2

• Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau: e 1 không chỉ chịu tác động của hạt nhân
  a mà còn chịu lực hút của nạt nhân nguyên tử còn lại b, và ngược lại. Do vậy
  hàm sóng được bổ sung thêm đại lượng:
  Ψ’=Ψ a 2 Ψ b 1
  Một cách gần đúng:
  Ψ H 2 = c 1 Ψ a 1 Ψ b 2 + c 2 Ψ a 2 Ψ b 1
  Thế Ψ H 2 vào phương trình sóng Schrodinger thu được 2 đáp số:
  c 1 = c 2 = CS
  c 1 = – c 2 = CA
  Có 2 hàm sóng đặc trưng cho sự chuyển động của các e trong phân tử H 2 :

Ψ S = CS (Ψ a 1 Ψ b 2 +Ψ a 2 Ψ b 1 ) – hàm đối xứng

Ψ A = CA (Ψ a 1 Ψ b 2 −Ψ a 2 Ψ b 1 ) – hàm phản đối xứng

Ý nghĩa vật lý:
– ΨS – tổ hợp tuyến tính cộng, ứng với trường hợp 2e của H 2 có spin ngược dấu,
mật độ e tăng lên trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực hút xuất hiện
nên liên kết được hình thành
– ΨA – tổ hợp tuyến tình trừ, ứng với trường hợp 2e của H 2 có spin cùng dấu, mật
độ e giảm xuống trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực đẩy xuất hiện
nên liên kết không hình thành
*Liên kết giữa các nguyên tử H được tạo thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị.
b. Nội dung cơ bản của phương pháp VB về liên kết cộng hóa trị:
– Liên kết cộng hóa trị hình thành trên cơ sở trên cặp e ghép đôi có
spin ngược dấu và thuộc về đồng thời cả hai nguyên tử tương tác.
Vì vậy, liên kết cộng hóa trị còn được gọi là liên kết hai tâm –
hai điện tử, phương pháp VB còn được gọi là phương pháp cặp electron định
chỗ.
– Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự che phủ lẫn nhau giữa các AO hóa
trị của các nguyên tử tương tác.
– Liên kết cộng hóa trị càng bền khi mật độ xen phủ của các AO
càng lớn. Độ che phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng của
các AO và hướng xen phủ của chúng.
c. Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị:
– Cơ chế tạo liên kết cộng hóa trị:
o Cơ chế ghép đôi:

Source: https://vh2.com.vn
Category : Khoa Học