Hóa học - Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Nội dung text: Hóa học - Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1. CHƯƠNG 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HỒN CÁC NGUYÊN TỐ HĨA HỌC (Thời lượng: 5t LT + 2t BT) 1
2. 1. NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ SỞ CỦA HĨA HỌC 2
3. 1.1 Nguyên tử và phân tử Nguyên tử là tiểu phân nhỏ nhất của một nguyên tố hĩa học, khơng thể chia nhỏ hơn được nữa về mặt hĩa học và trong phản ứng hĩa học nguyên tử khơng thay đổi. Ví dụ: Nguyên tử Na, Cu, H, O. . . Phân tử là tiểu phân nhỏ nhất của một chất cĩ khả năng tồn tại độc lập và khơng thể chia nhỏ hơn được nữa mà khơng mất đi những tính chất hĩa học của nĩ. Ví dụ: Phân tử HCl, NaOH 3
4. 1.2 Khối lượng nguyên tử, khối lượng phân tử Khối lượng nguyên tử theo đơn vị thơng thường (g, kg) thường rất nhỏ  sử dụng đơn vị khối lượng quy ước. Sử dụng 1/12 khối lượng nguyên tử 12C làm đơn vị quy ước: đơn vị khối lượng nguyên tử (đvklnt). 1đvklnt = 1,66.10-27kg 4
5. 1.2 Khối lượng nguyên tử, khối lượng phân tử Khối lượng nguyên Ký Tên KLNT tử (tương đối) của một hiệu gọi (đvklnt) nguyên tố là khối H Hydro 1 O Oxy 16 lượng tính bằng đơn vị Na Natri 23 quy ước của một Fe Sắt 56 nguyên tử nguyên tố Cu Đồng 64 đĩ. N Nitơ 14 5
6. 1.2 Khối lượng nguyên tử, khối lượng phân tử Khối lượng phân tử (tương đối) của một chất là khối lượng tính bằng đơn vị quy ước của một phân tử chất đĩ. Cách tính: Cộng các KLNT của tất cả các nguyên tố tham gia trong phân tử. 6
7. 1.3 Khái niệm mol Mol là lượng chất chứa 6,023.1023 tiểu phân cấu trúc của chất. Tiểu phân này cĩ thể là nguyên tử, phân tử hay ion 23 Số 6,022.10 : gọi là số Avogadro (ký hiệu N0). 7
8. 1.4 Đơn chất và hợp chất Đơn chất là chất mà phân tử của nĩ chỉ gồm các nguyên tử của một nguyên tố liên kết với nhau. Ví dụ: Cu, H2, Cl2, O2. . . Hợp chất là chất mà phân tử của nĩ gồm những nguyên tử của các nguyên tố khác loại liên kết với nhau. Ví dụ: HCl, NaCl, H PO . . . 3 4 8
9. 1.5 ĐỊNH LUẬT BẢO TỒN KHỐI LƯỢNG Khối lượng của các chất tham gia phản ứng bằng khối lượng của các chất sản phẩm phản ứng (Lomonoxov- 1756). Ví dụ : Mg + 1/2O2 = MgO Tuy định luật cĩ sự hạn chế nhưng vẫn giữ nguyên giá trị và ý nghĩa với các nhà hĩa học 9
10. 1.6 Phương trình trạng thái khí ko Đối với khí lý tưởng m PV = nRT hay PV = RT M P : áp suất chất khí V : thể tích M : khối lượng, g T : nhiệt độ tuyệt đối; n : số mol khí; R : hằng số khí. 10
11. 1.6 Phương trình trạng thái khí Giá trị của R=? Nếu P đo bằng Pa (kg.m-1s-1), V đo bằng m3 thì R = 8,314 J/mol.độ Nếu P đo bằng mmHg, V đo bằng ml thì R = 62400 mmHg/mol.độ Nếu P đo bằng atm, V đo bằng lít thì R = 0,082 atm.lít/mol.độ 11
12. 2. KHÁI NIỆM VỀ NGUYÊN TỬ 12
13. 2.1 Nguyên tử và các hạt electron, proton, neutron Nguyên tử được tạo thành từ những tiểu phân nhỏ hơn là electron (ký hiệu e) và hạt nhân. Electron: mang điện tích âm. Trong nguyên tử, các electron chuyển động xung quanh hạt nhân tạo nên lớp vỏ electron. Hạt nhân: được cấu tạo chủ yếu từ các hạt proton (ký hiệu p) và neutron (ký hiệu n). Proton mang điện tích dương, cịn neutron khơng mang điện. 13
14. 2.1 Nguyên tử và các hạt electron, proton, neutron Khối lượng Điện tích Hạt Tuyệt đối Tương đối Tuyệt đối Tương đối Kg đvC Culong Đơn vị tĩnh điện Đơn vị e 9,109390.10 -31 0,000549 -1,602177.10 -19 -4,802298.10 -10 -1 Electron 1,672623.10 -27 1,007277 +1,602177.10 -19 +4,802298.10 -10 +1 Proton -27 Neutron 1,674929.10 1,008665 0 0 0 14
15. 2.1 Nguyên tử và các hạt electron, proton, neutron Khối lượng hạt nhân = N + Z Tổng A = N + Z được gọi là số khối Một nguyên tử được đặc trưng đầy đủ bằng số khối A và số Z Ký hiệu A X Z 15
16. 2.1 Nguyên tử và các hạt electron, proton, neutron 35 Ví dụ: 17 Cl cho biết điều gì? ✓ Nguyên tố hĩa học: Cl ✓ Số hiệu nguyên tử là 17 ✓ Số khối là 35 Suy ra được điều gì nữa khơng? 16
17. Hiện tượng đồng vị Các nguyên tử của cùng một nguyên tố cĩ cùng số Z nhưng khác nhau về số N (nên khác về số A). Nguyên tử khối trung bình? Ví dụ: Clo trong tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 35Cl chiếm 75,77% và 37Cl. Tính nguyên tử khối trung bình của Clo. 17
18. 2.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr Thuyết cấu tạo nguyên tử Thomson (1903): nguyên tử gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong tồn bộ thể tích nguyên tử và những electron chuyển động giữa điện tích dương đĩ. 18
19. 2.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr Thuyết cấu tạo nguyên tử Rutherford (1911): nguyên tử gồm hạt nhân tích điện dương tập trung phần lớn khối lượng nguyên tử và các electron tích điện âm quay xung quanh hạt nhân. 19
20. 2.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr (1913) 20
21. 2.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr Electron quay xung quanh hạt nhân khơng phải trên những quỹ đạo bất kỳ mà trên những quỹ đạo trịn, đồng tâm cĩ bán kính nhất định gọi là những quỹ đạo bền (hay quỹ đạo cho phép). Khi quay trên những quỹ đạo bền này, electron khơng phát ra năng lượng điện tử. Năng lượng E chỉ phát ra hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ đạo bền này sang quỹ đạo bền khác và bằng hiệu số năng lượng của electron ở trạng thái đầu Eđ và trạng thái cuối Ec 21 E = Ed − Ec = h
22. 2.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr E = Động năng + Thế năng Động năng = mv2/2 22
23. 2.2 Thuyết cấu tạo nguyên tử Bohr Cấu tạo nguyên tử Hydro theo Bohr -Tính tốn bán kính các quỹ đạo bền cĩ thể cĩ, tốc độ, năng lượng electron. -Giải thích được bản chất quang phổ vạch nguyên tử. 23
24. 3. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 24
25. 3.1 Các luận điểm cơ sở của cơ học lượng tử về sự chuyển động của hạt vi mơ Tính chất sĩng hạt của các hạt vi mơ Các hạt vi mơ cĩ cả tính chất hạt và tính chất sĩng, nghĩa là chúng thể hiện đồng thời như những hạt và sĩng. ❖ Phương trình thể hiện bản chất sĩng – hạt: 25
26. 3.1 Các luận điểm cơ sở Nguyên lý bất định Heisenberg (1927) Khơng thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mơ.  h x. v = m 2 m h: hằng số Plank (6,626.10-34 J.s) m: khối lượng electron (9,1.10-34 kg) x Độ bất định về vị trí. v Độ bất định về tốc độ. 26
27. 3.1 Các luận điểm cơ sở Rút ra kết luận: Đối với hạt vi mơ, khi biết chính xác tốc độ chuyển động chúng ta khơng thể nĩi đến đường đi chính xác của nĩ, mà chỉ cĩ thể nĩi đến xác suất cĩ mặt của nĩ ở chổ nào đĩ trong khơng gian. 27
28. 3.1 Các luận điểm cơ sở Phương trình sĩng Schrodinger (1926)  2   2   2  8 2 m + + + (E −V ) = 0 x 2 y 2 z 2 h 2 m - khối lượng hạt vi mơ; h - hằng số Plank; E - năng lượng tồn phần của hạt vi mơ V - thế năng của hạt vi mơ  - hàm sĩng đối với các biến x, y, z mơ tả sự chuyển động của hạt vi mơ ở điểm cĩ tọa độ x, y, z 28
29. 3.2 Trạng thái electron trong nguyên tử H và ion 1 electron. Các số lượng tử và ý nghĩa Phương trình sĩng Schrodinger đối với nguyên tử Hydro cĩ dạng:  2  2  2 8 2m e2 2 + 2 + 2 + 2 (E + ) = 0 x y z h 4 o r 29
30. 3.2 Trạng thái electron trong nguyên tử H và ion 1 electron. Các số lượng tử và ý nghĩa Giải phương trình: Hàm sĩng của electron luơn luơn chứa 3 thơng số khơng thứ nguyên và là những số nguyên. Gọi là những số lượng tử. Ký hiệu là: 1. n 2. l 3. ml 30
31. Đám mây electron hay orbital nguyên tử ❑ Định nghĩa: vùng khơng gian gần hạt nhân, trong đĩ xác suất cĩ mặt electron khoảng 90% và cĩ hình dạng được xác định bởi bề mặt tạo thành từ các điểm cĩ mật độ xác suất cĩ mặt bằng nhau. Ví dụ: đám mây electron của electron duy nhất trong nguyên tử H cĩ dạng khối cầu, bán kính r = 0.53 Ao 31
32. Số lượng tử chính n và mức năng lượng Số lượng tử chính n xác định trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử. 4 2 2 me 2 −18 Z Z En = − 2 2 2 Z = −2,18.10 2 J = −13,6 2 eV 8 0 n h n n Số lượng tử chính cĩ những giá trị nguyên dương từ 1 đến ∞ Trạng thái năng lượng của electron được xác định bằng gía trị nhất định của n được gọi là mức năng lượng 32
33. Số lượng tử chính n và mức năng lượng Ở điều kiện bình thường electron ở mức năng lượng thấp. Khi hấp thu năng lượng nĩ sẽ chuyển lên mức năng lượng cao Thời gian tồn tại ngắn Xuất hiện các dãy quang phổ 33
34. Số lượng tử chính n và mức năng lượng Mức năng lượng cĩ giá trị tăng theo giá trị của n : n 1 2 3 E E E E E n 1 2 3 E =0.00 J n= n=4 E = -1.36*10 - 1 9 J n=3 4 E = -2.42*10 - 1 9 J 3 n=2 E = -5.45*10 - 1 9 J 2 E = -2.18*10 - 1 8 J n=1 1 Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund 34
35. Số lượng tử chính n và mức năng lượng Những electron được đặc trưng bằng cùng một số lượng tử chính n, nghĩa là cùng mức năng lượng họp thành lớp lượng tử hay lớp electron. Số lớp lượng tử chính n 1 2 3 4 5 6 Ký hiệu lớp electron K L M N O P Ngồi ra, số lượng chính n xác định kích thước đám mây electron. 35
36. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Điều kiện lượng tử hĩa: đám mây electron khơng thể cĩ hình dạng bất kỳ. Hình dạng của đám mây electron được xác định hịan tồn bằng số lượng tử orbital l. Số lượng tử orbital (hay số lượng tử phụ hay phương vị) cĩ thể cĩ các giá trị: l = 0, 1, 2, 3,. . ., (n -1) Ví dụ: n = 1  l = ? n = 2  l = ?  n = 3 l = ? 36
37. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Trạng thái năng lượng của electron của các electron ở cùng mức năng lượng khơng giống nhau hồn tồn mà cĩ khác biệt chút ít. Gọi trạng thái năng lượng của electron được đặc trưng bằng số lượng tử orbital l là phân mức năng lượng. l càng lớn thì phân mức năng lượng cĩ giá trị càng cao. 37
38. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Ký hiệu Số lượng tử orbital 0 1 2 3 4 5 Ký hiệu phân lớp electron s p d f g h •Trạng thái của electron trong nguyên tử tương ứng với những giá trị xác định của n và l được biểu diễn bằng tổ hợp của n và l như sau: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4f. . . •Tổ hợp này cho biết: phân mức năng lượng và phân lớp electron, đám mây electron. 38
39. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Số lượng tử orbital l xác định hình dạng đám mây electron. Nghĩa là ứng với mỗi giá trị của l đám mây electron cĩ hình dạng khơng đổi. 39
40. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Trạng thái s ( l = 0) Đám mây electron tương ứng với trạng thái s ( l = 0) cĩ dạng khối cầu. z z z y y y x x x s 40 p d
41. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Trạng thái p ( l = 1) Đám mây electron tương ứng với trạng thái p (l = 1) cĩ dạng 2 khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau. z z z y y y x x x s p 41 d
42. Số lượng tử orbital l và hình dạng đám mây electron Trạng thái d ( l = 2) Đám mây electron tương ứng với trạng thái d (l = 2) cĩ dạng 4 khối cầu biến dạng tiếp xúc z z nhau. z y y y x x x s p d 42
43. Số lượng tử từ ml và các orbital nguyên tử Các đám mây electron định hướng khác nhau trong khơng gian theo những qui luật xác định bởi thơng số thứ 3 là số lượng tử từ ml. Số lượng tử từ ml cĩ những giá trị nguyên dương và âm. Cứ mỗi gía trị của l cĩ (2l + 1) giá trị ml, từ –l đến +l Như vậy, ứng với mỗi phân mức năng lượng cĩ (2l + 1) kiểu định hướng khác nhau của đám mây electron trong khơng gian. 43
44. Số lượng tử từ ml và các orbital nguyên tử Orbital s Phân lớp s (l = 0) cĩ một orbital (vì ml chỉ cĩ một gía trị = 0) nĩ cĩ dạng khối cầu và được gọi là orbital s z y x s 44 z z z y y y x x x p x p p y z
45. Số lượng tử từ ml và các orbital nguyên tử Orbital px, py, pz z y Phân lớp p (l = 1) cĩ ba orbital , chúng cĩ dạng hai khối cầu tiếp xúc nhau và định hxướng theo các trục x, y, z tương ứng với các gía trị m = -1, 0, +1), s l chúng được gọi là các orbital px, py, pz z z z y y y x x x p x p p y z 45
46. Số lượng tử từ ml và các orbital nguyên tử Orbital d (5 orbital) – dxy , dxz , dyz : định hướng theo các đường phân giác của các gĩc tạo bởi các trục ký hiệu tương ứng ; – dx2 −y2 : định hướng theo các trục x , y; – d 2 : định hướng chủ yếuz theo trục z. z z z y y y x x x d d 2 2 xz dz2 z x - y z y y x x d d 46 yz xy
47. Mối liên hệ giữa các số lượng tử n, l và ml 47
48. Số lượng tử spin ms Số lượng tử spin hay số lượng tử từ spin ms xác định trạng thái chuyển động riêng của electron. Sự chuyển động riêng của electron được giải thích bằng sự tự quay của electron quanh trục của mình. Số lượng tử từ spin chỉ cĩ hai giá trị: +1/2 hoặc - 1/2 ứng với chiều quay thuận và ngược chiều kim đồng hồ 48
49. 3.3 Trạng thái của electron trong nguyên tử nhiều electron và cấu hình electron của nguyên tử Nhận xét: Trong nguyên tử một electron chỉ cĩ tương tác hút giữa hạt nhân và electron. Trong nguyên tử chứa nhiều electron ngồi tương tác hút giữa electron và hạt nhân cịn xuất hiện tương tác đẩy giữa electron và electron. 49
50. Trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron Trạng thái electron trong nguyên tử nhiều electron cũng được xác định hồn tồn bởi bốn số lượng tử. Trạng thái năng lượng được xác định khơng những bằng số lượng tử chính n mà cịn bởi cả số lượng tử orbital l 50
51. •Hiệu ứng chắn Hiệu ứng chắn đặc trưng cho tương tác đẩy của các lớp electron bên trong đối với các electron bên ngồi. Các electron bên ngồi hình như bị hạt nhân hút bởi điện tích Z* < Z của hạt nhân. Z* gọi là điện tích hiệu dụng. S = Z – Z* gọi là hiệu ứng chắn (hay hằng số chắn) cĩ ý nghĩa cho biết electron bên ngồi đã bị các lớp electron bên trong chắn một đại lượng là bao nhiêu đơn vị proton 51
52. •QUY TẮC THỰC NGHIỆM SLATER •xác định hiệu ứng chắn Viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng các nhĩm: (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p) Sau đĩ xét tiếp 3 trường hợp: 1. Đối với các electron trên các orbital ns, np 2. Đối với các electron trên các orbital nd, nf 3. Đối với electron trên otbital 1s 52
53. •QUY TẮC THỰC NGHIỆM SLATER xác định hiệu ứng chắn 1. Đối với các electron trên orbital ns, np: a. Đối với các electron bên phải nhĩm: khơng xét b. Các electron cịn lại của nhĩm: mỗi electron gĩp 0,35 (đơn vị proton) c. Các electron ở lớp (n-1): mỗi electron gĩp 0,85 (đơn vị proton) d. Các electron ở lớp (n-2) và sâu hơn: mỗi electron gĩp 1 (đơn vị proton) 53
54. •QUY TẮC THỰC NGHIỆM SLATER •xác định hiệu ứng chắn 2. Đối với các electron trên orbital nd, nf a. Các 1a, 1b vẫn áp dụng b. Các quy tắc 1c, 1d thay đổi như sau: đối với tất cả các electron bên trái nhĩm: mỗi electron gĩp 1 (đơn vị proton) 3. Đối với electron trên orbital 1s: gĩp 0,3 đơn vị proton 54
55. •Hiệu ứng xâm nhập Các electron lớp bên ngồi cĩ thể xuyên qua các electron lớp bên trong để xâm nhập vào gần hạt nhân. Hiệu ứng xâm nhập ngược với hiệu ứng chắn. Electron xâm nhập càng mạnh thì sẽ bị hút càng mạnh và cĩ năng lượng càng thấp. 55
56. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử và cấu hình electron nguyên tử Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Trong nguyên tử khơng thể cĩ 2 electron cĩ cùng bốn số lượng tử (khẳng định khơng thể cĩ hai electron cùng cĩ mặt một lúc tại thời điểm nào đĩ trong nguyên tử). ➢➢➢ Mỗi orbital nguyên tử được đặc trưng bằng ba số lượng tử n, l, ml nhất định chỉ cĩ thể chứa tối đa 2 electron cĩ spin khác nhau. 56
57. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử và cấu hình electron nguyên tử Biểu diễn orbital bằng ơ vuơng (ơ lượng tử) cịn electron bằng mũi tên nhỏ. Electron ghép đơi Electron độc thân 57
58. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử và cấu hình electron nguyên tử Tính tốn số electron tối đa trong lớp và phân lớp: Trong lớp: 2n2 Trong phân lớp: 2(2l + 1) Ví dụ: Trong lớp M, trong phân lớp p, d cĩ tối đa bao nhiêu electron? 58
59. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử và cấu hình electron nguyên tử Nguyên lý vững bền: trạng thái bền vững nhất của electron trong nguyên tử là trạng thái ứng với năng lượng nhỏ nhất. ➢➢➢ Trong nguyên tử các electron trước hết phải chiếm trạng thái cĩ năng lượng thấp rồi mới đến trạng thái cĩ năng lượng cao. Như vậy: các electron lần lượt sắp vào các orbital cĩ năng lượng từ thấp đến cao. 59
60. Sự sắp xếp electron trong nguyên tử và cấu hình electron nguyên tử Quy tắc Hund: trạng thái bền của nguyên tử tương ứng với sự sắp xếp electron thế nào cho trong giới hạn một phân mức năng lượng giá trị tuyệt đối của tổng spin electron phải cực đại. ➢➢➢ Trong giới hạn một phân lớp lượng tử các electron sẽ sắp xếp trên các orbital nguyên tử thế nào cho số electron độc thân là cực đại. 60
61. Quy tắc Kleshkovski Dựa vào n và l để suy đốn trật tự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử: I: Sự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử xảy ra theo thứ tự từ những orbital cĩ tổng số giá trị hai số (n + l) nhỏ hơn đến lớn hơn. II: Sự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử cĩ tổng số giá trị hai số lượng tử (n + l) như nhau sẽ xảy ra theo hướng tăng dần giá trị số lượng tử chính n. 61
62. Quy tắc Kleshkovski Ví dụ 1: K (Z=19) Electron thứ 19 sẽ sắp vào orbital 3d hay 4s? Ví dụ 2: Sc (Z=21) Electron thứ 21 sẽ sắp vào orbital 3d, 4p hay 5s (cĩ n+l như nhau)? 62
63. Sơ đồ đơn giản trình bày trật tự sắp xếp electron vào các orbital nguyên tử? 63
64. Cấu hình electron nguyên tử Để biểu diễn cấu trúc electron trong nguyên tử người ta hay dùng cấu hình electron nguyên tử. Cấu hình electron được biểu diễn bằng tập hợp các ký hiệu trạng thái lượng tử của nguyên tử cĩ chứa electron, kèm theo ký hiệu này cĩ ghi số electron được sắp xếp vào trạng thái đĩ dưới dạng số mũ. Ví dụ: N (Z = 7): 1s22s22p3 64
65. IV. HỆ THỐNG TUẦN HỒN CÁC NGUYÊN TỐ HĨA HỌC 65
66. 4.1 Định luật tuần hồn Định luật: Tính chất của các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các hợp chất của những nguyên tố hĩa học phụ thuộc vào điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố. Rút ra: Điện tích hạt nhân nguyên tử là đại lượng quyết định và đặc trưng cho tính chất nguyên tố 66
67. 4.2 Hệ thống tuần hồn và cấu trúc electron nguyên tử Nhĩm ▪ Các nhĩm nguyên tố được bố trí thành cột dọc và cĩ STT từ I đến VIII. ▪ Trong mỗi nhĩm chia thành phân nhĩm chính và phân nhĩm phụ. ▪ Phân nhĩm chính gồm những nguyên tố điển hình của nhĩm, bắt đầu từ những nguyên tố chu kỳ 2 tạo thành cột dọc dài hơn ▪ Phân nhĩm phụ bắt đầu từ những nguyên tố ở chu kỳ 4 ▪ Lưu ý: phân nhĩm phụ nhĩm III cĩ phân nhĩm phụ thứ cấp 67
68. 4.2 Hệ thống tuần hồn và cấu trúc electron nguyên tử
69. 4.2 Hệ thống tuần hồn và cấu trúc electron nguyên tử Chu kỳ Chu kỳ của nguyên tố được bố trí theo hàng ngang và cĩ STT từ 1 đến 7. Số nguyên tố trong mỗi chu kỳ tuân theo quy luật nhất định: Ba chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ. Chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt gồm 2 nguyên tố, 2 chu kỳ cịn lại mỗi chu kỳ cĩ 8 nguyên tố. Chu kỳ 4, 5 cĩ 18 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhĩm chính và 10 nguyên tố phân nhĩm phụ). 70
70. 4.2 Hệ thống tuần hồn và cấu trúc electron nguyên tử Chu kỳ 6 cĩ 32 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhĩm chính; 10 nguyên tố phân nhĩm phụ và 14 nguyên tố Lantanit). Chu kỳ 7 là chu kỳ dở dang gồm 28 nguyên tố (2 nguyên tố phân nhĩm chính, 8 nguyên tố phân nhĩm phụ và 14 nguyên tố Actinit). 71
71. Nguyên tố s, p, d và f ▪ Nguyên tố s: những nguyên tố cĩ electron ngồi cùng sắp xếp vào orbital s. ▪ Định nghĩa tương tự cho các nguyên tố p. ▪ Nguyên tố d: electron xếp vào phân lớp d lớp kề ngồi cùng, nghĩa là các orbital (n-1)d ▪ Nguyên tố f: electron sắp xếp vào phân lớp f lớp thứ 3 kể từ ngồi vào, nghĩa là các orbital (n-2)f Ví dụ: 11Na: nguyên tố s; 15P: nguyên tố p; 21Sc: nguyên tố d 72
72. 4.3 Cấu trúc hệ thống tuần hồn dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử Chu kỳ Chu kỳ là dãy liên tục các nguyên tố, bắt đầu từ nguyên tố s, kết thúc bằng nguyên tố p và giữa những nguyên tố này cĩ thể cĩ các nguyên tố d và f. Số thứ tự của chu kỳ trùng với số lượng tử chính n đặc trưng cho các electron lớp ngồi cùng của các nguyên tố. ➢➢ Số thứ tự chu kỳ bằng với số lớp electron cĩ trong nguyên tử. Ví dụ: 11Na cĩ chu kỳ là bao nhiêu trong bảng HTTH? 73
73. 4.3 Cấu trúc hệ thống tuần hồn dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử Nhĩm Nhĩm gồm các nguyên tố cĩ số electron ở lớp ngồi cùng (nguyên tố s và p) hoặc của những phân lớp ngồi cùng (nguyên tố d) giống nhau và bằng số thứ tự của nhĩm. Những electron lớp ngồi cùng gọi là electron hĩa trị vì cĩ khả năng tham gia tạo liên kết. ➢➢ Số nhĩm của nguyên tố bằng tổng số electron lớp ngồi cùng (nguyên tố s và p). Riêng đối với nguyên tố d cĩ ngoại lệ, tính theo bảng sau: 74
74. 4.3 Cấu trúc hệ thống tuần hồn Cấu hình electron của nhĩm Nhóm Nguyên tố s và p Nguyên tố d I ns1 (n-1)d10ns1 II ns2 (n-1)d10ns2 III ns2np1 (n-1)d1ns2 IV ns2np2 (n-1)d2ns2 V ns2np3 (n-1)d3ns2 VI ns2np4 (n-1)d5 ns1 VII ns2np5 (n-1)d5ns2 VIII ns2np6 (n-1)d6,7,8ns2 75 Lưu ý: nhĩm IB (ví dụ: 29Cu) và VIB (ví dụ: 24Cr)
75. 4.3 Cấu trúc hệ thống tuần hồn dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử Phân nhĩm Phân nhĩm gồm các nguyên tố cĩ cấu trúc electron lớp ngồi cùng giống nhau. Phân nhĩm chính (A): các nguyên tố s và p. Phân nhĩm phụ (B): các nguyên tố d, f. 76
76. 4.3 Cấu trúc hệ thống tuần hồn dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử Ơ Ơ là vị trí cụ thể của mỗi nguyên tố, chỉ rõ toạ độ của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hồn. Số thứ tự của ơ chính là số điện tích hạt nhân hay số electron cĩ trong nguyên tử của nguyên tố. 77
77. 4.3 Cấu trúc hệ thống tuần hồn dưới ánh sáng cấu tạo nguyên tử Tĩm lại Khi xác định vị trí của nguyên tố trong bảng HTTH phải xác định được các yếu tố sau: ❖ Chu kỳ ❖ Nhĩm ❖ Phân nhĩm ❖ Số thứ tự của ơ 78
78. Ví dụ : 1) Cho ion A3+ cĩ 20e, viết cấu hình electron của A. Hãy cho biết vị trí của A trong bảng phân loại tuần hồn. A3+ cĩ 20e A cĩ z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 A thuộc chu kỳ 4, nhĩm VB 2) Nguyên tố B thuộc chu kỳ 5, nhĩm IIA, viết cấu hình e của B n = 5 ; 2A : 5s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6 5s2 79
79. Ví dụ : Ví dụ 2 : 1) Cho nguyên tố X cĩ z = 26, viết cơng thức e của X, X2+, X3+, ion nào bền hơn ? 2) Cho X cĩ 4 số lượng tử của e cuối cùng như sau : n = 3 l = 2 ml = 0 ms = + ½, . Viết cơng thức e của X, vị trí ? (Biết ml xếp tăng dần) 80
80. 4.4 Các tính chất biến đổi tuần hồn của các nguyên tố a. Tính kim loại – phi kim b. Bán kính nguyên tử - ion c. Năng lượng ion hĩa d. Ái lực điện tử e. Độ âm điện f. Số oxi hĩa 81
81. a. Tính kim loại - phi kim Theo các nhĩm, từ trên xuống, tính kim loại của nguyên tố tăng, tính phi kim loại giảm và do đĩ tính khử của nguyên tử tăng và tính oxy hĩa giảm. Trong một chu kỳ theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân, các nguyên tố cĩ tính kim loại giảm, như vậy tính khử giảm và tính oxy hĩa tăng lên 82
82. •b. Bán kính nguyên tử và ion (r) Là đại lượng qui ước vì khơng thể xác định chính xác. Đối với nguyên tử tự do: khoảng cách từ hạt nhân đến vị trí cực đại xa nhất của xác suất cĩ mặt electron của electron ngồi cùng. 83
83. •b. Bán kính nguyên tử và ion (r) Trong các chu kỳ đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm dần. Nguyên tố Li Be B C N O F Bán kính,Ao 1.52 1.13 0.88 0.77 0.70 0.66 0.64 Sự giảm diễn ra rõ ràng trong những chu kỳ nhỏ, khơng rõ ràng ở chu kỳ lớn. Nguyên tố K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Bán kính,Ao 2.27 1.97 1.61 1.45 1.31 1.25 1.37 1.24 Nguyên tố Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Bán kính,Ao 1.25 1.25 1.28 1.34 1.22 1.22 1.21 1.17 1.14 84
84. •b. Bán kính nguyên tử và ion (r) Trong nhĩm chính khi đi từ trên xuống bán kính nguyên tử tăng dần Trong phân nhĩm phụ đi từ trên xuống: từ nguyên tố thứ 1 đến nguyên tố thứ 2 tăng, sang nguyên tố thứ 3 khơng tăng. Lý do: sự co lantanit hay actinit Phân nhóm IVB Nguyên tử Bán kính Ao Ti 1.45 Zr 1.59 Hf 1.56 85
85. •b. Bán kính nguyên tử và ion (r) Sự thay đổi bán kính ion các nguyên tố cũng tuân theo những qui luật trên Đối với các ion dương của Ion Cr2+ Cr3+ cùng nguyên tố, bán kính R o o giảm theo chiều tăng điện tích 0,83 A 0,64 A ion. Đối với các ion trong cùng phân nhĩm cĩ điện tích giống nhau: bán kính tăng theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. Đối với các ion đẳng electron: theo chiều tăng điện tích hạt nhân bán kính ion sẽ giảm khi điện tích ion tăng đối với ion dương và khi điện tích ion giảm đối với ion âm. K+: 2.27, Ca2+:0.99, S2-: 1.81, Cl-: 1.84 86
86. •c. Năng lượng ion hĩa (I) Năng lượng ion hĩa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một electron ra khỏi nguyên tử ở thể khí khơng bị kích thích. X (k) - e = X+(k), I Như vậy năng lượng ion hĩa là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhường electron. I càng nhỏ tính kim loại và tính khử càng mạnh. I phụ thuộc vào cấu trúc electron nguyên tử 87
87. •c. Năng lượng ion hĩa (I) Đối với nguyên tử nhiều electron I1 < I2 < I3 Chu kỳ: Tăng từ đầu đến cuối chu kỳ. Lưu ý: cặp Be – B, N – O, Mg – Al, P – S 88
88. •c. Năng lượng ion hĩa (I) ❖ Phân nhĩm chính: theo chiều tăng điện tích hạt nhân năng lượng ion hĩa giảm. ❖ Phân nhĩm phụ: theo chiều tăng điện tích hạt nhân năng lượng ion hĩa tăng. Phân nhóm VA Phân nhóm VB Nguyên tố Z I1(eV) Nguyên tố Z I1(eV) As 33 9,81 V 23 6,74 Sb 51 8,64 Nb 41 6,88 Bi 83 7,29 Ta 73 7,89
89. • d. Aùi lực electron (F) Ái lực electron F là đại lượng đặc trưng cho khả năng nhận electron của nguyên tử, đặc trưng cho tính phi kim. Ái lực electron là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một electron vào nguyên tử ở thể khí khơng bị kích thích. X (k) + e = X-(k), -F Quá trình kết hợp thêm electron vào nguyên tử phát ra năng lượng → F cĩ giá trị âm. F càng âm nguyên tử càng dễ nhận electron, do đĩ tính phi kim loại và tính oxy hĩa càng mạnh. 90
90. • d. Aùi lực electron (F) Theo chu kỳ: từ trái sang phải, F tăng. Theo nhóm: từ trên xuống dưới , F giảm F lớn nhất: các nguyên tố p nhóm VII (các halogen). F nhỏ nhất: s2, p3, s2p6 91
91. • e. Độ âm điện ϰ Độ âm điện cho biết khả năng của nguyên tử một nguyên tố hút mật độ electron về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác. Trong chu kỳ: theo chiều tăng điện tích hạt nhân độ âm điện tăng Trong nhĩm: theo chiều này độ âm điện giảm. Như vậy nguyên tố nhĩm I (kim loại kiềm) cĩ ϰ nhỏ nhất và các nguyên tố nhĩm VII (các halogen) cĩ ϰ lớn nhất. 92
92. •f. Số oxy hĩa Hĩa trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết hĩa học mà một nguyên tử nguyên tố đĩ tạo nên trong phân tử. Số oxy hĩa là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính với giả thiết hợp chất được tạo thành từ các ion
93. •f. Số oxy hĩa Số oxy hĩa dương cao nhất: tăng dần theo chu kỳ và bằng số thứ tự của nhĩm Số oxy hĩa âm thấp nhất: giảm dần theo chu kỳ và cĩ trị số bằng 8 trừ đi số thứ tự nhĩm. 94
94. THANK YOU! 95