Bai ging hoa hc di cng vu minh trn

TÁC GIẢ: GIẢNG VIÊN BỘ MƠN HĨA HỌC

BÀI GIẢNG HĨA HỌC ĐẠI CƯƠNG

TÊN HỌC PHẦN
MÃ HỌC PHẦN
TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO
DÙNG CHO SINH VIÊN NGÀNH

: HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG
: 26201
: ĐẠI HỌC CHÍNH QUY
: KỸ THUẬT

HẢI PHỊNG - 2015

1


2


LỜI NÓI ĐẦU
Để giúp các em sinh viên học tập mơn Hóa Đại cương, bộ mơn Hóa trường Đại
học Hàng hải đã biên soạn tập bài giảng Hóa Đại cương. Nội dung của tập bài
giảng bám sát chương trình khung của Bộ Giáo dục Đào tạo dành cho khối sinh
viên ngành kĩ thuật.
Dù đã hết sức cố gắng xong cuốn bài giảng có thể vẫn cịn nhiều thiếu sót.
Vì vậy, các tác giả rất mong nhận được những đóng góp của đông đảo đồng
nghiệp, bạn đọc, các em sinh viên để tập bài giảng được hoàn thiện hơn trong
những lần xuất bản sau.

Hải Phòng, tháng 8 năm 2015
Tác giả

3


Tên học phần: Hoá học đại cương

Mã HP: 26201

a. Số tín chỉ: 3 TC
BTL
b. Đơn vị giảng dạy: Bộ mơn Hóa học
c. Phân bổ thời gian:
- Tổng số (TS): 50
tiết.
- Thực hành (TH): 10
tiết.
- Hướng dẫn BTL/ĐAMH (HD): 0 tiết.
- Kiểm tra phần tự học của sinh viên: 1 tiết
- Tự học: 56 tiết.

ĐAMH

- Lý thuyết (LT): 28 tiết.
- Bài tập (BT): 9
tiết.
- Kiểm tra (KT): 2
tiết.

d. Điều kiện đăng ký học phần: Khơng.
e. Mục đích, u cầu của học phần:
Kiến thức: Cung cấp cho sinh viên những kiến thức cơ bản của phần lí thuyết Hố học, làm cơ
sở để sinh viên tiếp thu những môn khoa học tự nhiên và những môn khoa học cơ sở của các
ngành kĩ thuật.
Kỹ năng: Trang bị cho sinh viên các kỹ năng tự học, kỹ năng kỹ năng tra cứu tài liệu,
kỹ năng thực hành thực tập.
Thái độ nghề nghiệp: Giúp cho sinh viên có thái độ học tập, làm việc tích cực; ln có ý
thức kỷ luật trong cơng việc.
f. Mô tả nội dung học phần: Cấu tạo nguyên tử, phân tử; hiệu ứng nhiệt, chiều và giới
hạn quá trình, vận tốc phản ứng, cần bằng hóa học, Các loại dung dịch, các q trình điện hóa.
g. Người biên soạn: Bộ mơn Hóa học
h. Nội dung chi tiết học phần:
TÊN CHƯƠNG MỤC

TS

Phần 1. LÍ THUYẾT
Chương 1. Cấu tạo nguyên tử và định luật tuần hoàn.
1.1.Mở đầu

5

PHÂN PHỐI SỐ TIẾT
LT BT TH HD KT
4
1

1.2. Hạt nhân nguyên tử

1

1.3. Nguyên tử một electron

0.5

1.4. Nguyên tử nhiều electron

0.5

1.5. Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học.

1

Nội dung tự học: 8 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Chương 2. Liên kết hoá học và cấu tạo phân tử
2.1. Các đặc trưng cơ bản của liên kết.
2.2.Liên kết ion. thuyết liên kết ion, điều kiện, điên hố
trị, tính chất của liên kết ion.

4

4

3
0,5
0,75

1

1


2.3. Liên kết cộng hoá trị: Nội dung cuẩ thuyết liên kết
cộng hóa trị, tính bão hồ và cách tính hố trị cộng hố
trị, tính định hướng và cấu trúc khơng gian của phân tử.
2.4. Thuyết lai hố: khái niệm, các dạng lai hoá.

0,75

2.5. Các liên kết yếu: liên kết hyđrô, lực Vanderwaals.

0,5

Nội dung tự học: 6 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Chương 3. Hiệu ứng nhiệt của quá trình hố học .
3.1. Một số khái niệm: hệ, trạng thái, quá trình.

0,5

4

3
0,5

3.2. Nội năng, entanpi, hiệu ứng nhiệt của quá trình .

1

3.3. Định luật Hess và các hệ quả.

1

3.4. Sự phụ thuộc hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ, định luật
Kirchhoff.
Nội dung tự học: 6 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Chương 4. Chiều và giới hạn q trình hố học.
4.1. Entrôpi – thước đo độ hỗn độn.

0,5

4

1
3
0,5

1

1

5.2. Vận tốc phản ứng với năng lượng hoạt hoá, entropy
hoạt hoá.
5.3. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến vận tốc phản ứng (quy

tắc VantHoff và phương trình Arrhenius).
5.4. Ảnh hưởng của nồng độ đến vận tốc phản ứng (định
luật tác dụng khối lượng, và bậc của phản ứng).
5.5. Ảnh hưởng của xúc tác đến vận tốc phản ứng.

5

1

0,5

4

Nội dung tự học: 6 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Chương 6. Cân bằng hoá học.
6.1. Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng.

1

1

4.2. Thế đẳng nhiệt, đẳng áp và chiều tự xảy ra của quá
trình.
4.3. Các yếu tố ảnh hưởng đến G của quá trình: ảnh
hưởng của nhiệt độ, ảnh hưởng của áp suất, ảnh hưởng
của thành phần hoá học .
Nội dung tự học: 4 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà

- Làm các bài tập giáo viên giao
Kiểm tra lần 1
Chương 5. Vận tốc phản ứng
5.1. Một số khái niệm .

2
0,5

1

0,5
0,5
0,5

4

3
1

1


6.2. Phương trình đẳng nhiệt Van’t Hoff và hằng số cân
bằng
6.3. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học, nguyên
lý chuyển dịch cân bằng.
Nội dung tự học: 6 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Chương 7. Dung dịch phân tử.

7.1. Các hệ thống khuyếch tán, nồng độ dung dịch.

1
1

5

3
0,5

7.2. Q trình hồ tan (tính thuận nghịch, các tương tác,
nhiệt hoà tan).
7.3. Độ tan (khái niệm; độ tan của chất rắn, chất lỏng
trong dung môi lỏng; độ tan của chất khí trong dung mơi
lỏng).
7.4. Áp suất hơi bão hồ của dung dịch.

0,5

7.5. Nhiệt độ sôi của dung dịch.

0,25

7.6. Nhiệt độ kết tinh của dung dịch.

0,25

7.7. Áp suất thẩm thấu của dung dịch.

0,25

7.8. Điều kiện áp dụng các định luật: Raoult, VantHoff.

0,25

Nội dung tự học: 6 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Kiểm tra phần tự học của sinh viên
Chương 8. Dung dịch điện li.
8.1. Hiện tượng điện li và thuyết điện li.

1

1

0,5

0,5

4

2
1
0,25

8.2. Phân loại chất điện li: chất điện li mạnh, chất điện li
yếu, sự điện li của axit, bazơ, muối trong nước.
8.3. Độ điện li ( khái niệm, công thức liên hệ giữa  và
i).

8.4. Trạng thái cân bằng trong dung dịch chất điện li yếu(
Kf, Kf  ).

0,25

8.5. Chất điện li ít tan (T, T  S , các hệ quả).
8.6. Sự điện li của nước, độ pH và chỉ thị màu axit-bazơ.

0,25

8.7. Thuyết axit-bazơ của Bronsted.

0,25

8.8. Sự thủy phân của muối.

0,25

1
1

0,25
0,25

0,25

Nội dung tự học: 4 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Kiểm tra lần 2

1

Chương 9. Phản ứng oxi hố khử và các q trình
điện hố .
9.1. Phản ứng oxi hoá khử (khái niệm, cân bằng phương
trình, tính thuận nghịch, cặp ox/kh).

6

5

4
0,5

1


9.2. Hoá học về pin: cấu tạo và hoạt động của pin, các
quy ước, các bước nhảy thế giữa hai pha tiếp xúc và SĐĐ
của pin.

1

9.3. Thế điện cực (khái niệm , cách xác định).

0,5

9.4. Nhiệt động lực học về pin và điện cực: Thiết lập
công thức Nernst, ứng dụng công thức Nernst.

1

9.5. Chiều và trạng thái cân bằng của phản ứng Oxi - hóa
khử.

0,5

9.6. Điện phân: q trình ơxi hóa- khử ở các điện cực, điện thế
phân hủy.

0,5

Nội dung tự học: 8 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
- Làm các bài tập giáo viên giao
Chương 10. Hiện tượng bề mặt và dung dịch keo

1

1

10.1 Hiện tượng bề mặt

0,5

10.2 Dung dịch keo

0,5

Nội dung tự học: 2 tiết
- Sinh viên tự đọc trước bài giảng ở nhà
Phần 2. THÍ NGHIỆM

10

Bài 1: Vận tốc phản ứng

2

Bài 2: Cân bằng hóa học.

2

Bài 3: Dung dịch

2

Bài 4: Dung dịch điện ly.

2

Bài 5: Điện hóa

2

0

i. Mơ tả cách đánh giá học phần
- Thi kết thúc học phần là thi viết, thời gian làm bài: từ 60 đến 75 phút, thi 8 đề, mỗi đề

gồm 4 đến 5 câu trong ngân hàng câu hỏi.
- Thang điểm: Thang điểm chữ A+, A, B+, B, C+, C, D+, D, F.
- Sinh viên phải tham dự ít nhất 75% số giờ trên lớp mới đủ điều kiện dự thi kết thúc
học phần.
Cụ thể như sau:
TT
I
1
2
3

Các chỉ tiêu kiểm tra, đánh giá
Điểm X = (0,1X1+ 0,6X2+0,3%X3) (Đk: Xi>=4; i=2, 3)
Điểm chuyên cần: X1

Phương pháp đánh
giá

Điểm danh, quan sát
thái độ học tập
Điểm kiểm tra: X2 (Trung bình 2 bài kiểm tra trên lớp và 1 Viết
bài kiểm tra tự học)
Thí nghiệm: X3
Chấm tường trình thí
nghiệm

7

Trọng số
(%)

50


II
Thi kết thúc học phần (THP - Y)
ĐHP (Z) = 0,5X + 0,5Y
Điều kiện: Y>=2, nếu Y<2 thì Z=0
k. Giáo trình:

Viết

50

[1]. Cơ sở lý thuyết hố học (phần 1). PGS Nguyễn Đình Chi. NXB Giáo dục. Hà Nội 2001
[2]. Cơ sở lý thuyết hoá học (phần 2). PGS Nguyễn Hạnh. NXB Giáo dục. Hà Nội 2001.
l, Tài liệu tham khảo
[1]. Giáo trình Bài tập hố học đại cương. Bộ mơn Hố. Trường Đại học Hàng Hải
[2]. Hóa học đại cương. Lâm Ngọc Thiềm, Bùi Duy Cam. NXB Đại học Quốc gia Hà Nội
2007
[3]. Cơ sở lý thuyết q trình Hóa học. Vũ Đăng Độ. NXB Giáo dục Hà Nội 2002
[4]. Bài tập hóa học đại cương. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải. NXB Đại học Quốc gia Hà Nội
2005
[5]. Hóa học đại cương (Tập 1& Tập 2). Đào Đình Thức. NXB Đại học Quốc gia Hà Nội
2002
[6]. Hóa học đại cương. Lê Mậu Quyền. NXB Khoa học kĩ thuật Hà Nội 2001.
m. Ngày phê duyệt: ...../....../......
n. Cấp phê duyệt:
Trưởng Khoa/Viện/Trung tâm

TS. Phạm Tiến Dũng

Trưởng Bộ môn

ThS. Phạm Thị Dương

8

Người biên soạn

Bộ mơn Hóa học


o. Tiến trình cập nhật Đề cương:
Cập nhật lần 1: ngày 23/10/2014
Nội dung: Rà soát theo kế hoạch Nhà trường (từ T4/2014) gồm:
- Chỉnh sửa, làm rõ các Mục e, i theo các mục tiêu đổi mới căn bản.
- Mục h: bổ sung Nội dung tự học cuối mỗi chương mục, chuyển
một số nội dung giảng dạy sang phần tự học.
- Bổ sung các mục m, n, o.

Người cập nhật

TS. Vũ Minh Trọng
Trưởng Bộ môn

TS. Phạm Tiến Dũng
Người cập nhật

Cập nhật lần 2: 14/10/2015
Nội dung:

- Cập nhật nội dung đánh giá học phần mới.
- Mô tả cách thức đánh giá học phần.

TS. Vũ Minh Trọng
Trưởng Bộ môn
ThS. Phạm Thị Dương
Người cập nhật

Cập nhật lần 3:
Nội dung:

Trưởng Bộ môn

Cập nhật lần 4:
Nội dung:

Người cập nhật

Trưởng Bộ môn

9


CHƯƠNG I
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

1.1 MỞ ĐẦU
Các nhà triết học cổ đại đã giả thiết nguyên tử tồn tại như những hạt vơ cùng nhỏ khơng
thể nhìn thấy, khơng thể chia nhỏ được. Cho đến nay sự tồn tại của nguyên tử đã được xác nhận

bằng thực nghiệm.
Đến cuối thế kỷ thứ 19, hàng loạt những phát minh quan trọng về vật lý như khám phá
ra các hạt cơ bản: e, p, n... Kết quả phát minh này đã làm cho chúng ta thêm sáng tỏ nguyên tử
là hệ vi mô có cấu trúc khá phức tạp.
Bảng 1.1 Khối lượng và điện tích của các hạt trong nguyên tử
Khối lượng (m)

Loại hạt
kg

Điện tích (q)
u

C

Electron

9,1.10-31

5,55.10-4

- 1,6.10-19C = -eo

Proton

1,672 10-27

1,007

+ 1,6.10-19C = +eo

Nơtron

1,675 10-27

1,009

0

Đầu tiên, Thomson – Lorentz đã đưa mẫu nguyên tử ở dạng hình cầu với đường kính
khoảng d = 10-10 m = 1A0. Tâm của hình cầu là hạt nhân tích điện dương, các electron chuyển
động xung quanh hạt nhân.
Tiếp sau, vào năm 1911 Rucherford đã đề xuất mẫu hành tinh ngun tử. Ơng ví trái đất
và các hành tinh khác như các electron quay quanh mặt trời được coi là hạt nhân. Mẫu hành
tinh nguyên tử do Rucherford đề xướng được hoàn thiện thêm một bước nữa bởi lý thuyết của
Borh.
Thuyết của Borh đã đưa ra các luận điểm sau:
* Các electron chuyển động xung quanh hạt nhân với quỹ đạo, bán kính hồn tồn xác
định và được gọi là trạng thái dừng.
* Các electron chuyển động trên quỹ đạo này có năng lượng xác định và năng lượng
của chúng được bảo tồn.
* Khi electron nhận năng lượng thì chúng chuyển lên quỹ đạo xa hạt nhân hơn, ở quỹ
đạo này electron ở trạng thái không bền và chúng chuyển về quỹ đạo gần hạt nhân hơn đồng
thời giải phóng năng lượng dưới dạng bức xạ điện từ theo công thức sau:
E = Ec − Et = h.

10


Với ν - tần số,  =

c



 E =

hc



. Bước sóng λ của bức xạ điện từ do electron chuyển

từ trạng thái có mức năng lượng cao xuống trạng thái có mức năng lượng thấp hơn đã tạo ra
dãy vạch quang phổ của nguyên tử hiđro.
Tuy nhiên thuyết Bohr còn nhiều điểm thiếu sót, hạn chế.
1.2 HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
- Hạt nhân nguyên tử được cấu tạo bởi hai loại hạt proton và nơtron nên chúng được
mang điện tích dương. Điện tích dương của hạt nhân (Z+) bằng số proton trong hạt nhân và
bằng số thứ tự của nguyên tố đó trong bảng hệ thống tuần hồn.
- Số khối A = Z + N

Z : Số proton ; N : Số nơtron.

- Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử.
- Ký hiệu nguyên tử :

A
Z

X . Ví dụ : Clo ( 1735 Cl ,

37
17

Cl ...)

Đồng vị: Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số
proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối của chúng khác nhau.
Ví dụ: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị
37
17

35
17

Cl (75,53%) và

Cl (24,47%). Hai đồng vị này đều có 17 proton nhưng số nơtron lần lượt là 18 và 20 hạt.

Do phần lớn các nguyên tố hóa học là hỗn hợp nhiều đồng vị cấu thành nên trong thực
tế người ta thường xác định nguyên tử khối trung bình của hỗn hợp đồng vị.
Ví dụ: Khối lượng ngun tử trung bình của clo là:

M=

35.75,53 + 37.24, 47
= 35, 49
100

1.3 CƠ SỞ CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
1.3.1 Tính chất sóng hạt của các hạt vi mô
Cuối thế kỷ 19, vật lý học đã thu được bằng chứng thực nghiệm chứng tỏ ánh sáng có
tính chất sóng và đầu thế kỷ 20 người ta lại khẳng định ánh sáng có tính chất hạt.
Năm 1924, nhà bác học Pháp Louis de Broglie đã mở rộng quan niệm, ông cho rằng tất
cả các hạt vi mô (photon, e, p, n…) đều có tính chất sóng hạt.
Theo Planck:

E = h. =

Theo Einstein:

E = m.c2

h.c



11

(1.1)
(1.2)


=

Từ (1), (2) ta có:

h
m.c

(1.3)

Đối với hạt vi mơ bất kỳ có khối lượng m và chuyển động với vận tốc v thì biểu thức (1.3) được

=

viết dưới dạng tổng quát sau:

h
m.v

(1.4)

Biểu thức (1.3), (1.4) gọi là hệ thức de Broglie
1.3.2 Nguyên lý bất định Heisenberg
Đối với các hạt vi mơ người ta khơng thể xác định đồng thời chính xác cả vị trí và vận
tốc của hạt, do đó không thể xác định quỹ đạo chuyển động của các hạt vi mô.
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v theo trục tọa độ Ox.
Gọi  x: Sai số về vị trí ( theo trục Ox)

 vx: Sai số vận tốc theo trục Ox

 x  p x 

Ta có:

 x  v x 

Hay

h
2

(1.5)

h
2m

+ Nếu  x → 0 ⇒  vx →  ;
+  vx → 0 ⇒  x→  :
Như vậy, nếu cho phép tọa độ càng chính xác, thì phép đo vận tốc càng kém chính xác và
ngược lại.
Cho nên theo nguyên lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron
trong nguyên tử của Borh trở thành vơ nghĩa. Chính vì vậy, cần phải xây dựng một lý thuyết
mới mô tả cấu trúc nguyên tử. Lý thuyết cơ học lượng tử đã được hình thành và phát triển để
mơ tả cấu trúc ngun tử.
1.3.3 Hàm sóng
Trạng thái chuyển động của các hạt vi mô được mô tả bằng một hàm tọa độ được gọi là
hàm sóng kí hiệu là (x, y, z ) .
Ý nghĩa vật lý của hàm sóng (x, y, z ) là:
+  (x, y, z ) dxdydz biểu thị xác suất tìm thấy hạt vi mơ trong khơng gian nào đó.
2

+ Điều kiện hàm chuẩn hóa:
+

  ( x, y , z )

−

12

2

dxdydz = 1


1.3.4 Phương trình sóng Schrodinger
Năm 1926, Schrodinger đã thiết lập một phương trình liên hệ giữa năng lượng của hệ
và chuyển động của hạt. Phương trình ở trạng thái dừng được viết dưới dạng đơn giản sau:
H .  = E. 

(1.5)

h2
ˆ
H = − 2  +U
8 m

- Toán tử laplace

Δ=

là tốn tử Hamilton

2
2
2
+

+
x 2 y 2 z 2

Phương trình Schrodinger sẽ là:
E - Năng lượng toàn phần.

−

(đạo hàm riêng bậc 2)

h 2   2  2  2

+
+
8 2 m  x 2 y 2 z 2


 + U = E


(1.6)

h - hằng số Planck.
ψ - phương trình sóng.
1.4 NGUN TỬ MỘT ELECTRON
1.4.1 Phương trình sóng đối với nguyên tử hidro
Đối với nguyên tử hidro thế năng giữa electron và proton trong ngun tử là:
e2
U =−
r

Phương trình sóng Schrodinger đối với nguyên tử H được viết là:
 +

8 2 m
e2
(
E
+
) = 0
h2
r

(1.7)

Để thuận lợi hơn trong quá trình giải phương trình, người ta đã chuyển hệ từ hệ tọa độ Đềcác
sang hệ tọa độ cầu được hiểu bằng tích các hàm của hai phần:
 ( r , , ) = Rn , l (r ).Yl , ml ( ,  )

(1.8)

+ R(r) : Phần bán kính, liên quan đến 2 số lượng tử n và l.
+ Y(  ,  ): Phần góc, liên quan đến 2 số lượng tử l và ml
Việc giải phương trình tử sóng Schrodinger khơng đề cập trong giáo trình này. Chúng
ta chỉ xét kết quả giải phương trình sóng. Ứng với mỗi trạng thái vật lí của electron được mơ tả
bằng bộ ba số lượng tử: n, l, m hay hàm sóng  ( n,l ,m) . Các số lượng tử được nghiên cứu cụ thể
ở mục sau.
1.4.2 Các kết quả chính
Những kết quả thu được từ việc giải phương trình Schrodinger sẽ là cơ sở cho lí thuyết
chung về cấu tạo nguyên tử. Những kết quả chính:

13


a. Số lượng tử chính.
- kí hiệu là n
- Số lượng tử chính nhận các giá trị nguyên dương: n = 1, 2, 3, 4…+∞.
- Số lượng tử chính dùng để xác định mức năng lượng của các electron trong nguyên tử

En = −

bằng công thức:

- Đối với nguyên tử hidro Z = 1 thì: En = −

En =

- Thay số ta được:

2 2 me Z 2e4 1

(4 0 )2 h2 n2

(1.9)

2 2 me e4 1

(4 0 )2 h2 n2

(1.10)

−13, 6
(eV )
n2

(1.11)

- Với n = 1, E1 = -13,6 (eV)
- Với n = 2, E2 = -13,6/4 = -3,4 (eV)
- Với n = 3, E1 = -13,6/9 = -1,5 (eV)
- Người ta gọi mức năng lượng ứng với các e có cùng 1 giá trị của n là:
Số lượng tử chính n

1

2

3

4

5

6

7

Mức năng lượng En

K

L

M

N

O

P

Q

- Số lượng tử n càng lớn mức năng lượng En càng cao.
- Đối với ion giống hidro thì năng lượng của eletron được xác định bằng công thức:
−13, 6.Z 2
En =
(eV ) .
n2

(1.12)

- Z là điện tích hạt nhân.
b. Số lượng tử phụ
+ kí hiệu là ℓ.
+ Số lượng tử phụ nhận các giá trị ℓ = 0, 1, 2, 3… n – 1.
Ví dụ: n = 4 thì số lượng tử phụ nhân các giá trị: ℓ = 0, 1, 2, 3.
+ Người ta đặt tên cho các electron theo giá trị số lượng tử phụ của l:
Số lượng tử phụ ℓ

0

1

2

3

Phân lớp electron

s

p

d

f

* Ý nghĩa:
+ Số lượng tử phụ để xác định mômen động lượng M của electron trong nguyên tử theo biểu
thức:

14


M = l (l + 1).

h
2

(1.13)

+ Cho biết các phân mức năng lượng trong lớp thứ n.
+ Cho biết hình dạng của đám mây electron.
c. Số lượng tử từ
+ kí hiệu: ml
+ Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ +1) giá trị của mℓ: mℓ = 0;±1; ±2; ±3;. ...; ± ℓ.
+ Ví dụ ℓ = 2

m1 = -2, -1, 0, 1, 2.

+ Giá trị hình chiếu mơmen động lượng obitan trên trục Z được tính bằng cơng thức:

M z = ml .

h
2

(1.14)

Bảng 1.2 Mối liên hệ giữa số lượng tử chính n và số lượng phụ ℓ
Số lượng tử chính n
1

Số lượng tử phụ ℓ
0

Dạng orbitan nguyên tử
s

0

1
0
1
2

s
p
s
p
d

0
1
2
3

s
p
d
f

2

3

4

d. Số lượng tử từ spin (ms )
Để mô tả đầy đủ trạng thái của e, người ta đã bổ sung thêm số lượng tử thứ 4 gọi là số
lượng tử spin. Số lượng tử spin mô tả sự tự quay của e quanh trục riêng của nó.

- Mơ men của spin có giá trị.

M s = s( s + 1).

h
2

với

s=

1
2

(1.15)

- Hình chiếu của mơmen spin trên trục z là:

M sz = ms .

h
2

(1.16)

- Số lượng tử ms gọi là số lượng tử từ spin, số lượng tử từ spin chỉ nhận 2 giá trị: ms =  s = 
.

15

1
2


1.4.3 Mây electron.
-  (x, y, z ) dxdydz tại một điểm có tọa độ x, y, z biểu thị xác xuất tìm thấy electron
2

tại điểm đó. Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu
được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử.

Hình 1.2 Hình dạng một số các AO - s, p, d

1.5 NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
1.5.1 Khái niệm lớp, phân lớp, obitan nguyên tử.

16


a. Lớp electron
+ Các electron có cùng trị số n được xếp vào cùng một lớp, chúng có mức năng lượng
gần bằng nhau.
+ Lớp electron được kí hiệu :
n

1

2

3

4

5

6

7

Lớp electron

K

L

M

N

O

P

Q

Lớp K là lớp gần hạt nhân nhất, có năng lượng thấp nhất và liên kết chặt chẽ với hạt nhân
nhất.
Lớp ngồi cùng là lớp có năng lượng cao nhất, liên kết với hạt nhân kém chặt chẽ nhất.
Vì vậy, dễ tách ra khỏi nguyên tử nhất.
b. Phân lớp electron

+ Các electron có cùng trị số n, ℓ được xếp vào cùng một phân lớp, chúng có mức năng
lượng bằng nhau.
+ Kí hiệu: ℓ =

0

1

2

3...

phân lớp

s

p

d

f...

+ Ứng với một giá trị của n có n giá trị số lượng tử phụ của ℓ : ℓ=0, 1, 2,. ..n-1.
+ Lớp thứ n có n phân lớp
Ví dụ:

n = 1 → ℓ=0 → có một phân lớp 1s.
n = 2 → ℓ=0; ℓ=1→ có hai phân lớp 2s 2p.
n = 3 → ℓ=0; ℓ=1; ℓ=2→ có ba phân lớp 3s 3p 3d.

c. Obitan ngun tử ( kí hiệu AO)
+ Các electron có cùng trị số n, ℓ, mℓ được xếp vào cùng một obitan.
+ Ứng với một giá trị của ℓ có (2ℓ+1) giá trị của m ℓ : mℓ = -ℓ,... 0, 1, 2,...ℓ.
+ Số giá trị của mℓ bằng số obitan nguyên tử.
Ví dụ: phân lớp s: ℓ=0 → mℓ =0 → có 1 obitan. kí hiệu:
phân lớp p: ℓ=1 → mℓ = -1, 0, 1→ có 3 obitan
phân lớp d: ℓ=2 → mℓ = -2, -1, 0, 1, 2 → có 5 obitan
phân lớp f: ℓ=3 → mℓ = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 có 7 obitan.

1.5.2 Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử
a. Nguyên lý Pauli

17


- Ngun lý: Trong một ngun tử khơng thể có hai electron có cùng trị số 4 số lượng
tử như nhau.
- Các hệ quả của nguyên lý Pauli.
+ Trong một AO chỉ chứa tối đa 2 electron

.

Vì 2 electron có cùng n, ℓ, mℓ thì ms phải khác nhau, mà ms có 2 giá trị là ± ½ nên 1
obitan có tối đa 2 electron.
+ Trong mỗi phân lớp chỉ chứa tối đa 2(2ℓ+1) electron.
Vì một giá trị ℓ có (2ℓ+1) giá trị của mℓ → có (2ℓ+1) obitan → có tối đa 2(2ℓ+1)
electron.
Ví dụ:
Phân lớp s: ℓ=0 → có (2.0+1) = 1 AO → có tối đa 2 electron
Phân lớp p: ℓ=1 → có (2.1+1) = 3 AO → tối đa 6 electron

Phân lớp d: ℓ=2 → có (2.2+1) = 5 AO → tối đa 10 electron
Phân lớp f: ℓ=3 → có (2.3+1) = 7 AO → tối đa 14 electron
+ Trong mỗi lớp chứa tối đa 2n2 electron.
n-1

Vì số obitan trong một lớp là

 (2l + 1) = n

2

→ số electron tối đa trong một lớp là 2n2.

l =0

Ví dụ: Lớp thứ nhất n = 1 có 2 electron
Lớp thứ hai n = 2 có 8 electron
Lớp thứ hai n = 3 có 18 electron
b. Quy tắc kinh nghiệm Klechkowsky
Đối với nguyên tử nhiều electron thì năng lượng khơng chỉ phụ thuộc vào số lượng tử
chính n mà còn phụ thuộc vào số lượng tử phụ ℓ.
Theo quy tắc kinh nghiệm Klechkowski thứ tự năng lượng các obitan nguyên tử là:
+ Năng lượng của các obitan nguyên tử tăng theo tổng giá trị (n+l).
+ Nếu hai obitan nguyên tử có tổng giá trị (n+l) như nhau thì obitan nào có số lượng
tử chính n lớn hơn có năng lượng lớn hơn.
Ví dụ:

Phân lớp :
(n+ℓ):

1s

2s

1+0

2+0

2p
2+1

3s
3+0

3p
3+1

4s
4+0

3d
3+2

4p
4+1

Dựa vào quy tắc trên ta sắp xếp được thứ tự các mức năng lượng của các AO từ thấp đến cao
như sau: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≃5d<6p<7s<5f≃6d<7p...
c. Nguyên lý vững bền

18


Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt các orbitan có mức
năng lượng từ thấp tới cao, theo thứ tự : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p....
d. Quy tắc Hund
Trong một phân lớp chưa bão hòa, các electron được sắp xếp vào các ô lượng tử sao
cho tổng spin là cực đại.
Ví dụ: C (Z=6) 1s22s22p2
Khơng xếp theo kiểu:
Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử C phải là.

Sự phân bố các electron trong các phân lớp của nguyên tử N:

Chú ý:
+ Khi điền electron vào các obitan trong một phân lớp ta chấp nhận qui ước như sau:
Trình tự điền electron lần lượt từ trái sang phải.
+ Một số ngun tử có cấu hình bất thường như: Cr, Cu, Ag, Mo, Ru, Rh, Pd...
Ví dụ: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đốn: 1s22s22p63s23p63d44s2
Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1
+ Cu (Z=29) thực tế là: 1s22s22p63s23p63d104s1

1.6 HỆ THỐNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC
1.6.1 Định luận tuần hồn
Định luật tuần hồn các ngun tố hóa học do Mendeleep đưa ra năm 1869, ngày nay
định luật được phát biểu như sau:
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp
chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hồn theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân
ngun tử.

1.6.2 Nguyên tắc xây dựng bảng tuần hoàn
- Các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử.
- Các nguyên tố có cùng số lớp electron được xếp vào 1 hàng ngang gọi là chu kỳ.

19


- Các ngun tố có cùng electron hố trị được xếp vào một cột dọc gọi là nhóm.
1.6.3 Cấu trúc bảng tuần hoàn
a. Chu kỳ: Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron
và được sắp xếp theo thứ tự tăng dần điện tích hạt nhân. Số lớp electron của nguyên tử nguyên
tố bằng số thứ tự của chu kỳ.
Ví dụ:
C (Z = 6): 1s22s22p2 có 2 lớp electron nên C nằm ở chu kỳ 2 trong bảng tuần hoàn (BTH).
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một nguyên tố halogen
và kết thúc là một khí hiếm (trừ chu kỳ 1).
Các chu kỳ nhỏ (chu kỳ 1, 2, 3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H
1s1

He
1s2

+ Chu kỳ 2 (n=2) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố p).
l =0: Phân lớp 2s có 3Li (2s1) và 4Be (2s2)
l=1: Phân lớp 2p từ 5B (2s22p1) đến 10Ne (2s22p6)
+ Chu kỳ 3 (n=3) gồm 8 nguyên tố (2 nguyên tố s, 6 nguyên tố p).
Hoàn toàn giống chu kỳ 2

Dãy ngun tố chu kỳ 2:

11Na

Cấu hình electron lớp ngồi cùng:

3s1

12Mg

3s2

13Al…………..…..18Ar

3s23p1…………….3s23p6

Các chu kỳ lớn (4, 5, 6, 7)
+ Chu kỳ 4 (n=4) gồm 18 nguyên tố (2 nguyên tố s, 10 nguyên tố d và 6 nguyên tố p).
Nguyên tố:

19K

Cấu hình electron: 4s1

20Ca

21Sc…………….…30Zn 31

4s2

3d1 4s2………….....3d104s2

31Ga…………….36Kr

3d10 4s24p1……..3d104s24p6

Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất
+ Chu kỳ 5 (n=5) Giống chu kỳ 4
Nguyên tố:

37Rb

Cấu hình electron: 5s1

38Sr

39Y…………….48Cd

5s2

4d15s2……...…..4d105s2

20

49In…………….54Xe

4d105s2 5p1 ……..4d105s25p6


Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai

Chu kỳ này có 6 nguyên tố cấu hình bất thường vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất
gần nhau làm cho electron chuyển giữa các phân lớp.
+ Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố
- Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ ngun tố Ce, các
ngun tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một dãy nên gọi là dãy
lantanoit (hay các nguyên tố họ lantan) xếp phía dưới BTH.
55Cs

56Ba

6s1

6s2

72Hf……………80Hg

57La*

5d16s2

81Tl………………….86Rn

4f145d26s2…….4f145d106s2 4f145d106s26p1…........ 4f145d106s26p1

Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba
Họ Lantan:

58Ce

59Pr…………..………70Yb

4f15d16s2 4f35d06s2……………..4f145d06s2

71Lu

4f145d16s2

14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n = 7)
Chu kỳ 7 xây dựng chưa hoàn chỉnh, giống chu kỳ 6.
Trong 32 nguyên tố có thể có thì bằng thực nghiệm chỉ mới thấy khoảng 30 nguyên tố
trong đó có các Actinoit (các nguyên tố họ actini) (5f) nằm phía dưới BTH (giống các lantanoit)
và dãy nguyên tố chuyển tiếp (6d).

b. Nhóm
- Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cấu hình electron
tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp vào cùng một cột trong
BTH theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân từ trên xuống dưới. Nhóm được chia thành nhóm
A và nhóm B.

+ Nhóm A: gồm các nguyên tố s và p, được đánh số từ IA đến VIIIA
* STT của nhóm bằng với số electron hố trị và bằng với số electron lớp ngồi cùng.
+ Nhóm B: Gồm những nguyên tố d, được đánh số từ IB đến VIIIB

21


* Số TT nhóm = số electron hố trị = số electron lớp ngoài cùng + số electron ở lớp sát ngồi
cùng.
* Cách xác định STT nhóm ở nhóm B. Cấu hình electron lớp ngồi cùng (n-1)dxnsy:

- Nếu x+y <8 → STT nhóm = x+y.
- Nếu x + y = 8, 9, 10 → STT nhóm =8
- Nếu x + y >10 → STT nhóm = x+y-10.
+ (n-1)d4ns2 → (n-1)d5ns1 : nửa (bán) bão hồ → cấu hình bền

Chú ý:

+ (n-1)d9ns2 → (n-1)d10ns1 : giả bão hồ → cấu hình bền
1.6.4 Sự biến đổi tuần hồn một số tính chất của các ngun tố hóa học.
a. Bán kính ngun tử.
* Theo chu kỳ, từ trái sang phải bán kính giảm dần.
- Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ.
Ví dụ: Chu kỳ 2.
Nguyên tử
o

Bán kính, A

Li

Be

B

C

N

O

F

1,52

1,13

0,88

0,77

0,7

0,66

0,64

Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không rõ
ràng như đối với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đối với các ngun tố d và f thì bán kính của chúng giảm
rất chậm. Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể từ
ngồi vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử. Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên tử
của các nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f (sự co Lantanoid hay Actinoit)
Ví dụ: Các nguyên tố d ở chu kỳ 4.
Ngun tử
o

Bán kính, A

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

1,6

1,46

1,31

1,25

1,29

1,26

1,25

1,24

1,28

1,33

* Theo nhóm
- Nhóm A: Trong một nhóm từ trên xuống dưới, bán kính ngun tử tăng dần.
Ví dụ:
Đối với nhóm IA
Ngun tử
o

Bán kính, A

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

1,52

1,86

2,31

2,44

2,62

2,7

22


- Nhóm B: Bán kính ngun tử của ngun tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có tăng
lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có trường hợp
khơng tăng mà cịn giảm chút ít. Ngun nhân là do hiện tượng sự co Lantanoid hay Actinoit
nói trên gây ra.
Ví dụ:
Phân nhóm phụ IVB
o

Ngun tử

Bán kính ( A )

Ti

1,46

Zr

1,57

Hf

1,57

b. Năng lượng ion hóa
Là năng lượng tối thiểu cần để tách 1 electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng thái cơ
bản ở thể khí. Định nghĩa đối với năng lượng ion hóa thứ nhất.

Ví dụ: Na→Na+ + 1e.

I1 = 5,14 (eV)

Đối với những nguyên tử nhiều electron ngoài năng lượng ion hóa thứ nhất cịn có năng
lượng ion hóa thứ 2, 3...
X →X+ + 1e : I1 Năng lượng ion hóa thứ nhất
X+ →X2+ + 1e : I2 Năng lượng ion hóa thứ hai
X2+ →X3+ + 1e : I3 Năng lượng ion hóa thứ ba
Với I1 < I2 < I3…..
+ Theo chu kỳ, từ trái sang phải năng lượng ion hóa I1 tăng dần.

23


Năng
lượng
ion
hóa

thứ
nhất
(kJ/mol)

Số thứ tự ngun tử

Hình 1.3. Sự biến đổi năng lượng của các nguyên tố của các chu kỳ.

Nhóm A, từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa I1 giảm.
Đối với nhóm B thì năng lượng ion hóa diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ.
c. Độ âm điện
Độ âm điện là đại lượng kinh nghiệm đặc trưng cho khả năng hút electron một nguyên
tử trong phân tử.
Ví dụ: Trong phân tử H :Cl thì clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch
về phía nguyên tử clo.
Trong một chu kỳ, độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải.
Trong một nhóm A, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần.

Độ
âm
điện

Hình 1.4 Sự biến đổi độ âm điện của các nguyên tố của các chu kỳ.
d. Tính kim loại và phi kim

24


Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron
để trở thành ion dương (cation).

Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của ngun tố đó
càng mạnh. Ví dụ: Na (1s22s22p63s1) có tính kim loại mạnh hơn Cl (1s22s22p63s23p5)
Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm electron
để trở thành ion âm (anion).
Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên tố đó
càng mạnh. Ví dụ: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.
Theo chu kỳ, khi số thứ tự ngun tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần,
tính phi kim tăng dần.
Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải) thì năng lượng
ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng thời bán kính nguyên tử giảm dần làm cho khả năng nhường
electron giảm nên tính kim loại giảm, khả năng nhận electron tăng nên tính phi kim tăng.
Theo nhóm
Trong một nhóm A từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa,
độ âm điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường
electron tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim giảm.

CÂU HỎI ƠN TẬP CHƯƠNG I
1.1. Trình bày về bốn số lượng tử xác định trạng thái của electron trong nguyên tử (gọi tên, kí
hiệu, trị số, ý nghĩa của mỗi số lượng tử)
1.2. Phát biểu nguyên lý Pauli và các hệ quả của nguyên lý. Cho ví dụ.
1.3. Xét lớp electron có số lượng tử chính n = 3. Hãy liệt kê dưới dạng bảng các giá trị khác
nhau của ba số lượng tử còn lại l, ml, ms ứng với giá trị số lượng tử chính n trên.
1.4. Trong nguyên tử nhiều electron, năng lượng của electron phụ thuộc vào những số lượng tử
nào? Phát biểu quy tắc kinh nghiệm Klechkowsky.
1.5. Phát biểu quy tắc Hund và cho ví dụ minh hoạ.
1.6. a. Nêu quy tắc sắp xếp các nguyên tố hoá học trong bảng HTTH.
b. Nêu khái niệm chu kỳ, số thứ tự của chu kỳ liên quan đến lớp vỏ electron như thế nào? Có
mấy chu kỳ? Hãy cho biết số nguyên tố trong mỗi chu kỳ.
1.7. Hãy cho biết bán kính nguyên tử, năng lượng ion hố thứ nhất, độ âm điện, tính kim loại,

tính phi kim của các nguyên tố biến đổi như thế nào trong một chu kỳ? Trong một nhóm A?

25