Giáo trình hoá đại cương và vô cơ (ngành dược cao đẳng) trường cao đẳng cộng đồng kon tum

885/QĐ-CĐCĐ 15/07/2022 10:49:42

ỦY BAN NHÂN DÂN TỈNH KON TUM
TRƯỜNG CAO ĐẲNG CỘNG ĐỒNG KON TUM

GIÁO TRÌNH

MƠN HỌC: HĨA ĐẠI CƯƠNG VÀ VƠ CƠ

NGÀNH: DƯỢC
TRÌNH ĐỘ: CAO ĐẲNG
(Ban hành kèm theo Quyết định số /QĐ-CĐCĐ ngày / / 20...
của Hiệu trưởng Trường Cao đẳng Cộng đồng Kon Tum)

Kon Tum, năm 2022

i

MỤC LỤC Trang

TUYÊN BỐ BẢN QUYỀN ................................................................................ iv

LỜI GIỚI THIỆU ............................................................................................... v

CHƯƠNG 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - BẢNG HỆ THỐNG TUẦN
HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC............................................................ 3

1. Cấu tạo nguyên tử ........................................................................................... 3

1.1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử......................................................... 3

1.2. Giải thích cấu tạo nguyên tử hydro bằng cơ học lượng tử..................... 4

2. Cách viết cấu hình electron của nguyên tử nhiều electron ......................... 6

2.1. Nguyên lý loại trừ Pauli ......................................................................... 6

2.2. Nguyên lý vững bền ............................................................................... 6

2.3. Quy tắc Klechkovski .............................................................................. 7

2.4. Quy tắc Hund ......................................................................................... 7

2.5. Cách biểu diễn cấu trúc vỏ điện tử của nguyên tử ................................. 8

2.6. Đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng................................................ 8

3. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học .................................................. 9

3.1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn ....... 9

3.2. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn ........................................................... 9

3.3. Sự biến đổi tuần hồn cấu hình electron ngun tử của các ngun tố
hóa học ................................................................................................................ 10

3.4. Sự biến đổi tính chất kim loại, phi kim của các nguyên tố hóa học .... 11

3.5. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố ............................................. 11

3.6. Sự biến đổi tính axit – bazơ của oxit và hyđroxit tương ứng .............. 12

3.7. Định luật tuần hoàn .............................................................................. 12

CHƯƠNG 2: CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC ................ 15

1. Cấu tạo phân tử ............................................................................................. 15

2. Liên kết hóa học............................................................................................. 16

2.1. Liên kết ion .......................................................................................... 16

2.2. Liên kết cộng hóa trị ............................................................................ 16

2.3. Liên kết hóa học ................................................................................... 18

CHƯƠNG 3: SỰ HÌNH THÀNH VÀ TÍNH CHẤT CỦA DUNG DỊCH.
DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY ....................................................................... 25

1. Dung dịch và phân loại dung dịch ............................................................... 26

ii

1.1. Định nghĩa ............................................................................................ 26
1.2. Phân loại.............................................................................................. 27
2. Các nồng độ dung dịch ................................................................................. 27
2.1. Nồng độ phần trăm............................................................................... 27
2.2. Nồng độ mol/L ..................................................................................... 28
2.3. Nồng độ đương lượng .......................................................................... 28
3. Các công thức cơ bản khi pha chế dung dịch ............................................. 28
3.1. Pha dung dịch nồng độ mol/l (CM) ..................................................... 28

3.2. Pha dung dịch có nồng độ đương lượng (CN) ...................................... 29
3.3. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm khối lượng ................................ 30
3.4. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm khối lượng-thể tích ................... 30
3.5. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm thể tích-thể tích......................... 30
3.6. Pha một số dung dịch khác .................................................................. 30
4. Dung dịch chất điện ly .................................................................................. 32
4.1. Sự điện ly ............................................................................................. 32
4.2. Phân loại các chất điện ly..................................................................... 32
5. Thuyết acid – base ......................................................................................... 34
5.1. Quan điểm axit - bazơ của Bronsted .................................................... 34
5.2. Định nghĩa về phản ứng axit – bazơ .................................................... 35
5.3. Tính pH trong các dung dịch................................................................ 35
6. Dung dịch đệm ............................................................................................... 36
6.1. Định nghĩa ............................................................................................ 36
6.2. Phân loại............................................................................................... 36
6.3. pH của dung dịch đệm ......................................................................... 36
THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH ......................................................................... 38
CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXY HÓA – KHỬ VÀ DÒNG ĐIỆN ............... 40
1. Phản ứng oxi hóa khử ................................................................................... 41
1.1. Ví dụ..................................................................................................... 41
1.2. Định nghĩa ............................................................................................ 41
1.3. Lập phương trình hóa học của phản ứng oxi hóa – khử ...................... 41
1.4. Ý nghĩa của phản ứng oxi hóa – khử ................................................... 42
2. Dãy điện hóa của kim loại ............................................................................ 42

iii

2.1. Khái niệm về cặp oxi hóa - khử của kim loại ...................................... 42
2.2. Pin điện hóa.......................................................................................... 43
2.3. Thế điện cực chuẩn của pin.................................................................. 44

2.4. Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại ................................................... 46
2.5. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại ............................... 46
3. Sự điện phân .................................................................................................. 48
3.1. Khái niệm ............................................................................................. 48
3.2. Ứng dụng của sự điện phân.................................................................. 49
THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH ......................................................................... 50
CHƯƠNG 5: HĨA VÔ CƠ .............................................................................. 52
1. Các nguyên tố phi kim và hợp chất ............................................................. 53
1.1. Đặc điểm của phi kim .......................................................................... 53
1.2. Hyđro - Oxi - Nước .............................................................................. 54
1.3. Clo - Hyđro clorua ............................................................................... 62
1.4. Axit sunfuric......................................................................................... 65
1.5. Nitơ - Amoniac - Axit nitric................................................................. 68
2. Các nguyên tố kim loại và hợp chất ............................................................ 76
2.1. Các nguyên tố kim loại ........................................................................ 76
2.2. Một số hợp chất quan trọng của kim loại ............................................ 80
THÍ NGHIỆM THỰC HÀNH ......................................................................... 97
TÀI LIỆU THAM KHẢO

iv

TUYÊN BỐ BẢN QUYỀN
Tài liệu này thuộc loại bài giảng nên các nguồn thơng tin có thể được
phép dùng ngun bản hoặc trích dùng cho các mục đích về đào tạo và tham
khảo.

Mọi mục đích khác mang tính lệch lạc hoặc sử dụng với mục đích kinh
doanh thiếu lành mạnh sẽ bị nghiêm cấm.

v

LỜI GIỚI THIỆU
Hóa học là ngành khoa học nghiên cứu về thành phần, cấu trúc, tính chất
và sự thay đổi của vật chất. Hóa học nói về các nguyên tố, hợp chất, nguyên
tử, phân tử và các phản ứng hóa học xảy ra giữa những thành phần đó. Hố học
đem đến cho chúng ta những kiến thức khoa học sinh động, giúp chúng ta giải
thích rất nhiều hiện tượng lý thú trong tự nhiên và trong cuộc sống thường ngày.
Hố học cịn giúp chúng ta rèn luyện, nâng cao cho bản thân mình những kỹ
năng thiết yếu như: quan sát, phán đoán, so sánh, phân tích… đem lại niềm đam
mê cho các học viên đối với bộ môn này.

Hóa đại cương – vơ cơ là mơn học trong chương trình đào tạo Dược sĩ.
Để nâng cao chất lượng học tâp, giảng dạy cũng như bổ trợ kiến thức hóa học
cho sinh viên ngành Dược, Giáo trình Hóa đại cương - vô cơ được biên soạn
theo đề cương chi tiết học phần Hóa đại cương - vơ cơ trong Chương trình đào
tạo Cao đẳng ngành Dược gồm hai phần: Lý thuyết và thực hành. Cuối mỗi
chương, tác giả chú trọng đưa ra các câu hỏi trọng tâm căn bản nhằm gợi ý và
định hướng nghiên cứu cho sinh viên.

Trong quá trình biên soạn, mặc dù đã có nhiều cố gắng tham khảo và sử
dụng nhiều cơng trình lao động của các tác giả trong lĩnh vực Hóa đại cương -
vơ cơ khác nhau, song giáo trình khó tránh khỏi các sai sót và khiếm khuyết. Vì
vậy, tác giả mong nhận được các ý kiến đóng góp của các đồng nghiệp và bạn
đọc để giáo trình được hồn thiện hơn.

Xin chân thành cảm ơn!

Kon Tum, ngày 05 tháng 7 năm 2022

Biên soạn: ThS. Nguyễn Trần Kim Tuyến

1

GIÁO TRÌNH MƠN HỌC

TÊN MƠN HỌC: HĨA ĐẠI CƯƠNG VÀ VƠ CƠ

THÔNG TIN CHUNG VỀ MÔN HỌC
Mã môn học: 61022511

Vị trí, tính chất, ý nghĩa và vai trị của mơn học:

- Vị trí: Là mơn học thuộc khối kiến thức cơ sở được thực hiện trong học kỳ
I của khóa học.

- Tính chất: Là mơn học bắt buộc quan trọng trong chương trình đào tạo
chuyên ngành Cao đẳng Dược hệ chính quy. Yêu cầu sinh viên (SV) phải đảm bảo
lên lớp đủ số giờ lý thuyết, thực hành và kiểm tra.

- Ý nghĩa và vai trị của mơn học: Có ý nghĩa và vai trò rất quan trọng
trong việc cung cấp một phần kiến thức đối với SV ngành Cao đẳng Dược như
cấu tạo nguyên tử, sự thay đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn,
điều kiện để phản ứng hóa học xảy ra, tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học,
nồng độ dung dịch, dãy hoạt động hóa học của kim loại, các tính chất của kim
loại, phi kim và một số hợp chất quan trọng của chúng. Giải thích được nguyên
lý làm việc, cách sử dụng và bảo quản các thiết bị trong phịng thí nghiệm hóa
đại cương – vơ cơ thường gặp như cân phân tích, tủ sấy, máy cất nước, máy đo
pH,... Tạo cơ sở để SV học tốt các môn học khác trong chuyên ngành.

Mục tiêu của môn học:

1. Về kiến thức:

- Mô tả được cấu tạo nguyên tử, xác định được bộ 4 số lượng tử từ cấu
hình e và ngược lại.

- Trình bày được tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học.

- Xác định được pH của các dung dịch acid, base mạnh, yếu. pH của dung
dịch muối.

- Trình bày được những khái niệm cơ bản về dung dịch, phản ứng oxi
hóa-khử và pin điện hóa.

- Mơ tả được tính chất hóa học và phương pháp điều chế một số chất vô
cơ.

- Mô tả và thực hiện được tất cả các thí nghiệm.

2
- Vận dụng kiến thức đã học, giải thích các hiện tượng thí nghiệm, viết
các phương trình phản ứng hóa học xảy ra.
2. Về kỹ năng:
- Đọc tài liệu chọn kiến thức cơ bản.
- Giải bài tập lí thuyết và thực hành, quan sát và giải thích các hiện tượng
thí nghiệm.
- Vận dụng được các kiến thức trên vào việc học và nghiên cứu các môn
Y học cơ sở và Y học lâm sàng, vận dụng sự hiểu biết này đối với các chuyên
ngành có liên quan như: y học, dược học..
- Kỹ năng thực hành thí nghiệm trong phịng thực hành.

- Sử dụng thành thạo các thiết bị, dụng cụ, hóa chất trong phịng thí
nghiệm.

- Làm tường trình thí nghiệm theo qui định.
3. Về năng lực tự chủ và trách nhiệm:
- Thể hiện tính nghiêm túc, tự giác và tích cực tham gia đầy đủ các buổi
học lý thuyết trên lớp và các buổi thực hành trực tiếp trong phịng thí nghiệm.
- Tác phong làm việc khoa học, chính xác. Ln thận trọng, tỷ mỉ trong
q trình sử dụng thiết bị, hóa chất, dụng cụ thí nghiệm.

- Chấp hành nội qui phịng thí nghiệm và những qui định của giảng viên.
- Có khả năng tự tìm việc làm, tự tạo việc làm hoặc tiếp tục học tập lên
trình độ cao hơn sau khi tốt nghiệp.

3

NỘI DUNG CỦA MÔN HỌC
CHƯƠNG 1: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - BẢNG HỆ THỐNG TUẦN

HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
Mã chương: 01

GIỚI THIỆU
Nguyên tử được cấu tạo gồm 2 phần đó là vỏ nguyên tử và hạt nhân. Vỏ
nguyên tử gồm các hạt electron (e) mang điện tích âm, hạt nhân nguyên tử được
tạo thành bởi các hạt proton và nơtron. Vì nơtron khơng mang điện, số proton
trong nhạt nhân phải bằng số đơn vị điện tích dương của hạt nhân và bằng số e
quay xung quanh hạt nhân.
Trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố được xếp theo chiều tăng
dần của điện tích hạt nhân ngun tử. Các ngun tố có cùng số lớp e trong

nguyên tử được xếp thành một hàng. Các nguyên tố có số e hóa trị trong nguyên
tử như nhau được xếp thành một cột.

MỤC TIÊU
- Trình bày được thành phần cấu tạo, mơ hình nguyên tử.

- Xác định được bộ 4 số lượng tử từ cấu hình e. Từ cấu hình e xác định
được bộ 4 số lượng tử của e có mức năng lượng cao nhất.

- Trình bày được định luật tuần hoàn.

- Mô tả được cấu tạo của bảng hệ thống tuần hồn và vận dụng giải thích
sự thay đổi tính chất của các ngun tố trong bảng tuần hồn.

- Viết được cấu hình e của bất kì ngun tố nào có số hiệu nguyên tử cho
trước. Từ cấu hình e, xác định vị trí của chúng (chu kì, nhóm) và cho biết kim
loại, phi kim, khí hiếm?

- Mơ tả được sự biến đổi tính chất của các chất trong cùng chu kì, cùng
nhóm.

- Có thái độ học tập nghiêm túc, tích cực, chủ động xây dựng bài.

- Rèn luyện khả năng tự học, tự nghiên cứu và phân tích các vấn đề liên
quan đến nguyên tử.

NỘI DUNG
1. Cấu tạo nguyên tử

1.1. Thành phần cấu tạo của nguyên tử

4

Lớp vỏ (-) gồm các hạt electron, me = 9,1095.10-31 kg=0,00055 đvC, qe= -1,6.10-19 C =1-

Nguyên tử Hạt proton (+), mp = 1,67.10-27 kg  1đvC, qp = 1,6.10-19 C =1+
Hạt nơtron (kmđ), mn = 1,67.10-27 kg  1đvC
Hạt nhân (+)

1.2. Giải thích cấu tạo nguyên tử hydro bằng cơ học lượng tử
Bộ 4 số lượng tử
1.2.1. Số lượng tử chính (n)
Tương ứng với số thứ tự của lớp.
Tất cả các điện tử trong ngun tử có số lượng tử n giống nhau thì nó tập
hợp lại thành 1 lớp.
n là số lớp e

n 12 3 4 5 6

Lớp e K L M N O p

1.2.2. Số lượng tử phụ (l)
Cho biết hình dạng của orbitan trong khơng gian và xác định số phân lớp
trong mỗi lớp.
Là tập hợp các điện tử có giá trị l bằng nhau được xếp vào 1 phân lớp.

l 0 1 2 3

Kiểu orbitan s p d f

Từ số lượng tử chính (n) sẽ suy ra số lượng tử phụ và các phân lớp như
sau: ứng với 1 giá trị của n có n giá trị của l (từ 0 đến n-1)

Số lượng tử chính n Số lượng tử phụ l phân lớp

1 0 1s

2 0, 1 2s, 2p

3 0, 1, 2 3s, 3p, 3d

5

4 0, 1, 2, 3 4s, 4p, 4d, 4f

1.2.3. Số lượng tử từ (m)

Xác định sự định hướng của AO trong không gian và đồng thời nó qui
định số AO trong một phân lớp. Mỗi giá trị của m ứng với một AO. Nó nhận các
giá trị +l đến - l kể cả 0.

Ứng với 1 giá trị của l có 2l + 1 giá trị của m (nghĩa là có 2l + 1 orbitan).
Từ số lượng tử phụ l sẽ suy ra m và số orbital (ô lượng tử) như sau:

Số lượng tử phụ l Số lượng tử từ m Số ô lượng tử

0 0 1

1 +1, 0, -1 3

2 +2, +1, 0, -1, - 2 5

3 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 7

1.2.4. Số lượng tử từ spin mS

Đặc trưng cho chuyển động quay xung quay trục riêng của e, mS nhận 2
giá trị +1/2 và -1/2. (1)

Thí dụ:

n = 2 thì l = 0, 1

l = 2 thì m = +2, +1, 0, -1, -2

mS = +1/2 và -1/2

Ví dụ: Tính số e tối đa trong 1 phân lớp 2p và 1 lớp M.

- Phân lớp 2p suy ra l = 1 thì m = +1, 0,-1

+ Với m = +1 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e

+ Với m = +0 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e

+ Với m = -1 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e

Vậy phân lớp 2p có tối đa 6e.

- Lớp M suy ra n = 3 thì l =0, 1, 2

+ Với l = 0 thì m = 0 thì mS = +1/2 và -1/2 nên có tối đa 2e

+ Với l =1 thì m = +1, 0, -1 có tối đa 6e

+ Với l = 2 thì m= +2, +1, 0, -1, 2 có tối đa 10e

6
Vậy lớp M có tối đa 18e
2. Cách viết cấu hình electron của nguyên tử nhiều electron
2.1. Nguyên lý loại trừ Pauli
Trong ngun tử khơng thể có 2 điện tử (e) được đặc trưng bằng 4 số
lượng tử hoàn toàn bằng nhau.
Các kết quả rút ra từ nguyên lí Pauli:
- Mỗi ơ lượng tử có thể chứa tối đa 2 điện tử.
- Mỗi phân lớp có thể chứa tối đa là (2l + 1) ô lượng tử, ứng với số điện tử
tối đa 2(2l + 1). Cụ thể là:
+ Phân lớp s (l = 0) có 1 ơ lượng tử chứa tối đa 2 e.
+ Phân lớp p (l = 1) có 3 ơ lượng tử chứa tối đa 6 e
+ Phân lớp d (l = 2) có 5 ô lượng tử chứa tối đa 10 e.
+ Phân lớp f (l = 3) có 7 ơ lượng tử chứa tối đa 14 e.
- Số điện tử tối đa trong một lớp:
Mỗi lớp điện tử có n phân lớp ứng với các giá trị của l từ 0 đến (n – 1),
mỗi phân lớp chứa tối đa là 2(2l + 1) điện tử. Vậy số điện tử tối đa trong một lớp
là 2n2.
Cụ thể là:
Lớp K (n = 1) chứa tối đa 2 x12 = 2 điện tử
Lớp L (n = 2) chứa tối đa 2 x 22 = 8 điện tử
Lớp M (n = 3) chứa tối đa 2 x 32 = 18 điện tử
Lớp N (n = 4) chứa tối đa 2 x 42 = 32 điện tử

Lớp O (n = 5) chứa tối đa 2 x 52 = 50 điện tử
Như vậy nguyên lí Pauli giới hạn số điện tử tối đa chứa trong 1 lớp, 1
phân lớp, 1 ô lượng tử. Nếu một lớp hoặc một phân lớp có điện tử tối đa người
ta nói lớp hay phân lớp đó đã bảo hịa.

2.2. Nguyên lý vững bền
Nguyên lí vững bền cho biết thứ tự bão hòa các lớp và các phân lớp điện
tử trong một nguyên tử. Theo nguyên lí vững bền thì: trong nguyên tử ở trạng
thái cơ bản các điện tử trước hết có khuynh hướng chiếm những mức năng

7
lượng thấp nhất vì ở đó chúng được liên kết với hạt nhân bền nhất, rồi dần dần
mới điền vào những mức kém bền hơn.

Nói chung các mức năng lượng, trong các nguyên tử nhiều điện tử được
mô tả bằng qui luật sau:

- Các mức ns, (n – 1)d và (n – 2)f tương đối ít khác nhau về năng lượng
thấp hơn so với mức np. Như vậy, thứ tự các mức năng lượng theo chiều tăng
dần của năng lượng điện tử trong phân tử sắp xếp như sau:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s  3d <4p <5s  4d <5p <6s  5d  4f < 6p <7s
<5f  6d <7p

2.3. Quy tắc Klechkovski
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f

2.4. Quy tắc Hund

Ta biết trong vỏ s chỉ có 2 điện tử (với spin ngược nhau) thì trong vỏ p số
điện tử có thể đạt tới 6, vì vậy xuất hiện câu hỏi spin của các điện tử định hướng
như thế nào? Chẳng hạn đối với nitơ ứng với cấu hình 1s22s22p3 (có 2 điện tử ở
lớp thứ nhất và 5 điện tử ở lớp thứ hai) có 2 dạng tưởng tượng:

2s2 2p3 2s2 2p3
1s2 1s2

Dạng viết đúng Dạng viết sai

Trên các sơ đồ này ứng với mỗi ô là một orbitan xác định. Trên mỗi
orbitan có thể có 2 điện tử với spin ngược dấu nhau. Trong sơ đồ thứ nhất, tất cả

8
các điện tử p đều có giá trị của m khác nhau, trong sơ đồ thứ hai giá trị của m ở
2 điện tử p như nhau.

Sự chất đầy các lớp vỏ điện tử xảy ra như thế nào để cho spin tổng cộng là
cực đại. Luận đề quan trọng này mang tên là qui tắc Hund.

2.5. Cách biểu diễn cấu trúc vỏ điện tử của nguyên tử
* Cách thứ nhất: là dùng cấu hình e ghi theo cách sau:
- Lớp e được ghi bằng chữ số.
- Phân lớp được ghi bằng chữ cái thường s, p, d, f
- Số e được ghi bằng số ở phía trên bên phải của chữ cái chỉ phân lớp, các

phân lớp khơng có e không ghi.
VD: Cấu hình e của một số nguyên tử ở trạng thái cơ bản được biểu diễn
dưới dạng kí hiệu như sau:

H có Z = 1: 1s1
He có Z = 2 : 1s2
Li có Z = 3: 1s22s1
Na có Z = 11: 1s22s22p63s1
* Cách thứ 2: Biểu diễn mỗi ô lượng tử bằng một ô vuông và mỗi điện tử
bằng một mũi tên. Hai điện tử có giá trị của số lượng tử s, ngược dấu nhau thì
được biễu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều nhau.

F có Z = 9 2s2 2p5
1s2

VD: Viết cấu hình e của các nguyên tố có số hiệu nguyên tử lần lượt là 9,
19, 26, 27, 35, 36.

2.6. Đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng
- Đối với nguyên tử của tất cả các nguyên tố, lớp ngoài cùng có tối đa là
8e.

- Các ngun tử có 8 e lớp ngồi cùng đều rất bền vững, chúng không
tham gia vào các phản ứng hóa học. Đó là các ngun tử khí hiếm.

- Các nguyên tử có 1, 2, 3 e lớp cùng là những nguyên tử kim loại.

- Các nguyên tử có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim.

9

- Các nguyên tử có 4 e ở lớp ngồi cùng có thể là kim loại hoặc phi kim.
Các e lớp ngoài cùng (gọi tắt là các e ngồi cùng) hầu như quyết định tính
chất hóa học của một nguyên tố.
Biết được sự phân bố e trong nguyên tử nhất là biết được số e lớp ngồi
cùng, người ta có thể dự đốn được những tính chất hóa học tiêu biểu của
nguyên tố đó (1-4).
VD: Xác định vị trí của các ngun tố có số hiệu nguyên tử lần lượt là 9,
19, 26, 27, 35, 36 trong bảng HTTH? Nguyên tố nào là kim loại? Phi kim? Khí
hiếm?

3. Hệ thống tuần hồn các ngun tố hóa học
3.1. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn
- Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân

nguyên tử.
- Các nguyên tố có cùng số lớp e trong nguyên tử được xếp thành một

hàng.
- Các nguyên tố có số e hóa trị trong nguyên tử như nhau được xếp thành

một cột.
Bảng các nguyên tố được sắp xếp như trên được gọi là bảng tuần hồn các

ngun tố hố học (gọi tắt là bảng tuần hoàn).

3.2. Cấu tạo bảng hệ thống tuần hoàn
3.2.1. Ô nguyên tố
Mỗi nguyên tố hóa học được xếp vào một ô của bảng, gọi là ô nguyên tố.
Số thứ tự của ô đúng bằng số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó.

3.2.2. Chu kì
Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp e,
được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.
Bảng tuần hồn gồm 7 chu kì được đánh số từ 1 đến 7. Số thứ tự của chu
kì trùng với số lớp e của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó.
Các chu kì 1, 2 và 3 là các chu kì nhỏ.
Các chu kì 4, 5, 6 và 7 là các chu kì lớn.
3.2.3. Nhóm nguyên tố

10

Nhóm nguyên tố là tập hợp các ngun tố mà ngun tử có cấu hình e
tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành
một cột.

Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số e hóa trị bằng nhau
và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ngoại lệ).

Bảng tuần hồn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A đánh số từ IA đến
VIIIA và 8 nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB. Mỗi nhóm là một cột, riêng nhóm
VIIIB gồm 3 cột.

Ngoài cách chia các ngun tố thành nhóm, người ta cịn chia chúng
thành các khối như sau:

- Khối các nguyên tố s gồm các nguyên tố nhóm IA và nhóm IIA.

Nguyên tố s là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền
vào phân lớp s.

- Khối các nguyên tố p gồm các nguyên tố thuộc các nhóm từ IIIA và
nhóm VIIIA (trừ He).

Nguyên tố p là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền
vào phân lớp p.

Các nhóm A bao gồm các nguyên tố s và nguyên tố p.

- Khối các nguyên tố d gồm các nguyên tố thuộc các nhóm B.

Nguyên tố d là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền
vào phân lớp d.

- Khối các nguyên tố f gồm các nguyên tố xếp thành hai hàng ở cuối bảng.
Chúng gồm có 14 nguyên tố học Lantan (từ Ce (Z = 58) đến Lu (Z = 71) và 14
nguyên tố học Actini (từ Th (Z = 90) đến Lr (Z = 103).

Nguyên tố f là những nguyên tố mà nguyên tử có e cuối cùng được điền
vào phân lớp f.

Các nhóm B bao gồm các nguyên tố d và nguyên tố f.

3.3. Sự biến đổi tuần hồn cấu hình electron nguyên tử của các nguyên
tố hóa học

3.3.1. Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm A

Nhóm A gồm các ngun tố thuộc chu kì nhỏ và chu kì lớn. Chúng là các
nguyên tố s và nguyên tố p.

11

Sau mỗi chu kì, cấu hình e lớp ngồi cùng của ngun tử các ngun tố
nhóm A được lặp đi lặp lại, ta nói rằng chúng biến đổi tuần hoàn.

Vậy, Sự biến đổi tuần hồn về cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử
các nguyên tố khi điện tích hạt nhân tăng dần chính là nguyên nhân của sự biến
đổi tuần hồn về tính chất của các ngun tố.

3.3.2. Cấu hình electron nguyên tử của các nguyên tố nhóm B

Các nguyên tố nhóm B đều thuộc chu kì lớn. Chúng là các nguyên tố d và
nguyên tố f, còn được gọi là các kim loại chuyển tiếp.

Các nguyên tố d hoặc f có số e hóa trị nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở các
phân lớp sát lớp ngồi cùng chưa bão hịa, khi phân lớp sát ngồi cùng đã bão
hịa thì số e hóa trị được tính theo số e ở lớp ngồi cùng.Thí dụ: Ag (Z = 47) cấu
hình …..4d105s1 có số e hóa trị bằng 1 vì phân lớp 4d đã bão hịa.

3.4. Sự biến đổi tính chất kim loại, phi kim của các nguyên tố hóa học
3.4.1. Tính kim loại, tính phi kim

Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ
nhường e để trở thành ion dương. Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường
e, tính kim loại của ngun tố đó càng mạnh.

Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận
thêm e để trở thành ion âm. Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận e, tính
phi kim của nguyên tố đó càng mạnh.

3.4.2. Sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim

Trong mỗi chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính kim loại
của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính phi kim tăng dần.

Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân tính kim loại
của các nguyên tố tăng dần, đồng thời tính phi kim giảm dần.

Nhận xét: tính kim loại, tính phi kim của các ngun tố nhóm A biến đổi
tuần hồn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.

3.5. Sự biến đổi về hóa trị của các nguyên tố
Trong một chu kì đi từ trái sang phải, hóa trị cao nhất của các nguyên tố
với oxi tăng lần lượt từ 1 đến 7, cịn hóa trị với hiđro của các phi kim giảm từ 4
đến 1.

12
Nhận xét: Hóa trị cao nhất của 1 nguyên tố với oxi, hóa trị với hiđro của
các phi kim biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân.

3.6. Sự biến đổi tính axit – bazơ của oxit và hyđroxit tương ứng
Trong một chu kì, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của
oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời tính axit của chúng tăng dần.
Trong một nhóm A, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, tính bazơ của
các oxit và hiđroxit tương ứng tăng dần, đồng thời tính axit của chúng giảm dần.
Nhận xét: Tính axit – bazơ của các oxit và hiđroxit tương ứng của các
nguyên tố biến đổi tuần hồn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

3.7. Định luật tuần hồn
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính

chất của các hợp chất tạo nên từ các ngun tố đó biến đổi tuần hồn theo chiều
tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử (3).

TÓM TẮT CHƯƠNG 1
- Xác định được bộ 4 số lượng tử từ cấu hình e. Từ cấu hình e xác định
được bộ 4 số lượng tử của e có mức năng lượng cao nhất.

- Cách viết cấu hình e của nguyên tử nhiều e.
- Đặc điểm của nguyên tử lớp ngoài cùng
+ Đối với nguyên tử của tất cả các ngun tố, lớp ngồi cùng có tối đa là
8e. Các nguyên tử có 8 e lớp ngịai cùng đều rất bền vững, chúng khơng tham
gia vào các phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử khí hiếm.
+ Các nguyên tử có 1, 2, 3 e lớp cùng là những nguyên tử kim loại.
+ Các nguyên tử có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng là những nguyên tử phi kim.
+ Các nguyên tử có 4 e ở lớp ngồi cùng có thể là kim loại hoặc phi kim.
- Định luật tuần hồn: Tính chất của các ngun 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 của điện tích hạt nhân nguyên tử.

BÀI TẬP
1. Trình bày các nguyên lý vững bền, nguyên lý loại trừ Pauli và qui tắc
Hun.
2. Trình bày nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng HTTH.

13

3. Trình bày đặc điểm của nguyên tử lớp ngồi cùng.

4. Tính số e tối đa trong phân lớp 3d và lớp L và N.

5. E cuối (e có năng lượng cao nhất) của các nguyên tố A và B được đặc
trưng bởi các số lượng tử sau:

A n=2 l = 0 m = 0 mS = +1/2

B n=2 l = 0 m = 0 mS = -1/2

C n=2 l = 1 m = 0 mS = +1/2

D n=2 l = 1 m = -1 mS = +1/2

Xác định tên của các nguyên tố A, B, C, D. (ĐA: Liti, Beri, Cacbon,
Nitơ).

6. Cho cấu hình của nguyên tử X : 1s22s22p63s23p4. Hỏi:

a) Xác định vị trí của X trong BHTTH.

b) X Là kim loại hay phi kim? Vì sao?

c) Nguyên tử dễ nhường hay nhận e trở thành ion? Viết cấu hình của ion?

7. Từ cấu hình 1s22s22p63s23p64s2 hãy xác định bộ 4 số lượng tử.

(ĐA: n = 4; l = 0; ml = 0; mS = -1/2).

8. Nguyên tử A có phân lớp mức năng lượng ngồi cùng là 3p5. Ngun
tử B có phân lớp mức năng lượng ngồi cùng 4s2. Xác định vị trí của A, B trong
bảng tuần hoàn.

9. Các nguyên tố A, B, C có cấu hình e ở lớp ngoài cùng lần lượt là
3s23p1, 3s23p4, 2s22p2.

Hãy xác định vị trí (số thứ tự, chu kì, nhóm) và tên của A, B, C.

10. a) Viết cấu hình e của các ngun tố có số hiệu nguyên tử lần lượt là
8, 18, 25, 28, 30.

b) Xác định vị trí của chúng trong bảng HTTH.

c) Nguyên tố nào là kim loại? Phi kim? Khí hiếm?

d) Xác định bộ 4 số lượng tử.

Đáp án:

SHNT a) Cấu hình e b) Vị trí c) Xác định d) Bộ 4 số lượng

14

nguyên tố tử

Z= 8 1s22s22p4 Chu kỳ 2 Phi kim n = 2; l = 1
Nhóm VIA ml = +1; mS = -1/2)

Z= 18 1s22s22p63s23p6 Chu kỳ 3 Khí hiếm n = 3; l = 1
Nhóm VIIIA ml = -1; mS = -1/2)

Z= 25 1s22s22p63s23p64s23d5 Chu kỳ 4 Kim loại n = 3; l = 2
Nhóm VIIB ml = -2; mS = +1/2)

Z= 28 1s22s22p63s23p64s23d8 Chu kỳ 4 Kim loại n = 3; l = 2
Nhóm VIIIB ml = 0; mS = -1/2)

Z= 30 Chu kỳ 4 Kim loại n = 3; l = 2
1s22s22p63s23p64s23d10 ml = -2; mS = -1/2)

Nhóm IIB