GIÁO TRÌNH hóa đại CƯƠNG

BỘ CÔNG THƯƠNG
TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP TUY HÒA
------

TRẦN VĂN THẮM

Giáo trình:

+

+

-

-

+ +

+

+

+ -

sp3

109o28/

+

+

+

-

+

+

-

- 120o

-

+

sp2

+

-

-

-

--

+

+
+

+

+
180O

sp


Phần mục lục

Trang 3

NỘI DUNG

STT

Trang

Lời nói đầu

1

Mục lục

3

Chương mở đầu

7

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

14

1.1 Cấu tạo nguyên tử

14

1.1.1 Thành phần nguyên tử

14

1.1.2 Mẫu cấu tạo nguyên tử của Bohr

14

1.1.3 Mẫu cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử

15

1.1.4 Hàm sóng và các nghiệm

16

1.1.5 Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên

tử

18

1.1.6 Obitan nguyên tử

20

1.1.7 Sự phân bố các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản

21

1.2 Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

24

1.2.1 Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học.

24

1.2.2 Cấu trúc của HTTH

24

1.2.3 Biến thiên tuần hoàn về cấu tạo nguyên tử và tính chất của các
nguyên tố.

27

Câu hỏi và bài tập

Chương 2 Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử
2.1 Những đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học

30
36
36

2.1.1 Năng lượng liên kết

36

2.1.2 Độ dài liên kết

37

2.1.3 Góc liên kết

38

2.1.4 Độ bội liên kết theo liên kết hóa trị

38

2.2 Liên kết ion theo Kossel

38

2.3 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis.

39

2.4 Liên kết cộng hoá trị theo Thuyết VB (Valence – Bond).

40

2.4.1 Những luận điểm cơ bản của phương pháp liên kết hóa trị

40

2.4.2 Hóa trị của nguyên tố theo phương pháp VB

40

2.4.3 Tính định hướng của liên kết cộng hóa trị

41

2.4.4 Liên kết cho – nhận

41


Phần mục lục

Trang 4

NỘI DUNG

STT

2.4.5 Các kiểu liên kết cộng hoá trị
2.5 Sự lai hoá và dạng hình học của phân tử.

Trang
42
42

2.5.1 Điều kiện ra đời của thuyết lai hóa

42

2.5.2 Các kiểu lai hóa giữa các obitan ns và np

43

2.5.3 Điều kiện lai hoá bền

44

2.5.4 Dự đoán kiểu lai hoá và dạng hình học của phân tử

45

2.6 Liên kết cộng hoá trị theo phương pháp MO

46

2.6.1 Nội dung cơ bản.

46

2.6.2 Điều kiện tổ hợp có hiệu quả các AO.

47

2.6.3 Các đặc trưng của liên kết cộng hoá trị trong phương pháp MO

47

2.6.4 Giản đồ năng lượng các MO đối với H 2+ , H 2 , He2+ , He2 .

47

2.6.5 Giản đồ năng lượng MO của các phân tử A 2 thuộc chu kỳ 2.

50

2.6.6 Giản đồ năng lượng MO của các phân tử AB có hai hạt nhân khác
nhau của các chu kỳ 1 và 2.

53

Câu hỏi và bài tập
Chương 3 Nhiệt động hóa học

54
59

3.1 Một số khái niệm và định nghĩa

59

3.2 Áp dụng nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học vào hoá học.
Nhiệt hoá học

60

3.2.1 Nội năng

60

3.2.2 Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học

60

3.2.3 Áp dụng nguyên lý 1 cho một số quá trình

61

3.2.4 Nhiệt hóa học

63

3.2.5 Tính hiệu ứng nhiệt của các quá trình khác nhau

65

3.2.6 Nhiệt dung

68

3.2.7 Ảnh hưởng của nhiệt độ đến hiệu ứng nhiệt phản ứng – Định luật
Kirchhoff

69

3.3 Nguyên lý thứ hai của nhiệt động học

71

3.3.1 Quá trình thuận nghịch và bất thuận nghịch

71

3.3.2 Phát biểu nguyên lý thứ hai nhiệt động học

72

Áp dụng nguyên lý hai cho việc xác định chiều hướng diễn ra
trong hệ cô lập

73

3.3.4 Chiều, điều kiện tự diễn biến, điều kiên cân bằng trong hệ không

77

3.3.3

Phần mục lục

STT

cô lập.

Trang 5

NỘI DUNG

3.4 Cân bằng hóa học

Trang
79

3.4.1 Phản ứng thuận nghịch và cân bằng hóa học

79

3.4.2 Cân bằng hóa học

80

3.4.3 Định luật tác dụng khối lượng và các hằng số cân bằng

80

3.4.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học

84

3.4.5 Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier (Lơsatơlie)

87

Câu hỏi và bài tập
Chương 4 Dung dịch

88
96

4.1 Các khái niệm cơ bản

96

4.2 Dung dịch không điện ly

99

4.2.1 Dung dịch chứa chất tan không bay hơi không phân ly. Áp suất hơi
bão hoà của dung dịch

99

4.2.2 Nhiệt độ đông đặc và phương pháp nghiệm lạnh

99

4.2.3 Nhiệt độ sôi và phương pháp nghiệm sôi
4.3 Dung dịch chất điện ly

102
103

4.3.1 Tính bất thường của các dung dịch axit, bazơ và muối

103

4.3.2 Một số định nghĩa

104

4.3.3 Thuyết axit – bazơ

105

4.3.4 Tích số ion của nước

106

4.3.5 Hằng số điện ly axit và hằng số điện ly bazơ

106

4.3.6 pH của dung dịch

107

4.3.7 Tích số tan của chất điện ly ít tan

110

Câu hỏi và bài tập
Chương 5 Động hóa học

113
117

5.1 Khái niệm về tốc độ phản ứng hóa học

117

5.2 Bậc phản ứng, phân tử số và cơ chế phản ứng

118

5.3 Phương trình động hóa học của một số phản ứng đồng thể đơn
giản.

121

5.3.1 Phản ứng bậc 1

121

5.3.2 Phản ứng bậc 2

122

5.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng

123

5.4.1 Ảnh hưởng của nồng độ đến tốc độ phản ứng

123


Phần mục lục

Trang 6

NỘI DUNG

STT

Trang

5.4.2 Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng

123

5.4.3 Ảnh hưởng của chất xúc tác

125

Câu hỏi và bài tập
Chương 6 Chiều phản ứng oxi hóa - khử và các quá trình điện hóa

128

134

6.1 Phản ứng oxi hóa - khử và nguyên tắc biến hóa năng thành
điện năng

134

6.2 Các loại điện cực

135

6.2.1 Điện cực loại một

135

6.2.2 Điện cực loại hai

135

6.2.3 Điện cực oxi hóa - khử

136

6.3 Điện thế của điện cực

136

6.4 Suất điện động của pin điện hóa

138

6.4.1 Định nghĩa

138

6.4.2 Các yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin – công thức
Nernst

139

6.5 Chiều và hằng số cân bằng của phản ứng oxh – khử xảy ra
trong dung dịch nước

139

6.6 Sự điện phân

140

6.6.1 Định nghĩa

140

6.6.2 Hiện tượng điện phân các chất điện ly trong nước

140

6.6.3 Định luật điện phân

142

6.7 Sự ăn mòn kim loại

142

Câu hỏi và bài tập

142

Tài liệu tham khảo

149


Lời mở đầu

Trang 1

LỜI NÓI ĐẦU
Vật chất tồn tại dưới hai hình thức là chất và trường. Chất là hình thức tồn tại
của vật chất dưới dạng những hạt có khối lượng như electron, proton, nơtron, nguyên tử,
phân tử, tinh thể,… Trường là hình thức tồn tại của vật chất biểu hiện dưới dạng các lực
tương tác giữa các vật hoặc dạng các tia, ví dụ lực hấp dẫn, bức xạ,… Giữa chất và
trường không có sự đối lập mà có mối quan hệ thống nhất. Ví dụ ánh sáng vừa có bản
chất hạt, vừa có bản chất sóng. Như vậy, việc nghiên cứu các dạng vận động khác nhau
của vật chất là đối tượng của khoa học tự nhiên.
Vận động là tính chất có sẵn của vật chất. Trong vô số hình thức vận động của
vật chất có thể chia ra thành 5 hình thức vận động cơ bản: Vận động cơ học, vận động
vật lí, vận động hoá học liên quan đến sự hình thành và phá vỡ các mối liên kết giữa các
nguyên tử, tương ứng với hiệu ứng năng lượng từ vài J/mol đến hàng trăm kJ/mol, vận

động sinh học, vận động xã hội. Các dạng vận động đó liên quan mật thiết với nhau và
có thể chuyển hoá lẫn nhau. Thước đo vận động là năng lượng. Các dạng vận động có
thể chuyển hoá lẫn nhau nên các dạng năng lượng cũng có thể chuyển hoá lẫn nhau. Vật
chất luôn được bảo toàn, cho nên năng lượng cũng được bảo toàn. Đó là nội dung của
định luật bảo toàn vật chất và năng lượng.
Hoá học là một bộ phận của khoa học tự nhiên nghiên cứu dạng vận động hoá
học của vật chất.
Dạng vận động hoá học của vật chất liên quan tới sự hình thành và phá vỡ các
mối liên kết giữa các nguyên tử, thực chất đó là sự phân bố lại electron hoá trị giữa các
nguyên tử, đồng thời với sự sắp xếp lại các nguyên tử trong không gian. Quá trình đó
dẫn đến sự biến đổi chất này thành chất khác kèm theo sự giải phóng hoặc hấp thụ năng
lượng. Những quá trình như vậy được gọi là quá trình hoá học. Trong những quá trình
như vậy, bản chất của nguyên tử không bị biến đổi.
Như vậy, có thể xác định đối tượng của hóa học: hoá học là khoa học nghiên
cứu sự phụ thuộc của tính chất các chất vào thành phần và cấu tạo của chúng và những
quá trình liên quan đến sự biến đổi các chất.
“Chính vì thế có một hiểu biết tối thiểu về hoá học là một yêu cầu không thể bỏ
qua đối với một người cán bộ khoa học kỹ thuật”
Chính vì vậy, tác giả mạnh dạn sưu tầm, chọn lọc phân loại để hình thành cuốn
Giáo trình Hóa đại cương. Cuốn giáo trình này được chia thành 6 chương bao gồm
hầu hết các chương trình của hóa cơ sở hiện hành.
Chương 1:

Cấu tạo nguyên tử và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Chương 2:

Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Chương 3:

Nhiệt động hóa học

Chương 4:

Dung dịch

Chương 5:

Động hóa học


Lời mở đầu

Chương 6:

Trang 2

Chiều phản ứng oxy hóa khử và các quá trình điện hóa.

Cuốn giáo trình này biên soạn lần đầu theo chương trình mới nên chắc chắn còn
nhiều thiếu sót, tác giả mong nhận được các ý kiến phê bình xây dựng của các bạn đồng
nghiệp, anh chị em sinh viên và các độc giả.
Tác giả xin bày tỏ lòng biết ơn đối với lãnh đạo trường Cao đẳng Công nghiệp
Tuy hòa, ban chủ nhiệm khoa Công nghệ Hóa đã tạo điều kiện cho tác giả hoàn thành
cuốn giáo trình này.
Tuy Hoà, ngày 20 tháng 06 năm 2008
Trần Văn Thắm

Chöông môû ñaàu

Trang 7

CHƯƠNG MỞ ĐẦU
I. Lịch sử phát triển của hoá học.
Vào các thiên niên kỷ thứ 2 – 3 trước công nguyên, ở Ai cập, lưỡng hà, Trung
quốc người ta đã biết nhiều hợp chất hoá học như các hương liệu, dầu thảo mộc, các
dược liệu, các chất màu như oxyt sắt, son,… Người ta đã biết quá trình bay hơi, lọc, lên
men,… Vào thởi kỳ trung cổ ( thế kỷ 4- 17 ) trong hoá học phát triển trào lưu giả kim
thuật với mục tiêu là biến các kim loại không quí thành vàng, chế thuốc trường sinh và
dung môi vạn năng… Tất nhiên là các cố gắng của họ đều thất bại, tuy nhiên trong suốt
một chục thế kỷ miệt mài họ cũng khám phá ra một số chất hoá học và một số hiện
tượng hoá học còn ghi lại trong tác phẩm và các bài luận văn đầy những lời lẽ thần bí,
khó hiểu.
Khi lịch sử nhân loại bước sang thời kỳ phục hưng ( thế kỷ 14 – 17 ) thì lịch sử
hoá học cũng chuyển sang giai đoạn mới : thời kỳ hoá y học và hoá kỹ thuật. Các nhà
hoá học và thầy thuốc lúc này cho rằng hoá học phải phục vụ đời sống ( chế thuốc và
cải tiến các quá trình sản xuất đặc biệt là quá trình luyện kim ).
Vào thế kỷ 17 trong khi các hiểu biết thực tế về hoá học tích lũy được đã khá
phong phú thì tiến bộ về lý thuyết vẫn rất chậm chạp. Nhu cầu phát triển sản xuất đòi
hỏi các nhà hoá học phải giải quyết nhiều vấn đề. Một trong những vấn đề đó liên quan
tới sự phát triển nhanh chóng ngành luyện kim là nhiệm vụ giải thích một cách khoa học
hiện tượng khử các oxít kim loại.
60 năm đầu thế kỷ 19 là thời kỳ các nhà hoá học liên tục khám phá ra các định
luật đương lượng, tạo cơ sở để hình thành thuyết nguyên tử, phân tử. Việc thiết lập
thuyết nguyên tử - phân tử gắn liền với tên tuổi các nhà bác học Đantôn ( 1766 – 1844 ),
Gay – luytxăc ( 1778 – 1850 ), Beczêliuyt ( 1779 – 1848 ), Avôgadrô ( 1776 – 1856 ),…
đó là việc xây dựng toàn bộ các hệ thống các khái niệm cơ bản của hoá học trên cơ sở
quan niệm của thuyết nguyên tử - phân tử, trong công việc này đặc biệt phải kể đến

công lao của nhà bác học ý Cannizarô ( 1826 – 1910 ).
Từ sau năm 1860, sau khi đã thiết lập thuyết nguyên tử - phân tử, là cơ sở khoa
học của toàn bộ kiến thức hoá học – hoá học bắt đầu một thời kỳ phát triển rực rỡ. Các
ngành khoa học hoá học ( hoá vô cơ, hữu cơ, hoá lý, hoá phân tích,…) phát triển đặc
biệt mạnh mẽ. Chính vào thời kỳ này đã hình thành nhiều lý thuyết nền tảng của hoá
học về nhiệt động lực hoá học, động hoá học, điện hoá học,…
Đầu thế kỷ 20, khi khoa học khám phá ra cấu tạo phức tạp của nguyên tử và phát
triển lý thuyết lượng tử về mối tương tác giữa các nguyên tử khi hình thành và phân huỷ
các mối liên kết hoá học thì hoá học lại bước vào một bước phát triển mới: đi sâu vào
bản chất điện tử của các hiện tượng hoá học.
II. Một số khái niệm cơ bản, định luật cơ bản của hoá học.
1. Một số khái niệm cơ bản.
♦ Nguyên tử: là loại hạt cơ sở để hình thành các chất hoá học. Nguyên tử là phần
nhỏ nhất của một nguyên tố tham gia vào thành phần phân tử các đơn chất và hợp
chất.


Chöông môû ñaàu

Trang 8

Mỗi nguyên tử cấu tạo từ một hạt nhân mang điện tích dương và một hay nhiều
điện tử mang điện tích âm quay chung quanh. Đặc trưng quan trọng nhất của nguyên tử
là điện tích dương của hạt nhân. Mỗi loại nguyên tử được đặc trưng bởi một điện tích
hạt nhân xác định, hợp thành nguyên tố hoá học và có cấu trúc vỏ điện tử giống nhau do
đó có các tính chất hoá học giống nhau.
Trong nguyên tử trung hoà về điện, điện tích dương của hạt nhân bằng tổng điện
tích âm của các điện tử quay chung quanh nó.
Nguyên tử có khả năng nhường bớt hay thu thêm một số điện tử ở lớp ngoài
cùng để tạo thành các ion mang điện tích dương hay âm hoặc cũng có thể bị biến dạng

của nhiều lớp vỏ điện tử do tương tác với các nguyên tử khác. Tuy nhiên trong các quá
trình hoá học, hạt nhân nguyên tử luôn được bảo toàn, và nhờ vậy dù có biến đổi thế
nào đi nữa, nhưng nguyên tử luôn luôn có khả năng phục hồi trở lại trạng thái đầu, tức
là dưới dạng trung hoà điện.
♦ Phân tử: Là phần nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập, có tất cả
tính chất hoá học đặc trưng cho chất đó.
Những tập hợp hữu hạn các nguyên tử có thành phần và cấu trúc xác định. Mỗi
tập hợp như vậy được gọi là một phân tử.
Trong phân tử các nguyên tử liên kết với nhau khá bền. Mỗi phân tử có thể gồm
một hay nhiều nguyên tử cùng loại hay khác loại kết hợp với nhau theo một tỷ lệ nhất
định, một trật tự xác định.
♦ Đơn chất: gồm một hay nhiều nguyên tử cùng một nguyên tố. Ví dụ: natri ( Na ),
hidro ( H 2 ), ozon ( O 3 ).
♦ Hợp chất: gồm nhiều nguyên tử của các nguyên tố khác nhau. Ví dụ: Nước ( H 2 O )
và muối ăn là hai hợp chất.
♦ Nguyên chất hoá học: là một tập hợp gồm những phân tử cùng loại.
♦ Hỗn hợp: bao gồm nhiều loại phân tử.
2. Khối lượng của nguyên tử và phân tử.
Để đo khối lượng của các nguyên tử và phân tử người ta dùng một thứ đơn vị
riêng là đơn vị cacbon viết tắt là đ.v.c.
Đơn vị cacbon bằng 1/12 khối lượng nguyên tử 12C. 12C là đồng vị phổ biến nhất
trong thiên nhiên của nguyên tố cacbon.
Khối lượng nguyên tử hay nguyên tử lượng là khối lượng của nguyên tử tính ra
đơn vị cacbon. Ví dụ nguyên tử hidro có khối lượng bằng 1,00797 đ.v.c ( trong phép
tính hoá học thông thường có thể coi ≈ 1 đ.v.c ). Cứ một đơn vị cacbon là 1,6607.10-24
gam.
Khối lượng phân tử hay phân tử lượng là khối lượng của phân tử tính ra đ.v.c.
Ví dụ phân tử nước có khối lượng bằng 18,01534 đ.v.c (trong phép tính hoá học thông
thường có thể coi ≈ 18 đ.v.c).
Nguyên tử gam (khối lượng mol nguyên tử) của một nguyên tố là lượng nguyên

tố đó tính ra gam. Có số chỉ gam bằng số chỉ khối lượng nguyên tử.


Chöông môû ñaàu

Trang 9

Phân tử gam (khối lượng mol phân tử) của một chất là lượng chất đó tính ra
gam. Có số chỉ gam bằng số chỉ khối lượng phân tử.
Ion gam (khối lượng mol ion) là khối lượng tính bằng gam của một mol ion. Ví
dụ một ion gam Na+ nặng 23 gam.
Số nguyên tử (hay phân tử) có chứa trong một nguyên tử gam (hay phân tử gam)
được gọi là số Avôgađrô và kí hiệu là N 0 . Ngày nay người ta đã xác định được số
Avôgađrô xấp xỉ bằng 6,0229. 1023.
3. Ký hiệu hoá học, công thức hoá học, phương trình hoá học.
a) Ký hiệu hoá học.
Dùng để biểu diễn các nguyên tố. Ký hiệu hoá học thường lấy ở một hay hai chữ
cái đầu của tên Latinh của nguyên tố.
Mỗi một ký hiệu hoá học mang các ý nghĩa :
- Chỉ nguyên tố hoá học đã cho.
- Chỉ một nguyên tử của nguyên tố đó.
- Chỉ một lượng nguyên tố bằng nguyên tử gam của nguyên tố đó.
b) Công thức hoá học.
Dùng để biểu diễn các chất.
Một công thức hoá học mang các ý nghĩa :
- Cho biết tỷ lệ kết hợp các nguyên tử của các nguyên tố trong chất hoá học đó.
- Chỉ một lượng chất bằng “ phân tử gam” của chất đó
Trong trường hợp chất hoá học tồn tại dưới dạng những phân tử có thành phần
xác định thì công thức hoá học đồng thời là công thức phân tử và có ý nghĩa như sau :
- Chỉ một phân tử của chất đã cho.

- Cho biết số nguyên tử của các nguyên tố trong một phân tử.
- Chỉ một lượng chất bằng phân tử gam chất đó
Để viết đúng công thức phân tử của các hợp chất phải nắm vững khái niệm hoá trị.
“ Hoá trị là đại lượng đặc trưng cho khả năng một nguyên tử của một nguyên tố
đã cho có thể kết hợp (hay thay thế) một số xác định nguyên tử nguyên tố khác”.
Ngoài công thức phân tử người ta còn dùng phổ biến công thức cấu tạo.
c) Phương trình hoá học.
Dùng để biễu diễn các phản ứng hoá học.
Ví dụ:

2H 2 O

+

O2

Chất tác dụng ban đầu


→

2H 2 O

Sản phẩm

Có thể phân loại phản ứng hoá học bằng nhiều cách:
- Căn cứ vào số lượng và thành phần chất tác dụng ban đầu cũng như sản phẩm,
ta có: Phản ứng hoá hợp, phản ứng phân tích, phản ứng thế, phản ứng trao đổi.

Chöông môû ñaàu

Trang 10

- Căn cứ vào hiệu ứng nhiệt, ta có: Phản ứng toả nhiệt, phản ứng thu nhiệt.
- Căn cứ vào chiều hướng diễn biến ta có: Phản ứng một chiều và phản ứng
thuận nghịch.
- Căn cứ vào sự thay đổi số oxi hoá của các nguyên tố ta có: Phản ứng oxi hoá
khử, phản ứng không phải là oxi hóa khử (thường gọi là phản ứng trao đổi).
4. Một số định luật cơ bản.
a) Định luật thành phần không đổi.
“ Một hợp chất dù được điều chế bằng cách nào đi nữa bao giờ cũng có thành
phần xác định, không đổi”
Ví dụ: Nước có thể điều chế bằng nhiều cách khác nhau, song khi phân tích
thành phần người ta đều thấy nước gồm 2 nguyên tố hiđro và oxi với tỷ lệ khối lượng
không đổi.
b) Định luật tỉ lệ bội.
“ Nếu hai nguyên tố kết hợp với nhau cho một số hợp chất thì ứng với cùng một
khối lượng nguyên tố này, các khối lượng nguyên tố kia tỉ lệ với nhau như những số
nguyên đơn giản”.
Ví dụ: Nitơ tạo với oxi năm oxit, nếu ứng với một đơn vị khối lượng nitơ thì
khối lượng của oxi trong các oxit đó lần lượt là : 0,57 : 1,14 : 1,71 : 2,28 : 2,85 = 1 : 2 :
3 : 4 : 5.
c) Định luật bảo toàn khối lượng.
“ Tổng khối lượng các sản phẩm thu được đúng bằng tổng khối lượng các chất
ban đầu đã tác dụng ”.
Định luật bảo toàn khối lượng chỉ hoàn toàn chính xác khi các phản ứng hoá học
không kèm theo hiệu ứng nhiệt.
d) Định luật đương lượng.
♦ Đương lượng của một nguyên tố.

“Đương lượng của một nguyên tố là lượng nguyên tố đó có thể kết hợp hoặc thay
thế một mol nguyên tử hiđro trong phản ứng hoá học ”.
“Khối lượng đương lượng (hay đương lượng khối) của một nguyên tố là khối
lượng tính ra gam của một đương lượng của nguyên tố đó ”.
Khối lượng đương lượng (kí hiệu là Đ) của nguyên tố được tính từ khối lượng mol
nguyên tử (A) và hoá trị (n) của nguyên tố theo công thức :
Ñ =

A
n

Ví dụ : Fe có A = 55,84, ứng với 3 trạng thái hoá trị : 2, 3, 6 có 3 trị số đương
lượng 27,92; 18,61; 9,31.
♦ Đương lượng của một hợp chất.


Chöông môû ñaàu

Trang 11

Sau này người ta mở rộng khái niệm đương lượng cho cả hợp chất bằng cách định
nghĩa :
“Đương lượng của một hợp chất là lượng chất đó tương tác vừa đủ với một đương
lượng của hiđro hay của một chất bất kỳ khác”
Ví dụ: Trong phản ứng giữa CuO và H 2 :
CuO + H 2

→

Cu + H 2 O

Đương lượng của CuO bằng ½ mol phân tử của CuO.
“Khối lượng đương lượng (hay đương lượng khối) của một hợp chất là khối lượng
đương lượng của hợp chất đó tính ra gam ”.
Khối lượng đương lượng (kí hiệu là Đ) của nguyên tố được tính từ khối lượng mol
nguyên tử (A) và hoá trị (n) của nguyên tố theo công thức :
Ñ =

M
n

trong đó : n có ý nghĩa khác nhau tùy từng loại phản ứng:
- Đối với phản ứng trao đổi, n là tổng số đơn vị điện tích mà mỗi phân tử hợp chất
trao đổi với các phân tử khác.
- Đối với axít, n chính là số ion H+ của phân tử tham gia phản ứng.
- Đối với bazơ, n chính là số ion OH- của phân tử tham gia phản ứng.
- Đối với muối, n chính là tổng số điện tích của các ion dương hoặc tổng số điện
tích của các ion âm của phân tử tham gia phản ứng.
Ví dụ đương lượng khối của H 3 PO 4 trong 3 phản ứng sau:
H 3 PO 4 +

3NaOH


→ Na 3 PO 4

+

3H 2 O

H 3 PO 4 +

2NaOH


→ Na 2 HPO 4

+

2H 2 O

H 3 PO 4 +

NaOH 
→ NaH 2 PO 4

+

H2O

MH3PO4 MH3PO4 MH3PO4
. (trong trường hợp này n chính là số nguyên tử H
;
;
3
2
1
của phân tử axít thực tế tham gia phản ứng).

lần lượt bằng:

Còn đương lượng khối của H 2 SO 4 trong phản ứng sau:
NaCl + H 2 SO 4 
→ NaHSO 4 + HCl, bằng:

MH2SO4
1

- Đối với phản ứng oxi hoá khử, n là số electron mà một phân tử chất khử cho
(hay một phân tử chất oxi hoá nhận).
Ví dụ:đương lượng khối của KMnO 4 trong phản ứng sau:
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 8H 2 SO 4 
→ 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
là:

MKMnO4
5

=

158
= 31,6
5


Chöông môû ñaàu

Trang 12

♦ Định luật đương lượng.

Cho phản ứng:

bB +


→

cD

dD

Thì khối lượng của các chất phản ứng tỉ lệ với nhau như sau :
mB : mC : mD = b.MB : c.MC : d.MD

Nhưng có thể tìm tỉ số khối lượng các chất phản ứng một cách đơn giản hơn từ tỉ
số các đương lượng của chúng. Định luật đương lượng được phát biểu như sau :
Khối lượng của các chất phản ứng tỉ lệ với nhau như tỉ lệ giữa các đương lượng
của chúng, nghĩa là:
mB : mC : mD = ĐB : ĐC : ĐD
Ví dụ cho phản ứng :
Na2CO3

+

CH3COOH

CH3COONa

+

CO2 +

H2O

chỉ cần biết khối lượng xôđa, vì đương lượng của nó trong phản ứng này bằng M/2 (53),
còn đương lượng của axít axêtíc bằng khối lượng phân tử của nó (60). Khi đó ta có :

mCH3COOH
mNa2CO3

=

mNa2CO3 .60
60
⇒ mCH3COOH =
53
53

5. Định luật tỷ lệ thể tích chất khí.
“Ở cùng nhiệt độ áp suất, thể tích các khí tham gia phản ứng (chất tác dụng ban
đầu cũng như sản phẩm ) tỉ lệ với nhau như những số nguyên đơn giản”
Ví dụ:

N2


→

+ 3H 2

NH 3

Quan hệ giữa các thể tích chất khí tham gia phản ứng là như sau:
VN 2 : VH 2 : VNH 3 = 1: 3 : 2

6. Định luật Avogadro.
“Ở cùng điều kiện nhiệt độ và áp suất, những thể tích bằng nhau của mọi chất
khí đều chứa cùng một số phân tử ” (nói khác đi là cùng số mol khí).
7. Phương trình Clapeyron – Mendeleyer.
Mối liên hệ giữa khối lượng m gam một chất khí có khối lượng mol phân tử M
với các tham số nhiệt động p, V, T của khối khí đó được cho bởi phương trình
Clapeyron – Mendeleyer :
p.V =

m
.R.T = n.R.T
M

Số trị R phụ thuộc vào các đơn vị đo:
J

mol.K

8,3143

lit.atm

mol.K

0,082057

Cal

mol.K

1,98725


Chöông môû ñaàu

Trang 13

8. Áp suất riêng khí - định luật Dalton.
“ Áp suất chung của hỗn hợp các chất khí không tham gia tương tác hoá học với
nhau bằng tổng áp suất riêng của các khí tạo nên hỗn hợp ”.


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 14

Chương 1

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1.1. Cấu tạo nguyên tử
1.1.1- Thành phần nguyên tử
Nguyên tử được cấu tạo bởi proton (p), nơtron (n) và electron (e). Proton và
nơtron tạo thành hạt nhân nguyên tử, trừ hạt nhân của hiđrô nhẹ 11H không chứa nơtron.
Các eleectron chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử.

Proton mang điện tích dương, electron mang điện tích âm, nơtron trung hòa
điện. Điện tích của mỗi proton bằng điện tích của mỗi electron nhưng ngược dấu. Trong
một nguyên tử số p bằng số e, nên nguyên tử trung hòa về điện. Số thứ tự Z của nguyên
tố trong bảng hệ thống tuần hoàn đúng bằng số p của nguyên tử nguyên tố đó.
Khối lượng của p gần bằng khối lượng của n và nặng gấp khoảng 1837 lần khối
lượng của e, nên khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân (bảng 1.1).
Bảng 1.1: Một số đặc tính của proton, nơtron và eletron
Tên gọi

Kí hiệu

Khối lượng

Điện tích

Proton

p

1,6727.10-27kg

1,007 đ.v.c (u)

+1,602.10-19C

Nơtron

n

1,6724.10-27kg

1,008 đ.v.c (u)

0

Electron

e

9,1094.10-31kg

5,48.10-4 đ.v.c (u)

-1,602.10-19C

1.1.2. Mẫu cấu tạo nguyên tử của Bohr.
♦ Lượng tử năng lượng: Trước đây người ta coi năng lượng có tính chất liên tục,
quá trình phát và hấp thụ năng lượng có tính liên tục.
Năm 1960, để giải thích các quy luật về hấp thụ và phát xạ của các vật đen tuyệt
đối nhà vật lý học Đức M. Planck đã phát biểu giả thuyết :
Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là không liên tục, mà gián
đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt - những lượng tử.
Năng lượng E của một lượng tử tỉ lệ với tần số bức xạ ν và tuân theo hệ thức
Planck:
E = .V

 : là hằng số Planck có giá trị bằng 6,6256.10-34 J.s.

♦ Mô hình nguyên tử Bohr: Khi áp dụng quan niệm lượng tử năng lượng để xem
xét cấu tạo quang phổ vạch của nguyên tử hiđro, nhà bác học Đan Mạch

Niels.Bohr đã đề xuất mô hình nguyên tử với nội dung chính như sau:
a) Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo xác định
có bán kính xác định, khi quay trên các quỹ đạo đó năng lượng electron được


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 15

bảo toàn.
b) Mỗi quỹ đạo ứng với một mức năng lượng electron. Quỹ đạo gần nhân nhất ứng
với mức năng lượng thấp nhất. Quỹ đạo càng xa nhân ứng với mức năng lượng
càng cao.
c) Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác thì xảy ra sự hấp
thụ hoặc giải phóng năng lượng. Electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ
đạo gần nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo
chiều ngược lại.
♦ Kết quả và hạn chế:
- Kết quả:
+ Tính được bán kính quỹ đạo bền, tốc độ và năng lượng electron khi chuyển
động trên quỹ đạo đó.
+ Giải thích được bản chất vật lý của quang phổ vạch nguyên tử và tính toán
được vị trí các vạch quang phổ hiđro.
- Hạn chế:
+ Không giải thích được cấu tạo của quang phổ của các nguyên tử phức tạp.
+ Không giải thích được sự tách các vạch quang phổ dưới tác dụng của điện
trường và từ trường.
+ Về mặt tư tưởng lý thuyết các giả thuyết của Bohr có tính chất độc đoán.
1.1.3. Mẫu cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử.
Hạt nhân mang điện tích dương của nguyên tử tạo nên xung quanh mình một

trường điện từ mạnh, và ở trong đó các điện tử phân bố theo cách thức nhất định. Số
điện tử trong nguyên tử (bằng điện tích hạt nhân) cũng như sự phân bố chúng trong
không gian quyết định tính chất hoá học của nguyên tố.
Khi chuyển động trên một quỹ đạo kín, điện tử phải phát ra sóng điện từ. Nói
cách khác do thường xuyên mất đi năng lượng, nên nguyên tử không thể tồn tại lâu. Nếu
sự chuyển động của các điện tử tuân theo các định luật của cơ học cổ điển và điện từ
học, thì tốc độ của nó giảm dần và nó phải chuyển động theo đường xoắn ốc, cuối cùng
rơi vào hạt nhân.
Đầu thế kỷ XX, khi nghiên cứu sự phát ra năng lượng bởi các vật thể được đốt
nóng, năm 1900 Planck đi đến kết luận
“Năng lượng được phát ra hoặc được hấp thụ theo những lượng nhỏ riêng biệt
được gọi là lượng tử và chúng tỉ lệ với tần số giao động (ν) của bức xạ”
E= ν
 : hằng số planck (  = 6,63.10-34J.s)

Nguyên tử không phát ra và không hấp thụ năng lượng khi các điện tử chỉ
chuyển động trên những quỹ đạo xác định (quỹ đạo dừng). Trạng thái này của nguyên
tử được coi là trạng thái bền.
Quỹ đạo là quỹ đạo dừng, nếu điện tử ở trên nó có momen động lượng (m e vr)
bằng số nguyên (n) lần lượng tử năng lượng:


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 16

m e .v.r = n.

Khi hấp thụ năng lượng, nguyên tử chuyển từ trạng thái bình thường sang trạng
thái bị kích thích (ví dụ: H• + v → H∗ ). Khi hấp thụ lượng nhỏ năng lượng, nguyên tử bị

kích thích có xu hướng giải phóng phần năng lượng dư, chuyển trở lại trạng thái bình
thường (ví dụ: H∗ − v → H• ). Điều gì xảy ra khi đó cho bản thân nguyên tử ?
Lượng nhỏ năng lượng do nguyên tử hấp thụ được dùng để tăng năng lượng của
điện tử. Điện tử nằm càng gần hạt nhân, nó liên kết với hạt nhân càng mạnh và có năng
lượng càng nhỏ. Vì vậy, năng lượng của điện tử ở quỹ đạo gần hạt nhân (E 1 ) luôn nhỏ
hơn so với quỹ đạo xa hạt nhân (E 2 ) (E 1 < E 2 ), và hiệu giữa chúng hoàn toàn xác định :
∆Ε = E 2 – E 1 =  ν.
Do đó, nguyên tử có thể hấp thụ những lượng nhỏ năng lượng không phải bất kỳ
mà hoàn toàn xác định. Khi đó điện tử bị đẩy xa hạt nhân, “nhảy” đến những quỹ đạo
dừng xa hơn – nguyên tử bị kích thích.
Các mức năng lượng mà giữa chúng xảy ra sự nhảy điện tử càng khác nhau
nhiều về “độ cao”, thì tần số (ν) của lượng tử năng lượng mà nó hấp thụ hoặc phát ra
càng lớn.
Vì vậy, những bước nhảy của điện tử về mức thứ nhất có một vạch phổ ứng với
tần số cao và nằm trong vùng tử ngoại, khi điện tử nhảy từ các mức cao hơn về mức thứ
hai và mức thứ ba, thì trong phổ xuất hiện những vạch nằm trong vùng ánh sáng nhìn
thấy, và cuối cùng là những vạch nằm trong vùng hồng ngoại của phổ ứng với sự nhẩy
về mức thứ tư và những mức tiếp theo. Trong phổ học, các vạch này được kí hiệu là K,
L, M, N, O, ...
1.1.4. Hàm sóng và các nghiệm.
1.1.4.1. Tính chất sóng – hạt của electron
Năm 1924 de Broglie giả thiết rằng, tất cả các dạng vật chất đều có thể hiện tính
chất sóng. Đặc biệt các hạt vi mô, như e, có tính chất sóng rõ rệt khi chuyển động với
tốc độ v. Bước sóng λ liên hệ với khối lượng m và tốc độ v của hạt bằng hệ thức de
Broglie:
λ=

Trong đó,

h

mv

λ : mô tả tính chất sóng.
m : mô tả tính chất hạt

Ít năm sau, bằng thí nghiệm Davisson và Germer chứng minh rằng chùm e bị
nhiễm xạ bởi tinh thể hoàn toàn giống như chùm tia Rơnghen. Bước sóng tìm thấy của e
ứng đúng với hệ thức de Broglie.
Một trong những hệ quả của lưỡng tính sóng – hạt là nguyên lý bất định được
phát biểu bởi Heisenberg:
Không thể xác định đồng thời chính xác cả vị trí và tốc độ của vi hạt.
Chẳng hạn, một hạt chuyển động theo phương x với tốc độ bất định về tọa độ là
∆x và độ bất định về tốc độ là ∆v x thì hệ thức bất định có dạng:


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

∆x.∆v x ≥

Trang 17

h
m

Cũng gặp hệ thức: ∆x.∆v x =


m

Trong đó,  : là hằng số Planck rút gọn,  =

h
2π

Áp dụng hệ thức bất định cho nguyên tử ta thấy electron không thể quay trên
quỹ đạo quanh hạt nhân chính xác như Bohr đã nghĩ. Điều đó có nghĩa là không thể áp
dụng cơ học cổ điển của Newton cho các vi hạt, mà phải xây dựng một môn cơ học mới,
đó là cơ học lượng tử (hay cơ học sóng)
Năm 1926 Schrodinger đã đề xuất phương trình phối hợp được tính chất hạt biểu
diễn qua khối lượng m và tính chất sóng biểu diễn qua hàm sóng ψ (pxi) của vi hạt, đặt
nền móng cho cơ học lượng tử.
1.1.4.2. Hàm sóng – phương trình Schrodinger
Theo cơ học lượng tử trạng thái của e trong nguyên tử ở điểm M và thời điểm t
được đặc trưng bằng hàm sóng ψ (x, y, z, t). Hàm ψ chứa đựng tất cả những thông tin
liên quan đến e. Xác suất có mặt e ở thời điểm t trong yếu tố thể tích dv là |ψ|2dv.
Xác suất tìm thấy e trong toàn bộ không gian phải bằng 1. Vì vậy ta có:

∫ψ

2

dv = 1

Điều kiện này là điều kiện chuẩn hóa của hàm sóng.
Người ta quy ước rằng xác suất có mặt electron xung quanh hạt nhân nguyên tử
khoảng 90-95% là mây e. Ví dụ, mây e của nguyên tử H là hình cầu bán kính là 0,0529
nm (hình 1.1)

Hình 1.1: Mây electron của nguyên tử H
Như vậy trong cơ học lượng tử không còn khái niệm quỹ đạo mà thay bằng

obitan. Một obitan nguyên tử là một hàm ψ của e trong nguyên tử.
Để tìm hàm ψ, Schrodinger đã đưa ra phương trình gọi là phương trình
Schrodinger ở trạng thái dừng (hàm ψ không phụ thuộc và thời gian t) đối với e khối
lượng m, chuyển động trong trường thế năng V như sau:
 2

−
∆ + V  ψ = Eψ
 2π




Ở đây:  - hằng số Planck rút gọn


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

∆ - toán tử Laplace, ∆ =

∂2
∂x 2

+

∂2
∂y 2

+

Trang 18

∂2
∂z 2

E - năng lượng toàn phần của e.
Phương trình Schrodinger có thể viết gọn lại như sau: Hψ = Eψ
Trong đó,

H=−

2
∆+V
2m

H – toán tử Hamilton.
Giải phương trình này sẽ tìm được hàm ψ của e và năng lượng E tương ứng của
nó. Rất tiếc là do phức tạp về mặt tóan học, việc giải chính xác phương trình
Schrodinger chỉ được thực hiện với nguyên tử và ion có 1 e. Với nguyên tử nhiều e
phải dùng phương pháp gần đúng. Kết quả của phương pháp này giải thích thỏa mãn các
số liệu thực nghiệm.
1.1.5- Bốn số lượng tử đặc trưng cho trạng thái của electron trong nguyên tử
Kết quả giải phương trình Schrodinger cho biết rằng, hàm sóng ψ của e phụ
thuộc vào 3 số lượng tử, đó là số lượng tử chính n, số lượng tử phụ l và số lượng tử từ m
(cũng có thể kí hiệu m l ). Hàm sóng ψ nlm ứng với ba giá trị của n, l và m được gọi là một
obitan nguyên tử (xem mục 1.1.6).
Những kết quả nghiên cứu lý thuyết và thực nghiệm cho thấy việc mô tả một e
trong nguyên tử là không đầy đủ khi chỉ sử dụng 3 số lượng tử trên, mà cần phải đưa
vào một số lượng tử nữa là số lượng tử từ spin m s .
Sau đây chúng ta xét giá trị và ý nghĩa của 4 số lượng tử đặc trưng cho trạng thái

của e trong nguyên tử.
1.1.5.1- Số lượng tử chính
Vỏ nguyên tử được chia thành các lớp e, mỗi lớp e được đặc trưng bằng một giá
trị của số lượng tử chính. Số lượng tử chính n nhận các giá trị nguyên dương từ 1 trở
lên:
n

:

1

2

3

4

…

Ký hiệu lớp e :

K

L

M

N

…

Giá trị của n càng lớn, lớp e càng xa hạt nhân.
Đối với nguyên tử H hay ion một e, n đặc trưng cho mức năng lượng E của e
trong nguyên tử hay ion và được tính bằng công thức: En = −13,6
thức của Bohr.

Z2
n2

eV

giống như công

Đối với nguyên tử nhiều e, ngoài sự tương tác của e với hạt nhân, còn sự tương
tác giữa các e với nhau, nên năng lượng của e phụ thuộc vào hai số lượng tử, đó là số
lượng tử chính n và số lượng tử phụ l. Vì vậy, trong trường hợp này giá trị của n chỉ đặc
trưng cho mức năng lượng trung bình của các e một lớp.
1.1.5.2- Số lượng tử phụ l
Mỗi lớp e từ n = 2 trở lên lại gồm nhiều phân lớp. Mỗi phân lớp e đặc trưng


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 19

bằng một giá trị của số lượng tử phụ l. Số phân lớp của mỗi lớp bằng đúng giá trị n chỉ
lớp đó.
Số lượng tử phụ l nhận các giá trị nguyên dương từ 0 đến (n-1):
l

:

0

1

2

3

…

Kí hiệu các phân lớp :

s

p

d

f

…

(n-1)

Để chỉ phân lớp thuộc lớp nào, người ta ghi giá trị của n chỉ lớp đó trước kí hiệu
phân lớp.
Ví dụ, lớp K (n=1) có một phân lớp 1s (số 1 chỉ lớp n=1, chữ s chỉ phân lớp l = 0).
Lớp L (n=2) có hai phân lớp: 2s (n=2, l=0) và 2p (n=2, l=1).

Lớp M (n=3) có 3 phân lớp: 3s (n=3, l=0), 3p (n=3, l= 1) và 3d (n=3, l=2).
Lớp N (n=4) có 4 phân lớp: 4s (n=4, l=0), 4p (n=4, l=1), 4d (n=4, l=2) và 4f
(n=4, l=3).
Ngoài ý nghĩa đặc trưng cho phân lớp e, số lượng tử phụ l còn có ý nghĩa như
sau:
-

l đặc trưng cho mức năng lượng của các e trong lớp e khảo sát. Trong một
lớp e năng lượng của các e tăng theo thứ tự ns – np – nd – nf.

-

l xác định giá trị momen động lượng obitan của e. Chính hình dạng của các
obitan trong nguyên tử được rút ra từ ý nghĩa vật lý này của số lượng tử phụ
l.

1.1.5.3- Số lượng tử từ m
Momen động lượng obitan của e là vectơ M, giá trị của nó được xác định bằng
giá trị của số lượng tử phụ l, còn chiều dài vectơ M được xác định bằng các giá trị của
số lượng từ từ m. Chính từ ý nghĩa này của số lượng tử từ m mà sự định hướng của các
obitan nguyên tử không thể tùy ý, nghĩa là phải tuân theo hướng xác định (hình 1.1).
Ứng với một giá trị của l có (2l+1) giá trị của m bắt đầu từ -1 đến +1. Đó là các
giá trị nguyên kể cả số 0. Ví dụ:
Khi l = 0 chỉ có một giá trị của m = 0.
Khi l = 1 có 3 giá trị của m là -1, 0 và +1.
Khi l = 2 có 5 giá trị của m là -2, -1, 0, +1 và +2.
Khi l = 3 có 7 giá trị của m là -3, -2, -1, 0, +1, +2 và +3.
1.1.5.4- Số lượng tử từ spin m s
Các dữ kiện thực nghiệm và sự nghiên cứu lý thuyết cho thấy rằng e còn có
momen động lượng nội tại (momen spin). Uhlebeck và Goudsmit giải thích sự tồn tại

của momen spin bằng sự chuyển động tự quay của e xung quanh trục riêng của nó,
tương tự như quả đất tự quay xung quanh trục của mình. Mặc dù sự giải thích này
không được khoa học chấp nhận, nhưng sự tồn tại của momen spin là một thực tế khách
quan.
Hình chiếu của momen spin lên hướng đã chon (ví dụ, lên trục z) được đặc trưng


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

bằng số lượng tử thứ tư m s . Số lượng tư từ spin m s chỉ có hai giá trị là: +
tử.

Trang 20

1
1
và − .
2
2

Bốn số lượng tử n, l, m và m s hoàn toàn xác định trạng thái của e trong nguyên

1.1.6- Obitan nguyên tử
Mỗi hàm sóng ψ nlm của e trong nguyên tử là kết quả của lời giải phương trình
Schrodinger được gọi là một obitan nguyên tử (AO – Atomic orbital). Mỗi obitan
nguyên tử thường được biểu diễn bằng một ô vuông  và được gọi là ô lượng tử.
Ví dụ, n =1 → l = 0 → m = 0: ba giá trị này ứng với obitan 1s và được biểu diễn
bằng một ô lượng tử .

n=2

l = 0 ⇒ m = 0 → obi tan 2s : 

m = −1 → obi tan 2p y

⇒

l = 1 ⇒ m = 0 → obi tan 2p z
m = +1 → obi tan 2p

x



Ba obitan 2p cùng năng lượng nên được viết dưới dạng ba ô lượng tử liền nhau.
l = 0 ⇒ m = 0 → obi tan 3s :

m = −1 → obi tan 3p y



n = 3 ⇒ l = 1 ⇒ m = 0 → obi tan 3p z
m = +1 → obi tan 3p

x


l = 2 ⇒m = −2 → obi tan 3d xy



m = −1 → obi tan 3d yz

m = 0 → obi tan 3d z2

m = +1 → obi tan 3d zx
m = +2 → obi tan 3d 2 2
x −y


Năm obitan 3d cùng năng lượng nên được viết 5 ô lượng tử liền nhau.
Theo quan điểm của nhà hóa học, hình dạng của các obitan nguyên tử rất quan
trọng. Như ta nói ở trên số lượng tử phụ xác định hình dạng các obitan, còn số lượng tử
từ m xác định hướng của các obitan xung quanh hạt nhân nguyên tử.
Các obitan s ứng với l = 0 và m = 0 có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử.
Các obitan p ứng với l = 1 gồm hai hình cầu tiếp xúc với nhau ở hạt nhân
nguyên tử. Ba giá trị m = -1, 0 và +1 ứng với 3 sự định hướng khác nhau của 3 obitan p
xung quanh hạt nhân.
Các obitan d (l = 2) là hình khối bốn cánh tiếp xúc nhau ở hạt nhân. Có 5 obitan
d ứng với 5 giá trị của m là -2, -1, 0, +1, và +2.
Trên các mặt giới hạn biểu diễn hình dạng các obitan nguyên tử người ta ghi các
dấu + và – của hàm sóng (hình 1.2).


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

z

z

z

z

-

x

+

y

y

y

+

+

x

+

-

z

y

-

x

pz
z

z

y

-

x

py

z

z
+

+ -

y
-

x

+

-

+

x

+
-

y

y

d

x2 - y2

dxy

-

+

+

-

x

-

x

+
dz2

y

+

x

-

px

s

+

Trang 21

dyz

dzx

Hình 1.2: Hình dạng và định hướng các AO s, p và d
1.1.7- Sự phân bố các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản
Sự phân bố các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản tuân theo nguyên lý loại
trừ Pauli, quy tắc Kleckopxki và quy tắc Hund.

1.1.7.1- Nguyên lý loại trừ Pauli
Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai e có cùng giá trị của bốn số lượng tử
n, l, m và m s .
Ví dụ: ở lớp K: n = 1 → l = 0 → m = 0 ⇒ ms = +

1
2

1
2

và m s = − . Vậy lớp K có
1
2

nhiều nhất 2 electron: e thứ nhất ứng với các giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và m s = + ; e
1
2

thứ hai ứng với các giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và m s = − . Hai e này phải khác nhau ở
giá trị ms. Nếu giả thiết ở lớp K có thêm 1 e thứ ba thì nó sẽ có các giá trị 4 số lượng tử
trùng với một trong hai e trên, như vậy trái với nguyên lý Pauli.
Dựa vào nguyên lý Pauli có thể tính được số e tối đa trên 1 AO, trong một phân
lớp và một lớp e.
Ví dụ, lớp K đã xét ở trên ứng với n = 1, l = 0, m = 0 là hai obitan 1s có tối đa
hai e với các giá trị ms khác dấu nhau. Hai e trên một obitan thường được biểu diễn
bằng hai mũi tên trái chiều nhau trong một ô lượng tử: ↑↓ . Hai e như thế gọi là hai e đã
ghép đôi (ghép cặp).
Ví dụ khác, xét lớp L (n = 2):
1

1

l = 0 ⇒ m = 0( AO2s) ⇒ m s = + ; m s = −
n=2⇒
2
2
l = 1 ⇒
1
1

m = −1( AO2p y ) ⇒ m s = + 2 & m s = − 2

1
1

m = 0( AO2p z ) ⇒ m s = + & m s = −
2
2

1
1

m = +1( AO2p x ) ⇒ m s = + 2 & m s = − 2


↑↓

↑↓↑↓ ↑↓

Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 22

Vậy, ở lớp L có tối đa bốn obitan (một AO 2s và 3 AO 2p), mỗi obitan có nhiều
nhất hai e ghép đôi. Về phương diện phân lớp, lớp L có hai phân lớp: phân lóp 2s có tối
đa hai e và phân lớp 2p có tối đa 6e. Số e tối đa ở lớp L là 8e.
Bằng cách tính như trên ta thu được số e tối đa ở mỗi AO là 2, ở phân lớp s là 2,
phân lớp p là 6, phân lớp d là 10, phân lớp f là 14 và ở mỗi lớp là 2n2.
1.1.7.2- Quy tắc Kleckopxki
Trong một nguyên tử nhiều e, thứ tự điền các e vào các phân lớp sao cho tổng số
(n + l) tăng dần. Khi hai phân lớp có cùng giá trị (n + l) thì e điền trước tiên vào phân
lớp có giá trị n nhỏ nhất.
Líp

n
Q

7

7s

P

6

6s

6p

O

5

5s

5p

5d

N

4

4s

4p

4d

M

3

3s

3p

3d

L

2

2s

2p

K

1

1s

Hình 1.3: Quy tắc Klechkowski

4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s

Hình 1.4: Giản đồ năng lượng
Thứ tự điền các e vào các phân lớp như sau:


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 23

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d …
Ví dụ, nguyên tử titan có 22 e, vì nguyên tố Ti ở ô thứ 22 trong bảng HTTH
(Z=22). Sự điền các e vào nguyên tử Ti như sau:
1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d2

Từ cấu hình e này ta có thể tính được số e ở mỗi lớp: lớp K (2e); lớp L (8e); lớp
M (18e); lớp N (32e)
Ti (Z=22): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2
Đó là cấu hình e của nguyên tử Ti dưới dạng chữ.
Thay cho quy tắc Kleckopxki trong một số tài liệu người ta trình bày nguyên lý
vững bền như sau: Trong một nguyên tử các e chiếm các phân lớp có năng lượng từ
thấp đến cao.
1.1.7.3- Quy tắc Hund
Trong một phân lớp chưa đủ số e tối đa, các e có xu hướng phân bố đều vào các
obitan (các ô lượng tử) sao cho có số e độc thân với các giá trị số lượng tử từ spin ms

cùng dấu là lớn nhất.
Ví dụ, nguyên tử C (Z=6) ; N (Z=7) và O (Z=8) ở trạng thái cơ bản có cấu hình e
theo quy tắc Hund như sau:
hoaëc

C:
2

2

2s

2

2

2s

2

2

1s

2p2

2

2s

2

2p2

2

2s

2

2p3

2

2s

2

2p4

1s
hoaëc

N:
1s

2p3

1s
hoaëc

O:
1s

2s

2p4

1s

Những cách viết khác với trên đều trái với quy tắc Hund về cấu hình e của
nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Chẳng han, hai cách viết cấu hình e của nguyên tử nitơ ở
trạng thái cơ bản như sau là trái với quy tắc Hund:
N:

hoaëc

Một e chiếm một AO (ô lượng tử) được gọi là e độc thân.
Cấu hình e nguyên tử được viết dưới dạng ô lượng tử như trên gọi là cấu hình e
nguyên tử dưới dạng ô lượng tử, để phân biệt với cấu hình e dưới dạng chữ đã đề cập ở
trên.
1.1.7.4. Cách viết cấu hình electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
♦ Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ: Để viết cấu hình electron nguyên
tử dưới dạng chữ cần biết:


Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và HTTH các nguyên tố hóa học

Trang 24

- Số electron nguyên tử (bằng số thứ tự Z của của nguyên tố trong bảng tuần
hoàn)
- Thứ tự điền electron vào obitan (nguyên lý vững bền)
- Số electron tối đa ở mỗi phân lớp : s = 2, p = 6, d = 10, f = 14. (nguyên lý loại
trừ Pauli)
Ta cũng có thể viết cấu hình electron nguyên tử khi không biết số thứ tự Z
nhưng biết cấu hình electron nguyên tử ở một hoặc vài phân lớp ngoài cùng của nguyên
tử đó. Chẳng hạn, viết cấu hình electron của của nguyên tử có cấu hình electron chót
4p4.
♦ Cấu hình electron nguyên tử dưới dạng ô lượng tử.
- Viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ.
- Sau đó dựa vào cấu hình dạng chữ để viết dưới dạng ô lượng tử và cần nhớ là
phải tuân theo quy tắc Hund.
1.2- Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học.
1.2.1. Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học.
♦ Định luật tuần hoàn: “Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và
tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên một
cách tuần hoàn theo chiều tăng của số điện tích hạt nhân nguyên tử ”
♦ Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng HTTH:
- Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần của số điện tích hạt nhân
Z. Số thứ tự của các nguyên tố cho biết trực tiếp số điện tử trong nguyên tử.
- Các nguyên tố có tính chất giống nhau được xếp trong cùng một cột.
- Mỗi hàng (bảng dài) được gọi là một chu kỳ. Mỗi chu kỳ được bắt đầu
bằng một kim loại kiềm (trừ chu kỳ 1) và được kết thúc bằng một khí trơ.
1.2.2. Cấu trúc của HTTH.
Hiện nay người ta người ta đã biết trên 100 nguyên tố hóa học được xếp thành 7
chu kỳ và tám nhóm A, tám nhóm B (bảng 1.2)
Những nguyên tố trong cùng một chu kỳ và trong cùng một nhóm có những đặc
điểm chung được trình bày dưới đây.
1.2.2.1- Chu kỳ

Các nguyên tử của các nguyên tố trong cùng một chu kỳ đều có số lớp e bằng
nhau và bằng số thứ tự chu kỳ chứa chúng.
Ví dụ: Các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ 2 đều có 2 lớp e là lớp K và lớp
L.
và lớp M.

Các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ 3 đều có 3 lớp e là lớp K, lớp L