Bài giảng Hoá học Đại cương dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng

Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Mục Lục
Chƣơng I. NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HOÁ HỌC ..................... 5
1.1. Những khái niệm ........................................................................................................... 5
1.1.1. Nguyên tố hoá học .............................................................................................. 5
1.1.2. Nguyên tử ........................................................................................................... 5
1.1.3. Phân tử................................................................................................................ 5
1.1.4. Nguyên tử khối – phân tử khối ............................................................................ 5
1.1.5. Khối lƣơng mol nguyên tử - khối lƣợng mol phân tử (kí hiệu M) ........................ 5
1.1.6. Đơn chất - hợp chất - dạng thù hình của một nguyên tố hoá học.......................... 5
1.1.7. Phƣơng trình hoá học .......................................................................................... 6
1.2. Các định luật cơ bản................................................................................................... 6
1.2.1. Định luật thành phần không đổi (Joseph Louis Proust 1801) ............................... 6
1.2.2. Định luật bảo toàn khối lƣợng (Lomonosov 1748) .............................................. 6
1.2.3. Phƣơng trình khí lí tƣởng .................................................................................... 6
1.2.4. Định luật Avôgađrô............................................................................................. 6
1.2.5. Định luật đƣơng lƣợng ........................................................................................ 6
Chƣơng II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ
HOÁ HỌC ............................................................................................................................... 8
2.1. Những cơ sở vật lí nghiên cứu cấu tạo nguyên tử ........................................................... 8
2.1.1. Hạt nhân nguyên tử ................................................................................................. 8
2.1.2. Thuyết lƣợng tử của Planck..................................................................................... 9
2.1.3. Hệ thức tƣơng đối Einstein (1903) .......................................................................... 9
2.1.4. Vỏ nguyên tử: gồm các electron (Kí hiệu e) ............................................................ 9
2.2. Cấu tạo lớp vỏ nguyên tử ............................................................................................... 9
2.2.1. Mô hình nguyên tử Bohr ......................................................................................... 9
2.2.2. Bản chất sóng hạt của electron .............................................................................. 10
2.2.3. Hệ thức bất định Heisenberg (1927) ...................................................................... 10
2.2.4. Hàm sóng và phƣơng trình hàm sóng của electron ................................................ 10
2.3. Nguyên tử nhiều e - Sự phân bố của e trong nguyên tử nhiều e ................................ 14
2.3.1. Khái niệm lớp – phân lớp và ô lƣợng tử ................................................................ 15

2.3.2. Qui luật phân bố e trong nguyên tử nhiều e ........................................................... 16
2.4. Hệ thống tuần hoàn của các nguyên tố ......................................................................... 17
2.4.1. Định luật tuần hoàn ............................................................................................... 17
2.4.2. Bảng hệ thông tuần hoàn (Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài) .............................. 18
2.5.2. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của nguyên tố....................................................... 20
2.5.2. Mối quan hệ giữa cấu hình e và vị trí của các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần
hoàn ................................................................................................................................ 22
Chƣơng III. CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC ............................................. 22
3.1. Khái quát về phân tử và liên kết hoá học – Các khái niệm cơ bản ............................... 22
3.1.1. Khái niệm phân tử ................................................................................................ 22
3.1.2. Thuyết electron hoá trị .......................................................................................... 22
3.1.4. Một số đặc trƣng của liên kết ................................................................................ 25
3.2. Quá trình hình thành và phát triển học thuyết về liên kết .............................................. 27
3.2.1. Liên kết ion và giả thuyết Kossel về liên kết ion ................................................... 27
3.2.2. Liên kết cộng hoá trị ............................................................................................. 28
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 1


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Chƣơng 4. LIÊN KẾT GIỮA CÁC PHÂN TỬ VÀ TRẠNG THÁI TẬP HỢP CỦA VẬT
CHẤT .................................................................................................................................... 38
Chƣơng V. NHIỆT ĐỘNG HỌC CỦA PHẢN ỨNG HOÁ HỌC ........................................... 41
5.1. Khái niệm chung.......................................................................................................... 41
5.1.1. Đối tƣợng nghiên cứu của nhiệt động hoá học ...................................................... 41
5.1.2. Các khái niệm cơ bản của nhiệt động học .............................................................. 42
5.2. Nguyên lí I của nhiệt động học .................................................................................... 43
5.2.1. Nội dung nguyên lí I của nhiệt động học ............................................................... 43
5.2.2. Nhiệt đẳng áp, entanpi .......................................................................................... 44

5.2.3. Nhiệt dung ............................................................................................................ 44
5.3. Áp dụng nguyên lí I vào các quá trình hoá học, nhiệt hoá học ...................................... 45
5.3.1. Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hoá học ............................................................. 45
5.3.2. Định luật Hess....................................................................................................... 47
5.3.3. Tính hiệu ứng nhiệt của các quá trình khác ........................................................... 48
5.3.4. Sự phụ thuộc của hiệu ứng nhiệt vào nhiệt độ. Phƣơng trình Kirchhoff ................ 57
Chƣơng VI. CHIỀU HƢỚNG DIỄN BIẾN CỦA QUÁ TRÌNH HOÁ HỌC. NGUYÊN LÍ II
CỦA NHIỆT ĐỘNG HỌC ..................................................................................................... 59
6.1. Mở đầu. ....................................................................................................................... 59
6.2. Entropi......................................................................................................................... 59
6.2.1. Mức độ hỗn độn của hệ và chiều hƣớng diễn biến của các quá trình hoá học ........ 59
6.2.2. Định nghĩa entropi ................................................................................................ 60
6.2.3. Entropi và xác suất nhiệt động .............................................................................. 60
6.2.4. Entripi ở nhiệt độ thấp. Nguyên lí III của nhiệt động học ...................................... 62
6.2.5. Mối liên hệ giữa entropi và hiệu ứng nhiệt của quá trình. ...................................... 64
6.2.6. Tính biến thiên entropi trong một số quá trình cân bằng. ....................................... 64
6.3. Thế đẳng áp – đẳng nhiệt và chiều của phản ứng hoá học ............................................ 67
6.3.1. Thế đẳng áp – đẳng nhiệt ...................................................................................... 67
6.3.2. Các yếu tố entanpi, entropi và chiều của quá trình ................................................. 68
6.3.3. Tính biến thiên đẳng áp của các quá trình ............................................................. 70
6.4. Thế hoá học ................................................................................................................. 71
6.4.1. Khái niệm về hoá thế ............................................................................................ 71
6.4.2. Ý nghĩa của thế hoá học ........................................................................................ 71
Chƣơng VII CÂN BẰNG PHẢN ỨNG HOÁ HỌC ............................................................... 72
7.1. Phản ứng thuận nghịch................................................................................................. 72
7.2. Hằng số cân bằng – Phƣơng trình đẳng nhiệt Van't Hoff .............................................. 72
7.2.1. Định luật tác dụng khối lƣợng ............................................................................... 72
7.2.2. Phƣơng trình đẳng nhiệt Van’t Hoff ...................................................................... 73
7.3. Hằng số cân bằng Kp, KC, Kx ........................................................................................ 74
7.4. Các phƣơng pháp xác định hằng số cân bằng hoá học .................................................. 76

7.4.1. Xác định dựa vào áp suất, nồng độ, số mol của các chất tại thời điểm cân bằng .... 76
7.4.2. Xác định dựa vào phƣơng trình Van't Hoff ............................................................ 76
7.4.3. Xác định hằng số cân bằng của phản ứng khi biết hằng số cân bằng của các phản
ứng liên quan .................................................................................................................. 77
7.5. Phƣơng trình đẳng nhiệt Van’t Hoff và chiều hƣớng của phản ứng .............................. 77
7.6. Sự chuyển dịch cân bằng – Nguyên lí chuyển dịch cân bằng của Le Chatelier ............. 78
7.6.1. Khái niệm chuyển dịch cân bằng ........................................................................... 78
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 2


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
7.6.2. Ảnh hƣởng của nhiệt độ ........................................................................................ 78
7.6.3. Áp suất.................................................................................................................. 79
7.6.4. Chất xúc tác .......................................................................................................... 80
Chƣơng VIII. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG ..................................................................................... 81
8.1. Khái niệm chung.......................................................................................................... 81
8.2. Ảnh hƣởng của nồng độ đến tốc độ phản ứng .............................................................. 81
8.2.1. Định luật tác dụng khối lƣợng ............................................................................... 81
8.2.2. Bậc phản ứng phân tử số của phản ứng và cơ chế của phản ứng ............................ 82
8.3. Phƣơng trình động học của phản ứng ........................................................................... 83
8.3.1. Phản ứng bậc 1...................................................................................................... 83
8.3.2. Phản ứng bậc 2...................................................................................................... 84
8.4. Ảnh hƣởng của nhiệt độ đên tốc độ phản ứng .............................................................. 85
8.4.1. Quy tắc Van’t Hoff ............................................................................................... 85
8.4.2. Phƣơng trình Arrhenius ......................................................................................... 86
8.5. Ảnh hƣởng của chất xúc tác ......................................................................................... 87
Chƣơng IX. DUNG DỊCH ...................................................................................................... 87
9.1. Khái niệm về dung dịch ............................................................................................... 87

9.2. Nồng độ dung dịch. Độ tan .......................................................................................... 88
9.2.1. Nồng độ dung dịch ................................................................................................ 88
9.2.2. Độ tan ................................................................................................................... 88
9.3. Dung dịch chứa chất tan không điện ly không bay hơi ................................................. 90
9.3.1. Áp suất hơi bão hoà của dung dịch ........................................................................ 90
9.3.2. Nhiệt độ sôi của dung dịch .................................................................................... 91
9.3.3. Nhiệt độ đông đặc (hóa rắn, kết tinh) của dung dịch .............................................. 91
9.3.4. Áp suất thẩm thấu của dung dịch ........................................................................... 92
9.4. Dung dịch điện ly ........................................................................................................ 93
9.4.1. Khái niệm về chất điện ly, sự điện ly, cơ chế sự điện ly ........................................ 93
9.4.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu, độ điện ly, hằng số điện ly ................. 95
9.5. Cân bằng ion của nƣớc trong dung dịch ....................................................................... 97
9.5.1. Sự điện ly và tích số ion của nƣớc ......................................................................... 97
9.5.2. Độ pH và môi trƣờng dung dịch ............................................................................ 97
9.5.3. Lý thuyết về axit – bazơ, sự thuỷ phân của muối ................................................... 98
9.5.4. Cách tính pH của các dung dịch axit, bazơ, muối ................................................ 101
9.6. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly ít tan .............................................................. 106
9.6.1. Tích số tan và độ tan của chất điện ly ít tan ......................................................... 106
9.7. Dung dịch keo ........................................................................................................... 107
9.7.1. Những tính chất cơ bản của hệ keo ...................................................................... 107
9.7.2. Cấu tạo của hạt keo ............................................................................................. 108
9.7.3. Điều chế các hệ keo ............................................................................................ 108
9.7.4. Ứng dụng của các hệ keo .................................................................................... 110
Chƣơng X PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ VÀ CÁC QUÁ TRÌNH ĐIỆN HOÁ .................112
10.1. Cặp oxi hoá - khử và pin điện hoá ............................................................................ 112
10.1.1. Cặp oxi hoá - khử .............................................................................................. 112
10.1.2. Pin điện hoá ...................................................................................................... 112
10.1.3. Thế điện cực và thế điện cực chuẩn ................................................................... 112
10.2. Phƣơng trình Nernst ................................................................................................. 115
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 3


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
10.3. Quan hệ giữa sức điện động của pin và hằng số cân bằng K của phản ứng oxi hoá khử
xảy ra trong pin ................................................................................................................ 116
10.4. Một số nguồn điện hoá học thông dụng ................................................................... 116
10.4.1. Pin Leclanche................................................................................................... 116
10.4.2. Acquy chì.......................................................................................................... 117
10.5. Sự điện phân ............................................................................................................ 117

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 4


Bài giảng Hoá Đại cƣơng

Chƣơng I. NHỮNG KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HOÁ
HỌC
1.1. Những khái niệm
1.1.1. Nguyên tố hoá học
Là khái niệm đặc trƣng cho các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân xác định, biểu thị bằng
các kí hiệu hóa học riêng.
1.1.2. Nguyên tử
Là phần tử nhỏ nhất của một nguyên tố hóa học có mang tính chất hóa học của nguyên tố đó,
tham gia cấu tạo nên phân tử.
1.1.3. Phân tử
Là phần tử nhỏ nhất của một chất có khả năng tồn tại độc lập và có đầy đủ tính chất hóa học

đặc trƣng của chất đó.
1.1.4. Nguyên tử khối – phân tử khối
Nguyên tử khối hay khối lƣợng tƣơng đối của một nguyên tử cho biết khối lƣợng nguyên tử đó
gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lƣợng nguyên tử (đvC hay u ta có1u 

1
m12 )
12 C

Ví dụ: Nguyên tử khối của 1H = 1
Nguyên tử khối của 8O = 8
Phân tử khối hay khối lƣơng phân tử tƣơng đối bằng tổng nguyên tử khối của các nguyên tử tạo
thành phân tử.
1.1.5. Khối lƣơng mol nguyên tử - khối lƣợng mol phân tử (kí hiệu M)
Khối lƣợng mol nguyên tử của một nguyên tố hóa học là khối lƣợng của một mol nguyên tử
của nguyên tố đó (tính bằng đơn vị g)
Ví dụ: MH = 1g
MO = 8 g
Khối lƣợng mol phân tử của một chất là khối lƣợng của một mol phân tử chất đó.
Ví dụ M H SO  98g
2

4

1.1.6. Đơn chất - hợp chất - dạng thù hình của một nguyên tố hoá học
Đơn chất là chất mà phân tử chỉ gồm một hay nhiều nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá
học.
Ví dụ: H2, O2, Ne...
Hợp chất là chất mà phân tử của gồm nhiều nguyên tử của các nguyên tố hoá học khác nhau
liên kết tạo thành.

Ví dụ: H2SO4, H2O...
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 5


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Thù hình của một nguyên tố hoá học là những dạng đơn chất khác nhau của cùng một nguyên
tố hoá học.
Ví dụ: Oxi và ozon là hai dạng thù hình của nguyên tố oxi
Than chì, kim cƣơng và than vô định hình là các dạng thù hình của nguyên tố cacbon
1.1.7. Phƣơng trình hoá học
Để biểu diễn sự tƣơng tác của các chất trong phản ứng hoá học ta dùng phƣơng trình hoá học.
Ví dụ: NaOH + HCl  NaCl + H2O
1.2.

Các định luật cơ bản

1.2.1. Định luật thành phần không đổi (Joseph Louis Proust 1801)
"Một hợp chất luôn có thành phần xác định không đổi cho dù đƣợc điều chế bằng cách nào"
1.2.2. Định luật bảo toàn khối lƣợng (Lomonosov 1748)
"Tổng khối lƣợng của các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lƣợng của các chất sau phản
ứng"
1.2.3. Phƣơng trình khí lí tƣởng
Những nghiên cứu về tính chất của các chất khí cho thấy rằng ở nhiệt độ và áp suất không quá
thấp cũng không quá cao so với điều kiện thƣờng, phần lớn các chất khí đều tuân theo hệ thức
gọi là phƣơng trình khí lí tƣởng
PV = nRT
Trong đó:

P: Áp suất chất khí (atm)

V: Thể tích chất khí (l)

n: Số mol chất khí

T: Nhiệt độ chất khí (K, T = t0C+ 273)

R: Hằng số khí (R= 22,4/273 = 0,082 l.atm/mol.độ)
1.2.4. Định luật Avôgađrô
"Ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất, những thể tích bằng nhau của các chất khí đều có cùng số
phân tử (nghĩa là có cùng số mol)."
Từ đó ta có trong điều kiện tiêu chuẩn (P = 1atm, to = 0oC), một mol chất khí bất kỳ đều chiếm
một thể tích bằng nhau là 22,4lít.
1.2.5. Định luật đƣơng lƣợng
a. Định luật đƣơng lƣợng của một nguyên tố
Trong phản ứng các nguyên tố kết hợp với nhau theo một tỉ lệ xác định gọi là tỉ lệ kết hợp hay
là đƣơng lƣợng của chúng.
Vậy: Đƣơng lƣợng của một nguyên tố là số phần khối lƣợng của nguyên tố đó có thể tác dụng
hoặc thay thế vừa đủ với 1 phần khối lƣợng hiđro hoặc 8 phần khối lƣợng ôxi.
Đƣơng lƣợng kí hiệu là Đ
Ví dụ: NaCl có ĐNa = 23 và ĐCl = 35,5
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 6


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Đƣơng lƣợng của một nguyên tố thực chất là số phần khối lƣợng của nguyên tố đó ứng với 1
đơn vị hoá trị mà nó tham gia phả ứng

Đ = M/n
Trong đó:

Đ: Đƣơng lƣợng của nguyên tố
M: Khối lƣợng mol của nguyên tố đó
n: Hoá trị của nguyên tố đó

Ta có: Trong các hợp chất khác thì hoá trị của các nguyên tố có thể khác nhau nên đƣơng
lƣợng của nguyên tố trong các hợp chất này cũng khác nhau
Ví dụ: Đƣơng lƣơng của C trong CO là 12/2 = 6
Đƣơng lƣợng của C trong CO2 là 12/4 = 3
Đối với nguyên tố có hoá trị không đổi thì đƣơng lƣợng của các nguyên tố này cũng không đổi.
Đƣơng lƣợng gam của một nguyên tố là khối lƣợng của nguyên tố đó tính ra gam đƣơng lƣợng
của nguyên tố đó.
b.

Đƣơng lƣợng của một hợp chất

Đƣơng lƣợng của một hợp chất là số phần khối lƣợng của chất đó tác dụng vừa đủ với một
đƣơng lƣợng của một nguyên tố hay một hợp chất bất kì.
Đƣơng lƣợng của một hợp chât thƣờng tính theo công thức
Đ = M/n
Trong đó

M: Khối lƣợng mol của phân tử

Trong phản ứng trao đổi ta có
n:

Số ion H+ của một phân tử axit tham gia trao đổi trong phản ứng

Số ion OH- của một phân tử bazơ tham gia trao đổi trong phản ứng
Tổng số điện tích ion âm hoặc ion dƣơng mà một phân tử muối thàm gia trao đổi.
Trong phản ứng oxi hoá khử
n: Số electron mà chất oxi hoá nhận hay số electron của chất khử cho.
Ví dụ: Trong môi trƣờng axit KMnO4 có phản ứng: MnO4- + 5e + 8H+  Mn2+ + 4H2O có
ĐKMnO4 = M/5
Trong môi trƣờng kiềm có phản ứng: MnO4- +1e  MnO42- có Đ = M/1
Trong môi trƣờng trung tính có phản ứng: MnO4- + 3e + 2H2O  MnO2 + 4OH- có Đ = M/3.
Đƣơng lƣợng gam của một chất là gia trị đƣơng lƣợng của chất đó tính ra gam.
c.

Định luật đƣơng lƣợng.

"Các nguyên tố kết hợp hay thay thế nhau theo các khối lƣợng tỉ lệ thuận với tỉ lệ đƣơng lƣợng
của chúng"
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 7


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
mA/mB = ĐA/ĐB
Trong đó

mA, mB là khối lƣợng của chất A,B phản ứng với nhau
ĐA, ĐB là đƣơng lƣợng của chất A, B

Áp dụng khi trong phản ứng một chất tham gia nhiều quá trình khác nhau.

Chƣơng II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
Cho đến giữa thế kỉ XVIII ngƣời ta vẫn cho rằng nguyên tử là hạt vật chất nhỏ nhất không thể
chia nhỏ đƣợc. Nhƣng đến cuối thế kỉ XIX nhiều công trình nghiên cứu đã chứng minh rằng
nguyên tử đƣợc tạo thành từ nhiều loại hạt cơ bản khác nhau, từ những phát hiện trên đã mở
đầu cho việc nghiên cứu về nguyên tử sâu hơn.
2.1. Những cơ sở vật lí nghiên cứu cấu tạo nguyên tử
Nhờ những thành tựu trong vật lí hiện đại, các nhà khoa học đã khẳng định rằng nguyên tử
gồm hai phần: Hạt nhân nguyên tử và lớp vỏ
2.1.1. Hạt nhân nguyên tử
Hạt nhân nguyên tử là phần trung tâm của nguyên tử, gồm các hạt proton và nơtron. Hạt nhân
mang điện tích dƣơng, số đơn vị điện tích dƣơng của hạt nhân nguyên tử bằng tổng số electron
có trong lớp vỏ nguyên tử. Khối lƣợng của hạt nhân nguyên tử gần bằng khối lƣợng nguyên tử.
-

Proton (kí hiệu p)
mp = 1,672.10-24g = 1u hay đvC
qp = 1,602.10-19C = +1

-

Nơtron (kí hiệu n)
mp = 1,672.10-24g = 1u hay đvC
qn = 0

Số khối (A) bằng tổng số hạt proton và nơtron có trong hạt nhân nguyên tử.
Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân.
a. Sự phóng xạ của hạt nhân nguyên tử
Sự phóng xạ của hạt nhân nguyên tử đƣợc nhà khoa học Pháp Henri Becquerel phát hiện ra
năm 1896 trong hợp chất uran.

Một nguyên tố đƣợc gọi là nguyên tố phóng xạ khi hạt nhân của nó tự phân rã do vậy điện tích
hạt nhân sẽ bị thay đổi nên nguyên tử của nguyên tố này sẽ biến thành nguyên tử của nguyên tố
khác.
Ví dụ:

226
88

4
Ra  222
86 Rn  2 He

Radi

Radon Hạt 

b. Năng lƣợng hạt nhân
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 8


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Là năng lƣợng cần thiết để phá đƣợc hạt nhân của một nguyên tử thành các hạt p và n riêng rẽ,
năng lƣợng này là vô cùng lớn.
2.1.2. Thuyết lƣợng tử của Planck
Năm 1900 Planck đã trình bày quan điểm lƣợng tử đầu tiên và cho rằng "Ánh sáng bức xạ điện
tử nói chung gồm những lƣợng tử năng lƣợng phát ra từ nguồn sáng"

E  h  h C

Trong đó

E: Năng lƣợng

h: Hằng số Planck (h = 5,625.10-34 J.s)

 : Tần số của bức xạ

C: Tốc độ ánh sáng (chân không C = 3.108 m/s)

: Bƣớc sóng của bức xạ
2.1.3. Hệ thức tƣơng đối Einstein (1903)
Năm 1903 Einstein đã tìm ra mối liên hệ giữa vận tốc và khối lƣợng của vật chuyển động với
năng lƣợng của nó trong biểu thức sau
E = mC2
Kết hợp với các biểu thức trƣớc ta có

E  h C  mC 2  h C

Hay mC 

h



 

h
mC

2.1.4. Vỏ nguyên tử: gồm các electron (Kí hiệu e)
me = 9,109.10-28g = 1/1837u hay đvC
qe = - 1,602.10-19C = -1đvđt
2.2. Cấu tạo lớp vỏ nguyên tử
2.2.1. Mô hình nguyên tử Bohr
Năm 1913, Nhà vật lí Đan Mạch Niels Bohr đã đề xuất mô hình nguyên tử có nội dung nhƣ sau:
(1)
Trong nguyên tử, electron quay xung quanh hạt nhân không trên những quỹ đạo bất kì
mà trên quỹ đạo tròn đồng tâm có bán kính xác định (gọi là quỹ đạo dừng hay gọi là quỹ đạo
lƣợng tử)
(2)
Khi chuyển động trên quỹ đạo này, electron không thu hay phát ra năng lƣợng (năng
lƣợng đƣợc bảo toàn). Nhƣ vậy mỗi quỹ đạo dừng tƣơng ứng với một mức năng lƣợng xác
định (ta có năng lƣợng của electron đƣợc lƣợng tử hoá)
(3)
Khi hấp thụ năng lƣợng xác định, electron chuyển từ quỹ đạo có năng lƣợng thấp lên
quỹ đạo có năng lƣợng cao hơn. Ngƣợc lại khi chuyển từ quỹ đạo có năng lƣợng cao sang quỹ
đạo có năng lƣợng thấp nó phát ra một năng lƣợng.
Từ mô hình nguyên tử của Bohr, chúng ta có những kết quả sau:
Tính đƣợc bán kính quỹ đạo bền, tốc độ và năng lƣợng electron chuyển động trong quỹ
đạo đó.

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 9


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Giải thích đƣợc bản chất vật lí của quang phổ vạch nguyên tử và tính toán đƣợc vị trí
các vạch phổ của nguyên tử hiđro.

2.2.2. Bản chất sóng hạt của electron
Hệ thức De Broglie (1924), khi phát biểu về thuyết lƣợng tử, ông đã cho rằng không chỉ có bức
xạ mà các hạt nhỏ trong nguyên tử nhƣ p, e cũng có tính chất sóng và hạt đƣợc đặc trƣng bằng
bƣớc sóng nhất định.
Theo phƣơng trình
Trong đó

  mvh

m: khối lƣợng của hạt
v: Vận tốc chuyển động của hạt

Những nghiên cứu về sau cho thấy giả thuyết của De Broglie là đúng đắn. Vì electron cũng có
tính chất sóng và hạt nên mọi phƣơng trình mô tả chuyển động của electron phải thoả mãn
đồng thời hai tính chất này.
2.2.3. Hệ thức bất định Heisenberg (1927)
Từ tính chất sóng và hạt của các hạt vi mô, 1927 nhà vật lí ngƣời Đức Heisenberg đã chứng
minh nguyên lí bất định có nội dung nhƣ sau "Về nguyên tắc không thể xác định đồng thời
chính xác các tọa độ và vận tốc của hạt, do đó không thể xác định hoàn toàn chính xác các quỹ
đạo chuyển động của hạt"
Nếu gọi sai số của phép đo vận tốc của hạt theo phƣơng Ox là vx và sai số của phéo đo tọa độ
theo trục ox là x. Động lƣợng của hạt là p = m.v nên ta có p =m.vx
Ta có biểu thức của hệ thức bất định là:
Trong đó

x.px  2h  x.vx 

h
2 m

h: hằng số Planck
m: là khối lƣợng của hạt

Theo biểu thức này ta thấy vx và x biến thiên nghịch nhau. Nếu x càng bé (x0) nghĩa là
càng xác định chính xác vị trí của hạt thì vx càng lớn (vx), nghĩa là không thể xác định
chính xác giá trị vận tốc của hạt.
2.2.4. Hàm sóng và phƣơng trình hàm sóng của electron
Công thức của De Broglie đã đặt nền móng cho môn cơ học lƣợng tử trong việc mô tả chuyển
động của các vi hạt.
a. Hàm sóng
Trạng thái chuyển động của electron đƣợc mô tả bằng hàm số  (x,y,z,t) là hàm thực hoặc hàm
phức gọi là hàm sóng
Ý nghĩa vật lí của hàm sóng là:
- Ta không thể xác định chính xác electron có mặt ở toạ độ nào nhƣng có thể biết xác suất có
mặt của electron trong không gian nhất định (khoảng không gian trung đó khả năng có mặt của
electron là lớn nhất).
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 10


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
- Vì hàm sóng  (x,y,z,t) có thể là hàm thực hoặc hàm phức nên nó không có ý nghĩa vật lí trực
tiếp mà bình phƣơng môđun của hàm sóng 2 (là hàm thực và luôn dƣơng) mới có ý nghĩa là
mật độ xác suất tìm thấy hạt tại toạ độ tƣơng ứng.
(x,y,z,t)2d cho biết xác suất tìm thấy tại thời điểm t trong nguyên tố thể tích d có tâm là
M(x,y,z)
Hình ảnh của hàm mật độ xác suất e trong không gian gọi là mây điện tử hay còn gọi là obital
Hàm sóng phải thoả mãn các điều kiện sau:
Hàm sóng phải đơn trị (tại mỗi điểm trong không gian ứng với toạ độ (x,y,z) chỉ có một giá trị

duy nhất để cho xác suất tìm thấy electron tại đó có một giá trị tƣơng ứng)
Hàm sóng phải hữu hạn và liên tục (nghĩa là không thể bằng  ở bất kì toạ độ nào nhƣng có thể
bằng 0)


  d  1 , điều kiện này có nghĩa là xác suất tìm thấy hạt

Hàm sóng phải thoả mãn điều kiện



trong toàn bộ không gian là 1, gọi là điều kiện chuẩn hoá của hàm sóng.
b. Phƣơng trình SchrÖdinger
Phƣơng trình SchrÖdinger là phƣơng trình hàm sóng mô tả chuyển động của electron trong
nguyên tử. Phƣơng trình này đƣợc đƣa ra từ năm 1926, bắt đầu ứng dụng cơ học lƣợng tử trong
nghiên cứu nguyên tử cũng mở ra những nghiên cứu mới trong hoá học bằng cơ học lƣợng tử.
Đó là một phƣơng trình vi phân bậc hai của hàm  có dạng tổng quát nhƣ sau:
H =E

H   2 mh 2   U
2

Trong đó H: là toán tử Hamilton có

Nên ta có phƣơng trình SchrÖdinger đƣợc viết lại nhƣ sau:


Trong đó

h2

8 2 m



  U   E

U: là thế năng của hạt ở toạ độ x,y,z
E: Năng lƣợng toàn phần của hạt trong toàn hệ

  x2  y2  z 2
2

: Toán tử Laplace có

2

2

m: Khối lƣợng của hạt
Trạng thái dừng là trạng thái mà năng lƣợng của hệ không phụ thuộc vào thời gian nghĩa là E
của hệ không đổi theo thời gian.
Khi giải phƣơng trình SchrÖdinger ta thu đƣợc cad hàm  và năng lƣợng của electron. Tuy
nhiên việc giải chính xác phƣơng trình này chỉ đƣợc thực hiện đối với nguyên tử hiđro và ion
dạng nguyên tử hiđro (Nguyên tử hay ion có 1e ở lớp vỏ), còn đối với cad nguyên tử hay ion có
nhiều e chúng ta dùng phƣơng pháp gần đúng.
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 11

Bài giảng Hoá Đại cƣơng
c. Kết quả giải phƣơng trình SchrÖdinger cho nguyên hiđro hoặc ion có dạng hiđro (He +,
Li2+, Be3+…)
Gọi m là khối lƣơng của electron, e là điện tích của electron, Ze là điện tích của hạt nhân, r là
khoảng cách tử e đến hạt nhân. Coi hạt nhân đứng yên và là gốc toạ độ. Thế năng của electron là:

U   4Ze
 o r
2

o: Hằng số điện môi của chân không o= 8,854.10-12 C2.J-1.m-1



h
Ze
Từ đó phƣơng trình SchrÖdinger có dạng:  2 m 2   4 o r
2

2

  E

Để giải phƣơng trình này, ngƣời ta dùng hệ toạ độ cầu thây cho hệ tọa độ Descartes, nghĩa là
chuyển (x,y,z) thành (r,,), ta có
x= rsincos

y=rsinsin

z=rcos

Việc giải phƣơng trình này đƣợc thực hiện bằng cách đặt hàm  dƣới dạng tích của hai hàm
bán kính và hàm góc.
(r,,) = R(r).Y(,)
Kết quả phƣơng trình cho thấy hàm  phụ thuộc và 3 số lƣợng tử: Số lƣợng tử chính n, số
lƣợng tử phụ l và số lƣợng tử từ ml. Mỗi bộ ba số lƣợng tử n,l,ml ứng với hàm  gọi là một
obital nguyên tử.
Chú ý: Khi dùng phƣơng pháp gần đúng để giải hàm sóng của nguyên tử nhiều e ta cũng thu
đƣợc bộ 3 số lƣợng tử tƣơng tự.
Nhƣng qua tính toán lí thuyết và các số liệu thực nghiệm cho thấy rằng để mô tả trạng thái của
electron trong nguyên tử một cách đầy đủ cần có thêm một số lƣợng tử thứ tƣ là số lƣợng tử
spin ms.
d. Giá trị và ý nghĩa của bốn số lƣợng tử
Số lượng tử chính (n): vỏ nguyên tử chứa các lớp e. Mỗi lớp e đặt trƣng bằng một giá trị của số
lƣợng tử chính n. số lƣợng tử chính là số nguyên, dƣơng,(n 1)
n
Kí hiệu của lớp e

1
K

2
L

3
M

4
N

5
O

6
P

7
Q

...
...

Giá trị n càng lớn thì lớp e càng xa hạt nhân.
Đối với nguyên tử hiđro và ion có dạng hiđro, n còn cho biết mức năng lƣợng E của e trong
nguyên tử hay ion đó đƣợc tính bằng công thức:

En   2n2hme2
2

Trong đó

4

n: Số lƣợng tử chính

m: khối lƣợng e (me =9,1.10-31kg)

e: Điện tích hạt e (e = 1,6.10-19C)

h: Hằng số Planck (h = 6,626.10-34 J.s)

Khi đó ta có En = -(13,6/n2) (e.V)
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 12


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Nhƣ vậy số lƣợng tử chính n đặc trƣng cho các mức năng lƣợng hoặc lớp e. Khi e ở trên cùng
một lớp thì có mức năng lƣợng nhƣ nhau. Electron ở lớp nào thì mang tên lớp đó.
Số lượng tử phụ (ml) số lƣợng tử obital hay còn gọi là số lƣợng tử momen góc (l)
l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ...,n-1
Số lƣợng tử phụ đặc trƣng cho trạng thái của e. Trong cùng một lớp e, các obital đƣợc đặc
trƣng bởi cùng một giá trị l, hợp thành một phân lớp obital. Các phân lớp obital đƣợc kí hiệu
nhƣ sau
Số lƣợng tử obital (l)
Phân lớp

0
s

1
p

K
1
1
1s

L

2
2
2s2p

2
d

3
f

4
g

Số phân lớp trong 1 lớp bằng số thứ tự của lớp
Kí hiệu của lớp
Số thứ tự của lớp
Số phân lớp có trong lớp
Kí hiệu của phân lớp

M
N
3
4
3
4
3s3p3d 4s4p4d4f

...
...
...

...

Các obital cùng 1 phân lớp có hình dạng giống nhau không tính thuộc lớp nào, nhƣ obital s thì
có hình cầu ...
Số lượng tử từ (ml) ml = -l,..., -1,0, 1, ...+l
Số lƣợng tử từ đặc trƣng cho orbital (AO).
Vậy việc giải phƣơng trình SchrÖdinger, ngƣời ta tìm thấy 3 số lƣợng tử đặc trƣng cho trạng
thái chuyển động của e trong nguyên tử và tìm thấy hàm sóng n,l,ml gọi là orbital nguyên tử
(AO), hàm này phụ thuộc vào 3 số lƣợng tử.
Bộ 3 số lƣợng tử xác định năng lƣợng (n); phân mức năng lƣợng (l) và hƣớng của AO trong
không gian (ml).
Số lượng tử spin (ms) :Ngoài 3 số lƣợng tử trên, khi nghiên cứu cấu trúc tinh tế của phổ nguyên
tử ngƣời ta thấy cần bổ sung một số lƣợng tử nữa là số lƣợng tử spin ms để mô tả chính xác
chuyển động của e trong nguyên tử. Số lƣợng tử này đặc trƣng cho sự tự chuyển động của e
trong nguyên tử.
ms có giá trị -1/2 và +1/2 không phụ thuộc vào 3 số lƣợng tử đã kể trên.
Số lƣợng tử spin đặc trƣng cho độ dao động tự do của e đặc trƣng cho chuyển động nội tại của
e gắn với momen động lƣợng riêng của e.
Trong từ trƣờng ngoài trạng thái ms = + 1/2 có năng lƣợng thấp hơn.
e. Orbital nguyên tử - hình dạng của orbital nguyên tử
Khái niệm : Những hàm n,l,ml nghiệm của phƣơng trình SchrÖdinger mô tả trạng thái khác
nhau của e trong nguyên tử gọi là obital nguyên tử (AO).
Ví dụ: với n =1,l =0, ml = 0 ta có hàm 1,0,0 ứng với AO 1s
Với n = 2, l=1, ml = -1,0,+1 ta có hàm 2,1,-1; 2,1,0; 2,1,+1 ứng với các AO 2py, 2pyz, 2px
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 13


Bài giảng Hoá Đại cƣơng

Vậy ta có:

Ứng với 1 giá trị ml ứng với 1AO
Mỗi giá trị n có n giá trị l từ 0 đến n-1
Mỗi giá trị l có (2l +1) giá tẹi ml và do đó có (2l+1)AO khác nhau.

Ứng với một giá trị n số AO trong mỗi lớp là n2, vậy trong lớp n thì có n2 AO.
Hình dạng của các AO
Hình dạng của các AO trong nguyên tử phụ thuộc vào hàm n,l,ml.
Trong hệ toạ độ x,y,z các AO s,p,d mà hình ảnh của nó là các đám mây điện tử có hình dạng
nhƣ sau:
z

y

x

s

z

z

y

y

y

x

x

py

x
px

pz

z

z

z

y

y

x

z

y

x

x
dyz

dxz

dyz

z

z

y

y

x

2.3.

dx 2-y 2

x

dz 2

Nguyên tử nhiều e - Sự phân bố của e trong nguyên tử nhiều e

Bài toán về nguyên tử nhiều e phức tạp hơn nhiều so với bài nguyên tử có 1e. Trong trƣờng
hợp này e không những chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử mà còn chịu lực đẩy của các e
khác. Vì vậy việc giả chính xác bài toán bằng phƣơng pháp giải tích là việc vô cùng khó khăn

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 14


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
nên trong bài toán này ngƣời ta sử dụng phƣơng pháp gần đúng. Khi giải bài toán này bằng
phƣơng pháp gần đúng ta cũng thu đƣợc bộ 3 số lƣợng tử.
Qua đó ta có cách biểu diễn cấu trúc của lớp vỏ e trong nguyên tử có nhiều e, nghĩa là cách
phân bố các e vào trong lớp và phân lớp của nguyên tử.
Hiệu ứng chắn: Trong nguyên tử nhiều e, mỗi e ngoài việc chịu tác dụng của hạt nhân thì các e
này còn bị tác dụng bởi lực đẩy của các e khác, nghĩa là mỗi e chịu tác dụng của hạt nhân
không phải là Z nữa, mà giảm đi một đại lƣợng  nào đấy;  gọi là hiệu ứng chắn. Ta có:
Enl  

13, 6.Z *2
(eV )
n*2

n* : Số lƣợng tử hiệu dụng; tuỳ thuộc vào số lƣợng tử n mà n* đƣợc xác định các giá trị nhƣ
sau:
n
n*

1
1

2
2

3

3

4
3,7

5
4

6....
4,2...

Z* = Z -  đƣợc gọi là số đơn vị điện tích hạt nhân hiệu dụng (cũng gọi là điện tích hiệu dụng)
đối với e xét.
Slater đã đề xuất những quy tắc bán kinh nghiệm để tính hằng số chắn .
Quy tắc Slater:
Slater chia các AO trong nguyên tử thành các nhóm theo trật tự sau: (1s), (2s2p), (3s3p), (3d),
(4s4p), (4d), (4f), (5s5p), (5d)...
Các e thuộc obital nằm ngoài của obital cần xét không có hiệu ứng chắn với obital nằm này  = 0
Đối với một e ở 1s bị e 1s khác chắn với i = 0,3, những e trên các obital thuộc cùng một nhóm
với obital cần xét có i = 0,35.
Nếu obital đang xét là obital s và p thì mỗi e trong lớp obital phía trong ( n’ = n – 1) có i =
0,85; Các điện tử nằm trong lớp sâu hơn (n’ < n- 1) sễ có i = 1
Nếu obital đang xét là d hay f thì mỗi e thuộc những nhóm bên trong (nay cả cùng lớp n) sẽ có
i = 1
2.3.1. Khái niệm lớp – phân lớp và ô lƣợng tử
Lớp: Trong nguyên tử các e có cùng số lƣợng tử chính n tạo thành một lớp e gọi là lớp n của
nguyên tử, đƣợc kí hiệu là K, L, M, N...
Phân lớp: Mỗi phân lớp gồm các e có cùng số lƣợng tử phụ l, mỗi giá trị n có n giá trị l nên có
n phân lớp.
Ví dụ: lớp M có 3 phân lớp 3s, 3p, 3d

Ô lƣợng tử hay obital: Các e có cùng 3 số lƣợng tử n,l,ml có trạng thái chuyển động obital
giống nhau tạo thành 1 AO và đƣợc xếp vào 1 ô lƣợng tử - Mỗi ô lƣợng tử thƣờng đƣợc kí hiệu
bằng 1 ô vuông nhỏ
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 15


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Số ô lƣợng tử trong một phân lớp bằng số các trị số ml ứng với giá trị l đã cho
Ví dụ: phân lớp s có l = 0 nên ml = 0  có 1 ô lƣợng tử
Phân lớp p có l = 1 nên ml = -1; 0; +1  có 3 ô lƣợng tử
2.3.2. Qui luật phân bố e trong nguyên tử nhiều e
Trong nguyên tử mỗi e đặc trƣng bởi tập hợp 4 số lƣợng tủa n,l,ml,ms. Các e phân bố trong các
lớp và phân lớp theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bền và qui tắc Hund.
a. Nguyên lí Pauli
Trong một nguyên tử (hay phân tử) không thể có hai hay nhiều e mà trạng thái của chúng đƣợc
đặc trƣng bởi cùng tập hợp 4 số lƣợng tử n, l, ml, ms nhƣ nhau.
Theo nguyên lí này thì trong nguyên tử hay phân tử 2 e ít nhất phải có 1 số lƣợng tử khác nhau.
Ví dụ: 2e trong cùng 1 ô lƣợng tử thì có số lƣợng tử spin khác nhau là e này có ms = +1/2 thì e
kia có ms = -1/2
Nhƣ vậy theo nguyên lí Pauli ta có trong mỗi ô lƣợng tử hay obital chỉ có tối đa 2e, trong phân
lớp có tối đa 2(2l+1)e. Do đó trong lớp n có tối đa 2n2e
b. Nguyên lí vững bền
Trong một nguyên tử ở trạng thái cơ bản, các e sẽ xếp vào lớp và phân lớp có mức năng lƣợng
từ thấp đến cao.
Kết quả thực nghiệm về quang phổ phát xạ cho biết, thứ tự tăng dần của mức năng lƣợng của
các phân lớp nhƣ sau:
1s < 2s < 2p <3s < 3p < 4s < 3d < 4p <5s  4d < 5p ...
Ứng với thứ tự trên Klechkowski đã đƣa ra nguyên tắc "Sự lấp đầy các lớp và phân lớp e đƣợc

thực hiện theo thứ tự tăng dần của tổng (n+l)"
Qui tắc này đƣợc biểu diễn theo sơ đồ sau:
7s 7p 7d 7f
6s 6p 6d 6f
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s

c. Quy tắc Hund
Trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản, các e trong cùng 1 phân lớp sẽ phân bố sao cho tổng spin
S của chúng là lớn nhất (tổng số e độc thân là cực đại)
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 16


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
S =  ms
Ví dụ: Nguyên tử N (z =7) có cấu hình e: 1s22s22p3
Có thể phân bố e vào ô lƣợng tử theo các cách sau:
(1)

Tổng số spin S = +1/2

(2)

Tổng số spin S = -3/2

(3)

Tổng số spin S = + 3/2 (*)

Vậy cách (3) là phù lợp với qui tắc Hund
d. Cách biểu diễn cấu tạo lớp vỏ e. Cấu hình e trong nguyên tử
Có 2 cách biểu diễn cấu hình e trong nguyên tử
Cách 1: dùng kí hiệu
Ví dụ N (z =7) ta có cấu hình 1s22s22p3
Cách 2: Dùng ô lƣợng tử để biểu diễn cấu hình e
Qui ƣớc: mỗi ô vuông là biểu diễn cho 1 ô lƣợng tử
Các e đƣợc biểu diễn bằng các mũi tên (  ), chiều mũi tên hƣớng lên (  ) chỉ số lƣợng tử spin
ms =+1/2, chiều mũi tên hƣớng xuống (  ) chỉ số lƣợng tử spin ms = -1/2
Ví dụ: N (z = 7) có cấu hình e nhƣ sau
Các AO có đủ 2e ta gọi e đã gép đôi, nếu chỉ có 1e gọi là e độc thân.
Có các trƣờng hợp ngoại lệ, các nguyên tử mà ở phân lớp (n-1)d gần đạt đến cấu hình bảo hoà
hoặc bán bảo hoà ((n-1)d4; (n-1)d9) nhƣng phân lớp ns2 thì có xu hƣớng chuyển phần lớp d đó
thành cấu hình bảo hoà hoặc bán bảo hoà ((n-1)d5; (n-1)d10)
Ví dụ: Cấu hình của Cr (z =24): 1s22s22p63s23p63d54s1
2.4. Hệ thống tuần hoàn của các nguyên tố
Khi nghiên cứu một cách có hệ thống tính chất của các nguyên tố, nhà hoá học ngƣời Nga
Mendeleyev (1869) nhận thấy tính chất của chúng phụ thuộc một cách tuần hoàn vào khối
lƣợng nguyên tử. Đây chính là nội dung của định luật tuần hoàn mang tên ông. Trên cơ sở đó
ông sắp xếp các nguyên tố thành một hệ thống gọi là hệ thống tuần hoàn Mendeleyev'\.
2.4.1. Định luật tuần hoàn
Khi nghiên cứu về cấu tạo nguyên tử ngƣời ta nhận thấy rằng tính chất của các nguyên tố phụ
thuộc một cách tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tố chứ không phải là khối lƣợng
nuyên tử, nên định luật tuần hoàn đƣợc phát biểu lại nhƣ sau:
"Tính chất của các đơn chất cũng nhƣ hợp chất, thành của các hợp chất của các nguyên tố hoá
học biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử"

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 17


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Vậy sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các các nguyên tố là do sự biến đổi tuần hoàn cấu hình
e nguyên tử của nguyên tố đó.
2.4.2. Bảng hệ thông tuần hoàn (Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài)
Bảng hệ thống tuần hoàn dạng dài đƣợc xây dựng trên cơ sở sau:
Các nguyên tố đƣợc xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân
Các nguyên tố có cùng số lớp đƣợc xếp thành 1 hàng ngang gọi là chu kì
Các nguyên tố có cùng số e hoá trị đƣợc xếp thành 1 cột gọi là nhóm.
(Xem hình 2.1)
a. Số thứ tự của nguyên tố
Trong Bảng HTTH mỗi nguyên tố đƣợc xếp vào 1 ô có số thứ tự của ô đúng bằng điện tích hạt
nhân của nguyên tử hay số e trong nguyên tử của nguyên tố đó.
b. Cấu tạo của bảng hệ thống tuần hoàn (dạng dài)
(Xem hình 2.1)
Hiện nay bảng hệ thống tuần hoàn gồm 7 chu kì đánh số thứ tự từ 1 đến 7, trong đó:
Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố H (z = 1) và He (z =2)
Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố từ Li (z = 3) đến Ne (z = 10)
Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố từ Na (z = 11) đến Ar (z = 18)
Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố từ K (z = 49) đến Kr (z = 36)
Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố từ Rb (z = 37) đến Xe (z = 54)
Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố từ Cr (z = 55) đến Ne (z = 86) (đặc biệt trong chu kì 6 có 14
nguyên tố xếp phía dƣới sau La (z = 57) gọi là họ Lantan.)
Chu kì 7 gồm các nguyên tố đang xây dựng từ Fr (z = 87) (tƣơng tự trong chu kì 7 có 14
nguyên tố xếp phía dƣới sau Ac (z = 89) gọi là họ Actini.)
Nhóm gồm các nguyên tử có cùng số e hoá trị, số thứ tự của nhóm bằng số e hoá trị mà nguyên

tố có. Mỗi nhóm chia thành 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (A) và phân nhóm phụ (B)
Phân nhóm chính (nhóm A) gồm các nguyên tố s hoặc p
Phân nhóm phụ (nhom B) gồm các nguyên tố d hoặc f

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 18


Bài giảng Hoá Đại cƣơng

Bảng 2.1. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học (dạng dài)

1
2
3
4
5
6
7

Họ
Lantan
Họ
Actini

IA
1
H
3

Li
11
Na
19
K
37
Rb
55
Cs
87
Fr

IIA

4
Bo
12
Mg
20
Ca
38
Sr
56
Ba
88
Ra

58
Ce
90

Th

IIIB IVB

21
SC
39
Y
57
La
89
Ac

59
Pr
91
Pa

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

22
Ti
40
Zr
72
Hf
104
Ku

60

Nd
92
U

VB

23
V
41
Nb
73
Ta

61
Pm
93
Np

VIB VIIB

24
Cr
42
Mo
74
W

25
Mn
43

Tc
75
Re

62
Sm
94
Pu

VIIIB

26
Fe
44
Ru
76
Os

63
Eu
95
Am

27
Co
45
Rh
77
Li

64
Gd
96
Cm

IB

28
Ni
46
Rd
78
Pt

65
Tb
97
Bk

29
Cu
47
Ag
79
Au

IIB

30
Zn

48
Cd
80
Hg

66
Dy
98
Cf

IIIA IVA

5
B
13
Al
31
Ga
49
In
81
Tl

67
Ho
99
Es

Trang 19

6
C
14
Si
32
Ge
50
Sn
82
Pb

68
Er
100
Fm

VA

7
N
15
P
33
As
51
Sb
83
Bi

VIA VIIA

8
O
16
S
34
Se
52
Te
84
Po

69
Tm
101
Md

9
F
17
Cl
35
Br
53
I
85
At

70
Yb

102
No

VIIIA
2
He
10
Ne
18
Ar
36
Kr
54
Xe
86
Rn

71
Lu
103
Lr


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
2.5.2. Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của nguyên tố
a. Biến đổi tuần hoàn của cấu hình e của các nguyên tố
Đối với các nguyên tố nhóm A, các e lớp ngoài cùng tăng dần tử 1e ở nhóm IA đến 8e ở nhóm
VIIIA.
Đối với các nguyên tố nhóm B, các e lớp ngoài cùng giống nhau ns 2 (trừ một số trƣờng hợp
ngoại lệ)

Các nguyên tố d thì phân lớp electron d tăng từ 1e ở nhóm IIIB đến 9 e ở nhóm IB và 10e ở
nhóm IIB
Các nguyên tố f, cấu hình e lớp ngoài cùng giống nhau chỉ khác nhau phân lớp (n-2)f. Vì vậy
các nguyên tố này có tính chất tƣơng tự nhau (Họ Lantan và họ Actini)
b. Bán kình nguyên tử
Trong 1 chu kì từ trái sang phải, theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần nên lực hút của hạt
nhân và lớp e ngoài cùng tăng dần làm cho bán kính nguyên tử giảm dần.
Trong 1 nhóm từ trên xuống theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần bán kính tăng dần do số
lớp e trong 1 nhóm tăng dần.
c. Năng lƣợng ion hoá (I)
Năng lƣợng ion hoá (I) là năng lƣợng tối thiểu cần cung cấp để bức 1e ra khỏi nguyên tử ở
trạng thái cơ bản.
A  A+ +1e
A  A2+ +2e
....

I1
I2

Ta có I1Trong đó có I1 là có ý nghĩa, vì năng lƣợng I2,I3 thƣờng có giá trị lớn hơn so với các hiệu ứng
năng lƣợng trong các quá trình hoá học.
Ta có quy luật biến thiên của năng lƣợng ion hoá I1:
Trong chu kì từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, lực hút của hạt nhân với e lớp
ngoài cùng tăng dần, e ngoài cùng này đƣợc giữ chặt hơn nên năng lƣợng ion hoá (I1) tăng dần.
Trong nhóm từ trên xuống theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, bán kính tăng dần nên lực
hút của hạt nhân và e giảm dần làm cho năng lƣợng ion hoá (I1) giảm dần.
Bảng 2.2. Năng lƣợng ion hoá của một số nguyên tố đầu (eV)
Z
1

2
3
6
7
8
10

Nguyên tố
H
He
Li
C
N
O
Ne

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

I1
13,599
24,588
5,392
11,260
14,534
13,618
21,565

I2
54,418
75,641

24,383
29,602
35,118
41,080

I3
122,42
47,87
47,43
54,89
63,50

I4
64,480
77,450
77,394
97,160

I5
392,000
97,863
113,873
126,400

Trang 20


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
d. Ái lực electron (E)
Ngƣợc với quá trình ion hoá, trong nhiều trƣờng hợp nguyên tử trung hoà có thể nhận e để trở

thành ion âm.
Năng lƣợng giải phóng ra khi nguyên tử trung hoà nhận thêm 1e để trở thành ion gọi là ái lực
electron, ái lực electron thƣờng đƣợc đo bằng eV
Ví dụ F + 1e  F- EF = -3,45 eV
Cho đến nay ngƣời ta chỉ xác định đƣợc ái lực e của một số ít nguyên tố. Trong đó nguyên tố
nhóm VIIA có ái lực electron là lớn nhất, các nguyên tố có ít (1e, 2e, 3e) lớp ngoài cùng có ái
lực electron nhỏ.
Bảng 2.3. Ái lực electron của một số nguyên tố (eV)
Nguyên tố
H
F
Cl
Br
I
O
S

E (eV)
0,747
3,45
3,61
3,36
3,06
1,47
2,07

Nguyên tố
N
P
C

Si
B
Be
Mg

E (eV)
- 0,1
0,7
1,25
1,63
0,2
-0,6
-0,3

e. Số oxi hoá
Số oxi hoá dƣơng cao nhất của 1 nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa chúng (trừ các
nhóm VIIIB, IB, họ Lantan, họ Actini và khí hiếm)
Số oxi hoá âm thấp nhất hầu nhƣ chỉ có ở các nguyên tố phi kim và số oxi hoá âm thấp nhất
của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm trừ 8
Ví dụ Nitơ ở nhóm 5 nên số oxi hoá âm thấp nhất là 5 - 8 = -3
f. Hoá trị trong hợp chất với hiđro và oxi
Hợp chất với hiđro, các nguyên tố kim loại IA, IIA tạo hợp chất hiđrua (Ví dụ NaH, CaH2...)
Các nguyên tố phi kim thƣờng tạo các hợp chất cộng hoá trị với hiđro, trong đó hiđro có số
oxi hoá +1 (Ví dụ: CH4, NH3, H2O,...)
Trong chu kì hoá trị của các nguyên tố trong hợp chất với hiđro tăng từ 1 đến 3 (trong nhóm I
đến III) sau đó tiếp tục giảm từ 4 đến 1(trong nhóm IV đến nhóm VII)
Hợp chất oxi: Oxi tạo đƣợc hợp chất oxit với hầu hết các nguyên tố (trừ Pt, Au)
Trong một chu kì từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần số oxi hoá cao nhất
của các nguyên tố trong hợp chất với oxi tăng dần từ 1 đến 7
Tính axit của chúng tăng dần từ trái sang phải ngƣợc lại tính bazơ sẽ giảm.

Ví dụ: Trong chu kì 3 ta có hợp chất với oxi là:
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2 P2O5
SO3

Cl2O7

Trong một nhóm số oxi hoá cao nhất của các nguyên tố trong hợp chất với oxi bằng số thứ tự
của nhóm.
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 21


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Tính axit của các hợp chất này từ trên xuống giảm dần, ngƣợc lại tính bazơ tăng dần. (Tƣơng
tự đối với hợp chất hiđroxit)
Ví dụ: Trong nhóm II ta có các hợp chất với oxi nhƣ sau
BeO
Be(OH)2
lƣỡng tính

MgO
Mg(OH)2
Bazơ yếu

CaO
Ca(OH)2

SrO
Sr(OH)2
bazơ mạnh

BaO
Ba(OH)2

2.5.2. Mối quan hệ giữa cấu hình e và vị trí của các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần
hoàn
Số thứ tự của của nguyên tố bằng số điện tích hạt nhân của nguyên tố, bằng số e có trong
nguyên tử của nguyên tố đó.
Số lớp e có trong nguyên tử của nguyên tố đó bằng số chu kì mà nguyên tố đó thuộc
Số e hoá trị trong nguyên tử của nguyên tố đó bằng số nhóm mà nguyên tố đó thuộc.
Vậy khi biết cấu hình e của 1 nguyên tố ta có thể xác định đƣợc vị trí của nguyên tố đó trong
bảng HTTH qua đó ta xác định đƣợc tính chất của đơn chất cũng nhƣ hợp chất của các
nguyên tố đó.
Ví dụ: Nguyên tố có cấu hình e: 1s22s22p63s23p5
Nguyên tố này ở ô thứ 17, thuộc chu kì 3 và thuộc phân nhóm chính nhóm VII
Nên nguyên tố này là một phi kim mạnh, oxit và hiđroxit có tính axit mạnh
Ngƣợc lại biết vị trí của 1 nguyên tố trong bảng HTTH ta cũng có thể xác định đƣợc cấu hình
e của nguyên tố đó.

Chƣơng III. CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC
Phân tử là hạt nhỏ nhất của chất, đƣợc tạo thành từ những nguyên tử giống nhau hoặc khác
nhau. Vì vậy khi nghiên cứu cấu tạo phân tử chúng ta nghiên cứu về sự liên kết của các
nguyên tử này để tạo thành phân tử.
3.1. Khái quát về phân tử và liên kết hoá học – Các khái niệm cơ bản
3.1.1. Khái niệm phân tử
"Phân tử là phần tử nhỏ nhất của một chất có khả năng tồn tại độc lập mà vẫn giữ nguyên tính

chất của chất đó"
Vậy ta có trong phân tử gồm 1 số hữu hạn các nguyên tử của các nguyên tố cùng loại hoặc
khác loại.
Ngoài ra khi nghiên cứu sâu về cấu tạo phân tử chúng ta nhận thấy phân tử có cấu tạo hình
học xác định.
Đó là hai trong nhiều vấn đề khác nhau trong cấu tạo phân tử mà các nhà khoa học nghiên cứu
và giải thích.
3.1.2. Thuyết electron hoá trị
Qua nghiên cứu các nhà khoa học đã nhận thấy khi một nguyên tử có cấu hình e lớp ngoài
cùng giống với khí hiếm (8e hoăc 2e) thì ở trạng thái bền vững.
Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 22


Bài giảng Hoá Đại cƣơng
Ví dụ: Khí hiếm có cấu hình bền vững nên nó không có xu hƣớng liên kết với nhau trong việc
tạo thành phân tử.
Từ đó các nhà khoa học đƣa quy tắc liên kết giữa các nguyên tử để tạo thành phân tử gọi là
quy tắc octet (Quy tắc bát tử)
Nội dung: Các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hƣớng liên kết với các nguyên tử khác
để đạt đến cấu hình e vững bền của khí hiếm với 8e (hoặc 2e) lớp ngoài cùng.
Tuỳ vào tƣơng quan về tính chất của các nguyên tử tham gia liên kết , có thể có hai cách chính
đạt đến cấu hình vững bền:
Quá trình chuyển e từ nguyên tử này sang nguyên tử khác (trong liên kết ion)
Quá trình dùng chung e của các nguyên tử (trong liên kết cộng hoá trị)
3.1.3. Độ âm điện (Xem bảng 3.1)

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 23


Bài giảng Hoá Đại cƣơng

Bảng 3.1. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học (dạng dài)
1

2

3

4

5

6

7

Họ
Lantan
Họ
Actini

IA
1
H
2,1
3

Li
1,0
11
Na
0,9
19
K
0,8
37
Rb
0,8
55
Cs
0,7
87
Fr
0,7

IIA

4
Be
1,5
12
Mg
1,2
20
Ca
1,0
38

Sr
1,0
56
Ba
0,9
88
Ra
0,9

58
Ce
1,1
90
Th
1,2

IIIB

21
Sc
1,3
39
Y
1,3
57
La
1,1
89
Ac
1,1

59
Pr
1,1
91
Pa
1,5

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

IVB

22
Ti
1,5
40
Zr
1,4
72
Hf

VB

23
V
1,6
41
Nb
1,6
73

Ta
1,5

VIB

24
Cr
1,6
42
Mo
1,8
74
W
1,7

VIIB

25
Mn
1,5
43
Tc
1,9
75
Re
1,9

VIIIB

26

Fe
1,8
44
Ru
2,2
76
Os
2,2

27
Co
1,8
45
Rh
2,2
77
Ir
2,2

IB

28
Ni
1,8
46
Rd
2,2
78
Pt
2,2

29
Cu
1,9
47
Ag
1,9
79
Au
2,4

IIB

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

30
Zn
1,6
48
Cd
1,7
80

Hg
1,9

5
Bo
2,0
13
Al
1,5
31
Ga
1,6
49
In
1,7
81
Tl
1,8

6
C
2,5
14
Si
1,8
32
Ge
1,8
50
Sn

1,8
82
Pb
1,8

7
N
3,0
15
P
2,1
33
As
2,0
51
Sb
1,9
83
Bi
1,9

8
O
3,5
16
S
2,5
34
Se
2,4

52
Te
2,1
84
Po
2,0

9
F
4
17
Cl
3,0
35
Br
2,8
53
I
2,5
85
At
2,2

VIIIA
2
He
10
Ne
18
Ar

36
Kr
54
Xe
86
Rn
-

104
Ku
-

60
Nd
1,2
92
U
1,7

61
Pm
93
Np
1,3

62
Sm
1,2
94
Pu

1,3

63
Eu
95
Am
1,3

64
Gd
1,1
96
Cm
-

65
Tb
1,2
97
Bk
-

66
Dy
98
Cf
-

67
Ho

1,2
99
Es
-

Trang 24

68
Er
1,2
100
Fm
-

69
Tm
1,2
101
Md
-

70
Yb
1,1
102
No
-

71
Lu

103
Lr
-


Bài Giảng Hoá Đại cƣơng
Độ âm điện của một nguyên tố là đại lƣợng đặc trƣng cho khả năng hút e của nguyên tử của
nguyên tố đó.
Độ âm điện của nguyên tố càng lớn thì khả năng hút e càng mạnh, tính phi kim của nguyên tố đó
càng mạnh và ngƣợc lại.
Ví dụ trong phân tử HCl, khi nghiên cứu cấu tạo ta thấy trong phân tử này có cặp e gộp chung
của H và Cl nhƣng nguyên tử Cl có độ âm điện lớn hơn nên cặp e này bị lệch về phía Cl, HCl là
một phân tử phân cực H+ ClCó nhiều thang đo độ âm điện khác nhau, nhƣng thang độ âm điện thƣờng đƣợc dùng là thang độ âm
điện của Pauli, trong thanh này F = 4 là độ âm điện cao nhất, H = 2,1 là độ âm điện thấp nhất.
Trong thang độ âm điện của các nguyên tố biến đổi nhƣ sau:
Trong chu kì theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần độ âm điện của các nguyên tố tăng dần.
Trong phân nhóm theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần độ âm điện giảm dần.
Liên hệ giữa độ âm điện và liên kết hoá học, dựa vào hiệu số độ âm điện (  =l -n) ta có thể
biết đƣợc trong phân tử loại liên kết nào chiếm ƣu thế.
Nếu   1,7 thì đám mây e gần nhƣ lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn và liên kết ion
trong phân tử này là chiếm ƣu thế.
Nếu   1,7 thì đám mây e đám mây không lệch nhiều và liên kết cộng hoá trị chiếm ƣu thế
hơn trong phân tử này.
3.1.4. Một số đặc trƣng của liên kết
a. Năng lƣợng liên kết
Năng lƣợng hình thành liên kết (gọi tắt là năng lƣợng liên kết) là năng lƣợng đƣợc giải phóng ra
khi hình thành liên kết đó từ những nguyên tử cô lập ở trạng thái khí. Thƣờng tính bằng KJ/mol
hoặc Cal/mol
Ví dụ:

H + H  H2

Ho = - 432 KJ/mol

Ta phải phân biệt hai quá trình:
Quá trình hình thành phân tử từ các nguyên tử kèm theo việc giải phóng năng lƣợng. Đó là năng
lƣợng hình thành phân tử.
Quá trình phá vỡ liên kết để tạo ra các nguyên tử lại kèm theo sự hấp thu năng lƣơng. Đó là
năng lƣợng phân li liên kết.
Hai quá trình này ngƣợc nhau, nên về độ lớn thì hai loại năng lƣợng này bằng nhau, chỉ ngƣợc
nhau về dấu.
Năng lƣợng liên kết đặc trƣng cho độ bền của liên kết, năng lƣợng liên kết càng lớn thì liên kết
đó càng bền.
(Thƣờng trong một số tài liệu năng lƣợng liên kết thƣờng viết ở độ lớn, nghĩa là không có dấu - )

Nguyễn Thị Phƣơng Ly

Trang 25