giáo trình hóa học đại cương và vô cơ nguyễn đăng đức

c VÀ ĐÀO TẠO
IÁI N G U Y Ê N

N G U Y Ễ N

Đ Ă N G

G I Á O

T R Ì N H

H

O

V

A

A

V

H

Ò

Ọ

ĐỨC

C

C

Đ

Ạ

I

C

Ư

O

I
/

7

NHẢ XUẤT BAN ĐẠI HỌC QUÕC GIA HÀ NỘI
I

Ơ

N

G

B Ộ GIÁO DỤC VÀ Đ À O TẠO
ĐẠI HỌC THÁI NGUYÊN
PGS. TS. NGUYỄN ĐÀNG ĐỨC

G

H O A

I

H Ọ C

Á

O

Đ Ạ I

T

R

C Ư Ơ N G

Ì

N

V À

H

v ô

DẠI HỌC THÁI NGUYỄN
TRUNG TAM HỌC Ũ Ẹ U

NHÀ XUẤT BẢN ĐẠI HỌC QUỐC GIA HÀ NỘI

c ơ


SÁCH ĐƯỢC XUẤT BẢN BỞI sự TÀI TRỢ CỦA Dự ÁN GIÁO DỤC ĐẠI HỌC 2


MỤC LỤC
Lời nói đầu
Chương 1. Cấu tạo nguyên tử và hệ thống tuần hoàn các nguyên
tố hoa học
1.1. Nguyên tử và thành phần của nguyên tử
Ì .2. Câu tạo nguyên tử
Ì .3. Định luật tuần hoàn. Bàng hệ thống tuần hoàn
các nguyên tố hoa học
Câu hỏi và bài tập chương Ì

20
23

Chương 2. c ấ u tạo phân tử và liên kết hoa học
2. Ì. Khái niệm về độ âm điện của nguyên tố
2.2. Các loại liên kết theo quan điểm cổ điển
2.3. Tính chất của phân tử
2.4. Liên kết hoa học theo cơ học lượng tử
Câu hỏi và bài tập chương 2

24
24
25
28
32
42

Chương 3. Các trạng thái tập hợp của chất
3.1. Trạng thái khí
3.2. Trạng thái lỏng
3.3. Trạng thái rắn

44
44
46
48

Chương 4. Nhiệt động học
4.1. Các khái niệm cơ bản
4.2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học
4.3. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hoa học
4.4. Cách tính hiệuứng nhiệt của phản ứng hoa học
4.5. Nguyên lý l i của nhiệt động học

4.6. Năng lượng tự do, thế đẳng nhiệt đẳng tích
và thế đẳng nhiệt đẳng áp
Câu hỏi và bài tập chương 4
Chương 5. Cân bàng hoa học
5.1. Khái niệm về cân bàng hoa học

7
9
9
lo

51
51
53
55
57
61
63
64
67
67
3


5.2. Các yếu tốảnh hường đến cân bằng hoá học
5.3. Cách tính hằng số cân bằng hoá học và nồng độ các chất
Câu hỏi và bài tập chương 5
Chương 6. Tốc độ phản ứng
6.1. Định nghĩa về tốc độ phảnứng
6.2. Các yếu tốảnh hường đến tốc độ phảnứng

6.3. Phản ứng dây chuyền. Phản ứng quang hoa
Câu hỏi và bài tập chương 6

71
73
76
77
77
80
84
86

Chương 7. Dung dịch
87
A. Dung dịch chất tan điện li và dung dịch chất tan
không điện li
87
7.1. Các định nghĩa
87
7.2. Dung dịch chất tan điện li
89
7.3. Nồng độ dung dịch
91
74 Axit bazơ
95
7.5. Tính pH trong các dung dịch
96
7.6. Khái niệm về phức chất
loi
7.7. Sự thúy phân trong dung dịch nước

105
7.8. Thuyết về chất điện li mạnh ít tan
107
7.9. Thuyết về chất điện giải mạnh của Đebai - Hucken
110
7.10. Dung dịch phân tử (dung dịch các chất tan không điện li).. 112
7.11. Những sai lệch của dung dịch điện l i so với dung dịch
chất tan không điện li. Hệ số Van Hấp
118
B. Dung dịch keo
120
7.12. Khái niệm về dung dịch keo
120
7.13. Tính chất động học phân tò của hệ keo
121
7.14. Tính chất quang học của hệ keo
125
7.15. Hiện tượng bề mặt của hệ thống phân tán
127
7.16. Đặc tính mạng điện của hệ keo ghét lưu
132
7.17. Độ bền vững của hệ keo
136
Câu hỏi và bài tập chương 7
137
Chương 8. Phản ứng oxi hoa - khử. Dòng điện
8.1. Khái niệm về phản ứng oxi hoa - khử
8.2. Thế oxi hoa - khử. Chiều của phản ứng oxi hoa - khư
8.3. Hằng số cân bằng của phàn ứng oxi hoa - khử
8.4. Pin vàắc-quy

4

139
139
140
147
149


8.5. Sự điện phân
8.6. Sự ăn mòn kim loại
Câu hỏi và bài tạp chương 8

153
155
156

Chương 9. Hoá học các nguyên tố họ s và họ p
9.Ì. Hiđro - Oxi - Nước - Hiđropeoxit
9.2. Các kim loại kiềm
9.3. Các kim loại kiềm thổ
9.4. Các nguyên tố nhóm IIIA
9.5. Các kim loại nhóm IVA
9.6. Các phi kim nhóm IVA
9.7. Các phi kim nhóm VA
9.8. Các phi kim nhóm VÍA
9.9. Các halogen nhóm VUA
Câu hỏi và bài tập chương 9

158

158
163
164
166
167
169
172
177
181
183

Chương 10. Các nguyên tố họ d
10. Ì. Những đặc điểm chung của các kim loại họ d
10.2. Các nguyên tố phân nhóm crom
10.3. Các nguyên tố phân nhóm mangan
10.4. Các nguyên tố phán nhóm coban
10.5. Các nguyên tố phân nhóm đồng
10.6. Các nguyên tố phân nhóm phụ nhóm kẽm
Câu hỏi và bài tập chương 10

185
185
189
191
193
197
199
201

Tài liệu tham khảo

203

5


DANH MỤC CÁC CHỮ VIẾT TÁT

AO

Obitan nguyên tử

BSCNN

Bội số chung nhỏ nhất

CBHH

Cân bằng hoa học

ĐAĐ

Độ âm điện

ĐKM

Đất không mặn

HSCB

Hằng số cân bằng

Kĩ

Kỹ thuật

MO

Obitan phân tử

NĐH

Nhiệt động học

QĐTH

Quyết định thế hiệu

s

Độ tan

TTCB

Trạng thái cân bằng

HTTH

Hệ thống tuần hoàn

L Ờ I NÓI Đ À U

Hoa học là một khoa học độc lập nghiên cứu các quá trình chuyến
hoa cùa các chất có kèm theo sự biến đổi thành phần và cấu trúc, thậm
chỉ cả các quá trình chuyển hoa lẫn nhau giữa dạng này và dạng khác
của các chuyển động vật chất. Vì vậy, đối tượng chỉnh của hoa học là
các chất và các quả trình chuyển hoa của chúng.
Nhằm giúp cho sinh viên các ngành không chuyên hoa như: toán tin,
vật lý, khoa học môi trường, cử nhân sinh, công nghệ sinh, địa lý, kể cả
sinh viên ngành y, dược, khối nông lâm ngư nghiệp... có nền tảng kiến
thức về hoa học để học các môn tiếp theo như hoa hữu cơ và hoa phân
tích chúng tôi biên soạn cuốn giáo trình Hoa Đại cương và Vô cơ gồm 3
tín chỉ (tương đương 4 đơn vị học trình trước đây).
• Phần hoa Đại cương với thời lượng 35 tiết gồm các vấn đề chính
sau đây:
- Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố
hoa học.
- Cấu tạo phân tử và liên kết hoa học.
- Nhiệt động lực học của các quá trình hoa học.
- Cân bằng hoa học.
- Tốc độ phản ứng hoa học.
- Dung dịch và các quá trình xảy ra trong dung dịch.
- Phản ứng hoa học và dòng điện.
• Phần hoa Vô cơ với thời lượng lũ tiết gồm: các nguyên tó họ ỉ,
các nguyên tố họ p và các nguyên tổ họ ả. Cách sắp xếp theo họ này sẽ
giúp cho sinh viên nắm một cách hệ thống các nguyên tố và dễ liên tưởng
lại phần kiến thức về cẩu tạo nguyên từ trước đây.
7

Với thời gian có hạn, chúng tôi chi giới thiệu cho sinh viên những
kiến thức cốt lõi cơ bản nhất cùa hoa đại cương vù vô cơ. Tuy nhiên
không thế tránh khỏi thiểu sót, mong được sự đóng góp của các đông
nghiệp và sinh viên.
Tác giả

8


Chương 1
CÁU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUÂN HOÀN
C Á C NGUYÊN T Ố HOA HỌC

1.1 NGUYÊN TỬ VÀ THÀNH PHẦN CỦA NGUYÊN TỬ
Từ thời cổ xưa, khái niệm nguyên tử được tranh cãi bởi nhiều nhà
khoa học. Mãi về sau người ta mới thống nhất phát biểu:
Nguyên tử là phần tử nhỏ nhất không phân chia được và cũng không
nhìn thấy được nhưng lại đặc trưng cho tính chất lý, hoa học của nguyên tố.
Ví dụ, nói đến nguyên tử hiđro (kí hiệu là chữ H) thì ta hiểu được nó
là chất khí nhẹ, không màu, không mùi và không vị. Nguyên tử hiđro
mới sinh có thể khử được một số oxit kim loại về kim loại...
Nói đến nguyên từ sắt (kí hiệu là Fe) thì người ta có ngay được tư
duy: nó là chất rắn, rất cứng, có thể dát mỏng, kéo thành sợi ở nhiệt độ
trên 1000°c và cũng có thể đúc thành khuôn... và nếu để lâu ngoài
không khí có hoi nước sẽ bị ăn mòn bời oxi không khí và nước do tạo
thành họp chất Fe2Ơ3.xH20...
Tuy đơn giản như thế mà cũng có nhiều thuyết tranh cãi về thành
phần của nguyên tử. Sau này, với sự phát triển của khoa học, bằng phân
tích Rơnghen (tia X) người ta đã đi đến thống nhất thành phần cùa

nguyên tử cũng nhu hình dáng kích thước của nó.
Nguyên tử có hai phần chính là hạt nhân nguyên từ và lớp vò ngoài
là elecứon.
1.1.1 Hạt nhân nguyên tử
Ta có thể lấy nguyên tử hiđro làm ví dụ, nó gồm hai loại hạt cơ bản
là proton và nơtron:
9


- Proton (p): Đây là thành phần chính cùa hạt nhân nguyên tử và cũng
là loại hạt tạo nên khối lượng nguyên tử, có khôi lượng m = 1,0078 đvC
và điện tích z = +1. Do đó, kí hiệu cho proton là Ịp.
- Nơtron (n): Nó có khối lượng m = 1,00894 đvC và có điện tích
z = 0, do đó kí hiệu cho nơtron là Ị,n.
Nhân nguyên tử còn gọi là nucleon.
Nếu ta gọi A là số khối của nguyên tử thì
A = Ip + I n = Z+N
Tổng điện tích hạt nhân (Z) của nguyên tử bằng tổng số proton có
trong hạt nhân. Hạt nhân nguyên tử có đường lánh bằng l o - l o m,
ọ
còn kích thước trung bình của nguyên tử là 10 m.
- 1 3

- 1 2

1.1.2 Electron
Một electron có khối lượng m = 9,1096.lo g và mang điện tích
bàng Ì,602.lo culong hay bàng - 1 . Nguyên tử luôn ờ trạng thái trung
hoa điện tích nên nhân nguyên tử có bao nhiêu proton thì vỏ elecừon
xung quanh nhân cũng có bấy nhiêu elecừon, nói cách khác số electron

xung quanh hạt nhân bằng điện tích z (hay sổ thứ tự của nguyên tố)
-28

-19

Proton là loại hạt tích điện dương nằm ờ giữa nguyên từ, còn
electron là loại hạt tích điện âm nằm ngoài nhân. Ta cần xét cấu trúc của
nguyên từ vì nó" liên quan đến tính chất vật lý hóa học của nguyên tử.

1.2 CÁU TẠO NGUYÊN TỬ
1.2.1 Cấu tạo nguyên tử theo cơ học cổ điển
Từ khi có khái niệm nguyên tử ra đời đã có nhiều nhà vật lí cổ điển
và hiện đại đưa ra khái niệm về nguyên tử.
Năm 1911, E. Rơzefo (E. Rutheríòrd, 1871 - 1937 là nhà vật lí
người Anh) đưa ra cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử gồm có hạt nhân ở giữa
và các elecừon chuyển động xung quanh hạt nhân như các hành tinh
chuyển động xung quanh mặt trời. Tuy nhiên, theo thuyết điện động lục
10


học thi một hạt nhân mang điện như electron khi quay xung quanh hạt
nhân sẽ phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ và elecừon liên tục bị mất
năng lượng và tốc độ sẽ giảm dần, cuối cùng bị hút vào hạt nhân và
nguyên tử tự biến mất.
Năm 1913, N.Bo (N.Bohr, nhà vật lí người Đan Mạch, 1885 - 1962)
đã có thuyết mới về nguyên tử. Theo thuyết này ông vẫn khẳng định mẫu
của Rơzơfo là đúng và đưa thêm 3 định đề chi tiết hơn:
- Electron chỉ chuyển động trên những quỹ đạo nhất định gọi là
những quỹ đạo "được phép" mà electron không bị mất năng lượng.
- Khi nhảy từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác, electron sẽ hấp thụ

hoặc phát xạ năng lượng, hiệu của hai mức là:
AE = E | - E = h v
2r

(1.1)

- Khi quay theo quỹ đạo "được phép", elecừon có mômen động
h
lương là mót số nguyên lần của — (h là hằng số Plank).
2n
Thuyết của Bo không những chứng minh được sự tồn tại vĩnh viễn
cùa nguyên tử mà còn giải thích được sự hình thành của quang phổ vạch
và tính được bán kính của nguyên tử hiđro
Tuy nhiên, thuyết Bo không chứng minh được một hiện tượng thực
tế là tại mọi điểm xung quanh hạt nhân nguyên tử người ta đã tìm được
xác suất bắt gặp elecừon tới 90%, còn gọi là mây electron, bời vì từ "quỹ
đạo" của Bo chi mang tính chất đường nét chứ không bao trùm một
không gian nào cả. Môn cơ học lượng tử ra đời đã giải quyết cấu trúc lớp
vỏ electron của nguyên tử một cách khoa học và thấu đáo.
1.2.2 Cấu tạo nguyên tử theo cơ học lượng tử
1.22.1 Cơ sở toán lí nghiên cứu cầu trúc nguyên tử
à) T huyết lượng tử về ánh sáng
Thuyết lượng tử về ánh sáng đã chứng minh được rằng ánh sáng là
những bức xạ năng lượng, nó bao gồm những lượng tử riêng biệt gọi là
photon. Mỗi photon có một năng lượng:
E = hv

(1.2)
lí

Nếu mỗi photon có khối lượng là m, vận tốc là c thì theo định luật
tương hỗ giữa khối lượng và năng lượng của Anhslanh (Einstein) ta có
thể viết:
£ = hv = me

2

. c
2
,
h
h . - = m(T-> A. = —
X.
m.c
trong đó: h là hằng số Plank, h = 6,6256.lo

(1.3)
-34

J.s.

b) Hệ thức Đơbrơi (Debreglie)
Năm 1924 nhà vật lí học người Pháp là Đơbrơi đã mờ rộng bản chất
sóng hạt cho các hạt vật chất nói chung và các electron nói riêng: nếu
mỗi hạt có khối lượng là m và chuyển động với vận tốc là V thì nó sẽ
truyền đi theo sóng đặc trưng có độ dài sóng cho bởi hệ thức:
x = — (1.4)

m.c .

c) Hệ thức bất định Heisenberg
Ngoài bản chất sóng hạt, các hạt vi mô còn có một đặc điểm nữa là:
không thể xác định chính xác toa độ và vận tốc của electron (của vi hạt).
Do đó, giữa toa độ (vị trí) và vận tốc của chúng có mối quan hệ với nhau
qua hệ thức sau:
VAv >- (1.5)
x

m
là sai số của phép đo toa độ;

trong đó: - ầ

x

- A v là sai số của phép đo thành phần vận tốc hạt theo phương x;
x

- m là khối lượng của hạt;
- h là hằng số Plank.
Do các hạt vi mô có tính chất lưỡng tính sóng hạt nên trong việc
nghiên cứu và mô tả chuyển động của các hạt vi mô không thể dùng cơ
học cô điên mà phải dùng cơ học lượng tử.
Từ (1.5) ta thấy khái niệm đường nét về quỹ đạo không còn chính
xác và đầy đủ, mà phải thay thế bằng hình ảnh khác là mây electron mới
12


chính xác. Để đặc trưng cho trạng thái electron, ta phải dùng hàm sóng

mới bao hàm ý nghĩa không gian của nó.
1.2.2.2 Hàm sóng và các nghiệm
Giả sử ở một trạng thái năng lượng xác định E nào đó cùa nguyên
tử, electron sẽ truyền đi theo sóng có độ dài sóng cho bởi hệ thức
Đơbơrơi, hàm sóng *F (pơsi) mô tả trạng thái chuyển động của electron
tại một vị trí (x, y, z) nào đó ở một thời điểm nào đó được biểu diễn bằng
tích của hai thừa số: thừa số thứ nhất là hàm số của riêng toa độ không
gian và thừa số thứ hai là hàm số của thời gian:
T(x,y,z,t) = T(x,y,z).f(t)

(1.6)

Dựa trên hệ thức Đơbrơi, 1926 Srođingơ (Schrodinge, nhà vật lí
người Áo, 1887 - 1961) đã đưa ra phương trình sóng:
= ÉT

(1.7)

h
( — ^ - V + V)4 = ET
871 m
2

hay

/

(1.8)

trong đó:

a F ổ y õv
,
;
v = — - + • — — + — - là toán tử Laplace, là tông các đạo hàm
õx
õy
õz
riêng bậc hai của hàm T theo X, y, z;
2v

2

2x

V là thế năng cùa hạt;
E là năng lượng toàn phần cùa hạt.
Phương trình (1.7), (1.8) được xem như nguyên lí cơ bản cùa cơ học
lượng tử xét cấu trúc vỏ electron của nguyên tử.
Khi giải phương trình trong trường hợp tổng quát cho loại nguyên tử
một electron kiểu hiđro người ta thấy mỗi nghiệm số phải được đặc trưng
bằng 4 con số kí hiệu là n, Ì, mi, m và được gọi là các số lượng tử.
s

1.2.2.3 Ỷ nghĩa của các số lượng tử
a) Số lượng tử chinh n, nhận các giá trị 1,2,3,..., co vànquyếtđịnh
năng lượng En của electron trong nguyên từ:
13


En =

4

*

^

0.9)

trong đó: n là số lượng tử chính;
m là khối lượng của electron;
z là số thứ tự của nguyên lô;
So là hàng số điện môi của chân không;
e là điện tích của electron.
Đối với nguyên tử H (Z = 1), ta có:
Ì
E

mZ e
2

4
n

n = — Ĩ * T T
n

Ì

2

(

1 9 a

.
)

2

8e*h

Nếu biểu diễn ra eV ta có công thức:
E =±M(eV)
n

(1.9b)

n

Từ (Ì .9) ta suy ra các hệ quả sau:
- Vì n là những số nguyên nên năng lượng của elecứon trong nguyên
tử chi có thể nhận những giá trị gián đoạn, ứng với mỗi giá trị n ta có một
mức năng lượng. Khi n càng lòn thì giá trị En càng lớn (càng gần đến 0)
và hiệu giữa hai mức năng lượng liên tiếp càng nhỏ. Người ta kí hiệu:
Lớp n =

Ì

2

3

4

5

6

7...

Mức E „ =

K

L

M

N

0

p

Q...

- Bình thường elecữonở ứạng thái mức năng lượng thấp (En), khi đó
nguyên tử ờ ừạng thái cơ bản. Khi cung cấp năng lượng cho elecừon
(bằng cách chiếu sáng, phóng điện, đun nóng) thì electron nhận thêm

năng lượng và chuyển lên mức cao hem ( E ) , nguyên tử ờ ứạng thái kích
n

thích ( E ) . Tuy nhiên, ừạng thái kích thích kém bền, chi tồn tại ữong
n

thời gian rất ngắn (cỡ phần ngàn giây), sau đó elecừon lại chuyển về
trạng thái E . Do đó:
n

AE = E ' „ - E

n

(1.10)

- Số lượng từ chính đặc trưng cho mức năng lượng, cho lớp elecưon.
14


b) số lượng tử phụ ỉ, nhận các giá trịO, 1,2,... , 0 - 1 .
Số lượng tử phụ đặc trưng cho mômen động lượng của electron còn
gọi là mômen động lượng obitan, nó được tính bằng công thức:
M = PA r = m V Ả r

(1.11)

Dấu Abiểu diễn bằng phép lập tích có hướng hay vectơ của hai
->
->

vectơ là p và r .

Hình 1.1. Hình dạng các đám mây electron
M là một đại lượng vectơ nên để xác định được nó ta phải:
15


hoặc xác định độ lớn I M I , phương, chiều cùa I M I :
(1.12)
2n
- hoặc xác định cả ba thành phần (hình chiếu) cùa M : M , My, M .
x

z

Tuy nhiên, cơ học lượng từ cho thấy đối với electron chuyển động
trong nguyên tử không thể xác định được đầy đủ cả ba thành phần đặc
->
trưng của M mà chỉ có thế xác định được 2 trong 3 thành phần đó.
-»
Người ta xác định độ lớn M và một hình chiếu M .
z

Số lượng tử phụ còn đặc trưng cho hình dạng của đám mây electron
(hình 1.1):
/ = 0 ứng với đám mây s có dạng hình cầu;
/ = Ì ứng với đám mây p có dạng hình quả tạ đôi;
1 = 2 ứng với đám mây d có dạng hình hoa thị.
c) Sổ lượng tử lừ mi, nhận các giá trị: - Ì -> + Ì, kể cà giá trị 0.
Ỷ nghĩa: đặc trưng cho hướng có xác suất bất gặp electron lớn nhất

->
ưong không gian; cho hình chiêu của mômen động lượng obitan ( M )
trên trục z
Mz = m —
271

(1.13)


Ì
ả) sổ lượng từspin, nhận giá trị: m = + - và m = —s

s

Số lượng tử spin đặc trưng cho mômen động lượng riêng của electron
(còn gọi là mômen động lượng nội tại hay là mômen động lượng spin):
h
|M.|=Vs(s + l)x-B271

(1.14)

Qua giá trị của m cho thấy ừong một obitan chỉ tồn tại 2 electron có
spin trái dấu nhau.
s

1.2.2.4 Cẩu trúc lớp vỏ nhiều electron
à) Phương pháp gần đúng cho nguyền tử có một electron
Bài toán về nguyên tử nhiều electron ừờ nên phức tạp hơn nhiều so
với bài toán nguyên tử một electron. Khi đó mỗi electron không những
chỉ chịu lực hút vào nhân mà còn chịu lực đẩy lẫn nhau giữa các electron,

vì vậy năng lượng electron trong trường hợp này không những phụ thuộc
vào số lượng tử n mà còn cả / nữa.
Xét trường hợp nguyên tử heli có 2 electron. Lúc này coi hạt nhân
như đứng yên, gọi khoảng cách của 2 electron đến ĩ hạt nhân là ĩ] và Ĩ2;
khoảng cách giữa 2 electron là Ĩ12.
Thế năng của hệ bằng tổng thế năng của hai elecừon:
Ít

1

v = -

4jie ii
0

4ne r
0

2

4ne r
0

(1.15)
12

Động năng của hệ bằng trung bình cộng động năng của hai electron:
E„ =

mvr mvÌ

+•
2
2

(1.16)

Khi đó toán tử Hamiltơn đối với nguyên tử heli:
fì~(V V )8nV
1+

e

2

_2_J_

2

4ĩte„ , i
r

h

x

\ĩJ

Phương trình Sơrôđingơ có dạng:
[ H ( 1 ) + H ( 2 ) ] T ( 1 2 ) = EỸ(1,2)
)

ĐAI HÓC THÁI NGUYÊN
TRUNG TAM HÓC LIÊU

(1.17)
17


Từđótađặt:4'u=(p x(p
{1)

(2)

trong đó

9(1) =
và

E = E,+E

z

1

1

1

2

2

Từ đó hàm sóng tổng quát í w = ÉT sẽ được phân tích thành:
H(|)(

H(2)E

(

trong đó: Ì là của electron thứ nhất;
2 là của electron thứ hai.
Sau khi giải các phương trình này ta cũng thu được các cặp nghiệm
tương ứng cho 2 electron là ni, ỉu mụ m và n , h, m, , m
S|

2

2

v

b) Các quy tắc và nguyên lí phân bể elecíron trong nguyên tử nhiêu
eỉectron
• Quy tắc Kleckốpki về trật tự năng lượng (2 quy tắc):
+ Hai AO có tổng (n + 1) như nhau sẽ có mức năng lượng bằng
nhau nếu 2 AO, AO nào có n lớn hom sẽ có mức năng lượng cao hơn.
+ AO nào có tổng n +1 lớn hơn thì sẽ có mức năng lượng cao hem.

Từ đó ta có thứ tự sắp xếp năng lượng giữa các obitan:
l s 2s 2p^s 3p 4s 3d 4p 5s 4đ 5p 6s 4f
2

2

2

6

2

10

6

ĩ

10

6

2

14

• Nguyên lí ngoại trừ Pauli: Trong một nguyên tử không thể có
hai electron cùng giống nhau cả 4 số lượng tử, nghĩa là hai electron đã
có 3 số lượng từ như nhau n, /, mi thì m phải khác nhau (m = +Ỷ và
s

m s

s

= _ ì ị do đó trong một obitan có ký hiệu t ị .

• Nguyên lí vững bền: Trong nguyên tử, các electron luôn có xu
hướng chiếm obitan có mức năng lượng tháp nhát.
• Quy tắc Hund: Trên một phân lớp, các electron luôn có xu hướng
đứng đọc thân (dàn đều trên các obitan) để tổng giá trị spin là lớn nhất.


t

u

t ĩ
Đúng

í
Sai

c) Bảng phân bố electron trong nguyên từ nhiều electron:
n

/

1

0

0

0

0

mi

m

<4

s

) x l

(4>X1

Trạng thái
tập hợp

Kí hiệu

2

ls

2

2s

6

2p

2

2

2
1 -1,0,+1

3

0 0

(±ị)xl

2

3s

1 -1,0,+1

(±ị)x3

6

3p

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

(±ị)x5

10

3d

2

4s

0

0

6

2

6

10

2

1 -1,0,+1

4 x 3

6

4p

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

(±j)«5

10

4d

10

3 -3,-2,-1,0,+l,+2,+3

(±Ì)X7

14

4Í

44

6

4

ả) Lớp electron, phân lớp electron và obitan electron
Tù bảng phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron, ta có các
định nghĩa sau:

19


- Lớp electron: Tất cả các tập hợp về giả trị của /, mi, nu ủng với
một giá trị của n xây dựng nên lớp electron: lớp thứ nhất có 2 electron,
lớp thứ 2 có 8 electron, lớp thứ 3 có 18 elecừon, lớp thứ 4 có 32 electron.
- Phân lớp electron: Tất cả các tập hợp về giá trị của /, me, nisứng
với một giá trị của / tạo nên phân lớp electron; phân lóp s có 2 electron, phân
lớp p có 6 electron, phân lớp d có 10 electron, phân lớp f có 14 electron.
- Obitan electron (còn gọi là phân lớp AO) được tập hợp từ 2
elecứon có spin đối dấu nhau (m = + - và m = - - ) , ký hiệu là [ Ũ Ị .
s

s

1.3 ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN. BẢNG H Ệ THỐNG TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TÓ HOA HỌC
1.3.1 Nội dung 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.
1.3.2 Cấu tạo của bảng HTTH
Toàn bảng có 7 chu kì và 9 nhóm.
a) Chu kì là dãy các nguyên to xếp theo hàng ngang đi từ kim bại
điển hình đến phi kim điển hình, kết thúc bằng một khí hiếm. T oàn bảng
có 3 chu kì nhỏ và bốn chu là lớn.

• Các chu kì nhỏ: Ì, 2, 3. Mỗi chu kì có một hàng trong đó chu kì
một có 2 nguyên tố (H, He); chu kì hai có 8 nguyên tố (Li, Be, B, c, N ,
0, F, Ne); chu kì ba có 8 nguyên tố (Na, Mg, AI, Si, p, s, c í , Ar).
• Các chu kì lớn: 4,5,6. Mỗi chu kì có hai hàngừong đó:
+ Chu kì 4,5, mỗi chu kì có 18 nguyên tố xếp đủ vào 18 ô.
+ Chu kì 6,7, mồi chu kì có 32 nguyên tố không xếp đủ vào 18 ô mà
phải thêm 2 họ phụ là họ Lantanoit (các nguyên tố đất hiếm, của chu ki
6) và họ Actinoit (các nguyên tố phóng xạ của chu kì 7).
20


ĩ X
'
b) Nhóm là các nguyên tô xếp theo cột dọc, trong đỏ các nguyên tô
có hoa trị cao nhất với oxi (trừ nhóm 8).
IV
V
VI
vu
ì
li
UI
R0

RO

2

R2O3

RO2

R2O5

R0

3

R 0
2

7

Từ nhóm ì đến nhóm v u , mỗi nhóm lại chia thành hai phân nhóm là
phân nhóm chính (nhóm A) và phân nhóm phụ (nhóm B).
+ Các nguyên tố có electron điền chưa đủ ờ phân lớp s, p là các
nguyên tổ phân nhóm chính.
+ Các nguyên tố có electron điền chưa đủ ờ phân lớp d, f là các
nguyên tố phân nhóm phụ và là các kim loại.
Vỉ dụ :
- ls 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p là nguyên tố thuộc phân nhóm chính
nhóm VU.
2

2

6

2

6

2

10

5

- ls 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d là nguyên tố thuộc phân nhóm
phụ nhóm V.
2

2

6

2

6

2

10

6

I

4

1.3.3 Sự biến thiên tính chất trong bảng hệ thống tuần hoàn
1.3.3.1 Bản kính nguyên tử
Sự chuyển động của các elecừonừong nguyên tử tuần theo quy luật
của chuyển động sóng. Một cách chặt chẽ người ta không thể nói đến
một ranh giới rõ rệt giữa nguyên tử và không gian xung quanh. Tuy nhiên
thực nghiệm cho thấy là trong những điều kiện xác định, khoảng cách
giữa hai nguyên tử nhất định nằm cạnh nhau trong phân từ (ví dụ như
trong phân tử H2) hay ừong tinh thể kim loại có một giá trị xác định. Vì
vậy, một cách gần đúng người ta coi khoảng cách d giữa hai hạt nhân là
tổng bán kính của hai nguyên tử cạnh nhau.
d = ri + Ĩ2
và nếu hai nguyên tử này giống nhau thì bán kính nguyên tử được coi là
bằng nửa khoảng cách trên (r =—). Bán kính thu được gọi là bán kính
thực nghiệm quy ước.
21


Trong cùng một chu kì khi số điện tích hạt nhân tăng thì bán kính
nguyên tử giảm.
Ví dụ:
Nguyên từ
r(Ả)

Li

Be

B

c

N

0

F

1,55

1,30

0,98

0,77

0,70

0,66

0,64

Điều này được giải thích bằng sự tăng lực hút của hạt nhân với các
electron xung quanh, làm chúng phải "co" lại.
Trong cùng một phân nhóm chính bán kính nguyên tử tăng dần tù
trên xuống dưới vì khi tăng chu kì, tức là tăng số lớp electron
Vi dụ:
Nguyên tù
r(Â)

Li

Na

K

Rb

Cs

1,55

1,85

2,36

2,48

2,68

Đối với những ion cùng điện tích sự biến thiên bán kính lon cũng
giống như sự biến thiên bán kính nguyên tử.
1.3.3.2 Năng lượng 'lon hoa của nguyên tử
Năng lượng lon hoa (ì) cùa nguyên tử là năng lượng tối thiểu cung
cấp cho một electron tách khỏi nguyên tử trung hoa. Với một nguyên tử
nhiều electron thì còn có các giá trị năng lượng lon hoa l i , hA-le

-> A - I

A

N a - le -> N a - I

N

+

+

a

Trong chu kì do tính kim loại giảm mà năng lượng lon hoa tăng, còn
trong phân nhóm từ trên xuống dưới năng luông lon hoa giảm theo số thứ
tự (điện tích hạt nhân) tăng. Ví dụ phân nhóm kim loại kiềm năng lượng
lon hóa tăng từ Li đến Fr.
1.3.3.3Ải lực elecíron của nguyên tử
Ái lực electron của nguyên từ (E) là năng lượng giải phóng ra khi
một electron thu vào nguyên từ trung hoa:
B + le

->B'+EB

F + le - > F + E
22

F


Ái lực electron của nguyên tử rất khó xác định bàng thực nghiệm.
Trong một chu kì, ái lực electron của nguyên tử tăng khi số thứ tự
tăng. Trong phân nhóm chính, ái lực electron của nguyên tố giảm khi số

thứ tự tăng. Ví dụ phân nhóm halogen, ái lực electron giảm từ Ao đến iot.

CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƯƠNG 1
1.

Hãy cho biết nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng hệ thống
tuần hoàn.

2.

Có phải điện tích hạt nhân nguyên tử bằng số electron ờ lớp vỏ
nguyên tử không?

3.

Hãy phân biệt sự khác và giống nhau giũa electron ls và 2s, 2s và 2p.

4.

Trong nguyên tử nhiều electron, năng lượng của electron phụ thuộc
vào số lượng tử nào? Hãy tính số electron tối đa trong một phân lớp
và trong một lớp?

5.

Hãy phát biểu các quy tắc và nguyên lí sắp xếp các electron trong
nguyên tử nhiều electron.

6.

Hãy trình bày các số lượng tử chính, phụ, số lượng tử từ và số lượng
tử spin.

7.

Hãy cho biết cấu trúc cùa bảng HTTH các nguyên tố hoa học?

8.

Hãy phân biệt các nguyên tố phân nhóm chính và phân nhóm phụ?

9.

Hãy viết cấu hình electron của các nguyên tử cùa nguyên tố có
z = 24, 29, 32, 35,42, 47, 53, 57 và cho biết vị trí, trạng thái hoa trị
và tính, chất hoa học cơ bản của chúng.

10. Tại sao các nguyên tố thuộc nhóm đồng lại xếp vào mhóm IB, các
nguyên tố thuộc nhóm kẽm lại xếp vào nhóm IIB.
l i . Tại sao do luôn có hoa trị (mức oxi hoa) lẻ, lưu huỳnh luôn có hoa
ứị (mức oxi hóa) chẵn, còn mangan vừa có số oxi hoa lẻ vừa có số
oxi hoa chẵn.
12. Hãy cho biết quy luật chung về sự biến thiên tính chất của các
nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn.
23