LÝ THUYẾT BÀI TẬP HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: CẤU

TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN

HOÀN
2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: +
+
ELEC TR O N

1 0 -8 c m = 1 A

0

- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân.
- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích
dương hạt nhân nguyên tử

N H A ÂN
VO Û
•
•

VD: STT của Clo= 17
⇒

Khối lượng electron = 9,109.10-28gam
Điện tích electron =1,6.10-19coulumb (Điện
tích nhỏ nhất, được chọn làm đơn vị điện tích
= 1-)

2.2. Hạt nhân nguyên tử
- Hạt nhân gồm:
⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) =
- Số khối A = Z + N
Z : Số proton ; N : Số nơtron
(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)
Ký hiệu nguyên tử : ZA X
VD : Clo ( 1735 Cl )
* Đồng vị :
Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có :
VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị
37
17 Cl (24,47%)

35
17

Cl (75,53%) và


⇒ Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố Clo là :
Vậy có thể định nghĩa : « Nguyên tố là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt
nhân »

2.3. Lớp vỏ electron
Năm 1913, nhà vật lý Đan Mạch là Niels Bohr đã giải thích được mô hình cấu tạo của
các nguyên tử có lớp vỏ electron tương tự Hyđro (tức là có 1 electron ở lớp vỏ như H,
He+, Li2+…) . Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng
mô hình nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên
quan điểm thuyết cơ học lượng tử.

2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là:
Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức
đó tuân theo hệ thức Đơbrơi:
v: tốc độ chuyển động của hạt
h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10-27erg.s
= 6,626.10-34J.s)

2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg
- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý:
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox
Gọi ∆ x: Sai số về vị trí ( theo hướng x)
∆ vx: Sai số vận tốc theo trục x
h
2π
h
Hay ∆ x ⋅ ∆v x ≥
2πm
+ ∆ x = 0 ⇒ ∆ vx → ∞ :

Ta có: ∆ x ⋅ ∆p x ≥

+ ∆ vx = 0 ⇒ ∆ x→ ∞ :
- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta
không thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó
mà ta hoàn toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất
tìm thấy electron tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. Cho nên theo nguyên
lý bất định của Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của
Borh trở thành vô nghĩa.

2.3.3. Phương trình Schrodinger

- Với mỗi hạt electron có khối lượng me có một hàm sóng Ψ ( x, y, z )
+ Trong đó ψ 2 có một ý nghĩa quan trọng, đó là:
⇒ ψ ( x, y, z ) dxdydz : cho biết
2

- Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn
bằng hàm tọa độ cầu mà gốc là hạt nhân nguyên tử. Khi đó mỗi hàm sóng là tích của hai
ψ ( r ,θ ,φ ) = Rn ,l (r )θ l , ml ( θ) Φml (φ )
phần :
= Rn ,l (r ) ×Yl , ml (θ , φ )
+ R(r) : Phần bán kính
⇒liên quan đến 2 số lượng tử n và l.
+Y( θ , ϕ ): Phần góc
⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và ml
Z

Một hàm sóng ψ tương ứng với một bộ 3 số
lượng tử (ψ n, l , ml ) miêu tả trạng thái của
một electron như thế được gọi là :

M
r

X

Y

Quan hệ giữa tọa độ cầu và tọa độ Đêcac:
x = rsin θ cos ϕ
y = rsin θ sin ϕ
z = rcos θ


2.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r)
y

- Khi ta giữ θ và ϕ không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện
diện của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử
của 2 vị trí đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm)
* Mật độ xác xuất có mặt electron (ψ 2 ) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các
orbitan nguyên tử :

Orbitan s

Orbitan p
2p

3p
r
r

r

2.3.3.2. Phần góc của hàm sóng : Y( θ , ϕ )
- Người ta vẽ đường biểu diễn sự phụ thuộc của phần góc của hàm sóng vào các góc θ và
ϕ khi r không đổi. Ở đây Ở đây r được chọn như thế nào để bề mặt được biểu diễn sẽ

giới hạn một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron.


- Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu
được cũng chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử:
+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên
các orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa
độ.

2s

+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần
lượt nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo
trục y và orbitan pz nằm dọc theo trục z.

+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz 2 và
dx2-y2 thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở
gốc tọa độ trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác của các góc
tạo nên bởi hai trục tọa độ.
VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc
tạo nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx 2-y2 cũng gồm có bốn quả cầu tiếp giáp với
nhau ở gốc tọa độ, nhưng tâm của chúng nằm ngay trên trục x và trục y. Còn orbitan
z2 gồm có hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ, tâm nằm trên trục z và một
vành tròn nằm trong mặt phẳng xy.



Ba orbitan dxy, dxz và dyz :



Orbitan dx2-y2 :



Orbitan dz2 :
z

x

y

dz2

2.3.4. Ý nghĩa các số lượng tử
* Số lượng tử chính n
+
+
+ Những electron có cùng giá trị n lập nên một lớp electron :


n
Lớp

1
K

2
L

3
M

4
N

5
O

6
P

7
Q

* Số lượng tử orbitan l ( Số lượng tử phụ)
+
+
+
n
1
2
3

4

l
0
0

1
0
1
2
0
1
2
3

Dạng orbitan
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f

* Số lượng tử từ ml
+ Có thể nhận các giá trị từ
ml =
⇒Ứng với một trị số của l, ta có (2l +1) trị số của ml
+ Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng các orbitan nguyên tử trong từ trường, do
đó quyết định số orbitan có trong một phân lớp và số hướng vân đạo
n
1
2

3

4

l
0 (s)
0 (s)
1 (p)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)

ml
có 1 đơn vị orbitan
có 4 đơn vị orbitan

0
0
-1, 0, +1
0
-1, 0, +1
có 9 đơn vị orbitan
-2, -1, 0, +1, +2
0
-1, 0, +1
có16 đơn vị orbitan

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

+
+ Ứng với một trị số của l có
+ Ứng với một giá trị của n có
* Số lượng tử spin ms (đơn giản gọi là spin)
+
+


Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử
n,l,ml,ms

2.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Hệ quả:
VD: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n,m,l giống nhau thì phải có số spin khác
nhau:
He :
1s2
Electron thứ nhất: n= , l= , ml= , ms=
Electron thứ hai: n= , l= , ml= , ms=
+ Orbitan nguyên tử không có electron nào chiếm: được gọi là orbitan trống
+ Electron duy nhất chứa trong một orbitan nào đó: được gọi là electron độc thân
+ Cặp electron spin trái dấu của một orbitan nào đó: được gọi là cặp electron ghép đôi
- Mỗi lớp (ứng với một giá trị của ) có orbitan nên

Lớp
1
2
3
4
Số electron tối đa
2
8
18
32
Mỗi phân lớp (ứng với một giá trị của ) có tối đa
trị số m tức là
nguyên tử. Vì thế số electron tối đa có trong mỗi phân lớp là
electron.
-

Phân lớp
Số electron tối đa

s
2

p
6

d
10

orbitan

f
14

* Nguyên lý vững bền
“Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử, các electron sẽ chiếm những mức năng lượng
thấp trước (tức là trạng thái vững bền) trước rồi mới đến những trạng thái năng
lượng cao hơn”
- Trong hệ nhiều electron năng lượng của các AO không những phụ thuộc
chủ yếu vào n mà còn phụ thuộc một ít vào số lượng tử phụ l. Trong nguyên
tử nhiều electron thì năng lượng của các orbitan trong cùng một lớp tăng theo
giá trị l của nó (khác với năng lượng tính theo công thức Bohr là cùng n sẽ
cùng mức năng lượng)
VD: Năng lượng của AO 2s<2p, năng lượng của AO 3s<3p<3d


* Thứ tự năng lượng đó là:
1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14≃5d10<6p6<7s2
Các mức ns, (n-1)d và (n-2)f gần nhau và bao giờ cũng có năng lượng thấp hơn np
- Thứ tự năng lượng dựa vào quy tắc Kleckowski (Kleshkowski)gồm những điểm sau:
+ Khi điện tích hạt nhân tăng các electron sẽ chiếm các mức năng lượng có tổng (n+l)
lớn
dần. Vd:
+ Đối với các phân lớp có tổng n+l bằng nhau thì electron được điền vào phân lớp có
trị số
n nhỏ trước rồi tới phân lớp có n lớn hơn. Vd:
* Quy tắc Hund
“ Trong một phân lớp các electron được sắp xếp sao cho tổng số spin là cực đại” (số
electron
độc thân là tối đa)
VD: C (Z=6) 1s22s22p2

Không xếp theo kiểu:

Chú ý:
+ Khi điền electron vào các orbital ta chấp nhận qui ước như sau: Trình tự điền
electron từ trái sang phải và giá trị
+Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng
hay sắp xếp theo thứ tự n tăng dần là
+Cấu hình electron bền thể hiện ở các:
⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd
VD: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s22s22p63s23p63d44s2
Cấu hình thực tế: 1s22s22p63s23p63d54s1
+Cu (Z=29): 1s22s22p63s23p63d104s1

2.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn
2.4.1. Định luật tuần hoàn
Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học do Mendeleep (D.Mendeleyev) đưa ra năm
1869, ngày nay có thể phát biểu chính xác như sau:
“Tính chất của đơn chất cũng như tính chất và dạng của hợp chất của các nguyên tố
hóa học biến đổi tuần hoàn theo
”
VD:


2.4.2. Hệ thống tuần hoàn
Bảng hệ thống tuần hoàn ngày nay gồm khoảng 110 nguyên tố được sắp xếp theo 7 chu
kỳ và 8 nhóm:
2.4.2.1. Chu kỳ
- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n
( số lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu

kỳ bằng với trị số lượng tử chính n.
VD: Li (Z=3): 1s22s1 Chu kỳ 2
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc
là một khí hiếm.
* Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H
He
1
1s
1s2
Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố
mở đầu chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim
+ Chu kỳ 2 (n=2)
Có cấu hình tim là: [He]
l =0: Phân lớp 2s có 3Li(2s1) và 4Be(2s2)
l=1: Phân lớp 2p từ 5B(2s22p1) đến 10Ne(2s22p6)
+ Chu kỳ 3 (n=3)
Có cấu hình tim là: [Ne]
Hoàn toàn giống chu kỳ 2
11Na
12Mg
13Al…………..…..18Ar
1
2
3s
3s 3s23p1…………….3s23p6
* Chu kỳ lớn (4,5,6,7)
Mỗi chu kỳ lớn được chia làm hàng trong dạng bảng ngắn.
Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp

và phân lớp
Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là
+ Chu kỳ 4 (n=4)
Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền
electron trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10
nguyên tố d))
Ga…………….36Kr
19K
20Ca
21Sc……………….…30Zn 31
1
2
1
2
10
2
10
4s
4s 3d 4s ………………...3d 4s 3d 4s24p1……..3d104s24p6
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất


Trong chu kỳ này có hai ngoại lệ khi điền electron vào phân lớp 3d , 4s là: Cr(4s 13d5) và
Cu(4s13d10) chứ không phải Cr(4s23d4) và Cu(4s23d9)
+ Chu kỳ 5 (n=5)
Giống chu kỳ 4
37Rb
38Sr
39Y………………….48Cd
5s1

5s2 4d15s2………………..4d105s2

49In…………….54Xe
4d105s2 5p1 ……..4d105s25p6

Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ hai
Có 6 ngoại lệ vì mức năng lượng của AO 5s và 4d rất gần nhau làm cho electron dễ nhảy
+ Chu kỳ 6 (n=6) gồm 32 nguyên tố
- Tương tự chu kỳ 5 nhưng có thêm 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ nguyên tố Ce, các
nguyên tố này có tính chất rất giống Lantan nên được xếp ở chung vào một ô với nguyên
tố Lantan. Gọi là các Lantanoit (hay các nguyên tố họ Lantan) xếp phía dưới bảng.
55Cs
56Ba
57La*
72Hf……………80Hg
81Tl………………….86Rn
1
2
1
2
14
2
2
14
10
2
14
6s
6s
5d 6s

4f 5d 6s …….4f 5d 6s 4f 5d106s26p1…........ 4f145d106s26p1
Dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ ba
Họ Lantan:

Ce
59Pr…………………70Yb
1
1
2
4f 5d 6s 4f35d06s2……………..4f145d06s2
58

Lu
4f 5d16s2
71
14

14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n=7)
Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6.
Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó
có các Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và
dãy nguyên tố chuyển tiếp tư (6d)
2.4.2.2. Nhóm
- Là tập hợp các nguyên tố có
bằng nhau (nên có tính chất
giống nhau). Mỗi nhóm chia thành phân nhóm chính và phụ, trừ nhóm VIIIB có 3 phân
nhóm phụ.
+ Phân nhóm chính: Được đánh số từ IA đến VIIIA
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên

tử
thuộc phân lớp
(có 8 phân nhóm chính)
+ Phân nhóm phụ: Được đánh số từ IB đến VIIIB
Gồm các nguyên tố mà electron ứng với mức năng lượng cao nhất trong nguyên
tử
thuộc phân lớp
⇒ Sự biến đổi tuần hoàn tính chất của các nguyên tố là do sự lặp lại tuần hoàn cấu hình
electron giống nhau trong nguyên tử các nguyên tố đó.


2.4.2.3. Điện tích hạt nhân nguyên tử và vị trí của nguyên tố trong hệ thống
tuần hoàn
- Điện tích hạt nhân nguyên tử của bất kỳ nguyên tố nào về trị số bằng số thứ tự của
nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn.
- Các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt
nhân nguyên tử (đồng thời là số thứ tự của nguyên tố). Nó xác định số electron trong lớp
vỏ nguyên tử và chính lớp vỏ này lại quyết định tính chất hóa học của các nguyên tố.
⇒ Tính chất của các nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào điện tích hạt nhân nguyên tử của
nguyên tố đó.

2.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử
2.5.1. Bán kính cộng hóa trị của nguyên tử
* Theo chu kỳ
- Từ trái sang phải bán kính giảm dần vì
- Sự giảm này thể hiện đặc biệt rõ ràng ở các chu kỳ nhỏ.
VD: Chu kỳ II
Nguyên tử
o

Bán kính, A

Li

Be

B

C

N

O

F

1,52

1,13

0,88

0,77

0,7

0,66

0,64

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

A

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

1,6

1,46

1,31

1,25

1,29

1,26

1,25

1,24

1,28

1,33

* Theo nhóm
- Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do
VD: Đối với phân nhóm chính IA
Nguyên tử
o

Bán kính, A

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

1,52

1,86

2,31

2,44

2,62

2,7


- Phân nhóm phụ: Bán kính nguyên tử của nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có
tăng lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có
trường hợp không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng Lantanoid nói
trên gây ra.

VD:
Phân nhóm phụ IVB
Nguyên tử
Ti
Zr
Hf

o

Bán kính ( A )
1,46
1,57
1,57

2.5.2. Năng lượng ion hóa (I)
 Định nghĩa
Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên tử tự do ở
trạng thái
khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)
* Đối với những nguyên tử nhiều electron
X – 1e- →X+: I1 Năng lượng ion hóa thứ nhất
X+ -1e- →X2+: I2 Năng lượng ion hóa thứ hai
X2+ -1e- →X3+: I3 Năng lượng ion hóa thứ ba
Với I1 Biến đổi
+ Theo chu kỳ
Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần. Vì
.

Năng

lượng
ion
hóa
thứ
nhất
(kJ/mol)

Số thứ tự nguyên tử

+ Phân nhóm chính


Từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa giảm vì
+ Phân nhóm phụ
Diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ

2.5.3. Ái lực với electron: (E)
 Định nghĩa
Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào
một
nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm.
VD: H(k) + e = H- + 0,756eV

 Nhận xét
- Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn ( vì
)
- Các nguyên tố Halogen: ns2np5 có ái lực electron lớn nhất (vì
)
2 6
3

- Các nguyên tố có cấu hình: s p hay p có E nhỏ thậm chí âm vì
2.5.4. Độ âm điện ( χ )
 Định nghĩa
Là đại lượng đặc trưng định lượng cho khả năng của một nguyên tử trong
phân tử
hút electron (liên kết) về phía mình khi tạo thành liên kết hóa học. VD:
Trong
phân tử H : Cl thì Clo có độ âm điện lớn hơn nên cặp electron chung lệch về
phía Clo.
⇒ Một phi kim mạnh có độ âm điện lớn (Halogen là lớn nhất)
Một kim loại mạnh có độ âm điện nhỏ (Kim loại kiềm là nhỏ nhất)
 Biến đổi
* Chu kỳ
Độ âm điện tăng khi đi từ trái sang phải vì

Độ
âm
điện

* Phân nhóm chính
Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần vì

2.5.5. Số oxi hóa


* Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào để tạo
ion có cấu hình bền (ns2np6 hay ns2np6nd10)
+ Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương
+ Nếu nguyên tử nhận electron ta có số oxi hóa âm.
⇒Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố bằng số electron hóa trị của nó (tức là

bằng số nhóm), còn số oxi hóa âm bằng số nhóm trừ đi 8.
 Biến đổi
Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải bậc oxi hóa dương cao nhất tăng dần từ +1 (nhóm
I) đến +7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại
giảm dần từ -4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII.

2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim
 Định nghĩa
•

Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường
electron để trở thành ion dương (cation).
⇒Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhường electron, tính kim loại của nguyên tố
đó càng mạnh. VD: Li (1s22s1) có tính kim loại mạnh hơn F (1s22s22p5)
•

Tính phi kim là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhận thêm
electron để trở thành ion âm (anion).
⇒ Nguyên tử của nguyên tố nào càng dễ nhận electron, tính phi kim loại của nguyên
tố đó càng mạnh. VD: Trong ví dụ trên thì F sẽ có tính phi kim mạnh hơn.

 Biến đổi
*Theo chu kỳ
Khi số thứ tự nguyên tố tăng lên thì tính kim loại của nguyên tố giảm dần, tính phi kim
tăng dần . Vì trong một chu kỳ, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân (từ trái sang phải)
thì năng lượng ion hóa, độ âm điện tăng dần đồng thời bán kính nguyên tử giảm dần làm
cho khả năng nhường electron giảm nên tính kim loại giảm, khả năng nhận electron tăng
nên tính phi kim tăng.
* Theo nhóm
Trong một phân nhóm chính từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.

Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân ( từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa, độ
âm điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường
electron tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim
giảm.


CHƯƠNG 3:

LIÊN KẾT HÓA HỌC

3.1. Liên kết ion theo Kossel (Côtxen)
- Là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu ( thường hình thành giữa các kim loại điển
hình với các phi kim điển hình)
+ Giải thích:
Phân tử của hợp chất hóa học được tạo nên nhờ sự chuyển electron hóa trị từ nguyên tử
này sang nguyên tử kia.
 Nguyên tử mất electron biến thành ion dương ( Gọi là cation)
 Nguyên tử thu electron biến thành ion âm (Gọi là anion)
Sau đó các ion mang điện tích ngược dấu đó hút nhau và lại gần nhau, nhưng khi đến rất
gần nhau giữa những ion đó xuất hiện lực đẩy sinh ra bởi tương tác giữa vỏ electron của
các ion. Lực đẩy đó càng tăng lên khi các ion càng gần nhau, đến lúc lực đẩy bằng lực
hút, các ion dừng lại và ở cách nhau một khoảng nhất định, khi đó liên kết ion được hình
thành.
VD: Quá trình hình thành phân tử NaCl
+ Nguyên tử Na (Z=11): [Ne]3s1
+ Nguyên tử Cl ( Z = 17): [Ne]3s23p5
+ Na – 1e- → Na+ (Cation)
+ Cl + 1e- → Cl- (Anion)
Na
Na

1e

-

Cl-

Na+
Cl-

Cl

Sau khi Na mất electron biến thành Na + thì bán kính nhỏ đi còn Cl nhận electron biến
thành Cl- thì bán kính lớn hơn so với ở trạng thái nguyên tử trung hòa.
Hai ion Na+ và Cl- hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, chúng sẽ tiếp xúc nhau một khoảng
cách bằng tổng bán kính của hai ion


- Hạn chế:
Không giải thích được sự tạo thành một số rất lớn phân tử tạo nên bởi nguyên tử của
cùng một nguyên tố như Cl2, H2…hoặc của những nguyên tố gần giống nhau như SO 2,
CO2…
3.2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis (Liuyt)
- Là liên kết bằng cặp electron chung
Giải thích:
Các nguyên tử đưa ra những electron hóa trị của mình tạo thành 1,2 hay 3 cặp electron
chung giữa hai nguyên tử để mỗi nguyên tử đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm
ns2 hay ns2np6.
VD:
Công thức electron Công thức cấu tạo

Cl

+

Cl

Cl Cl

( Cl- Cl )

N

+

N

N

( N N)

Cl

H Cl

H

+

N

( H - Cl)

Nếu thay mỗi cặp electron chung bằng một vạch nối ta có công thức cấu tạo.
- Có hai loại liên kết cộng hóa trị:
* Liên kết cộng hóa trị không cực: Cặp electron chung giữa hai nguyên tạo nên liên
kết thuộc về hai nguyên tử với mức độ như nhau. VD: H2, Cl2 (H-H)
* Liên kết cộng hóa trị có cực: Cặp electron chung lệch về phía nguyên tử của
nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. VD: Trong phân tử HCl thì cặp electron chung
lệch về phía Clo.
⇒Liên kết cộng hóa trị không phân cực và liên kết
ion là hai trường hợp giới hạn của liên kết cộng hóa
trị có cực
- Hạn chế:
Không giải thích được:
 Cấu trúc của các phân tử không tuân theo quy tắc “bát tử” như BeCl 2, BeCl3….


 Góc giữa hai nguyên tử tạo liên kết
 Sự hiện diện của các phân tử có số electron lẻ. VD: BeCl3

 Liên kết phối trí (Liên kết cho - nhận)
- Là liên kết cộng hóa trị nhưng trong đó cặp electron chung do một nguyên tử đóng góp
( thường dùng mũi tên→ để chỉ liên kết cho - nhận)
VD:
H
H

N

+

H
+

H+

H

H

N

(NH4+)

H

H
+

+
H O

+

H+

H

H O H
H

hay

H O H

(H3O+)

H

⇒ Điện tích dương trở thành điện tích chung của cả ion H 3O+ và của cả ion NH4+ chứ
không thuộc nguyên tử Hyđro nào cả

 So sánh hai loại liên kết
Liên kết ion
- Liên kết bằng lực hút tĩnh điện
- Thường liên kết ion hình thành giữa hai
nguyên tử của nguyên có độ âm điện khác
nhau nhiều.
VD: Giữa kim loại điển hình và phi kim
điển hình như NaCl
- Có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao
- Không có hướng

Liên kết cộng hóa trị
- Liên kết bằng cặp electron chung
- Liên kết thường hình thành giữa hai
nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện
giống hoặc khác nhau không nhiều.
VD: H2, HCl
- Có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi

thấp.
- Có hướng

3.3. Phương pháp liên kết hóa trị (VB) (Valence – bond)
Thuyết tĩnh điện của Côtxen cũng như thuyết cặp electron của Liuyt đều chưa giải thích
rõ và đầy đủ về độ bền của liên kết và hình học của phân tử. Hai thuyết gần đúng được sử
dụng rộng rãi để giải thích bản chất của liên kết cộng hóa trị nói riêng hay của liên kết
hóa học nói chung là thuyết liên kết hóa trị ( viết tắt là thuyết VB) và thuyết oribitan phân
tử ( viết tắt là thuyết MO).
3.3.1. Một số luận điểm cơ bản
Thuyết VB xuất phát từ những luận điểm sau:
Luận điểm 1:
Liên kết hình thành là do sự kết đôi của hai electron spin trái dấu. Ở đây sẽ có sự xen phủ
của hai orbitan nguyên tử của hai nguyên tố, mỗi orbitan mang một electron. Vậy khi tạo
thành phân tử các nguyên tử vẫn giữ nguyên kiến trúc electron.


VD: Khi hai nguyên tử Hyđro có chứa electron spin trái dấu tiến gần đến nhau thì chúng
hút nhau làm năng lượng của hệ giảm xuống thì hệ trở thành vững bền. Lúc này liên kết
hóa học xuất hiện do hai electron spin ngược dấu có thể chuyển động gần cả hai hạt nhân,
nói cách khác là hai electron này trở thành chung cho cả hai hạt nhân nguyên tử Hyđro

⇒ Liên kết cộng hóa trị được gọi là liên kết hai electron hai tâm.
Luận điểm 2:
Điều kiện để tạo liên kết hóa học giữa hai nguyên tử là chúng có những electron độc thân
để có thể ghép đôi được.
VD:
Li : 1s22s1
⇒ Vì có 1
C: 1s22s22p2

Sau

2s

2p

khi

electron độc thân nên Li có thể tạo được 1 liên kết
nhận năng lượng thì C ở trạng thái kích thích

2s

2p

C*1s22s12p3
⇒Vì có 4 electron độc thân nên Cacbon có thể tạo được 4 liên kết
2p
2s
2
2
4
O: 1s 2s 2p
⇒ Vì có 2 electron độc thân nên O tạo được 2 liên kết.
Luận điểm 3:
Mức độ xen phủ của các orbitan càng lớn thì liên kết cộng hóa trị càng bền. Mức độ này
phụ thuộc vào các yếu tố sau:
+ Kích thước, hình dạng orbitan (s, p, d, f)
+ Hướng xen phủ theo trục hay song song
+ Kiểu xen phủ

3.3.2. Tính có hướng của liên kết cộng hóa trị.
Mỗi liên kết cộng hóa trị trong phân tử được phân bố theo những phương sao cho sự xen
phủ của các orbitan nguyên tử là lớn nhất.
VD1:


Giải thích phân tử PH3 theo thuyết VB
B1: Viết cấu trúc electron của các nguyên tử
P(Z=15): [Ne]3s23p3
H(Z=1): 1s1
B2: Các orbitan chứa electron độc thân sẽ lần lượt xen phủ với nhau để tạo thành liên
kết
z
Mỗi orbitan p của P sẽ liên kết với một orbitan 1s của H ⇒ Tạo thành
3 liên kết P-H
H
GócHPH = 900 (góc lý thuyết theo VB)

H

Thực tê gócHPH = 930(góc thực nghiệm)
Góc thực nghiệm lớn hơn góc lý thuyết 30, là do sự đẩy nhau của các H
nguyên tử H và của các đôi electron tham gia liên kết.
y

P

VD2: Giải thích cấu trúc phân tử H2S theo thuyết VB
S (Z=16) [Ne]3s23p4
z

H (Z=1) 1s1
Tạo thành hai liên kết S-H

H
H

x

S

y

Theo thuyết VB, nguyên tử H sẽ tiến tới nguyên tố S theo 2 phương của Sx và Sy, để có sự
che phủ cực đại giữa orbitan s của nguyên tử H và orbitan px, py ( chẳng hạn) của nguyên
tử S.
Theo thuyết VB:
Thực tế gócHSH = 900 nhưng thực tế gócHSH = 920
*Ưu - Khuyết điểm của thuyết VB:
Thuyết VB có thể giải thích được góc của liên kết, tuy nhiên so với thực tế thì góc này
còn chưa phù hợp. Thuyết này đã dùng sự đẩy nhau giữa đôi electron liên kết và nguyên
tử liên kết với nguyên tử trung tâm. Tuy nhiên còn nhiều trường hợp thì so với thực tế
còn lệch quá xa. Đối với các phân tử hợp chất của C, Si…thì vấn đề còn khó khăn hơn
nữa.

x


VD: Giải thích cấu trúc phân tử CH4 theo thuyết VB
C (Z= 6) 1s22s22p2

H (Z= 1) 1s1
C*: 1s22s12p3
4 orbitan này sẽ liên kết với 4 orbitan s của H tạo thành 4 liên kết C-H

Theo thuyết VB thì 3 liên kết C-H có gócHCH = 900
Và 1 liên kết C-H do sự xen phủ của orbitan 1s của nguyên tử H với orbitan 2s của
nguyên tử C, nên vị trí của nó không xác định được.
Thực tế gócHCH = 109 028’và 4 liên kết C-H đều giống nhau. Nghĩa là phân tử CH 4 có
cấu trúc không gian của tứ diện đều, C ở tâm còn 4 nguyên tử sẽ ở 4 đỉnh của tứ diện. Để
khắc phục điều này, Pauling đã đưa ra thuyết lai hóa để giải thích cơ cấu phân tử của các
trường hợp đặc biệt này.
3.4. Thuyết lai hóa các orbitan nguyên tử (Sử dụng electron độc thân)
- Theo Pauling, khi tạo thành liên kết, các electron hóa trị của nguyên tử không tham gia
một cách riêng rẻ mà các orbitan của chúng sẽ trộn lẫn nhau hay nói một cách toán học,
chúng sẽ tổ hợp với nhau thành những tổ hợp tốt nhất để tạo thành các liên kết bền hơn.
Sự tổ hợp cho ta những orbitan lai hóa tương đương nhau.
VD:
CH4

C*

H

⇒ Các orbitan không tham gia riêng rẻ như vậy
Mà
C*

Các orbitan lai hóa hoàn toàn giống nhau
 Đặc điểm của các orbitan lai hóa:
+ Hình dạng giống nhau, năng lượng giống nhau

+ Khác nhau về vị trí trong không gian


- Sự lai hóa chỉ xảy ra ở một nguyên tử trong phân tử, đó là nguyên tử trung tâm

 Các kiểu lai hóa
* Lai hóa sp
Có sự tổ hợp của 1 orbitan s với 1 orbitan p tạo thành 2 orbitan lai hóa sp (

)

1800

z

spa

spb

⇒ Dùng để giải thích được cấu trúc của các phân tử sau đây :
CdX2, BeX2, ZnX2, HgX2 với X là Halogen và C2H2
VD : Giải thích cấu trúc phân tử BeCl2
Be (Z=4) : 1s22s2

2p

2s

Be*

 1 orbitan s + 1 orbitan p tạo thành 2 orbitan lai hóa sp. Mỗi orbitan lai hóa mang
1e- độc thân.
Cl (Z = 17) : [Ne]3s23p5
⇒ Hai orbitan lai hóa sp, mỗi orbitan mang 1 electron độc thân che phủ với 2 orbitan p
của 2 nguyên tử Clo ( Mỗi orbitan p mang một electron độc thân) tạo thành hai liên kết:
Be-Cl

Cl

Cl

Be

σ

σ

Clσ Beσ Cl

Phân tử BeCl2 có cấu trúc thẳng, góc liên kết = 1800
* Lai hóa sp2
1 orbitan s tổ hợp với 2 orbitan p tạo thành 3 orbitan lai hóa sp2
z

x

y

1200

Dùng để giải thích được cấu trúc của phân tử: BX3 với X là các Halogen và C2H4


VD: Giải thích cấu trúc phân tử BCl3
2s

2p

B(Z=5): 1s22s22p1
Cl

Cl

B*

Dùng 1 orbitan s tổ hợp với 2 orbitan p tạo thành
3 orbitan lai hóa sp2. Mỗi orbitan mang một
electron độc thân sẽ che phủ với 3 orbitan p của 3
nguyên tử Cl tạo thành 3 liên kết B-Cl

B

B

Cl

Cl

Cl

* Lai hóa sp3
1 orbitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa sp3

⇒ Dùng để giải thích được cấu trúc của các hợp chất MX4 với X là các Halogen
M: C, Si như CH4, SiCl4
VD : Giải thích cấu trúc phân tử CH4 theo thuyết lai hóa
C (Z = 6) 1s22s22p2
2p
2s

1 orbitan s tổ hợp C*
sp3.

với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa

H (Z= 1) 1s1
Mỗi orbitan lai hóa sp3 mang 1 electron độc thân sẽ che phủ với
orbitan 1s của nguyên tử H tạo thành 4 liên kết C-H
Phân tử CH4 có cấu trúc tứ diện đều, góc liên kết là: 109028’

 So sánh thuyết VB và thuyết lai hóa:
Thuyết VB
Thuyết lai hóa
Giống nhau: Sử dụng electron độc thân để tạo thành liên kết
Trước khi tạo thành liên kết các orbitan
Không có sự lai hóa của các orbitan
chứa electron độc thân tiến hành lai hóa
với nhau

Cl

3.5. Các kiểu xen phủ Orbitan nguyên tử

* Liên kết σ
- Hình thành do sự xen phủ của 2 orbitan dọc theo trục liên kết nối 2 tâm nguyên tử.
- Sự xen phủ ở mức độ cao nên liên kết tạo ra khá bền vững.
s

s

s

p

p

p

- Các orbitan lai hóa cũng có khả năng tạo thành liên kết σ

Liên kết π
- Hình thành do sự xen phủ bên của 2 orbitan
- Xảy ra khi có sự xen phủ: p-p, p-d, d-d
- Chỉ xảy ra giữa 2 orbitan thuần khiết ( chưa tham gia lai hóa)
- Có mặt phẳng đối xứng
- Kém bền hơn liên kết σ .

p-p

d-d

p-d

Chú ý: + Liên kết đơn σ
gồm 1 liên kết σ
+ Liên kết
+ Liên kết ba

H H

đôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π

σ
H 2C
π CH2

π
HC
π

gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π

CH

3.8. Vài nét đặc trưng của liên kết
3.8.1. Độ dài liên kết và góc hóa trị
0
* Độ dài liên kết (đơn vị A )
- Là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử trong liên kết

- Trong những hợp chất khác nhau, độ dài của cùng một liên kết thường biến đổi không
đáng kể
0
0
VD: O-H (H2O)= 0,96 A
O-H (CH3OH) = 0,96 A
- Độ dài liên kết giữa hai nguyên tử giảm xuống khi độ bội của liên kết tăng lên
VD:
H2C CH2
HC CH
Độ dài liên kết C-C
H3C-CH3
0

1,54

A

1,34

1,2

* Góc hóa trị
Là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tưởng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với
hai hạt nhân nguyên tử
liên kết.
O
VD

:
H

104,50

H

3.8.2. Năng lượng liên kết (đơn vị KCal/mol hay KJ/mol)
a/ Khái niệm
- Là năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ (làm đứt liên kết)
b/ Cách tính
+ Phân tử A2:
Li2

Li + Li ∆ H = +25 Kcal/mol

Br2

Br + Br ∆ H = +192 Kcal/mol

+ Phân tử AB:
H

H

Cl

∆ H = +103 Kcal/mol
+ Cl

+ Phân tử ABn: * Ta có giá trị năng lượng trung bình
* Có 2 cách tính:
Cách 1: Năng lượng liên kết trung bình =
VD:

1
⋅ ∑ Năng lượng của các liên kết
n

H3 C

H = +102 Kcal/mol
H ∆

H2 C

H = +87 Kcal/mol
H ∆

HC

H ∆ H = +125 Kcal/mol

C

H

∆ H = +81 Kcal/mol

⇒ Năng lượng liên kết trung bình C-H: