Hóa vô cơ BÀI 1 (BUỔI 1) PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ

BÀI 1 (BUỔI 1)
PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT
CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
Bài giảng dành cho dược sĩ chính quy năm 1

ThS Trần Thị Vân Anh



NỘI DUNG
1. Cấu tạo nguyên tử
2. Cấu hình electron
3. Phân loại các nguyên tố
4. Tính chất chung của các nguyên tố nhóm chính (A)
5. Bài tập

2


1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1.1. Nguyên tử: hạt nhỏ nhất cấu tạo nên nguyên tố hóa học

 Nguyên tử: hạt nhân (proton + nơtron) + vỏ electron
• Proton: + 1

• Electron : - 1
• Nơtron: 0

Hình 1: Cấu tạo nguyên tử C
3

1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1.2. Nguyên tố hóa học: mỗi loại nguyên tử có hạt nhân
mang cùng một điện tích dương được gọi là nguyên
tố hóa học
Nhiều nguyên tố là hỗn hợp của các đồng vị

Hình 2. Các đồng vị của nguyên tố hydro

4


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.1. Cấu hình electron nguyên tử
• Cấu hình electron đầy đủ của 1 nguyên tố: cấu hình chỉ
ra tất cả các phân lớp có electron trong nguyên tử của
nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản
• Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn được phân loại và
sắp xếp theo cấu hình electron nguyên tử ở trạng thái
cơ bản

5


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.1. Cấu hình electron nguyên tử
• Nguyên tử ở trạng thái cơ bản có các electron xếp thành
từng lớp có mức năng lượng từ thấp đến cao
- Vd: cấu hình e nguyên tử Ca (Z = 20)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

6


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2. Các số lượng tử và ý nghĩa
 4 số lượng tử
• Số lượng tử chính (n)
• Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)
• Số lượng tử từ (m)
• Số lượng tử spin (ms)

7


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2. Các số lượng tử và ý nghĩa
2.2.1. Số lượng tử chính (n): cho biết số thự tự lớp e

n

1

2

3

4

5

6

7

Ký
K
hiệu
lớp e

L

M

N

O

P

Q

8


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2.2. Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)
• Mỗi lớp e từ n = 2 chia ra nhiều phân lớp e
• Mỗi phân lớp e đặc trưng bằng một giá trị l
• Lớp e thứ n có n phân lớp từ 0  n -1

Vd: n = 2  2 phân lớp: l = 0, l = 1 ( 2s, 2p)
n = 3  3 phân lớp: l = 0, l = 1, l = 2 (3s, 3p, 3d)
• Ý nghĩa: xác định tên và hình dạng của obitan
l
Phân lớp

0
s

1
p

2
d

3
f

9


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2.2. Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)

Hình 3: Phân bố e trên các lớp và phân lớp e
10


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2.3. Số lượng tử từ (m)

• Sự định hướng của đám mây e trong không gian
• Về trị số: m là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0.
• Với một giá trị của l, thì m có (2 l + 1) giá trị
l = 0 (phân lớp s); m có 1 giá trị là 0
l = 1 (phân lớp p); m có 3 giá trị là -1, 0, 1
l = 2 (phân lớp d); m có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2
l = 3 (phân lớp f); m có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
11


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2.3. Số lượng tử từ (m)

Hình 5: Hình dạng các obitan s, p, d, f

12


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.2.4. Số lượng tử spin ms : cho biết chiều quay của e
• Chỉ nhận một trong 2 giá trị: +1/2 () hay -1/2 ()
Bảng: Sự phân bố e vào obitan của một số nguyên tử

13


2. CẤU HÌNH ELECTRON
 Tóm tắt: cấu hình e
Bài tập nhóm: Điền vào dấu ....
1. Có .... lớp e từ .... đến ......

2. Lớp e thứ n chia thành .... phân lớp có giá trị từ l = ..... đến

l = .....
l = 0 (phân lớp ....); l = 1 ( ..... ), l = 2 ( ... ), l = 3 ( ..... )
3. Mỗi phân lớp có số lượng obitan khác nhau
s: ..... obitan ; p: ...... obitan; d: ..... obitan ; f: ..... obitan
4. Mỗi obitan có tối đa ..... e với .........trái dấu
5. Số e tối đa trên mỗi phân lớp là
s:.........e; p:...........e ; d: ..............e ; f:................e
14


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.3. Nguyên tắc sắp xếp e nguyên tử ở trạng thái cơ bản

 Nguyên lý vững bền: e sắp xếp vào phân lớp có mức năng lượng
thấp đến cao
 Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ)
Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị
của bốn số lượng tử n, l, m và s.

 Qui tắc Hund
Các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ được phân bố đều vào
các ô lượng tử sao cho tổng số electron độc thân là cực đại
Vd: O ( Z =8)
15


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.4. Giản đồ năng lượng của các e - Quy tắc Klechkowski

• Trong nguyên tử, năng lượng của các phân lớp electron
tăng dần theo thứ tự sau:
• 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s …

16


2. CẤU HÌNH ELECTRON
 Bài tập: Viết cấu hình e của các nguyên tố sau, sắp xếp
các e này trên obitan
• C (Z = 6)
• Ne (Z = 10)
• Ca (Z = 20)

17


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.5. Các loại cấu hình electron
2.5.1. Cấu hình e đầy đủ: chỉ ra tất cả các phân lớp có e trong
nguyên tử ở trạng thái cơ bản
2.5.2. Cấu hình e rút gọn: chỉ viết các phân lớp obitan có e sau
khí trơ liền trước đó
Vd: Al (Z = 13)
Cấu hình e đầy đủ: [1s2 2s2 2p6 ] 3s2 3p1

Cấu hình e rút gọn: [Ne] 3s2 3p1
18

2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.5.3. Cấu hình e bão hòa phân lớp: cấu hình của phân
lớp chứa số e tối đa s2, p6, d10, f14
Vd: Cu ( Z = 29) [Ar] 3d10 4s1
2.5.4. Cấu hình e nửa bão hòa phân lớp: cấu hình của
phân lớp chứa ½ số e tối đa s1, p3, d5, f7
Vd: Mn ( Z = 25) [Ar] 3d5 4s2

19


2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.5. Các loại cấu hình electron
 Lưu ý:
• Do cấu hình d10 (bão hoà) và d5 (nửa bão hoà) bền, có năng
lượng thấp nên các nguyên tử có cấu hình:
• (n-1)d9 ns2 sẽ chuyển thành cấu hình (n-1)d10 ns1.
• (n-1)d4 ns2 sẽ chuyển thành (n-1)d5 ns1.
Ví dụ:
• Cr ( Z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
• Cu ( Z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
20


3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ
3.1. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
Hình 6. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

21

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ
3.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
• Hỏi:
1. Bảng tuần hoàn là dãy các nguyên tố được sắp xếp
theo yếu tố nào tăng dần ?
2. Các nguyên tố trong cùng 1 hàng gọi là gì? Chúng có
đặc điểm gì chung ?
3. Các nguyên tố trong cùng 1 cột gọi là gì? Chúng có đặc
điểm gì chung ?
4. Ký hiệu I => VIII trên mỗi cột có ý nghĩa gì ?
5. Ký hiệu A, B trên mỗi cột có ý nghĩa gì ?
6. Số 1 đến 7 ở bên trái mỗi hàng có ý nghĩa gì ?

22


3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ
3.3. Phân loại các nguyên tố
3.3.1. Nguyên tố chính (nguyên tố nhóm A)
• Các nguyên tố có vỏ e ngoài cùng đang xây dựng trên
phân lớp s hoặc p
+ Các nguyên tố s: ns12
+ Các nguyên tố p: ns2 np16

Có 8 nhóm nguyên tố chính từ IA đến VIIIA
• Mỗi chu kỳ có tối đa 2 nguyên tố s và 6 nguyên tố p
23

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ
3.3.2. Nguyên tố chuyển tiếp (nguyên tố nhóm B)
• Nguyên tố chuyển tiếp ngoài (nguyên tố d)
(n-1)d110 ns2
• Nguyên tố chuyển tiếp trong (nguyên tố f)
(n-2)f114 (n-1)d0(1) ns2
 Có 10 nguyên tố d cho mỗi chu kỳ, từ chu kỳ 4 đến 7
 Có 14 nguyên tố chuyển tiếp f cho mỗi chu kỳ, gồm chu
kỳ 6 ( dãy lanthanid) và chu kỳ 7 ( dãy actinid )
24


4. TÍNH CHẤT CHUNG
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM CHÍNH
 Biến đổi tính chất trong một chu kỳ
Đi từ trái sang phải:
• Bán kính nguyên tử nhìn chung giảm
• Năng lượng ion hóa thứ nhất và độ âm điện tăng
• Tính kim loại giảm
• Hoạt tính hóa học mạnh nhất là IA và VIIA

25