Đề cương bài giảng hóa học đại cương

Lời nói đầu
Giáo trình Hoá học Đại cương do tập thể cán bộ giảng dạy thuộc bộ môn
Hoá học - khoa Khoa học Cơ bản - trường Đại học Sư phạm Kỹ thuật Hưng Yên
biên soạn theo chương trình Hoá học Đại cương dùng cho sinh viên khối đại học
năm thứ nhất của Nhà trường.
Giáo trình gồm hai phần với 9 chương:
- Phần một Cấu tạo chất gồm các chương I, II và III cung cấp các kiến thức cơ
bản về cấu tạo nguyên tử, cấu tạo phân tử, liên kết hoá học, hệ thống tuần
hoàn các nguyên tố hoá học và trạng thái tập hợp của vật chất.
- Phần hai Cơ sở lí thuyết các quá trình hoá học gồm các chương IV, V, VI,
VII, VIII và IX cung cấp các kiến thức về nhiệt hoá học, chiều hướng và giới
hạn tự diễn biến của các quá trình hoá học, động hoá học, cân bằng hoá học,
dung dịch và các quá trình điện hoá.
Sau phần lí thuyết ở cuối mỗi chương có các câu hỏi và bài tập giúp người
học có thể luyện tập và hiểu thấu đáo hơn về các nội dung mà lí thuyết đã đề cập.
Trong cuốn giáo trình này chúng tôi đã cố gắng trình bày và giải thích những
vấn đề cơ bản của Hoá học Đại cương một cách đơn giản, hiệu quả, dễ hiểu và phù
hợp với mức độ yêu cầu cho các sinh viên đang theo học các ngành kĩ thuật trong
trường.
Giáo trình này được biên soạn lần đầu nên không thể tránh khỏi những thiếu
sót, chúng tôi rất mong nhận được các ý kiến đóng góp của các bạn đồng nghiệp,
các em sinh viên cả về nội dung cũng như cách trình bày. Các tác giả xin trân thành
cảm ơn PGS.TS Ngô Sỹ Lương (Chủ nhiệm bộ môn Hoá vô cơ) trường Đại học
Khoa học Tự nhiên - Đại học Quốc gia Hà Nội đã đọc, nhận xét và đóng góp nhiều
ý kiến quí báu cho bản thảo.
Chúng tôi cũng xin bày tỏ lòng biết ơn đối với ban Giám hiệu, phòng Quản
lý Khoa học & Đối ngoại và ban Chủ nhiệm khoa Khoa học Cơ bản - trường Đại
học Sư phạm Kỹ thuật Hưng Yên đã tạo mọi điều kiện thuận lợi cho chúng tôi hoàn
thành cuốn giáo trình này.
Các tác giả

2


Giới thiệu khái quát về môn hóa học
Hóa học là một bộ phận của Khoa học tự nhiên nghiên cứu dạng vận động
hóa học của vật chất. Dạng vận động hóa học của vật chất liên quan với sự hình
thành và phá vỡ các mối liên kết giữa các nguyên tử, thực chất đó là sự phân bố lại
electron hóa trị giữa các nguyên tử đồng thời với sự sắp xếp lại các nguyên tử trong
không gian. Quá trình đó dẫn đến sự biến đổi chất này thành chất khác kèm theo sự
giải phóng hoặc hấp thụ năng lượng, những quá trình như vậy được gọi là quá trình
hóa học. Trong các quá trình hóa học, bản chất của nguyên tử (đặc trưng bằng số
điện tích hạt nhân Z) không bị biến đổi.
Như vậy có thể xác định đối tượng của hóa học: hóa học là môn khoa học
nghiên cứu sự phụ thuộc của tính chất các chất vào thành phần và cấu tạo của
chúng và những quá trình liên quan đến sự biến đổi các chất.
Các quan niệm và khái niệm cơ bản của hóa học được áp dụng để tìm hiểu và
xây dựng quan điểm lý thuyết cho nhiều ngành khoa học khác như: Vật lý học,
sinh vật học, địa chất học... và các lĩnh vực kỹ thuật khác nhau. Các phương pháp
nghiên cứu hóa học được sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành khoa học và kỹ thuật.
Bản thân Hóa học cũng áp dụng nhiều thành tựu của các ngành khoa học
khác như: Toán học, Vật lý.
Ngày nay những thành tựu của Hóa học có ảnh hưởng mạnh mẽ đến mọi lĩnh
vực hoạt động của con người.
- Trong sinh hoạt có các chế phẩm hóa học như dầu gội, sữa tắm, sữa,
- Trong kỹ thuật có vật liệu nanô, vật liệu composit...
- Trong nông nghiệp có phân bón, thuốc trừ sâu...
- Về năng lượng: đóng vai trò quan trọng trong việc nghiên cứu, tìm kiếm
các nguồn năng lượng mới như ngăng lượng hạt nhân, năng lương mặt trời
- Bảo vệ môi trường: xử lý nước thải, rác thải, khí thải

3


Phần I: Cấu tạo chất
Chương 1: Cấu tạo nguyên tử và hệ thống tuần hoàn
các nguyên tố hoá học
1.1. Thành phần nguyên tử
Các nhà triết học cổ Hy Lạp đã giả thiết nguyên tử tồn tại như những hạt vô
cùng nhỏ bé không thể nhìn thấy và không thể phân chia nhỏ. Ngày nay, dựa vào
thuyết lượng tử và các tiến bộ khoa học kỹ thuật, người ta đã có một bức tranh khá
hoàn thiện về cấu tạo nguyên tử. Nguyên tử đặc trưng cho một nguyên tố hoá học
với một giá trị điện tích hạt nhân Z xác định. Như vậy:
- Đơn chất là do các nguyên tử của cùng một nguyên tố hợp thành như O2,
H2.v.v..
- Hợp chất do nhiều nguyên tử của các nguyên tố tạo lên như H2O, C2H4,
C2H5OH.v.v..
- Sự kết hợp các nguyên tử khác nhau dẫn tới sự hình thành phân tử dạng
XnYp.
1.1.1. Hệ thống khối lượng nguyên tử.
a) Số Avogadro (N)
Là số nguyên tử cacbon 12 chứa trong 0,012kg 12C.
N = 6,023.1023
Khi chia N/mol ta được hằng số Avogadro kí hiệu là N A.
b) Khái niệm về mol
Mol là lượng chất chứa bởi 6,023.1023 hạt vi mô (nguyên tử, phân tử,
ion.v.v..).
c) Khối lượng mol nguyên tử, khối lượng mol phân tử
- Khối lượng mol nguyên tử
Được xác định bằng tỉ số của khối lượng nguyên tử tính ra gam chia cho
lượng chất tính theo mol. Đơn vị là g/mol

Ví dụ: Khối lượng mol nguyên tử của cacbon là: 12,0011g/mol
- Khối lượng mol phân tử
Được xác định bằng tỉ số của khối lượng phân tử tính ra gam chia cho lượng
chất tính theo mol. Đơn vị là g/mol
Ví dụ: Khối lượng mol phân tử của H2O là: 18,0158 g/mol
d) Đương lượng, đương lượng gam, cách tính đương lượng
Trong các phản ứng hoá học, các nguyên tố phản ứng với nhau (kết hợp hoặc
thay thế) theo những quan hệ khối lượng hoàn toàn xác định. Ví dụ trong các phản
ứng:
Hydro (1,00g) + Clo (35,5g) Hydro clorua (36,5g)
4


Natri (23g) + Clo (35,5g) Natri clorua (58,5g)
Natri (23g) + Oxi (8g)
Natri oxit (31g)
Hydro (1g) + oxi (8g)
Nước (9g)
Natri (23g) + Nước (18g) Natri hydroxit (40g) + Hydro (1g)
Như vậy các khối lượng 1g hydro, 35,5g clo, 23g natri, 8g oxi v.v.. là tương
đương với nhau trong các phản ứng hoá học.
Có thể nhận thấy rằng các quan hệ này không phụ thuộc vào đơn vị khối
lượng được dùng, dù đó là đvC, gam, kg, tấn, v.v... Vì vậy tổng quát hơn có thể nói
rằng trong các phản ứng hoá học 1 phần khối lượng hydro tương đương với 35,5
phần khối lượng clo, 23 phần khối lượng natri, 8 phần khối lượng oxi .v.v..
Từ đó người ta đưa ra một đại lượng gọi là đương lượng và được định nghĩa
như sau:
"Đương lượng của một nguyên tố là số phần khối lượng của nguyên tố đó kết
hợp hoặc thay thế một phần khối lượng của hydro trong các phản ứng hoá học"
Từ định nghĩa ta thấy rằng đương lượng là đại lượng không có thứ nguyên.

Tuy nhiên, trong thực tế người ta vẫn hiểu ngầm đơn vị của đương lượng là đvC. Kí
hiệu đương lượng là Đ.
- Hệ quả
Nếu so sánh đương lượng của một nguyên tố (Đ) với khối lượng nguyên tử
(A) của nó, chúng ta có: Đ =

A
n

(1.1)

n là hoá trị của nguyên tố
Như vậy một nguyên tố đa hoá trị sẽ có các giá trị đương lượng khác nhau.
Ví dụ trong FeO thì ĐFe=56/2 =28; trong Fe2O3 thì ĐFe= 56/3 = 18,67.
- Đương lượng của các hợp chất
Khái niệm đương lượng cũng được áp dụng cho các hợp chất:
Đương lượng của một hợp chất là số phần khối lượng của hợp chất đó phản
ứng không thừa không thiếu với một đương lượng của hợp chất khác.
+ Đương lượng của một oxit kim loại bằng khối lượng phân tử của oxit đó
chia cho tổng hoá trị của kim loại trong oxit đó.
Ví dụ: Đương lượng của Al2O3 là: Đ =

102
17
3.2

+ Đương lượng của muối bằng khối lượng phân tử của muối chia cho tổng
hoá trị của các nguyên tử kim loại trong phân tử.
Ví dụ: Đương lượng của Al2(SO4)3 là: Đ =

342
57
3.2

+ Đương lượng của một axit bằng khối lượng phân tử của axit chia cho số
nguyên tử H được thay thế trong phân tử axit đó.
Ví dụ: Đương lượng của H2SO4 khi thay thế 1 nguyên tử H là:
5


Đ=

98
98
1

+ Đương lượng của một bazơ bằng khối lượng phân tử của bazơ chia cho hoá
trị của các nguyên tử kim loại trong phân tử.
Ví dụ: Đương lượng của NaOH H là: Đ =

40
40
1

1.1.2. Cấu tạo nguyên tử
1.1.2.1. Khái niệm về nguyên tử, phân tử
Nguyên tử là hạt nhỏ nhất của nguyên tố hóa học không thể chia nhỏ hơn
được nữa về mặt hóa học.
Phân tử là hạt nhỏ nhất của một chất có tất cả tính chất hóa học của chất đó.
1.1.2.2. Thành phần cấu trúc của nguyên tử

Về mặt Vật lý, nguyên tử không phải là hạt nhỏ nhất không thể phân chia
nhỏ hơn được nữa mà là một hạt có cấu tạo phức tạp. Nguyên tử có cấu tạo từ một
hạt nhân mang điện tích dương bao gồm các hạt proton, nơtron và lớp vỏ gồm các
electron mang điện tích âm chuyển động xung quanh hạt nhân. Các điện tích này
bù trừ nhau nên nguyên tử không mang điện.
- Electron (còn gọi là điện tử kí hiệu là e) do nhà vật lý người Anh J.J
Thomson tìm ra năm 1897. Electron có khối lượng rất bé so với khối lượng của
nguyên tử bằng 1/1837 đ.v.c và bằng 9,11.10-28g. Nó mang điện tích âm là 1,6021.10-19 culông (-e0).
- Hạt nhân nguyên tử do các hạt proton (p) và nơtron (n) cấu tạo nên.
+ Proton do Rutherford khám phá ra năm 1911 khi dùng tia ( 24 He ) bắn phá
hạt nhân nguyên tử N (theo phản ứng 24 He 147 N 178 O 11H ). Proton mang điện tích
dương là 1,6021.10-19 culông (e0), có khối lượng là 1,00728 đvc hay 1,672.10-24g
+ Nơtron được Chadwick tìm ra khi dùng tia bắn phá hạt nhân nguyên tử
4
9
12
1
Be (theo phản ứng 2 He 4 Be 6 O 0 n ). Nơtron không mang điện, có khối lượng

là 1,00867 đ.v.c hay 1,675.10-24g
Trong hạt nhân các hạt p và n liên kết với nhau bằng một loại lực đặc biệt gọi
là lực hạt nhân
Khi nguyên tử ở trạng thái cơ bản nó trung hoà về điện, nên E = P = Z
(Z là điện tích hạt nhân) và người ta gọi A = N + P là số khối còn
S=N+
P + E là tổng số hạt trong nguyên tử.
- Hạt nhân nguyên tử có đường kính cỡ 10-13 10-12 cm trong khi kích thước
nguyên tử vào khoảng 10-8 nên giữa hạt nhân nguyên tử và lớp vỏ có một khoảng
trống rất lớn.

6


- Do khối lượng electron rất nhỏ nên có thể xem khối lượng nguyên tử tập
trung ở hạt nhân nguyên tử, mỗi cm3 hạt nhân nguyên tử có khối lượng khoảng 130
triệu tấn.

N
1,524
P
Ví dụ 1: Tính số E, N, P trong nguyên tử S (Z = 16 và A = 32) và nguyên tử
Na (có Z = 11 và S = 23)
Giải:
+ Với S có:
Z = E = P = 16
Mà:
A = N + P = 32
N = 16
+ Với Na có: Z = E = P = 11
Mà:
A = N + P = 23
N = 12
Ví dụ 2: Cho nguyên tố X có S = 58 và A < 40.
Hãy xác định thành phần các loại hạt của X.
Giải : Ta có: S = 2P + N = 58 N = S - 2P
- Với các nguyên tố có Z = 1 82 ta có: 1

mà 1 N 1,524 1 S 2 P 1,524
P

P

S
S
P
3,524
3

Vậy ta có: 16,45 P 19,33
P

17

18

19

N

24

22

20

A
41
40
39
Vậy chỉ có trường hợp thứ 3 là thoả mãn A < 40 và nguyên tố đó là K.

1.1.3. Mô hình nguyên tử Bohr
Trong những năm 1906 - 1911 khi tiến hành thí nghiệm bắn tia qua lá kim
loại mỏng, Rutherford đã phát hiện ra rằng trong nguyên tử có hạt nhân mang điện
tích dương và ông đã đưa ra mô hình nguyên tử có hạt nhân. Nó có thể hình dung
như một thái dương hệ nhỏ bé với những electron chuyển động xung quanh hạt
nhân như những hành tinh quay xung quanh mặt trời. Tuy nhiên, mẫu nguyên tử
Rutherford có hai nhược điểm lớn là nguyên tử theo kiểu này không bền vững và
không giải thích được cấu tạo quang phổ vạch. Bế tắc trên đã được bổ sung bởi
Niels Bohr với mô hình nguyên tử mang tên ông.
1.1.3.1. Lượng tử năng lượng
Trước đây người ta coi quá trình phát xạ và hấp thụ năng lượng, năng lượng
có tính chất liên tục. Đến năm 1900M Planck - nhà vật lý học Đức đã đưa ra giả
thuyết: "Năng lượng bức xạ được giải phóng hoặc hấp thụ dưới dạng những lượng
gián đoạn gọi là các lượng tử năng lượng".
7


Với tia đơn sắc có tần số và bước sóng thì lượng tử năng lượng có trị số
bằng: E = h = hc với h là hằng số Planck, h = 6,6256.10-34 JS

1.1.3.2. Mô hình nguyên tử Bohr
Khi áp dụng quan niệm lượng tử năng lượng để xem xét cấu tạo quang phổ
vạch của nguyên tử hydro, nhà bác học Đan Mạch N.Bohr đã đề xuất mô hình
nguyên tử mang tên ông với những nội dung chính như sau:
- Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo xác
định có bán kính xác định. Khi quay trên các quỹ đạo đó năng lượng của electron
được bảo toàn.
- Mỗi quỹ đạo ứng với 1 mức năng lượng của electron. Quỹ đạo gần hạt nhân
nhất ứng với mức năng lượng thấp nhất. Quỹ đạo càng xa hạt nhân nguyên tử ứng
với mức năng lượng càng cao.

Bohr cũng đã tính được năng lượng của điện tử trong nguyên tử H khi nó
quay trên những quỹ đạo khác nhau.

En

me 4
8 02 h 2 n 2

(1.5)

0 = 8,854.10-12 C2/j.m, là hằng số điện môi của chân không
e: trị tuyệt đối của điện tích electron
m: khối lượng electron
n: một số nguyên dương (n = 1,2,3...)
Khi n càng lớn thì mức năng lượng En của các electron càng cao và các mức
càng sít vào nhau.
- Khi electron chuyển từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác sẽ xảy ra sự hấp thụ
hoặc giải phóng năng lượng, electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ đạo
gần nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo chiều
ngược lại.
Lượng tử năng lượng của bức xạ được giải phóng hoặc hấp thụ bằng hiệu
giữa hai mức năng lượng có tần số và bước sóng được xác định bằng công thức:

h h

c



E n E n ' (khi electron chuyển từ mức n đến mức n')

Với En và En' được tính theo (1.5).
1.1.3.3. Kết quả và hạn chế của thuyết Bohr
a) Kết quả
- Cho phép giải thích được quang phổ, cấu tạo quang phổ vạch của nguyên tử
H và những nguyên tử giống H.
- Cho phép tính được bán kính nguyên tử H ở trạng thái cơ bản
8


a = 0,529.10-10 m = 0,529A0 (a được gọi là bán kính nguyên tử Bohr)
b) Hạn chế
- Không giải thích được cấu tạo của quang phổ của các nguyên tử phức tạp
- Không giải thích được sự tách các vạch quang phổ dưới tác dụng của điện
trường và từ trường.
1.2. Tính chất sóng của các hạt vi mô
Khi áp dụng các định luật của cơ học cổ điển cho hệ vật lý vi mô thì kết quả
người ta thu được là sự bế tắc. Vì vậy, các nhà khoa học phải xây dựng một ngành
khoa học khác để đáp ứng với những thuộc tính mới của hệ hạt vi mô. Cơ học
lượng tử ra đời từ đó.
1.2.1. Lưỡng tính sóng - hạt của ánh sáng
Cuối thế kỷ 19, vật lý học đã thu được nhiều bằng chứng thực nghiệm chứng
tỏ ánh sáng có tính chất sóng và những thập kỷ đầu của thế kỷ 20 người ta lại
khẳng định được ánh sáng có tính chất hạt.
Thông qua hiệu ứng quang điện người ta chứng minh được ánh sáng có tính
chất hạt E = mc2
Mặt khác bản chất sóng của ánh sáng được thể hiện trong các hiện tượng
nhiễu xạ và giao thoa: E hc

Sự thống nhất tính chất sóng và hạt của ánh sáng dẫn đến hệ thức Einstein:

E = mc2
Vậy ta có:

hc

h
mc

(1.6)

Với các hạt vi mô có khối lượng m chuyển động với vận tốc v thì:
E

mc 2



h
(1.7)
mv
Hệ thức này được gọi là hệ thức De Broglie
Ví dụ:
Tính bước sóng cho các trường hợp:
+ một electron chuyển động với vận tốc v = 6,6 m/s
+ một xe máy có khối lượng 60kg chuyển động với vận tốc v = 90 Km/h
Giải:
+ với một electron có:

h
6,6256.10 34


0,0011m 0.11cm
mv 9,1.10 31.6,6
+ một xe máy có: v = 90000/3600 = 25m/s
9


h
6,6256 x10 34


4,41x10 37 m
mv
25 x 60
xe máy có giá trị rất nhỏ không có máy móc nào có thể đo được
Như vậy,hệ thức De Broglie chỉ nghiệm đúng với các hạt vi mô mà không
nghiệm đúng với các hạt vĩ mô. Thực ra, trong hệ thức De Broglie bước sóng
nghiệm dúng cho mọi vật thể, nhưng đối vật thể vĩ mô như xe máy, viên đạn.v.v..do
khối lượng khá lớn so với hằng số Planck nên bước sóng thu được theo hệ thức
trên quá nhỏ vì vậy bản chất sóng của vật thể không có ý nghĩa.
1.2.2. Nguyên lý bất định Heisenberg
Từ tính chất sóng hạt trong chuyển động của các hạt vi mô, năm 1927 nhà
vật lý Đức W.Heisenberg đã chứng minh được nguyên lý bất định:
"Về nguyên tắc không thể xác định được hoàn toàn chính xác cả toạ độ và
vận tốc của các hạt, do đó không thể vẽ hoàn toàn chính xác quỹ đạo chuyển động
của hạt".
Từ đó có thể chứng minh ra hệ thức bất định:

x.v x

h
m

(1.8)

Trong đó: x là sai số của phép đo toạ độ theo phương x
vx là sai số của phép đo thành phần vận tốc của hạt theo phương x
m là khối lượng của hạt
h là hằng số Planck
Như vậy, nếu phép đo toạ độ càng chính xác, thì phép đo vận tốc càng kém
chính xác và ngược lại.
Do toạ độ và vận tốckhông đồng thời xác định nên ta không thể nói đến khái
niệm quĩ đạo của các hạt vi mô như trong lý thuyết Bohr thường đề cập. Trong lý
thuyết hiện đại về nguyên tử ta chỉ có thể nói đến sự phân bố mật độ có mặt của
electron trong nguyên tử.
Thông qua hệ thức của De Broglie và hệ thức bất định Heisenberg người ta
nhận thấy rằng sự chuyển động của các hạt vi mô hoàn toàn tuân theo những định
luật khác hẳn so với những định luật cơ học Newton. Từ đó lý thuyết mới phải được
hình thành - Cơ học lượng tử. Lý thuyết này cũng được xây dựng trên cơ sở một hệ
tiên đề. Các kết quả suy ra từ hệ tiên đề này sẽ khẳng định tính đúng đắn của lý
thuyết.
Trong khuôn khổ tài liệu này chúng tôi chỉ đề cập đến những khái niệm cơ
sở của loại cơ học này dưới dạng mô tả là chủ yếu.
1.3. Đại cương về Cơ học Lượng tử.
10

1.3.1. Hàm sóng
Vì chuyển động của hạt vi mô cũng có tính chất sóng nên để mô tả chuyển
động của chúng người ta cũng dùng phương pháp tương tự như phương pháp vật lý
học của quá trình truyền sóng và thừa nhận tiên đề sau:
Trạng thái chuyển động của hạt hay hệ hạt vi mô (ví dụ electron trong
nguyên tử) được mô tả bằng một hàm số (x, y, z, t) được gọi là hàm sóng.
Đại lượng bình phương mô đun của hàm sóng [(x,y,z,t)]2 cho biết mật độ
xác suất tìm thấy hạt tại thời điểm t trong không gian.
Nếu trạng thái của hạt không phụ thuộc thời gian (được gọi là trạng thái dừng)
thì hàm sóng không phụ thuộc thời gian t. Khi đó [(q)]2 biểu thị mật độ xác suất
tìm thấy hạt tại điểm có toạ độ q, chỉ phụ thuộc vào toạ độ.
Giả sử hạt vi mô chuyển động trong không gian dV = dxdydz thì xác suất
tìm thấy hạt trong toàn bộ không gian dV sẽ là:


[ (q)]dv 1

(1.9)



Đây được gọi là điều kiện chuẩn hóa của hàm sóng. Hàm sóng thoả mãn
điều kiện này gọi là hàm chuẩn hoá.
1.3.2. Phương trình Schrodinger
Những qui luật chuyển động của các vi hạt trong cơ học lượng tử được biểu
diễn thông qua phương trình Schrodinger (phương trình sóng Schrodinger ở trạng
thái dừng) do nhà vật lý người áo đề ra năm 1926.
H = E
Với

H
2

h2
8 m
2

(1.10)

2 U là toán tử Hamilton

2 2 2 là toán tử Laplace


x 2 y 2 z 2

U: thế năng của hạt
E: năng lượng toàn phần của hạt
Thay giá trị trên vào phương trình (1.6) và biến đổi ta được phương trình:
2

8 2 m
( E U ) 0
h2

(1.11)

Phương trình Schrodinger được xem như một nguyên lý cơ bản của cơ học
lượng tử.
1.4. áp dụng cơ học lượng tử cho nguyên tử có một electron

(nguyên tử dạng hiđro như he+, Li2+)
1.4.1. Phương trình Schrodinger
11


Xét trường hợp điện tử chuyển động trong 1 trường đối xứng cầu quanh hạt
nhân nguyên tử được gọi là trường xuyên tâm. Tức là vị trí của điện tử được xác
định trong hệ toạ độ cầu.
z
Do tính đối xứng tâm của trường thế,
người ta thay hệ toạ độ Descartes bởi hệ toạ độ
r
cầu (r, , ). Quan hệ giữa 2 hệ toạ độ như sau:

x = r sin cos
y = r sin sin

z = r cos
y
x
Với 0 r
Hình 1.1:Hệ toạ độ cầu
0
02
Đối với hệ 1 hạt, phương trình Schrodinger có dạng:
8 2 m
( E U ) 0
h2
Trong đó toán tử Laplace đối với hệ toạ độ cầu là:
1 2

1
2 2 .
(r
) 2
r
r .r
r
1

1
2

.
(sin
)
.
sin .

sin 2 2 2
2

2

Đối với bài toán H thì U ke , từ đó phương trình Schrodinger có dạng:
r

8 m
ke
(1.12)
(E

) 0
2
h
r
Giải phương trình (1.12) ta thu được biểu thức tính năng lượng của electron
như sau:
2 2 k 2 me 4
13,6
(1.13)
En
2 (eV )
2 2
n h
n
k là hệ số tỉ lệ.
2

2

2

2

Với những ion giống H thì U kZe , một cách tương tự ta có:
r

En

2

13,6 Z
(eV )
n2

(1.14)

với Z là điện tích hạt nhân của ion giống H
Như vậy năng lượng của electron chỉ phụ thuộc vào số lượng tử chính n, khi
n càng lớn electron có năng lượng càng cao và hiệu giữa 2 mức năng lượng liên tiếp
càng nhỏ, tức là các mức năng lượng càng xít lại gần nhau.
12


Hình 1.2: Các mức năng lượng của nguyên tử Hidro
Từ biểu thức tính năng lượng ta thấy: năng lượng không phải là liên tục mà
gián đoạn.
n = 1 ứng với mức E ở lớp K, là trạng thái cơ bản
n > 1 ứng với mức năng lượng ở trạng thái kích thích
Từ biểu thức tính năng lượng người ta xác định được bước sóng quang phổ
phát xạ của nguyên tử H
E = Ecao - Ethấp
E =

2 2 mZ 2 e 4 2 2 2 mZ 2 e 4 2
k
k +
n 2t h 2
n c2 h 2

2 2 mZ 2 e 4 2 1

1
1
k ( 2 2 ) = h.c
E =
2

nt nc
h
1


=

Ecao
fát xạ

hấp thụ
Ethấp

1
1
1
2 2 mZ 2 e 4 2 1
k ( 2 2 ) = RH( 2 2 )
2
nt nc
nt nc
h .h.c

RH =109.737,35 cm-1 ( hằng số Rydberg)

1.4.2. Hàm sóng
Hàm sóng mô tả trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử có
dạng:
n,l,ml (x, y, z) = Rn,l(r).Yl,ml (,)
Với Rn,l(r) - phần xuyên tâm (hay hàm bán kính) phụ thuộc vào các số lượng
tử n, l
Yl,ml (,) - hàm góc, nó phụ thuộc vào các số lượng tử l và ml
Có thể nói trạng thái chuyển động trong không gian của vi hạt nói chung và
của electron nói riêng được đặc trưng bằng 3 số lượng tử n, l, ml.
13


a) Số lượng tử chính (n)
Nhận các giá trị nguyên dương n =1,2,3... trùng với số thứ tự của lớp electron
trong nguyên tử .
+ ý nghĩa:
Số lượng tử chính đặc trưng cho mức năng lượng của các orbital .

13,6
eV
n2
Như vậy n càng lớn thì En càng lớn (xem mẫu nguyên tử Bohr)
n
1
2
3
4
5
6
En

Đối với nguyên tử H:

En



13,6
12



13,6
22



13,6
32



13,6
13,6

42
52

13,6
62

Bình thường electron ở trạng thái ứng với mức năng lượng thấp nhất E1 khi
đó nguyên tử ở trạng thái cơ bản, khi cung cấp năng lượng cho electron (bằng
cách chiếu sáng, nung nóng) thì electron nhận thêm năng lượng và chuyển lên
mức cao hơn En, nguyên tử chuyển sang trạng thái kích thích. Tuy nhiên, trạng
thái đó rất kém bền, chỉ tồn tại trong một thời gian ngắn sau đó electron lại
chuyển về trạng thái cơ bản, đồng thời giải phóng năng lương E dưới dạng bức
xạ điện tử.
b) Số lượng tử phụ (l)
Có các giá trị phụ thuộc n, cụ thể: l = 1, 2, 3,.., n-1
+ ý nghĩa:
Số lượng tử phụ đặc trưng cho hình dạng orbital và momen động lượng của
orbital nguyên tử. Nghĩa là mỗi giá trị l, orbital có hình dạng xác định và momen
động lượng orbital xác định. Công thức tính là:


M

l


M

0
0

1
h

2

h
2

l(l 1)

2
2

h
2

3
6

h
12
2

4
h
2

20

Những electron có cùng một mức năng lương En có thể có n giá trị khác nhau


của M . Người ta thường kí hiệu trạng thái electron ứng với các giá trị số khác

nhau của l như sau:
l
0
Orbital
s

1
p

2
d

3
f

c) Số lượng tử từ (ml)

14

4
g


Tương ứng với các giá trị của l xác định sẽ có (2l+1) giá trị nguyên của ml
(ml nhận các giá trị : 0; 1; 2; 3; ...; l
+ ý nghĩa
Số lượng tử từ đặc trưng cho sự định hướng của orbital trong không gian. Nói
cách khác, nó xác định những giá trị có thể của hình chiếu momen động lượng của
electron lên hướng của điện trường hay từ trường (hướng z).

h
(1.15)
.ml
2
Số giá trị ml là số orbital có năng lượng như nhau nhưng định hướng khác
nhau trong không gian.
Ví dụ ta xét trường hợp l = 2 khi đó ml có 5 giá trị là: -2, -1, 0, 1, 2 và được
biểu diễn trên hình.
Mz

Hình 1.3: Hình chiếu momen động lượng Mz ứng với l = 2
d) Orbital nguyên tử
Là một hàm sóng mô tả trạng thái chuyển động của một electron trong
không gian xung quanh hạt nhân nguyên tử ký hiệu là AO (viết tắt của thuật ngữ
tiếng anh atomic orbitals).
Bảng 1.1: Mối quan hệ giữa các số lượng tử và hàm sóng
n

l

1
2

3

Hàm sóng

AO

0

ml
0

100

1s

1

0
1

0
0, 1, -1

2s
2pZ, 2pX, 2pY

1
3

0
1
2

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

200
210, 211, 21-1
300
310, 311, 31-1
320, 321, 322,
32-1, 32-2

3s
3pZ, 3pX, 3pY

1
3
5

15

3d z 2 , 3dXz, 3d x 2 y 2
3dyz, 3dxz,

Số AO


e) Mây electron
Như ta đã biết đại lượng bình phương hàm sóng [(q)]2 biểu thị mật độ xác
suất tìm thấy electron ở vị trí có toạ độ q trong không gian xung quanh hạt nhân
nguyên tử. Tuy nhiên, xác suất tìm thấy electron ở những vị trí khác nhau là khác
nhau, tức là trong nguyên tử electron có thể có mặt nhiều ở vị trí này và ít hơn ở vị
trí khác. Miền không gian mà electron thường xuyên có mặt (chẳng hạn 90% thời
gian electron có mặt tại đó) được quy ước là mây electron. Mỗi mây electron có
hình dạng và kích thước xác định phụ thuộc vào trạng thái orbital của electron, tức

là phụ thuộc vào số lượng tử n, l, ml.

Hình 1.4: Hình dáng và sự định hướng của 1 số mây electron
f) Spin
Ngoài trạng thái chuyển động trong không gian của electron (gọi là chuyển
động orbital được đặc trưng bằng 3 số lượng tử, n, l, ml) electron còn có mômen
động lượng riêng, kí hiệu là M s . Để dễ hiểu ta có thể hình dung electron có một
chuyển động riêng nào đó như quay xung quanh 1 trục riêng của nó (thực ra sự tự
quay như vậy là không thể) do đó sinh ra momen động lượng spin.
Momen động lượng spin có giá trị bằng:
h
(1.16)
M s s ( s 1)
2
trong đó h là hằng số planck
s luôn luôn có giá trị bằng 1/2, như vậy Ms luôn luôn có giá trị số không
đổi.
16


Giá trị của hình chiếu momen động lượng spin trên một trục xác định (ví dụ
trục z) là: M s ( z ) ms

h
2

(1.17)

ms được gọi là số lượng tử từ spin có thể nhận một trong hai giá trị bằng +1/2
hoặc -1/2, do vậy momen động lượng spin của electron chỉ có 2 khả năng định

hướng trong không gian.
Như vậy trạng thái của electron trong nguyên tử còn được đặc trưng bởi số
lượng tử thứ tư là số lượng tử spin ms nên hàm sóng toàn phần sẽ có dạng:
n, l, ml(x,y,z) = Rn,l(r).yl,ml(,).xms()
Với xms () được gọi là hàm spin
1.5. áp dụng cơ học lương tử cho Nguyên tử nhiều electron
1.5.1. Phương trình Schrodinger
Trong trường hợp nguyên tử nhiều electron thì mỗi electron không những
chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử mà còn chịu lực đẩy của các electron khác
trong nguyên tử. Vì vậy năng lượng electron trong trường hợp này phụ thuộc vào cả
2 số lượng tử n, l.
Phương trình sóng Schrodinger không thể giải được chính xác cho nguyên tử
có từ hai electron trở lên (vì không xác định được các giá trị hàm (q) và E một
cách chính xác) mà chỉ có thể giải một cách gần đúng dựa trên mô hình về các hạt
độc lập.
Đối với hàm sóng khi đó có dạng [(q1,q2...)]2 biểu thị mật độ xác suất tìm
thấy một điện tử ở vị trí có toạ độ q1 và một điện tử khác ở vị trí có toạ độ q2...
trong không gian. Theo nguyên lý không phân biệt các hạt cùng loại ta có:
(q1,q2) = (q2,q1)
Nếu lấy dấu (+) ta có hàm đối xứng, lấy dấu (-) có hàm phản đối xứng.
Người ta chứng minh được rằng hàm sóng toàn phần mô tả trạng thái của
electron trong nguyên tử nhiều electron là hàm phản đối xứng.
Việc giải phương trình Schrodinger trong trường hợp này được quy về việc
giải phương trình giống của H cho từng electron.
Phương trình Schrodinger có dạng:

8 2 m
(1.18)
( Ei U i ) i 0
h2

khi đó năng lượng của hệ là: Ehệ = E1 + E2 + ....Ei
Hàm sóng chung mô tả trạng thái của toàn lớp vỏ electron là:
(1,2,...i) = 1.2... i
i2 i

1.5.2. Sự phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron
a) Khái niệm lớp, phân lớp, ô lượng tử
17


Trong nguyên tử nhiều electron người ta đưa ra các khái niệm như sau:
*Lớp electron: Trong một nguyên tử các electron có số lượng tử chính giống
nhau hợp lại thành một lớp và được ký hiệu bằng các chữ cái in hoa:
n
1
2
3
4
5
6
7
Tên lớp
K
L
M
N
0
P
Q
n chỉ số thứ tự lớp electron, n càng lớn thì lớp e có năng lượng càng cao và

mây (e) được phân bố càng xa hạt nhân.
* Phân lớp: Trong một lớp, các electron lại được xếp thành các phân lớp ứng
với các số lượng tử phụ l, nghĩa là trong một phân lớp các electron có giá trị của n, l
như nhau. Mỗi phân lớp được kí hiệu bằng một chữ cái.
l
0
1
2
3
4
Tên phân lớp
s
p
d
f
g
Do quan hệ giữa 2 số lượng tử n và l nên trong mỗi lớp có n phân lớp:
Lớp K có 1 phân lớp : 1s
L có 2 phân lớp : 2s, 2p
M có 3 phân lớp : 3s, 3p, 3d
* Ô lượng tử hay orbital
Trong nguyên tử, các electron có ba số lượng tử n, l, m giống nhau, nghĩa là
có hàm sóng (q) giống nhau và có trạng thái chuyển động orbital giống nhau thì
được xếp vào một ô vuông gọi là thuộc cùng 1 ô lượng tử hay thuộc cùng một

orbital
Trong mỗi phân lớp ứng với số lượng tử phụ l xác định có (2l + 1) ô lượng tử
Phân lớp s : l = 0 nên m = 0 : có 1 ô lượng tử
Phân lớp p: l = 1 nên m = 0; 1 : có 3 ô lượng tử
Phân lớp d: l = 2 nên m = 0; 1; 2: có 5 ô lượng tử

Phân lớp f: l = 3 nên m = 0; 1; 2; 3 có 7 ô lượng tử
b) Cách biểu diễn cấu trúc vỏ electron của nguyên tử
Có 2 cách biểu diễn:
- Dùng công thức electron: nlx
Trong đó: n: giá trị của số lượng tử chính
l: chữ cái ứng với giá trị của số lượng tử phụ
x: số electron mà phân lớp đó có
Ví dụ: Nitơ (N) 1s2- 2s2 2p3
- Dùng ký hiệu ô lượng tử
Trong các ô này mỗi electron được biểu diễn bằng 1 mũi tên, 2 electron có
giá trị ms ngược nhau được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược chiều nau:
Ví dụ: N
1s
2s
2p






18


c) Các quy luật phân bố electron trong nguyên tử nhiều eletron
* Nguyên lý Pauli (1925) hay nguyên lý ngoại trừ
Trong một nguyên tử không thể có 2 electron có cùng 4 số lượng tử giống
nhau
Từ đó có thể tính được số electron cực đại trong một ô lượng tử, một phân
lớp, một lớp.

- Trong một ô lượng tử các electron có giá trị của 3 số lượng tử n, l, m giống
nhau, nên số lượng tử spin (ms) khác nhau (+1/2 và -1/2), vì vậy trong một ô lượng
tử có tối đa 2 electron có spin đối song song (mũi tên ngược chiều nhau).
- Trong một phân lớp ứng với số lượng tử phụ l có (2l + 1) ô lượng tử, nên
trong mỗi phân lớp sẽ có tối đa là 2(2l+1) electron.
Ví dụ: phân lớp s có l = 0 có số electron tối đa là 2
phân lớp p có l = 1 có số electron tối đa là 6
phân lớp d có l = 2 có số electron tối đa là 10
- Trong một lớp ứng với số lượng tử chính n có n phân lớp ứng với l =
0,1,2,..., n-1. Mỗi phân lớp lại có tối đa là 2(2l+1) nên số electron tối đa của cả lớp
là:
l n 1

2(2l 1) 21 3 5 .... 2n 1 2n

2

(1.19)

l 0

Ví dụ: lớp K có n = 1 thì số electron tối đa trên lớp này là 2
lớp M có n = 3 thì số electron tối đa trên lớp này là 18
* Nguyên lý vững bền
Trong nguyên tử, các electron có khuynh hướng chiếm các ô lượng tử thuộc
những phân lớp có mức năng lượng thấp nhất.
Khi đó nguyên tử ở trạng thái bền nhất có mức năng lượng thấp nhất, gọi là
trạng thái cơ bản.
Theo quy tắc Klechskowsky ta có dãy thứ tự năng lượng tăng dần theo các
phân lớp như sau (hình 1.5):

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Cách sắp xếp theo quy tắc này thì các electron được điền vào các phân lớp có
giá trị n + l nhỏ trước. Nếu 2 phân lớp có cùng giá trị n + l thì electron được điền
vào phân lớp nào có giá trị số lượng tử chính nhỏ trước.
Ví dụ:
Phân lớp
Giá trị n
Giá trị l
n+l
1s

1

0

1

2s

2

0

2

2p

2

1

3

19


3s

3

0

3

ở ví dụ này phân lớp 2p và 3s có cùng tổng n + l = 3 nhưng 2p có giá trị n
nhỏ hơn nên có mức năng lượng thấp hơn.

Hình 1.5: Sơ đồ Klechskowsky
* Quy tắc Hund
Trong một phân lớp các electron có khuynh hướng phân bố đều vào các ô
lượng tử sao cho số electron độc thân là cực đại.
Ví dụ: Nguyên tử ôxi (O)
20


0 (z = 8)



1s

2



2s



2

2p4

ở đây chúng ta cần phân biệt hai kiểu biểu diễn cấu hình electron.
- Cấu hình electron theo năng lượng, nghĩa là các AO được sắp xếp theo qui
tắc Klechskowsky.
- Cấu hình electron theo lớp, nghĩa là các AO được sắp xếp theo thứ tự các
lớp electron.
Ví dụ: Fe (Z = 26) 1s22s22p63s23p64s23d6 (theo năng lượng)
1s22s22p63s23p63d64s2 (theo lớp)
* Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà
Ngoài 3 quy tắc trên, khi nghiên cứu sự sắp xếp các e vào phân lớp d ở
nguyên tử của một số nguyên tố, người ta thấy chúng có khuynh hướng bão hoà
dạng(n -1)d10 họăc bán bão hoà (n-1)d5 (5 e dải đều trên 5 ô lượng tử).
Tức là nếu nguyên tố có cấu trúc ns2(n-1) d4 thì chúng chuyển sang dạng bán
bão hoà ns1(n-1) d5và ns2(n-1) d9 ns1(n-1) d10.
2
2
6
2

Ví dụ1:
3p6 4s2 3d4
24Cr :1s 2s 2p 3s
Cấu hình thực tế:
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s1 3d5
2
2
6
2
Ví dụ 2:
3p6 4s2 3d9
29Cu:1s 2s 2p 3s
Cấu hình thực tế:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Tương tự ở 47Ag cũng có cấu trúc:5s2 4d9 5s1 4d10
Câu hỏi và Bài tập
1. Trong số các hạt nhân nguyên tử của nguyên tố chì ( 207
82 Pb ) có tỷ số N/Z là cực
đại và heli ( 24 He ) có N/Z là cực tiểu. Hãy thiết lập tỷ số N/Z cho các nguyên tố

2 Z 82 .
2. Tính đương lượng của nitơ trong các hợp chất sau: NH3, N2O, HNO3, NO2,
Ca(NO3)2. Hãy cho nhận xét về đương lượng của nguyên tố.
3. Tính đương lượng của các chất tham gia phản ứng trong các phản ứng sau:
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2 + H2O
(1)
3Zn(OH)2 + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2 + 6H2O
(2)
2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
(3)

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl
(4)
Ca3(PO4)2 + H2SO4 = 2CaHPO4 + CaSO4
(5)
4. Định nghĩa ái lực với electron của nguyên tử, ái lực electron mạnh nhất và yếu
nhất thuộc về những nguyên tử nào? Đại lượng nào đặc trưng cho ái lực với
electron

21


5. Tại sao không thể vẽ chính xác quĩ đạo chuyển động của electron, nhưng người
ta lại có thể xác định chính xác trạng thái chuyển động của hạt vi mô?
6. Trạng thái chuyển động của các electron xung quanh hạt nhân nguyên tử được
đặc trưng bằng những số lượng tử nào? Sự chuyển động riêng của electron được
đặc trưng bằng số lượng tử nào? Hãy cho biết giá trị và ý nghĩa của bốn số
lượng tử.
7. Năng lượng của electron trong nguyên tử hiđro và nguyên tử nhiều electron phụ
thuộc vào những số lượng tử nào?
8. Phân biệt orbital nguyên tử và mây electron.
9. Vận dụng nguyên lí Pauli để tính số electron lớn nhất trên một AO (ví dụ 1s),
trong một phân lớp (ví dụ 3d) và một lớp (ví dụ lớp N).
10. Sự phân bố các electron trong nguyên tử tuân theo những nguyên lí và quy tắc
nào? Phát biểu chúng và lấy ví dụ minh hoạ.
11. Số thứ tự của nguyên tử lưu huỳnh là 16, của sắt là 26, của brom là 35 và của
thiếc là 50. Viết cấu hình electron và xác định số thứ tự chu kì và phân nhóm
của các nguyên tố trên.
12 .Hãy xác định số thứ tự chu kì và phân nhóm của nguyên tử có bảy electron 3d.
13. Cho các nguyên tố : Li, C, N, O, K, Ca, Sc, Fe, Cu, La, Ce.
a) Hãy cho biết nguyên tố nào là nguyên tố s, nguyên tố p, nguyên tố f.

b) Bằng các ô lượng tử hãy viết cấu hình electron của các nguyên tố đó.
c) Tại sao hêli chỉ có hai electron ở lớp ngoài cùng lại được xếp vào nhóm VIIIA
14.a) Hãy cho biết đặc điểm về cấu hình electron của các Cu và Cr. Giải thích
những ngoại lệ đó?
b) Tại sao Zn được xếp vào nhóm IIB và Cu được xếp vào nhóm IB?
c) Hãy cho biết như thế nào là một nguyên tố chuyển tiếp?
15. Tính năng lượng En của H ở trạng thái cơ bản và ở trạng thái kích thích khi
electron ở lớp M. Nguyên tử H ở trạng thái nào bền hơn?
16. Tính độ dài bước sóng của:
a) Một chiếc xe nặng 1 tấn, chuyển động với vận tốc 100 km/h.
b) Một electron chuyển động với tốc độ V = 106 m /s
Từ các giá trị bước sóng tìm được hãy rút ra kết luận?
17. Tính độ dài bước sóng DeBroglie của một proton có khối lượng là 1,67.10 -24g
và động năng Eđ = 1000eV, biết rằng 1eV = 1,6.10-19V. Từ giá trị bước sóng tìm
được hãy rút ra kết luận.
Đáp số: 9,1.10-13m.
18. Một viên bi nặng 1g và một electron (m = 9,1.10-31 kg) chuyển động có độ bất
định về vị trí là 1A0. Tính độ bất định cực tiểu về vận tốc của chúng. Biết rằng
1A0= 10-10m. Hãy rút ra kết luận từ các kết quả tính được.
Đáp số: v = 7,27.107m/s.
22


19. Căn cứ vào thuyết lượng tử planck hãy xác định năng lượng theo J và khối
lượng theo kg của photon ứng với = 6563A0
20. Tìm các AO tương ứng khi :
a) n = 2, l = 1, ml = 0 và 1
b) n = 2, l = 1, ml = 0 và 1
21. Cho các trạng thái: 2s, 3p, 4p, 4f.
a) Tính giá trị các số lượng tử tương ứng và điền các giá trị ml.

b) Tính số electron tối đa trên các phân lớp đó.
22. Một nguyên tố P có hai phân lớp electron ngoài cùng có thể có các trạng thái
electron sau:
a)
c)
b)
Hãy cho biết trạng thái nào bền nhất, trạng thái nào có mức năng lượng cao
nhất?
23. a) Có thể có các phân lớp 2d5, 3s7, 5f5, 3g5 trong một nguyên tố nào đó không?
Tại sao?
b) Cho ion X3+ có phân lớp electron ngoài cùng là 3d2. Hãy xác định cấu hình
electron và Z của X3+ và X.
c) Ion X2- có phân lớp electron ngoài cùng là 3p6 Hãy xác định cấu hình
electron và Z của X2- và X.
24. Cation R+ có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 2p6.
a. Viết cấu hình electron và sự phân bố electron trong orbital của nguyên tử R.
b. Nguyên tố R thuộc chu kì nào? Phân nhóm nào? Nguyên tố gì? Giải thích
bản chất liên kết của R với halogen.
c. Tính chất hoá học đặc trưng của R là gì? Lấy hai ví dụ 2 loại phản ứng để
minh hoạ.
d. Từ R+ làm thế nào để điều chế R.
e. Anion X- có cấu hình giống R+; X là nguyên tố gì? Viết cấu hình electron của
nó.
25. Cho 3 nguyên tố A, M, X có cấu hình electron ở lớp ngoài cùng (n=3) tương
ứng là ns1, ns2p1 và ns2p5.
Hãy xác định vị trí (chu kì, nhóm, phân nhóm, số thứ tự) của A, M, X trong hệ
thống tuần hoàn.
26. Cho biết tổng số electron trong anion AB2-3 là 42. Trong các hạt nhân của A
cũng như B số proton và số nơtron bằng nhau.
a. Tính số khối của A,B.

b. Viết cấu hình electron và sự phân bố electron trong các orbital của các
nguyên tố A,B.
27.Nguyên tử của nguyên tố X có năm electron ở lớp ngoài cùng và thuộc chu kì 4.
- Xác định phân nhóm của X.
23


- Viết cấu hình electron nguyên tử của R cùng chu kì và cùng nhóm nhưng khác
phân nhóm với X.
Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử
2.1. các đặc trưng cơ bản của liên kết hoá học
2.1.1. Năng lượng liên kết
Năng lượng liên kết là năng lượng giải phóng ra khi hình thành liên kết hoá
học từ những nguyên tử cô lập.
Năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền.
Đơn vị của năng lượng liên kết thường tính theo (Kj) hoặc (Kcal), (1cal =
4,18j).
Ví dụ 1:
H + H H2
H= -103,6 Kcal/mol
Vậy năng lượng liên kết giữa 2 nguyên tử H là -103,6 Kcal/mol.
Ví dụ 2:
C + 4H CH4,
H=- 394,19 Kcal/mol
Bảng 2.1: Năng lượng liên kết của một số liên kết
Năng lượng liên
Năng lượng liên
Liên kết A - B
Liên kết A - B
kết (Kj/ mol)

kết (Kj/ mol)
C-H

- 412,5

C - Cl

- 328,0

C-C

- 347,0

C - Br

- 279,0

C=C

- 597,7

C-I

- 238,0

CC

- 811

H-H

- 431,0

C-O

- 351,0

O-H

- 464,0

C=O

- 760,7

N-H

- 388,7

C-N

- 292,6

N-N

- 158,8

C-F

- 439,0

NN

- 418,0

Cần lưu ý rằng năng lượng liên kết có giá trị âm nhưng do thói quen nhiều
khi người ta vẫn ghi nó có giá trị dương.
2.1.2. Độ dài liên kết
Độ dài liên kết là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết.
Độ dài liên kết càng lớn thì liên kết càng kém bền.
Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên tử tham gia liên kết
và bản chất mối liên kết.
Ví dụ : Độ dài một số mối liên kết sau:
H - H : 0,74Ao
C C : 1,20Ao
H - O : 0,96Ao
C = C : 1,34 Ao
24


2.1.3. Góc hoá trị (góc giữa 2 mối lk).
Khi một nguyên tử đồng thời liên kết với nhiều nguyên tử khác để tạo thành
nhiều mối liên kết thì các mối liên kết này tạo thành các góc khác nhau.
Biết được độ dài liên kết và góc hoá trị ta sẽ xác định được hình dạng của
phân tử.
Một số hình dạng thường gặp của phân tử.
- Phân tử thẳng: HCl, CO2
- Phân tử gẫy góc: H2O (lOH = 0,96A0 ; = 1040 28)
- Phân tử tam giác phẳng: BF3 (lBF = 1,4A0 ; = 1200)
- Phân tử tháp tam giác: NH3 (lNH = 1,02A0 ; = 1070)

- Phân tử tứ diện: CH4 (lCH = 1,09A0 ; = 1090 28)
- Phân tử bát diện: Fe(CN ) 6 4
B

A
A

B

B

A

B
< 90o

B

A

B

B

=1200

A
A

B

B

B

B

B

=1200

B

A

B

B
B

B

B

2.1.4. Độ bội của liên kết.
Là số mối liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử cho trước.
Ví dụ: Trong phân tử Nitơ có ba liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử
N, nên độ bội của liên kết này là 3.
2.2. Các loại liên kết hóa học
2.2.1. Quy tắc bát tử

Xét về mặt tính chất các khí trơ rất ít hoạt động hóa học. Chúng tồn tại trong
tự nhiên dưới dạng các nguyên tử tự do riêng rẽ. Chúng có cấu trúc với 8 electron ở
lớp vỏ ngoài cùng (trừ He), đây là 1 cấu trúc rất bền vững. Từ nhận xét trên khi
xem xét cấu trúc các phân tử khác người ta đi đến một quy tắc gọi là quy tắc bát tử:
25


"Trong một phân tử, khi hình thành liên kết các nguyên tử của nguyên tố này
có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử của nguyên tố khác sao cho cấu trúc
của chúng đạt tới cấu trúc bền vững của khí trơ với tám electron ở lớp vỏ ngoài
cùng.
Để đạt được điều đó có hai cách chính:
- Các electron từ nguyên tử này chuyển sang nguyên tử khác (tạo ra liên kết
ion)
- Sự góp chung các electron (tạo ra liên kết cộng hóa trị)
2.2.2. Liên kết ion
Từ quy tắc bát tử W.Kossel - nhà bác học người Đức cho rằng khi có tương
tác hoá học, các nguyên tử của các nguyên tố có xu hướng mất đi hoặc thu thêm
một hay nhiều electron để đạt cấu hình electron bền vững.
Điều kiện để hình thành liên kết ion là hai nguyên tử tham gia liên kết có độ
âm điện khác nhau nhiều ( 2 ). Khi đó mây electron liên kết sẽ chuyển hoàn
toàn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn và làm cho nguyên tử này trở thành ion
âm, nguyên tử kia trở thành ion dương. Các ion trái dấu tạo ra sẽ hút nhau bằng lực
hút tĩnh điện.
Ví dụ : Quá trình tạo nên phân tử NaCl ở trạng thái khí từ các đơn chất được
biểu diễn như sau:
2
2
6
1

11Na : có cấu trúc e: 1s 2s 2p 3s
2
2
6
2
5
17Cl : có cấu trúc e : 1s 2s 2p 3s 3p
Nguyên tử Na đã nhường một electron ở lớp ngoài cùng cho nguyên tử Cl
Na - 1e = Na+
Nguyên tử Cl (có XCl > XNa) đã nhận một electron của nguyên tử Na
Cl + 1e = ClNa +
Cl

Na+ +
Cl2s22p63s1 2s22p63s23p5 2s22p6
3s23p6
Quá trình trên có thể được biểu diễn bằng sơ đồ như sau:

Quá trình tạo nên phân tử MgCl2
Cl
+
Mg +
Cl

2s23p5 2s22p63s2
3s23p5

26

Cl- + Mg++ + Cl3s23p6 2s22p6 3s23p6