bài giảng hóa đại cương đại học bách khoa

Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

Chương II.
I.

Nguyễn sơn Bạch

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ :

1. Nguyên tử và các hạt cơ bản :
 Nguyên tử là hạt cơ bản cấu tạo nên vật chất, cũng là đơn vị nhỏ nhất có đầy đủ
tính chất của một chất . Chúng có khối lượng, kích thước rất nhỏ bé nhưng có cấu
tạo rất phức tạp.

 Cấu tạo nguyên tử:

Hình 2.1. Mô hình cấu tạo nguyên tử
 Hạt nhân: tích điện dương (+), chiếm gần trọn khối lượng nguyên tử, chứa các
hạt chủ yếu là proton và neutron.
 Lớp vỏ điện tử: tích điện âm (–),khối lượng không đáng kể, chỉ chứa hạt
electron.
* Nguyên tử trung hòa điện tích.
- Các hạt cơ bản cấu tạo nguyên tử:
Khối lượng

Điện tích

Tên

Ký
hiệu

kg

đvC(amu)

Coulomb(C)

đve

Electron

e

9,1095.10-31

0,000549

–1,60219.10-19

–1

Proton

p

1,6726.10-27

1,007276

+1,60219.10-19

+1

Neutron

n

1,6745.10-27

1,008665

0

0

 Ký hiệu nguyên tử:

.Z : nguyên tử số = điện tích hạt nhân = số
p = số e.
.A : số khối = số p + số n.
.X : ký hiệu nguyên tử.
2. Quang phổ nguyên tử :

1


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

Nguyễn sơn Bạch

 Quang phổ của ánh sáng là quang phổ liên tục.


Quang phổ nguyên tử là quang phổ vạch. Mỗi vạch ứng với một bức
xạ có bước sóng xác định và năng lượng xác định. Toàn thể các vạch tạo thành
các dãy quang phổ đặc trưng cho nguyên tử đó.

 Ví dụ: Khí Hydrogen loãng khi bị phóng điện sẽ phát ra ánh sáng gồm những tia
có bước sóng khác nhau (phổ). Phổ hydro trong vùng khả kiến gồm 4 vạch

Hình 2.2. Phổ bức xạ điện từ (electromagnetic-spectrum)

Hình 2.3. Quang phổ phát xạ(emission spectrum) dạng vạch của nguyên tử hydro

2


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

Nguyễn sơn Bạch

 Sóng tương ứng với các tia bức xạ được đặc trưng bởi biên độ sóng A
(amplitude), bước sóng λ (wavelength), tần số  (frequency).

Hình 2.4. Các thông số sóng
* Giải thích quang phổ vạch của nguyên tử H :

Hình 2.5. Các mức năng lượng và dãy quang phổ phát xạ của nguyên tử hydro.

 Ở điều kiện bình thường electron ở mức năng lượng thấp nhất (mức bền
nhất): mức cơ bản.
 Khi hấp thu năng lượng, electron sẽ chuyển lên mức cao hơn (mức kích
thích), kém bền hơn (chỉ tồn tại khoảng 10-10 – 10-8 sec), electron sẽ nhanh
chóng chuyển về mức năng lượng thấp hơn, khi đó nó phát ra một phần
năng lượng đã hấp thụ dưới dạng các bức xạ:

3


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

Nguyễn sơn Bạch

 Khi e chuyển từ mức n > 1 trở về mức n = 1 ta có dãy Lyman (vùng tử
ngoại-UV ), từ mức n > 2 về mức n = 2 tương ứng dãy Balmer (ánh sáng
thấy được-VIS ), từ mức n > 3 về mức n = 3 là dãy Paschen (hồng ngoại IR
 Công thức Rydberg :

Với:



: số sóng ứng với một đơn vị chiều dài (1cm).



Z: điện tích hạt nhân của H hoặc ion hydrogenoid



R: (hằng số Rydberg) = 1,097107 m-1.



Dãy: (Lyman:n1=1; n2 ≥ 2); (Balmer:n1=2; n2 ≥ 3); (Paschen: n1=3; n2
≥4)…

II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO THUYẾT CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
1.

Luận điểm 1:Bản chất sóng và hạt của các hạt vi mô (bản chất nhị
nguyên) :

- Cơ học lượng tử quan niệm rằng các hạt vi mô có cả bản chất hạt và bản chất sóng.
 Bản chất hạt: các hạt vi mô đều có khối lượng m, kích thước r và chuyển động
với một tốc độ v xác định.
 Bản chất sóng: khi hạt vi mô chuyển động sẽ tạo ra một sóng, đặc trưng bởi
bước sóng . Tính chất sóng được thể hiện qua hiện tượng giao thoa và nhiễu
xạ.
- Quan hệ giữa tính sóng và hạt của các hạt vi mô được thể hiện qua hệ thức De
Broglie:
o h - hằng số Planck = 6,625.10-27erg.s
o m - khối lượng tĩnh của hạt vi mô.
o v - tốc độ hạt vi mô.
- Ví dụ:
 Đối với electron: m = 9,1.10-31kg, chuyển động với tốc độ giả định là v =
106cm/s sẽ tạo nên sóng với bước sóng  = 7,3.10-10m. Có thể dùng mạng tinh
thể chất rắn làm mạng nhiễu xạ để phát hiện sóng này:

Hình 2.6: Thí nghiệm nhiễu xạ
 Đối với hạt vĩ mô: m = 1g, chuyển động với tốc độ v = 1cm/s sẽ tạo nên sóng
6,6.10-29m. bước sóng quá bé, không phát hiện được.

4


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

2.

Nguyễn sơn Bạch

Luận điểm 2: Nguyên lý bất định Heisenberg( uncertainty principle) :
 Bản chất sóng - hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt vi mô,
thể hiện trong nguyên lý do Heisenberg đưa ra năm 1927:

 ”Ta không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ (hay động
lượng) của các hạt vi mô.”
*x - độ bất định về vị trí
*v - độ bất định về tốc độ.
=> Đối với hạt vi mô xác định, là hằng số nên khi tọa độ của nó được xác định càng
chính xác (x càng nhỏ) thì tốc độ của hạt càng được xác định kém chính xác (v càng
lớn) và ngược lại.( x→0 , v→∞ ) ; ( v→0 , x→∞ ).
Hệ quả : Khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron chúng
ta không thể nói đến đường đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất có mặt
của nó ở chỗ nào đó trong không gian. Đối với cơ học lượng tử, trạng thái của
electron trong nguyên tử được khảo sát thông qua hai khái niệm sau :
*Khái niệm đám mây electron và orbital nguyên tử(AO).
 Khi chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử, electron đã tạo ra một vùng

không gian bao quanh hạt nhân mà nó có thể có mặt ở bất kỳ thời điểm nào với
xác suất có mặt khác nhau.Vùng không gian đó được gọi là đám mây
electron . Nơi nào electron thường xuất hiện thì mật độ electron dày đặc hơn,
như vậy mật độ của đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron và
được xác định bằng đại lượng 2.
 Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng, không có
ranh giới xác định, vì electron có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa
vô cùng.Vì thế để tiện khảo sát : Quy ước:orbital nguyên tử(AO)(:atomic
orbital) là vùng không gian quanh hạt nhân chứa khoảng 90% xác suất có mặt
của electron. Hình dạng của AO được biểu diễn bằng bề mặt giới hạn bởi
những điểm có mật độ xác suất bằng nhau của vùng không gian đó, cũng là
ranh giới với vùng không gian còn lại .
3. Luận điểm 3 : Phương trình sóng Schrödinger :
Phương trình sóng Schrödinger cơ bản mô tả sự chuyển động của hạt vi mô
trong trường thế năng đối với trường hợp trạng thái của hệ không thay đổi theo thời
gian (trạng thái dừng).
*Phương trình sóng Schrödinger được xem là phương trình cơ học lượng tử nền
tảng dùng khảo sát sự chuyển động của các hạt vi mô .Phương trình được xây
dựng theo các bước:
>Chọn phương trình sóng dừng để mô tả trạng thái chuyển động của electron
trong nguyên tử .
>Cân bằng lực hút hạt nhân-electron và lực ly tâm .
Kết quả là thu được phương trình vi phân riêng phần bậc hai phức tạp :

5


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

Nguyễn sơn Bạch

Trong đó:
o  (teta)- vi phân riêng phần
o m - khối lượng hạt vi mô
o h – hằng số Planck
o E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô (tổng động năng và thế năng)
o U - thế năng của hạt vi mô, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z
o (psi) - hàm sóng với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi
mô ở điểm có tọa độ x, y, z trong hệ tọa độ trục Oxyz.
*Nghiệm của phương trình : E và .
*Điều kiện của  : xác định, liên tục, đơn trị và chuẩn hóa .
2 – mật độ xác suất hiện diện của e tại điểm có tọa độ x, y, z.
2dV – xác suất hiện diện của e trong vùng không gian vi cấp dV.
“Chuẩn hóa” có nghĩa là: nếu có sự tồn tại electron thì xác suất tìm thấy
electron đó trong toàn không gian là 100%, về phương diện toán học người ta biểu
diễn :
2dV = 1

Khi giải phương trình sóng Schrödinger cho các hệ nguyên tử khác
nhau người ta thấy xuất hiện 4 đại lượng không thứ nguyên trong hai nghiệm E
và  mà giá trị của chúng đủ giúp xác định trạng thái của electron trong nguyên
tử. Đó là 4 số lượng tử.
Chú ý: Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường hợp hệ
nguyên tử H( một hạt nhân và một e). Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn phải giải
bằng phương pháp gần đúng.
4. Bốn số lượng tử (quantum numbers) :
a. Số lượng tử chính n và các mức năng lượng của electron:


Giá trị: n = 1, 2, 3, …, .



Ý nghĩa : n xác định:

+ Mức năng lượng của electron (chỉ đúng
đối với nguyên tử H và ion hydrogenoid có 1e
duy nhất).
+ Kích thước trung bình của AO.
Ví dụ: đối với H:

Hình 2.7: Các lớp e theo n

6


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử

Nguyễn sơn Bạch

*n càng tăng thì E và r càng lớn,electron càng xa nhân
 Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n được gọi là
một mức năng lượng En (trong nguyên tử H , En chỉ phụ thuộc vào n )
n



1

2

3

…



Mức năng lượng En
E1 E2 E3 … E
Các electron nằm trên cùng một mức năng lượng n hợp thành một lớp e.
n

1

2

3

4

5

6

7

Lớp e

K

L

M

N

O

P

Q

b. Số lượng tử orbital (phụ) ℓ và hình dạng AO:

Giá trị: ứng với 1 giá trị của n có n giá trị của ℓ gồm : ℓ = 0, 1, 2, …, (n-1).

Ý nghĩa : ℓ xác định:
o
Năng lượng của AO trong nguyên tử nhiều electron.Trong nguyên tử
nhiều electron: các mức năng lượng bị tách ra thành nhiều phân mức năng
lượng. Mỗi phân mức năng lượng được đặc trưng bởi một số lượng tử orbital
ℓ, ℓ càng tăng, năng lượng của các phân mức càng lớn.
o
Hình dạng các AO . Cụ thể như sau :
. ℓ = 0 : AO có dạng khối cầu, ký hiệu là s (sphere).
. ℓ = 1 : AO có dạng 2 khối cầu biến dạng tiếp xúc, ký hiệu là p (principle)
. ℓ = 2 : AO có dạng 4 khối cầu biến dạng tiếp xúc, ký hiệu là d (differential).
. ℓ = 3 : AO có dạng 8 khối cầu biến dạng tiếp xúc, ký hiệu là f (fundamental).
. ℓ = 4 , 5 …: AO có dạng càng phức tạp, ký hiệu lần lượt là g, h,…(trong
thực tế người ta thấy dù ở nguyên tử lớn nhất e cũng chỉ phân bố đến f )



Các electron có cùng cặp giá trị (n, ℓ) hợp thành một phân lớp e. Như vậy
lớp e thứ n sẽ có n phân lớp e.
.n=1:

ℓ = 0 : phân lớp 1s

.n=2:

ℓ = 0 : phân lớp 2s
ℓ = 1 : phân lớp 2p

.n=3:

ℓ = 0 : phân lớp 3s
ℓ = 1 : phân lớp 3p
ℓ = 2 :phân lớp 3d.

Hình 2.8: Các phân lớp e theo ℓ
c. Số lượng tử từ mℓ và các orbital nguyên tử(AO):

7


Chương II: Cấu Tạo Nguyên Tử



Nguyễn sơn Bạch

Giá trị: ứng với 1 giá trị của ℓ có (2ℓ + 1) giá trị của mℓ: mℓ= 0, ±1, ±2 …,
±ℓ.

Ý nghĩa : mℓ đặc trưng cho sự phân bố định hướng trong không gian khác
nhau của các AO đồng năng trong cùng một phân lớp. Mỗi giá trị của mℓ ứng
với một cách định hướng của một AO.

Một tổ hợp 3 giá trị của ba số lượng tử (n, ℓ, mℓ) xác định một AO. Như vậy
một phân lớp (n,ℓ) có (2ℓ +1) AO.


Phân lớp

s

p

d

f

ℓ

0

1

2

3

mℓ

0

-1,0,+1

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

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

Số AO

1

3

5

7

Hình 2.9. Hình dạng và định hướng không gian của các AO s, p, d.
d. Số lượng tử spin ms

Hình 2.10, 2.11: Trạng thái tự xoay của e
 Qui ước biểu diễn e: ↑ : ms = +½
↓ : ms = -½

8


Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Nguyễn sơn Bạch

 Ý nghĩa: ms đặc trưng sự tự quay quanh trục của electron. Electron tích điện nên
khi tự xoay sẽ phát sinh từ trường ,chiều của vectơ moment từ μ theo qui tắc
vặn nút chai.
 Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch với chiều kim đồng
hồ.( vì chỉ có hai chiều tự xoay nên ms chỉ có hai giá trị )
 Bộ 4 số lượng tử n, ℓ, mℓ, ms xác định một electron trong nguyên tử.
III. NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
1.

Trạng thái của electron trong nguyên tử nhiều electron- Hiệu ứng chắn và
hiệu ứng xâm nhập.
 Đối với hệ nguyên tử đa e, cơ học lượng tử cũng bắt đầu khảo sát bằng việc giải
phương trình sóng Schrödinger, nhưng chỉ giải bằng phương pháp gần đúng là:
xem hàm số sóng nguyên tử đa e là tổng của các hàm sóng mỗi e.
 Kết quả là trạng thái của e trong nguyên tử đa e :
* Giống e trong nguyên tử 1e:
-Cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n, ℓ, mℓ, ms.
-Hình dạng, độ lớn, phân bố định hướng của các AO .
*Khác nhau giữa nguyên tử 1e và đa e:

Hình 2-12: Giản đồ mức năng lượng của nguyên tử H và nguyên tử đa e.

- Năng lượng e trong nguyên tử đa e phụ thuộc vào cả n và ℓ ( tức là phụ

thuộc vào phân lớp e) còn nguyên tử 1e chỉ phụ thuộc vào n (lớp e). . Với :
Z’= Z – S (S là hiệu ứng chắn Slater phụ thuộc vào phân lớp tức là phụ
thuộc vào n và ℓ )
- Trong nguyên tử đa e có 2 lực tương tác:
* lực hút hạt nhân ← electron.

và

* lực đẩy e ↔ e.

9


Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Nguyễn sơn Bạch

Hình 2.13: Tương tác hút
nguyên tử đa e

và đẩy trong

Tương tác đẩy giữa các
hiện hiệu ứng chắn và
nhập

electron làm xuất
hiệu ứng xâm

 Hiệu ứng chắn

(shielding effect):
là hiệu ứng gây
nên
bởi
các
electron bên trong đẩy lên các electron bên ngoài hình thành một màn chắn
tưởng tượng làm suy yếu lực hút của hạt nhân lên các electron bên ngoài.
*Đặc điểm của hiệu ứng chắn:
o Các electron bên trong chắn mạnh đối với các electron bên ngoài, ngược lại
các electron bên ngoài gây hiệu ứng chắn không đáng kể đối với các
electron bên trong.
o Các electron trên cùng một lớp chắn nhau yếu hơn so với khác lớp. Trong
cùng một phân lớp chắn nhau càng yếu.
o Trên cùng một lớp n, nếu ℓ tăng thì hiệu ứng chắn giảm. Hiệu ứng chắn
giảm dần theo dãy s > p > d > f.
o Với cùng một loại AO (cùng ℓ ), n tăng hiệu ứng chắn giảm.
o Cấu hình bão hòa hoặc bán bão hòa có tác dụng chắn rất lớn.
*Tóm lại:
o Đối với e bên ngoài bị chắn: n và ℓ của nó càng lớn thì bị chắn càng nhiều.
o Đối với e bên trong gây ra hiệu ứng chắn: n và ℓ của nó càng nhỏ thì chắn
càng nhiều.
 Hiệu ứng xâm nhập: đặc trưng cho khả năng đâm xuyên của các electron bên
ngoài vào các lớp electron bên trong để xâm nhập vào gần hạt nhân hơn ,chịu
lực hút của hạt nhân nhiều hơn.
o Theo chiều tăng ℓ, hiệu ứng xâm nhập giảm dần: s > p > d > f
o n càng lớn, khả năng xâm nhập càng giảm.
Do sự xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập nên trật tự năng lượng
của các phân lớp trong nguyên tử nhiều e có sự thay đổi so với hệ 1 electron:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f  6d
2.

Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e
a. Nguyên lý vững bền

10


Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Nguyễn sơn Bạch

Trạng thái bền vững nhất của electron trong nguyên tử là trạng thái tương ứng với
năng lượng nhỏ nhất. Các electron sẽ sắp xếp vào các phân lớp có mức năng
lượng từ thấp đến cao.
b. Quy tắc Klechkowski:

 Trong một nguyên tử nhiều electron, trật tự điền các electron vào các phân lớp
(đặc trưng bởi n và ℓ) sao cho tổng (n + ℓ) tăng dần.
 Khi hai phân lớp khác nhau có cùng giá trị (n + ℓ) thì electron được xếp vào
phân lớp có n tăng dần.

Hình 2.14: Quy tắc Klechkowski
Phân lớp: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
(n + ℓ)

1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8

c. Nguyên lý ngoại trừ Pauli
Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng giá trị 4 số lượng tử.
Hệ quả: giúp tính được số e tối đa có ở một AO, một phân lớp và một lớp e:

Nếu có 2 electron đã có cùng giá trị 3 số lượng tử (n, ℓ,mℓ) tức là cùng một AO thì
số lượng tử thứ tư là ms phải khác nhau , mà ms chỉ có 2 giá trị ms= ±½ nên một
AO chứa tối đa 2e với spin ms ngược dấu nhau .

11


Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Số e tối đa có ở lớp
đa ở lớp thứ n là n2)
d. Quy tắc Hünd:

Nguyễn sơn Bạch

Phân lớp

s p

d

f

Số AO

1 3

5

7

Số e tối
đa

thứ n là: 2n2.(=> Số AO tối

2 6 10 14

Khi phân bố electron
vào các AO đồng năng
trong cùng một phân lớp để đạt trạng thái bền vững nhất phải phân bố sao cho tổng
spin trong phân lớp phải cực đại hay số electron độc thân là tối đa (nghĩa là mỗi AO
một e có spin dương ↑ trước, sau đó mới ghép đôi e thứ hai có spin âm ↓ vào).
+ Ví dụ: 8O: 1s22s22p4
3. Công thức electron nguyên tử.(cấu hình electron nguyên tử).
Công thức e nguyên tử cho biết sự phân bố e vào các phân lớp theo thứ tự mức năng
lượng tăng dần từ trái sang phải (theo đúng qui tắc Klechkowski), số mũ trên mỗi phân
lớp là số electron .
TD:
. Al (Z = 13) : 1s22s22p63s23p1.
. K (Z = 19) : 1s22s22p63s23p64s1.
. Co (Z = 27) : 1s22s22p63s23p64s23d7.
*Chú ý:
Cấu hình e không bền
→
Cấu hình e bền hơn
ns2 (n-1)d4
→
ns1 (n-1)d5 (bán bão hòa, bền). (PNVIB)
ns2 (n-1)d9

→
ns1 (n-1)d10 (bão hòa, bền nhất). (PNIB)
TD:
. Cr (Z = 24) : 1s22s22p63s23p64s13d5.
. Cu (Z = 29) : 1s22s22p63s23p64s13d10.
. Ag (Z = 47) : 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10.
* Cách viết cấu hình electron của ion:
Trước hết cần phân biệt hai loại phân lớp :
- Phân lớp ngoài cùng: là phân lớp có số lượng tử chính n lớn nhất trong cấu
hình e nguyên tử .
- Phân lớp cuối cùng: là phân lớp chứa e cuối cùng có năng lượng cao nhất
( viết theo qui tắc Klechkowski).
°Cấu hình e cation Mn+:
°Cấu hình e anion Xm-:
TD: Fe(Z = 26):1s22s22p63s23p64s23d6.
 (3d6:phân lớp cuối cùng; 4s2:phân lớp ngoài cùng)
Fe2+(Z = 26): 1s22s22p63s23p63d6.
Fe3+(Z = 26) : 1s22s22p63s23p63d5.
S (Z = 16) : 1s22s22p63s23p4.
→ S2- (Z = 16) : 1s22s22p63s23p6.

Chương III.

HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN:

12

Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Nguyễn sơn Bạch

1) Mendeleev: “Tính chất các nguyên tố, thành phần và tính chất các hợp chất của
chúng biến thiên một cách tuần hoàn theo chiều tăng dần khối lượng nguyên tử của
các nguyên tố”.
Theo bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại có một số vị trí không đúng :
39.95 39.1

;

.

58.93 58.7

;

.

127.6 126.9

;

…

2) Theo cơ học lượng tử: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của
các hợp chất của nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào chiều tăng dần điện tích hạt
nhân nguyên tử của các nguyên tố”.

II. BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Hình 3.1. Bảng hệ thống tuần hoàn
1. Các họ nguyên tố s, p, d và f
a. Các nguyên tố họ s
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng.
 ns1: kim loại kiềm (IA)
 ns2: kim loại kiềm thổ (IIA)
b. Các nguyên tố họ p
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng
np1
III
A

np2
IVA

np3 np4
np5
np6
VA VIA VIIA VIIIA

c. Các nguyên tố họ d
13


Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Nguyễn sơn Bạch

Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp kề ngoài cùng.
 ns2 (n –1)d1 – 10: đều là kim loại chuyển tiếp
d. Các nguyên tố họ f
Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp f của hai lớp trước
ngoài cùng: ns2 (n – 2)f 1 – 14: đều là các nguyên tố đất hiếm.Có 2 họ nguyên tố f :
 6s2 4f 1 – 14: lantanid (CK6).
 7s2 5f 1 – 14: actinid (CK7).

2. Chu kỳ
 Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang sắp xếp theo chiều tăng dần điện
tích hạt nhân , bắt đầu bằng các nguyên tố họ s, kết thúc bằng các nguyên tố họ
p, ở giữa có thể có (hoặc không) các nguyên tố họ d, f.(trừ CK1 chỉ có 2 nguyên
tố s)
 Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn.
 Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng (n max),
cũng bằng số lớp e.
 Có 7 chu kỳ ( 3 CK nhỏ và 4CK lớn):
-Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s.
-Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố
họ s và 6 nguyên tố họ p.
-Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố
họ s, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p.
-Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14
nguyên tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p.
-Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên tố họ f và một
số nguyên tố họ d(nếu đủ là 32 nguyên tố). Như vậy bảng HTTH có tổng
cộng (2+8+8+18+18+32+32 = 118 nguyên tố)
2. Nhóm:
 Là cột dọc các nguyên tố có số electron ở lớp ngoài cùng hoặc các phân lớp
ngoài cùng giống nhau .Có 3 loại phân nhóm :

a. Phân nhóm chính (A):

14


Chương III: Hệ Thống Tuần Hoàn

Nguyễn sơn Bạch

 Gồm tất cả nguyên tố s và p ở cả chu kỳ nhỏ và lớn , mỗi phân nhóm có 6-7
nguyên tố nên cột cao.
 Số thứ tự phân nhóm chính bằng tổng số e ở 2 phân lớp ngoài cùng [ns np]:
IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

ns1

ns2

ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

b. Phân nhóm phụ (B):
 Gồm tất cả nguyên tố họ d, chỉ có ở chu kỳ lớn (4-7) nên cột thấp.
 Mỗi phân nhóm phụ chứa 3-4 nguyên tố, riêng PNP VIIIB có 9 ngtố.
 Đặc biệt chứa toàn là kim loại chuyển tiếp.
 Trong một chu kỳ PNP bắt đầu có ở nhóm IIIB vì phải sau 2 nguyên tố s.


Số thứ tự phân nhóm phụ được xác định bởi cấu hình e của 2 phân lớp cuối :

o Nhóm IIIB: ns2(n – 1)d1

o Nhóm VIIB: ns2(n – 1)d5

o Nhóm IVB: ns2(n – 1)d2

o Nhóm VIIIB: ns2(n – 1)d 6,7,8*

o Nhóm VB: ns2(n – 1)d3

o Nhóm IB: ns1(n – 1)d10 *

o Nhóm VIB: ns1(n- 1)d5 *

o Nhóm IIB: ns2(n – 1)d10

15


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

c. Phân nhóm phụ thứ cấp (phân nhóm phụ của phân nhóm phụ IIIB)
 PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp chứa tất cả các nguyên tố f , mỗi PNP thứ cấp có 2
nguyên tố f ở chu kỳ 6,7 và được gọi là các nguyên tố đất hiếm:
 6s24f 1 – 14: lantanid.
 7s25f 1 – 14: actinid.
3. Ứng dụng: xác định vị trí các nguyên tố trong bảng HTTH:
a. Biết Z:
TD:

A1(Z = 19): 1s22s22p63s23p64s1 : CK4, PN IA , 19K .
A2(Z = 25) : 1s22s22p63s23p64s23d5 : CK4, PN VIIB , 25Mn.
A3(Z = 35) : 1s22s22p63s23p64s23d104p5 : CK4, PN VIIA , 35Br.

b. Biết giá trị 4 số lượng tử của electron cuối cùng:

TD: Nguyên tử A4 có electron cuối cùng có giá trị 4 số lượng tử sau : n =3; ℓ =2;
mℓ = 0; ms = - ½ (qui ước mℓ từ -ℓ đến +ℓ ):
=> Phân lớp cuối cùng: 3d8 : Ni (Z = 28): 1s22s22p63s23p64s23d8 (CK4, PN VIII B)
    
mℓ =

-2 -1

0 +1 +2

c. Biết cấu hình electron của ion tương ứng:
 Ion A2+: Phân lớp cuối cùng là: 3p6.
=>A: 4s2 => CK4, PN IIA ( 20Ca).
 Ion D2+: Phân lớp cuối cùng là: 3d5.
=>D: 4s2 3d5 => CK4, PN VIIB (25Mn).
 Ion E3+: Phân lớp cuối cùng là: 3d5.
=>E: 4s2 3d6 => CK4, PN VIIIB (26Fe).
 Ion M4+: Phân lớp cuối cùng là: 3p6.
=>M: 4s23d2 => CK4, PN IVB (22Ti).
 Ion G4+ : Phân lớp cuối cùng là: 4d10.
=>G: 5s24d105p2 => CK5, PN IVA (50Sn).
 Ion X2-: Phân lớp cuối cùng là: 4p6.
=>X: 4s23d104p4 => CK4, PN VIA (34Se).
d. Biết tổng spin trong nguyên tử:
TD: Nguyên tử Q thuộc chu kỳ 4 có tổng spin = +3.
Q có s = +3 => có 6 e độc thân: 4s13d5 => CK4, PN VIB (24Cr).

16

Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

III. SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG
HTTH
1. Tổng quan:
 Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo
3 chiều: ngang, dọc và đường chéo (không quan trọng):
 Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau  tính chất hóa
học tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng  lực hút của
hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:
o tính kim loại tăng, tính phi kim giảm
o tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
 Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài
cùng tăng  lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng:
o
tính kim loại giảm, tính phi kim tăng
o
tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

2. Bán kính nguyên tử và ion
* Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu, hợp chất là các hình cầu tiếp xúc
nhau. Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạt
nhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng (bán kính hiệu dụng R)

17


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

* Bán kính hiệu dụng phụ thuộc:
o
bản chất nguyên tử
o
đặc trưng liên kết
o
trạng thái tập hợp
a.Bán kính nguyên tử:
*Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải R nguyên tử giảm do Z tăng
o trong chu kỳ nhỏ R giảm rõ rệt
o trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứng
chắn  R giảm chậm và đều đặn hơn
*Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng  hiệu ứng chắn tăng
 R tăng.
*Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: R tăng nhưng
không đều đặn như ở PNC:
-Từ CK4 xuống CK5: R tăng do tăng thêm một lớp e
-Từ CK5 xuống CK6, CK7: R hầu như không tăng do hiện tượng co d, co f.

Hình 3.4. Biến đổi bán kính nguyên tử theo chu kỳ và nhóm.
18


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

b.Bán kính ion:
 R  khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng 
 Mà: lực hút đối với 1e  . Nên:
o
R cation  R nguyên tử < R anion
o
Đối với cation của cùng một nguyên tố: R giảm theo chiều
tăng điện tích ion
(R Fe2+ > R Fe3+ ; R Sn2+ > R Sn4+ )
o
Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion
giống nhau (cấu trúc e tương tự nhau) R tăng theo chiều tăng điện tích hạt
nhân Z
(R Li+ < R Na+ < R K+ < R Rb+ < R Cs+ ) ; (R F- < R Cl- < R Br- < R I-)
o
Đối với các ion đẳng e (cấu trúc e giống nhau) R ion giảm
theo chiều tăng Z hay theo chiều tăng số oxy hóa.
(TD: R chuỗi ion đẳng e có 10 e: N3- > O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ )

19


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

Hình 3.5 : Bán kính nguyên tử và ion các nguyên tố phân nhóm chính.
3. Năng lượng ion hóa I: đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử, thể hiện
tính khử hay tính kim loại .
 Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên

tử ở thể khí , cô lập và không bị kích thích thành cation tương ứng ở thể khí.
X(k) + I1 = X+(k) + e .
X+(k) + I2 = X2+(k) + e …
 I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử càng
mạnh.
 Trong một chu kỳ từ trái sang phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng dần.
20


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

Hình 3.5. Biến đổi năng lượng ion hóa
 Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống I giảm do số lớp e tăng 
tăng hiệu ứng chắn.
 Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.
Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng, còn e
lớp ngoài cùng ns2 không thay đổi. Do đó:
+ Z tăng rất nhanh  tăng lực hút hạt nhân đến e ns2 ở lớp ngoài cùng
+ Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns nên hiệu ứng chắn hầu như
không tăng  tăng hiệu ứng xâm nhập của các e s của lớp ngoài cùng.
 Ngoại lệ:
+ Nếu tách e ra khỏi một cấu hình e đang bão hòa thì khó, I tăng lên bất
thường.
+ Ngược lại, nếu tách e xong đạt được cấu hình e bão hòa thì dễ, I giảm.
TD: I1(IIA: ns2) > I1(IIIA: ns2 np1) ; I1(VA: ns2 np3) > I1(VIA: ns2 np4).
 Cách tính I1:
 I1 = E - En max = 0 – (eV) = eV.
5.Ái lực electron F: đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tử , thể hiện tính oxi

hóa hay tính phi kim.

21


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

Hình 3.6. Biến đổi ái lực electron
 Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở
thể khí, cô lập, không bị kích thích thành anion tương ứng ở thể khí.
X(k) + e = X-(k) ,

F1 = H

 F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tính
oxi hóa của nguyên tố càng mạnh.
 Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X- nhưng ngược dấu:
a. Độ âm điện ( khi): đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên
kết với nguyên tử của nguyên tố khác.
 Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi
tương tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn
 Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện.
 Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, nhìn chung độ âm điện tăng lên.
 Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.
* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được
xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
b. Hóa trị và số oxi hóa của một nguyên tố:
 Hóa trị của một nguyên tố là số e của mỗi nguyên tử nguyên tố đó đã bỏ ra góp

chung trong liên kết cộng hóa trị hay đã cho nhận trong liên kết ion.
 Số oxi hóa của một nguyên tố là điện tích hình thức (không phải điện tích thật)
của mỗi nguyên tử nguyên tố đó khi qui ước rằng tất cả liên kết xung quanh nó
đều là liên kết ion bằng cách cho nguyên tử có độ âm điện lớn hơn hút e tích
điện âm và ngược lại.
o
o

Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố = số thứ tự nhóm (trừ các
nhóm: IB, VIIIB, VIIIA)
Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = số thứ tự nhóm - 8

22


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

Chương IV. LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Sự hình thành liên kết hóa học:
 Khi các nguyên tử ở thật xa nhau tiến đến gần nhau tương tác đầu tiên xuất hiện
là tương tác hút,đến một khoảng cách nhất định bắt đầu xuất hiện tương tác
đẩy ,khi có sự cân bằng giữa hai lực thì liên kết hóa học hình thành.
 Liên kết hóa học hình thành tương ứng với các nguyên tử phải sắp xếp lại cấu
trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải
hạ thấp xuống thì liên kết mới bền, nghĩa là khi có sự tạo thành liên kết thì quá
trình phát nhiệt (ΔH < 0)
2. Bản chất liên kết hóa học:

 Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác
giữa các hạt mang điện (e tích điện âm – hạt nhân tích điện dương).

Hình 4.1. Tương tác giữa các hạt mang điện
 Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực
hiện liên kết, đó là các e hóa trị. Các e hóa trị nằm trong các AO hóa trị.
 Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e
trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên hợp chất.
3. Một số đặc trưng của liên kết:

23


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

Những thông số chính đặc trưng cho phân tử và cho liên kết là độ dài liên kết, góc
hóa trị và năng lượng liên kết.
 Độ dài liên kết (l):
Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tham gia liên kết. Độ dài
liên kết thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào: bản chất nguyên tử (kích thước, độ
âm điện ), kiểu liên kết (đơn, đôi, ba).

 Góc hóa trị (góc liên kết):
Là góc hợp bởi hai đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt
nhân nguyên tử liên kết. Góc hóa trị thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào:

 Bản chất nguyên tử.
 Kiểu liên kết. (H3C─CH3: CĈH = 109028’);

(H2C═CH2: CĈH = 1200); (HC≡CH: CĈH = 1800)
 Dạng hình học phân tử.
 Tương tác đẩy giữa các đôi electron liên kết và không liên kết trong phân tử.
 Năng lượng liên kết:
Là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết thành các nguyên tử cô lập ở thể
khí (hay cũng chính là năng lượng giải phóng ra khi tạo thành liên kết từ các
nguyên tử cô lập thể khí ban đầu ).
A─B(k) + EA─B A(k) + B(k)

=> EA─B = Ephân ly AB

ABn(k) + EABn A(k) + nB(k)

=> ĒA─B = EABn

Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết (bậc liên kết)
và độ bền liên kết. Người ta nhận thấy :
*Bậc lk↑, E lk↑, độ bền lk↑, độ dài lk↓.
24


Chương IV: Liên Kết Hóa Học

Nguyễn sơn Bạch

II. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ :
Có hai phương pháp gần đúng để giải phương trình sóng Schrödinger cho hệ phân
tử, mỗi phương pháp do một nhóm tác giả đưa ra hình thành một thuyết về liên kết
cộng hóa trị :
 Thuyết liên kết hóa trị (VB : valence bond theory) (Heitler–London–

Pauling): xem hàm sóng phân tử là tích số các hàm sóng nguyên tử.
 Thuyết orbital phân tử (MO : molecule orbital theory) (Mulliken): xem
hàm sóng phân tử là phép tổ hợp cộng và trừ các hàm sóng nguyên tử.
1.

Thuyết liên kết hóa trị (phương pháp VB)

a. Phân tử H2 : Xét hệ :
 Phương trình sóng Schrödinger viết cho hệ trên:
 Với V là thế năng của hệ (theo quy ước: khi không có tương tác thế năng = 0, có
tương tác hút thế năng giảm nên mang dấu âm, có tương tác đẩy thế năng tăng
nên mang dấu dương) :
 Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, chỉ có tương tác giữa e và hạt nhân của
từng nguyên tử H riêng lẻ. Lúc đó sự chuyển động của e được mô tả bằng hàm
sóng của từng nguyên tử H:

25