bài giảng hóa đại cương NGUYEN TU

Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

PHẦN I. CẤU TẠO CHẤT
Chương I. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
I. NGUYÊN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUYÊN TỬ
1. Nguyên tử
- Nguyên tử là đơn vị cấu trúc nhỏ nhất của của một nguyên tố hóa học, không thể
chia nhỏ hơn nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa học thông thường,
nguyên tử không thay đổi
- Cấu tạo nguyên tử : gồm 2 phần
+ Hạt nhân nguyên tử: tích điện dương (+). Hạt nhân nguyên tử chứa các hạt cơ
bản là proton và neutron. Trong hạt nhân các proton và neutron liên kết với nhau
bằng loại lực đặc biệt gọi là lực hạt nhân. Hạt nhân nguyên tử có kích thước
khoảng 10-13cm, rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử khoảng 10-8cm.
+ Các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (số proton trong hạt nhân nguyên tử
bằng nhau) được gọi là một nguyên tố hóa học. Khi số neutron trong các hạt nhân
của cùng một nguyên tố hóa học khác nhau thì khối lượng nguyên tử của chúng sẽ
khác nhau. Đó là hiện tượng đồng vị.
+ Lớp vỏ điện tử: được tạo bởi các electron mang điện tích âm (–) chuyển động
xung quanh nguyên tử
+ Điện tích dương của nhân bằng số điện tích âm chuyển động quanh nhân →
nguyên tử trung hòa về điện.
- Các hạt căn bản của nguyên tử:
Tên
Ký hiệu
Khối lượng
Điện tích
(kg)
đvklnt

(C)
Tương đối
đ/v e
-31
-4
-19
Điện tử
e
9,1095.10
5,4858.10
–1,60219.10
–1
-27
-19
Proton
p
1,6726.10
1,007276
+1,60219.10
+1
-27
Neutron
n
1,6745.10
1,008665
0
0
Đvklnt: Đơn vị khối lượng nguyên tử
2. Quang phổ nguyên tử
Quang phổ nguyên tử tự do ở trạng thái khí hay hơi không liên tục mà gồm một số

vạch xác định. Mỗi vạch ứng với một bước sóng xác định
Số vạch và cách sắp xếp vạch chỉ phụ thuộc vào bản chất khí hay hơi nguyên tử.
Ví dụ: phổ khí hydro trong vùng thấy được gồm 4 vạch
Phổ hơi kim loại Kali gồm 2 vạch đỏ, 1 vạch tím
Phổ hơi kim loại canxi gồm 1vạch đỏ, 1 vạch vàng, 1 vạch lục

1


Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

II. SƠ LƯỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1. Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898): nguyên tử là một quả cầu
đặc bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn bộ thể tích
nguyên tử, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó. Tổng điện tích
dương bằng tổng điện tích âm.
2. Mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford (1911):
Cấu tạo:
• Hạt nhân: Mang điện tích dương, tập trung gần như toàn bộ khối
lượng nguyên tử
• Các electron: Quay tròn quanh nhân
• Tổng điện tích âm của các electron = điện tích hạt nhân
Ưu điểm: Xác định được:
• Dạng cơ bản của nguyên tử.
• Kích thước nguyên tử, hạt nhân, điện tử.
• Điện tích hạt nhân bằng tổng số electron.
Khuyết điểm: Không giải thích được:
• Tính bền nguyên tử: theo điện động lực học, dưới tác dụng hút của

hạt nhân, electron sẽ quay xung quanh hạt nhân theo quỹ đạo xoắn
ốc. Kết quả là electron sẽ bị rơi vào hạt nhân. Khi đó nguyên tử
không thể tồn tại.
• Quang phổ vạch của nguyên tử: khi electron tiến lại gần hạt nhân
theo lực hút tĩnh điện, năng lượng của nó sẽ giảm dần → nguyên tử
phải có quang phổ liên tục.
3. Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913): Là sự kết hợp của mẫu hành tinh nguyên tử
Rutherford và thuyết lượng tử ánh sáng của Plank.
Ba định đề của Bohr:
– Định đề 1: electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo bền hình tròn đồng
tâm có bán kính xác định gọi là quỹ đạo lượng tử hay quỹ đạo Bohr.
2


Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

– Định đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra hay thu vào năng
lượng điện từ.
– Định đề 3: Năng lượng sẽ được phát xạ hay hấp thu khi electron chuyển từ quỹ
đạo bền này sang quỹ đạo bền khác
∆E = Eđ – Ec = hν
Biểu tượng nguyên tử:

+

4. Mẫu nguyên tử Sommerfeld: (Bổ xung cho mẫu nguyên tử của Bohr)
Thêm qũy đạo elip và các số lượng tử n, ℓ, mℓ
Ưu điểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld :

Giải thích được tính bền vững của nguyên tử
Biểu tượng dễ hiểu, vẫn sử dụng đến bây giờ
Tính toán được
 Bán kính quỹ đạo bền của electron
n2
h2
n2
n2 0
r=
×
=
×
a
=
0
,
529
×
(A)
0
Z 4πme 2
Z
Z
 Năng lượng của electron trong nguyên tử
Z 2 2π 2 me 4
Z2
E=− 2 ×
=
−
13

,
6
×
(eV)
n
h2
n2
 Vận tốc electron trên quỹ đạo bền:
Z 2πe 2 Z
Z
v= ×
= × v 0 = 2185 × (m / s)
n
h
n
n
Giải thích được hiện tượng quang phổ vạch của nguyên tử Hydro
Khuyết điểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld:
Không giải thích được độ bội của quang phổ vạch
Khi đưa ra định đề đã áp dụng cơ học lượng tử nhưng khi tính toán lại sử
dụng cơ học cổ điển
Xem electron chuyển động trên mặt phẳng
Không xác định được vị trí của electron ở đâu khi chuyển từ quỹ đạo này
sang quỹ đạo khác
III.

CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUYÊN TỬ THEO CƠ HỌC
LƯỢNG TỬ
1. Tính lưỡng nguyên của các hạt vi mô
Các chất vi mô có cả tính chất hạt và tính 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, truyền đi
với bước sóng λ.
Hệ thức L. de Broglie: λ =

h
mv

h - hằng số Plank = 6,626.10-34 J.s
Ví dụ:
3


Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

+ Đối với electron: m = 9,1.10-31kg, chuyển động với tốc độ v = 106m/s sẽ
tạo nên sóng với bước sóng λ = 7,25.10-10m
+ Đối với hạt vĩ mô: m = 10-3kg, chuyển động với tốc độ v = 10-2m/s sẽ tạo
nên sóng 6,6.10-29m: sóng quá yếu , không có thiết bị nào phát hiện được.
2. Nguyên lý bất định của Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử
a. Nguyên lý bất định của Heisenberg (1927)
Bản chất sóng - hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt
vi mô, thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đưa ra năm 1927: không thể đồng thời
xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô.
∆x × ∆v ≥



h
=
m 2πm

∆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 tốc độ của hạt càng được xác định
m

chính xác thì tọa độ của nó sẽ được xác định càng kém chính xác và ngược lại.
Ví dụ: đối với electron khi chuyển động với tốc độ v = 106 ± 106m/s thì
độ bất định về vị trí nhỏ nhất sẽ là:
∆x ≥

0
h
6,626.10 − 34
− 10
=
=
1
,
16
.
10
m
=
1

,
16
A
2π m∆ v 2 × 3,14 × 9,1.10 − 31 × 10 6

Độ sai số của sự xác định vị trí quá lớn so với kích thước của bản thân electron (r e =
10-7Å)
Như vậy khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của
electron thì không thể xác định được vị trí của electron ở thời điểm đó, có nghĩa là
không thể xác định được quỹ đạo chuyển động mà chỉ có thể xác định được vùng
không gian mà electron có thể có mặt. Nói cách khác 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.
b. Khái niệm đám mây electron
Không thể dùng khái niệm quỹ đạo để mô tả sự chuyển động của
electron.
Cơ học lượng tử quan niệm: 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 thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau.
Vùng không gian này có thể hình dung như một đám mây electron. Nơi
nào electron thường hay xuất hiện hơn thì đám mây dày đặc hơn, nghĩa là mật độ của
đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron.
Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng vì
electron có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa vô cùng. Quy ước: đám mây
electron là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt
của electron. Hình dạng của đám mây được biểu diễn bằng bề mặt giới hạn vùng
không gian đó.
3. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử
a. Phương trình sóng Schrödinger
Phương trình sóng Schrödinger được xem là định luật cơ học lượng tử

về sự chuyển động của các hạt vi mô, tương tự như các định luật của Newton trong cơ
học cổ điển.

4


Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

Theo cơ học lượng tử, việc nghiên cứu cấu trúc của các hệ vi mô chẳng
qua là việc giải phương trình sóng Schrödinger đối với hệ vi mô đó.
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):
∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ 8π 2 m
( E − V)Ψ = 0
+
+ 2 +
∂x 2
∂y 2
∂z
h2

trong đó:

∂ - vi phân riêng phần
m - khối lượng hạt vi mô
h – hằng số Plank
E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô (bằng tổng động năng và thế

năng)
V - thế năng của hạt vi mô, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z
Ψ - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi
mô ở điểm có tọa độ x, y, z.
Ψ2 – mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm có tọa độ x, y, z.
Ψ2dv – xác suất có mặt của e trong vùng không gian dv
Giải phương trình sóng Schrödinger để tìm các hàm sóng Ψ thích
hợp thỏa mãn phương trình sóng và các giá trị năng lượng E tương ứng.
Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường
hợp hệ Hydro (hệ chỉ có 1 hạt nhân và 1 electron). Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn
chỉ có thể giải gần đúng.
Khi giải phương trình sóng Schrödinger cho các hệ nguyên tử khác
nhau người ta thấy luôn luôn xuất hiện 4 đại lượng không thứ nguyên (không có đơn
vị đo) nhưng lại xác định trạng thái của electron trong nguyên tử. Đó là 4 số lượng tử.
b. Bốn số lượng tử
Số lượng tử chính n và các mức năng lượng
•
Xác định:
+ Trạng thái năng lượng của electron
+ Kích thước trung bình của đám mây electron.
Ví dụ: đối với H:
2
me 4
Z2
2
−18 Z
E = − 2 2 2 Z = −2,18.10
(J ) = −13.6 2 (eV)
8ε 0 n h

n2
n

a 0n 2
r=
Z

 1  (  + 1)  
1 + 1 −

n 2  
 2

Trong đó: ε0 - hằng số điện môi trong chân không
a0 – bán kính Bohr thứ nhất
Z – điện tích hạt nhân
n, ℓ - số lượng tử chính và phụ tương ứng
→ n càng tăng thì E và r càng tăng
Giá trị: n = 1, 2, 3, …, ∞
Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n
được gọi là một mức năng lượng.
n
1
2
3
… ∞
Các mức năng lượng E1 E2 E3 … E∞
5

Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

+ 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 → electron sẽ nhanh chóng chuyển về mức cơ bản, phát
ra năng lượng đã hấp thụ dưới dạng các sóng ánh sáng:
.

∆E = E kt − E cb =

hc
λ

+ E là các giá trị rời rạc → λ là các giá trị rời rạc → quang phổ của các
nguyên tử là quang phổ vạch.
+ Đối với mỗi nguyên tố: ∆E là đặc trưng → λ là đặc trưng → quang phổ
của mỗi nguyên tử là đặc trưng
Các electron nằm trên cùng một mức năng lượng họp thành một lớp
electron.
n
1
2
3
4
5
6
7

... ∞
Mức năng lượng E1 E2 E3 E4 E5 E6 E7 E... E∞
Tên lớp electron K L M N O P
Q
Số lượng tử orbital (phụ) ℓ và hình dạng đám mây electron
Giá trị: ℓ = 0, 1, …, (n – 1)
→ ứng với mỗi giá trị của n có n giá trị của ℓ
Những electron có cùng giá trị n và ℓ tạo thành một phân lớp
electron.
Số lượng tử orbital ℓ
0 1 2 3
Tên phân lớp electron s p d f
→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…
Xác định:
+ Hình dạng đám mây electron
 ℓ = 0 đám mây s có dạng khối cầu
 ℓ = 1 đám mây p có dạng hai khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau
 ℓ = 2 đám mây d có dạng bốn khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau
+ Năng lượng của đám mây trong nguyên tử nhiều electron
 Trong nguyên tử nhiều electron: các mức năng lượng có thể 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 lớn, năng lượng của các phân mức càng lớn.
• Số lượng tử từ mℓ và khái niệm orbital nguyên tử
Giá trị: mℓ = 0, ±1, …, ±ℓ → Cứ mỗi giá trị của ℓ có (2ℓ + 1) giá trị
của mℓ.
Xác định: hướng của đám mây trong không gian: Mỗi giá trị của
mℓ ứng với một cách định hướng của đám mây electron.
Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng tử n,ℓ, mℓ được
gọi là orbitan nguyên tử (AO).

•

6


Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

Số lượng tử spin ms
Xác định: trạng thái chuyển động riêng của electron, tức là sự tự quay quanh
trục của electron.
Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch với chiều quay
của kim đồng hồ.
Mỗi tổ hợp n, ℓ, mℓ, ms tương ứng một electron trong nguyên tử.
•

IV. NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
1. Trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron.
Phương pháp giải phương trình sóng Schrödinger xem hàm sóng nguyên tử
nhiều electron bằng tổng hàn sóng của mỗi electron. Do đó, trạng thái của
electron trong nguyên tử nhiều electron cũng được xác định bằng 4 số lượng
tử n, ℓ, mℓ, ms và hình dạng, độ lớn, phân bố, định hướng của các AO trong
nguyên tử nhiều electron cũng giống như các AO trong nguyên tử 1
electron.
Khác nhau giữa nguyên tử 1e và nhiều e:
 Năng lượng: phụ thuộc vào cả n và ℓ
 Lực tương tác:
+ lực hút hạt nhân – electron
+ lực đẩy e – e.

→ Xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập
• Hiệu ứng chắn: các lớp electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực
hút của hạt nhân đối với các electron bên ngoài.
Hiệu ứng chắn tăng khi:
+ số lớp electron tăng
+ số electron tăng
7


Trần Minh Hương

Bài giảng Hóa Đại Cương

Hiệu ứng xâm nhập: ngược lại với hiệu ứng chắn.
 Theo cơ học lượng tử, electron có thể có mặt ở bất kỳ đâu trong nguyên
tử. Do đó, electron bên ngoài cũng có thể xuyên qua các lớp electron bên
trong và xâm nhập vào gần hạt nhân, làm tăng lực hút của hạt nhân với
electron xâm nhập.
 Khả năng xâm nhập giảm dần theo chiều tăng của n và ℓ.
Do ảnh hưởng của hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập mà các phân mức
năng lượng trong nguyên tử nhiều electronđược sắp xếp theo chiều tăng dần
năng lượng như sau:
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 electron.
Tuân theo các nguyên lý và quy tắc của cơ học lượng tử:
a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Trong phạm vi một nguyên tử không thể có hai
electron có cùng 4 số lượng tử.
Nếu các electron nằm trong cùng một AO (có cùng 3 số lượng tử n, ℓ, mℓ) thì
số lượng tử từ ms phải khác nhau → Một AO chỉ có thể chứa tối đa 2e có spin

ngược dấu.
b. Nguyên lý vững bền: Trong điều kiện bình thường nguyên tử phải ở trạng
thái có năng lượng thấp nhất - trạng thái cơ bản, những trạng thái có năng
lượng cao hơn là trạng thái kích thích.
Quy tắc Klechcowski:
+ 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 l) thì electron được
xếp vào phân mức có n tăng dần.
Phân mức 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
Quy tắc Hund: Khi electron không đủ để bão hòa một phân mức thì trạng
thái năng lượng thấp nhất ứng với trường hợp khi các orbital được sử
dụng tối đa, spin của các electron không cặp đôi phải song song (trong
pham vi một phân mức năng lượng số electron độc thân phải là cực đại).
+ Ví dụ: O 1s22s22p4
+ Quy ước: Điền electron có spin dương trước, âm sau
3. Công thức electron nguyên tử.
Ví dụ: N
1s22s22p3
các số 1, 2… - giá trị của số lượng tử chính
các chữ s, p… - ký hiệu của số lượng tử orbital
các số mũ – cho biết số electron có trên phân mức
•

8